Practica 1 Enlaces Esime Zac

Objetivo

El alumno identificara el tipo de enlace que forman los átomos al unirse y formar moléculas de acuerdo a las propiedades características que presentan.

Consideraciones Teóricas

*Enlace Químico*

Siempre que 2 átomos o iones están fuertemente unidos entre sí, decimos que hay un enlace químico entre ellos; y este se define como “La fuerza que mantiene unidos a dos átomos en una sustancia”. Algunos tipos de enlaces químicos son:

Iónico o Electrovalente

Covalente Polar y Covalente No Polar

Covalente Coordinado

Metálico

Por Puente de Hidrogeno

De Van der Walls

Etc.

Sin embargo para esta práctica, se consideran principalmente:

Enlace Iónico: El termino enlace iónico se refiere a fuerzas electrostáticas que existen entre iones con cargas opuestas, que resultan de la transferencia de electrones de un átomo a otro, debido a la transferencia de electronegatividades. Generalmente se forma al unirse elementos de los grupos I y II con elementos de los grupos VI y VII.

Enlace Covalente: Un enlace en el que dos electrones son compartidos por dos átomos, de tal forma que completen 8 en su último nivel electrónico y se presenta cuando se unen elementos no metálicos.

Covalente Puro: Es cuando los átomos presentan idénticas electronegatividades por lo que la carga electrónica se distribuye uniformemente y no hay formación de polo eléctricos (también es llamado Covalente No Polar).

Covalente Polar: Se forma cuando la electronegatividad de los átomos es semejante (pero no igual) ya que al ser uno de los átomos ligeramente más electronegativo, que el otro, atrae a los electrones más cerca de su núcleo formándose una polaridad negativa y en el otro átomo una polaridad positiva.

Enlace Covalente Coordinado (Dativo): Es aquel que se presenta cuando uno de los átomos aporta los dos electrones para el enlace, por lo tanto, el otro átomo no aporta electrones.

ENLACES MULTIPLES

Cuando se comparte un par de electrones, se forma un enlace covalente sencillo, el cual por lo general se conoce simplemente como enlace sencillo. En muchas moléculas, los átomos logran octetos completos compartiendo más de un par de electrones.

Cuando se comparten dos pares de electrones, se dibujan dos líneas, lo que representa un enlace doble. Por ejemplo, en el caso del dióxido de carbono, el enlace ocurre entre el carbono, que tiene cuatro electrones de valencia, y el oxígeno, que tiene seis:

Un enlace triple se forma cuando se comparten tres pares de electrones, como en el caso de la molécula del N2:

ELECTRONEGATIVIDAD

Utilizamos una cantidad conocida como electronegatividad para estimar si un enlace dado será covalente no polar, covalente polar o iónico. La electronegatividad se define como la capacidad de un átomo en una molécula de atraer electrones hacia él. A mayor electronegatividad de un átomo, mayor será su capacidad de atraer electrones hacia él. La electronegatividad de un átomo en una molécula está relacionada con su energía de ionización y con su afinidad electrónica. La energía de ionización mide la fuerza con que un átomo gaseoso se mantiene unido a sus electrones, mientras que la afinidad electrónica es una medida de la fuerza con que un átomo atrae electrones adicionales.

ξ = Diferencia de electronegatividades

Si ξ es mayor que 1.7: el enlace es Iónico.

Si ξ es igual a 0: el enlace es: Covalente puro (No Polar).

Si ξ es mayor que 0 pero menor que 1.7 el enlace es: Covalente Polar

ESTRUCTURAS DE LEWIS

Consisten en representar las fórmulas de las sustancias mediante los símbolos de los elementos que intervienen, señalando sus electrones de valencia (mediante cruces, puntos, etc.), los cuales, en casi todos los átomos, son aquellos que se encuentran en la capa ocupada más externa.

El símbolo de Lewis para un elemento consiste en el símbolo químico del elemento más un punto para cada electrón de valencia. Por ejemplo, el azufre tiene la configuración electrónica [Ne]3s2 3p4; por lo tanto, su símbolo de Lewis muestra seis electrones de valencia:

Tabla 8.1:

En ella se ejemplifica la estructura de Lewis de algunos elementos químicos, basándose en su configuración electrónica. (Tomado de: Química: La ciencia Central). 

Material

8 vasos de precipitado de 100 cm^3

2 electrodos de cobre

1 portalámparas

1 lámpara incandescente

2 extensiones con caimanes

1 capsula de porcelana

1 pinza para capsula

1 mechero, anillo y tela de alambre con asbesto

Reactivos

Soluciones a 30 g/L de:

Cloruro de Sodio (NaCl)

Nitrato de Potasio (KNO_3)

Azúcar (C_12 H_22 O_11)

Soluciones al 50% volumen de:

Ácido Clorhídrico (HCl)

Ácido Acético (CH_3 COOH)

Azúcar (C_2 H_5 OH)

Tetracloruro de Carbono (CCL_4)

Cloruro de Sodio granulado (NaCl)

Azúcar Granulada( C_12 H_22 O_11)

Desarrollo experimental

PROCEDIMIENTO A.

Marque los vasos limpios de 100 cm^3, con una etiqueta, indicando cada una de las siguientes soluciones: NaCl, KNO_3, C_12 H_22 O_11, HCl, CH_3 COOH, C_2 H_5 OH, CCL_4 respectivamente; vierta en cada uno aproximadamente 20 cm^3, de la solución correspondiente. En

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