Fenolftaleina como indicador.

INSTITUTO TECNOLÓGICO DE ACAPULCO[pic 1]

QUÍMICA ORGÁNICA

Práctica 2. Polaridad

M. C. Esteban Inocente Pedrote Pérez

 Equipo 8:                       No. de Control

• Ibarrola Armijo Ariosha                   15320563
• Martínez Borjas Víctor Manuel       15320580
• Maza Jiménez Jorge Santiago       15320582

Acapulco, Gro., a 26 de abril del 2016 

OBJETIVOS

En esta práctica nos adentraremos en el estudio y análisis de estos hechos, en donde nos centraremos básicamente en dos objetivos:

• Identificar las sustancias que en su composición química muestran propiedades electroestáticas.
• Reconocer  cuáles son los tipos de fuerzas intermoleculares presentes de acuerdo con la polaridad de las sustancias.

MARCO TEÓRICO

Polaridad.

Para definirla es necesario conocer el ámbito en el cual nos enfocaremos desde el inicio hasta el final de esta práctica.

En primera instancia debemos definir la polaridad química.

Se conoce como polaridad a esa propiedad que poseen las moléculas y sustancias para poder diferenciar las cargas eléctricas que hay en su estructura química, expresado de otra forma, es la capacidad de definir las cargas positivas y negativas que posee la molécula.

La polaridad de una molécula define varios aspectos de una sustancia, por ejemplo:

• Solubilidad
• Punto de fusión
• Fuerzas intermoleculares.

Pese a esto hay que observar cómo se relacionan todas estas propiedades con la polaridad.

El origen de toda esta teoría se cimenta en la diferencia de electronegatividad de los átomos.

La electronegatividad (X) es la propiedad periódica que consiste en la capacidad de los átomos de un elemento para atraer hacia si a los electrones de los enlaces en que participa. Existen varias escalas para medir la electronegatividad, la más conocida y usada es la de Pauling.

Usando las electronegatividades de Pauling podemos demostrar si una sustancia es polar o apolar.

Los compuestos apolares poseen una electronegatividad que es casi nula (∆X < 0.4) en este caso los enlaces se consideran covalentes puros. Por consiguiente no ejercen fuerzas intermoleculares eléctricas, y por ello tienen bajos puntos de fusión  ebullición, por lo que serán volátiles y pueden pasar fácilmente al estado de vapor, debido a que las únicas fuerzas intermoleculares que experimentan son las débiles, fuerzas de Van der Waals.

En cambio cuando la diferencia de electronegatividades se encuentra en valores moderados (0.4 < ∆X < 1.7) los enlaces covalentes presentan una distribución asimétrica de la densidad electrónica, ya que el átomo más electronegativo atrae a los electrones del enlace más fuertemente que el otro átomo, lo cual da lugar a que los enlaces presenten una polaridad, por eso a este tipo de compuestos se les clasifica como sustancias polares. Dicho de otra forma esta diferencia de electronegatividades crea una densidad eléctrica entre los átomos enlazados, donde aquel que posea un exceso de densidad electrónica o carga parcial negativa (δ-) y por consiguiente el otro átomo con carga positiva o carga parcial positiva (δ+).

Pero en cambio cuando la molécula presenta una diferencia de electronegatividades grande (∆X > 1.7), los electrones no se comparten, debido a que el átomo más electronegativo arranca los electrones del átomo menos electronegativo, quedando ambos con cargas eléctricas de distinto signo y dando lugar al enlace iónico.

Por lo tanto podemos decir que las sustancias apolares generalmente son volátiles e insolubles en agua, ya que no pueden formar interacciones polares con esta, mientras que las sustancias polares que si ejercen interacciones de tipo electrostático tanto entre sí como con el agua u otras moléculas polares son generalmente hidrosolubles o hidrófilas y menos volátiles.

Para poder cuantificar la polaridad de las moléculas se utiliza el momento dipolar, µD, que corresponde con el producto de la magnitud de las parciales δ+ que se separan por el vector desplazamiento que experimentan las cargas. Cada enlace presenta un momento dipolar parcial del enlace, y el momento dipolar total de las moléculas es la suma vectorial de todos los momentos dipolares de sus enlaces. Por ejemplo, los enlaces C-H, Si-H, P-H, C-S son apolares, porque tienen una ∆X pequeña.

En cambio los enlaces del tipo N-H, O-H, C-O, C-N, S-H, F-H, Cl-H, etc. Son enlaces covalentes polares, porque tienen una ∆X mediana; las moléculas con estos enlaces como NH3, H2O, alcoholes de cadena corta como el CH3OH o el CH3CH2OH, polialcoholes como los azucares, el H2S, HF, HCl, HBr, etc., son covalentes polares, y tienden a formar puentes de H  fuerzas dipolo-dipolo con el agua. Lo que les confiere una alta solubilidad acuosa.

Los enlaces Na–Cl, K–Cl, K–Br, Li–O, Na–F, Ca–O, Ca–F, etc, tienen una ∆Χ muy grande, así que no son enlaces covalentes sino iónicos. Los compuestos iónicos  son muy polares, ya que están formados por millones y millones de partículas con carga eléctrica. No están formados por moléculas, sino por redes iónicas, y en general son compuestos muy poco volátiles (ya que las fuerzas eléctricas entre los iones son muy numerosas e intensas). Tienen altísimos puntos de fusión y ebullición, y generalmente son solubles en agua, porque al pasar los iones a la disolución, aunque pierden las interacciones con los demás iones de la red iónica, forman unas interacciones nuevas ion-dipolo con las moléculas de agua, que compensa la pérdida de estabilidad del compuesto iónico sólido: la disolución se ve favorecida por las numerosas e intensas fuerzas ion-dipolo que se forman cuando los iones al pasar a la disolución se rodean de moléculas de agua que orientan su momento dipolar conforme a la carga del ion (fenómeno conocido como solvatación).

Puede suceder que, a pesar de que los enlaces de una molécula sean polares, la molécula resulte apolar debido a la simetría, si al sumarse vectorialmente los dipolos parciales de cada enlace el momento total resultante es cero.

Ejemplos de moléculas polares:

[pic 2]  HCl:[pic 3]

Enlace Cl–H: polar, µ no-nulo.

µD[pic 4][pic 5]

H2O:[pic 6]

Enlaces O–H: polares, µ parciales no-nulos.        [pic 7][pic 8][pic 9]

Geometría:   angular   con   ángulo   tetraédrico, los µ        µD

Parciales de enlaces se suman. Molécula polar.

...