Practica 5 Quimica Basica

OBJETIVO

El alumno identificará 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.- es la unión de dos átomos, donde intervienen los electrones del último nivel energético. Es decir, los electrones de valencia.

Estos enlaces químicos son fuerzas intramoleculares, que mantienen a los átomos unidos en las moléculas. En la visión simplista del enlace localizado, el número de electrones que participan en un enlace, es típicamente un número par de dos, cuatro, o seis, respectivamente. Los números pares son comunes porque las moléculas suelen tener estados energéticos más bajos si los electrones están apareados. Teorías de enlace sustancialmente más avanzadas han mostrado que la fuerza de enlace no es siempre un número entero, dependiendo de la distribución de los electrones a cada átomo involucrado en un enlace. El enlace cuádruple también son bien conocidos. El tipo de enlace fuerte depende de la diferencia en electronegatividad y la distribución de los orbitales electrónicos disponibles a los átomos que se enlazan. A mayor diferencia en electronegatividad, con mayor fuerza será un electrón atraído a un átomo particular involucrado en el enlace, y más propiedades "iónicas" tendrá el enlace ("iónico" significa que los electrones del enlace están compartidos inequitativamente). A menor diferencia de electronegatividad, mayores propiedades covalentes (compartición completa) del enlace.

Los átomos enlazados de esta forma tienen carga eléctrica neutra, por lo que el enlace se puede llamar no polar.

Los enlaces covalentes pueden ser simples cuando se comparte un solo par de electrones, dobles al compartir dos pares de electrones, triples cuando comparten tres tipos de electrones, o cuádruples cuando comparten cuatro tipos de electrones.

Los enlaces covalentes no polares se forman entre átomos iguales, no hay variación en el número de oxidación. Los enlaces covalentes polares se forman con átomos distintos con gran diferencia de electronegatividades. La molécula es eléctricamente neutra, pero no existe simetría entre las cargas eléctricas originando la polaridad, un extremo se caracteriza por ser electropositivo y el otro electronegativo.

Enlace por puente de hidrógeno.

En alguna forma este es un ejemplo de un dipolo permanente especialmente fuerte. Sin embargo, en el enlace de hidrógeno, el átomo de hidrógeno está más cerca a ser compartido entre los átomos donante y el receptor, en un enlace 3-c 2-e. Los enlaces de hidrógeno explican el punto de ebullición relativamente alto de los líquidos como el agua, amoníaco, y fluoruro de hidrógeno, comparado con sus contrapartes más pesadas en el mismo grupo de la tabla periódica.

DESARROLLO DE LA PRÁCTICA

PROCEDIMIENTO A.

1.-Marque los vasos limpios de 100 cc. con una etiqueta, indicando NaCl, KNO3, C12H22O11, HCl, CH3-COOH, C2H5-OH Y CCl4 respectivamente; vierta en cada uno aproximadamente 50 cc. de la solución correspondiente. En el vaso de 400 cc. vierta aproximadamente 300 cc. de agua.

2.- Monte el circuito como se indica en la figura, colocando inicialmente los electrodos en el vaso que contiene el agua, con el objetivo de limpiarlos.

3.- Pruebe el circuito poniendo en contacto los dos electrodos fuera del agua; si el foco enciende, continúe, en caso contrario, revise el circuito.

4.- A continuación introduzca los electrodos en la solución de NaCl, como se indica en la figura; anote si enciende o no el foco.

5.- Retire los electrodos de la solución de NaCl, introdúzcalos en el vaso con agua para enjuagarlos y séquelos.

6.- Repita los pasos 4 y 5 para cada una de las sustancias, anotando en la tabla del cuestionario, si enciende o no

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