Enlaces químicos

Química orgánica. Enlace iónico o electrocovalente. Covalente. Estructura de Lewis. Fuerzas de London

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UNIVERSIDAD NACIONAL DE

SAN CRISTÓBAL DE HUAMANGA

FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA Y METALURGIA

Departamento Académico de Ingeniería Química

Enlaces químicos
Escuela de Formación Profesional de Ingeniería Civil

Práctica de Laboratorio N° 05

“Enlaces Químicos”

CURSO : QUÍMICA GENERAL

SIGLA : QU - 121

CUCLO ACADÉMICO : 2002 - I

PROFESOR DE TEORÍA :

PROFESOR DE PRÁCTICA:

FECHA DE EJECUCIÓN : 22 - 07 - 2002

HORA : 11:00 a.m. - 1:00 p.m.

FECHA DE ENTREGA : 05 - 08 - 2002

ALUMNO :

Ayacucho - Perú

2002

Enlaces Químicos

  • FINALIDAD:

  • Identificar a través de sus propiedades y sus manifestaciones el tipo de enlace químico que mantiene unido a los átomos y a las fuerzas intermoleculares que existen.

  • Predecir en los campos problemas; el tipo de enlace químico que existe y la fuerza molecular, para lo cual se utiliza las leyes y experiencias que rigen los enlaces químicos.

  • Estudiar los diferentes tipos de enlaces químicos y las sustancias puras.

  • Establecer las interacciones entre partículas químicas: Iónico, Molecular y las Interacciones entre Iones, Dipolos y otros.

  • FUNDAMENTACIÓN TEÓRICA:

  • Para comprender la presente práctica, se debe tener en cuenta conceptos muy básicos y fundamentales como:

  • ENLACE QUÍMICO.-

  • Unión química entre dos átomos enlazados, considerando las interacciones entre los electrones de valencia de enlazamiento químico.

    Los compuestos están formados por agrupaciones de átomos, moléculas o iones(con carga positiva o negativa) manifestándose en todos ellos una fuerza de unión, fenómeno llamado enlace químico.

    La configuración electrónica cumple un rol muy importante; al configurar el nivel más externo de los átomos, llamados nivel de valencia, donde se encuentran electrones de valencia que tiende a alcanzar mayor estabilidad adoptando la configuración de un gas noble.

  • TIPOS DE ENLACES QUÍMICOS:

  • ENLACE IÓNICO O ELECTROVALENTE:

  • Existe entre dos átomos cuando uno de ellos (X) pierde un electrón quedando cargado positivamente (X+), y el otro (Y) gana un electrón resultando ser cargado negativamente (Y-); éstos átomos se atraen por fuerzas electrostáticas y forman compuestos iónicos (X+;Y-).

    Esto es debido a las atracciones electrostáticas entre partículas químicas iónicas:

    Cationes(+) : Partículas químicas cargados electropositivamente.

    Aniones(-) : Partículas }químicas cargadas electronegativamente.

    Ejemplo:

    Mediante los enlaces iónicos se forman compuestos químicos, conocidos como iónicos; por ejemplo, el fluoruro de litio se forma cuando un átomo de litio le cede al flúor el único electrón que tiene en su último nivel, lográndose así que los átomos de litio y flúor se estabilicen y se transformen en íones; el litio, por haber perdido un electrón, se convierte en un anión.

    Ejm: Molécula Iónica del Cloruro de Sodio

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    ESTRUCTURA DE LEWIS:

    Es un diagrama, donde el símbolo del átomo es rodeado por puntos, aspas o círculos que correspondan al número de electrones de valencia del elemento. Ejm:

    Los símbolos de puntos de Lewis muestran los electrones de valencia que tiene un átomo de un elemento dado:

    REGLA DEL OCTETO:

    Es una forma de afirmar la estabilidad de valencia, pueden alcanzar esta constitución ganando electrones hasta completar el octeto, formando un ion negativo. Mientras los que tienen pocos electrones tienden a perder sus electrones formando un ion positivo. Ejm.

  • Enlaces químicos

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  • Como lo muestra los electrones que intervienen en las uniones químicas son los del último nivel. Por lo tanto, para abreviar, sólo trabajaremos con éste último nivel, con cada átomo que tengamos que unir. Cuando es necesario debemos agregar otro átomo que nos permita completar la unión química como lo indica la REGLA DEL OCTETO.

  • ENLACE COVALENTE:

  • Se producen cuando dos átomos enlazados comparten 1, 2 y hasta 3 pares de electrones de enlace. Es producto del comportamiento de uno o más electrones entre dos átomos, debido a la poca diferencia de su electronegatividad, por lo que forma que cada uno alcance su configuración electrónica. En el enlace covalente, uno o más pares de electrones son compartidos entre dos átomos, siendo que el enlace es el producto de las fuerzas de atracción de los respectivos núcleos sobre los pares de electrones compartidos. Los compuestos que los tienen se llaman compuestos covalentes.

  • ENLACE COVALENTE COORDINADO.- Es la unión de especies que se forman cuando un par de electrones del átomo de una especie se une con el orbital incompleto del otro átomo de la otra especie. Ejm. En este enlace también se combinan los orbitales de las capas de valencia de ambos átomos para formar uno solo que contiene a los 2 electrones; la diferencia con el anterior es que sólo uno de los átomos aporta los 2 electrones y queda con carga positiva. El enlace covalente coordinado se representa con una flecha que sale del átomo que cedió el par de electrones: N->H

  • Enlaces químicos

  • ENLACES COVALENTES MÚLTIPLES: Son las que participan con más de un par de electrones entre cada dos átomos; si participan dos se le denomina enlace doble; si son tres enlace triple, etc.

  • ESTRUCTURA MOLECULAR

    La distribución de los átomos en una parte o en una molécula presenta su geometría espacial, cuya comprensión es útil para determinar la polaridad de las moléculas:

  • GEOMETRÍA MOLECULAR Y REPULSIÓN DE LOS PARES ELECTRÓNICOS:

  • La forma geométrica u organización tridimensional de los átomos de las moléculas tiene efecto sobre las propiedades físicas (densidad, punto de ebullición, punto de fusión, etc.) y propiedades químicas (tipo de reacciones, velocidad de reacción) de los compuestos.

    Los electrones de valencia enlazados y no enlazados de cada átomo se repelen entre si, produciendo que los átomos a los cuales están enlazados se mantengan separados.

    Las formas moleculares son tales que las repulsiones sean mínimas.

    El modelo de la Repulsión de los Pares de Electrones de la Capa de Valencia (RPECV) está basado en estos hechos:

    Las fuerzas de repulsión entre los pares de electrones enlazantes y pares no enlazantes siguen el siguiente orden, de mayor a menor:

    Par no enlazante
    Vs.
    par no enlazante


    >

    Par no enlazante
    Vs.
    par enlazante


    >

    Par enlazante
    Vs.
    par enlazante

    Los enlaces dobles y triples deben ser tratados como si fuesen enlaces simples.

    Si una molécula tiene dos o más estructuras resonantes, el modelo RPECV se puede aplicar a cualquiera de ellas.

    Cuando las moléculas tienen enlaces polares, las formas geométricas tienen cargas positivas y negativas que tornan la molécula un dipolo, siendo la polaridad medida por el momento dipolar Enlaces químicos
    , siendo Q la cantidad de carga de cada polo en Coulomb y r la distancia entre las cargas en metros.

    Ejemplos:

    El fluoruro de hidrógeno, HF                                        El agua, H2O

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    Geometría de moléculas con átomo central sin pares de electrones libres:

    TIPO: AB2 GEOMETRIA: lineal EJEMPLOS: BeCl2, HgCl2

    B-A-B

    ESTRUCTURA DE LEWIS:

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    TIPO: AB3 GEOMETRIA: plana trigonal EJEMPLOS: BF3,AlCl3

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    ESTRUCTURA DE LEWIS:

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    TIPO: AB4 GEOMETRIA: tetraédrica EJEMPLOS: NH4+, CH4.

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    ESTRUCTURA DE LEWIS:

     Enlaces químicos
      Enlaces químicos

     Geometría de moléculas con átomo central con uno o más pares libres:

    TIPO: AB2E GEOMETRIA: angular EJEMPLOS: SO2

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    ESTRUCTURA DE LEWIS:

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    TIPO: AB2E2 GEOMETRIA: angular EJEMPLOS: H2O, H2S

    Enlaces químicos

    ESTRUCTURA DE LEWIS:

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     Enlaces químicos

     

    TIPO: AB3E GEOMETRIA: pirámide trigonal EJEMPLOS: NH3

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    ESTRUCTURA DE LEWIS:

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  • TIPOS DE ENLACE COVALENTE:

  • b.1. ENLACE SIGMA()

    Se forman entre dos átomos de un compuesto covalente, debido a la superposición directa o frontal de los orbitales; es más fuerte y determina la geometría de la molécula. Dos átomos enlazados comparten un par de electrones de enlace, aportando cada uno de ellos, un electrón al par electrónico de enlace. Las uniones químicas también se clasifican de acuerdo al tipo de orbitales participantes en el enlace, así como a su orientación en: enlace sigma,  y enlace pi, . En el enlace sigma se conocen tres tipos, los cuales se describen a continuación:

    Enlace sigma “s” ( s ). se manifiesta cuando se recubren dos orbitales “s”

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    Enlace sigma “sp” ( sp ).- ocurre cuando se une un orbital “s” y un orbital “p”.

     

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     Enlace sigma “p” ( p ).- se observa cuado dos orbitales “p” se recubren en forma longitudinal.

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    b.2. ENLACE Pi ( )

    Se forma después del enlace sigma; es el segundo o tercer enlace formado entre dos átomos, debido a la superposición lateral de los orbitales “p”. Sus electrones se encuentran en constante movimiento.

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    Enlace Doble y Triple

  • ENLACE COVALENTE POLAR:

  • Los Enlaces Iónicos y Covalentes representan extremos en los tipos de enlaces de los compuestos; la propiedades físicas y químicas determinan que los enlaces que hay entre ellos no son iónicos ni covalentes, si no, son covalentes polares.

    Los compuestos que tienen enlace covalente polar se llaman compuestos polares. Ejm:

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    Los compuestos polares tienen propiedades intermedias entre los iónicos y los covalentes. Sus moléculas son dipolos interactuando entre si y con otras moléculas iónicas o polares

    ELECTRONEGATIVIDAD:

    Es la capacidad que tiene el átomo en compuesto químico para atraer sus electrones de enlace, los compuestos diatómicos, de acuerdo a carácter iónico porcentual se clasifican en:

    %

    TIPO DE ENLACE

    0 a 18

    Covalente Apolar

    18 a 51

    Covalente Polar

    > a 51

    Iónico


    El método de la diferencia de electronegatividad (Linus Pauling), permite determinar la naturaleza de los enlaces entre átomos.

    Si    Enlaces químicos
       electronegatividad   =   0   Enlaces químicos
      enlace covalente

    Si         Enlaces químicos
         enlace polar

    Si Enlaces químicos
    electronegatividad> 3,0 Enlaces químicos
    enlace iónico

    Ejemplos:

    KF, la diferencia de electronegatividad del enlace es (4,0-0,8) = 3,2 , por lo que el compuesto es iónico.

    HF, la diferencia de electronegatjvidad del enlace es (4,0-2,1) = 1,9 ; el compuesto es polar.

    CO, la diferencia de electronegatividad del enlace es (3,5-2,5) = 1,0 ; el monóxido de carbono es un compuesto polar.

    H2O, la diferencia de electronegatjvidad de cada enlace OH es (3,5-2,1) = 1,4 ; el agua es un compuesto polar.

  • ENLACE METÁLICO

  • La unión es completa; la situación electrónica en los metales es imaginar al cristal como una serie de iones iguales sumergidos en un mar de electrones; siendo la causa para la cohesión de los metales.

  • INTERACCIONES ENTRE PARTÍCULAS QUÍMICAS

  • En general, las interacciones intermoleculares son mucho menores que los enlaces químicos.

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  • FUERZA DE VAN DER WAALS

  • Son los causantes a que los gases se aparten del comportamiento ideal; son las mismas que mantienen unidas a las moléculas en los estados líquido y sólido.

    En este tipo de fuerzas que se presentan entre las moléculas se han determinado 4 tipos de fuerzas.

    1.- Orientación.

    2.- Inducción.

    3.- Dispersión.

    4.- Repulsión

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    Orientación Inducción Dispersión Repulsión

  • FUERZA DIPOLO - DIPOLO

  • Cuando las moléculas polares se atraen entre sí; de tal manera que el polo positivo se quede más cercano al negativo de la otra(- +); si representamos, entonces:

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  • FUERZA ION - DIPOLO

  • Es cuando las moléculas e iones se atraen mutuamente; el polo negativo es atraído por los cationes; el positivo por los aniones. Ejm:

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  • FUERZAS DE LONDON

  • Todos los gases nobles y las moléculas no polares son susceptibles de ser licuados, las fuerzas de atracción son débiles; las moléculas no polares se atraen mutuamente.

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  • ENLACE DE HIDRÓGENO

  • Es cuando la presencia de una fuerza de atracción entre ciertas moléculas, tal que es mayor de lo que sería de esperarse en una interacción dipolo-dipolo y menor que los enlaces covalentes; en resumen las energía se relacionan así:

    Fuerzas de Atracción de Van Der Waals

    Enlace Hidrógeno

    Enlace Covalente

    1

    10

    100

    Ejm: Un enlace entre un hidrógeno y un átomo electronegativo como el F, O o N es muy polar

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    Cada molécula de agua, puede participar en cuatro enlaces de hidrógeno

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  • MATERIALES Y REACTIVOS:

  • MATERIALES:

    • 01 equipo de sistema eléctrico y accesorios.

    • 01 equipo de calentamiento (estufa eléctrica)

    • 07 vasos de precipitados de 150 ml.

    • 04 pipetas graduadas de 10 ml.

    • 06 tubos de ensayo.

    • REACTIVOS QUÍMICOS:


      • Kerosene

      • CH3COOH

      • Agua destilada

      • Cloroformo

      • CCl4

      • Azúcar

      • NaCl

      • C2H5OH

      • NH4OH

      • H3BO3

      • HCl

      • Acetona

      • Benceno

      • Etanol

      • H2SO4

      • HNO3

      • Aceite, etc.


    • PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:

    • Ensayo N°1: SOLUBILIDAD

    • “LO SEMEJANTE DISUELVE A LO SEMEJANTE”

    • Se Mezcaln:

      • Cuando tienen el mismo enlace químico y presentan iguales tipos de fuerzas.

      H2O y C2H5OH Se mezclan.

      H2O y Azúcar Se mezclan

      Hg y Au Se mezclan.

    • No se Mezclan:

      • Cuando no presentan el mismo enlace químico y poseen distintos tipos de fuerzas:

      H2O No se mezcla.

      En efecto los compuestos covalentes no polares si disuelven en compuestos covalentes no polares; debido a la presencia de las Fuerzas de London; de igual manera los compuestos covalentes polares se disuelven en compuestos covalentes polares por la presencia de las fuerzas dipolo dipolo.

    • Ensayo N° 2: ESTUDIO DEL ENLACE IÓNICO Y COVALENTE POR CONDUCTIVIDAD ELÉCTRICA:

      • En en vaso precipitado conteniendo aproximadamente 50 ml de solución de NaCl; C2H5OH; H3BO3; NH4OH; CH3COOH; sacarosa y HCl; luego se introduce los electrodos de cobre con mucho cuidado dentro de la solución; esto se debe mantener separados y luego fijarlos.

      • Conectar el tomacorriente y luego se observa el foco cuyo resultado se anota con los calificativos: fuerte, mediano y nulo.

      • Se desconecta el toma corriente; luego se extrae los electrodos de la solución en experimento, se lava con agua destilada y luego se le seca.

      • Según los pasos mencionados se obtuvo los resultados siguientes:

      NaCl : fuerte

      C2H5OH : nulo

      H3BO3 : fuerte

      NH4OH : mediano

      CH3COOH : mediano

      Sacarosa : nulo

      HCl : fuerte

      Cuadro 1:

      Sustancia

      Iónico

      Covalente

      Tipo de Intensidad de Paso de Corriente Eléctrica

      Tipo de Enlace Químico Predominante

      Catión (+)

      Anión (-)

      NaCl

      Na+

      Cl-

      Brillante

      Iónico

      HCl

      H+

      Cl-

      Parcialmente

      Brillante

      Iónico Covalente parcial

      Pb(CH3COO)2

      Pb2+

      2CH3COO-

      Iónico

      Bajo

      Iónico

      KOH

      K+

      OH-

      Brillante

      H2SO4

      2H+

      SO42-

      Brillante

      Iónico

    • CONCLUSIONES:

      • Después de haber realizado los dos ensayos; podemos llegar a la conclusión de que las soluciones de sustancias pueden disolverse siempre que tengan el mismo tipo de enlace químico o igual fuerza intermolecular de atracción; por el contrario no son solubles o tiene la libertad de unirse con otra sustancia que no sea del mismo tipo de enlace y fuerza, antes mencionado.

      • También la luminiscencia y el paso de la corriente eléctrica a través de los electrodos se debe al tipo de enlace y a la ionización de sus respectivos aniones y cationes.

    • RECOMENDACIONES:

      • En el desarrollo de los experimentos, donde se hace el uso de la corriente eléctrica, se debe tener más precaución y mayor seriedad al usarlo; ya que es muy peligroso al tener contacto con los reactivos o con la piel.

    • BIBLIOGRAFÍA:

      • TEXTOS:

        • VARIOS AUTORES “QUÍMICA EXPERIMENTAL”. Edit.Mercantil Ayacucho. 1995. p..p. 7-1 a 7-2

        • HANS RUDOLF, Christen. “QUÍMICA GENERAL” Edit. Reverté S.A. Barcelona España. p.p. 87 - 97.

        • ZAMBRANO GUIMARAY, Tomasa Z. “MANUAL DE TÉCNICAS DE LABORATORIO”. Edit. UNSAM. Huaraz Perú.1990.

      .INTERNET:

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