UNIVERSIDAD NACIONAL DE

SAN CRISTÓBAL DE HUAMANGA

FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA Y METALURGIA

Departamento Académico de Ingeniería Química

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

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

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.

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

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.

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.

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.

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:

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:

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
, 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

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

TIPO: AB2 GEOMETRIA: lineal EJEMPLOS: BeCl2, HgCl2

B-A-B

ESTRUCTURA DE LEWIS:

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

ESTRUCTURA DE LEWIS:

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

ESTRUCTURA DE LEWIS:

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

TIPO: AB2E GEOMETRIA: angular EJEMPLOS: SO2

ESTRUCTURA DE LEWIS:

TIPO: AB2E2 GEOMETRIA: angular EJEMPLOS: H2O, H2S

ESTRUCTURA DE LEWIS:

TIPO: AB3E GEOMETRIA: pirámide trigonal EJEMPLOS: NH3

ESTRUCTURA DE LEWIS:

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”

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

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

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.

Enlace Doble y Triple

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:

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:

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

Si   
   electronegatividad   =   0  
  enlace covalente

Si        
     enlace polar

Si
electronegatividad> 3,0
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.

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.

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

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

Orientación Inducción Dispersión Repulsión

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:

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

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.

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:

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

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

• 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:

• http://ciencianet.com

• http://lectura.ilce.edu.mx:3000/sites/telesec/curso2/htmlb/sec_143.html

• http://www.uamericas.cl/compar/asignaturas/qui401/enlace1.htm

• http://eros.pquim.unam.mx/~moreno/cap04b.htm#_Toc506305370

• http://www.uamericas.cl/compar/asignaturas/qui401/enlace1.htm

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