IPN

ESCUELA SUPERIOR DE INGENIERÍA

MECÁNICA Y ELÉCTRICA

UNIDAD ZACATENCO

ICE

LABORATORIO DE QUIMICA

Práctica 1: ENLACES

Práctica No 1 enlaces

• Objetivo:

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

• Consideraciones Teóricas

INTRODUCCIÓN

Enlace químico: fuerza entre los átomos que los mantiene unidos en las moléculas. Cuando dos o más átomos se acercan lo suficiente, se puede producir una fuerza de atracción entre los electrones de los átomos individuales y el núcleo de otro u otros átomos. Si esta fuerza es lo suficientemente grande para mantener unidos los átomos, se dice que se ha formado un enlace químico. Todos los enlaces químicos resultan de la atracción simultánea de uno o más electrones por más de un núcleo.

TIPOS DE ENLACE

Si los átomos enlazados son elementos metálicos, el enlace se llama metálico. Los electrones son compartidos por los átomos, pero se pueden mover a través del sólido proporcionando conductividad térmica y eléctrica, brillo, maleabilidad y ductilidad.

Si los átomos enlazados son no metales e idénticos (como en N2 o en O2), los electrones son compartidos por igual por los dos átomos, y el enlace se llama covalente apolar. Si los átomos son no metales pero distintos (como en el óxido nítrico, NO), los electrones son compartidos en forma desigual y el enlace se llama covalente polar —polar porque la molécula tiene un polo eléctrico positivo y otro negativo, y covalente porque los átomos comparten los electrones, aunque sea en forma desigual. Estas sustancias no conducen la electricidad, ni tienen brillo, ductilidad o maleabilidad.

Cuando una molécula de una sustancia contiene átomos de metales y no metales, los electrones son atraídos con más fuerza por los no metales, que se transforman en iones con carga negativa; los metales, a su vez, se convierten en iones con carga positiva. Entonces, los iones de diferente signo se atraen electrostáticamente, formando enlaces iónicos. Las sustancias iónicas conducen la electricidad cuando están en estado líquido o en disolución acuosa, pero no en estado cristalino porque los iones individuales son demasiado grandes para moverse libremente a través del cristal.

Cuando los electrones son compartidos simétricamente, el enlace puede ser metálico o covalente apolar; si son compartidos asimétricamente, el enlace es covalente polar; la transferencia de electrones proporciona enlace iónico. Generalmente, la tendencia a una distribución desigual de los electrones entre un par de átomos aumenta cuanto más separados están en la tabla periódica.

Para la formación de iones estables y enlace covalente, la norma más común es que cada átomo consiga tener el mismo número de electrones que el elemento de los gases nobles —grupo 18— más cercano a él en la tabla periódica. Los metales de los grupos 1 (o IA) y 11 (o IB) de la tabla periódica tienden a perder un electrón para formar iones con una carga positiva; los de los grupos 2 (o IIA) y 12 (o IIB) tienden a perder dos electrones para formar iones con dos cargas positivas, y de la misma forma los de los grupos 3 (o IIIB) y 13 (o IIIA) tienden a formar iones con tres cargas positivas. Por la misma razón, los halógenos, grupo 17 (o VIIA), tienden a ganar un electrón para formar iones con una carga negativa, y los elementos del grupo 16 (o VIA) a formar iones con dos cargas negativas. Sin embargo, conforme aumenta la carga neta de un ion, éste tiene menos estabilidad, así que las cargas aparentemente mayores serían minimizadas compartiendo los electrones en enlaces covalentes.

El enlace covalente se forma cuando ambos átomos carecen del número de electrones del gas noble más cercano. El átomo de cloro, por ejemplo, tiene un electrón menos que el átomo de argón (17 frente a 18). Cuando dos átomos de cloro forman un enlace covalente compartiendo dos electrones, uno de cada átomo (Cl:Cl), ambos consiguen el número 18 del argón. Es común representar un par de electrones compartido por medio de un guión entre los átomos individuales: Cl:Cl se escribe Cl-Cl.

De forma similar, el nitrógeno atómico tiene tres electrones menos que el neón (diez), pero cada nitrógeno puede conseguir el número de electrones del gas noble si comparten seis electrones: N:::N . Esto se denomina enlace triple. Análogamente, el azufre puede conseguir el número del argón compartiendo cuatro electrones en un enlace doble, S::S o S==S. En el dióxido de carbono, tanto el carbono (con sus seis electrones) como el oxígeno (con ocho) consiguen el número de electrones del neón (diez) compartiéndolos en enlaces dobles: O=C=O. En todas estas fórmulas, sólo se representan los electrones compartidos.

VALENCIA

En la mayoría de los átomos, muchos de los electrones son atraídos con tal fuerza por sus propios núcleos que no pueden interaccionar de forma apreciable con otros núcleos. Sólo los electrones del “exterior” de un átomo pueden interaccionar con dos o más núcleos. A éstos se les llama electrones de valencia.

El número de electrones de valencia de un átomo es igual al número de su familia (o grupo) en la tabla periódica, usando sólo la antigua numeración romana. Así, tenemos un electrón de valencia para los elementos de los grupos 1 (o IA) y 11 (o IB); dos electrones de valencia para los elementos de los grupos 2 (o IIA) y 12 (o IIB), y cuatro para los elementos de los grupos 4 (o IVB) y 14 (o IVA). Todos los átomos de los gases nobles excepto el helio (o sea: neón, argón, criptón, xenón y radón) tienen ocho electrones de valencia. Los elementos de las familias (grupos) cercanas a los gases nobles tienden a reaccionar para adquirir la configuración de ocho electrones de valencia de los gases nobles. Esto se conoce como la regla del octeto de Lewis, que fue enunciada por el químico estadounidense Gilbert N. Lewis.

El helio es el único que tiene una configuración de dos electrones de valencia. Los elementos cercanos al helio tienden a adquirir una configuración de valencia de dos: el hidrógeno ganando un electrón, el litio perdiéndolo, y el berilio perdiendo dos electrones. El hidrógeno suele compartir su único electrón con un electrón de otro átomo formando un enlace simple, como en el cloruro de hidrógeno, H-Cl. El cloro, que originalmente tiene siete electrones de valencia, pasa a tener ocho. Esos electrones de valencia pueden representarse como:
Las estructuras de N2 y CO2 se pueden expresar ahora como
y
. Estas estructuras de Lewis muestran la configuración de ocho electrones de valencia de los gases nobles para cada átomo. Probablemente el 80% de los compuestos covalentes pueden ser representados razonablemente por las estructuras electrónicas de Lewis. El resto, en especial aquellos que contienen elementos de la parte central de la tabla periódica, no puede ser descrito normalmente en términos de estructuras de gases nobles.

RESONANCIA

Una extensión interesante de la estructura de Lewis, llamada resonancia, se encuentra por ejemplo en los iones nitrato, NO3-. Cada N tiene originalmente cinco electrones de valencia, cada O tiene seis, y uno más por la carga negativa, suman un total de 24 (5 + (3 × 6) + 1) electrones para cuatro átomos. Esto proporciona un promedio de seis electrones por átomo, por tanto, si se aplica la regla del octeto de Lewis, debe producirse un enlace covalente. Se sabe que el átomo de nitrógeno ocupa una posición central rodeado por los tres átomos de oxígeno, lo que proporcionaría una estructura de Lewis aceptable, excepto porque existen tres estructuras posibles. En realidad, sólo se observa una estructura. Cada estructura de resonancia de Lewis sugiere que debe haber dos enlaces simples y uno doble. Sin embargo, los experimentos han demostrado que los enlaces son idénticos en todos los sentidos, con propiedades intermedias entre las observadas para los enlaces simples y los dobles en otros compuestos. La teoría moderna sugiere que una estructura de electrones compartidos localizados, tipo Lewis, proporcionaría la forma y simetría general de la molécula más un grupo de electrones deslocalizados (representados por puntos) que son compartidos por toda la molécula.

Enlace metálico

La plata, un metal típico, consiste en una formación regular de átomos de plata que han perdido cada uno un electrón para formar un ion plata. Los electrones negativos se distribuyen por todo el metal formando enlaces no direccionales o deslocalizados con los iones plata positivos. Esta estructura, conocida como enlace metálico, explica las propiedades características de los metales: son buenos conductores de la electricidad al estar los electrones libres para moverse de un sitio a otro, y resultan maleables (como se muestra en la ilustración) porque sus iones positivos se mantienen unidos por fuerzas no direccionales.

Enlace covalente

En un enlace covalente, los dos átomos enlazados comparten electrones. Si los átomos del enlace covalente son de elementos diferentes, uno de ellos tiende a atraer a los electrones compartidos con más fuerza, y los electrones pasan más tiempo cerca de ese átomo; a este enlace se le conoce como covalente polar. Cuando los átomos unidos por un enlace covalente son iguales, ninguno de los átomos atrae a los electrones compartidos con más fuerza que el otro; este fenómeno recibe el nombre de enlace covalente no polar o apolar.

Enlace iónico: sal

El enlace entre los átomos en la sal común (cloruro de sodio) es un típico enlace iónico. En el enlace que se forma, el sodio se transforma en catión (ion de carga positiva) entregando su electrón de valencia al cloro, que se convierte en anión (ion de carga negativa). Este intercambio de electrones se refleja en la diferencia de tamaño entre los átomos antes y después del enlace (izquierda). Atraídos por fuerzas electrostáticas (derecha), los iones se organizan formando una red cristalina en la que cada uno es fuertemente atraído hacia un grupo de `vecinos próximos' de carga opuesta y, en menor medida, hacia todos los demás iones de carga opuesta a través de todo el cristal.

• Desarrollo de la practica

MATERIALES	REACTIVOS
7 Vasos de precipitados de 100 cc	1. Soluciones a 30g / L de: NaCl, KNO3, C12H22O11
1 Vaso de precipitados de 400 cc	2. Soluciones al 50 % volumen de: HCl, CH3COOH, C2H5OH
2 Laminillas de cobre	3. Tetracloruro de Carbono
1 Socket para foco de 6.3 V.	4. NaCl Granulado
1 foco de 6.3 V.	5. C12H22O11 Granulado
1 Extensión con caimanes en ambos extremos
1 Cápsula de porcelana
1 Pinza para crisol
1 Mechero, anillo y tela de alambre con asbesto

PROCEDIMIENTO A

marque los vasos limpios de 100 cc. Con una etiqueta, indicando NaCI, KNO3, C12H22O11, HCI, CH3 -COOH, C2H5-OH y CCI4 respectivamente ; vierta en cada uno aproximadamente 50 cc. De la solución correspondiente. En el vaso de 400 cc. Vierta aproximadamente 300cc de agua.

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.

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

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

retire los electrodos de la solución NaCI, introdúzcalos en el vaso con agua para enjuagarlos y séquelos.

repita los pasos 4 y 5 para cada una de las sustancias, anotando en la tabla del cuestionario, si enciende o no el foco.

PROCEDIMIENTO B

• coloque una pequeña cantidad (unos cuantos gramos) de azúcar (C12H22O11) en la capsula de porcelana y caliente hasta el punto de fusión. Tomo el tiempo aproximado que se requirió.

• Deje enfriar la capsula, límpiela calentando con agua, deje enfriar, sequela y a continuación coloque sobre la misma, unos cuantos gramos de sal (NaCI).

• Caliente la capsula con NaCI por un tiempo similar al requerido por el azúcar para fundirse. Observe cual se funde más rápido.

Nota: tenga la precaución de no acercarse mucho

• Datos

CUESTIONARIO

PROCEDIMIENTO A

LLENE LA SIGUIENTE TABLA

Solución	NaCI	CH3 -COOH	C12H22O11	HCI	KNO3	C2H5-OH	CCI4
Encendió el foco (SI o No)	si	no	Prendió poco	Si bastante	si	no	no
Tipo de enlace (iónico o covalente )	Iónico	covalente	covalente	iónico	iónico	Covalente	covalente

PROCEDIMIENTO B

En el procedimiento B, ¿Qué sustancia se funde más rápido y que carácter de enlace predomina? ¿En la otra sustancia cual es carácter de enlace que predomina?

Describa los enlaces existentes (según lewis) entre cada uno de los átomos que forman las sustancias analizadas (excepto el azúcar).

1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d9

NaCl

Cl + Na Cl Na

HCl

H + Cl H Cl

CCl4

Cl

C + Cl Cl C Cl

Cl

KNO3

O

K + N + O O N K

O

Según la tabla de diferencias entre las electronegatividades de los elementos, escriba la mayor posibilidad de enlaces (iónico o covalente) entre átomos siguientes :

	ENLACE
Na Y CI	Iónico
K y O	Iónico
C y H	covalente
CL y H (en el HCI)	covalente
C y O	covalente
C Y CI	covalente
ELECTRONEGATIVIDADES
Na		0.9
CI		3.0
K		0.8
O		3.5
C		2.5
H		2.1

¿hay concordancia entre lo concluido experimentalmente y sus respuestas de la pregunta 4? (si o no). ¿Hay algunas excepciones? En caso de haber excepción, ¿cuáles?

R=Según la practica que realizamos hay concordancia en las preguntas y la tabla de electronegatividades excepto que en el cloro y el hidrogeno se debatió de que si podía ser o no covalente o iónico pero según las respuestas del los otros equipos y la de el maestro se quedo en que es iónico covalente debido a sus electronegatividades.

• Cálculos

Diferencia de electronegatividades

Na y Cl 0.9 -3.0 = 2.1 iónico

K y O 0.8 -3.5 = 2.7 iónico

C y H 2.5 -2.1 = 0.4 covalente

Cl y H 3.0 - 2.1 = 0.9 covalente

C y O 2.5 - 3.5 = 1.0 covalente

C y Cl 2.5 - 3.0 = 0.5 covalente

• Gráficos

Reactivos

Algunos de los reactivos no conducen electricidad, mientras que otros si, los de enlace iónico

Gráficos referentes a enlaces

• Observaciones

Al parecer el enlace iónico presenta una ventaja sobre el covalente en cuanto a conducción eléctrica, con experimentos como estos se pueden determinar el tipo de enlace de las sustancias por las características que presentan.

Estas características dadas por el tipo de enlace le permiten a las sustancias tener un determinado nivel de conducción, puntos de fusión, entre otras características perfectamente razonables conociendo los enlaces.

Con cada una de las soluciones que ocupamos en la practica pudimos observar que el cloruro de sodio (HCl), si es conductor de la energía eléctrica al igual que el (HCl) y el nitrato de potasio (KNO3).

Mientras que con las sustancias como el acido acético (CH-COOH), el azúcar (C12H22O11), el alcohol (C2H5-OH) y el tetracloruro de carbono (CCl4) su enlace es de tipo covalente ya que no conduce la corriente eléctrica

Observaciones personales:

Como vimos en el desarrollo de la practica se observo que la mayoría de los reactivos si conducen la energía eléctrica algunos muy poco como es el caso de el azúcar .

Como vimos la mayoría de las sustancias conducen la corriente eléctrica es decir todos los compuestos orgánicos

• Conclusiones

Los diferentes tipos de enlaces se encuentran en sustancias de uso cotidiano, a veces no le prestamos atención a la manera (increíble) en que la materia es concebida.

Considero de suma importancia el conocer los enlaces ya que son conocimientos que desencadenan otros conocimientos, prueba de ello fue el experimento de conducción eléctrica, que es un tema de años atrás pero por supuesto, actual.

En esta práctica pudimos identificar los tipos de enlaces que hay y a poder diferenciarlas dependiendo de sus características en la solución. Ya que es iónico cuando conduce la electricidad y covalente cuando no conduce la corriente eléctrica.

Presentamos una condición confusa con el HCl ya que en la práctica si encendió el foco esto quiere decir que si es iónico pero cuando lo comprobamos con las electronegatividades de los compuestos indica que es un enlace de tipo covalente por lo que concluimos que esta sustancia es de los dos tipos iónico y/o covalente.

Bueno se observo que el azúcar que genero poca conducción eléctrica y en casos como el acido acético, el alcohol y el tetracloruro de carbono en generales oservo el tipo de enlace que forman los átomos al unirse y formar sus moléculas al unirse.

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.

• Bibliografía

• Biblioteca de Consulta Microsoft ® Encarta ® 2005 © 1993-2004 Microsoft Corporation.

• Enciclopedia Temática Multimedia Grijalbo, “Puentes de hidrógeno”

• 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.