[email protected]
UNSA-2010
Enlaces Químicos INTRODUCCIÓN En el desarrollo de esta unidad hemos repetido muchas veces que los modelos teóricos que describen el enlace químico entre átomos, deben justificar las propiedades de las sustancias. Es hora de someterlos a juicio y comprobar si son (o no) capaces de justificar o predecir las propiedades de las sustancias. Para ello vamos a realizar pruebas experimentales a diferentes sustancias, anotaremos los resultados y trataremos de justificar las propiedades observadas mediante los modelos estudiados de enlace iónico, covalente o metálico.
I.- OBJETI OBJETIVO VO
Principalmente comprobar por medio de los tipos de enlaces que contienen las diferentes sustancias en las cuales se pondrán a prueba si presentan ese enlace o no. Estas sustancias sustancias a su vez se tendrá que identificar identificar su la forma de estructura que presenta la sustancia (amorfo o cristalino), lo que también comprobara o reafirmara que tipo de enlace es. Por lo que cada uno de las sustancias planteadas tendrá un diferente tipo de enlace, estos estos presentaran presentaran caracter características ísticas que que únicamente únicamente ese ese tipo de enlaces present presentara. ara. Así que esas propiedad propiedades es de los enlaces enlaces se les aplicaran aplicaran algo característico para poder comprobar el tipo de enlace presentado. En el cual estos tendrán que cumplir. Deducir la clase de enlace químico de algunas sustancias en solución acuosa, tomando como criterio la conductividad eléctrica de esta solución. Identificar a través de sus propiedades y sus manifestaciones el tipo de enlace químico químico que mantiene mantiene unido unido a los átomos átomos y a las fuerzas fuerzas intermoleculares que existen. Predecir Predecir en los campos problemas; problemas; el tipo tipo de enlace químico químico que existe 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 Establecer las interacciones interacciones entre partículas partículas químicas: químicas: Iónico, Molecular Molecular y las Interacciones Interacciones entre entre Iones, Dipolos Dipolos y otros.
II.- FUNDAMENTAC FUNDAMENTACIÓN IÓN TEÓRICA. Para comprender comprender la presente presente práctica, práctica, se debe tener en cuenta conceptos conceptos muy básicos y fundamentales como:
ENLACE QUÍMICO. Unión química entre dos átomos enlazados, considerando considerando las interacciones entre los electrones de valencia de enlazamiento químico. Los compuestos compuestos están formados formados por agrupaciones agrupaciones de átomos, átomos, moléculas moléculas o iones (con carga positiva o negativa) manifestándose en todos ellos una fuerza de unión, fenómeno fenómeno llamado enlace químico. químico.
1
[email protected]
UNSA-2010
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.
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 muestran 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.
2
[email protected]
UNSA-2010
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 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. Diferencias entre sustancias iónicas y covalentes Compuestos iónicos
Compuestos covalentes
Conducen la electricidad en estado líquido y en solución acuosa pero no en estado sólido.
No conducen la electricidad ni en estado líquido, ni en estado sólido ni en solución acuosa.
La estructura de la red consiste en un número muy grande de iones de carga opuesta (aniones y cationes) interactuando eléctricamente.
Malos conductores de electricidad y calor.
Tienen puntos de fusión y ebullición muy elevados.
Tienen puntos de fusión y ebullición muy bajos
Hay cuatro tipos de enlaces químicos en estas sustancias, por lo que cada una de ellas presentara diversas características así que cada uno de los enlaces presentara lo siguiente. Enlace covalente polar: Fundamentalmente líquidos y gases, puntos de ebullición bajos, puntos de fusión bajos, insolubles en agua, no conducen corriente eléctrica, los enlaces covalentes polares pueden existir en los 3 estados de agregación debido a la atracción entre sus moléculas, son solubles en sustancias con el mismo tipo de enlace. Enlace covalente no polar: Tiene gran cantidad de actividad química, son solubles en solventes no polares, no son conductores de electricidad, sus puntos de 3
[email protected]
UNSA-2010
fusión y ebullición son bajos (un poco más bajos que las sustancias polares), se observan cuando dos átomos de un elemento se unen para formar moléculas asimétricas y cuya diferencia de electronegatividad es igual de cero a uno punto cinco. Enlace covalente puro: Presentan uniones con átomos iguales (o bien elementos iguales), estos su diferencia de electronegatividad es igual a cero, por su composición forman moléculas visibles, son solubles en otras sustancias con el mismo tipo de enlace, no conducen electricidad. Enlace iónico: Suelen presentarse en sólidos cristalinos los cuales tiene puntos de fusión altos, puntos de ebullición altos, los cuales son solubles en agua, conducen electricidad en estado sólido, la dureza de estos enlaces es de 1 mons a 10 mons, presenta diferencia de electronegatividad de enlaces de 1.7 a cualquier número superior. Ionización: Al disolver una determinada cantidad de cloruro de sodio en un gran volumen de agua, los iones se disocian en mayor grado que si esa misma cantidad se disuelve en un volumen menor de agua. Si se colocan dos electrodos en cloruro de sodio fundido y se le aplica una diferencia de potencial eléctrico, los iones sodio emigran al electrodo negativo y los iones cloro lo hacen al electrodo positivo, produciendo una corriente eléctrica.
Disociación: Disociación en química es un proceso general en el cual complejos, moléculas o sales se separan en moléculas más pequeñas, iones o radicales, usualmente de manera reversible. Disociación es lo opuesto de la asociación y de la recombinación. Consulte los siguientes términos: Electrolito: Un electrolito es cualquier sustancia que contiene iones libres, los que se comportan como un medio conductor eléctrico. Debido a que generalmente consisten de iones en solución, los electrólitos también son conocidos como soluciones iónicas. No electrolito: son sustancias que no conducen la corriente eléctrica al estar en disolución acuosa, no se disocian y no forman iones. Electrolito fuerte: Un electrolito fuerte es toda sustancia que al disolverse en agua lo hace completamente y provoca exclusivamente la formación de iones con una reacción de disolución prácticamente irreversible. Electrolito ligeramente débil: Se disocia muy poco, de manera que no se produce una suficiente concentración de iones, por lo que no puede haber flujo de corriente eléctrica, Poco ionizado, hay escasos iones en contacto con las moléculas no ionizadas. ÁCIDOS FUERTES: Es aquel ácido que se disocia completamente en solución a temperatura y presiones constantes. En esas condiciones, la concentración de un ácido fuerte es igual a la concentración de iones de hidrógeno (Hidronio o H3O+). BASES FUERTES: Es aquella que se disocia cuantitativamente en disolución acuosa, en condiciones de presión y temperatura constantes. Además fundamentalmente son capaces de aceptar protones H+. ÁCIDOS DEBILES: Es aquel ácido que no está totalmente disociado en una disolución acuosa. Aporta iones H + al medio, pero también es capaz de aceptarlos. BASES DEBILES: Es aquella que no ioniza completamente en una solución acuosa.
4
[email protected]
UNSA-2010
III.- MATERIALES Y REACTIVOS. Herramientas: KCl (cloruro de potasio) enlace iónico NaCl (cloruro de sodio) enlace iónico CuCl2 (cloruro de cobre) enlace covalente no polar MgCl2 (di cloruró de magnesio) enlace iónico KBr (bromuro de potasio) enlace iónico C (carbono) enlace covalente puro S (azufre) enlace covalente puro I (yodo) enlace covalente puro CCl4 (tetra cloruró de carbono) enlace covalente no polar CS2 (di sulfuro de carbono) enlace covalente no polar C6H12O6 (glucosa) enlace iónico CH3-CH2-OH (alcohol) enlace iónico CH3 (CO) CH3 (acetona pura) enlace iónico CH2-OOCH (aceite de cocina) enlace covalente no polar. H20 (agua destilada) enlace covalente polar IV.- RESULTADOS Clasifique las siguientes sustancias en electrolitos fuertes, electrolitos débiles y no electrolitos:
Ácido sulfúrico: electrolito fuerte Ácido acético: electrolito débil Ácido cítrico: no electrolito Ácido clorhídrico: electrolito fuerte Sacarosa: electrolito fuerte Ácido nítrico: electrolito fuerte Amoniaco: electrolito fuerte Urea: no electrolito Etanol: no electrolito Hidróxido de potasio: electrolito fuerte Cloruro de sodio: electrolito fuerte Agua: no electrolito Hidróxido de aluminio: electrolito fuerte Hidróxido de calcio: electrolito fuerte Acido perclórico: electrolito débil Hipoclorito de sodio: electrolito fuerte Acido bromhídrico: electrolito fuerte Glicerina: no electrolito Hidróxido de litio: electrolito fuerte. Sulfato de cobre: electrolito fuerte.
5
[email protected]
UNSA-2010
V.- CONCLUSIONES: En conclusión se puede decir que en cada sustancia existen comportamientos de materia y fuerzas de interacción diferentes, las cuales hacen que tengan propiedades únicas sobre el tipo de comportamiento electronegativo tenga este (ósea que esas fuerzas hacen que las sustancias presenten un tipo de enlace entre las moléculas). 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 deben al tipo de enlace y a la ionización de sus respectivos aniones y cationes.
VI.- 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.
Esto paso gracias a las propiedades de las sustancias que cada una de las sustancias presento al tratar de conducirle electricidad diluido en agua y además que se presentó que atreves de diluir sustancias de igual tipo de enlace estos se diluían sin problemas debido a las fuerzas entre sus moléculas, igual pasando en los que no se pudo diluir esto paso gracias a la fuerza entre sus moléculas.
6
