informe nº 6-química general a1

PRÁCTICA Nº 6 Enlace Químico

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RESUMEN En el siguiente informe veremos como los compuestos que presentan enlace iónico conduce la

corriente eléctrica y el enlace convalece generalmente, pero existen casos especiales en que si

conducen la corriente eléctrica, un ejemplo claro esta en el acido sulfúrico con agua destilada, o el

carbono en forma de grafito, aquí observamos que se prende con intensidad demostrando que si pasa

corriente eléctrica.


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INTRODUCCIÓN

En el siguiente informe se verá los diferentes tipos de enlaces químicos, tales como el enlace iónico, el enlace covalente, como también el enlace metálico. De igual manera veremos la solubilidad de los compuestos a tratar al entrar en contacto con el agua. Aprovecharemos la propiedad de la conductividad eléctrica para determinar el tipo de enlace. Los objetivos a cumplir son los siguientes:

• Reconocer el tipo de enlace de algunas sustancias por medio de la conductividad eléctrica.

• Encontrar una relación entre solubilidad y la polaridad de una sustancia a un solvente

determinado. • Encontrar la diferencia entre una solución iónica y una solución covalente.


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PRINCIPIOS TEÓRICOS

ENLACE QUÍMICO

Es la fuerza de naturaleza eléctrica y magnética que mantiene unidos a átomos (neutros, iones) o

moléculas con la finalidad de logar un sistema estable. Los átomos al unirse forman moléculas o

sistemas cristalinos: iónicos, metálicos o covalentes que resultan ser más estables y de menor energía

con respecto a sus átomos. Las moléculas al unirse forman líquidos o cuerpos sólidos.

Ejemplo: Formación de HBr, al reaccionar átomos de H y Br

PROPIEDADES Y FACTORES QUE INFLUYEN EN UN ENLACE

A. Energía de Enlace

Es el cambio de energía en la formación o ruptura del enlace (covalente)

Ejemplo:

En la formación del enlace hay liberación de energía

H2(g) + Br2(g) → 2HBr(g) + 365,3 KJ/mol

En la ruptura o disociación del enlace hay absorción de energía

2HBr(g) + 365,3 KJ/mol → H2(g) + Br2(g)

Como vemos la energía que se libera (al formarse el enlace) o que se absors (al romperse el

enlace) es la misma y se le conoce como energía de enlace

B. Electrones de Valencia


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Para los elementos representativos son los electrones del último nivel (capa de valencia) estos

electrones son los que participan en la formación de los enlaces químicos

Ejemplo:

19K [Ar]4s1 1e de valencia

(Grupo IA)

Notacion de Lewis: Es la representación de los electrones de valenca mediante puntos o aspas,

quienes se colocan alrededor del símbolo atómico.

En el ejemplo anterior:

K Regla del octeto: Es la obtención de 8 electrones en la capa de valencia (configuración

electrónica de un gas noble). Para ello el átomo puede ganar, perder o compartir electrones.

C. Electronegatividad

Es la fuerza relativa que tienen los átomos para atraer hacia si mismo los electrones de un enlace.

Los elementos más electronegativos son los no metales.

CLASIFICACIÓN DE LOS ENLACES

Enlaces interatómicos:

• Enlace iónico

• Enlace covalente

• Enlace Metálico

ENLACE IÓNICO

Es la fuerza electrostática que une a los iones en un compuesto iónico. Se da generalmente entre

metales, que forman cationes debido a sus bajas energías de ionización y los no metales que

forman aniones, a causa de su alta afinidad electrónica. Estos se mantienen juntos formando una

estructura cristalina. Resulta de la transferencia de uno o más electrones de valencia.

Compuesto iónico: Es aquel compuesto químico en cuya estructura existe enlace iónico, además

sus representaciones se le denomina unidades fórmula y no moléculas.

Ejemplos: NaCl, CuSO4, NaOH, NH4Cl, NH4OH, H2SO4, etc.

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Propiedades:

• A temperatura ambiente son sólidos cristalinos, cuya estructura esta definida (la

atracción de los iones es polidireccional)

• Tienen puntos de fusión y ebullición elevados.

Ejemplo: NaCl Tfusión = 801ºC

KBr Tfusión = 735ºC

Generalmente son solubles en agua y otros solventes polares como etanol, acetona, etc.

• Conducen la electricidad fundidos o en disolución, pero no la conducen en estado

sólido.

ENLACE COVALENTE

Es la fuerza electromagnética que mantiene unidos a átomos que comparten electrones. Los

átomos enlazados se encuentran neutros y generalmente son no metálicos. Resulta de la

comparición de uno o más electrones de valencia.

Estos enlaces se clasifican:

I. Según el número de pares electrónicos enlazantes

1. Enlace simple. Cuando los átomos enlazados comparten un par de electrones.

2. Enlace múltiple. Cuando los átomos enlazados comparten más de un par de

electrones, estos pueden ser:

Enlace doble: Compartición de dos pares de electrones.

Enlace doble: Compartición de tres pares de electrones.

II. Según el número de electrones aportados para formar el par electrónico

1. Enlace covalente normal. Cada átomo aporta un electrón en la formación del

enlace.

2. Enlace covalente Coordinado o Dativo. Sólo uno de los átomos aporta el par de

electrones enlazantes.

III. Según su polaridad

1. Enlace Covalente apolar o puro. Es cuando los átomos comparten

equitativamente a los electrones de enlace. Generalmente participan átomo del

mismo elemento no metálico. Se cumple que la diferencia de electronegatividad

de los átomos es igual a cero.


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2. Enlace Covalente Polar. Es cuando los electrones enlazantes no son compartidos

en forma equitativa por los átomos, esto debido a que uno de los átomos es más

electronegativo que el otro. Se cumple que la diferenta de electronegatividad de

los átomos es diferente de cero.

Propiedades:

• A temperatura ambiental pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos.

Ejemplos: SiO2(g), H2O(l), CO2(g), O2(g)

• Algunos pueden ser sólidos cristalinos.

• Generalmente tienen bajos puntos de fusión y ebullición.

Ejemplos: SiO2, H2O, grafito (C).

• Generalmente son insolubles en agua pero solubles en solventes apolares, como:

CCl4, C6H6, etc.

• Generalmente no conducen la electricidad, por lo que son considerados aislantes.

ENLACE METÁLICO

Es aquella fuerza que mantiene unidos los átomos (unión entre cationes y los electrones de valencia)

de los metales entre sí. Estos átomos se agrupan de forma muy cercana unos a otros, lo que produce

estructuras muy compactas. Se trata de redes tridimensionales que adquieren la estructura típica de

empaquetamiento compacto de esferas. En este tipo de estructura cada átomo metálico está rodeado

por otros doce átomos (seis en el mismo plano, tres por encima y tres por debajo). Además, debido a

la baja electronegatividad que poseen los metales, los electrones de valencia son extraídos de sus

orbitales y tienen la capacidad de moverse libremente a través del compuesto metálico, lo que otorga

a éste las propiedades eléctricas y térmicas.

Propiedades:

1. Suelen ser sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio, y sus puntos de fusión y

ebullición varían notablemente.

2. Las conductividades térmicas y eléctricas son muy elevadas (esto se explica por la

enorme movilidad de sus electrones de valencia menor).

3. Presentan brillo metálico, por lo que son menos electronegativos.

4. Son dúctiles y maleables (la enorme movilidad de los electrones de valencia hace que los

cationes metálicos puedan moverse sin producir una situación distinta, es decir, una

rotura).


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5. Pueden emitir electrones cuando reciben energía en forma de calor.

6. Tienden a perder electrones de sus últimas capas cuando reciben cuantos de luz (fotones),

fenómeno conocido como efecto fotoeléctrico.

El enlace metálico es característico de los elementos metálicos, es un enlace fuerte, primario, que se

forma entre elementos de la misma especie. Los átomos, al estar tan cercanos uno de otro,

interaccionan los núcleos junto con sus nubes electrónicas empaquetándose en las tres dimensiones,

por lo que quedan rodeados de tales nubes. Estos electrones libres son los responsables que los

metales presenten una elevada conductividad eléctrica y térmica, ya que estos se pueden mover con

facilidad si se ponen en contacto con una fuente eléctrica. Presentan brillo y son maleables.

Los elementos con un enlace metálico están compartiendo un gran número de electrones de valencia,

formando un mar de electrones rodeando un enrejado gigante de cationes. Los metales tienen puntos

de fusión más altos por lo que se deduce que hay enlaces más fuertes entre los distintos átomos.

La vinculación metálica es no polar, apenas hay (para los metales elementales puros) o muy poca

(para las aleaciones) diferencia de electronegatividad entre los átomos que participan en la

interacción de la vinculación, y los electrones implicados en lo que es la interacción a través de la

estructura cristalina del metal. El enlace metálico explica muchas características físicas de metales,

tales como fuerza, maleabilidad, ductilidad, conducción del calor y de la electricidad, y lustre. La

vinculación metálica es la atracción electrostática entre los átomos del metal o los iones y electrones

deslocalizados. Esta es la razón por la cual se explica un deslizamiento de capas, dando por resultado

su característica maleabilidad y ductilidad.

Los átomos del metal tienen por lo menos un electrón de valencia, no comparten estos electrones con

los átomos vecinos, ni pierden electrones para formar los iones. En lugar los niveles de energía

externos de los átomos del metal se traslapan. Son como enlaces covalentes.

CONDUCTIVIDAD ELÉCTRICA

La conductividad eléctrica es la capacidad de un cuerpo de permitir el paso de la corriente eléctrica a

través de sí. También es definida como la propiedad natural característica de cada cuerpo que

representa la facilidad con la que los electrones (y huecos en el caso de los semiconductores) pueden

pasar por él. Varía con la temperatura. Es una de las características más importantes de los

materiales.


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SOLUBILIDAD

La solubilidad es una medida de la capacidad de una determinada sustancia para disolverse en otra. Puede expresarse en moles por litro, en gramos por litro, o en porcentaje de soluto; en algunas condiciones la solubilidad se puede sobrepasar, denominándose a estas soluciones sobresaturadas. El método preferido para hacer que el soluto se disuelva en esta clase de soluciones es calentar la muestra.

La sustancia que se disuelve se denomina soluto y la sustancia donde se disuelve el soluto se llama solvente. No todas las sustancias se disuelven en un mismo solvente, por ejemplo en el agua, se disuelve el alcohol y la sal. El aceite y la gasolina no se disuelven. En la solubilidad, el carácter polar o apolar de la sustancia influye mucho, ya que, debido a este carácter, la sustancia será más o menos soluble; por ejemplo, los compuestos con más de un grupo funcional presentan gran polaridad por lo que no son solubles en éter etílico.

El término solubilidad se utiliza tanto para designar al fenómeno cualitativo del proceso de disolución como para expresar cuantitativamente la concentración de las soluciones. La solubilidad de una sustancia depende de la naturaleza del disolvente y del soluto, así como de la temperatura y la presión del sistema, es decir, de la tendencia del sistema a alcanzar el valor máximo de entropía. Al proceso de interacción entre las moléculas del disolvente y las partículas del soluto para formar agregados se le llama solvatación y si el solvente es agua, hidratación.

La solubilidad de una sustancia en otra está determinada por el equilibrio de fuerzas intermoleculares entre el disolvente y el soluto, y la variación de entropía que acompaña a la solvatación. Factores como la temperatura y la presión va a alterar este equilibrio, cambiando así la solubilidad.


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DETALLES EXPERIMENTALES

a) Aparatos:

• Vaso de 100 m L

• Equipo de conductividad eléctrica (ver figura)

• Pinzas aislantes

b) Materiales:

• H2O potable

• H2O destilada

• NaCl(s) y solución 0.1 M

• CuSO4(s) y solución 0.1 M

• NaOH(ac) 0.1 M

• NH3(ac) 0.1 M

• NH4Cl(ac) 0.1 M

• CH3COOH(ac) 0.1 M

• H2SO4(ac) 0.1 M

• Sacarosa, C12H22O11(s)

• Bencina

• Aceite

• Cu(lamina y alambre)

• C(grafito)

EQUIPO DE CONDUCTIVIDAD ELÉCTRICA


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c) Procedimiento experimental – Resultados:

i. Llenar con agua potable hasta la mitad del volumen del vaso de 100 mL, introducir los

electrodos del equipo hasta la mitad del líquido y ensayar la conductividad. Se

apreciará que el foco se enciende con una luz notablemente fuerte.

ii. Repetir la experiencia anterior, apero ahora usando agua destilada. El foco no se

prende.

iii. Agregar el vaso que contiene agua destilada, más o menos 1g de NaCl, e introducir

lentamente los electrodos desde la superficie exterior hacia la parte media de la

solución. (sin tocar el fondo del recipiente). Se notara que la intensidad de la luz varia

dependiendo de la posición de la que se coloquen los electrodos.

iv. Retire el equipo de conductividad y agite la solución con una bagueta a fin de que todo

el NaCl se disuelva. Ahora todos los iones se han distribuido homogéneamente por toda

la solución.

v. Introduzca nuevamente los electrodos del aparato de conductividad. Ahora se notara

que en cualquier zona en la que se coloquen los electrodos la intensidad de la luz es la

misma.


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vi. Ensayar la solubilidad de cada una de las muestras entregadas por el profesor (a

excepción del cobre metálico y el carbón), con los respectivos solventes y aveiguar si

conducen la corriente eléctrica.

vii. Para el caso del cobre y el carbón, tomo la muestra con una pinza aislante y conectar

directamente a los electrodos cerrando el circuito.


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MUESTRAS SOLVENTE SOLUBILIDAD CONDUCTIVIDAD TIPO DE

ENLACE

H2O potable - - SI Covalente

H2O destilada - - NO Covalente

Bencina - - NO Covalente

NaCl H2O SI SI Iónico

Ac. Benzoico H2O SI NO Covalente

Sacarosa H2O SI NO Covalente

CuSO4 H2O SI SI Iónico

Aceite - - NO Covalente

NaOH (sol) H2O SI SI Iónico

NH4Cl (sol) H2O SI SI Iónico

NH3 (sol) H2O SI SI Iónico

CH3COOH (dil) H2O SI SI Covalente

H2SO4 (dil) H2O SI NO Covalente

Cu (lamina) - - SI Metálico

C (grafito) - - SI Covalente


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DISCUSIÓN DE RESULTADOS

En la prueba del agua potable para la determinar su conductividad eléctrica se pudo notar que

conducía la corriente eléctrica. ¿A qué se debía esto? El agua potable no es agua pura (agua

destilada), debido a que paso por diferentes procesos en los cuales se mezcla con sales y diferentes

iones como cloruros, nitratos, nitritos, amonio, calcio, magnesio, fosfato, arsénico, etc. Estas sales e

iones son las responsables de que el agua potable conduzca la electricidad.

En las pruebas para probar la conductividad eléctrica de compuestos covalentes como el ácido

acético y el ácido benzoico, se puede apreciar que estas sustancias no conducen la corriente eléctrica,

pero los filamentos del foco empiezan a tornarse de un color rojo naranja, como si fuera a prenderse

¿Por qué ocurrió esto? Ello se debe a la propiedad de la polaridad de las moléculas. Analicemos la

estructura Lewis del ácido benzoico

En el enlace O-H el oxígeno atrae con mayor fuerza al electrón del hidrógeno debido a su alta

electronegatividad. Prácticamente es como si lo hubiera perdido. Esto forma dos polos, uno positivo

y otro negativo.

Dándole a la molécula cierta polaridad. Debido a esto el ácido benzoico se puede disolver en agua.

Según la siguiente ecuación química.

C6H5COOH ⇄ C6H5COO- + H+

El ácido benzoico tiende a perder solo un hidrógeno pero no todos, es decir, no se disocia por

completo, por ello tiende a volver al equilibrio y recuperar su hidrógeno. La disociación de este

compuesto forma los iones correspondientes que conducen la corriente eléctrica.


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En la prueba del carbono en forma de grafito, el foco se encendía cuando los electrodos estaban

conectados con este. ¿Por qué conduce la electricidad si es un compuesto covalente? El carbono

posee la propiedad de autosaturación, con el cual se enlaza con otros carbonos formando largas

cadenas, formando diversos arreglos moleculares, tales como el grafito y el diamante

DIAMANTE GRAFITO

En el grafito los átomos de carbono presentan hibridación sp2, esto significa que forma tres enlaces

covalentes en el mismo plano a un ángulo de 120º (estructura hexagonal) y que un orbital π perpendicular a ese plano quede libre (estos orbitales deslocalizados son fundamentales para definir

el comportamiento eléctrico del grafito) .


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CONCLUSIONES

• Existe una gran diferencia entre el agua potable y el agua destilada, a pesar que el agua potable

pasa por diversos procesos de purificación, ésta posee con sales y iones libre que conducen la

conductividad eléctrica, mientras que el agua destilada es químicamente pura y no presenta

ninguna otra sustancia.

• Al disolver compuestos covalentes como la sacarosa C12H22O11 con el agua destilada solo se

produce una dispersión molecular, por lo que aquí no existe disociación.

• Ciertos compuestos covalentes, como el carbono en forma de grafito, pueden conducir la

corriente eléctrica. Ello depende del arreglo molecular que presentan (Alotropía del carbono).


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RECOMENDACIONES

• Después de cada experiencia desconectar el tomacorriente para así poder evitar algún tipo de

accidente

• Limpiar los electrodos cada vez expongamos a estos a nuevas soluciones.

• Tener cuidado con los reactivos a utilizar.

• Para la colocación de metales utilizar pinzas con mango de madera o plástico (aislantes).


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BIBLIOGRAFÍA

• Raymond Chang – Química. Mc Graw – Hill. Novena edición. México. 2007

• Academia Cesar Vallejo – Química. Lumbreras Editores. Perú. 2004

• Enciclopedia Microsoft Encarta 2010

• www.es.wikipedia.org

• www.monografias.com

ANEXOS


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CUESTIONARIO 1. ¿Cómo puede determina experimentalmente si una sustancia forma o no una solución

electrolítica?

Primero echar la sustancia en 50 mL agua destilada previamente llenada en un vaso

precipitado, luego agitar hasta que la sustancia se disuelva (si llega a disolverse). Enseguida se

llevan a los electrodos del equipo de conductividad eléctrica y si el foco llega a encenderse

entonces la solución es electrolítica.

2. ¿Cuáles de las sustancias con las que ha trabajado en esta práctica, son sólidos iónicos?

NaCl, CuSO4, NaOH.

3. Distinga entre electrolito y no electrolitos.

Electrolito No electrolito

- Se disocia en iones libres que conducen la

electricidad.

- Pueden conducir la electricidad fundidos o en

solución acuosa

- Generalmente son compuestos iónicos y

moléculas polares.

- No se disocia.

- No conducen la corriente eléctrica en solución

ni en estado líquido.

- Por lo general son compuesto covalentes y

moléculas apolares.

4. ¿Cuáles de las sustancias usadas en la experiencia de enlace químico son electrolitos y cuales son

no electrolitos?

Electrolitos No electrolitos

H2O potable H2O destilada

NaCl(ac) Bencina

Ac. Benzoico(ac) Sacarosa

CuSO4(ac) Aceite

NaOH(ac) CH3COOH glacial

NH4Cl(ac)

CH3COOH (dil)

5. ¿Por qué algunas de las sustancias trabajadas en esa práctica no conducen bien la electricidad?

¿Cuáles son estas sustancias?


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Aquellas sustancias no conducen la electricidad porque al estar disueltos en agua, o no se

disuelven o no encienden el foco del equipo de conductividad eléctrica. Estas sustancias son los

compuestos covalentes. Ejemplo: H2O destilada, Bencina, Sacarosa, Aceite, CH3COOH glacial.

6.

a) Indique la dirección esperada de la polarización en cada enlace, usando cargas parciales y

una flecha.

I) H – O II) H – N III) C – Cl IV) C – Mg

Solución

I) H O II) H N III) C Cl IV) C Mg

∆EN= 1.4 ∆EN= 0.9 ∆EN= 0.5 ∆EN= 1.3

b) Considere la parte (a) del ejercicio para mostrar cuales miembros de cada par enlazados son

más polares.

Aprovechando la variación de la electronegatividad:

C – Cl < H – N < C – Mg < H – O

informe nº 6-química general a1

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