• Author / Uploaded
• Ricardo Rik XD

• Categories
• Enlace químico
• Enlace covalente
• Polaridad química
• Moléculas
• Enlace de hidrógeno

Citation preview

UNIVERSIDAD MAYOR DE SAN ANDRES FACULTAD DE INGENIERIA DEPARTAMENTOS DE CURSOS BASICOS

LABORATORIO DE QUIMICA INORGANICA QMC 104L NOMBRE: MIRIAM LLANQUE CALLISAYA DOCENTE: ING. MOLINA PARALELO: ¨B¨ FECHA DE ENTREGA: 6 DE SEPTIEMBRE DE 2019 LA PAZ - BOLIVIA

ENLACE QUIMICO 1. OBJETIVOS 1.1. Objetivo general  Identificar las principales propiedades del diferente tipo de enlace químicos las fuerzas que los unen.

1.2.

Objetivo especifico

 Identificar y predecir, a través de sus propiedades y sus manifestaciones, el tipo de enlace químico que mantiene unido a los átomos.  Probar la solubilidad de algunos compuestos frente el agua y su comportamiento  Comparar y verificar el enlace químico de algunas sustancias por medio de pruebas de conductividad eléctrica.  Relacionar el tipo de enlace que presentan algunas sustancias solidas con su punto de fusión.

2. FUNDAMENTO TEORÍCO Enlace, significa la fuerza que une a los átomos que forman las sustancias. Al decir enlace nos estamos refiriendo a todas las interacciones que mantienen unidos a los átomos. Entonces enlace implica interacción entre átomos de una misma sustancia. Dos son los mecanismos principales de que valen los átomos para lograr estructuras estables parecidas a la de los gases nobles y conforman moléculas igualmente estables: a) Por transferencia de electrones de un átomo a otro o ENLACE IONICO. b) Por compartición de electrones, enlace COVALENTE. También existen otras formas de enlaces que están estrechamente relacionadas a los dos anteriores entre ellas tenemos: enlaces metálicos, polar, covalente coordinados y otros En enlace metálico se da por que los electrones periféricos se alejen fácilmente de la atracción nuclear formándose cationes (restos positivos), lo que da origen la existencia

de muchos electrones “libres” (des localizados) lo que en conjunto forman una nube electrónica des localizada. Esto ocurre con todos los átomos de la porción metálica. A continuación experimentaremos analizando el comportamiento de lagunas sustancias frente al calor, corriente eléctrica, fusión y solubilidad y lo relacionaremos en enlace químico. TIPOS DE ENLACES QUÍMICOS Los átomos se unen entre sí para formar moléculas mediante fuerzas de enlace. Los tipos fundamentales de enlace son el iónico, el covalente y el metálico. A continuación se describen cada uno de los tipos de enlace y sus características principales.

 Enlace iónico El enlace iónico consiste en la atracción electrostática entre átomos con cargas eléctricas de signo contrario. Este tipo de enlace se establece entre átomos de elementos poco electronegativos con los de elementos muy electronegativos. Es necesario que uno de los elementos pueda ganar electrones y el otro perderlo, y como se ha dicho anteriormente este tipo de enlace se suele producir entre un no metal (electronegativo) y un metal (electropositivo). Un ejemplo de sustancia con enlace iónico es el cloruro sódico. En su formación tiene lugar la transferencia de un electrón del átomo de sodio al átomo de cloro. Las

configuraciones electrónicas de estos elementos después del proceso de ionización son muy importantes, ya que los dos han conseguido la configuración externa correspondiente a los gases nobles, ganando los átomos en estabilidad. Se produce una transferencia electrónica, cuyo déficit se cubre sobradamente con la energía que se libera al agruparse los iones formados en una red cristalina que, en el caso del cloruro sódico, es una red cúbica en la que en los vértices del paralelepípedo fundamental alternan iones Cl- y Na+. De esta forma cada ion Cl- queda rodeado de seis iones Na+ y recíprocamente. Se llama índice de coordinación al número de iones de signo contrario que rodean a uno determinado en una red cristalina. Propiedades de los compuestos iónicos Las sustancias iónicas están constituidas por iones ordenados en el retículo cristalino; las fuerzas que mantienen esta ordenación son fuerzas de Coulomb, muy intensas. Esto hace que las sustancias iónicas sean sólidos cristalinos con puntos de fusión elevados. En efecto, para fundir un cristal iónico hay que deshacer la red cristalina, separar los iones. El aporte de energía necesario para la fusión, en forma de energía térmica, ha de igualar al de energía reticular, que es la energía desprendida en la formación de un mol de compuesto iónico sólido a partir de los correspondientes iones en estado gaseoso. Esto hace que haya una relación entre energía reticular y punto de fusión, siendo éste tanto más elevado cuanto mayor es el valor de aquella. Por otra parte, la aparición de fuerzas repulsivas muy intensas cuando dos iones se aproximan a distancias inferiores a la distancia reticular (distancia en la que quedan en la red dos iones de signo contrario), hace que los cristales iónicos sean muy poco compresibles. Hay sustancias cuyas moléculas, si bien son eléctricamente neutras, mantienen una separación de cargas. Esto se debe a que no hay coincidencia entre el centro de gravedad de las cargas positivas y el de las negativas: la molécula es un dipolo, es decir, un conjunto de dos cargas iguales en valor absoluto pero de distinto signo, separadas a una cierta distancia. Los dipolos se caracterizan por su momento; producto del valor absoluto de una de las cargas por la distancia que las separa. Un de estas sustancias polares es, por ejemplo el agua.Cuando un compuesto iónico se introduce en un disolvente polar, los iones de la superficie de cristal provocan a su alrededor una

orientación de las moléculas dipolares, que enfrentan hacia cada ion sus extremos con carga opuesta a la del mismo. En este proceso de orientación se libera una energía que, si supera a la energía reticular, arranca al ion de la red. Una vez arrancado, el ion se rodea de moléculas de disolvente: queda solvatado. Las moléculas de disolvente alrededor de los iones se comportan como capas protectoras que impiden la reagrupación de los mismos. Todo esto hace que, en general, los compuestos iónicos sean solubles en disolventes polares, aunque dependiendo siempre la solubilidad del valor de la energía reticular y del momento dipolar del disolvente.  Enlace covalente Lewis expuso la teoría de que todos los elementos tienen tendencia a conseguir configuración electrónica de gas noble (8 electrones en la última capa). Elementos situados a la derecha de la tabla periódica ( no metales ) consiguen dicha configuración por captura de electrones; elementos situados a la izquierda y en el centro de la tabla ( metales ), la consiguen por pérdida de electrones. De esta forma la combinación de un metal con un no metal se hace por enlace iónico; pero la combinación de no metales entre sí no puede tener lugar mediante este proceso de transferencia de electrones; por lo que Lewis supuso que debían compartirlos. Es posible también la formación de enlaces múltiples, o sea, la compartición de más de un par de electrones por una pareja de átomos. En otros casos, el par compartido es aportado por sólo uno de los átomos, formándose entonces un enlace que se llama coordinado o dativo. Se han encontrado compuestos covalentes en donde no se cumple la regla. Por ejemplo, en BCl3, el átomo de boro tiene seis electrones en la última capa, y en SF6, el átomo de azufre consigue hasta doce electrones. Esto hace que actualmente se piense que lo característico del enlace covalente es la formación de pares electrónicos compartidos, independientemente de su número. I.

enlace metálico

Los elementos metálicos sin combinar forman redes cristalinas con elevado índice de coordinación. Hay tres tipos de red cristalina metálica: cúbica centrada en las caras, con coordinación doce; cúbica centrada en el cuerpo, con coordinación ocho, y hexagonal

compacta, con coordinación doce. Sin embargo, el número de electrones de valencia de cualquier átomo metálico es pequeño, en todo caso inferior al número de átomos que rodean a un dado, por lo cual no es posible suponer el establecimiento de tantos enlaces covalentes. En el enlace metálico, los átomos se transforman en iones y electrones, en lugar de pasar a un átomo adyacente, se desplazan alrededor de muchos átomos. Intuitivamente, la red cristalina metálica puede considerarse formada por una serie de átomos alrededor de los cuales los electrones sueltos forman una nube que mantiene unido al conjunto. II.

Fuerzas intermoleculares

A diferencia que sucede con los compuestos iónicos, en las sustancias covalentes existen moléculas individualizadas. Entre estas moléculas se dan fuerzas de cohesión o de Van der Waals, que debido a su debilidad, no pueden considerarse ya como fuerzas de enlace. Hay varios tipos de interacciones: Fuerzas de orientación (aparecen entre moléculas con momento dipolar diferente), fuerzas de inducción (ion o dipolo permanente producen en una molécula no polar una separación de cargas por el fenómeno de inducción electrostática) y fuerzas de dispersión (aparecen en tres moléculas no polares). Propiedades de los compuestos covalentes Las fuerzas de Van der Waals pueden llegar a mantener ordenaciones cristalinas, pero los puntos de fusión de las sustancias covalentes son siempre bajos, ya que la agitación térmica domina, ya a temperaturas bajas, sobre las débiles fuerzas de cohesión. La mayor parte de las sustancias covalentes, a temperatura ambiente, son gases o líquidos de punto de ebullición bajo (por ejemplo el agua). En cuanto a la solubilidad, puede decirse que, en general, las sustancias covalentes son solubles en disolventes no polares y no lo son en disolventes polares. Se conocen algunos sólidos covalentes prácticamente infusibles e insolubles, que son excepción al comportamiento general descrito. Un ejemplo de ellos es el diamante. La gran estabilidad de estas redes cristalinas se debe a que los átomos que las forman están unidos entre sí mediante enlaces covalentes. Para deshacer la red es necesario romper estos enlaces, los cual consume enormes cantidades de energía.

Electrovalencia y covalencia Teniendo presenta las teorías de los enlaces iónicos y covalentes, es posible deducir la valencia de un elemento cualquiera a partir de su configuración electrónica. La electrovalencia, valencia en la formación de compuestos iónicos, es el número de electrones que el átomo tiene que ganar o perder para conseguir la configuración de los gases nobles. La covalencia, número de enlaces covalentes que puede formar un átomo, es el número de electrones desapareados que tiene dicho átomo. Hay que tener presente que un átomo puede desaparecer sus electrones al máximo siempre que para ello no haya de pasar ningún electrón a un nivel energético superior. III.

Momentos dipolares

La diferencia de electronegatividad entre el H y el F origina un enlace covalente polar en la molécula del HF. Como consecuencia, existe una concentración de carga negativa en el átomo más electronegativo, el F, dejando al átomo menos electronegativo, el H en el extremo positivo de la molécula. Se dice que una molécula como el HF, en la que los centros de carga positiva y negativa no coinciden, es una molécula polar. Por lo tanto, describimos a los enlaces y a las moléculas completas como polares y no polares. IV.

polaridad de los enlaces

En el caso de moléculas heteronucleares, uno de los átomos tendrá mayor electronegatividad que el otro y, en consecuencia, atraerá más fuertemente hacia sí al par electrónico compartido. El resultado es un desplazamiento de la carga negativa hacia el átomo más electronegativo, quedando entonces el otro con un ligero exceso de carga positiva. Por ejemplo, en la molécula de HCl la mayor electronegatividad del cloro hace que sobre éste aparezca una fracción de carga negativa, mientras que sobre el hidrógeno aparece una positiva de igual valor absoluto. Resulta así una molécula polar, con un enlace intermedio entre el covalente y el iónico.

3. MÉTODO EXPERIMENTAL I.

SOLUBILIDAD INICIO

AÑADIR CaO

AÑADIR NaHCO3

AÑADIR SAL DE MESA

AÑADIR SACAROSA

AÑADIR CuSO4

AÑADIR ACEITE COMESTIBLE

AÑADIR ALMIDON

AÑADIR GASOLINA

AÑADIR CH3COCH3 AÑADIR VINAGRE

AÑADIR CH3CH2OH

COLOCAR H2O

12 tubos de ensayo OBSERVAR LA SOLUBILIDAD REGISTRAR OBSERVACIONES

FIN

II.

CONDUCTIVIDAD ELECTRICA EN DISOLUCION INICIO

AÑADIR NaCl

AÑADIR CH3CH2OH

AÑADIR H3BO3

AÑADIR VINAGRE O CH3COOH

AÑADIR SACAROSA

AÑADIR NH4OH

AGREGAR 25 mL DE H2Od

VASO PRECIPITADO 50 ML

LAVAR LOS ELECTRODOS DESPUES DE CADA PRUEBA

AÑADIR HCl

INTRODUCIR ELECTRODOS DE Cu

NO

¿SE ENCIENDE EL FOCO?

SI

CONDUCE LA CORIENTE ELCTRICA

AÑADIR S

ANOTAR INTENSIDAD REGISTRAR OBSERVACIONES

FIN

I)

PUNTO DE FUSION

SACAROSA

INICIO

COLOCAR

GLUCOSA

TUBOS CAPILARES

EQUIPO DE PUNTO DE FUSION

ANOTAR Y OBSERVAR

II) i)

RECONOCIMENTO DEL ENLACE COVALENTE COORDINADO por la formación de un compuesto de coordinación colorido INICIO TUBO DE ENSAYO AGITACION CONSTANTE AGREGAR GOTA A GOTA KSCN 1M

CAMBIO DE COLORACION

REGISTRAR OBSERVACIONES

FIN

VERTIR 2 mL DE FeCl3 3M

ii)

por la dilución de una sal poco soluble al formarse un compuesto de coordinación INICIO

1 mL DE AgNO3

VASO DE 50 ML

1 mL DE NaCl

REGISTRAR OBSERVACION

Ecuación de reacción AGREGAR 1.5 mL DE H2O

solución

AÑADIR GOTA A GOTA NH4OH

REGISTRE OBSERVACIONES

precipitad o

4. DATOS CÁLCULOS Y RESULTADOS I.

SOLUBILIDAD COMPUESTO

SOLUBLE SI/NO

1

Azufre

NO

2

Almidón

NO

3

Azúcar

SI

4

Bicarbonato de sodio

SI

5

Sulfato cúprico

SI

6

Cal

NO

7

Aceite comercial

NO

8

Etanol

SI

9

Acetona

SI

10

Vinagre

SI

11

gasolina

NO

12

azufre

SI

II.

CONDUCTIVIDAD ELECTRICA

DISOLUCION

¿CONDUCE?

INTENSIDAD

CALIFICATIVO

SI NO NO NO NO NO SI

120.2 0.33

FUERTE NULO NULO NULO NULO NULO MEDIANO

NaCl CH3CH2OH H3BO3 VINAGRE NH4OH SACAROSA HCl

III.

PUNTO DE FUSION Por bibliografía: Sacarosa: 189ºC Glucosa: 149ºC SACAROSA ºC

GLUCOSA ºC

1

191

155

2

188

153

3

190

143

promedio

189.7

154

2 √(X − X) 𝑠= 𝑛−1 4.88 𝑠𝐴 = √ = 1.56 3−1 1.56 𝐸𝐴 = 4.0321 = 3.63 [º𝐶] √3 𝑇𝑆𝐴𝐶 = (189.7 ± 3.63)º 2

(X−X) 𝑠 = √ 𝑛−1 , 3

𝑠𝐴 = √

2−1

𝐸𝐴 = 4.0321

= 1.73

1.73 √2

= 4.9 [º𝐶]

𝑇𝐺𝐿𝑈𝐶𝑂𝑆𝐴 = (154 ± 4.9)º𝐶

IV.

RECONOCIMIENTO DE ENLACES COVALENTES COORDINADOS

1. Por la formación de un compuesto de coordinación colorido. FeCl3 + KSCN → [Fe (SCN)6]3-

(ion complejo hexakis(tiocianato)ferrato(III)).

Los iones tiocianato, SCN-, reaccionan con los iones hierro, Fe+3. La intensidad del color naranja fuerte a vino intenso reacción rápida nos indica, de manera cualitativa, la cantidad del ion complejo en la mezcla en equilibrio. 2. Por la disolución de una sal poco soluble al formarse un compuesto de coordinación AgNO3 + NaCl → NaNO3 + AgCl ↓ Cuando el nitrato de plata y el cloruro de sodio se disuelven en agua, los cationes de plata se separan de los aniones del nitrato y los cationes de sodio se separan de los aniones del cloruro. El resultado de mezclar nitrato de plata con cloruro de sodio es la formación inmediata de un sólido blanco que se deposita en el fondo del vaso o contenedor de la reacción. Este es el AgCI. El nitrato de sodio, que es soluble en agua, permanece debajo en el vaso de precipitados. NaNO3 + AgCl ↓ +H2O → Na+ +Ag+

(disociación)

AgCl + NH4OH → Ag(NH3)2+ Disuelve completamente al precipitado formándose un ion complejo, ya que es soluble el cloruro de plata en hidróxido de amonio. Lo que nos comprueba que hay la presencia de un enlace covalente coordinado. 5. ANALISIS DE RESULTADOS  Los compuestos covalentes no polares se disuelven en compuestos covalentes no polares, debido a la presencia de las fuerzas de London; y; de igual manera, los compuestos covalentes polares se disuelven en compuestos covalentes polares por la presencia de las fuerzas dipolo- dipolo.  Los compuestos inorgánicos como la sal común en dilución conducen la corriente eléctrica.  El agua no diluye sustancias orgánicas como el aceite, acetona debido a que son moléculas de diferente polaridad.

 Algunas sustancias orgánicas al diluirse pueden producir iones por lo que débilmente conducen la corriente; como el caso del ácido acético.  Lo que haces al fusionar un compuesto es romper sus enlaces para volverlo líquido, se requiere de mucha energía para romperlo si es que los átomos de cada elemento atraen muy fuertemente a los electrones del enlace.  Es así que entre más grande sea la diferencia de electronegatividades de los elementos que forman un compuesto, más será difícil el fusionar dicho compuesto.  La glucosa y la sacarosa analizadas fueron puros y se comprobó porque los puntos de fusión fueron 5ºC por encima de los datos bibliográficos. 6. CONCLUSIONES Los solutos polares se disuelven en disolventes polares y solutos apolares se disuelven en disolventes no polares. Los compuestos iónicos diluidos en agua conducen la corriente y los compuestos moleculares no lo hacen en algunos casos lo hacen débilmente, el caso del ácidos clorhídrico y cloruro de sodio fueron conductores por tienen un enlace iónico. Los puntos de fusión de compuestos covalentes son bajos en relación de los enlaces metálicos e iónicos. Se pudo identificar y predecir, a través de sus propiedades y sus manifestaciones, el tipo de enlace químico que mantiene unido a los átomos y las fuerzas intermoleculares que existen entre las moléculas de las diferentes sustancias. 7. CUESTIONARIO 1. ¿A QUÉ GRUPO DE ELEMENTOS, METALES O NO METALES, PERTENECEN LOS ÁTOMOS QUE SE UNEN PARA FORMAR COMPUESTOS IÓNICOS COVALENTES? Para que un enlace covalente se genere es necesario que la diferencia de electronegatividad entre átomos sea menor a 1,7. De esta forma, los dos átomos comparten uno o más pares electrónicos en un nuevo tipo de orbital, denominado orbital molecular. Los enlaces covalentes se producen

entre átomos de un mismo elemento no metal, entre distintos no metales y entre un no metal y el hidrógeno. Cuando átomos distintos de no metales se unen en una forma covalente, uno de ellos resultará más electronegativo que el otro, por lo que tenderá a atraer la nube electrónica del enlace hacia su núcleo, generando un dipolo eléctrico. Esta polarización permite que las moléculas del mismo compuesto se atraigan entre sí por fuerzas electrostáticas de distinta intensidad. En el enlace covalente, los dos átomos no metálicos comparten uno o más electrones, es decir, se unen a través de sus electrones en el último orbital, el cual depende del número atómico en cuestión. 2. ¿QUÉ CARACTERÍSTICAS PRESENTAN LAS SUSTANCIAS QUE TIENEN ENLACES DEL TIPO IÓNICO Y COVALENTE?  Características de las sustancias que tiene enlace covalente.  Los enlaces covalentes se establecen entre elementos no metálicos. Por ejemplo, el hidrógeno H, el oxígeno O y el cloro Cl se encuentran naturalmente como moléculas diatómicas unidas por enlace covalente: H2, O2 y Cl2.  Los enlaces covalentes incluyen enlaces simples, dobles o triples donde 2, 4 o 6 electrones se comparten, respectivamente. Por ejemplo, en el compuesto orgánico etano H3C-CH3, la unión entre carbono-carbono y carbono-hidrógeno es simple. En el eteno H2C=CH2 la unión entre los carbonos es doble, compartiendo cuatro electrones.  Los enlaces covalentes crean moléculas que pueden ser separadas con menos energía que los compuestos iónicos.  El enlace covalente es más fuerte entre dos átomos con igual electronegatividad. Características de las sustancias que tiene enlace iónico.  Está formado por metal + no metal.

 No forma moléculas verdaderas, existe como un agregado de aniones (iones negativos) y cationes (iones positivos).  Los metales ceden electrones formando cationes, los no metales aceptan electrones formando aniones.  Se establece entre átomos con diferencias de electronegatividad grandes.  Se produce una transferencia de electrones.  Generalmente se encuentra formando las sales. 1. ¿QUÉ ENTIENDE USTED POR RESONANCIA Y CÓMO SE EXPLICA? La resonancia consiste en la combinación lineal de estructuras teóricas de una molécula (estructuras resonantes o en resonancia) que no coinciden con la estructura real, pero que mediante su combinación nos acerca más a su estructura real. El efecto resonante o mesomérico es negativo (-R/-M) cuando el sustituyente es un grupo que atrae electrones, y el efecto es positivo (+R/+M) cuando, a partir de la resonancia, el sustituyente es un grupo que dona electrones. La resonancia molecular es un componente clave en la teoría del enlace covalente. Para su existencia es imprescindible la presencia de enlaces dobles o triples en la molécula. El flujo neto de electrones desde o hacia el sustituyente está determinado también por el efecto inductivo. El efecto mesomérico como resultado del solapamiento (traslape) de orbitales p (resonancia) no tiene efecto alguno en este efecto inductivo, puesto que el efecto inductivo está relacionado exclusivamente con la electronegatividad de los átomos, y su química estructural (qué átomos están conectados a cuáles). 2. ¿EN QUÉ CONSISTE UN ENLACE DE HIDROGENO? El puente de hidrógeno puede vincular distintas moléculas e incluso sectores diferentes de una misma molécula. El átomo de hidrógeno, que cuenta con carga positiva, se conoce como átomo donante, mientras que el átomo de oxígeno, flúor o nitrógeno es el átomo aceptor del enlace.

Los puentes de hidrógeno aparecen en el ADN, el agua y las proteínas, por ejemplo. Debido a su existencia, se producen fenómenos de gran importancia, que incluso aparecen de manera cotidiana. El punto de ebullición del agua, la menor densidad del hielo respecto al agua líquida y la consistencia de la glicerina están vinculados a la presencia de puentes de hidrógeno en las moléculas. Es importante conocer que cualquier puente de hidrógeno se puede subdividir en lo que se ha dado en llamar puente de hidrógeno simétrico. Este es un término con el que se hace referencia a un enlace que es mucho más fuerte, que se puede dar en el hielo que está sometido a altas presiones y que se caracteriza porque el átomo de hidrógeno está a una distancia equidistante del átomo al que se encuentra unido de manera covalente. 3. ¿EN QUÉ CONSISTE UN ENLACE METÁLICO? Enlace químico que ocurre entre los átomos de metales entre sí, (unión entre núcleos atómicos y los electrones de valencia, que se agrupan alrededor de éstos como una nube). Es un enlace fuerte, primario, que se forma entre elementos de la misma especie, en este enlace todos los átomos envueltos pierden electrones de sus capas más externas, que se trasladan más o menos libremente entre ellos, formando una nube electrónica (también conocida como mar de electrones). Es el tipo de enlace que se produce cuando se combinan entre sí los elementos metálicos; es decir, elementos de electronegatividades bajas y que se diferencien poco.El enlace metálico explica muchas características físicas de las sustancias metálicas,

tales

como fuerza, maleabilidad, ductilidad, conducción

de

calor y

de

la electricidad, y brillo o lustre (devuelven la mayor parte de la energía lumínica que reciben). 4. ¿QUÉ ES UNA ESTRUCTURA DE LEWIS? Es una representación gráfica que muestra los pares de electrones de enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios que puedan existir. Son representaciones adecuadas y sencillas de iones y compuestos, que facilitan el recuento

exacto de electrones y constituyen una base importante, estable y relativa. En esta fórmula se muestran enlaces químicos dentro de la molécula, ya sea explícitamente o implícitamente indicando la ordenación de los átomos en el espacio. Esta representación se usa para saber la cantidad de electrones de valencia de un elemento que interactúan con otros o entre su misma especie, formando enlaces ya sea simples, dobles, o triples y después de cada uno de estos se encuentran en cada enlace covalente. Las estructuras de Lewis muestran los diferentes átomos de una determinada causa usando su símbolo químico y líneas que se trazan entre los átomos que se unen entre sí. Representan también si entre los átomos existen enlaces simples, dobles o triples. En ocasiones, para representar cada enlace, se usan pares de puntos en vez de líneas. Los electrones apartados (los que no participan en los enlaces) se representan mediante una línea o con un par de puntos, y se colocan alrededor de los átomos.

5. ESCRIBA DOS EJEMPLOS DE ELEMENTOS O COMPUESTOS NATURALES O EN DISOLUCIÓN, QUE CONTENGAN ENLACES IÓNICOS, ENLACES COVALENTES NO POLARES, ENLACE COVALENTE POLAR Y ENLACE COVALENTE COORDINADO. REPRESENTE EN CADA CASO LA ESTRUCTURA DE LEWIS QUE MUESTREN LOS ENLACES CORRESPONDIENTES.  Compuestos con enlace iónico

 Compuestos con enlace covalente apolar

Dióxido de carbono

metano

 Compuestos con enlace covalente polar Ácido clorhídrico Agua Amoniaco Anhídrido hipocloroso 

Compuestos con enlace covalente

coordinado

Anhídrido sulfúrico

ion amonio

Ion hidronio (oxonio) 6. ENUNCIE “LA REGLA DEL OCTETO” Y DIGA EN QUE CONSISTE, ESPECÍFICAMENTE DICHO CONCEPTO.

Dice que los iones de los elementos del sistema periódico tienen la tendencia a completar sus últimos niveles de energía con una cantidad de 8 electrones, de tal forma que adquieren una configuración muy estable. Esta configuración es semejante a la de un gas noble, los elementos ubicados al extremo derecho de la tabla periódica. Los gases nobles son elementos electroquímicamente estables, ya que cumplen con la estructura de Lewis, son inertes, es decir que es muy difícil que reaccionen con algún otro elemento. Esta conclusión es conocida como la regla del octeto. Esta regla es aplicable para la creación de enlaces entre los átomos, la naturaleza de estos enlaces determinará el comportamiento y las propiedades de las moléculas. Estas propiedades dependerán por tanto del tipo de enlace, del número de enlaces por átomo, y de las fuerzas intermoleculares. Existen diferentes tipos de enlace químico, basados todos ellos, como se ha explicado antes en la estabilidad especial de la configuración electrónica de los gases nobles, tendiendo a rodearse de ocho electrones en su nivel más externo. Los átomos son más estables cuando consiguen ocho electrones en la capa de su estado de óxido, sean pares solitarios o compartidos mediante enlaces covalentes. Considerando que cada enlace covalente simple aporta dos electrones a cada átomo de la unión, al dibujar un diagrama o estructura de Lewis, hay que evitar asignar más de ocho electrones a cada átomo. 7. ¿QUÉ ENTIENDE USTED POR FUERZAS DE VAN DER WAALS Y DE LONDON, Y A QUE SE DEBEN? Fuerza de Van Der Vaals Son las fuerzas atractivas y/o repulsivas entre moléculas distintas a aquellas debidas a un enlace intermolecular (Enlace iónico, Enlace metálico y enlace covalente de tipo reticular) o a la interacción electrostática de iones con moléculas neutras. El término incluye:  La fuerza entre dos dipolos permanentes. Si las interacciones son entre moléculas que están polarizadas de manera permanente (por ejemplo, las moléculas de agua

que atraen otras moléculas de agua u otras moléculas polares), se conocen como fuerzas de Keesom.  Fuerza entre un dipolo permanente y un dipolo inducido. Cuando un dipolo inducido (esto es, un dipolo que se induce en un átomo o una molécula que de otra manera sería no polar) interactúa con una molécula que tiene un momento dipolar permanente, esta interacción se conoce como fuerza de Debye. Un ejemplo de esta interacción serían las fuerzas entre las moléculas de agua y las de tetracloruro de carbono.  Fuerza entre dos dipolos inducidos instantáneamente. Si las interacciones son entre dos dipolos que están inducidos en los átomos o moléculas, se conocen como fuerzas de London (por ejemplo, el tetracloruro de carbono). Fuerzas de London Las fuerzas de dispersión de London, denominadas así en honor al físico germanoestadounidense Fritz London, son fuerzas intermoleculares débiles que surgen de fuerzas

interactivas

entre

multipolos

temporales

en moléculas sin momento

multipolar permanente. Las fuerzas de dispersión de London también son conocidas como fuerzas de dispersión, fuerzas de London o fuerzas dipolo-dipolo inducido. Las fuerzas de London pueden ser exhibidas por moléculas no polares debido a que la densidad electrónica se mueve alrededor de la molécula de una manera probabilística (ver teoría mecánico cuántica de las fuerzas de dispersión). Hay una gran probabilidad de que la densidad electrónica no esté distribuida por igual en una molécula apolar. Cuando los electrones están desigualmente distribuidos, existe un multipolo temporal. Este multipolo interactuará con otros multipolos cercanos e inducirá a las moléculas, pero solo son una pequeña parte de la fuerza de interacción total. Las fuerzas de London se hacen más fuertes a la vez que el átomo o molécula en cuestión se hace más grande. Esto es debido a la polarizabilidad incrementada de moléculas con nubes electrónicas más grandes y dispersas. Este comportamiento puede ejemplificarse por los halógenos (del más pequeño al más grande: F2, Cl2, Br2, I2). El di flúor y el di cloro son gases a temperatura ambiente, el di bromo es un líquido, y el di yodo es un sólido. Las fuerzas de London también se hacen fuertes con grandes

cantidades de superficie de contacto. Una mayor área superficial significa que pueden darse más interacciones cercanas entre diferentes moléculas. 8. ¿QUÉ ENTIENDE USTED POR PARES DE ELECTRONES ENLAZANTES Y NO ENLAZANTES? Electrones no enlazaste Un par solitario o par de electrones no compartidos es un par de electrones de valencia que no se encuentra formando un enlace, ni compartido con otros átomos. Cuando un átomo se agrupa con otros para formar una molécula, sus electrones más externos -también conocidos como electrones de capa de valencia- dejan de pertenecer únicamente al átomo del que provienen, pasando a pertenecer a la molécula formada. Los orbitales atómicos de valencia dejan de existir como tales y pasan a formar orbitales moleculares con características diferentes a las originales. Como los pares solitarios se encuentran en la capa más externa de los átomos, cuando estos átomos forman moléculas pasan a formar parte del conjunto de electrones de valencia de la molécula. De esto se deduce que los pares solitarios son, de hecho, un subconjunto de los electrones de valencia de la molécula a la que pertenecen. Los pares solitarios pueden ser identificados sin mucha dificultad al hacer un análisis de los niveles electrónicos más externos de un átomo: un par solitario es un par de electrones apareados, lo que los diferencia de los electrones solitarios (desapareados) que suelen ocupar orbitales atómicos que no se encuentran completos. Electrones enlazaste Un par de electrones, por lo tanto, es considerado un par solitario; si se encuentra formado por un par de electrones apareados, pero que no están siendo utilizados para formar un enlace. Integrando este concepto con los anteriores se puede concluir que el número de electrones de valencia de una molécula es igual al número de electrones enlazantes que posee, más el número de electrones que se encuentran formando pares solitarios.

Los átomos que al formar moléculas presentan con facilidad pares solitarios se encuentran en el extremo derecho de la tabla periódica, y en especial en la esquina superior, ya que, bajando por las columnas, la presencia de orbitales d y f en los átomos más complejos altera (a veces de manera aparentemente imprevisible) sus distribuciones electrónicas. 9. DE ACUERDO CON LA REGLA DEL OCTETO, DETERMINE PARA LOS SIGUIENTES ÁTOMOS, CUANTOS ELECTRONES PODRÍAN GANAR O PERDER CADA UNO. ESPECIFICAR CUALES TIENDEN A GANAR Y CUALES A PERDER ELECTRONES: Bi, Se, C, I, S y O. Bi: podría ganar dos electrones y a perder tres electrones. Se: podría ganar dos electrones y no llega a perder electrones, puede compartir pero no perderlos. C: podría ganar cuatro electrones y no llega a perder electrones, puede compartir pero no perderlos. I: podría ganar un electrón y no llega a perder electrones, puede compartir pero no perderlos. S: podría ganar dos electrones y no llega a perder electrones, puede compartir pero no perderlos. O: podría ganar dos electrones y no llega a perder electrones, puede compartir pero no perderlos. 10. VALIÉNDOSE DE LA LISTA DE ELECTRONEGATIVIDADES, A) ORDENE LOS SIGUIENTES ENLACES SEGÚN AUMENTA SU POLARIDAD: Be-Cl, C-I, Ba-F, Al-Br, SO, P-Cl, C-O, ¿SON IÓNICOS ALGUNOS DE ESTOS ENLACES? C-I: ENLACE APOLAR = 0.06 C-O: ENLACE POLAR = 0.85 S-O: ENLACE POLAR = 0.86 P-Cl: ENLACE POLAR = 0.97

Be-Cl: ENLACE POLAR =1.49 Al-Br: ENLACE IONICO = 2.06 Ba-F: ENLACE IONICO = 3.09 8. BIBLIOGRAFIA  Guía para Laboratorio de Química Inorgánica  UNCP- Facultad De Ingeniería Metalúrgica Y De Materiales- Química inorganica-2014 19  Theodore L. Brown (2009) Química, la ciencia central (11° edición). México: Pearson educación.