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• Yamile Yael Hilario

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INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL

ESCUELA SUPERIOR DE INGENIERÍA MECÁNICA Y ELÉCTRICA UNIDAD ZACATENCO

INGENIERÍA EN COMUNICACIONES Y ELECTRÓNICA

LABORATORIO DE QUÍMICA BÁSICA

PRACTICA No. 1 ENLACES

GRUPO: 1CM1

EQUIPO: 3 HERNANDEZ HILARIO YAMILE YAEL MORALES RODRIGUEZ ARIZBETH QUEZADA AYALA ANDREA SANCHEZ SOSA JOSELIN VICTORIA

PROFESORA: MARÍA TERESA GONZALES MORA

FECHA: 10 marzo de 2017

Objetivos: Identificar los tipos de enlaces que se formaron en las moléculas, conforme a las propiedades que presentan cada una. Introducción: Enlaces químicos: Los enlaces químicos son fuerzas de atracción que mantienen a los átomos unidos. Este se produce cuando los núcleos y electrones de dos o más átomos distintos interactúan y producen iones que son más estables que los mismos. Y cuando se forma este enlace, se libera energía. La energía que se libera cuando se forma un enlace es la que originalmente estaba contenida en los átomos. Una de las fuerzas impulsoras en la naturaleza es la tendencia de la materia a alcanzar el estado de energía más bajo posible. Por lo general un estado de energía más bajo implica mayor estabilidad. Fundamentos de Kossel y Lewis: Cuando un elemento o compuesto es estable, opone más resistencia al cambio que a uno inestable. Los elementos se clasifican con base en su grado de estabilidad, los elementos más instables son el sodio y el flúor; estos tienden a sufrir cambios químicos espontáneos. Cuando el sodio (𝑁𝑎) entra en contacto con el agua (𝐻2 𝑂), su reacción es exotérmica, donde se comprueba su inestabilidad. Las sustancias reactivas como el sodio y el flúor, después de sufrir un cambio químico, generalmente se vuelven más estables. Los elementos estables no sufren cambio alguno y no reaccionan aún bajo condiciones extremas. El grupo de los gases nobles, son los elementos más estables. Por ello se tomaron de referencia para fundamentar diversas reglas. Cuando un elemento tiene una configuración electrónica parecida a la de los gases nobles, se les llama isoeléctrico ya que dos o más especies químicas pueden tener la misma configuración electrónica.

Para que los enlaces sean más estables deben ser isoeléctricos, con un gas noble; a esta regla se le conoce como “La regla del octeto”. Recuerda que para hacer que los átomos sean estables estos deben de cumplir con “La regla de los octetos”, aunque en pocos casos no se puede cumplir. Para identificar estos enlaces se presenta la siguiente tabla: Grupo metálico IA IA IA II A II A II A III A III A III A

Grupo no metálico VII A VI A VA VII A VI A VA VII A VI A VA

Formula MX 𝑀2 𝑋 𝑀3 𝑋 𝑀𝑋2 𝑀𝑋 𝑀3 𝑋2 𝑀𝑋3 𝑀2 𝑋3 𝑀𝑋

Donde “M” es un elemento que pertenece a los metales y “X” no metal; los sub índices nos indican que estos compuestos son eléctricamente neutros. Los enlaces iónicos: 𝑀𝑒𝑡𝑎𝑙 + 𝑁𝑜 𝑀𝑒𝑡𝑎𝑙 Es la transferencia de electrones de un metal a un no metal. Los metales tienen electronegatividades bajas y tienden a perder electrones, por lo que cuando pierde uno o más electrones se convierte en un catión. Por otro lado los no metales tienen altas electronegatividades y tienden a ganar electrones. Y cuando un no metal gana electrones se convierte en un anión. Algunas de sus propiedades en común:  A 25 °C son sólidos que generalmente tienen altos puntos de fusión y de ebullición.  La mayoría de los compuestos iónicos son duros y a la vez frágiles.  Son malos conductores de la electricidad cuando están en forma sólida, pero son buenos conductores en estado líquido.  Si se disuelve en agua, éste se disocia en iones que conducen la corriente eléctrica en dicha solución.

Este enlace es producido por la fuerza de atracción entre átomos con cargas opuestas. Los enlaces covalentes: 𝑁𝑜 𝑀𝑒𝑡𝑎𝑙 + 𝑁𝑜 𝑀𝑒𝑡𝑎𝑙 Se forman cuando se combinan dos o más no metales. Para escribir los nombres de los compuestos covalentes binarios se necesitan un conjunto de reglas diferentes de las que se utilizan para escribir los nombres de los compuestos iónicos binarios. Si hay únicamente un átomo del no metal que aparece primero en la fórmula, se escribe el nombre de éste sin ningún cambio. El nombre del otro no metal se modifica de dos maneras: se agrega un prefijo al segundo no metal para indicar cuántos átomos hay en la fórmula y su terminación pasa a ser uro. Algunas propiedades de los covalentes:  La mayoría son líquidos o gases; algunos son sólidos blandos.  Tienen puntos de fusión y de ebullición menor.  Son malos conductores del calor y la electricidad.  Cuando se disuelven en agua, la mayoría no forman iones. Los no metales tienen altas electronegatividades, lo cual significa que tienen gran fuerza de atracción para los electrones del enlace químico. Por lo tanto, cuando los átomos no metálicos se enlazan mutuamente no ocurre transferencia de electrones, sino que los comparten. Una molécula compuesta de dos átomos se denomina molécula diatómica. Este enlace se produce cuando el orbital del nivel exterior de un átomo se superpone con el orbital del nivel exterior de otro átomo. Cuando en compuesto se comparte un par de electrones entre los dos núcleos; se le conoce como enlace covalente sencillo. Mientras que para cuando se comparte más de un par de electrones entre dos núcleos y estos se denominan enlaces covalentes múltiples. Y dentro de estos obtenemos dos más: Doble enlace, se comparten cuatro electrones entre dos átomos. Triple enlace, se comparten seis electrones entre dos átomos.

Enlace covalente no polar: Se dice que es un enlace covalente no polar es cuando ambos átomos, tienen una electronegatividad igual y por lo tanto, ningún átomo tiene una fuerza de atracción mayor hacia el par de electrones compartidos. Y son dos iguales átomos. Se utilizan en moléculas diatómicas como lo son 𝐻2 , 𝑂2 , 𝑁2 . Así como en halógenos 𝐶𝑙2 , 𝐵𝑟2 , 𝐼2 𝑦 𝐹2 . Enlace covalente polar: Cuando es se unen dos átomos no metálicos diferentes y los electrones que se comparten, son en forma desigual. Los electrones pasan más tiempo alrededor de un átomo más electronegativo. Electronegatividad: Es la capacidad de un átomo para atraer hacia si los electrones de un enlace químico. Cuando un átomo tiene una electronegatividad alta, tienen una mayor tendencia para atraer electrones que los elementos con electronegatividad baja. Los átomos de los elementos con grandes diferencias de electronegatividad tienden a formar enlaces iónicos La electronegatividad se obtiene, con la diferencia de electronegatividades de cada elemento. Diferencia de electronegatividades 0.4 =< D 0.5 a 1.7 D > 1.7

Tipo de enlaces No polar Polar Iónico

También existe un dipolo ya que hay una separación de cargas. Para mostrar que hay un dipolo, se escribe la letra griega delta, δ, seguida por los signos más (+) al átomo más positivo o menos (-) para saber cuál es el más negativo. La delta se lee como parcial. Es decir, δ- significa que un átomo tiene una carga Parcial negativa y δ+ significa que un átomo tiene una carga parcial positiva. Enlace covalente coordinado: Enlace dativo. Y se le denomina como un enlace covalente en el que uno de los átomos cede los dos electrones. Aunque las propiedades, que presente sean de un enlace covalente coordinado son parecidas a las de un enlace covalente normal (dado que todos los electrones son iguales, sin importar su origen), la distinción es útil para hacer un seguimiento de los electrones de valencia y asignar cargas formales.

Materiales: 8 Vasos de precipitados 2 Electrodos de cobre 1 Portalámparas 1 lámpara incandescente 2 extensiones con caimanes 1 capsula de porcelana 1 pinza para capsula 1 mechero, anillo y tela de alambre con asbesto.

Reactivos: a) b) c) d) e) f) g) h)

Cloruro de sodio (𝑁𝑎𝐶𝑙) Nitrato de Potasio (𝐾𝑁𝑂3 ) Azúcar (𝐶12 𝐻22 𝑂11 ) Ácido clorhídrico (𝐻𝐶𝑙) Ácido Acético (𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻) Alcohol (𝐶2 𝐻5 𝑂𝐻) Tetracloruro de Carbono (𝐶𝐶𝑙4 ) Agua (𝐻2 𝑂)

Desarrollo de la práctica: Procedimiento A) 1. Marcamos los ocho vasos de precipitados según fue el caso de cada sustancia, vertimos cada solución en el cada uno. 2. Montamos el circuito de forma indicada y teniendo las precauciones necesarias. 3. Se limpiaron los electrodos en el vaso de precipitados que contenía agua. 4. Conectamos a la corriente y probamos dicho circuito. 5. Introducimos los electrodos al Cloruro de sodio (𝑁𝑎𝐶𝑙), realizamos las anotaciones pertinentes 6. Retiramos los electrodos de la solución, los enjuagamos en el vaso con Agua y se secaron. 7. Repetimos los pasos 5 y 6 con el resto de las soluciones.

Procedimiento B) 1. Se colocó una pequeña cantidad de Azúcar en la capsula de porcelana y se calentó hasta la fusión, tomamos un tiempo aproximado. 2. Se dejó enfriar la capsula y se limpió, después se vertió Sal (Cloruro de sodio (𝑁𝑎𝐶𝑙)). 3. Se calentó la capsula de porcelana con la Sal y se tomó el tiempo aproximado del que se dejó fundir el Azúcar.

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Cuestionario: Procedimiento A 1. Solución ¿Encendió la lámpara? (si o no) Tipo de enlace (iónico o covalente)

𝑁𝑎𝐶𝑙 𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻 𝐶12 𝐻22 𝑂11 si

no

no

ióni co

covalente

𝐻𝐶𝑙

𝐾𝑁𝑂3

𝐶2 𝐻5 𝑂𝐻

𝐶𝐶𝑙4

si

si

no

no

covalente iónico iónico covalente covalente

Procedimiento B 2. ¿Qué sustancia funde más rápido y que carácter de enlace predomina?, ¿En la otra sustancia cuál es el carácter de enlace que predomina? R: el Azúcar, ya que es de enlace covalente; El Cloruro de Sodio es de enlace iónico. 3. Describa los enlaces existentes (según Lewis) entre cada uno de los átomos que forman las sustancias analizadas (excepto el azúcar) 4. Según la tabla de diferencia entre las electronegatividades de los elementos, escriba la mayor posibilidad de enlace (iónico o covalente) entre los átomos siguientes:

ELEMENTOS

ENLACES

Electronegatividad teórica

𝑁𝑎 𝑦 𝐶𝑙 𝐾𝑦𝑂 𝐶𝑙 𝑦 𝐻 (𝑒𝑛 𝐻𝐶𝑙) 𝐶𝑦𝐻 𝐾𝑦𝑂 𝐶𝑦𝑂

iónico iónico Covalente polar Covalente no polar iónico Covalente polar

3.0 − 0.9 = 2.1 > 1.7 3.5 − 0.8 = 2.7 > 1.7 3.0 − 2.1 = 0.9 2.5 − 2.1 = 0.4 ≤ 0.4 3.5 − 0.8 = 2.7 > 1.7 3.5 − 2.5 = 1.0

Elemento

Electronegatividad

𝑁𝑎 𝐶𝑙 𝐾 𝑂 𝐶 𝐻

0.9 3.0 0.8 3.5 2.5 2.1

5. ¿Hay coherencia entre lo concluido experimentalmente y sus respuestas de la pregunta 4? (Sí o No) ¿Hay alguna excepción? En caso de haber excepción, ¿cuál es? R: Si, En el ácido clorhídrico (𝐻𝐶𝑙); En teoría no debe encender la lámpara, mas sin embargo esta encendió. 3. Enlaces:

1) Cloruro de sodio 1)

Enlace Iónico

2) Ácido Clorhídrico 2) Enlace Covalente polar

3) Etanol

4) Tetracloruro de carbono

Enlace Covalente polar

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5) Nitrato de Potasio

Enlace Covalente Doble polar

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Enlace Iónico Covalente polar

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Enlace Covalente Coordinado Covalente polar

6) Ácido Acético

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Enlace Covalente Doble polar

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Enlace Covalente Coordinad o Covalente polar

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Enlace Covalente Coordinado Covalente polar

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Observaciones: Se pudo observar que las sustancias presentan diversos enlaces, como lo son el iónico, coordinado y polar. Pudiendo comprobar las propiedades de conductividad eléctrica de cada una. En el procedimiento B, se pudo comprobar el enlace covalente, gracias al bajo punto de fusión que tiene el Azúcar (𝐶12 𝐻22 𝑂11 ) ya que se cristaliza muy rápido a altas temperaturas. Por otro lado, el Cloruro de sodio (𝑁𝑎𝐶𝑙) es un enlace iónico y su punto de fusión es alto y tardaría mucho tiempo en hacer reacción.

Conclusiones: Concluí que la importancia de los enlaces químicos es muy importantes en la naturaleza, ya que al unir dos átomos del mimo o distinto elemento se comprueban sus propiedades. Por lo general existen dos tipos de enlaces químicos: Los Covalentes que es el resultado de la unión de dos no metales y estos a su vez se dividen en polares los cuales se da entre dos metales distintos y los no polares, los cuales son de dos no metales de iguales, moléculas diatómicas y halógenos. Los iónicos que es el resultado de la unió de un metal con un no metal, la atracción se da por cargas opuestas. La importancia de la electronegatividad para identificar cada enlace, con la diferencia de electronegatividades de cada átomo, colocando primero el elemento más electronegativo y se le resta el que contiene menos electronegatividad; si el resultado de esta diferencia es menor o igual a 0.4 hay un enlace covalente no polar, si esta entre 0.5 a 1.7 es covalente polar y si es mayor a 1.7 será un enlace iónico. Estos enlaces deben cumplir con la regla del octeto para que sean compuestos estables. Y a estos estable se les llama isoeléctricos ya que comparten la misma configuración electrónica de los gases noble. Quienes son los más estables.

Bibliografía: Título: Química general.

Autor: Drew H. Wolfe. Editorial: McGRAW-HILL.

Título: Química. Autor: Raymond Chang. Editorial: McGRAW-HILL.

TituloTítulo: Química. Autor: Silberberg, Martin S. Editorial: McGRAW-HILL.