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Universidad de San Carlos de Guatemala Facultad de Ingeniería Escuela de Ciencias Área de Química General Laboratorio de Química General 1

Práctica No. 3 Enlace iónico y covalente

Nombre: Ruth Nohemy Ardón Lechuga Instructor: Astrid Sofía López Fecha de realización: 06 de septiembre, 2016

Carnet: 201602975 Sección: J3 Fecha de entrega: 20 de septiembre, 2016

1. Resumen El 06 de septiembre se realizó la tercera práctica de laboratorio sobre enlaces iónicos y covalentes, la cual tuvo como objetivo determinar el tipo de enlace de las sustancias utilizadas, a través de la medición de su conductividad y las características de su enlace. Para ello se preparó, soluciones de 100 ml a través de la disolución de las sustancias en agua desmineralizada. Posteriormente se tomó tres muestras de 30 ml de esta solución y se colocaron en Beakers de 50 ml. En este sentido se realizó la medición de la conductividad de cada muestra a través del electrodo del potenciómetro, de forma que se obtuvo tres mediciones de conductividad de la solución. Posteriormente se armó un circuito eléctrico en el cual se debía colocar la solución y si ésta era conductora de corriente eléctrica, completaría el circuito en serie y encendería la bombilla que se encontraba en el mismo. En base a esto, se determinó la conductividad media y la desviación estándar de la misma. Se comprobó la relación entre electronegatividad y su carácter iónico, y cuál es la relación entre estas propiedades y el tipo de enlace del compuesto. Se concluyó que la conductividad y diferencia de electronegatividad están relacionadas entre sí. Que entre más conductividad y diferencia de electronegatividad haya en una solución, esta tendrá más carácter iónico.

1

2. Resultados Tabla 1: Medidas directas de conductividad y diferencia de electronegatividad, medidas indirectas de conductividad media y desviación estándar de las soluciones. Tipos de enlace. Conductividad

Desviación

media

estándar

Compuesto

Conduce

Diferencia de

electricidad electronegatividad

(S/m)

Tipo de enlace

Sí/No

HCl

9.27

2.65 x 10-2

Sí

0.9

Covalente

C3H6O

0.003

5.79 x 10-3

No

1.24

Covalente

NaCl

8.06

1.6 x 10-2

Sí

2.23

Iónico

-2

Na2SO4

8.19

5.87 x 10

Sí

2.51

Iónico

NaOH

9.85

7.11 x 10.2

Sí

2.51

Iónico

C12H22O11

0.10

9.30 x 10-2

No

1.24

Covalente

Fuente: Hoja de datos original, Ec. 1, Ec. 2.

Gráfica 1: Relación del valor de conductividad media, electronegatividad y el tipo de enlace de las sustancia trabajadas. 12

CARÁCTER IÓNICO

10 8 6 4 2 0 Acetona

Sacarosa

Cloruro de Sodio

Sulfato de Sodio

Ácido Clorhídrico

Hidróxido de Sodio

Conductividad

0.003

0.1

8.06

8.19

9.27

9.85

Diferencia de electronegatividad

1.24

1.24

2.23

2.51

0.9

2.51

Fuente: Hoja de datos original, Apéndice: 5.5. Datos Calculados. 2

3. Interpretación de Resultados En base a los resultados obtenidos se puede observar que existe una relación directa entre la conductividad, diferencia de electronegatividad y el tipo de enlace que posee una solución. Se puede establecer que entre mayor conductividad posea una solución, tendrá más carácter iónico. Esto se debe a que las soluciones iónicas están formadas por uno o más pares de electrones que son compartidos por un átomo metálico y un no metálico. Al poseer la solución un átomo metálico, la misma adquiere parte de las características del metal, tales como que los metales son buenos conductores de corriente. Así mismo, al poseer una solución enlaces covalentes, habrá menos conductividad porque estos son formados por dos átomos no metálicos que transfieren electrones. Los no metales se caracterizan por no ser buenos conductores de corriente por lo que la solución tendrá menos carácter iónico. Así en los resultados obtenidos se observa que la mayoría de las soluciones que poseen mayor conductividad media, tienen un enlace iónico; mientras las de menor conductividad media, poseen un enlace covalente. Esto principio se cumple excepción del ácido clorhídrico. Ya que al estar el hidrácido en una disolución acuosa, se disocia completamente teniendo un mayor carácter ácido por lo que este se ioniza. Esto únicamente sucede con los hidrácidos y los oxácidos. Por otra parte, respecto a la diferencia de electronegatividad se puede determinar qué tipo de enlace tiene la solución en base a la Escala de Linus Pauling donde los valores de electronegatividad están comprendidos en un intervalo de [0.7, 4]. Entre más alto se encuentre la diferencia de electronegatividad, la solución tendrá mayor carácter iónico. Mientras menor sea tendrá menos carácter iónico por lo que el enlace será covalente. A su vez, para valores intermedios el enlace es considerado como covalente polar. Asimismo, la diferencia de electronegatividad se relaciona de forma directa con el tipo de átomos que transferirán o compartirán electrones. Entre los elementos más metálicos y los más no metálicos, habrá más diferencia de electronegatividad mientras la diferencia de electronegatividad entre dos elementos no metálicos será considerablemente baja. 3

Bajo el mismo argumento mediante la diferencia de electronegatividad puede calcularse el porcentaje de carácter iónico de la solución mediante la ecuación número cuatro, el cual es directamente proporcional a la diferencia de electronegatividad. En base a esto, en los resultados obtenidos se observa que las soluciones con mayor diferencia de electronegatividad (∆E > 2) poseen un enlace iónico mientras las soluciones de menor diferencia de electronegatividad (∆E < 2) poseen un enlace covalente. La diferencia de electronegatividad puede proporcionar una estimación del rango en el que se puede encontrar la conductividad de una solución, ya que al poseer mayor diferencia de electronegatividad habrá un mayor grado de conductividad. Por lo que se puede comprobar que la diferencia de electronegatividad es directamente proporcional al grado de conductividad de una solución. Si se analiza específicamente la solución de Ácido clorhídrico, a pesar de tener un gran grado de conductividad, se sigue considerando que tiene un enlace covalente. Esto se debe a que únicamente será conductor cuando esté en una disolución acuosa, de lo contrario no conducirá electricidad. Al mismo tiempo, su grado de electronegatividad es bajo y el compuesto está formado por dos elementos no metálicos. De esta forma se puede evidenciar que una solución iónica tendrá mayor grado de electronegatividad y será conductor de corriente eléctrica, mientras una solución covalente tendrá menor diferencia de electronegatividad y no será conductor de corriente a menos que se trate de un hidrácido u oxácido en disolución acuosa.

4

4. Conclusiones 

Los enlaces iónicos son conductores de corriente eléctrica y poseen un grado alto de diferencia de electronegatividad.



Los enlaces covalentes no son conductores de corriente eléctrica y su grado de diferencia de electronegatividad es baja.



A través de la diferencia de electronegatividad puede estimarse el rango en el que se encuentra la conductividad ya que estos son directamente proporcionales.



Los hidrácidos y oxácidos a pesar de ser covalentes, en disoluciones acuosas son buenos conductores de corriente eléctrica.

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5. Apéndice

5.1. Procedimiento

1. Se limpió el área de trabajo. Se tomó la sustancia a trabajar. 2. Se anotó el nombre de la sustancia.

Si la sustancia se encontraba en estado sólido: 3. Se taró un Beaker de 100 ml. Se tomó con una espátula la cantidad de gramos que se indicaba de acuerdo a la sustancia trabajada. 4. Se colocó en el Beaker. Se agregó 30 ml de agua desmineralizada. Se disolvió, se utilizó para ello la varilla de agitación. 5. Se vertió en el balón aforado de 100 ml cuidadosamente. 6. Se agregó nuevamente 20 ml de agua desmineralizada al Beaker. Se agitó suavemente y se vertió al balón aforado. Se realizó esto nuevamente con otros 15 ml de agua desmineraliza. Y por último con otros 10 ml de agua desmineralizada. 7. Se evitó sobrepasar la marca del aforo. 8. Se agregó agua desmineralizada utilizando la pizeta hasta la marca de aforo. Se tapó y se agito. Se tapó y agitó.

Si la sustancia se encontraba en estado líquido: 9.

Se tomó la cantidad indicada con una pipeta Serológica de capacidad adecuada.

10. Se colocó en un balón aforado de 100 ml. 11. Se agregó agua desmineralizada cuidadosamente para evitar sobrepasar la marca del aforo. 12. Se aforó el balón. Se tapó y agitó. Se rotuló con marcador permanente.

Medición de la conductividad: 13. Antes de cada medición, se lavó cuidadosamente el electrodo del potenciómetro. 14. Se tomó 50 ml de agua desmineralizada en un frasco de ámbar. 6

15. Se tomó 30 ml de solución y se colocó en un Beaker de 50 ml. Se numeró. 16. Se quitó el capuchón que protege el electrodo del potenciómetro. Se lavó utilizando la pizeta con agua desmineralizada y se recogió en un Beaker de 250 ml, el agua de lavado. 17. Se presionó el botón correspondiente a las unidades de conductividad. 18. Se midió la conductividad de los 30 ml de solución. 19. Se anotó la medida de la temperatura que indicaba el potenciómetro. 20. Se lavó el electrodo. 21. Se tomó nuevamente 30 ml de solución y se repitieron los pasos del 16 al 20. 22. Se realizó el paso 21 una vez más para tener tres mediciones de conductividad de la solución. 23. Se armó el circuito y se anotó los datos correspondientes.

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5.3. Muestra de Cálculo

1. Determinación del valor medio de la conductividad

̅̅̅̅ 𝐸𝐶 =

∑𝑁 𝑖=1 𝐸𝐶𝑖 𝑁

[𝐸𝐶. 1]

Donde: ̅̅ ̅̅ = Conductividad media de la solución EC EC = Conductividad medida N = Número de mediciones

Ejemplo: En base a las conductividades medidas en el laboratorio del Ácido clorhídrico: 𝐸𝐶1 = 9.25 𝑆/𝑚 𝐸𝐶2 = 9.26 𝑆/𝑚 𝐸𝐶3 = 9.30 𝑆/𝑚

̅̅̅̅ = 𝐸𝐶

9.25 𝑆⁄𝑚 + 9.26 𝑆⁄𝑚 + 9.30 𝑆⁄𝑚 3 ̅̅̅̅ 𝐸𝐶 = 9.27 𝑆⁄𝑚

2. Determinación de la desviación estándar de la conductividad de las soluciones trabajadas. ̅̅̅̅ )2 ∑𝑛 (𝐸𝐶𝑖 − 𝐸𝐶 𝑆 = √ 𝑖=1 𝑁−1

[𝐸𝐶. 2]

Donde: S = Desviación estándar de la conductividad EC = Conductividad medida ̅̅ ̅̅ = Conductividad media EC N = Número de mediciones

8

Ejemplo: En base a las conductividades medidas en el laboratorio del Ácido clorhídrico y a la conductividad media obtenida: ̅̅̅̅ 𝐸𝐶 = 9.27 𝑆⁄𝑚 𝐸𝐶1 = 9.25 𝑆/𝑚 𝐸𝐶2 = 9.26 𝑆/𝑚 𝐸𝐶3 = 9.30 𝑆/𝑚

(9.27 − 9.25)2 + (9.27 − 9.26)2 + (9.27 − 9.30)2 𝑆= √ 3−1 𝑆 = 2.65 𝑥 10−2 𝑆⁄𝑚

3. Determinación de la diferencia de electronegatividad de las soluciones. ∆𝐸 = 𝐸𝐴 − 𝐸𝐵

[𝐸𝐶. 3]

Donde: ∆E = Diferencia de electronegatividad EA = Electronegatividad del elemento más electronegativo EB = Electronegatividad del elemento menos electronegativo Ejemplo: En base a la electronegatividad del cloro y el hidrógeno, se determina la electronegatividad del Ácido clorhídrico: 𝐸𝐶𝑙 = 3.16 𝐸𝐻 = 2.20 ∆𝐸 = 3.16 − 2.20 ∆𝐸 = 0.96

9

4. Determinación del porcentaje de carácter iónico de las soluciones. 1

%𝐶. 𝐼 = 100(1 − 𝑒 (−4))(∆𝐸

2)

[𝐸𝐶. 4]

Donde: %C. I = Porcentaje de carácter iónico e = Constante Euler ∆E = Diferencia de electronegatividad Ejemplo: En base a la diferencia de electronegatividad obtenida del Ácido clorhídrico: ∆𝐸 = 0.96 1

%𝐶. 𝐼 = 100(1 − 𝑒 (−4))(∆0.96

2)

%𝐶. 𝐼 = 20.58

10

5.4. Análisis de error

Incerteza de los instrumentos Tabla 2: Incerteza o error experimental de cada instrumento. Instrumento

Incerteza

Beaker

±5%

Pipeta

±0.05 ml

Probeta

±1.0 ml

Balón aforado

±0.1 ml

Fuente: Instrumentos de medición laboratorio de química, USAC.

Desviación estándar de la conductividad media Tabla 3: Desviación estándar en el cálculo de la conductividad media de cada solución. Compuesto

Desviación estándar conductividad media

HCl

2.65 x 10-2

C3H6O

5.79 x 10-3

NaCl

1.6 x 10-2

Na2SO4

5.87 x 10-2

NaOH

7.11 x 10.2

C12H22O11

9.30 x 10-2

Fuente: Hoja de datos original, Ec. 2.

11

5.5. Datos Calculados

Tabla 4: Medidas directas de conductividad e indirectas de conductividad media y desviación estándar de las soluciones. Compuesto

Conductividad

Conductividad

Desviación

(S/m)

media

estándar

1

2

3

(S/m)

HCl

9.25

9.26

9.30

9.27

2.65 x 10-2

C3H6O

0.01

0.00

0.00

0.003

5.79 x 10-3

NaCl

8.04

8.06

8.09

8.06

1.6 x 10-2

Na2SO4

8.12

8.21

8.23

8.19

5.87 x 10-2

NaOH

9.77

9.86

9.91

9.85

7.11 x 10.2

C12H22O11

0.21

0.04

0.06

0.10

9.30 x 10-2

Fuente: Hoja de datos original, Ec. 1, Ec. 2.

Tabla 5: Diferencia de electronegatividad y carácter iónico de las soluciones. Compuesto

Diferencia de

Porcentaje de carácter

electronegatividad

iónico

HCl

0.9

18.33%

C3H6O

1.24

31.94%

NaCl

2.23

31.94%

Na2SO4

2.51

71.15%

NaOH

2.51

79.30%

C12H22O11

1.24

79.30%

Fuente: Tabla de las propiedades periódicas de los elementos, Ec. 3, Ec. 4

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6. Bibliografía PETRUCCI, Ralph H. Química general: Principios y aplicaciones modernas. Madrid España: Pearson, 2011. 693 p. ISBN: 978-84-8322-680-3

CHANG, Raymond y GOLDSBY, Kenneth A. Química. 11va edición. México: McGraw Hill, 2013. 1107 p. ISBN: 9786071509284

Instituto

tecnológico

de

Santo

domingo.

Junio

de

2014.

Disponible

en:

https://aprendemasblog.files.wordpress.com/2014/06/enlaces-apuntes.pdf

Ingeniería industrial y educación. 06 de mayo de 2013. Disponible en: https://profmgodoy.wordpress.com/2013/05/06/reacciones-en-disolucion-acuosa/

Formulación

química:

Formulación

y

nomenclatura

online.

Disponible

en:

http://www.formulacionquimica.com/hidracidos/

13