Practica 1 "Enlaces" Quimica Basica ICE ESIMEZ

OBJETIVO:

El alumno identificará el tipo de enlace que forman los átomos al unirse y formar moléculas, de acuerdo a las propiedades características que presentan.

CONSIDERACIONES TEORICAS:

Fundamentos de Kossel y Lewis:

El descubrimiento del electrón por Thomson a finales del siglo XIX y la evidencia de que era un componente de todos los átomos activo el debate y el interés por las cuestiones electroquímicas. El mismo Thomson sugería que las propiedades químicas de los elementos estaban condicionadas de alguna forma por su composición electrónica.

Ya en siglo XX, el descubrimiento de la constitución nuclear del átomo por Rutherford y el desarrollo del modelo atómico de Bohr para el átomo de hidrogeno, sentaron las bases para el marco teórico en el que se iniciaría una teoría electrónica de la valencia.

En 1916, W. Kossel y G. N. Lewis, de forma independiente, ponen los fundamentos de esta teoría con acento en las moléculas polares (enlace iónico) por parte del primero y atención preferente a las moléculas no polares (enlace covalente) el segundo.

Kossel llamó la atención sobre el hecho de que en el sistema periódico cada gas noble tiene como vecinos inmediatos un metal alcalino y un halógeno, y que tanto cuando un halógeno se convierte en anión como cuando un alcalino se convierte en catión, ambos alcanzan la configuración del gas noble que los separa.

Ahora bien, los gases nobles o inertes recibieron estos nombres precisamente por su nula reactividad, que les lleva incluso a no formar moléculas entre sí, a diferencia de los otros elementos no metálicos. De hecho, hasta 1962 no se conocía la existencia de ningún compuesto de estos gases. Fu en ese año cuando el químico estadounidense N. Bartlett obtuvo los primeros compuestos en forma de fluoruros de xenón.

Se llegó a la conclusión de que las configuraciones electrónicas de los gases nobles eran excepcionalmente estables, con ocho electrones en la capa más externa (dos en el caso del helio) del átomo. Por ello, era razonable pensar que al enfrentarse átomos como los alcalinos y los alcalinotérreos, que solo tienen uno o dos electrones en la última capa y el resto de su envoltura electrónica es igual a la de un gas noble, con otros átomos como los halógenos o los elementos del grupo del oxígeno, que solo necesitan uno o dos electrones para alcanzar la configuración de gas noble, se diera una transferencia electrónica entre ellos, de modo que todos alcanzasen las configuraciones estables de los gases inertes.

Regla del Octeto:

Formulada por Lewis: Un átomo diferente del hidrogeno tiende a formar enlaces hasta que se rodea de ocho electrones de valencia.

Excepciones a la regla del octeto

La regla del octeto se aplica principalmente a los elementos del segundo periodo. Las excepciones a la regla del octeto caen en tres categorías que se caracterizan por un octeto incompleto, un número impar de electrones o más de ocho electrones de valencia alrededor del átomo central.

Estructuras de Lewis:

Es la representación de un enlace covalente, donde el par de electrones compartidos se indica como líneas o como pares de puntos entre dos átomos, y los pares libres no compartidos se indican como pares de puntos en los átomos individuales. En una estructura de Lewis solo se muestran los electrones de valencia.

El primer paso en la representación de una estructura de Lewis consiste en decidir cuales átomos están unidos mutuamente. Por ejemplo, en el CO2, es preciso saber que existen dos átomos de Oxigeno enlazados con el átomo del Carbono y que las moléculas no tienen una estructura como O-O-C.

El procedimiento para realizar esta operación puede resumirse en los siguientes pasos:

1. Cuente todos los electrones de valencia de los átomos. Si la especie fuera un ion, agregue un electrón adicional por cada carga negativa o restar un electrón por cada carga positiva.

2. Coloque un par de electrones en cada enlace.

3. Complete los octetos de los átomos enlazados al átomo central. (Tenga siempre presente que el nivel de valencia de cualquier átomo de hidrógeno estará completo con solamente dos electrones.)

4. Coloque en pares cualesquiera electrones adicionales en el átomo central.

5. Si el átomo central tiene menos de un octeto, será preciso formar enlaces múltiples con el fin de que cada átomo tenga un octeto.

Enlaces:

Los enlaces químicos son las atracciones entre los átomos, las cuales mantienen unidos a los compuestos. Su fuerza determina las propiedades químicas de las sustancias y la manera cómo cambian dichos enlaces químicos cuando reaccionan tales sustancias, es lo que controla las cantidades de energía liberadas o absorbidas durante la reacción.

Los tipos de enlaces químicos formados por un átomo dependen de la estructura electrónica del mismo. Por ejemplo, la energía de ionización y la afinidad electrónica controlan la facilidad mediante la cual un átomo gana o pierde electrones, dichas propiedades depende de la estructura electrónica y de la posición del elemento en la tabla periódica. Los enlaces químicos pueden dividirse en dos grandes categorías: los enlaces iónicos y los enlaces covalentes.

Los compuestos iónicos están formados por la transferencia de electrones entre los átomos, los cuales constituyen partículas electrónicamente cargadas que se atraen entre sí. Dicha atracción entre iones con cargas opuestas es lo que constituye un enlace iónico. (Metal mas no metal.)

Los enlaces covalentes se forman por la compartición de los electrones entre los átomos. Dicho en la forma más sencilla posible, la atracción mutua que ejercen los núcleos de los átomos sobre los electrones compartidos entre sí, es lo que constituye un enlace covalente. (No metal mas no metal.) Los átomos pueden formar distintos tipos de enlaces covalentes. En un enlace sencillo, dos átomos se unen por medio de un par de electrones. Si dos átomos comparten dos pares de electrones, el enlace covalente se denomina enlace doble. Un triple enlace surge cuando dos átomos comparten tres pares de electrones.

Enlace Covalente Polar

Porque los electrones pasan más tiempo en la vecindad de un átomo que del otro.

Se representa cuando los átomos participantes tienen una

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