ENLACES QUIMICOS

INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL

ESCUELA SUPERIOR DE INGENIERÍA MECANÍCA Y ELÉCTRICA

INGENIERÍA EN SISTEMAS AUTOMOTRICES

GRUPO: 1SM1

EQUIPO: 3

LABORATORIO 1

PRACTICA: 01 ENLACES

INTEGRANTES:

1. DOMÍNGUEZ GARDUÑO RODOLFO

2. AGUILLON CRESPO JONATHAN ARON

3. REYES LÓPEZ ALFREDO HOSS

4. TORRES SANTIAGO RAÚL ALEXIS

FECHA DE ENTREGA: 22 de septiembre de 2014

OBJETIVO:

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

Enlace químico

Un enlace químico es la fuerza que existe entre dos o más átomos, esta fuerza es justamente lo que mantiene unidos a ambos átomos para formar las moléculas, pero es importante saber que, para enlazarse entre sí, los átomos deben ceder, aceptar o compartir electrones.

Son justamente los electrones de valencia los que determinarán el tipo de enlace químico que unirá a la molécula, es decir que, según los electrones de valencia podremos saber a grandes rasgos de que forma se unirá un átomo a otro, y qué características tendrá dicho enlace.

Cuando se forma un enlace químico los átomos reciben, ceden o comparten electrones se realiza de tal forma que se tiene que cumplir la regla de octeto. La regla de octeto o regla del octeto es un postulado que se emplea en el contexto de la química. Se trata de la tendencia que evidencian los átomos de completar su nivel energético con ocho electrones para alcanzar estabilidad

En principio se destacan cuatro grandes tipos de enlaces químicos, por un lado encontramos al enlace iónico, por otro el enlace covalente, seguido del covalente coordinado, y luego también contamos con el enlace metálico.

Enlace iónico: el enlace iónico se basa en la atracción electrostática que ocurre entre átomos que tienen cargas eléctricas opuestas entre sí, por lo que suele darse en átomos poco electronegativos y átomos muy electronegativos, además claro de que uno deberá ser capaz de ceder electrones, y el otro de aceptarlos, como por ejemplo el cloruro de sodio es un elemento con enlace iónico.

Enlace covalente: cuando dos o más átomos se unen en busca de aproximarse a un octeto estable, estos comparten los electrones de su último nivel porque la diferencia de electronegatividad no es suficiente para que uno ceda y el otro acepte. Así existe un par de electrones que es cedido por ambos átomos.

Enlace covalente coordinado: la diferencia con el enlace covalente, es que el par de electrones compartido pertenece únicamente a uno de los dos –o más- átomos.

Enlace metálico: si pensamos en los sólidos, uno de los primeros conceptos que aprendemos, es que las moléculas, y sus átomos, tienden a estar muy cercanos, muy próximos entre sí. Precisamente esto es lo que ocurre en los enlaces metálicos, se trata de un enlace químico que mantiene unidos a los átomos de los metales entre sí, produciendo una serie de estructuras realmente compactas en la que todos los átomos terminan compartiendo todos sus electrones de valencia.

Cabe mencionar que este tipo de enlaces puede ser representado, mediante la estructura de Lewis, que es la representación de la estructura de la molécula en la que los electrones de valencia se representan como puntos situados entre los átomos enlazados, de forma que un par de puntos representa un enlace covalente simple. Un enlace doble se representa por dos pares de puntos, etc. Los puntos que representan electrones de no enlace se colocan adyacentes a los átomos a los que están asociados, pero no entre átomos

Reglas para representar las estructuras de Lewis.

(A) Determinar el número total de electrones de valencia en la especie mediante la suma del número de electrones de valencia de cada átomo. Si la especie es aniónica añadir la carga total del ión y si es catiónica substraer dicha carga total del ión.

(B) Situar los átomos en sus posiciones relativas y dibujar una línea representando un enlace simple de dos electrones entre los átomos que se hallan unidos.

(C) Distribuir el resto de electrones por parejas entre los átomos unidos al central hasta un total de 8 electrones (excepto para el hidrógeno). Si sobran electrones se situarán en el átomo central.

(D) Si el átomo central se halla rodeado de menos de 8 electrones mover pares de electrones no compartidos de los átomos unidos al central (excepto si estos son halógenos) convirtiéndolos en pares de electrones de enlace (entre dicho átomo y el central) hasta conseguir un máximo de 8 electrones para dicho átomo.

(E) Contar el numero de electrones de enlace (compartidos) y de no enlace de cada átomo. Evaluar la carga formal de cada átomo comparando el resultado con el número de electrones de valencia en el átomo neutro. Representar las cargas formales no nulas.

(F) Para los átomos centrales a partir del segundo periodo mover pares de electrones de no enlace adicionales a posiciones de enlace hasta que la carga formal del átomo central sea uno o cero.

MATERIAL Y EQUIPO:

• 8 Vasos de precipitados

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