ESCUELA SUPERIOR DE INGENIERÍA MECANICA Y ELECTRICA.

INSTITUTO POLITECNICO NACIONAL

ESCUELA SUPERIOR DE INGENIERÍA MECANICA Y ELECTRICA

UNIDAD ZACATENCO

INGENIERÍA ELECTRCIA

LABORATORIO DE QUÍMICA

PRÁCTICA 1:

ENLACES QUÍMICOS

GRUPO:

NUMERO DE EQUIPO:

UNO

INTEGRANTES:

PROFESOR:

ABEL BETANZOS CRUZ

FECHA DE REALIZACIÓN:

06 DE SEPTIEMBRE DE 2016 

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

ENLACE QUÍMICO

Los enlaces químicos explican el origen del enlace entre dos o más átomos, son las fuerzas de atracción que mantienen a los átomos unidos. Existen tres tipos de enlaces químicos: enlace iónico, enlace covalente y enlace metálico.

Las primeras explicaciones de la naturaleza de los enlaces químicos las dieron G.N. Lewis, de la Universidad de California y W. Kossel de la Universidad de Múnich en 1916. Los dos principales son:

• El enlace iónico o electrovalente, formado por la transferencia de uno o más electrones de un átomo a otro para formar iones.

• El enlace covalente, un enlace que resulta cuando los átomos comparten electrones.

Estos enlaces se forman mediante las interacciones entre los electrones de valencia de los átomos en el compuesto. Para comprender estas interacciones se usa la regla del octeto; que consiste en que la mayoría de los casos se alcanza una configuración estable sí en el nivel de energía de valencia hay ocho electrones alrededor de cada átomo. Los átomos alcanzan a completar estos niveles de energía ganando, perdiendo o compartiendo los electrones de valencia. Hay algunos elementos como el Hidrogeno, Boro y Berilio que no cumplen con la regla del octeto pero sí con la configuración del Helio: dos electrones en su último nivel de energía.

La idea central en su trabajo sobre los enlaces es, que los átomos que no tienen la configuración electrónica de un gas noble, reaccionan para producir tal configuración. Los conceptos y explicaciones que surgen de las propuestas originales de Lewis y Kossel son satisfactorios para explicar muchos de los problemas que se tratan actualmente en la química orgánica.

ENLACES IÓNICOS

La energía de ionización y las afinidades electrónicas son importantes para comprender a los enlaces iónicos. Un enlace iónico es la fuerza de atracción entre iones de carga opuesta que los mantiene unidos en un compuesto iónico. Los átomos pueden ganar o perder electrones y formar partículas cargadas llamadas iones. Un enlace iónico es una fuerza de atracción entre iones de cargas opuestas. La fuente de estos iones es la interacción entre átomos de electronegatividades totalmente distintas. EN los compuestos iónicos no sólo hay dos, sino muchos iones y por lo tanto, la fuerza de atracción total es muy fuerte. Se forma entre un elemento metálico y un elemento no metálico.

Un ejemplo de compuesto iónico sería la sal de mesa o cloruro de sodio (NaCl) que se forma cuando un átomo de sodio, con 1 electrón de valencia se combina con un átomo de cloro con 7 electrones de valencia. El átomo de sodio cede su electrón, dando 8 electrones de valencia en el ion de cloro.

Características de los enlaces iónicos:

• Buenos conductores de la corriente eléctrica cuando se encuentran en solución o fundidos

• Son solubles en agua

• Tienen un alto punto de fusión y alto punto de ebullición

ENLACE COVALENTE

A diferencia de los enlaces iónicos, un enlace covalente se forma cuando los electrones de un átomo se comparten con los electrones de otro átomo. Cuando reaccionan dos o más átomos de la misma electronegatividad o de electronegatividades similares, no se produce una transferencia completa de los electrones. Los elementos que intervienen en la formación de estos compuestos deben de ser no metales. En estos casos los átomos alcanzan la configuración de un gas noble compartiendo electrones. Se forman enlaces covalentes entre átomos y los productos se llaman moléculas.

Una molécula de hidrogeno (H2) es un ejemplo sencillo se un compuesto con enlaces covalentes; un átomo de hidrogeno aislado es relativamente inestable porque sólo tiene un electrón de valencia. Al compartir este electrón con otro átomo de hidrogeno, los dos completan su primer nivel de energía y las moléculas alcanzan una configuración estable. La mayor parte de los enlaces covalentes son más complejos que la molécula de hidrogeno.

Características de los enlaces covalentes:

• No son solubles en agua pero sí en solventes no polares como el benceno.

• Presentan bajo punto de fusión y bajo punto de ebullición.

• Son malos conductores de la electricidad.

Existen diferentes tipos de enlace covalente dependiendo de los átomos.

- Enlace covalente puro o no polar.

Se forma por átomos del mismo elemento y ocurre cuando la electronegatividad que une a los átomos son iguales o muy cercanas, por lo que no existe un extremo más polar que otro. Las sustancias con éste tipo de enlace se denomina elementos moleculares. Un ejemplo de este enlace son las moléculas de hidrogeno (H2)

- Enlace covalente polar.

Sí un átomo tiene una mayor electronegatividad, por lo que atrae electrones más fácilmente hacia él, la distribución de electrones está polarizada, y el enlace se describe como covalente polar.

Los electrones en enlaces covalentes no necesariamente son compartidos por igual por los dos átomos que unen. Un ejemplo sería el agua (H2O).

- Enlace covalente múltiple.

Cuando dos átomos comparten un par de electrones se dice que forman un enlace sencillo. Muchas moléculas tienen átomos adyacentes que comparten dos incluso tres pares de electrones; cuando comparten dos pares se les llama enlace doble, y cuando comparten tres pares, se dice que forman un enlace triple. Un ejemplo sería el etileno (C2H4) es un compuesto orgánico con un enlace doble.

- Enlace covalente coordinado.

En este enlace un átomo tiene o aporta uno o más pares de electrones que no ha compartido previamente (libres) para forman una ligadura con otro átomo siempre que este pueda agregar estos electrones en su capa de valencia, o sea, este carente de electrones. El átomo que cede los electrones se le llama donador y el átomo que los acepta es llamado aceptor.

ESTRUCTURA DE LEWIS

En la estructura de Lewis (formulas con puntos

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