Laboratorio de Química Básica . Practica 1: Enlaces.

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Instituto Politécnico Nacional

Escuela Superior de Ingeniería Mecánica y Eléctrica

Ingeniería en Comunicaciones y Electrónica

Laboratorio de Química Básica .

Practica 1: Enlaces.

Grupo: 1CM7

Equipo: 3

Integrantes:

Espinoza Zambrano Brenda

Corona Mora José Eduardo

Villalobos Ávila Gerardo Omar

Mercado Muñoz Ortega Marytere

Profesora: Ing. Aline M. Ortega Martínez

Fecha de realización de la practica: Jueves 16 de Abril del 2015

Practica Numero 1

Enlaces

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.

Consideraciones Teóricas:

Fundamentos de Kossel y Lewis.

Kossel, fue el primero en postular la posible transferencia electrónica desde un átomo electropositivo hacia otro electronegativo como mecanismo de formación del llamado enlace iónico, que supone su fortaleza por la fuerza electrostática desarrollada entre las especies cargadas con signo opuesto. Kossel en 1916 propone la “Regla del Octeto”: Los átomos al unirse tienden a adquirir las configuraciones de capa de valencia de los gases nobles mediante transferencia de electrones. La tendencia a la adquisición de la configuración de capa de valencia de gas noble, según Kossel, se satisface de diferente modo según los distintos elementos: Mediante pérdida de electrones: Son elementos cuyos átomos presentan carácter metálico y bajos valores de energía de ionización. Tienden a formar cationes.

Mediante adquisición de electrones: Son elementos cuyos átomos presentan carácter no metálico y elevados valores de afinidad electrónica. Tienden a formar aniones. La idea de la posible existencia de dos tipos de compuestos con enlaces polares y apolares expuesta inicialmente por Lewis en 1916, fue complementada en los años siguientes cuando formula la tesis de que el enlace en las sustancias moleculares es el resultado del compartimiento de un par de electrones por parte de los átomos unidos, que expresan tendencia a alcanzar la configuración electrónica del gas noble que le sucede en la Tabla Periódica de los elementos. Es así como Lewis en 1923 propone que “dos átomos también pueden cumplir con la regla del octeto por compartición de pares de electrones”. Lewis propuso que la compartición de un par electrónico constituía un enlace químico.

Regla del octeto.

Los átomos con frecuencia ganan, pierden o comparten electrones para alcanzar el mismo número de electrones que el gas noble que se encuentra más cerca de ellos en la tabla periódica. Los gases nobles tienen arreglos electrónicos muy estables, como lo demuestran sus energías de ionización elevadas, su poca afinidad por los electrones adicionales y su carencia general de reactividad química. Como todos los gases nobles (excepto el He) tienen ocho electrones de valencia, muchos de los átomos que experimentan reacciones también terminan con ocho electrones de valencia. Esta observación dio lugar a un principio conocido como la regla del octeto: bs átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones hasta que se encuentran rodeados por ocho electrones de valencia.

Un octeto de electrones consiste en las subcapas llenas s y p de un átomo. En términos de los símbolos de Lewis, un octeto puede visualizarse como cuatro pares de electrones de valencia acomodados alrededor del átomo, como en el símbolo de Lewis para el Ne en la tabla 8.1. Existen excepciones a la regla del octeto, pero ésta proporciona un marco de trabajo útil para presentar muchos conceptos importantes sobre los enlaces.

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Estructuras de Lewis

Las estructuras de Lewis nos ayudan a comprender los enlaces de muchos compues­ tos, y con frecuencia se utilizan para explicar las propiedades de las moléculas. Por esta razón, la representación de las estructuras de Lewis es una habilidad importante que debe desarrollar. Para hacerlo, debe seguir un procedimiento regular. Primero describiremos el procedimiento, y luego presentaremos varios ejemplos.

1. Sume los electrones de valencia de todos los átomos. (Si es necesario, utilice la tabla periódica para que pueda determinar el número de electrones de valencia de cada átomo). En el caso de un anión, sume un electrón del total de cada carga negativa. Para un catión, reste un electrón del total de cada carga positiva. No se preocupe por saber de qué átomos provienen los electrones. Sólo el número total es importante.

2.Escriba los símbolos de los átomos para mostrar cuáles átomos están unidos con cuáles, y conéctelos mediante un enlace sencillo (un guión que representa dos elec­ trones). Las fórmulas químicas con frecuencia se escriben en el orden en el que están conectados los átomos en la fórmula o ion. Por ejemplo, la fórmula HCN le indica que el átomo de carbono está enlazado al átomo de H y al de N. En muchas moléculas y iones poliatómicos, el átomo central generalmente se escribe primero, como en el CO32- y el SF4. Recuerde que el átomo central es menos electronegativo que los átomos que lo rodean. En otros casos, es probable que necesite más información antes de que pueda representar la estructura de Lewis.

3. Complete los octetos alrededor de todos los átomos enlazados al átomo central. Sin embargo, recuerde que sólo se utiliza un par de electrones alrededor del hidrógeno.

4. Coloque los electrones que sobren en el átomo central, incluso si al hacerlo resulta más de un octeto de electrones alrededor del átomo. En la sección 8.7 explica­ remos las moléculas que no se apegan a la regla del octeto.

5. Si no hay electrones suficientes para que el átomo central tenga un octeto, intente con enlaces múltiples. Utilice uno o más de los pares no compartidos de electrones de los átomos enlazados al átomo central para formar enlaces dobles o triples.

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