Practica Quimica 1

INSTITUTO POLITECNICO NACIONAL

ESCUELA SUPERIOR DE INGENIERIA MECANICA Y ELECTRICA

INGENIERIA EN COMUNICACIONES Y ELECTRÓNICA

PRÁCTICA # 1 – ENLACES

TURNO: MATUTINO

GRUPO: 1CM12 N° DE EQUIPO: # 3

INTEGRANTES

RUIZ TREJO AXOCHIATL ARMINDA

REYNA SOTO ALEXIS OMAR

VALDEZ VAZQUEZ DIEGO ARMANDO

BALDOBINOZ PAOLA

PROFESOR: ABEL BETANZOS CRUZ

FECHA DE REALIZACIÓN: 12 DE SEPTIEMBRE DEL 2014

Práctica N°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

¿Por qué reaccionan los átomos de los distintos elementos?¿Cuales son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos en las moléculas y a los iones en los compuestos iónicos?¿Que formas adoptan? Éstas son algunas de las preguntas que se formularías en esta praxis.

Empezaremos por analizar dos tipos de enlaces: el iónico y el covalente, y las fuerzas que los estabilizan.

SIMBOLOS DE LOS PUNTOS DE LEWIS

El desarrollo de la tabla periódica y el concepto de “configuración electrónica” dieron a los químicos los fundamentos para entender cómo se forman las moléculas y los compuestos. La explicación propuesta por Gilbert Lewis1 es que los átomos se combinan para alcanzar una configuración electrónica más estable. La estabilidad máxima se logra cuando un átomo es isoeléctrico con un gas noble.

Cuando los átomos interactúan para formar un enlace químico, sólo entran en contacto sus regiones más externas. Por esta razón cuando estudiamos los enlaces químicos consideramos sobre todo los electrones de valencia de los átomos. Para reconocer los electrones de valencia y asegurarse de que el número total de electrones no cambia en una reacción química, los químicos utilizan el sistema de puntos desarrollado por Lewis. Un símbolo de puntos de Lewisconsta del símbolo del elemento y un punto por cada electrón de valencia de un átomo del elemento.

La figura 1.1 indica los símbolos de puntos de Lewis para los elementos representativos y los gases nobles. Observe que, a excepción del helio, el número de electrones de valencia de cada átomo es igual al número de grupo del elemento. Por ejemplo, el Li es un elemento del grupo IA y tiene un punto para un electrón de valencia; el Be es un elemento del grupo 2A y tiene dos electrones de valencia (dos puntos) y así sucesivamente. Los elementos de un mismo grupo poseen configuraciones electrónicas externas similares y, en consecuencia, también se asemejan los símbolos de puntos de Lewis. Los metales de transición, lantánidos y actínidos, tienen capas internas incompletas y en general no es posible escribir símbolos sencillos de puntos de Lewis para ellos.

1Gilbert Newton Lewis (1875-1946). Químico estadounidense. Lewis realizó importantes contribuciones en las áreas del enlace químico, termodinámica, ´´ácidos y bases y espectroscopia. A pesar de la importancia del trabajo de Lewis, nunca se le otorgó el Premio Nobel.

Figura 1.1

ENLACE IÓNICO

Los átomos de los elementos con bajas energías de ionización tienden a formar cationes; los que tienen alta afinidad electrónica tienden a formar aniones. Como regla los metales alcalinos y alcalinotérreos tienen amas probabilidad de formar cationes en los compuestos iónicos, y los más aptos para formar aniones son los halógenos y el oxígeno. En consecuencia, la composición de una gran variedad de compuestos iónicos resulta de la combinación de un metal del grupo IA o 2ª y un halógeno u oxígeno. La fuerza electrostática que une a los iones en un compuesto iónico se denomina enlace iónico.

ENLAVE COVALENTE

Aunque el concepto de molécula se remonte al siglo XVII, no fue sino a principios del XX que los químicas empezaron a comprender como y porque se forman las moléculas. El primer avance importante en este sentido surgió con la proposición de Gilbert Lewis de que la formación de un enlace químico en el hidrógeno como:

H* + H * H:H

Este tipo de apareamiento de electrones es un ejemplo de enlace covalente, un enlace en el que dos electrones son compartidos por dos átomos. Los compuestos covalentes son aquellos que solo contienen enlaces covalentes. Para simplificar, el par de electrones compartidos se presenta a menudo como una sola línea. Así, el enlace covalente de la molécula de hidrogeno se escribe como:

H-H

En el enlace covalente, cada electrón del par compartido es atraído por los núcleos de ambos átomos. Esta atracción mantiene unidos a los dos átomos en la molécula de H2 y es la responsable de la formación de enlaces covalentes en otras moléculas.

En los enlaces covalentes entre átomos polielectrónicos sólo participan los electrones de valencia.

ELECTRONEGATIVIDAD

Un enlace covalente, como se indicó antes, es el que forman dos átomos que comparten un par de electrones. En una molécula como el H2, donde los átomos son idénticos, cabe esperar que los electrones se compartan en forma equitativa, es decir que los electrones pasen el mismo tiempo alrededor de cada átomo. Sin embargo, en el enlace covalente de la molécula de HF, los átomos de H y F no comparten por igual los electrones porque son átomos distintos:

H---F:

En el enlace HF se denomina enlace covalente polar, o simplemente enlace polar porque los electrones pasan más tiempo alrededor de un átomo que del otro. La evidencia experimental indica que en la molécula de HF, los electrones pasan más tiempo cerca del átomo de flúor (F). Este reparto desigual de electrones es comparable con una transferencia parcial de electrones o un desplazamiento de la densidad electrónica del H al F, como suelen representarse (Figura 1.2).

(Figura 1.2).

Como consecuencia del “reparto desigual” del par de electrones de enlace, alrededor del átomo de flúor hay una densidad electrónica hasta cierto punto mayor y, en forma correspondiente, una menos densidad electrónica cerca del hidrogeno. A menudo se ve el enlace de HF y otros enlaces polares como un punto intermedio entre un enlace covalente (no polar), donde los electrones se comparten en forma equitativa, y un enlace iónico, donde la transferencia de electrón(es) es casi completa.

Una propiedad útil para distinguir

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