Practica 1 enlaces

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Practica 1: Enlaces
Índice:
· Objetivo
· Consideraciones teóricas
· Material y Reactivos
· Procedimiento
· Cuestionario
· Bibliografía
Objetivo: 
Se identificará el tipo de enlace que forman los átomos al unirse y formar moléculas, de acuerdo a las propiedades y características que presenten los mismos.
Consideraciones teóricas:
El enlace químico es la interacción física responsable de las interacciones entre átomos, moléculas e iones, que tienen una estabilidad en los compuestos diatomicos y poli atómicos
Los químicos suelen apoyarse en la fisicoquímica o en descripciones cualitativas.
En general, el enlace químico fuerte está asociado en la transferencia de electrones de valencia entre los átomos participantes. Las moléculas, cristales, y gases diatómicos (que forman la mayor parte del ambiente físico que nos rodea) está unido por enlaces químicos, que determinan las propiedades físicas y químicas de la materia.
Las cargas opuestas se atraen, porque, al estar unidas, adquieren una situación más estable que cuando estaban separados. Esta situación de mayor estabilidad suele darse cuando el número de electrones que poseen los átomos en su último nivel es igual a ocho, estructura que coincide con la de los gases nobles ya que los electrones que orbitan el núcleo están cargados negativamente, y que los protones en el núcleo lo están positivamente, la configuración más estable del núcleo y los electrones es una en la que los electrones pasan la mayor parte del tiempo entre los núcleos, que en otro lugar del espacio. Estos electrones hacen que los núcleos se atraigan mutuamente.
Enlace Iónico: en química, un enlace iónico electrovalente es la unión de átomos que resulta de la presencia de atracción electrostática entre los iones de distinto signo, es decir, uno fuertemente electropositivo (baja energía de ionización) y otro fuertemente electronegativo (alta afinidad electrónica).
Eso se da cuando en el enlace, uno de los átomos capta electrones del otro. La atracción electrostática entre los iones de carga opuesta causa que se unan y formen un compuesto químico simple, aquí no se fusionan; sino que uno da y otro recibe. Para que un enlace iónico se genere es necesario que la diferencia (delta) de electronegatividades sea más que 1 (Escala de Pauling).
Cabe resaltar que ningún enlace es totalmente iónico, siempre habrá una contribución en el enlace que se le pueda atribuir a la compartición de los electrones en el mismo enlace (covalencia). El modelo del enlace iónico es una exageración que resulta conveniente ya que muchos datos termodinámicos se pueden obtener con muy buena precisión si se piensa que los átomos son iones y no hay compartición de electrones.
Dado que los elementos implicados tienen elevadas diferencias de electronegatividad, este enlace suele darse entre un compuesto metálico y uno no metálico. Se produce una transferencia electrónica total de un átomo a otro formándose iones de diferente signo. El metal dona uno o más electrones formando iones con carga positiva o cationes con una configuración electrónica estable. Estos electrones luego ingresan en el no metal, originando un ion cargado negativamente o anión, que también tiene configuración electrónica estable. Son estables pues ambos, según la regla del octeto o por la estructura de Lewis adquieren 8 electrones en su capa más exterior (capa de valencia), aunque esto no es del todo cierto ya que contamos con varias excepciones, la del hidrógeno (H) que se llega al octeto con dos electrones, el berilio (Be) con 4, el aluminio (Al) y el boro (B) que se rodean de seis (estas últimas dos especies forman aductos ácido-base para llegar al octeto convencional de 8 electrones).
Los compuestos iónicos forman redes cristalinas constituidas por N. iones de carga opuesta, unidos por fuerzas electrostáticas
Enlace covalente: Los enlaces covalentes son las fuerzas que mantienen unidos entre sí los átomos no metálicos (los elementos situados a la derecha en la tabla periódica. Estos átomos tienen muchos electrones en su nivel más externo (electrones de valencia) y tienen tendencia a ganar electrones más que a cederlos, para adquirir la estabilidad de la estructura electrónica de gas noble. Por tanto, los átomos no metálicos no pueden cederse electrones entre sí para formar iones de signo opuesto. En este caso el enlace se forma al compartir un par de electrones entre los dos átomos, uno procedente de cada átomo. El par de electrones compartido es común a los dos átomos y los mantiene unidos, de manera que ambos adquieren la estructura electrónica de gas noble. Se forman así habitualmente moléculas: pequeños grupos de átomos unidos entre sí por enlaces covalentes. Cuando átomos distintos de no metales se unen una forma covalente, uno de ellos resultará más electronegativo que el otro, por lo que tenderá a atraer la nube electrónica del enlace hacia su núcleo, generando un dipolo eléctrico. Esta polarización permite que las moléculas del mismo compuesto se atraigan entre sí por fuerzas electrostáticas de distinta intensidad.
Por el contrario, cuando átomos de un mismo elemento no metálico se unen covalentemente, su diferencia de electronegatividad es cero y no se crean dipolos. Las moléculas entre sí poseen prácticamente una atracción nula.
En síntesis, en un enlace iónico, se produce la transferencia de electrones de un átomo a otro y en el enlace covalente, los electrones de enlace son compartidos por ambos átomos. En el enlace covalente, los dos átomos no metálicos comparten uno o más electrones, es decir, se unen a través de sus electrones en el último orbital, el cual depende del número atómico en cuestión. Entre los dos átomos pueden compartirse uno, dos o tres pares de electrones, lo cual dará lugar a la formación de un enlace simple, doble o triple respectivamente. En la estructura de Lewis, estos enlaces pueden representarse por una pequeña línea entre los átomos.
Enlace covalente coordinado: El enlace covalente coordinado, algunas veces referido como enlace dativo, es un tipo de enlace covalente, en el que los electrones de enlace se originan sólo en uno de los átomos, el donante de pares de electrones, o base de Lewis, pero son compartidos aproximadamente por igual en la formación del enlace covalente. Este concepto está cayendo en desuso a medida que los químicos se pliegan a la teoría de orbitales moleculares. Algunos ejemplos de enlace covalente coordinado existen en nitronas y el borazano. El arreglo resultante es diferente de un enlace iónico en que la diferencia de electronegatividad es pequeña, resultando en una covalencia. Se suelen representar por flechas, para diferenciarlos de otros enlaces. La flecha muestra su cabeza dirigida al aceptor de electrones o ácido de Lewis, y la cola a la base de Lewis. Este tipo de enlace se ve en el ion amonio.
Enlace metálico: En un enlace metálico, los electrones de enlace están deslocalizados en una estructura de átomos. En contraste, en los compuestos iónicos, la ubicación de los electrones enlazantes y sus cargas son estáticas. Debido a la deslocalización o el libre movimiento de los electrones, se tienen las propiedades metálicas de conductividad, ductilidad y dureza. 
Estructura de Lewis:
La estructura de Lewis, también llamada diagrama de punto y raya diagonal, modelo de Lewis, representación de Lewis o fórmula de Lewis, es una representación gráfica que muestra los pares de electrones de enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios que puedan existir. Son representaciones adecuadas y sencillas de iones y compuestos, que facilitan el recuento exacto de electrones y constituyen una base importante, estable y relativa. Esta representación se usa para saber la cantidad de electrones de valencia de un elemento que interactúan con otros o entre su misma especie, formando enlaces ya sea simples, dobles, o triples y después de cada uno de estos se encuentran en cada enlace formado.
Las estructuras de Lewis muestranlos diferentes átomos de una determinada molécula usando su símbolo químico y líneas que se trazan entre los átomos que se unen entre sí. Representan también si entre los átomos existen enlaces simples, dobles o triples. En ocasiones, para representar cada enlace, se usan pares de puntos en vez de líneas. Los electrones apartados (los que no participan en los enlaces) se representan mediante una línea o con un par de puntos, y se colocan alrededor de los átomos a los que pertenece.
Este modelo fue propuesto por Gilbert N. Lewis quien lo introdujo por primera vez en 1916 en su artículo La molécula y el átomo.
Material y reactivos
Materia:
 8 vasos de precipitado de 100 cm3
 2 electrodos de cobre
 1 portalámparas 
 1 lámpara incandescente
 2 extensiones con caimanes
 1 capsula de porcelana
 1 pinza para capsula
 1 mechero, anillo y tela de alambre con asbesto.
Reactivos Soluciones a30g/L de: 
 Cloruro de sodio (NaCl) 
 Nitrato de potasio (KNO3) 
 Azúcar (C12H22O11) 
Soluciones al 50% volumen de:
 Ácido clorhídrico (HCl) 
 Ácido acético (CH3COOH) 
 Alcohol (C2H5OH)
 Tetracloruro de carbono (CCl4)
 Cloruro de sodio (NaCl) granulado 
 Azúcar (C12H22O11)
 Agua destilada (H3O) 
Procedimiento
Experimento A
1. Primero marcamos los vasos limpios de 100 cm3 con una etiqueta, indicando cada una de las siguientes soluciones: (NaCl), (KNO3), (C12H2O), (HCl), (CH3COOH), (C2H5OH) (CCl4) respectivamente; después vertimos en cada uno aproximadamente 20 cm3 de la solución correspondiente. En el vaso de precipitado sin solución le vertimos aproximadamente 30 cm3 de agua destilada. 
2. Montamos el circuito como se indica en la imagen, primero colocando los electrodos en el vaso que contiene el agua destilada, con el objetivo de limpiarlos. 
3. A continuación probamos el circuito poniendo en contacto los dos electrodos (cerrando el circuito) fuera del agua; si la lámpara incandescente El circuito estaba bien y podíamos continuar, y en caso de no encender, tenemos que revisar el circuito en busca de la falla.
 4. Después introducimos los electrodos en la solución de NaCl, como se indica en la imagen, para poder después anotar si enciende o no.
 5. Posteriormente retiramos los electrodos de la solución de NaCl, para después introducirlos en el vaso con agua destilada para enjuagarlos y secarlos. 
6. y por ultimo repetimos los pasos 4 y 5 para cada una de las sustancias que teníamos, y anotamos en la tabla del cuestionario si encendía o no asi como indicando el tipi de enlace que tenía. 
  Experimento B
 1. Coloque una pequeña cantidad de Azúcar en la cápsula de porcelana y caliente hasta la fusión. Tome el tiempo aproximado que se requirió. 
2. Deje enfriar la cápsula, límpiela calentando con agua, deje enfriar, séquela y a continuación coloque sobre la misma, unos cuantos gramos de Sal. 
3. Caliente la capsula con el Cloruro de Sodio por un tiempo similar al requerido por la azúcar para fundirse. Observe cual se funde más rápido.
Cuestionario:
Procedimiento A
1. Llene la siguiente tabla:
	Solución
	NaCl
	Ch3COOH
	C12H22O11
	HCl
	KNO3
	C2H5OH
	CCl4
	¿Encendió la lámpara? (si o no)
	
Si
	
No
	
No
	
Si
	
Si
	
No
	
No
	Tipo de enlace (iónico o covalente)
	
Iónico
	
Covalente
	
Covalente
	
Iónico
	
Iónico
	
Covalente
	
Covalente
Procedimiento B
2. En el procedimiento B, ¿Qué sustancia funde más rápido y que carácter de enlace predomina? ¿En la otra sustancia cual es el carácter de enlace que predomina?
· El azúcar (C12H22O11)
· Covalente
· Iónico
3. Describa los enlaces existentes (según Lewis) entre cada uno de los átomos que forman las sustancias analizadas (excepto para el azúcar).
Enlace Iónico
Na Cl Cloruro de Sodio 
Covalente Polar
Doble Covalente Polar
Covalente Cordinado
Covalente Polar
 OCovalente Polar
Covalente Polar
 H 
H C C O H Acido Acetilico
 HCovalente Polar
H Cl Acido Clorhídrico
Covalente Polar
 KCovalente Polar
Iónico
 O
 O N O Nitrato de Potasio
Doble Covalente
 Polar
 H HCovalente Polar
Covalente Polar
Covalente Cordinado
H C C O H Etanol
 H HCovalente Polar
Covalente Polar
Covalente Polar
 Cl
Cl C Cl Tetracloruro de Carbono (CCl4)
 ClCovalente Polar
4. Según la tabla de diferencias entre las electronegatividades de los elementos, escriba la mayor posibilidad de enlace (Iónico o Covalente) entre los átomos siguientes:
	Elementos
	Enlace
	Na y Cl
	Iónico
	K y O
	Iónico
	Cl y H (en el HCl)
	Covalente
	C y H
	Covalente
	K y O
	Iónico
	C y O
	Covalente
	Elemento
	Electronegatividad
	 Na
	0.9
	Cl
	3.0
	K
	0.8
	O
	3.5
	C
	2.5
	H
	2.1
5. ¿Hay coherencia entre lo concluido experimentalmente y sus respuestas de la pregunta 4? (Si o No). ¿Hay alguna excepción? En que caso de haber excepción, ¿Cuál es?
· Si
· En el caso del Ácido Clorhídrico porque experimentalmente si encendió la lámpara, pero teóricamente no debería tener ninguna reacción y por lo tanto no debería de encender la lámpara
Conclusiones:
-Es importante saber identificar los tipos de enlace, puesto que observe que en esta práctica que el enlace es la unión de los átomos para formar una molécula. Observe que hay dos tipos de enlace: 
El enlace Iónico es el que está formado de la unión de un No metal + Metal con propiedades como son: solidos a temperatura ambiente, buenos conductores de calor y electricidad puntos de fusión y ebullición altos.
El enlace Covalente es el que está formado de la unión de elementos No Metales, algunas de sus propiedades son: malos conductores de calor y electricidad y punto de fusión y ebullición relativamente bajos.
Sin embargo, también concluí que para saber los tipos de enlace de los elementos por medio de las cargas electronegativas se resta el valor más electronegativo menos el elemento menos electronegativo. Si el resultado es mayor de 1.7 se trata de un enlace Iónico y si nos da un resultado menor a 1.7 se trata de un enlace Covalente
-Podemos concluir la importancia que tiene el saber identificar los diferentes tipos de enlaces que hay y como afectan este tipo de experimentos, ya que podríamos pensar que los enlaces se centran solamente en el iónico y en el covalente.
El enlace iónico se forma entre un metal y un no metal, tienen puntos de fusión altos y presentan cargas, gracias a esto el foco se prende.
Mientras que el enlace covalente no presenta cargas y los electrones de los diferentes átomos se comparten y tienen puntos de fusión bajos. 
Pero como podemos observar en el experimento hay algunas inconsistencias. Sería en el caso del ácido clorhídrico (HCl), pues a pesar de que encendió el foco no es de tipo iónico. 
Esto se debe a que el ácido clorhídrico es un enlace tipo covalente polar, estos enlaces se forman entre átomos que tienen diferente electronegatividad, por lo tanto, el que tiene mayor electronegatividad atrae al par de electrones compartidos más cerca de él, formando cargas parciales.
-En esta práctica nos dimos cuenta de cómo reaccionan los elementos con sus electronegatividades y como logran hacer que el foco prenda. También nos dimos cuenta de que solo reacciona a diferentes tipos de enlaces.
Los enlaces Iónicos son los que requieren de un metal y un no metal, ya que este enlace uno cede electrones y el otro recibe
En los enlaces Covalentes son los que están formados por los No Metales y estos comparten electrones, no ceden ni reciben electrones.
Pero en el vaso del ácido clorhídrico paso algo raro y fue que el foco logro prender siendo el enlace Covalente y siendo incongruente con los enlaces covalentes y con los enlaces iónicos.
Bibliografía:
https://es.wikipedia.org/wiki/Enlace_qu%C3%ADmico
Química, Raymond Chang, séptima edición, Capítulos 2,9 y 10
 
 
Practica 1: Enlaces
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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