PREDICCION DE ENLACE

Predicción del tipo de enlace que se formará de acuerdo a la electronegatividad de los elementos.
ENLACE IONICO: Diferencia superior o igual a 1.7.
ENLACE COVALENTE POLAR: Diferencia entre 1.7 y 0.4
ENLACE COVALENTE NO POLAR: Diferencia inferior a 0.4

EL ENLACE QUÍMICO

Los átomos tienden a unirse unos a otros para formar entidades más complejas.
De esta manera se construyen todas las sustancias: agua, madera, metales...

► ¿Por qué los átomos tienden a unirse y no permanecen aislados como tales átomos?
► ¿Por qué un átomo de cloro se une a uno de hidrógeno y, sin embargo, un átomo de oxígeno se combina con dos de hidrógeno o uno de nitrógeno con tres de hidrógeno?
► ¿Cuál es el “mecanismo” que mantiene unidos los átomos?

La teoría del enlace químico trata de dar respuesta a estas cuestiones
La causa determinante de que los átomos traten de combinarse con otros es la tendencia de todos ellos a adquirir la configuración de gas noble (ns2 p6) en su capa más externa o “capa de valencia”. Ésta es una configuración especialmente estable a la que tienden todos los elementos

ENLACE IÓNICO

Si enfrentamos un átomo al que le falten pocos electrones en su capa de valencia para adquirir la configuración de gas noble (muy electronegativo, tendencia a ACEPTAR electrones), tal como el cloro, con otro cuya electronegatividad sea baja (tendencia a ceder electrones), tal como el sodio, éste cederá un electrón al cloro. Como consecuencia, el cloro se convertirá en un ión negativo (anión) mientras que el sodio se convierte en un ión positivo (catión). Ambos se unen debido a la atracción entre cargas de distinto signo (atracción electrostática)

Observa que el proceso fundamental consiste en la transferencia de electrones entre los átomo (uno da un electrón y el otro lo ACEPTA), formándose iones de distinto signo que se atraen.

En la realidad este proceso se realiza simultáneamente en millones de átomos con el resultado de que se formarán millones de iones positivos y negativos que se atraen mutuamente formando una estructura integrada por un número muy elevado de átomos dispuestos en forma muy ordenada. Es lo que se llama red iónica o cristal.

Este enlace tendrá lugar entre átomos de electronegatividad muy distinta: entre metales y no metales.

En los compuestos iónicos no se puede hablar de moléculas individuales, sino de grandes agregados. Por tanto en los compuestos iónicos la fórmula representa la proporción en que los iones se encuentran en el compuesto.
Ejemplos: NaCl. La relacion de iones de Na+ e iones Cl – es 1:1 (hay el mismo número de ambos)
Ca Cl2. Hay doble número de iones Cl – que de iones Ca +2

Los compuestos iónicos tienen las siguientes propiedades:

► Son sólidos cristalinos: estructura muy ordenada
► Poseen puntos de fusión y ebullición elevados: enlace fuerte
► Suelen ser solubles en agua.
► Fundidos o en disolución acuosa son buenos conductores de la corriente eléctrica: debido a la existencia de iones (cargas) libres

ENLACE COVALENTE

Si los átomos que se enfrentan son ambos electronegativos (no metales), ninguno de los dos cederá electrones. Una manera de adquirir la configuración de gas noble en su última capa es permanecer juntos con el fin de compartir electrones.


El proceso fundamental en este tipo de enlace es la compartición de electrones. Los átomos permanecen juntos con el fin de poder compartir los electrones.

Es un enlace característico entre átomos de electronegatividad alta (no metales).

Cuando los átomos se unen mediante este tipo de enlace se forman unas nuevas entidades formadas por los átomos unidos. Son las moléculas. Las moléculas son las unidades básicas de los compuestos.

Para referirse a los compuestos se utilizan las “formulas químicas”.

Para escribir la fórmula química correspondiente a un compuesto se citan los átomos que lo forman utilizando su símbolo afectado de un subíndice que indica el número de átomos que forman la molécula.

Por ejemplo, para el caso anterior la fórmula sería HCl.

Para representar las moléculas resultantes de la unión mediante enlace covalente se utilizan mucho los diagramas de Lewis. En ellos se representan por puntos o cruces los electrones de la capa de valencia del átomo y los electrones compartidos se sitúan entre los dos átomos. De esta manera es fácil visualizar cómo ambos átomos quedan con ocho electrones (estructura de gas noble) y los electrones compartidos:





Para simplificar la escritura los electrones de enlace se representan por una raya entre ambos átomos:

H – H O = O H – O - H

Los compuestos con enlace covalente tienen las propiedades siguientes:

► Son gases o líquidos (entre las moléculas formadas casi no hay fuerzas que las mantengan unidas)
► Tienen puntos de fusión y ebullición bajos.
► Suelen ser poco solubles en agua.
► Disueltos en agua conducen mal la corriente eléctrica. (no existen cargas libres)

ENLACE METÁLICO

El enlace metálico es el que mantiene unidos los átomos de los metales. Mediante la estructura del enlace metálico de puede dar explicación a las propiedades más características de los metales tales como su facilidad para conducir la electricidad y el calor (conductividad), la capacidad para extenderse en hilos muy finos (ductilidad) , la capacidad para obtener láminas finas (maleabilidad), densidades elevadas, puntos de fusión altos...

El modelo más sencillo de enlace metálico se basa en una de las propiedades características de los metales: su baja electronegatividad (ceden electrones con facilidad). Así pues el enlace metálico podemos describirlo como una disposición muy ordenada y compacta de iones positivos del metal (red metálica) entre los cuales se distribuyen los electrones perdidos por cada átomo a modo de “nube electrónica” . Es importante observar que los electrones pueden circular libremente entre los cationes, no están ligados (sujetos) a lo núcleos y son compartidos por todos ellos. Esta nube electrónica hace de “colchón” entre las cargas positivas impidiendo que se repelan y manteniendo unidos los átomos del metal.









En los metales tampoco se forman moléculas individuales. La situación es muy parecida a la encontrada en el caso de los compuestos iónicos. La fórmula de un metal representa al átomo metálico correspondiente.

Ejemplos: Fe : hierro; Au: Oro; Cu: cobre...

Propiedades de los metales:

► Son sólidos a temperatura ambiente (a excepción del mercurio) de densidad elevada. Observa que la red metálica postula una estructura muy ordenada (típica de los sólidos) y compacta (con los iones muy bien empaquetados, muy juntos, densidad alta)
► Temperaturas de fusión y ebullición altas: síntoma de que el enlace entre los átomos es fuerte.
► Buenos conductores del calor y la electricidad: debido a la existencia de electrones libres que pueden moverse.
► Ductilidad y maleabilidad: debido a la posibilidad de que las capas de iones se puedan deslizar unas sobre otras sin que se rompa la red metálica

PRACTICA DE REACCIONES QUIMICAS

REACCIONES QUIMICAS

MATERIAL REACTIVOS

15 tubos de ensaye soluciones 0.1 M de: NaCl, AgNO3, Kl,
1 gradilla Pb( NO3)2 , BaCl2, Na2CO3, CH3COOH,
1 agitador NH4Cl, CH3COONa, Na2Cr2O7, KmnO4
Cu( NO3)2, NH4OH.
soluciones 1M de: NaOH, Na2CO3, HCl,
H2SO4 H2O2 3%, HCl 6M, H2SO4 3M,
Fe( NO3)2 0.5M , H2C2O4 0.5 M


OBJETIVO.- Llevar a cabo algunas reacciones iónicas y escribir las ecuaciones iónicas netas de cada una de las reacciones realizadas en la práctica.

INFORMACIÓN.- Muchas sustancias son disueltas por el agua formando soluciones. La mayoría de estas soluciones son estables y unas cuantas se descompondrán al dejarse en reposo. Las soluciones pueden contener iones (aniones o cationes), especies moleculares o mezclas de ambas. Cuando se mezclan dos soluciones, las especies contenidas en las soluciones se entremezclan y pueden reaccionar químicamente. La reacción que ocurre cuando se mezclan las soluciones se llama reacción en fase solución.
Existen varias clases químicas cuando se mezclan soluciones:

a) Precipitación
b) Reacción ácido- base
c) Oxidación- reducción

a) Ciertas sustancias iónicas son insolubles en agua y otras lo son cuando la mayoría de las sustancias iónicas ( solubles) lo hacen en el agua, los iones se disocian en la solución, por ejemplo: cuando las soluciones que contienen tales iones se mezclan; los iones se entremezclan y algunos reaccionan formando un sólido insoluble ( precipitado) esto es, cualquier par de iones en la mezcla son constituyentes de un sólido insoluble, estos iones se combinaran, para formarlo y una vez formado, se asentará en el fondo de la solución ( se precipitara la solución). Tal es el caso cuando las especies que se mezclan son:

MgCl2 + 2NaOH à Mg( OH)2 + 2NaCl


Los iones Mg ++ y OH – reaccionan para formar Mg(OH)2 insoluble

Mg2+ + 2OH- à Mg(OH)2









REACCION IONICA

Los iones Na + y Cl – no reaccionan por lo que no se incluye en la ecuación para las reacciones.

Los iones que no reaccionan se llaman iones espectadores


b) Las reacciones ácido- base comprenden la transferencia de protones de una especie a la otra. Un ácido es una especie que tiene tendencia a perder protones en una reacción. Una base es una especie que tiende a ganar un protón en una reacción. Una reacción ácido – base comprende un ácido que pierde un protón hacia una base.

Tales reacciones no incluyen precipitación pero si formación de nuevas especies. Las reacciones acido – base se representan por medio de ecuaciones iónicas netas por ejemplo: cuando una solución de HCl( H3O ++ Cl -) se agrega a una solución de : NaNO3 (Na+( aq) + NO3 – (aq) ) ocurre la siguiente reacción ácido- base en la cual se forma el ácido nítrico.

c) Las reacciones redox comprenden transferencia de electrones en las especies.
Cuando ocurre una reacción redox el número de oxidación de un elemento se incrementa mientras que el otro disminuye. La oxidación se caracteriza por el aumento en el número de oxidación, la reducción se caracteriza por la disminución de dicho número. Nótese que en las reacciones de precipitación y ácido – base no ocurren cambios en los números de oxidación.
Un agente oxidante es una especie que puede oxidar a otra y un agente reductor es una especie que puede reducir a otro. Cuando un agente oxidante y un agente reductor están en contacto, se puede esperar que uno oxide al otro, sin embargo, en algunas ocasiones esto no ocurre.

Una reacción redox se representa mediante su ecuación iónica neta que muestra el agente oxidante, el agente reductor y los productos juntos con otras especies necesarias para balancear la ecuación por el método aplicado; por ejemplo, sea la reacción entre el permanganato de potasio K+MnO4- y bromuro de sodio Na + Br- en acido sulfurico diluido, donde los productos son: Mn++ y Br.

Agente oxidante Agente reductor

Mn+7 ------------------------------------------------Mn+2
Br-1 -------------------------------------------------------------------------Br0

Reducción: Ganancia de electrones( agente oxidante)
Oxidación: Perdida de electrones ( agente reductor)


PROCEDIMIENTO:

1.- REACCIONES DE PRECIPITACIÓN:
Por cada uno de los casos siguientes mézclense las soluciones indicadas. anótese cualquier evidencia de reacción y a continuación la ecuación iónica balanceada para toda reacción iónica que se realice.
Llévense acabo las reacciones en tubos de ensaye pequeños y use un agitador limpio si es necesario.

a) Vierta 1ml de solución de NaCl 0.1 m en un tubo de ensaye, enseguida vierta la misma cantidad de solución de AgNO3 0.1M

b) Vierta 1ml se solución de Kl 0.1 m en un tubo de ensaye, enseguida vierta igual cantidad de solución de Pb ( NO3)2 0.1m

c) En un tubo de ensaye vierta 1ml de solución de BaCl2 0.1 m y 1 ml de solución de Na2SO4 0.1 M

d) 1 ml de solución NaNO3 0.1 M + 1 ml de solución KCl 0.1 M

e) Vierta 1 ml de solución de Zn ( NO3) 2 0.1m, enseguida 1 ml de solución de NaOH 0.1 m


f) Vierta 1ml de solución de CaCl2 0.1 m, enseguida 1 ml de solución Na2 CO3 0.1 M

2.- REACCIONES ÁCIDO – BASE:
Como en el caso anterior, mézclense las soluciones indicadas, anótese toda evidencia de reacción ( tóquese el tubo, notar cualquier ambio de temperatura) y escriba la ecuación iónica balanceada para toda la reacción que se lleva acabo.
Hágase la mezcla en tubos de ensaye haciendo uso de un agitador limpio para mezclar

a) Vierta 1ml de CH3- COOH 0.1m, con precaución perciba el olor, enseguida vierta 1 ml de solución de NaOH 0.1 m agítese y perciba su olor

b) Vierta 1 ml de NH4Cl 0.1m percibiendo con precaución su olor, enseguida agregue 1 ml de solución de NaOH 0.1 m Agítese y aprecie el olor con precaución.


c) A un tubo de ensaye agréguele 1ml de HCl 1m, enseguida 1 ml de solución de NaOH 1 m

d) Vierta 1 ml de solución de CH3- CO: ONa 0.1 m, con precaución perciba el olor y enseguida agregue 1 ml de solución HCl 0.1 m, tápese el tubo, agítese y perciba el olor.


e) Vierta 1 ml de solución de Na2CO3 0.1 M, y con cuidado, lentamente agregue 1 ml de HCl 0.1 m

f) Vierta 1ml de solución de NH4 OH 0.1m, perciba el olor con precaución, enseguida agregue 1 ml de solución de HCl 0.1 m. Tape, agite y perciba con precaución el olor



3.- REACCIONES DE OXIDACIÓN – REDUCCIÓN:
Para cada uno de los casos siguientes mézclense las soluciones indicadas, anótese toda evidencia de reacción y escríbase la ecuación iónica neta balanceada para la reacción correspondiente. Haga la mezcla en tubos de ensaye pequeños y utilice un agitador limpio en cada caso
a) HCl 6m; después agregue 1ml de solución de Fe ( NO3) 0.5 M

b) Vierta 1 ml de solución de KMnO4 0.1 m agregue cuidadosamente resbalando por las paredes del tubo 1 ml de solución de HCl 1 m. No aspire el gas que se produce.


c) Vierta 1 ml de solución de KMnO4 1m, con precaución agregue 0.5 ml de solución de H2 SO4 1m, después agregué 1ml de solución de acido oxálico H2C2O4

d) Vierta 1ml de H2O2 AL 3%. agregue 0.5 ML de H2 SO4 1m. Vierta en el tubo 1.5 ml de CCl4, después agregue 1ml de solución de Kl 0.1 m vierta todo el CCl4 usado en el resumidero.


e) En un tubo de ensaye con 1ml de Cu ( NO3)2 1M, deje caer unas granallas o trocitos de Zn metal
f) En un tubo de ensaye con 1 ml de HCl 1 m, deje caer con cuidado pedacitos de cinta de magnesio metal.



Haga su reporte con las observaciones en cada reacción, ecuaciones balanceadas en cada caso.



Proponga otro tipo de reacción química ( 2 ejemplos)

PRACTICA DE GEOMETRIA MOLECULAR

SE FORMARAN 5 EQUIPOS Y CADA EQUIPO HARA UN MODELO

1.- Geometría lineal: Dos pares de electrones alrededor de un átomo central, localizados en lados opuestos y separados por un ángulo de 180º.
2.- Geometría planar trigonal: Tres pares de electrones en torno a un átomo central, separados por un ángulo de 120º.
3.- Geometría tetraédrica: Cuatro pares de electrones alrededor de un átomo central, ubicados con una separación máxima equivalente a un ángulo de 109,5º.
4.- Geometría pirámide trigonal: Cuatro pares de electrones en torno a un átomo central, uno de ellos no compartido, que se encuentran separados por un ángulo de 107º.
5.- Geometría angular: Cuatro pares de electrones alrededor de un átomo central, con dos de ellos no compartidos, que se distancian en un ángulo de 104,5º.

PODRAN USAR EL MATERIAL QUE UDS. ELIJAN, DEBERAN HACER UNA BREVE EXPLICACION DE SU MODELO.

DEBERAN LEER TODA LA EXPLICACION QUE A CONTINUACION SE LES DA.