1. Ciencia

QUIMICA GENERAL – 1º Año de Ingeniería Química – UTN - FRRo
UNIVERSIDAD
TECNOLOGICA
NACIONAL
FACULTAD REGIONAL ROSARIO
DEPARTAMENTO DE INGENIERIA QUIMICA
CATEDRA DE QUIMICA GENERAL
Guía de Trabajo Práctico de Laboratorio: Propiedades Físicas de las
Sustancias según el tipo de Enlace Químico que poseen
OBJETIVO
Relacionar algunas propiedades físicas de las sustancias como la solubilidad, el punto de
fusión y la conductividad eléctrica con el tipo de enlace químico que poseen.
PRINCIPIOS TEÓRICOS
Siempre que dos átomos o iones están unidos fuertemente entre sí, decimos que hay un
enlace químico entre ellos. Existen tres tipos de enlaces químicos: iónico, covalente y
metálico.
Se denomina enlace iónico a las fuerzas de tipo electrostático que mantienen unidos entre
sí a los iones de carga opuesta. Cuando los átomos ganan o pierden electrones, es decir,
cuando ocurre una transferencia de electrones de un átomo a otro, se originan iones. Las
sustancias iónicas se forman a partir de elementos de la izquierda de la tabla periódica,
metales, con elementos de la derecha de la tabla, no metales (excepto los gases nobles).
Ejemplo de sustancia iónica, cloruro de sodio, NaCl.
Un enlace covalente se forma cuando dos átomos comparten uno o más pares de
electrones. Los átomos unidos entre sí mediante enlace covalente son “no metales”,
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ubicados a la derecha de la tabla periódica, y forman moléculas o compuestos moleculares.
El enlace metálico lo encontramos uniendo átomos de metales, como en el hierro, el cobre
y el aluminio. Cada átomo de metal se encuentra unido a varios átomos vecinos. Los
electrones de enlace se encuentran relativamente libres para moverse a través de la
estructura tridimensional del metal. Los enlaces metálicos dan lugar a propiedades metálicas
típicas como la elevada conductividad eléctrica, la maleabilidad y la ductilidad.
Símbolos de Lewis y regla del octeto electrónico
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 Lewis es que los átomos se combinan para alcanzar
una configuración electrónica más estable. La estabilidad máxima se logra cuando un átomo
posee la configuración electrónica de un gas monoatómico (gas noble).
Cuando los átomos interactúan para formar un enlace químico, sólo intervienen sus regiones
más externas. Por esta razón, cuando estudiamos los enlaces químicos consideramos los
electrones de valencia de los átomos. Electrones de valencia son los pertenecientes a la
capa electrónica más externa de los átomos, llamada capa de valencia.
Para reconocer los electrones de valencia y poder confirmar que el número total de
electrones no cambia en una reacción química, se utiliza el sistema de representación por
medio de puntos desarrollado por Lewis. Un símbolo de puntos de Lewis consta del
símbolo del elemento y un punto por cada electrón de valencia de un átomo del elemento.
Tabla 1 símbolos de puntos de Lewis para los elementos representativos y los gases nobles. El
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número de puntos desapareados corresponde al número de enlaces que un átomo del elemento
puede formar en un compuesto.
La tabla 1 muestra los símbolos de puntos de Lewis para los elementos representativos y los
gases nobles. Se puede observar 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 litio es un
elemento del grupo 1A y tiene un punto por su único electrón de valencia; el berilio 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, los lantánidos y los actínidos tienen capas internas
incompletas, a causa de ello, se complica la escritura de puntos de Lewis para estos
elementos.
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 una configuración electrónica muy estable, como lo
demuestran sus elevadas energías de ionización, su baja afinidad por los electrones
adicionales y su carencia general de reactividad química.
Como todos los gases nobles (excepto el helio) tienen ocho electrones de valencia, la
mayoría de los átomos que experimentan reacciones químicas terminan con ocho electrones
de valencia. Esta observación dio lugar a un principio conocido como la regla del octeto: los
átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones hasta que se encuentran rodeados
por ocho electrones de valencia.
Un octeto electrónico consiste en las subcapas 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, ver
tabla 1.
Enlace iónico
Los átomos de los elementos metálicos poseen bajas energías de ionización, en
consecuencia, tienden a perder electrones y a formar cationes; en cambio, los átomos de los
elementos no metálicos tienen alta afinidad electrónica, en consecuencia, tienden a ganar
electrones y a formar aniones. Como regla general, podemos afirmar que los metales
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alcalinos y los alcalino-térreos tienen más 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 y un no metal. La fuerza electrostática que mantiene unidos a los
iones de carga opuesta en un compuesto iónico se denomina enlace iónico. Por ejemplo, la
reacción entre el litio y el flúor produce fluoruro de litio, un polvo blanco y venenoso usado
en la fabricación de materiales cerámicos. La reacción se representa como sigue:
Para simplificar, imaginemos que esta reacción sucede en dos pasos. Primero se ioniza el
litio:
Y en seguida el flúor acepta el electrón liberado por el litio:
Luego, los dos iones separados se enlazan para formar la unidad de fluoruro de litio, LiF:
Observar que la suma de las tres reacciones anteriores es igual a la primera:
El enlace iónico en el LiF es la fuerza de atracción electrostática entre el ion litio con carga
positiva (catión) y el ión fluoruro con carga negativa (anión).
El
compuesto
es
eléctricamente neutro.
Los iones Li+ y F- están
organizados en un arreglo
tridimensional regular.
a) Modelo
espacial
de
esferas empacadas
b) Modelo
de
esferas
y
barras
Numerosas reacciones comunes llevan a la formación de enlaces iónicos. Por ejemplo, el
óxido de calcio:
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Supongamos que la molécula diatómica de oxígeno O 2 se separa primero en dos átomos de
oxígeno (en otro capítulo estudiaremos las características energéticas de este paso).
Entonces, se puede representar la reacción mediante puntos de Lewis como sigue:
Ocurre una transferencia de electrones del átomo de calcio al átomo de oxígeno. Advertir
que el ión calcio formado, Ca2+, tiene la configuración electrónica del argón, el gas noble
más cercano al átomo de calcio en la tabla periódica; y el ión óxido, O 2-, es isoelectrónico
con el neón, gas noble más cercano al átomo de oxígeno en la tabla periódica; ambos iones
forman el compuesto óxido de calcio, CaO, eléctricamente neutro. La fuerza de atracción
electrostática que mantiene unidos a los iones de carga opuesta se llama enlace iónico.
En muchos casos, el catión y el anión de un compuesto no llevan la misma carga neta. Por
ejemplo, cuando el litio se quema en el aire y forma óxido de litio, Li 2O, la ecuación
balanceada de la reacción es:
Al usar los símbolos de Lewis, escribimos:
En este proceso, cada átomo de oxígeno recibe dos electrones (uno de cada átomo de litio)
para formar el anión óxido, O2-. El ión Li+ es isoelectrónico con el helio.
Cuando el magnesio reacciona con el nitrógeno a elevada temperatura se forma el nitruro de
magnesio (Mg3N2), un compuesto sólido blanco:
En la reacción hay una transferencia de seis electrones (dos de cada uno de los tres átomos
de magnesio) a dos átomos de nitrógeno. Los iones Mg 2+ y nitruro N-3 formados son
isoelectrónicos con el neón. Como hay 3 iones +2 y dos iones -3, las cargas se igualan y el
compuesto es eléctricamente neutro.
Enlace covalente
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Muchas sustancias comunes con las que estamos diariamente en contacto como el agua,
tienden a ser gases, líquidos o sólidos con bajos puntos de fusión. Muchas, como la
gasolina se evaporan, con rapidez. Otras son blandas y flexibles en sus formas sólidas,
como las bolsas de polietileno y la parafina.
Para estas sustancias que no son iónicas necesitamos un modelo molecular distinto.
Aunque el concepto de molécula se remonta al siglo XVll, no fue sino a principios del siglo
XX que los químicos comenzaron a comprender cómo y por qué se forman las moléculas.
Lewis razonó que los átomos podrían adquirir una configuración electrónica de gas noble si
compartieran electrones con otros átomos. Esto ocurre cuando se forman enlaces
covalentes.
Lewis describió la formación del enlace químico en el hidrógeno como:
Donde el enlace covalente se forma por apareamiento de dos electrones. En este enlace los
dos electrones son compartidos por dos átomos. Los compuestos covalentes son aquellos
en los que sólo hay enlaces covalentes. Para simplificar, a menudo, el par de electrones
compartidos se representa por una línea o guión. El enlace covalente en la molécula de
hidrógeno se escribe H-H. 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 H 2 y es
la responsable de la formación de enlaces covalentes en otras moléculas. En el enlace
covalente sólo intervienen los electrones de valencia de los átomos.
Por ejemplo, la configuración electrónica del flúor, F 2, es 1s2 2s2 2p5. Los electrones 1s son
de baja energía y pasan la mayor parte del tiempo cerca del núcleo, no participan en la
formación del enlace. Los restantes 7 electrones pertenecen a la capa de valencia, dos
electrones 2s y cinco electrones 2p; de todos ellos hay un solo electrón no apareado en el F.
La formación de la molécula de flúor, F 2, se representa como sigue:
Molécula de flúor, F2
Observar que para formar la molécula de F 2 sólo participa un electrón de valencia de cada
átomo. Los electrones que no participan del enlace, electrones no enlazantes, se llaman
pares libres, es decir, pares de electrones de valencia que no participan en la formación del
enlace covalente. Así, cada átomo en la molécula de flúor tiene tres pares libres de
electrones:
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Una estructura de Lewis es una representación de un enlace covalente, donde el par de
electrones compartidos se indica con líneas o como pares de puntos entre dos átomos, y los
pares libres no compartidos se indican como pares de puntos en los átomos individuales. En
una estructura de Lewis sólo se muestran los electrones de valencia.
La estructura de Lewis para el agua es:
En este caso, el átomo de oxígeno tiene dos pares libres de electrones, en tanto que el
átomo de hidrógeno carece de pares libres porque usó su único electrón para formar el
enlace covalente. Los átomos de F y O adquieren la configuración electrónica de gas noble
en las moléculas de F2 y de agua.
La formación de estas moléculas ilustra la regla del octeto propuesta por Lewis. El hidrógeno
completa su nivel con 2 electrones como el helio.
Los átomos pueden estar unidos por enlace covalente sencillo, es decir, se unen por
medio de un par de electrones. O pueden estar unidos por enlaces múltiples, es decir,
cuando los átomos compartes dos o tres pares de electrones, en cuyos casos, los enlaces
covalentes son de tipo doble o triple.
Por ejemplo, en el dióxido de carbono, CO2, y en el etileno, C2H4, hay enlaces dobles, los
átomos comparten dos pares de electrones.
etileno
etileno
Enlace triple surge cuando dos átomos comparten tres pares de electrones como en la
molécula de nitrógeno, N2 , y en el acetileno, C2H2.
Nitrógeno, N2
acetileno
acetileno
Observar que en el etileno y en el acetileno todos los electrones de valencia son enlazantes;
no hay pares libres en los átomos de carbono.
Comparación de las propiedades de los compuestos iónicos y covalentes
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Los compuestos iónicos y covalentes exhiben marcadas diferencias en sus propiedades
físicas generales debido a que sus enlaces son de distinta naturaleza. En los compuestos
covalentes existen dos fuerzas de atracción. Una de ellas es la que mantiene unidos a los
átomos de la molécula, el enlace covalente. La otra fuerza de atracción opera entre las
moléculas y se llama fuerza intermolecular. Como estas últimas suelen ser más débiles que
los enlaces covalentes, las moléculas de un compuesto covalente se unen con menos
fuerza. En consecuencia, los compuestos covalentes casi siempre son gases, líquidos o
sólidos de bajos puntos de fusión. Por otro lado, las fuerzas electrostáticas que mantienen
unidos a los iones en un compuesto iónico, por lo común, son muy fuertes, de modo que los
compuestos iónicos son sólidos a temperatura ambiente y tienen puntos de fusión elevados.
Muchos compuestos iónicos son solubles en agua y sus disoluciones acuosas conducen la
electricidad debido a que estos compuestos son electrolitos fuertes. La mayoría de los
compuestos covalentes son insolubles en agua, o si se llegan a disolver, sus disoluciones
acuosas por lo general no conducen electricidad porque estos compuestos son no
electrolitos. Los compuestos iónicos fundidos conducen electricidad porque contienen
cationes y aniones que se mueven libremente pudiendo conducir la electricidad; los
compuestos covalentes líquidos o fundidos no conducen electricidad porque no hay iones
presentes en ellos.
PARTE EXPERIMENTAL
A.
Leer atentamente las instrucciones antes de iniciar el trabajo experimental.
B.
Verificar que se dispone sobre la mesa de laboratorio los equipos y reactivos que se
necesitarán antes de iniciar el trabajo experimental.
C.
Investigar las precauciones a tomar para el manejo de los reactivos.
D.
Realizar cada experimento y observar los cambios del sistema.
E.
Material de laboratorio y reactivos a utilizar
Tubos de ensayo, gradilla, cápsulas de porcelana, mechero Bunsen, trípode, triángulo
de pipa, circuito de conductividad, espátula, pinza de madera para tubos de ensayo,
agua destilada, tolueno, cloruro de sodio, yoduro de potasio, nitrato de potasio, úrea y
naftaleno.
F.
Procedimiento
Para cada una de las siguientes sustancias: cloruro de sodio, yoduro de potasio,
nitrato de potasio, úrea, tolueno y naftaleno, comprobar las propiedades que se indican
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a continuación:
1. Solubilidad en agua
Tomar una punta de espátula de cada una de las seis sustancias a estudiar y
agregar cada una de ellas a seis tubos de ensayo identificados y colocados en línea
en una gradilla, en los que previamente se colocó 10 cm 3 de agua destilada. Agitar
suavemente y comprobar si la sustancia se disuelve o no. Investigar la fórmula
química y la naturaleza de cada sustancia. Razonar el resultado que debería
obtener y confrontar con la observación realizada en el experimento.
2. Solubilidad en tolueno
Repetir el procedimiento anterior en seis tubos de ensayo limpios utilizando tolueno
en lugar de agua. Hacer las observaciones correspondientes.
3. Punto de fusión
Colocar en cada uno de seis tubos de ensayo limpios y secos, un octavo de tubo de
cada una de las seis sustancias a investigar, calentando a continuación cada tubo
sobre un mechero sosteniéndolo mediante una pinza de madera. Observar si el
punto de fusión de cada sustancia es alto, medio o bajo, correlacionar esta medida
midiendo el tiempo que cada sustancia demora en fundir.
4. Conductividad en disolución
Montar un circuito de conductividad, como el mostrado en la figura. Preparar en un
vaso de precipitados disoluciones de las sustancias solubles en agua o en tolueno,
según el resultado obtenido en los experimentos 1 y 2. Medir la conductividad de
cada solución.
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5. Conductividad en fusión
Tomar una cápsula de porcelana, colocar en ella nitrato de potasio y fundir la
sustancia calentando fuertemente la cápsula sobre un mechero Bunsen; para esto
colocar la cápsula sobre un triángulo de pipa y éste sobre un trípode. Sumergir los
electrodos en la cápsula y comprobar su conductividad.
G.
Tabla de Datos
Teniendo en cuenta el tipo de enlace que cada sustancia ensayada posee y los
resultados obtenidos en los experimentos, completar el siguiente cuadro:
Sustancia
Urea
Solubilidad en agua
Solubilidad en tolueno
Punto de fusión
Conductividad
Cloruro de sodio
Nitrato de potasio
Tolueno
Naftaleno
Yoduro de potasio
H.
Conclusiones
Clasificar las sustancias según el tipo de enlace como iónicas, covalentes no polares y
covalentes polares.
RESPONDER
1) Explique qué es un enlace iónico.
2) Proporcione el nombre de cinco elementos metálicos y cinco elementos no metálicos
que formen unión iónica con facilidad.
3) ¿Cuál es la contribución de Lewis para interpretar el enlace covalente?
4) Represente cinco elementos representativos mediante símbolo de puntos de Lewis.
5) Escriba la fórmula mínima y nombre un compuesto iónico que posea un catión
monovalente y un anión divalente.
6) ¿Qué diferencia existe entre un símbolo de puntos de Lewis y una estructura de
Lewis?
7) Escriba los símbolos de puntos de Lewis de los reactivos y productos de las siguientes
reacciones químicas. Primero balancee las ecuaciones.
a. Sr + Se → SrSe
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b. Ca + H2 → CaH2
c. Li + N2 → Li3N
d. Al + S → Al2S3
8) ¿Cuántos pares libres existen en los elementos subrayados de los siguientes
compuestos? HBr, H2S, CH4 , NH3.
9) Comparar las propiedades físicas de los compuestos iónicos y covalentes.
10) Indicar cuál de los siguientes compuestos puede ser completamente soluble en
benceno, C6H6 y cuál no: CsCl, SiO2, CBr4, PF3, PF5, K2O, Na3N.
11) Para cada uno de los siguientes pares de elementos, establezca si el compuesto
binario que se forma es iónico o covalente. Escriba la fórmula empírica y el nombre
del compuesto: a) I y Cl, b) Mg y F, c) BaCl2. Indicar en cada caso si el compuesto
formado puede ser soluble en agua o en sulfuro de carbono,CS2 y si alguna de esas
soluciones puede conducir la electricidad.
12) Cuáles de las siguientes sustancias se espera que posean altos puntos de fusión?
etileno, H3C-CH3 ; RbF; MgBr2; H3P; BF3; BeCl2.
BIBLIOGRAFIA

Laboratorio: Guía General de Prácticas de Química. Miguel Paraira. Editorial Hora SA.

Laboratorio de Química General. Graciela Müller, Mercedes Llano, Héctor GarcíaOrtega. Editorial Reverté. México, 2008.

Química, la Ciencia Básica. M. D. Reboiras. Ed. Thomson. 2006

Química. Raymond Chang. Ed. Mc Graw Hill. 10º Edición. 2010
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