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- 1. ENLACE QUIMICO ANDRES FELIPE SALAZAR CASAS COD: 21131626154 UNIVERSIDAD ANTONIO NARIÑO FACULTAD DE MECANICA INGENIERIA ELECTROMECANICA IBAGUE-TOLIMA 2017
- 2. ENLACE QUIMICO ANDRES FELIPE SALAZAR CASAS ENSAYO INTRUCTOR FRANCISCO GONGORA UNIVERSIDAD ANTONIO NARIÑO FACULTAD DE MECANICA INGENIERIA ELECTROMECANICA IBAGUE-TOLIMA 2017
- 3. Contenido INTRODUCCIÓN .................................................................................................................4 ENLACE QUIMICO..............................................................................................................5 CLASIFICACION DE LA MATERIA POR SUS PROPIEDADES.............................5 ENLACE ................................................................................................................................6 ENLACE IONICO .............................................................................................................6 ENLACE COVALENTE ...................................................................................................6 MODELOS ATOMICOS ......................................................................................................8 MODELO ATOMICO DE DALTON ...............................................................................8 MODELO ATOMICO DE THOMSON ...........................................................................9 EL ATOMO DE RUTHERFORD ..................................................................................10 EL ATOMO DE BOHR ..................................................................................................11 PARAMAGNETISMO ........................................................................................................13 DIAMAGNETISMO ............................................................................................................14 FORMULA EMPÍRICA ......................................................................................................15 FORMULA MOLECULAR.................................................................................................18 FORMULA DE LEWIS.......................................................................................................20 BIBLIOGRAFIA...................................................................................................................22
- 4. 4 INTRODUCCIÓN En el presente trabajo se dará a conocer los modelos atómicos, entre los que se encuentra Dalton, Rutherford, Thomson y Bohr, además conoceremos los tipos de enlace y posteriormente desarrollaremos algunos ejercicios
- 5. 5 ENLACE QUIMICO En los inicios del siglo XIX, Berzelius sostuvo que la fuerza que mantiene unidos a los átomos, en una sustancia inorgánica o en un radical inorgánico, era de naturaleza eléctrica. Cada molécula debía de contener una parte positiva y otra negativa, ya que para él sólo existía atracción entre los elementos de cargas opuestas. Para sustancias inorgánicas simples como el cloruro de potasio, este hecho fue fácilmente demostrado con la experiencia, pero en las sustancias orgánicas le fue mucho más difícil a Berzelius hacer creíble su teoría. CLASIFICACION DE LA MATERIA POR SUS PROPIEDADES Existe una serie de propiedades comunes a una serie de sustancias; es lógico pensar que esta similitud de propiedades sea un reflejo de su estructura interna. Las sustancias sólidas, frágiles, soluble en agua, que una vez disueltas o fundidas conducen las corriente eléctrica, forman un grupo de sustancias llamadas iónicas, y la fuerza que une los átomos recibe el nombre de enlace iónico. Otro grupo, formado por sólidos, líquidos y gases posee las propiedades contrarias: no son solubles en agua pero sí lo son en disolventes orgánicos como la gasolina, y no conducen la corriente eléctrica ni disueltas ni fundidas. Es el grupo de sustancias covalentes
- 6. 6 ENLACE Se llama enlace a la fuerza que une a los átomos de una molécula entre sí. Existen varios modelos de enlace, que intentan explicar las propiedades químicas de las sustancias. El modelo más intuitivo, y por tanto de más fácil comprensión, es el de los electrones de valencia, es decir, que solo tiene en cuenta los electrones del nivel más externo. ENLACE IONICO Es el enlace que une a los átomos que ocupan posiciones muy separadas en la tabla periódica. El elemento de la izquierda será un metal, y por ello tiene una energía de ionización baja. El elemento de la derecha de la tabla será un no metal, con una gran electroafinidad. El enlace se realiza mediante un intercambio de electrones. Quedando los dos elementos con el mismo número de electrones que el gas noble más cercano a la tabla (ley del octete. Por ejemplo: El sodio posee 11 electrones: dos en el primer nivel, ocho en el segundo y uno en el tercero, es un metal con una pequeña energía de ionización; y el flúor es un no metal que posee nueve electrones: dos en el primer nivel y siete en el segundo. Según este modelo, el sodio cede un electrón al flúor, quedando ambos cargados eléctricamente: el flúor negativamente (anión) y el sodio positivamente (catión), resultando ambos unidos por fuerzas electrostáticas. En el caso de que los electrones cedidos no sean exactamente los que necesitan el no metal, los átomos de uno y otro se combinan en una proporción determinada para que el balance de electrones sea nulo con el intercambiado de dos electrones. ENLACE COVALENTE Cuando los dos elementos unidos son no metales y están situados en posiciones cercanas en la tabla, el modelo anterior no es creíble, puesto que la tendencia de ambos es captar electrones. El modelo propuesto para este tipo de enlace fue sugerido por Lewis, y se basa en la compartición de electrones. Lewis representaba los electrones del último nivel como puntos situados alrededor del
- 7. 7 símbolo del elemento, situando los electrones compartidos entre los símbolos de los átomos unidos Los electrones compartidos serán los necesarios para que ambos elementos posean, sumando los propios y los compartidos, ocho electrones. El enlace covalente puede ser simple si comparten un par de electrones, doble si comparten 2 pares, y triple hay tres pares compartidos Existe un tipo de enlace covalente, en el cual los dos electrones compartidos provienen del mismo átomo. Es el llamado enlace covalente coordinado o dativo. Por ejemplo, cuando se unen un protón y una molécula de amoniaco para formar un ion de amonio
- 8. 8 MODELOS ATOMICOS En la primera mitad del siglo XX, los científicos estudiaban la estructura de los átomos sometiéndolos a una radiación electromagnética como la luz visible. Analizando después la radiación, intentaban determinar la energía de los electrones de la corteza de los átomos. Luego, a partir de los resultados obtenidos construirían modelos con unas orbitas muy determinadas, sin tener en cuenta que la energía de la radiación y la de los electrones son del mismo orden y se pueden modificar mutuamente. MODELO ATOMICO DE DALTON Los modelos atómicos son una representación imaginaria del interior de los átomos. El primero de ellos fue creado en 1808, por el científico inglés John Dalton quien imagino a los átomos como diminutas esferas compactas, indivisibles e indestructibles. Para el - los átomos de una misma sustancia eran iguales entre sí pero diferentes a los de cualquier otra sustancia. - Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen el mismo peso e iguales propiedades. Los átomos de diferentes elementos tienen peso diferente. Comparando el peso de los elementos con los del hidrógeno tomado como la unidad, propuso el concepto de peso atómico relativo. - Los átomos permanecen sin división, aun cuando se combinen en las reacciones químicas - Los átomos, al combinarse para formar compuestos, guardan relaciones simples de números enteros y pequeños - Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto. - Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos.
- 9. 9 MODELO ATOMICO DE THOMSON En 1886, el físico alemán Eugene Goldstein descubrió partículas con carga positiva a las cuales llamo protones. Por el año 1895, ya se sospechaba que los átomos no eran indivisibles. En 1897, Thomson había demostrado la existencia de una partícula llamada electrón, al someter una lámina metálica a la corriente eléctrica, se desprendían de ella ciertas partículas, las cuales eran atraídas por un polo positivo, este evento le hizo suponer la existencia de partículas más pequeñas que el átomo, las cuales al ser atraídas por el polo positivo, deberían tener carga eléctrica negativa. Con base en sus apreciaciones elaboro un nuevo modelo atómico en el que supuso el átomo como una esfera dentro de la cual se distribuían uniformemente las partículas con carga eléctrica negativa y las partículas con carga eléctrica positiva, las cuales anulaban su carga entre sí.
- 10. 10 EL ATOMO DE RUTHERFORD En 1911 Rutherford encontró que el átomo estaba formado por un núcleo pequeño, macizo y cargado positivamente, alrededor del cual giraban los electrones cargados negativamente. Dedujo esto analizando el modo en que las partículas alfa (a), que son partículas con cargas positiva emitida por átomo radiactivo, son desviadas al colisionar con los átomos. Observó que casi todas las partículas alfa atravesaban las láminas metálicas sin sufrir ninguna desviación, solo unas pocas sufrían pequeños desvíos y un número limitado de ellas (aproximadamente 1 de cada 100.000) se reflejaban en la lámina. Este comportamiento le llevo a proponer que el núcleo es la parte del átomo en la que se encuentra localizada casi toda la masa de este y toda la carga positiva. Alrededor del núcleo y a gran distancia, comparada con las dimensiones del mismo, gira el electrón, de forma que su fuerza centrífuga compensa la atracción electrostática que sufre por parte del núcleo. Sin embargo, aunque este modelo explica la distribución de cargas positivas y negativas en el átomo, presenta un gran problema de inestabilidad, pues de acuerdo con las leyes de la física clásica, el electrón, al girar alrededor del núcleo se acelera perdiendo energía constantemente hasta precipitarse en el núcleo.
- 11. 11 EL ATOMO DE BOHR En 1913 el físico danés Bohr propuso un modelo atómico utilizando la idea de Rutherford que obtuvo un gran éxito al permitir predecir las longitudes de onda de las líneas del espectro de hidrogeno. Además introdujo en dicho modelo una serie de postulados que permitían superar las debilidades presentadas por el modelo de Rutherford. Bohr supuso que los electrones estaban dispuestos en capas definidas o niveles cuánticos, a una distancia considerable del núcleo. La disposición de los electrones se denomina configuración electrónica. El número de electrones es igual al número atómico del átomo: el hidrogeno tiene un único electrón orbital, el helio 2 y el uranio 92. Las capas electrónicas se superponen de forma regular hasta un máximo de siete cada una de ellas puede albergar un determinado número de electrones. La primera capa está completa cuando tiene 2 electrones, en la segunda caben un máximo de 8, y las capas sucesivas pueden contener cantidades cada vez mayores. Ningún átomo existente en la naturaleza tiene la séptima capa llena. Los electrones más externos o los últimos en añadirse a la estructura del átomo, determinan el comportamiento químico del mismo. Todos los gases inertes o nobles (helio, neón, argón, criptón, xenón, y radón) tienen llena su capa electrónica externa. No se combinan químicamente en la naturaleza, aunque los tres gases nobles más pesados (criptón, xenón, radón) pueden formar compuestos químicos en el laboratorio. Por otra parte, las capas exteriores de los elementos como litio, sodio o potasio solo contienen un electrón. Estos elementos se combinan con facilidad (transfiriéndoles a otro su electrón mas externo) para formar numerosos compuestos químicos. De forma equivalente, a los elementos como el flúor, el cloro o el bromo solo les falta un electrón para que su capa exterior este completa. También se combinan con otros elementos de los cuales obtienen electrones. Las capas atómicas no se llenan necesariamente de electrones de forma consecutiva. Los electrones de los primeros 18 elementos de la tabla periódica se añaden de forma regular, llenando a cada capa al máximo antes de iniciar una nueva. A partir del elemento decimonoveno, el electrón más externo comienza una nueva capa antes de que se llene por completo la anterior. No obstante, se sigue manteniendo una regularidad, ya que los electrones llenan las capas sucesivas con una alternancia que se repite. El resultado es la repetición regular de las propiedades químicas de los átomos, que se corresponde con el orden de los elementos de la tabla periódica.
- 12. 12 Resulta cómodo visualizar los electrones que se desplazan alrededor del núcleo como si fueran planetas que giran en torno al sol. No obstante, esta visión es mucho más sencilla que la que se mantiene actualmente. Sin embargo, el modelo de Bohr no resulto adecuado para explicar los espectros de los átomos poli electrónicos.
- 13. 13 PARAMAGNETISMO En un átomo, los únicos electrones que pueden contribuir al momento magnético total del átomo son los que están en capas incompletas, generalmente electrones de valencia, dado que en las capas electrónicas completas el momento magnético orbital de spin es cero. Como la mayoría de los átomos tienen capas incompletas, también tendrán momento magnético no nulo. Pero esto sólo es cierto para átomos libres, no para átomos dentro de una red cristalina, ligados entre sí por fuerzas de enlace. La razón es que la energía de canje de los electrones de átomos vecinos es normalmente mínima cuando sus spines están dispuestos de forma anti paralela y de ahí que el momento dipolar total de la molécula sea nulo. En los cristales iónicos los electrones externos de un átomo son transferidos para completar la capa de su vecino, ambos iones tendrán capas electrónicas completas y tendremos un momento magnético nulo. Por tanto, el paramagnetismo sólo se dará en sólidos formados por átomos con capas incompletas, además de las ocupadas por electrones de valencia. Existen cinco grupos de elementos donde ocurre esto · Grupo del Fe ->capa 3d incompleta · Grupo del Pd -> capa 4d incompleta · Lantánidos -> capa 4f incompleta · Grupo del Pt -> capa 5d incompleta · Actínidos -> capa 5f incompleta Además, los metales muestran también paramagnetismo debido a los electrones de conducción. Este paramagnetismo muestra la propiedad de que la susceptibilidad es prácticamente independiente de la temperatura. Los materiales empleados para aplicaciones prácticas están hechos de sales de hierro o de tierras raras.
- 14. 14 DIAMAGNETISMO Se puede explicar el diamagnetismo a partir de la configuración electrónica de los átomos o de los sistemas moleculares. De esta forma, el comportamiento diamagnético lo presentan sistemas moleculares que contengan todos sus electrones apareados y los sistemas atómicos o iónicos que contengan orbitales completamente llenos. Es decir los espines de los electrones del último nivel se encontrarán apareados. El diamagnetismo es observable en las sustancias con estructura electrónica simétrica (en forma de cristales iónicos y gases nobles) y no hay momento magnético permanente. No se ve afectado por los cambios de temperatura. LEVITACION DIAMAGNETICA
- 15. 15 FORMULA EMPÍRICA La fórmula empírica nos muestra la proporción entre los átomos de un compuesto químico. A veces puede coincidir con la fórmula molecular del compuesto. La fórmula empírica se puede usar tanto en compuestos formados por moléculas como en los que forman cristales y macromoléculas. - 1.- Calcula la fórmula empírica de un hidrocarburo que en un análisis dio la siguiente composición: 85,63% de C y 14,3% de H 85,63% de C = 85,63 g de C n = m/PM n= 85,63/12= 7,1358 moles (átomo gramo) 14,3% de H = 14,3 g de H n = m/PM n= 14,3/1= 14,3 moles (átomo gramo) Ahora ya estaría, pero como no se pueden dejar decimales aplicamos un truco matemático, dividir todos entre el más pequeño C: 7,1358/ 7,1358=1 H: 14,3/7,1358=2 Por tanto tenemos C: 1 H: 2 y se escribe la fórmula empírica así: CH2 2. -El análisis de un compuesto dio la siguiente composición: K: 26,57% Cr: 35,36% O: 38,07%. Calcula la fórmula empírica del compuesto - 26,57% de K =26.57 g de K n = m/PM n=26,57/39,09 = 0,67 moles (átomo gramo) - 35,36% de C = 35,36 g de Cr n = m/PM n=35.36/51.99= 0,68 moles (átomo gramo) - 38,07% de C = 38,07 g de O n = m/PM n=38,07/16= 2,37moles (átomo gramo)
- 16. 16 Ahora ya estaría, pero como no se pueden dejar decimales aplicamos un truco matemático, dividir todos entre el más pequeño K=0,67/0,67= 1 x 2= 2 Cr=0,68/0,67= 1 x 2= 2 O=2,37/0,67= 3.5 x 2=7 Por tanto tenemos k=2, Cr=2, O=7 y se escribe la fórmula empírica así: K2 Cr 2 O7 3. Un compuesto contiene 63,1 % de C y 11,92% de H y 24,97 de F .Calcula la fórmula empírica del compuesto. 63,1% de C = 63,1 g de C - n = m/PM n= 63,1/12=5,25 11,92% de H = 11,92 g de H - n = m/PM 11,92/1=11,92 24,97% de F = 24,97 g de F - n = m/PM 24,97/ 19=1,3 Ahora ya estaría, pero como no se pueden dejar decimales aplicamos un truco matemático, dividir todos entre el más pequeño C = 5,25 / 1,3=4 H= 11,92/ 1,3=9 F= 1,3 / 1,3=1 Por tanto tenemos C=4, H=9, F=1 y se escribe la fórmula empírica así: C4 H 9 F1 4. Mediante el análisis se vio que un compuesto orgánico contenía 43,37% de C y 10,59% de H y el resto oxígeno. Calcula su fórmula empírica. 43,37% de C = 43,37 g de C - n = m/PM n=43,37/12=3,6 10,59% de H = 10,59 g de H - n = m/PM 10,59/1=10,59
- 17. 17 46,04% de O = 43,04 g de O - n = m/PM 46,04/16= 2,8 Ahora ya estaría, pero como no se pueden dejar decimales aplicamos un truco matemático, dividir todos entre el más pequeño C=3,6/2,8=1,28 H=10,59/2,8=3,78 O=2,8/2,8=1 Como no son enteros a pesar de haber sido divididos por el más pequeño antes, ahora lo que se hace es multiplicar por 2 los tres a ver si sale entero y si no por tres y si no por cuatro….así hasta que salga entero. En este caso sale entero si se multiplica por 8. C=1,28*8=10 H=3,78*8=30 O= 1*8=8 Por tanto tenemos C=10, H=30, O=8 y se escribe la fórmula empírica así: C10 H 30 O8 5. una muestra de hidrocarburo contiene un 78,86% de carbono, calcular la formula empírica del hidrocarburo. 74,86% de C = 74,86 g de C - n = m/PM n = 74,86/12,01= 6,23 25,14% de H = 24,14 g de H - n = m/PM 24,14/1,008= 24,9405 C=6,2331/6,2331 =1 H= 24,9405/6,2331 = 4 Por tanto tenemos C=10, H=30, O=8 y se escribe la fórmula empírica así: CH4
- 18. 18 FORMULA MOLECULAR La fórmula molecular es la fórmula química que indica el número y tipo de átomos distintos presentes en la molécula. La fórmula molecular es la cantidad real de átomos que conforman una molécula. Sólo tiene sentido hablar de fórmula molecular si el elemento o el compuesto están formados por moléculas; en el caso de que se trate de cristales, se habla de su fórmula empírica. 1. determine la formula molecular de un compuesto que está formado por 85% de Hg, y 15% de Cl y su masa molecular es de 472 Gramos - 85% de Hg = 85 g de Hg 85/200,59=0,42 Moles - 15% de Cl = 15 g de Cl 15/35,45 = 0,42 moles Ahora ya estaría, pero como no se pueden dejar decimales aplicamos un truco matemático, dividir todos entre el más pequeño Hg= 0,42/0,42=1 Cl= 0,42/0,42=1 Por tanto tenemos Hg=1, Cl=1, y se escribe la fórmula empírica así: Hg1 Cl1 472 = (1*200,59*n) + (1*35,45*n) 472= 200,59n + 35,45n 472=236,04n N = 472/236.04 N= 2 (Hg1 Cl1)2 = formula molecular 2. Cuál es la fórmula molecular de una sustancia cuyo análisis determino que posee una formula empírica de C2H5Cl y un peso molecular de 88 g 88 = (2*12*n) + (5*1*n) + (1*35,45*n) 88 = 24n + 5n +35,45n 88 = 64.45n N = 88/64.45
- 19. 19 N = 1.36*3 N= 4 (C2H5Cl)4 Formula Molecular 3. Cuál es la fórmula molecular de una sustancia cuyo análisis determino que posee una formula empírica de K2Cr2O7 y un peso molecular de 192 g 192 = (2*39,09*n) + (2*52*n) + (7*16*n) 192 = 78,18n + 104n + 112n 192 = 294,18n N = 192/294,18 N = 0,65 N = 0,65 * 3 N = 2 (K2Cr2O7)2 Formula Molecular 4. Cuál es la fórmula molecular de una sustancia cuyo análisis determino que posee una formula empírica de C6H6 y un peso molecular de 156 g 156 = (6*12*n) + (6*1*n) 156= 72n + 6n 156=78n N = 156/78 N = 2 (C6H6)2 5. Cuál es la fórmula molecular de una sustancia cuyo análisis determino que posee una formula empírica de HO y un peso molecular de 85 g 85 = (1*1*n) + (1*16*n) 85 = N+ 16n 85 = 17n N = 85/17 N = 5 (HO)5 Formula Molecular
- 20. 20 FORMULA DE LEWIS Las estructuras de Lewis muestran los 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. Ejercicios 1. ¿Cómo se forma el SiH4 a partir de sus átomos utilizando las estructuras de Lewis? Ya que es la unión de un no metal y un no metal es un enlace covalente, es decir que existe la compartición de electrones. 2. ¿Cómo se representa el NaCl utilizando la estructura de Lewis? Ya que es la unión de un metal y un no metal es un enlace iónico, es decir que existe la transferencia de electrones. 3. ¿Cómo se representa el SCl2 utilizando la estructura de Lewis? Ya que es la unión de un no metal y un no metal es un enlace covalente, es decir que existe la compartición de electrones.
- 21. 21 4. ¿Cómo se representa el Na2S utilizando la estructura de Lewis?