Este documento describe una práctica de laboratorio sobre los tipos de enlaces químicos. Presenta los objetivos, materiales, procedimientos y cuestionario de la práctica. Explica los conceptos teóricos de enlace iónico, covalente y coordinado, y describe experimentos para identificar estos enlaces mediante la conducción eléctrica y puntos de fusión.

1. Instituto Politécnico Nacional
Escuela Superior De Ingeniería Mecánica Y Eléctrica
Ingeniería Eléctrica
Laboratorio De Química Básica
Practica No 1°
Enlaces
Grupo: 1EM5
Equipo: 4
Integrantes:
 Monterrosas Hernández Eduardo
 Díaz Rodríguez Irving
 Méndez Quiroz Gaspar
 Pichardo Sánchez Sergio
Profesora:
 Ing. Aline M. Ortega Martínez

2. Fecha De Realización De La Practica: 15/01/20015
Objetivo
 El alumno identificara el tipo de enlace que forman los átomos al unirse y
formar moléculas, de acuerdo a las propiedades y características que
presentan
Consideraciones Teóricas
• Fundamentos de Kossel y Lewis
En 1916, el químico alemán Walther Kossel expuso que en las reacciones químicas ocurren pérdida
y ganancia de electrones por parte de los átomos, y por ello estos adquieren la configuración
electrónica de un gas noble. Sin duda Kossel se refería al enlace iónico, y por lo tanto a los
compuestos iónicos.
Posteriormente los químicos norteamericanos Gilbert Newton Lewis e Irving Langmuir, cada uno en
forma independiente estudiaron los compuestos iónicos y no iónicos (covalentes), comprobando
que los átomos al formar el enlace químico adquieren en su mayoría la estructura atómica de un
gas noble (8 electrones), lo que hoy se llama Regla del Octeto.
En 1923 Lewis plantea su teoría de enlace por pares de electrones y anuncia que el octeto se logra
por medio de compartición de electrones. Kossel es considerado como el padre del enlace iónico,
mientras a Lewis se le considera el padre del enlace covalente.
• Regla del octeto
La regla del octeto, propuesta por Walter Kossel y Gilbert N. Lewis en 1916, establece que al
formarse un enlace químico los átomos ganan, pierden o comparten electrones para lograr una

3. estructura electrónica estable similar a la de un gas noble. Esta regla se basa en el hecho de que
todos los gases son nobles (tienen 8 electrones).
Lewis descubrió una forma sencilla y más cómoda de mostrar los electrones de Valencia a esta
estructura se le conoce como estructura de Lewis o de puntos por electrones.
El cual consiste en marcar el núcleo del átomo con el símbolo del elemento y a su alrededor situar
puntos representativos de los electrones de valencia siendo estos los electrones del último orbital
los cuales servirán para generar el enlace, al compartir el electrón entre los elementos, de esta
forma se cumple con la regla del octeto.
• Enlace
Un enlace químico es la fuerza que mantiene unidos a los para formar moléculas o formar sistemas
cristalinos (iónicos, metálicos o covalentes) y moléculas (enlace intermolecular) para formar los
estados condensados de la materia (sólido y líquido), dicha fuerza es de naturaleza
electromagnética (eléctrica y magnética). Existen tres tipos de enlace:
1. Enlace iónico o electrovalente
2. Enlace covalente
3. Enlace covalente coordinado
• Enlace iónico
Se llama enlace iónico aquel que ocurre por transferencia de electrones entre átomos con diferencia
de electronegatividad mayor a 1.7, el elemento más electronegativo acepta los electrones del menos
electronegativo para completar su octeto.
El enlace iónico es común entre metales de los grupos (IA) y (IIA) con los no metales de los grupos
(AVI) y (VIIA), lo podemos representar con configuraciones electrónicas, modelos de Bohr o
estructura de cargas.
Ejemplo: KF
19K 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6 4s1
9F 1s2, 2s2, 2p7

4. La diferencia de electronegatividad es = 4.0 – 0.9 = 3.1 > 1.7 por lo tanto, habrá enlace iónico.
El K cede 1 electrón al F, quedan ambos iones con 8 electrones en el último nivel.
• Características de los compuestos con enlace iónico
a) Están formados por iones (+) y (-); metales y no metales.
b) Son sólidos, la mayoría con estructura ordenada o en forma de cristales.
c) Poseen elevado punto de fusión y ebullición
d) Son duros, frágiles y buenos conductores de calor y electricidad.
e) En estado de fusión o disueltos en agua son buenos conductores de la electricidad.
f) Solubles en agua y en disolventes polares.
• Enlaces covalentes
Son las fuerzas generadas entre átomos por compartición de pares de electrones, esto se debe a
una deformación de los orbitales externos, la diferencia de electronegatividades (≠EN) entre ellos
es menor o igual a 1.7 , son comunes entre no metales. Por la forma en que puede darse la
covalencia los enlaces se clasifican en:
No polares # EN=0.
Polares, 0<# EN< 1.7
Coordinados, 0< EN< 1.7
• Enlace covalente no polar
Este enlace ocurre entre átomos cuya diferencia de electronegatividad es igual a cero, en este caso
la tendencia de los átomos para atraer electrones hacia su núcleo es igual, por lo tanto, el momento
dipolar es cero. Por la cantidad de electrones de valencia de los átomos y su tendencia para
completar 8 electrones estos pueden compartir 1, 2 o 3 pares de electrones generando los llamados
enlaces simples, dobles y triples.
• Enlace covalente no polar simple
Este enlace se lleva a cabo en átomos que requieren de (1 e-) para completar su octeto por ejemplo;
hidrógeno (H2), flúor (F2), cloro (Cl2), yodo (I2) y bromo (Br2).
Los enlaces covalentes se representan con configuraciones electrónicas y con modelos o
estructuras de Lewis. Los enlaces covalentes también se pueden representar mediante diagramas
de orbitales moleculares, éstos se forman por la combinación de orbitales s, p, d, puros o híbridos,
los cuales se detallan más adelante.
Entre dos átomos que presentan más de un enlace covalente, el primero de ellos es un enlace
frontal de mayor energía y se llama enlace sigma (σ); los demás son enlaces perpendiculares o
laterales, de menor energía y se llaman enlaces pi (π).
• Enlace covalente no polar doble
Representación del enlace covalente no polar doble en la molécula de oxígeno con estructuras de
Lewis y diagrama de orbitales, en éste último se observan los enlaces sigma (σ) y pi (π).

5. • Enlace covalente no polar triple
Los elementos que pueden presentar este enlace son los del grupo (VA), los cuales para completar
su octeto necesitan compartir tres electrones. También ocurre entre átomos de carbono (C), en los
compuestos llamados alquinos. El ejemplo típico es el (N), para que complete ocho electrones, un
átomo comparte con otro 3 pares de electrones formando un enlace sigma (σ) y 2 enlaces (π) es
decir, un enlace covalente triple.
• Enlace covalente polar
Se presenta cuando los átomos tienen 0 < ≠EN < 1.7 en este caso, el momento dipolar* ya no es
cero (µ ≠ 0), pues el átomo más electronegativo atraerá el par de electrones enlazantes con más
fuerza, esto significa que ese par girará durante más tiempo alrededor del núcleo más
electronegativo, polarizando parcialmente la molécula. La medición de los momentos dipolares
proporciona una evidencia experimental de que existe desplazamiento electrónico en los enlaces y
distribución asimétrica de electrones en las moléculas. La magnitud del momento dipolar depende
de la electronegatividad. Algunos científicos consideran que un enlace es covalente cuando la ≠ EN
< 1.9 debido al enlace entre H y F, ya que estos son dos elementos no metálicos.
• Enlace covalente coordinado
Este enlace se presenta cuando uno de los átomos cede el par de electrones que comparten entre
dos, el otro átomo sólo aporta su orbital vacío para acomodarlos.
Propiedades de las sustancias con enlace covalente.
a) Tienen gran variedad de puntos de fusión y ebullición.
b) Son aislantes térmicos y eléctricos.
c) Algunos son antiadherentes.
d) Sus moléculas tienen forma geométrica definida.
e) Existen en los tres estados de agregación: sólidos, líquidos y gaseosos.
f) Algunos tienen actividad química media y otros elevada.
g) Los polares son solubles en disolventes polares, los no polares son
h) Solubles en compuestos no polares.

6. Material y Equipo
• Material
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 meche, 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)

7. Procedimiento
 Experimento A
1. Primero marcamos los vasos limpios de 100 cm3 con una etiqueta, indicando cada una de
las siguientes soluciones: (NaCl), (KNO3), (C12H22O11), (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 enciende no había ningún problema y
podíamos continuar, y en caso de no encender, tenemos que revisar el circuito en busca de
la falla.

8. 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. enseguida retiramos los electrodos de la solución de NaCl, para posteriormente 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.

9.  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.

10. Cuestionario
 Procedimiento A
Llene la siguiente tabla:
Solución NaCl CH3COOH C12H22O11 HCl KNO3 C2H5 OH CCl4
¿Encendió la
lámpara? (si o no)
Si si No Si Si No No
Tipo de enlace iónico iónico Covalente Iónico Iónico Covalente covalente
Justificación > 1.7 > 1.7 < 1.7 > 1.7 > 1.7 < 1.7 < 1.7
 Procedimiento B
1.
 ¿Qué sustancias funde más rápido? El azúcar (C12H22O11)
 Tiempo de fusión: 1 minuto con 12 segundos
 ¿Qué carácter de enlace predomina? Un enlace covalente
 ¿En la otra sustancia cuál es el carácter de enlace que predomina? Un enlace iónico
 ¿Cuál es la temperatura de fusión de la sustancia que se funde? El punto de fusión del
azúcar es de 160 °C a 180 °C
 ¿Cuál es la temperatura de fusión de la sustancia que no se funde? El punto de fusión de
la sal es de 801 °C
 Describa los enlaces existentes en cada uno de los átomos que forman las sustancias
analizadas (excepto la Azúcar).
 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 Operación
Na y Cl Iónico 3.0 – 0.9 = 2.1 > 1.7
K y O Iónico 3.5 – 0.8 = 2.7 > 1.7
C Y H Covalente 2.5 – 2.1 = 0.4 < 1.7
Cl y H en el
(HCl)
Covalente 3.0 – 2.1 = 0.9 < 1.7
C y O covalente 3.5 – 2.5 = 1.0 < 1.7
C y Cl covalente 3.0 – 2.5 = 0.5 < 1.7
2. ¿Hay coherencia entre lo concluido experimentalmente y sus respuestas de la pregunta 4? No
¿Hay alguna excepción? Si
¿Cuál es? En el caso de 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.
Elemento ELECTRONEGATIVIDAD
Na 0.9
Cl 3.0
K 0.8
O 3.5
C 2.5
H 2.1

11. Estructuras de Lewis
 Cloruro de Sodio (NaCl)
 Ácido Acético (CH3COOH)
 Ácido Clorhídrico (HCl)

12.  Nitrato de Potasio (KNO3)
 Etanol (C2H5OH)

13.  Tetracloruro de Carbono (CCl4)

14. Observaciones
En cada una de las sustancias se pudo observar que presentan diferentes enlaces como son el
enlace ionio y coordinado también se pudo observar en el primer experimento sus propiedades de
conductividad eléctrica.
En el experimento B el Azúcar es tiene un enlace de tipo covalente porque en un poco tiempo
demostró que su puto de fusión es bajo y por eso el azúcar se cristaliza más rápido y el Cloruro de
Sodio tiene un enlace de tipo iónica por que el tiempo no es un factor para alcanzar su punto de
fusión.
Conclusión
Yo concluí que es importante saber identificar los tipos de enlace, puesto que en esta práctica
observe que el enlace es la unión de los átomos para formar una molécula.
Concluí que existen dos tipos de enlace:
Enlace iónico: es el enlace que está formado por la unión de un METAL + NO METAL, con
propiedades principales, como son, sólidos a temperatura ambiente, buenos conductores de calor
y electricidad, puntos altos de fusión y ebullición.
Enlace covalente: el enlace covalente es aquel que están formado por elementos NO METALES. Y
algunas de sus propiedades que pude observar son: son malos conductores de calor y electricidad,
punto de fusión y ebullición relativamente bajos.
Y estas propiedades se comprobaron con el experimento de la lámpara incandescente con cada
una de las sustancias.
Sin embargo para saber el tipo de enlace por medio de las cargas electronegativas de los elementos
se resta el valor más electronegativo menos el elemento menos electronegativo, y así el resultado
es menor a 1.7 (< 1.7) es un enlace covalente pero si el resultado es mayor a 1.7 (> 1.7) entonces
se trata de un enlace iónico

15. Bibliografía
 Química General 5° Edición.
Mc Murry / Fay
Pág. (186-190)
 Estructura Atómica y Enlace Atómico
Jaume Casabo / Gispert
Pág. Capítulo 5 (101-106)
 Química básica, Principios y Estructura 2° edición
Brady
Editorial limusa
Pág. (267-284)
 Química y reactividad química 6° Edicion
Kelt / Treicheli / Weaver
pág. Capítulo 9 (906-912)
 Química 5° edición
William S. Seese / G. William Daub
Pág. Capítulo 6 (119-129)