Cuando el par de electrones que forma elenlace covalente es donado por uno solo de los átomos se denomina enlace covalente coordinado. Una vez formado este enlace no se puede distinguir del resto de los enlaces covalente que forman la molécula.
Enlos enlaces covalentes descritos, los electrones del enlace compartidos son proporcionados uno por cada uno de los átomos enlazados. En algunos casos los electrones del par compartido son donados por uno solo de los átomos enlazados. Este tipo de unión se llama enlace covalente coordinado. El uso de este modelo, es únicamente para ayudar a comprender que existen matices dentro del enlace covalente.
Este enlace también se llama dativo y en él átomo no metálico comparte un par de electrones con otro átomo, pero el segundo los acomoda en un orbital vacío. Se dice entonces que el primer átomo da un par de electrones o que ambos átomos se coordinan para completar su octeto.
Características del enlace covalente no polar:
·Moléculas verdaderas diatómicas (con dos átomos)
·Actividad química media.
·Baja solubilidad en agua.
·No conducen el calor o la electricidad.
·Estado físico gaseoso, aunque pueden existir como sólidos o líquidos.
Son sustancias gaseosas o muy volátiles, como H2,O2, Cl2. Algunos presentan puntos de fusión enormemente elevados. Son cuerpos muy duros. Insolubles en casi todos los disolventes.
Características del enlace covalente polar:
·Moléculas que existen en los tres estados físicos de agregación de la masa.
·Gran actividad química.
·Solubles en disolventes polares.
·En solución acuosa son conductores de la electricidad.
·Sus puntos de fusión y ebullición son bajos, pero más altos que los de las sustancias no polares.
·Presentan puntos de fusión y ebullición bajos, pero mayores que los de las sustancias formadas por moléculas no polares de magnitud parecida. Son solubles en líquidos polares.
El enlace iónico resulta de la transferencia de uno o más electrones de un átomo a otro átomo o grupo de átomos. La pérdida o ganancia de electrones es un proceso compartido, ya que un elemento dona electrones y otro los acepta. Este modelo describe particularmente a los compuestos que forman los metales con los no metales.
Este enlace también se conoce como salino o electrovalente. Dado que las electronegatividades de los átomos participantes son muy diferentes hay una gran diferencia de electronegatividades, que en promedio es de 1.7 o mayor.
El origen del modelo iónico se debe a J.T. Berzelius, quien considero que los átomos poseían unos “polos” eléctricos positivos o negativos y propuso que la fuerza que une a los átomos en una molécula inorgánica o en una radical orgánico era de naturaleza eléctrica.
Ejemplo: La formación del cloruro de sodio (NaCl). El cloro es un elemento del grupo VII y con electronegatividad de 3.0 pauling. El sodio es un elemento del grupo IA y con electronegatividad de 0.9 pauling.
Na à Na++ 1e-Cl + 1e- à C-
(Esto se lleva a cabo con una energía de ionización) Al formarse los iones , la nube electrónica del sodio se ve disminuida mientras que la del cloro se ve incrementada. Luego se unen y forman el compuesto o producto, que es una sal.
nNa++ nCl- ànNaClEnergía de enlace – 298.3 Kcal
El sodio finalmente queda como: 1s2 2s2 2p6 3s0 = Na + (catión)
Dicha cantidad corresponde a 1 mol del compuesto. Un mol es una cantidad numéricamente igual a su peso molecular (suma de los pesos atómicos de los átomos participantes) y se expresa en gramos. Para calcular la diferencia de electronegatividades entre dos átomos (d.E.) se hace lo siguiente:
d.E. = Electronegatividad del átomo más electronegativo-electronegatividad del átomo menos electronegativo.
En el ejemplo de NaCl resulta: d.E = Cl – Na = 3.0 – 0.9 = 2.1 > 17; por tanto, se trata de un enlace iónico.
Los compuestos iónicos en estado sólido no conducen la corriente eléctrica, debido a que los iones no pueden migrar. Sin embargo, cuando se funden o disuelven en agua, si conducen la electricidad. La conductividad eléctrica requiere del transporte de las cargas; al disolverse en agua estas sustancias, sus iones se separan ypueden moverse en forma independiente. Lo mismo sucede en los sólidos iónicos fundidos, cuando los iones dejan de ocupar posiciones definidas en el cristal adquieren libertad de movimientoy bajo la influencia en un campo eléctrico, conducen la corriente.
ESTRUCTURA DE LEWIS
El enlace de los elementos representativos se enfoca principalmente en los electrones de valencia, que son las subcapas s y p externas. El químico norteamericano Gilbert N. Lewis propuso representar los electrones de valencia por cruces o puntos a fin de visualizar cómo se transfieren o comparten los electrones en un enlace químico cuando los átomos se unen. Éstos se colocan alrededor del símbolo del elemento. Dado que el enlace de estos elementos entraña el acceso a ocho electrones (cuatro pares), los electrones se representan mediante uno o dos puntos en los cuatro lados del símbolo del elemento. Aunque los electrones de valencia provienen de dos diferentes subcapas (s y p), sólo el número total de estos electrones, es importante para cuestiones de enlace. Así primero es conveniente colocar un electrón en cada lado del símbolo (grupos IA a IVA), y después representar pares de electrones (grupo VA a 0).
Se recomienda seguir los siguientes pasos:
1. Se escribe el símbolo del elemento, que representa el núcleo y todos los electrones excepto aquellos en su último nivel o capa de valencia.
2. Se escribe la configuración electronica del elemento. Se seleccionan los electrones que están en el último nivel energético.
3. Cada "lado" (arriba, abajo, a la izquierda, a la derecha) del símbolo representa un orbital. Es importante recordad qué electrones están pareados y cuáles no lo están. No es importante qué lado representa a qué orbital.
Ejemplos:
Escribe los símbolos electrónicos de Lewis para Hidrógeno, Helio y Oxígeno.
Paso 1: H, He, O.
Paso 2:
Configuración electrónica:
Electrones de valencia:
H = 1s1
1s1
He = 1s2
1s2
O = 1s2 2s2 2p4
2s2 2p4
Paso 3:
Las estructuras de lewis se pueden usar tanto para moléculas diatómicas (de dos átomos) como para moléculas poliatómicas (de varios átomos) para predecir la formación de los enlaces covalentes que constituyen la molécula.
Como ejemplos de moléculas se encuentran las siguientes:
El video muestra a una panda de locos(brainiac)mezclando metales alcalinos con agua.Esto produce una reaccion exotermica en la que se libera hidrogeno(H),por ejemplo:Sodio(Na)+Agua(H2O) reacciona a NaOH:la reaccion es tan exotermica que se produce una explosion.Y la explosion es mas fuerte a medida que se avanza(primero litio,sodio,potasio,despues rubidio y por ultimo cesio).Hay otro metal alcalino,el francio(Fr),pero no lo usan...porque es radioactivo.
La electronegatividad de un elemento mide su tendencia a atraer hacia si electrones, cuando está químicame3nte combinando con otro átomo. Cuanto mayor sea mayor será su capacidad para atraerlos.
Pauling la definió como la capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones hacia si. Sus valores, basados en datos termo químicos, han sido determinados en una escala arbitraria, denominada escala de Pauling, cuyo valor máximo es de 4 que es el valor asignado al Fluor, el elemento más electronegativo. El elemento menos electronegativo es el Cesio, que tiene una electronegatividad de 0.7.
La electronegatividad de un átomo en una molécula está relacionado con su potencial de ionización y su electroafinidad.
Un átomo con una afinidad electrónica muy negativa y un potencial de ionización elevado, atraerá electrones de otros átomos y además se resistirá a dejar ir sus electrones ante atracciones externas; será muy electronegativo.
La electronegatividad es una medida relativa del poder para atraer electrones de un átomo que forma parte de un enlace químico y su unidad denominada pauling. En un grupo la electronegatividad aumenta de abajo hacia arrba y en un periodo aumenta de izquierda a derecha.
El grupo más electronegativo es el VIIA y el menos electronegativo es el IA.
La electronegatividad es la capacidad por atraer electrones. La electronegatividad del mismo grupo es de abajo hacia arriba disminuye y del mismo periodo de derecha a izquierda. Para que un elemento sea más electronegativo debe tener un átomo pequeño.
La electropositividad es la facilidad de perder electrones. La electropositividad es lo contrario a la electronegatividad es decir, es la capacidad de un elemento de ceder electrones o densidad electrónica y por lo tanto, crece en direcciones contrarias a su opuesto, es decir, aumenta al bajar por un grupo y disminuye al avanzar en un período. El Francio (Fr) es el elemento más electropositivo, se considera por lo general al Cesio (Cs) como tal, debido a que el Francio es radiactivo y se descompone fácilmente en otros elementos.
*Electronegatividad y Electropositividad dependen de:
* No. e- del último nivel (electrones de valencia)
* Tamaño del átomo
TABLA DE LA ELECTRONEGATIVIDAD DE LOS ELEMENTOS
martes, 11 de octubre de 2011
ESPECTROS (PRÁCTICA DE LABORATORIO)
*Objetivo: Observar las características de un espectro.
*Material:
- Mechero
- 2 Vasos de precipitado ( de 100 ml. y de 400 ml.)
- Alambre de micromed
- Papel de baño
- Espectroscopio
- Encendedor
*Sustancias:
- Ácido Clorhídrico
- Cloruro de Sodio
- Cloruro de Cobre
- Cloruro de Bario
- Cloruro de Potasio
- Cloruro de Estroncio
*Procedimiento:
1.- Coloca un poco de agua en el vaso de precipitado de 400 ml.
2.- Sumerge el alambre de micromed en el agua y limpialo con el papel de baño.
3.- Enciende el mechero a manera que la flama quede de color azul claro.
4.- Coloca el alambre de micromed en la flama para comprobar si esta limpio.
5.- Posteriormente coloca en el alambre de micromed en el ácido clorhídrico y después una de las sustancias.
6.- Después coloca el alambre de micromed con la sustancia en la flama de fuego.
7.- Empezarás a observar diferentes colores (espectros) de acuerdo a la sustancia que coloques.
8.- Para limpiar el alambre de micromed de una sustancia y de otra sumerge el alambre en el agua y posteriormente en el ácido clorhídrico repite los pasos 5 y 6 con cada uno de las sustancias contenidas.
*Análisis:
Sustancia
Colores que observamos
1.- Cloruro de cobre
Flama de color verde.
2.- Cloruro de Potasio
Flama de color blanco y anaranjado.
3.- Cloruro de Sodio (Sal)
Flama de color anaranjado.
4.- Cloruro de Bario
Flama de color verde, anaranjado, amarillo y rojo.
5.- Cloruro de Estroncio
Flama de color rojo intenso.
Cloruro de Cobre:
Cloruro de Potasio:
Cloruro de Sodio:
Cloruro de Bario:
Cloruro de Estroncio:
*Observaciones:
Durante esta práctica pudimos observar el espectro que es el análisis de las distintas radiaciones o longitudes de onda emitidas por un foto luminoso.
Para poder llevar a cabo esta práctica el salón se mantuvo obscuro todo el tiempo, para que pudiéramos observar aún mejor la gama de colores que cada espectro tenia.
*Conclusión:
Como resultado de esta práctica pudimos observar cada una de las características de cada espectro. Esta práctica basicamente se baso en la observación de los espectros de cada sustancia (sales).
Finalmente en el espectroscopio que se encontraba en el laboratorio pudimos observar toda una gama de colores:
En el espectro del Hidrógeno observe colores azul celeste, morado, rojo y amarillo.
En el espectro del Argón observe rojo en diferentes tonos y verde.
1. Los elementos están formados por partículas muy pequeñas,sepa - radas, indivi - sibles e indestruc – tibles llamadas átomos. 2. Los átomos de un elemento son iguales en masa, volumen y peso. 3. Los átomos de diferentes elementos son diferentes en masa, volumen y peso.
1. Thomson descubre una partícula subatómica que tiene carga eléctricamente negativa (e-). 2. Thomson deduce que si hay carga negativa debe haber carga positiva.
1.Descubrimiento del protón una partícula subatómica con carga positiva. El protón es 2000 (aproximadamente) veces más grande que el electrón. 2. Ubicación de la carga positiva en el centro del átomo (núcleo). El núcleo está formado por un conjunto de protones; el núcleo ubica a los electrones girando al rededor de él.
1. Los electrones (e-) en los átomos que ocupan niveles discretos de energía (esto se refiere a una cantidad de energía que les permite estar a una distancia fija). El tamaño de cada órbita depende de la energía que tengan los electrones (e-). 2. Los electrones tienen una carga fija que les permite desplazarse, mantenerse alejado a una distancia del núcleo.
Diferencias
En que Dalton consideraba que el átomo era una esfera sólida, indivisible, lo cuál no era así hasta que Thomson con sus experimentos descubrió una partícula subatómica llamada electrón.
Thomson consideró que los electrones eran las primeras partículas constituyentes del átomo y que tenían “ carga eléctricamente negativa “.
El experimento de Rutherford habia establecido definitivamente que el protón era un componente del núcleo. Bombardeando nitrógeno con partículas de alfa, Rutherford observó que se producian protones.
Es el primer modelo en el que se utiliza la cuantización, es decir, la energía que los electrones se encuentran en el nivel minímo (estado basal o fundamental).
En 1913, Niels Bohr, físico danés, modificó el modelo de Rutherford y propuso un modelo planetario del átomo de hidrógeno. los postulados de bohr afirmaban que:
* Los electrones en los átomos ocupan niveles discretos.
* Esos electrones no irradian energía en forma continua, como enunciaba la teoría electromagnética de la materia.
* Los electrones pueden alcanzar niveles de energía más altos al absorber cantidades fijas de energía.
* Los electrones que caen a niveles más bajos de energía emiten cantidades fijaas de energía.
* El momento angular de un electrón en órbita es un múltipli entero de h/2 (h= constante de Planck).
Unos 10 años después del descubrimiento de las partículas alfa, beta y gamma (1911), el inglés Rutherford propuso otro modelo atómco como resultado de sus experimentos al bombardear láminas de oro y platico con partículas alfa.
Observó que la mayoría de las partículas alfa penetraban las laminillas sin desviarse, excepto unas pocas. Algunas de las que se desviaron lo hicieron formando ángulos, aunque una pequeña parte retrocedió hacia el haz incidente.
Esto condujo a Rutherford a formular una nueva teoría sobre la estrucctura atómica en la cual colocó el núcleo en el centro del átomo y propuso que:
* La masa del átomo está concentrada en un núcleo pequeño situado en el centro.
* El diámetro del núcleo es, aproximadamente,10 a la menos cuatro veces el átomo.
* Los átomos están formados en su mayor parte por espacio vacio.
La masa y la carga positiva del átomo estaban concentradas en un núcleo y los electrones giraban de manera de satélites, describiendo diferentes trayectorias. Las dimensiones de este átomo eran de 10 a la menos 12 cm para el diáetro del núcleo y 10 a la menos 8 cm (1 angstrom) para la extensión del átomo.
La teoría atómica de Dalton es casi verdadera. Dalton supuso que los átomos son las partículas más pequeñas de la materia, que no pueden dividirse en otras más pequeñas y que todos los átomos del mismo elemento son idénticos. Sin embargo, su teoría tuvo que modificarse medida que se hicieron nuevos descubrimientos a sinales del siglo XIX y a principios del XX. Actualmente sabemos que los átomos están formados por partículas más pequeñas y que los átomos del mismo elemento son casi, pero no exactamente iguales.
Como consecuencia de la teoría atómica de Dalton, la mayoría de los científicos del siglo XIX creían que el átomo era como una minúscula esfera sólida que no podía dividirse en partes menores.
En 1897, un físico británico J.J. Thomson descubrió que el modelo de la esfera sólida no era correcto. Thomson usó, en sus experimentos un tubo al vacío, como el que se muestra en la figura 2.6 del cual se extrajeron todos los gases que contenía. En cada extremo del tubo se colocó una pieza metálica llamada electrodo conectada a una terminal metálica fuera del tubo. Estos electrodos adquieren una carga eléctrica cuando se conectan a una fuente de alto voltaje. Cuando los electrodos están cargados unos rayos viajan en el tubo desde el electrodo negativo, que es el cátodo, hacia el electrodo positivo que se llama ánodo. Debido a que el origen de estos rayos es el cátodo, se denominan rayos catódicos. Thomson descubrió que los rayos se desvían hacia una placa con carga positiva y se alejan de una placa con carga negativa. Él sabía que los objetos con cargas contrarias se atraen. Thomson concluyó que los rayos catódicos estaban constituidos por partículas invisibles con carga negativa a las que llamo electrones. Los electrones provenían de la materia (átomos) del electrodo negativo.
Con base en los experimentos de Thomson, los científicos concluyeron que los átomos no eran esferas neutras, sino algo formado por partículas con con carga negativa. Él sabía que los objetos con cargas contrarias se atraen. Thomson concluyó que los rayos catódicos estaban constituidos por partículas invisibles con carga negativa a las que llamo electrones. Los electrones provenían de la materia (átomos) del electrodo negativo.
Con base en los experimentos de Thomson, los científicos concluyeron que los átomos no eran esferas neutras, sino algo formado por partículas con carga eléctrica. En otras palabras los átomos no eran indivisibles sino que estaban formados por partículas más pequeñas llamadas partículas subatómicas. Experimentos posteriores demostraron que un electrón tiene una masa igual a 1/1837 de la masa de un átomo de hidrógeno, que es el átomo más pequeño.
La razón te indica que en los átomos debe haber mucho más que electrones. La materia no está cargada negativamente por lo cual los átomos tampoco pueden estarlo. Si los átomos contienen partículas muy pequeñas con carga negativa, también deben contener partículas positivas, probablemente con una masa mucho mayor que la de los electrones. Los trabajos de los científicos se encaminaron a descubrir dichas partículas.
En 1886 los científicos descubrieron que un tubo de rayos catódicos emitía rayos, no sólo desde el cátodo, sino también desde el ánodo, que tiene carga positiva. Al igual que los rayos catódicos, éstos también son desviados por campos eléctricos y magnéticos, pero en dirección opuesta a la que experimentan los rayos catódicos. Thomson pudo demostrar que estos rayos tenían una carga eléctrica positiva. Unos años más tarde los científicos determinaron que estos rayos estaban constituidos por partículas subatómicas con carga positiva llamadas protones. La cantidad de carga de un electrón y de un protón es igual, aunque opuesta, pero la masa de un protón es mucho mayor que la masa de un electrón. Además, se descubrió que la masa de un protón es sólo ligeramente menor que la masa de un átomo de hidrógeno.
Hasta este momento parecía que los átomos estaban formados por el mismo número de electrones y protones. Sin embargo, en 1910, Thomson descubrió que el neón tenía átomos con dos masas diferentes.
Los átomos de un elemento que son químicamente semejantes pero difieren en cuanto a su masa se llaman isótopos del elemento. Actualmente los químicos saben que el neón está formado por tres isótopos naturales. El tercero era demasiado escaso para que Thomson lo detectara.
Debido al descubrimiento de los isótopos, los científicos formularon la hipótesis de que los átomos contenían todavía un tercer tipo de partícula que explicaba las diferencias de masa. Los cálculos demostraron que dicha partícula tenía una masa igual que la del protón pero no tenía carga eléctrica. La existencia de esta partícula neutra, llamada neutrón, se confirmo a principios de 1930.
Alrededor del año 400 a. C., los filósofos griegos Demócrito y Leucipo fueron los primeros en introducir la palabra átomo, que se refería a una porción indivisible de la materia.
A principios del siglo XIX y retornando la propuesta por Demócrito, John Dalton en su teiría atómica, estudió a los átomos y utilizó símbolos para representar su combinación; usaba círculos negros para los átomos de carbono; los círculos blancos indicaban los átomos de oxígeno, un círculo negro junto a otro blanco simbolizaban al monóxido de carbono. Además, al mismo tiempo que formulaba su teoría , público una tabla de masas atómicas en las que asignó la masa de 1 al hidrógeno, el átomo más ligero de todos.
Los postulados de Dalton, incluso con sus errores, que se han ido corrigiendo con el paso del tiempo, y los nuevos descubrimientos proporcionaron una base de trabajo, p or ello se le considera el padre de la teoría atómica moderna.
A continuacón se enuncian dichos postulados:
1. Los elementos están formados por partículas muy pequeñas, separadas, indivisibles e indestructibles llamadas átomos.
2. Los átomos de un mismo elemento son idénticos y poseen las mismas propiedades físicas y químicas, pero son diferentes de los átomos de otro elemento.
3. Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos diferentes.
4. Al combinarse los átomos de los mismos elementos para formar una serie de compuestos, lo hacen en una relación sencilla de números enteros.
De acuerdo con los postulados anteriores, Dalton crea su modelo atómico, en el cual el átomo se considera como una esfera sólida, maciza, pequeña, indivisible y de peso fijo.
Dalton mencionó en su hipótesis que los átomos eran indivisibles e indestructibles, pero actualmente las plantas de energía nuclear aprovechan la desintegración del núcleo, que libera una enorme cantidad de calor, el cual es transformado en energía eléctrica en los reactores nucleares, para beneficio del hombre.
