Enlace Químico

INTRODUCCION:
Los elementos químicos se combinan de diferentes maneras para formar toda una variedad de compuestos inorgánicos y orgánicos. Hay compuestos gaseosos, líquidos y sólidos, los hay tóxicos e inocuos, mientras que otros son altamente benéficos para la salud. Las propiedades de cada compuesto dependen del tipo de elemento químico que lo forman, el modo cómo se enlazan (tipo de enlace químico), la forma y geometría de los agregados atómicos (moléculas) y de como estos interactúan entre si.
En 1916, el químico alemán Walther Kossel expuso que en las reacciones químicas ocurren perdida 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 enlace químico adquieren en su mayoría la estructura atómica de un gas noble (8 electrones en el nivel externo), lo que hoy se llama Regla del Octeto.
En 1923, G.N.Lewis plantea su teoría de enlace por pares de electrones y anuncia que el octeto se logra por medio de compartición de electrones. Entonces a Kossel lo podemos considerar como el padre del enlace iónico, y a Lewis el padre del enlace covalente.
En 1926, Walter Heitler y Fritz London demostraron que el enlace covalente en la molécula de H₂ se podría explicar mediante la mecánica cuántica.
La mecánica cuántica describe muy bien a los átomos y estructura electrónica de los mismos; pero la situación en la molécula es muy diferente debido a la mayor complejidad de esta, el aparato matemático es mucho mas difícil de formular y los resultados menos fáciles de obtener e interpretar.
Hoy en día, los químicos disponen de métodos de calculo y de técnicas experimentales muy sofisticadas que permiten conocer con exactitud la forma, geometría y dimensiones de las moléculas.
CONCEPTO:
El enlace químico es la fuerza que mantiene unidos a los átomos (enlace interatómico) 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), predominante fuerza eléctrica.
PRINCIPIO FUNDAMENTAL:
Los átomos y moléculas forman enlaces químicos con la finalidad de adquirir un estado de menor energía, para asa lograr una condición de mayor estabilidad. En el caso de los átomos, la estabilidad se reflejara en un cambio de su configuración electrónica externa.
Veamos la formación de la molécula de HCl

La misma energía se requiere como mínimo para romper o disociar el enlace (energía de disociación)

Con una gráfica veamos la variación de energía en la formación del enlace.

NOTACION O FORMULA DE LEWIS:
Es la representación convencional de los electrones de valencia (electrones que intervienen en los enlaces químicos), mediante el uso de puntos o aspas que se colocan alrededor del símbolo del elemento.

En general para los elementos representativos (recordar que el numero de grupo indica el numero de electrones de valencia) tenemos:

[Ejercicios sobre estructura de Lewis – Entrar ]

REGLA DEL OCTETO:
G.N.Lewis, al estudiar la molécula de hidrógeno (H₂) notó que cada átomo al compartir electrones adquiere dos electrones, o sea la estructura electrónica del gas noble Helio (₂He) y comprobó también que los demás átomos que comparten electrones al formar enlace químico, llegan a adquirir la estructura electrónica de los gases nobles.
Existen muchas e importantes excepciones a la regla del octeto, por lo tanto no hay que sobrevalorar la importancia ni aplicabilidad de esta regla. Dichas excepciones las trataremos posteriormente.

[Ejercicios sobre la regla del octeto – Entrar]

CLASIFICACION DE ENLACES QUIMICOS:
1. Enlaces Interatómicos:

• Enlace iónico o electrovalente - Entrar
• Enlace covalente - Entrar
• Enlace metálico – Entrar

2. Enlaces Intermoleculares o Fuerzas de Van der Waals:

• Enlace dipolo – dipolo
• Enlace puente de hidrógeno
• Enlace por fuerzas de London

3. Anexos:

• [Video] Teoría sobre el enlace quimico – Entrar
• [Video] Ejemplo de enlace químico – Entrar
• Video sobre enlace ionico, covalente y metalico – Entrar                                                                 

Fuente: FULL QUIMICA 
Link sobre enlace : http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/enlaces/enlaces1.htm

Fuerzas Intermoleculares

                                                                                                                                                                             
¿Cuándo es una molécula polar?                                                                                         Cambia la electronegatividad de los átomos en una molécula para ver cómo afecta a la polaridad.
Vea cómo se comporta la molécula en un campo eléctrico. Cambia el ángulo de enlace para ver cómo afecta a la forma de polaridad.
Vea cómo funciona para las moléculas reales en 3D.

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Las moléculas de agua son muy polares, puesto que hay una gran diferencia electronegatividad entre el hidrógeno y el oxígeno. Los átomos de oxígeno son mucho más electronegativos (atraen más a los electrones) que los de hidrógeno, lo que dota a los dos enlaces de una fuerte polaridad eléctrica, con un exceso de carga negativa del lado del oxígeno, y de carga positiva del lado del hidrógeno.

La molécula presenta una distribución asimétrica de sus electrones, lo que la convierte en una molécula polar, alrededor del oxígeno se concentra una densidad de carga negativa, mientras que los núcleos del hidrógeno quedan parcialmente desprovistos de sus electrones, quedando con una densidad de carga negativa.

COMPLEMENTARIO

Naturaleza del enlace químico
La diferencia de electronegatividad determina la naturaleza del enlace.

http://www.educaplus.org/play-77-Enlace-i%C3%B3nico.html

http://www.educaplus.org/cat-77-p1-Enlace_Qu%C3%ADmica.html

Separación de mezclas

                                      

                            

                     

      

Introducción

Las sustancias puras se caracterizan porque tienen una composición fija y no pueden separarse por métodos físicos en otras sustancias más simples. Un sistema material es una mezcla de dos o más sustancias puras, de composición variable y en el que sus componentes pueden separarse por métodos físicos.

Las mezclas o sistemas materiales se clasifican en heterogéneas cuando constan de dos o más fases y sus componentes pueden identificarse a simple vista o con ayuda de un microscopio. Las homogéneas son las llamadas comúnmente soluciones, en las que se observa una sola fase en la que todas las propiedades químicas y físicas son idénticas.

Para la separación de mezclas en el laboratorio se emplean distintos métodos que dependen de las características de la mezcla a separar. Así, para mezclas homogéneas puede emplearse destilación, evaporación, cromatografía, extracción o cristalización. Para sistemas heterogéneos puede usarse decantación, imantación, tamización, filtración, sublimación, centrifugación o disolución seguida de filtración.

  Técnicas de separación de mezclas

 

CLASIFICACIÓN POR ESTADO DE AGREGACIÓN

 
El estado de agregación de una disolución está definido por el estado de agregación del disolvente, por ejemplo, si el disolvente es un líquido, la disolución será líquida y si el disolvente es un gas, la disolución será gaseosa.
 

Las disoluciones se pueden clasificar de acuerdo a su estado de agregación.

Soluto	Disolvente	Ejemplo
Sólido	Sólido	Aleación zinc: estaño (Latón)
Líquido	Sólido	Mercurio en plata (amalgama)
Gas	Sólido	Hidrógeno en platino (H2 en Pt)
Sólido	Líquido	Sal en agua (salmuera)
Líquido	Líquido	Alcohol en agua
Gas	Líquido	Oxígeno (O2)en agua
Sólido	Gas	hidrógeno absorbido sobre   superficies de Ni, Pd, Pt, etc.
Líquido	Gas	Niebla
Gas	Gas	Aire (N2+O2)

EJERCICIO DE RETROALIMENTACION

 
Imprime la siguiente tabla y completa indicando el soluto y el disolvente que constituyen las siguientes disoluciones.
Lleva la tabla a clase para que junto con tus compañeros de grupo y el profesor, estructuren un tabla general con las aportaciones de todos.
 

Disolución Soluto Disolvente a) Refresco b) Taza con café   c) Jugo envasado d) Alcohol 95% e) Enjuague bucal f) Agua de jamaica

Solubilidad y concentración de soluciones homogéneas

 Observa el cambio de color de tu solución al mezclar los productos químicos con agua. 
A continuación compruebe la molaridad con el medidor de la concentración. ¿Cuáles son todas las formas que tú puedes cambiar la concentración de tu solución? ¡Cambia los solutos para comparar diferentes productos químicos y averiguar qué tan concentrada puede estar antes de llegar a la saturación!

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Para poder acceder a él pulsa sobre la palabra y resuelve: EJERCICIOS 

SOLUBILIDAD

 

  La solubilidad es la máxima cantidad de soluto que se puede disolver en una cantidad de disolvente a una temperatura determinada. Se expresa como gramos de soluto por cada 100 cm³ de disolvente a una temperatura dada.

Ej. La solubilidad de la sal en agua a 60^o es de 32.4 g/cm³

 

  

 La solubilidad depende de varios factores que son:

• Propiedades de soluto y solvente
• Temperatura
• Presión

 

Para que un soluto pueda disolverse en un solvente determinado, las características de ambos son muy importantes. Por ejemplo, el agua disuelve la mayoría de las sales, que generalmente son compuestos iónicos. Cuando éstos compuestos se disuelven en agua, los iones que forman la sal se separan y son rodeados por molécula de agua.

CONCENTRACIÓN

 

La concentración de una solución expresa la cantidad de soluto disuelta en determinada cantidad de disolvente o de disolución.

 

Concentración = cantidad de soluto /  cantidad de disolución.

Las disoluciones según su concentración se pueden clasificar en:

 

• No saturada
• Saturada

• Sobresaturada  

 No saturada

Es aquella en donde la fase dispersa y la dispersarte no están en equilibrio a una temperatura dada; es decir, ellas pueden admitir más soluto hasta alcanzar su grado de saturación.

Ej.: a 0ºC 100g de agua disuelven 37,5 NaCl, es decir, a la temperatura dada, una disolución que contengan 20g NaCl en 100g de agua, es no saturada.

 

Saturada

En esta disolución hay un equilibrio entre la fase dispersa y el medio dispersante, ya que a la temperatura que se tome en consideración, el solvente no es capaz de disolver más soluto.

Ej.: una disolución acuosa saturada de NaCl es aquella que contiene 37,5g disueltos en 100g de agua 0ºC. 

Sobresaturada
Representa un tipo de disolución inestable, ya que presenta disuelto más soluto que el permitido para la temperatura dada. Para preparar este tipo de disolución se agrega soluto en exceso, a elevada temperatura y luego se enfría el sistema lentamente.
Estas disolución es inestable, ya que al añadir un cristal muy pequeño del soluto, el exceso existente precipita; de igual manera sucede con un cambio brusco de temperatura.

EJERCICIO DE RETROALIMENTACION

Actividad de Espacios en Blanco

Para que compruebes qué tanto sabes de las disoluciones, escribe la palabra correcta en cada uno de los espacios en blanco para que completes las siguientes frases.

Las disoluciones son aquellas donde el y el no están en equilibrio a una temperatura dada y es capaz de admitir más soluto.
En la disolución existe un entre el soluto y , ya que a la temperatura que se tome en consideración, el solvente no es capaz de más soluto.

Las disolución inestable, que presenta disuelto más soluto que el permitido para la temperatura dada se conocen como . Para preparar este tipo de disolución se agrega en exceso, a elevada temperatura y luego se enfría el sistema lentamente.

  

  EXPRESIONES

Las expresiones cuantitativas de la concentración de una disolución indican cantidades específicas de soluto y disolvente. En la mayoría de los casos se manejan disoluciones acuosas, en las cuales, el disolvente es el agua, pero esto no es ninguna regla general.

Existen diferentes formas de expresar la concentración de las disoluciones, algunas de las más empleadas son:

  Concentraciones porcentuales (%)                                                                     

• Masa/volumen
• Volumen/volumen
• Masa/masa