INTRODUCCION

Reconocer los tipos de enlace de las sustancias ya sea en estado sólido, líquido y en soluciones.
Determinar la solubilidad de sustancias respecto del agua.
Reconocer la polaridad de ciertas sustancias.
Reconocer y utilizar el equipo de conductividad eléctrica.

PRINCIPIOS TEÓRICOS
ENLACE QUÍMICO
Sabemos que la manera en que los atomos se enlazan ejercen un efecto profundo sobre las propiedades físicas y químicas de las sustancias. ¿Qué es un enlace químico? Aunque esta pregunta se puede responder de diversas formas, el enlace se define como la fuerza que mantiene juntos a grupos de dos o mas atomos y hace que funcionen como unidad. Por ejemplo en el agua la unidad fundamental es la molécula H-O-H cuyos atomos se mantienen juntos por dos enlaces O-H. Se obtiene información acerca de la fuerza del enlace midiendo la energía necesaria para romperlo, o sea la energía de enlace.

Veremos cómo los atomos interaccionan entre sí de diversas formas para formar agregados y se consideraran ejemplos específicos para ilustrar los diversos tipos de enlace. Existen tres tipos importantes de enlaces que se forman entre los atomos de un compuesto: iónico (o electrovalente), covalente (polar, no polar y el coordinado) y el enlace metalico.
En experiencias sencillas hemos podido ver que al disolver en agua cloruro de sodio sólido, la disolución resultante conduce la electricidad; esto indica que el cloruro de sodio esta compuesto por iones Na+ y Cl-. Así cuandoel sodio y el cloro reaccionan para formar cloruro de sodio, los atomos de sodio transfieren electrones a los atomos de cloro para formar los iones Na+ y Cl- que se agregan a continuación para formar cloruro de sodio sólido. Esta sustancia sólida resultante es dura; tiene punto de fusión de aproximadamente 800°C. La gran fuerza de enlace en el cloruro de sodio se debe a las atracciones entre iones de carga opuesta que se encuentran muy cercanos entre sí. Este es un ejemplo de enlace iónico.
Cuando un atomo que pierde electrones con relativa facilidad reacciona con otro que tiene alta afinidad electrónica se forman sustancias iónicas; en otras palabras la formación de un compuesto iónico se debe a la reacción entre un metal y un no metal.

El enlace iónico se forma cuando un atomo que pierde electrones relativamente facil (metal) reacciona con otro que tiene una gran tendencia a ganar electrones (no metal).
Los compuestos unidos por enlaces iónicos forman redes cristalinas de iones, que denominamos cristal. La red cristalina es una estructura gigante que contiene un número indefinido de iones (las cargas positivas son iguales, en cantidad, a las negativas), de manera que el conjunto sea eléctricamente neutro.

En la figura anterior se puede ver la estructura del cloruro de sodio. En la forma (A) se indican las posiciones (centros) de los iones. En la forma (B) se representan los iones como esferas empacadas. Los iones esféricos estan empacados de manera que las atracciones iónicas semaximicen.
El enlace covalente
El modelo de enlace entre iones no se puede utilizar para explicar la unión entre cualquier pareja de atomos. Si dos atomos son iguales, no existe ninguna razón que justifique que uno de estos atomos se transforme en ión. Para justificar estas situaciones se utiliza otro modelo de enlace. Cuando los atomos que forman un enlace comparten sus electrones con la finalidad de cumplir con la regla de los ocho, se forma un enlace. El tipo de enlace que se observa en la molécula de hidrógeno y en otras moléculas en que los electrones son compartidos por los dos núcleos se llama enlace covalente. En la molécula de H2 los electrones residen principalmente en el espacio entre los núcleos en donde son atraídos de manera simultanea por ambos protones. El aumento de fuerzas de atracción en esta zona provoca la formación de la molécula de H2 a partir de dos atomos de hidrógeno separados. La formación de un enlace entre los atomos de hidrógeno implica que la molécula H2 es mas estable por determinada cantidad de energía, que dos atomos separados (energía de enlace).

Cuando dos atomos idénticos se acercan los dos electrones son atraídos de manera simultanea por ambos núcleos. Así se forma el enlace.
Conductividad del enlace covalente
La falta de conductividad en estas sustancias se puede explicar porque los electrones de enlace estan fuertemente localizados atraídos por los dos núcleos de los atomos enlazados. La misma explicación se puede dar para lasdisoluciones de estas sustancias en disolventes del tipo del benceno, donde se encuentran las moléculas individuales sin carga neta moviéndose en la disolución. Dada la elevada energía necesaria para romper un enlace covalente, es de esperar un elevado punto de fusión cuando los atomos unidos extiendan sus enlaces en las tres direcciones del espacio como sucede en el diamante; no obstante, cuando el número de enlaces es limitado como sucede en la mayor parte de las sustancias (oxígeno, hidrógeno, amoníaco, etc.) con enlaces covalentes, al quedar saturados los atomos enlazados en la molécula, la interacción entre moléculas que se tratara mas adelante, sera débil, lo que justifica que con frecuencia estas sustancias se encuentren en estado gaseoso a temperatura y presión ordinarias y que sus puntos de fusión y ebullición sean bajos.

Enlace metalico
Por último estudiaremos el enlace metalico, su importancia la podemos ver en el hecho de que las 3/4 partes de elementos del sistema periódico son metales. El papel que estas sustancias han tenido en el desarrollo de la humanidad es tan importante que incluso se distingue entre la edad de piedra, la edad del bronce y la del hierro. De los 90 elementos que se presentan en la naturaleza algunos metales como el sodio y el magnesio, pueden extraerse de los océanos donde se encuentran disueltos. Los demas metales se suelen obtener a partir de depósitos minerales que se hallan encima o debajo de la superficie terrestre. Algunos metales son tan poco reactivosque es posible encontrarlos directamente en forma elemental, este es el caso del oro, la plata y el platino. Otros se encuentran formando parte de distintos compuestos químicos. En general presentan propiedades muy peculiares que los han diferenciado desde hace siglos de las restantes sustancias, tales como: ser excelentes conductores del calor y la electricidad en estado sólido, ser facilmente deformables (lo que permite trabajarlos y fabricar con ellos objetos de distintas formas). Por otra parte suelen presentarse como sólidos de dureza variable, con muy diversos puntos de fusión y ebullición (el galio, por ejemplo, funde a 2978° mientras que otro metal, el tantalio, lo hace a casi 3000°).
La conductividad eléctrica de los metales puede explicarse debido a la gran movilidad de los electrones de valencia. El hecho de que un cable metalico se caliente cuando conduce la corriente eléctrica se debería, según el modelo propuesto, a las interacciones entre los iones positivos de la red (en continua vibración) y los electrones que constituyen la corriente, lo cual hace que cuando se disminuye mucho la temperatura de un metal y los iones positivos de la red reducen la amplitud de sus vibraciones, la resistencia al paso de la corriente (desplazamiento de los electrones de valencia de un punto a otro) pueda disminuir de forma muy significativa.

(Comparación entre el comportamiento de un sólido metalico y otro iónico cuando se someten a una fuerza)
Analogamente el hecho de que los metales sean muchomejor conductores del calor que materiales como la madera o el corcho blanco, se puede explicar también por la facilidad con que en los primeros se pueden mover los electrones de valencia y pueden vibrar los restos atómicos positivos. Todos hemos notado alguna vez lo bien que un metal transmite el calor cuando, por ejemplo, tocamos un objeto metalico que ha estado expuesto un tiempo al sol. La sensación es muy distinta que si tocamos un objeto de madera (igualmente expuesto) el cual nos parece que esta a menor temperatura porque transmite mucho peor el calor a nuestra piel. Es por eso que los metales son muy malos aislantes térmicos.
SOLUCIONES
Los solutos que son solubles en agua pueden clasificarse como electrolitos y no electrolitos.

Electrolito: son aquellas especies que en disolución acuosa conducen la corriente eléctrica. Presentan un comportamiento anormal respecto a las propiedades coligativas.

Un electrolito fuerte es toda sustancia que al disolverse en agua, provoca exclusivamente la formación de iones con una reacción de disolución practicamente irreversible. por ejemplo:
NO3K NO3- + K +
NaOH Na+ + OH-
SO4H2 SO42- + 2 H+
Un electrolito débil es una sustancia que al disolverse en agua, produce iones parcial, con reacciones de tipo reversible.
Por ejemplo:
NH4OH NH4+ + OH-
AcH Ac- + H+


No electrolito: son aquellas especies que en disolución acuosa no conducen la corriente eléctrica. Presentan comportamiento normal respecto de las propiedadescoligativas.

La disociación es el proceso por el cual un compuesto iónico se separa en sus iones en disolución, por ejemplo NaCl.

La ionización es el proceso por el cual un compuesto molecular se separa formando iones en disolución, por ejemplo HCl.

La ionización del agua
El agua es un electrolito extremadamente débil y esta muy poco disociado en sus iones.

La autoionización del agua se puede representar mediante la siguiente reacción

H2O H+ + OH-

2 H2O H3O+ + OH –


CONDUCTIVIDAD DE DISOLUCIONES:

En soluciones acuosas la conductividad es directamente proporcional a la concentración de sólidos
disueltos, por lo tanto cuanto mayor sea dicha concentración, mayor sera la conductividad. La relación entre conductividad y sólidos disueltos se expresa, dependiendo de las aplicaciones, con una buena aproximación por la siguiente igualdad

1,4 μS/cm = 1 ppm o 2 μS/cm = 1 ppm (mg/l de CaCO3)






































MATERIALES


Materiales:

• Vaso de 100ml.
• Pinzas aislantes.
• Conductímetro.


Muestras.

• H2O(Potable)
• H2O(Destilada)
• NaCl.
• Sacarosa.
• NH3.
• CuSo4.
• Na(OH).
• Ac. Acético Diluido.
• Ac. Acético Glacial.
• H2SO4(cc).
• H2SO4(d).
• Bencina.
• Ac. Benzoico.
• Aceite.
• Cu.
• C.












PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

• Llenar el agua potable hasta la mitad del volumen del vaso de 100 ml, introducir los electrodos del equipo hasta la mitad dellíquido y ensayar la conductividad.
* Cuando se habla de agua potable, esta si conduce la electricidad, ya que contiene muchos iones que se encuentran disueltos en ella.
* Por lo tanto cuando se realizó el experimento se prendió el foco.
• Repetir la experiencia anterior pero ahora usando agua destilada
* Para obtener agua destilada el agua pasa por un doble proceso de destilación el cual hace que ya no presente iones disueltos en ella.
* Por lo tanto cuando se realizó el experimento se prendió el foco.
• Comparar estos dos resultados y dar una explicación de sus comportamientos.
* La diferencia entre el primer y el segundo caso no es otra cosa que la presencia de los iones, el primer caso presenta iones cargados positiva y negativamente son los que conducen la corriente, y la cantidad conducida dependera del número de iones presentes y de su movilidad, ya que el segundo caso solo se presenta un compuesto con enlace covalente el cual no conduce la corriente porque los electrones de enlace estan fuertemente localizados atraídos por los dos núcleos de los atomos enlazados.
• Agregar a un vaso, mas o menos 1 g de NaCl, e introducir lentamente a los electrodos desde la superficie exterior hasta la parte media de la solución sin tocar el fondo del recipiente).
* Debido a que la sal no esta disuelta no podra conducir la corriente ya que los electrodos solo estarían entrando en contacto con el agua destilada que no conduce corriente por motivos ya explicados.
* Por lo tanto cuando se realizó elexperimento no se prendió el foco.
* Se dice que no se toque el fondo del vaso ya que hay si se presentara sal disuelta y por lo tanto los iones.
• Retire el equipo de conductividad y la solución con la bagueta a fin de que todo el NaCl se disuelva. Ahora todos los iones se han distribuido homogéneamente por toda la solución.
• Introduzca nuevamente los electrodos del aparato de conductividad. Anote y explique las observaciones.
* Debido que con la disolución del NaCl se han distribuido homogéneamente los iones por toda la solución entonces iones cargados positiva y negativamente son los que conduciran la corriente.
* Por lo tanto cuando se realizó el experimento se prendió el foco.
• Ensayar la solubilidad de cada una de muestra a de las muestras entragadas por su profesor (a excepción de cobre metalico y el carbón), con los respectivos solventes y averiguar si conducen la corriente eléctrica
• Para el caso del cobre y carbón, tome la muestra con una pinza aislante y conectar directamente a los electrodos cerrando el circuito.
•
MUESTRAS SOLVENTES SOLUBILIDAD CONDUCTIVIDAD TIPO DE ENLACE
Agua destilada No presenta conductividad Covalente
Agua potable Presenta conductividad Covalente
NaCl(s) No presenta conductividad Iónico
NaCl (s) Agua Presenta solubilidad Presenta conductividad Iónico
Sacarosa Agua destilada No presenta conductividad Covalente
NH3(s) Presenta conductividad Iónico
CuSO4 Presenta conductividad Iónico
NaOH(sol) Presenta conductividad IónicoAcido acético
(glacial) No presenta conductividad Covalente
Acido acético
(glacial) Agua Presenta conductividad Covalente
H2SO4
10% Presenta conductividad Covalente
H2SO4
10% Agua Presenta solubilidad Presenta conductividad Covalente
Bencina No presenta conductividad Covalente
Acido benzoico (s) Presenta conductividad Covalente
Aceite No presenta conductividad Covalente
Cobre (Cu)
(lamina) Presenta conductividad Metalico
Grafito Presenta conductividad Covalente
TABLA DE DATOS

CUESTIONARIO
1. ¿Cómo puede determinar experimentalmente si una sustancia forma o no una solución electrolítica?
Experimentalmente se determina mediante un sistema de conductividad eléctrica, compuesto por un alambre conductor un foco y una pila.
2. ¿Cuales de las sustancias con las que ha trabajado en esta practica, son sólidos iónicos?


PONER LOS NOMBRES DE LAS SOLUCIONES

3. Distinga entre electrolitos y no electrolitos.

Un electrolito es cualquier sustancia que contiene iones libres, los que se comportan como un medio conductor eléctrico. Debido a que generalmente consisten de iones en solución, los electrólitos también son conocidos como son soluciones iónicas.
Un no electrolito es aquello que no conduce electricidad por lo tanto no contiene iones.

4. ¿Cuales de las sustancias usadas en la experiencia de enlace químico son electrolitos y cuales son no electrolitos?

- Electrolitos: Agua potable, cloruro de sodio, amoniaco, sulfato de cobre, hidróxido de sodio, acidoacético (diluido), acido sulfúrico (concentrado), acido sulfúrico (diluido), acido benzoico, cobre y grafito.
- No electrolitos: Agua destilada, sacarosa (agregada en agua), acido acético (glacial), bencina y aceite.

5. ¿Por qué algunas de las sustancias trabajadas en esta practica no conducen bien la electricidad? ¿Cuales son estas sustancias?

- Debido a que algunas de estas sustancias son covalentes tal es el caso como el amoniaco, bencina y acido benzoico. También puede porque algunas estas sustancias son compuestos organicos diluidos y otras son acidos débiles.





PRINCIPIOS TEÓRICOS

HIDRATO
Un Hidrato es una sal que se ha combinado con una proporción definida de moléculas de agua. Las fórmulas de los hidratos se escriben con un punto centrado entre las moléculas de agua y el compuesto que ha sido hidratado.
Cuando algunos compuestos se disuelven en agua y la disolución se deja evaporar lentamente, el compuesto disuelto precipita en forma de cristales que contienen cantidades definidas de agua.
Los hidratos no son sustancias mas o menos humedecidas sino compuestos definidos, porque su composición es constante.
La sal hidratada y la sal anhidra tienen distintas estructuras cristalinas, lo que les concede diferentes propiedades.
El agua de cristalización de un hidrato es la cantidad de agua que necesita (y es fija) la sal anhidra para convertirse en una sal hidratada.
Pueden perder su agua de cristalización por calefacción y se pueden volver a formar por reacción de lasustancia anhidra con el agua. Esto demuestra que las fuerzas que mantienen unidas a las moléculas de agua en los hidratos no son muy fuertes.
El agua mantiene practicamente invariable su estructura molecular en el hidrato, al estar unida al compuesto anhidro mediante enlaces covalentes coordinados a través de uno de los pares de electrones solitarios del oxígeno y, a veces, mediante enlaces de hidrógeno.








PARTE EXPERIMENTAL

1. Se pesó el tubo de prueba limpio y completamente seco.
2. Introducir en el tubo de prueba aproximadamente 2 a 3 g de cristales del hidrato y volver a pesar (por diferencia encontrara el peso real de la muestra).
3. Llevar el tubo a la llama y calentar suavemente, hasta desaparición del color azul (pasar la llama por todo lo largo del tubo hasta eliminar completamente el agua de las paredes del tubo).
4. Pasar el tubo al desecador, esperar que se enfríe completamente.
5. Finalmente pesar. La diferencia entre pesadas nos dara el contenido original de agua.


CALCULOS

Calculos segunda parte


1. Peso del tubo seco y limpio: 19g
2. Peso del tubo mas el hidrato: 21g
3. Peso del tubo mas la sal anhidra: 20.3g
4. Peso del agua (2) – (3): 21g – 20.3g = 0.7g
5. Peso de la sal anhidra (3) – (1): 20.3g – 19g = 1.3g
6. N° de moles de agua (4)/ 0.7/18 = 0.039 moles
7. N° de moles del CuSO4 (5)/ 1.3/159.5 = 0.008 moles
8. X (moles de agua) (6) 7) : 0.039/0.008 = 4.875 moles
El valor de X se aproxima al entero mas próximo y sereemplaza en la formula: CuSO4X.H2O
X = 4.875 moles ≈ 5 moles (entero mas próximo)






CUESTIONARIO
5.1 De cinco ejemplos de hidratos:
Na2CO310H2O
MgSO47H2O
Na2B4O710H2O
5.2.- ¿Qué diferencia existe entre un hidrato y agua de cristalización?
La diferencia esta en que un hidrato es una sal que se ha combinado en una proporción definida de moléculas de agua. Mientras que el agua de cristalización de un hidrato es la cantidad de agua que necesita (es fija) la sal anhidra para convertirse en una sal hidratada.
5.3- ¿Cual es la finalidad del desecador? ¿Qué son sustancias desecantes?
Las sustancias desecantes son materiales higroscópicos (que captan la humedad del ambiente) cuya finalidad es mantener un ambiente anhidro donde la humedad pueda afectar desfavorablemente (como en la estabilidad de ciertos reactivos, o durante la determinación de humedad de un material). El desecador es un recipiente con cierre hermético donde se colocan los materiales desecantes y las sustancias o materiales a controlar.
5.4 De cinco ejemplos de sustancias desecantes
-Gel de sílice (SiO2).
-Sulfato de calcio anhidro calcinado (CaSO4)
-Perclorato de magnesio anhidro Mg(ClO4)
- Pentoxido de fósforo (P4O10)
-Oxido de Magnesio (MgO)

5. ¿Qué ocurre con el hidrato si ocurre un sobrecalentamiento?

De acuerdo a lo observado en el experimento, al mantener el tubo de ensayo ya con la
sal anhidra, si se sigue calentando, se observa que el tubo de ensayo se torna de uncolor
amarillo-mostaza, esto nos indica que en efecto el hidrato ahora ya es un anhidro.




6. Escriba dos ejemplos de hidratos de las sales del grupo de hierro (III)
cobalto (II) y Niquel (II). Indicar los colores que presentan estos complejos.

COMPLEJOS FÓRMULA COLORACIÓN
Nitrato de hierro (III) nonahidratado. (Nitrato férrico nonahidratado) Fe(NO3)3.9H2O Violeta cristalino
Cloruro de hierro (III) hexahidratado FeCl3.6H2O Rosa palido

COMPLEJOS FÓRMULA COLORACIÓN
Cloruro de cobalto (II) heptahidratado CoCl2.6H2O Cristales rosado-rojos

Nitrato de cobalto (II) hexahidratado Co(NO3)2 . 6H2O Cristales rojos

COMPLEJOS FÓRMULA COLORACIÓN
Cloruro de níquel (II) hexahidratado NiCL2.6H2O Cristales amarillo o verde claro
Sulfato de níquel (II) heptahidratado NiSO4.7H2O Azul-verde


https://es.scribd.com/doc/42404106/4%C2%B0-Determinacion-de-la-formula-de-un-hidrato

5.6 Escriba dos ejemplos de hidratos de las sales del grupo de hierro (III), cobalto (II) y Niquel (II). Indicar los colores que presentan estos complejos.


REFERENCIAS BIBLIOGRAFICAS
1) Chang, Raymond “Química”.College Williams. Traducido del inglés.Séptima edición.Editorial McGraw - Hill.Colombia, 2002.Pags.: 429 - 442
2) Revista Eureka sobre Enseñanza y Divulgación de las Ciencias
Asociación de Profesores Amigos de la Ciencia-Eureka. ISSN: 1697-011X. DL: CA-757/2003
https://www.apac-eureka.org/revista

ANEXO











Agua Destilada: Presenta enlace covalente polar, es por elloque al poner esta muestra en contacto con los filamentos del foco, este no prende.


Agua potable: Debido a que esta presenta sales disueltas , conduce la corriente eléctrica. Los iones cargados positiva y negativamente son los que conducen la corriente, y la cantidad conducida dependera del número de iones presentes y de su movilidad.
NaCl (s): la sustancia iónica NaCl se disolvera facilmente en agua debido a la interacción entre los iones Cl- , Na+, y las moléculas polares de agua H2O. Cuando el NaCl se añade al H2O las moléculas de agua se orientan sobre la superficie de los cristales de cloruro de sodio. Al estar en contacto con los filamentos este no conduce la corriente eléctrica pero al estar en solución, o sea la salmuera esta si conduce la corriente eléctrica, siendo esta soluble en el agua.
Al retirar las tres cuartas partes del vaso de precipitado de 50mL y agregarle nuevamente agua este prende






Sacarosa : Este es un compuesto covalente polar por lo tanto es soluble en agua debido a que este también es polar. Pero este no conducira la corriente eléctrica debido a esta condición.
NaOH: Presenta enlace iónico por ende al estar en contacto con los filamentos del foco este va a prender.



NH3 : Es un compuesto iónico debido a esto conducira la corriente eléctrica.
CSO4 : Es un compuesto iónico debido a esto conducira la corriente eléctrica.



Acido acético (glacial): el acido acético es soluble en agua, ya que es polar, por lapresencia del carbonilo y del OH, y principalmente, porque puede establecer puentes de H con las moléculas de agua para solvatarse. ademas, es de bajo peso molecular (PM), ya que al aumentar el PM aumenta el nº de C e H (no polares), por lo que la polaridad y la solubilidad en agua disminuye, y aumenta en solventes no polares.
Por lo tanto no presenta conductividad eléctrica.
H2SO4 : Las sustancias iónicas son las que conducen la electricidad, si el acido sulfúrico esta concentrado, la mayor parte estara presente como H2SO4, y por lo tanto no conducira bien la electricidad.
En cambio, si esta diluido, se disociara completamente en SO42- , HSO4- y H3O+ , convirtiéndose en un muy buen conductor.



Bencina : Es un compuesto covalente apolar es por ello que no sera soluble en agua, también debido a esta cualidad no conducira la corriente eléctrica.
Cobre: Los metales estan formados por protones (cargas +) al ceder sus electrones facilmente. En presencia de la corriente eléctrica, formada ésta por electrones (cargas eléctricas en movimiento negativas) se genera una atracción de cargas facilitando así la conducción.
Grafito: El grafito tiene una estructura atómica de laminas de carbono en las que seis atomos de carbono forman una estructura hexagonal. Cada carbono tiene cuatro electrones libres, pero sólo tres de ellos se utilizan para enlazarse covalentemente con los carbonos vecinos. Por tanto queda un electrón libre por atomo para la conducción de electricidad.