UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERIA FACULTAD DE INGENIERIA QUIMICA Y TEXTIL AREA ACADEMICA ACADEMICA DE CIENCIAS CIENCIAS BASICAS
INFORME N°5 LABORATORIO DE QUIMICA I QU117 A
TITULO: ENLACE QUÍMICO Y FUERZAS INTERMOLECULARES
ALUMNOS:
BENITES PORTALES, FIORELLA BEATRIZ BURGOS BUSTAMANTE, BUSTAMANTE, DANIEL MATEO CALVAY OLIVERA, MANUEL BRUNO CARRANZA CARRANZA MARTINEZ, NATALIA
PROFESORES:
ING. BENITES MITMA, WILMAN VICENTE ING. TUESTAS CHAVEZ, TARSILA
PERIODO ACADEMICO: 2014-2
REALIZACIÓN DEL LABORATORIO:
02/10/2014
ENTREGA DEL INFORME:
09/10/2014
LIMA, PERÚ
NOTA
ÍNDICE
I. OBJETIVO II. FUNDAMENTO TEÓRICO -
Enlace Iónico Enlace Covalente 1) 2) 3) 4)
-
3 3 3 3
Enlace Covalente Polar Enlace Covalente Apolar Enlace Covalente Coordinado Enlace Covalente Simple y/o Múltiple
Hibridación Resonancia Momento Dipolar Enlace Metálico Fuerza Intermolecular
4 5 5 5 5
III. PARTE EXPERIMENTAL -
6
Experimento N° 1
6
1) Objetivo Específico 2) Observaciones 3) Cálculos y Resultados
6 6 6
3.1 Hibridación sp 3 3.2 Hibridación sp 2 3.3 Hibridación sp 3.4 Excepciones a la regla del octeto. 4) Conclusiones 5) Recomendaciones -
6 9 12 14 14 14
Experimento N° 2 1) 2) 3) 4) 5)
3 4 4 4
15
Objetivo Específico Observaciones Cálculos y Resultados Conclusiones Recomendaciones
15 15 15 16 16
IV. CUESTIONARIO V. BIBLIOGRAFÍA
17 19
2
I.
OBJETIVO:
Comprender la Teoría de Enlace de Valencia empleando modelos moleculares y poder explicar la geometría de las especies químicas mediante la teoría de la hibridación. Conocer algunas propiedades de las sustancias y su relación con los parámetros de la estructura molecular, así como las fuerzas intermoleculares.
II. FUNDAMENTO TEÓRICO:
Los enlaces químicos son fuertes atracciones electrostáticas, pueden ser:
A. ENLACE IÓNICO Se debe a interacciones entre los iones que pueden formarse por la transferencia de uno o más electrones de un átomo o grupo de átomos a otro átomo y en el estado sólido se encuentra formado cristales.
Son buenos conductores en solución (agua) La mayoría son sólidos Alto punto de fusión y ebullición
- NaCl, LiCl, KCl, etc. - CaSO4 - NH4NO3
B. ENLACE COVALENTE Se debe a que comparten uno o más pares electrones de valencia entre dos átomos generalmente no metálicos, por la formación de orbitales moleculares a partir de orbitales atómicos. Sin embargo, cuando los átomos son distintos, los electrones compartidos no serán atraídos por igual, de modo que estos tenderán a aproximarse hacia el átomo más electronegativo, es decir, aquel que tenga una mayor apetencia de electrones. Este fenómeno se denomina polaridad (los átomos con mayor electronegatividad obtienen una polaridad más negativa, atrayendo los electrones compartidos hacia su núcleo), y resulta en un desplazamiento de las cargas dentro de la molécula.
Son malos conductores Son gases y líquidos Bajo punto de fusión y ebullición
- CO - CO2 - HCl, H 2SO4
Tipos de enlaces covalentes: - Enlace Covalente Polar : En la mayoría de los enlaces covalentes, los átomos tienen
diferentes electronegatividades, y como resultado, un átomo tiene mayor fuerza de atracción por el par de electrones compartido que el otro átomo. En general, cuando se unen dos átomos no metálicos diferentes, los electrones se comparten en forma desigual. Un enlace covalente en el que los electrones se comparten desigualmente se denomina enlace covalente polar. Aunque las propiedades de enlace covalente polarizado son parecidas a las de un enlace covalente normal (dado que todos los electrones son iguales, sin importar su origen), la distinción es útil para hacer un seguimiento de los electrones de valencia y asignar cargas formales. El término polar significa que hay separación de cargas. Un lado del enlace covalente es más negativo que el otro. Para ilustrar una molécula que tiene un enlace covalente polar, consideremos la molécula de ácido clorhídrico.
3
- Enlace Covalente Ap olar: Cuando el enlace lo forman dos átomos del mismo
elemento, la diferencia de electronegatividad es cero, entonces se forma un enlace covalente no polar. El enlace covalente no polar se presenta entre átomos del mismo elemento o entre átomos con muy poca diferencia de electronegatividad. Un ejemplo es la molécula de hidrógeno, la cual está formada por dos átomos del mismo elemento, por lo que su diferencia es cero. - Enlace Covalente Coordin ado: Este enlace tiene lugar entre átomos distintos. Enlace
covalente coordinado o dativo entre dos átomos es el enlace en el que cada par de electrones compartido por dos átomos es aportado por uno de los átomos. El átomo q ue aporta el par de electrones se denomina dador, y el que lo recibe, receptor. El enlace coordinado se representa por medio de una flecha (→) que parte del átomo que aporta los dos electrones y se dirige hacia el que no aporta ninguno. Un ejemplo de enlace coordinado lo tenemos cuando se forma el catión amonio, N H 4 +, a partir del amoniaco, NH3, y del ion de hidrógeno, H+. - Enlace Covalente Ap olar: Cuando el enlace lo forman dos átomos del mismo
elemento, la diferencia de electronegatividad es cero, entonces se forma un enlace covalente no polar. El enlace covalente no polar se presenta entre átomos del mismo elemento o entre átomos con muy poca diferencia de electronegatividad. Un ejemplo es la molécula de hidrógeno, la cual está formada por dos átomos del mismo elemento, por lo que su diferencia es cero. - Enlace covalente sim ple y/o múltiple: Entre los dos átomos pueden compartirse
uno, dos o tres pares de electrones, lo cual dará lugar a la formación de un enlace simple, doble o triple respectivamente.
HIBRIDACIÓN: Cada uno de los orbitales equivalentes que pueden obtenerse mediante combinación lineal de orbitales atómicos distintos. La hibridación de orbitales da como resultados orbitales de enlace que son combinación lineal de sus componentes. Los orbitales híbridos más generalizados son los siguientes: sp, sp 2, sp3 y spd. Los orbitales moleculares, que representan la distribución espacial de los electrones de enlace en una molécula, son, fundamentalmente, orbitales híbridos. Las formas de las moléculas enlazadas por hibridaciones de sus orbitales son forzados por los ángulos entre sus átomos:
Sin hibridación: forma lineal Hibridación sp: forma lineal con ángulos de 180° Hibridación sp2 : forma trigonal plana con ángulos de 120°. Por ejemplo BCl 3. Hibridación sp³: forma tetraédrica con ángulos de 109.5°. Por ejemplo CCl 4. Hibridación sp³d: forma trigonal bipirámides con ángulos de 90° y 120°. Ejemplo PCl 5. Hibridación sp³d: forma octaédrica con ángulos de 90°. Por ejemplo SF6.
4
RESONANCIA: Son las distintas estructuras pueden ser escritas más de una estructura estable de Lewis para una molécula, especialmente en moléculas que contienen enlaces múltiples.
MOMENTO DIPOLAR: Se define como momento dipolar químico (μ) a la medida de la intensidad de la fuerza de atracción entre dos átomos, es la expresión de la asimetría de la carga eléctrica. Está definido como el producto entre la distancia "d" que separa a las cargas (longitud del enlace) y el valor de las cargas iguales y opuestas en un enlace químico: Usualmente se encuentra expresado en Debyes (1 D = 1 A . 1 ues). El valor de q puede interpretarse como el grado de compartición de la carga, es decir, según las diferencias de electronegatividad, que porcentaje (100q) de la carga compartida por el enlace covalente está desplazada hacia la carga en cuestión. C.
ENLACE METÁLICO Consiste en iones metálicos con carga positiva en una red tridimensional en la que los electrones de valencia débilmente sujetos se mueven con libertad a la manera de un fluido a través del metal. Los metales cuyos electrones están sujetos con menor fuerza son los mejores conductores.
Son iones de carga positiva. Son sólidos y forman enlaces metálicos Conducen la corriente eléctrica con facilidad
- Cu - Ag - Au
FUERZA INTERMOLECULAR: Las fuerzas intermoleculares, fuerzas de atracción entre moléculas a veces también reciben el nombre de enlaces intermoleculares aunque son considerablemente más débiles que los enlaces iónicos, covalentes y metálicos. Las principales fuerzas intermoleculares son
El enlace de hidrógeno (antiguamente conocido como puente de hidrógeno): El
enlace de hidrógeno ocurre cuando un átomo de hidrógeno es enlazado a un átomo fuertemente electronegativo como el nitrógeno, el oxígeno o el flúor
Las fuerzas de Van der Waals. Que podemos clasificar a su vez en: - Dipolo – Dipolo: Una atracción dipolo-dipolo es una interacción no covalente
-
entre dos moléculas polares o dos grupos polares de la misma molécula si ésta es grande Dipolo - Dipolo inducido. Fuerzas de dispersión de London.
5
EXPERIMENTO N°1 1) OBJETIVO ESPECÍFICO:
Determinar la geometría molecular de algunas moléculas observando las hibridaciones y el tipo de enlace químico que los une. Por lo que cada una de las sustancias planteadas tendrá un diferente tipo de enlace, estos presentaran características que únicamente ese t ipo de enlaces presentará.
2) OBSERVACIONES:
En esta experiencia vamos a observar cómo la hibridación influye y ayuda a predecir los ángulos en la geometría molecular de ciertas sustancias. Comenzamos realizando la configuración electrónica de cada una de las especies participantes, en donde identificaremos quién es aquel elemento que va a hibridizarse de tal manera que determina la geometría molecular. Realizamos un esquema de energía, distribuyendo los electrones en los orbitales correspondientes a la configuración electrónica. Es aquí donde veremos cómo los electrones “pasan” de un orbital a otro para formar orbitales hibridizados. Una vez hecha la distribución, realizamos la estructura de Lewis correspondiente, y graficamos según la teoría de enlaces de valencia. Para hacer el experimento más didáctico, realizamos una maqueta representando los enlaces presentes en las moléculas.
3) CÁLCULOS Y RESULTADOS: a) Hibridación sp3:
CH4 : Metano
Presenta 4 enlaces sigma , ningún pi. No existen estructuras resonantes, así como ningún isómero al no haber enlaces carbono-carbono. La molécula de metano, CH4, es apolar y presenta geometría tetraédrica (ángulos de 109,5º), formando 4 enlaces C-H que son idénticos entre sí. Longitud de enlace C-H (en hibridación sp 3): 110 pm - Momento Dipolar: 0 D - Densidad: 0,66 kg/m³ - Masa molar: 16,04 g/mol - Punto de ebullición: -164 °C - Punto de fusión: -182 °C - Clasificación: Alcano - Soluble en: Agua
6
C2H6 : Etano
Presenta 4 enlaces sigma , ningún pi. en cada carbono. Los 4 híbridos sp3 formados se dirigirán hacia los vértices de un tetraedro. Ambos átomos de carbono tendrán geometría tetraédrica (ángulos aprox. de 109.5°), y se enlazarán entre sí con un enlace σ, que surge del solapamiento frontal entre 2 orbitales sp3. Los restantes orbitales, forman enlace frontal sigma con los orbitales 1s de los hidrógeno. - Momento Dipolar: 0 D - Densidad: 1,18 kg/m³ - Masa molar: 28,05 g/mol - Punto de ebullición: -103.7 °C - Clasificación: Alqueno - Soluble en: Éter Etílico, Agua, Etanol
H2O : Agua
Presenta 2 enlaces sigma , ningún pi. y dos pares de electrones libres. El oxígeno formará enlace covalente por solapamiento de los dos híbridos sp3 semillenos con los orbitales 1s de los oxígenos. El ángulo no será de 109,5º porque los pares libres o no enlazantes ejercen una repulsión mayor sobre los pares enlazantes y distorsionan este ángulo levemente. - Momento Dipolar: 1.85 D - Densidad: 1000 kg/m³ - Masa molar: 18,02 g/mol - Punto de ebullición: 100 °C - Punto de fusión: 0 °C - Clasificación: Oxidano - Solvente Universal
7
HCl : Ácido Clorhídrico
Presenta sólo 1 enlace sigma , ningún pi. Si bien la geometría es lineal, los pares de electrones libres, hace que geométrica electrónica sea tetraédrica, característico de la hibridación sp 3 Es una molécula polar, y la longitud de enlace H-Cl es de 176 pm. - Momento Dipolar: 1.08 D - Densidad: 1120 kg/m³ - Masa molar: 36,46 g/mol - Punto de ebullición: 48 °C - Punto de fusión: -26 °C - Clasificación: Cloruro - Estado: Líquido
SO4-2 : Ión Sulfato
Presenta 2 enlaces sigma , 2 pi. y dos enlaces dativos a oxígenos. La hibridación sp 3 hace que tenga una geometría tetraédrica con ángulos cercanos a 109.5° entres los elementos Es apolar (a pesar de tener carga), y la longitud de enlace S-O es de 149 pm. - Momento Dipolar:
0D
El radio iónico de este catión es pequeño, 0,30 Å, lo que permite ser muy estable. Estos grupos tetraédricos son las unidades estructurales fundamentales de los sulfatos minerales.
8
H2O2: Peróxido de Hidrógeno
Presenta 3 enlaces sigma (σ) unidos a oxígenos e hidrógenos
La geometría es angular siendo el ángulo H-O-O 101.9°, sin embargo, el ángulo O-O-H es de 98.8 pm presentándose en dos planos casi perpendiculares entre sí Es una molécula polar, y la Longitud de enlace del O-O es de 145.8 pm - Momento Dipolar: 2.10 D - Densidad: 1400 kg/m³ - Masa molar: 34,01 g/mol - Punto de ebullición: 150 °C - Punto de fusión: -1 °C - Estado: Líquido Incoloro b) Hibridación sp2:
O2 : Oxígeno
Presenta 1 enlace sigma (σ), 1 pi. (π) Su geometría es angular , su hibridación es sp2
Es una molécula apolar , y su longitud de enlace de O-O es 120,8 pm - Momento Dipolar: 0 D - Masa molar: 31,99 g/mol - Punto de ebullición: -183 °C - Punto de fusión: -223 °C - Estado: Gas Se usa oxígeno (l) en los motores de propulsión de los cohetes, mientras que en los procesos industriales se toma del aire. Otras a licaciones son la soldadura la fabricación de acero.
9
C2H4 : Eteno (Etileno)
Presenta 5 enlaces sigma (σ), y 1 enlaces pi (π)
Su geometría es trigonal planar, formando un ángulo de 120° entre H-C=C , hibridación sp2 Es una molécula apolar , y la longitud de enlace es 108,4 pm - Momento Dipolar: 1.08 D - Densidad: 1120 kg/m³ - Masa molar: 36,46 g/mol - Punto de ebullición: 48 °C - Punto de fusión: -26 °C - Clasificación: Cloruro - Estado: Líquido
C2Cl2H2 : Dicloroeteno
La molécula presenta 5 enlaces sigma (σ), y 1 enlaces pi (π) El 1,2-dicloroeteno presenta isómeros cis y trans. La forma cis es la que se encuentra con mayor frecuencia como contaminante del agua. Es una molécula polar, en donde el enlace C=C mide 134 pm - Momento Dipolar: 1.3 D - Densidad: 1213 kg/m³ - Masa molar: 96,94 g/mol - Punto de ebullición: 32 °C - Punto de fusión: -122 °C - Clasificación: Organoclorado - Estado: Líquido Incoloro
10
SO2 : Dióxido de Azufre
Presenta 1 enlaces (σ), 1 enlaces pi (π) y uno dativo, teniendo 1 par libre en el azufre La geometría es angular , su hibridación es sp2 Siendo el más electronegativo el átomo oxigeno que el azufre el ángulo debe ser menor a 120°, experimentalmente se demuestra que es 119° Es una molécula polar, y la longitud de enlace es 143pm - Momento Dipolar: 1.65 D - Densidad: 26288 kg/m³ - Masa molar: 64,06 g/mol - Punto de ebullición: -10 °C - Punto de fusión: -75 °C - Clasificación: Óxido - Estado: Gas Incoloro
C6H6 : Benceno
Presenta 12 enlaces sigma (σ), tres pi. (π)
Su geometría es trigonal planar, siendo su ángulo 120°. Su hibridación sp2 (cada átomo de carbono está ubicado en el vértice de un hexágono) Es una molécula apolar, y su longitud de enlace es 139 pm, Presenta resonancia - Momento Dipolar: 0 D - Densidad: 878.6 kg/m³ - Masa molar: 78.11 g/mol - Punto de ebullición: 80 °C - Punto de fusión: 5 °C - Clasificación: Hidrocarburo Aromático - Estado: Líquido
11
c) Hibridación sp:
N2 : Nitrógeno
Presenta 1 enlace sigma (σ), 2 pi. (π) debido al enlace triple. Presenta un par de electrones no enlazados en ambos lados en donde se encuentra el nitrónego. Su geometría es Lineal, y su hibridación es sp Es una molécula apolar, y su longitud de enlace es 110 pm
- Momento Dipolar: 0 D - Densidad: 810 kg/m³ - Masa molar: 28.01 g/mol - Punto de ebullición: -196 °C - Punto de fusión: -210 °C - Clasificación: Molécula Diatómica - Estado: Gas Incoloro
HCN : Ácido Cianhídrico
Presenta 2 enlaces sigma (σ), y dos enlaces pi (π), siendo los dos (π),del enlace triple
Su geometría es lineal , su hibridación sp, su ángulo 180° Es una molécula polar, y la longitud de enlace entre el C y N es 115pm - Momento Dipolar: 2.98 D - Densidad: 687 kg/m³ - Masa molar: 27.03 g/mol - Punto de ebullición: 25.6 °C - Punto de fusión: -13.4 °C - Clasificación: Ácido - Estado: Líquido Incoloro
12
C3H4 : Propino
Presenta 6 enlace sigma (σ) y 2 pi. (π) debido al enlace triple. Su geometría es plana, por lo que tiene un ángulo de 180° en el enlace C C. Presenta una isomería de estructura: El ciclo propano, en donde varían sus propiedades. Es una molécula polar, en donde la longitud del enlace C C es de 120 pm - Momento Dipolar: 1.8 D - Densidad: 680 kg/m³ - Masa molar: 40,07 g/mol - Punto de ebullición: -23 °C - Punto de fusión: -101.5 °C - Clasificación: Alquino - Estado: Gas Incoloro
CO2 : Dióxido de Carbono
Presenta 2 enlaces sigma (σ), y dos enlaces pi (π)
La geometría es lineal, su hibridación es sp, su ángulo es 180° Es una molécula apolar, y la longitud de enlace de C=O es 116pm - Momento Dipolar: 0 D - Densidad: 1.842 kg/m³ - Masa molar: 44.01 g/mol - Punto de ebullición: -57 °C - Punto de fusión: -78 °C - Clasificación: Óxido - Estado: Gas Incoloro
13
d) Excepciones a la regla del octeto:
PF5 : Pentafluoruro de Fósforo
La molécula de Pentafluoruro de Fósforo presenta 5 orbitales hibridizados en sp 3d La geometría molecular es bipiramidal, formando ángulos en el plano trigonal de 120°, y al mismo tiempo de 90° en los “vértices” de las pirámides. Se trata de una molécula completamente apolar, donde la longitud de enlace P-F en el plano trigonal es de 153 pm, mientras que en los dos que se encuentran en planos ortogonales, de 158 pm - Momento Dipolar: 0 D - Densidad: 5527 kg/m³ - Masa molar: 125.96 g/mol - Punto de ebullición: -84.6 °C - Punto de fusión: -93.8 °C - Clasificación: Haluros de Fósforo - Estado: Gas Incoloro
4) CONCLUSIONES:
Los orbitales híbridos son un modelo conveniente que nos permite utilizar la teoría del enlace de valencia para describir los enlaces covalentes de las moléculas cuya geometría se ajusta a la de dominios de electrones predichas por el modelo RPECV. El concepto de orbitales híbridos tiene un valor de predicción limitado; es decir, no podemos predecir que el átomo de nitrógeno del NH 3 tendrá orbitales híbridos sp 3. Sin embargo, si conocemos la geometría molecular, podemos emplear la hibridación para describir los orbitales atómicos del átomo central para formar enlaces. Al realizar la representación en una maqueta de la estructura, se nos hizo mucho más fácil determinar si la molécula era polar o apolar, pero en muchos casos la resonancia se mostró como un leve problema para predecirlo.
5) RECOMENDACIONES:
Antes de realizar la maqueta, realizar la representación según el modelo de puntos de Lewis, y aplicar el concepto de carga formal, en donde cuando los elementos tengan carga 0, será la más adecuada. Así evitamos estructuras incorrectas.
14
EXPERIMENTO N°2 1) OBJETIVO ESPECÍFICO:
Determinar la resistencia eléctrica de los diferentes tipos de sales o sulfatos de los metales alcalinotérreos, así como también su conductividad específica.
2) OBSERVACIONES:
Con la ayuda de unos vasos comunicantes vertimos la sustancia de tal manera que deje un especio de por lo menos 3 dedos de la superficie. Colocamos cilindros de hierro a ambos lados de los vasos comunicantes, y con un multitester medimos la resistencia eléctrica que presentan las sustancias. La mayoría de las soluciones eran incoloras, excepto la solución de azúcar rubia y blanca.
3) DIAGRAMA DE FLUJO:
4) CÁLCULOS Y RESULTADOS: Lectura de R en Lectura de R en
KCl 0.100 M 4,0 K Etanol 5400K
NaCl 0.1 M 3,5 K
HCl 0.1 M 1K
Solución Acuosa Azúcar blanca 140 K
CH3COOH 0.1 M 550 K
Solución Acuosa Azúcar Rubia 50 K
SUSTANCIA KCl NaCl NaOH NH3 HCl CH3COOH C2H5OH AZUCAR BLANCA AZUCAR RUBIA
NaOH 0.1 M 2.5 K
Temperatura de la solución patrón (KCl 0.100M) = 19.8°
T °C 19.8° 19.9° 19.8° 19.5° 20° 19.8° 19° 19.5° 19.5°
15
NH3 0.1 M 23 K
MUESTRAS KCl NaCl
SOLVENTE AGUA AGUA
CONDUCTIVIDAD ALTO ALTO
NaOH
AGUA
ALTO
NH3 HCl CH3COOH C2H5OH AZUCAR BLANCA AZUCAR RUBIA
AGUA AGUA AGUA AGUA AGUA AGUA
MEDIA ALTO BAJA BAJA BAJA MEDIA
TIPO DE ENLACE IONICO IONICO IONICO Y COVALENTE COVALENTE COVALENTE COVALENTE COVALENTE
5) CONCLUSIONES:
Se puede apreciar que hay una tendencia a que de acuerdo de cómo crezcan sus resistencias eléctricas disminuyen sus conductividades especificas. Por lo propuesto en la teoría y en la práctica se corrobora tal hecho ya que ambas magnitudes son inversamente proporcionales. La conductividad está determinada por el grado de disociación de la sustancia ya que a mayor disociación o ionización significa mayor cantidad de iones que conducen corriente eléctrica. Mayor cantidad de iones alta conductividad, baja resistencia. Son mejores conductores: los ácidos, bases y sales inorgánicas. El mejor conductor es el HCl debido a la presencia de iones hidronio y iones cloruro. Son malos conductores las moléculas de sustancias orgánicas que por la naturaleza de sus enlaces no son iónicos. El azúcar rubia es un producto de caña de azúcar. Contiene sales de hierro, sulfito de calcio, sales resultantes de la combinación de cal y azufre, hidrosulfito de sodio, ácido fosfórico, carbonato de sodio entre otros, que se pierden al estar refinada (azúcar blanca). Al estar en contacto con el agua estas sustancias también se ionizan y como consecuencia de esto el azúcar rubia conduce mejor la corriente eléctrica que la blanca. Hemos concluido que es posible probar una sustancia para establecer el tipo de enlace que está presente, ya que si una pequeña cantidad de materia se disuelve en agua y la solución resultante conduce la electricidad; cabe suponer que el material es una sustancia iónica. Si la solución no conduce la electricidad es covalente apolar. Si el material que se prueba es un sólido que conduce a la electricidad y tiene una apariencia brillante, se puede suponer que la sustancia es un metal. El etanol es el que menos conduce la corriente eléctrica debido a que en agua no libera una cantidad apreciable de iones. Mediante la refinación, se eliminan o reducen las materias coloidales, colorantes o inorgánicas que el licor pueda contener.
6) RECOMENDACIONES:
Como pasó en clase, distintos instrumentos de medición dan diferentes resultados, por lo que es mejor utilizar la mayor cantidad de ellos para tener el menor error.
16
IV.
CUESTIONARIO:
1. La energía reticular del óxido de magnesio determinada a partir del ciclo de Born-Haver:
DATOS: ΔHf (MgO) = -602,0 kJ/mol ΔHsub (Mg) = 146,1 kJ/mol ΔHdis (O2) = 498,2 kJ/mol
EI1 (Mg) = 736,3 kJ/mol EI2 Mg = 1447,9 kJ/mol AE1 (O) = -141,2 kJ/mol AE2 (O) = -791,0 kJ/mol Entonces para determinar la energía reticular aplicamos la ecuación: ΔHf (MgO) = ΔHsub (Mg) + EI1 (Mg) + EI2 Mg + ΔHdis(O2)/2 + AE1 (O) + AE2 (O) + Energía reticular
Reemplazando y despejando los valores en la ecuación: Energía reticular = -602,0 kJ/mol - 146,1 kJ/mol - 736,3 kJ/mol - 498,2 kJ/mol -(-141,2 kJ/mol) -(-791,0 kJ/mol)
Por lo tanto: Energía reticular = -2249.2KJ/mol 2. ¿Qué es la constante dieléctrica? Dar tres ejemplos de solventes.
La constante dieléctrica o permitividad relativa de un medio continuo es una propiedad macroscópica de un medio dieléctrico relacionado con la permitividad eléctrica del medio. En comparación con la velocidad de la luz, la rapidez de las ondas electromagnéticas en un dieléctrico es: donde c es la velocidad de la luz en el vacío y v es la velocidad de la onda electromagnética en el medio con permitividad relativa .
La constante dieléctrica es una medida de la relativa permitividad estática de un material, que se define como la estática permitividad dividido por la constante eléctrica. El nombre proviene de los materiales dieléctricos, que son materiales aislantes, no conductores por debajo de una cierta tensión eléctrica llamada tensión de ruptura. -
La Contante dieléctrica del benceno C 6H6 = 2.28
-
La Constante dieléctrica del aire = 1.00054
-
La constante dieléctrica del Al2O3 = 5.9
17
3. Determine el porcentaje de carácter iónico y porcentaje de carácter covalente del cloruro de hidrógeno (emplear el momento dipolar experimental y teórico)
- Momento dipolar experimental = 1.03D - Longitud del dipolo = 127pm Si: %C.C. = Porcentaje de carácter covalente %C.I. = Porcentaje de carácter iónico
Cálculo del momento dipolar teórico
Reemplazando:
Reemplazando en (1):
Pero:
Por lo tanto:
18
