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Sesión 5
Sistema periódico: clasificación de los Sistema periódico: clasificación de los elementos (metales y no-metales). elementos (metales y no-metales). Propiedades periódicas: electronegatividad y Propiedades periódicas: electronegatividad y radio atómico. Enlace químico. Definición. radio atómico. Enlace químico. Definición. Enlace iónico. Enlace covalente.Enlace iónico. Enlace covalente.
Dr. Marcos Flores
Literatura sugerida: Química R. Chang 7º Ed. Literatura sugerida: Química R. Chang 7º Ed. Cap. 8 “Relaciones periódicas de los Cap. 8 “Relaciones periódicas de los elementos” y Cap. 9 “Enlace Químico I: elementos” y Cap. 9 “Enlace Químico I: conceptos básicos”.conceptos básicos”.
La Tabla Periódica
Antigüedad
Edad Media
Evolución del descubrimiento de los elementos químicos
Los elementos de la tabla periódica se clasifican según los electrones que tengan en su última capa, (últimos electrones) estos electrones se llaman Electrones de Valencia.
Según el subnivel donde se encuentren los electrones de valencia, los elementos se clasifican en:
Representativos: Sus electrones de valencia están en un orbital s o p.
De transición: Tienen sus electrones de valencia en los orbitales d , se consideran de transición entre los metales y los no-metales.
De transición interna: Tienen sus electrones de valencia en los orbitales f. (Lantánidos y actínidos)
La Tabla Periódica
Los elementos del mismo grupo tienen la misma configuración
electrónica del último nivel energético.
Bloques s y d: nº e valencia = nº grupo
Bloque p: nº e valencia = nº grupo - 10
Configuraciones electrónicas de los iones
Las configuraciones electrónicas del tipo gas noble (s2p6)
son las más estables, por lo que los iones tienden a poseer
tal configuración.
n s2p6
Cuando un átomo se ioniza,
gana o pierde electrones en el
orbital de mayor energía para
alcanzar una configuración de
gas noble. El sodio tiene que
perder un electrón o ganar
siete electrones para
conseguir tal configuración.
Por ello, el ión Na+ es el estado
de oxidación más frecuente (y
único) de este metal.
gana 7 e
pierde 1 e
Configuraciones electrónicas de los iones
gana 1 e
pierde 7 e
En el caso del Cl, la consecución de la configuración de gas noble
requeriría perder siete electrones o ganar uno. Ello explica que el estado
de oxidación más frecuente sea –1, correspondiente al ión cloruro.
Clasificación de los elementos. La Clasificación de los elementos. La ley periódica y la tabla periódicaley periódica y la tabla periódica
1869, Dimitri Mendeleev
Lother Meyer
Cuando los elementos se organizan en orden creciente de sus masas atómicas, algunos conjuntos de propiedades se repiten periódicamente.
Metales, no metales y sus iones
Metales: Buenos conductores del calor y la electricidad. Son maleables y dúctiles. Sus puntos de fusión tienen valores moderados o altos.
No metales: No conducen el calor ni la electricidad. Son frágiles. Muchos son gases a temperatura ambiente.
Los metales tienden a perder electrones
Los no metales tienden a ganar electrones
Propiedades Periódicas
Ciertas propiedades características de los átomos, en particular el tamaño
y las energías asociadas con la eliminación o adición de electrones, varían
periódicamente con el número atómico. Estas propiedades atómicas son
de importancia para poder explicar las propiedades químicas de los
elementos. El conocimiento de la variación de estas propiedades permite
poder racionalizar las observaciones y predecir un comportamiento
químico o estructural determinado sin tener que recurrir a los datos
tabulados para cada uno de los elementos. Las propiedades periódicas que
se van a estudiar son:
- Radio atómico y radio iónico.
- Energía de ionización.
- Afinidad electrónica.
- Electronegatividad.
Cargas Nuclear Efectiva
La fuerza de atracción entre un electrón y un núcleo depende de la magnitud de la carga nuclear neta que actúa sobre el electrón y de la distancia media entre núcleo y electrón.
La fuerza de atracción aumenta al aumentar la carga nuclear
La fuerza de atracción disminuye a medida que se aleja del núcleoÁtomo muchos
electronesElectrón
es atraído al núcleo
También es repelidoPor otros electrones
Átomo muchoselectrones
Electrón
es atraído al núcleo
También es repelidoPor otros electrones
Se estima la energía de cada electrón considerando su interacción con el entorno promedio creado por el núcleo y los demás electrones.
Carga nuclear efectiva Z ef
Zef = Z (número de protones) – S (promedio de electrones)Zef = Z - S
Magnesio nº atómico 12 [Ne] 3s2
Zef = +2
Tamaño de átomos e iones no tienen fronteras definidas
Define tamaño de un átomo con base en las distancias entre átomos en diversas situaciones
Se define el radio metálico de un elemento metálico como la mitad de
la distancia, determinada experimentalmente, entre los núcleos de
átomos vecinos del sólido. El radio covalente de un elemento no
metálico se define, de forma similar, como la mitad de la separación
internuclear de átomos vecinos del mismo elemento en la molécula. El
radio iónico está relacionado con la distancia entre los núcleos de los
cationes y aniones vecinos.
Radio atómico
Radio atómico
Aumenta el radio atómico
Aumenta el radio atómico
Radio (Å)
Variación del radio atómico en relación al número atómico.
Aumenta nº ccuántico principal
Los e están mas tiempo lejos del
núcleo
Zef
Radios catiónicos
En iones de igual carga el tamaño iónico aumenta con el número quántico principal
Radios aniónicos
Las variaciones de los radios iónicos a lo largo de la Tabla periódica son similares a las de los radios atómicos.
Además suele observarse que
rcatión < rátomo
Y
ranión > rátomo
Comparación de radios atómicos e iónicos
Energía de ionización
La energía de ionización de un elemento se define como la energía mínima
necesaria para separar un electrón del átomo en fase gaseosa:
A(g) A+(g) + e-(g) H = I1
Energ
ía d
e ioniz
aci
ón (
kJ/m
ol)
Numero atómico
período
Energ
ía d
e ioniz
aci
ón (
kJ/m
ol)
Aumenta E. Ionización
Aumenta E. Ionización
Energía de ionización
Primera energía de ionización I3
Segunda I2
A mayor E. I = + difícil es quitar un e
Los metales alcalinos tienen E.I más baja
Zef aumenta (disminuye la distancia e al núcleo) aumenta atracción entre núcleo y electrón = más difícil quitar e.
Se define la entalpía de ganancia de electrones como la variación de la
energía asociada a la ganancia de un electrón por un átomo en estado
gaseoso:
A(g) + e-(g) A-(g) Hge
La afinidad electrónica (AE) se define como la magnitud opuesta a Hge:
AE = - Hge
Afinidad electrónica
Valores de Hge
Afinidades electrónicas de un segundo electrón
O(g) + e- → O-(g) AE = -141 kJ
O-(g) + e- → O2-(g) AE = +744 kJ
Propiedades magnéticas Átomos o iones diamagnéticos:
Todos los electrones están apareados. Una especie diamagnética es débilmente
repelida por un campo magnético. Átomos o iones paramagnéticos:
Tienen electrones desapareados. Los electrones desapareados inducen un
campo magnético que hace que el átomo o ion sea atraído por un campo magnético externo.
Paramagnetismo
La electronegatividad () de un elemento es la capacidad que tiene
un átomo de dicho elemento para atraer hacia sí los electrones,
cuando forma parte de un compuesto. Si un átomo tiene una gran
tendencia a atraer electrones se dice que es muy electronegativo (como los
elementos próximos al flúor) y si su tendencia es a perder esos electrones se
dice que es muy electropositivo (como los elementos alcalinos).
La definición de electronegatividad de Pauling viene dada por la siguiente
expresión:
A - B = 0.102 x
siendo EAB – ½ (EAA + EBB)(kJ/mol)
Electronegatividad
Electronegatividad
Disminuye la electronegatividad
Disminuye la electronegatividad
Propiedades reductoras de los metales de los Grupos 1 y 2
2 K(s) + 2 H2O(l) → 2 K+ + 2 OH- + H2(g)
Ca(s) + 2 H2O(l) → Ca2+ + 2 OH- + H2(g)
I1 = 419 kJ
I1 = 590 kJI2 = 1145 kJ
Propiedades oxidantes de los halógenos
2 Na + Cl2 → 2 NaCl
Cl2 + 2 I- → 2 Cl- + I2
Carácter ácido-base de los óxidos de los elementos Óxidos básicos o anhídridos básicos:
Li2O(s) + H2O(l) → 2 Li+(aq) + 2 OH-(aq)
Óxidos ácidos o anhídridos ácidos:SO2 (g) + H2O(l) → H2SO3(aq)
Na2O y MgO dan disoluciones acuosas básicas.
Cl2O, SO2 y P4O10 dan disoluciones ácidas.
SiO2 se disuelve en disoluciones muy básicas. Consideramos al SiO2 un óxido ácido.
Resumiendo las Propiedades periódicas de los elementos
SESION 6
Li + F Li + F -
El enlace iónico
1s22s1 1s22s22p5 1s2 1s22s22p6
[He] [Ne]
Li Li+ + e-
e- + F F -
F -Li+ + Li+ F -
Es el resultado de la transferencia de uno o más electrones de un átomo o grupos de átomos a otro.
El enlace químico: Se denomina enlace químico a las fuerzas que mantienen unidos a los átomos dentro de los compuestos.
Un enlace covalente es un enlace en el que dos o más electrones son compartidos por dos átomos.
¿Por qué dos átomos deben compartir electrones?
F F+
7e- 7e-
F F
8e- 8e-
F F
F F
Estructura de Lewis del F2
pares librespares libres
pares librespares libres
enlace covalente sencillo
enlace covalente sencillo
8e-
H HO+ + OH H O HHor
2e- 2e-
Estructura de Lewis del agua
Doble enlace: dos átomos comparten dos pares de electrones
enlace covalente sencillo
O C O o O C O
8e- 8e-8e-
enlace dobleenlace doble
Triple enlace: dos átomos comparten tres pares de electrones
N N
8e-8e-
N N
enlace tripleenlace triple
o
Tipo de
enlace
Longitud
de enlace
(pm)
C-C 154
CC 133
CC 120
C-N 143
CN 138
CN 116
Longitud de enlace covalente
Longitudes de enlace
Triple enlace < Doble enlace < Enlace sencillo9.4
Comparación de compuestos covalentes y iónicos
H F FH
Enlace covalente polar o enlace polar es un enlace covalente con mayor densidad del electrón alrededor de uno de los dos átomos.
región ricadel electrón
región pobredel electrón e- rica e- pobre
+ -
Covalente
comparte e-
Covalente polar
transferencia parcial de e-
Iónico
transferencia e-
Aumento en la diferencia de electronegatividad
Clasificación de enlaces por diferencia en electronegatividad
Diferencia Tipo de enlace
0 Covalente
2 Iónico
0 < y <2 Covalente polar
Clasifique los enlaces siguientes como iónico, covalente polar, o covalente: El enlace en CsCl; el enlace en H2S y los enlaces en H2NNH2.
Cs – 0.7 Cl – 3.0 3.0 – 0.7 = 2.3 Iónico
H – 2.1 S – 2.5 2.5 – 2.1 = 0.4 Covalente polar
N – 3.0 N – 3.0 3.0 – 3.0 = 0 Covalente
1. Escriba la estructura fundamental del compuesto mostrando qué átomos están unidos entre sí. Ponga el elemento menos electronegativo en el centro.
2. Cuente el número total de electrones de valencia. Agregue 1 para cada carga negativa. Reste 1 para cada carga positiva.
3. Complete un octeto para todos los átomos excepto el hidrógeno.
4. Si la estructura contiene demasiados electrones, forme enlaces dobles y triples en el átomo central como necesite.
Escritura de las estructuras de Lewis
Escriba la estructura de Lewis del trifluoruro de nitrógeno (NF3).Paso 1 – N es menos electronegativo que F, ponga N en el centro
F N F
F
Paso 2 – Cuente los electrones de valencia N - 5 (2s22p3) y F - 7 (2s22p5)
5 + (3 x 7) = 26 electrones de valenciaPaso 3 – Dibuje enlace sencillo entre los átomos N y F y complete los octetos en los átomos N y F.
Paso 4 - Verifique, ¿son # de e- en la estructura igual al número de e-
de valencia?3 enlaces sencillos (3x2) + 10 pares libres (10x2) = 26 electrones
de valencia
Escriba la estructura de Lewis del ion carbonato (CO32-).
Paso 1 – C es menos electronegativo que O, ponga C en el centro
O C O
O
Paso 2 – Cuente los electrones de valencia C - 4 (2s22p2) y O - 6 (2s22p4) -2 carga – 2e-
4 + (3 x 6) + 2 = 24 electrones de valencia
Paso 3 – Dibuje enlace sencillo entre los átomos C y O y complete los octetos en los átomos C y O.
Paso 4 - Verifique, son # de e- en la estructura igual al número de e-
de valencia?3 enlaces sencillos (3x2) + 10 pares libres (10x2) = 26 electrones de
valenciaPaso 5 - Demasiados electrones, forme el enlace doble y reverifique # de e-
2 enlace sencillos (2x2) = 41 enlace doble =
48 pares libres (8x2) = 16Total = 24
Fuerzas intermoleculares
Fuerzas intermoleculares son fuerzas de atracción entre las moléculas.Fuerzas intramoleculares mantienen juntos a los átomos en una molécula.
Fuerzas dipolo-dipolo (Fuerzas de Van der Walls)
Fuerzas de atracción entre moléculas polares
Orientación de moléculas polares en un sólido
Literatura sugerida: Química R. Chang 7º Ed. Cap. 11 “Las fuerzas Literatura sugerida: Química R. Chang 7º Ed. Cap. 11 “Las fuerzas intermoleculares y los líquidos y sólidos” pág. 417.intermoleculares y los líquidos y sólidos” pág. 417.
Fuerzas ion-dipolo
Fuerzas de atracción entre un ion y una molécula polar
Interacción ion-dipolo
Enlace de hidrógeno
El enlace de hidrógeno es una interacción especial dipolo-dipolo entre ellos y el átomo de hidrógeno en un enlace polar N-H, O-H, o F-H y un átomo electronegativo de O, N, o F.
A H … B A H … Ao
A y B son N, O, o F
Fuerzas de dispersión
Fuerzas de atracción que se generan como resultado de los dipolos temporales inducidos en átomos o moléculas
Interacción ion-dipolo inducido
Interacción dipolo-dipolo inducido
Dipolo inducido
Dipolo inducido
Catión
Dipolo
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