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1 El enlace químico Unidad 6

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El enlace químico

Unidad 6

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2Contenidos (1)

1.- ¿Por qué se unen los átomos? Tipos de enlace.

2.- Enlace iónico.2.1.    Energía reticular.

2.2.    Ciclo de Born-Haber.

2.3.    Estructura de los compuestos iónicos.

3.- Propiedades de los compuestos iónicos.

4.- El enlace covalente.4.1. Teoría de Lewis.

4.2.  Resonancia.

4.3. Modelo de repulsión de pares de electrones. Geometría.

4.4.  Polaridad en los enlaces y moléculas. Momento dipolar.

5.-  Teoría del enlace de valencia.

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3Contenidos (2)

6.- Hibridación.

7.- Teoría de orbitales moleculares.

8.- Propiedades de los compuestos covalentes.

9.- Enlaces intermoleculares.9.1.    Fuerzas de Van der Waals.

9.2.    Enlace de hidrógeno.

10.- Enlace metálico.10.1.    Modelo de deslocalización electrónica (repaso).

10.2.    Teoría de bandas.

11.- Propiedades de los metales.

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Contenidos (3)12.-  Estudio de los grupos de la tabla periódica:

alcalinos, alcalinotérreos, térreos, carbonoideos, nitrogenoideos, anfígenos y halógenos

13.- Estudio de los principales compuestos del hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y azufre: hidruros, óxidos y ácidos

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¿Por qué se unen los átomos?

• Los átomos, moléculas e iones y se unen entre sí porque al hacerlo se llega a una situación de mínima energía, lo que equivale a decir de máxima estabilidad.

• Son los electrones más externos, los también llamados electrones de valencia los responsables de esta unión, al igual que de la estequiometría y geometría de las sustancias químicas.

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Diagrama de energía frente a distancia interatómica

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Tipos de enlaces

• Intramoleculares:– Iónico.

– Covalente.

• Intermoleculares:– Fuerzas de Van de Waals

– Enlaces de hidrógeno.

• Metálico.

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Enlace iónico• Se da entre un metal que pierde uno o varios

electrones y un no metal que los captura

• Resultan iones positivos y negativos que se mantienen unidos por atracciones electrostáticas, formando redes cristalinas.

• Las reacciones de pérdida o ganancia de e– se llaman reacciones de ionización:

• Ejemplo: Na – 1 e– → Na+

O + 2e– → O2–

Reac. global: O + 2 Na → O2– + 2 Na+

• Formula del compuesto (empírica): Na Na22OO

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9Energía de red (reticular) en los compuestos iónicos (∆Hret o U)

• Es la energía desprendida en la formación de un compuesto iónico sólido a partir de sus iones en estado gaseoso.

• Ejemplo: En el caso de la formación de NaCl la Er corresponde a la reacción:

• Na+ (g) + Cl– (g) → NaCl (s) (∆Hret < 0)

• Es difícil de calcular por lo que se recurre a métodos indirectos aplicando la ley de Hess. Es lo que se conoce como ciclo de Born y Haber.

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10Factores de los que depende la

Energía reticular• Al ser siempre negativa consideraremos siempre

valores absolutos.

• A mayor carga de los iones mayor “U”.

Ejemplo: Así el CaO (Ca2+ y O2–) tendrá “U” mayor que el NaCl (Na+ y Cl–).

• A menor tamaño de los iones menor “U”.

Ejemplo: Así el NaCl (Na+ y Cl–) tendrá “U” mayor que el KBr (K+ y Br–).

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Ciclo de Born y Haber

• La reacción global de formación de NaCl es:

• Na (s) + ½ Cl2 (g) → NaCl (s) (∆Hf = –411’1 kJ)

• que puede considerarse suma de las siguientes reacciones:

• Na (s) → Na (g) (∆Hsubl = +107’8 kJ)

• ½ Cl2 (g) → Cl (g) (½ ∆Hdis= +121’3 kJ)

• Cl (g) → Cl– (g) (AHAE = –348’8 kJ)

• Na (g) → Na+ (g) (AHEI = +495’4 kJ)

• Na+ (g) + Cl– (g) → NaCl (s) (∆Hret = ?)

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12Ciclo de Born y Haber Na (s) + ½ Cl2 (g) → NaCl (s) (∆Hf = –411’1 kJ).

• Na (s) → Na (g) (∆Hsubl = +107’8 kJ)

• ½ Cl2 (g) → Cl (g) (½ ∆Hdis= +121’3 kJ)

• Cl (g) → Cl– (g) (AHAE = –348’8 kJ)

• Na (g) → Na+ (g) (AHEI = +495’4 kJ)

• Na+ (g) + Cl– (g) → NaCl (s) (∆Hret = ?)

• De donde puede deducirse que:

∀ ∆Hret = ∆Hf – (∆Hsubl + ½ ∆Hdis + AHAE + AHEI)

∀ ∆∆HHretret = –411’1 kJ – (107’8 kJ + 121’3 kJ –348’8 kJ + 495’4 kJ) = –786’8 kJ–786’8 kJ

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Estructura cristalina

• Los iones en los compuestos iónicos se ordenan regularmente en el espacio de la manera más compacta posible.

• Cada ion se rodea de iones de signo contrario dando lugar a celdas o unidades que se repiten en las tres direcciones del espacio.

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Índice de coordinación

• “Es el número de iones de signo opuesto que rodean a un ion dado”.

• Cuanto mayor es un ion con respecto al otro mayor es su índice de coordinación.

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F− Ca2+

Principales tipos de estructura cristalina

• NaCl (cúbica centrada en las caras para ambos iones)

– Índice de coord. para ambos iones = 6

• CsCl (cúbica para ambos iones) – Índice de coord. para ambos iones = 8

• CaF2 (cúbica centrada en las caras para el Ca2+ y tetraédrica para el F– )

– Índice de coord. para el F– = 4– Índice de coord. para el Ca2+ = 8

Imágenes: © Ed. Santillana. Química 2º Bachillerato

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16Estructura cristalina.

Factores de los que depende.• El tamaño de los iones.

• La estequeometría que viene dada por la carga de los iones de forma que el cristal sea neutro.

• Para calcular el nº de átomos por celda se toma una celda unidad y:– Se divide por 8 el nº de iones de los vértices.– Se divide por 4 el nº de iones de las aristas.

– Se divide por 2 el nº de iones centrales de las caras.– Se suman todos y se añaden los iones del interior de la

celda

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17Ejemplo: Calcular el nº de cationes y aniones que hay en las celdas de NaCl, CsCl y CaF2

• NaClNaCl: – Cl– : 1 ion en cada vértice (8/8 = 1) + 1 ion en el centro de

cada cara (6/2 = 3). En total, 1 + 3 = 44– Na+: 1 ion en el centro de cada arista (12/4 = 3) + 1 ion en

el centro del cubo (1). En total, 3 + 1 = 44• CsClCsCl:

– Cl– : 1 ion en cada vértice (8/8 = 1). En total, 11 – Cs+ : 1ion en el centro del cubo (1). En total, 11

• CaFCaF22: – Ca2+ : 1 ion en cada vértice (8/8 = 1) + 1 ion en el centro

cada cara (6/2 = 3). En total, 1 + 3 = 44– F– : 8 iones en el interior de cada celda (8). En total, 88– Hay por tanto el doble F– que Ca2+F

−Ca2

+

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18Propiedades de los compuestos iónicos

• Puntos de fusión y ebullición elevados (tanto más cuanto mayor ∆HU) ya que para fundirlos es necesario romper la red cristalina tan estable por la cantidad de uniones atracciones electrostáticas entre iones de distinto signo. Son sólidos a temperatura ambiente.

• Gran dureza.(por la misma razón). • Solubilidad en disolventes polares (tanto más cuanto

menor U) e insolubilidad en disolventes apolares.

• Conductividad en estado disuelto o fundido. Sin embargo, en estado sólido no conducen la electricidad.

• Son frágiles.

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19Disolución de un cristal iónico en

un disolvente polar

Solubilidad de un cristal iónico© Grupo ANAYA. Química 2º Bachillerato.

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Fragilidad en un cristal iónico

presión

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Enlace covalente• Dos átomos unidos mediante enlace covalente tienen

menos energía que los dos átomos aislados.• Al igual que en el enlace iónico la formación de un enlace

covalente va acompañada de un desprendimiento de energía.

• Se llama energía de enlaceenergía de enlace a la energía necesaria para romper 1 mol de un determinado tipo de enlace.

• Es siempre endotérmica (positiva).

• Ejemplo: para romper 1 mol de H2 (g) en 2 moles de H (g) se precisan 436 kJ, ⇒ Eenlace(H–H) = + 436 kJ

• La distancia a la que se consigue mayor estabilidad se llama “distancia de enlacedistancia de enlace”.

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Teoría de Lewis

Se basa en las siguientes hipótesis:

• Los átomos para conseguir 8 e– en su última capa comparten tantos electrones como le falten para completar su capa (regla del octete).

• Cada pareja de e– compartidos forma un enlace.

• Se pueden formar enlaces sencillos, dobles y triples con el mismo átomo.

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23Ejemplo:Ejemplo: Escribir las estructuras de Lewis

completas para las siguientes especies químicas: CH4, HCN, H2CO, H2SO4, NH4

+.•                H H

       ·                 ··        |        CHCH44 · C · + 4  · H → H ··C ·· H ; H–C–H 

·                       ··          | H H

• HCNHCN H–C≡N :

• HH22COCO H–C=O :           |     ··  

H

•     ··            ··           : O :                   : O :       ··    ·· ··          ↑ 

HH22SOSO44 H ··O ··S ·· O ·· H ; H–O–S–O–H                ··    ··    ··               ↓ 

                    : O :       : O :               ··           ··  

           H           |        

NHNH44++

         H–N+→H             | H

        : O : ||

H–O–S–O–H || 

        : O :

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Excepciones a la teoría de Lewis• Moléculas tipo NO y NO2 que tienen un

número impar de electrones.

• Moléculas tipo BeCl2 o BF3 con marcado carácter covalente en las cuales el átomo de Be o de B no llegan a tener 8 electrones.

• Moléculas tipo PCl5 o SF6 en las que el átomo central tiene 5 o 6 enlaces (10 o 12 e– ).– Sólo en caso de que el no-metal no esté en el

segundo periodo, pues a partir del tercero existen orbitales “d” y puede haber más de cuatro enlaces.

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Resonancia• No siempre existe una única estructura de Lewis que

pueda explicarlas propiedades de una molécula o ion.

• Por ejemplo, en el ion carbonato CO32–

el C debería formar un doble enlace con uno de los O y sendos enlaces sencillos con los dos O– .

• Esto conllevaría a que las distancias C–O y C=O deberían ser distintas y ángulos de enlace distintos.

• Por difracción de rayos X se sabe que tanto distancias como los ángulos O–C–O son iguales.

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Resonancia• Para explicar tales datos, se supone que los e– de enlace

así como los pares electrónicos sin compartir, pueden desplazarse a lo largo de la molécula o ion, pudiendo formar más de una estructura de Lewis distinta.

• En el caso del ion CO32–, se podrían formar tres

estructuras de Lewis en las que el doble enlace se formara con cada uno de los átomos de oxigeno, siendo las tres válidas. Cada una de estas formas contribuye por igual al la estructura del ion CO3

2–, siendo la verdadera estructura una mezcla de las tres.

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Resonancia• Los tres enlaces C–O tienen 1/3 de doble enlace, por lo

que la distancia es intermedia.

• Los tres átomos de oxígeno participan de 2/3 de carga negativa.

• Se utiliza el símbolo ↔ entre las distintas formas resonantes.

http://www.cnnet.clu.edu/quim/Q_3451/modulo1/modulo1c_files/resonancia.html#tope

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Ejercicio A:Ejercicio A: Escribir las distintas formas resonantes del ácido nítrico.

+N O H : O

: O· ·

· ·

· ·

· ·

· ·

N O H : O

: O+

– · ·· ·

· ·

· ·· ·

N O H · ·

: O

: O· ·

δ–

· ·+

δ–

· ·

O también

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Modelo de repulsión de pares electrónicos y geometría molecular

• Los enlaces covalentes tienen una dirección determinada y las distancias de enlace y los ángulos entre los mismos pueden medirse aplicando técnicas de difracción de rayos X.

• La geometría viene dada por la repulsión de los pares de e– del átomo central.

• Las parejas de e– se sitúan lo más alejadas posibles.

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Modelo de repulsión de pares electrónicos y geometría molecular (cont.).

• El átomo central sólo tiene pares de e– de enlace.

• El átomo central tiene dos dobles enlaces o uno sencillo y uno triple.

• El átomo central tiene pares de e– sin compartir.

• El átomo central tiene un enlace doble.

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31El átomo central El átomo central

sólo tiene pares de esólo tiene pares de e– – de enlace.de enlace.• BeF2: El Be tiene 2 pares de e– ⇒ Ang. enl. = 180º.

• BCl3: El B tiene 3 pares de e– ⇒ Ang. enl. = 120º.

• CH4: El C tiene 4 pares de e– ⇒ Ang. enl. = 109,4º.

CH4

   Tetraédrica

     BCl3  

Triangular

    BeF2

   Lineal

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El átomo central tiene dos dobles enlaces o uno sencillo y uno triple.

• Como se une únicamente a dos elementos la geometría es lineal.

• Ejemplos:Ejemplos:– Etino (acetileno)

– CO2

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33El átomo central tiene pares de e–

sin compartir.• La repulsión de éstos pares de e–

sin compartir es mayor que entre pares de e– de enlace.– NH3: El N tiene 3 pares de e–

compartidos y 1 sin compartir ⇒ Ang. enl. = 107’3º < 109’4º (tetraédrico)

– H2O: El O tiene 2 pares de e– compartidos y 2 sin compartir ⇒ Ang. enl. = 104’5º < 109’5º (tetraédrico)

Agua (104,5º)

Metano (109,4º)

Amoniaco (107,3º)

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El átomo central tiene un enlace doble.

• La repulsión debida a 2 pares electrónicos compartidos es mayor que la de uno.

• CH2=CH2: Cada C tiene 2 pares de e– compartidos con el otro C y 2 pares de e– compartidos con sendos átomos de H. ⇒ – Ang. enl. H–C=C: 122º > 120º (triangular)

– Ang. enl. H–C–H: 116º < 120º (triangular)

122º

116º

122º

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35Ejercicio B:Ejercicio B: Explique: a) Si las estructuras de Lewis justifican la forma geométrica de las moléculas o si ésta se debe determinar experimentalmente para poder proponer la representación correcta . b) Si cada molécula se representa en todos los casos por una única formula estructural.c) Representar las estructuras de Lewis de las siguientes especies: H2O y NO3

– d) ¿Justifican las representaciones de las moléculas anteriores la estabilidad de las mismas?a) Las estructuras de Lewis, indican el nº de enlaces que deberán

formarse, pero no entra para nada en la dirección que tomarán éstos y, por tanto, en la geometría molecular. Por tanto, la geometría debe obtenerse experimentalmente, o acudir al modelo de repulsión de pares electrónicos o a la teoría de la hibridación.

b) En principio sí, pero cuando existen formas resonantes hay más de una fórmula estructural para la misma molécula.

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36Ejercicio B:Ejercicio B: Explique: a) Si las estructuras de Lewis justifican la forma geométrica de las moléculas o si ésta se debe determinar experimentalmente para poder proponer la representación correcta. b) Si cada molécula se representa en todos los casos por una única formula estructural. c) Representar las estructuras de Lewis de las siguientes especies: H2O y NO3

– d) ¿Justifican las representaciones de las moléculas anteriores la estabilidad de las mismas?c) HH22OO         NONO33

·· ··  ··   ··     ·· ··  ··            H–O–H ; O=N+–O :– ↔↔   

–: O–N+=O ↔↔    –: O–N+–O:– ··

··    | ·· ··  | ··          ··   || ·· : O :–  : O :–  : O :

·· ··d) Sí, pues se cumple la regla del octeto para todos los átomos,

exceptuando como es lógico, al H que únicamente posee un enlace (2 electrones).

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Polaridad en moléculas covalentes.Momento dipolar

• Las moléculas que tienen enlaces covalentes polares tienen átomos cargados positivamente y otros negativamente.

• Cada enlace tiene un momento dipolar “µ” (magnitud vectorial que depende la diferencia de χ entre los átomos cuya dirección es la línea que une ambos átomos y cuyo sentido va del menos electronegativo al más electronegativo).

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Momento dipolar (cont).

• Dependiendo de cómo sea Σ µ de los enlaces que forman una molécula, éstas se clasifican en:

• Moléculas polaresMoléculas polares.. Tienen Σ µ no nulo:– Moléculas con un sólo enlace covalente. Ej: HCl.– Moléculas angulares, piramidales, .... Ej: H2O, NH3.

• Moléculas apolaresMoléculas apolares. Tienen Σ µ nulo:– Moléculas con enlaces apolares. Ej: H2, Cl2.

� Σ µ = 0. Ej: CH4, CO2.

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39Momentos dipolares.Geometría molecular.

CO2 BF3

CH4 H2O

NH3

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40Ejemplo:Ejemplo: a) Ordene según la polaridad creciente, basándote en los valores de electronegatividades de la tabla adjunta, los enlaces siguiente: H–F, H–O, H–N, H–C, C–O y C–ClElemento F O Cl N C S HElectronegat. 4,0 3,5 3,0 3,0 2,5 2,5 2,1b) la polaridad de la molécula de CH4 ¿será igual o distinta de la de CCl4?• a) H–C < C–Cl < H–N < C–O < H–O < H–F

• b) El CH4 es globalmente apolar (µ = 0) pues la suma vectorial de los dipolos de cada enlace (dirigidos hacia el centro) se anula debido a sus geometría tetraédrica. El CCl4 es igualmente apolar por la misma razón; sin embargo los dipolos de los enlaces están en esta ocasión dirigidos hacia fuera.

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41Ejercicio C:Ejercicio C: Cuatro elementos diferentes A,B,C,D tienen número atómico 6, 9,13 y 19 respectivamente. Se desea saber: a) El número de electrones de valencia de cada uno de ellos. b) Su clasificación en metales y no metales. c) La fórmula de los compuestos que B puede formar con los demás ordenándolos del más iónico al más covalente.

a) A Z = 6 2-4

B Z = 9 2-7

C Z = 13 2-8-3

D Z = 19 2-8-8-1

b) No metal

No metal

Metal

Metal

c) DB (más iónico) CB3 AB4 (más covalente)

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Teoría del enlace de valencia (E.V.)• Se basa en la suposición de que los enlaces

covalentes se producen por solapamiento de los orbitales atómicos de distintos átomos y emparejamiento de los e– de orbitales semiocupados.

• Así, 2 átomos de H (1s1) tienen cada uno 1 e–

desapareado en un orbital “s” y formarían un orbital molecular en donde alojarían los 2 e– .

• Se llama “covalenciacovalencia” al nº de e– desapareados y por tanto al nº de enlaces que un átomo forma.

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© Grupo ANAYA S.A. Química 2º Bachillerato

Enlace covalente simple.• Se produce un único solapamiento de orbitales

atómicos. Es frontal y se llama “σ” (sigma).

• Puede ser:a) Entre dos orbitales “s”

b) Entre un orbital “s” y uno “p”

c) Entre dos orbitales “p”.

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Enlace covalente múltiple.

• Se producen dos o tres solapamientos de orbitales atómicos entre dos átomos.

• Siempre hay un enlace frontal “σ” (sólo 1).

• Si en enlace es doble, el segundo solapamiento es lateral “π” (pi).

• Si el enlace es triple, existe un solapa-miento “σ” y dos “π”. © Grupo ANAYA S.A. Química 2º Bachillerato

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Hibridación de orbitales atómicos. • Para explicar la geometría de la moléculas (ángulos y

distancia) y la covalencia de ciertos átomos se formuló la “teoría de la hibridaciónteoría de la hibridación”.

• Así, por ejemplo el carbono (C) forma cuatro enlaces en compuestos como el CH4 y en la mayoría de compuestos que forma (para ello precisa promocionar el e– del orbital 2s al 2p y a continuación formar 4 orbitales de igual energía a partir del 2s y de los 3 orb. 2p).

• Los tipos de hibridación se utilizan fundamentalmente en química orgánica, si bien no es exclusiva de compuestos orgánicos.

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Hibridación (cont).

• Se hibridan:Se hibridan:– Los orbitales atómicos que van a formar enlaces

“σ”

– Las parejas de e– sin compartir.

• No se hibridan:No se hibridan: – Los orbitales atómicos que van a formar el

segundo o tercer enlace.– Los orbitales atómicos vacíos.

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Tipos de hibridaciónTipos de hibridación• spsp33  

– 4 enlaces sencillos. Ejemplo: metano

– 3 enlaces sencillos + 1 par e– sin compartir. Ej: NH3

– 2 enlaces sencillos + 2 par e– sin compartir. Ej: H2O

• spsp22

– 3 enlaces sencillos. Ejemplo: BF3

– 1 enlace doble y 2 sencillos . Ejemplo: eteno

• sp sp – 2 enlaces sencillos. Ejemplo: BeF2

– 2 enlaces dobles. Ejemplo: CO2

– 1 enlace triple y 1 sencillo. Ejemplo: etino

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Tipos de orbitales híbridos.

Imágenes: © Ed Santillana. Química 2º de Bachillerato

Ejemplos

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Teoría de orbit. moleculares. (O.M.) �• Permite explicar todas la moléculas existentes.

• Consiste en fijar unos niveles energéticos para los orbitales moleculares y considerarlos “combinación lineal de orbitales atómicos” (C.L.O.A.).

• Hay tantos orbitales moleculares como atómicos y ocuparían distintas zonas espaciales.

• La mitad de ellos tendrían menor energía que la de los orbitales atómicos de los que proceden y por tanto, serían más estables (orbitales enlazantes).

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Teoría de orbitales moleculares. (T.O.M.) (cont.). �

• La otra mitad tendrían mayor energía que los orbitales atómicos de los que proceden y serían más inestables (orbitales antienlazantes).

• Se denomina “ orden de enlace” (O.E.) a:

• El O.E. puede ser fraccionario si combinan orbitales apareados y desapareados.

nº e (OM enlazantes) nº e (OM antienlazantes)O.E.=

2

− −−

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O.A. (N) O.A. (N)O.M. (N2)

Molécula de N2

O.A. (N)O.A. (O) O.M. (NO)

Molécula de NO

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52Propiedades de los compuestos

covalentes• Sólidos covalentesSólidos covalentes:• Los enlaces se dan a lo

largo de todo el cristal.

• Gran dureza y P.F alto.

• Son sólidos.

• Insolubles en todo tipo de disolvente.

• Malos conductores.

• El grafito que forma estructura por capas le hace más blando y conductor.

• Sust. molecularesSust. moleculares:• Están formados por

moléculas aisladas.

• P.F. y P. E. bajos (gases).

• Son blandos.

• Solubles en disolventes moleculares.

• Malos conductores.

• Las sustancias polares son solubles en disolventes polares y tienen mayores P.F y P.E.

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Enlaces intermoleculares

• Enlace o puente de Hidrógeno.Enlace o puente de Hidrógeno. – Es relativamente fuerte y precisa de:

– Gran diferencia de electronegatividad entre átomos.– El pequeño tamaño del H que se incrusta en la nube

de e– del otro átomo.– Es el responsable de P.F y P.E. anormalmente altos.

• Fuerzas de Van der Waals.Fuerzas de Van der Waals.– Entre dipolos permanentes (moléculas

polares). Son débiles.

– Entre dipolos instantáneos (moléculas apolares). Son muy débiles.

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54Estructura del hielo (puentes de hidrógeno)

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55Enlace metálico

• Lo forman los metales. Es un enlace bastante fuerte. Lo forman los metales. Es un enlace bastante fuerte.

• Los átomos de los metales con pocos eLos átomos de los metales con pocos e−− en su última en su última capa no forman enlaces covalentes, ya que capa no forman enlaces covalentes, ya que compartiendo electrones no adquieren la estructura compartiendo electrones no adquieren la estructura de gas noble. de gas noble.

• Se comparten los eSe comparten los e−− de valencia colectivamente. Una de valencia colectivamente. Una nube electrónica rodea a todo el conjunto de iones nube electrónica rodea a todo el conjunto de iones positivos, empaquetados ordenadamente, formando positivos, empaquetados ordenadamente, formando una estructura cristalina de alto índice de una estructura cristalina de alto índice de coordinación.coordinación.

• Existen dos modelos que lo explican: Existen dos modelos que lo explican: modelo de la modelo de la nube electrónica (o mar de electrones) y modelo de nube electrónica (o mar de electrones) y modelo de bandas.bandas.

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Modelo de bandas (enlace metálico)

• Se basa en la T.O.M. • Se combinan infinidad de orbitales atómicos con lo que se

producen bandas de orbitales moleculares.• Los e– ocupan los Orbitales Moleculares enlazantes de

menor energía (banda de valencia).

• Quedan los orbitales antienlazantes de mayor energía libres formando la banda de conducción.

• Los metales poseen bandas de valencia parcialmente llenas superpuestas a bandas de conducción, que permiten moverse a los electrones por todo el metal.

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57

Propiedades de los compuestos metálicos.

• Son dúctiles y maleables debido a que no existen enlaces con una dirección determinada. Si se distorsiona la estructura los e– vuelven a estabilizarla interponiéndose entre los cationes.

• Son buenos conductores debido a la deslocalización de los e–. Si se aplica el modelo de bandas, puede suponerse que la banda vacía (de conducción está muy próxima a la banda en donde se encuentran los e– de forma que con una mínima energía éstos saltan y se encuentran con una banda de conducción libre.

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58Propiedades de los compuestos

metálicos (cont.). • Conducen el calor debido a la compacidad de los

átomos que hace que las vibraciones en unos se transmitan con facilidad a los de al lado.

• Tienen, en general, altos P. F. y P. E. Dependiendo de la estructura de la red. La mayoría son sólidos.

• Tienen un brillo característico debido a la gran cantidad de niveles muy próximos de energía que hace que prácticamente absorban energía de cualquier “λ” que inmediatamente emiten (reflejo y brillo).

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60

Ejemplo:Ejemplo: La configuración electrónica de un elemento: a) ¿Permite conocer cuál es su situación en el sistema periódico? b) ¿Indica qué clase de enlaces puede formar con otros elementos? c) ¿Es suficiente información para saber si el elemento es sólido, líquido o gas? d) ¿Sirve para conocer si el elemento es o no molecular? Justifique las respuestas.

a) Sí.

b) Sí.

c) No.

d) Sí. Si acaba en “s” o d” se tratará de un elemento metálico y el compuesto no será molecular. Igualmente, los gases nobles (p6) se encuentran como átomo aislados. Son moleculares los elementos no metálicos (p2 - p5).

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61 Ejercicio D:Ejercicio D: Rellenar el siguiente cuadro poniendo en cada casilla la fórmula del elemento o de un compuesto que formen entre ellos, el tipo de enlace (C = covalente, I = iónico, M = metálico) y el estado de agregación (S = sólido, L = líquido, G= gas), tal como aparece en el ejemplo.

Cl H O CaClH CaH2 I SOCa

Cl2 C G HCl C G

H2 C G

Cl2O C GH2O C L

CaO I SO2 C G

CaCl2 I S

Ca M S

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62

METALES ALCALINOS.

• Los metales alcalinos, litio, sodio, potasio, rubidio, cesio y francio integran el grupo 1 de la tabla periódica.

• Deben su nombre a la basicidad (alcalinidad) de sus compuestos.

• No existen en estado libre debido a su actividad química y constituyen casi el 5 % de la composición de la corteza terrestre (especialmente sodio y potasio).

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63

Propiedades de los metales alcalinos.

• Configuración electrónica: ns1.

• Baja primera energía de ionización, tanto menor según se avanza en el grupo hacia abajo.

• Baja electronegatividad, tanto menor según se avanza en el grupo hacia abajo.

• Estado de oxidación habitual: +1.• Forman siempre compuestos iónicos.• Puntos de fusión y ebullición bastante bajos dentro de

los metales.– Éstos menores según se baja en el grupo.– Todos son sólidos a temperatura ambiente.

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64

Propiedades de los metales alcalinos.

• Densidad también baja dentro de los metales debido a que son los elementos de cada periodo con mayor volumen atómico y menor masa. – la densidad aumenta según se baja en el grupo.

• Marcado carácter reductor con potenciales estándar de reducción muy negativos, alrededor de –3 V.– Disminuye el potencial según descendemos en el grupo,

con la excepción del Li, que es el elemento más reductor.

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Propiedades de los metales alcalinos.

• Poseen estructura cúbica centrada en el cuerpo.

• La mayoría de sus sales a excepción de las de litio, son muy solubles en agua, por tratarse de compuestos muy iónicos.

• Son muy reactivos debido al marcado carácter reductor, en la búsqueda de su estado de oxidación natural (+1).

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66Principales reacciones  de los metales alcalinos.

• Con el agua (de manera violenta):

– 2 M(s) + H2O → 2 MOH(aq) + H2(g).

• Con el hidrógeno (a temperatura alta) formando hidruros:

– 2 M + H2 → 2 MH

• Con azufre y halógeno formando sulfuros y haluros:

– 2 M + X2 → 2 MX;

– 2 M + S → M2S.

• Con oxígeno formando peróxidos, excepto el litio que forma óxidos:

– 2 M + O2 → M2O2; 4 Li + O2 → 2 Li2O

• Sólo el litio reacciona con el nitrógeno formando nitruros:

– 6 Li + N2 → 2 Li3N

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67

METALES ALCALINOTÉRREOS.• Son los elementos metálicos del grupo 2 de la Tabla.

• Son berilio, magnesio, calcio, estroncio, bario y radio.– Berilio y magnesio, tienen unas propiedades ligeramente

distintas.

• Su nombre se debe a su situación entre los metales alcalinos y los elementos térreos y a que muchos de sus compuestos (tierras) son básicos.

• Constituyen más del 4% de la corteza terrestre (especialmente calcio y magnesio).

• Al igual que los metales alcalinos no existen en estado libre debido a su actividad química.

• Sus propiedades son intermedias a las de los grupos entre los que se encuentran.

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68Propiedades de los Metales Alcalinotérreos.

• Configuración electrónica: ns2.• Baja energía de ionización, aunque mayor que los

alcalinos del mismo periodo, tanto menor según se avanza en el grupo hacia abajo.

• Afinidad electrónica positiva.• Baja electronegatividad, tanto menor según se avanza en

el grupo hacia abajo.• Estado de oxidación habitual: +2.• A excepción del berilio forman compuestos claramente

iónicos.

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69Propiedades de los Metales Alcalinotérreos.

• La solubilidad en agua de sus compuestos es bastante menor que la de los alcalinos.

• Son metales poco densos aunque algo mayor que sus correspondientes alcalinos.

• Sus colores van desde el gris al blanco.• Son más duros que los alcalinos, aunque su dureza es

variable (el berilio es muy duro y quebradizo y el estroncio es muy maleable).

• Son muy reactivos, aunque menos que los alcalinos del mismo periodo, aumentando su reactividad al descender en el grupo.

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70Propiedades de los Metales Alcalinotérreos.

• Se oxidan con facilidad por lo que son buenos reductores aunque menos que los alcalinos del mismo periodo.

• Sus óxidos son básicos (aumentando la basicidad según aumenta el número atómico) y sus hidróxidos (excepto el de berilio que es anfótero) son bases fuertes como los de los alcalinos.

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71Reacciones de los Metales Alcalinotérreos.

• Con agua forman el correspondiente hidróxido, en muchos casos insoluble que protege el metal afrente a otras reacciones, desprendiéndose hidrógeno: – M(s) + 2 H2O → M(OH)2 (s) + H2(g).

• Con no-metales forman compuestos iónicos, a excepción del berilio y magnesio,

• Reducen los H+ a hidrógeno: – M(s) + 2 H+(aq) → M2

+(aq) + H2(g).

• Sin embargo, ni berilio ni magnesio reaccionan con ácido nítrico debido a la formación de una capa de óxido.

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72ELEMENTOS TÉRREOS O 

BOROIDEOS.• Forman el grupo 13 de la Tabla Periódica.• Son el boro, aluminio, galio, indio y talio.• El nombre del grupo térreos viene de tierra, ya que ésta

contiene una importante cantidad de aluminio que es, con diferencia, el elemento más abundante del grupo dado que la corteza terrestre contiene un 7% en masa de dicho metal.

• Al igual que los grupos anteriores son bastante reactivos, por lo que no se encuentran en estado elemental, sino que suelen encontrarse formando óxidos e hidróxidos.

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73

Propiedades de los térreos• Configuración electrónica: ns2p1.• El boro es un no-metal y es semiconductor y forma

enlaces covalentes, mientras que el resto son metales típicos aumentando el carácter metálico según descendemos en el grupo, si bien el aluminio forma enlaces covalentes perfectamente definidos.

• El boro es muy duro, los metales son mucho más blandos; así el talio que puede rayarse con la uña.

• Electronegatividad intermedia e irregular pues crece hacia abajo a excepción del boro.

• Estado de oxidación habitual: +3, aunque Ga, In y Tl presentan también +1.

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74

Propiedades de los térreos• Los óxidos e hidróxidos del boro son ácidos, los del

aluminio y galio son anfóteros y los del indio y talio son básicos; el TlOH es una base fuerte.

• Puntos de fusión bastante bajos a excepción del boro, destacando el del galio que es líquido a 30 ºC, y puntos de ebullición intermedios.

• La mayoría de las sales son solubles en agua.• Son buenos reductores, especialmente el aluminio.• El boro no conduce la corriente, el aluminio y el indio

son buenos conductores mientras que galio y talio son malos.

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Reacciones de los térreos• No reaccionan con el agua, a excepción del aluminio que

si lo hace desprendiendo hidrógeno.• Éste forma en seguida una capa de óxido que queda

adherida al metal e impide que continúe la reacción:

– 2 Al(s) + 3 H2O → Al2O3(s) + 3 H2(g).

• Únicamente el boro y el aluminio reaccionan con el nitrógeno a temperaturas altas, formando nitruros:

– 2 B(s) + N2 (g) → 2 BN(s).

• Reaccionan con los halógenos formando halogenuros:

– 2 E + 3 X2 → 2 EX3.

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76

ELEMENTOS CARBONOIDEOS.• Constituyen el grupo 14 de la Tabla Periódica.

• Son por los siguientes elementos: carbono, silicio, germanio, estaño, y plomo

• Forman más de la cuarta parte de la masa de la corteza terrestre, especialmente por el silicio, segundo elemento más abundante tras el oxígeno.

• El carbono, constituyente fundamental de la materia orgánica es el segundo elemento del grupo en abundancia.

• En estado natural sólo se encuentran carbono, estaño y plomo, si bien lo más común es encontrarlos como óxidos y sulfuros.

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77

Propiedades de los carbonoideos• Configuración electrónica: ns2p2.• El carbono es un no-metal, mientras que estaño y

plomo son metales típicos, siendo silicio y germanio semimetales (metaloides).

• Mientras el carbono en su forma de diamante es muy duro, los metales son mucho más blandos, de manera que el plomo puede rayarse con la uña. Los semimetales tienen dureza intermedia.

• Igualmente, el carbono tiene muy elevados puntos de fusión y ebullición descendiendo estos según se baja en el grupo.

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78

Propiedades de los carbonoideos.

• Los estados de oxidación que presentan son +2 y +4. El carbono presenta también el -4 (carburo), si bien en los compuestos orgánicos puede presentar una gran variedad de estados de oxidación.

• Mientras que los óxidos de carbono y silicio son ácidos, los del estaño y plomo son anfóteros.

• El plomo es tóxico.

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Reacciones de los carbonoideos.

• No reaccionan con el agua. • Los ácidos reaccionan con el germanio,

estaño y plomo. • Las bases fuertes atacan a los elementos de

este grupo, con la excepción del carbono, desprendiendo hidrógeno.

• Reaccionan con el oxígeno formando óxidos.

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80

ELEMENTOS NITROGENOIDEOS.

• Son los siguientes elementos: nitrógeno, fósforo, arsénico, antimonio y bismuto y constituyen el grupo 15 de la Tabla Periódica.

• Únicamente forman el 0,35 % de la masa de la corteza terrestre. A veces se presentan nativos pero o más habitual es encontrarlos como óxidos o sulfuros.

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81

Propiedades de los nitrogenoideos

• Configuración electrónica: ns2p3.• El carácter metálico se incrementa según se desciende en

el grupo.• Así, el nitrógeno es un no-metal típico; el fósforo, el

arsénico y antimonio, considerados también como no-metales, presentan algunas propiedades metálicas y el bismuto es un metal pesado.

• El nitrógeno es un gas por formar moléculas biatómicas y el resto de los elementos son sólidos, si bien disminuyen los puntos de fusión a partir del arsénico, al descender el carácter covalente de los enlaces y aumentar el metálico.

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82

Propiedades de los nitrogenoideos

• Al encontrarse los orbitales “p” semiocupados el potencial de ionización es bastante elevado, ya que es una estructura electrónica relativamente estable.

• Poseen estado de oxidación –3 frente a los electropositivos, y +3 y +5 frente a los electronegativos.

• El nitrógeno tiene todos los estados de oxidación comprendidos entre –3 y 5.

• Las combinaciones con oxígeno con E.O. = +5 son siempre ácidas, disminuyendo su fuerza según se desciende en el grupo.

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83

Propiedades de los nitrogenoideos.

• Con E.O. = +3 el Bi(OH)3 es básico.

• En cambio, el resto de hidróxidos con E.O. = +3 son ácidos, tanto más cuanto más arriba se encuentre el elemento en el grupo.

• Los hidruros de los elementos de este grupo son agentes reductores muy efectivos

• El fósforo, arsénico y antimonio, así como sus compuestos, son tóxicos.

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84

Reacciones de los nitrogenoideos.

• No reaccionan con el agua o con los ácidos no oxidantes

• Reaccionan con ácidos oxidantes con excepción del nitrógeno.

• A temperatura y presión elevada y en presencia de catalizadores, el nitrógeno reacciona con hidrógeno formando amoniaco.

• El nitrógeno reacciona con metales formando nitruros.

• Sin embargo, solo con litio la reacción se produce a temperatura ambiente.

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85ELEMENTOS ANFÍGENOS (CALCÓGENOS).

• Constituyen el grupo 16 de la Tabla Periódica. • Elementos: oxígeno, azufre, selenio, teluro y polonio.• Son los más abundantes de todos, dado que una gran parte de

la corteza terrestre son óxidos, sulfuros y sales oxigenadas– El oxígeno tiene más del 50 % en masa de toda la corteza.– Le sigue en abundancia el azufre.– Los demás son menos frecuentes.– El polonio muy raro, ya que se obtiene como producto

intermedio de las series de desintegración, siendo su vida media corta.

• Anfígeno fue significa formador de ácidos y bases.• El oxígeno y el azufre se encuentran en la naturaleza en estado

elemental, aunque también formando son óxidos, sulfuros y sulfatos.

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Propiedades de los anfígenos.• Configuración electrónica: ns2p4.• Los E.O. más usuales son –2, +2, +4 y +6.• El oxígeno y azufre son no-metales, mientras que el

carácter metálico aumenta del selenio al polonio.– El oxígeno es un gas diatómico.– El azufre es un sólido amarillo formado por moléculas cíclicas

de ocho átomos.– El polonio un metal pesado.

• El carácter ácido de los oxoácidos disminuye según se desciende en el grupo, mientras que el de los calcogenuros de hidrógeno aumenta, siendo todos ellos débiles en disolución acuosa.

• Las combinaciones hidrogenadas de los elementos de este grupo, con excepción del agua, son gases tóxicos de olor desagradable.

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Reacciones de los anfígenos.

• No reaccionan con el agua.• Con excepción del azufre, tampoco reaccionan con

las bases.• Reaccionan con el ácido nítrico concentrado, con

excepción del oxígeno. • Con el oxígeno forman dióxidos que en con agua

dan lugar a los correspondientes oxoácidos. • Con los metales forman óxidos y calcogenuros

metálicos, cuya estabilidad disminuye al descender en el grupo.

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88

ELEMENTOS HALÓGENOS.• Constituyen el grupo 17 de la Tabla Periódica.• Elementos: flúor , cloro, bromo, yodo y astato.• El término “halógeno” significa “formador de sales”.• Los compuestos formados por halógenos y metal se

llaman sales haloideas.• No se encuentran libres en la naturaleza, sino

formando haluros de metales alcalinos y alcalinotérreos.

• El astato es muy raro, ya que es producto intermedio de las series de desintegración radiactiva.

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Propiedades de los halógenos• Configuración electrónica: ns2p5.• Los E.O. más usuales son:

–1 en compuestos iónicos y covalentes polares

+1, +3, +5 y +7 en covalentes con elementos más electronegativos, especialmente con oxígeno.

• Es el único grupo en el que todos sus elementos son claramente no-metales.

• Presentan alta afinidad electrónica (muy negativa), que lógicamente es mayor en valor absoluto según subimos en el grupo (excepto el flúor).

• Presentan muy altos valores de primera energía de ionización, sólo superados por gases nobles.

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Propiedades de los halógenos

• Los valores de electronegatividad también son los de los más altos, siendo el flúor el elemento más electronegativo que se conoce.

• Forman moléculas diatómicas X2 cuyos átomos se mantienen unidos por enlace covalente simple y cuya energía de enlace disminuye al descender en el grupo (excepto el flúor).

• Son oxidantes muy enérgicos disminuyendo el carácter oxidante según se desciende en le grupo.

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91

Reacciones de los halógenos.• Reaccionan con el agua y se disuelven ella, con

excepción del flúor que la oxida:– X2(g) + H2O(l) → HX(aq) + HXO(aq).

• Con oxígeno forman óxidos covalentes. • Con hidrógeno forman haluros de hidrógeno, que al

disolverse en agua, formando los ácidos hidrácidos.• Reaccionan con casi todos los metales formando haluros

metálicos, casi todos ellos iónicos:– Mg(s) + Br2(l) → MgBr2(s).

• Reaccionan con casi todos los no-metales:– S(s) + F2(g) → SF6(s).

• Reaccionan con compuestos covalentes inorgánicos y orgánicos (halogenación):– PCl3 + Cl2 → PCl5; CH2=CH2 + F2 → CH2F– CH2F.

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92

HIDRUROS

• Son combinaciones binarias de hidrógeno con otro elemento.

• Se clasifican en:

– Iónicos o metálicos.

– Covalentes o no-metálicos.

• Los hidruros más importantes son el agua, el amoniaco y los haluros de hidrógeno.

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Hidruros metálicos.• Se forman cuando el hidrógeno se combina con

un metal.

• En éstos compuestos el hidrógeno actúa con estado de oxidación –1 y los metales actúan con su estado de oxidación habitual.

• Al formular, el hidrógeno se escribe siempre a la derecha.

• Lo hidruros metálicos forman predominantemente enlace iónico y son reductores dado el fuerte carácter reductor del ión H– (E0 H2(g)/H–(aq) = –2,25 V).

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Hidruros no metálicos.• Se forman cuando el hidrógeno se combina con un

no metal.

• En éstos compuestos el hidrógeno actúa con estado de oxidación: +1.

• Los hidruros formados tanto con el azufre como con los halógenos, una vez disueltos en agua, se transforman en ácidos hidrácidos.

• Los hidruros covalentes forman más o menos polares y tienen bajos puntos de fusión y ebullición.

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Hidruros no metálicos.• La energía de enlace crece al situarse el no-metal

más hacia arriba y hacia la derecha de la tabla, al igual que sucede con la polaridad del enlace y la estabilidad de dichos compuestos.

• El carácter ácido aumenta según el no-metal se encuentra más a la derecha y más hacia abajo en la tabla periódica siendo el HI el ácido más fuerte.

• El poder reductor aumenta conforme más metálico sea el elemento.

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Haluros de hidrógeno.• Son gases incoloros de olor irritante.

• Al disolverse en agua forman ácidos hidrácidos fuertes (excepto el HF que es débil, debido a la unión entre moléculas por puentes de hidrógeno):

– HX + H2O → X– + H3O+.

• Debido a este carácter ácido reaccionan con óxidos, hidróxidos metálicos, carbonatos, etc…:

– CaCO3 + 2 HCl → CaCl2 + CO2 + H2O.

• Poseen carácter reductor oxidándose a moléculas de halógeno, tanto más cuando más abajo se encuentra el halógeno en la Tabla Periódica.

• El HF no es reductor, puesto que el F2 es el oxidante más enérgico.

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ÓXIDOS

• Son combinaciones binarias de oxígeno con otro elemento.

• Se clasifican en:

– óxidos metálicos.

– óxidos no-metálicos.

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Óxidos metálicos• Son combinaciones binarias de oxígeno con metal.• Cuanto más iónico es el enlace por ser el metal más

electropositivo más básico es el óxido.• Existen metales, tales como el cromo que forman varios

tipos de óxidos.– A mayor E.O. del metal mayor acidez en el óxido.

– Así el CrO3 tiene características claramente ácidas y por adición de agua formará el ácido crómico.

• Los óxidos más iónicos tienen estructura cristalina con altos puntos de fusión y ebullición.

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Óxidos metálicos• Al disolverse en agua tienen carácter básico:

– K2O + H2O → 2 K+ + 2 OH–.

• En cambio los óxidos formados con metales de electronegatividad intermedia no se disuelven en agua y son anfóteros.

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Óxidos no metálicos

• Sus átomos están unidos por enlaces covalentes y tienen características ácidas ya que al reaccionar con el agua forman los ácidos oxácidos. Antiguamente se les llamaba anhídridos

• Poseen puntos de fusión y ebullición bajos.• Los óxidos más importantes son los de carbono,

nitrógeno y azufre.

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Óxidos de carbono

• Son el CO y el CO2.

• Ambos gases que se producen en la combustión de productos orgánicos.

• El CO es muy tóxico, responsable de la muerte dulce, por la combustión incompleta de estufas…

• El CO2 es el producto habitual de la combustión.

• Lo utilizan las plantas para crear hidratos de carbono en la fotosíntesis.

• Últimamente, hemos oído hablar de él como responsable del efecto invernadero que va calentando progresivamente la Tierra.

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102

Óxidos de nitrógeno• Los más importantes son el NO y NO2.

• Son también gases y normalmente se les suele llamar NOx, para referirnos a ellos en su conjunto.

• Son gases tóxicos, que además se acumulan en los pulmones, si bien en cantidades elevadas.

• Ambos son paramagnéticos pues tienen un electrón desapareado al tener entre todos los átomos un número impar de e–.

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103

Monóxido de nitrógeno (NO)• Se oxida con el oxígeno del aire formando NO2:

– NO + O2 → 2 NO2.

• Reacciona con los halógenos formando haluros de nitrosilo (XNO): – 2 NO + X2 → 2 XNO.

• Suele obtenerse en el laboratorio al reducir ácido nítrico con cobre:

– 3 Cu + 8 HNO3 → 3 Cu(NO3)2 + 2 NO

• También puede obtenerse por síntesis directa.• Industrialmente se obtiene como producto intermedio en

la fabricación de ácido nítrico (proceso Ostwald):

– 4 NH3 + 5 O2 → 4 NO + 6 H2O.

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104

Dióxido de nitrógeno (NO2)• El NO2 es un gas de color pardo-rojizo

– El color pardo de la atmósfera de las ciudades se debe a este gas.

• Se dimeriza al bajar la temperatura o aumentar la presión formando el N2O4 de color amarillo claro y diamagnético:

– 2 NO2 N2O4.

• El NO2 no es muy inestable y se dismuta con facilidad (se oxida y reduce al mismo tiempo) formando ácidos nitroso y nítrico:

– 2 NO2 + H2O → HNO2 + HNO3.

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105

Óxidos de azufre• Son el SO2 y el SO3.

• El azufre en ambos sufre hibridación sp2.• Su estructura se explica por la resonancia en la que

participan formas con enlace covalente coordinado. • Sin embargo, las longitudes de enlace S–O son las de un

doble enlace, lo que impediría que se cumpliese en ninguno de los casos la regla del octeto para el átomo de azufre.

• Ambos tienen un marcado carácter ácido y son los responsables de la lluvia ácida.

• Reaccionan con bases u óxidos básicos para formar sulfitos y sulfatos respectivamente.

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106Comparación entre ambos óxidos 

de azufre• Mientras el SO2 es un gas fácilmente licuable, el SO3 es

líquido a temperatura ambiente.

• Mientras el SO2 es angular el SO3 tienen una estructura triangular plana.

• El SO2 puede actuar como oxidante o como reductor al tener el azufre un E.O. = +4.

• Ambos productos son intermedios de reacción en la fabricación industrial de ácido sulfúrico.

• El SO2 se obtiene por oxidación directa del azufre con oxígeno o por tostación de las piritas (FeS2) y al oxídarse con óxigeno forma SO3.

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107

ÁCIDOSPueden ser:

• Hidrácidos– El más importante es el ácido clorhídrico.

[HCl(aq)].– Se produce al disolver cloruro de hidrógeno en

agua.

– Es, por tanto, una mezcla de ambas sustancias.

• Oxácidos– Los más importantes son el ácido nítrico y el

ácido sulfúrico.

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108Propiedades del ácido clorhídrico [HCl(aq.)]

• El clorhídrico es un ácido inorgánico fuerte.

• Es un ácido muy fuerte que, en contacto con el aire, desprende un humo incoloro, de olor fuerte e irritante.

• Su sabor es agrio.

• Es corrosivo para los ojos, la piel y las vías respiratorias. La inhalación de sus vapores puede provocar dificultades de respiración.

• Es el segundo ácido en importancia industrial, después del ácido sulfúrico.

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109

ÁCIDO NÍTRICO (HNO3)• Los alquimistas le llamaban agua fuerte, nombre por el

que aún se le conoce y lo usaban para separar la plata del oro.

• No se encuentra en la naturaleza en estado natural.• En cambio, son muy comunes sus sales derivadas, los

nitratos.• Los más importantes son:

– el nitro de Chile [NaNO3]

– el nitro de Noruega [Ca(NO3)2]

– el salitre [KNO3]

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110Características generalesdel HNO3

• Líquido incoloro a temperatura ambiente.

• Se mezcla con el agua en todas las proporciones.

• Punto de fusión : -41’3 ºC.

• Punto de ebullición: 86 ºC.

• Es oxidante y corrosivo.

• Es inestable, pues el líquido está parcialmente disociado en N2O5(g) (que produce humo en el aire húmedo) y en agua.

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111

ÁCIDO SULFÚRICO (H2SO4)• Se conoce desde el siglo XIII, con el nombre de aceite de

vitriolo.• Sin embargo, la fabricación industrial sólo se inicio a

mediados del siglo XVIII.

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112

Características generales del H2SO4

• Es un producto industrial de gran importancia que tiene aplicaciones muy numerosas.

• Es una agente oxidante y deshidratante.• Es un líquido incoloro, inodoro, denso (d=1,84 g/cm3) y

de fuerte sabor a vinagre, es muy corrosivo y tiene aspecto oleaginoso (aceite de vitriolo).

• Se solidifica a 10 ºC y hierve a 290 ºC.• Es soluble al agua con gran desprendimiento de calor.

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113

Aplicaciones de los metales alcalinos

• El litio se aplica en aleaciones ligeras, pilas secas, fabricación de vidrios y agente de transferencia de calor en reactores nucleares.

• El sodio se usa en lámparas. Sodio y potasio son agentes reductores en la preparación de sustancias químicas y en la metalurgia. Lámparas de sodio.

• El cesio se usa en células fotoeléctricas.

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Aplicaciones de los metales alcalinotérreos

• El berilio se emplea en la tecnología nuclear y en aleaciones de baja densidad, elevada solidez y estabilidad frente a la corrosión (berilio, magnesio).

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Aplicaciones de los térreos• El boro, en estado puro, se utiliza en:

– industria nuclear– en el dopado de semiconductores– en aleaciones.

• El aluminio se utiliza en:– aleaciones ligeras y resistentes a la corrosión.

• El galio, como arseniuro de galio se utiliza:– como semiconductor

• El indio en: aleaciones y semiconductores, • El talio en: fotocélulas, vidrios…

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Aplicaciones de los carbonoideos• Silicio y germanio se emplean como semiconductores en

electrónica, especialmente en transistores, para lo cual deben obtenerse muy puros.

• El óxido de silicio en la fabricación de vidrios.• El carbono y sus derivados se utilizan como combustibles

y en la síntesis de productos orgánicos.• El estaño se usa para soldadura y en aleaciones con otros

metales.• El plomo, tradicionalmente usado en la fabricación de

tuberías de fontanería, está siendo reemplazado por el cobre y el PVC debido a su toxicidad.

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Aplicaciones de los nitrogenoideos.

• El nitrógeno se emplea como gas inerte en soldadura y en estado líquido para conservar células.

• El fósforo se utiliza en pirotecnia y en la fabricación de cerillas.

• El arsénico y el antimonio son semiconductores.• Muchos compuestos de nitrógeno y fósforo se

utilizan como abonos y detergentes.

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Aplicaciones de los anfígenos

• El oxígeno es fundamental en todos los procesos de oxidación, tanto combustiones, como en el metabolismo de los seres vivos. Se utiliza en numerosos procesos industriales.

• El azufre se usa como fungicida y en numerosos procesos industriales.

• El selenio y teluro se utilizan como semiconductores. • Al polonio no se le conocen aplicaciones.

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Aplicaciones de los halógenos• El cloro se utiliza en el tratamiento de aguas.

• Todos los halógenos en estado elemental son tóxicos debido a su poder oxidante.

• Incluso algunos compuestos son extremadamente venenosos.

• El flúor, el cloro y el yodo son oligoelementos muy importantes para los seres vivos.