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