Transcript CLASE-5
Sesión 5
Sistema periódico: clasificación de los elementos (metales y no-metales). Propiedades periódicas: electronegatividad y radio atómico. Enlace químico.
Definición. Enlace iónico. Enlace covalente.
Dr. Marcos Flores Literatura sugerida: Química R. Chang 7º Ed. Cap. 8 “Relaciones periódicas de los elementos” y Cap. 9 “Enlace Químico I: conceptos básicos”.
La Tabla Periódica
Evolución del descubrimiento de los elementos químicos Antigüedad Edad Media
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
Bloques s y d: nº e valencia = nº grupo Bloque p: nº e valencia = nº grupo - 10 Los elementos del mismo grupo tienen la misma configuración electrónica del último nivel energético.
Configuraciones electrónicas de los iones
n s 2 p 6 Las configuraciones electrónicas del tipo gas noble (s 2 p 6 ) son las más estables, por lo que los iones tienden a poseer tal configuración.
pierde 1 e gana 7 e 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.
Configuraciones electrónicas de los iones
pierde 7 e gana 1 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 ley 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 núcleo Átomo muchos electrones Electrón es atraído al núcleo También es repelido Por otros electrones
Átomo muchos electrones Electrón es atraído al núcleo También es repelido Por 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] 3s 2 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
Radio atómico 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 Variación del radio atómico en relación al número atómico.
Radio (Å) Zef Aumenta el radio atómico Aumenta nº c cuántico principal Aumenta el radio atómico Los e están mas tiempo lejos del núcleo
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 r catión < r átomo Y r anión > r átomo
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) D H = I 1 período Numero atómico
Energía de ionización
Primera energía de ionización I 3 Segunda I 2 Aumenta E. Ionización Aumenta E. Ionización 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.
Afinidad electrónica
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) D H ge La afinidad electrónica (AE) se define como la magnitud opuesta a D H ge : AE = D H ge Valores de D H ge
Afinidades electrónicas de un segundo electrón O(g) +
e -
→ O
-
(g) AE = -141 kJ O
-
(g) +
e
-
→ O
2-
(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
Electronegatividad La electronegatividad (
c
) 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: c A c B = 0.102 x D siendo D = E AB – ½ (E AA + E BB ) (kJ/mol)
Disminuye la electronegatividad
Electronegatividad
Disminuye la electronegatividad
Propiedades reductoras de los metales de los Grupos 1 y 2
2 K(s) + 2 H 2 O(l) → 2 K + + 2 OH + H 2 (g)
I
1 = 419 kJ
I
1
I
2 = 590 kJ = 1145 kJ Ca(s) + 2 H 2 O(l) → Ca 2+ + 2 OH + H 2 (g)
Propiedades oxidantes de los halógenos
2 Na + Cl 2 → 2 NaCl Cl 2 + 2 I → 2 Cl + I 2
Carácter ácido-base de los óxidos de los elementos
Óxidos básicos o anhídridos básicos: Li 2 O(s) + H 2 O(l) → 2 Li + (aq) + 2 OH (aq) Óxidos ácidos o anhídridos ácidos: SO 2 (g) + H 2 O(l) → H 2 SO 3 (aq) Na 2 O y MgO dan disoluciones acuosas
básicas
.
Cl 2 O, SO 2 y P 4 O 10 dan disoluciones
ácidas
.
SiO 2 se disuelve en disoluciones muy básicas. Consideramos al SiO 2 un óxido
ácido
.
Resumiendo las Propiedades periódicas de los elementos
SESION 6
El enlace químico
: Se denomina enlace químico a las fuerzas que mantienen unidos a los átomos dentro de los compuestos.
El enlace iónico
Es el resultado de la transferencia de uno o más electrones de un átomo o grupos de átomos a otro.
Li + F Li + F
-
1s 2 2s 1 1s 2 2s 2 2p 5 1s 2 1s 2 2s 2 2p 6 e + Li + + Li F F
-
[He] [Ne] Li + F
-
+ e Li + F
-
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 7e + F 7e F F 8e 8e Estructura de Lewis del F 2 enlace covalente sencillo pares libres pares libres F F F F pares libres pares libres enlace covalente sencillo
H O H enlace covalente sencillo Estructura de Lewis del agua H + O + H or H 2e 8e 2e Doble enlace: dos átomos comparten dos pares de electrones O H O C O o O C O 8e 8e 8e enlace doble enlace doble Triple enlace: dos átomos comparten tres pares de electrones N N 8e 8e enlace triple o N N enlace triple
Longitud de enlace covalente
Tipo de enlace Longitud de enlace (pm) 154 C
-
C C = C C C Longitudes de enlace Triple enlace < Doble enlace < Enlace sencillo C
-
N C = N C N 133 120 143 138 116 9.4
Comparación de compuestos covalentes y iónicos
Enlace covalente polar o enlace polar es un enlace covalente con mayor densidad del electrón alrededor de uno de los dos átomos.
región pobre del electrón H región rica del electrón F e pobre H d + e rica F d -
Clasificación de enlaces por diferencia en electronegatividad
Diferencia 0 2 0 < y <2 Tipo de enlace Covalente Iónico Covalente polar Aumento en la diferencia de electronegatividad Covalente comparte e Covalente polar transferencia parcial de e Iónico transferencia e -
Cs – 0.7
Clasifique los enlaces siguientes como iónico, covalente polar, o covalente: El enlace en CsCl; el enlace en H 2 S y los enlaces en H 2 NNH 2 .
Cl – 3.0
3.0 – 0.7 = 2.3
Iónico H – 2.1
N – 3.0
S – 2.5
N – 3.0
2.5 – 2.1 = 0.4
3.0 – 3.0 = 0 Covalente polar Covalente
Escritura de las estructuras de Lewis
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.
Escriba la estructura de Lewis del trifluoruro de nitrógeno (NF 3 ).
Paso 1 – N es menos electronegativo que F, ponga N en el centro Paso 2 – Cuente los electrones de valencia N - 5 (2s 2 2p 3 ) y F - 7 (2s 2 2p 5 ) 5 + (3 x 7) = 26 electrones de valencia Paso 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 de valencia?
en la estructura igual al número de e 3 enlaces sencillos (3x2) + 10 pares libres (10x2) = 26 electrones de valencia F N F F
Escriba la estructura de Lewis del ion carbonato (CO 3 2 ).
Paso 1 – C es menos electronegativo que O, ponga C en el centro Paso 2 – Cuente los electrones de valencia C - 4 (2s 2 2p 2 ) y O - 6 (2s 2 2p 4 ) -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 valencia Paso de e 5 Demasiados electrones, forme el enlace doble y reverifique # O C O O 2 enlace sencillos (2x2) = 4 1 enlace doble = 4 8 pares libres (8x2) = 16 Total = 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 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 o A y B son N, O, o F A H … A
Fuerzas de dispersión
Fuerzas de atracción que se generan como resultado de los dipolos temporales inducidos en átomos o moléculas Catión Dipolo inducido Interacción ion-dipolo inducido Dipolo Dipolo inducido Interacción dipolo-dipolo inducido