Sesión 5

1. 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”.

2. Antigüedad Edad Media La Tabla Periódica Evolución del descubrimiento de los elementos químicos

3. 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)

4. Bloques s y d: nº e valencia = nº grupo Bloque p: nº e valencia = nº grupo - 10 La Tabla Periódica Los elementos del mismo grupo tienen la misma configuración electrónica del último nivel energético.

5. pierde 1 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. gana 7 e 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

6. pierde 7 e gana 1 e Configuraciones electrónicas de los iones 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.

7. Clasificación de los elementos. La leyperiódica y la tablaperiódica • 1869, Dimitri Mendeleev Lother Meyer Cuando los elementos se organizan en orden creciente de sus masas atómicas, algunos conjuntos de propiedades se repiten periódicamente.

8. 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. Metales, no metales y sus iones

9. Los metales tienden a perder electrones Los no metalestienden a ganarelectrones

10. Propiedades Periódicas Ciertas propiedades características de los átomos, en particular el tamaño y las energías asociadas con la eliminación o adición de electrones, varíanperiódicamente 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.

11. Electrón es atraído al núcleo También es repelido Por otros electrones 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

12. Electrón es atraído al núcleo También es repelido Por otros electrones Átomo muchos 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

13. Tamaño de átomos e iones no tienen fronteras definidas Define tamaño de un átomo con base en las distancias entre átomos en diversas situaciones

14. 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.

15. Radio (Å) Aumenta el radio atómico Aumenta el radio atómico Zef Radio atómico Variación del radio atómico en relación al número atómico. Aumenta nº c cuántico principal Los e están mas tiempo lejos del núcleo

16. Radios catiónicos En iones de igual carga el tamaño iónico aumenta con el número quántico principal

17. 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

18. Comparación de radios atómicos e iónicos

19. 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) DH = I1 período Energía de ionización (kJ/mol) Numero atómico

20. Energía de ionización Primera energía de ionización I3 Segunda I2 Energía de ionización (kJ/mol) 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.

21. 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) DHge La afinidad electrónica (AE) se define como la magnitud opuesta a DHge: AE = - DHge Valores de DHge

22. Afinidades electrónicas de un segundo electrón O(g) + e- → O-(g) AE = -141 kJ O-(g) + e- → O2-(g) AE = +744 kJ

23. Propiedadesmagnéticas • Átomos o ionesdiamagnéticos: • Todos los electronesestánapareados. • Unaespeciediamagnéticaesdébilmenterepelidapor un campo magnético. • Átomos o ionesparamagnéticos: • Tienenelectronesdesapareados. • Los electronesdesapareadosinducen un campo magnéticoquehaceque el átomo o ion sea atraídopor un campo magnéticoexterno.

24. Paramagnetismo

25. La definición de electronegatividad de Pauling viene dada por la siguiente expresión: • cA - cB = 0.102 x  D siendo D = EAB – ½ (EAA + EBB)(kJ/mol) 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).

26. Electronegatividad Disminuye la electronegatividad Disminuye la electronegatividad

27. I1 = 419 kJ I1 = 590 kJ I2 = 1145 kJ 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)

28. Propiedades oxidantes de los halógenos 2 Na + Cl2→ 2 NaCl Cl2 + 2 I-→ 2 Cl- + I2

29. 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. Carácter ácido-base de los óxidos de los elementos

30. ResumiendolasPropiedadesperiódicas de los elementos

31. SESION 6

32. - - - - + Li + Li Li Li+ + e- e- + Li+ Li+ + F F F F F F 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. 1s22s22p6 1s22s1 1s22s22p5 1s2 [He] [Ne]

33. ¿Por qué dos átomos deben compartir electrones? + 8e- 8e- 7e- 7e- F F F F F F F F pares libres pares libres enlace covalente sencillo enlace covalente sencillo pares libres pares libres Un enlace covalentees un enlace en el que dos o más electrones son compartidos por dos átomos. Estructura de Lewis del F2

34. enlace covalente sencillo H H H H or H H O 2e- 2e- O 8e- O C O C O O enlace doble 8e- 8e- 8e- O N N N N enlace triple 8e- 8e- Estructura de Lewis del agua + + Doble enlace: dos átomos comparten dos pares de electrones o enlace doble Triple enlace: dos átomos comparten tres pares de electrones o enlace triple

35. Longitud de enlace covalente Longitudes de enlace Triple enlace < Doble enlace < Enlace sencillo 9.4

36. Comparación de compuestos covalentes y iónicos

37. F H F H Enlace covalente polar o enlace polar es un enlace covalente con mayor densidad del electrón alrededor de uno de los dos átomos. región rica del electrón región pobre del electrón e- pobre e- rica d+ d-

38. Aumento en la diferencia de electronegatividad Covalente Covalente polar Iónico transferencia parcial de e- comparte e- transferencia e- Clasificación de enlaces por diferencia en electronegatividad Diferencia Tipo de enlace 0 Covalente  2 Iónico 0 < y <2 Covalente polar

39. 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

40. Escritura de las estructuras de Lewis • Escriba la estructura fundamental del compuesto mostrando qué átomos están unidos entre sí. Ponga el elemento menos electronegativo en el centro. • Cuente el número total de electrones de valencia. Agregue 1 para cada carga negativa. Reste 1 para cada carga positiva. • Complete un octeto para todos los átomos excepto el hidrógeno. • Si la estructura contiene demasiados electrones, forme enlaces dobles y triples en el átomo central como necesite.

41. Escriba la estructura de Lewis del trifluoruro de nitrógeno (NF3). F N F F Paso 1 – N es menos electronegativo que F, ponga N en el centro Paso 2 – Cuente los electrones de valencia N - 5 (2s22p3) y F - 7 (2s22p5) 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- en la estructura igual al número de e- de valencia? 3 enlaces sencillos (3x2) + 10 pares libres (10x2) = 26 electrones de valencia

42. Escriba la estructura de Lewis del ion carbonato (CO32-). O C O 2 enlace sencillos (2x2) = 4 1 enlace doble = 4 8 pares libres (8x2) = 16 O Total = 24 Paso 1 – C es menos electronegativo que O, ponga C en el centro 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 valencia Paso 5 - Demasiados electrones, forme el enlace doble y reverifique # de e-

43. Orientación de moléculas polares en un sólido 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 Literatura sugerida: Química R. Chang 7º Ed. Cap. 11 “Las fuerzas intermoleculares y los líquidos y sólidos” pág. 417.

44. Interacción ion-dipolo Fuerzas ion-dipolo Fuerzas de atracción entre un ion y una moléculapolar

45. o … … H H B A A A Enlace de hidrógeno El enlace de hidrógenoes 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 y B son N, O, o F

46. Fuerzas de dispersión Fuerzas de atracción que se generan como resultado de los dipolos temporales inducidos en átomos o moléculas Dipolo inducido Catión Interacción ion-dipolo inducido Dipolo inducido Dipolo Interacción dipolo-dipolo inducido