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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
Las configuraciones electrónicas del tipo gas noble (s2p6) son las
n s2p6
más estables, por lo que los iones tienden a poseer tal
configuración.
pierde 1 e
Cuando un átomo se ioniza, gana o
pierde electrones en el orbital de
gana 7 e
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
Zef = +2
[Ne] 3s2
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)
Aumenta nº c
cuántico principal
Los e están mas
tiempo lejos del núcleo
Aumenta el radio atómico
Zef
Aumenta el
radio atómico
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:
Energía de ionización (kJ/mol)
A(g)  A+(g) + e-(g)
DH = I1
período
Numero atómico
Energía de ionización
Energía de ionización (kJ/mol)
Primera energía de
ionización I3
Segunda I2
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)
DHge
La afinidad electrónica (AE) se define como la magnitud opuesta a DHge:
AE = - DHge
Valores de DHge
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
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:
cA - cB  = 0.102 x  D
siendo D = EAB – ½ (EAA + EBB) (kJ/mol)
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)
I1 = 419 kJ
I1 = 590 kJ
I2 = 1145 kJ
Ca(s) + 2 H2O(l) → Ca2+ + 2 OH- + H2(g)
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
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 +
Li
F
1s22s1 1s22s22p5
F
+
1s22s22p6
1s2
[He]
-
[Ne]
Li
Li+ + e-
e- +
F
F
Li+ +
F
-
-
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
F F
7e-
8e- 8e-
Estructura de Lewis del F2
enlace covalente sencillopares libres
pares libres
F F
pares libres
F
F
pares libres
enlace covalente sencillo
enlace covalente sencillo
Estructura de Lewis del agua
H
H + O +
H O H
or
H
O
2e-8e-2eDoble enlace: dos átomos comparten dos pares de electrones
O
C
O
o
O
O
C
enlace doble
8e- 8e- 8eenlace doble
Triple enlace: dos átomos comparten tres pares de electrones
N
N
8e- 8eenlace triple
o
N
N
enlace triple
H
Longitud de enlace covalente
Longitud
Tipo de
de enlace
enlace
(pm)
C-C
154
C=C
133
CC
120
C-N
143
C=N
138
CN
116
Longitudes de enlace
Triple enlace < Doble enlace < Enlace sencillo
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 e- rica
H
F
d+
d-
Clasificación de enlaces por diferencia en
electronegatividad
Diferencia
Tipo de enlace
0
Covalente
2
Iónico
0 < y <2
Covalente polar
Aumento en la diferencia de electronegatividad
Covalente
comparte e-
Covalente polar
transferencia parcial de
e-
Iónico
transferencia e-
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
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
(NF3).
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
de valencia?
3 enlaces sencillos (3x2) + 10 pares libres (10x2) = 26 electrones
de valencia
F
N
F
F
Escriba la estructura de Lewis del ion carbonato (CO32-).
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 – 2e4 + (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 ede valencia?
3 enlaces sencillos (3x2) + 10 pares libres (10x2) = 26 electrones de
valencia
Paso 5 - Demasiados electrones, forme el enlace doble y reverifique #
de eO
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.
intermoleculares y los líquidos y sólidos” pág. 417.
Cap.
11
“Las
fuerzas
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
A y B son N, O, o F
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 inducido
Dipolo
Interacción dipolo-dipolo inducido