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Tema 3
Propiedades periódicas 1
1. La Tabla Periódica
1. Antecedentes históricos
2. Tabla Periódica moderna: organización
...
Tema 3
Propiedades periódicas 2
Antecedentes
• J. Döbereiner (1817)
Similitudes entre conjuntos de tres
elementos (Triadas...
Tema 3
Propiedades periódicas 3
Clasificación de los elementos. La ley periódica
• 1869, Dimitri Mendeleev Lother Meyer
Cu...
Tema 3
Propiedades periódicas 4
Problemas de la ordenación de Mendeleiev
• Siguiendo el orden de masas atómicas
crecientes...
Tema 3
Propiedades periódicas 5
Contribución de Moseley
• Llevó a cabo experimentos con
Rayos X, descubriendo que:
Al inci...
Tema 3
Propiedades periódicas 6
Tabla Periódica de los Elementos Moderna
Elementos s
Elementos d
Elementos de
transición
E...
Tema 3
Propiedades periódicas 7
Propiedades Periódicas
• Radios atómicos
• Energías de ionización o potenciales de
ionizac...
Tema 3
Propiedades periódicas 8
No es posible determinar el radio atómico en átomos aislados
Se habla de radio covalente o...
Tema 3
Propiedades periódicas 9
Variación de los radios atómicos
• Periodo
Disminución gradual de izquierda a derecha (blo...
Tema 3
Propiedades periódicas 10
• En cada periodo, el elemento alcalino tiene el mayor
radio y el gas noble, el más peque...
Tema 3
Propiedades periódicas 11
Variación de los radios atómicos
• Variación en los grupos del bloque d
– Se observa el a...
Tema 3
Propiedades periódicas 12
Radio iónicos
Es una magnitud difícil de
medir ya que, no hay una
regla universal para di...
Tema 3
Propiedades periódicas 13
Energía de Ionización
Definición: Cantidad de energía necesaria para separar
el electrón ...
Tema 3
Propiedades periódicas 14
Factores que influyen en la Energía de Ionización
– El tamaño del átomo
– La carga del nú...
Tema 3
Propiedades periódicas 15
Afinidad electrónica
Definición: Energía mínima necesaria para la formación
de un ion uni...
Tema 3
Propiedades periódicas 16
Afinidad electrónica
Número atómico
AfinidadElectrónica(KJ/mol)
Tema 3
Propiedades periódicas 17
Electronegatividad
• En 1931, Pauling definió la electronegatividad como la tendencia de ...
Tema 3
Propiedades periódicas 18
• La electronegatividad es un concepto relativo, no una función mensurable. La
escala de ...
Tema 1. Fuerzas intermoleculares
1
Tema 1. Fuerzas intermoleculares. Geometría
molecular. Momentos dipolares. Fuerzas de v...
Tema 1. Fuerzas intermoleculares
2
Geometría molecular. Solo moléculas covalentes.
♦ La geometría molecular se refiere a l...
Tema 1. Fuerzas intermoleculares
3
Moléculas en las que el átomo central no tiene pares libres
Estas moléculas tienen la f...
Tema 1. Fuerzas intermoleculares
4
Moléculas en las cuales el átomo central tiene uno o más pares libres
La determinación ...
Tema 1. Fuerzas intermoleculares
5
Nº de enlaces Nº pares solitarios Nº direcciones Geometría Ejemplo
Tema 1.
6
Nº de enlaces Nº direcciones Geometría Ejemplo
Nº pares solitarios
Tema 1. Fuerzas intermoleculares
7
Guía para la aplicación del modelo de RPECV
• Se escribe la estructura de Lewis de la m...
Tema 1. Fuerzas intermoleculares
8
Momentos dipolares.
En algunos enlaces la carga no se distribuye simétricamente
o El mo...
Tema 1. Fuerzas intermoleculares
9
Moléculas con más de dos átomos
El momento dipolar de una molécula formada por tres o m...
Tema 1. Fuerzas intermoleculares
10
trans-dicloroetileno cis-dicloroetileno
µ = 0D µ = 1.46D
C C
Cl
H
Cl
H
C C
H
Cl
Cl
H
E...
Tema 1. Fuerzas intermoleculares
11
La teoría cinético-molecular de líquidos y sólidos
La diferencia principal entre el es...
Tema 1. Fuerzas intermoleculares
12
Fuerzas intermoleculares
Las fuerzas de atracción entre las moléculas son llamadas fue...
Tema 1. Fuerzas intermoleculares
13
Fuerzas de van der Waals y radios de van der Waals
Elemento P.ebullición
helium -269°C...
Tema 1. Fuerzas intermoleculares
14
Relación entre propiedades físicas y fuerzas intermoleculares
Moléculas ramificada mas...
Tema 1. Fuerzas intermoleculares
15
El enlace de hidrógeno
El enlace de hidrógeno es un tipo especial de
interacción dipol...
Tema 1. Fuerzas intermoleculares
16
Tipos de enlaces de hidrógeno
Enlaces intermoleculares
• dímeros (dímeros de ácidos ca...
Tema 1. Fuerzas intermoleculares
17
Relación entre el enlace de hidrógeno y las propiedades físicas.
La primera evidencia ...
Tema 1. Fuerzas intermoleculares
18
El estado líquido
Relacionado con las fuerzas intermoleculares, se pueden abordar las ...
Tema 1. Fuerzas intermoleculares
19
• Los líquidos formados por moléculas con fuerzas
intermoleculares fuertes tienen tens...
Tema 1. Fuerzas intermoleculares
20
Viscosidad
La viscosidad una medida de la resistencia de un fluido a fluir.
Los líquid...
Tema 1. Fuerzas intermoleculares
21
La estructura y propiedades del agua
>Densidad
Las moléculas de agua se enlazan en una...
Tema 1. Fuerzas intermoleculares
22
>El agua tiene un calor específico alto.
La razón de ello es que para elevar la temper...
Tema 1. Fuerzas intermoleculares
23
Estructura cristalina
Los sólidos se pueden dividir en dos categorías: cristalinos y a...
1
Tema 4. Propiedades generales. Propiedades generales de los
elementos no metálicos. Propiedades generales de los óxidos ...
2
Na Mg Al Si P S Cl Ar
3
ELEMENTOS DE LOS GRUPOS
13 14 15 16
4
Propiedades generales de los óxidos
El tipo de enlace en los óxidos, EmOn viene determinado por la naturaleza
del elemen...
5
Cuando el oxígeno se combina con elementos no metálicos, y sobre todo
con los muy electronegativos de los grupos 14-17, ...
6
Clasificación de los óxidos
7
Evolución del caracter ácido/base de los óxidos
8
Podemos esquematizar la evolución del carácter ácido/base con la de propiedades
periódicas como la electronegatividad y ...
9
Comportamiento Ácido-base de los óxidos
10
En disolución acuosa, un óxido ácido es aquel que al reaccionar con la molécula de
agua libera protones originando el o...
11
En los metales de transición es frecuente que un mismo elemento pueda presentar
diferentes estados de oxidación. Las pr...
12
MÉTODOS DE SÍNTESIS GENERALES
A) Síntesis directa
El método más general de síntesis de óxidos es la reacción directa de...
13
B) Descomposición térmica de oxosales
Por ejemplo los carbonatos metálicos:
MCO3 MO + CO2
La descomposición de los carb...
14
Propiedades generales de los haluros
15
Fluoruros
En función de la naturaleza del enlace F-E los fluoruros se pueden clasificar de la siguiente
manera:
16
CLORUROS DE LOS ELEMENTOS PERTENECIENTES A LOS BLOQUES S Y P.
Dado que Cl, Br y I tienen electronegatividades más bajas...
17
Las propiedades de los halogenuros iónicos son las típicas de las sustancias
iónicas:
i) Forman redes cristalinas muy e...
18
Para un mismo elemento, la variación en es estado de oxidación influye, ya que un
catión mas polarizante conduce a un e...
19
SÍNTESIS Y REACTIVIDAD DE HALUROS
Aunque es difícil sistematizar todos los métodos de síntesis, se pueden dividir en tr...
20
3.- Reacciones de óxidos covalentes con haluros covalentes.
4.- Reacciones de intercambio de halógeno
21
REACCIONES DE HIDRÓLISIS
La mayor parte de los haluros covalentes reaccionan con disolventes próticos (H2O,
ROH):
EXm +...
Tabla Periódica, química general
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Tabla Periódica, química general

La Tabla Periódica
1. Antecedentes históricos
2. Tabla Periódica moderna: organización
2. Clasificación de los elementos
3. Propiedades periódicas
a) Radio atómico e Iónico
b) Energía de ionización
c) Afinidad electrónica

  • Als Erste(r) kommentieren

Tabla Periódica, química general

  1. 1. Tema 3 Propiedades periódicas 1 1. La Tabla Periódica 1. Antecedentes históricos 2. Tabla Periódica moderna: organización 2. Clasificación de los elementos 3. Propiedades periódicas 1. Radio atómico e Iónico 2. Energía de ionización 3. Afinidad electrónica
  2. 2. Tema 3 Propiedades periódicas 2 Antecedentes • J. Döbereiner (1817) Similitudes entre conjuntos de tres elementos (Triadas): – Ca, Sr, Ba; – Cl, Br, I; – S, Se, Te. • J. Newlands (1863) Ordenó los elementos por su masa atómica, y observó que se repite un ciclo de propiedades comunes cada 8 elementos. Ley de las octavas (escala musical). • Mendeleiev y Meyer (1869) – Sugieren el mismo patrón organizando los elementos conocidos en grupos de 8 elementos en orden de masa atómica creciente. D. Mendeleiev L.Meyer
  3. 3. Tema 3 Propiedades periódicas 3 Clasificación de los elementos. La ley 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 A fin de asegurar que los patrones de propiedades se ajustaran a la estructura de la tabla fue necesario dejar espacios vacíos. Esos espacios corresponderían a elementos desconocidos. Éxitos de Mendeleiev • Dejar huecos que corresponderían a elementos por descubrir: 44, 68, 72, y 100 (Sc, Ga, Ge y Tc) • Corrigió las masas atómicas de algunos elementos (I, Te, In, U).
  4. 4. Tema 3 Propiedades periódicas 4 Problemas de la ordenación de Mendeleiev • Siguiendo el orden de masas atómicas crecientes los elementos no siempre encajaban en el grupo con propiedades coincidentes. o Tuvo que invertir el orden de Ni y Co, Y y Te • Se estaban descubriendo elementos nuevos como holmio y samario para los que no había hueco previsto. • En algunos casos elementos del mismo grupo eran muy diferentes en cuanto a su reactividad química. • Grupo 1: contiene metales alcalinos (muy reactivos) y metales de acuñación (Cu, Ag y Au; muy poco reactivos) • Para establecer un grupo, al menos se tenía que conocer un elemento • No se conocían los gases nobles y no se dejó espacio para ellos
  5. 5. Tema 3 Propiedades periódicas 5 Contribución de Moseley • Llevó a cabo experimentos con Rayos X, descubriendo que: Al incidir un haz de RX en un elemento, los átomos de éste emiten rayos X de una frecuencia característica de cada elemento. Las frecuencias están correlacionadas con las cargas nucleares Z. ν = A (Z − b)2 Permitió predecir nuevos elementos (43, 61, 75) que se descubrieron posteriormente. Encontró que al ordenar los elementos con respecto a Z se eliminaban las irregularidades de la tabla de Mendeleiev basada en la masa atómica y se definían con exactitud los huecos para los que era necesario encontrar elementos
  6. 6. Tema 3 Propiedades periódicas 6 Tabla Periódica de los Elementos Moderna Elementos s Elementos d Elementos de transición Elementos p Elementos f Lantánidos Actínidos Número de grupo Periodo No utilizan designaciones numéricas Elementos representativos Gases Nobles Halógenos Metales Alcalinos Metales Alcalinos Térreos
  7. 7. Tema 3 Propiedades periódicas 7 Propiedades Periódicas • Radios atómicos • Energías de ionización o potenciales de ionización • Afinidad electrónica Unidades Picómetro: 1pm = 1·10-12 m Ángstrom: 1Å = 1·10-10 m El tamaño de los átomos: Radio atómico • Se supone que los átomos son esferas rígidas, lo cual no es cierto • Concepto de radio atómico carece de sentido estricto – La función de distribución radial disminuye gradualmente al aumentar la distancia al núcleo. Carga que no contribuye Carga que contribuye 90%
  8. 8. Tema 3 Propiedades periódicas 8 No es posible determinar el radio atómico en átomos aislados Se habla de radio covalente o de radio metálico Radio covalente • Moléculas diatómicas: H2, Cl2 – Radio covalente es la mitad de la distancia internuclear. – Los datos de radios se refieren a enlaces sencillos (ni dobles ni triples) – Limitación: • Se obtienen radios covalentes diferentes para diferentes órdenes de enlace ya que los átomos no son esferas indeformables O2: d(O-O)=1,21Å H2O2: d(O-O)=1,47 Å Radio metálico • La mayor parte de los metales son sólidos cristalinos formados por empaquetamiento, más o menos compacto, de átomos. – La mitad de la distancia internuclear entre dos átomos contiguos en el cristal es el radio metálico. Radio metálico Radio covalente
  9. 9. Tema 3 Propiedades periódicas 9 Variación de los radios atómicos • Periodo Disminución gradual de izquierda a derecha (bloques s y p), como resultado del aumento progresivo de la carga nuclear efectiva Z*. Z* =La carga nuclear efectiva (la cantidad de carga nuclear sentida por un e -) Slater desarrolló una constante, σ que representa la habilidad de un e - para proteger otro e - (en el mismo tipo orbital o uno diferente) de la carga nuclear Z * = Z - σ Z = Carga nuclear real σ = Constante de apantallamiento Para calcular σ: 1s, (2s,2p), (3s,3p), 3d, (4s,4p), 4d, 4f. * los e- en orbitales más externos no contribuyen. * los e- en el mismo grupo contribuyen con 0.35, excepto en 1s que contribuyen 0.30 * los e- S o P en el grupo n-1 contribuyen 0.85 * los e- restantes contribuyen 1.00 2He 1s2 σ=1x0,30= 0,30 Z*=1,7 9F 1s2 2s2 2p5 σ=6x0,35 + 2x0,85= 3,80 Z*=5,2 11Na1s2 2s2 2p6 3s1 σ=8x0,85 + 2x1 = 8,80 Z*=2,2 12Mg1s2 2s2 2p6 3s2 σ=1x0,35+ 8x0,85 + 2x1 = 9,15 Z*=2,85 13Al 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 σ=2x0,35+8x0,85 + 2x1 = 9,50 Z*=3,5
  10. 10. Tema 3 Propiedades periódicas 10 • En cada periodo, el elemento alcalino tiene el mayor radio y el gas noble, el más pequeño. • En las series de transición, el radio disminuye de izquierda a derecha, con ligeros repuntes al final. • Grupos s y p – Aumenta al descender en un grupo – ¿Razón?: Los electrones de valencia se encuentran en orbitales de número cuántico principal cada vez mejor apantallados y por tanto percibiendo menos la carga nuclear Número Atómico RadioAtómicoenpm
  11. 11. Tema 3 Propiedades periódicas 11 Variación de los radios atómicos • Variación en los grupos del bloque d – Se observa el aumento esperado al pasar del elemento de la 1ª ST a la segunda – Los elementos de la 2ª y 3ª ST tienen radios muy semejantes• Mo: 1,40Å ––– W: 1,41 Å – ¿Razón? Previamente a la 3ª ST se han llenado los orbitales f de bajo efecto de pantalla Contracción lantánida
  12. 12. Tema 3 Propiedades periódicas 12 Radio iónicos Es una magnitud difícil de medir ya que, no hay una regla universal para dividir esta distancia entre los dos iones Radios de los cationes Los radios de los cationes son más pequeños que los de los átomos neutros por dos razones. Radios de los aniones Los aniones son mayores que los átomos neutros. Radio iónico
  13. 13. Tema 3 Propiedades periódicas 13 Energía de Ionización Definición: Cantidad de energía necesaria para separar el electrón más externo de un átomo en estado fundamental, en fase gaseosa y a presión y temperatura estándar. Son siempre valores positivos. La ionización es un proceso endotérmico. X(g) + Energía X+ (g) + e− Determinación: Se determina con gran precisión por análisis de los espectros atómicos. Diferencia de energía entre el nivel ocupado más externo y el correspondiente a n=∞ Unidad: Electrón-volt (eV) 1eV=96,49 kJ/mol Energías de ionización sucesivas: X(g) X+ (g)+ e− I1 X+ (g) X+2 (g)+ e− I2 Mg(g) Mg+ (g) + e- I1 = 738 kJ Mg+ (g) Mg2+ (g) + e- I2 = 1451 kJ
  14. 14. Tema 3 Propiedades periódicas 14 Factores que influyen en la Energía de Ionización – El tamaño del átomo – La carga del núcleo - Cómo de eficazmente apantallan los capas internas la carga nuclear – El tipo de electrón que se ioniza • Estos factores están inter-relacionados
  15. 15. Tema 3 Propiedades periódicas 15 Afinidad electrónica Definición: Energía mínima necesaria para la formación de un ion uninegativo a partir el átomo neutro en su estado fundamental, en fase gaseosa y a P y T estándar X(g)+ e− X− (g) AE1 Unidades: Electron-volt (eV) o kJ/mol 1eV=96,49 kJ/mol Determinación: Es una magnitud difícil de determinar experimentalmente. Se suele calcular indirectamente a partir de ciclos termodinámicos (por ejemplo Born-Haber). Por tanto tiene una menor precisión que la energía de ionización Criterio de signos para la AE Criterio de signos: La formación de un ión uninegativo, a partir de un átomo neutro puede ser un proceso exotérmico o endotérmico. En la mayoría de los casos, el electrón que se incorpora resulta fuertemente atraído por el núcleo siendo por tanto un proceso exotérmico. Nosotros adoptamos el criterio termodinámico (signo negativo cuando se libera energía) Los átomos de haluros se transforman en halogenuros exotérmicamente F(g)+ e− F− (g) AE1 ∆H = −328 kJ / mol AE = −328 kJ / mol = 3,4 eV
  16. 16. Tema 3 Propiedades periódicas 16 Afinidad electrónica Número atómico AfinidadElectrónica(KJ/mol)
  17. 17. Tema 3 Propiedades periódicas 17 Electronegatividad • En 1931, Pauling definió la electronegatividad como la tendencia de un átomo a atraer sobre sí los electrones cuando se combina con otro formando un compuesto químico.
  18. 18. Tema 3 Propiedades periódicas 18 • La electronegatividad es un concepto relativo, no una función mensurable. La escala de Pauling es una escala arbitraria en la que se asigna el máximo valor (4,0) al F. • La consecuencia de la diferente electronegatividad es la polarización del enlace A–––B Electronegatividad y carácter iónico Pauling introdujo la idea de que el carácter iónico de un enlace varía con la diferencia de electronegatividad mostrada Con una ∆χ=1.7 el porcentaje de ionicidad es del 50%.
  19. 19. Tema 1. Fuerzas intermoleculares 1 Tema 1. Fuerzas intermoleculares. Geometría molecular. Momentos dipolares. Fuerzas de van de Waals y radios de van de Waals. El enlace de hidrógeno. El estado líquido. Estructura y propiedades del agua. Estructura de los sólidos. Tipos de sólidos. Objetivos: 1.Conocer la geometría de las moléculas discretas mediante la aplicación del VSEPR 2.Establecer el concepto de momento dipolar. Enlace polar, molécula polar. 3.Estudiar las fuerzas intermoleculares. 4.Relacionar las propiedades físicas de las sustancias con las fuerzas intermoleculares. 5.Aplicar los conceptos anteriores al agua 6.Identificar las estructuras de los sólidos en función de las fuerzas que operan en ellos.
  20. 20. Tema 1. Fuerzas intermoleculares 2 Geometría molecular. Solo moléculas covalentes. ♦ La geometría molecular se refiere a la organización tridimensional de los átomos en las moléculas. ♦ Muchas propiedades físicas y químicas (punto de fusión, punto de ebullición, densidad y los tipos de reacciones) se ven afectadas por la geometría molecular. ♦ Las longitudes y ángulos de enlace, se debe de determinar experimentalmente. ♦ Un procedimiento sencillo que permite la predicción de la geometría de una molécula, si se conoce el número de electrones, que rodean al átomo central se conoce con el nombre de VSEPR. ♦ La idea es que los pares de electrones de la capa de valencia se repelen entre sí para alcanzar una geometría de energía mínima. Electrones enlazantes y no enlazantes. ♦ Recuento de electrones de valencia del átomo central y su clasificación (PE, PL).
  21. 21. Tema 1. Fuerzas intermoleculares 3 Moléculas en las que el átomo central no tiene pares libres Estas moléculas tienen la fórmula general ABx, donde x es un entero 2, 3... (Si x = 1, la molécula diatómica AB es lineal por definición.) En la gran mayoría de los casos, x está entre 2 y 6.
  22. 22. Tema 1. Fuerzas intermoleculares 4 Moléculas en las cuales el átomo central tiene uno o más pares libres La determinación de la geometría de una molécula es más complicada si el átomo central tiene tanto pares enlazantes como pares libres. En estas moléculas hay tres tipos de fuerzas de repulsión • Entre pares enlazantes, • Entre pares libres, • Entre pares enlazante y pares libre. Las fuerzas de repulsión disminuyen en el siguiente orden: Repulsión par libre VS. par libre > Repulsión par libre VS. par enlazante > Repulsión par enlazante VS. par enlazante.
  23. 23. Tema 1. Fuerzas intermoleculares 5 Nº de enlaces Nº pares solitarios Nº direcciones Geometría Ejemplo
  24. 24. Tema 1. 6 Nº de enlaces Nº direcciones Geometría Ejemplo Nº pares solitarios
  25. 25. Tema 1. Fuerzas intermoleculares 7 Guía para la aplicación del modelo de RPECV • Se escribe la estructura de Lewis de la molécula, considerando únicamente los pares de electrones que rodean al átomo central (esto es, el átomo que está enlazado a más de un átomo). • Se cuenta el número total de pares de electrones que rodean al átomo central (esto es, pares enlazantes y pares libres). Una buena aproximación es considerar los dobles y triples enlaces como si fueran sencillos.. • Se usan las tablas anteriores para predecir la geometría molecular.(Lineal, triangular, tetraedrica, bipiramide trigonal, octaedrica) • En la predicción de ángulos de enlace, obsérvese que un par libre repele a otro par libreo a un par enlazante más fuertemente que lo que un par enlazante.
  26. 26. Tema 1. Fuerzas intermoleculares 8 Momentos dipolares. En algunos enlaces la carga no se distribuye simétricamente o El momento dipolar generalmente se expresa en debyes (D), unidades llamadas así en honor de Peter Debye. o El factor de conversión es: 1 D = 3.33 x 10-30 C m Donde C es coulombio y m es metro. FHFH µ = Q x r
  27. 27. Tema 1. Fuerzas intermoleculares 9 Moléculas con más de dos átomos El momento dipolar de una molécula formada por tres o más átomos depende tanto de la polaridad del enlace como de la geometría molecular. La presencia de un enlace polar no necesariamente implica que la molécula tenga momento dipolo. O=C=O Molécula lineal Molécula angular (No tiene momento dipolar) (Tiene momento dipolar ) C OO Momento dipolar resultante µ = 1.46D µ = 0.24D F N F F H N H H
  28. 28. Tema 1. Fuerzas intermoleculares 10 trans-dicloroetileno cis-dicloroetileno µ = 0D µ = 1.46D C C Cl H Cl H C C H Cl Cl H Enlaces polares y moléculas polares
  29. 29. Tema 1. Fuerzas intermoleculares 11 La teoría cinético-molecular de líquidos y sólidos La diferencia principal entre el estado condensado (líquidos y sólidos) y el estado gaseoso estriba en las distancias intermoleculares. Las moléculas en los líquidos y los sólidos están unidas por uno o más tipos de fuerzas.
  30. 30. Tema 1. Fuerzas intermoleculares 12 Fuerzas intermoleculares Las fuerzas de atracción entre las moléculas son llamadas fuerzas intermoleculares.
  31. 31. Tema 1. Fuerzas intermoleculares 13 Fuerzas de van der Waals y radios de van der Waals Elemento P.ebullición helium -269°C neon -246°C argon -186°C krypton -152°C xenon -108°C radon -62°C
  32. 32. Tema 1. Fuerzas intermoleculares 14 Relación entre propiedades físicas y fuerzas intermoleculares Moléculas ramificada mas interacciones que las lineales Moléculas polares mas interacciones que las apolares Hay una relación directa entre las fuerzas intermoleculares y las propiedades físicas. Por ejemplo a mayores fuerzas intermoleculares mayores puntos de fusión o ebullición
  33. 33. Tema 1. Fuerzas intermoleculares 15 El enlace de hidrógeno El enlace de hidrógeno es un tipo especial de interacción dipolo-dipolo entre el átomo de hidrógeno de un enlace polar y un átomo electronegativo como O, N o F. A-H---B A-H--A • Los tres átomos están en una línea recta, pero el ángulo AHB (o AHA) puede desviarse de la linealidad hasta 30º. • La energía promedio del enlace de hidrógeno es bastante mayor que la de la interacción dipolo- dipolo (hasta 40 Kj/mol).
  34. 34. Tema 1. Fuerzas intermoleculares 16 Tipos de enlaces de hidrógeno Enlaces intermoleculares • dímeros (dímeros de ácidos carboxílicos) • redes monodimensionales 1D, HF, HCN, HCO3 - • redes bidimensionales 2D, B(OH)3, • redes tridimensionales 3D, NH4F, H2O, H2O2 Enlaces intramoleculares
  35. 35. Tema 1. Fuerzas intermoleculares 17 Relación entre el enlace de hidrógeno y las propiedades físicas. La primera evidencia del enlace de hidrógeno proviene del estudio de los puntos de ebullición P.E 78.5°C -24.8°C
  36. 36. Tema 1. Fuerzas intermoleculares 18 El estado líquido Relacionado con las fuerzas intermoleculares, se pueden abordar las propiedades de las sustancias condensadas • Fenómenos asociados con líquidos: la tensión superficial y la viscosidad. • Estructura y propiedades del agua. Tensión superficial ¿Por qué, entonces, el agua forma gotitas en la superficie de un coche recién encerado, en lugar de formar una película sobre él? La respuesta a esta pregunta reside en las fuerzas intermoleculares. La tensión superficial de un líquido es la cantidad de energía requerida para estirar o aumentar la superficie por unidad de área.
  37. 37. Tema 1. Fuerzas intermoleculares 19 • Los líquidos formados por moléculas con fuerzas intermoleculares fuertes tienen tensiones superficiales altas. • Debido al enlace de hidrógeno, el agua tiene una gran tensión superficial. La tensión superficial se manifiesta en forma de capilaridad. La tensión superficial del agua provoca que esta capa se contraiga y al hacerlo tira del agua hacia la parte superior del tubo. Dos tipos de fuerzas provocan la capilaridad. Una es la atracción intermolecular entre moléculas afines, cohesión. La otra, que se denomina adhesión a las paredes del recipiente. Si adhesión >> adhesión, el líquido subirá por las paredes hasta que las fuerzas de atracción quedan balanceadas por el peso del líquido.
  38. 38. Tema 1. Fuerzas intermoleculares 20 Viscosidad La viscosidad una medida de la resistencia de un fluido a fluir. Los líquidos que tienen fuerzas intermoleculares fuertes tienen viscosidades más altas que aquellos que tienen fuerzas intermoleculares débiles A mayor viscosidad, el líquido fluye de modo más lento. La viscosidad de un líquido comúnmente disminuye con un aumento de temperatura
  39. 39. Tema 1. Fuerzas intermoleculares 21 La estructura y propiedades del agua >Densidad Las moléculas de agua se enlazan en una gran red tridimensional en la cual cada átomo de oxígeno está unido aproximadamente a cuatro átomos de hidrógeno, dos por enlaces covalentes y dos por enlaces de hidrógeno. La estructura tridimensional altamente ordenada del hielo, evita que las moléculas se acerquen mucho entre sí, tiene menor densidad! El agua sólida es menos densa que líquida: el hielo flota en la superficie del agua. Enlaces de hidrógeno Enlaces de hidrógeno
  40. 40. Tema 1. Fuerzas intermoleculares 22 >El agua tiene un calor específico alto. La razón de ello es que para elevar la temperatura del agua (esto es, aumentar la energía cinética promedio de las moléculas de agua), se deben romper primero muchos enlaces de hidrógeno intermoleculares. Por ello, el agua puede absorber una gran cantidad de calor mientras que su temperatura sólo aumenta ligeramente. Lo inverso también es cierto: el agua puede proporcionar mucho calor con una disminución muy ligera en su temperatura.
  41. 41. Tema 1. Fuerzas intermoleculares 23 Estructura cristalina Los sólidos se pueden dividir en dos categorías: cristalinos y amorfos. Un sólido cristalino, como el hielo o el cloruro de sodio, tienen rigidez y orden de largo alcance; sus átomos, moléculas o iones ocupan posiciones especificas. El centro de cada una de las posiciones se llama un nudo de red, y el orden geométrico de estos nudos cristalinos se llama estructura cristalina. La disposición de los átomos, moléculas o iones en un sólido cristalino es tal que las fuerzas netas de atracción intermolecular tienen un valor máximo.
  42. 42. 1 Tema 4. Propiedades generales. Propiedades generales de los elementos no metálicos. Propiedades generales de los óxidos y de los haluros a lo largo del sistema periódico. Variación del carácter iónico- covalente.
  43. 43. 2 Na Mg Al Si P S Cl Ar
  44. 44. 3 ELEMENTOS DE LOS GRUPOS 13 14 15 16
  45. 45. 4 Propiedades generales de los óxidos El tipo de enlace en los óxidos, EmOn viene determinado por la naturaleza del elemento E. Cuando el oxígeno se combina con elementos muy electropositivos, como los metales de los grupos 1 y 2, la diferencia de electronegatividad χO- χE, es grande y el enlace entre ambos será fundamentalmente iónico pudiendo reconocerse en la estructura al ion O-2 . Este tipo de óxidos iónicos son sólidos con elevados puntos de fusión y ebullición. Li2O, MO (M=Mg, Ca, Sr)
  46. 46. 5 Cuando el oxígeno se combina con elementos no metálicos, y sobre todo con los muy electronegativos de los grupos 14-17, los enlaces son fundamentalmente covalentes. CO2, CO, NO Cuando el oxígeno se combina con los elementos de electronegatividad intermedia forma o bien óxidos moleculares o bien poliméricos, siempre con enlaces de naturaleza covalente. Al2O3
  47. 47. 6 Clasificación de los óxidos
  48. 48. 7 Evolución del caracter ácido/base de los óxidos
  49. 49. 8 Podemos esquematizar la evolución del carácter ácido/base con la de propiedades periódicas como la electronegatividad y el carácter metal-no metal del siguiente modo:
  50. 50. 9 Comportamiento Ácido-base de los óxidos
  51. 51. 10 En disolución acuosa, un óxido ácido es aquel que al reaccionar con la molécula de agua libera protones originando el oxoanión correspondiente. Muchos óxidos de no metales como el CO2, SO2, SO3 se disuelven en agua para dar el oxoácido (OH)xEOy SO3 (aq) + H2O (l) (OH)2SO2 (aq) H+ (aq)+ (OH)SO3- (aq) 2H+ (aq) + SO4 2- (aq) La fortaleza del oxoácido normalmente aumenta con el número y de oxígenos no protonados unidos al elemento E y, entre los de fórmula análoga, con la electronegatividad de E.
  52. 52. 11 En los metales de transición es frecuente que un mismo elemento pueda presentar diferentes estados de oxidación. Las propiedades ácido-base de sus óxidos pueden variar considerablemente: En los metales de transición es frecuente que un mismo elemento pueda presentar diferentes estados de oxidación. Las propiedades ácido-base de sus óxidos pueden variar considerablemente:
  53. 53. 12 MÉTODOS DE SÍNTESIS GENERALES A) Síntesis directa El método más general de síntesis de óxidos es la reacción directa de los elementos: 2 M + O2 2 MO Este método es especialmente adecuado cuando se desea el óxido en el estado de oxidación más alto. Presenta el inconveniente de poder obtener más de una especie. Pero se pueden obtener óxidos en diferentes estados de oxidación dependiendo de las condiciones, por ejemplo P4O6 o P4O10, FeO o Fe2O3 etc.. En el caso de los alcalinos se pueden formar peróxidos Na2O2 y superóxidos KO2.
  54. 54. 13 B) Descomposición térmica de oxosales Por ejemplo los carbonatos metálicos: MCO3 MO + CO2 La descomposición de los carbonatos se hace más favorable al aumentar el poder polarizante (relación carga/radio) del catión. Así, mientras los carbonatos alcalinos funden sin descomposición, los carbonatos de metales di o tripositivos descomponen fácilmente. C) Tostación de calcogenuros El método consiste en calentar un calcogenuros (sulfuro o arseniuro) metálico al aire. La reacción puede ocurrir con cambio en el estado de oxidación del metal. 2 S2Fe + 7/2 O2 Fe2O3 + 4 SO2
  55. 55. 14 Propiedades generales de los haluros
  56. 56. 15 Fluoruros En función de la naturaleza del enlace F-E los fluoruros se pueden clasificar de la siguiente manera:
  57. 57. 16 CLORUROS DE LOS ELEMENTOS PERTENECIENTES A LOS BLOQUES S Y P. Dado que Cl, Br y I tienen electronegatividades más bajas que el Flúor, es de esperar el siguiente comportamiento general: - Disminuye el carácter iónico en la secuencia Cl>Br>I. - Progresivo aumento en la dificultad por formar haluros que estabilicen E.O. máximos en la misma secuencia Cl > Br > I
  58. 58. 17 Las propiedades de los halogenuros iónicos son las típicas de las sustancias iónicas: i) Forman redes cristalinas muy estables de alta temperatura de fusión. ii) Son solubles en disolventes polares y en particular agua, salvo en casos de una muy elevada energía de red. Variación del carácter iónico/covalente a lo largo de un periodo Variación del carácter iónico/covalente a lo largo de un grupo
  59. 59. 18 Para un mismo elemento, la variación en es estado de oxidación influye, ya que un catión mas polarizante conduce a un enlace más covalente Haluros de un mismo elemento. Haluros de Aluminio. El flúor, poco polarizable, tiende a estabilizar estructuras en general iónicas con un mayor o menor grado de covalencia debido justamente a su elevada e.n. mientras que el yodo, muy polarizable, estabiliza estructuras moleculares.
  60. 60. 19 SÍNTESIS Y REACTIVIDAD DE HALUROS Aunque es difícil sistematizar todos los métodos de síntesis, se pueden dividir en tres tipos de reacciones: 1.- Reacción directa M + n/2X2 MXn 2.- Reacciones de óxidos o hidróxidos con los haluros de hidrógeno
  61. 61. 20 3.- Reacciones de óxidos covalentes con haluros covalentes. 4.- Reacciones de intercambio de halógeno
  62. 62. 21 REACCIONES DE HIDRÓLISIS La mayor parte de los haluros covalentes reaccionan con disolventes próticos (H2O, ROH): EXm + n H2O (OH)nEXm-n + nHX Esta es una reacción de hidrólisis cuyo resultado suele ser el hidrácido del elemento más electronegativo y el oxoácido del más electropositivo. Si se calienta, eliminándose HX, o si el producto de hidrólisis es insoluble, el equilibrio se desplaza fácilmente a la derecha y la reacción se completa (Pº Le Chatelier) BCl3 (g) + 3 H2O (l) B(OH)3 (aq) + 3 HCl (ac) ¡Los haluros iónicos se disocian!

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