001-LA TABLA PERIÓDICA

Polaridad del enlace
Electronegatividad y polarización
•
Un concepto muy útil para describir como
comparten sus electrones un par de átomos es
el de polaridad del enlace
• Podemos definir los enlaces así:
– Un enlace covalente no-polar es aquel en el
cual los electrones están compartidos
igualmente por los dos átomos
– Un enlace covalente polar es aquel donde
uno de los átomos tiene mayor atracción
por los electrones que el otro
– Si esta atracción relativa es suficientemente
grande, el enlace es un enlace iónico
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LA TABLA PERIÓDICA
360
• Podemos usar la diferencia en la electronegatividad
Δχ entre dos átomos para conocer la polaridad de
su enlace:
Compuesto
LiF
Tipo
Covalente
no-polar
Covalente
polar
Iónico
• El enlace en H-F puede representarse así:
• Los símbolos δ+ y δ- indican las cargas parciales
positiva y negativa respectivamente.
• La flecha indica hacia donde jalan los electrones
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LA TABLA PERIÓDICA
361
Electronegatividad y polarización
• En el F 2 los electrones están compartidos
igualmente entre los dos átomos
El enlace es covalente no-polar
• En el H F el átomo de F tiene mayor
electronegatividad que el átomo de H, Los
electrones no se comparten igualmente, el
átomo de F atrae más densidad electrónica que
el átomo de H
El enlace es covalente polar.
• En el LiF, la electronegatividad del átomo de F
es suficientemente grande como para despojar
completamente de su electrón al Li y el
resultado es
Un enlace iónico
LA TABLA PERIÓDICA
HF
Δχ = (χΑ−χΒ) 4.0- 4.0=0 4.0-2.1=1.9 4.0-1.0=3.0
Electronegatividad y polarización
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F2
•
•
•
•
362
La regla general para predecir el tipo de enlace se
basa en las diferencias de electronegatividades de
los átomos que constituyen el enlace:
Si las electronegatividades son iguales, la
diferencia de electronegatividad es 0, y el enlace
es covalente no-polar
Si la diferencia de electronegatividades es mayor
que 0 pero menor que 2.0, el enlace es covalente
polar
Si la diferencia entre las electronegatividades de
los dos átomos es de 2.0, o mayor, el enlace es
iónico
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LA TABLA PERIÓDICA
363
1
Redistribución de carga
Carácter metálico
• Parece entonces evidente que cuando dos
átomos se encuentran juntos, la carga
electrónica se redistribuye
• Dependiendo de la electronegatividad de
cada átomo, ello da como resultado la
formación de un dipolo
• Entre mayor sea la diferencia de sus
electronegatividades, mayor será el dipolo
que se genere
• Así por ejemplo en el caso del HCl, el
átomo de Cl al ser más electronegativo,
controla parcialmente al electrón del H
• El carácter metálico es mayor en los elementos
de la izquierda de la tabla periódica
• Tiende a decrecer conforme nos movemos a la
derecha en un periodo (renglón) esto es lo
mismo que decir que el carácter de no-metal
crece al aumentar el valor de la energía de
ionización
• En cualquier familia (columna) el carácter
metálico crece de arriba hacia abajo (los valores
de la energía de ionización disminuyen al bajar
en la familia)
• Esta tendencia general no se observa
necesariamente en los metales de transición
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LA TABLA PERIÓDICA
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Carácter metálico
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LA TABLA PERIÓDICA
365
Resumen
• Al decrecer el tamaño atómico
• Comportamiento periódico del carácter
metálico:
– El 1er potencial de ionización crece
– Los electrones son más difíciles de quitar
• Los metales son mayores,
– Por tanto tienden a perder electrones
– Quitarles electrones es fácil
fácil
• Los no metales son pequeños,
– Por ello tienden a ganar electrones
– Añadirles electrones es fácil
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LA TABLA PERIÓDICA
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LA TABLA PERIÓDICA
367
2
Metales, No-metales y Metaloides
Metales
• Comparación de las propiedades características de
los metales y los no-metales:
• La mayoría de los metales son maleables
(pueden formar láminas delgadas, por
ejemplo un centímetro cúbico de oro puede
aplastarse hasta formar una placa que podría
cubrir un campo de fútbol completo), y son
dúctiles (pueden estirarse para formar hilos
muy delgados o alambres)
• Son sólidos a temperatura ambiente (excepto
el Hg, que es líquido)
• Tienden a tener energías de ionización bajas y
típicamente pierden electrones es decir se
oxidan en sus reacciones químicas
Elementos Metálicos Elementos No-metálicos
Lustre distintivo
(Brillan)
Maleables y dúctiles
(son flexibles)
Buenos conductores del
calor y la electricidad
Sus compuestos de
oxígeno son básicos
No tienen lustre, presentan varios
colores
En disolución acuosa
forman cationes
Generalmente forman aniones, y
a oxianiones en disolución acuosa
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Quebradizos, hay duros y blandos
Malos conductores del calor y la
electricidad
Sus compuestos de oxígeno son
ácidos
LA TABLA PERIÓDICA
368
Metales
LA TABLA PERIÓDICA
369
Metales
• La mayoría de los óxidos metálicos son básicos y
al disolverse en agua reaccionan para formar
hidróxidos metálicos:
Óxido metálico + H2O sd hidróxido metálico
Na2O(s) + H2O(l) sd 2NaOH(aq)
CaO(s) + H2O(l) sd Ca(OH)2(aq)
• Los óxidos metálicos exhiben su carácter básico al
reaccionar con los ácidos para formar sus sales y
agua:
Óxido metálico + ácido sd sal + agua
MgO(s) + HCl(aq) sd MgCl2(aq) + H2O(l)
NiO(s) + H2SO4(aq) sd NiSO4(aq) + H2O(l)
• Los metales alcalinos siempre pierden un electrón y
presentan iones con carga 1+
• Los metales alcalino-térreos siempre pierden dos
electrones y siempre presentan iones con carga 2+
• Los metales de transición no tienen un patrón común y
sus iones pueden tener cargas 2+, 1+ y 3+, pero
pueden encontrarse otros cationes
• Los compuestos entre un metal y un no-metal tienden
a ser iónicos
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LA TABLA PERIÓDICA
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LA TABLA PERIÓDICA
371
3
No-metales
No-metales
• Su apariencia varía mucho
• En general no presentan lustre
• No son buenos conductores de la electricidad ni del
calor excepto por ciertas excepciones
• En general, los puntos de fusión son menores que
los de los metales
• Existen siete no-metales que en condiciones
normales son moléculas diatómicas:
• H2(g) N2(g) O2(g) F2(g) Cl2(g)
Br2(l)
• I2(s) (sólido volátil - se evapora fácilmente, sublima)
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LA TABLA PERIÓDICA
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No-metales
No-metal + Metal sd Sal
3Br2(l) + 2Al(s) sd 2AlBr3(s)
• Los compuestos que están formados únicamente
por no-metales son sustancias moleculares (es decir
no son iónicas)
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LA TABLA PERIÓDICA
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Metaloides
• La mayoría de los óxidos no-metálicos son óxidos
ácidos
• Al disolverse en agua reaccionan para formar
ácidos:
Óxido no-metálico + agua sd ácido
CO2(g) + H2O(l) sd H2CO3(aq)
[ácido carbónico]
(el agua mineral con gas y en general todos los
refrescos con gas son ligeramente ácidos)
• Los óxidos no-metálicos pueden combinarse con
bases para formar sales
Óxido no-metálico + base sd sal
CO2(g) + 2NaOH(aq) sd Na2CO3(aq) + H2O(l)
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• Cuando los no-metales reaccionan con los metales,
tienden a ganar electrones (obteniendo así la
configuración del gas noble más cercano) y generan
aniones, es decir se reducen:
LA TABLA PERIÓDICA
• Tienen propiedades intermedias entre los
metales y los no-metales
• El Silicio por ejemplo tiene lustre, pero no es
maleable ni dúctil, sino que es quebradizo como
muchos no-metales
• Además es un mal conductor de la electricidad o
del calor
• Los Metaloides se usan muy a menudo en la
industria de los semiconductores (procesadores
y memoria de las computadoras)
374
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LA TABLA PERIÓDICA
375
4
Tendencias de las familias
Tendencias de las familias
• Los metales alcalinos
• Familia 1A, IA o 1
1/10/08
Metal
Número atómico
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
3
11
19
37
55
87
LA TABLA PERIÓDICA
376
Tendencias de las familias
• La palabra álcali se deriva de la palabra árabe
que significa ceniza
• Muchos de los compuestos de sodio y potasio se
aislaron a partir de las cenizas de madera
• Todavía nos referimos al Na2CO3 y al K2CO3
como soda y potasa
• Al bajar en la familia encontramos:
– Todos tienen un solo electrón en la última
capa
– El punto de fusión decrece
– La densidad crece
– El radio atómico crece
– La energía de ionización disminuye
• Los metales alcalinos tienen el menor valor de I1
de los elementos
– Esto indica la relativa facilidad con la que un
solo electrón puede quitarse de la última capa
1/10/08
LA TABLA PERIÓDICA
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1/10/08
LA TABLA PERIÓDICA
377
Tendencias de las familias
• Los metales alcalinos son muy reactivos y pueden
perder muy fácilmente 1 electrón formando un ion
con carga 1+
M sd M+ + e• Debido a esta gran reactividad, los metales alcalinos
se encuentran en la naturaleza únicamente en sus
compuestos
• Todos los metales alcalinos se combinan
directamente con la mayoría de los no-metales
• Reaccionan con hidrógeno para formar hidruros
2M(s) + H2(g) sd 2MH(s)
– Ojo: el hidrógeno está presente en los hidruros
metálicos como el anión hidruro H1/10/08
LA TABLA PERIÓDICA
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5
Tendencias de las familias
Tendencias de las familias
• Reaccionan con el azufre para formar sulfuros
2M(s) + S(s) sd M2S(s)
• Reaccionan con el cloro para formar cloruros
2M(s) + Cl2(g) sd 2MCl(s)
• Reaccionan con el agua violentamente y
producen hidrógeno gaseoso e hidróxidos de
metales alcalinos, la reacción es muy exotérmica
2M(s) + 2H2O(l) sd 2MOH(aq) + H2(g)
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LA TABLA PERIÓDICA
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Breviario
1/10/08
LA TABLA PERIÓDICA
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Breviario
• Cuando un metal alcalino se pone en una flama, los
iones se reducen (ganan electrones) al ponerlos en
la parte baja de la flama
• Al mismo tiempo, debido a la gran temperatura de
la flama, el electrón se excita y puede pasar a un
orbital de mayor energía
• Una vez excitado, el electrón regresa a su lugar y
emite fotones debido a este proceso
• La transición del electrón de valencia del sodio
desde el orbital 3p al 3s da como resultado la
emisión de luz cuya longitud de onda es de 589 nm
• Colores de las flamas de los metales alcalinos:
– Litio (rojo escarlata)
– Sodio (amarillo)
– Potasio (lila)
• El color de una sustancia se produce cuando los
electrones de valencia del átomo se excitan (es
decir se les da energía) y pueden cambiar de un
nivel energético al siguiente con la luz visible
• En tal caso, la frecuencia particular de la luz que
excita al electrón se absorbe
• De esta manera, la luz que tú observas está
desprovista de uno o varios colores y por eso la
ves colorida
• Los metales alcalinos, al perder su electrón de
valencia, no tienen electrones que puedan
excitarse con la luz visible
• Por ello sus sales y sus disoluciones acuosas son
incoloras
1/10/08
• La reacción entre los metales alcalinos y el
oxígeno es más complicada:
• Una reacción muy común de algunos metales
alcalinos es la formación de óxidos que tienen al
ion O24Li(s) + O2 (g) sd 2Li2O(s) (óxido de litio)
• Otros metales alcalinos pueden formar peróxidos
que están formados por el ion O222Na(s) + O2 (g) sd Na2O2(s) (peróxido de sodio)
• El K, el Rb y el Cs pueden formar súper-óxidos es
decir los que tienen el ion O2K(s) + O2 (g) sd KO2(s) (súperoxido de potasio)
LA TABLA PERIÓDICA
382
1/10/08
LA TABLA PERIÓDICA
383
6
Tendencias de las familias
Tendencias de las familias
• Al compararse con los metales alcalinos, los
metales alcalinotérreos son típicamente:
– más duros
– más densos
– funden a mayor temperatura
• El valor de la primera energía de ionización I1
es un poco mayor que la de los metales
alcalinos.
• Los metales alcalinotérreos son entonces
menos reactivos que los metales alcalinos
• En particular el Be y el Mg son los menos
reactivos
• Los metales alcalinotérreos
• Familia 2A, IIA o 2
1/10/08
Metal
Número atómico
Be
Mg
Ca
Sr
Ba
Ra
4
12
20
38
56
88
LA TABLA PERIÓDICA
384
Tendencias de las familias
LA TABLA PERIÓDICA
LA TABLA PERIÓDICA
385
Tendencias de las familias
• El Ca y los elementos que están debajo reaccionan
con agua a temperatura ambiente para formar
hidróxidos e hidrógeno gaseoso:
Ca(s) + 2H2O(l) sd Ca(OH)2(aq) + H2(g)
• La tendencia de los metales alcalino-térreos a
perder sus dos electrones de valencia se
demuestra con la reactividad del Mg ante el cloro
y el oxígeno para dar cloruros y óxidos
respectivamente:
Mg(s) + Cl2(g) sd MgCl2(s)
2Mg(s) + O2(g) sd 2MgO(s)
1/10/08
1/10/08
386
• Los iones 2+ de los metales alcalino-térreos
tienen configuración de gas noble
• Y debido a ello los compuestos que forman
son incoloros
• Colores de las flamas
– Calcio (rojo ladrillo)
– Estroncio: (rojo escarlata)
– Bario: (verde)
1/10/08
LA TABLA PERIÓDICA
387
7
Tendencias periódicas no-metales
Tendencias periódicas no-metales
• Hidrógeno
• El hidrógeno tiene una configuración electrónica
1s1 y se le pone encima de la familia de los
metales alcalinos.
• Es un no-metal, que en condiciones normales es
un gas (H2)
• Su primer potencial de ionización es
considerablemente mayor que el de los metales
alcalinos y se parece más al de los no-metales
– esto es debido a la ausencia de apantallamiento
1/10/08
LA TABLA PERIÓDICA
388
Tendencias periódicas no-metales
1/10/08
LA TABLA PERIÓDICA
389
• Al bajar en la familia los elementos se van
volviendo cada vez más metálicos
• El oxígeno es un gas, el resto son sólidos
• El oxígeno, el azufre y el selenio son no-metales
• El telurio es un metaloide con algunas
propiedades metálicas
• El polonio es un metal
8
16
34
52
84
LA TABLA PERIÓDICA
1/10/08
Tendencias periódicas no-metales
• Los calcógenos
• Familia 6A, VIA o 16
No metal
Número atómico
O
S
Se
Te
Po
• Hidrógeno
• Generalmente reacciona con otros no-metales
para formar compuestos moleculares en
reacciones típicamente exotérmicas
• También reacciona con los metales para formar
hidruros formando el ion H• 2Na(s) + H2(g) sd 2NaH(s)
• Puede perder un electrón para formar el ion
hidronio H+, o protón
390
1/10/08
LA TABLA PERIÓDICA
391
8
Tendencias periódicas no-metales
Tendencias periódicas no-metales
• Oxígeno
– El oxígeno se encuentra en dos formas
moleculares O2 y O3 (ozono)
– Cuando un elemento tiene dos formas
naturales se dice que forma alótropos,
– Es decir que hay varias formas diferentes
de un elemento en el mismo estado
3O2(g) sd 2O3(g) ΔH = 284.6 kJ
• esta reacción es endotérmica, lo cual
significa que el ozono es menos estable
que el O2
– El oxígeno tiene una gran tendencia a
atraer los electrones de otros elementos (es
decir los oxida)
1/10/08
LA TABLA PERIÓDICA
• Oxígeno
– Cuando el oxígeno se combina con los
metales casi siempre está presente en sus
compuestos como el ion O2- ion
– El cual tiene la configuración de gas
noble y es muy estable)
– Existen otros dos aniones del oxígeno:
• peróxido O22- y
• superóxido O2-
392
Tendencias periódicas no-metales
LA TABLA PERIÓDICA
LA TABLA PERIÓDICA
393
Tendencias periódicas no-metales
• Azufre
– El azufre existe en varias formas
alotrópicas, la mas común y estable de
estas formas es un sólido amarillo de 8
azufres S8
– Como en el caso del oxígeno el azufre
tiende a atraer los electrones de otros
elementos para formar sulfuros
formando el ion S2- .
– Esto es particularmente cierto cuando
reacciona con los metales más activos
16Na(s) + S8(s) sd 8Na2S(s)
1/10/08
1/10/08
• Azufre
• La mayor parte del azufre en la naturaleza
se encuentra como sulfuro metálico
• Aunque es posible encontrarlo como azufre
puro (azufre en flor) en las zonas volcánicas
• La química del azufre es más complicada
que la del oxígeno
394
1/10/08
LA TABLA PERIÓDICA
395
9
Tendencias periódicas no-metales
Tendencias periódicas no-metales
• Los halógenos
• Familia 7A, VIIA o 17
No metal
Número atómico
• La palabra halógeno viene del griego y
quiere decir generador de sales
F
Cl
Br
I
At
1/10/08
• El At es radioactivo y muy poco abundante,
algunas de sus propiedades se desconocen
aún
9
17
35
53
85
LA TABLA PERIÓDICA
• Todos los halógenos son no-metales
• Todos se presentan como moléculas
diatómicas en condiciones normales de
temperatura y presión
396
1/10/08
LA TABLA PERIÓDICA
397
Tendencias periódicas no-metales
Tendencias periódicas no-metales
• Todos presentan color
• Los colores de estos elementos son:
– Fluor: gas amarillo pálido
– Cloro: gas amarillo verdoso
– Bromo: líquido café rojizo
– Iodo: sólido violeta
• Los halógenos presentan las afinidades
electrónicas MAYORES que las de otros
elementos
• La química de los halógenos está dominada por
su tendencia a quitarle los electrones a otros
elementos, formando iones haluro
X2 + 2e- sd 2X• Los halógenos más reactivos son el F y el Cl
• Estos dos elementos tienen además las mayores
afinidades electrónicas
• El F le puede quitar electrones a prácticamente
cualquier sustancia
• En 1992 se produjeron diez mil millones de kg
de Cl
1/10/08
LA TABLA PERIÓDICA
398
1/10/08
LA TABLA PERIÓDICA
399
10
Tendencias periódicas no-metales
Tendencias periódicas no-metales
• Se puede usar la electricidad para quitarle los
electrones al Cl- y transferirlos al Na+ para
producir Cl2(g) y Na0(s)
• Tanto el sodio como el cloro pueden producirse
por medio de la electrólisis de cloruro de sodio
fundido
• El Cl2 reacciona lentamente con el agua para
formar ácido clorhídrico y ácido hipocloroso
Cl2(g) + H2O(l) sd HCl(aq) + HOCl(aq)
• El ácido hipocloroso es un buen desinfectante,
por eso se añade Cl2 a las albercas
• Los halógenos reaccionan con la mayoría de los
metales para formar haluros iónicos:
Cl2(g) + 2Na(s) sd 2NaCl(s)
1/10/08
LA TABLA PERIÓDICA
400
Tendencias periódicas no-metales
Número atómico
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
2
10
18
36
54
86
LA TABLA PERIÓDICA
401
• Los gases nobles
• Son excepcionalmente poco reactivos.
• Se pensó que si alguno era reactivo,
probablemente serían Rn, Xe o Kr cuyas
energías de ionización son menores
• Para que estos elementos puedan
reaccionar, deben combinarse con un
elemento que tenga una gran tendencia a
quitar electrones de otros átomos como el
F o el O
Los gases nobles
Todos son no-metales
Todos son gases a temperatura ambiente
Todos son monoatómicos
Tienen completamente llena su capa de
valencia
• El primer potencial de ionización es muy
grande pero decrece al bajar en la familia
• El Rn es muy radiactivo y algunas de sus
propiedades se desconocen
LA TABLA PERIÓDICA
1/10/08
No metal
Tendencias periódicas no-metales
•
•
•
•
•
1/10/08
• Los gases nobles
• Familia 8A, VIIIA o 18
402
1/10/08
LA TABLA PERIÓDICA
403
11
Tendencias periódicas no-metales
Tendencias periódicas no-metales
• En 1962, Neil Bartlett descubrió que el
hexafluoruro de platino, un compuesto muy
oxidante ionizaba al transformándolo O2 en O2+.
• Como la energía de ionización del O2 a O2+ (1165
kJ/mol-1 ) es prácticamente igual a la de ionización
del Xe a Xe+ (1170 kJ/mol-1), Bartlett intentó la
reacción de Xe con PtF6.
• Esta produjo un producto cristalino (el
hexafluoroplatinato de Xenón), cuya fórmula se
propuso podría ser Xe+[PtF6]-.
• Posteriormente se demostró que el compuesto es
más complejo, XeFPtF6 y XeFPt2F11.
• Este fue el primer compuesto real producido a
partir de un gas noble.
• Posteriormente en 1962 Howard Claassen
sintetizó el primer compuesto simple (dos
elementos) de un gas noble (tetraflururo de
xenón) al someter una mezcla de xenón y fluor a
alta temperaturas.
• En los últimos años se han obtenido otros
compuestos de gases nobles, particularmente del
xenón, tales como, los fluoruros (XeF2, XeF4,
XeF6), los oxifluoruros (XeOF2, XeOF4, XeO2F2,
XeO3F2, XeO2F4) y los óxidos (XeO2 y XeO4).
• El difluoruro de xenón se puede obtener
simplemente exponiendo los gases de Xe y F2 a la
luz del sol.
1/10/08
1/10/08
LA TABLA PERIÓDICA
404
Tendencias periódicas no-metales
LA TABLA PERIÓDICA
405
Tendencias periódicas no-metales
• Durante los cincuenta años previos se habían
mezclado los dos gases intentando producir una
reacción, pero nadie había pensado algo tan
sencillo como exponer la mezcla a la luz del sol.
• El radón reacciona con el flúor para formar el
(RnF2), que en estado sólido brilla con una ligera
luz de color amarillo claro.
• El Kriptón puede reaccionar con el flúor para
formar el (KrF2),
• En el año 2000 se anunció el descubrimiento del
fluorohidrúro de argón (HArF).
• A la fecha no se han sintetizado compuestos ni de
He ni de Ne.
• En los últimos años se ha demostrado que el xenón
puede producir una amplia variedad de
compuestos del tipo XeOxY2, donde x es 1, 2 o 3 e
y es cualquier grupo electronegativo como CF3,
C(SO2CF3)3, N(SO2F)2, N(SO2CF3)2, OTeF5,
O(IO2F2),etc.
• La gama de compuestos es impresionante, ya que
llega a los centenares e incluye enlaces de Xe, con
O, N, C e incluso óxido perxénico, numerosos
haluros e iones complejos y con el I.
• El compuesto Xe2Sb2F11 contiene un enlace Xe-Xe,
el enlace elemento-elemento mas largo que se
conoce (308,71 pm).
1/10/08
1/10/08
LA TABLA PERIÓDICA
406
LA TABLA PERIÓDICA
407
12
Otra vista a la tabla periódica
• La correlación que existe entre la configuración
electrónica y el arreglo periódico de los elementos,
hace posible determinar una serie de propiedades
electrónicas y químicas de un elemento
simplemente mirando la posición que este ocupa
en la tabla periódica
• Es claro que cuando hablamos de propiedades
químicas, debe atenderse especialmente a la capa
de valencia
• Los elementos quedan pues clasificados en
términos de su posición en la tabla por un lado y de
acuerdo a la subcapa (s, p, d o f ) que ocupan sus
electrones de valencia
1/10/08
LA TABLA PERIÓDICA
408
13