PROPIEDADES PERIÓDICAS

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PROPIEDADES PERIÓDICAS
Propiedades que influyen en el comportamiento químico
1) RADIO ATÓMICO : distancia media entre 2 núcleos de un elemento unidos
por un enlace simple.
X
X
r=½d
Medidas atómicas relativas de los Elementos Representativos
La medida de los
átomos aumenta
hacia abajo en un
GRUPO
Los e‐ internos actúan
como pantalla de las
cargas nucleares
A lo largo de un PERÍODO
Í
la medida de los átomos decrece
Aumenta la atracción coulómbica en el mismo nivel
de energía, con el agregado de e‐
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2) ENERGÍA DE IONIZACIÓN
Energía necesaria para remover 1 e- de un átomo neutro gaseoso,
para formar un ión con carga +1
Na(g)
(g) → Na+ + 1e-
EI =
kJ/mol
Aumenta con Z
Disminuye
con Z
Metales Alcalinos
Crece con Z
Halógenos
Aumenta la carga
nuclear y los e- que se
agregan en el mismo
nivel de E no producen
Los e- se hallan más débilmente apantallamiento
unidos, el radio ↑ ⇒ los e- son
menos atraídos por el núcleo, y lo
los e- internos se encuentran
apantallando la carga nuclear
disminuye
con Z
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3) AFINIDAD ELECTRÓNICA ( AE)
Cambio de Energía cuando un átomo acepta 1 e- en el estado gaseoso.
X(g) + 1e- →
Cl(g) + 1e- → Cl-(g)
X-(g)
Propiedad de los átomos que influyen en su comportamiento químico Propiedad
de los átomos que influyen en su comportamiento químico
su habilidad par aceptar e‐
Cuanto más negativa sea la AE > será la tendencia del átomo a aceptar 1 e‐
Debido al aumento de
a > | AE| > estabilidad del ión
Aumenta con Z
carga nuclear se ve
favorecido el ingreso
de 1 e‐
disminuye con Z
El aumento del radio trae aparejado
una menor atracción de la carga
nuclear hacia el e‐
2. Energía de Ionización
Ionización:: el mayor parte superior derecha de TP
3. Afinidad Electrónica
Electrónica:: mas favorable parte superior derecha de TP
1. Radio Atómico :
el mayor
parte inferior izquierda de la TP
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4 ) ELECTRONEGATIVIDAD
Tendencia relativa que tienen los átomos de los ≠elementos para atraer e‐ de una unión química.
Tiene valores relativos se asigna arbitrariamente al F el valor 4.
Aumenta con Z
Li(1)
disminuye con Z
Cs(0,7)
F(4)
Elemento
+ electronegativo
+ electropositivo
5) RADIO IÓNICO
radio catiónico < radio atómico< radio aniónico
Al extraerle 1 e‐ a un átomo ⇒
se producirá una disminución en el radio ( se reduce la repulsión e‐‐e‐)
Al agregarle 1 e‐ ⇒ se producen repulsiones de las nubes electrónicas ⇒
expansión del átomo
Na ( 1s22s22p63s1) -1e-
Na+ (1s22s22p6) ión sodio
Ne
CATIÓN
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Elementos de Grupos 1 y 2 baja EI Baja AE
Grupo 17 alta EI
Alta AE Forman iones ‐
aniones
Resulta más probable que pierdan
1 e‐ y se conviertan en cationes
Ganan electrones
Predominan las cargas + en el núcleo. ENLACE QUÍMICO
Fuerzas de atracción que mantienen unidos los átomo
en sus formas combinadas.
Iónico
covalente
metálico
Fuerzas intermoleculares
fuerzas de Van der Waals
Unión puente hidrógeno
¿ Por qué se unen los átomos?
Tienen tendencia al estado de energía mínima
⇒ (> estabilidad)
Regla del octeto
los átomos al combinarse tienden a adquirir una configuración electrónica que les dé la mayor estabilidad posible la del gas noble más cercano. Los átomos tienden a completar el octeto s2 p6 ( 8 e‐ en el último nivel energético)
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Símbolos de Lewis
Símbolo del elemento, rodeado de los e‐ de valencia
Na •
Ej.: Grupo 1: Li •
•
•
Grupo 2: Mg Be
G
2
M
B •
•
• •
• •
•
•
Grupo 15 N P
•
•
•
•
••
•
Grupo 17 F •
•
••
••
• Cl •
•
••
ENLACE IÓNICO
1 e- o más se transfieren desde el nivel de
valencia de un átomo, al nivel de valencia de otro.
Según notación de Lewis:
••
Na • +
• F •
•
Na+
••
Li •
+
••
• Cl •
• ••
Li+
• ••
• F •
•• •
••
• Cl •
• ••
Los iones se
atraen por fuerzas
electrostáticas
Li ( 1s2 2s1) → Li+ ((1s2) + 1e‐
F (1s2 2s2 2p5) + 1e‐ → F‐(1s2 2s2 2p6)
* Ocurre entre átomos de elementos cuya diferencia de electronegatividad es
notable ( > 2)
* Entre elementos de baja EI y otro de alta AE
(1 elemento muy electronegativo (no Me) y otro muy electropositivo (Me))
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Propiedades
• Son sólidos cristalinos a temperatura ambiente
• Tienen altos puntos de fusión y ebullición
• Tienen gran dureza. Son frágiles.
• Solubles en sustancias polares (H2O)
( en H2O son buenos conductores de electricidad)
( en H
O son buenos conductores de electricidad)
Ө⊕ Ө ⊕ Ө ⊕ Ө
Ө⊕ Ө ⊕ Ө ⊕ Ө
Ө⊕ Ө ⊕ Ө ⊕ Ө
Ө⊕ Ө ⊕ Ө ⊕ Ө
UNIÓN COVALENTE
Se comparten uno o más pares de e‐ entre átomos
La fuerza de atracción proviene de la atracción entre los e‐ compartidos y el núcleo + que entran en el enlace. (unión por fuerzas de carácter magnético)
* diferencia de electronegatividad < 0,5
* entre elementos de alta electronegatividad y semejante
+ + H•
+
••
•Cl •
•
••
H •• H
H•
••
•Cl •
•
••
Par de electrones compartidos
H H
•• ••
•Cl •Cl •
• • •
•• ••
La densidad electrónica está concentrada entre 2 núcleos +
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átomos del mismo elemento
homonuclear : covalente pura H‐H
Unión covalente
heteronuclear: átomos de distintos elementos
unión covalente
común
••
H• N • H
•
•• •
H
simple
doble
triple
Ej.: covalente doble heteronuclear ( CO2) O C O Tricloruro de fósforo
Propiedades
• A temperatura ambiente son gases o muy volátiles
• Bajos puntos de fusión y ebullición
• En soluciones acuosas son malos conductores de electricidad.
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+
Transición entre
carácter iónico y covalente
Unión covalente polar
La mayoría de los compuestos tienen uniones intermedias
entre iónicas y covalentes
Distorsión de la nube electrónica
Los átomos tienen =
tendencia a atraer los e−
δ−
δ+
+
+ +
+
Iónico
Unión covalente
polarizada
Iones distorsionados
Covalente
Unión covalente polar
Como el Cl tiene > electronegatividad atrae el par electrónico más que el H ⇒ se forma un dipolo con extremo – del lado del Cl
•• •
H‐Cl ••
•
H
δ+
Cl
δ−
Son cargas
fraccionarias
fraccionarias,
no unitarias
2 átomos distintos unidos
covalentemente, los e- no
están igualmente compartidos
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A > diferencia de electronegatividad > polaridad
Modelo Covalente l
Modelo Iónico
Diferencia de Electronegatividad creciente
UNIÓN METÁLICA
⊕⊕⊕⊕⊕⊕
⊕⊕⊕⊕⊕⊕
e⊕⊕⊕⊕⊕⊕
⊕⊕⊕⊕⊕⊕
Ej.: los metales en su estado elemental: Cu, Fe, etc.
Unión de átomos con electronegatividades bajas y cercanas
Formada por una red cristalina de cationes, cuya estabilidad se concreta por la presencia de e‐ entre ellos que se halla en un estado relativamente libre
Se debe a las atracciones eléctricas entre iones metálicos con
carga + y e- móviles deslocalizados que pertenecen al cristal
como un todo
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Propiedades
‐ Son buenos conductores de electricidad por la libertad de
p
los e‐ para moverse por la red cristalina tridimensional.
‐ La ductilidad y maleabilidad metálica se explica
los iones se deslizan fácilmente unos sobre otros en varias direcciones.
FUERZAS INTERMOLECULARES
Actúan entre moléculas y son mucho más débiles que las fuerzas
correspondientes a uniones covalentes.
a) Fuerzas
ue as de d
dispersión
spe s ó o de London
o do
b) Fuerzas dipolo-dipolo
c) Uniones puente hidrógeno
a) Fuerzas de dispersión o de London
•Debidas a dipolos transitorios:
resultado de corrimientos momentáneos en la simetría de la nube
electrónica de una molécula.
Fuerzas de atracción entre dipolos fluctuantes de átomos y moléculas
muy cercanos entre sí.
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b) Debidas a dipolos permanentes entre moléculas polares
atracción entre extremos + y – de moléculas adyacentes
( ej.: interacción ión-dipolo, en disoluciones)
c) Enlace de Hidrógeno
es la más fuerte de las tres
O
Atracción entre un átomo de H
H
H
H
unido covalentemente a un átomo
H
H
muy
electronegativo
y
un
O
O
segundo átomo electronegativo
H
H
H
H
de otra molécula (que posee 1
H
O
H
par de e- sin compartir)
H
H
H
O
F-H------F-H
H
H
O
H
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