Tema 1_IQ [Modo de compatibilidad]

Tema 1. Propiedades generales. Geometría molecular. 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.
Geometría molecular. Solo moléculas covalentes.
1.La geometría molecular se refiere a la organización
tridimensional de los átomos en las moléculas.
2.Muchas propiedades físicas y químicas (punto de fusión, punto
de ebullición, densidad y los tipos de reacciones) se ven
afectadas por la geometría molecular.
3.Las longitudes y ángulos de enlace, se debe de determinar
experimentalmente.
1.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.
2.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.
3.Recuento de electrones de valencia del átomo central y su
clasificación (PE, PL).
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
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.
Nº de enlaces Nº pares solitarios Nº direcciones
Geometría
Ejemplo
Nº de enlaces
Nº direcciones
Nº pares solitarios
Geometría
Ejemplo
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.
Elementos no metálicos
Na
Metales
Mg
Al
Si
P
S
Cl
No metales
Ar
Elementos no metálicos
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)
•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
Clasificación de los óxidos
Evolución del carácter ácido/base de los óxidos
•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:
Comportamiento Ácido-base de los óxidos
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) + SO42-(aq)
La fortaleza del oxoácido (OH)xEOy 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.
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:
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.
Tema 1. Propiedades generales
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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
Tema 1. Propiedades generales
Fe2O3 + 4 SO2
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Propiedades generales de los haluros
Fluoruros
En función de la naturaleza del enlace F-E los fluoruros se pueden
clasificar de la siguiente manera:
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
Las propiedades de los halogenuros iónicos son las típicas de las sustancias
iónicas:
1. Forman redes cristalinas muy estables de alta temperatura de
fusión.
2. 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
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.
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
3.- Reacciones de óxidos covalentes con haluros covalentes.
4.- Reacciones de intercambio de halógeno
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)
¡Los haluros iónicos se disocian!
B(OH)3 (aq) + 3 HCl (ac)