TABLA PERIÓDICA  Ley periódica  Grupos y períodos

TABLA PERIÓDICA
 Ley periódica
 Grupos y períodos
RELACIÓN CON LA ESTRUCTURA ELECTRÓNICA
PROPIEDADES PERIÓDICAS
RADIO ATÓMICO
RADIO COVALENTE
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

Los radios atómicos son de gran importancia en química ya que
determinan cuantos enlaces un elemento puede formar.
La forma y tamaño de las moléculas (que es un aspecto crucial en las
moléculas con función biológica) depende de los tamaños de sus
átomos.
La similitud de los radios atómicos de los metales de transición
(bloque-d) es la razón principal de porque se pueden mezclar para
formar aleaciones tan variadas (aceros).
En general, los radios atómicos decrecen de izquierda a derecha
a lo largo de un período y se incrementan al descender en un
grupo.
La disminución en el período está relacionado con el aumento de la
carga nuclear efectiva, que lleva los electrones más cerca del nucleo
debido al pobre apantallamiento que ocurre entre los electrones de
un mismo subnivel cuando aumenta Z en el período.
El aumento al descender en un grupo se explica por el hecho de que
los electrones de valencia de los niveles de períodos sucesivos
corresponden a números cuánticos principales más altos.
Los electrones de las capas internas completas apantallan
eficientemente a los electrones de valencia y la carga nuclear efectiva
disminuye al descender en el grupo y prevalece el aumento del radio.
Energía de ionización



La energía mínima para remover un electrón de un
átomo plurielectrónico en estado gaseoso es su primer
potencial de ionización, I1.
A(g) + I1(energía) A+(g) + e
La segunda energía de ionización, I2, es la mínima
energía necesaria para remover un segundo electrón del
catión monopositivo.
La energía de ionización juega un papel crucial en la
habilidad del elemento para formar enlaces y después
del radio atómico es la propiedad más importante para
determinar las características químicas del elemento.

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


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

El Li tiene una baja I1. Su electrón de valencia está bien apantallado del núcleo
(Zeff=1.28 comparado con Z=3).
El átomo de Be tiene una carga nuclear mayor que Li y el apantallamiento de
los 2 electrones 2s entre si es poco eficiente y por lo tanto su I1 es mayor.
El I1 decrece entre Be y B ya que en este último el electrón de valencia ocupa
un orbital 2p que está menos ligado de lo que estaría un orbital 2s.
El I1 crece entre B y C ya que el electrón más externo es uno 2p y se
incrementa el Zeff (el segundo electrón 2p es poco apantallado por el electron
2p restante).
El N tiene una I1 aún mayor por el incremento en Zeff .
Al llegar al O uno de los tres orbitales 2p se debe ser doblemente ocupado y
las repulsiones electrón-electrón se incrementan y disminuyen I1 por debajo
de lo que se esperaría de una simple extrapolación del comportamiento en el
período.
Los valores para O, F y Ne caen casi sobre la misma línea. El incremento de I1
refleja la atracción creciente del núcleo por los electrones externos
(incremento de Zeff ).
El electrón más externo en el Na es el 3s. Está alejado del núcleo y bién
apantallado por la capa completa tipo-Ne. De modo que la I1 es
sustancialmente menor que la del Ne.
El ciclo periódico empieza nuevamente a lo largo del siguiente período y la
variación de I1 se puede explicar de manera similar.
Electroafinidad







La electroafinidad (abreviado EA) de un átomo es la energía desprendida
(cuando EA es positiva) o requerida (si EA es negativa) cuando se añade
un electrón a un átomo gaseoso para formar un ión negativo:
A(g) + e  A-(g) + EA(energía)
EA > 0 si la reacción libera energía. EA < 0 si el proceso requiere
energía para ser producido.
Esta convención se basa en que un proceso de ganancia de un electrón
que libera energía corresponde a una EA positiva ya que esto representa
una “afinidad” del átomo por el electrón adicionado. (El átomo se
estabiliza, es decir libera energía, al ganar un electrón).
Los halógenos tienen valores relativamente altos de EA puesto que los
iones haluro que resultan tienen una configuración electrónica estable.
Los átomos que tienen subniveles completos como Be y Mg tienen
valores muy bajos de EA (cercanos a 0).
Los átomos de la familia del N tienen bajas EA mostrando la mayor
estabilidad de un nivel semicompleto (ns2 np3).
En general EA aumenta de izquierda a derecha en un período y
disminuye al bajar en un grupo, aunque hay muchas irregularidades.





En principio, una teoría del enlace químico debería
poder:
Relacionar la fórmula molecular con la estructura
electrónica de los atomos que la constituyen.
Decirnos porqué se forma el enlace químico (como y
porqué la formación de enlaces disminuye la energía del
sistema de átomos y se forma una molécula más
estable.
Explicar la geometría molecular.
Los parámetros que determinan la geometría molecular,
y que nuestra teoría debería explicar, son la Energía de
enlace, la Longitud de enlace y el Angulo de enlace.

Energía de disociación de enlace
H2(g) 2H(g)
H2O(g) H(g)+OH(g)
OH(g) H(g)+O(g)
HOOH H(g)+HOO(g)
D(H-H)=104 kcal/mol
D(H-OH)=119.7kcal/mol
D(O-H)=101.5 kcal/mol
D(H-OOH)=103 kcal/mol
D(H-CH3) = 103 kcal/mol
D(H-CH2CH3) = 96 kcal/mol
D(H-C(CH3)3) = 90 kcal/mol


Energías de disociación C-H entre 90 y 103 kcal/mol
La constancia aproximada de estas energías de enlace es nuy
significativa ya que sugiere que los factores principales que
determinan la energía de un enlace particular son las propiedades
intrínsecas de los dos átomos unidos y en una menor proporción el
entorno provisto por el resto de los átomos de la molécula
TIPOS DE ENLACES
 Uniones iónicas
 Uniones covalentes
 Unión metálica
Electronegatividad
 Escala de Mulliken
EN = (PI + EA)/2
 Escala de Pauling
ENA – ENB = 0,208 Δ1/2
Δ = D(AB) exp – D(AB) calc
D(AB) calc = [D(A2) x D(B2)]1/2
D (Li-H) = 58 kcal
D(Li2) = 25 kcal
D(H2) = 103 kcal
D(Li-H) calc = [D(Li2)xD(H2)]1/2
= 51 kcal
Es menor que el valor experimental
Energía de enlace extra:
atracción iónica parcial
Polarizabilidad : tendencia de la nube de electrones a
deformarse respecto de su forma de equilibrio debido
a las fuerzas electrostáticas externas
Mayor carga, menor radio: cationes más polarizantes
Mayor radio:
aniones polarizables
Mayor carácter covalente
Mayor carácter covalente
TEORÍA DE LEWIS
ESTRUCTURAS DE LEWIS
 Teoría del Octeto
 Uniones iónicas y uniones covalentes
 Uniones covalentes simples y múltiples
 Uniones covalentes polares y no polares
 Compuestos iónicos y covalentes
 Uniones dativas y no dativas
 Energía de enlace y longitud de enlace
 Estados de oxidación. Cargas formales
 Excepciones a las reglas del octeto
 Resonancia
ESTRUCTURAS DE LEWIS
Cl
Cl
C
Cl
Cl
Las propiedades químicas de un elemento dependen
de los electrones más externos del átomos. Esos
electrones más externos son llamados electrones
de valencia.
Una forma de representar esos electrones de valencia
Es usar los simbolos (puntos) de Lewis
Por ejemplo, los símbolos de Lewis para el flúor
se muestra debajo:
F
El flúor, del grupo 17 ( o 7A), tiene siete electrones
De valencia indicados por los 7 puntos
Dos átomos podrían combinarse para formar una
molécula, y cuando lo hacen, una unión se forma
entre ellos. La unión entre los átomos resulta de
compartir los electrones. Este compartir electrones
es llamado unión covalente.
Considérese la formación de la molécula de flúor:
F F
Cada átomo de flúor tiene 7 electrones de valencia.
Cuando dos átomos forman una molécula comparten
un par de electrones.
De acuerdo con G.N.Lewis cuando los átomos se
combinan para formar moléculas, lo hacen de tal forma
que llenan sus orbitales de valencia. De esta manera los
átomos obtienen una configuración electrónica estable
equivalente a la del gas noble más cercano.
Para los elementos del período 2, este hecho es denominado como regla del octeto.
Para el hidrógeno, en el período 1, la configuración estable es un par de electrones. Para otros elementos, en el
período 3 y superiores, el número de electrones que pueDen acomodarse en los orbitales de valencia puede ser
superior a 8.
SIGNIFICADO DE LA REGLA DEL OCTETO
Los orbitales de valencia de los átomos terminales
en una molécula son casi siempre orbitales s o p.
Así, en casi todas las moléculas, cada átomo terminal
Está rodeado, a menos que sea hidrógeno, por 8 electrones. Dado que el hidrógeno tiene solamente un orbital s en su capa de valencia, puede acomodar sólo dos
electrones.
Todos los electrones de valencia se incluyen en la
Estructura de Lewis. Sin embargo, sólo algunos se
encuentran entre los átomos- se los denomina pares
ligantes. El resto de los pares son pares solitarios.
F
F
Veámos como dibujar una estructura de Lewis. Tomaremos de
ejemplo el tetracloruro de carbono (Cl4C). En éste el carbono está
en el centro rodeado de cuatro átomos de cloro.
Aunque esta molécula es tetraédrica, representaremos
el arreglo de átomos en dos dimensiones:
Cl
Cl C Cl
Cl
El carbono tiene 4 electrones de valencia y cada
cloro tiene 7 electrones de valencia. Así hay
4 + (4x7) = 32 electrones de valencia para acomodar
entre los átomos. Formaremos una unión covalente
entre el átomo de carbono central y cada átomo de cloro.
Los electrones remanentes serán dispuestos como pares
Solitarios.
Cl
Cl
Cl C Cl
Cl C Cl
Cl
Cl
1
2
Uniones múltiples
Si dos átomos se mantienen juntos compartiendo un
par de electrones se dice que están unidos por una
unión simple. Sin embargo,en muchas moléculas,
dos átomos comparten más de un par de electrones. Se
dice de tales moléculas que poseen uniones múltiples.
Si los átomos comparten dos pares de electrones, la
unión covalente es una doble unión. Si los dos átomos
comparten tres pares de electrones, entonces se ha
formado una triple unión.
Carga formal
Con frecuencia, en una estructura de Lewis, uno o más
de los átomos constituyentes tiene lo que se llama carga
formal.
El cálculo de la carga formal supone que los electrones
son compartidos igualmente en las uniones covalentes.
Lo cual no es verdad. Sin embargo, las cargas formales
en los átomos en una representación de Lewis describe
la distribución aproximada de los electrones en la molécula.
Las cargas formales son minimizadas para asegurar una
distribución equitativa de los electrones entre los átomos.
La carga sobre cada átomo en una representación de
Lewis está determinada primero por el conteo de todos
los electrones no compartidos y la mitad de los compartidos asignados a cada átomo.
Este total es entonces comparado con el número de elecen el átomo mismo según puede verse en la tabla periódica.
La carga formal es igual al número de electrones del
átomo en su estructura de Lewis menos el número de
electrones asignados a ese átomo en la molécula.
La estructura de Lewis del ozono. ( 18 electrones de
valencia) se muestra abajo. Vamos a determinar la carga
formal, comenzando con el átomo de la izquierda.
O
O
O
Un átomo aislado de oxígeno tiene 6 electrones de
valencia. En el ozono, el átomo en el circulo tiene 8 electrones. Cuántos son no compartidos?
O
Número de electrones
de valencia del átomo
6
O
O
Número de
Electrones no ligantes.
6
½ Número de
electrones ligantes
1
Carga
formal
-1
Estructura electrónica del O3
El enlace en la molécula de trioxígeno puede interpretarse
mediante la consideración de dos estructuras de resonancia.
La distancia de enlace es menor que en un enlace sencillo,
d(O-O) = 1.48Å, pero mayor que la de uno doble, d(O=O)
= 1.21Å. El orden de enlace es 1 1/2
Tiene momento dipolar
Excepciones a la regla del octeto
 Deficientes en electrones: BeCl2, BCl3
 Radicales: NO2
 Expansión del octeto: PF5, SF6, SO3, H2SO4
Resonancia
 O3
 SO2 y SO3
 CO32-
Cargas Formales
 N=N=O y N=O=N
 H2SO4
Eresonancia = Edisociación(experimental)– Edisociación(estructura más estable)
Aproximación de Born-Oppenheimer : los núcleos son mucho más pesados que
los electrones y por tanto se mueven mucho más lentamente. Pueden ser tratados en
forma estacionaria mientras los electrones se mueven a su alrededor. Se piensa
entonces a los núcleos como a una distancia fija (R) y se resuelve la ec. de
Schrodinger para los electrones solamente. Se repite el procedimiento variando R. La
curva que se obtiene (abajo para la molécula de H2) se conoce como curva de energía
potencial (ya que se ha ignorado la energía cinética de los núcleos)
2
2A
2B
La densidad electrónica en
H2 de acuerdo al modelo
del enlace de valencia y las
densidades electrónicas
correspondientes a los
orbitales atómicos
contribuyentes. Los
núcleos estan marcados
como los puntos A y B en
la línea horizontal. Notar la
acumulación de densidad
electrónica en la región
internuclear.
H2O
La configuración de valencia del O es:
2s2 2px2 2py1 2pz1
Los dos electrones desapareados en los orbitales
2p del O pueden cada uno aparearse con un
electrón de un orbital 1s del H, y cada
contribución resulta en la formación de un enlace
σ (cada enlace tiene una simetria cilíndrica
alrededor del eje O-H). Como los orbitales 2py y
2pz están a 900, el angulo de enlace predecido es
de 900, en mal acuerdo con el valor experimental
(1040)
La teoría del enlace de valencia parece tener dos deficiencias. Una es la pobre estimación
que da para el ángulo de enlace del H2O (y otras como el NH3). La otra falla es la
imposibilidad de explicar el número de enlaces que un átomo puede formar, en
particular la tetravalencia del C (configuración 2s2 2px1 2py1, la teoría del enlace de
valencia predice que sólo debería formar 2 enlaces, no cuatro) .
Energías de enlace
Longitud de enlace
H-H:
432 kJ/mol
74 pm
H-F:
565 kJ/mol
92 pm
F-F:
159 kJ/mol
143 pm
C-C:
347 kJ/mol
154 pm
C=C:
614 kJ/mol
134 pm
CΞC:
839 kJ/mol
121 pm
O=O:
498 kJ/mol
121 pm
NΞN:
945 kJ/mol
110 pm
Compuestos iónicos: Altos puntos de fusión, alta conductividad
en estado fundido. Generalmente vinculado
a la variación de EN:
ΔEN
Tc
NaCl
2,1
800
100
MgCl2
1,7
700
25
AlCl3
1,5
200
0,0002
SiCl4
1,2
-70
0
PCl3
0,9
-100
0
Cl2
0
-100
0
Excepciones: Al2O3
Conductividad
TRPEV : Teoría de repulsión de pares electrónicos de valencia
POLARIDAD DE ENLACE Y MOMENTO DIPOLAR
En general, una molécula compuesta de átomos distintos, muestra
enlaces con un cierto grado de polaridad dependiente de la diferencia de
electronegatividades. En el caso de HF, realmente es
Hd+― Fd- y se dice que es dipolar, o bien que posee un momento
dipolar. Este se representa generalmente por una flecha cuyos extremos
van desde d+  d- . El momento dipolar es el producto entre las cargas
y la distancia que las separa:
μ=Qxr
En el caso de moléculas poliatómicas, éstas también muestran un
comportamiento dipolar. Por ejemplo, en la molécula de agua sabemos
que realmente es como se muestra en la figura, porque el O tiene mayor
electronegatividad que H y cuando se pone dentro de un campo
eléctrico generado por una pila, la molécula se ubica de la manera que se
muestra. Claramente, este resultado está de acuerdo con la suma
vectorial de los dipolos a lo largo de cada enlace que forman un ángulo
por lo que la suma de los dos vectores produce un dipolo resultante
según se señala.

Un comportamiento similar se observa para NH3, generando un momento
dipolar resultante de la contribución de cada uno de los dipolos Nd- ― Hd+.
No obstante, no todas las moléculas formadas por heteroátomos son polares,
a pesar de que cada enlace en particular, sea polar. Ocurre que la contribución
de cada uno, en forma vectorial, termina anulándose recíprocamente debido a
la suma vectorial. Un ejemplo de este caso es la molécula CO2, con una
distribución de carga como la que se muestra y que, debido a la naturaleza
opuesta de sus dipolos, no posee momento dipolar resultante.

Las moléculas diatómicas homonucleares (H2, O2, F2) no poseen momento
dipolar porque no hay separación de cargas en estas moléculas. Las diatómicas
heteronucleares (HF, HCl, CO, NO y similares) generalmente poseen
momento dipolar y son polares. Los momentos dipolares se pueden medir
estudiando el comportamiento de las moléculas entre dos placas de cargas
opuestas, dado que en presencia de un campo eléctrico una molécula polar se
alinea con su extremo más negativo orientado hacia la placa positiva y su
extremo más positivo hacia la placa negativa. El campo eléctrico no afecta a
las moléculas no polares. El momento dipolar generalmente se expresa en
Debyes: 1D = 3.33 x 10-30 C m.
momento dipolar permanente de algunas moléculas
p (x 10-30 Cm)
Molécula
p (x 10-30 Cm)
Agua (H2O)
6.13
Etanol (C2H5CH3)
5.66
Amoníaco
(NH3)
4.83
Fluorobenceno (C6H5F)
5.36
Sulfídrico
(SH2)
3.10
Clorobenceno (C6H5Cl)
5.66
Clorhídrico
(ClH)
3.60
Nitrobenceno (C6H5NO2)
14.1
Metano (CH4)
0
Nitrometano (CH3NO2)
11.6
Etano (C2H6)
0
Cloruro de etilo (C2H5Cl)
6.60
Propano
(C3H8)
0
Cloroformo (CHCl3)
3.40
Benceno
(C6H6)
0
Tetracloruro de carbono (CCl4)
0
Tolueno
(C6H5CH3)
1.23
Tetrafluoruro de carbono (CF4)
0
Acetona
(CH3-COCH3)
9.46
Nitrometano (CH3NO2)
11.6
Metanol
(CH3OH)
5.66
Nitroetano (CH5NO2)
12.3
Molécula
Promoción e hibridización de orbitales