Propiedades periodicas y enlace quimico
Descargar como PPT, PDF3 recomendaciones32,067 vistas
1) Las propiedades periódicas de los elementos químicos, como el radio atómico y el potencial de ionización, están relacionadas con su posición en la tabla periódica. 2) Los átomos forman enlaces iónicos, covalentes y metálicos para alcanzar la configuración electrónica de los gases nobles. 3) La diferencia en electronegatividad entre los átomos determina si el enlace será iónico, covalente o polar.
Propiedades periodicas y enlace quimico
- 1. PROPIEDADES PERIODICAS Muchas de las propiedades características de los átomos pueden correlacionarse con sus posiciones en la tabla periódica. Son propiedades que presentan los elementos químicos y que se repiten secuencialmente en la tabla periódica. Por la colocación en la misma de un elemento, podemos deducir que valores presentan dichas propiedades así como su comportamiento químico.
- 2. Regla del octeto Los átomos se combinan mediante procesos que implican pérdida, ganancia o compartimiento de electrones de tal forma que adquieran la configuración de ocho electrones en su último nivel; esto se conoce como regla del octeto. Sabemos que los gases nobles tienen ocho electrones en su nivel electrónico más interno: ns2 np6 (excepto el helio, que sólo posee dos), es decir, tienen completa su última capa.
- 4. Estructuras De Lewis Lewis fue uno de los primeros en intentar proponer una teoría para explicar el enlace covalente, por ello creo notaciones abreviadas para una descripción mas fácil de las uniones atómicas, que fueron las estructuras de Lewis. Para dibujar las estructuras de Lewis se puede seguir el siguiente método: Se colocan los átomos de la molécula de la forma mes simétrica posible. Se determina el Nº de electrones disponibles en la capa externa de los átomos de la molécula A Se calcula la capacidad total de electrones de las capas externas de todos los tomos de la molécula N El Nº total de electrones compartidos es S=N-A Se colocan los electrones S como pares compartidos entre los átomos que forman enlaces. El resto de los electrones A-S se colocan como pares no compartidos para completar el octeto de todos los átomos.
- 5. Las estructuras de puntos de Lewis son una taquigrafía para representar los electrones de valencia de un átomo. Las estructuras están escritas como el elemento del símbolo con puntos que representan los electrones de valencia. Abajo están las estructuras de Lewis para los elementos en los dos primeros períodos de la Tabla Periódica. Las Estructuras de Puntos de Lewis H2 H:H H-H o O2
- 6. Radio Atómico El radio atómico es la distancia entre el núcleo del átomo y el electrón estable más alejado del mismo. Se suele medir en picómetros (1 pm=10-12 m) o Angstroms (1 Å=10-10 m). Al ser los núcleos y los electrones partículas cuánticas, sometidas al principio de indeterminación de Heisenberg, las medidas directas de distancias no pueden tener sino un significado estadístico. Convencionalmente, se define como la mitad de la distancia existente entre los centros de dos átomos enlazados, y dependiendo de ese enlace podremos hablar de radios atómicos, iónicos, metálicos o radios de van der Waals.
- 7. Grafica del Radio Atómico
- 9. Potencial de ionizaciòn Es una medida de la energía necesaria para remover uno o varios electrones de valencia de un átomo neutro y queda cargado positivamente. A. + Energía A+ + 1e- La energía necesaria para que un átomo neutro en estado gaseoso pierda uno de sus electrones de la última capa o de valencia se llama potencial de ionizaciòn, o energía de ionizaciòn. El potencial de ionizaciòn esta influido por la distancia del núcleo a la cual se encuentra el electrón que se pierde, la carga del núcleo, el apantallamiento de los electrones internos y la mayor o menor cercanía de la estructura de la capa externa al octeto o a la notación ns2 np6 .
- 12. Afinidad Electrónica Cuando un átomo de un elemento cualquiera y de alguna manera se hace entrar en este sistema neutro un electrón, el átomo queda cargado negativamente, es decir, se forma un ión negativo (anión) con la liberación de una cantidad de energía. A + 1e- A- + Energía En algunos casos, la formación del anión requiere suministrar energía. Se dice, entonces, que tal elemento tiene una afinidad electrónica negativa.
- 14. Carácter Metálico Se ha visto que el grupo IA están los metales alcalinos y que en el grupo VIIA están los halógenos, que son no metales. Los elementos de estos grupos son altamente reactivos: físicamente, se observa que, mientras los primeros (grupos IA) son sólidos, los segundos varían de arriba hacia abajo, en el grupo, desde gases hasta sólidos. Así, el F y el Cl son gaseosos a temperatura ambiente, el Br es líquido y el I y el At son solidos.
- 15. Electronegatividad Se ha descrito El Potencial de Ionización PI como la "resistencia" y la electroafinidad EA como la "avidez" frente a la posibilidad de ceder un electrón o aceptar un e- extra, respectivamente. La electronegatividad como se entiende en Química, mide entonces la habilidad de cada átomo en una molécula a atraer electrones de un enlace.
- 16. La escala de electronegatividad nos permite predecir el tipo de enlace químico formado por átomos. A mayor diferencia de electronegatividad de los elementos, mayor atracción electrostática tienen los átomos entre si. Ejemplo: KCl la electronegatividad del K es 0.8 la del Cl es 3.0 diferencia en electronegatividades: 2,2 se esperaría que el par de electrónico compartido este mas cerca al cloro que al potasio, la atracción del cloro por el par electrónico es tan grande que el enlace es fundamentalmente iónico y el electrón del potasio esta casi asociado con el ión cloruro. Cuando la diferencia en electronegatividades es menor de 1.7 el enlace es covalente.
- 17. El enlace en la mayoría de los elementos no es completamente iónico, ni completamente covalente, por tanto es mejor hablar de enlaces parcialmente iónicos o parcialmente covalentes. Se debe asignar un valor de porcentaje al carácter iónico y al carácter covalente de un compuesto.
- 18. Predicción del tipo de enlace usando la escala de electronegatividad de Pauling. La escala más usada para medir electronegatividades se basa en una desarrollada por Linus Pauling. El observó que cuando se combinan los átomos de diferentes electronegatividades, sus enlaces son más fuertes de lo esperado. Se cree que son dos los factores que contribuyen a la fuerza del enlace. Uno de ellos es el enlace covalente entre los átomos. El otro es la unión adicional producida por una atracción entre los extremos opuestamente cargados del enlace dipolo. La fuerza extra del enlace se atribuyó entonces a la unión adicional y Pauling utilizó este concepto para desarrollar su tabla de electronegatividades. Cuando se tenga algún interés en conocer algo acerca de la polaridad de un enlace, tal vez dicho interés se base en la diferencia de las electronegatividades entre los dos átomos unidos por el enlace. Si la diferencia es pequeña, el enlace será relativamente no polar, pero si es grande, el enlace será polar. Si la diferencia en la electronegatividad es muy grande, el par de electrones se concentrará casi en forma exclusiva alrededor del átomo más electronegativo y el enlace será iónico.
- 20. ENLACE QUÍMICO EN LA FORMACIÓN DE COMPUESTOS Mientras que sólo hay alrededor de 118 elementos catalogados en la tabla periódica, obviamente hay más substancias en la naturaleza que los 118 elementos puros. Esto es porque los átomos pueden reaccionar unos con otros para formar nuevas substancias denominadas compuestos. Un compuesto se forma cuando dos o más átomos se enlazan químicamente. El compuesto que resulta de este enlace es químicamente y físicamente único y diferente de sus átomos originarios.
- 21. Propiedades De Los Enlaces Propiedades de las sustancias iónicas: – Las sustancias iónicas se encuentran en la naturaleza formando redes cristalinas, por tanto son sólidas. – Su dureza es bastante grande, y tienen por lo tanto puntos de fusión y ebullición altos. – Son solubles en disolventes polares como el agua. – Cuando se tratan de sustancias disueltas tienen una conductividad alta.
- 22. Propiedades de los compuestos covalentes. – Los compuestos covalentes suelen presentarse en estado liquido o gaseoso aunque también pueden ser sólidos. Por lo tanto sus puntos de fusión y ebullición no son elevados. – La solubilidad de estos compuestos es elevada en disolventes polares, y nula su capacidad conductora. – Los sólidos covalentes macromoleculares, tienen altos puntos de fusión y ebullición, son duros, malos conductores y en general insolubles.
- 23. Los enlaces metálicos: – Suelen ser sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio, y sus puntos de fusión y ebullición barman notablemente. – Las conductividades térmicas y eléctricas son muy elevadas. – Presentan brillo metálico. – Son dúctiles y maleables. – Pueden emitir electrones cuando reciben energía en forma de calor.
- 24. Enlaces iónicos En los enlaces iónicos, los electrones se transfieren completamente de un átomo a otro. Durante este proceso de perder o ganar electrones cargados negativamente, los átomos que reaccionan forman iones. Lo iones cargados de manera opuesta se atraen entre ellos a través de fuerzas electroestáticas que son la base del enlace iónico. Por ejemplo, durante la reacción del sodio con el cloro:
- 25. Sodio (en la izquierda) pierde su única valencia de electrones al cloro (a la derecha),
- 27. Enlace Covalentes El segundo mayor tipo de enlace atómico ocurre cuando los átomos comparten electrones. Al contrario de los enlaces iónicos en los cuales ocurre una transferencia completa de electrones, el enlace covalente ocurre cuando dos (o más) elementos comparten electrones. El enlace covalente ocurre porque los átomos en el compuesto tienen una tendencia similar hacia los electrones (generalmente para ganar electrones). Esto ocurre comúnmente cuando dos no metales se enlazan. Ya que ninguno de los no elementos que participan en el enlace querrá ganar electrones, estos elementos compartirán electrones para poder llenar sus envolturas de valencia
- 28. Enlaces Múltiples Para cada par de electrones compartidos entre dos átomos, se forma un enlace covalente único. Algunos átomos pueden compartir múltiples pares de electrones, formando enlaces covalentes múltiples. De acuerdo con esta teoría veamos los tipos de enlace covalentes que pueden formarse. Enlace covalente simple o de dos electrones. En el caso del átomo de cloro que tiene siete electrones en su capa mas externa formando tres pares electrónicos y un electrón sin aparear (a cada uno de los átomos le falta un electrón para cumplir la regla del octeto) los dos electrones sin aparear, uno de cada átomo, se aproximarán para compartir el par de electrones de modo que ese par será común a los átomos, originando un enlace covalente simple
- 30. 2. Enlace covalente doble o de cuatro electrones. A un átomo de oxigeno y uno de azufre le hacen falta dos electrones en su capa exterior para cumplir la regla del octeto (o estructura de un gas noble mas próximo). Para llegar a esa configuración, dos átomos de oxigeno y azufre comparten dos pares de electrones de valencia, con lo cual se forma la molécula; los átomos se unen por un enlace covalente doble.
- 31. 3. Enlace covalente triple o de seis electrones. En el caso del átomo de nitrógeno que en su capa mas externa tiene cinco electrones, al unirse dos átomos forman la molécula compartiendo tres pares de electrones para adquirir la configuración del gas noble: este enlace se denomina covalente triple.
- 32. 4. Enlace covalente coordinado Hemos visto que el par o pares de electrones compartidos para formar el enlace son aportados por el 50 % de cada uno de los átomos que lo constituyen. Pero hay casos en los cuales el par de electrones compartidos, para constituir el enlace, son aportados por uno de los átomos en tanto que el otro átomo no comparte alguno. Y se puede definir como aquel tipo de enlace en que el par de electrones compartidos son aportados por uno de los átomos que constituyen el enlace.
- 34. Enlace de hidrógeno En el enlace covalente polar en el que hemos visto que en la molécula se forman dos zonas claramente diferenciadas, una con un exceso de carga negativa (la correspondiente al átomo más electronegativo) y otra con un defecto de carga negativa (la correspondiente al átomo menos electronegativo). Un caso de polaridad especialmente interesante es el que corresponde a moléculas tales como por ejemplo H2O, HF o NH3 en las que los átomos de hidrógeno se hallan unidos a otros átomos mucho más electronegativos.