Uniones quimicas

12/04/2013
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 = ½ d
La medida de los
átomos aumenta
hacia abajo en
un GRUPO
A lo largo de un PERÍODO la medida de los átomos decrece
Aumenta la atracción coulómbica en el mismo
nivel de energía, con el agregado de e -
Los e - internos
actúan como
pantalla de las
cargas nucleares
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Variación del Radio Atómico en un período
Período 2
• En un mismo periodo el
radio atómico disminuye al
movernos de izquierda a
derecha.
• Es debido a que los
electrones de la última capa
estarán más fuertemente
atraídos
Variación del Radio Atómico en un Grupo
Grupo 1
En un grupo, el radio
aumenta al aumentar
el periodo, pues
existen más capas de
electrones.
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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
Li(g) → Li + +1
1e -
E I
= kJ/mol
Aumenta con Z
Disminuye
con Z
Metales Alcalinos
Crece con Z
Halógenos
disminuye con Z
Los e - se hallan más débilmente unidos, el
radio ↑ ⇒ los e - son menos atraídos por el
núcleo, y lo los e - internos se encuentran
apantallando la carga nuclear
Aumentalacarganuclearylos
e - queseagreganenelmismo
nivel de E no producen
apantallamiento
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Variación de la Primera Energía de Ionización
3) AFINIDAD ELECTRÓNICA ( A E
)
Cambio de Energía cuando un átomo acepta 1 e - en el estado gaseoso
para transformarse en un anión.
X(g) + 1e - → X - (g)
Cl(g) + 1e - →
Cl - (g)
Propiedad de los átomos que influyen en su comportamiento
químico su habilidad par aceptar e -
Cuanto más negativa sea la A E
> será la tendencia dlát del átomo a
aceptar 1 e -
a > | A E
| > estabilidad del ión
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Variación de la Afinidad Electrónica
Aumenta con Z
disminuye con Z
El aumento del radio trae
aparejado una menor atracción de
la carga nuclear hacia el e -
Debido al aumento
de carga nuclear se
ve favorecido el
ingreso de 1 e -
2. Energía de Ionización: el mayor valor parte superior derecha de TP
3. Afinidad 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.
Pauling estableció una escala de electronegatividades asigna
arbitrariamente al Flúor el valor 4 .
Tiene valores relativos, la escala va de 0,7 para el Cesio (Cs) al 4
para el Flúor (F)
Variación de la Electronegatividad
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5) RADIO IÓNICO
Es el radio que tiene un átomo que ha perdido o ganado
electrones, adquiriendo la estructura electrónica del gas noble
más cercano.
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
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Pierde un electrón
Átomo de Na neutro
Átomo de Cl neutro
Gana un electrón
Na ( 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ) -1e -
Na + (1s 2 2s 2 2p 6 ) ión sodio
CATIÓN
1s 2 2s 2 2p 6 configuración electrónica del Ne
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Elementos de Grupos 1 y 2
Bajo E I
Baja A E
Pierde
un
electron
Resulta más probable que pierdan 1e - y
se conviertan en cationes
Átomo de Na Ión Na + Pierden electrones
Predominan las
Per ríodo
cargas
+ en el núcleo
Grupo
Elementos de Grupos 17
Alto E I
Alta A E
Resulta más probable que
Gana un
electrón
Átomo de Cl Ión Cl -
ganen 1 e - y se conviertan en
aniones
Ganan electrones
Forman aniones
Período o
Grupo
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ENLACE QUÍMICO
Iónico covalente metálico
Fuerzas de atracción que mantienen unidos los
átomos, en sus formas combinadas.
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
s 2 p 6 ( 8 e ‐ en el último nivel energético)
Símbolos de Lewis: Símbolo del elemento, rodeado de los e - de valencia
Ej.: Grupo 1:
Grupo 2:
Grupo 15
Grupo 17
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ENLACE IÓNICO
1 electrón o más se transfieren desde el nivel
de valencia de un átomo, al nivel de valencia de otro.
Según notación de Lewis:
+ Na + •• Los iones se
atraen por fuerzas
electrostáticas
+ Li +
Li ( 1s 2 2s 1 ) → Li + (1s 2 ) + 1e -
F(1s 2 2s 2 2p 5 ) + 1e - → F - (1s 2 2s 2 2p 6 )
ENLACE IÓNICO
* Ocurre entre átomos de elementos cuya diferencia de
electronegatividad es notable
* Entre elementos de baja E I
yotrodealtaA E
(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 (H 2
O)
(enH 2
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 BAJA
* Se produce entre elementos de alta
electronegatividad y semejante
Par de electrones
compartidos
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Tipos de Unión covalente
● Homonuclear : covalente pura
átomos del mismo elemento
+
+ +
+
Cl - Cl
La densidad electrónica está
concentrada entre 2 núcleos +
●
Heteronuclear: átomos de distintos elementos
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●Simple
● Doble
● Triple
Ej.: covalente doble heteronuclear ( CO 2 )
O C O
Propiedades
• A temperatura ambiente son gases, líquidos o sólidos
• Bajos puntos de fusión y ebullición
• Son insolubles en agua
• En soluciones acuosas son malos conductores de
electricidad.
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La mayoría de los compuestos tienen uniones intermedias
entre iónicas y covalentes
Distorsión de la nube electrónica
Iónico
Iones distorsionados
Unión covalente
polarizada
+ +
Covalente
Los átomos tienen =
tendencia a atraer los e -
Unión covalente polar
Transición entre carácter iónico y covalente
Unión covalente polar
Como el Cl tiene > electronegatividad atrae el par electrónico con más fuerza
que el H ⇒ se forma un dipolo con extremo del lado del Cl
δ + δ −
H Cl
δ + δ −
Son cargas
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
Modelo
Iónico
Diferencia de
Electronegatividad
creciente
Escritura de las estructuras de Lewis
Se calcula S, el número total de electrones
compartidos en la molécula o ión,
S=N-A.
• N=número de electrones en la capa de valencia que
requieren todos los átomos de la molécula o ión para
adquirir la configuración de gas noble.
• A=número de electrones disponibles en la capa de valencia
de todos los átomos.
-Para aniones, se suma el número de e - igual a la carga del ión,
- Para cationes se resta el número de e - igual a la carga del ión.
•Elegir un esqueleto razonable para la molécula o ión
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•Por ejemplo: para H 2 SO 4
N = 2 x 2 (H) + 8 x 1 (S) + 8 x 4 (O) = 44
A = 2 x 1 (H) + 6 x 1 (S) + 6 x 4 (O) = 32
S = N – A = 44 – 32 = 12
Se comprueba que el número total de electrones sea A.
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
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Se debe a las atracciones eléctricas entre iones metálicos con
carga + y e - móviles deslocalizados que pertenecen al cristal
como un todo
Propiedades
- Son buenos conductores de electricidad por la libertad de
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.
Al aplicar una fuerza se desliza las capas de cationes sin
romper la estructura que es mantenida por las fuerzas
eléctricas de atracción de las nubes de electrones
Los electrones de valencia se mueven a
través del metal; forman enlaces
deslocalizados con los iones positivos
No cambia la atracción entre
las capas. El metal cambia de
forma sin romperse
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FUERZAS INTERMOLECULARES
Fuerzas de atracción entre moléculas y son las principales
responsables de las propiedades macroscópicas de las moléculas.
Son mucho más débiles que las fuerzas correspondientes a uniones
covalentes.
a) Fuerzas de dispersión o de London
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.
Las fuerzas de London existen en todas las moléculas, sean polares o no.
En las moléculas no polares son las únicas fuerzas intermoleculares que
existen.
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b) Fuerzas Dipolo - Dipolo
Debidas a dipolos permanentes entre moléculas polares
atracción entre extremos + y – de moléculas adyacentes
( ej.: interacción ión-dipolo, en disoluciones)
c) Uniones Puente de Hidrógeno es la más fuerte de las tres
Atracción entre un átomo de
H unido covalentemente a un
átomo muy electronegativo y
un segundo átomo
electronegativo de otra
molécula (que posee 1 par de
e - sin compartir)
O
H H
H
O
H
O
H H
O
H H
H
H
O
H
O
H
F-H------F-H
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