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1 LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS Se pueden separar en dos grupos: 1- Las que tienen relación con el de tamaño: Los radios atómicos y los radios iónicos o cristalinos. La densidad. (ρ) El punto de fusión y ebullición. (Pf y Peb) 2- Las de carácter energético (se denominan propiedades magnéticas,) entre ellas destacan: El Potencial de Ionización o Energía de Ionización. (P.I.) La Afinidad Electrónica o Electroafinidad. (E.A.) La Electronegatividad. (E.N.) 1 PERIODICIDAD En un periodo n = constante pero aumenta Z (número de protones) lo que genera: Disminución de tamaño Aumento de la energía de ionización Aumento de la carga nuclear efectiva 2 RADIO ATOMICO: 3 1

2 PROPIEDADES POR RELACIÓN DE TAMAÑO RADIO ATOMICO: EN CADA GRUPO: EL radio atómico crece con el aumento del número atómico (Z), como consecuencia del aumento del número de niveles electrónicos. EN CADA PERIODO: El tamaño atómico disminuye de izquierda a derecha al aumentar el número atómico (Z), como consecuencia del aumento de la carga nuclear e invariación del número de niveles electrónicos.. 4 Tendencias periódicas del tamaño atómico 5 Comparando el tamaño de átomos e iones El radio de un ión metálico es de aproximadamente la mitad del radio del átomo metálico correspondiente El radio de un ión no metálico es de aproximadamente el doble del radio del átomo no metálico correspondiente. 6 2

3 POTENCIAL DE IONIZACION ( I): El potencial o energía de ionización, es la cantidad mínima de energía necesaria para remover un electrón de un átomo gaseoso neutro y formar un ion positivo. X(g) X + (g) + e - EN UNA FAMILIA: El potencial de ionización ( I ) disminuye al aumentar el número atómico (Z), porque los e - de valencia se encuentran más lejos del núcleo. EN UN PERIODO: El potencial de ionización aumenta con el aumento del número atómico, pero el incremento no es regular. Las tendencias en los I están relacionadas con el tamaño atómico. A mayor radio, menor es el I. 7 ÁTOMO POLIELECTRÓNICO En un átomo polielectrónico se pueden sacar varios electrones, por lo que se pueden definir tantas energías de ionización como electrones tiene el átomo 8 Tendencias periódicas de la Energía de Ionización 9 3

4 AFINIDAD ELECTRONICA (AE) La cantidad de energía que se absorbe cuando se añade 1e - a un átomo gaseoso aislado para formar un ion con carga -1 La AE es la adición de 1e - a un átomo gas neutro: X (g) + e - X - (g) Las EA aumentan en un periodo de izquierda a derecha. En un grupo la EA disminuyen de a medida que aumenta el nivel de energía. 10 ELECTRONEGATIVIDAD: Representa la tendencia que posee un átomo para atraer electrones hacia sí cuando se combina químicamente con otro átomo. EN UN PERIODO: La electronegatividad aumenta de izquierda a derecha, siendo mínimo para los alcalinos y máximo para los halógenos. EN UN GRUPO la electronegatividad disminuye de arriba hacia abajo. La electronegatividad del F=4.0eselelemento màs electronegativo de la tabla periòdica!!!. El Cs y el Fr, son los elementos que sostienen más débilmente los e- y tienen el valor más bajo = 0,

5 Resumen de Propiedades Periódicas En un Periodo Moviéndose izquierda --> derecha Radio Atómico Disminuye Energía de Ionización Aumenta Electronegatividad Aumenta En una Familia Moviéndose de arriba --> abajo Radio Atómico Aumenta Energía de Ionización Disminuye Electronegatividad Disminuye 13 La electronegatividad sirve para clasificar los elementos en 2 grandes grupos: Metales: Elementos cuyos átomos ejercen una atracción relativamente pequeña sobre los electrones externos, es decir, tienen valores pequeños de E.I. y de E.A. (bajos valores de E.N.) Muestran fuerte tendencia a formar cationes, son agentes reductores. No metales: Elementos cuyos átomos ejercen una atracción relativamente grande sobre los electrones externos, es decir, presentan valores elevados de E.I. y de E.A. (valores grandes de E.N.) Muestran fuerte tendencia a formar aniones, son agentes oxidantes. 14 Prácticamente todas las sustancias que encontramos en la naturaleza están formadas por átomos unidos. Por qué se unen los átomos? porque, al estar unidos, adquieren una situación más estable que cuando estaban separados. Mayor estabilidad.cuando el número de electrones que poseen los átomos en su último nivel es igual a ocho, estructura de los gases nobles. Los átomos se unen para formar enlaces porque con ello consiguen que su último nivel tenga 8 electrones, la misma configuración electrónica que los átomos de los gases nobles 15 5

6 ENLACE QUIMICO: Fuerzas de atracción que mantienen unidos a los átomos en los compuestos químicos. CaF 2 16 ENLACE IÓNICO: Se produce por la transferencia de electrones de un metal a un no metal. Los metales tienen electronegatividades bajas y tienden a perder electrones. Cuando un metal pierde uno o más electrones se convierte en un catiòn, un iòn cargado positivamente. Los no metales tienen altas electronegatividades y tienden a ganar electrones, formándose un aniòn, un iòn cargado negativamente. 17 Ej. El cloruro de sodio, NaCl El sodio es un metal alcalino con 1 electrón externo: Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 La configuración electrónica del cloro es: Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 Na Cl Na + Cl - Lo iones con cargas opuesta se atraen entre ellos a través de fuerzas electroestáticas que son la base del enlace ionico. 18 6

7 En general, a más distante se encuentran los elementos en la tabla periódica, existe mayor probabilidad que se forme un compuesto iónico. Es decir, una diferencia de electronegatividad entre los elementos favorece la formación de enlaces iónicos. Ej. Todos los metales del grupo IA (Li, Na, K, Rb, Cs) reaccionan con los elementos del grupo VIIA (F, Cl, Br, I) para formar compuestos iònicos de la fórmula general MX. Los iones M + y X - siempre tienen configuración de gas nobles 19 Los iones de distinta carga se atraen eléctricamente, se ordenan y forman una red iónica. NaCl CsCl Los compuestos iónicos No están formados por moléculas!!!!!. 20 Propiedades compuestos iónicos Elevados puntos de fusión y ebullición Solubles en agua No conducen la electricidad en estado sólido, pero sí en estado disuelto o fundido (Reacción química: Electrólisis) Al intentar deformarlos se rompe el cristal (fragilidad) 21 7

8 ENLACE COVALENTE: Se forma cuando dos átomos comparten uno o más pares de electrones: No metal +No metal Compuesto Covalente Los No Metales tienen altas electronegatividades, es decir gran atracción por los electrones del enlace químico. Ejem: Enlace covalente de las moléculas de hidrógeno, H 2 : El gas hidrógeno está compuesto de moléculas de H 2 La configuración electrónica del átomo de hidrógeno es: 1s 1 22 Molécula de Cloro, Cl 2 La configuración electrónica de un átomo de: Cl: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 Representación de los enlaces de las moléculas de H 2 y Cl 2 Se forman así habitualmente Moléculas: pequeños grupos de átomos unidos entre sí por enlaces covalentes. 23 Los enlaces covalentes pueden ser simples (ejem: moléculas de cloro e hidrógeno) o múltiples. Los elementos que pueden forman enlaces múltiples son :O, N,C,P,yS. Ejem. Compuestos covalentes binarios comunes: el agua, H 2 O, el amoniaco NH 3 y el dióxido de carbono, CO

9 Propiedades compuestos covalentes (moleculares) No conducen la electricidad Solubles: moléculas apolares apolares Insolubles: moléculas polares - polares Bajos puntos de fusión y ebullición Fuerzas intermoleculares? 25 La mayoría de los compuesto covalentes son líquidos o gases; algunos son sólidos blandos. los compuestos iónicos se diferencian de los compuestos covalentes en que Los compuestos covalentes tienen: -. densidades, puntos de fusión y de ebullición menores. -. son malos conductores del calor y la electricidad. -. cuando se disuelven en agua, la mayoría forma iones. 26 ENLACE METALICO Se forma cuando se combinan entre sí elementos metálicos; es decir, elementos de electronegatividades bajas y que se diferencien poco. Los átomos de los metales tienen pocos electrones en su última capa, por lo general 1, 2 ó 3. y.pierden fácilmente esos electrones (electrones de valencia) y se convierten en iones positivos, por ejemplo Na +, Cu 2+, Mg 2+. Los electrones de valencia desprendidos de los átomos forman una nube de electrones que puede desplazarse a través de toda la red. De este modo todo el conjunto de los iones positivos del metal queda unido mediante la nube de electrones con carga 27 negativa que los envuelve. 9

10 ENLACE METALICO Fe Los electrones de valencia desprendidos de los átomos forman una nube de electrones que puede desplazarse a través de toda la red. Asi, todo el conjunto de los iones positivos del metal queda unido mediante la nube de electrones con carga negativa que los envuelve. 28 PROPIEDADES de los METALES 1. Conductividad eléctrica elevada. La presencia de un gran número de electrones móviles explica por qué los metales tienen conductividades eléctricas varios cientos de veces mayores que los no metales. 2. Buenos conductores del calor. El calor se transporta a través de los metales por las colisiones entre electrones, que se producen con mucha frecuencia. 3. Insolubilidad en agua y en otros disolventes comunes. Ningún metal se disuelve en agua; los electrones no pueden pasar a la disolución y los cationes no pueden disolverse por ellos mismos Ductilidad y Maleabilidad.). La mayoría de los metales son Dúctiles (capaces de ser estirados para obtener cables) y Maleables (capaces de ser trabajados con martillos en láminas delgadas En un metal, los electrones actúan como un pegamento flexible que mantiene los núcleos atómicos juntos, los cuales pueden desplazarse unos sobre otros. Como consecuencia de ello, los cristales metálicos se pueden deformar sin romperse

11 Fuerzas Intermoleculares o Fuerzas de Van der Waals 1-Fuerzas dipolo-dipolo - Interacción entre un dipolo (densidad de carga temporal) en una molécula y un dipolo en la molécula adyacente. - Las fuerzas dipolo-dipolo existen entre moléculas polares neutras. HCl, HBr, HI 31 Fuerzas Intermoleculares o Fuerzas de Van der Waals 2-Enlaces de Hidrógeno Son fuerzas intermoleculares más fuertes de las fuerzas de Van der Waals. -El enlace de hidrógeno requiere que el H este unido (enlazado) a un elemento electronegativo, como F, O y N. Ej: HF,H 2 O, NH 3 Enlaces por puentes de hidrógeno entre moléculas de HF

12 Fuerzas Intermoleculares Punto de ebullición normal (K) Masa molecular (u) Al aumentar el valor de las fuerzas debidas a los enlaces por puentes de hidrógeno, aumenta el punto de ebullición

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