Metales Alcalinos. Propiedades periódicas. Propiedades periódicas

Transcripción

1 Tabla periódica: es un rearreglo tabular de los elementos químicos. Ley periódica: las propiedades físicas como químicas de los elementos varían en forma periódica conforme aumenta la masa atómica. 1

2 Radios atómicos Se define como: la mitad de la distancia de dos átomos iguales que están enlazados entre sí. Por dicha razón, se habla de radio covalente y de radio metálico según sea el tipo de enlace por el que están unidos. Radio iónico Se define como el radio que tiene un átomo que ha perdido o ganado electrones, adquiriendo la estructura electrónica del gas noble más cercano. Radios atómicos Dentro de un mismo grupo, el tamaño atómico aumenta conforme lo hace el número atómico (de arriba a bajo). Dentro de un mismo periodo, el tamaño atómico tiende a disminuir conforme aumenta el número atómico (de izquierda a derecha). 2

3 Radios atómicos de los elementos Iones y tendencia del tamaño iónico Ión: partícula cargada que se produce cuando un átomo o grupo de átomos gana o pierde uno o más electrones Los átomos de los metales, tienden a perder electrones para formar iones positivos llamados CATIONES. Los átomos no metálicos, tienden a ganar electrones para formar iones negativos llamados ANIONES. Un ión metálico tiene un radio que es aproximadamente la mitad del radio del átomo metálico correspondiente Un ión no metálico tiene un radio que es aproximadamente el doble del radio del átomo metálico correspondiente 3

4 Comparación de los Radios atómicos y los iones del grupo IA En el caso de iones isoelectrónicos, el radio disminuye conforme aumenta la carga nuclear positiva Comparación ación del tamaño de un ión sodio con el de un ión fluoruro Cabe suponer que el ión sodio, con su mayor carga nuclear, presentará radio más pequeño que el ión fluoruro. Na Na + F F - 11 electrones y 11 protones 10 electrones y 11 protones 9 electrones y 9 protones 10 electrones y 9 protones 4

5 Energía de ionización Es la cantidad de energía necesaria para extraer un electrón de un átomo gaseoso en su estado basal Dentro de un mismo grupo, la energía de ionización de los elementos disminuye conforme lo hace el número atómico (de arriba a bajo). Dentro de un mismo periodo, la energía de ionización de los elementos aumenta conforme lo hace el número atómico (de izquierda a derecha). Primeras energías de ionización Es la cantidad de energía necesaria para extraer de un átomo el electrón que está unido a él con menos fuerza 5

6 Afinidad electrónica (AE) Es la energía intercambiada cuando un átomo gaseoso captura un e y forma un anión. Se suele medir por métodos indirectos. Puede ser positiva o negativa aunque suele ser exotérmica. La 2ª AE suele ser positiva. También la 1ª de los gases nobles y metales alcalinotérreos. Es mayor en los halógenos (crece en valor absoluto hacia la derecha del S.P. y en un mismo grupo hacia arriba por aumentar Z* y disminuir el radio). Electronegatividad (χ ) y carácter metálico Son conceptos opuestos (a mayor χ menor carácter metálico y viceversa). χ mide la tendencia de un átomo a a atraer los e hacía sí. χ es un compendio entre EI y AE. Pauling estableció una escala de electronegatividades entre 0,7 (Fr) y 4 (F). 6

7 Electronegatividad Dentro de un mismo grupo, la electronegatividad aumenta a medida que disminuye el número atómico (de abajo hacia arriba). Dentro de un mismo periodo, la electronegatividad tiende a aumentar conforme aumenta el número atómico (de izquierda a derecha). Ejercicio Dados los elementos A y B de números atómicos 19 y 35 respectivamente: a) Establezca la configuración electrónica de cada uno de ellos. b) Indique su situación en el sistema periódico. c) Compare tres propiedades periódicas de ambos elementos. d)justifique el tipo de enlace que producen al unirse. 7

8 Densidad Dentro de un mismo grupo, la densidad de los elementos aumenta conforme lo hace el número atómico (de arriba a bajo). Dentro de un mismo periodo, la densidad de los elementos aumenta primero y luego disminuye. Los elementos con mayor densidad se hallan en el centro del periodo 6. Densidades de los elementos 8

9 Una primera aproximación para interpretar el enlace A principios del siglo XX, el científico Lewis, observando la poca reactividad de los gases nobles (estructura de 8 electrones en su último nivel),sugirió que los átomos al enlazarse tienden a adquirir una distribución de electrones de valencia igual a la del gas noble más próximo REGLA DEL OCTETO Clasificación de los elementos de acuerdo con la regla del octeto Metales: bajaelectronegatividad electronegatividad, bajaenergía de ionización. Tienden a soltar electrones. No metales: alta electronegatividad. Tienden a coger electrones 9

10 Según el tipo de átomos que se unen: Metal No metal: uno cede y otro gana electrones (cationes y aniones) No metal No metal: ambos ganan electrones, comparten electrones Metal Metal:ambos ceden electrones Tipos de enlace Iónico: Es la unión resultante de la presencia de fuerzas electrostáticas entre iones positivos y negativos para dar lugar a la formación de un compuesto constituido por una red cristalina iónica. Covalente: se forma al compartir un par de electrones entre los dos átomos, uno procedente de cada átomo. El par de electrones compartido es común a los dos átomos y los mantiene unidos, de manera que ambos adquieren la estructura electrónica de gas noble. 10

11 Propiedades de las sustancias iónicas 1.- No se forman moléculas aisladas, sino redes cristalinas, muy fuertes y estables. Para separar los iones de la red se requiere bastante energía Son sólidos con punto de fusión altos (por lo general, > 400ºC) y puntos de ebullición también altos (por encima de los 1500ªC). 3.- Son duros y quebradizos. 4.- Son solubles en disolventes polares, como el agua. 5.- La mayoría es insoluble en disolventes no polares, como el hexano, benceno, cloroformo (disolventes orgánicos). 6.- Los compuestos iónicos, fundidos o en disolución acuosa, conducen bien la electricidad porque contienen partículas móviles con carga (iones). Se dice que son conductores de 2ª especie. 7.- Sin embargo es estado sólido no son conductores de la electricidad, ante la imposibilidad de movimiento de sus iones (sólo vibran alrededor de su posición de equilibrio). Tampoco son conductores térmicos. Propiedades de los compuestos covalentes Las sustancias moleculares: 1. Son gases, líquidos o sólidos con punto de fusión bajos (por lo general, < 300ºC). El aumento de la punto de fusión y ebullición está relacionado con la polaridad y el peso molecular. 2. Muchos de ellos son insolubles en disolventes polares, agua, pero pueden serlo conforme se acentúa su polaridad. 3. La mayoría es soluble en disolventes no polares, como el hexano, benceno, tetracloruro de carbono. 4. Los compuestos líquidos o fundidos no conducen la electricidad. 5. Las soluciones acuosas suelen ser malas conductoras de la electricidad porque no contienen partículas con cargas. 11

12 Propiedades de los compuestos covalentes Los sólidos covalentes: 1. Suelen ser sustancias atómicas, formando redes cristalinas. 2- Puntos de fusión muy elevados ( ºC). 3. Son insolubles en cualquier disolvente. 4. Presentan elevada dureza (no se rayan). 5. Tienen baja o nula conductividad eléctrica y térmica, con alguna excepción (C grafito). Estructuras de Lewis Los electrones se transfieren o se comparten de manera que los átomos adquieren una configuración de gas noble: El octeto. Los electrones que participan en el enlace químico son los electrones de valencia y pueden formar enlace sencillos, dobles o triples. Los átomos se representan con el símbolo y alrededor los electrones de valencia, mediante puntos o barras según se refiera a uno o dos electrones. Proceso para realizar la estructura de Lewis para moléculas poliatómicas. Primero se calcula el número de electrones de valencia de los átomos de la molécula (v) y el número total de electrones de valencia que se necesitan para adquirir la estructura de gas noble (n). El número de electrones compartidos (c) será la resta n v. El número de electrones no compartidos será la resta v c. Se coloca el átomo central (el menos electronegativo) y alrededor el resto de átomos. El átomo de hidrógeno puede que esté unido al átomo central o no (en los oxoácidos está unido a un átomo de oxígeno. 12

13 Método de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (MRPECV) La teoría de Lewis no nos indica para nada la geometría que presentan las moléculas. Sidgwick y Powell, en 1940 explican a partir de repulsiones culombianas entre cargas del mismo signo cómo los distintos átomos de una moléculas o ión poliatómico se pueden distribuir en el espacio. Según este modelos todos los pares de electrones, los enlazantes como los no enlazantes, se repelen y se distribuyen alrededor del átomo central, hasta alcanzar la máxima distancia de separación entre ellos, siendo el orden de repulsión: Par no enlazante-par no enlazante > Par no enlazante-par enlazante > Par enlazante-par enlazante La estructura de las moléculas sin pares de electrones solitario (no enlazantes) en el átomo central podrá ser de los siguientes tipos: 13

14 Moléculas en las que el átomo central no tiene ningún par de electrones libre, no enlazantes Moléculas en las que el átomo central tenga algún par de electrones sin compartir, 14

15 La geometría de los iones polivalentes se lleva a cabo de modo análogo al caso anterior: Para un estudio más detallado, tanto de la teoría de Lewis como el método de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (MRPECV) es recomendable visitar la página web siguiente: 15