Tema 1. Propiedades generales. Geometría molecular. Propiedades generales de los elementos no metálicos. Propiedades generales de los óxidos y de los haluros a lo largo del sistema periódico. Variación del carácter iónico-covalente. Geometría molecular. Solo moléculas covalentes. 1.La geometría molecular se refiere a la organización tridimensional de los átomos en las moléculas. 2.Muchas propiedades físicas y químicas (punto de fusión, punto de ebullición, densidad y los tipos de reacciones) se ven afectadas por la geometría molecular. 3.Las longitudes y ángulos de enlace, se debe de determinar experimentalmente.
1.Un procedimiento sencillo que permite la predicción de la geometría de una molécula, si se conoce el número de electrones, que rodean al átomo central se conoce con el nombre de VSEPR. 2.La idea es que los pares de electrones de la capa de valencia se repelen entre sí para alcanzar una geometría de energía mínima. Electrones enlazantes y no enlazantes. 3.Recuento de electrones de valencia del átomo central y su clasificación (PE, PL).
Moléculas en las que el átomo central no tiene pares libres Estas moléculas tienen la fórmula general AB x, donde x es un entero 2, 3... (Si x = 1, la molécula diatómica AB es lineal por definición.) En la gran mayoría de los casos, x está entre 2 y 6
Moléculas en las cuales el átomo central tiene uno o más pares libres La determinación de la geometría de una molécula es más complicada si el átomo central tiene tanto pares enlazantes como pares libres. En estas moléculas hay tres tipos de fuerzas de repulsión Entre pares enlazantes, Entre pares libres, Entre pares enlazante y pares libre. Las fuerzas de repulsión disminuyen en el siguiente orden: Repulsión par libre VS. par libre > Repulsión par libre VS. par enlazante > Repulsión par enlazante VS. par enlazante.
Nº de enlaces Nº pares solitarios Nº direcciones Geometría Ejemplo
Nº de enlaces Nº direcciones Geometría Ejemplo Nº pares solitarios
Guía para la aplicación del modelo de RPECV Se escribe la estructura de Lewis de la molécula, considerando únicamente los pares de electrones que rodean al átomo central (esto es, el átomo que está enlazado a más de un átomo). Se cuenta el número total de pares de electrones que rodean al átomo central (esto es, pares enlazantes y pares libres). Una buena aproximación es considerar los dobles y triples enlaces como si fueran sencillos. Se usan las tablas anteriores para predecir la geometría molecular.(lineal, triangular, tetraedrica, bipiramide trigonal, octaedrica). En la predicción de ángulos de enlace, obsérvese que un par libre repele a otro par libreo a un par enlazante más fuertemente que lo que un par enlazante.
Elementos no metálicos Na Mg Al Si P S Cl Ar Metales No metales
Elementos no metálicos
Propiedades generales de los óxidos El tipo de enlace en los óxidos, E m O n naturaleza del elemento E. viene determinado por la Cuando el oxígeno se combina con elementos muy electropositivos, como los metales de los grupos 1 y 2, la diferencia de electronegatividad χ O -χ E, es grande y el enlace entre ambos será fundamentalmente iónico pudiendo reconocerse en la estructura al ion O -2. Este tipo de óxidos iónicos son sólidos con elevados puntos de fusión y ebullición. Li 2 O, MO (M=Mg, Ca, Sr)
Cuando el oxígeno se combina con elementos no metálicos, y sobre todo con los muy electronegativos de los grupos 14-17, los enlaces son fundamentalmente covalentes. CO 2, CO, NO Cuando el oxígeno se combina con los elementos de electronegatividad intermedia forma o bien óxidos moleculares o bien poliméricos, siempre con enlaces de naturaleza covalente. Al 2 O 3
Clasificación de los óxidos
Evolución del carácter ácido/base de los óxidos
Podemos esquematizar la evolución del carácter ácido/base con la de propiedades periódicas como la electronegatividad y el carácter metal-no metal del siguiente modo:
Comportamiento Ácido-base de los óxidos
En disolución acuosa, un óxido ácido es aquel que al reaccionar con la molécula de agua libera protones originando el oxoanión correspondiente. Muchos óxidos de no metales como el CO 2, SO 2, SO 3 se disuelven en agua para dar el oxoácido (OH) x EO y SO 3 (aq) + H 2 O (l) (OH) 2 SO 2 (aq) H + (aq)+ (OH)SO 3- (aq) 2H + (aq) + SO 4 2- (aq) La fortaleza del oxoácido (OH) x EO y normalmente aumenta con el número y de oxígenos no protonados unidos al elemento E y, entre los de fórmula análoga, con la electronegatividad de E.
En los metales de transición es frecuente que un mismo elemento pueda En los metales de transición es frecuente que un mismo elemento pueda presentar diferentes estados de oxidación. Las propiedades ácido-base de sus óxidos pueden variar considerablemente:
MÉTODOS DE SÍNTESIS GENERALES A) Síntesis directa El método más general de síntesis de óxidos es la reacción directa de los elementos: 2 M + O 2 2 MO Este método es especialmente adecuado cuando se desea el óxido en el estado de oxidación más alto. Presenta el inconveniente de poder obtener más de una especie. Pero se pueden obtener óxidos en diferentes estados de oxidación dependiendo de las condiciones, por ejemplo P 4 O 6 o P 4 O 10, FeO o Fe 2 O 3 etc. En el caso de los alcalinos se pueden formar peróxidos Na 2 O 2 y superóxidos KO 2. Tema 1. Propiedades generales 18
B) Descomposición térmica de oxosales Por ejemplo los carbonatos metálicos: MCO 3 MO + CO 2 La descomposición de los carbonatos se hace más favorable al aumentar el poder polarizante (relación carga/radio) del catión. Así, mientras los carbonatos alcalinos funden sin descomposición, los carbonatos de metales di o tripositivos descomponen fácilmente. C) Tostación de calcogenuros. El método consiste en calentar un calcogenuros (sulfuro o arseniuro) metálico al aire. La reacción puede ocurrir con cambio en el estado de oxidación del metal. 2 S 2 Fe + 7/2 O 2 Fe 2 O 3 + 4 SO 2 Tema 1. Propiedades generales 19
Propiedades generales de los haluros
Fluoruros En función de la naturaleza del enlace F-E los fluoruros se pueden clasificar de la siguiente manera:
CLORUROS DE LOS ELEMENTOS PERTENECIENTES A LOS BLOQUES S Y P. Dado que Cl, Br y I tienen electronegatividades más bajas que el Flúor, es de esperar el siguiente comportamiento general: Disminuye el carácter iónico en la secuencia Cl>Br>I. Progresivo aumento en la dificultad por formar haluros que estabilicen E.O. máximos en la misma secuencia Cl > Br > I
Las propiedades de los halogenuros iónicos son las típicas de las sustancias iónicas: 1. Forman redes cristalinas muy estables de alta temperatura de fusión. 2. Son solubles en disolventes polares y en particular agua, salvo en casos de una muy elevada energía de red. Variación del carácter iónico/covalente a lo largo de un periodo Variación del carácter iónico/covalente a lo largo de un grupo
Para un mismo elemento, la variación en es estado de oxidación influye, ya que un catión mas polarizante conduce a un enlace más covalente Haluros de un mismo elemento. Haluros de Aluminio. El flúor, poco polarizable, tiende a estabilizar estructuras en general iónicas con un mayor o menor grado de covalencia debido justamente a su elevada e.n. mientras que el yodo, muy polarizable, estabiliza estructuras moleculares.
SÍNTESIS Y REACTIVIDAD DE HALUROS Aunque es difícil sistematizar todos los métodos de síntesis, se pueden dividir en tres tipos de reacciones: 1.- Reacción directa M + n/2x 2 MX n 2.- Reacciones de óxidos o hidróxidos con los haluros de hidrógeno
3.- Reacciones de óxidos covalentes con haluros covalentes. 4.- Reacciones de intercambio de halógeno
REACCIONES DE HIDRÓLISIS La mayor parte de los haluros covalentes reaccionan con disolventes próticos (H 2 O, ROH): EX m + n H 2 O (OH) n EX m-n + nhx Esta es una reacción de hidrólisis cuyo resultado suele ser el hidrácido del elemento más electronegativo y el oxoácido del más electropositivo. Si se calienta, eliminándose HX, o si el producto de hidrólisis es insoluble, el equilibrio se desplaza fácilmente a la derecha y la reacción se completa (Pº Le Chatelier) BCl 3 (g) + 3 H 2 O (l) B(OH) 3 (aq) + 3 HCl (ac) Los haluros iónicos se disocian!