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CONTENIDO
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Teoría cuántica y estructura electrónica de los átomos
Configuración electrónica y números cuánticos.
Principio de exclusión de Pauli
Regla de Hund
Relaciones periódicas de los elementos
Electronegatividad, reactividad.
Enlaces químicos: Iónico Covalente
Símbolos de Lewis.
Regla del octeto.
Resonancia
Fuerzas intermoleculares
blog.educastur.es/.../4%C2%BA
-fyq/el-atomo-y-su-estructura
Las nuevas ideas sobre la
cuantización de la energía formuladas
en el modelo de Bohr son las
siguientes:
•
El electrón gira en unas órbitas circulares
alrededor del núcleo, y cada órbita es un
estado estacionario que va asociado a un
numero natural, "n" (núm. cuántico
principal), y toma valores del 1 al 7.
•
Los electrones orbitan el átomo en niveles
discretos y cuantizados de energía, es decir,
no todas las órbitas están permitidas, tan
sólo un número finito de éstas.
•
Así mismo, cada nivel "n" está formado por
distintos subniveles, "l". Y a su vez, éstos se
desdoblan en otros, "m". Y por último, hay
un cuarto núm. cuántico que se refiere al
sentido, "s".
Modelo de Bohr
Núcleo
Electrón
Orbital
Niveles de energía
ESTRUCTURA ATÓMICA
Θ
Núcleo:
Protones: carga positiva y masa
relativa 1
Neutrones: sin carga y masa
similar a la del protón
+
© Pedro Martínez Fernández
±
Corteza (resto del átomo):
Electrones: carga negativa y masa
unas 2000 veces inferior a la del
protón / neutrón
Desarrollo de la actual teoría atómica
Niels Bohr propuso un modelo atómico basado en tres postulados:
En un átomo el electrón sólo puede tener ciertos
estados de movimiento definidos y estacionarios, en
cada uno de ellos tiene una energía fija y
determinada.
En cualquiera de esos estados, el electrón se
mueve describiendo órbitas circulares alrededor
del núcleo.
Un electrón puede saltar de una órbita a
otra absorbiendo ( si va hacia una órbita
más exterior) o emitiendo (en caso
contrario) un cuanto de radiación
electromagnética de energía igual a la
diferencia existente entre los estados de
partida y de llegada
Desarrollo de la actual teoría atómica
Números cuánticos y Niveles de energía.
Un electrón que se mueve alrededor de núcleo puede considerarse
ligado a él y podemos describir su movimiento ondulatorio
mediante la ecuación de ondas. Con esta idea, Schrödinger realizó
un estudio matemático del comportamiento del electrón en el
átomo y obtuvo una expresión, conocida como ecuación de
Schrödinger.
Para que la ecuación de Schrödinger tenga significado físico es
necesario imponerle unas restricciones que son conocidas como
números cuánticos, que se simbolizan de la misma forma que los
obtenidos en el modelo atómico de Bohr
n : número cuántico principal
l : número cuántico del momento angular orbital
m : número cuántico magnético
s : número cuántico del spin electrónico
Estos números cuánticos sólo pueden tomar ciertos valores
permitidos:
para n : números enteros 1, 2, 3,…
para l : números enteros desde 0 hasta (n-1)
para m : todos los números enteros entre +l y -l incluido el 0
para s : sólo los números fraccionarios -1/2 y +1/2
n : Número cuántico principal
Los valores del número cuántico n indican el tamaño del orbital, es
decir su cercanía al núcleo.
Si n = 1 entonces el número cuantico l sólo puede tomar el valor
0 es decir sólo es posible encontrar un orbital en el primer nivel
energético en el que puede haber hasta dos electrones (uno con
spin +1/2 y otro con spin -1/2). Este orbital, de apariencia
esférica, recibe el nombre de 1s
l : Número cuántico del momento
orbital angular
Los valores del número cuántico l definen el tipo de orbital:
Si l = 0 el orbital es del tipo s
Si l = 1 los orbitales son del tipo p
Si l = 2 los orbitales son del tipo d
Si l = 3 los orbitales son del tipo f
Las letras s, p, d, f identificativas de los tipos de orbitales proceden de los nombres que recibieron los distintos grupos de líneas
espectrales relacionadas con cada uno de los orbitales: sharp : líneas nítidas pero de poca intensidad; principal : líneas intensas; difuse :
líneas difusas; fundamental : líneas frecuentes en muchos espectros
m : Número cuántico de la orientación
espacial del orbital.
s: Número cuántico del momento angular (de
giro del electrón).
“ sólo es posible encontrar un máximo de dos electrones que
necesariamente tendrán valores diferentes de su número
cuántico de spin (s) ”.
Para s los valores pueden ser:
+ 1/2
- 1/2
El conjunto de los cuatro números cuánticos definen a un electrón, no
pudiendo existir en un mismo átomo dos electrones con los cuatro
números cuánticos iguales, por lo que una vez definido el tamaño, el tipo
y la orientación de un orbital con los tres primeros números cuánticos, es
decir los valores de n, l y m, sólo es posible encontrar un máximo de
dos electrones en dicha situación que necesariamente tendrán valores
diferentes de su número cuántico de spin.
Configuración Electrónica de un Elemento
1S
1
He
1S
2
Orbitales s
Todos los orbitales con l = 0 son
orbitales s y tienen forma esférica
1s
2s
3s
Orbitales p
 Todos los orbitales con l = 1 son orbitales p
 Comienzan en el segundo nivel de energía (n = 2)
 3 orbitales (ml = -1, 0, +1), 3 orientaciones
distintas
www.jfrutosl.es/paginas/atomo%20cuantico/.../atomcuant.ppt
Orbitales d
 Todos los orbitales con l = 2 son
orbitales d
 Comienzan en el tercer nivel de
energía (n = 3)
 5 orbitales
(ml = -2,-1, 0, +1,+2),
5 orientaciones distintas
La ecuación de Schrödinger
La ecuación predice una
región tridimensional
alrededor del núcleo
atómico llamado
ORBITAL ATÓMICO ,
donde hay probabilidad de
encontrar al electrón
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
 Cada combinación de 4 números cuánticos (n, l, ml, ms)
identifican a cada electrón en un orbital.
 Ejemplo: ¿cuáles son los números cuánticos que identifican a un
electrón en el orbital 1s?
n = 1; l = 0; ml = 0; ms = ± ½
2 posibles combinaciones: (1,0,0,+1/2) y (1,0,0,-1/2)
 Configuración electrónica: distribución de los electrones
entre los distintos orbitales atómicos, siguiendo el orden de
energía creciente.
 Átomo de H- sistema más simple:
H:
Nº cuántico
principal
1s1
Nº electrones
En el orbital
Nº cuántico
del momento angular
también
Diagrama
Orbital
H:
1s
PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN
DE PAULI
Un máximo de dos electrones
pueden ocupar un mismo orbital
atómico pero solamente si los
electrones tienes spin opuesto.
Energía de los orbitales en
el átomo polielectrónico
 En el átomo de hidrógeno E(2s) = E(2p): sólo depende del valor de n.
 En un átomo polielectrónico se observa experimentalmente que
E(2s) < E(2p): la energía depende de n y l. ¿POR QUÉ?
 Densidad electrónica de un orbital s es mayor cerca del núcleo que la del orbital p
de la misma capa- la atracción del electrón s será mayor que la del p
 El orbital s tendrá menos energía (más estable) que el orbital p de la misma capa:
efecto de penetración de orbitales en la región nuclear
 Para la misma capa E(s) < E(p) <E(d) <E(f)
 En un átomo polielectrónico la energía de un orbital depende
principalmente del valor de n y secundariamente del valor de l
 Configuración electrónica del Li (Z = 3):
Li:
Prohibida
por la energía
o
1s2 2s1
(a)
1s2 2p1
(b)
a) Todos los orbitales relacionados
con un subnivel de energía son de
igual energía = los tres orbitales 2p
tienen la misma energía.
b) En átomos con múltiples
electrones, los subniveles de energía
dentro de un nivel principal tienen
energía diferentes = los orbitales 2p
tienen energía más alta que el
orbital 2s.
3 Regla de Hund
Los electrones cuyo giro es igual
deben ocupar todos los orbitales que
tienen igual energía antes que los
electrones con giro opuesto puedan
ocupar los mismo orbitales.
Orbitales 2p
Regla de Hund
 Configuraciones electrónicas de N (Z = 7), O (Z = 8),
F (Z = 9) y Ne (Z = 10):
 N: 1s2 2s2 2p3
N:
 O:
1s2
2s2
2p4
1s2 2s2
2p3
1s2 2s2
2p4
1s2 2s2
2p5
1s2 2s2
2p6
O:
 F: 1s2 2s2 2p5
F:
 Ne: 1s2 2s2 2p6
Ne:
DIAGRAMAS DE ORBITAL
Diagrama de orbital:
Vacío
1 electrón
Lleno
El principio de construcción
 La configuración electrónica de cualquier elemento puede
obtenerse aplicando el principio de construcción (aufbau): “
cuando los protones se incorporan al núcleo de uno en uno para
construir los elementos, los electrones se suman de la misma
manera a los orbitales atómicos
 Obtenemos configuraciones en el estado fundamental
 Aplicamos las siguientes reglas:
 Empezamos llenando los orbitales de menor a mayor valor de n
 Cada orbital se ocupará con un máximo de dos electrones con sus
espines apareados (Pauli)
 Para orbitales degenerados, cada electrón ocupará un orbital
diferente antes de aparearse (regla de Hund)
DIAGRAMA DE SUBNIVEL
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
5s
5p
5d
5f
6s
6p
6d
7s
7p
Elementos de los dos primeros periodos
Elemento
No.
atómico
Diagrama de orbital
1s 2s 2px2py2pz
Configuración
electrónica
Hidrógeno
1
1s1
Helio
2
1s2
Litio
3
1s22s1
Berilio
4
1s22s2
Boro
5
1s22s22p1
Carbono
6
1s22s22p2
Nitrógeno
7
1s22s22p3
Oxígeno
8
1s22s22p4
Flúor
9
1s22s22p5
Neón
10
1s22s22p6
NOTACIÓN DEL NÚCLEO DE GAS NOBLE
Es un método para abreviar configuraciones electrónicas. Se
usa entre paréntesis la configuración electrónica del gas
noble del periodo anterior al elemento representado y se
completa con el nivel de energía que éste llena.
Na 1s22s22p63s1
1s 2s
Ne 1s22s22p6
Na [Ne]3s1
2p
3s
1s 2s
2p
A lo largo de la historia, los químicos han intentado ordenar los elementos de
forma agrupada, de tal manera que aquellos que posean propiedades similares
estén juntos. El resultado final el sistema periódico
Los elementos están colocados por orden creciente de su número atómico (Z)
Se denominan
GRUPOS
PERÍODOS
a las columnas de la tabla
a las filas de la tabla
La utilidad del sistema periódico reside en que los elementos de
un mismo grupo poseen propiedades químicas similares
33
PERÍODOS
GRUPOS
34
ESPECIES CON CARGA ELÉCTRICA. IONES.
Si un átomo neutro gana o pierde electrones, se convierte en una especie
cargada, denominada ion
Si gana electrones, hay exceso de éstos, el ion será negativo y se denomina
anión
Si pierde electrones, hay defecto de éstos, el ión será positivo y se denomina
catión
Los elementos químicos se pueden clasificar, según su facilidad para
perder o ganar electrones
Tipo de elemento
Ejemplo
Facilidad para formar iones
Metales
Li, Be, Re, Ag
Forman fácilmente iones positivos
No metales
O, F, I, P
Forman fácilmente iones negativos
Semimetales
Si, Ge
Forman con dificultad iones positivos
Gases nobles
He, Ne, Ar
No forman iones
35
Los elementos de un mismo grupo, tienen propiedades químicas semejantes, ya
que tienen el mismo número de electrones en su capa de valencia (última capa
electrónica) y están distribuidos en orbitales del mismo tipo
Por ejemplo, los elementos del grupo 17:
Configuración electrónica
Elemento
Flúor
1s2 2s2 2p5
Cloro
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Bromo
Yodo
1s2
2s2
2p6 3s2
3p6 3d10 4s2
4p5
Configuración
más externa
ns2 np5
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p5
Estos hechos sugieren que las propiedades químicas de un
elemento están relacionadas con la configuración electrónica de
su capa de valencia
36
Se distinguen varios bloques caracterizados por una configuración
electrónica típica de la capa de valencia
A) Elementos representativos
 Su electrón diferenciador se aloja en un orbital s o un orbital p
 La configuración electrónica de su capa de valencia es:
n sx (x =1, 2) o n s2 n px (x= 1, 2, ..., 6)
 Los elementos representativos constituyen los grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 y 18
del sistema periódico
B) Metales de transición
 Su electrón diferenciador se aloja en un orbital d
 La configuración electrónica de su capa de valencia es:
(n-1) dx n s2 (x= 1, 2, ..., 10)
 Los metales de transición constituyen los grupos del 3 al 12 del sistema
periódico
37
C) Metales de transición interna
 Su electrón diferenciador se aloja en un orbital f
 La configuración electrónica de su capa de valencia es:
(n-2) fx (n-1) d0 n s2 (x= 1, 2, ..., 14)
Excepciones
 El hidrógeno de configuración 1s1 no tiene un sitio definido dentro de
los bloques
 Por su comportamiento químico diferente, los elementos del grupo 12 (Zn,
Cd, Hg), cuya capa de valencia tiene una configuración (n-1) d10 n s2, no
se consideran elementos de transición debido a su comportamiento químico
38
Los bloques del Sistema Periódico se ubican de la
siguiente forma
39
EL TAMAÑO ATÓMICO.
Los átomos e iones no tienen un tamaño definido, pues sus orbitales no ocupan
una región del espacio con límites determinados. Sin embargo, se acepta un
tamaño de orbitales que incluya el 90% de la probabilidad de encontrar al electrón
en su interior, y una forma esférica para todo el átomo.
A continuación se muestra con el tamaño relativo de los átomos de los
elementos representativos. Los radios están expresados en nm (1 nm = 10-9 m)
Los radios de los
átomos varían en
función de que se
encuentren en estado
gaseoso o unidos
mediante enlaces
iónico, covalente o
metálico
40
 En un grupo: el tamaño atómico aumenta al descender en un grupo
Efecto de contracción: Al avanzar en el periodo aumenta el número atómico y,
por tanto, la carga nuclear. Los electrones son atraídos con más fuerza y por
consiguiente disminuye el tamaño
Efecto de apantallamiento: Al descender en el grupo, aumentan el número de
capas electrónicas, con lo que el tamaño aumenta.
Este factor prevalece sobre el anterior
 En un período: el tamaño atómico
disminuye al avanzar en un
período
 Al aumentar el número de
electrones en la misma capa y
aumentar la carga nuclear (efecto de
apantallamiento) los electrones se
acercan más al núcleo
Dentro de cada período, los átomos
de los metales alcalinos son los más
grandes. Los de menor volumen son
los de transición y los del grupo 13
41
 En iones positivos (cationes): el tamaño del catión es más pequeño que el
del átomo neutro ya que al perder electrones de la capa más externa, los que
quedan son atraídos por el núcleo con más fuerza por la carga positiva del
núcleo
 En iones negativos (aniones): el tamaño del anión es más grande que el
del átomo neutro. Un ión negativo se forma cuando el átomo gana electrones.
Estos electrones aumentan las fuerzas de repulsión existentes entre ellos
42
ENERGÍA DE IONIZACIÓN.
La primera energía de ionización (EI) es la energía necesaria para
arrancar el electrón más externo de un átomo en estado gaseoso en su
estado fundamental
Ca (g) + EI
Ca+ (g) + e-
La segunda energía de ionización es la energía necesaria para arrancar
el siguiente electrón del ión monopositivo formado:
Ca+ (g) + 2ªEI
Ca2+ (g) + e-
La energía de ionización disminuye al descender en un grupo ya que la carga
nuclear aumenta y también aumenta el número de capas electrónicas, por lo que
el electrón a separar que está en el nivel energético más externo, sufre menos la
atracción de la carga nuclear (por estar más apantallado) y necesita menos
energía para ser separado del átomo
43
La configuración electrónica en la corteza de un átomo
es la distribución de sus electrones en los distintos
niveles y orbitales. Los electrones se van situando en
los diferentes niveles y subniveles por orden de
energía creciente hasta completarlos.
Es importante saber cuantos electrones existen en
el nivel más externo de un átomo pues son los que
intervienen en los enlaces con otros átomos para
formar compuestos.
ISÓTOPOS DEL HIDRÓGENO
Isótopo mayoritario
del hidrógeno,
también llamado
+
protio
Θ
Este isótopo contiene:
- Un protón (carga positiva)
- Un electrón (carga negativa)
- Ningún neutrón (partícula sin carga, neutra)
© Pedro Martínez Fernández
ISÓTOPOS DEL HIDRÓGENO
+
±
Segundo isótopo del
hidrógeno, también
llamado
deuterio
Θ
Este isótopo contiene:
- Un protón (carga positiva)
- Un electrón (carga negativa)
- Ún neutrón (partícula sin carga, neutra)
© Pedro Martínez Fernández
ISÓTOPOS DEL HIDRÓGENO
±
+
±
Isótopo radiactivo del
hidrógeno, también
llamado
tritio
Θ
Este isótopo contiene:
© Pedro Martínez Fernández
- Un protón (carga positiva)
- Un electrón (carga negativa)
- Dos neutrones (partícula sin carga, neutra)
Fin
Propiedades periódicas
• Tamaño del átomo
– Radio atómico:
• Radio covalente (la mitad de la distancia de dos átomos
unidos mediante enlace covalente).
• Radio metálico.
– Radio iónico
•
•
•
•
Energía de ionización.
Afinidad electrónica.
Electronegatividad
Carácter metálico.
49
Las propiedades periódicas de los
elementos son un reflejo de las
configuraciones electrónicas
EL TAMAÑO ATÓMICO.
Los átomos e iones no tienen un tamaño definido, pues sus orbitales no ocupan
una región del espacio con límites determinados. Sin embargo, se acepta un
tamaño de orbitales que incluya el 90% de la probabilidad de encontrar al electrón
en su interior, y una forma esférica para todo el átomo.
A continuación se muestra con el tamaño relativo de los átomos de los
elementos representativos. Los radios están expresados en nm (1 nm = 10-9 m)
Los radios de los
átomos varían en
función de que se
encuentren en estado
gaseoso o unidos
mediante enlaces
iónico, covalente o
metálico
51
 En un grupo: el tamaño atómico aumenta al descender en un grupo
Efecto de contracción: Al avanzar en el periodo aumenta el número atómico y,
por tanto, la carga nuclear. Los electrones son atraídos con más fuerza y por
consiguiente disminuye el tamaño
Efecto de apantallamiento: Al descender en el grupo, aumentan el número de
capas electrónicas, con lo que el tamaño aumenta.
Este factor prevalece sobre el anterior
 En un período: el tamaño atómico
disminuye al avanzar en un
período
 Al aumentar el número de
electrones en la misma capa y
aumentar la carga nuclear (efecto de
apantallamiento) los electrones se
acercan más al núcleo
Dentro de cada período, los átomos
de los metales alcalinos son los más
grandes. Los de menor volumen son
los de transición y los del grupo 13
52
 En iones positivos (cationes): el tamaño del catión es más pequeño que el
del átomo neutro ya que al perder electrones de la capa más externa, los que
quedan son atraídos por el núcleo con más fuerza por la carga positiva del
núcleo
 En iones negativos (aniones): el tamaño del anión es más grande que el
del átomo neutro. Un ión negativo se forma cuando el átomo gana electrones.
Estos electrones aumentan las fuerzas de repulsión existentes entre ellos
53
Z
Li
+3
Na +11
K +19
Rb +37
Cs +55
n
2
3
4
5
6
C.E.
R.A.
1,34
1.54
1,96
2,11
2.25
• ¿Cómo varía el R.A en un Grupo?¿Y en un Periodo?.
• Explique ¿Cómo la configuración electrónica y la carga nuclear
influyen en las variaciones del R.A.
• ¿Por qué las variaciones son más pronunciadas en un grupo.
• Exceptuando el caso del H, ¿Cuál es el átomo más pequeño y
cuál es el átomo más grande?.
• Tanto al perder o ganar é el átomo que se transforma
en ion tiende a adquirir la configuración de un gas
noble:
Na

Na+ + é
1s22s22p63s1
 1s22s22p6 + é
c.e. Ne 1s22s22p6
F
+é

F1s22s22p5
1s22s22p6
F- tiene c.e . Del Ne
SE DICE QUE NA+ Y F- SON ISOELECTRÓNICOS CON EL NE
ENERGÍA DE IONIZACIÓN.
La primera energía de ionización (EI) es la energía necesaria para
arrancar el electrón más externo de un átomo en estado gaseoso en su
estado fundamental
Ca (g) + EI
Ca+ (g) + e-
La segunda energía de ionización es la energía necesaria para arrancar
el siguiente electrón del ión monopositivo formado:
Ca+ (g) + 2ªEI
Ca2+ (g) + e-
La energía de ionización disminuye al descender en un grupo ya que la carga
nuclear aumenta y también aumenta el número de capas electrónicas, por lo que
el electrón a separar que está en el nivel energético más externo, sufre menos la
atracción de la carga nuclear (por estar más apantallado) y necesita menos
energía para ser separado del átomo
56
ENERGÍA DE IONIZACIÓN
La energía de ionización crece al avanzar en un período ya que al avanzar en
un período, disminuye el tamaño atómico y aumenta la carga positiva del
núcleo. Así, los electrones al estar atraídos cada vez con más fuerza, cuesta
más arrancarlos
Excepciones: las anomalías que se observan tienen que ver con la gran
estabilidad que poseen los átomos con orbitales semiocupados u ocupados,
debido a que los electrones son más difíciles de extraer.
57
AFINIDAD ELECTRÓNICA.
Afinidad electrónica es la energía puesta en juego que acompaña al proceso
de adición de un electrón a un átomo gaseoso (AE). Los valores de la afinidad
electrónica se consideran, normalmente, para 1 mol de átomos
Aplicando el convenio de termodinámica de signos, un ejemplo sería:
F (g) + e-
F- (g) + 328 KJ / mol se desprende energía  AE 0 (AE=- 328 KJ /mol)
Be (g) + e- + 240 KJ / mol
Be- (g) se absorbe energía  AE 0(AE=+ 240 KJ /mol)
La mayoría de los átomos neutros, al adicionar un electrón, desprenden energía,
siendo los halógenos los que más desprenden y los alcalinotérreos los que absorben
más energía
La variación de la afinidad electrónica es similar a la de la energía de ionización, sin
embargo hay algunas excepciones y la afinidad electrónica de algunos elementos
se desconoce
La afinidad electrónica está relacionada con el carácter oxidante de un elemento.
Cuanta mayor energía desprenda un elemento al ganar un electrón, mayor
será su carácter oxidante. Así, los halógenos tienen un elevado carácter oxidante,
al contrario de los alcalinotérreos que carecen de carácter oxidante
58
ELECTROAFINIDAD
• Corresponde a la energía liberada cuando se
añade un electrón a un átomo gaseoso que se
encuentra en su estado de más baja energía.
• Es el proceso inverso del P.I.
M°(gas) + é  M-(gas)
ELECTRONEGATIVIDAD.
La electronegatividad es la tendencia que tienen los átomos de un elemento a
atraer hacia sí los electrones cuando se combinan con átomos de otro elemento. Por
tanto es una propiedad de los átomos enlazados
La determinación de la electronegatividad se hace conforme a dos escalas:
Escala de Mulliken: Considera la electronegatividad como una propiedad de los
AE  EI
átomos aislados, su valor es:
EN 
2
Escala de Pauling: Se expresa en unidades arbitrarias: al flúor, se le asigna el
valor más alto, por ser el elemento más electronegativo, tiene un valor de 4 y al
cesio, que es el menos electronegativo se le asigna el valor de 0,7
La electronegatividad
aumenta con el número
atómico en un período y
disminuye en un grupo.
El valor máximo será el
del grupo 17 y el valor
nulo es el de los gases
nobles
60
Potencial de ionización
Electronegatividad
Afinidad electrónica
61
CARÁCTER METÁLICO.
Según el carácter metálico podemos considerar los elementos como:
Metales:
• Pierden fácilmente electrones para formar cationes
• Bajas energías de ionización
• Bajas afinidades electrónicas
• Bajas electronegatividades
• Forman compuestos con los no metales, pero no con los metales
No Metales:
• Ganan fácilmente electrones para formar aniones
• Elevadas energías de ionización
• Elevadas afinidades electrónicas
• Elevadas electronegatividades
• Forman compuestos con los metales, y otros con los no metales
Semimetales o metaloides:
• Poseen propiedades intermedias entre los metales y los no metales (Si, Ge)
62
CARÁCTER METÁLICO.
Es alto en elementos que:
• Pierden fácilmente electrones para formar cationes.
• Bajas energías de ionización
• Bajas afinidades electrónicas
• Bajas electronegatividades
Es bajo en elementos que:
• Ganan fácilmente electrones para formar aniones
• Elevadas energías de ionización
• Elevadas afinidades electrónicas
• Elevadas electronegatividades
63
REACTIVIDAD.
Los metales reaccionan perdiendo electrones, así cuanto menor sea su
energía de ionización serán más reactivos. La reactividad:
 Disminuye al avanzar en un período
 Aumenta al descender en el grupo
Los no metales reaccionan ganando electrones, así cuanto mayor sea su
afinidad electrónica serán más reactivos. La reactividad:
 Aumenta al avanzar en un período
 Aumenta al ascender en el grupo
En los gases nobles la reactividad es casi nula o muy baja, debido a
que poseen configuraciones electrónicas muy estables
64
LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS VARÍAN DE
LA SIGUIENTE MANERA
65
Se distinguen varios bloques caracterizados por una configuración
electrónica típica de la capa de valencia
A) Elementos representativos
 Su electrón diferenciador se aloja en un orbital s o un orbital p
 La configuración electrónica de su capa de valencia es:
n sx (x =1, 2) o n s2 n px (x= 1, 2, ..., 6)
 Los elementos representativos constituyen los grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 y 18
del sistema periódico
B) Metales de transición
 Su electrón diferenciador se aloja en un orbital d
 La configuración electrónica de su capa de valencia es:
(n-1) dx n s2 (x= 1, 2, ..., 10)
 Los metales de transición constituyen los grupos del 3 al 12 del sistema
periódico
66
C) Metales de transición interna
 Su electrón diferenciador se aloja en un orbital f
 La configuración electrónica de su capa de valencia es:
(n-2) fx (n-1) d0 n s2 (x= 1, 2, ..., 14)
Excepciones
 El hidrógeno de configuración 1s1 no tiene un sitio definido dentro de
los bloques
 Por su comportamiento químico diferente, los elementos del grupo 12 (Zn,
Cd, Hg), cuya capa de valencia tiene una configuración (n-1) d10 n s2, no
se consideran elementos de transición debido a su comportamiento químico
67
EL ENLACE QUÍMICO
 Tipos de enlace químico
 Símbolos de puntos de Lewis
 El enlace iónico
 El enlace covalente
 Estructuras de Lewis
 El concepto de resonancia
 Polaridad del enlace covalente.
 Electronegatividad.
El enlace químico
 Fuerzas de atracción que mantiene unidos a dos o más átomos. La
formación de un enlace químico reduce la energía potencial entre
partículas de distinta carga.
 Tipos de enlace químico:
 Enlace iónico- resulta de la transferencia electrónica entre un
metal (baja I y baja Ae) y un no metal (alta I y alta Ae)
 Enlace covalente- resulta de la compartición de electrones
entre los átomos (generalmente entre no metales)
H2O
Compuesto
covalente
NaCl
Compuesto
iónico
NaCl
Sólido
iónico
Símbolos de puntos de Lewis
 Una forma de representar los electrones de valencia de un
átomo
 Se dibujan los electrones como puntos alrededor del símbolo del
átomo
X
.
.
.. .
F
..
 El número de electrones disponibles para el enlace se representa
por puntos aislados
 Los puntos se dibujan alrededor del átomo, disponiéndolos en el
lugar de los cuadrados que se representan en la figura
Símbolos de puntos de Lewis
 Símbolos de Lewis para los elementos del segundo
periodo (n = 2).
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
El enlace iónico
 Se forma entre elementos que tienen bajas energías de ionización
(forman cationes fácilmente) y elementos que tienen altas
afinidades electrónicas (forman anionescon facilidad)
 Resultan de la combinación de metales alcalinos y alcalinotérreos
con los halógenos u oxígeno
 Las fuerzas de unión entre iones son de tipo electrostático (ley de
Coulomb)
 LiF es un compuesto iónico típico. El Li pierde un electrón y forma
Li+ y el F gana un electrón y forma F. Nótese que el Li+ tiene la
configuración electrónica del He y el F la del Ne
Li
+
F
Li+ F
LiF
Ejemplo de enlace iónico
Química
74
El enlace iónico
 Otros ejemplos de compuestos iónicos:
Ca
+
O
2 Li + O
3 Li + N
Ca2+ O
2
2 Li+ O
3
Li+
N
CaO
2
Li2O
3
Li3N
Propiedades de los compuestos iónicos
 Compuestos cristalinos
 Los iones se disponen según unos ordenamientos específicos que
se repiten periódicamente en el espacio
 Altos puntos de fusión y de ebullición (elevadas fuerzas de unión
entre los iones de la red cristalina)
 Sólidos duros, rígidos (no se deforman) y quebradizos (se rompen
sin deformarse)
Fuerza
Fuerza repulsiva
externa
Fractura
del cristal
Propiedades de los compuestos iónicos
 No son conductores de la electricidad en estado sólido pero sí lo
hacen en estado fundido o en disolución
Sólido iónico
Sólido iónico
fundido
Sólido iónico
disuelto en agua
Porcentaje de carácter iónico
 NaCl
Determinación del % de Carácter iónico
Electronegatividad Cl
3.0
Electronegatividad Na
0.9
Según la tabla periódica
67%
 ··  



Diferencia
2.1 Na  : Cl : 
 ·· 


% de carácter iónico
Química
78
 MgF2
Determinación del % de Carácter iónico
Electronegatividad F
4.0
Electronegatividad Mg
1.2
Diferencia
2.8
··
Mg 2 2(: F :)
··
% de carácter iónico
Según la tabla periódica
Química
86%
79
Para explicar la formación del enlace escribimos la
configuración electrónica de cada átomo:
Na:
F:
1s, 2s, 2p,
3s1
1s, 2s, 2p
Electrones de
valencia
=1
Electrones de
valencia
= 5 +2 = 7
Si el sodio pierde el electrón de valencia, su ultimo nivel seria el 2, y
en este tendría 8 electrones de valencia, formándose un catión (ion
positivo)
El flúor con 7 electrones de valencia, solo necesita uno para
completar su octeto, si acepta el electrón que cede el sodio
se forma un anión (ion negativo)
Determinación del % de Carácter covalente
Electronegatividad H
2.1
Electronegatividad H 2.1
Diferencia
H
H
x
H
H
0
% de carácter iónico
Según la tabla periódica
0
Carácter covalente = 100 – 0% = 100%
Enlace covalente puro o no polar
Química
81
El enlace covalente
 G. Lewis propone el concepto de enlace covalente- se forma
cuando dos átomos comparten un par de electrones
Electrones 1s
Dos átomos de hidrógeno
H
+
H
Par de electrones
compartido
Una molécula de hidrógeno
HH
 En átomos polielectrónicos sólo participan en el enlace covalente
los electrones de valencia
F
+
F
F
F
El enlace covalente
 Los pares de enlace que no forman parte del enlace se denominan
pares libres (no enlace)
F
+
F
 Tipos de enlace:
 Sencillo (1 par de d electrones) H2
 Doble (2 pares de electrones) O2
 Triple (3 pares de electrones) N2
F
F
Par enlace
Pares libres
El enlace covalente / iónico
átomos
Compartición
de electrones
Enlace covalente
átomos
Transferencia
de electrones
Ion
Ion
positivo negativo
Enlace iónico
COMPUESTOS IÓNICOS
1. Son sólidos con punto de fusión
altos (por lo general, > 400ºC)
2. Muchos son solubles en
disolventes polares, como el
agua..
3. La mayoría es insoluble en
disolventes no polares, como el
hexano C6H14.
4. Los compuestos fundidos
conducen bien la electricidad
porque contienen partículas
móviles con carga (iones)
5. Las soluciones acuosas conducen
bien la electricidad porque
contienen partículas móviles con
carga (iones).
COMPUESTOS COVALENTES
1. Son gases, líquidos o sólidos con
punto de fusión bajos (por lo
general, < 300ºC)
2. Muchos de ellos son insolubles
en disolventes polares.
3. La mayoría es soluble en
disolventes no polares, como el
hexano C6H14.
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 carga.
Química
85
Enlace covalente dativo
Química
86
Porcentaje de carácter covalente
Determinación del % de Carácter covalente
Electronegatividad Cl
3.5
Electronegatividad H
2.1
Diferencia
1.4
% de carácter iónico
Según la tabla periódica
H
H
x
Cl
Cl
39
Carácter covalente = 100 – 39% = 61%
Enlace covalente polar
Química
87
RELACION ENTRE EL TIPO DE ENLACE Y LAS PROPIEDADES DEL
COMPUESTO FORMADO
Estructuras de Lewis
 Forma estructural plana de una
molécula que muestra cómo están
unidos los átomos entre sí.
 No representa la forma tridimensional
de la molécula
O
C
O
 Para escribir una estructura de Lewis
se aplica la regla del octeto: cada
átomo llena su último nivel con ocho
electrones (o dos para el helio)
 Funciona para elementos del 2º periodo,
principalmente
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
e- de
valencia
2
8
8
8
8
8
Estructuras de Lewis: ejemplos
 Para escribir una estructura de Lewis se siguen...
Ejemplo- dióxido de carbono CO2
 Paso 1- Escribir la estructura fundamental mediante símbolos
químicos. El átomo menos EN en el centro. H y F ocupan siempre
posiciones terminales
O
C
O
 Paso 2- Calcular nº total de electrones de valencia
C: [He]2s22p2
1 carbono x 4 electrones = 4
O: [He]2s22p4
2 oxígeno x 6 electrones = 12
número total de e-
= 16
8 pares de electrones
www.jfrutosl.es/.../fisicayquimicabc1/.../Ud2%20quimica/ENLACE%20QUIMICO
Estructuras de Lewis: ejemplos
Ejemplo CO2
 Paso 3- Dibujar enlace covalente sencillo por cada dos átomos.
Completar el octeto de los átomos enlazados al central:
Hemos colocado
C
O
O
todos los
electrones (8 pares)
y el C no tiene
completo
su el
octeto
 Paso 4- Agregar dobles o triples enlaces hasta
completar
octeto
del átomo central:
O
C
O
Estructura de Lewis
del CO2
Regla del octeto
Al formar compuestos, los átomos ganan, pierden, o
comparten electrones para producir una
configuración electrónica estable caracterizada por 8
electrones de valencia.
.. ..
: ..F : ..F :
Esta regla es muy útil en casos que
involucran átomos como C, N, O, y
F.
92
Ejemplo
Al combinar un carbono (4 electrones de valencia) y
cuatro átomos de fluor (7 electrones de valencia)
.
. C.
.
..
: ..F .
la estructura de Lewis para CF4 queda así:
..
.. : ..F : ..
: ..F : ..C : ..F :
: ..F :
Se cumple la regla del octeto para el carbono y fluor.
93
Ejemplo
Es una práctica común representar un enlace
covalente por una linea. Así, se puede escribir:
..
.. : ..F : ..
: ..F : ..C : ..F :
: ..F :
..
: F:
como
..
: ..F
C
..
..F :
: ..F :
94
Ejemplos inorgánicos
..
..
:O : : C : : O :
..
:O
C
..
O:
Dióxido de carbono
H
: C : :: N :
H
C
N:
Cianuro de hidrógeno
95
Ejemplos orgánicos
H H
.. ..
H : C :: C : H
H
H
C
Etileno
C
H
H
H
: C : : : C : H Acetileno
H
C
C
H
96
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Concepto de resonancia
 A veces hay moléculas que no se describen por una única
estructura de Lewis
 Generalmente son compuestos con enlaces múltiples. Se pueden
escribir estructuras que difieren en la posición de los enlaces
dobles o triples.
 Estas estructuras que se diferencian en la posición de los
enlaces múltiples se denominan estructuras de resonancia
 Ejemplo:la molécula de ozono (O3)
O
A
B
B
O
O
I
O
O
C
A
II
O
C
Ambas formas
de resonancia
son posibles
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Enlaces covalente polares
 En un enlace covalente implica compartir electrones entre dos
átomos
 En la molécula de H2 los electrones se comparten por igual entre
los dos átomos de H
Asimetría de la
nube electrónica
nube electrónica
simétrica
HH
H  Cl
 En la molécula de HCl el par de electrones no se comparte por
igual entre el H y el Cl porque son dos átomos distintos. El enlace
H-Cl es un enlace covalente polar o enlace polar
Consecuencia de la distinta electronegatividad de los átomos
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Electronegatividad
 Electronegatividad: capacidad de un átomo para atraer hacia sí
los electrones de un enlace químico
 La diferencia de electronegatividad entre los átomos resulta en
la transferencia parcial de carga hacia el átomo más
electronegativo
 En consecuencia, el enlace covalente que se forma es un enlace
polar
 Los enlaces polares posen un extremo negativo y un extremo
positivo. La molécula es, por tanto, un dipolo.
•H
Menor densidad electrónica
Polo positivo (d+)
F
•
Mayor densidad electrónica
Polo negativo (d)
Tendencias periódicas de la electronegatividad
 Linus Pauling desarrolló
un sistema para medir
electronegatividades
(0.7 (Cs) al 4.0 (F))
 La electronegatividad
aumenta:
Elementos más
electronegativos
Variación de la electronegatividad
de Pauling en los grupos principales
Aumento de la electronegatividad
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Electronegatividad y polaridad de enlaces
 Elementos más electronegativos: halógenos, O, N y S
 Elementos más electropositivos: alcalinos y alcalinotérreos
 Si la diferencia de EN =0  ENLACE COVALENTE (compartición por
igual de los electrones)
 Si la diferencia de EN > 2  ENLACE IÓNICO (transferencia
electrónica de electrones)
 Si la diferencia de EN comprendida entre 0 y 2  ENLACE
COVALENTE POLAR (desigual compartición de electrones)
E. covalente
EN(Li) = 1.0
EN(H) = 2.1
EN(F) = 4.0
E. iónico
F
HF
LiF
2
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Resonancia.
No siempre existe una única estructura de Lewis que pueda
explicar las propiedades de una molécula o ión.
A cada una de ellas se le denomina forma
resonante y al conjunto híbrido de resonancia
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Resonancia
 La molécula de O3 es una superposición de ambas
estructuras:
Color primario
Color primario Estructura
de resonancia
Estructura
de resonancia
Molécula de ozono
La necesidad de más de una estructura
de Lewis es el resultado de la
deslocalización del par de electrones
O
O
O
En el caso del ion CO32–, se podrían formar tres
estructuras de Lewis en las que el doble enlace se
forma con cada uno de los átomos de oxigeno, siendo
las tres válidas. Cada una de estas formas contribuye
por igual al la estructura del ion CO32–, siendo la
verdadera estructura una mezcla de las tres.
Condiciones para escribir formas resonantes:
1.
Para pasar de una forma resonante a otra
solamente puedo mover electrones, nunca átomos.
2.
Todas las estructuras resonantes que yo escriba
deben ser estructuras de Lewis válidas.
3.
Las estructuras resonantes deben poseer el mismo
número de electrones desapareados.
4.
Las estructuras resonantes más importantes son las
de menor energía potencial.
¿Cuál de todas las estructuras resonantes se parece más al compuesto real?
1.
Aquella en la que todos los átomos tienen el octete completo.
2.
Aquellas en las que no existe separación de carga es más importante que la
que en la que existe separación de carga.
O
R
R
OH
3.
O
OH
Cuando en dos formas resonantes existe separación de carga es más
estable aquella que tiene las cargas más alejadas.
4.
Las estructuras de resonancia que lleven carga negativa sobre un
átomo electronegativo contribuye más que cuando esa carga va sobre
otro átomo.
H2C
CH
O
H2C
CH
O
5. Si hay dos formas resonantes iguales la resonancia será más importante.
Cuando una forma resonante es muchísimo más estable que las demás la
resonancia no existe y la molécula real se parece mucho a esta forma.
Cuando todas las formas resonantes son importantes, entonces la molécula
real sí es un híbrido de todas las formas resonantes.
H2C
CH
CH 2
H2C
CH
CH 2
Hay incumplimientos de la regla del
octeto
Elementos del tercer periodo como el fósforo se rodean de 10 electrones
Los átomos con número impar de electrones suelen
incumplir la regla
Ejercicio: Construir la estructura de Lewis del ión sulfito
Ejercicio: Construir la estructura de Lewis del dióxido de carbono
Ejercicio: Construir la estructura de Lewis del dióxido de azufre
Ejercicio: Construir la estructura de Lewis del ión sulfato
Ejercicio: Construir la estructura de Lewis del trifluoruro de boro
Fuerzas
intermoleculares
Fuerzas intermoleculares
Las fuerzas intermoleculares
son fuerzas electromagnéticas
las
cuales
actúan
entre
moléculas o entre regiones
ampliamente distantes de una
macromolécula.
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Química
115
Clasificación
Fuerzas Intermoleculares
Fuerzas electromagnéticas
Dipolodipolo
Dispersión
P.hidrógeno
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b/recursos/r40712
116
FUERZAS
INTERMOLECULARES
 Las
fuerzas intermoleculares son interacciones
entre moléculas.
Las propiedades físicas de los sólidos y líquidos
moleculares (fases condensadas) se deben, en gran
medida, a presencia de estas fuerzas.
Son fuerzas de interacción electrostática regidas por
la ley de Coulomb.
En todos los casos, se trata de fuerzas cuya energía
de enlace es menor que la correspondiente a la
energía del enlace intramolecular (covalente, iónico)
Ley de Coulomb
Cuando dos cargas eléctricas de igual magnitud (Q+ y Q) están separadas por una distancia (d) la fuerza de
atracción entre ellas se mide mediante la siguiente
fórmula:
F
k . Q + . Qd2
donde k es una constante
Obsérvese que a mayor carga, mayor será la fuerza
de atracción.
Tipos de fuerzas intermoleculares
1. Fuerzas de dispersión
de London.
2. Fuerzas dipolo-dipolo.
3. Fuerzas puente de
Hidrógeno.
4. Fuerzas ión-dipolo.
5. Fuerzas ión-dipolo
inducido.
•Las fuerzas de dispersión de London, las
fuerzas dipolo-dipolo y dipolo- dipolo inducido
integran las llamadas fuerzas de van der Waals.
•El puente de hidrógeno es un tipo de interacción
dipolo- dipolo particularmente fuerte, que se trata
por separado por ser unos pocos los elementos
que participan en su formación.
•Los iones y los dipolos se atren entre sí mediante
fuerzas electrostáticas ión-dipolo que no son
fuerzas de van der Waals.
FUERZAS DE DISPERSIÓN DE LONDON
 Se presenta entre moléculas polares y
también en no polares (únicas fuerzas
en las no polares).
 Al acercarse dos moléculas se origina
una distorsión de la nube de
electrones en ambas, generándose
dipolos transitorios.
 La intensidad de la fuerza depende
de la cantidad de ede la molécula.
A MAYOR CANTIDAD
DE ELECTRONES EN LA
MOLÉCULA
MAYOR
POLARIZABILIDAD
DE LA MOLÉCULA
MAYOR
FUERZA DE
LONDON
FUERZAS DIPOLO-DIPOLO
 Las moléculas polares
se atraen cuando el
extremo positivo de una
de ellas está cerca del
negativo de otra.

Se
establecen
atracciones
cuya
intensidad depende de
la carga de su dipolo
(ley de Coulomb)
www.chem.unsw.edu.au
En los líquidos, las moléculas
están en libertad de moverse, pueden
encontrarse en orientaciones
atractivas o repulsivas.
En los sólidos, predominan las atractivas.
PUENTE DE HIDRÓGENO
 Son un tipo especial de atracción
dipolo-dipolo.
 Ocurre en moléculas muy polares
que poseen átomos muy
electronegativos (F, O, N) unidos a
hidrógeno. Ejemplos: HF; H2O y NH3.
 La unión se establece entre los pares
de e- libres y el átomo de H.
H2O
liq.
H2O
sól.
 Son fuerzas intermoleculares muy
intensas y permanentes.
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PUENTE DE HIDRÓGENO 2
En el gráfico se representan los puntos de ebullición de los
compuestos que forma el hidrógeno con
algunos no metales.
Se observa que los puntos de
ebullición del HF, H2O y NH3
son más altos de lo esperado.
Esto se debe a la formación
de asociaciones moleculares,
a causa del enlace por puente de H.
Fuerzas de este tipo también están presentes en compuestos como
alcoholes, azúcares, ácidos orgánicos, etc., y es la causa de las
relativamente altas temperaturas de fusión y ebullición de estos
compuestos.
FUERZAS DIPOLO- DIPOLO INDUCIDO
Al acercarse un
dipolo a una
molécula no polar
genera sobre ésta
una distorsión de la
nube de e-,
originando un dipolo
transitorio.
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FUERZAS IÓN-DIPOLO
 Son atracciones entre un ión
y el polo de carga opuesta
de una molécula polar.
 La magnitud de la atracción
aumenta con la carga del
ión y la carga del dipolo.
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RESUMIENDO
 La intensidad de las fuerzas depende de la polaridad de la
molécula (mayor carga, mayor fuerza) y de la polarizabilidad
de su nube electrónica (mayor cantidad de e-, mayor fuerza).
 Las fuerzas de London están presentes en todas las moléculas.
 Las fuerzas dipolo-dipolo se suman a las de London.
 Los puentes de H se suman a las de London.
 NINGUNA de estas fuerzas es más intensa que los enlaces
iónicos o covalentes.
Moléculas o iones interactuantes
NO
¿Participan moléculas
polares?
NO
SI
¿Participan
iones?
Hay átomos de H unidos
a átomos de N, F, O
NO
Sólo fuerzas
de London
Ej. Ar (l)
I2 (s)
Fuerzas
dipolo-dipolo
Ej: H2S (l)
CH3Cl (l)
¿están presentes
moléculas polares y
tb iones?
SI
SI
Puente de H
Ej: H2O (l) y (s)
NH3 y HF
Fuerzas ióndipolo
Ej: KBr en
H2O
iesdolmendesoto.org
Relación entre los puntos de fusión y de
ebullición y las fuerzas intermoleculares
Para que se produzcan
estos cambios de estado
deben debilitarse las
fuerzas que mantienen
unidas las moléculas
Cuando la fuerza
intermolecular es mayor, es
mayor el punto de fusión y
de ebullición de la
sustancia.
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Sustanc
ia
NaCl
Tipo de
sustancia
Iónica
Interacción
predominante
Punto de
fusión
(ºC)
Punto de
ebullición
(ºC)
1465
Iónica
801
- 83
- 62
0
100
H2S
Covalente
polar
Dipolo-dipolo
H2O
Covalente
polar
Puente de
Hidrógeno
CH4
Covalente no
polar
- 182,5
- 161,6
CCl4
Covalente no
polar
London
(10 e-)
London
(74 e-)
-23
77
Ne
Atómica
London
(10 e-)
- 249
-246
Datos de wikipedia.org