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Décimo Sexta Sesión
Electronegatividad
Electronegatividad
• Linus Carl
Pauling (19011994), premio
Nóbel de Química
en 1954 y premio
Nóbel de la paz
en 1962.
• En 1932:
Electronegatividad (2)
• La electronegatividad representa
una medida del grado de
atracción de un par de electrones
en un enlace covalente.
• Pauling obtuvo los valores de
electronegatividad,
empíricamente, a través de la
medición de las energías de los
enlaces.
Electronegatividad (3)
• La escala de electronegatividades
de Pauling sigue siendo la más
usada en nuestros días y
presenta valores que siempre son
positivos.
• En esta escala el F es el elemento
más electronegativo (4.0) y el Cs
el menos electronegativo (0.7).
Electronegatividad (4)
• Los elementos que presenten valores
grandes de electronegatividad son
elementos que tienen gran tendencia a
atraer electrones y se dice que son los
elementos mas electronegativos
• Aquellos elementos con valores de
electronegatividad pequeños tenderán
a ceder electrones y se dirá que son los
elementos menos electronegativos
Electronegatividad (5)
H 2.1
Li 1.0
Be 1.5
B 2.0
C 2.5
N 3.0
O 3.5
F 4.0
Na 0.9
Mg 1.2
Al 1.5
Si 1.8
P 2.8
S 2.5
Cl 3.0
K 0.8
Ca 1.0
Ga 1.6
Ge 1.8
As 2.0
Se 2.4
Br 2.8
Rb 0.8
Sr 1.0
In 1.7
Sn 1.8
Sb 1.9
Te 2.1
I 2.5
Cs 0.7
Ba 0.9
Tl 1.8
Pb 1.8
Bi 1.9
Po 2.0
At 2.2
Electronegatividad (6)
La electronegatividad es una propiedad periódica
Escalas de
Electronegatividad
•
•
•
•
Pauling
Mulliken
Alred-Rochow
Iczkowski-Margrave
Mulliken
• Robert Mulliken
(1896-1986)
Electronegatividad de
Mulliken
M = PI + AE
2
Pauling = M/2.8
Cuando se expresa en eV
Electronegatividad de
Mulliken (2)
Propiedades Metálicas de los
Elementos
1.
2.
3.
4.
5.
Conductividad eléctrica alta.
Conductividad térmica alta.
Brillo metálico.
Ductilidad.
Maleabilidad.
Etc.
•
Aproximadamente 87 elementos se pueden tipificar
como metales.
Conductividad eléctrica
Es una propiedad periódica
Conductividad Térmica
Ubicación de los metales
Carácter Metálico
A
U
M
E
N
T
A
Disminuye
PI

AE
DISMINUYE
CM, RI, RA, DISMINUYE
A
I
U
S
M
p
E
N
D
s
T
M
I
d
N
U
A
Y
E
CM = carácter metálico
RI = radio iónico
RA = radio atómico
PI = potencial de ionización
 = electronegatividad
AE = afinidad electrónica
f
Propiedad que disminuye
Propiedad que aumenta
Tarea 30
De las siguientes especies químicas
¿cuál tiene un menor radio? Explique
su respuesta.
O2-, F-, Ne, Na+, Mg2+
Tarea 31
En cada uno de los siguientes pares
de elementos identifique al que tenga
mayor energía de ionización. Explique
su respuesta:
a) Li o Cs
b) Li o F
c) Cs o F
d) F o I
Tarea 32
En cada uno de los siguientes pares de
elementos identifique al que tenga
mayor afinidad electrónica. Explique su
respuesta:
a) C o F
b) F o I
c) Cl o Br
d) O o S
Tarea 33
¿Cómo se relaciona la primera energía
de ionización del ión cloruro Cl- con la
afinidad electrónica del átomo de cloro
Cl?
Tarea 34
Ordene los siguientes iones en orden
decreciente de radio. Explique su
respuesta.
Se2-, S2-, Te2-, O2-
Estructura Molecular
Propiedades de enlace
1.
2.
3.
4.
5.
Longitud (o distancia) de enlace.
Energía de enlace.
Orden de enlace.
Geometría
Momento Dipolar.
Propiedades de enlace (2)
6.
7.
8.
9.
Propiedades magnéticas.
Propiedades ópticas.
Propiedades espectroscópicas.
Propiedades termodinámicas.
Longitud de enlace
• Es la distancia entre dos núcleos en un
enlace químico
Energía de enlace
E
H
H
r0
E
H2
E
Orden de enlace
• Número de ligaduras en un enlace
químico.
H-H
O=O
NN
Geometría
• Posición relativa de los átomos en el
espacio.
Momento Dipolar
• La polaridad de una molécula se indica
a través de su momento dipolar, que
mide la separación de cargas en la
molécula.
Propiedades Magnéticas
• Diamagnetismo. Las moléculas son
repelidas por un campo magnético.
• Paramagnetismo. Las moléculas son
atraídas por un campo magnético.
Propiedades ópticas
• Color.
Propiedades
espectroscópicas
• Espectros moleculares
Propiedades Termodinámicas
Hf
Gf
Teorías de enlace
El Modelo de Lewis
Enlace por pares de electrones
El Modelo de Lewis (2)
• Cuando los átomos se combinan para
dar moléculas, lo hacen de tal forma
que llenan sus orbitales de valencia.
• Los electrones adquieren una
configuración estable que corresponde
a la de un gas noble.
El Modelo de Lewis (3)
• Para los elementos en el segundo
período este arreglo se conoce como
Regla del Octeto.
• Para el Hidrógeno (primer período) la
configuración estable es la del Helio
(un par de electrones).
El Modelo de Lewis (4)
• Para los elementos en el tercer período
o mayor, el número de electrones que
se pueden acomodar en los orbitales
de valencia puede ser mayor a 8.
El Modelo de Lewis (5)
1. Se elige el átomo central
(generalmente es el más
electronegativo y nunca el
Hidrógeno).
2. Se cuentan los electrones de valencia
de todos los átomos participantes.
El Modelo de Lewis (6)
3. Se forman enlaces por pares de
electrones entre el átomo central y
los periféricos.
4. Los electrones restantes se sitúan
como pares solitarios para completar
los octetos.
Metano (CH4)
• El C es el átomo central.
• Electrones de valencia: C – 4, H – 1
cada uno.
• 4 + 4 (1) =8  4 pares
Tetracloruro de carbono CCl4
• El C es el átomo
central.
• Electrones de
valencia: C – 4, Cl
– 7 cada uno.
• 4 + 4 (7) =32  16
pares
Amoníaco (NH3)
• El N es el átomo
central.
• Electrones de
valencia: N – 5, H
– 1 cada uno
• 5 + 3(1) = 8 (4
pares)
Bióxido de Carbono (CO2)
Diatómicas Homonucleares
• ¿Orden de
enlace?
Diatómicas Heteronucleares
Etano C2H6
Pentacloruro de Fósforo (PCl5)
El Modelo de Lewis (7)
• No predice longitudes de enlace.
• No da energías de enlace.
• Si da órdenes de unión de algunos
compuestos de algunos elementos de
los primeros dos períodos.
Tipos de enlace químico
Enlace covalente
• Compartición de pares de electrones.
Enlace covalente (2)
• Compuestos orgánicos.
¿100% covalente?
• Moléculas diatómicas homonucleares
Enlace iónico
Enlace iónico (2)
¿100% iónico?
• No hay compuestos 100% iónicos.
• Se analiza la diferencia de
electronegatividades.
• Si la diferencia es pequeña 
covalencia.
• Si la diferencia es grande  enlace
iónico.
Porcentaje de carácter iónico
• Linus Pauling.
%CI  18 χ A  χ B
1.4
Porcentaje de carácter iónico (2)
Porcentaje de carácter iónico (3)