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Metales Alcalinos
Propiedades periódicas
Propiedades periódicas
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.
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Metales Alcalinos
Propiedades periódicas
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.
Propiedades periódicas
Radios atómicos
9Dentro de un mismo grupo, el tamaño atómico
aumenta conforme lo hace el número atómico (de
arriba a bajo).
9Dentro de un mismo periodo, el tamaño atómico
tiende a disminuir conforme aumenta el número
atómico (de izquierda a derecha).
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Propiedades periódicas
Radios atómicos de los elementos
Propiedades periódicas
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
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Propiedades periódicas
Comparación de los
Radios atómicos y
los iones del grupo IA
Propiedades periódicas
En el caso de iones isoelectrónicos, el radio disminuye
conforme aumenta la carga nuclear positiva
Comparación
Compa
ación del tamaño de un
n ión
sodio con el de un ión fluoruro
Cabe suponer que el ión sodio , con su mayor carga nuclear, presentará
radio más p
pequeño
q
que el ión fluoruro.
q
Na
Na+
11 electrones y 11 protones
10 electrones y 11 protones
F
F-
9 electrones y 9 protones
10 electrones y 9 protones
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Propiedades periódicas
Energía de ionización
Es la cantidad de energía necesaria para extraer un electrón
de un átomo gaseoso en su estado basal
9Dentro de un mismo grupo, la energía de ionización de los
elementos disminuye conforme lo hace el número atómico
(de arriba a bajo).
9Dentro de un mismo periodo, la energía de ionización de
los elementos aumenta conforme lo hace el número atómico
( izquierda
(de
q
a derecha).
)
Propiedades periódicas
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
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Afinidad electrónica (AE)
•“Es la energía intercambiada cuando un átomo
gaseoso captura
t
un e– y forma
f
un anión”.
ió ”
•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.
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).
Propiedades periódicas
Electronegatividad (χ ) y carácter metálico
• Son conceptos opuestos (a mayor χ menor carácter
metálico
táli y viceversa).
i
)
• 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).
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Propiedades periódicas
Electronegatividad
9Dentro
de
un
mismo
grupo,
la
electronegatividad aumenta a medida que
disminuye el número atómico (de abajo hacia
arriba).
9Dentro
de
un
mismo
periodo,
la
electronegatividad tiende a aumentar conforme
aumenta el número atómico (de izquierda a
d
derecha).
h )
Propiedades periódicas
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.
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Propiedades periódicas
Densidad
9Dentro de un mismo grupo, la densidad de los
elementos aumenta conforme lo hace el número
atómico (de arriba a bajo).
9Dentro de un mismo periodo, la densidad de los
elementos aumenta primero y luego disminuye.
9Los
elementos con mayor
y densidad se hallan
en el centro del periodo 6.
Propiedades periódicas
Densidades de los elementos
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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: baja electronegatividad, baja energía baja electronegatividad baja energía
de ionización. Tienden a soltar electrones.
• No metales: alta electronegatividad. Tienden a coger electrones
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Según el tipo de átomos que se unen:
• Metal
Metal – No metal:
No metal: uno cede y otro gana 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.
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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.
2.- Son sólidos con punto de fusión altos (por lo general,
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general > 400
400ºC)
C) 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).
(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,
1.
gases líquidos o sólidos con punto de fusión bajos (por lo general,
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.
p
líquidos
q
o fundidos no conducen la electricidad.
4. Los compuestos
5. Las soluciones acuosas suelen ser malas conductoras de la electricidad porque no
contienen partículas con cargas.
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Metales Alcalinos
Propiedades de los compuestos covalentes
Los sólidos covalentes:
1. Suelen ser sustancias atómicas, formando redes cristalinas.
2- Puntos de fusión muy elevados (1200-3600ºC).
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.
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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:
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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,
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Metales Alcalinos
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:
http://www.uhu.es/quimiorg/covalente1.html
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