Polaridad del enlace Electronegatividad y polarizacióndepa.fquim.unam.mx/amyd/archivero/01_TABLA_PERIODICA_10_5863.pdf · industria de los semiconductores (procesadores y memoria

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1/10/08 LA TABLA PERIÓDICA 360

Polaridad del enlace• Un concepto muy útil para describir como

comparten sus electrones un par de átomos esel de polaridad del enlace

• Podemos definir los enlaces así:– Un enlace covalente no-polar es aquel en el

cual los electrones están compartidosigualmente por los dos átomos

– Un enlace covalente polar es aquel dondeuno de los átomos tiene mayor atracciónpor los electrones que el otro

– Si esta atracción relativa es suficientementegrande, el enlace es un enlace iónico


Electronegatividad y polarización• Podemos usar la diferencia en la electronegatividadΔχ entre dos átomos para conocer la polaridad desu enlace:

• El enlace en H-F puede representarse así:

• Los símbolos δ+ y δ- indican las cargas parcialespositiva y negativa respectivamente.

• La flecha indica hacia donde jalan los electrones

IónicoCovalentepolar

Covalenteno-polarTipo

4.0-1.0=3.04.0-2.1=1.94.0- 4.0=0Δχ = (χΑ−χΒ)

LiFHFF2Compuesto


Electronegatividad y polarización• En el F2 los electrones están compartidos

igualmente entre los dos átomosEl enlace es covalente no-polar

• En el HF el átomo de F tiene mayorelectronegatividad que el átomo de H, Loselectrones no se comparten igualmente, elátomo de F atrae más densidad electrónica queel átomo de HEl enlace es covalente polar.

• En el LiF, la electronegatividad del átomo de Fes suficientemente grande como para despojarcompletamente de su electrón al Li y elresultado esUn enlace iónico


Electronegatividad y polarización• La regla general para predecir el tipo de enlace se

basa en las diferencias de electronegatividades delos átomos que constituyen el enlace:

• Si las electronegatividades son iguales, ladiferencia de electronegatividad es 0, y el enlacees covalente no-polar

• Si la diferencia de electronegatividades es mayorque 0 pero menor que 2.0, el enlace es covalentepolar

• Si la diferencia entre las electronegatividades delos dos átomos es de 2.0, o mayor, el enlace esiónico

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Redistribución de carga• Parece entonces evidente que cuando dos

átomos se encuentran juntos, la cargaelectrónica se redistribuye

• Dependiendo de la electronegatividad decada átomo, ello da como resultado laformación de un dipolo

• Entre mayor sea la diferencia de suselectronegatividades, mayor será el dipoloque se genere

• Así por ejemplo en el caso del HCl, elátomo de Cl al ser más electronegativo,controla parcialmente al electrón del H


Carácter metálicoCarácter metálico• El carácter metálico es mayor en los elementos

de la izquierda de la tabla periódica• Tiende a decrecer conforme nos movemos a la

derecha en un periodo (renglón) esto es lomismo que decir que el carácter de no-metalcrece al aumentar el valor de la energía deionización

• En cualquier familia (columna) el caráctermetálico crece de arriba hacia abajo (los valoresde la energía de ionización disminuyen al bajaren la familia)

• Esta tendencia general no se observanecesariamente en los metales de transición


Carácter metálicoCarácter metálico• Comportamiento periódico del carácter

metálico:


ResumenResumen•• Al decrecer el tamaño atómicoAl decrecer el tamaño atómico

–– El 1El 1erer potencial de ionización crece potencial de ionización crece–– Los electrones son más difíciles de quitarLos electrones son más difíciles de quitar

•• Los metales son mayores,Los metales son mayores,–– Por tanto tienden a perder electronesPor tanto tienden a perder electrones–– Quitarles electrones es fQuitarles electrones es fácilácil

•• Los no metales son pequeños,Los no metales son pequeños,–– Por ello tienden a ganar electronesPor ello tienden a ganar electrones–– Añadirles electrones es fácilAñadirles electrones es fácil

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Metales, No-metales y Metaloides• Comparación de las propiedades características de

los metales y los no-metales:

Generalmente forman aniones, ya oxianiones en disolución acuosa

En disolución acuosaforman cationes

Sus compuestos de oxígeno sonácidos

Sus compuestos deoxígeno son básicos

Malos conductores del calor y laelectricidad

Buenos conductores delcalor y la electricidad

Quebradizos, hay duros y blandosMaleables y dúctiles(son flexibles)

No tienen lustre, presentan varioscolores

Lustre distintivo(Brillan)

Elementos No-metálicosElementos Metálicos


Metales• La mayoría de los metales son maleables

(pueden formar láminas delgadas, porejemplo un centímetro cúbico de oro puedeaplastarse hasta formar una placa que podríacubrir un campo de fútbol completo), y sondúctiles (pueden estirarse para formar hilosmuy delgados o alambres)

• Son sólidos a temperatura ambiente (exceptoel Hg, que es líquido)

• Tienden a tener energías de ionización bajas ytípicamente pierden electrones es decir seoxidan en sus reacciones químicas


Metales• Los metales alcalinos siempre pierden un electrón y

presentan iones con carga 1+• Los metales alcalino-térreos siempre pierden dos

electrones y siempre presentan iones con carga 2+• Los metales de transición no tienen un patrón común y

sus iones pueden tener cargas 2+, 1+ y 3+, peropueden encontrarse otros cationes

• Los compuestos entre un metal y un no-metal tiendena ser iónicos


Metales• La mayoría de los óxidos metálicos son básicos y

al disolverse en agua reaccionan para formarhidróxidos metálicos:Óxido metálico + H2O sd hidróxido metálicoNa2O(s) + H2O(l) sd 2NaOH(aq)CaO(s) + H2O(l) sd Ca(OH)2(aq)

• Los óxidos metálicos exhiben su carácter básico alreaccionar con los ácidos para formar sus sales yagua:Óxido metálico + ácido sd sal + aguaMgO(s) + HCl(aq) sd MgCl2(aq) + H2O(l)NiO(s) + H2SO4(aq) sd NiSO4(aq) + H2O(l)

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No-metales• Su apariencia varía mucho• En general no presentan lustre• No son buenos conductores de la electricidad ni del

calor excepto por ciertas excepciones• En general, los puntos de fusión son menores que

los de los metales• Existen siete no-metales que en condiciones

normales son moléculas diatómicas:• H2(g) N2(g) O2(g) F2(g) Cl2(g) Br2(l)• I2(s) (sólido volátil - se evapora fácilmente, sublima)


No-metales

• Cuando los no-metales reaccionan con los metales,tienden a ganar electrones (obteniendo así laconfiguración del gas noble más cercano) y generananiones, es decir se reducen:

No-metal + Metal sd Sal

3Br2(l) + 2Al(s) sd 2AlBr3(s)

• Los compuestos que están formados únicamentepor no-metales son sustancias moleculares (es decirno son iónicas)


No-metales• La mayoría de los óxidos no-metálicos son óxidos

ácidos• Al disolverse en agua reaccionan para formar

ácidos:Óxido no-metálico + agua sd ácidoCO2(g) + H2O(l) sd H2CO3(aq)

[ácido carbónico](el agua mineral con gas y en general todos losrefrescos con gas son ligeramente ácidos)

• Los óxidos no-metálicos pueden combinarse conbases para formar salesÓxido no-metálico + base sd salCO2(g) + 2NaOH(aq) sd Na2CO3(aq) + H2O(l)


Metaloides• Tienen propiedades intermedias entre los

metales y los no-metales

• El Silicio por ejemplo tiene lustre, pero no esmaleable ni dúctil, sino que es quebradizo comomuchos no-metales

• Además es un mal conductor de la electricidad odel calor

• Los Metaloides se usan muy a menudo en laindustria de los semiconductores (procesadoresy memoria de las computadoras)

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Tendencias de las familias• Los metales alcalinos• Familia 1A, IA o 1

87Fr55Cs37Rb19K11Na3Li

Número atómicoMetal


Tendencias de las familias


Tendencias de las familias• La palabra álcali se deriva de la palabra árabe

que significa ceniza• Muchos de los compuestos de sodio y potasio se

aislaron a partir de las cenizas de madera• Todavía nos referimos al Na2CO3 y al K2CO3como soda y potasa• Al bajar en la familia encontramos:

– Todos tienen un solo electrón en la últimacapa

– El punto de fusión decrece– La densidad crece– El radio atómico crece– La energía de ionización disminuye

• Los metales alcalinos tienen el menor valor de I1de los elementos– Esto indica la relativa facilidad con la que un

solo electrón puede quitarse de la última capa1/10/08 LA TABLA PERIÓDICA 379

Tendencias de las familias• Los metales alcalinos son muy reactivos y pueden

perder muy fácilmente 1 electrón formando un ioncon carga 1+M sd M+ + e-

• Debido a esta gran reactividad, los metales alcalinosse encuentran en la naturaleza únicamente en suscompuestos

• Todos los metales alcalinos se combinandirectamente con la mayoría de los no-metales

• Reaccionan con hidrógeno para formar hidruros2M(s) + H2(g) sd 2MH(s)– Ojo: el hidrógeno está presente en los hidruros

metálicos como el anión hidruro H-

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Tendencias de las familias• Reaccionan con el azufre para formar sulfuros

2M(s) + S(s) sd M2S(s)

• Reaccionan con el cloro para formar cloruros2M(s) + Cl2(g) sd 2MCl(s)

• Reaccionan con el agua violentamente yproducen hidrógeno gaseoso e hidróxidos demetales alcalinos, la reacción es muy exotérmica2M(s) + 2H2O(l) sd 2MOH(aq) + H2(g)


Tendencias de las familias• La reacción entre los metales alcalinos y el

oxígeno es más complicada:• Una reacción muy común de algunos metales

alcalinos es la formación de óxidos que tienen alion O2-

4Li(s) + O2 (g) sd 2Li2O(s) (óxido de litio)• Otros metales alcalinos pueden formar peróxidos

que están formados por el ion O22-

2Na(s) + O2 (g) sd Na2O2(s) (peróxido de sodio)• El K, el Rb y el Cs pueden formar súper-óxidos es

decir los que tienen el ion O2-

K(s) + O2 (g) sd KO2(s) (súperoxido de potasio)


Breviario• El color de una sustancia se produce cuando los

electrones de valencia del átomo se excitan (esdecir se les da energía) y pueden cambiar de unnivel energético al siguiente con la luz visible

• En tal caso, la frecuencia particular de la luz queexcita al electrón se absorbe

• De esta manera, la luz que tú observas estádesprovista de uno o varios colores y por eso laves colorida

• Los metales alcalinos, al perder su electrón devalencia, no tienen electrones que puedanexcitarse con la luz visible

• Por ello sus sales y sus disoluciones acuosas sonincoloras


Breviario• Cuando un metal alcalino se pone en una flama, los

iones se reducen (ganan electrones) al ponerlos enla parte baja de la flama

• Al mismo tiempo, debido a la gran temperatura dela flama, el electrón se excita y puede pasar a unorbital de mayor energía

• Una vez excitado, el electrón regresa a su lugar yemite fotones debido a este proceso

• La transición del electrón de valencia del sodiodesde el orbital 3p al 3s da como resultado laemisión de luz cuya longitud de onda es de 589 nm

• Colores de las flamas de los metales alcalinos:– Litio (rojo escarlata)– Sodio (amarillo)– Potasio (lila)

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Tendencias de las familias• Los metales alcalinotérreos• Familia 2A, IIA o 2

88Ra56Ba38Sr20Ca12Mg4Be

Número atómicoMetal


Tendencias de las familias• Al compararse con los metales alcalinos, los

metales alcalinotérreos son típicamente:– más duros– más densos– funden a mayor temperatura

• El valor de la primera energía de ionización I1es un poco mayor que la de los metalesalcalinos.

• Los metales alcalinotérreos son entoncesmenos reactivos que los metales alcalinos

• En particular el Be y el Mg son los menosreactivos


Tendencias de las familias• El Ca y los elementos que están debajo reaccionan

con agua a temperatura ambiente para formarhidróxidos e hidrógeno gaseoso:Ca(s) + 2H2O(l) sd Ca(OH)2(aq) + H2(g)

• La tendencia de los metales alcalino-térreos aperder sus dos electrones de valencia sedemuestra con la reactividad del Mg ante el cloroy el oxígeno para dar cloruros y óxidosrespectivamente:Mg(s) + Cl2(g) sd MgCl2(s)

2Mg(s) + O2(g) sd 2MgO(s)


Tendencias de las familias

• Los iones 2+ de los metales alcalino-térreostienen configuración de gas noble

• Y debido a ello los compuestos que formanson incoloros

• Colores de las flamas

– Calcio (rojo ladrillo)

– Estroncio: (rojo escarlata)

– Bario: (verde)

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Tendencias periódicas no-metales• Hidrógeno• El hidrógeno tiene una configuración electrónica

1s1 y se le pone encima de la familia de losmetales alcalinos.

• Es un no-metal, que en condiciones normales esun gas (H2)

• Su primer potencial de ionización esconsiderablemente mayor que el de los metalesalcalinos y se parece más al de los no-metales– esto es debido a la ausencia de apantallamiento


Tendencias periódicas no-metales• Hidrógeno• Generalmente reacciona con otros no-metales

para formar compuestos moleculares enreacciones típicamente exotérmicas

• También reacciona con los metales para formarhidruros formando el ion H-

• 2Na(s) + H2(g) sd 2NaH(s)

• Puede perder un electrón para formar el ionhidronio H+, o protón


Tendencias periódicas no-metales• Los calcógenos• Familia 6A, VIA o 16

84Po52Te34Se16S8O

Número atómicoNo metal


Tendencias periódicas no-metales• Al bajar en la familia los elementos se van

volviendo cada vez más metálicos• El oxígeno es un gas, el resto son sólidos• El oxígeno, el azufre y el selenio son no-metales• El telurio es un metaloide con algunas

propiedades metálicas• El polonio es un metal

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Tendencias periódicas no-metales• Oxígeno

– El oxígeno se encuentra en dos formasmoleculares O2 y O3 (ozono)

– Cuando un elemento tiene dos formasnaturales se dice que forma alótropos,

– Es decir que hay varias formas diferentesde un elemento en el mismo estado3O2(g) sd 2O3(g) ΔH = 284.6 kJ•esta reacción es endotérmica, lo cual

significa que el ozono es menos estableque el O2

– El oxígeno tiene una gran tendencia aatraer los electrones de otros elementos (esdecir los oxida)


Tendencias periódicas no-metales

• Oxígeno– Cuando el oxígeno se combina con los

metales casi siempre está presente en suscompuestos como el ion O2- ion

– El cual tiene la configuración de gasnoble y es muy estable)

– Existen otros dos aniones del oxígeno:•peróxido O2

2- y•superóxido O2

-


Tendencias periódicas no-metales• Azufre

– El azufre existe en varias formasalotrópicas, la mas común y estable deestas formas es un sólido amarillo de 8azufres S8

– Como en el caso del oxígeno el azufretiende a atraer los electrones de otroselementos para formar sulfurosformando el ion S2- .

– Esto es particularmente cierto cuandoreacciona con los metales más activos16Na(s) + S8(s) sd 8Na2S(s)



• Azufre• La mayor parte del azufre en la naturaleza

se encuentra como sulfuro metálico• Aunque es posible encontrarlo como azufre

puro (azufre en flor) en las zonas volcánicas• La química del azufre es más complicada

que la del oxígeno

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Tendencias periódicas no-metales• Los halógenos• Familia 7A, VIIA o 17

85At53I35Br17Cl9F




• La palabra halógeno viene del griego yquiere decir generador de sales

• El At es radioactivo y muy poco abundante,algunas de sus propiedades se desconocenaún

• Todos los halógenos son no-metales• Todos se presentan como moléculas

diatómicas en condiciones normales detemperatura y presión


Tendencias periódicas no-metales• Todos presentan color• Los colores de estos elementos son:

– Fluor: gas amarillo pálido– Cloro: gas amarillo verdoso– Bromo: líquido café rojizo– Iodo: sólido violeta

• Los halógenos presentan las afinidadeselectrónicas MAYORES que las de otroselementos


Tendencias periódicas no-metales• La química de los halógenos está dominada por

su tendencia a quitarle los electrones a otroselementos, formando iones haluroX2 + 2e- sd 2X-

• Los halógenos más reactivos son el F y el Cl• Estos dos elementos tienen además las mayores

afinidades electrónicas• El F le puede quitar electrones a prácticamente

cualquier sustancia• En 1992 se produjeron diez mil millones de kg

de Cl

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Tendencias periódicas no-metales• Se puede usar la electricidad para quitarle los

electrones al Cl- y transferirlos al Na+ paraproducir Cl2(g) y Na0

(s)• Tanto el sodio como el cloro pueden producirse

por medio de la electrólisis de cloruro de sodiofundido

• El Cl2 reacciona lentamente con el agua paraformar ácido clorhídrico y ácido hipoclorosoCl2(g) + H2O(l) sd HCl(aq) + HOCl(aq)

• El ácido hipocloroso es un buen desinfectante,por eso se añade Cl2 a las albercas

• Los halógenos reaccionan con la mayoría de losmetales para formar haluros iónicos:Cl2(g) + 2Na(s) sd 2NaCl(s)


Tendencias periódicas no-metales• Los gases nobles• Familia 8A, VIIIA o 18

86Rn54Xe36Kr18Ar10Ne2He




• Los gases nobles• Todos son no-metales• Todos son gases a temperatura ambiente• Todos son monoatómicos• Tienen completamente llena su capa de

valencia• El primer potencial de ionización es muy

grande pero decrece al bajar en la familia• El Rn es muy radiactivo y algunas de sus

propiedades se desconocen


Tendencias periódicas no-metales• Los gases nobles• Son excepcionalmente poco reactivos.• Se pensó que si alguno era reactivo,

probablemente serían Rn, Xe o Kr cuyasenergías de ionización son menores

• Para que estos elementos puedanreaccionar, deben combinarse con unelemento que tenga una gran tendencia aquitar electrones de otros átomos como elF o el O

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Tendencias periódicas no-metales• En 1962, Neil Bartlett descubrió que el

hexafluoruro de platino, un compuesto muyoxidante ionizaba al transformándolo O2 en O2

+.• Como la energía de ionización del O2 a O2

+ (1165kJ/mol-1 ) es prácticamente igual a la de ionizacióndel Xe a Xe+ (1170 kJ/mol-1), Bartlett intentó lareacción de Xe con PtF6.

• Esta produjo un producto cristalino (elhexafluoroplatinato de Xenón), cuya fórmula sepropuso podría ser Xe+[PtF6]-.

• Posteriormente se demostró que el compuesto esmás complejo, XeFPtF6 y XeFPt2F11.

• Este fue el primer compuesto real producido apartir de un gas noble.


Tendencias periódicas no-metales• Posteriormente en 1962 Howard Claassen

sintetizó el primer compuesto simple (doselementos) de un gas noble (tetraflururo dexenón) al someter una mezcla de xenón y fluor aalta temperaturas.

• En los últimos años se han obtenido otroscompuestos de gases nobles, particularmente delxenón, tales como, los fluoruros (XeF2, XeF4,XeF6), los oxifluoruros (XeOF2, XeOF4, XeO2F2,XeO3F2, XeO2F4) y los óxidos (XeO2 y XeO4).

• El difluoruro de xenón se puede obtenersimplemente exponiendo los gases de Xe y F2 a laluz del sol.


Tendencias periódicas no-metales• Durante los cincuenta años previos se habían

mezclado los dos gases intentando producir unareacción, pero nadie había pensado algo tansencillo como exponer la mezcla a la luz del sol.

• El radón reacciona con el flúor para formar el(RnF2), que en estado sólido brilla con una ligeraluz de color amarillo claro.

• El Kriptón puede reaccionar con el flúor paraformar el (KrF2),

• En el año 2000 se anunció el descubrimiento delfluorohidrúro de argón (HArF).

• A la fecha no se han sintetizado compuestos ni deHe ni de Ne.


Tendencias periódicas no-metales• En los últimos años se ha demostrado que el xenón

puede producir una amplia variedad decompuestos del tipo XeOxY2, donde x es 1, 2 o 3 ey es cualquier grupo electronegativo como CF3,C(SO2CF3)3, N(SO2F)2, N(SO2CF3)2, OTeF5,O(IO2F2),etc.

• La gama de compuestos es impresionante, ya quellega a los centenares e incluye enlaces de Xe, conO, N, C e incluso óxido perxénico, numerososhaluros e iones complejos y con el I.

• El compuesto Xe2Sb2F11 contiene un enlace Xe-Xe,el enlace elemento-elemento mas largo que seconoce (308,71 pm).

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Otra vista a la tabla periódica• La correlación que existe entre la configuración

electrónica y el arreglo periódico de los elementos,hace posible determinar una serie de propiedadeselectrónicas y químicas de un elementosimplemente mirando la posición que este ocupaen la tabla periódica

• Es claro que cuando hablamos de propiedadesquímicas, debe atenderse especialmente a la capade valencia

• Los elementos quedan pues clasificados entérminos de su posición en la tabla por un lado y deacuerdo a la subcapa (s, p, d o f ) que ocupan suselectrones de valencia

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