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Tema 3 Propiedades periódicas 1 1. La Tabla Periódica 1. Antecedentes históricos 2. Tabla Periódica moderna: organización 2. Clasificación de los elementos 3. Propiedades periódicas 1. Radio atómico e Iónico 2. Energía de ionización 3. Afinidad electrónica

Tabla Periódica, química general

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Page 1: Tabla Periódica, química general

Tema 3

Propiedades periódicas 1

1. La Tabla Periódica 1. Antecedentes históricos

2. Tabla Periódica moderna: organización

2. Clasificación de los elementos

3. Propiedades periódicas

1. Radio atómico e Iónico

2. Energía de ionización

3. Afinidad electrónica

Page 2: Tabla Periódica, química general

Tema 3

Propiedades periódicas 2

Antecedentes • J. Döbereiner (1817) Similitudes entre conjuntos de tres elementos (Triadas):

– Ca, Sr, Ba; – Cl, Br, I; – S, Se, Te.

• J. Newlands (1863) Ordenó los elementos por su masa atómica, y observó que se repite un ciclo de propiedades comunes cada 8 elementos. Ley de las octavas (escala musical).

• Mendeleiev y Meyer (1869) – Sugieren el mismo patrón organizando los elementos conocidos en grupos de 8 elementos en orden de masa atómica creciente.

D. Mendeleiev L.Meyer

Page 3: Tabla Periódica, química general

Tema 3

Propiedades periódicas 3

Clasificación de los elementos. La ley periódica • 1869, Dimitri Mendeleev Lother Meyer Cuando los elementos se organizan en orden creciente de sus masas atómicas, algunos conjuntos de propiedades se repiten periódicamente A fin de asegurar que los patrones de propiedades se ajustaran a la estructura de la tabla fue necesario dejar espacios vacíos. Esos espacios corresponderían a elementos desconocidos. Éxitos de Mendeleiev • Dejar huecos que corresponderían a elementos por descubrir: 44, 68, 72, y 100 (Sc, Ga, Ge y Tc) • Corrigió las masas atómicas de algunos elementos (I, Te, In, U).

Page 4: Tabla Periódica, química general

Tema 3

Propiedades periódicas 4

Problemas de la ordenación de Mendeleiev

• Siguiendo el orden de masas atómicas crecientes los elementos no siempre encajaban en el grupo con propiedades coincidentes. o Tuvo que invertir el orden de Ni y Co, Y y Te

• Se estaban descubriendo elementos nuevos

como holmio y samario para los que no había hueco previsto.

• En algunos casos elementos del mismo grupo

eran muy diferentes en cuanto a su reactividad química.

• Grupo 1: contiene metales alcalinos (muy

reactivos) y metales de acuñación (Cu, Ag y Au; muy poco reactivos)

• Para establecer un grupo, al menos se tenía que

conocer un elemento • No se conocían los gases nobles y no se

dejó espacio para ellos

Page 5: Tabla Periódica, química general

Tema 3

Propiedades periódicas 5

Contribución de Moseley • Llevó a cabo experimentos con Rayos X, descubriendo que: Al incidir un haz de RX en un elemento, los átomos de éste emiten rayos X de una frecuencia característica de cada elemento.

Las frecuencias están correlacionadas con las cargas nucleares Z.

ν = A (Z − b)2 Permitió predecir nuevos elementos (43, 61, 75) que se descubrieron posteriormente. Encontró que al ordenar los elementos con respecto a Z se eliminaban las irregularidades de la tabla de Mendeleiev basada en la masa atómica y se definían con exactitud los huecos para los que era necesario encontrar elementos

Page 6: Tabla Periódica, química general

Tema 3

Propiedades periódicas 6

Tabla Periódica de los Elementos Moderna

Elementos s Elementos d Elementos de transición

Elementos p Elementos f

Lantánidos Actínidos

Número de grupo

Peri

odo

No utilizan designaciones numéricas

Elementos representativos

Gases Nobles

Halógenos

Metales Alcalinos Metales Alcalinos Térreos

Page 7: Tabla Periódica, química general

Tema 3

Propiedades periódicas 7

Propiedades Periódicas

• Radios atómicos • Energías de ionización o potenciales de

ionización • Afinidad electrónica

Unidades Picómetro: 1pm = 1·10-12 m Ángstrom: 1Å = 1·10-10 m El tamaño de los átomos: Radio atómico • Se supone que los átomos son esferas rígidas, lo cual no es cierto • Concepto de radio atómico carece de sentido estricto

– La función de distribución radial disminuye gradualmente al aumentar la distancia al núcleo.

Carga que no contribuye

Carga que contribuye 90%

Page 8: Tabla Periódica, química general

Tema 3

Propiedades periódicas 8

No es posible determinar el radio atómico en átomos aislados Se habla de radio covalente o de radio metálico

Radio covalente • Moléculas diatómicas: H2, Cl2 – Radio covalente es la mitad de la distancia internuclear. – Los datos de radios se refieren a enlaces sencillos (ni dobles ni triples) – Limitación: • Se obtienen radios covalentes diferentes para diferentes órdenes de enlace ya que los átomos no son esferas indeformables O2: d(O-O)=1,21Å H2O2: d(O-O)=1,47 Å Radio metálico • La mayor parte de los metales son sólidos cristalinos formados por empaquetamiento, más o menos compacto, de átomos. – La mitad de la distancia internuclear entre dos átomos contiguos en el cristal es el radio metálico.

Radio metálico Radio covalente

Page 9: Tabla Periódica, química general

Tema 3

Propiedades periódicas 9

Variación de los radios atómicos • Periodo Disminución gradual de izquierda a derecha (bloques s y p), como resultado del aumento progresivo de la carga nuclear efectiva Z*. Z* =La carga nuclear efectiva (la cantidad de carga nuclear sentida por un e -) Slater desarrolló una constante, σ que representa la habilidad de un e - para proteger otro e - (en el mismo tipo orbital o uno diferente) de la carga nuclear

Z * = Z - σ Z = Carga nuclear real σ = Constante de apantallamiento

Para calcular σ: 1s, (2s,2p), (3s,3p), 3d, (4s,4p), 4d, 4f. * los e- en orbitales más externos no contribuyen. * los e- en el mismo grupo contribuyen con 0.35, excepto en 1s que contribuyen 0.30 * los e- S o P en el grupo n-1 contribuyen 0.85 * los e- restantes contribuyen 1.00 2He 1s2 σ=1x0,30= 0,30 Z*=1,7 9F 1s22s22p5 σ=6x0,35 + 2x0,85= 3,80 Z*=5,2 11Na1s22s22p63s1 σ=8x0,85 + 2x1 = 8,80 Z*=2,2 12Mg1s22s22p63s2 σ=1x0,35+ 8x0,85 + 2x1 = 9,15 Z*=2,85 13Al 1s22s22p63s23p1σ=2x0,35+8x0,85 + 2x1 = 9,50 Z*=3,5

Page 10: Tabla Periódica, química general

Tema 3

Propiedades periódicas 10

• En cada periodo, el elemento alcalino tiene el mayor

radio y el gas noble, el más pequeño.

• En las series de transición, el radio disminuye de

izquierda a derecha, con ligeros repuntes al final.

• Grupos s y p

– Aumenta al descender en un grupo

– ¿Razón?: Los electrones de valencia se encuentran en

orbitales de número cuántico principal cada vez mejor

apantallados y por tanto percibiendo menos la carga

nuclear

Número Atómico

Rad

io A

tóm

ico

en p

m

Page 11: Tabla Periódica, química general

Tema 3

Propiedades periódicas 11

Variación de los radios atómicos

• Variación en los grupos del bloque d – Se observa el aumento esperado al pasar del elemento de la 1ª ST a la segunda – Los elementos de la 2ª y 3ª ST tienen radios muy semejantes• Mo: 1,40Å ––– W: 1,41 Å – ¿Razón? Previamente a la 3ª ST se han llenado los orbitales f de bajo efecto de pantalla Contracción lantánida

Page 12: Tabla Periódica, química general

Tema 3

Propiedades periódicas 12

Radio iónicos Es una magnitud difícil de medir ya que, no hay una regla universal para dividir esta distancia entre los dos iones Radios de los cationes Los radios de los cationes son más pequeños que los de los átomos neutros por dos razones. Radios de los aniones Los aniones son mayores que los átomos neutros.

Radio iónico

Page 13: Tabla Periódica, química general

Tema 3

Propiedades periódicas 13

Energía de Ionización

Definición: Cantidad de energía necesaria para separar

el electrón más externo de un átomo en estado

fundamental, en fase gaseosa y a presión y temperatura

estándar.

Son siempre valores positivos. La ionización es un

proceso endotérmico.

X(g) + Energía X+(g) + e−

Determinación: Se determina con gran precisión por

análisis de los espectros atómicos. Diferencia de energía

entre el nivel ocupado más externo y el correspondiente a

n=∞

Unidad: Electrón-volt (eV) 1eV=96,49 kJ/mol

Energías de ionización sucesivas:

X(g) X+(g)+ e− I1

X+(g) X+2(g)+ e− I2

Mg(g) Mg+(g) + e- I1 = 738 kJ

Mg+(g) Mg2+(g) + e- I2 = 1451 kJ

Page 14: Tabla Periódica, química general

Tema 3

Propiedades periódicas 14

Factores que influyen en la Energía de Ionización – El tamaño del átomo – La carga del núcleo - Cómo de eficazmente apantallan los capas internas la carga nuclear – El tipo de electrón que se ioniza • Estos factores están inter-relacionados

Page 15: Tabla Periódica, química general

Tema 3

Propiedades periódicas 15

Afinidad electrónica Definición: Energía mínima necesaria para la formación de un ion uninegativo a partir el átomo neutro en su estado fundamental, en fase gaseosa y a P y T estándar

X(g)+ e− X−(g) AE1 Unidades: Electron-volt (eV) o kJ/mol 1eV=96,49 kJ/mol Determinación: Es una magnitud difícil de determinar experimentalmente. Se suele calcular indirectamente a partir de ciclos termodinámicos (por ejemplo Born-Haber). Por tanto tiene una menor precisión que la energía de ionización Criterio de signos para la AE Criterio de signos: La formación de un ión uninegativo, a partir de un átomo neutro puede ser un proceso exotérmico o endotérmico. En la mayoría de los casos, el electrón que se incorpora resulta fuertemente atraído por el núcleo siendo por tanto un proceso exotérmico. Nosotros adoptamos el criterio termodinámico (signo negativo cuando se libera energía) Los átomos de haluros se transforman en halogenuros exotérmicamente

F(g)+ e− F−(g) AE1 ∆H = −328 kJ / mol AE = −328 kJ / mol = 3,4 eV

Page 16: Tabla Periódica, química general

Tema 3

Propiedades periódicas 16

Afinidad electrónica

Número atómico

Afin

idad

Ele

ctró

nica

(KJ/

mol

)

Page 17: Tabla Periódica, química general

Tema 3

Propiedades periódicas 17

Electronegatividad • En 1931, Pauling definió la electronegatividad como la tendencia de un átomo a atraer sobre sí los electrones cuando se combina con otro formando un compuesto químico.

Page 18: Tabla Periódica, química general

Tema 3

Propiedades periódicas 18

• La electronegatividad es un concepto relativo, no una función mensurable. La

escala de Pauling es una escala arbitraria en la que se asigna el máximo valor

(4,0) al F.

• La consecuencia de la diferente electronegatividad es la polarización del enlace

A–––B

Electronegatividad y carácter iónico

Pauling introdujo la idea de que el carácter iónico de un enlace varía con la

diferencia de electronegatividad mostrada

Con una ∆χ=1.7 el porcentaje de ionicidad es del 50%.

Page 19: Tabla Periódica, química general

Tema 1. Fuerzas intermoleculares

1

Tema 1. Fuerzas intermoleculares. Geometría molecular. Momentos dipolares. Fuerzas de van de Waals y radios de van de Waals. El enlace de hidrógeno. El estado líquido. Estructura y propiedades del agua. Estructura de los sólidos. Tipos de sólidos.

Objetivos:

1. Conocer la geometría de las moléculas discretas mediante la aplicación del VSEPR

2. Establecer el concepto de momento dipolar. Enlace polar, molécula polar.

3. Estudiar las fuerzas intermoleculares.

4. Relacionar las propiedades físicas de las sustancias con las fuerzas intermoleculares.

5. Aplicar los conceptos anteriores al agua

6. Identificar las estructuras de los sólidos en función de las fuerzas que operan en ellos.

Page 20: Tabla Periódica, química general

Tema 1. Fuerzas intermoleculares

2

Geometría molecular. Solo moléculas covalentes.

♦ La geometría molecular se refiere a la organización tridimensional de los átomos en las

moléculas.

♦ Muchas propiedades físicas y químicas (punto de fusión, punto de ebullición, densidad

y los tipos de reacciones) se ven afectadas por la geometría molecular.

♦ Las longitudes y ángulos de enlace, se debe de determinar experimentalmente.

♦ 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.

♦ 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.

♦ Recuento de electrones de valencia del átomo central y su clasificación (PE, PL).

Page 21: Tabla Periódica, química general

Tema 1. Fuerzas intermoleculares

3

Moléculas en las que el átomo central no tiene pares libres

Estas moléculas tienen la fórmula general ABx, 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.

Page 22: Tabla Periódica, química general

Tema 1. Fuerzas intermoleculares

4

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.

Page 23: Tabla Periódica, química general

Tema 1. Fuerzas intermoleculares

5

Nº de enlaces Nº pares solitarios Nº direcciones Geometría Ejemplo

Page 24: Tabla Periódica, química general

Tema 1.

6

Nº de enlaces Nº direcciones Geometría Ejemplo Nº pares solitarios

Page 25: Tabla Periódica, química general

Tema 1. Fuerzas intermoleculares

7

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.

Page 26: Tabla Periódica, química general

Tema 1. Fuerzas intermoleculares

8

Momentos dipolares. En algunos enlaces la carga no se distribuye simétricamente

o El momento dipolar generalmente se expresa en debyes (D), unidades llamadas así en

honor de Peter Debye.

o El factor de conversión es:

1 D = 3.33 x 10-30 C m

Donde C es coulombio y m es metro.

FHFH

µ = Q x r

Page 27: Tabla Periódica, química general

Tema 1. Fuerzas intermoleculares

9

Moléculas con más de dos átomos

El momento dipolar de una molécula formada por tres o más átomos depende tanto de

la polaridad del enlace como de la geometría molecular.

La presencia de un enlace polar no necesariamente implica que la molécula tenga

momento dipolo.

O=C=O

Molécula lineal Molécula angular

(No tiene momento dipolar) (Tiene momento dipolar )

C

OO

Momento dipolar resultante

µ = 1.46D

µ = 0.24D

FN

F

F

HN

H

H

Page 28: Tabla Periódica, química general

Tema 1. Fuerzas intermoleculares

10

trans-dicloroetileno cis-dicloroetileno

µ = 0D µ = 1.46D

C C

Cl

H

Cl

H

C C

H

C l

Cl

H

Enlaces polares y moléculas polares

Page 29: Tabla Periódica, química general

Tema 1. Fuerzas intermoleculares

11

La teoría cinético-molecular de líquidos y sólidos

La diferencia principal entre el estado condensado (líquidos y sólidos) y el estado gaseoso estriba en las distancias intermoleculares.

Las moléculas en los líquidos y los sólidos están unidas por uno o más tipos de fuerzas.

Page 30: Tabla Periódica, química general

Tema 1. Fuerzas intermoleculares

12

Fuerzas intermoleculares

Las fuerzas de atracción entre las moléculas son llamadas fuerzas intermoleculares.

Page 31: Tabla Periódica, química general

Tema 1. Fuerzas intermoleculares

13

Fuerzas de van der Waals y radios de van der Waals

Elemento P.ebullición helium -269°C neon -246°C argon -186°C krypton -152°C xenon -108°C radon -62°C

Page 32: Tabla Periódica, química general

Tema 1. Fuerzas intermoleculares

14

Relación entre propiedades físicas y fuerzas intermoleculares

Moléculas ramificada mas interacciones que las lineales

Moléculas polares mas interacciones que las apolares

Hay una relación directa entre las fuerzas intermoleculares y las propiedades físicas.

Por ejemplo a mayores fuerzas intermoleculares mayores puntos de fusión o ebullición

Page 33: Tabla Periódica, química general

Tema 1. Fuerzas intermoleculares

15

El enlace de hidrógeno

El enlace de hidrógeno es un tipo especial de

interacción dipolo-dipolo entre el átomo de

hidrógeno de un enlace polar y un átomo

electronegativo como O, N o F.

A-H---B A-H--A

• Los tres átomos están en una línea recta, pero el

ángulo AHB (o AHA) puede desviarse de la

linealidad hasta 30º.

• La energía promedio del enlace de hidrógeno es

bastante mayor que la de la interacción dipolo-

dipolo (hasta 40 Kj/mol).

Page 34: Tabla Periódica, química general

Tema 1. Fuerzas intermoleculares

16

Tipos de enlaces de hidrógeno Enlaces intermoleculares • dímeros (dímeros de ácidos carboxílicos) • redes monodimensionales 1D, HF, HCN, HCO3

- • redes bidimensionales 2D, B(OH)3, • redes tridimensionales 3D, NH4F, H2O, H2O2 Enlaces intramoleculares

Page 35: Tabla Periódica, química general

Tema 1. Fuerzas intermoleculares

17

Relación entre el enlace de hidrógeno y las propiedades físicas.

La primera evidencia del enlace de hidrógeno proviene del estudio de los puntos de

ebullición

P.E 78.5°C -24.8°C

Page 36: Tabla Periódica, química general

Tema 1. Fuerzas intermoleculares

18

El estado líquido Relacionado con las fuerzas intermoleculares, se pueden abordar las propiedades de las

sustancias condensadas

• Fenómenos asociados con líquidos: la tensión superficial y la viscosidad.

• Estructura y propiedades del agua.

Tensión superficial

¿Por qué, entonces, el agua forma gotitas en la superficie de

un coche recién encerado, en lugar de formar una película

sobre él?

La respuesta a esta pregunta reside en las fuerzas

intermoleculares.

La tensión superficial de un líquido es la cantidad de energía requerida para estirar o

aumentar la superficie por unidad de área.

Page 37: Tabla Periódica, química general

Tema 1. Fuerzas intermoleculares

19

• Los líquidos formados por moléculas con fuerzas

intermoleculares fuertes tienen tensiones superficiales altas.

• Debido al enlace de hidrógeno, el agua tiene una gran tensión

superficial.

La tensión superficial se manifiesta en forma de capilaridad.

La tensión superficial del agua provoca que esta capa se contraiga

y al hacerlo tira del agua hacia la parte superior del tubo.

Dos tipos de fuerzas provocan la capilaridad.

Una es la atracción intermolecular entre moléculas afines, cohesión.

La otra, que se denomina adhesión a las paredes del recipiente.

Si adhesión >> adhesión, el líquido subirá por las paredes hasta que las fuerzas de

atracción quedan balanceadas por el peso del líquido.

Page 38: Tabla Periódica, química general

Tema 1. Fuerzas intermoleculares

20

Viscosidad

La viscosidad una medida de la resistencia de un fluido a fluir.

Los líquidos que tienen fuerzas intermoleculares

fuertes tienen viscosidades más altas que

aquellos que tienen fuerzas intermoleculares

débiles

A mayor viscosidad, el líquido fluye de modo

más lento.

La viscosidad de un líquido comúnmente disminuye con un aumento de temperatura

Page 39: Tabla Periódica, química general

Tema 1. Fuerzas intermoleculares

21

La estructura y propiedades del agua

>Densidad

Las moléculas de agua se enlazan en una gran red

tridimensional en la cual cada átomo de oxígeno está

unido aproximadamente a cuatro átomos de hidrógeno,

dos por enlaces covalentes y dos por enlaces de

hidrógeno.

La estructura tridimensional altamente

ordenada del hielo, evita que las moléculas se

acerquen mucho entre sí, tiene menor densidad!

El agua sólida es menos densa que líquida: el

hielo flota en la superficie del agua.

Enlaces de hidrógeno

Enlaces de hidrógeno

Page 40: Tabla Periódica, química general

Tema 1. Fuerzas intermoleculares

22

>El agua tiene un calor específico alto.

La razón de ello es que para elevar la temperatura del agua (esto es, aumentar la

energía cinética promedio de las moléculas de agua), se deben romper primero

muchos enlaces de hidrógeno intermoleculares.

Por ello, el agua puede absorber una gran

cantidad de calor mientras que su

temperatura sólo aumenta ligeramente.

Lo inverso también es cierto: el agua puede

proporcionar mucho calor con una

disminución muy ligera en su temperatura.

Page 41: Tabla Periódica, química general

Tema 1. Fuerzas intermoleculares

23

Estructura cristalina

Los sólidos se pueden dividir en dos categorías: cristalinos y amorfos.

Un sólido cristalino, como el hielo o el cloruro de sodio, tienen rigidez y orden de largo

alcance; sus átomos, moléculas o iones ocupan posiciones especificas.

El centro de cada una de las posiciones se llama un nudo de red, y el orden geométrico

de estos nudos cristalinos se

llama estructura cristalina.

La disposición de los átomos,

moléculas o iones en un sólido

cristalino es tal que las fuerzas

netas de atracción

intermolecular tienen un valor

máximo.

Page 42: Tabla Periódica, química general

1

Tema 4. Propiedades generales. 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.

Page 43: Tabla Periódica, química general

2

Na Mg Al Si P S Cl Ar

Page 44: Tabla Periódica, química general

3

ELEMENTOS DE LOS GRUPOS 13 14 15 16

Page 45: Tabla Periódica, química general

4

Propiedades generales de los óxidos

El tipo de enlace en los óxidos, EmOn viene determinado por la naturaleza

del elemento E.

Cuando el oxígeno se combina con elementos muy electropositivos,

como los metales de los grupos 1 y 2, la diferencia de electronegatividad χO-

χE, 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.

Li2O, MO (M=Mg, Ca, Sr)

Page 46: Tabla Periódica, química general

5

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.

CO2, 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.

Al2O3

Page 47: Tabla Periódica, química general

6

Clasificación de los óxidos

Page 48: Tabla Periódica, química general

7

Evolución del caracter ácido/base de los óxidos

Page 49: Tabla Periódica, química general

8

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:

Page 50: Tabla Periódica, química general

9

Comportamiento Ácido-base de los óxidos

Page 51: Tabla Periódica, química general

10

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 CO2, SO2, SO3 se disuelven en agua para dar el

oxoácido (OH)xEOy

SO3 (aq) + H2O (l) (OH)2SO2 (aq) H+(aq)+ (OH)SO3- (aq) 2H+(aq) + SO42-(aq)

La fortaleza del oxoácido 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.

Page 52: Tabla Periódica, química general

11

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:

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:

Page 53: Tabla Periódica, química general

12

MÉTODOS DE SÍNTESIS GENERALES

A) Síntesis directa

El método más general de síntesis de óxidos es la reacción directa de los elementos:

2 M + O2 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 P4O6 o P4O10, FeO o Fe2O3 etc..

En el caso de los alcalinos se pueden formar peróxidos Na2O2 y superóxidos KO2.

Page 54: Tabla Periódica, química general

13

B) Descomposición térmica de oxosales

Por ejemplo los carbonatos metálicos:

MCO3 MO + CO2

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 S2Fe + 7/2 O2 Fe2O3 + 4 SO2

Page 55: Tabla Periódica, química general

14

Propiedades generales de los haluros

Page 56: Tabla Periódica, química general

15

Fluoruros En función de la naturaleza del enlace F-E los fluoruros se pueden clasificar de la siguiente manera:

Page 57: Tabla Periódica, química general

16

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

Page 58: Tabla Periódica, química general

17

Las propiedades de los halogenuros iónicos son las típicas de las sustancias

iónicas:

i) Forman redes cristalinas muy estables de alta temperatura de fusión.

ii) 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

Page 59: Tabla Periódica, química general

18

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.

Page 60: Tabla Periódica, química general

19

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/2X2 MXn

2.- Reacciones de óxidos o hidróxidos con los haluros de hidrógeno

Page 61: Tabla Periódica, química general

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3.- Reacciones de óxidos covalentes con haluros covalentes.

4.- Reacciones de intercambio de halógeno

Page 62: Tabla Periódica, química general

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REACCIONES DE HIDRÓLISIS

La mayor parte de los haluros covalentes reaccionan con disolventes próticos (H2O,

ROH):

EXm + n H2O (OH)nEXm-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)

BCl3 (g) + 3 H2O (l) B(OH)3 (aq) + 3 HCl (ac)

¡Los haluros iónicos se disocian!

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