2. CONTENIDO 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

4. blog.educastur.es/.../4%C2%BA -fyq/el- ​ atomo-y-su-estructura

5. 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".

6. Modelo de Bohr Núcleo Electrón Orbital Niveles de energía

7. ESTRUCTURA ATÓMICA Núcleo: Protones: carga positiva y masa relativa 1 Neutrones: sin carga y masa similar a la del protón Corteza (resto del átomo): Electrones: carga negativa y masa unas 2000 veces inferior a la del protón / neutrón ± + Θ © Pedro Martínez Fernández

9. 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. 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 En cualquiera de esos estados, el electrón se mueve describiendo órbitas circulares alrededor del núcleo.

10. Desarrollo de la actual teoría atómica Números cuánticos y Niveles de energía. 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 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.

11. 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 m : todos los números enteros entre +l y -l incluido el 0 para n : números enteros 1, 2, 3,… para l : números enteros desde 0 hasta (n-1) para s : sólo los números fraccionarios -1/2 y +1/2

12. 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

13. Los valores del número cuántico l definen el tipo de orbital: 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 l : Número cuántico del momento orbital angular 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

14. m : Número cuántico de la orientación espacial del orbital.

16. 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

17. 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.

18. Configuración Electrónica de un Elemento He 1 S 1 1 S 2

19. Orbitales s  Todos los orbitales con l = 0 son orbitales s y tienen forma esférica 1s 2s 3s

20. Orbitales p  Todos los orbitales con l = 1 son orbitales p  Comienzan en el segundo nivel de energía (n = 2)  3 orbitales (m l = -1, 0, +1), 3 orientaciones distintas www.jfrutosl.es/paginas/atomo%20cuantico/.../atomcuant.ppt

21. Orbitales d  Todos los orbitales con l = 2 son orbitales d  Comienzan en el tercer nivel de energía (n = 3)  5 orbitales (m l = -2,-1, 0, +1,+2), 5 orientaciones distintas

22. La ecuación de Schrödinger La ecuación predice una región tridimensional alrededor del núcleo atómico llamado ORBITAL ATÓMICO, donde hay probabilidad de encontrar al electrón

23. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA  Cada combinación de 4 números cuánticos (n, l, m l, m s ) 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: 1s 1 Nº cuántico principal Nº cuántico del momento angular Nº electrones En el orbital también Diagrama Orbital H: 1s

24. PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI Un máximo de dos electrones pueden ocupar un mismo orbital atómico pero solamente si los electrones tienes spin opuesto.

25. 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: 1s 2 2s 1 (a) (b) o 1s 2 2p 1 Prohibida por la energía

26. 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.

27. 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

28. Regla de Hund  Configuraciones electrónicas de N (Z = 7), O (Z = 8), F (Z = 9) y Ne (Z = 10):  N: 1s 2 2s 2 2p 3  O : 1s 2 2s 2 2p 4  F : 1s 2 2s 2 2p 5  Ne: 1s 2 2s 2 2p 6 N: 1s 2 2s 2 2p 4 1s 2 2s 2 2p 3 O: Ne: 1s 2 2s 2 2p 5 1s 2 2s 2 2p 6 F:

29. DIAGRAMAS DE ORBITAL Diagrama de orbital: Vacío 1 electrón Lleno

30. 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)

31. DIAGRAMA DE SUBNIVEL 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 7s 7p

32. Elementos de los dos primeros periodos Elemento No. atómico Diagrama de orbital 1s 2s 2p x 2p y 2p z Configuración electrónica Hidrógeno11s 1 Helio21s 2 Litio31s 2 2s 1 Berilio41s 2 2s 2 Boro51s 2 2s 2 2p 1 Carbono61s 2 2s 2 2p 2 Nitrógeno71s 2 2s 2 2p 3 Oxígeno81s 2 2s 2 2p 4 Flúor91s 2 2s 2 2p 5 Neón101s 2 2s 2 2p 6

33. 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 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 1s 2s 2p 3s Ne 1s 2 2s 2 2p 6 1s 2s 2p Na [Ne]3s 1

34. 33 sistema periódico 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) GRUPOS a las columnas de la tabla PERÍODOS a las filas de la tabla Se denominan La utilidad del sistema periódico reside en que los elementos de un mismo grupo poseen propiedades químicas similares

35. 34 GRUPOS PERÍODOS

36. 35 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 Metales No metales Semimetales Gases nobles Tipo de elemento EjemploFacilidad para formar iones Li, Be, Re, Ag O, F, I, P Si, Ge He, Ne, Ar Forman fácilmente iones positivos Forman fácilmente iones negativos Forman con dificultad iones positivos No forman iones

37. 36 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: Elemento Configuración más externa Configuración electrónica FlúorCloro Bromo Yodo 1s 2 2s 2 2p 5 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p 5 ns 2 np 5 Estos hechos sugieren que las propiedades químicas de un elemento están relacionadas con la configuración electrónica de su capa de valencia

38. 37  Su electrón diferenciador se aloja en un orbital s o un orbital p  La configuración electrónica de su capa de valencia es: n s x (x =1, 2) o n s 2 n p x (x= 1, 2,..., 6)  Los elementos representativos constituyen los grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 y 18 del sistema periódico  Su electrón diferenciador se aloja en un orbital d  La configuración electrónica de su capa de valencia es: (n-1) d x n s 2 (x= 1, 2,..., 10)  Los metales de transición constituyen los grupos del 3 al 12 del sistema periódico Se distinguen varios bloques caracterizados por una configuración electrónica típica de la capa de valencia A) Elementos representativos B) Metales de transición

39. 38  El hidrógeno de configuración 1s 1 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) d 10 n s 2, no se consideran elementos de transición debido a su comportamiento químico  Su electrón diferenciador se aloja en un orbital f  La configuración electrónica de su capa de valencia es: (n-2) f x (n-1) d 0 n s 2 (x= 1, 2,..., 14) C) Metales de transición interna Excepciones

40. 39 Los bloques del Sistema Periódico se ubican de la siguiente forma

41. 40 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

42. 41  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

43. 42  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

44. 43 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 Ca 2+ (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

45. 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.

46. ISÓTOPOS DEL HIDRÓGENO Este isótopo contiene: - Un protón (carga positiva) - Un electrón (carga negativa) - Ningún neutrón (partícula sin carga, neutra) Isótopo mayoritario del hidrógeno, también llamado protio + Θ © Pedro Martínez Fernández

47. ISÓTOPOS DEL HIDRÓGENO Este isótopo contiene: - Un protón (carga positiva) - Un electrón (carga negativa) - Ún neutrón (partícula sin carga, neutra) Segundo isótopo del hidrógeno, también llamado deuterio + Θ ± © Pedro Martínez Fernández

48. ISÓTOPOS DEL HIDRÓGENO Este isótopo contiene: - Un protón (carga positiva) - Un electrón (carga negativa) - Dos neutrones (partícula sin carga, neutra) Isótopo radiactivo del hidrógeno, también llamado tritio + Θ ± ± Fin © Pedro Martínez Fernández

50. 49 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.

51. Las propiedades periódicas de los elementos son un reflejo de las configuraciones electrónicas

52. 51 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

53. 52  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

54. 53  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

55. ¿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?.

56. 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 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1  1s 2 2s 2 2p 6 + é c.e. Ne 1s 2 2s 2 2p 6 F+ é  F - 1s 2 2s 2 2p 5 1s 2 2s 2 2p 6 F - tiene c.e. Del Ne SE DICE QUE NA + Y F - SON ISOELECTRÓNICOS CON EL NE

57. 56 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 Ca 2+ (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

58. 57 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.

59. 58 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

60. 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)

61. 60 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 átomos aislados, su valor es: 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

62. 61 Potencial de ionización Afinidad electrónica Electronegatividad

63. 62 CARÁCTER METÁLICO. 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 Según el carácter metálico podemos considerar los elementos como: 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)

64. 63 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

65. 64 REACTIVIDAD.  Disminuye al avanzar en un período  Aumenta al descender en el grupo  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 Los metales reaccionan perdiendo electrones, así cuanto menor sea su energía de ionización serán más reactivos. La reactividad: Los no metales reaccionan ganando electrones, así cuanto mayor sea su afinidad electrónica serán más reactivos. La reactividad:

66. 65 LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS VARÍAN DE LA SIGUIENTE MANERA

67. 66  Su electrón diferenciador se aloja en un orbital s o un orbital p  La configuración electrónica de su capa de valencia es: n s x (x =1, 2) o n s 2 n p x (x= 1, 2,..., 6)  Los elementos representativos constituyen los grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 y 18 del sistema periódico  Su electrón diferenciador se aloja en un orbital d  La configuración electrónica de su capa de valencia es: (n-1) d x n s 2 (x= 1, 2,..., 10)  Los metales de transición constituyen los grupos del 3 al 12 del sistema periódico Se distinguen varios bloques caracterizados por una configuración electrónica típica de la capa de valencia A) Elementos representativos B) Metales de transición

68. 67  El hidrógeno de configuración 1s 1 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) d 10 n s 2, no se consideran elementos de transición debido a su comportamiento químico  Su electrón diferenciador se aloja en un orbital f  La configuración electrónica de su capa de valencia es: (n-2) f x (n-1) d 0 n s 2 (x= 1, 2,..., 14) C) Metales de transición interna Excepciones

70. 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.

71. 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 A e ) y un no metal (alta I y alta A e )  Enlace covalente- resulta de la compartición de electrones entre los átomos (generalmente entre no metales) H 2 O Compuesto covalente NaCl Compuesto iónico NaCl Sólido iónico

72. 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  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 X F.......

73. Símbolos de puntos de Lewis  Símbolos de Lewis para los elementos del segundo periodo (n = 2). LiBeBC NOFNe

74. 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 LiF

75. Ejemplo de enlace iónico 74 Química

76. El enlace iónico  Otros ejemplos de compuestos iónicos: Ca 2+ O 2 Ca + O 2 Li + O 2 CaO Li 2 O 3 Li + N 3 Li 3 N

77. 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 externa Fuerza repulsiva Fractura del cristal

78. 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 fundido Sólido iónico disuelto en agua

79. Porcentaje de carácter iónico NaCl Química78 Determinación del % de Carácter iónico Electronegatividad Cl 3.0 Electronegatividad Na 0.9 Diferencia 2.1 % de carácter iónico Según la tabla periódica67%

80. Determinación del % de Carácter iónico Electronegatividad F 4.0 Electronegatividad Mg1.2 Diferencia 2.8 % de carácter iónico Según la tabla periódica86% MgF 2 Química79

81. Na:1s, 2s, 2p, 3s 1 Electrones de valencia = 1 F:1s, 2s, 2p Electrones de valencia = 5 +2 = 7 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) Para explicar la formación del enlace escribimos la configuración electrónica de cada átomo: 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 )

82. Determinación del % de Carácter covalente Electronegatividad H 2.1 Diferencia 0 % de carácter iónico Según la tabla periódica 0 Carácter covalente = 100 – 0% = 100% Enlace covalente puro o no polar Química81

83. El enlace covalente  G. Lewis propone el concepto de enlace covalente- se forma cuando dos átomos comparten un par de electrones  En átomos polielectrónicos sólo participan en el enlace covalente los electrones de valencia Electrones 1s Par de electrones compartido Dos átomos de hidrógeno H + H Una molécula de hidrógeno H  H FF + FF

84. El enlace covalente  Los pares de enlace que no forman parte del enlace se denominan pares libres (no enlace)  Tipos de enlace:  Sencillo (1 par de d electrones) H 2  Doble (2 pares de electrones) O 2  Triple (3 pares de electrones) N 2 FF + FF Pares libres Par enlace

85. El enlace covalente / iónico átomos Compartición de electrones Transferencia de electrones Enlace covalente Ion positivo Ion negativo Enlace iónico

86. Química85 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 C 6 H 14. 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 C 6 H 14. 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.

87. Enlace covalente dativo Química86

88. Determinación del % de Carácter covalente Electronegatividad Cl 3.5 Electronegatividad H 2.1 Diferencia 1.4 % de carácter iónico Según la tabla periódica39 Carácter covalente = 100 – 39% = 61% Enlace covalente polar Porcentaje de carácter covalente Química87

89. RELACION ENTRE EL TIPO DE ENLACE Y LAS PROPIEDADES DEL COMPUESTO FORMADO

90. 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  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 e- de e- de valencia valencia He 2 Ne 8 Ar 8 Kr 8 Xe 8 Rn 8 e- de e- de valencia valencia He 2 Ne 8 Ar 8 Kr 8 Xe 8 Rn 8

91. Estructuras de Lewis: ejemplos  Para escribir una estructura de Lewis se siguen... Ejemplo- dióxido de carbono CO 2  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]2s 2 2p 2 1 carbono x 4 electrones = 4 O: [He]2s 2 2p 4 2 oxígeno x 6 electrones = 12 número total de e- = 16 8 pares de electrones

92. Estructuras de Lewis: ejemplos Ejemplo CO 2  Paso 3- Dibujar enlace covalente sencillo por cada dos átomos. Completar el octeto de los átomos enlazados al central:  Paso 4- Agregar dobles o triples enlaces hasta completar el octeto del átomo central: Hemos colocado todos los electrones (8 pares) y el C no tiene completo su octeto Estructura de Lewis del CO 2 www.jfrutosl.es/.../fisicayquimicabc1/.../Ud2%20quimica/ENLACE%20QUIMICO

93. Regla del octeto Esta regla es muy útil en casos que involucran átomos como C, N, O, y F. 92 F : F : :........ Al formar compuestos, los átomos ganan, pierden, o comparten electrones para producir una configuración electrónica estable caracterizada por 8 electrones de valencia.

94. Ejemplo 93 C....F :..... Al combinar un carbono (4 electrones de valencia) y cuatro átomos de fluor (7 electrones de valencia) la estructura de Lewis para CF 4 queda así: : F :.... C : F :.... : F :.... : F :.... Se cumple la regla del octeto para el carbono y fluor.

95. Ejemplo 94 Es una práctica común representar un enlace covalente por una linea. Así, se puede escribir: : F :.... C : F :.... : F :.... : F :...... C F F F F........ : : : :::.. comocomo

96. Ejemplos inorgánicos 95 C : : : O.. : O..: : C : O.. O..: :::N : C : H :NC H Dióxido de carbono Cianuro de hidrógeno

97. Ejemplos orgánicos 96 EtilenoEtileno AcetilenoAcetileno :::C : C : H H CC HH C : : C.. H ::.. HHH C CHHH H

98. 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 (O 3 ) Ambas formas de resonancia son posibles www.itescam.edu.mx/principal/sylabus/fpdb/recursos/r40712

99. Enlaces covalente polares  En un enlace covalente implica compartir electrones entre dos átomos  En la molécula de H 2 los electrones se comparten por igual entre los dos átomos de H  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 H  H H  Cl Asimetría de la nube electrónica simétrica Consecuencia de la distinta electronegatividad de los átomos www.itescam.edu.mx/principal/sylabus/fpdb/recursos/r40712

100. 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 F Menor densidad electrónica Polo positivo (  + ) Mayor densidad electrónica Polo negativo (   ) www.itescam.edu.mx/principal/sylabus/fpdb/recursos/r40712

101. Tendencias periódicas de la electronegatividad  Linus Pauling desarrolló un sistema para medir electronegatividades (0.7 (Cs) al 4.0 (F))  La electronegatividad aumenta: Aumento de la electronegatividad Aumento de la electronegatividad Aumento de la electronegatividad Electronegatividad Variación de la electronegatividad de Pauling en los grupos principales Elementos más electronegativos www.itescam.edu.mx/principal/sylabus/fpdb/recursos/r40712

102. 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) F2F2 HFLiF EN(Li) = 1.0 EN(H) = 2.1 EN(F) = 4.0 E. covalente E. iónico www.itescam.edu.mx/principal/sylabus/fpdb/recursos/r40712

104. 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

105. Resonancia  La molécula de O 3 es una superposición de ambas estructuras: 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 www.itescam.edu.mx/principal/sylabus/fpdb/recursos/r40712

106. En el caso del ion CO 3 2–, 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 CO 3 2–, siendo la verdadera estructura una mezcla de las tres.

107. 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.

108. ¿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. 3. Cuando en dos formas resonantes existe separación de carga es más estable aquella que tiene las cargas más alejadas.

109. 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. 4. Las estructuras de resonancia que lleven carga negativa sobre un átomo electronegativo contribuye más que cuando esa carga va sobre otro átomo.

110. 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

111. Ejercicio: Construir la estructura de Lewis del ión sulfito

112. Ejercicio: Construir la estructura de Lewis del dióxido de carbono

113. Ejercicio: Construir la estructura de Lewis del dióxido de azufre

114. Ejercicio: Construir la estructura de Lewis del ión sulfato

115. Ejercicio: Construir la estructura de Lewis del trifluoruro de boro

116. Fuerzas intermoleculares Química115 Fuerzas intermoleculares Las fuerzas intermoleculares son fuerzas electromagnéticas las cuales actúan entre moléculas o entre regiones ampliamente distantes de una macromolécula. moléculas macromolécula www.itescam.edu.mx/principal/sylabus/fpdb/recursos/r40712

117. Clasificación 116 Fuerzas Intermoleculares Fuerzas electromagnéticas Dipolo-dipolo Dispersión P.hidr ógeno www.itescam.edu.mx/principal/sylabus/fpd b/recursos/r40712

118. FUERZAS INTERMOLECULARES

119.  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)

120. 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 +. Q - donde k es una constante d 2 Obsérvese que a mayor carga, mayor será la fuerza de atracción.

121. 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.

122. 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.

123. 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 e- de la molécula. A MAYOR CANTIDAD DE ELECTRONES EN LA MOLÉCULA MAYOR POLARIZABILIDAD DE LA MOLÉCULA MAYOR FUERZA DE LONDON

124. 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) En los líquidos, las moléculas están en libertad de moverse, pueden encontrarse en orientaciones atractivas o repulsivas. En los sólidos, predominan las atractivas. www.chem.unsw.edu.au

125. 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; H 2 O y NH 3.  La unión se establece entre los pares de e- libres y el átomo de H.  Son fuerzas intermoleculares muy intensas y permanentes. www.virtual.unal.edu.co H 2 O liq. H 2 O sól.

126. 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, H 2 O y NH 3 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. iesdolmendesoto.org

127. 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. www.chem.unsw.edu.au

128. 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. www.iesdolmendesoto.org

129. 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.

130. Moléculas o iones interactuantes ¿Participan moléculas polares? ¿Participan iones? ¿están presentes moléculas polares y tb iones? NO SI Sólo fuerzas de London Ej. Ar (l) I 2 (s) Fuerzas dipolo-dipolo Ej: H 2 S (l) CH 3 Cl (l) Puente de H Ej: H 2 O (l) y (s) NH 3 y HF NO SI Fuerzas ión- dipolo Ej: KBr en H 2 O Hay átomos de H unidos a átomos de N, F, O SI iesdolmendesoto.org

131. 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. iesdolmendesoto.org

132. Sustanc ia Tipo de sustancia Interacción predomi- nante Punto de fusión (ºC) Punto de ebullición (ºC) NaCl Iónica 8011465 H2SH2S Covalente polar Dipolo-dipolo- 83- 62 H2OH2O Covalente polar Puente de Hidrógeno 0100 CH 4 Covalente no polar London (10 e-) - 182,5- 161,6 CCl 4 Covalente no polar London (74 e-) -2377 Ne AtómicaLondon (10 e-) - 249-246 Datos de wikipedia.org