TEMA 5. LA TABLA PERIÓDICA Y EL ENLACE QUÍMICO

Presentación del tema: "TEMA 5. LA TABLA PERIÓDICA Y EL ENLACE QUÍMICO"— Transcripción de la presentación:

1 TEMA 5. LA TABLA PERIÓDICA Y EL ENLACE QUÍMICO

2 GUIÓN DEL TEMA LA TABLA PERIÓDICA ACTUAL. PROPIEDADES PERIÓDICAS.
EL ENLACE QUÍMICO. TIPOS DE ENLACE. FUERZAS INTERMOLECULARES. PROPIEDADES GENERALES DE LAS SUSTANCIAS SEGÚN EL TIPO DE ENLACE.

3 1. LA TABLA PERIÓDICA ACTUAL.
En 1869, Mendeleiev elaboró una tabla periódica ordenando los elementos en orden creciente de masas atómicas, observando que algunas propiedades de los elementos se repetían. Uno de sus mayores aciertos fue dejar huecos para elementos que todavía no habían sido descubiertos. Sin embargo, no siempre se cumplía la periodicidad de las propiedades. La tabla periódica actual ordena los elementos en orden creciente de número atómico, repitiéndose las propiedades periódicamente.

4 1. LA TABLA PERIÓDICA ACTUAL.
En la tabla periódica actual hay 7 filas o periodos, y 18 columnas o grupos (familias). La posición de un elemento en la tabla periódica está relacionada con su configuración electrónica. Para conocer el grupo de un elemento debemos ver cómo acaba su configuración electrónica. sn → grupo n pn→ grupo (n + 12) EXCEPCIÓN: He dn→ grupo (n + 2) Para conocer el periodo debemos fijarnos en el mayor de los números cuánticos principales. En la tabla que veremos a continuación anotaremos el nombre de las diferentes familias.

5 1. LA TABLA PERIÓDICA ACTUAL.

6 1. LA TABLA PERIÓDICA ACTUAL.
Realiza los ejercicios que aparecen en el siguiente enlace:

7 1. LA TABLA PERIÓDICA ACTUAL.

8 2. PROPIEDADES PERIÓDICAS.
RADIO ATÓMICO. Al descender en un grupo aumenta porque hay más capas de electrones. Al avanzar en un periodo disminuye porque los electrones aumentan pero en la misma capa y éstos están atraídos por un número mayor de protones en el núcleo. Los aniones tienen tamaño mayor que el atomo neutro y los cationes menor. Átomos isoelectrónicos. Tendrá mayor tamaño el que menos protones tenga.

9 RADIO ATÓMICO EJERCICIO.
Ordena los siguientes elementos según el tamaño creciente de sus átomos F, Mg, Ne, K, Cl y P. b) Ordena los siguientes átomos de mayor a menor tamaño, justificando la respuesta. Na+, F-, Mg2+, O2-, N3- y Al3+.

10 2. PROPIEDADES PERIÓDICAS.
B) ENERGÍA DE IONIZACIÓN. Es la mínima energía necesaria para que un átomo neutro, en estado gaseoso y fundamental, pierda un electrón. X (g) + EI → X+(g) + 1e- Pueden existir segundas, terceras, etc., y siempre serán mayores que la anterior. Al descender en un grupo disminuye, ya que está más alejado del núcleo y es más fácil que pierda el electrón. Al avanzar en un periodo aumenta, ya que la carga del núcleo aumenta, y no estamos más lejos del núcleo. Hay excepciones que se estudiarán el año próximo.

11 2. PROPIEDADES PERIÓDICAS.
C) AFINIDAD ELECTRÓNICA. Es la pérdida de energía que experimenta un átomo, gaseoso y en estado fundamental, cuando adquiere un electrón. X (g) + 1e- → X-(g) + AE En un grupo, disminuye al descender. En un periodo, aumenta al avanzar en el mismo (excepto los gases nobles).

12 2. PROPIEDADES PERIÓDICAS.
D) ELECTRONEGATIVIDAD. Tendencia que tiene un elemento, para atraer al par de electrones que forma el enlace químico. En un grupo, disminuye al descender. En un periodo, aumenta al avanzar en el mismo. Nota: Para los gases nobles es cero.

13 2. PROPIEDADES PERIÓDICAS.

14 3. EL ENLACE QUÍMICO. Son fuerzas, de naturaleza fundamentalmente eléctrica, que mantienen unidos los átomos o los iones en las sustancias. A veces, cuando dos átomos se aproximan se produce una situación de mínima energía, es decir, de máxima estabilidad. En esta situación decimos que existe un enlace químico entre dichos átomos. Si los átomos se aproximan más se produce la repulsión de los núcleos aumentando la energía.

15 3. EL ENLACE QUÍMICO.

16 3. EL ENLACE QUÍMICO. Se llama energía de enlace a la energía que se necesita para romper dichos enlaces en un mol de sustancia. Cuanto mayor es la energía de enlace, más fuerte y estable será dicho enlace. REGLA DEL OCTETO. Es una antigua regla que propone que los átomos alcanzan la máxima estabilidad cuando consiguen 8 e- en su última capa. La explicación es que los átomos adquieren una gran estabilidad cuando consiguen la configuración de los gases nobles (ns2np6), excepto el hidrógeno que cuando gana un e- adquiere la configuración del helio 1s2.

17 3. EL ENLACE QUÍMICO. Los átomos cuando se combinan tienden a estabilizarse (en muchas ocasiones adquiriendo configuración de gas noble). La forma de conseguir dicha configuración determina el tipo de enlace químico entre los átomos. Actualmente, existen teorías para explicar el enlace mucho más válidas que la regla del octeto, siendo más importante la formación de pares de electrones, aunque el número total no sea 8. Un ejemplo es el caso del boro, que no cumple la regla.

18 4. TIPOS DE ENLACE. ENLACE IÓNICO.
Se produce entre un metal y un no metal. El metal cede e- convirtiéndose en un catión, mientras el no metal los acepta convirtiéndose en un anión, adquiriendo ambos configuración de gas noble. El enlace consiste en la atracción electrostática entre iones de distinto signo. La unión no se produce solamente entre dos átomos sino entre una gran cantidad de iones que forman una red cristalina. Se llama energía reticular a la energía que se libera cuando se forma un mol de un compuesto iónico a partir de sus iones en estado gaseoso.

19 4. TIPOS DE ENLACE. ENLACE IÓNICO.
Veamos como podemos representar el enlace iónico: Ejemplo: Na Cl Na (Z=11): 1s22s22p63s → Na+: 1s22s22p6 Cl (Z=17): 1s22s22p63s23p5 → Cl- : 1s22s22p63s23p6

20 4. TIPOS DE ENLACE. ENLACE IÓNICO.
Se llaman estructuras de Lewis, a la forma de representar el núcleo y los electrones internos de los átomos por su símbolo y los electrones de valencia mediante puntos, círculos, cruces, etc. Si utilizamos las estructuras de Lewis para representar el enlace iónico entre el sodio en el cloruro de sodio, lo hacemos así:

21 4. TIPOS DE ENLACE. ENLACE IÓNICO.

22 4. TIPOS DE ENLACE. ENLACE IÓNICO.
Recuerda que el compuesto NaCl está formado por la unión de un gran número de iones formando una red cristalina tridimensional. EJERCICIO. Explica la formación del compuesto mediante estructuras de Lewis: a) Fluoruro de calcio. b) Sulfuro de bario.

23 4. TIPOS DE ENLACE. ENLACE COVALENTE.
Entre átomos no metálicos. Estos átomos comparten electrones de su capa de valencia. Se utilizan estructuras de Lewis para representar dicho enlace. A continuación veremos algunos ejemplos. En primer lugar veremos las estructuras de Lewis de moléculas diatómicas como el hidrógeno H2 y el cloro Cl2.

24 4. TIPOS DE ENLACE. ENLACE COVALENTE.

25 4. TIPOS DE ENLACE. ENLACE COVALENTE.

26 4. TIPOS DE ENLACE. ENLACE COVALENTE.

27 4. TIPOS DE ENLACE. ENLACE COVALENTE.
También hay moléculas que no cumplen la regla del octeto como BF3, PCl5 o SF6 (elementos con octeto incompleto Be, B, Al) (elementos con octeto expandido: aquellos que pertenecen al tercer periodo, P y S). Las estructuras de Lewis nos ayudan a conocer la geometría molecular de las moléculas con enlace covalente. Para ello se aplica la teoría de repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia (TRPECV). La TRPECV indica que los e- que se sitúan alrededor del átomo central lo hacen de manera que se produzca la mínima repulsión entre ellos, por lo que se colocan de la manera más repartida posible.

28 4. TIPOS DE ENLACE. ENLACE COVALENTE.

29 4. TIPOS DE ENLACE. ENLACE COVALENTE.

30 4. TIPOS DE ENLACE. ENLACE COVALENTE.

31 4. TIPOS DE ENLACE. ENLACE COVALENTE.

32 4. TIPOS DE ENLACE. ENLACE COVALENTE.
EJERCICIO. Ordena los siguientes enlaces por orden de polaridad creciente: C-O, C-F, C-C, C-N

33 4. TIPOS DE ENLACE. ENLACE COVALENTE.
EJERCICIO. Indica el tipo de ordenamiento electrónico del átomo central, la geometría molecular y la polaridad de las siguientes moléculas: a) CF b) CO c) BCl3 d) NCl e) F2O f) H2O g) NH h) SO g) NO3-

34 4. TIPOS DE ENLACE. ENLACE COVALENTE.

35 4. TIPOS DE ENLACE. ENLACE COVALENTE.

36 4. TIPOS DE ENLACE. ENLACE METÁLICO.
C) ENLACE METÁLICO. Los electrones de valencia están débilmente atraídos por los núcleos de los átomos. Estos electrones de valencia se mueven libremente por los huecos que dejan los iones positivos, formando una nube electrónica (gas electrónico o mar de electrones). La atracción eléctrica entre los electrones y los iones positivos mantiene unidos los átomos.

37 4. TIPOS DE ENLACE. ENLACE METÁLICO.

38 5. FUERZAS INTERMOLECULARES.
Son uniones entre moléculas que no son consideradas enlaces. Nos permiten explicar por qué las sustancias no son gaseosas a cualquier temperatura. Se pueden clasificar en dos grandes grupos: los puentes de hidrógeno y las fuerzas de Van der Waals.

39 5. FUERZAS INTERMOLECULARES.
PUENTES DE HIDRÓGENO. Se presenta en moléculas que tienen átomos de H unidos a otros átomos muy electronegativos y pequeños como N, O y F. Ejemplos: H2O, NH3, HF. El átomo muy electronegativo (N, O, F) atrae fuertemente a los electrones dejando al átomo de H cargado positivamente, por lo se produce la atracción entre este átomo de H y otro átomo muy electronegativo de otra molécula.

40 5. FUERZAS INTERMOLECULARES.

41 5. FUERZAS INTERMOLECULARES.

42 5. FUERZAS INTERMOLECULARES.
B) FUERZAS DE VAN DER WAALS. Se trata de fuerzas intermoleculares debido a dipolos existentes en las moléculas (moléculas polares) o a dipolos instantáneos en moléculas apolares que se producen debido al movimiento de los electrones. Por tanto, hay de dos tipos: Fuerzas dipolo-dipolo, en moléculas polares. Fuerzas de London (dipolo instantáneo-dipolo inducido), en moléculas apolares.

43 5. FUERZAS INTERMOLECULARES.
Las fuerzas de Van der Waals aumentan con el volumen molecular (mayor masa molecular), ya que de este modo la molécula se polariza más fácilmente. Los puentes de hidrógeno son más intensos que las fuerzas de Van der Waals, y dentro de éstas, las fuerzas dipolo-dipolo son más intensas que las de London.

44 6. PROPIEDADES GENERALES DE LAS SUSTANCIAS SEGÚN EL TIPO DE ENLACE.