La descarga está en progreso. Por favor, espere

La descarga está en progreso. Por favor, espere

LOSHALÓGENOS LOS HALÓGENOS LOS GASES NOBLES Los elementos de los GRUPOS 17 y 18 Clase 35 31 de octubre de 2008 Prof. Dra. Marisa Repetto Química General.

Presentaciones similares


Presentación del tema: "LOSHALÓGENOS LOS HALÓGENOS LOS GASES NOBLES Los elementos de los GRUPOS 17 y 18 Clase 35 31 de octubre de 2008 Prof. Dra. Marisa Repetto Química General."— Transcripción de la presentación:

1 LOSHALÓGENOS LOS HALÓGENOS LOS GASES NOBLES Los elementos de los GRUPOS 17 y 18 Clase de octubre de 2008 Prof. Dra. Marisa Repetto Química General e Inorgánica Segundo cuatrimestre

2 Relación entre fuerza y estructura 1. Hidruros covalentes: electronegatividad del elemento (en el mismo período) tamaño del átomo (en el mismo grupo) CH 4, NH 3 H 2 O, H 2 S, HF, HCl, 2. Oxoácidos Electronegatividad Carga formal Número de oxidación Número de átomos adicionales de oxígeno HClO, HNO 3, HNO 2, ¿Por qué algunos ácidos son débiles y otros fuertes?

3 Hidruros covalentes Relación entre fuerza y estructura Factores que determinan la fuerza de un ácido o una base 1. La electronegatividad del elemento unido al protón (en el mismo período) El elemento atrae e- del H y facilita su salida como protón 2. La fuerza de enlace (en el mismo grupo) ¿Por qué algunos ácidos son débiles y otros fuertes?

4 ¿Por qué algunos ácidos son débiles y otros fuertes? Fuerza del enlace H-A, Fuerza del enlace O-H del ión H 3 O + y la medida en que la base conjugada A - del ácido está hidratada en agua. La facilidad con que un ácido dona un protón a una molécula de agua depende de la fuerza del enlace de hidrógeno que se forma con el átomo de O del agua. H 2 O …. H-A H 2 O-H + + A - Cuanto más fuerte es, más fácil será tomar el protón del agua Comparaciones entre moléculas de átomos de un mismo período

5 A mayor polaridad del enlace H-A, mayor será la carga positiva parcial del H, y más fuerte el puente de hidrógeno O ….. H-A Un ácido con un enlace muy polar, será un ácido más fuerte comparado con otro con un enlace menos polar. La polaridad del enlace aumenta con la electronegatividad de A. A mayor polaridad de A, mayor fuerza ácida.

6 0,8 H-N 1,8 H-F Diferencia de electronegatividad enlace Fuerza ácida La polaridad del enlace determina la tendencia de su fuerza como ácido binario dentro de un mismo período

7 Comparaciones entre moléculas de átomos de un mismo grupo Fuerza del enlace H-A. Cuanto más débil es, más fácil será desprender el protón, más fuerte es el ácido. Ejemplo: HF El enlace H-F es el más polar del grupo, sin embargo es un ácido débil en agua, los demás hidrácidos de halógenos son fuertes. Se debe a la intensidad del enlace H-F, que es el más fuerte de todos los del grupo, lo que dificulta la pérdida del protón. HF + H 2 O H + + F - F - + HF H-F H Los iones F - están asociados con otras moléculas de HF La fuerza del enlace de los hidruros binarios disminuye a medida que aumenta el Z en un mismo grupo de la tabla periódica

8 2990,5HI 3660,8HBr 4311,0HCl 5651,8HF Energía de enlace (kJ/mol) Diferencia de electronegatividad Acido Fuerza de los hidrácidos

9 Reglas de Pauling para oxoácidos A mayor número de oxígenos unidos al átomo central, mayor fuerza ácida. A mayor número de oxidación, mayor acidez. A mayor electronegatividad, mayor acidez. Cuanto más polar es el enlace, el H unido al O puede cederse al H 2 O.

10 c) Oxoácidos de los Halógenos Número de oxidación Fórmula pKaNombreEjemplo ácido perhálico ácido hálico ácido haloso ácido hipohaloso Los oxoácidos son oxidantes

11 Oxoácidos del cloro Oxoácido Estructura Número de oxidación del cloro pKa hipocloroso cloroso perclórico clórico fuerte El grado de acidez aumenta con: la electronegatividad, el número de oxidación y el número de oxígenos unidos al halógeno

12 HOClHOClO HOClO 2 HOClO 3

13 Fuerza de los oxoácidos Cuando la identidad del átomo central en una serie de oxiácidos varía, manteniendo el número de oxígenos constante, observamos que cuanto más electronegativo sea el átomo central, más fuerte es el ácido. ___________________________________________ H 3 AsO 4 HIO 4 HClO 4 Electronegatividad 2,0 2,5 3,0 pKa 2,30 1,64Fuerte ______________________________________________________

14 Correlación entre la fuerza ácida y la electronegatividad Acido Estructura Electronegatividad del atomo X Ácido hipocloroso, Ácido hipobromoso, Ácido hipoiodoso,

15 Oxoaniones del cloro

16 Los diagramas de Latimer contienen suficiente información como para poder deducir los potenciales normales de pares no contiguos. Para ello se hace uso de la siguiente expresión: Diagramas de Latimer

17 diagrama de Latimer para el cloro en disolución ácida: corresponde a la semirreacción: ClO 4 - (ac) + 2H + (ac) + 2e- ClO 3 - (ac) + H 2 O (l) Eº = V De esta manera, la conversión del diagrama de Latimer en una semirreacción implica su ajuste, incluyendo las especies presentes en la disolución acuosa ácida (H + y H 2 O).

18 En disolución básica, el diagrama de Latimer para el cloro es el siguiente: Como se observa el valor del para Cl 2 /Cl - es el mismo que en disolución ácida, dado que en su semirreacción no participan los protones: ½ Cl 2 (g) + 1e- Cl - (ac) Eº = V La semirreacción desarrollada correspondiente al par ClO - /Cl2 en medio básico queda de la forma siguiente 2ClO - (ac) + 2H 2 O (l) + 2e- Cl 2 (ac) + 4OH - ac) Eº = V Diagramas de Latimer

19 El diagrama de Latimer muestra también las especies para las cuales la desproporción es espontánea: una especie tiende a desproporcionarse espontáneamente si el potencial a la derecha de la especie es mayor que el que se encuentra a su izquierda Si se observa el diagrama de Latimer para el cloro en medio ácido se encuentra lo siguiente: El potencial del par Eº(ClO 2 -/HClO) > Eº(ClO 3 - /ClO 2 - ), y por lo tanto, la especie ClO 2 - tiende a desproporcionarse: Se puede demostrar el fundamento de la regla considerando las dos semirreacciones: ClO 3 - (ac) + 2H + (ac) + 2e- ClO 2 - (ac) + H 2 O (l) Eº = V ClO 2 - (ac) + 3H + (ac) + 2e- HClO (ac) + H 2 O (l) Eº = V ClO 2 - (ac) + 3H + (ac) + 2e- HClO (ac) + H 2 O (l) Eº = V ClO 2 - (ac) + H 2 O (l) ClO 3 - (ac) + 2H + (ac) + 2e Eº = V 2 ClO 2 - (ac) + H + (ac) + 2e- ClO 3 - (ac) + HClO (ac) Eº = V Eºreac = Eº(ClO 2 - /HClO) – Eº(ClO 3 - / ClO 2 - ) = 1.65 – 1.18 = 0.47 V Eº > 0 => Gº < 0, reacción espontánea

20 Solubilidad La energía reticular aumenta con la carga de los iones y al disminuir la distancia r entre los iones. Compuestos que poseen iones de muy diferentes radios son solubles en agua. Las sales más insolubles son las que poseen iones de radios similares. La diferencia de tamaño favorece la solubilidad en agua. Si el radio del catión es menor que el del anión, se puede explicar a partir de las entalpías de hidratación

21 H disolución = H reticular + H hidratación H reticular Por definición, lleva signo positivo. Más endotérmico a mayor carga y menor tamaño H hidratación Por convención, lleva signo negativo. Más exotérmico a mayor carga y menor tamaño. 1 radio catión + radio anión radio catión radio anión

22 Los compuestos formados por cationes altamente polarizantes y aniones altamentes polarizables presentan enlaces con elevado carácter covalente Los aniones ricos en electrones son muy polarizables d) Haluros o halogenuros Son halogenuros de otros elementos Covalentes, bajos PF, poco solubles en agua Iónicos, altos PF, solubles en agua Carácter metálico del elemento Metales No metales Halogenuros metálicos: NaCl, KBr, CaCl 2, NiBr 2 Halogenuros no metálicos: BF 3, PCl 5, AsCl 3

23 Haluros de plata AgCl AgBrAgI Polarizabilidad de los iones halogenuros se incrementan en el siguiente orden: Cl - < Br - < I - Intensidad de los colores de los precipitados Cl - < Br - < I - Solubilidad Cl - > Br - > I - El carácter covalente de los haluros de plata aumenta con el aumento de Z, a medida que aumenta el tamaño del anión y se hace más polarizable El AgF es muy soluble en agua: constituido por iones fluoruro, pequeños, y poco polarizable, el enlace es predominantemente iónico.

24 Solubilidad de halogenuros Los compuestos formados por cationes altamente polarizantes (alta densidad de carga/tamaño) y aniones altamente polarizables (grandes, gran densidad de e-), presentan enlaces con alto carácter covalente, por lo tanto son menos solubles.

25 Gases nobles

26 Nombre Símbolo Peso atómico Punto de fusión Punto de ebullición helio kriptón Configuración electrónica externa: ns 2 np 6 Estado normal: gases monoatómicos incoloros Radiactivo Los elementos del grupo 18

27 Valores de energía de ionización (en kJ/mol) para el grupo 18.

28 Sólido Líquido II (superfluido) Líquido I Gas Temperatura (K) Presión (atm) Diagrama de fases del helio

29 Gases nobles Cristales de tetrafluoruro de xenón

30 Fluoruros de xenón mezcla

31 Compuestos de xenón Hexafluoruro de xenón XeF 6 Trióxido de xenón XeO 3

32

33

34

35

36 Consultas: (Marisa Repetto) Bibliografía Umland J.B.; Bellama J.M. Química General. 3 ra edición. Ed. International Thomson Atkins P.W, Jones L. Química. 3 ra edición. Ed Omega Chang R. Química. 6 ta edición. Ed Mc. Graw Hill Whitten K.W.; Davis R.E.; Peck M.L. Química General. 5 ta edición. Ed. Mc. Graw Hill


Descargar ppt "LOSHALÓGENOS LOS HALÓGENOS LOS GASES NOBLES Los elementos de los GRUPOS 17 y 18 Clase 35 31 de octubre de 2008 Prof. Dra. Marisa Repetto Química General."

Presentaciones similares


Anuncios Google