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TABLA PERIÓDICA Ley periódica Grupos y períodos.

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1 TABLA PERIÓDICA Ley periódica Grupos y períodos

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3 RELACIÓN CON LA ESTRUCTURA ELECTRÓNICA

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5 PROPIEDADES PERIÓDICAS RADIO ATÓMICO RADIO COVALENTE

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9 Regla del Octeto La estructura electrónica de los gases nobles parece particularmente estable Los átomos al combinarse tratan de adquirir la estructura del gas noble más cercano Alcanzan 8 electrones en el último nivel (salvo aquellos cercanos al He que terminan con 2) Los átomos de la izquierda pierden electrones mientras que los de la derecha los ganan

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20 TEORÍA DE LEWIS

21 TIPOS DE ENLACES Uniones iónicas Uniones covalentes Unión metálica Unión iónica: en ella existe una transferencia de electrones en forma definitiva desde un átomo (dador) a otro (aceptor). Unión covalente: en ella los átomos comparten electrones Unión metálica: en ella los cationes de una red son mantenidos unidos a través de electrones libres circundantes

22 Electronegatividad Escala de Mulliken EN = (PI + EA)/2 Escala de Pauling EN A – EN B = 0,208 Δ Δ = E AB exp – E AB teor E 2 AB teor = E A 2 2 E B 2 2

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24 ESTRUCTURAS DE LEWIS Distribución de los átomos Electrones en el último nivel Los átomos al unirse no modifican salvo su última capa de electrones Las uniones covalentes se producen por apareamiento de electrones (pares de electrones) Las uniones iónicas se producen por atracción electrostática de los iones formados

25 ESTRUCTURAS DE LEWIS Inicialmente se analiza la existencia de uniones iónicas. Si las hay, el primer paso es separar los iones encerrando cada uno con corchetes y con la carga correspondiente En moléculas neutras o en iones poliatómicos, los átomos se distribuyen en forma simétrica salvo que se indique lo contrario En general, si hay hidrógenos y oxígenos, aquellos están unidos exclusivamente a éstos En cationes se eliminan tantos electrones como cargas del o de los átomos menos electronegativos En aniones se adicionan tantos electrones como cargas al o a los átomos más electronegativos En la medida de lo posible se intenta cumplir con la regla del octeto Es conveniente comenzar con hidrógenos o halógenos que deben formar una sola unión no dativa. Hidrógeno y flúor no pueden formar ninguna otra unión. Otra posibilidad son los oxígenos que actúen como puente entre dos átomos ya que sólo formarán dos uniones simples no dativas. Las estructuras de Lewis NO indican nada respecto de la geometría espacial de la molécula

26 Clasificación de las uniones covalentes De acuerdo al orden de enlace: simples, dobles, triples De acuerdo a la polaridad: polares y no polares De acuerdo a la procedencia de los electrones: dativas y no dativas NaCl CaO CaSO 4 H 2 HF F 2 O 2 N 2 CO 2 BF 3 CCl 3 H SO 2 SO 3 Cl 2 O 3 HNO 3 H 3 PO 4 NH 4 + CO 3 2- KClO 4

27 Orden de enlace Número de pares de electrones compartidos 1 par: simple 2 pares: doble 3 pares: triple Uniones dativas Si un átomo alcanzó el octeto, puede unirse a otros aportando ambos electrones de la unión (se indica con flecha desde el dado al aceptor) Con posibilidades de expansión del octeto (átomos pertenecientes al 3er período o superior), se elimina su uso con uniones múltiples

28 Energías de enlaceLongitud de enlace H-H: 432 kJ/mol 74 pm H-F: 565 kJ/mol 92 pm F-F: 159 kJ/mol143 pm C-C: 347 kJ/mol154 pm C=C: 614 kJ/mol134 pm CΞC: 839 kJ/mol121 pm O=O: 498 kJ/mol121 pm NΞN: 945 kJ/mol 110 pm Energía de enlace Energía necesaria para separar los átomos de una unión

29 Polaridad de los enlaces Indica si los electrones de la unión son más atraídos por uno de los átomos Enlaces polares: implican una diferencia de electronegatividad entre los átomos (usualmente mayor a 0 y menor a 1,7) Enlaces no polares: sin diferencia de electronegatividad entre los átomos POLARESNO POLARES

30 Momento Dipolar Indica la distribución asimétrica de cargas (el centro de cargas positivas y el de negativas no coincide) Si indica con un vector que nace en el centro de cargas positivas y se dirige hacia el centro de cargas negativas En un enlace no polar será cero (H-H) En un enlace polar será diferente de cero (H-F) En una molécula dependerá no sólo de la presencia de enlaces polares sino también de su distribución espacial 0=C=O (molécula lineal): Enlaces polares,, molécula simétrica, momento dipolar nulo BF 3 (molécula trigonal plana): Enlaces polares, molécula simétrica, momento dipolar nulo CCl 4 (molécula tetraédrica): Enlaces polares, molécula simétrica, momento dipolar nulo CCl 3 H (molécula tetraédrica): Enlaces polares, molécula no simétrica, momento dipolar neto

31 Mayor carga, menor radio:cationes más polarizantesMayor carácter covalente Mayor radio:aniones polarizablesMayor carácter covalente

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33 Excepciones a la regla del octeto Deficientes en electrones: BeCl 2, BCl 3 Radicales: NO 2 Expansión del octeto: PF 5, SF 6, SO 3, H 2 SO 4 (deben ser del 3er período en adelante con orbitales d de baja energía disponibles)

34 Resonancia - Dificultades para elegir una estructura de Lewis que represente a la verdadera molécula - En general debe utilizarse cuando varios átomos del mismo elemento no distinguibles entre sí se unen por diferente orden de enlace a un segundo elemento O 3 SO 2 y SO 3 CO 3 2- E resonancia = E disociación (experimental) – E disociación (estructura más estable)

35 N=N=O y N=O=N H 2 SO 4 Cargas Formales Se calculan restando al número de electrones del último nivel de un átomo, los electrones asignados a dicho átomo en una molécula de acuerdo a las siguientes reglas: Los electrones libres le corresponden exclusivamente al átomo que los posee Los electrones compartidos se dividen por partes iguales entre los átomos unidos Una distribución de cargas formales más pequeñas indica mayor estabilidad de una estructura Elimina la polaridad de los enlaces

36 Estados de oxidación Se calculan restando al número de electrones del último nivel de un átomo, los electrones asignados a dicho átomo en una molécula de acuerdo a las siguientes reglas: Los electrones libres le corresponden exclusivamente al átomo que los posee Los electrones compartidos se asignan al átomo más electronegativo Elimina la covalencia de los enlaces

37 Compuestos iónicos: Altos puntos de fusión, alta conductividad en estado fundido. Generalmente vinculado a la variación de EN: ΔENTcConductividad NaCl2, MgCl 2 1, AlCl 3 1,5200 0,0002 SiCl 4 1, PCl 3 0, Cl Excepciones: Al 2 O 3

38 TRPEV Teoría de Repulsiones de Pares de Electrones de Valencia Sirve para predecir Geometría Molecular SIN usar orbitales PASOS A SEGUIR - Se realiza la estructura de Lewis - Se cuentan las densidades electrónicas (pares libres, enlaces). - Cada par libre se cuenta como una densidad electrónica lo mismo que cada enlace independientemente que sea simple, doble o triple - Se distribuyen en el espacio de la forma más simétrica posible - Si las densidades electrónicas son de distinto tipo, se ajustan los ángulos de acuerdo al siguiente orden de repulsión creciente: enlace-enlace < enlace-par libre < par libre-par libre - Dentro de los enlaces, los múltiples repelen más que los simples

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