TABLA PERIÓDICA Ley periódica Grupos y períodos

RELACIÓN CON LA ESTRUCTURA ELECTRÓNICA

PROPIEDADES PERIÓDICAS RADIO ATÓMICO RADIO COVALENTE

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

TEORÍA DE LEWIS

Unión covalente: en ella los átomos comparten electrones 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

Electronegatividad Escala de Mulliken EN = (PI + EA)/2 Escala de Pauling ENA – ENB = 0,208 √Δ Δ = EAB exp – EAB teor E2AB teor =√ EA22EB22

ESTRUCTURAS DE LEWIS Distribución de los átomos 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 Distribución de los átomos Electrones en el último nivel

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

H2 HF F2 O2 N2 SO2 SO3 Cl2O3 HNO3 H3PO4 NaCl CaO CaSO4 CO2 BF3 CCl3H NH4+ CO32- KClO4 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

Orden de enlace Uniones dativas 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

Energía necesaria para separar los átomos de una unión Energía de enlace Energía necesaria para separar los átomos de una unión Energías de enlace Longitud de enlace H-H: 432 kJ/mol 74 pm H-F: 565 kJ/mol 92 pm F-F: 159 kJ/mol 143 pm C-C: 347 kJ/mol 154 pm C=C: 614 kJ/mol 134 pm CΞC: 839 kJ/mol 121 pm O=O: 498 kJ/mol 121 pm NΞN: 945 kJ/mol 110 pm

Polaridad de los enlaces (usualmente mayor a 0 y menor a 1,7) 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 POLARES NO POLARES

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 BF3 (molécula trigonal plana): Enlaces polares , molécula simétrica, momento dipolar nulo CCl4 (molécula tetraédrica): Enlaces polares, molécula simétrica, momento dipolar nulo CCl3H (molécula tetraédrica): Enlaces polares, molécula no simétrica, momento dipolar neto

Mayor carga, menor radio:. cationes más polarizantes Mayor carga, menor radio: cationes más polarizantes Mayor carácter covalente Mayor radio: aniones polarizables Mayor carácter covalente

Excepciones a la regla del octeto Deficientes en electrones: BeCl2, BCl3 Radicales: NO2 Expansión del octeto: PF5, SF6, SO3, H2SO4 (deben ser del 3er período en adelante con orbitales “d” de baja energía disponibles)

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 O3 SO2 y SO3 CO32- Eresonancia = Edisociación(experimental)– Edisociación(estructura más estable)

Elimina la polaridad de los enlaces 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 N=N=O y N=O=N H2SO4 Elimina la polaridad de los enlaces Una distribución de cargas formales más pequeñas indica mayor estabilidad de una estructura

Estados de oxidación Elimina la covalencia de los enlaces 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

Compuestos iónicos: Altos puntos de fusión, alta conductividad en estado fundido. Generalmente vinculado a la variación de EN: ΔEN Tc Conductividad NaCl 2,1 800 100 MgCl2 1,7 700 25 AlCl3 1,5 200 0,0002 SiCl4 1,2 -70 0 PCl3 0,9 -100 0 Cl2 0 -100 0 Excepciones: Al2O3

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