1- Las que tienen relación con el de tamaño: PERIODICIDAD En un

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LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS
Se pueden separar en dos grupos:
1- Las que tienen relación con el de tamaño:
Los radios atómicos y los radios iónicos o cristalinos.
La densidad. (ρ)
El punto de fusión y ebullición. (Pf y Peb)
2- Las de carácter energético (se denominan propiedades
magnéticas,) entre ellas destacan:
El Potencial de Ionización o Energía de Ionización. (P.I.)
La Afinidad Electrónica o Electroafinidad. (E.A.)
La Electronegatividad. (E.N.)
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PERIODICIDAD
En un periodo n = constante pero aumenta Z (número
de protones) lo que genera:
•Disminución de tamaño
•Aumento de la energía de ionización
•Aumento
efectiva
de
la
carga
nuclear
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RADIO ATOMICO:
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PROPIEDADES POR RELACIÓN DE TAMAÑO
RADIO ATOMICO:
EN CADA GRUPO: EL radio atómico crece con el
aumento del número atómico (Z), como consecuencia del
aumento del número de niveles electrónicos.
EN CADA PERIODO: El tamaño atómico disminuye de
izquierda a derecha al aumentar el número atómico (Z),
como consecuencia del aumento de la carga nuclear e
invariación del número de niveles electrónicos.
.
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Tendencias periódicas del tamaño atómico
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Comparando el tamaño de átomos e iones
El radio de un ión metálico es
de aproximadamente la mitad
del radio del átomo metálico
correspondiente
El radio de un ión no metálico
es de aproximadamente el
doble del radio del átomo no
metálico correspondiente.
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POTENCIAL DE IONIZACION ( I):
El potencial o energía de ionización, es la cantidad mínima de
energía necesaria para remover un electrón de un
átomo gaseoso neutro y formar un ion positivo.
X(g)
X+(g) + eEN UNA FAMILIA: El potencial de ionización ( I ) disminuye al
aumentar el número atómico (Z), porque los e- de valencia se
encuentran más lejos del núcleo.
EN UN PERIODO: El potencial de ionización aumenta con el
aumento del número atómico, pero el incremento no es regular.
Las tendencias en los I están relacionadas con el tamaño
atómico. A mayor radio, menor es el I.
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ÁTOMO POLIELECTRÓNICO
En un átomo polielectrónico se pueden sacar varios electrones, por
lo que se pueden definir tantas energías de ionización como
electrones tiene el átomo
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Tendencias periódicas de la Energía de
Ionización
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AFINIDAD ELECTRONICA (AE)
La cantidad de energía que se absorbe cuando se
añade 1e- a un átomo gaseoso aislado para formar
un ion con carga -1
La AE es la adición de 1e- a un átomo gas
neutro:
X(g) + e-
 X-(g)
Las EA aumentan en un periodo de izquierda a
derecha.
En un grupo la EA disminuyen de a medida que
aumenta el nivel de energía.
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ELECTRONEGATIVIDAD: Representa la tendencia que
posee un átomo para atraer electrones hacia
sí cuando se combina químicamente con otro átomo.
EN UN PERIODO: La electronegatividad aumenta de
izquierda a derecha, siendo mínimo para los alcalinos
y máximo para los halógenos.
EN UN GRUPO la electronegatividad disminuye de
arriba hacia abajo.
La electronegatividad del F = 4.0 es el elemento
màs electronegativo de la tabla periòdica!!!.
El Cs y el Fr, son los elementos que sostienen
más débilmente los e- y tienen el valor más
bajo = 0,7
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Resumen de Propiedades Periódicas
En un Periodo Moviéndose izquierda --> derecha
•Radio Atómico Disminuye
•Energía de Ionización Aumenta
•Electronegatividad Aumenta
En una Familia Moviéndose de arriba --> abajo
•Radio Atómico Aumenta
•Energía de Ionización Disminuye
•Electronegatividad Disminuye
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La electronegatividad sirve para clasificar los
elementos en 2 grandes grupos:
Metales: Elementos cuyos átomos ejercen una
atracción relativamente pequeña sobre los
electrones externos, es decir, tienen valores
pequeños de E.I. y de E.A. (bajos valores de E.N.)
Muestran fuerte tendencia a formar cationes, son
agentes reductores.
No metales: Elementos cuyos átomos ejercen una
atracción relativamente grande sobre los electrones
externos, es decir, presentan valores elevados de E.I.
y de E.A. (valores grandes de E.N.) Muestran fuerte
tendencia a formar aniones, son agentes oxidantes.
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Prácticamente todas las sustancias que encontramos en la
naturaleza están formadas por átomos unidos.
¿Por qué se unen los átomos?
porque, al estar unidos, adquieren una situación más estable
que cuando estaban separados.
Mayor estabilidad ….cuando el número de electrones que
poseen los átomos en su último nivel es igual a ocho,
estructura de los gases nobles.
Los átomos se unen para formar enlaces porque con ello
consiguen que su último nivel tenga 8 electrones, la misma
configuración electrónica que los átomos de los gases nobles
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ENLACE QUIMICO: Fuerzas de atracción que mantienen
unidos a los átomos en los compuestos químicos.
CaF2
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ENLACE IÓNICO: Se produce por la transferencia de
electrones de un metal a un no metal.
 Los metales tienen electronegatividades bajas y tienden a
perder electrones. Cuando un metal pierde uno o más
electrones se convierte en un catiòn, un iòn cargado
positivamente.
 Los no metales tienen altas electronegatividades y tienden a
ganar electrones, formándose un aniòn, un iòn cargado
negativamente.
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Ej. El cloruro de sodio, NaCl
El sodio es un metal alcalino con 1 electrón externo:
Na 1s22s22p63s1
La configuración electrónica del cloro es:
Cl 1s22s22p63s23p5
Na
Cl
Na+
Cl-
Lo iones con cargas opuesta se atraen entre ellos a través
de fuerzas electroestáticas que son la base del enlace
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ionico.
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En general, a más distante se encuentran los elementos
en la tabla periódica, existe mayor probabilidad que se
forme un compuesto iónico. Es decir, una diferencia
de electronegatividad entre los elementos
favorece la formación de enlaces iónicos.
 Ej. Todos los metales del grupo IA (Li, Na, K, Rb, Cs)
reaccionan con los elementos del grupo VIIA (F, Cl, Br, I)
para formar compuestos iònicos de la fórmula general
MX.
Los iones M+ y X- siempre tienen configuración de gas nobles
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Los
iones de distinta carga se atraen eléctricamente, se
ordenan y forman una red iónica.
NaCl
Los
CsCl
compuestos iónicos No están formados por moléculas!!!!!.
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Propiedades compuestos iónicos
• Elevados puntos de fusión y ebullición
• Solubles en agua
• No conducen la electricidad en estado sólido,
pero sí en estado disuelto o fundido (Reacción
química: Electrólisis)
• Al intentar deformarlos se rompe el cristal
(fragilidad)
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ENLACE COVALENTE: Se forma cuando dos átomos
comparten uno o más pares de electrones:
No metal +No metal
Compuesto Covalente
Los No Metales tienen altas electronegatividades, es decir gran
atracción por los electrones del enlace químico.
Ejem: Enlace covalente de las moléculas de hidrógeno, H2 :
El gas hidrógeno está compuesto de moléculas de H2
La configuración electrónica del átomo de hidrógeno es: 1s1
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Molécula de Cloro, Cl2
La configuración electrónica de un átomo de:
Cl: 1s22s22p63s23p5
Representación de los enlaces de las moléculas de H2 y Cl2
Se forman así habitualmente Moléculas: pequeños grupos de átomos
unidos entre sí por enlaces covalentes.
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Los enlaces covalentes pueden ser simples (ejem:
moléculas de cloro e hidrógeno) o múltiples.
 Los elementos que pueden forman enlaces múltiples son :O,
N, C, P, y S.
Ejem. Compuestos covalentes binarios comunes: el agua, H2O,
el amoniaco NH3 y el dióxido de carbono, CO2.
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Propiedades compuestos covalentes
(moleculares)
• No conducen la electricidad
• Solubles: moléculas apolares – apolares
• Insolubles: moléculas polares - polares
• Bajos puntos de fusión y ebullición…
• ¿Fuerzas intermoleculares?
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La mayoría de los compuesto covalentes son
líquidos o gases; algunos son sólidos blandos.
los compuestos iónicos se diferencian de los compuestos
covalentes en que Los compuestos covalentes tienen:
-. densidades, puntos de fusión y de ebullición menores.
-. son malos conductores del calor y la electricidad.
-. cuando se disuelven en agua, la mayoría forma iones.
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ENLACE METALICO
Se forma cuando se combinan entre sí elementos metálicos; es decir,
elementos de electronegatividades bajas y que se diferencien poco.
Los átomos de los metales tienen pocos
electrones en su última capa, por lo general
1, 2 ó 3.
y…….pierden fácilmente esos
electrones (electrones de valencia)
y se convierten en iones positivos,
por ejemplo Na+, Cu2+, Mg2+.
Los electrones de valencia desprendidos de los átomos forman
una nube de electrones que puede desplazarse a través de toda
la red. De este modo todo el conjunto de los iones positivos del
metal queda unido mediante la nube de electrones con carga
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negativa que los envuelve.
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ENLACE METALICO
Fe
Los electrones de valencia desprendidos de los átomos forman una
nube de electrones que puede desplazarse a través de toda la red.
Asi, todo el conjunto de los iones positivos del metal queda unido
mediante la nube de electrones con carga negativa que los envuelve.
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PROPIEDADES de los METALES
1. Conductividad eléctrica elevada.
La presencia de un gran número de electrones móviles explica
por qué los metales tienen conductividades eléctricas varios
cientos de veces mayores que los no metales.
2. Buenos conductores del calor.
El calor se transporta a través de los metales por las colisiones
entre electrones, que se producen con mucha frecuencia.
3. Insolubilidad en agua y en otros disolventes comunes.
Ningún metal se disuelve en agua; los electrones no pueden pasar a la
disolución y los cationes no pueden disolverse por ellos mismos.
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4. Ductilidad y Maleabilidad.).
La mayoría de los metales son Dúctiles (capaces de ser estirados
para obtener cables) y Maleables (capaces de ser trabajados con
martillos en láminas delgadas
En un metal, los electrones actúan como un pegamento flexible que
mantiene los núcleos atómicos juntos, los cuales pueden desplazarse
unos sobre otros. Como consecuencia de ello, los cristales metálicos se
pueden deformar sin romperse.
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Fuerzas Intermoleculares o Fuerzas de Van der Waals
1-Fuerzas dipolo-dipolo
- Interacción entre un dipolo (densidad de
carga temporal) en una molécula y un dipolo en la
molécula adyacente.
-
Las
fuerzas
dipolo-dipolo
existen
entre
moléculas polares neutras.
HCl, HBr, HI…
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Fuerzas Intermoleculares o Fuerzas de Van der Waals
2-Enlaces de Hidrógeno
Son fuerzas intermoleculares más fuertes de las fuerzas de
Van der Waals.
-El enlace de hidrógeno requiere que el H este
unido (enlazado) a un elemento electronegativo,
como F, O y N.
Ej: HF ,H2O, NH3
Enlaces por puentes de hidrógeno entre moléculas de HF32
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Fuerzas Intermoleculares
Punto de
ebullición
normal (K)
Masa molecular (u)
Al aumentar el valor de las fuerzas debidas a los
enlaces por puentes de hidrógeno, aumenta el punto de
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ebullición.
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