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
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
 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
SO2
NaCl
HF
CO2
SO3
NH4+
CaO
F2
BF3
Cl2O3
CO32-
CaSO4
O2
CCl3H
HNO3
KClO4
N2
H3PO4
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
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 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
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 radio:
aniones polarizables
Mayor carácter covalente
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
 CO32Eresonancia = Edisociación(experimental)– Edisociación(estructura más estable)
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
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
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
Conductividad
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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Estructura de la Materia III