TEMA 7 : FUNCIÓN QUÍMICA Y GRUPO FUNCIONAL

FUNCIÓN QUIMICA Y GRUPO FUNCIONAL

Se llama función química a un conjunto de compuestos o sustancias con características y comportamientos comunes.  Las funciones químicas se describen a través de la identificación de grupos funcionales que las identifican.  Un grupo funcional es un átomo o grupo de átomos que le confieren a los compuestos pertenecientes a una función química,  sus propiedades principales.

Por ejemplo,  la función ácido se reconoce proque en su estructura está presente el grupo funcional H+  (Hidrogenion) y la función hidróxido se caracteriza por la presencia del grupo funcional OH-  (hidroxilo).  Así,  la fórmula del ácido clohídrico es HCl  y la del hidróxido del sodio NaOH.

En la química inorgánica las funciones más importantes son:  óxido,  ácido,  base y sal.  A continuación profundizaremos en cada una de ellas,  centrándonos especialmente en los aspectos de nomenclatura de cada una de las funciones.

FUNCIÓN ÓXIDO 

Los óxidos son compuestos químicos inorgánicos diatómicos o binarios formados por la unión del oxígeno con otro elemento diferente de los gases nobles. Según si este elemento es metal o no metal serán óxidos básicos u óxidos ácidos. El oxígeno siempre tiene valencia -2 con excepción en los peróxidos (ion peróxido enlazado con un metal) donde el oxígeno utiliza valencia “-1”.

Los óxidos se pueden nombrar en cualquiera de los tres sistemas de nomenclaturas; si se utiliza el sistema Stock, el número romano es igual a la valencia del elemento diferente del oxígeno; si se utiliza el sistema tradicional los sufijos y prefijos se asignan de acuerdo a la valencia del elemento diferente del oxígeno y si se utiliza la nomenclatura sistemática, no se tienen en cuenta las valencias, sino que se escriben los prefijos en cada elemento de acuerdo a sus atomicidades en la fórmula molecular.

Óxidos básicos (metálicos)

Son aquellos óxidos que se producen entre el oxígeno y un metal cuando el oxígeno trabaja con un número de valencia -2. Su fórmula general es: Metal + O. En la nomenclatura Stock los compuestos se nombran con las reglas generales anteponiendo como nombre genérico la palabra óxido precedido por el nombre del metal y su número de valencia. En la nomenclatura tradicional se nombran con el sufijo -oso e -ico dependiendo de la menor o mayor valencia del metal que acompaña al oxígeno. Y en la nomenclatura sistemática se utilizan las reglas generales con la palabra óxido como nombre genérico.

En la nomenclatura tradicional para los óxidos que se enlazan con metales que tienen más de dos números de valencia se utilizan las siguientes reglas: metales con números de valencia hasta el 3 se nombran con las reglas de los óxidos y los metales con números de valencia mayores o iguales a 4 se nombran con las reglas de los anhídridos. Ejemplos:V₂⁺³O₃^-2 se nombra como óxido, óxido vanádoso; V₂⁺⁵ O₅^-2 se nombra como anhídrido, anhídrido vanádico. Los átomos de vanadio con número de valencia 2 (hipo-...-oso) y 3 (-oso) se nombran como óxidos y los átomos de vanadio con números de valencia 4 (-oso) y 5 (-ico) como anhídridos.

Metal + Oxígeno → Óxido básico 4Fe + 3O₂ → 2Fe₂O₃

Compuesto	Nomenclatura sistemática	Nomenclatura Stock	Nomenclatura tradicional
K2O	óxido de potasio3 o monóxido dipotasio	óxido de potasio3	óxido potásico u óxido de potasio
Fe2O3	trióxido de dihierro	óxido de hierro (III)	óxido férrico
FeO	monóxido de hierro	óxido de hierro (II)	óxido ferroso
SnO2	dióxido de estaño	óxido de estaño (IV)	óxido estánico

Cuando los no metales, nitrógeno y fósforo, trabajan con números de valencia 4 y 2, mientras se enlazan con el oxígeno se forman óxidos (ver la sección de anhídridos, penúltimo párrafo).

Óxidos ácidos o anhídridos (no metálicos)

Son aquellos formados por la combinación del oxígeno con un no metal. Su fórmula general es no metal + O. En este caso, la nomenclatura tradicional emplea la palabra anhídrido en lugar de óxido, a excepción de algunos óxidos de nitrógeno y fósforo. La nomenclatura sistemática y la Stock nombran a los compuestos con las mismas reglas que en los óxidos metálicos. En la nomenclatura tradicional se nombran con los siguientes sufijos y prefijos.

hipo- … -oso	(para números de valencia 1 y 2)
… -oso	(para números de valencia 3 y 4)
… -ico	(para números de valencia 5 y 6)
per- … -ico	(para el número de valencia 7)

No metal + Oxígeno → Anhídrido 2S + 3O₂ → 2SO₃

Compuesto	Nomenc. sistem.	Nomenc. Stock	Nomenc. tradicional
Cl2O	óxido de dicloro o monóxido de dicloro	óxido de cloro (I)	anhídrido hipocloroso
SO3	trióxido de azufre	óxido de azufre (VI)	anhídrido sulfúrico
Cl2O7	heptóxido de dicloro	óxido de cloro (VII)	anhídrido perclórico

Cuando el flúor reacciona con el oxígeno se crea un compuesto diferente a un oxido acido ya que el oxígeno deja de ser el elemento más electronegativo, distinto a como pasa con todos los óxidos donde el oxígeno es el elemento más electronegativo. El único elemento más electronegativo que el oxígeno es el flúor con 4.0 mientras el oxígeno tiene 3.5. Así que el compuesto deja de llamarse óxido y se nombra como fluoruro de oxígeno para el sistema tradicional, fluoruro de oxígeno (II) para el sistema Stock y difluoruro de oxígeno para el sistemático. La fórmula es O²F₂^-1.

Los óxidos de nitrógeno, al igual que los óxidos del azufre, son importantes por su participación en la lluvia ácida. Con el término óxido de nitrógeno se hace alusión a cualquiera de los siguientes:

• Óxido nítrico u Óxido de nitrógeno (II), de fórmula NO.
• Dióxido de nitrógeno, de fórmula NO₂.
• Óxido nitroso o Monóxido de dinitrógeno, de fórmula N₂O.
• Trióxido de dinitrógeno, de fórmula N₂O₃.
• Tetróxido de dinitrógeno, de fórmula N₂O₄.
• Pentóxido de dinitrógeno, de fórmula N₂O₅.

Entre las excepciones a las reglas de anhídridos para la nomenclatura tradicional están los óxidos de nitrógeno y óxidos de fósforo. Estos compuestos se nombran así:

• N₂¹O^-2 Anhídrido hiponitroso
• N²O^-2 Óxido hiponitroso
• N₂³O₃^-2 Anhídrido nitroso
• N₂⁴O₄^-2 Óxido nitroso
• N⁴O₂^-2 Óxido nitroso
• N₂⁵O₅^-2 Anhídrido nítrico
• P₂³O₃^-2 Anhídrido fósforoso
• P⁴O₂^-2 Óxido fósforoso
• P₂⁵O₅^-2 Anhídrido fosfórico

Cuando los metales, con más de dos números de valencia y que trabajan con los números de valencia iguales o mayores a 4, se enlazan con el oxígeno, forman anhídridos (ver la sección de óxidos básicos, segundo párrafo).

CIBERGRAFIA:  wikipedia  

TEMA 6 NOMENCLATURA QUIMICA INORGANICA

NOMENCLATURA QUIMICA INORGANICA

Todos los dias, podemos relacionarnos con ls personas que nos rodean, gracias a que utilizamos el mismo idioma o lenguaje, De la misma manera, los quimicos, sin importar que idioma hablen en su lugar de origen, necesitan comunicarse entre si, de manera muy especifica. para ello, han creado un lenguaje propio. este es lenguaje que abordaremos durante el tema que iniciamos. espero de todo corazon queridos estudiantes poder colaborarles en solucionar todas sus dudas he inquietudes.

Pare el desarrollo de este tema iniciamos con la lectura del documento titulado "Fundametamentos de Nomenclatura Quimica" del Dr. W. R. Peterson y posterior redacción del texto argumentativo el cul puede presentarce en la semana comprendida del 18 al 22 de Marzo del 2013.

Animo chicos que el exito pertenece a las personas disciplinadas a leer y a estudiar.

Este es el enlace del documento a leer   http://www.reverte.com/isbn/img/pdfs/9788429175745.pdf

TEMA 5 CONCEPTO DE MOL

CONCEPTO DE MOL

 

1. ¿Cuántas moléculas de butano hay en 6 moles del mismo?.
Butano =

2.¿Cuántos moles son 100 g de cloruro de bario?.

Cloruro de bario= BaCl2

3. ¿Cuántos moles de átomos de aluminio hay en 135 g de dicho
metal?.

4.¿Cuántas moléculas de propano hay en 0,88 g del mismo?.
Propano = C3H8

5.¿Cuántas moléculas hay en 2 cm3 de agua?. La densidad del
agua es 1 g/cm3. Agua = H2O

6.¿Cuántos cm3 de etanol deben medirse en una probeta, para
tener 0,5 moles de etanol?. La densidad del etanol es 0,789
g/cm3.

7.¿Cuántos átomos de hidrógeno hay en 3 moles de H2?.

8. Un frasco de laboratorio contiene 100 g de carbonato de sodio
(Na2CO3). ¿Cuántos átomos de sodio, de carbono y de oxígeno
hay en el frasco?.

9.En 6 cm3 de etanol, ¿Cuántos gramos hay?. ¿Cuántos moles?.
¿Cuántas moléculas?.¿Cuántos átomos de carbono?. ¿Cuántos átomos de oxígeno?. ¿Cuántos átomos de hidrógeno?. La densidad del etanol es 789 kg/m3. Etanol = CH3CH2OH

10.Dos moles de trióxido de azufre (SO3):
a. ¿Cuántas moléculas contienen?.
b. ¿Cuántos átomos de azufre?.
c. ¿Cuántos átomos de oxígeno?.

11 .Dos moles de ácido fosfórico (H3PO4) contienen:
a. moles de átomos de hidrógeno.
b. moles de átomos de oxígeno.
c. moles de átomos de fósforo.

12.En un recipiente cerrado hay 38 g de trióxido de dinitrógeno
(N2O3), gas.
a. ¿Cuántos moles hay?.
b. ¿Cuántas moléculas deN2O3?.
c. ¿Cuántos átomos de nitrógeno?.
d. ¿Cuántos átomos de oxígeno?.

13.En un recipiente cerrado hay 132 g de propano (C3H8).
a .¿Cuántos moles hay?.
b. ¿Cuántas moléculas hay deC3H8?.
c. ¿Cuántos átomos de carbono?.
d. ¿Cuántos átomos de hidrógeno?.

14. Calcule el número de moles en un anillo de plata pura cuya masa es de 5.0 g. (peso atómico Ag = 108)

15. Calcule la masa (en gramos) de 10 átomos de oro puro. (peso atómico Au = 197)

16. Calcule la masa molar del azúcar de mesa (sucrosa – C₁₂H₂₂O₁₁).  (pesos atómicos:  C=12, H=1, O=16)

17. Calcule el número de moléculas de azúcar de mesa (sucrosa – C₁₂H₂₂O₁₁) presentes en 15g de azúcar (la cantidad presente en un dulce pequeño).

18. ¿Cuántos gramos de agua se necesitan para disponer de 10 millones de moléculas del compuesto?

19. Calcule el número de moles que contiene 8.35 x 10²³ átomos de plomo.

ACTIVIDAD:
EN EL VIDEO SE MUESTRA UN ERROR, DEBEN BUSCAR CUAL ES, Y POR QUE RAZÓN SE PRESENTO.

 

TEMA 4 QUIMICA EL ENLACE QUIMICO

•  

  1. ENLACE QUIMICO

• 2. Compuestos Iónicos.- Se producen cuando los elementos presentan cambios                                    químicos, existen formas ilimitadas bajo Las cuales se pueden combinar los elementos Ejemplo: Na + Cl = NaCl  cloruro de Sodio,  (Metal) Cloro (No metal) Cloruro de sodio (Compuesto iónico  La Mayoría de las combinaciones de metales y no metales producen compuestos iónicos   Existen dos tipos de compuestos iónicos, los sencillos y los binarios como son el NaCl, MgI2, CaS y KBr Compuestos Isoelectrónicos.- son aquellos donde 2 o mas especies Tienen la misma configuración electrónica  Electronegatividad.- es la medida de la capacidad de un átomo para atraer electrones de un enlace químico

• 3. ¿Cuáles son elementos mas electronegativos? Flúor (4.0), Oxigeno (3.5), Cloro (3.0)En la T.P Aumenta la electronegatividad de izquierda a derecha En la T.P Dismimuye la electronegatividad de arriba hacia abajo 

• EL ENLACE QUÍMICO   El enlace químico es el proceso por el cual se unen átomos iguales o diferentes para formar moléculas o compuestos.Solamente los gases nobles y los metales en estado de vapor existen como átomos aislados. Por lo general los átomos se enlazan para formar moléculas de cuerpos simples o compuestos. El enlace químico se da en la capas externas de los átomos(electrones de valencia)¿Por qué se enlazan los átomos? Los átomos se enlazan para buscar el estado más estable posible.¿Cómo es el estado más estable de los átomos? Los gases nobles son estables por naturaleza, motivo por el cual no reaccionan ySiempre permanecen aislados.

• 4. LA REGLA DEL OCTETO:   Cuando se forma un enlace químico, los átomos reciben, ceden o comparten electrones de tal forma, que la capa más externa de cada átomo contenga ocho electrones, y así adquiera la estructura electrónica del gas noble más cercano en el sistema periódico” Algunos átomos ceden electrones para cumplir la regla del octeto  El sodio ilustra este caso: 1s2 – 2s2– 2p 6 – 3s1 1s2 – 2s2– 2p 6 + 1e-Átomo de sodio Na° Ion sodio Na+  El átomo de sodio cede un electrón y se transforma en ión sodio. Este último presenta la misma estructura electrónica del neón.   Otros elementos ganan electrones para ubicar en su último nivel ocho electrones.   El cloro es un ejemplo:1s2 – 2s2– 2p 6 – 3s2 - 3p5 + 1e- 1s2 – 2s2– 2p 6 - 3s2 - 3p 6 Átomo de cloro Cl° Ion cloro Cl-El cloro gana un electrón y consigue estabilidad adquiriendo la estructura del argón.
• 5. La capa de valencia Es la capa más externa de cualquier átomo, y se llaman electrones de valencia a los electrones situados en ella.   El comportamiento de un átomo depende fundamentalmente del número de electrones presentes en su capa de valencia. O cuando dos o más elementos químicos tienen el mismo número de electrones en su capa de valencia, sus maneras de reaccionar o enlazarse son muy parecidas.  La unión entre los átomos se realiza mediante los electrones de la última capa exterior. La unión consiste en que uno o más electrones de valencia de algunos de los átomos se introducen en la esfera electrónica del otro.  Los gases nobles, poseen ocho electrones en su última capa, salvo el helio que tiene dos. Esta configuración electrónica les comunica inactividad química y una gran estabilidad. Todos los átomos tienen tendencia a transformar su sistema electrónico y adquirir el que poseen los gases nobles, porque ésta es la estructura más estable.
• 6. Estructuras de Lewis Los electrones de la capa de valencia (última capa) de un átomo se pueden representar por medio de puntos o asteriscos, uno para cada electrón, alrededor del símbolo del elemento, así: Estas representaciones se llaman estructuras de Lewis y sirven como herramienta para ilustrar los enlaces químicos.
• 7. Para saber los electrones de valencia es importante fijarse en los grupos IA, IIA, IIIA hasta el grupo VIIA, ejemplo: El Li tiene un electrón, el Mg tiene2 electrones en su ultima capa por lo tanto le corresponderá dos puntos. TIPOS DE ENLACESE  la unión o enlace de los átomos pueden presentarse los siguientes casos:  Enlace iónico, si hay atracción electrostática. Enlace covalente, si comparten los electrones (E. covalente no polar y E. covalente polar). Enlace covalente coordinado, cuando el par de electrones es aportado solamente por uno de ellos. Enlace metálico, son los electrones de valencia que pertenece en común a todos los átomos.
• 8.ENLACE IÓNICO O ELECTROVALENTE  Fue propuesto por W Kossel en 1916 y se basa en la transferencia de electrones de un átomo a otro. La transferencia se produce por la gran diferencia de electronegatividad entre los átomos:0,9 3,5 Transferencia de electrones Atracción electrostática Electronegatividades Diferencia de electronegatividad = 3,5 - 0,9 = 2,1 Enlace iónico se produce generalmente cuando la diferencia de electronegatividad es igual o mayor que 1,7 ó que el porcentaje de carácter iónico es mayor que 50 %.
• 9. ENLACE COVALENTE:  Este tipo de enlace se caracteriza por compartir  electrones de valencia de los átomos. Son de dos tipos E. covalente no polar yE. covalente polar Existen enlaces covalentes sencillos y múltiples (Doble y triple) Todos los enlaces tienen por lo menos cierto grado de carácter iónico 
• 10. ENLACE COVALENTE APOLAR O NO POLAR:   El par de electrones no tiende a ninguno de los átomos; es decir es compartido democráticamente. Este tipo de enlace se origina entre los átomos de igual electronegatividad, por lo tanto no hay fuerza de atracción mayor hacia el par de electrones compartidos. El par de electrones se halla a la misma distancia de ambos
• 11.ENLACE COVALENTE POLAR:  El par de electrones tiende o esta mas cerca de uno de los átomos (al de mayor electronegatividad), que trae como consecuencia la formación de polos(), sin que se llegue a formar iones (ganancia o perdida de electrones). La diferencia de electronegatividad es menor de 1,6 y mayor que 0  El par de electrones esta más cerca al uno que al otro.
• 12. ENLACE COVALENTE COORDINADO: El par de electrones del enlace es aportado solamente por uno de los átomos. 
• 13. ENLACE METALICO:   Los átomos de un metal tienen la tendencia a ceder electrones y formar iones positivos, por eso es que en estos elementos no encontramos propiamente átomos sino ionespositivos. Los iones no se repelen porque son neutralizados por una nube de electrones llamados electrones libres, éstos al desplazarse generan el fluido eléctrico o corriente eléctrica.  Átomos que han perdido electrones Electrones en movimiento o fluido eléctrico
• 14. Diferencias entre compuestos: 
•  COMPUESTOS IÓNICOS O ELECTROVALENTES :
• 1.-son Sólidos con puntos de fusión altos (Por lo general + de 400 °C)
• 2.-Muchos son solubles en disolventes polares (H2O)
• 3.-La mayoría son insolubles en disolventes no polares como el hexano
• 4.Los compuestos fundidos y las soluciones acuosas son buenos conductores de la electricidad
• COMPUESTOS COVALENTES
• 1.-son Sólidos, líquidos o gaseosos con puntos de fusión bajos (Por lo general - de 300 °C).
• 2-Muchos son solubles en disolventes no polares como el hexano.
• 3-La mayoría son insolubles en disolventes polares 
• 4.Los compuestos fundidos y las soluciones acuosas son malas conductoras de la electricidad, porque no contienen partículas con carga
• POR FAVOR OBSERVAR  LOS  SIGUIENTES  VIDEOS 

TEMA 3 QUÍMICA. LA TABLA PERIÓDICA Y SUS PROPIEDADES

El estudio de la  materia  y de sus propiedades  en el mundo occidental  , empezó ya en la antigüedad , siglo V con los griegos . Se describía el mundo material como la combinación de cuatro elementos. Tierra , agua , aire , y fuego.

A medida  que  se  iban  descubriendo  nuevos  elementos  los  químicos  iban  descubriendo analogías en sus propiedades.

Existe por tanto una ley natural  que relaciona  los distintos elementos y los agrupa  en función de sus propiedades.

DÖBERNIER en 1829 , hizo la primera clasificación de os elementos en  triadas , conjunto de tres  elementos de propiedades  muy similares. El central  tenía el peso atómico medio de los extremos de la triada.

Li	Ca	Cl	S
Na	Sr	Br	Se
k	Ba	I	Te

NEWLAND , 1866 , formuló la ley de las  octavas. En aquella  época  se hablaba  de pesos

atómicos y no de masas atómicas. Estos agrupamientos de ocho elementos permitieron definir las primeras propiedades periódicas.

MENDELEIEV  Y MEYER  , 1869 , tomando de partida los estudios anteriores establecieron la primera tabla de elementos basándose en:

-Colocar los elementos por orden creciente de masas atómicas.

-Agruparlos en función de sus propiedades . En el caso de Mendeleiev en  columnas.

Tuvo mérito el dejar espacios libres para los elementos que en ese momento no habian sido aún descubiertos .Prediciendo incluso algunas  de sus propiedades  . Así predijo la existencia del elemento  Germanio  ,  al  que  inicialmente  se  le  denominó Ekasilicio  por  sus  propiedades semejantes al Silicio.

Posteriormente a partir  de la ley dada por Moseley , 1913 ,  relacionaba  la frecuencia de la radiación emitida (rayos X) cuando incidían electrones sobre los metales , con el denominado número atómico Z. Por tanto  determina que el número atómico es una propiedad esencial de cada elemento .En la actualidad se sabe que ese número coincide con el número de protones del núcleo .Esto permitió asignar lugares definitivos en el sistema periódico.

Propiedades periódicas generales:

1.-Radio atómico

El tamaño de un átomo no es invariable sino que depende del entorno inmediato en el que se encuentre, de su interacción con los átomos vecinos. Estimar el tamaño de los átomos es un poco complicado debido a la naturaleza difusa de la nube electrónica que rodea al núcleo y que varía según los factores ambientales. Se realizan las medidas sobre muestras de elementos puros no combinados químicamente y los datos así obtenidos son los tamaños relativos de los átomos.

Radio atómico de un elemento es la mitad de la distancia  entre los centros de dos átomos vecinos.

 Los radios atómicos se indican a menudo en angstroms Ă( 10-10m), nanómetros (nm, 10-9   m)

picometro (pm, 10-12 m).

Variación periódica del Radio atómico.

F=K .Zef / r2

-Aumenta Zef al aumentar la carga nuclear(protones)

-Disminuye con el numero de electrones(apantalla- miento)

Zef= Z-S(apant)

•      Aumentan hacia abajo en un grupo (en cada nuevo periodo los electrones más externos ocupan  niveles que están  más  alejados  del núcleo, los orbitales de mayor   energía   son   cada   vez   más   grandes,   y   además,    el   efecto   de apantallamiento hace que la carga efectiva aumente  muy lentamente  de un período a otro).

•      Disminuyen a lo largo de un periodo (los nuevos electrones se encuentran en el mismo nivel del átomo, y tan cerca del núcleo como los demás del mismo nivel. El aumento  de la carga del núcleo atrae con   más fuerza los electrones y el átomo es más compacto).

•      En el caso de los elementos de transición,  las variaciones no son tan obvias ya que los electrones se añaden  a una capa interior, pero todos ellos tienen radios atómicos inferiores a los de los elementos de los grupos precedentes IA y IIA. Los volúmenes atómicos van disminuyendo  hasta que llega un momento en el que hay tantos electrones en la nueva capa que los apantallamientos mutuos y las repulsiones  se hacen  importantes, observándose  un crecimiento  paulatin o tras llegar a un mínimo.

RESUMEN

Los radios atómicos aumentan  en términos generales hacia abajo en un grupo y disminuyen a lo largo de un periodo

2.-Radio iónicos

La estructura y la estabilidad de los sólidos iónicos depende de manera crucial del tamaño de los iones. Éste determina tanto la energía de red del sólido como la forma en que los iones se empacan en el sólido.

El tamaño  de un ion depende de:

•      Su carga nuclear.

•      Número de electrones.

•       Orbitales en los que residen los electrones de la capa exterior.

Variación periódica

•      Los iones positivos sencillos son siempre más pequeños que los átomos de los que derivan y, al aumentar la carga positiva, su tamaño disminuye.

•      Los iones sencillos cargados negativamente son siempre mayores que los átomos de los que derivan. El tamaño aumenta con la carga negativa.

•      Dentro de un grupo, las diferencias entre los radios atómicos e iónicos son muy parecidas. Para iones con la misma carga, el tamaño aumenta conforme bajamos por un grupo de la tabla periódica. Un aumento en el número cuántico principal del orbital ocupado más externo de un ion, aumenta también el tamaño del ion así como el del átomo del que deriva

RESUMEN

Los radios iónicos, en general, aumentan  al descender por un grupo y disminuyen a lo largo de un periodo. Los cationes son menores que los respectivos átomos neutros y los aniones son mayores.

3.-Potencial de ionización

Energía  necesaria  para  arrancar un  e-    de un  átomo  aislado  en  fase  gaseosa  en  su  estado fundamental  y obtener un ion monopositivo gaseoso en su estado fundamental  más un electrón sin  energía  cinética.  Siempre  se les asigna  un  valor  positivo, por  tratarse  de una  reacción endotérmica (abosorve energía).

2º Potencial de ionización:

Energía necesaria para arrancar a un ion monopositivo gaseoso en estado fundamental y obtener un ion dipositivo en las mismas condiciones mas un electrón sin energía cinética.

Energía de  ionización  total  para llegar a  un  ion determinado  es la suma  de los  sucesivos potenciales de ionización.

       Las energías de ionización miden, por tanto, la fuerza con que el átomo retiene sus electrones. Energías pequeñas indican una fácil eliminación de electrones y por consiguiente una fácil formación de iones positivos.

       Los potenciales de ionización sucesivos para un mismo elemento crecen muy deprisa, debido a la dificultad creciente para arrancar un electrón cuando existe una carga positiva que le atrae y menos cargas negativas que le repelan.

       El conocimiento de los valores relativos de las energías de ionización sirve para predecir si un elemento tenderá a formar un compuesto iónico o covalente

Energía de ionización	Tendencia del elemento	Tipo de compuesto
Baja	Perder electrones y dar iones positivos	Iónicos
Elevada	Compartir electrones	Covalentes
Muy elevada	Ganar electrones y dar iones negativos	Iónicos

Variación periódica:

•       Dentro de una familia, el aumento  del número de electrones tiende a reducir el potencial  de ionización  debido  a los efectos combinados  del tamaño  y de efecto   pantalla.  Al  descender  en   un   grupo,  se   obtienen   átomos   más voluminosos  en los que  los electrones están  menos  retenidos, por lo que  el potencial de ionización decrecerá.

•      En un periodo tiende a aumentar al hacerlo el número atómico. En principio, la tendencia  que cabria esperar es que al aumentar la carga nuclear efectiva y no aumentar apenas  el radio atómico,  la energía de ionización  sea cada  vez mayor.

•      En cada segmento periódico, los gases nobles tienen las energías de ionización más elevadas. Estos gases son elementos muy estables y sólo los más pesados de ellos  muestran alguna tendencia a unirse con elementos para dar compuestos.

  

•      Ejemplo

Con referencia a la tabla periódica, acomode los átomos siguientes en orden de energía de primera ionización creciente: Ne, Na, P, Ar y K.

El orden se predice con base en la posición relativa de los elementos y las tendencias en cuanto a variación de esta propiedad ya comentadas:

•      Na,  P  y  Ar  están  en  la  misma  fila  de  la  tabla  periódica,  por  lo  que

P.I.Na<P.I.P<P.I.Ar.

Departamento de Física y Química . Química. 2º de Bachillerato.

•      Ne y Ar son gases nobles. Puesto que el Ne presenta un menor número atómico es esperable que P.I.Ar<P.I.Ne.

•      De igual modo, el Na y el K son metales alcalinos, por lo que atendiendo a su disposición en el sistema periódico, lo esperable es que P.I.K<P.I.Na.

•      A partir de estas observaciones concluimos que las energías de ionización siguen el orden P.I.K<P.I.Na<P.I.P<P.I.Ar<P.I.Ne.

(*) Aún no se han llevado a cabo medidas exactas de las energías de ionización (ni de los pesos atómicos y otras propiedades) de algunos elementos, especialmente los  actínidos. Algunos de ellos son radiactivos y otros son muy raros y es difícil obtener una cantidad suficiente para efectuar determinaciones precisas.

4.-Afinidad electrónica

Energía  desprendida  en  un  proceso  en  el que  un  determinado  átomo  neutro  gaseoso  en  estado fundamental, capta un electrón para dar un ion mononegativo gaseoso en estado fundamental.

Este proceso de captación de electrones suele ser   favorable (la atracción nuclear compensa la repulsión electrónica).

Las segundas, terceras, ... afinidades electrónicas son siempre energéticamente desfavorables.

La energía total puesta en juego para pasar de un átomo neutro en estado fundamental y gaseoso a un ion negativo con n cargas es la suma de las afinidades electrónicas.

Variación periódica

    La variación de afinidad electrónica dentro del sistema periódico es similar a la variación del potencial de ionización, aunque es mucho menos periódica. A partir de estas dos propiedades se puede analizar hasta que punto un átomo neutro está satisfecho con su número de electrones. A mayor potencial de ionización y electroafinidad, mayor es la apetencia electrónica (electronegatividad) de la especie.

•      Los elementos con las afinidades electrónicas más altas son los situados cerca del oxígeno,      el             flúor                                    y                      el                           cloro                                                                                                                                                     .

                       •      En resumen:

Los elementos que tienen mayor actividad química son los que tienen un potencial de ionización muy pequeño y una afinidad electrónica muy grande.

5.Electronegatividad

La electronegatividad de un elemento mide su tendencia a atraer hacia sí electrones, cuando está químicamente combinado con otro átomo. Cuanto mayor sea, mayor será su capacidad para atraerlos.

•      Pauling  la definió como la capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones hacia así. Sus valores, basados  en datos termoquímicos, han sido determinados en una escala arbitraria, denominada escala  de Pauling,  cuyo valor máximo es 4 que es el valor asignado al flúor, el elemento más electronegativo. El elemento menos  electronegativo, el cesio, tiene una electronegatividad de 0,7.

   

•      La electronegatividad de un átomo en una molécula está relacionada con su potencial de ionización y su electroafinidad.

•      Un  átomo  con  una  afinidad  electrónica  muy negativa  y  un  potencial  de ionización elevado, atraerá  electrones de otros átomos y además se resistirá a dejar ir sus electrones ante atracciones externas; será muy electronegativo.

•      El método sugerido por el profesor R.S. Mulliken  promedia los valores del potencial de ionización y afinidad electrónica de un elemento:

XM  = 0,0085 (P.I. + A.E.) Variación periódica

•      Las electronegatividades de los elementos representativos aumentan de izquierda a

derecha a lo largo de los periodos y de abajo a arriba dentro de cada grupo.

•      Las variaciones de electronegatividades de los elementos de transición no son tan regulares. En general, las energías de ionización y las electronegatividades son inferiores para los elementos de la zona inferior izquierda de la tabla periódica que para los de la zona superior derecha.

•      El concepto de la electronegatividad es muy útil para conocer el tipo de enlace que originarán dos átomos en su unión:

•      El enlace entre átomos de la misma clase y de la misma electronegatividad es apolar.

•      Cuanto mayores sean las diferencias de electronegatividad entre dos átomos tanto mayor será la densidad electrónica del orbital molecular en las proximidades del átomo más electronegativo. Se origina un enlace polar.

•      Cuando la diferencia de electronegatividades es suficientemente alta, se produce una transferencia completa de electrones, dando lugar a la formación de especies iónicas.

Ejemplo:

Compuesto	F2	HF	LiF
Diferencia de  electronegatividad	4.0 - 4.0 = 0	4.0 - 2.1 = 1.9	4.0 - 1.0 = 3.0
Tipo de enlace	Covalente     no polar	Covalente      polar	Iónico

La electronegatividad es una medida de la fuerza con la que un átomo atrae un par de electrones  de un  enlace.  Cuanto  mayor sea  la  diferencia  de electronegatividad  entre átomos implicados en un enlace más polar será éste.

Los compuestos formados por elementos con electronegatividades muy diferentes tienden a formar enlaces con un marcado carácter iónico

5.1 Carácter metálico

Se  entiende  por metal  un  elemento  con  pocos  electrones  en  su  última  capa  (  1  ó  2)  y excepcionalmente  (3 ó 4) y gran tendencia a cederlos.

El no metal tendrá gran tendencia a la captación de electrones.

Por tanto  a medida que descendemos en un grupo los electrones están “ más libres” , menos atrapados por el campo de atracción del núcleo y el carácter metálico aumentará.

Al avanzar hacia la derecha en un periodo la afinidad  electrónica al aumentar , hace que el átomo  tenga  tendencia   a  captar  electrones  (mayor  electronegatividad),  y  por  tanto   el carácter metálico disminuirá