PRIMEROS ESQUEMAS DE CLASIFICACION

PRIMEROS ESQUEMAS DE CLASIFICACIONBerzelius ,Jons Jacob Sueco (1814)

Electropositivos (pierden electrones) : Metales

Electronegativos (ganan electrones) : No Metales

Dobereiner , Johan Wolfgang alemn (1817)

Muestra la existencia de grupos de 3 elementos que denomin Tradas (basndose en sus Pesos Atmicos). En cada trada el Peso Atmico intermedio era igual al promedio aritmtico de los otros dos.LiCaPSCl

740313235

NaSrAsSeBr

2388757980

KBaSbTeI

39137121127127

Ms tarde otros qumicos mostraron que otros grupos contenan ms de 3 elementos.

Newland, Jhon Alexander Reina ingles (1864)

Orden los elementos en orden creciente a sus masas atmicas y observ que el octavo elemento a partir de uno cualquiera podra considerarse como una repeticin del primero: OCTAVAS DE NEWLANDS Esta ley marca la divisin de los elementos en grupos y perodos.LiBeBCNOF

NaMgAlSiPSCl

KCaCrTiMnFeBr

Esta clasificacin tuvo errores, por ejemplo el manganeso estaba mal ubicado, debajo de un no metal: Fsforo (con propiedades diferentes.Chancourtois, Alexandre Emile Bguyer de (francs) 1862: orden los elementos qumicos en una curva helicoidal y en orden creciente de sus pesos atmicosDimitri Ivanovich Mendeleiv (ruso)- Julius Lothar Meyer (alemn) (1869)

Presentaron grficas casi idnticas; clasifican a los elementos de acuerdo a sus masas atmicas. Meyer lo clasific de acuerdo a sus propiedades fsicas; Mendeleiv lo clasific de acuerdo a sus propiedades qumicas. Mendeleiv predeca incluso las propiedades de elementos que todava no se haban descubierto, por la posicin de los lugares que quedaban vaco en dicha clasificacin (ekasilicio Ge; ekaaluminio-Ga; ekaboro-Sc) Esta Tabla se conoci como TABLA PERIODICA CORTA (8 Grupos)

Werner (1895)

Tabla Peridica en su forma actual (FORMA LARGA: 16 Grupos) y es una modificacin de la Tabla de Mendeleiv.

Moseley (1913)

Comprob experimentalmente con Rayos X que las propiedades de los elementos depende de su nmero atmico.

Moseley fu quin enuncio la LEY PERIODICA: "Las propiedades de los elementos son funciones peridicas de sus nmeros atmicos. Esto significa que cuando los elementos se acomodan en orden creciente a sus nmeros atmicos, muestran propiedades similares peridicamente.

DESCRIPCION DE LA TABLA PERIODICA MODERNA

1) Esta ordenado en "orden creciente" de los nmeros atmicos

1H 2He 3Li 4Be ......... 105Ha 106X 107Y

2) Est formado por 18 grupos (verticales y 7 perodos (horizontales)

PeriodoN de ElementosN Atmicos

121-2

283-10

3811-18

41819-36

51837-54

63255-86

72487-110

* El perodo 7 an est incompleto, mximo puede contener 32 elementos; es decir faltan 8 elementos (32-24=11) por descubrir, para completar dicho perodo.

* Los Lantnidos ( Z=58 al Z=71) pertenecen al grupo III-B y perodo 6 .

* Los Actnidos ( Z=90 al Z=103 ) pertenecen al grupo III-B y perodo 7 .

* Los Perodos 1, 2 y 3 se les llama Perodo Corto; a los perodos 4, y 5 se les llama Perodo Largo ;a los perodos 6 y 7 se les llama Perodo ExtraLargo . 3) CLASIFICACION DE LOS ELEMENTOS EN FORMA GENERAL POR SUS PROPIEDADES: a) Metales { M. Representativos , M. Transicin y M. Transicin Interna}

b) No Metales: Son 17: H, C, N, P, O, S, Se, F, Cl, Br, I, He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn c) Gases Nobles : He, Ne, Ar, Kr, xe, Rn Metales Representativos: aquellos cuyas propiedades en un mismo grupo no vara sustancialmente, es decir, tienen propiedades similares.

Metaloide: elementos ubicados en la frontera de metales y no metales. Son B, Si, As,

Ge, Te, Sb, Po .At 4) PERIODOS:

Indica nmero de capa, rbita o nivel electrnico de los tomos que en l, se encuentra. Generalmente se indica por un nmero arbigo.

5) GRUPOS:

Indica el nmero de electrones que hay en la rbita externa o perifrica del tomo, llamados electrones de valencia. Se indica con un nmero romano acompaado de la letra mayscula A o B.

GRUPO A: indica el nmero de electrones de la ltima capa de los tomos de los elementos Representativos.

GRUPO B: En este grupo s encuentra los elementos de transicin y transicin interna; esto tienen valencias variables, de all que el Grupo no indica el nmero de electrones de la ltima capa.

GrupoGrupo

I-AAlcalinosI-BMetales de acuacin

II-AAlcalinos trreosII-B

III-ATrreos o BoroidesIII-B

IV-ACarbonoidesIV-B

V-ANitrogenoidesV-B

VI-AAlnfgenos o CalcgenosVI-B

VII-AHalgenosVII-B

VIII-AGases raros, nobles o inertesVIII-B

Elementos ferromagnticos : Fe, Co, Ni

6) CLASIFICACION DE ELEMENTOS POR SU ESTRUCTURA ATOMICA

7) METALES Propiedades Fsicas:

a) Resistencia a la Traccin: es la medida de la fuerza que se necesita para romper una muestra de un metal que tenga una determinada seccin. Los que tienen mayor resistencia a traccin son los metales de transicin y los que tienen las ms baja resistencia a traccin son Sn y Pb. b) Elasticidad: medida de la capacidad de un objeto para recuperar su forma original al sufrir deformacin. Es de alta elasticidad el Fe y de baja elasticidad el Na y Pb

c) Conductividad Elctrica: capacidad para conducir corriente elctrica. Son de alta

conductividad elctrica el Cu (segundo mas alta) y Ag ( la mas alta) ; son de baja

conductividad elctrica el Mn (la mas baja), Bi , Hg d) Maleabilidad: capacidad que tiene un material para ser deformado. Tiene alta maleabilidad : Cu ; baja maleabilidad : W .

e) Ductibilidad: capacidad de una muestra para estar permanentemente alargada o estirada y conservar su resistencia. La mayora de los metales son dctiles.

f) Lustre: capacidad para reflejar la luz. La mayora de metales tiene lustre. g) Altos puntos de ebullicin: bajo : Hg(-38,9C), altos punto d ebullicin W (3410 C)

Propiedades Qumicas:

a) Facilidad de oxidacin

8) NO METALES: Son 17: H, C, N, P, O, S, Se, F, Cl, Br, I, He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn

En la naturaleza pueden existir como: a) Monoatmico: gases nobles; b) Diatmicos : H2 , N2 , O2 , F2 , Cl2 , Br2 , I2 ; c) Poliatmicos : S8 , P4

Los no metales no conducen corriente elctrica a excepcin del Se y grafito.

Los no metales se reducen

9) SEMIMETALES: Son 8 : B , Si , Ge , As , Sb , Te , Po , AtDIFERENCIA DE PROPIEDADES FISICA DE METALES Y NO METALES

METALES NO METALES

1)Alta conductividad elctrica1)Pobre conductividad elctrica

2)Alta conductividad trmica2)Buenos aislantes del calor

3)Lustre metlico3)No tienen lustre metlico

4)Casi todos son slidos 4)Slidos, lquidos y gases

5)Maleables(forman lminas)5)Quebradizos en estado slidos

6)Dctiles(forman hilos)6) No son dctiles

7)El estado slido se caracteriza

por enlace metlico7)Molculas enlazadas covalentemente; los gases nobles son monoatmicos

PROPIEDADES DE LOS ATOMOS Y SU VARIACION EN GRUPOS Y PERIODOS

RADIO ATOMICO: es la mitad de la distancia entre dos tomos idnticos de un enlace qumico.RADIO IONICO: es la medida adecuada del tamao de los iones

GRUPORADIO ATOMICO

(pm)RADIO IONICO

(pm)CARGA

IA Li

Na

K

Rb

Cs 135

154

196

211

225 60

95

133

148

169 1+

1+

1+

1+

1+

IIA Be

Mg

Ca

Sr

Ba 90

130

174

192

198 31

55

99

113

135 2+

2+

2+

2+

2+

IIIA Al

Ga

In 143

152

162 50

62

81 3+

3+

3+

PERIODO 2Li

135Be

112B

98C

91,4N

70 O

66F

64Ne

112

PERIODO 3

Na

154

Mg

130Al

143Si

132 P

110 S

104Cl

99Ar

154

GRUPORADIO ATOMICO

(pm)RADIO IONICO

(pm)CARGA

VIIA F

Cl

Br

I

64

99

114

133

136

181

195

216

1-

1-

1-

1-

VIA O

S

Se

Te 66

104

117

137

140

184

198

221 2-

2-

2-

2-

VA N

P

70

110

171

212

3-

3-

CONCLUSIONES:

1) Dentro de un mismo perodo el radio atmico disminuye al aumentar el nmero

atmico; es decir el radio atmico disminuye de izquierda a derecha (aumenta de derecha a izquierda) 2) Dentro de un mismo grupo: el radio atmico aumenta al aumentar el nmero atmico; es decir el radio atmico aumenta de arriba hacia abajo.

3) El radio del in positivo es menor que el radio del tomo que le ha dado origen.

4) El radio de un in negativo es mayor que el radio del tomo que le ha dado origen. 5) Entre los iones con igual nmero de electrones (isoelectrnicos) tiene mayor radio el de menor nmero atmico, pues la fuerza atractiva del ncleo es menorAFINIDAD ELECTRONICA (AE)

Es la cantidad de energa liberada cuando un tomo neutro se combina con un electrn para formar un in negativo. Esto se puede representar:

X(g) + e- ------> X-(g) + AE

En perodos: La AE aumenta de izquierda a derecha

En grupos: La AE aumenta de abajo hacia arribaENERGIA DE IONIZACION (EI) Es la energa necesaria para desprender completamente un electrn de un tomo aislado. Se puede representar de la siguiente manera:

X(g) + EI ----> X+(g) + e- En perodos: La AI aumenta de izquierda a derecha

En grupos: La AE aumenta de abajo hacia arriba

ELECTRONEGATIVIDAD

Es una medida del grado (la fuerza) de atraccin que tiene un tomo sobre dos electrones de un enlace. Por lo general la electronegatividad vara de la misma manera que la afinidad electrnica.

Mientras mayor es la diferencia entre las electronegatividades de dos elementos enlazados, mayor ser su atraccin; por eso cuando la diferencia de elctronegatividades es mayor que se considera como un enlace inico.

RESUMIENDO

CARACTERISTICA METAL NO METAL

Radio Atmico grande pequeo

P.I. pequeo grande

A.E pequeo grande

Electronegatividad pequeo grandeENLACE QUIMICO

Fuerzas que mantienen unidos los tomos; depende de la naturaleza y propiedades de las sustancias enlazantes.LONGITUD DE ENLACE Y ENERGIA DE ENLACE

LONGITUD DE ENLACE

ANGSTRONENERGIA DE ENLACE

kJ/mol

C-C1,54 348

C=C1,34 614

CC1,2 839

C-N1,43 293

C=N1,38 615

CN1,16 891

C-O1,43 358

C=O1,23 799

CO1,131072

A medida que se incrementa el nmero de enlaces entre dos tomos ,los en laces se hacen ms cortos y mas fuertes.

Observemos estos datos:

EE(kJ/mol)

C-F 485

C-Cl 328

C-Br 276

C-I 240

Concluimos que a medida que aumenta la electronegatividad aumenta la fuerza de enlace y es muy probable que la longitud de enlace disminuya.

CLASES DE ENLACE

Hay dos tres clases de enlace:1) Enlace Interatmico a) E. Inico o electrovalente

b) E. Covalente o no inico (E.C. Polar , E.C. No Polar y E.C. Dativo)

c) E. Metlico 2) Enlace o fuerzas intermoleculares

Son fuerzas de atraccin entre molculas cuya intensidad son de menor magnitud que

las interatmicas.

d) Fuerzas Van der Wall : Fuerzas in dipolo (fuerzas dipolo-dipolo, dipolo inducido, y de dispersin)

e) Puente de hidrgeno a) E. Inico : Es la fuerza que se origina por la transferencia completa de uno o ms electrones de un tomo o radical (catin) a otro tomo o radical (anin)se necesita elementos de naturaleza metlica(bajo PI o EI) con elementos de naturaleza no metlica elevada A.E.). Generalmente se produce entre elementos extremos de la T. P. Na+ + Cl- -------> NaCl

Ca2+ + SO42- -------> CaSO4 Al3+ + SO42- -------> Al2(SO4)3Una Regla de Pauling nos indica el tipo de enlace en una molcula

Inico (diferencia de electronegatividades superior o igual a 1.7)

Covalente polar (diferencia de electronegatividades entre 1.7 y 0.4)

Covalente no polar (diferencia de electronegatividades inferior a 0.4)Esta Regla no se cumple en varios casos. Por ejemplo para el HF (la diferencia es 4-2.1 = 1.9 pero el enlace no es inico) el CuS ( 2.58-1.90 = 0.68 pero no es covalente)y CaS ( 2.58-1.00 = 1.58 pero no es covalente)Una cosa en enlace inico y otro es compuesto inicob) E. Covalente : Es la fuerza de unin que se origina por la comparticin de uno o ms pares de electrones entre ciertos tomos (parecidos E.I. o A.E.)

H. + H . ------> H-H

H. + Cl ------> H-Cl

*) E. C. No Polar: Cuando tienen electronegatividades iguales. Ejm : H2 , Cl2 , F2 *) E. C. Polar : Cuando tienen electronegatividades diferentes. Ejm H-F

*) E. C. Dativo (o Coordinado) : cuando un tomo ofrece un par de electrones para ser compartidos por ambos. Ejemplo

O

:: H-O-S-O-H

:: O

(R)3N: + B(F)3 -----> (R)3N:B(F)3 c) E. Metlico: En los metales , cada tomo est unido a varios tomos vecinos .Los electrones enlazantes, son relativamente libres de moverse a travs de la estructura tridimensional debido a la atraccin entre los iones positivos y la nube de electrones.

Fuerzas Van der Wall : Se basa en la existencia de dipolos elctricos en la molcula. Los dipolos pueden ser dipolo-dipolo, dipolo-dipolo inducido, dipolo inducido-dipolo inducido .Gracias a ellas se puede licuar molculas no polares simtricas como: O2, N2, H2Interacciones dipolo-dipolo: ocurren cuando molculas con dipolos permanentes interactan, los dipolos deben orientarse y son muy sensibles a la orientacin, distancia y temperatura. Los dipolos permanentes pueden inducir en una molcula neutra semejante a lo que sucede en las interacciones ion-dipolo.

Las interacciones dipolo-dipolo inducido, dependen de la polarizabilidad de la molcula neutra. Dipolo instantneo, es una medida dependiente del tiempo, por ello es capaz de inducir una interaccin dipolo inducido-dipolo inducido. A estas fuerzas se les denominan fuerzas de London o de dispersin, estas fuerzas son importantes en molculas con una elevada proximidad y decaen rpidamente con la distancia. Este enlace es responsable de la cohesin entre tomos de los gases nobles en sus estados lquido o slido y de la atraccin entre molculas como las de oxgeno, cloro, hidrgeno, etc.

Tambin conocidas como fuerzas de dispersin, se presentan en molculas no-polares, a travs de la formacin de dipolos inducidos en molculas adyacentes. Son ejemplos de este tipo de fuerzas, las que se presentan en compuestos como; CO2 ,C6H6, CH4. En general, de bajo punto de fusin y baja conductividad.

La forma lineal de la molcula de n-pentano, por su linealidad, permite un contacto estrecho con las molculas adyacentes, mientras que la molcula de 2,2-dimetilpropano, ms esfrica no permite ese contacto..

Efecto del nmero de electrones sobre el punto de ebullicin de sustancias no polares

Gases nobles HalgenosHidrocarburos

NElecP.AP.E.CNElecP.MP.E.CNElecP.MP.E.C

He24-269F21838-188CH41016-161

Ne1020-246Cl23471-34C2H61830-88

Ar1840-186Br27016059C3H82644-42

Kr3684-152I2106254184C4H10 3458-0.5

Obtenido de "http://es.wikipedia.org/wiki/Fuerzas_de_London"

f) Puente de hidrgeno

Cuando un tomo de hidrgeno se encuentra entre dos tomos ms electronegativos, estableciendo un vnculo entre ellos. El tomo de hidrgeno tiene una carga parcial positiva, por lo que atrae a la densidad electrnica de un tomo cercano en el espacio.

El enlace de hidrgeno es poco energtico frente al enlace covalente corriente, pero su consideracin es fundamental para la explicacin de procesos como la solvatacin o el plegamiento de protenas.

Diferentes dadores de hidrgeno para formar enlaces de hidrgeno. Los dadores clsicos son:el grupo hidrxilo (OH) ,El grupo amino (NH) ,El fluoruro de hidrgeno (HF)

Intensidad de las fuerzas intermolecularesTipo de interaccinEnerga aproximada (kJ/mol)

Fuerzas Intermoleculares

Van der Waals 0.1 10

Enlace de H 10 40

Enlace qumico

Inico 100 1000

Covalente 250-400

PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IONICOS

1. Son slidos cristalinos a la temperatura ambiente

2. Tienen punto de fusin y ebullicin elevados, generalmente mayores a 500 C

3. Son buenos conductores de la electricidad cuando estn fundidos. Como slidos son malos conductores, pues los iones estn relativamente inmviles.

4. Son duros

5. No se dilatan fcilmente

6. Tienen valores elevados de energa reticular, que es la energa con la cual los iones estn formando cristales.

7. Generalmente son solubles en agua

PROPIEDADES DE COMPUESTOS COVALENTES

1. Los tomos de enlace covalente estn unidos por medio de enlace covalente fuerte, pero las fuerzas entre las molculas de compuestos son muy dbiles. Por eso, las molculas de estos compuestos se pueden separar fcilmente.

2. Se presentan generalmente como gases, lquidos slidos que se subliman fcilmente.

3. Tienen punto de ebullicin y fusin relativamente bajos, nunca funden a temperatura mayores de 300 C o hierven a ms de 500 C

4. Son malos conductores del calor (prcticamente no conduce corriente elctrica)

5. Son insolubles en agua.PROPIEDADES DEL ENLACE METALICO

1. El enlace metlico es menos fuerte que el enlace covalente

2. La gran conductividad trmica y elctrica se debe a la existencia de esa nube de electrones mviles.

Escala de electronegatividad de Linus Pauling:

Diferencias de electronegatividades

Inico> = 1.7

Covalente polar1.7 -0.4

Covalente no polar< 0.4

Momento dipolar

Saltar a navegacin, bsquedaSe define como momento dipolar qumico () a la medida de la intensidad de la fuerza de atraccin entre dos tomos, es la expresin de la asimetra de la carga elctrica. Est definido como el producto entre la distancia d que separa a las cargas (longitud del enlace) y el valor de las cargas iguales y opuestas en un enlace qumico:

Usualmente se encuentra expresado en Debies (1 D = 1 A . 1 ues). El valor de q puede interpretarse como el grado de comparticin de la carga, es decir, segn las diferencias de electronegatividad, que porcentaje (100q) de la carga compartida por el enlace covalente est desplazada hacia la carga en cuestin. Dicho de otro modo, q representa que parte de 1 electrn est siendo "sentida" de ms o de menos por las cargas en cuestin.

ESTRUCTURA DE LEWIS

Consiste en representar cada electrn por un punto

. . . . . . H . . He . . Al . . C . N: :O: : F: . . . . Regla de Octeto: al formarse un enlace qumico, los tomos adquieren , pierden o comparten tantos electrones hasta alcanzar la configuracin electrnica externa de un gas noble, es decir que cada tomo contenga 8 electrones(a excepcin del hidrgeno).

La regla del octeto se aplica con unas cuantas excepciones en los perodos de 8 elementos. Mas all de ello , un nivel cuntico puede obtener mas de 8 electrones; cuando esto sucede, se dice que la capa de valencia del tomo se a expandido , para alojar mas electrones , en los orbitales d del tercer perodo y otros superiores.

Excepciones en segundo perodo:

Cl-Be-Cl Cl-B-Cl

. . Cl

En el tercer perodo, tres de los 7 tomos constituyen una excepcin: F F

F F F

F-Al-F P -F S

F F F

F F F

6 e- de enlace 10 e- de enlace 12 e- de enlace

Forma de representar el enlace : En general la covalencia o enlace de dos electrones se representa por un par de electrones Lewis o comnmente por una raya que une los smbolos de los dos tomos. Ej.: el Acido Fluorhdrico se escribe as H:F o H-F.

En idntica forma los pares de electrones libres, se representan por puntos, crculos, cruces o comnmente por rayas. Por ejemplo el agua:

H H H H

O O O O

H H H H

El uso de una raya para representar un par de electrones es una extensin del Mtodo Kernel electrn, y tambin una representacin abreviada de las formas onda de los orbitales moleculares. Ejemplo: en la molcula del amonaco, el nitrgeno comparte un par de electrones con cada uno de los tres tomos de hidrgeno, quedando un par de electrones no compartidos que se llama par solo (no enlazante). En la molcula del agua aparecen 2 pares solos y en el HF el tomo de flor cuenta con tres pares de electrones no enlazantes.

N . . H : H . . H

Enlace Mltiples Algunos tomos pueden alcanzar la estructura del octeto cuando se forma entre tomos mas de un enlace de par de electrones , provocando enlaces dobles y triples; tal como ocurre con los elementos del segundo perodos como el C ,,el O2 y el N2 , cuyo defecto en electrones se elimina asumiendo mas enlaces compartidos .

. . . . . . . . : O = C = O : : O = O : : N N : En forma general los elementos del Grupo VII forman un enlace covalente , y los del grupo VI A ( O, S) , grupo V (P) y grupo IV-A (C, Si) forman 2 , 3 y 4 enlaces respectivamente.

Sumario de las Etapas para Escribir Estructura Lewis

- Decidir cuantos tomos estn enlazados

- Contar todos los electrones de valencia de los tomos.

- Si la especie es un in, adicionar un electrn por cada carga negativa o restar un

electrn por cada carga positiva.

- Colocar dos electrones en cada enlace

- Completar los octetos de los tomos enlazados al tomo central, adicionando por pares de dos electrones

- Colocar algunos electrones sobre el tomo central en pares.

- Si el tomo central no alcanza el octeto formar dobles o triples enlaces si es necesario.CARGA FORMAL

RESONANCIA

Existen diversas molculas cuyos electrones no parecen estar localizados en posiciones fijas (dadas por las estructuras de Lewis) sino dispuestos en diferentes posiciones. La teora de la resonancia explica esto suponiendo que dichas molculas son un compuesto intermedio entre una serie de estructuras moleculares llamadas formas resonantes. Cada una de ellas, por s misma, no existe, existe el conjunto llamado hbrido de resonancia.

Las estructuras resonantes para la especie qumica NO3 son:

El clculo de las cargas formales de N y O arroja los siguientes resultados. En la estructura I, cada oxgeno presenta carga formal -1 y el nitrgeno +2. En las estructuras II, III y IV, los oxgenos unidos al nitrgeno por doble enlace presentan carga formal cero y los unidos mediante enlace simple, carga formal -1. El nitrgeno presenta carga formal +1 en las tres estructuras. De acuerdo con los criterios mencionados anteriormente, estas tres estructuras son ms estables que la primera, y contribuyen ms al hbrido de resonanciaHIBRIDACION

Es la mezcla de orbitales atmicos para formar nuevos orbitales apropiados para crear enlaces Sin hibridacin: forma lineal

Hibridacin sp: forma lineal con ngulos de 180

Hibridacin sp: forma trigonal plana con ngulos de 120. Por ejemplo BCl3.

Hibridacin sp: forma tetradrica con ngulos de 109.5. Por ejemplo CCl4.

Hibridacin spd: forma trigonal bipiramidal con ngulos de 90 y 120. Ejem PCl5.

Hibridacin spd: forma octadrica con ngulos de 90. Por ejemplo SF6.

FORMA MOLECULAR , HIBRIDACION Y ESTRUCTURA LEWIS

220Lineal spCO2

33201Trigonal plana Angularsp2BCl3 SO2

4432012Tetradrica Pirmide trigonal Angular sp3SiF4PH3H2S

554320123Bipirmide trigonalBalancn Forma "T" Linealsp3dPF5SCl4IF3XeF2

6654012Octadrica Pirmide b.cuadrada Cuadrada plana sp3d2SiF6-2IF5

R = Total tomos + pares no enlazantes alrededor del tomo centralDiferenciar entre geometra electrnica y geometra molecular

ENLACE SIGMA

El orbital molecular sigma es aquel que origina una simple covalencia ligadura y se forma por la unin frontal de dos orbitales hbridos sp3, sp2 y/o sp por combinaciones entre estos as como tambin por la unin frontal de un orbital s con un sp3, un sp2 un sp y de un s con otro s, el orbital sigma es ms resistente que el pi. sp3 sp3sp3 - sp2sp3 - spsp2 - sp2sp - sp

En los enlaces sigma pueden ocurrir las siguientes reacciones:

Substitucin, donde un tomo es substituido por otro.

Eliminacin, donde un tomo se elimina de la molcula. Generalmente en esta reaccin se forma un enlace pi.

ENLACE PI

El orbital molecular pi es aquel que origina las dobles y las triples covalencias ligaduras y se forma por la unin lateral de dos orbitales puros de tipo elptico, este enlace es ms reactivo que el sigma es decir menos estable.

Un orbital py de un tomo de carbono con un py de otro tomo de carbono y un orbital pz de un tomo con un pz de otro tomo formaran el doble y el triple enlace.

Sobre los enlaces pi ocurre la adicin, donde se agregan por lo general 2 tomos y se forman dos enlaces sigma. En el ejemplo se muestra la adicin de un slo tomo:

Los enlaces sigma no polares de un tomo saturado son muy poco reactivos y para fines prcticos podemos considerarlos inertes.

Los enlaces sigma no polares que entran a un tomo insaturado son algo ms reactivos, por el efecto del enlace pi.

Los enlaces sigma polares son reactivos.

Los enlaces pi son reactivos. Otro tipo de reaccin es la transposicin, donde se redistribuyen los tomos existentes para formar un ismero de la substancia original. Esta puede ocurrir en cualquier molcula sin importar el tipo de enlace y el nmero de enlaces que cambian de lugar siempre es par.

http://herramientas.educa.madrid.org/tabla/properiodicas

_1272132960.xlsAfinidad Electronica

IAVIII

1HHe

-73IIAIIIAIVAVAVIIAVIIIA21

2LiBeBCNOFNe

-6019-27-1227-141-32829

3NaMgAlSiPSClAr

-5319IIIBIVBVBVIBVIIBVIIIBVIIIBVIIIBIBIIB-43-134-72-200-34935

4KCaScTiVCrMnFeCoNiCuZnGaGeAsSeBrKr

-4810-18-8-51-64-16-64-112-11847-29-116-78-195-32539

5RbSrYZrNbMoTcRuRhPdAgCdInSnSbTeIXe

-47-30-41-86-72-53-101-110-54-12632-29-116-103-190-29541

6CsBaLuHfTaWReOsIrPtAuHgTlPbBiPoAtRn

-45-31-79-14-106-151-205-22361-20-35-91-183-27041

7FrRaLrRfDbSgBhHsMt

-44

1

H

He

2

Li

Be

B

C

N

O

F

Ne

3

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

Ar

4

K

Ca

Sc

Ti

V

Cr

Mn

Fe

Co

Ni

Cu

Zn

Ga

Ge

As

Se

Br

Kr

5

Rb

Sr

Y

Zr

Nb

Mo

Tc

Ru

Rh

Pd

Ag

Cd

In

Sn

Sb

Te

I

Xe

6

Cs

Ba

Lu

Hf

Ta

W

Re

Os

Ir

Pt

Au

Hg

Tl

Pb

Bi

Po

At

Rn

7

Fr

Ra

Lr

Rf

Db

Sg

Bh

Hs

Mt

IIB

IB

VIIB

VIB

VB

IVB

IIIB

VIIIA

VIIA

VA

IVA

IIIA

T P Coloreada

Tabla Periodica

IAVIII

1HHe

1IIAIIIAIVAVAVIIAVIIIA2

2LiBeTabla PeriodicaBCNOFNe

345678910

3NaMgAlSiPSClAr

1112IIIBIVBVBVIBVIIBVIIIBVIIIBVIIIBIBIIB131415161718

4KCaScTiVCrMnFeCoNiCuZnGaGeAsSeBrKr

192021222324252627282930313233343636

5RbSrYZrNbMoTcRuRhPdAgCdInSnSbTeIXe

373839404142434445464748495051525354

6CsBaLaHfTaWReOsIrPtAuHgTlPbBiPoAtRn

555657727374757677787980818283848586

7FrRaAcRfDbSgBhHsMt

878889104105106107108109

CePrNdPmSmEuGdTbDyHoErTmYbLu

5859606162636465666768697071

ThPaUNpPuAmCmBkCfEsFmMdNoLr 103

90919293949596979899100101102

IA

1

2

Li

3

Na

4

K

5

Rb

6

Cs

7

Fr

Th

Pa

U

Np

Pu

Am

Cm

Bk

Cf

Es

Fm

Md

No

Lr 103

VIIIA

VIIA

VA

IVA

IIIA

IIA

IIB

IB

VIIB

VIB

VB

IVB

IIIB

Lu

Yb

Tm

Er

Ho

Dy

Tb

Gd

Eu

Sm

Pm

Nd

Pr

Ce

Ra

At

Po

Bi

Pb

Tl

Hg

Au

Pt

Ir

Os

Re

W

Ta

Hf

Ba

Xe

I

Te

Sb

Sn

In

Cd

Ag

Pd

Rh

Ru

Tc

Mo

Nb

Zr

Y

Sr

Kr

Br

Se

As

Ge

Ga

Zn

Cu

Ni

Co

Fe

Mn

Cr

V

Ti

Sc

Ca

Cl

S

P

Si

Al

Mg

F

O

N

C

B

Be

Ne

Electronegatividad

IAVIII

1HHe

2.1IIAIIIAIVAVAVIIAVIIIA

2LiBeElectronegatividadBCNOFNe

0.981.572.042.553.043.444

3NaMgAlSiPSClAr

0.931.31IIIBIVBVBVIBVIIBVIIIBVIIIBVIIIBIBIIB1.611.92.192.583.16

4KCaScTiVCrMnFeCoNiCuZnGaGeAsSeBrKr

0.8211.361.541.631.661.551.831.881.911.91.651.812.012.182.552.963

5RbSrYZrNbMoTcRuRhPdAgCdInSnSbTeIXe

0.820.951.221.331.62.161.92.22.282.21.931.691.781.962.052.12.662.6

6CsBa*HfTaWReOsIrPtAuHgTlPbBiPoAtRn

0.790.891.31.52.361.92.22.22.282.5421.622.332.0222.2

7FrRa**RfDbSgBhHsMt

0.70.9

LaCePrNdPmSmEuGdTbDyHoErTmYbLu

1.11.121.131.141.131.171.21.21.11.221.231.241.251.11.27

AcThPaUNpPuAmCmBkCfEsFmMdNoLr

1.11.31.51.381.361.281.131.281.31.31.31.31.31.3

IA

1

H

2

Li

3

Na

4

K

5

Rb

6

Cs

7

Fr

Ac

Th

Pa

U

Np

Pu

Am

Cm

Bk

Cf

Es

Fm

Md

No

Lr

VIIIA

VIIA

VA

IVA

IIIA

IIA

IIB

IB

VIIB

VIB

VB

IVB

IIIB

Lu

Yb

Tm

Er

Ho

Dy

Tb

Gd

Eu

Sm

Pm

Nd

Pr

Ce

La

Mt

Hs

Bh

Sg

Db

Rf

Ra

Rn

At

Po

Bi

Pb

Tl

Hg

Au

Pt

Ir

Os

Re

W

Ta

Hf

Ba

Xe

I

Te

Sb

Sn

In

Cd

Ag

Pd

Rh

Ru

Tc

Mo

Nb

Zr

Y

Sr

Kr

Br

Se

As

Ge

Ga

Zn

Cu

Ni

Co

Fe

Mn

Cr

V

Ti

Sc

Ca

Ar

Cl

S

P

Si

Al

Mg

Ne

F

O

N

C

B

Be

He

E Ionizacion

IAVIII

1HHe

1312IIAIIIAIVAVAVIIAVIIA2372

2LiBeBCNOFNe

52089980010861402131316812080

3NaMgAlSiPSClAr

496738IIIBIVBVBVIBVIIBVIIIBVIIIBVIIIBIBIIB5777861012100012511521

4KCaScTiVCrMnFeCoNiCuZnGaGeAsSeBrKr

41959063365965165371776276073774590657976294794111401351

5RbSrYZrNbMoTcRuRhPdAgCdInSnSbTeIXe

40354960064065268470271072080473186855870883486910081170

6CsBaLuHfTaWReOsIrPtAuHgTlPbBiPoAtRn

37650352365876177076084088087089010075897157038129201037

7FrRaLr ..Rf.Db..Sg.Bh.Hs.Mt.

380509

IA

VIII

1

H

He

2

Li

Be

B

C

N

O

F

Ne

3

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

Ar

4

K

Ca

Sc

Ti

V

Cr

Mn

Fe

Co

Ni

Cu

Zn

Ga

Ge

As

Se

Br

Kr

5

Rb

Sr

Y

Zr

Nb

Mo

Tc

Ru

Rh

Pd

Ag

Cd

In

Sn

Sb

Te

I

Xe

6

Cs

Ba

Lu

Hf

Ta

W

Re

Os

Ir

Pt

Au

Hg

Tl

Pb

Bi

Po

At

Rn

7

Fr

Ra

Lr ..

Rf.

Db..

Sg.

Bh.

Hs.

Mt.

IIA

IIIA

IVA

VA

VIIA

VIIA

IIIB

IVB

VB

VIB

VIIB

IB

IIB