Tabla Periodica Y Enlaces Quimicos 1p4m37

CLASIFICACION PERIODICA Durante el siglo XIX se determinaron varias propiedades de los elementos y se realizan los primeros esfuerzos para ordenarlos. La primera clasificación los agrupó de a tres por la analogía en sus propiedades y se las llamó triadas, la primera era Li, Na y K. Luego se descubrieron otros elementos y se propusieron otras formas de clasificarlos. Newlands intentó ordenarlos en orden creciente de pesos atómicos y vio que después de un intervalo de 7 elementos en el siguiente aparecían las mismas propiedades químicas del primero. Se las llamó ley de las octavas. Si bien este trabajo fue incompleto resultó importante porque puso en evidencia la relación entre pesos atómicos y propiedades físicas y químicas. TABLA PERIODICA DE MENDELEJEV. A fines del siglo XIX Mendelejev trata de buscar una ley que le permita clasificar sistemáticamente y lógicamente a los elementos. Los clasificó, a los conocidos, según un orden creciente en sus pesos atómicos. Al hidrógeno no lo tuvo en cuenta porque sus propiedades no se correspondían con nadie. No figuraban los gases nobles porque no se conocían. La ley periódica fue enunciada por Mendelejev del siguiente modo: Las propiedades químicas y la mayoría de las propiedades física son función periódica de sus pesos atómicos. En su tabla los agrupó en grupos y períodos. Los encolumnó en forma de grupos, a su vez a los grupos los dividió en subgrupos, llamados A y B, de acuerdo con la similitud química. Por ejemplo en el grupo I está Li, Na, K,Cu, Rb, Ag, Cs y Au pero Cu, Ag y Au tienen propiedades específicas (alta conductividad eléctrica), estos constituyen el subgrupo B y los otros el A. Las filas horizontales corresponden a un período. Los elementos que pertenecen a un período se caracterizan porque sus propiedades físicas y químicas varían gradualmente. Por ej Na (metálico) → Cl (no metálico) Mendelejev tuvo que dejar espacios vacíos, porque debía haber elementos con propiedades semejantes a otros, pero no existían, pero el podía predecir sus propiedades de acuerdo a la ubicación en la tabla periódica. Predijo las propiedades de uno que llamó ekaSi, que luego se descubrió y se lo llamó Ge, y que sus propiedades eran semejantes a las que predijo Mendelejev. peso atómico densidad color fórmula del óxido fórmula del cloruro

Eka Si 72 5,5 gris oscuro EsO2 EsCl4

Ge 72,6 5,47 blanco grisáceo GeO2 GeCl4

Para respetar las propiedades químicas tuvo que alterar el ordenamiento horizontal de ciertos elementos: Te antes que I2 ,así I2 está junto con Cl2 y con Br2 Co antes que Ni Ar antes que K a esto se lo llamó inversiones en la clasificación periódica. Esto se pudo interpretar cuando se conoció la estructura atómica de los elementos.

CLASIFICACION PERIODICA DE OCHO COLUMNAS. 1

Cuando se conocieron los gases nobles y las tierras raras, se tuvieron que realizar modificaciones a la clasificación de Mendelejev, se incluyó como primer elemento al hidrógeno. El primer período estaba formado por 2 elementos H y He, el segundo y el tercero por ocho elementos cada uno de Li a Ne y de Na a Ar. Los períodos 1, 2 y 3 se los llama períodos cortos. El cuarto y quinto período tienen 18 elementos cada uno de K a Kr y de Rb hasta Xe. El sexto período tiene 32 elementos de Cs a Radón y después del 57 que es el lantano hay 14 elementos llamados los (tierras raras) que por tener propiedades químicas similares están incluidas en un mismo grupo. El séptimo período esta incompleto, francio es el primero y después del 89 que es el actinio están los actínidos (tierras raras) y que pertenecen al mismo grupo. IMPORTANCIA DE LA CLASIFICACION PERIODICA. Facilitó el estudio sistemático de los elementos. Conociendo las propiedades químicas de uno, ellas se pueden aplicar a las del mismo grupo. Permitió corregir ciertos pesos atómicos que habían sido mal estimados por ejemplo Pt, Ir, Os este era el orden de acuerdo a sus pesos atómicos crecientes, pero Mendelejev los ordenó así Os, Ir, Pt y dijo que estaban mal estimados los pesos atómicos, luego se confirmó. Se pudo pronosticar la existencia de otros elementos y sus propiedades que aún no se conocían. Permitió conocer la valencia principal de acuerdo a su ubicación en el grupo I=1, II=2, III=3, IV=4 a partir de V disminuye y se aplica entonces 8 menos el número del grupo para el grupo V=3, VI=2 y VII=1 Cuando se descubrieron los gases nobles, se los puso en un grupo especial, a continuación del VII, se los llamó grupo cero por tener valencia nula. INCONVENIENTES EN LA CLASIFICACION PERIODICA. Por sus propiedades el hidrógeno no tiene ubicación, se lo ubicó en el grupo I por ser monovalente. Hay elementos que no están ubicados en orden creciente de pesos atómicos. Los elementos llamados tierras raras ocupan el lugar de un solo elemento. No es satisfactoria la ubicación de Fe, Co y Ni. El descubrimiento de los elementos que Mendelejev predijo, la confirmación de los pesos atómicos que él corrigió y el conocimiento de la estructura atómica y la relación con la ubicación de cada elemento en la tabla periódica significaron un reconocimiento para Mendelejev. RELACION ENTRE ESTRUCTURA ATOMICA Y TABLA PERIODICA. La tabla periódica fue formulada entes que se tuviera conocimiento de la estructura atómica y de las configuraciones electrónicas. Cuando se conoció la estructura atómica se vio que era el número atómico y no el peso atómico una constante para un átomo de un mismo elemento ya que los isótopos tienen peso atómico diferente pero igual número atómico. En la clasificación periódica moderna los elementos están ordenados por números atómicos crecientes. En el año 1913 Moseley, enunció la ley periódica diciendo "las propiedades químicas y la mayoría de las propiedades físicas de los elementos son función periódica de los números atómicos. De este modo se solucionó las inversiones periódicas de Mendelejev. La disposición de los elementos en la tabla periódica está basada en la repetición periódica de la configuración electrónica de la capa externa. Muchas propiedades físicas y químicas de los elementos dependen de la configuración de la capa externa. Los elementos de un determinado grupo tienen la misma configuración electrónica y las propiedades físicas y químicas también muestran una naturaleza periódica. Así la base para la tabla periódica es esta periodicidad en las propiedades físicas y químicas de los elementos. Todos los elementos que pertenecen a un grupo tienen la misma configuración electrónica externa. 2

Los grupos se representan en la tabla periódica como columnas verticales. Período se representa en forma horizontal en la tabla periódica y los elementos que pertenecen a un mismo período generalmente tienen el mismo número cuántico n, pero diferentes configuraciones electrónicas externas. Por ejemplo en el segundo período (Li hasta Ne) los e- son adicionados en el nivel 2, como en el nivel 2 puede haber un máximo de 8 e- (2n2 ), en este período puede haber 8 elementos, cada uno con un número distinto de e-. En el tercer período los e- se agregan en el nivel n = 3, podríamos esperar que este período tuviese 18 elementos, sin embargo solo tiene 8, esto se debe a que antes de llenarse el nivel 3d, se llena el 4s. En consecuencia el tercer período se completa después de ocuparse los orbitales 3p y contiene solo 8 elementos que van desde el Na al Ar. El cuarto período comienza con la ocupación del 4s y se completa cuando se llena el 4s, 3d, 4p y contiene 18 elementos. En la tabla periódica hay 4 clases de elementos: 1) ELEMENTOS REPRESENTATIVOS: son los elementos del grupo IA hasta VII A. Algunos son metales y otros son no metales. Tienen su órbita externa incompleta. Estos elementos tienen una configuración orbital exterior del tipo ns o una combinación ns y np. grupo

elemento

IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA

Li Be B C N O F

configuración 2s1 2 s2 2s2 2p1 2s2 2p2 2s2 2p3 2s2 2p4 2s2 2p5

La capa externa se llama capa de valencia, y los e - que se encuentran en ella se llaman electrones de valencia y son los que participan en las reacciones químicas. 2) GASES NOBLES son los elementos del grupo VIII0 debido a su escasa reactividad se los coloca en una clase separada. Tienen una configuración externa del tipo ns o ns, np. Pero tienen sus órbitales externos completamente ocupados y esto es responsable de la escasa reactividad química de los gases raros. En su última órbita tienen 2 u 8 eelemento K L M n=1 n=2 n=3 n=4 n=5 n=6

He Ne Ar Kr Xe Rn

2 2 2 2 2 2

N O P

8 8 8 8 18 8 8 18 18 8 8 18 32 18 8

3) ELEMENTOS DE TRANSICION forman los grupos B desde el IB hasta el VIIIB. Tienen las dos últimas órbitas incompletas. En los grupos B el subnivel d está parcialmente ocupado como por ejemplo el Fe Fe (Ar)18 3d6 4s2 4) LOS LANTANIDOS Y LOS ACTINIDOS que por conveniencia aparecen en el fondo de la 3

tabla, aunque por sus números atómicos ellos siguen al grupo IIIB. Estos elementos presentan el subnivel f parcialmente ocupado. CONCEPTO DE ION. De acuerdo con la estructura electrónica, los átomos que tienen actividad química son los que tienen la última órbita incompleta. Los átomos pueden ceder o ganar e-. Se llama ión a toda partícula cargada eléctricamente ya sea porque perdió o ganó e-. Los átomos que tienen 1, 2 y 3 e- en su última órbita tienden a cederlos quedándole en la ultima órbita 8 e- y forman iones positivos con tantas cargas positivas como e- perdieron, y reciben el nombre de cationes. Se dice que un átomo es electropositivo cuando tiende a ceder e- originando iones positivos o cationes. Los metales son electropositivos. Ej: Na (Z=11) 1s2 2s2 2p6 3s1 Na+ (Z=11) 1s2 2s2 2p6 Cuando los átomos tienen 5, 6 o 7 e- tienden a recibir epara completar su última órbita y lograr la configuración electrónica del gas que le precede, forman lo que se llaman aniones. Se dice que un átomo es electronegativo cuando tiende a ganar e-, los no metales son electronegativos.

Ej: Cl (Z=17) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Cl- (Z=17) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 VARIACION DE LAS PROPIEDADES A LO LARGO DE LA TABLA PERIODICA. En primer lugar daremos una breve definición de las propiedades mas conocidas. a) Carga iónica es la carga neta positiva o negativa de un ión b) En un compuesto iónico el enlace es el resultado de una atracción electrostática entre los iones. c) En un compuesto covalente el enlace es el resultado de la compartición de los electrones entre los átomos. d) El número o estado de oxidación es la carga aparente positiva o negativa, sobre un átomo de un compuesto covalente o en un ión complejo, como por ejemplo el SO4=. En el caso de iones monoatómicos la carga iónica sobre el ión monoatómico es también el número o estado de oxidación. e) Electronegatividad: es una medida relativa del poder de atracción por los electrones que tiene un átomo en un enlace. El átomo que atrae con mayor fuerza a los e- es el mas electronegativo. Linus Pauling construyó una tabla ordenando los elementos de acuerdo a sus electronegatividades, comenzando con el fluor que es el mas electronegativo y terminando con el cesio que es el menos electronegativo. f) Potencial de ionización, PI, es la cantidad de energía necesaria para eliminar un e- de un átomo 4

gaseoso A(g) → A+(g) + 1e- (g)

∆ E = PI

g) Afinidad electrónica, AE es la cantidad de energía requerida ( o desprendida) para arrancar un e de un ión en una reacción como la que sigue: -

B- (g) → B (g) + e- (g)

∆ E = AE

h)Tamaño atómico: es el radio covalente de un átomo. Este radio es tal que la suma de dos radios covalentes de dos átomos unidos por un único par de e- (enlace covalente simple) es igual a la distancia internuclear entre los átomos enlazados

i) Radio iónico: es una medida del tamaño del orbital electrónico mas externo del ión. La suma de dos radios iónicos es igual a la distancia internuclear entre dos iones de un cristal unidos por enlace iónico. TENDENCIAS OBSERVADAS EN LA TABLA PERIODICA. a) La mayoría de los elementos a la izquierda del grupo VA de la tabla periódica son metales, incluyendo los lantánidos y actínidos. Excepción son el H, B y C que son no metales. b) Aquellos elementos que en la tabla periódica están con sus símbolos en letras de color son no metales, donde se incluyen todos los elementos de los grupos VIIA y VIII0. c) En cualquier grupo de la tabla periódica, cuando vamos de la parte superior a la inferior, aumenta el carácter metálico de los elementos. En cambio disminuye el carácter metálico cuando vamos de izquierda a derecha a lo largo de un período d) El cambio de carácter metálico a no metálico en los elementos no es definido, sino que se hace a través de los elementos llamados semi-metales los que presentan tanto características de metales como de no-metales y se encuentran a ambos lados de la línea zig-zag que se traza partiendo desde Al hasta el Po. e) La afinidad electrónica AE, generalmente aumenta al ir de izquierda a derecha dentro de un 5

periodo (excluyendo el grupo VIII0) Generalmente no existe una tendencia definida dentro de los grupos aumenta en este sentido porque por ejemplo el Na es muy inestable, entonces es fácil sacarle el e-, es inestable porque le es más fácil perder un e- para adoptar la configuración del gas Ne y no aceptar un e-. En cambio el F de número atómico 9, es mas estable como F- ya que así adquiere la configuración del Ne. Y si es mas estable, es mas difícil sacarle un e-

f) El potencial de ionización, PI disminuye a lo largo de un grupo de arriba hacia abajo y aumenta de izquierda a derecha a lo largo de un período los e- en el elemento ubicado en la posición A y en el elemento ubicado en la posición B están en el mismo nivel energético, por lo tanto cuesta mas sacar un e- del elemento B ya que existe una mayor atracción de ellos por el núcleo ya que tiene mayor cantidad de protones. g) La electronegatividad aumenta de izquierda a derecha a lo largo de un período y disminuye a lo largo de un grupo desde arriba hacia abajo el elemento ubicado en la posición A presenta baja afinidad electrónica entonces atrae poco los electrones, mientras que el elemento ubicado en la posición B presenta alta afinidad electrónica entonces atrae mucho a los e- y por eso son mas electronegativos. h) El tamaño atómico, disminuye dentro de un período de izquierda a derecha y aumenta dentro de un grupo de arriba hacia abajo disminuye el tamaño atómico en el sentido horizontal a medida que nos acercamos hacia la derecha porque los eson agregados en el mismo nivel pero al haber mayor cantidad de cargas positivas, los acerca mas al núcleo. i) El tamaño iónico, aumenta en un grupo de arriba hacia abajo. No existe una tendencia dentro de un período, ya que la carga de 6

los iones cambia de positiva a negativa a lo largo del mismo el tamaño iónico aumenta en este sentido ya que se van llenando capas de niveles superiores. El tamaño de un ión positivo es menor que el del átomo neutro. Y el tamaño de un ión negativo es mayor que el del átomo neutro. j) Los elementos de los grupos IA, IIA y IIIA tienen 1, 2 y 3e- en su capa de valencia. Estos elementos pierden fácilmente sus e- y forman iones positivos, excepto el Be y el B, y poseen un número de oxidación igual al número del grupo k) Los elementos de los grupos VA, VIA y VIIA tienen 5, 6 y 7 electrones en su capa de valencia y tienen tendencia a ganar un número de electrones igual a ocho menos el número del grupo, excepto cuando reaccionan con un elemento de mayor electronegatividad, en este caso, el máximo posible de su número de oxidación es igual al número del grupo. l) Los elementos del grupo IVA tienen 4 e- en su capa de valencia y tienden a compartir e - con otros elementos. El número de oxidación puede ser positivo o negativo. m) Los grupos B, los elementos de transición, son de naturaleza metálica, ellos tienden a ceder o compartir e-. El número del grupo comúnmente NO indica el número de electrones de valencia. Su carga iónica mas común es +2. Su número de oxidación es positivo y variable con un valor máximo igual al número del grupo. n) Los elementos del grupo VIII0 son generalmente no reactivos. o) Los lantánidos y actínidos son metálicos y ceden un número de e- igual a su número de grupo, IIIB. En consecuencia la carga iónica mas común es +3. UNIONES QUIMICAS. Una propiedad que presentan los átomos es su habilidad para combinarse con otro para formar molécula. Las fuerzas de atracción que mantienen unido a los átomos en una molécula son llamados enlaces químicos. Cuando los átomos interactúan para formar una unión solamente interaccionan los electrones de la capa de valencia o sea los electrones externos, por ello son importantes solo las configuraciones electrónicas del último nivel energético ocupado. En los átomos existen dos tipos de fuerzas de interacción, por un lado la interacción electrónnúcleo (atractiva) y por otro lado la interacción electrón-electrón (repulsiva). En las moléculas existen tres tipos de fuerzas de interacción ellas son: núcleo-núcleo (repulsiva),núcleo-electrón (atractiva), electrón-electrón (repulsiva). Cuando dos átomos se unen para formar un compuesto sus uniones pueden ser iónicas o covalentes, en el caso del enlace iónico se produce una transferencia de electrones entre los átomos participantes en el enlace, mientras que en el enlace covalente los electrones son compartidos por los átomos intervinientes en la unión. ENLACE IONICO. Se produce entre un elementos muy electropositivo y otro muy electronegativo, el primero tiene tendencia a ceder e- y el segundo a recibirlos. Esta transferencia de e- origina los iones negativos (aniones) y positivos (cationes), con cargas eléctricas de distinto signo, que se atraen por acción de fuerzas electrostáticas y mantienen unidos a los iones. Como ejemplo estudiaremos la formación del cloruro de sodio. El Na elemento electropositivo, tiende a ceder 1 e y quedar con una órbita externa saturada con 8 e-, semejante a la del gas noble mas próximo a él, el Ne. Esto reafirma la teoría del octeto de Lewis. El Na, entonces se transforma en catión sodio. El 7

cloro elemento electronegativo recibe el e- que cede el Na, completando su octeto electrónico y tomando la estructura externa del Ar, y transformándose así en anión Cl-

Como de acuerdo a la teoría del octeto en las reacciones químicas solo intervienen los e- de la órbita mas exterior por lo que se denomina "órbita o capa de valencia", podemos simplificar la estructura electrónica de los átomos, se representan solo los e- de esa órbita, a los que a su vez se les denomina e- de valencia. Estas representaciones simplificadas se denominan "estructuras de Lewis". Los compuestos iónicos se caracterizan por tener puntos de fusión y de ebullición elevados. Son solubles en agua, y fundidos o en solución, conducen la corriente eléctrica ENLACE COVALENTE. Un enlace covalente surge cuando dos átomos comparten un par de electrones. Para representar un enlace covalente usaremos la notación de Lewis. Esta notación tiene en cuenta que 2 y 8 e- en la capa de valencia representan configuraciones electrónicas estables y además que los electrones desapareados en la capa de valencia son los que participan en el enlace . Para usar esta notación simplemente se escribe el símbolo atómico del elemento rodeado por un número de puntos que representan los electrones de valencia del átomo Ejemplos Li

Ca

B

C

N

O

F

el enlace mas sencillo corresponde a la molécula de hidrógeno . Cada átomo completa su capa de valencia compartiendo un electrón con el otro átomo H + H → H2

H H

a veces se usa una línea en lugar de los dos puntos para representar la unión. El número de enlaces covalentes que puede formar un átomo se puede predecir de acuerdo al número de e- que requiere para lograr la configuración de un gas noble Ejemplos H C + 4H→ H C  H H N + 3H → H N H H No siempre es posible predecir la fórmula de una molécula, hay muchos compuestos covalentes que no responden a la regla del octeto por ejemplo las molécula de Cl2Be esta molécula se dice deficiente en electrones. Existen otros casos en donde la molécula resulta excedida en cuanto al número de e- requerido para una configuración electrónica de gas noble. Ejemplos PCl5 y SF6. El tipo de enlaces vistos anteriormente se llama enlace simple. Cuando dos pares de electrones se comparten se dice que el enlace es doble, y cuando se comparten tres, triple. Ejemplos O + O O= O N + N N ≡ N Los compuestos covalentes se caracterizan por tener puntos de ebullición y de fusión bajos, son poco solubles en agua pero son solubles en otros solventes como alcohol, benceno, cloroformo etc.

Las soluciones de los compuestos covalentes no conducen la corriente eléctrica ya que no 8

se ionizan. Regla del octeto En el caso que los electrones sean compartidos por dos átomos los átomos tienden a obtener la configuración del gas noble al compartir los electrones. Los átomos llegan a tener 8 electrones en su capa de valencia, mientras que el hidrógeno solo puede lograr dos. Esta tendencia de los átomos en las moléculas de lograr ocho electrones en su capa de valencia se conoce como la regla del octeto.

RESONANCIA. Para el dióxido de azufre se pueden escribir dos estructuras como se muestra a continuación. S (1) O

O

↔

S (2) O

O

En ambas estructuras un átomo de oxígeno está unido al átomo de azufre por un simple enlace y el otro lo hace mediante un doble enlace. Ambas estructuras son satisfactorias. Para explicar este hecho se introdujo el concepto de resonancia de acuerdo con este concepto decimos que la estructura del SO2 no es la de (1) ni la de (2) sino que es una intermedia con propiedades de ambas y se dice que es un híbrido de resonancia de las estructuras (1) y (2) ENLACE COVALENTE COORDINADO. Cuando un átomo de N se combina con tres de H para formar el amoníaco, el N completó su octeto, sería de esperar que el N no formara mas que tres uniones sin embargo sabemos de la existencia del ión amonio H HN H

H + H → H N H H

+

+

tres de esas uniones se formaron del aporte de e- provenientes del nitrógeno y del hidrógeno pero en la cuarta unión los electrones solo fueron aportados por el nitrógeno generando lo que se conoce como enlace covalente coordinado o un enlace dativo. Generalmente esta unión se representa mediante una flecha que apunta hacia el átomo aceptor de los e9

H H  N→ H H MOLECULAS POLARES. Cuando se combinan átomos idénticos (H-H) ambos tienen la misma electronegatividad. Ya que cada átomo es igualmente capaz de atraer el par de e- de la unión, el par será compartido igualmente y en el promedio gastará el 50% de su tiempo en la vecindad de cada núcleo. Esto sería equivalente a la presencia de un electrón todo el tiempo alrededor del núcleo de cada átomo de H el cual neutraliza su carga positiva por lo cual cada átomo de H en la molécula de H2 transporta una carga neta de cero. Si las electronegatividades de los dos átomos en el enlace son diferentes, (HCl), el par de electrones gastará la mayor parte de su tiempo cerca del átomo mas electronegativo, en este caso el cloro. Ello significa que el átomo de cloro adquiere una ligera carga negativa y el átomo de H una ligera carga positiva, lo que se indica del siguiente modo: δ+ H



δCl

donde δ+ y δ- se usan para indicar cargas parciales positivas y negativas. Cargas positivas y negativas iguales separadas por una distancia constituyen lo que se denomina un dipolo. El HCl es un dipolo y por eso se dice que es una molécula polar. Por lo tanto cualquier molécula diatómica formada por dos átomos de diferentes electronegatividades será polar si la diferencia de electronegatividades de los átomos es considerablemente diferente. Un dipolo se define cuantitativamente por medio de un momento dipolar, que es igual al producto de la carga por la distancia que separa ambas cargas. Para una separación dada una molécula muy polar tiene un momento dipolar grande y una molécula no polar tiene un momento dipolar cero. Cuando se unen tres o mas átomos es posible lograr una molécula no polar aunque hayan uniones polar presentes. CO2 es un ejemplo, ésta es una molécula lineal que puede ser representada así: δ- δ+ δO= C= O

O ←C → O

El momento dipolar de la molécula surge de la suma de los dipolos de las uniones individuales dentro de la molécula, las que se suman entre si como los vectores. En el caso del CO2 los dipolos de los enlaces se orientan en sentido opuesto es por ello que el resultado final es una molécula no polar. En el caso del agua en cambio, existe un momento dipolar, ya que no es una molécula lineal δO δ+ H

δ+ H

No es posible establecer un límite preciso entre la unión iónica y la covalente. Cuanto mayor es la diferencia entre las electronegatividad de los átomos ligados, mayor es la polaridad de la molécula y se puede tener una amplia y progresiva graduación de polaridad entre moléculas netamente covalentes , como H2 , parcialmente covalentes como HCl y netamente electrovalente o iónica como, NaCl. El concepto de electronegatividad aplicado a las uniones químicas permite establecer, aproximadamente, si la unión resulta covalente o iónica. Veamos: a.- Cuando los elementos que se unen presentan electronegatividades muy diferentes, la unión es típicamente iónica. Por ejemplo CsF fluoruro de cesio

Cs:0,7 F:4 10

b.- Cuando los átomos tienen electronegatividades muy próximas, la unión es covalente. Por ejemplo CH4 metano

C:2,5

H:2,1

c.- A diferencias intermedias surgen uniones parcialmente polares. En general podemos decir que si las diferencias en electronegatividades entre los elementos que forman el compuesto es mayor que 1,7, el compuesto es iónico, si dicha diferencia es menor, el compuesto es covalente. Este criterio es orientativo pero no debe ser usado como regla de valor general. UNION METALICA. Los metales en especial los de los grupos I y II tienden a ceder fácilmente electrones, es decir a formar iones positivos. Estos e- se mueven con bastante libertad( por lo que se los denomina electrones deslocalizados o libres) y originan la corriente eléctrica en conductores metálicos. Los iones metálicos positivos quedan unidos por e- libres que circulan entre ellos. Podemos imaginar la unión metálica como una red de iones positivos entre los cuales circulan e -. Al moverse las cargas negativas actúan como material ligante, manteniéndose así la estructura

La libertad de movimiento de los e- permite explicar las propiedades de los metales, por ejemplo, su brillo, conductibilidad eléctrica, maleabilidad, ductibilidad, etc. OTRAS FUERZAS DE UNION 1Las uniones iónicas y covalentes son uniones muy fuertes, además de ellas hay otras fuerzas mas débiles que existen por interacción intermolecular entre átomos y moléculas neutras. Estas fuerzas débiles explican muchas propiedades físicas y químicas de una gran cantidad de compuestos. Dentro de las diferentes fuerzas de unión débiles mencionaremos solamente las siguientes: a) Interacciones dipolo; cuando dos moléculas polares se aproximan una a otra ellas tienden a ubicarse de modo que el dipolo positivo de una se dirija hacia el dipolo negativo de la otra. Cuando ello ocurre hay una atracción electrostática entre los dos dipolos. b) Unión hidrógeno; se produce una atracción dipolo-dipolo, cuando el hidrógeno está covalentemente unido a un elemento electronegativo pequeño como por ejemplo F, O, N. En estos casos resultan moléculas muy polares en las cuales el átomo de hidrógeno extremadamente pequeño transporta una carga positiva sustancial. Dado que el extremo positivo de este dipolo puede acercarse mucho al extremo negativo de un dipolo vecino la fuerza de atracción entre los dos es muy fuerte. Este tipo de interacción dipolo se llama unión por puente hidrógeno. Las uniones puente hidrógeno son muy importantes y ellas son responsables de que el agua sea un líquido y no un gas a temperatura ambiente. c) Fuerzas de Van der Waals; estas interacciones surgen del movimiento al azar de los electrones en un átomo o en una molécula. Cuando los e- se mueven en un átomo, hay una chance de que en un instante más e- estén de un lado del núcleo que del otro, generando durante este brevísimo intervalo 11

de tiempo un dipolo debido al desbalance producido en las cargas. estas fuerzas están siempre presentes en las moléculas, iones o átomos, e incrementan con el incremento en el número de e-.

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