Tema 1. Propiedades generales . Geometría molecular. Propiedadesgenerales de los elementos no metálicos. Propiedades generales delos óxidos y de los haluros a lo largo del sistema periódico. Variacióndel carácter iónico-covalente.

Geometría molecular. Solo moléculas covalentes.1.La geometría molecular se refiere a la organizacióntridimensional de los átomos en las moléculas.2.Muchas propiedades físicas y químicas (punto de fusión, punto2.Muchas propiedades físicas y químicas (punto de fusión, puntode ebullición, densidad y los tipos de reacciones) se venafectadas por la geometría molecular.3.Las longitudes y ángulos de enlace, se debe de determinarexperimentalmente.

1.Un procedimiento sencillo que permite la predicción de la geometría de una molécula, si se conoce el número de electrones, que rodean al átomo central se conoce con el nombre de VSEPR.

2.La idea es que los pares de electrones de la capa de valenciase repelen entre sí para alcanzar una geometría de energía mínima. Electrones enlazantes y no enlazantes.mínima. Electrones enlazantes y no enlazantes.

3.Recuento de electrones de valencia del átomo central y su clasificación (PE, PL).

Moléculas en las que el átomo central no tiene pares libres

Estas moléculas tienen la fórmula general ABx, donde x es un entero 2, 3... (Si x = 1, la molécula diatómica AB es lineal por definición.) En la gran mayoría de los casos, x está entre 2 y 6

Moléculas en las cuales el átomo central tiene uno o más pares libres

La determinación de la geometría de una molécula es máscomplicada si el átomo central tiene tanto pares enlazantes comopares libres.

En estas moléculas hay tres tipos de fuerzas de repulsión

•Entre pares enlazantes,•Entre pares libres,•Entre pares libres,•Entre pares enlazante y pares libre.Las fuerzas de repulsión disminuyen en el siguiente orden:

Repulsión par libre VS. par libre > Repulsión par libre VS. pa renlazante > Repulsión par enlazante VS. par enlazante.

Nº de enlaces Nº pares solitarios Nº direcciones Geometría Ejemplo

Nº de enlaces Nº direcciones Geometría Ejemplo

Nº pares solitarios

Guía para la aplicación del modelo de RPECV

•Se escribe la estructura de Lewis de la molécula, considerandoúnicamente los pares de electrones que rodean al átomo central (estoes, el átomo que está enlazado a más de un átomo).

•Se cuenta el número total de pares de electrones que rodean alátomo central (esto es, pares enlazantes y pares libres). Una buenaaproximación es considerar los dobles y triples enlaces como si fueransencillos.

•Se usan las tablas anteriores para predecir la geometríamolecular.(Lineal, triangular, tetraedrica, bipiramide trigonal,octaedrica).

•En la predicción de ángulos de enlace, obsérvese que un par librerepele a otro par libreo a un par enlazante más fuertemente que lo queun par enlazante.

Na Mg Al Si P S Cl Ar

Elementos no metálicos

Metales No metales

Elementos no metálicos

Propiedades generales de los óxidos

•El tipo de enlace en los óxidos, EmOn viene determinado por lanaturaleza del elemento E.

•Cuando el oxígeno se combina con elementos muyelectropositivos , como los metales de los grupos 1 y 2, la diferenciade electronegatividad χO-χE, es grande y el enlace entre ambos seráfundamentalmente iónico pudiendo reconocerse en la estructura alion O-2.ion O-2.

•Este tipo de óxidos iónicos son sólidos con elevados puntos defusión y ebullición.

Li2O, MO (M=Mg, Ca, Sr)

•Cuando el oxígeno se combina con elementos no metálicos ,y sobre todo con los muy electronegativos de los grupos 14-17,los enlaces son fundamentalmente covalentes .

CO2, CO, NO

•Cuando el oxígeno se combina con los elementos deelectronegatividad intermedia forma o bien óxidos moleculareso bien poliméricos , siempre con enlaces de naturalezao bien poliméricos , siempre con enlaces de naturalezacovalente.

Al2O3

Clasificación de los óxidos

Evolución del carácter ácido/base de los óxidos

•Podemos esquematizar la evolución del carácter ácido/base con la depropiedades periódicas como la electronegatividad y el carácter metal-nometal del siguiente modo:

Comportamiento Ácido-base de los óxidos

En disolución acuosa, un óxido ácido es aquel que al reaccionar conla molécula de agua libera protones originando el oxoanióncorrespondiente.

Muchos óxidos de no metales como el CO2, SO2, SO3 se disuelven enagua para dar el oxoácido (OH)xEOy

SO3 (aq) + H2O (l) (OH)2SO2 (aq) H+(aq)+ (OH)SO3- (aq) 2H+(aq) + SO42-(aq)

La fortaleza del oxoácido (OH)xEOy normalmente aumenta con el

número y de oxígenos no protonados unidos al elemento E y, entre

los de fórmula análoga, con la electronegatividad de E.

En los metales de transición es frecuente que un mismo elemento puedaEn los metales de transición es frecuente que un mismo elemento puedapresentar diferentes estados de oxidación. Las propiedades ácido-basede sus óxidos pueden variar considerablemente:

MÉTODOS DE SÍNTESIS GENERALES

A) Síntesis directaEl método más general de síntesis de óxidos es la reacción directa de los elementos:

2 M + O2 2 MO

Este método es especialmente adecuado cuando se desea elóxido en el estado de oxidación más alto.

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óxido en el estado de oxidación más alto.

Presenta el inconveniente de poder obtener más de una especie.Pero se pueden obtener óxidos en diferentes estados de oxidacióndependiendo de las condiciones, por ejemplo P4O6 o P4O10, FeO oFe2O3 etc.

En el caso de los alcalinos se pueden formar peróxidos Na2O2 ysuperóxidos KO2.

B) Descomposición térmica de oxosales

Por ejemplo los carbonatos metálicos:

MCO3 MO + CO2

La descomposición de los carbonatos se hace más favorable alaumentar el poder polarizante (relación carga/radio) del catión. Así,mientras los carbonatos alcalinos funden sin descomposición, loscarbonatos de metales di o tripositivos descomponen fácilmente.

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C) Tostación de calcogenuros.

El método consiste en calentar un calcogenuros (sulfuro o arseniuro) metálico al aire. La reacción puede ocurrir con cambio en el estado de oxidación del metal.

2 S2Fe + 7/2 O2 Fe2O3 + 4 SO2

Propiedades generales de los haluros

Fluoruros

En función de la naturaleza del enlace F-E los fluor uros se pueden clasificar de la siguiente manera:

CLORUROS DE LOS ELEMENTOS PERTENECIENTES A LOS BLOQUES S Y P.

Dado que Cl, Br y I tienen electronegatividades más bajas que el Flúor, esde esperar el siguiente comportamiento general:

•Disminuye el carácter iónico en la secuencia Cl>Br>I.

•Progresivo aumento en la dificultad por formar haluros que estabilicenE.O. máximos en la misma secuencia Cl > Br > I

Las propiedades de los halogenuros iónicos son las típicas de las sustancias

iónicas:

1. Forman redes cristalinas muy estables de alta temperatura defusión.

2. Son solubles en disolventes polares y en particular agua,salvo en casos de una muy elevada energía de red.

Variación del carácter iónico/covalente a lo largo de un periodo

Variación del carácter iónico/covalente a lo largo de un grupo

Para un mismo elemento, la variación en es estado de oxidación influye, ya que

un catión mas polarizante conduce a un enlace más covalente

Haluros de un mismo elemento. Haluros de Aluminio.

El flúor, poco polarizable, tiende a estabilizar estructuras en

general iónicas con un mayor o menor grado de covalencia debido justamente a

su elevada e.n. mientras que el yodo, muy polarizable, estabiliza estructuras

moleculares.

SÍNTESIS Y REACTIVIDAD DE HALUROSAunque es difícil sistematizar todos los métodos de síntesis, se pueden dividir en tres tipos de reacciones:

1.- Reacción directa

M + n/2X2 MXn

2.- Reacciones de óxidos o hidróxidos con los haluros de hidrógeno

3.- Reacciones de óxidos covalentes con haluros covalentes.

4.- Reacciones de intercambio de halógeno

REACCIONES DE HIDRÓLISIS

La mayor parte de los haluros covalentes reaccionan con disolventes próticos (H2O, ROH):

EXm + n H2O (OH)nEXm-n + nHX

Esta es una reacción de hidrólisis cuyo resultado suele ser el

hidrácido del elemento más electronegativo y el oxoácido del máshidrácido del elemento más electronegativo y el oxoácido del más

electropositivo. Si se calienta, eliminándose HX, o si el producto de

hidrólisis es insoluble, el equilibrio se desplaza fácilmente a la

derecha y la reacción se completa (Pº Le Chatelier)

BCl3 (g) + 3 H2O (l) B(OH)3 (aq) + 3 HCl (ac)

¡Los haluros iónicos se disocian!