1. Tema 3
1. La Tabla Periódica
1. Antecedentes históricos
2. Tabla Periódica moderna: organización
2. Clasificación de los elementos
3. Propiedades periódicas
1. Radio atómico e Iónico
2. Energía de ionización
3. Afinidad electrónica
Propiedades periódicas
1

2. Tema 3
Antecedentes
• J. Döbereiner (1817)
Similitudes entre conjuntos
elementos (Triadas):
– Ca, Sr, Ba;
– Cl, Br, I;
– S, Se, Te.
de
tres
• J. Newlands (1863)
Ordenó los elementos por su masa
atómica, y observó que se repite un ciclo
de propiedades comunes cada 8
elementos.
Ley
de
las
octavas (escala
musical).
• Mendeleiev y Meyer (1869)
– Sugieren el mismo patrón organizando los elementos
conocidos en grupos de 8 elementos en orden de masa
atómica creciente.
D. Mendeleiev
L.Meyer
Propiedades periódicas
2

3. Tema 3
Clasificación de los elementos. La ley periódica
• 1869, Dimitri Mendeleev Lother Meyer
Cuando los elementos se organizan en
orden creciente de sus masas atómicas,
algunos conjuntos de propiedades se
repiten periódicamente
A fin de asegurar que los patrones de
propiedades se ajustaran a la estructura de
la tabla fue necesario dejar espacios
vacíos. Esos espacios corresponderían a
elementos desconocidos.
Éxitos de Mendeleiev
• Dejar huecos que corresponderían a elementos por
descubrir: 44, 68, 72, y 100 (Sc, Ga, Ge y Tc)
• Corrigió las masas atómicas de algunos elementos (I,
Te, In, U).
Propiedades periódicas
3

4. Tema 3
Problemas de la ordenación de Mendeleiev
• Siguiendo el orden de masas atómicas
crecientes los elementos no siempre encajaban
en el grupo con propiedades coincidentes.
o Tuvo que invertir el orden de Ni y Co, Y y Te
• Se estaban descubriendo elementos nuevos
como holmio y samario para los que no había
hueco previsto.
• En algunos casos elementos del mismo grupo
eran muy diferentes en cuanto a su reactividad
química.
• Grupo 1: contiene metales alcalinos (muy
reactivos) y metales de acuñación (Cu, Ag y
Au; muy poco reactivos)
• Para establecer un grupo, al menos se tenía que
conocer un elemento
• No se conocían los gases nobles y no se
dejó espacio para ellos
Propiedades periódicas
4

5. Tema 3
Contribución de Moseley
• Llevó a cabo experimentos con
Rayos X, descubriendo que:
Al incidir un haz de RX en un
elemento, los átomos de éste
emiten rayos X de una frecuencia
característica de cada elemento.
Las frecuencias están correlacionadas con las
cargas nucleares Z.
ν = A (Z − b)2
Permitió predecir nuevos elementos (43, 61, 75) que
se descubrieron posteriormente.
Encontró que al ordenar los elementos con respecto
a Z se eliminaban las irregularidades de la tabla de
Mendeleiev basada en la masa atómica y se
definían con exactitud los huecos para los que era
necesario encontrar elementos
Propiedades periódicas
5

6. Tema 3
Tabla Periódica de los Elementos Moderna
Gases Nobles
Número de grupo
Elementos representativos
Halógenos
Elementos p
Elementos d
Elementos de
transición
Elementos f
Periodo
Elementos s
Metales Alcalinos
Metales Alcalinos Térreos
Lantánidos
Actínidos
No utilizan designaciones
numéricas
Propiedades periódicas
6

7. Tema 3
Propiedades Periódicas
• Radios atómicos
• Energías de ionización o potenciales de
ionización
• Afinidad electrónica
Unidades
Picómetro: 1pm = 1·10-12 m
Ángstrom: 1Å = 1·10-10 m
El tamaño de los átomos: Radio atómico
• Se supone que los átomos son esferas rígidas, lo cual no es
cierto
• Concepto de radio atómico carece de sentido estricto
– La función de distribución radial disminuye gradualmente
al aumentar la distancia al núcleo.
Carga que no
contribuye
Carga que
contribuye
90%
Propiedades periódicas
7

8. Tema 3
No es posible determinar el radio atómico en átomos aislados
Se habla de radio covalente o de radio metálico
Radio metálico
Radio covalente
Radio covalente
• Moléculas diatómicas: H2, Cl2
– Radio covalente es la mitad de la distancia
internuclear.
– Los datos de radios se refieren a enlaces sencillos (ni
dobles ni triples)
– Limitación:
• Se obtienen radios covalentes diferentes para diferentes
órdenes de enlace ya que los átomos no son esferas
indeformables
O2: d(O-O)=1,21Å
H2O2: d(O-O)=1,47 Å
Radio metálico
• La mayor parte de los metales son sólidos cristalinos
formados por empaquetamiento, más o menos compacto,
de átomos.
– La mitad de la distancia internuclear entre dos átomos
contiguos en el cristal es el radio metálico.
Propiedades periódicas
8

9. Tema 3
Variación de los radios atómicos
• Periodo
Disminución gradual de izquierda a derecha (bloques s y
p), como resultado del aumento progresivo de la carga
nuclear efectiva Z*.
Z* =La carga nuclear efectiva (la cantidad de carga
nuclear sentida por un e -)
Slater desarrolló una constante, σ que representa la
habilidad de un e - para proteger otro e - (en el mismo tipo
orbital o uno diferente) de la carga nuclear
Z*=Z-σ
Z = Carga nuclear real
σ = Constante de apantallamiento
Para calcular σ: 1s, (2s,2p), (3s,3p), 3d, (4s,4p), 4d, 4f.
* los e- en orbitales más externos no contribuyen.
* los e- en el mismo grupo contribuyen con 0.35, excepto
en 1s que contribuyen 0.30
* los e- S o P en el grupo n-1 contribuyen 0.85
* los e- restantes contribuyen 1.00
1s2
σ=1x0,30= 0,30
Z*=1,7
2
2
5
1s 2s 2p
σ=6x0,35 + 2x0,85= 3,80
Z*=5,2
9F
2
2
6
1
Z*=2,2
11Na1s 2s 2p 3s σ=8x0,85 + 2x1 = 8,80
2
2
6
2
12Mg1s 2s 2p 3s σ=1x0,35+ 8x0,85 + 2x1 = 9,15 Z*=2,85
2
2
6
2
1
13Al 1s 2s 2p 3s 3p σ=2x0,35+8x0,85 + 2x1 = 9,50 Z*=3,5
2He
Propiedades periódicas
9

10. Radio Atómico en pm
Tema 3
Número Atómico
• En cada periodo, el elemento alcalino tiene el mayor
radio y el gas noble, el más pequeño.
• En las series de transición, el radio disminuye de
izquierda a derecha, con ligeros repuntes al final.
• Grupos s y p
– Aumenta al descender en un grupo
– ¿Razón?: Los electrones de valencia se encuentran en
orbitales de número cuántico principal cada vez mejor
apantallados y por tanto percibiendo menos la carga
nuclear
Propiedades periódicas
10

11. Tema 3
Variación de los radios atómicos
• Variación en los grupos del bloque d
– Se observa el aumento esperado al pasar del elemento de la 1ª ST a la
segunda
– Los elementos de la 2ª y 3ª ST tienen radios muy semejantes• Mo: 1,40Å –––
W: 1,41 Å
– ¿Razón? Previamente a la 3ª ST se han llenado los orbitales f de bajo efecto
de pantalla Contracción lantánida
Propiedades periódicas
11

12. Tema 3
Radio iónicos
Es una magnitud difícil de
medir ya que, no hay una
regla universal para dividir
esta distancia entre los dos
iones
Radio iónico
Radios de los cationes
Los radios de los cationes son
más pequeños que los de los
átomos neutros por dos razones.
Radios de los aniones
Los aniones son mayores que los
átomos neutros.
Propiedades periódicas
12

13. Tema 3
Energía de Ionización
Definición: Cantidad de energía necesaria para separar
el electrón más externo de un átomo en estado
fundamental, en fase gaseosa y a presión y temperatura
estándar.
Son siempre valores positivos. La ionización es un
proceso endotérmico.
X+(g) + e−
X(g) + Energía
Determinación: Se determina con gran precisión por
análisis de los espectros atómicos. Diferencia de energía
entre el nivel ocupado más externo y el correspondiente a
n=∞
Unidad: Electrón-volt (eV) 1eV=96,49 kJ/mol
Energías de ionización sucesivas:
X(g)
X+(g)+ e−
I1
X+(g)
X+2(g)+ e−
I2
Mg(g)
Mg+(g) + e-
I1 = 738 kJ
Mg+(g)
Mg2+(g) + e-
I2 = 1451 kJ
Propiedades periódicas
13

14. Tema 3
Factores que influyen en la Energía de Ionización
– El tamaño del átomo
– La carga del núcleo
- Cómo de eficazmente apantallan los capas internas la carga nuclear
– El tipo de electrón que se ioniza
• Estos factores están inter-relacionados
Propiedades periódicas
14

15. Tema 3
Afinidad electrónica
Definición: Energía mínima necesaria para la formación
de un ion uninegativo a partir el átomo neutro en su
estado fundamental, en fase gaseosa y a P y T estándar
X(g)+ e−
X−(g) AE1
Unidades: Electron-volt (eV) o kJ/mol 1eV=96,49 kJ/mol
Determinación: Es una magnitud difícil de determinar
experimentalmente. Se suele calcular indirectamente a
partir de ciclos termodinámicos (por ejemplo Born-Haber).
Por tanto tiene una menor precisión que la energía de
ionización
Criterio de signos para la AE
Criterio de signos: La formación de un ión uninegativo, a
partir de un átomo neutro puede ser un proceso
exotérmico o endotérmico.
En la mayoría de los casos, el electrón que se incorpora
resulta fuertemente atraído por el núcleo siendo por tanto
un proceso exotérmico.
Nosotros adoptamos el criterio termodinámico (signo
negativo cuando se libera energía)
Los átomos de haluros se transforman en halogenuros
exotérmicamente
F(g)+ e−
F−(g) AE1
∆H = −328 kJ / mol
AE = −328 kJ / mol = 3,4 eV
Propiedades periódicas
15

16. Tema 3
Afinidad Electrónica(KJ/mol)
Afinidad electrónica
Número atómico
Propiedades periódicas
16

17. Tema 3
Electronegatividad
• En 1931, Pauling definió la electronegatividad como la tendencia de un átomo a
atraer sobre sí los electrones cuando se combina con otro formando un
compuesto químico.
Propiedades periódicas
17

18. Tema 3
• La electronegatividad es un concepto relativo, no una función mensurable. La
escala de Pauling es una escala arbitraria en la que se asigna el máximo valor
(4,0) al F.
• La consecuencia de la diferente electronegatividad es la polarización del enlace
A–––B
Electronegatividad y carácter iónico
Pauling introdujo la idea de que el carácter iónico de un enlace varía con la
diferencia de electronegatividad mostrada
Con una ∆χ=1.7 el porcentaje de ionicidad es del 50%.
Propiedades periódicas
18

19. Tema 1.
Fuerzas intermoleculares
Tema 1. Fuerzas intermoleculares. Geometría
molecular. Momentos dipolares. Fuerzas de van de
Waals y radios de van de Waals. El enlace de
hidrógeno. El estado líquido. Estructura y propiedades
del agua. Estructura de los sólidos. Tipos de sólidos.
Objetivos:
1. Conocer la geometría de las moléculas discretas mediante la aplicación del VSEPR
2. Establecer el concepto de momento dipolar. Enlace polar, molécula polar.
3. Estudiar las fuerzas intermoleculares.
4. Relacionar las propiedades físicas de las sustancias con las fuerzas intermoleculares.
5. Aplicar los conceptos anteriores al agua
6. Identificar las estructuras de los sólidos en función de las fuerzas que operan en ellos.
1

20. Tema 1.
Fuerzas intermoleculares
Geometría molecular. Solo moléculas covalentes.
♦
La geometría molecular se refiere a la organización tridimensional de los átomos en las
moléculas.
♦
Muchas propiedades físicas y químicas (punto de fusión, punto de ebullición, densidad
y los tipos de reacciones) se ven afectadas por la geometría molecular.
♦
Las longitudes y ángulos de enlace, se debe de determinar experimentalmente.
♦
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.
♦
La idea es que los pares de electrones de la capa de valencia se repelen entre sí para
alcanzar una geometría de energía mínima. Electrones enlazantes y no enlazantes.
♦
Recuento de electrones de valencia del átomo central y su clasificación (PE, PL).
2

21. Tema 1.
Fuerzas intermoleculares
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.
3

22. Tema 1.
Fuerzas intermoleculares
Moléculas en las cuales el átomo central tiene uno o más pares libres
La determinación de la geometría de una molécula es más complicada si el átomo
central tiene tanto pares enlazantes como pares libres.
En estas moléculas hay tres tipos de fuerzas de repulsión
• Entre pares enlazantes,
• 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. par enlazante >
Repulsión par enlazante VS. par enlazante.
4

23. Tema 1.
Fuerzas intermoleculares
Nº de enlaces Nº pares solitarios Nº direcciones
Geometría
Ejemplo
5

24. Tema 1.
Nº de enlaces
Nº direcciones
Nº pares solitarios
Geometría
Ejemplo
6

25. Tema 1.
Fuerzas intermoleculares
Guía para la aplicación del modelo de RPECV
• Se escribe la estructura de Lewis de la molécula, considerando únicamente los pares
de electrones que rodean al átomo central (esto es, el átomo que está enlazado a más
de un átomo).
• Se cuenta el número total de pares de electrones que rodean al átomo central (esto es,
pares enlazantes y pares libres). Una buena aproximación es considerar los dobles y
triples enlaces como si fueran sencillos..
• Se usan las tablas anteriores para predecir la geometría molecular.(Lineal, triangular,
tetraedrica, bipiramide trigonal, octaedrica)
• En la predicción de ángulos de enlace, obsérvese que un par libre repele a otro par
libreo a un par enlazante más fuertemente que lo que un par enlazante.
7

26. Tema 1.
Fuerzas intermoleculares
Momentos dipolares.
En algunos enlaces la carga no se distribuye simétricamente
H
F
H
F
µ=Qxr
o El momento dipolar generalmente se expresa en debyes (D), unidades llamadas así en
honor de Peter Debye.
o El factor de conversión es:
1 D = 3.33 x 10-30 C m
Donde C es coulombio y m es metro.
8

27. Tema 1.
Fuerzas intermoleculares
Moléculas con más de dos átomos
El momento dipolar de una molécula formada por tres o más átomos depende tanto de
la polaridad del enlace como de la geometría molecular.
La presencia de un enlace polar no necesariamente implica que la molécula tenga
momento dipolo.
Momento dipolar
resultante
C
O
O
O=C=O
Molécula lineal
Molécula angular
(No tiene momento dipolar)
(Tiene momento dipolar )
µ = 1.46D
N
H
N
H
F
F
µ = 0.24D
H
F
9

28. Tema 1.
Fuerzas intermoleculares
Enlaces polares y moléculas polares
C
l
H
C
l
Cl
C
C
C
H
Cl
trans-dicloroetileno
µ = 0D
H
C
H
cis-dicloroetileno
µ = 1.46D
10

29. Tema 1.
Fuerzas intermoleculares
La teoría cinético-molecular de líquidos y sólidos
La diferencia principal entre el estado condensado (líquidos y sólidos) y el estado
gaseoso estriba en las distancias intermoleculares.
Las moléculas en los líquidos y los sólidos están unidas por uno o más tipos de fuerzas.
11

30. Tema 1.
Fuerzas intermoleculares
Fuerzas intermoleculares
Las fuerzas de atracción entre las moléculas son llamadas fuerzas intermoleculares.
12

31. Tema 1.
Fuerzas intermoleculares
Fuerzas de van der Waals y radios de van der Waals
Elemento P.ebullición
helium -269°C
neon
-246°C
argon
-186°C
krypton -152°C
xenon
-108°C
radon
-62°C
13

32. Tema 1.
Fuerzas intermoleculares
Relación entre propiedades físicas y fuerzas intermoleculares
Hay una relación directa entre
las fuerzas intermoleculares y
las propiedades físicas.
Por ejemplo a mayores fuerzas
intermoleculares mayores
puntos de fusión o ebullición
Moléculas ramificada mas
interacciones que las
lineales
Moléculas polares mas
interacciones que las
apolares
14

33. Tema 1.
Fuerzas intermoleculares
El enlace de hidrógeno
El enlace de hidrógeno es un tipo especial de
interacción dipolo-dipolo entre el átomo de
hidrógeno de un enlace polar y un átomo
electronegativo como O, N o F.
A-H---B
A-H--A
• Los tres átomos están en una línea recta, pero el
ángulo AHB (o AHA) puede desviarse de la
linealidad hasta 30º.
• La energía promedio del enlace de hidrógeno es
bastante mayor que la de la interacción dipolodipolo (hasta 40 Kj/mol).
15

34. Tema 1.
Fuerzas intermoleculares
Tipos de enlaces de hidrógeno
Enlaces intermoleculares
• dímeros (dímeros de ácidos carboxílicos)
• redes monodimensionales 1D, HF, HCN, HCO3• redes bidimensionales 2D, B(OH)3,
• redes tridimensionales 3D, NH4F, H2O, H2O2
Enlaces intramoleculares
16

35. Tema 1.
Fuerzas intermoleculares
Relación entre el enlace de hidrógeno y las propiedades físicas.
La primera evidencia del enlace de hidrógeno proviene del estudio de los puntos de
ebullición
P.E
78.5°C
-24.8°C
17

36. Tema 1.
Fuerzas intermoleculares
El estado líquido
Relacionado con las fuerzas intermoleculares, se pueden abordar las propiedades de las
sustancias condensadas
• Fenómenos asociados con líquidos: la tensión superficial y la viscosidad.
• Estructura y propiedades del agua.
Tensión superficial
¿Por qué, entonces, el agua forma gotitas en la superficie de
un coche recién encerado, en lugar de formar una película
sobre él?
La respuesta a esta pregunta reside en las fuerzas
intermoleculares.
La tensión superficial de un líquido es la cantidad de energía requerida para estirar o
aumentar la superficie por unidad de área.
18

37. Tema 1.
Fuerzas intermoleculares
• Los
líquidos
formados
por
moléculas
con
fuerzas
intermoleculares fuertes tienen tensiones superficiales altas.
• Debido al enlace de hidrógeno, el agua tiene una gran tensión
superficial.
La tensión superficial se manifiesta en forma de capilaridad.
La tensión superficial del agua provoca que esta capa se contraiga
y al hacerlo tira del agua hacia la parte superior del tubo.
Dos tipos de fuerzas provocan la capilaridad.
Una es la atracción intermolecular entre moléculas afines, cohesión.
La otra, que se denomina adhesión a las paredes del recipiente.
Si adhesión >> adhesión, el líquido subirá por las paredes hasta que las fuerzas de
atracción quedan balanceadas por el peso del líquido.
19

38. Tema 1.
Fuerzas intermoleculares
Viscosidad
La viscosidad una medida de la resistencia de un fluido a fluir.
Los líquidos que tienen fuerzas intermoleculares
fuertes tienen viscosidades más altas que
aquellos que tienen fuerzas intermoleculares
débiles
A mayor viscosidad, el líquido fluye de modo
más lento.
La viscosidad de un líquido comúnmente disminuye con un aumento de temperatura
20

39. Tema 1.
Fuerzas intermoleculares
La estructura y propiedades del agua
>Densidad
Las moléculas de agua se enlazan en una gran red
Enlaces de
hidrógeno
tridimensional en la cual cada átomo de oxígeno está
unido aproximadamente a cuatro átomos de hidrógeno,
dos por enlaces covalentes y dos por enlaces de
hidrógeno.
Enlaces de
hidrógeno
La
estructura
tridimensional
altamente
ordenada del hielo, evita que las moléculas se
acerquen mucho entre sí, tiene menor densidad!
El agua sólida es menos densa que líquida: el
hielo flota en la superficie del agua.
21

40. Tema 1.
Fuerzas intermoleculares
>El agua tiene un calor específico alto.
La razón de ello es que para elevar la temperatura del agua (esto es, aumentar la
energía cinética promedio de las moléculas de agua), se deben romper primero
muchos enlaces de hidrógeno intermoleculares.
Por ello, el agua puede absorber una gran
cantidad
de
calor
mientras
que
su
temperatura sólo aumenta ligeramente.
Lo inverso también es cierto: el agua puede
proporcionar
mucho
calor
con
una
disminución muy ligera en su temperatura.
22

41. Tema 1.
Fuerzas intermoleculares
Estructura cristalina
Los sólidos se pueden dividir en dos categorías: cristalinos y amorfos.
Un sólido cristalino, como el hielo o el cloruro de sodio, tienen rigidez y orden de largo
alcance; sus átomos, moléculas o iones ocupan posiciones especificas.
El centro de cada una de las posiciones se llama un nudo de red, y el orden geométrico
de estos nudos cristalinos se
llama estructura cristalina.
La disposición de los átomos,
moléculas o iones en un sólido
cristalino es tal que las fuerzas
netas
de
atracción
intermolecular tienen un valor
máximo.
23

42. Tema 4. Propiedades generales. Propiedades generales de los
elementos no metálicos. Propiedades generales de los óxidos y de los
haluros a lo largo del sistema periódico. Variación del carácter iónicocovalente.
1

43. Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
2

44. ELEMENTOS DE LOS GRUPOS
13
14
15
16
3

45. Propiedades generales de los óxidos
El tipo de enlace en los óxidos, EmOn viene determinado por la naturaleza
del elemento E.
Cuando el oxígeno se combina con elementos muy electropositivos,
como los metales de los grupos 1 y 2, la diferencia de electronegatividad χOχE, es grande y el enlace entre ambos será fundamentalmente iónico pudiendo
reconocerse en la estructura al ion O-2. Este tipo de óxidos iónicos son sólidos
con elevados puntos de fusión y ebullición.
Li2O, MO (M=Mg, Ca, Sr)
4

46. 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 de electronegatividad
intermedia forma o bien óxidos moleculares o bien poliméricos, siempre con
enlaces de naturaleza covalente.
Al2O3
5

47. Clasificación de los óxidos
6

48. Evolución del caracter ácido/base de los óxidos
7

49. Podemos esquematizar la evolución del carácter ácido/base con la de propiedades
periódicas como la electronegatividad y el carácter metal-no metal del siguiente modo:
8

50. Comportamiento Ácido-base de los óxidos
9

51. En disolución acuosa, un óxido ácido es aquel que al reaccionar con la molécula de
agua libera protones originando el oxoanión correspondiente.
Muchos óxidos de no metales como el CO2, SO2, SO3 se disuelven en agua 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 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.
10

52. En los metales de transición es frecuente que un mismo elemento pueda presentar
diferentes estados de oxidación. Las propiedades ácido-base de sus óxidos pueden
variar considerablemente:
En los metales de transición es frecuente que un mismo elemento pueda presentar
diferentes estados de oxidación. Las propiedades ácido-base de sus óxidos pueden
variar considerablemente:
11

53. MÉTODOS DE SÍNTESIS GENERALES
A) Síntesis directa
El 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 el 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 oxidación dependiendo de las
condiciones, por ejemplo P4O6 o P4O10, FeO o Fe2O3 etc..
En el caso de los alcalinos se pueden formar peróxidos Na2O2 y superóxidos KO2.
12

54. B) Descomposición térmica de oxosales
Por ejemplo los carbonatos metálicos:
MCO3
MO + CO2
La descomposición de los carbonatos se hace más favorable al aumentar el poder
polarizante (relación carga/radio) del catión. Así, mientras los carbonatos alcalinos
funden sin descomposición, los carbonatos de metales di o tripositivos descomponen
fácilmente.
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
13

55. Propiedades generales de los haluros
14

56. Fluoruros
En función de la naturaleza del enlace F-E los fluoruros se pueden clasificar de la siguiente
manera:
15

57. CLORUROS DE LOS ELEMENTOS PERTENECIENTES A LOS BLOQUES S Y P.
Dado que Cl, Br y I tienen electronegatividades más bajas que el Flúor, es de esperar el
siguiente comportamiento general:
- Disminuye el carácter iónico en la secuencia Cl>Br>I.
- Progresivo aumento en la dificultad por formar haluros que estabilicen E.O.
máximos en la misma secuencia Cl > Br > I
16

58. Las propiedades de los halogenuros iónicos son las típicas de las sustancias
iónicas:
i)
Forman redes cristalinas muy estables de alta temperatura de fusión.
ii) 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
17

59. 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.
18

60. SÍNTESIS Y REACTIVIDAD DE HALUROS
Aunque 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
19

61. 3.- Reacciones de óxidos covalentes con haluros covalentes.
4.- Reacciones de intercambio de halógeno
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62. 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 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!
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