estructura electrónica de los átomos y propiedades ......breve resumen de los modelos...

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V. LV. Lóópezpez--ArzaArza

Estructura electrónica de los átomos y propiedades

periódicas. Enlace químico.

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Estructura electrónica de los átomos y propiedades periódicas.

Enlace químico .• Introducción• Modelos atómicos. Descripción

mecano-cuántica del átomo• Configuraciones electrónicas• Tabla periódica• Propiedades periódicas• Enlace químico

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La estructura electrónica

Es primordial conocer :� La distribución espacial de los electrones.� La energía de los diferentes estados electrónicos.

¿Por qué? De ella dependen:�Las propiedades de los átomos. �Las propiedades químicas de las sustancias.

La herramienta:� Los espectros atómicos.

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Breve resumen de los modelos atómicos

- Teoría atómica de Dalton:La materia es discontinua y está formada por partículas inalterables e indivisibles, los átomos .

- Modelo atómico de Thomson (1904):El átomo está formado por las cargas negativas, los electrones , incrustados en una masa de carga positiva.

- Modelo atómico de Rutherford (1911):El átomo está formado por un núcleo donde se alojan la carga positiva y la casi totalidad de la masa, rodeado de una corteza formada por los electrones que giran a su alrededor .

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Breve resumen de los modelos atómicos

- Modelo atómico de Bohr (1913):Se basa en la teoría cuántica .

La luz tiene una naturaleza dual:1. como una onda2. como un haz partículas (fotones)

Fotón es una “partícula” de luz y suenergía es un cuanto.

Energía de un cuanto:E = hν

Constante de Planck (h)h = 6.63 x 10-34 J•s

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Modelo atómico de Bohr (1913)

Efotón = ∆E = Ef – Ei = hυ

1. El e- gira en orbitas circulares de radios definidos.

En = -RH( )1n2

n (nº cuántico principal) = 1,2,3,…

RH (Constante Rydberg) = 2.18 x 10-18J

2. Los e- en estas órbitas poseen una energía fija y definida.

3. La emisión de luz (fotón) se debe a la caída del e- desdeun nivel de mayor energía a otro de menor energía.

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E = hν

E = hν

Analogía mecánica del proceso de emisión. La pelota puede parar en cualquier peldaño pero nunca entre dos.

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Efotón = ∆E = Ef - Ei

Ef = -RH ( )1n2

f

Ei = -RH ( )1n2

i

i f∆E = RH( )1

n21n2

nf = 1

ni = 2

nf = 1

ni = 3

nf = 2

ni = 3

Niveles de energía del átomo de H y las distintas series de emisión.

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Niveles de energía del átomo de H y las distintas series de emisión.

nf = 1

ni = 2

nf = 1

ni = 3

nf = 2

ni = 3

i f∆E = RH( )1

n21n2

nf = 2

ni = 4

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Breve resumen de los modelos atómicos

- Modelo mecano-cuántico:El electrón presenta propiedades ondulatorias y corpusculares.

Es imposible determinar con exactitud la posición de un electrón alrededor del átomo (Principio de incertidumbre de Heisemberg).

El orbital atómico es la región donde existe mayor probabilidad de encontrar al electrón.

Los estados energéticos permitidos para el átomo y la molécula se distinguen entre sí mediante cuatro números cuánticos: n, l, ml y ms.

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Números cuánticos

Número cuántico magnético de espín Toma los dos valores ms = +1/2 , - 1/2

Número cuántico principalToma los valores n = 1,2,3,4,.....

Número cuántico orbital ( número cuántico secundario o del momento angular)

Toma los valores l = 0, 1,2,3,4,.. (n-1)

Número cuántico magnético Toma los valores m l = = -l, ..... –2, -1, 0, 1, 2, ... + l

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Números cuánticos del átomo de hidrógeno

Nombre Símbolo Valores Nombre de conjunto Describe

Principal n 1, 2, 3,… Nivel o capa Tamañoy energía orbital

Azimutal l 0, ……. n-1 Subnivel o subcapa Formadel orbital

Magnéticoorbital

ml -l, …, 0, …+l Orbital de una subcapa Orientacióndel orbital

Magnéticode espín

ms ±1/2 Orientacióndel espín

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Nivel o capa: Conjunto de orbitales con igual valor de n.Cada nivel principal de nº cuántico n contiene un total de nsubniveles (2n2 e-).

Subnivel o subcapa: Conjunto de orbitales con los mismosvalores de n y l.Cada subnivel de nº cuántico l contiene un total de 2l+1 orbitales(2(2l+1) e-).

Orbital: electrones con los mismos valores de n, l, y ml.Cada orbital puede contener dos e-, que deben tener los espinesopuestos.

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V. LV. Lóópezpez--ArzaArzanivel 2nivel 1

subnivel psubnivel ssubnivel s

l(0, 1,…n-1)

ml(-l,..0..,+l)

n(1, 2, 3,…)

1 2

0

0

0 1

0 -1 0 +1

Números cuánticos

1s 2px 2py 2pz2s

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nivel 3

l

ml

n

Números cuánticos

subnivel s

3

0 -1 0 +1 -1 0 +1-2 +2

0 1 2

3s

subnivel p

3px 3py 3pz

subnivel d

3dx2-y2 3dz2 3dxy 3dxz 3dyz

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Configuración electrónica

La distribución de los electrones de un átomo en orbitalesrecibe el nombre de configuración electrónica . La de menorenergía es la configuración electrónica fundamental.

nXy

n : número cuántico principalX: Tipo de orbital (s, p, d, f)Y: número de electrones

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Principio de exclusión Pauli: No puede haber en un átomodos electrones con los cuatro mismos números cuánticos.

Principio de Construcción o de Aufbau : El estadofundamental de un átomo se obtiene llenando los orbitales pororden creciente de energía.

Como regla general, los orbitales se llenan por orden creciente de n + l y, a igual n + l, por valores crecientes de n.

Regla de Hund: La distribución electrónica más estable en los subniveles es la que tiene el mayor número de espines paralelos.

Configuración electrónica

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Orden de llenado de los subniveles atómicos en un átomo polielectrónico

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s

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H 1 electron

H 1s1

He 2 electrons

He 1s2

Li 3 electrons

Li 1s22s1

Be 4 electrons

Be 1s22s2

B 5 electrons

B 1s22s22p1

C 6 electrons

? ?

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C 6 electrons

C 1s22s22p2

N 7 electrons

N 1s22s22p3

O 8 electrons

O 1s22s22p4

F 9 electrons

F 1s22s22p5

Ne 10 electrons

Ne 1s22s22p6

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Excepciones a la configuraciónelectrónica (metales de transición):

1. Los estados con subniveles completos o semicompletos (o totalmente vacíos) tienen unaespecial estabilidad:

Cr: [Ar] 3d54s1

Ag: [Kr] 4d105s1

Cu: [Ar] 3d104s1 Mo: [Kr] 4d55s1

Pd: [Kr] 4d10Au: [Xe]4f14 5d106s1

2. Al formar cationes, los electrones se sacan primero de los orbitales np, luego ns y finalmente (n-1)d.

Mn: [Ar] 3d54s2 Mn2+: [Ar] 3d5

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Tabla periódica de los elementos

Tabla de MENDELEEV y MEYER

Tabla actual:Las propiedades de los elementos son función periódica del NÚMERO ATÓMICO.

Ordenados los elementos por orden creciente de la MASA ATÓMICA se observa una repetición periódica de s us propiedades.

Problemas :→→→→Inversión de las masas : Co-Ni, I-Te→→→→Familias con elementos muy dispares I (A- B ) y VII(A-B) .

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Periodicidad electrónica y periodicidad química

Las reglas de construcción del átomo con Z electronesdeterminan la periodicidad electrónica externa:

• Se repiten regularmente configuraciones más externa de valencia. (FAMILIAS).

•Variación gradual de la configuración electrónica de l a capa más externa según aumenta Z (PERIODOS)

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Fechas del descubrimiento de los elementos

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Las propiedades físicas y químicas de los elementos son una función periódica del número atómico (Z).

La tabla periódica Moderna(Werner y Paneth)

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periodos

Variación gradual de la configuración electrónica de la capamás externa según aumenta Z

grupos

Los elementos del m

ismo grupo tienen el

mism

o número de electrones en su capa m

ás externa

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f

dps

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Metales

Nom

etales

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Clasificación de los elementos

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ns1

ns2

ns2 n

p1

ns2 n

p2

ns2 n

p3

ns2 n

p4

ns2 n

p5

ns2 n

p6

(n-1

)d1

(n-1

)d5

(n-1

)d10

4f

5f

Configuraciónes electrónicas de los elementos en su estadofundamental

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Relación entre el llenado de orbitales y la Tabla Periódica

bloques

bloquef

bloqued

bloquep

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Propiedades periódicasPropiedades periódicasSon aquellas que varían con regularidad a lo largo de los grupos y periodos.

• Radio– Atómico.– Iónico.

• Volumen atómico (Mat/ρ)• Energía de ionización.• Afinidad electrónica.• Electronegatividad.• Carácter metálico.

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RadioRadio

• Atómico.– El átomo no tiene límites definidos.– Se toma como la mitad de la distancia entre dos

núcleos iguales.– El valor es aproximado ya que la distancia depende

del tipo de enlace.

• Iónico.– Los cationes tienen un radio menor que el atómico.– Los aniones tienen un radio mayor que el atómico.

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Radio atómico2º

Periodo3º

Periodo4º

Periodo5º

Periodo6º

Periodo

Elementos detransición

Elementos detransición

Elementos detransición

El comportamiento anterior se invierte en los metales de transición a partir del quinto elemento

Aumenta al descender por un grupo

Disminuye a lo largo del período

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Volumen atómico(volumen de 1 mol de átomos)

)3(g/cm

(g/mol)

ρ

MV = ρ = f(T, estructura cristalina)

Aumenta al descender por

un grupo

Disminuye a lo largo del período

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Energía de ionización (E I).Energía de ionización (E I).• Es la energía necesaria para extraer un electrón del

átomo neutro en estado gaseoso.• Se habla de 1ª EI cuando se extrae el primer

electrón, 2ª EI cuando se extrae el segundo electrón...

• Lógicamente es mayor en los no–metales que en los metales.

• En los gases nobles es mucho mayor aún.

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Be

B

N

O

Variación de la primera Energía de Ionización con Z

Disminuye al descender por un grupo

Existen ciertas irregularidades que pueden ser justificadas por la estabilidad de los subnivelesllenos o semillenos

Aumenta a lo largo del período

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Afinidad electrónica (AE).Afinidad electrónica (AE).

• Es la energía intercambiada cuando un átomo acepta un electrón.

• Normalmente esta energía es negativa (se desprende) aunque es positiva en los gases nobles y metales alcalino–térreos.

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Z

∆HA

E =

-A

E (

KJ/

mol

)

Es exotérmica, excepto en gases nobles y alguna configuración ns2 y ns2p3

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Volumen atómico

Energía Ionización

Afinidad electrónica

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Electronegatividad ( χχχχ)Electronegatividad ( χχχχ)

• Mide la tendencia de los átomos a atraer los electrones hacia sí.

• Lógicamente es mayor en los no–metales que en los metales.

• El flúor (F) es el elemento más electronegativo con un valor de 4,0 y el Francio (Fr) el menos con 0,7. El oxígeno (O) es el segundo elemento más electronegativo (3,5); después se sitúan el nitrógeno (N) y el cloro (Cl) con 3,0 y el resto de no–metales.

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Aumento electronegatividad

Aum

ento

ele

ctro

nega

tivid

adElectronegatividad de los elementos comunes

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Carácter metálicoCarácter metálico

• Es una magnitud inversa a la electronegatividad.

• Lógicamente, los elementos más electronegativos son los que menos carácter metálico tienen.

• Los elementos con mayor carácter metálico, son, pues, los menos electronegativos.

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METALES NO METALES

ReductoresM → M+ + e-

Oxidantes1/2X2 + e- → X-

Óxidos básicosCaO

Óxidos anfóterosAl2O3

Óxidos ácidosN2O5

HidróxidoRb(OH)

AnfóterosSn(OH)4

OxoacidosHIO3

Hidruros iónicosNa+ H-

CovalentesB2H6

Iónico-covalentesHCl

CationesMg2+

AnionesS2-

Variación de laspropiedades químicas

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Enlace químico• Son las fuerzas que mantienen unidos a los

átomos entre sí para formar moléculas o iones.• Son de tipo eléctrico.• Al formarse un enlace se desprende energía.• La distancia a la que se colocan los átomos es a

la que se desprende mayor energía produciéndose la máxima estabilidad.

• Los átomos se unen pues, porque así tienen una menor energía y mayor estabilidad que estando separados.

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H H

Distancia y energía de ENLACE

Ene

rgía

pot

enci

al

Distancia

ENLACE: Reorganización de la nube electrónica de la capa de valencia de manera que la densidad electrónica aumenta entre los núcleos

ENLACE: Los átomos se aproximan hasta la Epmínima

Distancia de enlace

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Estabilidad en un átomo.• Generalmente, los átomos buscan su máxima

estabilidad adoptando una configuración electrónica similar a la que tienen los gases nobles (1 s2 o n s2p6).

• El comportamiento químico de los átomos viene determinado por la estructura electrónica de su última capa (capa de valencia).

• Para conseguir la conf. electrónica de gas noble, los átomos perderán, capturarán o compartirán electrones (regla del octeto).

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Tipos de enlaces

• Iónico: unen iones entre sí.• Atómicos: unen átomos neutros entre sí.

– Covalente– Metálico

• Intermolecular: unen unas moléculas a otras.

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Enlace iónico

• Se da entre metales y no-metales .• Los metales tienen, en general, pocos

electrones en su capa de valencia y tienden a perderlos para quedar con la capa anterior completa (estructura de gas noble) convirtiéndose en cationes .

• Los no-metales tienen casi completa su capa de valencia y tienden a capturar los electrones que les faltan convirtiéndose en aniones y conseguir asimismo la estructura de gas noble.

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Enlace iónico (cont)• En enlace iónico se da por la atracción

electrostática entre cargas de distinto signo, formando una estructura cristalina.

•• EjemploEjemplo : : Na ––––––→→→→ Na+1 e–

Cl ––––––→→→→ Cl–El catión Na* se rodea de 6 aniones Cl–uniéndose a todos ellos con la misma fuerza, es decir, no existe una fuerza especial entre el Cl– y el Na+ que le dio el e–.

• La fórmula de estos compuestos es empírica .

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Propiedades de los compuestos iónicos

• Duros. • Punto de fusión y ebullición altos.• Sólo solubles en disolventes polares.• Conductores en estado disuelto o fundido.• Frágiles.

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Enlace covalente

• Se da entre dos átomos no-metálicos por compartición de e– de valencia.

• La pareja de e– (generalmente un e– de cada átomo) pasan a girar alrededor de ambos átomos en un orbital molecular.

• Si uno de los átomos pone los 2 e– y el otro ninguno se denomina ”enlace covalente coordinado” o “dativo”.

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Estructura de Lewis.• Consiste en representar con puntos “·” o “x” los e–

de la capa de valencia.• EjemplosEjemplos ::

• Grupo: 17 16 15 14

• Átomo: Cl O N C

• Nº e– val. 7 6 5 4

•• ·· · · ·: Cl · : O · : N · · C ··· ·· · ·

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Enlace covalente.

• Puede ser:– Enl. covalente simple: Se comparten una pareja de

electrones.– Enl. covalente doble: Se comparten dos parejas de

electrones.– Enl. covalente triple: Se comparten tres parejas de

electrones.– No es posible un enlace covalente cuádruple entre

dos átomos por razones geométricas.

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Tipos de enlace covalente.

• Enlace covalente puro– Se da entre dos átomos iguales.

• Enlace covalente polar– Se da entre dos átomos distintos.– Es un híbrido entre el enlace covalente

puro y el enlace iónico.

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Ejemplos deenlace covalente puro.

• Se da entre dos átomos iguales.•• Fórmula• 2 H · (H · + x H) → H ·x H ; H–H ⇒ H2

• ·· ·· ·· ·· ·· ·· ··2 :Cl · :Cl· + xCl: → :Cl·xCl: ; :Cl–Cl: ⇒ Cl2·· ·· ·· ·· ·· ·· ··

• · · x ·x 2 :O· :O· + xO: → :O·xO: ; :O=O: ⇒ O2·· ·· ·· ·· ·· ·· ··

• · · x ·x 2 :N· :N· + xN: → :N·xN: ; :N≡N: ⇒ N2· · x ·x

Enl. covalente simple

Enl. covalente triple

Enl. covalente doble

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Enlace covalente polar (entre dos no-metales distintos).

• Todos los átomos deben tener 8 e– en su última capa (regla del octeto) a excepción del hidrógeno que completa su única capa con tan sólo 2 e– .

• La pareja de e– compartidos se encuentra desplazada hacia el elemento más electronegativo, por lo que aparece una fracción de carga negativa “δ–” sobre éste y una fracción de carga positiva sobre el elemento menos electronegativo “δ+”.

H Cl

µδ+ δ−

Región pobre en electrones

Región rica en electrones

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Ejemplos deenlace covalente polar.

• ·· ·· ··:Cl · + x H → :Cl ·x H ; :Cl–H ⇒ HClHCl

·· ·· ··

• ·· ·· ··· O · + 2 x H → Hx ·O ·x H ; H–O–H ⇒ HH22OO

·· ·· ··

• ·· ·· ··· N · + 3 x H → Hx ·N ·x H ; H–N–H ⇒ NHNH33· ·x |

H H

• ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ··· O · + 2 x Cl: → :Clx ·O ·x Cl: ; :Cl–O–Cl: ⇒ ClCl22OO

·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ··

δδδδ–δδδδ+

–+

δδδδ–δδδδ+

δδδδ+δδδδ–

δδδδ–δδδδ+

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Momento dipolar (µ)

• Es un vector que depende de la diferencia de electronegatividad de los átomos.

• La punta de flecha se dirige hacia el átomo con “δδδδ–”.

• Cada enlace polar tiene un µ, pero la molécula será polar sólo si la suma de los momentos dipolares no se anula.

• Así el H2O y el NH3 tienen µµµµ neto ≠ 0, mientras que moléculas como el CO2 o el CH4 tienenµµµµ neto = 0 y son apolares.

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Propiedades de los compuestos covalentes

� Forman moléculas discretas, aunque se presenten en estado sólido, líquido o gaseoso (fuerzas intermoleculares).

� Tienen puntos de fusión y ebullición bajos.

� Los sólidos son frágiles, quebradizos y de aspecto céreo.

� Densidad baja.

� Malos conductores de la electricidad y el calor.

� Las moléculas polares se disuelven en disolventes polares, y las moléculas no polares se disuelven en disolventes no polares.

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Enlace metálico

• Se da entre átomos metálicos.• Todos tienden a ceder e– .• Los cationes forman una estructura cristalina,

y los e– ocupan los intersticios que quedan libres en ella sin estar fijados a ningún catión concreto (mar de e– ).

• Los e– están, pues bastante libres, pero estabilizan la estructura al tener carga contraria a los cationes.

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Propiedades de los compuestos metálicos

• Punto de fusión y ebullición muy variado (aunque suelen ser más bien alto)

• Son muy solubles en estado fundido en otros metales formando aleaciones.

• Muy buenos conductores en estado sólido.

• Son dúctiles y maleables (no frágiles).

presión

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Fuerzas intermoleculares

•• Enlace (puente) de hidrEnlace (puente) de hidr óógenogeno– Se da entre moléculas muy polarizadas por ser

uno de los elementos muy electronegativo y el otro un átomo de H, que al tener “δ+” y ser muy pequeño permite acercarse mucho a otra

molécula.

•• Fuerzas de Van Fuerzas de Van derder WaalsWaals ::– Fuerzas de dispersión (London)– Atracción dipolo-dipolo

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Fuerzas intermoleculares (cont.)

•• Fuerzas de dispersiFuerzas de dispersi óón (n (LondonLondon ):):– Aparecen entre moléculas apolares. En un

momento dado la nube electrónica se desplaza al azar hacia uno de los átomos y la molécula queda polarizada instantáneamente. Este dipolo instantáneo induce la formación de dipolos en moléculas adyacentes.

•• AtracciAtracci óón dipolon dipolo --dipolo: dipolo: – Se da entre moléculas polares. Al ser los

dipolos permanentes la unión es más fuerte.

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Fuerzas intermoleculares

Fuerzas de dispersión

Enlace de hidrógeno

Atracción dipolo-dipolo

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• Por:

Dr. J.A. Organero Gallego

www.quimicafisica.es

Universidad de Castilla la-Mancha

UCLM