a Kevin Miranda 3 napja
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Los Óxidos de(F, Cl, Br, I)
Óxidos ácidos
ácidos muy fuertes al reaccionar con agua
HCl es mas fuerte que el HF
el HF es más débil que el HCl porque la fuerte atracción en el enlace H-F hace que sea más difícil para el HF disociarse completamente en agua, mientras que el HCl se disocia con mayor facilidad debido a la naturaleza más débil de su enlace.
I
Oxidarse y reducirse(Moderadamente se reduce)
Br
Oxidarse y reducirse(Mayormente se reduce)
Cl
oxidarse y reducirse(Mayormente se reduce)
F
Se reduce/Oxida a todos los elementos
-1
Te
Oxidos del Te
Tienden Óxidos Ácidos
Óxidos del Se
Óxidos del S
Con agua forman ácidos
+ No metal
Óxidos Ácidos
+ Metal
Polonio(Metálico)
Oxidarse
Te(Metaloide)
Se
S
O
Tienda a oxidarse(Poco comun)
Tiende a Reducirse(Muy comun)
-2(O), -2,+4,+6(S, Se, Te).
Óxidos del Bi
Basico
Óxidos de As y Sb
Anforteros
Óxidos de N Y P
Ácidos
Bi(Metal)
Sb(Metaloides)
As(Metaloides)
P(No metal)
N(No metal)
Tiende a Oxidarse como a reducirse
+5, +3
Estaño y Plomo
Óxidos básicos
Silicio y Germanio
Óxidos anfóteros
Carbono
Óxidos Acidos
Estaño y Plomo(Metales)
Tienden a oxidarse
Silicio y Germanio(Metaloides)
una tendencia a oxidarse a su estado de oxidación más alto (+4), especialmente cuando reaccionan con oxígeno
Carbono(No metal)
Versatil
tiene un comportamiento redox versátil, participando tanto en reacciones de oxidación como en reacciones de reducción. Dependiendo del estado de oxidación y el compuesto con el que reaccione, el carbono puede ganar o perder electrones.
+4, +2(Pb)
El estado +4 es más estable que el estado +2 en el estaño porque el efecto del par inerte no es lo suficientemente fuerte para estabilizar los electrones 5s como sucede en el plomo.
Ga, In, Tl
tendencia a actuar como ácidos de Lewis en sus compuestos
Aluminio
Boro
Anfotero
Ga, In, Tl(Metales)
Tienden a Oxidarse
Aluminio(Metal con carácter intermedio)
Tiende a oxidarse
porque su primer estado de oxidación es +3, lo que significa que puede fácilmente perder electrones. Sin embargo, a diferencia de otros metales que pueden corroerse rápidamente, el aluminio forma una capa de óxido protectora
Boro(Metaloide)
Tiende a oxidarse y una vez oxidado le cuesta reducirse
+3 +1(In y Tl)
Los demás óxidos de los demás tienen carácter básico
BeO Es anfótero como el aluminio
Tienen propiedades reductoras y son menos reactivos que los del grupo 1.
+2
Tienden a formar bases fuertes al reaccionar con agua
Potenciales de Reducción negativos(Tienden a oxidarse)
+1
La reacción de los metales alcalinos con agua se vuelve más violenta a medida que descendemos en el grupo porque el electrón de valencia es más fácil de perder, lo que aumenta la rapidez y la exotermicidad de la reacción. El calor liberado y la inflamación del hidrógeno gaseoso hacen que las reacciones sean progresivamente más espectaculares y peligrosas.
4NO2 +H2O ---> 3HNO3 + NO
H2S2O7 + H2O ---> 2H2SO4
SO3 + H2SO4 ---> H2SO4
SO2 + 1/2O2 ---> SO3
2C(s) + 4Al+3 + 6O-2 ---> 4Al + 3CO2
SiO2 + 2C --> Si + 2CO
2NaCl(l) --> 2Na(l) + Cl2
Iones pequeños que muy polarizantes que producen interacciones mas fuerte con el agua.
esta ocurre por que el electrón que se arranca es nP y no uno nS.(El orbital P es menos atraído por el núcleo)
El electrón que se va a arrancar ocupa el mismo volumen de espacio que el otro electrón en ese orbital y por la repulsión electron-electrón es mas fácil de arrancar.
El electrón que se ioniza en el boro proviene de un orbital 2P que es mas energético y menos atraído por el núcleo que uno 2S
Los del 2do son elementos mucho mas pequeños que los del periodo 3. Se hace mucho mas difícil que estos elementos mas pequeños acepten un electros debido a mayores repulsiones electron-electron
En el grupo A5 se hace mas difícil aceptar el electrón por la teoría de repulsión de electrones.
Se explica por que el electrón entrante ocupa un orbital nP que es de mayor energía que el nS que ocupara el electrón entrante del 1A. Consecuencia menor energía será liberada en el 2A.
