Conceptes Essencials de Química: Energia, Radi i Tipus d'Enllaç

Energia d'Ionització (EI) i Potencial d'Ionització

L'energia d'ionització (EI), també coneguda com a potencial d'ionització, és l'energia necessària per arrencar un electró (e^-) d'un àtom en estat gasós. Quan els àtoms absorbeixen energia, menys de l'EI, els electrons s'exciten i passen a una òrbita superior. Aquesta energia té valors > 0 i és un procés endotèrmic (no espontani). Les unitats comunes són kJ/mol o eV/àtom.

A menor radi atòmic, major força d'atracció del nucli sobre els electrons, per tant, major energia d'ionització.

Factors que Influeixen en l'Energia d'Ionització

• 1. Proximitat electró-nucli: Com més a prop estigui l'electró del nucli, major serà l'EI.
• 2. Càrrega nuclear: Com més gran sigui la càrrega nuclear de l'element, més costarà arrencar un electró, augmentant l'EI.
• 3. Apantallament: L'apantallament que fan els electrons interiors sobre l'electró exterior redueix l'atracció nuclear efectiva.

Afinitat Electrònica (AE) o Electroafinitat

L'afinitat electrònica (AE), o electroafinitat, és el canvi d'energia produït quan un àtom neutre en estat gasós (X_(g)) capta un electró (e^-) i forma un anió (X^-_(g)):

X_(g) + 1e^- → X^-_(g)

Aquest procés s'expressa en kJ/mol. Generalment és exotèrmic (< 0) i espontani. Excepció: gasos nobles i alcalinoterris (AE > 0, procés endotèrmic).

Factors que Influeixen en l'Afinitat Electrònica

• 1. Proximitat: La proximitat entre l'electró captat i el nucli.
• 2. Càrrega nuclear: La càrrega nuclear que atrau l'electró.
• 3. Apantallament: L'apantallament dels electrons interiors sobre l'electró captat.

Electronegativitat (EN)

L'electronegativitat (EN) és la tendència d'un àtom a atreure els electrons quan es combina amb un altre àtom. No té unitats. L'element amb l'EN més gran és el Fluor.

Energia Reticular (Eret)

L'energia reticular (Eret) dóna una idea de la força d'atracció entre ions en un compost iònic.

Càlcul de l'Energia Reticular i Factors Clau

L'energia reticular es pot relacionar amb altres energies mitjançant el cicle de Born-Haber:

ΔH_f = E_atomització + EI + AE + E_ret

Per tant:

E_ret = ΔH_f - E_atomització - (EI + AE)

L'E_ret < 0 indica un procés exotèrmic i espontani.

També es pot expressar com:

ΔHº_{formació cristall} = E_sublimació + ΣEI + ΔH_dissociació + ΣAE + ΔH_ret

L'energia reticular depèn de dos factors principals:

• 1. Càrrega nuclear (Z): Un augment de Z implica un augment de la força d'atracció nuclear, la qual cosa pot portar a una disminució del volum atòmic (especialment en períodes curts).
• 2. Nombre d'electrons: Un augment d'electrons implica més apantallament i repulsió entre ells, la qual cosa pot augmentar el volum atòmic.

Fórmules Fonamentals i Volum Atòmic

La força d'atracció entre ions es descriu per la llei de Coulomb:

F = k · (Q · Q') / r²

A menor distància (r) entre els ions, menor el nivell energètic (n), major la força d'atracció (F_atracció), i per tant, major el valor absolut de l'energia reticular (|ΔHº_ret|).

Volum atòmic:

V_atòmic = V_molar / (6,023 · 10²³) = (massa molar / densitat) · (1 / 6,023 · 10²³) = cm³/àtom

Volum molar:

V_molar = massa molar / densitat = cm³/mol

El Radi d'un Catió (X⁺) és Menor que el de X

Radi Atòmic i Iònic

El radi atòmic es defineix com la meitat de la distància entre els nuclis de dos àtoms d'un mateix element que formen:

• Molècules diatòmiques
• Estructures covalents
• Estructures metàl·liques

Com menor sigui el nivell energètic (n), major serà la força d'atracció del nucli sobre els electrons (segons la fórmula de Coulomb). Per tant, l'EI serà més gran com més petit sigui n, i si tenen el mateix n, com més força d'atracció hi hagi (és a dir, l'element amb més càrrega nuclear).

Radi entre àtoms = Distància entre àtoms / 2 (en nm)

• Radi catió (X⁺) < Radi neutre (X)
• Radi anió (X^-) > Radi neutre (X)

Propietats dels Metalls i No Metalls

• Metalls: Perden electrons fàcilment, esdevenen cations. Tenen una EI baixa (↓), un radi atòmic gran (↑) i una EN baixa (↓).
• No Metalls: Cedeixen electrons difícilment, però capten electrons fàcilment, esdevenen anions. Tenen una AE alta (↑).

Configuració Electrònica Estàndard

La configuració electrònica completa fins al setè període és:

1s² 2s² 2p&sup6; 3s² 3p&sup6; 4s² 3d¹º 4p&sup6; 5s² 4d¹º 5p&sup6; 6s² 4f¹⁴ 5d¹º 6p&sup6; 7s² 5f¹⁴ 6d¹º 7p&sup6;

La taula periòdica té 18 columnes i 7 files (períodes).

Comparativa de Propietats dels Enllaços Químics

Constants i Fórmules Físiques Fonamentals

Constants:

• 1 eV = 1,602 · 10^-19 J
• Nombre d'Avogadro = 6,023 · 10²³ mol^-1
• Constant de Planck (h) = 6,63 · 10^-34 Js
• Velocitat de la llum (c) = 3 · 10⁸ m/s

Fórmules:

• E = h · γ (Energia d'un fotó)
• c = λ · γ (Relació entre velocitat de la llum, longitud d'ona i freqüència)

On:

• E = Energia (J/àtom)
• γ = Freqüència (Hz)
• λ = Longitud d'ona (m)