Principis de la Taula Periòdica i Propietats Atòmiques

Enviado por Chuletator online y clasificado en Química

Escrito el en catalán con un tamaño de 10,98 KB

Càlcul de la Càrrega Nuclear Efectiva

Primer, separem els electrons de l'àtom en grups de Slater: (1s)(2s,2p)(3s,3p)(3d)(4s,4p)(4d). Quan apantallen, els electrons d s'ajunten amb els s i p per a formar un grup de Slater.

Apliquem les regles de Slater:

  1. Els electrons externs no apantallen.
  2. Els electrons del mateix grup de Slater apantallen 0.35 (0.30 si és 1s).
  3. Per a un electró s o p, tots els electrons d'un grup inferior apantallen 0.85 i la resta d'electrons interns apantallen 1.
  4. Per a un electró d o f, tots els electrons interns apantallen 1.

Exemple: 1 electró 4s del V (Z = 23) (1s2)(2s22p6)(3s23p63d3)(4s2) Zef = 23 – (1·0.35+11·0.85+10·1) = 3.3.

Principi d'Aufbau (Building-up o Construcció)

Els electrons ocupen els diferents orbitals en ordre creixent de n+l; en cas d'igualtat de n+l s'omple primer l'orbital amb menor valor de n. -> 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4d 5d 6p.

Principi d'Exclusió de Pauli

Wolfgang Pauli (Àustria, 1900-1958) Premi Nobel de Física 1945

En un àtom polielectrònic no poden haver-hi dos electrons que tinguin els quatre nombres quàntics iguals, és a dir, en un mateix orbital atòmic només hi pot haver dos electrons, els quals forçosament han de presentar spins antiparal·lels o oposats.

1 e- (1,0,0,+½) 1 e- (1,0,0,-½) -> 2 electrons a l'orbital 1s.

Regla de Hund o de Màxima multiplicitat de spin

Friedrich Hund (Alemanya, 1896-1997)

En orbitals degenerats els electrons ocupen el màxim nombre possible d'orbitals i amb spins paral·lels.

Configuracions Electròniques

La configuració electrònica en l'estat fonamental d'un àtom és la distribució d'electrons de l'àtom quan aquest presenta la mínima energia possible.

Capa de València

Capa parcialment (o totalment) ocupada amb major valor de n. En els processos d'ionització (arrencament d'un electró) sempre s'arrenca l'electró de menys energia en valor absolut (el més extern), el qual normalment és un electró de la capa de valència (ex. nsX per als alcalins i alcalinoterris, npx per als elements dels grups del B, C, N, O, F i Ne).

Però hi ha l'excepció dels elements de transició, en els quals si bé l'electró de valència és un electró ndx, l'electró que s'arrenca és un electró (n+1)s2 ja que és més extern (de menor energia en valor absolut).

Nivells d'Energia dels Orbitals

** Existeixen creuaments puntuals dels nivells d'energia de diversos orbitals per a certs valors de Z **

Taula Periòdica

Elements dels Grups Principals (esquerra i dreta): bloc s i bloc p.

Elements de Transició (mig): bloc d.

Elements de Transició Interna: bloc f.

  1. 1817 - Döbereiner: va descriure tríades d'elements amb propietats similars, de forma que l'element central té una massa atòmica a la meitat de les altres dues.
  2. 1863-65 - Newlands: va elaborar la “llei de les octaves”, agrupació d'elements similars de 8 en 8. Algunes propietats es repetien cada 8 elements. Els ordena per ordre creixent de massa atòmica. -> Suggeria una autoorganització de la matèria però ningú no podia trobar la base de la mateixa. Els 63 elements coneguts en aquell moment es mostraven com a llargues llistes.
  3. Dimitri Ivanovitx Mendeleev (Rússia, 1834-1907), 1869 Lothar Meyer i Mendeleev: s'observen un patró de repetició de propietats si els elements coneguts es disposen en ordre creixent de masses atòmiques. Mendeleiev va anomenar-ho Llei Periòdica i va publicar un article en el qual ordenava en una taula els elements químics coneguts fins al moment per ordre de menor a major pes atòmic i de manera que a les files només hi havia elements amb característiques físiques i químiques similars.
  4. Glenn T. Seaborg (USA, 1912-1999), 1944 Premi Nobel Física 1951: Va descobrir 10 elements transurani (plutoni entre d'altres). Va ordenar la taula periòdica per col·locar els lantànids i actínids, grup f, fora de la taula, a sota. Un element químic porta el seu nom (Seaborgium, Sg). Va ser el primer científic a rebre un element amb el seu nom en vida. (Alcolinoterris 2 halogens 17 gasos nobles 18 lantanids i actínids abaix apartats)

El Radi Atòmic

És difícil definir el radi d'un àtom a nivell teòric donat que la probabilitat de trobar un electró només és zero quan el radi és infinit. En canvi, experimentalment sí que es pot definir el radi atòmic de diferents maneres en funció de l'estat en què es troba l'àtom (apts. a i b):

  1. Radi covalent: Meitat de la distància que separa dos àtoms idèntics enllaçats
  2. Radi metàl·lic: Meitat de la distància que separa dos àtoms idèntics en estat metàl·lic
  3. Radi iònic: A partir del radi dels cations i anions en un compost iònic cristal·lí.

Radi Atòmic Elements de Transició (pm)

Difícil predicció a causa de:

  • Excepcions en les configuracions electròniques
  • Presència d'electrons desaparellats

En general, però, els radis atòmics del bloc d són similars.

Variació del Radi Atòmic en la T.P.

  • El primer element de cada grup es distingeix clarament dels altres del mateix grup pel seu menor radi atòmic
  • En el bloc p, els elements del 3r i 4t i del 4t i 5è períodes presenten radis i propietats similars degut a l'aparició dels elements del bloc d
  • En el bloc d, els elements del 5è i 6è períodes presenten radis i propietats similars degut a l'aparició dels elements del bloc f (contracció lantànida)

Difícil predicció a causa de:

  • Excepcions en les configuracions electròniques
  • Presència d'electrons desaparellats

En general, però, els radis atòmics del bloc d són similars.

Grups principals:

  1. Per un mateix grup, el radi atòmic creix quan augmenta n.
  2. Degut a que la Zef creix cap a la dreta, en un període, el radi atòmic creix cap a la esquerra.

Elements de transició:

  1. Mostren poca variació en cada fila del bloc d.
  2. En un mateix grup, els radis atòmics dels elements 4d i 5d són més grans que el radi de l'element 3d.
  3. Degut a la contracció dels lantànids, i per un mateix grup, el radi atòmic de l'element 4d i 5d són molt similars.

Radi Iònic vs Radi Atòmic

  • Per un mateix element, el radi aniònic és sempre més gran que el radi atòmic
  • Per un mateix element, el radi catiònic és sempre més petit que el radi atòmic.

Variació del Radi Iònic

  1. Per a ions de la mateixa càrrega (isoelectrònics) el radi iònic generalment disminueix al llarg dels períodes (Zef→ r¯) i augmenta en baixar pels grups (n→ r¯)
  2. Els cations (Zef→) són més petits i els anions (Zef¯) són més grans que els àtoms neutres dels quals provenen
  3. Si un element forma més d'un catió el radi iònic disminueix en augmentar la càrrega positiva (Zef→)
  4. Si un element forma més d'un anió el radi iònic augmenta en augmentar la càrrega negativa (Zef¯)

Pes Atòmic i Densitat

(densitat = pes atòmic / volum atòmic)

Potencial d'Ionització

Energia d'ionització o potencial d'ionització d'un àtom, molècula o ió: energia mínima necessària per a arrencar (ionitzar) un electró de l'element o molècula en estat gasós a 1 atm i 25 °C en el seu estat electrònic fonamental. (( M(g)¾¾¾¾® M+ (g) + 1e [DHº = PI] ))

Unitats: eV/àtom, kJ/mol, Kcal/mol (1 cal=4.1868 J)

Tots els processos d'ionització són positius (endotèrmics, PI>0)

Mg(g) → Mg+ (g) + e- P.I.1 = 738 kJ

Mg+ (g) → Mg2+(g) + e- P.I.2 = 1451 kJ

Grups Prals (s,p):

PI » 1/r » Zef/n2; per grups tenim:

  1. 1rs màxims absoluts: G.N.
  2. 2ns màxims relatius: halògens
  3. Mínims absoluts: alcalins (Li-Fr).

Anomalies Potencial d'Ionització Grups Pral:

  • Estabilitat extra de la capa ns2 plena enfront de ns2np1 (Grup 2 envers Grup 13) Þ PI(Be) > PI(B); PI(Mg) > PI(Al); PI(Ca) > PI(Ga)
  • Per a valors grans de n (n>4) desapareix l'efecte estabilitzador de la capa ns2 plena Þ PI(Sr)
  • Estabilitat extra de la capa np3 semiplena enfront de ns2np4 (Grup 15 envers Grup 13) Þ PI(N) > PI(O); PI(P) > PI(S); PI(As) > PI(Se)
  • Per a valors grans de n (n>4) desapareix l'efecte estabilitzador de la capa np3 semiplena Þ PI(Sb)

Potencials d'Ionització Successius

  1. Primer potencial d'ionització: energia mínima necessària per a arrencar l'electró més extern d'un àtom neutre en estat gasós
  2. Segon potencial d'ionització: energia mínima per a separar un segon electró, és a dir, el menys atret pel nucli en el catió prèviament format.
    • La diferència entre PI successius es fa molt més gran quan es comencen a arrencar electrons per sota del nivell quàntic n principal
    • Els metalls presenten gen. PI baixos
    • Els no metalls presenten gen. PI alts.

Afinitet Electrònica

Afinitet electrònica d'un element X: energia mínima necessària per a arrencar un electró del corresponent anió X(g) en estat gasós a 1 atm i 25 °C per tal de formar X(g) en el seu estat electrònic fonamental

X-(g) → X(g) + 1e- DHº = AE

o variació d'energia associada al guany d'un electró per part d'un àtom en estat gasós.

E(g) + 1e- → E-(g) ΔH = AE

Unitats: eV/àtom, kJ/mol, Kcal/mol (1 cal=4.1868 J)

Totes les AE són positives excepte per als grups 18 (G.N.) i 2 (alcalinoterris)

F(1s22s22p5) + 1e- → F-(1s22s22p6) A.E. = -328 kJ/mol

Les afinitats electròniques poden ser positives o negatives.

  1. 1rs màxims absoluts de AE = halògens
  2. 2ns màxims relatius de AE = Pt, Au
  3. 3rs màxims relatius de AE = calcògens
  4. 1rs mínims absoluts de AE = G.N.
  5. 2ns mínims relatius de AE = alcalinoterris
  6. Anomalies en les parelles C-N, Si-P, Ge-As, Sn-Sb (X(g) del G.14 tenen capa p semiplena).
  • Els metalls presenten gen. AE petites
  • Els no metalls presenten gen. AE grans
Karma: -39%
Visitas: 0

Entradas relacionadas:

Etiquetas:
taula periòdica electrons química propietats atòmiques àtoms