Propietats Periòdiques: Radi, Ionització i Electronegativitat

La Taula Periòdica

La taula periòdica conté 7 períodes (files, on els electrons més externs tenen el nombre quàntic principal n corresponent al període) i 18 grups (columnes, que indiquen el nombre d'electrons a la capa de valència per als elements representatius). Es divideix en blocs s, p, d i f segons la subcapa que s'està omplint (principi d'Aufbau).

Radi Atòmic

És difícil definir el radi d'un àtom a nivell teòric, ja 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:

• Radi covalent: Meitat de la distància que separa dos àtoms idèntics enllaçats covalentment.
• Radi metàl·lic: Meitat de la distància que separa dos àtoms idèntics en un cristall metàl·lic.
• Radi de Van der Waals: Meitat de la distància de contacte més propera entre dos àtoms idèntics no enllaçats (pertanyents a molècules diferents o àtoms de gasos nobles).

Variació del Radi Atòmic i Z_ef

El radi atòmic augmenta cap a l'esquerra dins d'un període i cap avall dins d'un grup a la taula periòdica. La càrrega nuclear efectiva (Z_ef) segueix la tendència inversa: augmenta cap a la dreta i cap amunt. Com més petit és el radi atòmic, més gran sol ser la Z_ef. Radi: ↓ i ←.

Radi en Elements de Transició

La predicció del radi atòmic en els elements de transició és més complexa a causa de:

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

En general, els radis atòmics dins d'un període del bloc d són força similars.

Particularitats del Radi a la Taula

• 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, 4t i 5è períodes poden presentar radis i propietats similars als elements inferiors degut a l'efecte de l'aparició dels elements del bloc d (escanduts).
• En el bloc d, els elements del 5è i 6è períodes presenten radis i propietats molt similars degut a l'aparició dels elements del bloc f (contracció lantànida).

Radi Iònic

• Anions: Són més grans que els àtoms neutres corresponents (més electrons impliquen major repulsió entre ells per a la mateixa càrrega nuclear).
• Cations: Són més petits que els àtoms neutres corresponents (menys electrons són atrets més fortament pel nucli).

Els radis dels ions amb la mateixa càrrega (sèries isoelectròniques o dins d'un grup) varien de manera similar als dels àtoms neutres: generalment decreixen d'esquerra a dreta en un període i augmenten en baixar per un grup.

Comparació Radi Iònic vs. Atòmic

• Per a un mateix element, el radi aniònic és sempre més gran que el radi atòmic.
• Per a un mateix element, el radi catiònic és sempre més petit que el radi atòmic.
• Per a ions de la mateixa càrrega, el radi iònic generalment disminueix al llarg dels períodes (Z_ef augmenta, radi disminueix) i augmenta en baixar pels grups (n augmenta, radi augmenta).

Pes Atòmic i Densitat

El pes atòmic (massa atòmica relativa) generalment augmenta cap avall en els grups i cap a la dreta en els períodes (amb excepcions). La densitat dels elements mostra una tendència més complexa, però generalment augmenta cap al centre i cap avall de la taula periòdica. La densitat està relacionada amb el pes atòmic i el volum atòmic (densitat ≈ pes atòmic / volum atòmic).

Potencial d'Ionització (Energia d'Ionització)

L'energia o potencial d'ionització (PI o EI) d'un àtom, molècula o ió és l'energia mínima necessària per a arrencar (ionitzar) un electró de l'element o molècula en estat gasós (a 1 atm i 25 °C, tot i que sovint es defineix per a un àtom aïllat en el buit) en el seu estat electrònic fonamental. Els potencials d'ionització són sempre positius (requereixen energia). El potencial d'ionització augmenta generalment cap a la dreta en un període i cap amunt en un grup. Tendència PI: ↑ i →

Es pot mesurar experimentalment a partir d'espectres atòmics. Cal un aport d'energia al sistema; és un procés endotèrmic.

Ordre de Pèrdua d'Electrons

Els electrons s'arrenquen segons les seves energies. Els de nivells energètics superiors (major n) surten abans que els de nivells inferiors (menor n). Dins d'un mateix nivell energètic principal (mateixa capa), l'ordre de pèrdua d'electrons sol ser des de les subcapes de major energia a les de menor energia (per exemple, p abans que s si són de la mateixa capa de valència). Conseqüentment, en els elements de transició, encara que els electrons (n-1)d s'afegeixen energèticament després dels ns segons Aufbau per a alguns elements, són els electrons ns (els de la capa més externa) els que s'arrenquen primer en la ionització. Exemple: Fe = [Ar] 3d⁶4s². En la ionització, els electrons 4s surten primer per formar Fe²⁺ ([Ar] 3d⁶).

Potencials d'Ionització Successius

Tendències destacades en els grups principals:

• Màxims absoluts del primer PI: Gasos Nobles (configuració electrònica molt estable).
• Màxims relatius: Grup 15 (semicapa p plena) i Grup 2 (capa s plena).
• Mínims absoluts: Metalls alcalins (Grup 1, fàcil perdre 1 electró).

Primer Potencial d'Ionització (PI₁): Energia mínima necessària per arrencar l'electró més extern d'un àtom neutre en estat gasós (X_(g) → X⁺_(g) + e^-).

Segon Potencial d'Ionització (PI₂): Energia mínima per separar un segon electró, és a dir, l'electró menys atret pel nucli en el catió prèviament format (X⁺_(g) → X²⁺_(g) + e^-).

Sempre PI_n > PI_n-1, ja que com menys electrons hi ha en l'àtom (o ió), major és l'atracció efectiva del nucli (Z_ef) sobre els electrons restants.

Afinitat Electrònica (Electroafinitat)

L'afinitat electrònica (AE) d'un element X és l'energia intercanviada (normalment alliberada) quan un àtom neutre d'aquest element en estat gasós i fonamental accepta un electró per formar un anió X^-, també en estat gasós (X_(g) + e^- → X^-_(g)). Per convenció, una AE més negativa indica un procés més favorable (més energia alliberada). Les AE són generalment negatives (procés exotèrmic), excepte per als elements dels grups 2 (alcalinoterris) i 18 (gasos nobles), que tenen configuracions estables i requereixen energia per acceptar un electró (AE positiva, procés endotèrmic). L'afinitat electrònica (en valor absolut o considerant-la més negativa) augmenta generalment cap a la dreta i cap amunt. Tendència AE (més negativa): ↑ i → (amb moltes excepcions).

Tendències destacades:

• Màxims absoluts (valors més negatius): Halògens (Grup 17, a un electró de completar la capa).
• Valors molt negatius també en Calcògens (Grup 16).
• Mínims absoluts (valors positius o propers a zero): Gasos nobles (Grup 18) i Alcalinoterris (Grup 2).

Electronegativitat

És una mesura de la força d'atracció que exerceix un àtom sobre els electrons d'un altre àtom amb el qual està formant un enllaç químic. L'electronegativitat no es pot mesurar directament i s'ha de calcular a partir d'altres propietats atòmiques o moleculars. Els valors de l'escala més utilitzada, la de Pauling, s'obtenen (originalment) a partir de la comparació de les energies d'enllaç. El valor màxim d'aquesta escala és per al Fluor (F, ≈ 4.0) i el mínim per al Franci (Fr, ≈ 0.7). L'electronegativitat augmenta cap a la dreta en els períodes i cap amunt en els grups. Tendència Electronegativitat: ↑ i →.

L'electronegativitat varia de manera més regular en els grups principals que en els elements de transició. Els metalls tenen electronegativitats baixes, i els no-metalls tenen electronegativitats altes.

Electronegativitat i Caràcter Metàl·lic

L'electronegativitat serveix per classificar els elements de la Taula en grans grups, en funció de l'acció del nucli sobre els electrons externs:

• Elements electropositius o metalls: Són elements amb tendència a perdre electrons i formar cations (valors baixos de PI i AE poc negativa o positiva).
• Elements electronegatius o no-metalls: Són elements amb tendència a captar electrons i formar anions (valors alts de PI i AE negativa).

• Els metalls més actius (més electropositius) es troben al cantó inferior esquerre de la Taula.
• Els no-metalls més actius (més electronegatius) es troben al cantó superior dret (excloent gasos nobles).

A més, els metalls solen formar òxids bàsics i els no-metalls òxids àcids.

Existeixen també els semimetalls (o metal·loides), que tenen característiques intermèdies entre els dos grups i formen òxids amfòters, que poden actuar com a àcids o bases en funció de les condicions.

Classificació: Metalls, Semimetalls i No-metalls

• Metalls: Condueixen bé la calor i l'electricitat, són mal·leables i dúctils, tenen lluentor metàl·lica, i generalment punts de fusió elevats (amb excepcions com el Hg).
• No-metalls: No condueixen bé la calor ni l'electricitat (són aïllants), són sòlids trencadissos o gasos a temperatura ambient (excepte Br, líquid), no tenen lluentor metàl·lica.
• Semimetalls: Presenten propietats intermèdies entre metàl·liques i no-metàl·liques (ex: semiconductors).

El caràcter metàl·lic augmenta cap a l'esquerra i cap avall. Tendència Caràcter Metàl·lic: ← i ↓.

Nombre d'Oxidació

Caracteritza l'estat electrònic formal d'un àtom dins d'una espècie química (molècula, ió, radical) en relació amb l'estat elemental neutre, que serveix de referència (n.o. = 0).

Determinació del Nombre d'Oxidació

• El nombre d'oxidació dels elements en el seu estat elemental (ex: O₂, Fe, P₄) és 0.
• El nombre d'oxidació d'ions monoatòmics és igual a la càrrega de l'ió (ex: Na⁺ té n.o. +1, S^2- té n.o. -2).
• La suma total dels nombres d'oxidació de tots els àtoms en una espècie química (molècula neutra o ió poliatòmic) és igual a la seva càrrega total.
• En els enllaços covalents, per calcular el nombre d'oxidació cal assignar formalment els electrons de l'enllaç a l'àtom més electronegatiu. (Ex: en H₂O, l'O és més electronegatiu, 'guanya' els electrons dels enllaços amb H. O té n.o. -2, cada H té n.o. +1).
• (Regles addicionals comunes): L'oxigen sol tenir n.o. -2 (excepte en peròxids, -1, i amb F, +2). L'hidrogen sol tenir n.o. +1 (excepte en hidrurs metàl·lics, -1). Els metalls alcalins (Grup 1) sempre +1. Els alcalinoterris (Grup 2) sempre +2. El Fluor sempre -1.