Taula Periòdica: Característiques i Propietats dels Elements

Taula Periòdica: Mendeleiev (entre 1869 i 1871) proposa l'organització dels elements descoberts fins aleshores segons l'ordre de les masses atòmiques. Distribueix els elements en 12 sèries (files) horitzontals o períodes i 8 columnes o grups. Actualment, s’organitza segons el nombre atòmic de cada element i està constituïda per 7 períodes i 18 grups.

Element ^A_ZX. Nombre atòmic (Z): nombre de protons que posseeix el nucli d’un àtom. Z = nº protons = nº electrons. Nombre màssic (A): A = nº protons + nº neutrons.

Isòtops: 2 àtoms d’un mateix element poden contenir diferent nombre de protons. En aquest cas, els 2 àtoms tenen masses diferents i són isòtops d’aquest element.

Massa atòmica relativa: Ex: Coure (Cu) (>=29) està format per 2 isòtops. Coure-63 amb abundància natural del 69,09% i Coure-65 amb abundància natural del 30,91%. Per tant: 63·(69,09/100) + 65·(30,91/100).

PROPIETATS PERIÒDIQUES DELS ELEMENTS DE LA TAULA PERIÒDICA

Ionització: Energia necessària per arrencar 1 electron d’un àtom en estat fonamental i en fase gasosa. X_(g) -> X⁺_(g) + 1e^-. En la Taula Periòdica, en el grup augmenta de baix a dalt perquè disminueix Z (els electrons són més atrets pel nucli) i en el període d’esquerra a dreta (perquè augmenta Z). Propietats: la 2ª i 3ª energia d'ionització és més gran que la 1ª ja que costa menys arrencar 1 electron en un àtom neutre que en un positiu. Com més carregat positivament està l’ió, més difícil és vèncer l’atracció del nucli sobre l’e^-. Si després d’arrencar un e^-, la configuració de l’ió és estable, l’energia associada a aquesta ionització és baixa. Els valors de les energies d'ionització de la 3ª ionització es poden calcular a partir dels valors de la 1ª i la 2ª aplicant la llei de Hess.

Afinitat electrònica: canvi d’energia que es produeix quan un àtom neutre gasós capta 1 electron i es forma un anió (gasós). X_(g) + 1e^- -> X^-_(g). És un procés exotèrmic, per conveni de signes sempre és negativa. Com més gran sigui l’afinitat electrònica en valor absolut, més s’estabilitza l’àtom neutre en guanyar l’e^-. Hi ha una major tendència a realitzar aquest procés. Els elements que adquireixen una configuració electrònica més estable en guanyar electrons són aquells que representen valors d’afinitat electrònica majors. Els halògens, que adquireixen configuració de gas noble en guanyar 1 electron, són els elements amb major afinitat electrònica. En la Taula Periòdica: varia de la mateixa manera que la ionització. Dins del mateix grup: com més amunt, l’e^- es troba més a prop del nucli i rep menys apantallament dels altres electrons. L’afinitat electrònica és major que la dels d sota seu. Dins del mateix període: com més a la dreta, més gran el nombre atòmic i major càrrega nuclear, per tant, major afinitat electrònica.

Electronegativitat: mesura de la tendència d’un àtom a atreure els electrons quan es combina. No té unitats. En la Taula Periòdica: dins del grup creix de baix a dalt. Dins del mateix període: augmenta d’esquerra a dreta.

Volum atòmic: espai que ocupa l’àtom. En la Taula Periòdica: dins del grup: creix de dalt a baix. En augmentar Z, creix el nombre quàntic principal (n) de l’últim nivell energètic ocupat. Els electrons de valència ocupen orbitals de mida més gran i poden situar-se en posicions cada vegada més allunyades, per la qual cosa el volum augmenta. Dins del mateix període: disminueix al principi però augmenta al final. En augmentar Z, augmenta l’atracció nuclear i disminueix el volum; però en augmentar els electrons hi ha més apantallament i més repulsió electrostàtica entre ells, cosa que fa augmentar el volum.

Radi atòmic: mitjana de la distància entre 2 nuclis d’2 àtoms d’un mateix element que formin una molècula diatòmica, una estructura covalent o una estructura amb enllaç metàl·lic. En la Taula Periòdica: igual que el volum atòmic (augmenta en baixar al grup i en el període disminueix al principi i augmenta al final).

Radi iònic: radi de l’ió resultant d’un àtom quan perd o guanya electrons. En la Taula Periòdica: ídem radi atòmic. Si és un catió (radi més petit que l’àtom neutre. Menys electrons, força de repulsió menor, contracció del radi.) i si és un anió (radi més gran que l’àtom neutre. A més electrons, major repulsió entre ells, dilatació del radi.)

Característiques dels metalls: facilitat per perdre electrons i formar ions positius; energies d'ionització baixes; radi atòmics relativament grans; poc electronegatius (el caràcter metàl·lic d’un element augmenta en disminuir l’electronegativitat).

Característiques dels no metalls: facilitat per guanyar electrons perquè tenen la capa de valència molt plena i adquireixen configuració de gas noble molt fàcilment (s’estabilitzen); afinitat electrònica elevada; radi iònics relativament grans; molt electronegatius.

Un element és oxidant quan tendeix a captar electrons (tornar-se ió negatiu). Com més oxidant és un element, major és la seva afinitat electrònica. El F és l’element més oxidant. Un element és reductor quan té tendència a perdre electrons (tornar-se ió positiu). Com més gran és l’energia d'ionització, més reductor és. Els metalls alcalins i alcalinoterris són bons agents reductors. En la Taula Periòdica: el caràcter oxidant augmenta en pujar el grup i d’esquerra a dreta.