Propietats Periòdiques i Configuració Electrònica

Estructura de la Taula Periòdica

• Està ordenada per número atòmic (Z = número de protons) creixent.
• Hi ha 18 grups.
• Hi ha 7 períodes.

Configuració electrònica

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p⁶ 6s² 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6p⁶ 7s² 5f¹⁴ 6d¹⁰ 7p⁶

1. Energia d’ionització (Ei)

L’energia d’ionització (Ei) és l’energia necessària per arrencar un electró a un àtom en estat fonamental i fase gas; són reaccions endotèrmiques (+). Unitats: (1 eV/àtom); un eV = 1,6 x 10^-19 joules. Aquesta energia augmenta cap a dalt i cap a la dreta per tres factors:

• La proximitat entre l’electró i el nucli atòmic: com més a prop es troba del nucli l’electró que s’ha d’arrencar, més gran és l’atracció que exerceix el nucli sobre l’electró i més gran és l’energia d’ionització.
• La càrrega nuclear que atreu els electrons: com més càrrega nuclear té l’element, més atracció exerceix sobre l’electró i, per tant, més gran és l’energia d’ionització.
• L’apantallament que fan els electrons interiors respecte de l’electró que cal arrencar.

Segona energia d'ionització: és la necessària per arrencar un segon electró d’un ió amb càrrega +1 en estat gasós.

Tercera energia d'ionització: és la necessària per arrencar-ne un d'un ió amb càrrega 2+.

2. Afinitat electrònica (E_af)

És el canvi d’energia que es produeix quan un àtom neutre en estat gasós capta un electró i es forma un anió: e^- + X(g) → X^-. Són reaccions exotèrmiques. Augmenta cap a la dreta i cap amunt.

Càlcul d'exemple: 348,8 kJ/mol x (1000 J / 1 kJ) x (1 eV / 1,602 x 10^-19 J) x (1 mol / 6,023 x 10²³ àtoms) = 3,61 eV/àtom

3. Electronegativitat (En)

Mesura la tendència d’un àtom a atreure els electrons quan està combinat. Per exemple: en un enllaç entre el clor i l’hidrogen, el clor és més electronegatiu. Augmenta cap a la dreta i cap amunt.

4. Volum atòmic

És l’espai que ocupa un àtom. Dins d’un mateix grup augmenta cap avall i, en un mateix període, augmenta cap a la dreta.

5. Radis atòmic i iònic

• El radi atòmic és la meitat de la distància entre dos nuclis de dos àtoms diferents; augmenta cap avall i a l’esquerra.
• El radi iònic és el radi de l’ió resultant quan un àtom perd o guanya electrons (augmenta cap a la dreta i cap avall).

6. Caràcter metàl·lic i no metàl·lic

El caràcter metàl·lic (CM) és la facilitat per perdre electrons i formar ions positius; tenen radis atòmics alts i són poc electronegatius (augmenta cap a l’esquerra i cap avall). El caràcter no metàl·lic (NM) funciona a l’inrevés.

7. Caràcter oxidant i reductor

• L’oxidant és aquell element que té tendència a captar electrons i quedar-se com a ió negatiu (augmenta cap a dalt i a la dreta).
• El reductor és aquell que té tendència a perdre electrons i quedar-se com a ió positiu (augmenta cap a l’esquerra i cap avall).