Tema 2: La taula periòdica (2016)

Apunte Catalán
Universidad Universidad Autónoma de Barcelona (UAB)
Grado Biología - 1º curso
Asignatura Química
Año del apunte 2016
Páginas 3
Fecha de subida 19/09/2017
Descargas 1
Subido por

Vista previa del texto

LA TAULA PERIÒDICA La Taula Periòdica actual es una ordenació per nombre atòmic dels elements que agrupa dins d’una mateixa columna elements de propietats semblants.
Tots els elements d’un mateix grup tenen la mateixa ocupació dels orbitals de valència (orbitals externs).
El període ens indica el valor màxim que te el nombre quàntic principal entre els orbitals plens.
• Bloc s i p, n major = període • Bloc d: Els orbitals d plens son període -1 • Terres rares: Els orbitals f plens son període -2 Propietats periòdiques • Càrrega nuclear efectiva: Els electrons més propers al nucli provoquen un efecte d'apantallament sobre els electrons de nivells superiors, que no noten la càrrega nuclear completa.
La càrrega nuclear efectiva que experimenta un electró és la diferència entre la càrrega nuclear total (Z) i l'apantallament (σ) Zef= Z- σ + • Radi atòmic: és la meitat del paràmetre de LennardJones que representa la distància de màxim apropament entre els nuclis de dos àtoms lliures en estat gasós. Es mesura en pm (picòmetres) o A. La mida d'un àtom és diferent en funció de si està aïllat o formant enllaços amb altres àtoms.
Zef + Radi atòmic augmenta • Radi iònic: És el radi del ió resultant d'un àtom quan perd o guanya electrons i forma part d'una xarxa cristal·lina iònica.
El radi d'un anió sempre serà més gran que el de l'àtom neutre (+ e-, per tant més repulsions) i el del catió més petit (- e-, per tant menys repulsions) Llei de Coulomb: Entre els electrons de l'escorça i els protons del nucli s'estableix una força d'atracció.
* Àtoms isoelectrònics: O2-, F-, Na+, Mg2+. Tots tenen els mateixos electrons, però tenen diferents càrregues, per tant el que tingui la càrrega (Z) més petita serà el que tingui el radi més gran.
*Ions amb la mateixa càrrega: F-, Cl-, el que tingui una n més gran, tindrà el radi més gran, ja que tindrà més electrons, i per tant més repulsions. Disminueix dins un mateix període.
• Energia d'ionització: Energia necessària per arrancar un electró (ionitzar) d'un àtom en estat gasós. Les configuracions electròniques ns2 i np3, tenen una estabilitat addicional.
Costa mes arrencar l'electró en aquestes configuracions. Ei. més grans.
Si es poden arrancar més electrons es parla de 2a i 3a energia d'ionització.
La segona energia d'ionització és l'energia necessària per arrancar un electró d'un catió monovalent. Ei1< Ei2 <Ei3 Excitar: Transferir un electró (o varis) a un nivell energètic més alt.
Ionitzar: Arrancar totalment un electró.
Com més petit el radi, més atracció, cal més energia d'ionització.
augmenta • Afinitat electrònica: Energia intercanviada (normalment alliberada) quan un àtom neutre, en estat gasós capte un electró.
L’afinitat electronica pot ser positiva o negativa: • Una afinitat electrònica positiva indica que la formacio de l’ió és favorable energeticament.
• Una afinitat electrònica negativa indica que la formacio de l’ió no és favorable.
Casos on l’afinitat electronica es negativa o nul·la: • Els gasos nobles, • Els elements del grup 2 i • El nitrogen (0).
Els elements del bloc p de la taula periodica presenten A.E. altes. Tenen mes tendència a formar l’ánió.
Dins d’un grup, si A. E. es positiva, aquesta generalment disminueix.
augmenta Excepcions: Els valors negatius d’afinitat electrònica estan associats a la formació d’anions que impliquen electrons a una nova capa o subcapa.
El cas dels elements del grup 15 (subcapa semiplena) no presenta valors negatius, però si que A.E. és menor que la dels elements que l’envolten.
• Electronegativitat: mesura la tendència d'un àtom a atreure els electrons quan s'enllaça amb altres àtoms. Escala de Pauling. Si els àtoms units per un enllaç covalent tenen diferent electronegativitat, la densitat electrònica es concentra al voltant de l'àtom més electronegatiu.
augmenta ...

Comprar Previsualizar