Guia Completa de Química: Taula Periòdica, Propietats i Enllaç Químic

Sistema Periòdic: Configuració Electrònica i Posició

Determinació de la Posició d'un Element

Per situar un element a la taula periòdica a partir de la seva configuració electrònica, segueix aquestes regles:

• Període: Correspon al nombre quàntic principal (n) més gran de la configuració electrònica.
• Grup: Depèn del tipus d'orbital més extern:
  • Elements del bloc s:
    • Si acaba en ns¹: Grup 1
    • Si acaba en ns²: Grup 2
  • Elements del bloc p:
    • Si acaba en ns² np¹ fins a ns² np⁶: El grup serà la suma dels electrons de valència (s + p) més 10. (Exemple: 2s² 2p⁵ = 2+5+10 = Grup 17)
  • Elements del bloc d:
    • El grup serà la suma dels electrons de l'orbital ns i dels electrons de l'orbital (n-1)d.
  • Elements del bloc f: No tenen un grup assignat de la mateixa manera.

Exemple: Element amb Z=17 (Clor)

Configuració electrònica: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵

• Període: 3 (el nombre quàntic principal més gran és 3).
• Grup: 17 (suma dels electrons de valència 2 + 5 = 7, més 10 per ser del bloc p = 17).

Propietats Periòdiques dels Elements

Radi Atòmic i Volum Atòmic

És la distància entre el nucli i l'electró més extern de l'àtom. Les seves tendències són:

• En un període: Disminueix cap a la dreta.
• En un grup: Augmenta cap avall.

Energia d'Ionització

És l'energia mínima necessària per arrencar un electró de la capa més externa d'un àtom en estat gasós. Les seves tendències són:

• En un període: Augmenta cap a la dreta.
• En un grup: Augmenta cap amunt (disminueix cap avall).

Electronegativitat

És la capacitat que té un àtom d'atreure electrons cap a si mateix quan forma un enllaç químic. Les seves tendències són:

• En un període: Augmenta cap a la dreta.
• En un grup: Disminueix quan baixa.

Caràcter Metàl·lic

És la facilitat que té un àtom de perdre electrons per formar cations. Les seves tendències són:

• En un període: Disminueix cap a la dreta.
• En un grup: Augmenta cap avall.

Comparació de Propietats Atòmiques

Per comparar les propietats periòdiques de diferents elements, segueix aquests passos:

1. Primer, realitza la configuració electrònica de cada element.
2. Segon, identifica si pertanyen al mateix període o grup.
3. Tercer, ordena els elements segons la tendència de la propietat que es vol comparar.

Enllaç Químic: Estabilitat i Tipus

Els àtoms s'uneixen per assolir una major estabilitat energètica. Generalment, els àtoms són més estables quan compleixen la regla de l'octet (tenen vuit electrons a la seva capa de valència, excepte l'hidrogen i l'heli que en tenen dos).

Tipus d'Enllaços Químics

Enllaç Iònic

• Es forma per la transferència d'electrons d'un àtom a un altre, creant ions (cations i anions).
• Típicament es dona entre un metall i un no-metall.
• Propietats: Sòlids a temperatura ambient, punts de fusió i ebullició elevats, bons conductors de l'electricitat quan estan fosos o en dissolució aquosa, i formen estructures cristal·lines.

Enllaç Covalent

• La unió es produeix per la compartició d'electrons entre àtoms.
• Es forma principalment entre no-metalls.
• Quan un petit nombre d'àtoms s'associen compartint electrons, donen lloc a molècules. Si els elements són iguals, es formen substàncies simples (ex: O₂, N₂).

Enllaç Metàl·lic

• Es forma entre àtoms de metall.
• Els àtoms de metall s'estabilitzen com a ions positius envoltats per un "núvol" o "mar" d'electrons deslocalitzats que es mouen lliurement.
• Propietats: Bons conductors de la calor i l'electricitat, mal·leables i dúctils, i tenen lluentor metàl·lica.

Diagrama de Lewis: Representació d'Enllaços

El diagrama de Lewis és una representació visual dels electrons de valència d'un àtom i de com es comparteixen o transfereixen en un enllaç.

1. Primer, realitza la configuració electrònica de cada àtom.
2. Segon, identifica el nombre d'electrons de valència (electrons de la capa més externa) per determinar quants en falten per assolir l'estabilitat (generalment l'octet).
3. Tercer, representa els electrons de valència amb punts o creus al voltant del símbol de l'element. Col·loca els àtoms centrals i els electrons compartits al mig.

Exemple 1: Molècula de Fluorur d'Hidrogen (HF)

• H: 1s¹ (1 electró de valència)
• F: 1s² 2s² 2p⁵ (7 electrons de valència, necessita 1 per l'octet)

Representació de Lewis: H-F (amb 3 parells d'electrons no enllaçants al voltant del F)

Exemple 2: Molècula de Nitrogen (N₂)

• N (Z=7): 1s² 2s² 2p³ (5 electrons de valència, necessita 3 per l'octet)

Representació de Lewis: N≡N (amb un parell d'electrons no enllaçants a cada N)

Orbitals Atòmics Comuns

A continuació es mostren alguns dels orbitals atòmics més comuns i la seva capacitat màxima d'electrons:

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