Taula Periòdica: Propietats, Enllaços i Tendències

Taula Periòdica

1.- Alcalins / 2.- Alcalinoterris / 3-12.- Metalls de transició / 14-16.- Calcògens / 17.- Halògens / 18.- Gasos nobles

p13 (s²p¹).- Família del Bor / p14 (s²p²).- Carboni / p15 (s²p³).- Nitrogen / p16 (s²p⁴).- Calcògens / p17 (s²p⁵).- Halògens / p18 (s²p⁶).- Gasos nobles

Radi Atòmic

La distància entre el nucli de la unió de dos àtoms idèntics.

1. El radi disminueix segons s'avança en un període perquè la càrrega nuclear efectiva augmenta.
2. El radi augmenta en avançar en les famílies perquè hi ha més capes amb més electrons a l'àtom.

Força d'Atacció

La força d'atracció entre nucli i electrons ve definida per la llei de Coulomb: F = K(q₁xq₂) / d²

Radi Iònic

Quan un àtom s'ionitza, modifica el seu volum, ja siga guanyant o perdent electrons:

1. El volum disminueix quan perd electrons i augmenta la seua càrrega nuclear efectiva.
2. El volum augmenta quan guanya electrons i té un radi superior a l'element neutre.

• Catió: perd electrons i té un radi inferior a l'element neutre.
• Anió: guanya electrons i té un radi superior a l'element neutre.

Energia d'Ionització

És l'energia mínima necessària per arrancar un electró d'un àtom en estat fonamental i gasós. Aquesta energia va creixent d'esquerra a dreta en la taula periòdica. Cada EI és més alta que l'anterior: 1EI < 2EI < 3EI

Àtom + EI → Àtom⁺ + 1e^-

Afinitat Electrònica

L'afinitat electrònica és la variació d'energia que es produeix en l'addició d'un electró a un àtom en estat fonamental i gasós per formar un anió.

X + 1e^- → X^- + AE

Augmenta d'esquerra a dreta al llarg del període i disminueix en baixar per les famílies.

Electronegativitat

Representa la tendència d'atraure electrons quan estan combinats amb un àtom d'un altre element. L'electronegativitat incrementa pujant en el grup i movent-se d'esquerra a dreta. Quan major electronegativitat, menys metàl·lic és un element i viceversa. S'expressa segons el nombre abstracte de Pauli (F), que és el més electronegatiu; els altres surten a partir de la comparació de la seua energia d'enllaç amb la F.

Enllaços Químics

Els àtoms s'uneixen formant grups atòmics aconseguint energia química i la màxima estabilitat.

1. Quan es forma un enllaç, sempre varia la distribució dels electrons respecte a la dels àtoms aïllats.
2. Els electrons de valència (els més externs) són responsables de l'enllaç, l'estequiometria i la geometria dels productes químics.
3. Els elements es volen combinar de tal manera que omplin la seua última capa amb 8e^- com la configuració dels gasos nobles.

Enllaç Iònic (NM + M)

1. Es distribueixen sempre de la forma més compacta possible.
2. Cada ió està rodejat d'ions de càrrega contrària.
3. Es formen quan els ions adopten una determinada estructura, no formen molècules individuals.
4. Tenen alt punt de fusió i ebullició i gran força d'atracció electrostàtica.
5. Fràgils en cas de col·lisió degut a la força repulsiva entre ions de la mateixa càrrega.
6. Difícils de rasgar.
7. Solubles en aigua.
8. No són bons conductors en estat sòlid, però sí en líquid.

Enllaç Covalent (NM + NM)

1. L'energia d'enllaç és l'energia necessària per trencar un enllaç covalent.
2. Sempre és endotèrmic.
3. La distància entre nuclis d'un enllaç covalent es diu distància d'enllaç.
4. Compleixen la regla de tenir 8e^- en l'última capa com un gas noble.
5. Cada parell d'e^- compartits forma un enllaç; pot haver-hi 1, 2, 3...