Sistema periòdic

Índex

Taula periòdica i configuració electrònica

La taula periòdica dels elements organitza els 118 elements coneguts en 7 períodes (files) i 18 grups (columnes), ordenats pel seu nombre atòmic $Z$.

Apantallament i càrrega nuclear efectiva

Apantallament

L’efecte pantalla o apantallament, $a$, consisteix en l’atenuació de la força d’atracció del nucli sobre un electró, a causa de la repulsió d’altres electrons. Com més allunyat estigui un electró del nucli, més apantallat estarà.

Càrrega nuclear efectiva

Es tracta de la càrrega positiva neta, $Z\_\mathrm{eff}$, que experimenta un electró degut a l’apantallament. La càrrega nuclear efectiva augmenta d’esquerra a dreta al llarg d’un període i és constant al llarg d’un grup.

Les regles de Slater ens permeten calcular-la, d’acord amb l’expressió:

$$ Z_\mathrm{eff} = Z - a, $$

on $Z$ és el nombre atòmic de l’element i $a$ l’apantallament patit per l’electró, tenint en compte que els electrons de core (interns) produeixen un major apantallament que els que es troben en el seu mateix nivell energètic:

\begin{align*} \text{electrons de core (interns)} &\rightarrow a = 1 \\ \text{electrons de valència (mateix nivell)} &\rightarrow a < 1 \end{align*}

Exemple

Àtom de beril·li (₄Be) $\rightarrow \mathrm{1s^2 2s^2}$

Cadascun dels dos electrons de valència pateix el següent apantallament:

Electrons de core $\mathrm{1s^2}$

Cadascun d’ells produeix un apantallament màxim: $a=2$.

Electrons de valència $\mathrm{2s^1}$

$a<1$.

Sent l’apantallament total $2

Propietats periòdiques

Radi atòmic $r$

Definim el radi atòmic d’un element com la meitat de la distància internuclear mínima que presenta una molècula diatòmica d’aquest element en estat sòlid.

Al llarg d’un període

La càrrega nuclear efectiva augmenta, els electrons de valència estan més atrets pel nucli i, per tant, disminueix el radi atòmic.

Al llarg d’un grup

La càrrega nuclear efectiva és constant però augmenta el nombre de capes, per la qual cosa el radi atòmic augmenta.

Radi iònic

És el radi que presenta un ió monoatòmic en un cristall iònic.

Cations

Tenen un menor número d’electrons, pel que l’apantallament patit pels electrons de valència és menor, augmentant així la càrrega nuclear efectiva que experimenten i provocant que tinguin un menor radi atòmic comparant-los amb els seus elements neutres de referència.

Anions

Tenen un major número d’electrons, pel que l’apantallament patit pels electrons de valència és major, disminuint així la càrrega nuclear efectiva que experimenten i provocant que tinguin un major radi atòmic comparant-los amb els seus elements neutres de referència.

$$ r_\text{catió} < r_\text{neutre} < r_\text{anió} $$

Potencial d’ionització $E_\mathrm i$

Definim el potencial o energia d’ionització com la mínima energia que cal proporcionar a un àtom neutre, X, en estat gasós i en el seu estat electrònic fonamental, per a arrencar un electró de la seva escorça, formant un catió X⁺.

$$ \mathrm {X(g)} + E_\mathrm i \longrightarrow \mathrm{X^+(g)} + 1\thinspace\mathrm e^- $$

Afinitat electrònica $E_\mathrm{ea}$

L’afinitat electrònica és l’energia alliberada quan un àtom neutre, X, en estat gasós i en el seu estat fonamental, capta un electró, formant un anió X^–.

$$ \mathrm{X(g)} + 1\thinspace\mathrm e^- \longrightarrow \mathrm{X^-(g)} + E_\mathrm{ea} $$

Electronegativitat $\chi$

L’electronegativitat és una mesura de la tendència d’un àtom a atreure un parell d’electrons que comparteix amb un altre àtom al qual està unit mitjançant un enllaç químic.

Al llarg d’un període

La càrrega nuclear efectiva augmenta, els electrons de valència són més atrets pel nucli i per tant augmenten l’energia d’ionització, l’afinitat electrònica i l’electronegativitat.

Al llarg d’un grup

La càrrega nuclear efectiva és constant però augmenta el radi, pel que els electrons són menys atrets i per tant disminueixen l’energia d’ionització, l’afinitat electrònica i l’electronegativitat.