 |
 |
PROPIETATS PERIÒDIQUES
El radi atòmic es defineix com a la meitat de la distància
que separa els nuclis de dos àtoms de l'element quan estan units
per un enllaç covalent senzill. Aquestes distàncies es calculen
mitjançant tècniques de difracció de raigs X, neutrons
o electrons.
El radi atòmic depèn de la força d'atracció
del nucli de l'àtom sobre els electrons. Aquesta atracció
es veu influïda per la repulsió dels electrons interns (efecte
pantalla). L'efecte de pantalla depèn de la forma dels orbitals
i augmenta en l'ordre: f<d<p<s.
Dins d'un mateix grup, el radi atòmic augmenta amb el valor de
Z, es a dir, de dalt a baix, ja que el nombre de nivells electrònics
augmenta en el mateix sentit.
En els períodes curts, el radi atòmic disminueix al augmentar
el nombre atòmic, ja que l'electró diferencial es situa
en el mateix nivell energètic i la càrrega nuclear va augmentant,
sense el corresponent increment de l'efecte pantalla. Els electrons són
més atrets i el radi disminueix.
En els períodes llargs, la variació és més
irregular, hi ha dos mínims: un cap al centre i un altre a l'halogen
corresponent.
En els elements de transició interna, l'apantallament dels electrons
f és molt petit i la disminució del radi amb Z
és més palpable; es coneix amb el nom de contracció
dels lantànids i actínids.
El radi iònic és el radi d'un àtom quan ha perdut
o guanyat electrons, adquirint la configuració electrònica
del gas noble més proper.
D'aquesta manera els halògens, per exemple, que tenen configuració
[] ns2 np5, formen anions amb una càrrega negativa. Això
fa que la grandària sigui sensiblement major que la de l'àtom
neutre corresponent.
En el cas dels metalls, és més fàcil perdre electrons
per formar cations i aconseguir la configuració electrònica
de gas noble. Això es tradueix en una reducció de la seva
grandària.
Aquests efectes són més acusats quan la càrrega del
ió és més gran.
Entre els ions amb el mateix nombre d'electrons (isoelectrònics),
el de menor nombre atòmic té un radi major, dons el nucli
atrau menys als electrons.
La variació periòdica del radi iònic al llarg de grups i períodes segueix la mateixa tendència que el radi atòmic.
El potencial d'ionització secundari és l'energia mínima necessària per arrencar un electró del catió monovalent d'un àtom. El segon potencial d'ionització és sempre major que el primer, ja que el volum d'un ió positiu és menor que el de l'àtom, i la força electrostàtica és major. Es representa com PI2
Així es poden definir PI3, PI4...El potencial d'ionització s'expressa normalment en eV i en J/mol.
En un grup, el potencial d'ionització decreix, normalment, a mesura que augmenta el nombre atòmic. Això és una conseqüència de l'augment del radi atòmic, cosa que fa que sigui més fàcil arrencar l'electró.
En un període, el potencial d'ionització creix en augmentar el nombre atòmic, degut a la disminució del radi atòmic.
En passar d'un gas noble a l'element següent, s'observa una disminució important del potencial d'ionització; això es degut a que l'electró diferencial ocupa l'orbital s del nivell quàntic següent i està molt apantallat. Els elements alcalins donen amb més facilitat ions amb una càrrega positiva que altres de potencial d'ionització més alt.
L'augment del potencial d'ionització al llarg dels períodes, però, no és continu. Es donen certes irregularitats als grups IIA i VA, amb valors massa alts. Això es pot explicar per l'estabilitat que presenten les configuracions s2 i s2p3.
L'afinitat electrònica s'expressa en eV i en J/mol. Els valors negatius indiquen que no es desprèn energia, sinó que cal aportar-n'hi. Es representa com AE. També es poden definir les AE2, AE3... Els valors d'aquestes afinitats són sempre negatius, a causa de que un ió negatiu repel·leix un electró i, per introduir-lo en aquest ió cal aportar energia.
En un grup, l'afinitat electrònica disminueix en augmentar el nombre atòmic. Això es degut a que l'electró incorporat ocupa un nivell superior i es situa més lluny del nucli.
En un període, l'afinitat electrònica creix en augmentat el nombre atòmic. Això és degut a la disminució del radi atòmic i a que és més fàcil afegir electrons a un àtom petit, ja que, en aproximar-se més al nucli, la disminució d'energia és més gran.
Com en el cas del potencial d'ionització trobem irregularitats en els grups IIA i VA amb valors molt baixos. Això es justifica, com abans, per l'estabilitat de la seva configuració electrònica.
L'electronegativitat d'un element depèn del seu estat de valència i, per tant, no és una propietat atòmica invariable. Cada element exhibeix una gamma de valors d'electronegativitat en funció dels orbitals que pugui fer servir a l'enllaç.
L'escala original, proposta per Pauling al 1932, es basa en la diferència entre l'energia de l'enllaç A-B en un compost, i la mitjana de les energies dels enllaços homopolars A-A i B-B.
Mulliken va proposar la mitjana entre els valors del potencial d'ionització i la afinitat electrònica.
Sense tenir en compte els gasos nobles, en un període l'electronegativitat creix en augmentar el nombre atòmic.
En un grup, l'electronegativitat decreix en augmentar el nombre atòmic.