Química · 2n de Batxillerat · PAU

Propietats periòdiques i introducció a l’enllaç

Per què el clor és més petit que el sodi, per què costa tant arrencar un electró al neó i on va el parell d’electrons d’un enllaç. Llegeix i juga amb cada figura.

16 min de lectura
8 figures interactives
3 exercicis resolts

llegeix i juga!

La configuració electrònica no només indica com es distribueixen els electrons. També ajuda a explicar on és un element a la taula periòdica, quines propietats té i com pot formar enllaços.

El fil conductor és aquest:

Configuració electrònica → atracció del nucli sobre els electrons → propietats periòdiques → comportament químic.

Per justificar una tendència, no n’hi ha prou amb indicar una direcció de la taula. Cal explicar què canvia i quina conseqüència té.

Abans de començar…

Més electrons… i més petit?

El clor té sis electrons més que el sodi. Sembla lògic pensar que ha de ser més gran. I, en canvi, és força més petit: 99 pm de radi, davant dels 154 pm del sodi.

La clau no és quants electrons hi ha, sinó amb quina força els estira el nucli. Al llarg d’una fila de la taula, cada protó nou estira més fort els electrons de la mateixa capa; quan comença una capa nova, l’àtom fa un salt de mida.

Mira el vídeo i després recorre els vint primers elements: on creix l’àtom i on s’encongeix?

Mira-ho en 40 segons

Ara prova-ho tu:

Radis covalents en picòmetres (1 pm = 10⁻¹² m). Els àtoms es dibuixen a escala entre ells.

De la configuració electrònica a la taula periòdica

La taula periòdica ordena els elements segons el nombre atòmic, $Z$ , que és el nombre de protons del nucli. En un àtom neutre, també és el nombre d’electrons.

Períodes: les files

La taula té set períodes. En els elements dels blocs $s$ i $p$ , el període coincideix amb el nombre quàntic principal més alt, $n$ , que apareix ocupat en la configuració electrònica de l’àtom en estat fonamental.

Per exemple:

\mathrm{Na}: 1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^1

El nivell més extern ocupat és $n=3$ . Per tant, el sodi és al període 3.

En els elements de transició, cal tenir present que es van ocupant subnivells interns. Per exemple, en el període 4 s’omple el subnivell $3d$ . Les sèries que se solen representar separades a sota de la taula pertanyen als períodes 6 i 7.

Grups: les columnes

Els elements d’un mateix grup tenen configuracions electròniques de valència semblants. Per això acostumen a tenir un comportament químic semblant.

Els electrons de valència són els electrons que intervenen principalment en la formació d’enllaços. En els elements representatius —els dels blocs $s$ i $p$ — són els del nivell més extern.

Grup	Configuració de valència habitual	Electrons de valència
1	$ns^1$	1
2	$ns^2$	2
13	$ns^2np^1$	3
14	$ns^2np^2$	4
15	$ns^2np^3$	5
16	$ns^2np^4$	6
17	$ns^2np^5$	7
18	$ns^2np^6$	8

L’heli és l’excepció de l’última fila: té configuració $1s^2$ , amb dos electrons de valència, i és al grup 18 perquè té el primer nivell complet.

Blocs: quin tipus de subnivell s’està omplint?

La taula es divideix en quatre blocs:

Bloc $s$ : s’omplen subnivells $s$ .
Bloc $p$ : s’omplen subnivells $p$ .
Bloc $d$ : s’omplen subnivells $d$ ; inclou els elements de transició.
Bloc $f$ : s’omplen subnivells $f$ .

L’heli pertany al bloc $s$ per la seva configuració, encara que es col·loqui al grup 18.

Exemple resolt: situar el clor

El clor té $Z=17$ :

\mathrm{Cl}: 1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^5

El nivell més extern és $n=3$ → període 3.
La configuració de valència és $3s^2 3p^5$ : té set electrons de valència → grup 17.
El subnivell que s’està omplint és un $p$ → bloc $p$ .

Compte amb els ions: formar un ió no canvia la posició de l’element a la taula, perquè no canvia el nombre de protons. El $\mathrm{Na^+}$ té configuració $[\mathrm{Ne}]$ , però continua sent sodi, del període 3 i del grup 1.

Què determina l’atracció del nucli sobre un electró?

Per entendre les propietats periòdiques, has de combinar tres factors:

La càrrega del nucli: com més protons, més atracció sobre els electrons.
L’apantallament: els altres electrons redueixen l’atracció nuclear que percep un electró.
La distància al nucli: com més lluny és l’electró, menys intensa és l’atracció.

Apantallament

Els electrons interns repel·leixen els electrons externs i redueixen l’atracció neta del nucli sobre aquests últims. Aquest efecte s’anomena apantallament.

No és una pantalla material: és el resultat de les interaccions elèctriques dins l’àtom.

Càrrega nuclear efectiva

La càrrega nuclear efectiva, $Z_{\mathrm{ef}}$ , expressa l’atracció nuclear neta que percep un electró després de tenir en compte l’apantallament.

De manera simplificada:

Z_{\mathrm{ef}}\approx Z-S

on $S$ representa l’efecte d’apantallament.

No pots calcular-la exactament restant a $Z$ el nombre d’electrons interns: no tots els electrons apantallen igual.

Què passa quan avances per un període?

En general:

Augmenta el nombre de protons.
En els blocs $s$ i $p$ , els electrons afegits ocupen el mateix nivell principal; en el bloc $d$ s’omple un subnivell intern.
L’apantallament no compensa completament l’augment de càrrega nuclear.

Conseqüència: augmenta la càrrega nuclear efectiva sobre els electrons de valència i el nucli els atrau més fortament.

Què passa quan baixes per un grup?

Els electrons de valència ocupen nivells amb un $n$ més gran.
Hi ha més electrons interns i més apantallament.
Els electrons externs són, en general, més lluny del nucli.

Conseqüència: tot i que augmenta el nombre de protons, els electrons de valència solen estar menys fortament retinguts.

Les propietats periòdiques

3.1. Radi atòmic: la mida de l’àtom

El núvol electrònic no té una frontera rígida. Per això el radi atòmic es defineix a partir de distàncies entre nuclis, segons el tipus d’unió entre els àtoms.

Per comparar elements, convé utilitzar radis definits de la mateixa manera.

Al llarg d’un període, el radi generalment disminueix

En recórrer els blocs $s$ i $p$ d’un mateix període, els electrons de valència s’incorporen al mateix nivell principal, però augmenta la càrrega nuclear efectiva.

Més atracció sobre els electrons → núvol electrònic més contret → radi més petit.

En baixar per un grup, el radi generalment augmenta

S’ocupen nivells més externs i augmenta l’apantallament.

Electrons de valència més allunyats → àtom més gran.

Exemple resolt: ordenar radis atòmics

Ordenem $\mathrm{Na}$ , $\mathrm{Mg}$ i $\mathrm{Cl}$ de radi més petit a més gran:

\boxed{r(\mathrm{Cl})<r(\mathrm{Mg})<r(\mathrm{Na})}

Tots tres són del període 3. Del Na al Cl augmenta la càrrega nuclear efectiva, mentre que els electrons de valència continuen al nivell $n=3$ . Per això l’atracció augmenta i el radi disminueix.

3.2. Radi iònic: què passa quan es guanyen o es perden electrons?

Un catió és més petit que l’àtom del qual prové

Un catió es forma quan un àtom perd electrons.

En perdre’ls:

Disminueix la repulsió entre electrons.
El mateix nucli atrau un nombre menor d’electrons.
En alguns casos, desapareix tot el nivell més extern ocupat.

Per exemple:

\mathrm{Na}: [\mathrm{Ne}]\,3s^1 \qquad \mathrm{Na^+}: [\mathrm{Ne}]

El sodi perd l’únic electró del nivell 3. Per això el $\mathrm{Na^+}$ és molt més petit que l’àtom de Na.

Un anió és més gran que l’àtom del qual prové

Un anió es forma quan un àtom guanya electrons.

Com que el nombre de protons no canvia però hi ha més electrons, augmenten les repulsions electròniques i el núvol s’expandeix.

\boxed{r(\mathrm{Cl^-})>r(\mathrm{Cl})}

Aquestes regles comparen un àtom amb el seu propi ió. No permeten afirmar que qualsevol catió sigui més petit que qualsevol anió.

Sèries isoelectròniques

Una sèrie isoelectrònica està formada per àtoms o ions amb el mateix nombre d’electrons.

En una sèrie d’aquest tipus, el criteri principal és el nombre de protons:

Mateix nombre d’electrons + més protons → més atracció nuclear → radi més petit.

Exemple resolt: ordenar ions isoelectrònics

Considera:

\mathrm{O^{2-}},\quad \mathrm{F^-},\quad \mathrm{Na^+}, \quad \mathrm{Mg^{2+}},\quad \mathrm{Al^{3+}}

Tots tenen deu electrons, però els seus nombres de protons són:

Ió	Protons
$\mathrm{O^{2-}}$	8
$\mathrm{F^-}$	9
$\mathrm{Na^+}$	11
$\mathrm{Mg^{2+}}$	12
$\mathrm{Al^{3+}}$	13

Per tant, de radi més petit a més gran:

\begin{aligned} r(\mathrm{Al^{3+}})&<r(\mathrm{Mg^{2+}})<r(\mathrm{Na^+})\\ &<r(\mathrm{F^-})<r(\mathrm{O^{2-}}) \end{aligned}

L’ $\mathrm{Al^{3+}}$ és el més petit perquè té més protons atraient els mateixos deu electrons.

3.3. Energia d’ionització: arrencar un electró

La primera energia d’ionització és l’energia necessària per arrencar un electró d’un àtom aïllat en estat gasós:

\mathrm{X(g)\rightarrow X^+(g)+e^-}

És un procés que requereix energia.

Al llarg d’un període, generalment augmenta: augmenta la càrrega nuclear efectiva i disminueix el radi; per tant, costa més arrencar l’electró.
En baixar per un grup, generalment disminueix: l’electró extern és més lluny i està més apantallat; per tant, costa menys arrencar-lo.

Exemple resolt: comparar Na i K

El Na té l’electró de valència al nivell 3; el K, al nivell 4.

L’electró del K és més lluny del nucli i està més apantallat. Per això s’arrenca més fàcilment:

\boxed{E_{\mathrm{i},1}(\mathrm{K})<E_{\mathrm{i},1}(\mathrm{Na})}

Irregularitats importants

La configuració dels subnivells també influeix. Per això la tendència no és perfectament regular.

Mg i Al

\mathrm{Mg}: [\mathrm{Ne}]\,3s^2 \qquad \mathrm{Al}: [\mathrm{Ne}]\,3s^2\,3p^1

L’electró que es perd en l’Al és un $3p$ , més energètic i menys fortament retingut que un $3s$ . Per això:

\boxed{E_{\mathrm{i},1}(\mathrm{Al})<E_{\mathrm{i},1}(\mathrm{Mg})}

N i O

\mathrm{N}: [\mathrm{He}]\,2s^2\,2p^3 \qquad \mathrm{O}: [\mathrm{He}]\,2s^2\,2p^4

En el N, els tres electrons $2p$ ocupen orbitals diferents. En l’O, un orbital $2p$ conté dos electrons. La repulsió dins d’aquest parell facilita l’extracció d’un electró:

\boxed{E_{\mathrm{i},1}(\mathrm{O})<E_{\mathrm{i},1}(\mathrm{N})}

Ionitzacions successives

La segona ionització arrenca un electró del catió $X^+$ , no de l’àtom neutre:

\mathrm{X^+(g)\rightarrow X^{2+}(g)+e^-}

Les energies successives augmenten. Hi ha un salt especialment gran quan, després d’eliminar els electrons de valència, cal arrencar un electró intern.

En el Na, la primera ionització elimina el $3s^1$ . La segona ja ha d’eliminar un electró de la configuració $[\mathrm{Ne}]$ , molt més fortament retingut.

3.4. Afinitat electrònica: incorporar un electró

L’afinitat electrònica es relaciona amb el canvi d’energia quan un àtom aïllat en estat gasós incorpora un electró:

\mathrm{X(g)+e^-\rightarrow X^-(g)}

Cal comprovar la convenció de signe:

Si s’expressa com a energia alliberada, un valor positiu més gran indica que s’allibera més energia.
Si s’expressa com a canvi d’energia del procés, un valor més negatiu indica un procés més exotèrmic.

Per evitar ambigüitats, pots dir que la incorporació de l’electró és més favorable energèticament.

En general, incorporar un electró tendeix a ser més favorable cap a la dreta d’un període i cap amunt d’un grup. Però aquesta propietat té força irregularitats, perquè depèn de quin orbital ha d’ocupar l’electró nou i de les repulsions que hi troba.

Els halògens solen alliberar molta energia quan guanyen un electró.
Els gasos nobles no segueixen aquesta tendència: l’electró afegit hauria d’ocupar un nivell nou.
El clor allibera més energia que el fluor en incorporar un electró. En el fluor, el subnivell $2p$ és molt compacte i les repulsions dificulten més l’entrada del nou electró.

Per tant, no ordenis afinitats electròniques només amb una fletxa general si disposes de dades o configuracions que indiquen una excepció.

3.5. Electronegativitat: atraure electrons dins d’un enllaç

L’electronegativitat mesura la capacitat d’un àtom per atraure cap a si els electrons d’un enllaç.

No és el mateix que l’afinitat electrònica:

L’afinitat electrònica descriu un àtom aïllat que incorpora un electró.
L’electronegativitat descriu un àtom que ja participa en un enllaç.

En general:

Augmenta cap a la dreta: l’augment de càrrega nuclear efectiva reforça l’atracció sobre els electrons de l’enllaç.
Augmenta cap amunt: els àtoms són més petits i els electrons de l’enllaç poden estar més a prop del nucli.

El fluor és l’element més electronegatiu. Als gasos nobles sovint no se’ls assigna electronegativitat en les taules escolars habituals.

Exemple resolt: ordenar electronegativitats

Per als elements Na, Mg i Cl:

\boxed{\chi(\mathrm{Na})<\chi(\mathrm{Mg})<\chi(\mathrm{Cl})}

Tots són del període 3. Cap al Cl augmenta la càrrega nuclear efectiva i disminueix el radi. Per això augmenta la capacitat d’atraure els electrons d’un enllaç.

Com justificar una ordenació

Una justificació clara té tres parts:

Identifica què comparteixen les espècies: període, grup, nombre d’electrons…
Explica què canvia: càrrega nuclear efectiva, nivell principal, apantallament o nombre de protons.
Relaciona el canvi amb la propietat.

Per exemple:

El radi del K és més gran que el del Na perquè tots dos pertanyen al grup 1, però el K té els electrons de valència en un nivell principal més alt. Això augmenta la distància al nucli i l’apantallament; per tant, el seu radi és més gran.

Evita una justificació com «el K és més gran perquè és més avall». La posició és una pista, però la causa física és el canvi en l’estructura electrònica.

Si compares elements de grups i períodes diferents, les tendències poden competir. En aquests casos, pot caldre consultar dades.

Per què es formen enllaços? La regla de l’octet

Un enllaç químic es forma quan les interaccions entre les partícules permeten obtenir un conjunt més estable, amb energia més baixa, que les partícules separades.

La regla de l’octet és un model útil: molts àtoms dels elements representatius tendeixen a quedar envoltats de vuit electrons de valència quan formen compostos.

Ho poden aconseguir:

Perdent o guanyant electrons, de manera que formen ions.
Compartint parells d’electrons, de manera que formen enllaços covalents.

L’hidrogen acostuma a quedar envoltat de dos electrons: és la regla del duet.

L’octet no és una llei universal ni la causa última de l’enllaç. Hi ha excepcions, com compostos amb bor que no completen l’octet, espècies amb un nombre senar d’electrons i estructures de Lewis amb més de vuit electrons al voltant d’alguns àtoms.

Enllaç iònic, covalent i metàl·lic

Enllaç iònic

És l’atracció electroestàtica entre cations i anions.

En molts compostos formats per un metall i un no-metall, el model descriu una cessió d’electrons del metall al no-metall.

En el NaCl:

\mathrm{Na\rightarrow Na^+ +e^-}

\mathrm{Cl+e^-\rightarrow Cl^-}

Els ions de càrregues oposades s’atrauen i formen una xarxa cristal·lina.

El NaCl sòlid no està format per molècules aïllades de NaCl. La fórmula indica que hi ha un ió Na⁺ per cada ió Cl⁻.

Arrencar l’electró del Na costa energia. La formació del sòlid s’explica pel balanç global del procés, en què la formació de la xarxa allibera molta energia.

Enllaç covalent

Dos àtoms comparteixen un o més parells d’electrons.

Els electrons compartits són atrets pels dos nuclis. Si el balanç entre atraccions i repulsions redueix l’energia del conjunt, es forma un enllaç estable.

Simple: un parell compartit.
Doble: dos parells compartits.
Triple: tres parells compartits.

Per exemple:

\mathrm{H-H} \qquad \mathrm{O=O} \qquad \mathrm{N\equiv N}

Enllaç metàl·lic

En un metall, els electrons de valència estan deslocalitzats: no pertanyen a un únic àtom ni a un únic parell d’àtoms.

L’atracció entre aquests electrons i els centres positius del metall manté unida l’estructura.

Com que els electrons es poden desplaçar pel material, els metalls condueixen el corrent elèctric. A més, l’enllaç no es limita a parells concrets d’àtoms; això permet que moltes estructures metàl·liques es deformin sense trencar-se immediatament.

Què indica la diferència d’electronegativitat?

Per a dos àtoms A i B:

\Delta\chi=|\chi_A-\chi_B|

Diferència nul·la o petita: compartició igual o semblant; enllaç covalent apolar o poc polar.
Diferència intermèdia: compartició desigual; enllaç covalent polar.
Diferència gran: augmenta el caràcter iònic.

En l’H–Cl, el Cl és més electronegatiu i atrau més el parell compartit:

\mathrm{H^{\delta+}-Cl^{\delta-}}

Les càrregues $\delta^+$ i $\delta^-$ són parcials, no les càrregues completes de dos ions.

Els límits numèrics entre tipus d’enllaç són orientatius: no hi ha una frontera universal. Tampoc pots decidir si una molècula és polar només perquè té enllaços polars; això també depèn de com estan distribuïts en l’espai.

Estructures de Lewis senzilles

Una estructura de Lewis representa:

Els electrons de valència.
Els parells compartits, habitualment amb ratlles.
Els parells no compartits, amb punts.

Cada ratlla representa dos electrons. Un parell no compartit també conté dos electrons.

Procediment bàsic

Compta els electrons de valència totals.
- En un anió, afegeix electrons segons la càrrega.
- En un catió, resta electrons segons la càrrega.
Tria un esquelet d’àtoms.
- L’H no és central.
- En molècules senzilles, l’àtom central sol ser el menys electronegatiu dels altres.
Uneix els àtoms amb enllaços simples.
Completa el duet dels H i els octets dels àtoms terminals.
Col·loca els electrons sobrants a l’àtom central.
Si el central no completa l’octet, valora formar enllaços dobles o triples.
Comprova el recompte total i la càrrega.

Exemple resolt 1: aigua, $\mathrm{H_2O}$

Electrons totals:

2\cdot 1+6=8

L’oxigen és central. Els dos enllaços O–H utilitzen quatre electrons. Els quatre restants formen dos parells no compartits sobre l’O.

  ··
H–O–H
  ··

Comprovació:

Cada H té dos electrons al seu voltant.
L’O té vuit: quatre dels enllaços i quatre dels parells no compartits.
Total: vuit electrons.

Aquest dibuix mostra les unions i els electrons; no pretén representar la geometria real.

Exemple resolt 2: diòxid de carboni, $\mathrm{CO_2}$

Electrons totals:

4+2\cdot6=16

Partim d’O–C–O. Els dos enllaços simples utilitzen quatre electrons. Si completem els octets dels oxígens, utilitzem els dotze restants, però el C queda envoltat de només quatre electrons.

Convertim un parell no compartit de cada oxigen en un parell d’enllaç amb el carboni:

··     ··
O = C = O
··     ··

Ara:

Els dos enllaços dobles contenen vuit electrons.
Els quatre parells no compartits dels oxígens contenen vuit electrons.
Total: setze electrons.
Tots tres àtoms compleixen l’octet.

Exemple resolt 3: ió amoni, $\mathrm{NH_4^+}$

Electrons totals:

5+4\cdot1-1=8

Restem un electró perquè la càrrega és $+1$ .

Els vuit electrons formen quatre enllaços N–H:

    H
    |
[ H–N–H ]⁺
    |
    H

Cada H compleix el duet.
El N està envoltat de vuit electrons compartits.
El N no té parells no compartits.
Els claudàtors i la càrrega indiquen que el conjunt és un ió.

Exemple resolt 4: compost iònic, $\mathrm{MgCl_2}$

El Mg té dos electrons de valència i cada Cl en té set. En el model iònic:

El Mg perd dos electrons → $\mathrm{Mg^{2+}}$ .
Cada Cl en guanya un → dos ions $\mathrm{Cl^-}$ .

          ··             ··
[Mg]²⁺  [··Cl··]⁻     [··Cl··]⁻
          ··             ··

Cada clorur té un octet. La càrrega total és:

+2+2(-1)=0

No dibuixem ratlles Mg–Cl com si fos una molècula covalent: representem els ions que formen la xarxa.

Resum per connectar les idees

Propietat	Tendència general cap a la dreta	Tendència general cap avall	Explicació principal
Radi atòmic	Disminueix	Augmenta	Atracció nuclear efectiva i nivell ocupat
Primera energia d’ionització	Augmenta	Disminueix	Dificultat per arrencar l’electró extern
Afinitat electrònica	La incorporació sol ser més favorable	Sovint és menys favorable	Atracció i repulsions en l’orbital receptor; moltes excepcions
Electronegativitat	Augmenta	Disminueix	Capacitat d’atraure electrons d’un enllaç

Les connexions més importants són:

Més càrrega nuclear efectiva, amb un nivell semblant → radi més petit i electrons més fortament retinguts.
Un nivell extern més alt i més apantallament → radi més gran i ionització més fàcil.
En una sèrie isoelectrònica, més protons → radi més petit.
Compartició desigual dels electrons → enllaç covalent polar.
En una estructura de Lewis, tots els electrons representats han de coincidir amb el recompte de valència, ajustat per la càrrega.

Per a una resposta de PAU, la idea clau és explicar sempre la cadena completa: què canvia en l’àtom, com afecta l’atracció sobre els electrons i quina propietat en resulta.

Practica

Posa’t a prova

Tres exercicis resolts pas a pas, de menys a més difícils. Intenta’ls abans d’obrir la solució; si t’encalles, obre les pistes d’una en una.

Bàsic

1Tendències periòdiques: ordenar i explicar

Nombres atòmics: Li, 3; Na, 11; Si, 14; Cl, 17; K, 19.

a
Ordena Li, Na i K de radi atòmic més petit a més gran.

b
Ordena aquests mateixos elements de primera energia d’ionització més petita a més gran.

c
Ordena Na, Si i Cl de radi atòmic més petit a més gran.

d
Ordena Na, Si i Cl d’electronegativitat més petita a més gran.

e
Un alumne afirma: «El K té més protons que el Na; per tant, necessàriament té un radi més petit i una energia d’ionització més gran». Explica per què aquest raonament és incomplet.

f
Explica per què no és correcte calcular sempre la càrrega nuclear efectiva restant al nombre de protons el nombre d’electrons interns.

Pista 1

Separa les comparacions dins d’un grup de les comparacions dins d’un període.

Pista 2

En baixar per un grup, augmenten el nivell principal dels electrons externs i l’apantallament. Al llarg d’un període, generalment augmenta la càrrega nuclear efectiva.

Pista 3

No confonguis càrrega nuclear, $Z$ , amb càrrega nuclear efectiva. Els electrons no contribueixen tots igual a l’apantallament.

Mostra la solució

\boxed{r(\mathrm{Li})<r(\mathrm{Na})<r(\mathrm{K})}

En baixar pel grup 1, els electrons de valència ocupen nivells principals més alts. Això augmenta la distància al nucli i la mida de l’àtom.

\boxed{E_{\mathrm{i},1}(\mathrm{K})< E_{\mathrm{i},1}(\mathrm{Na})< E_{\mathrm{i},1}(\mathrm{Li})}

En baixar pel grup, l’electró extern és més lluny del nucli i està més apantallat. Per això està menys fortament retingut i costa menys arrencar-lo.

\boxed{r(\mathrm{Cl})<r(\mathrm{Si})<r(\mathrm{Na})}

Tots tres són del període 3. Del Na al Cl augmenta la càrrega nuclear efectiva sobre els electrons del mateix nivell principal. L’atracció més intensa contreu el núvol electrònic.

\boxed{\chi(\mathrm{Na})<\chi(\mathrm{Si})<\chi(\mathrm{Cl})}

L’augment de càrrega nuclear efectiva i la disminució del radi fan que l’àtom atregui més fortament els electrons d’un enllaç.

e
El raonament només considera el nombre de protons. També cal considerar la distància dels electrons externs i l’apantallament.

El K té l’electró de valència al nivell 4, mentre que el Na el té al nivell 3. L’augment de distància i d’apantallament explica que el K tingui un radi més gran i una primera energia d’ionització més petita.

f
L’apantallament no consisteix a anul·lar exactament una unitat de càrrega nuclear per cada electró intern. Depèn del tipus d’orbital i de la distribució dels electrons.

Per això:

Z_{\mathrm{ef}}\approx Z-S

és una expressió simplificada, però $S$ no és sempre igual al nombre d’electrons interns.

Intermedi

2Radis iònics i sèries isoelectròniques

Considera els ions:

\begin{aligned} &\mathrm{N^{3-}},\quad \mathrm{O^{2-}},\quad \mathrm{F^-},\\ &\mathrm{Na^+},\quad \mathrm{Mg^{2+}},\quad \mathrm{Al^{3+}} \end{aligned}

Nombres atòmics: N, 7; O, 8; F, 9; Na, 11; Mg, 12; Al, 13.

a
Calcula el nombre d’electrons de cada ió i escriu-ne la configuració electrònica.

b
Explica per què formen una sèrie isoelectrònica.

c
Ordena’ls de radi més petit a més gran. Justifica l’ordre amb el nombre de protons, no només amb el signe de la càrrega.

d
Compara el radi de cada parella:

$\mathrm{Na}$ i $\mathrm{Na^+}$ .
$\mathrm{O}$ i $\mathrm{O^{2-}}$ .

e
Valora aquesta afirmació: «Qualsevol catió és més petit que qualsevol anió». Indica en quines comparacions sí que pots aplicar directament les regles treballades.

Pista 1

Per a un anió, suma electrons; per a un catió, resta’n.

Pista 2

Comprova si tots els ions tenen el mateix nombre d’electrons abans d’ordenar-los.

Pista 3

En una sèrie isoelectrònica, el nucli amb més protons atrau més fortament el mateix nombre d’electrons.

Mostra la solució

Ió	Càlcul dels electrons	Electrons
$\mathrm{N^{3-}}$	$7+3$	10
$\mathrm{O^{2-}}$	$8+2$	10
$\mathrm{F^-}$	$9+1$	10
$\mathrm{Na^+}$	$11-1$	10
$\mathrm{Mg^{2+}}$	$12-2$	10
$\mathrm{Al^{3+}}$	$13-3$	10

Tots tenen configuració:

1s^2\,2s^2\,2p^6=[\mathrm{Ne}]

b
Formen una sèrie isoelectrònica perquè tenen el mateix nombre d’electrons.

\begin{aligned} r(\mathrm{Al^{3+}})&<r(\mathrm{Mg^{2+}})<r(\mathrm{Na^+})\\ &<r(\mathrm{F^-})<r(\mathrm{O^{2-}})<r(\mathrm{N^{3-}}) \end{aligned}

Els nombres de protons són 13, 12, 11, 9, 8 i 7, respectivament.

Amb el mateix nombre d’electrons, un nucli amb més protons exerceix més atracció i produeix un radi més petit.

\boxed{r(\mathrm{Na^+})<r(\mathrm{Na})}

El Na perd l’electró $3s^1$ , de manera que desapareix el nivell extern ocupat $n=3$ . També disminueix la repulsió entre electrons.

\boxed{r(\mathrm{O})<r(\mathrm{O^{2-}})}

L’O guanya dos electrons sense canviar el nombre de protons. Augmenten les repulsions electròniques i el núvol s’expandeix.

e
L’afirmació és falsa com a regla universal. Si comparem espècies de diferents nivells principals, el signe de la càrrega no és suficient.

Les regles es poden aplicar directament:

En comparar un àtom amb el seu propi catió o anió.
En comparar membres d’una sèrie isoelectrònica, utilitzant el nombre de protons.

Tipus PAU

3Tipus PAU: del nombre atòmic a un compost iònic

Considera Mg, S, Cl i Ar, amb nombres atòmics 12, 16, 17 i 18, respectivament.

Per al procés d’incorporació d’un electró:

\mathrm{X(g)+e^-\rightarrow X^-(g)}

es coneixen aquests canvis d’energia:

\Delta E(\mathrm{S})=-200\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}

\Delta E(\mathrm{Cl})=-349\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}

a) [2 punts]

Escriu les configuracions electròniques dels quatre àtoms i indica’n el període, el grup i els electrons de valència.

b) [2 punts]

Ordena Mg, S i Cl de radi atòmic més petit a més gran. Compara la primera energia d’ionització del Mg amb la del Cl. Justifica les dues respostes.

c) [2 punts]

Escriu les configuracions de

\mathrm{Mg^{2+}}

\mathrm{S^{2-}}

\mathrm{Cl^-}

. Identifica quins són isoelectrònics i ordena només aquests ions de radi més petit a més gran.

d) [2 punts]

Indica quin dels dos processos d’incorporació d’electró, el del S o el del Cl, és més exotèrmic. Calcula el canvi d’energia per a

0,250\ \mathrm{mol}

d’àtoms de Cl gasosos que guanyen un electró cadascun.

e) [2 punts]

Dedueix la fórmula del compost iònic format per Mg i Cl. Representa els ions amb símbols de Lewis i explica per què la fórmula no representa una molècula aïllada del sòlid.

Pista 1

Tots els àtoms són del període 3. Escriu la configuració de valència abans de comparar propietats.

Pista 2

No tots els ions de l’apartat c) tenen el mateix nombre d’electrons. Separa les sèries abans d’aplicar la regla dels radis isoelectrònics.

Pista 3

Per obtenir la fórmula del compost, iguala la càrrega positiva total amb la negativa. Per a l’energia, conserva el signe de $\Delta E$ .

Mostra la solució

Element	Configuració	Període	Grup	Electrons de valència
Mg	$[\mathrm{Ne}]\,3s^2$	3	2	2
S	$[\mathrm{Ne}]\,3s^2\,3p^4$	3	16	6
Cl	$[\mathrm{Ne}]\,3s^2\,3p^5$	3	17	7
Ar	$[\mathrm{Ne}]\,3s^2\,3p^6$	3	18	8

\boxed{r(\mathrm{Cl})<r(\mathrm{S})<r(\mathrm{Mg})}

Els electrons de valència són al mateix nivell principal, però augmenta la càrrega nuclear efectiva del Mg al Cl. L’atracció més intensa redueix el radi.

Pel mateix motiu:

\boxed{E_{\mathrm{i},1}(\mathrm{Mg})< E_{\mathrm{i},1}(\mathrm{Cl})}

Els electrons de valència del Cl estan més fortament retinguts i requereixen més energia per ser arrencats.

\mathrm{Mg^{2+}}:[\mathrm{Ne}]

Té 10 electrons.

\mathrm{S^{2-}}:[\mathrm{Ar}]

Té 18 electrons.

\mathrm{Cl^-}:[\mathrm{Ar}]

Té 18 electrons.

Només $\mathrm{S^{2-}}$ i $\mathrm{Cl^-}$ formen la sèrie isoelectrònica demanada.

El Cl té 17 protons i el S en té 16:

\boxed{r(\mathrm{Cl^-})<r(\mathrm{S^{2-}})}

El nucli del Cl atrau més fortament els mateixos divuit electrons.

d
El procés del Cl és més exotèrmic:

-349<-200\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}

Per a $0,250\ \mathrm{mol}$ :

\Delta E=0,250\cdot(-349)

\boxed{\Delta E=-87,25\ \mathrm{kJ}\approx-87,3\ \mathrm{kJ}}

S’alliberen aproximadament $87,3\ \mathrm{kJ}$ .

e
El Mg forma habitualment $\mathrm{Mg^{2+}}$ i el Cl, $\mathrm{Cl^-}$ .

Perquè el compost sigui neutre:

(+2)+2(-1)=0

\boxed{\mathrm{MgCl_2}}

Representació de Lewis dels ions:

          ··             ··
[Mg]²⁺  [··Cl··]⁻     [··Cl··]⁻
          ··             ··

El catió Mg²⁺ es representa sense els dos electrons de valència que ha perdut. Cada clorur es representa amb vuit electrons.

En el sòlid, aquests ions formen una xarxa cristal·lina. La fórmula expressa la proporció d’un Mg²⁺ per cada dos Cl⁻, no una molècula aïllada.

Propietats periòdiques i introducció a l’enllaç

Períodes: les files

Grups: les columnes

Blocs: quin tipus de subnivell s’està omplint?

Exemple resolt: situar el clor

Apantallament

Càrrega nuclear efectiva

Què passa quan avances per un període?

Què passa quan baixes per un grup?

3.1. Radi atòmic: la mida de l’àtom

Al llarg d’un període, el radi generalment disminueix

En baixar per un grup, el radi generalment augmenta

Exemple resolt: ordenar radis atòmics

3.2. Radi iònic: què passa quan es guanyen o es perden electrons?

Un catió és més petit que l’àtom del qual prové

Un anió és més gran que l’àtom del qual prové

Sèries isoelectròniques

Exemple resolt: ordenar ions isoelectrònics

3.3. Energia d’ionització: arrencar un electró

Exemple resolt: comparar Na i K

Irregularitats importants

Ionitzacions successives

3.4. Afinitat electrònica: incorporar un electró

3.5. Electronegativitat: atraure electrons dins d’un enllaç

Exemple resolt: ordenar electronegativitats

Enllaç iònic

Enllaç covalent

Enllaç metàl·lic

Què indica la diferència d’electronegativitat?

Procediment bàsic

Exemple resolt 1: aigua, H2O\mathrm{H_2O}H2​O

Exemple resolt 2: diòxid de carboni, CO2\mathrm{CO_2}CO2​

Exemple resolt 3: ió amoni, NH4+\mathrm{NH_4^+}NH4+​

Exemple resolt 4: compost iònic, MgCl2\mathrm{MgCl_2}MgCl2​

1Tendències periòdiques: ordenar i explicar

2Radis iònics i sèries isoelectròniques

3Tipus PAU: del nombre atòmic a un compost iònic

a) [2 punts]

b) [2 punts]

c) [2 punts]

d) [2 punts]

e) [2 punts]

Exemple resolt 1: aigua, $\mathrm{H_2O}$

Exemple resolt 2: diòxid de carboni, $\mathrm{CO_2}$

Exemple resolt 3: ió amoni, $\mathrm{NH_4^+}$

Exemple resolt 4: compost iònic, $\mathrm{MgCl_2}$