GLOSSARI DE TERMES

Element químic: substància pura que no es pot descompondre en altres substàncies pures ni per procediments químics ni físics. Està constituïda per un sol tipus d’àtoms. Reben un nom i símbol concrets i estan ordenats segons les seves propietats químiques a la Taula Periòdica.

Alguns elements comuns són l’oxigen, el nitrogen, el ferro, el coure, l’or, la plata, l’hidrogen, el clor i l’urani. Aproximadament el 75% dels elements són metalls i els altres són no metalls. La major part dels elements són sòlids a temperatura ambient, dos d'ells (mercuri i brom) són líquids i la resta són gasos. Pocs elements es troben a la naturalesa en estat lliure (no combinats), entre ells l'oxigen, el nitrogen; els gasos nobles (heli, neó, argó, criptó, xenó i radó); el sofre, el coure, la plata i l’or. Els altres elements es troben en la naturalesa combinats amb altres elements formant compostos.

Els elements estan classificats en famílies o grups en la taula periòdica. També es classifiquen en metalls i no metalls. Un element metàl·lic és aquell el qual els seus àtoms formen ions positius en solució, i un no metàl·lic és aquell que forma ions negatius en solució.

Nombre atòmic: nombre de càrregues positives elementals o protons presents en els nuclis de tots els isòtops d’un element donat. Es representa amb la lletra Z i és característic de cada element químic.

Un àtom neutre posseeix el mateix nombre de protons que d’electrons, de manera que Z indica també el nombre d’electrons d’un àtom neutre.

El nombre atòmic es fa servir com a criteri d’ordenació dels elements dins la Taula Periòdica.

Configuració electrònica: distribució dels electrons d’un àtom en els diferents nivells i orbitals, ordenats de menys a més energia, tenint en compte el principi d’exclusió de Pauli, la regla de multiplicitat de Hund i l’ordre d’emplenat de Moeller.

Per a donar la configuració electrònica s’utilitza la notació següent: nl^x on n és el nombre del nivell energètic ( 7 nivells, des de1 fins a 7), l és el tipus d’orbital (tipus: s2 electrons màxim, p6 electrons màxim, d10 electrons màxim i f14 electrons màxim) i x el nombre d’electrons en l’orbital. Per exemple, 3d⁷ indica que els orbitals de tipus d del tercer nivell estan ocupats per 7 electrons.

L’ordre en què es van emplenant d’electrons els orbitals d’un àtom neutre és: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d.

Estructura cristal·lina: distribució espacial dels elements que formen cristalls (àtoms, molècules o ions) ) constituint en conjunt un edifici amb una energia lliure molt petita. Les substàncies adopten, en cristal·litzar, l’estructura més estable. En general, l’estructura d’una determinada substància depèn de la tendència dels àtoms a formar una estructura que ompli de la millor manera possible l’espai. La simetria de l’estructura tendeix a ésser la més elevada possible.

Massa atòmica: nombre assignat a cada element químic per especificar la massa mitjana dels seus àtoms.

Cada element té una massa diferent a la de la resta dels elements, que fins i tot en el cas dels elements més pesats és menor de 10^-25 kg. Òbviament resulta més còmode establir una unitat que ens permeti expressar la massa dels elements amb valors més significatius i manejables. El 1960 es va introduir una unitat anomenada unitat de massa atòmica (u) definida com 1/12 de la massa de l’isòtop de carboni-12, ¹²C. La massa atòmica relativa, també anomenada pes atòmic d’un element és la relació entre la seva massa i la unitat de massa atòmica. El valor que assignem a la massa atòmica d’un element és la mitjana ponderada de les masses atòmiques de tots els seus isòtops tenint en compte l’abundància relativa de cadascun d’ells.

Quan la massa atòmica s’especifica entre claudàtors, es refereix a la massa atòmica de l’isòtop més estable.

Densitat: és la relació que hi ha entre la massa i el volum de l’element i depèn tant de l’estat en el qual es trobi l’element (si canvia d’estat, la densitat varia perquè, tot i que la massa es manté constant, en varia el volum) com de la temperatura del mateix.

En la major part dels casos que es representen, les dades corresponen als elements en estat sòlid i a una temperatura de 293 K.

Podem observar la periodicitat d’aquesta propietat, corresponent els valors més alts de la densitat als elements de transició.

Duresa: resistència d’una substància a ser ratllada. Un mètode útil i semicuantitatiu per a la determinació de la duresa va ser introduït per l’austríac Friedrich Mohs (1773-1834) el 1822, que va crear una escala de duresa de 10 nivells; per a cada nivell existeix un mineral representatiu, i molt comú, que és capaç de ratllar a tots els quals tenen assignat un valor menor en l’escala: 1 talc, 2 guix, 3 calcita, 4 fluorita, 5 apatita, 6 ortosa, 7 quars, 8 topazi, 9 corindó i 10 diamant.

En relació amb l’estructura cristal·lina, la duresa és la resistència d’aquesta estructura a ésser deformada mecànicament. Algunes de les correlacions amb l’estructura cristal·lina són que, per exemple, la duresa és més elevada com més petits són els àtoms o ions i com més gran és la càrrega elèctrica i la densitat d’empaquetament.

Volum atòmic: la variació periòdica de la grandària dels àtoms va ser observada per Lothar Meyer, que va determinar el volum atòmic o volum molar com el quocient entre la massa d'un mol d'element i la seva densitat.

S’observa que el valor del volum molar està relacionat amb el volum de l'àtom però no es correspon exactament amb aquest ja que, entre altres factors, la densitat de l'element està determinada per la seva estructura cristal·lina (incloent els buits entre àtoms).

Els diferents elements, al tenir els seus electrons en diferents nivells, presenten volums atòmics variables, però també influeix la càrrega nuclear: a l'augmentar el nombre de protons del nucli, l'atracció sobre els electrons es fa major i el volum tendeix a disminuir.

En un mateix període s'observa una disminució des dels elements situats a l'esquerra del període, cap als centrals, per a tornar a augmentar el volum progressivament a mesura que ens apropem als elements situats a la dreta del període.

En un mateix grup, el volum atòmic augmenta a l'augmentar el numero atòmic, ja que al descendir en el grup els elements tenen més capes.

En general, quan els elements tenen volums atòmics petits, els electrons del nivell més extern estan fortament atrets pel nucli i, per tant, són cedits amb gran dificultat. Per contra, els elements de volums atòmics elevats cedeixen els seus electrons externs fàcilment, ja que l'atracció nuclear és menor degut tant a la major distància com a aquest efecte d’apantallament dels electrons interns.

Estat d’agregació: estat d’un sistema material segons el grau de cohesió de les molècules que el formen. Segons l’estat d’agregació, un sistema material es pot presentar en tres fases fonamentals, sòlida, líquida i gasosa, s’anomena canvi d’estat o canvi de fase el pas d’un d’ells a un altre qualsevol.

Punt de fusió: és la temperatura a la qual l'element canvia de la fase sòlida a la líquida, a la pressió de 1 atm. En el Sistema Internacional s'amida en K (Kelvin). L'escala centígrada o Celsius està tan estesa que freqüentment trobem els valors dels punts de fusió expressats en ºC (graus centígrads o Celsius). Ambdues escales estan relacionades per l'equació: temperatura (K) = temperatura (ºC) +273,15. En les substàncies pures, el procés de fusió ocorre a una sola temperatura i l'augment de temperatura per l'addició de calor es deté fins a que la fusió és completa. En quant a la variació periòdica d'aquesta propietat s'observa que els elements de transició posseeixen punts de fusió més elevats que la resta dels elements químics, a excepció del carboni l'elevat punt de fusió del qual (3800 K) és a causa de l'estructura de la seva xarxa cristal·lina.

Punt d’ebullició: temperatura a la qual es produeix la transició de la fase líquida a la gasosa. En el cas de les substàncies pures a una pressió fixa, el procés d'ebullició o de vaporització es produeix a una sola temperatura; conforme s'afegeix calor la temperatura roman constant fins que tot el líquid ha bullit.

El punt normal d'ebullició es defineix com el punt d'ebullició a una pressió total aplicada de 101.325 quilopascals (1 atm); és a dir, la temperatura a la qual la pressió de vapor del líquid és igual a una atmosfera. El punt d'ebullició augmenta quan s'aplica pressió.

El punt d'ebullició no pot elevar-se en forma indefinida. Conforme s'augmenta la pressió, la densitat de la fase gasosa augmenta fins que, finalment, es torna indistingible de la fase líquida amb la qual està en equilibri; aquesta és la temperatura crítica, per sobre de la qual no existeix una fase líquida clara. L'heli té el punt normal d'ebullició més baix (4.2 K) dels corresponents a qualsevol substància, i el carbur de tungstè, un dels més alts (6300 K).

Radi atòmic: 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. Els elements del grup primer són els de major radi atòmic.

Radi iònic: el radi iònic és el radi que té un àtom quan ha perdut o guanyat electrons, adquirint l'estructura electrònica del gas noble més proper.

Per exemple, tots els elements del grup 1 (alcalins) tenen una configuració electrònica del tipus ...ns1; el més fàcil és que perdin aquest electró de l’orbital del nivell superior, més feblement atret pel nucli, i que adquireixin l'estructura electrònica del gas noble anterior. Per tant, la càrrega nuclear serà major que l'electrònica, amb el que el nucli atraurà amb més força als electrons, i el radi iònic serà menor que el radi atòmic.

Tot el contrari es produeix en els elements del grup 17(halògens). En aquests la configuració electrònica és del tipus ...ns2 np5, amb el que és més fàcil que completin l’orbital p guanyant un electró, després la seva càrrega nuclear serà menor que l'electrònica i l'atracció que exercirà el nucli sobre els electrons serà també menor. Per tant, els radis iònics, en aquest cas, són majors que els atòmics.

Podem generalitzar dient que els ions carregats negativament (anions) són sempre majors que els àtoms dels quals deriven, augmentant la seva grandària amb la càrrega negativa: els ions positius (cations), no obstant això, són sempre menors que els àtoms dels quals deriven, disminuint la seva grandària a l'augmentar al càrrega positiva.

Entre els ions amb igual nombre d'electrons (isoelectrònics) té major radi el de menor nombre atòmic, doncs la força atractiva del nucli és menor al ser menor la seva càrrega.

Radi covalent: el radi covalent és la meitat de la distància entre dos nuclis d'àtoms iguals que estan units mitjançant un enllaç covalent simple en una molècula neutra. Aquesta definició no presenta problemes per a molècules com Cl₂, els altres halògens, i per a altres casos com l’hidrogen, el silici, el carboni (en forma de diamant), el sofre, el germani, l’estany, i alguns altres casos. No obstant això per a l'oxigen, O₂, la situació és menys clara ja que l'enllaç oxigen-oxigen és doble. En aquest cas, i per a la majoria dels elements del sistema periòdic, és necessari calcular el radi covalent a partir de molècules que contenen simples enllaços O-O o a partir de molècules amb un enllaç O-X en el qual es coneix el radi covalent de X.

Afinitat electrònica: tendència que manifesta un àtom a guanyar electrons, mesurada per l’energia E que és desprèn en la reacció:

X⁰ + e X^-.

L’afinitat electrònica (AE) s’expressa en eV i en J/mol.

Els valors negatius indiquen que no es desprèn energia, sinó que cal aportar-n’hi. També es poden definir les AE_2, AE_3,..; els valors d’aquestes afinitats són sempre negatives, a causa de que un ió negatiu repel·leix un electró i, per introduir-lo en aquest ió cal aportat energia.

En un grup, l’afinitat electrònica disminueix en augmentar el nombre atòmic; això es degut a que l’electró ocupa un nivell superior i es situa més lluny del nucli. I en un grup augmenta de dreta a esquerra.

Les afinitats electròniques per als halògens, poden ésser deduïdes de les energies reticulars dels cristalls iònics dels halurs alcalins. Les dels metalls són fortament negatives; les dels no metalls, positives o feblement negatives.

Energia d’ionització: l’energia d’ionització o potencial d'ionització primari d'un àtom és l'energia mínima necessària que cal subministrar per arrencar un electró d'un àtom neutre aïllat en el seu estat fonamental. Quan l'àtom perd un electró es forma un ió amb càrrega positiva. Es representa com PI.
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.

Conductivitat elèctrica: és la capacitat d’un material de permetre el pas del corrent elèctric a través seu.

Electronegativitat: És la capacitat d'un àtom d'un element d'atreure cap a si els electrons compartits del seu enllaç covalent amb un àtom d’altre element.

Al llarg de la història han existit diferents formes d’expressar l’electronegativitat. Actualment, l’escala d’electronegativitat més utilitzada és la del nord-americà Linus Carl Pauling, proposada al 1932 i que es basa en la diferència entre l’energia de l’enllaç A-B en el compost AB_n i la mitjana de les energies dels enllaços homopolars A-A i B-B.

Els valors de la electronegativitat dels elements representatius augmenten d'esquerra a dreta en la taula periòdica, a mesura que augmenta el nombre d'electrons de la capa més externa i disminueix la grandària dels àtoms. El fluor, d'afinitat electrònica molt elevada, i els àtoms de la qual són petits, és l'element més electronegatiu i, en conseqüència, atreu als electrons molt fortament.

Dintre d'un grup, la electronegativitat disminueix, generalment, a l'augmentar el nombre i el ràdio atòmics. El cesi, l'element representatiu de major grandària i de menor energia d'ionització, és el menys electronegatiu d'aquests elements. Un àtom electronegatiu tendeix a tenir una càrrega parcial negativa en un enllaç covalent, o a formar un ió negatiu per guany d'electrons.

Dos àtoms amb electronegativitats molt diferents formen un enllaç iònic. Parells d'àtoms amb diferències petites de electronegativitat formen enllaços covalents polars amb la càrrega negativa en l'àtom de major electronegativitat.

Es diu que un element és molt electronegatiu quan té una energia d’ionització i una afinitat electrònica altes, per tant és una propietat que relaciona aquestes dues magnituds.

Polarizabilitat: és la tendència relativa del núvol electrònic a distorsionar la seva forma normal per la presència d'un ió o un dipol proper, és a dir per la presència d'un camp elèctric extern.

És important sobretot per als anions i augmenta amb llur volum i càrrega.

Calor d’atomització: és l'energia necessària per a formar un mol d'àtoms gasosos a partir de l'element en condicions estàndard.

Calor de fusió: calor de fusió o entalpia de fusió és la quantitat d'energia (calor) que es necessita aportar a un mol de l'element perquè, a la seva temperatura de fusió, passi de la fase sòlida a la liquida.

Calor de vaporització: suposem que un mol d'un element en estat líquid es troba en equilibri amb el seu vapor a la pressió de 1 atmosfera. Per aconseguir que tot el líquid passi a la fase de vapor és necessari aportar al sistema una quantitat d'energia que es coneix com entalpia de vaporització o calor de vaporització. L'entalpia de vaporització sol representar-se com Hvap i s'amida en KJ/ mol.

Calor específica: es la quantitat de calor mesurada en joules, que es requereix per a elevar la temperatura d'un quilogram d'una substància un grau Kelvin. D'acord amb la llei formulada pels químics francesos Pierre Louis Dulong i Alexis Therese Petit, la calor específica dels elements sòlids és inversament proporcional a la seva massa atòmica de forma que la calor específica multiplicat per la massa atòmica és aproximadament una quantitat constant per a tots els elements sòlids.

Conductivitat tèrmica: es refereix a la capacitat d'un material per a transmetre la calor. El coeficient de conductivitat tèrmica caracteritza la quantitat de calor necessària per m², perquè travessant durant la unitat de temps, 1m de material homogeni obtingui una diferència de 1ºC de temperatura entre les dues cares. La conductivitat tèrmica s'expressa en unitats de W/m·K (J/s· m· ºC). És una propietat intrínseca de cada material que varia en funció de la temperatura a la qual s'efectua la mesura, pel que solen fer-se els mesuraments a 300 K amb l'objecte de poder comparar uns elements amb uns altres.

Potencial normal de reducció: El potencial normal de reducció d'elèctrode d'un element és la diferència de potencial que li correspon a una cel·la construïda amb un elèctrode d'aquest element i un elèctrode d'hidrogen, quan la concentració dels ions que intervenen en el procés és 1M, la pressió de les substàncies gasoses és 1 atm i la temperatura és 298 K. Es representa generalment com Eº i en el Sistema Internacional es mesura en V (volt).

Caràcter metàl·lic: Un element es considera metall des d’un punt de vista electrònic quan cedeix fàcilment electrons i no té tendència a guanyar-ne; és a dir, els metalls són poc electronegatius.

Un no-metall és qualsevol element que difícilment cedeix electrons i que té tendència a guanyar-ne; és molt electronegatiu.

Els gasos nobles no tenen ni caràcter metàl·lic ni no metàl·lic.

Es coneix amb el nom de semimetalls una sèrie d’elements que no tenen gaire definit el caràcter metàl·lic o no metàl·lic; per exemple, el silici.