Radi covalent

De la Viquipèdia, l'enciclopèdia lliure
Definició gràfica de longitud d'enllaç d, radi covalent rcov i radi de van der Waals rvdW.

El radi covalent d'un element químic és la meitat de la distància entre els nuclis dels dos àtoms d'una molècula homonuclear enllaçats per enllaç covalent simple.[1][2] Normalment el radi covalent s'expressa en picòmetres (pm). L'expressió matemàtica per calcular el radi covalent d'un element , en una molècula que té una distància internuclear és:

En teoria, la suma de dos radis covalents quan es troben enllaçats dos àtoms diferents hauria d'igualar la longitud d'enllaç covalent entre dos àtoms, però en la pràctica la longitud de l'enllaç depèn de l'entorn químic.[3][4] Els valors dels radis covalent es calculen dividint per dos les distàncies entre els àtoms de molècules homonuclears. Tanmateix, hi ha elements que no permeten aquest càlcul i es fa a partir de molècules heteronuclears. Sabent el radi covalent d'un dels àtoms, l'altre es calcula restant aquest radi conegut de la distància entre nuclis dels àtoms. Els elements del grup 18, els gasos nobles, són els únics elements que no tenen valors de radis covalents perquè no formen molècules diatòmiques.[5]

Radis covalents (pm)[6]
1 2 13 14 15 16 17
H

37

Li

152

Be

111

B

88

C

77

N

70

O

66

F

64

Na

186

Mg

160

Al

143

Si

117

P

110

S

104

Cl

99

K

231

Ca

197

Ga

122

Ge

122

As

121

Se

117

Br

114

Rb

244

Sr

215

In

162

Sn

140

Sb

141

Te

135

I

133

El radi covalent és una propietat periòdica, això és, varia regularment dins de la taula periòdica. Dins d'un període de la taula periòdica el radi covalent disminueix lentament a mesura que s'avança d'esquerra a dreta. Així, els radis covalents més alts els trobam en el grup 1 dels alcalins, i els radis covalents menors en el grup 17 dels halògens. Per exemple, els radis covalent màxim del 3r període és el del sodi (186 pm) i el menor, el del clor (99 pm). Dins d'un mateix grup el radi covalent va augmentant en davallar dins d'una columna. És el cas dels halògens, grup 17, on el radi covalent del fluor és el menor (64 pm), i el del iode el major (133 pm).[7] Molts dels radis covalents s'ajusten a la següent equació:

on és el radi de Bohr (5,292 × 10−11 m), el nombre quàntic principal i la càrrega nuclear efectiva (atracció dels protons del nucli atòmic menys la repulsió dels electrons sobre l'electró més extern). En avançar d'esquerra a dreta dins d'un període es conserva i augmenta perquè hi ha més protons al nucli i els electrons se situen al mateix nivell energètic i no redueixen l'atracció del nucli sobre el darrer electró. En un grup, en baixar augmenta , que és el factor determinar, ja que varia poc.[8]

Els radis covalents són menors que els radis de van der Waals per a un mateix element químic. Per exemple la distància entre els dos àtoms de iode en una molècula de diiode és de 266 pm (radi covalent del iode = 266/2 = 133 pm). Per contra, el radi de van der Waals del iode és de 195 –212 pm, molt més elevat. Això és degut al fet que els niguls electrònics dels àtoms de iode se superposen per formar l'enllaç covalent , i els nuclis s'aproximen més.[5]

La determinació de les distàncies d'enllaç a les molècules en estat gasós es duu a terme mitjançant mesures d'espectroscòpia infraroja o de microones, o més directament per difracció d'electrons. En els sòlids la tècnica emprada és la difracció de raigs X.[9]

Radi covalent del fluor[modifica]

Model de la molècula de difluor, .

El radi covalent del fluor és d'uns 60 pm, però com que el fluor és un àtom relativament petit amb una gran electronegativitat ( = 4), és difícil determinar amb precisió el seu radi covalent. L'enllaç a la molècula és anormalment feble, cosa que fa que la longitud de l'enllaç sigui anormalment llarga. A més, gairebé tots els enllaços amb el fluor a molècules són molt polars a causa de la seva gran electronegativitat, de manera que l'ús d'un radi covalent per predir la longitud d'aquest enllaç és inadequat. Per tant, les longituds d'enllaç calculades a partir d'aquests radis són gairebé sempre més grans que els seus valors experimentals. En conseqüència, la longitud d'enllaços amb el fluor està influenciada pel seu radi iònic, la mida dels ions en un cristall iònic, que és d'uns 133 pm per als anions fluorur . El radi iònic del fluorur és molt més gran que el seu radi covalent. Quan un àtom de fluor es converteix en un anió fluorur guanya un electró, però té el mateix nombre de protons, la qual cosa significa que l'atracció dels protons als electrons és més feble, creant un radi més gran.[10]

Valor de Brockway[modifica]

Per extrapolació dels valors del bor, carboni, nitrogen i oxigen Linus C. Pauling obtingué un valor pel radi covalent del fluor de 64 pm.[11] El 1938, L.O. Brockway del Caltech preparà un vapor de molècules i, mitjançant difracció d'electrons, determinà que la longitud d'enllaç entre els dos fluors era de 145 ± 5 pm. Per tant, calculà que el radi covalent del fluor era la meitat d'aquest valor, 73 pm, superior a l'obtingut per extrapolació. Brockway indicà que això significava que l'enllaç del fluor no era un enllaç normal, com el que presenten la resta d'halògens a les seves molècules .[12]

Càlcul de Schomaker i Stevenson[modifica]

Verner Schomaker i D.P. Stevenson del Caltech proposaren el 1941 una fórmula per calcular longituds d'enllaç. Segons ells la longitud d'enllaç d'una molècula heteroatòmica pot calcular-se com la suma de radis covalents de cada àtom i , més la diferència d'electronegativitat dels dos àtoms, en valor absolut, multiplicada per un coeficient = 9 pm. Corregiren els valors dels radis covalents de l'hidrogen, nitrogen, oxigen i fluor, establint un valor de 72 pm pel fluor, semblant al de Brockway. La relació proposada és:[13]

● Extrapolació dels valors del B, C, N i O. ▲ Valors obtinguts per Schomaker i Stevenson. ■ Valor de Pauling. ◆ Valors de Gillespie i Robinson (a sota 54 pm del 1992).

Pauling[modifica]

El 1960, Linus C. Pauling suggerí un efecte addicional anomenat "enllaç posterior" per tenir en compte que els valors experimentals dels enllaços d'altres elements amb el fluor eren més curts que els predits per l'equació de Schomaker i Stevenson. Segons Pauling el fluor dona electrons a un orbital atòmic vacant de l'àtom al qual està unit, donant als enllaços una certa quantitat de caràcter d'enllaç σ. A més, l'àtom de fluor també rep una certa quantitat de densitat d'electrons π de l'àtom central donant lloc a un caràcter d'enllaç doble a través de π(p-p) o π(p-d). Per tant, aquest model proposa que l'escurçament observat de les longituds dels enllaços es deu a aquestes característiques de doble enllaç.

Valor de Gillespie i Robinson[modifica]

El 1992, Ronald J. Gillespie i E.A. Robinson publicaren un article que intentava determinar el radi covalent del fluor. Aquests investigadors s'adonaren que un valor de 71 pm era massa elevat a causa de la inusual debilitat de l'enllaç a . Per tant, suggeriren un valor de 54 pm per al radi covalent del fluor.[14] En un segon article, publicat el 1997, tornaren a la qüestió del radi covalent del fluor i comprovaren que la seva anàlisi anterior donava lloc a una conclusió errònia. Mitjançant anàlisis més sofisticades calcularen que el radi covalent del fluor és de 60 pm.[15]

Referències[modifica]

  1. «Definició del radi covalent». [Consulta: 4 abril 2021].
  2. «✅ Definición de Radio covalente - Glosario deQuimica.com». [Consulta: 1r setembre 2021].
  3. Ph. D., Biomedical Sciences; B. A., Physics and Mathematics; Facebook, Facebook. «What Is the Covalent Radius in Chemistry?» (en anglès). [Consulta: 4 abril 2021].
  4. «Covalent radius | chemistry» (en anglès). [Consulta: 4 abril 2021].
  5. 5,0 5,1 Huheey, James E. Química inorgánica : principios de estructura y reactividad. 2d ed. Mexico [D.F.]: HARLA, 1981. ISBN 968-6034-13-7. 
  6. Gillespie, Ronald J. VSEPR Model of Molecular Geometry.. Dover Publications, 2013. ISBN 1-306-39336-1. 
  7. Barrett, Jack. Structure and bonding. Cambridge: Royal Society of Chemistry, 2001. ISBN 0-85404-647-X. 
  8. Norman, Nicholas C. Periodicity and the s- and p- block elements. Second edition, 2021. ISBN 978-0-19-259132-6. 
  9. Weller, Martin, Dr. Inorganic chemistry. Sixth edition, 2014. ISBN 978-0-19-964182-6. 
  10. «Covalent_radius_of_fluorine». [Consulta: 29 setembre 2022].
  11. Linus, Pauling,. The nature of the chemical bond and the structure of molecules and crystals : an introduction to modern structural chemistry : 3. ed.. Cornell Univ. Press, 1960. 
  12. Brockway, L. O. «The Internuclear Distance in the Fluorine Molecule» (en anglès). Journal of the American Chemical Society, 60, 6, 1938-06, pàg. 1348–1349. DOI: 10.1021/ja01273a021. ISSN: 0002-7863.
  13. Schomaker, Verner; Stevenson, D. P. «Some Revisions of the Covalent Radii and the Additivity Rule for the Lengths of Partially Ionic Single Covalent Bonds *» (en anglès). Journal of the American Chemical Society, 63, 1, 1941-01, pàg. 37–40. DOI: 10.1021/ja01846a007. ISSN: 0002-7863.
  14. Gillespie, Ronald J.; Robinson, Edward A. «Bond lengths in covalent fluorides. A new value for the covalent radius of fluorine» (en anglès). Inorganic Chemistry, 31, 10, 1992-05, pàg. 1960–1963. DOI: 10.1021/ic00036a045. ISSN: 0020-1669.
  15. Robinson, Edward A.; Johnson, Samuel A.; Tang, Ting-Hua; Gillespie, Ronald J. «Reinterpretation of the Lengths of Bonds to Fluorine in Terms of an Almost Ionic Model» (en anglès). Inorganic Chemistry, 36, 14, 01-07-1997, pàg. 3022–3030. DOI: 10.1021/ic961315b. ISSN: 0020-1669.

Vegeu també[modifica]