CARGA NUCLEAR

1 de octubre de 2014

“Carga Nuclear Efectiva. Relación y variación con las propiedades periódicas.”

Propiedades periódicas

¿Que es una propiedad periódica?

Son propiedades que presentan los elementos químicos y que se repiten secuencialmente en la tabla periódica. Por la colocación en la misma de un elemento, podemos deducir que valores presentan dichas propiedades así como su comportamiento químico.

Muchas de las propiedades de los átomos dependen de la carga nuclear efectiva que experimentan sus electrones exteriores (o de valencia), aquí presentamos la relación que existe entre la carga nuclear efectiva y las diferentes propiedades periódicas de los elementos.

-Radio atómico:

Se puede definir como la mitad de la distancia que separa los núcleos de los dos átomos unidos por un enlace covalente, en cuyo caso tenemos el radio covalente. O bien lo podemos definir como la mitad de la distancia que hay entre los núcleos de dos átomos de moléculas vecinas, conocido como radio de van dar Waals. En el caso de los elementos metálicos es posible medir un radio atómico metálico: la mitad de la distancia que separa los núcleos de dos átomos vecinos en el metal sólido.

Los radios covalente si son experimentales, por lo que existen ligeras variaciones en los valores obtenidos de diferentes conjuntos de mediciones. El modelo atómico se tiene que examinar, un átomo de litio contiene tres protones, y su configuración electrónica es 1s2, 2s1. El tamaño aparente del átomo está determinado por las dimensiones del orbital ocupado más externo, el orbital 2s está protegido de la atracción total de los protones por los electrones del orbital 1s. La carga nuclear efectiva Zef que percibe el electrón 2s es mucho menor que tres y se acerca más a uno. Así pues, a medida de que el número atómico aumenta en el periodo, los átomos se hacen cada vez más pequeños. El valor de la Z para los electrones externos lo que determina el tamaño aparente de los orbitales externos y por tanto el radio de los átomos a lo largo de un periodo.

Al descender en un grupo los átomos se hacen más grandes. Este también es explicable en términos del tamaño creciente de los orbitales y de la influencia del efecto pantalla.

Reglas de Slater:

En 1930, J. C. Slater propuso un conjunto de reglas empíricas para semicuantificar en concepto de carga nuclear efectiva. Slater propuso una fórmula que correlaciona la Zef con la carga nuclear, Z.

Zef = Z - σ

Donde σ es lo que se conoce como la contante de apantallamiento de Slater. Slater dedujo una serie de reglas empíricas para el cálculo de σ.

Las reglas para determinar la constante de apantallamiento de un electrón de particular son las siguientes:

1. Todos los electrones de orbitales de numero cuántico principal más grande contribuyen cero.

2. Cada electrón del mismo número cuántico principal contribuye 0.35 excepto cuando el electrón que se estudia está en un orbital a, d o f, en cuyo caso los que están en los orbitales s y p cuantas por 1.00 cada uno.

3. Los electrones que están en el nivel cuántico principal (n - l ) contribuyen 0.85 cada uno excepto cuando el electrón que se estudia está en un orbital d o f, en cuyo caso cuenta por 1.00 cada uno.

4. Todos los electrones de los niveles cuánticos principales inferiores cuentan por 1.00 cada uno.

Por ejemplo, para calcular la carga nuclear efectiva de uno de los electrones 2p del átomo de oxígeno (1s2, 2s2, 2p4), primero determinamos la constante de apantallamiento.

σ= (2x 0.85) + (5x 0.35) = 3.45

Por lo tanto Zef = Z - σ = 8 - 3.45 = 4.55. Así pues, un electrón 2p del oxígeno no experimenta la atracción total de los ocho protones del núcleo, sino solos una carga alrededor de 4.55.

Aunque los resultados de los cálculos con base en las reglas de Slater proporcionan una percepción más cuantitativa del concepto de carga nuclear efectiva, su sencillez los hace menos perfectos.

Tabla 1.0 valores de carga nuclear efectiva de los electrones de los elementos del segundo perdido.

-Energía de ionización:

Estrechamente relacionada con la configuración electrónica es la energía de ionización. Por lo general nos interesa la primera energía de ionización, esto es, la energía necesaria para extraer un electrón del orbital ocupado más externo de un átomo libre X:

X(g) ------> X+ (g) + é

Las energías de ionización se pueden medir con gran precisión. Más allá del oxígeno, el incremento constante de la primera energía de ionización continúa hasta terminar el periodo 2. Una vez más, este patrón es de esperar como consecuencia del aumento de la Zef.

En términos generales, al descender en un grupo disminuye la primera energía de ionización, los orbitales internos apantallan a los electrones de los orbitales externos, y los orbitales externos sucesivos son ellos mismos más grandes.

Figura 1.1 Energías de ionización (MJ*mol-1) de dos grupos representativos y de parte de un periodo largo.

En un periodo largo como el que va del potasio al bromo, muestra que la energía de ionización aumenta considerablemente de izquierda a derecha en los metales de transición. Esta tendencia se explica en virtud de la escasa protección que los electrones 3d proporcionan a los electrones 4s. La Zef crece a medida que el número de protones aumenta, no obstante que el número de electrones aumenta en la misma proporción.

También podemos obtener información del análisis de las ionizaciones sucesivas de un elemento. Por ejemplo, la energía de segunda ionización corresponde al proceso:

X+(g) --------> X2+ (g) + é

-Afinidad electrónica:

La afinidad electrónica es la variación de energía que se produce en la adición de un electrón al átomo en estado fundamental y en fase gaseosa para formar el anión correspondiente. Se representa como:

A(g) + e –> A-(g)

La afinidad electrónica puede ser energía desprendida, en cuyo caso tiene valor negativo y se trata de átomos con tendencia a captar electrones (no metales), o positiva, en cuyo caso se requiere un aporte de energía exterior y se trata de átomos con poca tendencia a captar electrones (metales).

Cuando nos movemos a lo largo de un periodo hacia la derecha, debido al aumento de la carga nuclear efectiva, la nube electrónica se contrae. Así, cuanto más a la derecha estamos en el período, más cerca del núcleo se hallará el nuevo electrón incorporado, por lo que se verá atraído con más fuerza.

En el caso de un grupo, aumenta hacia arriba, porque también los átomos superiores son más pequeños y atraerán con más fuerza al nuevo electrón incorporado, siendo el proceso más favorable para estos átomos pequeños.

De forma global, varía igual que la energía de ionización y que la electronegatividad y en sentido contrario al radio atómico.

-Electronegatividad

La electronegatividad puede definirse como la tendencia que presenta un átomo a atraer hacia sí los electrones de un enlace químico. Así, la electronegatividad es un concepto que solo tiene sentido cuando hablamos de átomos enlazados, y que es muy útil a la hora de determinar qué enlace químico se dará entre diferentes tipos de átomos.

La escala que se utiliza actualmente para la electronegatividad es la de Linus Pauling, establecida a partir de las energías de enlace de algunas moléculas que contenían enlaces donde estaban implicados los átomos de interés. La escala va de 0,7 (francio, cesio) a 4,0 (flúor). Se puede decir que los metales presentan electronegatividades inferiores a 2,0 (en ocasiones se dice que son electropositivos) mientras que los no metales presentan electronegatividades superiores a 2,0.

-Tendencia general de la carga nuclear efectiva en la tabla periódica de los elementos.

La carga nuclear efectiva experimentada por los electrones exteriores aumenta a medida que pasamos de un elemento al siguiente a lo largo de cualquier fila (período) de la tabla periódica. Aunque el número de electrones internos no cambia cuando avanzamos por un período, la carga nuclear real sí aumenta. Los electrones de capa exterior que se añaden para equilibrar la carga nuclear creciente se escudan mutuamente de manera poco ineficaz. Por tanto, la carga nuclear efectiva aumenta continuamente. Por ejemplo, los electrones internos 1s2 del litio (1s22s1) escudan al electrón exterior 2s de la carga 3+ del núcleo de forma muy eficaz. Por ello, el electrón exterior experimenta una carga nuclear efectiva de aproximadamente 3-2=1+.

En el caso del berilio (1s22s2), la carga nuclear efectiva que cada electrón exterior experimenta es mayor; en este caso, los electrones internos 1s2 están escudando un núcleo 4+, y cada electrón 2s sólo escuda parcialmente del núcleo al otro. Por ello, la carga nuclear efectiva que cada electrón experimenta es de aproximadamente 4-2=2+.

Al bajar por una familia, la carga nuclear efectiva que los electrones de capa exterior experimentan cambia mucho menos que a lo ancho de un período. Por ejemplo, cabría esperar que la carga nuclear efectiva para los electrones exteriores del litio y el sodio sea casi la misma, aproximadamente 3-2=1+ para el litio y 11-10=1+ para el sodio. Sin embargo, la realidad es que la carga nuclear efectiva aumenta un poco al bajar por una familia porque las nubes de electrones internas no pueden escudar tan bien de la carga nuclear a los electrones exteriores.

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