CARGA NUCLEAR EFECTIVA Y APANTALLAMIENTO
Apantallamiento: consiste en la repulsión entre los e- que disminuye la atracción del núcleo y condiciona el estado del electrón en el átomo.
Ejemplo: el Helio (Z = 2). Cada uno de los dos e- del He y del catión He+, está sometido a la misma atracción nuclear, ya que, en cualquier caso ocupan el orbital 1s y la carga nuclear es +2.
Se observa experimentalmente que la energía para arrancar un e- del átomo es 2373 kJ/mol, mientras que para el catión He+ es 5248 kJ/mol, lo que revela que el e- en el átomo de helio está menos retenido que en el catión He+.
La causa de esta diferencia reside en la repulsión entre los e- es decir, en el apantallamiento que existe en el átomo de helio y que no hay en el catión He+.
En la práctica utilizamos el término carga nuclear efectiva:
Carga nuclear efectiva: es la carga que debiera tener el núcleo para que, en ausencia de otros e-, la atracción del núcleo sobre el electrón considerado fuera la misma que la atracción neta que experimenta el e- en el átomo real.
Z* = Z - a
El apantallamiento de los e- depende de: - el orbital que ocupan
- Los e- que componen el el kernel apantallan totalmente, a = 1 para cada uno. - Los demás e- apantallan menos por lo que a<1.
A lo largo de un periodo,
la carga nuclear efectiva sobre el e- más externo
aumenta
conforme lo hace el número atómico
. En un mismo periodo las configuraciones electrónicas coinciden en el kernel de gas noble y se diferencian en un electrón de valencia. Como la carga nuclear aumenta en una unidad y los e- que no forman parte del kernel provocan un apantallamiento menor que 1, la carga nuclear efectiva sobre el e- más externo aumenta la incrementarse el número atómico.A lo largo de un grupo,
la carga nuclear efectiva sobre el electrón más externo
es la
misma
, independientemente del número atómico
. En un mismo grupo todos los elementos poseen configuraciones electrónicas de valencia iguales y se diferencian en la configuración del kernel. Como los e- que formar el kernel apantallan 1, y todos los elementos tienen el mismo nº de e- en la capa de valencia la carga nuclear efectiva sobre el e- más externo es la misma.PROPIEDADES PERIÓDICAS
1. RADIO ATÓMICO
Es la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos iguales enlazados entre sí
. En el caso de los metales se presentan formando redes tridimensionales de átomos iguales, y los no metales forman moléculas.Cuando los átomos enlazados no son iguales, el radio atómicos varía
dependiendo del tipo de enlace, por lo que le valor de esta magnitud física debe
considerarse relativo, con la única finalidad de comparar entre sí átomos
diferentes. Ya que se trata de un sistema dinámico de partículas muy
influenciadas por los átomos que le rodean y que los orbitales que componen ka
corteza electrónica no tienen unas dimensiones definidas (probabilidad).
En un período,
al aumentar el número atómico, disminuye el radio atómico
: se incrementa la carga nuclear efectiva sobre el e- más externo y los niveles ocupadosno varían por lo que
aumenta la intensidad de la atracción entre el e- y el
núcleo, y disminuye la distancia entre ellos
.En un grupo,
al aumentar el número atómico, aumenta el radio atómico
: En un grupo aumenta el número de niveles ocupados mientras que la carga nuclear efectiva sobre el e- más externo es la misma, en consecuencia aumenta el radio atómico.2. RADIO IÓNICO
Importante cuando se estudian compuestos iónicos, ya que la estructura tridimensional de éstos depende exclusivamente del tamaño de los iones involucrados.
Cationes: son de
menor tamaño que los átomos de los que proceden
. Elapantallamiento entre
e- es menor
, por tanto el e- más externo esta sujeto a una carga nuclear mayor, laatracción nuclear es más intensa
.Aniones: son de
mayor tamaño que los átomos respectivos
. Elapantallamiento entre e- es
mayor
, por lo tanto el e- más externo está sujeto a una carga nuclear menor,la atracción
nuclear es menos intensa
.Ejemplo: en los iones isoelectrónicos como O2-, F-, Ne, Na+ y Mg2+, el radio disminuye conforme aumenta la carga nuclear: O2-> F-> Ne > Na+ > Mg2+
3. ENERGÍA/POTENCIAL DE IONIZACIÓN
Es la
energía necesaria para arrancar un e- de un átomo en estado gaseoso
. Siempre será positiva (endotérmica). Es una medida de la mayor o menor facilidad para dariones
positivos
. A mayor potencial de ionización más difícil es arrancar el e-, es decir hacerlo ión positivo. La segunda energía de ionización es más grande que la primera.En la gráfica se puede comprobar como los elementos alacalinos presentan el menor valor de los elementos de su período y los gases nobles el mayor.
− + →
+ +
e g X I g
En un período
al aumentar el número atómico se hace mayor la energía de
ionización
. Aumenta la atracción nuclear sobre el e- más externo ya que disminuye el radio atómico y aumenta la carga nuclear efectiva sobre él.En un grupo
al aumentar el número atómico, disminuye la energía de
ionización
. Disminuye la atracción nuclear sobre el e- más externo, ya que aumenta el radio atómico, mientras que no varía la carga nuclear efectiva sobre él.Podemos hablar de 1ª, 2ª … energías de ionización, que correponde a la energía necesaria para que el átomo ceda el 1er, 2º … electrón.
1ª energía de ionización 2ª energía de ionización ….
Cabe pensar que las sucesivas energías de ionización son mayores, ya que el número de e-supone un menor apantallamiento sobre el e- que ocupa la posición más externa, por tanto mayor atracción nuclear sobre él.
Las energías de ionización están relacionadas con la estabilidad relativa de los cationes de un elemento y con la estabilidad adicional de ciertas configuraciones electrónicas, como son: gas noble (ns2 np6), subnivel lleno y subnivel semilleno.
VER TABLA 2 PÁGINA 48 DEL LIBRO Al observar la tabla observamos que:
Los elementos alcalinos, alcalinotérreos y térreos presentan un notable aumenta de la 2ª, 3ª y 4ª energías de ionización. Esto explica la tendencia a formar iones monovalentes, divalentes y trivalentes respectivamente.
Al lo largo de un periodo la I aumenta al aumentar el número atómico. Pero se observa una excepción en Be/B y Mg/Al. Esto se debe a que la configuración electrónica ns2 del Be y Mg es más estable que la ns2 np1 del B y Al.
Las parejas N/O y P/S también presentan excepciones. La explicación radica en que la configuración ns2 np3 del N/P es más estable que la ns2 np4 del O y el S.
4. AFINIDAD ELECTRÓNICA
Es la
energía necesaria para captar un e-
. A veces es positiva y otras es negativa depende de los átomos. (Mayor o menor facilidad para convertirse en ión negativo
). La mayor parte de las veces es negativa pero la segunda es siempre positiva (los aniones no presentan tendencia a aceptar más e-), cuanto más alta es la afinidad electrónica, al ser negativa significa que más fácilmente se convierte en iones negativos.Este proceso puede ser endotérmico o exotérmico dependiendo de que energía requiere para llevarse a cabo.
La gráfica de la página 50 del libro muestra la variación de afinidad electrónica de algunos elementos respecto a su número atómico. A partir de los valores de la afinidad electrónica se observan algunas regularidades que se explican a tarvés de la configuración electrónica:
Los
halógenos
son los que forman aniones X- con más facilidad. Ya que pasan de una configuración ns2np5 a ns2np6, es decir configuración de gas noble..... 1 ) ( ) ( 1 ) ( ) (
2 + −
Los
alcalinotérreos y los nitrogenoides
presentan unamínima tendencia
a aceptar un e-. Ya que sus configuraciones son ns2 y ns2np3 respectivamente (confieren estabilidad al sistema)La variación de la electroafinidad en grupos y períodos es poco regular pero, en general, la tendencia a aceptar e-
aumenta
de izquierda a derecha en los períodos y de hacia arriba en los
grupos
.5. ELECTRONEGATIVIDAD
Resulta de la combinación de la energía de ionización (ceder e-) con la electroafinidad (captar e-).
Se define como la
tendencia que un átomo ejerce sobre los e- del par de enlace
.La electronegatividad no es medible directamente, es un concepto arbitrario . Para medirlo utilizaremos la tabla de Pauling (VER página 51 libro). Asignó que el átomo más electronegativo es el Flúor (4) y a partir de ahí todos los demás.
La variación en la tabla periódica es:
Período: la electronegatividad
aumenta al aumentar el número
atómico
.Grupo:
aumenta al disminuir el número atómico
.Los gases nobles carecen de electronegatividad ya que tienen una tendencia mínima a formar enlaces con los demás elementos. La electronegatividad nos sirve para determinar el carácter
metálico/no metálico y el carácter iónico de un enlace covalente. (Cuando la diferencia entre electronegatividades de los átomos que enlazan es superior a 1,7 se puede decir que el enlace es iónico al 50%)
6. CARÁCTER METÁLICO
Los metales y no metales se distinguen entre sí por sus propiedades físicas y químicas, que varían igualmente a lo largo de la tabla. Esta variación hace que algunos elementos no correspondan exactamente con metales ni con no metales, reciben el nombre de semimetales. Son los siguientes: B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po y At. (VER página 52 libro)
El
hidrógeno
no dispone de posición clara y se le pone junto a los alcalinos por su configuración y su capacidad para formar el catión H+. También podría estar con los halógenos por su facilidad para formar H-.Los
gases nobles
forman un grupo aparte caracterizado por su gran estabilidad, ya que no forman compuestos con otros elementos.metales No metales
Conductividad eléctrica Elevada. Disminuye al aumentar T
Deficiente, excepto el C en forma de grafito
Conductividad térmica Elevada Deficiente, excepto el C en forma de grafito
Brillo Gris metálico, excepto cobre y oro
Sin brillo metálico
Estado de agregación Sólidos excepto Hg.
Cs y Ga puntos de fusión bajos
Sólidos, líquidos o gaseosos
Ductilidad Dúctiles y maleables No son dúctiles Propiedades
físicas
Características físicas Maleables En estado sólido son quebradizos
Electrones de valencia Pocos: tres o menos Muchos: cuatro o más Afinidad electrónica Débil y tendencia a aceptar
electrones
Elevada tendencia a aceptar electrones: forman aniones con facilidad
Energía de ionización Baja: forman cationes con facilidad
elevada
Electronegatividad Baja Elevada
Propiedades químicas
