CARGA NUCLEAR EFECTIVA La carga nuclear

CARGA NUCLEAR EFECTIVA
La carga nuclear efectiva es la carga positiva neta experimentada por un electrón en un
átomo polielectrónico. El término "efectiva" se usa porque el efecto pantalla de los
electrones más cercanos al núcleo evita que los electrones en orbitales superiores
experimenten la carga nuclear completa. Es posible determinar la fuerza de la carga
nuclear observando el número de oxidación del átomo.
En un átomo con un electrón, el electrón experimenta toda la carga del núcleo positivo. En
este caso, la carga nuclear efectiva puede ser calculada usando la ley de Coulomb.
Sin embargo, en un átomo con muchos electrones, los electrones externos son,
simultáneamente, atraídos al núcleo debido a su carga positiva, y repelidos por los
electrones cargados negativamente. La carga nuclear efectiva en un electrón de este tipo
de átomo está dada por la siguiente ecuación:
Zeff = Z − S
donde
Z es el número atómico, y define tanto el número de protones en el núcleo como el total
de electrones de un átomo.
S es la constante de pantalla, depende del número de electrones entre el núcleo y el
electrón considerado, y también en qué tipo de orbital se encuentran los electrones que
restan carga nuclear.No contribuyen los electrones exteriores al nivel energético
considerado, pero sí el resto de los vecinos del mismo nivel.
S puede determinarse mediante la aplicación sistemática de varios conjuntos de reglas, el
método más simple es conocido como las reglas de Slater (en honor a John C. Slater).
Nota: Zeff también suele ser representado como "Z* ". La idea de la carga nuclear efectiva
es muy útil para entender cómo se modifican a lo largo de la T.P. los alcances de los
orbitales atómicos, las variaciones de las energías de ionización , afinidades electrónicas
y la electronegatividad, en general, para entender las propiedades periódicas
RADIO ATÓMICO
El radio atómico identifica la distancia que existe entre el núcleo y el orbital más externo
de un átomo. Por medio del radio atómico es posible determinar el tamaño del átomo.
Dependiendo del tipo de elemento, existen diferentes técnicas para su determinación
como la difracción de neutrones, de electrones o de rayos X. En cualquier caso no es una
propiedad fácil de medir ya que depende, entre otras cosas, de la especie química en la
que se encuentre el elemento en cuestión.En un grupo cualquiera, el radio atómico
aumenta desde arriba hacia abajo debido al aumento en el nº de niveles de E. Al ser
mayor el nivel de energía, el radio atómico es mayor.
En los períodos, el radio atómico disminuye al aumentar el número atómico (Z), hacia la
derecha, debido a la atracción que ejerce el núcleo sobre los electrones de los orbitales
más externos, disminuyendo así la distancia núcleo-electrón.
El radio atómico puede ser covalente o metálico. La distancia entre núcleos de átomos
"vecinos" en unas moléculas es la suma de sus radios covalentes, mientras que el radio
metálico es la mitad de la distancia entre núcleos de átomos "vecinos" en cristales
metálicos. Usualmente, cuando se habla de radio atómico, se refiere a radio covalente.
ENERGÍA DE IONIZACIÓN
La energía de ionización, potencial de ionización o EI es la energía necesaria para
arrancar un electrón de un átomo en su estado fundamental y en fase gaseosa.[1] La
reacción puede expresarse de la siguiente forma:
Siendo A(g) los átomos en estado gaseoso de un determinado elemento químico; EI, la
energía de ionización y un electrón.
Esta energía corresponde a la primera ionización. El segundo potencial de ionización
representa la energía precisa para sustraer el segundo electrón; este segundo potencial
de ionización es siempre mayor que el primero, pues el volumen de un ion positivo es
menor que el del átomo y la fuerza electrostática atractiva que soporta este segundo
electrón es mayor en el ion positivo que en el átomo, ya que se conserva la misma carga
nuclear.
El potencial o energía de ionización se expresa en electrón-voltio, Julios o en kilo Julios
por mol (kJ/mol).
1 eV = 1,6 × 10-19 C × 1 V = 1,6 × 10-19 J
En los elementos de una misma familia o grupo, el potencial de ionización disminuye a
medida que aumenta el número atómico, es decir, de arriba abajo.
Sin embargo, el aumento no es continuo, pues en el caso del berilio y el nitrógeno se
obtienen valores más altos que lo que podía esperarse por comparación con los otros
elementos del mismo período. Este aumento se debe a la estabilidad que presentan las
configuraciones s2 y s2 p3,respectivamente.
La energía de ionización más elevada corresponde a los gases nobles, ya que su
configuración electrónica es la más estable, y por tanto habrá que proporcionar más
energía para arrancar los electrones.
AFINIDAD ELECTRÓNICA
La afinidad electrónica (AE) o electroafinidad se define como la energía involucrada
cuando un átomo gaseoso neutro en su estado fundamental (de mínima energía) captura
un electrón y forma un ion mononegativo:
Dado que se trata de energía liberada, pues normalmente al insertar un electrón en un
átomo predomina la fuerza atractiva del núcleo, tiene signo negativo. En los casos en los
que la energía sea absorbida, cuando ganan las fuerzas de repulsión, tendrán signo
positivo; AE se expresa comúnmente en el Sistema Internacional de Unidades, en kJmol1.
También podemos recurrir al proceso contrario para determinar la primera afinidad
electrónica, ya que sería la energía consumida en arrancar un electrón a la especie
aniónica mononegativa en estado gaseoso de un determinado elemento; evidentemente
la entalpía correspondiente AE tiene signo negativo, salvo para los gases nobles y
metales alcalinotérreos. Este proceso equivale al de la energía de ionización de un átomo,
por lo que la AE sería por este formalismo la energía de ionización de orden cero.
Esta propiedad nos sirve para prever que elementos generaran con facilidad especies
aniónicas estables, aunque no hay que relegar otros factores: tipo de contraión, estado
sólido, ligando-disolución, etc....
ELECTRONEGATIVIDAD
La electronegatividad, (abreviación EN, símbolo χ (letra griega chi)) es una propiedad
química que mide la capacidad de un átomo (o de manera menos frecuente un grupo
funcional) para atraer hacia él los electrones, o densidad electrónica, cuando forma un
enlace covalente en una molécula.[1] También debemos considerar la distribución de
densidad electrónica alrededor de un átomo determinado frente a otros, tanto en una
especie molecular como en un compuesto no molecular.
La electronegatividad de un átomo determinado está afectada fundamentalmente por dos
magnitudes, su masa atómica y la distancia promedio de los electrones de valencia con
respecto al núcleo atómico. Esta propiedad se ha podido correlacionar con otras
propiedades atómicas y moleculares. Fue Linus Pauling el investigador que propuso esta
magnitud por primera vez en el año 1932, como un desarrollo más de su teoría del enlace
de valencia.[2] La electronegatividad no se puede medir experimentalmente de manera
directa como, por ejemplo, la energía de ionización, pero se puede determinar de manera
indirecta efectuando cálculos a partir de otras propiedades atómicas o moleculares.
Se han propuesto distintos métodos para su determinación y aunque hay pequeñas
diferencias entre los resultados obtenidos todos los métodos muestran la misma
tendencia periódica entre los elementos.
El procedimiento de cálculo más común es el inicialmente propuesto por Pauling. El
resultado obtenido mediante este procedimiento es un número adimensional que se
incluye dentro de la escala de Pauling. Escala que varía entre 0,7 para el elemento menos
electronegativo y 4,0 para el mayor.
Es interesante señalar que la electronegatividad no es estrictamente una propiedad
atómica, pues se refiere a un átomo dentro de una molécula[3] y, por tanto, puede variar
ligeramente cuando varía el "entorno"[4] de un mismo átomo en distintos enlaces de
distintas moléculas. La propiedad equivalente de la electronegatividad para un átomo
aislado sería la afinidad electrónica o electroafinidad.
Dos átomos con electronegatividades muy diferentes forman un enlace iónico. Pares de
átomos con diferencias pequeñas de electronegatividad forman enlaces covalentes
polares con la carga negativa en el átomo de mayor electronegatividad.
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