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Es un concepto que nos ayuda a entender el comportamiento de los electrones en los átomos, especialmente en átomos polielectrónicos.
La carga nuclear efectiva (Z*) es la carga positiva neta que experimenta un electrón, normalmente refiriéndonos a un electrón de valencia, dentro de un átomo. Se diferencia de la carga nuclear real (Z, el número atómico) en que en la carga nuclear efectiva tenemos en cuenta el efecto de apantallamiento o blindaje causado por los electrones más internos. Este apantallamiento se debe a que los electrones de las capas más internas (más cercanas al núcleo) repelen a los electrones de valencia. Esta repulsión contrarresta parcialmente la atracción del núcleo, reduciendo la carga positiva que “notan” los electrones de valencia.
Vamos a ver cómo podemos entender la carga nuclear efectiva a lo largo de un periodo:
Comparemos tres átomos: el litio, el berilio y el flúor.
Li (Z=3) = 1s2 2s1
Be (Z=4) = 1s2 2s2
F (Z=9) = 1s2 2s2 2p5
La carga nuclear efectiva se calcula como:
Donde Z* es la carga nuclear efectiva, Z es la carga nuclear (el número de protones) y a es el apantallamiento.
Vamos a estudiar la carga nuclear efectiva sobre el electrón más externo de cada átomo. Y vamos a considerar que el apantallamiento que generan los electrones internos es mayor que el que generan los electrones de la misma capa.
Estudiemos Z* sobre el último electrón del Li:
Veamos qué ocurre con el Be:
Lo mismo con el F:
Vemos claramente como para átomos del primer periodo, a medida que avanzamos hacia la derecha, la carga nuclear efectiva es mayor. Esto explica un montón de propiedades que estudiaremos a continuación.
Veamos ahora cómo varía dentro de un grupo:
Comparamos de nuevo el Li con el Na, inmediatamente debajo de él en la tabla:
Tenemos la misma carga nuclear efectiva que en el litio.
Podemos considerar que la carga nuclear efectiva es más o menos constante en un grupo. Para explicar cómo varían las distintas propiedades dentro de un grupo, usaremos el radio atómico, no la carga nuclear efectiva.
El radio atómico se define como una medida del tamaño de un átomo. En la práctica, se suele considerar como la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos idénticos unidos por un enlace químico.
Su tendencia en la tabla periódica es:
Al movernos de izquierda a derecha en un periodo, la carga nuclear efectiva aumenta. Eso implica que cuanto más a la derecha, mayor es la atracción del núcleo por su nube electrónica. Por tanto, retiene los electrones con más fuerza y el radio atómico es menor.
Al movernos de arriba abajo en el grupo, la distancia del núcleo a los últimos electrones aumenta. Por lo que disminuye la atracción que se genera entre ellos, reteniéndolos con menos fuerza y aumentando el radio atómico.
Para hablar del radio iónico, no hablaremos de tendencias en la tabla periódica.
Estudiemos la comparación de tres casos:
Átomo neutro vs catión
Un catión se forma cuando un átomo neutro pierde uno o más electrones.
Al perder electrones, la repulsión entre los electrones restantes disminuye. La carga nuclear efectiva aumenta y, por lo tanto, la nube electrónica se contrae.
Un catión es siempre más pequeño que su átomo neutro correspondiente.
Átomo neutro vs anión
Un anión se forma cuando un átomo neutro gana uno o más electrones.
Al ganar electrones, aumenta la repulsión entre ellos. Como la carga nuclear se mantiene constante, la nube electrónica se expande.
Un anión es siempre más grande que su átomo neutro correspondiente.
Especies isoelectrónicas
Son átomos o iones que tienen el mismo número de electrones y la misma configuración electrónica.
En especies isoelectrónicas, el factor determinante del tamaño es el número de protones (carga nuclear). A mayor número de protones, mayor es la atracción del núcleo sobre la nube electrónica y, por lo tanto, menor es el radio.
Es la energía mínima necesaria para arrancar un electrón de un átomo neutro en estado gaseoso y formar un catión.
Su tendencia en la tabla periódica es:
En un periodo, al movernos a la derecha, aumenta la carga nuclear efectiva (Z*). Los electrones de valencia son atraídos con más fuerza por el núcleo, por lo que se requiere más energía para arrancarlos.
En un grupo, los electrones de valencia se encuentran en capas más alejadas del núcleo. La distancia al núcleo aumenta. Por tanto, la atracción nuclear es menor y, se necesita menos energía para arrancar un electrón.
Los gases nobles son excepción. Al ser tan estables, es muy complicado que acepten un electrón y salgan de su octeto completo.
Es la energía liberada (o absorbida) cuando un átomo neutro en estado gaseoso captura un electrón y forma un anión. Un valor negativo de AE indica que se libera energía (proceso favorable) y un valor positivo indica que se requiere energía (proceso desfavorable). Normalmente, para estudiar su tendencia en la tabla periódica, hablaremos de su valor absoluto.
Al movernos a la derecha en un periodo, aumenta la Z*. El núcleo atrae con más fuerza a un electrón adicional, lo que favorece la formación del anión y la liberación de energía. Por tanto, su valor absoluto aumenta (es más negativo)
Los gases nobles son excepción. Al ser tan estables, es muy complicado que acepten un electrón y salgan de su octeto completo.
Al bajar en un grupo, el electrón adicional entraría en una capa más alejada del núcleo. La distancia al núcleo es mayor y la atracción nuclear, menor, lo que dificulta la captación del electrón y hay un menor desprendimiento de energía. Su valor absoluto disminuye.
Es la capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones compartidos en un enlace químico.
Al movernos a la derecha en un periodo, aumenta Z*. El núcleo atrae con más fuerza a los electrones de valencia, incluidos los electrones compartidos en un enlace. Así que la electronegatividad, aumenta.
Al bajar en un grupo, electrones de valencia se encuentran en capas más alejadas del núcleo. La distancia al núcleo y el apantallamiento aumentan, la atracción nuclear es menor y, por lo tanto, la capacidad para atraer los electrones compartidos disminuye. La electronegatividad disminuye.
1. Asignar razonadamente a los siguientes átomos: Ne (X=10), Na (Z=11), K (Z=19), P (Z=15), Ar (Z=18), los siguientes valores de energía de ionización (eV) 4.3, 5.1, 10.5, 15.7, 21.6. ¿Cuál es el de mayor tamaño?
Solución
Veamos la configuración electrónica de cada especie:
Ne: 1s2 2s2 2p6
Periodo 2, grupo 18. Gas noble.
Na: 2s2 2s2 2p6 3s1
Periodo 3, grupo 1.
K: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
Periodo 4, grupo 2.
P: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3
Periodo 3, grupo 15
Ar: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Periodo 3, grupo 18.
Los valores más elevados deben corresponder a los gases nobles. Y, de entre los dos gases nobles, el más elevado es el de Ne. Al tener solamente 2 capas electrónicas, sus últimos electrones están más cerca del núcleo que los del Ar, lo cual genera una mayor atracción y dificultad para ionizar el elemento.
Así que Ne: 21,6 eV y Ar: 15,7 eV.
De las tres especies que quedan, debemos entender que cuanto más a la derecha nos vayamos, mayor es la carga nuclear efectiva, mayor es la atracción del núcleo por su último electrón y, por tanto, mayor es la energía de ionización.
Cuanto más abajo nos vayamos, más se aleja el último electrón del núcleo y, por tanto, menor es la atracción de éste, haciendo que sea más sencillo ionizar el elemento.
El tercer valor de energía de ionización, 10,5 eV debe corresponder al fósforo, el que más arriba y a la derecha está.
El cuarto y el quinto corresponden al sodio y al potasio, respectivamente 5,1 y 4,3 eV.
Ambos están en el mismo grupo 1, pero la tendencia del potasio a perder electrones es mayor.
El K tiene el mayor tamaño. Es el que está en un periodo mayor, es decir, el que tiene más capas electrónicas abiertas, generando un mayo radio atómico.
2. Indicar cuál(es) de las siguientes afirmaciones es (son) cierta(s) o falsa(s):
a) El cloro tiene una energía de ionización mayor que el Al
b) El F- (Z=9) es menor que el Na+ (Z=11)
c) La primera energía de ionización del Rubidio es mayor que la del Potasio
Solución
a) El cloro tiene una energía de ionización mayor que el Al
El Cl y el Al están en el mismo periodo (n=3), pero el Cl está más a la derecha. A lo largo de un periodo, la carga nuclear efectiva (Z*) aumenta. Esto significa que los electrones de valencia del Cl son atraídos con más fuerza por el núcleo que en el Al. Se necesita más energía para arrancar un electrón al Cl, por lo que su energía de ionización es mayor.
La afirmación es verdadera.
b) El F- (Z=9) es menor que el Na+ (Z=11)
F-: 10 electrones: 1s2 2s2 2p6
Na+: 10 electrones: 1s2 2s2 2p6
F- y Na+ son isoelectrónicos (ambos tienen 10 electrones). Sin embargo, el Na+ tiene 11 protones en su núcleo, mientras que el F- solo tiene 9. La mayor carga nuclear del Na+ atrae con más fuerza a los electrones, resultando en un radio iónico menor.
La afirmación es falsa.
c) La primera energía de ionización del Rubidio es mayor que la del Potasio
Rb y K pertenecen al mismo grupo (alcalinos), pero el Rb está debajo del K. Al descender en un grupo, el electrón de valencia se encuentra en una capa más alejada del núcleo. La distancia al núcleo aumenta. Por lo tanto, la atracción nuclear sobre el electrón de valencia es menor en el Rb, y se necesita menos energía para arrancarlo. La energía de ionización del Rb es menor que la del K.
La afirmación es falsa.
3. En cada uno de los siguientes pares de especies, elegir aquella que tiene el mayor radio y mayor energía de ionización.
a) S y S−2
b) Mg y Si
c) F− y Br−
d) P y Na
e) Cu+ y Cu2+
Solución
a) S y S−2
Mayor radio: S2- (anión). Al ganar dos electrones, aumenta la repulsión interelectrónica y la nube electrónica se expande.
Mayor energía de ionización: S (átomo neutro). Es más difícil arrancar un electrón a un átomo neutro que a un anión, que ya tiene un exceso de carga negativa.
b) Mg y Si
Mayor radio: Mg. Están en el mismo periodo, pero el Mg está más a la izquierda. El Si tiene una carga nuclear efectiva mayor, lo que contrae la nube electrónica.
Mayor energía de ionización: Si. Tiene una carga nuclear efectiva mayor, por lo que atrae con más fuerza a sus electrones de valencia.
c) F− y Br−
Mayor radio: Br-. Está más abajo en el mismo grupo (halógenos). Tiene más capas electrónicas, lo que aumenta el radio atómico.
Mayor energía de ionización: F-. Tiene sus electrones de valencia más cerca del núcleo y experimenta una mayor carga nuclear efectiva para su capa.
d) P y Na
Mayor radio: Na. Están en el mismo periodo, pero el Na está más a la izquierda. El P tiene una carga nuclear efectiva mayor, lo que contrae la nube electrónica.
Mayor energía de ionización: P. Tiene una carga nuclear efectiva mayor, por lo que atrae con más fuerza a sus electrones de valencia.
e) Cu+ y Cu2+
Mayor radio: Cu+. Tiene un electrón más que el Cu<sup>2+</sup>, lo que aumenta la repulsión electrónica y el tamaño de la nube.
Mayor energía de ionización: Cu2+. Tiene una carga positiva mayor, lo que significa que atrae con más fuerza a los electrones restantes, y será más difícil quitarle otro electrón.
4. Ordena por orden creciente de electronegatividad: Na (Z=11), S (Z=16), Cl (Z=17). Ordena los elementos de menor a mayor radio atómico.
Solución
La electronegatividad es la capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones compartidos en un enlace químico. Aumenta a lo largo de un periodo (de izquierda a derecha) debido al aumento de la carga nuclear efectiva y disminuye al descender en un grupo, por aumentar la distancia entre el núcleo y los electrones de valencia.
Na: 1s2 2s2 2p6 3s1
Periodo 3, grupo 1
S: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
Periodo 3, grupo 16
Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Periodo 3, grupo 17
Los tres pertenecen al mismo periodo (3).
Cuanto más a la derecha estemos (mayor sea el grupo), mayor será la electronegatividad. Por lo tanto, el sodio es el menos electronegativo, seguido del azufre, y el cloro, que es el más electronegativo de los tres.
Na<S<Cl
El radio atómico disminuye a lo largo de un periodo (de izquierda a derecha) porque, al aumentar la carga nuclear efectiva, el núcleo atrae con más fuerza su nube electrónica, disminuyendo el radio del átomo.
Cl<S<Na