Tendencias periódicas: carga nuclear efectiva, tamaño e enerxía

Carga nuclear efectiva e apantallamento

Un electrón externo non sente a carga nuclear completa Z. Os electróns máis próximos ao núcleo anúlana en parte, e a atracción neta descríbese coa carga nuclear efectiva, Zeff = Z − S, onde S é unha constante de apantallamento. Os electróns do núcleo interno, en capas inferiores, apantallan ben. Os electróns da mesma capa apantallan mal, porque de media non están máis preto do núcleo có electrón en cuestión.

Unha estimación aproximada conta só os electróns internos. O sodio (Z = 11) e o cloro (Z = 17) teñen ambos 10 electróns internos, así que o electrón 3s do sodio sente aproximadamente +1 e os electróns 3p do cloro aproximadamente +7. As regras de Slater refinan isto. Para un electrón nun subnivel ns ou np, cada outro electrón dos mesmos subniveis ns e np suma 0.35 a S (0.30 dentro do 1s), cada electrón da capa n − 1 suma 0.85 e cada electrón das capas máis profundas suma 1.00.

Exemplo resolto 1. Para o electrón 3s do sodio, S = 8(0.85) + 2(1.00) = 8.80, así que Zeff = 11 − 8.80 = 2.20. Para un dos electróns 3p do cloro, S = 6(0.35) + 8(0.85) + 2(1.00) = 10.90, así que Zeff = 17 − 10.90 = 6.10. Ao longo do período 3, cada protón engadido só se compensa en parte co electrón engadido da mesma capa, así que a Zeff aumenta de esquerda a dereita mentres n segue en 3.

Raio atómico e ións isoelectrónicos

O raio atómico diminúe ao longo dun período porque a Zeff aumenta mentres os electróns externos permanecen na mesma capa, polo que son atraídos máis preto. Aumenta ao baixar nun grupo porque cada período engade unha capa, o que sitúa os electróns externos máis lonxe, mentres a Zeff cambia comparativamente pouco. Os átomos máis grandes están na parte inferior esquerda da táboa e os máis pequenos na superior dereita.

Un catión é máis pequeno có seu átomo orixinal: perder electróns reduce a repulsión e, nos cationes dos grupos principais, adoita baleirar a capa externa. Un anión é máis grande có seu átomo orixinal, porque o electrón engadido aumenta a repulsión mentres a carga nuclear segue igual.

Exemplo resolto 2. Ordena N³⁻, O²⁻, F⁻, Na⁺, Mg²⁺ e Al³⁺ segundo o raio. Conta primeiro os electróns: 7 + 3, 8 + 2, 9 + 1, 11 − 1, 12 − 2 e 13 − 3 son todos iguais a 10, así que todos os ións teñen a configuración do neón 1s² 2s² 2p⁶. Con igual número de electróns, a única diferenza é a carga nuclear, que sobe de 7 a 13. Máis protóns atraen con máis forza a mesma nube electrónica, así que a orde é N³⁻ > O²⁻ > F⁻ > Na⁺ > Mg²⁺ > Al³⁺.

Primeira enerxía de ionización e as súas excepcións de subnivel

A primeira enerxía de ionización é a enerxía necesaria para retirar o electrón menos retido dun átomo gasoso: X(g) → X⁺(g) + e⁻. Xeralmente aumenta ao longo dun período, a medida que sobe a Zeff e se reduce o raio, e diminúe ao baixar nun grupo. O NIST dá as enerxías de ionización en electronvolts por átomo; multiplicar por 96.485 kJ/mol por eV convérteas en unidades molares.

Convertidos desde a NIST Atomic Spectra Database, os valores do período 2 son Li 520.2, Be 899.5, B 800.6, C 1086.5, N 1402.3, O 1313.9, F 1681.0 e Ne 2080.7 kJ/mol. Hai dous pasos que van en sentido contrario. O boro queda por debaixo do berilio porque o seu electrón máis externo está en 2p, que ten máis enerxía e está parcialmente apantallado polo par 2s. O osíxeno queda por debaixo do nitróxeno porque o seu cuarto electrón 2p debe emparellarse nun orbital ocupado, e a repulsión extra facilita retiralo.

As mesmas dúas baixadas aparecen no período 3: o aluminio (577.5 kJ/mol) queda por debaixo do magnesio (737.7 kJ/mol), e o xofre (999.6 kJ/mol) por debaixo do fósforo (1011.8 kJ/mol). O patrón repetido mostra que procede da estrutura dos subniveis, non dun elemento peculiar.

Enerxías de ionización sucesivas e electróns de valencia

Cada enerxía de ionización sucesiva é maior ca a anterior, porque cada electrón sae dun ión cada vez máis positivo. O tamaño de cada salto é a información útil. Un aumento moderado significa que o seguinte electrón vén da mesma capa de valencia; un salto moi grande significa que debe vir do núcleo interno, que está máis preto do núcleo e moito menos apantallado.

Exemplo resolto 3. O NIST dá as tres primeiras enerxías de ionización do magnesio como 7.646, 15.035 e 80.144 eV. Convertindo: 7.646 eV × 96.485 kJ/(mol·eV) = 737.7 kJ/mol; 15.035 × 96.485 = 1450.7 kJ/mol; 80.144 × 96.485 = 7732.7 kJ/mol. A razón IE₂/IE₁ é 1450.7 / 737.7 = 1.97, pero IE₃/IE₂ é 7732.7 / 1450.7 = 5.33. O gran salto despois do segundo electrón mostra que o magnesio ten dous electróns de valencia, [Ne] 3s², e explica por que forma Mg²⁺ pero non Mg³⁺ na química habitual.

O sodio mostra o salto un paso antes. A súa segunda enerxía de ionización, 4562.4 kJ/mol, é aproximadamente 9.2 veces a primeira, 495.8 kJ/mol, porque o segundo electrón debe vir do núcleo interno 2p.

Afinidade electrónica e electronegatividade

A afinidade electrónica describe o cambio de enerxía cando un átomo gasoso gaña un electrón: X(g) + e⁻ → X⁻(g). As convencións de signos difiren. Algúns libros de texto, entre eles OpenStax, dan o cambio de enerxía, que é negativo cando se libera enerxía; outros dan a enerxía liberada como un número positivo. Comproba a convención antes de comparar valores. Á parte dos gases nobres, os átomos situados cara á dereita dun período liberan máis enerxía, porque a súa Zeff alta atrae con forza o electrón entrante.

A afinidade electrónica é menos regular ca a enerxía de ionización. O cloro libera máis enerxía có flúor, aproximadamente 349 kJ/mol fronte a 328 kJ/mol, segundo os valores do NIST Chemistry WebBook de 3.613 e 3.401 eV. O electrón engadido no subnivel 2p compacto do flúor atopa unha repulsión máis forte. O berilio, o nitróxeno e os gases nobres teñen pouca ou ningunha tendencia a formar aniones gasosos estables, porque o electrón engadido entraría nun subnivel superior ou emparellaríase nun semiocupado.

A electronegatividade é a capacidade dun átomo nunha molécula para atraer os electróns dun enlace. A diferenza da enerxía de ionización, non se mide nun átomo illado; derívase de enerxías de enlace ou doutros datos, e a escala de Pauling é a máis usada. O flúor é o máis alto, con aproximadamente 4.0. A electronegatividade aumenta ao longo dun período e diminúe ao baixar nun grupo, así que a polaridade do enlace diminúe desde H–F, pasando por H–Cl e H–Br, ata H–I.

Erros comúns ao explicar as tendencias periódicas

As preguntas sobre tendencias adoitan avaliarse pola explicación, non só pola orde.

Unha explicación completa nomea a comparación (mesma capa ou capa diferente), indica o que lle pasa á Zeff ou á distancia e liga ese cambio coa forza sobre o electrón en cuestión.

• Dicir que un átomo é máis pequeno porque ten máis electróns. Ao longo dun período, os electróns entran na mesma capa; o tamaño diminúe porque a Zeff aumenta.
• Explicar unha tendencia de grupo só con «máis capas», sen notar que a Zeff cambia pouco ao baixar nun grupo.
• Tratar a enerxía de ionización como estritamente crecente ao longo dun período. Revisa os pasos do grupo 2 ao 13 e do grupo 15 ao 16.
• Comparar ións pola carga nuclear sen comprobar primeiro que son isoelectrónicos.
• Mesturar as convencións de signo da afinidade electrónica e concluír que o número máis negativo é a afinidade menor.
• Comparar raios de táboas diferentes. Os raios covalentes, metálicos e iónicos defínense de maneira distinta.
• Explicar co que un átomo «quere». Os átomos non teñen obxectivos; explica con atracción, distancia e repulsión.