4.4 Electronegatividad y carácter metálico.

 Electronegatividad y carácter metálico.

La electronegativo es un concepto químico mas que una propiedad de los elementos aunque, por supuesto, el valor de dicha magnitud depende de su comportamiento químico.

La electronegatividad mide la mayor o menor atracción y por tanto, desplazamiento, que un aromo ejerce sobre el par de electrones de un enlace con otro átomo.

Su valor se determina a partir de una escala. La mas utilizada es la de Pauling, en la que de forma arbitraria, el F tiene electronegatividad 4.0 y el Cs 0.7

Esta es la propiedad relevante en relación con la capacidad de combinación de los átomos y el tipo de enlace que forman.

Aquí en la imagen, el color rojo indica valores altos de la propiedad, y el amarillo valores bajos. El gris indica que no hay datos: como los gases nobles no forman enlaces, no  se puede determinar la electronegatividad para ellos. 

4.3 Afinidad electrónica.

 Afinidad electrónica.

La afinidad electrónica (AE) o electroafinidad se define como la energía liberada cuando un átomo gaseoso neutro en su estado fundamental (en su menor nivel de energía) captura un electrón y forma un ion mononegativo: X ( g ) + e − → X − ( g ) + A E {\displaystyle X\;(g)+e^{-}\rightarrow X^{-}\;(g)+AE\,\!} .
Aquí te dejamos un pequeño vídeo para que este tema quede completamente claro

4.2 Energía de ionización

 Energía de ionización

La energía de ionización (EI) es la energía que hay que suministrar a un átomo neutro, gaseoso y en estado fundamental para arrancarle el electrón mas externo que esta mas débilmente retenido, y convertirlo en un cation mono positivo gaseosos

La energía de ionización es igual en valor absolutos la energía con que el núcleo atómico mantiene unido al electrón: es la energía necesaria para ionizar al átomo.

Al ser la energía de ionización una medida cuantitativa de la energía de unión del electrón al átomo, la variación de esta magnitud ayuda a comprender las diferencias cualitativas entre estructura electrónicas.

La magnitud de la energía de ionización depende de tres factor fundamentales:

• Estructura electrónica de la ultima capa
• Radio atómico
• Carga nuclear

El factor determinante es la configuración electrónica de la ultima capa, puesto que cuanto mas estable sea, es decir cuanto mas se parezca a la de estructura completa, estructura de gas noble, mayor energía sera necesaria para arrancar un electrón. 

4. Propiedades periódicas y su variación en la tabla

4.1 Tamaño de los átomos: Radios atómico y ionicos.

El radio atómico se define como la distancia media que existe entre los núcleos atómicos de dos átomos que se encuentran unidos mediante un enlace.
Esta consideración del átomo como una esfera. El radio atómico aumentada a medida que se aumenta en el periodo y a medida que se baja en el grupo

El radio ionico se define en relación a iones. Un ion es una especie química con cargas, ya sea esta positiva o negativa, y se originan debido a que los elementos tratan de parecerse al gas noble mas cerca, ya que estos tienen una estabilidad superior debido a que sus niveles de energéticos se encuentran completos. El termino ion significa " ir hacia" y hace referencia a un circulo eléctrico, es por eso que las sustancias cargadas positiva mente se llaman cationes y las sustancias cargadas negativamente se llaman aniones. Pero porque existe esta especie química cargada. La respuesta es la ganancia o perdida de electrones. Como un átomo es electricamente neutro, cuando por ejemplo gana un electrón esta dado por su electro negatividad. El radio ionico de una especie que ha perdido un electrón es menor que el radio atómico original, esto se debe a que como existe una carga positiva as que negativa, los electrones se sienten mucho mas atraídos hacia el núcleo, reduciendo el radio.

 

3.1 Efecto de pantalla

EFECTO DE PANTALLA 

Se le llama efecto de pantalla al efecto que causan los electrones que se hallan mas cerca del núcleo sobre los que están en niveles mas externos. Los electrones que se encuentran en niveles bajos, disminuyen la fuerza de atracción que ejercen en núcleo, cargado positiva mente, sobre los electrones de distintos niveles sufren fuerzas de repulsión, debido a que sus cargas negativas se repelen.
Desde el punto de vista de la física cuántica, se podría definir el efecto de pantalla como la interferencia entre la órbita mas extrema de un átomo y su núcleo. 

3.2 Carga nuclear efectiva y re-actividad

Carga nuclear efectiva y re actividad

z* Junto con la distancia del e al núcleo (ley de Coulumb) son las responsables de la atracción que sufre el e y, por lo tanto, de la reactividad de los átomos.
Los metales serán tanto mas reactivos cuando pierdan los e con mayor facilidad. Cuanto menor Z* y mayor distancia al núcleo.
Los no-metales seran mas reactivos cuando los e que entren sean mas , atraídos A mayor Z* y menor distancia al núcleo. 

La carga nuclear efectiva puede calculase según las reglas de Slater, quien las formulo en 1920:

1. Los electrones ubicado en un orbital de mayor nivel contribuyen en 0 (para la sumatoria que da como resultado la constante de apantallamiento s)
2. Cada electrón en ele mismo nivel contribuyen en 0.35 ( excepto si el nivel es 1s, que resta 0.30)
3. Electrones en el nivel inmediato inferior, están en orbitales  s  o  p contribuyen en 0.85, si son de orbitales d  o  f contribuyen en 1.0  cada uno .
4. Electrones por debajo del nivel inmediato inferior, contribuyen en 1.0, cada uno.

Entonces para calcular la carga nuclear efectiva, primero, situamos los electrones del átomo en sus orbitales atómicos:
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, 4p, 4d, 4f, etc.

Luego, para calculo de la carga nuclear efectiva sobre un electrón determinado., debemos calcular s y para ello tomamos en consideración los electrones que se encuentran en niveles de energía inferiores o iguales, que son los que causan apantallamiento del mismo, como indica la tabla siguiente, según las reglas de Slater:

Entonces, por ejemplo para calcular la carga nuclear efectiva sobre un electrón 4s del átomo de Zinc (numero atómico 30), primero debemos ubicar los electrones en  los orbitales atomicos correspondientes:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2

Luego calcular el valor que cada electrón del mismo nivel y de niveles inferiores va a restar a la carga nuclear total, esto es, segun la tabla de arriba:
1 electron en el nivel 4s.......... resta 0.35
8 electrones en el nivel 3s y 3p..........restan 0.85 cada uno
10 electrones en el nivel 3d..........restan 1.0 cada uno
8 elctrones en el nivel 2s y 2p..........restan 1.0 cada uno.
2 electrones en el nivel 1s..........restan 1.0 cada uno

Entonces calculamos s:
s=(1.035)+(20.1)+(8.085)=27.15
La carga nuclear efectiva para un electron del orbital 4s de Zinc seria
Zef= 30-27.15= 2.85
Este calculo es sencillo, aunque no es exacto, dado a que Slater considero los electrones de orbitales s y p con el mismo valor, lo que no es exactamente asi. 

3.1 Las reglas de Slater

REGLAS DE SLATER 

Las reglas de Slater son un conjunto de reglas que se usan para calcular la carga nuclear efectiva sobre un determinado electrón, en un átomo polielectrónico.

Los electrones causan un efecto de apantallamiento sobre los demás, haciendo que la fuerza de atracción que ejercen el núcleo sobre ellos sea menor. Las reglas de Slater asi ganan un valor de apantallamiento para cada electrón que forma parte del átomo.

Zaff= Z- s.

Estos valores, sumados, se restan a numero atómico del elemento, y así se obtiene la carga nuclear sobre el electrón estudiado.
De esta manera tenemos que:

Siendo Zeff la carga nuclear efectiva, Z el numero atómico del elemento y s o S o σ, la constante de apantallamiento, que se obtiene sumando los valores de apantallamiento de cada electrón, según las reglas de Slater.
Estas reglas fueron ideadas por John Slater, en el entorno del año 1930.

Lo primero que tenemos que hacer para calcular la constante de apantallamiento según estas reglas, es ubicar los electrones del átomo en los orbitales atómicos correspondientes,  1s, 2s, 2p. 3s, 3p, 3d, 4s, etc.
Luego tenemos que:

• Cada electrón del mismo grupo que el estudiado aporta 0,35 a la constante de apantallamiento, excepto si se trata del grupo 1s, donde el electrón contribuye con 0.30
• Si el grupo al que pertenece ele electrón estudiado es s o p, cada electrón del grupo inmediatamente interior, aportaran 1.00 a la constante.
• Si el grupo al que pertenece el electrón estudiado es d o f, cada electrón de niveles interiores, todos aportaran 1.00 a la constante de apantallamiento. 
  
  

1. 

3.1 Ley de Colomb

LEY DE COULOMB

Esta ley de atracción o repulsión se usa en carga nuclear efectiva para ver la fuerza que se tiene entre los electrones. La ley de Coulumb puede expresarse como:

LA MAGNITUD DE CADA UNA DE LAS FUERZAS ELÉCTRICAS CON QUE INTERACTUAN DOS CARGAS PUNTUALES EN REPOSOS ES DIRECTAMENTE PROPORCIONAL AL PRODUCTO DE LA MAGNITUD DE AMBAS CARGAS E INVERSAMENTE PROPORCIONAL AL CUADRO DE LA DISTANCIA QUE LAS SEPARA Y TIENE LA DIRECCIÓN DE LA LINEA QUE LAS UNE. LA FUERZA ES DE REPULSIÓN SI LAS CARGAS SON DE IGUAL SIGNO, Y DE ATRACCIÓN SI SON DE SIGNO CONTRARIO.

La constante de proporcionalidad depende de la constante dieléctrica de modo en el que se encuentran las cargas.  

3.1 Carga nuclear efectiva y reactividad.

3.1 CARGA NUCLEAR EFECTIVA 
La carga nuclear efectiva es la carga positiva neta experimentada por un electrón en un átomo polieléctrico. El termino "efectiva" se usa porque en efecto pantalla de los electrones mas cercanos al núcleo evita que los electrones en orbitarias superiores experto,emiten la carga nuclear completa. Es posible determinar la fuerza de la carga nuclear observando el numero de oxidación del atómica.

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 Columbo.
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 de un electrón efectiva, es un electrón de este tipo de átomo esta dada por la siguiente ecuación:

Zeff= Z-S

Donde Z es el numero atómico, y define tanto el numero de portones en el núcleo como el total de electrones de un átomo.S es la constante de la pantalla, depende del numero de electrones entre el núcleo y el electrón considerado, y también en que tipo de orbital se encuentran los electrones que restan carga nuclear, No contribuyen los electrones exteriores al nivel energético considerado, pero si el resto de los vecinos del mismo nivel. S puede determinarse mediante la aplicación sistemática de varios conjuntos de reglas, el método mas simple es conocido como las reglas de Slater (en John C. Slater).NOTA: Zeff también suele ser representada como "Z". La idea de la carga nuclear efectiva es muy útil para entender como se modifican a lo largo de la tabla periódica, los alcances electrónicos y la electronegativo, en general, para entender las propiedades periódicas.

2. La tabla periódica actual (Relación: estructura electrónica y reactividad).

2.1 Ley de Moseley

La ley de Moseley es una ley empírica que establece una relación sistemática entre la longitud de onda de los rayos x emitidos por distintos átomos con su numero atómico. Fue enunciada en 1913 por el físico británico Henry Moseley. Tuvo una gran importancia histórica, pues hasta este momento, el numero atómico era solo el lugar que ocupaba un  elemento de la tabla  periódica. Dicho lugar había sido asociado a cada elemento de modo semi arbitrario  por Mendeleiev y esyaba relacionado cuantitativa mente con las propiedades de los elementos y sus masas atómicas.
en 1913-1914, Moseley realizo una serie de experimentos donde confirmaba el modelo de Bohr para energías de rayos X a partir de la medición de ñas frecuencias que surgen de las transiciones electrónicas de átomos pesados.
En términos de la frecuencia de rayos X y en forma mas general, se encuentra que los datos experimentales obtenidos por Moseley se ajustan a una gráfica lineal dentro de la precisión experimental, teniendo que en donde X y C son constantes que dependen del tipo de serie de espectros.



A la ecuación anterior se le denomina ley de Moseley.

1.La Tabla Periódica Contenidos

1. Primeras clasificaciones periódicas.

1.1 Sistema periódico de Mendeleiev

Mendeleïev

En 1869, Mendeleïev, químico ruso, presenta una primera versión de su tabla periódica en 1869. Esta tabla fue la primera presentación coherente de las semejanzas de los elementos. El se dio cuenta de que clasificando los elementos según sus masas atómicas se veía aparecer una periodicidad en lo que
concierne a ciertas propiedades de los elementos. La primera tabla contenía 63 elementos.

1.2 Dobereiner (1829)

Este químico alcanzó a elaborar un informe que mostraba una relación entre la masa atómica de ciertos elementos y sus propiedades en 1817. Él destaca la existencia de similitudes entre elementos agrupados en tríos que él denomina “tríadas”. La tríada del cloro, del bromo y del yodo es un ejemplo. Pone en evidencia que la masa de uno de los tres elementos de la triada es intermedia entre la de los otros dos. En 1850 pudimos contar con unas 20 tríadas para llegar a una primera clasificación coherente.

1.3 Chancourtois (1862) 1.4 Newlands (1864)

Chancourtois y Newlands

En 1862 Chancourtois, geólogo francés, pone en evidencia una cierta periodicidad entre los elementos de la tabla. En 1864 Chancourtois y Newlands, químico inglés, anuncian la Ley de las octavas: las propiedades se repiten cada ocho elementos. Pero esta ley no puede aplicarse a los elementos más allá del Calcio. Esta clasificación es por lo tanto insuficiente, pero la tabla periódica comienza a ser diseñada.

Meyer

En 1869, Meyer, químico alemán, pone en evidencia una cierta periodicidad en el volumen atómico. Los elementos similares tienen un volumen atómico similar en relación con los otros elementos. Los metales alcalinos tienen por ejemplo un volumen atómico importante.

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BLOQUE VI "Interpretas la tabla periódica"

ATRIBUTOS:


OBJETOS DE APRENDIZAJE:

-La Tabla Periódica Contenidos

1. Primeras clasificaciones periódicas.

1.1 Sistema periódico de Mendeleiev

1.2 Triadas de Dobereiner (1829)

1.3 Anillo de Chancourtois (1862)

1.4 Octavas de Newlands (1864)

2. La tabla periódica actual (Relación: estructura electrónica y reactividad).

2.1 Ley de Moseley

3. Carga nuclear efectiva y reactividad

4. Propiedades periódicas y su variación en la tabla: 

4.1 Tamaño de los átomos: Radios atómico y ionicos.

4.2 Energía de ionización.

4.3 Afinidad electrónica.

4.4 Electronegaticidad y carácter metálico.