Effectief kernbelastingconcept, berekening en voorbeelden

de effectieve nucleaire belasting (Zef) is de aantrekkingskracht die door de kern op een van de elektronen wordt uitgeoefend na te zijn verminderd door de effecten van screening en penetratie. Als dergelijke effecten niet zouden optreden, zouden de elektronen de aantrekkingskracht van de eigenlijke kernlading Z voelen.

In het lagere beeld hebben we het Bohr-atoommodel voor een fictief atoom. Zijn kern heeft een nucleaire lading Z = + n, die de elektronen aantrekt die ronddraaien (de blauwe cirkels). Men ziet dat twee elektronen in een baan dichter bij de kern zitten, terwijl het derde elektron op grotere afstand ligt van deze.

De derde elektronen draaien om de elektrostatische afstoting van de andere twee elektronen, dus trekt de kern het met minder kracht aan; dat wil zeggen dat de interactie tussen nucleus-elektron afneemt als gevolg van de afscherming van de eerste twee elektronen.

Vervolgens voelen de eerste twee elektronen de aantrekkende kracht van een lading + n, maar de derde ervaart in plaats daarvan een effectieve nucleaire lading van + (n-2).

Zef zou echter alleen geldig zijn als de afstanden (de straal) tot de kern van alle elektronen altijd constant en gedefinieerd waren, hun negatieve ladingen lokaliseren (-1).

index

• 1 Concept
  • 1.1 Penetratie en screeningseffecten
• 2 Hoe het te berekenen?
  • 2.1 Slater's Rule
• 3 voorbeelden
  • 3.1 Bepaal Zef voor de elektronen van de 2s2-orbitaal in beryllium
  • 3.2 Bepaal Zef voor elektronen in de fosfor 3-orbitaal
• 4 Referenties

concept

De protonen definiëren de kernen van de chemische elementen en de elektronen hun identiteit binnen een reeks kenmerken (de groepen van het periodiek systeem).

De protonen verhogen de nucleaire lading Z met een snelheid van n + 1, wat wordt gecompenseerd door de toevoeging van een nieuw elektron om het atoom te stabiliseren.

Naarmate het aantal protonen toeneemt, wordt de kern "bedekt" door een dynamische wolk van elektronen, waarin de gebieden waardoor ze circuleren worden bepaald door de kansverdeling van de radiale en hoekige delen van de golffuncties ( de orbitalen).

Vanuit deze benadering cirkelen de elektronen niet in een gedefinieerd gebied van de ruimte rond de kern, maar alsof ze de bladen van een ventilator zijn die snel ronddraaien, vervagen ze in de vormen van de bekende orbitalen s, p, d en f.

Om deze reden wordt de negatieve lading -1 van een elektron verdeeld door die gebieden die de orbitalen binnendringen; hoe groter het penetrerende effect, hoe groter de effectieve nucleaire lading die het elektron in de baan zal ervaren.

Penetratie en screeningseffecten

Volgens de vorige verklaring dragen de elektronen van de binnenste lagen geen lading van -1 bij aan de stabiliserende afstoting van de elektronen van de buitenste lagen.

Deze kern (de lagen die eerder zijn opgevuld door elektronen) dient echter als een "muur" die voorkomt dat de aantrekkende kracht van de kern de buitenste elektronen bereikt.

Dit staat bekend als een schermeffect of screeningeffect. Ook ervaren niet alle elektronen in de buitenste lagen dezelfde omvang van dat effect; bijvoorbeeld, als ze een baan innemen die een hoog penetrerend karakter heeft (dat wil zeggen, het passeert heel dicht bij de kern en andere orbitalen), dan zal het een grotere Zef voelen.

Als gevolg hiervan is er een orde van energiestabiliteit op basis van deze Zef voor de orbitalen: s

Dit betekent dat de 2p-orbitaal een hogere energie heeft (minder gestabiliseerd door de kernlading) dan de 2s-orbitaal.

Hoe slechter het effect van penetratie dat wordt uitgeoefend door de orbitaal, hoe lager het schermeffect op de rest van de externe elektronen. De d- en f-orbitalen vertonen veel gaten (knooppunten) waar de kern andere elektronen aantrekt.

Hoe het te berekenen?

Ervan uitgaande dat de negatieve ladingen zich bevinden, is de formule voor het berekenen van Zef voor een elektron:

Zef = Z - σ

In de formule σ is de afschermingsconstante bepaald door de kernelektronen. Dit komt omdat, theoretisch, de buitenste elektronen niet bijdragen aan de afscherming van de interne elektronen. Met andere woorden, 1s² Beschermt de elektronen 2s¹, maar 2s¹ beschermt de elektronen van Z tot 1S niet².

Als Z = 40, waarbij de genoemde effecten worden verwaarloosd, dan zal het laatste elektron een Zef ervaren gelijk aan 1 (40-39).

Slater's Rule

Slater's regel is een goede benadering van de Zef-waarden voor de elektronen in het atoom. Om het toe te passen, is het noodzakelijk om de onderstaande stappen te volgen:

1- De elektronische configuratie van het atoom (of ion) moet als volgt worden geschreven:

(1s) (2s 2p) (3s 3p) (3d) (4s 4p) (4d) (4f) ...

2- Elektronen aan de rechterkant van de beschouwde persoon dragen niet bij aan het afschermende effect.

3- De elektronen die zich binnen dezelfde groep bevinden (gemarkeerd door de haakjes) dragen bij aan 0,35 lading van het elektron, tenzij het de groep 1s is, op zijn plaats 0,30.

4- Als het elektron een s- of p-orbitaal inneemt, dan dragen alle n-1 orbitalen 0.85 bij, en alle orbitalen n-2 een eenheid.

5- In het geval dat het elektron een orbitale d of f inneemt, dragen al degenen aan zijn linkerzijde met één eenheid bij.

Voorbeelden

Bepaal Zef voor de 2s orbitale elektronen² in beryllium

Volgend op de weergavemodus van Slater, is de elektronische configuratie van de Be (Z = 4):

(1s²) (2s²2p⁰)

Net als in de baan zijn er twee elektronen, een daarvan draagt ​​bij tot de afscherming van de ander en de 1s-orbitaal is n-1 van de 2s-orbitaal. Het ontwikkelen van de algebraïsche som heeft dan het volgende:

(0,35) (1) + (0,85) (2) = 2,05

De 0,35 kwam van het 2s-elektron en de 0,85 van de twee elektronen uit de 1s. Nu de Zef-formule toepassen:

Zef = 4 - 2,05 = 1,95

Wat betekent dit? Het betekent dat de elektronen in de 2s-orbitaal² ze ervaren een lading van +1,95 die hen naar de kern trekt, in plaats van de werkelijke lading van +4.

Bepaal Zef voor elektronen in de 3p-orbitaal³ van fosfor

Nogmaals, ga verder zoals in het vorige voorbeeld:

(1s²) (2s²2p⁶) (3s²3p³)

Nu wordt de algebraïsche som ontwikkeld om σ te bepalen:

(, 35) (4) + (0,85) (8) + (1) (2) = 10,2

Dus, Zef is het verschil tussen σ en Z:

Zef = 15-10.2 = 4.8

Tot slot, de nieuwste 3p-elektronen³ Ze ervaren een lading die drie keer minder sterk is dan de echte. Het moet ook worden opgemerkt dat, volgens deze regel, 3s elektronen² ervaar hetzelfde Zef, resultaat dat twijfels kan oproepen.

Er zijn echter wijzigingen in de Slater-regel die de geschatte waarden van de echte benaderen.

referenties

1. Chemie Libretexts. (22 oktober 2016). Effectieve nucleaire lading. Genomen uit: chem.libretexts.org
2. Shiver & Atkins. (2008). Anorganische chemie In De elementen van groep 1. (Vierde editie, pagina's 19, 25, 26 en 30). Mc Graw Hill.
3. Slater's regel. Genomen uit: intro.chem.okstate.edu
4. Lumen. Het afschermingseffect en effectieve nucleaire lading. Afkomstig van: courses.lumenlearning.com
5. Hoke, Chris. (23 april 2018). Hoe effectieve nucleaire lading te berekenen. Sciencing. Genomen uit: sciencing.com
6. Dr. Arlene Courtney. (2008). Periodieke trends. Western Oregon University. Genomen uit: wou.edu