Radio atómico
El Radio atómico:
esta definido como mitad de la distancia entre dos núcleos de dos
átomos adyacentes. Diferentes propiedades físicas, densidad, punto de fusión, punto de
ebullición,
estos
están
relacionadas
con
el
tamaño
de
los
átomos.
Los radios atómicos: se caracteriza en gran medida por la fuertemente atracción entre el núcleo sobre los electrones. Cuanta mayor carga nuclear efectiva, los electrones estarán más fuertemente enlazados al núcleo y menor será el radio atómico. Dentro del periodo, el radio atómico disminuye constantemente debido a que aumenta la carga nuclear efectiva. A medida que se desciende en un grupo el radio aumenta según aumenta el número atómico.
El radio iónico, como el propio nombre lo indica, se refiere al valor designado para el radio de un ión en un sólido cristalino, basado en el presupuesto de que los iones poseen una forma esférica. Este puede ser usado en la difracción de rayos X para medir la distancia internuclear en sólidos cristalinos. Los iones presentan un tamaño superior o inferior al del átomo de donde provienen así sean aniones (iones negativos) o cationes (iones positivos). Así, si un átomo se transforma en un catión hay remoción de electrones de valencia. Como el catión posee menos electrones de valencia, mas allá que la carga nuclear no varíe, las repulsiones electrón-electrón disminuyen y la fuerza de atracción que el núcleo ejerce sobre ellos aumenta, provocando una contracción de la nube electrónica. De este modo, un catión tiene una dimensión inferior a la del átomo que lo origina, por lo que el radio atómico es mayor que el radio del catión. En el caso de que un átomo se transforme en un anión, hay captación de electrones. Mas allá que su carga nuclear no varié, aumenta el número de electrones y por este motivo, las repulsiones electrón-electrón aumentan también. Lee todo en: Radio Iónico | La Guía de Química http://quimica.laguia2000.com/conceptosbasicos/radio-ionico#ixzz2ODQkXxw6
Radio atómico y radio iónico
Radio Atómico: El radio atómico se define como la distancia media que existe entre los núcleos atómicos de dos átomos que se encuentren unidos mediante un enlace (los enlaces atómicos se verán en detalle un poco más adelante). Para los átomos que se unan mediante una cesión de electrones, el radio atómico correspone a la distancia indicada en la Imágen 12 (a) [izquierda], mientras que los que se unan mediante una compartición de electrones, el radió atómico se representa tal y como apárece en la Imágen 12 (b) [derecha]. Para esta consideración se considera al átomo como una esfera. El radio atómico aumenta a medida que se aumenta en el período y a medida que se baja en el grupo (Imágen 13).
Imágen 12: Radio Atómico. Las pelotas grises son los núcleos atómicos, mientras las bolas celestes son el electrón mas externo.
(a) (b)
Imágen 13: Direcciones hacia donde aumenta el Radio Atómico.
Radio Iónico: El radio iónico se define en relación a iones. Un ión es una especie química con carga, ya sea esta positiva o negativa, y se originan debido a que los elementos tratan de parecerse al gas noble más cercano (elementos del grupo 18), ya que estos tienen una estabilidad sueprior debido a que sus niveles energéticos se encuentran completos. El término ión significa " ir hacia" y hace referencia a un circuito eléctrico, es por eso que las sustancias cargadas positivamente se llaman cationes (van hacia el cátodo , polo negativo) y las sustancias cargadas negativamente se llaman aniones (van hacia el ánodo, polo positivo). Pero, ¿qué hace que exista esta especie química cargada? La respuesta es la ganancia o pérdida de electrones. Como un átomo es electricamente neutro, cuando, por ejemplo, gana un electrón de más queda con cargado con un -1 mientras que si pierde un electrón queda cargado con un +1. La capacidad de un átomo para ganar o perder electrones esta dado por su electronegatividad, electropositividad, energía de ionización y electroafinidad (propiedades que se verán más adelante). El radio iónico 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 más que negativas, los electrones se sienten mucho mas atraídos hacia el núcleo, reduciendo el radio. Por su parte, cuando un elemento gana un electrón, su radio iónico es mayor que su radio atómico de origen, debido a que ese último electrón que entró no se encuentra tan atraído hacia el núcleo y hace aumentar el radio ( Imágen 14). El radio iónico, al igual que su par atómico, aumenta a medida que se "baja" en un grupo, pero a diferencia del radio atómico, no presenta una tendencia clara de crecimiento en un periodo, ya que depende del ión (y algunos elementos tienen más de un ión posible, como Cu, Fe, Mn, etc.) ( Imágen 15).
Imágen 14: Comparaciones entre los radios iónicos (derecha) con respecto a sus radios atómicos originales, (izquierda) para un elemento cualquiera que gane un electrón y otro cualquiera que pierda uno.
Imágen 15: Dirección hacia donde aumenta el radio iónico en la tabla periódica.
Llegando a este punto es preciso dar una justificación de porque estas dos propiedades periódicas aumentan en las direcciones indicadas y no en otra. Para poder comprender el porque de este comportamiento es necesario incluir el termino de carga nuclear efectiva (Zef). Partiremos definiendo la carga nuclear o número atómico. El número atómico (Z) es la cantidad de protones que contiene un núcleo atómico y se coloca al lado del símbolo químico del elemento (espoecíficamente arriba a la izquierda del elemento). Otro valor que se encuentra es la masa atómica (A), el cuál corresponde a la suma total de protones y neutrones del átomo y se localiza abajo a la izquierda del símbolo químico del átomo. Es decir, si consideramos el elemento J, todo
esto
se
vería
tal
y
como
aparece
en
la Imágen
16
(a) y
la Imágen
16
(b):
Imágen 16: (a) Escritura de un elemento genérico, incluyndo su Z y su A; (b) Escritura del elemento carbono, usando la simbología en (a).
(b)
(a)
Ahora bien, la carga nuclear efectiva o Zef es aquella fuerza atractiva "real" que ejerce el núcleo sobre el electrón más externo del átomo (puse "real" debido a que la Zef que calcularemos es un número aproximado). Mientras mayor sea el valor, quiere indicar que la fuerza de atracción núcleo-electrón es mayor, por lo que los electrones se encuentran más cercanos al núcleo atómico, reduciendo el radio atómico. Ahora nos dedicaremos aver hacia donde aumenta la Zef (en general, porque claro, habrán ciertas excepciones). Para poder calcular la Zef se utiliza la siguiente fórmula: Zef = Z - S Considerando que: S = 0,35 U.N + 0,85 PU.N + N
En donde U.N = cantidad de electrones en el último nivel energético , PU.N = cantidad de electrones en el penúltimo nivel energético y N = cantidad de electrones que no hayan sido considerados. A S se le denomina factor de apantallamiento o efecto pantalla, el cuál consiste en las interferencias sufridas por el electrón más externo por parte de los electrones más internos. Esta interferencia está relacionada con la fuerza que se pierde en el trayecto desde el núcleo hacia el electrón más externo . Ahora bien, teniendo todo lo anterior en cuenta, contamos con las herramientas suficientes par apoder corroborar que el orden que se indicó anteriormente de crecimiento tanto del radio iónico como del atómico son correctos, para eso tomaremos el grupo 2 de la tabla periódica (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) y el período 2 (Li, Be, B, C, N, O, F, Ne), lo que nos quedaría de la siguiente manera: Partiremos con los radios atómicos de los primeros 4 elementos, tanto del grupo como del per íodo a analizar:
Análisis de crecimiento en el Período 2 Zef Li : 3 - ([0,35 x 1] + [0,85 x 2]) ==> Zef Li: 3 - 2,05 ==> Zef Li : 0,95 Zef Be: 4 - ([0,35 x 2] + [0,85 x 2]) ==> Zef Be: 4 - 2,40 ==> Zef Be: 1,60 Zef B: 5 - ([0,35 x 3] + [0,85 x 2]) ==> Zef B: 5 - 2,75 ==> Zef B: 2,25 Zef C: 6 - ([0,35 x 4] + [0,85 x 2]) ==> Zef C: 6 - 3,10 ==> Zef C: 2,90 ...
Como se puede apreciar, a medida que se avanaza en el período, la carga nuclear efectiva, es decir, la fuerza atractiva entre el núcleo y el electrón más externo, se hace cada vez más fuerte, lo que provoca que los electrones estén más cerca del núcleo, disminuyendo su radio atómico, por lo tanto, se comprueba lo que se había dicho anteriormente. Ahora analizaremos lo que ocurre en un grupo:
Energía de ionización La energía de ionización, potencial de ionización o EI es la energía necesaria para separar 1
un electrón en su estado fundamental de un átomo o de una molécula. La reacción puede expresarse de la siguiente forma:
Siendo
los átomos en estado gaseoso de un determinado elemento químico;
ionización y
un electrón.
, la energía de
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). -19
1 eV = 1,6 × 10
-19
C × 1 V = 1,6 × 10
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 2
2
3
aumento se debe a la estabilidad que presentan las configuraciones s y s p ,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.
Índice [ocultar]
1 Potencial de ionización 2 Métodos para determinar la energía de ionización 3 Tendencias periódicas de la energía de ionización 4 Véase también 5 Referencias
[editar ]Potencial
de ionización
El Potencial de ionización (P&) es la energía mínima requerida para separar un electrón de un átomo o molécula específica a una distancia tal que no exista interacción electrostática entre el iony 2
el electrón. Inicialmente se definía como el potencial mínimo necesario para que un electrón saliese de un átomo que queda ionizado. El pot encial de ionización se medía en voltios. En la actualidad, sin embargo, se mide en electrón-voltios (aunque no es una unidad del SI) o en julios por mol. El sinónimo energía de ionización (El) se utiliza con frecuencia. La energía para separar el electrón unido más débilmente al átomo es el primer potencial de i onización; sin embargo, hay alguna ambigüedad en la terminología. Así, en química, el segundo potencial de ionización del litio es la energía del proceso. En física, el segundo potencial de ionización es la energía requerida para separar un electrón del nivel siguiente al nivel de energía más alto del átomo neutro o molécula, p.
[editar ]Métodos
para determinar la energía de ionización
La forma más directa es mediante la aplicación de la espectroscopia atómica. En base al espectro de radiación de luz, que desprende básicamente colores en el rango de la luz visible, se puede determinar los niveles de energía necesarios para desprender cada electrón de su órbita.
[editar ]Tendencias
periódicas de la energía de ionización
Lo más destacado de las propiedades periódicas de los elementos se observa en el incremento de las energías de ionización cuando barremos la T.P.de izquierda a derecha, lo que se traduce en un incremento asociado de la electronegatividad, contracción del tamaño atómico y aumento del número de electrones de la capa de valencia.La causa de esto es que la carga nuclear efectiva se incrementa a lo largo de un periodo, generando, cada vez, más altas energías de ionización.Existen discontinuidades en esta variación gradual tanto en las tendencias horizontales como en las verticales, que se pueden razonar en función de las especificidades de las configuraciones electrónicas. Vamos a destacar algunos aspectos relacionados con la primera E.I. que se infieren por el bloque y puesto del elemento en la T.P.:
Los elementos alcalinos, grupo1, son los que tienen menor energía de ionización en relación a los
1
restantes de sus periodos.Ello es por sus configuraciones electrónicas más externas ns , que facilitan la eliminación de ese electrón poco atraído por el núcleo,ya que las capas electrónicas inferiores a n ejercen su efecto pantalla entre el núcleo y el electrón considerado. En los elementos alcalinotérreos, grupo2 , convergen dos aspectos carga nuclear efectiva mayor y
2
configuración externa ns de gran fortaleza cuántica, por lo que tienen mayores energías de ionización que sus antecesores. Evidentemente, los elementos del grupo 18 de la T.P., los gases nobles, son los que exhiben las
mayores energías por sus configuraciones electrónicas de alta simetría cuántica. Los elementos del grupo 17, los halógenos, siguen en comportamiento a los del grupo 18, porque
tienen alta tendencia a captar electrones por su alta carga nuclear efectiva, en vez de cederlos, alcanzando así la estabilidad de los gases nobles. Grupo
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
Perio do 1
H 131 2
He 2372 .3
2
Li Be 520. 899. 2 5
B C N O F Ne 800. 1086 1402 1313 1681 2080 6 .5 .3 .9 .0 .7
3
Na Mg 495. 737. 8 7
Al Si P S Cl Ar 577. 786. 1011 999. 1251 1520 5 5 .8 6 .2 .6
4
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge 418. 589. 633. 658. 650. 652. 717. 762. 760. 737. 745. 906. 578. 762 8 8 1 8 9 9 3 5 4 1 5 4 8
As Se Br Kr 947. 941. 1139 1350 0 0 .9 .8
5
Rb Sr Zr Nb Mo Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Y Tc 403. 549. 640. 652. 684. 710. 719. 804. 731. 867. 558. 708. 600 702 0 5 1 1 3 2 7 4 0 8 3 6
Sb 834
Te I Xe 869. 1008 1170 3 .4 .4
6
Cs Ba La Hf Au Hg Tl Pb Ta W Re Os Ir Pt 375. 502. 523. 658. 890. 1007 589. 715. 761 770 760 840 880 870 7 9 5 5 1 .1 4 6
Bi 703
Po 812. 1
7
Ra Fr Ac 509. 380 3
Me
Nc
Ku
Ha
Nt
Gp
Hr
Wl
Mv
Pl
Da
Tf
Eo
At Rn 920 1037 El
On
Tabla periódica del primer potencial de ionización, en kJ/mol Cuanto más nos desplacemos hacia la derecha y hacia arriba en la tabla periódica, mayor es la energía. Es decir, en función del número atómico aumenta la energía.
El potencial de ionización es la energía que es necesaria suministrale a un átomo para arrancarle un electrón de su capa de valencia, convirtiendo el átomo en un ion positivo o catión. Nos ceñiremos al primer potencial de ionización, energía necesaria para extraer un único electrón del átomo, aunque en muchos elementos se puede hablar de segundo potencial de ionización, energía necesaria para arrancar un segundo electrón al átomo que ya ha perdido uno, o de tercer, cuarto, etc. potenciales de ionización.
Dos factores influirán sobre ell potencial de ionización. Por una parte será tanto mayor cuanto más atraído esté el electrón que se pierde por el núcleo atómico. Por otro lado, como los átomos tienden a tener ocho electrones en su capa de valencia, acercarse a este ideal disminuirá el potencial de ionización, y alejarse de él lo aumentará.
Afinidad electrónica
29 de mayo de 2012 Publicado por Ángeles Méndez Definimos afinidad electrónica como la energía necesaria para añadir un electrón al orbital desocupado de más baja energía de un átomo libre: X (g) + e- → X- (g) De igual forma que la energía de ionización nos representa la pérdida de un electrón por parte de un átomo, la afinidad electrónica nos representa la ganancia de un electrón. Existen conjuntos de valores de afinidades electrónicas experimentales en conflicto, pero las tendencias son siempre congruentes, y para los químicos inorgánicos lo importante son las tendencias. Una fuente de confusión es el hecho de que la afinidad electrónica se suele definir como la energía que se desprende cuando se agrega un electrón a un átomo. Esta definición genera signos de tipo opuestos a los de los valores que aquí se analizan. A fin de identifica cuál es la convención de signos que se utiliza, recuérdese que los átomos de halógenos se transforman en iones halogenuro exotérmicamente, es decir, las afinidades electrónicas de este grupo deben tener un signo negativo. Hay que tener en cuenta, que la adición de un electrón a un metal alcalino es un proceso exotérmico. Puesto que la pérdida de un electrón por ionización es endotérmica (requiere energía) y la ganancia de un electrón es exotérmica (libera energía), en el cado de los metales alcalinos la formación de un ion negativo es energéticamente preferible a la formación de un ion positivo. Esto contradice el dogma que se suele enseñar en los cursos de introducción a la química. Sin embargo, no debemos olvidar que la formación de iones implica una competencia por los electrones de los elementos. Debido a que la formación de un anión de un no metal es más
exotérmica (es decir, libera más energía), que la de un metal, son los no metales los que ganan un electrón, en vez de los metales. Para poder explicar la afinidad electrónica débilmente negativa que tiene el berilio debemos suponer que los electrones del orbital 2s se apantallan a cualquier electrón que se incorpore al orbital 2p. Por tanto, la atracción de un electrón 2p hacia el núcleo se aproxima a cero. La afinidad electrónica fuertemente negativa del carbono indica que la adición de un electrón para dar el conjunto de orbitales p semiocupados 1s2 2s2 2p3 del ion C- proporciona cierta ventaja energética. El valor cercano a cero del nitrógeno sugiere que la repulsión interelectrónica adicional que se genera cuando una configuración 2p3 se convierte en 2p4 es un factor muy significativo. Los elevados valores que se observan en el oxígeno en el flúor, por otra parte, sugieren que la gran Z efectiva sobre los electrones 2p de estos dos átomos compensa sobradamente el factor de repulsión interelectrónica. Para finaliza, así como existen energías de ionización secuenciales, asimismo hay afinidades electrónicas secuenciales. También estos valores ofrecen algunas sorpresas. Examinemos por lo tanto, la primera y la segunda afinidad electrónica del oxígeno: O (g) + e- → O- (g) ; -141 kJ.mol-1 O- (g) + e- → O2- (g) ; +744kJ.mol-1 Por lo tanto, la adición de un segundo electrón es un proceso endotérmico. Este proceso energéticamente desfavorable no es sorprendente desde el punto de vista de la adición de un electrón a una especie que ya tiene carga negativa, pero entonces la existencia del ion óxido sí es una sorpresa. De hecho, el ion óxido sólo puede existir cuando hay alguna otra fuerza impulsora, como la formación de una red cristalina. Lee todo en: Afinidad electrónica | La Guía de Química http://quimica.laguia2000.com/general/afinidad-electronica#ixzz2ODSqovcL
La electronegatividad La electronegatividad (c) de un elemento es la capacidad que tiene un átomo de dicho elemento para atraer hacia sí los electrones, cuando forma parte de un compuesto. Si un átomo tiene una gran tendencia a atraer electrones se dice que es muy electronegativo (como los elementos próximos al flúor) y si su tendencia es a perder esos electrones se dice que es muy electropositivo (como los elementos alcalinos). La electronegatividad tiene numerosas aplicaciones tanto en las energías de enlaces, como en las predicciones de la polaridad de los enlaces y las moléculas y, también, en la racionalización de los tipos de reacciones que pueden experimentar las especies químicas. Por el concepto que supone, la electronegatividad se ha definido de varias formas, y aún hoy es objeto de debate. La definición original de electronegatividad de Pauling está relacionada con la energía puesta en juego cuando se forman enlaces químicos. Supóngase un enlace covalente A-
B, con la energía del enlace E AB. Conociendo las energías de los enlaces A-A y B-B, se puede calcular el parámetro D como sigue: Δ = EAB – ½ (EAA + EBB)
Este parámetro da una idea acerca de la desviación que el enlace A-B pueda tener desde una situación de enlace covalente puro. Cuanto mayor sea D, mayor será la contribución iónica a ese enlace, y en ese sentido aumenta la diferencia de electronegatividad entre ambos elementos A y B. La definición de electronegatividad de Pauling viene dada por la siguiente expresión: | χA - χB | = 0.102 x √Δ Δ (kJ/mol)
La figura que se encuentra debajo muestra la variación de la electronegatividad de Pauling con respecto al número atómico, apreciándose una evolución similar a la ya observada en el radio iónico o en la energía de ionización.
Variación de la electronegatividad (escala de Pauling) con el número atómico.
La escala de Pauling presenta algunas limitaciones, pues por ejemplo dependen del número de oxidación del elemento (la figura corresponde a los valores del máximo estado de oxidación de cada elemento). Sin embargo, esta escala es muy adecuada para calcular energías de enlace entre elementos de diferente electronegatividad así como para una visualización cualitativa de la polaridad de los enlaces.
Otra definición de esta propiedad atómica fue propuesta por Robert Mulliken al observar que cuando un elemento presenta una elevada energía de ionización, I, y una elevada afinidad electrónica, Ae, entonces presenta una gran tendencia a adquirir electrones más que a perderlos. Por ello, cuando ese elemento forme parte de un compuesto químico deberá ser bastante electronegativo. Por el contrario, cuando tanto la energía de ionización, I, como la afinidad electrónica, Ae, de un elemento tengan valores bajos, dicho elemento tendrá una marcada tendencia a perder los electrones cuando forme parte de un compuesto y, en consecuencia, será clasificado como elemento electropositivo. Estas observaciones llevaron a Mulliken a proponer su propia definición de la electronegatividad conocida como electronegatividad de Mulliken, c M, que se define como el valor medio de la suma de la energía de ionización y la afinidad electrónica de un átomo: χM= ½ (I+Ae)
Si tanto I como A e son elevados entonces c M tendrá también un valor alto; por el contrario si I y Ae son bajos entonces c M tendrá un valor pequeño. Las escalas de electronegatividad de Pauling y Mulliken se pueden relacionar entre sí mediante la siguiente expresión: χP = 1,35(√χM) -1,37
Una tercera escala de electronegatividad fue propuesta por Allred y Rochow, sobre la base de que esta propiedad viene determinada por el campo eléctrico sobre la superficie del átomo. El campo eléctrico para un sistema de este tipo debe ser proporcional a Z ef /r2, lo que explica la forma de esta definición: χAR = 0.744 + (0.3590 Z ef / r2)
donde r se expresa en Å. Las constantes numéricas se han elegido para obtener valores de electronegatividad del mismo rango que las otras escalas comentadas.
.3.4. Carga nuclear efectiva
Unidad 2: Estructura electrónica de los átomos y tabla periódica de los elementos
Para explicar la Carga Nuclear Efectiva y el efecto de Apantallamiento Vamos a explicar el concepto de carga nuclear efectiva de la manera más simple, el cálculo y la comprensión de ella puede ser mucho más complejo. Recordemos que en un átomo, el núcleo contiene los protones (carga positiva) y en la periferia
del mismo se encuentran los electrones que son la carga negativa. Sabemos también que las cargas opuestas se atraen. Si nos imaginamos al electrón del último nivel (electrón diferenciador), éste si estuviera solo, sería atraído por las cargas positivas del núcleo. Pero esto no ocurre, éste electrón está protegido por una pantalla de protección, que son los electrones de los niveles más bajos, a esto se le conoce como APANTALLAMIENTO, que evita esta atracción. Analicemos
la
figura
siguiente:
Para efectos de este curso, consideraremos que la constante de apantallamiento
σ
estará
constiutída por el número de electrones que se encuentran en las capas inferiores, a donde se encuentra el último electrón. La carga nuclear efectiva (Z efec), estará definida como la diferencia entre el número atómico (Z), (que representa a los protones, carga positiva), menos el número de electrones
que
conforman
el
APANTALLAMIENTO.
Donde: Z es la carga nuclear real (es decir, el número σ se llama constante de protección o constante pantalla.
Según
atómico
fórmula:
del
elemento)
Si calculamos el Zefec del átomo trabajado en la figura anterior, tenemos que : El átomo tiene un Z = 14 σ
= 10
Por tanto, Zefec = 14 - 10 = 4
La carga nuclear efectiva actuando sobre un electrón dado es la verdadera carga nuclear (número atómico) menos una constante de pantalla oculta que tiene en cuenta el efecto de los electrones de pantalla, electrones más cercanos al nucleo que al electron en consideración. La relacion entre la carga nuclear real Z, la constante de pantalla σ, y la carga nuclear efectiva Zef se muestra en la siguiente ecuación: carga nuclear efectiva σ se toma como el número de electrones de la capa más interna, o de pantalla. Por ejemplo, si 2 2 6 consideramos el neón, que tiene una configuración electrónica de 1s 2s 2p . Para calcular lacarga nuclear efectiva actuando sobre un electrón de valencia 2s o 2p, notemos que hay 2 electrones (1s) internos o de pantalla. Tomar σ como 2 produce una carga nuclear efectiva de (10-2)= +8 Al asumir que σ sea igual al número de electrones de la capa más interna, arroja una carga nuclear efectiva que es igual al número del grupo del elemento. Con esto podemos decir que lacarga nuclear efectiva para cualquier gas noble es de +8.
lementos químicos contaminantes que contiene la pila y la batería
El mercurio es un posible cancerígeno y es bioacumulable. Una alta exposición puede dañar el cerebro, los riñones y al feto, y muy probablemente provocar retraso mental, afectación en el andar o el habla, falta de coordinación, ceguera y convulsiones. El mercurio que se emite en los basureros contamina el agua y la tierra, con lo que puede llegar a la comida pues se acumula en los tejidos de peces. El plomo puede dañar el sistema nervioso, los riñones y el sistema reproductivo. Como no se degrada, cuando se libera al aire puede ser transportado largas distancias antes de sedimentar. Se adhiere a partículas en el suelo y puede pasar a aguas subterráneas. El litio es un neurotóxico y es tóxico para el riñón. La intoxicación por litio produce fallas respiratorias, depresión del miocardio, edema pulmonar y estupor profundo. Daña al sistema nervioso, hasta provocar estado de coma e incluso la muerte. El litio puede lixiviarse fácilmente y llegar a los mantos acuíferos. El cadmio es una sustancia cancerígena que si se respira en altas concentraciones produce graves lesiones en los pulmones; ingerirlo provoca daños a los riñones. En dosis altas puede producir la muerte. Ingerir alimentos o tomar agua con cadmio irrita el estómago e induce vómitos y diarrea. El cadmio entra al aire y al agua desde vertederos o por derrames de desechos domésticos, y puede viajar largas distancias. El níquel tiene efectos sobre la piel. Respirar altas cantidades produce bronquitis crónica, y cáncer del pulmón y de los senos nasales. Se libera a la atmósfera por la incineración de
basura. En el aire, se adhiere a partículas de polvo que se depositan en el suelo.