EFFECTIEVE NUCLEAIRE LADING VAN KALIUM: WAT HET IS EN VOORBEELDEN - CHEMIE - 2026

De effectieve nucleaire lading van kalium is +1. De effectieve nucleaire lading is de totale positieve lading die wordt waargenomen door een elektron dat behoort tot een atoom met meer dan één elektron. De term "effectief" beschrijft het afschermende effect dat elektronen uitoefenen nabij de kern, tegen hun negatieve lading, om elektronen te beschermen tegen hogere orbitalen.

Deze eigenschap houdt rechtstreeks verband met andere kenmerken van elementen, zoals hun atomaire afmetingen of hun aanleg om ionen te vormen. Op deze manier geeft het begrip effectieve nucleaire lading een beter begrip van de gevolgen van de aanwezige bescherming op de periodieke eigenschappen van de elementen.

Bovendien veroorzaakt het bestaan ​​van de afscherming van de elektronen bij atomen die meer dan één elektron hebben, dat wil zeggen bij polyelektronische atomen, een afname van de elektrostatische aantrekkingskracht die bestaat tussen de protonen (positief geladen deeltjes) van de atoomkern. en elektronen op buitenste niveaus.

De kracht waarmee elektronen elkaar afstoten in polyelektronische atomen compenseert daarentegen de effecten van aantrekkende krachten die door de kern worden uitgeoefend op deze tegengesteld geladen deeltjes.

Wat is de effectieve nucleaire lading?

Als het gaat om een ​​atoom met slechts één elektron (waterstoftype), neemt dit enkele elektron de netto positieve lading van de kern waar. Integendeel, wanneer een atoom meer dan één elektron heeft, ervaart het de aantrekking van alle externe elektronen naar de kern en tegelijkertijd de afstoting tussen deze elektronen.

Over het algemeen wordt gezegd dat hoe groter de effectieve kernlading van een element, hoe groter de aantrekkingskracht tussen de elektronen en de kern.

Evenzo, hoe groter dit effect, hoe lager de energie die hoort bij de orbitaal waar deze buitenste elektronen zich bevinden.

Voor de meeste hoofdgroepelementen (ook wel representatieve elementen genoemd) neemt deze eigenschap toe van links naar rechts, maar van boven naar beneden in het periodiek systeem.

Om de waarde van de effectieve nucleaire lading van een elektron (Z _eff of Z *) te berekenen , wordt de volgende vergelijking voorgesteld door Slater gebruikt:

Z * = Z - S

Z * verwijst naar de effectieve nucleaire lading.

Z is het aantal protonen dat aanwezig is in de kern van het atoom (of het atoomnummer).

S is het gemiddelde aantal elektronen dat zich tussen de kern en het bestudeerde elektron bevindt (aantal elektronen dat geen valentie heeft).

Effectieve nucleaire lading van kalium

Dit houdt in dat, met 19 protonen in zijn kern, zijn nucleaire lading +19 is. Als we spreken over een neutraal atoom, betekent dit dat het hetzelfde aantal protonen en elektronen heeft (19).

In deze volgorde van ideeën wordt de effectieve nucleaire lading van kalium berekend door een rekenkundige bewerking, door het aantal interne elektronen af ​​te trekken van de nucleaire lading, zoals hieronder uitgedrukt:

(+ 19 - 2 - 8 - 8 = +1)

Met andere woorden, het valentie-elektron wordt beschermd door 2 elektronen vanaf het eerste niveau (het niveau dat zich het dichtst bij de kern bevindt), 8 elektronen vanaf het tweede niveau en 8 extra elektronen vanaf het derde en voorlaatste niveau; dat wil zeggen, deze 18 elektronen oefenen een afschermend effect uit dat het laatste elektron beschermt tegen de krachten die door de kern erop worden uitgeoefend.

Zoals te zien is, kan de waarde van de effectieve nucleaire lading van een element worden bepaald door zijn oxidatiegetal. Opgemerkt moet worden dat voor een specifiek elektron (op elk energieniveau) de berekening van de effectieve nucleaire lading anders is.

Voorbeelden van effectieve nucleaire lading van kalium uitgelegd

Hier zijn twee voorbeelden om de effectieve nucleaire lading te berekenen die wordt waargenomen door een bepaald valentie-elektron op een kaliumatoom.

- Ten eerste wordt de elektronenconfiguratie uitgedrukt in de volgende volgorde: (1 s) (2 s, 2 p) (3 s, 3 p) (3 d) (4 s, 4 p) (4 d) (4 f ) (5 s, 5 p), enzovoort.

- Geen elektron rechts van de groep (ns, np) draagt ​​bij aan de berekening.

- Elk elektron in de groep (ns, np) draagt ​​0,35 bij. Elk elektron van het (n-1) niveau draagt ​​0,85 bij.

- Elk elektron van niveau (n-2) of lager draagt ​​1,00 bij.

- Als het beschermde elektron zich in een groep (nd) of (nf) bevindt, draagt ​​elk elektron van een groep links van de groep (nd) of (nf) 1,00 bij.

De berekening begint dus:

Eerste voorbeeld

In het geval dat het enige elektron in de buitenste schil van het atoom zich in de 4 s-orbitaal bevindt, kan de effectieve nucleaire lading als volgt worden bepaald:

(1 s ² ) (2 s ² 2 p ⁵ ) (3 s ² 3 p ⁶ ) (3 d ⁶ ) (4 s ¹ )

Het gemiddelde aantal elektronen dat niet tot het buitenste niveau behoort, wordt dan berekend:

S = (8 x (0,85)) + (10 x 1,00)) = 16,80

Als we de waarde van S nemen, gaan we verder met het berekenen van Z *:

Z * = 19,00 - 16,80 = 2,20

Tweede voorbeeld

In dit tweede geval bevindt het enige valentie-elektron zich in de 4 s-orbitaal. De effectieve nucleaire lading kan op dezelfde manier worden bepaald:

(1 s ² ) (2 s ² 2 p ⁶ ) (3 s ² 3 p ⁶ ) (3 d ¹ )

Nogmaals, het gemiddelde aantal niet-valentie-elektronen wordt berekend:

S = (18 x (1,00)) = 18,00

Ten slotte kunnen we met de waarde van S Z * berekenen:

Z * = 19,00 - 18,00 = 1,00

gevolgtrekking

Als we de eerdere resultaten vergelijken, kan worden opgemerkt dat het elektron dat aanwezig is in de 4 s-orbitaal, wordt aangetrokken door de kern van het atoom door krachten die groter zijn dan die welke het elektron aantrekken dat zich in de 3 d-orbitaal bevindt. Daarom heeft het elektron in de 4 s-orbitaal een lagere energie dan dat in de 3 d-orbitaal.

Er wordt dus geconcludeerd dat een elektron zich in de 4 s-orbitaal in zijn grondtoestand kan bevinden, terwijl het in de 3 d-orbitaal in een aangeslagen toestand is.

Referenties

1. Wikipedia. (2018). Wikipedia. Opgehaald van en.wikipedia.org
2. Chang, R. (2007). Chemie. Negende editie (McGraw-Hill).
3. Sanderson, R. (2012). Chemische obligaties en obligaties energie. Opgehaald van books.google.co.ve
4. Facer. G. (2015). George Facer's Edexcel A Level Chemistry Student - Boek 1. Hersteld van books.google.co.ve
5. Raghavan, PS (1998). Concepten en problemen in anorganische chemie. Opgehaald van books.google.co.ve