Blindagem e carga nuclear efetiva

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Elétrons externos são atraídos para o núcleo pela carga nuclear mas são ‘empurrados’ pela repulsão dos elétrons internos. Como resultado, a carga nuclear experimentada pelos elétrons externos é diminuída, e dizemos que os elétrons externos sofrem blindagem da carga nuclear total pelos elétrons internos. 
Blindagem eletrônica (S) e carga nuclear efetiva (Zef)
Carga nuclear efetiva
A carga nuclear efetiva, Zef, atuando sobre um elétron de um átomo, é igual à carga nuclear do átomo (Z) menos a constante de blindagem, S, para o elétron considerado, ou seja:
Zef = Z – S
A blindagem dos elétrons internos faz com que a carga nuclear exercida pelo núcleo sobre um elétron seja menor que a carga total (Z) do núcleo. 
A constante de blindagem, S, pode ser calculada através das regras de Slater, dadas a seguir.
Carga nuclear efetiva – regras de Slater
1. escreva a configuração eletrônica do elemento agrupando os subníveis da forma seguinte: (1s); (2s,2p); (3s,3p); (3d); (4s,4p); (4d); (4f); (5s,5p), etc;
2. os elétrons de qualquer grupo à direita do grupo em consideração não contribuem para o valor de S.
3. todos os outros elétrons de um dado grupo (ns,np); (nd), etc., contribuem 0,35 cada para o valor de S. (exceto o grupo (1s), p. exemplo no He, no qual um elétron contribui 0,30 (ou 30%) para a blindagem do outro elétron).
4. todos os elétrons do nível n-1 blindam o elétron de um grupo (ns,np) em 0,85 cada.
5. todos os elétrons do nível n-2 ou menor blindam o elétron de um grupo (ns,np) em 1,00 cada.
Quando o elétron considerado pertence a um grupo (nd) ou (nf), o procedimento acima se mantém, mas as regras 4 e 5 tornam-se:
6. Os elétrons à esquerda do grupo (nd) ou (nf) (chamados de camada interna, C.I.), contribuem 1,00 (ou 100%) cada para o valor de S.
Exemplos:
calcular a carga nuclear efetiva atuando sobre o último elétron do P (Z=15).
Fazendo a distribuição eletrônica de acordo com as regras acima, temos:
(1s)2; (2s,2p)8; (3s,3p)4+1
Logo, de acordo com as regras 3, 4 e 5, 
S = 4x0,35 + 8x0,85 + 2x1,00 = 10,2
De maneira que Zef = 15 – 10,2 = 4,8
Ou seja, o elétron mais externo no átomo de P é atraído pelo equivalente a ~5 prótons!!
n	 n-1 		n-2
2. calcular a carga nuclear efetiva atuando sobre o último elétron do manganês (Z=25).
A distribuição eletrônica é:
(1s)2; (2s,2p)8; (3s,3p)8; (3d)5; (4s)1+1
Logo, de acordo com as regras 3, 4 e 5, 
S = 1x0,35 + 13x0,85 + 10x1,00 = 21,4
De modo que Zef = 25 – 21,4 = 3,6
É interessante notar que num núcleo com 25 prótons, o elétron mais externo sofra a atração de ~4 prótons apenas.
n	 n-1 		n-2
3. calcular a carga nuclear efetiva atuando sobre o um elétron 3d do manganês (Z=25). (note que isto equivale a calcular a Z* para o íon Mn(II)).
A distribuição eletrônica é a mesma do exemplo 2:
(1s)2; (2s,2p)8; (3s,3p)8; (3d)4+1; (4s)2
Mas agora se trata de um elétron (nd), de modo que temos que usar, além da regra 3, a regra 6, e a constante de blindagem será:
S = 4x0,35 + 18x1,00 = 19,4
De modo que Zef = 25 – 19,4 = 5,6
n	 C.I. 
Os exemplos 2 e 3, válidos para todos os outros elementos de transição, ilustram bem a razão pela qual esses átomos perdem seus dois elétrons 4s, e não dois dos elétrons 3d, quando são ionizados para formar o cátion(II): 
 - a carga nuclear efetiva (proporcional à força de atração) atuando sobre os elétrons 3d (Zef = 5,6) é maior do que sobre os elétrons 4s (Zef = 3,6), que são, desta forma, perdidos mais facilmente.
No trabalho original de Slater, ele utilizou o exemplo do Fe (Z=26).
A configuração eletrônica é (1s2)(2s22p6)(3s23p63d6)(4s2) 
E a constante de blindagem para os vários elétrons (4s, 3d, 3s, 3p, 2s, 2p e 1s):
Exercícios:
1. calcular Zef atuando sobre o último elétron de cada halogênio. Repita o procedimento para cada metal alcalino. O que você pode concluir de seus cálculos?
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2. calcular Zef atuando sobre o último elétron dos elementos Sc (Z=21) até Zn (Z=30). Faça um gráfico de Zef versus Z e tire suas conclusões a respeito da tendência geral e sobre as irregularidades observadas.
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3. calcular a carga nuclear efetiva atuando sobre o último elétron do íon sulfeto.
Referências
Slater, J. C. (1930). "Atomic Shielding Constants". Phys. Rev. 36 (1): 57–64.
Miessler, Gary L.; Tarr, Donald A. (2003). Inorganic Chemistry. Prentice Hall. pp. 38.
Keeler, J., Wothers, P., Chemical Structure and Reactivity. Oxford: 2008.
Cátions são menores que os átomos neutros porque Zef é maior e porque o número quântico principal dos elétrons da camada de valência é menor para os cátions. (ex: Na = [Ne] 3s1; Na+ = [Ne])
Raio iônico
Ânions são maiores que os átomos neutros devido às repulsões elétron-elétron adicionais e menor Zef. 
Raio iônico