Periodieke tendense: effektiewe kernlading, grootte en energie

Effektiewe kernlading en afskerming

'n Buite-elektron voel nie die volle kernlading Z nie. Elektrone nader aan die kern kanselleer dit gedeeltelik, en die netto trekkrag word beskryf deur die effektiewe kernlading, Zeff = Z − S, waar S 'n afskermingskonstante is. Kernelektrone, in laer doppe, skerm goed af. Elektrone in dieselfde dop skerm swak af, omdat hulle gemiddeld nie nader aan die kern is as die elektron ter sprake nie.

'n Growwe skatting tel slegs kernelektrone. Natrium (Z = 11) en chloor (Z = 17) het albei 10 kernelektrone, dus voel natrium se 3s-elektron ongeveer +1 en chloor se 3p-elektrone ongeveer +7. Slater se reëls verfyn dit. Vir 'n elektron in 'n ns- of np-subdop voeg elke ander elektron in dieselfde ns- en np-subdoppe 0.35 by S (0.30 binne 1s), voeg elke elektron in dop n − 1 0.85 by, en voeg elke elektron in dieper doppe 1.00 by.

Uitgewerkte voorbeeld 1. Vir natrium se 3s-elektron is S = 8(0.85) + 2(1.00) = 8.80, dus Zeff = 11 − 8.80 = 2.20. Vir een van chloor se 3p-elektrone is S = 6(0.35) + 8(0.85) + 2(1.00) = 10.90, dus Zeff = 17 − 10.90 = 6.10. Oor periode 3 word elke bygevoegde proton slegs gedeeltelik deur die bygevoegde elektron in dieselfde dop vergoed, dus styg Zeff van links na regs terwyl n by 3 bly.

Atoomradius en isoelektroniese ione

Atoomradius neem oor 'n periode af omdat Zeff toeneem terwyl die buite-elektrone in dieselfde dop bly, dus word hulle nader getrek. Dit neem af in 'n groep af toe omdat elke periode 'n dop byvoeg, wat die buite-elektrone verder uit plaas, terwyl Zeff betreklik min verander. Die grootste atome is links onder in die tabel en die kleinste regs bo.

'n Katioon is kleiner as sy ouer-atoom: die verlies van elektrone verminder afstoting, en vir hoofgroepkatione maak dit gewoonlik die buitedop leeg. 'n Anioon is groter as sy ouer-atoom, omdat die bygevoegde elektron afstoting verhoog terwyl die kernlading dieselfde bly.

Uitgewerkte voorbeeld 2. Rangskik N³⁻, O²⁻, F⁻, Na⁺, Mg²⁺ en Al³⁺ volgens radius. Tel eers elektrone: 7 + 3, 8 + 2, 9 + 1, 11 − 1, 12 − 2 en 13 − 3 is almal gelyk aan 10, dus het elke ioon die neonkonfigurasie 1s² 2s² 2p⁶. Met identiese elektrontellings is die enigste verskil kernlading, wat van 7 tot 13 styg. Meer protone trek dieselfde elektronwolk strakker, dus is die volgorde N³⁻ > O²⁻ > F⁻ > Na⁺ > Mg²⁺ > Al³⁺.

Eerste ionisasie-energie en sy subdop-uitsonderings

Die eerste ionisasie-energie is die energie wat nodig is om die los-gebonde elektron uit 'n gasvormige atoom te verwyder: X(g) → X⁺(g) + e⁻. Dit neem oor die algemeen oor 'n periode toe, soos Zeff styg en radius krimp, en neem in 'n groep af. NIST lys ionisasie-energieë in elektronvolt per atoom; vermenigvuldiging met 96.485 kJ/mol per eV skakel hulle om na molêre eenhede.

Omgeskakel vanaf die NIST Atomic Spectra Database is die periode 2-waardes Li 520.2, Be 899.5, B 800.6, C 1086.5, N 1402.3, O 1313.9, F 1681.0 en Ne 2080.7 kJ/mol. Twee stappe gaan die verkeerde kant op. Boor is onder beryllium omdat sy buitenste elektron in 2p is, wat hoër in energie is en gedeeltelik deur die 2s-paar afgeskerm word. Suurstof is onder stikstof omdat sy vierde 2p-elektron in 'n bezette orbitaal moet paar, en die ekstra afstoting maak dit makliker om te verwyder.

Dieselfde twee dalings verskyn in periode 3: aluminium (577.5 kJ/mol) is onder magnesium (737.7 kJ/mol), en swael (999.6 kJ/mol) is onder fosfor (1011.8 kJ/mol). Die herhaalde patroon wys dat dit uit subdopstruktuur kom, nie uit een eienaardige element nie.

Opeenvolgende ionisasie-energieë en valenselektrone

Elke opeenvolgende ionisasie-energie is groter as die vorige, omdat elke elektron uit 'n toenemend positiewe ioon vertrek. Die grootte van elke sprong is die nuttige inligting. 'n Matige toename beteken die volgende elektron kom uit dieselfde valensdop; 'n baie groot sprong beteken dit moet uit die kern kom, wat nader aan die kern en veel minder afgeskerm is.

Uitgewerkte voorbeeld 3. NIST gee magnesium se eerste drie ionisasie-energieë as 7.646, 15.035 en 80.144 eV. Omskakeling: 7.646 eV × 96.485 kJ/(mol·eV) = 737.7 kJ/mol; 15.035 × 96.485 = 1450.7 kJ/mol; 80.144 × 96.485 = 7732.7 kJ/mol. Die verhouding IE₂/IE₁ is 1450.7 / 737.7 = 1.97, maar IE₃/IE₂ is 7732.7 / 1450.7 = 5.33. Die groot sprong ná die tweede elektron wys dat magnesium twee valenselektrone het, [Ne] 3s², en verduidelik hoekom dit in gewone chemie Mg²⁺ maar nie Mg³⁺ vorm nie.

Natrium wys die sprong een stap vroeër. Sy tweede ionisasie-energie, 4562.4 kJ/mol, is ongeveer 9.2 keer sy eerste, 495.8 kJ/mol, omdat die tweede elektron uit die 2p-kern moet kom.

Elektronaffiniteit en elektronegatiwiteit

Elektronaffiniteit beskryf die energieverandering wanneer 'n gasvormige atoom 'n elektron wen: X(g) + e⁻ → X⁻(g). Tekenkonvensies verskil. Sommige handboeke, insluitend OpenStax, rapporteer die energieverandering, wat negatief is wanneer energie vrygestel word; ander rapporteer die vrygestelde energie as 'n positiewe getal. Kontroleer die konvensie voordat jy waardes vergelyk. Afgesien van die edelgasse stel atome regs in 'n periode die meeste energie vry, omdat hul hoë Zeff die inkomende elektron sterk aantrek.

Elektronaffiniteit is minder reëlmatig as ionisasie-energie. Chloor stel meer energie vry as fluoor, ongeveer 349 kJ/mol in vergelyking met 328 kJ/mol, gebaseer op NIST Chemistry WebBook-waardes van 3.613 en 3.401 eV. Die bygevoegde elektron in fluoor se kompakte 2p-subdop ondervind sterker afstoting. Beryllium, stikstof en die edelgasse het min of geen neiging om stabiele gasvormige anione te vorm nie, omdat die bygevoegde elektron 'n hoër subdop sou binnegaan of in 'n halfgevulde een sou paar.

Elektronegatiwiteit is die vermoë van 'n atoom in 'n molekuul om die elektrone van 'n binding aan te trek. Anders as ionisasie-energie word dit nie op 'n geïsoleerde atoom gemeet nie; dit word van bindingsenergieë of ander data afgelei, en die Pauling-skaal is die mees gebruikte. Fluoor is die hoogste, by ongeveer 4.0. Elektronegatiwiteit neem oor 'n periode toe en neem in 'n groep af, dus daal bindingspolariteit van H–F deur H–Cl en H–Br na H–I.

Algemene foute wanneer periodieke tendense verduidelik word

Tendensvrae word gewoonlik op die verduideliking beoordeel, nie net die volgorde nie.

'n Volledige verduideliking noem die vergelyking (dieselfde dop of 'n ander dop), sê wat met Zeff of afstand gebeur, en verbind daardie verandering met die krag op die elektron ter sprake.

• Sê 'n atoom is kleiner omdat dit meer elektrone het. Oor 'n periode gaan elektrone in dieselfde dop in; grootte daal omdat Zeff styg.
• 'n Groeptendens met 'meer doppe' alleen verduidelik, sonder om op te let dat Zeff min verander in 'n groep af.
• Ionisasie-energie as streng toenemend oor 'n periode behandel. Kontroleer die groep 2 na 13- en groep 15 na 16-stappe.
• Ione volgens kernlading vergelyk sonder om eers te kontroleer dat hulle isoelektronies is.
• Elektronaffiniteit-tekenkonvensies deurmekaarkrap en tot die gevolgtrekking kom dat die meer negatiewe getal die kleiner affiniteit is.
• Radiusse uit verskillende tabelle vergelyk. Kovalente, metaal- en ioniese radiusse word verskillend gedefinieer.
• Verduidelik met wat 'n atoom 'wil' hê. Atome het geen doelwitte nie; verduidelik met aantrekking, afstand en afstoting.