Периодични тенденции: ефективен ядрен заряд, размер и енергия

Ефективен ядрен заряд и екраниране

Външният електрон не усеща пълния ядрен заряд Z. Електроните по-близо до ядрото частично го компенсират, а нетното привличане се описва с ефективния ядрен заряд, Zeff = Z − S, където S е константа на екраниране. Вътрешните електрони, в по-ниските обвивки, екранират добре. Електроните от същата обвивка екранират слабо, защото средно не са по-близо до ядрото от разглеждания електрон.

Грубата оценка брои само вътрешните електрони. Натрият (Z = 11) и хлорът (Z = 17) имат по 10 вътрешни електрона, така че 3s електронът на натрия усеща около +1, а 3p електроните на хлора – около +7. Правилата на Слейтър прецизират това. За електрон в ns или np подобвивка всеки друг електрон в същите ns и np подобвивки добавя 0.35 към S (0.30 в рамките на 1s), всеки електрон в обвивка n − 1 добавя 0.85, а всеки електрон в по-дълбоки обвивки добавя 1.00.

Решен пример 1. За 3s електрона на натрия S = 8(0.85) + 2(1.00) = 8.80, така че Zeff = 11 − 8.80 = 2.20. За един от 3p електроните на хлора S = 6(0.35) + 8(0.85) + 2(1.00) = 10.90, така че Zeff = 17 − 10.90 = 6.10. По период 3 всеки добавен протон е само частично компенсиран от добавения електрон в същата обвивка, така че Zeff расте отляво надясно, докато n остава 3.

Атомен радиус и изоелектронни йони

Атомният радиус намалява по един период, защото Zeff расте, докато външните електрони остават в същата обвивка и се привличат по-близо. Той нараства надолу по групата, защото всеки период добавя обвивка и поставя външните електрони по-далеч, докато Zeff се променя сравнително малко. Най-големите атоми са в долния ляв ъгъл на таблицата, а най-малките – в горния десен.

Катионът е по-малък от изходния си атом: загубата на електрони намалява отблъскването, а при катионите на главните групи обикновено изпразва външната обвивка. Анионът е по-голям от изходния си атом, защото добавеният електрон увеличава отблъскването, докато ядреният заряд остава същият.

Решен пример 2. Подредете N³⁻, O²⁻, F⁻, Na⁺, Mg²⁺ и Al³⁺ по радиус. Първо пребройте електроните: 7 + 3, 8 + 2, 9 + 1, 11 − 1, 12 − 2 и 13 − 3 са все 10, така че всеки йон има конфигурацията на неона 1s² 2s² 2p⁶. При еднакъв брой електрони единствената разлика е ядреният заряд, който расте от 7 до 13. Повече протони придърпват същия електронен облак по-плътно, така че редът е N³⁻ > O²⁻ > F⁻ > Na⁺ > Mg²⁺ > Al³⁺.

Първа йонизационна енергия и изключенията ѝ в подобвивките

Първата йонизационна енергия е енергията, нужна за отнемане на най-слабо задържания електрон от газообразен атом: X(g) → X⁺(g) + e⁻. Тя по принцип нараства по един период, докато Zeff расте и радиусът намалява, и намалява надолу по групата. NIST дава йонизационните енергии в електронволтове на атом; умножаването по 96.485 kJ/mol на eV ги преобразува в моларни единици.

Преобразувани от Atomic Spectra Database на NIST, стойностите за период 2 са Li 520.2, Be 899.5, B 800.6, C 1086.5, N 1402.3, O 1313.9, F 1681.0 и Ne 2080.7 kJ/mol. Две стъпки вървят в грешната посока. Борът е под берилия, защото най-външният му електрон е в 2p, която е с по-висока енергия и е частично екранирана от 2s двойката. Кислородът е под азота, защото четвъртият му 2p електрон трябва да се сдвои в заета орбитала и допълнителното отблъскване улеснява отнемането му.

Същите два спада се появяват в период 3: алуминият (577.5 kJ/mol) е под магнезия (737.7 kJ/mol), а сярата (999.6 kJ/mol) е под фосфора (1011.8 kJ/mol). Повторението на модела показва, че той идва от структурата на подобвивките, а не от един особен елемент.

Последователни йонизационни енергии и валентни електрони

Всяка следваща йонизационна енергия е по-голяма от предишната, защото всеки електрон напуска все по-положителен йон. Полезна информация е размерът на всеки скок. Умереното нарастване означава, че следващият електрон идва от същата валентна обвивка; много големият скок означава, че трябва да дойде от вътрешната обвивка, която е по-близо до ядрото и далеч по-малко екранирана.

Решен пример 3. NIST дава първите три йонизационни енергии на магнезия като 7.646, 15.035 и 80.144 eV. Преобразуване: 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. Отношението IE₂/IE₁ е 1450.7 / 737.7 = 1.97, но IE₃/IE₂ е 7732.7 / 1450.7 = 5.33. Големият скок след втория електрон показва, че магнезият има два валентни електрона, [Ne] 3s², и обяснява защо образува Mg²⁺, но не и Mg³⁺ в обикновената химия.

Натрият показва скока с една стъпка по-рано. Втората му йонизационна енергия, 4562.4 kJ/mol, е около 9.2 пъти първата, 495.8 kJ/mol, защото вторият електрон трябва да дойде от 2p ядрото.

Електронно сродство и електроотрицателност

Електронното сродство описва промяната на енергията, когато газообразен атом приема електрон: X(g) + e⁻ → X⁻(g). Конвенциите за знака се различават. Някои учебници, включително OpenStax, дават промяната на енергията, която е отрицателна, когато енергия се освобождава; други дават освободената енергия като положително число. Проверете конвенцията, преди да сравнявате стойности. Освен благородните газове, атомите към дясната страна на периода освобождават най-много енергия, защото високото им Zeff привлича силно входящия електрон.

Електронното сродство е по-малко закономерно от йонизационната енергия. Хлорът освобождава повече енергия от флуора, около 349 kJ/mol срещу 328 kJ/mol, според стойностите от NIST Chemistry WebBook 3.613 и 3.401 eV. Добавеният електрон в компактната 2p подобвивка на флуора среща по-силно отблъскване. Берилият, азотът и благородните газове имат малка или никаква склонност да образуват стабилни газообразни аниони, защото добавеният електрон би влязъл в по-висока подобвивка или би се сдвоил в наполовина запълнена.

Електроотрицателността е способността на атом в молекула да привлича електроните на връзката. За разлика от йонизационната енергия, тя не се измерва върху изолиран атом; извежда се от енергии на връзките или други данни и скалата на Паулинг е най-широко използваната. Флуорът е с най-висока, около 4.0. Електроотрицателността нараства по един период и намалява надолу по групата, така че полярността на връзката намалява от H–F през H–Cl и H–Br към H–I.

Чести грешки при обяснението на периодичните тенденции

Въпросите за тенденции обикновено се оценяват по обяснението, а не само по реда.

Пълното обяснение назовава сравнението (същата или друга обвивка), казва какво се случва със Zeff или с разстоянието и свързва тази промяна със силата върху разглеждания електрон.

• Твърдение, че атомът е по-малък, защото има повече електрони. По един период електроните влизат в същата обвивка; размерът намалява, защото Zeff расте.
• Обяснение на тенденция по група само с „повече обвивки“, без да се отбележи, че Zeff се променя малко надолу по групата.
• Третиране на йонизационната енергия като строго растяща по един период. Проверете стъпките от група 2 към 13 и от група 15 към 16.
• Сравняване на йони по ядрен заряд, без първо да се провери, че са изоелектронни.
• Смесване на конвенциите за знака на електронното сродство и извод, че по-отрицателното число е по-малкото сродство.
• Сравняване на радиуси от различни таблици. Ковалентните, металните и йонните радиуси са определени по различен начин.
• Обяснение с това, какво атомът „иска“. Атомите нямат цели; обяснявайте с привличане, разстояние и отблъскване.