Periodiske tendenser: effektiv kerneladning, størrelse og energi

Effektiv kerneladning og afskærmning

Et yderelektron mærker ikke den fulde kerneladning Z. Elektroner tættere på kernen ophæver den delvist, og det samlede træk beskrives ved den effektive kerneladning, Zeff = Z − S, hvor S er en afskærmningskonstant. Kerneelektroner i lavere skaller afskærmer godt. Elektroner i samme skal afskærmer dårligt, fordi de i gennemsnit ikke er tættere på kernen end det pågældende elektron.

Et groft skøn tæller kun kerneelektronerne. Natrium (Z = 11) og chlor (Z = 17) har begge 10 kerneelektroner, så natriums 3s-elektron mærker omkring +1 og chlors 3p-elektroner omkring +7. Slaters regler forfiner dette. For et elektron i en ns- eller np-underskal bidrager hvert andet elektron i de samme ns- og np-underskaller med 0.35 til S (0.30 inden for 1s), hvert elektron i skal n − 1 bidrager med 0.85, og hvert elektron i dybere skaller bidrager med 1.00.

Gennemregnet eksempel 1. For natriums 3s-elektron er S = 8(0.85) + 2(1.00) = 8.80, så Zeff = 11 − 8.80 = 2.20. For et af chlors 3p-elektroner er S = 6(0.35) + 8(0.85) + 2(1.00) = 10.90, så Zeff = 17 − 10.90 = 6.10. Hen over periode 3 opvejes hver tilføjet proton kun delvist af det tilføjede elektron i samme skal, så Zeff stiger fra venstre mod højre, mens n forbliver 3.

Atomradius og isoelektroniske ioner

Atomradius aftager hen over en periode, fordi Zeff vokser, mens yderelektronerne forbliver i samme skal, så de trækkes tættere ind. Den vokser nedad i en gruppe, fordi hver periode tilføjer en skal og placerer yderelektronerne længere ude, mens Zeff ændrer sig forholdsvis lidt. De største atomer findes nederst til venstre i systemet og de mindste øverst til højre.

En kation er mindre end sit moderatom: tab af elektroner mindsker frastødningen, og for hovedgruppekationer tømmer det som regel yderskallen. En anion er større end sit moderatom, fordi det tilføjede elektron øger frastødningen, mens kerneladningen forbliver den samme.

Gennemregnet eksempel 2. Rangér N³⁻, O²⁻, F⁻, Na⁺, Mg²⁺ og Al³⁺ efter radius. Tæl først elektroner: 7 + 3, 8 + 2, 9 + 1, 11 − 1, 12 − 2 og 13 − 3 er alle lig med 10, så hver ion har neonkonfigurationen 1s² 2s² 2p⁶. Med identisk antal elektroner er den eneste forskel kerneladningen, som stiger fra 7 til 13. Flere protoner trækker den samme elektronsky tættere sammen, så rækkefølgen er N³⁻ > O²⁻ > F⁻ > Na⁺ > Mg²⁺ > Al³⁺.

Første ioniseringsenergi og dens undtagelser fra underskallene

Første ioniseringsenergi er den energi, der skal til for at fjerne det mest løst bundne elektron fra et gasformigt atom: X(g) → X⁺(g) + e⁻. Den stiger generelt hen over en periode, efterhånden som Zeff vokser og radius skrumper, og aftager nedad i en gruppe. NIST angiver ioniseringsenergier i elektronvolt pr. atom; ved at gange med 96.485 kJ/mol pr. eV omregnes de til molære enheder.

Omregnet fra NIST Atomic Spectra Database er værdierne for periode 2 Li 520.2, Be 899.5, B 800.6, C 1086.5, N 1402.3, O 1313.9, F 1681.0 og Ne 2080.7 kJ/mol. To trin går den forkerte vej. Bor ligger under beryllium, fordi dets yderste elektron er i 2p, som er højere i energi og delvist afskærmet af 2s-parret. Oxygen ligger under nitrogen, fordi dets fjerde 2p-elektron må parre sig i en allerede besat orbital, og den ekstra frastødning gør det lettere at fjerne.

De samme to fald optræder i periode 3: aluminium (577.5 kJ/mol) ligger under magnesium (737.7 kJ/mol), og svovl (999.6 kJ/mol) ligger under phosphor (1011.8 kJ/mol). Det gentagne mønster viser, at det skyldes underskallenes opbygning og ikke ét ejendommeligt grundstof.

Successive ioniseringsenergier og valenselektroner

Hver efterfølgende ioniseringsenergi er større end den foregående, fordi hvert elektron forlader en stadig mere positiv ion. Det er størrelsen af hvert spring, der giver brugbar information. En moderat stigning betyder, at det næste elektron kommer fra samme valensskal; et meget stort spring betyder, at det må komme fra kernen, som er tættere på kernen og langt mindre afskærmet.

Gennemregnet eksempel 3. NIST angiver magnesiums tre første ioniseringsenergier som 7.646, 15.035 og 80.144 eV. Omregnet: 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. Forholdet IE₂/IE₁ er 1450.7 / 737.7 = 1.97, men IE₃/IE₂ er 7732.7 / 1450.7 = 5.33. Det store spring efter det andet elektron viser, at magnesium har to valenselektroner, [Ne] 3s², og forklarer, hvorfor det danner Mg²⁺, men ikke Mg³⁺ i almindelig kemi.

Natrium viser springet ét trin tidligere. Dets anden ioniseringsenergi, 4562.4 kJ/mol, er omkring 9.2 gange den første, 495.8 kJ/mol, fordi det andet elektron må komme fra 2p-kernen.

Elektronaffinitet og elektronegativitet

Elektronaffinitet beskriver energiændringen, når et gasformigt atom optager et elektron: X(g) + e⁻ → X⁻(g). Fortegnskonventionerne er forskellige. Nogle lærebøger, herunder OpenStax, angiver energiændringen, som er negativ, når der frigives energi; andre angiver den frigivne energi som et positivt tal. Tjek konventionen, før du sammenligner værdier. Bortset fra ædelgasserne frigiver atomer mod højre i en periode mest energi, fordi deres høje Zeff tiltrækker det indkommende elektron kraftigt.

Elektronaffinitet er mindre regelmæssig end ioniseringsenergi. Chlor frigiver mere energi end fluor, omkring 349 kJ/mol sammenlignet med 328 kJ/mol, ud fra NIST Chemistry WebBook-værdierne 3.613 og 3.401 eV. Det tilføjede elektron i fluors kompakte 2p-underskal møder stærkere frastødning. Beryllium, nitrogen og ædelgasserne har lille eller ingen tendens til at danne stabile gasformige anioner, fordi det tilføjede elektron ville komme ind i en højere underskal eller parre sig i en halvt fyldt.

Elektronegativitet er et atoms evne i et molekyle til at tiltrække en bindings elektroner. I modsætning til ioniseringsenergi måles den ikke på et isoleret atom; den udledes af bindingsenergier eller andre data, og Pauling-skalaen er den mest udbredte. Fluor er højest, på omkring 4.0. Elektronegativiteten stiger hen over en periode og aftager nedad i en gruppe, så bindingspolariteten falder fra H–F gennem H–Cl og H–Br til H–I.

Almindelige fejl i forklaringen af periodiske tendenser

Opgaver om tendenser bedømmes som regel på forklaringen, ikke kun på rækkefølgen.

En fuldstændig forklaring angiver sammenligningen (samme skal eller en anden skal), siger, hvad der sker med Zeff eller afstanden, og forbinder den ændring med kraften på det pågældende elektron.

• At sige, at et atom er mindre, fordi det har flere elektroner. Hen over en periode kommer elektronerne ind i samme skal; størrelsen falder, fordi Zeff stiger.
• At forklare en gruppetendens med 'flere skaller' alene uden at bemærke, at Zeff ændrer sig lidt nedad i en gruppe.
• At behandle ioniseringsenergi som strengt stigende hen over en periode. Tjek trinene fra gruppe 2 til 13 og fra gruppe 15 til 16.
• At sammenligne ioner efter kerneladning uden først at tjekke, at de er isoelektroniske.
• At blande fortegnskonventionerne for elektronaffinitet og konkludere, at det mere negative tal er den mindre affinitet.
• At sammenligne radier fra forskellige tabeller. Kovalente radier, metalradier og ionradier er defineret forskelligt.
• At forklare med, hvad et atom 'vil have'. Atomer har ingen mål; forklar med tiltrækning, afstand og frastødning.