Perioodilisuse seaduspärasused: efektiivne tuumalaeng, suurus ja energia

Efektiivne tuumalaeng ja varjestus

Välimine elektron ei tunneta kogu tuumalaengut Z. Tuumale lähemal asuvad elektronid tühistavad seda osaliselt ja netotõmmet kirjeldab efektiivne tuumalaeng Zeff = Z − S, kus S on varjestuskonstant. Sisemised elektronid madalamates kihtides varjestavad hästi. Samas kihis olevad elektronid varjestavad halvasti, sest keskmiselt ei ole nad tuumale lähemal kui vaadeldav elektron.

Jäme hinnang loeb ainult sisemisi elektrone. Naatriumil (Z = 11) ja kloril (Z = 17) on mõlemal 10 sisemist elektroni, seega naatriumi 3s elektron tunneb umbes +1 ja kloori 3p elektronid umbes +7. Slateri reeglid täpsustavad seda. Elektroni puhul ns või np alamkihis lisab iga teine elektron samades ns ja np alamkihtides S-ile 0.35 (1s sees 0.30), iga kihi n − 1 elektron lisab 0.85 ja iga sügavamate kihtide elektron lisab 1.00.

Lahendatud näide 1. Naatriumi 3s elektroni jaoks S = 8(0.85) + 2(1.00) = 8.80, seega Zeff = 11 − 8.80 = 2.20. Kloori ühe 3p elektroni jaoks S = 6(0.35) + 8(0.85) + 2(1.00) = 10.90, seega Zeff = 17 − 10.90 = 6.10. Läbi 3. perioodi kompenseerib iga lisatud prootoni vaid osaliselt lisatud samas kihis olev elektron, seega Zeff kasvab vasakult paremale, samal ajal kui n jääb 3-ks.

Aatomiraadius ja isoelektroonilised ioonid

Aatomiraadius väheneb perioodi jooksul, sest Zeff kasvab, samal ajal kui välimised elektronid jäävad samasse kihti, seega tõmmatakse need lähemale. See kasvab rühmas allapoole, sest iga periood lisab kihi, paigutades välimised elektronid kaugemale, samal ajal kui Zeff muutub võrdlemisi vähe. Suurimad aatomid on tabeli vasakus alanurgas ja väikseimad paremas ülanurgas.

Katioon on väiksem kui selle lähteaatom: elektronide kaotamine vähendab tõrjumist ja peamiste rühmade katioonide puhul tühjendab see tavaliselt välimise kihi. Anioon on suurem kui selle lähteaatom, sest lisatud elektron suurendab tõrjumist, samal ajal kui tuumalaeng jääb samaks.

Lahendatud näide 2. Järjesta N³⁻, O²⁻, F⁻, Na⁺, Mg²⁺ ja Al³⁺ raadiuse järgi. Loe esmalt elektronid kokku: 7 + 3, 8 + 2, 9 + 1, 11 − 1, 12 − 2 ja 13 − 3 on kõik võrdsed 10-ga, seega on igal ioonil neooni konfiguratsioon 1s² 2s² 2p⁶. Identsete elektronide arvude korral on ainus erinevus tuumalaeng, mis kasvab 7-st 13-ni. Rohkem prootoneid tõmbab sama elektronpilve tihedamalt kokku, seega on järjekord N³⁻ > O²⁻ > F⁻ > Na⁺ > Mg²⁺ > Al³⁺.

Esimene ionisatsioonienergia ja selle alamkihi erandid

Esimene ionisatsioonienergia on energia, mida on vaja gaasilisest aatomist kõige nõrgemini seotud elektroni eemaldamiseks: X(g) → X⁺(g) + e⁻. See kasvab üldiselt perioodi jooksul, kui Zeff tõuseb ja raadius väheneb, ning väheneb rühmas allapoole. NIST esitab ionisatsioonienergiad elektronvoltides aatomi kohta; korrutamine arvuga 96.485 kJ/mol eV kohta teisendab need molaarühikuteks.

NIST Atomic Spectra Database'ist teisendatuna on 2. perioodi väärtused Li 520.2, Be 899.5, B 800.6, C 1086.5, N 1402.3, O 1313.9, F 1681.0 ja Ne 2080.7 kJ/mol. Kaks sammu lähevad vales suunas. Boor on berülliumist madalamal, sest selle välimine elektron on 2p-s, mis on energialt kõrgem ja mida 2s paar osaliselt varjestab. Hapnik on lämmastikust madalamal, sest selle neljas 2p elektron peab paarduma hõivatud orbitaalis ja lisatõrjumine muudab selle eemaldamise lihtsamaks.

Samad kaks langust ilmuvad 3. perioodis: alumiinium (577.5 kJ/mol) on magneesiumist (737.7 kJ/mol) madalamal ja väävel (999.6 kJ/mol) on fosforist (1011.8 kJ/mol) madalamal. Korduv muster näitab, et see tuleneb alamkihtide ehitusest, mitte ühest veidrast elemendist.

Järjestikused ionisatsioonienergiad ja valentselektronid

Iga järgmine ionisatsioonienergia on eelmisest suurem, sest iga elektron lahkub üha positiivsemast ioonist. Iga hüppe suurus on kasulik teave. Mõõdukas kasv tähendab, et järgmine elektron tuleb samast valentskihist; väga suur hüpe tähendab, et see peab tulema sisemusest, mis on tuumale lähemal ja palju vähem varjestatud.

Lahendatud näide 3. NIST annab magneesiumi esimeseks kolmeks ionisatsioonienergiaks 7.646, 15.035 ja 80.144 eV. Teisendades: 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. Suhe IE₂/IE₁ on 1450.7 / 737.7 = 1.97, kuid IE₃/IE₂ on 7732.7 / 1450.7 = 5.33. Suur hüpe pärast teist elektroni näitab, et magneesiumil on kaks valentselektroni, [Ne] 3s², ja selgitab, miks see moodustab tavakeemias Mg²⁺, kuid mitte Mg³⁺.

Naatrium näitab hüpet ühe sammu varem. Selle teine ionisatsioonienergia, 4562.4 kJ/mol, on umbes 9.2 korda suurem kui esimene, 495.8 kJ/mol, sest teine elektron peab tulema 2p sisemusest.

Elektronafiinsus ja elektronegatiivsus

Elektronafiinsus kirjeldab energiamuutust, kui gaasiline aatom võtab vastu elektroni: X(g) + e⁻ → X⁻(g). Märgikokkulepped erinevad. Mõned õpikud, sealhulgas OpenStax, esitavad energiamuutuse, mis on negatiivne, kui energiat vabaneb; teised esitavad vabanenud energia positiivse arvuna. Kontrolli kokkulepet enne väärtuste võrdlemist. Välja arvatud väärisgaasid, vabastavad perioodi paremal pool olevad aatomid kõige rohkem energiat, sest nende kõrge Zeff tõmbab sissetulevat elektroni tugevalt.

Elektronafiinsus on vähem korrapärane kui ionisatsioonienergia. Kloor vabastab rohkem energiat kui fluor, umbes 349 kJ/mol võrreldes 328 kJ/mol-ga, NIST Chemistry WebBooki väärtuste 3.613 ja 3.401 eV põhjal. Fluori kompaktsesse 2p alamkihti lisatud elektron kohtab tugevamat tõrjumist. Berülliumil, lämmastikul ja väärisgaasidel on vähe või üldse mitte kalduvust moodustada stabiilseid gaasilisi anioone, sest lisatud elektron läheks kõrgemasse alamkihti või paarduks pooleldi täidetud alamkihis.

Elektronegatiivsus on molekulis oleva aatomi võime tõmmata sideme elektrone. Erinevalt ionisatsioonienergiast ei mõõdeta seda isoleeritud aatomil; see tuletatakse sideme energiatest või muudest andmetest ja Paulingi skaala on kõige laiemalt kasutatav. Fluor on kõrgeim, umbes 4.0. Elektronegatiivsus kasvab perioodi jooksul ja väheneb rühmas allapoole, seega sideme polaarsus väheneb H–F-st läbi H–Cl ja H–Br H–I-ni.

Levinud vead perioodilisuse seaduspärasuste selgitamisel

Seaduspärasuste küsimusi hinnatakse tavaliselt selgituse, mitte ainult järjekorra põhjal.

Täielik selgitus nimetab võrdluse (sama kiht või erinev kiht), ütleb, mis juhtub Zeff-i või kaugusega, ja seob selle muutuse vaadeldavale elektronile mõjuva jõuga.

• Väitmine, et aatom on väiksem, sest tal on rohkem elektrone. Perioodi jooksul lisanduvad elektronid samasse kihti; suurus väheneb, sest Zeff kasvab.
• Rühma seaduspärasuse selgitamine ainult „rohkemate kihtidega”, märkimata, et Zeff muutub rühmas allapoole vähe.
• Ionisatsioonienergia käsitlemine perioodi jooksul rangelt kasvavana. Kontrolli sammud 2. rühmast 13. rühma ja 15. rühmast 16. rühma.
• Ioonide võrdlemine tuumalaengu alusel, kontrollimata esmalt, et nad on isoelektroonilised.
• Elektronafiinsuse märgikokkulepete segiajamine ja järeldamine, et negatiivsem arv on väiksem afiinsus.
• Raadiuste võrdlemine erinevatest tabelitest. Kovalentsed, metallilised ja ioonraadiused on määratletud erinevalt.
• Selgitamine sellega, mida aatom „tahab”. Aatomitel pole eesmärke; selgita tõmbe, kauguse ja tõrjumisega.