Periódusos tendenciák: effektív magtöltés, méret és energia

Effektív magtöltés és árnyékolás

Egy külső elektron nem érzi a teljes Z magtöltést. A maghoz közelebbi elektronok részben kioltják, és a nettó vonzást az effektív magtöltés írja le: Zeff = Z − S, ahol S az árnyékolási állandó. Az alacsonyabb héjakban lévő törzselektronok jól árnyékolnak. Az azonos héjban lévő elektronok rosszul árnyékolnak, mert átlagosan nem közelebb vannak a maghoz, mint a szóban forgó elektron.

Egy durva becslés csak a törzselektronokat számolja. A nátriumnak (Z = 11) és a klórnak (Z = 17) egyaránt 10 törzselektronja van, így a nátrium 3s elektronja körülbelül +1-et, a klór 3p elektronjai körülbelül +7-et éreznek. A Slater-szabályok ezt finomítják. Egy ns vagy np alhéjban lévő elektronra az ugyanazon ns és np alhéjakban lévő minden más elektron 0.35-del növeli S-t (az 1s-en belül 0.30-cal), az n − 1 héjban lévő minden elektron 0.85-tel, a mélyebb héjakban lévő minden elektron pedig 1.00-val.

1. megoldott példa. A nátrium 3s elektronjára S = 8(0.85) + 2(1.00) = 8.80, így Zeff = 11 − 8.80 = 2.20. A klór egyik 3p elektronjára S = 6(0.35) + 8(0.85) + 2(1.00) = 10.90, így Zeff = 17 − 10.90 = 6.10. A 3. periódus mentén minden hozzáadott protont csak részben egyenlít ki a hozzáadott azonos héjú elektron, ezért a Zeff balról jobbra nő, miközben n 3 marad.

Atomsugár és izoelektronos ionok

Az atomsugár egy periódus mentén csökken, mert a Zeff nő, miközben a külső elektronok ugyanabban a héjban maradnak, így közelebb húzódnak. Egy csoportban lefelé nő, mert minden periódus egy héjat ad hozzá, a külső elektronokat távolabb helyezve, miközben a Zeff aránylag keveset változik. A legnagyobb atomok a táblázat bal alsó, a legkisebbek a jobb felső részén vannak.

A kation kisebb a szülőatomjánál: az elektronvesztés csökkenti a taszítást, és a főcsoportbeli kationoknál általában kiüríti a külső héjat. Az anion nagyobb a szülőatomjánál, mert a hozzáadott elektron növeli a taszítást, miközben a magtöltés ugyanaz marad.

2. megoldott példa. Rangsorolja az N³⁻, O²⁻, F⁻, Na⁺, Mg²⁺ és Al³⁺ ionokat sugár szerint. Először számolja meg az elektronokat: 7 + 3, 8 + 2, 9 + 1, 11 − 1, 12 − 2 és 13 − 3 mind 10-zel egyenlő, így minden ion neonkonfigurációjú: 1s² 2s² 2p⁶. Azonos elektronszám mellett az egyetlen különbség a magtöltés, amely 7-től 13-ig nő. Több proton szorosabbra húzza ugyanazt az elektronfelhőt, így a sorrend N³⁻ > O²⁻ > F⁻ > Na⁺ > Mg²⁺ > Al³⁺.

Az első ionizációs energia és alhéjkivételei

Az első ionizációs energia az az energia, amely a leglazábban kötött elektron eltávolításához kell egy gáz halmazállapotú atomból: X(g) → X⁺(g) + e⁻. Általában nő egy periódus mentén, ahogy a Zeff emelkedik és a sugár csökken, és csökken egy csoportban lefelé. A NIST az ionizációs energiákat elektronvoltban adja meg atomonként; 96.485 kJ/mol per eV-vel szorozva moláris egységekre váltjuk őket.

A NIST Atomic Spectra Database-ből átváltva a 2. periódus értékei: Li 520.2, Be 899.5, B 800.6, C 1086.5, N 1402.3, O 1313.9, F 1681.0 és Ne 2080.7 kJ/mol. Két lépés rossz irányba megy. A bór a berillium alatt van, mert a legkülső elektronja 2p-ben van, amely energiában magasabb, és a 2s pár részben árnyékolja. Az oxigén a nitrogén alatt van, mert a negyedik 2p elektronjának egy már betöltött orbitálban kell párosodnia, és az extra taszítás megkönnyíti az eltávolítását.

Ugyanez a két bemélyedés a 3. periódusban is megjelenik: az alumínium (577.5 kJ/mol) a magnézium (737.7 kJ/mol) alatt van, a kén (999.6 kJ/mol) pedig a foszfor (1011.8 kJ/mol) alatt. Az ismétlődő minta azt mutatja, hogy az alhéjszerkezetből ered, nem egy különc elemből.

Egymást követő ionizációs energiák és vegyértékelektronok

Minden további ionizációs energia nagyobb az előzőnél, mert minden elektron egyre pozitívabb ionból távozik. Az egyes ugrások nagysága a hasznos információ. A mérsékelt növekedés azt jelenti, hogy a következő elektron ugyanabból a vegyértékhéjból jön; a nagyon nagy ugrás azt, hogy a törzsből kell jönnie, amely közelebb van a maghoz, és sokkal kevésbé árnyékolt.

3. megoldott példa. A NIST a magnézium első három ionizációs energiáját 7.646, 15.035 és 80.144 eV-ként adja meg. Átváltva: 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. Az IE₂/IE₁ arány 1450.7 / 737.7 = 1.97, az IE₃/IE₂ viszont 7732.7 / 1450.7 = 5.33. A második elektron utáni nagy ugrás azt mutatja, hogy a magnéziumnak két vegyértékelektronja van, [Ne] 3s², és megmagyarázza, miért képez Mg²⁺-t, de Mg³⁺-t nem a szokásos kémiában.

A nátriumnál az ugrás egy lépéssel korábban jelentkezik. A második ionizációs energiája, 4562.4 kJ/mol, körülbelül 9.2-szerese az elsőnek, 495.8 kJ/mol-nak, mert a második elektronnak a 2p törzsből kell jönnie.

Elektronaffinitás és elektronegativitás

Az elektronaffinitás a gáz halmazállapotú atom elektronfelvételekor bekövetkező energiaváltozást írja le: X(g) + e⁻ → X⁻(g). Az előjelkonvenciók eltérnek. Egyes tankönyvek, az OpenStaxot is beleértve, az energiaváltozást közlik, amely negatív, ha energia szabadul fel; mások a felszabaduló energiát pozitív számként adják meg. Az értékek összehasonlítása előtt ellenőrizze a konvenciót. A nemesgázokat leszámítva a periódus jobb oldalán lévő atomok bocsátják ki a legtöbb energiát, mert magas Zeff-jük erősen vonzza a beérkező elektront.

Az elektronaffinitás kevésbé szabályos, mint az ionizációs energia. A klór több energiát bocsát ki, mint a fluor, körülbelül 349 kJ/mol-t a 328 kJ/mol-hoz képest, a NIST Chemistry WebBook 3.613 és 3.401 eV értékei alapján. A fluor kompakt 2p alhéjába beépülő elektron erősebb taszítással találkozik. A berilliumnak, a nitrogénnek és a nemesgázoknak kevés vagy semmi hajlamuk nincs stabil gáz halmazállapotú anionok képzésére, mert a hozzáadott elektron magasabb alhéjba kerülne, vagy egy félig telt alhéjban párosodna.

Az elektronegativitás a molekulában lévő atom képessége arra, hogy magához vonzza a kötés elektronjait. Az ionizációs energiától eltérően nem izolált atomon mérik; kötési energiákból vagy más adatokból származtatják, és a Pauling-skála a legszélesebb körben használt. A fluoré a legmagasabb, körülbelül 4.0. Az elektronegativitás egy periódus mentén nő, egy csoportban lefelé csökken, így a kötéspolaritás a H–F-től a H–Cl-on és a H–Br-on át a H–I-ig csökken.

Gyakori hibák a periódusos tendenciák magyarázatában

A tendenciakérdéseket általában a magyarázat alapján értékelik, nem csak a sorrend alapján.

A teljes magyarázat megnevezi az összehasonlítást (azonos héj vagy másik héj), megmondja, mi történik a Zeff-fel vagy a távolsággal, és ezt a változást összekapcsolja a szóban forgó elektronra ható erővel.

• Annak állítása, hogy az atom azért kisebb, mert több elektronja van. Egy periódus mentén az elektronok ugyanabba a héjba lépnek be; a méret azért csökken, mert a Zeff nő.
• A csoportbeli tendencia magyarázata egyedül a „több héjjal”, anélkül hogy megjegyezné, hogy a Zeff keveset változik egy csoportban lefelé.
• Az ionizációs energia szigorúan növekvőként kezelése egy periódus mentén. Ellenőrizze a 2.–13. és a 15.–16. csoport közötti lépéseket.
• Ionok összehasonlítása magtöltés alapján anélkül, hogy előbb ellenőrizné, izoelektronosak-e.
• Az elektronaffinitás előjelkonvencióinak keverése, és annak a következtetésnek a levonása, hogy a negatívabb szám a kisebb affinitás.
• Különböző táblázatokból származó sugarak összehasonlítása. A kovalens, fémes és ionsugarakat másképp definiálják.
• Magyarázat azzal, hogy mit „akar” egy atom. Az atomoknak nincsenek céljaik; vonzással, távolsággal és taszítással magyarázzon.