Պարբերական օրինաչափություններ՝ արդյունավետ կորիզային լիցք, չափ և էներգիա

Արդյունավետ կորիզային լիցք և պաշտպանվածություն

Արտաքին էլեկտրոնը չի զգում կորիզի լրիվ Z լիցքը։ Կորիզին ավելի մոտ գտնվող էլեկտրոնները մասամբ չեզոքացնում են այն, և զուտ ձգողությունը նկարագրվում է արդյունավետ կորիզային լիցքով՝ Zeff = Z − S, որտեղ S-ը պաշտպանվածության հաստատունն է։ Միջուկային էլեկտրոնները, որոնք գտնվում են ավելի ցածր շերտերում, լավ են պաշտպանում։ Նույն շերտի էլեկտրոնները վատ են պաշտպանում, քանի որ միջինում նրանք կորիզին ավելի մոտ չեն, քան քննարկվող էլեկտրոնը։

Կոպիտ գնահատականը հաշվում է միայն միջուկային էլեկտրոնները։ Նատրիումը (Z = 11) և քլորը (Z = 17) երկուսն էլ ունեն 10 միջուկային էլեկտրոն, ուստի նատրիումի 3s էլեկտրոնը զգում է մոտ +1, իսկ քլորի 3p էլեկտրոնները՝ մոտ +7։ Սլեյթերի կանոնները դա ճշգրտում են։ ns կամ np ենթաշերտի էլեկտրոնի համար նույն ns և np ենթաշերտերի յուրաքանչյուր մյուս էլեկտրոնը S-ին ավելացնում է 0.35 (1s-ի ներսում՝ 0.30), n − 1 շերտի յուրաքանչյուր էլեկտրոնը ավելացնում է 0.85, իսկ ավելի խորը շերտերի յուրաքանչյուր էլեկտրոնը՝ 1.00։

Լուծված օրինակ 1։ Նատրիումի 3s էլեկտրոնի համար S = 8(0.85) + 2(1.00) = 8.80, ուստի Zeff = 11 − 8.80 = 2.20։ Քլորի 3p էլեկտրոններից մեկի համար S = 6(0.35) + 8(0.85) + 2(1.00) = 10.90, ուստի Zeff = 17 − 10.90 = 6.10։ 3-րդ պարբերությամբ յուրաքանչյուր ավելացած պրոտոնը միայն մասամբ է հավասարակշռվում նույն շերտում ավելացած էլեկտրոնով, ուստի Zeff-ը աճում է ձախից աջ, մինչդեռ n-ը մնում է 3։

Ատոմային շառավիղ և իզոէլեկտրոնային իոններ

Ատոմային շառավիղը պարբերությամբ նվազում է, քանի որ Zeff-ը մեծանում է, իսկ արտաքին էլեկտրոնները մնում են նույն շերտում, ուստի ավելի մոտ են ձգվում։ Խմբով ներքև այն մեծանում է, քանի որ յուրաքանչյուր պարբերություն ավելացնում է մեկ շերտ՝ արտաքին էլեկտրոնները դնելով ավելի հեռու, մինչդեռ Zeff-ը համեմատաբար քիչ է փոխվում։ Ամենամեծ ատոմները աղյուսակի ներքևի ձախ մասում են, իսկ ամենափոքրը՝ վերևի աջ մասում։

Կատիոնը փոքր է իր նախահայր ատոմից. էլեկտրոններ կորցնելը նվազեցնում է վանումը, և գլխավոր խմբերի կատիոնների համար այն սովորաբար դատարկում է արտաքին շերտը։ Անիոնը մեծ է իր նախահայր ատոմից, քանի որ ավելացած էլեկտրոնը մեծացնում է վանումը, մինչդեռ կորիզային լիցքը մնում է նույնը։

Լուծված օրինակ 2։ Դասավորեք N³⁻, O²⁻, F⁻, Na⁺, Mg²⁺ և Al³⁺ ըստ շառավղի։ Նախ հաշվեք էլեկտրոնները՝ 7 + 3, 8 + 2, 9 + 1, 11 − 1, 12 − 2 և 13 − 3, բոլորը հավասար են 10-ի, ուստի յուրաքանչյուր իոն ունի նեոնի կոնֆիգուրացիան՝ 1s² 2s² 2p⁶։ Էլեկտրոնների նույն քանակի դեպքում միակ տարբերությունը կորիզային լիցքն է, որը 7-ից աճում է մինչև 13։ Ավելի շատ պրոտոններ նույն էլեկտրոնային ամպը ավելի ամուր են ձգում, ուստի կարգը հետևյալն է՝ N³⁻ > O²⁻ > F⁻ > Na⁺ > Mg²⁺ > Al³⁺։

Առաջին իոնացման էներգիա և դրա ենթաշերտային բացառությունները

Առաջին իոնացման էներգիան այն էներգիան է, որն անհրաժեշտ է գազային ատոմից ամենաթույլ կապված էլեկտրոնը հեռացնելու համար՝ X(g) → X⁺(g) + e⁻։ Այն սովորաբար աճում է պարբերությամբ, երբ Zeff-ը մեծանում է և շառավիղը փոքրանում, և նվազում է խմբով ներքև։ NIST-ը իոնացման էներգիաները նշում է էլեկտրոնվոլտ մեկ ատոմի համար. 96.485 kJ/mol յուրաքանչյուր eV-ի համար բազմապատկելով՝ դրանք փոխարկվում են մոլային միավորների։

NIST Atomic Spectra Database-ից փոխարկված՝ 2-րդ պարբերության արժեքներն են՝ Li 520.2, Be 899.5, B 800.6, C 1086.5, N 1402.3, O 1313.9, F 1681.0 և Ne 2080.7 kJ/mol։ Երկու քայլ գնում են սխալ ուղղությամբ։ Բորը բերիլիումից ցածր է, քանի որ նրա ամենաարտաքին էլեկտրոնը 2p-ում է, որն էներգիայով ավելի բարձր է և մասամբ պաշտպանված 2s զույգով։ Թթվածինը ազոտից ցածր է, քանի որ նրա չորրորդ 2p էլեկտրոնը պետք է զույգավորվի արդեն զբաղեցրած օրբիտալում, և լրացուցիչ վանումը դյուրացնում է նրա հեռացումը։

Նույն երկու անկումը հայտնվում է 3-րդ պարբերությունում՝ ալյումինը (577.5 kJ/mol) մագնեզիումից (737.7 kJ/mol) ցածր է, իսկ ծծումբը (999.6 kJ/mol)՝ ֆոսֆորից (1011.8 kJ/mol)։ Կրկնվող օրինակը ցույց է տալիս, որ այն գալիս է ենթաշերտային կառուցվածքից, այլ ոչ մեկ առանձնահատուկ տարրից։

Հաջորդական իոնացման էներգիաներ և վալենտային էլեկտրոններ

Յուրաքանչյուր հաջորդ իոնացման էներգիա նախորդից մեծ է, քանի որ յուրաքանչյուր էլեկտրոն հեռանում է ավելի ու ավելի դրական իոնից։ Օգտակար տեղեկատվությունը յուրաքանչյուր թռիչքի չափն է։ Չափավոր աճը նշանակում է, որ հաջորդ էլեկտրոնը գալիս է նույն վալենտային շերտից. շատ մեծ թռիչքը նշանակում է, որ այն պետք է գա միջուկից, որը ավելի մոտ է կորիզին և շատ ավելի քիչ պաշտպանված։

Լուծված օրինակ 3։ NIST-ը մագնեզիումի առաջին երեք իոնացման էներգիաները տալիս է 7.646, 15.035 և 80.144 eV։ Փոխարկելով՝ 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։ IE₂/IE₁ հարաբերությունը 1450.7 / 737.7 = 1.97 է, բայց IE₃/IE₂-ը 7732.7 / 1450.7 = 5.33 է։ Երկրորդ էլեկտրոնից հետո մեծ թռիչքը ցույց է տալիս, որ մագնեզիումն ունի երկու վալենտային էլեկտրոն՝ [Ne] 3s², և բացատրում է, թե ինչու է այն սովորական քիմիայում առաջացնում Mg²⁺, բայց ոչ Mg³⁺։

Նատրիումը ցույց է տալիս թռիչքը մեկ քայլ ավելի շուտ։ Նրա երկրորդ իոնացման էներգիան՝ 4562.4 kJ/mol, մոտ 9.2 անգամ մեծ է առաջինից՝ 495.8 kJ/mol, քանի որ երկրորդ էլեկտրոնը պետք է գա 2p միջուկից։

Էլեկտրոնակապակցություն և էլեկտրաբացասականություն

Էլեկտրոնակապակցությունը նկարագրում է էներգիայի փոփոխությունը, երբ գազային ատոմը էլեկտրոն է ստանում՝ X(g) + e⁻ → X⁻(g)։ Նշանների ընդունված կարգերը տարբեր են։ Որոշ դասագրքեր, ներառյալ OpenStax-ը, նշում են էներգիայի փոփոխությունը, որը բացասական է, երբ էներգիա է անջատվում. մյուսները անջատված էներգիան նշում են որպես դրական թիվ։ Արժեքները համեմատելուց առաջ ստուգեք ընդունված կարգը։ Բացի ազնիվ գազերից, պարբերության աջ կողմի ատոմներն անջատում են ամենաշատ էներգիան, քանի որ նրանց բարձր Zeff-ը ուժեղ է ձգում մուտք գործող էլեկտրոնը։

Էլեկտրոնակապակցությունը ավելի քիչ կանոնավոր է, քան իոնացման էներգիան։ Քլորը ավելի շատ էներգիա է անջատում, քան ֆտորը՝ մոտ 349 kJ/mol՝ 328 kJ/mol-ի համեմատ, ըստ NIST Chemistry WebBook-ի 3.613 և 3.401 eV արժեքների։ Ֆտորի կոմպակտ 2p ենթաշերտում ավելացած էլեկտրոնը հանդիպում է ավելի ուժեղ վանման։ Բերիլիումը, ազոտը և ազնիվ գազերը քիչ կամ ոչ մի հակում չունեն կայուն գազային անիոններ առաջացնելու, քանի որ ավելացած էլեկտրոնը կմտներ ավելի բարձր ենթաշերտ կամ կզույգավորվեր կիսալրացվածի մեջ։

Էլեկտրաբացասականությունը մոլեկուլում ատոմի կարողությունն է՝ ձգելու կապի էլեկտրոնները։ Ի տարբերություն իոնացման էներգիայի, այն չի չափվում մեկուսացված ատոմի վրա. այն ածանցվում է կապի էներգիաներից կամ այլ տվյալներից, և Պաուլինգի սանդղակը ամենալայն օգտագործվողն է։ Ֆտորն ամենաբարձրն է՝ մոտ 4.0։ Էլեկտրաբացասականությունը աճում է պարբերությամբ և նվազում է խմբով ներքև, ուստի կապի բևեռայնությունը նվազում է H–F-ից H–Cl-ով և H–Br-ով մինչև H–I։

Պարբերական օրինաչափությունները բացատրելիս հաճախակի սխալներ

Օրինաչափության հարցերը սովորաբար գնահատվում են բացատրության, այլ ոչ միայն կարգի հիման վրա։

Լրիվ բացատրությունը անվանում է համեմատությունը (նույն շերտ, թե տարբեր շերտ), նշում է, թե ինչ է կատարվում Zeff-ի կամ հեռավորության հետ, և այդ փոփոխությունը կապում է քննարկվող էլեկտրոնի վրա ազդող ուժի հետ։

• Ասել, որ ատոմը փոքր է, քանի որ ունի ավելի շատ էլեկտրոններ։ Պարբերությամբ էլեկտրոնները մտնում են նույն շերտ. չափը նվազում է, քանի որ Zeff-ը աճում է։
• Խմբային օրինաչափությունը բացատրել միայն «ավելի շատ շերտերով»՝ առանց նշելու, որ Zeff-ը խմբով ներքև քիչ է փոխվում։
• Իոնացման էներգիան պարբերությամբ խիստ աճող համարել։ Ստուգեք 2-ից 13-րդ և 15-ից 16-րդ խմբերի քայլերը։
• Իոնները համեմատել ըստ կորիզային լիցքի՝ նախապես չստուգելով, որ դրանք իզոէլեկտրոնային են։
• Էլեկտրոնակապակցության նշանների ընդունված կարգերը խառնել և եզրակացնել, որ ավելի բացասական թիվը փոքր կապակցություն է։
• Շառավիղները համեմատել տարբեր աղյուսակներից։ Կովալենտային, մետաղական և իոնային շառավիղները սահմանվում են տարբեր կերպ։
• Բացատրել նրանով, թե ինչ է ատոմը «ուզում»։ Ատոմները նպատակներ չունեն. բացատրեք ձգողությամբ, հեռավորությամբ և վանումով։