Periodiskās likumsakarības: efektīvais kodollādiņš, izmērs un enerģija

Efektīvais kodollādiņš un ekranēšana

Ārējais elektrons nejūt pilnu kodollādiņu Z. Kodolam tuvāki elektroni to daļēji kompensē, un tīro pievilkšanu apraksta efektīvais kodollādiņš Zeff = Z − S, kur S ir ekranēšanas konstante. Kodola elektroni zemākās čaulās ekranē labi. Tās pašas čaulas elektroni ekranē slikti, jo vidēji tie nav tuvāk kodolam par aplūkojamo elektronu.

Rupjā tuvinājumā skaita tikai kodola elektronus. Nātrijam (Z = 11) un hloram (Z = 17) abiem ir 10 kodola elektroni, tāpēc nātrija 3s elektrons jūt aptuveni +1, bet hlora 3p elektroni aptuveni +7. Slatera noteikumi to precizē. Elektronam ns vai np apakščaulā katrs cits elektrons tajās pašās ns un np apakščaulās S pieskaita 0.35 (0.30 1s apakščaulā), katrs elektrons čaulā n − 1 pieskaita 0.85, bet katrs elektrons dziļākās čaulās pieskaita 1.00.

Risinātais piemērs 1. Nātrija 3s elektronam S = 8(0.85) + 2(1.00) = 8.80, tātad Zeff = 11 − 8.80 = 2.20. Vienam no hlora 3p elektroniem S = 6(0.35) + 8(0.85) + 2(1.00) = 10.90, tātad Zeff = 17 − 10.90 = 6.10. Pāri 3. periodam katru pievienoto protonu tikai daļēji kompensē pievienotais tās pašas čaulas elektrons, tāpēc Zeff aug no kreisās uz labo, kamēr n paliek 3.

Atoma rādiuss un izoelektroniski joni

Atoma rādiuss samazinās pāri periodam, jo Zeff pieaug, kamēr ārējie elektroni paliek tajā pašā čaulā, tāpēc tie tiek pievilkti tuvāk. Tas palielinās grupā uz leju, jo katrs periods pievieno čaulu, izvietojot ārējos elektronus tālāk, kamēr Zeff mainās samērā maz. Lielākie atomi ir tabulas apakšējā kreisajā daļā un mazākie augšējā labajā.

Katjons ir mazāks par savu izcelsmes atomu: elektronu zaudēšana samazina atgrūšanos, un galveno apakšgrupu katjoniem tā parasti iztukšo ārējo čaulu. Anjons ir lielāks par savu izcelsmes atomu, jo pievienotais elektrons palielina atgrūšanos, kamēr kodollādiņš paliek tāds pats.

Risinātais piemērs 2. Sakārtojiet N³⁻, O²⁻, F⁻, Na⁺, Mg²⁺ un Al³⁺ pēc rādiusa. Vispirms saskaitiet elektronus: 7 + 3, 8 + 2, 9 + 1, 11 − 1, 12 − 2 un 13 − 3 visi ir vienādi ar 10, tāpēc katram jonam ir neona konfigurācija 1s² 2s² 2p⁶. Ar identisku elektronu skaitu vienīgā atšķirība ir kodollādiņš, kas aug no 7 līdz 13. Vairāk protonu pievelk to pašu elektronu mākoni ciešāk, tāpēc secība ir N³⁻ > O²⁻ > F⁻ > Na⁺ > Mg²⁺ > Al³⁺.

Pirmā jonizācijas enerģija un tās apakščaulu izņēmumi

Pirmā jonizācijas enerģija ir enerģija, kas vajadzīga, lai no gāzveida atoma atdalītu vājāk saistīto elektronu: X(g) → X⁺(g) + e⁻. Tā parasti pieaug pāri periodam, jo Zeff aug un rādiuss samazinās, un grupā uz leju samazinās. NIST uzrāda jonizācijas enerģijas elektronvoltos uz atomu; reizinot ar 96.485 kJ/mol uz eV, tās pārvērš molārajās vienībās.

Pārrēķinātas no NIST Atomic Spectra Database, 2. perioda vērtības ir Li 520.2, Be 899.5, B 800.6, C 1086.5, N 1402.3, O 1313.9, F 1681.0 un Ne 2080.7 kJ/mol. Divi soļi iet nepareizā virzienā. Bors ir zem berilija, jo tā ārējais elektrons ir 2p, kas ir augstākas enerģijas un daļēji ekranēts ar 2s pāri. Skābeklis ir zem slāpekļa, jo tā ceturtajam 2p elektronam jāsapārojas aizņemtā orbitālē, un papildu atgrūšanās to atvieglo noņemt.

Tās pašas divas ieplakas parādās 3. periodā: alumīnijs (577.5 kJ/mol) ir zem magnija (737.7 kJ/mol), un sērs (999.6 kJ/mol) ir zem fosfora (1011.8 kJ/mol). Atkārtotā likumsakarība rāda, ka tā izriet no apakščaulu uzbūves, nevis no viena savdabīga elementa.

Secīgās jonizācijas enerģijas un valences elektroni

Katra nākamā jonizācijas enerģija ir lielāka par iepriekšējo, jo katrs elektrons aiziet no arvien pozitīvāka jona. Noderīga ir katra lēciena lielums. Mērens pieaugums nozīmē, ka nākamais elektrons nāk no tās pašas valences čaulas; ļoti liels lēciens nozīmē, ka tam jānāk no kodola čaulas, kas ir tuvāk kodolam un daudz mazāk ekranēta.

Risinātais piemērs 3. NIST dod magnija pirmās trīs jonizācijas enerģijas kā 7.646, 15.035 un 80.144 eV. Pārrēķinot: 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. Attiecība IE₂/IE₁ ir 1450.7 / 737.7 = 1.97, bet IE₃/IE₂ ir 7732.7 / 1450.7 = 5.33. Lielais lēciens pēc otrā elektrona rāda, ka magnijam ir divi valences elektroni, [Ne] 3s², un izskaidro, kāpēc parastajā ķīmijā tas veido Mg²⁺, bet ne Mg³⁺.

Nātrijam lēciens parādās vienu soli agrāk. Tā otrā jonizācijas enerģija 4562.4 kJ/mol ir aptuveni 9.2 reizes lielāka par pirmo, 495.8 kJ/mol, jo otrajam elektronam jānāk no 2p kodola.

Elektronu afinitāte un elektronegativitāte

Elektronu afinitāte apraksta enerģijas izmaiņu, kad gāzveida atoms iegūst elektronu: X(g) + e⁻ → X⁻(g). Zīmju konvencijas atšķiras. Dažās mācību grāmatās, tostarp OpenStax, norāda enerģijas izmaiņu, kas ir negatīva, kad enerģija tiek izdalīta; citās izdalīto enerģiju norāda kā pozitīvu skaitli. Pirms vērtību salīdzināšanas pārbaudiet konvenciju. Neskaitot cēlgāzes, perioda labajā pusē esošie atomi izdala visvairāk enerģijas, jo to augstais Zeff stipri pievelk ienākošo elektronu.

Elektronu afinitāte ir mazāk likumsakarīga nekā jonizācijas enerģija. Hlors izdala vairāk enerģijas nekā fluors, aptuveni 349 kJ/mol salīdzinājumā ar 328 kJ/mol, pēc NIST Chemistry WebBook vērtībām 3.613 un 3.401 eV. Pievienotais elektrons fluora kompaktajā 2p apakščaulā sastopas ar spēcīgāku atgrūšanos. Berilijam, slāpeklim un cēlgāzēm ir maza vai nekāda tieksme veidot stabilus gāzveida anjonus, jo pievienotais elektrons nonāktu augstākā apakščaulā vai sapārotos pusaizpildītā apakščaulā.

Elektronegativitāte ir atoma spēja molekulā pievilkt saites elektronus. Atšķirībā no jonizācijas enerģijas to neizmēra izolētam atomam; tā ir atvasināta no saišu enerģijām vai citiem datiem, un visplašāk lieto Paulinga skalu. Fluoram tā ir augstākā, aptuveni 4.0. Elektronegativitāte pieaug pāri periodam un samazinās grupā uz leju, tāpēc saites polaritāte samazinās no H–F caur H–Cl un H–Br līdz H–I.

Biežākās kļūdas, skaidrojot periodiskās likumsakarības

Uzdevumus par likumsakarībām parasti vērtē pēc skaidrojuma, ne tikai pēc secības.

Pilnīgs skaidrojums nosauc salīdzinājumu (tā pati čaula vai cita čaula), norāda, kas notiek ar Zeff vai attālumu, un saista šo izmaiņu ar spēku, kas darbojas uz aplūkojamo elektronu.

• Apgalvojums, ka atoms ir mazāks, jo tam ir vairāk elektronu. Pāri periodam elektroni nonāk tajā pašā čaulā; izmērs samazinās, jo Zeff pieaug.
• Grupas likumsakarības skaidrošana tikai ar „vairāk čaulu”, nenorādot, ka Zeff grupā uz leju mainās maz.
• Jonizācijas enerģijas uzskatīšana par stingri augošu pāri periodam. Pārbaudiet soļus no 2. uz 13. grupu un no 15. uz 16. grupu.
• Jonu salīdzināšana pēc kodollādiņa, vispirms nepārbaudot, vai tie ir izoelektroniski.
• Elektronu afinitātes zīmju konvenciju sajaukšana un secinājums, ka negatīvāks skaitlis ir mazāka afinitāte.
• Rādiusu salīdzināšana no dažādām tabulām. Kovalentie, metāliskie un jonu rādiusi tiek definēti atšķirīgi.
• Skaidrošana ar to, ko atoms „vēlas”. Atomiem nav mērķu; skaidrojiet ar pievilkšanos, attālumu un atgrūšanos.