Периодични трендови: ефективен нуклеарен полнеж, големина и енергија

Ефективен нуклеарен полнеж и засенчување

Надворешниот електрон не го чувствува целосниот нуклеарен полнеж Z. Електроните поблизу до јадрото го делумно поништуваат, а нето-привлекувањето се опишува со ефективниот нуклеарен полнеж, Zeff = Z − S, каде S е константа на засенчување. Електроните од јадрото, во пониските обвивки, засенчуваат добро. Електроните во истата обвивка засенчуваат слабо, бидејќи во просек не се поблиску до јадрото од електронот за кој станува збор.

Груба проценка ги брои само електроните од јадрото. Натриумот (Z = 11) и хлорот (Z = 17) имаат по 10 електрони во јадрото, па 3s електронот на натриумот чувствува околу +1, а 3p електроните на хлорот околу +7. Слејтеровите правила го дотеруваат ова. За електрон во потподниво ns или np, секој друг електрон во истите потподнивоа ns и np додава 0.35 на S (0.30 во 1s), секој електрон во обвивката n − 1 додава 0.85, а секој електрон во подлабоки обвивки додава 1.00.

Решен пример 1. За 3s електронот на натриумот, S = 8(0.85) + 2(1.00) = 8.80, па Zeff = 11 − 8.80 = 2.20. За еден од 3p електроните на хлорот, S = 6(0.35) + 8(0.85) + 2(1.00) = 10.90, па Zeff = 17 − 10.90 = 6.10. Низ периодата 3, секој додаден протон е само делумно израмнет од додадениот електрон во истата обвивка, па Zeff расте од лево кон десно додека n останува 3.

Атомски радиус и изоелектронски јони

Атомскиот радиус се намалува низ периодата бидејќи Zeff расте, а надворешните електрони остануваат во истата обвивка, па се привлекуваат поблиску. Се зголемува надолу низ групата бидејќи секоја периода додава обвивка, поместувајќи ги надворешните електрони подалеку, додека Zeff се менува сразмерно малку. Најголемите атоми се долу лево во табелата, а најмалите горе десно.

Катјонот е помал од својот матичен атом: губењето електрони ја намалува одбивноста, а кај катјоните од главните групи обично ја празни надворешната обвивка. Анјонот е поголем од својот матичен атом, бидејќи додадениот електрон ја зголемува одбивноста додека нуклеарниот полнеж останува ист.

Решен пример 2. Подредете ги N³⁻, O²⁻, F⁻, Na⁺, Mg²⁺ и Al³⁺ според радиус. Прво пребројте ги електроните: 7 + 3, 8 + 2, 9 + 1, 11 − 1, 12 − 2 и 13 − 3 сите се еднакви на 10, па секој јон ја има конфигурацијата на неонот 1s² 2s² 2p⁶. Со идентичен број електрони, единствената разлика е нуклеарниот полнеж, што расте од 7 на 13. Повеќе протони ја стегаат истата електронска обвивка, па редоследот е N³⁻ > O²⁻ > F⁻ > Na⁺ > Mg²⁺ > Al³⁺.

Прва енергија на јонизација и нејзините исклучоци кај потподнивоата

Првата енергија на јонизација е енергијата потребна да се отстрани најслабо врзаниот електрон од гасовит атом: X(g) → X⁺(g) + e⁻. Општо расте низ периодата, бидејќи Zeff расте а радиусот се намалува, и се намалува надолу низ групата. NIST ги наведува енергиите на јонизација во електронволти по атом; множењето со 96.485 kJ/mol по eV ги претвора во моларни единици.

Претворени од NIST Atomic Spectra Database, вредностите за периодата 2 се Li 520.2, Be 899.5, B 800.6, C 1086.5, N 1402.3, O 1313.9, F 1681.0 и Ne 2080.7 kJ/mol. Два чекора одат погрешно. Борот е под берилиумот бидејќи неговиот најнадворешен електрон е во 2p, што е повисоко по енергија и делумно засенчено од парот 2s. Кислородот е под азотот бидејќи неговиот четврти 2p електрон мора да се спари во зафатена орбитала, а дополнителната одбивност го олеснува отстранувањето.

Истите два пада се појавуваат во периодата 3: алуминиумот (577.5 kJ/mol) е под магнезиумот (737.7 kJ/mol), а сулфурот (999.6 kJ/mol) е под фосфорот (1011.8 kJ/mol). Повторениот образец покажува дека потекнува од градбата на потподнивата, а не од еден чуден елемент.

Последователни енергии на јонизација и валентни електрони

Секоја следна енергија на јонизација е поголема од претходната, бидејќи секој електрон заминува од сè попозитивен јон. Големината на секој скок е корисната информација. Умерено зголемување значи дека следниот електрон доаѓа од истата валентна обвивка; многу голем скок значи дека мора да дојде од јадрото, кое е поблиску до јадрото на атомот и многу помалку засенчено.

Решен пример 3. NIST ги дава првите три енергии на јонизација на магнезиумот како 7.646, 15.035 и 80.144 eV. Претворање: 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. Односот IE₂/IE₁ е 1450.7 / 737.7 = 1.97, но IE₃/IE₂ е 7732.7 / 1450.7 = 5.33. Големиот скок по вториот електрон покажува дека магнезиумот има два валентни електрони, [Ne] 3s², и објаснува зошто во обичната хемија формира Mg²⁺, но не и Mg³⁺.

Натриумот го покажува скокот еден чекор порано. Неговата втора енергија на јонизација, 4562.4 kJ/mol, е околу 9.2 пати поголема од првата, 495.8 kJ/mol, бидејќи вториот електрон мора да дојде од 2p јадрото.

Афинитет кон електрон и електронегативност

Афинитетот кон електрон ја опишува промената на енергијата кога гасовит атом прима електрон: X(g) + e⁻ → X⁻(g). Конвенциите за знакот се разликуваат. Некои учебници, вклучувајќи го OpenStax, ја наведуваат промената на енергијата, која е негативна кога енергијата се ослободува; други ја наведуваат ослободената енергија како позитивен број. Проверете ја конвенцијата пред да споредувате вредности. Освен благородните гасови, атомите кон десниот дел на периодата ослободуваат најмногу енергија, бидејќи нивниот висок Zeff силно го привлекува дојдениот електрон.

Афинитетот кон електрон е помалку правилен од енергијата на јонизација. Хлорот ослободува повеќе енергија од флуорот, околу 349 kJ/mol наспроти 328 kJ/mol, според вредностите од NIST Chemistry WebBook од 3.613 и 3.401 eV. Додадениот електрон во компактното 2p потподниво на флуорот наоѓа посилна одбивност. Берилиумот, азотот и благородните гасови имаат мала или никаква склоност да формираат стабилни гасовити анјони, бидејќи додадениот електрон би влегол во повисоко потподниво или би се спарил во полупополнето.

Електронегативноста е способност на атомот во молекулата да ги привлекува електроните на врската. За разлика од енергијата на јонизација, не се мери на изолиран атом; се изведува од енергии на врските или други податоци, а Полинговата скала е најшироко користена. Флуорот е највисок, околу 4.0. Електронегативноста расте низ периодата и се намалува надолу низ групата, па поларноста на врската паѓа од H–F преку H–Cl и H–Br до H–I.

Вообичаени грешки при објаснување на периодичните трендови

Прашањата за трендови обично се оценуваат според објаснувањето, а не само според редоследот.

Целосното објаснување ја именува споредбата (иста обвивка или различна обвивка), кажува што се случува со Zeff или растојанието и ја поврзува таа промена со силата врз електронот за кој станува збор.

• Тврдење дека атомот е помал затоа што има повеќе електрони. Низ периодата електроните влегуваат во истата обвивка; големината паѓа бидејќи Zeff расте.
• Објаснување на трендот во група само со „повеќе обвивки“, без да се забележи дека Zeff малку се менува надолу низ групата.
• Третирање на енергијата на јонизација како строго растечка низ периодата. Проверете ги чекорите од група 2 до 13 и од група 15 до 16.
• Споредување на јони според нуклеарниот полнеж без претходно да се провери дали се изоелектронски.
• Мешање на конвенциите за знакот на афинитетот кон електрон и заклучување дека понегативниот број е помал афинитет.
• Споредување радиуси од различни табели. Ковалентните, металните и јонските радиуси се дефинираат различно.
• Објаснување со тоа што атомот „сака“. Атомите немаат цели; објаснувајте со привлекување, растојание и одбивност.