Periodieke trends: effectieve kernlading, grootte en energie

Effectieve kernlading en afscherming

Een buitenste elektron voelt niet de volledige kernlading Z. Elektronen dichter bij de kern heffen die gedeeltelijk op, en de netto aantrekking wordt beschreven door de effectieve kernlading, Zeff = Z − S, waarbij S een afschermingsconstante is. Kernelektronen in lagere schillen schermen goed af. Elektronen in dezelfde schil schermen slecht af, omdat ze gemiddeld niet dichter bij de kern zijn dan het betreffende elektron.

Een ruwe schatting telt alleen kernelektronen. Natrium (Z = 11) en chloor (Z = 17) hebben allebei 10 kernelektronen, dus het 3s-elektron van natrium voelt ongeveer +1 en de 3p-elektronen van chloor ongeveer +7. De regels van Slater verfijnen dit. Voor een elektron in een ns- of np-subschil telt elk ander elektron in dezelfde ns- en np-subschillen 0.35 op bij S (0.30 binnen 1s), telt elk elektron in schil n − 1 0.85 op en telt elk elektron in diepere schillen 1.00 op.

Uitgewerkt voorbeeld 1. Voor het 3s-elektron van natrium is S = 8(0.85) + 2(1.00) = 8.80, dus Zeff = 11 − 8.80 = 2.20. Voor een van de 3p-elektronen van chloor is S = 6(0.35) + 8(0.85) + 2(1.00) = 10.90, dus Zeff = 17 − 10.90 = 6.10. Over periode 3 wordt elk toegevoegd proton slechts gedeeltelijk gecompenseerd door het toegevoegde elektron in dezelfde schil, dus Zeff stijgt van links naar rechts terwijl n gelijk blijft aan 3.

Atoomstraal en isoelektronische ionen

De atoomstraal neemt over een periode af omdat Zeff toeneemt terwijl de buitenste elektronen in dezelfde schil blijven, zodat ze dichterbij worden getrokken. Ze neemt in een groep naar beneden toe omdat elke periode een schil toevoegt, waardoor de buitenste elektronen verder weg komen te zitten, terwijl Zeff relatief weinig verandert. De grootste atomen staan linksonder in het systeem en de kleinste rechtsboven.

Een kation is kleiner dan zijn oorspronkelijke atoom: het verlies van elektronen vermindert de afstoting, en bij kationen van hoofdgroepen leegt het meestal de buitenste schil. Een anion is groter dan zijn oorspronkelijke atoom, omdat het toegevoegde elektron de afstoting vergroot terwijl de kernlading gelijk blijft.

Uitgewerkt voorbeeld 2. Rangschik N³⁻, O²⁻, F⁻, Na⁺, Mg²⁺ en Al³⁺ op straal. Tel eerst de elektronen: 7 + 3, 8 + 2, 9 + 1, 11 − 1, 12 − 2 en 13 − 3 zijn allemaal gelijk aan 10, dus elk ion heeft de neonconfiguratie 1s² 2s² 2p⁶. Bij identieke elektronenaantallen is het enige verschil de kernlading, die van 7 naar 13 stijgt. Meer protonen trekken dezelfde elektronenwolk strakker aan, dus de volgorde is N³⁻ > O²⁻ > F⁻ > Na⁺ > Mg²⁺ > Al³⁺.

Eerste ionisatie-energie en de uitzonderingen door subschillen

De eerste ionisatie-energie is de energie die nodig is om het losst gebonden elektron uit een gasvormig atoom te verwijderen: X(g) → X⁺(g) + e⁻. Ze neemt over het algemeen toe over een periode, naarmate Zeff stijgt en de straal kleiner wordt, en neemt af in een groep naar beneden. NIST geeft ionisatie-energieën in elektronvolt per atoom; vermenigvuldigen met 96.485 kJ/mol per eV zet ze om naar molaire eenheden.

Omgerekend uit de NIST Atomic Spectra Database zijn de waarden voor periode 2: Li 520.2, Be 899.5, B 800.6, C 1086.5, N 1402.3, O 1313.9, F 1681.0 en Ne 2080.7 kJ/mol. Twee stappen gaan de verkeerde kant op. Boor ligt onder beryllium omdat het buitenste elektron in 2p zit, wat hoger in energie ligt en deels wordt afgeschermd door het 2s-paar. Zuurstof ligt onder stikstof omdat het vierde 2p-elektron moet paren in een bezette orbitaal, en de extra afstoting maakt het gemakkelijker te verwijderen.

Dezelfde twee dalen komen voor in periode 3: aluminium (577.5 kJ/mol) ligt onder magnesium (737.7 kJ/mol), en zwavel (999.6 kJ/mol) onder fosfor (1011.8 kJ/mol). Het herhaalde patroon laat zien dat het uit de structuur van de subschillen komt en niet uit één eigenaardig element.

Opeenvolgende ionisatie-energieën en valentie-elektronen

Elke opeenvolgende ionisatie-energie is groter dan de vorige, omdat elk elektron een steeds positiever ion verlaat. De grootte van elke sprong is de bruikbare informatie. Een matige toename betekent dat het volgende elektron uit dezelfde valentieschil komt; een zeer grote sprong betekent dat het uit de kern moet komen, die dichter bij de kern van het atoom ligt en veel minder wordt afgeschermd.

Uitgewerkt voorbeeld 3. NIST geeft de eerste drie ionisatie-energieën van magnesium als 7.646, 15.035 en 80.144 eV. Omgerekend: 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. De verhouding IE₂/IE₁ is 1450.7 / 737.7 = 1.97, maar IE₃/IE₂ is 7732.7 / 1450.7 = 5.33. De grote sprong na het tweede elektron laat zien dat magnesium twee valentie-elektronen heeft, [Ne] 3s², en verklaart waarom het in de gewone chemie Mg²⁺ vormt maar geen Mg³⁺.

Natrium toont de sprong een stap eerder. De tweede ionisatie-energie, 4562.4 kJ/mol, is ongeveer 9.2 keer de eerste, 495.8 kJ/mol, omdat het tweede elektron uit de 2p-kern moet komen.

Elektronenaffiniteit en elektronegativiteit

Elektronenaffiniteit beschrijft de energieverandering wanneer een gasvormig atoom een elektron opneemt: X(g) + e⁻ → X⁻(g). Tekenafspraken verschillen. Sommige studieboeken, waaronder OpenStax, geven de energieverandering op, die negatief is wanneer energie vrijkomt; andere geven de vrijgekomen energie op als positief getal. Controleer de afspraak voordat je waarden vergelijkt. Behalve bij de edelgassen geven atomen aan de rechterkant van een periode de meeste energie af, omdat hun hoge Zeff het binnenkomende elektron sterk aantrekt.

Elektronenaffiniteit is minder regelmatig dan ionisatie-energie. Chloor geeft meer energie af dan fluor, ongeveer 349 kJ/mol tegenover 328 kJ/mol, op basis van de waarden 3.613 en 3.401 eV uit de NIST Chemistry WebBook. Het toegevoegde elektron in de compacte 2p-subschil van fluor ondervindt sterkere afstoting. Beryllium, stikstof en de edelgassen hebben weinig of geen neiging om stabiele gasvormige anionen te vormen, omdat het toegevoegde elektron een hogere subschil zou betreden of zou paren in een half gevulde.

Elektronegativiteit is het vermogen van een atoom in een molecuul om de elektronen van een binding aan te trekken. Anders dan ionisatie-energie wordt ze niet aan een geïsoleerd atoom gemeten; ze wordt afgeleid uit bindingsenergieën of andere gegevens, en de schaal van Pauling is het meest gebruikt. Fluor is het hoogst, met ongeveer 4.0. Elektronegativiteit neemt toe over een periode en neemt af in een groep naar beneden, dus de bindingspolariteit daalt van H–F via H–Cl en H–Br tot H–I.

Veelgemaakte fouten bij het verklaren van periodieke trends

Vragen over trends worden meestal beoordeeld op de verklaring, niet alleen op de volgorde.

Een volledige verklaring noemt de vergelijking (dezelfde schil of een andere schil), geeft aan wat er met Zeff of de afstand gebeurt en verbindt die verandering met de kracht op het betreffende elektron.

• Zeggen dat een atoom kleiner is omdat het meer elektronen heeft. Over een periode komen elektronen in dezelfde schil; de grootte daalt omdat Zeff stijgt.
• Een trend in een groep verklaren met alleen 'meer schillen', zonder op te merken dat Zeff in een groep naar beneden weinig verandert.
• Ionisatie-energie behandelen als strikt stijgend over een periode. Controleer de stappen van groep 2 naar 13 en van groep 15 naar 16.
• Ionen vergelijken op kernlading zonder eerst te controleren of ze isoelektronisch zijn.
• Tekenafspraken voor elektronenaffiniteit door elkaar halen en concluderen dat het negatievere getal de kleinere affiniteit is.
• Stralen uit verschillende tabellen vergelijken. Covalente, metallische en ionstralen zijn verschillend gedefinieerd.
• Verklaren met wat een atoom 'wil'. Atomen hebben geen doelen; verklaar met aantrekking, afstand en afstoting.