Periodiske trender: effektiv kjerneladning, størrelse og energi

Effektiv kjerneladning og skjerming

Et ytre elektron kjenner ikke hele kjerneladningen Z. Elektroner nærmere kjernen opphever en del av den, og den nettotrekkraften beskrives av den effektive kjerneladningen, Zeff = Z − S, der S er en skjermingskonstant. Kjerneelektroner i lavere skall skjermer godt. Elektroner i samme skall skjermer dårlig, fordi de i gjennomsnitt ikke er nærmere kjernen enn elektronet vi ser på.

Et grovt overslag teller bare kjerneelektroner. Natrium (Z = 11) og klor (Z = 17) har begge 10 kjerneelektroner, så natriums 3s-elektron kjenner omtrent +1 og klors 3p-elektroner omtrent +7. Slaters regler forbedrer dette. For et elektron i et ns- eller np-underskall bidrar hvert andre elektron i de samme ns- og np-underskallene med 0.35 til S (0.30 innenfor 1s), hvert elektron i skall n − 1 bidrar med 0.85, og hvert elektron i dypere skall bidrar med 1.00.

Regneeksempel 1. For natriums 3s-elektron er S = 8(0.85) + 2(1.00) = 8.80, så Zeff = 11 − 8.80 = 2.20. For ett av klors 3p-elektroner er S = 6(0.35) + 8(0.85) + 2(1.00) = 10.90, så Zeff = 17 − 10.90 = 6.10. Gjennom periode 3 blir hvert tilkommet proton bare delvis oppveid av det tilkomne elektronet i samme skall, så Zeff øker fra venstre til høyre mens n forblir 3.

Atomradius og isoelektroniske ioner

Atomradien avtar gjennom en periode fordi Zeff øker mens de ytre elektronene blir i samme skall, slik at de trekkes nærmere. Den øker nedover i en gruppe fordi hver periode legger til et skall, som plasserer de ytre elektronene lenger ut, mens Zeff endrer seg forholdsvis lite. De største atomene er nederst til venstre i tabellen og de minste øverst til høyre.

Et kation er mindre enn moderatomet: tap av elektroner reduserer frastøtningen, og for hovedgruppekationer tømmer det vanligvis det ytre skallet. Et anion er større enn moderatomet, fordi det tilkomne elektronet øker frastøtningen mens kjerneladningen er den samme.

Regneeksempel 2. Rangér N³⁻, O²⁻, F⁻, Na⁺, Mg²⁺ og Al³⁺ etter radius. Tell elektroner først: 7 + 3, 8 + 2, 9 + 1, 11 − 1, 12 − 2 og 13 − 3 er alle lik 10, så hvert ion har neonkonfigurasjonen 1s² 2s² 2p⁶. Med identisk elektrontall er den eneste forskjellen kjerneladningen, som stiger fra 7 til 13. Flere protoner trekker den samme elektronskyen tettere sammen, så rekkefølgen er N³⁻ > O²⁻ > F⁻ > Na⁺ > Mg²⁺ > Al³⁺.

Første ioniseringsenergi og unntakene knyttet til underskall

Den første ioniseringsenergien er energien som trengs for å fjerne det løsest bundne elektronet fra et gassformig atom: X(g) → X⁺(g) + e⁻. Den øker vanligvis gjennom en periode, ettersom Zeff stiger og radien krymper, og avtar nedover i en gruppe. NIST oppgir ioniseringsenergier i elektronvolt per atom; multiplikasjon med 96.485 kJ/mol per eV gjør dem om til molare enheter.

Regnet om fra NIST Atomic Spectra Database er verdiene for periode 2 Li 520.2, Be 899.5, B 800.6, C 1086.5, N 1402.3, O 1313.9, F 1681.0 og Ne 2080.7 kJ/mol. To trinn går feil vei. Bor ligger under beryllium fordi det ytterste elektronet er i 2p, som har høyere energi og delvis skjermes av 2s-paret. Oksygen ligger under nitrogen fordi det fjerde 2p-elektronet må pare seg i en orbital som allerede er besatt, og den ekstra frastøtningen gjør det lettere å fjerne.

De samme to dyppene dukker opp i periode 3: aluminium (577.5 kJ/mol) ligger under magnesium (737.7 kJ/mol), og svovel (999.6 kJ/mol) ligger under fosfor (1011.8 kJ/mol). Det gjentatte mønsteret viser at det kommer av strukturen i underskallene og ikke av ett enkelt særegent grunnstoff.

Suksessive ioniseringsenergier og valenselektroner

Hver påfølgende ioniseringsenergi er større enn den forrige, fordi hvert elektron forlater et stadig mer positivt ion. Størrelsen på hvert hopp er den nyttige informasjonen. En moderat økning betyr at det neste elektronet kommer fra det samme valensskallet; et svært stort hopp betyr at det må komme fra kjernen, som er nærmere kjernen og langt mindre skjermet.

Regneeksempel 3. NIST oppgir magnesiums tre første ioniseringsenergier som 7.646, 15.035 og 80.144 eV. Regnet om: 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. Forholdet IE₂/IE₁ er 1450.7 / 737.7 = 1.97, men IE₃/IE₂ er 7732.7 / 1450.7 = 5.33. Det store hoppet etter det andre elektronet viser at magnesium har to valenselektroner, [Ne] 3s², og forklarer hvorfor det danner Mg²⁺, men ikke Mg³⁺, i vanlig kjemi.

Natrium viser hoppet ett trinn tidligere. Den andre ioniseringsenergien, 4562.4 kJ/mol, er omtrent 9.2 ganger den første, 495.8 kJ/mol, fordi det andre elektronet må komme fra 2p-kjernen.

Elektronaffinitet og elektronegativitet

Elektronaffinitet beskriver energiendringen når et gassformig atom tar opp et elektron: X(g) + e⁻ → X⁻(g). Fortegnskonvensjonene er ulike. Noen lærebøker, blant dem OpenStax, oppgir energiendringen, som er negativ når energi frigjøres; andre oppgir den frigjorte energien som et positivt tall. Sjekk konvensjonen før du sammenligner verdier. Bortsett fra edelgassene frigjør atomer mot høyre i en periode mest energi, fordi den høye Zeff trekker det innkommende elektronet sterkt.

Elektronaffinitet er mindre regelmessig enn ioniseringsenergi. Klor frigjør mer energi enn fluor, omtrent 349 kJ/mol mot 328 kJ/mol, basert på verdiene 3.613 og 3.401 eV i NIST Chemistry WebBook. Det tilkomne elektronet i fluors kompakte 2p-underskall møter sterkere frastøtning. Beryllium, nitrogen og edelgassene har liten eller ingen tendens til å danne stabile gassformige anioner, fordi det tilkomne elektronet ville gå inn i et høyere underskall eller pare seg i et halvfylt.

Elektronegativitet er evnen til et atom i et molekyl til å trekke til seg elektronene i en binding. I motsetning til ioniseringsenergi måles den ikke på et isolert atom; den utledes av bindingsenergier eller andre data, og Pauling-skalaen er den mest brukte. Fluor har høyest verdi, omtrent 4.0. Elektronegativiteten øker gjennom en periode og avtar nedover i en gruppe, så bindingspolariteten avtar fra H–F gjennom H–Cl og H–Br til H–I.

Vanlige feil når man forklarer periodiske trender

Trendspørsmål vurderes vanligvis etter forklaringen, ikke bare etter rekkefølgen.

En fullstendig forklaring navngir sammenligningen (samme skall eller et annet skall), sier hva som skjer med Zeff eller avstanden, og knytter den endringen til kraften på elektronet det gjelder.

• Å si at et atom er mindre fordi det har flere elektroner. Gjennom en periode kommer elektronene inn i samme skall; størrelsen avtar fordi Zeff øker.
• Å forklare en gruppetrend bare med «flere skall», uten å nevne at Zeff endrer seg lite nedover i en gruppe.
• Å behandle ioniseringsenergi som strengt økende gjennom en periode. Sjekk trinnene fra gruppe 2 til 13 og fra gruppe 15 til 16.
• Å sammenligne ioner etter kjerneladning uten først å kontrollere at de er isoelektroniske.
• Å blande fortegnskonvensjoner for elektronaffinitet og konkludere at det mest negative tallet er den minste affiniteten.
• Å sammenligne radier fra ulike tabeller. Kovalente radier, metalliske radier og ioneradier er definert forskjellig.
• Å forklare med hva et atom «vil». Atomer har ingen mål; forklar med tiltrekning, avstand og frastøtning.