Tendencje okresowe: efektywny ładunek jądra, rozmiar i energia

Efektywny ładunek jądra i ekranowanie

Elektron zewnętrzny nie odczuwa pełnego ładunku jądra Z. Elektrony bliżej jądra częściowo go znoszą, a wypadkowe przyciąganie opisuje efektywny ładunek jądra, Zeff = Z − S, gdzie S jest stałą ekranowania. Elektrony rdzenia, w niższych powłokach, ekranują dobrze. Elektrony w tej samej powłoce ekranują słabo, ponieważ średnio nie są bliżej jądra niż rozpatrywany elektron.

Zgrubne oszacowanie uwzględnia tylko elektrony rdzenia. Sód (Z = 11) i chlor (Z = 17) mają po 10 elektronów rdzenia, więc elektron 3s sodu odczuwa około +1, a elektrony 3p chloru około +7. Reguły Slatera to udokładniają. Dla elektronu w podpowłoce ns lub np każdy inny elektron w tych samych podpowłokach ns i np dodaje 0.35 do S (0.30 w obrębie 1s), każdy elektron w powłoce n − 1 dodaje 0.85, a każdy elektron w głębszych powłokach dodaje 1.00.

Przykład rozwiązany 1. Dla elektronu 3s sodu S = 8(0.85) + 2(1.00) = 8.80, więc Zeff = 11 − 8.80 = 2.20. Dla jednego z elektronów 3p chloru S = 6(0.35) + 8(0.85) + 2(1.00) = 10.90, więc Zeff = 17 − 10.90 = 6.10. W całym okresie 3 każdy dodany proton jest tylko częściowo równoważony przez dodany elektron tej samej powłoki, więc Zeff rośnie od lewej do prawej, podczas gdy n pozostaje równe 3.

Promień atomowy i jony izoelektronowe

Promień atomowy maleje w okresie, ponieważ Zeff rośnie, a elektrony zewnętrzne pozostają w tej samej powłoce, więc są przyciągane bliżej. Rośnie w dół grupy, ponieważ każdy okres dodaje powłokę, umieszczając elektrony zewnętrzne dalej, podczas gdy Zeff zmienia się stosunkowo niewiele. Największe atomy znajdują się w lewym dolnym rogu układu, a najmniejsze w prawym górnym.

Kation jest mniejszy od atomu macierzystego: utrata elektronów zmniejsza odpychanie, a w kationach grup głównych zwykle opróżnia powłokę zewnętrzną. Anion jest większy od atomu macierzystego, ponieważ dodany elektron zwiększa odpychanie, podczas gdy ładunek jądra pozostaje ten sam.

Przykład rozwiązany 2. Uszereguj N³⁻, O²⁻, F⁻, Na⁺, Mg²⁺ i Al³⁺ według promienia. Najpierw policz elektrony: 7 + 3, 8 + 2, 9 + 1, 11 − 1, 12 − 2 i 13 − 3 dają 10, więc każdy jon ma konfigurację neonu 1s² 2s² 2p⁶. Przy identycznej liczbie elektronów jedyną różnicą jest ładunek jądra, rosnący od 7 do 13. Więcej protonów ściąga tę samą chmurę elektronową ciaśniej, więc kolejność to N³⁻ > O²⁻ > F⁻ > Na⁺ > Mg²⁺ > Al³⁺.

Pierwsza energia jonizacji i jej wyjątki wynikające z podpowłok

Pierwsza energia jonizacji to energia potrzebna do usunięcia najsłabiej związanego elektronu z gazowego atomu: X(g) → X⁺(g) + e⁻. Na ogół rośnie w okresie, gdy Zeff rośnie, a promień maleje, i maleje w dół grupy. NIST podaje energie jonizacji w elektronowoltach na atom; pomnożenie przez 96.485 kJ/mol na eV przelicza je na jednostki molowe.

Po przeliczeniu z NIST Atomic Spectra Database wartości dla okresu 2 to Li 520.2, Be 899.5, B 800.6, C 1086.5, N 1402.3, O 1313.9, F 1681.0 i Ne 2080.7 kJ/mol. Dwa kroki idą w złą stronę. Bor jest poniżej berylu, ponieważ jego najbardziej zewnętrzny elektron znajduje się w 2p, który ma wyższą energię i jest częściowo ekranowany przez parę 2s. Tlen jest poniżej azotu, ponieważ jego czwarty elektron 2p musi się sparować w zajętym orbitalu, a dodatkowe odpychanie ułatwia jego usunięcie.

Te same dwa spadki pojawiają się w okresie 3: glin (577.5 kJ/mol) jest poniżej magnezu (737.7 kJ/mol), a siarka (999.6 kJ/mol) poniżej fosforu (1011.8 kJ/mol). Powtarzający się wzór pokazuje, że wynika on ze struktury podpowłok, a nie z jednego osobliwego pierwiastka.

Kolejne energie jonizacji i elektrony walencyjne

Każda kolejna energia jonizacji jest większa od poprzedniej, ponieważ każdy elektron opuszcza coraz bardziej dodatni jon. Przydatną informacją jest wielkość każdego skoku. Umiarkowany wzrost oznacza, że następny elektron pochodzi z tej samej powłoki walencyjnej; bardzo duży skok oznacza, że musi pochodzić z rdzenia, który jest bliżej jądra i znacznie słabiej ekranowany.

Przykład rozwiązany 3. NIST podaje trzy pierwsze energie jonizacji magnezu jako 7.646, 15.035 i 80.144 eV. Po przeliczeniu: 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. Stosunek IE₂/IE₁ wynosi 1450.7 / 737.7 = 1.97, ale IE₃/IE₂ wynosi 7732.7 / 1450.7 = 5.33. Duży skok po drugim elektronie pokazuje, że magnez ma dwa elektrony walencyjne, [Ne] 3s², i wyjaśnia, dlaczego w zwykłej chemii tworzy Mg²⁺, ale nie Mg³⁺.

Sód pokazuje skok o jeden krok wcześniej. Jego druga energia jonizacji, 4562.4 kJ/mol, jest około 9.2 razy większa od pierwszej, 495.8 kJ/mol, ponieważ drugi elektron musi pochodzić z rdzenia 2p.

Powinowactwo elektronowe i elektroujemność

Powinowactwo elektronowe opisuje zmianę energii, gdy gazowy atom przyjmuje elektron: X(g) + e⁻ → X⁻(g). Konwencje znaków są różne. Niektóre podręczniki, w tym OpenStax, podają zmianę energii, która jest ujemna, gdy energia się wydziela; inne podają wydzieloną energię jako liczbę dodatnią. Sprawdź konwencję, zanim porównasz wartości. Pomijając gazy szlachetne, atomy po prawej stronie okresu wydzielają najwięcej energii, ponieważ ich wysokie Zeff silnie przyciąga nadchodzący elektron.

Powinowactwo elektronowe jest mniej regularne niż energia jonizacji. Chlor wydziela więcej energii niż fluor, około 349 kJ/mol wobec 328 kJ/mol, na podstawie wartości z NIST Chemistry WebBook 3.613 i 3.401 eV. Dodany elektron w zwartej podpowłoce 2p fluoru napotyka silniejsze odpychanie. Beryl, azot i gazy szlachetne mają niewielką skłonność do tworzenia trwałych gazowych anionów lub nie mają jej wcale, ponieważ dodany elektron weszłby do wyższej podpowłoki albo sparował się w pół zapełnionej.

Elektroujemność to zdolność atomu w cząsteczce do przyciągania elektronów wiązania. W przeciwieństwie do energii jonizacji nie jest mierzona na izolowanym atomie; wyprowadza się ją z energii wiązań lub innych danych, a najczęściej używana jest skala Paulinga. Najwyższa jest dla fluoru, około 4.0. Elektroujemność rośnie w okresie i maleje w dół grupy, więc polarność wiązania spada od H–F przez H–Cl i H–Br do H–I.

Typowe błędy w wyjaśnianiu tendencji okresowych

Pytania o tendencje zwykle ocenia się za wyjaśnienie, a nie tylko za kolejność.

Pełne wyjaśnienie nazywa porównanie (ta sama powłoka czy inna powłoka), mówi, co dzieje się z Zeff lub odległością, i wiąże tę zmianę z siłą działającą na rozpatrywany elektron.

• Twierdzenie, że atom jest mniejszy, bo ma więcej elektronów. W okresie elektrony wchodzą do tej samej powłoki; rozmiar maleje, bo rośnie Zeff.
• Wyjaśnianie tendencji w grupie samym „więcej powłok”, bez zauważenia, że Zeff w dół grupy zmienia się niewiele.
• Traktowanie energii jonizacji jako ściśle rosnącej w okresie. Sprawdź przejścia od grupy 2 do 13 i od grupy 15 do 16.
• Porównywanie jonów według ładunku jądra bez wcześniejszego sprawdzenia, czy są izoelektronowe.
• Mieszanie konwencji znaków powinowactwa elektronowego i wnioskowanie, że liczba bardziej ujemna oznacza mniejsze powinowactwo.
• Porównywanie promieni z różnych tabel. Promienie kowalencyjne, metaliczne i jonowe są definiowane inaczej.
• Wyjaśnianie tym, czego atom „chce”. Atomy nie mają celów; wyjaśniaj przyciąganiem, odległością i odpychaniem.