Tendencat periodike: ngarkesa efektive bërthamore, përmasat dhe energjia

Ngarkesa efektive bërthamore dhe ekranimi

Një elektron i jashtëm nuk e ndjen ngarkesën e plotë bërthamore Z. Elektronet më afër bërthamës e anulojnë pjesërisht atë dhe tërheqja neto përshkruhet nga ngarkesa efektive bërthamore, Zeff = Z − S, ku S është një konstante ekranimi. Elektronet e bërthamës, në shtresa më të ulëta, ekranojnë mirë. Elektronet në të njëjtën shtresë ekranojnë dobët, sepse mesatarisht nuk janë më afër bërthamës se elektroni në fjalë.

Një vlerësim i përafërt numëron vetëm elektronet e bërthamës. Natriumi (Z = 11) dhe kloru (Z = 17) kanë të dy 10 elektrone bërthame, ndaj elektroni 3s i natriumit ndjen rreth +1 dhe elektronet 3p të klorit rreth +7. Rregullat e Slater-it e saktësojnë këtë. Për një elektron në një nënshtresë ns ose np, çdo elektron tjetër në të njëjtat nënshtresa ns dhe np i shton S 0.35 (0.30 brenda 1s), çdo elektron në shtresën n − 1 shton 0.85 dhe çdo elektron në shtresa më të thella shton 1.00.

Shembull i zgjidhur 1. Për elektronin 3s të natriumit, S = 8(0.85) + 2(1.00) = 8.80, ndaj Zeff = 11 − 8.80 = 2.20. Për një nga elektronet 3p të klorit, S = 6(0.35) + 8(0.85) + 2(1.00) = 10.90, ndaj Zeff = 17 − 10.90 = 6.10. Nëpër periudhën 3, çdo proton i shtuar kompensohet vetëm pjesërisht nga elektroni i shtuar në të njëjtën shtresë, ndaj Zeff rritet nga e majta në të djathtë ndërsa n mbetet 3.

Rrezja atomike dhe jonet izoelektronike

Rrezja atomike zvogëlohet nëpër një periudhë, sepse Zeff rritet ndërsa elektronet e jashtme mbeten në të njëjtën shtresë, ndaj tërhiqen më afër. Ajo rritet poshtë një grupi, sepse çdo periudhë shton një shtresë dhe i vendos elektronet e jashtme më larg, ndërsa Zeff ndryshon relativisht pak. Atomet më të mëdha janë në pjesën e poshtme majtas të tabelës dhe më të vegjlit në pjesën e sipërme djathtas.

Një kation është më i vogël se atomi mëmë: humbja e elektroneve ul zmbrapsjen dhe për kationet e grupeve kryesore zakonisht e zbrazë shtresën e jashtme. Një anion është më i madh se atomi mëmë, sepse elektroni i shtuar rrit zmbrapsjen ndërsa ngarkesa bërthamore mbetet e njëjtë.

Shembull i zgjidhur 2. Rendit N³⁻, O²⁻, F⁻, Na⁺, Mg²⁺ dhe Al³⁺ sipas rrezes. Numëro së pari elektronet: 7 + 3, 8 + 2, 9 + 1, 11 − 1, 12 − 2 dhe 13 − 3 janë të gjitha 10, ndaj çdo jon ka konfiguracionin e neonit 1s² 2s² 2p⁶. Me të njëjtin numër elektronesh, e vetmja ndryshesë është ngarkesa bërthamore, që rritet nga 7 në 13. Më shumë protone e tërheqin më fort të njëjtën re elektronike, ndaj radha është N³⁻ > O²⁻ > F⁻ > Na⁺ > Mg²⁺ > Al³⁺.

Energjia e parë e jonizimit dhe përjashtimet e saj nga nënshtresat

Energjia e parë e jonizimit është energjia e nevojshme për të hequr elektronin më të lirshëm nga një atom në gaz: X(g) → X⁺(g) + e⁻. Në përgjithësi rritet nëpër një periudhë, ndërsa Zeff rritet dhe rrezja ngushtohet, dhe zvogëlohet poshtë një grupi. NIST i liston energjitë e jonizimit në elektronvolt për atom; shumëzimi me 96.485 kJ/mol për eV i shndërron në njësi molare.

Të shndërruara nga NIST Atomic Spectra Database, vlerat e periudhës 2 janë Li 520.2, Be 899.5, B 800.6, C 1086.5, N 1402.3, O 1313.9, F 1681.0 dhe Ne 2080.7 kJ/mol. Dy hapa shkojnë në drejtimin e gabuar. Bori është nën beriliumin, sepse elektroni i tij më i jashtëm është në 2p, që është më i lartë në energji dhe pjesërisht i ekranuar nga çifti 2s. Oksigjeni është nën azotin, sepse elektroni i tij i katërt 2p duhet të çiftohet në një orbital të zënë, dhe zmbrapsja shtesë e bën më të lehtë për t'u hequr.

Të njëjtat dy zbritje shfaqen në periudhën 3: alumini (577.5 kJ/mol) është nën magnezin (737.7 kJ/mol) dhe squfuri (999.6 kJ/mol) është nën fosforin (1011.8 kJ/mol). Modeli i përsëritur tregon se ai vjen nga struktura e nënshtresave, jo nga një element i veçantë i çuditshëm.

Energjitë e njëpasnjëshme të jonizimit dhe elektronet valente

Çdo energji e njëpasnjëshme jonizimi është më e madhe se ajo e mëparshme, sepse çdo elektron largohet nga një jon gjithnjë e më pozitiv. Madhësia e çdo kërcimi është informacioni i dobishëm. Një rritje e moderuar do të thotë se elektroni i radhës vjen nga e njëjta shtresë valente; një kërcim shumë i madh do të thotë se ai duhet të vijë nga bërthama, që është më afër bërthamës dhe shumë më pak e ekranuar.

Shembull i zgjidhur 3. NIST jep tri energjitë e para të jonizimit të magnezit si 7.646, 15.035 dhe 80.144 eV. Shndërrimi: 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. Raporti IE₂/IE₁ është 1450.7 / 737.7 = 1.97, por IE₃/IE₂ është 7732.7 / 1450.7 = 5.33. Kërcimi i madh pas elektronit të dytë tregon se magnezi ka dy elektrone valente, [Ne] 3s², dhe shpjegon pse formon Mg²⁺ por jo Mg³⁺ në kiminë e zakonshme.

Natriumi e tregon kërcimin një hap më herët. Energjia e tij e dytë e jonizimit, 4562.4 kJ/mol, është rreth 9.2 herë e para, 495.8 kJ/mol, sepse elektroni i dytë duhet të vijë nga bërthama 2p.

Afria ndaj elektronit dhe elektronegativiteti

Afria ndaj elektronit përshkruan ndryshimin e energjisë kur një atom në gaz fiton një elektron: X(g) + e⁻ → X⁻(g). Konventat e shenjave ndryshojnë. Disa tekste, përfshirë OpenStax, raportojnë ndryshimin e energjisë, që është negativ kur çlirohet energji; të tjera raportojnë energjinë e çliruar si numër pozitiv. Kontrollo konventën para se të krahasosh vlera. Përveç gazeve fisnike, atomet drejt së djathtës së një periudhe çlirojnë më shumë energji, sepse Zeff-i i tyre i lartë e tërheq fort elektronin që po vjen.

Afria ndaj elektronit është më pak e rregullt se energjia e jonizimit. Kloru çliron më shumë energji se fluori, rreth 349 kJ/mol krahasuar me 328 kJ/mol, sipas vlerave 3.613 dhe 3.401 eV të NIST Chemistry WebBook. Elektroni i shtuar në nënshtresën kompakte 2p të fluorit has zmbrapsje më të fortë. Beriliumi, azoti dhe gazet fisnike kanë pak ose aspak prirje për të formuar anione të qëndrueshëm në gaz, sepse elektroni i shtuar do të hynte në një nënshtresë më të lartë ose do të çiftohej në një nënshtresë gjysmë të mbushur.

Elektronegativiteti është aftësia e një atomi në një molekulë për të tërhequr elektronet e një lidhjeje. Ndryshe nga energjia e jonizimit, nuk matet te një atom i izoluar; nxirret nga energjitë e lidhjeve ose të dhëna të tjera, dhe shkalla e Paulingut është më e përdorura. Fluori është më i larti, rreth 4.0. Elektronegativiteti rritet nëpër një periudhë dhe zvogëlohet poshtë një grupi, ndaj polariteti i lidhjes bie nga H–F përmes H–Cl dhe H–Br te H–I.

Gabime të zakonshme në shpjegimin e tendencave periodike

Pyetjet për tendencat zakonisht vlerësohen sipas shpjegimit, jo vetëm sipas radhës.

Një shpjegim i plotë emërton krahasimin (e njëjta shtresë apo shtresë tjetër), tregon çfarë ndodh me Zeff ose distancën dhe e lidh atë ndryshim me forcën mbi elektronin në fjalë.

• Të thuhet se një atom është më i vogël sepse ka më shumë elektrone. Nëpër një periudhë, elektronet hyjnë në të njëjtën shtresë; përmasa bie sepse Zeff rritet.
• Shpjegimi i një tendence të grupit vetëm me 'më shumë shtresa', pa vënë re se Zeff ndryshon pak poshtë një grupi.
• Trajtimi i energjisë së jonizimit si rreptësisht në rritje nëpër një periudhë. Kontrollo hapat nga grupi 2 në 13 dhe nga grupi 15 në 16.
• Krahasimi i joneve sipas ngarkesës bërthamore pa kontrolluar më parë që janë izoelektronikë.
• Përzierja e konventave të shenjës së afrisë ndaj elektronit dhe përfundimi se numri më negativ është afria më e vogël.
• Krahasimi i rrezeve nga tabela të ndryshme. Rrezet kovalente, metalike dhe jonike përkufizohen ndryshe.
• Shpjegimi me atë që një atom 'dëshiron'. Atomet nuk kanë qëllime; shpjego me tërheqjen, distancën dhe zmbrapsjen.