Periodiska trender: effektiv kärnladdning, storlek och energi

Effektiv kärnladdning och avskärmning

En yttre elektron känner inte hela kärnladdningen Z. Elektroner närmare kärnan tar delvis ut den, och nettodraget beskrivs av den effektiva kärnladdningen, Zeff = Z − S, där S är en avskärmningskonstant. Kärnelektroner, i lägre skal, skärmar av väl. Elektroner i samma skal skärmar av dåligt, eftersom de i genomsnitt inte är närmare kärnan än den elektron det gäller.

En grov uppskattning räknar bara kärnelektroner. Natrium (Z = 11) och klor (Z = 17) har båda 10 kärnelektroner, så natriums 3s-elektron känner ungefär +1 och klors 3p-elektroner ungefär +7. Slaters regler förfinar detta. För en elektron i ett ns- eller np-underskal bidrar varje annan elektron i samma ns- och np-underskal med 0.35 till S (0.30 inom 1s), varje elektron i skal n − 1 bidrar med 0.85 och varje elektron i djupare skal bidrar med 1.00.

Räkneexempel 1. För natriums 3s-elektron är S = 8(0.85) + 2(1.00) = 8.80, så Zeff = 11 − 8.80 = 2.20. För en av klors 3p-elektroner är S = 6(0.35) + 8(0.85) + 2(1.00) = 10.90, så Zeff = 17 − 10.90 = 6.10. Över period 3 motverkas varje tillagd proton bara delvis av den tillagda elektronen i samma skal, så Zeff stiger från vänster till höger medan n förblir 3.

Atomradie och isoelektroniska joner

Atomradien minskar över en period eftersom Zeff ökar medan de yttre elektronerna stannar i samma skal, så de dras närmare. Den ökar nedåt i en grupp eftersom varje period lägger till ett skal, vilket placerar de yttre elektronerna längre ut, medan Zeff ändras jämförelsevis lite. De största atomerna finns längst ned till vänster i systemet och de minsta längst upp till höger.

En katjon är mindre än sin modersatom: förlusten av elektroner minskar repulsionen, och för huvudgruppskatjoner tömmer den vanligen det yttre skalet. En anjon är större än sin modersatom, eftersom den tillagda elektronen ökar repulsionen medan kärnladdningen förblir densamma.

Räkneexempel 2. Rangordna N³⁻, O²⁻, F⁻, Na⁺, Mg²⁺ och Al³⁺ efter radie. Räkna elektroner först: 7 + 3, 8 + 2, 9 + 1, 11 − 1, 12 − 2 och 13 − 3 är alla lika med 10, så varje jon har neonkonfigurationen 1s² 2s² 2p⁶. Med identiskt antal elektroner är den enda skillnaden kärnladdningen, som stiger från 7 till 13. Fler protoner drar samma elektronmoln hårdare ihop, så ordningen är N³⁻ > O²⁻ > F⁻ > Na⁺ > Mg²⁺ > Al³⁺.

Första joniseringsenergin och dess undantag på grund av underskal

Den första joniseringsenergin är den energi som behövs för att avlägsna den lösast bundna elektronen från en gasformig atom: X(g) → X⁺(g) + e⁻. Den ökar i allmänhet över en period, eftersom Zeff stiger och radien krymper, och minskar nedåt i en grupp. NIST anger joniseringsenergier i elektronvolt per atom; multiplikation med 96.485 kJ/mol per eV omvandlar dem till molära enheter.

Omräknade från NIST Atomic Spectra Database är värdena för period 2 Li 520.2, Be 899.5, B 800.6, C 1086.5, N 1402.3, O 1313.9, F 1681.0 och Ne 2080.7 kJ/mol. Två steg går åt fel håll. Bor ligger under beryllium eftersom dess yttersta elektron sitter i 2p, som har högre energi och delvis avskärmas av 2s-paret. Syre ligger under kväve eftersom dess fjärde 2p-elektron måste paras i en redan besatt orbital, och den extra repulsionen gör den lättare att avlägsna.

Samma två dalar förekommer i period 3: aluminium (577.5 kJ/mol) ligger under magnesium (737.7 kJ/mol), och svavel (999.6 kJ/mol) ligger under fosfor (1011.8 kJ/mol). Det upprepade mönstret visar att det beror på underskalens uppbyggnad och inte på något enskilt udda grundämne.

Successiva joniseringsenergier och valenselektroner

Varje successiv joniseringsenergi är större än den föregående, eftersom varje elektron lämnar en alltmer positiv jon. Storleken på varje hopp är den användbara informationen. En måttlig ökning betyder att nästa elektron kommer från samma valensskal; ett mycket stort hopp betyder att den måste komma från kärnan, som ligger närmare atomkärnan och är betydligt mindre avskärmad.

Räkneexempel 3. NIST anger magnesiums tre första joniseringsenergier som 7.646, 15.035 och 80.144 eV. Omräkning: 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. Kvoten IE₂/IE₁ är 1450.7 / 737.7 = 1.97, men IE₃/IE₂ är 7732.7 / 1450.7 = 5.33. Det stora hoppet efter den andra elektronen visar att magnesium har två valenselektroner, [Ne] 3s², och förklarar varför det bildar Mg²⁺ men inte Mg³⁺ i vanlig kemi.

Natrium visar hoppet ett steg tidigare. Dess andra joniseringsenergi, 4562.4 kJ/mol, är ungefär 9.2 gånger den första, 495.8 kJ/mol, eftersom den andra elektronen måste komma från 2p-kärnan.

Elektronaffinitet och elektronegativitet

Elektronaffinitet beskriver energiförändringen när en gasformig atom tar upp en elektron: X(g) + e⁻ → X⁻(g). Teckenkonventionerna skiljer sig åt. Vissa läroböcker, däribland OpenStax, redovisar energiförändringen, som är negativ när energi frigörs; andra redovisar den frigjorda energin som ett positivt tal. Kontrollera konventionen innan du jämför värden. Bortsett från ädelgaserna frigör atomer mot höger i en period mest energi, eftersom deras höga Zeff starkt drar till sig den inkommande elektronen.

Elektronaffiniteten är mindre regelbunden än joniseringsenergin. Klor frigör mer energi än fluor, ungefär 349 kJ/mol jämfört med 328 kJ/mol, baserat på värdena 3.613 och 3.401 eV i NIST Chemistry WebBook. Den tillagda elektronen i fluors kompakta 2p-underskal möter starkare repulsion. Beryllium, kväve och ädelgaserna har liten eller ingen benägenhet att bilda stabila gasformiga anjoner, eftersom den tillagda elektronen skulle hamna i ett högre underskal eller paras i ett halvfyllt.

Elektronegativitet är förmågan hos en atom i en molekyl att dra till sig elektronerna i en bindning. Till skillnad från joniseringsenergin mäts den inte på en isolerad atom; den härleds från bindningsenergier eller andra data, och Paulingskalan är den mest använda. Fluor har högst, omkring 4.0. Elektronegativiteten ökar över en period och minskar nedåt i en grupp, så bindningspolariteten minskar från H–F via H–Cl och H–Br till H–I.

Vanliga misstag när man förklarar periodiska trender

Trendfrågor bedöms oftast på förklaringen, inte bara på ordningen.

En fullständig förklaring namnger jämförelsen (samma skal eller ett annat skal), anger vad som händer med Zeff eller avståndet och kopplar den förändringen till kraften på den aktuella elektronen.

• Att säga att en atom är mindre för att den har fler elektroner. Över en period går elektronerna in i samma skal; storleken minskar eftersom Zeff stiger.
• Att förklara en grupptrend enbart med "fler skal", utan att notera att Zeff ändras lite nedåt i en grupp.
• Att behandla joniseringsenergin som strikt stigande över en period. Kontrollera stegen mellan grupp 2 och 13 samt mellan grupp 15 och 16.
• Att jämföra joner utifrån kärnladdning utan att först kontrollera att de är isoelektroniska.
• Att blanda teckenkonventionerna för elektronaffinitet och dra slutsatsen att det mer negativa talet är den mindre affiniteten.
• Att jämföra radier från olika tabeller. Kovalenta, metalliska och joniska radier definieras olika.
• Att förklara med vad en atom "vill". Atomer har inga mål; förklara med attraktion, avstånd och repulsion.