Періодичні тенденції
Періодичні тенденції виникають зі спільної зміни заряду ядра, екранування, проникнення орбіталей і кількості зайнятих електронних оболонок. Стрілки на періодичній таблиці корисні як перше наближення, але не є абсолютними законами: заповнення підоболонок і електронне відштовхування створюють змістовні винятки.
Наочна модель
Інтерактивна модель
Ефективний заряд ядра
Зовнішній електрон не відчуває повний заряд +Ze, бо інші електрони частково екранують ядро. Величина Z_eff якісно описує результуюче притягання. У межах періоду Z зростає, а електрони тієї самої оболонки екранують один одного неповністю.
Тому ефективне притягання валентних електронів загалом посилюється зліва направо. s-орбіталі за того самого n сильніше проникають до ядра, ніж p-, d- і f-орбіталі, тож екранування не можна звести лише до числа оболонок.
Атомний радіус
У періоді зростання Z_eff загалом стягує електронну хмару тієї самої головної оболонки та зменшує атомний радіус. У групі вниз додається нова зайнята оболонка, тому атом зазвичай стає більшим, попри зростання заряду ядра.
У перехідних металів зміна радіуса слабша через часткове екранування доданими d-електронами. Слабке екранування 4f-електронами спричиняє лантаноїдне стиснення та впливає на розміри елементів наступного ряду.
Енергія йонізації
Перша енергія йонізації — енергія видалення одного електрона з газоподібного атома в основному стані. Сильніше ефективне притягання та менший радіус ускладнюють видалення, тому загальний тренд — зростання в періоді й зменшення вниз по групі.
Реальні значення мають винятки. Різниця Mg та Al пов’язана з енергіями 3s і 3p, а різниця P та S — зі спарюванням електронів у 3p. Винятки не скасовують модель, а показують її мікроскопічну основу.
Електронегативність і спорідненість до електрона
Електронегативність описує здатність зв’язаного атома притягувати електронну густину зв’язку та загалом зростає вправо й угору. Вона не тотожна енергії йонізації чи газофазній спорідненості до електрона.
Флуор має найбільшу електронегативність за Полінгом. Спорідненість до електрона змінюється менш гладко, бо доданий електрон може потрапляти у вищу підоболонку або відчувати додаткове відштовхування під час спарювання.
Йонні радіуси та ізоелектронні ряди
Катіон зазвичай менший за нейтральний атом: електронів стає менше, взаємне відштовхування слабшає, а інколи зникає ціла зовнішня оболонка. Аніон зазвичай більший через додавання електрона та посилення відштовхування.
O²⁻, F⁻, Ne, Na⁺ і Mg²⁺ мають по 10 електронів. У такому ізоелектронному ряді збільшення Z посилює притягання одного й того самого набору електронів, тому радіус зменшується від O²⁻ до Mg²⁺.
Вправи
Ізоелектронний ряд
Розташуйте O²⁻, F⁻, Ne і Na⁺ від більшого радіуса до меншого.
Розв’язання: У всіх 10 електронів; зі зростанням Z радіус зменшується: O²⁻ > F⁻ > Ne > Na⁺.
Mg та Al
Чому перша енергія йонізації Al може бути меншою, ніж Mg?
Розв’язання: В Al видаляється більш високоенергетичний і менш проникний електрон 3p, а в Mg — 3s.
Вниз по групі
Чому атомний радіус зазвичай зростає вниз по групі?
Розв’язання: Додається нова головна оболонка; збільшення відстані й екранування переважає зростання заряду ядра.