Periodieke trends: hoe atoomstraal, elektronegativiteit en ionisatie-energie veranderen

Twee ideeën achter elke trend

Bijna elke trend komt voort uit twee effecten. Het eerste is de kernlading. Binnen een periode heeft elk element één proton meer, dus de kern trekt harder aan de elektronen. Elektronen die aan dezelfde schil worden toegevoegd, schermen elkaar nauwelijks af, dus de buitenste elektronen voelen van links naar rechts een sterkere aantrekking, de effectieve kernlading genoemd.

Het tweede is het aantal schillen. Naar beneden in een groep heeft elk element één bezette schil meer, dus de buitenste elektronen zitten verder van de kern en worden afgeschermd door meer binnenste elektronen. Ze worden minder stevig vastgehouden, ook al heeft de kern meer protonen.

Atoomstraal

De atoomstraal meet de grootte van een atoom. Binnen een periode neemt die over het algemeen af, omdat de sterkere aantrekking de elektronenwolk naar binnen trekt. Naar beneden in een groep neemt hij toe, omdat elke nieuwe schil verder naar buiten ligt. Positieve ionen zijn kleiner dan hun atomen en negatieve ionen zijn groter.

De alkalimetalen tonen de groepstrend duidelijk in de gegevens van deze site: lithium 182 pm, natrium 227 pm, kalium 275 pm, rubidium 303 pm en cesium 343 pm. Stralen hangen af van hoe ze worden gemeten (covalente, metallische of van-der-waalsstralen), dus verschillende tabellen geven verschillende getallen, en de trend binnen een periode is een algemeen patroon en geen volkomen gladde lijn.

Elektronegativiteit

Elektronegativiteit meet hoe sterk een atoom de gedeelde elektronen in een chemische binding aantrekt. Op de schaal van Pauling stijgt die binnen een periode en daalt hij naar beneden in een groep.

In periode 2 loopt die op van lithium (0,98) via koolstof (2,55) en zuurstof (3,44) naar fluor (3,98), het meest elektronegatieve element. Naar beneden in groep 17 daalt hij van fluor naar chloor (3,16), broom (2,96) en jood (2,66). De laagste waarden staan linksonder, zoals cesium met 0,79. Helium, neon en argon hebben geen waarde omdat ze geen stabiele verbindingen vormen.

Het verschil in elektronegativiteit voorspelt het type binding. Een groot verschil, zoals tussen natrium (0,93) en chloor (3,16), geeft een ionbinding, terwijl een klein verschil een covalente binding geeft.

Ionisatie-energie

Ionisatie-energie is de energie die nodig is om het buitenste elektron van een atoom in de gasfase te verwijderen. Die stijgt binnen een periode, omdat de elektronen steviger worden vastgehouden, en daalt naar beneden in een groep, omdat het buitenste elektron verder van de kern zit.

Binnen periode 3 stijgt die van 5,139 eV voor natrium tot 15,76 eV voor argon, en naar beneden in groep 1 daalt hij van 5,392 eV voor lithium tot 3,894 eV voor cesium. Helium heeft de hoogste eerste ionisatie-energie van alle elementen, 24,587 eV. Onderweg zijn er kleine dalen: boor ligt lager dan beryllium omdat zijn buitenste elektron in een 2p-subschil met hogere energie zit, en zuurstof ligt lager dan stikstof omdat zijn vierde 2p-elektron een orbitaal deelt, waar de afstoting het gemakkelijker te verwijderen maakt.

Metaalkarakter en reactiviteit

Metaalkarakter beschrijft hoe gemakkelijk een atoom elektronen afstaat. Het volgt het tegenovergestelde patroon van ionisatie-energie: het neemt af binnen een periode en neemt toe naar beneden in een groep. Daarom staan de meest metaalachtige elementen, zoals cesium en francium, linksonder, en de meest niet-metaalachtige, zoals fluor en zuurstof, rechtsboven.

Reactiviteit volgt uit deze trends maar hangt af van de groep. Alkalimetalen worden reactiever naar beneden in de groep omdat hun ene valentie-elektron gemakkelijker af te staan is: lithium reageert gelijkmatig met water, terwijl kalium heftig reageert. Halogenen worden minder reactief naar beneden in de groep omdat grotere atomen een extra elektron minder sterk aantrekken, dus fluor is het meest reactieve halogeen.