Periyodik eğilimler: atom yarıçapı, elektronegatiflik ve iyonlaşma enerjisi nasıl değişir?

Her eğilimin ardındaki iki fikir

Neredeyse her eğilim iki etkiden gelir. Birincisi çekirdek yüküdür. Bir periyot boyunca her elementin bir protonu daha vardır, bu yüzden çekirdek elektronları daha güçlü çeker. Aynı kabuğa eklenen elektronlar birbirini pek perdelemez; bu yüzden dış elektronlar soldan sağa doğru etkin çekirdek yükü denen daha güçlü bir çekim hisseder.

İkincisi kabuk sayısıdır. Bir grupta aşağı inerken her elementin dolu bir kabuğu daha vardır; bu yüzden dış elektronlar çekirdekten daha uzakta durur ve daha fazla iç elektron tarafından perdelenir. Çekirdeğin daha çok protonu olmasına rağmen daha gevşek tutulurlar.

Atom yarıçapı

Atom yarıçapı bir atomun büyüklüğünü ölçer. Bir periyot boyunca genellikle azalır, çünkü daha güçlü çekim elektron bulutunu içeri doğru çeker. Bir grupta aşağı doğru artar, çünkü her yeni kabuk daha dışta yer alır. Pozitif iyonlar atomlarından küçük, negatif iyonlar ise büyüktür.

Alkali metaller grup eğilimini bu sitenin verilerinde açıkça gösterir: lityum 182 pm, sodyum 227 pm, potasyum 275 pm, rubidyum 303 pm ve sezyum 343 pm. Yarıçap değerleri nasıl ölçüldüklerine (kovalent, metalik ya da van der Waals yarıçapları) bağlıdır; bu yüzden farklı tablolar farklı sayılar verir ve bir periyot boyunca görülen eğilim, kusursuz düzgün bir değişimden çok genel bir örüntüdür.

Elektronegatiflik

Elektronegatiflik, bir atomun kimyasal bağdaki ortak elektronları ne kadar güçlü çektiğini ölçer. Pauling ölçeğinde bir periyot boyunca artar, bir grupta aşağı inerken azalır.

2. periyotta lityumdan (0,98) karbon (2,55) ve oksijen (3,44) üzerinden en elektronegatif element olan flora (3,98) kadar yükselir. 17. grupta aşağı inerken flordan klora (3,16), brom (2,96) ve iyoda (2,66) doğru azalır. En düşük değerler sol alttadır; örneğin sezyum 0,79'dur. Helyum, neon ve argonun kararlı bileşik oluşturmadıkları için bir değeri yoktur.

Elektronegatiflik farkı bağın türünü tahmin ettirir. Sodyum (0,93) ile klor (3,16) arasındaki gibi büyük bir fark iyonik bağ, küçük bir fark ise kovalent bağ verir.

İyonlaşma enerjisi

İyonlaşma enerjisi, gaz fazındaki bir atomdan en dıştaki elektronu koparmak için gereken enerjidir. Bir periyot boyunca elektronlar daha sıkı tutulduğu için artar, bir grupta aşağı inerken dış elektron çekirdekten daha uzak olduğu için azalır.

3. periyotta sodyum için 5,139 eV'den argon için 15,76 eV'ye yükselir; 1. grupta aşağı inerken lityum için 5,392 eV'den sezyum için 3,894 eV'ye düşer. Helyum, tüm elementler arasında en yüksek ilk iyonlaşma enerjisine, 24,587 eV'ye sahiptir. Yol boyunca küçük düşüşler vardır: bor, dış elektronu daha yüksek enerjili bir 2p alt kabuğunda olduğu için berilyumdan düşüktür; oksijen ise dördüncü 2p elektronu bir orbitali paylaştığı ve itme onu koparmayı kolaylaştırdığı için azottan düşüktür.

Metalik karakter ve tepkimeye girme isteği

Metalik karakter, bir atomun elektron vermesinin ne kadar kolay olduğunu anlatır. İyonlaşma enerjisinin tersi bir örüntü izler: bir periyot boyunca azalır, bir grupta aşağı inerken artar. Sezyum ve fransiyum gibi en metalik elementlerin sol altta, flor ve oksijen gibi en ametalik elementlerin sağ üstte yer almasının nedeni budur.

Tepkimeye girme isteği bu eğilimlerden çıkar ama gruba bağlıdır. Alkali metaller grupta aşağı indikçe daha reaktif olur, çünkü tek değerlik elektronları daha kolay verilir: lityum suyla durağan bir şekilde tepkimeye girer, potasyum ise şiddetle. Halojenler grupta aşağı indikçe daha az reaktif olur, çünkü daha büyük atomlar fazladan bir elektronu daha zayıf çeker; bu yüzden flor en reaktif halojendir.