Die periodischen Eigenschaften der Elemente

Das Periodensystem ordnet die Elemente nach periodischen Eigenschaften an, bei denen es sich um wiederkehrende Trends bei den physikalischen und chemischen Eigenschaften handelt. Diese Trends können nur durch Untersuchung des Periodensystems vorhergesagt und durch Analyse der Elektronenkonfigurationen der Elemente erklärt und verstanden werden. Elemente neigen dazu, Valenzelektronen zu gewinnen oder zu verlieren, um eine stabile Oktettbildung zu erreichen. Stabile Oktette sind in den Inertgasen oder Edelgasen der Gruppe VIII des Periodensystems zu sehen. Neben dieser Aktivität gibt es zwei weitere wichtige Trends. Zunächst werden Elektronen nacheinander hinzugefügt, die sich über eine Periode von links nach rechts bewegen. Dabei erfahren die Elektronen der äußersten Hülle eine immer stärkere Anziehungskraft auf den Kern, sodass die Elektronen näher an den Kern und enger an diesen gebunden werden. Zweitens werden die äußersten Elektronen beim Abwärtsbewegen einer Säule im Periodensystem weniger fest an den Kern gebunden. Dies geschieht, weil die Anzahl der gefüllten Hauptenergieniveaus (die die äußersten Elektronen von der Anziehung zum Kern abschirmen) in jeder Gruppe nach unten zunimmt. Diese Trends erklären die Periodizität, die bei den Elementeigenschaften Atomradius, Ionisierungsenergie, Elektronenaffinität und Elektronegativität beobachtet wird.

Atomradius

Der Atomradius eines Elements ist die Hälfte des Abstands zwischen den Zentren zweier Atome dieses Elements, die sich gerade berühren. Im Allgemeinen nimmt der Atomradius über einen Zeitraum von links nach rechts ab und über eine bestimmte Gruppe hinweg ab. Die Atome mit den größten Atomradien befinden sich in Gruppe I und am unteren Rand der Gruppen.

Während eines Zeitraums von links nach rechts werden der äußeren Energiehülle nacheinander Elektronen hinzugefügt. Elektronen in einer Hülle können sich nicht gegenseitig vor der Anziehung von Protonen schützen. Da auch die Anzahl der Protonen zunimmt, steigt die effektive Kernladung über einen Zeitraum an. Dies führt dazu, dass der Atomradius abnimmt.

Bewegt man sich im Periodensystem eine Gruppe nach unten, nimmt die Anzahl der Elektronen und gefüllten Elektronenschalen zu, die Anzahl der Valenzelektronen bleibt jedoch gleich. Die äußersten Elektronen einer Gruppe sind der gleichen effektiven Kernladung ausgesetzt, aber mit zunehmender Anzahl der gefüllten Energieschalen befinden sich die Elektronen weiter vom Kern entfernt. Daher nehmen die Atomradien zu.

Ionisationsenergie

Die Ionisierungsenergie oder das Ionisierungspotential ist die Energie, die erforderlich ist, um ein Elektron aus einem gasförmigen Atom oder Ion vollständig zu entfernen. Je näher und enger ein Elektron an den Kern gebunden ist, desto schwieriger wird es zu entfernen sein und desto höher wird seine Ionisierungsenergie sein. Die erste Ionisierungsenergie ist die Energie, die erforderlich ist, um ein Elektron vom Stammatom zu entfernen. Die zweite Ionisierungsenergie ist die Energie, die erforderlich ist, um ein zweites Valenzelektron von dem einwertigen Ion zu entfernen, um das zweiwertige Ion zu bilden, und so weiter. Aufeinanderfolgende Ionisierungsenergien nehmen zu. Die zweite Ionisierungsenergie ist immer größer als die erste Ionisierungsenergie. Die Ionisierungsenergien nehmen über einen Zeitraum von links nach rechts zu (abnehmender Atomradius). Die Ionisierungsenergie nimmt in einer Gruppe ab (zunehmender Atomradius). Elemente der Gruppe I haben niedrige Ionisierungsenergien, da der Verlust eines Elektrons ein stabiles Oktett bildet.

Elektronenaffinität

Die Elektronenaffinität spiegelt die Fähigkeit eines Atoms wider, ein Elektron aufzunehmen. Es ist die Energieänderung, die auftritt, wenn ein Elektron zu einem gasförmigen Atom hinzugefügt wird. Atome mit einer stärkeren effektiven Kernladung haben eine größere Elektronenaffinität. Einige Verallgemeinerungen lassen sich über die Elektronenaffinitäten bestimmter Gruppen im Periodensystem anstellen. Die Elemente der Gruppe IIA, die Erdalkalien, weisen niedrige Elektronenaffinitätswerte auf. Diese Elemente sind relativ stabil, weil sie gefüllt sind s Unterschalen. Elemente der Gruppe VIIA, die Halogene, weisen hohe Elektronenaffinitäten auf, da die Addition eines Elektrons an ein Atom zu einer vollständig gefüllten Hülle führt. Gruppe-VIII-Elemente, Edelgase, haben Elektronenaffinitäten nahe Null, da jedes Atom ein stabiles Oktett besitzt und ein Elektron nicht ohne weiteres aufnimmt. Elemente anderer Gruppen haben geringe Elektronenaffinitäten.

In einer gewissen Zeit wird das Halogen die höchste Elektronenaffinität aufweisen, während das Edelgas die niedrigste Elektronenaffinität aufweist. Die Elektronenaffinität nimmt in einer Gruppe ab, da ein neues Elektron weiter vom Kern eines großen Atoms entfernt ist.

Elektronegativität

Die Elektronegativität ist ein Maß für die Anziehung eines Atoms für die Elektronen in einer chemischen Bindung. Je höher die Elektronegativität eines Atoms ist, desto größer ist seine Anziehungskraft für die Bindung von Elektronen. Die Elektronegativität hängt mit der Ionisierungsenergie zusammen. Elektronen mit geringen Ionisierungsenergien haben geringe Elektronegativitäten, da ihre Kerne keine starke Anziehungskraft auf Elektronen ausüben. Elemente mit hohen Ionisierungsenergien weisen aufgrund der starken Anziehungskraft, die der Kern auf Elektronen ausübt, hohe Elektronegativitäten auf. In einer Gruppe nimmt die Elektronegativität mit zunehmender Ordnungszahl ab, da der Abstand zwischen dem Valenzelektronen und dem Kern größer wird (größerer Atomradius). Ein Beispiel für ein elektropositives Element (d. H. Ein Element mit niedriger Elektronegativität) ist Cäsium; Ein Beispiel für ein hoch elektronegatives Element ist Fluor.

Zusammenfassung der Periodensystem-Eigenschaften von Elementen

Bewegen nach links → rechts

• Atomradius nimmt ab
• Ionisierungsenergie steigt
• Die Elektronenaffinität nimmt im Allgemeinen zu (außer (Edelgaselektronenaffinität nahe Null)
• Die Elektronegativität nimmt zu

Oben verschieben → Unten

• Atomradius erhöht sich
• Die Ionisierungsenergie nimmt ab
• Die Elektronenaffinität nimmt im Allgemeinen ab, wenn eine Gruppe nach unten bewegt wird
• Die Elektronegativität nimmt ab