Elementide perioodilised omadused

Periooditabel korraldab elemendid perioodiliste omaduste järgi, mis on korduvad füüsikaliste ja keemiliste omaduste trendid. Neid suundumusi saab ennustada üksnes uurides: perioodilisustabel ning seda saab selgitada ja mõista elementide elektronkonfiguratsioonide analüüsimisega. Elementide kalduvus omandada või kaotada valentselektrone, et saavutada stabiilne oktet. Perioodilise tabeli VIII rühma inertgaasides või väärisgaasides on näha stabiilset oktetti. Lisaks sellele tegevusele on veel kaks olulist suundumust. Esiteks lisatakse elektronid ükshaaval, liikudes perioodil vasakult paremale. Kuna see juhtub, kogevad äärepoolseima kesta elektronid järjest tugevamat tuumajõudu, nii et elektronid muutuvad tuumale lähemale ja tihedamalt selle külge. Teiseks, liikudes perioodilise tabeli veerust allapoole, seovad välimised elektronid tuumaga vähem tihedalt. See juhtub seetõttu, et täidetud peamiste energiatasandite arv (mis varjavad välimisi elektrone tuuma külgetõmbest) suureneb igas rühmas allapoole. Need suundumused selgitavad aatomiraadiuse, ionisatsioonienergia, elektronide afiinsuse ja elektronide afiinsuse elementide omaduste perioodilisust.

Elemendi aatomiraadius on pool vahemaast selle elemendi kahe aatomi keskpunktide vahel, mis lihtsalt üksteisega kokku puutuvad. Üldiselt väheneb aatomi raadius perioodil vasakult paremale ja suureneb antud rühma allapoole. Suurima aatomiraadiusega aatomid asuvad I rühmas ja rühmade põhjas.

Perioodil vasakult paremale liikudes lisatakse välimist energiakesta ükshaaval elektronid. Koores olevad elektronid ei saa kaitsta üksteist prootonite külgetõmbe eest. Kuna ka prootonite arv kasvab, suureneb efektiivne tuumalaeng kogu perioodi jooksul. See põhjustab aatomi raadiuse vähenemist.

Kolimine rühmas allapoole perioodilisustabel, suureneb elektronide ja täidetud elektronide kest, kuid valentselektronite arv jääb samaks. Rühma välimised elektronid puutuvad kokku sama efektiivse tuumalaenguga, kuid elektronid leitakse tuumast kaugemal, kui täidetud energiakestade arv suureneb. Seetõttu suurenevad aatomi raadiused.

Ionisatsioonienergia ehk ionisatsioonipotentsiaal on energia, mis on vajalik elektri eemaldamiseks gaasilisest aatomist või ioonist. Mida lähemal ja tihedamalt elektron on tuumale ühendatud, seda keerulisem on seda eemaldada ja seda suurem on selle ionisatsioonienergia. Esimene ionisatsioonienergia on energia, mis on vajalik ühe elektroni eemaldamiseks lähteaatomist. Teine ionisatsiooni energia on energia, mis on vajalik teise valentselektroni eemaldamiseks ühevalentsest ioonist, moodustades kahevalentse iooni jne. Järjestikused ionisatsioonienergiad suurenevad. Teine ionisatsioonienergia on alati suurem kui esimene ionisatsioonienergia. Ioniseerimisenergiad suurenevad kogu perioodi vältel vasakult paremale liikudes (väheneb aatomi raadius). Ionisatsioonienergia väheneb grupist allapoole liikudes (aatomi raadiuse suurenemine). I rühma elementidel on madalad ionisatsioonienergiad, kuna elektronide kaotus moodustab stabiilse okteti.

Elektronide afiinsus peegeldab aatomi võimet vastu võtta elektron. See on energia muutus, mis toimub elektronide lisamisel gaasilisele aatomile. Tugevama efektiivse tuumalaenguga aatomitel on suurem elektronide afiinsus. Periooditabelis võib teatud rühmade elektronide afiinsuse osas teha üldistusi. IIA rühma elementidel, leelismuldmetallidel, on madal elektronide afiinsuse väärtus. Need elemendid on suhteliselt stabiilsed, kuna need on täidetud s alamkellid. VIIA rühma elementidel, halogeenidel, on kõrge elektronide afiinsus, kuna elektroni lisamine aatomile annab tulemuseks täielikult täidetud kesta. VIII rühma elementidel, väärisgaasidel, on elektronide afiinsus nullilähedane, kuna igal aatomil on stabiilne oktett ja nad ei võta elektroni kergesti vastu. Teiste rühmade elementidel on madal elektronide afiinsus.

Perioodil on halogeenil suurim elektronide afiinsus, samas kui väärisgaas on madalaima elektronide afiinsusega. Elektronide afiinsus väheneb grupist allapoole liikudes, kuna uus elektron oleks suure aatomi tuumast kaugemal.

Elektronegatiivsus on keemilise sideme elektronide aatomi külgetõmbe mõõt. Mida suurem on aatomi elektronegatiivsus, seda suurem on selle atraktsioon elektronide sidumiseks. Elektronegatiivsus on seotud ionisatsioonienergiaga. Madala ionisatsioonienergiaga elektronidel on madal elektronegatiivsus, kuna nende tuumad ei avalda elektronidele tugevat atraktiivset jõudu. Kõrge ionisatsioonienergiaga elementidel on tuuma poolt elektronidele avaldatud tugeva tõmbe tõttu kõrge elektronegatiivsus. Rühmas väheneb elektronegatiivsus, kui aatomiarv suureneb, valentselektroni ja tuuma vahelise suurenenud vahemaa (suurema aatomiraadiuse) tagajärjel. Elektropositiivse (st madala elektronegatiivsusega) elemendi näide on tseesium; näide väga elektronegatiivne element on fluor.

Liikuge vasakule → paremale

• Aatomi raadius väheneb
• Ionisatsiooni energia suureneb
• Elektronide afiinsus suureneb üldiselt (välja arvatud Väärisgaaside elektronide afiinsus nulli lähedal)
• Elektronegatiivsus suureneb

Liikuv ülalt → alt

• Aatomi raadius suureneb
• Ionisatsiooni energia väheneb
• Elektronide afiinsus väheneb üldiselt rühmas liikudes
• Elektronegatiivsus väheneb