Az atomok elektronszerkezete és a periódusos rendszer

A kvatumelmélet alapjai

A fény hullámtermészete

A fény az energiának olyan formája, amely hullámként terjed, de az anyaggal való kölcsönhatásaiban részecske-tulajdonságokat is hordoz. A fény sebessége (c), a hullámhossz (l és a frekvencia (n) között az összefüggés az alábbi:

c = l n

ahol, l = a hullámhossz, a hullám két egymás után következö, azonos fázisú pontjai közötti távolság,

n = az adott ponton másodpercenként áthaladó hullámok száma,

c = 3 ˇ 10⁸ m/s, a fény sebessége.

Max Planck az izzó szilárd testek fénykibocsátását tanulmányozva megállapította, hogy az energia diszkrét mennyiségben, ún. kvantumokban emittálódik:

E = h ˇ n

ahol a kibocsátott fény frekvenciája n-vel, és energiája E-vel egyenlö, a h arányossági tényezö a Planck-féle állandó, h = 6,626ˇ 10^-34 J ˇ s.

Einstein a fotoelektromos hatást tanulmányozva arra a meggyözödésre jutott, hogy Planck hipotézise fordítva is igaz; vagyis a fényt az anyagok nemcsak kvantumokban sugározzák ki, hanem kvantumokban is nyelik el. Kézenfekvö volt tehát a gondolat, hogy a fény kvantumos energiacsomagokat, ún. fotonokat hordoz, vagyis ilyen értelemben részecske jellegü. Compton (1924) volt az, akinek munkássága során a fotonok létezése beigazolódott. Tehát Einstein általánosította a kvantumelméletet, mely szerint az elektromágneses sugárzások mindegyike hullámnak tekinthetö, és az anyaggal való kölcsönhatása során: E = h ˇ n energiakvantumot képvisel.

A fény energiáját hordozó részecske tehát a foton, melynek energiája a fény hullámhosszának vagy frekvenciájának ismeretében kiszámítható. A látható fény fotonjai az elektromágneses sugárzások igen szük tartományát jelentik. A kis energiájú sugárzásoktól a nagy energiájú sugárzások felé az alábbi spektrumokat tudjuk megkülönböztetni: rádióhullámok, mikrohullámok, látható fény, ultraibolya sugárzás, röntgensugárzás és g-sugárzás.

A látható tartományon belül legkisebb energiával bír a vörös, legnagyobbal az ultraibolya színeknek megfelelö sugárzás. A kettö között helyezkedik el a narancs, a sárga, a zöld és a kék színeknek megfelelö sugárzás.

A elektromágneses spektrum fontosabb tartományait a 4. ábra mutatja.

4. ábra. Az elektromágneses spektrum (Csapó, 2000)

Az elektronhullámok és kvantummechanika

De Broglie 1924-ben megállapította, hogy a fényhez hasonlóan, az elektronnak is van hullámokra jellemzö tulajdonsága a részecskékre jellemzö tulajdonságok mellett. Az u-sebességü és m-tömegü elektron hullámhosszát de Broglie elmélete szerint a következö képlettel számíthatjuk ki:

A kvantummechanika az atomok szerkezetének leírásában azt a tényt használja fel, hogy minden részecskéhez hullámsajátság is tartozik, így az elektronok mozgása a hullám terjedésével jár együtt. Az elektron hullámtermészetét igazoló kísérleteket 1927-ben publikálta Davisson és Germer.

Ma már teljesen nyilvánvaló, hogy a mikrovilágban teljesen más törvényszerüségek uralkodnak, mint amelyeket a klasszikus fizika keretei között megismertünk. Ennek megfelelöen a kvantummechanika is a hétköznapi logikánktól meröben eltérö gondolkodásmódot kíván. Jól demonstrálja ezt, hogy a kvantummechanika az atom szerkezetének leírásakor felhasználja azt, hogy az elektron hullám sajátságokkal is bír, így mozgása hullám terjedésével is együtt jár. Schrödinger hullámegyenlettel írja le az atomokban lévö elektronokkal kapcsolatos jelenségeket. Heisenberg 1927-ben kimutatta, hogy az elektron helyzetéröl és impulzusáról nem adható egyidejüleg tetszés szerinti pontosságú adat. Ha ugyanis valamely x helykoordináta meghatározásának hibája Dx, az impulzus meghatározásé pedig Dp, akkor

Dx Dp h/2,

mely a hely- és impulzus meghatározás bizonytalanságát tükrözi (Heisenberg-féle határozatlansági elv).

Színképek

Emissziós és abszorpciós színképek

Az atommagot körülvevö elektronburokról az emissziós és az abszorpciós színképek adnak felvilágosítást. Emissziós atomszínképet úgy kapunk, hogy az atomokat megfelelö energiával gerjesztett állapotba hozzuk, majd a kibocsátott, emittált, elektromágneses sugárzás intenzitását ábrázoljuk a hullámhossz (l) vagy a frekvencia (n) függvényében. Ha az energiaközlés csak a viszonylag könnyebben gerjeszthetö, külsö héjakon lévö elektronokat érinti, az emittált sugárzás látható vagy ultraibolya fény kibocsátását jelenti (800-400 nm, ill. 200-30 nm), azaz az ún. optikai színképet kapjuk. Megfelelöen nagy energiaközlés esetén viszont a belsö héjakon mennek végbe változások, melynek eredményeként röntgensugár (5-0.01 nm) emittálódik.

Az emissziós (és abszorpciós) színképek ugyanannyira jellemzöek a különbözö elemek atomjaira, mint az emberekre azok ujjlenyomata. 1815-ben Fraunhofer felfigyelt arra, hogy a Nap folytonos színképéböl bizonyos hullámhossznak megfelelö vonalak hiányoznak, s így egyfajta negatív színkép jön létre, mely a folytonos színkép sötét vonalaként jelentkezik. Ennek magyarázata, hogy a Nap fehéren izzó belsejéböl távozó fény alacsonyabb hömérsékletü gáztérrel találkozik, majd az abban lévö nem gerjesztett atomokban elnyelödik. Az így bekövetkezö fényabszorpció tulajdonképpen egy rezonancia jelenség, mivel az atomok pontosan ugyanakkora hullámhosszúságú sugarakat nyelnek el, mint amelyeket gerjesztett állapotban maguk is kisugároznak. Az abszorpciós spektrum tehát, az emissziós színképhez hasonlóan, szorosan összefügg az atom kémiai minöségével, s így anyagvizsgálat céljára szintén hasznosítható.

Atom- és molekulaszínképek

Az emissziós spektrumok izzó gázatomok esetében egymástól többé-kevésbé jól elkülönülö vonalakból álló, un. vonalas színképek, míg az izzó gázmolekulák sok vonalból álló ún. sávos színképet adnak, melyekben az egyes vonalak sávokban csoportosulnak. Az izzó szilárd anyagok, folyadékok és nagynyomású gázok színképe viszont folytonos. A színképek természetesen nem értékelhetöek akkor, ha azokon a vonalak nem különülnek el egymástól (pl. több elem, azaz több vonalas spektrum együttes jelenléte). Erre tekintettel a spektrométereknek mindig fontos részét képezi valamilyen monokromátor (prizma vagy optikai rács), amely a hullámhossz szerinti felbontást biztosítja.

A hidrogénatom Bohr-féle atommodellje

A Bohr-féle atommodellt megelözöen Rutherford kidolgozott egy olyan elképzelést az atom szerkezetéröl, amely szerint az atom a bolygórendszerhez hasonló, vagyis az elektronok a mag körül keringenek, és az elektrosztatikus vonzóerö tart egyensúlyt a centrifugális erövel. Az elképzelés alapvetöen tévesnek bizonyult, s ez önmagában is felhívta a figyelmet arra, hogy a mikrovilág tényeit nem lehet a klasszikus fizika törvényei alapján értelmezni.

5. ábra. Folytonos és vonalas színképek (Csapó, 2000)

Niels Bohr dán fizikus 1913-ban Planck kvantumhipotézisének és az Einstein-féle ekvivalenciaelvnek a felhasználásával próbálta kiküszöbölni a Rutherford-féle modell ellentmondásait. Olyan atommodellt dolgozott ki, mellyel meghatározható a hidrogénatom színképének szerkezete. Elképzelése teljesen új atomszerkezet-felfogáshoz vezetett, mely három posztulátumra épül:

* Az elektron az atommag körül csak meghatározott sugarú körpályán keringhet, és csak azok a pályák megengedettek az elektron számára, ahol az elektronimpulzus momentuma (mur) egyenlö h/2 p egész számú többszörösével:

(mur) = n ˇ h/2p n = 1, 2, 3......

Az elektronpályák tehát meghatározott energianívót képviselnek, kvantáltak (kvantumpályák). Az n = 1 jelenti az elsö, a maghoz legközelebbi pályát.

*Az adott pályán lévö elektronok energiája meghatározott; amíg az elektron a pályán tartózkodik nem sugároz és nem nyel el energiát; a kvatumpályákon az elektron sugárzás nélkül kering.

*Az egyik kvantumpályáról a másikra történö átmenetnél az elektron által elnyelt vagy kisugárzott energia egyenlö a két pálya közötti energiakülönbséggel.

Fényenergia esetében:

DE = E₂ - E₁ = h ˇ n

Ha az elektron magasabb energiaállapotból (E₂) alacsonyabbra (E₁) kerül, akkor az összefüggés az emittált foton frekvenciáját mutatja. Gerjesztéskor n frekvenciájú foton elnyelésével az elektron magasabb (E₂) energiaállapotba kerül.

Bohr elmélete segítségével a hidrogén színképvonalai értelmezhetök. Gerjesztéskor az elektron magasabb energiájú pályára kerül, alacsonyabb energiájú pályára visszatérve pedig fotont bocsát ki. A foton energiája egyenlö a két kvantumpálya energiakülönbségével. Az alapállapotba (n=1) a visszatérés történhet lépésenként, ill. egyszerre; ennek következtében többféle energiájú foton keletkezik. A vonalas színképsorozat a távolabbi kvantumpályák és az adott n értékü kvantumpálya közötti különbségnek felelnek meg. Az n egész számot kvantumszámnak hívjuk. Bohr elmélete csak az ún. "hidrogénszerü atomokra" alkalmazható, nem tudja azonban magyarázni a többelektronos atomok spektrumát, és a színképvonalak felhasadását mágneses térben. Ennek ellenére, különbözö elhanyagolásokkal, a komplikáltabb atomokról is dolgoztak ki részletes modelleket. Ezek közös sajátsága az volt, hogy az atommagban éppen annyi pozitív töltésü proton helyezkedik el, mint amennyi a rendszám, és ugyanannyi negatív töltésü elektron kering a mag körül különbözö távolságokban, hogy az elektrosztatikus egyensúly megmaradjon.

A kvantummechanikai atommodell

Az elektron hullámtermészetének felismerését követöen dolgozták ki a kvantummechanikai atommodellt. A hullámtermészet következtében az elektront térbeli állóhullámnak tekintjük a Bohr-féle kvantum pályákon. A Schrödinger-egyenletben lévö hullámfüggvény, mely pontosan leírja a hidrogénatom színképvonalainak helyzetét és intenzitását, megadja, hogy az elektron milyen valószínüséggel található a tér meghatározott helyén. A Bohr-féle atomelmélettel szemben csak az elektron tartózkodási valószínüségére tesz megállapítást, vagyis statisztikai jellegü. A kvantummechanikai atommodell legfontosabb megállapításai:

*az atomokban az elektronok energiája meghatározott, kvantált,

*a kvantált energiaállapot az elektron hullámtermészetének a következménye,

*a Heisenberg-féle bizonytalansági elv szerint az elektron térbeli helyzete és impulzusa nem határozható meg tetszés szerinti pontosággal,

*az elektron legvalószínübb térbeli tartózkodási helye adható csak meg az atommag környezetében; a különbözö energiájú elektronok eltérö tartózkodási valószínüséggel jellemezhetök, melyek az elektronok pályáinak, az atomorbitáloknak tekinthetök.

Kvantumszámok

Az atomokban található minden elektron négy kvantumszámmal írható le, melyek meghatározzák az elektron összes tulajdonságát, tehát energiáját, térbeli elhelyezkedését és a többi elektronnal való kölcsönhatását.

A fökvantumszám (n) a föhéjban határozza meg az elektron energiáját. A fökvantumszám majdnem egyezik a Bohr-féle atommodell kvantált energiaszintjeinek sorszámával. Ha az elektron közelebb helyezkedik el az atommaghoz, akkor n értéke is, és az elektron energiája is kisebb. A fökvantumszám lehetséges értékei n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7. (Maximális értéke az ismert elemek alapállapotában n = 7).

A mellékkvantumszám (l) az elektron impulzusmomentumát adja meg. Kvantált értékeit a fökvantumszám határozza meg; értéke mindig eggyel kisebb mint a fökvantumszámé (l = 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6; n - 1). A mellékkvantumszám a föhéjon belüli alhéjak számát, ill. energiáját írja le. Az alhéjakat betüvel is jelölhetjük: s (l=0), p (l=1), d (l=2), f (l=3). Az atomokban lévö elektron energiaállapotát a fö- és a mellékkvantumszám együttesen határozza meg.

A mágneses kvantumszám (m_l) az elektron impulzusmomentumának térbeli irányítottságát határozza meg valamely koordináta-rendszerhez viszonyítva. A mágneses kvantumszám értékei m_l = -1, 0, +1.

A spinkvantumszám (m_s) az elektron saját momentumát jelöli. Lehetséges értékei (m_s = +1/2, -1/2) nem egész számok; különbségük azonban már egész szám. A spin az elektron olyan alapvetö sajátossága, amely az elektron térbeli mozgásából adódó impulzusmomentumot csökkenteni (-1/2), vagy növelni (+1/2) képes.

Atomorbitálok

A hidrogénatom egyetlen elektronja esetében az elektron tartózkodási valószínüségét az s és p állapotú atomorbitálokon ábrázolni lehet. Az 1s elektron tartózkodási valószínüsége a magtól 0,053 nm távolságra a legnagyobb, ami megfelel a Bohr-féle (n=1) körpálya sugarának. A 2s elektron egy maghoz közelebbi és távolabbi maximumot mutat, és van egy olyan pont, ahol az elektron tartózkodási valószínüsége 0. Az s állapotú elektronok orbitáljai gömb alakúak, a p orbitálok esetén az m_l kvantumszámnak 3 értéke (-1, 0 és +1) lehet, ezért 3 különbözö térbeli eloszlás képzelhetö el a 2p elektronra. Az 5-féle d orbitál az m_l kvantumszám 5-féle értékének (-2, -1, 0, +1, +2) felel meg. A hidrogénatom különbözö atomorbitáljainak energiaszintjét az emissziós spektrumból lehet meghatározni; az 1s (alapállapotú) elektron energiája a legkisebb, míg a gerjesztett állapotok energiaszintjei az azonos fökvantumszámú orbitálokon a hidrogén esetében azonosak.

Elektronszerkezet többelektronos atomoknál

Az elektronhéjak energiaszintje

A két vagy több elektront tartalmazó atomok energianívó-diagramja már bonyolult. Az elektron valószínüség-eloszlását az atommag növekvö pozitív töltése módosítja; az elektronnal töltött atomorbitálok pedig negatív töltésü árnyékoló ernyöként hatnak az atommag és a külsö pályákon lévö elektronok között. Az elektronok tartózkodási valószínüségét elemezve megállapítható, hogy a 2s atomorbitálon tartózkodó elektron nagyobb valószínüséggel található a magtól távolabb, mint az 1s pálya elektronja. Ugyanakkor a 2s orbitálon lévö elektron kis valószínüséggel a maghoz közelebb is található, mint az 1s alapállapotú elektron, mivel két maximuma van tartózkodási valószínüségének. A növekvö rendszámmal beépülö elektronok az alhéjakat folyamatosan töltik fel; az alhéjak növekvö energia szerinti sorrendje a következö: 1s, 2s 2p, 3s 3p, 4s 3d 4p, 5s 4d 5p, 6s 4f 5d 6p, 7s 5f 6d 7p; ahol a vesszök a stabil elektronkonfigurációk kialakításának lehetöségét jelölik.

5. ábra. Az s, p és d állapotú atomorbitálok (Csapó, 2000)

Az elektronhéjak beépülésének törvényei

Az elektronok az atomorbitálokat növekvö energia sorrendjében töltik be, melynek következtében kialakul az atomokra jellemzö elektronkonfiguráció. Ezt a törvényszerüséget az energiaminimumra törekvés elvének hívjuk. Az elektronok az atom lehetö legkisebb energiájú pályáinak betöltésével a legstabilabb alapállapotot hozzák létre. Minden más elektronkonfiguráció gerjesztett állapotnak felel meg, melyböl energia (foton) kibocsátásával az atom elemi állapotba kerül vissza.

A Pauli-féle tilalmi elv szerint egy atomon belül nem lehet két olyan elektron, amelyek kvantumszámai azonosak. Az atomon belüli elektronokra jellemzö kvantumszámok közül legalább az egyik eltér a többitöl. Az atomszínképek tanulmányozása alapján felismert elv azt is jelenti, hogy mivel a színképvonal diszkrét energiaszinteket jelöl, egy atomon belül két azonos energiájú elektron nem létezhet. A Pauli-féle tilalmi elv segítségével meghatározhatjuk az egyes föhéjakban és alhéjakban lévö elektronok maximális számát. Így pl. az 1-es fökvantumszámú elektonhéjon 2 elektron, a 2-es fökvantumszámú elektronhéjon 8 elektron, a 3-as fökvantumszámú elektronhéjon 18 elektron, a 4-es fökvantumszámú elektronhéjon pedig 32 elektron foglalhat helyet.

Fenti elvek alkalmazásával a hidrogénatom alapállapotban 1 elektront tartalmaz az 1s elektronpályán. A hélium 2 elektronja is az 1s elektronpályán helyezkedik el, de a Pauli-féle tilalmi elv értelmében a párosított elektronok ellentétes spinüek; a két elektron csak a spinkvantumszámban különbözik. A lítium 3 elektronja közül 2 az 1s orbitálon, míg a 3. elektron a 2s orbitálon található. Az elemek alapállapotú elektronkonfigurációit növekvö energia sorrendjében a megadott alhéjak és az elektronok számával írhatjuk le.

A Hund-féle szabály szerint az elektronok a p-, d- és f-alhéjak orbitáljait egyenként töltik be párosítatlan spinnel mindaddig, amíg az alhéj félig fel nem töltödik. Ennek megfelelöen ezek az alhéjak csak 3, 5 vagy 7 elektron beépülése után alakíthatnak ki párosított spinü elektronpárokat; a párosítatlan elektronok száma mindig maximális, ezért a Hund-féle szabályt néha a maximális multiplicitás elvének is nevezzük. Az elektronok eloszlását a fö- és alhéjakon a 11. táblázat mutatja be.

9. táblázat. Az elektronok eloszlása a fö- és alhéjakon

Az elemek periódusos rendszere

Az elemek természetes osztályozását elektronszerkezetük alapján periódusos rendszernek hívjuk. A rendszerben minden egyes elem helye azáltal meghatározott, hogy elektronburkának felépítésében jellemzö, de mégis különbözö tulajdonságai vannak vízszintes és függöleges szomszédaival. Elnevezését Meyertöl és Mengyelejevtöl kapta, akik egymástól függetlenül majdnem egy idöben állították fel az ún. periódusos rendszert. Ebben a rendszerben az atomok növekvö rendszám szerint vízszintes periódusokban és függöleges oszlopokban helyezkednek el. A külsö elektronkonfiguráció alapján beszélhetünk az s-mezö elemeiröl, melyek közé az alkálifémek és alkáliföldfémek tartoznak; a p-mezö elemeiröl, melyek közé a bór csoport, a szén csoport, nitrogén csoport, az oxigén csoport, a halogének és a nemesgázok tartoznak; a d-mezö elemeiröl, melyek közé az átmenetifémek tartoznak; és az f-mezö elemeiröl, melyek közé a lantanoidák és aktinoidák tartoznak. Az s- és a p-mezö elemei alkotják a föcsoportokat, a d-mezö elemei pedig a mellékcsoportokat.

A külsö elektronkonfiguráció segítségével magyarázható az azonos oszlopokba tartozó elemek rokonsága. Így pl. az alkálifémek hasonló kémiai tulajdonságai az azonos külsö elektronkonfigurációnak (ns¹) köszönhetök. A föcsoport elemeinek külsö héján lévö elektronok az atomok kémiai kötéseinek kialakításában vesznek részt, ezért ezeket vegyértékelektronoknak is nevezzük.

Az átmenetifémeknél a 4. periódussal kezdödik meg a 3d-alhéj feltöltödése, a 6. periódusban kezdödik meg a 4f-alhéj feltöltödése; az ide tartozó 14 elemet hívjuk lantanoidáknak. A 7. periódus 5f-alhéjának kiépülésével jön létre az aktinoidák 14 eleme. A lantanoidák és az aktinoidák kémiai sajátosságai a periódusos rendszerben elfoglalt oszlopok ellenére azért nagyon hasonlóak, mert külsö elektronkonfigurációjuk teljesen azonos (n-1)s²(n-1)p⁶ns², ahol n = 6 a lantanoidákra, és n = 7 az aktinoidákra.

Fémek, félvezetök és nemfémek

Az elemeket fizikai és kémiai sajátságaik alapján csoportosíthatjuk fémekre, félvezetökre és nemfémekre. A fémek legjellemzöbb sajátsága a jó elektromos- és hövezetöképesség, a fémes szín és a szilárd halmazállapot (ez utóbbi alól kivétel a szobahömérsékleten cseppfolyós higany és gallium).

A félvezetök a fémekre és a nemfémekre jellemzö tulajdonságokat egyaránt mutatnak; kémiai tulajdonságaikban a nemfémekre, fizikai tulajdonságaikban inkább a fémekre hasonlítanak. A nemfémek, a szobahömérsékleten cseppfolyós bróm és a szilárd szén, foszfor, kén és jód kivételével gázhalmazállapotúak, az elektromos áramot nem vezetik, így szigetelöknek tekinthetök.

Az atomok elektronkofigurációja periodikus változást mutat a növekvö rendszám következtében, mely az elemek fizikai és kémiai tulajdonságainak periodikus jellegét is okozza. Ennek megfelelöen a növekvö rendszám szerint elrendezett elemek fizikai és kémiai tulajdonságai periodikusan változnak.

Az atomok mérete

Az atomok méretét a magtöltés és az elektronkonfiguráció határozza meg. Egy perióduson belül a rendszám növekedésével csökken az atomátmérö, amely egyrészt annak tulajdonítható, hogy az újonnan belépö s-elektronok a lezárt héjak atompályáin belülre kerülnek, másrészt a megnövekedett magtöltés a külsö elektronhéj összehúzódását okozza. A periódusos rendszer oszlopaiban a méret a növekvö rendszámmal nö, melynek az a magyarázata, hogy a külsö orbitálok azonos típusúak, és a rendszám növekedésével egyre több elektronhéj tartozik az atomhoz.

Ionok esetében a növekvö magtöltés adott számú elektron esetében nagyobb vonzóeröt fejt ki az elektronokra, ezért a méret csökken. Azonos magtöltés esetén növelve az elektronok számát, növekszik az elektronok közötti taszítás, ezért a méret is nagyobb lesz.

A pozitív ionok mindig kisebbek, mint az ugyanannyi elektront tartalmazó semleges atomok, a negatív ionok pedig nagyobbak az ugyanakkora töltésü semleges atomoknál. Az atomok méretét a 6. ábra mutatja.

10. táblázat: Az elemek elektronkonfigurációja

6. ábra. Az s- és p-mezö atomjai átméröjének változása a periódusos rendszerben (Csapó, 2000)

Az ionizációs energia

Ionizációs energiának, pontosabban elsö ionizációs energiának (E_i) nevezzük azt az energiát, amely ahhoz szükséges, hogy egy gázállapotú atomból egy elektront eltávolítsunk kation keletkezése közben. Az elektron eltávolításához szükséges energiabefektetés mértékét 1 mól anyagmennyiségre vonatkoztatjuk (egysége: kJ/mol). A második elektron eltávolításához az ionból már lényegesen nagyobb energiára van szükség, a további elektronok eltávolításához pedig igen nagy energiákat kell befektetni. Az alumínium esetében az elsö ionizációs energia 578 kJ/mol, második elektron eltávolításához 1817 kJ/mol energiát, a harmadik elektron eltávolításához pedig 2745 kJ/mol energiát kell befektetni. Az elemek elsö ionizációs energiája is periodikusan változik a periódusos rendszerben elfoglalt hely függvényében. A legkisebb ionizációs energiával az alkálifémek rendelkeznek, mely a lítiumtól a céziumig csökken, összhangban az alkálifém atomok átméröjének növekedésével. Az ns²np⁶ elektronkonfiguráció következtében a nemesgázok ionizációs energiái a legnagyobbak. Egy periódus mentén haladva a rendszám növekedésével nö az elsö ionizációs energia.

Elektronaffinitás

Az elektronaffinitás (E_aff) az az energia, amely 1 mól gázállapotú atom negatív ionná való átalakítását kíséri. Az anionok képzödése atomokból általában energiafelszabadulással jár; 1 mól klóratom kloridionná történö átalakulása során pl. 349 kJ/mol energia szabadul fel. Néhány esetben az elektronaffinitás pozitív is lehet; pl. 1 mól magnézium negatív magnéziumionná történö átalakításához E_aff = 230 kJ/mol energiát kell befektetni.

Az elemek elektronaffinitása a rendszám függvényében periodikusan változik; a halogének elektronaffinitása a legnegatívabb érték, mivel a keletkezett egyszeresen negatív töltésü anionok elérik a nemesgáz-konfigurációt. Az egyes elemek közötti elektronaffinitásbeli változások az elektronhéj szerkezetének és felépülésének törvényszerüségeivel magyarázhatók. A nátrium és magnézium közötti nagy elektronaffinitásbeli különbség azzal magyarázható, hogy a magnéziumban betöltödik a 3s² alhéj, ezért a negatív magnéziumion képzödésénél az elektronok a következö, nagyobb energiaszintü 3p alhéjra épülnek be. A szilícium és a foszfor közötti igen kis különbség annak tulajdonítható, hogy az anion kialakításához szükséges elektron a negatív foszforionban kompenzált spinü elektronpárt alakít ki a 3p alhéjon.

Elektronegativitás

Az elektronegativitás (EN) az atomnak azon tulajdonsága, mely megmutatja, hogy az egyes atom milyen erövel vonzza a kötöelektronokat. Az elektronegativitás értéke összefüggésben van az atom ionizációs energiájával, az elektronaffinitással és kötési energiájával. A Pauling-féle elektronegativitási skálát a 11. táblázat tartalmazza.

Az elektronegativitás abszolút értékét meghatározni nem lehet, az elektronegativitás értékek egysége önkényes. Az egyes periódusokban az elektronegativitás fokozatosan nö. Legnagyobb a fluor elektronegativitása (4,0), míg legkisebb az alkálifémeké (0,7-1,0). Az oszlopokon belül az elektronegativitás csökken. A molekulában levö kovalens kötéssel összekapcsolt atomok elektronegativitás-különbsége meghatározza a kötés poláris vagy apoláris jellegét. Ha az elektronegativitások különbsége 0,6-nél kisebb, a kötés apoláris-kovalens (H-H: 0,0; C-H: 0,4); ha 0,6-2,1 között van, poláris-kovalens (H-Cl: 0,9; H-O-: 1,4); ha 2,1-nél nagyobb, ionos kötés jön létre (K-F: 3,2).

11. táblázat. Az elemek elektronegativitása Pauling-szerint