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化学において、周期傾向とは、周期表に存在する特定のパターンであり、周期やグループごとにグループ化された特定の元素のさまざまな側面を示しています。これらは、1863 年にロシアの化学者ドミトリ・メンデレーエフによって発見されました。主な周期傾向には、原子半径、イオン化エネルギー、電子親和力、電気陰性度、求核性、求電子性、原子価、核電荷、金属的性質が含まれます。[ 1 ]メンデレーエフは周期表の基礎を築きました。[ 2 ]メンデレーエフは原子量に基づいて元素を整理し、未発見の元素がその場所を占めると考えられる場所に空きスペースを残しました。[ 3 ]メンデレーエフによるこの傾向の発見により、彼は 3 つの未知の元素の存在と性質を予測することができ、それらは後に他の化学者によって発見され、ガリウム、スカンジウム、ゲルマニウムと名付けられました。[ 4 ]イギリスの物理学者ヘンリー・モーズリーは、原子量ではなく原子番号で元素を整理すれば、似た性質を持つ元素が自然にグループ化されることを発見した。[ 3 ]
原子半径は、原子核から原子の最外殻電子軌道までの距離です。一般に、原子半径は周期表で左から右へ移動すると減少し、族を下へ移動すると増加します。これは、周期表では価電子が同じ最外殻にあるためです。原子番号は、同じ周期内で左から右へ移動すると増加し、その結果、有効核電荷が増加します。引力の増加により、元素の原子半径は減少します。族を下へ移動すると、新しい殻が追加されるため、原子半径は増加します。[ 5 ] [ 6 ] [ 7 ]
原子核電荷は、元素の原子核内の陽子の数として定義されます。したがって、周期表の左から右、族の上から下に向かって、原子核内の陽子の数が増えるにつれて、原子核電荷も増加します。[ 8 ]しかし、多電子原子の電子は、他の電子からの遮蔽効果により、原子核電荷全体を受けません。この場合、この遮蔽を受ける原子の原子核電荷は、有効原子核電荷と呼ばれます。遮蔽は、原子の内殻の数が増えるにつれて増加します。したがって、周期表の左から右に向かって、有効原子核電荷は依然として増加します。しかし、族の上から下に向かって、殻の数が増えるにつれて、有効原子核電荷は減少します。[ 9 ]
イオン化エネルギーとは、気体状の原子またはイオン中の電子が原子核の引力の影響から抜け出すために吸収しなければならない最小エネルギー量のことです。イオン化ポテンシャルとも呼ばれます。第一イオン化エネルギーは、中性原子から最初の電子を取り除くのに必要なエネルギー量です。中性原子から2番目の電子を取り除くのに必要なエネルギーは第二イオン化エネルギーと呼ばれ、以下同様です。[ 10 ] [ 11 ]
現代の周期表で周期を左から右に進むと、原子核の電荷が増加し、原子サイズが小さくなるにつれてイオン化エネルギーが増加します。原子サイズが小さくなると、電子と原子核の間の引力が強くなります。しかし、族を下に進むと、価電子殻が追加されるため原子サイズが大きくなり、原子核と電子の引力が弱まるため、イオン化エネルギーは減少します。[ 12 ] [ 13 ]
電子が中性の気体原子に加わって陰イオンを形成するときに放出されるエネルギーは、電子親和力として知られています。[ 14 ]周期表の左から右に進むにつれて、原子核の電荷が増加し、原子サイズが小さくなるため、原子核と追加された電子の引力が強くなり、電子親和力は増加します。しかし、族を下に進むにつれて、原子サイズが価電子殻の追加によって増加し、それによって原子核と電子の引力が弱まるため、電子親和力は減少します。フッ素が最も高い電子親和力を持つように思えるかもしれませんが、その小さなサイズは電子間に十分な反発を生み出し、結果として塩素がハロゲン族の中で最も高い電子親和力を持つことになります。[ 15 ]
分子内の原子が共有電子対を自分の方に引きつける傾向は、電気陰性度として知られています。これは単なる傾向であるため、無次元量です。 [ 16 ]電気陰性度を測定するために最も一般的に使用されている尺度は、ライナス・ポーリングによって考案されました。この尺度は、彼の名誉を称えてポーリング尺度と名付けられました。この尺度によると、フッ素は最も電気陰性度の高い元素であり、セシウムは最も電気陰性度の低い元素です。[ 17 ]
傾向としては、現代の周期表で周期を左から右に進むにつれて、原子核の電荷が増加し、原子サイズが減少するため、電気陰性度は増加します。しかし、族を下に進むと、価電子殻が追加されるため原子サイズが増加するため、原子の電子への引力が減少するため、電気陰性度は減少します。[ 18 ]
しかし、第 XIII 族 (ホウ素族) では、電気陰性度はホウ素からアルミニウムまで減少し、その後族を下るにつれて増加します。これは、族を下るにつれて原子サイズが大きくなる一方で、内殻の d 電子と f 電子の遮蔽が不十分なため、有効核電荷が増加するためです。その結果、原子核の電子に対する引力が大きくなり、アルミニウムからタリウムまで電気陰性度が増加します。[ 19 ] [ 20 ]
元素の原子価とは、原子が安定した電子配置を得るために失ったり得たりしなければならない電子の数のことです。簡単に言えば、元素が化学化合物を形成する結合能力の尺度です。最外殻にある電子は一般に価電子と呼ばれ、価電子の数が原子の原子価を決定します。[ 21 ] [ 22 ]
周期表の傾向としては、周期表の左から右へ移動するにつれて、元素の価電子の数は増加し、1 から 8 の間で変化します。しかし、元素の価数は最初に 1 から 4 まで増加し、その後、希ガスに達すると 0 まで減少します。ただし、族を下へ移動するにつれて、価電子の数は一般的に変化しません。したがって、多くの場合、特定の族の元素は同じ価数を持ちます。ただし、この周期的な傾向は、より重い元素、特にf ブロックと遷移金属では必ずしも従いません。これらの元素は、最外殻軌道として d 軌道、最外殻軌道として s 軌道を持つため、可変価数を示します。これらの (n-1)d および ns 軌道 (例えば、4d および 5s) のエネルギーは比較的近いです。[ 23 ] [ 24 ] [ 25 ]
金属的性質は一般的に族を下るにつれて増加します。これは、原子核と最外殻電子間の引力が減少することで、これらの電子がより緩く結合し、熱や電気を伝導できるようになるためです。各周期において、左から右に向かうにつれて、原子核と最外殻電子間の引力が増加するため、金属的性質は減少します。対照的に、非金属的性質は族を下るにつれて減少し、周期を横切るにつれて増加します。[ 26 ] [ 27 ]
求電子性とは、電子不足の種（求電子剤と呼ばれる）が電子を受け入れる傾向を指します。 [ 28 ]同様に、求核性とは、電子豊富な種（求核剤と呼ばれる）が他の種に電子を与える親和性として定義されます。[ 29 ]周期表の傾向は、元素の求核性と求電子性を予測するのに役立ちます。一般に、求核性は電気陰性度が増加するにつれて減少します。つまり、求核性は周期表の左から右に向かって減少します。一方、求電子性は一般に電気陰性度が増加するにつれて増加します。つまり、求電子性は周期表の左から右に向かって増加傾向に従います。[ 28 ]しかし、求電子剤の特定の分子環境または化学環境も求電子性に影響を与えます。したがって、求電子性は周期表の傾向のみに基づいて正確に予測することはできません。