高校化学 周期律とイオン化エネルギー—周期表の傾向と例外を根拠から読み解く｜武蔵野個別指導塾

原子半径と第一イオン化エネルギーを電子殻や核の引力から比較し、与えられた数値の逆転から例外を読む周期律。

よくあるのは、周期表の右にある粒子ほど小さいと覚えた高校生が、原子とイオンを一列に並べ、その規則をそのまま当てはめる場面です。周期表の位置は元素の位置です。同じ元素でも原子とイオンでは電子数が異なり、大きさを比べる前提も変わります。粒子の種類を確認してから、電子殻と原子核の引力を手掛かりに考えましょう。

問いの形を見分ける

第1の型は、同じ周期の典型元素の原子について、半径や第一イオン化エネルギーのおおまかな大小を説明する問題です。横に移ると原子番号が増えますが、外側の電子が入る主な殻は同じです。核の正電荷の増加が電子を引く効果に注目します。

第2の型は、同じ族で上下に並ぶ原子を比較する問題です。下へ行くと電子殻が増え、最外殻電子と核の距離が大きくなります。内側の電子が核の引力を弱める遮蔽も考えて、電子の取り去りやすさと結び付けます。

第3の型は、数表やグラフに傾向から外れる箇所がある問題です。大まかな方向を先に押さえ、次に与えられた値を隣同士で比べます。例外の有無や位置は実際に示された資料で判定し、傾向だけから数値を作ってはいけません。比較対象が中性原子かイオンかも同時に確認します。

電子を引く力から方向を考える

原子番号は原子核中の陽子数です。中性原子では電子数も陽子数と等しく、電子は内側から電子殻に入ります。周期表は原子番号の順に元素を並べ、性質が周期的に似るよう配置したものです。同じ族の典型元素は最外殻電子の配置に共通性があり、同じ周期の原子では最外殻が同じ殻にあります。

原子には球の表面のような明確な境界がありません。原子半径は原子間距離などから定めた大きさの目安であり、求め方が違う値を無条件に比べることはできません。以下では同じ基準で比較できる値を想定します。希ガスなどでは半径の定義に注意が必要なので、資料の条件を優先します。

同じ周期の典型元素では、左から右へ進むと陽子数が増え、電子も同じ主な殻に加わります。内側の電子による遮蔽は大きく変わらないため、最外殻電子が受ける核の引力はおおむね強まり、原子半径は小さくなる傾向です。これは個々の値を必ず単調に並べる保証ではありません。電子同士の反発や、半径を定める方法も比較に影響します。

同じ族を下へ進むと、外側に新たな殻が加わります。陽子数も増えますが、最外殻電子は核から遠くなり、内側の電子による遮蔽も増えます。その結果、原子半径は一般に大きくなります。図1のように、横方向と縦方向では注目する変化が違います。

第一イオン化エネルギーとは、気体状態の中性原子1 molからそれぞれ電子を1個取り去り、1価の陽イオン1 molにするために必要なエネルギーです。単位は通常 kJ/mol です。対象が孤立した気体原子である点が重要です。電子を取り去るのに大きなエネルギーが必要なら、その電子は取り去りにくいといえます。

同周期では核の引力が強まるため、第一イオン化エネルギーはおおむね右へ大きくなります。同族では最外殻電子が遠く遮蔽も増えるため、下へおおむね小さくなります。ただし半径とエネルギーが常に正確な逆比例になるわけではありません。電子の配置や反発にも影響されるため、実際の比較には与件を使います。

原子から電子を失って陽イオンになると、同じ核に引かれる電子数が減り、一般に元の原子より小さくなります。最外殻の電子を失って殻が1つ減る場合は、その変化も大きさの説明に必要です。一方、電子を受け取った陰イオンは、電子間の反発が増え、一般に元の原子より大きくなります。異なる元素のイオンを比べるときは、電荷だけで結論を出さず、電子数と殻を調べます。

等電子の粒子では電子数が等しいため、核の正電荷が大きい粒子ほど電子を強く引き、半径が小さいと考えます。たとえば Na⁺ と Mg²⁺ はともに電子10個ですが、陽子はそれぞれ11個と12個です。したがって Mg²⁺ の方が小さいと判断します。ここで使った条件は同じ周期の中性原子の比較とは別です。

基本と標準：比較の根拠を言葉にする

基本例題

第2周期の中性原子 Li、Be、C を比べます。原子半径のおおまかな大小を大きい順に並べ、理由を述べてください。希ガスは比較に含めず、半径は共通の基準で測ったものとします。

答えは Li、Be、C の順です。原子番号は3、4、6で、いずれも最外殻はL殻です。左から右へ核の正電荷が増え、内側の電子の遮蔽が大きく変わらないので、外側の電子がより強く引き寄せられます。図2はこの比較を模式的に表します。円の面積は実測値を示すものではありません。

答案では「右ほど小さい」と方向を書くとともに、同じ周期である条件と核の引力に触れます。「電子が増えるから小さくなる」では、電子間の反発と核の引力を区別できません。原子番号を条件に戻すと、3から4、6へ増えており、並べた順序と説明が対応します。

標準例題

気体原子 A、B、C の第一イオン化エネルギーとして、順に 400、600、550 kJ/mol という自作の値が与えられています。A、B、C は同じ周期で、この順に隣り合う典型元素だとします。BからCへの変化量を整数で求め、右向きに増えるという大まかな傾向と比べて記述してください。

Cの値からBの値を引くと、550 − 600 = -50 kJ/mol です。BからCへは 50 kJ/mol 減少しており、右向きに増えるという大まかな傾向から外れます。AからCを直接比べると 550 − 400 = 150 kJ/mol の増加ですが、そのことは途中の減少を否定しません。差を元に戻すと 600 − 50 = 550 となり、Cの与件と一致します。

この数表は実測値ではなく、例外を読むための与件です。A、B、C の元素名や具体的な電子配置は示されていないので、この値の逆転について特定の配置を原因と断定することはできません。現実の原子では電子の入る場所や電子同士の反発が例外に関係する場合がありますが、その説明には対象の配置など追加の情報が必要です。

発展：等電子の条件と数表を合わせる

発展例題

粒子 P、Q、R はそれぞれ陽子数 8、9、11、電子数 10、10、10 です。すべて同じ基準で半径を比較できるものとします。各粒子の電荷を求め、半径を大きい順に並べてください。また、Pの半径が原子番号だけからQより小さいという主張を検討してください。

電荷は陽子の正電荷と電子の負電荷の差です。電子を1個失うと正に、1個受け取ると負になります。電荷の数は次のように求めます。

P: 8 - 10 = -2
Q: 9 - 10 = -1
R: 11 - 10 = +1

Pは O²⁻、Qは F⁻、Rは Na⁺ です。いずれも電子10個なので、核の正電荷が最も小さいPで電子が最も弱く引かれ、半径は P、Q、R の順に大きいと判断できます。PとQについて原子番号の大小だけで逆の順序にする主張は、等電子という条件と核の引力を無視しています。

別解として、等電子の3粒子をまず陽子数の小さい順に並べ、その順に引力が強くなると考えます。電子数を確認せずにこの方法を使うことはできません。答えを元の条件へ戻すと、O²⁻ は 8 + 2 = 10個、F⁻ は 9 + 1 = 10個、Na⁺ は 11 − 1 = 10個の電子をもちます。3粒子が等電子という前提も確かめられます。

もし電子数が異なる粒子を混ぜた問題なら、陽子数だけで同じ結論は出せません。電子殻の数が変われば、距離と遮蔽の影響を別に検討する必要があります。また、原子半径の比較とイオン半径の比較が混じる場合には、それぞれの粒子の電荷と電子配置を先に書き出します。条件が足りない場合は、与件だけで決まる範囲を答えます。

誤答を直し、グラフの情報を読む

「Na原子は第3周期の左側だから、Na⁺ も第2周期の原子より必ず大きい」という答えを考えます。間違いは、元素の位置から中性原子の殻を思い浮かべ、そのままイオンに適用した点です。Na原子は電子11個ですが、Na⁺ は1個失い10個です。最外殻の電子を失った結果、Na⁺ の外側の殻は中性原子のときと異なります。

図3のように、まず粒子の名前と電子数を分けて書き直します。次に比較する相手の電子数を数え、等電子なら核の正電荷を比べます。相手が別の電子数であれば、殻の数や与えられた半径などを調べます。元素の位置だけでは比較の条件がそろいません。

第一イオン化エネルギーのグラフでは、横軸が原子番号か元素の並びかを確かめ、縦軸の単位と目盛りを読みます。縦軸の下端が0でないとき、図の高さの比は値の比と一致しません。折れ線が右へ上がっていても、原子番号の間隔や途中の点を省略していれば、隣接元素の変化を読み取れない場合があります。

測定を扱う資料では、気体原子のエネルギーとしてどの量を同じ方法で比べたか、単位や測定条件を確認します。学校の指導の下で測定結果を整理する場合、同じ試料について複数の値が示されれば、そのばらつきも記録します。隣の2点の差が読み取りの不確かさと同程度なら、図だけから小さな逆転を確定することはできません。値が表でも与えられるときは差を計算し、グラフの目盛りから読んだ結果と照合します。

練習：条件を見てから比べる

次の5問は自作です。数値は各問題の与件であり、実測値ではありません。半径は同じ方法で比較できるものとします。

1. 同じ族の典型元素 X、Y はこの順に上から下に並びます。中性原子の半径と第一イオン化エネルギーの一般的な大小をそれぞれ答え、電子殻と遮蔽を使って説明してください。
2. 電子10個の粒子 S、T はそれぞれ陽子数 10、12 です。各粒子の電荷を整数で求め、半径の大きい方を理由とともに答えてください。
3. 同一周期の連続する中性原子 D、E、F の第一イオン化エネルギーが順に 710、680、920 kJ/mol と与えられています。隣接する各組の変化量を整数で求め、減少する組を示してください。
4. 中性原子 G は陽子数13です。G³⁺ の電子数を整数で求め、元の原子との半径の一般的な大小とその理由を答えてください。
5. 同じ周期に並ぶ中性原子 H、J、K の第一イオン化エネルギーが順に 500、750、700 kJ/mol と与えられています。HからKへの全体の変化量とJからKへの変化量を整数で求め、「全体では増える」と「途中に減少がある」が両立する理由を述べてください。

練習の解答

1. 半径はYの方が大きく、第一イオン化エネルギーはXの方が大きい傾向です。Yでは電子殻が増え、最外殻電子が核から遠く、内側の電子による遮蔽も増えます。電子は一般に取り去りやすくなります。XとYの位置に戻すと、下にあるYに大きい半径と小さいエネルギーを対応させています。

2. Sの電荷は 10 − 10 = 0、Tは 12 − 10 = +2 です。等電子なので核の正電荷が小さいSの方が大きいと考えます。Tは電子を2個失った粒子であり、12 − 2 = 10個と元の電子数に戻して確かめられます。電荷が大きいという言葉だけでなく、等電子であることが理由の前提です。

3. DからEは 680 − 710 = -30 kJ/mol、EからFは 920 − 680 = +240 kJ/mol です。減少する組はDからEです。710 − 30 = 680、680 + 240 = 920 と各点へ戻り、符号と値を確認します。全体として右上がりでも、隣接する一部の組が減少することがあります。

4. 中性原子の電子数は13個なので、G³⁺ は 13 − 3 = 10個です。元の原子に比べて陽イオンは一般に小さくなります。電子を3個失うと最外殻がなくなり、残る電子は同じ核に引かれます。10 + 3 = 13 と戻すと、失う前の電子数に一致します。

5. HからKは 700 − 500 = +200 kJ/mol、JからKは 700 − 750 = -50 kJ/mol です。HからJは 750 − 500 = +250 kJ/mol なので、増加250に減少50を合わせると全体で200の増加です。500 + 250 − 50 = 700 と終点に戻ります。始点と終点の差だけでは途中の向きは決まりません。

覚えておくこと

同周期の中性原子は右へおおむね小さく、第一イオン化エネルギーはおおむね大きくなります。 同族では下へ殻が増え、半径は大きく、第一イオン化エネルギーは小さくなる傾向です。 例外は隣接する値を比べ、必要な電子配置などの条件がある範囲で説明します。 イオンは電子数を数え直し、等電子なら核の正電荷を比べます。

個別指導で確かめるときは、まず解答の粒子名の横に陽子数と電子数を書いてもらいます。次に「同周期の中性原子」「同族」「等電子」のどの条件を使ったかを説明してもらうと、方向の暗記と根拠の取り違えを見分けられます。数表では引き算の順序と単位を確認し、得た差を始点に戻して終点と一致するかを点検します。周期表の位置と実際に比較する粒子を結び直せば、傾向と例外を同じ表から読めます。