* Ökad atomradie: När du flyttar ner en grupp ökar antalet elektronskal. Detta betyder att den yttersta elektronen är längre från kärnan. Den svagare attraktionen mellan kärnan och den yttersta elektronen resulterar i en lägre joniseringsenergi.
* Skyddseffekt: När antalet elektronskal ökar finns det fler inre elektroner mellan kärnan och den yttersta elektronen. Dessa inre elektroner skyddar den yttersta elektronen från den fulla positiva laddningen av kärnan, vilket effektivt minskar attraktionen.
* Ökad kärnkraftsavgift: Medan kärnkraftsavgiften ökar en grupp, är skärmningseffekten mycket starkare och uppväger ökningen av kärnkraftsavgiften. Detta innebär att den yttersta elektronen upplever ett svagare drag från kärnan, vilket gör det lättare att ta bort.
i enklare termer:
Föreställ dig en grupp människor som håller handen i en cirkel. När du lägger till fler människor i cirkeln är den yttersta personen längre bort från mitten. Detta gör det lättare att dra den yttersta personen ur cirkeln. På samma sätt, när du går ner i en grupp på det periodiska bordet, är den yttersta elektronen längre från kärnan och skyddas av fler inre elektroner, vilket gör det lättare att ta bort.
Exempel:
* natrium (na) har en mindre atomradie än kalium (k) . Den yttersta elektronen i natrium är närmare kärnan och upplever en starkare attraktion. Därför har natrium en högre joniseringsenergi än kalium.
Viktig anmärkning: Medan trenden är att joniseringsenergi minskar ner en grupp, finns det några undantag, särskilt på grund av fyllningen av D- och F -orbitaler. Dessa undantag är mer komplexa och involverar faktorer som elektronkonfiguration och orbital penetration.
