L’effetto della coppia inerte è tipico degli elementi più pesanti dei gruppi 13, 14, 15 e 16 . Nel 1927 chimico britannico propose per primo il termine “coppia inerte” . Il nome suggerisce che gli elettroni s più lontani dal nucleo sono più strettamente legati ad esso e hanno scarsa tendenza a ionizzare o a formare legami covalenti
La conseguenza dell’effetto della coppia inerte si traduce in una maggiore stabilità dei numeri di ossidazione di due unità inferiore rispetto al massimo numero di ossidazione possibile per gli elementi del gruppo.
Quindi gli elettroni di valenza ns2 ed in particolare gli elettroni 5s2 e 6s2 degli elementi metallici che seguono il secondo e il terzo periodo dei metalli di transizione sono meno reattivi pertanto l’indio e il tallio, il piombo e lo stagno, l’antimonio e il bismuto e a volte tellurio e polonio appartenenti rispettivamente ai gruppi 13, 14, 15 e 16 hanno un numero di ossidazione più stabile inferiore di due unità rispetto agli altri elementi del gruppo.
Il termine fu coniato dal chimico britannico Nevil Sidgwick nel 1927 per indicare che in taluni elementi gli elettroni s sono più legati al nucleo e quindi possono essere ionizzati con maggiore difficoltà.
Numero di ossidazione
Ad esempio, sebbene il numero di ossidazione +3, sia il più comune tra gli elementi del Gruppo 13, il tallio ovvero l’elemento più pesante del gruppo ha come numero di ossidazione più comune +1.
Questo comportamento viene spiegato oltre che dalla carica nucleare effettiva dalle seguenti proprietà periodiche: raggio atomico e energia di ionizzazione.
Il raggio atomico aumenta dall’alto verso il basso lungo un gruppo mentre l’energia di ionizzazione diminuisce dall’alto verso il basso lungo un gruppo.
In tabella vengono riportate, per gli elementi del gruppo 13, la configurazione elettronica, l’energia di prima ionizzazione ovvero l’energia necessaria per allontanare l’elettrone che si trova nel livello p e la somma della prima, seconda e terza energia di ionizzazione ovvero l’energia necessaria per allontanare sia l’elettrone p che i due elettroni del livello s.
Tabella
| Elemento | Configurazione elettronica | E1 = Energia di prima ionizzazione kJ(mol) | E1 + E2 + E3 kJ/mol |
| Boro | [He] 2s2, 2p1 | 801 | 6828 |
| Alluminio | [Ne] 3s2, 3p1 | 578 | 5139 |
| Gallio | [Ar] 3d10, 4s2, 4p1 | 579 | 5521 |
| Indio | [Kr] 4d10, 5s2, 5p1 | 558 | 5083 |
| Tallio | [Xe] 4f14, 5d10, 6s2, 6p1 | 589 | 5439 |
Sia l’energia di prima ionizzazione che la somma delle prime tre energie di ionizzazione decrescono come c’era da attendersi del boro all’alluminio, tali energie risultano crescenti per gli elementi successivi in contrasto con quanto previsto dalle proprietà periodiche il che indica che gli elettroni del gallio, indio e tallio non sono ben schermati dagli orbitali d e f risultando quindi più difficili da ionizzare in quanto risentono di una maggiore carica nucleare di quella prevedibile.