ELEKTRONAFFINITET: PERIODISK TABELVARIATION OG EKSEMPLER - KEMI - 2025

Den elektroniske affinitet eller elektroaffinitet er et mål for den energiske variation af et atom i gasfase, når det inkorporerer et elektron i dets valensskal. Når elektronen er blevet erhvervet af atom A, den resulterende anion A ^- måske eller måske ikke være mere stabil end dens grundtilstand. Derfor kan denne reaktion være endotermisk eller eksoterm.

Når konventionen er endotermisk, tildeles et positivt tegn "+" til elektronaffinitetsværdien; På den anden side, hvis det er eksotermisk - det er det, frigiver det energi - denne værdi får et negativt tegn "-". I hvilke enheder udtrykkes disse værdier? I kJ / mol eller i eV / atom.

Hvis elementet var i en flydende eller fast fase, ville dets atomer interagere med hinanden. Dette vil medføre, at den energi, der absorberes eller frigøres på grund af den elektroniske forstærkning, spredes mellem alle disse, hvilket giver upålidelige resultater.

I modsætning hertil antages de at være isoleret i gasfasen; med andre ord interagerer de ikke med noget. De atomer, der er involveret i denne reaktion, er således: A (g) og A ^- (g). Her (g) angiver, at atomet er i gasfasen.

Første og anden elektroniske tilknytning

Først

Den elektroniske forstærkningsreaktion kan repræsenteres som:

A (g) + e ^- => A ^- (g) + E, eller som A (g) + e ^- + E => A ^- (g)

I den første ligning findes E (energi) som et produkt på pilens venstre side; og i den anden ligning tælles energien som reaktiv, idet den er placeret på højre side. Det vil sige, den første svarer til en eksoterm elektronisk forstærkning og den anden til en endotermisk elektronisk forstærkning.

I begge tilfælde er det imidlertid kun et elektron, der tilføjes valensskallen til atom A.

Sekund

Det er også muligt, at når den negative ion A ^{- er dannet}, optager den en anden elektron:

A ^- (g) + e ^- => A ^2– (g)

Værdierne for den anden elektronaffinitet er imidlertid positive, da de elektrostatiske frastødninger mellem den negative ion A ^- og det indkommende elektron e ^- skal overvindes.

Hvad bestemmer, at et luftformigt atom bedre "modtager" et elektron? Svaret findes i det væsentlige i kernen, i afskærmningseffekten af ​​de indre elektroniske skaller og i valensskallen.

Hvordan elektronaffinitet varierer i den periodiske tabel

I det øverste billede angiver de røde pile retningerne, i hvilken elementernes elektroniske affinitet øges. Fra dette kan elektronaffinitet forstås som en yderligere af de periodiske egenskaber, med det særegne, at det har mange undtagelser.

Elektronaffinitet stiger stigende gennem grupperne og stiger også fra venstre til højre langs det periodiske system, især omkring fluoratomet. Denne egenskab er tæt knyttet til atomradiusen og energiniveauet i dens orbitaler.

Variation efter kerne og afskærmningseffekt

Kernen har protoner, som er positivt ladede partikler, der udøver en attraktiv kraft på elektronerne i atomet. Jo tættere elektronerne er på kernen, desto større er attraktionen. Når afstanden fra kernen til elektronerne øges, jo lavere er de attraktive kræfter.

Endvidere hjælper elektronerne i den indre skal med at "afskærme" effekten af ​​kernen på elektronerne i de yderste skaller: valenselektronerne.

Dette skyldes selve de elektroniske frastødninger mellem deres negative ladninger. Imidlertid modvirkes denne virkning ved at forøge atomnummeret Z.

Hvordan har ovenstående forbindelse til elektronisk tilknytning? At et luftformigt atom A vil have en større tendens til at få elektroner og danne stabile negative ioner, når afskærmningseffekten er større end frastødningerne mellem det indkommende elektron og dem i valensskallen.

Det modsatte sker, når elektronerne er meget langt fra kernen, og frastødningerne imellem dem ikke begunstiger den elektroniske forstærkning.

For eksempel, at faldende ned i en gruppe "åbner" nye energiniveauer, som øger afstanden mellem kernen og eksterne elektroner. Det er af denne grund, at når du flytter op i grupperne, øges den elektroniske tilknytning.

Variation efter elektronkonfiguration

Alle orbitaler har deres energiniveau, så hvis den nye elektron optager en orbital med højere energi, skal atomet absorbere energi for at dette skal være muligt.

Endvidere kan måden, hvorpå elektronerne optager orbitaler, muligvis eller ikke favorisere elektronisk forstærkning, hvilket således skelner mellem forskelle mellem atomer.

For eksempel, hvis alle elektronerne er parrede i p-orbitalerne, vil inkluderingen af ​​en ny elektron forårsage dannelsen af ​​et parret par, der udøver frastødende kræfter på de andre elektroner.

Dette er tilfældet for nitrogenatomet, hvis elektronaffinitet (8 kJ / mol) er lavere end for carbonatomet (-122 kJ / mol).

eksempler

Eksempel 1

Den første og anden elektroniske affinitet for ilt er:

O (g) + e ^- => O ^- (g) + (141 kJ / mol)

O ^- (g) + e ^- + (780 kJ / mol) => O ^2– (g)

Elektronkonfigurationen for O er 1s ² 2s ² 2p ⁴. Der er allerede et par elektronpar, som ikke kan overvinde den attraktive kraft i kernen; derfor frigiver den elektroniske forstærkning energi, når den stabile O ^- ion er dannet.

Selvom O ^2– har den samme konfiguration som neon-ædelgassen, overskrider dens elektroniske frastødninger kernens attraktive kraft, og et energibidrag er nødvendigt for at lade elektronet komme ind.

Eksempel 2

Hvis de elektroniske tilknytninger til elementerne i gruppe 17 sammenlignes, opnås følgende:

F (g) + e ^- = F ^- (g) + (328 kJ / mol)

Cl (g) + e ^- = Cl ^- (g) + (349 kJ / mol)

Br (g) + e ^- = Br ^- (g) + (325 kJ / mol)

I (g) + e ^- = I ^- (g) + (295 kJ / mol)

Fra top til bund - faldende i gruppen - stiger atomradierne, såvel som afstanden mellem kernen og de eksterne elektroner. Dette medfører en stigning i elektroniske tilknytninger; fluor, der skulle have den højeste værdi, er imidlertid antallet af klor.

Hvorfor? Denne afvigelse viser virkningen af ​​elektroniske frastødninger på den attraktive kraft og lave afskærmning.

Fordi det er et meget lille atom, "kondenserer" fluor alle dets elektroner i et lille volumen, hvilket forårsager en større frastødning på det indkommende elektron end dets mere voluminøse kongenere (Cl, Br og I).

Referencer

1. Kemi LibreTexts. Elektronaffinitet. Hentet den 4. juni 2018 fra: chem.libretexts.org
2. Jim Clark. (2012). Elektronaffinitet. Hentet den 4. juni 2018 fra: chemguide.co.uk
3. Carl R. Nave. Elektronaffiniteter fra hovedgruppeelementerne. Hentet den 4. juni 2018 fra: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
4. Professor N. De Leon. Elektronaffinitet. Hentet den 4. juni 2018 fra: iun.edu
5. Helmenstine, Anne Marie, ph.d. (27. maj 2016). Definition af elektronaffinitet. Hentet den 4. juni 2018 fra: thoughtco.com
6. Cdang. (3. oktober 2011). Periodisk tabel med elektronaffinitet.. Hentet den 4. juni 2018 fra: commons.wikimedia.org
7. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Kemi. (8. udgave). CENGAGE Learning, s 227-229.
8. Shiver & Atkins. (2008). Uorganisk kemi. (Fjerde udgave., S. 29). Mc Graw Hill.