ELEKTRONAFFINITET: PERIODISK TABELLVARIASJON OG EKSEMPLER - KJEMI - 2026

Den elektroniske affiniteten eller elektroaffiniteten er et mål på den energiske variasjonen av et atom i gassfase når det inkorporerer et elektron til dets valensskall. Når den elektron er blitt overtatt av atomet A, vil det resulterende anion A ^- kan eller kan ikke være mer stabil enn sin grunntilstand. Derfor kan denne reaksjonen være endotermisk eller eksoterm.

Når elektronforsterkningen er endotermisk, tildeles et positivt tegn "+" til elektronaffinitetsverdien; På den annen side, hvis det er eksotermisk - det er det, frigjør det energi - denne verdien får et negativt tegn "-". I hvilke enheter er disse verdiene uttrykt? I kJ / mol, eller i eV / atom.

Hvis elementet var i en flytende eller fast fase, ville dets atomer interagere med hverandre. Dette vil føre til at energien som blir absorbert eller frigjort, på grunn av den elektroniske forsterkningen, spres mellom alle disse, og gir upålitelige resultater.

Derimot antas de i gassfasen å være isolert; med andre ord, de samhandler ikke med noe. Atomene som er involvert i denne reaksjonen er: A (g) og A ^- (g). Her (g) angir at atomet er i gassfasen.

Første og andre elektroniske tilknytning

Først

Den elektroniske forsterkningsreaksjonen kan representeres som:

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

I den første ligningen blir E (energi) funnet som et produkt på venstre side av pilen; og i den andre ligningen regnes energien som reaktiv, og befinner seg på høyre side. Det vil si at den første tilsvarer en eksoterm elektronisk forsterkning og den andre en endotermisk elektronisk forsterkning.

I begge tilfeller er det imidlertid bare ett elektron som blir lagt til valensskallet til atom A.

Sekund

Når det negative ionet A ^{er dannet} , absorberer det et annet elektron:

A ^- (g) + e ^- => A ^2– (g)

Verdiene for den andre elektronaffiniteten er imidlertid positive, siden de elektrostatiske frastøtningene mellom det negative ion A ^- og det innkommende elektron e ^- må overvinnes .

Hva bestemmer at et gassformet atom bedre "mottar" et elektron? Svaret finnes hovedsakelig i kjernen, i skjermingseffekten av de indre elektroniske skjellene og i valensskallet.

Hvordan elektronaffinitet varierer i den periodiske tabellen

I det øvre bildet indikerer de røde pilene retningene som den elektroniske tilhørigheten til elementene øker. Fra dette kan elektronaffinitet forstås som en av de periodiske egenskapene, med det særegne at det har mange unntak.

Elektronaffinitet øker stigende gjennom gruppene og øker også fra venstre mot høyre langs det periodiske systemet, spesielt rundt fluoratom. Denne egenskapen er nært beslektet med atomradiusen og energinivået til dens orbitaler.

Variasjon etter kjerne og skjermingseffekt

Kjernen har protoner, som er positivt ladede partikler som utøver en attraktiv kraft på elektronene i atomet. Jo nærmere elektronene er kjernen, jo større er tiltrekningen de føler. Når avstanden fra kjernen til elektronene øker, desto lavere blir de attraktive kreftene.

Videre hjelper elektronene i det indre skallet til å "skjerme" effekten av kjernen på elektronene i de ytre skjellene: valenselektronene.

Dette skyldes selve de elektroniske frastøtningene mellom deres negative ladninger. Imidlertid motvirkes denne effekten ved å øke atomantallet Z.

Hvordan forholder det seg ovenfor elektronisk tilhørighet? At et gassformig atom A vil ha en større tendens til å få elektroner og danne stabile negative ioner når skjermingseffekten er større enn frastøtningene mellom det innkommende elektron og de av valensskallet.

Det motsatte oppstår når elektronene er veldig langt fra kjernen og frastøtningene mellom dem ikke begunstiger den elektroniske forsterkningen.

For eksempel, synkende i en gruppe "åpner" nye energinivåer, som øker avstanden mellom kjernen og eksterne elektroner. Det er av denne grunn at når du flytter opp i gruppene, øker den elektroniske tilknytningen.

Variasjon etter elektronkonfigurasjon

Alle orbitaler har energinivåene sine, så hvis det nye elektronet vil oppta et orbital med høyere energi, vil atomet måtte absorbere energi for at dette skal være mulig.

Videre er måten elektronene okkuperer orbitalene kanskje eller ikke favoriserer elektronisk gevinst, og skiller således forskjeller mellom atomer.

For eksempel, hvis alle elektronene er parret i p-orbitalene, vil inkludering av et nytt elektron føre til dannelse av et sammenkoblet par, som utøver frastøtende krefter på de andre elektronene.

Dette er tilfelle for nitrogenatomet, hvis elektronaffinitet (8 kJ / mol) er lavere enn for karbonatomet (-122 kJ / mol).

eksempler

Eksempel 1

Den første og andre elektroniske tilknytningen til oksygen er:

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

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

Elektronkonfigurasjonen for O er 1s ² 2s ² 2p ⁴ . Det finnes allerede et par par elektroner, som ikke kan overvinne den attraktive kraften i kjernen; derfor frigjør den elektroniske forsterkningen energi etter at det stabile O ^- ionet er dannet .

Selv om O ^2– har den samme konfigurasjonen som edelgassneonet, overskrider dens elektroniske frastøtning kjernens attraktive kraft, og en energiforsyning er nødvendig for å la elektronet komme inn.

Eksempel 2

Hvis de elektroniske tilknytningene til elementene i gruppe 17 sammenlignes, oppnås 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 topp til bunn - synkende i gruppen - øker atomradiene, så vel som avstanden mellom kjernen og de eksterne elektronene. Dette fører til en økning i elektroniske tilknytninger; fluor, som skal ha den høyeste verdien, er imidlertid nummerert med klor.

Hvorfor? Denne avviket demonstrerer effekten av elektroniske frastøtninger på den attraktive kraften og den lave skjermingen.

Fordi det er et veldig lite atom, "kondenserer" fluor alle elektronene i et lite volum, og forårsaker en større frastøtning på det innkommende elektron enn dets mer voluminøse kongenerer (Cl, Br og I).

referanser

1. Kjemi LibreTexts. Elektron affinitet. Hentet 4. juni 2018, fra: chem.libretexts.org
2. Jim Clark. (2012). Elektron affinitet. Hentet 4. juni 2018, fra: chemguide.co.uk
3. Carl R. Nave. Elektronaffiniteter fra hovedgruppeelementene. Hentet 4. juni 2018, fra: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
4. Professor N. De Leon. Elektron affinitet. Hentet 4. juni 2018, fra: iun.edu
5. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (27. mai 2016). Definisjon av elektronisk affinitet. Hentet 4. juni 2018, fra: thoughtco.com
6. Cdang. (3. oktober 2011). Periodisk tabell for elektronisk affinitet. . Hentet 4. juni 2018, fra: commons.wikimedia.org
7. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Kjemi. (8. utg.). CENGAGE Learning, s 227-229.
8. Shiver & Atkins. (2008). Uorganisk kjemi. (Fjerde utgave., S. 29). Mc Graw Hill.