Elektronische affiniteit Hoe het varieert in het Periodiek Systeem en Voorbeelden

de elektronische affiniteit of electroaffiniteit is een maat voor de energievariatie van een atoom in de gasfase wanneer het een elektron opneemt in zijn valentieschil. Zodra het elektron is verkregen door atoom A, wordt het resulterende anion A^- het kan stabieler zijn of niet dan zijn basale toestand. Daarom kan deze reactie endotherm of exotherm zijn.

Volgens afspraak, wanneer de versterking van het elektron endotherm is, wordt een positief teken "+" toegekend aan de waarde van de elektronische affiniteit; in plaats daarvan, als het exotherm is - dat wil zeggen, het geeft energie vrij - deze waarde krijgt een negatief teken "-". In welke eenheden worden deze waarden uitgedrukt? In kJ / mol of in eV / atoom.

Als het element zich in vloeibare of vaste fase bevond, zouden hun atomen met elkaar interageren. Dit zou ervoor zorgen dat de energie die wordt geabsorbeerd of vrijgegeven, vanwege de elektronische winst, wordt verspreid over al deze factoren, wat onbetrouwbare resultaten oplevert.

In de gasfase wordt daarentegen verondersteld dat ze geïsoleerd zijn; Met andere woorden, ze hebben nergens iets mee te maken. Vervolgens zijn de atomen betrokken bij deze reactie: A (g) en A^-(G). Hier (g) staat dat het atoom zich in de gasfase bevindt.

index

• 1 Eerste en tweede elektronische affiniteiten
  • 1.1 Eerst
  • 1.2 Tweede
• 2 Hoe elektronische affiniteit varieert in het periodiek systeem
  • 2.1 Variatie door de kern en het afschermende effect
  • 2.2 Variatie door elektronische configuratie
• 3 voorbeelden
  • 3.1 Voorbeeld 1
  • 3.2 Voorbeeld 2
• 4 Referenties

Eerste en tweede elektronische affiniteiten

eerste

De reactie van de elektronische versterking kan worden weergegeven als:

A (g) + e^- => A^-(g) + E, of als A (g) + e^- + E => A^-(G)

In de eerste vergelijking wordt E (energie) gevonden als een product aan de linkerkant van de pijl; en in de tweede vergelijking wordt de energie geteld als reactief, aan de rechterkant. Dat wil zeggen, de eerste komt overeen met een exotherme elektronische versterking en de tweede met een elektronische endotherme versterking.

In beide gevallen is het echter alleen een elektron dat bijdraagt ​​aan de valentieschil van atoom A.

tweede

Het is ook mogelijk dat, zodra het negatieve ion A is gevormd^-, het absorbeert weer een ander elektron:

Een^-(g) + e^- => A^2-(G)

De waarden voor de tweede elektronische affiniteit zijn echter positief, omdat de elektrostatische repulsies tussen het negatieve ion A moeten worden overwonnen^- en het binnenkomende elektron en^-.

Wat bepaalt dat een gasvormig atoom een ​​elektron beter "ontvangt"? Het antwoord ligt voornamelijk in de kern, in het afschermende effect van de interne elektronische lagen en in de valentie laag.

Hoe elektronische affiniteit varieert in het periodiek systeem

In het bovenste beeld geven de rode pijlen de richtingen aan waarin de elektronische affiniteit van de elementen toeneemt. Van hieruit kunnen we de elektronische affiniteit als een van de periodieke eigenschappen begrijpen, met de bijzonderheid dat deze veel uitzonderingen bevat.

De elektronische affiniteit verhoogt het stijgen door de groepen en neemt eveneens toe van links naar rechts door het periodiek systeem, vooral door de nabijheid van het fluoratoom. Deze eigenschap is nauw verwant aan de atomaire straal en de energieniveaus van zijn orbitalen.

Variatie door de kern en het afschermende effect

De kern heeft protonen, die positief geladen deeltjes zijn die een aantrekkingskracht uitoefenen op de elektronen van het atoom. Hoe dichter de elektronen in de kern zich bevinden, hoe groter de aantrekking die ze voelen. Dus, als de afstand van de kern tot de elektronen toeneemt, zijn de aantrekkingskrachten minder.

Bovendien helpen de elektronen van de binnenlaag om het effect van de kern op de elektronen van de buitenste lagen te "beschermen": de valentie-elektronen.

Dit komt door de elektronische afstoting zelf onder hun negatieve lading. Dit effect wordt echter tegengewerkt door de toename van het atoomnummer Z.

Wat is de relatie tussen de eerste en de elektronische affiniteit? Dat een gasvormig atoom A meer geneigd is om elektronen te verkrijgen en stabiele negatieve ionen te vormen wanneer het afschermende effect groter is dan de afstotingen tussen het binnenkomende elektron en die van de valentie laag.

Het tegenovergestelde gebeurt wanneer de elektronen erg ver van de kern verwijderd zijn en de afstotingen daartussen de elektronische versterking niet benadelen.

Wanneer u bijvoorbeeld afdaalt in een groep, worden "nieuwe" energieniveaus "geopend", waardoor de afstand tussen de kern en de externe elektronen toeneemt. Het is om deze reden dat bij oplopende groepen elektronische affiniteiten toenemen.

Variatie door elektronische configuratie

Alle orbitalen hebben hun energieniveaus, dus als het nieuwe elektron een hogere energie-orbitaal zal innemen, zal het atoom energie moeten absorberen om dit mogelijk te maken.

Bovendien kan de manier waarop elektronen orbitalen bezetten al dan niet elektronische versterking begunstigen, waardoor verschillen tussen atomen worden onderscheiden..

Als bijvoorbeeld alle elektronen ongepaard zijn in de p-orbitalen, veroorzaakt de opname van een nieuw elektron de vorming van een aangepast paar, dat afstotende krachten op de andere elektronen uitoefent..

Dit is het geval voor het stikstofatoom, waarvan de elektronaffiniteit (8kJ / mol) lager is dan voor het koolstofatoom (-122kJ / mol).

Voorbeelden

Voorbeeld 1

De eerste en tweede elektronische affiniteiten voor zuurstof zijn:

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

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

De elektronische configuratie voor de O is 1s²2s²2p⁴. Er is al een paar elektronen in paren, dat de aantrekkingskracht van de kern niet kan overwinnen; daarom geeft de elektronische versterking energie vrij na het vormen van het stabiele O-ion^-.

Hoewel O^2- het heeft dezelfde configuratie als het neon edelgas, de elektronische afstoting ervan overtreft de aantrekkingskracht van de kern, en om de ingang van het elektron mogelijk te maken, is een energetische bijdrage nodig.

Voorbeeld 2

Als je de elektronische affiniteiten van de elementen van groep 17 vergelijkt, heb je het volgende:

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^- = Ik^-(g) + (295 kJ / mol)

Van boven naar beneden - naar beneden in de groep - de atomaire radii nemen toe, evenals de afstand tussen de kern en de externe elektronen. Dit veroorzaakt een toename in de elektronische affiniteiten; echter, fluor, dat de grootste waarde zou moeten hebben, wordt overschreden door chloor.

Waarom? Deze anomalie toont het effect van elektronische afstotingen op aantrekkelijke kracht en lage afscherming.

Omdat het een heel klein atoom is, "condenseert" fluor al zijn elektronen in een klein volume, wat een grotere afstoting van het binnenkomende elektron veroorzaakt, in tegenstelling tot zijn grotere volume (Cl, Br en I).

referenties

1. Chemie LibreTexts. Elektronaffiniteit. Opgehaald op 4 juni 2018, uit: chem.libretexts.org
2. Jim Clark (2012). Elektronaffiniteit. Opgehaald op 4 juni 2018, op: chemguide.co.uk
3. Carl R. Nave. Elektronaffiniteiten van de hoofdgroepelementen. Opgehaald op 4 juni 2018, vanuit: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
4. Prof. N. De Leon. Elektronaffiniteit. Opgehaald op 4 juni 2018, vanuit: iun.edu
5. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (27 mei 2016). Definitie van elektronaffiniteit. Opgehaald op 4 juni 2018, vanaf: thoughtco.com
6. Cdang. (3 oktober 2011). Periodieke tabel met elektronenaffiniteit. [Afbeelding]. Opgehaald op 4 juni 2018, van: commons.wikimedia.org
7. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Chemie. (8e druk). CENGAGE Leren, p 227-229.
8. Shiver & Atkins. (2008). Anorganische chemie (Vierde editie, pagina 29). Mc Graw Hill.