Elektrooniline afiinsus, kuidas see perioodilises tabelis ja näidetes varieerub



The elektrooniline afiinsus või elektroafiinsus on aatomi energiamuutuse näitaja gaasifaasis, kui see sisaldab elektroni oma valentsuskesta. Kui elektron A on omandanud, siis saadud anioon A- see võib olla stabiilsem või mitte selle baasolek. Seetõttu võib see reaktsioon olla endotermiline või eksotermiline.

Kokkuleppe järgi, kui elektroni võimendus on endotermiline, määratakse elektroonilise afiinsuse väärtusele positiivne märk "+"; selle asemel, kui see on eksotermiline - see tähendab, et see vabastab energiat - antakse sellele väärtusele negatiivne märk "-". Millistes ühikutes need väärtused väljendatakse? KJ / mol või eV / aatomi kohta.

Kui element oli vedelas või tahkes faasis, siis nende aatomid suhtleksid omavahel. See põhjustaks elektroonilise võimenduse tõttu neeldunud või vabanenud energia hajutamise kõigi nende vahel, andes ebausaldusväärseid tulemusi.

Seevastu eeldatakse gaasifaasis, et need on isoleeritud; Teisisõnu, nad ei suhtle midagi. Siis on selles reaktsioonis osalevad aatomid: A (g) ja A-(g) Siin (g) tähistab, et aatom on gaasifaasis.

Indeks

  • 1 Esimene ja teine ​​elektrooniline kuuluvus
    • 1.1 Esiteks
    • 1.2 Teiseks
  • 2 Kuidas elektrooniline afiinsus perioodilises tabelis varieerub
    • 2.1 Varieerumine südamiku ja varjestusefekti vahel
    • 2.2 Variatsioon elektroonilise konfiguratsiooni abil
  • 3 Näited
    • 3.1 Näide 1
    • 3.2 Näide 2
  • 4 Viited

Esimene ja teine ​​elektrooniline kuuluvus

Esiteks

Elektroonilise võimenduse reaktsiooni võib esitada järgmiselt:

A (g) + e- => A-(g) + E või A (g) + e- + E => A-(g)

Esimeses võrrandis leitakse E (energia) noolena vasakul poolel; ja teises võrrandis loetakse energiat reaktiivseks, olles paremal pool. See tähendab, et esimene vastab eksotermilisele elektroonilisele võimendusele ja teine ​​elektroonilisele endotermilisele võimendusele.

Mõlemal juhul on aga ainult elektron, mis lisab aatomi valentsuskesta.

Teiseks

Samuti on võimalik, et kui negatiivne ioon A on moodustunud-, ta neelab veel ühe elektroni:

A-(g) + e- => A2-(g)

Teise elektroonilise afiinsuse väärtused on siiski positiivsed, kuna negatiivse iooni A vahelised elektrostaatilised tõrked tuleb ületada- ja sissetulev elektron ja-.

Mis määrab, et gaasiline aatom "saab" elektroni paremini? Vastus peitub peamiselt tuumas, sisemiste elektrooniliste kihtide varjestusefektis ja valentsikihis.

Kuidas elektrooniline afiinsus perioodilises tabelis varieerub

Ülemises pildis on punased nooled näidanud, millistes suunas elementide elektrooniline afiinsus suureneb. Siit saame aru, et elektrooniline afiinsus on üks perioodilistest omadustest, mille eripära on see, et see sisaldab mitmeid erandeid.

Elektrooniline afiinsus tõuseb rühmade kaudu tõusvalt, samuti suureneb see perioodilise tabeli kaudu vasakult paremale, eriti fluori aatomi läheduses. See omadus on tihedalt seotud selle orbitaalide aatomraadiusega ja energia tasemega.

Variatsioon südamiku ja varjestusefekti vahel

Tuumal on prootoneid, mis on positiivselt laetud osakesed, mis avaldavad aatomi elektronidele atraktiivset jõudu. Mida lähemal on tuumades olevad elektronid, seda suurem on nende atraktiivsus. Seega, kui kaugus tuumast elektronidesse suureneb, on atraktsioonijõud vähem.

Lisaks aitavad sisekihi elektronid "kaitsta" tuuma mõju äärepoolseimate kihtide elektronidele: valentselektronid.

See on tingitud elektroonilisest tõrjutusest nende negatiivsete tasude hulgas. Seda mõju aga neutraliseerib aatomnumbri Z suurenemine.

Milline on esimese ja elektroonilise afiinsuse suhe? Et gaasiline aatom A omab rohkem kalduvusi saada elektrone ja moodustada stabiilseid negatiivseid ioone, kui varjestav toime on suurem kui sissetulevate elektronide ja valentsikihi vahelised tõuked.

Vastupidi juhtub, kui elektronid on tuumast väga kaugel ja nende vahelised tõrked ei kahjusta elektroonilist kasu.

Näiteks, kui gruppi laskuvad, "avatakse" "uued" energia tasemed, mis suurendavad kaugust tuuma ja väliste elektronide vahel. Sel põhjusel suurenevad rühmad suurendavad elektroonilisi sidemeid.

Variatsioon elektroonilise konfiguratsiooni abil

Kõigil orbitaalidel on oma energia tasemed, nii et kui uus elektron hõivab kõrgema energia orbitaali, peab aatom energiat võimaldama, et see oleks võimalik.

Lisaks sellele võib viis, kuidas elektronid orbitaalid hõivavad, eelistada elektroonilist võimendust, eristades seega aatomite vahelisi erinevusi..

Näiteks, kui kõik elektronid on p-orbitaalides paaritu, põhjustab uue elektroni kaasamine sobitatud paari moodustumise, mis avaldab teistele elektronidele tõukejõudu.

See kehtib lämmastikuaatomi kohta, mille elektronide afiinsus (8 kJ / mol) on väiksem kui süsinikuaatomi (-122kJ / mol) puhul.

Näited

Näide 1

Esimene ja teine ​​hapniku elektrooniline afiinsus on:

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

O-(g) + e- + (780 kJ / mol) => O2-(g)

O elektrooniline konfiguratsioon on 1s22s22p4. On juba seotud paar elektronide paari, mis ei suuda ületada tuuma atraktiivset jõudu; seetõttu vabastab elektrooniline võimendus pärast stabiilse O iooni moodustamist energiat-.

Kuigi O2- sellel on sama konfiguratsioon kui neoonkaasgaasil, selle elektroonilised tõrked ületavad tuuma atraktiivset jõudu ja elektroni sisenemiseks on vajalik energiline panus.

Näide 2

Kui võrrelda 17. rühma elementide elektroonilisi omadusi, on teil järgmised andmed:

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)

Ülalt alla - rühmas allapoole - aatomi raadius suureneb, samuti kaugus tuuma ja väliste elektronide vahel. See põhjustab elektrooniliste sidemete suurenemist; siiski ületab kloori abil fluori, mille väärtus peaks olema suurim.

Miks? See anomaalia näitab elektrooniliste tõrjude mõju atraktiivsele jõule ja madalale varjestusele.

Kuna tegemist on väga väikese aatomiga, kondenseerib fluor "kõik oma elektronid väikeses mahus, põhjustades suuremat vastupanuvõimet sissetulevale elektronile erinevalt suuremast mahust (Cl, Br ja I).

Viited

  1. Keemia LibreTexts. Elektronide afiinsus. Välja otsitud 4. juunil 2018 alates: chem.libretexts.org
  2. Jim Clark (2012). Elektronide afiinsus. Välja otsitud 4. juunil 2018 alates: kemguide.co.uk
  3. Carl R. Nave. Peagrupi elementide elektronide afiinsused. Välja otsitud 4. juunil 2018: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
  4. Prof. N. De Leon. Elektronide afiinsus. Välja otsitud 4. juunil 2018: iun.edu
  5. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (27. mai 2016). Elektronide afiinsuse määratlus. Välja otsitud 4. juunil 2018 alates: thinkco.com
  6. Cdang (3. oktoober 2011). Elektroonilise afiinsusega perioodiline tabel. [Joonis] Välja otsitud 4. juunil 2018 alates: commons.wikimedia.org
  7. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Keemia (8. väljaanne). CENGAGE Learning, p 227-229.
  8. Shiver & Atkins. (2008). Anorgaaniline keemia (Neljas väljaanne, lk 29). Mc Grawi mägi.