Електронска афинитет како се мијења у периодичној табели и примјерима



Тхе електронски афинитет или електроафинитет је мера варијације енергије атома у гасној фази када он угради електрон у своју валентну љуску. Једном када је електрон стечен атомом А, добијени анион А- може бити стабилније или не више од базалног стања. Према томе, ова реакција може бити ендотермна или егзотермна.

По конвенцији, када је добит електрона ендотермна, позитивном знаку "+" се додељује вредност електронског афинитета; уместо тога, ако је егзотермна - то јест, ослобађа енергију - овој вредности се даје негативан знак "-". У којим јединицама су ове вриједности изражене? У кЈ / мол, или у еВ / атом.

Ако је елемент био у течној или чврстој фази, њихови атоми би међусобно дјеловали. Ово би проузроковало да се енергија која је апсорбована или ослобођена, због електронског добитка, распрши међу свим тим, дајући непоуздане резултате.

Насупрот томе, у гасној фази се претпоставља да су изоловани; Другим ријечима, они не комуницирају ни са чим. Затим, атоми који су укључени у ову реакцију су: А (г) и А-(г) Овде (г) означава да је атом у гасној фази.

Индек

  • 1 Прва и друга електронска афинитета
    • 1.1 Прво
    • 1.2
  • 2 Како електронски афинитет варира у периодном систему
    • 2.1 Варијација језгра и ефекат заштите
    • 2.2 Варијације путем електронске конфигурације
  • 3 Примери
    • 3.1 Пример 1
    • 3.2 Пример 2
  • 4 Референце

Прва и друга електронска афинитета

Прво

Реакција електронског добитка може се представити као:

А (г) + е- => А-(г) + Е, или као А (г) + е- + Е => А-(г)

У првој једначини, Е (енергија) се налази као производ на левој страни стрелице; а у другој једначини енергија се рачуна као реактивна и налази се на десној страни. То значи да први одговара егзотермичком електронском појачању, а други електронском ендотермичком појачању.

Међутим, у оба случаја, само електрон који додаје валентној љусци атома А.

Друго

Такође је могуће да када се формира негативни ион А-, поново упија други електрон:

А-(г) + е- => А2-(г)

Међутим, вредности за други електронски афинитет су позитивне, пошто се електростатички одбојници између негативног јона А морају превазићи- и долазни електрон и-.

Шта одређује да гасни атом "боље" прима електрон? Одговор лежи у суштини у језгру, у заштитном ефекту унутрашњих електронских слојева иу валентном слоју.

Како се електронски афинитет разликује у периодном систему

На горњој слици црвене стрелице означавају правце у којима се повећава електронски афинитет елемената. Одавде можемо да разумемо електронски афинитет као једно од периодичних својстава, са посебношћу да он представља много изузетака.

Електронски афинитет се повећава узлазно кроз групе и, исто тако, повећава се с лева на десно кроз периодни систем, посебно у близини атома флуора. Ово својство је уско повезано са атомским радијусом и енергетским нивоима његових орбитала.

Варијација језгром и заштитни ефекат

Нуклеус има протоне, који су позитивно набијене честице које испољавају атрактивну силу на електроне атома. Што су електрони у језгру ближи, то је већа привлачност коју осјећају. Дакле, како се удаљеност од нуклеуса до електрона повећава, силе привлачења су мање.

Поред тога, електрони унутрашњег слоја помажу да се "штити" ефекат језгра на електроне најудаљенијих слојева: валентни електрони.

То је због самих електронских одбијања међу негативним набојем. Међутим, овај ефекат је супротстављен повећањем атомског броја З.

Какав је однос између првог и електронског афинитета? Да ће гасни атом А имати већу тенденцију да добије електроне и да формира стабилне негативне јоне када је ефекат заштите већи од одбијања између долазног електрона и оних од валентног слоја.

Обрнуто се дешава када су електрони веома далеко од језгра и одбојност између њих не угрожава електронски добитак.

На пример, када се спуштамо у групу, "нови" нивои енергије су "отворени", што повећава растојање између језгра и спољних електрона. Управо из тог разлога, када растуће групе повећавају електронске афинитете.

Варијације путем електронске конфигурације

Све орбитале имају своје нивое енергије, тако да ако нови електрон заузме вишу енергетску орбиталу, атом ће морати да апсорбује енергију да би то учинио могућим.

Штавише, начин на који електрони заузимају орбитале могу или не морају фаворизовати електронску добит, чиме се разликују разлике између атома..

На пример, ако су сви електрони непарени у п-орбиталима, укључивање новог електрона изазива формирање упареног пара, који врши одбојне силе на друге електроне.

Ово је случај за атом азота, чији је афинитет електрона (8кЈ / мол) нижи него за атом угљеника (-122кЈ / мол).

Примери

Пример 1

Прва и друга електронска афинитета за кисеоник су:

О (г) + е- => О-(г) + (141кЈ / мол)

О-(г) + е- + (780кЈ / мол) => О2-(г)

Електронска конфигурација за О је 1с22с22п4. Већ постоји упарени пар електрона, који не може да превазиђе привлачну силу језгра; према томе, електронски добитак ослобађа енергију након формирања стабилног иона-.

Међутим, иако је О2- има исту конфигурацију као неонски племенити гас, његова електронска одбијања прелазе атрактивну силу језгра, а да би се омогућио улазак електрона неопходан је енергетски допринос.

Пример 2

Ако упоредите електронске афинитете елемената групе 17, имат ћете сљедеће:

Ф (г) + е- = Ф-(г) + (328 кЈ / мол)

Цл (г) + е- = Цл-(г) + (349 кЈ / мол)

Бр (г) + е- = Бр-(г) + (325 кЈ / мол)

И (г) + е- = И-(г) + (295 кЈ / мол)

Од врха до дна - спушта се у групи - повећавају се атомски радијуси, као и растојање између језгра и спољних електрона. То узрокује повећање електронских афинитета; међутим, флуор, који треба да има највећу вредност, прелази хлор.

Зашто? Ова аномалија показује ефекат електронских одбијања на атрактивну силу и ниску заштиту.

Пошто је то веома мали атом, флуор "кондензира" све своје електроне у малој запремини, изазивајући већи одбој на долазни електрон за разлику од његове веће масе (Цл, Бр и И).

Референце

  1. Цхемистри ЛибреТектс. Елецтрон Аффинити. Преузето 4. јуна 2018. године, са: цхем.либретектс.орг
  2. Јим Цларк (2012). Елецтрон Аффинити. Преузето 4. јуна 2018. из: цхемгуиде.цо.ук
  3. Царл Р. Наве. Електронске афинитете елемената главне групе. Преузето 4. јуна 2018. године, од: хиперпхисицс.пхи-астр.гсу.еду
  4. Н. Де Леон. Елецтрон Аффинити. Преузето 4. јуна 2018. године, из: иун.еду
  5. Хелменстине, Анне Марие, Пх.Д. (27. мај 2016.). Елецтрон Аффинити Дефинитион. Преузето 4. јуна 2018. године из: тхоугхтцо.цом
  6. Цданг (3. октобар 2011). Периодна табела електронског афинитета. [Фигуре] Преузето 4. јуна 2018. године, са: цоммонс.викимедиа.орг
  7. Вхиттен, Давис, Пецк & Станлеи. Цхемистри (8. изд.). ЦЕНГАГЕ Леарнинг, стр. 227-229.
  8. Схивер & Аткинс. (2008). Неорганска хемија (Четврто издање, страна 29). Мц Грав Хилл.