Elektroniskā afinitāte Kā tas mainās periodiskajā tabulā un piemēros



The elektroniskā piederība vai elektrofinitāte ir atoma enerģijas izmaiņu mērījums gāzes fāzē, kad tas satur elektronu savā valences čaulā. Kad elektronu iegūst atoms A, iegūtais anjons A- tas var būt stabilāks vai nē, nekā tā pamatstāvoklis. Tāpēc šī reakcija var būt endotermiska vai eksotermiska.

Pēc vienošanās, kad elektrona pieaugums ir endotermisks, elektroniskās afinitātes vērtībai tiek piešķirta pozitīva zīme "+"; tā vietā, ja tas ir eksotermisks - tas ir, tas izlaiž enerģiju - šai vērtībai tiek piešķirta negatīva zīme "-". Kurās vienībās šīs vērtības ir izteiktas? KJ / mol vai eV / atoma.

Ja elements būtu šķidrā vai cietā fāzē, to atomi savstarpēji mijiedarbotos. Tas izraisītu, ka elektroniskā ieguvuma dēļ absorbētā vai atbrīvotā enerģija tiktu sadalīta starp visiem šiem, radot neuzticamus rezultātus.

Savukārt gāzes fāzē tiek pieņemts, ka tie ir izolēti; Citiem vārdiem sakot, viņi neko nedara. Tad šajā reakcijā iesaistītie atomi ir: A (g) un A-(g) Šeit (g) apzīmē, ka atoms atrodas gāzes fāzē.

Indekss

  • 1 Pirmā un otrā elektroniskā piederība
    • 1.1 Pirmkārt
    • 1.2. Otrkārt
  • 2 Kā elektroniskā afinitāte mainās periodiskajā tabulā
    • 2.1. Mainība pēc kodola un ekranēšanas efekta
    • 2.2 Izmaiņas ar elektronisko konfigurāciju
  • 3 Piemēri
    • 3.1 1. piemērs
    • 3.2. 2. piemērs
  • 4 Atsauces

Pirmā un otrā elektroniskā piederība

Pirmkārt

Elektroniskā ieguvuma reakciju var attēlot kā:

A (g) + e- => A-(g) + E vai kā A (g) + e- + E => A-(g)

Pirmajā vienādojumā E (enerģija) ir atrodama kā produkts bultiņas kreisajā pusē; un otrajā vienādojumā enerģija tiek uzskatīta par reaktīvu, atrodoties labajā pusē. Tas ir, pirmais atbilst eksotermiskajam elektroniskajam ieguvumam un otrs - elektroniskajam endotermiskajam pieaugumam.

Tomēr abos gadījumos tas ir tikai elektrons, kas pievieno atomu A valences apvalku.

Otrkārt

Ir arī iespējams, ka pēc negatīvās jonu A izveidošanās-, tas vēlreiz absorbē vēl vienu elektronu:

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

Tomēr otrās elektroniskās afinitātes vērtības ir pozitīvas, jo elektrostatiskās atbaidīšanas starp negatīvo jonu A ir jāpārvar- un ienākošo elektronu un-.

Kas nosaka, ka gāzveida atoms "saņem" elektronu labāk? Atbilde būtībā ir kodolā, iekšējo elektronisko slāņu ekranēšanas efektā un valences slānī.

Kā elektroniskā afinitāte mainās periodiskajā tabulā

Augšējā attēlā sarkanās bultiņas norāda virzienus, kuros elementu elektroniskā afinitāte palielinās. No šejienes mēs varam saprast elektronisko afinitāti kā vienu no periodiskajām īpašībām ar īpatnību, ka tajā ir daudz izņēmumu.

Elektroniskā afinitāte palielinās pa grupām un līdzīgi pieaug arī no kreisās uz labo pusi caur periodisko tabulu, jo īpaši ar fluora atoma tuvumā. Šis īpašums ir cieši saistīts ar tās orbitālo atomu rādiusu un enerģijas līmeni.

Mainība pēc kodola un ekranēšanas efekta

Kodolam ir protoni, kas ir pozitīvi uzlādētas daļiņas, kas iedarbojas uz atoma elektroniem. Jo tuvāk kodoliem ir elektroni, jo lielāks ir viņu piesaiste. Tādējādi, palielinoties attālumam no kodola līdz elektroniem, piesaistes spēki ir mazāki.

Turklāt iekšējā slāņa elektroni palīdz "aizsargāt" kodola ietekmi uz attālāko slāņu elektroniem: valences elektroniem..

Tas ir saistīts ar elektronisko atbaidīšanu paši par savu negatīvo maksu. Tomēr šo efektu novērš atomu skaita pieaugums Z.

Kāda ir saistība starp pirmo un elektronisko piederību? Ka gāzveida atoms A būs lielāka tendence iegūt elektronus un veidot stabilus negatīvus jonus, ja aizsargājošais efekts ir lielāks nekā atbaidīšana starp ienākošo elektronu un valences slāni..

Pretēji gadās, kad elektroni ir ļoti tālu no kodola, un atbaidījumi starp tiem neizdala elektronisko ieguvumu.

Piemēram, nolaižoties grupā, "jauni" enerģijas līmeņi tiek "atvērti", kas palielina attālumu starp kodolu un ārējiem elektroniem. Šī iemesla dēļ, kad augšupejošās grupas palielina elektronisko piederību.

Izmaiņas ar elektronisko konfigurāciju

Visām orbitālēm ir to enerģijas līmenis, tādēļ, ja jaunais elektrons aizņems lielāku enerģētisko orbitālu, atomam būs nepieciešams absorbēt enerģiju, lai tas būtu iespējams.

Turklāt veids, kādā elektroni aizņem orbītas, var vai nevar atbalstīt elektronisko ieguvumu, tādējādi atšķirot atomu atšķirības..

Piemēram, ja visi elektroni p-orbitātēs nav savienoti, jauna elektrona iekļaušana radīs saskaņotu pāru veidošanos, kas uz citiem elektroniem rada atbaidošus spēkus..

Tas attiecas uz slāpekļa atomu, kura elektronu afinitāte (8kJ / mol) ir zemāka par oglekļa atomu (-122kJ / mol)..

Piemēri

1. piemērs

Pirmais un otrais elektroniskais skābeklis ir:

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

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

O elektroniskā konfigurācija ir 1s22s22p4. Jau ir pāris elektronu pāris, kas nevar pārvarēt kodola pievilcīgo spēku; tāpēc elektroniskais pastiprinājums atbrīvo enerģiju pēc stabila O jonu veidošanās-.

Tomēr, lai gan O2- tai ir tāda pati konfigurācija kā neona cēlgāzei, tās elektroniskās atbaidīšanas ir lielākas par kodola pievilcīgo spēku, un, lai ļautu ierasties elektronam, ir nepieciešams enerģisks ieguldījums..

2. piemērs

Ja salīdzināsiet 17. grupas elementu elektronisko piederību, jums būs:

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)

No augšas uz leju - atpaliekot grupā - palielinās atomu rādiuss, kā arī attālums starp kodolu un ārējiem elektroniem. Tas palielina elektronisko piederību; tomēr fluoru, kam ir vislielākā vērtība, pārsniedz hloru.

Kāpēc? Šī anomālija liecina par elektronisko atbaidīšanas ietekmi uz pievilcīgu spēku un zemu ekranēšanu.

Tā kā tas ir ļoti mazs atoms, fluors "kondensē" visus tā elektronus nelielā apjomā, izraisot lielāku atgrūšanu ienākošajam elektronam, atšķirībā no tā lielākās masas (Cl, Br un I).

Atsauces

  1. Ķīmija LibreTexts. Elektronu afinitāte. Saturs iegūts 2018. gada 4. jūnijā no: chem.libretexts.org
  2. Jim Clark (2012). Elektronu afinitāte. Saturs iegūts 2018. gada 4. jūnijā no: chemguide.co.uk
  3. Carl R. Nave. Galveno grupu elementu elektronu piederība. Saturs iegūts 2018. gada 4. jūnijā no: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
  4. Prof. N. De Leon. Elektronu afinitāte. Saturs iegūts 2018. gada 4. jūnijā no: iun.edu
  5. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (2016. gada 27. maijs). Elektronu afinitātes definīcija. Saturs iegūts 2018. gada 4. jūnijā no: thinkco.com
  6. Cdang (2011. gada 3. oktobris). Elektronu afinitātes periodiskā tabula. [Attēls] Saturs iegūts 2018. gada 4. jūnijā no: commons.wikimedia.org
  7. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Ķīmija (8. izdevums). CENGAGE Learning, 227-229. Lpp.
  8. Shiver & Atkins. (2008). Neorganiskā ķīmija (Ceturtais izdevums, 29. lpp.). Mc Graw kalns.