ELEKTRON-AFFINITÁS: PERIÓDUSOS VARIÁCIÓ ÉS PÉLDÁK - KÉMIA - 2026

Az elektronikus affinitás vagy az elektro-affinitás egy atom energetikai variációjának mérése egy gázfázisban, amikor egy elektron beépül a valenciahéjába. Miután az elektront az A atom megszerezte, a kapott A anion ^- lehet vagy nem lehet stabilabb, mint az alapállapota. Ezért ez a reakció lehet endoterm vagy exoterm.

Megállapodás szerint, ha az elektronerősítés endotermikus, akkor az "+" pozitív jelet az elektron affinitási értékhez rendelik; Másrészt, ha egzotermikus, azaz energiát bocsát ki, ennek az értéknek negatív "-" jele van. Milyen egységekben fejezik ki ezeket az értékeket? KJ / mol-ban vagy eV / atomban.

Ha az elem folyékony vagy szilárd fázisban lenne, atomjai kölcsönhatásba lépnek egymással. Ez azt eredményezné, hogy az abszorbeált vagy felszabadult energia az elektronikus erősítés miatt eloszlik mindegyik között, megbízhatatlan eredményeket eredményezve.

Ezzel szemben a gázfázisban feltételezik, hogy elszigeteltek; más szóval, semmivel sem lépnek kölcsönhatásba. Tehát a reakcióban részt vevő atomok: A (g) és A ^- (g). Itt (g) azt jelzi, hogy az atom gázfázisban van.

Az első és a második elektronikus kapcsolat

Első

Az elektronikus erősítési reakciót az alábbiak szerint reprezentálhatjuk

A (g) + e ^- => A ^- (g) + E, vagy mint A (g) + e ^- + E => A ^- (g)

Az első egyenletben E (energia) termékként található a nyíl bal oldalán; és a második egyenletben az energiát reaktívnak tekintjük, mivel a jobb oldalon helyezkedik el. Vagyis az első exoterm elektronikus erősítésnek felel meg, a második endotermikus elektronikus erősítésnek felel meg.

Azonban mindkét esetben csak egy elektron adódik az A atom vegyértékképességéhez.

Második

Lehetséges az is, hogy miután kialakult az A ^- negatív ion, egy másik elektronot felszív:

A ^- (g) + e ^- => A ^2– (g)

Azonban, az értékeket a második elektron-affinitása pozitív, mivel az elektrosztatikus taszítás közötti negatív ion egy ^- és a bejövő elektron e ^- le kell győzni.

Mi határozza meg, hogy egy gáznemű atom jobban "vegyen" egy elektronot? A válasz alapvetően a sejtmagban, a belső elektronikus héjak árnyékoló hatásában és a valencia héjában található.

Hogyan változik az elektron affinitás a periódusos táblázatban?

A felső képen a piros nyilak jelzik az irányokat, amelyekben az elemek elektronikus affinitása növekszik. Ebből az elektron affinitás egy további periodikus tulajdonságként érthető, azzal a különlegességgel, hogy számos kivétellel rendelkezik.

Az elektron-affinitás növekszik a csoportokon keresztül növekvő mértékben, és balról jobbra is növekszik a periódusos táblán, különösen a fluoratom körül. Ez a tulajdonság szorosan kapcsolódik az atomi sugárhoz és körüli pályáinak energiaszintjéhez.

Változás mag és árnyékoló hatás szerint

A magban protonok vannak, amelyek pozitív töltésű részecskék vonzó erőt gyakorolnak az atom elektronjaira. Minél közelebb vannak az elektronok a maghoz, annál nagyobb vonzerőt éreznek. Így, a mag távolsága az elektronoktól növekszik, annál kisebb a vonzó erők.

Ezenkívül a belső héjban lévő elektronok segítenek "megvédeni" a mag hatását a legkülső héjban levő elektronokra: a valencia elektronokra.

Ennek oka a negatív töltéseik közötti maguk elektronikus visszatérése. Ezt a hatást azonban ellensúlyozza a Z atomszám növelése.

Hogyan kapcsolódik a fentiek az elektronikus affinitáshoz? Hogy az A gáz halmazállapotú atomja nagyobb hajlammal elektronokat nyer és stabil negatív ionokat képez, ha az árnyékoló hatás nagyobb, mint a bejövő elektron és a valenciahéj közötti repulációk.

Ellenkező esetben fordul elő, ha az elektronok nagyon távol vannak a magtól, és a köztük lévő repulációk nem hátráltatják az elektronikus erősítést.

Például, ha egy csoportba esik, akkor új energiaszinteket nyit meg, amelyek növelik a mag és a külső elektronok közötti távolságot. Ez az oka annak, hogy a csoportok felfelé emelkedésével az elektronikus affinitások növekednek.

Változás elektronkonfiguráció szerint

Minden orbitál energiaszintje megvan, tehát ha az új elektron nagyobb energiájú pályát foglal el, akkor az atomnak energiát kell elnyelnie ahhoz, hogy ez lehetséges legyen.

Ezenkívül az, hogy az elektronok miként foglalják el az orbitális csatornákat, előfordulhat, hogy nem részesítik előnyben az elektronikus erősítést, megkülönböztetve az atomok közötti különbségeket.

Például, ha az összes elektron páratlanul párosul p p arbitálban, egy új elektron beépítése párosodott párt képez, amely visszatükröző erőket hat a többi elektronra.

Ez vonatkozik a nitrogénatomra, amelynek elektron-affinitása (8kJ / mol) alacsonyabb, mint a szénatomé (-122kJ / mol).

Példák

1. példa

Az oxigén első és második elektronikus affinitása a következő:

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

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

Az O elektronkonfigurációja 1s ² 2s ² 2p ⁴. Már létezik egy pár elektron, amely nem képes legyőzni a mag vonzó erejét; Ezért az elektronikus erősítés energiát bocsát ki a stabil O ^- ion kialakulása után.

Annak ellenére, hogy az O ² - konfigurációja megegyezik a nemesgáz neonjával, elektronikus visszatérése meghaladja a mag vonzó erejét, és energiaellátásra van szükség az elektron belépéséhez.

2. példa

Ha összehasonlítjuk a 17. csoport elemeinek elektronikus affinitását, akkor a következőket kapjuk:

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)

Fentről lefelé - a csoportban csökkenve - növekszik az atomi sugarak, valamint a mag és a külső elektronok közötti távolság. Ez növeli az elektronikus affinitást; azonban a fluort, amelynek a legmagasabb értéknek kell lennie, meghaladja a klór.

Miért? Ez a rendellenesség demonstrálja az elektronikus taszítás hatását a vonzó erőre és az alacsony árnyékolásra.

Mivel ez egy nagyon kicsi atom, ezért a fluor az összes elektronját kis térfogatban "kondenzálja", így nagyobb taszítást okoz a bejövő elektronon, mint nagyobb volumenű rokonai (Cl, Br és I).

Irodalom

1. Kémia LibreTexts. Elektron affinitás. Visszakeresve: 2018. június 4-én, a következő címen: chem.libretexts.org
2. Jim Clark. (2012). Elektron affinitás. Visszakeresve: 2018. június 4-én, a következő címen: chemguide.co.uk
3. Carl R. Nave. A fő csoport elemeinek elektronkapcsolatai. Visszakeresve: 2018. június 4-én, a következő helyről: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
4. Prof. N. De Leon. Elektron affinitás. Visszakeresve: 2018. június 4-én, az iun.edu-tól
5. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (2016. május 27.). Az elektron affinitás meghatározása. Letöltve: 2018. június 4-én, a következő helyről: thinkco.com
6. Cdang. (2011. október 3.). Elektron affinitás periódusos rendszer.. Visszakeresve: 2018. június 4-én, a következő helyről: commons.wikimedia.org
7. Whitten, Davis, Peck és Stanley. Kémia. (8. kiadás). CENGAGE Learning, 227–229.
8. Shiver és Atkins. (2008). Szervetlen kémia. (Negyedik kiadás, 29. o.). Mc Graw Hill.