СРОДНОСТ ЕЛЕКТРОНИМА: ВАРИЈАЦИЈА ПЕРИОДИЧНЕ ТАБЕЛЕ И ПРИМЕРИ - ХЕМИЈА - 2025

Електронски афинитет или електро-афинитета је мера енергетског варијације атома у гасној фази када садржи електрон на свој валентне шкољке. Једном када електрон добије атом А, резултирајући анион А ^- може или не мора бити стабилнији од свог основног стања. Стога ова реакција може бити ендотермичка или егзотермична.

По договору, када је добитак електрона ендотермичан, позитивном знаку „+“ додељује се вредност афинитета електрона; С друге стране, ако је егзотермно - то јест, ослобађа енергију - овој вредности се даје негативан знак "-". У којим се јединицама изражавају ове вредности? У кЈ / мол, или у еВ / атому.

Да је елемент у течној или чврстој фази, његови атоми би међусобно комуницирали. То би узроковало да се енергија апсорбована или ослобођена, услед електронског појачања, распрши међу свим тим, дајући непоуздане резултате.

Супротно томе, у гасној фази се претпоставља да су изоловани; другим речима, они не комуницирају ни са чим. Дакле, атоми који су укључени у ову реакцију су: А (г) и А ^- (г). Овде (г) означава да је атом у гасној фази.

Први и други електронски афинитет

Први

Реакција електронског појачања 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 се једначини енергија рачуна као реактивна и налази се на десној страни. Односно, први одговара егзотермном електронском добитку, а други ендотермичком електронском добитку.

Међутим, у оба случаја само се један електрон додаје у валентну љуску атома А.

Друго

Такође је могуће да, кад ^{се формира} негативни јон А , он апсорбује други електрон:

А ^- (г) + е ^- => А ^2– (г)

Међутим, вредности за афинитет другог електрона су позитивне, пошто електростатичка одбијања између негативног јона А ^- и долазног електрона е ^- морају бити превазиђена .

Шта одређује да гасовити атом боље „прима“ електрон? Одговор се у основи налази у језгру, у заштитном ефекту унутрашњих електронских шкољки и у валентној љусци.

Како афинитет електрона варира у периодичној табели

На горњој слици, црвене стрелице означавају правце у којима се повећава електронски афинитет елемената. Из тога се афинитет електрона може схватити као још једно од периодичних својстава, с тим што има посебност да има много изузетака.

Афинитет електрона расте узлазно кроз групе и такође се повећава с лева на десно дуж периодичне табеле, посебно око атома флуора. Ово својство је уско повезано са атомским радијусом и енергетским нивоима његових орбитала.

Варијација језгром и заштитним ефектом

У језгру се налазе протони, позитивно наелектрисане честице које делују привлачно на електроне у атому. Што су електрони ближи језгру, то је већа привлачност коју они осећају. Дакле, како се удаљеност од језгре до електрона повећава, привлачне силе су мање.

Даље, електрони у унутрашњој љусци помажу да „заштите“ ефекат нуклеуса на електроне у најудаљенијим шкољкама: валентни електрони.

То је због електронских одбијања између њихових негативних набоја. Међутим, овом ефекту се спречава повећање атомског броја З.

Како се горе односи на електронски афинитет? Да ће гасовити атом А имати већу тенденцију добијања електрона и формирања стабилних негативних јона када је ефекат заштите већи од одбијања између долазног електрона и ефекта валентне љуске.

Супротно се дешава када су електрони јако удаљени од језгра и одбојке међу њима не уништавају електронски добитак.

На пример, спуштање у групи „отвара“ нове нивое енергије, који повећавају удаљеност између језгра и спољних електрона. Управо из тог разлога, како се крећете по групама, повећавају се електронски афинитети.

Варијација према конфигурацији електрона

Све орбитале имају своје нивое енергије, тако да ако ће нови електрон заузети орбиту више енергије, атом ће морати да апсорбује енергију да би то било могуће.

Надаље, начин на који електрони заузимају орбиту може или не мора фаворизирати електронски добитак, разликујући тако разлике између атома.

На пример, ако су сви електрони парни у п орбиталама, укључивање новог електрона ће изазвати формирање упареног пара, који на друге електроне врши одбојне силе.

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

Примери

Пример 1

Први и други електронски афинитет за кисеоник су:

О (г) + е ^- => О ^- (г) + (141кЈ / мол)

О ^- (г) + е ^- + (780кЈ / мол) => О ^2- (г)

Конфигурација електрона за О је 1с ² 2с ² 2п ⁴ . Већ постоји упарени пар електрона који не може да надвлада привлачну силу језгра; Стога, електронски добитак ослобађа енергију након стабилног О ^- формира ион .

Међутим, иако ^О2– има исту конфигурацију као и племенити неонски гас, његова електронска одбијања превазилазе привлачну силу нуклеуса и потребно је снабдевање енергијом да би електрон могао да уђе.

Пример 2

Ако се упореде електронски афинитети елемената групе 17, добиће се следеће:

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 - силазно у групи - повећавају се атомски радијуси, као и растојање између језгра и спољних електрона. То изазива пораст електронских афинитета; међутим, флуор, који би требало да има највећу вредност, има више од броја хлора.

Зашто? Ова аномалија показује ефекат електронског одбијања на привлачну силу и ниску заштиту.

Будући да је реч о веома малом атому, флуор "кондензира" све своје електроне у малој запремини, изазивајући већу одбојност на долазном електрону у односу на волуминозније конгенера (Цл, Бр и И).

Референце

1. Цхемистри ЛибреТектс. Аффинити електрона. Преузето 4. јуна 2018. године са: цхем.либретектс.орг
2. Јим Цларк. (2012). Аффинити електрона. Преузето 4. јуна 2018. из: цхемгуиде.цо.ук
3. Царл Р. Наве. Електронске склоности елемената главне групе. Преузето 4. јуна 2018. године са: хиперпхисицс.пхи-астр.гсу.еду
4. Проф. Н. Де Леон. Аффинити електрона. Преузето 4. јуна 2018. из: иун.еду
5. Хелменстине, др Анне Марие (27. маја 2016.). Дефиниција афинитета електрона. Преузето 4. јуна 2018. године са: тхинкцо.цом
6. Цданг. (3. октобар 2011). Периодна табела за афинитет електрона. . Преузето 4. јуна 2018. године са: цоммонс.викимедиа.орг
7. Вхиттен, Давис, Пецк и Станлеи. Хемија. (8. изд.). ЦЕНГАГЕ Леарнинг, стр. 227-229.
8. Схивер & Аткинс. (2008). Неорганска хемија. (Четврто издање, стр. 29). Мц Грав Хилл.