De Elektronische affiniteit of electro-affiniteit is een maat voor de energetische variatie van een atoom in de gasfase wanneer het een elektron in zijn valentieschil opneemt. Zodra het elektron is verworven door atoom A, wordt het resulterende anion A- het kan al dan niet stabieler zijn dan uw basislijntoestand. Daarom kan deze reactie endotherm of exotherm zijn..
Volgens afspraak wordt, wanneer de elektronenversterking endotherm is, de elektronenaffiniteitswaarde een positief teken "+" toegekend; Aan de andere kant, als het exotherm is - dat wil zeggen, het geeft energie vrij - krijgt deze waarde een negatief teken "-". In welke eenheden worden deze waarden uitgedrukt? In kJ / mol of in eV / atoom.
Als het element zich in een vloeibare of vaste fase zou bevinden, zouden de atomen met elkaar in wisselwerking staan. Dit zou ertoe leiden dat de energie die wordt geabsorbeerd of vrijgegeven, als gevolg van de elektronische versterking, over al deze wordt verspreid, wat onbetrouwbare resultaten oplevert..
Aan de andere kant wordt aangenomen dat ze in de gasfase geïsoleerd zijn; met andere woorden, ze hebben nergens interactie mee. De atomen die bij deze reactie betrokken zijn, zijn dus: A (g) en A-(g). Hier geeft (g) aan dat het atoom zich in de gasfase bevindt.
Artikel index
De elektronische versterkingsreactie kan worden weergegeven als:
A (g) + e- => EEN-(g) + E, of als A (g) + e- + E => EEN-(g)
In de eerste vergelijking wordt E (energie) als product aan de linkerkant van de pijl gevonden; en in de tweede vergelijking wordt de energie als reactief geteld en bevindt deze zich aan de rechterkant. Dat wil zeggen, de eerste komt overeen met een exotherme elektronische versterking en de tweede met een endotherme elektronische versterking.
In beide gevallen wordt er echter maar één elektron toegevoegd aan de valentieschil van atoom A..
Het is ook mogelijk dat, zodra het negatieve ion A is gevormd-, het neemt weer een ander elektron op:
NAAR-(g) + e- => EENtwee-(g)
De waarden voor de tweede elektronenaffiniteit zijn echter positief, aangezien de elektrostatische afstoting tussen het negatieve ion A moet worden overwonnen- en het inkomende elektron e-.
Wat bepaalt dat een gasvormig atoom een elektron beter "ontvangt"? Het antwoord wordt voornamelijk gevonden in de kern, in het afschermende effect van de interne elektronische lagen en in de valentie-laag.
In de bovenste afbeelding geven de rode pijlen de richtingen aan waarin de elektronische affiniteit van de elementen toeneemt. Hieruit kan elektronenaffiniteit worden begrepen als een van de periodieke eigenschappen, met de bijzonderheid dat het vele uitzonderingen biedt.
Elektronenaffiniteit stijgt oplopend door de groepen en neemt ook toe van links naar rechts langs het periodiek systeem, vooral in de buurt van het fluoratoom. Deze eigenschap is nauw verwant aan de atoomstraal en de energieniveaus van zijn orbitalen..
De kern heeft protonen, dit zijn positief geladen deeltjes die een aantrekkingskracht uitoefenen op de elektronen in het atoom. Hoe dichter de elektronen bij de kern zijn, hoe groter de aantrekkingskracht die ze voelen. Dus naarmate de afstand van de kern tot de elektronen toeneemt, worden de aantrekkende krachten kleiner..
Bovendien helpen de elektronen van de binnenschil het effect van de kern op de elektronen van de buitenste schil "af te schermen": de valentie-elektronen..
Dit komt door de elektronische afstotingen zelf tussen hun negatieve ladingen. Dit effect wordt echter tegengegaan door het atoomnummer Z te verhogen.
Hoe verhoudt het bovenstaande zich tot elektronische affiniteit? Dat een gasvormig atoom A een grotere neiging zal hebben om elektronen te winnen en stabiele negatieve ionen te vormen wanneer het afschermeffect groter is dan de afstotingen tussen het binnenkomende elektron en die van de valentieschil.
Het tegenovergestelde doet zich voor wanneer de elektronen erg ver van de kern verwijderd zijn en de afstotingen ertussen de elektronische versterking niet ondermijnen..
Afdalen in een groep 'opent' bijvoorbeeld nieuwe energieniveaus, die de afstand tussen de kern en externe elektronen vergroten. Het is om deze reden dat bij het opklimmen door de groepen de elektronische affiniteiten toenemen.
Alle orbitalen hebben hun energieniveaus, dus als het nieuwe elektron een baan met hogere energie zal innemen, zal het atoom energie moeten absorberen om dit mogelijk te maken..
Bovendien kan de manier waarop elektronen de orbitalen bezetten al dan niet de elektronische versterking bevorderen, waardoor verschillen tussen atomen worden onderscheiden..
Als bijvoorbeeld alle elektronen ongepaard zijn in de p-orbitalen, zal de opname van een nieuw elektron de vorming van een paarparen veroorzaken, dat afstotende krachten op de andere elektronen uitoefent..
Dit is het geval voor het stikstofatoom, waarvan de elektronenaffiniteit (8 kJ / mol) lager is dan voor het koolstofatoom (-122 kJ / mol).
De eerste en tweede elektronische affiniteit voor zuurstof is:
O (g) + e- => O-(g) + (141 kJ / mol)
OF-(g) + e- + (780kJ / mol) => Otwee-(g)
De elektronenconfiguratie voor O is 1stwee2 sectwee2 Blz4. Er is al een paar elektronenparen, die de aantrekkingskracht van de kern niet kunnen overwinnen; daarom geeft de elektronische versterking energie vrij nadat het stabiele O-ion is gevormd.-.
Hoewel Otwee- Het heeft dezelfde configuratie als de edelgasneon, zijn elektronische afstotingen overtreffen de aantrekkingskracht van de kern, en om het elektron binnen te laten, is een energiebijdrage noodzakelijk.
Als de elektronische affiniteiten van de elementen van groep 17 worden vergeleken, wordt het volgende verkregen:
F (g) + e- = F-(g) + (328 kJ / mol)
Cl (g) + e- = Cl-(g) + (349 kJ / mol)
Br (g) + e- = Br-(g) + (325 kJ / mol)
Ik (g) + e- = Ik-(g) + (295 kJ / mol)
Van boven naar beneden - dalend in de groep - nemen de atoomstralen toe, evenals de afstand tussen de kern en de externe elektronen. Dit veroorzaakt een toename van elektronische affiniteiten; fluor, dat de hoogste waarde zou moeten hebben, wordt echter overtroffen door chloor.
Waarom? Deze anomalie toont het effect aan van elektronische afstotingen op de aantrekkingskracht en lage afscherming..
Omdat het een heel klein atoom is, "condenseert" fluor al zijn elektronen in een klein volume, wat een grotere afstoting veroorzaakt op het binnenkomende elektron, in tegenstelling tot zijn meer volumineuze soortgenoten (Cl, Br en I)..
Niemand heeft nog op dit artikel gereageerd.