ELEKTRONENAFFINITEIT: PERIODIEK SYSTEEMVARIATIE EN VOORBEELDEN - CHEMIE - 2026

De elektronische affiniteit of elektroaffiniteit is een maat voor de energetische variatie van een atoom in gasfase wanneer het een elektron in zijn valentieschil opneemt. Zodra het elektron is verworven door atoom A, kan het resulterende anion A ^- al dan niet stabieler zijn dan zijn grondtoestand. Daarom kan deze reactie endotherm of exotherm zijn.

Volgens afspraak wordt, wanneer de elektronenversterking endotherm is, een positief teken "+" toegekend aan de elektronenaffiniteitswaarde; 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 ervoor zorgen dat de energie die wordt geabsorbeerd of vrijgegeven, als gevolg van de elektronische versterking, over al deze wordt verspreid, wat onbetrouwbare resultaten oplevert.

Daarentegen 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.

Eerste en tweede elektronische affiniteiten

Eerste

De elektronische versterkingsreactie kan worden weergegeven als:

A (g) + e ^- => A ^- (g) + E, of als A (g) + e ^- + E => A ^- (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.

Tweede

Het is ook mogelijk dat, zodra het negatieve ion A ^{- is gevormd} , het een ander elektron absorbeert:

A ^- (g) + e ^- => A ^2– (g)

De waarden voor de tweede elektronenaffiniteit zijn echter positief, aangezien de elektrostatische afstoting tussen het negatieve ion A ^- en het inkomende elektron e ^- overwonnen moet worden .

Wat bepaalt dat een gasvormig atoom een ​​elektron beter "ontvangt"? Het antwoord wordt voornamelijk gevonden in de kern, in het afschermende effect van de binnenste elektronicaschalen en in de valentieschil.

Hoe elektronenaffiniteit varieert in het periodiek systeem

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 er veel uitzonderingen zijn.

Elektronenaffiniteit stijgt oplopend door de groepen en neemt ook toe van links naar rechts langs het periodiek systeem, vooral rond het fluoratoom. Deze eigenschap is nauw verwant aan de atoomstraal en de energieniveaus van zijn orbitalen.

Variatie door kern- en afschermingseffect

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, als de afstand van de kern tot de elektronen toeneemt, hoe lager de aantrekkingskracht.

Bovendien helpen de elektronen in de binnenschil om het effect van de kern op de elektronen in de buitenste schalen "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 op te nemen 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 daartussen de elektronische versterking niet nadelig beïnvloeden.

Afdalen in een groep 'opent' bijvoorbeeld nieuwe energieniveaus, die de afstand tussen de kern en externe elektronen vergroten. Het is om deze reden dat naarmate je hoger komt in de groepen, de elektronische affiniteiten toenemen.

Variatie door elektronenconfiguratie

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).

Voorbeelden

voorbeeld 1

De eerste en tweede elektronische affiniteiten voor zuurstof zijn:

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

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

De elektronenconfiguratie voor O is 1s ² 2s ² 2p ⁴ . 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 O ^2– dezelfde configuratie heeft als de edelgasneon, overtreffen de elektronische afstotingen de aantrekkingskracht van de kern en is er een energietoevoer nodig om het elektron binnen te laten.

Voorbeeld 2

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 ^- = I ^- (g) + (295 kJ / mol)

Van boven naar beneden - afdalend 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 tot een klein volume, wat een grotere afstoting veroorzaakt op het binnenkomende elektron, in tegenstelling tot zijn meer volumineuze soortgenoten (Cl, Br en I).

Referenties

1. Chemie LibreTexts. Elektronenaffiniteit. Opgehaald op 4 juni 2018, van: chem.libretexts.org
2. Jim Clark. (2012). Elektronenaffiniteit. Opgehaald op 4 juni 2018, van: chemguide.co.uk
3. Carl R. Nave. Elektronenaffiniteiten van de hoofdgroepelementen. Opgehaald op 4 juni 2018, van: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
4. Prof. N. De Leon. Elektronenaffiniteit. Opgehaald op 4 juni 2018, van: iun.edu
5. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (27 mei 2016). Definitie van elektronenaffiniteit. Opgehaald op 4 juni 2018, van: thoughtco.com
6. Cdang. (3 oktober 2011). Elektronenaffiniteit periodiek systeem. . Opgehaald op 4 juni 2018, van: commons.wikimedia.org
7. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Chemie. (8e ed.). CENGAGE Leren, p 227-229.
8. Shiver & Atkins. (2008). Anorganische scheikunde. (Vierde editie., P. 29). Mc Graw Hill.