- Pirmā un otrā elektroniskā radniecība
- Pirmkārt
- Otrkārt
- Kā periodiskajā tabulā mainās elektronu afinitāte
- Izmaiņas pēc serdes un ekranēšanas efekta
- Variācija pēc elektronu konfigurācijas
- Piemēri
- 1. piemērs
- 2. piemērs
- Atsauces
Elektroniskā afinitāte vai electro-afinitāte ir mērs enerģētiskā variāciju atoma gāzes fāzē, kad tas ietver elektrons tās valence čaulas. Kad elektronu ir ieguvis atoms A, iegūtais anjons A - var būt vai nebūt stabilāks par tā pamata stāvokli. Tādēļ šī reakcija var būt endotermiska vai eksotermiska.
Pēc vienošanās, ja elektronu pastiprinājums ir endotermisks, elektronu afinitātes vērtībai tiek piešķirta pozitīva zīme "+"; No otras puses, ja tas ir eksotermisks, tas ir, tas izdala enerģiju, šai vērtībai tiek piešķirta negatīva zīme "-". Kurās vienībās tiek izteiktas šīs vērtības? KJ / mol vai eV / atomā.
Ja elements būtu šķidrā vai cietā fāzē, tā atomi mijiedarbotos viens ar otru. Tā rezultātā absorbētā vai atbrīvotā enerģija, pateicoties elektroniskajam pastiprinājumam, tiks izkliedēta starp visiem šiem, nodrošinot nedrīkstamus rezultātus.
Turpretī tiek uzskatīts, ka gāzes fāzē tie ir izolēti; citiem vārdiem sakot, viņi ne ar ko mijiedarbojas. Tātad šajā reakcijā iesaistītie atomi ir: A (g) un A - (g). Šeit (g) apzīmē, ka atoms atrodas gāzes fāzē.
Pirmā un otrā elektroniskā radniecība
Pirmkārt
Elektronisko pastiprināšanas reakciju var attēlot šādi:
A (g) + e - => A - (g) + E, vai kā A (g) + e - + E => A - (g)
Pirmajā vienādojumā E (enerģija) ir atrodams kā produkts bultiņas kreisajā pusē; un otrajā vienādojumā enerģija tiek skaitīta kā reaktīva, tā atrodas labajā pusē. Tas ir, pirmais atbilst eksotermiskam elektroniskam ieguvumam un otrais - endotermiskam elektroniskam pastiprinājumam.
Tomēr abos gadījumos A atoma valences apvalkam pievieno tikai vienu elektronu.
Otrkārt
Tāpat ir iespējams, ka pēc tam, kad ar negatīvo jonu A - veidojas , tas absorbē cits elektronu:
A - (g) + e - => A 2– (g)
Tomēr vērtības otro elektronu afinitāti ir pozitīvas, jo elektrostatiskās atgrūšanos starp negatīvo jonu A - un ienākošais elektronu e - jāpārvar .
Kas nosaka to, ka gāzveida atoms labāk "saņem" elektronu? Atbilde būtībā ir atrodama kodolā, iekšējo elektronisko apvalku vairoga efektā un valences apvalkā.
Kā periodiskajā tabulā mainās elektronu afinitāte
Augšējā attēlā sarkanās bultiņas norāda virzienus, kādos palielinās elementu elektroniskā radniecība. No tā elektronu afinitāti var saprast kā vēl vienu no periodiskajām īpašībām ar īpatnību, ka tai ir daudz izņēmumu.
Elektronu afinitāte palielinās, augot pa grupām, un palielinās arī no kreisās un labās puses periodiskajā tabulā, īpaši ap fluora atomu. Šis īpašums ir cieši saistīts ar atoma rādiusu un tā orbitāļu enerģijas līmeņiem.
Izmaiņas pēc serdes un ekranēšanas efekta
Kodolā ir protoni, kas ir pozitīvi lādētas daļiņas, kas atomiem piešķir pievilcīgu spēku. Jo tuvāk elektroni atrodas kodolā, jo lielāku pievilcību viņi izjūt. Tādējādi, palielinoties attālumam no kodola līdz elektroniem, jo zemāki ir pievilcīgie spēki.
Turklāt elektroni iekšējā apvalkā palīdz "pasargāt" kodola iedarbību uz elektroniem attālākajos apvalkos: valences elektronus.
Tas ir saistīts ar pašu elektronisko atgrūšanu starp negatīvajām maksām. Tomēr šo efektu neitralizē, palielinot atomu skaitu Z.
Kā iepriekš minētais attiecas uz elektronisko radniecību? Ka gāzveida atomam A būs lielāka tendence iegūt elektronus un veidot stabilus negatīvos jonus, ja ekranēšanas efekts ir lielāks par atgrūšanos starp ienākošo elektronu un valences apvalka atomiem.
Pretēji notiek tad, ja elektroni atrodas ļoti tālu no kodola, un atgrūšanās starp tiem neizraisa elektronisko ieguvumu.
Piemēram, nolaišanās grupā "atver" jaunus enerģijas līmeņus, kas palielina attālumu starp kodolu un ārējiem elektroniem. Šī iemesla dēļ, virzoties augšup pa grupām, palielinās elektroniskā piederība.
Variācija pēc elektronu konfigurācijas
Visiem orbitāļiem ir savi enerģijas līmeņi, tādēļ, ja jaunais elektrons aizņems lielāku enerģijas orbitāli, atomam būs jāabsorbē enerģija, lai tas būtu iespējams.
Turklāt veids, kādā elektroni aizņem orbitāles, var vai nevar dot priekšroku elektroniskajam pastiprinājumam, tādējādi izšķirot atšķirības starp atomiem.
Piemēram, ja visi elektroni nav p savienoti p orbitālēs, jauna elektrona iekļaušana izraisīs pāra veidošanos, kas uz citiem elektroniem rada atgrūdošus spēkus.
Tas attiecas uz slāpekļa atomu, kura elektronu afinitāte (8kJ / mol) ir zemāka nekā oglekļa atomam (-122kJ / mol).
Piemēri
1. piemērs
Pirmā un otrā elektroniskā radniecība skābeklim ir:
O (g) + e - => O - (g) + (141kJ / mol)
O - (g) + e - + (780 kJ / mol) => O 2– (g)
O elektronu konfigurācija ir 1s 2 2s 2 2p 4 . Jau ir sapārots elektronu pāris, kas nespēj pārvarēt kodola pievilcīgo spēku; tāpēc elektroniskais pastiprinājums atbrīvo enerģiju pēc tam, kad ir izveidojies stabils O - jons .
Tomēr, kaut arī O 2 ir tāda pati konfigurācija kā cēlgāzes neonam, tā elektroniskās atgriezeniskās saites pārsniedz kodola pievilcīgo spēku, un, lai ļautu elektronam iekļūt, ir nepieciešama enerģijas padeve.
2. piemērs
Ja salīdzina 17. grupas elementu elektronisko piederību, iegūst šādus datus:
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 - dilstoši grupā - palielinās atomu rādiuss, kā arī attālums starp kodolu un ārējiem elektroniem. Tas izraisa elektronisko piederību palielināšanos; tomēr fluora, kam vajadzētu būt visaugstākajai vērtībai, skaits pārsniedz hlora daudzumu.
Kāpēc? Šī anomālija parāda elektronisko atgrūšanu ietekmi uz pievilcīgo spēku un zemo vairogu.
Tā kā tas ir ļoti mazs atoms, fluors "kondensē" visus tā elektronus nelielā tilpumā, izraisot lielāku atgrūšanos ienākošajam elektronam nekā tā apjomīgākie radinieki (Cl, Br un I).
Atsauces
- Ķīmija LibreTexts. Elektronu afinitāte. Saņemts 2018. gada 4. jūnijā no vietnes chem.libretexts.org
- Džims Klarks. (2012). Elektronu afinitāte. Saņemts 2018. gada 4. jūnijā no: chemguide.co.uk
- Karls R. Nave. Galvenās grupas elementu elektronu saistība. Saņemts 2018. gada 4. jūnijā no: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
- Prof. N. De Leons. Elektronu afinitāte. Saņemts 2018. gada 4. jūnijā no: iun.edu
- Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (2016. gada 27. maijs). Elektronu afinitātes noteikšana. Saņemts 2018. gada 4. jūnijā no: domaco.com
- Cdang. (2011. gada 3. oktobris). Periodiskā elektronu afinitātes tabula. . Saņemts 2018. gada 4. jūnijā no vietnes: commons.wikimedia.org
- Vaitens, Deiviss, Peks un Stenlijs. Ķīmija. (8. izd.). CENGAGE mācīšanās, 227.-229.lpp.
- Šiveris un Atkins. (2008). Neorganiskā ķīmija. (Ceturtais izdevums., 29. lpp.). Mc Graw Hill.