СПОРІДНЕНІСТЬ ДО ЕЛЕКТРОНІВ: ВАРІАНТИ ПЕРІОДИЧНОЇ ТАБЛИЦІ ТА ПРИКЛАДИ - ХІМІЯ

Електронне спорідненість або електро-спорідненості є мірою енергетичної варіації атома в газовій фазі , коли він включає електрон в його валентній оболонку. Як тільки електрон був придбаний атомом А, отриманий аніон А ^- може бути, а може і не бути стабільнішим за його основний стан. Тому ця реакція може бути ендотермічною або екзотермічною.

За умовою, коли посилення електронів є ендотермічним, позитивному знаку "+" присвоюється значення афінності електронів; З іншого боку, якщо він є екзотермічним, тобто він вивільняє енергію, цьому значенню надається негативний знак "-". У яких одиницях виражені ці значення? В кДж / моль, або в еВ / атом.

Якби елемент знаходився в рідкій або твердій фазі, його атоми взаємоділи б один з одним. Це призвело б до того, що енергія, що поглинається або вивільняється, завдяки електронному посиленню, розсіюється між усіма ними, даючи ненадійні результати.

Навпаки, у газовій фазі вони вважаються ізольованими; Іншими словами, вони ні з чим не взаємодіють. Отже, атомами, які беруть участь у цій реакції, є: A (g) та A ^- (g). Тут (g) позначає, що атом знаходиться в газовій фазі.

Перший та другий електронні спорідненості

Перший

Реакція електронного посилення може бути представлена у вигляді:

A (g) + e ^- => A ^- (g) + E, або як A (g) + e ^- + E => A ^- (g)

У першому рівнянні Е (енергія) знаходимо як добуток з лівої сторони стрілки; а у другому рівнянні енергія зараховується як реактивна, розташована з правого боку. Тобто, перший відповідає екзотермічному електронному посиленню, а другий - ендотермічному електронному посиленню.

Однак в обох випадках до валентної оболонки атома А. додається лише один електрон.

Друге

Можливо також, що після ^{утворення} негативного іона А він поглинає інший електрон:

A ^- (g) + e ^- => A ^2– (g)

Однак значення для афінності другого електрона є позитивними, оскільки електростатичні відштовхування між негативним іоном A ^- та вхідним електроном e ^- повинні бути подолані .

Що визначає, що газоподібний атом краще "приймає" електрон? Відповідь, по суті, знаходиться у ядрі, захисному впливі внутрішніх електронних оболонок та валентній оболонці.

Як змінюється спорідненість до електронів у періодичній таблиці

На верхньому зображенні червоними стрілками позначено напрямки, в яких зростає електронна спорідненість елементів. Звідси спорідненість до електронів можна зрозуміти як ще одну з періодичних властивостей, з тим особливістю, що вона має багато винятків.

Спорідненість до електронів збільшується у зростанні через групи, а також збільшується зліва направо вздовж періодичної таблиці, особливо навколо атома фтору. Ця властивість тісно пов'язана з атомним радіусом та рівнями енергії його орбіталей.

Варіація серцевини та ефекту екранування

Ядро має протони, які є позитивно зарядженими частинками, що чинять привабливу силу на електрони в атомі. Чим ближче електрони до ядра, тим більше притягання вони відчувають. Таким чином, чим збільшується відстань від ядра до електронів, тим менші сили привабливості.

Крім того, електрони у внутрішній оболонці допомагають "екранувати" дію ядра на електрони в самих зовнішніх оболонках: валентні електрони.

Це пов'язано з самими електронними відштовхуваннями між їхніми негативними зарядами. Однак цьому ефекту протидіють збільшення атомного числа Z.

Як вищезазначене стосується електронної спорідненості? Що газоподібний атом А буде мати більшу тенденцію до отримання електронів та утворення стійких негативних іонів, коли ефект екранування більший, ніж відштовхування між вхідним електроном та ефектом валентної оболонки.

Протилежне відбувається, коли електрони знаходяться дуже далеко від ядра, і відштовхування між ними не перешкоджають електронному посиленню.

Наприклад, спуск у групі "відкриває" нові енергетичні рівні, які збільшують відстань між ядром та зовнішніми електронами. Саме тому в міру просування по групах електронні спорідненості збільшуються.

Варіація за конфігурацією електронів

Усі орбіталі мають свій енергетичний рівень, тому, якщо новий електрон буде займати орбіталь більш високої енергії, атому потрібно буде поглинати енергію, щоб це стало можливим.

Крім того, спосіб, по якому електрони займають орбіталі, може сприяти або не сприяти електронному посиленню, тим самим розрізняючи відмінності між атомами.

Наприклад, якщо всі електрони не спарені на p орбіталях, включення нового електрона спричинить утворення парної пари, яка чинить відштовхувальні сили на інші електрони.

Це стосується атома азоту, спорідненість якого до електронів (8 кДж / моль) нижча, ніж для атома вуглецю (-122 кДж / моль).

Приклади

Приклад 1

Перша та друга електронні спорідненості до кисню:

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

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

Конфігурація електронів для O дорівнює 1s ² 2s ² 2p ⁴ . Вже є парна пара електронів, яка не може подолати привабливу силу ядра; отже, електронний приріст звільняє енергію після формування стійкого О ^- іона .

Однак, хоча O ^2– має таку ж конфігурацію, як і благородний газовий неон, його електронні відштовхування перевищують привабливу силу ядра, і запас енергії необхідний для того, щоб електрон міг потрапити.

Приклад 2

Якщо порівнювати електронні спорідненості елементів групи 17, вийде наступне:

F (g) + e ^- = F ^- (g) + (328 кДж / моль)

Cl (g) + e ^- = Cl ^- (g) + (349 кДж / моль)

Br (g) + e ^- = Br ^- (g) + (325 кДж / моль)

I (g) + e ^- = I ^- (g) + (295 кДж / моль)

Зверху вниз - спускаючись у групі - збільшуються атомні радіуси, а також відстань між ядром та зовнішніми електронами. Це викликає збільшення електронних спорідненостей; однак фтор, який повинен мати найбільше значення, перевищує кількість хлору.

Чому? Ця аномалія демонструє вплив електронних відштовхувань на привабливу силу та низьке екранування.

Оскільки це дуже малий атом, фтор «конденсує» всі його електрони невеликим об'ємом, викликаючи більший відштовхування на вхідний електрон, ніж його більш об'ємні конгенери (Cl, Br та I).

Список літератури

Хімія LibreTexts. Спорідненість до електронів. Отримано 4 червня 2018 року з: chem.libretexts.org
Джим Кларк. (2012 р.). Спорідненість до електронів. Отримано 4 червня 2018 року з: chemguide.co.uk
Карл Р. Неве. Електронні спорідненості елементів основної групи. Отримано 4 червня 2018 року з: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
Професор Н. Де Леон. Спорідненість до електронів. Отримано 4 червня 2018 року з: iun.edu
Гельменстін, Анна Марі, к.т.н. (27 травня 2016 р.). Визначення спорідненості до електронів. Отримано 4 червня 2018 року з: thinkco.com
Кданг. (3 жовтня 2011 р.). Періодична таблиця спорідненості до електронів. . Отримано 04 червня 2018 року з: commons.wikimedia.org
Віттен, Девіс, Пек і Стенлі. Хімія. (8-е видання). CENGAGE Learning, p 227-229.
Шивер і Аткінс. (2008). Неорганічна хімія. (Четверте видання., С. 29). Mc Graw Hill.

СПОРІДНЕНІСТЬ ДО ЕЛЕКТРОНІВ: ВАРІАНТИ ПЕРІОДИЧНОЇ ТАБЛИЦІ ТА ПРИКЛАДИ - ХІМІЯ - 2025