- Pierwsze i drugie koligacje elektroniczne
- Pierwszy
- druga
- Jak zmienia się powinowactwo elektronów w układzie okresowym
- Różnice w zależności od rdzenia i efektu osłony
- Zmiany w konfiguracji elektronów
- Przykłady
- Przykład 1
- Przykład 2
- Bibliografia
Powinowactwo elektroniczne lub elektromechaniczne powinowactwa jest miarą zmienności energetycznego atomu w fazie gazowej, gdy zawiera elektronem swoją wartościowość powłoki. Gdy elektron zostanie pobrany przez atom A, powstały anion A - może, ale nie musi, być bardziej stabilny niż jego stan podstawowy. Dlatego reakcja ta może być endotermiczna lub egzotermiczna.
Zgodnie z konwencją, gdy wzmocnienie elektronowe jest endotermiczne, wartości powinowactwa elektronów przypisuje się dodatni znak „+”; Z drugiej strony, jeśli jest egzotermiczny - to znaczy uwalnia energię - tej wartości nadaje się znak ujemny „-”. W jakich jednostkach wyrażane są te wartości? W kJ / mol lub w eV / atom.
Gdyby pierwiastek znajdował się w fazie ciekłej lub stałej, jego atomy oddziaływałyby ze sobą. Spowodowałoby to rozproszenie energii pochłoniętej lub uwolnionej w wyniku wzmocnienia elektronicznego między wszystkimi, dając niewiarygodne wyniki.
Natomiast zakłada się, że w fazie gazowej są one izolowane; innymi słowy, z niczym nie wchodzą w interakcje. Zatem atomy biorące udział w tej reakcji to: A (g) i A - (g). Tutaj (g) oznacza, że atom jest w fazie gazowej.
Pierwsze i drugie koligacje elektroniczne
Pierwszy
Elektronową reakcję wzmocnienia można przedstawić jako:
A (g) + e - => A - (g) + E lub jako A (g) + e - + E => A - (g)
W pierwszym równaniu E (energia) znajduje się jako iloczyn po lewej stronie strzałki; aw drugim równaniu energia jest liczona jako reaktywna, znajdująca się po prawej stronie. Oznacza to, że pierwszy odpowiada egzotermicznemu wzmocnieniu elektronicznemu, a drugi endotermicznemu wzmocnieniu elektronicznemu.
Jednak w obu przypadkach tylko jeden elektron jest dodawany do powłoki walencyjnej atomu A.
druga
Możliwe również, że po utworzeniu ujemnego jonu A - absorbuje on kolejny elektron:
A - (g) + e - => A 2– (g)
Jednak wartości powinowactwa drugiego elektronu są dodatnie, ponieważ odpychanie elektrostatyczne między jonem ujemnym A - a nadchodzącym elektronem e - musi zostać pokonane .
Co decyduje o tym, że gazowy atom lepiej „przyjmuje” elektron? Odpowiedź znajduje się zasadniczo w jądrze, w działaniu ekranującym wewnętrznych powłok elektronowych oraz w powłoce walencyjnej.
Jak zmienia się powinowactwo elektronów w układzie okresowym
Na górnym obrazku czerwone strzałki wskazują kierunki, w których wzrasta powinowactwo elektroniczne elementów. Z tego powodu powinowactwo elektronowe można rozumieć jako jeszcze jedną z właściwości okresowych, z tą osobliwością, że ma wiele wyjątków.
Powinowactwo elektronowe rośnie rosnąco przez grupy, a także rośnie od lewej do prawej wzdłuż układu okresowego, zwłaszcza wokół atomu fluoru. Ta właściwość jest ściśle związana z promieniem atomu i poziomami energii jego orbitali.
Różnice w zależności od rdzenia i efektu osłony
Jądro ma protony, które są dodatnio naładowanymi cząstkami, które wywierają przyciągającą siłę na elektrony w atomie. Im bliżej jądra znajdują się elektrony, tym większe jest ich przyciąganie. Zatem wraz ze wzrostem odległości od jądra do elektronów mniejsze są siły przyciągania.
Ponadto elektrony w powłoce wewnętrznej pomagają „osłaniać” wpływ jądra na elektrony w zewnętrznych powłokach: elektrony walencyjne.
Wynika to z samych odpychania elektronicznego między ich ładunkami ujemnymi. Jednak efektowi temu przeciwdziała się poprzez zwiększenie liczby atomowej Z.
Jak to się ma do elektronicznego pokrewieństwa? Gazowy atom A będzie miał większą tendencję do pozyskiwania elektronów i tworzenia stabilnych jonów ujemnych, gdy efekt ekranowania jest większy niż odpychanie między nadchodzącym elektronem i powłoką walencyjną.
Odwrotna sytuacja zachodzi, gdy elektrony są bardzo daleko od jądra, a odpychanie między nimi nie jest niekorzystne dla wzmocnienia elektronicznego.
Na przykład zejście w grupie „otwiera” nowe poziomy energii, które zwiększają odległość między jądrem a elektronami zewnętrznymi. Z tego powodu, gdy przesuwasz się w górę w grupach, wzrasta powinowactwo elektroniczne.
Zmiany w konfiguracji elektronów
Wszystkie orbitale mają swoje poziomy energii, więc jeśli nowy elektron zajmie orbital o wyższej energii, atom będzie musiał zaabsorbować energię, aby było to możliwe.
Ponadto sposób, w jaki elektrony zajmują orbitale, może, ale nie musi, sprzyjać wzmocnieniu elektronowemu, rozróżniając w ten sposób różnice między atomami.
Na przykład, jeśli wszystkie elektrony są niesparowane na orbitali p, włączenie nowego elektronu spowoduje utworzenie pary, która wywiera siły odpychające na inne elektrony.
Tak jest w przypadku atomu azotu, którego powinowactwo elektronowe (8kJ / mol) jest niższe niż atomu węgla (-122kJ / mol).
Przykłady
Przykład 1
Pierwsze i drugie powinowactwo elektroniczne dla tlenu to:
O (g) + e - => O - (g) + (141kJ / mol)
O - (g) + e - + (780kJ / mol) => O 2– (g)
Konfiguracja elektronowa dla O to 1s 2 2s 2 2p 4 . Istnieje już para elektronów, która nie jest w stanie pokonać siły przyciągania jądra; dlatego wzmocnienie elektroniczne uwalnia energię po utworzeniu stabilnego jonu O - .
Jednakże, chociaż O 2– ma taką samą konfigurację jak neon gazu szlachetnego, jego elektroniczne odpychanie przewyższa siłę przyciągania jądra i konieczne jest dostarczenie energii, aby umożliwić wejście elektronu.
Przykład 2
Jeżeli porównuje się powinowactwa elektroniczne elementów z grupy 17, otrzymamy:
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)
Od góry do dołu - malejąco w grupie - rosną promienie atomów, a także odległość między jądrem a elektronami zewnętrznymi. Powoduje to wzrost powinowactwa elektronicznego; jednak fluor, który powinien mieć najwyższą wartość, ma przewagę liczebną w stosunku do chloru.
Czemu? Ta anomalia demonstruje wpływ odpychania elektronicznego na siłę przyciągania i niskie ekranowanie.
Ponieważ jest to bardzo mały atom, fluor „kondensuje” wszystkie swoje elektrony w niewielką objętość, powodując większe odpychanie nadchodzącego elektronu, w przeciwieństwie do jego bardziej obszernych kongenerów (Cl, Br i I).
Bibliografia
- Chemistry LibreTexts. Powinowactwo elektronowe. Pobrane 4 czerwca 2018 z: chem.libretexts.org
- Jim Clark. (2012). Powinowactwo elektronowe. Pobrane 4 czerwca 2018 z: chemguide.co.uk
- Carl R. Nave. Powinowactwa elektronowe elementów grupy głównej. Pobrane 4 czerwca 2018 r. Z: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
- Prof. N. De Leon. Powinowactwo elektronowe. Pobrane 4 czerwca 2018 r.Z: iun.edu
- Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (27 maja 2016). Definicja powinowactwa elektronów. Pobrane 4 czerwca 2018 r.Z: thinkco.com
- Cdang. (3 października 2011). Układ okresowy powinowactwa elektronów. . Pobrane 4 czerwca 2018 z: commons.wikimedia.org
- Whitten, Davis, Peck & Stanley. Chemia. (8th ed.). CENGAGE Learning, s. 227-229.
- Shiver & Atkins. (2008). Chemia nieorganiczna. (Wydanie czwarte, str. 29). Mc Graw Hill.