ELEKTRONENAFFINITÄT: PERIODENSYSTEMVARIATION UND BEISPIELE - CHEMIE - 2025

Die elektronische Affinität oder Elektroaffinität ist ein Maß für die energetische Variation eines Atoms in der Gasphase, wenn es ein Elektron in seine Valenzschale einbaut. Sobald das Elektron von Atom A aufgenommen wurde, kann das resultierende Anion A ^- stabiler sein oder nicht als sein Grundzustand. Daher kann diese Reaktion endotherm oder exotherm sein.

Wenn der Elektronengewinn endotherm ist, wird dem Elektronenaffinitätswert üblicherweise ein positives Vorzeichen "+" zugewiesen; Wenn es andererseits exotherm ist - das heißt, es setzt Energie frei -, erhält dieser Wert ein negatives Vorzeichen "-". In welchen Einheiten werden diese Werte ausgedrückt? In kJ / mol oder in eV / Atom.

Wenn sich das Element in einer flüssigen oder festen Phase befindet, würden seine Atome miteinander interagieren. Dies würde dazu führen, dass die aufgrund der elektronischen Verstärkung absorbierte oder freigesetzte Energie unter all diesen verteilt wird, was zu unzuverlässigen Ergebnissen führt.

Im Gegensatz dazu wird angenommen, dass sie in der Gasphase isoliert sind; Mit anderen Worten, sie interagieren mit nichts. Die an dieser Reaktion beteiligten Atome sind also: A (g) und A ^- (g). Hier bedeutet (g), dass sich das Atom in der Gasphase befindet.

Erste und zweite elektronische Affinitäten

Zuerst

Die elektronische Verstärkungsreaktion kann dargestellt werden als:

A (g) + e ^- => A ^- (g) + E oder als A (g) + e ^- + E => A ^- (g)

In der ersten Gleichung befindet sich E (Energie) als Produkt auf der linken Seite des Pfeils; und in der zweiten Gleichung wird die Energie als reaktiv gezählt und befindet sich auf der rechten Seite. Das heißt, die erste entspricht einer exothermen elektronischen Verstärkung und die zweite einer endothermen elektronischen Verstärkung.

In beiden Fällen wird jedoch nur ein Elektron zur Valenzschale von Atom A hinzugefügt.

Zweite

Es ist auch möglich, dass das einmal gebildete negative Ion A ^{- ein} anderes Elektron absorbiert:

A ^- (g) + e ^- => A ^2– (g)

Die Werte für die zweite Elektronenaffinität sind jedoch positiv, da die elektrostatischen Abstoßungen zwischen dem negativen Ion A ^- und dem ankommenden Elektron e ^- überwunden werden müssen .

Was bestimmt, dass ein gasförmiges Atom ein Elektron besser "empfängt"? Die Antwort liegt im Wesentlichen im Kern, in der Abschirmwirkung der inneren elektronischen Schalen und in der Valenzschale.

Wie die Elektronenaffinität im Periodensystem variiert

Im oberen Bild geben die roten Pfeile die Richtungen an, in denen die elektronische Affinität der Elemente zunimmt. Daraus kann die Elektronenaffinität als eine weitere der periodischen Eigenschaften verstanden werden, mit der Besonderheit, dass es viele Ausnahmen gibt.

Die Elektronenaffinität steigt durch die Gruppen aufsteigend an und nimmt auch entlang des Periodensystems von links nach rechts zu, insbesondere um das Fluoratom herum. Diese Eigenschaft hängt eng mit dem Atomradius und den Energieniveaus seiner Orbitale zusammen.

Variation nach Kern und Abschirmwirkung

Der Kern hat Protonen, positiv geladene Teilchen, die eine Anziehungskraft auf die Elektronen im Atom ausüben. Je näher die Elektronen am Kern sind, desto größer ist die Anziehungskraft, die sie fühlen. Je größer der Abstand vom Kern zu den Elektronen ist, desto geringer sind die Anziehungskräfte.

Darüber hinaus helfen die Elektronen in der inneren Hülle, die Wirkung des Kerns auf die Elektronen in den äußersten Schalen "abzuschirmen": die Valenzelektronen.

Dies ist auf die elektronischen Abstoßungen selbst zwischen ihren negativen Ladungen zurückzuführen. Diesem Effekt wird jedoch durch Erhöhen der Ordnungszahl Z entgegengewirkt.

In welcher Beziehung steht das Obige zur elektronischen Affinität? Dass ein gasförmiges Atom A eine größere Tendenz hat, Elektronen zu gewinnen und stabile negative Ionen zu bilden, wenn der Abschirmeffekt größer ist als die Abstoßungen zwischen dem einfallenden Elektron und denen der Valenzschale.

Das Gegenteil tritt ein, wenn die Elektronen sehr weit vom Kern entfernt sind und die Abstoßungen zwischen ihnen den elektronischen Gewinn nicht ungünstig beeinflussen.

Zum Beispiel "öffnet" der Abstieg in einer Gruppe neue Energieniveaus, die den Abstand zwischen dem Kern und externen Elektronen vergrößern. Aus diesem Grund nehmen die elektronischen Affinitäten zu, wenn Sie die Gruppen nach oben bewegen.

Variation durch Elektronenkonfiguration

Alle Orbitale haben ihre Energieniveaus. Wenn das neue Elektron also ein Orbital mit höherer Energie einnimmt, muss das Atom Energie absorbieren, damit dies möglich ist.

Darüber hinaus kann die Art und Weise, in der Elektronen die Orbitale besetzen, die elektronische Verstärkung begünstigen oder nicht, wodurch Unterschiede zwischen Atomen unterschieden werden.

Wenn beispielsweise alle Elektronen in den p-Orbitalen ungepaart sind, führt der Einschluss eines neuen Elektrons zur Bildung eines gepaarten Paares, das Abstoßungskräfte auf die anderen Elektronen ausübt.

Dies ist der Fall für das Stickstoffatom, dessen Elektronenaffinität (8 kJ / mol) niedriger ist als für das Kohlenstoffatom (-122 kJ / mol).

Beispiele

Beispiel 1

Die erste und zweite elektronische Affinität zu Sauerstoff sind:

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

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

Die Elektronenkonfiguration für O ist 1s ² 2s ² 2p ⁴ . Es gibt bereits ein gepaartes Elektronenpaar, das die Anziehungskraft des Kerns nicht überwinden kann; Daher setzt die elektronische Verstärkung Energie frei, nachdem das stabile O ^- Ion gebildet wurde .

Obwohl O ^2– dieselbe Konfiguration wie das Edelgas Neon hat, übersteigen seine elektronischen Abstoßungen die Anziehungskraft des Kerns, und eine Energieversorgung ist erforderlich, damit das Elektron eintreten kann.

Beispiel 2

Wenn die elektronischen Affinitäten der Elemente der Gruppe 17 verglichen werden, wird Folgendes erhalten:

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)

Von oben nach unten - in der Gruppe absteigend - nehmen die Atomradien sowie der Abstand zwischen dem Kern und den äußeren Elektronen zu. Dies führt zu einer Zunahme der elektronischen Affinitäten; Fluor, das den höchsten Wert haben sollte, ist jedoch Chlor überlegen.

Warum? Diese Anomalie zeigt die Wirkung elektronischer Abstoßungen auf die Anziehungskraft und die geringe Abschirmung.

Da es sich um ein sehr kleines Atom handelt, "kondensiert" Fluor alle seine Elektronen in einem kleinen Volumen, wodurch das einfallende Elektron stärker abgestoßen wird als seine voluminöseren Kongenere (Cl, Br und I).

Verweise

1. Chemie LibreTexts. Elektronenaffinität. Abgerufen am 4. Juni 2018 von: chem.libretexts.org
2. Jim Clark. (2012). Elektronenaffinität. Abgerufen am 4. Juni 2018 von: chemguide.co.uk
3. Carl R. Nave. Elektronenaffinitäten der Hauptgruppenelemente. Abgerufen am 4. Juni 2018 von: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
4. Prof. N. De Leon. Elektronenaffinität. Abgerufen am 4. Juni 2018 von: iun.edu
5. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (27. Mai 2016). Elektronenaffinitätsdefinition. Abgerufen am 4. Juni 2018 von :oughtco.com
6. Cdang. (3. Oktober 2011). Periodensystem der Elektronenaffinität. . Abgerufen am 04. Juni 2018 von: commons.wikimedia.org
7. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Chemie. (8. Aufl.). CENGAGE Learning, S. 227-229.
8. Shiver & Atkins. (2008). Anorganische Chemie. (Vierte Ausgabe, S. 29). Mc Graw Hill.