Das 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, entsteht das Anion A.- Es kann stabiler sein oder auch nicht als Ihr Ausgangszustand. Daher kann diese Reaktion endotherm oder exotherm sein..
Wenn der Elektronengewinn endotherm ist, wird dem Elektronenaffinitätswert üblicherweise ein positives Vorzeichen "+" zugewiesen; Wenn es dagegen 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..
Andererseits 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.
Artikelverzeichnis
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..
Es ist auch möglich, dass, sobald das negative Ion A gebildet ist-, es absorbiert wieder ein anderes Elektron:
ZU-(g) + e- => A.zwei-(G)
Die Werte für die zweite Elektronenaffinität sind jedoch positiv, da die elektrostatischen Abstoßungen zwischen dem negativen Ion A überwunden werden müssen- und das ankommende Elektron e-.
Was bestimmt, dass ein gasförmiges Atom ein Elektron besser "empfängt"? Die Antwort liegt im Wesentlichen im Kern, in der Abschirmwirkung der inneren elektronischen Schichten und in der Valenzschicht.
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 sie viele Ausnahmen aufweist.
Die Elektronenaffinität nimmt durch die Gruppen aufsteigend zu und nimmt auch entlang des Periodensystems von links nach rechts zu, insbesondere in der Nähe des Fluoratoms. Diese Eigenschaft hängt eng mit dem Atomradius und den Energieniveaus seiner Orbitale zusammen..
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 kleiner sind die Anziehungskräfte..
Zusätzlich helfen die Elektronen der inneren Hülle, die Wirkung des Kerns auf die Elektronen der 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 untergraben..
Zum Beispiel "öffnet" der Abstieg in eine Gruppe neue Energieniveaus, die den Abstand zwischen dem Kern und externen Elektronen vergrößern. Aus diesem Grund nehmen beim Aufstieg durch die Gruppen die elektronischen Affinitäten zu.
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)..
Die erste und zweite elektronische Affinität zu Sauerstoff ist:
O (g) + e- => O.-(g) + (141 kJ / mol)
ODER-(g) + e- + (780 kJ / mol) => O.zwei-(G)
Die Elektronenkonfiguration für O beträgt 1szwei2szwei2 P.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.zwei- Es hat die gleiche Konfiguration wie das Edelgas Neon, seine elektronischen Abstoßungen überschreiten die Anziehungskraft des Kerns, und um den Eintritt des Elektrons zu ermöglichen, ist ein Energiebeitrag erforderlich.
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- = Ich-(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, wird jedoch von Chlor übertroffen.
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 im Gegensatz zu seinen voluminöseren Kongeneren (Cl, Br und I) stärker abgestoßen wird..
Bisher hat noch niemand einen Kommentar zu diesem Artikel abgegeben.