Elektroninis sąryšis Kaip jis skiriasi periodinėje lentelėje ir pavyzdžiuose



The elektroninis ryšys arba elektrofinizmas yra atominės energijos svyravimų dujų fazėje matas, kai jis į elektroną įeina į elektroną. Kai elektroną įsigijo atomas A, gautas anijonas A- jis gali būti stabilesnis arba ne didesnis už bazinę būseną. Todėl ši reakcija gali būti endoterminė arba egzoterminė.

Pagal susitarimą, kai elektrono padidėjimas yra endoterminis, elektroninio afiniteto reikšmei priskiriamas teigiamas ženklas „+“; vietoj to, jei ji yra egzoterminė - tai reiškia, kad ji išskiria energiją, ši vertė yra neigiama ženklu „-“. Kokiais vienetais šios vertės išreiškiamos? KJ / mol arba eV / atomo.

Jei elementas buvo skystoje ar kietoje fazėje, jų atomai tarpusavyje sąveikautų. Tai sukeltų, kad dėl elektroninės naudos sugeriama arba išleista energija būtų išsklaidyta tarp visų šių, todėl gaunami nepatikimi rezultatai.

Priešingai, dujų fazėje daroma prielaida, kad jie yra izoliuoti; Kitaip tariant, jie neturi nieko bendra. Tada šiame reakcijoje dalyvaujantys atomai yra: A (g) ir A-(g) Čia (g) pažymima, kad atomas yra dujų fazėje.

Indeksas

  • 1 Pirmoji ir antra elektroninė priklausomybė
    • 1.1 Pirmiausia
    • 1.2 Antra
  • 2 Kaip elektroninis afinitetas skiriasi periodinėje lentelėje
    • 2.1 Kintamumas pagal šerdį ir ekranavimo efektą
    • 2.2. Elektroninių konfigūracijų keitimas
  • 3 Pavyzdžiai
    • 3.1 1 pavyzdys
    • 3.2 2 pavyzdys
  • 4 Nuorodos

Pirmasis ir antrasis elektroniniai ryšiai

Pirma

Elektroninio pelno reakcija gali būti pateikta kaip:

A (g) + e- => A-(g) + E arba kaip A (g) + e- + E => A-(g)

Pirmoje lygtyje E (energija) randama kaip produktas kairėje rodyklės pusėje; ir antroje lygtyje energija skaičiuojama kaip reaktyvi, esanti dešinėje pusėje. Tai reiškia, kad pirmasis atitinka egzoterminį elektroninį stiprinimą, o antrasis - į elektroninį endoterminį padidėjimą.

Tačiau abiem atvejais tai yra tik elektronas, pridedantis prie atomo A valentinės apvalkalo.

Antra

Taip pat įmanoma, kad susidarius neigiamai jonui A-, jis vėl sugeria kitą elektroną:

A-(g) + e- => A2-(g)

Tačiau antrojo elektroninio afiniteto reikšmės yra teigiamos, nes turi būti įveiktos elektrostatinės atmainos tarp neigiamos jono A- ir gaunamas elektronas ir-.

Kas lemia, kad dujinis atomas „gauna“ elektroną geriau? Atsakymas iš esmės yra branduolyje, vidinių elektroninių sluoksnių ir valentinio sluoksnio ekranavimo efekte.

Kaip elektroninis afinitetas skiriasi periodinėje lentelėje

Viršutiniame vaizde raudonos rodyklės nurodo kryptis, kuriomis padidėja elementų elektroninis ryšys. Iš čia mes galime suprasti, kaip elektroninė priklausomybė yra viena iš periodinių savybių, turint omenyje, kad ji turi daugybę išimčių.

Elektroninis afinitetas didėja per grupes ir taip pat padidėja iš kairės į dešinę per periodinę lentelę, ypač šalia fluoro atomo. Ši savybė yra glaudžiai susijusi su atominių spindulių ir jo orbitų energijos lygiu.

Kintamumas pagal šerdį ir ekranavimo efektą

Branduolyje yra protonų, kurie yra teigiamai įkrautos dalelės, kurios patrauklią jėgą daro atomo elektronams. Kuo arčiau elektronų branduolyje, tuo didesnis jų patrauklumas. Taigi, didėjant atstumui nuo branduolio iki elektronų, traukos jėgos yra mažesnės.

Be to, vidinio sluoksnio elektronai padeda „apsaugoti“ branduolio poveikį atokiausių sluoksnių elektronams: valentų elektronams.

Taip yra dėl to, kad jų neigiami mokesčiai yra elektroniniai. Tačiau šį efektą neutralizuoja atomo skaičiaus padidėjimas Z.

Koks yra ryšys tarp pirmosios ir elektroninės priklausomybės? Kad dujinis atomas A turėtų didesnį polinkį įgyti elektronų ir suformuoti stabilius neigiamus jonus, kai ekranavimo efektas yra didesnis nei įsijungimai tarp gaunamo elektrono ir valentinio sluoksnio.

Priešingai atsitinka, kai elektronai yra labai toli nuo branduolio, o jų tarpusavio atbaidymai nepalenkia elektroninio pelno.

Pavyzdžiui, nusileidus į grupę, „nauji“ energijos lygiai yra „atidaryti“, kurie padidina atstumą tarp branduolio ir išorinių elektronų. Būtent dėl ​​šios priežasties didėjančios grupės didina elektroninius ryšius.

Skirtumai pagal elektroninę konfigūraciją

Visi orbitai turi savo energijos lygį, todėl, jei naujasis elektronas užims didesnę energetinę orbitą, atomui reikės sugerti energiją, kad tai būtų įmanoma.

Be to, būdas, kuriuo elektronai užima orbitales, gali arba negali būti naudingas elektroniniam naudojimui, todėl skiriasi atomų skirtumai..

Pavyzdžiui, jei visi elektronai yra nesusiję p-orbitose, naujo elektrono įtraukimas sukels suderintos poros formavimąsi, kuri kitiems elektronams daro atbaidančias jėgas.

Tai pasakytina apie azoto atomą, kurio elektronų afinitetas (8 kJ / mol) yra mažesnis nei anglies atomo (-122 kJ / mol).

Pavyzdžiai

1 pavyzdys

Pirmasis ir antrasis elektroniniai deguonies ryšiai yra:

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

O-(g) + e- + (780 kJ / mol) => O2-(g)

Elektroninė O konfigūracija yra 1s22s22p4. Jau yra suporuota elektronų pora, kuri negali įveikti patrauklios branduolio jėgos; todėl elektroninis stiprinimas atleidžia energiją po stabilios O jonų sudarymo-.

Tačiau, nors O2- ji turi tokią pačią konfigūraciją, kaip ir neono tauriųjų dujų, jos elektroniniai atbaidymai viršija patrauklią branduolio jėgą ir leisti elektronui patekti į energiją..

2 pavyzdys

Jei lyginate 17 grupės elementų elektronines savybes, turėsite:

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)

Nuo viršaus iki apačios - žemyn grupėje - atominiai spinduliai didėja, taip pat atstumas tarp branduolio ir išorinių elektronų. Dėl to padidėja elektroninės priklausomybės; tačiau fluoras, kuris turėtų turėti didžiausią vertę, yra viršytas chloru.

Kodėl? Ši anomalija rodo elektroninių atbaidymų poveikį patrauklioms jėgoms ir mažam ekranavimui.

Kadangi tai yra labai mažas atomas, fluoras „kondensuoja“ visus savo elektronus nedideliu tūriu, sukeldamas didesnį atgręžimą įeinantį elektroną, skirtingai nuo didesnio tūrio (Cl, Br ir I).

Nuorodos

  1. Chemija LibreTexts. Elektronų afinitetas. Gauta 2018 m. Birželio 4 d. Iš: chem.libretexts.org
  2. Jim Clark (2012). Elektronų afinitetas. Gauta 2018 m. Birželio 4 d. Iš: chemguide.co.uk
  3. Carl R. Nave. Pagrindinių grupių elementų elektronų gebėjimai. Gauta 2018 m. Birželio 4 d. Iš: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
  4. Prof. N. De Leon. Elektronų afinitetas. Gauta 2018 m. Birželio 4 d. Iš: iun.edu
  5. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (2016 m. Gegužės 27 d.). Elektronų afiniteto apibrėžimas. Gauta 2018 m. Birželio 4 d., Nuo: thinkco.com
  6. Cdang (2011 m. Spalio 3 d.). Elektroninė afiniteto periodinė lentelė. [Pav.] Gauta 2018 m. Birželio 4 d., Iš: commons.wikimedia.org
  7. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Chemija (8-asis red.). CENGAGE mokymasis, p. 227-229.
  8. Shiver & Atkins. (2008). Neorganinė chemija (Ketvirtasis leidimas, 29 psl.). Mc Graw kalnas.