Afinidade eletrônica: variação na tabela periódica e exemplos

A afinidade de electrões ou de electrões de afinidade é uma medida da variação da energia de um átomo da fase gasosa, quando a incorporação de um camada de valência de electrões. Uma vez que o elétron foi adquirido pelo átomo A, o ânion resultante A pode ser mais estável ou não do que seu estado de base. Portanto, essa reação pode ser endotérmica ou exotérmica.

Por convenção, quando o ganho do elétron é endotérmico, o valor de afinidade positivo recebe um sinal “+” positivo; por outro lado, se é exotérmico – ou seja, libera energia – esse valor recebe um sinal negativo “-“. Em que unidades esses valores são expressos? Em kJ / mol, ou em eV / átomo.

Afinidade eletrônica: variação na tabela periódica e exemplos 1

Se o elemento estivesse em uma fase líquida ou sólida, seus átomos interagiriam entre si. Isso faria com que a energia absorvida ou liberada, devido ao ganho eletrônico, fosse dispersa entre todas elas, produzindo resultados não confiáveis.

Por outro lado, na fase gasosa supõe-se que eles estejam isolados; Em outras palavras, eles não interagem com nada. Então, os átomos envolvidos nessa reação são: A (g) e A (g). Aqui (g) indica que o átomo está na fase gasosa.

Primeira e segunda afinidades eletrônicas

Primeiro

A reação de ganho eletrônico pode ser representada como:

A (g) + e => A (g) + E, ou como A (g) + e + E => A (g)

Na primeira equação, E (energia) é encontrado como um produto no lado esquerdo da seta; e na segunda equação, a energia é contada como reagente, estando localizada no lado direito. Ou seja, o primeiro corresponde a um ganho eletrônico exotérmico e o segundo a um ganho eletrônico endotérmico.

No entanto, em ambos os casos, é apenas um elétron que se adiciona à camada de valência do átomo A.

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Segundo

Também é possível que, uma vez formado o íon negativo A , ele absorva outro elétron novamente:

A (g) + e => A 2– (g)

No entanto, os valores para a segunda afinidade eletrônica são positivos, pois as repulsões eletrostáticas entre o íon negativo A e o elétron recebido e devem ser superadas .

O que determina que um átomo gasoso “recebe” um elétron melhor? A resposta está essencialmente no núcleo, no efeito de blindagem das camadas eletrônicas internas e na camada de valência.

Como a afinidade eletrônica varia na tabela periódica

Afinidade eletrônica: variação na tabela periódica e exemplos 2

Na imagem acima, as setas vermelhas indicam as direções nas quais a afinidade eletrônica dos elementos é aumentada. A partir daqui, a afinidade eletrônica pode ser entendida como uma das propriedades periódicas, com a peculiaridade de ter muitas exceções.

A afinidade eletrônica aumenta ascendente pelos grupos e, da mesma forma, aumenta da esquerda para a direita pela tabela periódica, especialmente pela vizinhança do átomo de flúor. Essa propriedade está intimamente relacionada ao raio atômico e aos níveis de energia de seus orbitais.

Variação pelo núcleo e efeito de proteção

O núcleo possui prótons, partículas carregadas positivamente que exercem uma força atrativa nos elétrons do átomo. Quanto mais próximos os elétrons do núcleo, maior a atração que eles sentem. Assim, à medida que a distância do núcleo aos elétrons aumenta, menores as forças de atração.

Além disso, os elétrons da camada interna ajudam a “proteger” o efeito do núcleo nos elétrons das camadas mais externas: os elétrons de valência.

Isso se deve às próprias repulsões eletrônicas entre suas cargas negativas. No entanto, esse efeito é neutralizado pelo aumento no número atômico Z.

Que relação isso tem com afinidade eletrônica? Que um átomo gasoso A terá mais tendência a ganhar elétrons e formar íons negativos estáveis ​​quando o efeito de proteção for maior que as repulsões entre o elétron recebido e os da camada de valência.

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O oposto ocorre quando os elétrons estão distantes do núcleo e as repulsões entre eles não prejudicam o ganho eletrônico.

Por exemplo, ao descer em um grupo, novos níveis de energia são “abertos”, o que aumenta a distância entre o núcleo e os elétrons externos. É por esse motivo que, ao ascender por grupos, aumentam as afinidades eletrônicas.

Variação por configuração eletrônica

Todos os orbitais têm seus níveis de energia; portanto, se o novo elétron ocupar um orbital de energia mais alta, o átomo precisará absorver energia para que isso seja possível.

Além disso, a maneira como os elétrons ocupam os orbitais pode ou não favorecer o ganho eletrônico, distinguindo assim as diferenças entre os átomos.

Por exemplo, se todos os elétrons estiverem ausentes nos orbitais p, a inclusão de um novo elétron causará a formação de um par emparelhado, que exerce forças repulsivas nos outros elétrons.

É o caso do átomo de nitrogênio, cuja afinidade eletrônica (8kJ / mol) é menor do que para o átomo de carbono (-122kJ / mol).

Exemplos

Exemplo 1

A primeira e a segunda afinidade eletrônica para o oxigênio são:

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

O (g) + e + (780kJ / mol) => O 2– (g)

A configuração eletrônica para o O é 1s 2 2s 2 2p 4 . Já existe um par de elétrons emparelhado, que não pode superar a força atrativa do núcleo; portanto, o ganho electrónico liberta energia após a formação de um ião ó estável .

Entretanto, embora O 2– tenha a mesma configuração que o gás nobre neon, suas repulsões eletrônicas excedem a força de atração do núcleo e, para permitir a entrada do elétron, é necessária uma contribuição energética.

Exemplo 2

Se as afinidades eletrônicas dos elementos do grupo 17 forem comparadas, será feito o seguinte:

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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)

De cima para baixo – descendo no grupo – aumentam os raios atômicos, assim como a distância entre o núcleo e os elétrons externos. Isso causa um aumento nas afinidades eletrônicas; no entanto, o flúor, que deve ter o maior valor, é excedido pelo cloro.

Porque Essa anomalia demonstra o efeito de repulsões eletrônicas na força de atração e baixa blindagem.

Por ser um átomo muito pequeno, o flúor “condensa” todos os seus elétrons em um pequeno volume, causando uma maior repulsão no elétron recebido, diferentemente de seus congêneres mais volumosos (Cl, Br e I).

Referências

  1. Química LibreTexts. Afinidade eletrônica . Recuperado em 04 de junho de 2018, de: chem.libretexts.org
  2. Jim Clark (2012). Afinidade eletrônica . Retirado em 4 de junho de 2018, de: chemguide.co.uk
  3. Carl R. Nave. Afinidades eletrônicas dos elementos do grupo principal . Recuperado em 04 de junho de 2018, de: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
  4. N. De Leon. Afinidade eletrônica . Recuperado em 04 de junho de 2018, de: iun.edu
  5. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (27 de maio de 2016). Definição de afinidade eletrônica . Recuperado em 04 de junho de 2018, de: thoughtco.com
  6. Cdang. (3 de outubro de 2011). Tabela periódica de afinidade eletrônica. [Figura]. Recuperado em 4 de junho de 2018, de: commons.wikimedia.org
  7. Whitten, Davis, Peck e Stanley. Química (8a ed.). CENGAGE Learning, p. 227-229.
  8. Shiver & Atkins. (2008). Química Inorgânica (Quarta edição., P. 29). Mc Graw Hill

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