التقارب الإلكتروني كيف يتغير في الجدول الدوري والأمثلة

ال تقارب الإلكترونية أو الكهربية هو مقياس لتغير طاقة الذرة في طور الغاز عندما يدمج إلكترون في قشرة التكافؤ. بمجرد أن يتم الحصول على الإلكترون بواسطة الذرة A ، ينتج الأنيون A^- قد يكون أكثر استقرارًا أو لا من حالته القاعدية. لذلك ، يمكن أن يكون هذا التفاعل ماص للحرارة أو طارد للحرارة.

عن طريق الاصطلاح ، عندما يكون كسب الإلكترون ماص للحرارة ، يتم تعيين علامة إيجابية "+" على قيمة الألفة الإلكترونية ؛ بدلاً من ذلك ، إذا كانت طاردة للحرارة - أي تصدر طاقة - تُعطى هذه القيمة علامة سلبية "-". في أي وحدات يتم التعبير عن هذه القيم؟ في كج / مول ، أو في فولت / ذرة.

إذا كان العنصر في مرحلة سائلة أو صلبة ، فإن ذراتها ستتفاعل مع بعضها البعض. هذا من شأنه أن يتسبب في تشتيت الطاقة أو امتصاصها ، بسبب الكسب الإلكتروني ، بين هذه العناصر ، مما يؤدي إلى نتائج غير موثوقة.

في المقابل ، في مرحلة الغاز ، يُفترض أنها معزولة ؛ بمعنى آخر ، لا يتفاعلون مع أي شيء. ثم ، الذرات المتورطة في هذا التفاعل هي: A (g) و A^-(G). هنا (ز) تشير إلى أن الذرة في مرحلة الغاز.

مؤشر

• 1 الانتماءات الإلكترونية الأولى والثانية
  • 1.1 أولاً
  • 1.2 ثانيا
• 2 كيف يختلف التقارب الإلكتروني في الجدول الدوري
  • 2.1 التباين حسب الصميم وتأثير التدريع
  • 2.2 التغيير عن طريق التكوين الإلكتروني
• 3 أمثلة
  • 3.1 مثال 1
  • 3.2 مثال 2
• 4 المراجع

الصلات الإلكترونية الأولى والثانية

أولا

يمكن تمثيل رد الفعل الإلكتروني على النحو التالي:

أ (ز) + ه^- => أ^-(g) + E ، أو كـ A (g) + e^- + E => أ^-(G)

في المعادلة الأولى ، تم العثور على E (الطاقة) كمنتج على الجانب الأيسر من السهم ؛ وفي المعادلة الثانية ، تُحسب الطاقة على أنها تفاعلية ، وتقع على الجانب الأيمن. وهذا هو ، الأول يتوافق مع مكاسب إلكترونية طاردة للحرارة والثاني لكسب ماص للحرارة الإلكترونية.

ومع ذلك ، في كلتا الحالتين هو فقط الإلكترون الذي يضيف إلى قذيفة التكافؤ من الذرة A.

في المرتبة الثانية

ومن الممكن أيضًا أنه بمجرد تشكيل الأيونات السالبة A^-, تمتص إلكترونًا آخر مرة أخرى:

A^-(ز) + ه^- => أ^2-(G)

ومع ذلك ، فإن قيم التقارب الإلكتروني الثاني هي موجبة ، حيث يجب التغلب على التنافر الكهربائي بين الأيونات السالبة A^- والإلكترون القادم و^-.

ما الذي يحدد أن الذرة الغازية "تستقبل" الإلكترون بشكل أفضل؟ تكمن الإجابة بشكل أساسي في النواة وفي تأثير التدريع للطبقات الإلكترونية الداخلية وفي طبقة التكافؤ.

كيف يختلف التقارب الإلكتروني في الجدول الدوري

في الصورة العليا ، تشير الأسهم الحمراء إلى الاتجاهات التي تزداد فيها التقارب الإلكتروني للعناصر. من هنا يمكننا أن نفهم التقارب الإلكتروني كأحد الخصائص الدورية ، مع خصوصية أنه يقدم العديد من الاستثناءات.

يزداد التقارب الإلكتروني في الصعود من خلال المجموعات ، وبالمثل ، يزداد من اليسار إلى اليمين من خلال الجدول الدوري ، وخاصة بالقرب من ذرة الفلور. ترتبط هذه الخاصية ارتباطًا وثيقًا بنصف القطر الذري ومستويات الطاقة في المدارات.

الاختلاف من جوهر وتأثير التدريع

تحتوي النواة على بروتونات ، وهي جسيمات موجبة الشحنة تمارس قوة جذابة على إلكترونات الذرة. كلما اقتربنا من الإلكترونات الموجودة في النواة ، كلما زادت جاذبيتها. وهكذا ، كلما ازدادت المسافة بين النواة والإلكترونات ، تكون قوى الجذب أقل.

بالإضافة إلى ذلك ، تساعد إلكترونات الطبقة الداخلية على "حماية" تأثير النواة على إلكترونات الطبقات الخارجية: إلكترونات التكافؤ.

ويرجع ذلك إلى الطرد الإلكتروني بين شحناتهم السلبية. ومع ذلك ، يتم مواجهة هذا التأثير من خلال زيادة الرقم الذري Z.

ما هي العلاقة بين التقارب السابق والإلكتروني؟ سيكون للذرة الغازية A ميل أكبر لكسب الإلكترونات وتكوين أيونات سالبة مستقرة عندما يكون تأثير التدريع أكبر من التنافر بين الإلكترون الوارد وتلك الموجودة في طبقة التكافؤ.

يحدث العكس عندما تكون الإلكترونات بعيدة كل البعد عن النواة ، ولا تؤدي التصدعات بينها إلى الإضرار بالكسب الإلكتروني.

على سبيل المثال ، عند النزول إلى مجموعة ، يتم فتح "مستويات" الطاقة "الجديدة" ، مما يزيد المسافة بين النواة والإلكترونات الخارجية. ولهذا السبب عندما تزيد المجموعات الصاعدة من الانتماءات الإلكترونية.

التغيير عن طريق التكوين الإلكتروني

جميع المدارات لديها مستويات الطاقة الخاصة بها ، لذلك إذا كان الإلكترون الجديد سيشغل مدارات طاقة أعلى ، ستحتاج الذرة إلى امتصاص الطاقة لجعل هذا ممكنًا.

علاوة على ذلك ، فإن الطريقة التي تشغل بها الإلكترونات المدارات قد تفضل أو لا تفضل الكسب الإلكتروني ، مما يميز الاختلافات بين الذرات..

على سبيل المثال ، إذا كانت جميع الإلكترونات غير مدرجة في المدارات p ، فإن إدراج إلكترون جديد سيؤدي إلى تكوين زوج متطابق ، مما يفرض قوى طاردة على الإلكترونات الأخرى.

هذا هو الحال بالنسبة لذرة النيتروجين ، التي يكون تقاربها الإلكتروني (8 كيلو جول / مول) أقل من ذرة الكربون (-122 كيلو جول / مول).

أمثلة

مثال 1

الصلات الإلكترونية الأولى والثانية للأكسجين هي:

يا (ز) + ه^- => يا^-(ز) + (141 كيلو جول / مول)

O^-(ز) + ه^- + (780kJ / mol) => O^2-(G)

التكوين الإلكتروني ل O هو 1S²2S²2P⁴. هناك بالفعل زوج من الإلكترونات المقترنة ، والتي لا يمكن التغلب على قوة النواة الجذابة ؛ وبالتالي ، فإن الكسب الإلكتروني يطلق الطاقة بعد تشكيل مستقر الأيون^-.

ومع ذلك ، على الرغم من O^2- له نفس التكوين مثل غاز النبيلة النيون ، وتجاوزاته الإلكترونية تفوق القوة الجذابة للنواة ، وللسماح بدخول الإلكترون ، فمن الضروري مساهمة حيوية.

مثال 2

إذا قارنت الروابط الإلكترونية لعناصر المجموعة 17 ، فستحصل على ما يلي:

F (ز) + ه^- = واو^-(ز) + (328 كيلو جول / مول)

Cl (g) + e^- = Cl^-(ز) + (349 كيلو جول / مول)

Br (g) + e^- = ر^-(ز) + (325 كيلو جول / مول)

أنا (ز) + ه^- = أنا^-(ز) + (295 كيلو جول / مول)

من الأعلى إلى الأسفل - النزول في المجموعة - يزداد نصف القطر الذري ، وكذلك المسافة بين النواة والإلكترونات الخارجية. هذا يسبب زيادة في الانتماءات الإلكترونية ؛ ومع ذلك ، فإن الكلور ، الذي يجب أن يكون له أكبر قيمة ، يتم تجاوزه بواسطة الكلور.

لماذا؟ يوضح هذا الوضع الشاذ تأثير التشنجات الإلكترونية على القوة الجذابة والوقاية المنخفضة.

نظرًا لأنها عبارة عن ذرة صغيرة جدًا ، "يتكثف" الفلور من جميع إلكتروناته في حجم صغير ، مما يسبب تنافرًا أكبر على الإلكترون الوارد على عكس الجزء الأكبر منه (Cl، Br و I).

مراجع

1. كيمياء LibreTexts. تقارب الإلكترون. تم الاسترجاع في 4 يونيو ، 2018 ، من: chem.libretexts.org
2. جيم كلارك (2012). تقارب الإلكترون. تم الاسترجاع في 4 يونيو ، 2018 ، من: chemguide.co.uk
3. كارل ر. ناف. الانتماءات الإلكترونية لعناصر المجموعة الرئيسية. تم الاسترجاع في 4 يونيو ، 2018 ، من: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
4. البروفيسور ن. دي ليون. تقارب الإلكترون. تم الاسترجاع في 4 يونيو 2018 ، من: iun.edu
5. Helmenstine ، آن ماري ، دكتوراه (27 مايو 2016). تعريف تقارب الإلكترون. تم الاسترجاع في 4 يونيو ، 2018 ، من: thinkco.com
6. Cdang. (3 أكتوبر 2011). الجدول الدوري تقارب الإلكترون. [الشكل]. تم الاسترجاع في 4 يونيو 2018 ، من: commons.wikimedia.org
7. بياض ، ديفيس ، بيك وستانلي. الكيمياء. (الطبعة الثامنة). CENGAGE Learning ، ص 227-229.
8. رعشة واتكينز. (2008). كيمياء غير عضوية (الطبعة الرابعة ، صفحة 29). مولودية جراو هيل.