8.5
Affinité électronique
Lorsqu'un électron est ajouté à un atome gazeux, un changement d'énergie est observé appelé affinité électronique. Affinité électronique mesure la facilité de gagner un électron par un atome. Par exemple, l'affinité électronique du chlore est de 348, 6 kilojoules par mole.
Le signe négatif indique qu'il s'agit d'un changement exothermique. L'argon, cependant, a une affinité électronique positive, indiquant que la formation d'un anion d'argon nécessite de l'énergie pour être fournie. En général, plus l'attraction entre un atome et un électron ajouté est grande, plus l'affinité électronique est négative.
Les affinités électroniques, semblables aux énergies d'ionisation, montrent des tendances dans le tableau périodique. En descendant le groupe 1, la taille atomique augmente à mesure que les électrons occupent des nombres quantiques principaux plus élevés. Les électrons entrants subissent donc moins d'attraction nucléaire, ce qui entraîne des affinités électroniques moins négatives.
Cependant, il y a des exceptions. Dans les halogènes, le chlore a une valeur d'affinité électronique plus négative que le fluor. Mais pourquoi?
Le fluor est le plus petit atome des halogènes et un électron entrant subit une répulsion importante de la part des électrons déjà présents. Dans l'anion chlorure, cependant, le nouvel électron est ajouté dans la troisième couche, occupant plus d'espace. Cela réduit la répulsion électron-électron, ce qui rend plus attrayant le gain d'un électron.
Généralement, en se déplaçant sur une période, les affinités électroniques deviennent plus négatives. Les halogènes ont les affinités d'électrons les plus négatives, car l'électron entrant aide à réaliser des configurations de gaz rares. En comparaison, les gaz rares ont une shell complètement remplie.
L'électron entrant doit être logé dans le niveau d'énergie principal plus élevé, ce qui est énergétiquement défavorable. Ainsi, les affinités électroniques pour ces éléments sont positives. Le groupe 2 montre les exceptions.
La configuration électronique indique que l'électron entrant doit entrer dans une sous-shell d'énergie plus élevée. Ainsi, les valeurs d'affinité électronique sont soit positives, soit moins exothermiques. Il est intéressant de noter que le groupe 15 a moins d'affinités électroniques négatives que le groupe 14.
Comparez le phosphore et le silicium. Contrairement au silicium, le phosphore a une sous-couche p à moitié remplie et l'électron entrant doit être jumelé à un électron résidant déjà dans l'orbitale p. Cela augmenterait les répulsions électron-électron et est donc un processus énergétiquement défavorable, qui se reflète également dans l'affinité électronique moins négative par rapport au silicium.
L'affinité électronique (Ae) est la variation d'énergie qui permet d'ajouter un électron à un atome gazeux pour former un anion (ion négatif).
Ce processus peut être endothermique ou exothermique, selon l'élément. Beaucoup de ces éléments ont des valeurs de Ae négatives, ce qui signifie que de l'énergie est libérée lorsque l'atome gazeux accepte un électron. Cependant, pour certains éléments, il faut de l'énergie pour que l'atome devienne chargé négativement, et la valeur de leur Ae est positive. Tout comme pour l'énergie d'ionisation, les valeurs de Ae suivantes sont associées à la formation d'ions ayant plus de charge. La deuxième Ae est l'énergie associée à l'ajout d'un électron à un anion pour former un ion 2–, et ainsi de suite.
Comme on pourrait le prévoir, il devient plus facile d'ajouter un électron à une série d'atomes à mesure que la charge nucléaire effective des atomes augmente. Lorsque nous allons de gauche à droite sur une période donnée, les Ae ont tendance à devenir plus négatives. Les exceptions qui se trouvent parmi les éléments du groupe 2 (2A), du groupe 15 (5A) et du groupe 18 (8A) peuvent être expliquées d'après la structure électronique de ces groupes. Les gaz nobles, groupe 18 (8A), ont une couche entièrement remplie, et l'électron entrant doit être ajouté à un niveau n plus élevé, ce qui est plus difficile à faire. Le groupe 2 (2A) a une sous-couche ns remplie, et donc le prochain électron qui est ajouté va sur le niveau d'énergie np plus élevée, donc encore une fois, la valeur de Ae qui est observée ne correspond pas à ce que la tendance pourrait prédire. Enfin, le groupe 15 (5A) a une sous-couche np à moitié remplie et le prochain électron doit être apparié à un électron np existant. Dans tous ces cas, la stabilité relative initiale de la configuration électronique perturbe la tendance pour l'Ae.
On pourrait s'attendre à ce que l'atome au sommet de chaque groupe ait l’Ae le plus négatif ; leurs premiers potentiels d'ionisation suggèrent que ces atomes ont les plus grandes charges nucléaires effectives. Cependant, à mesure que nous descendons d'un groupe, nous constatons que le deuxième élément du groupe a le plus souvent l'Ae le plus négatif. Ceci peut être attribué à la petite taille de la couche n = 2 et aux grandes répulsions électron-électron qui en résultent. Par exemple, le chlore, avec une valeur de Ae de –348 kJ/mol, possède la valeur la plus élevée de n'importe quel élément dans le tableau périodique. L'Ae du fluor est de –322 kJ/mol. Lorsque nous ajoutons un électron à un atome de fluor pour former un anion fluorure (F–), nous ajoutons un électron à la couche n = 2. L'électron est attiré par le noyau, mais il y a aussi une répulsion importante de la part des autres électrons déjà présents dans cette petite couche de valence. L'atome de chlore a la même configuration électronique pour la couche de valence, mais comme l'électron entrant va dans la couche n = 3, il occupe une région de l'espace beaucoup plus grande et les répulsions électron-électron sont réduites. L'électron entrant ne subit pas autant de répulsion, et l'atome de chlore accepte plus facilement un électron supplémentaire, ce qui se traduit par un Ae plus négatif.
Ce texte est adapté de OpenStax Chemistry 2e, Section 6.5 : Variations périodiques dans les propriétés des éléments.
Lorsqu'un électron est ajouté à un atome gazeux, un changement d'énergie est observé appelé affinité électronique. Affinité électronique mesure la facilité de gagner un électron par un atome. Par exemple, l'affinité électronique du chlore est de 348, 6 kilojoules par mole.
Le signe négatif indique qu'il s'agit d'un changement exothermique. L'argon, cependant, a une affinité électronique positive, indiquant que la formation d'un anion d'argon nécessite de l'énergie pour être fournie. En général, plus l'attraction entre un atome et un électron ajouté est grande, plus l'affinité électronique est négative.
Les affinités électroniques, semblables aux énergies d'ionisation, montrent des tendances dans le tableau périodique. En descendant le groupe 1, la taille atomique augmente à mesure que les électrons occupent des nombres quantiques principaux plus élevés. Les électrons entrants subissent donc moins d'attraction nucléaire, ce qui entraîne des affinités électroniques moins négatives.
Cependant, il y a des exceptions. Dans les halogènes, le chlore a une valeur d'affinité électronique plus négative que le fluor. Mais pourquoi?
Le fluor est le plus petit atome des halogènes et un électron entrant subit une répulsion importante de la part des électrons déjà présents. Dans l'anion chlorure, cependant, le nouvel électron est ajouté dans la troisième couche, occupant plus d'espace. Cela réduit la répulsion électron-électron, ce qui rend plus attrayant le gain d'un électron.
Généralement, en se déplaçant sur une période, les affinités électroniques deviennent plus négatives. Les halogènes ont les affinités d'électrons les plus négatives, car l'électron entrant aide à réaliser des configurations de gaz rares. En comparaison, les gaz rares ont une shell complètement remplie.
L'électron entrant doit être logé dans le niveau d'énergie principal plus élevé, ce qui est énergétiquement défavorable. Ainsi, les affinités électroniques pour ces éléments sont positives. Le groupe 2 montre les exceptions.
La configuration électronique indique que l'électron entrant doit entrer dans une sous-shell d'énergie plus élevée. Ainsi, les valeurs d'affinité électronique sont soit positives, soit moins exothermiques. Il est intéressant de noter que le groupe 15 a moins d'affinités électroniques négatives que le groupe 14.
Comparez le phosphore et le silicium. Contrairement au silicium, le phosphore a une sous-couche p à moitié remplie et l'électron entrant doit être jumelé à un électron résidant déjà dans l'orbitale p. Cela augmenterait les répulsions électron-électron et est donc un processus énergétiquement défavorable, qui se reflète également dans l'affinité électronique moins négative par rapport au silicium.
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