Back to chapter

8.5:

Elektronenaffiniteit

JoVE Core
Chemistry
A subscription to JoVE is required to view this content.  Sign in or start your free trial.
JoVE Core Chemistry
Electron Affinity

Languages

Share

Wanneer een elektron wordt toegevoegd aan een gasvormig atoom, wordt een verandering in energie waargenomen die elektronenaffiniteit wordt genoemd. Elektronenaffiniteit meet het gemak van het verkrijgen van een elektron door een atoom. De elektronenaffiniteit van chloor is bijvoorbeeld 348, 6 kilojoules per mol.Het minteken geeft aan dat het een exotherme verandering is. Argon heeft echter een positieve elektronenaffiniteit, wat aangeeft dat voor de vorming van een argonanion energie moet worden geleverd. In het algemeen geldt:hoe groter de aantrekkingskracht tussen een atoom en een toegevoegd elektron, hoe negatiever de elektronenaffiniteit.Elektronenaffiniteiten, vergelijkbaar met ionisatie-energieën, vertonen trends in het periodiek systeem. Als je in groep 1 naar beneden gaat, neemt de atomaire grootte toe naarmate de elektronen hogere hoofdkwantumgetallen bezetten. Binnenkomende elektronen ondervinden daarom minder nucleaire aantrekkingskracht, wat leidt tot minder negatieve elektronenaffiniteiten.Er zijn echter uitzonderingen. In halogenen heeft chloor een negatievere elektronenaffiniteitswaarde dan fluor. Maar waarom?Fluor is het kleinste atoom van de halogenen en een binnenkomend elektron ervaart een aanzienlijke afstoting van de reeds aanwezige elektronen. In het chloride-anion wordt het nieuwe elektron echter toegevoegd aan de derde schil, waardoor het meer ruimte inneemt. Dit vermindert de elektronen-elektronenafstotingen, waardoor het aantrekkelijker wordt voor een elektron om te worden aangetrokken.Over het algemeen worden elektronenaffiniteiten, verplaasend binnen een periode, negatiever. Halogenen hebben de meest negatieve elektronenaffiniteiten, omdat het binnenkomende elektron helpt bij het bereiken van edelgasconfiguraties. Ter vergelijking:edelgassen hebben een volledig gevulde schil.Het binnenkomende elektron moet worden ondergebracht in het hogere hoofdenergieniveau, dat energetisch ongunstig is. De elektronenaffiniteiten voor deze elementen zijn dus positief. Groep 2 toont uitzonderingen.De elektronenconfiguratie geeft aan dat het binnenkomende elektron een hogere energie-subschil moet binnengaan. De waarden van de elektronenaffiniteit zijn dus of positief, of minder exotherm. Interessant is dat groep 15 minder negatieve elektronenaffiniteiten heeft dan groep 14.Vergelijk fosfor en silicium. In tegenstelling tot silicium heeft fosfor een halfgevulde p-subschil en moet het binnenkomende elektron worden gepaard met een elektron dat zich al in de p-orbitaal bevindt. Dit zou de elektronen-elektronenafstoting vergroten en is daarom een energetisch ongunstig proces, wat ook tot uiting komt in de minder negatieve elektronenaffiniteit in vergelijking met silicium.

8.5:

Elektronenaffiniteit

The electron affinity (EA) is the energy change for adding an electron to a gaseous atom to form an anion (negative ion).

Eq1

This process can be either endothermic or exothermic, depending on the element. Many of these elements have negative values of EA, which means that energy is released when the gaseous atom accepts an electron. However, for some elements, energy is required for the atom to become negatively charged, and the value of their EA is positive. Just as with ionization energy, subsequent EA values are associated with forming ions with more charge. The second EA is the energy associated with adding an electron to an anion to form a 2– ion, and so on.

As one might predict, it becomes easier to add an electron across a series of atoms as the effective nuclear charge of the atoms increases. As we go from left to right across a period, EAs tend to become more negative. The exceptions found among the elements of group 2 (2A), group 15 (5A), and group 18 (8A) can be understood based on the electronic structure of these groups. The noble gases, group 18 (8A), have a completely filled shell, and the incoming electron must be added to a higher n level, which is more difficult to do. Group 2 (2A) has a filled ns subshell, and so the next electron added goes into the higher energy np, so, again, the observed EA value is not as the trend would predict. Finally, group 15 (5A) has a half-filled np subshell, and the next electron must be paired with an existing np electron. In all of these cases, the initial relative stability of the electron configuration disrupts the trend in EA.

One might expect the atom at the top of each group to have the most negative EA; their first ionization potentials suggest that these atoms have the largest effective nuclear charges. However, as we move down a group, we see that the second element in the group most often has the most negative EA. This can be attributed to the small size of the n = 2 shell and the resulting large electron-electron repulsions. For example, chlorine, with an EA value of –348 kJ/mol, has the highest value of any element in the periodic table. The EA of fluorine is –322 kJ/mol. When we add an electron to a fluorine atom to form a fluoride anion (F–), we add an electron to the n = 2 shell. The electron is attracted to the nucleus, but there is also significant repulsion from the other electrons already present in this small valence shell. The chlorine atom has the same electron configuration in the valence shell, but because the entering electron is going into the n = 3 shell, it occupies a considerably larger region of space and the electron-electron repulsions are reduced. The entering electron does not experience as much repulsion, and the chlorine atom accepts an additional electron more readily, resulting in a more negative EA.

This text is adapted from OpenStax Chemistry 2e, Section 6.5: Periodic Variations in Element Properties.