Back to chapter

8.5:

التجاذب الالكتروني

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

عندما إضافة إلكترون إلى ذرة غازية،لوحظ تغيير في الطاقة،يسمى تقارب الالكترون. يقيس تقارب الإلكترون سهولة اكتساب الذرة للإلكترون. على سبيل المثال،تقارب الإلكترون للكلور هو 348.6 كيلوجول لكل مول.تشير العلامة السالبة إلى أنه تغيير طارد للحرارة. ومع ذلك،فإن الأرجون لديه تقارب للإلكترون موجب،مشيرا إلى أنّتشكيل أنيون الأرجون يتطلب توفير الطاقة. بشكل عام،كلما زادت الجاذبية بين ذرة وإلكترون مضاف،كلما كان تقارب الإلكترون أكثر سالبية.تقارب الإلكترون،على غرار طاقات التأين،تظهر الاتجاهات في الجدول الدوري. بالتحرك أسفل المجموعة 1،الحجم الذري يزداد كلما احتلت الإلكترونات أعداداًكمية أساسية أعلى. لذلك،فإن الإلكترونات الواردة تمر بجاذبية نووية أقل،تؤدي إلى تقارب إلكترون أقل سالبية.ومع ذلك،هناك استثناءات. في الهالوجينات،يكون للكلور قيمة تقارب إلكتروني أكثر سالبية من الفلور. لكن لماذا؟الفلور هو أصغر ذرة من الهالوجينات و بالتالي،يمر الإلكترون الوارد بتنافر واضح من الإلكترونات الموجودة بالفعل.و رغم هذا،في أنيون الكلوريد،الإلكترون الجديد يضاف إلى الغلاف الثالث،محتلاًمساحة أكبر. هذا يقلل من تنافر الإلكترون-الكترون،مما يجعلها أكثر جاذبية للحصول على إلكترون. بشكل عام،بالتحرك خلال فترة،يصبح تقارب الإلكترون أكثر سالبية.الهالوجينات لها التقارب الإلكتروني الأكثر سالبية،حيث يساعد الإلكترون الوارد في الوصول إلى تكوين الغاز النبيل. بالمقارنة،فإنّالغازات النبيلة تحتوي على غلاف مملوء بالكامل. يجب استيعاب الإلكترون الوارد في مستوى الطاقة الرئيسي الأعلى،و هذا غير مفضل طاقياًوبالتالي،فإن تقارب الإلكترون لهذه العناصر إيجابي.تظهر استثناءات في المجموعة 2. يشير تكوين الإلكترون إلى أن الإلكترون الوارد يحتاج للدخول لغلاف فرعية ذو طاقة أعلى. وبالتالي،فإن قيم تقارب الإلكترون تكون إما موجبة أو أقل طاردة للحرارة.ومن المثير للاهتمام أن المجموعة 15،لديها تقارب إلكترون أقل سالبية من المجموعة 14. لنقارن بين الفوسفور والسيليكون. على عكس السيليكون،يحتوي الفوسفور على غلاف فرعي نصف ممتلئ،ويحتاج الإلكترون الوارد أن يقترن بإلكترون مقيم بالفعل في المدار p.هذا من شأنه أن يزيد من تنافر الإلكترون-الكترون،وبالتالي فهي عملية غير مفضلة طاقياًوالتي تنعكس أيضًا في التقارب الإلكترونى الأقل سالبية،مقارنة بالسيليكون.

8.5:

التجاذب الالكتروني

يمثل انجذاب الإلكترونات (EA) تغييراً في الطاقة لإضافة إلكترون إلى ذرة في حالتها الغازية لتكوين أنيون (أيون سالب).

Eq1

يمكن أن تكون هذه العملية إما ماصة للحرارة أو مصدرة للحرارة، وفقاً للعنصر. تحتوي العديد من هذه العناصر على قيم سالبة لـ EA، مما يعني أن الطاقة يتم إطلاقها عندما تقبل الذرة الغازية الإلكترون. ومع ذلك، بالنسبة لبعض العناصر، فإن الطاقة مطلوبة لكي تصبح الذرة مشحونة بشكل سلبي، وقيمة EA إيجابية. وكما هي الحال مع طاقة التأين، فإن قيم EA اللاحقة ترتبط بتكوين الأيونات مع المزيد من الشحن. أما الطاقة الثانية فهي الطاقة المرتبطة بإضافة إلكترون إلى أيون لتكوين أيون 2–، وهكذا.

وكما يمكن للمرء أن يتنبأ، يصبح من الأسهل إضافة إلكترون عبر سلسلة من الذرات مع زيادة الشحن النووي الفاعل للذرات. ومع الانتقال من اليسار إلى اليمين عبر مجموعة دوريّة، تميل قيم EA إلى أن تصبح أكثر سلبية. ويمكن فهم الاستثناءات الواردة بين عناصر المجموعة 2 (2A) والمجموعة 15 (5A) والمجموعة 18 (8A) على أساس الهيكل الإلكتروني لهذه المجموعات. والغازات النبيلة، المجموعة 18 (8A)، لها غلاف مملوء تماما، ويجب إضافة الإلكترون القادم إلى مستوى أعلى من n، وهو أمر أكثر صعوبة. تحتوي المجموعة 2 (2A) على هيكل فرعي مملوء من ns، ولذلك ينتقل الإلكترون التالي إلى مستوى الطاقة الأعلى np، لذا، مرة أخرى، لا تكون قيمة EA التي تمت ملاحظتها كما يتوقع الاتجاه. وأخيراً، تحتوي المجموعة 15 (5A) على هيكل فرعي np نصف مملوء، ويجب إقران الإلكترون التالي بإلكترون np موجود. في كل هذه الحالات، يؤدي الاستقرار النسبي الأولي للتكوين الإلكتروني إلى إبطال النزعة في EA.

قد يتوقع المرء أن تكون الذرة الموجودة في أعلى كل مجموعة لها EA الأكثر سلبية ؛ وتشير قدرات التأين الأولى إلى أن هذه الذرات لها أكبر شحنات نووية فعالة. ومع ذلك، بينما نتحرك إلى أسفل مجموعة، نرى أن العنصر الثاني في المجموعة غالباً ما يكون له أعلى مستوى سلبي من EA. ويمكن أن يعزى ذلك إلى الحجم الصغير للغلاف n = 2 وما ينتج عن ذلك من عمليات كبيرة لتنافر الإلكترون-الإلكترون. على سبيل المثال، يحتوي الكلور، ذو قيمة EA التي تبلغ –348 كيلوجول/مول، على أعلى قيمة لأي عنصر في الجدول الدوري. تبلغ وحدة EA من الفلورين –322 كيلوجول/مول. عندما نضيف إلكترون إلى ذرة فلور لنكوّن أيون فلوريد (F–)، نضيف إلكترون إلى الغلاف n = 2. ينجذب الإلكترون إلى النواة، ولكن هناك أيضاً تنافر كبير من الإلكترونات الأخرى الموجودة بالفعل في هذه الحاوية الصغيرة للتكافؤ. تحتوي ذرة الكلور على نفس التوزيع الإلكتروني في غلاف التكافؤ، ولكن لأن الإلكترون الداخل يدخل في الغلاف n = 3، فإنها تحتل مساحة أكبر بكثير من الفضاء، كما تقل التنافرات الإلكترونية. إن الإلكترون الداخل لا يحصل له ذات القدر من التنافر، وتقبل ذرة الكلور إلكترونات إضافية بسهولة أكبر، الأمر الذي يؤدي إلى زيادة سلبية في EA.

هذا النص مقتبس من OpenStax Chemistry 2e, Section 6.5: Periodic Variations in Element Properties.