8.5: Affinité électronique
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.
