Vraag:
Zijn er belangrijke uitzonderingen bij het vergelijken van elektronenaffiniteit?
Zolani13
2012-04-29 23:16:57 UTC
view on stackexchange narkive permalink

Ik moest uitzoeken of koolstof of stikstof een meer negatieve elektronenaffiniteitswaarde heeft. Ik koos aanvankelijk stikstof, alleen omdat stikstof een hogere $ Z_ \ mathrm {eff} $ heeft, waardoor een grotere aantrekkingskracht tussen elektronen en protonen wordt gecreëerd, de straal kleiner wordt, een hogere ionisatie-energie wordt veroorzaakt en daarom de elektronenaffiniteitswaarde wordt verlaagd, maar ik was eigenlijk verkeerd, en de oplossingshandleiding legt het als volgt uit:

"Als je van C naar N gaat over het periodiek systeem, zou je normaal gesproken verwachten dat N de meer negatieve elektronenaffiniteit heeft. heeft een halfgevulde p-subschaal, wat hem extra stabiliteit geeft; daarom is het moeilijker om een ​​elektron toe te voegen. "

Zijn er belangrijke uitzonderingen op de regels bij het vergelijken van elektronenaffiniteit? Ik aarzel om stikstof als uitzondering te gebruiken, omdat ik niet weet hoever het reikt. Als stikstof een positievere EA heeft dan koolstof, geldt dat dan ook voor boor, aluminium of fosfor?

Later ontdekte ik dat dit ook geldt bij het vergelijken van silicium en fosfor. De gegeven uitleg was hetzelfde.

Op welke uitzonderingen moet worden gelet bij het vergelijken van elektronenaffiniteiten? Zijn er überhaupt? En hoe ver reikt de uitzondering met atomen met halfgevulde p-subshells?

Drie antwoorden:
#1
+18
Vytenis
2012-04-30 00:48:30 UTC
view on stackexchange narkive permalink

Deze uitzonderingsregel is eigenlijk een orbitale vullingsregel. Om twee elektronen in dezelfde orbitaal te laten zijn, moeten ze verschillende spins hebben (Pauli-uitsluitingsprincipe). Deze elektronenparing vereist extra energie en daarom is het gemakkelijker om elektronen toe te voegen als er vrije orbitalen zijn. Als het element een halfgevuld p-subniveau heeft, hebben alle 3 de orbitalen één elektron en vindt er koppeling plaats (het verschil tussen energieniveaus van 2p en 3s is groter dan de energie van elektronenparing).

Effecten van elektronenparing hebben een aanzienlijke impact op fysische eigenschappen van coördinatiecomplexen (zoals kleur en magnetische eigenschappen).

#2
+1
Thomas daba
2014-12-16 08:02:33 UTC
view on stackexchange narkive permalink

Ik zeg dat de reden waarom de elektronenaffiniteit van fluor niet zo negatief is als die van chloor en die van O niet zo negatief als S is vanwege de elektronenafstotingen in de kleine compacte atomen, waardoor de toegevoegde elektronen niet strak gebonden worden zou verwachten. . .

#3
+1
Yunfei Ma
2016-04-30 05:52:12 UTC
view on stackexchange narkive permalink

Uitzonderingen zijn er in overvloed in elektronenaffiniteit. Een ander geval is dat van $ \ ce {F} $ versus dat van $ \ ce {Cl} $. Je zou denken dat $ \ ce {F} $ veel elektronegatiever zou zijn, de meer negatieve elektronenaffiniteit zou hebben, maar eigenlijk is dat niet het geval. Het kleine formaat van $ \ ce {F} $ maakt een ander elektron energetisch ongunstig vanwege elektronen-elektron afstoting. $ E \ ce {(F)} = -328 kJ / mol $, terwijl $ E \ ce {(Cl)} = -349 kJ / mol $

In het algemeen ontstaan ​​er uitzonderingen wanneer nieuwe subshells wordt gevuld / half gevuld, of in gevallen waar het atoom te klein is. In het eerste geval zijn $ \ ce {Be} $ en $ \ ce {Mg} $ interessante voorbeelden: ze hebben een positieve elektronenaffiniteit (net als $ \ ce {N} $ eigenlijk) vanwege het energieverschil tussen de s- en p-subshells. Dit is niet langer het geval in $ \ ce {Ca} $, dat als een laaggelegen 3d-orbitaal; $ E \ ce {(Ca)} $ is $ -2 kJ / mol $.



Deze Q&A is automatisch vertaald vanuit de Engelse taal.De originele inhoud is beschikbaar op stackexchange, waarvoor we bedanken voor de cc by-sa 3.0-licentie waaronder het wordt gedistribueerd.
Loading...