العلومالكيمياءالكيمياء غير العضوية

الألفة الإلكترونية ومفهومها في الكيمياء

مفهوم الألفة الإلكترونية

 

  • يعد مفهوم الألفة الإلكترونية عكس مفهوم التأين، أي أنه جلب إلكترون من اللانهاية ليحتل أقل شغور طاقة في مدار ذري، ينتج تغيرًا في الطاقة ويسمى تقارب الإلكترون.

 

A + eA

ΔE= Ef Ei = EA

 

  • لقد تم العثور على تقاربات الإلكترون السلبية، مما يعني أن التفاعل أعلاه طارد للحرارة، للذرات المحايدة التي هي في الواقع أعلى في الطاقة من الأنيون المقابل، مثل الهالوجينات، إن تقارب العناصر الإلكترونية تمامًا مثل إمكانات التأين مهمة في فهم تفاعلها الكيميائي وخصائص الترابط، كما أن تقارب الإلكترون للذرة المحايدة هو في الواقع مجرد سلبي لطاقة التأين لأنيون (أي التفاعل العكسي للمعادلة):

 

-AA+e

 

E=EfEi=IPA=EA(A

 

  • كما هو مذكور أعلاه فإنه يتم الحصول على أفضل القيم لتقارب الإلكترون عن طريق حساب الفرق في طاقة الربط الكلية بين الأنيون والذرة المحايدة.

 

  • تقارب الإلكترون في الكيمياء مقدار الطاقة المحررة عند إضافة إلكترون إلى ذرة محايدة لتكوين أيون سالب الشحنة، ويصعب قياس تقاربات الذرات الإلكترونية وبالتالي فإن القيم متاحة فقط لعدد قليل من العناصر الكيميائية وبشكل رئيسي الهالوجينات، ولقد تم الحصول على هذه القيم من قياسات حرارة التكوين والطاقات الشبكية للمركبات الأيونية للعناصر.

 

  • تقارب الإلكترون لعنصر هو مقياس لميل هذا العنصر للعمل كعامل مؤكسد (متقبل للإلكترون) ويرتبط عمومًا بطبيعة الروابط الكيميائية التي يشكلها العنصر مع العناصر الأخرى.

 

  • يتم تعريف طاقة الذرة عندما تفقد الذرة أو تكتسب الطاقة من خلال التفاعلات الكيميائية التي قد تسبب فقدان أو اكتساب الإلكترونات، إن التفاعل الكيميائي الذي يطلق الطاقة يسمى تفاعل طارد للحرارة أما التفاعل الكيميائي الذي يمتص الطاقة فيسمى تفاعل ماص للحرارة.

 

  • الطاقة الناتجة عن تفاعل طارد للحرارة تكون سالبة وبالتالي تُعطى الطاقة علامة سلبية، في حين أن الطاقة الناتجة عن تفاعل ماص للحرارة تكون موجبة وتعطى الطاقة علامة إيجابية.

 

  • عندما يضاف إلكترون إلى ذرة محايدة (أي تقارب الإلكترون الأول) يتم إطلاق الطاقة، وبالتالي فإن تقاربات الإلكترون الأولى سلبية، ومع ذلك هناك حاجة إلى مزيد من الطاقة لإضافة إلكترون إلى أيون سالب (أي تقارب الإلكترون الثاني) والذي يطغى على أي إطلاق للطاقة من عملية ربط الإلكترون، فإن تقارب الإلكترون الثاني يكون موجبًا.

 

تقارب الإلكترون الأول (الطاقة السلبية بسبب إطلاق الطاقة):

 

X(g)+eX(g)

 

تقارب الإلكترون الثاني (الطاقة الإيجابية لأن الطاقة المطلوبة أكثر من المكتسبة):

 

X(g)+eX2(g)

 

أول تقارب الكتروني

 

  • تهتم طاقات التأين دائمًا بتكوين الأيونات الموجبة، وتقاربات الإلكترون هي مكافئ الأيونات السالبة كما ويقتصر استخدامها دائمًا على العناصر الموجودة في المجموعتين 16 و 17 من الجدول الدوري، وأول تقارب للإلكترون هو الطاقة المنبعثة عندما يكتسب مول واحد من الذرات الغازية إلكترونًا لتكوين مول واحد من الأيونات الغازية -1.

 

  • إنها الطاقة المنبعثة (لكل مول من X) عندما يحدث هذا التغيير، تقارب الإلكترون الأول يكون له قيم سالبة، وعلى سبيل المثال أول تقارب إلكترون للكلور هو -349 كيلو جول لكل مول وفقًا للاتفاقية تُظهر العلامة السلبية إطلاقًا للطاقة.

 

  • عندما يضاف إلكترون إلى عنصر معدني فإن الطاقة مطلوبة لاكتساب ذلك الإلكترون (تفاعل ماص للحرارة)، تقل احتمالية حصول المعادن على إلكترونات؛ لأنه من الأسهل أن تفقد إلكترونات التكافؤ وتكوين الكاتيونات، ومن الأسهل أن تفقد إلكترونات التكافؤ الخاصة بها لأن نوى المعادن ليس لها قوة سحب على إلكترونات التكافؤ الخاصة بها، وبالتالي من المعروف أن المعادن لها علاقات إلكترون أقل.

 

  • عندما تكتسب اللافلزات إلكترونات عادة ما يكون تغير الطاقة سالبًا؛ لأنها تعطي طاقة لتكوين أنيون (عملية طاردة للحرارة) وبالتالي فإن تقارب الإلكترون سيكون سالبًا، وتمتلك اللافلزات تقارب إلكترون أكبر من المعادن بسبب هياكلها الذرية: أولاً تحتوي اللافلزات على إلكترونات تكافؤ أكثر من المعادن، وبالتالي يكون من الأسهل على اللافلزات أن تكتسب إلكترونات لتحقيق ثُمانية مستقرة، وثانيًا غلاف إلكترون التكافؤ أقرب إلى النواة وبالتالي يصعب إزالة الإلكترون ويسهل جذب الإلكترونات من العناصر الأخرى (خاصة المعادن)، وبالتالي فإن اللافلزات لها تقارب إلكترون أعلى من المعادن، مما يعني أنه من المرجح أن تكتسب إلكترونات أكثر من الذرات ذات التقارب الإلكترون الأقل.

 

  • كما يوحي الاسم فإن تقارب الإلكترون هو عبارة عن قدرة الذرة على قبول الإلكترون، وعلى عكس الكهربية فإن تقارب الإلكترون هو قياس كمي لتغير الطاقة الذي يحدث عندما يضاف إلكترون إلى ذرة غاز متعادلة، وكلما زادت قيمة تقارب الإلكترون السالبة زادت ألفة الذرة للإلكترونات.

 

اللافلزات مقابل المعادن

 

لتلخيص الفرق بين تقارب الإلكترون بين المعادن واللافلزات فإن المعادن: تحب أن تفقد إلكترونات التكافؤ لتكوين الكاتيونات للحصول على ثماني بتات مستقرة تمامًا، وتمتص الطاقة (ماص للحرارة) لتفقد الإلكترونات، كما أن تقارب الإلكترون للمعادن أقل من تقارب اللافلزات، بينما اللافلزات: تحب اكتساب الإلكترونات لتكوين الأنيونات لتكون لها ثماني بتات مستقرة تمامًا، كما ويطلقون الطاقة (طاردة للحرارة) لاكتساب الإلكترونات لتشكيل الأنيون، وبالتالي فإن تقارب الإلكترون لللافلزات أعلى من تقارب المعادن.

 

الأنماط في تقارب الإلكترون

 

تزداد نسبة التقارب بين الإلكترونات في أعلى المجموعات ومن اليسار إلى اليمين عبر فترات الجدول الدوري؛ وذلك لأن الإلكترونات المضافة إلى مستويات الطاقة تصبح أقرب إلى النواة، وبالتالي تجاذب أقوى بين النواة وإلكتروناتها، وتذكر أنه كلما زادت المسافة قلت الجاذبية، وبالتالي يتم إطلاق طاقة أقل عند إضافة إلكترون إلى المدار الخارجي، بالإضافة إلى ذلك كلما زاد عدد إلكترونات التكافؤ زادت احتمالية اكتساب إلكترونات لتكوين ثماني بتات ثابتة، وكلما قلت إلكترونات التكافؤ في الذرة قل احتمال اكتسابها للإلكترونات.

 

يتناقص تقارب الإلكترون أسفل المجموعات ومن اليمين إلى اليسار عبر الفترات على الجدول الدوري؛ لأن الإلكترونات توضع في مستوى طاقة أعلى بعيدًا عن النواة، وبالتالي ينخفض ​​عن شدها، ومع ذلك قد يعتقد المرء أنه نظرًا لأن عدد إلكترونات التكافؤ يزداد مع انخفاض المجموعة، فإنه يجب أن يكون العنصر أكثر استقرارًا وله تقارب أعلى للإلكترون.

 

فشل المرء في حساب تأثير التدريع، ومع مرور الوقت يزداد تأثير التدريع وبالتالي يحدث التنافر بين الإلكترونات، وهذا هو السبب في أن التجاذب بين الإلكترون والنواة يتناقص عندما ينزل المرء في المجموعة في الجدول الدوري.

 

عندما تنتقل إلى أسفل المجموعة تصبح تقاربات الإلكترون الأولى أقل (بمعنى أن طاقة أقل تتطور عندما تتشكل الأيونات السالبة)، بينما يكسر الفلور هذا النمط وسيتعين حسابه بشكل منفصل، كما أن تقارب الإلكترون هو مقياس للتجاذب بين الإلكترون الوارد والنواة وكلما كانت قوة الجذب أقوى تم إطلاق المزيد من الطاقة.

 

العوامل التي تؤثر على هذا الانجذاب هي بالضبط نفس العوامل المتعلقة بطاقات التأين الشحنة النووية والمسافة، ويتم تعويض الشحنة النووية المتزايدة مع تقدمك في المجموعة عن طريق فحص الإلكترونات الإضافية، ويشعر كل إلكترون خارجي فعليًا بسحب +7 من مركز الذرة بغض النظر عن العنصر الذي تتحدث عنه.

 

تقارب الإلكترون الثاني

 

من المحتمل أن تقابل هذا فقط فيما يتعلق بالمجموعة المكونة من 16 عنصرًا من الأكسجين والكبريت، والتي يشكل كلاهما -2 أيون، وتقارب الإلكترون الثاني هو الطاقة المطلوبة لإضافة إلكترون لكل أيون في 1 مول من الأيونات الغازية لإنتاج 1 مول من الأيونات الغازية، ويمكن رؤية هذا بسهولة أكبر من حيث الرموز.

 

X−(g)+e−→X−2(g)

 

O(g)+e−→O−(g)

 

التقارب الأول مقداره -142 كيلو جول لكل مول

O−(g)+e−→O2−(g)

 

التقارب الثاني مقداره +844 كيلو جول لكل مول

تشير العلامة الإيجابية إلى أنه يجب عليك بذل الطاقة لإجراء هذا التغيير، والتقارب الإلكترون الثاني للأكسجين مرتفع بشكل خاص لأن الإلكترون يتم إجباره في مساحة صغيرة كثيفة الإلكترون.

المصدر
‘Basic Inorganic Chemistry’ ‘Inorganic Chemistry’, by Miessler, Fischer, and Tarr, 5th Edition, Pearson, 2014. ‘Inorganic Chemistry’ by Catherine .E. Housecroft and Alan.G. Sharpe Pearson, 5th ed. 2018 Inorganic Chemistry: Principles of Structure and Reactivity Subsequent Edition by James E. Huheey (Author), Ellen A. Keiter (Author), Richard L. Keiter (Author). INORGANIC CHEMISTRYCATHERINE E. HOUSECROFT AND ALAN G. SHARPE, FOURTH EDITION.

مقالات ذات صلة

اترك تعليقاً

زر الذهاب إلى الأعلى