التقارب الإلكتروني: نماذج وأمثلة الجدول الدوري - كيمياء - 2025

و تقارب الإلكترونية أو الكهربائية تقارب هو قياس التباين حيوية للذرة في الطور الغازي عندما يشتمل على الإلكترون قذيفة التكافؤ. بمجرد الحصول على الإلكترون بواسطة الذرة A ، فإن الأنيون الناتج A ^- قد يكون أو لا يكون أكثر استقرارًا من حالته الأساسية. لذلك ، يمكن أن يكون هذا التفاعل ماصًا للحرارة أو طاردًا للحرارة.

حسب الاصطلاح ، عندما يكون كسب الإلكترون ماصًا للحرارة ، يتم تعيين علامة موجبة "+" لقيمة تقارب الإلكترون ؛ من ناحية أخرى ، إذا كانت طاردة للحرارة - أي أنها تطلق طاقة - تُعطى هذه القيمة علامة سالبة "-". في أي وحدات يتم التعبير عن هذه القيم؟ في كيلو جول / مول ، أو في eV / الذرة.

إذا كان العنصر في حالة سائلة أو صلبة ، فإن ذراته ستتفاعل مع بعضها البعض. هذا من شأنه أن يتسبب في امتصاص الطاقة أو إطلاقها ، بسبب الكسب الإلكتروني ، لتشتت بين كل هذه ، مما يؤدي إلى نتائج غير موثوقة.

في المقابل ، في الطور الغازي يفترض أنها معزولة ؛ بمعنى آخر ، لا يتفاعلون مع أي شيء. إذن ، الذرات المشاركة في هذا التفاعل هي: A (g) و A ^- (g). هنا (ز) تشير إلى أن الذرة في الطور الغازي.

الصلات الإلكترونية الأولى والثانية

أول

يمكن تمثيل تفاعل الكسب الإلكتروني على النحو التالي:

A (g) + e ^- => A ^- (g) + E أو A (g) + e ^- + E => A ^- (g)

في المعادلة الأولى ، توجد E (الطاقة) كمنتج على الجانب الأيسر من السهم ؛ وفي المعادلة الثانية ، تُحسب الطاقة على أنها تفاعلية ، وتقع على الجانب الأيمن. وهذا يعني أن الأول يتوافق مع كسب إلكتروني طارد للحرارة والثاني مع مكسب إلكتروني ماص للحرارة.

ومع ذلك ، في كلتا الحالتين ، يُضاف إلكترون واحد فقط إلى غلاف التكافؤ للذرة A.

ثانيا

من الممكن أيضًا أنه بمجرد ^تكوين الأيون السالب A ، فإنه يمتص إلكترونًا آخر:

أ ^- (ز) + ه ^- => أ ^2– (ز)

ومع ذلك، فإن قيم تقارب الإلكترون الثاني إيجابية، لأن النفور كهرباء بين أيون سلبية ^- والإلكترون واردة ه ^- يجب التغلب عليها.

ما الذي يحدد أن الذرة الغازية "تستقبل" إلكترونًا بشكل أفضل؟ توجد الإجابة بشكل أساسي في النواة ، في تأثير التدريع للأغلفة الإلكترونية الداخلية وفي غلاف التكافؤ.

كيف يختلف تقارب الإلكترون في الجدول الدوري

في الصورة العلوية ، تشير الأسهم الحمراء إلى الاتجاهات التي يزداد فيها التقارب الإلكتروني للعناصر. من هذا ، يمكن فهم تقارب الإلكترون على أنه خاصية أخرى من الخصائص الدورية ، مع خصوصية أن لها العديد من الاستثناءات.

يزداد تقارب الإلكترون تصاعديًا عبر المجموعات ويزيد أيضًا من اليسار إلى اليمين على طول الجدول الدوري ، خاصة حول ذرة الفلور. ترتبط هذه الخاصية ارتباطًا وثيقًا بنصف القطر الذري ومستويات الطاقة في مداراتها.

الاختلاف حسب تأثير اللب والدرع

تحتوي النواة على بروتونات ، وهي جسيمات موجبة الشحنة تمارس قوة جذب على الإلكترونات في الذرة. كلما اقتربت الإلكترونات من النواة ، زاد الجاذبية التي تشعر بها. وهكذا ، كلما زادت المسافة من النواة إلى الإلكترونات ، قلت قوى الجذب.

علاوة على ذلك ، تساعد الإلكترونات الموجودة في الغلاف الداخلي على "حماية" تأثير النواة على الإلكترونات الموجودة في الأصداف الخارجية: إلكترونات التكافؤ.

هذا بسبب التنافر الإلكتروني بين الشحنات السالبة. ومع ذلك ، يتم إبطال هذا التأثير عن طريق زيادة العدد الذري Z.

كيف يرتبط ما سبق بالتقارب الإلكتروني؟ أن الذرة الغازية A سيكون لها ميل أكبر لاكتساب الإلكترونات وتكوين أيونات سالبة ثابتة عندما يكون تأثير التدريع أكبر من التنافر بين الإلكترون الوارد وتلك الخاصة بقشرة التكافؤ.

يحدث العكس عندما تكون الإلكترونات بعيدة جدًا عن النواة ولا يؤدي التنافر بينها إلى إزعاج الكسب الإلكتروني.

على سبيل المثال ، النزول في مجموعة "يفتح" مستويات طاقة جديدة ، مما يزيد المسافة بين النواة والإلكترونات الخارجية. ولهذا السبب كلما تقدمت في المجموعات ، تزداد الصلات الإلكترونية.

التباين حسب تكوين الإلكترون

جميع المدارات لها مستويات طاقتها ، لذلك إذا احتل الإلكترون الجديد مدارًا عالي الطاقة ، فستحتاج الذرة إلى امتصاص الطاقة حتى يكون ذلك ممكنًا.

علاوة على ذلك ، فإن الطريقة التي تحتل بها الإلكترونات المدارات قد تفضل أو لا تفضل الكسب الإلكتروني ، وبالتالي تميز الاختلافات بين الذرات.

على سبيل المثال ، إذا كانت جميع الإلكترونات غير مقترنة في المدارات p ، فإن إدراج إلكترون جديد سيؤدي إلى تكوين زوج مزدوج ، والذي يمارس قوى تنافر على الإلكترونات الأخرى.

هذا هو الحال بالنسبة لذرة النيتروجين ، التي يكون تقارب الإلكترون بها (8 كيلو جول / مول) أقل من ذرة الكربون (-122 كيلو جول / مول).

أمثلة

مثال 1

التقارب الإلكتروني الأول والثاني للأكسجين هما:

O (g) + e ^- => O ^- (g) + (141kJ / mol)

O ^- (g) + e ^- + (780kJ / mol) => O ^2– (g)

تكوين الإلكترون لـ O هو 1s ² 2s ² 2p ⁴. يوجد بالفعل زوج مزدوج من الإلكترونات لا يمكنه التغلب على القوة الجاذبة للنواة ؛ لذلك ، فإن الكسب الإلكتروني يطلق الطاقة بعد تكوين O ^- أيون المستقر.

ومع ذلك ، على الرغم من أن O ^{2 -} له نفس تكوين النيون للغاز النبيل ، فإن تنافره الإلكتروني يتجاوز القوة الجذابة للنواة ، كما أن مصدر الطاقة ضروري للسماح للإلكترون بالدخول.

مثال 2

إذا تمت مقارنة الارتباطات الإلكترونية لعناصر المجموعة 17 ، فسيتم الحصول على ما يلي:

F (g) + e ^- = F ^- (g) + (328 kJ / mol)

Cl (g) + e ^- = Cl ^- (g) + (349 كيلوجول / مول)

Br (g) + e ^- = Br ^- (g) + (325 kJ / mol)

أنا (ز) + ه ^- = أنا ^- (ز) + (295 كيلوجول / مول)

من أعلى إلى أسفل - تنازليًا في المجموعة - يزداد نصف القطر الذري ، وكذلك المسافة بين النواة والإلكترونات الخارجية. هذا يسبب زيادة في الصلات الإلكترونية ؛ ومع ذلك ، فإن الفلور ، الذي يجب أن يكون له أعلى قيمة ، يفوقه الكلور.

لماذا ا؟ يوضح هذا الشذوذ تأثير التنافر الإلكتروني على القوة الجذابة والتدريع المنخفض.

نظرًا لأنه ذرة صغيرة جدًا ، فإن الفلور "يكثف" كل إلكتروناته في حجم صغير ، مما يتسبب في تنافر أكبر للإلكترون الوارد ، على عكس متجانساته الأكثر كثافة (Cl ، Br ، I).

المراجع

1. الكيمياء LibreTexts. الإلكترون تقارب. تم الاسترجاع في 4 يونيو 2018 من: chem.libretexts.org
2. جيم كلارك. (2012). الإلكترون تقارب. تم الاسترجاع في 4 يونيو 2018 ، من: chemguide.co.uk
3. كارل آر ناف. تقاربات الإلكترون لعناصر المجموعة الرئيسية. تم الاسترجاع في 4 يونيو 2018 من: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
4. البروفيسور ن. دي ليون. الإلكترون تقارب. تم الاسترجاع في 4 يونيو 2018 من: iun.edu
5. هيلمنستين ، آن ماري ، دكتوراه. (27 مايو 2016). تعريف تقارب الإلكترون. تم الاسترجاع في 4 يونيو 2018 ، من: thinkco.com
6. كدانغ. (3 أكتوبر 2011). الجدول الدوري لتقارب الإلكترون.. تم الاسترجاع في 4 يونيو 2018 من: commons.wikimedia.org
7. ويتن ، ديفيس ، بيك وستانلي. كيمياء. (الطبعة الثامنة). تعلم CENGAGE ، ص 227-229.
8. رجفة وأتكينز. (2008). الكيمياء غير العضوية. (الطبعة الرابعة ، ص 29). ماك جراو هيل.