Afinitat electrònica

L'afinitat electrònica (AE) o electroafinitat es definix com l'energia lliberada quan un àtom gaseos neutre en el seu estat fonamental (en el seu menor nivell d'energia) captura un electró i forma un ió mononegatiu:

<math>X \;(g) + e^- \rightarrow X^- \;(g) + AE \,\!</math>.

Ya que es tracta d'energia lliberada, puix normalment en insertar un electró en un àtom predomina la força atractiva del núcleu, té signe negatiu. En els casos en els que l'energia siga absorbida, quan guanyen les forces de repulsió, tindran signe positiu; AE s'expressa comunment en el Sistema Internacional d'Unitats, en kJ·mol^-1.

També podem recórrer al procés contrari per a determinar la primera afinitat electrònica, ya que seria l'energia consumida en arrancar un electró a l'espècie aniónica mononegativa en estat gaseós d'un determinat element; evidentment la entalpia corresponent AE té signe negatiu, salve per als gasos nobles i metals alcalinotérreos. Este procés equival al de l'energia d'ionisació d'un àtom, per lo que la AE seria per este formalisme l'energia d'ionisació d'orde zero.

Esta propietat nos servix per a prevore qué elements generaran en facilitat espècies anióniques estables, encara que no cal relegar atres factors: tipo de contraió, estat sòlit, lligant-dissolució, etc.

Métodos per a determinar l'afinitat electrònica

En molts casos es pot medir de forma directa per mig de l'ocupació de garbes d'electrons que choquen contra els àtoms en fase gaseosa. D'una forma menys precisa es pot estimar per extrapolació dels valors de les diferents energies d'ionisació disponibles per a l'àtom considerant:EI₁, EI₂, etc.

Tendències periòdiques de l'afinitat electrònica

L'electroafinitat aumenta quan el tamany de l'àtom disminuïx, l'efecte pantalla no és potent o quan creix el número atòmic. Vist d'una atra manera: l'electroafinitat aumenta d'esquerra a dreta, i d'avall cap amunt, de la mateixa manera que ho fa l'electronegativitat. En la taula periòdica tradicional no és possible trobar esta informació.

Els elements del bloc p, i en concret els del grup 17, són els que tenen les majors afinitats electròniques, mentres que els àtoms en configuracions externes s² (Be, Mg, Zn), s²p⁶ (Ne, Ar, Kr) junt en els que tenen semiple el conjunt d'orbitals p (N, P, As) són els de més baixa *AE. Açò últim demostra l'estabilitat quàntica d'estes estructures electròniques que no admeten ser pertorbades de forma fàcil. Els elements que presenten majors A.I. són el flúor i els seus veïns més pròxims O, S, Es, Cl i Br -aument destacat de la càrrega nuclear efectiva que es definix en esta zona de la taula periòdica-, llevat els gasos nobles que tenen estructura electrònica tancada d'alta estabilitat i cada electró que se'ls inserte deu ser colocat en una capa superior buida.

Anem a destacar alguns aspectes relacionats en l'A.I. que s'inferixen pel lloc i zona de l'element en la taula periòdica:

• Els elements situats en la part dreta de la taula periòdica, bloc p, són els d'afinitats electròniques favorables, manifestant el seu caràcter clarament no metàlic.
• Les afinitats electròniques més elevades són per als elements del grup 17, seguits pels del grup 16.
• És sorprenent que el flúor tinga menor afinitat que el clor, pero en colocar un electró en el F, un àtom més chicotet que el Cl, es deuen véncer forces repulsives entre els electrons de la capa de valència. A partir del clor la tendència és l'esperada en funció de la major distància dels electrons exteriors al núcleu.
• El nitrogen té una afinitat electrònica molt per baix dels seus elements veïns, tant del periodo com del seu grup, lo que és per la seua capa de valència semiplena que és molt estable.
• Els restants elements del grup 15 sí presenten afinitats electròniques més favorables, a pesar de l'estabilitat de la capa semiplena, perque l'aument del tamany fa que eixa capa exterior estiga separada del núcleu per atres intermiges.
• Cal destacar també el paper de l'hidrogen, ya que la seua afinitat no és molt alta, pero prou per a generar l'ió H^- que és molt estable en hidrur iònics i espècies complexes. Ací també podem aplicar el raonament anàlec al del flúor, perque tenim un àtom encara més chicotet i volem adicionar-li un electró vencent les forces repulsives de l'electró 1s¹.
• En relació al bloc d cal fixar-se en el cas especial de l'or puix la seua afinitat electrònica, -223 kJ·mol⁻¹, és comparable a la del yodo en –295 kJ·mol⁻¹, en lo que és factible pensar en l'anió Au^-. S'han conseguit sintetisar composts iònics d'or del tipo RbAu i CsAu, en la participació dels metals alcalins més electropositius. En ells s'alcança la configuració tipo pseudogas noble del Hg (de 6s¹ a 6s²) per a l'ió Au^- (contracció lantànida + contracció relativista màxima en el Au).

Grupo

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

15

16

17

18

Periode

1

H -73

He 21

2

Li -60

Be 19

B -27

C -122

N 7

O -141

F -328

Ne 29

3

Na -53

Mg 19

Al -43

Si -134

P -72

S -200

Cl -349

Ar 35

4

K -48

Ca 10

Sc -18

Ti -8

V -51

Cr -64

Mn

Fe -16

Co -64

Ni -112

Cu -118

Zn 47

Ga -29

Ge -116

As -78

Se -195

Br -325

Kr 39

5

Rb -47

Sr

Y -30

Zr -41

Nb -86

Mo -72

Tc -53

Ru -101

Rh -110

Pd -54

Ag -126

Cd 32

In -29

Sn -116

Sb -103

Te -190

I -295

Xe 41

6

Cs -45

Ba

Lu

Hf

Ta -31

W -79

Re -14

Os -106

Ir -151

Pt -205

Au -223

Hg 61

Tl -20

Pb -35

Bi -91

Po -183

At -270

Rn 41

7

Fr -44

Ra

Lr

Rf

Db

Sg

Bh

Hs

Mt

Ds

Rg

Cn

Uut

Fl

Uup

Lv

Uus

Uuo

Taula periòdica d'afinitats electròniques, en kJ/mol

Vore també

• Energia d'ionisació
• Electronegativitat

Referències

Bibliografia

• House J.E. “Inorganic Chemistry”, Academic Press, 2008.
• Housecraft, C.E. & SHARPE, A.G. “Química Inorgánica”, Pearson-Prentice, 2. Ed., 2006.
• Shriver & Atkins. “Química Inorgánica”, McGraw-Hill, 4. Ed., 2008.

• Est artícul fon creat a partir de la traducció de l'artícul es.wikipedia.org/wiki/Afinidad electrónica de la Wikipedia en espanyol, baix llicència Creative Commons-BY-SA.