Affinité Électronique

Affinité électronique

L’affinité électronique, AE, équivaut à la « quantité d’énergie échangée suite à la capture d’un électron à un élément en phase gazeuse »¹. Cette énergie est souvent rapportée en kJ/mol dans les ouvrages de références. En thermodynamique, l’affinité électronique est en fait la variation d’enthalpie, ΔH, de la réaction de capture d’électron. Donc, si l’élément capte l’électron et produit un dégagement d’énergie, la réaction est exothermique et ΔH est affecté d’un signe négatif. Toutefois, il existe une convention selon laquelle, les valeurs d’affinité électroniques sont données en valeurs absolues (comme dans le tableau plus bas). Selon cette convention, plus la valeur d’affinité électronique est grande, plus l’élément est un bon capteur d’électrons.

Le processus selon lequel le premier électron capté par l’élément est nommé première affinité électronique. Le processus selon lequel le deuxième électron est capté par l’élément est nommé deuxième affinité électronique et ainsi de suite.

Par exemple, de façon générale:


X(g) + e- → X-(g) (1ère affinité électronique)


X-(g) + e- → X2-(g) (2e affinité électronique)



Cas spécifique: (avec O)

Espèce neutre: O(g) + e- → O-(g) ΔH= -142 kJ/mol


La valeur de ΔH est négative et la réaction est exothermique. Il est donc favorable pour l’oxygène de capter un électron.


Anion: O-(g) + e- → O2-(g) ΔH= +744 kJ/mol


La valeur de ΔH est positive et la réaction est endothermique. L’ajout d’un 2e électron n’est pas favorable. La charge négative de l’anion O - crée une répulsion importante pour l’électron à être capté.


Sommaire

L’affinité électronique dans le tableau périodique

Il est difficile de tirer des tendances périodiques généralisées pour cette propriété car il existe plusieurs irrégularités. Cependant, l’affinité électronique est généralement grande en valeur absolue pour les petits atomes car les électrons sont plus près du noyau et donc l’attraction avec ce dernier est plus forte.

Discussion pour quelques familles chimiques

Les halogènes (Fluor F, Chlore Cl, Brome Br, Iode I - le groupe 7A), auxquels il ne manque qu'un électron pour adopter la structure électronique du gaz rare le plus proche, ont une grande tendance à capter un électron et former l'anion correspondant (F-, Cl-, Br-, I- etc). Dans cette famille, les éléments ont une grande affinité électronique car une de leurs orbitales p n’est pas entièrement remplie et peut recevoir un électron. Ce processus est favorisé énergétiquement (exothermique). Ceci n’est pas le cas dans l’éventualité d’un ajout d’un électron additionnel. Une telle réaction serait très endothermique car l’électron devrait être ajouté sur la couche électronique suivante de plus haute énergie. De ce fait, l’électron est très peu attiré par le noyau.

Leur structure ionique est donc très stable car leur affinité électronique est importante. Par exemple, un atome de chlore captant un électron forme l'anion chlorure et fournit 349 kJ/mol à l'environnement à l'issue de cette réaction.

Par contre, dans le cas du fluor, la première affinité électronique est inférieure à la valeur prévue. Ceci s’explique par la petite taille des orbitales 2p de cet élément qui font en sorte que les électrons, très rapprochés les uns des autres, subissent d’importantes forces de répulsion entre eux. « Dans les autres halogènes, les orbitales sont plus grandes et par conséquent, les répulsions sont moins fortes»².

Les métaux alcalins (Lithium Li, Sodium Na, Potassium K, Rubidium Rb) doivent perdre un électron pour adopter la structure électronique du gaz rare le plus proche. Ils possèdent donc un potentiel d'ionisation très faible. Les affinités électroniques, sont elles aussi sont très faibles, il n'y a qu'un faible gain énergétique à former des anions de ces éléments.

Les gaz rares ont une affinité électronique presque nulle, car leurs orbitales respectives sont entièrement remplies, leur conférant une stabilité inégalée.


Évolution dans la classification périodique

Groupes 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
Période
1 H
73
He
 0
2 Li
60
Be
 0
B
27
C
154
N
7
O
141
F
328
Ne
 0
3 Na
53
Mg
 0
Al
43
Si
134
P
72
S
200
Cl
349
Ar
 0
4 K
48
Ca
 2
Sc
18
Ti
  8 
V
51
Cr
64
Mn
 0
Fe
16
Co
64
Ni
112
Cu
118
Zn
 0
Ga
29
Ge
119
As
78
Se
195
Br
325
Kr
 0
5 Rb
47
Sr
 5
Y
27
Zr
 41 
Nb
86
Mo
72
Tc
53
Ru
101
Rh
110
Pd
54
Ag
126
Cd
 0
In
29
Sn
107
Sb
103
Te
190
I
295
Xe
 0
6 Cs
 45 
Ba
 14 
Lu
 50 
Hf
  0 
Ta
  31
W
 79 
Re
 14 
Os
106
Ir
151
Pt
205
Au
223
Hg
 0
Tl
19
Pb
35
Bi
91
Po
183
At
270
Rn
 0
Tableau périodique des affinités électroniques en kJ/mol. Les lanthanides et actinides ne sont pas représentés

Articles connexes et références


1. G. CHABOT, J.-L. RIENDEAU et coll. (ZUMDAHL, S. S. and S. A.), Chimie Générale 3ème édition (Chemistry 7th édition ), Éditions CEC Quebecor Media (Houghton Mifflin Company), 2007

2. R. CANTIN et coll. (J. W. HILL, R. H. PETRUCCI, T. W. MCCREARY, S. S. PERRY), Chimie Générale 2ème édition (General Chemistry), Erpi (Pearson Education Inc.), 2008

3. P. ARCHIREL, G. CHAMBAUB, N. PAUNE, S. GAILLARD (P. ATKINS) Chimie Générale (General Chemistry), Éditions Décarie Inc (Scientific American Books), imprimé et publié à Montréal, Canada (New York, États-Unis), 1992 p. 210 à 212.

4. F. BRESCIA, J. ARENTS, H. MEISLICH, A. TURK, Fundamentals of Chemistry (4th Edition), Academic Press Inc., publié et imprimé à New York, États-Unis, 1980 (8.6 chapter)

5. A. POUSSE (P. ATKINS, L. JONES), Chimie : molécules, matière, métamorphoses (3ème édition), DeBoeck Université, Paris, Bruxelles, 1998, p. 255 à 257


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