Ebben a videóban
az elektronegativitásról szeretnék beszélni
...
és a hozzá szorosan kapcsolódó
elektronaffinitásról.
A kapcsolatuk annyira szoros,
hogy általában a nagy elektronegativitás
nagy elektronaffinitással jár együtt,
de mit jelent mindez?
Az elektronaffinitás azt mutatja meg,
hogy egy atom mennyire vonzza vagy kedveli az elektronokat.
Szeretne esetleg több elektront?
Az elektronegativitás egy kicsit specifikusabb.
Ez a kovalens kötésben részt vevő atomra vonatkozik,
amely elektronokat oszt meg egy másik atommal,
és megmutatja, mennyire erősen vagy mennyire gyengén
ragaszkodik a kovalens kötést alkotó elektronokhoz.
Mit értünk itt ragaszkodáson?
Hadd írjam ezt ide,
Mennyire „ragaszkodik”
Szaknyelven persze nem így szól a definíció,
„ragaszkodás” az elektronokhoz,
amik többet vannak közel egy atomhoz,
mint a kovalens kötés másik résztvevőjéhez.
Ez pedig azt mutatja, hogy mennyire kedvelik az elektronokat,
mekkora az affinitásuk az elektronokhoz,
vagy mennyire „szeretnének” elektronokat.
Látható, hogy ezek a fogalmak
nagyon szorosan kapcsolódnak egymáshoz.
Ezt a kovalens kötéssel összefüggésben használjuk
az elektronvonzó képesség jellemzésére.
Ezt pedig egy kissé szélesebb értelemben.
De mindkettő egymással szorosan összefüggésben változik.
Az elektronegativitás egy kissé kézzelfoghatóbb.
xx
Idézzük fel az egyik legismertebb
kovalens kötést,
amely a vízmolekulában található.
A víz képlete, mint tudjuk, H2O.
Van benne egy oxigénatom,
és két hidrogénatom.
Mindkét hidrogénnek egy-egy vegyértékelektronja van.
Az oxigénnek pedig, amint a legkülső héján látható,
1, 2, 3, 4, 5, 6 vegyértékelektronja.
xx
Belátható, hogy a hidrogén
szívesen tenne úgy, mintha volna még egy elektronja,
így az elektronkonfigurációja olyan lenne,
amellyel stabil első héj jön létre mindössze 2 elektronnal.
A többi héjhoz 8 elektron kell.
A hidrogén olyan stabillá válhatna mint a hélium,
ha szerezhetne még egy elektront.
Az oxigén pedig a neonhoz hasonló stabilitást érne el,
ha szerezhetne még két elektront.
Így megosztják egymással az elektronjaikat.
Ez az elektron megosztható, egy másik elektronnal alkotott kötésként
ezzel a hidrogénatommal.
A hidrogénatom „sajátjaként rendelkezik"
mindkét elektronnal, és így stabilabbá válik.
Stabilizálja az elektronhéját,
vagyis a héj stabilizálja az atomot.
Hasonlóképpen ez az elektron is
megosztható a másik hidrogénatommal,
és ez a hidrogénatom is a héliumhoz hasonlóan stabil lesz.
Az oxigénatom számára
ez egy „adok-kapok” helyzet,
„valamit valamiért”.
Elektront kap
elektronokat oszt meg mindegyik hidrogénnel,
és ettől stabilizálódik,
hasonlóvá válik a neonatomhoz.
A kovalens kötés azonban
csak egyenlő elektronegativitás esetén
jelent valódi osztozkodást,
xx
és még ezt is befolyásolhatja mindaz,
ami a molekula más részeiben végbemegy.
De az előbbihez hasonló helyzetben,
például oxigén és hidrogén esetén
az elektronegativitás különbözik.
Az oxigénatom erősebben ragaszkodik az elektronokhoz, mint a hidrogén.
Így ezek az elektronok egyenlőtlenül oszlanak meg
az atomok között.
Ide rajzoltam
a vegyértékelektronokat pontok formájában.
De mint tudjuk, az elektronok
inkább felhő formájában
veszik körül az atommagot
a molekulát alkotó atomokban.
Az ilyen típusú kovalens kötésben
a két elektron, amit ezt a kötést alkotja
az idő nagyobb részében van az oxigénatom körül
mint a hidrogénatom körül,
és ez a két elektron is
az idő nagyobb részében van az oxigénatom körül
mint a hidrogénatom körül.
Ezt az okozza, hogy az oxigénnek nagyobb az elektonegativitása.
Mindjárt beszélünk a trendekről is.
Ez egy igen lényeges tényező,
különösen a később sorra kerülő szerves kémiában.
Mint tudjuk,
az oxigén elektronegativitása nagyobb,
így az elektronok több időt töltenek
az oxigén körül, mint a hidrogén körül.
Így részleges negatív töltés alakul ki ezen az oldalon,
és részleges pozitív töltések alakulnak ki itt, a másik oldalon,
ami a vízmolekula számos tulajdonságát meghatározza,
amiről bővebben beszélünk a későbbi videókban.
A szerves kémia tanulásakor szintén
sokféle lehetséges reakció eredményét
meg lehet jósolni,
emellett sok lehetséges molekula keletkezése
megjósolható az elektronegativitás alapján.
Különösen akkor, amikor
oxidációs számokkal és hasonlókkal foglalkozunk
sokat segít az elektronegativitás ismerete.
Most, hogy tudjuk, mi az elektronegativitás,
gondolkodjunk el azon,
hogy a végighaladva
egy perióduson,
az első csoporttól
xx
végig a halogénekig,
egészen eddig a sárga oszlopig,
vajon milyen szabályszerűséget
követ az elektronegativitás?
Ismét tehetünk úgy,
hogy a szélsőségeket figyeljük meg.
Vegyük a nátriumot és a klórt.
Most bátran állítsd meg a videót,
és gondold végig ezt a kérdést.
Remélem, hogy megpróbáltad.
Bizonyos tekintetben ez ugyanaz,
vagy hasonló, mint az ionizációs energia.
Valahogy úgy, hogy a nátriumatomnak csak egy elektronja van
a legkülső héján.
Nehéz volna ezt a héjat teljesen betölteni,
ezért sokkal könnyebben elérheti a stabil állapotot
azzal, hogy leadja a meglévő elektronját,
és így a neonhoz hasonló stabil elektronkonfigurációt alakít ki.
Tehát nagyon szeretne leadni egy elektront.
Ahogyan az ionizációs energiáról szóló videóban láttuk,
ezért alacsony az ionizációs energiája.
Gáz állapotban nem sok energia kell ahhoz,
hogy a nátriumatomból eltávolítsunk egy elektront.
A klór épp az ellenkező eset.
Csak egyetlen elektron hiányzik a teljes héj kiépüléséhez.
Az elektronleadás az utolsó dolog, amire hajlandó volna.
Nagyon, nagyon szeretne egy elektront,
hogy elérje az argon elektronszerkezetét,
ezzel betöltve a harmadik héját.
Az elv tehát az, hogy a nátriumatom nem bánná,
ha leadna egy elektront,
míg a klóratom nagyon is szeretne egyet.
A klóratom tehát jobban ragaszkodik az elektronokhoz,
a nátriumatom viszont nem túságosan.
Meg is van a szabályszerűség.
Balról jobb felé haladva
az elektronegativitás – ezt ideírom –
az elektronegativitás növekszik.
Nagyobb lesz az elektronegativitás
jobb felé haladva.
Mit gondolsz, vajon mi a trend
egy csoportban lefelé haladva?
xx
Mondok egy ötletet.
Emlékezz vissza az atomsugarakra,
majd állítsd meg a videót,
és próbáld kitalálni a trendet.
Vajon nő vagy csökken az elektronegativitás
lefelé haladva?
Remélem, hogy most is megpróbáltad.
A videóból tudjuk, hogy az atomsugarak
egyre nagyobbak és nagyobbak,
amint újabb és újabb pályák épülnek ki.
A céziumnak egyetlen külső elektronja van
a hatodik héjon.
A lítiumnak is egyetlen külső elektronja van.
Az első csoportban mindegyik elem
atomjainak külső héján egyetlen elektron van.
De az 55. elektron
az egyetlen elektron a cézium legkülső héján
sokkal távolabb van az atommagtól,
mint a lítium- vagy hidrogénatom legkülső elektronja.
xx
Ezért jobban érvényesül a külső elektron és az atommag között lévő
többi elektron zavaró hatása,
és távolabb is vannak egymástól,
így könnyebb leszakítani az elektront.
A cézium tehát nagyon hajlamos
elektront leadni.
Sokkal könnyebben ad le elektront, mint a hidrogén.
Egy csoportban lefelé haladva tehát
az elektronegativitás egyre csökken.
Ennek alapján vajon
mely atomok elektronegativitása
a legnagyobb?
Nos, ezek azok az atomok
amelyek a periódusos rendszer jobb felső sarkában találhatók,
ezek, itt.
Ezeknek az elektronegativitása a legnagyobb.
A nemesgázokkal nem sokat foglalkozunk,
mert ezek nem igazán reakcióképesek,
és kovalens kötést sem létesítenek,
mivel éppen megfelelő állapotban vannak.
Ezek az elemek viszont
szoktak kovalens kötést kialakítani,
és ilyenkor nagyon ragaszkodnak az elektronokhoz.
Melyek vajon a legkisebb elektronegativitású atomok,
amelyeket néha elektropozitívnak is neveznek?
Nos, ezek a bal alsó sarokban vannak.
Ezeknek itt mindössze,
ahogyan a céziumnak is,
csak egyetlen elektronjuk van, amelyet leadhatnak.
Ezzel stabil állapotba jutnak, ami például a xenonhoz hasonló...............
A második csoport elemeinek
két elektront is le kellhet adni,
de sokkal könnyebb leadni két elektront,
mint egy csomót felvenni.
Ezek nagy méretű atomok,
így a külső elektronjaikat
kevésbé vonzza a pozitív atommag.
A periódusos rendszerben tehát
a bal alsó saroktól
a jobb felső felé haladva
egyre nő az elektronegativitás.