Waar ik het in deze video over wil hebben
is het begrip elektronegativiteit.
Elektronegativiteit.
En het zeer verwante begrip
van elektronenaffiniteit.
Ze zijn zo verwant dat in het algemeen,
als iets een hoge elektronegativiteit heeft,
het ook een hoge elektronenaffiniteit heeft.
Maar wat houdt het in?
Elektronenaffiniteit is de mate waarin het atoom
elektronen aantrekt. Hoe graag houdt het van elektronen?
Wil het misschien meer elektronen?
Elektronegativiteit is iets specifieker.
Dat is, wanneer het atoom deel uitmaakt van een covalente binding,
als het elektronen deelt met een ander atoom,
hoe graag eist het
de elektronen op in de covalente binding?
Wat bedoel ik met elektronen opeisen?
Ik schrijf het hier op.
"Hoe erg eist het op"
En dit is natuurlijk een informele definitie,
opeisen, de elektronen voor zichzelf houden,
meer tijd bij hen doorbrengen
dan de andere partij in de covalente binding.
En dit is hoe erg ze houden van elektronen
of hoeveel affiniteit ze hebben naar elektronen.
Dus hoe graag ze elektronen willen.
Je kan zien dat dit erg
verwante begrippen zijn.
Dit is in de context van een covalente binding,
hoeveel elektronenaffiniteit is er?
Je moet je dit iets breder voorstellen,
maar deze twee begrippen gaan hand in hand samen.
En door alleen
elektronegativiteit te nemen, maakt het het iets tastbaarder.
Laten we één van de beroemdste
set van covalente bindingen nemen,
en dat is degene in een watermolecuul.
Water is zoals je weet H₂O.
Je hebt een zuurstof atoom,
en twee waterstof atomen.
Elk waterstofatoom heeft één valentie-elektron.
Zuurstof heeft in zijn buitenste schil,
één, twee, drie, vier, vijf, zes valentie-elektronen.
Je kan je voorstellen dat waterstof gelukkig zou worden
als het kon doen alsof het nog een
elektron zou hebben. Dan heeft het in zijn elektronenconfiguratie
een stabiele, eerste schil dat maar twee elektronen nodig heeft.
De overige schillen vereisen acht elektronen.
Waterstof voelt zich dan net zo stabiel als helium
als het nog een andere elektron zou krijgen.
En zuurstof voelt zich net zo stabiel als neon
als het nog twee elektronen zou krijgen.
En dat is wat gebeurt als ze elkaars elektronen delen.
Deze elektron kan gedeeld worden samen met
dit elektron voor deze waterstof.
Zodat het voor waterstof net is alsof het
beide heeft en het wordt stabieler.
Het stabiliseert de buitenste schil.
en het stabiliseert het waterstof atoom.
Op dezelfde manier kan dat elektron
gedeeld worden met waterstof.
Het waterstof voelt zich meer als helium.
Dit zuurstof voelt zich als neon.
Voor wat hoort wat.
Het krijgt iets in ruil voor iets anders.
Het krijgt een elektron,
en het deelt een elektron met elk van deze waterstof.
Dit stabiliseert het zuurstof
gelijk aan neon.
Maar als je deze covalente bindingen bekijkt,
alleen in het geval waarin ze even
elektronegatief zijn heb je het geval
waarbij ze eerlijk samen delen.
Maar zelfs dan, maakt het uit wat er gebeurt
in de rest van het molecuul.
Maar in dit geval,
waarbij je zuurstof en waterstof hebt,
hebben ze niet dezelfde elektronegativiteit.
Zuurstof eist meer elektronen op dan waterstof.
En daarom gaan deze elektronen geen
gelijke tijd doorbrengen
Hier heb ik het zo getekend,
met deze valentie-elektronen als deze punten.
Maar zoals we weten, bevinden deze elektronen
zich in een wolk
om de kern.
Om de atomen dat de atomen maken.
Daarom, in dit type covalente binding,
brengen de twee elektronen die deze binding voorstellen
meer tijd door rond het zuurstof
dan dat ze doorbrengen om het waterstof.
En deze twee elektronen gaan meer tijd
doorbrengen om zuurstof,
dan dat ze doorbrengen om het waterstof.
Dat kunnen we weten omdat zuurstof elektronegatiever is,
maar daar hebben we het straks over.
Dit is een erg belangrijk concept in de scheikunde,
en zeker als je later organische chemie gaat bestuderen.
Want omdat we weten dat
zuurstof elektronegatiever is,
en de elektronen meer tijd doorbrengen
om zuurstof dan om waterstof,
creëert het een deels negatieve lading aan deze kant.
En een deels positieve lading aan deze kant.
En dat is waarom water zoveel van zijn eigenschappen heeft.
We gaan daar dieper op in in andere video's.
En als je je bezighoudt met organische chemie,
kan je een heleboel reacties die voorkomen
voorspellen,
of de meest waarschijnlijk te vormen moleculen
kunnen worden voorspelt gebaseerd op elektronegativiteit.
Helemaal wanneer je je verdiept
in oxidatie nummers en dat soort dingen.
Dan kan elektronegativiteit je een boel vertellen.
Nu we weten wat elektronegativiteit is,
laten we eens kijken wat er gebeurt,
als we door een periode
in het periodiek systeem heen gaan.
Zeg dat we beginnen in groep een,
en we gaan helemaal door
tot aan de halogenen.
Helemaal hier tot aan de gele kolom.
Wat denk je wat de trend gaat worden
voor de elektronegativiteit?
Nogmaals, een manier om dit voor te stellen
is om in extremen te denken.
Neem bijvoorbeeld natrium en chloor.
Ik zou graag willen dat je de video
pauzeert en er over nadenkt.
Ervan uitgaande dat je het gedaan hebt,
en op een bepaalde manier is het
hetzelfde idee als ionisatie energie.
Iets als natrium heeft een enkel elektron
in zijn buitenste schil.
Het is moeilijk om deze schil compleet te maken.
Om in een stabiele staat te komen is het veel eenvoudiger
om een elektron weg te geven.
Zodat het een stabiele configuratie kan krijgen zoals neon.
Het wil dus graag een elektron weg geven.
We hebben gezien in de vorige video,
dat dit de reden is waarom het een lage ionisatie energie heeft.
Het kost weinig energie in een gasvormige toestand,
om een elektron van natrium te verwijderen.
Maar chloor is het tegenovergestelde.
Het is één elektron verwijderd van een complete schil.
Het laatste wat het wil is een elektron weggeven.
Het wil er juist één verkrijgen. Heel, heel, heel graag.
Zodat het de configuratie van argon kan krijgen.
Met een complete derde schil.
De logica is dat natrium het niet erg vindt
om een elektron weg te geven.
Terwijl chloor heel graag een elektron wil hebben.
Dus chloor is meer geneigd om elektronen op te eisen.
Terwijl het onwaarschijnlijk is dat natrium elektronen op eist.
De trend die je ziet
als je van links naar rechts gaat,
met betrekking tot de elektronegativiteit,
je krijgt een hogere elektronegativiteit.
Meer elektronegativiteit als je
naar rechts gaat.
Wat denk je wat de trend is
als je naar beneden gaat in een groep?
Wat wordt de trend als je naar beneden gaat?
Ik geef een hint.
Denk aan de atoom radius.
Pauzeer de video en bedenk
wat de trend is?
Gaan we meer of minder elektronegativiteit krijgen
als we naar beneden gaan?
Ik ga ervan uit dat je het geprobeerd hebt.
Zoals we weten van de video over atoom radii,
wordt ons atoom groter en groter,
als we meer en meer schillen toevoegen.
Cesium heeft één elektron in zijn buitenste schil,
in de zesde schil.
En lithium heeft één elektron.
Alles hier, alle elementen van groep een,
hebben één elektron in hun buitenste schil.
Maar dit 55ste elektron,
dat ene elektron in de buitenste schil van cesium,
is veel verder weg dan het buitenste elektron
van lithium of waterstof.
En dat is één van de redenen waarom
er meer storing is tussen dat elektron en de kern
door alle andere elektronen ertussen
en ook omdat het verder weg staat.
Het is dus makkelijk om het af te pakken.
Cesium zal dus heel makkelijk
elektronen afgeven.
Veel makkelijker dan waterstof.
Als je dus naar beneden gaat in een groep,
ervaar je minder en minder elektronegativiteit.
Gebaseerd hierop,
wat zal het meest elektronegatieve atoom zijn
van alle atomen?
Dat zullen degene zijn
die rechtsboven staan in het periodiek systeem.
Dat zijn deze helemaal hier.
Deze zullen het meest elektronegatief zijn.
Soms vergeten we de edelgassen
omdat ze helemaal niet reactief zijn,
ze vormen geeneens covalente binding,
omdat ze gelukkig zijn.
Terwijl deze sujetten hier,
soms covalente bindingen willen vormen,
en wanneer ze doen, eisen ze de elektronen op.
Wat zijn de minst electronegatieve elementen?
ook wel elektropositieve genoemd?
Dat zijn degene hier linksonder.
Deze hier hebben maar,
neem het geval van cesium,
ze hebben maar één elektron om weg te geven
en dat zou ze zo stabiel maken als xenon.
Of in het geval van deze elementen uit groep twee
zij zouden er twee moeten weggeven.
Maar het is eenvoudiger er twee weg te geven
dan er een heel stel te krijgen.
En het zijn grote, hele grote atomen.
Dus de buitenste elektronen worden
minder aangetrokken door de positieve kern.
De trend in het periodiek systeem is dus
als je van linksonder,
naar rechtsboven gaat,
dan word je meer en meer elektronegatief.