Elektronegativitás | Kémia | Khan Academy magyar

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.

Azt mutatja meg, mennyire erősen
vagy mennyire gyengén

ragaszkodik a kovalens kötést alkotó
elektronokhoz.

Mit értünk itt ragaszkodáson?

Hadd írjam ezt ide,

Mennyire „ragaszkodik”

Ez persze nem egy szakszerű definíció,

„ragaszkodik” az elektronokhoz,

hogy többet legyenek hozzá közel,

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 szorosan összefüggenek egymással.

Próbáljuk meg körülírni az elektronegativitást

egy kicsit kézzelfoghatóbb módon.

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.

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 kötésben

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”.

Elektronokat kap,

elektronokat oszt meg
mindegyik hidrogénnel,

és ezzel stabilizálódik,

hasonlóvá válik a neonatomhoz.

A kovalens kötés azonban

csak egyenlő elektronegativitás esetén

jelent valódi osztozkodást,

és még ezt is befolyásolhatja mindaz,

ami a molekula más részeiben történik.

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 fogalom,

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,

és sok lehetséges molekula keletkezése is

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 végighaladva

egy perióduson,

az első csoporttól kezdve

egészen 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.

Állítsd meg a videót,

és gondold végig ezt a kérdést.

Remélem, hogy megpróbáltad.

Bizonyos tekintetben ez ugyanaz,

vagy hasonló, mint az ionizációs energia.

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 egy elektron kellene
a héj telítéséhez.

Semmiképpen nem szeretne
elektront leadni.

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.

Megvan a trend.

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?

Mondok egy ötletet.

Emlékezz vissza az atomsugarakra,

Állítsd meg a videót,

és találd ki 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 elektronja van

a legkülső, 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.

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 nem igazán reakcióképesek,

és kovalens kötést sem létesítenek,

elvannak stabil állapotukban.

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.