Elektronegativitás

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, ahogy a külső héján látható, 1, 2, 3, 4, 5, 6 vegyértékelektronja. Belátható, hogy a hidrogén szívesen tenne úgy, mintha volna még egy elektronja, így olyan elektronkonfigurációja lenne, amelyben 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 a hidrogént. 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, elektront oszt meg mindkét 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 elektronegativitásuk nem ugyanakkora. 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 kötésként felrajzolt két elektron 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 tendenciákról is. Ez 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 részletsebben beszélünk majd 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 csinálhatjuk úgy, hogy a szélsőségekkel foglalkozunk. Vegyük a nátriumot és a klórt. Javaslom, hogy állítsd meg a videót, és gondold végig ezt a kérdést. Remélem, hogy megpróbáltad. Bizonyos tekintetben ez ugyanolyan, vagy hasonló, mint az ionizációs energia. A nátriumatomnak csak egy elektronja van a külső héján. Nehéz volna ezt a héjat teljesen betölteni, ezért sokkal könnyebben elérheti a stabil állapotot azzal, hogy meglévő elektronját adja le, és így a neonhoz hasonló stabil elektronkonfigurációt alakít ki. Tehát nagyon szeretne leadni egy elektront. Ahogyan az ionizációs energiáról szóló videóban láttuk, ezért kicsi az ionizációs energiája. Gázállapotban 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 nagyon nem. Megvan a tendencia. Balról jobb felé haladva az elektronegativitás – ezt ideírom – az elektronegativitás növekszik. Nagyobb lesz az elektronegativitás jobb felé haladva. Mit gondolsz, vajon mi a tendencia egy csoportban lefelé haladva? Mondok egy ötletet. Emlékezz vissza az atomsugarakra. Állítsd meg a videót, és gondolkodj el azon mi lehet a szabály? Vajon nő vagy csökken az elektronegativitás lefelé haladva? Remélem, hogy most is megpróbáltad. Az atomsugarakról szóló videóból tudjuk, hogy az atomok egyre nagyobbak és nagyobbak, amint újabb és újabb pályák épülnek ki. A céziumnak egyetlen elektronja van a külső, 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 külső héján sokkal távolabb van az atommagtól, mint a lítium- vagy hidrogénatom külső 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 adott 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 kerülnek, hasonlóvá válnak például a xenonhoz. A második csoport elemeinek két elektront is le kell 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.