Ha ezt az üzenetet látod, az annak a jele, hogy külső anyagok nem töltődnek be hibátlanul a honlapunkra.

If you're behind a web filter, please make sure that the domains *.kastatic.org and *.kasandbox.org are unblocked.

Fő tartalom

Az atomok periodikusan változó tulajdonságai és a Coulomb-törvény

Az atomok periodikusan változó tulajdonságai (pl. az elektronegativitás, elektronaffinitás, atom- és ionsugár, valamint az ionizációs energia) a Coulomb-törvény alapján értelmezhetők, amely az Fₑ = (qq₂)/r² formában írható fel. Vegyük például az első ionizációs energiát: Coulomb törvénye szerint minél nagyobb a magtöltés értéke (q₁), és minél kisebb az atommag és a legkülső elektron távolsága (r), annál erősebb a vonzás az elektron és az atommag között. Így az elektron eltávolításához több energia szükséges. Készítette: Sal Khan.

Szeretnél részt venni a beszélgetésben?

Még nincs hozzászólás.
Tudsz angolul? Kattints ide, ha meg szeretnéd nézni, milyen beszélgetések folynak a Khan Academy angol nyelvű oldalán.

Videóátirat

Ebben a videóban azzal foglakozunk, hogyan változik a periódusos rendszerben az ionizációs energia, az atom- és ionsugár, az elektronaffinitás és az elektronegativitás. Ehhez először ismerjük meg a kémia és fizika egyik alapvető szabályát, a Coulomb-törvényt. A mi szempontunkból a Coulomb-törvény azt mondja ki, hogy annak az erőnek a nagysága, amely két töltött részecske között lép fel, arányos (ez a jel az arányosságot jelenti) arányos az egyik részecske töltésének és a másik részecske töltésének szorzatával, osztva a két részecske közötti távolság négyzetével. Amikor a periódusos rendszer elemeinek atomjaival kapcsolatban vizsgáljuk, a q1 az effektív pozitív töltés, amelyet egy atommag protonjai képviselnek, A q2 pedig egy elektron töltése. Bármely adott elektronnak ugyanakkora negatív töltése van, de ahhoz, hogy megértsük a periódusos rendszerben tapasztalható trendenciákat, valójában a külső héj elektronjai, a vegyértékelektronok a leglényegesebbek. Ezek az elektronok határozzák meg a reakciókészséget. Így amikor két töltés távolságáról van szó, azon elsősorban az atommag és a külső vegyértékelektronok közötti távolságot értjük. Az effektív töltést (jele Z eff) tekinthetjük úgy, mint azt a különbséget, amely fennáll az atommag töltése, (ez voltaképpen a rendszám, másképpen a protonok száma egy adott elem atomjában) és az úgynevezett S között, ami az árnyékoló hatás mértéke. Többféle összetett modell is létezik, de egy bevezető szintű kémia órán ez közelítőleg úgy tekinthető, mint az atomtörzs elektronjainak száma. Ne feledd, számunkra elsősorban az érdekes, ami a vegyértékelektronokkal történik. Vegyük úgy, hogy itt van egy atommag narancssárgával jelölve, amiben a protonok vannak. Körülötte vannak a vegyértékelektronok. Mondjuk ezek az atomtörzs elektronjai az első héjon. Néhány további törzselektron a második héjon. Mondjuk, hogy a vegyértékelektronok a harmadik héjon találhatók. Tehát vegyük úgy, hogy itt van pár vegyértékelektron, satírozással jelzem ezeket a pályákat. Ezeket a negatív töltésű vegyértékelektronokat vonzza a pozitív töltésű atommag, de ugyanakkor taszítja őket az atomtörzsben lévő összes elektron, amelyek közöttük vannak. Ezért mondhatjuk közelítőleg, hogy az effektív töltés, amely e vegyértékelektronokra hat, az a mag töltése, amelyből kivonjuk – ez csak egy közelítő érték – az atomtörzs elektronjainak a számát. Ha tehát nagyjából így kapjuk meg a Z effektív értékét, mit gondolsz, milyen szabályszerűség szerint változik a periódusos rendszerben? Vajon mekkora effektív töltés jellemző az 1. csoport elemeire? Nos, a hidrogén atomtörzsében nincs elektron, rendszáma pedig 1. 1 mínusz 0, azaz az effektív töltés nagyjából 1. A lítium rendszáma 3, ebből kivonjuk a 2 belső elektront, amely az 1s pályán van, tehát itt is, 3 mínusz 2, az effektív töltés értéke 1. Némi egyszerűsítéssel az 1. csoportban minden elem esetén 1 az effektív töltés értéke. Mi a helyzet a halogénekkel? Mekkora itt az effektív töltés? Lássuk a fluort, amelynek a rendszáma 9, 2 elektronja van az első héján, az effektív töltése tehát 7. A klór esetében ugyanezen okból szintén 7 az effektív töltés. A rendszáma 17, de 10 belső elektronja van. Még tovább haladva jobbra a nemesgázokig jutunk. A hélium effektív töltése 2. A rendszáma 2, mínusz 0 belső elektron. Ám a neon esetében a rendszám 10, amiből csak 2 belső elektron vonható ki. A nemesgázok között lefelé haladva a hélium kivételével az effektív töltésük értéke 8. Az általános trend szerint az effektív töltés értéke a bal oldalon kicsi, tehát az 1. csoportban, majd jobb felé haladva a periódusos rendszerben a Z effektív értéke nagyobb. Egy adott periódusban, azaz egy adott sorban a periódusos rendszerben a külső, azaz a vegyértékelektronok ugyanazon a héjon vannak. Azonban az effektív töltés növekszik balról jobb felé haladva. A q1 értéke tehát növekszik. Hogyan befolyásolja ez az atom méretét? Coulomb törvénye alapján a vonzóerő nagysága ezen ellentétes töltések között egyre erősebb. Így, bár egyre több elektron van az atomokban amint balról jobbra haladunk egy sorban, azaz egy periódusban, az atomok mégis általában egyre kisebbek. Hadd írjam fel. Tehát balról jobbra általában csökken az atomsugár. Mi a helyzet az oszlopokban? Emlékezzünk arra, hogy egy oszlopban, azaz egy csoportban lefelé egyre külsőbb héjak épülnek ki. Ebből következően a sugár nő egy oszlopban, azaz egy csoportban lefelé. Vagyis a csoportban fölfelé haladva a sugár csökken. Tehát a sugár csökken. Mi tehát az általános trend a periódusos rendszerben? A sugár tehát egyre csökken, ahogy felfelé és jobbra haladunk. Ezt egy ilyenforma nyíllal jelölhetjük. A legtöbb mérés szerint valóban az a helyzet, hogy a héliumatom a legkisebb, a semleges héiumatom. A franciumatom pedig a legnagyobb. Vajon tudunk-e mindebből más trendekre is következtetni a periódusos rendszerben? Mi a helyzet például az ionizációs energiával? Emlékeztetőül: az első ionizációs energia a legkisebb energia, amely ahhoz szükséges, hogy egy elektront eltávolítsunk az elem egy semleges atomjából. Mivel a legkisebb energiáról beszélünk, ez az egyik külső elektron lesz, a vegyértékelektronok egyike. Mi állhat ennek a hátterében? Nem meglepő módon az ionizációs energia azokban az esetekben nagy, amikor a Coulomb-erők is nagyok. No és mely esetekben nagyok a Coulomb-erők? Nos, éppen azokban, amikor a nagy effektív töltés kis atomsugárral párosul. A kis sugár nagy Coulomb-erőt eredményez, akárcsak a nagy effektív töltés. Szóval hol találkozunk ilyen esettel? Az atomsugár a jobb felső sarokban a legkisebb, az effektív töltés pedig a jobb szélen a legnagyobb. Így a legnagyobb ionizációs energiákra a jobb felső sarokban lehet számítani. Itt nagy az ionizációs energia. Ez józan ésszel belátható. A nemesgázok nagyon stabilak. Nem szeretnek elektront leadni. Nagyon nagy energia szükséges ahhoz, hogy eltávolítsunk belőlük egy elektront. A fluor vagy a klór esetében oly kevés hiányzik egy héj telítéséhez, hogy eszük ágában sincs elektront elveszíteni. Ismétlem, tehát nagy energia szükséges az elsőként leszakítható elektronjuk eltávolításához. A másik oldalon például a franciumnak egyetlen vegyértékelektronja van. És ez a vegyértékelektron jó messze van az atommagtól. Az effektív töltés kicsi, hiszen a sok-sok proton ellenére is erős a sok belső elektron által okozott árnyékoló hatás. Nem meglepő tehát, hogy nem sok energiába telik eltávolítani az első elektront a franciumatomból. Van egy másik trend, amely bizonyos tekintetben ellentétes az előzővel: az elektronaffinitás. Az ionizációs energia arról az energiáról szól, ami egy elektron eltávolításához kell. Az elektronaffinitás viszont arról, hogy mennyi energia szabadul fel, amikor egy újabb elektront adunk egy elem semleges atomjához. A nagy elektronaffinitású elemek azok, amelyek nagyon szívesen vesznek fel elektronokat. Ezekben bizonyára nagy Coulomb-erőnek kell hatnia az atommag és a külső elektronok között. Ehhez az kell, hogy nagy legyen az effektív Z töltésük, az r sugaruk pedig kicsi. Tehát az előbbihez hasonló trendet tapasztalunk, azzal a különbséggel, hogy a nemesgázok nem hajlamosak sem elektronfelvételre, sem elektronleadásra. Azt viszont biztosan tudjuk, hogy a fluor és a klór stabilabbá válnak, ha elektront vesznek fel. Energia szabadulhat fel. A nagy elektronaffinitás tehát a jobb felső sarokra jellemző, különösen a halogénekre, míg a kicsi elektronaffinitás a bal alsó sarok sajátossága. Van egy kis csavar a kémiai szabályokban. Általában úgy mondják, hogy a fluornak, a klórnak, és a jobb felső sarok azon elemeinek, amelyek nem nemesgázok, nagy az elektronaffinitása. Vagyis energia szabadul fel, amikor a semleges atomjaikhoz hozzáadunk egy újabb elektront. Úgy tűnik, hogy itt a szabály egy kicsit ellentmondásossá válik. Amikor energia szabadul fel, az elektronaffinitás negatív. De általános értelemben, ha valaminek nagy az elektronaffinitása, az azt jelenti, hogy több energia szabadul fel, amikor sikerül szereznie egy elektront. Egy másik fogalom, amely kapcsolódik az elektronaffinitáshoz, az elektronegativitás. A kettő közötti különbség pedig néha zavaros. Az elektronegativitás abban az állapotban értelmezheő, amikor az atom elektronpárt oszt meg egy másik atommal. Mennyivel erősebben vonzza magához ezt az elektronpárt, mint a másik atom? Nem meglepő, hogy ez erősen összefügg az elektronaffinitással. Azok az atomok, amelyek energiát szabadítanak fel az ionizációjuk során, amikor elektront vesznek fel, amikor kötésben vesznek részt, és megosztanak egy elektronpárt, erősebben ragaszkodnak ezekhez az elektronokhoz. Az elektronaffinitás könnyebben mérhető. Ténylegesen kiderül, hogy ezen elemek esetén gázállapotban az elektronfelvételt mekkora energiafelszabadulás kíséri. Ezt rendszerint kJ/mol értékben adjuk meg a kérdéses atomra vonatkoztatva. Az elektronegativitás mértéke nem határozható meg ennyire világosan, de haszonnal alkalmazható a későbbi videókban tárgyalt esetekben, amikor a közös elektronpáron osztozó atomokkal foglalkozunk, és azzal, hogy az elektronok hol töltenek el több időt. Ezzel most befejezem. A Coulomb-erőkkel kezdtük, és meg tudtunk jósolni egy csomó trendet, pusztán a Coulomb-törvény és a periódusos rendszer ismeretében.