Tip:
Highlight text to annotate it
X
Eelmises videos rääkisime ionisatsioonienergiast ehk
energiast, mis on vajalik elektroni liigutamiseks.
Nägime perioodilisustabeli üldist trendi, et
kui sa asud all vasakul lähedal
tseesiumile, siis tahab tseesium elektrone ära anda.
See on suur aatom.
Selle on ainult üks elektron kuuendas kihis üle.
Selle võib ära anda, ning siis on sellel
viis täidetud kihti.
Ta tahab seda väga ära anda, järelikult on vaja väga
vähe energiat ioniseerimiseks.
Teises spektrumi pooles aga, vajab heelium
ioniseerimiseks palju energiat.
Ta on väga rõõmus.
Tal on esimene kiht täis.
See on väga väike aatom.
Elektronid on prootonitele väga lähedal.
Nii, et kuloniline jõud on väga tugev.
Järelikult läheb vaja palju energiat selle lisanduva
elektroni eemaldamiseks, ja seda me õppisime.
Üks asi, mida tahan mainida enne teist
tüüpi trendide ja omaduste juurde liikumist
erinevate aatomite seas on mõte teisest ionisatsioonienergiast.
Ma tahan seda teha, kuna mõnikord küsitakse seda
mõnedes keemia eksamites või keemia testides.
See on idee sellest, et ionisatsioonienergia on
energia, mis on vajalik esimese elektroni eemaldamiseks, et liikuda
neutraalsest asendist ühe elektroni eemaldamiseni.
Teine ionisatsioonienergia on energia, mis on vajalik
ülejärgmise elektroni eemaldamiseks.
See on selle pärast huvitav, et mõnikord
küsitakse, et millistel elementidel on väga kõrge teisene
ionisatsioonienergia?`
Kiusatus oleks ilmselt öelda, et järelduvalt kõrgest ionisatsioonienergiast
on ka teisene ionisatsioonienergia kõrge.
See võib olla tõsi.
Näiteks neoonil on väga kõrge ionisatsioonienergia.
See tahab hoida seda 10ndat elektroni, kuna see täidab ära
teise kihi.
Ning kui sa suudaksid isegi selle
elektroni eemaldada, eemaldada üheksanda elektroni, kui nüüd
selle elektronvalem näeb välja nagu flooril,
on see ikka väga raske.
Nii, et ütleksid, et teisene ionisatsioonienergia
on ikka väga kõrge.
Aga kui sa mõtled selle peale, siis elemendid kõige kõrgema
teisese ionisatsioonienergiatega on mõned
elemendid kõige väiksema ionisatsioonienergiaga.
Nii, et mõtle selle peale.
See võib olla veidi segadusse ajav.
Liitium näiteks.
Väga madal ionisatsioonienergia.
Sellel on üks elektron ekstra.
See tahab seda ära anda.
Aga kui ta selle ära annab, siis on ta väga stabiilses
olekus. Siis selle elektron-
valem näeb välja nagu heeliumil.
Teise elektroni eemaldamine on
väga-väga raske.
Liitiumil on siis väga kõrge teisene ionisatsioonienergia.
Võid vastamisi sattuda sellise küsimusega nagu,
millistel neist elementidest on kõige suurem vahe
ionisatsioonienergia ja teisese ionisatsiooni-
energia vahel, seal, kus nende teisene ionisatsioonienergia on
kõrgem kui ionisatsioonienergia.
Ning liitiumi, või millegi esimesest grupist, kohta oleks see tõsi
, kuna kui sa eemaldad esimese elektroni muutub selle elektron-
valem väga stabiilseks, järelikult eemaldada
seda teist on väga raske.
Siin tabelis on ka see näha.
Need on muidugi esimesed ionisatsioonienergiad.
Aga ütleme, liitiumi puhul, et sa eemaldad
selel elektroni.
See oli väga kere.
Sul oli ainult vaja viite elektronvolti, et seda teha.
Aga siis näeks valem välja nagu heeliumil.
Järelikult teisene ionisatsioonienergia näeb välja nagu
heeliumi esimene ionisatsioonienergia.
Igatahes, ma ei taha teid väga segadusse ajada.
Aga see on huvitav fakt, mis võib kohati
ette tulla.
Veel üks omadus, mis mitmeti, minu peas, on seotud
elektronegatiivsusega.
Selle mõistega tuli välja Linus Pauling.
Ta tuleb mulle alati meelde.
Ta oli kuulus keemik. Mida ma alati mäletan on see,
et ta oli kuulus, kuna arvas, et C-vitamiin oli
elamise võti.
Ta võttis suurtes kogustes C-vitamiini.
Peaks selle uuesti üle vaatama.
Aga ma ei taha Linus Paulingi kohta valesid levitada.
Aga ma mäletan, et lugesin seda keskkoolis.
Igastahes, tema tuli välja ideega elektronegatiivsusest.
Selle mõte on see, et kui kaks aatomit moodustavad kovalentsed sidemed --
ma pole sulle veel õpetanud, mis kovalentne side on,
plaanisin seda teha paari video pärast --
aga kovalentne side märgib aatomeid, mis
jagavad elektrone.
Las ma märgin selle ära.
Kui sulle on antud hapnik, hapnik näeb umbes selline välja.
Võin selle nii joonistada.
Hapniku võin ka nii joonistada, kuna hakkan
neid ekstra elektrone sidumiseks kasutama.
Kui võtad hapniku nii ja lisad selle kahele
vesinikule -- vesinikul on kaks elektroni --
mis siis juhtub?
Sa ei pruugi veel seda teada, kui sa pole näinud kovalentset sidet.
Aga aatomid tegelikult jagavad elektrone.
See on hapnik, selle paned keskele.
Sul on need, siin.
Las ma joonistan selle nii.
Elektronid hapnikult märgin roheliselt.
Ning siis vesinik, selle märgin oranžilt.
Neid vesinikke on meil kaks.
Üks vesinik läheb siia.
Ja teine vesinik läheb siia.
Mis nüüd siis juhtus?
Kui see vesinik saab teeselda, et need mõlemad
elektronid, see peab jagama seda rohelist
siin hapnikuga.
Kokkulepe on, et hei, mina jagan rohelist ning sina
laenad seda rohelist, ja ma laenan sulle oranži,
nii, et mõlemad saame stabiilse
valemi.
Vesinik tunneb ennast hästi, kuna s-kiht
on täiesti täidetud.
Hapnik tunneb ennast väga hästi, kuna ta valents-
kiht on täiesti täidetud kaheksa elektroniga, millest
kaks on laenatud.
Ta tunneb ennast väga hästi.
See on kovalentne side, kus
aatomid jagavad elektrone.
Mõnikord joonistatakse seda nii.
Hapnik.
Need on ekstra paarid hapniku elektrone.
*** joonistavad joone lihtsalt nii.
See joon ütleb kindalt, et vaata, seal on
kaks aatomit mõlemas otsas.
Seal on hapniku elektron.
Ja siis on sul seal vesiniku elektron.
*** on jagatud.
Need kaks asja tähendavad sama.
Aga see joon tähendab lihtsalt kovalentset sidet.
Kogu mõte kovalentsetest sidemetest enneaegsel rääkimisel
on see, et ma saaks puudutada
elektronegatiivsust.
See idee, millega Linus Pauling välja tuli on,
et nendes kovalentsetes sidemetes pole jagamine võrdne.
Mõned aatomid ahnivad
elektrone veidi rohkem.
Siin kohal on selleks hapnik.
Me õppisime hapniku kohta mõndagi.
Hapnik on kaugel siin.
Sellele meeldib elektrone endale kahmata.
Sellel on väga kõrge ionisatsioonienergia.
Sellel on ainult kaks puudu sellest, et oleks elektronvalem
sarnane neoonile ja väga-väga rõõmus.
Hapnik armastab elektrone.
Vesinik on natuke siin või seal.
Kui see saaks elektroni juurde, siis oleks
sellel stabiilne 1s orbitaal.
Või see võib elektroni kaotada ning see lihtsalt
muutub positiivseks iooniks.
See võib mõlemat pidi minna.
See, mis juhtub on mitmeti mõistetav
olenevalt elektronidest.
Aga hapnik tõesti tahab neid elektrone selleks,
et muutuda täielikuks.
Nii, et selles suhtes hapniku ja vesiniku vahel
on hapnik rohkem elektronegatiivne.
See on rohkem elektronegatiivne, mis tähendab, et see ahnib
elektrone veidi rohkem.
Nii, et kui sa joonistaksid selle suhte, võiks see
välja näha -- kui sa joonistaksid selle sideme.
See kõik on abstraktne.
Võib-olla joonistaksid natuke
tugevamini sellel poolel.
See pole tegelikult üldse tava aga ma mõtlesin
selle just välja.
Või kui sa joonistaksid vesiniku ja hapniku osa sellest,
veedaks elektronid võib-olla enamuse oma aja
ümber-- see on normaaljaotus -- ja vähem aega
ümber vesiniku.
Ja see oleks tõsi teise vesiniku kohta.
*** veedavad vähem oma ajast vesiniku ümber ja palju
rohkem ajast hapniku ümber.
Elektronegatiivsuse kontsept on see, et üks aatom hakkab
elektrone rohkem endale ahnima kui sa moodustad kovalentse sideme.
Kui me tahaks välja mõelda elektronegatiivsuse trendi
perioodilisustabelis, mis sa arvad, et siis juhtub?
Millised elemendid ilmselt ahnivad endale elektrone?
Need, mis armastavad elektrone.
Need, millelt on raske
elektrone ära võtta.
Need, mis on väga lähedal tervele kaheksale
valentselektronile väliskihil.
Kõige elektronegatiivsemad aatomid
on siin.
*** on halogeenid, eriti
floor, kuna väiksemad tahavad elektrone
isegi rohkem, kuna *** on väikesed aatomid.
Elektronid on tuumale lähemal.
Põhjus, miks ma ei räägi väärisgaasidest
on, kuna *** ei moodusta kovalentseid sidemeid.
*** on alati rõõmsad.
*** on kõik inertgaasid.
Inertne tähendab, et *** ei tee midagi.
Sarnane sõna on inertsus.
Inertsus tähendab kalduvust jääda puhkama, mitte midagi
teha, või jääda liikuma, aga sellest me
eriti ei räägi.
Aga need on inertsed.
*** ei tee midagi.
Need reageerivad.
*** moodustavad kovalentseid sidemeid.
JA kui *** moodustavad kovalentseid sidemeid, siis *** ahnivad elektrone.
Sama moodi kui need moodustavad kovalentseid sidemeid
, siis *** mõtlevad, et sa võid elektronid endale võtta. Ma
ei vaja neid.
Ma olen ilma nendeta rõõmsam.
Tegelikult, mõned neist tahavad lihtsalt
elektroni ära anda.
*** ei moodusta isegi kovalentset sidet.
Seda kutsutakse iooniline side.
Sellest räägime järgmises videos.
Aga nagu sa näed trend on sama, mis
ionisatsioonienergial.
Need siin, palju energiat on vaja
elektroni eemaldamiseks.
See on selle pärast, et *** armastavad elektrone.
*** on väga elektronegatiivsed.
*** ahnivad elektrone kovalentses sidemes.
Need siin, väga madal ionisatsioonienergia.
Väga kerge on neilt elektroni ära võtta.
Seepärast on neil väga madal elektronegatiivsus.
Väga ebatõenäoline on, et *** ahnivad elektroni sidemes endale.
Nüüd, teine trend, millest inimesed mõnikord räägivad on
elementide metalliline iseloom.
On palju asju, minu peas, mida
ma kujutan, et kui keegi räägib metallilisest iseloomust,
ma kujutan ette, et see peaks juhtima elektrit, see peaks olema
läikiv, see peaks olema sepistatav.
Ma saan seda painutada ilma selleta, et see murduks.
Nii kujutan ma ette metallilist iseloomu.
Aga kui inimesed räägivad sellest keemias,
räägivad *** tegelikult valmidusest
elektronide ära andmiseks.
See on metalliline iseloom.
Ja see on tähtis.
Kui sa räägid millestki, mis juhib
elektrit või on sepistatav või on murdu elektrone
, mis on vabad aatomite jaoks.
Aga sama trend.
Millised aatomid tõenäoliselt annavad elektrone ära?
Vasakul all, eks?
Kui sa liigud alla, muutub aatom suuremaks, järelikult elektronid
on kaugemal tuumast.
Nii, et kuloniline jõud on nõrgem, need elektronid
on nõrgemini seotud.
Ja kui sul on ainult üks elektron üle või kaks
elektroni üle väliskihil, mõtled sa
lihtsalt, et las ma saan neist lahti, siis on mul
terviklik väliskiht.
Nemad tahavad elektrone ära anda.
Järelikult on neil metalliline iseloom.
Nemad tahavad elektrone hoida.
Ja *** tahavad veel juurde.
Järelikult on neild madal metalliline iseloom.
Tegelikult on need täiesti mittemetallilised igast küljest.
Kui sa ütleksid, et grupis sees trend -- ma mõtlen
tegin diagonaali aga see on üldiselt tõsi -- on see, et
mida rohkem alla sa lähed, aatomi suurus
suureneb ja väliskihi elektronid
on tuumast kaugemal.
Elektroni jõud on nõrgem -- kuloniline
jõud on nõrgem.
On tõenäolisem elektrone ära anda.
Metalliline iseloom suureneb alla liikudes.
Metalliline iseloom suureneb kui sa
liigud vasakule, kuna kui sul on ainult paar elektroni
väliskihis, siis tahad sa neid ära anda.
Nii, et metalliline iseloom läheb vastassuunas.
See liigub nii.
Aga samal põhjusel.
*** armastavad elektrone ahnitseda.
*** armastavad neid ära anda.
Õigus?
Nii, et ionisatsioonienergia suureneb paremale ülesse.
Elektronegatiivsus suureneb paremale ülesse.
Metalliline iseloom suureneb vasakule alla.
Viimases trendis rääkisim aatomi raadiusest.
On palju erinevaid viise seda mõõta.
Pole ühte kindalt head viisi, kuna me juba
rääkisime sellest, aatomil pole kindlat raadiust.
Elektron võib peaaegu ükskõik, kuhu minna.
Sa võiks lihtsalt märkida kindla piiri.
Ok, 90% võimalus elektroni leida.
See on aatomi sfäär.
Võiksid öelda, OK, see aatom loob seoseid teiste aatomitega
, mis on pool vahemaast kahe tuuma vahel.
Õigus?
Kui sa teed sellise sideme.
See on vahemaa kahe tuuma vahel ja siis sa
saad öelda, et aatomi raadius on see.
Seal on palju viise.
Aga arvan, et said mõttele pihta.
See on lihtsalt aatomi suurus.
Võid juba ette kujutada, et alla minnes ükskõik, mis
grupis, aatomi suurus suureneb.
Lisad juurde rohkem ja rohkem energia tasemeid,
rohkem ja rohkem kihte.
Aatom muutub aina suuremaks.
Tegelikult, oleme kasutanud argumendina, miks sa
alla liigud, ionisatsioonienergia väheneb või
elektronegatiivsus väheneb.
Aatomid muutuvad suuremaks alla liikudes.
Üks asi, mis võib olla veidi raskelt tajutav on see,
mis juhtub paremale minnes?
Sa lisad elektrone vasakule minnes aga sa
lisad neid samasse kihti, õigus?
Nii, et kui see on tuum, siin, ja sa oled
mõnes kihis, mõnes orbitaalkihis.
Siis ilmselgelt, *** pole kõik sfäärid.
Ütleme, et oled orbitaalkihis.
Perioodis paremal liikudes lisad
sa elektrone juurde.
Õigus?
See on täielik ülelihtsustamine.
Paremale minnes on sul
rohkem prootoneid tuumas.
See muutub aina rohkem positiivselt laetuks.
Neid elektrone tõmmatakse rohkem sisse.
Neid tõmmatakse sisse.
Paremale liikudes
perioodilisustabelis, suurus väheneb.
Siis ütled sa, et, OK, aga, mis siis kui sa
lähed järgmisesse perioodi?
Sealt saad prootoneid juurde.
Kas see ei vähene?
Sina oled.
Aga samal ajal, lisad sa elektrone
uues kihis, mis on neist kaugemal.
See muutub suuremaks kui sa lähed uude perioodi.
Elektroni suurus, kui sa lähed alla, on suur.
Kui sa lähed vasakule, muutud suuremaks.
Elektroni suurus läheb vasakult paremalt ülesse vasakule.
Kuigi üldiselt, asjad, mis on madalamas
perioodis on suurem suurus kui enamustel asjadel kõrgemas
perioodi, vaatamata sellele, mis grupis *** on.
Üldises trendis grupi sees, mida kõrgem number,
seda suurem aatom.
Perioodi siis, mida rohkem prootoneid sul on ,
seda väiksem aatom.
Igatahes, loodan, et see oli sulle huvitav.
Järgmistes videodes alustame sidumisest.