elektron electron az atomnak az atommag körüli részét alkotó elemi részecske, amely egszerre hullám is. Tömege, energiája és töltése van, szerkezete – hagyományos fizikai értelemben – nincs. Az elektron részecske természetét a Bohr-féle atomelmélet nutatja. Sajátos tulajdonsága az önperdület (spin), hagyományos fizikai hasonlattal nem értelmezhető. Az önperdület mágneses teret hoz létre.

Az atomokban az elektronok az atommag körül találhatók az energiaszintjüknek megfelelő elektronhéjon. Egy-egy elektronhelyen legfeljebb kettő lehet; egy +1/2 és egy -1/2 sajátperdületű (→elektronburok). Az atomban valamely energiaszinten lévő lehetséges elektronok száma meghatározott (→Pauli-elv).

elektrontöltés egy egységnyi negatív töltés. Ehhez viszonyítjuk a töltésmennyiségeket. -1,6 ∙ 10^-19 C (coulomb).

elektrontömeg 0.00055 atomi tömegegység (9,11 x 10^-31 kg).

párosítatlan elektron a külső elektronhélyon (vegyértékhéj) pár nélkül keringő elektron; ez vesz részt a vegykötésben. Az az atom, amelyikben párosítatlan sajátperdületű elektron van, mágnesezhető (paramagnetic); kölcsönhatásban van a mágneses mezővel.

sajátperdület spin, spin angular momentum részecsketulajdonság, testfizikailag nem értelmezhető mozgás. (→sajátperdület)

törzs- és vegyértékelektron A külső elektronhéjon lévő elektronok a vegyértékelektronok (valence electrons), a belsőkön lévők a törzselektronok (core electrons). A törzselektronok, ha a héjak telítettek, részben árnyékolják a vegyértékelektronokat a mag vonzásától. (→vegyértékelektron)

elektronártmány* oxidative stress a szabadgyökök túlzott többlete a sejtben. Következménye: sejtkárosodás. Keletkezhet a szabadgyökök fokozott képződése miatt, de a gyökgátlók (antioxidants) hiányos tevékenységéből eredően is. Pl. az energiatermecsi szuperoxid-dizmutáz vagy a peroxibontacsban a katalázok csökkent működése miatt. (→szabadgyök)

elektronátmenet oxidation-reduction [redox] reaction, oxidoreduction (oxidoredukció, redoxifolyamat, redoxireakció) egy vagy több elektron átadása, átvétele egyetlen vegyfolyamatban; elektronáramlás megy végbe. Az egyik molekula elektront ad le (oxidation) (elektronátadó molekula), a másik elektront vesz fel (reduction) (elektronfelvevő molekula) ; a kettő az elektronátmenet-pár.

Az elektronátadó atomnak pozitív (pozion), az elektronfelvevő negatív (negion) töltésűvé válik. Pl. magnézium és oxigén vegyülésekor magnézium-oxid keletkezik (MgO), amely Mg²⁺ és O^2- ionokból álló ionvegyület. A Mg ad át két elektront (oxidation), amelyet az oxigén felvesz (reduction), majd a keletkezett ionok rácshálózatba rendeződve rögzült ionvegyületet formálnak.

Az elektronáramlással járó biológia folyamatok létezésünk alapjai, a sejtműködéshez szükséges energia ezekkel képződik. A biológiai elektronátmeneti folyamatok rendszerint többlépcsősek, a molekulák változása rendkívül gyors egymásutánban megy végbe, és összetett. Miután az elektron legtöbbször nem önmagában, hanem proton kíséretében, azaz H atom formájában adódik át, ezért általában nincs lényeges töltésváltozás, pl. mikor a glükóz bontásában elektronok H atom formájában adódnak át a NAD-nak, nem lesz a „maradék” szénhidrát töltött.

elektronátmenetség oxidation reduction potential, ORP az elektronleadó/elektronfelvevő képesség mértéke, amelyet voltban (V) adunk meg, és ORP-vel jelölünk. Értéke mindig csak más rendszer elektronátmenetségéhez viszonyítva értelmezhető. Az eletronátmenet egyensúlyáról tájékoztat. A pozitívabb elektronátmenetségű a rendszer ad át elektront a negatívabbnak. Minél pozitívabb a rendszer vagy szer ORP-értéke, annál kifejezettebben ad át elektront. (NAD,

elektronburok electron configuration az elektronok elhelyezkedése az atomban vagy ionban; az elektronhéjak, elektronalhéjak és elektronhelyek rendszere. Ebben helyezkednek el az atom elektronjai. Ez határozza meg az elem vegytulajdonságát és részvételét a kötésekben.

elektronhéj shell az atommagtól az elektron energiaszintje szerinti távolságban lévő energiatartomány*. Az atomban az elektron energiaszintjétől függően csak meghatározott távolságra helyezkedhet el az atommagtól. A kisebb energiájú elektronok közelebb vannak a maghoz. Vagyis minél távolabbi elektronhéjon van az elektron, annál nagyobb az energiája. Az elektron az elektronhéjon belül több helyen is lehet, ezért mondjuk az elektronhéjat energiatartománynak, nem pedig elektronpályának.

Egy atomnak legfeljebb 7 elektronhéja lehet. A magtól távolodva növekszik az elektronhéjak energiatartományának az energiaszintje; a legkülső elektronhéj energiaszintje a legnagyobb. Az elektronhéjakat háromféleképpen jelölhetjük:

▪ Betűkkel: K, L, M, N, O, P, Q; a K van a maghoz legközelebb, a továbbiak a magtól elfelé haladva jelzik az elektronhéjakat.

▪ A főrészecsszámmal (n). A maghoz legközelebbi elektronhéj az 1-es vagy K-héj; főmrészecsszáma n = 1. A következő a 2-es vagy L-héj; főmrészecsszáma n = 2. A 3-as héj az M-héj (n = 3), a 4-es héj az N-héj (n = 4), az 5-ös az O-héj (n = 5), a 6-os a P-héj (n = 6), a 7-es pedig a Q-héj (n = 7).

▪ Egyszerűen számokkal: 1., 2. stb. elektronhéj; az 1. a maghoz legközelebbi.

Az egyes elektronhéjakon lehetséges legtöbb elektron meghatározott; a 2 ∙ n² képlettel fejezhető ki (n a főmértékszám): az 1-es héjon (n = 1) legtöbb két elektron lehet, a 2-es héjon legtöbb nyolc (n = 2 [n² = 4, 2 ∙ 4 = 8]), a 3-as héjon 18 stb.

Mivel minél távolabb van az elektron a magtól, energiája annál nagyobb, ha egy elektron egy külső héjról egy belsőre kerül, energia szabadul fel, és fordítva, belsőn lévő elektron energiát igényel ahhoz, hogy külsőbb héjra kerüljön. A leadott vagy felvett energia egyenlő a két elektronhéj közti energiakülönbséggel. A megfelelő elektronhéjakon tartózkodó elektronok nem sugároznak energiát.

Az atom legkülső elektronhéját vegyértékhéjnak* nevezzük; ezen vannak a vegyértékelektronok. Legfeljebb 8 vegyértékelektron lehet, kivéve a hidrogént és a héliumot, amelyeknek egyetlen elektronhéja van, legfeljebb 2 elektronnal. (→vegyértékelektron)

elektronalhéj subshell az elektronhéjon belüli energiatartomány. Négy elektronalhéj van; ezeket s, p, d, f betűkkel jelöljük, utalva a bennük lévő elektronhely (orbital) formájára, pl. az s (spherical) gömbölyű formájú elektronhely.

Az 1-es elektronhéjnak egyetlen alhéja van (1s), a 2-es elektronhéjnak kettő (2s, 2p), a 3-asnak 3 (3s 3p 3d), a 4-esnek négy (4s 4p 4d 4f) – az alapállapotban lévő atomoknak egy elektronhéjon belül nincs négynél több alhéja. A további alhéjak a gerjesztett atomokban jönnek létre. Az s-alhéjon, bármely energiaszinten legfeljebb két, a p-alhéjon legfeljebb hat, a d alhéjon legfeljebb 10, az f-alhéjon pedig legfeljebb 14 elektron lehet.

elektronhely* atomic orbital, electron orbital az elektronok mozgásának térbeli helye és viselkedése (pl. hullámtulajdonsága) az alhéjakon belül; az elektronburoknak az a része, amelyben az elektronok tartózkodási valószínűsége 0 és 1 között van. Az s-alhéjnak 1 elektronhelye van, a p-alhéjnak három, a d-nek öt, az f-nek pedig 7. Egy elektronhelyen legfeljebb 2 elektron lehet.

Az elektronhelyet a hazai szakirodalomban elektronpályának is mondják. A pálya szó útvonalfélére, valamilyen síkbeli haladás vonalára utal, nem pedig térbeli elhelyezkedésre. Ezért az elektronhely elnevezés kifejezőbb.

Az elektron nem kering úgy a mag körül, miként a Föld a Nap körül. Az atommag és az elektron töltésvonzása hat egymásra; a gyengébb (az utóbbi) felveszi az erősebb (az atommag) irányultságát. Vagyis az elektronok tényleges mozgási helyét az elektron energiája, a mag tényleges vonzásereje és az atom mágnestere szabja meg. Az elektronhely ekként az n, l és az m_l elméletszámokkal jellemezhető. Egy elektronhelyen – a Pauli-elvből adódóan – legfeljebb 2 elektron lehetséges. (→elektron-elméletszámok, Pauli-elv)

Az elektron elhelyezkedése az eletronhelyen belül, hogy hol van, és hol lesz a következő pillanatban, nem mondható meg pontoson – ez a Heisenberg-féle határozatlansági elv. Csupán az elektron helyének valószínűségi eloszlását tudjuk meghatározni.

Az elektron legvalószínűbb helyét a részecselmélet szellemében az elektron állapotfüggvényével határozzák meg; ez az elektronnak a hely szerinti valószínűségi eloszlását fejezi ki. Jele: ψ. Az állapotfüggvényt a Schrödinger-egyenlettel számolják ki.

elektronburok-feltöltődés nem tetszőleges; mindig a kisebb energiájú elektronhéj töltődik fel először. Az elektronhéjon belül a kisebb energiájú alhéj (s-alhély) telítődik elsőként. Az alhéj elektronhelyeinek feltöltődése a Hund-szabály szerinti, azaz az alhéj mindegyik elektronhelyére egy azonos önperdületű elektron kerül, mielőtt bármelyikre is a második elektron helyeződne.

A másik feltöltődési szabály az Aufbau principle, magyarul feltöltődésszabály*, melynek értelmében a p-alhéj feltöltődését követő elektron a következő elektronhéj s-alhéjára kerül, feltöltődik az s-alhéj, és csak azután folytatódik az előző héj d-alhéjának feltöltődése. Hasonló az f-alhéj töltődése is.

Hund-szabály Hund’s Law azt mondja ki, hogy az elektron alhéjának legkisebb energiaállapota (alapállapota) az, amelyben a legtöbb párhuzamos önperdületű elektron van. Pl. a p-alhéjon három elektronhely van. Az első p-alhéjon lévő elektron az első helyre kerül, a második elektron azonos önperdletű és a második helyre, a harmadik szintén azonos önperdületű a harmadik elektronhelyre áll: _↑__ _↑__ _↑__, mert ez a legkisebb energiájú állapot. A negyedik elektron ellentétes önperdületű, és az első hely elektronjának párja lesz: _↑↓__ _↑__ _↑__, mivel négy elektron esetén ez a legkisebb energiaigényű állapot. Stb.

feltöltődésszabály Aufbau principle az alhéjak töltődésére utal: az elemek állékonx állapotában mindig a kisebb energiájú alhély töltődik fel először; az elektronok beépülése a kisebb energiájú alhélyaktól a nagyabb energiájúak irányában halad. Először az első elektronhéj s-alhéja, majd a második elektronhéj s-alhéja után a p-alhéja töltődik. A harmadik elektronhéjban a s-, majd p-alhéj telítődése utáni elektron nem a d-alhéjra, hanem a 4. elektronhéj s-alhéjára kerül; ennek ugyanis valamivel alacsonyabb az energiaszintje, mint a harmadik héj d-alhéjáé. A negyedik héj s-alhélyának feltöltését követő elektron azonban a 3. elektronhéj d-alhéját kezdi tölteni. Az ábra ferde nyílai az elektronhéjak, elektronalhéjak feltöltődési sorrendjét mutatják. (Forrás: LibreTexts/Chemistry)

elektronburok-leírás Az elektronburok leírásánál általában az elektronhéjat és alhéjat adjuk meg, az előbbit számmal, az utóbbit betűvel (1s = az 1-es elektronhéj 0. alhéja). Ehhez hozzátesszük felső kitevőben az adott alhéjon lévő elektronok számát: 1s² [két elektron van a 0. alhéjon]). Pl. a klór (Cl) 17 elektront tartalmaz, ezek eloszlása (electron configuration): 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵– az 1. elektronhéj s-alhéján kettő, a 2. elektronhéj s-alhéján kettő, p-alhéján hat; a 3. elektronhéj s-alhéján kettő, p-alhéján öt.

Egyszerűsíthető a leírás az adott elem elemtáblázati vízszintes szakaszának nyolcadik főcsoportjába tartozó nemesgáz vegyjelének felhasználásával. Ennek a nemesgáznak az elektronszerkezete ugyanis azonos az adott elem elektronleírásának első részével. Pl. a klór elemrendszeri szakaszába a neon tartozik; elektronszerkezete: Ne1s²2s²2p⁶, a klóré: Cl1s²2s²2p⁶3s²3p⁵. A klór dőlten írt része azonos a neon elektronszerkezetével, ezért helyettesíthető a neon vegyjelével: Ne. Ekként a klór leírható a neon vegyjelével, kiegészítve a többlettel: Cl [Ne] 3s²3p⁵.

elektronegativitás az atomnak az a képessége, hogy mennyire vonzza az elektronkötésben lévő elektronpárt.

Coulomb-törvény szerint az elektronegativitás (F, vonzerő) = K× q¹ × q² / r² (az F az erő, a K állandó = 8,99 × 10⁹ N × m² × C^-2; q¹ az egyik, q² a másik részecske töltése, az r (radius) pedig a köztük lévő távolság.

Ez azt jelenti, hogy minél kisebb az atomtörzs (a kötő eletronpár nélküli atom) és minél nagyobb a töltése, annál nagyobb a vonzereje, az elektronegativitása.

Az elektronegativitást más atom elektronegativitásához viszonyítjuk, vagyis viszonyszám, ezért kiterjedéstelen mennyiség. Értéke a Pauling-lépték szerint 0,7–4 között van. A leginkább elektronegatív atom a fluor (F), értéke 4 (3,98), ezt az oxigén követi. A nemesgázok elektronegativitása nem meghatározható, mert az elektronszerkezetük tökéletes. (→Coulomb-törvény, elemtáblázat)

Ha a molekulában lévő két atom egyformán elektronegatív, az elektronok arányosan helyezkednek el az atomok körül, a molekula semleges, nincs töltése (semleges elektronkötés). Ha valamelyik atom erősebben elektronegatív, az elektronpár nagyobb részben helyezkedik el körülötte, a molekulában részlegesen pozitív és részlegesen negatív részek jönnek létre (kétsarkú elektronkötés, dipole moment). (→töltés, vegykötés)

elektronelvonó más atomtól elektront átvevő atom. Ilyenek a nagy elektronvonzó képességű atomok, pl. jellemzően az oxigén. A sejtekben az egyik legjelentősebb elektronfelvevő a NAD⁺. Az oxigénnel végbemenő elektronelvonást a vegyészetben égésnek nevezzük.

elektronelvonó szer* (oxidáló szer) olyan vegyület, amelyik az elektronátmeneti folyamatban elektront vesz fel (elektrontöbbletű lesz); az elektront másik vegyületből vonja el, az elektronhiányossá válik. Erős elektronelvonó szerek az oxigén, ózon, klór, fluor, bróm, hidrogén-peroxid (H₂O₂) stb. Az elektronelvonó szerek fertőtlenítő hatásúak.

elektronfelvétel* reduction atom, molekula vagy ion által egy/több elektron felvétele, aminek következtében elektrontöbbletű atom/ion/molekula keletkezik. Az elektronátvétel az elektronleadás ellentéte, de annak folyománya: valamely atom, molekula vagy ion egy/több leadott elektronjának az átvétele.

elektronfogékonyság* electronaffinity (elektronaffinitás) a semleges atom vagy molekula elektronfelvételénél felszabaduló energiamennyiség – negatív ionképződés. Jóformán csak az elemtáblázat 6–7. főcsoportbeli elemeinek negatív gázionná válására vonatkozik. Ezek az elemek a telítetlen külső elektronhéjukra veszik fel az elektront, negatív ionná válnak, érvényesül az atommag vonzó hatása, és energia szabadul fel. Az energiavesztés miatt az atom alacsonyabb energiaállapotba kerül. Az elektronfogékonyság egysége az 1 mol gázállapotú atom negatív gázionná válásakor felszabaduló energia (pl. Cl = 349 kJ/mol).

Ha a külső elektronhéj telített (pl. nemesgázok), elektronfelvételkor az elektron csak új elektronhéjra kerülhet. Ilyenkor a mag vonzása nem érvényesül, mert a telített héjon lévő elektronok teljesen árnyékolnak. Az új elektronhéj létrehozásához energia kell, vagyis telített elektronhéjú atom elektronfelvételéhez energia szükséges, az atom magasabb energiaállapotba kerül: szerkezete kevésbé állékony.

elektronkötés* covalent bond (egyéb elnevezések: atomkötés, elektronpárkötés, kovalens kötés, homopoláris kötés) a vegyülő atomok egy-egy párosítatlan elektronnal létrejövő kapcsolódása molekulává; közös elektronpárral létrejövő kötés. A közös elektronpár a vegyértékhéjon van, meghatározott irányú: a két atom között helyezkedik el. A közös elektronpárt kötő elektronpárnak nevezzük, szemben az vegyértékhéjon lévő nem kötő elektronpárral, amelynek szabad elektronpár a neve.

Az elektronkötéseket jellemző legfontosabb ismérvek:

■ Kötésszám a kötő elektronpárok száma.

Azt a kötést, amelyben egy elektronpár vesz részt, egyszeres kötésnek hívjuk. Ebben tehát mindkét részt vevő atom egy-egy elektronnal van jelen. A több vegyértékű atom képes több egyszeres kötést létrehozni. Ezek száma (kötésszám) attól függ, hogy hány elektron társulhat a vegyértékhéjon, a kötések kialakulásakor lévő elektronokhoz. A két kötő elektronpárral létrejövő kötést kettős, a három kötő elektronpárral létrejövőt pedig hármas kötésnek nevezzük.

Az elektronkötést a vegyülő atomok szerkezeti képletében az atomok vegyjele közötti vízszintes vonallal jelöljük (C–H). A kettős, illetve a hármas kötéseket két (C=O), illetve három (C º C) vízszintes vonallal jelöljük.

Az atom külső elektronhéján (vegyértékhéjon), vagyis a vegyértékhéjon nem lehet több nyolc elektronnál. Egy atom tehát nem létesíthet több mint négy egyszeres kötést, mivel egy egyszeres elektronkötésben két elektron van. Kívétel a hidrogén és a hélium, mert ezekben legfeljebb 2 elektron lehet vegyértékhéjon.

Ha a vegyértékhéjon nyolc elektron van, az atom telített, ez az állékony állapot, a molekula ennek elérésére törekszik, ezért jönnek létre az elektronkötések. (Ezt nevezzük nyolcas vagy nemesgázszabálynak, oktettszabály)

Egy kötést létesíthet pl. a hidrogén, a klór, kettőt az oxigén, hármat a nitrogén, négyet a szénatom.

■ Kötéstávolság (kötéshossz) az egymással kötésben lévő atomok magjai közötti közepes távolság. Ez jól meghatározott, noha az atomok egymás felé rezegnek. Az elektronkötésben is nagyon jelentős, mert ha az atomok a közepes kötéshossznál közelebb kerülnek egymáshoz, már taszítják egymást; a kötési energia csökken. A szokványos kötési távolság 0.07–0,3 nm (70–300 pm). A kettős kötések távolsága kisebb, mint az egyes kötéseké. Minél nagyobb az atom, annál messzebb vannak a magok egymástól, ezért annál hosszabb a kötéstávolság.

■ Kötési energia két atom közötti kötés képződését vagy felszakítását kísérő energiaváltozás 1 mol molekulában; az előbbi negatív, az utóbbi pozitív előjelű. Értéke: kJ/mol. Pl. H₂ kötésenergiája 438 kJ/mol, a vízzé pedig 463 kJ/mol.

A kötési energia nagysága függ az atomok méretétől (minél nagyobb az atom, annál kisebb a kötési energia, mert hosszabb a kötéstávolság), az atom töltésétől, a kötő elektronpárok számától és az elektronegativitástól, vagyis attól, hogy az atom mennyire vonzza a kötő elektronpárt. (→elektronegativitás) A kettős kötés energiája nagyobb, mint az egyszeres kötésé, de nem kétszer akkora, mert a szigma-kötés energiája nagyobb, mint a pi-kötésé.

■ Kötésszög a kapcsolódó atomok kötései által bezárt szög. Kialakulásában a szabad elektronoknak is jelentős szerepe van. A kötésszög a molekula téralakzatát határozza meg.

Az elektronkötések töltésviszonyai:

Ha a két atommag körül az elektronok eloszlása:

▪ Egyenletes, semleges elektronkötésről (apolar covalent bond, apoláris kovalens kötés) beszélünk: a kötő elektronpárok egyformán helyezkednek el a két atommag erőterében. Ilyen az azonos atomokból álló molekulák (O₂, H₂) között jön létre. Általánosabban: olyan atomok között, amelyeknek az elektronegativitása azonos vagy közel azonos.

▪ Ha nem egyenletes az elektronok eloszlása (különböző atomokból álló molekulák [HCl]), vagyis az elektronpár eltolódik valamelyik atom irányába, résztöltésű elektronkötésről (polar covalent bond, poláris kovalens kötés, polarizált atomkötés) van szó. A résztöltésű elektronkötés tehát két különböző elektronegativitású atom közötti elektronkötés.

Ebben a kötő elektronpárok többet vannak a nagyobb elektronegativitású atom körül, vagyis az eloszlás részpozitív (δ⁺) és résznegatív (δ^-). Kétsarkú molekula (dipólusmolekula) jön létre. Minél nagyobb a különbség az elektronegativitásban, annál kifejezettebb a kétsarkúság, nagyobb a résztöltés. Jellegzetes példa a víz: az oxigén (a molekula közepe) δ^-, a hidrogén (végek) δ⁺.

Az elektronkötések formái:

Kétféle elektronkötést különböztetünk meg: a szigma-kötést (σ-kötés) és a pi-kötést (π-kötés). (→pi-kötés, szigma-kötés)

■ Szigma-kötés (σ-kötés) két atomtörzs közötti egyszeres átfedő kötés; az elektronhéjak a kötés tengelye (a két atommagot összekötő egyenes) mentén fedik egymást, ennek megfelelően a legnagyobb elektronsűrűség a két atom között alakul ki. Az elektronok a tengely körül egybevágóan, ezért szabadon forognak.

Az elektronhéjak átfedése miatt az atomok elektronpályái megváltoznak, molekulapályákká alakulnak. Pl. két hidrogénatom kötődésekor a hidrogénatomok gömb alakú elektronpályái tojásdaddá alakulnak. Az ábrán a fekete pontok jelölik a hidrogénatomok magjait. Jól látható, hogy az elektronfelhő (vörössel jelölve) legnagyobbrészt a két atommag között van; itt a legnagyobb az elektronsűrűség. (Forrás: Wikipédia.) Az ilyen molekulapályát σ-molekulapályának nevezzük.

A szigma-kötés van a legalacsonyabb energiaszinten, ezért minden elektronkötésben van szigma-kötés. Kötési energiája nagyobb, mint a pi-kötésé. Egy elektronkötésben csak egy szigma-kötés lehetséges, így a szigma-kötések száma egyezik a vegység (a központi atomhoz kötődő atomok) számával. (→vegység)

■ Pi-kötés (π-kötés) szigma-kötéssel összekapcsolt két atomhoz, ugyancsak szigma-kötéssel kötődött atomok közt jön létre. Az első szerkezeti képletben két szénatom van szigma-kötéssel kötődve. Mindegyikhez két hidrogén kötődik, ugyancsak szigma-kötéssel. A pi-kötés a hidrogénatomok között jön létre. A képen látható, hogy a pi-kötés merőleges a szénatomok kötéstengelyére (a szénatomokat kapcsoló szigma-kötésre), és hogy a tengely síkjának két oldalán a kötés egybevágó, továbbá, hogy az elektronpályák a sík felett és alatt is átfednek (sötétített terület). (Forrás: Google.) A pi-kötésben tehát két átfedés van az elektronpályákban, szemben a szigma-kötés egyszeres átfedésével. A kötés a p-alhéjak elektronpályái között alakul ki. A második szerkezeti képlet azt mutatja, hogy a pi-kötés miatt a két szénatom közt kettős kötés lesz; az egyik szigma-, a másik pi-kötés.

A szervezetben a hidrogén (H), az oxigén (O), a nitrogén (N), a szén (C), a kén (S) és a foszfor (P) képezi az elektronkötések zömét. Ez a hat elem, meghatározóan az első négy, az élő szervezet tömegének 99%-át adja.

elektronleadás* (elektronvesztés) oxidation (oxidáció) atom, molekula vagy ion egy/több elektronjának leadása; az elektront leadó atom pozitív ionná válik; növekszik az elektronátmenet-száma . Vegyfolyamatban a leadott elektront másik atom, molekula, ion veszi fel; a folyamat csak így mehet végbe, vagyis elektronátmenet formájában. Az atom stb. egyébként az elektront magas hőmérséklet vagy egyéb energiaforrás, pl. foton hatására is leadhatja, és ionná válhat.

biológiai elektronleadás (biológiai elektronvesztés) biological oxidation az szervezetben végbemenő elektronleadás, a sejtek energiaátalakításának folyamatai, pl. →sejtlégzés.

elektronpár az elektronhelyen a párjával mozgó elektron. Azokat az atomokban, amelyekben minden elektron kötött, párban van, nem keletkezik mágnesesség, mivel a két ellentétes mágneses irányultságú elektron a mágnesteret keltő hatást kioltja (diamegnetic).

■ Kötő elektronpár olyan párosított sajátperdületű vegyérték-elektronpár, amelyik két (vagy több) atommag körül helyezkedik el, mindegyik atomtörzs erőterébe tartozik. A kötésben tehát párosítatlan sajátperdületű elektronok vesznek részt, párosított sajátperdületű párt képezve. Kétféleképpen, összeállással (kolligáció) vagy részesedéssel (datív kötés) alakul ki.

• Összeállás* (a vegyértékelektronok összeállása). Az egyik elektron az egyik atomból, a másik elektron a másik atomból származik. Mindkét egyesülő atom vegyértékhéján van egy vagy több különböző önperdületű páratlan elektron, amelyek közül egy-egy a két atomról párt képez úgy, hogy mindkét atommag körül megtalálható.

▪ Részesedés*. A kötőelektronpár az egyik atomról származik, ez helyezkedik el a két atommag körül, tartozik a két atomtörzs erőterébe.

■ Szabad elektronpár a kötésben nem résztvevő vegyérték-elektronpár; nem kötő vagy magányos elektronpárnak is nevezzük.

A képletekben az elektronokat csak akkor jelöljük, ha hangsúlyozni akarjuk őket. Legtöbbször kettősponttal jelölünk: piros kettősponttal a kötő elektronpárt. A képletben a köttőelektronpár a hidrogén és a klór körül is előfordul – a többi csak a klór körül. A vegyértékhéjon a szabad és a kötő elektronok együttes száma nem lehet több nyolcnál. (→vegyképlet)

elektronrészecsszám* electron quantum number az elektron energiáját kifejező számértékek. Négyféle van. Csak egész- vagy félegészszám lehet. Gyakran betűkkel jelöljük.

▪ főrészecsszám*, héjenergia* (principal quantum number, jele: n) az elektronnak az elektronhéj szerinti energiaszintjét jelölő szám. Az elektronhéj száma; a Bohr-féle atomelmélet energiaszintjét jelölő sorszám: n = 1, 2, 3, 4, 5, 6 vagy 7 (nem lehet 0 vagy negatív). Minél nagyobb az elektron n értéke, annál távolabb van az atommagtól – tehát a magtól távolibb elektronok n értéke a nagyobb. Az n = 1 az az energia, amely az elektronnak a H atomból való eltávolításához szükséges; értéke: ~13 eV. Az n = 2, 3… gerjesztett állapot. (→Bohr-féle atomelmélet, elektronburok)

▪ mellékrészecsszám, perdületszám*, alhéjenergia* (angular momentum quantum number; jele: l [az 1-gyel való összetévesztés miatt írható L-lel is]) az elektronalhéjakra vonatkozik, az elektronpálya egybevágóságát írja le. Az l értéke a főrészecsszámtól (n) függ; nem lehet nagyobb, mint n−1 (0, 1, 2, 3… n−1); például ha n = 3, az l lehet 0, 1 vagy 2 (2 = 3−1). Az l értékeit az alhéjak betűivel (s, p, d, f) adjuk meg: az l = 0 az s-alhéjnak, az l = 1 a p-alhéjnak, az l = 2 a d-alhéjnak, az l = 3 pedig az f-alhéjnak felel meg. (→elektronburok)

▪ mágnességi részecsszám* (magnetic quantum number) az elektronhelyeket adja meg az alhéj energiatartományában. Jele: m_l. Értéke a perdületszám (l) függvénye = −l → l. Ha l = 0, az m_l is 0 – ez felel meg a s-alhéj egyetlen elektronhelyének. Ha l = 1, az m_l lehet −1, 0, 1 – megfelel a p-alhéj elektronhelyeinek; ha l = 2, az m₁ lehet −2, −l, 0, 1, 2 (a d-alhéj elektronhelyei); ha l = 3, az m_l, lehet −3, −2, −1, 0, 1, 2, 3 – megfelelően az f-alhéj hét elektronhelyének. (→elektronburok)

▪ sajátperdületszám* (spin quantum number) az elektron sajátperdületi állapotát jelöli. Értéke kétféle: +1/2 (spin up) vagy −1/2 (spin down).

Két elektronnak egy atomban nem lehet ugyanaz a négy részecsszáma, a Pauli-féle kizárási elvből adódóan. Azaz a részecsszámokkal minden egyes elektron leírható.

elektronsági szám* oxidation number, oxidation state (oxidációs állapot, oxidációs szám) azoknak az elektronoknak a száma, melyeket egy atom lead vagy felvesz ahhoz, hogy egy másik atomhoz kötődjék, elektronkötést hozzon létre. Azt fejezi ki, hogy az atom hány elektron leadására, cseréjére vagy felvételére képes az adott molekulában. Pl. a Mg atom elektronátadási száma majdnem mindig +2, mert Mg²⁺ ion formájában két elektront vehet fel a kötés kialakítására; 2 elektron hiánya van. hasonlóan, az O atom elektronátadási száma általában i-2, mert vegyületeiben legtöbbször két elektront adhat le. Az elektronsági számból tehát könnyen felismerhető, hogy az adott atom elektronátadóként vagy elektronfelvevőként vesz részt elektronátadási folyamatban.

Az ion elektronsági száma a töltésszáma. Az elem elektronsági száma = 0. A molekula és az ionvegyület elektronsági száma egyenlő az atomjai, illetve ionjai elektronsági számának összegével, pl. a Mg²⁺ és az O^2- egymással alkotott vegyületében az elektronsági számok összege: +2 és -2 = 0; azaz a vegyület elektronsemleges. Hasonlóan a magnézium-hidroxid (MgOH) ionvegyület esetében: Mg²⁺ (O^2-H⁺)₂ = +2 és -1 kétszer = 0. Az összetett ionok összesített elektronsági száma a töltésszámuk.

elektronvesztés-gátló →gyökfogó

párosítatlan elektron a külső elektronhélyon (vegyértékhéj) pár nélkül keringő elektron; ez vesz részt a vegykötésben. Párosítatlan elektron más elektronhéjon kivételes. Az az atom, amelyikben párosítatlan sajátperdületű elektron van, mágnesezhető (paramagnetic); kölcsönhatásban van a mágneses mezővel.

Az elektron párosítatlanul rendszerint átmenetileg fordul elő (gyök), mert az ilyen atomok hevesen lépnek kölcsönhatásban más atomokkal az elektronpár létrehozására (→szabad gyökök). Rendszerint párosítatlanná válik az elektron a kötések kialakulásakor.

vegyértékelektron valence electron a külső elektronhéjon (vegyértékhéj, valence shell) lévő elektron; ez vesz részt a vegykötésben, mert az atommaghoz legkevésbé rögzített. Mivel az atom legkülső héjának elektronjai közül bármelyik részt vehet a kötésben, a külső elektronhéj elektronjait vegyértékelektronoknak nevezzük; legfeljebb nyolc lehet. Ezek határozzák meg az elemek vegyértékét és vegyi tulajdonságait: kapcsolódási képességét más elemekkel. Szokásosan a legkülső elektronhéjhoz tartozó s- és p-alhéjakon lévő elektronok a vegyértékelektronok. Pl. a foszforban (1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³) öt van (3s² 3p³) – a legkülső elektronhéj a 3-as; az s-alhéjon kettő, a p-alhéjon 3 elektronnal. Telített a vegyértékhéj, ha rajta 8 elektron van; kivéve a hidrogént és a héliumot, amelyben legfeljebb 2 elektron lehet – ez a telítettségi állapot. Azok az elemek, amelyeknek nyolc vegyértékelektronja van (s²p⁶), állékonyak, szerkezetük meglehetősen állandó, atomos állapotban is előfordulnak, vegyfolyamatokban nem vesznek részt; például: nemesgázok. Az atomok, molekulák a telítettségi állapot elérésére lépnek a vegyfolyamatokba.

Hund-szabály Hund’s Law (→elektronburok-feltöltődés)

antioxidant (antioxidáns) →elektronvesztés-gátlók.

oxidálószer →elektronelvonó szer

oxidation →elektronleadás. Az oxidation (oxidáció) kifejezésnek csak nevében van köze az oxigénhez, eredetileg ugyanis azonosították az oxigénfelvétellel. Később a hidrogénnel hozták összefüggésbe: oxidation = hidrogénleadás, amely voltaképpen protonátadás, miközben egy elektron felszabadul. (→hidrogén) A folyamat lényege az elektronleadás; ez bármely vegyi folyamatban végbemehet. Az oxidation elnevezés azonban megmaradt. Egyszerűen és egyértelműen elektronleadásnak nevezzük. (→elektronvesztés)

oxidation number, oxidation state (oxidációs szám) →elektornságiszám

oxidation-reduction (redox reaction, oxidoreduction, oxidoredukció, redoxifolyamat, redoxireakció) →elektronátmenet

oxidation reduction potential, ORP →elektronátmenetség

oxidative phosphorilation elektronleadó foszforilezés (→foszforilezés)

quantum →részecs ■ quantum field theory →részecselmélet ■ quantum mechanics →részecsfizika ■ quantum number →elektronrészecsszám ■ quantum physics →részecsfizika ■ quantum theory →részecselmélet

reduction (redukció) →elektronfelvétel ■ reduction potential elektronfelvevő képesség ■ redukáló szer elektronleadó szer

szabad elektronpár olyan vegyérték-elektronpár, amelyik nem vesz részt az elektronkötésben. A gyenge kötések kialakításában, pl. hidrogénkötés, van szerepe. (→elektronpár)