Általános és szervetlen kémia 3. hét Kémiai kötések. Kötések kialakítása - oktett elmélet. Lewis-képlet és Lewis szerkezet

Átírás

1 Általános és szervetlen kémia 3. hét Kémiai kötések Az elemek és vegyületek halmazai az atomok kapcsolódásával - kémiai kötések kialakításával - jönnek létre szabad atomként csak a nemesgázatomok léteznek elsıdleges kémiai kötések Kötések kialakítása - oktett elmélet Lewis-Langmuir-Kossel: az atomok legkülsı (vegyérték) elektronhéján lévı elektronok hozzák létre a kötéseket egyik atomtól a másiknak átadott elektronok pozitív és negatív ionokat hoznak létre; a közöttük ható elektrosztatikus kölcsönhatás = ionos kötés az atomok között egy vagy több elektronpár megosztásával kovalens kötés létesül az elektronok átadásával vagy megosztásával minden atom körül nemesgáz konfiguráció alakul ki - 8 külsı elektronnal - oktett Lewis-képlet és Lewis szerkezet az atomok vegyértékhéján az oszlopszám utolsó jegyének megfelelı számú elektron az elektronokat pöttyök (egyedi és páros) ionos kötés kovalens kötés 1

2 Kémiai kötések típusa A kötések típusát a kapcsolódó atomok elektronegativitása (összege és különbsége) határozza meg kötéstípus a kovalens ionos fémes EN 0 0 < x < 1,7 1,7 < x 0 x 1,7 Σ EN > 4 > 4 4 < 4 Kémiai kötések típusa kapcsolódó atomok EN ΣEN Na Cl 2,1 3,9 0,9 3,0 ionos kötés H 2,1 C 2,5 Au 2,4 F 4,0 S 2,5 Ag 1,9 1,9 0 0,5 6,1 5,0 4,3 kovalens kötés a kovalens kötés fémes kötés Ionos kötés Az összetartó erı az ellentétes töltéső ionok között fellépı elektrosztatikus vonzóerı. Az anionok képzıdése általában energia felszaba-dulással jár (eletronaffinitás). A kationok képzıdése energia befektetéssel jár (ionizációs energia). 2

3 Ionos kötés Na [Ne] 3s 1 Na + [Ne] + e - E i = 496 kj/mol Cl [Ne] 3s 2 3p 5 + e - Cl - [Ne] 3s 2 3p 6 E aff = -349 kj/mol Ionos kötés az ionkristály rácsenergiája (E r ) olyan folyamat során bekövetkezı energiaváltozás, amikor gáz halmazállapotú kationokból és anionokból 1 mol szilárd ionos kötéső kristály képzıdik (kj/mol) Na (g)+ + Cl (g) NaCl (sz) E r = kj /mol Fémes kötés kötés kialakulása a delokalizált elektronfelhı és a fématom-törzsek között nincs elegendı elektron, hogy minden szomszéddal kötés jöjjön létre a fématom-törzsek szoros illeszkedése 3

4 Fémes kötés A vegyérték elektronok energia szintjei módosulnak, egymáshoz közel álló atomorbitálok sorozata alakul ki. Az atomorbitálok számával megegyezı számú molekulaorbitál alakul ki. Az új molekulaorbitálok energiája közel van egymáshoz, így egy egész energiasávot alkotnak. Ebben az energiasávban az elektronok viszonylag könnyen elmozdulnak Fémes kötés delokalizált molekulapályák, a kötés nem irányított n/2 telített vegyértéksáv n/2 betöltetlen - vezetısáv Kovalens kötés két atom között - az egyes atomok párosítatlan, ellentétes spínkvantumszámú elektronjai közös elektronpárt hoznak létre az elektronok mindkét magot körülvevı erıtérben - kisebb energiájú molekula-pályára kerülnek 4

5 A kovalens kötés rendősége Egyszeres kötés két atom között egy elektronpár hozza létre a kötést σ-kötés (szigma) elsı-, másodharmadrendő CH 4 F 2 H 2 O N 2 H 4 A kovalens kötés rendősége Többszörös kötés: két atom között két vagy három elektronpár hozza létre a kötést (kettıs- és hármas kötés) σ-kötés (szigma) az elsı kötı elektronpár p-kötés (pí) a második és a harmadik kötı elektronpár SO 2 C 2 H 4 CO 2 C 2 H 2 A kovalens kötés datív kötés a kötı elektronpár mindkét elektronja ugyanattól az atomtól származik a kötés létrejötte után nem megkülönböztethetı koordinatív kötések (komplexek) oxóniumion szén-monoxid 5

6 A kovalens kötés jellemzıi Kötéshossz - kovalens kötésben lévı két atom magja közötti távolság atomok kovalens sugara azonos atomok egyszeres kötésben többszörös kötés esetén egyre rövidebb a kötéshossz A kovalens kötés jellemzıi Kötéserısség adott kovalens kötés felszakításához szükséges energia (kj/mol) annál nagyobb, minél nagyobb az atompályák átlapolódása σ kötésé nagyobb, mint a π kötéseké a kötéshosszal fordítottan A kovalens kötés jellemzıi az oxigén molekula mágneses térben irányba rendezıdik - paramágneses tulajdonság párosítatlan elektron jelenléte okozza 6

7 Kovalens kötés jellemzıi A kötés polaritása - a kötésben lévı atomok elektronegativitásbeli különbsége H-H a Li-H H-F Li-F ionos Kovalens kötés jellemzıi Kötés polaritás H 2 HI HBr HCl HF NaCl EN 0 ~0,5 ~0,7 ~0,9 ~1,9 ~2,1 Polaritás a gyengén erısen igen erısen ionos Átmenet a kötéstípusok között Kovalens kötés végtelen hálózat - fémes kötés Kovalens kötés polaritás - ionos kötés Fémes kötés - ionos kötés 7