Két atom között kovalens kötést nemcsak egy elektronpár hozhat létre, hanem két vagy három elektronpár is. Például:

Átírás

1 Többszörös kvalens kötés, a kvalens kötés plaritása, elektrnegativitás Többszörös kvalens kötés Két atm között kvalens kötést nemcsak egy elektrnpár hzhat létre, hanem két vagy hárm elektrnpár is. Például: Oxigénmlekula O 2 < O O > Nitrgénmlekula N 2 N N kétszeres kvalens kötés hármszrs kvalens kötés H H H H \ / H C C H C = C H C C H H H H H etán etén etin E kj/ml 0 C-atmk -344 C C -615 C=C -812 C C Az eténmlekulában az egyik kötőelektrnpár elektrnsűrűsége a két szénatm közötti kötés tengelye mentén a legnagybb. Az általa létesített kötés szigma-kötésnek (σ-kötésnek) nevezzük. A szigma-kötés tehát tengelyszimmetrikus mlekulapálya, melynek szimmetriatengelye a két atmmagn átmenő egyenes. A másdik kötés, az úgynevezett pí-kötés (π-kötés) az atmmag vnzása szempntjából kedvezőtlenebb térben a mlekula síkja alatt és fölött helyezkedik el. Ebből a helyzetből adódik a két kötés erőssége közti különbség, a másdik kötés gyengébb kapcslatt jelent a két atm között, mint az első. (344 kj > 615 kj 344 kj = 271 kj) E σ > E π Az etinmlekulában a szénatmkat hárm elektrnpár kapcslja össze. A harmadik kötőpár (π 2 -kötés) aznban már csak a másdik kötés síkjára merőleges térrészben, a mlekula előtt és mögött helyezkedik el. A két pí-kötés merőleges egymásra. A harmadik kötés még gyengébb kapcslatt jelent a két atm között. (271 kj > 812 kj 615 kj = 197 kj) A kötési energia a kötések számával nő. A kötés energiájának növekedésével a kötéstávlság is csökken. E többszörös > E egyszeres Mlekula Kötés Kötési energia(kj/ml) Kötéshssz (pm) etán C C etén C=C etin C C

2 A kötések száma: egyszeres kötés: mindig szigma-kötés. többszörös kötés: egy szigma- és egy vagy két pi-kötés, ahl a két pi-kötés csmósíkja egymásra merőleges. Elektrnegativitás Az atmnak azt a tulajdnságát, hgy a kvalens kötésben milyen mértékben vnzza a kötő elektrnpárt, az atm elektrnvnzó képességének, elektrnegativitásnak nevezzük. Az elektrnegativitás jele: EN. Pauling által felállíttt elektrnegativitási skálát használjuk. Az elektrnegativitási értékek egymáshz képest fejezik ki az atmk elektrnvnzó képességét. A lítium elektrnegativitása 1,0; a fluré 4,0. Ezekhez visznyítva állapíttták meg a többi atm elektrnegativitását. Az elektrnegativitás is peridikusan váltzik a rendszámmal. Az egyes perióduskban balról jbbra nő. A csprtkban alulról felfelé nő. nő nő Ezek szerint a flurnak a legerősebb az elektrnvnzó képessége, a leggyengébb a franciumé. A kvalens kötés jellege - Apláris kötés: ha két atm EN-különbsége 0, tehát a kötő elektrnpárk egyfrma mértékben tartózkdnak a két atmmag erőterében. Például: O 2 mlekulában az O=O kötés - Pláris kötés: ha a két atm EN-különbsége nem 0. Ekkr a kötést létesítő elektrnk többet tartózkdnak a nagybb EN-ú atmtörzs környezetében. Ez a nagybb EN-ú atm a kötés részleges negatív pólusa. Például a HClmlekulában a H Cl kötés. EN H = 2,1 EN Cl = 3 δ+ H Cl δ pzitív sark negatív sark A két elektrms sarkkal rendelkező mlekulákat dipólusmlekuláknak nevezzük. Kétatms mlekulák esetében az elektrnegativitás különbsége a kötés plaritása mellett a mlekula plaritását is jelenti. Többatms mlekulán belül a kötések plaritása különböző nagyságú és irányú lehet, egymás hatását erősíthetik, gyengíthetik, sőt meg is szüntethetik. Fnts dipólusmlekula a vízmlekula. (δ részleges töltéseltlódás, 1-nél kisebb töltést jelöl) δ O H H δ+

3 Például a szén-dixid mlekulában kiltják egymást. A kötések plárisak, a mlekula visznt apláris. <O = C = O> Az elsőrendű kötések és az atmk elektrnegativitása (hárm példán keresztül) Az elektrnegativitásk alapján megállapítható szélsőértékek: a. két fluratm (EN= 4) között létrejövő kötés kvalens EN= 8 EN= 0 b. két franciumatm (EN= 0,7) elektrnegativitása alapján megállapítható, hgy a francium rácsában fémes kötés alakulhat ki EN= 1,4 EN= 0 c. a francium-fluridban a kötés ins EN= 4,7 EN= 3,3 A hárm pnt által körülhatárlt hármszögbe-az elektrnegativitásk alapján-valamennyi elem és vegyület beírható (a nemesgázk kivételével), és így meghatárzható, hgy melyik kötéstípus kialakulása várható az adtt anyagnál. A megfigyelhető tulajdnságk (szín, lvadás- és frráspnt, ldhatóság) összevetésével egyértelműen megállapítható a vizsgált anyag kristályrácstípusa. Az EN-i értékekből csak a szélsőértékekhez közeli elemek, vegyületek kötéstípusa állapítható meg egyértelműen! (Nagyn leegyszerűsítve elmndható, hgy ha két atm elektrnegativitásának különbsége: ΔEN = 0, akkr a kvalens kötés apláris. ΔEN < 2, akkr a kvalens kötés pláris. ΔEN > 2, akkr a kötés inkötés.) Másdrendű kötések A másdrendű kötés a mlekulákat egymással összetartó kölcsönhatás. A másdrendű kötés mindig egy nagyságrenddel kisebb energiájú, mint az elsődleges. Dipólus - dipólus kölcsönhatás: a dipólusk ellentétes töltésükkel egymás felé frdulnak és másdlags kötőerőkkel összekapcslódnak.

4 Sk dipólusmlekula összekapcslódásával mlekulahalmazk jönnek létre. Energiaközlés hatására ezek a halmazk részben vagy egészben felbmlanak. Energiaelvnás hatására a különálló mlekulák rendeződve flyadék, illetve szilárd halmazzá alakulnak. Disperziós kölcsönhatás: Apláris mlekulák között is van kölcsönhatás, mert az elektrnk a maghz képest állandó mzgásban vannak, és így időnként a pzitív és negatív töltések súlypntja nem esik egybe. Az időlegesen kialakult dipólus elektrms tere a szmszéds atmban is dipólust indukálhat. Ezek a gyenge kölcsönhatásk az apláris mlekulák között csak alacsny hőmérsékleten alakulhatnak ki, amikr a mlekulák lassúbb mzgásuk következtében közelebb kerülnek egymáshz. Az apláris mlekulájú anyagk (H 2, O 2, N 2, Cl 2 ) lvadáspntja és frráspntja alacsny, szbahőmérsékleten többnyire gáz-halmazállaptúak. A másdrendű kötések kialakulásának lehetősége a mlekula nagyságával, méretével növekszik. Ezért a nagybb mlekulájú anyagknak az lvadáspntja és frráspntja is magasabb érték, az anyag szbahőmérsékleten flyadék vagy szilárd is lehet. Név Összegképlet Olvadáspnt ( C) Frráspnt ( C) Halmazállapt (20 C-n) Flur F gáz Klór Cl gáz Bróm Br flyadék Jód I szilárd Az apláris mlekulák között kialakuló gyenge kölcsönhatáskat és a dipólus-dipólus kölcsönhatáskat közös néven Van der Waals-erőknek nevezzük. Hidrgénkötés: Feltűnően nagy vnzóerő tapasztalható néhány hidrgéntartalmú pláris mlekula, így pl. a vízmlekulák között is. Név Összegképlet Olvadáspnt ( C) Frráspnt ( C) Halmazállapt (20 C-n) Víz H 2 O flyadék Kén-hidrgén H 2 S gáz A vízmlekulák a kén-hidrgén(dihidrgén-szulfid)-mlekuláknál kisebb tömegűek és méretűek. Ennek ellenére közönséges körülmények között - a víz flyékny halmazállaptú, a kénhidrgén visznt gáz. A víz lvadás- és frráspntja kiugróan magas. Ezek az adtk is arra utalnak, hgy a vízmlekulák között a dipólus-dipólus kölcsönhatásnál erősebb kötés alakul ki. A vízmlekulában az O H kötések erősen plárisak. A nagybb elektrnegativitású xigénatm a kötő elektrnpárkat nagybb mértékben vnzza maga felé, aminek következtében a hidrgénatmmagk körül az elektrnsűrűség csökken. Így a hidrgén képes egy másik vízmlekula nemkötő párjával másdrendű kapcslat kialakítására. A hidrgénatmmag így két xigénatmhz kapcslódik. Az egyikhez erős kvalens kötéssel, a másikhz pedig gyengébb másdrendű kötéssel. A kémiai kötésnek azt a fajtáját, ahl egy hidrgénatm létesít kötést két másik atm között, hidrgénkötésnek nevezzük. Hidrgénkötés lyan mlekulák között alakul ki, amelyek a hidrgénatmn kívül nagy elektrnegativitású atmkat (pl. O, N, F) tartalmaznak, s amely atmkhz nemkötő elektrnpár is tartzik. Így például a cseppflyós és szilárd hidrgénfluridban és ammóniában is megtalálható.

5 Kötéstípus Kötési energiák (kj/ml) Elsőrendű kötés (fémes, in, kvalens) Másdrendű kötés Diszperziós Dipólus-dipólus 0,8-12 Hidrgénkötés 8-40 ELSŐRENDŰ KÖTŐERŐK Kvalens kötés Ins kötés Fémes kötés Lényege közös elektrnpárk ellentétes töltésű ink közötti elektrsztatikus vnzás Kialakulásának feltétele nagy EN-ú atmk Nagy EN-különbség az atmk között az atmtörzs között, az egész kristályrácsra kiterjedően delkalizált elektrnk kis EN-ú atmk MÁSODRENDŰ KÖTŐERŐK hidrgénkötés dipólus-dipólus kölcsönhatás diszperziós kölcsönhatás Jellemzője nagy EN-ú atmkhz kapcslódó, azáltal erősen pzitívan plárztt hidrgén, mely egy másik nagy EN-ú atm nemkötő elektrnpárjával kapcslódik a dipólusmlekulák között kialakuló elektrsztatikus vnzóerő az atmmagk rezgéséből adódó időleges töltéseltlódás, mely a mlekula méretétől függően adtt hőmérsékleten stabilizálódik (ún. indukált dipólus) Felhasznált irdalm: Dr. Bksay Zltán Dr. Török Ferenc Pintér Imréné Balázs Lórántné: Kémia I. sztály Dr. Máthé Árpád Dr. Pálfalvi Aladárné Dr. Perczel Sándr: Így készüljünk a felvételi vizsgára kémiából Z. Orbán Erzsébet: Kémia III.