Kémiai alapismeretek 3. hét

Átírás

1 Kémiai alapismeretek 3. hét Horváth Attila Pécsi Tudományegyetem, Természettudományi Kar, Kémia Intézet, Szervetlen Kémiai Tanszék szeptember / /2014 I. félév, Horváth Attila c

2 : Molekulákon belül ható kötések. (Ionos, Kovalens, Fémes) : Összetartóerő az ionok közt fellépő elektrosztatikus vonzóerő. (NaCl: Kation+anion) 1 Lewis: Na + Cl Na + + [ Cl ] 2 Rácspontokban ionok helyezkednek el. 3 Energetika: E i (Na)+E a (Cl)=+147 kj/mol, de az elektrosztatikus vonzás és a kristályképződéskor felszabaduló energia bőségesen fedezi az előbbi energiaszükségletet. (-786 kj/mol) 4 Jelentős vezetés oldatban, olvadékban. 5 Magas fp., op. 6 Nevezéktan: kation esetén (elem+ion, pl. nátriumion), anion esetén (elem+id végződés+ion, pl. kloridion) 7 Ionsugár: Izoelektronos kationok esetén a töltés növekedésével csökken. (d(na + )>d(mg 2+ >d(al 3+ )) Izoelektronos anionok esetén a töltés növekedésével nő. (d(s 2 )>d(cl )) 2/ /2014 I. félév, Horváth Attila c

3 : Olyan kémiai kötés, ahol a kötést létesítő elektronok megoszlanak az atomok között. (Pl.: HCl, N 2, O 2 stb.) Lewis formalizmus: H + H H:H v. H H (homonukleáris kötés) heteronukleáris kötés: H + Cl H:Cl (kötő e pár, nemkötő e pár) datív kötés: A kötő e pár mindkét elektronját ugyanaz az atom adja. (Pl.: NH + 4, CO) oktett szabály: A legtöbb atom arra törekszik, hogy nyolc e legyen a vegyértékhéján. többszörös kötés: Egynél több pár e oszlik meg 2 atom között. Pl.:(N 2, O 2 ). 3/ /2014 I. félév, Horváth Attila c

4 Molekula vázszerkezete: 1 A kismolekulák és a többatomos ionok központi atomból és körülötte nagyobb elektronegativitású atomokból állnak. pl.: CCl 4 2 A szimmetrikus képlet legtöbbször szimmetrikus szerkezetet jelent. Pl.:S 2 Cl 2 (Cl S S Cl) 3 Az oxosavak olyan vegyületek, amelyekben O atomok veszik körül a központi atomot. Az O atomokhoz H atomok is kapcsolódhatnak. Pl.: HClO 4 4 A több lehetséges szerkezet közül az valósul meg, ahol a szokásos számú kovalens kötés van. Pl.: H CN és nem CN H. 4/ /2014 I. félév, Horváth Attila c

5 Molekulák ének megállapítása: 1 Számoljuk össze a vegyértékelektronok számát. (Figyelem: ionoknál!!) 2 Írjuk le a molekula vázszerkezetét minden egyes kötést egy e párral jelölve. 3 Osszuk el a központi atomot körülvevő atomokon az e -kat az oktett szabálynak megfelelően. 4 Számoljuk össze a maradék e -kat és tegyük őket a központi atomra. Ha a központi atom nem elégíti ki az oktett szabályt többszörös kötés. Pl.: SOCl 2 (26 e ), COCl 2 (24 e ), SO 2 3 (26 e ) Delokalizált kötés: A kötő elektronpár nemcsak két atom közelében tartózkodik. Rezonancia szerkezet. Pl.: CO 2 3, benzol 5/ /2014 I. félév, Horváth Attila c

6 Páratlan e számú stabil molekulák. Pl.: NO, ClO 2 Oktett hiány: 8 elektronnál kevesebb vegyértékelektron van a központi atom körül. (Pl.: BeCl 2, BF 3 (III. főcsoportig) Oktett expanzió: 8 elektronnál több vegyérték elektronja van a központi atomnak. Pl.: PCl 5 ( 15 P: 1s 2 2s 2 6 3s 2 3p 3 ), IF 7 ( 53 I:[Kr]4d 10 5s 2 5p 5 helyett 5s 1 5p 3 5d 3 ) Kötésrend: Kötésben levő elektronpárok száma. (Lewis formula) Fémes kötés: Az elektronok nagyon sok atom erőterében mozognak. (Pl.: Fe, Hg stb.) 6/ /2014 I. félév, Horváth Attila c

7 Molekulageometria: VSEPR: Az elektronpárok a lehető legtávolabb igyekeznek elhelyezkedni egymástól. A nemkötő elektronpárok (magányos) térigény nagyobb, mint a kötő elektronpároké. 1 Meghatározzuk a központi atom elektronpárjainak számát. 2 Elhelyezzük a kötő- és nemkötő elektronpárokat térigényük szerint. 7/ /2014 I. félév, Horváth Attila c

8 e párok kötő nemkötő példa alak BeF 2 lineáris BF 3 síkháromszög GeF 2 V-alak CH 4 tetraéder NH 3 trigonális piramis H 2 O V-alak HCl lineáris PCl 5 trigonális bipiramis SF 4 torzult tetraéderes ClF 3 T-alak XeF 2 lineáris SF 6 oktaéder IF 5 négyzetes piramis XeF 4 síknégyzetes 8/ /2014 I. félév, Horváth Attila c

9 A viszonylag jól megjósolja a molekula geometriáját, de a kötések és az elektronszerkezet megértéshez kevés. (Miért létezhet IF 5 molekula?) (Kvantummechanika VB-elmélet, ) : Kötés akkor jöhet létre két atom között, ha az egyik atom egy pályája fedésbe kerül a másik atom egy pályájával. Ezeken a pályákon levő elektronok száma nem lehet több mint kettő. Létező H 2, de nem létezik He 2 molekula. pl.: 6 C: 1s 2 2s 2 2, de instabil CH 2 molekula. Hibridpályák: Atompályák kombinációjával létrejövő pályák. Promóció: Párosított elektronokból energiabefektetés hatására párosítatlan elektronok létrehozása. 6 C: ( ) ( )( )( )( ) }{{} } {{ } 1s sp 3 9/ /2014 I. félév, Horváth Attila c

10 hibridpálya geometria sp lineáris sp 2 síkháromszög sp 3 tetraéder sp 3 d trigonális bipiramis sp 3 d 2 oktaéder sp 3 d T-alak sp 3 d 2 négyzetes piramis 8 O:[He]( ) ( )( )( ) [He]( )( )( )( ) }{{} } {{ } } {{ } 2s sp 3 H 2 O nem tetraéderes!! A nemkötő e pár nagyobb helyigényű. Ezért V-alak! oktett expanzió: ClF 3 (sp 3 d), BrF 5 (sp 3 d 2 ). többszörös kötések: C:( ) ( )( )( ) ( ) }{{} } {{ } }{{} 1s sp 2 σ kötések jönnek létre a hibridpályákból, π kötés a pályából. C-nek létezhet sp hibrid pályája. (3-as kötés) 10/ /2014 I. félév, Horváth Attila c

11 Bizonyos páros elektronszámú molekulák tapasztalat szerint paramágnesesek. (Vannak párosítatlan elektronjai) Pl.: O 2. A tel ez nem magyarázható. : A molekulapályák atompályák lineáris kombinációjaként állnak elő. Pl.: H 2 esetén az 1s pályák összege és kivonása két különböző molekulapályát eredményez. Kötőpályák: Azok a molekulapályák, amelyek az atommagok között koncentrálódnak. (+) H 2 esetén σ 1s Lazítópályák: Azok a molekulapályák, amelyek nem a két atommag között koncentrálódnak. ( ) H 2 esetén σ 1s 11/ /2014 I. félév, Horváth Attila c

12 E H 2 molekulapályái * 1s 1s 1s atomi palya molekula palyak atomi palya Kötésrend: 1 2 (n b-n a ), ahol n b : a kötőpályán levő e száma és n a : a lazítópályán levő e száma. Kötésrend=1 1s 12/ /2014 I. félév, Horváth Attila c

13 N 2 molekulapályái E * * 2s 2s atomi palyak molekula palyak atomi palyak 7N: 1s 2 2s 2 3 Kötésrend= 1 2 (n b-n a )= 1 2 (8-2)=3 13/ /2014 I. félév, Horváth Attila c

14 O 2 molekulapályái E * * 2s 2s atomi palyak molekula palyak atomi palyak 8O: 1s 2 2s 2 4 Kötésrend= 1 2 (n b-n a )= 1 2 (8-4)=2 Paramágneses, megfordul a σ és π molekulapályák sorrendje a N 2 -hez képest. Ez igaz az F 2 molekulára is! Kötésrend lehet tört szám is!! (Pl. NO (2,5)) 14/ /2014 I. félév, Horváth Attila c

15 Kötéspolaritás: Eltérő elektronegativitású atomok által létesített kötés esetén jön létre. A molekulának dipólusmomentuma lehet. (Pl.: HCl) Molekulapolaritás: Geometria is szerepet játszik. (Pl.: NH 3 (poláris) CO 2 (apoláris). 15/ /2014 I. félév, Horváth Attila c