Szalai István. ELTE Kémiai Intézet 1/74

Átírás

1 Elsőrendű kötések Szalai István ELTE Kémiai Intézet 1/74

2 Az előadás vázlata ˆ Ismétlés ˆ Ionos vegyületek képződése ˆ Ionok típusai ˆ Kovalens kötés ˆ Fémes kötés ˆ VSEPR elmélet ˆ VB elmélet 2/74

3 Periodikus tulajdonságok (ismétlés) ˆ A periódusos rendszer (Mengyelejev, Moseley) ˆ Periodikus tulajdonságok: ˆ Atomsugár ˆ Ionizációs energia ˆ Elektronaffinitás ˆ Elektronegativitás EN A EN B = ˆ kémiai tulajdonságok 3/74

4 Ionos vegyületek képződése 2 Na(s) + Cl 2 (g) 2 NaCl(s) 4/74

5 Ionos vegyületek képződése 2 Na(s) + Cl 2 (g) 2 NaCl(s) Na [Ne] Na + [Ne] 3s Cl [Ne] Cl [Ne] 3s 3p 3s 3p 4/74

6 Ionos vegyületek képződése 2 Na(s) + Cl 2 (g) 2 NaCl(s) Na [Ne] Na + [Ne] 3s Cl [Ne] Cl [Ne] 3s 3p 3s 3p E B = Q2 α 4πɛ 0 r Elektrosztatikus kölcsönhatás (Coulomb erő) α(nacl) = /74

7 Ionos vegyületek képződése 5/74

8 Ionok típusai ˆ Nemesgáz konfiguráció s 2 : H, Li +, Be 2+ s 2 p 6 : pl. Na +, Ca 2+, Sc 3+, Cl, O /74

9 Ionok típusai ˆ Nemesgáz konfiguráció s 2 : H, Li +, Be 2+ s 2 p 6 : pl. Na +, Ca 2+, Sc 3+, Cl, O 2... ˆ d 10 konfiguráció Zn ([Ar]3d 10 4s 2 ) Zn 2+ ([Ar]3d 10 ) + 2e Cu +, Ag +, Cd 2+, Tl 3+,... 6/74

10 Ionok típusai ˆ Nemesgáz konfiguráció s 2 : H, Li +, Be 2+ s 2 p 6 : pl. Na +, Ca 2+, Sc 3+, Cl, O 2... ˆ d 10 konfiguráció Zn ([Ar]3d 10 4s 2 ) Zn 2+ ([Ar]3d 10 ) + 2e Cu +, Ag +, Cd 2+, Tl 3+,... ˆ d 10 s 2 Sn ([Kr]4d 10 5s 2 5p 2 ) Sn 2+ ([Kr]4d 10 5s 2 ) + 2e Tl +,Pb 2+, Bi 3+,... 6/74

11 Ionok típusai Átmenetifémek ionjai ˆ Ti ([Ar]3d 2 4s 2 ) Ti 3+ ([Ar]3d 1 ) + 3e ˆ V ([Ar]3d 3 4s 2 ) V 3+ ([Ar]3d 2 ) + 3e ˆ Cr ([Ar]3d 5 4s 1 ) Cr 3+ ([Ar]3d 3 ) + 3e ˆ Mn ([Ar]3d 5 4s 2 ) Mn 3+ ([Ar]3d 4 ) + 3e ˆ Mn ([Ar]3d 5 4s 2 ) Mn 2+ ([Ar]3d 5 ) + 2e ˆ Fe ([Ar]3d 6 4s 2 ) Fe 2+ ([Ar]3d 6 ) + 2e ˆ Co ([Ar]3d 7 4s 2 ) Co 2+ ([Ar]3d 7 ) + 2e ˆ Ni ([Ar]3d 8 4s 2 ) Ni 2+ ([Ar]3d 8 ) + 2e ˆ Cu ([Ar]3d 10 4s 1 ) Cu 2+ ([Ar]3d 9 ) + 2e 7/74

12 Ionok típusai 8/74

13 Kovalens kötés 9/74

14 Oktett szabály Az s és p mező elemei vegyületeikben a nemesgáz konfiguráció (8 elektronos) elérésére törekednek. 10/74

15 Rezonancia szerkezetek, delokalizált kötések 11/74

16 Datív kötés 12/74

17 Kötésrend ˆ egyszeres kötés (σ kötés [s s, s p, p p]) ˆ kettős kötés (1 σ kötés + 1 π kötés [p p]) ˆ hármas kötés (1 σ kötés + 2 π kötés) 13/74

18 Kötéstávolság, kötési energia kötéstávolság (pm) kötési energia (kj/mol) H H C C N N O O F F Si Si C=C O=O C C N N /74

19 Eltérések az oktettszabálytól Elektronhiányos vegyületek 15/74

20 Eltérések az oktettszabálytól A központi elem körül 8-nál több elektront tartalmazó vegyületek 16/74

21 Eltérések az oktettszabálytól Páratlan számú elektront tartalmazó vegyületek 17/74

22 Dipólusmomentum µ = Q d φ( r) = 1 µ r 4πɛ 0 r 3 18/74

23 Kötéspolaritás µ = Q d 19/74

24 Molekulapolaritás µ = Q d 20/74

25 Fémes kötés A rácspontokban lévő pozitív töltésű fémionokat közös, delokalizált elektronrendszer tartja össze. 21/74

26 Átmenet a kötéstípusok között EN = 0 apoláros kovalens vagy fémes kötés 0 < EN < 2 poláros kovalens vagy fémes kötés 2 < EN ionos kötés 22/74

27 Mágneses tulajdonságok ˆ Diamágnesesség: olyan elemeknél figyelhető meg, amelyeknek minden elektronja párosított (µ r < 1). Külső mágneses térbe helyezve a diamágneses anyagokon belül gyengül a mágneses tér. Pl.: Cu, Bi, Au, Ag, H 2 ˆ Paramágnesesség: olyan elemeknél figyelhető meg, amelyek párosítatlan elektronnal rendelkeznek (µ r > 1). Külső mágneses térbe helyezve a paramágneses anyagokon belül a rendezetlenül álló atomi mágneses momentumok a külső tér irányába rendeződnek. Pl.: Al, O 2, W, Pt, Sn, Cu 2+, Cr 3+, Fe 3+ ˆ Ferromágnesesség: az ilyen anyagok kristályaiban rendezett atomi mágneses momentumokkal bíró régiók találhatóak (10µm 1mm) amelyek a külső tér hatására annak irányába rendeződnek (µ r 1). Pl.: Fe, Co, Ni 23/74

28 Elektronpártaszítási-elmélet (VSEPR) A központi atom külső elektronhéján lévő (kötő és nemkötő) elektronpárok taszítják egymást. Ez olyan geometriai elrendeződéshez vezet amelyben ezek az elektronpárok a lehető legtávolabb kerülnek egymástól. A: központi atom, X: kötő elektronpárok, E: nemkötő elektronpárok AX n E m 24/74

29 VSEPR elmélet AX 2 BeCl 2, CdI 2, HgBr 2 lineáris 25/74

30 VSEPR elmélet AX 2 BeCl 2, CdI 2, HgBr 2 lineáris AX 3 BF 3, BCl 3, NO 3 síkháromszög 25/74

31 VSEPR elmélet AX 2 BeCl 2, CdI 2, HgBr 2 lineáris AX 3 BF 3, BCl 3, NO 3 síkháromszög AX 2 E SO 2, NO 2 V-alak 25/74

32 VSEPR elmélet AX 4 CH 4, CCl 4, NH + 4 tetraéderes 26/74

33 VSEPR elmélet AX 4 CH 4, CCl 4, NH + 4 tetraéderes AX 3 E NH 3, SO 2 3 trigonális piramis 26/74

34 VSEPR elmélet AX 4 CH 4, CCl 4, NH + 4 tetraéderes AX 3 E NH 3, SO 2 3 trigonális piramis AX 2 E 2 H 2 O V-alak 26/74

35 VSEPR elmélet AX 5 PF 5, SbCl 5 trigonális bipiramis 27/74

36 VSEPR elmélet AX 5 PF 5, SbCl 5 trigonális bipiramis AX 4 E SF 4 libikóka 27/74

37 VSEPR elmélet AX 5 PF 5, SbCl 5 trigonális bipiramis AX 4 E SF 4 libikóka AX 3 E 2 ClF 3 T-alak 27/74

38 VSEPR elmélet AX 5 PF 5, SbCl 5 trigonális bipiramis AX 4 E SF 4 libikóka AX 3 E 2 ClF 3 T-alak AX 2 E 3 XeF 2, I 3 lineáris 27/74

39 VSEPR elmélet AX 6 SF 6, SeF 6 oktaéder 28/74

40 VSEPR elmélet AX 6 SF 6, SeF 6 oktaéder AX 5 E BrF 5 négyzetes piramis 28/74

41 VSEPR elmélet AX 6 SF 6, SeF 6 oktaéder AX 5 E BrF 5 négyzetes piramis AX 4 E 2 XeF 4 négyzetes planáris 28/74

42 VSEPR elmélet 29/74

43 Vegyértékkötés-elmélet (VB) A vegyértékkötés-elmélet szerint kovalens kötés két atom között a két atom félig betöltött, egy párosítatlan elektront tartalmazó vegyértékpályáinak átfedésével jön létre. Az átfedés következtében az elektronok a legnagyobb valószínűséggel a kötés körüli térrészben tartózkodnak. Az atomok közötti kötés jellemzőinek (pl geometria) leírására gyakran az atompályák összekombinálásával új hibridpályákat hozunk létre. 30/74

44 Vegyértékkötés-elmélet (VB) Lineáris geometria BeCl 2 Be [He] 2s 2 Cl [Ne] 3s 2 3p 5 31/74

45 Vegyértékkötés-elmélet (VB) Lineáris geometria BeCl 2 Be [He] 2s 2 Cl [Ne] 3s 2 3p 5 Be 2s 2 hibridizáció sp 31/74

48 Vegyértékkötés-elmélet (VB) Síkháromszög alakú molekulák BF 3 B [He] 2s 2 2p 1 F [He] 2s 2 2p 5 32/74

49 Vegyértékkötés-elmélet (VB) Síkháromszög alakú molekulák BF 3 B [He] 2s 2 2p 1 F [He] 2s 2 2p 5 B 2s 2 2p 1 hibridizáció sp2 32/74

52 Vegyértékkötés-elmélet (VB) Tetraéder alakú molekulák CH 4 C [He] 2s 2 2p 2 H 1s 1 33/74

53 Vegyértékkötés-elmélet (VB) Tetraéder alakú molekulák CH 4 C [He] 2s 2 2p 2 H 1s 1 C 2s 2 2p 2 hibridizáció sp3 33/74

56 Vegyértékkötés-elmélet (VB) Trigonális piramis alakú molekulák NH 3 N [He] 2s 2 2p 3 H 1s 1 N 2s 2 2p 3 hibridizáció sp3 34/74

57 Vegyértékkötés-elmélet (VB) V-alakú molekulák (AX 2 E 2 ) H 2 O O [He] 2s 2 2p 4 H 1s 1 O 2s 2 2p 4 hibridizáció sp3 35/74

58 Vegyértékkötés-elmélet (VB) Trigonális bipiramis alakú molekulák PF 5 P [Ne] 3s 2 3p 3 F [He] 2s 2 2p 5 P 3s 2 3p 3 hibridizáció sp3 d 36/74

59 Vegyértékkötés-elmélet (VB) Oktaéder alakú molekulák SF 6 S [Ne] 3s 2 3p 4 F [He] 2s 2 2p 5 S 3s 2 3p 4 hibridizáció sp3 d 2 37/74

60 Vegyértékkötés-elmélet (VB) Kettős kötés C 2 H 4 A kettős kötés egy szigma és egy pi kötésből áll. A szigma kötés az atompályák,,fej-fej, a pi pályák pedig oldalsó átfedéséből jönnek létre. C 2s 2 2p 2 hibridizáció sp2 38/74

61 Vegyértékkötés-elmélet (VB) Hármas kötés C 2 H 2 C 2s 2 2p 2 hibridizáció sp 39/74

62 Molekulapálya-elmélet (MO) A molekulapálya elmélet szerint az atompályákból olyan molekulapályák jönnek létre amelyeken lévő elektronok a molekula egészéhez tartoznak. 40/74

63 Molekulapálya-elmélet (MO) A molekulapálya elmélet szerint az atompályákból olyan molekulapályák jönnek létre amelyeken lévő elektronok a molekula egészéhez tartoznak. ˆ Kötőpályák: az ilyen pályák energiája kisebb mint azon eredeti atompályáké amelyek kombinációjából kialakultak. 40/74

64 Molekulapálya-elmélet (MO) A molekulapálya elmélet szerint az atompályákból olyan molekulapályák jönnek létre amelyeken lévő elektronok a molekula egészéhez tartoznak. ˆ Kötőpályák: az ilyen pályák energiája kisebb mint azon eredeti atompályáké amelyek kombinációjából kialakultak. ˆ Lazítópályák: az ilyen pályák energiája nagyobb mint azon eredeti atompályáké amelyek kombinációjából kialakultak. 40/74

65 Molekulapálya-elmélet (MO) A molekulapálya elmélet szerint az atompályákból olyan molekulapályák jönnek létre amelyeken lévő elektronok a molekula egészéhez tartoznak. ˆ Kötőpályák: az ilyen pályák energiája kisebb mint azon eredeti atompályáké amelyek kombinációjából kialakultak. ˆ Lazítópályák: az ilyen pályák energiája nagyobb mint azon eredeti atompályáké amelyek kombinációjából kialakultak. ˆ Kötésrend: (kötőpályán lévő elektronok száma) (lazítópályán lévő elektronok száma) 2 A nagyobb kötésrend rövidebb és erősebb kötés kialakulását jelzi. 40/74

66 Molekulapálya-elmélet (MO) 41/74

69 Molekulapálya-elmélet (MO): H 2 Stabilitás Stabil Kötésrend 1 Mágneses tulajdonság Diamágneses 44/74

70 Molekulapálya-elmélet (MO): He 2 Stabilitás Instabil Kötésrend 0 Mágneses tulajdonság Diamágneses 45/74

71 Molekulapálya-elmélet (MO): Li 2 Stabilitás Stabil (csak gázfázisban létezik) Kötésrend 1 Mágneses tulajdonság Diamágneses 46/74

72 Molekulapálya-elmélet (MO): Be 2 Stabilitás Instabil Kötésrend 0 Mágneses tulajdonság Diamágneses 47/74

73 Molekulapálya-elmélet (MO): B 2 48/74

74 Molekulapálya-elmélet (MO): B 2 Stabilitás Stabil (csak gázfázisban létezik) Kötésrend 1 Mágneses tulajdonság Paramágneses 49/74

75 Molekulapálya-elmélet (MO): C 2 50/74

76 Molekulapálya-elmélet (MO): C 2 Stabilitás Stabil (csak gázfázisban létezik) Kötésrend 2 Mágneses tulajdonság Diamágneses 51/74

77 Molekulapálya-elmélet (MO): N 2 52/74

78 Molekulapálya-elmélet (MO): N 2 Stabilitás Stabil Kötésrend 3 Mágneses tulajdonság Diamágneses 53/74

79 Molekulapálya-elmélet (MO): O 2 54/74

80 Molekulapálya-elmélet (MO): O 2 Stabilitás Stabil Kötésrend 2 Mágneses tulajdonság Paramágneses 55/74

81 Molekulapálya-elmélet (MO): F 2 56/74

82 Molekulapálya-elmélet (MO): F 2 Stabilitás Stabil Kötésrend 1 Mágneses tulajdonság Diamágneses 57/74

83 Molekulapálya-elmélet (MO): Ne 2 58/74

84 Molekulapálya-elmélet (MO): Ne 2 Stabilitás Stabil Kötésrend 0 Mágneses tulajdonság Diamágneses 59/74

85 Molekulapálya-elmélet (MO): HF 60/74

86 Többcentrumú kötés Diborán Elektronpárok száma: 6 Kötések száma:8 W. N. Lipscomb kémiai Nobel díj, /74

87 Többcentrumú kötés Diborán 62/74

88 Kötések 63/74

89 Intermolekuláris kötések ˆ Molekulák közötti kölcsönhatások. ˆ Az anyag makroszkópikus tulajdonságaiért felelősek. ˆ Gyengébbek az elsőrendű kötéseknél. H 2 O 2H(g) + O(g) (+927 kj/mol) H 2 O(l) H 2 O(g) (+40.7 kj/mol 100 C-on) 64/74

90 Dipólus-dipólus és ion-dipólus kölcsönhatás Dipólus-dipóluskölcsönhatás: ˆ Poláris molekulák közötti elektrosztatikus kölcsönhatás, ahol az egyik molekula pozitív polaritású része a másik molekula negatív polaritású részére gyakorol vonzást. ˆ Az átlagos kötési energia 4 kj/mol E dipol dipol µ A 2 µ B 2 (kt )r 6 A B ˆ A dipólus-dipólus kölcsönhatások jelentősége csökken a hőmérséklet növelésével. 65/74

91 Dipólus-dipólus és ion-dipólus kölcsönhatás Ion-dipólus kölcsönhatás: Poláris molekulák és ionok közötti vonzó kölcsönhatás. Az átlagos kötési energia: E ion dipol Q2 A µ B 2 (kt )r 4 A B Hidratáció: 66/74

92 van der Waals-féle erők A van der Waals-féle erőket (diszperziós kölcsönhatás) a molekulák pillanatnyi polarizációja hozza létre. Minél nagyobb egy atom vagy molekula körül az elektronfelhő mérete annál könyebben polarizálható. µ = α E 67/74

93 van der Waals-féle erők Dipólusmomentummal nem rendelkező molekulák közötti kölcsönhatás. A van der Waals-féle erőket (diszperziós kölcsönhatás) a molekulák pillanatnyi polarizációja hozza létre. Minél nagyobb egy atom vagy molekula körül az elektronfelhő mérete annál könyebben polarizálható. ˆ ion-indukált dipólus ˆ dipólus-indukált dipólus (Xe H 2 O) E disp 2α Aµ 2 B R 6 A B ˆ indukált dipólus-indukált dipólus (nemesgázok kondenzációja) E disp α Aα B EI A EI B RA B 6 (EI A + EI B ) 68/74

94 Hidrogénkötés A hidrogénkötés a egy speciális erős dipólus-dipólus kölcsönhatás. Kialakulásának feltétele hogy a molekulákban legyen olyan hidrogén ami egy nagy elektronegativitású de kis méretű atomhoz (F, O, N) kapcsolódik (a kötés rendkívül poláris) amelynek van nemkötő elektronpárja is. δ F δ+ H δ F δ+ H kötés energia (kj/mol) ionos kovalens hidrogénkötés diszperziós erők 0, /74

95 Hidrogénkötés A hidrogénkötések kialakulásának bizonyítéka: Várt viselkedés: a forráspont növekszik a moláris tömeg növekedésével. Tapasztalat: a hidrogénkötésre képes vegyületek forráspontja 70/74

96 Hidrogénkötés ˆ Intermolekuláris hidrogénkötés ˆ Intramolekuláris hidrogénkötés 71/74