Periódusos rendszer (Mengyelejev, 1869) nemesgáz csoport: zárt héj, extra stabil

Átírás

1 s-mezı (fémek) Periódusos rendszer (Mengyelejev, 1869) nemesgáz csoport: zárt héj, extra stabil p-mezı (nemfém, félfém, fém) d-mezı (fémek) Rendezés elve: növekvı rendszám (elektronszám, atomtömeg) hasonló vegyértékelektron szerkezet egymás alatt f-mezı (fémek)

2 Kémiai kötésekk Az atomok kémiai kötésekkel kapcsolódnak egymáshoz molekulákat vagy nagyobb rendszereket alkotva: Elsırendő kötések (általában atomok között) Ionos kötés Kovalens kötés (koordinatív kötés) Fémes kötés Másodrendő kötések (általában molekulák között) idrogénkötés Dipólus-dipólus kölcsönhatás Diszperziós kölcsönhatás Elektronegativitás: az atom elektronvonzó képessége. Két atom kölcsönhatásakor a nagyobb elektronegativitású képes bizonyos fokig elszívni a másik egyes vegyértékelektronjait. Kis elektronegativitás: s-, d-, f-mezı fémei (EN Cs =0.7) Nagy elektronegativitás: p-mezı nemfémes elemei (EN F =4) Változás: csoportban felfelé, sorban jobbra nı. Nemesgáz elektronszerkezetre való törekvés = stabilitás!

3 Elektronegativitás Pauling: DAB DAA DBB = 96,48( EN A EN ) B kiinduló érték: = 4, 0 IE + EA Mulliken: E N = 2 E N fluor E N értéke: 0,7-4,0

4 Ionos kötésk Egy negatív és egy pozitív töltéső ion közötti elektrosztatikus (Coulombféle) vonzóerı. Anion: semleges atomból elektron felvétellel (nemfémes elemek: F -, Cl -, O 2- ) Kation: semleges atomból elektron leadással (fémek: Na +, Ca 2+, Al 3+, stb.) Összetett ionok: N +, SO 2-, CO 2-, stb Vegyületképzés: Al 2 O 3 semleges! (Elsı) Ionizációs energia (E i ): energia, mely ahhoz szükséges, hogy semleges atomból egyszeres pozitív töltéső kation képzıdjék. Elektronaffinitás (E a ): energia, mely felszabadul (vagy szükséges ahhoz), hogy semleges atomból egyszeres negatív töltéső anion képzıdjék. K + F - Kötéstávolság: elektrosztatikus vonzás és taszító (mag-mag, e - -e - ) erık egyensúlya határozza meg

5 Kovalens kötésk Az atomok nemesgáz elektronszerkezete elektronmegosztással alakul ki. Néhány ( ) elektron közössé válik, majd a közös elektronok összekapcsolják az atomokat. Jellemzı: nemfémes elemekre Molekulapálya: ahol az elektron két vagy több atommag erıterében 90%-os valószínőséggel tartózkodik. A molekulapálya a kötésben résztvevı elektronok eredeti atompályáiból, azok kombinálódásával alakul ki. Emiatt tükrözi bizonyos fokig az atompályák tulajdonságait. E * lazító molekulapálya atompályák kötı molekulapálya Kötı molekulapálya alacsonyabb energiájú mint az atompályák, elektronok számára kedvezıbb. Ez a kémiai kötés hajtóereje!

6 Kialakulhat: s s elektronok között s p elektronok között p x p x elektronok között Kovalens kötésk σ (egyszeres) kötésk Jellemzı: az elektronsőrőség maximuma a két atomot összekötı egyenes (kötéstengely) mentén van. Egyszeres kötés = egyvegyértékő atom az egyik partner: hidrogén vegyületei (Br, 2 O, N 3, C 4 ) halogének vegyületei (F 2, Cl 2, SCl 2, PF 3, CCl 4 ) E F F 2 F

7 Kialakulhat: p y p y elektronok között p z p z elektronok között Kovalens kötésk π kötés Jellemzı: a két atomot összekötı egyenes (kötéstengely) mentén nincs elektron, az elektronsőrőség az egyenes alatt és felett épül ki (két érintkezési pont, de csak egy kötés!). A gyengébb p-p átlapolás miatt a π kötések gyengébbek mint a σ kötés. Ezért a többszörös kötésekben az egyik általában σ kötés, csak a második illetve harmadik π. π kötés = két- vagy háromvegyértékő atomok között kettıs kötés (O 2, CO 2, SO 2, SO 3, 2 C=C 2 ) hármas kötés (N 2, CC, CN) p atompályák N N 2 N E a második π merıleges az elsı síkjára π pályák σ pálya

8 Kovalens kötésk Kovalens kötés egyéb fontosabb jellemzıi: Nemkötı elektronpár: kötésben részt nem vevı vegyértékelektronok pl: N 2 N N a N vegyértékhéja: 2s 2 2p 3 Kötéshossz: a kötést létesítı atomok magjai közti távolság Kötésszög: a kapcsolódó atomok magjai által bezárt szög Kötési energia: kötés felszakításához szükséges energia Kötésrend = (kötıelektronok lazító pályán levı elektronok)/2 + - Pl. 2 : 1 2 : : 0.5 atompályák lazító E E E kötı Miért nincs kovalens kötéső e 2 molekula? (2e - kötı, 2e - lazító pályán lenne)

9 Kovalens kötésk Koordinatív (datív) kötés: A kötı elektronpárt az egyik atom adja (volt nemkötı elektronpárja) Pl. C O p atompályák C (2s 2 2p 2 ) O (2s 2 2p 4 ) Molekulák között is: 3 B + N 3 3 B N 3 π pályák σ pálya Vegyérték: egy adott molekulában az adott atomhoz tartozó kötı elektronpárok száma. Cl (1;1), 2 O (1;2), N 3 (3;1), C 4 (4;1), 2 S (1;2), SO 2 (4;2), SO 3 (6,2) (a) (b) S vegyértékhéja: 3s 2 3p 4 3d 0 kis energia befektetéssel átalakulhat: (a) 3s 2 3p 3 3d 1 illetve (b) 3s 1 3p 3 3d 2 -vé

10 lineáris (Ca 2+ : 3s 0 ) Térbeli alak 3D szerkezet: a központi atom nemkötı elektronpárjainak és a σ kötı elektronpárok kölcsönhatása határozza meg. Cél: a kötı és nemkötı elekronpárok egymástól legtávolabb helyezkedjenek el a rendelkezésre álló legnagyobb teret foglalják el nemkötı elektronpár térigénye nagyobb (N 3 piramis míg C 4 tetraéder) F Ca F B síkháromszög (B: 2s 2 2p 1 ) N piramis (N: 2s 2 2p 3 ) C tetraéder (C: 2s 2 2p 2 ) C 4 : a szén vegyértékelektronjai a C kötések kialakítása elıtt átrendezıdnek E 180º 120º 107.3º 109.5º 2s 2 2p 2 2s 1 2p 3 sp 3 hibridpályák azonos energiájúak: ekvivalens kötéseket képeznek

11 Polaritás Kötések polaritása: Az eltérı elektronegativitású atomok poláris kötéseket létesítenek. A nagyobb elektronegativitású atom jobban vonzza maga felé a kötı elektronpárt: a kötés elektronfelhıje torzul. Megbomlik a töltésegyensúly, a nagyobb elektronegativitású atom parciálisan negatív, míg a másik parciálisan pozitív töltéső lesz. Pl. Cl, CO, 2 O. Apoláris kötés van azonos atomok kapcsolódása esetén. Pl. 2, O 2, N 2, F 2. Molekulák polaritása: Apoláris kötés esetén a molekula is apoláris. Poláros kötéssel kapcsolódó kétatomos molekulák polárisak. Poláris kötéssel kapcsolódó többatomos molekulák polaritása függ a szimmetriától: δ - δ + δ - δ - O O C O δ + 105º δ + szén-dioxid: apoláris pozitív és negatív víz: erıs dipólus súlypont egybeesik

12 Fémes kötésk A fémek kis elektronegativitásuk miatt könnyen leadják vegyérték elektronjaikat. Szilárd és olvadt halmazállapotban pozitív töltéső fématomtörzsek és delokalizált (helyhez nem kötött) elektronrendszer jön létre. A szilárd halmazállapotban kialakuló szerkezet a fémrács: Alapja a fémes tulajdonságok: elektromos vezetés jó hıvezetés megmunkálhatóság (ugyanolyan környezet mint megmunkálás elıtt)

13 E N különbség, összeg és s a kötés-típus

14 Másodrendő kötések (általában molekulák k között) k Elsırendő kötések kötési energiája: kj/mol Másodrendő kötések (általában molekulák között) idrogénkötés Dipólus-dipólus kölcsönhatás Diszperziós kölcsönhatás Indukciós hatás 8-40 kj/mol kj/mol 1.0 Å δ Å O δ - δ + idrogénkötés: O-/N-/alogén- kötések nagy polaritása miatt nagyon kicsi a körüli elektronsőrőség. Emiatt közelben levı másik elektronegatív atom vonzza a -t. Vegyes ionos - kovalens jellegő a kölcsönhatás. Annál erısebb, minél elektronegatívabbak a nem- atomok. δ + O δ - δ +

15 Másodrendő kötések (általában molekulák k között) k Dipólus-dipólus kölcsönhatás: aszimmetrikus elektronsőrőség (töltés) eloszlással rendelkezı molekulák között. Pl. CO Diszperziós kölcsönhatás: apoláris molekulák térközelbe kerülve tudják egymást polarizálni, kistöltéső indukált dipólusok jönnek létre. Pl. dihalogének (F 2, Cl 2, Br 2 ) Nagyobb méret erısebb polarizáció. Indukciós kölcsönhatás: Dipólus és apoláris molekula között (dipólus indulált dipólus)