Kötések kialakítása - oktett elmélet

Átírás

1 Kémiai kötések Az elemek és vegyületek halmazai az atomok kapcsolódásával - kémiai kötések kialakításával - jönnek létre szabad atomként csak a nemesgázatomok léteznek elsődleges kémiai kötések Kötések kialakítása - oktett elmélet Lewis-Langmuir-Kossel: az atomok legkülső (vegyérték) elektronhéján lévő 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 külső elektronnal - oktett Lewis-képlet és Lewis szerkezet az atomok vegyértékhéján az oszlopszám utolsó jegyének megfelelő számú elektron az elektronok 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 x < 0,5 0,5 < 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 erő az ellentétes töltésű ionok között fellépő elektrosztatikus vonzóerő. Az anionok képződése általában energia felszabadulással jár (eletronaffinitás). A kationok képződése energia befektetéssel jár (ionizációs energia). 2

3 Ionos kötés Na [Ne] 3s 1 Na + [Ne] + e - Cl [Ne] 3s 2 3p 5 + e - Cl - [Ne] 3s 2 3p 6 E i = 496 kj/mol E aff = -349 kj/mol A szükséges energia különbséget az ionrács kialakulásával járó felszabaduló energiájával fedezi. Az ionrács energia állapota lényegesen alacsonyabb, mint a kiindulási atomoké. Ionos kötés az ionkristály rácsenergiája (E r ) olyan folyamat során bekövetkező energiaváltozás, amikor gáz halmazállapotú kationokból és anionokból 1 mol szilárd ionos kötésű kristály képződik (kj/mol) Na (g)+ + Cl (g) NaCl (sz) E r = kj /mol Fémes kötés kötés kialakulása a delokalizált elektronfelhő és a fématom-törzsek között nincs elegendő elektron, hogy minden szomszéddal kötés jöjjön létre a fématom-törzsek szoros illeszkedése 3

4 Fémes kötés- sávelmélet A fémrács rácspontjaiban pozitív töltésű fémionok vannak. A vegyérték elektronok energia szintjei módosulnak, egymáshoz közel álló atomorbitálok sorozata alakul ki. Az atomorbitálok számával megegyező számú molekulaorbitál alakul ki. Az új molekulaorbitálok energiája közel van egymáshoz, így egy egész energiasávot alkotnak. Ebben az energiasávban az elektronok viszonylag könnyen elmozdulnak. rögzített kation elektron tenger Kovalens kötés két atom között - az egyes atomok párosítatlan, ellentétes spínkvantumszámú elektronjai közös elektronpárt hoznak létre az elektronok mindkét magot körülvevő erőtérben - kisebb energiájú molekula-pályára kerülnek Kovalens kötés A kovalens kötés kialakulásakor szabad atomokból molekulák jönnek létre. A molekulák létrejötte mindig energia csökkenéssel jár. 4

5 A kovalens kötés rendűsége Egyszeres kötés két atom között egy elektronpár hozza létre a kötést σ-kötés (szigma) első-, másodharmadrendű CH 4 F 2 H 2 O N 2 H 4 A kovalens kötés rendűsége Szigma kötés (σ-kötés): az a kovalens kötés, mikor a kovalens kötés a két atommag közötti tengely mentén jön létre. Két s-atompálya átfedésével, illetve két azonos p-orbitál átfedésével jöhetnek létre. Pí kötés (π-kötés): többszörös kovalens kötés kialakításakor a második ill. a harmadik kovalens kötés a molekula alatt és felett ill. előtte és mögötte alakul ki. π - kötés energiája mindig kisebb, mint az először kialakuló σ-kötésé. A kovalens kötés rendűsége Többszörös kötés: két atom között két vagy három elektronpár hozza létre a kötést (kettős- és hármas kötés) σ-kötés (szigma) az első kötő elektronpár π-kötés (pí) a második és a harmadik kötő elektronpár SO 2 C 2 H 4 CO 2 C 2 H 2 5

6 A kovalens kötés datív kötés a kötő elektronpár mindkét elektronja ugyanattól az atomtól származik a kötés létrejötte után nem megkülönböztethető koordinatív kötések (komplexek) oxóniumion A kovalens kötés jellemzői Kötéshossz - kovalens kötésben lévő két atom magja közötti távolság atomok kovalens sugara azonos atomok egyszeres kötésben többszörös kötés esetén egyre rövidebb a kötéshossz A kovalens kötés jellemzői Kötéserősség 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 6

7 Kovalens kötés jellemzői A kötés polaritása - a kötésben lévő atomok elektronegativitásbeli különbsége H-H a Li-H H-F Li-F ionos A kovalens kötés polaritása A kovalens kötés: két atom körüli elektron sűrűség azonos lesz (nem alakul ki töltéseloszlás) Poláris kovalens kötés: a nagyobb elektronegativitású atomnál kialakul egy parciális negatív (δ - ) töltés, míg a kisebb elektronegativitású atom körül egy részleges pozitív (δ + ) töltés Kovalens kötés jellemzői Kötés polaritás H 2 HI HBr HCl HF NaCl EN 0 ~0,5 ~0,7 ~0,9 ~1,9 ~2,1 Polaritás a gyengén erősen igen erősen ionos 7

8 Molekulák polaritása a kötés-polaritás és a molekula alakja együttesen határozzák meg dipólus momentum: a parciális töltés és a távolság szorzata µ = δ d [D (debye) = 3, Cm] CO 2 µ = 0 D H 2 O µ = 1,47 D O 3 µ = 0,534 D Molekulák polaritása A molekula ha a kovalens kötés a akkor a molekulának nincs dipólus momentuma ha kovalens kötés és szimmetrikus molekula az azonos nagyságú de ellentétes irányítottságú dipólusmomentumok kioltják egymást Poláris molekula ha a kötések nem szimmetrikusan helyezkednek el a molekulának lesz dipólus momentuma Átmenet a kötéstípusok között Kovalens kötés végtelen hálózat - fémes kötés Kovalens kötés polaritás - ionos kötés Fémes kötés - ionos kötés 8