A hidrogénmolekula. Emlékeztető: az atompályák hullámok (hullámfüggvények!) A hullámokra érvényes a szuperpozíció (erősítés és kioltás) elve!

Átírás

1 Energia A hidrogénmolekula Emlékeztető: az atompályák hullámok (hullámfüggvények!) A hullámokra érvényes a szuperpozíció (erősítés és kioltás) elve! Ezt két H-atomra alkalmazva: Erősítő átfedés csomósík Destabilizáció: lazítópálya Stabilizáció: kötőpálya Kioltó átfedés Azaz az atompályák (atomic orbitals: AO) lineár kombinációjával (linear combination: LC) (kötő, lazító [és nemkötő]) molekulapályákat (MO) kapunk: LCAO-MO módszer

2 Potenciális energia A hidrogénmolekula H. H H-H távolság kötőpálya Szimmetrikus Anti-szimmetrikus lazító pálya

3 A hidrogénmolekula MO-diagramja Atompályák Molekulapályák Atompálya: egyetlen atomon lokalizált Molekulapálya: Az egész molekulára delokalizált. (Esetekben jó közelítéssel mondhatjuk, hogy kevesebb, pl. két atomon lokalizált.) Kötésrend: ½( elektronok száma kötő pályán elektronok száma lazító pályán) = 1

4 A hipotetikus He 2 molekula Lazító pálya Kötő pálya Kötésrend: ½( elektronok száma kötő pályán elektronok száma lazító pályán) = 0

5 Kovalens kötés p-kötés atomi p-pályákból azonos fázis p kötő ellentétes fázis p* lazító

6 Kémiai kötés csomósík p p d d p d s-kötés p-kötés d-kötés

7 Energia 2. periódusbeli X 2 molekula (3 db degenerált pálya) 3s* u 1p g * 1p u 3s g 2s* u (2 db degenerált pálya) (2 db degenerált pálya) g alsó index: gerade középpontos tükrözésre szimmetrikus pálya u alsó index: ungerade középpontos tükrözésre antiszimmetrikus pálya (azaz az alak szimmetrikus de előjelet vált) számozás: azonos típusúakat csoportosítva, legkisebb energiájúaktól indulva izolált X atom 1s 2s g 1s(*) u 1s g X 2 -molekula 1s 1s pályákból létrejövő MO -k kevéssé kötnek és kevéssé lazítanak (pici az energiafelhasadás), nem vesznek rész a kötés kialakításában, tekinthetjük ezeket az atom lokalizált atomi pályáknak is, elhagyhatjuk az MO diagramból. izolált X atom

8 Energia 2. periódusbeli X 2 molekula Kvantumkémiai számításokból tudható: 3s* u 1p g * 3s g 1p u 2s* u 2s g 3s* u 1p g * 1p u 3s g 2s* u 2s g

9 Energia B 2 MO diagram 2p 2p Paramágneses Kötésrend = 1 2s 2s

10 N 2 MO diagram 2p 2p Kötésrend = 3 diamágneses 2s 2s N-atom N 2 -molekula N-atom

11 Energia O 2 MO diagram Kötésrend = 2 paramágneses

12 Energia F 2 MO diagram Kötésrend = 1 diamágneses

13 Energia Ne 2 MO diagram Kötésrend = 0 nem létező molekula

14 Energia HOMO: Legmagasabb energiájú betöltött molekulapálya (Highest occupied molecular orbital) LUMO: Legkisebb energiájú be-nem-töltött MO (Lowest unoccupied MO) SOMO: Félig betöltött MO A 2. periódus dimerei

15 Energia Heteronukleáris kétatomos molekulák LiF (gázfázisban) F-atomon lokalizált nemkötő pályák (magános elektronpárok)

16 Energia Hibridizáció sp-hibrid pályák Nem valós fizikai folyamat, csak kötéselméleti modellekhez előre kikeverjük az atompályákat és utána a különböző atomokon levő hibrid (és nem hibrid) pályákat keverjük molekulapályákká. (Mindezt egy lépésben is tehetnénk, de az nem szemléletes! A hibridpályákkal a térszerkezetet is könnyen megérthetjük. ) (lazító MO) Be-atom egyik sp-hibrid atompályája H-atom 1s atompályája (kötő MO)

17 sp-hibridpályák lineáris elrendeződés

18 sp 2 -hibridpályák síkháromszög elrendeződés

19 sp 3 -hibridpályák tetraéderes elrendeződés

20 sp 3 d-hibridpálya trigonális bipiramisos elrendeződés

21 Be-atom hibridizációja Kovalens kötés többatomos molekulák hibridpályák Be sp hibridpályái F 2p pályái atompályák közötti átfedés hibridizáció 1 db s-pálya 1 db p-pálya 2 db sp hibrid atompálya A két hibridpálya összege: szimmetrikus lineáris elrendeződés

22 Kovalens kötés többatomos molekulák hibridpályák BF 3 B-atom hibridizációja hibridizáció 1 db s-pálya 2db p-pálya 3 db sp 2 hibrid atompálya (trigonális planáris)

23 Kovalens kötés többatomos molekulák hibridpályák Metán 4 db H-atom (s-pályák) atomi pályák kombinációja A 4 db sp 3 hibrid pálya a szénatomon Ammónia A 4 db egyenértékű C-H kötés tetraéderes szimmetria nemkötő pálya magános elektronpár sp 3 hibrid 3 kombinálva H-atom pályáival, egy szabadon marad

24 Kovalens kötés többatomos molekulák hibridpályák H 2 O nemkötő pályák magános elektronpárok hibridizáció 1 db s-pálya 3 db p-pálya 4 db sp 3 hibrid atompálya s-kötő pályák

25 Kovalens kötés többatomos molekulák p-kötés: etilén A s-vázt sp 2 -hibridpályákból A p-kötést az ezekre merőleges maradék p-pályákból lehet kikeverni

26 Kovalens kötés többatomos molekulák p-kötés: acetilén A s-vázt sp-hibridpályákból A p-kötést az ezekre merőleges maradék p-pályákból lehet kikeverni

27 Etilén és acetilén etilén acetilén

28 Csomósíkok száma és energia nő ENERGIA Belső C-C: 1 s + 1/3 p elektronpár kötésrend: 1.33, kötéshossz: 145 pm Delokalizált kovalens kötés: 1,3-butadién p * p* C-C-C-C síkra merőleges csomósíkok p p 1 : 1 elektronpár 3C-C-re, azaz 1 C-C-re 1/3 elektronpár 2 : 1 elektronpár a 2 szélső C-C-re, azaz1 szélső C-C-re 1/2 elektronpár Szélső C-C-k: 1 s + 1/3 p + 1/2 p elektronpár kötésrend: 1.83, kötéshossz: 134 pm

29 Delokalizált kovalens kötés: benzol (C 6 H 6 ) s-váz (sp 2 -szénatomok) atomi p-pályák delokalizált p 1 -molekulapálya teljes elektronsűrűség Aromás rendszer

30 Kovalens kötés Kötések erőssége kj/mol hossz C C pm C = C +(-271) 133 pm C C +(-197) 120 pm benzol +(-156) 140 pm

31 Kötéserősség kötésrend (kötések száma) Kovalens kötés Néhány érdekesség 2 x C-C > C=C 2 x C-N < C=N 2 x O-O < O=O 2 x C-O ~ C=O 2 x N-N ~ N=N 3 x N-N << N 2

32 Lewis-szerkezetek rajzolása Számoljuk össze a vegyértékelektronokat (ionos esetében adjuk hozzá ha negatív a töltés, vonjuk le ha pozitív): N! Rajzoljuk fel a molekula vázát egyszeres kötésekkel! A nem központi atomok körül egészítsük ki a magános elektronpárokkal a vegyértéket, úgy, hogy megfeleljen az oktett szabálynak! Számoljuk össze a felrajzolt elektronokat (kettő kötésenként és elektronpáronként)! Ha ez kisebb N-nél, akkor adjunk annyi elektront a központi atomhoz, hogy elérjük N-t! Ha az oktett szabály nem elégül ki a központi atomra, akkor hozzunk létre kettős és/vagy hármas kötéseket a ligandumok magános elektronpárjaiból! Határozzuk meg a formális töltéseket! (Pl. oxigénatom 1 db egyes kötéssel negatív.) KIVÉTELEK: 3. periódustól több, mint 8 elektron, pl. S, P elektronhiányos molekulák kevesebb, mint 8 elektron, pl. B, Al páratlan elektronszámú molekuláknál, pl. gyököknél szintén nem érvényes az oktett szabály (pl.. CH 3 )

33 Lewis-modell Delokalizált kötés Lewis-szerkezeti modellből ózon rezonancia határszerkezetek (a szerkezet ezek átlaga ) O-O kötésrend: 1,5 karbonát ion rezonancia határszerkezetek o c o o C-O kötésrend: 1,33

34 Elektronhiányos vegyületek H H B H B-atom környezetében csak 6db (3 pár) elektron oktett szabály nem teljesül! F B F F Az egyik ligandum magános elektronpárjának koordinációja H H B H H Három centrumos, két elektronos kötés (e-pár delokalizálódik a két B- és egy H-atomra) H H H N B B H H Cl Cl Cl NH 3, N magános elektronpárja koordinálódik : datív kötés Lewis-féle sav-bázis komplex

35 OXIDÁCIÓS SZÁM: Az a formális töltés, ami akkor lenne a molekula egy vizsgált atomján, ha a kötésekben levő elektronpárt teljesen a nagyobb EN-ú atomra helyeznénk. (Egyszerű ionnál megegyezik a töltéssel, elemeknél 0.) Kovalens kötés: polaritás Kötés polaritás H-H apoláris nem dipólusos molekula H-F poláris dipólusos molekula Li-H poláris Li-F ionos

36 Dipólusos és nem dipólusos többatomos molekulák A kötések dipólusmomentuma DIPÓLUSMOMENTUM ( ) = q d q: töltés(szétvállás) d: szeparáció (vektora: kötéshossza és iránya) A kötések dipólusmomentuma Eredő dipólusmomentum Eredő dipólusmomentum = 0

37 Kovalens kötés Kötés polaritás EN Polaritás H 2 0 apoláris HI ~0,5 gyengén poláris HBr ~0,7 poláris HCl ~0,9 erősen poláris HF ~1,9 igen erősen poláris NaCl ~2,1 ionos

38 Ionos kötés Egy kis és egy nagy EN-ú elem által alkotott vegyület Na + Elektrosztatikus kölcsönhatás Rossz hő- és elektromosvezetők Cl - Miért jön létre az ionos kötés? IE 1 (Na) = 496 kj/mol, EA(Cl) = 355 kj/mol Azaz a Na Na + + e nagyobb energiát igényel, mint amennyi energia felszabadul a Cl + e Cl folyamatban! Ezért nem mondhatjuk, hogy az oktett elektronszerkezet kialakulása a hajtóerő. Energianyereség a ionrácsban a Coulomb- (elektrosztatikus) kölcsönhatás (rácsenergia) miatt van; ez a folyamat hajtóerje.

39 Fémes kötés Kis EN-ú atomok esetében a külső pályán levő elektronok delokalizálódnak: Atomok számának növelésével egyre több pálya egyre sűrűbb energiaszintek kis gerjesztési energia jó elektromos és hővezetés

40 Fémes kötés Kis elektronegativitású elemek Jó hő- és elektromos vezetők Fémionok (atomtörzsek) Kiterjedt, delokalizált elektronfelhő

41 Elsődleges kémiai kötések Ionos EN Fémes átlagos EN Kovalens

42 Elsődleges kémiai kötések

43 Elsődleges kémiai kötések gyémánt: kovalens kötések atomrács szigetelő szilícium: félvezető cézium: fémes kötés fémrács: vezető

44 Kémiai kötések ELSŐDLEGES MÁSODLAGOS KOVALENS IONOS FÉMES HIDROGÉN- KÖTÉS DIPÓL- DIPÓL, ION- DIPÓL, VAN DER WAALS v. DISZPERZIÓS

45 Hidrogénkötés víz peptidek DNS: bázispárok Klasszikus H-kötés feltételei: Nagy elektronegativitású atomhoz (F,O,N) közvetlen kapcsolódó H-atom és magános elektronpár szintén nagy EN-ú atomon ( Nem-klasszikus: pl -C-H O=C- )

46 Dipól-dipól, ion-diól kölcsönhatás ion-dipól dipól-dipól pl. sók vizes oldata pl. éter (foly. áll.)

47 Van der Waals kölcsönhatás pl. paraffin, kondenzált nemesgázok apoláris molekula fluktuáció másik apoláris molekula Johannes Diderik van der Waals ( ) Nobel-díj: 1910 Van der Waals kh.

48 Kémiai kötések kovalens POLIMEREK fémes másodrendű FÉMEK ionos KERÁMIÁK, ÜVEGEK