View
30
Download
0
Category
Preview:
Citation preview
A kémiai kötés
Kémiai kölcsönhatás
ELSŐDLEGES MÁSODLAGOS
KOVALENS IONOS FÉMES HIDROGÉN-
KÖTÉS
VAN DER WAALS
v. DISZPERZIÓS
DIPÓL-
DIPÓL,
ION-
DIPÓL, …
Ionos kötés
Ionpár esetén a teljes energiaváltozás három
összetevőre bontható:
1. pozitív ion keletkezése, I.E.
2. anion keletkezése, E.A.
3. potenciális energia a kation és anion között
--- kötési energia a két ion között
Na + Cl → Na+Cl-
Ionos kötés: ellentétes töltésű ionok közötti kölcsönhatás
NaCl: ion pár ion rácsEgy kis és egy nagy EN-ú elem által alkotott vegyület
K: kis ionizációs energia
A: nagy elektron affinitás
Elektrosztatikus
kölcsönhatás
Rossz hő- és
elektromos
vezetők
Cl
Na+
Rácsenergia: NaCl(sz) → Na+(g) + Cl-(g)
A teljes kristály egy
ionos szilárd anyag
Minden Na+ iont
hat szomszédos
Cl– ion vesz körül.
Minden Cl– iont
hat szomszédos
Na+ ion vesz körül.
KCl keletkezése
elemeiből
+89
+418
+122
-349
-717
-437
KCl(sz)
K + 1/2 Cl (sz) (g)
K + 1/2 Cl (g) (g)
K + Cl(g) (g)
K + e + Cl(g) (g)
K + Cl (g) (g)
2
2
+ -
+ -
kJ/mol
Born-Haber ciklus
Ionos kötés
Az ionos kötés kialakulásának kedvez:
--- az egyik atom I.E. kicsi
--- a másik atom E.A. nagy
--- kis méretű, nagy töltésű ionok keletkezése
Az elektronegativitás különbsége kb. >2
Feladat: milyen a kötés a stroncium és a klór reakciója során keletkező
vegyületnek ? Mi a képlete ?
Sr Cl
Rendszám: 38 17
El.konf.:
1s22s22p63s23p63d104s24p65s2
1s22s22p63s23p5
E.N.: 1,0 3,0
E.N. különbség: 2 ionos vegyület
Sr Sr2+ Cl Cl-
SrCl2
Acetát
Cianid
Hipoklorit
Klorit
Klorát
Perklorát
Dihidrogén-foszfát
Hidrogén-karbonát
Hidrogén szulfát
Hidroxid
Permanganát
Nitrit
Nitrát
Karbonát
Kromát
Dikromát
Peroxid
Hidrogén-foszfát
Szulfit
Szulfát
Tioszulfát
Foszfát
Gyakori ionok
A kovalens kötés
Gilbert Newton LEWIS: 1916
Kovalens kötés: két atom között elektronpár
megosztásával létrejött kötés
Az elektronegativitás különbsége kb. <1
H∙ + ∙H → H:H
Lewis-szerkezetek
Pontokkal és vonalakkal jelezzük az elektronok és
elektronpárok elhelyezkedését.
két hidrogén
atom
egy hidrogén
molekula
ez a hidrogén megoszt egy
elektron párt
ez a hidrogén is megoszt egy
elektron párt
elektronpár kötéskovalens kötés
Az oktett szabály
• Kötő elektron pár
• Nemkötő, vagy magányos elektron pár
• Többszörös kötés
– Kettős kötés: két megosztott (kötő) elektron pár
• Hiányos oktett pl. BF3
• Kiterjesztett oktett pl. PCl5
Lewis-szerkezetek
egy kötő elektronpár
egy nemkötő pár
két elektronpár
--- egy kettős kötés
három elektronpár
--- egy hármas kötés
két F atom
(hét vegyérték elektron / atom) egy F2 molekula
(mindegyik F körül nyolc
vegyérték elektron van)
H∙ ∙B∙ ∙C∙ :N∙ :O∙ :F ∙ :Ne:
:
∙ ∙ ∙ ∙
::
∙ ∙ ∙ ∙
∙ ∙
H:B :N:H∙ ∙
∙ ∙
∙ ∙
∙ ∙H
H
H
H
H:B : N:H∙ ∙
∙ ∙
∙ ∙
∙ ∙H
H
H
H
dativ v. koordinatív kötés
A kovalens kötés
Taszítások és vonzások az elektronok és az
atommagok között
vonzó
taszító
elektronfelhő
atommag
Kovalens kötés – H2
H…………….H
Két magányos hidrogénatomnál
energetikailag kedvezőbb a
hidrogénmolekula
Po
ten
ciá
lis e
nerg
ia
H-H távolság
Lazító pálya
Kötő pálya
Kötésrend: ½( elektronok száma kötő pályán – elektronok száma
lazító pályán) = 1
Kovalens kötés – H2
(Kötésrend: kötő elektronpárok száma - lazító elektronpárok száma)
Kovalens kötés – szigma (s) kötés
csomósík
szigma lazító pálya (s*)
szigma kötő pálya (s)
atomi s-pályákból
Lazító pálya
Kötő pálya
Kötésrend: ½( elektronok száma kötő pályán – elektronok száma
lazító pályán) = 1
Kovalens kötés – H2
(Kötésrend: kötő elektronpárok száma - lazító elektronpárok száma)
Lazító pálya
Kötő pálya
Kötésrend: ½( elektronok száma kötő pályán – elektronok száma
lazító pályán) = 0
Kovalens kötés – „He2”
Nem létezik
Benzol (C6H6): Delokalizált
kovalens kötés
atomi
p-pályák
delokalizált
p1-molekulapálya
teljes
elektronsűrűség
Kovalens kötés
• Kötések erőssége
KJ/mol hossz
C – C -344 154 pm
C = C +(-271) 134 pm
C C +(-197) 120 pm
benzol +(-156) 140 pm
Kötési energia: a kötés felszakadása esetén fellépő energiaváltozás
Kovalens kötés
• Kötés polaritás
H-H
apoláris
Li-H
poláris
H-F
poláris
Li-F
ionos
nem dipólusos
molekula
dipólusos
molekula
Kovalens kötés
Kötés polaritás
EN Polaritás
H2 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
Fe: Fémes kötés
Fémionok
(atomtörzsek)
Kiterjedt, delokalizált
elektronfelhő
Kis elektronegativitású elemek
Jó hő- és
elektromos
vezetők
Kémiai kötések
Elsődleges kötések: kovalens, ionos, fémes ( >20 kJ/mol)
Másodlagos: diszperz, dipólus, hidrogénkötés (1-20 kJ/mol)
jellemzők: kötési energia, kötéshossz, kötésrend
Na
Ionos kötés Kovalens kötés Fémes kötés
Molekulák alakja
VSEPR elmélet –
valence-shell electron-pair repulsion theory
vegyértékelektronpár taszítási elmélet
--- elektronpárok taszítják egymást
--- egy magányos elektronpárnak nagyobb a
taszító effektusa, mint egy kötő elektronpárnak
(=> nagyobb a térigénye)
MP,MP > MP,KP > KP,KP
A kettes és hármas kötéseket úgy kezeljük, mint egy elektron párt.
Molekulák alakja - VSEPRVSEPR – vegyérték-elektronpár taszítási elmélet
nemkötő elektronpár > kötő elektronpár
3
4
2
Molekulák polaritása
Poláris kötés ↔ Poláris molekula ????
Egy kötés poláris, ha a kötő elektronok egyenlőtlenül oszlanak meg
a két kötő atom között.
A poláris molekula egy olyan molekula, ahol a dipólusmomentum nem nulla.
Kétatomos molekula: molekula polaritása kötés polaritása, pl. HCl
Többatomos molekula: vektoriális, pl. H2O, CCl4
kötés dipólusok
molekula dipólusa
Molekulák közti kölcsönhatás
Másodlagos kölcsönhatások
Ion-dipól kölcsönhatás
Dipól – dipól kölcsönhatás (poláris molekulák)
Indukált dipól – indukált dipól kölcsönhatás
diszperziós erők (apoláris molekulák esetén)
Van der Waals kölcsönhatás
apoláris
molekula
másik
apoláris
molekulafluktuáció
Van der Waals kh.
Johannes Diderik van der Waals
(1837 1923)
Nobel-díj: 1910
pl. paraffin, kondenzált nemesgázok
Hidrogénkötés
peptidekvíz 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 -CH…O=C- )
Recommended