Atomszerkezet Atommag + elektronok
protonok, neutronok
izotópok
atompályák, alhéjak, héjak,
atomtörzs ---- vegyérték elektronok
periódusos rendszer csoportjai
Periódusos rendszer
A kémiai kötés Kémiai kölcsönhatás ELSŐDLEGES
KOVALENS
IONOS
FÉMES
MÁSODLAGOS
HIDROGÉNKÖTÉS
DIPÓLDIPÓL, IONDIPÓL, …
VAN DER WAALS v. DISZPERZIÓS
Ionos kötés Cl
Na
Ionpár képződése eNa+
Cl-
Na: I.E. és E.A. kicsi Cl: I.E. és E.A. nagy
Ionos kötés Ionos kötés: ellentétes töltésű ionok közötti kölcsönhatás
Na + Cl → Na+ClIonpár 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
Ionos kötés – NaCl Na(g) + Cl(g) = Na+(g) + Cl-(g)
Na(g) + Cl(g) = NaCl
NaCl: ion pár
ion rács
Egy kis és egy nagy EN-ú elem által alkotott vegyület K: kis ionizációs energia A: nagy elektron affinitás
Na+ Cl− Rácsenergia: NaCl(sz) → Na+(g) + Cl-(g)
Elektrosztatikus kölcsönhatás
Rossz hő- és elektromos vezetők
Born-Haber ciklus + K (g) + e- + Cl(g)
-349 +418
+
-
K (g) + Cl (g) K(g) + Cl(g)
+122 K(g) + 1/2 Cl2 (g) +89
K(sz) + 1/2 Cl2(g)
-717 -437 kJ/mol KCl(sz)
KCl keletkezése elemeiből
A KCl2 létezik ?
NEM !!!!!!!!!
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 1,0
1s22s22p63s23p5 3,0
E.N. különbség: 2 Sr Sr2+
ionos vegyület Cl Cl-
E.N.:
SrCl2
A kovalens kötés Gilbert Newton LEWIS: 1916 Kovalens kötés: két atom között elektronpár megosztásával létrejött kötés
Az elektronegativitás különbsége kb. <1
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
Potenciális energia
Kovalens kötés – H2 H…………….H
Két magányos hidrogénatomnál energetikailag kedvezőbb a hidrogénmolekula
H-H távolság
Kovalens kötés – H2 Lazító pálya
Kötő pálya
Kötésrend: ½( elektronok száma kötő pályán – elektronok száma lazító pályán) = 1 (Kötésrend: kötő elektronpárok száma - lazító elektronpárok száma)
Kovalens kötés – szigma (σ−) kötés atomi s-pályákból
szigma kötő pálya (σ)
szigma lazító pálya (σ*)
csomósík
Kovalens kötés – szigma (σ−) kötés atomi p-pályákból
σ−kötő pálya
σ−lazító
pálya
Kovalens kötés – pi (π−) kötés atomi p-pályákból
azonos fázis
ellentétes fázis
π kötő π lazító
Kovalens kötés – H2 Lazító pálya
Kötő pálya
Kötésrend: ½( elektronok száma kötő pályán – elektronok száma lazító pályán) = 1 (Kötésrend: kötő elektronpárok száma - lazító elektronpárok száma)
Kovalens kötés – „He2” Lazító pálya
Kötő pálya
Kötésrend: ½( elektronok száma kötő pályán – elektronok száma lazító pályán) = 0 ⇒ Nem létezik
Kovalens kötés – N2
N Kötésrend: 3
N2
N
Kovalens kötés – O2 2 párosítatlan elektron Paramágneses!
Kötésrend: 2
Kovalens kötés – CO
Datív kötés: Az egyik kötőpárt kizárólag az egyik atom (fragmens) szolgáltatja.
Kémiai kötések Delokalizált kötés: többcentrumú ózon
karbonát ion
H
H B
O
B H
H
H
o c
H
-
O
C
-
O
o
o
Benzol (C6H6): Delokalizált kovalens kötés atomi p-pályák
delokalizált π1-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 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 << N2
kötésrend (kötések száma)
Kovalens kötés •
Kötés polaritás
H-F poláris
H-H apoláris
dipólusos molekula
nem dipólusos molekula
Li-H poláris
Li-F ionos
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 Kis elektronegativitású elemek
Jó hő- és elektromos vezetők
Fémionok (atomtörzsek)
Kiterjedt, delokalizált elektronfelhő
Elsődleges kémiai kötések Ionos
∆EN
Fémes
átlagos EN
Kovalens
Elsődleges kémiai kötések
Kémiai kötések Na
Ionos kötés
Kovalens kötés
Fémes kötés
Elsődleges kötések: kovalens, ionos, fémes ( >20 kJ/mol) Másodlagos: diszperz, dipólus, hidrogénkötés (1-20 kJ/mol) jellemzők: kötési energia, kötéshossz, kötésrend
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 - VSEPR VSEPR – vegyérték-elektronpár taszítási elmélet nemkötő elektronpár > kötő elektronpár
2
3
4
VSEPR – II 5
6
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)
Dipól-dipól, ion-diól kölcsönhatás ion-dipól
pl. sók vizes oldata
dipól-dipól
pl. éter (foly. áll.)
Van der Waals kölcsönhatás pl. paraffin, kondenzált nemesgázok apoláris molekula
fluktuáció
másik apoláris molekula
Johannes Diderik van der Waals (1837 − 1923) Nobel-díj: 1910
Van der Waals kh.
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- )
Kémiai kötések kovalens
POLIMEREK
másodrendű
fémes
FÉMEK
ionos KERÁMIÁK, ÜVEGEK
Gáz – folyadék – szilárd Molekulák: másodlagos kölcsönhatás növekszik →
Gázok → Folyadékok → Molekuláris szilárd anyagok Atomok közötti elsődleges kölcsönhatás: Térhálós szilárd anyagok Ionos szilárd anyagok Fémek
