Kémiai alapismeretek 3. hét

Elsődleges kötések Ionos kötés

Kovalens kötés Vázszerkezet Lewis szerkezet

Kémiai alapismeretek 3. hét

Kivételek

VSEPR elmélet VB elmélet MO elmélet Polarizáció

Horváth Attila Pécsi Tudományegyetem, Természettudományi Kar, Kémia Intézet, Szervetlen Kémiai Tanszék

2013. szeptember 17.-20.

1/15

c 2013/2014 I. félév, Horváth Attila

I

I

Elsődleges kötések: Molekulákon belül ható kötések. (Ionos, Kovalens, Fémes) Ionos kötés: Összetartóerő az ionok közt fellépő elektrosztatikus vonzóerő. (NaCl: Kation+anion) 1 2 3

4 5 6 7

2/15

Lewis: Na· + ·Cl | → Na + [ | Cl |] Rácspontokban ionok helyezkednek el. Energetika: Ei (Na)+Ea (Cl)=+147 kJ/mol, de az elektrosztatikus vonzás és a kristályképződéskor felszabaduló energia bőségesen fedezi az előbbi energiaszükségletet. (-786 kJ/mol) Jelentős vezetés oldatban, olvadékban. Magas fp., op. Nevezéktan: kation esetén (elem+ion, pl. nátriumion), anion esetén (elem+id végződés+ion, pl. kloridion) Ionsugár: Izoelektronos kationok esetén a töltés növekedésével csökken. (d(Na+ )>d(Mg2+ >d(Al3+ )) Izoelektronos anionok esetén a töltés növekedésével nő. (d(S2− )>d(Cl− ))


+


Kovalens kötés Vázszerkezet Lewis szerkezet Kivételek

−


Elsődleges kötések

I

I

I

3/15

Kovalens kötés: Olyan kémiai kötés, ahol a kötést létesítő elektronok megoszlanak az atomok között. (Pl.: HCl, N2 , O2 stb.)

Ionos kötés


Lewis formalizmus: H·+·H→ H:H v. H−H (homonukleáris kötés)

VSEPR elmélet

heteronukleáris kötés: H·+·Cl |→H:Cl | (kötő e− pár, nemkötő e− pár)

MO elmélet

I

datív kötés: A kötő e− pár mindkét elektronját ugyanaz az atom adja. (Pl.: NH+ 4 , CO)

I

oktett szabály: A legtöbb atom arra törekszik, hogy nyolc e− legyen a vegyértékhéján.

I

többszörös kötés: Egynél több pár e− oszlik meg 2 atom között. Pl.:(N2 , O2 ).


VB elmélet

Polarizáció


I

Molekula vázszerkezete: A kismolekulák és a többatomos ionok központi atomból és körülötte nagyobb elektronegativitású atomokból állnak. pl.: CCl4 2 A szimmetrikus képlet legtöbbször szimmetrikus szerkezetet jelent. Pl.:S2 Cl2 (Cl−S−S−Cl) 3 Az oxosavak olyan vegyületek, amelyekben O atomok veszik körül a központi atomot. Az O atomokhoz H atomok is kapcsolódhatnak. Pl.: HClO4 4 A több lehetséges szerkezet közül az valósul meg, ahol a szokásos számú kovalens kötés van. Pl.: H−CN| és nem |CN−H. 1

4/15





I

Molekulák Lewis szerkezetének megállapítása: Számoljuk össze a vegyértékelektronok számát. (Figyelem: ionoknál!!) 2 Írjuk le a molekula vázszerkezetét minden egyes kötést egy e− párral jelölve. 3 Osszuk el a központi atomot körülvevő atomokon az e− -kat az oktett szabálynak megfelelően. 4 Számoljuk össze a maradék e− -kat és tegyük őket a központi atomra. Ha a központi atom nem elégíti ki az oktett szabályt → többszörös kötés. 1

5/15

I

− Pl.: SOCl2 (26 e− ), COCl2 (24 e− ), SO2− 3 (26 e )

I

Delokalizált kötés: A kötő elektronpár nemcsak két atom közelében tartózkodik. Rezonancia szerkezet. Pl.: CO2− 3 , benzol


Ionos kötés




Kivételek

Ionos kötés

Kovalens kötés Vázszerkezet

I I

I

Páratlan

e−

számú stabil molekulák. Pl.: NO, ClO2

Oktett hiány: 8 elektronnál kevesebb vegyértékelektron van a központi atom körül. (Pl.: BeCl2 , BF3 (III. főcsoportig) Oktett expanzió: 8 elektronnál több vegyérték elektronja van a központi atomnak. Pl.: PCl5 (15 P: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 ), IF7 (53 I:[Kr]4d10 5s2 5p5 helyett 5s1 5p3 5d3 )

Kötésrend: Kötésben levő elektronpárok száma. (Lewis formula) Fémes kötés: Az elektronok nagyon sok atom erőterében mozognak. (Pl.: Fe, Hg stb.)

6/15


Lewis szerkezet Kivételek




Molekulageometria: VSEPR elmélet


VSEPR elmélet

I

VSEPR: Az elektronpárok a lehető legtávolabb igyekeznek elhelyezkedni egymástól. A nemkötő elektronpárok (magányos) térigény nagyobb, mint a kötő elektronpároké. Meghatározzuk a központi atom elektronpárjainak számát. 2 Elhelyezzük a kötő- és nemkötő elektronpárokat térigényük szerint. 1

7/15


VB elmélet MO elmélet Polarizáció

e− párok 2 3 3 4 4 4 4 5 5 5 5 6 6 6

8/15


kötő 2 3 2 4 3 2 1 5 4 3 2 6 5 4

nemkötő 0 0 1 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2


példa BeF2 BF3 GeF2 CH4 NH3 H2 O HCl PCl5 SF4 ClF3 XeF2 SF6 IF5 XeF4

alak lineáris síkháromszög V-alak tetraéder trigonális piramis V-alak lineáris trigonális bipiramis torzult tetraéderes T-alak lineáris oktaéder négyzetes piramis síknégyzetes

Ionos kötés



VB elmélet Elsődleges kötések

I

I

I I I I I

A VSEPR elmélet viszonylag jól megjósolja a molekula geometriáját, de a kötések és az elektronszerkezet megértéshez kevés. (Miért létezhet IF5 molekula?) (Kvantummechanika → VB-elmélet, MO elmélet) VB elmélet: Kötés akkor jöhet létre két atom között, ha az egyik atom egy pályája fedésbe kerül a másik atom egy pályájával. Ezeken a pályákon levő elektronok száma nem lehet több mint kettő. Létező H2 , de nem létezik He2 molekula. pl.: 6 C: 1s2 2s2 2p2 , de instabil CH2 molekula. Hibridpályák: Atompályák kombinációjával létrejövő pályák. Promóció: Párosított elektronokból energiabefektetés hatására párosítatlan elektronok létrehozása. 6 C: (↑↓) (↑ )(↑ )(↑ )(↑ ) {z } |{z} | 1s

9/15

sp3


Ionos kötés



I

hibridpálya geometria sp lineáris sp2 síkháromszög sp3 tetraéder 3 sp d trigonális bipiramis sp3 d2 oktaéder 3 sp d T-alak sp3 d2 négyzetes piramis 8 O:[He](↑↓) (↑↓)(↑ )(↑ ) −→ [He](↑↓)(↑↓)(↑ )(↑ ) |{z} | {z } | {z } 2s

I I I

sp3

2p

e−

H2 O nem tetraéderes!! A nemkötő pár nagyobb helyigényű. Ezért V-alak! oktett expanzió: ClF3 (sp3 d), BrF5 (sp3 d2 ). többszörös kötések: C:(↑↓) (↑ )(↑ )(↑ ) (↑ ) |{z} | {z } |{z} 1s

sp2

2p

σ kötések jönnek létre a hibridpályákból, π kötés a 2p pályából. C-nek létezhet sp hibrid pályája. (3-as kötés) 10/15





MO elmélet



I

Bizonyos páros elektronszámú molekulák tapasztalat szerint paramágnesesek. (Vannak párosítatlan elektronjai) Pl.: O2 . A VB elmélettel ez nem magyarázható.

I

MO elmélet: A molekulapályák atompályák lineáris kombinációjaként állnak elő.

I

Pl.: H2 esetén az 1s pályák összege és kivonása két különböző molekulapályát eredményez.

I

Kötőpályák: Azok a molekulapályák, amelyek az atommagok között koncentrálódnak. (+) H2 esetén σ1s

I

Lazítópályák: Azok a molekulapályák, amelyek nem a két atommag között koncentrálódnak. (−) H2 esetén σ∗1s

11/15





H2 molekulapályái


E

VSEPR elmélet

* 1s

VB elmélet MO elmélet

1s

1s

1s

atomi palya

molekula palyak

atomi palya

Kötésrend: 12 (nb -na ), ahol nb : a kötőpályán levő e− száma és na : a lazítópályán levő e− száma. Kötésrend=1

12/15


Polarizáció


N2 molekulapályái

Kovalens kötés Vázszerkezet Lewis szerkezet

* 2p * 2p

E

Kivételek

VSEPR elmélet

2p

2p

VB elmélet

2p

MO elmélet 2p

2s

atomi palyak

2s

molekula palyak

1s2 2s2 2p3 1 1 Kötésrend= (nb -na )= (8-2)=3 2 2

7 N:

13/15


Polarizáció

atomi palyak

O2 molekulapályái


Kovalens kötés

* 2p * 2p

E

Vázszerkezet Lewis szerkezet Kivételek

2p

2p

VSEPR elmélet

2p

VB elmélet 2p

MO elmélet Polarizáció

2s

atomi palyak

2s

molekula palyak

atomi palyak

1s2 2s2 2p4 1 1 Kötésrend= (nb -na )= (8-4)=2 2 2 Paramágneses, megfordul a σ2p és π2p molekulapályák sorrendje a N2 -hez képest. Ez igaz az F2 molekulára is! Kötésrend lehet tört szám is!! (Pl. NO (2,5)) 8 O:

14/15




I

I

15/15

Kötéspolaritás: Eltérő elektronegativitású atomok által létesített kötés esetén jön létre. A molekulának dipólusmomentuma lehet. (Pl.: HCl) Molekulapolaritás: Geometria is szerepet játszik. (Pl.: NH3 (poláris) CO2 (apoláris).



Kémiai alapismeretek 3. hét

Recommend Documents