Transcript Kémiai kötések Kötéstípusok, elektronegativitás • Kémiai kötések: atomok ill. atomcsoportok között kialakuló kapcsolatok, amelyek létrejöttével a rendszer stabilabb (alacsonyabb energiaszintű) állapotba jut. • Elsőrendű.

Kémiai kötések
Kötéstípusok, elektronegativitás
• Kémiai kötések: atomok ill. atomcsoportok között
kialakuló kapcsolatok, amelyek létrejöttével a rendszer
stabilabb (alacsonyabb energiaszintű) állapotba jut.
• Elsőrendű kémiai kötések: azok a kötések, amelyek
kialakulása során a kapcsolódó atomok vegyértékhéjszerkezete megváltozik (ún. intramolekuláris
kapcsolatok).
• Másodrendű kötések: azok a kötések, amelyek gyenge
elektrosztatikus kölcsönhatás révén az anyagi halmazok
részecskéi (molekulák ill. ionok) között alakulnak ki (ún.
intramolekuláris kapcsolatok).
• Kötési energia: az adott típusú kémiai kötés
felbontásához szükséges (vagy a kötés létrejöttekor
felszabaduló) energia átlagos értéke, 1 mól anyagra
viszonyítva.
Kötéstípusok
Kötési energia kJ/mól
Elsőrendű kémiai kötések:
•Ionkötés
80 – 800
•Kovalens kötés
–Tiszta
–Datív
–Fémes
Másodrendű kötések:
•Hidrogénkötés
•van der Waals-féle kötés
8 – 40
0,8 – 12
• Elektronegativitás (elektronvonzó képesség),
EN: annak az erőnek a mértéke, amellyel
egy atom a kémiai kötésben lévő
elektronokat magához vonzani képes.
• A Pauling-féle EN skála alappontjai:
– a lítium EN-értéke 1,0
– a fluor EN-értéke 4,0
A többi atom EN-értékét ezekhez viszonyítva
állapították meg.
Az EN-érték a periódusos rendszerben:
•a periódusokon belül balról jobbra haladva nő
•a csoportokon belül felülről lefelé csökken
Az EN-i értékek kiszámítási módjai:
– Allred és Rochoev szerint:
Z eff
EN  0,359 2  0,744
r
ahol Zeff az effektív magtöltés; r az atomsugár
• Az effektív magtöltés az atommagnak
egyetlen vegyértékelektronra gyakorolt
hatása, figyelembe véve, hogy az atommag
töltésének egy részét a többi elektron leköti.
Z eff  Z  S
ahol Zeff az effektív magtöltés; r az atomsugár
– Mulliken szerint:
E1  E a
EN 
2
ahol E1 az atomok ionizációs energiája; Ea az atom
elektronaffinitás.
Az EN és a kötéstípus: a kötés jellegét a
kapcsolódó atomok EN-értékeinek különbsége
(∆EN), ill. összege (∑EN) határozza meg.
ionkötés: ∆EN nagy
(>2), ∑EN közepes
(3,5 – 5,5)
kovalens kötés:
∆EN kicsi (<2),
∑EN nagy (>4)
fémes kötés: ∆EN
kicsi (<1), ∑EN
kicsi (<3,5)
KÖTÉSEK RÉSZLETEZÉSE:
• Ionkötés: Ellentétes töltésű ionok között
elektronátadással kialakuló elsőrendű kémiai kötés.
Az ionokat a kristályrácsban Coulomb-féle
elektrosztatikus vonzóerők kapcsolják össze.
Kovalens kötés:
• Az atomok között egy vagy több közös
elektronpárral kialakuló kötés.
A kötést létesítő elektronpárok, a
vegyértékhéjon leszakadó, de a kötésben
részt nem vevő elektronpárok a nemkötő
elektronpárok. (az elektronpárok jelölése
az elektronképletben két pont, a szerkezeti
képletben egy vonal)
Az itt fellépő jelenségek:
• Promóció: Az a folyamat, amely során a
vegyértékhéjon lévő párosított elektronok
energiaközlés hatására nagyobb energiájú
atompályákra mennek át (kötés létrehozására
képes párosítatlan elektronok alakulnak ki).
• Hibridizáció: Az a folyamat, amely során a
vegyértékhéj atompályái úgy kombinálódnak,
hogy az atompályák energiaszintjei azonossá
válnak (az atompályákon egyenletes
elektroneloszlás jön létre) (ábrára hivatkozás)
• Alapállapot: Az atom kiindulási (nem
gerjesztett) elektron elhelyezkedési állapota.
A kovalens kötésnél fellépő 3 fenti állapot
ábrázolása az alábbi HUND-féle jelöléssel:
A kötéskor molekulák ill. molekulapályák jönnek
létre.
Molekulapályák: Kettő vagy több atomhoz
tartozó közös elektronok pályája, amelyek az
atompályák átfedéséből alakulnak ki. A Paulielv molekulapályákra is érvényes (egy
molekulapályán legfeljebb két, ellentétes töltésű
elektron lehet).
A kovalens kötés szimmetriái
3 fajta kötési szimmetria
ismert:
a) szigma-( σ) kötés: a
kötő elektronpár
elektronsűrűsége a
kötés tengelye
mentén a
legnagyobb. A σkötés s – s, s – px,
px – px atompályák
kapcsolódásával
alakulhat ki.
b) pí- (π) kötés: a kötő
elektronpár
elektronsűrűsége a
kötés tengelyére
merőlegesen a
legnagyobb.
A π-kötés 2py, ill. 2pz
atompálya
kapcsolódásával
alakulhatnak ki.
c) többszörös kovalens kötések: két atom
között a kötést több elektronpár (2 vagy 3) hozza
létre.
A kettős kötéseket két elektronpár hozza létre, az
egyik egy σ-pályán, a másik egy π-pályán helyezkedik
el.
A hármas kötéseket mindig három elektronpár alkotja,
amelyek közül az egyik σ-pályán van, a másik kettő πpályán.
Delokalizált kötés:
• Delokalizált elektronok: a kettőnél több atomhoz
tartozó kötőelektronok. Az általuk létrehozott kötést
delokalizált kötésnek nevezzük.
Kötésrend, k: az a szám, amely megadja, hogy a
molekulában a két atom közötti kovalens kötés az
egyszeres kötésnek hányszorosa.
a kötéstlétesítő elektronpá
rok száma
k
az atomkapcsolatok száma
Kötéssűrűség
(kötésfelszakítási
energia), E: 1 mól
molekulában két
adott atom közötti
kötés
felszakításához
szükséges energia.
A kovalens kötés
erőssége a kötések
számának
növekedésével nő.
Kötéstávolság, d: a két
atommag közötti távolság
a molekulában.
A d értéke a kötések
számának növekedésével
csökken.
Kötésszög: a
kapcsolódó atomok
kötései (az atommagot
gondolatban összekötő
egyenesek) által bezárt
szög.
DATÍV KÖTÉS
Datív (koordinációs) kötés: a kovalens kötés úgy
létesül, hogy a kötő elektronpárt csak az egyik
atom adja. pl.:
Datív kötés fajtái:
• Molekula – Ion datív kötés (NH4+)
• Atom – Atom datív kötés (CO)
• Molekula – Molekula (NH3
Kovalens molekulák térbeli
felépítése
• Molekulák alakja: a kapcsolódó atomok térbeli
elrendeződése. A kovalens kötésű molekulák
alakját döntően a központi atom kötő és
nemkötő elektronpárjainak száma és ezek
aránya határozza meg.
• Központi atom: a kovalens kötésű molekulában
a legtöbb kötő elektront tartalmazó atom,
amelyhez a többi atom kapcsolódik. (A)
• Lígand (oldallánc) (B): a kapcsolódó atomok
Kötésszögre ható, az alakot
befolyásoló tényezők:
• A nemkötő elektronpárok nagyobb térigénye a
kötésszöget csökkenti;
• A delokalizálódott nemkötő elektronpárok a
kötésszöget nem változtatják meg;
• A molekula alakját döntően a σ-kötések
határozzák meg, a π-kötések a kötésszöget csak
kismértékben módosítják;
• Azonos téralkat esetén a kötésszög csökken, ha
a központi atom EN-értéke csökken, vagy ha a
kapcsolódó atomoké nő.
A kötés, ill. a molekula
POLARITÁSA és
DIPÓLMOMENTUMA
Kovalens kötés polaritása: a kötés
apoláris, ha a kötő elektronpár a
kapcsolódó két atomhoz egyenlő
mértékben tartozik (a töltéseloszlás
szimmetrikus); ellenkező esetben a kötés
poláris. A kötés polaritását a kapcsolódó
atomok elektronegativitásának különbsége
(∆EN) alapján ítéljük meg.
Ha ∆EN=0, akkor a kötés apoláris
Ha ∆EN>0, akkor a kötés poláris
(a gyakorlatban apolárisnak tekinthető a kovalens
kötés akkor, ha ∆EN<0)
A molekula polaritását a
kötések polaritásának irány és
nagyság szerinti összege
határozza meg. Egy molekula
akkor poláris, ha benne poláris
kötések vannak, és a molekula
téralakja olyan, hogy a töltések
nem szimmetrikusan oszlanak
el. A molekula egyik része
viszonylag negatív, a másik
része viszonylag pozitív lesz.
A molekulák permanens dipólusmomentuma, μ:
a polaritás mértékét jellemzi. A vektormennyiség
iránya a pozitív töltéstől a negatív töltés felé
mutat.
Μ=el C*m
A FÉMES KÖTÉS
• Az elemek legnagyobb része fémes anyag. A fémek közös
sajátságai a jó elektromos és hővezetés, és jellegzetes
fémes fény és a kiváló alakíthatóság. Az elektronszerkezet
szempontjából a fémekre jellemző, hogy atomjaik legkülső
elektronhéján (vegyértékhéjon) kis számú, viszonylag lazán
kötött elektronok vannak. Ez mutatkozik meg mind az
ionizációs energia, mind az elektonegativitás értékeiben. A
fématomok gázhalmazállapotban többnyire egyatomos
formában vannak jelen. Szilárd állapotban (és
folyadékokban) nincsenek különálló molekulák, sem szabad
atomok, hanem a leglazábban kötött elektronok a
fématomokról leszakadva valamennyi visszamaradt
fémionhoz közösen tartoznak (tehát nem helyhez kötöttek). A
fémben a részecskék közötti kapcsolatot az un. delokalizált
(nem helyhez kötött) elektronrendszer teremti meg. Az ilyen
kötést fémes kötésnek nevezzük. Szilárd állapotban a
fémionok kristályrácsokba rendeződnek, és ez a fémrács.
MÁSODRENDŰ kötések
• Hidrogénkötés (hidrogénhíd) a molekulában kötött
H-atom hozza létre a kötést egy másik molekula
nagy elekronegativitású atomjával (F, N, O), vagyis
egy hidrogénatom létesít kötést két másik atom
között.
• (A kötés molekulán belül is kialakulhat, ekkor
gyűrűképződés jön létre)
van der Waals-féle kötés: gyenge elektrosztatikus
vonzóerőn alapuló és semleges atomok ill.
molekulák között fellépő igen gyenge kötőerők.