Az előadás letöltése folymat van. Kérjük, várjon

Az előadás letöltése folymat van. Kérjük, várjon

A PERIÓDIKUS TULAJDONSÁGOK PERIÓDUSOS TÖRVÉNY: az elemek fizikai és kémiai tulajdonságai növekvő rendszám szerint sorba rakva periódikusan váltakoznak.

Hasonló előadás


Az előadások a következő témára: "A PERIÓDIKUS TULAJDONSÁGOK PERIÓDUSOS TÖRVÉNY: az elemek fizikai és kémiai tulajdonságai növekvő rendszám szerint sorba rakva periódikusan váltakoznak."— Előadás másolata:

1 A PERIÓDIKUS TULAJDONSÁGOK PERIÓDUSOS TÖRVÉNY: az elemek fizikai és kémiai tulajdonságai növekvő rendszám szerint sorba rakva periódikusan váltakoznak. OKA: az atomok elektronkonfigurációja periódusonként ismétlődik. Néhány ilyen tulajdonság: AZ ATOMSUGÁR Bár az atomok határa diffúz, jellemző méretük van, pl. két atommag az atomsugarak összegénél jobban nem közelíti meg egymást, és különböző vegyületekben az atom sugara általában ugyanaz. Kvantitatív definíció: az atomsugár a legkülső elektronhéjban az elektronok tartózkodási valószínűsége maximumának távolsága az atommagtól. Az atomsugár nagyságát befolyásoló tényezők 1. A legkülső atompálya főkvantumszáma Ha adott a rendszám, akkor minél nagyobb a főkvantumszám, annál nagyobb az atomrádiusz. 2. Az effektív magtöltés A nagy főkvantumszámú pályákra olyankor kerül elektron, ha a rendszám, ezáltal a mag töltése nagy. A növekvő magtöltés viszont egyre erősebben vonzza az elektront, az csökkenti a kérdéses atompálya sugarát. A külső héjakon levő elektronok viszont nem az atommag teljes töltését, hanem abból csak annyit „éreznek”, amennyit a belső héjakon levő elektronok „hagynak” nekik. Ez az effektív magtöltés, közelítőleg (mert az árnyékoló hatás nem 100%-os) a magtöltés és a magot árnyékoló belső elektronok számának különbsége. Pl. a Li atom vegyértékhéján levő 2s 1 elektronra ható effektív magtöltés: +3e - 2e = 1, a Na-atomban a 3s 1 elektronra +11e-10e=1. Az utóbbi sugara nagyobb, mert a főkvantumszám nagyobb. A C atomban a vegyérték- héjon 2s 2 2p 2 elektron van, ezekre az effektív magtöltés +6e-2e=4 -> a C-atom sugara kisebb, mint a Li-atomé.

2 AZ ATOMSUGÁR PERIODICITÁSA A periódusokon belül a rendszám növekedtével csökken az atomsugár. OKA: a mag- töltés növekszik, de az atomtörzs elektronjainak száma változatlan (mivel egy adott periódusban a vegyértékhéj főkvantumszáma azonos) -> az effektív magtöltés nő. Az oszlopokon belül az atomsugár a rendszám növekedtével együtt nő. OKA: a vegyértékhéj főkvantumszáma egyre nagyobb. rendszám atomsugár / m

3 AZ IONIZÁCIÓS ENERGIA PERIODICITÁSA Az atomokról nagyon nagy energia hatására (pl. radioaktív sugárzás, ütközések) elektronok szakadhatnak le. A keletkező egy v. több pozitív töltésű részecskét ionnak (kationnak) nevezzük, a folyamat neve ionizáció. Az iont úgy jelőljük, hogy az elem vegyjele mellé jobb felső indexbe írjuk a pozitív töltések számát: Na +, Ca 2+, Al 3+. Az ionizációs energia (E i ) egy elektronnak a szabad atomról történő leszakításához szükséges energia - Az effektív magtöltés és az elektron-mag távolság hánya- dosával arányos. A vegyérték- elektronokra e távolság az effektív magtöltéssel fordítottan arányos -> az ionizációs energia közelítőleg arányos az effektív magtöltés négyzetével. - A legkülső héjról a legkönnyebb egy elektront leszakítani. - A rendszám függvényében periodikusan változik. rendszám ionizációs energia / kJ mol -1 Az elemek első ionizációs energiája

4 AZ IONIZÁCIÓS ENERGIA PERIODICITÁSA Adott perióduson belül az ionizációs energia a rendszám növekedtével nő. Pl. Li (521 kJ mol -1 )  Ne (2081 kJ mol -1 ) Az alkálifémek könnyen leadják vegyértékelektronjukat („világító elektron”, lángfestés). A nemesgázoknak a legnagyobb az ionizációs energiája (a nemesgázhéj-konfiguráció stabilitása a legnagyobb). Eltérés az általános tendenciától a félig betöltött p- és d-pályák konfigurációi esetében van (HUND-szabály). Az ionizációs energia adott oszlopon belül a rendszám növekedtével csökken. (Minél távolabb van az elektron a magtól, annál könnyebb leszakítani.) Több elektron is leszakítható egy atomról, sőt a belső héjakról is „ki lehet lőni” egy-egy elektront. Az egymást követő elektron-eltávolítási lépésekhez szükséges energiák a 2., 3.,..., ionizációs energiák. Egy adott elemnél az egymást követő ionizációs energiák értéke egyre nagyobb. A 2. lépésben pl. már nem egy semleges atomról kell elektront leszakítani, hanem egy + töltésű ionról. Ugrás tapasztalható abban a lépésben, ahol egy atomtörzs elektronjának leszakításáról van szó (ilyenkor egy zárt héjat kell „feltörni”).

5 Az atomoknak „elektronfeleslege” is lehet. Az ilyen, negatív töltésű ionokat anionnak nevezzük, a vegyjel mellé jobb felső indexbe írjuk a negatív töltések számát (Cl -, O 2- ). Képződésük egyes elemeknél energia-felszabadulással jár, másoknál energiát kell befektetni. Az elektronaffinitás (E A ) a szabad atomból történő anion-képződést kísérő energiaváltozás. („Az anion ionizációs energiájának ellentettje”) - Előjele negatív, ha energia szabadul fel az elektronfelvételkor. - Mérése nagyon nehéz. - A rendszám függvényében periodikusan változik. - A halogén elemeké, oxigéné, erősen negatív, mert egy elektronhéj „megtelhet” egy elektron felvételével. Cl([Ne] 3s 2 3p 5 ) + e  Cl - ([Ne] 3s 2 3p 6 )  H = kJ mol -1 A nemesgázok zárt héjára és az alkáliföldfémek zárt s 2 alhéjára nehéz elektront kényszeríteni. rendszám elektronaffinitás / kJ mol -1 Az elemek elektronaffinitása AZ ELEKTRONAFFINITÁS PERIODICITÁSA

6 A FŐCSOPORTBELI ELEMEK ELEKTRONAFFINITÁSA (kJ mol -1 ) IAIIAIIIAIVAVAVIAVIIAVIIIA 1.1.periódusH -73 He periódusLi -60 Be 240 B 27 C -122 N0N0 O -141 F -328 Ne periódusNa -53 Mg 30 Al -44 Si -134 P -72 S -200 Cl -349 Ar periódusK -48 Ca 156 Ga -30 Ge 120 As -77 Se -195 Br -325 Kr periódusRb -47 Sr 168 In -30 Sn -121 Sb -101 Te -190 I -295 Xe periódusCs -45 Ba 52 Tl -30 Pb -110 Bi -110 Po -180 At -270 Rn 41

7 AZ ELEKTRONEGATIVITÁS Az elemek kémiai viselkedését erősen meghatározza, milyen a vegyértékhéjuk betöl- töttsége, milyen könnyű arról elektront leszakítani vagy rátenni. Kötés képződésekor egyik atom elektront adhat át a másiknak. Az ELEKTRONEGATIVITÁS az atomoknak azt a tulajdonságát méri, hogy kötés képző- désekor milyen mértékben képesek magukhoz vonni a kötésben lévő elektronpárt. A MULLIKEN-féle definíció: elektronegativitás az ionizációs energia és az elektron- affinitás különbségének a fele EA = (E i -E A )/2 Pl. a fluor könnyen vesz fel elektront (nagy negatív E A ) és erősen tartja fogva elektronjait (nagy E i ) elektronegativitása nagy. A Li könnyen leadja az elektronjait (kis E i ) és elektront nem tud magához vonzani (kicsi negatív E A ), kicsi elektronegativitású. A Mulliken-skála csak korlátozottan használható: nehéz az elektonaffinitást mérni. A PAULING-féle definíció: relatív elektronegativitás-skála Egy kétatomos heteronukleáris molekula (AB) disszociációs energiája, E D (AB), mindig nagyobb, mint a megfelelő kétatomos homonukleáris molekulák (AA, BB) disszociációs energiájának, E D (AA) és E D (BB), számtani középértéke. Oka: extra elektrosztatikus stabilizáció, Δ AB érvényesül a heteronukleáris molekulá- ban, mert az elektroneloszlás a kevésbé elektronegatív atomtól az elektronegatívabb felé torzul. Ebből számította ki az elektronegativitások különbségét, X A -X B -t: A skála ezért csak relatív. Rögzítése: a H atom elektronegativitása legyen 2,1. Az elektronegativitás periódikusan változik. A periódusos rendszerben jobbra és felfelé haladva növekszik.

8 AZ ELEMEK ELEKTRONEGATIVITÁSA

9 A KÉMIAI KÖTÉS A kémiai kötés azonos vagy különböző elemek atomjai közötti olyan kölcsönhatás, amelynek következtében az atomok összekapcsolódnak és ezáltal molekulákat, atomcsoportokat, összetett ionokat vagy kristályokat alkotnak. A kötések kialakításában az atomok vegyértékhéján levő elektronok vesznek részt. Kémiai kötés akkor alakul ki, ha a folyamat energianyereséggel jár. A nemesgáz- konfiguráció energetikailag igen kedvező, ezért az atomok törekszenek ennek a konfigurációnak az elérésére. A nemesgáz-konfiguráció úgy alakulhat ki, hogy 1. egyik atom elektront ad le, a másik elektront vesz fel ionos kötés – nagy EN-különbség esetén lehetséges 2. egy v. több közös elektronpárt alakítanak ki egy vagy több elektron „beadásával” kovalens kötés – kis EN-különbség esetén, ha mindkét atom EN-a nagy 3. sok azonos vagy hasonló atom egyszerre kapcsolódik közös „elektronpark” kialakításával: fémes kötés – kis EN-különbség esetén, ha az atomok EN-a kicsi A nemesgáz-konfigurációban a vegyértékhéj konfigurációja s 2 p 6, azaz 8 elektron helyezkedik el az atommag körül gömbszimmetrikusan A nemesgáz-konfiguráció elérésére való törekvés azt jelenti, hogy az atomok törekednek arra, hogy a legkülső elektronhéjukban 8 elektron legyen. Ezt oktett-szabálynak nevezzük.

10 A KÖTÉSTÍPUS ÉS AZ ELEKTRONEGATIVITÁS fémes ionos kovalens

11 A KÉMIAI KÖTÉS A kémiai kötés erősségét jellemző mennyiségek: Kötési energia: a kötés felszakításához szükséges energia elsőrendű(kémiai) kötések: kJ mol -1 másodrendű kötések: kJ mol -1 Kötéshossz (az atommagok távolsága) pm. két elem közti kötés hossza általában annál kisebb, minél erősebb a kötés A kémiai kötés típusai: Elsőrendű Ionos – egyik atom elektront vesz át a másiktól Kovalens – mindkét atom hozzájárul a kötéshez. közös elektronpárt képeznek Fémes – a fémkristályban levő összes atom képez egy közös elektronsokaságot Másodrendű van der Waals-féle – „kész” molekulák, vagy ugyanazon molekula részei közt főleg egymás polarizálása miatt fellépő kölcsönhatás Hidrogénhíd – irányított (szabad elektronpár + elektronszegény hidrogén) A legtöbb kötést az ideális kötéstípusok közti átmenetnek kell tekinteni. A kötés típusát a kötésben résztvevő atomok elektronegativitása határozza meg.

12 A LEWIS-FÉLE SZIMBÓLUMOK A kötések kialakulásának szemléltetésére a Lewis-féle szimbólumokat használjuk. Az atom vegyjele köré annyi pontot rajzolunk, ahány elektron van a vegyértékhéjában. A kötés kialakulását az elektronegativitások ismeretében tudjuk megmagyarázni, úgy, hogy az elektronokat jelképező pontokat úgy rendezzük át, ahogyan az elektronok egyik atomból a másikba vagy a közös erőtérbe kerülnek. Főleg a kovalens és ionos kötés leírására alkalmas. Valójában túlegyszerűsített: nem tudja leírni az elektron hullámtermészetét.      Ionos kötés Na + F → Na + F - Kovalens kötés F + F → F F   

13 AZ IONOS KÖTÉS Az ionos kötésben résztvevő atomok (ideális esetben teljesen) ionizálódnak, és az anion és közötti elektrosztatikus vonzóerő tartja őket össze. Két atom között akkor jön létre, amikor az egyik atom képes a másiktól „elvenni” egy vagy több elektront. Ez akkor lehetséges, ha az egyik atomnak nagy az elektronegativitása, a másiké kicsi. Az előbbiből negatív töltésű anion, az utóbbiból pozitív töltésű kation lesz. Az elektronátadás vegyértékhéjról vegyértékhéjra történik. Mivel az elektrosztatikus erők irányfüggetlenek, az ionos kötésben levő atomok minden oldalán kell, hogy legyen a töltésüket kompenzáló ellentétes töltésű ion. Ezért az ionos kötésű vegyületek a tér mindhárom irányában ismétlődő egységekből álló rácsot, ionrácsot alkotnak. A 3 dimenzióban ismétlődő szerkezeteket kristályoknak nevezzük. Példa: a Na- és Cl-atomok elektronegativitása erősen különbözik (0,9 ill. 3,0). A Na elektron ad át a Cl-nak: Na([Ne]3s 1 ) + Cl([Ne]3s 2 3p 5 )  Na + ([Ne]) + Cl - ([Ne]3s 2 3p 6 ) ← Cl - ([Ar]) Az elektronátadás következtében két, nemesgáz konfigurációjú (Ne és Ar), stabilis, lezárt elektronhéjakat tartalmazó ion képződik. Az eredeti atomok vegyértékhéján volt egy-egy párosítatlan elektron, az ionokban nincs. A NaCl kristályban a Na + ionok egy kocka csúcsain és közepén ülnek, a kocka lapjainak közepén pedig a Cl - ionok (ez utóbbiak maguk is egy kocka közepének tekinthetők). Az ilyen szerkezetet 6-os koordinációjú lapon középpontos kockarácsnak nevezzük. Ha az ionok sugarának viszonya más, akkor más lesz a rácstípus is.

14 Az ionos kristály kialakulása nagy energia felszabadulásával jár, az ionos kötés erős. Ennek következtében az ionos kötésű vegyületek szilárd halmazállapotúak, meglehe- tősen kemények, de a kristályszerkezet merev, ezért ridegek, törékenyek. Az olvadás- és forráspontjuk magas (pl. a NaCl op.-ja 801 o C). Olvadékban és vizes oldatban vezetik az elektromos áramot (elektrolitok – az ionok szabadon mozog-hatnak, az áramvezetés ionvezetés). Sok só kristályai átlátszóak vagy áttetszőek. A nagy elektronegativitás-különbség, ami az ionos kötés kialakulásához szükséges, a periódusos rendszer bal oldalán levő alkáli– és alkáliföldfémek és általában a fémes ele- mek, valamint a jobb oldalán levő nemfémes, elsősorban halogén és kalkogén elemek (VIIA és VIA oszlop) közt áll fenn. A fémek egy vagy több elektron leadásával, a nem- fémek egy vagy kettő felvételével érik el a kedvező nemesgázkonfigurációt. A IIIA és IV A oszlop nagy rendszámú elemeinél oktett helyett a s 2 konfiguráció is elegendően stabil. PeriódusIAIIAIIIAIVAVAVIAVIIA Li + Na + K + Rb + Cs + Fr + Be 2+ Mg 2+ Ca 2+ Sr 2+ Ba 2+ B Al 3+ Ga 3+ In 3+ Tl +, Tl 3+ C Si Ge Sn 2+ Pb 2+ N 3- P As Sb Bi 3+ O 2- S 2- Se 2- Te 2- H - F - Cl - Br - I - AZ IONOS KÖTÉSŰ VEGYÜLETEK TULAJDONSÁGAI A főcsoportokban levő elemek egyatomos ionjai Mellékcsoportok: a d-héj részlegesen van feltöltve, egy elem- nek többféle töltésű ionja lehet

15 Az elemi ionok jelölése: a vegyjel mellé jobb felső indexbe írjuk a töltések számát: Na + nátrium-ion, Ca 2+ kalcium-ion, Al 3+ alumínium-ion, Cl - kloridion, Br - bromidion Többatomos ionok, kationok, anionok is vannak, ezek atomjait egymás közt kovalens kötések tartják össze: NH 4+, ammónium-ion, SO 4 2- szulfátion,, PO 4 3- foszfátion Az ionos kötésű anyagok többsége só. A sók fém kationból és egy- vagy többatomos savmaradék-ionból felépülő vegyületek. Az ionos sók elnevezése a következő: fém-anion-id, pl. nátrium-klorid, NaCl, rubídium-bromid, RbBr, kalcium-klorid, CaCl 2. Összetett anion esetén az anion nevét a megfelelő savéból származtatjuk: kénsav – szulfát (SO 4 2- ), salétromsav – nitrát (NO 3 - ), foszforsav – foszfát (PO 4 3- ), szénsav – karbonát (CO 3 2- ); pl. kalcium-szulfát, CaSO 4, nátrium-foszfát, Na 3 PO 4. Az ionos vegyületek sztöchiometriájának (hogy az atomok milyen arányban kombinálódnak) meghatározásához a periódusos rendszerben megnézzük, mekkora töltésű iont képes képezni egy atom, és az anionból és a kationból annyit veszünk, hogy kompenzálják egymás töltését. Pl.: K 2 CO 3, Al 2 (SO 4 ) 3. A sók egy része oldódik vízben, ilyenkor ionjaira esik szét, amelyeket vízmolekulákból álló „burok” (ú.n. hidrátburok) óv meg attól, hogy újra „összetapadjanak”. AZ IONOS KÖTÉSŰ VEGYÜLETEK TULAJDONSÁGAI

16 A FÉMES KÖTÉS A fématomok viszonylag könnyen ledják elektronjukat. Ha a környezetükben csak fématomok vannak, amelyek szintén nem „ragaszkodnak” az elektronjukhoz, akkor elektronátlépés helyett az összes atom az összes elektron közös gazdája lesz. A fémek kristályrácsában a rácspontokon a fématomok atomtörzsei ülnek, az elektronok pedig szabadon mozognak a kristályban. Ez teszi lehetővé, hogy a fémeknek jó a hő- és elektromos vezetőképessége. A fémek nem átlátszóak, fémes fényűek, legtöbbjük szilárd és kemény. A kötés erősségét mutatja, hogy forráspontjuk általában magas. Az átmenetifémeknek az olvadás- és forráspontja is magas, és köztük vannak a legnagyobb sűrűségű elemek. A fémek egy része rugalmas, jól megmunkálható, ami a szerkezetük következménye. Egy-egy fémdarab nem egyetlen kristály, hanem legtöbbször mikroszkopikus méretű kristályokból áll (eltört öntöttvas vagy acéltárgyak törési felületén szemmel is látható méretűek a kristályok.) A kristályok egyes jellegzetes „vágási” felülete mentén a rács- síkok könnyen elcsúszhatnak. Az apró kristályok sokféleképpen orientálódnak, ezért a külső hatásra bekövetkező elcsúszások különböző irányokba terelődnek, a fémdarab nem törik el. A fémrácsokban sok a hibahely, hiányzó vagy torlódott atom. Ezek a szi- lárdságot növelik és a vezetőképességet csökkentik. Minél tisztább egy fém, annál lá- gyabb és annál jobban vezeti az elektromos áramot. A fémek jellegzetes tulajdonsá- ga, hogy a kristályrácsban egymást gyakorlatilag tetszés szerinti mennyiségben he- lyettesíthetik. Sok esetben a különböző „szennyezőkoncentrációkhoz” különböző kris- tályszerkezetek tartoznak, amiknek különböző tulajdonságai vannak. Az szénacélban pl. különböző Fe x C y összetételű és határozatlan összetételű fázisok is vannak. szoros illeszkedés

17 A kristályrács Típusai: A kristályos anyag legkisebb ismétlődő szerkezeti egysége az ELEMI CELLA, amely meghatározott módon rendezett atomokból, molekulákból vagy ionokból áll. A kristályok elemi cellájuk alapján HÉT KRISTÁLYRENDSZERbe sorolhatók:

18 (kocka, térközepes, lapközepes)

19

20 Kovalens kötés olyan atomok között képződik, amelyek elektronegativitása nagy (ilyenkor az EN-ok különbsége szükségszerűen kicsi) elektronátadás nem történhet, mert mindkét atom „ragaszkodik” az elektronjához A kovalens kötés kialakulásának kvalititív magyarázata, hogy az atomok úgy tesznek szert nemesgáz-konfigurációra, hogy közös elektronpárt vagy párokat hoznak létre nagyjából azonos hozzájárulással. Egy-egy kémiai kötésnek egy-egy közös elektronpár felel meg. A kovalens kötéssel összekapcsolt atomok együtt egy molekulát alkotnak. A kovalens kötések – szemben az ionos és fémes kötéssel – irányítottak, azaz a kötések az atomra jellemző szöget zárnak be egymással. Ennek következtében a molekuláknak határozott alakja van. A vízmolekula, H 2 O két OH kötése pl. 104 o -os, az ammóniamolekula, NH 3 N-H kötései 107 o -os, a metán, CH 4 C-H kötéseinek mindegyike o -os szöget zár be minden szomszédjával. A H 2 O V alakú, az NH 3 piramisos, a metán négy H-atomja egy szabályos tetraéder csúcsain helyezkedik el, a C pedig a tetraéder közepén. A KOVALENS KÖTÉS H H H H C H O H N H H H

21 Az atomoknak jellemző vegyértéke van: ez azoknak a kötéseknek a száma, amelyet az atom létesíteni tud. A Lewis-féle kötésmodell szerint az atomok egy-egy párosítatlan elektronjukat „adják közös használatba”, így alakul ki a közös elektronpár. Az atom annyi kötést tud kialakítani, ahány párosítatlan elektronja van. A H atom egyetlen elektronja egy kovalens kötésbe viheti az atomot. A halogénatomok vegyértékhéjában levő 7 elektronból 6 párokat (3-at) alkot, egy marad párosítatlan: a halogénatomok egy- vegyértékűek. A szénatomnak a Hund-szabály szerint 2 párosítatlan elektronja van alapállapotban, de (formálisan, nem a kötésképződés folyamata során) kis gerjesztés hatására az s 2 p 2 konfigurációból sp 3 konfiguráció alakul ki, 4 párosítatlan elektronnal: a szén négy vegyértékű. Az atomoknak azon elektronpárjait, amelyek a molekulában is az atomon maradnak (nem vesznek részt kötés létesítésében), nemkötő vagy magános elektronpárnak nevezzük. Azokat a molekulákat, amelyekben van párosítatlan elektron, szabad gyöknek nevezzük. A gyökök nagyon reaktívak, mert igyekszenek a párosítatlan elektonjuknak párt szerezni, még akár olyan áron is, hogy egy másik molekula válik gyökké. Ilyenkor reakcióláncok alakulnak ki. Sok gyök további, molekulán belüli reakcióban „áthelyezheti” a gyökcentrumot más atomra, sokszor a többi kötés is meglazul a gyöktermészet miatt, ami a molekula szétesésére vezethet. Az élő szervezet molekuláit a gyökök károsítják, de erre az élőlények általában fel vannak készülve. A KOVALENS KÖTÉS

22 .A molekulák térbeli szerkezete (a vegyértékhéj elektron-pár taszítási elmélet) A periódusos rendszer 2. és 3. sorának főcsoportbeli elemeinek atomjai körül a kovalens kötések kialakulása során elektron-oktett, négy elektronpár alakul ki. Amikor négy azonos vagy hasonló atom kapcsolódik az atomhoz, akkor négy egyenértékű, vagy nagyon hasonló elektronpár (=kötés) lesz az atom körül. Ezek taszítják egymást; a taszítás akkor a legkisebb, ha a kötések egy tetraéder négy csúcsa irányába mutatnak (a tetraéder közepén van az atomunk, a központi atom). Ez az oka annak, hogy a kovalens kötések irányítottak. A metán C-atomja körül négy azonos H-atom van, ezért a molekula tetraéderes szerkezetű. A több egymáshoz kapcsolódó szénatomot tartalmazó szénhidrogén molekulák C-atomjai körül is tetraéder csúcsai felé mutatnak a kötések. A magános (nemkötő) elektronpároknak éppúgy van helyigénye, mint azoknak, amelyek egy kötésben vesznek részt (sőt, a kötő elektronpároknál nagyobb térigény); mindegyik magános pár elfoglal egy térirányt. Amikor olyan atom létesít kötést, amelynek egy magános elektronpárja van, akkor magános pár a tetraéder egyik csúcsát elfoglalja, a három kötő elektronpár a maradék három csúcs felé mutat, a központi atom marad a helyén. A molekula atomjai ekkor egy háromszög alapú gúla (piramis) csúcsain helyezkednek el. Két magános pár jelenlétében a központi atomhoz kapcsolódó atomok a tetraéder maradék két csúcsán heéyezkedhetnek el, emiatt van, hogy pl. a vízmolekula V alakú. Mivel a kötő párokénál a nagyobb magános párok térigénye, a kötésszög csökken a jelenlétükben, ezért nő a kötésszög a H 2 O, NH 3, CH 4 sorrendben. A KOVALENS KÖTÉS

23 Többszörös kötések Vannak molekulák, amelyekben az elektronok száma nem elegendő az elektron-oktett biztosítására minden atom körül. Ezek stabiltását az biztosítja, hogy egyes atom- párokat nem egy, hanem két vagy három közös elektronpár tart össze. Ilyenkor kettős v. hármas kötésről beszélünk. Pl. a C 2 H 4 (H 2 C=CH 2 ) szerkezetű eténben a két szénatom egymáshoz kapcsolódik, és mindegyikhez két-két H atom. A szénatomok közt két közös elektronpár létesíti a kötést. Ez a molekula sík. Az etinben (HC  CH, C 2 H 2 ) három közös elektronpár van, a 4 atom egy egyenesbe esik. A kovalens kötés pontos megértése a kvantummechanika segítségével lehetséges. A molekulákban az elektronok mozgását, éppúgy, mint az atomokban, hullámfüggvény írja le. Azoknak az elektronoknak a térbeli eloszlása (”pályája”), amelyek a molekula atomjainak belső héjain (az atomtörzsekben) helyezkednek el, nagyon hasonlítanak a szabad atombeliekéhez. A vegyértékhéjbeli elektronok erősen érzékelik a szomszéd atomok okozta perturbációt, és a nekik megfelelő atomi hullámfüggvények kombinálódnak úgy, hogy az atomok közötti térben viszonylag nagy tartózkodási valószínűség alakul ki. Az ilyen, ú.n. molekulapályákon (ami itt ismét a diffúz térbeli eloszlást jelenti) két elektronnak van „hely”, azaz mindkét, a kötést létesítő elektron „elfér” rajtuk: a kötő elektronpároknak egy-egy molekulapálya felel meg. Sok esetben a hullámfüggvény kiterjed az egész molekulára, „delokalizálódik”. Két szomszédos atom gömbszimmetrikus s-pályáiból hengerszimmetrikus σ molekulapályák alakulnak ki. A kötésre merőleges p-pályákból π molekulapályák lesznek, melyeknek csomósíkja van a kötés sikjában. A π-kötések majdnem mindig σ- kötésekkel együtt alakulnak ki, így lesz kettős (v. hármas) a kötés. A KOVALENS KÖTÉS

24 A szigma-kötés (  -kötés) A H 2 molekulapályái 1s 1 22 ** Az s atompályák kombinálódásából:

25 A Li 2 molekulapályái 1s 2 2s 1 1212 1*21*2 2222 2*2*

26 A p atompályák kombinálódása  -kötés  -kötés

27 A B 2 molekulapályái 2p 1 1s 2s

28 Az O 2 molekulapályái 2p 4 1s 2s

29 A VEGYÉRTÉKHÉJ-ELEKTRONPÁR TASZÍTÁSI (VSEPR) ELMÉLET

30

31 A VSEPR modell szabályai

32 EN kötésszög

33 A molekulákon belül a kovalens kötés nagyon erős. Viszont, mivel a molekulák nemesgáz-konfigurációjú atomokból állnak, egymással csak viszonylag gyenge kölcsönhatásba lépnek. Ezért az ilyen vegyületek olvadás- és forráspontja alacsony; ha szilárdak, akkor nem kemények. Ha szilárd kristályokat alkotnak, akkor a kristályban a rácspontokat molekulák foglalják el, ezeket molekularácsnak nevezzük. Vannak kovalens kötésekkel összetartott kristályok is, ha mindegyik résztvevő atom több vegyértékű. Az ilyen rácsokat atomrácsnak nevezzük. A rácspontokban atomok ülnek, amelyeket páronként köt össze egy-egy kovalens kötés, ami nagyon erős. Az ilyen kristályok rendkívül kemények, magas olvadás-és forráspont jellemzi őket (pl. gyémánt, SiC). A különböző kötésfajták ritkán jelennek meg ideális formában. A heteronukleáris kovalens kötésnek van valamelyes ionos természete: a közös elektronpár rendszerint kissé eltolódik, mégpedig a nagyobb elektronegativitású atom irányába. Az ilyen kötést poláros kovalens kötésnek nevezzük. Az összetett ionok atomjait kovalens jellegű kötés tartja össze, ami beleágyazódik az ionos kötéssel összetartott rácsba. A fémes és kovalens kötés is kombinálódhat, pl. a grafitban, amely éppúgy elektronvezető, mint a fémek. A poláros molekulák kölcsönhatásai közül nagyon fontos a természetben a hidrogén-kötés, amely akkor alakul ki, ha egy H-atom egy nagy EN-ú atomhoz (F, O, N) kapcsolódik (mely elszívja az elektronját) és a közelébe kerül egy másik molekulának egy nagy EN-ú atomja. Ilyenkor a H-atom „hidat” képez a két nagy EN-ú atom között. A KOVALENS KÖTÉSŰ MOLEKULÁK TULAJDONSÁGAI

34 HIDROGÉN Színtelen, a legkisebb sűrűségű gáz, forráspontja (fp.) -253ºC. H 2 molekulákból áll. Oxigénnel, levegővel és halogén elemekkel robbanó elegyet képez. Oxidja a víz (H 2 O) és a hidrogén-peroxid (H 2 O 2, erős oxidálószer). NEMESGÁZOK Egyatomos gázok. Az Ar viszonylag gyakori, a Rn-nak természetes radioaktív izotópjai vannak. Nem reaktívak: inert atmoszférának használhatók (Kr az izzólámpákban). Kivétel: fluorral a Kr és Xe reakcióra késztethető. HALOGÉN ELEMEK: F,Cl,Br,I,At Elemi állapotban kétatomos molekulájúak, a F 2 és Cl 2 gáz, a Br 2 folyadék, a I 2 szilárd. Nagy az elektronegativitásuk. H-nel HX savakat (HCl: sósav) képeznek. Ezek sói a halogenidek (fluorid, klorid, stb.). A gyomorsav legfontosabb alkotója a HCl. A hipoklórossav összetétele HOCl, bomlásakor O atomok szabadulnak fel, erős oxidálószer (hipó, Chlorox). OXIGÉNCSOPORT (Kalkogének: O,S,Se,Te,Po) Az O 2 a levegőnek kb. 1/5-ét kitevő gáz. A S alacsony op.-jú (<100 ºC) sárga kristályos anyag, Se,Te félfémek (szürke, de nem fényes, szilárd). Az oxigén reaktív, magasabb hőmérsékleten csak egy-két fém és kerámia állja. Vegyületei az oxidok, egyesek gázok (CO 2, NO, NO 2, SO 2 ), néhány folyadék (H 2 O), a fémoxidok szilárdak. Az OH gyök a légkörben a szennyezők legfontosabb oxidálószere. AZ ELEMEK KÉMIAI TULAJDONSÁGAI ÉS VEGYÜLETEI

35 A kén biner vegyületei a szulfidok (hidridje a H 2 S, záptojás szagú gáz). Sok fém érce szulfid. A biomolekulák egyik alapvető eleme. Oxosavai a kénes- és kénsav, H 2 SO 3 és H 2 SO 4, ezek sói a szulfitok és szulfátok. A szelén, Se félfém, félvezető, a tellúr, Te inkább fémes. A Se nagy mennyiségben mérgező (hajhullást okoz), ugyanakkor létfontosságú nyomelem. A NITROGÉNCSOPORT (N,P,As,Sb,Bi) A N 2 kis reaktivitású gáz, a levegőnek kb. 80%-a N 2. A P szilárd, három allotrópja a fehér (mérgező), a vörös és a fémes P. Az As,Sb félfémek, rideg, szürke, enyhén fényes elemek, a Bi fémesebb külsejű. A N,P a biomolekulák alapvető elemei (→műtrágya). A N hidridje az ammónia, NH 3, rossz szagú gáz, vegyipari alapanyag. Oxidjai a N 2 O (kéjgáz), NO, NO 2 (szmogképző gyökök, légkör­szennyezők) és N 2 O 4, N 2 O 5. Oxosavai a salétromos és salétromsav, HNO 2 és HNO 3, ezek sói a nitritek és nitrátok. A foszfor hidridje a foszfin, PH 3, mely maga is, H helyett szerves csoportokat tartalmazó származékai még inkább erős mérgek. Legfontosabb oxosava a foszforsav, H 3 PO 4, üdítő­italok savanyítására használják. Sói a foszfátok, egyesek vízoldhatók (alkálifémekkel), a többség nem, pl. a Ca 3 (PO 4 ) 2 a csont szerkezeti anyaga. Vízoldható származékait mosószer-adalékként vízlágyításra használják. Szerves származékai igen fontosak (pl. adenozin-trifoszfát, ATP, a sejtek energiahordozója). Az élő szervezet felépítéséhez N és P szükséges, ezeket a talajból veszik fel a növények (a pillangósok a N-t közvetlenül a levegőből). Műtrágya formájában pótoljuk a talaj N- és P-tartalmát. Amit ebből a csapadékvíz kimos a talajból, meg a mosási szennyvízből kerül a természetes vizekbe, ott feldúsul és az algák mértéktelenül elszaporodnak → eutrofizáció.

36 A SZÉNCSOPORT (C,Si,Ge,Sn,Pb) A szén allotrópjai (különböző kristályszerkezetű változatai): gyémánt és grafit, C 60, szén nanocső. Olvadáspontja 3850 o C. A természetben elemi állapotban is előfordul, régen elpusztult élőlények anyagából a föld alatt magas hőmérsékleten és nyomáson keletkezett. A szerves vegyületek alapeleme. Oxigénben, F 2 és Cl 2 gázban elég. Hidridjei a szénhidrogének (sokféle). Több millió szénvegyület ismert, mert a szénatomok egymáshoz kapcsolódva láncokat és gyűrűket tudnak alkotni. Ezekkel az ú.n. szerves kémia foglalkozik. A C oxidjai a CO (mérgező, mert a vér oxigénszállító képességét blokkolja; ha csak kevés hat, akkor fejfájást okoz, különben fulladást) és CO 2. Utóbbi minden szerves anyag égésekor (élő szervezetekben is) keletkezik. Sűrűsége nagyobb a levegőénél, nem szellőző pincékben felhalmozódik – fulladást okozhat. Üvegházhatású légszennyező (a földfelszínről visszavert hőt visszatartja a légkörben). Vízben oldódik, és egyensúlyi folyamatban hidrogénkarbonát, HCO 3 - és karbonát, CO 3 2- ionok, illetve H 2 CO 3 szénsav keletkezik. Ennek sói a karbonátok. A szilícium (Si) és a germánium (Ge) félvezetők, az elektronikai ipar ezeken alapszik. A Si oxidja (SiO 2, pl. kvarc) és annak származékai a földkéreg (litoszféra) legfontosabb alkotói. Ezek építőelemei a SiO 4 tetraéderek, melyek láncokat és térbeli hálókat képesek alkotni. A Si-ot Al atomok helyettesíthetik, ilyenkor más fémion is beépül a semlegesség biztosítására. Az üvegek is szilikátok, melyekben fém-ionok is vannak. Az ón (Sn), és ólom (Pb) fémes tulajdonságúak, vezetik az áramot, hajlíthatók, o.p.- juk alacsony, csak oxidáló savakban oldódnak. Vegyületeik mérgezők (nehézfém- sók). Az ólom egy vegyületét (ólom-tetraetil, Pb(C 2 H 5 ) 4 ) benzin-adaléknak használták, a levegőből belélegeztük, az utak mentén felhalmozódott, ezért kellett bevezetni az ólommentes benzint.

37 ALKÁLIFÉMEK (Li,Na,K,Rb,Cs,Fr) Kis elektronegativitású, fémrácsban kristályosodó, kis sűrűségű, késsel vágható, rendkívül reaktív elemek. A természetben elemi állapotban nem fordulnak elő, de az első háromnak a vegyületei gyakoriak. Vízzel reagálva H 2 -gázt fejlesztenek, és MOH képletű hidroxidokat képeznek. Ezeket lúgoknak nevezzük. Oldatuk lúgos kémhatású, erős zsíroldó, a bőrről is leoldja a zsírt, ezért síkos tapintású. Egy pozitív töltésű fémionok és OH - ionokat tartalmaz. Ionjaik alakjában sókban fordulnak elő, ez utóbbiak többsége vízben jól oldódik. Hidridjük is van, melyben a H negatív töltésű. Halogenidjeik a legtipikusabb sók (NaCl,KCl). A NaCl a konyhasó. A kálium fontos mind a növények, mind az állatok szervezetének felépítésében. ALKÁLIFÖLDFÉMEK (Be,Mg,Ca,Sr,Ba) Jellegzetesen fémes tulajdonságú elemek, az alkálifémeknél kevésbé reaktívak, elektronegativitásuk is kicsit nagyobb. Szilárd állapotban viszonylag lágyak. A Be, Mg levegőn eltartható, a Ca, Sr, Ba nem, utóbbi három bontja a vizet. Két pozitív töltésű ionjaiknak jellegzetes lángfestése van. Vegyületeik nem színesek (csak, ha a másik alkotó színes). MeO képletű oxidjaik fehérek, vízben nehezen oldódnak, hidroxidjuk is kevéssé, de erős bázisok. Sóik egy része vízben alig oldható (CaCO 3 mészkő, CaSO 4 gipsz, Ca 3 (PO 4 ) 2 ). Az építőipari habarcsok CaO, égetett mész, vagy a Ca(OH) 2 oltott mész felhasználásával készülnek. A levegőből CO 2 -ot vesznek fel, CaCO 3 képződik, mely a habarcs homokszemcséit „összeragasztja”; közben víz is keletkezik. A szén- savtartalmú víz a CaCO 3 -ot kis mértékben oldja (cseppkőképződés). A sok oldott Ca(HCO 3 ) 2 -ot tartalmazó víz kemény, a szappanok, mosószerek hatása gyenge ben- ne, mert a Ca 2+ ionok elreagálnak velük, illetve a CaCO 3 kicsapódik. A Ca élő szerve- zetek fontos alkotója, a Mg létfontosságú nyomelem, a Ba vízoldható sói mérgezők.

38 ALUMÍNIUMCSOPORT (Al, Ga,In,Tl) Az Al kis sűrűségű (2,7 g cm -3 ), jellegzetesen fémes fényű, jó elektromos- és hővezetőképességű, kevéssé rugalmas és viszonylag puha elem. Három vegyértékű. Nevezetes kémiai tulajdonsága, hogy amfoter, savakban is, lúgokban is oldódik, savval Al 3+ iont tartalmazó sókat, lúgokkal AlO 3 3- aluminát aniont vagy származékait tartalmazó sókat képez. Oxidáló savak nem oldják, mert jól záró oxidréteg keletkezik a felületén. Oxidja fehér (timföld, az Al-gyártás köztiterméke), a természetben vas- oxidok vörösbarnára színezik (bauxit). Hidroxidja fehér, vízben alig oldódik, gyenge bázis. Vegyületei elterjedtek az agyagásványokban. Alumínium-szilikátok adják a cement kötőanyagát. A Ga, In, Tl sokkal ritkább, mint az Al. A Ga és In kémiailag nagyon hasonlít az alumíniumhoz, a Tl a szomszédos ólomhoz. A Tl lehet egy vegyértékű is (marad egy „lezárt” s 2 alhéj). AZ ÁTMENETIFÉMEK A hétköznapi életben ismert tipikus fémek. A vegyületeikben többféle vegyértékkel fordulhatnak elő, mert a részlegesen betöltött d alhéj változó mértékben részt vesz kötések kialakításában. A vegyületeik közül sok színes. Oxidjaik földszerűek, szulfidjaik szép fémfényű kristályok (pirit, FeS 2, „bolondok aranya”). Főleg elemi állapotban használjuk őket, a kohászatban redukcióval állítják elő őket érceikből. A gépészetben nagyon fontosak a vascsoport elemei (Fe,Co,Ni); az acélok szenet és főleg Co, Ni, Cr, Mn ötvöző elemeket tartalmaznak.

39 Fontosabb átmenetifémek Titán, Ti (nem titánium, az a fém angol neve, nálunk a hozzá nem értők hívják így, mert jobban szédítit a vásárlót egy ilyen név): viszonylag kis sűrűségű (4.5 g-cm 3 ), magas olvadáspontú (kb o C), kemény, nagyszilárdságú, korrózióálló fém. Egyebek közt repülőgép-alkatrészek készülnek belőle. Dioxidja, a TiO 2 a legjobb fedőképességű fehér festék. Vanádium, V: igen kemény, magas o.p.-ú (kb o C), acélszürke, korrózióálló fém. Fontos acél-ötvöző. Króm, Cr: világosszürke (ezüstfehér), fényezhető, korrózióálló fém. Híg savak oldják, oxidáló savak (tömény HNO 3 ) nem, mert masszív oxidréteg keletkezik rajta, ami megakadályozza az oldódását (így viselkedik az alumínium is). Fontos acélötvöző, a rozsdamentes acélok felületét is a króm-oxid réteg védi. A fényes „krómozott” fémtárgyakra elektrolízissel választják le a krómot. Sói mérgezőek. Molibdén, Mo: a krómhoz hasonlít kémiai és fizikai tulajdonságait tekintve. Acélok szilárdságát, szívósságát lehet vele javítani. A Mo-acélokból pl. járműpáncélok készülnek. Diszulfidja, a MoS 2 a grafithoz hasonló, puha anyag, magas hőmérsékleten üzemelő fémeszközök kenésére használatos. Volfrám, W: az egyik legmagasabb o.p.-jú (3410 o C; f.p o C), nagy sűrűségű (19.3 g/cm 3 ) elem, világosszürke, igen kemény fém. Az izzólámpák izzószála készül belőle; ennek technológiájának fejlesztésében a magyarországi Tungsram az 1930-as években a világ vezető cégei közt volt (ma a GE része). A keményfémek (magas hőmérsékleten sem lágyuló, igen kemény, éltartó, szerszámgépek, fúrófejek stb. készítésére alkalmas, nem vas-alapú ötvözetek) egyik fő alkotója. A vidia pl. volfrám- karbidot és kobaltot tartalmaz.

40 Mangán, Mn: tisztán fehér, szénnel szennyezve szürke, öntöttvas külsejű fem. Fontos acélötvöző. Érdekes kémiai tulajdonsága, hogy 2 és 7 közt mindenféle vegyértékkel előfordul. Vas, Fe: az egyik leggyakrabban használatos fém, már kb. 4 évezrede állítják elő az emberek. Szürkés, meglehetősen lágy fém. Olvadáspontja 1536 o C, sűrűsége 7.86 g/cm 3. Ha ként, foszfort vagy sok szenet tartalmaz, rideg és kemény. Korrózióra igen hajlamos, mert oxidja pikkelyesen leválik a felületéről (rozsda), emellett nem taszítja a vizet, ezáltal „rögzíti” a korrozív közeget a fém felületén. A vasat savak oldják, vörösizzás hőmérsékletén a vizet bontja és H 2 keletkezik. Igen finom por alakban a levegőn magától lángra lobban (pirofóros). A legjobb ércei az oxidok. A vasgyártás során az oxidot szénnel redukálják. A keletkező nyersvasban C, S, P van, emiatt nem rugalmas, törékeny. Az acélgyártás során ezeket a szennyezőket távolítják el belőle, és ötvözőket visznek bele. A szénacélokban viszonylag kevés szén is van. A rozsdamentes (saválló) acélok Cr, Mo, a rugalmas, kemény acélok Ni, a mágnesacélok Co-tartalmúak. Kobalt, Co és nikkel, Ni: a vashoz nagyon hasonlóak kémiai és fizikai tulajdonságaik szerint is, de korrózióra kevésbé érzékenyek. A nikkelre egyesek allergiásak, nekik kerülniük kell a nikkelezett fémtárgyak érintését. A platinacsoport fémei (Ru,Rh,Pd és Os,Ir,Pt) közül főleg az utóbbi négy nehezen reagál más elemekkel, savakban nem vagy alig oldódnak, nemesfémek. Mindegyik fontos katalizátor.

41 MÁSODFAJÚ FÉMEK Az IB és IIB oszlop elemei: réz, Cu, ezüst, Ag, arany, Au, és cink, Zn, kadmium, Cd, higany, Hg. Vegyértékhéj-konfigurációjuk s 1 d 10 ill.s 2 d 10. Fizikai tulajdonságaik alapján tipikus fémek, jó hő- és elektromos vezetők (az Ag a legjobb), hajlíthatók, formázhatók, nem nagyon kemények (a Zn és Au meglehetősen puha). A Cu, Ag, Au o.p.-ja 1000 o C körül van, a Zn-é 420, a Cd-é 320, a Hg-é -38 o C. A másodfajú nevet a kémiai tulajdonságaik miatt kapták, kémiai fémes tulajdonságaik mérsékeltek. Híg savakban csak a Zn oldódik. Az Au a legnemesebb fémek egyike (a legkevésbé hajlandó vegyületekbe menni). A Cu, Ag, Au, Hg a természetben elemi állapotban is Vegyületeik mérgezőek, különösen a Cd és Hg-éi. A Cu elektromos és csővezetékek alapanyaga, az ezüsttel és arannyal együtt az elektronikai eszközökben használják. A vörösréz az elemi réz, a sárgaréz a Cu és Zn változó összetételű ötvözete (a két elem atomsugara nagyon hasonló, egymás kristályrácsában tág határok közt helyettesíthetik egymást. A bronz Cu, Zn és ón (Sn) ötvözete.


Letölteni ppt "A PERIÓDIKUS TULAJDONSÁGOK PERIÓDUSOS TÖRVÉNY: az elemek fizikai és kémiai tulajdonságai növekvő rendszám szerint sorba rakva periódikusan váltakoznak."

Hasonló előadás


Google Hirdetések