Az előadás letöltése folymat van. Kérjük, várjon

Az előadás letöltése folymat van. Kérjük, várjon

Periódusos rendszer (Mengyelejev, 1869). Periódusos rendszer.

Hasonló előadás


Az előadások a következő témára: "Periódusos rendszer (Mengyelejev, 1869). Periódusos rendszer."— Előadás másolata:

1 Periódusos rendszer (Mengyelejev, 1869)

2 Periódusos rendszer

3 f-mező (fémek) d-mező (fémek) p-mező (nemfém, félfém, fém) s-mező (fémek) nemesgáz csoport: zárt héj, extra stabil Rendezés elve: növekvő rendszám (elektronszám, atomtömeg) hasonló vegyértékelektron szerkezet egymás alatt

4 Egyéb periódusos rendszerek

5 Kémiai kötések Az atomok kémiai kötésekkel kapcsolódnak egymáshoz molekulákat vagy nagyobb rendszereket alkotva: Elsőrendű kötések (általában atomok között) Másodrendű kötések (általában molekulák között) Ionos kötés Kovalens kötés (koordinatív kötés) Fémes kötés Hidrogénkötés Dipólus-dipólus kölcsönhatás Diszperziós kölcsönhatás Elektronegativitás: az atom elektronvonzó képessége. Két atom kölcsönhatásakor a nagyobb elektronegativitású képes bizonyos fokig elszívni a másik egyes vegyértékelektronjait. Kis elektronegativitás: s-, d-, f-mező fémei (EN Cs =0.7) Nagy elektronegativitás: p-mező nemfémes elemei (EN F =4) Változás: csoportban felfelé, sorban jobbra nő. Nemesgáz elektronszerkezetre való törekvés = stabilitás!

6 Elektronegativitás Pauling: kiinduló érték: Mulliken: E N értéke: 0,7-4,0

7 Ionos kötés Egy negatív és egy pozitív töltésű ion közötti elektrosztatikus (Coulomb- féle) vonzóerő. Anion: semleges atomból elektron felvétellel (nemfémes elemek: F -, Cl -, O 2- ) Kation: semleges atomból elektron leadással (fémek: Na +, Ca 2+, Al 3+, stb.) Összetett ionok: NH +, SO 2-, CO 2-, stb (Első) Ionizációs energia (E i ): energia, mely ahhoz szükséges, hogy a semle- ges atom külső héjáról egy elektront leszakítsunk és a végtelenbe távolítsuk. Elektronaffinitás (E a ): energia, mely felszabadul (vagy szükséges ahhoz), ha a semleges atomból egyszeres negatív töltésű anion képződik. Kötéstávolság: elektrosztatikus vonzás és taszító (mag-mag, e - -e - ) erők egyensúlya határozza meg Vegyületképzés: Al 2 O 3 semleges! K+K+ F-F-

8 Kovalens kötés Az atomok nemesgáz elektronszerkezete elektronmegosztással alakul ki. Néhány ( ) elektron közössé válik, majd a közös elektronok összekapcsolják az atomokat. Jellemző: nemfémes elemekre (elektronegativitás-különbség kicsi)

9 Molekulapálya: ahol az elektron két vagy több atommag erőterében 90%-os valószínűséggel tartózkodik. A molekulapálya a kötésben résztvevő elektronok eredeti atompályáiból, azok kombinálódásával alakul ki. Emiatt tükrözi bizonyos fokig az atompályák tulajdonságait. Ahány atompálya kombinálódik ugyanannyi molekulapálya jön létre! E atompályák kötő molekulapálya lazító molekulapálya * Kötő molekulapálya alacsonyabb energiájú mint az atompályák, elektronok számára kedvezőbb. Ez a kémiai kötés hajtóereje! Kovalens kötés

10 Kovalens kötés  (egyszeres) kötés Jellemző: az elektronsűrűség maximuma a két atomot összekötő egyenes (kötéstengely) mentén van. Kialakulhat: s – s elektronok között s – p elektronok között p x – p x elektronok között Egyszeres kötés = egyvegyértékű atom az egyik partner: hidrogén vegyületei (HBr, H 2 O, NH 3, CH 4 ) halogének vegyületei (F 2, Cl 2, SCl 2, PF 3, CCl 4 ) E F F 2 F

11 Kovalens kötés  kötés Jellemző: a két atomot összekötő egyenes (kötéstengely) mentén nincs elektron, az elektronsűrűség az egyenes alatt és felett épül ki (két érintkezési pont, de csak egy kötés!). A gyengébb p-p átlapolás miatt a  kötések sérülékenyebbek, mint a  kötés. A többszörös kötésekben az egyik általában  kötés, csak a második illetve harmadik . Kialakulhat: p y – p y elektronok között p z – p z elektronok között  kötés = két- vagy háromvegyértékű atomok között kettős kötés (O 2, CO 2, SO 2, SO 3, H 2 C=CH 2 ) hármas kötés (N 2, HCCH, HCN) a második  merőleges az első síkjára p atompályák  pálya  pályák E N N 2 N

12 Kovalens kötés egyéb fontosabb jellemzői: Nemkötő (magános) elektronpár: kötésben részt nem vevő vegyértékelektronok pl: N 2 a N vegyértékhéja: 2s 2 2p 3 Kötéshossz: a kötést létesítő atomok magjai közti távolság Kötésszög: a kapcsolódó atomok magjai által bezárt szög Kötési energia: kötés felszakításához szükséges energia Kötésrend = (kötőelektronok – lazító pályán levő elektronok)/2 Pl. H 2 : 1 H 2 : 0.5 H 2 : Kovalens kötés Miért nincs kovalens kötésű He 2 molekula? ( 2e - kötő, 2e - lazító pályán lenne ) N E E E atompályák kötő lazító

13 Kovalens kötés Koordinatív (datív) kötés: A kötő elektronpárt az egyik atom adja (volt nemkötő elektronpárja) Pl., H 3 N : BH 3 p atompályák  pálya  pályák C O C (2s 2 2p 2 ) O (2s 2 2p 4 ) Vegyérték: egy adott molekulában az adott atomhoz tartozó kötő elektronpárok száma. HCl (1;1), H 2 O (1;2), NH 3 (3;1), CH 4 (4;1), H 2 S (1;2), SO 2 (4;2), SO 3 (6,2) Molekulák között is: H 3 B + NH 3 H 3 B NH 3 S vegyértékhéja: 3s 2 3p 4 3d 0 kis energia befektetéssel átalakulhat: (a) 3s 2 3p 3 3d 1 illetve (b) 3s 1 3p 3 3d 2 -vé (a) (b)

14 Térbeli alak lineáris (Ca 2+ : 3s 0 ) 3D szerkezet: a központi atom nemkötő elektronpárjainak és a  kötő elektron- párok kölcsönhatása határozza meg. Cél: a kötő és nemkötő elekronpárok egymástól legtávolabb helyezkedjenek el a rendelkezésre álló legnagyobb teret foglalják el (VSEPR) nemkötő elektronpár térigénye nagyobb (NH 3 piramis míg CH 4 tetraéder) F CaF H B H H H N H H H C H H H síkháromszög (B: 2s 2 2p 1 ) piramis (N: 2s 2 2p 3 ) tetraéder (C: 2s 2 2p 2 ) CH 4 : a szén vegyértékelektronjai a CH kötések kialakítása előtt átrendeződnek 2s 2 2p 2 2s 1 2p 3 sp 3 hibridpályák azonos energiájúak: ekvivalens kötéseket képeznek E 180º 120º 107.3º 109.5º

15 Polaritás Kötések polaritása: Az eltérő elektronegativitású atomok poláris kötéseket létesítenek. A nagyobb elektronegativitású atom jobban vonzza maga felé a kötő elektronpárt: a kötés elektronfelhője torzul. Megbomlik a töltésegyensúly, a nagyobb elektronega- tivitású atom parciálisan negatív, míg a másik parciálisan pozitív töltésű lesz. Pl. HCl, CO, H 2 O. Apoláris kötés van azonos atomok kapcsolódása esetén. Pl. H 2, O 2, N 2, F 2. Molekulák polaritása: Apoláris kötés esetén a molekula is apoláris. Poláros kötéssel kapcsolódó kétatomos molekulák polárisak. Poláris kötéssel kapcsolódó többatomos molekulák polaritása függ a szimmetriától: szén-dioxid: apoláris pozitív és negatív súlypont egybeesik O CO H O H víz: erős dipólus 105º -- ++ ++ -- -- ++

16 Fémes kötés A fémek kis elektronegativitásuk miatt könnyen leadják vegyérték elektronjaikat. Szilárd és olvadt halmazállapotban pozitív töltésű fématomtörzsek és delokalizált (helyhez nem kötött) elektronrendszer jön létre. A szilárd halmazállapotban kialakuló szerkezet a fémrács: Alapja a fémes tulajdonságok: elektromos vezetés jó hővezetés megmunkálhatóság (ugyanolyan környezet mint megmunkálás előtt)

17 E N különbség, összeg és a kötés- típus

18 Másodrendű kötések (általában molekulák között) Hidrogénkötés: O-H/N-H/Halogén-H kötések nagy polaritása miatt nagyon kicsi a H körüli elektron- sűrűség. Emiatt közelben levő másik elektronegatív atom vonzza a H-t. Vegyes ionos - kovalens jellegű a kölcsönhatás. Annál erősebb, minél elektronegatívabbak a nem-H atomok. H O H -- ++ ++ Elsőrendű kötések kötési energiája: kJ/mol Másodrendű kötések (általában molekulák között) Hidrogénkötés Dipólus-dipólus kölcsönhatás Diszperziós kölcsönhatás Indukciós hatás kJ/mol 8-40 kJ/mol H O H -- ++ ++ 1.9 Å 1.0 Å

19 Szuper-klaszter szerkezet 13 ikozaéderes egység, 1820 vízmolekula Kétdimenziós ikozaéderes szerkezet 280 vízmolekula a, szék formájú hexamer – 80 db van belőle b, hajó formájú hexamer – 360 db van belőle (4x90 db-os alegység) c, cisz –pentamer - 72 db van belőle(2x36) d,10 molekula alkotta tetraéder – 20 db van belőle e, 40db hexamer egység – 10 alkot egy alegységet f, 120 db 8 atomos struktúra – 30 db alkot egy alegységet g, 48 db pentamer boksz – 24 alkot egy alegységet h, 4 db dodekaéder – 3 alkot egy alegységet (12 db negyed dodekaéder)

20 Másodrendű kötések (általában molekulák között) Dipólus-dipólus kölcsönhatás: aszimmetrikus elektronsűrűség (töltés) eloszlással rendelkező molekulák között. Pl. CO Diszperziós kölcsönhatás: apoláris molekulák térközelbe kerülve tudják egymást polarizálni, kistöltésű indukált dipólusok jönnek létre. Pl. dihalogének (F 2, Cl 2, Br 2 ) Nagyobb méret → erősebb polarizáció. Indukciós kölcsönhatás: Dipólus és apoláris molekula között (dipólus  indulált dipólus)


Letölteni ppt "Periódusos rendszer (Mengyelejev, 1869). Periódusos rendszer."

Hasonló előadás


Google Hirdetések