2005. 09. 28. KÉMIAI KÖTÉSEK

Elsődleges kémiai kötések 2005. 09. 28. Elsődleges kémiai kötések A kötések típusát a kapcsolódó atomok elektronegativitása (összege és különbsége) határozza. ionkötés (Az elektronegativitás összege és a különbsége is nagy) fémes kötés (Ha az elektronegativitás összege és különbsége is kicsi) kovalens kötés (az összeg nagy, de a különbségük kicsi) Fémes Kovalens Ionos átlagos EN DEN

Ionkötés EN > 2,0 Az összetartó erő az ellentétes töltésű ionok között fellépő elektrosztatikus vonzóerő. Az anionok képződése általában energia felszabadulással jár (elektronaffinitás). A kationok képződése energia befektetéssel jár (ionizációs energia).

Az anionok képződése mindig méret növekedéssel jár. Az egy elektronra jutó vonzóerő csökken. A felvett elektronok ugyanarra a héjra kerülnek, s le kell küzdeniük a már ott tartózkodó elektronok taszítóerejét. A kationok képződése méretük csökkenésével. Ha a vegyértékelektronjait adják le, csökken a héjak száma. Az atommagban lévő protonok számához képest csökken az elektronok száma, így az egy elektronra jutó vonzóerő megnő, az elektronfelhőt jobban összehúzza.

Na [Ne] 3s1  Na+ [Ne] + e- Ei = 496 kJ/mol A kloridion képződése közben felszabaduló energia (elektronaffinitás) nem fedezi a nátriumion képződéséhez szükséges ionizációs energiát. Szükség van tehát (496-349) kJ/mol energiára. Na [Ne] 3s1  Na+ [Ne] + e- Ei = 496 kJ/mol Cl [Ne] 3s2 3p5 + e-  Cl- [Ne] 3s2 3p6 Eaff = -349 kJ/mol A szükséges energia különbséget az ionrács kialakulásával járó felszabaduló energiájával fedezi. Az ionrács energia állapota lényegesen alacsonyabb, mint a kiindulási atomoké. http://www.youtube.com/watch?v=QqjcCvzWwww

Fémes kötés A fémrács rácspontjaiban pozitív töltésű fémionok vannak. A vegyérték elektronok energia szintjei módosulnak, s az egymáshoz közel álló atomorbitálok sorozata alakul ki. Az atomorbitálok számával megegyező számú molekulaorbitál alakul ki. Az új molekulaorbitálok energiája közel van egymáshoz, így egy egész energiasávot alkotnak. Ebben az energiasávban az elektronok viszonylag könnyen elmozdulnak

Kovalens kötés A kovalens kötés kialakulásakor szabad atomokból molekulák (összetett ionok) jönnek létre. A molekulák létrejötte mindig energia csökkenéssel jár.

A klasszikus kovalens kötés kialakulásánál két reakcióba lépő atom párosítatlan spinű elektronja egy kovalens kötést hoz létre. Kolligáció: az a reakció, amikor a két atom egy-egy elektront ad a létesülő kovalens kötésbe.

Szigma kötésnek (-kötés): az a kovalens kötés, mikor a kovalens kötés a két atommag közötti tengely mentén jön létre. Két s-atompálya átfedésével, illetve két azonos p-orbitál átfedésével jöhetnek létre -kötés: többszörös kovalens kötés kialakításakor a második ill. a harmadik kovalens kötés a molekula alatt és felett ill. előtte és mögötte alakul ki.  - kötés energiája mindig kisebb, mint az először kialakuló -kötésé.

Kötéstávolság (kötéshossz): A két atommag közötti távolság Kötéstávolság (kötéshossz): A két atommag közötti távolság. Ma már kísérletileg meghatározottak ezek az értékek. Kötésenergia: azt az energia, amely 1 mol adott kovalens kötés felszabadításához szükséges. Ez az energia a potenciális energia minimumnak felel meg. Minél kisebb a kötéstávolság, annál nagyobb a kötésenergia.

Kovalens kötés polaritása Apoláris kovalens kötés: két atom körüli elektron sűrűség azonos lesz. (Nem alakul ki töltéseloszlás.) EN< 0,5 Poláris kovalens kötés: A nagyobb elektronegativitással rendelkező atom a közös kötőelektronpárra nagyobb vonzóhatást gyakorol, így a kovalens kötést alkotó elektronok a nagyobb elektronegativitású atom körül nagyobb valószínűséggel tartózkodnak. A nagyobb elektronegativitású atomnál kialakul egy parciális negatív (-) töltés, míg a kisebb elektronegativitású atom körül egy részleges pozitív (+) töltés.

D = C*m (Coulomb*meter) Molekula polaritása A molekulák polaritását meghatározó tényezők: a kovalens kötés polaritása a molekula szimmetriája A dipólus momentum vektor mennyiség, mértékegysége a debye (D). D = C*m (Coulomb*meter) 1D = 3,34*10-30 C*m

Apoláris molekula Poláris molekula: Ha a kovalens kötés apoláris akkor a molekulának nincs dipólus momentuma. Ha kovalens kötés poláris és szimmetrikus molekula az azonos nagyságú de ellentétes irányítottságú dipólusmomentumok kioltják egymást, (azonos nagyságú, ellentétes irányú vektorok eredője nulla). Poláris molekula: Ha a poláris kötések nem szimmetrikusan helyezkednek el a molekulának lesz dipólus momentuma.

Vegyértékelektronpár taszítási elmélet (VSEPR) A vegyértékhéjon levő elektronpárok úgy helyezkednek el, hogy a távolságuk maximális legyen. A molekulákban a kötő és nemkötő elektronpárok a lehető legtávolabb igyekeznek kerülni egymástól. A magányos (nemkötő) elektronpárok térigényei mindig nagyobbak, mint a kötő elektronpároké. Ha nemkötő elektronpárral rendelkezik az egyik atom, akkor a kötésszöget mindig kisebb lesz, mintha csak kötőelektronpárok lennének a molekulában.

ha 2 a koordinációsszám, a molekula lineáris ha 3 síkháromszög Ha egy molekulában a központi atomnak nincs nemkötő elektronpárja, akkor, ha 2 a koordinációsszám, a molekula lineáris ha 3 síkháromszög ha 4 tetraéderes ha 5 trigonális bipiramis ha 6 oktaéder szerkezetű. Nemkötő elektronpárok megléte torzítani fogja a molekulát, a kötésszöget. http://www.wwnorton.com/chemistry/overview/ch7.htm

Vegyértékkötés elmélet (VB) A vegyértékkötés elmélet (valence bond VB) szerint a reagáló atomok az atomorbitálok eredeti jellegét megtartják, a kialakuló kötés mentén egymásba hatolnak, és átfedés jön létre. Egyszeres kovalens kötés jöhet létre a megfelelő tengelyek mentén, ahol az elektronsűrűség a két atom közötti térben a legnagyobb. A szigma ()-kötés s-s, s-px és px-px atomorbitálok átfedésével jöhet létre.

Szigma ()-kötés kialakulása s-px atomorbitálok átfedésével.

Hibridorbitálok: az atomorbitálok kombinálódnak, nagyobb átfedésű pályák jönnek létre. A hibridorbitálok önállóan nem léteznek, azonban formális felhasználásuk nagyban megkönnyítik a molekulák elektronhéj szerkezetének leírását. Valenciaállapot: Az atomoknak azt az elektronhéj szerkezetét, amelyekből kémiai kötés már közvetlenül is kialakulhat. Promóció: Az a gerjesztési folyamat, melynek során a párosított elektron egy magasabb energiájú atompályára kerül. A promócióhoz mindig energia szükséges.

a molekula alatt és felett, Többszörös kovalens kötés esetén, a kialakuló -kötés A megfelelő py-py ill. pz-pz atomorbitálok átfedésével jön létre a kötés. a molekula alatt és felett, illetve a molekula előtt és mögött a legnagyobb az elektronsűrűség.

Molekulaorbitál elmélet (MO) Az atomorbitálok megfelelő kombinációjával előállíthatók a molekulaorbitálok, amelyek a molekula egészéhez tartoznak. Ha két atom egy-egy atomorbitálját kombináljunk két molekulaorbitált kapunk. Egy molekulaorbitál a kiindulási atomorbitálok energia szintjénél alacsonyabb energiájú kötőorbitált egy az atomorbitálok energiájánál magasabb energiájú lazítóorbitált http://www.wwnorton.com/chemistry/tutorials/interface.swf?chapter=chapter_06&folder=molecular_orbitals

A molekulaorbitálok feltöltődésére is igaz az atomorbitálok feltöltődési szabályai: Energia minimumra törekvés elve. Maximális multiplicitás elve. Pauli-féle tilalmi elv. Kovalens kötés csak akkor jöhet létre, a kötőorbitálon lévő elektronok száma magasabb, mint a lazító orbitálon lévő elektronok száma. A molekulaorbitálokhoz tartozó energiaértékek általában a következő sorrendben növekednek: 1s  *1s  2s  *2s  2px  2py = 2pz  *2py = *2pz  *2px (Az oxigén atomtól)

kötésrend = kötő elektronpárok száma - a lazító elektronpárok száma Kötésrend: A molekulákat összetartó kötések száma. kötésrend = kötő elektronpárok száma - a lazító elektronpárok száma

s-s atompályákból létrejövő kötő- és lazító molekula orbitálok.

p-p atomorbitálokból kialakuló szigma- és -kötések

Különböző atomokból (heteronuklearis) képzett molekulákra jól alkalmazható a molekulaorbitál elmélet. Ha a két atom atomorbitáljainak száma különbözik, akkor az orbitálok egy része marad eredeti állapotában. A LiF molekulában a fluor atom 2pz és a hidrogén atom 1s atomorbitálja hozza létre a molekulaorbitálokat. A fluor többi betöltött orbitálja változatlan marad, s nemkötő orbitálok lesznek, melyek természetesen csak a fluor atomhoz tartoznak

A LiF molekulaorbitáljai

Másodrendű kémiai kötések (intermolekuláris erők) Másodrendű kötések: A molekulák között fellépő kölcsönhatás. Energiájuk jóval alacsonyabb (0,1-50 kJ/mol) az elsőrendű kötéseknél. Csoportosításuk: London-féle erők (Ar – Ar) Dipól-indukált dipól (Debye) (HCl – Cl2) Ion-indukált dipól (Fe2+ – O2) Dipól-dipól (HCl – HCl) Hidrogénkötés (HF – HF) Ion-dipól (Na+ – H2O)

London-féle erők Apoláris molekulák között lép fel. A molekulák között fellépő pillanatnyi polarizáció okozza. Az apoláris molekulák között fellépő London erő annál erősebb, minél könnyebben polarizálható a molekula. Minél nagyobb az egy atomra jutó elektronok száma. Minél nagyobb a molekula felülete. Minél nagyobb energiájú a London-féle erő annál magasabb olvadáspontú, forráspontú lesz az illető anyag.

Dipól-dipól kölcsönhatás Poláris molekulák között fellépő kölcsönhatás. A dipólus molekulák ellentétes töltéssel orientálódnak egymás mellé. A molekulák között fellépő energia a London-féle erőnél jóval erősebb. Az így kialakult szerkezet, nagy rendezettséget mutat. A szilárd anyagoknál nagyobb. A folyadékoknál kisebb.

Hidrogénkötés A legerősebb intermolekuláris kölcsönhatás. Olyan molekulák között alakulhat ki: nagy elektronegativitású központi atommal rendelkeznek nemkötő elektronpárjuk elektronban szegény hidrogén A parciális pozitív töltésű hidrogén atom, és a szomszédos parciális negatív töltésű központi atom nemkötő elektronpárja között alakul ki a kölcsönhatás.

A fluor, az oxigén és a nitrogén atom képes hidrogénkötés kialakítására mivel a legnagyobb elektronegativitású elemek kicsi az atomrádiuszuk és rendelkeznek nemkötő elektronpárral.