Szakmai kémia a 13. GL osztály részére 2016/2017.

Az előadások a következő témára: "Szakmai kémia a 13. GL osztály részére 2016/2017."— Előadás másolata:

1 Szakmai kémia a 13. GL osztály részére 2016/2017.
2. Kémiai kötések, anyagi rendszerek

2 A kémiai kötéstípusok Az atomok kötésbe lépnek egymással, törekednek a külső elektronhéjon a nemesgáz szerkezet (nyolcas, oktett) kialakítására. Ez többféle módon történhet: elektronok leadása, felvétele → ionos kötés, elektronokból kötő párok kialakítása → kovalens kötés, elektronok „közösbe” adása → fémes kötés. Nagy elektronegativitás különbség → ionos kötés. Kis elektronegativitás különbség nagy elektronegativitású atomok → kovalens kötés; kis elektronegativitású atomok → fémes kötés. Átmenetek a kötések között.

3 A kémiai kötéstípusok

4 A kémiai kötéstípusok

5 Példák kovalens kötésre
Egyes kötés – mindig szigma-kötés, az elektronsűrűség a két atomot összekötő tengely mentén a legnagyobb. CH4, NH3, H2O, stb. Többszörös kötés: egy szigma és egy vagy két pi-kötés. A pi- kötés elektronsűrűsége az atomokon átfektethető sík két oldalán a legnagyobb. CO2, H–C≡N, CN–, N2O, C2H4, C2H2, stb. Datív kötés: a kötő elektronpár mindkét elektronját az egyik atom adja. NH4+, H3O+, CO, stb. Komplexek: a központi atom vagy ion körül olyan molekulák vagy ionok vannak, amik a nem kötő elektronpárjukkal képesek kötésbe lépni. A központi atom vagy ion rendszerint a d-mező eleme. Pl. Fe(CO)5, [Fe(CN)6]4– Delokalizált kötés: az elektronok kettőnél több atomhoz tartoznak, pl. benzol, C6H6.

6 Kovalens kötések gyakorlás
Írjuk fel a következő elemek, vegyületek szerkezetét, adjuk meg a kötés polaritást, a molekula alakját és polaritását: O3, P4, S8, BF3, AlCl3, SCl2, SO2, SO3, H2SO4, H2CO3, HClO4, SO42–, CO3 –, S2O32–, S2O72–, S2O82–,