A kémiai kötés

Kémiai kölcsönhatás

ELSŐDLEGES MÁSODLAGOS

KOVALENS IONOS FÉMES HIDROGÉN-

KÖTÉS

VAN DER WAALS

v. DISZPERZIÓS

DIPÓL-

DIPÓL,

ION-

DIPÓL, …

Ionos kötés

Ionpár képződése

Na: I.E. és E.A. kicsi

Cl: I.E. és E.A. nagy

e-

Na

Na+

Cl

Cl-

Ionos kötés

Ionpár esetén a teljes energiaváltozás három

összetevőre bontható:

1. pozitív ion keletkezése, I.E.

2. anion keletkezése, E.A.

3. potenciális energia a kation és anion között

--- kötési energia a két ion között

Na + Cl → Na+Cl-

Ionos kötés: ellentétes töltésű ionok közötti kölcsönhatás

NaCl: ion pár ion rácsEgy kis és egy nagy EN-ú elem által alkotott vegyület

K: kis ionizációs energia

A: nagy elektron affinitás

Elektrosztatikus

kölcsönhatás

Rossz hő- és

elektromos

vezetők

Cl

Na+

Rácsenergia: NaCl(sz) → Na+(g) + Cl-(g)

Ionos kötés

A teljes kristály egy

ionos szilárd anyag

Minden Na+ iont

hat szomszédos

Cl– ion vesz körül.

Minden Cl– iont

hat szomszédos

Na+ ion vesz körül.

KCl keletkezése

elemeiből

+89

+418

+122

-349

-717

-437

KCl(sz)

K + 1/2 Cl (sz) (g)

K + 1/2 Cl (g) (g)

K + Cl(g) (g)

K + e + Cl(g) (g)

K + Cl (g) (g)

2

2

+ -

+ -

kJ/mol

Born-Haber ciklus

A KCl2 létezik ?

NEM !!!!!!!!!

Ionos kötés

Az ionos kötés kialakulásának kedvez:

--- az egyik atom I.E. kicsi

--- a másik atom E.A. nagy

--- kis méretű, nagy töltésű ionok keletkezése

Az elektronegativitás különbsége kb. >2

Feladat: milyen a kötés a stroncium és a klór reakciója során keletkező

vegyületnek ? Mi a képlete ?

Sr Cl

Rendszám: 38 17

El.konf.:

1s22s22p63s23p63d104s24p65s2

1s22s22p63s23p5

E.N.: 1,0 3,0

E.N. különbség: 2 ionos vegyület

Sr Sr2+ Cl Cl-

SrCl2

Acetát

Cianid

Hipoklorit

Klorit

Klorát

Perklorát

Dihidrogén-foszfát

Hidrogén-karbonát

Hidrogén szulfát

Hidroxid

Permanganát

Nitrit

Nitrát

Karbonát

Kromát

Dikromát

Peroxid

Hidrogén-foszfát

Szulfit

Szulfát

Tioszulfát

Foszfát

Gyakori ionok

A kovalens kötés

Gilbert Newton LEWIS: 1916

Kovalens kötés: két atom között elektronpár

megosztásával létrejött kötés

Az elektronegativitás különbsége kb. <1

H∙ + ∙H → H:H

Lewis-szerkezetek

Pontokkal és vonalakkal jelezzük az elektronok és

elektronpárok elhelyezkedését.

két hidrogén

atom

egy hidrogén

molekula

ez a hidrogén megoszt egy

elektron párt

ez a hidrogén is megoszt egy

elektron párt

elektronpár kötéskovalens kötés

Az oktett szabály

• Kötő elektron pár

• Nemkötő, vagy magányos elektron pár

• Többszörös kötés

– Kettős kötés: két megosztott (kötő) elektron pár

• Hiányos oktett pl. BF3

• Kiterjesztett oktett pl. PCl5

Lewis-szerkezetek

egy kötő elektronpár

egy nemkötő pár

két elektronpár

--- egy kettős kötés

három elektronpár

--- egy hármas kötés

két F atom

(hét vegyérték elektron / atom) egy F2 molekula

(mindegyik F körül nyolc

vegyérték elektron van)

H∙ ∙B∙ ∙C∙ :N∙ :O∙ :F ∙ :Ne:

:

∙ ∙ ∙ ∙

::

∙ ∙ ∙ ∙

∙ ∙

H:B :N:H∙ ∙

∙ ∙

∙ ∙

∙ ∙H

H

H

H

H:B : N:H∙ ∙

∙ ∙

∙ ∙

∙ ∙H

H

H

H

dativ v. koordinatív kötés

A kovalens kötés

Taszítások és vonzások az elektronok és az

atommagok között

vonzó

taszító

elektronfelhő

atommag

Kovalens kötés – H2

H…………….H

Két magányos hidrogénatomnál

energetikailag kedvezőbb a

hidrogénmolekula

Po

ten

ciá

lis e

nerg

ia

H-H távolság

Túl közel

Messze

Kötéshossz Magtávolság

Lazító pálya

Kötő pálya

Kötésrend: ½( elektronok száma kötő pályán – elektronok száma

lazító pályán) = 1

Kovalens kötés – H2

(Kötésrend: kötő elektronpárok száma - lazító elektronpárok száma)

Kovalens kötés – szigma (s) kötés

csomósík

szigma lazító pálya (s*)

szigma kötő pálya (s)

atomi s-pályákból

Lazító pálya

Kötő pálya

Kötésrend: ½( elektronok száma kötő pályán – elektronok száma

lazító pályán) = 1

Kovalens kötés – H2

(Kötésrend: kötő elektronpárok száma - lazító elektronpárok száma)

Lazító pálya

Kötő pálya

Kötésrend: ½( elektronok száma kötő pályán – elektronok száma

lazító pályán) = 0

Kovalens kötés – „He2”

Nem létezik

Kovalens kötés – N2

N2N N

Kötésrend: 3

Kovalens kötés – O2

2 párosítatlan elektron

Paramágneses!

Kötésrend: 2

Kovalens kötés – CO

Datív kötés:

Az egyik kötőpárt

kizárólag az egyik

atom (fragmens)

szolgáltatja.

Benzol (C6H6): Delokalizált

kovalens kötés

atomi

p-pályák

delokalizált

p1-molekulapálya

teljes

elektronsűrűség

Kovalens kötés

• Kötések erőssége

KJ/mol hossz

C – C -344 154 pm

C = C +(-271) 134 pm

C C +(-197) 120 pm

benzol +(-156) 140 pm

Kötési energia: a kötés felszakadása esetén fellépő energiaváltozás

Kovalens kötés

• Kötés polaritás

H-H

apoláris

Li-H

poláris

H-F

poláris

Li-F

ionos

nem dipólusos

molekula

dipólusos

molekula

Kovalens kötés

Kötés polaritás

EN Polaritás

H2 0 apoláris

HI ~0,5 gyengén poláris

HBr ~0,7 poláris

HCl ~0,9 erősen poláris

HF ~1,9 igen erősen poláris

NaCl ~2,1 ionos

Fe: Fémes kötés

Fémionok

(atomtörzsek)

Kiterjedt, delokalizált

elektronfelhő

Kis elektronegativitású elemek

Jó hő- és

elektromos

vezetők

Elsődleges kémiai kötések

Fémes Kovalens

Ionos

átlagos EN

EN

Kémiai kötések

Elsődleges kötések: kovalens, ionos, fémes ( >20 kJ/mol)

Másodlagos: diszperz, dipólus, hidrogénkötés (1-20 kJ/mol)

jellemzők: kötési energia, kötéshossz, kötésrend

Na

Ionos kötés Kovalens kötés Fémes kötés

Molekulák

Kovalens kémiai kötéssel

összetartott atomok véges halmaza.

Molekulák alakja

VSEPR elmélet –

valence-shell electron-pair repulsion theory

vegyértékelektronpár taszítási elmélet

--- elektronpárok taszítják egymást

--- egy magányos elektronpárnak nagyobb a

taszító effektusa, mint egy kötő elektronpárnak

(=> nagyobb a térigénye)

MP,MP > MP,KP > KP,KP

A kettes és hármas kötéseket úgy kezeljük, mint egy elektron párt.

Molekulák alakja - VSEPRVSEPR – vegyérték-elektronpár taszítási elmélet

nemkötő elektronpár > kötő elektronpár

3

4

2

Adja meg a következő molekulák alakját!

H2Se

PH3

H2C=CH2

H3CCH2CH=CHC(O)H

VSEPR – II

5

6

Adja meg a következő molekulák alakját!

PCl5

SiF62–

SeF4

Cl2NSF5

Molekulák polaritása

Poláris kötés ↔ Poláris molekula ????

Egy kötés poláris, ha a kötő elektronok egyenlőtlenül oszlanak meg

a két kötő atom között.

A poláris molekula egy olyan molekula, ahol a dipólusmomentum nem nulla.

Kétatomos molekula: molekula polaritása kötés polaritása, pl. HCl

Többatomos molekula: vektoriális, pl. H2O, CCl4

kötés dipólusok

molekula dipólusa

Molekulák közti kölcsönhatás

Másodlagos kölcsönhatások

Ion-dipól kölcsönhatás

Dipól – dipól kölcsönhatás (poláris molekulák)

Indukált dipól – indukált dipól kölcsönhatás

diszperziós erők (apoláris molekulák esetén)

Dipól-dipól, ion-diól kölcsönhatás

ion-dipól dipól-dipól

pl. sók vizes oldata pl. éter (foly. áll.)

Van der Waals kölcsönhatás

apoláris

molekula

másik

apoláris

molekulafluktuáció

Van der Waals kh.

Johannes Diderik van der Waals

(1837 1923)

Nobel-díj: 1910

pl. paraffin, kondenzált nemesgázok

Hidrogénkötés

peptidekvíz DNS: bázispárok

Klasszikus H-kötés feltételei: nagy elektronegativitású atomhoz (F,O,N) közvetlen

kapcsolódó H-atom és magános elektronpár szintén nagy EN-ú atomon

( Nem-klasszikus: pl -CH…O=C- )