K miai k t sek .


26 views
Uploaded on:
Category: Funny / Jokes
Description
Kémiai kötések. Kötéstípusok, elektronegativitás Kémiai kötések : atomok ill. atomcsoportok között kialakuló kapcsolatok, amelyek létrejöttével a rendszer stabilabb (alacsonyabb energiaszintű) állapotba jut.
Transcripts
Slide 1

Kémiai kötések

Slide 2

Kötéstípusok, elektronegativitás Kémiai kötések : atomok sick. atomcsoportok között kialakuló kapcsolatok, amelyek létrejöttével a rendszer stabilabb (alacsonyabb energiaszintű) állapotba stick. Elsőrendű kémiai kötések : azok a kötések, amelyek kialakulása során a kapcsolódó atomok vegyértékhéj-szerkezete megváltozik (ún. intramolekuláris kapcsolatok). Másodrendű kötések : azok a kötések, amelyek gyenge elektrosztatikus kölcsönhatás révén az anyagi halmazok részecskéi (molekulák sick. ionok) között alakulnak ki (ún. intramolekuláris kapcsolatok). Kötési energia : az adott típusú kémiai kötés felbontásához szükséges (vagy a kötés létrejöttekor felszabaduló) energia átlagos értéke, 1 mól anyagra viszonyítva.

Slide 4

Elektronegativitás (elektronvonzó képesség), EN: annak az erőnek a mértéke, amellyel egy molecule a kémiai kötésben lévő elektronokat magához vonzani képes. A Pauling-féle EN skála alappontjai: a lítium EN-értéke 1,0 a fluor EN-értéke 4,0 A többi particle EN-értékét ezekhez viszonyítva állapították meg.

Slide 5

Az EN-érték a periódusos rendszerben: a periódusokon belül balról jobbra haladva nő a csoportokon belül felülről lefelé csökken

Slide 6

Az EN-i értékek kiszámítási módjai: Allred és Rochoev szerint : ahol Z eff az effektív magtöltés; r az atomsugár Az effektív magtöltés az atommagnak egyetlen vegyértékelektronra gyakorolt hatása, figyelembe véve, hogy az atommag töltésének egy részét a többi elektron leköti. ahol Z eff az effektív magtöltés; r az atomsugár

Slide 7

Mulliken szerint : ahol E 1 az atomok ionizációs energiája; E an az particle elektronaffinitás.

Slide 8

Az EN és a kötéstípus: a kötés jellegét a kapcsolódó atomok EN-értékeinek különbsége (∆EN), sick. összege (∑EN) határozza meg. ionkötés : ∆EN nagy (>2), ∑EN közepes (3,5 – 5,5) kovalens kötés : ∆EN kicsi (<2), ∑EN nagy (>4) fémes kötés : ∆EN kicsi (<1), ∑EN kicsi (<3,5)

Slide 9

KÖTÉSEK RÉSZLETEZÉSE: Ionkötés : Ellentétes töltésű ionok között elektronátadással kialakuló elsőrendű kémiai kötés. Az ionokat a kristályrácsban Coulomb-féle elektrosztatikus vonzóerők kapcsolják össze.

Slide 10

Kovalens kötés : Az atomok között egy vagy több közös elektronpárral kialakuló kötés. A kötést létesítő elektronpárok, a vegyértékhéjon leszakadó, de a kötésben részt nem vevő elektronpárok a nemkötő elektronpárok. (az elektronpárok jelölése az elektronképletben két pont, a szerkezeti képletben egy vonal)

Slide 11

Az itt fellépő jelenségek: Promóció : Az a folyamat, amely során a vegyértékhéjon lévő párosított elektronok energiaközlés hatására nagyobb energiájú atompályákra mennek át (kötés létrehozására képes párosítatlan elektronok alakulnak ki). Hibridizáció : Az a folyamat, amely során a vegyértékhéj atompályái úgy kombinálódnak, hogy az atompályák energiaszintjei azonossá válnak (az atompályákon egyenletes elektroneloszlás jön létre) (ábrára hivatkozás) Alapállapot : Az particle kiindulási (nem gerjesztett) elektron elhelyezkedési állapota.

Slide 12

A kovalens kötésnél fellépő 3 fenti állapot ábrázolása az alábbi HUND-féle jelöléssel:

Slide 13

A kötéskor molekulák sick. molekulapályák jönnek létre. Molekulapályák : Kettő vagy több atomhoz tartozó közös elektronok pályája, amelyek az atompályák átfedéséből alakulnak ki. A Pauli-elv molekulapályákra is érvényes (egy molekulapályán legfeljebb két, ellentétes töltésű elektron lehet).

Slide 14

A kovalens kötés szimmetriái 3 fajta kötési szimmetria ismert: a) szigma-( σ) kötés : a kötő elektronpár elektronsűrűsége a kötés tengelye mentén a legnagyobb. A σ-kötés s – s, s – p x , p x – p x atompályák kapcsolódásával alakulhat ki.

Slide 15

b) pí-(π) kötés : a köt ő elektronpár elektrons ű r ű sége a kötés tengelyére mer ő legesen a legnagyobb. A π-kötés 2p y , sick. 2p z atompálya kapcsolódásával alakulhatnak ki.

Slide 16

c) többszörös kovalens kötések : két particle között a kötést több elektronpár (2 vagy 3) hozza létre.

Slide 17

A kettős kötéseket két elektronpár hozza létre, az egyik egy σ-pályán, a másik egy π - pályán helyezkedik el. A hármas kötéseket mindig három elektronpár alkotja, amelyek közül az egyik σ-pályán van, a másik kettő π - pályán.

Slide 18

Delokalizált kötés: Delokalizált elektronok : a kettőnél több atomhoz tartozó kötőelektronok. Az általuk létrehozott kötést delokalizált kötésnek nevezzük.

Slide 19

Kötésrend, k : az a szám, amely megadja, hogy a molekulában a két molecule közötti kovalens kötés az egyszeres kötésnek hányszorosa.

Slide 20

Kötéssűrűség (kötésfelszakítási energia), E : 1 mól molekulában két adott iota közötti kötés felszakításához szükséges energia. A kovalens kötés erőssége a kötések számának növekedésével nő.

Slide 21

Kötéstávolság, d : a két atommag közötti távolság a molekulában. A d értéke a kötések számának növekedésével csökken. Kötésszög : a kapcsolódó atomok kötései (az atommagot gondolatban összekötő egyenesek) által bezárt szög.

Slide 22

DATÍV KÖTÉS Datív (koordinációs) kötés : a kovalens kötés úgy létesül, hogy a kötő elektronpárt csak az egyik iota adja. pl.:

Slide 23

Datív kötés fajtái: Molekula – Ion datív kötés (NH4+) Atom – Atom datív kötés (CO) Molekula – Molekula (NH3

Slide 24

Kovalens molekulák térbeli felépítése Molekulák alakja : a kapcsolódó atomok térbeli elrendeződése. A kovalens kötésű molekulák alakját döntően a központi particle kötő és nemkötő elektronpárjainak száma és ezek aránya határozza meg. Központi molecule : a kovalens kötésű molekulában a legtöbb kötő elektront tartalmazó particle, amelyhez a többi iota kapcsolódik. (A) Lígand (oldallánc) (B): a kapcsolódó atomok

Slide 26

Kötésszögre ható, az alakot befolyásoló tényezők: A nemkötő elektronpárok nagyobb térigénye a kötésszöget csökkenti; A delokalizálódott nemkötő elektronpárok a kötésszöget nem változtatják meg; A molekula alakját döntően a σ - kötések határozzák meg, a π - kötések a kötésszöget csak kismértékben módosítják; Azonos téralkat esetén a kötésszög csökken, ha a központi iota EN-értéke csökken, vagy ha a kapcsolódó atomoké nő.

Slide 27

A kötés, sick. a molekula POLARITÁSA és DIPÓLMOMENTUMA Kovalens kötés polaritása : a kötés apoláris, ha a kötő elektronpár a kapcsolódó két atomhoz egyenlő mértékben tartozik (a töltéseloszlás szimmetrikus); ellenkező esetben a kötés poláris. A kötés polaritását a kapcsolódó atomok elektronegativitásának különbsége (∆EN) alapján ítéljük meg.

Slide 28

Ha ∆EN=0, akkor a kötés apoláris Ha ∆EN>0, akkor a kötés poláris (a gyakorlatban apolárisnak tekinthető a kovalens kötés akkor, ha ∆EN<0) A molekula polaritását a kötések polaritásának irány és nagyság szerinti összege határozza meg. Egy molekula akkor poláris, ha benne poláris kötések vannak, és a molekula téralakja olyan, hogy a töltések nem szimmetrikusan oszlanak el. A molekula egyik része viszonylag negatív, a másik része viszonylag pozitív lesz.

Slide 29

A molekulák permanens dipólusmomentuma, μ : a polaritás mértékét jellemzi. A vektormennyiség iránya a pozitív töltéstől a negatív töltés felé mutat. Μ=el C*m

Slide 30

A FÉMES KÖTÉS Az elemek legnagyobb része fémes anyag. A fémek közös sajátságai a jó elektromos és hővezetés, és jellegzetes fémes fény és a kiváló alakíthatóság. Az elektronszerkezet szempontjából a fémekre jellemző, hogy atomjaik legkülső elektronhéján (vegyértékhéjon) kis számú, viszonylag lazán kötött elektronok vannak. Ez mutatkozik meg mind az ionizációs energia, mind az elektonegativitás értékeiben. A fématomok gázhalmazállapotban többnyire egyatomos formában vannak jelen. Szilárd állapotban (és folyadékokban) nincsenek különálló molekulák, sem szabad atomok, hanem a leglazábban kötött elektronok a fématomokról leszakadva valamennyi visszamaradt fémionhoz közösen tartoznak (tehát nem helyhez kötöttek). A fémben a részecskék közötti kapcsolatot az un. delokalizált (nem helyhez kötött) elektronrendszer teremti meg. Az ilyen kötést fémes kötésnek nevezzük. Szilárd állapotban a fémionok kristályrácsokba rendeződnek, és ez a fémrács.

Slide 31

MÁSODRENDŰ kötések Hidrogénkötés (hidrogénhíd) a molekulában kötött H-iota hozza létre a kötést egy másik molekula nagy elekronegativitású atomjával (F, N, O), vagyis egy hidrogénatom létesít kötést két másik particle között. (A kötés molekulán belül is kialakulhat, ekkor gyűrűképződés jön létre)

Slide 32

van der Waals-féle kötés: gyenge elektrosztatikus vonzóerőn alapuló és semleges atomok sick. molekulák között fellépő igen gyenge kötőerők.

Recommended
View more...