KÉMIAI KÖTÉSEK
A kémiai kötés
az atomokat vagy atomcsoportokat összetartó erő, amely elég nagy ahhoz, hogy a kialakuló szerkezetnek állandó összetételt és viszonylagos stabilitást biztosítson.
Elsődleges kémiai kötés: ionos kötés kovalens kötés fémes kötés
London-féle erők Dipólus-dipólus kölcsönhatások Hidrogén-kötés
A kémiai kötés
az atomokat vagy atomcsoportokat összetartó erő, amely elég nagy ahhoz, hogy a kialakuló szerkezetnek állandó összetételt és viszonylagos stabilitást biztosítson.
Elsődleges kémiai kötés: ionos kötés kovalens kötés fémes kötés
London-féle erők Dipólus-dipólus kölcsönhatások Hidrogén-kötés
onos s ova ens
s
Hajtóerő: a nemesgázhéj konfiguráció elérése
Ionkötés pozitív és negatív töltésű ionok, köztük elektrosztatikus vonzás NaCl:
Na
Na+ + e-
[Ne]3s1
Cl Ne 3s23
[Ne]
+ e5
ClNe 3s23
6
Kation kialakulása: méretcsökkenés Anion kialakulása: méretnövekedés
= Ar
Kation kialakulása: méret csökkenése
Na
Na+
[Ne]3s1
[Ne]
+ e-
Anion kialakulása: méret növekedése Cl [Ne]s2p5
+ e-
Cl[Ne]s2p6
Kationok Nemesgáz konfiguráció Anionok Li+, Be2+ [He] HNa+, Mg2+, Al3+ [Ne] N3-, O2-, FK+, Ca2+ [Ar] S2-, ClRb+, Sr 2+ [Kr] Se2-, Br Cs+, Ba2+ [Xe] Te2-, I-
Az ellentétes töltésű ionok ionrácsot hoznak létre
Az ionkötés kialakulását többféle energiaváltozás kíséri. Na+ + e-
Na + eNa+ + Cl-
–
Na+Cl- ionpár
Na ionizációs energiája Cl elektronaffinitása +
-
Felszabaduló energia
E1 = 496 kJ/mol 2
= -
m
E3 = –555 kJ/mol + 496 kJ/mol – 349 kJ/mol – – 408 kJ/mol
Az ion kristály energiaszintje alacsonyabb, mint az egymástól elkülönült atomoké, és ezért stabilisabb
Kovalens kötés
Lewis-féle oktett elv Vegyértékkötés-elmélet Molekulaorbitál-elmélet
Klasszikus értelmezés: a vegyülő atomok magános (párosítatlan spinű) elektronjai, az ún. vegyértékelektronok páronként egy kovalens kötést hoznak létre (kolligáció).
Lewis-féle szerkezet (Oktett elv) H. + 1s1
.. :Cl . → .. 3s2 3p5
.. közös elektronpár H : Cl: .. 1s2
3s2 3p6
He
Ar
→ semleges atom
semleges molekula Gilbert Newton Lewis 1875 - 1946
Egyszerű kovalens kötés: sigma (σ) kötés
H +
Cl
H + H
Cl + Cl
H Cl
H H
H –– H
Cl Cl
HCl
H2
Cl2
Többszörös kovales kötés pi (π) kötés : Nem kötő elektron párok
O
+
O
O O
2s2 2p4
N 2s2 2p3
kötő elektron párok
O2
+
N
N
N N2
O O
va
vagy
N
N
Datív kötés: A kötést létesítő elektronpár mindkét elektronja ugyanattól az atomtól származik.
H
H N H
..
..
+ ..
..
H donor
akceptor
..
. . C + O .. a cep or
+
onor
C
O koordinatív kötés
A datív kötésnek a komplex vegyületek keletkezésénél van elsődleges szerepe, koordinációs kötésnek is nevezik.
Lewis-féle szerkezet (Oktett elv) ..
H H
H Cl ..
H-H ..
..
H - Cl
O C O
H C
O=C=O
H C
..
C H
..
Kivétel:
C
H
..
..
..
F ..
..
..
F Be F
F B F
..
..
..
..
Óriásmolekulák kovalens kötésekkel
gyémánt
kvarc
Az óriásmolekulák szerkezetét sem lehet értelmezni a Lewis-féle struktúrákkal
A kovalens kötés elméletei Ve
értékkötés-elmélet AB
+ A
B
Molekulaorbitál-elmélet AB
Vegyértékkötés-elmélet 1)
Kovalens kötés az atomorbitálok átfedésével jön létre.
2)
Egyszeres kötést alakít ki egy elektronpár átfedése (s-s, s-p, p-p) a kötés tengelye mentén (σ kötés).
+
+
3)
4)
5)
Többszörös kovalens kötésnél a kötésszögek megegyeznek az atomorbitálok eredeti eloszlásának szögével. Kettős vagy hármas kötés jön létre, ha két vagy három elektronpár közt jön létre kölcsönhatás ( π kötés).
Atomorbitálok kombinálódásával hibridorbitálok jönnek létre.
Többatomos molekulák kovalens kötésszerkezetét és eometriá át már nem tudja leírni a vegyértékkötés-elmélet, ezért bevezették az atomorbitálok hibridizációját . A hibridorbitálok átfedési képessége (a kötés erőssége) nagyobb, mint az eredeti atomorbitáloké, irányuk megfelel a molekulában mért kötésszögeknek.
Hibridizáció sp hibridizáció: Be: [He]2s2 Be:2s2
promóció
Be:2s12px1
2px 2py 2pz
sp hibridizáció
Be:h11h21
2px h1 h2
2s
2s
alapállapot
Két hibridorbitál e -e Geometria: lineáris Kötésszög : 180 o
promóció
elektronnal: 2 σ kötés
Megmagyarázható a BeCl2 szerkezete: Bár a berilium - klór kötés poláros, a molekula szimmetrikus szerkezete miatt a BeCl2-nek nincs dipólusmomentuma.
hibridállapot
Hibridizáció sp2 hibridizáció: B: [He]2s22px1 B:2s22px1
prom.
B:2s12px12py1
2px 2py 2pz
sp2 hibr.
B:h11h21h31
2px 2py h1 h2 h3
2s
alapállapot
Három hibridorbitál e -e Geometria: sík trigonális Kötésszög : 120 o
2s
promóció
elektronnal: 3 σ kötés
Megmagyarázható a BCl3 szerkezete: Bár a bór - klór kötés poláros, a molekula szimmetrikus szerkezete miatt a BCl3-nak nincs dipólusmomentuma.
hibridállapot
Hibridizáció sp3 hibridizáció:
prom.
C: 2s22px12py1 C: h11h21h31h41
C: [He]2s22px12py1
C: 2s12px12py12pz1
sp3 hibr.
E
2px 2py 2pz
2s
alapállapot
Né hibridorbitál e -e Geometria: tetraéderes Kötésszög : 109o28’
2px 2py 2pz
h1 h2 h3 h4
2s
promóció
elektronnal: 4 σ kötés
Megmagyarázható a CCl4 szerkezete: Bár a szén - klór kötés poláros, a molekula szimmetrikus szerkezete miatt a CCl4-nek nincs dipólusmomentuma.
hibridállapot
Hibridizáció sp3 hibridizáció: N: [He]2s22px12py12pz1
N: 2s22px12py12pz1
sp3 hibr.
N: h12h21h31h41
E
2px 2py 2pz
h1 h2 h3 h4
2s
alapállapot
Három hibridorbitál e
-e
elektronnal: 3σ kötés
Egy hibridorbitál párosított elektronnal: 1 magános pár Geometria: tetraéderes Kötésszög : ~ 107 o (a magános elektronpár torzító hatása miatt)
hibridállapot
Hibridizáció sp3 hibridizáció: O: [He]2s22px22py12pz1 O: 2s22px22py12pz1
sp3 hibr.
N: h12h22h31h41
E
2px 2py 2pz
h1 h2 h3 h4
2s
alapállapot
hibridállapot
Két hibridorbitál egy-egy elektronnal: 2 σ kötés Két hibridorbitál párosított elektronnal: 2 magános pár Geometria: tetraéderes Kötésszög: ~ 104,5 o (a magános elektronpárok torzító hatása miatt)
Hibridizáció sp3 hibridizáció: F: [He]2s22px22py22pz1 F: 2s22px22py22pz1
sp3 hibr.
N: h12h22h32h41
E
2px 2py 2pz
h1 h2 h3 h4
2s
alapállapot
Egy hibridorbitál egy-egy elektronnal: 1σ kötés Három hibridorbitál párosított elektronnal: 3 magános pár Geometria: tetraéderes
hibridállapot
Hibridizáció sp3 hibridizáció:
prom.
C: 2s22px12py1 C: h11h21h31h41
C: [He]2s22px12py1
C: 2s12px12py12pz1
sp3 hibr.
E
2px 2py 2pz
2s
alapállapot
Né hibridorbitál e -e Geometria: tetraéderes Kötésszög : 109o28’
2px 2py 2pz
h1 h2 h3 h4
2s
promóció
elektronnal: 4 σ kötés
hibridállapot
Hibridizáció sp2 hibridizáció: C: [He]2s22px12py1
C: 2s22px12py1
prom.
C: 2s12px12py12pz1
sp2 hibr.
C: h11h21h31 pz1
2px 2py 2pz
2s
alapállapot
2px 2py 2pz
h1 h2 h3
2pz
2s
promóció
Három hibridorbitál egy-egy elektronnal: 3 σ kötés Egy atomorbitál egy elektronnal: 1 π kötés Geometria: sík trigonális Kötésszög : 120 o
hibridállapot
Hibridizáció sp hibridizáció: C: [He]2s22px12py1
C: 2s22px12py1
prom.
C: 2s12px12py12pz1
sp hibr.
C: h11h21 py1 pz1
2p x 2p y 2p z
2s
alapállapot
Két hibridorbitál e -e elektronnal: 2 σ kötés Két atomorbitál egy elektronnal: 2 π kötés Geometria: lineáris Kötésszög : 180 o
2p x 2p y 2p z
h1 h2
2py 2p z
2s
promóció
hibridállapot
Molekulaorbitál- elmélet Az elektronok olyan módosult orbitálokon helyezkednek el, amelyek a molekula egészéhez tartoznak molekulaorbitálhoz (lazító és kötő) jutunk.
p orbitálok lineáris kombinációja
Feltöltési szabályok: 1) Az elektronok a kisebb energiájú orbitálra kerülnek. 2) Egy molekulaorbitálon maximálisan két elektron tartózkodhat. 3 Az azonos ener iá ú orbitálokat árosítatlan s innel töltik be. σ* lazító molekulapálya
1s atompálya az egyik atomban
1s atompálya a másik atomban
σ kötő molekulapálya
H2 – ion
He2 „molekula”
Fémes kötés A fémek jellegzetes tulajdonságai: • fémes fény, , , • jó hő és elektromos vezetőképesség
A fémes kötés sávelmélete: A fématomok közeledésekor az atomorbitálok kombinációjával egymáshoz közeli energiaszintű molekulaorbitálok alakulnak ki.
energiasáv (elektrontenger)
A molekulaorbitálok energiaszintjei a nátrium kristályában
a i g r e n e
kötő MO
Na
Na2
Na3
Na4
Na 5
Na6
Nan
