A PERIУDIKUS TULAJDONSБGOK

1
A PERIÓDIKUS TULAJDONSÁGOK

• PERIÓDUSOS TÖRVÉNY az elemek fizikai és kémiai
  tulajdonságai növekvo rendszám szerint sorba
  rakva periódikusan váltakoznak. OKA az atomok
  elektronkonfigurációja periódusonként ismétlodik.
• Néhány ilyen tulajdonság
• AZ ATOMSUGÁR
• Bár az atomok határa diffúz, jellemzo méretük
  van, pl. két atommag az atomsugarak összegénél
  jobban nem közelíti meg egymást, és különbözo
  vegyületekben az atom sugara általában ugyanaz.
• Kvantitatív definíció az atomsugár a legkülso
  elektronhéjban az elektronok tartózkodási
  valószínusége maximumának távolsága az
  atommagtól.
• Az atomsugár nagyságát befolyásoló tényezok
• 1. A legkülso atompálya fokvantumszáma
• Ha adott a rendszám, akkor minél nagyobb a
  fokvantumszám, annál nagyobb az atomrádiusz.
• 2. Az effektív magtöltés
• A nagy fokvantumszámú pályákra olyankor kerül
  elektron, ha a rendszám, ezáltal a mag töltése
  nagy. A növekvo magtöltés viszont egyre erosebben
  vonzza az elektront, az csökkenti a kérdéses
  atompálya sugarát. A külso héjakon levo
  elektronok viszont nem az atommag teljes
  töltését, hanem abból csak annyit éreznek,
  amennyit a belso héjakon levo elektronok
  hagynak nekik. Ez az effektív magtöltés,
  közelítoleg (mert az árnyékoló hatás nem 100-os)
  a magtöltés és a magot árnyékoló belso elektronok
  számának különbsége. Pl. a Li atom vegyértékhéján
  levo 2s1 elektronra ható effektív magtöltés 3e
  - 2e 1, a Na-atomban a 3s1 elektronra
  11e-10e1. Az utóbbi sugara nagyobb, mert a
  fokvantumszám nagyobb. A C atomban a
  vegyérték-héjon 2s22p2 elektron van, ezekre az
  effektív magtöltés 6e-2e4 -gt a C-atom sugara
  kisebb, mint a Li-atomé.

2
AZ ATOMSUGÁR PERIODICITÁSA

• A periódusokon belül a rendszám növekedtével
  csökken az atomsugár. OKA a mag-töltés
  növekszik, de az atomtörzs elektronjainak száma
  változatlan (mivel egy adott periódusban a
  vegyértékhéj fokvantumszáma azonos) -gt az
  effektív magtöltés no.
• Az oszlopokon belül az atomsugár a rendszám
  növekedtével együtt no. OKA a vegyértékhéj
  fokvantumszáma egyre nagyobb.

atomsugár / 10-10 m
rendszám
3
AZ IONIZÁCIÓS ENERGIA PERIODICITÁSA

• Az atomokról nagyon nagy energia hatására (pl.
  radioaktív sugárzás, ütközések) elektronok
  szakadhatnak le. A keletkezo egy v. több pozitív
  töltésu részecskét ionnak (kationnak) nevezzük, a
  folyamat neve ionizáció. Az iont úgy jeloljük,
  hogy az elem vegyjele mellé jobb felso indexbe
  írjuk a pozitív töltések számát Na, Ca2, Al3.

Az ionizációs energia (Ei) egy elektronnak a
szabad atomról történo leszakításához szükséges
energia - Az effektív magtöltés és az
elektron-mag távolság hánya-dosával arányos. A
vegyérték-elektronokra e távolság az effektív
magtöltéssel fordítottan arányos -gt az ionizációs
energia közelítoleg arányos az effektív
magtöltés négyzetével. - A legkülso héjról a
legkönnyebb egy elektront leszakítani. - A
rendszám függvényében periodikusan változik.
Az elemek elso ionizációs energiája
ionizációs energia / kJ mol-1
rendszám
4
AZ IONIZÁCIÓS ENERGIA PERIODICITÁSA

• Adott perióduson belül az ionizációs energia a
  rendszám növekedtével no. Pl. Li (521
  kJ mol-1) ? Ne (2081 kJ mol-1)
• Az alkálifémek könnyen leadják vegyértékelektronju
  kat (világító elektron, lángfestés).
• A nemesgázoknak a legnagyobb az ionizációs
  energiája (a nemesgázhéj-konfiguráció stabilitása
  a legnagyobb).
• Eltérés az általános tendenciától a félig
  betöltött p- és d-pályák konfigurációi esetében
  van (HUND-szabály).
• Az ionizációs energia adott oszlopon belül a
  rendszám növekedtével csökken. (Minél távolabb
  van az elektron a magtól, annál könnyebb
  leszakítani.)
• Több elektron is leszakítható egy atomról, sot a
  belso héjakról is ki lehet loni egy-egy
  elektront.
• Az egymást követo elektron-eltávolítási
  lépésekhez szükséges energiák a 2., 3., ... ,
  ionizációs energiák. Egy adott elemnél az egymást
  követo ionizációs energiák értéke egyre nagyobb.
  A 2. lépésben pl. már nem egy semleges atomról
  kell elektront leszakítani, hanem egy töltésu
  ionról. Ugrás tapasztalható abban a lépésben,
  ahol egy atomtörzs elektronjának leszakításáról
  van szó (ilyenkor egy zárt héjat kell
  feltörni).

5
AZ ELEKTRONAFFINITÁS PERIODICITÁSA

• Az atomoknak elektronfeleslege is lehet. Az
  ilyen, negatív töltésu ionokat anionnak nevezzük,
  a vegyjel mellé jobb felso indexbe írjuk a
  negatív töltések számát (Cl-, O2-).
• Képzodésük egyes elemeknél energia-felszabadulássa
  l jár, másoknál energiát kell befektetni.

Az elemek elektronaffinitása
Az elektronaffinitás (EA) a szabad atomból
történo anion-képzodést kíséro energiaváltozás.
(Az anion ionizációs energiájának
ellentettje) - Elojele negatív, ha energia
szabadul fel az elektronfelvételkor. - Mérése
nagyon nehéz. - A rendszám függvényében
periodikusan változik. - A halogén elemeké,
oxigéné, erosen negatív, mert egy elektronhéj
megtelhet egy elektron felvételével. Cl(Ne
3s23p5) e ? Cl-(Ne 3s23p6) ?H - 349 kJ
mol-1 A nemesgázok zárt héjára és az
alkáliföldfémek zárt s2 alhéjára nehéz elektront
kényszeríteni.
elektronaffinitás / kJ mol-1
rendszám
6
A FOCSOPORTBELI ELEMEK ELEKTRONAFFINITÁSA (kJ
mol-1)
7
AZ ELEKTRONEGATIVITÁS

• Az elemek kémiai viselkedését erosen
  meghatározza, milyen a vegyértékhéjuk
  betöl-töttsége, milyen könnyu arról elektront
  leszakítani vagy rátenni. Kötés képzodésekor
  egyik atom elektront adhat át a másiknak.
• Az ELEKTRONEGATIVITÁS az atomoknak azt a
  tulajdonságát méri, hogy kötés képzo-désekor
  milyen mértékben képesek magukhoz vonni a
  kötésben lévo elektronpárt.
• A MULLIKEN-féle definíció elektronegativitás az
  ionizációs energia és az elektron-affinitás
  különbségének a fele
• EA (Ei-EA)/2
• Pl. a fluor könnyen vesz fel elektront (nagy
  negatív EA) és erosen tartja fogva elektronjait
  (nagy Ei) elektronegativitása nagy. A Li könnyen
  leadja az elektronjait (kis Ei) és elektront nem
  tud magához vonzani (kicsi negatív EA), kicsi
  elektronegativitású. A Mulliken-skála csak
  korlátozottan használható nehéz az
  elektonaffinitást mérni.
• A PAULING-féle definíció relatív
  elektronegativitás-skála
• Egy kétatomos heteronukleáris molekula (AB)
  disszociációs energiája, ED(AB), mindig nagyobb,
  mint a megfelelo kétatomos homonukleáris
  molekulák (AA, BB) disszociációs energiájának,
  ED(AA) és ED(BB), számtani középértéke.
• Oka extra elektrosztatikus stabilizáció, ?AB
  érvényesül a heteronukleáris molekulá-ban, mert
  az elektroneloszlás a kevésbé elektronegatív
  atomtól az elektronegatívabb felé torzul. Ebbol
  számította ki az elektronegativitások
  különbségét, XA-XB -t
• A skála ezért csak relatív. Rögzítése a H atom
  elektronegativitása legyen 2,1.
• Az elektronegativitás periódikusan változik. A
  periódusos rendszerben jobbra és felfelé haladva
  növekszik.

8
AZ ELEMEK ELEKTRONEGATIVITÁSA
9
A KÉMIAI KÖTÉS
A kémiai kötés azonos vagy különbözo elemek
atomjai közötti olyan kölcsönhatás, amelynek
következtében az atomok összekapcsolódnak és
ezáltal molekulákat, atomcsoportokat, összetett
ionokat vagy kristályokat alkotnak. A kötések
kialakításában az atomok vegyértékhéján levo
elektronok vesznek részt. Kémiai kötés akkor
alakul ki, ha a folyamat energianyereséggel jár.
A nemesgáz- konfiguráció energetikailag igen
kedvezo, ezért az atomok törekszenek ennek a
konfigurációnak az elérésére. A
nemesgáz-konfiguráció úgy alakulhat ki, hogy 1.
egyik atom elektront ad le, a másik elektront
vesz fel ionos kötés nagy EN-különbség
esetén lehetséges 2. egy v. több közös
elektronpárt alakítanak ki egy vagy több elektron
beadásával kovalens kötés kis EN-különbség
esetén, ha mindkét atom EN-a nagy 3. sok azonos
vagy hasonló atom egyszerre kapcsolódik közös
elektronpark kialakításával fémes kötés
kis EN-különbség esetén, ha az atomok EN-a kicsi
A nemesgáz-konfigurációban a vegyértékhéj
konfigurációja s2p6, azaz 8 elektron helyezkedik
el az atommag körül gömbszimmetrikusan A
nemesgáz-konfiguráció elérésére való törekvés azt
jelenti, hogy az atomok törekednek arra, hogy a
legkülso elektronhéjukban 8 elektron legyen. Ezt
oktett-szabálynak nevezzük.
10
A KÖTÉSTÍPUS ÉS AZ ELEKTRONEGATIVITÁS
ionos
kovalens
fémes
11
A KÉMIAI KÖTÉS
A kémiai kötés erosségét jellemzo
mennyiségek Kötési energia a kötés
felszakításához szükséges energia elsorendu(kémia
i) kötések 100-1000 kJ mol-1 másodrendu
kötések 10-40 kJ mol-1 Kötéshossz (az atommagok
távolsága) 74-300 pm. két elem közti kötés
hossza általában annál kisebb, minél erosebb a
kötés A kémiai kötés típusai Elsorendu Ionos
egyik atom elektront vesz át a
másiktól Kovalens mindkét atom hozzájárul a
kötéshez. közös elektronpárt képeznek Fémes a
fémkristályban levo összes atom képez egy közös
elektronsokaságot Másodrendu van der
Waals-féle kész molekulák, vagy ugyanazon
molekula részei közt foleg egymás polarizálása
miatt fellépo kölcsönhatás Hidrogénhíd
irányított (szabad elektronpár elektronszegény
hidrogén) A legtöbb kötést az ideális
kötéstípusok közti átmenetnek kell tekinteni. A
kötés típusát a kötésben résztvevo atomok
elektronegativitása határozza meg.
12
A LEWIS-FÉLE SZIMBÓLUMOK
A kötések kialakulásának szemléltetésére a
Lewis-féle szimbólumokat használjuk. Az atom
vegyjele köré annyi pontot rajzolunk, ahány
elektron van a vegyértékhéjában. A kötés
kialakulását az elektronegativitások ismeretében
tudjuk megmagyarázni, úgy, hogy az elektronokat
jelképezo pontokat úgy rendezzük át, ahogyan az
elektronok egyik atomból a másikba vagy a közös
erotérbe kerülnek. Foleg a kovalens és ionos
kötés leírására alkalmas. Valójában
túlegyszerusített nem tudja leírni az elektron
hullámtermészetét.
Ionos kötés
Na F
? Na F-
Kovalens kötés
? ?
? ?
? ?
? ?
F F ? F F
?
? ?
? ?
?
? ?
? ?
? ?
? ?
? ?
? ?
? ?
13
AZ IONOS KÖTÉS
Az ionos kötésben résztvevo atomok (ideális
esetben teljesen) ionizálódnak, és az anion és
közötti elektrosztatikus vonzóero tartja oket
össze. Két atom között akkor jön létre, amikor az
egyik atom képes a másiktól elvenni egy vagy
több elektront. Ez akkor lehetséges, ha az egyik
atomnak nagy az elektronegativitása, a másiké
kicsi. Az elobbibol negatív töltésu anion, az
utóbbiból pozitív töltésu kation lesz. Az
elektronátadás vegyértékhéjról vegyértékhéjra
történik. Mivel az elektrosztatikus erok
irányfüggetlenek, az ionos kötésben levo atomok
minden oldalán kell, hogy legyen a töltésüket
kompenzáló ellentétes töltésu ion. Ezért az ionos
kötésu vegyületek a tér mindhárom irányában
ismétlodo egységekbol álló rácsot, ionrácsot
alkotnak. A 3 dimenzióban ismétlodo
szerkezeteket kristályoknak nevezzük. Példa a
Na- és Cl-atomok elektronegativitása erosen
különbözik (0,9 ill. 3,0). A Na elektron ad át a
Cl-nak Na(Ne3s1) Cl(Ne3s23p5) ? Na(Ne)
Cl-(Ne3s23p6) ? Cl-(Ar) Az elektronátadás
következtében két, nemesgáz konfigurációjú (Ne és
Ar), stabilis, lezárt elektronhéjakat tartalmazó
ion képzodik. Az eredeti atomok vegyértékhéján
volt egy-egy párosítatlan elektron, az ionokban
nincs. A NaCl kristályban a Na ionok egy kocka
csúcsain és közepén ülnek, a kocka lapjainak
közepén pedig a Cl- ionok (ez utóbbiak maguk is
egy kocka közepének tekinthetok). Az ilyen
szerkezetet 6-os koordinációjú lapon középpontos
kockarácsnak nevezzük. Ha az ionok sugarának
viszonya más, akkor más lesz a rácstípus is.
14
AZ IONOS KÖTÉSU VEGYÜLETEK TULAJDONSÁGAI
Az ionos kristály kialakulása nagy energia
felszabadulásával jár, az ionos kötés eros. Ennek
következtében az ionos kötésu vegyületek szilárd
halmazállapotúak, meglehe-tosen kemények, de a
kristályszerkezet merev, ezért ridegek,
törékenyek. Az olvadás- és forráspontjuk magas
(pl. a NaCl op.-ja 801oC). Olvadékban és vizes
oldatban vezetik az elektromos áramot
(elektrolitok az ionok szabadon mozog-hatnak,
az áramvezetés ionvezetés). Sok só kristályai
átlátszóak vagy áttetszoek. A nagy
elektronegativitás-különbség, ami az ionos kötés
kialakulásához szükséges, a periódusos rendszer
bal oldalán levo alkáli és alkáliföldfémek és
általában a fémes ele-mek, valamint a jobb
oldalán levo nemfémes, elsosorban halogén és
kalkogén elemek (VIIA és VIA oszlop) közt áll
fenn. A fémek egy vagy több elektron leadásával,
a nem-fémek egy vagy ketto felvételével érik el
a kedvezo nemesgázkonfigurációt. A IIIA és IV A
oszlop nagy rendszámú elemeinél oktett helyett a
s2 konfiguráció is elegendoen stabil.
A focsoportokban levo elemek egyatomos ionjai Mel
lékcsoportok a d-héj részlegesen van feltöltve,
egy elem- nek többféle töltésu ionja lehet
15
AZ IONOS KÖTÉSU VEGYÜLETEK TULAJDONSÁGAI
Az elemi ionok jelölése a vegyjel mellé jobb
felso indexbe írjuk a töltések számát Na
nátrium-ion, Ca2 kalcium-ion, Al3
alumínium-ion, Cl- kloridion, Br-
bromidion Többatomos ionok, kationok, anionok is
vannak, ezek atomjait egymás közt kovalens
kötések tartják össze NH4, ammónium-ion, SO42-
szulfátion,, PO43- foszfátion Az ionos kötésu
anyagok többsége só. A sók fém kationból és egy-
vagy többatomos savmaradék-ionból felépülo
vegyületek. Az ionos sók elnevezése a
következo fém-anion-id, pl. nátrium-klorid,
NaCl, rubídium-bromid, RbBr, kalcium-klorid,
CaCl2. Összetett anion esetén az anion nevét a
megfelelo savéból származtatjuk kénsav
szulfát (SO42-) , salétromsav nitrát (NO3- ),
foszforsav foszfát (PO43-), szénsav karbonát
(CO32-) pl. kalcium-szulfát, CaSO4,
nátrium-foszfát, Na3PO4. Az ionos vegyületek
sztöchiometriájának (hogy az atomok milyen
arányban kombinálódnak) meghatározásához a
periódusos rendszerben megnézzük, mekkora töltésu
iont képes képezni egy atom, és az anionból és a
kationból annyit veszünk, hogy kompenzálják
egymás töltését. Pl. K2CO3, Al2(SO4)3. A sók
egy része oldódik vízben, ilyenkor ionjaira esik
szét, amelyeket vízmolekulákból álló burok
(ú.n. hidrátburok) óv meg attól, hogy újra
összetapadjanak.
16
A FÉMES KÖTÉS
A fématomok viszonylag könnyen ledják
elektronjukat. Ha a környezetükben csak fématomok
vannak, amelyek szintén nem ragaszkodnak az
elektronjukhoz, akkor elektronátlépés helyett az
összes atom az összes elektron közös gazdája
lesz. A fémek kristályrácsában a rácspontokon a
fématomok atomtörzsei ülnek, az elektronok pedig
szabadon mozognak a kristályban. Ez teszi
lehetové, hogy a fémeknek jó a ho- és elektromos
vezetoképessége. A fémek nem átlátszóak, fémes
fényuek, legtöbbjük szilárd és kemény. A kötés
erosségét mutatja, hogy forráspontjuk általában
magas. Az átmenetifémeknek az olvadás- és
forráspontja is magas, és köztük vannak a
legnagyobb suruségu elemek. A fémek egy része
rugalmas, jól megmunkálható, ami a szerkezetük
következménye. Egy-egy fémdarab nem egyetlen
kristály, hanem legtöbbször mikroszkopikus méretu
kristályokból áll (eltört öntöttvas vagy
acéltárgyak törési felületén szemmel is látható
méretuek a kristályok.) A kristályok egyes
jellegzetes vágási felülete mentén a rács-síkok
könnyen elcsúszhatnak. Az apró kristályok
sokféleképpen orientálódnak, ezért a külso
hatásra bekövetkezo elcsúszások különbözo
irányokba terelodnek, a fémdarab nem törik el. A
fémrácsokban sok a hibahely, hiányzó vagy
torlódott atom. Ezek a szi-lárdságot növelik és a
vezetoképességet csökkentik. Minél tisztább egy
fém, annál lá-gyabb és annál jobban vezeti az
elektromos áramot. A fémek jellegzetes
tulajdonsá-ga, hogy a kristályrácsban egymást
gyakorlatilag tetszés szerinti mennyiségben
he-lyettesíthetik. Sok esetben a különbözo
szennyezokoncentrációkhoz különbözo
kris-tályszerkezetek tartoznak, amiknek különbözo
tulajdonságai vannak. Az szénacélban pl.
különbözo FexCy összetételu és határozatlan
összetételu fázisok is vannak.
szoros illeszkedés
17
A kristályrács
Típusai A kristályos anyag legkisebb ismétlodo
szerkezeti egysége az ELEMI CELLA, amely
meghatározott módon rendezett atomokból,
molekulákból vagy ionokból áll. A kristályok
elemi cellájuk alapján HÉT KRISTÁLYRENDSZERbe
sorolhatók
18

(kocka, térközepes, lapközepes)
19
(No Transcript)
20
A KOVALENS KÖTÉS
Kovalens kötés olyan atomok között képzodik,
amelyek elektronegativitása nagy (ilyenkor
az EN-ok különbsége szükségszeruen kicsi)
elektronátadás nem történhet, mert mindkét atom
ragaszkodik az elektronjához A kovalens kötés
kialakulásának kvalititív magyarázata, hogy az
atomok úgy tesznek szert nemesgáz-konfigurációra,
hogy közös elektronpárt vagy párokat hoznak létre
nagyjából azonos hozzájárulással. Egy-egy kémiai
kötésnek egy-egy közös elektronpár felel meg. A
kovalens kötéssel összekapcsolt atomok együtt egy
molekulát alkotnak. A kovalens kötések szemben
az ionos és fémes kötéssel irányítottak, azaz a
kötések az atomra jellemzo szöget zárnak be
egymással. Ennek következtében a molekuláknak
határozott alakja van. A vízmolekula, H2O két OH
kötése pl. 104o-os, az ammóniamolekula, NH3 N-H
kötései 107o-os, a metán, CH4 C-H kötéseinek
mindegyike 109.5o-os szöget zár be minden
szomszédjával. A H2O V alakú, az NH3 piramisos, a
metán négy H-atomja egy szabályos tetraéder
csúcsain helyezkedik el, a C pedig a tetraéder
közepén.
H
N
C
O
H
H
H
H
H
H
H
H
21
A KOVALENS KÖTÉS
Az atomoknak jellemzo vegyértéke van ez azoknak
a kötéseknek a száma, amelyet az atom létesíteni
tud. A Lewis-féle kötésmodell szerint az atomok
egy-egy párosítatlan elektronjukat adják közös
használatba, így alakul ki a közös elektronpár.
Az atom annyi kötést tud kialakítani, ahány
párosítatlan elektronja van. A H atom egyetlen
elektronja egy kovalens kötésbe viheti az atomot.
A halogénatomok vegyértékhéjában levo 7
elektronból 6 párokat (3-at) alkot, egy marad
párosítatlan a halogénatomok egy-vegyértékuek. A
szénatomnak a Hund-szabály szerint 2 párosítatlan
elektronja van alapállapotban, de (formálisan,
nem a kötésképzodés folyamata során) kis
gerjesztés hatására az s2p2 konfigurációból sp3
konfiguráció alakul ki, 4 párosítatlan
elektronnal a szén négy vegyértéku. Az
atomoknak azon elektronpárjait, amelyek a
molekulában is az atomon maradnak (nem vesznek
részt kötés létesítésében), nemköto vagy magános
elektronpárnak nevezzük. Azokat a molekulákat,
amelyekben van párosítatlan elektron, szabad
gyöknek nevezzük. A gyökök nagyon reaktívak, mert
igyekszenek a párosítatlan elektonjuknak párt
szerezni, még akár olyan áron is, hogy egy másik
molekula válik gyökké. Ilyenkor reakcióláncok
alakulnak ki. Sok gyök további, molekulán belüli
reakcióban áthelyezheti a gyökcentrumot más
atomra, sokszor a többi kötés is meglazul a
gyöktermészet miatt, ami a molekula szétesésére
vezethet. Az élo szervezet molekuláit a gyökök
károsítják, de erre az élolények általában fel
vannak készülve.
22
A KOVALENS KÖTÉS
.A molekulák térbeli szerkezete (a vegyértékhéj
elektron-pár taszítási elmélet) A periódusos
rendszer 2. és 3. sorának focsoportbeli elemeinek
atomjai körül a kovalens kötések kialakulása
során elektron-oktett, négy elektronpár alakul
ki. Amikor négy azonos vagy hasonló atom
kapcsolódik az atomhoz, akkor négy egyenértéku,
vagy nagyon hasonló elektronpár (kötés) lesz az
atom körül. Ezek taszítják egymást a taszítás
akkor a legkisebb, ha a kötések egy tetraéder
négy csúcsa irányába mutatnak (a tetraéder
közepén van az atomunk, a központi atom). Ez az
oka annak, hogy a kovalens kötések
irányítottak. A metán C-atomja körül négy azonos
H-atom van, ezért a molekula tetraéderes
szerkezetu. A több egymáshoz kapcsolódó
szénatomot tartalmazó szénhidrogén molekulák
C-atomjai körül is tetraéder csúcsai felé
mutatnak a kötések. A magános (nemköto)
elektronpároknak éppúgy van helyigénye, mint
azoknak, amelyek egy kötésben vesznek részt (sot,
a köto elektronpároknál nagyobb térigény)
mindegyik magános pár elfoglal egy térirányt.
Amikor olyan atom létesít kötést, amelynek egy
magános elektronpárja van, akkor magános pár a
tetraéder egyik csúcsát elfoglalja, a három köto
elektronpár a maradék három csúcs felé mutat, a
központi atom marad a helyén. A molekula atomjai
ekkor egy háromszög alapú gúla (piramis) csúcsain
helyezkednek el. Két magános pár jelenlétében a
központi atomhoz kapcsolódó atomok a tetraéder
maradék két csúcsán heéyezkedhetnek el, emiatt
van, hogy pl. a vízmolekula V alakú. Mivel a köto
párokénál a nagyobb magános párok térigénye, a
kötésszög csökken a jelenlétükben, ezért no a
kötésszög a H2O, NH3, CH4 sorrendben.
23
A KOVALENS KÖTÉS
Többszörös kötések Vannak molekulák, amelyekben
az elektronok száma nem elegendo az
elektron-oktett biztosítására minden atom körül.
Ezek stabiltását az biztosítja, hogy egyes
atom-párokat nem egy, hanem két vagy három közös
elektronpár tart össze. Ilyenkor kettos v. hármas
kötésrol beszélünk. Pl. a C2H4 (H2CCH2)
szerkezetu eténben a két szénatom egymáshoz
kapcsolódik, és mindegyikhez két-két H atom. A
szénatomok közt két közös elektronpár létesíti a
kötést. Ez a molekula sík. Az etinben (HC?CH,
C2H2) három közös elektronpár van, a 4 atom egy
egyenesbe esik. A kovalens kötés pontos megértése
a kvantummechanika segítségével lehetséges. A
molekulákban az elektronok mozgását, éppúgy, mint
az atomokban, hullámfüggvény írja le. Azoknak az
elektronoknak a térbeli eloszlása (pályája),
amelyek a molekula atomjainak belso héjain (az
atomtörzsekben) helyezkednek el, nagyon
hasonlítanak a szabad atombeliekéhez. A
vegyértékhéjbeli elektronok erosen érzékelik a
szomszéd atomok okozta perturbációt, és a nekik
megfelelo atomi hullámfüggvények kombinálódnak
úgy, hogy az atomok közötti térben viszonylag
nagy tartózkodási valószínuség alakul ki. Az
ilyen, ú.n. molekulapályákon (ami itt ismét a
diffúz térbeli eloszlást jelenti) két elektronnak
van hely, azaz mindkét, a kötést létesíto
elektron elfér rajtuk a köto elektronpároknak
egy-egy molekulapálya felel meg. Sok esetben a
hullámfüggvény kiterjed az egész molekulára,
delokalizálódik. Két szomszédos atom
gömbszimmetrikus s-pályáiból hengerszimmetrikus s
molekulapályák alakulnak ki. A kötésre meroleges
p-pályákból p molekulapályák lesznek, melyeknek
csomósíkja van a kötés sikjában. A p-kötések
majdnem mindig s-kötésekkel együtt alakulnak ki,
így lesz kettos (v. hármas) a kötés.
24
A szigma-kötés (?-kötés)
Az s atompályák kombinálódásából
A H2 molekulapályái
?
1s1
1s1
?2
25
A Li2 molekulapályái
2?
2s1
2?2
1?2
1s2
1?2
26
A p atompályák kombinálódása
?-kötés
?-kötés
27
A B2 molekulapályái
2p1
2s
1s
28
Az O2 molekulapályái
2p4
2s
1s
29
A VEGYÉRTÉKHÉJ-ELEKTRONPÁR TASZÍTÁSI (VSEPR)
ELMÉLET
30
(No Transcript)
31
A VSEPR modell szabályai
32
EN
kötésszög
33
A KOVALENS KÖTÉSU MOLEKULÁK TULAJDONSÁGAI
A molekulákon belül a kovalens kötés nagyon
eros. Viszont, mivel a molekulák
nemesgáz-konfigurációjú atomokból állnak,
egymással csak viszonylag gyenge kölcsönhatásba
lépnek. Ezért az ilyen vegyületek olvadás- és
forráspontja alacsony ha szilárdak, akkor nem
kemények. Ha szilárd kristályokat alkotnak, akkor
a kristályban a rácspontokat molekulák foglalják
el, ezeket molekularácsnak nevezzük. Vannak
kovalens kötésekkel összetartott kristályok is,
ha mindegyik résztvevo atom több vegyértéku. Az
ilyen rácsokat atomrácsnak nevezzük. A
rácspontokban atomok ülnek, amelyeket páronként
köt össze egy-egy kovalens kötés, ami nagyon
eros. Az ilyen kristályok rendkívül kemények,
magas olvadás-és forráspont jellemzi oket (pl.
gyémánt, SiC). A különbözo kötésfajták ritkán
jelennek meg ideális formában. A heteronukleáris
kovalens kötésnek van valamelyes ionos
természete a közös elektronpár rendszerint kissé
eltolódik, mégpedig a nagyobb elektronegativitású
atom irányába. Az ilyen kötést poláros kovalens
kötésnek nevezzük. Az összetett ionok atomjait
kovalens jellegu kötés tartja össze, ami
beleágyazódik az ionos kötéssel összetartott
rácsba. A fémes és kovalens kötés is
kombinálódhat, pl. a grafitban, amely éppúgy
elektronvezeto, mint a fémek. A poláros
molekulák kölcsönhatásai közül nagyon fontos a
természetben a hidrogén-kötés, amely akkor alakul
ki, ha egy H-atom egy nagy EN-ú atomhoz (F, O, N)
kapcsolódik (mely elszívja az elektronját) és a
közelébe kerül egy másik molekulának egy nagy
EN-ú atomja. Ilyenkor a H-atom hidat képez a
két nagy EN-ú atom között.
34
AZ ELEMEK KÉMIAI TULAJDONSÁGAI ÉS VEGYÜLETEI
HIDROGÉN Színtelen, a legkisebb suruségu gáz,
forráspontja (fp.) -253ºC. H2 molekulákból áll.
Oxigénnel, levegovel és halogén elemekkel robbanó
elegyet képez. Oxidja a víz (H2O) és a
hidrogén-peroxid (H2O2, eros oxidálószer).
NEMESGÁZOK Egyatomos gázok. Az Ar viszonylag
gyakori, a Rn-nak természetes radioaktív
izotópjai vannak. Nem reaktívak inert
atmoszférának használhatók (Kr az izzólámpákban).
Kivétel fluorral a Kr és Xe reakcióra
késztetheto. HALOGÉN ELEMEK F,Cl,Br,I,At Elemi
állapotban kétatomos molekulájúak, a F2 és Cl2
gáz, a Br2 folyadék, a I2 szilárd. Nagy az
elektronegativitásuk. H-nel HX savakat (HCl
sósav) képeznek. Ezek sói a halogenidek (fluorid,
klorid, stb.). A gyomorsav legfontosabb alkotója
a HCl. A hipoklórossav összetétele HOCl,
bomlásakor O atomok szabadulnak fel, eros
oxidálószer (hipó, Chlorox). OXIGÉNCSOPORT
(Kalkogének O,S,Se,Te,Po) Az O2 a levegonek kb.
1/5-ét kitevo gáz. A S alacsony op.-jú (lt100 ºC)
sárga kristályos anyag, Se,Te félfémek (szürke,
de nem fényes, szilárd). Az oxigén reaktív,
magasabb homérsékleten csak egy-két fém és
kerámia állja. Vegyületei az oxidok, egyesek
gázok (CO2, NO, NO2, SO2), néhány folyadék (H2O),
a fémoxidok szilárdak. Az OH gyök a légkörben a
szennyezok legfontosabb oxidálószere.
35
A kén biner vegyületei a szulfidok (hidridje a
H2S, záptojás szagú gáz). Sok fém érce szulfid. A
biomolekulák egyik alapveto eleme. Oxosavai a
kénes- és kénsav, H2SO3 és H2SO4, ezek sói a
szulfitok és szulfátok. A szelén, Se félfém,
félvezeto, a tellúr, Te inkább fémes. A Se nagy
mennyiségben mérgezo (hajhullást okoz),
ugyanakkor létfontosságú nyomelem. A
NITROGÉNCSOPORT (N,P,As,Sb,Bi)A N2 kis
reaktivitású gáz, a levegonek kb. 80-a N2. A P
szilárd, három allotrópja a fehér (mérgezo), a
vörös és a fémes P. Az As,Sb félfémek, rideg,
szürke, enyhén fényes elemek, a Bi fémesebb
külseju. A N,P a biomolekulák alapveto elemei
(?mutrágya). A N hidridje az ammónia, NH3, rossz
szagú gáz, vegyipari alapanyag. Oxidjai a N2O
(kéjgáz), NO, NO2 (szmogképzo gyökök,
légkörszennyezok) és N2O4, N2O5. Oxosavai a
salétromos és salétromsav, HNO2 és HNO3, ezek sói
a nitritek és nitrátok. A foszfor hidridje a
foszfin, PH3, mely maga is, H helyett szerves
csoportokat tartalmazó származékai még inkább
eros mérgek. Legfontosabb oxosava a foszforsav,
H3PO4, üdítoitalok savanyítására használják. Sói
a foszfátok, egyesek vízoldhatók
(alkálifémekkel), a többség nem, pl. a Ca3(PO4)2
a csont szerkezeti anyaga. Vízoldható
származékait mosószer-adalékként vízlágyításra
használják. Szerves származékai igen fontosak
(pl. adenozin-trifoszfát, ATP, a sejtek
energiahordozója). Az élo szervezet felépítéséhez
N és P szükséges, ezeket a talajból veszik fel a
növények (a pillangósok a N-t közvetlenül a
levegobol). Mutrágya formájában pótoljuk a talaj
N- és P-tartalmát. Amit ebbol a csapadékvíz kimos
a talajból, meg a mosási szennyvízbol kerül a
természetes vizekbe, ott feldúsul és az algák
mértéktelenül elszaporodnak ? eutrofizáció.
36
A SZÉNCSOPORT (C,Si,Ge,Sn,Pb) A szén allotrópjai
(különbözo kristályszerkezetu változatai)
gyémánt és grafit, C60, szén nanocso.
Olvadáspontja 3850oC. A természetben elemi
állapotban is elofordul, régen elpusztult
élolények anyagából a föld alatt magas
homérsékleten és nyomáson keletkezett. A szerves
vegyületek alapeleme. Oxigénben, F2 és Cl2
gázban elég. Hidridjei a szénhidrogének
(sokféle). Több millió szénvegyület ismert, mert
a szénatomok egymáshoz kapcsolódva láncokat és
gyuruket tudnak alkotni. Ezekkel az ú.n. szerves
kémia foglalkozik. A C oxidjai a CO (mérgezo,
mert a vér oxigénszállító képességét blokkolja
ha csak kevés hat, akkor fejfájást okoz, különben
fulladást) és CO2. Utóbbi minden szerves anyag
égésekor (élo szervezetekben is) keletkezik.
Surusége nagyobb a levegoénél, nem szellozo
pincékben felhalmozódik fulladást okozhat.
Üvegházhatású légszennyezo (a földfelszínrol
visszavert hot visszatartja a légkörben). Vízben
oldódik, és egyensúlyi folyamatban
hidrogénkarbonát, HCO3- és karbonát, CO32- ionok,
illetve H2CO3 szénsav keletkezik. Ennek sói a
karbonátok. A szilícium (Si) és a germánium (Ge)
félvezetok, az elektronikai ipar ezeken alapszik.
A Si oxidja (SiO2, pl. kvarc) és annak
származékai a földkéreg (litoszféra) legfontosabb
alkotói. Ezek építoelemei a SiO4 tetraéderek,
melyek láncokat és térbeli hálókat képesek
alkotni. A Si-ot Al atomok helyettesíthetik,
ilyenkor más fémion is beépül a semlegesség
biztosítására. Az üvegek is szilikátok, melyekben
fém-ionok is vannak. Az ón (Sn), és ólom (Pb)
fémes tulajdonságúak, vezetik az áramot,
hajlíthatók, o.p.-juk alacsony, csak oxidáló
savakban oldódnak. Vegyületeik mérgezok
(nehézfém-sók). Az ólom egy vegyületét
(ólom-tetraetil, Pb(C2H5)4) benzin-adaléknak
használták, a levegobol belélegeztük, az utak
mentén felhalmozódott, ezért kellett bevezetni az
ólommentes benzint.
37
ALKÁLIFÉMEK (Li,Na,K,Rb,Cs,Fr) Kis
elektronegativitású, fémrácsban kristályosodó,
kis suruségu, késsel vágható, rendkívül reaktív
elemek. A természetben elemi állapotban nem
fordulnak elo, de az elso háromnak a vegyületei
gyakoriak. Vízzel reagálva H2-gázt fejlesztenek,
és MOH képletu hidroxidokat képeznek. Ezeket
lúgoknak nevezzük. Oldatuk lúgos kémhatású, eros
zsíroldó, a borrol is leoldja a zsírt, ezért
síkos tapintású. Egy pozitív töltésu fémionok és
OH- ionokat tartalmaz. Ionjaik alakjában sókban
fordulnak elo, ez utóbbiak többsége vízben jól
oldódik. Hidridjük is van, melyben a H negatív
töltésu. Halogenidjeik a legtipikusabb sók
(NaCl,KCl). A NaCl a konyhasó. A kálium fontos
mind a növények, mind az állatok szervezetének
felépítésében. ALKÁLIFÖLDFÉMEK (Be,Mg,Ca,Sr,Ba) Je
llegzetesen fémes tulajdonságú elemek, az
alkálifémeknél kevésbé reaktívak,
elektronegativitásuk is kicsit nagyobb. Szilárd
állapotban viszonylag lágyak. A Be, Mg levegon
eltartható, a Ca, Sr, Ba nem, utóbbi három bontja
a vizet. Két pozitív töltésu ionjaiknak
jellegzetes lángfestése van. Vegyületeik nem
színesek (csak, ha a másik alkotó színes). MeO
képletu oxidjaik fehérek, vízben nehezen
oldódnak, hidroxidjuk is kevéssé, de eros
bázisok. Sóik egy része vízben alig oldható
(CaCO3 mészko, CaSO4 gipsz, Ca3(PO4)2). Az
építoipari habarcsok CaO, égetett mész, vagy a
Ca(OH)2 oltott mész felhasználásával készülnek. A
levegobol CO2-ot vesznek fel, CaCO3 képzodik,
mely a habarcs homokszemcséit összeragasztja
közben víz is keletkezik. A szén-savtartalmú víz
a CaCO3-ot kis mértékben oldja (cseppkoképzodés).
A sok oldott Ca(HCO3)2-ot tartalmazó víz kemény,
a szappanok, mosószerek hatása gyenge ben-ne,
mert a Ca2 ionok elreagálnak velük, illetve a
CaCO3 kicsapódik. A Ca élo szerve-zetek fontos
alkotója, a Mg létfontosságú nyomelem, a Ba
vízoldható sói mérgezok.
38
ALUMÍNIUMCSOPORT (Al, Ga,In,Tl) Az Al kis
suruségu (2,7 g cm-3), jellegzetesen fémes fényu,
jó elektromos- és hovezetoképességu, kevéssé
rugalmas és viszonylag puha elem. Három
vegyértéku. Nevezetes kémiai tulajdonsága, hogy
amfoter, savakban is, lúgokban is oldódik, savval
Al3 iont tartalmazó sókat, lúgokkal AlO33-
aluminát aniont vagy származékait tartalmazó
sókat képez. Oxidáló savak nem oldják, mert jól
záró oxidréteg keletkezik a felületén. Oxidja
fehér (timföld, az Al-gyártás köztiterméke), a
természetben vas-oxidok vörösbarnára színezik
(bauxit). Hidroxidja fehér, vízben alig oldódik,
gyenge bázis. Vegyületei elterjedtek az
agyagásványokban. Alumínium-szilikátok adják a
cement kötoanyagát. A Ga, In, Tl sokkal ritkább,
mint az Al. A Ga és In kémiailag nagyon hasonlít
az alumíniumhoz, a Tl a szomszédos ólomhoz. A Tl
lehet egy vegyértéku is (marad egy lezárt s2
alhéj). AZ ÁTMENETIFÉMEK A hétköznapi életben
ismert tipikus fémek. A vegyületeikben többféle
vegyértékkel fordulhatnak elo, mert a részlegesen
betöltött d alhéj változó mértékben részt vesz
kötések kialakításában. A vegyületeik közül sok
színes. Oxidjaik földszeruek, szulfidjaik szép
fémfényu kristályok (pirit, FeS2, bolondok
aranya). Foleg elemi állapotban használjuk oket,
a kohászatban redukcióval állítják elo oket
érceikbol. A gépészetben nagyon fontosak a
vascsoport elemei (Fe,Co,Ni) az acélok szenet
és foleg Co, Ni, Cr, Mn ötvözo elemeket
tartalmaznak.
39
Fontosabb átmenetifémek Titán, Ti (nem titánium,
az a fém angol neve, nálunk a hozzá nem értok
hívják így, mert jobban szédítit a vásárlót egy
ilyen név) viszonylag kis suruségu (4.5 g-cm3),
magas olvadáspontú (kb. 1700oC), kemény,
nagyszilárdságú, korrózióálló fém. Egyebek közt
repülogép-alkatrészek készülnek belole. Dioxidja,
a TiO2 a legjobb fedoképességu fehér festék.
Vanádium, V igen kemény, magas o.p.-ú (kb.
1900oC), acélszürke, korrózióálló fém. Fontos
acél-ötvözo. Króm, Cr világosszürke
(ezüstfehér), fényezheto, korrózióálló fém. Híg
savak oldják, oxidáló savak (tömény HNO3) nem,
mert masszív oxidréteg keletkezik rajta, ami
megakadályozza az oldódását (így viselkedik az
alumínium is). Fontos acélötvözo, a rozsdamentes
acélok felületét is a króm-oxid réteg védi. A
fényes krómozott fémtárgyakra elektrolízissel
választják le a krómot. Sói mérgezoek. Molibdén,
Mo a krómhoz hasonlít kémiai és fizikai
tulajdonságait tekintve. Acélok szilárdságát,
szívósságát lehet vele javítani. A Mo-acélokból
pl. jármupáncélok készülnek. Diszulfidja, a MoS2
a grafithoz hasonló, puha anyag, magas
homérsékleten üzemelo fémeszközök kenésére
használatos. Volfrám, W az egyik legmagasabb
o.p.-jú (3410oC f.p. 6000oC), nagy suruségu
(19.3 g/cm3) elem, világosszürke, igen kemény
fém. Az izzólámpák izzószála készül belole ennek
technológiájának fejlesztésében a magyarországi
Tungsram az 1930-as években a világ vezeto cégei
közt volt (ma a GE része). A keményfémek (magas
homérsékleten sem lágyuló, igen kemény, éltartó,
szerszámgépek, fúrófejek stb. készítésére
alkalmas, nem vas-alapú ötvözetek) egyik fo
alkotója. A vidia pl. volfrám-karbidot és
kobaltot tartalmaz.
40
Mangán, Mn tisztán fehér, szénnel szennyezve
szürke, öntöttvas külseju fem. Fontos acélötvözo.
Érdekes kémiai tulajdonsága, hogy 2 és 7 közt
mindenféle vegyértékkel elofordul. Vas, Fe az
egyik leggyakrabban használatos fém, már kb. 4
évezrede állítják elo az emberek. Szürkés,
meglehetosen lágy fém. Olvadáspontja 1536 oC,
surusége 7.86 g/cm3. Ha ként, foszfort vagy sok
szenet tartalmaz, rideg és kemény. Korrózióra
igen hajlamos, mert oxidja pikkelyesen leválik a
felületérol (rozsda), emellett nem taszítja a
vizet, ezáltal rögzíti a korrozív közeget a fém
felületén. A vasat savak oldják, vörösizzás
homérsékletén a vizet bontja és H2 keletkezik.
Igen finom por alakban a levegon magától lángra
lobban (pirofóros). A legjobb ércei az oxidok. A
vasgyártás során az oxidot szénnel redukálják. A
keletkezo nyersvasban C, S, P van, emiatt nem
rugalmas, törékeny. Az acélgyártás során ezeket a
szennyezoket távolítják el belole, és ötvözoket
visznek bele. A szénacélokban viszonylag kevés
szén is van. A rozsdamentes (saválló) acélok Cr,
Mo, a rugalmas, kemény acélok Ni, a mágnesacélok
Co-tartalmúak. Kobalt, Co és nikkel, Ni a
vashoz nagyon hasonlóak kémiai és fizikai
tulajdonságaik szerint is, de korrózióra kevésbé
érzékenyek. A nikkelre egyesek allergiásak, nekik
kerülniük kell a nikkelezett fémtárgyak
érintését. A platinacsoport fémei (Ru,Rh,Pd és
Os,Ir,Pt) közül foleg az utóbbi négy nehezen
reagál más elemekkel, savakban nem vagy alig
oldódnak, nemesfémek. Mindegyik fontos
katalizátor.
41
MÁSODFAJÚ FÉMEK Az IB és IIB oszlop elemei réz,
Cu, ezüst, Ag, arany, Au, és cink, Zn, kadmium,
Cd, higany, Hg. Vegyértékhéj-konfigurációjuk
s1d10 ill.s2d10. Fizikai tulajdonságaik alapján
tipikus fémek, jó ho- és elektromos vezetok (az
Ag a legjobb), hajlíthatók, formázhatók, nem
nagyon kemények (a Zn és Au meglehetosen puha). A
Cu, Ag, Au o.p.-ja 1000 oC körül van, a Zn-é 420,
a Cd-é 320, a Hg-é -38 oC. A másodfajú nevet a
kémiai tulajdonságaik miatt kapták, kémiai fémes
tulajdonságaik mérsékeltek. Híg savakban csak a
Zn oldódik. Az Au a legnemesebb fémek egyike (a
legkevésbé hajlandó vegyületekbe menni). A Cu,
Ag, Au, Hg a természetben elemi állapotban is
Vegyületeik mérgezoek, különösen a Cd és Hg-éi. A
Cu elektromos és csovezetékek alapanyaga, az
ezüsttel és arannyal együtt az elektronikai
eszközökben használják. A vörösréz az elemi réz,
a sárgaréz a Cu és Zn változó összetételu
ötvözete (a két elem atomsugara nagyon hasonló,
egymás kristályrácsában tág határok közt
helyettesíthetik egymást. A bronz Cu, Zn és ón
(Sn) ötvözete.