K

1
Kémiai kötések
2

• Kötéstípusok, elektronegativitás
• Kémiai kötések atomok ill. atomcsoportok között
  kialakuló kapcsolatok, amelyek létrejöttével a
  rendszer stabilabb (alacsonyabb energiaszintu)
  állapotba jut.
• Elsorendu kémiai kötések azok a kötések, amelyek
  kialakulása során a kapcsolódó atomok
  vegyértékhéj-szerkezete megváltozik (ún.
  intramolekuláris kapcsolatok).
• Másodrendu kötések azok a kötések, amelyek
  gyenge elektrosztatikus kölcsönhatás révén az
  anyagi halmazok részecskéi (molekulák ill. 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.

3
Kötéstípusok Kötési energia kJ/mól
Elsorendu kémiai kötések
Ionkötés 80 800
Kovalens kötés
Tiszta
Datív
Fémes
Másodrendu kötések
Hidrogénkötés 8 40
van der Waals-féle kötés 0,8 12
4

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

5

• Az EN-érték a periódusos rendszerben
• a periódusokon belül balról jobbra haladva no
• a csoportokon belül felülrol lefelé csökken

6

• Az EN-i értékek kiszámítási módjai
• Allred és Rochoev szerint
• ahol Zeff 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 Zeff az effektív magtöltés r az atomsugár

7

• Mulliken szerint
• ahol E1 az atomok ionizációs energiája Ea az
  atom elektronaffinitás.

8
Az EN és a kötéstípus a kötés jellegét a
kapcsolódó atomok EN-értékeinek különbsége (?EN),
ill. összege (?EN) határozza meg.
ionkötés ?EN nagy (gt2), ?EN közepes (3,5
5,5) kovalens kötés ?EN kicsi (lt2), ?EN nagy
(gt4) fémes kötés ?EN kicsi (lt1), ?EN kicsi (lt3,5)
9

• KÖTÉSEK RÉSZLETEZÉSE
• Ionkötés Ellentétes töltésu ionok között
  elektronátadással kialakuló elsorendu kémiai
  kötés. Az ionokat a kristályrácsban Coulomb-féle
  elektrosztatikus vonzóerok kapcsolják össze.

10

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

11

• Az itt fellépo jelenségek
• Promóció Az a folyamat, amely során a
  vegyértékhéjon lévo 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 atom kiindulási (nem gerjesztett)
  elektron elhelyezkedési állapota.

12

• A kovalens kötésnél fellépo 3 fenti állapot
  ábrázolása az alábbi HUND-féle jelöléssel

13
A kötéskor molekulák ill. molekulapályák jönnek
létre.
Molekulapályák Ketto vagy több atomhoz tartozó
közös elektronok pályája, amelyek az atompályák
átfedésébol alakulnak ki. A Pauli-elv
molekulapályákra is érvényes (egy molekulapályán
legfeljebb két, ellentétes töltésu elektron
lehet).
14
A kovalens kötés szimmetriái

• 3 fajta kötési szimmetria ismert
• a) szigma-( s) kötés a köto elektronpár
  elektronsurusége a kötés tengelye mentén a
  legnagyobb. A s- kötés s s, s px,px px
  atompályák kapcsolódásával alakulhat ki.

15
b) pí- (p) kötés a köto elektronpár
elektronsurusége a kötés tengelyére merolegesen a
legnagyobb. A p-kötés 2py, ill. 2pz atompálya
kapcsolódásával alakulhatnak ki.
16
c) többszörös kovalens kötések két atom között a
kötést több elektronpár (2 vagy 3) hozza létre.
17
A kettos kötéseket két elektronpár hozza létre,
az egyik egy s-pályán, a másik egy p-pályán
helyezkedik el.A hármas kötéseket mindig három
elektronpár alkotja, amelyek közül az egyik
s-pályán van, a másik ketto p-pályán.
18
Delokalizált kötés

• Delokalizált elektronok a kettonél több atomhoz
  tartozó kötoelektronok. Az általuk létrehozott
  kötést delokalizált kötésnek nevezzük.

19
Kötésrend, k az a szám, amely megadja, hogy a
molekulában a két atom közötti kovalens kötés az
egyszeres kötésnek hányszorosa.
20
Kötéssuruség (kötésfelszakítási energia), E 1
mól molekulában két adott atom közötti kötés
felszakításához szükséges energia. A kovalens
kötés erossége a kötések számának növekedésével
no.
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 összeköto egyenesek) által
bezárt szög.
22
DATÍV KÖTÉS

• Datív (koordinációs) kötés a kovalens kötés úgy
  létesül, hogy a köto elektronpárt csak az egyik
  atom adja. pl.

23
Datív kötés fajtái

• Molekula Ion datív kötés (NH4)
• Atom Atom datív kötés (CO)
• Molekula Molekula (NH3

24
Kovalens molekulák térbeli felépítése

• Molekulák alakja a kapcsolódó atomok térbeli
  elrendezodése. A kovalens kötésu molekulák
  alakját döntoen a központi atom köto és nemköto
  elektronpárjainak száma és ezek aránya határozza
  meg.
• Központi atom a kovalens kötésu molekulában a
  legtöbb köto elektront tartalmazó atom, amelyhez
  a többi atom kapcsolódik. (A)
• Lígand (oldallánc) (B) a kapcsolódó atomok

25
(No Transcript)
26
Kötésszögre ható, az alakot befolyásoló tényezok

• A nemköto elektronpárok nagyobb térigénye a
  kötésszöget csökkenti
• A delokalizálódott nemköto elektronpárok a
  kötésszöget nem változtatják meg
• A molekula alakját döntoen a s-kötések határozzák
  meg, a p-kötések a kötésszöget csak kismértékben
  módosítják
• Azonos téralkat esetén a kötésszög csökken, ha a
  központi atom EN-értéke csökken, vagy ha a
  kapcsolódó atomoké no.

27
A kötés, ill. a molekula POLARITÁSA és
DIPÓLMOMENTUMA

• Kovalens kötés polaritása a kötés apoláris, ha a
  köto elektronpár a kapcsolódó két atomhoz egyenlo
  mértékben tartozik (a töltéseloszlás
  szimmetrikus) ellenkezo esetben a kötés poláris.
  A kötés polaritását a kapcsolódó atomok
  elektronegativitásának különbsége (?EN) alapján
  ítéljük meg.

28
Ha ?EN0, akkor a kötés apoláris Ha ?ENgt0, akkor
a kötés poláris (a gyakorlatban apolárisnak
tekintheto a kovalens kötés akkor, ha ?ENlt0)
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.
29
A molekulák permanens dipólusmomentuma, µ a
polaritás mértékét jellemzi. A vektormennyiség
iránya a pozitív töltéstol a negatív töltés felé
mutat. ?el Cm
30
A FÉMES KÖTÉS

• Az elemek legnagyobb része fémes anyag. A fémek
  közös sajátságai a jó elektromos és hovezetés, és
  jellegzetes fémes fény és a kiváló alakíthatóság.
  Az elektronszerkezet szempontjából a fémekre
  jellemzo, hogy atomjaik legkülso 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 rendezodnek, és ez a
  fémrács.

31
MÁSODRENDU kötések

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

32
van der Waals-féle kötés gyenge elektrosztatikus
vonzóeron alapuló és semleges atomok ill.
molekulák között fellépo igen gyenge kötoerok.