k miai k t sek l.
Download
Skip this Video
Loading SlideShow in 5 Seconds..
Kémiai kötések PowerPoint Presentation
Download Presentation
Kémiai kötések

Loading in 2 Seconds...

play fullscreen
1 / 32

Kémiai kötések - PowerPoint PPT Presentation


  • 480 Views
  • Uploaded on

Kémiai kötések. Kötéstípusok, elektronegativitás Kémiai kötések : atomok ill. atomcsoportok között kialakuló kapcsolatok, amelyek létrejöttével a rendszer stabilabb (alacsonyabb energiaszintű) állapotba jut.

loader
I am the owner, or an agent authorized to act on behalf of the owner, of the copyrighted work described.
capcha
Download Presentation

PowerPoint Slideshow about 'Kémiai kötések' - benjamin


An Image/Link below is provided (as is) to download presentation

Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author.While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server.


- - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - E N D - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - -
Presentation Transcript
slide2
Kötéstípusok, elektronegativitás
  • Kémiai kötések: atomok ill. atomcsoportok között kialakuló kapcsolatok, amelyek létrejöttével a rendszer stabilabb (alacsonyabb energiaszintű) állapotba jut.
  • 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 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.
slide4
Elektronegativitás (elektronvonzó képesség), EN: annak az erőnek a mértéke, amellyel egy atom 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 atom EN-értékét ezekhez viszonyítva állapították meg.

slide5

Az EN-érték a periódusos rendszerben:

    • a periódusokon belül balról jobbra haladva nő
    • a csoportokon belül felülről lefelé csökken
slide6
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

slide7
Mulliken szerint:

ahol E1 az atomok ionizációs energiája; Ea az atom elektronaffinitás.

slide8

Az EN és a kötéstípus: a kötés jellegét a kapcsolódó atomok EN-értékeinek különbsége (∆EN), ill. 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)

slide9
KÖTÉSEK RÉSZLETEZÉSE:
  • Ionkötés: Ellentétes töltésű ionok között elektronátadással kialakuló elsőrendű kémiai kötés. Az ionokat a kristályrácsban Coulomb-féle elektrosztatikus vonzóerők kapcsolják össze.
slide10
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)

slide11
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 atom kiindulási (nem gerjesztett) elektron elhelyezkedési állapota.
slide12
A kovalens kötésnél fellépő 3 fenti állapot ábrázolása az alábbi HUND-féle jelöléssel:
slide13

A kötéskor molekulák ill. 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).

a kovalens k t s szimmetri i
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 – px,px – px atompályák kapcsolódásával alakulhat ki.

slide15

b) pí- (π) kötés: a kötő elektronpár elektronsűrűsége a kötés tengelyére merőlegesen a legnagyobb.

A π-kötés 2py, ill. 2pz atompálya kapcsolódásával alakulhatnak ki.

slide16

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

slide17

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.

delokaliz lt k t s
Delokalizált kötés:
  • Delokalizált elektronok: a kettőnél több atomhoz tartozó kötőelektronok. Az általuk létrehozott kötést delokalizált kötésnek nevezzük.
slide19

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

slide20

Kötéssűrűség (kötésfelszakítási energia), E: 1 mól molekulában két adott atom közötti kötés felszakításához szükséges energia.

A kovalens kötés erőssége a kötések számának növekedésével nő.

slide21

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.

dat v k t s
DATÍV KÖTÉS

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

dat v k t s fajt i
Datív kötés fajtái:
  • Molekula – Ion datív kötés (NH4+)
  • Atom – Atom datív kötés (CO)
  • Molekula – Molekula (NH3
kovalens molekul k t rbeli fel p t se
Kovalens molekulák térbeli felépítése
  • Molekulák alakja: a kapcsolódó atomok térbeli elrendeződése. A kovalens kötésű molekulák alakját döntően a központi atom kötő és nemkötő elektronpárjainak száma és ezek aránya határozza meg.
  • Központi atom: a kovalens kötésű molekulában a legtöbb kötő elektront tartalmazó atom, amelyhez a többi atom kapcsolódik. (A)
  • Lígand (oldallánc) (B): a kapcsolódó atomok
k t ssz gre hat az alakot befoly sol t nyez k
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 atom EN-értéke csökken, vagy ha a kapcsolódó atomoké nő.
a k t s ill a molekula polarit sa s dip lmomentuma
A kötés, ill. 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.

slide28

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.

slide29

A molekulák permanens dipólusmomentuma, μ: a polaritás mértékét jellemzi. A vektormennyiség iránya a pozitív töltéstől a negatív töltés felé mutat.

Μ=el C*m

a f mes k t s
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.
m sodrend k t sek
MÁSODRENDŰ 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 gyűrűképződés jön létre)
slide32

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