Peri

1
Periódusos rendszer(Mengyelejev, 1869)
2
Periódusos rendszer
3
Periódusos rendszer
http//www.ptable.com/
nemesgáz csoport zárt héj, extra stabil
s-mezo(fémek)
p-mezo(nemfém, félfém, fém)
d-mezo(fémek)
f-mezo(fémek)

• Rendezés elve
• növekvo rendszám (elektronszám, atomtömeg)
• hasonló vegyértékelektron szerkezet egymás alatt

4
Egyéb periódusos rendszerek
5
Kémiai kötések

• Az atomok kémiai kötésekkel kapcsolódnak
  egymáshoz molekulákat vagy
• nagyobb rendszereket alkotva
• Elsorendu kötések (általában atomok között)
• Másodrendu kötések (általában molekulák között)

• Ionos kötés
• Kovalens kötés (koordinatív kötés)
• Fémes kötés

• Hidrogénkötés
• Dipólus-dipólus kölcsönhatás
• Diszperziós kölcsönhatás

• Elektronegativitás az atom elektronvonzó
  képessége. Két atom kölcsönhatásakor
• a nagyobb elektronegativitású képes bizonyos
  fokig elszívni a másik egyes
• vegyértékelektronjait.
• Kis elektronegativitás s-, d-, f-mezo fémei
  (ENCs0.7)
• Nagy elektronegativitás p-mezo nemfémes elemei
  (ENF4)
• Változás csoportban felfelé, sorban jobbra no.

Nemesgáz elektronszerkezetre való törekvés
stabilitás!
6
Elektronegativitás
Pauling
kiinduló érték Mulliken EN
értéke 0,7-4,0
7
Ionos kötés
Egy negatív és egy pozitív töltésu ion közötti
elektrosztatikus (Coulomb-féle) vonzóero.
Anion semleges atomból elektron felvétellel
(nemfémes elemek F-, Cl-, O2-) Kation semleges
atomból elektron leadással (fémek Na, Ca2,
Al3, stb.)
Vegyületképzés Al2O3 semleges!
(Elso) Ionizációs energia (Ei) energia, mely
ahhoz szükséges, hogy a semle-ges atom külso
héjáról egy elektront leszakítsunk és a
végtelenbe távolítsuk. Elektronaffinitás (Ea)
energia, mely felszabadul (vagy szükséges ahhoz),
ha a semleges atomból egyszeres negatív töltésu
anion képzodik.
Kötéstávolság elektrosztatikus vonzás és taszító
(mag-mag, e--e-) erok egyensúlya határozza meg
8
Kovalens kötés
Az atomok nemesgáz elektronszerkezete
elektronmegosztással alakul ki.
Néhány (2 - 4 - 6) elektron közössé válik, majd a
közös elektronok összekapcsolják az atomokat.
Jellemzo nemfémes elemekre (elektronegativitás-kü
lönbség kicsi)
9
Kovalens kötés

• Molekulapálya ahol az elektron két vagy több
  atommag eroterében 90-os valószínuséggel
  tartózkodik. A molekulapálya a kötésben résztvevo
  elektronok eredeti atompályáiból, azok
  kombinálódásával alakul ki. Emiatt tükrözi
  bizonyos fokig az atompályák tulajdonságait.
• Ahány atompálya kombinálódik ugyanannyi
  molekulapálya jön létre!

Köto molekulapálya alacsonyabb energiájú mint az
atompályák, elektronok számára kedvezobb. Ez a
kémiai kötés hajtóereje!

lazító molekulapálya
E
atompályák
köto molekulapálya
10
Kovalens kötéss (egyszeres) kötés

• Kialakulhat
• s s elektronok között
• s p elektronok között
• px px elektronok között

Jellemzo az elektronsuruség maximuma a két
atomot összeköto egyenes (kötéstengely) mentén
van.

• Egyszeres kötés egyvegyértéku atom az egyik
  partner
• hidrogén vegyületei (HBr, H2O, NH3, CH4)
• halogének vegyületei (F2, Cl2, SCl2, PF3, CCl4)

F F2 F
E
http//dl.clackamas.edu/ch106-02/sigma.htm
11
Kovalens kötésp kötés

• Kialakulhat
• py py elektronok között
• pz pz elektronok között

Jellemzo a két atomot összeköto egyenes
(kötéstengely) mentén nincs elektron, az
elektronsuruség az egyenes alatt és felett épül
ki (két érintkezési pont, de csak egy kötés!). A
gyengébb p-p átlapolás miatt a p kötések
sérülékenyebbek, mint a s kötés. A többszörös
kötésekben az egyik általában s kötés, csak a
második illetve harmadik p.

• p kötés két- vagy háromvegyértéku atomok között
• kettos kötés (O2, CO2, SO2, SO3, H2CCH2)
• hármas kötés (N2, HCCH, HCN)
• a második p meroleges az elso síkjára

N N2 N
E
p atompályák
p pályák
s pálya
http//dl.clackamas.edu/ch106-02/sigma.htm
12
Kovalens kötés
lazító
E
E
E
atompályák
köto
Miért nincs kovalens kötésu He2 molekula? (2e-
köto, 2e- lazító pályán lenne)
13
Kovalens kötés
Koordinatív (datív) kötés A köto elektronpárt az
egyik atom adja (volt nemköto elektronpárja) Pl.
, H3N BH3
C (2s2 2p2)
O (2s2 2p4)
Molekulák között is H3B NH3 H3B NH3
p atompályák
p pályák
s pálya
Vegyérték egy adott molekulában az adott atomhoz
tartozó köto elektronpárok száma. HCl (11), H2O
(12), NH3 (31), CH4 (41), H2S (12), SO2
(42), SO3 (6,2)
(b)
(a)
S vegyértékhéja 3s2 3p4 3d0 kis energia
befektetéssel átalakulhat (a) 3s2 3p3 3d1
illetve (b) 3s1 3p3 3d2-vé
14
Térbeli alak

• 3D szerkezet a központi atom nemköto
  elektronpárjainak és a s köto elektron-
• párok kölcsönhatása határozza meg. Cél
• a köto és nemköto elekronpárok egymástól
  legtávolabb helyezkedjenek el
• a rendelkezésre álló legnagyobb teret foglalják
  el (VSEPR)
• nemköto elektronpár térigénye nagyobb (NH3
  piramis míg CH4 tetraéder)

180º
109.5º
120º
107.3º
lineáris (Ca2 3s0)
síkháromszög (B 2s22p1)
tetraéder (C 2s22p2)
piramis (N 2s22p3)
CH4 a szén vegyértékelektronjai a CH kötések
kialakítása elott átrendezodnek
E
sp3 hibridpályák azonos energiájúak ekvivalens
kötéseket képeznek
2s22p2
2s12p3
15
Polaritás
Kötések polaritása Az eltéro elektronegativitású
atomok poláris kötéseket létesítenek. A nagyobb
elektronegativitású atom jobban vonzza maga felé
a köto elektronpárt a kötés elektronfelhoje
torzul. Megbomlik a töltésegyensúly, a nagyobb
elektronega-tivitású atom parciálisan negatív,
míg a másik parciálisan pozitív töltésu lesz. Pl.
HCl, CO, H2O. Apoláris kötés van azonos atomok
kapcsolódása esetén. Pl. H2, O2, N2, F2.
Molekulák polaritása Apoláris kötés esetén a
molekula is apoláris. Poláros kötéssel kapcsolódó
kétatomos molekulák polárisak. Poláris kötéssel
kapcsolódó többatomos molekulák polaritása függ a
szimmetriától
d
d-
d-
d-
O
C
O
O
H
d
H
d
105º
szén-dioxid apoláris pozitív és negatív súlypont
egybeesik
víz eros dipólus
16
Fémes kötés
A fémek kis elektronegativitásuk miatt könnyen
leadják vegyérték elektronjaikat. Szilárd és
olvadt halmazállapotban pozitív töltésu
fématomtörzsek és delokalizált (helyhez nem
kötött) elektronrendszer jön létre. A szilárd
halmazállapotban kialakuló szerkezet a fémrács

• Alapja a fémes tulajdonságok
• elektromos vezetés
• jó hovezetés
• megmunkálhatóság (ugyanolyan környezet mint
  megmunkálás elott)

17
EN különbség, összeg és a kötés-típus
18
Másodrendu kötések(általában molekulák között)
Elsorendu kötések kötési energiája 80-850
kJ/mol Másodrendu kötések (általában molekulák
között)

• Hidrogénkötés
• Dipólus-dipólus kölcsönhatás
• Diszperziós kölcsönhatás
• Indukciós hatás

8-40 kJ/mol
0.8-12 kJ/mol
1.0 Å
1.9 Å
Hidrogénkötés O-H/N-H/Halogén-H kötések nagy
polaritása miatt nagyon kicsi a H körüli
elektron- suruség. Emiatt közelben levo másik
elektronegatív atom vonzza a H-t. Vegyes ionos -
kovalens jellegu a kölcsönhatás. Annál erosebb,
minél elektronegatívabbak a nem-H atomok.
19
Szuper-klaszter szerkezet 13 ikozaéderes egység,
1820 vízmolekula
a, szék formájú hexamer 80 db van belole b,
hajó formájú hexamer 360 db van belole (4x90
db-os alegység) c, cisz pentamer - 72 db van
belole(2x36) d,10 molekula alkotta tetraéder 20
db van belole e, 40db hexamer egység 10 alkot
egy alegységet f, 120 db 8 atomos struktúra 30
db alkot egy alegységet g, 48 db pentamer boksz
24 alkot egy alegységet h, 4 db dodekaéder 3
alkot egy alegységet (12 db negyed dodekaéder)
Kétdimenziós ikozaéderes szerkezet 280
vízmolekula
20
Másodrendu kötések(általában molekulák között)

• Dipólus-dipólus kölcsönhatás aszimmetrikus
  elektronsuruség (töltés) eloszlással rendelkezo
  molekulák között. Pl. CO
• Diszperziós kölcsönhatás apoláris molekulák
  térközelbe kerülve tudják egymást polarizálni,
  kistöltésu indukált dipólusok jönnek létre. Pl.
  dihalogének (F2, Cl2, Br2) Nagyobb méret ?
  erosebb polarizáció.
• Indukciós kölcsönhatás Dipólus és apoláris
  molekula között
• (dipólus ? indulált dipólus)