Kémia | Középiskola » Molekulák képződése, a kémiai kötések. Halmazok szerkezete

Adatlap

Év, oldalszám:2020, 35 oldal
Nyelv:magyar
Letöltések száma:14
Feltöltve:2020. november 12
Méret:1 MB
Intézmény:-

Csatolmány:-

Letöltés PDF-ben:Kérlek jelentkezz be!


Értékelések

Ezt a doksit egyelőre még senki sem értékelte. Legyél Te az első!


Új értékelés

Tartalmi kivonat

Molekulák képződése, a kémiai kötések. Halmazok szerkezete. Kémiai alapismeretek ea. Molekulák képződése, a kémiai kötések. Mi határozza meg az atomok között kialakuló kötések típusát? Kovalens kötés: nagy elektronegativitású atomok elektronegativitás különbség kicsi (nem fémek közt) Fémes kötés: kis elektronegativitású atomok elektronegativitás különbség kicsi (fém atomok közt) Ionos kötés : kis és nagy elektronegativitású atomok elektronegativitás különbség nagy (fémek és nemfémek közt) Kémiai kötések ELSŐDLEGES KOVALENS IONOS FÉMES MÁSODLAGOS HIDROGÉNKÖTÉS DIPÓLDIPÓL, IONDIPÓL, VAN DER WAALS v. DISZPERZIÓS 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 vegyértékhéjszerkezete 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. Kötéstípusok Elsőrendű kémiai kötések: Kötési energia kJ/mól 80 – 800 •Ionkötés •Kovalens kötés –Tiszta –Datív –Fémes Másodrendű kötések: •Hidrogénkötés •van der Waals-féle kötés 8 – 40 0,8 – 12 • 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. Az EN-érték a periódusos rendszerben: •a periódusokon belül balról jobbra haladva nő •a csoportokon belül felülről lefelé csökken Az EN és a kötéstípus: a kötés jellegét a kapcsolódó atomok EN-értékeinek különbsége (∆EN), ill. összege (∑EN) határozza meg. Ionos 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) ∆EN Fémes átlagos EN Kovalens Kovalens kötés kialakulása A párosítatlan elektronokból közös kötőelektronpár jön létre , ami mindkét atomhoz tartozik 1. 2. 3. • • • • Egyszeres kötés Kétszeres kötés Háromszoros kötés Molekulák felírása Lewis elektronszerkezettel Kötőelektronpár, nemkötőelektronpár fogalma Vegyérték fogalma Cl2, H2O, O2, N2, CH4, C2H4,

HCl molekulák szerkezeti képlete, bennük a kötő és nemkötő elektronpárok jelölése, az egyes atomok vegyértékének megállapítása, poláris vagy nem poláris a molekula Kovalens kötés típusai Apoláris kötés: A két atom elektronegativitása megegyezik a töltés eloszlása egyenletes Poláris kötés: A két atom elektronegativitása különbözik az egyik atom körül elektron többlet a másik körül elektronhiány alakul ki 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. Kovalens kötés • Kötés polaritás H-F poláris H-H apoláris dipólusos molekula nem dipólusos molekula Li-H poláris Li-F ionos 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 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. Kémiai kötések • Bizonyíték: dipólus momentum - kötés polaritás ↓ molekula polaritás 2 atomos molekula: molekula polaritása ≅ kötés polaritása pl. HCl egyébként vektoriális pl. H2O, CCl4 kötés dipólusok molekula dipólus Kovalens kötés – többatomos molekulák Be sp hibridpályái Be-atom hibridizációja F 2p pályái atompályák közötti átfedés hibridizáció 1 db s-pálya 1 db p-pálya 2 db sp hibrid atompálya A két hibridpálya összege: szimmetrikus lineáris elrendeződés Kovalens kötés – többatomos molekulák BF3 B-atom hibridizációja hibridizáció 1 db s-pálya 2db p-pálya 3 db sp2 hibrid atompálya (trigonális planáris) Kovalens kötés – többatomos molekulák CH4 hibridizáció 1 db s-pálya 3 db p-pálya 4 db sp3 hibrid atompálya (tetraéderes) Kémiai kötések nemkötő

pályák (nem is lazító!!!) magános elektronpárok H2O hibridizáció 1 db s-pálya 3 db s-pálya 4 db sp3 hibrid atompálya σ-kötő pályák Kémiai kötések Delokalizált kötés: többcentrumú ózon karbonát ion H H B O o B H H H c H - O C - O o o DATÍV KÖTÉS Datív (koordinációs) kötés: a kovalens kötés úgy létesül, hogy a kötő elektronpárt csak az egyik atom adja. pl: atomrács - A rácspontokon atomtörzsek Kovalens kötés tartja öszze arácsot Halmazállapot: szilárd Nem vezetik az elektromos áramot Olvadás és forráspont magas Oldhatóság: nem oldódnak vízben Ionos kötés • Mire törekszik a kis elektronegativitású (fém)atom? • Mire törekszik a nagy elektronegativitású nemfémes atom? • Milyen részecskék keletkeznek ha fémes elem nemfémes elemmel reagál? Ionrács - A rácspontokon ellentétes töltésű ionok Elektrosztatikus erő tartja össze a kristályrácsot Halmazállapot: szilárd

Olvadékaik és oldataik vezetik az elektromos áramot Nem alakíthatóak törékenyek Olvadás és forráspont magas NaCl: Ionos kötés Egy kis és egy nagy EN-ú elem által alkotott vegyület Na+ Cl− IONIZÁCIÓS ENERGIA, ELEKTRON AFFINITÁS Elektrosztatikus kölcsönhatás Rossz hő- és elektromos vezetők Molekularács - A rácspontokon molekulák Másodlagos kötőerő tartja öszze Halmazállapot: szobahőmérsékleten: változó Az elektromos áramot nem vezetik Olvadás és forráspont alacsony Oldhatóság: poláris a polárisban apoláris az apolárisban fémrács - A rácspontokon pozitív töltésű ionok Elektrosztatikus erő tartja össze a kristályrácsot Halmazállapot: szilárd kivétel Hg Jól vezetik az elektromos áramot és hőt Jó alakíthatóság Olvadás és forráspont változó Oldhatóság: vízben nem oldódnak, egyes reakcióképes elemek kémiai reakcióba lépnek a vízzel Fe: Fémes kötés Kis elektronegativitású elemek

Jó hő- és elektromos vezetők Fémionok (atomtörzsek) Kiterjedt, delokalizált elektronfelhő Másodrendű kötések Hidrogénkötés víz peptidek DNS: bázispárok Klasszikus H-kötés feltételei: Nagy elektronegativitású atomhoz (F,O,N) közvetlen kapcsolódó H-atom és magános elektronpár szintén nagy EN-ú atomon ( Nem-klasszikus: pl -C−HO=C- ) Dipól-dipól, ion-dipól kölcsönhatás ion-dipól pl. sók vizes oldata dipól-dipól pl. éter (foly áll) Van der Waals kölcsönhatás pl. paraffin, kondenzált nemesgázok apoláris molekula másik apoláris molekula fluktuáció Johannes Diderik van der Waals (1837 − 1923) Nobel-díj: 1910 Van der Waals kh.