Kémia | Középiskola » Fekete Zoltán - Többszörös kovalens kötés, a kovalens kötés polaritása, elektronegativitás

Többszörös kovalens kötés, a kovalens kötés polaritása, elektronegativitás Többszörös kovalens kötés Két atom között kovalens kötést nemcsak egy elektronpár hozhat létre, hanem két vagy három elektronpár is. Például: Oxigénmolekula Nitrogénmolekula O2 N2 <O N H kétszeres kovalens kötés háromszoros kovalens kötés O> N H H H ˛/ H ― C ― C ― H C = C / H H H etán ― ≡ C C ― H H etén E etin Az eténmolekulában az egyik kötőelektronpár elektronsűrűsége a két szénatom közötti kötés tengelye mentén a legnagyobb. Az általa létesített kötés szigma-kötésnek (σ-kötésnek) nevezzük. A szigma-kötés tehát tengelyszimmetrikus molekulapálya, melynek szimmetriatengelye a két atommagon átmenő egyenes. kJ/mol 0 C-atomok -344 H A második kötés, az úgynevezett pí-kötés (π-kötés) az atommag vonzása szempontjából kedvezőtlenebb térben a molekula síkja alatt és fölött

helyezkedik el. Ebből a helyzetből adódik a két kötés erőssége közti különbség, a második kötés gyengébb kapcsolatot jelent a két atom között, mint az első. C―C -615 C=C C≡C -812 (344 kJ > 615 kJ – 344 kJ = 271 kJ) Eσ > E π Az etinmolekulában a szénatomokat három elektronpár kapcsolja össze. A harmadik kötőpár (π 2-kötés) azonban már csak a második kötés síkjára merőleges térrészben, a molekula „előtt” és „mögött” helyezkedik el. A két pí-kötés merőleges egymásra. A harmadik kötés még gyengébb kapcsolatot jelent a két atom között (271 kJ > 812 kJ – 615 kJ = 197 kJ) A kötési energia a kötések számával nő. A kötés energiájának növekedésével a kötéstávolság is csökken Etöbbszörös > Eegyszeres Molekula Kötés Kötési energia(kJ/mol) Kötéshossz (pm) etán C―C 344 155 etén C=C 615 135 etin C≡C 812 120 A kötések száma: o o egyszeres kötés:

mindig szigma-kötés. többszörös kötés: egy szigma- és egy vagy két pi-kötés, ahol a két pi-kötés csomósíkja egymásra merőleges. Elektronegativitás Az atomnak azt a tulajdonságát, hogy a kovalens kötésben milyen mértékben vonzza a kötő elektronpárt, az atom elektronvonzó képességének, elektronegativitásnak nevezzük. Az elektronegativitás jele: EN Pauling által felállított elektronegativitási skálát használjuk. Az elektronegativitási értékek egymáshoz képest fejezik ki az atomok elektronvonzó képességét. A lítium elektronegativitása 1,0; a fluoré 4,0 Ezekhez viszonyítva állapították meg a többi atom elektronegativitását. Az elektronegativitás is periodikusan változik a rendszámmal. o o Az egyes periódusokban balról jobbra nő. A csoportokban alulról felfelé nő. nő nő Ezek szerint a fluornak a legerősebb az elektronvonzó képessége, a leggyengébb a franciumé. A kovalens kötés jellege - Apoláris kötés:

ha két atom EN-különbsége 0, tehát a kötő elektronpárok egyforma mértékben tartózkodnak a két atommag erőterében. Például: O2 molekulában az O=O kötés Poláris kötés: ha a két atom EN-különbsége nem 0. Ekkor a kötést létesítő elektronok többet tartózkodnak a nagyobb EN-ú atomtörzs környezetében. Ez a nagyobb EN-ú atom a kötés részleges negatív pólusa Például a HClmolekulában a H―Cl kötés ENH = 2,1 ENCl = 3 δ+ pozitív sarok ― H―Cl ― δ― negatív sarok A két elektromos sarokkal rendelkező molekulákat dipólusmolekuláknak nevezzük. Kétatomos molekulák esetében az elektronegativitás különbsége a kötés polaritása mellett a molekula polaritását is jelenti. Többatomos molekulán belül a kötések polaritása különböző nagyságú és irányú lehet, egymás hatását erősíthetik, gyengíthetik, sőt meg is szüntethetik. δ― Fontos dipólusmolekula a vízmolekula. / O / (δ részleges

töltéseltolódás, 1-nél kisebb töltést jelöl) H H δ+ Például a szén-dioxid molekulában kioltják egymást. A kötések polárisak, a molekula viszont apoláris ← <O = C = O> Az elsőrendű kötések és az atomok elektronegativitása (három példán keresztül) Az elektronegativitások alapján megállapítható szélsőértékek: a. két fluoratom (EN= 4) között létrejövő kötés kovalens EN= 8 b. két franciumatom (EN= 0,7) elektronegativitása alapján megállapítható, hogy a francium rácsában fémes kötés alakulhat ki EN= 1,4 c. EN= 0 EN= 0 a francium-fluoridban a kötés ionos EN= 4,7 EN= 3,3 A három pont által körülhatárolt háromszögbe-az elektronegativitások alapján-valamennyi elem és vegyület beírható (a nemesgázok kivételével), és így meghatározható, hogy melyik kötéstípus kialakulása várható az adott anyagnál. A megfigyelhető tulajdonságok (szín, olvadás- és forráspont, oldhatóság)

összevetésével egyértelműen megállapítható a vizsgált anyag kristályrácstípusa. Az EN-i értékekből csak a szélsőértékekhez közeli elemek, vegyületek kötéstípusa állapítható meg egyértelműen! (Nagyon leegyszerűsítve elmondható, hogy ha két atom elektronegativitásának különbsége: ΔEN = 0, akkor a kovalens kötés apoláris. ΔEN < 2, akkor a kovalens kötés poláris. ΔEN > 2, akkor a kötés ionkötés.) Másodrendű kötések A másodrendű kötés a molekulákat egymással összetartó kölcsönhatás. A másodrendű kötés mindig egy nagyságrenddel kisebb energiájú, mint az elsődleges. Dipólus - dipólus kölcsönhatás: a dipólusok ellentétes töltésükkel egymás felé fordulnak és másodlagos kötőerőkkel összekapcsolódnak. Sok dipólusmolekula összekapcsolódásával molekulahalmazok jönnek létre. Energiaközlés hatására ezek a halmazok részben vagy egészben felbomlanak. Energiaelvonás hatására a

különálló molekulák rendeződve folyadék, illetve szilárd halmazzá alakulnak. Disperziós kölcsönhatás: Apoláris molekulák között is van kölcsönhatás, mert az elektronok a maghoz képest állandó mozgásban vannak, és így időnként a pozitív és negatív töltések súlypontja nem esik egybe. Az időlegesen kialakult dipólus elektromos tere a szomszédos atomban is dipólust indukálhat. Ezek a gyenge kölcsönhatások az apoláris molekulák között csak alacsony hőmérsékleten alakulhatnak ki, amikor a molekulák lassúbb mozgásuk következtében közelebb kerülnek egymáshoz. Az apoláris molekulájú anyagok (H2, O2, N2, Cl2) olvadáspontja és forráspontja alacsony, szobahőmérsékleten többnyire gáz-halmazállapotúak. A másodrendű kötések kialakulásának lehetősége a molekula nagyságával, méretével növekszik. Ezért a nagyobb molekulájú anyagoknak az olvadáspontja és forráspontja is magasabb érték, az anyag

szobahőmérsékleten folyadék vagy szilárd is lehet. Név Fluor Klór Bróm Jód Összegképlet Olvadáspont ( C) F2 Cl2 Br2 I2 -220 -101 -7 +113 Forráspont ( C) -118 -35 +59 +184 Halmazállapot (20 C-on) gáz gáz folyadék szilárd Az apoláris molekulák között kialakuló gyenge kölcsönhatásokat és a dipólus-dipólus kölcsönhatásokat közös néven Van der Waals-erőknek nevezzük. Hidrogénkötés: Feltűnően nagy vonzóerő tapasztalható néhány hidrogéntartalmú poláris molekula, így pl. a vízmolekulák között is. Név Víz Kén-hidrogén Összegképlet Olvadáspont ( C) H2O H2S 0 -85 Forráspont ( C) +100 -61 Halmazállapot (20 C-on) folyadék gáz A vízmolekulák a kén-hidrogén(dihidrogén-szulfid)-molekuláknál kisebb tömegűek és méretűek. Ennek ellenére – közönséges körülmények között - a víz folyékony halmazállapotú, a kénhidrogén viszont gáz. A víz olvadás- és forráspontja kiugróan magas. Ezek az adtok is

arra utalnak, hogy a vízmolekulák között a dipólus-dipólus kölcsönhatásnál erősebb kötés alakul ki A vízmolekulában az O―H kötések erősen polárisak. A nagyobb elektronegativitású oxigénatom a kötő elektronpárokat nagyobb mértékben vonzza maga felé, aminek következtében a hidrogénatommagok körül az elektronsűrűség csökken. Így a hidrogén képes egy másik vízmolekula nemkötő párjával másodrendű kapcsolat kialakítására A hidrogénatommag így két oxigénatomhoz kapcsolódik. Az egyikhez erős kovalens kötéssel, a másikhoz pedig gyengébb másodrendű kötéssel. A kémiai kötésnek azt a fajtáját, ahol egy hidrogénatom létesít kötést két másik atom között, hidrogénkötésnek nevezzük. Hidrogénkötés olyan molekulák között alakul ki, amelyek a hidrogénatomon kívül nagy elektronegativitású atomokat (pl. O, N, F) tartalmaznak, s amely atomokhoz nemkötő elektronpár is tartozik. Így például a cseppfolyós és

szilárd hidrogénfluoridban és ammóniában is megtalálható Kötéstípus Elsőrendű kötés (fémes, ion, kovalens) Másodrendű kötés Diszperziós Dipólus-dipólus Hidrogénkötés Kötési energiák (kJ/mol) 80-850 0,8-12 8-40 ELSŐRENDŰ KÖTŐERŐK Kovalens kötés Ionos kötés Fémes kötés Lényege közös elektronpárok ellentétes töltésű ionok közötti elektrosztatikus vonzás az atomtörzs között, az egész kristályrácsra kiterjedően delokalizált elektronok Kialakulásának feltétele nagy EN-ú atomok Nagy EN-különbség az atomok között kis EN-ú atomok MÁSODRENDŰ KÖTŐERŐK Jellemzője hidrogénkötés dipólus-dipólus kölcsönhatás diszperziós kölcsönhatás nagy EN-ú atomokhoz kapcsolódó, azáltal erősen pozitívan polározott hidrogén, mely egy másik nagy EN-ú atom nemkötő elektronpárjával kapcsolódik a dipólusmolekulák között kialakuló elektrosztatikus vonzóerő az atommagok rezgéséből

adódó időleges töltéseltolódás, mely a molekula méretétől függően adott hőmérsékleten stabilizálódik (ún. indukált dipólus) Felhasznált irodalom: Dr. Boksay Zoltán – Dr Török Ferenc – Pintér Imréné – Balázs Lórántné: Kémia I osztály Dr. Máthé Árpád – Dr Pálfalvi Aladárné – Dr Perczel Sándor: Így készüljünk a felvételi vizsgára kémiából Z. Orbán Erzsébet: Kémia III www.sulinethu ovabbtanfelveteli20013hetkemia