Mi történik a vegyértékelektronokkal?
Az 1.1.2-ben megismert vegyértékelektronok kapcsolják össze a részecskéket. Három alapmodell segít leírni az összetartást.
Ionos kötés | Kovalens kötés | Fémes kötés |
|---|---|---|
Ellentétes töltésű ionok közötti elektrosztatikus vonzás. | Atomok közös kötő elektronpárjai. | Sok pozitív atomtörzset összetartó delokalizált elektronrendszer. |
Első támpont: fém és nemfém között gyakran ionos, nemfémek között gyakran kovalens, fémekben fémes kötést keresünk. Az összetétel önmagában nem bizonyítja a szerkezetet.
Külön molekula vagy kiterjedt szerkezet?
LEGO-hasonlattal: lehet sok külön kis építményünk, vagy egyetlen nagy, továbbépülő hálózatunk. H2O, CO2 és I2 esetén külön molekulák ismerhetők fel; a NaCl ionrács, a Si és a gyémánt atomrács, az Al fémes szerkezet.
A jégben a külön H2O-molekulák rendeződnek kiterjedt molekularácsba. Egy kémiai képlet önmagában nem jelenti, hogy az anyag molekulákból áll.
Ionos kötés: az ionoktól a rácsig
Na → Na+ + e−; Cl + e− → Cl−. A teljes reakció: 2 Na + Cl2 → 2 NaCl.
Az elektronátadás ionképződés; az ionkötés az így létrejött, ellentétes töltésű ionok közötti vonzás. A szilárd NaCl-ban egy ion több ellentétes töltésű szomszéddal áll kölcsönhatásban. A rács térben folytatódik, nincsenek elkülönült NaCl-molekulák. A NaCl képlet az 1 : 1 ionarányt jelöli.
1. Elektronátadás
- 1. Elektronátadás
- 2. Ionok kialakulása
- 3. Kiterjedt, térbeli ionrács részlete
A lejátszás kézzel indul. A csúszkával bármelyik képkockára ugorhatsz.
Ionvegyület képlete töltésmérlegből
Írd fel az ionokat és a töltésüket.
Keress olyan legkisebb pozitív egész darabszámokat, amelyek össztöltése nulla.
A darabszámokból készíts alsó indexeket; az 1-et nem írjuk ki.
Ellenőrizd a töltésösszeget.
Ca2+ + 2 Cl−: (+2) + 2·(−1) = 0 → CaCl2.
2 Al3+ + 3 O2−: 2·(+3) + 3·(−2) = 0 → Al2O3.
Kalcium-klorid: 0 pozitív, 0 negatív ion; össztöltés 0
Még nincsenek ionok. A nulla darabszám nem vegyület.
Összetett iont egyben számolunk. Ca2+ mellé két NO3− kell: (+2) + 2·(−1) = 0 → Ca(NO3)2. A zárójel utáni index az egész nitrátionból kettőt jelez.
Gyors ellenőrzés – ionképlet
Al3+ és O2− ionokból melyik képlet helyes: AlO, Al2O3 vagy Al3O2?
Megoldás
Al2O3: 2·(+3) + 3·(−2) = 0. A másik két arány nem semleges.
Kovalens kötés és Lewis-képlet
Egy vonal egy közös, kötő elektronpár; a pontpár nemkötő elektronpár. A H2O molekulaképlet csak az atomok számát mondja meg. A H–O–H szerkezeti képlet a kapcsolódást, a teljes Lewis-képlet az oxigén két nemkötő párját is mutatja.
Hat lépés egy egyszerű Lewis-képlethez
Számold össze a vegyértékelektronokat.
Válaszd ki a központi atomot; a H nem központi atom.
Rajzolj egyszeres kötéseket.
A maradó elektronokat nemkötő párokban oszd el, először a külső atomokon.
Ellenőrizd a H duettjét és a többi egyszerű főcsoportbeli atom oktettjét.
Ha kell, alakíts át nemkötő párt további kötő párrá.
Ez a módszer az itt szereplő egyszerű főcsoportbeli molekulákhoz ad támpontot.
Az oktettszabály támpont, nem fizikai ok
Sok egyszerű molekulában nyolc elektron számolható egy főcsoportbeli atom körül, a H körül kettő. Az atomok nem azért kötődnek, mert „akarják az oktettet”; a szabály előrejelzési és ellenőrzési segítség.
Kivételek: BF3-ban a B körül hat elektron van; a NO összes vegyértékelektronjának száma páratlan (5 + 6 = 11), ezért nem készülhet mindenütt páros elektronelosztás.
H2O és CO2: elektronkönyvelés
H2O: 6 + 2·1 = 8 elektron, azaz négy pár. Két O–H kötés négy elektront használ fel; a maradó négy elektron az O két nemkötő párja. Mindkét H duettje és az O oktettje teljes.
CO2: 4 + 2·6 = 16 elektron. Az O–C–O egyszeres kötések négyet használnak fel; a külső O atomok három-három nemkötő párral kapnak oktettet. A C körül ekkor csak négy elektron van. Egy-egy O nemkötő párját további kötő párrá alakítva O=C=O készül; mindkét O-n két nemkötő pár marad.
- Lewis-képlet
- Molekulaalak
- Polaritás
H2O Lewis-képlete
Rendelkezésre áll: 8 elektron. Felhasznált: 0. Még maradt elosztandó elektron.
- O (1. atom): 0 elektron / oktett: 8
- H (2. atom): 0 elektron / duett: 2
- H (3. atom): 0 elektron / duett: 2
Gyors ellenőrzés – nemkötő párok
Hány nemkötő pár van az oxigénen a H2O helyes Lewis-képletében?
Megoldás
Kettő. A nyolc vegyértékelektronból négy az O–H kötésekben, négy a két nemkötő párban van.
Többszörös kötés és kovalens vegyérték
H–H: egy kötő pár, kötésrend 1. O=O: két kötő pár, kötésrend 2. N≡N: három kötő pár, kötésrend 3. A kötésrend itt két atom egyszerű, lokalizált kapcsolatában a kötő párok száma.
A kovalens vegyérték az atom kötő elektronpárjainak száma, nem a szomszédoké és nem a nemkötő pároké: HCl-ben Cl: 1; H2O-ban O: 2; CO2-ben C: 4; N2-ben N: 3.
Datív kötés kialakulása
NH3 + H+ → NH4+. Az NH3 nitrogénjén van egy nemkötő pár, a H+ nem hoz elektront. A nitrogén adja az új kötő pár mindkét elektronját: donor, a H+ pedig akceptor.
A kialakulási nyíl a pár eredetét jelzi. A kész NH4+-ban négy egyenértékű N–H kötés van, ezért a kialakulás történetét nem szabad különleges végső kötésként értelmezni.
1. NH3: nemkötő pár a N-en
- 1. NH_{3}: nemkötő pár a N-en
- 2. H^{+}: elektron nélkül
- 3. A donor párja kötő párrá válik
- 4. NH_{4}^{+} kialakul
- 5. Négy egyenértékű N–H kötés
A lejátszás kézzel indul. A csúszkával bármelyik képkockára ugorhatsz.
A síkbeli képlettől a térbeli alakig
A központi atom körüli kötő és nemkötő párok elrendezése befolyásolja az atomok helyzetét. A kettős vagy hármas kötés egy kapcsolódási irányt jelent.
Molekula | Alak | Kötésszög |
|---|---|---|
CO2 | Lineáris | 180° |
CH4 | Tetraéderes | 109,5° |
NH3 | Trigonális piramis | kb. 107° |
H2O | V-alakú | kb. 104,5° |
CH4 és NH3 térbeli rajzán a vonal a papír síkjában fut, a telt ék feléd, a szaggatott ék a sík mögé mutat. A Lewis-képlet nem a térbeli alak fényképe.
Húzd az ábrát egérrel vagy egy ujjal. A nyilakkal is forgathatod.
CO2 · lineáris
Kötésszög: 180°
A gömbök atomokat, a pálcák kapcsolódási irányokat mutatnak. A nemkötő párok is befolyásolják a térbeli elrendezést.
A lila jel nem atom, hanem nemkötő elektronpár.
Szemléltető térbeli modell; az atomok mérete és a kötéshossz nem méretarányos. A modell forgatása a teljes molekulát fordítja el.
Gyors ellenőrzés – molekulaalak
Miért nem egyenes a H–O–H molekula, ha a kapcsolódás így is felírható?
Megoldás
A Lewis-képlet az elektronkönyvelést és kapcsolódást mutatja. A két O–H kötő pár és a két nemkötő pár elrendezése V-alakú atomelhelyezkedést ad, körülbelül 104,5° kötésszöggel.
Kötési polaritás: két atom összehasonlítása
Az 1.1.3-ban szereplő elektronegativitás azt fejezi ki, mennyire vonzza az atom a kötés elektronjait. A számításokhoz használt Pauling-értékek: H 2,20; C 2,55; O 3,44; Cl 3,16.
ΔEN = |EN1 − EN2|. H–H és Cl–Cl: 0, apoláris kötés. H–Cl: |3,16 − 2,20| = 0,96; O–H: |3,44 − 2,20| = 1,24; C=O: |3,44 − 2,55| = 0,89.
A nagyobb EN-ű atom felé tolódik az elektroneloszlás: Hδ+–Clδ−. A δ jelek részleges töltést mutatnak, nem teljes iontöltést. A ΔEN hasznos támpont; nincs minden anyagra érvényes merev számszerű kötéstípushatár.
Molekulapolaritás: a teljes alak számít
Készíts helyes Lewis-képletet.
Határozd meg a térbeli alakot.
Vizsgáld a kötések polaritását.
Döntsd el, kioltják-e egymást a polaritási hatások a teljes molekulában.
H2O: poláris O–H kötések, V-alak, nincs kioltás → poláris molekula. CO2: poláris C=O kötések, szimmetrikus lineáris alak, kioltás → apoláris molekula.
H2O: poláris
H_{2}O: poláris
Gyors ellenőrzés – polaritás
Igaz-e, hogy poláris kötésekből szükségképpen poláris molekula lesz?
Megoldás
Nem. A CO2 poláris C=O kötéseinek hatásai a lineáris, szimmetrikus molekulában kioltják egymást.
Lokalizált és delokalizált elektronrendszer
Egy lokalizált kötő párt két atom kapcsolatában írunk le. Delokalizált rendszerben az elektroneloszlás több atomra terjed ki. Ez kovalens rendszerekben, például benzolban és grafitban is előfordul; nem csak a fémek tulajdonsága.
Benzol: több leírás, egy valós szerkezet
A két Kekulé-határszerkezetet a rezonanciajel, ↔ kapcsolja össze. Nem reakció és nem gyors szerkezetváltás: a valódi benzolnak egyetlen delokalizált elektronrendszere van, hat egyenértékű C–C kötéssel. A gyűrűbe rajzolt kör ezt jelöli, nem elektronok körpályáját és nem új kötést.
Lewis-határszerkezetek
Lewis-határszerkezetek
Gyémánt és grafit: azonos elem, eltérő szerkezet
Allotrópia: ugyanannak az elemnek eltérő szerkezetű egyszerű anyagai. A gyémánt és a grafit a szén allotróp módosulatai.
A gyémántban minden C négy másik C-hez kötődik kiterjedt térbeli atomrácsban. A hálózat merev: nagyon kemény, és nincs könnyen mozgó töltéshordozó, ezért rossz elektromos vezető.
A grafitban minden C három másik C-hez kapcsolódik kovalens kötésekkel egy rétegen belül. A rétegekben delokalizált elektronrendszer van, amely vezeti az áramot; a rétegek egymáson elcsúszhatnak. A két anyag tulajdonságkülönbsége szerkezetükből következik.
Allotróp módosulatok: gyémánt és grafit
Allotróp módosulatok: gyémánt és grafit
Fémes kötés: közös elektronrendszer
A fémben sok pozitív atomtörzset közös, az egész szerkezetre kiterjedő delokalizált vegyértékelektron-rendszer tart össze. Az atomtörzsek és ez az elektronrendszer kölcsönhatása a fémes kötés.
Vezetés: külső elektromos tér hatására az elektronok mozgásának rendezett nettó összetevője lesz. A mozgó töltéshordozók az elektronok, nem az atomtörzsek.
Alakíthatóság: az atomtörzsek rétegei eltolódhatnak, miközben a közös elektronrendszer továbbra is összetartja őket. A fém ezért megfelelő körülmények között nyújtható és kalapálható.
Fémes rendszer: elektromos tér kikapcsolva; rétegeltolás 0
Külső elektromos tér nélkül nincs ilyen rendezett nettó elektronáram. A rétegek eltolása mechanikai alakváltozást szemléltet.
Miért hasad az ionrács, miközben a fém alakítható?
Ionrácsban a rétegek eltolása azonos töltésű ionokat hozhat egymás mellé. Taszításuk hasadást okozhat. Fémben a rétegek elmozdulásakor is megmaradhat az összetartó delokalizált elektronrendszer.
Rétegeltolás előtt
- Rétegeltolás előtt
- Rétegek elmozdítása
- Eltérő mechanikai eredmény
A lejátszás kézzel indul. A csúszkával bármelyik képkockára ugorhatsz.
Kötéstípus és rácstípus: két külön kérdés
Mi tart össze? A kötésmodell ezt válaszolja meg. Mik a szilárd anyag építőegységei? A rácstípus ezt írja le.
Elsőrendű kötés | Összetartás modellje | Példa |
|---|---|---|
Ionos | Ellentétes töltésű ionok vonzása | NaCl |
Kovalens | Közös kötő elektronpárok | H2O; Si és gyémánt hálózata |
Fémes | Atomtörzsek és delokalizált elektronrendszer | Al |
Az elsőrendű kötés nem csak molekulán belül létezhet: ion-, atom- és fémrácsot is létrehozhat. Molekularácsban a molekulákon belül elsőrendű kötések, a külön molekulák között másodrendű kölcsönhatások vannak.
Ionrács
Ionrács
Szerkezetből tulajdonság
Rácstípus | Építőegység | Mi tartja össze? | Olvadási tendencia | Elektromos vezetés | Mozgó töltéshordozó | Mechanikai jelleg | Példa |
|---|---|---|---|---|---|---|---|
Ionrács | Pozitív és negatív ionok | Ionos kötés | Gyakran magas olvadáspont | Szilárdan nem; olvadékban és megfelelő vizes oldatban igen | Olvadékban vagy oldatban mozgó ionok | Kemény, törékeny | NaCl |
Atomrács | Atomok | Kiterjedt kovalens hálózat | Általában magas hőmérséklet szükséges | Általában nem; grafit kivétel | Általában nincs; grafitban delokalizált elektronok | Szerkezetfüggő: gyémánt kemény, grafit rétegei elcsúsznak | Si, gyémánt, grafit |
Fémrács | Atomtörzsek és delokalizált elektronok | Fémes kötés | Anyagonként erősen változik | Szilárdan és olvadékban is | Delokalizált elektronok | Általában alakítható | Al |
Molekularács | Molekulák | Molekulák közötti másodrendű kölcsönhatások | Gyakran alacsonyabb, de anyagfüggő | Általában nem | Általában nincs | Gyakran puhább | I2, jég |
A töltés jelenléte nem elég a vezetéshez: a töltéshordozónak mozognia is kell. A szilárd NaCl-ban az ionok rácshelyhez kötöttek.
Gyors ellenőrzés – szerkezet és tulajdonság
A szilárd NaCl és az Al is tartalmaz töltött összetevőket. Miért csak az Al vezet?
Megoldás
A NaCl szilárd ionjai helyhez kötöttek, az Al delokalizált elektronjai mozoghatnak. Olvadt NaCl-ban és megfelelő vizes oldatában az ionok már mozgó töltéshordozók.
Olvadás és kötésfelbontás
NaCl olvadásakor az ionok elveszítik rögzített rácshelyüket; Si olvadásakor a kovalens hálózat részben felbomlik és átrendeződik. Al olvadékában megmarad a fémes jelleg, nem vizes oldatbeli ionok keletkeznek. I2 és jég olvadásakor a molekulák megmaradnak, elrendezésük és molekulaközi kapcsolataik változnak.
A víz O–H kötésének felbontása kémiai változás. A jég olvadásakor és a víz forrásakor az O–H kötések megmaradnak. Az olvadási vagy párolgási hőt nem lehet közvetlenül egy molekulán belüli elsőrendű kötés energiájával azonosítani.
I2: 114 °C
I_{2}: 114 °C
Kötés és rácstípus döntési térképe
Kötés és rácstípus döntési térképe
Összefoglaló feladat
1. feladat
Ca2+ és Cl− ionokból állítsd fel a vegyület képletét töltésmérleggel.
Megoldás
Egy Ca2+ mellé két Cl− kell: (+2) + 2·(−1) = 0. A legkisebb arány 1 : 2, a képlet CaCl2.
2. feladat
Rajzold fel a H2O teljes Lewis-képletét a nemkötő párokkal együtt.
Megoldás
Nyolc vegyértékelektronból két O–H kötő pár és az oxigénen két nemkötő pár lesz. Mindkét H duettje és az O oktettje teljes.
3. feladat
Mennyi a szén kovalens vegyértéke a CO2-ben?
Megoldás
Négy: a két kettős kötés összesen négy kötő elektronpárt jelent. A két szomszédos atom nem kettőre csökkenti ezt az értéket.
4. feladat
Add meg a CO2, CH4, NH3 és H2O alakját és kötésszögét.
Megoldás
CO2: lineáris, 180°; CH4: tetraéderes, 109,5°; NH3: trigonális piramis, körülbelül 107°; H2O: V-alakú, körülbelül 104,5°.
5. feladat
Számítsd ki a H–Cl kötés ΔEN-értékét. Melyik atom felé tolódik az elektroneloszlás?
Megoldás
ΔEN = |3,16 − 2,20| = 0,96. A klór felé tolódik: Hδ+–Clδ−; a kötés poláris.
6. feladat
Miért poláris a H2O, de apoláris a CO2?
Megoldás
Mindkettőben poláris kötések vannak. A V-alakú vízben a hatások nem oltják ki egymást, a lineáris és szimmetrikus CO2-ben igen.
7. feladat
Magyarázd el az NH4+ datív kialakulását, majd jellemezd a kész kötéseit.
Megoldás
Az NH3 nitrogénjének nemkötő párja adja az új N–H kötő pár mindkét elektronját a H+-hoz kapcsolódáskor. A kész NH4+ négy N–H kötése egyenértékű.
8. feladat
Mit jelent a benzol két Kekulé-képlete és a körös jelölés?
Megoldás
A két határszerkezet ugyanannak a delokalizált elektronrendszernek két Lewis-leírása. Nem gyors szerkezetváltást mutatnak; a hat C–C kötés egyenértékű, a kör nem elektronpálya.
9. feladat
Mi a különbség a kötéstípus és a rácstípus kérdése között?
Megoldás
A kötéstípus az összetartás elektronmodelljét, a rácstípus a szilárd anyag építőegységeit és elrendeződését írja le. Kovalens kötés külön molekulában és kiterjedt atomrácsban is lehet.
10. feladat
Sorold rácstípushoz a NaCl, Si, Al, I2 és jég anyagokat.
Megoldás
NaCl: ionrács; Si: atomrács; Al: fémrács; I2 és jég: molekularács. A jég építőegységei H2O-molekulák.
11. feladat
Mi vezeti az áramot szilárd alumíniumban és olvadt NaCl-ban? Miért nem vezet a szilárd NaCl?
Megoldás
Az Al-ban delokalizált elektronok, az olvadt NaCl-ban mozgó ionok a töltéshordozók. A szilárd NaCl ionjai helyhez kötöttek; a töltés jelenléte önmagában nem elég.
12. feladat
Miért törékeny az ionrács, és miért alakítható a fém?
Megoldás
Az ionrétegek elcsúszásakor azonos töltésű ionok kerülhetnek egymás mellé, taszításuk hasadáshoz vezet. A fém eltolódó atomtörzsrétegeit a közös elektronrendszer továbbra is összetartja.
13. feladat
Hasonlítsd össze a gyémántot és a grafitot.
Megoldás
A gyémántban minden C négy másik C-hez kapcsolódik térbeli hálózatban: kemény, rossz vezető. A grafitban minden C háromhoz kapcsolódik rétegekben; delokalizált elektronjai vezetnek, a rétegek elcsúszhatnak.
14. feladat
A jég olvadásakor felbomlanak az O–H kötések?
Megoldás
Nem: a molekulák közötti elrendezés és kölcsönhatások változnak, a H2O-molekulákon belüli elsőrendű kötések megmaradnak. Az O–H kötés felbontása kémiai változás lenne.
Amit mindenképp jegyezz meg
Ionos, kovalens és fémes kötés három külön elektroneloszlási és kötésmodell.
Az ionvegyület képlete a legkisebb semleges ionarány, nem külön molekula.
A Lewis-képlet kötő és nemkötő vegyértékelektron-párokat is mutathat.
Az alak és a kötések polaritása együtt határozza meg a molekula polaritását.
Delokalizált elektronrendszer kovalens rendszerekben is lehet.
A fémben a delokalizált elektronrendszer sok atomtörzset tart össze.
Kötéstípus és rácstípus nem ugyanaz.
A szerkezetből fontos fizikai tulajdonságok következnek.
Elsőrendű kötés kiterjedt rácsot is létrehozhat.
Molekularácsban a molekulán belüli elsőrendű kötések megmaradnak.
Fogalmak és jelölések egy helyen
Jelölés vagy fogalom | Jelentés |
|---|---|
Egy vonal | Egy kötő elektronpár |
Kettős / hármas kötés | Két / három kötő elektronpár |
Pontpár | Nemkötő elektronpár |
δ+ és δ− | Részleges töltések |
Datív kialakulási nyíl | A pár donorától az akceptor felé mutat a kialakulás pillanatában |
Rezonanciajel ↔ | Határszerkezetek kapcsolata; nem reakció és nem gyors szerkezetváltás |
Kötésrend 1, 2, 3 | Az egyszerű lokalizált kapcsolat kötő párjainak száma |
Kapcsolódó érettségi követelmények
Az alábbi bontás a jegyzet pedagógiai besorolása, nem szó szerinti OH-idézet.
Középszint
Ionos, kovalens és fémes kötés; Lewis-képlet; ionvegyületek képlete; kovalens vegyérték; datív kötés; molekulaalak; kötési és molekulapolaritás; benzol és grafit delokalizált elektronrendszere; kötés és szerkezet kapcsolata; alapvető kristályrácstípusok és tulajdonságaik.
Emelt szint
σ- és π-kötés; kötéshossz; kötési energia; összetett ionok delokalizációja és rezonanciahatárszerkezetek. A formális töltést kiegészítő Lewis-ellenőrzési segédeszközként használjuk; nem állítjuk, hogy név szerint előírt OH-követelmény.
Források
Oktatási Hivatal – érettségi követelmények
IUPAC Gold Book – kémiai kötés és szerkezeti terminológia
OpenStax Chemistry – Lewis-képletek, molekulaalak és pályaátfedés
Royal Society of Chemistry – szemléltető anyagadatok
Következő rész – 1.2.3 Másodrendű kölcsönhatások
Az elsőrendű kötések és a részecskék szerkezete után azt vizsgáljuk meg, milyen kölcsönhatások alakulhatnak ki külön molekulák között, és hogyan függnek ezek össze a molekulák polaritásával és az anyagok fizikai tulajdonságaival. A molekulákon belüli elsőrendű kötések közben megmaradnak.