2019. 10. 04. tema08_biolf_20191003 1

8. Elemek, vegyületek, molekulák, ionok, kémiai alapelvek, a kémiai kötés típusai

elem: azonos rendszámú atomokból épül fel vegyület: olyan semleges képződmény, amelyet két vagy több különböző kémiai elem meghatározott arányban (és kapcsolódási sorrendben) alkot, az alkotóelemek kémiai kötésekkel kapcsolódnak. atom: egy atommagot tartalmazó semleges részecske Egyes atomcsoportok párosítatlan elektront tartalmaznak, ezek a gyökök. Rendszerint nagyon reaktívak! biológiai vonatkozás: szabad gyökök a szervezetben, védekezés a szabad gyökök ellen (Forrás: http://mindentudas.hu/el%C5%91ad%C3%A1sok/tudom%C3%A1nyter%C3%BCletek/orvostudom%C3%A1ny/123-gy%C3%B3gyszertudom%C3%A1nyok/6115-kamikaze-molekulak-a-szabadgyoekoek-befolyasolasa-a-c-vitamintol-a-viagraig.html, Szabó Csaba: Kamikáze molekulák: A szabadgyökök befolyásolása a C-vitamintól a Viagráig) például O2

–·, HO·, ROO·

Szabadgyökök az egészséges szervezetben is termelődnek. Például a fehérvérsejtek egy fajtája bekebelezi a kórokozókat és szabadgyökökből és oxidánsokból álló „koktélt” és így pusztítja el azokat. A nitrogén-monoxid az érfal belsejében termelődik, értágító hatású. Ennek segítségével szabályozza a szervezet a vérnyomást. Ebből kiindulva fejlesztettek ki vérnyomáscsökkentő gyógyszereket. A szabadgyökök kapcsolatban vannak egyes betegségek kialakulásával, az öregedés folyamatával. A kémiai kötések

Kémiai kötés kialakulásának oka: energianyereség. Típusai:

• ionos kötés • kovalens kötés • fémes kötés

Egy egyszerű modell a kémiai kötések kialakítására: az oktett elmélet (1916-19 Lewis-Langmuir-Kossel):

• az atomok legkülső (vegyérték) elektronhéján lévő elektronok hozzák létre a kötéseket • egyik atom elektron(oka)t ad át egy a másiknak, így pozitív és negatív ionok jönnek létre; közöttük elektrosztatikus

kölcsönhatás hat: ionos kötés VAGY az atomok között egy vagy több elektronpár megosztásával kovalens kötés létesül • az elektronok átadásával vagy megosztásával minden atom körül nemesgáz konfiguráció alakul ki - 8 külső elektronnal –

ez az oktett Várhatóan milyen kémiai kötés alakul ki két atom között? Fémek: kis Ei és kis Eea, így könnyebben adnak le elektront, mint vesznek fel. Nemfémek: nagyobb Ei és nagyobb Eea, így inkább felvesznek elektront. De valóban megtörténik az elektronátadás? Hogyan lehet ezt megjósolni? Segít az atomok elektronegativitása! Az elektronegativitás: a kötésben lévő atom elektronvonzó képességének mértéke

2019. 10. 04. tema08_biolf_20191003 2

NaCl Cl2

HCl Általánosságban:

• két atom elektronegativitása nagyon különbözik: ionos kötés, ionrácsos anyagok • két atom elektronegativitása közel megegyezik ÉS az elektronegativitás értéke nagy: kovalens kötés, molekulák • két atom elektronegativitása közel megegyezik ÉS az elektronegativitás értéke kicsi: fémes kötés, fémek

A kötéstípusok között nincs éles határ!

Copyright © 2008 Pearson Prentice Hall, Inc. Chapter 6/39 Az ionokról Ha egy (egyszerű vagy összetett) részecske nem semleges, akkor ion. Ha egy atom alkotja, akkor egyszerű ion. Ha több atom alkotja, akkor összetett ion. Az ion töltésszáma az a szám amennyivel több a pozitív töltés a részecskében, mint a negatív. Így a pozitív ionok töltésszáma pozitív, a negatív ionoké negatív. Az ionok jelölése: vegyjel/képlet után a jobb felső sarokba írjuk a töltések számát: +/– szám. Sok elem könnyen képez ionokat, mások nehezebben.

2019. 10. 04. tema08_biolf_20191003 3

Pozitív ionoknál ennek mértékére jellemző az első ionizációs energia: az az energia, amely egy atom (vagy molekula) leglazábban kötött elektronjának eltávolításához szükséges. A(g) → A+

(g) + e−

Elektronok eltávolításához (például pozitív ionok atomokból történő létrehozásához) mindig energiára van szükség! A pozitív ionok neve kation. Negatív ionoknál a jellemző mennyiség az elektronaffinitás: az az energia, ami akkor szabadul fel, amikor egy atom (vagy molekula) egy elektront felvesz. A(g)+ e− → A−

(g)

http://www.iun.edu/~cpanhd/C101webnotes/modern-atomic-theory/electron-affinity.html A negatív ionok neve anion. Egyes elemek jellemző töltésszámú ionokat hoznak létre:

alkálifémek (lítium, nátrium, kálium, rubídium, cézium): +1 alkáliföldfémek (magnézium, kalcium, stroncium, bárium): +2 alumínium: +3 halogének: –1 oxigén: –2

más elemekből képződött ionok töltése változó lehet:

réz: +1, +2 vas: +2, +3 hidrogén: +1 vagy –1

vagy nem hajlamosak ionképzésre: C, N, nemesgázok Ionos kötés és ionrács Ionos vegyületek létrejöhetnek:

- Elektronátadással atomokból. Ekkor nem tűnik el elektron, ugyanannyit adnak le és vesznek fel összességében, így semleges vegyületet kapunk.

- Már jelenlévő ionokból.

2019. 10. 04. tema08_biolf_20191003 4

Az ionok között elektrosztatikus kölcsönhatás alakul ki, ezért az ellentétes töltésű ionok a lehető legközelebb, az azonos töltésű ionok a lehető legtávolabb szeretnének egymástól kerülni. Így alakul ki az ionrács. Ionos vegyületek elnevezése triviális név: pl. konyhasó, rézgálic, hipo, szóda, gipsz A legfontosabb szervetlen és szerves anyagok nevét meg kell tanulni. Kapni fognak egy listát, amit tudni kell. a legegyszerűbb azonosítás: sorszám alapján létezik! a Chemical Abstract „registry number”-je. Csak adatbázisba jó, embernek semmitmondó.

szisztematikus név - összetevők és arányuk megnevezése - első helyen a kisebb elektronegativitású elem áll - az egyes tagokat kötőjellel választjuk szét - a legelektronegatívabb, azaz utolsó elem –id végződést kap (csak egyszerű anionokra!) - több azonos atomot görög számnevekkel jelölünk (mono, di, tri, tetr(a)) - különböző oxidációs állapotban előforduló fémionok oxidáltságának mérétékét a név után zárójelbe tett római számmal vagy névvel jelölni kell például: KMgF3 : kálium-magnézium-fluorid de! KNaCO3: kálium-nátrium-karbonát (nincs –id, mert összetett az anion) FeSO4: vas(II)szulfát/ferro-szulfát a képletekben a sorrend általában összhangban van az atomok kapcsolódási sorrendjével, de elterjedt, régi képletek használhatók (pl. H2SO4) Ezeket a szabályokat kell ismerni a kritériumdolgozat 1. feladatának megoldásához: A következő ionok felhasználásával szerkesszen ionvegyületeket a meghatározásoknak megfelelően. Adja meg képletüket és nevüket!

Ionok: Na+ Ca2+ Fe3+ CH3COO- SO42- PO4

3-

A vegyületben a kationok és az anionok aránya rendre 1:1, az ionok töltésszáma 1

A vegyület képlete: CH3COONa A vegyület neve: nátrium-acetát A vegyületben a kationok és az anionok aránya rendre 1:1, az ionok töltésszáma 2

A vegyület képlete: CaSO4 A vegyület neve: kalcium-szulfát (gipsz)

A vegyületben a kationok és az anionok aránya rendre 2:1 A vegyület képlete: Na2SO4 A vegyület neve: nátrium-szulfát (glaubersó)

A vegyületben a kationok és az anionok aránya rendre 3:1 A vegyület képlete: Na3PO4 A vegyület neve: trinátrium-foszfát (trisó)

A vegyületben a kationok és az anionok aránya rendre 2:3 A vegyület képlete: Fe2(SO4)3 A vegyület neve: vas(III)szulfát/ferri-szulfát

Százalékos összetétel - tapasztalati képlet Számítsa ki a víz mólszázalékos és tömegszázalékos összetételét! MH2O=18.02g/mol (66,67% H és 33,33% O, illetve 11,19% H és 88,81% O). Számítsa ki a bárium-perklorát tömegszázalékos összetételét!

Vegyünk 1 mol sót! MBa(ClO4)2= (137,33 + 2·(35,45 + 4·16,00)) g/mol = 336,23 g/mol, azaz 1 mol só 336,23 g. Ebben 137,33 g bárium, 70,90 g klór és 128,00 g oxigén van. w%Ba = 137,33/336,23·100 = 40,8 w%Cl = 70,90/336,23·100 = 21,1 w%O = 128,00/336,23·100 = 38,1

2019. 10. 04. tema08_biolf_20191003 5

A kovalens kötés Taszítások és vonzások az elektronok és az atommagok között

Copyright © 2008 Pearson Prentice Hall, Inc. Chapter 67/32

Lewis-szerkezetek többatomos molekulákban

1. Vegyértékelektronok • A molekula minden atomjának vegyértékelektronjait összeszámoljuk. • Negatív töltés (anion) - több, pozitív töltés (kation) – kevesebb elektron.

2. Atomok összekötése • Vonalakkal jelezzük a kötéseket • H és 2. periódus – a megadott számú kötés • Magasabb periódusokban az oktett-szabálynál több kötés is lehet. • Általában a legkevésbé elektronegatív a központi.

3. Elektronokat a végatomokon elosztani • A kötésekben elhasználtakkal csökken az elektronok száma. • Egészítsük ki az oktettjeiket (kiv. H).

4: Központi atom • Ha maradt elektron, a központi atomra kerül.

5. Többszörös kötés • Ha nem maradt elektron, de a központi atomnak nincs oktettje, a nem kötő párokkal kétszeres vagy háromszoros kötést létesítünk. Példák: H2O 1. 2*1+6=8 elektron 2. H–O–H 3. 8–4=4 elektron maradt. H-atomok a végeken, nem teszünk hozzá további elektronokat 4. A maradék 4 elektront elosztjuk az O-en nemkötő elektronpárok formájában. 5. Az O-nek meg van az oktettje, nincs többszörös kötés. Kovalens kötések erőssége egyszeres kovelens kötések: a kötést egy elektronpár alkotja többszörös kovalens kötések: a kovalens kötést egynél több elektronpár alkotja példa: etán etén etin kötés típusa: egyszeres kétszeres háromszoros kötéshossz: 154 pm 134 pm 120 pm

2019. 10. 04. tema08_biolf_20191003 6

kötés erősség: 348 kJ/mol 614 kJ/mol 839 kJ/mol

Copyright © 2008 Pearson Prentice Hall, Inc. Chapter 67/34

A kovalens kötésre jellemző mennyiségek:

• kötéshossz: két atom egyensúlyi távolsága • kötésszög: két, ugyanazon atomhoz tartozó kötés által bezárt szög • kötésrend: hány elektronpár hozza létre a kötést

kötéstípus – kötéshossz – kötéserősség összefüggés: a többszörös kötések erősbbek és rövidebbek, mint a megfelelő egyszeres kötések

kötéspolaritás: nem azonos atomok között a kötő elektronok nem egyenlő mértékben oszlanak meg

apoláris kötés poláris kötés – parciális töltés az atomokon!

∆EN Polaritás

H2 0 apoláris

HI ~0,5 gyengén poláris

HBr ~0,7 poláris

HCl ~0,9 erősen poláris

HF ~1,9 igen erősen poláris

NaCl

~2,1 ionos

speciális kovalens kötés: a kötő elektronpárt csak az egyik elektron adja ez a koordinációs vagy datív kötés NH3 + H+ → NH4

+ nézzük az ammóniumiont! a proton nem vitt elektront, de az ammóniumion négy kötése egyenértékű CO háromszoros kötés, ebből kettő „normál”, egy datív, csak az oxigén adja a kötő elektronokat problémák az oktettelmélettel: párosítatlan elektront tartalmazó vegyületek

NO, nincs oktett a N-nél, kijön a párosítatlan elektron -> paramágenes anyag, ez ok, de O2, nincs a Lewis elmélet szerint párosítatlan elektronja, mégis paramágneses!

2019. 10. 04. tema08_biolf_20191003 7

„hiányos” oktettek

NO nincs oktett a N-nél, csak 7 elektron BF3 csak 6 elektron „kiterjesztett” oktettek

PCl3 ok, PCl5 nem, mert 10 elektron van a foszfor körül SF6 már 12 elektron! mi a megoldás? a kvantummechanika a H2 potenciális energia-távolság diagramja

a kötéstávolság, kötési energia LCAO-MO módszer (Linear Combination of Atomic Orbitals – Molecular Orbitals) a molekulák pályáit az atomi pályák kombinálásával állítjuk elő (csak közelítés, de elég szemléletes) fólia demonstráció hogyan működik az LCAO-MO

2019. 10. 04. tema08_biolf_20191003 8

két atomi pálya kombinációjából két molekulapálya lesz az egyik alacsonyabb energiájú: kötő pálya a másik magasabb energiájú: lazító pálya az atomi pályákhoz hasonlóan viselkednek a molekulapályák (elektronokkal való feltöltődés, legfeljebb két ellentétes spinű elektron, maximális multiplicitás) az elektroneloszlás hengerszimmetrikus a két atommagot összekötő egyesre nézve: szigma pálya, jele σσσσ az elektroneloszlás nem hengerszimmetrikus a két atommagot összekötő egyesre nézve, de van egy sík (egy csomósík) amelyre nézve az: pí pálya, jele ππππ kötésrend: k=(nkötő-nlazító)/2 ha ez nulla a molekula nem jön létre

Többatomos molekulák LCAO-MO még inkább közelítés minden molekulapálya minden atomra kiterjed bizonyos pályákon az elektroneloszlás csak két atom környékén jelentős: lokalizált pályák bizonyos pályákon az elektroneloszlás sok atom környékén jelentős: delokalizált pályák delokalizált kötés: határszerkezetek példa: CO3

2- kötésrend: 1,33 kötéspolaritás – molekulapolaritás – molekula térbeli alakja közötti kapcsolat Ha van poláris kötés a molekulában, akkor a molekula poláris LEHET. Kétatomos molekulában: egyértelmű, hiszen a két atom mindig egy egyenes mentén helyezkedik el, pl. HCl dipólusmomentum: p=q*r : 1.080 D Többatomos molekulákban a kötések polaritása összeadódik: CO2, H2O közötti különbség CCl4 apoláris molekula Debye-ben (3.33564×10−30 coulomb * méter (pontosan 1×10−21 C m2/s osztva a fénysebességgel)) szén-dioxid: 0 szén-monoxid: 0.112 vízgőz: 1.85 hidrogén-cianid: 2.98 Molekulák alakja a vegyértékelektronok elhelyezkedése a fontos VSEPR – vegyértékelektron-pár taszítási elmélet - A vegyértékhéjon levő elektronpárok úgy helyezkednek el, hogy a távolságuk maximális legyen. - A molekulákban a kötő és nemkötő elektronpárok a lehető legtávolabb igyekeznek kerülni egymástól. - A magányos (nemkötő) elektronpároktérigényei mindig nagyobbak, mint a kötő elektronpároké. - Ha nemkötő elektronpárral rendelkezik az egyik atom, akkor a kötésszöget mindig kisebb lesz, mintha csak kötőelektronpárok lennének a molekulában. Ha egy molekulában a központi atomnak nincs nemkötő elektronpárja, akkor, ha 2 a koordinációsszám, a molekula lineáris ha 3 síkháromszög ha 4 tetraéderes ha 5 trigonális bipiramis ha 6 oktaéder szerkezetű. Nemkötő elektronpárok megléte torzítani fogja a molekulát, a kötésszöget. kialakuló alapvető szerkezetek

2019. 10. 04. tema08_biolf_20191003 9

központi atom elnevezés Próbáljuk megbecsülni az anyagok oldhatóságát a bennük található kémiai kötése, azok esetleges polaritása és az oldáskor vagy az oldódás után lehetséges kémiai reakciók alapján! Fémek fizikai oldódása sem poláris, sem apoláris oldószerekben nem jelentős, de sok esetben lehetőség van kémiai oldódásra. Atomrácsos anyagok sem poláris, sem apoláris oldószerekben nem oldódnak fizikai oldódással. A molekulákat alkotó anyagok hasonló polaritású oldószerekben oldódnak jól (apoláris anyagok apoláris oldószerben, polárisak polárisban). Ionos vegyületek poláris oldószerekben oldódnak jobban, de az oldhatósága csak az alkálifém-, ammónium- és halogenid-ionokat tartalmazó vegyületeknek jó. A foszfát- és karbonát-ionokat tartalmazó vegyületek gyakran oldhatatlanok és a legtöbb hidroxid is rosszul oldódik. Adja meg az alábbi anyagok nevét, oldhatóságát és vizes oldatuk (ha oldódnak) kémhatását!

2019. 10. 04. tema08_biolf_20191003 10

Képlete Az anyag neve Oldószere* (A, V,) A vizes oldat kémhatása**(S,N,L,-)

Cl2 klór A, V S P4 fehérfoszfor A -

CO2 szén-dioxid A, V S CaO kalcium-oxid V L

HNO3 salétromsav V S HCl hidrogén-klorid V S NaCl nátrium-klorid, konyhasó V N

NH4Cl ammónium-klorid/szalmiáksó

V S

Fe vas - - Na2CO3 nátrium-karbonát/szóda V L

SiO2 szilícium-dioxid - - C2H6 etán A - CCl4 szén-tetraklorid A -

CH3OH metanol A, V N HCOOH hangyasav V S

C6H6 benzol A - * apoláris (pl. szerves oldószer: hexán, szén-tetraklorid stb.): A,. ha vízben oldódik: V

** savas: S, semleges (neutrális): N, lúgos: L vagy nem értelmezett: - Cl2: Cl2 + H2O = HOCl + HCl mindkét termék sav, ezért savas CO2: CO2 + H2O = H2CO3 a szénsav sav, ezért savas CaO: CaO + H2O = Ca(OH)2 a kalcium-hidroxid bázis, ezért lúgos HNO3: HNO3 + H2O = H3O+ + NO3

– erős sav, ezért savas HCl: HCl + H2O = H3O+ + Cl– erős sav, ezért savas NaCl: NaCl(sz) = Na+

(aq) + Cl–(aq) egyik ion sem hidrolizál, így semleges

NH4Cl: NH4Cl (sz) = NH4+

(aq) + Cl–(aq) csak az ammónium-ion hidrolizál (savasan), így savas

Na2CO3: Na2CO3(sz) = 2Na+(aq) + CO3

2–(aq) csak a karbonát-ion hidrolizál (lúgosan), így lúgos

CH3OH: gyakorlatilag nem reagál vízzel, ezért semleges HCOOH: HCOOH + H2O = H3O+ + HCOO– gyenge sav, ezért savas

fémes kötés kis elektronegativitású elemekre jellemző atomtörzsek – delokalizált elektronok -> fémes tulajdonságok

� jó hővezetés, áramvezetés � alakíthatóság, kedvező mechanikai tulajdonságok

a fémes kötés erőssége nagyon különböző lehet másodlagos kötések: anyagi halmazok részecskéi között lépnek fel nézzük csökkenő kötéserősségi sorrendben! hidrogénkötés: a legerősebb másodlagos kötés a klasszikus H-kötés feltételei: nagy elektronegativitású atomhoz (F,O,N) közvetlen kapcsolódó H-atom és magános elektronpár szintén nagy EN-ú atomon

2019. 10. 04. tema08_biolf_20191003 11

jelentős hatás, az élet szempontjából igen fontos (fehérjék térszerkezete, DNS, víz, szerves sav dimerek, intramolekuláris hidrogénhidak) víz – kén-hidrogén forráspont összehasonlítás: 100°C, –60°C (miközben a H2S moláris tömege jóval nagyobb!) ion-dipól kölcsönhatás: ionok és a poláris molekulák között vonzás alakul ki. A hidratációnál fontos, pl. sók vizes oldata.

dipól-dipól kölcsönhatás: A szomszédos molekulák dipólusai közt is elektromos kölcsönhatás alakul ki. Poláris molekuláknál lép fel és akkor meghatározó, ha nincs H-kötés és ion-dipól kölcsönhatás, pl. éter.

diszperziós kölcsönhatás: Apoláris molekulák között is kialakul vonzókölcsönhatás. A molekulák pillanatnyi polarizációja okozza. Nagyon gyenge, csak olyan esetekben fontos, ahol semmilyen más másodlagos kölcsönhatás nincs, pl jód. Kísérlet: jód szublimációja. Nagy molekulatömeg, ezért szilárd, de nagyon gyenge kölcsönhatás, így szublimál.