lvlUP Blog

Néha a tanár is belezavarodik Melyik állítás nem igaz a kovalens kötéssel kapcsolatban? A) Közös elektronpárral létrehozott kötés. B) Egyszeres kovalens kötés csak szigma-kötés lehet. C) Apoláris kovalens kötés csak azonos atomok között alakulhat ki. D) Egy molekulában több, mint három pi-kötés is lehet. E) Két atom között legfeljebb két pi-kötés alakulhat ki.   Én úgy gondoltam, hogy ezek közül mindegyik állítás igaz és így nem találtam a helyes (vagyis a hamis) választ. Csak hogy előre tisztázzuk: a helyes (tehát nem igaz) válasz a C. Úgy gondoltam, hogy jobb, ha egy blogposztot szentelek a témának is kifejtem, miért nem voltam biztos a válaszban. Pár szó a kovalens kötésről A kovalens kötés olyan elsőrendű kémiai kötés, amelyben az atomok közös vegyértékkel rendelkeznek. Kovalens kötés kialakulásakor két atompálya átfedésével egy molekulapálya jön létre. Ha kettő (vagy néha több) atom vegyértékelektronjai közös pályán mozognak, azt kovalens kötésnek nevezzünk. Az elektronegativitás egy kísérletileg meghatározott szám, ami a kovalens kötésben részt vevő atomoknak az a képessége, hogy a molekulán belül vonzzák a kovalens kötést alkotó elektronpárt. Tehát leegyszerűsítve: elektronvonzó képesség. Kovalens kötést általában a relatíve nagy elektronegativitású elemek alakítanak ki, vagyis leginkább a nemfémek (a periódusos rendszerben jobb felül található elemek, valamint a hidrogén, ld. lent színessel kiemelve). Más elemek is képesek erre, pl. a bór, a berillium és bizonyos d-mezőbeli fémek is, de a legtöbb esetben a nemfémeknél fogtok kovalens kötésekkel találkozni. Ökölszabály az, hogy akkor alakul ki kovalens jellegű jellegű kötés két atom között, ha az azok közötti elektronegativitásbeli különbség kisebb, mint 1,7. 1. ábra: A periódusos rendszer.A nemfémes elemeket színessel jelölve láthatjátok. Mi is az az apoláris kötés? A létrejövő kovalens kötések lehetnek apolárisak (egyformán oszlanak meg a két atom között) vagy polárisak (nagyobb valószínűséggel találhatóak az egyik atomhoz közelebb, mint a másikhoz). 2. ábra: A periódusos rendszer.Minél sötétebb a szín, annál nagyobb az atomok elektronegativitása. Például a hidrogéné 2,20, a foszforé 2,19, az arzéné 2,18. Ezek nagyon közel vannak egymáshoz, de nem egyeznek meg. Az én értelmezésem az volt, hogy ezek között is – nagyon gyengén – poláris kötés alakul ki. A poszt elején feltett éles emelt kémia érettségi kérdésre ezért is nem válaszoltam a C-vel, hiszen a számokat nézve csak akkor azonos elektonegativitású két atom, ha két ugyanolyan atomról van szó, tehát pl. két hidrogénről (H2 molekula), két oxigénről (O2 molekula), két kénről (S8 molekulában), stb. A kötés polaritása valójában – mint annyi minden az életben – egy skálával jellemezhető. Valóban, a lehető legtisztábban apoláris kötések azonos atomok között jönnek létre, de nem csak ezeket tekintjük apolárisnak. Nem kell, hogy két atom elektronegativitása pontosan megegyezzen, elég, ha közel azonos. Az irodalomban azt állítják, hogy egy kovalens kötést apolárisnak tekinthetünk, ha az elektronegativitás-különbség a két atom között kisebb, mint 0,4. Ez azt jelenti, hogy például a foszfor-hidrogén közötti kovalens kötésre apoláris kötésként tekinthetünk, hiszen a foszfor és a hidrogén nem azonos atomok. Sőt, így pl. a szén-hidrogén kovalens kötésre is apoláris kötésként tekinthetünk, így tehát a C válasz (“Apoláris kovalens kötés csak azonos atomok között alakulhat ki.”) valóban nem igaz, hiszen a két atom között az elektronegativitás-különbség 2,55-2,20=0,35. A poláris kovalens kötés Ha a kötést kialakító két atom elektronegativitásának különbsége nagyobb, mint 0,4, de kisebb mint 1,7, a kötés poláris kovalens kötés. A poláris kovalens kötés esetén az atomok nem egyenlően vonzzák magukhoz az elektronpárt, így nem egyforma mértékben “tartozik” az elektronnpár az egyes atomokhoz. Ezt a jelenséget úgy szoktuk ábrázolni, hogy az adott atomok fölé a görög delta betűt írjuk (δ) egy + vagy – jellel. Előbbi az ún. parciális (magyarul részleges) pozitív, utóbbi a parciális negatív töltést jelöli. Deltával jelöljük tehát az egynél kisebb relatív töltést. 3. ábra: A hidrogén-fluorid molekulája.A fluoratom parciálisan negatív, a hidrogénatom parciálisan pozitív töltésű. Ahhoz az atomhoz, amelyiknek nagyobb az elektronegativitása egy részleges negatív töltést, a kisebb elektronegativitásúhoz részleges pozitív töltést rendelhetünk. Molekulák polaritása Ennek a blogposztnak nem célja, hogy részletesen tárgyaljuk a molekulák polaritását, azt egy másik alkalommal vesézzük ki. Azt viszont felvetném, hogy a kötés polaritása, noha fontos eleme, de nem határozza meg az egész molekula polaritását (hacsak nem kétatomos molekuláról van szó). Ezt gondolatébresztőként négy molekula polaritásának elemzésével mutatnám be. Fluor (apoláris kötés, apoláris molekula): Ahogy említettem, a kétatomos molekulák esetében, ha a kötés apoláris, akkor a molekula is, ez a helyzet például a fluor esetében. Két azonos elektronegativitású atom (hiszen ugyanolyanok) apoláris kovalens kötéssel összekötve. Mivel egyik atom sem hordoz parciális töltést, így maga a molekula apoláris. Hidrogén-klorid (poláris kötés, poláris molekula): Két jelentősen eltérő elektronegativitású atom (EN(H)=2,20; EN(Cl)=3,16) poláris kovalens kötéssel összekötve. A klóratom parciális negatív, a hidrogénatom parciális pozitív töltést hordoz. Szén-dioxid (poláris kötések, apoláris molekula): A szén és az oxigén két jelentősen eltérő elktronegativitású atom (EN(C)=2,55; EN(O)=3,44), így köztük poláris kovalens kötés alakul ki. Azonban a két polaritásvektor (az alábbi ábrán piros nyilak jelzik) kioltják egymást, a két vektor eredője nulla. Így a molekula maga – még ha a kötései polárisak is – apoláris lesz. 4. ábra: A szén-dioxid molekulája.A kötések ugyan polárisak, de a két polaritásvektor ellentétes irányba mutat, így eredőjük 0, tehát a szén-dioxid apoláris. Foszfin (apoláris kötések, poláris molekula): A foszfin molekulaképlete PH3. Egy példája a csupa apoláris kötésekkel rendelkező, mégis poláris molekulának. A központi foszforatomhoz három hidrogénatom kötődik, található rajta továbbá, a hirdogének által bezárt síkhoz képest a foszforatom átellenes oldalán egy nemkötő elektronpár (az alábbi ábrán sárgával jelölve). A foszfor és a hidrogénatomok elektronegativitása gyakorlatilag megegyezik, így a kötő elektronpár ugyanannyira tartozik a hidrogén-, mint a foszforatomokhoz. Így tehát a közöttük kialakuló kötés apoláris. Ha megnézzük a foszfin dipólusmomentuma (ami egy szám, ami a dipólusság, vagy polaritás mértékét adja meg) nem nulla, tehát a molekula poláris. Ezt azzal magyarázhatjuk, hogy a központi foszforatomon található nemkötő elektronpár miatt a foszfor körül az elektronok eloszlása nem egyenletes, a nemkötő elektronpár oldalán nagyobb az elektronsűrűség, így a molekula gyengén poláris lesz. 5. ábra: A foszfin molekulája.A kötések apolárisak, viszont a foszforatomon található nemkötő elektronpár miatt az elektronsűrűség nem egyenletesen oszlik el, tehát a molekula poláris.

Van az úgy, hogy nem tudja az ember a jó megoldást, főleg élesben, amikor nagy a nyomás. Mit lehet ilyenkor tenni? Ez a rövid poszt ebben nyújt némi segítséget. A kémia érettségin mindig vannak egyszerű választásos kérdések. Ilyenkor öt lehetséges válasz (A-B-C-D-E) közül kell kiválasztanod a helyeset, amiért 1 pontot kapsz. Hogy hány ilyen kérdés van, az érettségiről érettségire változik, kb. 3 és 12 között. Átlagban olyan 7-8 darabbal érdemes számolni, tehát egy viszonylag látható százaléka ez a végső pontszámnak. Ha sötétben tapogatózól és semmit nem tudsz a válaszról, akkor amennyiben ráböksz valamelyikre p=0,2 (vagyis 20%) valószínűséggel találod el a helyes választ. Ez nem túl nagy esély, ugye? Próbáljunk meg javítani ezen. 1. Nincs pontlevonás! Semmiképpen ne kövesd el azt a hibát, hogy nem jelölsz be semmit. Mielőtt beadod a feladatlapot ellenőrizd, hogy minden egyszerű választásos feladatnál megjelöltél egy választ. 2. Figyelj arra, hogy mi a kérdés. Sokszor a hibás állítást kell megkeresned. Ilyenkor általában ezt nyomatékosítás gyanánt alá is húzzák neked, mint én most. Mégis, könnyű ezt elrontani, hiszen ha véletlen nem figyelsz lehet, hogy már az A) lehetőséget, mint helyes állítást bejelölöd és nem mész tovább. 3. Próbálj meg kizárni lehetőségeket! Talán vannak olyan állítások, válaszlehetőségek, amik egyértelműen nagy badarságok, vagy amik éppenséggel kizárják egymást. Ha két lehetőséget kizársz, máris 33%-os valószínűséggel találod meg a helyes választ. 4. És most jön az igazi trükk. Volt egy olyan megérzésem, hogy az A), vagyis az első és az E) vagyis az utolsó válaszlehetőségek ritkábban rejtik a helyes választ, mint a köztes B), C) és D) lehetőségek. Ez biztosan nem szándékos, oka valószínűleg az, hogy a feladatírók tudat alatt könnyebben jelölik meg ezeket, mert valahogyan természetesebb érzés, ha a helyes válasz nem rögtön a legelső lehetőség, de nem is az utolsó. Végignéztem az összes eddigi emelt szintű kémiai összes egyszerű választásos feladatát (355 darabot) és, hogy ezek esetén százalékosan hogyan oszlottak meg a helyes válaszok. Mint látjátok, az A) válasz 17, az E 15%-ban volt helyes, amik alacsonyabbak a 20-nál, ami akkor lenne, ha a helyes válaszok teljesen random oszlanának el. A B) és C) válaszok rendre 25 és 22%-ban bizonyultak helyesnek, vagyis nagyobb mértékben, mint a random esetben. Így, ha az 1-3. pontban összefoglalt tanácsaimat betartottad, és még így sem vagy biztos a jó válaszban, akkor (amennyiben még nem zártad ki) a B-C-D-A-E sorrendben részesítsd a válaszokat előnyben. Van az úgy, hogy nem tudja az ember a jó megoldást, főleg élesben, amikor nagy a nyomás. Mit lehet ilyenkor tenni? Ez a rövid poszt ebben nyújt némi segítséget. A kémia érettségin mindig vannak egyszerű választásos kérdések. Ilyenkor öt lehetséges válasz (A-B-C-D-E) közül kell kiválasztanod a helyeset, amiért 1 pontot kapsz. Hogy hány ilyen kérdés van, az érettségiről érettségire változik, kb. 3 és 12 között. Átlagban olyan 7-8 darabbal érdemes számolni, tehát egy viszonylag látható százaléka ez a végső pontszámnak. Ha sötétben tapogatózól és semmit nem tudsz a válaszról, akkor amennyiben ráböksz valamelyikre p=0,2 (vagyis 20%) valószínűséggel találod el a helyes választ. Ez nem túl nagy esély, ugye? Próbáljunk meg javítani ezen. 1. Nincs pontlevonás! Semmiképpen ne kövesd el azt a hibát, hogy nem jelölsz be semmit. Mielőtt beadod a feladatlapot ellenőrizd, hogy minden egyszerű választásos feladatnál megjelöltél egy választ. 2. Figyelj arra, hogy mi a kérdés. Sokszor a hibás állítást kell megkeresned. Ilyenkor általában ezt nyomatékosítás gyanánt alá is húzzák neked, mint én most. Mégis, könnyű ezt elrontani, hiszen ha véletlen nem figyelsz lehet, hogy már az A) lehetőséget, mint helyes állítást bejelölöd és nem mész tovább. 3. Próbálj meg kizárni lehetőségeket! Talán vannak olyan állítások, válaszlehetőségek, amik egyértelműen nagy badarságok, vagy amik éppenséggel kizárják egymást. Ha két lehetőséget kizársz, máris 33%-os valószínűséggel találod meg a helyes választ. 4. És most jön az igazi trükk. Volt egy olyan megérzésem, hogy az A), vagyis az első és az E) vagyis az utolsó válaszlehetőségek ritkábban rejtik a helyes választ, mint a köztes B), C) és D) lehetőségek. Ez biztosan nem szándékos, oka valószínűleg az, hogy a feladatírók tudat alatt könnyebben jelölik meg ezeket, mert valahogyan természetesebb érzés, ha a helyes válasz nem rögtön a legelső lehetőség, de nem is az utolsó. Végignéztem az összes eddigi emelt szintű kémiai összes egyszerű választásos feladatát (355 darabot) és, hogy ezek esetén százalékosan hogyan oszlottak meg a helyes válaszok. Mint látjátok, az A) válasz 17, az E 15%-ban volt helyes, amik alacsonyabbak a 20-nál, ami akkor lenne, ha a helyes válaszok teljesen random oszlanának el. A B) és C) válaszok rendre 25 és 22%-ban bizonyultak helyesnek, vagyis nagyobb mértékben, mint a random esetben. Így, ha az 1-3. pontban összefoglalt tanácsaimat betartottad, és még így sem vagy biztos a jó válaszban, akkor (amennyiben még nem zártad ki) a B-C-D-A-E sorrendben részesítsd a válaszokat előnyben. Van az úgy, hogy nem tudja az ember a jó megoldást, főleg élesben, amikor nagy a nyomás. Mit lehet ilyenkor tenni? Ez a rövid poszt ebben nyújt némi segítséget. A kémia érettségin mindig vannak egyszerű választásos kérdések. Ilyenkor öt lehetséges válasz (A-B-C-D-E) közül kell kiválasztanod a helyeset, amiért 1 pontot kapsz. Hogy hány ilyen kérdés van, az érettségiről érettségire változik, kb. 3 és 12 között. Átlagban olyan 7-8 darabbal érdemes számolni, tehát egy viszonylag látható százaléka ez a végső pontszámnak. Ha sötétben tapogatózól és semmit nem tudsz a válaszról, akkor amennyiben ráböksz valamelyikre p=0,2 (vagyis 20%) valószínűséggel találod el a helyes választ. Ez nem túl nagy esély, ugye? Próbáljunk meg javítani ezen. 1. Nincs pontlevonás! Semmiképpen ne kövesd el azt a hibát, hogy nem jelölsz be semmit. Mielőtt beadod a feladatlapot ellenőrizd, hogy minden egyszerű választásos feladatnál megjelöltél egy választ. 2. Figyelj arra, hogy mi a kérdés. Sokszor a hibás állítást kell megkeresned. Ilyenkor általában ezt nyomatékosítás gyanánt alá is húzzák neked, mint én most. Mégis, könnyű ezt elrontani, hiszen ha véletlen nem figyelsz lehet, hogy már az A) lehetőséget, mint helyes állítást bejelölöd és nem mész tovább. 3. Próbálj meg kizárni lehetőségeket! Talán vannak olyan állítások, válaszlehetőségek, amik egyértelműen nagy badarságok, vagy amik éppenséggel kizárják egymást. Ha két lehetőséget kizársz, máris 33%-os valószínűséggel találod meg a helyes választ. 4. És most jön

Molekulák térszerkezete és polaritása (VSEPR-elmélet) – II. rész Nemkötő elektronpárok a központi atom körül 3 2 2 És most következzenek azok a molekulák, amelyek központi atomján van nemkötő elektronpár (E). Ezek a molekulák „torzult” szerkezetűek ezért szinte minden esetben polárisak lesznek. A nemkötő elektronpár térigénye nagyobb, mint a ligandumoké. A kötésszöget úgy becsülhetjük meg, ha vesszük a ligandumok és nemkötő elektronpárok összegét (X+E; melyet sztérikus számnak is nevezünk) és azt mondjuk, hogy a kötésszög kisebb annál, mint ha ennyi ligandum (csak X) lenne a központi atomon. Ha például AX2E2 típusú molekuláról beszélünk, akkor X+E = 4, vagyis a kötésszög 109,5°-nál kisebb (mert X = 4 – tetraéder – esetén 109,5° lenne). . A nemkötő elektronpár térigénye nagyobb, mint a ligandumoké 2 2 A kén-dioxid (SO2) V-alakú (angolul „bent”) molekulája 2 A kén-dioxid (SO2) V-alakú (angolul „bent”) molekulája 2 Kezdjük a legegyszerűbbel, ahol a két ligandum mellett egy nemkötő elektronpár található a központi atomon: AX2E szerkezet. AX 2 2 E A molekula V-alakú X+E = 3, tehát a kötésszögek meghatározásánál a síkháromszögből indulunk ki, a kötésszög így Kisebb, mint 120° A képen látható kén-dioxid (SO2) pl. ilyen szerkezetű A molekula poláris (a „kötélhúzás” során itt nem egymással szemben húzzák a kötelet, hanem többé-kevésbé egy irányba) A dipólusmomentum vektorok nem oltják ki egymást, az oxigén részlegesen negatív töltésű A molekulák között a legerősebb kcsh. a dipól-dipól kcsh. Memo: A harmadik periódustól az atomok akár annyi kötést képesek kialakítani, mint amennyi vegyértékelektronjuk van Take-home message: Azok a molekulák, melyek központi atomjának van nemkötő elektronpárja, szinte mindig polárisak A molekula V-alakú  V-alakú X+E = 3, tehát a kötésszögek meghatározásánál a síkháromszögből indulunk ki, a kötésszög így Kisebb, mint 120° Kisebb, mint 120° A képen látható kén-dioxid (SO2) pl. ilyen szerkezetű 2 szerkezetű A molekula poláris (a „kötélhúzás” során itt nem egymással szemben húzzák a kötelet, hanem többé-kevésbé egy irányba) molekula poláris A dipólusmomentum vektorok nem oltják ki egymást, az oxigén részlegesen negatív töltésű A molekulák között a legerősebb kcsh. a dipól-dipól kcsh. Memo: A harmadik periódustól az atomok akár annyi kötést képesek kialakítani, mint amennyi vegyértékelektronjuk van Take-home message: Azok a molekulák, melyek központi atomjának van nemkötő elektronpárja, szinte mindig polárisak Azok a molekulák, melyek központi atomjának van nemkötő elektronpárja,   mindig polárisak A víz (H2O) V-alakú molekulája 2 A víz (H2O) V-alakú molekulája 2 Adjunk még egy nemkötő elektronpárt a központi atomhoz: AX2E2 szerkezet, a molekula szintén  AX 2 2 E 2 2 V-alakú, akárcsak a kén-dioxid, azonban X+E = 4, tehát a kötésszögek meghatározásánál a tetraéderből indulunk ki, a kötésszög így Kisebb, mint 109,5° A víz (H2O, a képen látható), SCl2, SH2, SeH2, XeO2 és a hipoklórossav (HOCl) pl. ilyen szerkezetű A molekula poláris A vízmolekulák közötti legerősebb kcsh. a hidrogénkötés, más központi atomok esetén dipól-dipól kcsh. Take-home message: Azokban a V-alakú molekulákban, ahol a központi atomon két nemkötő elektronpár található kisebb a kötésszög, mint azokban, ahol csak egy V-alakú, akárcsak a kén-dioxid, azonban V-alakú X+E = 4, tehát a kötésszögek meghatározásánál a tetraéderből indulunk ki, a kötésszög így Kisebb, mint 109,5° Kisebb, mint 109,5° A víz (H2O, a képen látható), SCl2, SH2, SeH2, XeO2 és a hipoklórossav (HOCl) pl. ilyen szerkezetű 2 2 2 2 2 A molekula poláris molekula poláris A vízmolekulák közötti legerősebb kcsh. a hidrogénkötés, más központi atomok esetén dipól-dipól kcsh. Take-home message: Azokban a V-alakú molekulákban, ahol a központi atomon két nemkötő elektronpár található kisebb a kötésszög, mint azokban, ahol csak egy Azokban a V-alakú molekulákban, ahol a központi atomon két nemkötő elektronpár található kisebb a kötésszög, mint azokban, ahol csak egy Az ammónia (NH3) trigonális piramis alakú molekulája 3 Az ammónia (NH3) trigonális piramis alakú molekulája 3 Nézzük mit történik, ha három ligandum és egy nemkötő elektronpár található a központi atomon: AX3E szerkezet  AX 3 3 E Háromszög-alapú piramis (trigonális piramis) X+E = 4, tehát a kötésszögek meghatározásánál szintén a tetraéderből indulunk ki, a kötésszög így Kisebb, mint 109,5° (pontosan 107°) Az ammónia (NH3, a képen látható), foszfin (PH3), AsH3, PCl3, XeO3 pl. ilyen szerkezetű Az ammónia kötésszöge nagyobb, mint a vízé, hiszen az ammóniában csak 1, míg a vízben 2 nemkötő elektronpár található a központi atomon A molekula poláris Az ammóniamolekulák közötti legerősebb kcsh. a hidrogénkötés, más központi atomok esetén a dipól-dipól kcsh. Háromszög-alapú piramis (trigonális piramis) Háromszög-alapú piramis (trigonális piramis) X+E = 4, tehát a kötésszögek meghatározásánál szintén a tetraéderből indulunk ki, a kötésszög így Kisebb, mint 109,5° (pontosan 107°) Kisebb, mint 109,5° Az ammónia (NH3, a képen látható), foszfin (PH3), AsH3, PCl3, XeO3 pl. ilyen szerkezetű 3 3 3 3 3 Az ammónia kötésszöge nagyobb, mint a vízé, hiszen az ammóniában csak 1, míg a vízben 2 nemkötő elektronpár található a központi atomon A molekula poláris molekula poláris Az ammóniamolekulák közötti legerősebb kcsh. a hidrogénkötés, más központi atomok esetén a dipól-dipól kcsh. A foszfin (PH3) trigonális piramis alakú molekulája 3 A foszfin (PH3) trigonális piramis alakú molekulája 3 Foszfin: AX3E szerkezet AX 3 3 E Trigonális piramis Trigonális piramis 94° vagyis kisebb, mint az ammónia esetében, ebből következik az alábbi 94° Take-home message: Nagyobb központi atomtörzs esetében a nemkötő elektronpárok nagyobb térigényűek, így a kötésszög (azonos ligandumok esetén) kisebb Nagyobb központi atomtörzs esetében a nemkötő elektronpárok nagyobb térigényűek, így a kötésszög kisebb Az foszfor-triklorid (PCl3) trigonális piramis alakú molekulája 3 Az foszfor-triklorid (PCl3) trigonális piramis alakú molekulája 3 Foszfor-triklorid: AX3E szerkezet AX 3 3 E Trigonális piramis Trigonális piramis 98° vagyis nagyobb, mint az foszfin esetében, ebből következik az alábbi 98° Take-home message: Nagyobb ligandum nagyobb térigényű, így a kötésszög (azonos ligandumok esetén) azonos atomtörzs esetében nagyobb Nagyobb ligandum nagyobb térigényű, így a kötésszög azonos atomtörzs esetében nagyobb Az xenon-trioxid (XeO3) trigonális piramis alakú molekulája 3 Az xenon-trioxid (XeO3) trigonális piramis alakú molekulája 3 xenon-trioxid  3 AX3E szerkezet (a nyolc vegyértékelektronból 6 kötésben az oxigénekkel, így marad egy nemkötő elektronpár), alakja így Trigonális piramis, a kötésszög tehát Kisebb, mint 109,5° (pontosan 90°, mert a Xe atomtörzs nagyon nagy) A molekula poláris Molekulák közötti legerősebb kcsh. a dipól-dipól kcsh. Memo: Nagyobb központi atomtörzs esetében a nemkötő elektronpárok nagyobb térigényűek, így a kötésszög (azonos ligandumok esetén) kisebb AX3E szerkezet (a nyolc vegyértékelektronból 6 kötésben az oxigénekkel, így marad egy nemkötő elektronpár), alakja így AX 3 3 E Trigonális piramis, a kötésszög tehát Trigonális piramis Kisebb, mint 109,5° (pontosan 90°, mert a Xe atomtörzs nagyon nagy) Kisebb, mint 109,5° A molekula poláris poláris Molekulák közötti legerősebb kcsh.

Molekulák térszerkezete és polaritása (VSEPR-elmélet) – I. rész Ebben a bejegyzésben molekulák térszerkezete kerül górcső alá, valamint kitérünk sok más tulajdonságukra, például a kötéshosszra, polaritásra. A központi atom, atomok körül kialakuló téralkatot a vegyértékelektronpár-taszítási elmélet (VSEPR: Valence Shell Electron Pair Repulsion) segítségével határozhatjuk meg. A posztot jóval részletesebben írtuk meg, mint ahogyan ezt a témakört más jegyzetekben találjátok. Hosszú lesz, de érdemes elolvasni, mert ilyen kérdés biztosan lesz az érettségin, és ha azt tudjátok, amit itt leírunk, nem érhet meglepetés. V S E P R AXE A X E A 2 2 Kétatomos szerkezetek Azon molekulák térszerkezetét, amelyek csak két atomból állnak könnyű megállapítanunk, két pont ugyanis (vagyis a két atom), mindig egy egyenesre esik, ezt pedig lineárisnak nevezzük. Ha csak két atom kapcsolódik, akkor nem is beszélhetünk központi atomról. Így ezek tárgyalásához tulajdonképpen nem is szükséges a VSEPR-elmélet. Nézzünk most néhány ilyen molekulát (elemet és vegyületet), mielőtt rátérünk a nehezebbekre. Ígérem, lesz még izgalom, annyi kötő és nemkötő elektronpár fogja még taszítani egymást, hogy alig győzzük megállapítani az elrendeződését. A hidrogén kétatomos molekulája A hidrogén kétatomos molekulája Kezdjük a legegyszerűbb molekulával, a kétatomos elemmolekulával, a hidrogénnel. Az 1 elektronnal rendelkező hidrogénatomoknak 1 elektronra van szükségük, hogy elérjék a He elektronszerkezetét. Ezért két hidrogénatom között egy kovalens kötés jön létre. hidrogén egy kovalens kötés ·      Mivel a molekulát két ugyanolyan atom alkotja, melyeknek az elektronegativitása azonos, a köztük létrejövő kovalens kötés apoláris, így maga a molekula is apoláris. Ez minden elemmolekulára (nem csak lineárisra – P4, S8 stb.) igaz. Kivéve az ózont. kovalens kötés apoláris molekula apoláris minden elemmolekulára 4 8 igaz Kivéve az ózont Kötéshossz: Két atommag közötti távolság. Ez a legrövidebb a hidrogénmolekula esetén: 74 pm (pikométer). A kötésszög az a szög, melyet a központi atom és annak két liganduma zár be. Így kétatomos molekuláknak nincs kötésszöge. A hidrogénmolekula lineáris, ez minden kétatomos molekulára igaz (függetlenül a polaritásától). lineáris minden kétatomos molekulá A halogénmolekulák (F2, Cl2, Br2, I2) térszerkezete ugyanilyen, a nemesgázszerkezet eléréséhez szintén egy kovalens kötést létesítenek, az atomok mérete és a kötéshossz azonban különbözik. 2 2 2 2 A molekulák közötti legerősebb kölcsönhatás (kcsh.): (mint minden apoláris molekula esetében) a diszperziós kcsh. Take-home message: Minden kétatomos molekula lineáris Minden kétatomos molekula lineáris Minden elemmolekula apoláris (kivéve az ózont) Minden elemmolekula apoláris Kétatomos molekuláknak nincs kötésszöge Kétatomos molekuláknak nincs kötésszöge Az apoláris molekulák közötti legerősebb kölcsönhatás a diszperziós kölcsönhatás Az apoláris molekulák közötti legerősebb kölcsönhatás a diszperziós kölcsönhatás Az oxigén kétatomos molekulája Az oxigén kétatomos molekulája Az oxigénatomoknak két elektronra van szükségük, hogy elérjék a Ne elektronszerkezetét. Ezért két oxigénatom között két kovalens kötés (egy szigma és egy pi) jön létre. oxigén két kovalens kötés Kötéshossz: A hidrogénhez képest nagyobb atomtörzsek miatt nagyobb: 121 pm Vigyázat, a periódusos rendszerben az oxigén alatt található kénatomok között nem jöhet létre többszörös kötés, ezért más térszerkezetet vesznek fel (ld. lentebb). Ez minden elemre igaz a 3. periódustól kezdve. Memo: Minden kétatomos molekula (így az oxigén is) lineáris Minden elemmolekula (így az oxigén is) apoláris Kétatomos molekuláknak nincs kötésszöge Apoláris molekulák között a legerősebb kölcsönhatás a diszperzió Take-home message: Nagyobb atomtörzsek esetén nagyobb a kötéshossz. Kötéshossz: A hidrogénhez képest nagyobb atomtörzsek miatt nagyobb: 121 pm Vigyázat, a periódusos rendszerben az oxigén alatt található kénatomok között nem jöhet létre többszörös kötés, ezért más térszerkezetet vesznek fel (ld. lentebb). Ez minden elemre igaz a 3. periódustól kezdve. Memo: you can check here Minden kétatomos molekula (így az oxigén is) lineáris az oxigén lineáris Minden elemmolekula (így az oxigén is) apoláris az oxigén apoláris Kétatomos molekuláknak nincs kötésszöge Apoláris molekulák között a legerősebb kölcsönhatás a diszperzió Take-home message: Nagyobb atomtörzsek esetén nagyobb a kötéshossz. Nagyobb atomtörzsek esetén nagyobb a kötéshossz. A nitrogén kétatomos molekulája A nitrogén kétatomos molekulája Az nitrogénatomoknak három elektronra van szükségük, hogy elérjék a Ne elektronszerkezetét. Ezért a nitrogénmolekulában három kovalens kötés (egy szigma és két pi) található nitrogén három kovalens kötés  Kötéshossz: A oxigénhez képest nagyobb atomtörzsek ellenére annál kisebb: 110 pm. Ezt a háromszoros kötéssel magyarázhatjuk. Vigyázat, a periódusos rendszerben a nitrogén alatt található foszfor atomok nem között nem jöhet létre többszörös kötés, ezért a foszfor molekula más térszerkezetet vesznek fel (ld. lentebb). Memo: Minden kétatomos molekula (így a nitrogén is) lineáris Minden elemmolekula (így a nitrogén is) apoláris Kétatomos molekuláknak nincs kötésszöge Apoláris molekulák között a legerősebb kcsh. a diszperziós kcsh. Take-home message: Azonos atomok között többszörös kötés esetén a kötéshossz rövidül. (N–N: 145 pm, N≡N 110 pm) Kötéshossz: A oxigénhez képest nagyobb atomtörzsek ellenére annál kisebb: 110 pm. Ezt a háromszoros kötéssel magyarázhatjuk. Vigyázat, a periódusos rendszerben a nitrogén alatt található foszfor atomok nem között nem jöhet létre többszörös kötés, ezért a foszfor molekula más térszerkezetet vesznek fel (ld. lentebb). Memo: Minden kétatomos molekula (így a nitrogén is) lineáris nitrogén lineáris Minden elemmolekula (így a nitrogén is) apoláris nitrogén apoláris Kétatomos molekuláknak nincs kötésszöge Apoláris molekulák között a legerősebb kcsh. a diszperziós kcsh. Take-home message: Azonos atomok között többszörös kötés esetén a kötéshossz rövidül. (N–N: 145 pm, N≡N 110 pm) Azonos atomok között többszörös kötés esetén a kötéshossz rövidül. A hidrogén-klorid kétatomos, poláris molekulája A hidrogén-klorid kétatomos, poláris molekulája A sorban következő szerkezet még mindig kétatomos, viszont már nem elem, hanem vegyület, a hidrogén-klorid. Mindkét atomnak 1-1 elektronra van szüksége a nemesgáz szerkezethez, így közöttük egy kovalens kötés jön létre. hidrogén-klorid egy kovalens kötés A kovalens kötés poláris, mert a két atom elektronegativitása különböző A kovalens kötés poláris poláris molekula Molekulái közötti legerősebb kcsh. a dipól-dipól kcsh. Memo: Minden kétatomos molekula (így a HCl is) lineáris a HCl lineáris Kétatomos molekuláknak nincsen kötésszöge Take-home message: A legtöbb kétatomos vegyület molekulája poláris (kivéve pl. szén-monoxid – CO) A legtöbb kétatomos vegyület molekulája poláris  vegyület   VSEPR elmélet – Legalább 3 atom esetén (minimum két másik atom a központi atom körül) Legalább 3 atom szükséges tehát, hogy a VSEPR-elméletet alkalmazhassuk és megállapíthassuk a kötésszöget, hiszen központi atom (olyan atom, ami legalább két másik atomhoz kapcsolódik) csak 3 vagy több atom esetén van jelen. Persze lehet az több is, a nagy szerves molekulák (biomolekulák) például több ezer központi atomot is tartalmazhatnak. Ekkor persze a VSEPR-elmélet nem a molekula alakját határozza meg (ezt konformációnak nevezzük, és egy másik posztban lesz róla szó), hanem arra ad lehetőséget, hogy minden egyes központi atom körül megmondjuk, hogy milyen lesz a téralkat. A szén-dioxid háromatomos, lineáris molekulája A szén-dioxid háromatomos, lineáris molekulája Az ábrán látható a legegyszerűbb ilyen szerkezet, az AX2 (A köponti atomhoz – A – két

Kémia számolás videóink a Youtube-on – emelt szintű érettségire készülőknek Kémia számolás videóink a Youtube-on – emelt szintű érettségire készülőknek Íme a 9+1 témakör, melyek egyébként a leggyakoribb típusfeladatok a kémia érettségin:   Elektrolízis (elektrokémia): Elektrolízis (elektrokémia): Néhány fontos fogalom és definíció, ami jól jöhet: Elektrokémia: A kémia, azon belül a fizikai kémia egyik ága. Az elektromos áram hatására végbemenő kémiai változásokkal és így a kémiai energia elektromos energiává alakításának folyamataival foglalkozik. Ezek mind redoxireakciók, ugyanis az alkotóelemek oxidációs száma megváltozik (elemekből vegyületek, vegyületekből elemek képződnek). Az elektrokémiai folyamatok során az elektromos energia és a kémiai energia egymásba való átalakulása figyelhető meg: galvánelemek esetén kémiai reakcióval elektromos áram előállítását, elektrolízis esetén elektromos áram hatására kémiai reakciót idézhetünk elő. Elektrokémia: Elektrolízis: Az elektromos áram hatására végbemenő elektrokémiai folyamat. Az egyenáram hatására redoxireakciók mennek végbe, tehát elektromos energia alakul át kémiai energiává. Elektrolízis:   Sav bázis feladatok, avagy pH számítás: Sav bázis feladatok, avagy pH számítás: Fontos fogalmak, definíciók: Sav-bázis reakció: Sav-bázis reakciónak nevezzük (Brønsted-féle sav-bázis elmélet szerint) a hidrogénion átadással járó reakciókat. Azokat a vegyületeket (molekulákat, ionokat) amelyek a protont leadják, savnak, amelyek felveszik, bázisnak nevezzük. Sav-bázis reakció: pH: A pH egy dimenzió nélküli kémiai mennyiség, mely egy adott oldat kémhatását (savasságát vagy lúgosságát) jellemzi. Híg vizes oldatokban a pH egyenlő az oxóniumion-koncentráció negatív tízes alapú logaritmusának. pH: Amfoter: Amfoternek nevezzük az olyan vegyületeket, melyek savként és bázisként egyaránt képesek viselkedni, tehát hidrogénion felvételére és leadására egyaránt képesek. Amfoter:   Szerves vegyületek képlete: Szerves vegyületek képlete: A szerves vegyületek témakörében mindig elméleti feladattal is számolnotok kell, illetve a számítások megoldásához is szilárd elméleti tudásra van szükségetek. Sokszor kémiai információk alapján tudjátok csak beazonosítani az ismeretlen szerves vegyületet: Elszínteleníti a brómos vizet? Oxidálható? Redukálható? Királis? Jó az oldhatósága vízben? Reagál nátriummal, vagy nátrium-hidroxiddal? Ha ezekre minden vegyülettípusnál tudjátok a választ, akkor nem érhet benneteket meglepetés.   Gázok, gázelegyek: Gázok, gázelegyek: Fontos fogalmak, definíciók: Ideális gáz: A fizikában használt absztrakció. Az ideális gázok részecskéi pontszerűek (nincs kiterjedésük), folytonos, egyenes vonalú egyenletes mozgást végeznek, közben rugalmasan ütköznek egymással (nincs a részecskék között kölcsönhatás) és az edény falával. Ideális gáz: Egyetemes gáztörvény: pV=nRT, ahol p a nyomás (Pa-ban), V a térfogat (m3-ben), n az anyagmennyiség (mólban), R az egyetemes gázállandó (értéke: 8,314 Jmol-1K-1) és T a hőmérséklet (K-ben). Egyetemes gáztörvény: 3 -1 -1   Kristályvizet tartalmazó sók: Kristályvizet tartalmazó sók: Imádják! Általános tapasztalat, hogy a kristályvizes feladatok témaköre is szinte minden kémia érettségin előkerül. A szívatás lényege: amikor egy ilyen szerves vagy szervetlen ionvegyületet feloldunk, akkor nem csak oldott anyagot viszünk be az oldatba, hanem oldószert is, hiszen a kristályvíztartalom folyékony vízzé alakul. Ajaj. De nem kell izgulnotok, a videóban találtok a problémára több megoldási lehetőséget is. Fontos fogalmak, definíciók: Kristályvíz: A kristályos anyagokban jelen lévő víz, amely meghatározott arányban épül be a kristályszerkezetbe. Kristályvíz: Oldat: Két, vagy többkomponensű, többnyire folyékony homogén keverék. Oldat: Telített oldat: Ha az oldott komponens koncentrációja megegyezik az adott körülményekhez (oldószer, hőmérséklet, nyomás) tartozó oldhatóságával, vagyis a feleslegben hozzáadott anyag oldatlanul nem oldható fel. Telített oldat:   A kémiai egyensúly: A kémiai egyensúly: Fontos fogalmak, definíciók: Dinamikus egyensúly: Az az állapotot, amelyben valamely megfordítható folyamat oda- és visszaalakulási sebessége megegyezik. Ekkor makroszkopikusan szemlélve a rendszert nem tapasztalunk változást (a komponensek koncetrációja állandó), miközben mikroszkopikusan az ellentétes irányú folyamatok (oda- és visszaalakulás) folyamatosan lejátszódnak. Dinamikus egyensúly:   Titrálás: : Titrálás:   Termokémia: Termokémia: Fontos fogalmak, definíciók: Termokémia: A kémiai reakciók során lejátszódó hőmérséklet- és energiaváltozásokkal foglalkozó tudomány, a fizikai kémia egyik ága. Termokémia: