Fő tartalom
Biológia
Tantárgy/kurzus: Biológia > 2. témakör
3. lecke: A kémiai kötések és a kémiai reakciókAz elektronegativitás és a kémiai kötések
A kémiai kötések Pauling-skála szerinti elektronegativitás-különbségei. A kémiai kötések csoportosítása az elektronegativitások közötti különbség alapján (apoláris kovalens, poláris kovalens vagy ionos kötés). Készítette: Jay.
Szeretnél részt venni a beszélgetésben?
Még nincs hozzászólás.
Videóátirat
Valószínűleg az elektronegativitás
a legfontosabb fogalom a szervetlen kémia megértéséhez. Azt a definíciót fogjuk használni,
amelyet Linus Pauling fogalmazott meg „A kémiai kötések természete” című könyvében. Linus Pauling szerint az elektronegativitás a molekulában kötött atom elektronvonzó képességét jellemzi. Egy molekula vizsgálata során a molekula két atomját hasonlítjuk össze. A szén és az oxigén elektronegativitását fogom összehasonlítani. Ehhez a szerves periódusos rendszer jobb szélét fogom figyelni, ahol a szerves kémia leggyakoribb elemei láthatók. Kékkel írva láthatók a Pauling-skála elektronegativitási értékei. Linus Pauling tehát kiszámította az elemek elektronegativitási értékeit, és táblázatba foglalta őket. Ez lehetővé teszi, hogy összehasonlítsuk a különböző elemek elektronegativitását. Vegyük például a szenet, amelynek az elektronegativitása 2,5 és hasonlítsuk össze az oxigénnel, amelynek az elektronegativitása 3,5. Az oxigénnek tehát nagyobb az
elektronegativitása, mint a szénnek. A definíció szerint, ha az oxigén
elektronegativitása nagyobb, akkor az oxigénatom erősebben
vonzza magához az elektronokat, mint a szénatom. Az elektronok és a kovalens kötés, amelyeket a szén- és az oxigénatom
megosztanak egymás között, egyenlőtlenül vannak megosztva. Mivel az oxigén elektronegativitása nagyobb, közelebb húzza magához a pirossal jelölt elektronokat. Mivel az elektronok töltése negatív, az oxigénen egy kicsivel több lesz a negatív töltés. Úgy mondjuk, hogy részleges negatív töltés alakul ki rajta. Részleges negatív. A részleges jelleget a görög delta
kisbetűvel jelöljük. Az oxigénatom tehát
részlegesen negatív. Közelebb húzza magához
a pirossal jelölt elektronokat. A piros elektronok elmozdulását
az oxigénatom irányába ezzel a picike nyíllal is jelölhetjük. A nyíl mutatja az irányt, amerre a piros elektronok elmozdulnak. A szénatom tehát valamelyest
elveszíti ezeket a piros elektronokat. Veszít egy kicsit az elektronsűrűségből. Veszít egy kicsit a negatív töltésből. A szénatom eredetileg semleges volt, de mivel elveszít egy kis negatív töltést, részlegesen pozitívvá válik, A szénatom tehát részlegesen pozitív. Az oxigénatom pedig
részlegesen negatív. Ez egy polarizált állapot. Egy kis negatív töltés alakult ki
az egyik oldalon, egy kis pozitív töltés pedig
a másik oldalon. Ez tehát még mindig kovalens kötés, de poláris kovalens kötés, mivel az elektronegativitás értéke a két atomban eltérő. Lássunk néhány további példát az elektronegativitások különbözőségére. Képzeljünk el egy molekulát, amelyben két szénatom van, és lássuk, mi történik a piros elektronokkal. Ebben az esetben mindkét szénatomnak ugyanakkora az elektronegativitása. A bal oldali szénatomé 2,5 a jobb oldalinak szintén 2,5. Az elektronegativitás
különbsége tehát 0. Ami azt jelenti, hogy piros elektronok nem húzódnak sem az egyik, sem a másik szénatom felé. Középen maradnak. Megoszlanak a két atom között. Ebben a kovalens kötésben tehát
nem lép fel polarizáció, mivel nincs különbség az elektronegativitások értékében. Ezt apoláris kovalens
kötésnek nevezzük. Lássunk egy másik példát. Hasonlítsuk össze
a szenet a hidrogénnel egy molekulában, amelyben a szén és a hidrogén
létesítenek kötést. Azt szeretném megtudni, mi történik a piros elektronokkal, a szén és a hidrogén között. Ilyet már láttunk. A szénatom elektronegativitása 2,5 a hidrogénatomé pedig 2,1 A különbség 0,4. Van tehát különbség a két atom elektronegativitása között,
de csak nagyon kicsi. Így a legtöbb tankönyv a szénatom és a hidrogénatom
közötti kötést apoláris kovalens kötésnek tekinti. Lássuk ismét az előbbi példát, ahol összehasonlítottuk a szénatom és az oxigénatom elektronegativitását. A feltüntetett értékek alapján a szénatom elektronegativitása 2,5 míg az oxigénatomé 3,5 volt,
amelyek különbsége 1. Ez alapján a kovalens kötést
polárisnak tekintjük. Ez poláris kovalens kötés a szén és az oxigén között. A piros elektronok közelebb húzódnak az oxigénatomhoz, miáltal az oxigénatomon
részleges negatív töltés lép fel. Mivel pedig a szénatom körül
csökken az elektronsűrűség, a szénatomon
részleges pozitív töltés jelentkezik. Látható, hogy ha az
elektronegativitás értékek különbsége 1, akkor poláris kovalens
kötésről beszélünk. Ha viszont az elektronegativitás értékek
különbsége 0,4 akkor apoláris kovalens kötésnek tekintjük. Így valahol a két érték között kell, hogy legyen egy határérték, a poláris és az apoláris
kovalens kötés között. A legtöbb tankönyv ezt
valahol 0,5 körül állapítja meg. Ha tehát az elektronegativitás értékek
különbsége nagyobb, mint 0,5, akkor a kötés polárisnak tekinthető. Ha az elektronegativitás értékek különbsége kisebb, mint 0,5 akkor a kötést apolárisnak tekinthetjük. Itt hangsúlyoznom kell, hogy itt a Pauling-féle
elektronegativitási skálát használjuk. Számos más skála is létezik. Ezek tehát nem abszolút értékek, hanem inkább relatív különbségek. Számunkra az elektronegativitás
relatív különbsége a lényeges. Lássunk egy újabb példát! Hasonlítsuk össze
az oxigént a hidrogénnel! Lássuk, mi történik az oxigén és a hidrogén közötti elektronokkal, vagyis a piros elektronokkal. Az elektronegativitás értékét már mindkét atom esetében láttuk. Az oxigén esetében 3,5
míg a hidrogén esetében 2,1. Az elektronegativitások különbsége 1,4. Ez tehát poláris kovalens kötés. Mivel az oxigénatom elektronegativitása
nagyobb, mint a hidrogéné, a piros elektronok
közelebb húzódnak az oxigénhez. Az oxigénen tehát
részleges negatív töltés alakul ki, míg a hidrogénen
részleges pozitív töltés lép fel. Lássuk most a szenet és a lítiumot. Berajzolom a kötést
a szénatom és a lítiumatom közé. Mi most a szén és a lítium közötti
két elektronnal foglalkozunk. Amint láttuk, a szénatom
elektronegativitása 2,5. Ismét tekintsünk
a periódusos rendszerre, hogy lássuk, mekkora
a lítium elektronegativitása. Itt a lítium, a táblázat első csoportjában. Az elektronegativitása 1. Itt lent beírom az 1-et. Az elektronegativitás
küönbsége tehát 1,5. Ezt tehát poláris kovalens
kötésnek tekintjük. Most a szénatom elektronegativitása
nagyobb, mint a lítiumé. Ezért a piros elektronok közelebb húzódnak a szénatomhoz. Így a szénatom körül egy kicsit
nagyobb az elektronsűrűség a szokásosnál. Emiatt részlegesen negatívvá válik. A lítium körül csökken
az elektronsűrűség, így a lítiumot
részlegesen pozitívnak mondjuk. Ezt a kötést tehát poláris
kovalens kötésnek tekintem. Ám néhány perc múlva látni fogjuk, hogy akár ionos kötésnek is vehetnénk. És ez pusztán attól függ, milyen elektronegativitási értékekkel számolunk, és milyen kémiai reakcióról van szó. Ezt tehát ionos kötésnek is tekinthetjük. Következő példaként
lássunk egy olyan vegyületet, amelyről biztosan tudjuk, hogy ionos. Természetesen a közismert
nátrium-klorid lesz a példa. Kiindulásképpen úgy teszek, mintha kovalens kötés lenne
a nátrium és a klór között. Tehát úgy vesszük, hogy ez egy kovalens kötés. Bejelöljük az elektronokat, ezt a kötést, mint tudjuk,
két elektron létesíti. Lássuk, mekkora a különbség a nátrium és a klór
elektronegativitása közt. Ezt megint idefent találjuk. Itt van a nátrium, 0,9-es értékkel, és a klór, amelynél ez az érték 3. A nátriumé 0,9, a klóré 3. Ez nagy különbség. A különbség 2,1. A klór elektronegativitása
sokkal nagyobb, mint a nátriumé. Annyira, hogy nem is fog osztozkodni
az elektronokon a nátriummal, hanem ellopja az elektronokat. Ezért úgy rajzolom le újra, hogy a klór köré 8 elektront rakok. Ez a két piros elektron tehát
– hadd rajzoljam ide – ez a két piros elektron
a nátrium és a klór között a klór, amelyiknek sokkal, sokkal
nagyobb az elektronegativitása, olyan erősen vonzza
ezeket a piros elektronokat, hogy teljesen kisajátítja őket. Ezt a két piros elektront tehát a klór ellopja. Itt marad a nátrium. A klór tehát szerzett egy újabb elektront, ami ténylegesen
negatív töltést biztosít a számára. Itt tehát már nem részleges töltésekről van szó. A klór ténylegesen
egyszeres negatív töltésre tesz szert. A nátrium elveszített egy elektront, így ténylegesen pozitív töltése lett. Ebből tudjuk, hogy ez ionos kötés
e két ion között. Ez tehát ionos kötést jelent. Az elekronegativitás
értékek különbségében valahol 1,5 és 2,1 között van a határ a poláris kovalens
és az ionos kötés között. A legtöbb tankönyvben nagyjából 1,7 körüli értékkel találkozunk. Ha tehát az érték nagyobb, mint 1,7 akkor a kötést általában
ionosnak tekintjük, Ha pedig 1,7-nél kisebb,
akkor poláris kovalens kötésnek. De nem mindig ez a helyzet. Térjünk vissza
a szén és a lítium példájára. Ezt poláris kovalens kötésnek tekintettük. Néha azonban szükség lehet arra,
hogy ezt a pirossal jelölt kötést ionosnak tekintsük. Most rajzoljuk le a szenet és a lítiumot úgy, hogy a kötést ionosnak vesszük. Ha a szén elektronegativitása
nagyobb, mint a lítiumé, akkor a szén ellopja
a két piros elektront. Most úgy ábrázolom,
hogy a piros elektronok átkerültek a szénatomra. Ezeket már nem osztja meg a lítiummal. A szénatom ellopta ezeket az elektronokat. Itt a lítium. A lítium elvesztette az egyik elektronját, így ténylegesen egyszeresen pozitív töltésre tett szert. A szén felvett egy elektront, amivel ténylegesen egyszeres negatív töltése lett. Ezt tehát ionos kötésnek tekintjük, teljes mértékben tényleges töltésekkel. Egyes szerves kémiai reakciókban
ez hasznos. Ezzel azt szeretném hangsúlyozni, hogy az 1,7-es határ nem abszolút, hanem relatív. Ha ide rajzolnánk a pontokat, az is helyes volna. Így is lerajzolhatnánk. De ionos kötésként is felfoghatnánk. Ez határeset. Ezzel áttekintettük az elektronegativitást. Noha ebben a videóban a számszerű értékekkel is foglalkoztunk, a következőkben nem törődünk
annyit a számokkal. Inkább az elektronegativitás relatív különbségére fogunk figyelni. Az olyan egyszerű összefüggéseket kell megérteni, mint hogy az oxigén elektronegativitása
nagyobb, mint a széné. Ez majd sokat segít, amikor szerves kémiai mechanizmusokat tanulunk.