MeRSZ online
okoskönyvtár
Több száz tankönyv egy helyen.
Online. Bárhol. Bármikor.
Általános és bioszervetlen kémia
Kétatomos molekulák molekulaorbitáljai
A 38. ábra a második periódus elemeiből keletkező kétatomos molekulák lehetséges molekulaorbitáljainak energiaszintjét mutatja be. A számítások alapján a 2p-atomorbitálokból általában alacsonyabb energiájú kötő π-molekulaorbitálok képződnek, mint a kötő σ-molekulaorbitál.
A 39. ábra a betöltött molekulaorbitálok energiaszintjét mutatja a Li2-tól a F2-ig. Ezek a kétatomos molekulák csak gázállapotban létezhetnek, pl. a szilárd Li fémrácsot vagy a szilárd C kovalens kötésű halmazokat alkot. Kiszámítható a 39. ábra alapján a molekulák kötésrendje, azaz a két atomot összekapcsoló kovalens kötések száma is:
kötésrend = 1/2(kötő elektronok száma – lazító elektronok száma)
Harvard
(): . : .
: /hivatkozas/m1438aebszk_456/#m1438aebszk_456 ()
Chicago
. . . : .
(: /hivatkozas/m1438aebszk_456/#m1438aebszk_456)
APA
(). . .
(: /hivatkozas/m1438aebszk_456/#m1438aebszk_456)
37. ábra.
A kötő és lazító molekulaorbitálok képződése
Harvard
(): . : .
: /hivatkozas/m1438aebszk_458/#m1438aebszk_458 ()
Chicago
. . . : .
(: /hivatkozas/m1438aebszk_458/#m1438aebszk_458)
APA
(). . .
(: /hivatkozas/m1438aebszk_458/#m1438aebszk_458)
38. ábra. A második periódus elemeinek atomorbitáljaiból származtatható molekulapályák energiaszintjei. A lezárt héj (n = 1) két elektronját jelképező orbitálokat nem tüntettük fel, mivel ezek azonos számú kötő és lazító molekulaorbitált alkotnak és nincs szerepük molekulák létrehozásában. Megjegyezzük, hogy az O2 és F2-molekulákban a és molekulaorbitálok energiaszintje nagyobb, mint a , molekulaorbitálé (l. 39. ábrát)
Harvard
(): . : .
: /hivatkozas/m1438aebszk_460/#m1438aebszk_460 ()
Chicago
. . . : .
(: /hivatkozas/m1438aebszk_460/#m1438aebszk_460)
APA
(). . .
(: /hivatkozas/m1438aebszk_460/#m1438aebszk_460)
39. ábra. A második periódus kétatomos molekuláinak elektronkonfigurációi a molekulaorbitál-elmélet szerint. F.A. Cotton és G. Wilkinson: Advanced Inorganic Chemistry (1976) 3.12. ábrája alapján. A kötő π-molekulaorbitálok energiája magasabbá válik a kötő σ-molekulaorbitáloknál az oxigén- és fluormolekulákban (vö. 38. ábra)
Azoktól a „molekuláktól” nem várhatunk stabilitást, amelyekben a kötésrend nulla.
A kétatomos Li2-molekulát gázállapotban észlelni lehet (kötésrend = 1), stabilitása lényegesen kisebb a Hrnél (n = 1 lezárt héj hatása). Ennek megfelelően a Li2 kovalens kötéshossza mintegy 3,5-szerese, kötésenergiája pedig kb. negyede a H2-molekuláénak.
A „Be2”-molekula kötésrendje nulla, gázállapotban sem mutatható ki.
A C2-molekula (kötésrend = 2) nagyon magas hőmérsékleten mutatható ki, szerkezetének megfelelően diamágneses.
Az Nr-molekula (kötésrend= 3) stabilis, kötésenergiája igen nagy, diamágneses tulajdonságú.
Az O2-molekula (kötésrend = 2) igazolta elsőként a molekulaorbitál-elmélet használhatóságát. Jól ismert volt az O2 paramágneses tulajdonsága, de a kovalens kötés korábbi elképzeléseivel nem lehetett magyarázni, mivel ezekben a szerkezetekben párosítatlan elektron nem volt. Az O2 paramágneses sajátságát a lazító orbitálokon lévő párosítatlan elektronok okozzák (különbség a B2-től, ahol kötőorbitálon voltak a párosítatlan elektronok), ezért az O2 lényegesen stabilisabb molekula.
A F2-molekula (kötésrend = 1) molekulaorbitál-elmélet szerinti szerkezete összhangban van a korábbi elméletekkel.
A „Ne2”-molekula (kötésrend= 0) természetesen nem létezik.
Különböző atomokból felépülő kétatomos molekulákra is alkalmazható az elmélet. Ha a két atom különbözik a molekulaorbitál létesítéséhez szükséges atomorbitálok számában, akkor számos orbitál megőrzi eredeti jellegét. E jelenségre jó példa a HF-molekula (40. ábra).
A fluoratom - és a hidrogénatom 1s-orbitáljai hozzák létre a kötő σ-molekulaorbitált a HF-molekulában. A fluor másik két, betöltött 2- és 2-orbitáljai nincsenek kölcsönhatásban a hidrogénnel, ezek nemkötő orbitálok (nem tévesztendő össze a lazító orbitálokkal), és az itt elhelyezkedő nemkötő elektronpárok csak a fluoratomhoz taitoznak.
Harvard
(): . : .
: /hivatkozas/m1438aebszk_473/#m1438aebszk_473 ()
Chicago
. . . : .
(: /hivatkozas/m1438aebszk_473/#m1438aebszk_473)
APA
(). . .
(: /hivatkozas/m1438aebszk_473/#m1438aebszk_473)
40. ábra. A HF molekulaorbitáljai
Példa
Adja meg a és az ionok molekulaorbitáljait! Számítsa ki a kötésrendet és értelmezze a mágneses tulajdonságokat is!
Az ionban 15 elektron található, a külső 2. héjon összesen 11. A kation molekulaorbitáljai: A kötésrend 1/2(8-3) = 2,5 és az ! paramágneses ion, mert egy párosítatlan elektront tartalmaz.
Az ionban 17 elektron van, a külső 2. héjon 13. Az anion molekulaorbitáljai: . A kötésrend 1/2(8–5) = 1,5 és az paramágneses ion, mert egy párosítatlan elektront tartalmaz.
Tartalomjegyzék
- ÁLTALÁNOS ÉS BIOSZERVETLEN KÉMIA
- Impresszum
- Az Olvasóhoz
- Általános kémia
- Kémiai alapfogalmak
- Az atomok elektronszerkezete és a periódusos rendszer
- A molekulák szerkezete
- Halmazállapotok
- Oldatok és kolloidok
- A víz és a vizes oldatok
- Kémiai egyensúlyok
- A kémiai egyensúly törvénye
- Egyensúlyok elektrolitoldatokban
- A víz disszociációs egyensúlya: Kv, pH és pOH
- Savakdisszociációs egyensúlya: Ks
- Bázisok disszociációs egyensúlya: Kb
- Összefüggés a Ks, Kb és Kv között
- Ionok reakciója vízzel
- Vizes sóoldatok kémhatása: hidrolízis
- A közös ion hatása
- Titrálási görbék
- Többértékű savak disszociációja
- Pufferoldatok
- Foszfátpuffer
- Hidrogén-karbonát–szén-dioxid puffer
- A víz disszociációs egyensúlya: Kv, pH és pOH
- Elektrolitok oldhatósága és az oldhatósági szorzat
- Kémiai termodinamika
- Reakciókinetika
- Elektrokémia
- A redoxifolyamatok termodinamikája
- Az elektrokémia gyakorlati alkalmazásai
- Bioszervetlen kémia
- Komplex vegyületek
- Az élethez szükséges elemek áttekintése
- Az alkálifémek szerepe biológiai rendszerekben
- A magnézium és a kalcium biológiai jelentősége
- Az átmenetifémek komplexei
- A vas biológiai jelentősége
- A réz biológiai jelentősége
- A cinkcsoport elemeinek biológiai jelentősége
- Metallotioneinek és funkciójuk
- A molibdén és a mangán biológiai szerepe
- A vanádium, króm, kobalt és nikkel élettani hatása
- A platinakomplexek daganatellenes hatása
- Az alumínium- és az óncsoport elemeinek biológiai szerepe
- A szilíciumvegyületek biológiai szerepe
- A nitrogén és foszfor szerepe a biológiai rendszerekben
- Az oxigéncsoport elemeinek biológiai jelentősége
- A halogének bioszervetlen kémiája
- Irodalom a bioszervetlen kémia fejezeteihez
- Rendszám- és atomtömeg-táblázat
Kiadó: Semmelweis Kiadó
Online megjelenés éve: 2026
ISBN: 978 963 331 705 1
A könyv feladata, hogy az orvostudományt, gyógyszerésztudományt és biológiát választó egyetemi szak hallgatóit és e téma iránt érdeklődőket megismertesse egyrészt a kémia tudomány alapjaival, az általános kémiával, másrészt a fémek és nemfémes elemek biológiai szerepével, a bioszervetlen kémiával vagy másképp, szervetlen biokémiával.
Hivatkozás: https://mersz.hu/erdoddi-gergely-vereb-altalanos-es-bioszervetlen-kemia//
BibTeXEndNoteMendeleyZotero
gomb segítségével választhatsz, hogy fejezetről fejezetre lapozva vagy inkább folyamatosan görgetve olvasnád-e a könyvet.
