Kémia érettségi

Kovalens kötés, molekulák

Az atomok közös elektronpár kialakításával is elérhetik a nemesgázszerkezetet, a közös elektronpárral létrejövő kötést kovalens kötésnek nevezzük. A kötő elektronpár csak ellentétes spinű elektronokból jöhet létre.

Kovalens kötés kialakulásakor a vegyértékelektronok az atompályákról molekulapályára kerülnek. A molekulapálya az a térrész, ahol a kötő elektronpár 90 %-os valószínűséggel megtalálható.

A kötésben részt nem vevő elektronpárokat nemkötő elektronpároknak nevezzük.

Molekulának nevezzük az olyan semleges részecskéket, melyek két vagy több atomból kovalens kötéssel képződnek. A molekulák összetételét képlettel adjuk meg. A molekulát alkotó atomok vegyjelét egymás mellé írjuk, a vegyjel utáni alsó indexbe írt szám azt jelöli, hogy hány atom van belőle a molekulában. Az egy atomot számmal külön nem jelöljük, csak a vegyjellel. A molekulaképletet összegképletnek (vagy tapasztalati képletnek) is nevezzük.

A molekulaképlet megadása gyakran nem elegendő, mert többféle szerkezeti elrendeződésben kapcsolódhatnak össze az adott atomok. Így például a C6H12O6 a szőlőcukor (glükóz) és a gyümölcscukor (fruktóz) összetételét is leírja.

A szerkezeti képlet az atomok egymással való kapcsolódását is megmutatja.

A relatív molekulatömeg megmutatja, hogy az adott molekula hányszor nagyobb tömegű a 12C izotóp tömegének 1/12-ed részénél. Jele: Mr, mértékegysége nincs. Értéke a relatív atomtömegből számítható ki.

Kovalens kötést képezhet 1, 2 vagy 3 elektronpár, eszerint a kötés lehet egyszeres, kétszeres vagy háromszoros. (A klóratom külső elektronhéján 7 elektron van, így ha két klóratom között kialakul 1 kötő elektronpár, akkor ezzel mindketten elérik a nemesgázszerkezetet. Oxigénből kétszeres kovalens kötéssel jön létre molekula, mivel közös elektronpár szükséges a neonatom elektronszerkezetének eléréséhez. Háromszoros kötés alakul ki nitrogénatomok között, mivel csak 5 elektronjuk van, ezért 3 közös elektronpárral tudnak stabilis molekulát kialakítani.)

 

Az első kovalens kötés mindig szigma-kötés, ilyenkor az elektronsűrűség a kötés tengelye mentén a legnagyobb. A második és harmadik elektronpárnak már nincs ebben a térrészben helye, ők π-kötést hoznak létre, amely a kötés tengelyére merőleges síkban alakul ki.

 

Többszörös kovalens kötés kialakulásának feltétele a kis atomsugár és a nagy elektronegativitás. Ez a szén-, nitrogén- és oxigénatomokra jellemző, a nagyobb méretű, kisebb elektronegativitású atomok inkább egyszeres kovalens kötést létesítenek. (A foszfor például négyatomos molekulát képez, amelyben egyszeres kötések vannak, pedig neki is 5 vegyértékelektronja van, mint a nitrogénnek.)

Az egy atomhoz tartozó kovalens kötések számát kovalens vegyértéknek nevezzük.

Bizonyos esetekben a kovalens kötés úgy jön létre, hogy az egyik atom adja mindkét kötő elektront, az ilyen kötést datív kötésnek nevezzük. Ilyen jön létre például a szén-monoxid (CO) molekulában is harmadik kötésként, melynek elektronpárja kizárólag az oxigénatomtól származik. „Normális esetben” amikor a két elektron külön-külön atomtól származik, a kötést kolligációs kötésnek nevezzük.

 

A kovalens kötés speciális esete a delokalizált kötés, amelyben a kötést létesítő elektronpár kettőnél több atomtörzs vonzása alatt áll. Például a benzolmolekula hat szénatomjának hat elektronjából három delokalizált π-kötést képez, de a karbonátionban kialakult π-kötés is ilyen.

 

Kötéspolaritás:

Ha az elektronegativitások különbsége 0, akkor nincs töltéseltolódás, tehát a kötés apoláris. Ha az elektronegativitások különbsége nem 0, akkor az egyikük jobban vonzza az elektronokat, van eltolódás, tehát a kötés poláris.

A kovalens kötést jellemzi a kötési energia. Egy mol molekulában két adott atom közötti kötés felszakításához szükséges energiát kötési energiának nevezzük. Jele: Ek, mértékegysége kJ/mol. Értéke megegyezik a kötés létrejöttekor felszabaduló energiával, de előjele ellentétes.

 

A kötést létesítő atomok atommagjai közötti távolság a kötéstávolság (vagy kötéshossz). Értéke függ a kapcsolódó atomok méretétől: nagyobb méretű atomok esetében nagyobb a kötéstávolság, ugyanakkor kisebb a kötési energia.

Pl.: egyre növekvő méretű halogénelemek alkotta molekuláknál, hidrogénvegyületeikkel:

F2

142 pmHF

92 pm
Cl2

199 pmHCl

128 pm
Br2

229 pmHBr

141 pm
I2

267 pmHI

160 pm

(Minél nagyobb halogénelemek alkotnak egymással molekulát, annál nagyobb lesz a kötéstávolság. A hidrogénatom viszont jóval kisebb, mint bármely halogén, ezért adott halogén hidrogénnel alkotott vegyülete ugyanazon halogénmolekulához képest kisebb kötéstávolságú!)

Ha azonos atomok kapcsolódnak kétszeres, illetve háromszoros kötéssel, akkor a kötéstávolság kisebb, mint az egyszeres kötésre jellemző érték, a kötési energia pedig nagyobb. Jól szemléltetik ezt a változást az etán-, az etén- és az etinmolekulában a szénatomok közötti kötési energia és kötéstávolság adatok.

 

etáneténetin
154 pm134 pm120 pm
348 KJ/mol612 KJ/mol812 KJ/mol

A kapcsolódó atomok kötései által bezárt szöget kötésszögnek nevezzük.

A molekulában azt az atomot, amelyhez több másik kapcsolódik, központi atomnak, a kapcsolódó atomokat vagy atomcsoportokat ligandumoknak nevezzük. A ligandumok elrendeződését a vonzó és taszító hatások alakítják ki. A térszerkezetet mindenekelőtt a

 

központi atomhoz tartozó kötő és nemkötő elektronpárok száma határozza meg, de a ligandumok száma is fontos.

Ha a központi atomhoz egyszeres és kettős kötés is kapcsolódik, a molekula térszerkezete torzulhat, mert a kettős kötés két elektronpárja erősebben taszítja az egyszeres kötéseket, így például a formaldehid molekula (CH2O) kötésszöge a várt 120° helyett csak 109°.

A központi atom nemkötő elektronpárjának nagyobb a térigénye, mint a kötő pároknak, mivel csak egy atommag vonzása alatt áll. Ez is a szabályos szerkezet torzulását idézi elő. A kötésszögeket a központi atom mérete is befolyásolja.

Szabályos térszerkezetű molekulák:

(A térszerkezetet a σ kötések határozzák meg.)

Lineáris:

 

  • kötésszög 180°
  • kötő elektronpárok száma 2
  • pl.: BeCl2, CO2 (4 elektronpár!)

 

Síkháromszög:

  • kötésszög 120°
  • kötő elektronpárok száma 3
  • pl.: BF3, SO3 (6 elektronpár!)

 

Tetraéder:

  • kötésszög 109,5°
  • kötő elektronpárok száma 4
  • pl.: CH4

 

Trigonális bipiramis:

  • kötésszög 90° és 120°
  • kötő elektronpárok száma 5
  • pl.: PCl5

 

Oktaéder:

  • kötésszög 90°
  • kötő elektronpárok száma 6
  • pl.: SF6

 

Szabályos térszerkezetet módosító nemkötő elektronpárok:

 

V-alakú:

  • kötésszög <105° (<109,5°)
  • kötő elektronpárok száma 2
  • nemkötő elektronpárok száma 2
  • pl.: H2S, H2O

Háromszög alapú piramis:

  • kötésszög <107° (<109,5°)
  • kötő elektronpárok száma 3
  • nemkötő elektronpárok száma 1
  • pl.: NBr3, NH3

SO2 esetében a kötésszög kisebb, mint 120°, 4 kötő és 1 nemkötő elektronpárt találunk.

 

Többféle ligandum esetén a polaritást az egyes kötésekre külön-külön kell megállapítani (pl.:

CHCl3; CH2O; HCN).

A molekulák egy részére jellemző a delokalizált elektronok jelenléte. Fontosak például a fotoszintetikus pigmenteknél, ahol a delokalizált π-elektornrendszer képes gerjesztett állapotba kerülni a konjugált kettős kötésekben, ez biztosítja a foton által közölt energia továbbítását.

A delokalizált elektronok jellemzőek a következő csoportokra:

  • Konjugált diének (pl.: buta-1,3-dién, izoprén)
  • Konjugált poliének (pl.: ß-karotin, likopin, kaucsuk)
  • Aromás szénhidrogének (pl.: benzol, benzolhomológok [toluol, xilol, stb.], naftalin)
  • Aromás heterociklusos vegyületek (pl.: piridin, pirimidin, pirrol, imidazol, purin)

Molekulákból összetett ionok is képződhetnek, például sav-bázis reakciókban keletkeznek. + vagy – töltésűek, delokalizáció is előfordulhat. Komplex ionok fémionok molekulákkal vagy anionokkal történő összekapcsolódásakor jöhetnek létre.

Polaritás:

Kötéspolaritás:

Ha az elektronegativitások különbsége 0, akkor nincs töltéseltolódás, tehát a kötés apoláris. Ha az elektronegativitások különbsége nem 0, akkor az egyikük jobban vonzza az elektronokat, van eltolódás, tehát a kötés poláris.

 

Molekula polaritása:

Ha a kötés apoláris, akkor a molekula is apoláris!

Ha a kötés poláris, de a molekula szimmetrikus, akkor apoláris.

Ha a kötés poláris, de a molekula nem szimmetrikus, akkor dipólus.

Azonos atomok összekapcsolódásával mindig apoláris molekula jön létre.

Vélemény, hozzászólás?

Az e-mail-címet nem tesszük közzé. A kötelező mezőket * karakterrel jelöltük