Többszörös kovalens kötés, a kovalens kötés polaritása, elektronegativitás
Többszörös kovalens kötés Két atom között kovalens kötést nemcsak egy elektronpár hozhat létre, hanem két vagy három elektronpár is. Például: Oxigénmolekula Nitrogénmolekula
O2 N2
H
kétszeres kovalens kötés háromszoros kovalens kötés
O> N
H
H
H ˛/
\ H
―
C
―
C
―
H
C
=
C
/ H
H
H
etán
―
≡
C
C
―
H
H etén
E
etin
Az eténmolekulában az egyik kötőelektronpár elektronsűrűsége a két szénatom közötti kötés tengelye mentén a legnagyobb. Az általa létesített kötés szigma-kötésnek (σ-kötésnek) nevezzük. A szigma-kötés tehát tengelyszimmetrikus molekulapálya, melynek szimmetriatengelye a két atommagon átmenő egyenes.
kJ/mol 0 C-atomok
-344
H \
A második kötés, az úgynevezett pí-kötés (π-kötés) az atommag vonzása szempontjából kedvezőtlenebb térben a molekula síkja alatt és fölött helyezkedik el. Ebből a helyzetből adódik a két kötés erőssége közti különbség, a második kötés gyengébb kapcsolatot jelent a két atom között, mint az első.
C―C
-615
C=C C≡C
-812
(344 kJ > 615 kJ – 344 kJ = 271 kJ)
Eσ > E π Az etinmolekulában a szénatomokat három elektronpár kapcsolja össze. A harmadik kötőpár (π 2-kötés) azonban már csak a második kötés síkjára merőleges térrészben, a molekula „előtt” és „mögött” helyezkedik el. A két pí-kötés merőleges egymásra. A harmadik kötés még gyengébb kapcsolatot jelent a két atom között. (271 kJ > 812 kJ – 615 kJ = 197 kJ) A kötési energia a kötések számával nő. A kötés energiájának növekedésével a kötéstávolság is csökken.
Etöbbszörös > Eegyszeres Molekula
Kötés
Kötési energia(kJ/mol)
Kötéshossz (pm)
etán
C―C
344
155
etén
C=C
615
135
etin
C≡C
812
120
A kötések száma: o o
egyszeres kötés: mindig szigma-kötés. többszörös kötés: egy szigma- és egy vagy két pi-kötés, ahol a két pi-kötés csomósíkja egymásra merőleges.
Elektronegativitás Az atomnak azt a tulajdonságát, hogy a kovalens kötésben milyen mértékben vonzza a kötő elektronpárt, az atom elektronvonzó képességének, elektronegativitásnak nevezzük. Az elektronegativitás jele: EN. Pauling által felállított elektronegativitási skálát használjuk. Az elektronegativitási értékek egymáshoz képest fejezik ki az atomok elektronvonzó képességét. A lítium elektronegativitása 1,0; a fluoré 4,0. Ezekhez viszonyítva állapították meg a többi atom elektronegativitását. Az elektronegativitás is periodikusan változik a rendszámmal. o o
Az egyes periódusokban balról jobbra nő. A csoportokban alulról felfelé nő.
nő nő
Ezek szerint a fluornak a legerősebb az elektronvonzó képessége, a leggyengébb a franciumé. A kovalens kötés jellege
-
Apoláris kötés: ha két atom EN-különbsége 0, tehát a kötő elektronpárok egyforma mértékben tartózkodnak a két atommag erőterében. Például: O2 molekulában az O=O kötés Poláris kötés: ha a két atom EN-különbsége nem 0. Ekkor a kötést létesítő elektronok többet tartózkodnak a nagyobb EN-ú atomtörzs környezetében. Ez a nagyobb EN-ú atom a kötés részleges negatív pólusa. Például a HClmolekulában a H―Cl kötés. ENH = 2,1
ENCl = 3
δ+ pozitív sarok
― H―Cl ―
δ― negatív sarok
A két elektromos sarokkal rendelkező molekulákat dipólusmolekuláknak nevezzük. Kétatomos molekulák esetében az elektronegativitás különbsége a kötés polaritása mellett a molekula polaritását is jelenti. Többatomos molekulán belül a kötések polaritása különböző nagyságú és irányú lehet, egymás hatását erősíthetik, gyengíthetik, sőt meg is szüntethetik.
δ―
Fontos dipólusmolekula a vízmolekula.
/ \ O / \
(δ részleges töltéseltolódás, 1-nél kisebb töltést jelöl)
H
H
δ+
Például a szén-dioxid molekulában kioltják egymást. A kötések polárisak, a molekula viszont apoláris.
← →
Az elsőrendű kötések és az atomok elektronegativitása (három példán keresztül) Az elektronegativitások alapján megállapítható szélsőértékek: a.
két fluoratom (EN= 4) között létrejövő kötés kovalens EN= 8
b.
két franciumatom (EN= 0,7) elektronegativitása alapján megállapítható, hogy a francium rácsában fémes kötés alakulhat ki EN= 1,4
c.
EN= 0
EN= 0
a francium-fluoridban a kötés ionos EN= 4,7
EN= 3,3
A három pont által körülhatárolt háromszögbe-az elektronegativitások alapján-valamennyi elem és vegyület beírható (a nemesgázok kivételével), és így meghatározható, hogy melyik kötéstípus kialakulása várható az adott anyagnál. A megfigyelhető tulajdonságok (szín, olvadás- és forráspont, oldhatóság) összevetésével egyértelműen megállapítható a vizsgált anyag kristályrácstípusa. Az EN-i értékekből csak a szélsőértékekhez közeli elemek, vegyületek kötéstípusa állapítható meg egyértelműen! (Nagyon leegyszerűsítve elmondható, hogy ha két atom elektronegativitásának különbsége: ΔEN = 0, akkor a kovalens kötés apoláris. ΔEN < 2, akkor a kovalens kötés poláris. ΔEN > 2, akkor a kötés ionkötés.) Másodrendű kötések A másodrendű kötés a molekulákat egymással összetartó kölcsönhatás. A másodrendű kötés mindig egy nagyságrenddel kisebb energiájú, mint az elsődleges. Dipólus - dipólus kölcsönhatás: a dipólusok ellentétes töltésükkel egymás felé fordulnak és másodlagos kötőerőkkel összekapcsolódnak.
Sok dipólusmolekula összekapcsolódásával molekulahalmazok jönnek létre. Energiaközlés hatására ezek a halmazok részben vagy egészben felbomlanak. Energiaelvonás hatására a különálló molekulák rendeződve folyadék, illetve szilárd halmazzá alakulnak. Disperziós kölcsönhatás: Apoláris molekulák között is van kölcsönhatás, mert az elektronok a maghoz képest állandó mozgásban vannak, és így időnként a pozitív és negatív töltések súlypontja nem esik egybe. Az időlegesen kialakult dipólus elektromos tere a szomszédos atomban is dipólust indukálhat. Ezek a gyenge kölcsönhatások az apoláris molekulák között csak alacsony hőmérsékleten alakulhatnak ki, amikor a molekulák lassúbb mozgásuk következtében közelebb kerülnek egymáshoz. Az apoláris molekulájú anyagok (H2, O2, N2, Cl2) olvadáspontja és forráspontja alacsony, szobahőmérsékleten többnyire gáz-halmazállapotúak.
A másodrendű kötések kialakulásának lehetősége a molekula nagyságával, méretével növekszik. Ezért a nagyobb molekulájú anyagoknak az olvadáspontja és forráspontja is magasabb érték, az anyag szobahőmérsékleten folyadék vagy szilárd is lehet. Név Fluor Klór Bróm Jód
Összegképlet
Olvadáspont ( C)
F2 Cl2 Br2 I2
-220 -101 -7 +113
Forráspont ( C) -118 -35 +59 +184
Halmazállapot (20 C-on) gáz gáz folyadék szilárd
Az apoláris molekulák között kialakuló gyenge kölcsönhatásokat és a dipólus-dipólus kölcsönhatásokat közös néven Van der Waals-erőknek nevezzük. Hidrogénkötés: Feltűnően nagy vonzóerő tapasztalható néhány hidrogéntartalmú poláris molekula, így pl. a vízmolekulák között is. Név Víz Kén-hidrogén
Összegképlet
Olvadáspont ( C)
H2O H2S
0 -85
Forráspont ( C) +100 -61
Halmazállapot (20 C-on) folyadék gáz
A vízmolekulák a kén-hidrogén(dihidrogén-szulfid)-molekuláknál kisebb tömegűek és méretűek. Ennek ellenére – közönséges körülmények között - a víz folyékony halmazállapotú, a kénhidrogén viszont gáz. A víz olvadás- és forráspontja kiugróan magas. Ezek az adtok is arra utalnak, hogy a vízmolekulák között a dipólus-dipólus kölcsönhatásnál erősebb kötés alakul ki. A vízmolekulában az O―H kötések erősen polárisak. A nagyobb elektronegativitású oxigénatom a kötő elektronpárokat nagyobb mértékben vonzza maga felé, aminek következtében a hidrogénatommagok körül az elektronsűrűség csökken. Így a hidrogén képes egy másik vízmolekula nemkötő párjával másodrendű kapcsolat kialakítására. A hidrogénatommag így két oxigénatomhoz kapcsolódik. Az egyikhez erős kovalens kötéssel, a másikhoz pedig gyengébb másodrendű kötéssel. A kémiai kötésnek azt a fajtáját, ahol egy hidrogénatom létesít kötést két másik atom között, hidrogénkötésnek nevezzük. Hidrogénkötés olyan molekulák között alakul ki, amelyek a hidrogénatomon kívül nagy elektronegativitású atomokat (pl. O, N, F) tartalmaznak, s amely atomokhoz nemkötő elektronpár is tartozik. Így például a cseppfolyós és szilárd hidrogénfluoridban és ammóniában is megtalálható.
Kötéstípus Elsőrendű kötés (fémes, ion, kovalens) Másodrendű kötés Diszperziós Dipólus-dipólus Hidrogénkötés
Kötési energiák (kJ/mol) 80-850
0,8-12 8-40
ELSŐRENDŰ KÖTŐERŐK Kovalens kötés
Ionos kötés
Fémes kötés
Lényege
közös elektronpárok
ellentétes töltésű ionok közötti elektrosztatikus vonzás
az atomtörzs között, az egész kristályrácsra kiterjedően delokalizált elektronok
Kialakulásának feltétele
nagy EN-ú atomok
Nagy EN-különbség az atomok között
kis EN-ú atomok
MÁSODRENDŰ KÖTŐERŐK
Jellemzője
hidrogénkötés
dipólus-dipólus kölcsönhatás
diszperziós kölcsönhatás
nagy EN-ú atomokhoz kapcsolódó, azáltal erősen pozitívan polározott hidrogén, mely egy másik nagy EN-ú atom nemkötő elektronpárjával kapcsolódik
a dipólusmolekulák között kialakuló elektrosztatikus vonzóerő
az atommagok rezgéséből adódó időleges töltéseltolódás, mely a molekula méretétől függően adott hőmérsékleten stabilizálódik (ún. indukált dipólus)
Felhasznált irodalom: Dr. Boksay Zoltán – Dr. Török Ferenc – Pintér Imréné – Balázs Lórántné: Kémia I. osztály Dr. Máthé Árpád – Dr. Pálfalvi Aladárné – Dr. Perczel Sándor: Így készüljünk a felvételi vizsgára kémiából Z. Orbán Erzsébet: Kémia III. www.sulinet.hu\tovabbtan\felveteli\2001\3het\kemia
