6. A kémiai kötés fajtái

Átírás

1 6. A kémiai kötés fajtái 6.1. A kémiai kötés egyszerű, Lewis féle elmélete, kovalens kötés Láttuk, hogy VB elméletben a kötés létrejöttéért az azonos térrészbe kerülő párosítatlan elektronok a felelősek. Ezek szerint: egy atom annyi kötést tud létesíteni, ahány párosítatlan elektronja van (promóció után) annyi párosítatlan elektront tud befogadni, ahány hely a vegyértékhéján van a létrejött elektronpárok mindkét atomhoz tartoznak az elektronegativitás fogja megadni, hogy mennyire tartozik az elektronpár az egyik, vagy a másik atomhoz. Példák: H F H F Az alhéjak betöltésre kerültek, a H körül kettő, az F körül 8 elektron van. Víz: O atom 2s 2 2p 4 2s 1 2p 5 sp 3 hibridizáció, azaz két elektronpár és két párosítatlan elektron van a hibridpályákon: Az alhéjak itt is betöltésre kerültek, a H-k körül kettő-kettő, az O körül 8 elektron van. NH 3 : N atom 2s 2 2p 3 2s 1 2p 4 sp 3 hibridizáció, ezeken egy elektronpár és három párosítatlan elektron található. ábra Nh3 Lewis Következtetés: zárt (al)héjra való törekvést látunk: oktett szabály, ámbár mi nem is annyira az oktettet, inkább a zárt (al)héjat látjuk. 91

2 BeCl 2 : Be: 2s 2 2p 0 2s 1 2p 1 sp hibridizáció Cl Be Cl Cl Be Cl Két p pálya (p x és p y ) üresen maradt elektronhiányos vegyület (l. alább) BF 3 B: 2s 2 2p 1 2s 1 2p 2 sp 2 ábra BF3 Lewis hibridizáció Itt is van a B körül még egy üres pálya, ez is elektronhiányos. Az elektronhiányos molekula szívesen fogad elektront: NH 3 és BF 3 Ezt nevezzük datív kötésnek, hiszen egy atom adja a kötéshez mindkét elektront! Tehát a datív kötés révén létre jött az oktett a B atom körül. Fontos: az N atom nemkötő elektronpárjának jobb a B atomhoz is tartozni. További eltérés az oktett szabálytól: 3. periódustól kezdve több elektron is lehet az atom körül, hiszen a d alhéj is rendelkezésre áll!! Példa PCl 5 : P: 3s 2 3p 3 3d 0 sp 3 d hibridizáció, azaz bipiramisos irányban 5 párosítatlan elektron! ábra PCl5 Lewis 92

3 Másik példa SF 6 : S: 3s 2 3p 4 3d 0 sp 3 d 2 hibridizáció, azaz oktaéderes irányban 6 párosítatlan elektron! ábra Miért nem töltődik be teljesen a d alhéj? Mert nincs elég hely a ligandumoknak! A fentieken alapszanak a Lewis-féle szerkezetek. Szabályok: 1. megszámoljuk a vegyértékelektronokat; 2. a központi atom köré egyszeres kötéseket rajzolunk; 3. a terminális atomokon nemkötő elektronpárokkal az elektronok számát oktettre egészítjük ki; 4. a maradék elektronokat a központi atom köré helyezzük el; 5. ha a központi atomon még így sincs oktett, többszörös kötéseket definiálunk; 6. megállapítjuk az atomokon a formális töltéseket - a szétválás minimális legyen. Példák: Triviális példák: H 2 O, CH 4, NH 3 (részben már fentebb megvolt) A Lewis szabályok alapján a térbeli szerkezetre nem kapunk eredményt, ehhez szükséges a hibridizáció figyelembe vétele is. Többszörös kötéses példa: CO 2 Figyelem: többszörös kötéshez mindkét atom nagy elektonegativitása szükséges! A BeCl 2 esetén is lehetett volna, csakhogy nagy az elektronegativitás különbség!!! Ionos vagy többszörös kötés? példa: CO ábra 93

4 Rezonanciaszerkezet példa: O 3 Itt a Lewis szabály két ekvivalens eredményt ad, ami azt jelenti, hogy egyik sem valósul meg, a valós szerkezet a kettő átlaga (lineárkombinációja). Ez azt jelent, hogy az O O kötések egyforma hosszúak, a kettős és az egyes kötés közöttiek. Kovalens kötés esetén a kötő elektronpár mindkét kötésben részt vevő atomhoz tartozik. Kovalens kötés mind molekulákban, mind pedig atomrácsos rendszerekben (pl.gyémánt) előfordulhat Ionos kötés Az előzőek alapján azt láttuk, hogy a nemesgáz-konfiguráció stabilitást jelent (oktett szabály). Amit nem igazán vettünk figyelembe, hogy a kötő elektronpárok melyik atomhoz tartoznak. Itt ismét a VB elméletet hívhatjuk segítségül: ezzel kapcsolatban Pauling azt mondta, hogy a nagyobb elektronegativitású atomhoz jobban tartozik. Extrém esetben nyilván az elektronpár teljesen áthúzódik az egyik atomhoz. Ekkor ionos kötésről beszélünk. Példa: Mi hajtóereje az ionos kötésnek? Li F Li + F kation képződése? Nem, ehhez energia befektetése kell! anion képződése? Ez energianyereséggel járhat ugyan, de nem kompenzálja a kation képződését! ionpár elektrosztatikus kölcsönhatás? Igen, ez nagyon exoterm! A három lépésnek egyensúlyban kell lennie, az utolsó anyagi minőségtől független (csak elektrosztatika), tehát szükséges, hogy az első kettőn ne veszítsünk túl sok energiát. Az alábbi ábrán Born-Haber körfolyamaton látjuk be, hogy miért stabilis a KCl és nem a KCl 2 és miért a CaCl 2 és nem a CaCl! 94

5 A kötés NEM két ion között van, hanem az egész (végtelen) rácsot tartja össze az ionok közti elektrosztatikus vonzás. Az összetartó erő egységre (elemi cella) vonatkozó részét rácsenergiának nevezzük. Az "oktett"-elv tehát legtisztábban ionkristályokra fogalmazható meg (l. Born-Haber fent): változtatva az elektronok számát egy atom körül, relatív stabilitást jelent az oktett, ill. zárt (gömbszimmetrikus) héj (alhéj) kialakulása. Pl. zárt héj: Zn: [Ar] 3d 10 4s 2 Zn 2+ : [Ar] 3d 10 De az oktett szabály jelentőségét ne becsüljük túl: Átmeneti fémeknél igen sokféle d n konfiguráció fordul elő stabil rendszerekben: Pl. V(II) és V(III) elektron konfig.: V 2+ : (3d) 3 V 3+ (3d) 2 Figyelem: láthatólag először a 4s elektronok válnak le!!!! 95

6 6.3. Fémes kötés vezetés: ha a vezetési sáv nincs tele szigetelő: ha a felső sáv tele van, és nagy tiltott sáv választja el a vezetési sávtól félvezető: kicsi tiltott sáv, elektron juttatható a vezetési sávba dópolással, feszültség hatására stb. 96

7 6.4. Az elsődleges kötések összehasonlítása 6.5. Másodlagos kötések Ezek főleg molekulák, esetleg molekula részei között hatnak, lényegesen gyengébbek, mint az elsődleges kötések. Fajtái: hidrogénkötés elektrosztatikus: dipól-dipól, dipól-ion van-der-waals vagy diszperziós kötések Hidrogénkötés Klasszikus H-kötés feltételei: Egy nagy elektronegativitású atomhoz (F,O,N) közvetlen kapcsolódó H-atom, valamint egy szintén nagy elektronegativitású atomon lévő magános elektronpár. Példa: víz 97

8 Másik példa: DNS bázispárok Elektrosztatikus kötések Elektrosztatika törvényei szerint. Példa: dipólus molekulák folyadék fázisban: dipól-dipól kölcsönhatás Példa: sók vizes oldata: ion-dipol kölcsönhatás 98

9 van-der-waals kötés Apoláris molekulák (pl. parafinok) vagy atomok (pl. nemesgázok) töltéssűrűsége fluktuáció révén polarizálódik, a keletkezett gyenge dipólusok hatnak kölcsön, egymást stabilizálják: 99