19. Kémiai kötések (Elsődleges és másodlagos kötések. Elektronegativitás, elektronaffinitás, ionizációs energia. Ionos, fémes és kovalens kötés. A kovalens kötések fajtái, működésük, osztályozásuk, hibridizáció. Hidrogénkötés, dipól-dipól kötés és annak változatai.) Kémiai kötés: több atom reakcióba lépése során egy közös, stabil (telített) külső elektronhéj alakul ki. Ezek lehetnek elsőrendű (vagy elsődleges) és másodrendű (vagy másodlagos) kémiai kötések. Vegyi reakciók során, a vegyérték-elektronok révén elsőrendű kémiai kötés alakul ki. A molekulák közötti ún. intermolekuláris erők pedig másodrendű kötéseket hoznak létre. Az elsőrendű kötések lehetnek kovalens, ionos és fémes kötések, a másodlagosak tartozhatnak a hidrogén-kötések, a dipól-dipól (ezzel egy csoportba sorolják a dipól-ion jellegű kötéseket is), vagy a Van der Waals (vagy diszperziós) kötések közé. A fenti rendszerezés két fontos mennyisége az elektronegativitás és az elektronaffinitás. Továbbá, kapcsolódó fogalom az ionizációs energia. Elektronegativitás (EN): kovalens kötés esetén megmondja, hogy egy atom mennyire vonzza a kötést létrehozó elektronpárt (elektronvonzó képesség). Értékét kísérletileg lehet meghatározni, a többi, a kötésben részt vevő atomhoz képest. Mivel viszonyszám, mértékegysége nincs. A legtöbbet használt elektronegativitási rendszer a Pauling-féle elektronegativitási rendszer. Pauling a periódusos rendszer elemeihez rendelt elektronegativitást, amelynek értéke 0 és 3,98 közötti lehet. A Pauling-féle EN skála alapját a lítium (EN 0,98) és a fluor (EN 3,98) adja, a többi atom EN-értékét ezekhez viszonyítva állapították meg. Megjegyzendő, hogy a konkrét értékek tekintetében nagy a szórás az irodalomban, attól függően, hogy milyen viszonyítási pontot választanak, hogyan mérnek, és pontosan milyen számítási modellt alkalmaznak. Elektronaffinitás (E ea ): Ennek értelmezése sem rögzített, többféleképpen is meghatározzák. A Magyarországon elterjedt definíció a következő: Az az energia, amely egy mólnyi gázállapotú atomnak vagy molekulának egy elektron felvételéhez szükséges, így egyszeres negatív töltésű ion jön létre: X + e - X - (Egy másik, elsősorban angol nyelvterületen használt definíció (előjelét tekintve ellentétes az előzővel): (E kezdeti E végső ) energiakülönbség, amikor egy elektron kapcsolódik egy semleges atomhoz vagy molekulához.) Az első meghatározás mentén elmondható, hogy - Elektropozitív elemek azon elemek, amelyeknél energia-befektetés szükséges az elektron felvételéhez, vagyis nem szívesen fordulnak elő anion formában. - Elektronegatív elemek azok, amelyeknél az elektron felvétele során energia szabadul fel, vagyis szívesen fordulnak elő anion formájában. Az elektronaffinitást meghatározták az egyes elemekbe, amelyek egy speciális periódusos rendszerben is felírhatóak. Legnegatívabb elektronaffinitással a klór rendelkezik. Ionizációs energia: Az az energia, mely ahhoz szükséges, hogy kationt hozzunk létre egy (nem feltétlenül semleges) atomból. Általánosabban, egy atom n-edik ionizációs energiája az az energiamennyiség, amely az n-edik elektron leszakításához szükséges, miután az előző n 1-et már leszakítottuk. Hogy mely elemek várhatóan milyen elsőrendű kötésbe lépnek egymással, meghatározhatjuk az elektronegativitás segítségével. - Ha az elektronegativitások összege (ΣEN) kicsi és különbségük (ΔEN) kicsi, akkor fémes kötés jön létre. - Ha a ΣEN összeg nagy és ΔEN különbség kicsi, akkor kovalens kötés jön létre. - Ha ΔEN nagy, akkor ionos kötés jön létre. Továbbá, az elektronegativitás indikációt ad a molekulák polaritását illetően is.
A fentieken túl érdekes még annak tisztázása, hogy mennyire erősek egymáshoz képest a kötések (1 mol anyagra vonatkoztatva): - Elsődleges kötések: 100-1000 kj/mol - Hidrogén-kötés: 10-40 kj/mol - Dipólus-dipólus: 3-4 kj/mol - Diszperziós: 1-10 kj/mol ELSŐRENDŰ KÖTÉSEK Kovalens kötés Kovalens kötésnek nevezzük azt az elsőrendű kémiai kötést, amelyben az atomok közös (ko~) vegyértékkel (valencia) rendelkeznek. Jellemzően azonos, vagy különböző atomok részvételével is létrejöhet. Amennyiben stabil, a kötés eredménye egy molekula. A kovalens kötés esetén (akárcsak egy atom esetében) egy elektron egy bonyolult vonzó-taszító kölcsönhatási rendszerbe kerül, és ennek megfelelően változik a megtalálhatósági valószínűsége. Ennek az egzakt leírása roppant bonyolult, és már az egyszerű molekulák szintjén is problémás. Azért, hogy a fizikai és kémiai alkalmazások számára kezelhetővé váljon a kötések (esetünkben a kovalens kötés) leírása, különféle fogalmi rendszereket vezettek be, amelyek jobban, vagy kevésbé kapcsolódnak a kvantummechanikai leíráshoz. Az alábbiakban néhány alapfogalmat szeretnék tisztázni, leginkább a Fizika oldaláról (ahol lehet), mindig szem előtt tartva, hogy mi történik az elektronokkal, elvégre ők csak a vonzó és taszító potenciálokat érzik, illetve megfelelnek az energia-minimum elvének, illetve a Pauli-elvnek. Kötő és lazító pályák Az alábbi megközelítés alapja a molekula-pályák (MO: Molecule Orbitals) egyik kvantumkémiai leírása, amelynek lényege, hogy az elektronok olyan pályákon helyezkednek el, amelyek a molekula egészéhez tartoznak (bár lehet, hogy a megtalálhatósági valószínűség csak egy kis térrészben nagy, és ezeket a kiinduló atomi pályák kombinálásával írhatjuk le. Az egyes elektronok hullámfüggvényeinek ilyen összeadása miatt ezt az elméletet LCAO elméletnek hívják (Linear Combination of Atomic Orbitals). Amikor két atom (vagy már molekula) elég közel kerül egymáshoz (ütköznek) ahhoz, hogy bizonyos elektronpályáik átfedjenek, akkor két dolog történhet. 1. A két pálya hullámfüggvénye kioltja egymást az atomok közötti térrészben, a hullámfüggvény alakja ekkor a két elektron hullámfüggvényéből számolva C1 1 C2 2. Jól látható, hogy elképzelhető, hogy 0 legyen bizonyos helyeken, vagyis ezeken a helyeken a megtalálhatósági valószínűsége az elektronnak nulla lesz. Szimmetria-okokból ez jellemzően a két atom közti térrészben valósul meg. Ez azt okozza, hogy az elektronfelhők úgy torzulnak, hogy a két atommag taszító hatása jobban érvényesül, a két atom (molekula) között taszító hatás érvényesül. Energetikailag leírva ez az eset magasabb energiaállapotot jelent, mint a két elektron kötés nélküli állapotát, így ez a helyzet mindenképpen instabil, nem jön létre kötés. 2. A két pálya hullámfüggvénye erősíti egymást az atomok közti térrészben, a hullámfüggvény alakja ekkor C1 1 C2 2. Ekkor a két atom közti térben létrejön egy olyan térrész, amelyben kifejezetten magas az elektronok megtalálási valószínűsége. Ez azt okozza, hogy létrejön egy olyan nagy megtalálhatósági valószínűségű térrész, amelyben az elektronok megtalálhatóak kötés jön létre. Energetikailag leírva ez az eset alacsonyabb energiaállapotot jelent, mint a két elektron kötés nélküli energiája, így ez a helyzet stabilan is fennmaradhat.
Szemléltetésként álljon itt néhány kötő-lazító elektronpálya különféle pályák találkozásakor. Két s pálya esetén Két p pálya esetén Egy s és egy p pálya esetén Két sp 3 hibrid pálya esetén
Megjegyzés: a pályák felrajzolásakor azokat a térrészeket jelöljük, ahol adott %-nál nagyobb az elektronok megtalálási valószínűsége. De ezeken kívül sem feltétlenül nulla. A lazító pályák esetén az úgynevezett csomósíkokon egzaktul nulla a megtalálhatósági valószínűség. Kötő és nemkötő elektronok Azokat a külső elektronhéjon lévő elektronokat, amelyek a molekula valamely kötésében részt vesznek, kötő elektronoknak, a kötésben részt nem vevő elektronokat nemkötő elektronoknak hívjuk. Jellemzően ez utóbbiak párban léteznek egy adott atomi pályán, így a kettősüket nemkötő elektronpárnak hívjuk. A kovalens kötés leírásának alapelvei Bár sokféle leírási módja van a molekulapályáknak, vagy azok létrejöttének, van néhány általános, a kvantumelméletből származó alapelv, amelynek mindegyik modellben érvényesülnie kell. Ezek az alábbiak. 1. Energiaminimum(ra törekvés) elve: ez alapján először mindig a legalacsonyabb energiájú állapotok töltődnek be, vagyis az elektronok alaphelyzetben a legalacsonyabb energiájú (be nem töltött) pályán helyezkednek el. Ez persze azt is jelenti, hogy egy stabil molekula-pálya alacsonyabb energiájú, mint annak a két atomi pályának az összesített energiája, amelyekből létrejön. Ez egyébként általánosságban is előfeltétele a kovalens kötés létrejöttének. 2. Pauli-elv: bár a kvantumszámok jelentése megváltozik a molekulák esetében, itt is igaz, hogy két elektron nem lehet ugyanabban az állapotban, vagyis nem lehet minden kvantumszáma azonos. Ez azt jelenti, hogy egy molekulapályán legfeljebb két elektron helyezkedhet el, és ők is ellentétes spinekkel. 3. Hund-szabály: azonos energiájú pályák betöltődése először párosítatlan elektronokkal történik (lévén a pályán lévő elektron taszítása befolyásolja a második elektron hullámfüggvényét). A kovalens kötések leírásának módszerei Praktikusan a cél a kovalens kötés kialakulásának, működésének, a létrejött molekula szerkezetének (geometria és polaritás) leírása merthogy ezek határozzák meg az adott anyag kémiai viselkedését. Az ehhez használt modellek fokozatosan fejlődtek. Ezek közül csak néhány mozzanatot emelek ki, amelyek a fentiekhez leginkább kapcsolódnak, és nem igényelnek bonyolultabb leírási módot. A Lewis-Kössel elmélet lényege, hogy a kovalens kötésben az atomok vegyértékelektronjainak nemesgázkonfigurációja valósul meg. Ennek későbbi kvantumkémiai leírása az úgynevezett vegyértékkötés (VB: Valence Bond) elmélet. A Lewis-Kössel elmélet önmagában még nagyon sok kérdésre nem ad választ, jellemző, hogy például több olyan molekula is elképzelhető, amelyek az elmélet szerint azonosak, mégis különbözik az elektronszerkezete (lásd rezonanciaelmélet). A fentiek alapján több, egymástól különböző kötés-típust tudunk megkülönböztetni. Ezek jellemzően a pálya geometriai alakjával írhatóak le, vagyis pontosabban a kialakuló pálya szimmetriáival (mivel ezek határozzák meg a molekula fizikai tulajdonságait). A szigma-kötés (röviden σ) olyan kötés, amely a két atommagot összekötő egyenesre forgásszimmetrikus. - A kovalens kötések közül ez a legerősebb. - Lévén forgásszimmetrikus, nem gátolja az atomok egymáshoz képesti elfordulását, rotációját. - Mivel ez a legalacsonyabb energiaszintet biztosító pálya, és mivel a legalacsonyabb energiaszintre törekednek az elektronok, minden kovalens kötésben van szigma-kötés.
- Szigma-kötés létrejöhet két s pálya, vagy egy s és egy p pálya között, illetve, ha teljesítik a geometriai feltételt, akkor két p pálya, vagy s, p és hibrid pályák között is. A korábbi képanyagban találhatók erre vonatkozó referenciák. A pi-kötés (röviden π) a p pályákra utal, mert a pi-pályák geometriája hasonló a p pályákéhoz. Jellemző az elektronok nulla megtalálhatósági valószínűségéhez tartozó csomósík megléte (ezen fekszik a két atommag), és az ehhez képest alul-felül (vagy előtt-mögött ) elhelyezkedő pálya. A konkrét alakot természetesen sok tényező befolyásolja. - A pi-kötés kötési energiája kisebb, mint a szigma-kötésé. - Mivel ez már nem forgásszimmetrikus, akadályozza az atomok rotációját. - Pi-kötés alapvetően p pályák között jön létre, de elképzelhető megfelelő orientációjú d pályák között is. Érdemes még megemlíteni, hogy van delta-kötés (röviden δ) és elméletben van fi-kötés (röviden φ) is. A delta-kötésnek két csomósíkja is van, és jellemzően két d pálya hozza létre, míg a fi-kötés az f pályák között jöhet létre. Míg a fi-kötés igazából csak elméletben létezik, a delta-kötés léte bizonyos fémorganikus vegyületekben megfigyelhető. Kötési energiája jóval kisebb, mint a pi-kötésé. Azonban még a fenti pálya-klasszifikációnak is sok problémája volt bizonyos molekulák kötésszögeinek, vagy többszörös kötéseinek leírásával. A kérdésre a hibridizáció modellje ad lehetséges választ (Pauling). A hibridizáció során különböző s és p pályákból jönnek létre olyan hibrid pályák, amelyekkel már leírhatók olyan molekula-geometriák, amelyeket enélkül nem tudnánk megfelelően értelmezni. A legjellemzőbb példa a metán, amely egy tetraéderes geometriájú molekula. Azonban a szén-atom kötésben részt vevő elektronjai között van egy darab s, és három darab p. Ezek mind különböző energiaszintekhez tartoznak, és geometriájuk is különböző. Így biztosan nem hozhatnak létre tetraéderes geometriájú molekulát. Sőt, ha az atomot külön tekintenénk, kiderülne, hogy a szénatom 2s pályája zárt, és csak két 2p pályán lennének kötő elektronok, vagyis nem is tudna 4 db hidrogénnel kötést létrehozni. A fenti atomhéj-kép helyett a következő módon képzeljük el a metán kialakulását. A szén egy darab s és három p elektronja hibrid pályákat hoznak létre (esetünkben sp 3 hibrid pályákat), amelyek azonos erősségű (azonos energiájú) szigma-kötéseket képesek létrehozni a hidrogénatomokkal, így jön létre a tetraéderes geometria, és a mért kötésszögek. Ennél jobban nem célunk elmélyedni a hibridizáció modelljében, de fontos kiemelni, hogy bizonyos kettős és hármaskötések leírásához is szükséges különböző (sp 2, sp) hibrid pályák modelljének alkalmazása. Természetesen, mint minden közelítő eljárásnak, ennek is korlátozott az alkalmazhatósága. Jellemzően a hibridizálódás modellje d pályák bevonásakor már nem működőképes. Jobb eredményeket adnak a megfelelően kezelt MO modellek, amelyek közelebb állnak a kvantummechanikai megközelítéshez. Az összetettebb, vagyis több pályát is tartalmazó kötések lehetnek egyszeresek, kétszeresek, háromszorosak, illetve néhány esetben négyszeresek is. Ezek szoros összefüggésben vannak a lehetséges kötő-pályák energiájával, ezért: - Az egyszeres kötés egy szigma-kötést tartalmaz. - A kétszeres kötés egy szigma és egy pi kötést.
- A háromszoros kötés egy szigma és két pi kötést. - A négyszeres kötés egy szigma, két pi és egy delta kötést. A fenti fogalmi és modell-kör fontos része tudni, hogy egy kötés datív-e. Datív kötés esetén az egyik kötő elektronpárt az egyik atom adja. Ez amellett, hogy a kötés leírását is megváltoztatja, a létrejött molekulák fizikai paramétereit is erősen befolyásolja. Erre az egyik legeklatánsabb példa a szénmonoxid (CO) molekula. Ha csak a résztvevő atomok elektronegativitását vennénk alapul, az eredmény egy poláros molekula lenne. Mivel azonban a harmadik (pi) kötés mindkét elektronját az oxigén adja, a töltésközéppont majdnem a geometriai középpontba kerül, vagyis a CO molekula végsősoron majdnem teljesen apoláros lesz. Érdemes még megemlíteni azt is, hogy előfordul olyan helyzet, amikor bizonyos kötő elektronok nem csak két atomhoz tartoznak, hanem egy bonyolultabb rendszerben több atom is osztozik rajtuk, vagyis az elektronpálya az egész rendszerre kiterjed (hasonlóan a fémes kötéshez). Ezek delokalizált elektronrendszert hoznak létre ami például az aromás gyűrűk leírásában alapvető fontosságú. A fentiekben éppen csak megkarcolgattuk azoknak a modelleknek a felszínét, amelyek a kovalens kötés leírásában szerepet játszanak, és bizony, több fontos elmélet/modell sem került szóba. Azonban ezen fogalmak és elgondolások alapján már képet kaphatunk arról, hogy hogyan is kezelhető a kovalens kötés, és az általa létrejövő molekulák leírása anélkül, hogy az alkalmazhatóságot fel kellene áldoznunk. Mert a fentiek mögött mindig az a kép található, amelyben egy elektron vonzó és taszító kölcsönhatások között igyekszik a legalacsonyabb megfelelő energiaállapotot elérni. Az ezt leíró hullámegyenletek megoldásával teljesen pontos képet kapnánk a molekulákról, ha azokat meg tudnánk oldani. Ionos kötés Két ion (a negatív töltésű anion és a pozitív töltésű kation) részvételével jön létre. A két iont az elektrosztatikus vonzás köti össze. Az atomtörzsek elektronfelhőinek taszító hatása nem engedi, hogy a két atom teljesen összeolvadjanak, így a két ion között egy adott távolság megmarad. A kötés keletkezésekor a nagyobb elektronegativitású atom a másiktól egy elektront vesz át, így jönnek létre az ionok. Fontos feltétel, hogy a két résztvevő atom elektronegativitása nagy mértékben különbözik egymástól (ΔEN nagy). Az ion töltésszámát az határozza meg, hogy hány elektront vett át a másik atomtól (vagy fordítva). Említés: ionrács Fémes kötés Több atom részvételével jön létre fémes kötés. Kevés vegyérték-elektronnal rendelkező atomok között, ahol az elektronok az atommagtól viszonylag távolabb helyezkednek el, és így azok kisebb energiával kötődnek az atomhoz. Így ezen atomok ionizációs energiája és elektronegativitása is kicsi. Azonban a kötésben résztvevő többi atomnak is kicsi az elektronegativitása (ΣEN és ΔEN is kicsi), így közöttük olyan kötés jön létre, amelyben a vegyértékelektronok a kötésben valamennyi fématomhoz tartoznak, ezt nevezzük delokalizált elektronrendszernek. Fontos kiemelni, hogy a fémes kötés kvantummechanikai leírásának lényegi eleme, hogy az elektron hullámfüggvénye az egész fémrácsra kiterjed, és tükrözi a rács térbeli és időbeli periodicitását és hibáit. A fémes kötésről, és annak kapcsolatáról az elektromos vezetéssel további információk találhatóak Kovács Endre Szilárdtest-fizikai alkalmazások jegyzetében (http://www.unimiskolc.hu/~www_fiz/majar/oktatas/anyagmernok_nappali/fizika2/szilardtest_anyagm.pdf).
MÁSODRENDŰ KÖTÉSEK A másodrendű kötések molekulák között jönnek létre, ezeket úgynevezett intermolekuláris kötőerők biztosítják. A másodlagos kötések legalább egy nagyságrenddel kisebb energiájúak, mint a résztvevő molekulákat létrehozó kovalens kötés. Éppen ezért energiaközlés során először a másodlagos kötések bomlanak fel, a molekulák egy adott energiaszintig egészben maradnak. Az egynemű molekulák közti másodrendű kötések határozzák meg az anyag makroszkópikus tulajdonságainak nagy részét, például a halmazállapotot. Hogy a többfajta másodrendű kötésből mely jön létre, azt meghatározza a molekula alakja, polarizáltsága, és ezen keresztül a molekulákat alkotó kötések sajátosságai, például az atomok elektronegativitása. Hidrogénkötés A másodrendű kötések közül ez a legerősebb. Olyan vonzó kölcsönhatásról van szó, ahol az egyik molekula egy nagy elektronegativitású molekularészhez kapcsolódik egy hidrogén, a másik molekulának (általában az is nagy elektronegativitású) pedig van megfelelő nemkötő elektronpárja. A vonzó kölcsönhatás a hidrogén és a nemkötő elektronpár között alakul ki. Tapasztalatok szerint a hidrogénkötés kialakulásához egy nagyelektronegativitású, kis méretű és nemkötő elektronpárral rendelkező elem atomja szükséges, amelyhez közvetlenül kapcsolódik egyhidrogénatom. Elsősorban három elem képes ilyen kötés kialakítására: a Fluor, az Oxigén és anitrogén. Megjegyzendő, hogy van intermolekuláris (molekulák közti) és intramolekuláris (molekulán belüli) hidrogénkötés is. Az előbbire jó példa a víz, az utóbbira pedig a cukrok. A hidrogénkötésnek köszönhető, hogy makroszkópikus méretekben az ezzel kapcsolódó molekulákból álló anyagok nagy felületi feszültséggel, magas párolgáshővel rendelkeznek, és vízben jól oldhatóak. Van der Waals kötés Több, különféle módon létrejövő kötést sorolunk ide. Ezek közös jellemzője, hogy a molekulákon belüli töltés-aszimmetriából származó vonzó kölcsönhatáson alapulnak. A molekulák közti távolságot a Van der Waals erők és az elektronfelhők (és atommagok) közötti taszítóerők egyensúlya határozza meg. A Van der Waals kötéssel kapcsolódó molekulákból álló anyagok alacsony olvadás- és forráspontúak, ezért leggyakrabban gáz, vagy folyadék halmazállapotúak szobahőmérsékleten. Ha nagy molekulatömeg miatt szilárd kristályokba rendeződnek, ezen kristályok meglehetősen puhák. A Van der Waals kötéseket három csoportba sorolhatjuk attól függően, hogy alaphelyzetben egyik, vagy másik résztvevője poláros, vagy apoláros. Dipóluskötés (dipól-dipól kölcsönhatás) Polarizált, vagyis nemzérus dipól-nyomatékkal rendelkező molekulák között jön létre, lévén azok ellentétes töltésű részei vonzzák egmást. Orientációs hatásnak is hívják, mivel a két molekula a legkedvezőbb irányba forgatják be egymást. Erőssége kisebb, mint a hidrogénkötésé, de nagyobb a diszperziós kölcsönhatásnál (lásd lejjebb). Ez gyakran arra sem elegendő, hogy gáz halmazállapotból folyadék kondenzálódjon, de ha már folyadék, vagy szilárd fázisban van a rendszer, a kötés rendezettséget eredményez a dipólusok orientálódása révén. Mivel a Van der Waals erők között ez a legerősebb, leginkább ilyen kötés hozhat létre folyadék, vagy szilárd halmazállapotú rendszert. A létrejövő anyag fizikai tulajdonságait elsősorban a résztvevő dipólusok dipólnyomatékának nagysága határozza meg. Kitekintés: ion-dipól erők A fentihez hasonló hatás érvényesül egy dipólus és egy ion között is. A dipólus egyik, vagy másik polaritása vonzza az ellentétes töltésű iont.
Indukciós effektus Ha a két molekulából az egyik poláros, de a másik apoláros, akkor is létrejöhet köztük vonzóerő. A makroszkópikusan értelmezett elektromos megosztáshoz hasonlóan a poláros molekula hatására az apoláros molekula elektroneloszlása torzul, így lesz egy indukált dipólnyomatéka. Így már a két poláros molekula között kialakulhat a dipólkötéshez hasonló kötés. Általában gyengébb (sokkal gyengébb), mint a dipóluskötés, de vannak kivételek. Diszperziós hatás A fenti jelenség felléphet két apoláros molekula esetében is. Lévén az elektronfelhő alakja statisztikus alapon van meghatározva, időben kis változásai lehetnek időben a töltéseloszlásnak. Vagyis időről időre egy apoláros molekulának is van dipólnyomatéka (még ha az nagyon kicsi is). Ezt felerősíti, ha a két molekula (vagy atom) egymás közelébe kerül, lévén az elektronfelhők és a magok is mind hatással lesznek egymásra. Két molekula között így kialakulhat egy kötés, mivel két pillanatszerű dipólus már eléggé eltorzíthatja egymás elektroneloszlását, hogy kötés jöhessen létre. Megjegyzés: fontos kiemelni, hogy a fenti diszperziós jelenség nem csak apoláros, hanem poláros molekulák esetében is fellép, de a molekula polaritásából származó hatások sokkal nagyobbak, mint a diszperzió következményei. Megjegyzés: a különböző források az indukciós és diszperziós alapon működő kötést hívják Londonkötésnek is, de vannak olyan források, amelyek csak az utóbbit sorolják ezen névhez. A következő oldalakon szemléltető képanyag található, a nyomtathatóság kedvéért külön oldalon!
Hibridizáció a metán kialakulásában Az sp 3 hibrid pályák geometriája Kétszeres kötés képe geometriai viszonyok kétszeres kötés esetén Háromszoros kötés képe
Benzol-gyűrű lehetséges elektronpályáinak energiája Apoláros CO 2 és poláros ammónia (NH 3 ) képe Hidrogén-kötés H 2 O Hidrogén-kötés vízben és jégben
Dipól-dipól kölcsönhatások (taszító és vonzó is lehet) Ion-dipól kölcsönhatás