Láthattuk, hogy bizonyos atomok elektronfelvétellel- vagy leadással elérik a nemesgázszerkezetet, ezáltal pedig egy szimmetrikusabb elektroneloszlást. Az oktettszabály, azaz a nyolc külső elektronos szerkezet azonban nem minden ion esetén alakul ki, vannak kivételek.
Na, de milyen egyéb módon valósulhat meg egy szimmetrikusabb vegyértékelektroneloszlás az atomokban? A válasz a harmadik, még nem taglalt kémiai részecskék, a molekulák kialakulásában keresendő! Ebben a fejezetben a molekulákat alkotó atomtörzsek közötti kötést, a híres kovalens kötést és annak jellemzőit, illetve a molekulák kialakulásának feltételeit, szerkezetét, térszerkezetét és polaritását tárgyaljuk. A témát pedig az összetett és komplex ionokkal fejeljük meg! Kezdjük!
Először is: mi a molekula? A molekula két vagy több atomból álló, elektromosan semleges kémiai részecske, amelyet kovalens kötés tart össze. Tehát két vagy több atomból áll, szóval egy atom nem alkothat molekulát, minimum kettőre van ehhez szükség; fontos, hogy semleges, azaz nincs elektromos töltése, és az összetartó erő a kovalens kötés. A másik bevezető definíciónk pedig éppen ez. A kovalens kötés olyan elsőrendű (erős) kémiai kötés, melyben az atomtörzseket közös elektronpárok tartják össze. Még egyszerűbben: közös elektronpárral kialakított kapcsolat. És a molekulák képződésénél ez a kulcs! A molekulát alkotó atomok nem elektronfelvétellel- vagy leadással, mint az ionok esetén, hanem elektronoknak a megosztásával fognak stabilizálódni.
Foglalkozzunk egyelőre magával a kovalens kötéssel! 5 szempont szerint csoportosítom: Létrejötte, szimmetriája, száma, lokalizációja és polaritása szerint.
Létrejötte szerint egyrészt képződhet kolligációval, mely az jelenti, hogy mindkét atom egy-egy ellentétes spinű elektronjából jön létre a kötés. A Pauli-elv molekulák esetén is érvényes! Például két hidrogénatom az ellentétes spinű elektronjaikkal így képezhetnek molekulát. (A spineket még nem berajzolva, de az atompályákat már igen.)
A másik opció a datív kötés: ha a kötést létesítő egyik atomtól származik mindkét elektron. Itt tehát nem egy-egy elektront adnak be a közösbe, hanem csak az egyik atom adja az egész elektronpárt. Ennek iskolapéldája az ammóniumion képződése egy ammóniamolekulából és egy hidrogénionból. Ezeket a részecskéket még nem tanultuk, a lecke végére viszont már érteni fogjátok, hogy miért éppen ilyen a felépítésük. A datív kötésre ez egy remek példa, írjunk hozzá egyenletet! Ez az ammóniamolekula, ez pedig a hidrogénion. A hidrogénion egyszeresen pozitív töltésű, tehát úgy képződött, hogy egy hidrogénatom megszabadult az egyetlen elektronjától. Az ammóniamolekula nemkötő elektronpárját feláldozza, hogy az elektron nélküli hidrogénion tudjon hozzá kapcsolódni. Ő adja a kovalens kötés mindkét elektronját. Ez a datív kötés.
Fogalmak: kolligáció, kolligatív, datív, koordinatív, donor akceptor
A kolligációval képződött kovalens kötést kolligatív kötésnek hívják, míg ha datív módon jön létre akkor általában datív vagy esetleg koordinatív kötésként emlegetjük. A datív kötés esetén, amelyik atom adja a kötő elektronpárt lesz a donor, aki pedig fogadja lesz az akceptor. Az ammóniumion képződésének példáján belátható, hogy az ammóniamolekula a datív kötés donorja, míg a hidrogénion annak akceptora.
A következő szempont a szimmetria szerinti csoportosítás. Ez alapján lehet tengelyszimmetrikus szigma, és síkszimmetrikus pí- kötésről beszélni. A görög szigma betűt a következőképpen írjuk: szigma. Írjátok le párszor, hogy rögzüljön. A szigma kötés szimmetriatengelye a két atommagon átmenő egyenes. Ebben az esetben az elektronsűrűség a kötés tengelye mentén a legnagyobb. Képet ide. (Behúzni a kötés tengelyét és mutatni, hogy körülötte nagy az elektronsűrűség.) Ez a szigma kötés maga, ez pedig a kötés tengelye. És valóban, ennek mentén a legnagyobb a szigma-kötés elektronsűrűsége, ebben a térben található meg az elektronpár a legnagyobb valószínűséggel.
A pí-kötések már nem férnek el ebben a térrészben, nincs több hely, ezért ezek a síkszimmetrikus kötések a szigma kötés tengelyére merőleges síkokban alakulnak ki. Ezen az ábrán ez a két banán jelöl egy pí-kötést. A másikon már két pí-kötés van feltüntetve. A másik két banán jelöli a másik pí-kötést. Jól látszik, és fontos, hogy a két pí kötés szimmetriasíkja mindig merőleges egymásra! Két atom között az első kötés mindig szigma, a második és harmadik mindig pí-kötés.
A harmadik szempont a szám szerinti csoportosítás. Ez alapján létezik egyszeres, illetve többszörös kovalens kötés. Az első kötés mindig szigma, a második és harmadik mindig pí.
A negyedik szempont, azaz lokalizáció szerint beszélhetünk lokalizált és delokalizált kovalens kötésről. Előbbi csak két atomtörzs erőterébe tartozik, utóbbi három vagy annál több atomtörzs vonzása alatt áll. Az eddig felírt példák mind lokalizált kovalens kötést tartalmaztak, később lesz példa a delokalizált kötésre is!
Ötös szempontunk a polaritás. Eszerint megkülönböztetünk poláris és apoláris kovalens kötést. Akkor lesz poláris, ha a kapcsolódó atomok elektronegativitása különbözik, hiszen ekkor a nagyobb elektronvonzóképességű atomtörzs jobban magához húzza a kovalens kötést, így az több időt tölt az ő környezetében. Ettől még elektronpármegosztás van! Például a hidrogén-klorid molekulájában a hidrogén elektronegativitása 2,1, a klóré 3,0. A klóratomtörzs így jobban magához vonzza a kötést, az elektronpár nagyobb valószínűséggel tartózkodik a klóratomtörzs környezetében. Apoláris kötés pedig azonos elektronegativitású atomok között létesül, így az elektronpár egyforma mértékben tartozik a kötést létesítő atomokhoz. Ez például elemmolekulákra igaz, mint a hidrogén Az elektronegativitások azonosak, ezért egyik atomtörzs sem fogja jobban elhúzni a kötést. Hogy azonos atomok között apoláris kötés alakul ki, nem meglepő. A kérdésem: vajon lehet-e apoláris kovalens kötés különböző atomok között? Az elektronegativitás értékeket végig nézve kitalálhatjuk, hogy bizony lehet. Például a nitrogén és klór elektronegativitása egyaránt három. Ennek alapján ugyanolyan mértékben vonzzák a köztük kialakuló kötést, így az apoláris.
Minden kovalens kötést ezen szempontok alapján tudjuk csoportosítani, ugyanakkor van még két további jellemző, amit fontos ismernetek és értenetek a kovalens kötés kapcsán:
Az első a kötési energia, mely 1 mol molekulában két adott atom közötti kötés felszakításához szükséges energia. Jele Ek. Mértékegység: kJ/mol, előjele +. A kötés felbontása mindig energiát igényel. Mivel mindig a rendszer – ez esetben a molekula – szempontjából vizsgáljuk a folyamatot, ezért ez egy endoterm folyamat. Ebből persze az következik, hogy az ezzel ellentétes folyamat, maga a kötés létrejötte energiafelszabadulással jár! És ez nagyon fontos, hiszen a kötés stabilizál! Minél nagyobb energia szabadul fel egy kötés létrejöttekor, annál stabilabb lesz az a kötést! Egyes könyvek pont a kötés képződésére definiálják a kötési energiát, így abban az esetben ugyanolyan nagyságú, de negatív előjelű kötési energiák lesznek feltüntetve. Habár ez csak ritkán fordul elő, de azért nézzétek meg mindig az előjeleket egy feladatban, és döntsetek annak értelméről.
A kötési energiát két tényező befolyásolja: az atomtörzsek közötti kötések száma, illetve az atomtörzsek mérete. Már többször mondtam atomtörzset, és nem pedig atomot. Ennek az az oka, hogy amint kialakul a kovalens kötés az atomok között, azok megszűnnek atomok lenni. Ekkor már atomtörzsekről és a köztük lévő kovalens kötésről beszélünk. Mindennek ellenére, gyakran használjuk ilyenkor is az atom kifejezést, nem szoktunk ebből ügyet csinálni, de tartsuk észben, hogy a molekulában valójában atomtörzsek és a köztük lévő kovalens kötések vannak. Ennyit erről, térjünk vissza a kötési energiára. Egyrészt a kötések számától függ. Nézzünk meg egy táblázatot!
A táblázat első oszlopában két szénatom közötti kötések számát láthatjuk. Ennek alapján lehet egyszeres, kétszeres és háromszoros szén-szén kötés. A harmadik oszlop pedig a kötési energiákat tartalmazza, ami itt kötésdisszociációs energiaként van feltüntetve. A disszociáció amúgy bomlást jelent, szóval ez a kötés felbontásához szükséges energia, amiről mi is beszélünk. Nem meglepő, hogy a kétszeres kovalens kötés erősebb az egyszeres, a háromszoros pedig a kétszerest is megelőzi erősségben. Nézzünk egy picit mélyebbre! Mennyi az energiakülönbség az egyes kötések között? Az egyszeres és kétszeres között 620-350=270 kJ/mol, a háromszoros és kétszeres között pedig 840-620=220 kJ/mol. Hoppá! A kétszeres kötés nem kétszer, a háromszoros nem háromszor olyan erős mint az egyszeres kötés! Sőt, a második pí-kötés is gyengébb az első pí-nél. Mi ennek az oka? A pí-kötések energetikailag kedvezőtlenebb helyzetben vannak mint a szigma-kötés. Ezért ezeket könnyebb is felszakítani. A második pí-kötés pedig még könnyebben megbontható, mint az első. Ez egy fontos megállapítás, és gyakran elő szokott jönni gondolkodtató, elemző feladatokban!
A másik, kötési energiát befolyásoló tényező az atomtörzsek mérete. Ehhez a hidrogén-halogenideket vegyük példaként.
Ehhez definiálom először az effektív magtöltés fogalmát, amit már a periodikusan változó tulajdonságok kapcsán is definiálhattam volna, most ezt pótlom. Az effektív magtöltés a vegyértékelektronokra ható tényleges pozitív töltés a belső elektronok árnyékoló hatásának figyelembevételével. Ez azért lényeges, mert például a fluor esetén 9, a jód esetén 53 proton található a magban (Felrajzolni!!!). Értelemszerűen utóbbi nagyobb pozitív töltést is jelent. Ettől függetlenül mégis a fluor a kisebb méretű és nagyobb elektronegativitású atom, mert a jódatomnak egyrészt több elektronhéja van, másrészt, a többi, atommaghoz közelebbi elektron (ezek, amik a belső héjakon vannak) árnyékolja az atommag vegyértékelektronokra kifejtett vonzó hatását. Így az azonos számú vegyértékelektronra – hiszen mindkét atomban 7 vegyértékelektron van – jutó effektív magtöltés a fluor esetében nagyobb, mint a jódéban! Ezt tisztáztuk! Térjünk vissza az eredeti kérdéshez: hogy befolyásolja az atomtörzsek mérete a kötési energiát? Ahogy nő a halogénatom rendszáma, úgy nő a mérete és csökken elektronvonzó képessége. Ebből egyenesen következik, hogy a méret növekedésével egyre gyengébb lesz a kialakult kovalens kötés, ezáltal a hidrogénnel kialakított molekulában a kötési energia is kisebb lesz. (Ezt jelölni valahogy!)
A másik fontos jellemző a kötéstávolság vagy kötéshossz. Ez a kötést létesítő atomok atommagjainak távolsága. Akárcsak a kötési energia, ez is a kötések számától és az atomtörzsek méretétől függ! Csak éppen ellentétes a kapcsolat, mint a kötési energiánál. Mire gondolok itt? Vegyük elő újra a kötési energiánál hozott példáinkat!
A szén-szén kötéseknél látszik, hogy minél több kötés van az atomtörzsek között, annál kisebb a kötéshossz, annál közelebb vannak egymáshoz az atommagok. A hidrogén-halogenidek esetén pedig ahogy nő az atom, értelemszerűen az atommagok is annál távolabb lesznek egymástól, a kötéshossz is nagyobb lesz.
Összefoglalva: minél több kötés van az atomtörzsek között, annál nagyobb a kötési energia és kisebb a kötéshossz, illetve minél nagyobb az atomtörzs, annál kisebb a kötési energia és nagyobb a kötéshossz.
Ebben a videóban definiáltuk a molekula és a kovalens kötés fogalmát. Ezután csoportosítottuk a kovalens kötést öt szempont szerint: létrejötte, szimmetriája, száma, lokalizációja és polaritása szerint. Végül két további jellemzőjét veséztük ki a kovalens kötésnek: a kötési energiát és a kötéstávolságot, illetve közben pótoltam elmaradásom, és definiáltam az effektív magtöltés fogalmát is.