Kémiai kötések és azok típusai a nátrium-hidrogén-szulfát és más molekulák példáin keresztül

TÉMA5. Kovalens kötés. A vegyértékkötés módszere.
Feladat 1. Ábrázolja a nátrium-hidrogén-szulfát grafikus képletét, és jelölje meg a molekulában található kémiai kötéstípusokat: ionos, kovalens, poláris kovalens, apoláris kovalens, koordinatív, fémes, hidrogénkötés.
Megoldás: NaHSO4-

O – Na kötés – ionos
O – S kötés – poláris kovalens
O – H kötés – poláris kovalens

Feladat 2. Ábrázolja az ammónium-nitrit grafikus képletét, és jelölje meg a molekulában található kötéstípusokat. Mutassa meg, mely kötés (kötések) szakad(nak) fel disszociáció során. Magyarázza el, mi az a hidrogénkötés! Hozzon példát arra, hogyan befolyásolja ez a kapcsolat az anyag tulajdonságait.

N – H – poláris kovalens kötés
NH4⁺ és NO2⁻ között – ionos kötés
Hidrogénkötések: Ez a kötéstípus akkor jön létre, amikor a hidrogénatom nagy elektronegativitású atomhoz (N, O, F) kapcsolódik. Az így keletkező kötés erősen poláris, dipólus jön létre, amelyben a hidrogén pozitív töltésű. Ez a dipólus kölcsönhatásba léphet másik molekula – vagy akár ugyanazon molekula – oxigén-, nitrogén- vagy fluoratomjának nemkötő elektronpárjával. Ezt a kölcsönhatást nevezzük hidrogénkötésnek.

A hidrogénkötés lehet:

• Intermolekuláris, pl. víz (H2O), ammónia (NH3), hidrogén-fluorid (HF) molekulákban

• Intramolekuláris, pl. fehérjékben, 2-hidroxi-benzaldehidben

A molekulatömeg változása alapján a következő sorozatokban:
H2O – H2S – H2Se – H2Te
HF – HCl – HBr – HI
NH3 – AsH3 – SbH3
a forráspontnak fokozatosan növekednie kellene. Azonban a víz (H2O), az ammónia (NH3) és a hidrogén-fluorid (HF) szokatlanul magas forráspontúak, amit a hidrogénkötésekkel magyarázunk.

A legerősebb hidrogénkötést elméletileg a HF-ben várnánk, mivel a fluor a legnagyobb elektronegativitású elem. Azonban a víz forráspontja még magasabb, mivel benne két hidrogénkötés alakulhat ki.

Feladat 3. Határozza meg az alábbi molekulák kötéstípusait: CH3Br, CaO, I2, NH4Cl. Milyen főbb tulajdonságok jellemzik ezeket a kötéstípusokat?
Megoldás:

CH3Br – kovalens kötés.
A kovalens kötés azonos vagy hasonló elektronegativitású atomok között jön létre, ahol az atommagok vonzzák a közös elektronpárt. Ezt a kötést telítettség és irányítottság jellemzi.

CaO – ionos kötés.
Az ionos kötés olyan atomok között alakul ki, amelyek között az elektronegativitás különbsége nagy (több mint 2,1). Az egyik atom elektront ad le (kation lesz), a másik felvesz (anion lesz), majd az ellentétes töltések vonzása révén kötés alakul ki.
Az ionos vegyületek gyakran kristályos szerkezetet alkotnak, mivel az ilyen kötés nem irányított, és nem jellemző rá a telítettség.

I2 – apoláris kovalens kötés.
Ha a kötést azonos atomok (vagy azonos elektronegativitású atomok) alkotják, a kötés nem poláris, mivel az elektroneloszlás szimmetrikus. Lehet egyes, kettős vagy hármas kötés.

NH4Cl – donor-akceptor (koordinatív) kötés.
Ez a kovalens kötés egy speciális esete, amikor az egyik atom elektronpárt ad (donor), a másik üres pályát biztosít (akceptor). Gyakran nevezik koordinatív kötésnek, és tipikus az összetett ionokban.
Az NH4⁺ és Cl⁻ között ionos kötés van. Az NH4⁺ molekulában a N–H kötések poláris kovalensek, de egy kötés koordinatív eredetű.

Feladat 4. Melyik kötést nevezzük σ- (szigma) és melyiket π- (pi) kötésnek? Melyik a gyengébb? Rajzolja le az etán (C2H6), etilén (C2H4) és acetilén (C2H2) szerkezeti képletét, és jelölje rajtuk a σ- és π-kötéseket.

Megoldás:
Az atomorbitálok térbeli átfedése révén háromféle kötést különböztetünk meg:

• σ-kötés: az atommagokat összekötő tengely mentén történő átfedés

• π-kötés: az atommagokat összekötő tengely melletti oldalsó átfedés

• δ-kötés: négy d-pálya közötti átfedés párhuzamos síkokban

A σ-kötés erősebb, mint a π-kötés.

C2H6 – sp³ hibridizáció
C–C: σ-kötés (2sp³–2sp³ átfedés)
C–H: σ-kötés (2sp³–1s átfedés)

C2H4 – sp² hibridizáció
C=C: σ-kötés (2sp²–2sp²) és π-kötés (2pz–2pz)
C–H: σ-kötés (2sp²–1s)

C2H2 – sp hibridizáció
C≡C: σ-kötés (2sp–2sp), π-kötés (2py–2py), π-kötés (2pz–2pz)
C–H: σ-kötés (2sp–1s)

Feladat 5. Milyen intermolekuláris erőket nevezünk dipól-dipól (orientációs), indukciós és diszperziós kölcsönhatásoknak? Magyarázza el e kölcsönhatások természetét! Melyik típusú kölcsönhatás a meghatározó az alábbi anyagokban: H2O, HBr, Ar, N2, NH3?

Megoldás:
A molekulák között elektrosztatikus kölcsönhatás alakulhat ki.

• Diszperziós kölcsönhatás (London-féle erő): minden molekulában előfordulhat, és azonnali mikrodipólok váltakozó vonzása révén alakul ki. Ez a legalapvetőbb, univerzális kölcsönhatás.

• Orientációs kölcsönhatás: poláris molekulák között lép fel. Minél nagyobb a molekula dipólmomentuma, annál erősebb a vonzás.

• Indukciós kölcsönhatás: egy poláris molekula dipólja dipólt indukál egy nem poláris molekulában.

A különböző típusú erők hatása attól függ, hogy mekkora az anyag poláris vagy polározható jellege.

H2O, NH3 – domináns: orientációs és indukciós
HBr, Ar, N2 – domináns: diszperziós kölcsönhatás

Feladat 6. Két atomi orbitál kölcsönhatása során adja meg a MO (molekulapálya) betöltési sémáját a következő esetekben:
a) elektron + elektron (1+1)
b) elektron + üres pálya (1+0)
Határozza meg az egyes atomok kovalenciáját és a kötésrendet. Mekkora lehet a kötési energia? Milyen típusú kötés alakul ki a H2 molekulában és a H2⁺ molekuláris ionban?

Megoldás:

a) Példa: K2, Li2 – s-pályák vesznek részt.
Kötésrend: n = (2–0)/2 = 1

b) Példa: K2⁺, Li2⁺ – s-pályák vesznek részt.
Kötésrend: n = (1–0)/2 = 0,5
Kovalencia: 1 mindkét atomban

A kötési energia a vegyértékelektronok számától függ: minél kevesebb az elektron, annál kisebb az energia.
K2, Li2, K2⁺, Li2⁺ esetén: 200–1000 kJ/mol között.

H2 molekulában: 1+1 elektron → σ-kötés (elektron + elektron)
H2⁺ molekuláris ionban: 1+0 → σ-kötés (elektron + üres pálya)