Az anyagszerkezet alapjai II. Kötések

A potenciális energia változása a kötés kialakulása során Kötéstípusok Elsődleges kötés: kötési energia: egy kötés szétszakításához szükséges munka (eV), 61023-szoros: (kJ/mol) 100 – 600 kJ/mol Ionos Kovalens Fémes A potenciális energia változása a kötés kialakulása során

Elektronegativítás EN Atomok kémiai viselkedésére jellemző szám Az atomtörzs (mag és a lezárt héjak) mennyire vonzza a kötésben résztvevő elektronokat Pauling (1935): legerősebben vonzó: F  4 leggyengébb: K  1 Többi elemé a tulajdonságok szerint periodikusan változik

Ionos kötés EN különbség nagy Kis EN-ú partner lead, a nagy EN-ú felvesz 1 (2, max.3 elektront) Összetartó: Coulomb erő Nincs elkülönült molekula NaCl kristály

Fémes kötés Minden reakciópartner kis EN-ú Mind lead elektront Szabad elektronfelhő Pozitív fémionok Nincs kitüntetett irány Legszorosabb illeszkedés

Kovalens kötés Mindkét partner nagy EN Közös elektronpár(ok) molekulapályán Kötő elektronpár megtalálási valószínűsége a két atommag között nagy Irányított kötés, szigorúan adott kötési szög Laza helykitöltés A H2 lehetsége molekulapályái: ellentétes spin  kötő pálya párhuzamos spin  lazító pálya

A kovalens kötés típusai Homopoláros: pl. H2, O2, Cl2, C-C kötés a szerves molekulákban. A töltéseloszlás szimmetrikus Poláros (heteropoláros): pl. H2O, HCl, SiO2 A kötő elektronpár(ok) nagyobb valószínűséggel a nagyobb EN-ú atom közelében található(k). Következmény: dipólus molekula, nagyobb permittivitású anyag (pl. víz: εr = 81)

A σ és π kötések Két atom közt kialakuló kötések közül az első mindig szigma-kötés, a többi pedig pi-kötés. A π pályákon az elektronok messzebb kerülnek az atommagoktól, ezért gyengébb az összetartó erejük. Nagy atomoknál ki sem alakul ilyen kötés. A két kötés együttes ereje viszont nagyobb, mint az egyszeres kötésé.

A σ és π kötések Szigma kötésnek (-kötés): az a kovalens kötés, mikor a kovalens kötés a két atommag közötti tengely mentén jön létre. Két s-atompálya átfedésével, illetve két azonos p-orbitál átfedésével jöhetnek létre -kötés: többszörös kovalens kötés kialakításakor a második ill. a harmadik kovalens kötés a molekula alatt és felett ill. előtte és mögötte alakul ki.  - kötés energiája mindig kisebb, mint az először kialakuló -kötésé.

Egyszeres,  kötés: Az első elektronpár mindig  Tengelyszimmetrikus Lehet: s-s, s-p, p-p elektronok között A kötő elektronpár ellentétes spínű

Kettős kötés  Csak p-p elektronok között Tükörszimmetrikus Gyengébb, mint a  Max kötés:  +  +  Hármas kötés az acetilén molekulában

Konjugált kötés Ha egy lánc vagy gyűrűs molekulában minden második kötés kettős, akkor ezt konjugált kötésnek nevezzük. A π kötést alkotó elektronok többcentrumú molekulapályára kerülnek, ami az anyagok jelentős színváltozásában, vezetőképesség stb. változásában nyilvánulhat meg.

Delokalizált kötés Konjugált  kötésrendszer szerves molekulákban - C = C – C = C – C = C - , benzolban Szervetlen molekulákban, ionokban CO32-, NO3-

Vezető polimerek Polimer makromolekulák vagy kisebb szerves molekulák Konjugált kötésrendszer Félvezető vagy 1 dimenziós fémes vezetés Adalékolható p, n félvezetővé Alkalmazás: LED, display, napelem, akkumulátor, érzékelő

A N2 molekula hármas kötésének kialakulása 2pz 2py 2px s*2pz π*2px,y lazító üres N atom N atom (σ 2pz)2 2py 2px 2pz elfoglalt kötő (p2px,y)4

Hibrid pályák, molekula-geometria A kötő és nem kötő elektronok egymást taszító hatása miatt az atom igyekszik a legjobb térkihasználásra. Az eredeti s és p pályák helyett ezek kombinációjából hibrid pályák jönnek létre és ezek képeznek kötést. Ez dönti el a molekula geometriai elrendezését.

Hibrid pályák - példák Sík, 120° vegyértékszög Líneáris molekula Az etilén szerkezete

Elsődleges kötések - összefoglalás A reakciópartnerek EN- a dönti el a kötés típusát Léteznek tiszta ionos, kovalens, fémes kötések, de léteznek átmeneti típusok A geometriai elrendezést A sztöchiometriai arányok A kovalens kötésszög Az atomok (ionok) méretaránya határozza meg A 3. periódus elemeinek egymás között kialakuló kötései

Másodlagos kötések H-híd: 8 – 40 kJ/mol Molekulák között Sokkal gyengébb, mint az elsődleges H-híd: 8 – 40 kJ/mol A proton (H+) az elektronpárhoz hasonlóan viselkedve hoz létre kötést. Csak a legnagyobb EN-ú elemek közöt: F, O, N, (Cl) Fontos biokémiai rendszerekben (pl. DNS), polimerekben: pl. nylon

2. Van der Waals kötés Orientációs hatás: két dipól molekula között Indukciós hatás: egy dipól molekula töltésmegosztást indukál a szomszédos apoláros molekulákban Diszperziós hatás: két apoláros molekula között fellépő (mélyebb kvantummechanikai ismeretekkel értelmezhető) vonzás.

Kötéstípusok Kötéstípus Példa Kötési energia [KJ/mol] Olvadásp. [C] Ionos NaCl, MgO 640 1000 801 2800 Kovalens Si C (gyémánt) 450 713 1410 >3550 Fémes Fe W 406 849 1538 3410 Van der Waals Ar Cl2 7,7 31 -189 -101 Hidrogén NH3 H2O 35 51 -78 Forrás: Dr Tóth Tamás, Anyagtan