Kovalens kötés

A mai világban a Kovalens kötés olyan témává vált, amely nagyon fontos és sok ember számára érdekes. Akár a társadalomra gyakorolt ​​hatása, akár a történelemben betöltött relevanciája, a populáris kultúrára gyakorolt ​​hatása vagy bármely más szempont miatt, a Kovalens kötés nagy közönség figyelmét felkeltette. Ebben a cikkben alaposan megvizsgáljuk a Kovalens kötés számos aspektusát, az eredetétől a mai világra gyakorolt ​​hatásáig. Megvizsgáljuk ennek jelentőségét a különböző területeken, valamint a társadalom különböző szektoraira gyakorolt ​​következményeit. Ezen kívül elemezzük a szakértők szempontjait és változatos nézőpontjait a Kovalens kötés-ről, azzal a céllal, hogy átfogó és gazdagító jövőképet adjunk erről a ma oly aktuális témáról.

 Ez a szócikk nem tünteti fel a független forrásokat, amelyeket felhasználtak a készítése során. Emiatt nem tudjuk közvetlenül ellenőrizni, hogy a szócikkben szereplő állítások helytállóak-e. Segíts megbízható forrásokat találni az állításokhoz! Lásd még: A Wikipédia nem az első közlés helye.
Két hidrogénatom közös elektronpárja által formált kovalens kötés (jobbra) a hidrogénmolekulában (H2)

A kovalens kötés olyan elsőrendű kémiai kötés, amelyben az atomok közös vegyértékkel rendelkeznek (ko: közös, valens: vegyértékű). Kémiai jellegükben azonos vagy különböző elemek atomjai között jön létre vegyértékelektronjaik közössé tételével.

A kötés létrejöttének feltételei

  1. részecskék effektív ütközése
  2. megfelelő energia
  3. pályaátfedés
  4. ellenkező spinkvantumszámú elektronok

Kovalens kötés kialakulásakor két atompálya átfedésével egy molekulapálya jön létre. Ha kettő vagy több atom vegyértékelektronjai közös pályán mozognak, azt kovalens kötésnek nevezzünk. Például két hidrogén ha találkozik, „egyesülnek”, mindkettőnek két elektronja lesz, azaz osztoznak azon a kettőn. Tehát: H• + H• → H−H (H2)

Csoportosítása

Szigma-kötés

Bővebben: Szigma-kötés

A szigma-kötés (σ-kötés) olyan tengelyszimmetrikus molekulapálya, melynek szimmetriatengelye a két atommagon átmenő egyenes. Ez a legerősebb kovalens kötés. A szigma-kötések mentén lehetőség van az atomok rotációjára (forgására). Az elektronpár elektronsűrűségének maximuma a két atomot összekötő egyenesen található.

Pi-kötés

Bővebben: Pi-kötés

A pi-kötés (π-kötés) olyan kovalens kémiai kötés, amelyet párhuzamos tengelyű p-pályák képeznek. Abban az esetben beszélhetünk pi-kötésről, ha a kötés síkszimmetrikus és a szigma-kötés tengelye a pi-kötés szimmetriasíkján fekszik. A σ-kötésnél gyengébb a kötőereje. A pi-kötés nem teszi lehetővé a kötésben részt vevő atomok szabad forgását. Az elektronpár elektronsűrűségének maximuma a σ-kötés alatt, fölött és mellett található.

Datív kötés

A datív kötés olyan kovalens kémiai kötés, amelybe a kötő elektronpárt csak az egyik atom adja egy nemkötő elektronpárjával (pl. szén-monoxid).

Delta-kötés

Bővebben: Delta-kötés

A delta-kötés (δ-kötés) olyan kovalens kémiai kötés, amelyben a két részt vevő atom d-pályái válnak közössé. Először a dikálium-oktaklorodirenátban (K2Cl8Re2) fedezték fel, a két réniumatom között.

A közös elektronpárok száma szerint

A kovalens kötés lehet:

  • egyszeres kovalens kötés (1 közös elektronpár) – 1 szigma-kötés
  • kétszeres kovalens kötés (2 közös elektronpár) – 1 szigma- és 1 pi-kötés
  • háromszoros kovalens kötés (3 közös elektronpár) – 1 szigma- és 2 pi-kötés
  • négyszeres kovalens kötés (4 közös elektronpár) – 1 szigma-, 2 pi- és 1 delta-kötés
  • ötös kötés (5 közös elektronpár) – 1 σ, 2 π- és 2 δ-kötés[1]
  • hatos kötés (6 közös elektronpár) – 2 σ-, 2 π- és 2 δ-kötés[2]

A kovalens kötés polaritása

Apoláris kovalens kötés esetében a kötéskialakító elektronfelhő, az atommagokat összekötő képzeletbeli szakasz felezőpontjára emelt merőleges síkhoz viszonyítva szimmetrikus (a sűrűség egyforma). Az apoláris kovalens kötés olyan atomok között jön létre, amelyek elektronegativitása közel azonos. A „tiszta” kovalens kötés teljesen apoláris jellegű. Ilyen például az elemek atomjai közötti kötés (hidrogén, kén).

Vegyületek esetén az elektronfelhő sűrűsége a képzeletbeli síkhoz viszonyítva nem lesz szimmetrikus, a sűrűség nagyobb lesz a nagyobb elektronegativitású atom közelében. Ennek a szélsőséges formája az ionos kötés.

A különböző atomok közötti kötés polarizáltsága eltérő, ennek megfelelően poláros (pl. víz), illetve apoláros (pl. hexán) vegyületekről beszélünk, az átmenet nem éles közöttük.

A poláris kötés a kovalens és az ionos kötés közötti átmenet.

Jegyzetek

  1. ↑ (2007) „The Shortest Metal–Metal Bond Yet: Molecular and Electronic Structure of a Dinuclear Chromium Diazadiene Complex”. J. Am. Chem. Soc. 129 (46), 14162–14163. o. DOI:10.1021/ja076356t. PMID 17967028. 
  2. ↑ (1980. szeptember 1.) „Dimolybdenum: nature of the sextuple bond”. Journal of the American Chemical Society 102 (20), 6348–6349. o. DOI:10.1021/ja00540a034. ISSN 0002-7863. 

További információk