3.tétel

A másodrendű kémiai kötések

A másodlagos kötések energiája nagyságrenddel kisebb, mint az elsődlegeseké. Ilyen kötések lehetnek például a kovalens kötésekkel összetartott molekulák ’’között’’. Energiaközlés hatására a másodlagos kötések bomlanak fel először, a molekulák egészben maradnak. Az egynemű molekulák közti kötések határozzák meg például a halmazállapotot, keménységet stb.

Hidrogénkötés:

A hidrogénkötés kialakulásához egy nagy elektronegativitású, kis méretű és nemkötő elektronpárral rendelkező elem atomja szükséges, amelyhez közvetlenül kapcsolódik egy hidrogénatom. Három elem képes ilyen kötés kialakítására, a fluor, az oxigén és a nitrogén. E hidrogénatom és egy másik (a korábban említett tulajdonságokkal rendelkező) molekulában lévő nemkötő elektronpár alakítja ki a kötést

Intra- (molekulán belüli) és intermolekuláris (molekulák közötti) hidrogénkötés is lehetséges. Előbbire példa a víz, kis molekulatömegéhez képest kiemelkedően magas olvadás- és forráspontjával (a hasonló szerkezetű de jóval nagyobb molekulatömegű kén-hidrogén szobahőmérsékleten gáznemű). Utóbbira példa a cukrok, ahol egy molekula hidroxilcsoportjának hidrogénje képez hidat az ugyanennek a hidroxilcsoportnak az oxigénje és a karbonilcsoport oxigénje között.

A hidrogénkötés energiája kb. tizede az elsőrendű kötések energiájának.. A másodrendű kötések közül a legerősebb.

Van der Waals-kötés:

Azokat a ‘’molekulák közötti’’ kötéseket soroljuk ide, amelyek a molekulán belüli töltésaszimmetriából következnek.

A van der Waals-féle kötés lezárt elektronhéjú atomok vagy molekulák között alakul ki, energiája az elsőrendű kötések energiájának kb. huszadrésze. Ezért a molekularácsos szerkezetű anyagok (elemek és vegyületek) alacsony olvadás- és forráspontúak. Közönséges körülmények között gáz halmazállapotúak vagy folyékonyak, de ha molekulatömegük elég nagy, szilárdak is lehetnek. Kristályaik azonban meglehetősen puhák.

A van der Waals-kötéseknek három fajtáját különböztetjük meg:

1. orientációs hatás (dipól-dipól kölcsönhatás)
2. indukciós effektus
3. diszperziós hatás (London-féle erők)

Dipóluskötés (dipól-dipól kölcsönhatás):

Többé-kevésbé polarizált, azaz (állandó) dipólus-momentummal rendelkező részecskék között fellépő irányított kölcsönhatás. Orientációs hatásnak is nevezzük, mert a dipólusmolekulák a kedvező állapot irányába forgatják egymást. Gyengébb a hidrogénkötésnél, de erősebb a diszperziós kölcsönhatásnál. Oka a részleges töltésmegoszlással bíró részecskék, illetve azok ellentétesen töltött pólusai között fellépő elektrosztatikus erőhatás. Kisebb molekuláknál (például ammónia, hidrogén-klorid) ez normál állapotban nem elegendő ahhoz, hogy az anyag gázfázisból kondenzáljon, de egy folyadékfázisú dipólusos rendszerben többé-kevésbé lokális rendezettséget eredményez, azaz adott környéken lévő molekulák többé-kevésbé azonos irányba állnak be dipólusaik szerint. A dipólusmolekulák kölcsönhatása rendezett szerkezetet alakíthat ki folyékony vagy szilárd halmazállapotban. Meghatározó tényező a dipólusmomentum (a pozitív és negatív töltés súlypontja közötti távolság és a parciális töltés szorzata), a hőmérséklet és a résztvevő molekulák mérete. Dipól-dipól kölcsönhatás van a víz-, az ammónia- és a szén-dioxid-molekulák között. (pl: HCl,SO₂, CH₂O)

A van der Waals-kötések közül a dipóluskötés a legerősebb. Ezért a dipólusmolekulák között inkább előfordulnak szilárd anyagok és folyadékok, mint az apoláros molekulájú anyagok közt.

Indukciós hatás

Dipólus molekula és apoláris molekula között kialakuló kölcsönhatás – indukált dipólus jön létre. Azért nevezzük indukciós hatásnak (indukciós effektusnak), mert a dipólus molekula elektromos megoszlást indukál az apolárosban, így már kialakulhat a vonzás.

Ennek a kölcsönhatásnak a van der Waals-kötéseken belül is kicsi az energiája. Az atomok saját vagy indukált dipólusmomentumából származik, és a távolsággal gyorsan csökken 1/r⁶ törvény szerint.
Ez a kötéstípus előfordul például a poláros vízmolekulák és az apoláros jódmolekulák közt.

Diszperziós kölcsönhatás:

Indukált dipól-indukált dipól kölcsönhatás; diszperziós erőknek is hívják. Apoláris atomok vagy molekulák közötti vonzóerő. Ezt a molekulák pillanatnyi polarizációja okozza. (Pl: CH₄, CO₂) A polarizációt az elektronfelhő mag körüli rezgései alakítják ki. Csak kvantummechanikai alapon magyarázható. Lényege, hogy ha két atom közelít egymáshoz, a két atommag és a két elektronfelhő taszítja egymást, míg az egyik mag és a másik elektronfelhő között vonzás lép fel. Ez még kevés lenne az összekapcsolódáshoz, az atomoknak olyan rezgésállapotot kell megvalósítani, amelyben a pozitív és negatív töltések súlypontja nem esik egybe és a vonzóerők eredője valamivel nagyobb, mint a taszítóerőké. A diszperziós kölcsönhatás annál erősebb, minél több az egy molekulára jutó elektronok száma. Ezért nagyobb London-erők hatnak két jódmolekula között, mint két fluormolekula között. Ha nagyobb erők hatnak a szomszédos molekulák között, akkor nagyobb hő kell a leküzdésükhöz, nő az olvadás- és forráspont. Ezért nő pl. az alkánok olvadás- és forráspontja a molekulatömeg növekedésével.

A London-féle erők nagysága függ még a molekula alakjától is. Minél könnyebben polarizálható a molekula, annál erősebb a London-kölcsönhatás. Ez a fajta erő tartja össze pl. a nemesgázokat cseppfolyós állapotban, nagyon alacsony hőmérsékleten.