Kötésrend Kalkulátor - Molekuláris Kötéserősség Meghatározása

Mi a kötésrend?

A kötésrend azt mutató szám, hogy egy molekulában hány kémiai kötés kapcsol össze két atomot. A molekuláris pályaelméletből származik, amely a kémiai kötést olyan modellként írja le, amelyben az elektronok az egész molekulát körülvevő közös pályákat töltenek be, nem pedig egyetlen atomon maradnak. Az 1 kötésrend egyszeres kötést, az 2 kétszeres kötést, az 3 pedig háromszoros kötést jelent. A kötésrend a kötés erősségét és hosszát is előre jelzi: a nagyobb kötésrend rövidebb és erősebb kötést jelent.

A kötésrend képlete

A molekuláris pályáknak két típusa van. A kötő pálya olyan elektronokat tartalmaz, amelyek összetartják a két atomot. Az antikötő pálya olyan elektronokat tartalmaz, amelyek taszítják egymástól az atomokat. A kötésrend az egyes típusokhoz tartozó elektronok alapján számítható ki:

$\text{Kötésrend} = \frac{\text{Kötő elektronok} - \text{Lazító elektronok}}{2}$

A 2-vel való osztás azt veszi figyelembe, hogy egy kötés egy közös elektronpárnak felel meg.

A kötésrend kiszámítása

1. Keresse meg a molekula molekulárispálya-diagramját, vagy állapítsa meg, hány vegyértékelektronja van.
2. Számolja meg a kötő pályákon elhelyezkedő elektronokat (jelölésük σ és π).
3. Számolja meg az antikötő pályákon elhelyezkedő elektronokat (jelölésük σ* és π*).
4. A kötő elektronok számából vonja ki az antikötő elektronok számát.
5. Az eredményt ossza el 2-vel.

Számítási példa: oxigén (O₂)

Az oxigénnek 12 vegyértékelektronja van. Molekulárispálya-diagramjának feltöltésekor 8 elektron kerül a kötő pályákra, 4 pedig a lazító pályákra.

Kötésrend = (8 − 4) / 2 = 2

Ez megfelel annak a kísérletileg megfigyelt O=O kettős kötésnek, amelyet a vegyészek az oxigénben kimutatnak. A molekulárispálya-kép azt is megmagyarázza, miért paramágneses a O₂ (mágneses tér vonzza): két lazító elektronja párosítatlan, amit egy egyszerű Lewis-szerkezet nem tud megmutatni.

Gyakori molekulák és kötésrendjük

Tört kötésrend, például a salétrom-monoxid (NO) esetében megfigyelhető 2,5-es kötésrend, akkor alakul ki, amikor a molekulának páratlan számú elektronja van, vagy amikor szerkezete egynél több elrendezés keveréke. A benzol jól ismert, a táblázaton kívüli példa: minden szén–szén kötésének kötésrendje 1,5, vagyis egy egyszeres és egy kétszeres kötés között van, mert a gyűrű elektronjai egyenletesen oszlanak el mind a hat szénatom körül, nem pedig rögzülnek egy helyen.

A nitrogén hármas kötése szokatlanul erős, ezért az N₂ gáz nehezen bomlik fel, noha a nitrogén alkotja a Föld légkörének nagy részét. A fluor, annak ellenére, hogy igen reakcióképes elem, az F₂ molekulában csak egyszeres kötést tartalmaz; ez a viszonylag gyenge kötés az egyik oka annak, hogy az F₂ olyan könnyen reagál más anyagokkal.

A kalkulátor használata

Írjon be egy kémiai képletet a beviteli mezőbe, például O2, N2, CO vagy H2O, alsó indexek helyett normál számokat használva. A kötésrend azonnal megjelenik, amint a rendszer felismeri a képletet; nincs külön megnyomandó gomb. A mező törléséhez válassza a Reset lehetőséget.

A képletek megkülönböztetik a kis- és nagybetűket: a CO (szén-monoxid) nem ugyanaz a bejegyzés, mint a co vagy a Co. Az eszköz 37 gyakori molekulából álló rögzített listát ismer fel: 13 kétatomos, azonos atomokból álló molekulát, például a H₂-t és az O₂-t, valamint 24 egyszerű vegyületet, például a CO₂-t, az NH₃-t és a NaCl-t. Kettőnél több atomot tartalmazó molekula esetén a fő kötés kötésrendjét adja meg, nem minden kötéshez külön értéket. A CO₂ esetében ez C=O kötés, ezért a válasz 2; az eténnél (C₂H₄) pedig C=C kötésről van szó, ezért ott is 2 a válasz, nem pedig olyan átlagérték, amely a négy C–H egyszeres kötést is figyelembe venné. A listán nem szereplő képletre az eszköz olyan üzenetet ad, hogy a kötésrend nem érhető el.

Az eredmény melletti diagram minden teljes kötést egy vonallal ábrázol, ahogyan a szerkezeti képlet is: az egyszeres kötést egy, a kétszeres kötést két, a háromszoros kötést három vonallal. Tört kötésrend esetén a kötés fennmaradó részét szaggatott vonal jelzi, ezért az NO (2,5) két folytonos és egy szaggatott vonallal jelenik meg.

A kötésrend kapcsolata a kötés erősségével és hosszával

A kötésrend és a kötés hossza ellentétes irányban változik: a kötésrend növekedésével a kötés hossza csökken. A kötésrend és a kötés erőssége együtt változik: a kötésrend növekedésével nő a kötés felszakításához szükséges energia is. A szén–szén kötések jól szemléltetik ezt a mintázatot.

Ugyanez a mintázat jelenik meg az infravörös spektroszkópiában is, amely a kötéseket az általuk elnyelt fény frekvenciája alapján azonosítja. A hármas kötések rezgési frekvenciája magasabb, mint a kettős kötéseké, a kettős kötéseké pedig magasabb, mint az egyszeres kötéseké, ezért a vegyészek gyakran pusztán abból is meg tudják állapítani a kötés típusát, hogy a minta az infravörös fényt mely tartományban nyeli el.

A kötésrend korlátai

A fenti képlet jól működik egyszerű kovalens molekulák esetében, amelyekben két atom közvetlenül osztozik az elektronokon. Más esetekre kevésbé alkalmazható egyértelműen.

A rezonanciát mutató molekulák, például a benzol vagy az ózon, egyetlen pontos szerkezet kötésrendje helyett csak átlagos kötésrendet kapnak. Az átmenetifém-vegyületek d-pályákat és más olyan hatásokat is magukban foglalnak, amelyeket az alapvető kötő- és antikötőelektronok különbségén alapuló képlet nem vesz figyelembe; ezekben az esetekben a vegyészek speciálisabb módszereket, például a Mayer-féle kötésrend-számítást használják.

Az ionos vegyületek teljesen külön esetet jelentenek. A nátrium-kloridot (NaCl) a Na⁺- és Cl⁻-ionok közötti elektromos vonzás tartja össze, nem pedig molekuláris pályán elhelyezkedő közös elektronpár. A molekulárispálya-alapú kötésrend nem írja le szigorúan ezt a kötéstípust. Egyes referencia-táblázatok, köztük ennek a számológépnek a táblázata is, mégis feltüntetnek egy, a Lewis-képletből számított névleges értéket (NaCl esetében 1, MgO esetében 2), de ennek a számnak nem ugyanaz a fizikai jelentése, mint amilyen egy olyan kovalens molekula kötésrendjének, mint az O₂ vagy az N₂.

Gyakran ismételt kérdések

Mi a kötésrend egyszerűen megfogalmazva? Azt mutató szám, hogy hány kötés tart össze két atomot: 1 egyszeres kötésnél, 2 kétszeres kötésnél, 3 háromszoros kötésnél, valamint olyan törtek, mint a rezonanciát mutató molekulák esetében a 1,5.

Hogyan számítható ki a kötésrend? A kötő elektronok számából ki kell vonni a lazító elektronok számát, majd az eredményt el kell osztani 2-vel.

Miért nagyobb a nitrogén (N₂) kötésrendje, mint az oxigéné (O₂)? Az N₂ molekulának csak 2 lazító elektronja van, míg az O₂ molekulának 4. A kevesebb lazító elektron erősebb nettó kötést jelent, ezért az N₂ kötésrendje, 3, nagyobb, mint az O₂ 2-es kötésrendje.

Lehet a kötésrend tört? Igen. A páratlan számú vegyértékelektronnal rendelkező, illetve több szerkezet között rezonanciát mutató molekulák kötésrendje tört lehet, például NO esetében 2,5, vagy a benzol szén–szén kötéseinél 1,5.

A nagyobb kötésrend mindig stabilabb molekulát jelent? Általában a nagyobb kötésrend erősebb egyedi kötést jelent, de a molekula teljes stabilitása a geometriától, a rezonanciától és attól is függ, hogy a reakció milyen stabil termékeket hozna létre.

Alkalmazható a kötésrend ionos vegyületekre, például a konyhasóra? Nem a molekuláris pályaelmélet szigorú értelmében. Az ionos vegyületeket a töltött ionok közötti vonzás tartja össze, nem közös elektronpárok, ezért a kötő- és antikötőelektronok különbségén alapuló képlet valójában nem írja le az ilyen vegyületeket, még akkor sem, ha a könnyebb használat kedvéért névleges értéket adnak meg.

Hivatkozások

1. Mulliken, R. S. (1955). „Electronic Population Analysis on LCAO-MO Molecular Wave Functions.” The Journal of Chemical Physics, 23(10), 1833–1840.
2. Pauling, L. (1931). „The Nature of the Chemical Bond.” Journal of the American Chemical Society, 53(4), 1367–1400.
3. Atkins, P. W. és de Paula, J. (2014). Atkins' Physical Chemistry (10. kiadás). Oxford University Press.
4. Housecroft, C. E. és Sharpe, A. G. (2018). Szervetlen kémia (5. kiadás). Pearson.