Általános kémia PDF

Általános kémia 1. Az atommodellek fejlődése Daltontól Bohrig. A kvantummechanikai atommodell. A tudományos atomelméletet John Dalton angol természettudós vezette be. 18ö3-ban megfogalmazott atomelmélet (valójában hipotézise) szerint minden anyag parányi részecskékből, atomokból áll. Felismerése...

Általános kémia 1. Az atommodellek fejlődése Daltontól Bohrig. A kvantummechanikai atommodell. A tudományos atomelméletet John Dalton angol természettudós vezette be. 18ö3-ban megfogalmazott atomelmélet (valójában hipotézise) szerint minden anyag parányi részecskékből, atomokból áll. Felismerése a környezetünkben található igen nagyszámú, különböző anyagokból felépülő halmazok rendszerezésének alapjául szolgál. Az atomok egységesek és osztatlanok. 1900-ban J. J. Thomson szerint az atomok protonokból és elektronokból áll. Katódsugárzásban mutatta ki a nagyon könnyű és negatív töltésű részecskéket, az elektronokat. 1911-ben E. Rutherford ás munkatársai egy kísérletben különböző fémekből készült vékony fóliákat bombáztak alfa- részecskékkel, pozitív töltésű Helium atommagokkal. A rádium által kibocsátott alfa-részecskéket szűk résen keresztül a fémfóliára irányítják. A legtöbb részecske áthatol a fólián. Kisebb részük különböző mértékben eltérül. A nagyenergiájú alfa-részecskék elhajlását Rutherford azzal magyarázta, hogy a fémfólia atomjai nagy tömegű, pozitív töltésű centrumokat tartalmaz. Az atommag mérete lényegesen kisebb az atom méreténél. Rutherford számításai azt mutatták, hogy az - 15 atommag átmérője 10-15 m nagyságrendű. Mivel az atom elektromosan semleges, és negatív része a kicsiny tömegű S atommagban találhatóak a protonok. Rutherford atommodelljének kidolgozásakor megjósolta a töltésnélküli, nehéz részecske létezését is az atommagban. Niels Bohr 1913-ban megmagyarázta a hidrogénatom színképének keletkezését. Az elmélet az atom szerkezetének teljesen új felfogásához vezetett. A kvantumelméletre támaszkodva a hidrogénatom Bohr- féle modellje három posztulátumra épül: - valamennyi elektron az atommag körül meghatározott sugarú pályán kering. Az elektronpályák tehát kvantáltak (kvantumpályák), n=1 definiálja az első, maghoz legközelebbi pályát. - adott pályán keringő elektron energiája meghatározott, ezen állapotbeli helyzetben keringve NEM sugároz, nem nyel el energiát - az egyik kvantumpályáról a másikra történő átmenetnél az elektron által elnyelt vagy kisugárzott energia egyenlő a két pálya közötti energiakülönbséggel. Ha a fényenergiáról van szó, a foton energiája: ΔE = E2 - E1 =hν · A Bohr-féle elmélet alapján a hidrogén színképvonalai értelmezhetővé váltak. A hidrogénatom gerjesztásekor az elektron magasabb energiájú pályára kerül, amikor pedig az elektron kisebb energiájú pályára tér vissza, fotont bocsájt ki. A foton energiája megfelel a két kvantumoáya palya energiakülönbségének. Az alapállapotba visszatérés (n=1) történhet egyszerre vagy lépésenként, ennek megfelelően többféle energiájú (frekvenciájú) foton keletkezhet. A hidrogénatom vonalas színképének sorozatai a távolabbi kvantumpályák és az adott n-értékű kvantumpálya közti átmenetnek felel meg. Az n egész számot kvantumszámnak nevezzük. Bohr elmélete csak a „hidrogénszerű atomokra” volt sikeresen alkalmazható, nem tudta értelmezni a színkép vonalainak felhasadását mágneses térben (Zeeman-effektus) sem. Louis de Broglie 1924-ben felvetette, hogy a fényhez hasonlóan az elektronnak is van hullámokra jellemző sajátsága, a részecskére jellemző tulajdonságok mellett A- kvantummechanika az atomok szerkezetének leírásában azt használja fel, hogy minden részecskéhez hullámsajátság is tartozik, így az elektronok mozgása hullám terjedésével jár együtt. Werner Heisenberg 1927-ben mutatta ki, hogy az elektron helyzetéről és impulzusáról (mu) nem adható egyidejűleg tetszés szerinti pontosságú adat. A hely- (Δx) és impulzusmeghatározás (mΔux) bizonytalanságát a - Aux Heisenberg-féle határozatlansági elv tükrözi: Δx. Δux ≥ h m. Az elektron hullámtermészetének felismerését és kísérleti igazolását követően alakult ki a kvantummechanikai atommodell. Az elektron hullámmozgását az atommag erőterében a Schrödinger-egyenlet (egy egyenletet, amellyel tetszőleges rendszer hullámfüggvényét meghatározhatjuk. A Schrödinger-egyenlet megoldásai a hidrogénatom elektronjára pontosak, más atomok elektronjaira közelítőek. A megoldások arra vonatkoznak, hogy az elektron milyen valószínűséggel található az atom egy megadott helyén) írja le. A hullámtermészet következtében az elektront térbeli állóhullámnak tekintjük az egyes Bohr-féle kvantumpályákon. A kvantummechanika alapját képező Schrödinger-egyenletben lévő hullámfüggvény, fizikai jelentése az, hogy az elektron adott valószínűséggel (ψ2 ) található a tér meghatározott helyén. Ellentétben a Bohr-féle elmélettel, kvantummechanika csak a tartózkodás valószínűségére tesz megállapítást, vagyis statisztikus jellegű. A kvantummechanikai atommodell legfontosabb megállapításai: - Az atomban található elektronok energiája meghatározott, kvantált. ↳ - A kvantált energiaállapot az elektron hullámtermészetének következménye. - Az elektron térbeli helyzete és impulzusa tetszésszerinti pontossággal nem adható meg: Heisenberg-féle  határozatlansági elv. - Az elektron legvalószínűbb térbeli tartózkodási helye adható meg az atommag környezetében. A különböző energiájú elektronok eltérő tartózkodási valószínűséggel jellemezhetők. Ezeket tekintjük az elektronok „pályáinak”, atomorbitáloknak. Kvantumszámok: Az atomban található minden elektron négy kvantumszámmal írható le, amelyek meghatározzák az elektron energiáját, térbeli elhelyezkedését és a többi elektronnal való --- 27 kölcsönhatását: - A főkvantumszám (jelölése n) az elektron energiáját határozza meg a főhéjban. Jó közelítéssel egyezik a Bohr-féle atommodell kvantált energiaszintjeinek sorszámával. maximális értéke n = 7 - A mellékkvantumszám (jelölése l) jellemzi az elektron impulzusmomentumát. Kvantált értékeit a főkvantumszám határozza meg: l = 0,1,2...(n-1). A mellékkvantumszám a főhéjon belüli lehetséges alhéjak számát (és energiáját) írja le. Pálya alakjának meghatározása. -ML - A mágneses kvantumszám (jelölése ml) az elektron impulzusmomentumának lehetséges térbeli irányítottságát határozza meg valamely önkényes koordinátarendszerhez viszonyítva. A mágneses kvantumszám értékei: ml = –l…..0...+l. ↳ mellezzu St ↑ Ms.. - A spinkvantumszám (jelölése: ms) nem értelmezhető a hullámfüggvény alapján. Az elektron saját momentumát jelöli. Lehetséges értékei (ms = +1/2 és –1/2). A kvantummechanika a spint az elektron olyan alapvető sajátságának tekinti, ami az elektron térbeli mozgásából adódó impulzusmomentumot növelni (+1/2) vagy csökkenteni (–1/2) képes. 2. Elektronkonfigurációk. A periódusos rendszer. Periódikus tulajdonságok. Elektronkonfiguráció: - Az energiaminimumra való törekvés elve: az elektronok az atomorbitálokat a növekvő energia sorrendjében töltik be, így alakul ki az atomra jellemző elektronkonfiguráció. Az 32 elektronok az atom lehető legkisebb energiájú orbitáljainak betöltésével a legstabilabb, ún. alapállapotot hozzák létre. Minden más elektronkonfiguráció az atom gerjesztett állapotának felel meg. A gerjesztett állapotú atom kvantált energiamennyiség (foton) kibocsátásával alapállapotba kerül. - Pauli-féle tilalmi elv: egy atomon belül nem lehet két olyan elektron, amelynek mind a négy kvantumszáma azonos. Az atomon belüli minden elektronra jellemző kvantumszámkészlet legalább egy kvantumszámban különbözik. Felhasználásával meghatározhatjuk az egyes főhéjakban és annak alhéjaiban lehetséges elektronok maximális számát - Hund-féle szabály: kimondja, hogy az alapállapotú elektronok olyan konfigurációt vesznek fel, amelyben a párosítatlan spinű elektronok száma maximális. Ennek megfelelően az elektronok a p-, d- és f alhéjak orbitáljait egyenként, párosítatlan spinnel töltik be mindaddig, amíg az alhéj félig be nem töltődik. Ezek az alhéjak három, öt vagy hét elektron beépülése után alakítanak csak ki kompenzált spinű elektronpárokat, a párosítatlan elektronok száma maximum értékhez tart, ezért elterjedt a maximális multiplicitás elve elnevezés is - Az elektronkonfiguráció határozza meg a részecske kölcsönhatását a mágneses térrel. 1 Letelnez.  (megjegyzés: Cr, Cu elektronkonfigurációjára odafigyelni) A modern periódusos rendszer alapját az alhéjak energiaszint-sorrendje képezi. Ezek alapján megadható az ismert elemek alapállapotú elektronkonfigurációja, felhasználva a Pauli-féle tilalmi elvet és a Hund-féle szabályt is. Az első héj (K-héj) vagy periódus a Z=2. A d-mező elemeinek (átmenetifémek) létezésében a 3d-pályák fokozatos feltöltődése tükröződik, a sorozatban észlelhető finom energiakülönbségek vezetnek a d-mező szervetlen kémiájának rendkívüli gazdagságához. Az atommagban található protonok számát az elem rendszámának (Z) nevezzük, ami kijelöli az atom helyét a periódusos rendszerben. Az elektromosan semleges atomban ugyanannyi. Elektron található az atommag körül, mint amennyi a magban lévő protonok száma. Az atommag másik alkotórésze a neutron. Míg egy adott elem atommagjában csak meghatározott Z számú proton lehet, a neutronok száma (N) változhat. Az alacsonyabb rendszámú elemek atommagjaiban a protonok és neutronok száma közel azonos, míg a magasabb rendszámú atomokban a neutronok száma nagyobb, mint a protonoké. Az atommagban levő protonok és neutronok számának összegét tömegszámnak nevezzük és A-val jelöljük: A = Z + N Az atomok növekvő rendszám szerint vízszintes periódusokban és függőleges oszlopokban helyezkednek el. A külső elektronkonfiguráció alapján beszélhetünk az s-mező elemeiről (alkálifémek és alkáliföldfémek), a p-mező elemeiről (bórcsoport, széncsoport, nitrogéncsoport, oxigéncsoport, halogének és nemesgázok), a d-mező elemeiről (átmenetifémek) és az f-mező elemeiről (lantanoidák és aktinoidák). Az s- és p-mező elemei a periódusos rendszer főcsoportjait alkotják, míg a d-mező elemei a mellékcsoportokat. Az azonos oszlopba tartozó elemek hasonló kémiai tulajdonságokkal rendelkeznek az azonos külső elektronkonfiguráció miatt. A főcsoport elemeinek külső héján lévő elektronokat vegyértékelektronoknak is nevezzük, mivel ezen atomok kémiai kötéseinek kialakításában vesznek részt. A 6. periódusban kezdődik meg a 4f-alhéj feltöltődése, ez a 14 elem alkotja a lantanoidákat. Az aktinoidák 14 eleme a 7. periódus 5f-alhéjának kiépülésével jön létre. A lantanoidák és aktinoidák kémiai sajátságai annak ellenére nagyon hasonló, hogy a periódusos rendszernek nem azonos oszlopában, hanem vízszintes sorában helyezkednek el. A nagyfokú kémiai hasonlóságot a külső elektronkonfiguráció hasonlósága magyarázza: (n-1)s 2 (n-1)p 6ns2 ahol n = 6 a lantanoidákra és n = 7 az aktinoidákra. A külső, jellegzetes elektronkonfigurációk ismétlődése eredményezi az elemek fizikai és kémiai tulajdonságainak periodikus jellegét. Ez az alapja a periodikus törvénynek: a növekvő rendszám szerint elrendezett elemek jellegzetes fizikai és kémiai sajátságai periodikusan változnak. Atomméret: Az atomok méretét a magtöltés és az elektronkonfiguráció határozza meg. Egy perióduson belül a rendszám növekedésével csökken az atomátmérő. Ez egyrészt annak tulajdonítható, hogy az újonnan belépő s-elektronok behatoló pályákra kerülnek, másrészt. a megnövekedett ↳ magtöltés a külső elektronhéj kontrakcióját okozza. A periódusos rendszer oszlopaiban a méret általában a növekvő rendszámmal nő. Ez a hatás azzal magyarázható, hogy a legkülső orbitálok * azonos típusúak és a rendszám növekedésével egyre több elektronhéj tartozik az atomhoz. Általánosan megállapítható, hogy a pozitív ionok kisebbek, mint az ugyanannyi elektront tartalmazó semleges NatNa atomok, a negatív ionok pedig nagyobbak az ugyanekkora magtöltésű semleges atomnál. (i) Cl Első ionizációs energia: az az energiamennyiség, amely ahhoz szükséges, hogy 1 mól gáz állapotú atomból eltávolítsuk a legnagyobb energiájú/leglazábban kötött elektront kation képződése közben. Az IE nő a periódusokban jobbra haladva Az IE csökken csoportban lefelé haladva. A legkisebb o ionizációs energiaértékeket az alkálifémeknél figyelhetjük meg. Elektronaffinitás: a gázállapotú atom 1 móljának negatív gázionná történő átalakulását kísérő energiaváltozás (általában energiafelszabadulás). A halogénatomok elektronaffinitása a legnegatívabb érték, mivel a keletkezett egyszeresen negatív töltésű anionok nemesgáz elektronkonfigurációjúak. Az ionizációs energiához hasonlóan az elektronaffinitás is periodikus tulajdonság. Például a Na és Mg közötti nagy elektronaffinitás-ugrás a 3. periódusban azzal magyarázható, hogy a magnéziumban betöltődik a 3s 2 -alhéj; ezért a Mgképződésénél az elektron a következő, nagyobb energiaszintű 3p- alhéjra épül be. 3. Az elsődleges kémiai kötések típusai. Poláris és apoláris molekulák. A VSEPR- elmélet. Elsődleges kémiai kötések: A fémes, az ionos és a kovalens kötés alkotja az elsődleges kémiai kötés három alaptípusát, ezek között azonban átmenetek is vannak. - Ionos kötés: ionok között kialakuló elektrosztatikus vonzás. Kationok létrehozásához, azaz elektronok kiszakításához ionizációs energia befektetésére van szükség. Anionok képződése (elektronfelvétel) általában energiafelszabadulással jár (elektronaffinitás). Az ionkristály kialakulását tekintsük át a NaCl példáján. A nátriumatom 3s-orbitálján levő elektron eltávolításához ionizációs energia befektetése szükséges (Ei > 0), miközben az atom mérete jelentősen csökken és nátriumion keletkezik. A klóratomból elektronfelvétellel kloridion képződik. A folyamat energiafelszabadulással jár (Eaff< 0), miközben a kloridion mérete jelentősen megnő. A kloridion képződésekor felszabaduló energia nem fedezi a nátriumion kialakításához szükséges energiát. A nátrium-klorid- kristályrács kialakítása azonban további energiafelszabadulással jár. Az ellentétes töltésű ionok az elektrosztatikus vonzóerő következtében közelednek egymáshoz, ionrácsot alkotnak potenciális energiájuk csökken, és ezzel újabb energia, rácsenergia szabadul fel. Az ionkristály energiaállapota lényegesen alacsonyabb (negatívabb), mint az atomok eredeti állapota volt. Szilárd halmazállapotban az ionvegyületek végtelen kristályrácsot tartalmazó, sztöchiometriai arányú halmazokat alkotnak, és nem tartalmaznak különálló molekulákat. Képletük [pl. NaCl, CaF2, Al2(SO4)3] tehát nem jelöl önálló molekulákat. Az ionvegyületekből hevítéskor azonban különálló, sztöchiometriai összetételnek megfelelő molekulák képződnek és lépnek ki a gáztérbe. o Born-Haber ciklus: ▪ 1. Egy mól szilárd nátriumból szublimációval az atomok a gáztérbe lépnek. 2. Egy mól Na(g) az első ionizációs energia befektetésével nátriumionná alakul át. 3. A klórgáz fél mólja disszociál klóratomokra. 4. A 48 kloridion képződése már csökkenti a rendszerentalpiáját, az elektronaffinitás energiafelszabadulással jár. 5. Na+ (g) és Cl- (g) létrehozza a NaCl(s) ionkristályt, és ennek entalpiaváltozása a rácsenergiának felel meg. 6. Az ionkristály szétesése zárja a körfolyamatot, a befektetett energia hatására ismét a kiindulási anyagokat állítjuk elő. Entalpiaváltozásának összege – Hess tételének megfelelően – nulla - Fémes kötés: Az egész kristályra kiterjedő közös elektronfelhő által létrehozott kémiai kapcsolat. A fémek jellegzetes tulajdonságai a „fémes fény” (szürke szín), kovácsolhatóság és nyújthatóság. Vékony szálak, lemezek és fóliák készíthetők a fémek többségéből. Sűrűségük viszonylag nagy, bár van néhány kivétel (Li, Na, Mg stb.). A fémek jól vezetik a hőt és az elektromosságot. Általában redukálószerek, ezért vegyületeikben pozitív fémionként találhatók. A fenti tulajdonságokat magyarázza a fémes kötés sávelmélete. A fémek többségében (s- és d-mező elemei) a legkülső elektronhéjon  (legmagasabb energiaállapotban) egy vagy két s.elektront találunk. Amikor a fématomok közelednek egymáshoz, kialakul a fémekre jellemző, szoros illeszkedésű kristályszerkezet. A legkülső héjon lévő elektronok, az ún. vegyértékelektronok energiaszintjei módosulnak, egymåshoz közelálló energiaszintű molekulaorbitálok sorozata alakul ki. A szilárd fémek fenti modellje összhangban van a jó kovácsolhatósággal és nyújthatósággal A rácsszerkezet pozitív töltésű ionjai elmozdulhatnak anélkül, hogy a fémes kötés gyöngülne. Az „elektrontenger” helyhez nem kötött (delokalizált) elektronjai mindig kiegyenlítik a pozitív töltésű rétegek közti taszítóerőt. A fémek átlátszatlansága, fémesszürke színe is az „elektrontenger” egymáshoz közel álló energiaszintű elektronjaival értelmezhető. Gyakorlatilag minden hullámhosszú fény abszorbeálódik, mivel nagyon sokféle elektronátmenet lehetséges, ezért a fém átlátszatlan. Fémek elektromos vezetőképességét is értelmezni lehet. A Li kristályban az energiasáv csak félig van betöltve elektronokkal, ezért feszültségkülönbség hatására az elektronok a sáv üres (betöltetlen) részébe kerülnek és ezek a gerjesztett elektronok elmozdulnak. A gerjesztett elektronok helyén egy „lyuk” marad vissza, ami a 45 szomszédos elektron átlépésével betöltődik, de ezzel újabb lyuk keletkezik. A lyuk tehát végigvándorol a kristályon, míg egy külső forrásból származó elektron be nem tölti. A sávelmélet szerint a gerjesztett elektron és a lyuk vándorlása ellentétes, a fémkristálynak sem a töltése, sem a tömege nem változik az elektromos áram vezetése során. - Kovalens kötés: Atomok között közös kötő elektronpárral kialakított kapcsolat. A kovalens kötés kialakulása során a szabad atomokból molekulák jönnek létre, amelyekben az elektronok új elrendeződése a kovalens kötés képződésének felel meg. A molekulák ezzel stabilabb állapotba kerülnek, mivel a molekulák alacsonyabb energiájú rendszerek, mint a különálló atomok. A kovalens kötés klasszikus értelmezése alapján a vegyülő atomok párosítatlan spinű elektronjai páronként egy kovalens kötést hoznak létre. A kovalens kötések kialakulásának ezt a módját, amikor mindkét kapcsolódó atom egy-egy elektront ad a kovalens kötést létesítő elektronpár kialakításához, kolligációnak nevezzük. Azokat az elektronpárokat, amelyek nem vesznek részt a molekula kötéseinek kialakításában, szabad vagy nemkötő elektronpároknak nevezzük. Az így leírt molekulaszerkezetet Lewis-féle szerkezetnek tekintjük, ahol az elektronokat pontokkal (az elektronpárokat esetleg vonalakkal) jelöljük. H : : Ismeretesek olyan molekulák és összetett ionok, amelyek képződésénél a kovalens kötést létesítő elektronpár mindkét elektronja ugyanattól az atomtól származik. Az 50 elektronpárt szolgáltató atomot donornak, a másikat akceptornak nevezzük. A kötést  DONOR H :H donor-akceptor vagy koordinált (datív) kovalens kötésnek tekintjük. Kialakulásának H AKCEPTOR feltétele, hogy a donor atomnak szabad elektronpárja vagy elektronpárjai legyenek, az akceptorban pedig legalább két elektron hiányozzék a vegyérték-elektronhéj ( lezártságához. pl. : NH3-molekula protonnal (H+ ) ammóniumiont (NH+ 4) képez. A kovalens kötés lehet apoláris vagy poláris. Az apoláris kovalens kötés olyan atomok között jön létre, amelyek elektronegativitása közel azonos. Ha a kovalens kötésben részt vevő két atom elektronvonzó képessége különböző, akkor poláris kovalens kötésről beszélünk. - Bizonyos molekulák esetében egyetlen Lewis-képlet nem írja le helyesen az elektronszerkezetet. Ilyenkor jobb híján több Lewis-szerkezetet írunk fel, amelyek között egyenlő értékűek is találhatók. A rezonanciaelmélet szerint ezek a szerkezetek fiktívek, amelyek közül a „valóságot” önmagában egyikük sem írja le helyesen. Ezeket határszerkezeteknek hívjuk és a tényleges molekulaszerkezetet összességükkel jellemezzük. - Kovalens kötéshossz és kötési energia:. Ha az atommagok a kovalens kötéshossznál közelebb kerülnének, megnő a magok közötti taszítóerő. A különböző atomok között kísérletileg meghatározható a kovalens kötéshossz vagy kötéstávolság, kötési energiával együtt. A kötési energia értékei a potenciális energia minimumának felelnek meg, egy mólnyi adott típusú kovalens kötés képződésekor szabadulnak fel. A többszörös kovalens kötések az atomok szorosabb kapcsolatát jelentik, mivel jelentősen rövidül a kötéshossz. Erre utal a képződéskor felszabaduló kötési energia egyre negatívabb értéke is. Az egyes periódusokban fokozatosan nő az elektronegativitás. A legnagyobb a fluor elektronegativitása (4,0), a többi halogén atomé fokozatosan csökken. A legkiSebb # elektronegativitásúak az alkálifémek. Az oszlopokon belül megfigyelhető az elektronegativitás értékének csökkenése. A molekulában lévő kovalens kötéssel összekapcsolt atomok elektronegativitás különbsége a kötés apoláris vagy poláris jellegére utal: Ha az elektronegativitás különbsége 0,6-nél kisebb, a kötés lényegében apoláris kovalens, ha 0,6-2,1 között van, poláris kovalens, ha 2,1-nél nagyobb, ionkötés jön létre. A EN < 0 6 -apolaris 0 6 2 1 ,. , ins Átmenet a kötéstípusok között: A kovalens kötést alkotó közös elektronpár mindkét atomhoz tartozik. Az elektronsűrűség eloszlása a két atommag erőterében egyenletes az olyan kétatomos molekulákban, mint pl. a H2, Cl2 és O2. Ezekben a molekulákban apoláris vagy nempoláris kovalens kötés alakul ki. A kovalens kötés különböző atomok között már nem egyenletes elektronsűrűséget, hanem részlegesen pozitív (δ+ ) és részlegesen negatív (δ- ) eloszlást hoz létre. A poláris kovalens kötés kialakulása dipólusmolekula létrejöttét eredményezi, megfelelő molekulageometria esetén. Jellegzetes dipólusmolekulák a hidrogénhalogenidek (pl. HCl) vagy a H2O. Ezek további külső hatásra (pl. HCl- gáz oldása vízben) részben ionos vegyületté alakulhatnak át. Az ionkötésben a pozitív és negatív töltések elkülönültek, a kialakult kationok és anionok önálló egységként léteznek. Az sp-hibridorbitálok lineáris szerkezetűek, így a BeCl2-molekulában 180o a kötésszög (31. ábra). A két δ-kötés az atomok elektronegativitás-különbsége miatt poláris, de a molekula szimmetrikus felépítése következtében a BeCl2-nak nincs dipólusmomentuma (nem dipólusmolekula). A bór kovalens kötésű vegyületeiben sp2 -hibridorbitálokat alakít ki. A szén egyik legjellemzőbb kovalens kötéses szerkezetében pedig sp3 -hibridorbitálok találhatók (30. ábra). A bór- és a szénatom hibridizációját egy-egy jellemző vegyületben a 31. ábra mutatja be. A BCl3- molekulában a három sp2 -hibridorbitál szimmetrikus elhelyezkedését a síktrigonális, míg a CCl4- molekulában a szénatom sp3 -hibridizációja a térbeli tetraéderes elrendeződést biztosítja. A hibridorbitálok poláris δ-kötést hoznak létre. Mindkét molekulában poláris O-kötések vannak, de a szabályos elrendeződés miatt egyik sem dipólusmolekula. VSERP-ELMÉLET: Elektronpártaszítási-elmélet (VSEPR: Valence Shell Electron Pair Repulsion). A központi atom külső elektronhéján lévő (kötő és nemkötő) elektronpárok taszítják egymást. Ez olyan geometriai elrendeződéshez vezet, amelyben ezek az elektronpárok a lehető legtávolabb kerülnek egymástól. A nemkötő elektronpárok térigénye nagyobb, mint a kötő elektronpároké.