Kémia | Felsőoktatás » Kötéselméleti alapfogalmak, a kémiai kötés típusai

KÖTÉSELMÉLETI ALAPFOGALMAK A KÉMIAI KÖTÉS TÍPUSAI • DALTON: a különböző atomokat a „vegyrokonság” hozza össze a molekulában • BOHR: az atommodell alapján: az atomok stabilis nemesgázhéj konfigurációra törekednek • KOSSEL: az ionos kötés Coulomb-féle erők következménye • LEWIS-féle modell: a közös molekula-elektronhéjban az atomok stabilis nemesgázhéj konfigurációra tesznek szert • A MOLEKULA AZ ATOMOK ÚJ ÁLLAPOTA, MELYBEN AZ ÖSSZENERGIA KISEBB AZ ATOMOK ENERGIÁINAK ÖSSZEGÉNÉL. A KÖTÉSI ENERGIA A KETTŐ KÜLÖNB-SÉGE. valencia áll. AO* E Ea AO MO Ed reakció koordináta • A KÉMIAI KÖTÉS TÍPUSAI 1. ionos kötés 2. kovalens kötés 3. fémes kötés • IONOS KÖTÉS A kémiai kötésre az első magyarázatot sók esetében adták meg. A sók magas olvadáspontú anyagok (pl. a NaCl op-ja 801oC), olvadékban és vizes oldatban vezetik az elektro-mos áramot (elektrolitok, az áramvezetés ionvezetés). Az inos kötés

alapvetően egy pozitív és egy negatív töltésű ion közötti vonzóerő következménye. Két atom kö-zött akkor jön létre, amikor az egyik atom vegyértékhé-járól átad egy elektront a másik atom vegyértékhéjára. Az elektront átadó atom lesz a KATION (+ töltés), az elektront fogadó az ANION (- töltés). A közöttük kialakuló Coulomb erő hozza létre az INOS KÖTÉST, és a szabá-lyos ionrácsot. Az ionos kötés erős Pl Na([Ne]3s1) + Cl([Ne]3s23p5) Na+([Ne]) + Cl-([Ne]3s23p6) Az elektronátadás következtében két nemesgáz konfigurációjú, stabilis elektronszerkezetű ion képződik, Ne és Ar. A NaCl kristályszerkezete 6-os koordi-nációjú lapon középpontos kockarács. A Lewis-féle szimbólumokkal: Na • + • • • Cl • • • • • • • Na + ( •Cl ••)+ • • Az ionok két nemesgáz konfigurációja azonnal szembetű-nő, nincs párosítatlan elektron a vegyértékhéjon. Az ionos kötés energiája. A

NaCl képződésének példá-ján A kötés kiala-kulása két lépésben (a két lépés való-jában nem különül el): 1) elektroncsere. Energetikailag az elektroncsere a Na atom ionizációját (446 kJ mol1 ), és a Cl atom elektronaffinitását (-349 kJ mol-1) jelenti. Tehát több energia kell az ionizációhoz, mint amekkora az elektronaffinitásból eredő nyereség (446-349 -1 =147 kJ mol ). 2) Ionkötés kialakulása viszont energianyereséggel jár, 555 kJ mol-1 energia szabadul fel, amihez még társul a kialakult ionrács rácsenergiája is. Összefoglalva, az ionkötés kialakulása akkor kedvezményezett, azaz energianyereséggel jár, ha az egyik atom ionizációs energiája kicsi (pl. alkáli fémek), a másik atom elektronaffinitása viszont nagy (nemfémes elemek). A főcsoport elemeinek egyatomos ionjai nemesgáz konfiguráció VA VIA VIIA H- Periódus 1. IA IIA IIIA IVA 2. Li+ Be2+ B C N3- O2- F- 3. Na+ Mg2+ Al3+ Si P S2- Cl- 4. K+ Ca2+

Ga3+ Ge As Se2- Br- 5. Rb+ Sr2+ In3+ Sn2+ Sb Te2- I- 6. Cs+ Ba2+ Tl+,Tl3+ Pb2+ Bi3+ nemesgáz konf. ns2 konfiguráció 1. Átmeneti fémek ionjai: változó iontöltés 2. Többatomos ionok, kationok, anionok 3. Ionrádiuszok, atomrádiuszok, kation - kontrakció, anion - dilatáció • A KOVALENS KÉMIAI KÖTÉS A molekulán belül a kémiai kapcsolatot két atom között az elektronok párképződéséből származó un. kovalens kötés adja Pl a H 2 molekula a Lewis forma-lizmus szerint H•+ •H H• + • H H H • •H vagy • •H Egyéb példák: HCl, H 2 O, NH 3 , CH 4 , C 2 H 4 , C 2 H 2 H • + • • Cl • • • • • H • • • nemkötő párok kötő pár 2H • + • • •O • • • H O Oktett szabály és érvényessége. • • • •Cl • • • • • • • • • H Kvantummechanikai értelmezés • A ψ-függvény a molekula elektronhéjában lévő elektronok

mozgásának leírására is alkalmas • elektron az AO-on: gömbszimmetrikus potenciáltér - az elektron energiáját csak az n főkvantumszám határozza meg - l-szerinti a degeneráltság: H-atom • több elektron AO-on: közel gömbszimmetrikus potenciál-tér - az elektron energiáját az (n + l) határozza meg - l-szerinti a degeneráltság megszűnik - m-szerinti degeneráltság megmarad: He-atom • elektron MO-on: nem gömbszimmetrikus, változatos szimmetriájú potenciáltér - az elektron több mag és több elektron erőterében - kölcsönhatásokra (perturbációkra) érzékenyek az energiaszintek - m-szerinti degeneráltság részleges megszűnése közelítő kvantumkémiai számítások - eredmények • A MOLEKULAGEOMETRIA ÉS A KÉMIAI KÖTÉS Két elméleti módszerrel, 1) a vegyértékkötés elmélettel (egyszerűen a VB-módszerrel és 2) a vegyértékhéjelektronpár-taszítási modellel (VSEPR modellel) foglalkozunk. • VEGYÉRTÉK-KÖTÉS ELMÉLET

Kvantummechanikai módszer, amely a M O-okat kétcentrumos, lokalizálható MOokból összetehetőknek tekinti. Egy AB n összetételű molekulát olyannak tekin-tünk, mint ami n darab A -B kötésből összetett molekula. A a központi atom, B a ligandum és n a koordinációs szám. A lehetséges molekulalakok: AB 3 AB 2 ο ο • ο ο ο ο sík háromszög ο • ο V-alak ο • tetraéder • ο ο AB 5 ο T-alak ο • ο ο ο • ο oktaéder ο ο négyzetes piramis ο ο ο • ο négyzetes piramis AB 6 ο ο trigonális bipiramis ο ο ο ο ο ο ο ο ο ο trigonális piramis ο ο • ο ο ο sík négyszög • ο ο • • ο líneáris AB 4 ο • ο ο ο torzult oktaéder Molekula alak - geometria - kötéshosszak - vegyértékszögek. • A VB-módszer a dicentrikus MO-ok közelítését a központi atom AO-jainak líneáris kombinációjával (hibridorbitálok) végzi. Ez csupán matematikai

absztrakció, HO-ok (hibrid orbitá-lok) valójában nem léteznek, de megkönnyítik a MO-ok magya-rázatát. A gondolatmenet általánosan: promóció , Ea hibridizáció , Ea AO   AO( gerj.)  HO(valenciaáll)   ligandumok  MO(energianyereség ) • Példák: CH 4 (metán) C: 1s22s22p x 12p y 1 promóció   C: 1s 2s 2p 2 1 sp 3 x 1  A HO-ok ψ-függvényei: 2p y 12p z 1 sp 3hibridizáció  C: 1s2 h 1 1 h 2 1 h 3 1 h 4 1 (valenciaállapot) ↑σ ↑σ ↑σ ↑σ H H H H ψ h1 = 1 / 2(ψ s + ψ px + ψ py + ψ pz ) ψ h 2 = 1 / 2(ψ s + ψ px − ψ py − ψ pz ) ψ h 3 = 1 / 2(ψ s − ψ px + ψ py − ψ pz ) ψ h 4 = 1 / 2(ψ s − ψ px − ψ py + ψ pz ) A ψs előjele mindig +, eloszlása gömbszimmetrikus, a többi ψ-függvény előjele változó. Az együtthatók kielégítik a normálási feltételt (azaz négyzet-összegük 1) és az ortogonalitási feltételt (azaz bármely

két sor vagy oszlop együtthatóinak szorzatösszege 0 kell hogy legyen). A négy HO teljesen egyenértékű, csak térbeli irányultságukban külön-böznek. Ez az sp3 vagy a TETRAÉDERES hibridizáció. A H-atomok 1s1 elektronja a HO-ok párosítatlan elektronjával alkot kötőpárt: h4 h2 4 σ-kötés, a C -H kötés poláris, a CH4 molekula apoláris, C h1 h3 vegyértékszög 109,5o C 2 H 4 (etén, etilén), C: 1s22s22p x 12p y 1 H 2 C = CH 2 promóció   C: 1s 2s 2p 2 1 sp 2  H σ 2p y 12p z 1 σ C σ C C 2 H 2 (etin, acetilén), HC C: 1s22s22p x 12p y 1 1  C: 1s2 h 1 1 h 2 1 h 3 1 2p z 1 (valenciaállapot) ↑σ ↑σ ↑σ ↑π H H C C π H x sp 2 hibridizáció 3 σ-kötés, 1 π kötés H σ H vegyértékszög 120o, gátolt belső forgás, sík szerkezet ≡ CH promóció   C: 1s 2s 2p 2 1 x 1 2p y 12p z 1 sp  sp hibridizáció  C: 1s2 h 1 1 h 2 1 2p y 1 2p z 1

(valenciaállapot) ↑σ ↑σ ↑π ↑π H C C C NH 3 (ammónia) 2 2 1 1 N: 1s 2s 2p x 2p y 2p z 1 sp 3hibridizáció  N: 1s h 1 2 h 2 1 h 3 1 h 4 1 (valenciaállapot) ↑ ↑σ ↑σ ↑σ lp H H H h 1 2 - 1 nemkötő, magánospár 2 H h4 h2 H OH 2 (víz) N 3 σ-kötés + 1 lp, az N-H kötés poláris, az NH3 molekula poláris, h1 h3 H vegyértékszög 107o 2 2 2 1 O: 1s 2s 2p x 2p y 2p z 1 sp 3hibridizáció  O: 1s h 1 2 , h 2 2 - 2 nemkötő, magánospár 2 h 1 2 h 2 2 h 3 1 h 4 1 (valenciaállapot) ↑ ↑ ↑σ ↑σ lp lp H H H h4 2 σ + 2 lp, az O-H kötés poláris, az OH2 molekula poláris, h1 O h3 vegyértékszög 104,5o H h2 HF (hidrogénfluorid) 2 2 2 2 F: 1s 2s 2p x 2p y 2p z 1 sp 3hibridizáció  F: 1s 2 h 1 2 h 2 2 h 3 2 h 4 1 (valenciaállapot) h 1 2, h 2 2, h 3 2 - 3 nemkötő, magánospár H h4 h1 F h3 h2 CH 4 , NH 3 , OH 2 , HF izoelektronos molekulák Az L-héjon : 4

elektron > 4 elektron < 4 elektron hibr. sp3 sp3 sp2, sp lp. 0 1,2,3 BeCl 2 (berillium-diklorid) Be: K2s2 promóció   Be: K2s 1 2p x 1 sp hibridizáció  Be: K h ψ h1 = 1 / 2 (ψ s + ψ px ) ψ h 2 = 1 / 2 (ψ s − ψ px ) z - 1 1 h21 + • • + z Cl Be Cl líneáris molekula (DIGONÁLIS hibridizáció), vegyértékszög 180o. BCl 3 (bórtriklorid) 2 B: K2s 2p x 1 prom.  B: K2s ψ h1 = ψ h2 = ψ h3 = 1 3 1 3 1 3 ψs + ψs − ψs − 1 1 2p x 2p y 1 sp 2 hibr .  B: K h 2 ψ 3 px 1 1 6 1 2 1 6 ψ px + ψ px − 1 1 h21 h31 y 2py 2 ψ py - + 2px - x y ψ py Sík háromszög, 120o-os vegyértékszög. + h2 h1 h3 A fenti példákban az lp - magánospárok jelenléte csökkentette a vegyértékszöget. Magyarázat: a különböző elektronpárok térigénye és a közöttük fellépő taszítás mértéke: lp-lp > lp-bp > bp-bp Az AO-on maradt párosítatlan

elektronok π-kötő orbitálra kerülhetnek. A CH 4 - C 2 H 4 - C 2 H 2 sorban a kötésrend nő, a C-C kötéshossz csökken: Molekula R(C-C) pm. π + σ kötések CH 4 1,536 0 1 C2H4 1,397 1 1 C2H2 1,205 2 1 A magánospár taszító hatása annál nagyobb, minél nagyobb főkvantumszámú héjon vagyunk: Molekula vegyért.szög Molekula vegyért.szög H3N 107,0 H2O 104,5 H3P 93,5 H2S 92,3 H 3 As 92,0 H 2 Se 90,0 H 3 Sb 91,5 H 2 Te 89,5 Az L-héjon csak s és p állapotok vesznek részt a hibridizációban. Az M-héjtól kezdve a d-állapotok is részt vesznek a hibridizációban. Trigonális bipiramisos, sp3d hibridizáció x PCl 5 (foszfor-pentaklorid) 1 2 1 P: KL3s 3p x 3p y 3p z 1 prom.  P: KL3s sp 3d hibr . 1  + 4 ψ 30 3dz2 ψ 3 py + 4 ψ 30 3dz2 sp2 ψ 3 py + 3 ψ 10 3dz2 pd 1 1 1 1 3p x 3p y 3p z 3d z2 P: K h 1 1 h 2 1 h 3 1 h 4 1 h 5 1 Az sp3d = sp2 + pd trigonális bipiramisos hibridizáció: ψ h1 = ψ h2 = ψ h3 = 1

ψ 3s + 5 2 ψ 3 3 px 1 1 5 1 5 ψ 3s + 6 1 ψ 3s − 6 1 ψ 3 px + 2 1 ψ 3 px − 2 1 ψ 3s 5 1 = ψ 3s 5 1 ψ 3 pz + 2 1 − ψ 3 pz + 2 ψ h4 = ψ h5 + 4 ψ 30 3dz2 3 ψ 10 3dz2 A ψ 3s és ψ 3dz2 AO-ok valamennyi ψ hi MO-ban részt vesznek. A vegyértékszögek: 120 (síkban), ill. 180o (a síkra merőlegesen) o A PCl 5 -dal izoelektronos molekulák: PCl 5 TeCl 4 ° ° • ° ° ° • ClF 3 ° ° • ° XeF 2 ° • ° ° trig.bipir ° ° szabálytalan tetraéder sík T-alak ° líneáris Oktaéderes, sp3d2 hibridizáció SF 6 (kén-hexafluorid) S: KL3s2 3p x 23p y 13p z 1 prom.  S: KL3s sp 3d hibr .  3p x 13p y 13p z 13d z2 1 3d x2-y2 1 S: K h 1 1 h 2 1 h 3 1 h 4 1 h 5 1 h 6 1 (valenciaállapot) 1 A HO-ok hullámfüggvényei: ψ h1 = ψ h2 = ψ h3 = ψ h4 = ψ h5 ψ h6 1 1 1 ψs + ψ pz + ψ dz2 6 2 3 1 6 1 6 1 ψs − ψs + 1 2 1 2 1 ψ pz + ψ px + ψs − ψ px + 6 2 1 1 ψs + ψ py +

= 6 2 1 1 ψs − ψ py + = 6 2 1 3 +z ψ dz2 1 12 1 1 ψ 2 d ( x2 − y2 ) 1 + ψ d ( x2 − y2 ) 2 1 − ψ d ( x2 − y2 ) 2 1 − ψ d ( x2 − y2 ) 2 ψ dz2 + +x ψ dz2 -x 12 1 ψ dz2 12 1 12 -z ψ dz2 +y -y z ° ° h4 h6 ° h1 • y h5° h3 A HO-ok teljesen egyenérté-kűek, csak irányítottságukban különböznek. A vegyérték-szögek: 90o-osak, a szerkezet szabályos oktaéder. Az SF6-dal izoelektronos molekulák: SF6, IF5, XeF4. x ° h2 SF 6 ° IF 5 XeF 4 ° ° • ° oktaéder ° ° ° ° • ° ° ° ° ° négyzetes piramis KÜLÖNLEGES KÖTÉSTÍPUSOK • KOORDINATÍV KÖTÉS • ° sík négyzet ° ° Az atomok a molekulák létrejöttekor törekednek a koordinatív telítettségre. Ez a 4 és 6 ligandumszámnál (tetraéderes és oktaéderes elrendeződésben) megvalósul. A 2. periódusban:4, a 3 pe riódustól:6, az 5-6 periódustól 8 koor dinációszám is előfordul. A koordinációszám növekedés azzal jár, hogy

a központi atom és a ligandum közötti kötés erőssége csökken, az atommagok közötti távolság nő (alacsony hőmérséklet, stabilitás!) A koordinatív kötés: mánospárral rendelkező ligandum belép a központi atom üres hibridpályájára: DONOR: magánospárt ad, AKCEPTOR: magánospárt elfogad (donorakceptor kötés). Példák: NH 3 BF 3 (bór-ammin-trifluorid) H 3 N : + BF 3 H 3 N BF 3 3 sp hibridizáció  N: 1s N: 1s22s22p x 12p y 12p z 1 2 B: K2s 2p x 1 prom.  B: K2s 1 1 1 2 h12 h21 h31 h41 ↓(σ) ↑σ ↑σ ↑σ B H H H sp 2 hibr .  B: K h 2p x 2p y (szabad BF 3 , koordinatíve telítetlen) sp 3hibridizáció  B: K h 1 1 h21 h31 h21 h31 h30 ↑σ ↑σ ↑σ ↑(σ) F F F N 1 1 n -főkvantumszámú héjon maximálisan n2 lehet a koordinációszám. Térbeli akadályok miatt azonban 12-nél több ligandum nem koordinálódhat a központi atomhoz Kén-trioxid (SO 3 monomer gáz, (SO 3 ) 3

trimer szilárd) 2 2 1 S:KL3s 3p x 3p y 3p z 1 prom.  S:KL3s 3p sp 2 hibr .  S:KL h O πd σ O 1 1 1 S πd σ sp 3hibridizáció  S:KL h 1 1 1 3p y 13p z 1 3d z2 13d x2-y 2 1 sp 3hibridizáció  h 2 1 h 3 1 3pz1 3d z2 1 3d x2-y 2 1 ↑σ ↑σ ↑σ ↑π p ↑π d ↑π d (SO 3 monomer) O O O (O O O) σ πp x O R(S = O) = 140 pm, < (OSO) = 120o Kötésrend: 2 A S-atom koordinatíve telítetlen, kondenzált fázisban trimerizálódik h 2 1 h 3 1 h 4 0 3pz1 3d z2 1 3d x2-y 2 1 ↑σ ↑σ ↑σ ↑(σ) ↑π p ↑π d ↑π d (SO 3 trimer) O 1t O 2t O 1h O 2h O 1t O 2t (gyűrű) Ot Ot Oh Ot S S Ot O S Ot Oh h Ot O O S O O S O O 3π S O Kötésrend: (S-O) t = 2 O (S-O) h = 1,5 Kötéshossz: (S-O) t = 140 pm (S-O) h = 160 pm O Az SO 3 esetén lehet donor (egy másik SO 3 helyett) a H 2 O molekula is = H 2 SO 4 . H-HÍD KÖTÉS Nagy elektronegativitású atomok mellett a H-elektronja

annyira torzul, hogy lét-rejöhet egy ún. üres „sp-hibrid” állapot, amely alkalmas magánospár koordinálására H: 1s1 sp hibridizáció  H: h 1 1 h20 ← 180o-os (σ) σ H ← vegyértékszög Példák: hidrogénfluorid (H 2 F 2 , H 4 F 4 , H 6 F 6 gyűrűs) F H 180o H F F 134o H H F A 134o-os vegyértékszög a F megmaradó két magánospárjá-nak torzító hatása. További példák: (H 2 O) n , szerepe élő szervezetekben, (NH 3 ) n . HÁROMCENTRUMOS KÖTÉS Néhány atom (Be, B, Al, Ga) a koordinációszám növelését magánospár nélkül is meg tudja valósítani, ha ligandumjainak negatív parciális töltésfeleslege van. Ilyen ligandum a H az említett atomok mellett (El.neg: H=2,1, B=2,0 stb) Példa: B 2 H 6 (diborán) B: K2s2 2p x 1 prom.  B: K2s sp 3hibridizáció  1 2p x 12p y 1 B: K h 1 1 h 2 1 ↑σ ↑σ Ht Ht Ht Ht ↓σ ↓σ B: K h 1 1 h 2 1 Ht Ht További példák: h31 Hh 1s1 sp 2

hibr .  B: K h h21 h31 (szabad BH 3 , nem létezik) 1 h40 (σh 3 11s1h 3 0)2 Hh 1s1 (σh 4 11s1h 4 0)2 h30 h41 Hh B B Hh (BeH 2 ) n (AlH 3 ) n 1 Ht Ht [Be(CH 3 ) 2 ] n [Al(CH 3 ) 3 ] n HAJLÍTOTT KÖTÉS Néhány molekulában (P 4 , etilén-oxid, ciklo-propán, ciklo-bután, trimetilén-oxid stb.) a vegyértékszögek kisebbek a várt 180-90o, ill. a 180-109,5o értékeknél Példák: P 4 (fehér-foszfor), tetraéderes, a <(PPP) =60o. A MO-ban az AO-ok átfedése nem egy egyenes mentén történik, hanem hajlított pálya mentén. Az átfedés ezért kicsi, a kötés gyenge, a vegyület erősen reakcióképes P P P P NEM LOKALIZÁLHATÓ MOLEKULAORBITÁLOK A molekulák jelentős részének szerkezeti felépítése az alkotó atomok elektronhéjszerkezete és a koordinációszám ismeretében lokalizálható MO-ra bontva jól leírható. A LÉNYEG: a MO két részre bontható MO lezárt héjak elektronjai, a vegyértékhéj nem kötő párjai egy atommag

környezetében vannak két (kivételesen három) atommaghoz tartoznak a kötő- és a lazító párok Bifunkciós ligandumok esetében, vagy ahol a vegyérték elektronok egy része π pályára kerül, nem rendelhetők a kötő és a lazító pályák lokalizált orbitálokhoz. Az MO-elmélet eredményei nem szemléletesek. A VB-elmélet (Valence Bond Theory) a d elokalizációt rezonancia határszerkezetekkel írja le. Pl SO 2 (kén-dioxid) S: KL3s2 3p x 13p y 13p z 2 2 1 1 O: K2s 2p x 2p y 2p z 2 sp 2 d hibr .  S: K h sp 2 d hibr .  S: K h 1 1 2 2 h 2 1 h 3 1 3p z 2 h 2 1 h 3 1 3p z 2 A Lewis-féle jelöléssel az SO 2 szerkezete: . S :O: . O: . ← . S :O . :O: . A kísérleti adatok szerint nincs kétféle S-O kötés (R(S-O)= 143 pm), a kötésrend-nek tehát AZONOSnak kell lenni. A VB-módszer szerint a valóság a MEZOMER határszerkezetek HIBRIDI-ZÁCIÓJA, REZONANCIÁJA. DELOKALIZÁLT π-MOLEKULAORBITÁLOK Példák a π kötések

delokalizációjára: (SO 3 ) 3 , C 2 H 4 és az 1,3-butadién: A C-C-C-C lánc az x,y síkban orientált. A p z AO-on maradó párosítatlan elektronok π kötéseket alkotnak, amelyek a molekula hosszában (L) deloka-lizálódnak a π kötések (a C-C kötések hossza ugyanis azonos). H 2 C = CH - CH = CH 2 Feltételezve, az L-hosszúságú „dobozt” (egy-dimenziós), ahol V = áll., a ψ- függvény: 2 π ψn = sin n x L L ahol az n = a „líneáris” kvantumszám. A lehetséges energia sajátértékek száma 4, amennyi a centrumok száma: D • • • • C • • • • AO (2p) π MO-ok • • • • B • • • • A ψ- függvény ψ 2 Policentrikus (n) erőtérben az AO-ok energiája n-szintre hasad fel (1/2 n kötő és 1/2 n lazító szintre). Lásd még a fémes kötést További példák: C 6 H 6 (benzol): a C-atom sp2 hibrid állapotban Többatomos ionok: BO 3 3-, CO 3 2-, NO 3 SiO 4 4-, PO 4 3-, SO 4 2-, ClO 4 -. DELOKALIZÁLT

MAGÁNOSPÁROK Pl. NF 3 , N(CH 3 ) 3 ill. N(SiH 3 ) 3 háromszögű piramis sík háromszög A triszilil-amin molekulában a N magánospárja delokalizálódik a Si atom üres d pályájára, a N-Si kötésrend formálisan 1,33. A N hibridállapota formálisan sp2 prom. N: K2s22p x 12p y 12p z 1  N: K2s12p x 12p y 12p z 2 sp2hibr .   N: K h 1 1 h 2 1 h 3 1 2p z 2 ↑σ ↑σ ↑σ ↓1/3π Si Si Si 3Si Pl. Si 2 O 7 6-, P 2 O 7 4-, S 2 O 7 2- izoelektronos kétmagvú ionok O M O 3 O O M O O O A hídhelyzetű O sp hibrid állapotú, a két M maghoz tartozik. Az < M-O-M vegyértékszögek eltérnek a várt 109,5o-os érték-től a O két magánospárjának delo-kalizációja miatt: ion < M-O-M, fok lp delok. Mértéke (%) S 2 O 7 2120 50 P 2 O 7 4-, 134 Si 2 O 7 6 150 ≈75