Kémiai kötés

A Wikipédiából, a szabad enciklopédiából

Kémiai kötésnek nevezzük a kémia területén azt az állapotot, amikor különböző anyagok atomjai reakcióba lépnek egymással, hogy stabilis (telített) külső elektronhéj alakuljon ki. Vegyi reakciók során, a vegyértékelektronok révén elsőrendű kémiai kötés alakul ki.

A tapasztalat szerint azonos elektronegativitású kémiai elemek között kovalens, erősen különböző elektronegativitású elemek között ionos kötés jön létre. A molekulák közötti úgynevezett intermolekuláris erők másodrendű kötéseket hozhatnak létre.

Fajtái:

Elsődleges kötések[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

Kovalens kötés[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

Kovalens (másként homopoláros) kötést két (esetleg több) atom között megosztott (közös, kötő) elektronpárok hoznak létre, hogy mindegyik atom stabilis elektronszerkezettel rendelkezhessen. A csak lokalizált kovalens kötéseket tartalmazó anyagok az áramot nem vezetik, mivel nincs bennük szabadon mozgó töltéshordozó (ion vagy elektron). Nemfém és nemfém között jöhet létre.

A kovalens kötés lehet apoláris és poláris, attól függően, hogy az alkotó atomok elektronvonzó-képessége – elektronegativitása – milyen mértékben tér el egymástól.

A kötésben résztvevő elektronpárok számától függően lehetséges egyszeres vagy többszörös (kétszeres, háromszoros stb.) kötés.

Fajtái:

  1. polaritás szerint: poláros és apoláros kötés (a kapcsolódó atomok EN-különbsége határozza meg)
  2. kolligációs (mindegyik atom bead 1-1 elektront) és datív (koordinatív – egy atom bead egy egész elektronpárt) kötés
  3. szigma-, pi- esetleg delta-kötés
  4. lokalizált (helyhez kötött) és delokalizált (nem helyhez kötött) kovalens kötés

A KOVALENS kötés: atomok között közös kötőelektronpárral kialakított kapcsolat

APOLÁRIS kovalens kötés: elemmolekulák (Pl: H2) és azok a vegyületmolákulák melyekben a kötések polaritása kiegyenlíti egymást (Pl: szén-dioxid, metán)

POLÁRIS kovalens kötés: azok a vegyületmolekulák, amelyeknek polaritását a kötéspolaritás és a molekula alakja együttesen alakítja ki (pl: hidrogén-klorid, víz, ammónia)

egyszerűen: közös elektronpárokkal kialakított kapcsolat.

A molekulák polaritását a kötések polaritása és a molekulák alakja (a molekulában az elektronpályák elhelyezkedése) együttesen határozza meg.

Ionos kötés[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

Ionos (heteropoláris) kötés keletkezésekor az egyik atomból a legkülső elektronhéjon levő elektron(ok) a szomszédos atom elektronhéjába épül(nek) be és mindkét atom ionos formába kerül. Az eltávozó illetve a felvett elektronok számát nevezzük az ion töltésszámának. Az így létrejött pozitív (kation) és negatív (anion) töltésű ionok elektrosztatikusan vonzzák egymást. Az ellentétes töltésű ionok azonban csak bizonyos határig közeledhetnek egymáshoz, mert a túl közel kerülő elektronfelhők taszító hatása megakadályozza a további közeledést és végső fokon az ionok egybeolvadását. A kötés nagyon stabil, mert a vegyértékelektronok átmentek a másik atomba. Fém és nemfém között jöhet létre.

Fémes kötés[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

A fémes kötés a kovalens kötésnek olyan esete, amikor az elektronok az anyagban egyenletesen oszlanak el.

A kialakulásának feltétele az, hogy a fématomok vegyértékhéján kevés számú elektron van, ezek az atommagtól viszonylag messze vannak, és kisebb energiával kötődnek, ezt mutatja kicsi ionizációs energiájuk is.

A fématomok a kristályban úgy rendeződnek, hogy a rácspontokban a fématomtörzsek helyezkednek el és közöttük a kapcsolatot a vegyértékelektronok biztosítják. Ezek az elektronok valamennyi fématomhoz közösen tartoznak, így delokalizált elektronrendszer jön létre. A fématomok között kialakult kötést fémes kötésnek nevezzük. A fémes kötés olyan elsőrendű kémiai kötés, amelyben a rácspontokban lévő atomtörzseket delokalizált elektronok tartják össze.

A fémes kötés erőssége függ az atomok méretétől, a vegyértékelektronok számától, de a kötési energia kisebb, mint az ionos és kovalens kötés esetében. Ennek megfelelően vannak alacsony olvadáspontú és magas hőmérsékleten olvadó fémek. Például: nátrium (Na) op: 98 °C, króm (Cr) op: 1902 °C

Másodlagos kötések[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

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[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

Az IUPAC szerint a hidrogénkötés (X−H...Y) olyan vonzó kölcsönhatás egy molekula hidrogénje (H), vagy egy, a hidrogénnél elektronegatívabb molekularészlethez (X) kovalensen kapcsolódó hidrogénatom (X−H) és ugyanazon vagy egy másik molekula atomcsoportja közt, amelynek kialakulására van (elméleti vagy kísérleti) bizonyíték. Bizonyítékként elsősorban geometriai (krisztallográfiás) kritériumok, spektroszkópiai eredmények (jellemzően vörös eltolódás az IR spektrumban, illetve a HX csoport hidrogénjének eltolódása az NMR spektrumban) vagy elméleti számítások (az elektronsűrűség matematikai analízise során H és a Y között talált kötéskritikus pont) szolgálnak.[1] Tapasztalatok szerint a hidrogénkötés kialakulásához egy nagy elektronegativitású, kis méretű és nemkötő elektronpárral rendelkező elem atomja szükséges, amelyhez közvetlenül kapcsolódik egy hidrogénatom. Elsősorban 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. Utóbbira példa a víz, kis molekulatömegéhez képest kiemelkedően magas olvadás- és forráspontjával (a hasonló szerkezetű, de jóval nagyobb molekulatömegű kén-hidrogén szobahőmérsékleten gáznemű). Előbbire 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[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

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 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)[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

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 (fizikai vektormennyiség, mely a negatív töltések súlypontjából a pozitívak súlypontja felé irányul, nagyságát pedig a két töltéssúlypont közötti távolság és a parciális töltés szorzata adja meg), a hőmérséklet és a résztvevő molekulák mérete.

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[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

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.

London-kötés (indukált dipol-dipol kölcsönhatás)[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

Indukált dipól-indukált dipól kölcsönhatás; diszperziós erőknek is hívják. Apoláris atomok vagy molekulák közötti vonzóerő. Ezt a molekulák pillanatnyi polarizációja okozza. 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.

Lásd még[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

Források[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

  • Nyilasi János: Atomok és elemek
  • Dr. Szabó Zoltán–Dr. Nyilasi János: A szervetlen kémia alapjai
  • Pető Gábor Pál: Kémiai kaleidoszkóp
  • Bot György: Általános és szervetlen kémia

Külső hivatkozások[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]