Kémiai kötés

A Wikipédiából, a szabad lexikonból.

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 vegyérték-elektronok 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:

[szerkesztés] Elsődleges kötések

[szerkesztés] Kovalens kötés

Kovalens (másként homopoláros) kötést két atom között megosztott (közös, kötő) elektronpárok hoznak létre, hogy mindkét atom stabilis elektronoktettel rendelkezhessen. A kizárólag kovalens kötést tartalmazó anyagok ionokat nem tartalmaznak, így az áramot nem vezetik. Lehet apoláris és poláris a kötés, attól függően, hogy az alkotó atomok elektronvonzó-képessége (elektro-negativitása) milyen jelentősen tér el egymástól. Lehet egyszeres, kétszeres és háromszoros a kötés, a kötésben résztvevő elektronpárok számától függően.

Fajtái:

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

[szerkesztés] Ionos kötés

Ionos (heteropoláros) 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 ill. 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.

[szerkesztés] Fémes kötés

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

A kialakulásának feltétele az, hogy a fématomok vegyértékhéján a kevés számú elektron van, ezek az atommagtól viszonylag messze tartózkodnak, 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. pl.: nátrium (Na) op: 98 °C, króm (Cr) op: 1902 °C

[szerkesztés] Másodlagos kötések (molekulák közötti)

[szerkesztés] Hidrogénkötés

A hidrogénkötés kialakulásához egy nagy elektronegativitású, kis méretű és nemkötő elektronpárral rendelkező elem atomja szükséges, amelyhez közvetlenül kapcsolódik egy hidrogénatom. Ezen hidrogénatom és egy másik (a korábban említett tulajdonságokkal rendelkező) molekulában lévő nemkötő elektronpár alakítja ki a kötést. A másodrendű kötések közül kiemelkedik nagy kötési energiájával. Intra- (molekulák közötti) és intermolekuláris (molekulán belüli) 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).

[szerkesztés] Diszperziós (London-) kötés (kölcsönhatás)

(indukált dipól-indukált dipól kölcsönhatás). Elektronok rendszertelen mozgása a molekulában pillanatnyi polarizációt hoz létre. Az így létre jött ellentétes töltések vonzzák egymást.

[szerkesztés] Dipóluskötés (dipól-dipól kölcsönhatás)

Többé-kevésbé polarizált, azaz dipólus-momentummal rendelkező részecskék között fellépő kölcsönhatás. Gyengébb a hidrogénhíd-kötésnél, de erősebb a van der Waals-kötéseknél. Oka a részleges töltésmegoszlással bíró részecskék, illetve azok ellentétesen töltött pólusai között fellépő elektrosztatikus erőhatás. Kisebb molekuláknál (pl. ammónia, sósav) 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.

[szerkesztés] Van der Waals kötés

A nemesgázok egyatomos molekulái, valamint a két- és több atomos kovalens kötésű zárt molekulák között gyenge, nem irányított, Van der Waals-féle erők hatnak. A Van der Wals összetartó erő nagyon gyenge, az atomok saját vagy indukált dipólusmomentumából származik, és a távolsággal gyorsan csökken 1/r⁶ törvény szerint. 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.