Kémiai kötések — Mólmester

A kötések csoportosítása

Az atomok azért kapcsolódnak össze, hogy stabilabb, kisebb energiájú állapotba kerüljenek — jellemzően a nemesgázszerkezet felé törekedve. A kötéseket erősségük és aszerint csoportosítjuk, hogy mit kapcsolnak össze:

A kémiai kötések áttekintése

A kötési energiák jól mutatják az erősségbeli különbséget: az elsőrendű kötések nagyságrendekkel erősebbek.

🔑

A lényeg egy mondatban. Az elsőrendű kötés azt dönti el, milyen anyag jön létre (milyen molekula vagy kristály); a másodrendű kötés pedig azt, hogy ez az anyag hogyan viselkedik (pl. mi a forráspontja, oldódik-e vízben).

Kötéstípus az elektronegativitásból

Két atom között a kötés típusát az elektronegativitásuk dönti el. Két mérőszámot nézünk: a két érték különbségét (ΔEN) és összegét (ΣEN).

Kötés	ΔEN (különbség)	ΣEN (összeg)	Szemléletesen
Ionos	nagy	—	az egyik atom „elveszi" a másik elektronját → ionok
Kovalens	kicsi	nagy	az atomok közösen, erősen birtokolják az elektronpárt
Fémes	kicsi	kicsi	minden atom gyengén köti az elektronokat → közös „elektrontenger"

Próbáld ki: válassz két elemet, és nézd meg, milyen kötés alakul ki közöttük!

Első atom

Második atom

ΔEN különbség

–

ΣEN összeg

–

Válassz két atomot…és megjelenik a várható kötéstípus.

⚠️

Ez egy közelítő iránytű. A valós határok nem éles vonalak — sok kötés „átmeneti" jellegű. A pontos átmenetekről (mikor válik egy ionos kötés kovalens jellegűvé és fordítva) a 7. fejezetben lesz szó.

A kovalens kötés

Kovalens kötés

Közös elektronpárral kialakított elsőrendű kötés. Akkor jön létre, ha a kapcsolódó atomok elektronegativitása azonos vagy csak kismértékben különböző (jellemzően nemfématomok között).

Hogyan alakul ki?

A kötés kialakulásakor a vegyértékelektronok az atompályákról molekulapályára lépnek — az atompályák átfednek egymással.
A kötő elektronpár csak ellentétes spinű elektronokból jöhet létre.
A kötő és a nemkötő (magános) elektronpárok egyaránt a kötést létesítő atomok vegyértékelektronjait tartalmazzák. A kötő elektronpár köti össze az atomokat, a nemkötő pár az atomon marad.

Kovalens vegyérték

Az atom által kialakított kovalens kötések száma. Pl. a hidrogén egyvegyértékű, az oxigén kétvegyértékű, a nitrogén háromvegyértékű, a szén négyvegyértékű.

σ- (szigma-) és π- (pí-) kötés

Az atompályák kétféleképpen fedhetnek át — ez adja a két kötéstípust:

A σ- és a π-kötés kialakulása

Az egyszeres kötés mindig egy σ-kötés. A többszörös kötésben az első mindig σ-, a többi π-kötés.

Egyszeres, kétszeres és háromszoros kötés

Aszerint, hogy hány közös elektronpár köti össze a két atomot:

Egy, két és három kötés — H₂, O₂, N₂

Minél több a kötés, annál rövidebb a kötéstávolság és annál erősebb (nagyobb kötési energiájú) a kötés.

Kötési energia és kötéstávolság

A kötési energia az az energia (kJ/mol), amely 1 mol gáz halmazállapotú molekulában a kötés felszakításához kell. A kötéstávolság (kötéshossz) a kötésben lévő atommagok közti távolság. A többszörös kötés rövidebb és erősebb, mint az egyszeres.

Kötéspolaritás: poláris és apoláris kovalens kötés

A közös elektronpár nem mindig oszlik el egyenlően a két atom között — ezt az elektronegativitás-különbség dönti el:

Apoláris és poláris kovalens kötés

Apoláris a kötés, ha a két atom elektronegativitás-különbsége nulla (azonos atomok). Minden más esetben a kötés poláris: részleges töltések (δ+/δ−) alakulnak ki.

Datív (koordinatív) kötés

A legtöbb kovalens kötésnél mindkét atom egy-egy elektronnal járul hozzá a közös párhoz. A datív kötésnél azonban a kötő elektronpárt az egyik atom adja teljes egészében (a saját nemkötő elektronpárjából). Kialakulása után semmiben sem különbözik a többi kovalens kötéstől.

NH₃ + H⁺ → NH₄⁺ (a nitrogén nemkötő elektronpárja köti meg a H⁺-t — ammóniumion)

H₂O + H⁺ → H₃O⁺ (az oxigén nemkötő párja köti a H⁺-t — oxóniumion)

Datív kötés van a szén-monoxid molekulában és az összetett ionokban (pl. NH₄⁺, H₃O⁺) is.

Az ionkötés

Ionkötés

Az ellentétes töltésű ionok közötti elektrosztatikus vonzóerő. Akkor alakul ki, ha a kapcsolódó atomok elektronegativitás-különbsége nagy (jellemzően fém + nemfém között).

Példa a nátrium-klorid (konyhasó). A nátrium leadja egy elektronját, a klór felveszi azt — így egyszeresen pozitív Na⁺- és egyszeresen negatív Cl⁻-ionok keletkeznek, amelyek vonzzák egymást:

A nátrium-klorid: az ionok kialakulása és a kristályrács

A szilárd ionvegyület ionrácsot alkot: minden iont ellentétes töltésű ionok vesznek körül. Nincsenek külön „molekulák" — a rács egésze tartja össze a kristályt.

Az ionvegyületek tapasztalati képlete

Tapasztalati képlet

A vegyület sztöchiometriai összetételét adja meg: az elemek egymás mellé írt vegyjelét tartalmazza, az alsó indexek pedig az összetevők legegyszerűbb arányát fejezik ki. (Az ionvegyületeknél nincs „molekulaképlet", mert nincsenek különálló molekulák.)

Ionokból	Tapasztalati képlet	Név
Na⁺ + Cl⁻	NaCl	nátrium-klorid
2 Na⁺ + S²⁻	Na₂S	nátrium-szulfid
Al³⁺ + 3 Cl⁻	AlCl₃	alumínium-klorid
2 Al³⁺ + 3 O²⁻	Al₂O₃	alumínium-oxid
Cu²⁺ + SO₄²⁻	CuSO₄	réz(II)-szulfát

💡

A képletben az ionok töltései kiegyenlítik egymást (a vegyület kifelé semleges). Ezért kell pl. 2 alumíniumion 3 oxidionra: 2·(+3) = 3·(−2) = 6.

A fémes kötés

Fémes kötés

A fémes atomtörzsek és a köztük szabadon mozgó, delokalizált elektronfelhő közötti vonzás. Akkor alakul ki, ha az elektronegativitás-különbség és az összeg is kicsi (fématomok között).

Hogyan alakul ki?

A fématomoknak kevés vegyértékelektronjuk van, és kicsi az elektronegativitásuk — a külső elektronokra gyengén hat a mag vonzása.
Amikor sok fématom kerül közel egymáshoz, a vegyértékelektronok leszakadnak, és a továbbiakban már nem egyetlen atomhoz, hanem valamennyihez együtt tartoznak.
A pozitív atomtörzsek között így egy „elektrontenger", delokalizált elektronfelhő mozog — ez biztosítja a fémes kötést.

A fémes kötés — „elektrontenger" (animált)

A kék pontok a delokalizált elektronok: nem tartoznak egyetlen atomhoz sem, hanem szabadon járják be a pozitív törzsek közti teret. (Az animáció a mozgásukat szemlélteti.)

A fémek tulajdonságai — a kötés alapján

Tulajdonság	Magyarázat a fémes kötésből
Elektromos vezetés	a szabadon elmozduló, töltéssel rendelkező delokalizált elektronok viszik az áramot
Hővezetés	a delokalizált elektronok gyors elmozdulása szállítja a hőt
Jó megmunkálhatóság (nyújthatóság, alakíthatóság)	az atomtörzsek erő hatására elcsúsztathatók egymáson — átrendeződés után is ugyanolyan a környezetük, a kötés nem szakad fel

A delokalizált kötés máshol is

Delokalizált (több atomra „szétkent") elektronrendszer nemcsak a fémekben van. Ilyen az aromás vegyületek (pl. benzol) és a grafit elektronrendszere, valamint az összetett ionok (pl. szulfát-, nitrátion) is — ezekben a π-elektronok több atomhoz tartoznak egyszerre.

Ötvözetek

Ötvözet

Olyan fémes anyag, amely legalább két kémiai elemből áll, és ezek közül legalább az egyik fém. Általában javítja a tiszta fém tulajdonságait. Két vagy több fém megolvasztásával és összekeverésével készül.

Olvadás: nem egy pont, hanem tartomány

A tiszta fémmel ellentétben az ötvözetnek általában nincs egyetlen olvadáspontja, hanem olvadási tartománya van (szilárd és folyékony fázisok keveréke):

szolidusz (az olvadás megkezdődése) → likvidusz (az olvadás befejeződése)

Csoportosítás a szerkezet szerint

Helyettesítéses és beékelődéses ötvözet

A szerkezet attól függ, mekkorák egymáshoz képest az alkotó atomok.

Biner ötvözet: két komponens. Terner ötvözet: három komponens.
Szubsztitúciós (helyettesítéses) ötvözet: az alkotó elemek atomjai hasonló méretűek.
Intersticiós (beékelődéses) ötvözet: az egyik alkotóelem atomja lényegesen kisebb a másiknál.
Rideg fémvegyületek: bonyolultabb kristályrácsot képeznek.

További felosztás

Természetes ötvözetek: geológiai folyamatok hozzák létre.
Vasötvözetek: acélok és öntöttvas, nemesacélok.
Nemvas ötvözetek: sárgaréz, bronz, amalgám, az arany ötvözetei.
Diffúziós ötvözetek: az ötvöző elem atomjai az alapfémbe diffundálnak.
Heusler-ötvözetek: ferromágneses ötvözetek.
Emlékező (alakemlékező) ötvözetek: átformálás után, ha visszanyerik az eredeti hőmérsékletüket, visszaveszik az eredeti alakjukat.

Átmeneti kötések

A három alaptípus között nincs éles határ. Sok kötés átmeneti jellegű: részben ilyen, részben olyan. Két irány a leggyakoribb.

Az ionos kötés kovalens jellegűvé válik

A kisméretű, nagy töltésű fémionok deformálják (polarizálják) az anionok elektronfelhőjét — mintha „magukhoz húznák" az elektronokat.
Minél nagyobb az anion mérete, annál jobban polarizálható.
Pl. az ezüst-klorid, ezüst-bromid, ezüst-jodid ezért kovalens jellegű, és vízben nagyon rosszul oldódó vegyületek.

A kovalens kötés ionos jellegűvé válik

Ha a molekulában két különböző elektronegativitású atom kapcsolódik kovalens kötéssel, a kötő elektronok a nagyobb elektronegativitású atom terében tartózkodnak nagyobb valószínűséggel — a kötés poláris, részben ionos jellegű.

🔑

A szabályok egyben (ha ismerjük az atomok elektronegativitását):

Ionos kötés, ha az elektronegativitások különbsége nagy.
Kovalens kötés, ha a különbség kicsi, az összeg viszont nagy.
Fémes kötés, ha a különbség és az összeg egyaránt kicsi.

Ezt próbálhattad ki a 2. fejezet interaktív eszközével.

A molekulák térszerkezete

A molekula nem lapos rajz: az atomok a térben rendeződnek el. Az alakot a központi atom körüli elektronpárok határozzák meg.

Központi atom: amelyhez több másik kapcsolódik. Ligandumok: a hozzá kapcsolódó atomok.
A térszerkezetet a központi atom kötő és nemkötő elektronpárjainak száma szabja meg: az elektronpárok taszítják egymást, és igyekeznek a lehető legtávolabb kerülni.
A nemkötő elektronpár térigénye nagyobb, mint a kötőé — ezért „összenyomja" a kötésszöget.

Válassz egy molekulát, és nézd meg az alakját, a kötésszögét és a polaritását!

Molekulapolaritás

Egy molekula akkor poláris, ha a poláris kötések részleges töltései nem oltják ki egymást. Ha a molekula szimmetrikus, az ellentétes irányú kötéspolaritások kiolthatják egymást — ekkor a molekula apoláris, hiába vannak benne poláris kötések.

💡

A CO₂ kötései polárisak, de a molekula lineáris és szimmetrikus, ezért a két ellentétes irányú hatás kioltja egymást → a molekula apoláris. A víz viszont V-alakú: a két O–H kötés polaritása nem oltja ki egymást → a molekula poláris. Ez a különbség dönti el, milyen másodrendű kötésekre képes egy anyag.

Másodrendű kötések

A másodrendű kötések kész molekulák között hatnak. Sokkal gyengébbek az elsőrendűeknél, mégis ezek határozzák meg az anyag sok fizikai tulajdonságát (olvadás- és forráspont, oldhatóság). Háromféle van, a gyengébbtől az erősebb felé.

Diszperziós kölcsönhatás

Az atommagok rezgéséből adódó időleges töltéseltolódás alakítja ki. Egy apoláris molekula nagyon közel kerül a másikhoz, és az egyik molekula atommagja megvonzza a másik elektronfelhőjét → pillanatnyi dipólusok jönnek létre.
A molekula méretének növekedésével a pillanatnyi dipólus-jelleg is nő → egyre erősebb a kölcsönhatás.
Pl. az apoláris molekulákból álló jód (szilárd) vagy a nagy szénatomszámú paraffin szénhidrogének.

A diszperziós kölcsönhatás — pillanatnyi dipólusok (animált)

Az elektronfelhő folyamatosan „hullámzik" — a keletkező pillanatnyi dipólusok kölcsönösen vonzzák egymást.

Dipólus-dipólus kölcsönhatás

Poláris molekulák közötti elektrosztatikus vonzóerő: az egyik molekula pozitív vége a másik negatív vége felé fordul.
Pl. a vízmolekulák között.

Dipólus-dipólus kölcsönhatás

Az állandó dipólusok rendeződnek: a δ+ a szomszéd δ− felé.

Hidrogénkötés

A legerősebb másodrendű kötés. Akkor jön létre, ha egy nagy elektronegativitású, kisméretű atomhoz (fluor, oxigén, nitrogén) kapcsolódó hidrogénatom egy másik molekula nagy elektronegativitású, nemkötő elektronpárral rendelkező atomjához kapcsolódik. Lényegében a hidrogénatom „köti össze" a két molekulát.

A hidrogénkötés a vízmolekulák között

A pink szaggatott vonalak a hidrogénkötések. Az oxigén két nemkötő elektronpárja két szomszéd H-jét köti, a két saját H pedig két másik molekula O-jához kapcsolódik.

A hidrogénkötés nagy szerepet játszik a földi élet kialakulásában:

Ennek köszönhető, hogy a víz a földi körülmények között mindhárom halmazállapotban előfordul.
A dipólusjelleg miatti hidrogénkötés a moláris tömeghez képest magas olvadás- és forráspontot okoz.
A legtöbb folyadék lehűléskor összehúzódik, és fagyásponton a legnagyobb a sűrűsége. A víz csak +4 °C-ig viselkedik így — ez alatt a hidrogénkötések miatt a vízmolekulák távolabb kerülnek egymástól, mint a folyékony vízben. Ezért a jég sűrűsége kisebb, mint a vízé, és úszik a víz felszínén.
Sok szerves vegyület szerkezetében is meghatározó: a fehérjék másodlagos és harmadlagos szerkezetében, és a DNS kettős spiráljának kialakulásában.

A kötések erősségének összehasonlítása

Elsőrendű kötés

80–850 kJ/mol

Hidrogénkötés

8–40 kJ/mol

Diszperziós / dipólus-dipólus

0,8–12 kJ/mol

Kötéstípus	Kötési energia (kJ/mol)
Elsőrendű kötés	80–850
Hidrogénkötés	8–40
Másodrendű: diszperziós és dipólus-dipólus	0,8–12

A sávok hossza a felső határértékek arányát szemlélteti — jól látszik, mennyivel erősebb az elsőrendű kötés.

Összefoglalás

A három elsőrendű kötés egyetlen táblázatban, az elektronegativitás tükrében:

Kötés	Mit köt össze?	Mikor (EN)?	Jellemző	Példa
Kovalens	nemfématomokat, közös elektronpárral	ΔEN kicsi, ΣEN nagy	kötő/nemkötő párok; σ- és π-kötés; lehet poláris/apoláris	H₂, O₂, H₂O, CO₂
Ionos	ellentétes töltésű ionokat	ΔEN nagy	ionrács; tapasztalati képlet; nincs különálló molekula	NaCl, Al₂O₃
Fémes	fématomtörzseket + elektrontengert	ΔEN és ΣEN is kicsi	delokalizált elektronok; vezeti az áramot, jól alakítható	Cu, Fe, ötvözetek

És a másodrendű kötések, erősség szerint növekvő sorrendben:

Kölcsönhatás	Mely molekulák között?	Példa
Diszperziós	apoláris molekulák (pillanatnyi dipólusok)	I₂, paraffinok
Dipólus-dipólus	poláris molekulák (állandó dipólusok)	HCl
Hidrogénkötés	F–H, O–H, N–H csoportot tartalmazó molekulák	H₂O, fehérjék, DNS

🎯

Vizsgafogás. Ha egy anyag tulajdonságát kell megmagyaráznod (pl. miért magas a forráspontja, miért oldódik vízben), előbb az elsőrendű kötésből állapítsd meg, milyen részecskék vannak (molekula? ion? fémrács?), majd a molekulapolaritásból és a másodrendű kötésekből vezesd le a viselkedést.