Ionos kötés

Szobahőmérsékleten általában szilárd anyag szabályos kristályrácsban helyezkedik el és ebben pozitív és negatív ionok foglalnak helyet és ezek között elektrosztatikus vonzóerők hatnak. Az ionok úgy helyezkednek el a rácsban, hogy az azonos ionok (hasonló töltéssel rendelkező ionok) között a lehető legkisebb legyen a taszítóerő.

Pl.: NaCl, CsCl, ZnS, CaF, TiO₂

-jól oldódnak vízben, semleges töltésű anyagok

-általában az erősen pozitív fémek és negatívabb nemfémek között jön létre (2 tényező határozza meg 1.-ionizációs energia 2.-elektronaffinitás összességében lehetőleg minél kisebb legyen az energia befektetés)

-szilárd állapotban gyakorlatilag nem vezetők, megolvasztva már megnövekszik az elektromos vezetés, mivel az ionok az olvadékban szabadon elmozdulhatnak és ez jelenti az áramvezetést (töltéssel rendelkező  anyagi részecskék elmozdulása, másodfajú vezetés)

-magas olvadás- és forráspont, a rácsszerkezet miatt, egy kationra több anion hat és fordítva, ezért erős a kötés (ez nem irányított)

-általában kemény és rideg anyagok ( a rácsenergiából adódóan, ha megpróbálunk egy iont a helyéről elmozdítani az ionok közötti vonzóerő taszítóerőbe megy át)

-jellemzője a rácsenergia (kristályrács: a kristályos szilárd anyagok ionokból, atomokból zárt molekulákból épülnek fel 3dimenzós elrendezéssel)

-ionsugár (meghatározása nem túlságosan pontos mivel az elektronfelhő helyzetét nem lehet pontosan meghatározni, de az ionközpontok távolságát meg lehet mérni!)

Kovalens kötés

Nemfémes elemek atomjai között jön létre közös kötőelektronpárral (ahol általában kicsi az elektronnegativitáskülönbség) Az atomok a nemesgáz-állapotra törekednek és ehhez valamelyiknek elektront kell leadnia, valamelyiknek pedig fel kell venni és ezek között az atomok között jön létre a  kovalens kötés. A kötéshez részlegesen betöltött kis energiájú pályák szükségesek.

Pl.: CO₂, O₂

-hibridizáció: az elektronburok különböző mértékben deformálható ezért a különböző atomokkal való kölcsönhatáskor az alapállapot elektroneloszlása megváltozhat, így ez számszerűleg is változhat. (az elektronok a megkezdett pályákon arra törekednek, hogy minél több legyen közülük párosítatlan - Hund-szabály) (ezért képez a szén 4 kötést)

-inert elektronpár: nagyobb főkvantumszám esetén a hibridizációval ellentétben a lehetségeshez képest kisebb vegyértékkel is képez vegyületet. Általában a nagyobb főkvantumszámú teljesen lezárt héjak és elektronpárjaik eléggé rezisztensek, inertek és stabilabbak is lehetnek a kisebb vegyértékű vegyületeik, mint a nagyobb vegyértékűek. (a másodfajú fémek és a félfémek csoportjaiban idéz elő vegyértékváltozásokat)

Pl.: Germánium, Ón, Ólom

-oktett-expanzió: Amikor oktettnél nagyobb elektronszámú kötés alakul ki fel kell tételeznünk a hibridizációt. A harmadik főkvantumszámú héjon már lehetőség van a d pályák megjelenésére. Ez energetikailag kedvezőtlen az s és a p pályákhoz képest ezért, amikor onnan át akarunk juttatni egy elektront a d pályára, nagy energiára van szükség, ez csak speciális esetekben valósulhat meg.

Ha két atom közeledik egymáshoz, akkor az elektronfelhőkre két mag gyakorol hatást, e következtében alakulhat ki, hogy s és p pályák árnyékoló hatása csökken a d pályára nézve és az egyik atom energiája megnő, így a d pályára nagyobb erőt gyakorolhat, közelebb kerülhet a maghoz, kedvezőbb lesz és átléphetnek rá az elektronok. Erre addig van lehetőség, amíg van hely a d pályán és az s és p pályán párosított elektronok vannak. Így akár 7 kötőelektron is lehet. Erre csak a fluor, az oxigén és a klór alkalmas.

Pl.: ClF₃ – 3 kötőelektron

      BrF₅ – 5 kötőelektron

         IF₇ – 7 kötőelektron

-koordinatív kovalens kötés (datív kötés): ennél a kötésnél egy olyan atom kerül kölcsönhatásba, amelynek a külső elektronhéján be nem töltött pályák vannak, egy olyannal, amelynek a pályái teljesen feltöltöttek. Donor-akceptor viszony alakul ki. Nemcsak egy elektront ad az egyik a kötésbe, hanem mindkettőt a másik pedig egyet sem. (ez elektronszegény és elektrongazdag atomok között alakulhat ki)

Végeredmény szempontjából nem tudjuk megkülönböztetni a sima kovalens kötéstől, csak a folyamatában van különbség.

Pl.: NH₃ + H = NH₄

-többszörös kötések: két atomfajta között nemcsak egy közös elektronpárral jöhet létre kötés, hanem többel is (max. 3) Ilyenkor kialakult kötések nem egyforma erősségűek az elektronburkok taszítása miatt. (a kétszeres kötés erősebb, mint az egyszeres, de nem kétszer olyan erős)

Pl.: F₂

 Akkor is létrejöhet ilyen kötés, ha az egyik atom nem rendelkezik ehhez elég párosítatlan elektronnal. Például a BF₃, ennél a molekulánál a bórnál elektron telítettlenség, a fluornál telítettség alakul ki, ezek kiegyenlítődésre törekszenek, ezért a fluor az igénybe nem vett elektronpárjával visszaköt. (ezért nem mondhatjuk, hogy a BF₃-ban 3 egyszeres kötés van)

 Átmeneti fémeknél nem mindig létesül annyi kötés, amennyit a párosítatlan elektronok megengednének, ezért könnyen reagálnak olyan rendszerekkel, ahol van igénybe nem vett elektronpár.

-rezonancia módszer: A leírtakat feltételezi. A BF₃-nál felvethetjük, hogy a fluor egyik igénybe nem vett elektronpárja beköt a bór p pályájára, ekkor azonban az egyik kötésnek rövidebbnek kellene lennie, de valójában egyformák. (ebből adódóan egyforma a kötések erőssége, tehát mindnél ott van a bekötött elektronpár)

-egyelektronos kötés: erőssége kb. a fele az elektronpárral létesítettnek, általában akkor van ilyen kötésre szükség, amikor az adott elem elektronjainak száma kevesebb, mint a betöltésre alkalmas pályák száma.

Pl.: a H₂⁺-ban sokkal gyengébb a kötés, mint a H₂-ban és távolabb is van a két atommag. 1 elektron sokkal kevésbé fogja össze őket, mint 2.

Fémes kötés

-jól vezetik az elektromosságot és a hőt

-nem fényátbocsátóak, csillogó fényűek és szürkésfehér színűek (kivétel az arany és a réz)

-tömör, nagy sűrűségű és szoros illeszkedésű kristályrácsot képeznek

-a nyújthatóságuk, hajlíthatóságuk és alakíthatóságuk arra utal, hogy a rácsot kevéssé irányított erők tartják össze, amik viszont igen erősek

-többségük 3 nagy szimmetriájú kristályrácsban kristályosodik (mind 3dimenziós):

1.       lapcentrált kockarács – koordinációs szám: 12

2.       hexagonális rács – koordinációs szám: 12

3.       tércentrált kockarács – koordinációs szám: 8+6=14

 az első és a második a szorosabb, ez a két rács csak a C síkban elhelyezkedő háromszöget alkotó 3 atom elhelyezkedésében különbözik

-a fémekben az elektronok mozgása nem teljesen szabad, vannak olyan elektronok, amik nem mozoghatnak szabadon, ezek a teljesen betöltött vegyértéksávokon helyezkednek el és vannak, amik mozoghatnak azok, pedig a vezetősávon (ezek miatt vezetik az elektromosságot)

Átmeneti kötéstípusok

A valóságban a tiszta kovalens és tiszta ionos kötés jóval ritkább, mint a közöttük lévő átmenetek.

-polarizáció: a molekula polaritásában változást előidéző folyamatot polarizációnak nevezzük, megítéléséhez két dolgot kell figyelembe venni: a polarizáló erőt és a polarizálhatóságot, ezek a dolgok az ion nagyságával, a töltésük nagyságával és az elektronburkuk lezártságával függnek össze

megfigyelhető hatást fejt ki a vegyületek fizikai és kémiai tulajdonságaira (op., fp., termikus stabilitás)

Másodlagos kötőerők

van der Waals-féle kötés

A nemesgázok és az egyéb kevésbé reakcióképes gázok (pl.: N₂, H₂, CH₄) is cseppfolyósíthatók és szilárd állapotba hozhatók, de ezeknél a vegyértékhéj teljesen betöltött, ezért nem beszélhetünk kovalens, vagy ionos kötésről a szilárd és az olvadékállapotot létrehozó összetartó erő magyarázatakor. Ez a kötés az ionos és a kovalens kötéshez képest nagyon kicsi.

Három alapvető formája van:

1.       pillanatnyi dipólus – indukált dipólus kölcsönhatás

Az olyan molekulák, amelyek alapvetően nem dipólus-molekulák is lehetnek pillanatnyilag (átmenetileg) dipólusosak, ugyanis nagyon valószínűtlen az, hogy az elektronok úgy helyezkednek el azt atommag körül, hogy pont kiegyenlítsék egymást és minden pillanatban minden elektronnal pontosan szemben van egy másik is. Ezért az atomnak egyes pillanatokban lesznek nagyobb és kisebb elektronsűrűségű részei. Ez azonban  a szomszédos atomban dipólust indukál és ez a kölcsönhatás vonzóerőként jelentkezik. Ezt úgy is felfoghatjuk, hogy két vagy több önmagában nem poláros molekula (atom) elektronjai úgy szinkronizálják mozgásukat, hogy eredőként maximálissá váljon az elektron – atommag vonzás és minimálissá az elektron – elektron taszítás. Ez a kötés extrém rövid távú.

2.       dipólus – dipólus kölcsönhatás:

Két dipólusos molekula kapcsolódása. Ezen belül is két fajta létezik. 1.- az egyik dipólus végéhez csatlakozik a másik (egy vonalon helyezkedik el a két molekula) 2.- a két dipólus antiparalel áll be (egymással párhuzamosak a molekulák és egymás mellett vannak) ennél számít a molekula „kövérsége” is

Erről a kölcsönhatásról csak addig beszélhetünk, amíg a molekulák kinetikus energiája fel nem szakítja ezt a gyenge rendezőerőt. Gázállapotban már  jelentősen lecsökken ennek a kölcsönhatásnak az ereje és a hőmérséklet emelkedésével egyre jobban csökken.

3.       dipólus – indukált dipólus kölcsönhatás:

Egy dipólusos molekula a szomszédos nem dipólus molekulában töltéseltolódást idéz elő, ami vonzóerőt eredményez.

hidrogénkötés

Akkor beszélünk hidrogénkötésről, ha a hidrogénatom két vagy több atomhoz kapcsolódik. (ez nem egy egyszerű kovalens kötés) Ennek a jelenlétét az anyag anomálisan magas olvadás- és forráspontja árulja el és az atomtávolságok is  a normális alá csökkennek. Ez lehet intermolekuláris és intramolekuláris is

Súgó Még nincs hozzászólás.

Frissítés

Csak regisztrált felhasználók írhatnak hozzászólást.