kötések

Ebben a részben a kémiai kötésekkel, rácsokkal foglalkozok

A körülöttünk lévő világban a különböző anyagok az egyszerű anyagoknak (elemeknek) a kombinációja. Erre nagyon egyszerű példa a víz. 2 rész hidrogénből és 1 rész oxigénből épül fel.

A víz fizikai tulajdonságait az életből nagyjából ismerjük mégis ki gondolná, hogy 2 gáz halmazállapotú alkotórészből áll?

A vegyületek leegyszerűsítve különböző anyagok kombinációja, amelyeket kémiai kötések tartanak össze. Az előző részben leírtam, hogy az atomokban az elektronok az atompályákon mozognak. De amint 2 atom molekulává egyesül, egy sokkal stabilabb rendszert fognak alkotni, mint azelőtt (azért is kapcsolódnak össze). A molekulák létrejöttekor kiépülnek a molekulapályák, amelyeken az elektronok ugyanúgy fognak keringeni, mint korábban az atompályákon.

Meg kell említeni egy pár fogalmat, hogy a továbbiakat megértsük. Vannak az úgynevezett kötőelektron párok, amelyek részt vesznek a kötések kialakításában (általában 2 atom ad közösbe annyi elektront, amennyi feleslegben van). A nem kötő elektronok, ahogy a neve is mutatja, nem vesznek részt a kötésben. (csak a helyet foglalja)

A molekulákat két részre bontjuk az elektroneloszlásuk szerint. Vannak poláris (dipólus) és apoláris molekulák. Ezek azért fontosak, mert például két anyag oldódásáról nagyon sokat elárul.

Polárisak azok a molekulák, amelyeknek szélsőséges az elektroneloszlása, és/vagy a molekula nem szimmetrikus. Apolárisak azok amelyeknek egyenletes az elektron eloszlása, és/vagy a molekula szimmertrikus. A szimmetria torzulását általában a nem kötő elektronok okozzák, mert elfoglalják azt a helyet ahová ha atom kötődne, szimmetrikus lenne a rendszer.

Az előbb említett víz, poláris vegyület, így csak poláris vegyületeknek az oldószere. Magyarázatként tanulmányozzuk a rajzot.

Apoláris vegyület például a metán, nézzük meg a rajzot. A kémiai kötések erősségük szerint lehet elsőrendű és másodrendű (diszperziós). Az elsőrendű kötések: ionos kötés, kovalens kötés, fémes kötés A másodlagos kötések: molekulák egymással való kölcsönhatása, pl. 2 vízmolekula egymáshoz való orientációja.

Ilyen másodlagos kötések a hidrogén kötés, Van der Waals kötés.

Az elsőrendű kötések magyarázatát az elektronvonzó-képesség fogalmán keresztül magyarázom el. Az elektronvonzó-képesség vagy elektronegativitás azt mutatja meg, hogy egy atom mennyire ragaszkodik az elektronhoz. Minél közelebb van a VIII. főcsoporthoz és minél kevesebb elektron pályája van annál nagyobb. A fluornak (F) van a legmagasabb elektronegativitása. Most, hogy ezt a fogalmat tisztáztuk akkor bele is vághatunk az elsőrendű kötésekbe.

Kovalens kötés 2 olyan atom között alakulnak ki amelyek elektoronegativitásuk különbsége maximum 1,6. Ezek általában csak a nemfémek között alakulnak ki. 1,6-os elektronegativitás különbség felett már ionos kötésekről beszélünk.
Ionos kötés általában fém és nemfém között alakulnak ki.
Fémes kötés csak fémek között, illetve fémrácsban (erről később) találkozunk. Ennek az a lényege, hogy a vegyérték elektronok (külső elektronok) távol vannak az atomtörzstől. Ez a magyarázat arra, hogy alacsony az ionizációs energiájuk, vezetik az áramot, könnyű a megmunkálhatóságuk.

A másodrendű kötések-mint már említettem- molekulák között alakulnak ki. Ezeknek a kötési energiájuk legalább 1 nagyságrenddel kisebb, mint például egy kovalens kötésnek, így energiaközlés hatására a másodrendű kötés fog előbb felbomlani, míg az elsőrendű kötések megmaradnak. Ezért van, hogy amikor a jeget elkezdjük melegíteni, akkor a szabályos kristályszerkezet felbomlik és vízzé alakul. A hidrogén és az oxigén között ugyanúgy megmarad a kovalens kötés, vagyis a kémiai tulajdonságai nem változnak, csak egy halmazállapot változás követezik be.

A hidrogén kötésről beszélhetünk molekulán belüli és molekulán kívüli megvalósulásról. A másodrendű kötések között ennek van a legnagyobb kötési energiája. Általában olyan esetben alakul ki amikor van egy nagy elektronegativitású molekula, amelyhez kapcsolódik egy hidrogén atom, és ez a H atom egy másik molekula nagy elekronegativitású atomjának a nemkötő elektronjával összekapcsolódik. A kölcsönhatás a H atom és a nemkötő elektronnal jön létre. Erre nagyon jó példa a fenti rajz. Ilyen kötések kialakítására képes a fluor (F); oxigén (O); és a nitrogén (N). A molekulán belüli hidrogénkötéseket a cukormolekulákban találunk meg. A hidrogénkötéseknek köszönhető a gyakorlatban a vízben való könnyű oldódás, a magas felületi feszültség és magas párolgáshő.

A Van der Waals féle kötéseket 3 csoportra szokták bontani a résztvevő molekulák elektron eloszlása szerint. (poláros vagy apoláros) A közös pont a résztvevő molekulák töltés-eloszlásának az aszimmetriája, és ezeknek a kölcsönhatása. Továbbá közös jellemző az alacsony olvadás és forráspont is. Ezek az anyagok szoba hőmérsékleten általában gáz vagy folyadék halmazállapotúak. Ha a molekula tömege nagy, akkor szilárd halmazállapotú de puha a kristályokat alkot.

1. Dipol-dipol:
A Van der Waals kötések között ennek a kötésnek van a legnagyobb kötési energiája, így ez a kötés képes létrehozni folyadék vagy szilárd halmazállapotot. Csak a poláros molekulák között jöhet létre. Az ellentétes töltésűek vonzzák egymást, így az egyik molekula képes elforgatni a másik molekulát. Ezt más néven orientációs hatásnak is szokták nevezni.

2. dipol-ion:
A jelentség ugyanaz, csak az egyik résztvevő eleve egy töltéssel rendelkező ion.

3. Indukciós hatás:
Egy poláros és egy apoláros molekula között jön létre. A lényeg, hogy a poláros molekula-amelynek az elektron eloszlása szélsőséges, torzítja az apoláros molekulát (egyenletes elektron eloszlású), így az is kis mértékben polarizálódik, és gyengén összekapcsolódnak. Ez a magyarázat arra, hogy hiába nem oldódik a kőolaj a vízben, valamennyi kisebb, illékonyabb molekulát azért képes kioldani az olajból a víz.

Az ionizációs energia az az energiamennyiség (befektetés), amely a stabil atomról elektronokat képes leszakítani. Attól függően, hogy hány elektront szakítunk ki az atomból beszélünk első, második, harmadik stb. ionizációs energiáról. Az ionvegyületeknek külön részt tervezek, majd akkor elmagyarázok mindent. Az atomrácsnak és a fémrácsnak vannak a legmagasabb rácsenergiái.

A rácsenergia az az energiamennyiség, amellyel a stabil szilárd anyagot gáz halmazállapotú ionokra lehet felbontani. A rácsenergiából következtetni lehet adott anyag olvadáspontjára. Magas rácsenergiához magas olvadáspont tartozik.

Az elekronaffinitás az mólonkénti energia amely ahhoz kell hogy egy semleges atom egy elekront felvegyen és negatív ionná váljon.
Elektropozitívak azok az elemek, amelyekkel energiát kell közölni hogy elektront vegyen fel, vagyis ezek az elemek nem nagyon fordulnak elő negatív töltéssel. (a lejtőn felfelé csak akkor lehet valamit gurítani, ha energiát közlünk vele.)
Elektronegatívak azok az elemek, amelyek elektron felvételkor energiát ad le, vagyis ezek az elemek inkább negatív töltéssel fordulnak elő.

Rácstípusok:

1. Atomrács

Atomrácsban kristályosodnak az elemek kivétel az elemmolekulák. pl. grafit, gyémánt, kvarc

Alapvető tulajdonságuk, hogy magas az olvadáspontjuk, vízben nem oldódnak, és nem vezetik az elektromos áramot, még az olvadéka sem. Háromdimenziós atomrácsot csak a IV. főcsoport elemei képesek alkotni. (gyémánt- tetraéderes szerkezet)

2. Molekularács

Molekularácsnak nevezik a már kész molekulák közötti gyenge kölcsönhatást. Molekularácsot alkotnak pl a víz, nemesgázok, elemmolekulák és más molekulákból álló vegyületek.

3. Fémrács

A fémek kristályrácsokat alkotnak. (ha megnézzük pl a pirit nevű ásványt, akkor a benne lévő vaskristályokat látjuk, szabályos kocka)

4. Ionrács

Az ionvegyületekre jellemző, az anionok-kationok közötti vonzóerő tartja össze az ionrácsot. Könnyen törnek, és vezetik az áramot.