Az első rendű kémiai kötések két, vagy több atom között létrejövő erős kötések.

a., Ionkötés

Ionkötés kis és nagy elektronegativitású atomok halmazai közötti kölcsönhatáskor alakul ki. Legismertebb ionkötésű vegyület a konyhasó, kémiai nevén nátrium-klorid.

Nátrium-atom

  • 3s atompályáján egyetlen elektron van.
  • Ez az elektron egy nem lezárt héjon helyezkedik el, ezért az atommagtól viszonylag távol van, és laza szerkezetű.
  • Ha a nátrium ezt az elektront leadja, akkor szerkezete a 10-es rendszámú neonéhoz hasonlóvá válik.

 

Klór-atom

  • A 3p atompályáján csak 5 elektron van.
  • Még egy elektronra lenne szüksége, hogy a szerkezete a 18-as rendszámú argonéhoz hasonlóvá váljon.

Ha ez a két atom egymás közelébe kerül, akkor a nátrium-atom azáltal stabilizálódik, hogy leadja az elektronján, a klór pedig akkor kerül alacsonyabb energetikai állapotba, ha ezt felveszi.

Na – e → Na+

Cl + e → Cl

Az így kialakuló ellentétes töltésű ionok között fellépő elektromos vonzóerő tartja össze ionrácsos anyagok kristályrácsát.

 

b., Kovalens kötés

Kovalens kötésről akkor beszélünk, ha két atomtörzset közös elektronfelhő kapcsol össze.

A legegyszerűbb példa a kovalens kötésre a hidrogénmolekula, amely két protonból és két elektronból áll.

  • Ha két hidrogénatom közeledik egymás felé, akkor a kölcsönhatás következtében a négy elemi részecskéből kialakul az atomnál stabilabb állapot.
  • Ebben az állapotban mindkét elektron ugyanabban a térfogatban található. Ez csak úgy valósulhat meg, hogy a két elektron spinkvantumszáma különböző. Tehát a molekula képződésére is igaznak kell lenni a Pauli-elvnek.
  • Mindkét elektron mindkét atommagot körbefogja.
  • A két atommag közötti térrészben a legnagyobb az elektronfelhő sűrűsége.

 

Általánosan:

  • Molekula képződésekor az atomok legkülső elektronhéján lévő valamennyi elektron molekulapályára kerül.
  • A molekulapályák energiája mindig alacsonyabb, mint az atompályák energiája.
  • A molekulapályákra került elektronok közül annyi létesít kovalens kötést, amennyire az atomoknak szükségük van a nemesgázszerű szerkezet kialakításához.
  • A többi molekulapályára kerülő elektron úgynevezett nemkötő molekulapályán fog elhelyezkedni.
  • Ha a kovalens kötés elektronfelhője két azonos elektronegativitású atomtörzset köt össze, akkor a kovalens kötés szimmetrikus elrendezésű. Ilyenkor apoláris kovalens kötésről beszélünk.
  • Ha a közös elektronpár két különböző elektronegativitású atomtörzset kapcsol össze, akkor az elektronfelhő nem lesz szimmetrikus. A nagyobb elektronegativitású atom jobban vonzza a kovalens kötésben lévő közös elektronokat. Ilyenkor pólussal rendelkező, poláris kovalens kötés alakul ki.

 

c., Fémes kötés

  • Fémes kötés a kis elektronegativitású atomok halmazából alakul ki.
  • Az atomok a legkülső elektronhéjon lévő, lazán kötött elektronjaikat leadják.
  • Így pozitív töltésű fémionok keletkeznek, amelyek szerkezete hasonlít nemesgázokéhoz.
  • A leszakadó elektronok kollektív, delokalizált elektronfelhőként fogják körbe a fémionokat.

 

1. Soroljuk fel és jellemezzük az elsőrendű kémiai kötéseket! Mi az alapvető különbség a kötések között?

 Elsőrendű kémiai kötés:

  • Kovalens
  • Fémes
  • Ionos

 a,. kovalens kötés: közepes vagy nagy elektronvonzó képességű atomok között jön létre. A kapcsolódó atomok elektronokat tesznek közössé. A közös elektron-pár (vagy elektronpárok) mindkét atomhoz tartozik, egyidejűleg két atommag vonzása alatt áll.

A kovalens kötésnek két fajtája van :

 – azonos atomok közötti kapcsolódáskor: a kötő elektronpár mindkét atomhoz egyformán tartozik . Ezt apoláris kovalens kötésnek nevezzük. Ilyen kötésekre példa a: H2, O2, a Cl2, az N2 molekula vagy a gyémánt.

 – különböző atomok kapcsolódásakor a kötő elektronpár a nagyobb elektron-vonzó képességű atom körül nagyobb negatív töltéssűrűséget hoz létre. Az eltérő elektronvonzó képességű atomok poláris kovalens kötéssel kapcsolódnak össze. Ilyen kötésekre példa: a H2O, a HCl, az NH3, a CO2 vagy a CH4 molekula.

 

b., fémes kötés: a külső elektronhéjukon kevés elektront tartalmazó, kis elektronvonzó képességű fématomok között jön létre. A lazán kötött elektronok valamennyi atom vonzása alá kerülnek, valamennyi fématomhoz tartoznak. Az egész halmazt a közös elektronfelhő tartja össze. A fémes kötés az összes kapcsolódó fématomot fémrácsba rendezi, valamennyi fém fémrácsban kristályosodik.

c., ionkötés: Ellentétes töltésű ionon között jön létre, elektrosztatikus jellegű kötés.

 

2, Állapítsuk meg, hogy az alábbi felsorolt elemek atomjai között milyen kötések kialakulása lehetséges H, Cl, Na

  •  a, azonos atomok kapcsolódása esetén

 H2: apoláris kovalens; Cl2: apoláris kovalens; Na – fémes kötés

 

  • b, különböző atomok kapcsolódása esetén

 HCl: poláris kovalens; NaCl: ionos kötés

 

Mely esetben jöhetnek létre önálló molekulák illetve szilárd kristályok?

  •  önálló molekulák: poláris kovalens (HCl)
  •  szilárd kristályok: ionos kötés (NaCl)

 

3, Milyen energetikai magyarázata van a kémiai kötések kialakulásának?

Energiaminimumra törekvés, molekuláris formában kisebb az energiája mint atomosan.

 

4, Az alább felsorolt kötésienergia-értékeket rendeljük a megfelelő hidrogén-halogenidekhez! Indokoljuk a választást!

 431 kJ/mol, 366 kJ/mol, 298 kJ/mol, 563 kJ/mol

A méret növekedésével az atommagok távolsága növekszik, ezért kisebb a kötésenergia.

HF, HCl, HBr, HI

HF 563 kJ/mol

HCL 431 kJ/mol

HBr 366 kJ/mol

HI 298 kJ/mol