Kémiai kötések
Miért alakulnak ki kémiai kötések? Nagyrészt azért, hogy csökkentsék a rendszer potenciális energiáját (PE). A potenciális energia a pozitív és negatív töltések kölcsönhatásából keletkezik. Atomi szinten a pozitív töltéseket a protonok, a negatív töltéseket pedig az elektronok hordozzák.A PE kiszámítható a Coulomb-törvény segítségével, amely két töltés, Q1 és Q2 szorzata osztva a töltések közötti távolsággal, d. Ha a két töltés azonos előjelű (+ class=GramE>,+ vagy -,-), a PE pozitív szám lesz. A hasonló töltések taszítják egymást, így a pozitívPE destabilizáló tényező. Ha a két töltés különböző előjelű, akkor a PE negatív lesz. Ez vonzó erőt jelez a töltések között, és stabilizáló tényező. A kémiai kötés a PE csökkenéséhez és stabilabb kémiai fajok kialakulásához vezet.
Ionkötés
Ionkötések alakulnak ki fémek és nemfémek között. A fémek a periódusos rendszer bal oldalán lévő elemek. A leginkábbfém elemek a cézium és a francium. A fémek hajlamosak elektronokat veszíteni a nemesgáz elektronkonfiguráció elérése érdekében. Az 1. és 2. csoport (az aktívfémek) 1, illetve 2 valenciaelektront veszítenek alacsony ionizációs energiájuk miatt. A nemfémek a periódusos rendszer jobb felső sarkában lévő elemekre korlátozódnak. A legtöbb nemfémes elem a fluor. A nemfémek hajlamosak elektronokat nyerni, hogy nemesgáz-konfigurációkat érjenek el. Viszonylag nagy elektronaffinitással és magas ionizációs energiával rendelkeznek. A fémek hajlamosak elektronokat veszíteni, a nemfémek pedig elektronokat nyerni, így az e két csoportot érintő reakciókban elektronátvitel történik a fémből a nemfémbe. A fém oxidálódik, a nemfém pedig redukálódik. Erre példa a fém nátrium és a nemfém klór közötti reakció. A nátriumatom lead egy elektront, hogy Na+ iont képezzen, a klórmolekula pedig elektronokat nyer, hogy 2 Cl-iont képezzen. Ezen anionok és kationok töltéseit egy kristályrács kialakításával stabilizálják,amelyben minden iont ellenionok vesznek körül.
Kovalens kötés
A kovalens kötés nem fémek között jön létre. Nem történik elektronátadás, hanem a valenciaelektronok megosztása. A nemfémek mindegyike meglehetősen magas ionizációs energiával rendelkezik, ami azt jelenti, hogy viszonylag nehéz eltávolítani a valenciaelektronjaikat. A nemfémeknek is viszonylag nagy az elektronaffinitásuk, tehát hajlamosak elektronokat magukhoz vonzani. Tehát megosztják valenciaelektronjaikat más nemfémekkel. A megosztott elektronokat a két atommag között tartják. A kovalens vegyületek képlete azon atomok tényleges számát jelöli, amelyek molekulákat alkotnak, mint például a C6H12O6 a glükóz esetében. A kovalens vegyületek önálló molekulákként léteznek.
Metálkötés
A fématomok között létezik fémkötés. A fémek viszonylag alacsony ionizációsenergiával rendelkeznek (könnyen eltávolítható elektronok), de alacsony elektronaffinitással is (nagyon kis elektronnyerési hajlam). Tehát a fémek megosztják egymással az elektronokat. Ez azonban másfajta kötés, mint a kovalens kötés. A fémek megosztják a valenciaelektronokat, de ezek nem az egyes atomok között helyezkednek el. Ehelyett az egész fémben eloszlanak, és teljesen delokalizáltak. Gyakran úgy írják le őket, mint az elektronok “tengerét”, amelyek szabadon áramlanak az atomok között. Az alábbi ábra ezt próbálja bemutatni. A sötétszürke gömbök a fémmagok és a magelektronok. A világosabb szürke területek a lazán tartott valenciaelektronok, amelyeken ténylegesen az összes fématom osztozik.
Ionkötés – rácsenergia
A fémek és nem fémek kölcsönhatásban ionos vegyületeket alkotnak. Erre példa a Naés Cl2 közötti reakció.
Az alábbi linken (ami néha működik, néha nem) látható ez a reakció.
2 Na (s) + Cl2 (g) → 2 NaCl (s)
Ez egy rendkívül exoterm reakció. Nagy mennyiségű hő szabadul fel, ami a rendszer PE-jének nagymértékű csökkenését jelzi.
A termék, a NaCl sokkal stabilabb, mint a reaktánsok, a Na és a Cl2.
Ez a reakció néhány lépésre bontható, hogy meghatározzuk az energia forrását. A végső válaszként nagy negatív számot várunk.
Először a nátrium ionizálódik:
Na (g) → Na+ + e- I1 = 494 kJ/mol
Az elektron eltávolításához energiát kell hozzáadni.
A klór ionizálódik:
Cl(g) + e- → Cl-sup> (g) Elektronaffinitás = -349 kJ/mol
Energiát adunk le, amikor a klór elektronhoz jut.
A kettő összege pozitív. Kell lennie egy másik lépésnek is. Ez a lépés az ionok kristályrácsba való összerendeződését jelenti, ezért nevezzük rácsenergiának.
A NaCl esetében ez class=GramE>-787 kJ/mol.
Ez a szoros közelségben tartott anionok (Cl-)és anionok (Na+) közötti erős vonzást jelenti. A kölcsönhatás coulombikus, arányos a töltések nagyságával és előjelével, és fordítottan arányos a köztük lévő távolsággal.
Lewis elektron-pont szimbólumok
A kémikus, G. N. Lewis egy egyszerű módszert dolgozott ki a valenciaelektronok elszámolására, amikor az atomok kötéseket képeznek. A Lewis-féle elektronpontos szimbólumok az egyes atomok valenciaelektronjait ábrázolják. Maga az elem szimbóluma, az atommagot és a magelektronokat jelképezi, és minden egyes “pont” egy valenciaelektront jelöl.
Az alábbiakban ezek láthatók:
A fémeknél (a piros vonaltól balra) a pontok összessége olyan elektronokat jelöl, amelyeket az elem elveszíthet, hogy kationt képezzen. A nemfémeknél (a piros vonaltól jobbra) a párosítatlan pontok száma jelzi azon elektronok számát, amelyek párosodhatnak az elektronok megszerzése vagy megosztása révén. A párosítatlan pontok száma tehát vagy az anion negatív töltésének felel meg, amely egy fémmel való elektronátadásból keletkezik, vagy a kovalens kötések számának, amelyeket az elem más nemfémekkel való elektronmegosztás révén képezhet. A két ponttal rendelkező Mg hajlamos az Mg2+ ion kialakítására. A szén, amelynek 4 párosítatlan pontja van, fémekkel reagálva képes a C4- karbidiont képezni, vagy nemfémekkel reagálva négy kötést képezhet.
A Na és a Cl2 közötti reakció felírható a Lewis-féle elektronpontos szerkezetük alapján:
Ion-sugár
Amikor az atomok elektronokat veszítenek, hogy kationokat képezzenek, az ion-sugár mindig kisebb, mint az atomsugár. Kevesebb elektron van, változatlan nukleáris töltés mellett, Z. Ez azt jelenti, hogy a maradék elektronokat erősebben és szorosabban fogják az atommaghoz tartani. Amikor az atomok elektronokat nyernek anionok képződéséhez, az ionrádiusz mindig nagyobb, mint az atomsugár. Több elektron esetén az elektron/elektron taszítás nagyobb, ami destabilizálja az atomot, és az elektronok távolabb kerülnek az atommagtól. Az alábbiakban az ionos sugarak táblázatát láthatjuk.
A nátrium elemi sugara nagyobb, mint a klóré. Amikor azonban ionizálódnak, relatív méreteik megfordulnak. Nagyon nehéz megjósolni az abszolút méreteket.
Relatív méreteket lehet megjósolni izoelektronikus sorozatokra, olyan fajokra, amelyek azonos számú elektronnal rendelkeznek. Például az O2-nak és az F-nek egyaránt 10 elektronja van. Az oxigén magtöltése +8, a fluoré pedig +9. A pozitív töltések nőnek, de a negatív töltések nem változnak (-10). Tehát az F- a megnövekedett vonzás miatt kisebb lesz (+9/-10 a +8/-10-hez képest). Az In3+, Sn4+ és Sb5+ sorozatok ugyanezt a tendenciát mutatják. Mindegyikük 46e-, de a magtöltésük +49, +50 és +51. Az Sb5+ a legkisebb a három közül.