If you're seeing this message, it means we're having trouble loading external resources on our website.

Ha webszűrőt használsz, győződj meg róla, hogy a *.kastatic.org és a *.kasandbox.org nincsenek blokkolva.

Fő tartalom

A kémiai kötések

A kémiai kötések összetartják a molekulákat, és az élethez nélkülözhetetlen ideiglenes összeköttetéseket alakítanak ki. A kémiai kötések típusai: kovalens, ionos és hidrogénkötés, valamint diszperziós kölcsönhatás.

Bevezetés

Az élőlények atomokból épülnek fel, de ezek az atomok legtöbbször nem egymástól függetlenül lebegnek, hanem más atomokkal (vagy atomcsoportokkal) kölcsönhatásba lépnek.
Az atomok összekapcsolódhatnak erős kötésekkel, molekulákba vagy kristályokba szerveződve. Kialakíthatnak rövid ideig tartó gyenge kötéseket is más atomokkal ütközve, érintkezve. Mind az erős kötések, amelyek egyben tartják a molekulákat, mind a gyenge kötések, amik rövidebb ideig tartó kapcsolatokat hoznak létre, nélkülözhetetlenek szervezetünk kémiájához, és az élethez.
Miért alakulnak ki a kémiai kötések? Az egyszerű válasz az, hogy az atomok arra törekszenek, hogy elérjék a lehető legstabilisabb (legkisebb energiájú) állapotot. Számos atom akkor válik stabillá, ha a vegyérték-elektronhéjuk telítődik elektronokkal, vagy ha teljesül az oktett szabály (vagyis nyolc vegyértékelektronjuk van). Ha az atomokban nem áll fenn ez az elrendeződés, akkor erre fognak törekedni oly módon, hogy elektront adnak le vagy vesznek fel, illetve osztanak meg a kötéseken keresztül.

Ionok és ionos kötés

Vannak olyan atomok, melyek stabilabbá válnak, ha felvesznek vagy leadnak egy (vagy több) elektront. Ha ez megtörténik, az atomokból ionok azaz töltött részecskék keletkeznek. Az elektronfelvétel vagy -leadás eredményeként telítődhet az atom külső elektronhéja, ezáltal energetikailag stabilisabb állapot alakul ki.

Ionok keletkezése

Az ionoknak két típusa van. A pozitív töltésű kationok elektronleadással keletkeznek. Például amikor a nátriumatom lead egy elektront, nátriumionná, Na+ alakul. A negatív töltésű ionok elektronfelvétellel keletkeznek, ezeket anionoknak nevezzük. Az anionok elnevezésekor az "-id" végződést használjuk, például a klórból keletkező aniont kloridnak (Cl) nevezzük.
Azt a folyamatot, amikor egy atom lead egy elektront, amit egy másik atom felvesz, elektrontranszfernek nevezzük. A nátrium- és klóratomok példája jól szemlélteti az elektrontranszfert.
A nátriumnak (Na) csupán egy elektronja van a külső elektronhéján, emiatt könnyebb (és energetikailag is kedvezőbb), ha leadja ezt az egy elektront, ahelyett hogy másik hét elektront szerezne a külső elektronhéj telítéséhez. Emiatt a nátrium általában leadja ezt az egy elektront, és Na+-iont képez.
Ezzel szemben a klór (Cl) külső elektronhéján hét elektron van. Ebben az esetben egyszerűbb egy további elektront felvenni, mint hetet leadni, ezért a klór általában felvesz egy elektront és kloridionná (Cl) alakul.
Kép forrása: OpenStax Biology.
A nátrium és a klór reakciója során a nátrium leadja az egyetlen külső elektronját, amit a klór felvesz. Ekkor a nátrium külső elektronhéja kiürül, míg a klór külső elektronhéja telítődik, vagyis mindkét ion teljesíti az oktett szabályt, és a külső elektronhéjuk telített lesz. Mivel az elektronok és a protonok száma ekkor már nem egyezik meg, ezért a két atomból +1, illetve –1 töltésű (Na+)-, illetve (Cl)-ion keletkezik.
Az elektronleadásnak és elektronfelvételnek általában egy időben kell megtörténnie. Ahhoz, hogy a nátriumatom leadhassa az elektronját, szükség van egy megfelelő fogadó partnerre, ami ebben az esetben a klór.

Ionos kötés kialakulása

Ionos kötések ellentétes töltésű ionok között alakulnak ki. Például a pozitív töltésű nátriumionok és a negatív töltésű kloridionok vonzzák egymást, így alakul ki a nátrium-klorid vagy más néven a konyhasó. A konyhasó, számos ionos vegyülethez hasonlóan nem csak egy-egy nátrium- és kloridionból áll, hanem sok, ismétlődő, szabályos 3D szerkezetbe rendezett ionból álló kristályt alkot.1
Az élettanban bizonyos ionokra (pl. nátrium, kálium, kalcium) elektrolitokként hivatkoznak. Ezek az ionok létfontosságúak az idegek ingerületvezetéséhez, az izmok összehúzódásához és a vízháztartás egyensúlyának fenntartásához. Számos sportital és táplálékkiegészítő tartalmazza ezeket az elektrolitokat, hogy fogyasztásukkal pótolni tudjuk a szervezetből izzadás során elvesztett ionokat.

Kovalens kötés

Az atomok stabilis állapotba kerülésének másik lehetősége, ha megosztják az elektronokat (ahelyett, hogy teljes mértékben felvennék vagy leadnák őket), ily módon kovalens kötést alakítva ki. Az élő szervezetek molekuláiban a kovalens kötés sokkal gyakoribb, mint az ionos kötés.
A kovalens kötések kulcsfontosságú szerepet töltenek be például a szén alapú szerves molekulák, mint a DNS és fehérjék felépítésében. A kovalens kötések emellett megtalálhatóak kisebb, szervetlen molekulákban is, mint például a H2O, CO2, és O2 molekulákban. Egy, kettő vagy három elektronpár oszlik meg az atomok között, ami egyszeres, kétszeres vagy háromszoros kötéseket eredményez. Minél több elektron oszlik meg a két atom között, annál erősebb kötés alakul ki.
Példavegyületként nézzük a vízmolekulát. Egy vízmolekulában (H2O) két hidrogénatom kapcsolódik egy oxigénatomhoz. Minden hidrogén megoszt egy elektront az oxigénnel, és az oxigén is megoszt egy-egy elektront mindkét hidrogénnel:
Kép forrása: OpenStax Biology.
A megosztott elektronok idejüket részben a hidrogén-, részben az oxigénatom vegyérték-elektronhéjain töltik, ezáltal olyan struktúra alakul ki, mintha minden atom telített vegyérték-elektronhéjjal rendelkezne (két elektron a hidrogén, nyolc elektron az oxigén esetében). Ebből adódóan a vízmolekula sokkal stabilisabb, mint az azt felépítő atomok külön-külön.

Poláros kovalens kötés

A kovalens kötésnek két alapvető típusa van: a poláros és az apoláros. A poláros kovalens kötésben az elektronok egyenlőtlenül oszlanak meg az atomok között, és sokkal több időt töltenek az egyik atom közelében, mint a másiknál. Mivel az elektronok a különböző elemek atomjai között egyenlőtlenül oszlanak meg, a kialakuló molekulában kismértékben pozitív (δ+) és kismértékben negatív (δ–) töltésű térrészek alakulnak ki.
A vízmolekulában (lásd fent), az oxigén poláros kötéssel kapcsolódik mindkét hidrogénatomhoz. Az oxigén elektronegativitása sokkal nagyobb, mint a hidrogéné. Ez azt jelenti, hogy a megosztott elektronokat sokkal erősebben vonzza, így az oxigénen részleges (parciális) negatív töltés (nagy elektronsűrűség), míg a hidrogénen részleges pozitív töltés (kis elektronsűrűség) alakul ki.
Általában a kötést létrehozó két atom relatív elektronegativitása (a közös elektronok "kisajátítására" való hajlandósága) határozza meg, hogy poláros vagy apoláros kovalens kötés alakul ki közöttük. Ha egy elem elektronegativitása jelentősen nagyobb, mint a többi elemé, a kialakuló kovalens kötés poláros lesz, vagyis a molekula egyik oldala kismértékben pozitív, míg a másik oldal kismértékben negatív töltésű lesz.

Apoláros kovalens kötés

Apoláros kovalens kötés alakul ki ugyanazon elem két atomja között, vagy ha a különböző elemek atomjainak elektronvonzó képessége többé-kevésbé azonos (a megosztott elektronok egyenletesen oszlanak meg a két atom között). Például az oxigénmolekula (O2) apoláros, mivel az elektronok a két oxigénatom között egyenletesen oszlanak meg.
Egy másik példa az apoláros kovalens kötésre a metánmolekula (CH4). A szén külső elektronhéján négy elektron van, így további négy elektronra van szüksége a stabilis oktett állapot eléréséhez. Ezt úgy éri el, hogy megosztja az elektronjait négy hidrogénatommal, melyek mindegyike egy-egy elektront ad. A másik oldalt nézve, minden egyes hidrogénatomnak egy további elektronra van szüksége ahhoz, hogy feltöltse a külső elektronhéját, amit a szén megosztott elektronjai biztosítanak. Annak ellenére, hogy a szén és a hidrogén elektronegativitása nem egyezik meg teljesen, nagyon hasonlóak, így a szén-hidrogén kötéseket apolárosnak tekintjük.
A kép az OpenStax Biology ábrájának módosított változata.

Hidrogénkötés és diszperziós kölcsönhatás

A kovalens és az ionos kötéseket általában erős kötésnek tekintjük. Azonban más típusú, rövidebb ideig tartó kötések szintén kialakulhatnak atomok vagy molekulák között. A biológiában két gyenge kötéssel találkozhatunk gyakrabban, ezek a hidrogénkötés és a diszperziós kölcsönhatás.
Nem szeretnénk túldramatizálni, de enélkül a két kötés nélkül a ma ismert élet nem létezhetne. A hidrogénkötés felelős például a víz számos, az élet fennmaradásához nélkülözhetetlen tulajdonságáért, és ez stabilizálja a sejtek két kulcsfontosságú alkotójának, a DNS-nek és a fehérjéknek a szerkezetét is.

Hidrogénkötés

Egy hidrogént is magába foglaló poláros kovalens kötésben (pl. egy O-H kötés a vízmolekulában), a hidrogénnek gyenge pozitív töltése lesz, mivel a kötésben résztvevő elektronok a másik elem felé tolódnak. Emiatt a gyenge pozitív töltés miatt, a hidrogén vonzza a környező negatív töltéseket. Ezt a kölcsönhatást hidrogénkötésnek nevezzük.
A hidrogénkötés viszonylag gyakori, és a vízmolekulák különösen sokat alakítanak ki. Az egyes hidrogénkötés ritka és könnyen felhasad, de több hidrogénkötés együtt nagyon erős lehet.

Diszperziós kölcsönhatás

A hidrogénkötéshez hasonlóan a diszperziós kölcsönhatás is viszonylag gyenge kötőerő a molekulák között. A hidrogénkötéssel ellentétben bármilyen atomok vagy molekulák között előfordulhat, és az elektroneloszlás ideiglenes torzulása miatt alakul ki.
Hogyan működik? Mivel az elektronok folyamatosan mozgásban vannak, lesz olyan pillanat, amikor egy atom vagy molekula elektronjai úgy rendeződnek, hogy részleges negatív töltés alakul ki a molekula egyik részén (és részleges pozitív töltés a másikon). Ha egy ilyen töltésegyenlőtlenséggel rendelkező molekula nagyon közel kerül egy másik molekulához, abban hasonló töltésátrendeződést okozhat, ennek következtében a két molekula átmeneti pozitív és negatív töltése vonzani fogja egymást.2
A van der Waals erők gyűjtőkifejezés olyan molekulák közti kölcsönhatásokra utal, amik se nem kovalensek se nem ionosak. A hidrogénkötés és a diszperziós kölcsönhatás is ebbe a csoportba tartozik.3 Bizonyos tankönyvek a "van der Waals erők" kifejezés alatt csupán a diszperziós kölcsönhatást értik, így mindenképpen bizonyosodj meg afelől, hogy tudod, a tankönyved vagy a tanárod melyik definíciót használja.

Hogyan működik ez a sejtekben?

Mind az erős, mind a gyenge kölcsönhatások kulcsfontosságúak a sejtjeink és testünk kémiájában. Erős kovalens kötések tartják össze például azokat a kémiai építőelemeket, amelyek a DNS-szálat építik fel. Azonban a DNS kettős hélix szerkezetében a két DNS-szálat gyengébb hidrogénkötések tartják össze. Ez a gyenge kötés felelős a DNS molekula stabilitásáért, de ugyanakkor lehetővé teszi a szerkezet felnyílását a DNS átmásolásához és a benne tárolt információ felhasználásához.
Általánosságban nézve, az ionok, vízmolekulák és poláros molekulák közti kötések folyamatosan keletkeznek és hasadnak fel a sejt vizes közegében. Ebben a környezetben a különböző típusú molekuláknak lehetőségük van arra, hogy kölcsönhatásba lépjenek egymással gyenge, töltésalapú kölcsönhatásokon keresztül. Például a Na+ ion egyik pillanatban még egy vízmolekulával van kölcsönhatásban, a következő pillanatban pedig már egy fehérje negatívan töltött részéhez kötődik.
Hihetetlen belegondolni abba, hogy milliárdnyi kémiai kölcsönhatás—erős és gyenge, stabil és ideiglenes—tartja össze és működteti jelenleg is a testünket!

Szeretnél részt venni a beszélgetésben?

Még nincs hozzászólás.
Tudsz angolul? Kattints ide, ha meg szeretnéd nézni, milyen beszélgetések folynak a Khan Academy angol nyelvű oldalán.