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

Molekulák és vegyületek

A vegyületek két csoportba oszthatóak: lehetnek ionosak vagy kovalensek. A molekulák a kovalens vegyületek legegyszerűbb egységei. A molekulákat többféleképpen is felírhatjuk. 
Az atom az anyag legkisebb olyan egysége, amely még megőrzi az adott elem alapvető kémiai tulajdonságait. Azonban a kémia tudományának jelentős része azt vizsgálja, hogy mi történik akkor, amikor az atomok más atomokkal kapcsolódva vegyületeket alakítanak ki. A vegyület az atomok olyan meghatározott csoportja, melyet kémiai kötések fognak össze. Ugyanúgy, ahogy az atomokat szerkezetileg a pozitív töltésű atommag és az azt körülvevő negatív töltésű elektronburok között fellépő elektrosztatikus kölcsönhatás tartja össze, a kémiai kötések erőssége is elektrosztatikus vonzáson alapszik. További szemléltetés céljából vegyük a kémiai kötések két fő típusát: a kovalens kötést és az ionos kötést. A kovalens kötésben két atom megosztja az elektronokat, míg ionos kötés esetén az elektronok teljes mértékben átadódnak a két atom között, így ionok képződnek. Nézzük meg részletesebben a kötések ezen két típusát!

A kovalens kötés és a molekulák

Kovalens kötés akkor alakul ki, amikor két atom elektronokat oszt meg egymás között. A kovalens kötés erőssége a két pozitív töltésű atommag és a köztük lévő közös, negatív töltésű elektronok által létrehozott, megosztott elektrosztatikus kölcsönhatástól függ.
Egy egyedülálló, semleges hidrogén atom látható a bal oldalon; egy hidrogén molekula, Hstart subscript, 2, end subscript látható a jobb oldalon.
A bal oldalon látható semleges hidrogénatom egy elektront tartalmaz. Két hidrogénatom úgy tud összekapcsolódni, hogy mindketten beadják az elektronjukat az egyszeres kovalens kötésbe, ahogy ez a jobb oldali ábrán látható azon a területen, ahol az egyes hidrogénatomok körüli szürke felhők átfedik egymást. Amikor a kovalens kötés létrejön, többé nem beszélhetünk két hidrogénatomról, hanem egyetlen hidrogénmolekuláról – Hstart subscript, 2, end subscript-ről. Forrás: Wikipedia, CC BY-SA 3,0
Amikor az atomok megosztott kovalens kötéssel kapcsolódnak egymáshoz, a kialakuló atomcsoportot molekulának nevezzük. Ezért azt mondhatjuk, hogy a molekulák a kovalens vegyületek legegyszerűbb egységei. Amint azt most látni fogjuk, számos különböző módon lehet a molekulákat ábrázolni.

A molekulák megjelenítése: összegképlet / tapasztalati képlet

Az összegképlet (tapasztalati képlet), vagy molekulaképlet a molekulák megjelenítésének legegyszerűbb módja. Az összegképletben az elemek periódus rendszerbeli jelölését használjuk annak kifejezésére, hogy milyen elem atomjait tartalmazza, az alsó indexben pedig feltüntetjük, hogy az adott elemnek hány atomja van a molekulában. Például az NHstart subscript, start color #aa87ff, 3, end color #aa87ff, end subscript, ammóniamolekula egy nitrogénatomot és három hidrogénatomot tartalmaz. Ezzel szemben az Nstart subscript, start color #11accd, 2, end color #11accd, end subscriptHstart subscript, start color #e84d39, 4, end color #e84d39, end subscript, hidrazin molekula két nitrogénatomból és négy hidrogénatomból áll.
Fogalom-ellenőrzés: Az ecetsav – az ecetben található közismert sav – képlete Cstart subscript, 2, end subscriptHstart subscript, 4, end subscriptOstart subscript, 2, end subscript. Hány oxigénatom van három ecetsavmolekulában?
Kémiai tanulmányaid előrehaladtával látni fogod, hogy a vegyészek időnként különböző módokon írják fel a molekulaképleteket. Például ahogy láttuk, az ecetsav képlete Cstart subscript, 2, end subscriptHstart subscript, 4, end subscriptOstart subscript, 2, end subscript; habár gyakran CHstart subscript, 3, end subscriptCOOH formában szerepel. A második felírásmód előnye, hogy az atomok sorrendje utal az ecetsavmolekula szerkezetére – ezt félkonstitúciós vagy atomcsoportos képletnek hívják. Ez alapján a CHstart subscript, 3, end subscriptCOOH-t a molekula- és a szerkezeti képlet közötti átmenetnek is tekinthetjük. Utóbbit az alábbiakban tárgyaljuk.

A molekulák megjelenítése: szerkezeti képlet

A molekulaképlet csak azt mutatja meg, hogy az egyes elemekből hány atom van jelen a molekulában, a szerkezeti képlet azonban az atomok térbeli kapcsolódásáról is tájékoztat. A szerkezeti képletekben tulajdonképpen az atomok közötti kovalens kötéseket rajzoljuk meg. Az előző részben az ammónia molekulaképletével foglalkoztunk, ami NHstart subscript, 3, end subscript. Most lássuk a szerkezeti képletét:
Az ammónia két szerkezeti képlete.
Az ammónia, NHstart subscript, 3, end subscript kétféle szerkezeti képlete. A bal oldali képlet csupán kétdimenziós, közelítő képet ad a molekula szerkezetről, míg a jobb oldali jelzi az atomok térbeli elrendezését is. A szaggatott vonal jelenti a kép síkja mögötti területre irányulást, az ék pedig a kép síkjából történő kiemelkedést. A jobb oldali nitrogénen lévő két pont magányos elektronpár. Képek forrása: bal: Physique Applique, CC BY-NC-SA 4.0; jobb: Wikipedia, CC BY-SA 3,0
Mindkét szerkezeti képleten láthatjuk, hogy a központi nitrogénatom egy-egy egyszeres kovalens kötésen osztozik minden egyes hidrogénatommal. Ne feledd azonban, hogy az atomok és molekulák, ugyanúgy, mint a világon minden, háromdimenziósak – van hosszúságuk, szélességük és mélységük is. A bal oldali szerkezeti képleten csak egy kétdimenziós, közelítő képet kapunk a molekuláról. Viszont a részletesebb, jobb oldali szerkezeti képleten a szaggatott vonal jelzi, hogy a jobb felső hidrogénatom a kép síkja mögött foglal helyet, míg a vastag, ék alakú vonal azt jelenti, hogy a középső hidrogénatom a kép síkja előtt helyezkedik el. A nitrogén fölötti két pont magányos elektronpárt jelez, ami nem vesz részt egyik kovalens kötésben sem. A fejezet végén még tárgyalni fogjuk ennek jelentőségét. A háromdimenziós formát még pontosabban szemléltetik a térkitöltéses modellek és a gömb-pálcika modellek. Nézzük meg ezeket a modelleket az NHstart subscript, 3, end subscript példáján keresztül:
Az ammónia térkitöltéses és gömb-pálcika modellje.
Az ammónia, NHstart subscript, 3, end subscript térkitöltéses modellje a bal oldalon és a gömb-pálcika modellje a jobbon. A nitrogénatomok kék színűek, a hidrogénatomok fehérek. Képek forrása: bal: Wikipedia; jobb: Wikipedia, nyilvános domain
A bal oldali kép mutatja az ammónia térkitöltéses modelljét. A nitrogénatom középen, nagy kék gömbként, míg a hidrogénatomok a szélső részeken kisebb, fehér gömbökként vannak ábrázolva, ezáltal egy háromlábú szerkezetet alkotva. A molekula teljes alakja piramis, tetején a nitrogénatommal és háromszög alapjának csúcsain a hidrogénatomokkal. Amint azt a molekulák alakjánál és molekulák térszerkezeténél tanulni fogod, ezt az elrendezést trigonális (háromszög alapú) piramisnak hívjuk. A térkitöltéses modell legnagyobb előnye, hogy érzékelteti a különböző atomok relatív méretét – a nitrogén atomátmérője nagyobb, mint a hidrogéné.
A jobb oldali kép mutatja az ammónia gömb-pálcika modelljét. Magadtól is kitalálhatod, hogy a gömbök szimbolizálják az atomokat, a gömböket összekötő pálcikák pedig az atomok között megoszló kovalens kötéseket. A modell előnye, hogy feltünteti a kovalens kötéseket is, így könnyebben látjuk a molekula térszerkezetét.

Ionok és ionképződés

Most, hogy megértettük a kovalens kötést, áttérhetünk a kémiai kötések másik fő típusának tárgyalására: az ionos kötésre. A kovalens kötéssel ellentétben, ahol az elektronok meg vannak osztva az atomok között, ionos kötés akkor alakul ki, amikor két ellentétes töltésű atom vonzza egymást. A látványosabb szemléltetés érdekében először vizsgáljuk meg az ionok szerkezetét és kialakulását.
Emlékezz vissza, hogy a semleges atomokban egyenlő számban vannak jelen a protonok és elektronok. Ennek eredményeként a protonok összes pozitív töltését teljesen kioltja az elektronok összes negatív töltése, így az atom önmagában nulla össztöltéssel rendelkezik.
Azonban ha egy atom elektront szerez vagy veszít, a protonok és elektronok közti egyensúly felborul és az atomból ion – nettó töltéssel rendelkező részecske – lesz. Először nézzük meg, mi történik, ha egy semleges atom elveszít egy elektront:
A nátrium oxidációja.
A semleges nátriumatom, Na, elveszíti egy elektronját ahhoz, hogy kationná, Nastart superscript, plus, end superscript-á váljon. Kép forrása: Introduction to Chemistry: General, Organic, and Biological, CC BY-NC-SA 3,0
A fenti ábrán egy semleges nátriumatomot, Na, láthatunk, amint elveszít egy elektront. Ennek eredményeként a nátriumionnak, Nastart superscript, plus, end superscript, 11 protonja lesz, de csak 10 elektronja. Így a nátriumion nettó töltése 1+, tehát kationná – pozitív töltésű ionná válik.
Ezután nézzük az anion – negatív töltésű ion – képződését.
A klór redukciója kloriddá.
A semleges klóratom, Cl, egy elektron felvételével alakul anionná, Cl start superscript, minus, end superscript. Kép forrása: Introduction to Chemistry: General, Organic, and Biological, CC BY-NC-SA 3,0
Ezen az ábrán éppen az ellentétét látjuk annak, mint a nátriumatomnál. Itt a semleges klóratom, Cl, szerez egy elektront. Ennek eredményeként az újonnan képződő kloridionnak, Clstart superscript, minus, end superscript, 17 protonja és 18 elektronja lesz. Mivel az elektronok 1- töltést képviselnek, a többletelektron miatt a kloridion nettó töltése 1-. Így jön létre az anion vagy negatív töltésű ion.
Megjegyzés: Amikor a semleges atomok elektron felvételével anionokká alakulnak, jellemzően -id végződést kapnak. Például Clstart superscript, minus, end superscript klorid, Brstart superscript, minus, end superscript bromid, Ostart superscript, 2, minus, end superscript oxid, Nstart superscript, 3, minus, end superscript nitrid, stb.

Ionos kötés

Az előző fejezetben külön-külön vizsgáltuk, hogyan veszít a nátrium egy elektront, hogy kationt, Nastart superscript, plus, end superscript-iont képezzen és hogyan szerez a klór egy elektront, hogy anionná, Clstart superscript, minus, end superscript-ionná váljon. A valóságban azonban ezek a folyamatok egy lépésben is bekövetkezhetnek, amikor a nátrium átadja egy elektronját a klórnak. Ezt a következőképpen szemléltethetjük:
A nátrium és a klór oxidációja és redukciója.
A nátrium átadja az elektronját a klórnak, hogy Nastart superscript, plus, end superscript és Clstart superscript, minus, end superscript jöjjön létre. Kép forrása: Boundless Learning, CC BY-SA 4,0
Itt láthatjuk, hogyan történik az elektron átvitele a nátriumról a klórra annak érdekében, hogy létrejöjjenek a Nastart superscript, plus, end superscript és Clstart superscript, minus, end superscript ionok. Ha ezek az ionok kialakultak, erős elektrosztatikus vonzás lép fel köztük, ami az ionos kötés kialakulásához vezet. Láthatjuk, hogy az egyik legfőbb különbség az ionos és a kovalens kötés között az, hogy az ionos kötésnél az elektronok teljes mértékben átkerülnek az egyik atomra, míg kovalens kötés esetén az atomok osztoznak az elektronokon.
Megjegyzés: Ahogy egyre többet tanulsz a kémiai kötésekről, látni fogod, hogy valójában a kovalens és ionos kötés közti különbség nem fekete-fehér, és a kémiai kötések e két típusa inkább egy közös spektrum két véglete. A tisztán ionos kötést úgy képzelhetjük el, hogy az elektronok teljesen egyoldalúan oszlanak el, míg a kovalens kötésnél az atomok tökéletesen azonos mértékben osztoznak az elektronokon. A valóságban azonban a legtöbb kémiai kötés valahol e két eset között helyezkedik el.

Az ionos kötés ábrázolása

A továbbiakban áttekintjük az ionos kötés ábrázolásának különböző lehetőségeit. Ezt követően a legismertebb ionos vegyület – a nátrium-klorid vagy közismertebb nevén a konyhasó tanulmányozásával fogjuk folytatni. A nátrium-kloridban található egyszeres ionos kötés a következőképpen szemléltethető:
Ionos kötés a nátrium-kloridban.
A szerkezeti rajz egy nátrium-kation, Nastart superscript, plus, end superscript és egy klorid-anion, Clstart superscript, minus, end superscript közti ionos kötést ábrázol. Figyeld meg, hogy nem köti össze egyszeres vonal a két iont, mivel az egy kovalens kötés megosztott elektronjait sejtetné. Itt az elektronok teljes mértékben átadódnak, a kötés pedig tisztán ionos. Kép forrása: Wikispaces, CC BY-SA 3,0
A pozitívan töltött nátrium-kation és a negatívan töltött klór-anion az elektrosztatikus vonzásuk következtében előszeretettel helyezkednek egymás mellé. Mivel nem osztoznak elektronon, ezért ellentétben a kovalens kötéssel, az ionos kötésnél nem rajzolunk vonalat. Az ionok ellentétes töltéseinek jelölésével egyszerűen csak elismerjük, hogy a vonzás jelen van.
A fenti ábra azonban csak egy modell. A természetben a nátrium-klorid – mint egyetlen nátrium-kationhoz kötött egyetlen klorid-anion – nem létezik. Ahogy már korábban említettük, a nátrium-klorid a konyhasó. Ha egy szupererős mikroszkópot használhatnánk, amellyel a konyhasót atomi szinten lehetne vizsgálni, az alábbihoz hasonló szerkezetet látnánk:
A nátrium-klorid kristályrács szerkezetének ábrája.
Ha atomi szinten tudnánk vizsgálni egy nátrium-klorid kristályt, nátriumionokat és kloridionokat látnánk a térben egyenlően elosztva egymás mellett. A szabályos, stabil szerkezetet a Nastart superscript, plus, end superscript és Cl start superscript, minus, end superscript közötti erős ionkötés okozza. Kép forrása: Introduction to Chemistry: General, Organic, and Biological, CC BY-NC-SA 3,0
Az ábrán láthatjuk, hogy a Nastart superscript, plus, end superscript és Clstart superscript, minus, end superscript ionok természetes módon egymás mellett helyezkednek el a térben a kölcsönös elektrosztatikus vonzás következményeként. Az ionokat a nagyon erős ionkötések tartják a helyükön. A fenti szerkezet kristályrács néven ismert, és a nátrium-klorid – mint a legtöbb ionvegyület – kristályos szilárd anyag. Későbbi leckékben még lesz szó a szilárd anyagok különböző típusairól.

Kovalens- és ionvegyületek: molekulák és elemi cellák

Most, hogy tárgyaltuk a kovalens- és ionkötés alapjait, emeljünk ki néhány törvényszerű különbséget. Tudjuk, hogy a kizárólag kovalens kötésekkel kapcsolódó atomok csoportja a molekula. Megjegyzendő azonban, hogy a molekula szó kizárólag kovalens vegyületek esetén használható. Ionvegyületekben, mint amilyen a nátrium-klorid, nem létezik önálló nátrium-klorid molekula, mivel a valóságban a nátrium-klorid több nátrium- és kloridion összekapcsolódásával épít fel egy nagy kristályrácsot – ahogy azt a korábbi ábrán láttuk. Ez alapján egy darab NaCl-ra nem molekulaként fogunk utalni, hanem elemi cellaként. Tartsd észben, hogy egyetlen elemi cella – egyetlen molekulával ellentétben – nemigen létezik a természetben; az egyszerűség és kényelem kedvéért hivatkozunk az elemi cellákra.
Fogalom-ellenőrzés: A vegyületek mely típusa áll molekulákból: az ionos vagy a kovalens?

Összefoglalás

Minden kémiai kötés alapja az elektrosztatikus vonzás. Amikor az atomok kémiai kötéssel kapcsolódnak egymáshoz, vegyületeket hoznak létre – önálló egységeket két vagy több atom részvételével. A vegyületek összetétele az összegképlettel adható meg. Az összegképletben a periódusos rendszer vegyjeleit használjuk az adott vegyületben jelen lévő elemek típusának megadására, míg az alsó indexben feltüntett szám mutatja a jelenlevő elemek számát.
A vegyületek lehetnek kovalensek vagy ionosak. A kovalens vegyületben az atomok között kovalens kötések vannak, ami a két szomszédos atom magjai között egyenlően eloszló elektronokat jelent. Az ammónia egy példa a kovalens vegyületre. Az ammónia kémiai összegképlete NHstart subscript, 3, end subscript, ami megmutatja, hogy egyetlen molekula ammóniában egy nitrogénatom és három hidrogénatom található. A kovalens vegyület szerkezete ábrázolható térkitöltéses vagy gömb és pálcika modellel.
Az ionvegyületekben az elektronok teljes mértékben átkerülnek az egyik atomról a másikra, így kation – pozitívan töltött ion – és anion – negatívan töltött ion – képződik. A szomszédos kationok és anionok között fellépő erős elektrosztatikus vonzás az ionos kötés. Az ionvegyületek legáltalánosabb példája a nátrium-klorid, NaCl, közismertebb nevén a konyhasó. A kovalens vegyületekkel ellentétben az ionvegyületekben nincs molekula. Ennek oka, hogy a NaCl, mint önálló egység a természetben nem létezik, csak számos Nastart superscript, plus, end superscript és Clstart superscript, minus, end superscript ionok váltakozásából álló kristályrácsos szerkezetben. A NaCl összegképlet a vegyület egy elemi celláját jelöli.