Mi a különbség az ionos és a kovalens kötések között
Kémiai kötések tartanak össze minden anyagot körülötted. Néha a kémiai kötések megszakadnak, például egy kémiai reakció során, hogy aztán az atomok újra összekapcsolódjanak, és különböző molekulákat alkossanak. A kötések létrehozásához mindig energia szabadul fel, és ugyanígy a kötések felbontásához is mindig energia szükséges.
A kémiai kötéseknek két fő típusa van: az ionos és a kovalens kötés.
Mi az ionos és a kovalens kötés?
Az atomok azért kötődnek össze vegyületekké, mert így alacsonyabb energiát érnek el, mint amivel önálló atomként rendelkeznek, és ezáltal stabilabbá válnak. Az energiamegmaradás törvénye szerint egy új kémiai kötés kialakulásakor a kémiai reakció során olyan mennyiségű energia szabadul fel (általában hő formájában), amely közel azonos a termékek és a reaktánsok között tárolt kémiai energia mennyiségének különbségével. A rendszer ezen tárolt kémiai energiáját vagy hőtartalmát entalpiának nevezzük.
Egy ionos kötés akkor jön létre, amikor két ellentétes töltésű ion elektronokat cserél egymással, ahol az ion olyan atom, amely vagy elvesztett vagy nyert egy elektront. Az egy vagy több elektront vesztett ionoknak több protonjuk van, mint elektronjuk, ami azt jelenti, hogy pozitív töltéssel rendelkeznek. Az ilyen ionokat kationoknak (fémeknek) nevezzük. Másrészt, ha elektronokat nyernek, az ion negatív töltést kap. A kémikusok az ilyen ionokat anionoknak (nem fémeknek) nevezik.
Az ionos vegyületek általában semlegesek. Ezért az ionok olyan módon egyesülnek, hogy semlegesítik töltésüket.
Az ionos vegyület tankönyvi példája a nátrium-klorid, más néven konyhasó. Egyetlen nátriumatomnak 11 protonja és 11 elektronja van, de csak egyetlen elektron van a külső héjában (vagy valenciahéjában). A klór 17 protonból és 17 elektronból áll, és 7 elektron van a külső héjában. Amikor a két atom reakcióba lép, a nátrium (elektro-pozitív) elveszíti valenciaelektronját a klórnak (elektronegatív). A keletkező kristályszerkezetben most minden nátriumiont hat kloridion vesz körül, és minden kloridiont hat nátriumion vesz körül. Mi több, minden ionnak van egy teljes elektronhéja, amely a legközelebbi inert gáznak felel meg; a neon a nátriumionnak, az argon a kloridionnak
Kovalens kötések akkor jönnek létre, amikor az atomok vagy ionok úgy osztoznak az elektronokon, hogy a külső héjuk foglalt lesz. A kovalens kötések, más néven molekuláris kötések csak azonos vagy viszonylag közeli elektronegativitási értékkel rendelkező nemfém atomok között alakulnak ki. Az elektronegativitás, amelyet a χ szimbólummal jelölünk, egy kémiai tulajdonság, amely egy atom azon hajlamát írja le, hogy egy megosztott elektronpárt (vagy elektronsűrűséget) magához vonzzon.
Az atom által képezhető kovalens kötések számát az atom valenciájának nevezzük. Ez a tulajdonság az atom azon elektronjait jelöli, amelyek részt vehetnek más atomokkal kémiai kötések kialakításában. Ezek a magtól legtávolabbi elektronok.
A kovalens kötés legjobb példája a hidrogénmolekula, amely két hidrogénatomból alakul ki, amelyek külső héjában egy-egy elektron található. A kötésképződés hőt szabadít fel, ezért exoterm. A hidrogénmolekula esetében a képződés során felszabaduló hő, más néven a standard entalpiaváltozás (ΔH°) mólonként -435 kJ. A fordított folyamat, a H-H kötés felbontása mólonként 435 kJ-t igényel, ezt a mennyiséget nevezzük kötéserősségnek.
A kovalens kötés másik klasszikus példája a hidrogén-klorid (HCl), amely egy hidrogénhalogenid. A klóratomnak 7 atomja van a külső héjában, míg a hidrogénnek 1 elektronja van a külső héjában. Mindkettő tökéletesen egyesül, így mindegyik atom kitölti a saját valenciahéját, és egy rendkívül stabil molekulát alkot. A HCl-molekula most már nem reagál tovább más klór- vagy hidrogénatomokkal.
Különbségek az ionos és kovalens kötések között
- A szerves kémiában sokkal gyakoribbak a kovalens kötések, mint az ionos kötések.
- A kovalens kötésekben az atomok elektronokat osztanak meg, míg az ionos kötésekben az atomok elektronokat adnak át.
- A kovalens kötések reakciókomponensei elektromosan semlegesek, míg az ionos kötések esetében mindkettő töltött. Ez megmagyarázza, hogy a nátrium-klorid (só) miért vezeti az elektromosságot, amikor feloldják – összetevői töltöttek.
- Az ionos kötések sokkal erősebbek, mint a kovalens kötések.
- A kovalens kötések sokkal gyakoribbak a természetben, mint az ionos kötések. Az élőlényekben lévő molekulák többsége például kovalens kötésű.
- A kovalens kötések azonos elemek atomjai között is létrejöhetnek (pl. H2). Az ionos kötések azonban erre nem képesek.
- A kovalens kötések két nem fém között jönnek létre, míg az ionos kötések egy fém és egy nem fém között.
- A kovalens kötésekkel alkotott molekulák olvadáspontja alacsony, míg az ionos kötésekkel alkotott molekuláké magas. Ugyanez az összefüggés áll fenn a forráspontra vonatkozóan.
- Szobahőmérsékleten a kovalens kötésű molekulák az esetek túlnyomó többségében folyadékok vagy gázok, míg az ionos vegyületek szilárdak.
Hasonlóságok az ionos és kovalens kötések között
- Mindkét kötéstípus stabil kémiai vegyületek kialakulásához vezet.
- Az ionos és a kovalens kötések létrejöttéhez exoterm (azaz hőt felszabadító) reakciókra van szükség.
- Mindkét kötési folyamatban valenciaelektronok vesznek részt.
- Az elektromos töltés szempontjából mindegy, hogy egy molekula ionos vagy kovalens kötés révén jön létre: az eredmény mindig elektromosan semleges.