ORVOSI KÉMIA
Az anyag szerkezete Nagy Veronika
PTE ÁOK 2017/18.
Egyes ábrákat a Chemistry c. (McMurry & Fay, 4th ed.) könyvből vettünk át.
Tanulási célok
Az anyagot felépítő elemi részecskék (atomok, ionok, molekulák) jellemzése Az elsődleges kémiai (ionos, kovalens, fémes) kötések leírása A kovalens kötés leírása a VB és az MO-elmélet alapján, a molekulák spektroszkópiai tulajdonságainak értelmezése A szabad gyök fogalma
Az atom
Az atom Az atom semleges, mert benne az elektronok és protonok száma megegyezik. elektron (negatív töltésű) atommag: proton (pozitív töltésű)
neutron (semleges)
egy atom
Rendszám (Z): a protonok száma az atomban (ZX) Tömegszám (A): a protonok és a neutronok számának összege (AX)
A periódusos rendszer felépülése, az atom elektronszerkezete Az elektron leírása: mint állóhullám (kvantummechanika). Atompályák: az elektron hullámfüggvénye az atomban.
Az a térrész, ahol az elektron legalább 90%-os valószínűséggel megtalálható.
Erwin Schrödinger (1887-1961)
Az elektronszerkezet felépülése Az atompályák a méretük alapján héjakat, az atommag körül elhelyezkedő rétegeket alkotnak. Minél közelebb van a maghoz, annál alacsonyabb a pálya energiája. (főkvantumszám) Héj: a magtól azonos távolságban lévő atompályák alkotják.
atommag
1. héj
1. héj
2. héj
3. héj
csomófelület csomófelület 2. héj 1. héj
csomófelület: a héjakat elválasztó térrész, ahol nem tartózkodik elektron
Az elektronszerkezet felépülése Az atompályáknak különféle alakja lehet (mellékkvantumszám). Minél szimmetrikusabb az alakja, annál alacsonyabb a pálya energiája. Csomósík: ahol nem tartózkodhat elektron. Alhéj: egy héjon belül az azonos alakú pályák alkotják.
s
p
d
f
Az atompályák alakja a magtól való távolságtól is függ. Minél távolabb van a magtól, annál alacsonyabb szimmetriájú is lehet a pálya.
Az atompályák alakja
s atompályák - gömbszimmetrikus (mellékkvantumszám = 0) - egyféle térbeli orientáció lehetséges - egy héjon belül egy s orbitál van - csomópont: az atommagban (az elektron tartózkodási valószínűsége 0)
http://www.chemsoc.org/viselements
p atompályák - súlyzó alakú (tengelyszimmetrikus) (mellékkvantumszám = 1) - háromféle térbeli elrendeződés: px, py és pz pályák - héjanként három p pálya van, melyek azonos energiájúak (degeneráltak) - egy csomósík (az elektron tartózkodási valószínűsége 0) pályánként
http://www.chemsoc.org/viselements
p orbitálok térbeli irányultsága yz csomósík
a pálya az x tengely mentén található
xz csomósík
a pálya az y tengely mentén található
xy csomósík
a pálya a z tengely mentén található
d atompályák
- (mellékkvantumszám = 2) - 5 különböző térbeli orientáció, - így héjanként öt d pálya van, melyek azonos energiájúak - két csomósík pályánként http://www.chemsoc.org/viselements
f atompályák - (mellékkvantumszám = 3) - 7 különböző térbeli orientáció, - így héjanként 7 f pálya van, melyek azonos energiájúak - három csomósík pályánként
http://winter.group.shef.ac.uk/orbitron/AOs/4f/index.html
Az első három héjban található atompályák
távolság a magtól Első héj:
1
alhéj jelölése
az alhéj cellás jelölése
s
1s
□
s
2s
□
p
2p
□□□
3s
□
3p
□□□
3d
□□□□□
alak
pályák száma
Második héj: 2
s
Harmadik héj: 3
p
d
x3
x4
px py pz
13
Az atompályák energiája 4f
E
(4 + 3 = 7)
4d (4 + 2 = 6)
4
3
4p 3d 4s 3p
(4 + 1 = 5) (3 + 2 = 5) (4 + 0 = 4) (3 + 1 = 4)
3s (3 + 0 = 3) 2p (2 + 1 =3)
2 2s (2 + 0 = 2)
1
1s (1 + 0 = 1) (A fő- és mellékkvantumszámok összege)
A méret és az alak együttesen határozza meg az atompálya energiáját, azonos összegek esetén a kisebb méretű pályához tartozik az alacsonyabb energiaszint.
Az atom elektronkonfigurációja Az atompályák felépülése az energiaminimum elve alapján: a héjak és az alhéjak fokozatosan töltődnek fel, az elektron mindig a legalacsonyabb energiájú szabad helyet foglalja el.
E
4f 4d 4 3
4p 3d 4s 3p 3s 2p
2 2s 1
1s
Spinkvantumszám (ms):
- az elektron forgástengelyének az irányát jelenti - két értéke lehetséges: +½ vagy -½ - a spin jelölése: ↑ és ↓
Pauli elv: egy atompályán legfeljebb két, ellentétes spinű elektron tartózkodhat (egy atomban nem lehet két olyan elektron, melyek mindegyik kvantumszáma azonos). Hund szabály: egy alhéjon belül az elektronok először különböző pályákat töltenek be azonos spinnel (maximális multiplicitás). Celladiagram: megmutatja, hogy egy (al)héj hogyan töltődik fel elektronokkal.
Pl.
23 11Na
↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑ □□□□□ ↑↓□□ ↑↓ ↑↓ □ ↓ ↑ □s p d
Z = rendszám = protonszám = elektronok száma = 11 A nátrium elektronkonfigurációja celladiagramon ábrázolva:
↑↓ □ ↑↓□□ ↑↓ □ ↑↓ ↑↓ □ ↑ □
1s2 2s2
2p6
3s1
A felső index az alhéjon található elektronok számát jelenti.
23 11Na
A nátrium elektronkonfigurációja ↑↓ □ ↑↓↑↓ ↑↓ □ ↑↓ □ ↑ □ □□
Z = protonszám = elektronok száma = 11 3d
E 3
3p
↑↓ 2
1
px
↑
3s
↑↓ ↑↓
2p
py
pz
↑↓
2s
↑↓
1s
1s2 2s2
2p6
3s1
Az atompálya az elektron maga: ha nincs elektron egy atompályán, az a pálya nem létezik (csak elméletben).
E
az elméletileg lehetséges atompályák energiasorrendje
az alapállapotú H atom atompályája
egy N atom atompályái (alapállapotban)
egy O atom atompályái (alapállapotban)
4f 4d
4p 3d 4s 3p 3s 2p
2p3
2p4
2s
2s2
2s2
1s2
1s2
↑↓ □ ↑ □□ ↑↓ □ ↑ ↑ □
↑↓ □ ↑↓□□ ↑↓ □ ↑ ↑ □
1s
1s1 ↑ □ 1s 1
1s2 2s2
2p3
1s2 2s2
2p4
Vegyértékelektronok: a külső héj elektronjai
Pl. 12Mg:
1s2 2s2 2p6 3s2 zárt héjak
17Cl:
vegyértékelektronok
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 zárt héjak
vegyértékelektronok
Atomtörzs: az atommag és a zárt héjak alkotják
Az atomok növekvő rendszám szerint 1H
1s1
3Li
1s2 2s1
11Na
1s2 2s2 2p6 3s1
2He
1s2
4Be
1s2 2s2
12Mg
1s2 2s2 2p6 3s2
vegyértékelektronok
5B
1s2 2s2 2p1
13Al
1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
6C
1s2 2s2 2p2
14Si
1s2 2s2 2p6 3s2 3p2
7N
1s2 2s2 2p3
15P
1s2 2s2 2p6 3s2 3p3
8O
1s2 2s2 2p4
16S
1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
9F
1s2 2s2 2p5
17Cl
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
2 2s2 2p6 10Ne 1s
18Ar
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
zárt vegyértékhéjak elektronok
zárt héjak
vegyértékelektronok
1. héj
1H 1s1
2He 1s2
2. héj
3Li 2s1
4Be 2s2
5B 2s2 2p1
6C 2s2 2p2
7N 2s2 2p3
8O 2s2 2p4
9F 2s2 2p5
10Ne 2s2 2p6
3. héj
Az elemek növekvő rendszám szerint (csak a vegyértékelektronokat tüntettük fel)
11Na 3s1
12Mg 3s2
13Al 3s2 3p1
14Si 3s2 3p2
15P 3s2 3p3
16S 3s2 3p4
17Cl 3s2 3p5
18Ar 3s2 3p6
ns1
ns2
ns2 np1
ns2 np2
ns2 np3
ns2 np4
ns2 np5
ns2 np6
Ugyanolyan vegyértékelektron-konfiguráció → hasonló kémiai tulajdonságok
Az elemek periódusos rendszere ns1 ns2
ns2 np1-6
sorok: periódusok
Az azonos csoportban lévő atomok ugyanolyan vegyértékelektronkonfigurációval rendelkeznek, ezért hasonló kémiai tulajdonságokat mutatnak.
oszlopok: csoportok ns2 (n-1) d1-10
ns2 (n-2) f1-14
s-mező
f-mező
d-mező
p-mező
Főcsoportok
Főcsoportok Fémek
1.
Félfémek
2.
Nemfémek Nemesgázok
Átmenetifémek
Lantanoidák
Üres betű: gáz
Aktinoidák
Mellékcsoportok ns2 (n-1) d1-10
3. 4.
5. 6. ns2 ns2 ns2 ns2 ns2 np1 np2 np3 np4 np5
7. ns1 ns2 Ritkaföldfémek ns2 (n-2) f1-14
ns2 np6
Interaktív periódusos rendszer: http://elements.wlonk.com/ElementsTable.htm
Vegyértékelektron-konfigurációk a főcsoportokban I.A
Alkálifémek: ns1
II.A
Alkáliföldfémek: ns2
III.A
Földfémek: ns2 np1
IV.A
Szén-csoport: ns2 np2
V.A
Nitrogén-csoport: ns2 np3
VI.A
Oxigén-csoport: ns2 np4
VII.A
Halogének: ns2 np5
VIII.A
Nemesgázok: ns2 np6
Az atomok kémiai átalakulása: ionok és molekulák képződése Hajtóerő: a nemesgáz elektronkonfiguráció elérése
Ionok: töltéssel rendelkező részecskék Ha a semleges atomból egy vagy több elektront eltávolítunk egy új, pozitív töltésű részecske keletkezik, a kation.
Na - e- → Na+
Pl.
nátriumatom
↑↓ □ ↑↓ □ ↑↓□□ ↑↓ ↑↓ □ ↑ □
1s2 2s2
2p6
nátrium ion
↑↓ □ ↑↓ □ ↑↓□□ ↑↓ ↑↓ □ □
3s1
1s2 2s2
2p6
3s0
a neon elektronkonfigurációja: NEMESGÁZ
Ha a semleges atomhoz egy vagy több elektront adunk, a keletkező részecske a negatív töltésű anion.
Cl
Pl.
+ e-
klóratom
↑↓ □ ↑↓ □ ↑↓□□ ↑↓ ↑↓ □ ↑↓ □ ↑↓□□ ↑↓ ↑ □
1s2 2s2
2p6
3s2
3p5
→
Cl-
klorid ion ↑↓ □ ↑↓ □ ↑↓□□ ↑↓ ↑↓ □ ↑↓ □ ↑↓□□ ↑↓ ↑↓ □
1s2 2s2
2p6
3s2
3p6
az argon elektronkonfigurációja: NEMESGÁZ
Első ionizációs energia (Ei): 1 mól gázhalmazállapotú atomban a legkönnyebben
eltávolítható elektron eltávolításához szükséges energia (kJ/mol). Periodikusan változó tulajdonság: a periódusok elején található elemeké a legkisebb,
a periódusban jobbra haladva növekszik: Első ionizációs energiák
http://www.physchem.co.za/index.htm
Elektronaffinitás (Ea): Az az energia, amely ahhoz szükséges, hogy 1 mól
gázhalmazállapotú atomból egy negatív töltésű iont képezzünk. (kJ/mol) Periodikusan változó tulajdonság: a periódusok elején található elemeké a legkisebb, a periódusban jobbra haladva abszolút értékben nő (valójában egyre negatívabbá válik):
Ionok: töltéssel rendelkező részecskék Ionos kötés kialakítása: elektronok átadása, ionpár képződése:
fém
nemfém
.. : Cl . ..
semleges Na. atom
3s1
elektron leadása
kation
3s2 3p5
e
Na+
̶
semleges atom
elektron felvétele
.. : Cl : ..
3s0 2s2 2p6
3s2 3p6
[Ne]
[Ar]
anion
̶
̶ + ̶ + ̶
+ ̶ ̶ ++ ̶ ̶ + ̶ + + ̶ + ̶ + + ̶ + ̶ + + ̶ ̶ + ̶ + ̶ + ̶ ̶ + + ̶ + ̶ + + ̶ ̶ + ̶ + ̶ ̶ + + ̶ + ̶ +
̶
̶ + ̶
Szilárd állapotban: ionrács
Ionos kötés: elektrosztatikus vonzóerő az ellentétes töltésű ionok között Képlet: a legkisebb elektromosan semleges egység (NaCl, K2S)
Ionvegyületek tulajdonságai ̶
Szilárd állapotban: ionrács A rácspontokon: ionok Az ionokat összetartó erő: ionos kötés (elektrosztatikus vonzóerő).
Az ionrácsos anyag jellemzői: • Magas olvadáspontú • Elektromos szigetelő (Olvadékban, oldatban: jó elektromos vezető) • Kemény • Vízoldható
+ ̶ + ̶ ̶ + + ̶ + ̶ + ̶ + ̶ + + ̶ + ̶ + ̶ + ̶ ̶ + ̶ + ̶ + + ̶ + ̶ + ̶ ̶ + ̶ + ̶ + + ̶
̶ + + ̶ ̶ + + ̶ ̶ + ̶ +
̶ ̶ + ̶
Pl: NaCl (konyhasó), MgSO4 (keserűsó), NaHCO3 (nátrium-bikarbonát), FeBr2
Kovalens kötés: elektronok közösbe adásával molekula képződik
H. + 1s1
..
: Cl . → .. 3s2 3p5
H
+ Cl
semleges atomok
→
..
H : Cl .. :
közös elektronpár
1s2
3s2 3p6
He
Ar
HCl
vagy H – Cl
semleges molekula
Molekula: Kovalens kötéssel összekapcsolt atomokból álló semleges részecske.
HCl
H2O
Honnan tudjuk, hogy egy kötés ionos vagy kovalens? Elektronegativitás (EN): A kovalensen kötött atom elektronvonzó képessége.
Atom
Elektronegativitás
Na
0,9
Cl
3,0
H
2,1
S
2,5
DEN > ~ 2 ionos kötés DEN < ~ 2 kovalens kötés
Kovalens molekulákban: apoláris vagy poláris kovalens kötés
Apoláris kovalens kötés DEN < 0,6 apoláris
parciális pozitív parciális negatív
Poláris kovalens kötés DEN > 0,6 polar
A klóratom jobban vonzza a kötő elektronpárt, mint a hidrogénatom
Kötéspolaritás
DEN > 2
ionos kötés (töltések)
ionok
DEN < 2
DEN < 0,6
poláris kovalens kötés (részleges töltések)
apoláris kovalens kötés (szimmetrikus elektroneloszlás)
molekulák
Molekulák Kovalens kötéssel összekapcsolt atomokból álló semleges részecskék A kovalens kötés jellemzése: Kötéshossz: a kötésben részt vevő atomok magjai közötti távolság. Kötéserősség vagy kötési energia: a kötés felszakításához és az atomok eltávolításához szükséges energia (kJ/mol). Kötésrend: az atomok között megosztott elektronpárok száma.
Kötéshossz: Kötési energia:
A kovalens kötés értelmezése az atompályák segítségével
Vegyértékkötés elmélet AB
+ A
B
Molekulapálya módszer AB
Vegyértékkötés (Valence bond, VB) elmélet A kovalens kötés az atompályák átfedésével jön létre. Szigma kötés (s) alakul ki, ha a pályák az atommagok alkotta tengely mentén fednek át (s-s, s-p, p-p).
H2 molekula
+ HCl molekula
+ F2 molekula
Pí kötés (p) esetében a pályák a szigma kötés síkja felett és alatt fednek át.
p kötés
σ kötés
átlapolás alul és fölül p-kötés
átlapolás tengelyirányban s-kötés
s-kötés
Kettőskötés körül nincs lehetőség rotációra! felülnézet
oldalnézet
Molekulapálya (Molecular orbital, MO) módszer 1-1 atompálya lineáris kombinációja során → kettő molekulapálya jön létre (egy kötő és egy lazító). A molekulapályák az összes résztvevő atomhoz tartoznak. csomósík
Antiszimmetrikus kombináció lazító molekulapálya Szimmetrikus kombináció kötő molekulapálya
A két atompályáinak (hullámfüggfényeinek) lineáris kombinációi:
=
kötő kombináció
=
lazító kombináció
A H2 molekula képződése: A potenciális/helyzeti energia változása, amikor két 1 s atompálya megközelíti egymást:
Kovalens kötés kialakulásakor energia szabadul fel. Az energiaminimumhoz tartozó atommagok közötti távolság lesz a H-H kovalens kötés hossza/kötéstávolsága. Az energiafelszabadás a kiindulási atompályáknál alacsonyabb energiájú pálya kialakulásával magyarázható.
Az atompályák lineáris kombinációi olyan (elméleti) matematikai műveletek, amely során a „kiindulási” atompályák (AO) száma megegyezik a „keletkezett” (kombinálódott) molekulapályák (MO) számával. A MO-k az egész molekulához tartoznak (A MO olyan a molekulában, mint az AO az atomban). Két H atom AO-inak lineáris kombinációja: 2 AO kombinálódik és 2 MO keletkezik. = csomósík
lazító molekulapálya
Itt nincs elektron, ez csak egy elméleti pálya
felszabaduló energia
a kötés kialakulása előtt
kötő molekulapálya
a kötés kialakulása előtt
(a kötés kialakulása után)
A kovalens kötés kialakulása előtt mindkét elektron egy-egy atompályán tartózkodik. A kötés kialakulása során mindkét elektron a kötő molekulapályára kerül. A lazító MO üres lesz.
Feltöltési szabályok: 1. Az atompályák kombinációja során a kötő molekulapálya energiája alacsonyabb, a lazító pályáé magasabb, mint az eredeti atompályáké. 2. Az elektronok lehetőleg a kisebb energiájú orbitálra kerülnek.
3. Egy molekulaorbitálon maximálisan két elektron tartózkodhat, ellentétes spinnel. 4. Az azonos energiájú orbitálokat az elektronok párosítatlan spinnel töltik be.
H2 molekula képződése
σ* lazító molekulapálya
1s atompálya az egyik atomban
1s atompálya a másik atomban energianyereség σ kötő molekulapálya
Kötésrend =
kötő elektronok száma − lazító elektronok száma 2
H2– ion
A H2- ion létezik, a kötésrend 0,5.
He2 „molekula”
A He2 molekula nem létezik!
p atompályák lineáris kombinációi: σ kötés: hengerszimmetrikus (a töltéssűrűség maximuma az atomokat összekötő tengelyre esik) csomósíkok
+
–
+
–
σ* lazító molekulapálya atommag
atommag
–
+
+
mag
mag
–
+
σ kötő molekulapálya
–
–
p atompályák lineáris kombinációi: π kötés: xy csomósík (a töltéssűrűség maximuma az atomokat összekötő tengely felett és alatt található) csomósík
+
– csomósík
–
+
π* lazító molekulapálya +
+
–
– + csomósík
– π kötő molekulapálya
p atompályák lehetséges lineáris kombinációi: σ* lazító MO π* lazító MO
π kötő MO σ kötő MO
σ* lazító MO
σ kötő MO
π* lazító MO
π kötő MO
Az O2 molekulapályáinak kialakulása:
Mindkét eredeti O atomnak három p pályája van, tehát 6 AO kombinálódik (zöld). Az eredmény 6 MO: 3 kötő (egy σ és két π), és 3 lazító MO. Hat elektron a 8-ból a kötő MO-t és 2 a lazító MO-t foglalja el. Így a kötésrend 2, egy szigma és egy pí kötés, így megvan a kettőskötés.
Itt folytatódik. 2s AO-k kombinációjával kapjuk a σ kötő és a σ* lazító MO-t. Minthogy mindkét eredeti 2s AO 2 elektront tartalmaz, mindkét kötő és lazító MO teljesen telített lesz. Így a kötésrend 0, tehát nem alakul ki kötés a belső 2s pályák között az O2 molekulában.
Ezt olvassa el először. Ez az elmélet azt is megmagyarázza, miért paramágneses az O2 molekula: két azonos spinű elektron van a lazító π* pályákon (párosítatlan elektronok). (triplett oxigén)
egy O atom a kötés kialakulás előtt
a kötés kialakulása után (O2 molekula)
egy O atom a kötés kialakulás előtt
Miért színesek az anyagok? Elnyelik a látható fehér fény egy meghatározott komponensét (hullámhosszát) és mi az elnyelt szín komplementerét látjuk. A fényelnyelés azt jelenti, hogy az elektronok gerjesztődnek és magasabb energiájú pályára kerülnek.
LUMO (lowest unoccupied molecular orbital = legalacsonyabb energiájú betöltetlen MO) besugárzás meghatározott hullámhosszúságú fénnyel (~400 nm)
HOMO (highest occupied molecular orbital = legmagasabb energiájú betöltött MO)
fluor atom AO-i
fluor molekula MO-i
fluor atom AO-i
A fluormolekula ibolya színű fényt nyel el, így mi sárgának látjuk, ez az ibolya kiegészítő színe. A fény elnyelése a legnagyobb energiájú elektronokat a következő energiaszintre gerjeszti .
52
A fémes kötés A rácspontokon fématomtörzsek, melyek körül a vegyértékelektronok delokalizálódnak, közös elektronfelhőt hozva létre.
delokalizált vegyértékeletronok
fématomtörzsek
A fémek tulajdonságai Szilárd állapotban: fémrács A rácspontokon: fématomtörzsek Az ionokat összetartó erő: fémes kötés (delokalizált elektronfelhő). A fémrácsos anyag jellemzői: • Jó hő- és elektromos vezető • Jól megmunkálható (rácssík eltolása nem változtatja meg a fématom környezetét, ezért a fémek jól nyújthatók és alakíthatók)
• Változó OP, FP • vízben és szerves oldószerekben nem oldódik (vízzel kémiai reakció lehetséges!)
Az anyagot alkotó elemi részecskék atom
molekula
semleges
semleges több atomból áll H2SO4 H2O C6H12O6
ion töltéssel rendelkezik egy vagy több atomból áll Mg2+
Cl ̶
Fe2+
OH
̶
Ne
H̶
CO32 ̶ SO42 ̶
Ar
He
..
Na∙ O2• ̶ (szuperoxid)
Na+ HPO42 ̶
gyök
Zn
: O. .
H•
..
: ..I .
..
. : Cl ..
O2
NO
HOO• (hidroperoxil) CH3∙
Cl2 S8 H2O2 CO2
párosítatlan elektron(oka)t tartalmaz, (semleges vagy töltéssel rendelkezik, egy vagy több atomból áll)
A gyökök általában nagyon reaktívak: könnyen részt vesznek redoxi-reakciókban, egy másik vegyülettel találkozva gyakran egy periférikus atomot (pl. H) szakítanak le a kötő elektronnal együtt, így a reakciópartneren egy párosítatlan elektron marad vissza, azaz újabb gyök keletkezik (láncreakciók).
Gyökök biológiai rendszerekben: A szabad gyökök magas koncentrációban sejtkárosodást, membránkárosodást okozhatnak, melyek pl. szív- és érrendszeri betegségekhez vagy rákos megbetegedésekhez vezethetnek.
sejtmembrán
DNS lipidek
fehérjék
Egyes szabad gyökök az egyészséges szervezetben, fiziológiás körülmények között is megtalálhatók (pl. O2, NO, peroxil-gyök, szuperoxid gyökanion stb.), és fontos szerepeket töltenek be (pl. sejtlégzés, jelátvitel).
Összefoglalás
E 3 ↑
Az elektronszerkezet felépülése: héjak, alhéjak Ugyanolyan vegyértékelektron-konfiguráció → hasonló kémiai tulajdonságok
2 1
héjak
3d 3p 3s
↑↓ ↑↓↑↓ 2p px py pz ↑↓
2s
↑↓
1s
vegyérték elektronok zárt héjak
alhéjak
Ion: töltéssel rendelkező részecske Ionos kötés: elektrosztatikus vonzóerő az ellentétes töltésű ionok között Molekula: Kovalens kötéssel összekapcsolt atomokból álló semleges részecske. Kovalens kötés: közös elektronpárral kialakított kapcsolat. Értelmezése: Fémes kötés: közös elektronfelhő az atomtörzsek között
Vegyértékkötés elmélet: az atompályák átlapolása
Gyök: párosítatlan elektron(oka)t tartalmazó részecske
AB + A
Molekulapálya elmélet: az atompályák kombinálása, kötő és lazító molekulapályák kialakulása
B
AB
