A kémiai kötés az atomok kölcsönhatásának jelensége, amelyet a kötőrészecskék elektronfelhőinek átfedése okoz, ami a rendszer összenergiájának csökkenésével jár.

A kovalens képződése során kémiai kötés A cserekölcsönhatás fontos szerepet játszik a teljes energia csökkentésében.

Az atomokból molekulák képzésének alapelve a minimális energia és a maximális stabilitás vágya (példa: H (g) + H (g) = H 2 (g) + 435 kJ/mol energia).

A kémiai kötések típusai:

1. Kovalens kötés- atomok kapcsolódása egy elektronpár antiparallel spinekkel való szocializációja miatt. A nemfémek között kovalens nempoláris kötés jön létre, az elektronegativitás különbsége közöttük kicsi: 03; E.O.(P)=2,1; E.O.(H)=2,2; D E.O.=0,1). Ennek megfelelően kovalens poláris kötés jön létre a nagy elektronegativitású elemek között: 0,4

2. Ionos kötés ionok közötti kötés, azaz atomok közötti kötés. Ellentétes töltésű ionok elektrosztatikus kölcsönhatása okozza. A kovalens poláris kötés külön esetének tekintjük. Ionos kötés esetén D E.O.>2 (például: NaCl E.O.(Na)=0,9; E.O.(Cl)=3,1; D E.O.=2,2).

3. Hidrogén kötés- egy molekulában lévő pozitívan polarizált hidrogén és egy másik vagy ugyanazon molekula elektronegatív atomja által létrehozott kötés.

4. Fém csatlakozás- kapcsolat, amelyet a szocializált delokalizált vegyértékelektronok és a pozitív töltésű kationok elektrosztatikus kölcsönhatása okoz a kristályrács helyein.

A kovalens kötés főbb jellemzői:

1. A kémiai kötés energiája(E xc) - meghatározza a kötés erősségét. Ez az energia szükséges egy mól gáznemű (molekuláris) anyag egyedi gázhalmazállapotú atomokká történő átalakításához. A kovalens kötés energiája 10-1000 kJ/mol nagyságrendű.

2. Kémiai kötés hossza(L xc) a kémiailag kötött atomok magjai közötti távolság. Minél rövidebb a kémiai kötés hossza, annál erősebb a kötés. A kémiai kötés hossza 0,1-0,3 nm nagyságrendű.

3. A kémiai kötés polaritása- az elektronsűrűség egyenetlen eloszlása ​​a molekulában az atomok között az eltérő elektronegativitás miatt. A nem poláris molekulákban a pozitív és negatív töltések súlypontja egybeesik. A poláris molekulák dipólusok.

4. Polarizálhatóság- az elektronsűrűség képessége polárissá válik a molekulára ható külső elektromos tér hatására - különösen más reakcióba lépő molekulák tere.

5. Fókusz- a kémiai kötés meghatározott iránya, amely az átfedő elektronfelhők következtében lép fel. Az irányítottságot a molekula szerkezete határozza meg.

A kovalens kötések kialakulásának mechanizmusa:

1. Csere - a kovalens kötés kialakulásának mechanizmusa más atomok páratlan elektronjainak megosztásával.

2. Donor-akceptor - kovalens kötés kialakulásának mechanizmusa, amelyben az egyik atom, amelynek magányos elektronpárja (donor), szabad pályáját adja egy másik atomnak (akceptornak).

Az intermolekuláris kölcsönhatások a következők: orientációs - dipól-dipólus; indukció - dipólus-nem-dipólus és diszperzív - mikrodipólusok miatt.

171277 0

Minden atomnak van bizonyos számú elektronja.

Amikor kémiai reakciókba lépnek, az atomok elektronokat adnak, nyernek vagy osztanak meg, így a legstabilabb elektronikus konfigurációt érik el. A legalacsonyabb energiájú konfiguráció (mint a nemesgáz atomoknál) bizonyul a legstabilabbnak. Ezt a mintát „oktett szabálynak” nevezik (1. ábra).

Rizs. 1.

Ez a szabály mindenkire vonatkozik kapcsolatok típusai. Elektronikus kommunikáció Az atomok közötti kapcsolatok lehetővé teszik számukra, hogy stabil struktúrákat alakítsanak ki, a legegyszerűbb kristályoktól az összetett biomolekulákig, amelyek végső soron élő rendszereket alkotnak. Folyamatos anyagcseréjükben különböznek a kristályoktól. Ugyanakkor számos kémiai reakció a mechanizmusok szerint megy végbe elektronikus átutalás, amelyek kritikus szerepet játszanak a szervezet energiafolyamataiban.

A kémiai kötés az az erő, amely két vagy több atomot, iont, molekulát vagy ezek kombinációját tart össze..

A kémiai kötés természete univerzális: a negatív töltésű elektronok és a pozitív töltésű atommagok közötti elektrosztatikus vonzási erő, amelyet az atomok külső héjának elektronjainak konfigurációja határoz meg. Az atom azon képességét, hogy kémiai kötéseket hozzon létre, ún vegyérték, vagy oxidációs állapot. A koncepció vegyértékelektronok- elektronok, amelyek kémiai kötéseket alkotnak, vagyis a legmagasabb energiájú pályákon helyezkednek el. Ennek megfelelően az ezeket a pályákat tartalmazó atom külső héját ún vegyértékhéj. Jelenleg nem elég a kémiai kötés jelenlétét jelezni, hanem pontosítani kell annak típusát: ionos, kovalens, dipól-dipólus, fémes.

Az első típusú kapcsolat azión kapcsolat

Lewis és Kossel elektronikus vegyértékelmélete szerint az atomok kétféleképpen érhetnek el stabil elektronkonfigurációt: először is, elektronok elvesztésével, kationok, másodszor, ezek megszerzése, átalakulása anionok. Az elektronátvitel eredményeként az ellentétes előjelű ionok közötti elektrosztatikus vonzási erő hatására kémiai kötés jön létre, amelyet Kossel „ elektrovalens"(most hívják ión).

Ebben az esetben az anionok és kationok stabil elektronikus konfigurációt alkotnak, kitöltött külső elektronhéjjal. A tipikus ionos kötések a T és II csoportok kationjaiból jönnek létre periódusos rendszerés a VI. és VII. csoport nemfémes elemeinek anionjai (16, illetve 17 alcsoport, kalkogéneketÉs halogének). Kapcsolatok ionos vegyületek telítetlenek és nem irányítottak, ezért megtartják az elektrosztatikus kölcsönhatás lehetőségét más ionokkal. ábrán. A 2. és 3. ábra az elektronátvitel Kossel-modelljének megfelelő ionos kötésekre mutat példákat.

Rizs. 2.

Rizs. 3. Ionos kötés konyhasó (NaCl) molekulában

Itt érdemes felidézni néhány olyan tulajdonságot, amelyek megmagyarázzák az anyagok viselkedését a természetben, különös tekintettel a gondolatra savakÉs okokból.

Mindezen anyagok vizes oldatai elektrolitok. Különbözően változtatják a színüket mutatók. Az indikátorok hatásmechanizmusát F.V. Ostwald. Megmutatta, hogy az indikátorok gyenge savak vagy bázisok, amelyek színe a nem disszociált és a disszociált állapotokban különbözik.

A bázisok semlegesíthetik a savakat. Nem minden bázis oldódik vízben (például néhány oldhatatlan szerves vegyületek, amely nem tartalmaz - OH csoportokat, különösen, trietil-amin N(C2H5)3); oldható bázisok ún lúgok.

A savak vizes oldatai jellegzetes reakciókon mennek keresztül:

a) fém-oxidokkal - só és víz képződésével;

b) fémekkel - só és hidrogén képződésével;

c) karbonátokkal - sóképzéssel, CO 2 és N 2 O.

A savak és bázisok tulajdonságait több elmélet írja le. Az S.A. elméletének megfelelően Az Arrhenius, egy sav olyan anyag, amely disszociálva ionokat képez N+ , míg a bázis ionokat képez Ő- . Ez az elmélet nem veszi figyelembe a hidroxilcsoportokat nem tartalmazó szerves bázisok létezését.

összhangban proton Brønsted és Lowry elmélete szerint a sav olyan anyag, amely olyan molekulákat vagy ionokat tartalmaz, amelyek protonokat adnak át. adományozók protonok), a bázis pedig olyan molekulákból vagy ionokból álló anyag, amely protonokat fogad el ( elfogadók protonok). Vegye figyelembe, hogy vizes oldatokban a hidrogénionok hidratált formában, azaz hidrogénionok formájában léteznek H3O+ . Ez az elmélet nemcsak vízzel és hidroxidionokkal, hanem oldószer hiányában vagy nem vizes oldószerrel végbemenő reakciókat is leírja.

Például az ammónia közötti reakcióban N.H. 3 (gyenge bázis) és hidrogén-klorid gázfázisban szilárd ammónium-klorid képződik, és két anyag egyensúlyi keverékében mindig 4 részecske van, ebből kettő sav, a másik kettő bázis:

Ez az egyensúlyi keverék két konjugált sav- és bázispárból áll:

1)N.H. 4+ és N.H. 3

2) HClÉs Cl ‑

Itt minden konjugált párban a sav és a bázis egy protonban különbözik. Minden savnak van konjugált bázisa. Az erős savnak gyenge konjugált bázisa van, és gyenge sav- erős konjugált bázis.

A Brønsted-Lowry elmélet segít megmagyarázni a víz egyedülálló szerepét a bioszféra életében. A víz, a vele kölcsönhatásba lépő anyagtól függően, akár sav, akár bázis tulajdonságait mutathatja. Például az ecetsav vizes oldataival végzett reakciókban a víz bázis, a vizes ammóniaoldatokkal pedig sav.

1) CH 3 COOH + H2O ↔ H3O + + CH 3 COO- . Itt egy ecetsavmolekula protont adományoz egy vízmolekulának;

2) NH 3 + H2O ↔ NH 4 + + Ő- . Itt az ammónia molekula protont fogad el egy vízmolekulától.

Így a víz két konjugált párt alkothat:

1) H2O(sav) és Ő- (konjugált bázis)

2) H3O+ (sav) és H2O(konjugált bázis).

Az első esetben a víz protont adományoz, a második esetben pedig elfogadja.

Ezt a tulajdonságot ún amfiprotonizmus. Azokat az anyagokat, amelyek savként és bázisként is reagálhatnak, nevezzük amfoter. Az ilyen anyagok gyakran megtalálhatók az élő természetben. Például az aminosavak savakkal és bázisokkal egyaránt sókat képezhetnek. Ezért a peptidek könnyen alkotnak koordinációs vegyületeket a jelenlévő fémionokkal.

Így, jellemző tulajdonság ionos kötés - két kötőelektron teljes mozgása az egyik atommaghoz. Ez azt jelenti, hogy az ionok között van egy olyan tartomány, ahol az elektronsűrűség közel nulla.

A második típusú kapcsolat azkovalens kapcsolat

Az atomok stabilan alakulhatnak ki elektronikus konfigurációk elektronok megosztásával.

Ilyen kötés akkor jön létre, ha egy-egy elektronpáron osztoznak mindenkitől atom. Ebben az esetben a megosztott kötés elektronjai egyenlően oszlanak el az atomok között. A kovalens kötésekre példák a következők: homonukleáris kétatomos molekulák H 2 , N 2 , F 2. Ugyanilyen típusú kapcsolat található az allotrópokban O 2 és ózon O 3. ábra és egy többatomos molekula esetében S 8 és szintén heteronukleáris molekulák hidrogén-klorid HCl, szén-dioxid CO 2, metán CH 4, etanol VEL 2 N 5 Ő, kén-hexafluorid SF 6, acetilén VEL 2 N 2. Mindezek a molekulák ugyanazokat az elektronokat osztják meg, és kötéseik azonos módon telítettek és irányítottak (4. ábra).

A biológusok számára fontos, hogy a kettős és hármas kötések kovalens atomi sugarai kisebbek az egyszeres kötésekhez képest.

Rizs. 4. Kovalens kötés Cl 2 molekulában.

Az ionos és kovalens típusú kötések a halmaz két korlátozó esete létező típusok kémiai kötések, és a gyakorlatban a legtöbb kötés közbenső.

A periódusos rendszer azonos vagy különböző periódusainak ellentétes végein elhelyezkedő két elem vegyületei túlnyomórészt ionos kötéseket alkotnak. Ahogy az elemek egy perióduson belül közelebb kerülnek egymáshoz, vegyületeik ionos jellege csökken, és a kovalens jelleg növekszik. Például az elemek halogenidjei és oxidjai a bal oldalon periódusos rendszer túlnyomórészt ionos kötéseket képeznek ( NaCl, AgBr, BaSO 4, CaCO 3, KNO 3, CaO, NaOH), és ugyanazok az elemek vegyületei a táblázat jobb oldalán kovalensek ( H 2 O, CO 2, NH 3, NO 2, CH 4, fenol C6H5OH, glükóz C 6 H 12 O 6, etanol C 2 H 5OH).

A kovalens kötésnek viszont van még egy módosítása.

A többatomos ionokban és az összetett biológiai molekulákban mindkét elektron csak innen származhat egy atom. Úgy hívják donor elektronpár. Azt az atomot, amely megosztja ezt az elektronpárt egy donorral, nevezzük elfogadó elektronpár. Ezt a típusú kovalens kötést ún koordináció (donor-elfogadó, vagyrészeshatározó) kommunikáció(5. ábra). Ez a fajta kötés a biológia és az orvostudomány számára a legfontosabb, mivel az anyagcsere szempontjából legfontosabb d-elemek kémiáját nagyrészt koordinációs kötések írják le.

Füge. 5.

Általános szabály, hogy be összetett kapcsolat a fématom elektronpár-akceptorként működik; ellenkezőleg, ionos és kovalens kötésekben a fématom elektrondonor.

A kovalens kötés lényege és változata - a koordinációs kötés - egy másik, a GN által javasolt savak és bázisok elmélete segítségével tisztázható. Lewis. Némileg kibővítette a „sav” és „bázis” kifejezések szemantikai fogalmát a Brønsted-Lowry elmélet szerint. Lewis elmélete megmagyarázza az oktatás természetét komplex ionokés az anyagok részvétele a reakciókban nukleofil szubsztitúció, vagyis a KS kialakulásában.

Lewis szerint a sav olyan anyag, amely képes kovalens kötést létrehozni egy bázis elektronpárjának elfogadásával. A Lewis-bázis olyan anyag, amelynek magányos elektronpárja van, amely elektronok adományozásával kovalens kötést hoz létre Lewis-savval.

Vagyis Lewis elmélete kiterjeszti a sav-bázis reakciók körét olyan reakciókra is, amelyekben a protonok egyáltalán nem vesznek részt. Sőt, maga a proton ezen elmélet szerint szintén sav, mivel képes elektronpárt fogadni.

Ezért ezen elmélet szerint a kationok Lewis-savak, az anionok pedig Lewis-bázisok. Példa erre a következő reakciók:

Fentebb megjegyeztük, hogy az anyagok ionosra és kovalensre való felosztása relatív, mivel a kovalens molekulákban nem megy végbe teljes elektronátadás a fématomoktól az akceptor atomokhoz. Az ionos kötésekkel rendelkező vegyületekben minden ion az ellenkező előjelű ionok elektromos mezőjében van, így kölcsönösen polarizálódnak, héjaik deformálódnak.

Polarizálhatóság eltökélt elektronikus szerkezet, az ion töltése és mérete; az anionoknál magasabb, mint a kationoknál. A kationok közül a legnagyobb polarizálhatóság a nagyobb töltésű és kisebb méretű kationok esetében van, pl. Hg 2+, Cd 2+, Pb 2+, Al 3+, Tl 3+. Erős polarizáló hatása van N+ . Mivel az ionpolarizáció hatása kétirányú, jelentősen megváltoztatja az általuk képződött vegyületek tulajdonságait.

A harmadik típusú kapcsolat azdipólus-dipólus kapcsolat

A felsorolt ​​kommunikációs típusokon kívül vannak dipólus-dipólusok is intermolekuláris interakciók, más néven van der Waals .

Ezen kölcsönhatások erőssége a molekulák természetétől függ.

Háromféle kölcsönhatás létezik: permanens dipólus - permanens dipólus ( dipólus-dipólus vonzerő); állandó dipólus által indukált dipólus ( indukció vonzerő); pillanatnyi dipólus által indukált dipólus ( szétszórt vonzás, vagy a londoni erők; rizs. 6).

Rizs. 6.

Csak a poláris kovalens kötésekkel rendelkező molekulák rendelkeznek dipól-dipól momentummal ( HCl, NH 3, SO 2, H 2 O, C 6 H 5 Cl), a kötési szilárdság pedig 1-2 Debaya(1D = 3,338 × 10–30 coulombméter - C × m).

A biokémiában van egy másik típusú kapcsolat - hidrogén korlátozó eset dipólus-dipólus vonzerő. Ez a kötés egy hidrogénatom és egy kis elektronegatív atom, leggyakrabban oxigén, fluor és nitrogén között jön létre. A hasonló elektronegativitással rendelkező nagy atomok (például klór és kén) esetén a hidrogénkötés sokkal gyengébb. A hidrogénatomot egy lényeges tulajdonság különbözteti meg: amikor a kötőelektronokat elhúzzák, atommagja - a proton - szabaddá válik, és már nem védi az elektronok.

Ezért az atom nagy dipólussá válik.

A hidrogénkötés a van der Waals-kötéssel ellentétben nemcsak intermolekuláris kölcsönhatások során jön létre, hanem egy molekulán belül is. intramolekuláris hidrogénkötés. Hidrogén kötések fontos szerepet játszanak a biokémiában, például a fehérjék szerkezetének stabilizálásában a-hélix formájában, vagy a DNS kettős hélixének kialakításában (7. ábra).

7. ábra.

A hidrogén- és a van der Waals kötések sokkal gyengébbek, mint az ionos, kovalens és koordinációs kötések. Az intermolekuláris kötések energiáját a táblázat tartalmazza. 1.

1. táblázat. Intermolekuláris erők energiája

Jegyzet: Az intermolekuláris kölcsönhatások mértékét az olvadás és a párolgás (forrás) entalpiája tükrözi. Az ionos vegyületek lényegesen több energiát igényelnek az ionok szétválasztásához, mint a molekulák elválasztásához. Az ionos vegyületek olvadási entalpiája sokkal nagyobb, mint a molekuláris vegyületeké.

A negyedik típusú kapcsolat azfém csatlakozás

Végül van egy másik típusú intermolekuláris kötés - fém: fémrács pozitív ionjainak összekapcsolása szabad elektronokkal. Ez a fajta kapcsolat nem fordul elő biológiai objektumokban.

Tól rövid áttekintés A kötéstípusok esetében egy részlet világossá válik: a fématom vagy -ion - az elektrondonor, valamint az atom - az elektronakceptor fontos paramétere az méret.

Anélkül, hogy a részletekbe mennénk, megjegyezzük, hogy az atomok kovalens sugarai, a fémek ionos sugarai és a kölcsönhatásban lévő molekulák van der Waals sugarai növekszenek, ahogy a periódusos rendszer csoportjaiban atomszámuk nő. Ebben az esetben az ionsugár értékei a legkisebbek, és a van der Waals sugarak a legnagyobbak. Általános szabály, hogy a csoportban lefelé haladva minden elem sugara nő, mind a kovalens, mind a van der Waals.

A biológusok és az orvosok számára a legfontosabbak koordináció(donor-elfogadó) koordinációs kémia által figyelembe vett kötések.

Orvosi bioszervetlen anyagok. G.K. Baraskov

A kémiai kötés, típusai, tulajdonságai együtt az egyik sarokköve érdekes tudomány kémiának hívják. Ebben a cikkben elemezzük a kémiai kötések minden aspektusát, fontosságukat a tudományban, példákat adunk és még sok mást.

Mi az a kémiai kötés

A kémiában kémiai kötés alatt az atomok kölcsönös adhézióját értjük egy molekulában, és a között fennálló vonzási erő eredményeként. A kémiai kötéseknek köszönhető, hogy a különböző kémiai vegyületek, ez a kémiai kötés természete.

A kémiai kötések típusai

A kémiai kötések kialakulásának mechanizmusa erősen függ annak típusától vagy típusától, a kémiai kötések következő fő típusai különböznek egymástól:

• Kovalens kémiai kötés (amely lehet poláris vagy nem poláris)
• Ionos kötés
• kapcsolat
• Kémiai kötés

mint az emberek.

Ami pedig azt illeti, honlapunkon külön cikket szentelünk neki, részletesebben a linken olvashat. Ezután részletesebben megvizsgáljuk a kémiai kötések többi fő típusát.

Ionos kémiai kötés

Az ionos kémiai kötés kialakulása két különböző töltésű ion kölcsönös elektromos vonzása miatt következik be. Az ilyen kémiai kötésekben lévő ionok általában egyszerűek, az anyag egy atomjából állnak.

Az ionos kémiai kötés sémája.

Az ionos típusú kémiai kötés jellegzetessége a telítettség hiánya, és ennek következtében nagyon eltérő számú ellentétes töltésű ion csatlakozhat egy ionhoz vagy akár egy egész ioncsoporthoz. Az ionos kémiai kötésre példa a CsF cézium-fluorid vegyület, amelyben az „ionosság” szintje közel 97%.

Hidrogén kémiai kötés

Jóval a megjelenés előtt modern elmélet kémiai kötések benne modern forma vegyészek észrevették, hogy a hidrogénvegyületek nemfémekkel eltérőek csodálatos tulajdonságok. Tegyük fel, hogy a víz forráspontja és a hidrogén-fluoriddal együtt sokkal magasabb, mint lehetne, itt van egy kész példa a hidrogén-kémiai kötésre.

A képen egy hidrogén-kémiai kötés kialakulásának diagramja látható.

A hidrogén-kémiai kötés természetét és tulajdonságait a H hidrogénatom azon képessége határozza meg, hogy képes-e újabb kémiai kötést létrehozni, innen ered ennek a kötésnek a neve. Az ilyen kapcsolat kialakulásának oka az elektrosztatikus erők tulajdonságai. Például általános elektronfelhő a hidrogén-fluorid molekulában annyira eltolódik a fluor felé, hogy ennek az anyagnak az atomja körüli tér negatívval telítődik elektromos mező. Egy hidrogénatom körül, különösen az egyetlen elektronjától megfosztottnál, az elektronmezeje sokkal gyengébb, és ennek következtében pozitív töltésű. És a pozitív és negatív töltések, mint tudják, vonzzák, és ezen az egyszerű módon hidrogénkötés keletkezik.

Fémek kémiai kötése

Milyen kémiai kötés jellemző a fémekre? Ezeknek az anyagoknak megvan a saját típusú kémiai kötésük - minden fém atomja nem úgy van elrendezve, de bizonyos módon elrendeződésük sorrendjét ún. kristályrács. Elektronok különböző atomok közös elektronfelhőt alkotnak, miközben gyengén lépnek kölcsönhatásba egymással.

Így néz ki egy fém kémiai kötés.

A fémes kémiai kötés például bármilyen fém lehet: nátrium, vas, cink stb.

Hogyan határozzuk meg a kémiai kötés típusát

A benne részt vevő anyagoktól függően, ha van egy fém és egy nemfém, akkor a kötés ionos, ha két fém van, akkor fémes, ha két nemfém, akkor kovalens.

A kémiai kötések tulajdonságai

Különböző összehasonlítani kémiai reakciók különbözőeket használnak mennyiségi jellemzők, mint például:

• hossz,
• energia,
• polaritás,
• kapcsolódási sorrend.

Nézzük meg őket részletesebben.

A kötéshossz a kémiai kötéssel összekapcsolt atommagok közötti egyensúlyi távolság. Általában kísérletileg mérik.

A kémiai kötés energiája határozza meg annak erősségét. Ebben az esetben az energia azt az erőt jelenti, amely egy kémiai kötés megszakításához és az atomok szétválasztásához szükséges.

A kémiai kötés polaritása megmutatja, hogy mekkora elektronsűrűség tolódik el valamelyik atom felé. Az atomok azon képessége, hogy az elektronsűrűséget maguk felé tolják el, vagy beszéljenek egyszerű nyelven„magára húzni a takarót” a kémiában elektronegativitásnak nevezik.

Az Egységes Államvizsga-kódoló témái: Kovalens kémiai kötés, fajtái és kialakulásának mechanizmusai. A kovalens kötések jellemzői (polaritás és kötési energia). Ionos kötés. Fém csatlakozás. Hidrogén kötés

Intramolekuláris kémiai kötések

Először nézzük meg a molekulákon belüli részecskék között létrejövő kötéseket. Az ilyen kapcsolatokat ún intramolekuláris.

Kémiai kötés atomok között kémiai elemek elektrosztatikus természetű, és miatt jön létre külső (valencia) elektronok kölcsönhatása, kisebb-nagyobb mértékben pozitív töltésű magok tartják kötött atomok.

A kulcsfogalom itt az ELEKTRONEGATIVITÁS. Ez határozza meg az atomok közötti kémiai kötés típusát és ennek a kötésnek a tulajdonságait.

az atom azon képessége, hogy vonzza (tartsa) külső(vegyérték) elektronok. Az elektronegativitást a külső elektronok atommaghoz való vonzódásának mértéke határozza meg, és elsősorban az atom sugarától és az atommag töltésétől függ.

Az elektronegativitást nehéz egyértelműen meghatározni. L. Pauling összeállította a relatív elektronegativitások táblázatát (a kétatomos molekulák kötési energiái alapján). A legelektronegatívabb elem az fluor jelentéssel 4 .

Fontos megjegyezni, hogy a különböző forrásokban különböző skálák és táblázatok találhatók az elektronegativitás értékekről. Ettől nem kell megijedni, hiszen a kémiai kötés kialakulása is szerepet játszik atomok, és ez megközelítőleg azonos minden rendszerben.

Ha az A:B kémiai kötés egyik atomja erősebben vonzza az elektronokat, akkor az elektronpár feléje mozdul. Minél több elektronegativitás különbség atomok, annál jobban eltolódik az elektronpár.

Ha a kölcsönható atomok elektronegativitási értéke egyenlő vagy megközelítőleg egyenlő: EO(A)≈EO(B), akkor a közös elektronpár nem tolódik el egyik atomra sem: A: B. Ezt a kapcsolatot hívják kovalens nempoláris.

Ha a kölcsönható atomok elektronegativitása eltér, de nem nagy mértékben (az elektronegativitás különbsége körülbelül 0,4 és 2 között van: 0,4<ΔЭО<2 ), akkor az elektronpár az egyik atomra tolódik. Ezt a kapcsolatot hívják kovalens poláris .

Ha a kölcsönható atomok elektronegativitása jelentősen eltér (az elektronegativitás különbsége nagyobb, mint 2: ΔEO>2), akkor az egyik elektron szinte teljesen átkerül egy másik atomra, a keletkezéssel ionok. Ezt a kapcsolatot hívják ión.

A kémiai kötések alaptípusai − kovalens, iónÉs fém kommunikáció. Nézzük meg őket közelebbről.

Kovalens kémiai kötés

Kovalens kötés – ez egy kémiai kötés miatt alakult ki közös elektronpár kialakulása A:B . Ráadásul két atom átfedés atomi pályák. A kovalens kötés kis elektronegativitáskülönbséggel rendelkező atomok kölcsönhatásából jön létre (általában két nem fém között) vagy egy elem atomjai.

A kovalens kötések alapvető tulajdonságai

• fókusz,
• telíthetőség,
• polaritás,
• polarizálhatóság.

Ezek a kötési tulajdonságok befolyásolják az anyagok kémiai és fizikai tulajdonságait.

Kommunikációs irány az anyagok kémiai szerkezetét és formáját jellemzi. A két kötés közötti szögeket kötési szögeknek nevezzük. Például egy vízmolekulában a H-O-H kötésszög 104,45 o, ezért a vízmolekula poláris, a metánmolekulában pedig a H-C-H kötésszög 108 o 28′.

Telíthetőség az atomok azon képessége, hogy korlátozott számú kovalens kémiai kötést hozzanak létre. Az atom által alkotható kötések számát nevezzük.

Polaritás kötés az elektronsűrűség egyenetlen eloszlása ​​miatt következik be két eltérő elektronegativitású atom között. A kovalens kötéseket polárisra és nempolárisra osztják.

Polarizálhatóság kapcsolatok vannak a kötéselektronok eltolódási képessége külső elektromos tér hatására(különösen egy másik részecske elektromos tere). A polarizálhatóság az elektronok mobilitásától függ. Minél távolabb van az elektron az atommagtól, annál mozgékonyabb, és ennek megfelelően a molekula jobban polarizálható.

Kovalens nempoláris kémiai kötés

A kovalens kötésnek 2 típusa van: POLÁRISÉs NEM POLÁRIS .

Példa . Tekintsük a H2 hidrogénmolekula szerkezetét. Minden hidrogénatom a külső energiaszintjén 1 párosítatlan elektront hordoz. Egy atom megjelenítéséhez a Lewis-struktúrát használjuk - ez egy atom külső energiaszintjének szerkezeti diagramja, amikor az elektronokat pontok jelzik. A Lewis-pontszerkezeti modellek nagyon hasznosak a második periódus elemeivel való munka során.

H. + . H = H:H

Így egy hidrogénmolekulának egy közös elektronpárja és egy H-H kémiai kötése van. Ez az elektronpár nem tolódik el egyik hidrogénatomhoz sem, mert A hidrogénatomok elektronegativitása azonos. Ezt a kapcsolatot hívják kovalens nempoláris .

Kovalens nempoláris (szimmetrikus) kötés egy kovalens kötés, amelyet azonos elektronegativitású atomok (általában ugyanazok a nemfémek) alkotnak, és ezért az atommagok között egyenletes elektronsűrűség-eloszlású.

A nem poláris kötések dipólusmomentuma 0.

Példák: H2 (H-H), O 2 (O=O), S 8.

Kovalens poláris kémiai kötés

Kovalens poláris kötés között létrejövő kovalens kötés különböző elektronegativitású atomok (általában különféle nemfémek) és jellemzi elmozdulás megosztott elektronpárt egy elektronegatívabb atomhoz (polarizáció).

Az elektronsűrűség eltolódik az elektronegatívabb atomra - ezért azon részleges negatív töltés (δ-), a kevésbé elektronegatív atomon pedig részleges pozitív töltés (δ+, delta +) jelenik meg.

Minél nagyobb az atomok elektronegativitásának különbsége, annál nagyobb polaritás kapcsolatok és így tovább dipólusmomentum . További vonzó erők hatnak a szomszédos molekulák és az ellenkező előjelű töltések között, ami növekszik erő kommunikáció.

A kötés polaritása befolyásolja a vegyületek fizikai és kémiai tulajdonságait. A reakciómechanizmusok, sőt a szomszédos kötések reakcióképessége is a kötés polaritásától függ. A kapcsolat polaritása gyakran meghatározza molekula polaritásaés így közvetlenül befolyásolja az olyan fizikai tulajdonságokat, mint a forráspont és az olvadáspont, az oldhatóság poláris oldószerekben.

Példák: HCl, CO 2, NH 3.

A kovalens kötés kialakulásának mechanizmusai

A kovalens kémiai kötések 2 mechanizmussal jöhetnek létre:

1. Csere mechanizmus A kovalens kémiai kötés kialakulása az, amikor minden részecske egy párosítatlan elektront biztosít, hogy közös elektronpárt alkosson:

A . + . B= A:B

2. A kovalens kötés kialakulása egy olyan mechanizmus, amelyben az egyik részecske egy magányos elektronpárt, a másik részecske pedig egy üres pályát biztosít ennek az elektronpárnak:

V: + B= A:B

Ebben az esetben az egyik atom egy magányos elektronpárt biztosít ( donor), a másik atom pedig üres pályát biztosít ennek a párnak ( elfogadó). Mindkét kötés kialakulása következtében az elektronok energiája csökken, i.e. ez előnyös az atomok számára.

Donor-akceptor mechanizmussal létrejövő kovalens kötés nem más a cseremechanizmus által létrehozott más kovalens kötésekből származó tulajdonságokban. A kovalens kötés kialakulása a donor-akceptor mechanizmussal jellemző azokra az atomokra, amelyeknél nagyszámú elektron van a külső energiaszinten (elektrondonorok), vagy fordítva, nagyon kis számú elektronnal (elektronakceptorok). Az atomok vegyértékképességét a megfelelő részben tárgyaljuk részletesebben.

A kovalens kötés egy donor-akceptor mechanizmussal jön létre:

- egy molekulában szén-monoxid CO(a molekulában a kötés hármas, 2 kötés cseremechanizmussal, egy donor-akceptor mechanizmussal jön létre): C≡O;

- V ammónium-ion NH 4 +, ionokban szerves aminok például a CH3-NH2+ metil-ammónium-ionban;

- V összetett vegyületek kémiai kötés a központi atom és a ligandumcsoportok között, például nátrium-tetrahidroxoaluminátban Na-kötés alumínium- és hidroxidionok között;

- V salétromsav és sói- nitrátok: HNO 3, NaNO 3, néhány más nitrogénvegyületben;

- egy molekulában ózon O3.

A kovalens kötések alapvető jellemzői

A kovalens kötések jellemzően nemfémes atomok között jönnek létre. A kovalens kötés fő jellemzői a következők hosszúság, energia, sokféleség és irányultság.

A kémiai kötés többszöröse

A kémiai kötés többszöröse - Ezt Egy vegyület két atomja között megosztott elektronpárok száma. A molekulát alkotó atomok értékeiből egy kötés többszörössége meglehetősen könnyen meghatározható.

Például , a H 2 hidrogénmolekulában a kötés többszöröse 1, mert Minden hidrogénnek csak 1 párosítatlan elektronja van a külső energiaszintjén, így egy közös elektronpár jön létre.

Az O 2 oxigénmolekulában a kötés többszöröse 2, mert A külső energiaszinten minden atomnak 2 párosítatlan elektronja van: O=O.

Az N2 nitrogénmolekulában a kötési multiplicitás 3, mert Az egyes atomok között 3 párosítatlan elektron van a külső energiaszinten, és az atomok 3 közös elektronpárt alkotnak N≡N.

Kovalens kötés hossza

Kémiai kötés hossza a kötést alkotó atomok magjainak középpontjai közötti távolság. Kísérleti fizikai módszerekkel határozzák meg. A kötés hossza hozzávetőlegesen megbecsülhető az additív szabály segítségével, amely szerint az AB molekulában a kötés hossza megközelítőleg egyenlő az A 2 és B 2 molekulák kötéshosszainak összegének felével:

A kémiai kötés hossza nagyjából megbecsülhető atomi sugarak szerint kötés kialakítása, ill kommunikációs sokrétűséggel, ha az atomok sugarai nem nagyon különböznek egymástól.

A kötést alkotó atomok sugarának növekedésével a kötés hossza növekszik.

Például

Az atomok közötti kötések sokaságának növekedésével (amelyek atomi sugarai nem, vagy csak kis mértékben térnek el egymástól), a kötés hossza csökken.

Például . A C–C, C=C, C≡C sorozatban a kötés hossza csökken.

Kommunikációs energia

A kémiai kötés erősségének mértéke a kötés energiája. Kommunikációs energia egy kötés megszakításához és a kötést alkotó atomok egymástól végtelen nagy távolságra történő eltávolításához szükséges energia határozza meg.

A kovalens kötés az nagyon tartós. Energiája több tíztől több száz kJ/molig terjed. Minél nagyobb a kötési energia, annál nagyobb a kötés erőssége, és fordítva.

A kémiai kötés erőssége a kötés hosszától, a kötés polaritásától és a kötés többszörösétől függ. Minél hosszabb egy kémiai kötés, annál könnyebben megszakad, és minél alacsonyabb a kötés energiája, annál kisebb az erőssége. Minél rövidebb a kémiai kötés, annál erősebb, és annál nagyobb a kötés energiája.

Például, a HF, HCl, HBr vegyületek sorozatában balról jobbra, a kémiai kötés erőssége csökken, mert A csatlakozás hossza megnő.

Ionos kémiai kötés

Ionos kötés alapú kémiai kötés ionok elektrosztatikus vonzása.

Ionok az elektronok atomok általi befogadása vagy adományozása során keletkeznek. Például az összes fém atomja gyengén tartja az elektronokat a külső energiaszintről. Ezért a fématomokat az jellemzi helyreállító tulajdonságok- elektron adományozási képesség.

Példa. A nátriumatom 1 elektront tartalmaz 3-as energiaszinten. Könnyen feladva a nátriumatom a sokkal stabilabb Na + iont képezi, a Ne nemesgáz neon elektronkonfigurációjával. A nátriumion 11 protont és csak 10 elektront tartalmaz, így az ion teljes töltése -10+11 = +1:

+11Na) 2 ) 8 ) 1 - 1e = +11 Na +) 2 ) 8

Példa. Egy klóratom a külső energiaszintjén 7 elektront tartalmaz. A stabil, inert Argonatom konfigurációjának megszerzéséhez a klórnak 1 elektront kell nyernie. Egy elektron hozzáadása után stabil klórion képződik, amely elektronokból áll. Az ion teljes töltése -1:

+17Cl) 2 ) 8 ) 7 + 1e = +17 Cl — ) 2 ) 8 ) 8

Kérjük, vegye figyelembe:

• Az ionok tulajdonságai eltérnek az atomokétól!
• Stabil ionok nem csak atomok, hanem azt is atomcsoportok. Például: ammóniumion NH 4 +, szulfátion SO 4 2- stb. Az ilyen ionok által létrehozott kémiai kötéseket is ionosnak tekintjük;
• Általában ionos kötések jönnek létre egymás között fémekÉs nemfémek(nem fémcsoportok);

A keletkező ionok az elektromos vonzás hatására vonzódnak: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Foglaljuk össze vizuálisan A kovalens és ionos kötéstípusok közötti különbség:

Fém kémiai kötés

Fém csatlakozás relatíve kialakuló kapcsolat szabad elektronok között fémionok, kristályrácsot képezve.

A fématomok általában a külső energiaszinten helyezkednek el egy-három elektron. A fématomok sugarai általában nagyok - ezért a fématomok, ellentétben a nemfémekkel, meglehetősen könnyen feladják külső elektronjaikat, pl. erős redukálószerek

Intermolekuláris kölcsönhatások

Külön érdemes figyelembe venni az anyag egyes molekulái között fellépő kölcsönhatásokat - intermolekuláris kölcsönhatások . Az intermolekuláris kölcsönhatások olyan kölcsönhatások semleges atomok között, amelyekben nem jelennek meg új kovalens kötések. A molekulák közötti kölcsönhatás erőit Van der Waals fedezte fel 1869-ben, és róla nevezték el. Van dar Waals erők. Van der Waals erői osztva tájolás, indukció És szétszórt . Az intermolekuláris kölcsönhatások energiája sokkal kisebb, mint a kémiai kötések energiája.

Orientációs vonzási erők poláris molekulák között fordulnak elő (dipól-dipól kölcsönhatás). Ezek az erők a poláris molekulák között lépnek fel. Induktív kölcsönhatások a poláris molekula és a nem poláris molekula közötti kölcsönhatás. Egy nem poláris molekula polarizálódik egy poláris molekula hatására, ami további elektrosztatikus vonzást generál.

Az intermolekuláris kölcsönhatások speciális típusa a hidrogénkötés. - ezek intermolekuláris (vagy intramolekuláris) kémiai kötések, amelyek olyan molekulák között jönnek létre, amelyek erősen poláris kovalens kötésekkel rendelkeznek - H-F, H-O vagy H-N. Ha vannak ilyen kötések egy molekulában, akkor a molekulák között lesznek további vonzó erők .

Oktatási mechanizmus A hidrogénkötés részben elektrosztatikus, részben donor-akceptor. Ebben az esetben az elektronpár donor egy erősen elektronegatív elem (F, O, N) atomja, az akceptor pedig az ezekhez az atomokhoz kapcsolódó hidrogénatomok. A hidrogénkötésekre jellemző fókusz térben és telítettség

A hidrogénkötéseket pontokkal jelölhetjük: H ··· O. Minél nagyobb a hidrogénhez kapcsolódó atom elektronegativitása, és minél kisebb a mérete, annál erősebb a hidrogénkötés. Elsősorban kapcsolatokra jellemző fluor hidrogénnel , valamint ahhoz oxigén és hidrogén , kisebb mértékben nitrogén hidrogénnel .

Hidrogénkötések jönnek létre a következő anyagok között:

— hidrogén-fluorid HF(gáz, hidrogén-fluorid vizes oldata - fluorsav), víz H 2 O (gőz, jég, folyékony víz):

— ammónia és szerves aminok oldata- az ammónia és a vízmolekulák között;

— szerves vegyületek, amelyekben O-H vagy N-H kötések: alkoholok, karbonsavak, aminok, aminosavak, fenolok, anilin és származékai, fehérjék, szénhidrát oldatok - monoszacharidok és diszacharidok.

A hidrogénkötés befolyásolja az anyagok fizikai és kémiai tulajdonságait. Így a molekulák közötti további vonzás megnehezíti az anyagok forrását. A hidrogénkötéssel rendelkező anyagok forráspontja abnormálisan emelkedik.

Például Általában a molekulatömeg növekedésével az anyagok forráspontjának növekedése figyelhető meg. Számos anyagban azonban H 2 O-H 2 S-H 2 Se-H 2 Te nem figyelünk meg lineáris változást a forráspontban.

Mégpedig at a víz forráspontja szokatlanul magas - nem kevesebb, mint -61 o C, ahogy az egyenes mutatja, de sokkal több, +100 o C. Ezt az anomáliát a vízmolekulák közötti hidrogénkötések jelenléte magyarázza. Ezért normál körülmények között (0-20 o C) a víz az folyékony fázisállapot szerint.

A legtöbb elem atomjai nem léteznek külön-külön, mivel kölcsönhatásba léphetnek egymással. Ez a kölcsönhatás összetettebb részecskéket eredményez.

A kémiai kötés természete az elektrosztatikus erők hatása, amelyek az elektromos töltések közötti kölcsönhatás erői. Az elektronok és az atommagok ilyen töltésekkel rendelkeznek.

A külső elektronszinteken (valenciaelektronok) elhelyezkedő elektronok, amelyek a legtávolabb vannak az atommagtól, azzal lépnek kölcsönhatásba a leggyengébb módon, ezért képesek elszakadni az atommagtól. Ők felelősek az atomok egymáshoz kötéséért.

A kölcsönhatások típusai a kémiában

A kémiai kötések típusait a következő táblázat mutatja be:

Az ionos kötés jellemzői

Kémiai reakció, amely miatt következik be ionvonzás a különböző töltéseket ionosnak nevezzük. Ez akkor fordul elő, ha a kötődő atomok elektronegativitása (vagyis elektronvonzó képessége) jelentős eltérést mutat, és az elektronpár az elektronegatívabb elemhez megy. Az elektronok egyik atomról a másikra történő átvitelének eredménye töltött részecskék - ionok - képződése. Vonzalom támad köztük.

Ezek rendelkeznek a legalacsonyabb elektronegativitási indexekkel tipikus fémek, a legnagyobbak pedig tipikus nemfémek. Az ionok tehát tipikus fémek és tipikus nemfémek kölcsönhatása révén jönnek létre.

A fématomok pozitív töltésű ionokká (kationokká) válnak, amelyek elektronokat adnak át külső elektronszintjüknek, a nemfémek pedig elektronokat fogadnak be, így negatív töltésű ionok (anionok).

Az atomok stabilabb energiaállapotba kerülnek, befejezve elektronikus konfigurációikat.

Az ionos kötés nem irányú és nem telíthető, mivel az elektrosztatikus kölcsönhatás ennek megfelelően minden irányban fellép, az ion minden irányban vonzani tudja az ellenkező előjelű ionokat.

Az ionok elrendezése olyan, hogy mindegyik körül bizonyos számú ellentétes töltésű ion található. A "molekula" fogalma ionos vegyületekre nincs értelme.

Példák az oktatásra

A nátrium-kloridban (nacl) a kötés kialakulása annak köszönhető, hogy egy elektron a Na-atomról a Cl-atomra jut át, hogy a megfelelő ionokat képezze:

Na 0 - 1 e = Na + (kation)

Cl 0 + 1 e = Cl - (anion)

A nátrium-kloridban hat klorid-anion található a nátrium-kationok körül, és hat nátriumion minden kloridion körül.

Amikor a bárium-szulfid atomjai között kölcsönhatás jön létre, a következő folyamatok mennek végbe:

Ba 0 - 2 e = Ba 2+

S 0 + 2 e = S 2-

A Ba a két elektronját kénnek adja, aminek eredményeként kén-anionok S 2- és báriumkationok Ba 2+ képződnek.

Fém kémiai kötés

A fémek külső energiaszintjében az elektronok száma kicsi, könnyen elválaszthatók az atommagtól. Ennek a leválásnak az eredményeként fémionok és szabad elektronok keletkeznek. Ezeket az elektronokat "elektrongáznak" nevezik. Az elektronok szabadon mozognak a fém teljes térfogatában, és állandóan meg vannak kötve és el vannak választva az atomoktól.

A fémanyag szerkezete a következő: a kristályrács az anyag váza, csomópontjai között az elektronok szabadon mozoghatnak.

A következő példák adhatók:

Mg - 2е<->Mg 2+

Cs-e<->Cs+

Ca - 2e<->Ca2+

Fe-3e<->Fe 3+

Kovalens: poláris és nem poláris

A kémiai kölcsönhatások leggyakoribb típusa a kovalens kötés. A kölcsönhatásban lévő elemek elektronegativitási értékei nem különböznek élesen, ezért csak a közös elektronpár eltolódása következik be egy elektronegatívabb atomra.

Kovalens kölcsönhatások létrejöhetnek kicserélő mechanizmussal vagy donor-akceptor mechanizmussal.

A cseremechanizmus akkor valósul meg, ha mindegyik atomban vannak páratlan elektronok a külső elektronszinteken, és az atomi pályák átfedése egy olyan elektronpár megjelenéséhez vezet, amely már mindkét atomhoz tartozik. Ha az egyik atomnak van egy elektronpárja a külső elektronszinten, a másiknak pedig szabad pályája van, akkor amikor az atompályák átfedik egymást, az elektronpár megoszlik és a donor-akceptor mechanizmus szerint kölcsönhatásba lép.

A kovalenseket a multiplicitás alapján a következőkre osztjuk:

• egyszerű vagy egyszeri;
• kettős;
• hármas.

A kettősek két elektronpár megosztását biztosítják egyszerre, a hármasak pedig három.

A kötött atomok közötti elektronsűrűség (polaritás) megoszlása ​​szerint a kovalens kötés a következőkre oszlik:

• nem poláris;
• poláris.

A nem poláris kötést azonos atomok, a poláris kötést pedig különböző elektronegativitások alkotják.

A hasonló elektronegativitású atomok kölcsönhatását nempoláris kötésnek nevezzük. Egy ilyen molekulában lévő közös elektronpár nem vonzódik egyik atomhoz sem, hanem mindkettőhöz egyformán tartozik.

Az elektronegativitásban eltérő elemek kölcsönhatása poláris kötések kialakulásához vezet. Az ilyen típusú kölcsönhatásban a megosztott elektronpárok az elektronegatívabb elemhez vonzódnak, de nem kerülnek át teljesen rá (azaz ionok képződése nem történik meg). Az elektronsűrűség ezen eltolódása következtében az atomokon parciális töltések jelennek meg: az elektronegatívabbnak negatív, a kevésbé elektronegatívnak pozitív töltése van.

A kovalencia tulajdonságai és jellemzői

A kovalens kötés főbb jellemzői:

• A hosszúságot a kölcsönhatásban lévő atomok magjai közötti távolság határozza meg.
• A polaritást az elektronfelhőnek az egyik atom felé történő elmozdulása határozza meg.
• Az irányítottság a térben orientált kötések és ennek megfelelően bizonyos geometriai alakzatú molekulák kialakításának tulajdonsága.
• A telítettséget a korlátozott számú kötés kialakításának képessége határozza meg.
• A polarizálhatóságot a polaritás megváltoztatásának képessége határozza meg külső elektromos tér hatására.
• A kötelék megszakításához szükséges energia határozza meg annak erejét.

A kovalens nem poláris kölcsönhatásra példa lehet a hidrogén (H2), klór (Cl2), oxigén (O2), nitrogén (N2) és sok más molekula.

A H· + ·H → H-H molekula egyetlen nem poláris kötést tartalmaz,

O: + :O → O=O molekula kettős nempoláris,

Ṅ: + Ṅ: → N≡N a molekula hármas nempoláris.

A kémiai elemek kovalens kötéseire példák a szén-dioxid (CO2) és szén-monoxid (CO), hidrogén-szulfid (H2S), sósav (HCL), víz (H2O), metán (CH4), kén-oxid (SO2) és sokan mások.

A CO2 molekulában a szén- és oxigénatomok közötti kapcsolat kovalens poláris, mivel az elektronegatívabb hidrogén vonzza az elektronsűrűséget. Az oxigénnek két párosítatlan elektronja van a külső héjában, míg a szén négy vegyértékelektront tud biztosítani a kölcsönhatás kialakításához. Ennek eredményeként kettős kötések jönnek létre, és a molekula így néz ki: O=C=O.

Egy adott molekulában lévő kötés típusának meghatározásához elegendő figyelembe venni a molekulát alkotó atomokat. Az egyszerű fémanyagok fémes kötést, a fémek a nemfémekkel ionos kötést, az egyszerű nemfémes anyagok kovalens nempoláris kötést, a különböző nemfémekből álló molekulák pedig poláris kovalens kötésen keresztül jönnek létre.