Adatgyűjtés, mérési alapok, a környezetgazdálkodás fontosabb műszerei KÖRNYEZETGAZDÁLKODÁSI MÉRNÖKI MSc Gazdálkodási modul Gazdaságtudományi ismeretek I. Közgazdaságtan KÖRNYEZETGAZDÁLKODÁSI MÉRNÖKI MSc TERMÉSZETVÉDELMI MÉRNÖKI MSc Tudományos kutatásmódszertani, elemzési és közlési ismeretek modul

6. Lecke Kémiai kötések

Apoláros kovalens kötés Amikor két egyforma atommag találkozik, akkor ez a két atommag egyenlő nagyságú erővel próbálja magához vonzani a kötő elektronpárokat. Hasonló a helyzet akkor is, amikor a két találkozó atom elektronegativitása nem pontosan egyenlő ugyan, de a köztük lévő különbség kicsi (0.5). Az ilyen esetekben a létrejövő molekula kívülről semleges, apoláros, a kötés neve pedig apoláros kovalens kötés.

Kovalens kötés, alacsony elektronegativitás különbség következtében A metán esetében például hidrogén- és szénatomok között alakul ki kovalens kötés. Mivel a két elem elektronegativitás-különbsége 0,4, így a közöttük létrejövő kovalens kötés apoláros kovalens kötés: HHHHxxxxC.... H HH H x x x x C....

Poláros kovalens kötés Ha a kovalens kötésben részt vevő elemek között a következő egyenlőtlenség teljesül az elektronegativitás- különbségekre vonatkozóan: 0,5 < ΔEN < 1,7 akkor az elemek között poláros kovalens kötés jön létre. A poláros kovalens kötés esetén olyan nagy az elektronegativitás-különbség két elem között, hogy az egyik elem jobban magához vonzza a kötő elektronpárokat, így a molekulának az a fele kívülről kissé negatív, míg a molekulának az a fele, ahol elektronhiány lép fel, kissé pozitív lesz.

Poláros kovalens kötés Jellemzően poláros kötésű vegyület például a sósav molekula. A klór elektronegativitása –3,0, míg a hidrogén elektronegativitása –2,1. A klórnak tehát jóval nagyobb az elektron-vonzó hatása, mint a hidrogénnek. A kötő elektronpár így több időt tölt el a klór környezetében, mint a hidrogén környezetében, így a klór környezetében relatív elektrontöbblet lép fel, a hidrogén környezetében pedig relatív elektronhiány. A molekula tehát polarizálódik, kifelé ugyan semleges, de molekulán belül jelentős a töltésszétválás. HCl. x xxxx x

Vízmolekula polarizációja Ennek megfelelően a vízmolekulán belül is jelentős polarizáció jelentkezik: három pólus figyelhető meg, a két hidrogén környezetében pozitív, míg az oxigén környezetében negatív töltéstöbblet alakul ki. Nem szabad azonban megfeledkezni arról, hogy ez relatív töltéstöbblet, nagysága nem éri el az egységnyi töltés szintjét (pl. az elektronét). H H O x x

Ionos kötés Ionos kötés esetén nem alakulnak ki kötő elektronpárok, hanem a nagyobb elektronegativitással rendelkező elem egyszerűen elszedi a másik elem elektronját. Ebben az esetben tehát az elektronegativitás-különbség olyan nagy, hogy a „gyengébb” elem nem képes a saját környezetében tartani az elektronját. Ionos kötés akkor alakul ki két elem között, ha a kötésben részt vevő elemek elektronegativitás-különbsége: ΔEN > 1,7 A NaCl molekula például ionos kötéssel jön létre: NaCl x xxxx x.

Speciális kovalens kötés Léteznek olyan molekulák is, amelyek kovalens kötéssel kapcsolódnak, azonban a vízben ionjaikra bomlanak szét. Ilyen molekulák például: a sósav gáz, amelyet vízben oldva hidrogénionra és kloridionra disszociál (HCl  H + +Cl - ) az ammóniagáz, melyet vízben oldva ammónium ionok jönnek létre (NH3 + H2O  NH4 + + OH - )

Fémes kötés A fémes kötés során rácsszerkezet alakul ki: a rácspontokban fém atommagok vannak, azonban a kötőelektronok nem szigorúan egy atomtörzshöz tartoznak, hanem az atomtörzsek között rendezetlen formában helyezkednek el. Az ilyen elektronokat delokalizált elektronoknak nevezik. A delokalizált elektronok rendkívül mozgékonyak, kis erőhatásra elmozdulnak. Ez az oka annak, hogy a fémek jó elektromos vezetőképességgel illetve jó hővezető képességgel rendelkeznek.

A datív kötés esetében kialakul olyan kötő elektronpár is, ahol az elektront csupán az egyik elem biztosítja. Erre példa a szén- monoxid: C.... O xxxx x C.... O xxxx x xxxx x

Az elsődleges kémiai kötés szabályai Az elsődleges kémiai kötés fajtája a kötésbe kerülő elemek elektronegativitásainak különbségétől függ. Ha ΔEN < 0,5, akkor apoláros kötés alakul ki. Ha 0,5 < ΔEN < 1,7, akkor poláros kötés alakul ki. HaΔEN > 1,7, akkor ionos kötés alakul ki.

Kérdések a leckéhez Apoláros és poláros kovalens kötés A vízmolekula polaritása Fémes kötés

KÖSZÖNÖM FIGYELMÜKET!