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
H H
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.
H . x Cl x x
x x
x 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:
Na Cl
x x
x x x x 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 .
. .
. x x O
x x x x
. C .
. .
O
x x x
x x 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.
Ha ΔEN > 1,7 , akkor ionos kötés alakul ki.