Adatgyűjtés, mérési alapok, a

Teljes szövegt

(1)

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

(2)

6. Lecke

Kémiai kötések

(3)

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.

(4)

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 .

. .

.

(5)

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.

(6)

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

(7)

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

(8)

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

.

(9)

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

-

)

(10)

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.

(11)

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

(12)

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.

(13)

Kérdések a leckéhez

• Apoláros és poláros kovalens kötés

• A vízmolekula polaritása

• Fémes kötés

(14)

KÖSZÖNÖM FIGYELMÜKET!

Ábra

Updating...

Hivatkozások

Updating...

Kapcsolódó témák :