Chemistry | Higher education » Simon-Szalay - Általános kémia

Lešny Juraj – Simon Gábor – Szalay Dénes ÁLTALÁNOS KÉMIA Készült a HEFOP 3.31-P-2004-09-0102/10 pályázat támogatásával Szerzők: dr. Lešny Juraj egyetemi docens Simon Gábor egyetemi adjunktus Szalay Dénes tudományos segédmunkatárs Lektor: Vass István okleveles vegyészmérnök Szerzők, 2006 Általános kémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom A dokumentum használata Vissza ◄ 3 ► A dokumentum használata Mozgás a dokumentumban A dokumentumban való mozgáshoz a Windows és az Adobe Reader megszokott elemeit és módszereit használhatjuk. Minden lap tetején és alján egy navigációs sor található, itt a megfelelő hivatkozásra kattintva ugorhatunk a használati útmutatóra, a tartalomjegyzékre, valamint a tárgymutatóra. A ◄ és a ► nyilakkal az előző és a következő oldalra léphetünk át, míg a Vissza mező az utoljára megnézett oldalra visz vissza bennünket. Pozícionálás a

könyvjelzőablak segítségével A bal oldali könyvjelző ablakban tartalomjegyzékfa található, amelynek bejegyzéseire kattintva az adott fejezet/alfejezet első oldalára jutunk. Az aktuális pozíciónkat a tartalomjegyzékfában kiemelt bejegyzés mutatja. A tartalomjegyzék használata Ugrás megadott helyre a tartalomjegyzék segítségével Kattintsunk a tartalomjegyzék megfelelő pontjára, ezzel az adott fejezet első oldalára jutunk. Keresés a szövegben A dokumentumban való kereséshez használjuk megszokott módon a Szerkesztés menü Keresés parancsát. Az Adobe Reader az adott pozíciótól kezdve keres a szövegben A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 3 ► Általános kémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Tartalomjegyzék Vissza ◄ 4 ► Tartalomjegyzék 1. Alapfogalmak 7 1.1 A kémia tárgya 7 1.2 Az atom szerkezete 8 1.3 Mértékegységek 12 1.4 Ellenőrző kérdések

14 2. Az atomok szerkezete 15 2.1 Magmodellek 15 2.2 Az elektronburok szerkezete 16 2.3 A periódusos rendszer 22 2.4 Ellenőrző kérdések 28 3. A kémiai kötés 30 3.1 Az elektronegativitás 30 3.2 Az ionos kötés 32 3.3 A kovalens kötés 34 3.4 A datív kötés 39 3.5 A koordinációs kötés 41 3.6 A fémes kötés 41 3.7 A másodrendű kötések42 3.8 Az oxidációs szám 44 3.9 Ellenőrző kérdések 46 4. Sztöchiometria 48 4.1 Kémiai folyamatok szimbolizálása 49 4.2 A sztöchiometriai számok meghatározása 51 4.3 Ellenőrző kérdések, feladatok 60 5. Kémiai nevezéktan 62 5.1 Az elemek elnevezése62 5.2 A szervetlen vegyületek elnevezése 66 5.3 Triviális nevek70 5.4 Ellenőrző kérdések 71 6. Termokémia 73 6.1 Termokémiai egyenletek 73 6.2 Entalpia és entalpiaváltozás 74 A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 4 ► Általános kémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom

Tartalomjegyzék Vissza ◄ 5 ► 6.3 Termokémiai törvények 77 6.4 Vegyületek képződéshője 78 6.5 Fajhő, molhő és hőkapacitás 85 6.6 Néhány fontos termokémiái fogalom 91 6.7 Ellenőrző kérdések, feladatok 93 7. A gázhalmazállapot 95 7.1 A halmazok szerkezete 95 7.2 A kinetikus gázelmélet 97 7.3 Gáztörvények 99 7.4 Számítási feladatok 104 7.5 A reális gázok106 7.6 Ellenőrző kérdések és feladatok 109 8. Folyékony halmazállapot, oldatok 111 8.1 A folyadékok tulajdonságai111 8.2 Az oldatok116 8.3 Az oldatok koncentrációegységei, koncentrációszámítás120 8.4 számítási feladatok 124 8.5 A híg oldatok törvényei129 8.6 Ellenőrző kérdések és feladatok 132 9. Reakciókinetika, kémiai egyensúlyok134 9.1 A reakciókinetika alalapfogalmai 134 9.2 Ellenőrző kérdések 139 10. Kémiai egyensúlyok140 10.1 A kémiai egyensúlyok alapfogalmai 140 10.2 Kémiai egyensúlyok tulajdonságai155 10.3 A Le Chatelier–féle elv159 10.4

Ellenőrző kérdések, feladatok165 11. Savak és bázisok167 11.1 Savak és bázisok alaptulajdonságai167 11.2 Savak és bázisok definíciói 168 11.3 A víz önionizációja 174 11.4 pH - a savasság mértéke176 11.5 Savak és bázisok erőssége179 11.6 Ellenőrző kérdések, feladatok192 A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 5 ► Általános kémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Tartalomjegyzék Vissza ◄ 6 ► 12. A szerves kémia alapjai, szénhidrogének 194 12.1 A szénvegyületek jelölése195 12.2 Az izoméria jelensége196 12.3 A szénhidrogének csoportosítása 198 12.4 Telített szénhidrogének199 12.5 Telítetlen és aromás szénhidrogének 205 12.6 Ellenőrző kérdések 211 13. Heteroatomot tartalmazó szerves vegyületek 212 13.1 Halogénezett szénhidrogének 212 13.2 Alkoholok, éterek213 13.3 Aldehidek, ketonok 215 13.4 Karbonsavak, észterek 216 13.5 Nitrogéntartalmú

szerves vegyületek 218 13.6 Zsírok, olajok219 13.7 Szénhidrátok221 13.8 Aminosavak, fehérjék223 13.9 Nukleinsavak 225 13.10 Ellenőrző kérdések 227 14. Számítási feladatok 228 Ajánlott irodalom .231 A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 6 ► Általános kémia Alapfogalmak A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 7 ► 1. Alapfogalmak „Ha az ember magára tekint, először a testét látja, azaz bizonyos anyagmennyiséget, melyet sajátjának mondhat. De hogy megérthesse, hogy mi is ez, össze kell hasonlítania mindazzal, ami felette van és mindazzal, ami alatta van. És ne csak a közvetlenül környező tárgyakat nézze, hanem a teljes természetet fenséges tökélyében, méltóságában Képzelete elfárad, de a természet kimeríthetetlenül gazdag maradÉs hogy még megdöbbentőbb csodát lásson, keresse a legkisebbet az ismert tárgyak közöttés beleszédül a

csodákba, mert a kicsinység csodája nem kisebb, mint a nagyság csodája” Blaise Pascal (1623–1662) E jegyzetet nem véletlenül kezdjük a bámulatos tehetségű francia filozófus és természettudós szavaival. A 17 század közepe óta az emberiség a természetről szóló ismereteit és műszaki képességeit elképesztő módon növelte Sok minden megváltozott az életmódunkban, lehetőségeinkben és céljainkban. Ami nem változott, az, Pascalt idézve, az emberiség a környező világot illető tanulmányozás iránti örök vágya A világ anyagból áll, amely a legtömörebb definíciója szerint tudatunktól függetlenül létező objektív valóság. Az anyag tulajdonságait mozgásformáik alapján a természettudományok vizsgálják. 1.1 A kémia tárgya A kémia a természettudományok egyik ága. A név eredetére vonatkozóan a tudománytörténészeknek különbözik a véleménye. A legvalószínűbbnek tűnik az a nézet, amely szerint a „kémia”

szót a görög chemeia szóból lehet levezetni, amely „a fémmunka művészete” fogalomnak felel meg. A kémia tudományterületének a meghatározására ugyancsak több definíció áll rendelkezésre. Jelenleg a legelterjedtebb az American Chemical Society (Amerikai Kémiai Társaság) definíciója, amely szerint a kémia a következő tématerületekkel foglalkozik: 1. szabad, vagy kötött állapotban levő kémiai elemekkel; 2. a kémiai elemek és vegyületeik reakcióival, átalakulásaival, változásaival és kölcsönhatásaival; 3. az e definíció 2 pontban felsorolt folyamatok meghatározásával, szabályozásával, előrejelzésével és értelmezésével, továbbá (közvetlen A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 7 ► Általános kémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Alapfogalmak Vissza ◄ 8 ► vagy közvetett módszerekkel történő) kiértékelésével,

felhasználásával és mechanizmusaival; 4. a természet alapvető törvényeinek és összefüggéseinek a kémiai reakciókra és folyamatokra, szintézisekre és bomlásokra, elválasztásokra és analízisekre történő alkalmazásaival. A kémia tehát az anyagokat és az anyagok változásait vizsgálja. A fizika ezzel szemben az anyagok állapotaival és állapotváltozásaival foglalkozik. Ha például a konyhasó kb. 800 C° hőmérsékleten megolvad, akkor csak a konyhasó állapota változik, tehát az NaCl – mint anyag – változatlan marad, és ezért fizikai folyamatról van szó. Ha azonban a konyhasóolvadékot ún Downs-cellában elektrolízisnek vetjük alá, nátrium és klór keletkezik. A konyhasó tehát, mint anyag, más anyagokká alakul, és ezért kémiai változás történik. A modern ismeretfejlesztési gyakorlat arra mutat, hogy a természettudományok között nem lehet éles határvonalat húzni, éspedig azért nem, mert az egyes ágakat

elhatároló definíciók a korszerű ismeretek megvilágításában nem egészen egyöntetűek. Ezt a fejlődést igazolva több tudományterületen jelentős átfedések és átmenetek figyelhetők meg. A kémiából például elsősorban a fizika, a biológia és a geológia felé A természettudományok ezen ágai között jelenleg már klasszikusnak tekinthető, elméletileg, úgymint gyakorlatilag megalapozott és általánosan elfogadott tudományterületek alakultak ki, mindenek előtt a fizikai kémia, a biokémia és a geokémia. 1.2 Az atom szerkezete A már Pascal idézete által ecsetelt – csodálatosan változatos tulajdonságú és beláthatatlanul sokféle – világot képező anyagoknak a tehetetlenség és az energia a legfontosabb közös tulajdonságai. Az anyagok nem folytonosan épülnek fel, hanem kis alegységekből, atomokból állnak. A kémiai módszerekkel oszthatatlannak tűnő atomok atommag-fizikai módszerekkel felbonthatónak bizonyultak. Az atom

öszszetett és felbontható jellegének megállapítását a természetes radioaktivitás felfedezése és a radioaktív sugárzásokkal végzett kísérletek tették lehetővé. Becquerel francia fizikus 1896-ban figyelt fel arra, hogy az urán és vegyületei olyan sugárzást bocsátanak ki, amely a sötétben tartott fényképezőlemezt megfeketíti. Ezt a bizonyos anyagok által kibocsátott sugárzást radioaktivitásnak nevezte. Az urán sugárzásáról kimutatták, hogy mág- A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 8 ► Általános kémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Alapfogalmak Vissza ◄ 9 ► nessel két elektromosan töltött sugárnyalábra bontható, melyek közül az egyiket alfa- (α), a másikat béta-sugárzásnak (β) nevezték el. A harmadik típusú, gamma-sugárzásra (γ) a mágnes nem gyakorolt hatást. Rutherford brit fizikus és munkatársai kimutatták, hogy az α-

sugárzás nagy sebességgel mozgó, pozitív töltésű He2+-ionokból áll. Bebizonyosodott az is, hogy a β-sugárzás nagy sebességgel haladó, negatív töltésű elektronok árama. Az α-sugárzás felfedezése azt igazolta, hogy az uránatom héliumatommagok képződése közben bomlik Rutherford 1911-ben végezte el a híres szóródási kísérletét (1.1 ábra), melynek során a gyors α-részecskék és vékony fémlemezek kölcsönhatásakor megfigyelhető jelenségeket tanulmányozta. Kísérletét először aranyfóliával végezte el, majd később más fémekkel is megismételte Az aranyfólián α-sugarakat bocsátott át A sugarak becsapódását az Au-fólia köré helyezett cink-szulfid (ZnS) réteggel bevont ernyőn fényfelvillanások jelezték. Azt tapasztalta, hogy az α-részecskék döntő többsége úgy haladt át a fémlemezen, mintha semmi sem akadályozta volna útját. Néhány αrészecske (kb minden nyolcezredik) azonban igen jelentős

irányváltozást szenvedett. Ebből az irányváltozásból Rutherford arra a következtetésre jutott, hogy az atom tömegének túlnyomó része egy kis méretű részecskében, az atommagban van koncentrálva. A Rutherford-féle atommodell szerint az atom kis méretű, nagy tömegű, pozitív töltésű magból áll, amely körül viszonylag nagy távolságban keringenek az igen kis tömegű, negatív töltésű részecskék, az elektronok. Az elektronok negatív töltéseinek öszszege azonos az atommag pozitív töltésével Ezek szerint az α-részecskék szóródása csak az atommagon következik be, a részecskék elektronokkal való kölcsönhatása viszont elhanyagolható, ekkor nem történik irányváltozás. A kémiában elsősorban az elektronokkal találkozunk, mivel az atommagban végbemenő változásokat más tudományágak vizsgálják. Az előbbiekben ismertetett modell szerint az atom két fő részből áll: − atommag, amely protonokat és neutronokat

tartalmaz, − elektronburok, azaz a mag körüli térrészben elhelyezkedő elektronok. Az atom tömege a magban összpontosul. A mag átmérője nagyságrendileg 10-14-10-15 m. Az atommagtól nagy távolságban tartózkodnak az elektronok Az egész atom átmérője 10-10 m, tehát öt nagyságrenddel nagyobb, mint a magé. A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 9 ► Általános kémia Alapfogalmak A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 10 ► Ólomtömb Rés Nem szóródott α-részecskék Aranylemez z ZnS-réteg α-sugárforrás Szóródott α-részecskék 1.1 ábra: A Rutherford-féle szóródási kísérlet A leggyakrabban idézett elemi részecskék alapvető tulajdonságait az 1.1 táblázat tükrözi. Elemi részecske elektron proton neutron Jel Nyugalmi tömeg [kg] Töltés [elemi töltés] e- 9,108 . 10-31 -1 P + n -27 +1 -27 0 1,672 . 10 1,675 . 10 1.1 táblázat:

A leggyakrabban idézett elemi részecskék alapvető tulajdonságai Az ismert elemi részecskék száma állandóan nő, és megjegyzendő, hogy a részecskék egymás közötti kapcsolatáról a mai napig nincs minden vonatkozásban elfogadott elmélet. Az atomok tehát pozitív töltésű atommagból és negatív töltésű atomhéjból állnak, de annak ellenére, hogy elektromosan pozitív, negatív és semleges elemi részecskékből épülnek fel, az egyes alkotórészek elektromos töltései kiegyenlítik egymást és az atomok összegesen elektromosan semlegesek. Az atommagban található az atom tömegének 99,9%-a. Az egymást elektromosan kölcsönösen taszító protonokat az atommagban nagyon kis hatótávolságú erők, a magerők tartják össze. A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 10 ► Általános kémia Alapfogalmak A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 11 ► Az

atomhéjban található elektronok elrendezése és kölcsönhatása eredményezi az atomok, molekulák, ionok és atomcsoportok kémiai viselkedését. A protonok és elektronok töltésének abszolút értéke azonos – ez az elemi töltés. Számbelileg e = 1,602 10-19 Coulomb Az általánosan Z-vel szimbolizált protonszám (rendszám) egyenlő az atommagban levő protonok számával és megegyezik a héjelektronok számával. Jelenleg a Z=1 és a Z=116 közötti protonszámú elemeket ismerjük A további új elemek előállításával kapcsolatban megjegyzendő, hogy a Z=126 és Z=164 protonszámú elemek elméletileg aránylag magas stabilitással rendelkezhetnek. A neutronok számát a magban a neutronszám (N) adja meg. A nukleonszám (sok irodalmi forrás a mai napig a tömegszám megnevezést használja) (A) a protonok és a neutronok számának az összege. Az atom nukleonszámát bal felső, míg a rendszámát bal alsó indexként adjuk meg: A Z Például: 63 Li, X ,

ahol 23 11 Na, 38 18 A =Z+N X = az atom általános szimbóluma Ar, 76 34 Se, 106 48 Cd, 206 82 Pb. Azonos protonszámú (rendszámú) de eltérő neutronszámú, és ezáltal különböző nukleonszámú atomokat izotópoknak nevezzük. A kémiai elemek nagyobb része többizotópos, azaz több azonos protonszámú de különböző nukleonszámú izotóp (nuklida) alkotja őket A természetben csak 15 egyizotópos elem van jelen, a többi természetbeli nuklida 2-10 izotópos elemeket képez. Egyizotópos elem például a fluor, nátrium, alumínium, foszfor, mangán, kobalt, arzén, jód, cézium és az arany. A természetben az egyes protonszámú hidrogéntől a kilencvenkettes protonszámú uránig gyakorlatilag csak 88 elem van jelen. Ez a következő okok miatt van így: két elem – a 43-as rendszámú technécium és a 61-es rendszámú prométium – művi úton, azaz magreakciók segítségével előállított elemek. További két elem – a 85-ös rendszámú

asztácium valamint a 87-es rendszámú francium – előfordulnak ugyan a természetben, de a bomlási sorokban jelenlevő leghosszabb életű izotópjaik felezési ideje is A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 11 ► Általános kémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Alapfogalmak Vissza ◄ 12 ► csak nagyon rövid (az 219At felezési ideje 55 szekundum, a 223Fr felezési ideje 22 perc). A 84-es rendszámú polóniumtól kezdve az összes magasabb rendszámú elem összes létező izotópja radioaktív A 92-es rendszámú urán a legmagasabb rendszámú természetbeli elem A transzuránok csak mesterségesen állíthatók elő. A kifelé elektromos töltéssel rendelkező atomot ionnak nevezzük. Az ionokban a protonok és az elektronok száma különbözik, a töltések nem egyenlítik ki egymást. Az atom (vagy atomcsoport) a ki nem egyenlített töltések számának megfelelően egyszeresen vagy

többszörösen ionizált. Elektronfelesleg esetén az ion negatív, elektronhiány esetén pedig pozitív töltést visel. A negatív töltésű ionokat anionoknak, a pozitív töltésűket kationoknak nevezzük. Az olyan anyagokat, amelyekben az atomok nagy része ionizált állapotban van jelen plazmának nevezzük. Az elektrolitok olyan folyadékok vagy olvadékok, amelyekben az alkotórészek egy része vagy egésze ionizált állapotú. Két vagy több egymással összekapcsolódó atomot molekulának nevezünk. A molekulát alkotó atomok azonosak vagy különbözők lehetnek 1.3 Mértékegységek Sok évtizeden keresztül a tudományokban használt mértékegységek a méterrendszerű egységek voltak. Ezek helyben főképp Franciaországhoz, és időben elsősorban a 18. századhoz fűződnek 1960-ban a nemzetközi tekintélyt élvező General Conference of Weights and Measures (Súly és Mértékügyi Értekezlet) egy modernizált nemzetközi mértékegységrendszert vezetett

be. Ennek, az olvasó számára bizonyára már ismert rendszernek az angol megnevezése International System of Units Az általánosan használt rövidítés, az SI, a francia Le System International d’Units – ból ered. A nemzetközi mértékegység-rendszer mértékegységei (SI-egységek) alapegységekre, kiegészítő egységekre és származott egységekre osztódnak. Az 1.2 táblázat a hét SI-alapegységet ismerteti A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 12 ► Általános kémia Alapfogalmak A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Mennyiség Hosszúság Mértékegység Méter Tömeg Kilogramm Idő Másodperc (szekundum) Elektromos Amper áramerősség Hőmérséklet Kelvin AnyagMennyiség Mól Fényerősség Kandela Vissza ◄ Definíció A 86Kr atom 2p10 és 5d5 energiaszintje közötti átmenetnek megfelelő, vákuumban terjedő sugárzás hullámhosszának 1 650 763,73-szorosa. Az

1889. évi, párizsi Első Általános Súly- és Mértékügyi Értekezlet által elfogadott, a Nemzetközi Súly- és Mértékügyi Hivatalban, Sèvres-ben őrzött platina-iridium henger tömege. Az alapállapotú 133Cs atom két hiperfinom energiaszintje közötti átmenetnek megfelelő sugárzás 91926310770 periódusának időtartama. Két párhuzamos, egyenes irányú, végtelen hosszúságú elhanyagolhatóan kicsiny körkeresztmetszetű, vákuumban egymástól 1 m távolságban levő vezetőben áramolva, közöttük méterenként 2.10-7 N erőt hoz létre A víz hármaspontja termodinamikai hőmérsékletének 1/273,16 része. Figyelemre méltó, hogy a mértékegység neve, jele sem tartalmaz „fok”-ot. Annak a rendszernek az anyagmennyisége, amely annyi elemi egységet tartalmaz, mint ahány atom van 0,012 kilogramm 12C -ben. Megjegyzés: Meg kell adni az elemi egység fajtáját is (atom, ion, molekula, stb.) Fekete sugárzó 1/600000 négyzetméternyi felületének

fényerőssége, a felületre merőleges irányban, a platina dermedési hőmérsékletén, 101 325 Pa nyomáson. 13 ► Jel m kg s A K mol cd 1.2 táblázat: A hét SI-alapegység definíciója A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 13 ► Általános kémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Alapfogalmak Vissza ◄ 14 ► ◄ 14 ► 1.4 Ellenőrző kérdések • • • • Jellemezze az atomot felépítő elemi részecskéket! Mit jelent a radioaktivitás fogalma? Ismertesse a rendszám és a nukleonszám fogalmát! Mit nevezünk izotópnak? A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza Általános kémia Az atomok szerkezete A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 15 ► 2. Az atomok szerkezete Ahogy azt az első fejezetben már elemeztük, az anyagok, amelyek körülvesznek atomokból, ionokból illetve

molekulákból épülnek fel. Ahhoz, hogy a különböző anyagok tulajdonságait megismerjük, elsősorban belső szerkezetükkel kell tisztában lennünk, mert ez határozza meg sajátságaikat. Kb. 1400 nuklidát ismerünk Ezek közül 325 fordul elő a természetben, a többi mesterségesen, magreakciók útján előállított atomfajta. A különböző fajtájú atomok tömegükben, nagyságukban, szerkezetükben és kémiai tulajdonságaikban különböznek egymástól. Az atomok kémiai tulajdonságai elsősorban az elektronhéj szerkezetétől függnek. 2.1 Magmodellek Mivel az atommag tulajdonságai csak másodlagosan befolyásolják az atomok kémiai viselkedését, itt csak nagyon röviden ismertetjük, hogy az atommag modellezésében a tudomány a mai napig nem jutott el egy minden tulajdonságra kiható, átfogó elmélethez. A négy gyakran idézett magmodell (cseppmodell, α-rész modell, héjmodell és e három modell egyesítését szorgalmazó ún. kollektív modell)

egyike sem bizonyult tökéletesnek A cseppmodell, amely az atommagot folyadékcsepphez hasonlítja a legrégibb. Ennek a modellnek a megalkotása az atommag méretére és kötési energiájára vonatkozó adatok alapján jött létre A mag térfogata arányos a nukleonszámmal, és ezért a sűrűsége állandónak tekinthető Ez a tulajdonság hasonlóságot mutat egy nem összenyomható folyadékcsepp viselkedésével. Az α-rész modell a cseppmodellt annyiban egészíti ki, hogy a magon belül az α-részecskék geometriai elrendezésével is számol, éspedig azért, mert az α-részecskéket rendkívül intenzív magerők kötik össze. A héjmodell, amelyet független részecske modellnek is nevezünk, az atomhéj és a mag struktúrájának bizonyos hasonlóságát feltételezi, éspedig abban az értelemben, hogy a nukleonok az elektronhéj elektronjaihoz hasonlóan – egy közös potenciáltérben mozognak és egymással való kölcsönhatásuk elhanyagolható. A

kollektív modell szerint, amely a legjobban közelíti meg az elvárt univerzalitást, a héjmodell értelmében kialakuló pályákon történő mozgás A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 15 ► Általános kémia Az atomok szerkezete A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 16 ► mellett bekövetkezik a nukleonok között fennálló erős kölcsönhatások következményeként egyes részecskecsoportok közös mozgása is. 2.2 Az elektronburok szerkezete A Rutherford-féle atommodell szerint a semleges atom közepén foglal helyet a pozitív töltésű atommag, amelyben az atom csaknem egész tömege összpontosul. Ezt veszi körül az elektronburok, amely a mag pozitív töltéseivel azonos számú, negatív töltésű elektronból áll. Az elektronok az atommag körül, tetszés szerinti távolságban körpályán keringenek. Ez ellentmond a klasszikus fizika törvényeinek, ugyanis az

elektronoknak spirális pályán a magba kellene esniük, és eközben energiát kellene kisugározniuk. Ezt az ellentmondást próbálta kiküszöbölni Bohr atommodellje 2.21 A Bohr-féle atommodell Bohr atommodelljének megalkotásához felhasználta a Planck-féle kvantumelméletet, amely szerint a gerjesztett atomok energiájukat nem folytonos hullámokban, hanem h ⋅ ν energiakvantumokban sugározzák ki: E=h⋅ν ahol E : energia h : Planck-féle hatáskvantum = 6,626 ⋅ 10-34 J ⋅ s ν : sugárzás frekvenciája [ s-1] A Bohr-féle első posztulátum (Stacionárius pályák kvantumelve) azt mondja ki, hogy az elektron csak meghatározott távolságban, ún. diszkrét körpályákon keringhet az atommag körül. Ezeken a pályákon sugárzás kibocsátása, energiaveszteség nélkül tartózkodhat. A Bohr-féle második posztulátum (Frekvenciaelv) szerint az elektron két energiaállapota közötti különbség csak meghatározott frekvenciájú sugárzás, energiakvantum

(foton) alakjában léphet ki, vagy nyelődhet el: Δ E = EK - EB = h ⋅ ν • ahol Δ E : az elektron ill. az atom energiaállapotának változása • EK és EB : az elektron energiája egy megengedett külső (EK) és belső (EB) pályán való tartózkodás esetén Kisugárzás (emisszió) akkor lép fel, amikor az elektron a magasabb energiájú külső pályáról egy alacsonyabb energiájú belső pályára esik viszsza. Ekkor a két pálya közötti energiakülönbséget kisugározza A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 16 ► Általános kémia Az atomok szerkezete A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 17 ► Fényelnyelés (abszorpció) akkor következik be, amikor az atomot éppen akkora energiakvantum éri, amely az elektront egy kisebb energiájú belső pályáról egy nagyobb energiájú, távolabbi pályára képes juttatni. Az elnyelt vagy kisugárzott fény spektruma vonalas

szerkezetű. Bohr bevezette a kvantumszám (n = 1, 2, 3, 4 .) fogalmát, melynek nagysága az elektronnak a magtól való távolságára utal. A Bohr-modell megfelelő módon írja le a hidrogénatom szerkezete és az általa kisugárzott, vagy elnyelt fény közötti összefüggést. Nem alkalmazható azonban kifogástalanul sem a héliumatomra, sem a még több elektront tartalmazó atomokra. A több elektront tartalmazó atomok esetében ugyanis több kibocsátási ill elnyelési színképvonal van, mint amenynyit a kvantumszámokkal meghatározott pályák kombinációja megenged A Bohr-féle atommodellt Sommerfeld fejlesztette tovább, aki feltételezte, hogy az elektronok az atommagtól adott távolságban nemcsak körpályán, hanem ellipszis alakú pályákon is tartózkodhatnak, a körpályától kissé eltérő energiaállapotot véve fel. Az elektronok energiaszintjét ebben az esetben már nem egy, hanem három adat, azaz három kvantumszám határozza meg. Azonban a

Sommerfeld-modell sem volt kielégítő a több elektront tartalmazó atomok színképének és kémiai tulajdonságainak a magyarázatára. Az elektronok ugyanis nem képzelhetők el síkban keringő, pontszerű töltéseknek. Az atomok elektronhéjszerkezetének korszerű leírását a kvantummechanika teremtette meg. 2.22 A kvantummechanikai atommodell A kvantummechanikai atommodell felállítását az elektron hullámtermészetének a felismerése tette lehetővé. Kimutatták ugyanis, hogy a nagy sebességű elektronok a kristályrácson elhajlást (diffrakciót) szenvednek Az atommag erőterében mozgó elektron mozgásállapota hullámfüggvénnyel jellemezhető. Ezt írja le az időtől független ún Schrödingeregyenlet: 8 π2 m ∇ Ψ + ⎯⎯⎯ (E - EP) Ψ = 0 h2 2 ahol • ∇: (nabla) az ún. Laplace-operátor, • Ψ: (pszi) a három térkoordinátótól (x, y, z) függő hullámfüggvény, ∇ 2 Ψ: matematikai művelet (Ψ-nak az x, y, z szerinti kétszeres

parciális deriválása) A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 17 ► Általános kémia Az atomok szerkezete A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza • • • • ◄ 18 ► h : a Planck-féle hatáskvantum m: az elektron tömege, E: az elektron teljes energiája Ep : Az elektron potenciális (helyzeti) energiája. A Schrödinger-féle hullámegyenletnek csak diszkrét, saját értékekre van megoldása. A sajátfüggvényértékek négyzetei (Ψ2) tartózkodási valószínűséget fejeznek ki A tartózkodási valószínűség arányos az adott helyen fellépő átlagos negatív töltéssűrűséggel Ezeknek a maximuma a Bohr-féle pályáknak felel meg. Az elektron tartózkodási valószínűségét nem a tér egy pontjában, hanem az atommagtól adott távolságra levő gömbfelületen adják meg. Az elektronok egyes állapotait jellemző hullámfüggvényekhez egyrészt éles energiaértékek,

másrészt diffúz töltéseloszlás tartozik. Ez azt jelenti, hogy az atom adott energiaállapotaiban az elektron helyzetére és sebességére vonatkozóan nem juthatunk pontos információhoz. Ezt fejezi ki a Heisenberg-féle bizonytalansági elv: Δ x ⋅ m ⋅ Δ vx ≥ h Ahol: • x : az elektron helyzete egy adott időpillanatban • m: az elektron tömege • vx : az elektron x - irányú sebessége • h: a Planck-féle hatáskvantum Az összefüggés szerint, ha az elektron helye, x igen pontosan ismert (Δx nagyon kicsi), akkor sebességét pontatlanul ismerjük (Δ vx nagyon nagy). Ha viszont az elektron sebességét határozzuk meg pontosan, akkor az elektron pontos helyzetének nagy a bizonytalansága. Mivel px = m ⋅ vx az elektron impulzusát jelenti, úgy is fogalmazhatunk, hogy a helyzet és az impulzus bizonytalanságának szorzata nem lehet kisebb, mint a Planckféle hatáskvantum értéke. Az előbbiekből az következik, hogy az elektron helyzetéről

statisztikus képet tudunk alkotni. Azt tudjuk meghatározni, hogy az elektron milyen valószínűséggel tartózkodik a tér egy adott pontjában. A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 18 ► Általános kémia Az atomok szerkezete A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 19 ► A kvantummechanika szerint az atomban levő elektronok energiaállapotát négy kvantumszámmal lehet egyértelműen megadni. 1. Főkvantumszám (n) Az elektronnak az atommagtól való átlagos távolságát fejezi ki, a Bohr-féle kvantumszámok modern megfelelője. Értéke pozitív, kis egész szám: 1, 2, 3, 4, . stb Az azonos főkvantumszámú elektronok egy-egy elektronhéjat (főhéj) alkotnak. Az adott főkvantumszámhoz tartozó elektronhéjak jelölése a következő: Főkvantumszám (n) Elektronhéj 1 K 2 L 3 M 4 N 5 O 6 P 7 Q 2. Mellékkvantumszám (l) Az atompályák térbeli alakját jellemzi.

Értéke az n értékétől függően l=0,1,2,3. n-1 lehet Az l=0 mellékkvantumszámmal rendelkező állapotot s-állapotnak, az l=1 mellékkvantumszámú állapotot p-állapotnak, az l=2 állapotot d-állapotnak, és az l=3 állapotot f-állapotnak nevezzük. Az spályák gömbszimmetrikusak, a p-pályák hengerszimmetrikusak (súlyzóhoz vagy hossztengelye irányában megforgatott nyolcashoz hasonlóak), a dés f-pályák sajátos, bonyolult térbeli alakzatok. 3. Mágneses kvantumszám (m) Az elektron mágneses momentumát, ill. a mellékkvantumszám által meghatározott alakú atompályák térbeli elhelyezkedését jelzi Értéke a mellékkvantumszámtól függően –l-től +l-ig terjedő egész szám és nulla lehet. 4. Spinkvantumszám (s) Az elektronnak a pályamenti mozgástól független saját impulzusmomentumát fejezi ki. Értéke csak +1/2 és - 1/2 lehet A spinkvantumszám azt fejezi ki, hogy az elektron úgy viselkedik, mint egy elemi mágnes, amely csak

kétféleképpen állhat be a tér erővonalaira: azonos vagy ellentétes irányban. Két elektron ugyanazon a főhéjon és ugyanabban az állapotban csak akkor tartózkodhat, ha spinjük ellentétes. A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 19 ► Általános kémia Az atomok szerkezete A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 20 ► 2.1 ábra Az elektronok energiaállapota és az atompályák térbeli alakja A különböző kvantumszámokkal meghatározott elektronok energiaállapotát és az atompályák térbeli alakját a 2.1 ábra mutatja be Az s-pályák gömbszimmetrikusak, de a valószínűségi elosztás az n értékétől függ. A 2s atompálya lényegesen különbözik az 1s-től. Az ábra azt mutatja, hogy a 2s atompálya elektronja viszonylag nagy valószínűséggel a két különböző sugárral jellemzett gömbfelületen található. Minden egyes p alhéjon három különböző p

atompálya található. A p atompályák alakja azonos, de irányítottságuk különböző, egymással 90o-os szöget zárnak be, ezért úgy képzelhetjük el, hogy egy derékszögű koordinátarendszer tengelye mentén helyezkednek el. Ezeket az atompályákat px, py és pz-vel jelöljük. A 2px pálya esetén az elektron legnagyobb valószínűséggel az x-tengely mentén, a 2py-nál az y-tengely mentén, míg a 2pz-nél a z-tengely környezetében helyezkedik el. A d atompályák még bonyolultabb alakúak. A d atompályák esetén az elektron legnagyobb valószínűséggel a tengelyek mentén tartózkodik (dZ2 és d x2− y2 állapotok), míg a másik három d pálya tengelyközi irányítottságú (dxy, dxz és dyz). A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 20 ► Általános kémia Az atomok szerkezete A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 21 ► A kvantumszámok lehetséges értékeit a

2.1 táblázat tartalmazza A kvantumszámok kombinációjával az egyes héjakon maximálisan elhelyezkedő elektronok száma is megadható a Pauli-féle tilalmi elv figyelembevételével, amely kimondja, hogy egy atomon belül nem tartózkodhat két olyan elektron, amelynek mind a négy kvantumszáma megegyezik, azaz teljesen azonos energiaállapotban van. Főkvantum Mellékkvanszám tumszám (n) (l) Mágneses kvantumszám (m) SpinkvantumElektronok szám (s) száma állapota 1 0 0 -1/2 + 1/2 2 1s 2 0 0 -1/2 + 1/2 2 2s 1 -1, 0, +1 -1/2 +1/2 6 2p 0 0 -1/2 +1/2 2 3s 1 -1,0, + 1 -1/2 + 1/2 6 3p 2 -2, -1, 0, +1, +2 -1/2 +1/2 10 3d 0 0 -1/2 +1/2 2 4s 1 -1, 0, +1 -1/2 + 1/2 6 4p 2 -2, -1, 0, +1, +2 -1/2 +1/2 10 4d 3 -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 -1/2 +1/2 14 4f 3 4 2.1 táblázat: A kvantumszámok lehetséges értékei és az elektronok száma az egyes héjakon A táblázatból látható, hogy az atom elektronszerkezete a főkvantumszám

által meghatározott főhéjakból (K, L, M, N) és a mellék-kvantumszámmal jellemezhető alhéjakból (s, p, d, f) áll. Minden héjon meghatározott számú elektron tartózkodhat, amelynek értéke a főkvantumszámtól függően: 2n2, ahol n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 lehet. A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 21 ► Általános kémia Az atomok szerkezete A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 22 ► 2.3 A periódusos rendszer A fő- és mellékkvantumszámokkal meghatározott atompályák (atomorbitálok) energiaszintjei különbözőek. Az egyes elektronhéjak energiaszintje annál alacsonyabb, minél közelebb vannak az atommaghoz, azaz minél kisebb főkvantumszámmal rendelkeznek. Ezen kívül ugyanazon a főhéjon belül a mellékkvantumszámmal jellemzett alhéjak, az egyes elektronállapotok energiaszintje is lényegesen különbözik egymástól. A legalacsonyabb energiaszintet az

s-állapot képviseli, magasabb energiaszinten vannak a p-állapotban levő elektronok, további emelkedést jelent a d-, majd az f-állapot. A mellékkvantumszámtól függő energiaszint-emelkedés olyan nagymértékű lehet, hogy meghaladhatja a következő főhéj sállapotának a szintjét is. Így például a 3p orbitál után a 4s következik (nem a 3d), mivel ez alacsonyabb energiaszintet képvisel. Hasonló módon az 5s után a 4d következik, és csak ezután az 5p. Az egyes orbitálok energiaszintjét és egymáshoz való viszonyát a 22 ábra mutatja be Az f-állapotú elektronok energiaszintje magasabb, mint a következő héj s- és p-állapotú elektronjainak az energiaszintje. Ezért az 5s és az 5p megelőzi a 4f elektronok beépülését. Ha a rendszám növekedésének megfelelően az egyes elemek elektronhéját gondolatban elektronokkal töltjük fel, akkor figyelembe kell venni a Pauli-féle tilalmi elvet (2.22 fejezet), továbbá az energiaminimumra való

törekvés, és a maximális multiplicitás elvét is. Az energiaminimumra való törekvés elve kimondja, hogy az újabb beépülő elektronok mindig a legalacsonyabb energiaszintű helyre és állapotba lépnek be. Különben nem alapállapot, hanem magasabb energiájú ún. gerjesztett állapot jönne létre A maximális multiplicitás elve értelmében a p, d és f állapotú elektronok úgy lépnek be az egymástól eltérő mágneses kvantumszámú helyekre, hogy közülük minél több párosítatlan (kompenzálatlan) spinű legyen. Ezt a törvényszerűséget Friedrich Hund német fizikusról Hund-féle szabálynak is nevezik. A párosítatlan elektronok spinje azonos irányú Az atomok elektronszerkezetét az elektronkonfiguráció írja le. Az elektronkonfigurációt úgy kapjuk meg, hogy az egyes alhéjakat a következő sorrendnek megfelelően töltjük fel elektronokkal: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f . Ez a felépítési sorrend az

alhéjak növekvő energiaszintjének felel meg. A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 22 ► Általános kémia Az atomok szerkezete A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 23 ► 2.2 ábra Az elektronpályák viszonylagos energiaszintjei A 10-es rendszámú neon elektronkonfigurációja 1s2 2s22p6 azt jelenti, hogy a tíz elektron közül kettő 1s állapotban, kettő 2s állapotban, hat pedig 2p állapotban van. Közöttük a mágneses és a spin-kvantumszámban van különbség. A 11-es rendszámú nátrium elektronkonfigurációja 1s2 2s2 2p6 3s1. Ehelyett az egyszerűbb [Ne]3s1 formát is használhatjuk, ahol a zárójellel megadott Ne-jelölés valójában rövidítés és a neon elektronszerkezetét jelenti. Az alapállapotú atomok elektronkonfigurációja a 22 táblázatban található. Az egyes elektronhéjak energiaszintjét cellákkal is ábrázolhatjuk. Az első tíz atom

elektronszerkezetének a vázlata a 23 ábrán látható Az egyes energiaszinteknek megfelelően annyi négyzetet rajzoltunk, ahány mágneses kvantumszám tartozik az illető mellékkvantumszámhoz. Az elektronokat a cellákba rajzolt nyilak szemléltetik, melyeknek iránya a spint jelzi. A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 23 ► Általános kémia Az atomok szerkezete A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 24 ► 2.3 ábra Néhány atom elektronszerkezetének vázlata alapállapotban 2.2 táblázat: Az alapállapotú atomok elektronkonfigurációja A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 24 ► Általános kémia Az atomok szerkezete A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 25 ► 2.2 táblázat: Az alapállapotú atomok elektronkonfigurációja (folytatás) 2.31 A periódusos rendszer felépítése A

periódusos rendszerben a kémiai elemek a növekvő rendszám sorrendjében helyezkednek el. Ebben a rendszerben bizonyos tulajdonságok periodikusan ismétlődnek, a hasonló tulajdonságú elemek egymás alá kerülnek. Az 1. periódus két elemből áll (H, He) A hidrogén egy elektronja az 1s orbitált foglalja el, elektronkonfigurációja 1s1. A hélium mindkét elektronja 1s orbitálra lép, de ellentétes spinnel, elektronkonfigurációja 1s2. Ezzel az 1. periódus, vagyis 1s energiaszint feltöltődése lezárul A 2. periódus nyolc elemből áll, az n = 2 főkvantumszámú orbitálon 8 elektron helyezkedhet el (két s-elektron és hat p-elektron). A 2 periódus első eleme a lítium (elektronkonfigurációja: 1s2 2s1), a következő elem a berillium (elektronkonfigurációja: 1s2 2s2), majd a bórral megkezdődik a 2p szint feltöltődése (elektronkonfigurációja: 1s2 2s2 2p1). A következő ele- A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄

25 ► Általános kémia Az atomok szerkezete A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 26 ► mek atomjaiban a 2p pálya töltődik fel fokozatosan, végül a neonban hat elektronnal lezárul. A neon külső héjának konfigurációja 2s2 2p6, az itt levő összesen nyolc elektron lezárt héját (nemesgázhéj) eredményez. A 3. periódus a nátriumtól az argonig terjed, az előzőhöz hasonlóan a 3s és a 3p orbitálok fokozatos feltöltődésével épül ki. Itt is nyolc elem található (rövid periódus), hiszen a 3d alhéjak még nem töltődnek fel (magasabb energiaszintet képviselnek). A 4. periódus az első hosszú periódus A 4 periódus első eleme a kálium, ahol a 4s alhéj töltődik fel. Az utána következő legalacsonyabb energiaszint, a 3d pálya feltöltődése a Sc-nál kezdődik, itt összesen tíz elektron épülhet be a Zn-ig. Csak ezután lépnek az elektronok a 4p orbitálra, melynek feltöltődése a Kr-al

lezárul. Ebben a periódusban tehát 18 elemet találunk, annak megfelelően, hogy a 4s, 3d és 4p orbitálok 2 + 10 + 6 = 18 elektron beépülését teszik lehetővé. Az 5. periódus a második hosszú periódus a Rb-tól a Xe-ig hasonló módon épül fel, mint az előző. Eközben az 5s, 4d és 5p orbitálok töltődnek fel, ismét 18 elektron beépülése közben A 6. periódus a 6s pályák beépülésével kezdődik a Cs-atomban Ezt követi a 4f és az 5d orbitálok feltöltődése. Mivel nagyon kis különbség van ezen orbitálok energiaszintjei között, a lantán (La) után következő 14 elemben a 4f alhéj töltődik fel. Ezek az ún lantanoidák, egyforma külső héjuk miatt kémiailag nagyon hasonlók egymáshoz, ezért a periódusos rendszerben külön helyre kerülnek. A 4f orbitálok után következik az 5d és a 6p pályák feltöltődése. A 6 periódus 32 elemet tartalmaz, és a Rn-al (nemesgáz) zárul. Az utolsó periódus a 7s elektronok beépülésével

kezdődik. Az aktínium (Ac) után a lantanoidákhoz hasonlóan a következő 14 elem esetében az 5f orbitál töltődik fel. Ezek az ún aktinoidák, amelyek szintén külön helyre kerülnek a periódusos rendszerben. A 92-es rendszámú urán után következő elemek, a transzuránok a természetben számunkra hozzáférhető módon nem fordulnak elő, csupán mesterségesen magreakciókkal nyerhetők. Az aktinoidák utolsó eleme a 103-as rendszámú laurencium (Lr). Felmerülhet a kérdés, hogy meddig folytatható az egyre nagyobb rendszámú elemek előállítása, hol van a periódusos rendszer természetes határa. Mai ismereteink szerint a még nagyobb rendszámú elemek atommagjainak élettartama annyira rövid, hogy azokat már nem tekintjük önálló atomoknak A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 26 ► Általános kémia Az atomok szerkezete A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄

27 ► Az előzőekben felvázolt hosszú periódusos rendszer az elemek tudományos rendszere (lásd 2.3 táblázat) A kémiai elemeket 7 periódusba és 18 oszlopba rendszerezi. Az oszlopokban egymás alá kerülő elemek legkülső elektronhéja egymással megegyezik. Mivel az elemek kémiai tulajdonságait külső elektronhéjuk konfigurációja határozza meg, ezért egymás alatt, a rendszám periodikus függvényében egymáshoz kémiailag nagyon hasonló elemeket találunk. A periódusok az s-mező elemeivel (alkálifémek, alkáliföldfémek) kezdődnek, ezután a d-mező (átmeneti fémek), majd a p-mező elemei következnek. A periódusokat a nemesgázok zárják Az f-mező elemei (lantanoidák, aktinoidák) külön helyre kerülnek. A periódusos rendszer felfedezése Mendelejev orosz kémikus nevéhez fűződik. 1869-ben, azaz jóval az atom elektronhéj-szerkezetének tisztázása előtt sikerült egy olyan rendszert kidolgoznia, amely még ma is megfelelő

csoportosítás az elemek számára. A Mendelejev féle periódusos rendszer felépítésének az az elve, hogy az elemeket növekvő atomtömegük sorrendjében egymás után írva akkor kezdünk új sort, amikor olyan elemhez jutunk, melyhez hasonló kémiai tulajdonságú már szerepelt. Ezt az elvet követve Mendelejev üres helyeket hagyott periódusos táblázatában az akkor még nem ismert elemek számára. Így például betöltetlenül hagyta az alumínium és a szilícium alatti helyeket. Ezeket az elemeket (a galliumot és a germániumot) később fedezték fel Mindkét elem kémiai tulajdonságai nagyon hasonlítanak ahhoz, amelyeket Mendelejev már előre megjósolt. A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 27 ► Általános kémia Az atomok szerkezete A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 28 ► Színmagyarázat Fémek Fél fémek Nemfémek Nemesgázok Átmeneti fémek f elemek 2.3

táblázat Az elemek hosszú periódusos rendszere 2.4 Ellenőrző kérdések • • Jellemezze az atomot felépítő részecskéket, valamint az atomon belüli méret- és tömegviszonyokat! Mit fejez ki a rendszám? Milyen összefüggés van egy atom rendszáma és elektronszáma között? Milyen összefüggés van ugyanazon atomban a protonszám, a neutronszám és a nukleonszám között? A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 28 ► Általános kémia Az atomok szerkezete A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza • • • • • • • 29 ► Mit jelent az izotóp fogalma? Soroljon fel néhány természetes izotópot? Hogyan tájékoztat az atomot felépítő részecskék számáról az alábbi jelölés: 24 • • ◄ 27 35 13Al , 12Mg , 17Cl , Hogyan lehet megadni a fenti adatokból a neutronok számát? Ismertesse a Bohr-féle atommodell lényegét! Melyek voltak Bohr

posztulátumai? Melyek a Bohr-modell hiányosságai? Mi a kvantummechanikai atommodell lényege? Mit fejez ki a Schrödinger-egyenlet? Melyek a kvantummechanikai atommodell kvantumszámai, hogyan értelmezhetők és mekkora értékeket vehetnek fel? Fogalmazza meg a Pauli-elvet, az energiaminimumra való törekvés és a maximális multiplicitás elvét? Milyen elvek alapján, milyen sorrendben épülnek fel az atompályák? Rendezze el az alábbi atompályákat a feltöltődés sorrendjében: 3s, 2p, 1s, 3p, 2s, 3d, 4s, 4p ? Mely oszlopba tartoznak az s1, az s2 és az s2p6 konfigurációjú elemek? Mely elemeknek van az alábbi konfigurációja? 1s2, 1s22s1, 1s22s22p2, 1s22s22p4, 1s22s22p6? A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 29 ► Általános kémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom A kémiai kötés Vissza ◄ 30 ► 3. A kémiai kötés A nemesgázokon kívül a Földön szabad atomok nem

találhatók közönséges körülmények között. A szabad atomok ugyanis nem stabil képződmények, ezért olyan átalakuláson mennek keresztül, amely révén elérik a legkisebb energiájú állapotot A szabad atomok akkor jutnak alacsonyabb energiájú, stabilabb állapotba, ha egymással, vagy más atomokkal kémiai kötést létesítenek. A kémiai kötésnek két határesete létezik, és ennek megfelelően a kémiai vegyületeknek is két alapvető típusa van. Az ionos kötésnél a rendszert alkotó atomoknak (ionoknak) elektromos töltésük van. A nátrium-klorid (NaCl) kristályban a Na+ és Cl− ionok szabályos elrendeződése figyelhető meg. Az ionos kötés az ellentétes töltésű ionok között fellépő elektrosztatikus vonzóerő A másik tipikus kémiai kötés a kovalens kötés Ebben az esetben a kötést létesítő atomoknak nincs elektromos töltésük. A kovalens kötésben a kötést létesítő ún. vegyértékelektronok két atomhoz tartoznak,

ezért mindkét atommag pozitív töltésére vonzást gyakorolnak, és ezáltal összekapcsolják azokat. Ilyen például a Cl2-molekula, amely két klóratomból áll A legtöbb molekulában az atomok kovalens kötéssel kapcsolódnak egymáshoz. Ebben a fejezetben az ionos és a kovalens kötés jellemzőit részletesen tárgyaljuk. A két legfontosabb kötéstípuson kívül megismerkedünk a datív, a koordinációs és a fémes kötéssel, valamint az ún. másodrendű kötésekkel A fejezetet az oxidációs szám leírásával zárjuk Mi határozza meg azt, hogy az adott anyagban milyen kémiai kötés alakul ki? A legfontosabb tényező az elektronegativitás, pontosabban a kötést létesítő atomok elektronegativitása közötti különbség. Ezért a fejezetet az elektronegativitás tárgyalásával kezdjük 3.1 Az elektronegativitás Az elektronegativitás definíció szerint a vegyületekben a beépült atomok elektronvonzó képessége. Az az energiadimenziójú

számadat, amely megmutatja, hogy egy atom a többihez képest milyen mértékben képes magához vonzani a kötésben levő elektronpárt. Mullikan 1934-ben elméleti megfontolások alapján azt javasolta, hogy egy adott atom elektronegativitását (X) az ionizációs energiája (EI) és elektronaffinitása (EA) különbségének a fele adja: A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 30 ► Általános kémia A kémiai kötés A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 31 ► EI − EA X = ⎯⎯⎯⎯ 2 Ahol: • X: az atom elektronegativitása • EI: ionizációs energia, vagyis az alapállapotú atomból a legkönnyebben leszakítható elektron eltávolításához szükséges energia. Eközben pozitív töltésű ion keletkezik. • EA: elektronaffinitás, az az energia, amely akkor szabadul fel, amikor a semleges atomból egy elektron felvételével negatív töltésű ion képződik. A fluoratom,

amely könnyen vesz fel elektront (nagy negatív EA) és erősen tartja fogva azokat (nagy EI), nagy elektronegativitású. Ugyanakkor a nátrium, amely könnyen leadja az elektronját (kicsi EI), kis elektronegativitású. Az utóbbi időkig csupán néhány elektronaffinitás értéket határoztak meg, ezért a Mullikan-féle elektronegativitás csak korlátozottan használható. Szélesebb körben alkalmazzák a Pauling-féle elektronegativitás skálát Pauling a kémiai kötések energiájából számította ki az egyes atomok elektronegativitását. Az elektronegativitás-értékek egysége önkényes: a hidrogén elektronegativitása definíciószerűen 2,1. Néhány jellemző elektronegativitás-értéket a következőkben ismertetünk: • Hidrogén: X = 2,1 (definíciószerűen) • Alkálifémek: X = 0,7 - 1,0 • Átmeneti fémek: X = 1,1 - 2,2 • Halogének: X = 2,2 - 4,0 • Nemesgázok: X = 0 (természetesen) Az elektronegativitás-érték a periódusos rendszerben a

rendszám növekedésével periódusosan változik: a periódusokon belül balról jobbra haladva nő, a csoportokon belül felülről lefelé haladva csökken. Legnagyobb a fluor elektronegativitása (X = 4,0), a többi halogén elemé fokozatosan csökken (a klóré 3,0, a jódé 2,5). A fluorral azonos periódusban levő lítiumé 1,0, a nátriumé 0,9, míg a káliumé 0,8 Az elektronegativitás-érték az atomok jellemző és alapvetően fontos számadata A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 31 ► Általános kémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom A kémiai kötés Vissza ◄ 32 ► Az atomok között létrejövő kémiai kötés típusát a kötésben részt vevő atomok elektronegativitása közötti különbség (ΔX) határozza meg. Amennyiben Δ X < 0,6, apoláros kovalens kötés, pl. H2, O2, Cl2 Ha 0,6 < Δ X < 2,1: poláros kovalens kötés pl: HCl, H2O, NH3, ha pedig Δ X >

2,1 ionos kötés, pl. NaCl, KF, MgCl2 jön létre Ebből következik, hogy egy-egy atom létrehozhat ionos és kovalens kötést is a partner atomtól (ill. az elektronegativitások különbségétől) függően 3.2 Az ionos kötés Az ionos kötés úgy jön létre, hogy két nagyon különböző elektronegativitású atom egymáshoz való közeledésekor a kis elektronegativitású atomok átadják külső héjon levő elektronjaikat (vegyértékelektronjaikat) a nagyobb elektronegativitású atomoknak. Ezáltal a kisebb elektronegativitású atomból pozitív töltésű ion (kation), a nagyobb elektronegativitású atomból pedig negatív töltésű ion (anion) jön létre. A molekulát az ellentétes töltésű ionok közötti elektrosztatikus vonzóerő tartja össze Az elektronok csak az őket felvevő atomhoz tartoznak, gyakorlatilag teljesen átlépnek a felvevő atomok kötelékébe. Egy adott ion a körülötte levő, ellentétes töltésű ionokra vonzást gyakorol Ha

nagyon sok egymást kölcsönösen vonzó ion a térben szabályosan rendeződik el, akkor szilárd ionos halmazt kapunk. Ez a szilárd halmaz általában szabályos kristályos szerkezetű Tekintsük példaként a NaCl-molekula kialakulását. A nátrium (elektronkonfigurációja: [Ne]3s1 ) külső héján levő egyetlen elektronját átadja a klóratom (elektronkonfigurációja: [Ne]3s23p5 ) vegyértékhéjára. Az elektronátadás folyamata a következő egyenlettel írható le: Na ([Ne] 3s1) + Cl ([Ne] 3s23p5) Na+ ([Ne]) + Cl− ([Ne]3s23p6). Az elektronátadás következtében két nemesgáz konfigurációjú, stabil elektronszerkezetű ion képződik. A nátriumion elektronkonfigurációja a neonéval, a kloridioné pedig az argonéval lesz azonos. Ebből következik, hogy a nemesgázhéjnak megfelelően az ionok stabilisak. Ez a stabilitás is szerepet játszik a szilárd ionos NaCl kialakulásában. A nátrium-klorid kristályon belül minden egyes Na+-iont hat Cl−-ion, és

ugyanakkor minden egyes Cl−-iont hat Na+-ion vesz körül. A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 32 ► Általános kémia A kémiai kötés A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 33 ► A nátrium- és a klóratom közötti elektronátadás nagyon egyszerűen leírható a Lewis-féle szimbólumokkal. Ebben a szimbólumrendszerben az atomok vegyértékhéján levő elektronokat pontokkal jelöljük az atom vegyjele körül. A pontokat először egyenként helyezzük el a vegyjel mind a négy oldalán. Az ezután következő elektronokat már valamely meglevő elektron mellé helyezzük. Tetszőleges, hogy egy adott pontot hova teszünk a lehetséges szabad helyek közül Így például teljesen mindegy, hogy a Cl-atom körül hol helyezkedik el az egyetlen párosítatlan elektron. Ezzel a módszerrel a nátriumról a klóratomra irányuló elektronátadás az alábbi egyszerű formulával

írható le: •• •• Na • + • Cl Na+ + ( Cl )− •• •• A nátriumról eltávozott a vegyértékelektron és létrejött a Na+-kation. Az anionnál pedig nyolc pont található a zárójelben, azaz kialakult a nemesgázhéj konfiguráció (s2p6). Az ionos kötés a nagyon különböző elektronegativitású atomok között jön létre. Tipikus példái a következők: alkálifémek és halogének között: NaCl; KI, valamint alkáliföldfémek és halogének között: MgCl2, CaF2 Az ionkötés kialakulását többféle energiaváltozás kíséri. Példaként tekintsük át, hogy milyen részfolyamatokkal jár a NaCl ionkötés képződése Először a Na-atom külső héján levő elektront kell eltávolítani. Ehhez az ionizációs energia befektetése szükséges: : Na Na+ + e : : E1 = 496 kJ/mol A klóratom elektronbefogása energiafelszabadulással jár, ez a klóratom elektronaffinitása: Cl + e Cl- E2 = − 349 kJ/mol Látható, hogy a negatív ion

képződésekor felszabaduló energia nem fedezi teljesen a pozitív ion létrehozásához szükséges energiamennyiséget. Az ionos kötés kialakulása azonban energianyereséggel jár. A képződött ellentétes töltésű ionok ugyanis a közöttük fellépő vonzóerő hatására közelednek egymáshoz, ionpárt alkotnak és ezzel újabb energia szabadul fel: Na+ + Cl− Na+Cl− ionpár E3 = - 555 kJ/mol A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 33 ► Általános kémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom A kémiai kötés Vissza ◄ 34 ► A három részfolyamat energiaváltozásait összesítve: Na ionizációs energiája + 496 kJ/mol Cl elektronaffinitása - 349 kJ/mol − + Na Cl vonzóerő - 555 kJ/mol Felszabaduló energia - 408 kJ/mol Az egész folyamat tehát energianyereséggel zárul. Ez azt jelenti, hogy az ionos kristály energiaszintje alacsonyabb, mint az egymástól elkülönült

atomoké, és ezért stabilisabb. 3.3 A kovalens kötés A kovalens kötésű vegyület is az atomok vegyértékelektronjainak átrendeződésével, a nemesgázkonfigurációra (energiaminimumra) való törekvés miatt jön létre. Kovalens kötésnél azonban az atomok között egy vagy több közös elektronpár alakul ki. Az egyes elemek atomjaira jellemző energiaszinteket atomorbitáloknak (AO) nevezzük. Az atomok egymás közelébe jutva kölcsönhatást gyakorolnak egymásra Az egymással kölcsönhatásba lépő atomok között akkor alakul ki a legalacsonyabb energiaszint, amikor atomorbitáljaik átlapolódnak és elektronjaik egy része közössé válik. Így a különálló atomokból molekulák, az atomorbitálokból közös molekulaorbitálok (MO) alakulnak ki. A molekulaorbitálok kialakításában az atomok külső elektronhéján lévő, rendszerint párosítatlan elektronjai vesznek részt. A molekulaorbitálok kialakulását a különböző állapotú

vegyértékelektronokból (atomorbitálokból) a 3.1 ábra szemléltetiA molekulaorbitálok alakját és a kémiai kötésben résztvevő elektronok állapotát σ (szigma) és π (pi) betűvel jelöljük, ahhoz hasonlóan, ahogy az atomok elektronjait s és p állapottal jellemeztük. A σ-kötés két s elektronból, vagy egy s és egy p elektronból, vagy két p elektronból jöhet létre. Az elektronok eloszlása nem egyforma a három esetben, de mindig tengelyszimmetrikus a két atommag között. A π-kötés két ellentétes spinű p elektron között alakulhat ki. A töltéseloszlás ekkor nem tengelyszimmetrikus a két atommag között A létrejövő töltéseloszlás merőleges a magok közötti tengelyre és a tengely alatt vagy felett helyezkedik el. A π-kötés csak a σ-kötés kialakulása után jöhet A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 34 ► Általános kémia A kémiai kötés A dokumentum használata |

Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 35 ► létre, és ez nem eredményez olyan erős kölcsönhatást, mint a tengelyirányú átfedés. 3.31 Kovalens kötés azonos atomok között Az azonos atomok közötti kovalens kötés legegyszerűbb példája a H2molekula kialakulása. A hidrogén a periódusos rendszer első eleme, a Hatom egyetlen s-állapotú elektronnal rendelkezik Két H-atom ütközésekor az elektronok a két atommag erőterébe kerülnek, közös elektronpárt hoznak létre. Így a két s-állapotú elektronból σ-kötés (s2 konfiguráció) jön létre, amelyet a két atommag közé írt pontokkal jelölünk: : H•+H• H H Mivel mindkét atom elektronegativitása egyforma, a negatív töltés egyenletesen oszlik el a két atommag között. Elektroneltolódás, polarizáció nem lép fel a molekulában, ezért ezt a kötést apoláros kovalens kötésnek nevezzük A kötést a negatív töltésfelhő és a pozitív atommagok közötti

kölcsönhatás hozza létre. Hasonló kémiai kötés található a F2-molekulában. A fluor külső héján 7 elektron van, (elektronkonfigurációja 2s22p5) és ezekből csak egy párosítatlan spinű. Ezért csak ez az elektron lép alacsonyabb energiájú molekulaorbitálra, vagyis csak ez vesz részt a kovalens kötés kialakításában: •• •• •• •• F • + • F F F •• •• •• •• : : : : : Látható, hogy a két F-atom között itt is kialakul egy közös elektronpár, és mindkét F-atom körül létrejön az elektronoktett szerkezet (s2p6 nemesgáz konfiguráció). A kovalens kötést ebben az esetben p-állapotú elektronok alakítják ki, és σ-kötés jön létre Az elektroneloszlás mindkét atommag körül azonos mértékű, ezért szintén apoláros kötésről beszélhetünk A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 35 ► Általános kémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék |

Ajánlott irodalom A kémiai kötés Vissza ◄ 36 ► 3.1 ábra: A molekulaorbitálok kialakulása (1 H2-molekula, 2 HFmolekula, 3 F2-molekula, 4 O2-molekula, 5 N2-molekula) Meg kell különböztetnünk egymástól a kötő és a nem kötő elektronpárokat. A kötő elektronpár részt vesz a kovalens kötés kialakításában, a nem kötő elektronok (elektronpárok) viszont szabadok Ezeket az elektronokat a pontok helyett gyakran vonallal jelölik. A kötő elektronpárt a vegyjelek közé írt vonallal, míg a nem kötő elektronpárokat a vegyjel alá, fölé, vagy mellé írt vonallal jelölik. Így az előbbi példánkat, a F2-molekulában kialakuló kötést az alábbi módon is szimbolizálhatjuk: ⎢F• + • F| ⎢ F ⎯ F⎜ ⎯ A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 36 ► Általános kémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom A kémiai kötés Vissza ◄ 37 ► Az oxigénatomnak

(elektronkonfigurációja 2s22p4) két párosítatlan spinű vegyértékelektronja van, tehát mindkettő képes kovalens kötés kialakítására: • • ⎯ ⎯ ⎜O• + •O⎜ O = O ⎯ ⎯ ⎯ ⎯ A létrejövő O2-molekulában egy σ-, és egy erre merőleges π-kötés alakul ki (kettős kötés). A nitrogénatom (elektronkonfigurációja 2s22p3) három párosítatlan spinű vegyértékelektronnal rendelkezik, ezért a N2 - molekulában egy σkötés és két π-kötés található (hármas kötés): • • ⏐N ≡ N⏐ ⎜N • + • N⏐ • • A két π-kötés a σ-kötésre és egymásra is merőleges. Az elektroneloszlás a két atommag körül egyforma az atommagok azonossága miatt Így polarizáltság nincs az N2-molekulában. Itt kell megemlíteni a vegyérték fogalmát. A vegyérték az a szám, amely megadja, hogy egy atom hány elektronnal vesz részt a kovalens kötés kialakításában. Így például a H-atom egy elektronnal vesz részt, tehát egy

vegyértékű. A fluoratom szintén egy vegyértékű, hiszen 7 külső elektronja közül csak egy vesz részt a kovalens kötés kialakításában Az oxigén két vegyértékű, mivel két elektronnal alkot kovalens kötést, míg a nitrogén három (és öt) vegyértékű, mert három (vagy öt) elektronja vesz részt a kovalens kötésben. 3.32 Kovalens kötés különböző atomok között Kovalens kötés különböző rendszámú atomok között is létrejöhet. Ilyen például a hidrogén-fluorid (HF) molekula képződése: ⎯ ⎯ H• + • F ⏐ H − F⏐ ⎯ ⎯ A hidrogén 1s elektronja a fluor külső elektronjai közül csak a párosítatlan spinű 2p-elektronnal képes átfedést létesíteni, azaz alacsonyabb energiaállapotú molekulaorbitált kialakítani. A HF-molekulában tehát egy s-elektronból és egy p-elektronból jön létre a σ-kötés. A kötő elektronpár töltése azonban nem egyformán helyezkedik el a két atommag erőterében, mivel a két

atommag nem azonos nagyságú és töltésű. A kötő elektronpár A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 37 ► Általános kémia A kémiai kötés A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 38 ► töltése a nagyobb elektronegativitású fluoratom felé tolódik el, a fluor körül nagyobb a tartózkodási valószínűsége, mint a hidrogén körül. Ennek következtében a HF-molekula poláros lesz. Ezért az így létrejövő kötést poláros kovalens kötésnek nevezzük. A poláros kovalens kötés átmenetet képvisel a tiszta (apoláros) kovalens és az ionos kötés között A kovalens kötésű vegyületek között igen nagy számban fordulnak elő a szén vegyületei. A szénvegyületek szerkezetének megértéséhez meg kell ismerkednünk a promóció és a hibridizáció fogalmával. Alapállapotban a szén külső elektronhéjának konfigurációja 2s22p2, azaz négy elektronjából

kettő párosított (s-elektronok) és kettő párosítatlan (p-elektronok). Ez alapján a szén két vegyértékű lenne, valójában azonban vegyületeiben négy vegyértékű. Vegyüléskor ugyanis gerjesztés hatására a szén egyik s-elektronja p-állapotba kerül. Azt a gerjesztési folyamatot, melynek során a párosított s2-elektronokból párosítatlan s- és p-orbitál alakul ki, promóciónak nevezzük. A promócióhoz energia szükséges, mert az s2-állapot mindig kisebb energiaszintet képvisel, mint az s1p1állapot. A promóció révén átmeneti vegyértékállapot alakul ki Az utána következő hibridizáció során az s- és a p-elektronok energiaszintje kiegyenlítődik: létrejön az sp3-hibridállapot. A folyamat az ún dobozmodell segítségével a 3.2 ábrán látható Ezért a szénatom négy vegyértékű, és a négy vegyérték egymással egyenértékű. A metán (CH4) molekulában az sp3-hibridizációjú szénatom a négy H-atommal teljesen

egyenértékű kovalens kötéseket hoz létre. A CH4-molekula geometriáját tekintve tetraéderes szerkezetű. A tetraéder középpontjában található a C-atom, a H-atomok pedig a tetraéder négy csúcsán helyezkednek el. 3.2 ábra: A C - atom sp3 - hibridizációja A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 38 ► Általános kémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom A kémiai kötés Vissza ◄ 39 ► A kettős kötéssel kapcsolódó szénatomok hibridizációjából az egyik pelektron kimarad, megmarad p-állapotban. Az ilyen p-állapotú elektronok részvételével jön létre a π-kötés. A kettős kötésű szénatomok sp2hibridállapotban vannak Az etén (etilén, C2H4) molekulában a szénatomokat kettős kötés (egy σ- és egy π-kötés) kapcsolja össze, és mindegyik C-atomhoz két-két H-atom kapcsolódik σ-kötéssel. A hármas kötésű szénatom hibridizációjából két

p-elektron marad ki, a szénatom sp-hibridállapotba kerül. A hibridizációból kimaradt pelektronok hozzák létre a π-kötéseket Az etin (acetilén, C2H2) molekulában a C-atomok között hármas kötés (egy σ- és két π-kötés) található, míg a H-atomok σ-kötéssel kapcsolódnak egy-egy szénatomhoz. A C-atom külső elektronhéján levő elektronok energiaszintjét a különböző hibridállapotokban a 3.3 ábra szemlélteti 3.3 ábra: Az elektronok energiaszintje a szénatom alapállapotában és a különböző hibridállapotokban 3.4 A datív kötés A datív kötés a kovalens kötés egyik fajtája. Ebben az esetben az elektronpár mindkét elektronját ugyanaz az atom szolgáltatja, vagyis egy nem kötő (szabad) elektronpár egy másik atom elektronhéjába lép be, ha ott üres hely van ennek befogadására. A datív kötés tipikus példája a szén-monoxid (CO) molekula. A szénmonoxidban a szénatom (elektronkonfigurációja 2s22p2) két p-elektronja

kovalens kötést létesít az oxigénatom (elektronkonfigurációja 2s22p4) két A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 39 ► Általános kémia A kémiai kötés A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 40 ► párosítatlan p-elektronjával. Így azonban a szén körül még nem alakul ki az elektronoktett szerkezet, ezért az oxigén egy szabad elektronpárját irányítja a szén felé. Ezáltal jön létre a harmadik kötő elektronpár, amelyet a szén üres hellyel rendelkező elektronhéja képes befogadni. Mindkét atom körül kialakul a nyolc elektronos szerkezet, amelyet a Lewis-féle szimbólumokkal az alábbi módon szemléltethetünk: • :C• • + •O •• : : C ::: O : A harmadik elektronpárt képviselő kovalens kötést nyíllal is jelölhetjük, amelynek iránya jelzi, hogy melyik atom elektronhéja fogadja be ezt a harmadik elektronpárt: C ← =O Datív

kötésűek az ún. óniumionok is: ammóniumion (NH4+) és hidroxónium ion (H3O+). Az ammónia (NH3) molekulában a nitrogén három párosítatlan p-elektronja egy-egy hidrogénatommal kovalens kötést alkot, míg egy elektronpár szabadon marad. Ez a szabad elektronpár egy protont (H+) képes megkötni, pontosabban a proton körüli üres elektronpálya befogadja az NH3 szabad elektronpárját: H ⏐ H ⎯N⏐ ⏐ H ammónia donor + H+ proton akceptor + H ⏐ H ⎯N ⎯ H ⏐ H ammónium ion Az elektronpárt leadó atomot donornak, az elektronpárt befogadót pedig akceptornak nevezzük (donor-akceptor kötés). A beépült proton pozitív töltése eloszlik az egész NH4+-ionra, ezért ionkötés kialakítására lesz képes. A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 40 ► Általános kémia A kémiai kötés A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 41 ► Donor-akceptor kötések

nemcsak atomok,hanem molekulák között is létrejöhetnek. Pl : NH3 BF3 , AlCl3 ← SbCl3 A képletben a datív kötésre a nyíl utal, amely a donortól az akceptor felé mutat Fontos hangsúlyozni, hogy nincs elvi különbség a kovalens és a datív kötés között, mert a kialakult kötésben már mellékes az, hogy a kötő elektronpár honnan származik. 3.5 A koordinációs kötés A komplex vegyületekben a koordinációs kötés létesít kapcsolatot a központi atom (vagy ion) és a ligandumok között. Ligandumnak nevezzük a központi atom (vagy ion) körül elhelyezkedő alkotórészeket. Ilyenek például: [Cu(NH3)4]2+ réz-tetramin komplex kation • Cu: központi atom • NH3: ligandum [AlF6]3- alumínium-hexafluorid komplex anion • Al: központi atom • F: ligandum A réz-tetramin komplexben a négy NH3 egy-egy szabad elektronpárja kötődik a centrális helyzetben levő Cu-ionhoz. H ⎪ Cu 2+ + 4 ⎪N ⎯ H ⎪ H 2+ NH3 ↓ NH3 Cu ← NH3 ↑ NH3 A

központi iont körülvevő ligandumok számát koordinációs számnak nevezzük. A leggyakoribb koordinációs számok: 2, 4, és 6 3.6 A fémes kötés A fémes kötésre az jellemző, hogy a rácspontokban pozitív töltésű fémionok vannak. A külső héjon levő elektronok, vagyis a vegyértékelektronok lazán kötöttek, könnyen kilépnek az atomtörzsből és a fémionok között A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 41 ► Általános kémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom A kémiai kötés Vissza ◄ 42 ► szabadon mozognak. Ezért ezek az elektronok nem helyhez kötöttek, hanem az összes atomhoz tartozó kollektív elektronfelhőt alkotnak. A periódusos rendszerben az elemek többsége fémes, illetve félfémes jellegű. Ide tartoznak: • s - mező elemei: alkálifémek és alkáliföldfémek (pl. Na és Ca) • d - mező elemei: átmeneti fémek (pl. Fe, Ni) • p - mező elemei

közül: másodfajú fémek (pl. Sn, Pb), félfémek (pl Al, As) A szabadon mozgó elektronok miatt a fémes kötésű anyagok a hőt és az elektromosságot jól vezetik. A fémek elsőrendű vezetők, mert a vezetésben csak az elektronok vesznek részt Ez a kötés a fémeket átlátszatlanná teszi, mert a kollektív elektronok igen sokféle energiájú fotont nyelhetnek el Csak a rendkívül vékonyra hengerelt fémfóliák válnak áttetszővé A fémes kötés erőssége tág határok között változhat. Legkisebb a kötés erőssége az alkálifémeknél (pl Na, K), ezért ezek alacsony olvadáspontú és puha fémek Az erős fémes kötést tartalmazó fémek (pl W) viszont magas olvadáspontúak és kemények. 3.7 A másodrendű kötések Az atomok közötti kapcsolatokat az eddig tárgyalt elsőrendű kémiai kötések (ionos, kovalens és fémes kötés) hozzák létre. A három kötésfajta energiája 80-800 kJ/mól nagyságrendű. Azonban a molekulák között

lényegesen gyengébb összetartó erők, ún másodrendű kötések is léteznek A másodrendű kémiai kötésnek két fajtáját különböztetjük meg: • van der Waals kötés, energiája 1-10 kJ/mól és • hidrogénkötés (hidrogénhíd), energiája 20-40 kJ/mól. 3.71 A van der Waals-féle kötés A van der Waals-féle kötésben sem elektronok átadása, sem közös elektronpár kialakulása nem következik be. Ez a kötés dipólus-molekulák között jön létre, tehát lényegében elektrosztatikus kölcsönhatás eredménye. A van der Waals kötés háromféle erőhatás (orientációs, indukciós és diszperziós effektus) következményeként alakul ki. A molekulák közötti kölcsönhatásokat a 3.4 ábra mutatja be A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 42 ► Általános kémia A kémiai kötés A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 43 ► Az orientációs effektus során

az állandó jellegű dipólusmolekulák hatnak egymásra. A dipólusmolekulák aszimmetrikus töltéseloszlásúak Az azonos töltések taszítják, az ellentétes töltések vonzzák egymást, ezért orientált elrendeződés alakul ki. Az indukciós effektus esetében az állandó dipólusmolekula a szomszédos, nem dipólus jellegű molekulában dipólust hoz létre (indukál). Az így kialakult dipólusmolekula elektrosztatikus erővel kötődik a szomszédos molekulához. A diszperziós effektus képviseli a leggyengébb kölcsönhatást. Az elektronburok az atommaghoz viszonyítva rezgést végez, ezért átmenetileg dipólusok képződnek, amelyek vonzzák egymást. A diszperziós elnevezés arra utal, hogy a fénynek atomokon és molekulákon való szóródása (diszperziója) is az átmenetileg képződő dipólusokra vezethető vissza. Azok a szilárd anyagok, amelyekben a van der Waals-erők képezik az összetartó erőket, kis keménységűek, valamint könnyen olvadnak

és könynyen párolognak. A szerves vegyületek nagy részében a molekulákat van der Waals-erők kapcsolják össze, ezért igen sok szerves vegyület alacsony hőmérsékleten olvad és illékony. 3.4 ábra: A van der Waals-féle kötőerők 3.72 A hidrogénkötés Az olyan molekulák között, amelyekben a hidrogénatom nagy elektronegativitású és kis rendszámú fluor-, oxigén- vagy nitrogénatomhoz kapcsolódik, a van der Waals-féle erőknél nagyobb összetartó erők alakulnak ki. A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 43 ► Általános kémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom A kémiai kötés Vissza ◄ 44 ► Az ilyen molekulák (HF, H2O, NH3) között asszociáció (hidrogénkötés) figyelhető meg gáz, folyékony és szilárd halmazállapotban egyaránt. A hidrogénkötés úgy alakul ki, hogy ezek a nagy elektronegativitású és kis rendszámú atomok a velük kovalens kötésben

levő hidrogénatom elektronját magukhoz vonzzák, és ezzel a hidrogénatomból pozitív ion (proton) képződik. Az elektronjától megfosztott proton elektronigényét a szomszédos molekulában levő, elektronokkal jól ellátott atom (fluor, oxigén vagy nitrogén) szabad elektronpárjával elégíti ki. Azonban ebben a molekulában is van egy elektronhéjától megfosztott proton, amely szintén a szomszédos molekula nagy elektronegativitású atomjához kapcsolódik és így tovább. Ezáltal molekulák közötti, intermolekuláris hidrogénkötések alakulnak ki, amelyek hosszú molekulaláncot alkotnak. A hidrogénkötést gyakran hidrogénhídnak is nevezzük. 3.8 Az oxidációs szám A kovalens kötésű molekuláknál a kötő elektronpár csak akkor helyezkedik el szimmetrikusan a két atom között, ha azonos rendszámú atomokból épül fel a molekula (pl. H2, O2, N2) Ha különböző rendszámú atomok kapcsolódnak, azaz vegyületek molekuláiról (pl. HCI, H2O stb)

van szó, akkor a kötő elektronpár nem szimmetrikus. A kötő elektronpárt, vagy elektronpárokat a nagyobb elektronegativitású atom (pl. a HClmolekulában a Cl-atom) maga felé vonzza, ezért a molekulában részleges töltéskülönbség (parciális töltés) alakul ki, vagyis a kovalens kötés többékevésbé ionos jellegű lesz. Az oxidációs szám a kovalens kötésű vegyületekben is azt fejezi ki, hogy egy atom hány elektront ad le, vagy vesz fel a kötés kialakulása közben. Elektronleadás esetén az oxidációs szám pozitív, elektron felvétele esetén pedig negatív előjelű. Elemi állapotban, akár egyatomos, akár többatomos molekuláról van szó (He, O2, N2, P4, S8), az oxidációs szám mindig nulla, mert az azonos atomok elektronegativitása között nincs különbség. Vegyületekben az egyes atomok oxidációs száma különböző nagyságú és előjelű lehet, de az oxidációs számok összege a semleges molekulában mindig nulla. Az ionok

oxidációs száma az ion töltésével egyenlő Egyszerű ionok esetén pl a Na+ oxidációs száma +1, a Cl− oxidációs száma −1 Összetett ionok esetén az oxidációs szám szintén az iontöltéssel egyenlő, de az alkotó atomok oxidációs száma különböző, pl. a CO32- oxidációs száma −2, amelyben a C oxidációs száma +4, az O oxidációs száma −2. A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 44 ► Általános kémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom A kémiai kötés Vissza ◄ 45 ► A vegyületekben az egyes atomok oxidációs számának kiszámításához az alábbi szabályok adnak segítséget: • A hidrogén oxidációs száma a hidrogénvegyületekben általában +1. Kivételt képeznek a fémhidridek (pl. LiH, lítium-hidrid), ahol a hidrogén oxidációs száma −1 • Az oxigén oxidációs száma a vegyületeiben rendszerint −2. Kivételt alkotnak a peroxidok (pl.

H2O2, hidrogén-peroxid), ahol az oxigén oxidációs száma −1. • Az alkálifémek (pl. Na, K) oxidációs száma +l Az alkáliföldfémek (pl Ca, Mg) oxidációs száma +2. A fentiek figyelembevételével számítsuk ki például a kénsavban (H2SO4) levő kén oxidációs számát (X). A molekulában 2 db +1 oxidációs számú hidrogén és 4 db -2 oxidációs számú oxigén van. Az oxidációs számok összege az egész molekulára nézve nulla. Ezért: 2 ⋅ (+1) + 4 ⋅ (−2) + 1 ⋅ (X) = O Ebből: X = + 6. A kén a kénsavban tehát +6 oxidációs számmal szerepel. Egy atom különböző vegyületekben változó oxidációs számmal is szerepelhet. Tekintsük példaként ismét a ként három különböző vegyületben: a kén-hidrogénben (H2S), a kén-dioxidban (SO2) és a kénsavban (H2SO4). H2S: S oxidációs száma = −2 SO2: S oxidációs száma = +4 H2SO4: S oxidációs száma = +6 A kén oxidációs számát mindhárom esetben úgy számítottuk ki, hogy a

felsorolt vegyületekben a hidrogén +1, az oxigén pedig −2 oxidációs számmal rendelkezik a szabályoknak megfelelően. Az oxidációs szám törtszám is lehet. A hidrogén-azidban (N3H) például a nitrogén oxidációs száma −1/3 A vegyületekben levő atomok maximális oxidációs száma általában megegyezik az elem periódusos rendszerbeli oszlopának számával. Ezen szabály alól kivételt képez az oxigén és a fluor, mert oxidációs számuk nem lehet pozitív értékű igen nagy elektronegativitásuk miatt. A minimális oxidációs szám azon felvett elektronok számával egyenlő, amellyel elérhető a nemesgáz-szerkezet (s2p6-konfiguráció). Az elmondottakat a 31 táblázatban foglaljuk össze A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 45 ► Általános kémia A kémiai kötés A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Atomok C N, P S CI, Br, I Oszlopszám a periódusos rendszerben oszlop

oszlop oszlop oszlop Vissza ◄ 46 ► Oxidációs szám Maximális Minimális −4 −3 −2 −1 +4 +5 +6 +7 3.1 táblázat: Néhány atom maximális és minimális oxidációs számának értéke 3.9 Ellenőrző kérdések • • • • • • • • • • Mit jelent az elektronegativitás fogalma? Mi a különbség az elektronegativitás és az elektronaffinitás között? Mekkora a hidrogén, az alkálifémek és a halogének elektronegativitása? Hogyan befolyásolja az atomok elektronegativitása közötti különbség a kémiai kötések jellegét? Milyen elektronegativitású atomok között jön létre az ionkötés? Írja le az ionkötés kialakulását a Lewis-féle szimbólumok segítségével a kálium-bromid (KBr) és a magnézium-klorid (MgCl2) példáján! Milyen energiaváltozások kísérik az ionkötés kialakulását? Milyen elektronok hozhatnak létre kovalens kötést? Definálja a σkötés és a π-kötés fogalmát! Milyen kötéstípusok

alakulnak ki, ha a kölcsönhatásba lépő elektronok közül: mindegyik s-állapotú, egyik s-állapotú, másik p-állapotú, mindkettő p-állapotú? Példákat is írjon! Rajzolja le az F2- és a HF-molekula elektronszerkezetét! Melyik molekulában eltérő az atomok elektronegativitása, és mi ennek a következménye? Mi a különbség a poláros és az apoláros kovalens kötés között? Mit jelent a promóció és a hibridizáció fogalma? Rajzolja le a szénatom elektronjainak az energiaszintjét alapállapotban és a különböző hibridállapotokban? Milyen kötéstípusok találhatók a metán-, az etén- és az etinmolekulában? A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 46 ► Általános kémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom • • • • A kémiai kötés Vissza ◄ 47 ► Mi a különbség a kovalens kötés és a datív kötés között? Mik a koordinációs kötés és a fémes

kötés legfőbb jellemzői? Mit értünk másodrendű kémiai kötésen? Milyen nagyságrendűek a kötőerők? Milyen kölcsönhatások eredményezik a van der Waalsféle kötést? Milyen atomok között alakul ki a hidrogénkötés, és miért? Mit fejez ki az oxidációs szám? Mekkora a hidrogén és az oxigén oxidációs száma a vegyületekben? Mekkora a nitrogén oxidációs száma az alábbi vegyületekben: NH3, N3H, NO, NO2, HNO2 és HNO3. Mekkora a nitrogén maximális és minimális oxidációs száma és miért? A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 47 ► Általános kémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Sztöchiometria Vissza ◄ 48 ► 4. Sztöchiometria A sztöchiometria görög eredetű szó (stoicheion = elem; metron = mérleg), melyet a kémiai összetétel ill. a kémiai reakciók kvantitatív kifejezésével összefüggően használunk Tömörebben fogalmazva – a

sztöchiometria segítséget nyújt annak kiszámításához, hogy a kémiai kölcsönhatások során milyen anyagmennyiségek reagálnak, illetve keletkeznek. Ehhez néhány fogalomnak és szabálynak az ismerete szükséges: Az u szimbólumot viselő atomi tömegegység definíció szerint a 12Catom tömegének 1/12 része. Átszámítás: 1 u = 1,66053886 10-27 kg Az anyagok atomtömege alatt az atommag és az atomhéj tömegének összegét értjük. Megkülönböztetünk relatív és abszolút atomtömeget Az ma szimbólummal jelölt abszolút atomtömeg az atom tömegegységekben kifejezett tömege. Értéke 1 és 260 u közé esik, H-nél 1,00794 u (1,67372354*10-27 kg), uránnál 238,0289 u (3,9525623810-25 kg). Az Ar szimbólummal jelölt relatív atomtömeg az abszolút atomtömeg osztva a 12C szénatom abszolút atomtömegének 1/12 részével. Ar dimenzió nélküli szám, értéke 1,00794-től (hidrogén) kb. 280-ig (a legnagyobb protonszámú előállított elemek)

terjed A kémiai szóhasználatban „atomtömegen” mindig „relatív atomtömeget” értünk. A relatív molekulatömeg a molekulát alkotó atomok relatív atomtömegeinek összege. A relatív molekulatömeg tehát dimenzió nélküli szám. 1 mol annak a rendszernek az anyagmennyisége, amely ugyanannyi egyedi részecskéből áll, mint ahány atomot tartalmaz 12/1000 kilogramm 12 C. A g mol-1 egységben mért moláris tömeg (jegyzetünkben az irodalomban gyakrabban használt móltömeg kifejezést is használjuk) számértékét tekintve megegyezik az anyag relatív molekulatömegével. A kémiai reakcióban általánosan ν-vel szimbolizált sztöchiometriai szám az atomoknak vagy atomcsoportoknak az adott reakcióban résztvevő száma. A sztöchiometriai számokat általában olyan kicsinek választjuk, hogy egy adott reakcióban ne legyen közös osztójuk. A reakciótermékekre ν pozitív, a kiinduló anyagokra ν negatív. A dokumentum használata | Tartalomjegyzék |

Ajánlott irodalom Vissza ◄ 48 ► Általános kémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Sztöchiometria Vissza ◄ 49 ► 4.1 Kémiai folyamatok szimbolizálása A kémiai átalakulások egyértelmű jellemzése alapvető feltétele a sztöchiometria használatának és a kémián belüli kommunikációnak. Ahogy ez az olvasó számára bizonyára ismeretes, kémiai átalakulások szimbolizálására reakcióegyenleteket használunk. Az egyenlet bal oldalára írjuk a kiinduló anyagok, a jobb oldalára a termékek kémiai képleteit. A kémiai reakciókat szimbolizáló sztöchiometriai egyenletek felírásánál a következő szempontokat vesszük figyelembe: • Helyesen írjuk fel a reagáló anyagok és a termékek képletét. • A tömegmegmaradás törvénye értelmében a reakcióegyenlet felírása csak akkor helyes, ha a jobb és a bal oldalán szereplő összes tömegek egymással megegyeznek. A reakcióegyenlet tehát egy

anyagmérleget képez, ezért mindkét oldalán az azonos atomok vagy atomcsoportok számának egyenlőnek kell lenni, mivel az egyes képletek az egyes vegyületek mólnyi mennyiségeit is jelentik. Ez általánosan csak úgy valósítható meg, ha az egyes résztvevő anyagokhoz tartozó képlet elé sztöchiometriai számot (együtthatót) írunk. Ahogy azt már hangsúlyoztuk, a sztöchiometriai számok a lehető legkisebb értékűek, éspedig úgy, hogy egy adott reakcióban ne legyen közös osztójuk. Az egyet nem írjuk ki. • A kémiai egyenleteket úgy szoktuk felírni, hogy a reakcióegyenlet a folyamat irányát is jelezze. Ha egyirányú nyíllal kötjük össze az egyenlet két oldalát, akkor egyirányú a folyamat, kettős nyilat akkor használunk, ha két irányban végbemenő, egyensúlyra vezető a szimbolizált folyamat. Ha egyenlőségjelet írunk a két oldal közé, általában azt jelezzük, hogy bár a kémiai reakció termékei a kiinduló anyagoktól

minőségileg különböznek, a termékek tömegeinek összege megegyezik a kiinduló anyagok tömegeinek összegével Sztöchiometriai számításoknál a leggyakrabban ezt az utóbbi felírásmódot használjuk. Az egyirányú és kétirányú nyilak használatával kapcsolatban megjegyzést érdemel az a tény, hogy mivel minden reakció egyensúlyra vezet, a kétirányú nyíl használata minden reakciónál használható. Az egyirányú nyíl használata tehát csak akkor indokolt, ha a jobbról balra végbemenő reakció egyensúlyi állandójának az értéke elhanyagolhatóan alacsony. • A kémiai egyenletekben gyakran feltüntetjük a reagáló anyagok fizikai állapotát is. A szilárd halmazállapot jelölésére az s (solidus), a cseppfolyóséra l (liquidus), és a gáz vagy gőzére a g betű szolgál Ha a 25 C°- A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 49 ► Általános kémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék |

Ajánlott irodalom Sztöchiometria Vissza ◄ 50 ► on stabilis módosulatok reagálnak egymással, akkor ezt nem jelöljük. Ez a jelölésmód a termokémiai egyenleteknél használatos, ahol a reakció során bekövetkezett energiaváltozásokat vizsgáljuk. A sztöchiometriai egyenletek matematikai egyenletekhez hasonlóan kezelhetők. Ezek után nézzük meg, milyen információkat nyerhetünk egy helyesen felírt sztöchiometriai egyenletből. Vegyünk egy egyszerű példát Reagáljon acetiléngáz oxigéngázzal: 2 C2H2 + 5 O2 = 4 CO2 + 2 H2O (4.1) A reakcióegyenlet jelzi a folyamat során történő minőségi változásokat és az átalakulás anyagmérlegét. A (41) egyenlet a következő tényekről ad információt: • 2 mól acetiléngáz (52,076 g) és 5 mól oxigéngáz (159,994 g) egymásra hatásakor 4 mól szén-dioxid (176,039 g) és 2 mól víz (36,031 g) keletkezik. • Gázhalmazállapotú vegyületek esetén, a kémiai képlet egyben móltérfogatnyi

gázt is jelent (ideális gázként való viselkedést feltételezve, normálállapotban, 1 mól gáz térfogata 22,413837 l). A (41) reakció során tehát 89,655 l normálállapotú szén-dioxid keletkezik. A tapasztalat arra mutat, hogy poláros oldószerekben az oldott anyagok többé-kevésbé ionjaikra disszociálódnak. Mivel a kémiai egyenleteknek az a feladatuk, hogy minél egyszerűbben tüntessék fel a folyamat lényegét, ezért az oldatban végbemenő kémiai reakciók szimbolizálására ionegyenleteket használunk. Ionegyenletekben csak az ionok között lejátszódó reakciót tüntetjük fel Nézzük a bárium-hidroxid és a perklórsav vizes oldatai között végbemenő reakciót: Ba(OH)2 + 2 HClO4 = BaCl2 + 2 H2O (4.2) Az erős savak és bázisok, valamint az ionkötésű sók vizes oldatokban, ionos alakban vannak jelen. Ha tehát a tényleges állapotot akarjuk feltüntetni, akkor a (42) egyenletet a következő formában írhatjuk fel: Ba2+ + 2OH- + 2ClO4- + 2H+

= Ba2+ + 2ClO4- + 2H2O (4.3) A (4.3) egyenlet mindkét oldalán egyformán szereplő anyagok kihagyása után a folyamat lényegét a (44) egyenlet ecseteli a legegyszerűbben: 2 OH- + 2 H+ = 2 H2O (4.4) Azon kívül, hogy az ionegyenletek felírására az eddigi megállapítások teljes mértékben vonatkoznak, ezeknél az egyenleteknél az elektroneutralitás elvét is figyelembe kell venni. Ez utóbbi elv a gyakorlatban azt A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 50 ► Általános kémia Sztöchiometria A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 51 ► jelenti, hogy a két oldalon felírt iontöltések algebrai összegének meg kell egyeznie. 4.2 A sztöchiometriai számok meghatározása Írjuk fel egy kémiai egyenlet általános alakját: aA + bB + = pP + qQ + (4.5) ahol A, B, a kiinduló anyagoknak ill. P, Q, a termékeknek a szimbóluma, a, b,p, q,az illető sztöchiometriai számok

abszolút értékei Az i-edik anyag sztöchiometriai számát υi-vel fogjuk jelölni. Az e fejezet kezdetén már ismertetett, általánosan elfogadott szabály értelmében a kiinduló anyagoknál a υi-nek negatív értéke lesz (υ(A) = -a); υ(B) = -b;) a termékeknél pedig pozitív értéke lesz (υ (P) = p; υ(Q) = q;). Az ilyen hozzárendelés a kémiai reakciók megállapodás szerinti írásformájából ered: 0 = pP + qQ + -aA - bB - (4.6) A sztöchiometriai számok (együtthatók) meghatározását többféle módszerrel lehet végrehajtani. A legkézenfekvőbb és egyúttal leggyakoribb módszert az atommennyiség mérlegelése képviseli. 4.21 Az atommennyiség mérlegelése Vizsgáljunk meg egy kémiai reakciót, amelyben a kiinduló és a keletkező anyagok számát k-val szimbolizáljuk, és amelyben a k-féle anyag összesen p-féle elemet tartalmaz: CS2 + 3 Cl2 = CCl4 + S2Cl2 (4.7) A (4.7) egyenlet részére: k = 4 (CS2, Cl2, CCl4, S2Cl2) p = 3 (C, S, Cl) A

vizsgálandó reakciókat a következőképpen lehet felírni: k ∑ νi Bi = 0 (4.8) i =1 ahol νi az i-edik anyag (Bi) sztöchiometriai száma. Az i-edik anyag képlete (Bi) pedig: p Bi = ∑ Nij Aj (4.9) j =1 A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 51 ► Általános kémia Sztöchiometria A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 52 ► Ahol Nija j-edik A elem, vagy j-edik A atomcsoport száma az i-edik anyag képletében. A (4.8) és (49) összekötésével: k ∑ p ∑ νi i =1 Nij Aj = 0 (4.10) j =1 A (4.10) egyenlet az összegezés szimbólumainak cserélése után is érvényes: p k ∑ ∑ Nij νi Aj = 0 (4.11) j =1 i =1 De mivel p ∑ Aj ≠ 0 j =1 (az egyes elemek atomjainak összege nem lehet egyenlő nullával), ezért a (4.11) egyenlet csak akkor érvényes, ha k ∑ Nij νi = 0 (j = 1, 2, , p) (4.12) i =1 A (4.12) annak a feltételnek az általános

kifejezése, amely szerint a kémiai egyenlet bal oldalán levő egyes elemeknek a száma egyenlő az egyenlet jobb oldalán levő egyes elemek atomjainak a számával. Ez a tény feltüntethető egy lineáris egyenletcsoport homogén rendszerével. N11ν1 + N21ν2 + + Nk1νk = 0 (4.13) N12ν1 + N22ν2 + + Nk2νk = 0 N1pν1 + N2pν2 + + Nkpνk = 0 A (4.13) egyenletek változói a kémiai reakció sztöchiometriai számai Példaképpen a (4.7) egyenlet részére: j = 1 = C: 1ν1 + 0ν2 + 1ν3 + 0ν4 = 0 (4.14) j = 2 = S: 2ν1 + 0ν2 + 0ν3 + 2ν4 = 0 j = 3 = Cl: 0ν1 + 2ν2 + 4ν3 + 2ν4 = 0 A (4.13) egyenletrendszernek végtelen számú megoldása van, ha az elemek (ill. atomcsoportok) száma (p) kisebb, mint a reakcióban szereplő anyagok száma (k). A lineárisan független egyenletek száma többnyire megegyezik az elemek (ill. az atomcsoportok) számával Ha viszont az A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 52 ► Általános kémia

A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Sztöchiometria Vissza ◄ 53 ► egyenletek között r reláció (lineáris függvény) létezik, akkor a független egyenletek száma csak p – r. Ha k – p = 1, illetve ha k – ( p - r ) = 1, akkor az egyenletrendszernek csak egy független megoldása van (a többi ennek a megoldásnak a lineáris kombinációja) és a rendszerben csak egy kémiai reakció megy végbe. Ha viszont k – p > 1, illetve k – ( p – r ) > 1, akkor az egyenletrendszernek k – p, illetve k – ( p – r ) független megoldása van, ami annyit jelent, hogy a rendszerben k – p, illetve k – ( p – r ) független kémiai reakció megy végbe. Kémiai reakciókat akkor nevezünk függetleneknek (vagy lineárisan függetleneknek), ha ezeket nem tudjuk kifejezni más reakciók lineáris kombinációiként. 1. példa: Az ecsetelt matematikai relációkat alkalmazva számítsuk ki a (4.7) kémiai reakció már ismertetett

sztöchiometriai számait. Megoldás: ⎢ν1⎢CS2 + ⎢ν2⎢Cl2 = ⎢ν3⎢CCl4 + ⎢ν4⎢S2Cl2 C: ν1 + ν3 S: 2ν1 + 2ν4 Cl: 2ν2 + 4ν3 + 2ν4 = 0 = 0 = 0 (a) (b) (c) ν1 = - ν4 (d) ν3 = - ν1 ν3 = ν4 (e) 2ν2 = - 4ν4 – 2ν4 = - 6ν4 ν2 = - 3ν4 (f) Írjuk a (d), (f) és (e) egyenleteket egymás alá: ν1 = - ν4 ν2 = - 3ν4 (g) ν3 = ν4 A ν4 választása által végtelen számú megoldásokat kaphatunk, mert ebben az esetben k > p. De mivel k - p = 1, az egyenletrendszernek csak egy független megoldása van (a többi ennek a megoldásnak a lineáris kombinációja). A (b) egyenlet szerint: Az (a) egyenlet szerint: Ezért: A (c) és az (e) összekötésével: A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 53 ► Általános kémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Sztöchiometria Vissza ◄ 54 ► Ahogy azt már említettük, a sztöchiometriai számok a lehető legkisebb egész számokat

képviselik. Ezért a (g) egyenletben a ν4 részére az egyes számot választjuk. Ha pedig ν4 = 1, akkor ν1 = - 1, ν2 = - 3, ν3 = 1 A (4.6) szerint: ν1 = - a ezért a = 1 ν2 = - b ezért b = 3 ν3 = p ezért p = 1 ν4 = q ezért q = 1 Ez a megoldás megfelel a (4.7) egyenlet sztöchiometriai számainak 2. példa: A pirit (FeS2) oxidációja, amely által vas(III)oxid és kén-dioxid keletkezik egy technológiailag kiemelkedő fontosságú reakciót képvisel. Határozzuk meg ennek a kémiai reakciónak a sztöchiometriai számait! Megoldás: ⎢ν1⎢FeS2 + ⎢ν2⎢O2 = ⎢ν3⎢Fe2O3 + ⎢ν4⎢SO2 Fe: ν + 2ν S: 2ν + ν4 O: 2ν 2 + 3ν3 + 2ν4 =0 =0 =0 (a) (b) (c) A (b) egyenlet szerint: ν1 = - ν4/2 (d) Az (a) és (d) összekötésével: 2ν3 = ν4/2; (e) Ezért: ν3 = ν4/4 A (c) és (e) összekötésével: 2ν2 = - 3/4 ν4 – 2ν4 Ezért: ν2 = - 11/8 ν4 (f) Írjuk a (d), (f) és (e) egyenleteket egymás alá: ν1 = - ν4/2 (g) ν2 = - 11/8 ν4 ν3 = ν4/4 A ν4

választása által végtelen számú megoldásokat kaphatunk, mert ebben az esetben k > p. De mivel k - p = 1, az egyenletrendszernek csak egy független megoldása van (a többi ennek a megoldásnak a lineáris kombinációja). A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 54 ► Általános kémia Sztöchiometria A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 55 ► A sztöchiometriai számok akkor lesznek a legkisebb egész számok, ha ν4 részére a nyolcas számot választjuk. Ha pedig ν4 = 8, akkor ν1 = - 4, ν2 = - 11, ν3 = 2. Ezért: 4 FeS2 + 11 O2 = 2 Fe2O3 + 8 SO2 3. példa: A dihidrogén-peroxid hidrogén-jodáttal (hidrogén-[trioxo-jodát/V/]) való reakciója által víz, oxigén és jód keletkezik. Határozzuk meg ennek a kémiai reakciónak a sztöchiometriai számait Megoldás: ⎢ν1⎢H2O2 + ⎢ν2⎢HIO3 = ⎢ν3⎢H2O + ⎢ν4⎢O2 + ⎢ν5⎢I2 H: 2ν1 + ν2 + 2ν3 =0 O: 2ν1 +

3ν2 + ν3 + 2ν4 = 0 + 2ν5 = 0 I: ν2 (a) (b) (c) A (c) egyenlet szerint: ν2 = - 2ν5 (d) Az (a) és (d) összekötésével: ν1 – 2ν5 + 2ν3 = 0 (e) Ezért: ν1 – ν5 + ν3 = 0 ν1 + ν3 = ν5 ν3 = ν5 - 2ν1 (f) A (b) és (d) összekötésével: 2ν1 = 6ν5 – ν3 – 2ν4 (g) A (g) és az (f) összekötésével: 2ν1 = 5ν5 + ν1 - 2ν4 Ezért: ν1 = 5ν5 - 2ν4 (h) Az (f) és (h) összekötésével: ν3 = -4ν5 + 2ν4 (i) Írjuk a (d), (h) és (i) egyenleteket egymás alá: ν2 = - 2ν5 ν1 = 5ν5 - 2ν4 (j) ν3 = -4ν5 + 2ν4 A ν4 és a ν5 választása által végtelen számú megoldásokat kaphatunk, mert k > p. Mivel viszont k - p = 2, az illető egyenletrendszernek kettő lineárisan független megoldása van és ez annyit jelent, hogy a megadott kémiai egyenlet két független kémiai reakciót képvisel. A sztöchiometriai számok kiszámításánál a ν4 és ν5 választása korlátozva van a sztöchiometriai számok előjelzése által: A dokumentum

használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 55 ► Általános kémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Sztöchiometria Vissza ◄ 56 ► ν1 < 0; ν4 > 5/2 ν5 ν3 > 0; ν4 > 2 ν5 A sztöchiometriai számok akkor érik el a legkisebb egész számú értéküket, ha ν5 részére az egyest választjuk. Ekkor az épp ecsetelt feltételt betartva ν4 ≥ 3. Ha ν4 = 3, akkor ν1 = - 1, ν2 = - 2, ν3 = 2. Tehát: H2O2 + 2 HIO3 = 2 H2O + 3 O2 + I2 (k) Ha ν4 = 4, akkor ν1 = - 3, ν2 = - 2, ν3 = 4. Tehát: 3 H2O2 + 2 HIO3 = 4 H2O + 4 O2 + I2 (l) Ha ν4 = 5, akkor ν1 = - 5, ν2 = - 2, ν3 = 6. Tehát: 5 H2O2 + 2 HIO3 = 6 H2O + 5 O2 + I2 (m) Folytatva ezt az eljárást, az említett szabály értelmében, végtelen számú lineárisan kombinált megoldást kapunk. Az egyenletrendszer két lineárisan független megoldást feltételez, amely a következő két független kémiai reakciót képviseli: H2O2 + 2 HIO3

= 2 H2O + 3 O2 + I2 2 H2O2 = 2 H2O + O2 Az ilyen rendszerek esetén helyes megoldásnak azt a sztöchiometriai számcsoportot tartjuk, amely megfelel a kísérleti eredményeknek. 4.22 Az ionegyenletek mérlegelése Az ionegyenletek mérlegelésénél a legegyszerűbb módszer alapja abban rejlik, hogy az adott reakciót két fél-reakcióra bontjuk. Az első fél-reakció az oxidációt, a második fél-reakció pedig a redukciót ecseteli. A két félreakció mérlegelése külön történik és az összegezés után megkapjuk a mérlegelt összreakciót. 4. példa: Savas közegben a dikromát-ion a Fe2+-iont Fe3+-ra oxidálja, miközben a dikromát Cr3+ ionná redukálódik. Határozzuk meg ennek a reakciónak a sztöchiometriai számait! Megoldás: Első lépés: Írjuk fel az ionreakció vázlatát. A reakciót osztjuk el két félreakcióvá, az oxidáció illetve a redukció részére A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 56 ►

Általános kémia Sztöchiometria A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 57 ► Fe2+ + Cr2O72- = Fe3+ + Cr3+ A két fél-reakció egyenletei: +2 Oxidáció: Fe2+ Redukció: Cr2O72- +6 +3 Fe3+ +3 Cr3+ Második lépés: Mérlegeljük a két önálló fél-reakciót. Savas közegben végbemenő reakcióknál az O atomok mérlegelésére adjunk a reakcióhoz H2O molekulákat és a H atomok mérlegelésére H+ ionokat. Bázikus közegben végbemenő reakcióknál először mérlegeljük az atomokat úgy, mintha savas közegben menne a reakció végbe. Azután minden H+ ionhoz adjunk egyforma mennyiségű OHiont, éspedig az egyenlet mindkét oldalára. Ha H+ és OHionok egyaránt jelennek meg az egyenlet ugyanazon az oldalán, kombináljunk belőlük H2O molekulákat. Kezdjük tehát az egyes fél-reakciók mérlegelésével. Az oxidációt ecsetelő fél-reakció az Fe atomok részére már mérlegelve van A redukció félreakció

részére a Cr atomok mérlegelése érdekében szorozzuk be a Cr3+ionok számát kettővel Mivel a reakció savas közegben megy végbe az O atomok mérlegelése érdekében adjunk a fél-reakció jobb oldalára hét H2O molekulát: Cr2O72- 2 Cr3+ + 7 H2O A H atomok mérlegelése érdekében adjunk 14 H+ iont az egyenlet bal oldalához: 14 H+ + Cr2O722 Cr3+ + 7 H2O Harmadik lépés: A töltések mérlegelése érdekében adjunk elektronokat az egyes fél-reakciók hiányos oldalához. Ha szükséges, egyenlítsük ki a két fél-reakcióban szereplő elektronok számát, éspedig úgy, hogy az egyik, vagy mindkét fél-reakciót szorozzuk be megfelelő együtthatóval. Az oxidációs fél-reakció részére a jobb oldalra egy elektront adunk úgy, hogy 2+ töltés található a fél-reakció mindkét oldalán: Fe2+ Fe3+ + eA redukciós fél-reakció bal oldalán nettó 12 pozitív töltés található, míg ugyanaz fél-reakció jobb oldalán csak 6 pozitív töltés van. Adjunk

tehát 6 elektront e fél-reakció bal oldalához: 14 H+ + Cr2O72- + 6 e2 Cr3+ + 7 H2O A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 57 ► Általános kémia Sztöchiometria A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 58 ► Az egyes fél-reakciókban szereplő elektronok mennyiségének kiegyenlítése érdekében szorozzuk be az oxidációs fél-reakciót hattal: 6 Fe2+ 6 Fe3+ + 6 eNegyedik lépés: Összegezzük a két fél-reakciót és ellenőrizzük a végső egyenlet mérlegelését. Az elektronokat az egyenlet mindkét oldalán töröljük A két fél-reakció összegezése után a következő reakciót kapjuk: 14 H+ + Cr2O72- + 6 Fe2+ + 6 e2 Cr3+ + 6 Fe3+ + 7 H2O + 6 eÉs az elektronok törlése után: 14 H+ + Cr2O72- + 6 Fe2+ 2 Cr3+ + 6 Fe3+ + 7 H2O Ötödik lépés: Győződjünk meg arról, hogy a végső egyenlet mindkét oldala egyforma minőségű és egyforma számú atomokat, úgymint

egyforma töltéseket tartalmaz. Ahogy látjuk a mérlegelt egyenlet az atomok számát illetően, úgymint a töltéseket illetően megfelel az elvárásainknak. Oldjunk meg egy hasonló példát egy olyan redoxi reakció részére, amely bázikus közegben megy végbe. 5. példa: Bázikus közegben a permanganát-ion a jodid-iont jóddá oxidálja miközben a permanganát-ion mangán dioxiddá, azaz mangán(IV)oxiddá redukálódik. Határozzuk meg ennek a reakciónak a sztöchiometriai számait Megoldás: Első lépés: Az ionreakció vázlatából MnO4- + Ilevezetjük a két fél-reakciót. MnO2 + I2 -1 I- Oxidáció: +7 Redukció: MnO4- 0 I2 +4 MnO2 Második lépés: Az oxidációs fél-reakciót az I atomok mérlegelése végett a következőképpen módosítjuk: 2 II2 A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 58 ► Általános kémia Sztöchiometria A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄

59 ► Az O atomok mérlegelése érdekében a redukciós fél-reakció jobb oldalához két H2O molekulát adunk: MnO4MnO2 + 2 H2O Most mérlegelnünk kell a H atomokat, ezért az egyenlet bal oldalához 4 H+ iont adunk: MnO4- + 4 H+ MnO2 + 2 H2O Mivel a reakció bázikus közegben megy végbe és 4 H+ ion szerepel az egyenlet bal oldalán, 4 OH- iont adunk az egyenlet mindkét oldalához: MnO4- + 4 H+ + 4 OHMnO2 + 2 H2O + 4 OHAhol lehet a H+ és OH- ionok összekötésével H2O molekulákat írunk és az egyenlet mindkét oldalán szereplő egyforma mennyiségű víz molekulákat mellőzzük: MnO4- + 2 H2O MnO2 + 4 OHHarmadik lépés: Az illető oldalhoz való elektronok hozzáadásával mindkét fél-reakciónál mérlegeljük a töltéseket: 2 II2 + + 2eMnO4 + 2 H2O + 3e MnO2 + 4 OHAz egyes fél-reakciókban szereplő elektronok mennyiségének kiegyenlítése érdekében az oxidációs fél-reakciót szorozzuk be hárommal, a redukciós fél-reakciót pedig kettővel: 6 I3 I2 +

6e2 MnO2 + 8 OH2 MnO4- + 4 H2O + 6e- Negyedik lépés: Összegezzük a két fél-reakciót: 6 I- + 2 MnO4- + 4 H2O + 6e3 I2 + 2 MnO2 + 8 OH- + 6eAz elektronok kijelölésének mellőzése után megkapjuk a végső egyenletet: 6 I- + 2 MnO4- + 4 H2O 3 I2 + 2 MnO2 + 8 OHÖtödik lépés: Meggyőződünk arról, hogy a végső egyenlet mindkét oldalán egyforma minőségű és egyforma számú atomokat, úgymint egyforma töltéseket tartalmaz. A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 59 ► Általános kémia Sztöchiometria A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 60 ► 4.3 Ellenőrző kérdések, feladatok • • • • • • • • Milyen szerepe van a sztöchiometriának a kémiában? Definiálja az atomi tömegegység, az abszolút atomtömeg és a relatív atomtömeg fogalmát. Definiálja a mol, a relatív molekulatömeg és a moltömeg (moláris tömeg) fogalmát. Milyen dimenziót

viselnek a definiált mennyiségek? Milyen szabályokat tartunk be a kémiai folyamatok szimbolizálásánál? Definiálja a sztöchiometriai szám és a sztöchiometrikus mennyiség fogalmát. Melyik általános természeti törvényt (törvényeket) tartja a sztöchiometria részére alapvetőnek? Aprólékosan ismertesse az atommennyiség mérlegelésén alapuló sztöchiometriai számok meghatározásának általános szabályait és a gyakorlati számítás rendjét! Ecsetelje az ionegyenletek lényegét és az alkalmazási feltételeit. Aprólékosan ismertesse az ionegyenletek mérlegelésének lépéseit, külön a savas és külön a bázikus közegben végbemenő reakciók részére. Számítsa ki a következő egyenletek sztöchiometriai számait: • S + HNO3 = SO2 + NO + H2O • KOH + CS2 = K2CS3 + K2CO3 + H2O • SeO2 + NH3 = N2 + H2O + Se • Fe + H2O = Fe3O4 + H2 • HBr + KMnO4 = Br2 + MnBr2 + KBr + H2O Számítsa ki a következő, savas közegben végbemenő

reakciók részére, az egyenletek sztöchiometriai számait: • Cr2O72- + C2O42- • ClO3- + Cl- • Fe2+ + MnO4- Cr3+ + CO2 Cl2 + ClO2 Fe3+ + Mn2+ Számítsa ki a következő, bázikus közegben végbemenő reakciók részére, az egyenletek sztöchiometriai számait: • Br2 • CN- + MnO4- BrO3- + BrCNO- + MnO2 A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 60 ► Általános kémia Sztöchiometria A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom • ◄ 61 ► • Bi(OH)3 + SnO22SnO32- + Bi A kénsav sok fémes és nemfémes elem oxidációjára képes. Számítsa ki a következő reakciók sztöchiometriai számait: • • Vissza C + H2SO4 CO2 + SO2 • S + H2SO4 SO2 + H2O A vas oxigén jelenlétében vas(III) oxiddá (Fe2O3) alakul. Írja fel a sztöchiometriai számokkal ellátott kémiai egyenletet, és számítsa ki hány gramm vas(III)oxid nyerhető, ha 100,0 g vas oxigéngáz feleslegben

oxidálódik. A vas és az oxigén relatív atomtömege 55,847 ill 15,999. A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 61 ► Általános kémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Kémiai nevezéktan Vissza ◄ 62 ► 5. Kémiai nevezéktan A magyar kémiai elnevezés és helyesírás szabályait a Magyar Tudományos Akadémia A magyar kémiai elnevezés és helyesírás szabályai (Szerkesztette: Erdey-Grúz Tibor és Fodorné Csányi Piroska, Akadémiai Kiadó, Budapest, 1972-74.) című háromkötetes munkában dolgozta ki Ennek a terjedelmes munkának az egykötetes rövidített változata A kémiai elnevezés és helyesírás alapjai címmel 1977-ben jelent meg a fent említett szerkesztők munkájaként, szintén az Akadémiai Kiadó kiadásában. A munka elvégzését az tette szükségessé, hogy a kémiai tudományok gyors fejlődése következtében a kémiai elnevezések egységes rendszerének

hiánya az utóbbi időben egyre nagyobb zavarokat okozott. Régen ismert vegyületeknek több nevük alakult ki, és az újonnan felfedezett, illetve előállított vegyületeket is többé-kevésbé önkényesen nevezték el. Egyre nagyobb igény merült fel egy egységes, nemzetközi elnevezési rendszerre, amelyben minden vegyületnek csak egy neve van, és a név alapján egyértelműen fel lehet írni a vegyület képletét. A kémiai elnevezések rendszerét a Tiszta és Alkalmazott Kémia Nemzetközi Uniója (International Union of Pure and Applied Chemistry, rövidítve IUPAC) dolgozta ki. A IUPAC arra törekedett, hogy a vegyületek korábbi neve minél kevésbé változzék meg, a szabályok világosak, egyértelműek, könnyen megtanulhatók és a tudomány fejlődésével bővíthetők legyenek. A IUPAC nemzetközi elnevezési rendszere (nómenklatúrája) szerint megalkotott ún. szisztematikus nevek ismeretében egyértelműen fel lehet írni a vegyület összetételét.

Azt az elvet azonban, hogy minden vegyületnek csak egy név feleljen meg, nem sikerült maradéktalanul érvényesíteni Az IUPAC-nómenklatúra megengedi a nagyon elterjedt, közhasználatú, ún triviális nevek használatát is (pl kénsav, salétromsav, ecetsav, stb.) A kevésbé elterjedt triviális nevek használatát, valamint új triviális nevek bevezetését azonban kerülni kell. A magyar kémiai elnevezés szabályai az IUPAC nemzetközi elnevezési szabályai alapján, velük összhangban készültek el. 5.1 Az elemek elnevezése Az egységes nemzetközi kémiai nyelv megkívánja, hogy az elemeket rövidített formában jelöljük. Ezeket a jelöléseket nevezzük vegyjelnek A A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 62 ► Általános kémia Kémiai nevezéktan A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 63 ► vegyjel egy vagy két betűből áll, amelyeket gyakran az elem latin vagy

görög nevéből képezünk. Például: • a szén latin neve carbonium, vegyjele: C • a réz latin neve cuprum, vegyjele: Cu • a vas latin neve ferrum, vegyjele: Fe Az elemek nevei a különböző nyelveken különfélék lehetnek, de vegyjelük minden országban azonos az általános kémiai nyelvhasználat miatt. Az elemek magyar nevét, vegyjelét, rendszámát és a nevükből képzett csoportneveket az 5.1 táblázatban foglaltuk össze Valamely adott elem minden izotópjának azonos a neve, kivéve a hidrogént, amelynek izotópjaira megtartható a deutérium (2H vagy D) és a trícium (3H vagy T) elnevezés. Az egyes izotópokat az elem vegyjele mellett bal felső indexként elhelyezett tömegszámmal kell jelölni Például: 14C, 60Co (kiejtve: szén - 14, kobalt - 60) Gyűjtőnévként a következő kifejezések használhatók: halogének (F, Cl, Br, I, At), kalkogének (O, S, Se, Te, Po), alkálifémek (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), alkáliföldfémek (Ca, Mg, Sr, Ba, Ra),

nemesgázok (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), ritkaföldfémek (Sc, Y és a La-tól a Lu-ig terjedő elemek), lantanoidák (az 57-71 rendszámú, a La-tól a Lu-ig terjedő elemek), aktinoidák (a 89-103 rendszámú, az aktíniumtól a laurenciumig terjedő elemek), uranoidák (a 92-103 rendszámú, az urántól a laurenciumig terjedő elemek) és küroidák (a 96-103 rendszámú, kűriumtól a laurenciumig terjedő elemek). Az elavult lantanidák, aktinidák, uranidák és küridák gyűjtőnév kerülendő Az elem tömegszámát bal felső, a rendszámát bal alsó indexként adjuk meg. Az atomok számát a molekulában vagy ionban jobb alsó, míg az iontöltést jobb felső indexként jelöljük. Például: tömegszám és rendszám: 39 K, 19 14 N 7 atomok száma és az ion töltése: Cl−, SO42−, Ca2+, PO43− A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 63 ► Általános kémia Kémiai nevezéktan A dokumentum használata |

Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 64 ► ◄ 64 ► 5.1 táblázat: Az elemek neve, jele, rendszáma és a nevükből képzett csoportnevek A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza Általános kémia Kémiai nevezéktan A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 65 ► Vissza ◄ 65 ► Az 5.1 táblázat folytatása A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Általános kémia Kémiai nevezéktan A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 66 ► Az 5.1 táblázat folytatása 5.2 A szervetlen vegyületek elnevezése A vegyületnevek a szisztematikus, a triviális és a félszisztematikus (vagy féltriviális) nevek csoportjába sorolhatók. A szisztematikus névből az elnevezési szabályok ismeretében egyértelműen fel lehet írni a vegyületek képletét. Például: nátrium-klorid, hidrogén-szulfid, szén-dioxid

A triviális név a vegyület előfordulására, vagy tulajdonságaira (színre, szagra, alkotórészre, leggyakoribb ásványára stb.) utaló, illetve köznyelvi név. Nem tartalmazza a szisztematikus név egyik összetevőjét sem Például: kénsav, salétromsav, víz A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 66 ► Általános kémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Kémiai nevezéktan Vissza ◄ 67 ► Használunk továbbá olyan neveket is, amelyek ugyan az elnevezési szabályok elvei szerint keletkeztek, de egy vagy több összetevő triviális csoportnéven szerepel. Ezek a félszisztematikus, vagy féltriviális vegyületnevek Például a nátrium-szulfitban a szulfit, a kálium-hipokloritban a hipoklorit a triviális csoportnév. 5.21 Szisztematikus nevek A szisztematikus nevekben felsoroljuk a vegyület összetevőit és ezek arányait. Az elektropozitív összetevők (kationok) neve megelőzi

az elektronegatív összetevők (anionok) nevét, azaz a sorrend megegyezik a vegyület képletében követett sorrenddel. Az egyatomos elektropozitív összetevő neve változatlan marad, azaz megegyezik az elem nevével. Több elektropozitív összetevő nevének sorrendje a képletben levő sorrendet követi Például: • NaCl nátrium-klorid • HCl hidrogén-klorid • KNaCO3 kálium-nátrium-karbonát magnézium-ammónium-foszfát • MgNH4PO4 • FeTiO3 vas-titán-trioxid A savas hidrogént tartalmazó sók (ún. savanyú sók) nevében az ionos kötésű, helyettesíthető hidrogént közvetlenül az anion neve elé tett hidrogén szó jelöli. Például: • NaHCO3 nátrium-hidrogén-karbonát • LiH2PO4 lítium-dihidrogén-foszfát • KHS kálium-hidrogén-szulfid A bázisos OH-csoportot tartalmazó ún. bázisos sók nevében az anionokat a vegyjelek abc-sorrendjében kell felsorolni Például: • MgClOH magnézium-klorid-hidroxid Az egyatomos kationok nevét úgy

képezzük, hogy az elektropozitív összetevő nevéhez az ion szót kapcsoljuk. Ha a kation többféle oxidációs számmal, illetve iontöltéssel fordul elő, akkor a kation neve után zárójelbe írt római számmal az oxidációs számot, vagy zárójelbe írt arab számmal az iontöltést is feltüntetjük. Például: • Na+ nátriumion • Cu + réz (I) ion vagy réz (1+) ion • Cu2+ réz (II) ion vagy réz (2+) ion A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 67 ► Általános kémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Kémiai nevezéktan Vissza ◄ 68 ► Az olyan több atomos kation nevét, amely az egyatomos anionból több proton addíciója révén keletkezik, mint amennyi ahhoz kell, hogy semleges egységet kapjunk, úgy képezzük, hogy az anion elemének nevét (egyes esetekben rövidített, vagy rövidített latin nevét) -ónium végződéssel látjuk el. Például: • PH4+ foszfónium +

arzónium • AsH4 + • H3O oxónium Az NH4+ szisztematikus neve nitrónium, de általános elterjedtsége miatt helyette az ammónium nevet használjuk. Egyatomos vagy azonos atomokból álló elektronegatív összetevő (anion) nevét az elem teljes, rövidített, vagy latin nevéből -id végződéssel képezzük. Például: hidridion • H− 2− • S szulfidion − fluoridion • F 2− • S2 diszulfidion • Cl− kloridion 3− • N nitridion 2− • O oxidion 4− • C karbidion Több atomos anionok nevét -át végződéssel látjuk el. Például: • SO42− szulfátion 2− karbonátion • CO3 3− • PO4 foszfátion Kivételként néhány több atomos anion neve -id-re végződik. Például: hidroxidion • OH− − • CN cianidion A sztöchiometriai arányokat közvetlenül az elemek neve elé írt görög számnévvel fejezzük ki: mono-, di-, tri, tetra-, penta-, hexa-, hepta-, okta-, ennea-, deka-, hendeka- és dodeka. A 9 és 11 számra a latin nona és

undeka-számnév is használható. Ha az atomok száma nagy és ismeretlen, akkor a poli-előtagot használjuk. A mono-számnév elhagyható, kivéve, ha elhagyása zavart okoz. Például: • N2O dinitrogén-oxid • NO2 nitrogén-dioxid A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 68 ► Általános kémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Kémiai nevezéktan Vissza ◄ 69 ► • N2O4 dinitrogén-tetraoxid • Fe3O4 trivas-tetraoxid • U3O8 triurán-oktaoxid Az összetevők arányát a vegyületben közvetve a Stock-féle, vagy az Ewens Bassett-féle jelöléssel lehet megadni. A Stock-féle jelölés szerint az oxidációs számot az elem neve után kerek zárójelbe tett római számmal adjuk meg, a pozitív előjel elhagyásával. A nulla oxidációs szám jele a nulla (0) Például: • FeCl2 vas(II)-klorid. vas(III)-klorid • FeCl3 • K4[Ni(CN)4] kálium-[tetraciano-nikkelát(0)] Az

Ewens-Bassett-féle jelölés szerint az ion töltését közvetlenül az ion neve után zárójelbe tett arab számmal és +, ill. - jellel adjuk meg Például: • FeCl2 vas(2+)-klorid • FeCl3 vas(3+)-klorid kálium-[tetraciano-nikkelát](4-) • K4[Ni(CN)4] A komplex vegyületek elnevezése esetén a komplex csoport nevét az írott szövegben is szögletes zárójelbe kell tenni. A komplex csoport elnevezését a már megadott számnevek felhasználásával a koordinációs szám megadásával kezdjük, ezt követi a ligandum neve, majd a központi atom nevével fejezzük be. A kationok központi atomját az elem nevével, az anionét pedig az elem neve után írt -át végződéssel adjuk meg. A komplex csoport nevének jeleznie kell a központi atom töltését is, amely a Stockszámmal, vagy az Ewens-Bassett-számmal adható meg. A komplex nevét úgy is alkothatjuk, hogy a sztöchiometriai arányokat adjuk meg, de az előbbi két mód ajánlatosabb. Például: • K3[Fe

(CN)6] kálium-[hexaciano-ferrát (III)] (Stock) kálium-[hexaciano-ferrát](3-) (Ewens-Bassett) trikálium-[hexaciano-ferrát] (Sztöchiometriai) • K4[Fe (CN)6] kálium-[hexaciano-ferrát(II)] kálium-[hexaciano-ferrát](4-) tetrakálium-[hexaciano-ferrát] • [Cr (H2O)6]Cl3 [hexaakva-króm(III)]-klorid [hexaakva-króm](3+)-klorid [hexaakva-króm]-triklorid A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 69 ► Általános kémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Kémiai nevezéktan Vissza ◄ 70 ► Az addíciós vegyületek nevében az összetevő vegyületek nevét nagykötőjellel kapcsoljuk össze. A molekulák számát a név után zárójelbe tett és egymástól ferde törtvonallal elválasztott arab számokkal adjuk meg. A vegyületek nevének sorrendje azonos a képletek sorrendjével. A víztartalmú addíciós vegyületekben a korábban szokásos hidrát helyett a víz elnevezést is használhatjuk

Például: 3CdSO4 * 8H2O : kadmium-szulfát – víz (3/8) Al2(SO4)3 * K2SO4 24H2O : alumínium-szulfát – kálium-szulfát – víz (1/1/24) NH3 * BF3 ammónia – bór-trifluorid (1/1) 5.3 Triviális nevek A triviális nevek a közhasználatban elterjedt vegyületnevek, amelyek nem utalnak a vegyület összetevőire és ezek arányaira. Az alábbi triviális nevek továbbra is használhatók: • H2O víz • AsH3 arzin ammónia • NH3 • SbH3 sztibin • H2N-NH2 hidrazin • BiH3 bizmutin • PH3 foszfin A szervetlen vegyületek közül az oxosavak esetében általában a triviális nevet használjuk. Ezek közül a legfontosabbak az alábbiak: H2CO3 szénsav HNO2 salétromossav HOCN ciánsav HNO3 salétromsav HClO3 klórsav H2SO3 kénessav HClO4 perklórsav H2SO4 kénsav H3PO4 foszforsav H4SiO4 kovasav A tiosavak esetében az oxigént részben vagy egészben kén helyettesíti. A tiosavak elnevezésében a sav neve elé a tio-előtagot kapcsoljuk. A kénatomok számát görög

számnévvel jelöljük Például: • HSCN tiociánsav • H3PO3S monotiofoszforsav • H3PO2S2 ditiofoszforsav • H2CS3 tritioszénsav A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 70 ► Általános kémia Kémiai nevezéktan A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 71 ► Végül az 5.2 táblázatban néhány közismert szervetlen vegyületet sorolunk fel, és összehasonlításul megadjuk e vegyületek szisztematikus és triviális vagy féltriviális nevét is. Képlet Szisztematikus név Na2SO3 Na2S2O3 H2SO4 HNO3 HNO2 H3PO4 HClO HClO4 dinátrium-[trioxo-szulfát] dinátrium-[trioxo-tio-szulfát] dihidrogén-[tetraoxo-szulfát] hidrogén-[trioxo-nitrát] hidrogén-[dioxo-nitrát] trihidrogén-[tetraoxo-foszfát] hidrogén-[oxo-klorát] hidrogén-[tetraoxo-klorát] Triviális vagy féltriviális név nátrium-szulfit nátrium-tioszulfát kénsav salétromsav salétromossav foszforsav

hipoklórossav perklórsav 5.2 táblázat Szervetlen vegyületek szisztematikus és triviális neveinek összehasonlítása 5.4 Ellenőrző kérdések • • • • • • Miért volt szükség az egységes kémiai elnevezési rendszer bevezetésére? Mit jelent a szisztematikus és a triviális név fogalma? Milyen gyűjtőneveket ismer az elemcsoportok elnevezésére? Sorolja fel a halogéneket és a nemesgázokat! Hogyan jelöljük az elem rendszámát és tömegszámát? Hogyan kell helyesen jelölni a kationok és az anionok töltését? Mit jelent a savanyú só és a bázisos só fogalma? Hogyan képezzük a savanyú sók és a bázisos sók képletét? Írja fel a kalciumhidrogén-karbonát és a magnézium-hidrogén-szulfid képletét! Hogyan írhatók fel a komplex vegyületek képletei a Stock-féle és az Ewens-Bassett-féle jelölés alkalmazásával? Mi a különbség a két jelölési módszer között? Írja fel az alábbi vegyületek szisztematikus és triviális

nevét is: H2S, Na2SO3, Na2S2O3, Na2SO4 ! A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 71 ► Általános kémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom • • • • Kémiai nevezéktan Vissza ◄ 72 ► Írja fel az alábbi vegyületek szisztematikus nevét: HClO, HClO2, HClO3, KMnO4, H2[SiF6] Írja fel az alábbi vegyületek képletét: bór-trifluorid, ón(II)-oxid, ón(IV)-oxid, ezüst(I)-fluorid, ezüst(II)-fluorid! Írja fel az alábbi vegyületek képletét: kalcium-magnéziumkarbonát, kalcium-tetraoxo-foszfát, kálium-permanganát, ciánsav, tiociánsav! Írja fel az alábbi ionok szisztematikus nevét: Se2−, P3−, C4−, SO32−, PCl6− ! A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 72 ► Általános kémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Termokémia Vissza ◄ 73 ► 6. Termokémia 6.1 Termokémiai egyenletek Sok

évszázad tapasztalata bizonyítja, hogy a kémiai folyamatokat energiacsere kíséri. Válasszunk egy pár általánosan ismert példát: H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O (l) (6.1) (CH3)2N2H2(g) + 2 N2O4(l) 2 CO2(g) + 4 H2O(l) + 3 N2(g) (6.2) 6 CO2 (g) + 6 H2O (l) C6H2O6 (s) + 6 O2 (g) (6.3) A (6.1) reakció a hidrogén égését jellemzi, melynél kézenfekvően hasznos energia szabadul fel. A dimetil-hidrazin és a dinitrogén-tetraoxid reakciója (6.2) többek között az űrrakéták üzemanyagaként használható, mivel jelentős mechanikai energiát szolgáltat (például a Holdról startoló űrhajók részére). A fotoszintézis alapegyenletével (63) az olvasó már bizonyára sokszor találkozott, és nem újdonság számára, hogy ez a kétségkívül csodálatos folyamat nem jöhet létre a napsugárzás (azaz energia) elnyelése nélkül Az egyes rendszerekben végbemenő reakcióknak a környezettel való energiacseréje különböző alakokat ölthet. A termokémia főképp a

reakciókkal összefüggő hőáramlást tanulmányozza A kémiai reakciókat nagyon sok kritérium által – nagyon sok csoportra lehet felosztani. Termokémiai szempontból két fő csoportot lehet felállítani: az elsőbe olyan reakciók tartoznak, amelyek során hőenergia szabadul fel (exoterm reakciók), a másodikba olyanok, amelyek végbemenéséhez hőenergiára van szükség, azaz hőenergia nyelődik el (endoterm reakciók). A termokémiai egyenletek a reakciókkal összefüggő hőáramlás menynyiségét és annak az irányát jellemzik. Nézzük a (61) egyenletet Forrasztást többek között hidrogén-oxigén lángos hegesztőpisztollyal is végezhetünk Egy mol hidrogén égésénél 285,8 kJ hő szabadul fel Ezt az ismeretet a (61*.) termokémiai egyenlet jelképezi: H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O (l); Q = - 285,8 kJ (6.1*) ahol Q a hőmennyiség általánosan alkalmazott szimbóluma. Az energia, a hőmennyiség és a munka SI -rendszer szerinti egysége a joule (J). Az

irodalomban viszont a kalória (cal) egységgel is találkozhatunk Egy kalória azt a hőmennyiséget képviseli, amelynek 1 g vízben kell elnyelődni, hogy az 1,0 °C-kal (pontosan 14,5 °C-ról 15,5 °C-ra) növelje a víz hőmérsékletét. 1000 cal = 1 kcal = 4186,8 J A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 73 ► Általános kémia Termokémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 74 ► Termokémiai egyenletek értelmezésénél a következő szabályokat alkalmazzuk: • Ha a Q hőmennyiség negatív előjellel rendelkezik, (mint például a (6.1*) egyenletben), a reakció során hő szabadul fel, és fordítva, ha a Q hőmennyiséget pozitív előjel kíséri, akkor a reakció során hő nyelődik el. • • A termokémiai egyenletekben szereplő együtthatók mindig a mólok számait jelentik. A (61*) egyenlet arról számol be, hogy 285,9 kJ hő akkor szabadul fel, ha egy mol

hidrogén, egy fél mol oxigénnel reagálva, egy mol vizet képez. Mivel a reakció során felszabadult hőmennyiség függ a kiinduló anyagok és a termékek halmazállapotától, ezeket fel kell az egyenletekben tüntetni. A (61*) egyenletben cseppfolyós víz keletkezik (nem vízgőz). Ha vízgőz keletkezne, a víz párolgására (az egyenlet szerint egy mol víz elpárolgására) egy bizonyos mennyiségű energiára lenne szükség. Ez esetben persze kevesebb hő szabadulna fel (a Q értéke kisebb lenne): H2 (g) + 1/2 O2 (g) • H2O (g); Q = - 242,0 kJ (6.1*) A reakciókat megállapodás szerint 101 325 Pa nyomásra és 25 °Cra (298,15 K) vonatkoztatjuk. Az ilyen körülmények között mért vagy erre az állapotra átszámolt reakcióhőt standard reakcióhőnek nevezzük. 6.2 Entalpia és entalpiaváltozás Az általános tapasztalat arra mutat rá, hogy a kémiai reakciók során felszabadult vagy elnyelt hőmennyiség függ attól, hogy az adott folyamat milyen módon

megy végbe. Ha például a (61*) reakciót egy galváncella működtetésénél áramtermelésre használjuk fel, a felszabadult hőmennyiség jelentősen kisebb lesz. Ebben a fejezetben csak olyan reakciórendszerekkel fogunk foglalkozni, amelyek hasznos munkát nem végezve, állandó nyomáson (légnyomáson) játszódnak le, (mint például a hidrogén és az oxigén reakciója során végbemenő, nyílt lángot képező égés). A kémiai gyakorlatban és a természetben legtöbbször a fenti feltételek uralkodnak. Az ilyen feltételek mellett a reakciókat kísérő Qp-vel jelölt hőcsere a tiszta vegyületek egy alapvető tulajdonságával arányos. Ez a tulajdonság az entalpia. Az entalpia általánosan elfogadott szimbóluma H A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 74 ► Általános kémia Termokémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 75 ► Egy molnyi, adott állapotban levő,

tiszta anyag entalpiája (nagyon hasonlóan, mint mondjuk a tömege) rögzített értékű. Állandó nyomáson tehát: hőáramlás = termékek entalpiája – kiinduló anyagok entalpiája azaz Qp = Htermékek - Hkiind. anyagok = ΔH (6.4) ahol ΔH a termékek és a kiinduló anyagok entalpiaváltozása. Visszatérve a hidrogén égéséhez, a fent ismertetett termokémiai egyenlet: H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O (l); Qp = ΔH = - 285,8 kJ tehát arról számol be, hogy állandó nyomáson, egy mol gázhalmazállapotú hidrogén és egy fél mol gázhalmazállapotú oxigén reakciója során egy mol cseppfolyós halmazállapotú víz keletkezik, és egyúttal 285,8 kJ hő szabadul fel. Ha ez az érték megállapodás szerint 1 atm nyomásra vonatkozik, akkor az entalpiaváltozást (a reakció entalpiáját) standard entalpia-változásnak (standard reakcióentalpiának) nevezzük és azt ΔH 0 -val jelöljük. A standard állapot megállapodás szerinti definíciója ugyan nem határozza

meg a hőmérsékletet, de a jegyzetünkben (mint általánosan a szakirodalomban) a standard termodinamikai adatokat 1 atm (101 325 Pa) nyomásra és 25 °C (298,15 K) hőmérsékletre vonatkoztatjuk. Az ismertetett tudnivalókat próbáljuk egy egyszerű példán is bemutatni. A magnézium egy nyitott konténerben végbemenő égését a következő termokémiai egyenlet jellemzi: Mg(s) + 1/2 O2 (g) MgO(s); ΔH 0 = - 602,1 kJ (6.5) Arra a következtetésre jutunk tehát (6.1 ábra), hogy 1 mol magnézium-oxid standard entalpiája 602,1 kJ-lal kisebb, mint a kiinduló anyagoké (elemeké). A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 75 ► Általános kémia Termokémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 76 ► Mg (s), 1/2 O2 (g) 0 -200 [kJ] H 0 ΔH = - 602,1 kJ -400 -600 MgO (s) 6.1 ábra: Egy mol MgO standard entalpiája 602,1 kJ-lal kisebb mint a kiinduló elemeké. Exoterm

reakcióknál a következő egyenletet írhatjuk: reakciórendszer entalpiavesztesége = a környezet hőnyeresége (6.6) Az ismertetett fogalmak alkalmazása kibővíthető persze az endoterm reakciók jellemzésére is. Példaként a mészkő termikus bomlása szolgálhat E reakció megvalósításához hőenergiára van szükség: CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g); ΔH 0 = + 177,9 kJ (6.7) A (6.7) egyenlet arra mutat rá, hogy egy mol kalcium-karbonátból egy mol kalcium-oxid és egy mol szén-dioxid keletkezik, és hogy a termékek standard entalpiája 177,9 kJ-lal nagyobb, mint a kiinduló anyagé. Ezt az entalpiakülönbséget a környezetnek kell a reakció megvalósítása érdekében rendelkezésre bocsátani. Nézzük a 62 ábrát A (6.6) egyenlethez hasonlóan, endoterm reakcióknál a következő egyenlet érvényes: reakciórendszer entalpianyeresége = a környezet hővesztesége(6.8) A (6.4), (66) és (68) egyenletek (egy kicsit szokatlanul, de egyenértékűen) a

termodinamika 1 főtételét fejezik ki: Energia semmiből nem keletkezhet és nem is semmisíthető meg; az energia csak alakot változtathat, például kémiai energia hőenergiává változhat A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 76 ► Általános kémia Termokémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 77 ► -900 -1000 te r mé ke k H [kJ] CaO (s ), CO 2 ( g) -1100 0 Δ H = + 177,9 k J -1200 CaCO 3 (s ) kiin d u ló a n y a g -1300 6.2 ábra: A mészkő endoterm bomlása 6.3 Termokémiai törvények Az entalpia fogalma ismeretében a következő három nagyon fontos törvényt tudjuk definiálni: • A ΔH (ΔH 0 ) egyenesen arányos a reakció kiinduló anyagai, ill. termékei mennyiségével. • Egy adott reakció részére a ΔH (ΔH 0 ) abszolút értéke nagyságilag egyenlő, és az előjelzését illetően ellenkező értékű a fordított irányban végbemenő

reakcióhoz képest. • Ha egy reakciót úgy kezelhetünk, mint kettő vagy több reakció összegező eredményét, akkor az összreakció entalpiaváltozása egyenlő az egyes részreakciók entalpiaváltozásainak összegével. Ez az ismeret a Hess-törvény megnevezést viseli. Az itt felsorolt törvények alapozzák meg a gyakorlatban nagyon gyakori és nagyon sokoldalú termokémiai számításokat. A Hess-törvény lényegét a következő érdekes példán igyekszünk bemutatni: Az elsősorban észak-amerikai erdőségekben élő Brachinus fumans-nak nevezett rovar rendelkezik ugyan szárnyakkal, de mivel ezek repülésre nem nagyon alkalmasak a hatlábú bogarat a természet más védekezési eszközzel szerelte fel – egy kémiai fecskendővel. A Brachinus potroha csúcsán egy mirigy-pár nyílik. Az első mirigy dihidrogén-peroxidot, a má- A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 77 ► Általános kémia Termokémia A

dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 78 ► sodik mirigy hidrokinont állít elő. Veszélyhelyzetben a bogár a két mirigy tartalmának egy részét egy „robbanókamrának” nevezhető üregbe fecskendezi, ahol az elegyhez még két különböző enzim is keveredik. (Az enzimek olyan biológiailag előállított molekulák, amelyek a reakciók lényeges felgyorsítására képesek.) A következő exoterm reakció jön létre: (A) C6H4(OH)2(aq) + H2O2(aq) hidrokinón C6H4O2(aq) + 2H2O(l);Δ H 0A =-204 kJ kinón Az (A) reakció a következő három részreakcióra osztható: (B) C6H4(OH)2(aq) C6H4O2(aq) + H2 (g); (C) H2O2 (aq) H2O (l) + ½ O2; (D) H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (l); Δ H 0B = 177 kJ Δ H 0C = -95 kJ Δ H 0D = -286 kJ Δ H 0A = Δ H 0B + Δ H 0C + Δ H 0D = (177 - 95 - 286) kJ = -204 kJ Ahogy azt látjuk, míg a (B) reakció erősen endoterm – tehát energiaigényes, a (C) és (D) reakciók exotermek és elegendő energiát

képesek nyújtani ehhez az érdekes kémiai fecskendőhöz. A nagy mennyiségű hőenergia, amely, ahogy az világos az ismertetett egyenletekből, egy mólnyi hidrokinon reagálásánál 204 kJ energia-nyereséget jelent (itt persze mikromólnyi mennyiségekről és a joule-ok tizedrészeiről van szó), elégséges ahhoz, hogy a „robbanókamrában” a reakcióelegy elérje a forráspontot. A potrohcsúcs rotációja közben a bogár nagy sebességgel bocsátja ki magából a mit sem sejtő ragadozó ellen a magas hőmérsékletű kinont tartalmazó párát, amelynek persze kisebb hőmérsékleten is rovarriasztó hatása van. Egy átlagos Brachinus bogár a testében elegendő mennyiségű reagenseket hordoz ahhoz, hogy egymást gyorsan követően 20-25 kinon „robbanásra” legyen képes. 6.4 Vegyületek képződéshője Az eddigiekben a standard entalpiaváltozás (ΔH 0 ) bevezetésével elemeztük a bemutatott kémiai egyenleteket. Ezt anélkül tettük, hogy az egyes A

dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 78 ► Általános kémia Termokémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 79 ► anyagok tényleges entalpiája, azaz a H értéke szerepelt volna. Jogos tehát a következő kérdés: Miért tétovázunk az anyagok abszolút entalpiái felsorolásával és ezeknek az értékeknek a termokémiai számításainkba való bevezetésével? A válasz nagyon egyszerű - az entalpia értékeit nem lehet kísérleti módszerek alkalmazásával meghatározni. A reakciók értékelése csak az egyes entalpiaváltozások meghatározásához vezet Szerencsére, ha következetesen átgondoljuk a követelményeinket, rájövünk, hogy az anyagok entalpia-értékeit nem is szükséges ismernünk. Mi az entalpiaváltozások számítására szolgáló, általánosan használható módszert keressük. E célt a legegyszerűbben úgy érjük el, ha egy új fogalmat vezetünk

be, azaz a képződéshő (a már ismertetett feltételek mellett standard képződéshő) fogalmát: A vegyületek standard képződéshője, ΔH 0k egyenlő azzal az entalpiaváltozással, amely egy molnyi vizsgált vegyület, 25 °C hőmérsékleten és 101 325 Pa nyomáson, stabil alakú, elemi összetevőiből való keletkezését kíséri. Ezt az alapvető definíciót a következő példák szemléltetik: • Az ezüst-klorid standard képződéshője -127,3 kJ mol-1 és a nitrogéndioxid standard képződéshője +33,9 kJ mol-1. A vegyületek többsége negatív előjelzésű képződéshővel rendelkezik. A nitrogén-dioxid a kisebb számú kivételek közé tartozik. Ag (s) + 1/2 Cl2 (g) AgCl (s); Δ H 0k = -127,3 kJ 1/2 N2 (g) + O2 (g) NO2 (g); Δ H 0k = +33,9 kJ (6.9) (6.10) Ezeket a kísérleti eredményeket a 6.3 ábra szemlélteti: • Nagyon sok vegyületnél (az ezüst-kloridnál is) a képződéshőt az elemi összetevőkből való szintézisreakciók

entalpiaváltozásaiból lehet meghatározni. Sok esetben viszont kényelmesebb a tiszta vegyület elemi összetevőire való bomlási reakciónak az entalpiaváltozását mérni. Ha például a nitrogén-monoxid elemi összetevőire való bomlását kísérletileg elemezzük (6.11), látjuk, hogy egy mol nitrogén-monoxid bomlásakor 90,4 kJ hő szabadul fel: NO (g) 1/2 N2 (g) + 1/2 O2 (g); ΔH 0 = - 90,4 kJ (6.11) A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 79 ► Általános kémia Termokémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 80 ► A 6.3 fejezetben definiált második termokémiai törvény alapján arra következtethetünk, hogy az ellenkező irányban végbemenő reakció azaz az elemi összetevőiből létrejövő nitrogén-monoxid szintézise egy mólra 90,4 kJ hőenergiát igényel (Δ H 0k = + 90,4 kJ). 50 NO2 (g) + 33,9 Ag (s), 1/2 Cl2 (g) 0 [kJ] 1/2 N2 (g), O2 (g) H -50 -

127,3 -100 AgCl (s) -150 6.3 ábra: Az ezüst-klorid és a nitrogén-dioxid képződéshője Egy kicsit eltérő megközelítést mutat be a 6.4 ábra A szén-monoxid képződéshőjének a meghatározását a következőképpen végezhetjük: Ismerve a (6.12) és (613) reakciók standard entalpiaváltozásait, C (s) + O2 (g) CO2 (g); Δ H 0k = - 394,0 kJ (6.12) 0 CO (g) + 1/2 O2 CO2 (g); ΔH = - 283,4 kJ (6.13) a Hess-törvényt használva, a következő egyenletet írhatjuk: - 283,4 kJ + Δ H 0k CO = - 394,0 kJ amiből Δ H 0k CO = - 394,0 kJ + 283,4 kJ = - 110,6 kJ. A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 80 ► Általános kémia Termokémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 81 ► C (s), O2 (g) 0 0 Δ H k CO -100 H [kJ] CO (g) Δ H 0k CO -200 - 394,0 - 283,4 -300 -400 CO2 (g) 6.4 ábra: A CO képződéshőjének a meghatározása Ahogy látjuk, a vegyületek képződéshőjét

jól megválasztott kísérletek alapján általában nagyobb bonyodalmak nélkül meg tudjuk határozni. Ez persze nem jelenti azt, hogy az összes fontos termokémiai adat megszerzése csak kísérleti úton lehetséges. Ha így lenne, a vegyületek sokasága miatt igényes kísérletek tízezreire lenne szükség. A vegyületek képződéshője ismeretében az egyes reakciók standard entalpiaváltozásai kísérletezés nélkül is meghatározhatók. A gyakran használt eljárást a következő példa mutatja be. Nézzük a cink-oxid és a hidrogén-klorid jól ismert reakcióját: ZnO (s) + 2 HCl (g) ZnCl2 (s) + H2O (l) (6.14) A Hess-törvény alkalmazása megengedi, hogy a (6.14) reakciót, mint két részből álló folyamatot kezeljük (6.5 ábra) A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 81 ► Általános kémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Termokémia Vissza ◄ 82 ► 6.5 ábra: Az

összreakció standard entalpiaváltozása egyenlő az egyes részreakciók standard entalpiaváltozásainak összegével Az első lépésben, egy mol cink-oxid kettő mol hidrogén-kloriddal reagálva elemi összetevőkre bomlik: ΔH 10 = - ΔH 0k ZnO - 2 ΔH 0k HCl A második lépésben az elemi összetevőkből egy mol cink-klorid és egy mol víz keletkezik: ΔH 02 = ΔH 0k ZnCl2 + ΔH 0k H2O Az összreakció entalpiaváltozása a Hess-törvény szerint: 0 ΔH ossz. =ΔH 10 +ΔH 02 = -ΔH 0k ZnO - 2ΔH 0k HCl +ΔH 0k ZnCl2 +ΔH 0k H2 O Ezt a fontos tapasztalatot általánosítani tudjuk: Bármely reakció entalpiája, vagy entalpiaváltozása, ΔH reak. (standard entalpiája, ill. standard entalpiaváltozása, ΔH 0reak. ), egyenlő a termékek képződéshőinek (ill. standard képződéshőinek) az összege és a kiinduló anyagok képződéshőinek (ill. standard képződés-hőinek) összege különbözetével: ΔH reak. = ∑nΔH k termékek - ∑mΔH k kiinduló anyagok

(615) ΔH 0reak. = ΣnΔH 0k termékek - ΣmΔH 0k kiinduló anyagok (616) ahol n és m a reakcióban szereplő egyes anyagok sztöchiometriai együtthatói. Egy általánosan felírt aA + bB cC + dD A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 82 ► Általános kémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Termokémia Vissza ◄ 83 ► reakció részére a (6.16) a következőképpen módosul: ΔH 0reak. = [c ΔH 0k (C) + d ΔH 0k (D)] - [a ΔH 0k (A) + b ΔH 0k (B)] (617) Ahogy látjuk a (6.15) ill (616) egyenletek nagyon hasonlítanak a (64) egyenlethez, ahol az adott reakcióban résztvevő anyagok képződéshői (standard képződéshői) helyett - abszolút entalpiák szerepelnek. Megállapodás szerint, a 25 C°-on és 1 atm nyomáson stabil fizikai alakban előforduló elemek standard képződéshője zérus Ez azért van így, mert földi körülmények között (a jelentéktelen mértékben előforduló

magreakciókon kívül) más elemekből vagy elemi részecskékből elemek nem képződnek. Természetes tehát, hogy a reakciókban résztvevő elemi anyagok képződéshői az entalpiaváltozások számításánál mellőzhetők Ezen a helyen megjegyzendő, hogy a ΔH 0reak. (ΔH reak ) dimenziója kJ, míg a ΔH 0k (ΔH k ) dimenziója kJ mol-1. A (615), (616) és (617) egyenletek ennek ellenére érvényesek, mivel a ΔH 0k (ΔH k ) előtt álló együttható dimenziója mol (kJ = mol kJ mo l-1). 1. példa: A 6.1 táblázatban feltüntetett standard képződéshők értékeit alkalmazva határozzuk meg annak a hőenergiának a mennyiségét, amely 1 atm nyomású, 25 °C hőmérsékletű, 5 m3 térfogatú metán égése során szabadul fel. Bár ez nem egészen helyes, tartsuk e példa részére a metánt ideális gáznak. Megoldás: A példában megadott metán normálállapotban mért térfogata: 273,15 K Vnorm.(CH4) = 5 m3 298,15 K = 4,581 m3 A szóban forgó metán

anyagmennyisége tehát: 4,581 m3 22,415 . 10-3 m3 mol-1 = 204,4 mol A metán tökéletes égése a következő kémiai egyenlet által fejezhető ki: CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O (l) A metán elégetése során fellépő standard entalpiaváltozás a (6.17) szerint a következő: ΔH 0reak. = 1 mol ΔH 0k CO2 (g) + 2 mol ΔH 0k H2O (l) -1 mol ΔH 0k CH4 (l) = [1 mol (- 393,5 kJ mol-1)] + [2 mol (- 285,8 kJ mol-1)] – [1 mol (- 74,8 kJ mol-1) = 890,3 kJ A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 83 ► Általános kémia Termokémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 84 ► Egy mol metán égése tehát 890,3 kJ hőenergiát eredményez. A példában megadott metán anyagmennyisége 204,4 mol Az égés által felszabadult hőenergia tehát 890,3 kJ mol-1 204,4 mol = 181 977 kJ = 181,977 MJ. A 6.1 táblázatban ismertebb vegyületek képződéshői (standard entalpiái) vannak felsorolva A

számbeli értékek 25 °C-on és 1 atm nyomáson, [kJ mol-1] dimenzióban érvényesek. Vegyület AgCl (s) AgNO3(s) Al2O3(s) H3BO3 (s) BaCl2 (s) BaSO4 (s) BaCO3 (s) HBr (g) C (grafit) C (gyémánt) CO (g) CO2 (g) 2− CO 3 (aq) − HCO 3 (aq) CS2 (g) HCN (aq) CO(NH2)2 (aq) CH4 (g) CaO (s) Ca(OH)2 (s) CaF2 (s) CaCl2 (s) CaSO4 (s) ΔH k [kJmol-1] -127,0 -123,1 -1669,8 -1087,9 -860,1 -1464,4 -1218,8 -36,2 0 1,9 -110,5 -393,5 -676,3 Vegyület HF (g) Fe2O3 (s) H2 (g) H+ (aq) OH- (aq) H2O (g) H2O (l) HgO (s) Hg2Cl2 (s) I2 (s) I- (aq) KCl (s) KNO3 (s) ΔH k [kJmol-1] -268,6 -822,2 0 0 -229,9 -241,8 -285,8 -90,7 -264,9 0 55,9 -435,9 -492,7 -691,1 MgO (s) -601,8 N2 (g) NH3 (g) NH4Cl (s) NO (g) NO2 (g) N2O4 (g) HNO3 (l) NaCl (s) Na2CO3 (s) 0 -46,3 -315,4 90,4 33,8 9,7 -173,2 -411,0 -1130,9 0 115,3 105,4 -319,2 -74,8 -635,6 -986,6 -1214,6 -795,0 -1432,7 A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom 0 Vissza ◄ 84 ► Általános kémia Termokémia A

dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom CaCO3 (s) CdSO4 (s) HCl (g) Cr2O3 (s) -1206,9 -926,2 -92,3 -1128,4 2− CrO 4 (aq) 2− Cr2O 7 (aq) CuO (s) CuCl (s) CuS (s) CuSO4 (s) -863,2 -1460,6 -155,2 -134,7 -48,5 -769,9 NaHCO3 (s) O2 (g) O3 (g) 3− PO 4 (aq) PbO (s) Vissza ◄ 85 ► -947,7 0 142,2 -1284,1 -217,9 PbS (s) -94,3 PbSO4 (s) H2S (g) ZnO (s) ZnSO4 (s) -918,4 -20,2 -348,0 -978,6 6.1 táblázat: Vegyületek standard képződéshői (25 °C -on) 6.5 Fajhő, molhő és hőkapacitás A hőmennyiség fogalmát a 6.1 fejezetben már részben ismertettük Itt csak röviden megismételjük, hogy az a hőmennyiség, amely 1 g tömegű víz hőmérsékletét 101 325 Pa nyomáson 14,5 °C-ról 15,5 °C-ra emeli, definíció szerint 1 kalóriával egyenlő. Azt is már tudjuk, hogy a kalória, mint egység nem felel meg az SI-mértékrendszernek, és hogy a hőenergia egysége a joule: 1 J = kg.m2s-2 = Nm = 4,1868 cal = 0,238846 cal (618) Azt a

hőmennyiséget, amely ahhoz szükséges, hogy 1 g anyag hőmérsékletét 1 °C–kal emeljük, fajhőnek nevezzük. A fajhő dimenziója J g-1 °C-1. A fajhő jelölésére a kis c betűt használjuk A fajhő minden anyagra jellemző, de az egyes anyagok fajhőinek összehasonlítása nem alkalmas a termikus viselkedések összevetésére, mivel a különböző anyagok grammnyi mennyiségében eltérő az atomok, ill. molekulák száma Ha a fajhő értékét szorozzuk az anyag molekulatömegével, megkapjuk az illető anyag molhőjét. A vegyületek molhői összevethetők A molhő dimenziója J mol-1 °C -1, jelölésére a nagy C betűt használjuk. Az anyag tetszőleges tömegének a hőkapacitását az adott tömeg és az anyag fajhőjének a szorzata adja meg. Az anyag ilyen mennyiségének a A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 85 ► Általános kémia Termokémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom

Vissza ◄ 86 ► melegítésénél (vagy hűtésénél) forgalmazott hőmennyiségét (q) a hőkapacitás és a hőmérsékletváltozás szorzata adja meg: q = m c ΔT ahol: • • • • (6.19) m az anyag tömege c az anyag fajhője m c az anyag hőkapacitása ΔT a hőmérsékletváltozás Mólnyi anyag esetén a (6.19) a következőképpen módosul: Q = C ΔT (6.20) Ahol C az anyag molhője. Attól függően, hogy a hőközlést (vagy hőelvonást) állandó nyomáson, illetve állandó térfogaton visszük véghez, beszélünk állandó nyomáson (Cp) és állandó térfogaton (CV) mért molhőről. Tehát: Cp az a hőmennyiség, ami 1 mol anyag hőmérsékletét emeli 1 °C-kal úgy, hogy közben a rendszer nyomása állandó marad, és CV az a hőmennyiség, ami 1 mol anyag hőmérsékletét emeli 1 °C-kal úgy, hogy közben a térfogat nem változik. A tapasztalat arra mutat rá, hogy (gázhalmazállapotú anyagoknál érzékelhetőbben) a Cp értéke nagyobb, mint

a CV. Ezt a jelenséget nem nehéz megindokolni: állandó nyomás biztosítása esetén a rendszer hevítésekor kiterjed. A felvett hő ebben az esetben egyrészt arra használódik, hogy a hőmérsékletet növeli, másrészt arra, hogy a környezettel szemben kifejtett térfogati munka energiaszükségletét fedezi. Az entalpiaváltozásról szólva már hangsúlyoztuk, hogy az, az állandó nyomáson lejátszódó folyamatok hőjével (azaz a Qp-val) egyenlő. A (6.20) egyenlet szerint tehát Qp = Cp ΔT = ΔH (6.21) QV = CV ΔT = ΔU (6.22) és hasonlóan A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 86 ► Általános kémia Termokémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Ahol Vissza ◄ 87 ► Qp az állandó nyomáson lejátszódó folyamat hője Cp az állandó nyomáson mért mólhő ΔH a folyamat entalpiaváltozása QV az állandó térfogaton lejátszódó folyamat hője CV az állandó

térfogaton mért mólhő ΔU a folyamat belső energia változása. Cseppfolyós és szilárd halmazállapotú anyagoknál a hőkiterjedés kis mértékű, és ezért a Cp- és CV- értékek közötti különbségek rendszerint elhanyagolhatóak. Gázoknál viszont a hőmérséklet emelkedésével a kiterjedés jelentős, és a molhők közötti különbség már nem hanyagolható el A szén-dioxid esetében például, 0 °C hőmérsékleten: Cp = 36,09 J mol-1 °C -1 és CV = 27,78 J mol-1 °C-1. Kicsit mélyebb termodinamikai megközelítéssel a következő egyszerű függvény vezethető le: Cp - CV = R (6.23) ahol R az egyetemes gázállandó (R = 8,314 J mol-1 K-1). A (6.23) egyenlet a műszaki gyakorlat sok területén nagyon hasznos eszközt jelent. Ez az egyenletet a Mayer-egyenlet megnevezést viseli 6.51 Kalorimetria A reakciókat kísérő felszabadult vagy elnyelődött hőmennyiségeket aránylag igénytelen berendezések, a kaloriméterek segítségével

kísérletileg meg tudjuk határozni. E berendezések közül a vízi közeget alkalmazó "kávéscsésze" típusú kaloriméter a legegyszerűbb A 6.6 ábrán bemutatott kávéscsésze kaloriméter a termokémiai gyakorlat részére sok lehetőséget nyújt Példaként említsük meg az ionos jellegű szilárd halmazállapotú vegyületek vízben való oldáshője meghatározását Az oldás a következő egyenlet szerint megy végbe: MX (s) M+ (aq) + X- (aq) (6.24) A kaloriméter használata a következő munkamenetet igényli: Ismert mennyiségű víz beadagolása után a kaloriméter fedelét visszahelyezzük és A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 87 ► Általános kémia Termokémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 88 ► megállapítjuk a rendszer hőmérsékletét. A mintát megmérjük és a tömege helyes ismeretében azt a kaloriméterbe helyezzük, majd keverés

által feloldjuk. Exoterm oldás esetén a hőmérséklet növekedni, endoterm oldásnál csökkenni fog. A tovább már nem változó hőmérsékletet leolvassuk, és a víz és a minta mennyisége ill. a hőmérséklet-különbség ismeretében megatározzuk az oldáshőt. A számítási eljárást a 2 példa mutatja be 6.6 ábra: A kávéscsésze-kaloriméter 2. példa: A következő adatok ismeretében határozzuk meg az NaOH moláris oldáshőjét! A kísérlet véghezviteléhez egy olyan (polisztirolból készült) kaloriméter áll rendelkezésre, amelynek a hőkapacitása az elvégzendő munka részére elhanyagolható. A kaloriméterbe 100,0 g vizet, majd 5,0 g nátrium-hidroxidot adagolunk; a hőmérséklet 25,0 °C-ról 32,5 °C-ra növekszik; a nátrium-hidroxid moltömege MNaOH = 40,0 g mol-1, fajhője cNaOH = 2,01 J g-1 °C -1; a víz fajhője cH2O = 4,1868 J g-1 °C -1. Megoldás: Első lépésként kiszámítjuk az oldat összetevőinek hőmérséklete növelésére

szükséges hőt. A (619) szerint A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 88 ► Általános kémia Termokémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 89 ► qp(össz.) = qp(H2O) + qp(NaOH) = m(H2O)c(H2O)ΔT + m(NaOH)c(NaOH)ΔT qp(H2O) = 100,0 g . 4,1868 J g-1 °C -1 7,5 °C = 3140,1 J qp(NaOH) = 5,0 g . 2,01 J-1 °C -1 7,5 °C = 75,4 J qp(össz.) = 3140,1 J + 75,4 J = 3215,5 J = 3,2155 kJ A reakció (az oldás) által tehát 3,2155 kJ hő szabadult fel és ezért a termékek entalpiája 3,2155 kJ-lal kisebb, mint a kiinduló anyagoké, azaz qp(oldás) = - 3,2155 kJ. Második lépésként a nátrium-hidroxid moláris oldáshőjét határozzuk meg: - 3,2155 kJ Qp = ΔH = 40,0 g mol-1 x 5,0 g = - 25,72 kJ mol-1 A nátrium-hidroxid moláris oldáshője tehát -25,72 kJ mol-1. A 6.7 ábra a palack típusú kalorimétert mutatja be Ez a típusú kaloriméter kissé bonyolultabb termokémiai mérésekre

alkalmas. 6.7 ábra: A vegyületek képződéshője meghatározására alkalmas palack kaloriméter A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 89 ► Általános kémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Termokémia Vissza ◄ 90 ► A palack kalorimétert a gyakorlatban főképp robbanóanyagok és fűtőanyagok égéshőinek a meghatározására használják. A vizsgált mintát egy vastag falú acélpalackban helyezik el, majd légmentesen és vízhatlanul elzárják. A palackba elegendő mennyiségű oxigént nyomnak (20 atm a szokásosan alkalmazott oxigénnyomás). Az így ellátott palackot egy jól hőszigetelt konténerbe helyezik el, amelybe aztán a palackot teljesen befedő, ismert mennyiségű vizet öntenek. A kalorimétert fedéllel látják el, majd leolvassák a tovább már nem változó hőmérsékletet. Ezután egy villamosgyújtó segítségével megkezdik a reakciót Ha minden jól megy,

a minta az oxigén atmoszférában tökéletesen elég, és a termékek hőmérséklete jelentős értékeket ér el. A keletkezett gázok viszont gyorsan lehűlnek, és a rendszer összetevői hőmérséklete kiegyenlítődik. A termokémiai számítások elvégzésére a víz a kísérlet során elért legmagasabb hőmérséklete a mérvadó. Mivel a palack kaloriméter hőkapacitása már távolról sem hanyagolható el, azt a kísérlet előtt kell meghatározni • A kaloriméterek hőkapacitását elméleti vagy kísérleti módszerrel lehet meghatározni. Az elméleti módszer a kaloriméter egyes alkotórészei hőkapacitásainak az összegzéséből áll Ehhez, persze, mindegyik összetevő tömegének és fajhőjének az ismerete szükséges. A kísérleti megközelítés egyszerűbb: A kaloriméterben egy olyan reakciót valósítunk meg, amelynek a hőeffektusai pontosan ismertek. • A (6.18) egyenlet nem részletezi, hogy vajon a folyamat állandó nyomáson, vagy

állandó térfogaton megy e végbe. A kávéscsésze típusú kaloriméterben lejátszódó oldás atmoszférikus (állandó) nyomáson történik. A palack kaloriméterben viszont légmentes (és természetesen vízhatlan) konténerben (tehát állandó térfogaton) játszódik le az égés. 3. példa: A hidrazin (N2H4), többek között, mint rakéta-üzemanyag használható. Feltételezve, hogy egy palack típusú kaloriméterben, amelybe 1200 g vizet öntöttünk 1,0 g hidrazint égettünk el, határozzuk meg a minta (azaz 1 g hidrazin) állandó térfogaton mért égéshőjét, valamint a hidrazin állandó térfogaton mért moláris égéshőjét. A következő adatok ismertek: • kezdő hőmérséklet 24,62 °C A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 90 ► Általános kémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom • • • • Termokémia Vissza ◄ 91 ► legmagasabb hőmérséklet 27,96 °C a

kaloriméter hőkapacitása 840 J °C -1 a víz fajhője 4,1868 J g-1 °C –1 a hidrazin moltömege MN2H4 = 32,05 g mol-1. Megoldás: A (6.19) egyenletet követve qV = m . c ΔT qV = 1200 g . 4,1868 J g-1 °C -1 3,34 °C + 840 J °C -1 3,34 °C = = 16 780,7 J + 2 805,6 J = 19586,3 J = 19,5863 kJ Mivel a minta égése által 19,5863 kJ hőenergia szabadult fel, 1 g hidrazin állandó térfogaton mért égéshője - 19,5863 kJ. A hidrazin moltömege MN2H4 = 32,05 g mol-1, tehát a hidrazin állandó térfogaton mért moláris égéshője: - 19,5863 kJ QV = 32,05 g mol-1 x = - 627,74 kJ mol-1. 1g 6.6 Néhány fontos termokémiái fogalom Az eddig ismertetett termokémiai tudnivalókkal szorosan összefügg egynéhány a mérnöki gyakorlatban gyakran alkalmazott fogalom. Ezeket kívánjuk röviden jellemezni 6.61 Égéshő és fűtőérték Az égéshő fogalma alatt a fölös oxigénben történő tökéletes elégéskor felszabaduló hőt értjük. Kémiailag egységes anyagoknál

ezt mólnyi menynyiségre, nem egységes anyagoknál (földgáz, ásványolaj, kőszén) m3-re, gra, kg-ra vonatkoztatjuk Az égéshő a tüzelőanyagok egyik legfontosabb jellemzője. Tüzelőanyagoknál égéshőnek nevezzük az egy kilogramm, 20 °C-os anyag elégetésekor nyert hőt, ha a széntartalom CO2-dá, a kéntartalom SO2-dá, a hidrogéntartalom vízzé ég el, éspedig úgy, hogy ez a víz, valamint a tüzelőanyag eredeti víztartalma folyékony halmazállapotban lesz jelen az égéstermékekben. A folyamat végén az égéstermékek hőmérséklete szintén 20 °C lesz A fűtőérték a víz kondenzációs hőjével kisebb, mint az égéshő. A fűtőérték tehát az a hő, ami akkor szabadul fel, ha az égéskor keletkezett A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 91 ► Általános kémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Termokémia Vissza ◄ 92 ► víz valamint a tüzelőanyag

nedvességtartalma gőz állapotban van jelen az égéstermékben. 6.62 Átalakulási hő Sok olyan folyamatot ismerünk, amelyek állandó nyomáson hőt termelnek, vagy hőt nyelnek el, éspedig akkor is, ha állandó a hőmérséklet. Ilyen például az olvadás, a párolgás, az oldódás, a módosulat-változás, stb Az ilyen folyamatoknál létrejövő hőeffektusokat általánosan átalakulási hőnek nevezzük. Mivel az átalakulás egy bizonyos hőmérsékleten történik, tehát az átalakulási hő felvétele, ill. leadása nem jár hőmérsékletváltozással Az átalakulási hőt ezért a termokémiában latens-, vagyis rejtett hőnek is nevezték A halmazállapot-változások hői közül a párolgáshő, olvadáshő és szublimációs hő mindig pozitív, mivel ezek endoterm folyamatok. A fordított átmenetek, azaz a kondenzáció és a fagyás hőfelszabadulással járnak, tehát előjelük negatív. Hasonlóan a képződés-hőhöz és az égéshőhöz, a

fázisátmenetek hőeffektusait is az anyagok mólnyi mennyiségére szokás vonatkoztatni. 6.63 Közömbösítési hő Ha valamely sav és bázis egyenértékű mennyiségeit vizes oldatban reagáltatjuk, akkor hő szabadul fel. Ezt a hőt közömbösítési hőnek nevezzük A tapasztalat arra mutat, hogy azokban a semlegesítési reakciókban, ahol egyértékű erős sav egy mólját egyértékű erős bázis egy móljával közömbösítjük, függetlenül az anyagi minőségtől, mindig egyforma hő szabadul fel. E jelenség magyarázata a következő. Erős elektrolitok oldataiban a reakciókban csak a rosszul disszociáló termékeket eredményező ionok vesznek részt Mint ahogy az az olvasó számára bizonyára ismert, a folyamat előtt és után is disszociált állapotban levő alkotókat nem kell figyelembe venni. Semlegesítési reakcióknál a fém és a savmaradék-ion semmi változást sem szenved, csak a H+ és az OH- ionok egyesülnek vízzé. Ennek a reakciónak a

hője állandó, éspedig -56,2 kJ mol-1. Tehát, ha egyértékű erős sav egy mólját egyértékű erős bázis egy móljával közömbösítjük, mindig 56,2 kJ energia szabadul fel A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 92 ► Általános kémia Termokémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 93 ► 6.7 Ellenőrző kérdések, feladatok • Miért veszélyes tömény savba, például kénsavba (hígítás érdekében) vizet önteni? Hogyan oldaná meg ezt a problémát? • Fontolja meg 25 °C-on a jelölt fizikai állapotban jelenlevő halogéneknek a várható standard képződéshőit (nullával egyenlő, pozitív előjelű vagy negatív előjelű): (a) Cl2(l), (b) Cl2(g), (c) I2(s), (d) I2(g), (e) Br2(g), (f) Br2(l). • Miért fontos a termokémiai egyenleteknél megjelölni az anyagok fizikai állapotát (halmazállapotát)? • Milyen körülmények között egyenlő a reakció

hője a reakció entalpiaváltozásával? • Magyarázza meg, miért érzik a férfiak a borotválást követő arcvíz használata után annak a hűtőhatását, ismerve a következő egyenletet: C2H5OH (l) C2H5OH (g); ΔH = 42,2 kJ • A réz fajlagos hője 0,385 J g-1 °C-1. Egy 1500,0 g tömegű rézdarabot 25,0 °C-ról 225,0 °C-ra hevítünk. Milyen mennyiségű hőenergiát (kJ) nyelt el a rézdarab? • Az arany ill. réz fajlagos hője 0,129 J g-1 °C-1ill 0,385 J g-1 °C-1 Egy 15,0 g tömegű és 15,0 °C hőmérsékletű aranylapot egy 15,0 g tömegű és 225 °C hőmérsékletű rézlapra helyezünk. Elhanyagolva a környezettel közölt hőenergiát, számítsa ki, milyen lesz a két fémlap végső közös hőmérséklete! • Sportolók a versenyek előtt gyors energianyereség érdekében gyakran fogyasztanak glükózt (C6H12O6). A glükóz az emberi szervezetben (persze, más szervezetekben is) gázhalmazállapotú szén-dioxiddá és cseppfolyós halmazállapotú

vízzé oxidálódik. Írja fel azt a kémiai egyenletet, amely jellemzi a glükóz szervezetbeli feldolgozását. A tökéletes oxidációt feltételező reakció standard entalpiaváltozása ismert: ΔH 0reak. =2817,7 kJmol-1 Mennyi hőenergiát nyer a sportoló szervezete egy 50 g glükózt tartalmazó cukrászsüteményt fogyasztásával? • Ismerve a következő reakciók termokémiai adatait: C2H2 (g) + 5/2 O2 (g) 2 CO2 (g) + H2O (l); ΔH 0reak. = -1300,8 kJ C (s) + O2 (g) CO2 (g); ΔH 0reak. = -394,0 kJ H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O (l); ΔH 0reak. = -286,0 kJ határozza meg a szén, a hidrogénnel való reakciója standard entalpiaváltozását: A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 93 ► Általános kémia Termokémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom 2 C (s) + H2 (g) • Vissza ◄ 94 ► C2H2 (g); ΔH 0reak. = ? A kálium-szulfát moláris oldáshője + 24,3 kJ mol-1. A K2SO4 fajhője 0,795

J g-1 °C -1. Ha 2,0 g kálium-szulfátot 10,0 g tömegű, 20,0 °C hőmérsékletű vízben oldunk fel, milyen lesz az oldat hőmérséklete? A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 94 ► Általános kémia A gázhalmazállapot A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 95 ► 7. A gázhalmazállapot Az atomok és a molekulák olyan kis anyagi egységek, amelyek közvetlenül nem észlelhetők. A közvetlenül észlelhető és mérhető anyagi rendszerek legalább 106-1012 darab atomból állnak. Ezeket az anyagi rendszereket halmazoknak nevezzük. Az elemek és vegyületek tulajdonságai mindig az illető anyag halmazának sajátságait fejezik ki. 7.1 A halmazok szerkezete A halmazt alkotó részecskék atomok, molekulák vagy ionok lehetnek. Ezek a részecskék egymáshoz viszonyított helyzetüket állandóan változtatják, tehát folytonos mozgásban vannak, akárcsak az elektronhéj

elektronjai. A halmazban levő atom, molekula vagy ion mozgását részben a klaszszikus fizika, részben a kvantummechanika törvényeivel tudjuk a legmegfelelőbben leírni A molekuláris mozgás három összetevőre bontható • transzlációs mozgás: a molekulák haladó mozgása, amelynek sebessége és iránya változik a molekulák ütközésekor, • rotációs mozgás: a molekulák forgó mozgása, • vibrációs mozgás: a molekulák rezgő mozgása, melynek következtében az egyes atomok távolsága változik a molekulán belül. A molekuláris mozgásfajták a 7.1 ábrán láthatók 7.1 ábra: A molekuláris mozgás összetevői A transzlációs mozgás érzékelhető is: ezt jól igazolja pl. a szag terjedése A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 95 ► Általános kémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom A gázhalmazállapot Vissza ◄ 96 ► Az állandó mozgásban levő

részecskéknek mozgási energiájuk van. Ez a mozgási (kinetikus) energia a részecskék közötti vonzóerőket gyengíti, sőt meg is haladhatja azokat. A halmaz állapota a mozgási energia és a részecskék közötti vonzóerők viszonyától függ. A mozgási energia a hőmérséklet növelésével együtt folyamatosan nő Vannak olyan határhőmérsékletek (olvadáspont, forráspont), amelyeken a mozgási energia ugrásszerűen megnő, olyan mértékben, hogy ezzel együtt a halmaz állapota is megváltozik Érzékszerveinkkel közvetlenül észlelhető tulajdonságaik alapján a halmazokat három csoportra lehet osztani: gázokra, folyadékokra és szilárd testekre. A fizikai világkép fejlődése során azonban olyan anyagi formák is ismertté váltak, amelyek nem sorolhatók a fenti halmazállapotokba. Több millió K-en az atomokból egy régebben nem ismert halmaz, az ún. plazma keletkezik, amelynek sűrűsége sokszorosan meghaladja a szilárd testek sűrűségét

is. Hasonló módon nem sorolhatók a klasszikus halmazállapotok egyikébe sem azok az anyagok, amelyek 0 K hőmérséklet közelében a szuperfolyékonyság, illetve a szupravezetés állapotában vannak. Azokat az anyagi rendszereket azonban, amelyekkel a kémia foglalkozik, többékevésbé jól besorolhatjuk a gáz, a folyékony vagy a szilárd halmazállapotok egyikébe. Gázhalmazállapotban a molekulák átlagos távolsága több nagyságrenddel nagyobb saját átmérőjüknél. Ennek következtében a molekulák egymásra gyakorolt hatása kicsi, sőt egyes esetekben (ideális gázokban) teljesen elhanyagolható. A gázok önálló molekulákból állnak Kinetikus energiájuk nagy, mozgásuk transzlációs, rotációs és vibrációs összetevőkre bontható. A gázok a rendelkezésükre álló teret egyenletesen töltik ki, térfogatuk viszonylag kis erővel megváltoztatható, tehát sem önálló alakjuk, sem önálló térfogatuk nincs. A folyékony halmazállapot

átmenetet képez a gáz és a szilárd halmazállapot között. Folyékony halmazállapotban a molekulák állandóan érintkeznek egymással, ezért a molekulák közötti kölcsönhatás már jelentős. Mozgásuk elsősorban rotációból és vibrációból áll A folyadékok kinetikus energiája kisebb, mint a gázoké, viszont ez az energia még akkora, hogy teljes rendezettség nem alakulhat ki. A folyadékok önálló alakkal nem rendelkeznek, felveszik a tartóedény alakját. Viszont önálló térfogatuk van, amely nagy erővel is csak kismértékben változtatható meg A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 96 ► Általános kémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom A gázhalmazállapot Vissza ◄ 97 ► Gáz és folyékony állapotban a halmazok nem alaktartók, a rendelkezésükre álló tér alakjához igazodnak. Ezért ezt a két halmazállapotot együttesen fluid állapotnak is nevezzük

Szilárd halmazállapotban a legkisebb a molekulák kinetikus energiája. A molekulák mozgása lényegében már csak vibrációs jellegű, helyzetüket egymáshoz képest nem változtathatják Egymásra gyakorolt hatásuk következtében a molekulák elhelyezkedése teljes mértékben rendezett, és ez a rendezettség az egész halmazra kiterjed. A szilárd halmazállapotú anyagoknak minőségüktől függő, önálló alakjuk és meghatározott térfogatuk van. Térfogatuk igen nagy erő hatására is csak kismértékben változik meg. Folyékony és szilárd állapotban a halmazok meghatározott térfogattal rendelkeznek, ezért ezt a két halmazállapotot gyűjtő névvel kondenzált állapotnak is nevezzük. 7.2 A kinetikus gázelmélet A kinetikus gázelmélet szerint a gázok folytonos, véletlenszerű mozgást végző molekulákból állnak. A gázok kinetikus elmélete a következő öt posztulátumon alapul. • A gázok olyan molekulákból állnak, amelyek mérete

elhanyagolható a molekulák közötti távolsághoz viszonyítva. Ez azt jelenti, hogy nem kell figyelembe venni a gázmolekulák saját térfogatát. Ezért a gázok nagy mértékben összenyomhatók. • A gázmolekulák minden irányba véletlenszerű és teljesen rendezetlen mozgást végeznek. Ezt a mozgást Brown-féle mozgásnak nevezzük A botanikus Robert Brown 1827-ben vízben levő pollenszemcséket vizsgált mikroszkóppal. Azt vette észre, hogy a szemcsék gyors, rendezetlen mozgást végeznek Ugyanezt a jelenséget láthatjuk, ha füstrészecskéket figyelünk meg a levegőben A Brown-féle mozgás miatt a gáz jellemzői (például a nyomás) a tér minden irányában azonosak. • Két molekula közötti vonzó vagy taszító erők (intermolekuláris erők) a gázban nagyon gyengék, vagy elhanyagolhatók, kivéve amikor a molekulák összeütköznek. Ez azt jelenti, hogy egy molekula egyenes vonalú egyenletes mozgást végez mindaddig, amíg egy másik molekulával,

vagy az edény falával össze nem ütközik. Ennek következtében a gázok teljes mértékben betöltik a rendelkezésükre álló teret • A gázmolekulák rugalmasan ütköznek egymással. A gáz nyomása a molekuláknak az edény (palack) falába történő ütközéséből ered. A A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 97 ► Általános kémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom A gázhalmazállapot Vissza ◄ 98 ► rugalmas ütközésben nem vész el kinetikus energia. Ütközéskor az egyes molekulák sebességének nagysága és iránya is megváltozik, de az egész gázhalmaz összes kinetikus energiája változatlan marad. • Egy molekula átlagos kinetikus energiája arányos az abszolút hőmérséklettel. Minél magasabb a hőmérséklet, annál nagyobb a gáz- molekulák kinetikus energiája Megfigyelhető, hogy a Brown-mozgás növekszik a hőmérséklet emelésével A gyakori

ütközések miatt egyes molekulák sebessége megnő, másoké csökken. A gázban minden lehetséges molekulasebesség előfordul, de különböző gyakorisággal. A kinetikus energia nem egyenletesen oszlik el az összes molekulára. Statisztikai valószínűség alapján megadható, hogy az összes molekulák hányad részének van az átlagnál nagyobb, illetve az átlagnál kisebb sebessége. Ezt adja meg a Maxwell-Boltzmann-féle sebesség-eloszlási görbe, amely a 72 ábrán látható Ez a sebességeloszlás egyúttal energiaeloszlásnak is megfelel. 7.2ábra: Az O2-molekulák sebességeloszlási görbéje Az ábrán az O2-molekulák sebességeloszlása látható 273 K-en (0°Con) és 373 K-en (100°C-on). A függőleges tengelyen a meghatározott sebességgel (ill energiával) rendelkező O2-molekulák százalékos mennyisége van megadva, míg a vízszintes tengelyen azok a sebességek vannak feltün- A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza

◄ 98 ► Általános kémia A gázhalmazállapot A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 99 ► tetve m/s-ban, amellyel a gáz molekulái rendelkeznek. A sebességeloszlási görbének maximuma van, ennek a maximumnak a legvalószínűbb sebesség felel meg A gázhalmazban ennél nagyobb és kisebb sebességek is előfordulnak, de a legvalószínűbb sebességtől távolodva egyre csökken az adott sebességgel mozgó molekulák viszonylagos mennyisége. A gázmolekulák sebességeloszlása a hőmérséklet függvénye. A hőmérséklet emelésével a görbe maximuma a nagyobb sebességek felé tolódik el, vagyis megnő a nagy sebességű molekulák részaránya. A gázmolekulák átlagsebessége a hőmérséklet függvényében az alábbi összefüggéssel adható meg: ⎯v = 3⋅R⋅T ⎯⎯⎯⎯ M ahol : • v = átlagsebesség (m/s) • R = egyetemes gázállandó (8,314 J ⋅ K-1 ⋅ mól-1) • T = abszolút hőmérséklet

(K) • M = a gáz relatív molekulatömege (kg/mól) Az O2-molekula átlagsebessége 373 K-on a képlet alapján számítva: ⎯v = 3 ⋅ 8,314 ⋅ 373 ⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯ 0,032 = 539 m/s 7.3 Gáztörvények A gázok között lejátszódó reakciókkal kapcsolatban Gay-Lussac az 1800as évek elején publikált néhány kísérleti eredményt. Felfedezése a következő volt: ha a gázok reakcióba lépnek egymással, akkor a reagáló és a keletkező gázok térfogatai úgy aránylanak egymáshoz, mint a kis egész számok Ez a vegyülő gázok térfogati törvénye: 1 térfogat hidrogén + 1 térfogat klór = 2 térfogat sósavgáz 2 térfogat hidrogén + 1 térfogat oxigén = 2 térfogat vízgőz 3 térfogat hidrogén + 1 térfogat nitrogén = 2 térfogat ammóniagáz A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 99 ► Általános kémia A gázhalmazállapot A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄

100 ► Ezek a gázreakciók a következő egyenletekkel írhatók le: H2 + Cl2 = 2 HCl 2 H2 + O2 = 2 H2O 3 H2 + N2 = 2 NH3 Bármely gáz 1 mólnyi mennyisége azonos számú (Avogadro-szám: 6,023 ⋅ 1023 ) molekulát tartalmaz, és adott hőmérsékleten és nyomáson ugyanakkora térfogatot tölt be. Ezt a térfogatot moláris térfogatnak, vagy röviden móltérfogatnak nevezzük. A gázok térfogatát normál körülmények között hasonlítjuk össze Ez a normál állapot 0°C hőmérsékletet és 1 atm nyomást jelent. Normál állapotban bármely gáz moláris térfogata 22,41 liter. Tehát a gáz anyagi minőségétől függetlenül 0°C hőmérsékleten és 1 atm nyomáson 1 mólnyi mennyiségű H2, N2, O2 stb. gáz térfogata 22,41 liter, és ez a térfogat 6,023 ⋅ 1023 db gázmolekulát tartalmaz. A gázok állapotát három adattal, az ún. állapotjelzőkkel jellemezhetjük Ezek az állapotjelzők a következők: térfogat (v), nyomás (p), hőmérséklet (t)

Az állapotjelzők nem függetlenek egymástól A következőkben felsorolt gáztörvények az állapotjelzők közötti összefüggéseket fejezik ki. Ezek a törvények minden gázra anyagi minőségüktől függetlenül érvényesek, ha a gázt ideális gáznak tekintjük. A gázt akkor tekinthetjük ideálisnak, ha elég kicsi a nyomása és elég nagy a hőmérséklete Boyle és Mariotte törvénye a gázok nyomása és térfogata közötti összefüggést fejezi ki. A törvény szerint állandó hőmérsékleten, azaz izoterm körülmények között a gáz nyomásának és térfogatának szorzata állandó: p1 · v1=p2 · v2 = állandó ha t = állandó Gay-Lussac 1. törvénye értelmében hőmérsékletváltozás hatására a gázok térfogata is változik, ha a nyomás állandó (izobár körülmények): vo v = vo + ⎯⎯ t ha p = állandó 273 Az egyenletet egyszerűbb alakba írva: 1 v = vo ( 1 + ⎯⎯ t ) 273 Gay - Lussac 2. törvénye a nyomás és a hőmérséklet

közötti összefüggést fejezi ki izochor körülmények között E szerint állandó térfogaton A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 100 ► Általános kémia A gázhalmazállapot A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 101 ► végzett hőmérsékletváltozás hatására a gázok nyomása az alábbi egyenlet szerint változik: po p = po + ⎯⎯ t ha v = állandó 273 Az előző egyenlethez hasonló formába rendezve: 1 p = po ( 1 + ⎯⎯ t ) 273 Az egyenletben szereplő: • vo : a gáz térfogata 0 °C-on • po : a gáz nyomása 0 °C-on • 1/273 = α : a gázok hőtágulási együtthatója Ebben a három gáztörvényben mindig a gáz két-két állapotjelzője közötti összefüggést adtuk meg úgy, hogy a harmadik állapotjelző állandó maradt. A 7.3 ábrán Gay-Lussac 1 törvényének grafikus ábrázolása látható A vo térfogat a 0°C-hoz tartozó gáztérfogatot

jelenti. A hőmérséklet növelésével a gáz térfogata egyenletesen nő Viszont a törvény értelmében a hőmérséklet csökkenésével a gáz térfogata is csökken Így elérhetjük azt a legalacsonyabb hőmérsékletet, amelyen a gáz térfogata elméletileg nullává válik. Ez az abszolút nullapont, ennél alacsonyabb hőmérséklet nem állítható elő, értéke: -273,16 °C Ez a hőmérséklet a Kelvin-féle hőmérsékleti skála nullapontja: 0 K = -273, l6 °C A Kelvin-féle skálán a hőmérséklet jele : T, mértékegysége: K (Kelvin-fok) A Kelvin-skála és a Celsius-skála közötti összefüggés: T (K) = t (°C) + 273,16 illetve t (°C) = T (K) − 273,16 Tehát a kétféle hőmérsékleti skála nullapontja között van különbség, a skálabeosztás mindkettőnél azonos. A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 101 ► Általános kémia A gázhalmazállapot A dokumentum használata | Tartalomjegyzék |

Ajánlott irodalom Vissza ◄ 102 ► 7.3 ábra: A gáztérfogat függése a hőmérséklettől A gyakorlatban rendszerint a gázok mindhárom állapotjelzője megváltozik. Ezért célszerű a három állapotjelző között egyidejű összefüggést megállapítani. Ezt fejezi ki az egyesített gáztörvény: 1 p ⋅ v = po ⋅ vo ( 1 + ⎯⎯ t ) 273 A Celsius - fokot Kelvin- fokkal helyettesítve: T − 273 273 + T − 273 povo p⋅v = po⋅vo (1 + ⎯⎯⎯⎯ ) = po⋅ vo (⎯⎯⎯⎯⎯⎯ ) = ⎯⎯⎯ T 273 273 273 Mivel po és vo a 0°C-hoz tartozó nyomás és térfogat, ezért To=273 K. Ezt behelyettesítve és az egyenletet átrendezve az egyesített gáztörvény közismert alakjához jutunk: p⋅v po ⋅ vo ⎯⎯ = ⎯⎯⎯ T To Ez a törvény olyan összefüggést ad meg, amely az ideális gázok bármely két állapota között érvényes, tehát felírható: p1 ⋅ v1 p2 ⋅ v2 ⎯⎯ = ⎯⎯⎯ T1 T2 A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott

irodalom Vissza ◄ 102 ► Általános kémia A gázhalmazállapot A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 103 ► ahol az 1-es és 2-es index a gáz két tetszőleges állapotára utal. Ha az egyesített gáztörvényt 1 mól normál állapotú gázra vonatkoztatjuk, akkor megkapjuk az egyetemes gázállandó (R: Regnault-állandó) értékét: po ⋅ vo R = ⎯⎯⎯ = 8, 314 J ⋅ K -1 ⋅ mol-1 To mert normál állapotban: po = 101325 Pa (1 atm) To = 273,16 K (0 °C) 1 mól gáz térfogata (móltérfogat): vo = 22,41 ⋅ 10-3m3 (22,41 liter) A 7.1 táblázatban az egyetemes gázállandó értékét soroljuk fel különböző mértékegységekben. R értéke 8,314 8,314 8,314 0,082 1,987 Mértékegység J K-1 mol-1 kg m2s-2K-1 mol-1 dm3kPa K-1 mol-1 liter atm K-1 mol-1 cal K-1 mol-1 7.1 táblázat: Az egyetemes gázállandó értéke különböző egységekben Az R tehát SI-mértékegységben: R = 8,314 J K-1 mol-1, amely

megfelel 8,314 dm3 kPa K-1 mól-1 - nek. Az egyetemes gázállandó segítségével felírható az általános gáztörvény a gáz 1 móljára: p⋅v = R⋅T A törvény szerint egy mól gáz nyomásának és térfogatának szorzata arányos az abszolút hőmérséklettel, arányossági tényező az egyetemes gázállandó. Az általános gáztörvényt tetszés szerinti mólszámra is felírhatjuk: p⋅v = n⋅R⋅T ahol n = m/M a gáz móljának száma m = a gáz tömege (g) M = a gáz relatív molekulatömege (g/mól) A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 103 ► Általános kémia A gázhalmazállapot A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 104 ► Az általános gáztörvény az anyagi minőségtől függetlenül bármilyen gázra érvényes, amennyiben a gázt ideálisnak tekintjük. A valóságban ideális gáz nincsen Ez a törvény azonban nagyon jól használható a gyakorlatban, még

ha csak közelítés is 7.4 Számítási feladatok 1. Mintapélda Egy bizonyos gázmennyiség térfogata 20,0 °C-on 4,0 liter, nyomása 0,9 atmoszféra. Mekkora lesz a gáz nyomása Pascal (Pa) egységben, ha térfogata 2,5 literre, hőmérséklete pedig 70,0 °C-ra változik? Megoldás Foglaljuk össze az adatokat úgy, hogy az összetartozó állapotjelzők azonos indexűek legyenek: t1 = 20,0 °C t2 = 70,0 °C v1 = 4,0 l v2 = 2,5 l p1 = 0,9 atm p2 = ? (Pa) Az egyesített gáztörvény szerint a hőmérsékletet Kelvin-fokokban kell megadni, tehát: T1 = 20,0 + 273,16 = 293,16 K T2 = 70,0 + 273,16 = 343,16 K Az egyesített gáztörvény: p1 ⋅ v1 p2 ⋅ v2 ⎯⎯ = ⎯⎯⎯ T1 T2 Az adatokat behelyettesítve: 0,9 atm. ⋅ 4,0 l ⎯⎯⎯⎯⎯⎯ 293,16 K p2 ⋅ 2,5 l = ⎯⎯⎯⎯ 343,16 K és az egyenletet p2-re megoldva: 0,9 atm. ⋅ 4,0 l ⋅ 343,16 K p2 = ⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯ = 1,685 atm 293,16 K ⋅ 2,5 l A dokumentum használata | Tartalomjegyzék |

Ajánlott irodalom Vissza ◄ 104 ► Általános kémia A gázhalmazállapot A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 105 ► A nyomás értékét (természetesen) atm egységben kaptuk meg. Ezt kell átszámítani Pa egységre. Ehhez ismernünk kell a nyomásegységek közötti összefüggéseket: 1 atm = 1,013 bar = 101325 Pa = 760 Hgmm (1013 mbar) (101,325 kPa) (760 torr) Ennek ismeretében: p2 = 1,685 ⋅ 101325 = 170 732,6 Pa 2.Mintapélda Hány gramm oxigént tartalmaz egy 50 liter térfogatú oxigénpalack 15 atmoszféra nyomáson és 21 °C hőmérsékleten? Az oxigén a példa megoldásánál ideális gáznak tekinthető. Az oxigén relatív molekulatömege: M = 32 g mol−1 Az egyetemes gázállandó értéke: R = 8,314 J⋅ K-1 ⋅ mol−1 Megoldás Az adatokat felírva: v = 50 l p = 15 atm t = 21 °C T = 294,16 K M = 32 g ⋅ mol-1 R = 8,314 J ⋅ K-1 ⋅ mol-1 m = ? (g) Az általános gáztörvény szerint: p⋅v=n⋅R⋅T

Ezért és m n= ⎯ M m p⋅v = ⎯ ⋅ R⋅T M Az egyenletből m-et kifejezve: p⋅v⋅M m = ⎯⎯⎯⎯ R⋅T A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 105 ► Általános kémia A gázhalmazállapot A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 106 ► Az egyenletbe a nyomás értékét Pa egységben, a térfogatot pedig m3-ben kell behelyettesíteni: 15 ⋅ 101325 Pa ⋅ 50 ⋅ 10-3m3 ⋅ 32g mol-1 m = ⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯ = 994,3 g 8,314 J ⋅ K-1 ⋅ mol-1 ⋅ 294,16 K Az oxigéngáz tömege : m = 994,3 gramm 7.5 A reális gázok A kísérletek azt mutatják, hogy az általános gáztörvény jól leírja a gázok viselkedését kis nyomáson és magas hőmérsékleten. Ezzel szemben nagy nyomáson és alacsony hőmérsékleten csak közelítő számításokra, becslésekre alkalmas. A reális gázok ugyanis alacsony hőmérsékleten és magas nyomáson eltérést

mutatnak az ideális gázokra érvényes összefüggésektől. Így a nyomás és a térfogat szorzata reális gázok esetében nem állandó, hanem függ a gáz nyomásától. A 74 ábra különböző gázok pv értékeit mutatja 0°oC-on: Látható, hogy a reális gázok eltérnek Boyle és Mariotte törvényétől és ez az eltérés a gázok anyagi minőségétől függ. Vannak pozitív eltérésű gázok (H2 és N2), melyeknél a pv szorzat a nyomás növekedésével együtt folyamatosan nő. A többi gáz (CH4 és CO2) esetében a pv szorzat értéke a nyomás növekedésével kezdetben csökken, elér egy minimumot, majd a nyomás további növelésével nő, és megközelíti az ideális gázokra vonatkozó értéket. A nagy nyomású gázokban nagy a térfogategységre eső molekulák száma. Ezért a molekulák saját térfogata már nem hanyagolható el a rendelkezésre álló térfogat, vagyis a gáztérfogat mellett. Továbbá nem hagyható figyelmen kívül a molekulák

kölcsönhatása sem a molekulák közelsége miatt A molekulák saját térfogatát és egymásra gyakorolt vonzó (kohéziós) hatását veszi figyelembe a van der Waals-féle állapotegyenlet: a 1 mól gázra : (p + ⎯ ) (v − b) = R T v2 n2a n mólra : (p + ⎯ ) ( v − nb) = n R T v2 ahol a = a gáz minőségétől függő kohéziós állandó b = a gázmolekula saját térfogatának mértéke A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 106 ► Általános kémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom A gázhalmazállapot Vissza ◄ 107 ► p, v, n, R, T = ugyanaz, mint az általános gáztörvényben. 7.4 ábra: A reális gázok eltérése Boyle és Mariotte törvényétől A molekulák, amikor a fallal ütköznek, akkor is a többi molekula vonzó hatása alatt vannak, amely visszatartja őket a tartály falától. Az ideális gázzal összehasonlítva, ez a hatás csökkenti a fallal való ütközés

erejét A tényleges nyomás ezért kisebb lesz, mint az általános gáztörvény szerint meghatározott érték, ezért kell korrigálni p értékét, figyelembe véve a molekulák közötti vonzóerőket is. Egy molekula kicsi, de véges teret foglal el. Ezért az a térfogat, amelyben a molekula mozoghat, csökken. Ezért kell levonni az nb tagot a v térfogat értékéből. Az a és b állandók a gáz anyagi minőségétől függnek és kísérletileg határozhatók meg. A 72 táblázat néhány gázra megadja a van der Waals-féle állandók értékét. A reális gázok esetében a számításokhoz az általános gáztörvény helyett a van der Waals-egyenletet kell használni. A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 107 ► Általános kémia A gázhalmazállapot A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 108 ► Gáz a (m6 Pa mol-2) b (10-6 m3 mol-1) Hélium, He Neon, Ne Hidrogén, H2

Nitrogén, N2 Szén-monoxid, CO Oxigén, O2 Etilén, C2H4 Szén-dioxid, CO2 Ammónia, NH3 0,00346 0,02135 0,0247 0,141 0,151 0,138 0,453 0,364 0,423 23,7 17,1 26,6 39,1 39,9 31,8 57,1 42,7 37,1 7.2 táblázat: A van der Waals-állandók 3. Mintapélda A van der Waals - egyenlet alapján számítsuk ki, mekkora nyomást fejt ki 10,0 mól szén-dioxid egy 2,0 literes edényben 47 °C-on. Ezután végezzük el a számítást az ideális gázok állapotegyenlete alapján is. A kapott eredményeket hasonlítsuk össze a kísérletileg meghatározott nyomással, amely 8,3 ⋅ 106 Pa. Megoldás Az adatok: n = 10 mól v = 2,0 l = 2 ⋅ 10-3 m3 t = 47°C T = 320 K R = 8,314 J ⋅ K-1 ⋅ mol-1 p=? A CO2-gáz van der Waals állandói: a = 0,364 m6 Pa mol-2 b = 42,7 ⋅ 10-6 m3 mol-1 A van der Waals - egyenletet alkalmazva: n2a (p + ⎯ ) ( v − nb) = n R T v2 A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 108 ► Általános kémia A gázhalmazállapot

A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 109 ► Az adatokat behelyettesítve: 100 ⋅ 0,364 (p + ⎯⎯⎯⎯⎯ ) [ 2 ⋅ 10-3 - 10 (42,7 ⋅ 10-6)] = 10 ⋅ 8,314 ⋅ 320 4 ⋅ 10-6 p = 7,81 ⋅ 106 Pa Az általános gáztörvénnyel számolva: p⋅v=n⋅R⋅T p ⋅ (2 ⋅ 10-3) = 10 ⋅ 8,314 ⋅ 320 p = 13,3 ⋅ 106 Pa A kétféle módon számított nyomásértékek között jelentős különbség van. A van der Waals-egyenletből kapott nyomás sokkal jobban egyezik a kísérleti adatokkal. Ekkora nyomáson a gázt nem lehet ideálisnak tekinteni 7.6 Ellenőrző kérdések és feladatok • • • • • • Milyen formái ismeretesek a molekuláris mozgásnak? Milyen tényezők határozzák meg a halmazok állapotát? Milyen a részecskék rendezettsége az egyes halmazállapotokban? Melyek a kinetikus gázelmélet legfontosabb posztulátumai? Mit fejez ki a Maxwell-Boltzmann-féle sebességeloszlási görbe? Hogyan határozzuk meg a

gázmolekulák átlagsebességét? Írja fel Boyle és Mariotte, valamint Gay-Lussac gáztörvényeit! Mi a hasonlóság a három gáztörvényben? Mit értünk abszolút hőmérsékleti skálán? Mit fejez ki az egyesített gáztörvény? Hogyan számítjuk ki az egyetemes gázállandót és mekkora az értéke? Értelmezze az általános gáztörvényt! Mit jelent az ideális és a reális gáz fogalma? Milyen körülmények esetén tekinthetjük a gázt ideálisnak? Milyen eltéréseket mutatnak a reális gázok az ideális gázokra vonatkozó törvényektől? Egy gáz térfogata 20,0 °C-on 12 dm3, nyomása 800 mbar. Mekkora lesz a gáz térfogata, ha hőmérséklete 40,0 °C-ra, nyomása pedig 1,2 atmoszférára nő? (Megoldás: 8,44 dm3 ) A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 109 ► Általános kémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom • • • • A gázhalmazállapot Vissza ◄ 110 ►

Mekkora annak a gáznak a normáltérfogata, amely 25 °C hőmérsékleten és 1500 mbar nyomáson 25,0 dm3 teret tölt be? (Megoldás: 33,9 dm3 ) Mekkora a nyomás (atm egységben) abban az 50 l-es gázpalackban, amelyben 1000 g tömegű, 21 °C hőmérsékletű nitrogéngáz található? A nitrogén a példa megoldásánál ideális gáznak tekinthető. A nitrogén relatív molekulatömege: M=28 g/mól. (Megoldás:17,24 atm) Mekkora a térfogata annak az argont tartalmazó palacknak, amelyben 201 gramm 30 °C hőmérsékletű 5 atm nyomású argongáz található? Az argon a példa megoldásánál ideális gáznak tekinthető. Az argon relatív molekulatömege: M=39,948 g/mól. (Megoldás: 25,0 dm3) A van der Waals-egyenlet segítségével számítsuk ki, hány atmoszféra nyomást fejt ki 10,0 g hidrogéngáz egy 10 l-es palackban 25 °C hőmérsékleten? A hidrogén relatív molekulatömege: M = 2 g/mól. A van der Waals-állandók: a = 0,0247 m6Pa mol-2, b = 26,6 ⋅ 10 -6 m3

mol-1 (Megoldás: 12,34 atm) A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 110 ► Általános kémia Folyékony halmazállapot, oldatok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 111 ► 8. Folyékony halmazállapot, oldatok A folyékony halmazállapot átmenetet képez a gáz és a szilárd halmazállapot között. A gázok teljes rendezetlenségével szemben a folyadékokban mindig van bizonyos mértékű rendezettség, amely a hőmérséklet emelkedésével csökken. Ezért a folyadékok rendezettségüket tekintve forráspontjuk közelében a komprimált gázokra, míg fagyáspontjuk közelében a szilárd kristályos anyagokra hasonlítanak A folyadékoknak nincs saját alakjuk, felveszik a tartóedény alakját, viszont önálló térfogattal rendelkeznek. A folyadék molekulái egymáshoz viszonylag közel helyezkednek el, és a molekulák közötti erőkön keresztül kölcsönhatásba lépnek

egymással Először a folyadékoknak azt a három tulajdonságát vizsgáljuk meg, amelyek a molekulák közötti (intermolekuláris) erőktől függenek: ezek a gőznyomás, a felületi feszültség és a viszkozitás. 8.1 A folyadékok tulajdonságai 8.11 A gőznyomás A gőznyomás, vagy gőztenzió az egyensúlyban levő folyadék feletti telített gőz nyomása. Az egyensúly megértéséhez két jelenség, a párolgás és a kondenzáció ismerete szükséges. Párolgásról akkor beszélünk, amikor a molekulák a folyadék fázisból a gőzfázisba lépnek át. A folyadék forráspontja alatti hőmérsékleten a molekulák közötti vonzóerők viszonylag nagyok, ezért a molekulákat folyadék halmazállapotban tartják. Azonban a molekulák egy része az átlagosnál nagyobb mozgási energiával rendelkezik és a folyadék felületén ezeknek a molekuláknak a mozgási energiája meghaladhatja a molekulák közötti vonzóerőket. Ezért a molekulák egy része elszakad a

többi molekulától, elhagyja a folyadékot és kilép a gőztérbe. Tehát a folyadék az adott hőmérsékleten a felületén párolog Zárt térben párologtatva a folyadékot a gőztér egy idő után telítődik. A gőzmolekulák egy része ütközések révén az átlagosnál kisebb mozgási energiájúvá válik, és a vonzóerők túlsúlyba kerülése miatt visszatér a folyadékba. Ez a folyamat a gőz cseppfolyósítása, a kondenzáció Amikor a folyadékból kilépő és a folyadékba visszatérő molekulák száma egyenlővé válik, azaz a párolgás és a kondenzáció sebessége kiegyenlítődik, akkor dinamikus egyensúly áll be. A víz párolgására és kondenzációjára vonatkozó dinamikus egyensúly a következő egyenlettel írható le: A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 111 ► Általános kémia Folyékony halmazállapot, oldatok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄

112 ► H2O(f) ⇔ H2O (g) Egyensúlyban a gőz koncentrációja nem változik, a gőz telítetté válik. A telített gőz nyomása (tenziója) szolgáltatja annak mértékét, hogy egy folyadék milyen intenzíven párolog. Azok a folyadékok, amelyek közönséges hőmérsékleten viszonylag nagy gőznyomással rendelkeznek, illékonyak. Mind a dietil-éter, mind az aceton nagy gőznyomású, tehát illékony folyadékok. Néhány anyag telített gőznyomásának a hőmérséklettől való függése a 81 ábrán látható 8.1 ábra: Néhány anyag telített gőznyomásának változása a hőmérséklet függvényében A hőmérséklet növelésével a folyadékok egyre intenzívebben párolognak. Ennek megfelelően a folyadék feletti gőztérbe is egyre több molekula kerül az egyensúly eléréséig. Vagyis a hőmérséklet emelésével a telített gőz nyomása növekszik. Amikor a telített gőz nyomása eléri a külső nyomás (légnyomás) értékét, akkor a molekulák

olyan nagy mozgási energiával rendelkeznek, hogy nemcsak a felületen, hanem a folyadék belsejében is legyőzik egymás von- A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 112 ► Általános kémia Folyékony halmazállapot, oldatok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 113 ► zó hatását. Ennek következtében a folyadék belsejéből is juthatnak molekulák a gőztérbe, a folyadék egész tömegében párolog Ez a forrás jelensége A folyadék forráspontja tehát az a hőmérséklet, amelyen a folyadék telített gőzének nyomása eléri a külső nyomás értékét. Ha a külső nyomást csökkentjük (vákuum), akkor a folyadék alacsonyabb hőmérsékleten forr. Ha a külső nyomást növeljük (túlnyomás), akkor viszont a folyadék magasabb hőmérsékleten forr. A forrásban levő folyadék gőzét lehűtve a gőz túltelítetté válik. A túltelített állapot azonban instabil,

ezért a gőz egy része kondenzálódik, azaz kiválik cseppfolyós állapotban. Ez a desztilláció alapja Ha a folyadékot és a vele egyensúlyban levő telített gőzt zárt térben melegítjük, akkor a telített gőz sűrűsége egyre nagyobb, míg a folyadék sűrűsége egyre kisebb lesz. A hőmérséklet növelésével a folyadék és a gőz sűrűsége közötti különbség egyre inkább csökken, és egy adott hőmérsékleten a két sűrűség egyenlővé válik. Ekkor a folyadék és a gőz közötti határfelület is megszűnik, és az egész rendszer egyetlen gázfázis tulajdonságait mutatja Ez a hőmérséklet a kritikus hőmérséklet (Tkr ) és az ehhez tartozó nyomás a kritikus nyomás (pkr). Néhány anyag kritikus hőmérséklete és kritikus nyomása a 8.1 táblázatban van feltüntetve Anyag Víz, H2O Ammónia, NH3 Szén-dioxid, CO2 Oxigén, O2 Nitrogén, N2 Hidrogén, H2 Kritikus hőmérsékKritikus nyomás let Pkr o T kr ( C) (atm) (Pa) 374 218 220,9 x

105 132 111 112,5 x 105 31 73 74,0 x l05 50 50,7 x 105 − 118 33 33,4 x 105 − 147 13 13,2 x 105 − 240 8.1 táblázat: Néhány anyag kritikus hőmérséklete és kritikus nyomása A kritikus hőmérséklet felett az anyagok gázként viselkednek: nem tudunk olyan nagy nyomást alkalmazni, melynek hatására cseppfolyósíthatók lennének. A kritikus hőmérséklet alatt a légnemű halmazállapotú anyagok gőzként viselkednek, azaz megfelelően nagy nyomás hatására cseppfolyósíthatók. A 81 táblázat adatai azt mutatják, hogy szobahőmérsékleten a nagy nyomás alatti acélpalackokban forgalomba hozott ammónia és széndioxid cseppfolyós halmazállapotban, míg az oxigén, a nitrogén és a hid- A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 113 ► Általános kémia Folyékony halmazállapot, oldatok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 114 ► rogén gáz halmazállapotban van

jelen. Cseppfolyós nitrogént például csak −147oC alatti hőmérsékleten lehet előállítani. 8.12 A felületi feszültség A folyadék belsejében a molekulára minden irányból egyenlő erők hatnak, ezért nem tapasztalunk semmiféle eredő erőt. Ugyanakkor a folyadék felszínén a molekulára a folyadék belseje felé mutató eredő erő hat Ezért a folyadék mindig a lehető legkisebb felszínt igyekszik kialakítani. Ez a magyarázata annak, hogy az esőcseppek megközelítően gömb alakúak, mivel valamennyi geometriai alakzat közül a gömb felülete a legkisebb. A folyadék felületének csökkentésére irányuló tendencia megfordításához energia szükséges. Az az energia, amely ahhoz szükséges, hogy a folyadék felszínét egységnyivel megnöveljük, a folyadék felületi feszültsége. A 82 táblázatban néhány folyadék felületi feszültsége és viszkozitása látható. Anyag Kloroform, CHCl3 Szén-tetraklorid,CCl4 Víz, H2O Higany, Hg Glicerin,

C3H8O3 Felületi feszültség (J ⋅ m-2) 2,7 ⋅ 10-2 2,7 ⋅ 10-2 7,2 ⋅ 10-2 4,4 ⋅ 10-1 6,3 ⋅ 10-2 Dinamikai viszkozitás (kg ⋅ m-1 ⋅ s-1) 5,8 ⋅ 10-4 9,7 ⋅ 10-4 1,0 ⋅ 10-3 1,6 ⋅ 10-3 1,5 8.2 táblázat: Néhány folyadék felületi feszültsége és dinamikai viszkozitása 20oC-on A felületi feszültség függ a molekulák közötti erők nagyságától, ezért a gőznyomás csökkenésével a felületi feszültség nő. A kapilláris hatás olyan jelenség, amely kapcsolatban van a felületi feszültséggel. Amikor kis átmérőjű üvegcsövet vagy kapillárist függőlegesen a vízbe helyezünk, akkor a csőben a folyadékoszlop magassága megemelkedik. Ez a jelenség a következőképpen magyarázható A vízmolekulák kötődnek az üveghez, részben létrejön a hidrogénkötés az üveg oxigénmolekuláival. E vonzás miatt vékony vízfilm kezd felfelé kúszni a kapilláris belső oldalán. Amiatt azonban, hogy a folyadékfilm felülete csökkenjen, a

vízszint is emelkedni kezd. A végső vízszint egy egyensúly eredménye, amely a felületi feszültség és a víz megemeléséhez szükséges (gravitációval szembeni) energia között jön létre. A folyadék felszíne a csőben (a me- A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 114 ► Általános kémia Folyékony halmazállapot, oldatok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 115 ► niszkusz) lefelé ível, azaz homorú. Ez a legtöbb folyadék esetében így történik A higany esetében fordított a helyzet, a kapillárisban levő folyadék szintje alacsonyabb, mint a kapillárison kívüli folyadéké. A meniszkusz felfelé görbül, azaz domború. Az eltérés abból adódik, hogy a higanyatomok között igen nagy a vonzerő, nagyobb, mint a higanyatom és az üveg között. A 82 táblázat adataiból is látható, hogy a higanynak igen nagy a felületi feszültsége A felületi

feszültséget a vízben oldott anyagok befolyásolhatják. A szappanok, a mosó- és tisztítószerek csökkentik a víz felületi feszültségét 8.13 A viszkozitás A viszkozitás, vagy belső súrlódás a folyadékok belsejében fellépő súrlódást jellemző mennyiség. Ahhoz, hogy valamely folyadék belsejében két párhuzamos, egymástól d távolságban levő, A felületű folyadékréteget egymással párhuzamosan, egymáshoz képest v sebességgel elmozdítsunk, a belső súrlódás miatt F erő szükséges. Ez a belső súrlódási erő: v F=η ⋅ A⋅⎯ d A képletben szereplő η arányossági tényező a belső súrlódási együttható, más néven dinamikai viszkozitás. Mértékegysége: kg ⋅ m-1 ⋅ s-1 A dinamikai viszkozitást a sűrűséggel elosztva kapjuk meg a kinematikai viszkozitást: η ν= ⎯ ρ A kinematikai viszkozitás mértékegysége: m2 ⋅ s-1. A folyadékok viszkozitása a mozgékonyság, az önthetőség, a hígan vagy sűrűn

folyósság mértéke. Az olaj és a méz viszkózusabb a víznél, azaz nagyobb a viszkozitása. Az üveg úgyis elképzelhető, mint egy nagyon nagy viszkozitású folyadék. Bár az ablaküveg nagyon lassan folyik, mégis azt tapasztalhatjuk, hogy az öreg házak ablaküvegei az alsó részüknél vastagabbak a gravitáció hatására bekövetkező lefelé folyás miatt. A 8.2 táblázatban néhány folyadék dinamikai viszkozitása is fel van tüntetve A glicerin igen nagy viszkozitása a hidrogénkötések következménye A folyadékok viszkozitása a hőmérséklet növelésével csökken. A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 115 ► Általános kémia Folyékony halmazállapot, oldatok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 116 ► 8.2 Az oldatok 8.21 Az oldatok tulajdonságai Az oldhatóság az anyagok egyik fontos tulajdonsága. Az oldat olyan kétvagy többkomponensű elegy, amelyben

az egyik komponens (oldószer) sokkal nagyobb mennyiségben van jelen, mint a másik vagy a többi. Az oldás az a folyamat, amikor az oldandó anyag az oldószerben egyenletesen eloszlik, homogén rendszert képez. Léteznek gáz, folyadék és szilárd halmazállapotú oldatok. A kémiai gyakorlatban általában folyékony halmazállapotú oldatokról beszélünk. Ebben az esetben az oldószer folyékony halmazállapotú, melyben gázt, folyadékot vagy leggyakrabban szilárd anyagot oldunk fel. A gázok oldódása folyadékokban a folyadék párolgásával ellentétes irányú folyamat. Ez is dinamikus egyensúly eléréséhez vezet, amikor a gáztérből a folyadékba lépő molekulák száma megegyezik az oldatból kilépő gázmolekulák számával. Az egyensúlyban elért telítési koncentráció a gáznak az oldhatósága az adott folyadékban A gáz oldhatósága a Henrytörvény értelmében függ a gáz minőségétől és nyomásától, valamint a hőmérséklettől: c =

kH ⋅ p ahol: c = a gáz telítési koncentrációja (oldhatósága) kH = Henry-állandó, amely a gáz és az oldószer minőségétől függ p = a gáz nyomása A gázok oldhatósága a hőmérséklettel fordítottan arányos. Alacsonyabb hőmérsékleten több gáz oldható fel az adott folyadékban. Folyadékok oldódása folyadékokban gyakran korlátlan elegyedést eredményez. Ebben az esetben a két folyadék tetszőleges arányban keveredik egymással (pl. etilalkohol-víz) Ezekben a folyadékelegyekben nincs értelme megkülönböztetni az oldószert és az oldott anyagot Vannak olyan folyadékpárok, amelyek csak korlátozott mértékben elegyednek (pl. fenolvíz, dietiléter-víz) Bizonyos esetekben egyáltalán nincsen elegyedés (pl higany-víz). Szilárd anyagok oldódása folyadékokban általában fizikai folyamat, mivel az oldószer elpárologtatása után a feloldott anyag változatlanul visszanyerhető. Oldódás csak akkor következik be, amikor az oldandó anyag

és az oldószer molekulái között olyan erős kölcsönhatás lép fel, amely képes legyőzni a feloldandó anyag részecskéit összetartó erőket. Vízben például nagyon jól oldódnak a sók (NaCl, KNO3, stb.) mert a vízzel való kölcsönhatás legyőzi az ionkötést összetartó erőket Viszont nem várható olyan A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 116 ► Általános kémia Folyékony halmazállapot, oldatok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 117 ► anyagok oldódása vízben, amelyeknek kristályait nagyon erős kötőerők tartják össze (pl. gyémánt), vagy amelyek a vízzel csak gyenge kölcsönhatásba lépnek Így például az elemek jó része vízben nem oldódik Ekkor erősebb oldószert kell választanunk. A Cu és Ag például salétromsavban (HNO3), az Au és Pt még erősebb oldószerben, királyvízben (tömény HNO3 és tömény HCl 1:3 arányú elegye)

oldódik. A kölcsönhatás az oldószer és az oldandó anyag között akkor elég nagy, ha az oldószer hasonló az oldandó anyaghoz. Ez a hasonló hasonlót old elve. Eszerint a poláros oldószerek (víz, etil-alkohol stb) jól oldják a poláros, ionos anyagokat Az apoláros anyagok (pl zsírok) viszont az apoláros oldószerekben (szén-tetraklorid, benzol, szén-diszulfid stb.) oldódnak jól Oldáskor az oldószernek le kell győznie a szilárd anyag részecskéit összetartó erőket, melyhez energia használódik el. A feloldott anyag részecskéinek az oldószer molekuláival való összekapcsolódásakor (szolvatáció/hidratáció) viszont energia szabadul fel Végeredményben ennek a két részfolyamatnak az együttes következménye az oldáskor fellépő hőváltozás. Ha a diszpergáláshoz szükséges energia nagyobb, mint a hidratáció során felszabaduló energia, akkor oldás közben az oldószer lehűl Ez endoterm folyamat, ilyen például a NaCl, KNO3,

(NH4)2SO4 stb. oldása vízben. Ha viszont a hidratáció során felszabaduló energia a nagyobb, akkor az oldás hőfejlődéssel jár. Ekkor exoterm folyamatról beszélünk, mint például a H2SO4, NaOH, stb. vízben való oldásakor Azt a hőmenynyiséget, amely 1 g anyag feloldásakor elnyelődik vagy felszabadul, oldáshőnek nevezzük Az 1 mól anyag oldását kísérő hőmennyiség a moláris oldáshő. Az oldás különböző sebességgel játszódhat le. Minél nagyobb az oldandó anyag felülete és minél kevésbé közelíti meg a keletkező oldat koncentrációja a telített oldatét, annál nagyobb az oldódás sebessége. Az oldódás sebessége fokozható az oldandó anyag felületének növelésével (aprítással), illetve keveréssel, vagy az oldószer melegítésével. Ha az oldandó szilárd anyag kellően nagy mennyiségben van jelen, akkor egy idő után egyensúly áll be az oldat és a szilárd fázis között. Az oldat olyan tömény, hogy adott

hőmérsékleten már nem tud több anyagot oldatban tartani, az oldat telítetté válik. Az egyensúlyi állapot dinamikus, hiszen oldódás ezután is van, de amilyen sebességgel oldódik a szilárd anyag, ugyanolyan sebességgel kristályosodik ki az oldatból az oldott anyag. Ennek következtében a telített oldat koncentrációja adott hőmérsékleten állandó Az anyag telített oldatának koncentrációját oldékonyságnak nevezzük. A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 117 ► Általános kémia Folyékony halmazállapot, oldatok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 118 ► Az oldékonyság az anyagi minőség mellett a hőmérséklettől is függ. Magasabb hőmérsékleten ugyanaz az oldószer általában nagyobb mennyiségű anyagot tud feloldani, mint alacsonyabb hőmérsékleten. Ezért az oldékonyság megállapításánál meg kell adni azt a hőmérsékletet is, amelyre az

vonatkozik. Ha a telített oldatot hűtjük, akkor túltelítetté válik. A túltelített oldat nem stabilis, megindul az oldott anyag kikristályosodása. A kristályosodás addig tart, amíg az oldat újra telített állapotba kerül. Természetesen alacsonyabb hőmérsékleten a telített oldat koncentrációja kisebb. További fokozatos hűtéssel elérhető az a hőmérséklet, amelyen már az oldott anyag mellett az oldószer kristályosodása is megkezdődik. Ez az ún eutektikus hőmérséklet Az eutektikus hőmérséklet alá hűtve az oldat változatlan összetételben megfagy. 8.22 Az ionvegyületek oldódása Az ionvegyületek vízben való oldódás közben ionjaikra esnek szét. Ez a folyamat az elektrolitos disszociáció: NaCl(s) + aq Na+ + Cl− Az oldódás és a disszociáció mechanizmusát a NaCl példáján követhetjük nyomon. A NaCl-kristályok sarkain és élein levő Na+- és Cl−-ionokat a dipólussal rendelkező vízmolekulák úgy veszik körül, hogy

ellentétes töltésükkel fordulnak feléjük. Az orientált hidrátburok semlegesíti a Na+- és Cl−-ion töltését és ezzel megszünteti a kristályrács többi ionjának a hatását, vagyis az ionkötést. Ezzel lehetővé válik, hogy a vízmolekulák leszakítsák a különböző töltésű ionokat. Ez látható a 82 ábrán Ezt a folyamatot vízben való oldás esetén hidratációnak, általánosságban szolvatációnak nevezzük. A példában szereplő Na+- és Cl−-ionok körül kialakul a néhány H2O-molekulából álló hidrátburok (szolvát-burok). Kovalens kötésű molekulákból felépülő anyagok oldódásakor is gyakran bekövetkezik az oldott anyag ionokra való szétesése, amely szintén a vízmolekulák dipólus jellegének tulajdonítható. Például a savmolekulák kovalens kötésűek, de oldódás alkalmával kölcsönhatásba kerülnek a vízmolekulákkal és ionjaikra disszociálnak Különösen erős a vízmolekulák és az ion közötti kötés

H+-ion (proton) esetében, mivel a proton fajlagos töltése nagy. Ezért a H+-ion nagymértékben hidratálódik, a protonhoz egy, két, három, négy stb vízmolekula (H3O+, H5O2+, H7O3+, H9O4+ stb) kapcsolódhat A proton hidrátburkában levő vízmolekulák számát nehéz megállapítani, rendszerint A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 118 ► Általános kémia Folyékony halmazállapot, oldatok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 119 ► csak egy vízmolekula kapcsolódását tüntetjük fel: H3O+, oxóniumion vagy hidroxóniumion (8.3 ábra) Számos ion olyan erősen hidratálódik, hogy az oldatból való kiváláskor (kikristályosodáskor) meghatározott arányban vízmolekulák épülnek be a kristályrácsba, ez a kristályvíz. Például a kristályos réz-szulfát 5 mol vízzel együtt kristályosodik. A kristályvizet a vegyület képletében és feltüntetjük: CuSO4 ⋅

5H2O. Hevítéskor a kristályvíz eltávozik, a kék színű kristály fehér porrá esik szét 8.2 ábra: A NaCl vízben való oldása A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 119 ► Általános kémia Folyékony halmazállapot, oldatok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 120 ► 8.3 ábra: Az oxóniumion (H3O+) szerkezete 8.3 Az oldatok koncentrációegységei, koncentrációszámítás 8.31 Az oldatok koncentrációegységei Az oldatok töménységét a koncentrációval jellemezzük. Az oldott anyag koncentrációja az oldat, vagy az oldószer adott mennyiségében feloldott anyag mennyiségét jelenti. Az oldat, vagy az oldószer mennyiségét térfogatban, tömegben vagy moláris mennyiségben fejezhetjük ki Ezért az oldat koncentrációjának többféle kifejezési módja is van, amelyek egymásba átszámíthatók. A gyakorlatban alkalmazott fontosabb koncentrációegységek a

következők: Tömegszázalék Az adott komponens tömege az oldat 100 tömegegységére vonatkoztatva. g oldott anyag Mértékegysége: ⎯⎯⎯⎯⎯⎯ 100 g oldat Térfogatszázalék Az adott komponens térfogata az oldat 100 térfogategységnyi mennyiségében. cm3 oldott anyag Mértékegysége: ⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯ 100 cm3 oldat A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 120 ► Általános kémia Folyékony halmazállapot, oldatok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 121 ► Vegyes százalék Az adott komponens tömege az oldat 100 térfogategységére vonatkoztatva. g oldott anyag Mértékegysége: ⎯⎯⎯⎯⎯⎯ 100 cm3 oldat Az eddig felsoroltak voltak a százalékos koncentrációegységek. Gramm/liter koncentráció Az adott komponens grammjainak száma az oldat 1 literében. g oldott anyag Mértékegysége: ⎯⎯⎯⎯⎯⎯ 1000 cm3 oldat A kémiában az anyagmennyiséget

leggyakrabban mólokban fejezzük ki. A következőkben a moláris koncentrációegységekkel foglalkozunk. Molaritás, vagy mól/liter koncentráció Az adott komponens móljainak száma 1 liter oldatban. mól oldott anyag Mértékegysége: ⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯ 1000 cm3 oldat Molalitás, vagy Raoult-koncentráció Az adott komponens móljainak száma az oldószer 1000 grammjában. mól oldott anyag Mértékegysége: ⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯ 1000 g oldószer A molaritás és a molalitás egységét gyakran összekeverik. Fontos megjegyezni, hogy a molaritást az oldat térfogatának, míg a molalitást az oldószer tömegének függvényében fejezzük ki Móltört Az adott komponens móljainak száma az oldat összes mólszámához viszonyítva. Az i-edik komponens móltörtje általánosan: A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 121 ► Általános kémia Folyékony halmazállapot, oldatok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék |

Ajánlott irodalom Vissza ◄ 122 ► ni Xi = ⎯⎯⎯ z Σ ni i=1 ahol ni = az i-edik komponens mólszáma, és a komponensek száma i-től z-ig terjed. A móltört definíciójából következik, hogy az összes jelenlevő komponens móltörtjének összege az egységgel egyenlő: z Σ Xi = 1 i=1 Kétkomponensű elegy (A = oldott anyag, B = oldószer) esetén az oldott anyag móltörtje: nA XA = ⎯⎯⎯⎯ nA + nB A gyakorlati számításoknál általában ezt az összefüggést alkalmazzuk. A móltörtet százzal szorozva kapjuk meg a mólszázalékot. A felsorolt koncentrációegységeket a könnyebb áttekinthetőség kedvéért a 8.3 táblázatban foglaljuk össze Elnevezés Jelölés Koncentráció kifejezés Tömegszázalék t% Térfogatszázalék tf % cm3 oldott anyag ⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯ 100 cm3 oldat Vegyes százalék v% g oldott anyag ⎯⎯⎯⎯⎯⎯ A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom g oldott anyag

⎯⎯⎯⎯⎯⎯ 100 g oldat Vissza ◄ 122 ► Általános kémia Folyékony halmazállapot, oldatok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom ◄ Vissza 123 ► 100 cm3 oldat Gramm/liter konc. g/l c g oldott anyag ⎯⎯⎯⎯⎯⎯ 1000 cm3 oldat Molalitás cR mól oldott anyag ⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯ 1000 cm3 oldat Móltört X Molaritás mól oldott anyag ⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯ 1000 g oldószer nA XA = ⎯⎯⎯ n A + nB 8.3 táblázat: A leggyakrabban használt koncentrációegységek 8.32 Koncentrációszámítás A különböző koncentrációegységek átszámítása egymásba akkor a legegyszerűbb, ha a mértékegységek azonos dimenziójúak, és azonos a vonatkozási alap (a mértékegység nevezőjében szereplő mennyiség). Például a gramm/literben megadott koncentráció átszámítása molaritásra igen egyszerű, mindössze a relatív molekulatömeggel való osztást kell elvégezni. A móltört-mólszázalék

összefüggés szintén egyszerű. Kissé bonyolultabb már a tömegszázalékot molaritásra átszámítani. Ehhez ismernünk kell az oldat sűrűségét is. Oldatok higításával kapcsolatos számítások módja szintén attól függ, hogy a kérdéses koncentráció milyen mértékegységben szerepel. Általában az a legjobb, ha minden koncentrációszámítást logikai gondolatsorral oldunk meg. Mindössze két speciális esetben alkalmazhatunk a higításra képletszerű, egyszerűsített összefüggést: 1.) Az oldat térfogatára vonatkoztatott koncentrációk oldószerrel való higítás esetén az alábbi összefüggéssel számíthatók ki: vA ⋅ cA = vB ⋅ cB A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 123 ► Általános kémia Folyékony halmazállapot, oldatok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 124 ► Az összefüggés szerint ha a cA molaritású vA térfogatú oldatot az

oldószerrel vB térfogatúra higítjuk, akkor az így kapott oldat molaritása (cB) vA/vB szeresre csökken. 2.) Hasonló összefüggés érvényes a tömegszázalékban megadott oldatok higítására. Ha az mA tömegű és rA tömegszázalékos oldatot valamely oldószerrel (pl. vízzel) mB tömegűre higítunk, akkor a tömegmegmaradás törvénye értelmében: mA ⋅ rA = mB ⋅ rB A tömegek additivitása miatt: mB = mA + mvíz Tehát: mA ⋅ rA = (mA + mvíz) ⋅ rB A képletből kiszámítható rB, a higítással keletkezett oldat koncentrációja tömegszázalék egységben. A fenti kifejezést a tömegek additivitása miatt kiterjeszthetjük a nem oldószerrel, hanem valamely rB tömegszázalékos oldattal történő higításra is. Az így kapott higítási egyenlet általánosan: mA ⋅ rA + mB ⋅ rB + . + mV ⋅ rV = (mA + mB + + mv) ⋅ rz ahol rz = az adott rA, rB.rv tömegszázalékos oldatok összeöntésekor kapott oldat koncentrációja tömegszázalék

egységben. Fontos tudni, hogy ez az összefüggés csak a tömegszázalékban megadott koncentrációkra érvényes. 8.4 számítási feladatok 8.1 Mintapélda Egy réz-szulfát oldat 200 ml-e 10,0 g CuSO4-ot tartalmaz. Mekkora az oldat molaritása? Megoldás A fenti adatokon kívül ismerni kell a réz-szulfát relatív molekulatömegét is. MCuSO4 = 159,55 g/mól mCuSO4 = 10,0 g vCuSO4 = 200 ml A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 124 ► Általános kémia Folyékony halmazállapot, oldatok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 125 ► Először kiszámítjuk az 1000 ml térfogatban levő oldott anyag tömegét: 200 ml oldatban 1000 ml oldatban 10,0 g oldott anyag x g oldott anyag 1000 ml ⋅ 10,0 g x = ⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯ = 50,0 g 200 ml A gramm/ liter egységben kifejezett koncentráció: c1 = 50,0 g/l Ezt kell átszámítani mól/l-re a relatív molekulatömeggel való osztás

segítségével: 50,0 g/l c2 = ⎯⎯⎯⎯⎯ = 0,313 mól/l az oldat molaritása. 159,55 g/mól 8.2 Mintapélda 120 g nátrium-hidroxidot 1000 ml vízben oldunk. Mekkorák a móltörtek? A példa megoldásánál a víz sűrűsége 1,000 g/cm3-nek vehető. Megoldás Felírjuk az adatokat kiegészítve a relatív molekulatömegekkel: mNaOH = 120 g vH2O = 1000 ml MNaOH = 40 g/mól MH2O = 18 g/mól A nátrium - hidroxid móljainak számítása: mNaOH 120 g nNaOH = ⎯⎯⎯⎯⎯⎯ = ⎯⎯⎯⎯ = 3 mól MNaOH 40 g/mól A víz móljainak számítása: 1000 ml térfogatú víz tömege megfelel 1000 g-nak, ezért: mH2O 1000 g nH2O = ⎯⎯⎯ = ⎯⎯⎯⎯ = 55,55 mól MH2O 18 g/mól A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 125 ► Általános kémia Folyékony halmazállapot, oldatok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom A móltörtek: nNaOH X NaOH = ⎯⎯⎯⎯ nNaOH + nH2O nH2O XH2O = ⎯⎯⎯⎯ nH2O +

nNaOH Vissza ◄ 126 ► 3 = ⎯⎯⎯⎯ = 0,051 3 + 55,55 55,55 = ⎯⎯⎯⎯ = 0,949 55,55 + 3 Az eredményekből látható, hogy az oldott anyag és az oldószer móltörtjeinek összege 1-el egyenlő: X NaOH + X H2O = 1 8.3 Mintapélda Az 5,08 mól/l koncentrációjú kálium-hidroxid oldat sűrűsége szobahőmérsékleten 1,220 g/cm3. Mekkora az oldat koncentrációja a) g/l egységben b) tömeg %-ban c) molalitásban d) mól %-ban kifejezve? Megoldás Először írjuk fel az ismert adatokat: cKOH = 5,08 mól/l ρKOH = 1,220 g/cm3 MKOH = 56,1 g/mól a) A KOH-oldat koncentrációja g/l egységben Az oldat 1 litere 5,08 mól KOH-t tartalmaz. Ez gramm-ban kifejezve: cKOH = 5,08 mól/l ⋅ 56,1 g/mól cKOH = 285 g/l b) A KOH-oldat koncentrációja tömeg %-ban A tömeg % definíciója: g oldott anyag t % = ⎯⎯⎯⎯⎯⎯ 100 g oldat A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 126 ► Általános kémia Folyékony halmazállapot,

oldatok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 127 ► Ezért az oldat térfogatát ( l liter ) tömegre kell átszámítani: m = v ⋅ ρ = 1000 cm3 ⋅ 1,220 g/cm3 = 1220 g Ezután felírhatjuk a következő aránypárt: 1220 g KOH - oldatban 285 g oldott anyag 100 g KOH - oldatban x g oldott anyag 100 g ⋅ 285 g x = ⎯⎯⎯⎯⎯⎯ = 23,4 g l220 g A koncentráció tömeg %-ban: rKOH = 23,4 t % c) A KOH - oldat molalitása (Raoult - koncentrációja) A molalitás definíciója: mól oldott anyag cR = ⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯ 1000 g oldószer Ezért az oldószer tömegét is ki kell számítani. A tömegek additivitása miatt: mOLDAT = mKOH + mH2O mH2O = mOLDAT - mKOH mH2O = 1220 g - 285 g = 935 g az oldószer tömege Felírható az alábbi arányosság: 935 g oldószerben 5,08 mól oldott anyag 1000 g oldószerben x mól oldott anyag 1000 g ⋅ 5,08 mól x = ⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯ = 5,43 mól 935 g A molalitás : CR = 5,43 mól/1000 g víz

d) A KOH - oldat koncentrációja mól %-ban A mól % a móltört százszorosa. Ezért először az oldott anyag móltörtjét kell kiszámítani. A móltört legegyszerűbben a molaritásból számítható ki: A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 127 ► Általános kémia Folyékony halmazállapot, oldatok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom nKOH Vissza ◄ 128 ► 5,08 XKOH = ⎯⎯⎯⎯⎯⎯ = ⎯⎯⎯⎯⎯ nKOH + nH2O 5,08 + nH2O A víz móljainak száma: mH2O 935 g nH2O = ⎯⎯⎯⎯ = ⎯⎯⎯⎯ = 5l,94 mól MH2O l8 g/mól Ezt behelyettesítve: 5,08 XKOH = ⎯⎯⎯⎯⎯ = 0,089 5,08 + 51,94 A mól % : x = 100 ⋅ XKOH = 100 ⋅ 0,089 x = 8,9 mól % - os az oldat. 8.4 Mintapélda Összeöntünk 250 ml térfogatú 20,0 t %-os 1,115 g/cm3 sűrűségű salétromsavoldatot (A oldat) és 400 g tömegű 938 g/l koncentrációjú 1,400 g/cm3 sűrűségű, az előbbivel azonos

hőmérsékletű salétromsavoldatot (B oldat). Mekkora lesz a keletkezett elegy (C oldat) koncentrációja tömeg % egységben? Megoldás A - oldat: vA = 250 ml rA = 20,0 t/% ρA = 1,115 g/cm3 B - oldat: mB = 400 g cB = 938 g/l ρB = 1,400 g/cm3 Az A oldat tömege: mA = vA ⋅ ρA = 250 cm3 ⋅ 1,115 g/cm3 = 279 g A B oldat tömeg %-os koncentrációja: 1000 cm3, azaz 1000 cm3 ⋅ 1,400 g/cm3 = 1400 g salétromsav (B oldat) 938 g HNO3-at tartalmaz. A tömeg % definíciójának ismeretében felírhatjuk a következő arányosságot: 1400 g HNO3 - oldatban 938 g oldott anyag 100 g HNO3 - oldatban x g oldott anyag A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 128 ► Általános kémia Folyékony halmazállapot, oldatok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 129 ► 100 g ⋅ 938 g x = ⎯⎯⎯⎯⎯⎯ = 67,0 g l400 g A B oldat koncentrációja: rB = 67,0 t % A C oldat koncentrációja tömeg %

egységben: A higítási egyenlet: mA ⋅ rA + mB ⋅ rB = (mA + mB) ⋅ rC 279 g ⋅ 20,0 t % + 400 g ⋅ 67,0 t % = (279 + 400) g ⋅ rC 5580 + 26800 = 679 ⋅ rC rC = 47,7 t % 8.5 A híg oldatok törvényei Az oldatok jellemzői közül nagyon fontos a híg oldatok tulajdonságainak az ismerete, ezért ezt külön fejezetben tárgyaljuk. Híg oldatokban az oldott anyag részecskéi és az oldószer molekulái között jelentős kölcsönhatás lép fel, amely nagymértékben befolyásolja az oldószer tulajdonságait. Viszont a híg oldatban az oldószer molekuláinak nagy része szabad, nem vesz részt az oldott részecskék szolvatációjában. Azokat az oldatokat tekintjük híg oldatoknak, amelyekben 1 oldott molekulára legalább 100 oldószermolekula jut. Ebből az arányból is látható, hogy a feloldott anyag részecskéi egymásra nem gyakorolnak jelentős kölcsönhatást. Tömény oldatokban azonban jelentős az oldott anyag részecskéinek egymásra gyakorolt hatása

is. Ezért a tömény oldatok nem követik a híg oldatok törvényeit. A híg oldatok legjellemzőbb tulajdonsága, hogy a híg oldat tenziója (az oldat felett levő telített gőz nyomása) eltér az oldószer tenziójától. Az oldatban az oldott anyag részecskéi kölcsönhatásba lépnek (szolvatáció) az oldószer molekuláival, ezért kevesebb szabad oldószermolekula marad az oldatban, mint a tiszta (oldott anyagtól mentes) oldószerben. Ennek következtében kevesebb oldószermolekula rendelkezik akkora mozgási energiával, amely elegendő a gőztérbe való kilépéshez Ezért az oldat tenziója kisebb lesz, mint a tiszta oldószeré ugyanazon a hőmérsékleten. Ez a jelenség az oldatok tenziócsökkenése A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 129 ► Általános kémia Folyékony halmazállapot, oldatok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 130 ► Az oldat és az oldószer

tenziója közötti összefüggést Raoult törvénye fejezi ki: n1 p = po ⋅ ⎯⎯⎯⎯ n1+ n2 ahol: p = az oldat tenziója po= az oldószer tenziója n1= az oldószer molaritása n2= az oldott anyag molaritása A móltört definícójából következik, hogy az oldószer móltörtje: n1 Xo = ⎯⎯⎯ n1 + n2 Ezért az oldat tenziója: p = po ⋅ Xo Raoult törvénye szerint az oldat tenziója függ az oldószer tenziójától és az oldószer móltörtjétől, de független az oldott anyag minőségétől. Oldatokban az oldószer móltörtje mindig kisebb 1-nél (mert n1 + n2 > n1), ezért az oldat tenziója mindig kisebb, mint az oldószeré. Minél nagyobb az oldott anyag molaritása, azaz minél nagyobb n2 értéke, annál kisebb az oldószer móltörtje, tehát annál nagyobb az oldat tenziócsökkenése A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 130 ► Általános kémia Folyékony halmazállapot, oldatok A dokumentum

használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 131 ► 8.4 ábra: A híg oldatok forráspontemelkedése és fagyáspontcsökkenése Az oldatok tenziójának csökkenése miatt az oldatok forráspontja magasabb, fagyáspontja pedig alacsonyabb, mint a tiszta oldószeré. A forráspontemelkedés és a fagyáspontcsökkenés a 8.4 ábrán látható A folyadékok forráspontja az a hőmérséklet, amelyen a folyadék gőznyomása eléri az 1 atm légköri nyomás értékét. Mivel az oldat gőznyomása az oldószer gőznyomásához viszonyítva mindig alacsonyabb értékeken fut, ezért csak magasabb hőmérsékleten éri el a külső légnyomást, magasabb hőmérsékleten következik be a forrás. Ezért az oldat forráspontja emelkedik a tiszta oldószer forráspontjához képest Ez a forráspontemelkedés (Δ Tf). A folyadékok fagyáspontja (dermedéspontja) az a hőmérséklet, amelyen a folyadék tenziója egyenlő a szilárd fázis tenziójával. Az oldat

tenziója kisebb, mint a hasonló hőmérsékletű oldószeré, ezért csak alacsonyabb hőmérsékleten metszi a szilárd fázis tenziógörbéjét Az oldat tehát az oldószernél alacsonyabb hőmérsékleten fagy meg Ez a fagyáspontcsökkenés (Δ Td). Az oldatok forráspontemelkedésének és fagyáspontcsökkenésének számos gyakorlati alkalmazása ismert. Az etilénglikolt például gépkocsik hűtőjében fagyásgátló anyagként használjuk. Ugyanez az anyag segít abban, hogy forráspontemelkedés révén megakadályozzuk a hűtővíz kiforrását a hűtő- A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 131 ► Általános kémia Folyékony halmazállapot, oldatok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 132 ► ből. Télen nátrium-kloridot szórunk a jeges úttestre a jég és a hó olvadáspontjának csökkentésére a síkosság elleni védekezés céljából 8.6 Ellenőrző kérdések és

feladatok • Mit jelent a gőztenzió fogalma? Mikor válik a gőz telítetté? Definiálja a kritikus hőmérséklet és a kritikus nyomás fogalmát! Lehet-e cseppfolyósítani a vízgőzt 200oC-on és 400oC-on? • Mit jelent az oldás fogalma? Milyen típusú oldatokat ismer? Hogyan függ a gázok oldhatósága a hőmérséklettől és a nyomástól? • Mit jelent a hasonló hasonlót old elve? Milyen részletfolyamatokból tevődik össze az oldószer és az oldandó anyag közötti kölcsönhatás? Milyen hőváltozással járnak ezek a folyamatok? • Befolyásolja-e az oldás sebességét a szilárd anyag felülete és az oldószer hőmérséklete? Mikor telített az oldat? Oldódik-e a telített NaCloldatban a szilárd NaCl? Hogyan nevezzük a telített oldat koncentrációját? • Mit jelent az oldatok koncentrációja? Definiálja az egyes koncentrációegységeket! Ezek közül melyek a százalékos és melyek a moláris koncentrációegységek? • Egy bárium-klorid

oldat 400 ml-ében 10,0 g BaCl2 ⋅ 2H2O van feloldva. Mekkora az oldat koncentrációja mól/liter egységben? A relatív atomtömegek: Ba = 137,34 g/mól, H = 1,0 g/mól, Cl = 35,45 g/mól, O = 16,0 g/mól. (Megoldás: c = 0,102 mól/l) • 168,3 g kálium-hidroxidot 1500 ml vízben oldunk. Mekkorák a móltörtek? Mekkora az oldott anyag koncentrációja mól % egységben? A példa megoldásánál a víz sűrűsége 1,000 g/cm3-nek vehető. A relatív atomtömegek: K = 39,1 g/mól, O = 16,0 g/mól, H = 1,0 g/mól. (Megoldás : XKOH = 0,035, XH2O = 0,965, x = 3,5 mól %) • A 18,09 tömeg %-os kénsavoldat sűrűsége szobahőmérsékleten 1,125 g/cm3. Mekkora az oldat koncentrációja g/l, molaritás, molalitás, móltört egységekben kifejezve? A relatív atomtömegek: H = 1,0 g/mól, S = 32,0 g/mól, O = 16,0 g/mól. (Megoldás: a)203,51 g/l, b)2,077 mól/l, c)2,254 mól/1000 g oldószer, d)0,039) • Összeöntünk 500 g tömegű, 121 g/l koncentrációjú és 1,075 g/cm3

sűrűségű kénsavoldatot és 300 ml térfogatú, 35,0 tömeg %-os, 1,260 g/cm3 sűrűségű kénsavoldatot. Mekkora lesz a keletkezett oldat koncentrációja tömeg % és molalitás egységekben? A relatív atomtömege- A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 132 ► Általános kémia Folyékony halmazállapot, oldatok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 133 ► ket lásd a 8. feladatnál (Megoldás: a) 21,48 m%, b) 2,79 mól/1000 g oldószer) • Mit nevezünk híg oldatnak? Mit jelent a híg oldatok tenziócsökkenése, és melyik törvénnyel lehet számszerűsíteni? Milyen következményei vannak a híg oldatok tenziócsökkenésének? A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 133 ► Általános kémia Reakciókinetika, kémiai egyensúlyok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 134 ► 9.

Reakciókinetika, kémiai egyensúlyok 9.1 A reakciókinetika alalapfogalmai A reakciókinetika a reakciók sebességét, és a reakciók során, molekuláris szinten létrejövő folyamatokat tanulmányozza. A pillanatnyi reakciósebességet a reakcióban szereplő (egymással kölcsönhatásban lévő) anyagok, illetve valamely anyag, pillanatnyi koncentráció-változásának a sebességével fejezzük ki. dcξ vξ = ± dt (9.1) ahol vξ a reakcióban szereplő valamely anyagra érvényes reakciósebesség, cξ a reakcióban szereplő ξ anyag általánosan kifejezett koncentrációja. A különböző koncentrációegységek alkalmazása által előfordulható számítási problémák megelőzése érdekében a továbbiakban a leggyakrabban használt mol*l-1 koncentrációegységet alkalmazva: d[ξ] vξ = ± dt (9.2) Ahogy arról az olvasónak bizonyára tudomása van, a szögletes zárójelek között feltüntetett anyagszimbólumok az illető anyag mol*l-1-ben kifejezett

koncentrációját jelképezik. A következő reakció részére A + B = AB (9.3) a reakciósebesség, az egymással kölcsönhatásban levő A-, B- és ABanyagokra a következőképpen fejezhető ki: A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 134 ► Általános kémia Reakciókinetika, kémiai egyensúlyok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom d[A] vA = dt d[B] vB = dt Vissza v AB = + ◄ 135 ► d[AB] dt Ahogy látjuk, a v A és a v B kifejezésénél az egyenletek jobb oldala (-) előjelet visel, a v AB kifejezésénél pedig (+) előjelet. Ez azért van így, mert az A- és B- anyag koncentrációja a reakció során csökken, az ABanyag koncentrációja viszont növekszik. Mivel a (9.3) reakcióban egy mol A- anyag egy mol B- anyaggal reagálva egy mol AB- anyagot képez, ezért ebben a reakcióban v A = v B = v A 2B3 . Anyagmennyiségeket illetően bonyolultabb reakcióknál az egyes anyagokra

érvényes reakciósebességek távolról sem egyenlők. Példaként a következő reakció 2A + 3B + C = A2B3C (9.4) egyes résztvevői koncentrációváltozása által kifejezett reakciósebességek aránya a következő: ½ v A = ⅓ v B = v C = v A 2B3 Az adott irányban végbemenő reakció sebessége a kölcsönhatásban levő kiinduló anyagok pillanatnyi koncentrációjának a függvénye. A (10.3) reakció részére v = f([A], [B]) (9.5) és a (9.4) reakció részére pedig v = f([A], [B], [C]) (9.6) Számos kémiai folyamat reakció-kinetikai elemzése alapján a (9.5), (96), és mástípusú reakciók analogikus sebességfüggvényei a következőképpen általánosíthatók: A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 135 ► Általános kémia Reakciókinetika, kémiai egyensúlyok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza v = k . [A]x [B]y [C]z ◄ 136 ► (9.7) ahol k az adott

reakció, hőmérsékletfüggő, sebességi állandója, A, B, .C a kölcsönhatásban levő kiinduló anyagok szimbólumai x, y, .z kísérletek által meghatározható hatványkitevők A (9.7)egyenletben szereplő hatványkitevőket, a reakciót illető, egyes komponensekre vonatkoztatott részrendeknek, a hatvány-kitevők összegét pedig bruttó reakció rendnek nevezzük. Az első- és másodrendű reakciók, ugyan, a leggyakoribbak, de ismertek magasabb-rendű reakciók, tört-rendű reakciók, és több folyamatból álló reakciók egyes lépéseire adódó, zérus-rendű reakciók is. Példaként térjünk vissza az általánosan felírt (9.3) reakcióhoz, A + B = AB amely számtalan konkrét reakciót képvisel, és amely sebességének az általános kifejezésére, a következő egyenlet írható: v = k . [A]x [B]y (9.8) A (9.3) reakció a konkrétan szereplő anyagoktól függően, sokféle bruttórendű lehet, legvalószínűbben első- és másodrendű, ritkábban

harmadrendű, nagyon ritkán magasabb rendű, tört-rendű, vagy zérus-rendű • x = 0 és y = 1; x = 1 és y = 0; • x = 0 és y = 2; v = k . [A]0 [B]2 x = 2 és y = 0; v = k . [A]2 [B]0 x = 1 és y = 1; v = k . [A]1 [B]1 • x x x x = = = = 0 3 1 2 és és és és y y y y = = = = 3; 0; 2; 1; v = k . [A]0 [B]1 v = k . [A]1 [B]0 v v v v = = = = k . [A]0 k . [A]3 k . [A]1 k . [A]2 [B]3 [B]0 [B]2 [B]1 A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom elsőrendű reakció elsőrendű reakció másodrendű reakció másodrendű reakció másodrendű reakció harmadrendű reakció harmadrendű reakció harmadrendű reakció harmadrendű reakció Vissza ◄ 136 ► Általános kémia Reakciókinetika, kémiai egyensúlyok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 137 ► A zérus részrenddel kapcsolatban megjegyzendő, hogy ez akkor fordul elő, ha a szóban forgó anyag nagy feleslegben van jelen,

és a reakció során gyakorlatilag nem csökken a koncentrációja. Ilyenkor tehát a reakció sebessége független az adott kiinduló anyag koncentrációjától A reakciók nagy része több lépésben jön létre. Ezeket a lépéseket elemi reakcióknak nevezzük. Példaként, nézzük a (99) reakciót, NO2 (g) + CO (g) NO (g) + CO2 (g) (9.9) amely 230 °C hőmérséklet alatt a következő két elemi reakcióból áll: NO2 + NO2 NO3 + CO NO3 + NO (9.10) NO2 + CO2 (9.11) Az elemi reakciót egy molekula-szinten történő esemény, a molekulák összeütközése hívja elő. Az elemi reakciók sorozatát, amely a nettó kémiai reakciót eredményezi, reakció-mechanizmusnak nevezzük. A bemutatott reakció-mechanizmus szerint, két NO2 molekula összeütközése által egy NO molekula, és egy NO3 összetételű köztitermék keletkezik (9.10) A köztitermék nem szerepel a nettó reakcióban, mivel a következő elemi reakció során (1011) egy CO molekulával

összeütközve egy (kiinduló) NO2 molekulát és egy (termék) CO2 molekulát képez. A nettó reakció számtanilag a két elemi reakció összegét képezi. Az elemi reakció molekularitása a reakciókinetika egy további fontos fogalmát képezi. A molekularitás alatt azt értjük, hogy az adott elemi reakció, tehát a nettó kémiai folyamat egy-egy lépése, mennyi molekula kölcsönhatásával (eléggé energetikus és kedvező orientációjú egyidejű összeütközésével) valósul meg. Nagy gyakorisággal mono- és bimolekuláris elemi reakciókkal állunk szemben, tehát olyanokkal, amelyek vagy nem követelnek ütközést, vagy két molekula ütközésének az eredményét képviselik. A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 137 ► Általános kémia Reakciókinetika, kémiai egyensúlyok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 138 ► A magasabb molekularitású elemi reakciók

sokkal ritkábbak. Ez a tény akkor válik érthetővé, ha mérlegeljük a mono-, bi-, és termolekuláris elemi reakciók valószínűségét. • Monomolekuláris elemi reakciók nem követelnek ütközést. Ezeknél a reakcióknál, érthetően, a reakciósebesség egyenesen arányos az A-val jelölt kiinduló (bomló) anyag koncentrációjával. A sebességtörvény alakja tehát a következő: v = k [A] . • Bimolekuláris elemi reakciók létrejöttéhez két A- ill. B-vel jelölt egyforma-, vagy különböző kiinduló molekulának kell egymással ütközni. Az egyforma molekulák reakciójánál a reakciósebesség az A- anyag ill. a B- anyag koncentrációjának a négyzetével arányos A sebességtörvény ilyenkor a következő alakokat ölti: v = k [A]2 ill. v = k [B]2 Különböző kiinduló molekulák reakciójánál a reakciósebesség az A- és B- anyag koncentrációinak a szorzatával arányos: v = k [A] [B]. • Termolekuláris elemi reakcióknál már három

A-, B- és C-vel jelölt molekulának kell egyidejűleg összeütközni. Az egyforma, vagy különböző típusú molekulák reakciójától függően, analogikusan az előző kifejezési módokhoz, a sebességtörvény, a következő alakjait nyerheti el: v = k [A]3; v = k [B]3; v = k [C]3; v = k [A][B]2; v = k [A][C]2; v = k [B][C]2; v = k [A]2[B]; v = k [A][B][C]. A molekularitás és a bruttó reakciórend, az elemi-, vagy nettó kémiai folyamatok tükrözésétől függően, gyakran ugyanazon számértékkel fejezhető ki. A gyakori tévedések megelőzése érdekében azonban hangsúlyozni kell, hogy a két fogalom jelentéstartalma távolról sem ugyanaz. Szintén hangsúlyozni kell, hogy a reakciórend, úgymint a molekularitás, csak kísérletileg határozható meg. Azokat az anyagokat, amelyek a kémiai reakciót meggyorsítják, maguk azonban, a nettó kémiai folyamat során nem szenvednek változást, katali- A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott

irodalom Vissza ◄ 138 ► Általános kémia Reakciókinetika, kémiai egyensúlyok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 139 ► zátoroknak nevezzük. A katalizátorok hatása különböző reakciómechanizmusok által érvényesül Tömören fogalmazva, a katalizátor részt vehet, a reakciómechanizmus egy alkotórészét képező elemi reakcióban, amelynek eredményeként valamely köztitermék képződik. A folyamat egy következő lépése (elemi reakciója) által a köztitermék végtermékké (vagy esetleg egy következő köztitermékké) és a regenerált eredeti katalizátorrá alakul át. 9.2 Ellenőrző kérdések • Mit értünk a reakciósebesség fogalma alatt és milyen egységekben fejezzük a reakciósebességet ki? Soroljon fel Ön szerint gyors-, és lassú kémiai reakciók részére két-két példát. • Definiálja a reakciórend és a reakció molekularitása fogalmait. Miért nem lehet a nettó

reakcióegyenlet sztöchiometriai együtthatói által meghatározni a reakciórendet? Milyen úton lehet a reakciórendet meghatározni? A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 139 ► Általános kémia Kémiai egyensúlyok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 140 ► 10. Kémiai egyensúlyok 10.1 A kémiai egyensúlyok alapfogalmai 10.11 Az egyensúly fogalma Az egyensúly a rendszer egy olyan állapotát képviseli, amelyben idővel nem jön létre semmilyen megfigyelhető változás. Tipikus példája az egyensúlynak a kémiai egyensúly Ha a kémiai reakció elérte az egyensúlyi állapotot, a kiinduló anyagok és a termékek koncentrációi egyaránt az idő múlásával nem változnak többé. Megjegyzendő, hogy a kémiai egyensúly nem jelenti azt, hogy a molekulák szintjén nem jön létre aktivitás. A kiinduló anyagok és a termékek molekulái továbbra is kölcsönösen

átalakulnak, igaz mindkét irányban egyforma sebességgel Az ilyen egyensúlyt dinamikus egyensúlynak nevezzük A dinamikus egyensúly egy téli, síelőkkel teli, tátrai hegyoldalhoz hasonlít: A felvonó megszakítás nélkül viszi a síelőket a hegy csúcsára, ahonnan ezek sok tétovázás nélkül elindulnak lefelé. Az „egyensúly” létrejötte után a csúcson található síelők száma (tehát koncentrációja) nem változik, mert amennyi síelő érkezik, annyi hagyja el a felvonó végállomását. A síelők mozgása viszont távolról sem ált meg. 10.12 Az egyensúlyi konstans Kezdjük talán egy egyszerű és igen fontos kémiai reakcióval – a mészkő égetésével. Mi is történik, ha egy kalcium karbonát mintát zárt konténerbe helyezünk, és azt felhevítjük 840 °C-ra? Egy része a kalcium karbonátnak elbomlik: CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g) (10.1) Amint a szén-dioxid koncentrációja a gázfázisban növekedni kezd, a CO2 molekulák egy része

reakcióba lép a kalcium-oxiddal: CaO (s) + CO2 (g) CaCO3 (s) (10.2) Ha egy bizonyos idő múlva a (10.1) és (102) reakciók sebessége kiegyenlítődik (azaz egységnyi idő alatt ugyanolyan mennyiségű molekula kalcium-karbonát bomlik, mint amennyi keletkezik), a CO2 koncentrációja időben többé nem változik, és a mészkőégetés ezzel eléri az egyensúlyi A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 140 ► Általános kémia Kémiai egyensúlyok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 141 ► állapotot. A gyakorlat arra mutat, hogy kb 840 Co-nál (1113 K) a széndioxid nyomása idővel eléri az 1 atm értéket (101 325 Pa), amely, ha bármilyen kis mennyiségű mészkő is jelen van a rendszerben, változatlan hőmérsékleten, tovább már nem változik. Másképp fogalmazva: a (10.15) reakció egyensúlya jellemzésére, adott hőmérsékleten, egyetlen további adatra van csak

szükség, azaz a CO2 koncentrációjára. Ez azért van így, mert a (10.15) reakcióban csak egy anyag szerepel más, mint szilárd halmazállapotban – a szén-dioxid Ezt a tényt a heterogén egyensúlyokkal foglalkozó 10142 fejezetben tárgyaljuk majd aprólékosabban A CO2 egyensúlyi koncentrációjának meghatározására 1113 K hőmérsékleten a tökéletes gázok törvényét használhatjuk: n p 101 325 Pa kg m-1s-2 V = R . T = 8,314 J K-1 mol-1 1113 K = 10,85 kg m2s-2 K-1 mol-1 K = 10,95 mol m-3 = 0,0109 mol l-1 Sajnálattal kell azonban tudomásul vennünk, hogy a legtöbb rendszer egyensúlyát nem tudjuk ilyen egyszerűen kifejezni. Ezt a tényt elemezve, választunk egy kissé bonyolultabb reakciót: N2O4 (g) 2 NO2 (g) (10.3) Ebben az esetben, az NO2 egyensúlyi koncentrációja nem kap egy adott hőmérsékleten egy rögzített értéket, hanem függően a második jelenlevő anyag a N2O4 (dinitrogén-tetraoxid) koncentrációjától - végtelen számú értéket

érhet el. A tapasztalat arra mutat, hogy ha kettő vagy több anyag szerepel a vizsgált reakciókban gáz- vagy cseppfolyós halmazállapotú oldatokban (tehát nem szilárd halmazállapotban), akkor ezeknek az anyagoknak az egyensúlyi koncentrációi kölcsönösen függő viszonyban állnak egymással. Ezt a függést a reakcióban szereplő anyagok koncentrációjának segítségével lehet kifejezni, mint a reakció (általánosan Kc-vel szimbolizált) egyensúlyi állandóját. A továbbiakban az egyensúlyi konstans kifejezési módjaival és gyakorlati alkalmazásával fogunk főképp foglalkozni. Térjünk vissza a (10.3) reakcióhoz Ahogy azt az egyenlet mutatja, ez a reakció gázfázisban megy végbe. Valósítsuk meg ezt a reakciót a következő elrendezésben: egy 4 liter térfogatú, vastag falú, evakuált üveg-edénybe adagoljunk 1,00 mol dinitrogén-tetraoxidot, majd hevítsük fel a vizsgált A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom

Vissza ◄ 141 ► Általános kémia Kémiai egyensúlyok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 142 ► rendszert 120 °C-ra. Idővel az edény tartalmának vörösesbarna színváltozására leszünk figyelmesek A szín a nitrogén-dioxid képződésével áll kapcsolatban (a dinitrogén-tetraoxid színtelen) Az egyensúly létrejöttét egyszerűen tudjuk ellenőrizni: az egyensúlyban levő reakciórendszer színe egy bizonyos idő elteltével tovább már nem változik. A kísérletünk ezen a pontján kiszívatjuk az edényből a keletkezett gázelegyet, és elemzésnek vetjük azt alá. Az eredmények azt bizonyítják, hogy az edényben 1,20 mol NO2 keletkezett. A (103) egyenletből látjuk, hogy 1 mol dinitrogéntetraoxidból 2 mol nitrogén-dioxid képződik, és ezért a disszociációt szenvedett N2O4 mennyisége (mólokban) a következő: 1 mól N2O4 1,20 mol NO2 x 2 mol NO = 0,6 mol N2O4 2 Mivel a reakciót 1,00 mol

dinitrogén-tetraoxiddal kezdtük, világos, hogy a rendszerben 1,00–0,60 mol, azaz 0,40 mol N2O4 maradt. Ismerve mindkét jelenlevő gáz mennyiségét és a rendszer térfogatát (4 liter), kiszámíthatjuk az egyensúlyi koncentrációkat: [NO2 egyen.] = 1,20 mol/4,0 liter = 0,30 mol l-1 [N2O4 egyen.] = 0,40 mol/4,0 liter = 0,10 mol l-1 A szóban forgó kísérlet eredményei a 10.1 táblázat első oszlopában vannak könnyen érthető módon feltüntetve A táblázat második, harmadik, és negyedik oszlopa további három kísérlet eredményeit mutatja. Ahogy azt látjuk, a második kísérletben nem dinitrogén-tetraoxid, hanem nitrogéndioxid volt a reakció kiinduló anyaga, éspedig 2,00 mol NO2. (A reakció természetesen fordított irányban is végbemegy!). A harmadik kísérletet egy eleggyel kezdtük, amely 1,00 mol dinitrogén-tetraoxidot és 2,00 mol nitrogén-dioxidot tartalmazott. Az utolsó kísérlet során visszatértünk az első kísérlet kiinduló

mennyiségeihez (1,00 mol N2O4; 0,00 mol NO2), de ugyanakkor növeltük a rendszer térfogatát (10,0 liter). Ha a 101 táblázatban felsorolt adatokra tekintünk, az első pillantásra jogosan kételkedve tesszük fel a kérdést: lehet-e az elért egyensúlyi koncentrációkat illetően egy olyan összefüggést találni, amely mind a négy kísérletnél egyforma eredményhez vezetne. Lehet! A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 142 ► Általános kémia Kémiai egyensúlyok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Kísérlet Száma Rendszer térfogata [l] Kiinduló mólok száma [n] Kiinduló koncentráció [mol l-1] Egyensúlyi mólok száma [n] Egyensúlyi koncentráció [mol l-1] Vissza ◄ 143 1. 2. 3. 4. 4,0 4,0 4,0 10,0 NO2 N2O4 N2O4 ► NO2 N2O4 NO2 N2O4 NO2 1,00 0,00 0,00 2,00 1,00 2,00 1,00 0,00 0,25 0,00 0,00 0,50 0,25 0,50 0,10 0,00 0,40 1,20 0,40 1,20 1,035

1,93 0,25 1,50 0,10 0,30 0,10 0,30 0,259 0,483 0,025 0,15 [NO2]egyen. [N2O4]egyen. 3 3 [NO2]2egyen. [N2O4]egyen. 0,9 0,9 1,846 6 0,9 0,9 10.1 táblázat: Az N2O4 (g) 2 NO2 (g) reakció négy különböző koncentrációjú kiinduló anyag egyensúlyi adatai. Egy kis próbálgatás után rájövünk, hogy a táblázat utolsó sorában található összefüggés, azaz az egyensúlyi állapotban létrejövő [NO2]2 és [N2O4] hányadosának az értéke az összes kísérletben egyforma: 0,9. Mivel ez az állandó összefügg az egyensúlyi állapottal, azt állítjuk, hogy a (10.3) reakció egyensúlyi konstansát 120 °C hőmérsékleten a következő egyenlet fejezi ki: [NO ]2 K = [N O2 ]egyen. = 0,9 2 4 egyen. A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom (10.4) Vissza ◄ 143 ► Általános kémia Kémiai egyensúlyok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 144 ► Ahogy azt a (10.4) egyenlet

mutatja, az NO2 egyensúlyi mólkoncentrációját illető hatványkitevő (2), ugyanolyan értékű, mint a (10.3) egyenletben található, a nitrogén-dioxidot illető sztöchiometriai együttható. Sok további reakció vizsgálatával és az így szerzett tapasztalatok elemzésével két norvég kémikus – Cato Guldberg és Peter Waage – a következő törvényt vezette le: Az általános reakció aA + bB cC + dD (10.5) részére, adott hőmérsékleten, egyensúlyban, egy bizonyos értékű egyensúlyi konstans (K) határozható meg, amelynek az alakja [C]c [D]d K = [A]a [B]b (10.6) ahol A, B, C, D, a reakcióban szereplő anyagokat, a, b, c, d, az A, B, C, D anyagok sztöchiometriai együtthatóit, [A], [B], [C], [D] az anyagok egyensúlyi mólkoncentrációit jelenti. A (10.6) egyenlet a Guldberg-Waage-féle törvény matematikai kifejezését képezi. Ez, a kémia részére alapfontosságú törvény, a szakmai gyakorlatban a tömeghatás törvénye elnevezést is

viseli Megjegyzendő, hogy az egyensúlyi állandó dimenzió nélküli érték. Az elmondottak szerint az egyensúlyi konstans értéke a reakcióban szereplő anyagok jellegétől és a hőmérséklettől függ. A (106) egyenlet egyszerű elemzése ahhoz a következtetéshez vezet, hogy minél magasabb (állandó hőmérsékleten) az egyensúlyi konstans értéke, annál nagyobb mértékben keletkeznek a reakció során a kiinduló anyagokból termékek. A gyakorlatban egy kicsit másképp fogalmazva: Minél magasabb az egyensúlyi állandó, annál jobban tolódik el az egyensúly balról jobbra Gyors megközelítésként tehát a következőket lehet állítani: A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 144 ► Általános kémia Kémiai egyensúlyok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 145 ► Ha K > 5, akkor, egyensúlyban, a termékek koncentrációja (és ez által persze a mennyisége

is) sokkal magasabb, mint a kiinduló anyagoké. Ha 0,5 < K < 2, akkor a termékek és kiinduló anyagok egyensúlyi koncentrációi (mennyiségei) összehasonlíthatók. Ha K < 0,05, akkor a kiinduló anyagok egyensúlyi koncentrációi (mennyiségei) sokkal magasabbak a termékekénél (a reakció csak nagyon kis mértékben megy végbe). Összegzett reakciók egyensúlyi konstansa Ha egy bizonyos reakciót úgy tudunk fel írni, mint kettő vagy több részreakció összegét, akkor a részreakciók egyensúlyi állandói ismeretében meg tudjuk határozni az összegzett reakció egyensúlyi állandóját, amely a részreakciók egyensúlyi állandóinak a szorzata. Ennek a fontos szabálynak az elméleti levezetése kellőképpen szemlélteti ezt az első pillantásra talán bonyolult tételt: A vizsgált kémiai folyamat úgy menjen végbe, hogy az első reakció termékei, C és D, egy második reakció kiinduló anyagaiként E és F termékeket képezzenek aA + bB cC +

dD cC + dD eE + fF Egyensúlyban a két reakció egyensúlyi állandóját illetően a következő egyenletek érvényesek [C]c [D]d K’ = [A]a [B]b [E]e [F]f K’’ = [C]c [D]d Az összreakció a részreakciók összege aA + bB cC + dD K’ cC + dD eE + fF K’’ aA + bB eE + fF K A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 145 ► Általános kémia Kémiai egyensúlyok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom ◄ Vissza 146 ► Az összreakció egyensúlyi konstansa részére tehát írhatjuk [E]e [F]f K = [A]a [B]b Egyszerűen bebizonyítható, hogy a két részreakció egyensúlyi állandója szorzataként ugyanezt a függvényt kapjuk: [C]c [D]d [E]e [F]f [E]e [F]f K K = [A]a [B]b · [C]c [D]d = [A]a [B]b ’ ’’ és ezért: K = K’K’’ (10.7) Az épp levezetett szabály tehát a következő: Ha egy bizonyos reakciót úgy tudunk felírni, mint kettő vagy több részreakció

összegét, akkor az összreakció egyensúlyi állandója a részreakciók egyensúlyi állandóinak a szorzata. 1. példa: Ismerve mindkét 850 °C hőmérsékleten végbemenő feltüntetett reakció egyensúlyi állandóját C(s) + CO2(g) K’ = 1,41.1012 2 CO(g); CO(g) + Cl2(g) COCl2(g); K’’ = 0,56 számítsuk ki a szénből, szén-dioxidból és klór-gázból létrejövő foszgén (COCl2) előállítását szemléltető következő reakció C(s) + CO2(g) + 2 Cl2(g) 2 COCl2 (g) egyensúlyi állandójának az értékét. Megoldás: C(s) + CO2(g) CO(g) + Cl2(g) C(s) + CO2(g) + Cl2(g) 2 CO(g) K’ COCl2(g) K’’ COCl2 (g) + CO(g) K’’’ K’’’ = K’ K’’ A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 146 ► Általános kémia Kémiai egyensúlyok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 147 ► K’’’ = 1,41.1012 0,56 = 7,9 1011 C(s) + CO2(g) + Cl2(g) CO(g) + Cl2(g)

COCl2 (g) + CO(g) K’’’ COCl2(g) K’’ C(s) + CO2(g) + 2 Cl2(g) 2 COCl2 (g) ’’’ K ’’ K = K K K = 7,9 . 1011 0,56 = 4,42 1011 A vizsgált reakció egyensúlyi állandója tehát 4,42 . 1011 10.13 Az egyensúlyi konstans reakciókinetikai levezetése Ahogy azt tapasztaltuk, az egyensúlyi konstans értéke, bizonyos hőmérsékleten állandó, tehát független a reakcióban szerepelő anyagok egyensúlyi koncentrációjától. Helyénvaló a kérdés – miért is van ez így. Az egyensúlyi állapot mérlegelésében a reakciókinetikai megközelítés értékes segítséget nyújt Tételezzük fel, hogy a következő reakció egyetlen elemi lépésben jön létre, éspedig mindkét irányban: ke A + 2B kv AB2 (10.8) ahol ke az előre (balról jobbra) haladó reakció sebességállandója kv a visszafelé (jobbról balra) irányuló reakció sebességállandója. Az előre haladó reakció sebessége ve = ke [A] [B]2 (10.9) és a visszafelé

irányuló reakció sebessége vv = kv [AB2]. A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom (10.10) Vissza ◄ 147 ► Általános kémia Kémiai egyensúlyok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 148 ► Az egyensúly akkor áll be, ha a (10.8) reakció mindkét irányban egyforma sebességgel megy végbe Ekkor a következő egyenleteket írhatjuk: ve = vv ke [A] [B]2 = kv [AB2] ke [AB2] = [A] [B]2 kv (10.11) Mivel ke és kv egyaránt – állandó hőmérsékleten – konstans értéket vesznek fel, a két konstans hányadosa is konstans értékű: ke [AB2] = K = [A] [B]2 kv (10.12) A (10.12) egyenlet tehát egyértelmű bizonyítéka annak, hogy az egyensúlyi konstans, függetlenül a szereplő anyagok egyensúlyi koncentrációktól – állandó értékű. Fontos viszont hangsúlyozni, hogy mivel a reakciók sebességállandói hőmérsékletfüggők, ezért az egyensúlyi állandó szintén

hőmérsékletfüggő A következőkben tételezzük fel, hogy a (10.8) reakció több mint egy elemi lépésben megy végbe. Kétlépéses reakciómechanizmus esetén: k e Első lépés: 2B B2 k v k e Második lépés: Nettó reakció: A + B2 A + 2B k v AB2 AB2 A vizsgált folyamat, ebben az esetben egy, a 10.121 fejezetben tárgyalt, összegzett reakciónak a példája Az elemi lépéseket képviselő egyensúlyi állandókat a következőképpen fejezhetjük ki: A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 148 ► Általános kémia Kémiai egyensúlyok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom k e ’ K = ’’ K = k k e k v Vissza ◄ 149 ► [B2] = [B]2 v [AB2] = [A] [B ] 2 A (10.7) szabály szerint [B2] [AB2] [AB2] K = K’ K’’ = [B]2 · [A] [B ] = [A] [B]2 2 (10.13) Ahogy látjuk, a (10.12) és (1013) egyenletek eredménye megegyezik A vizsgált reakció elemzéséből egy fontos

tanulság vonható le: Függetlenül attól, hogy a vizsgált reakció, egyetlen elemi reakciólépést képez, vagy egy összetett folyamatot, a (10.5) által ismertetett általános reakció ke aA + bB kv cC +dD a következőképpen kezelhető: ve = ke [A]a [B]b vv = kv [C]c [D]d. Egyensúlyban: ve = vv ke [A]a [B]b = kv [C]c [D]d ke K = k = v [C]c [D]d [A]a [B]b (10.14) Figyeljük meg, hogy a (10.14) egyenlet által ismertetett egyensúlyi konstans kifejezése, amelyet reakciókinetikai mérlegelések alkalmazásával vezettünk le, tökéletesen megfelel a (10.6) egyenletnek, amely számtalan kísérleti eredmény feldolgozásának az eredménye, és amely A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 149 ► Általános kémia Kémiai egyensúlyok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 150 ► (ahogy azt már ismertettük) a Guldberg-Waage-féle, tömeghatás törvényeként szerepel a kémiai

gyakorlatban. 10.14 Az egyensúlyi konstans kifejezési módjai A tömeghatás törvénye ugyan széleskörű kémiai problémáknak a megoldását teszi lehetővé, de ahhoz, hogy azt hiánytalanul alkalmazni tudjuk, egy kis gyakorlatra van szükség. Ismerni kell a reakcióban résztvevő anyagok koncentrációinak a kifejezési módjait, mivel ezek határozzák meg az egyensúlyi konstans értékét Vannak reakciók, amelyeknél az összes jelenlevő anyag egyetlen fázisban található, vannak viszont olyanok, amelyeknél az anyagok különböző fázisokban (halmazokban) találhatók. Különböző fázisokban, különböző koncentráció-egységeket alkalmazva, azonos reakció részére több lehetőség nyílik az egyensúlyi konstans kifejezésére és ez által az értékének a rögzítésére. Homogén egyensúlyok A homogén egyensúly olyan reakciók egyensúlyi állapotát ecseteli, amelyeknél minden szereplő anyag ugyanolyan fázisban van jelen. Térjünk még

egyszer vissza a (103) reakcióhoz N2O4 (g) 2 NO2 (g), melynek egyensúlyi állandója a (10.4) ill a (106) szerint [NO ]2 KC = [N O2 ] 2 4 (10.15) A következőkben a koncentrációk szimbólumánál mellőzük az „egyen.” jelzőt és a szövegben hangsúlyozzuk, ha egyensúlyi értékről lesz szó A (10.15) egyenlet persze az anyagok egyensúlyi koncentrációit illeti Ahogy látjuk, a (10.15) egyenletben az egyensúlyi állandó a KC szimbólumot viseli, hangsúlyozva, hogy a reagáló anyagok koncentrációi mol l-1 egységben vannak megadva. Az ideális gázok állapotegyenletéből PV = nRT A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom (10.16) Vissza ◄ 150 ► Általános kémia Kémiai egyensúlyok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 151 ► világos, hogy állandó hőmérsékleten, valamely gáz mólkoncentrációja egyenesen arányos annak a nyomásával: n 1 V = RT .P (10.17) Ezért a

vizsgált reakció részére írható: KP = 2 PNO 2 (10.18) PN 2O 4 ahol PNO 2 és PN 2O4 a nitrogén-dioxid ill. a dinitrogén-tetraoxid egyensúlyi részleges nyomása (atm egységben), KP az egyenlet, nyomások által kifejezett egyensúlyi állandója. Mivel a reakciókban szereplő anyagok mol l-1-ben kifejezett koncentrációi nem egyenlők az atm-ban kifejezett részleges nyomásukkal, ezért a KC és KP értékei szintén nem egyenlők. A KC és KP közötti függvényt egy egyszerű levezetés által fogjuk meghatározni A vizsgált reakció legyen a A (g) b B (g). A tömeghatás törvénye, ill. a (1018) egyenlet szerint, a KC ill KP a következőképpen fejezhető ki: KC = [B] b [A ]a (10.19) KP = PBb PAa (10.20) Ideális-gáz magatartást feltételezve az A- és a B- gáz részleges nyomására írható: n RT PA V = nA R T PA = A V (10.21) nB R T V V a reakcióedény literben megadott térfogata. PB V = nB R T ahol PB = A dokumentum használata |

Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom (10.22) Vissza ◄ 151 ► Általános kémia Kémiai egyensúlyok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 152 ► A (10.21) és (1022) egyenletekből eredő PA ill PB részleges nyomások kifejezésének a (10.20) egyenletbe való behelyettesítés révén a KP részére a következő egyenletet kapjuk: KP = ⎛ n B RT ⎞ ⎜ ⎟ ⎝ V ⎠ b ⎛ n A RT ⎞ ⎜ ⎟ ⎝ V ⎠ a b ⎛ nB ⎞ ⎜ ⎟ V⎠ ⎝ = (RT) b-a a ⎛ nA ⎞ ⎜ ⎟ ⎝ V ⎠ (10.23) Mivel nB/V és nA/V (mólok száma per a reakcióedény térfogata) a mol legységben kifejezett B- és A- anyag koncentrációja, tehát [B] ill. [A], a (10.23) egyenlet a következőképpen írható: 1 [B] b (RT)Δn = KC (RT)Δn (10.24) a [A] b a gáznemű termékek móljainak az összege (a vizsgált reakció egyenletében szereplő gáznemű termékek sztöchiometriai együtthatóinak az összege), a a gáznemű kiinduló anyagok

móljainak az összege (a vizsgált reakció egyenletében szereplő gáznemű kiinduló anyagok sztöchiometriai együtthatóinak az összege) száma, Δn = b – a. KP = ahol Ahogy az, a (10.24) egyenletből kitűnik, KC csak abban az esetben egyenlő KP-val, ha Δn = 0. Ahogy azt a 10.12 fejezetben már hangsúlyoztuk, az egyensúlyi állandó, KC és KP egyaránt, dimenziónélküli értéket képvisel. 2. példa: Katalizátor segítségével a következő fontos reakció megy végbe: CO (g) + 3 H2 (g) CH4 (g) + H2O (g) 1 200 K hőmérsékleten, az együttható anyagok mólkoncentrációi által kifejezett egyensúlyi állandó számbeli értéke, KC = 3,92. Határozzuk meg az atm-ban megadott részleges nyomások által kifejezett egyensúlyi állandó, a KP értékét. Megoldás: A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 152 ► Általános kémia Kémiai egyensúlyok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom

Vissza ◄ 153 ► A példát a fent levezetett (10.24) átszámítási képlet segítségével fogjuk megoldani. KP = KC (RT)Δn R = 8,314 J K-1 mol-1 = 8,314 kg m2 s-2 K-1 mol-1 = 8,314 kg m s-2 m-2 m3 s-2 K-1 mol-1 = 8,314 N m-2 m3 K-1 mol-1 = 1 atm = 8,314 Pa 103 dm3 K-1 mol-1 101 325 Pa = = = 0,0821 dm3 atm K-1mol-1 Δn = 2 – 4 = -2 KP = 3,92 (0,0821 . 1 200) -2 = 4,038 10-4 Ahogy azt épp tapasztaltuk, azonos reakciók KC és Kp egyensúlyi állandói számbelileg különböznek. Mivel, ahogy azt hangsúlyoztuk, dimenziónélküli értékekről van szó, a gyakorlati alkalmazásuknál helyen van az elővigyázatosság. Heterogén egyensúlyok A heterogén egyensúly olyan reakciók egyensúlyi állapotát ecseteli, amelyeknél a kölcsönhatásban szereplő anyagok különböző fázisban vannak. Visszatérve a 1012 fejezetben már mérlegelt (101) reakcióhoz CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g) (10.1) ismereteink alapján, egyensúlyban, nyilvánvalóan a (10.25)

egyenlet által képviselt egyensúlyi állandó várható: [CaO] [CO2] K C = (10.25) [CaCO3] Törvényszerűen felmerül viszont az a probléma, hogy hogyan fejezhetjük ki valamely szilárd anyag molkoncentrációját? Ugyanis, ahogy az a szóban forgó reakcióegyenletből kitűnik, a kalcium-karbonát és a kalcium-oxid szilárd halmazállapotú anyagok. Ezeknek a „koncentrációja” a reakció során nem változik. Ez a tény, egy egyszerű törvényszerűségnek a következménye: Tiszta szilárd és cseppfolyós anyagok mólkoncentrációja, állandó hőmérsékleten állandó, és nem függ az adott anyag mennyiségétől A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 153 ► Általános kémia Kémiai egyensúlyok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 154 ► Grammnyi, kilogrammnyi, vagy tonnányi mennyiségű kalcium-oxid mólkoncentrációja, állandó hőmérsékleten, egyforma. 20 °C-on

például a CaO sűrűsége 3,4 g*cm-3, és ezért mólkoncentrációja: 3,4 g 1 mol -3 -1 cm-3 · 56,08 g = 0,061 mol cm = 61 mol l Mivel tehát a [CaO] és a [CaCO3] egyaránt konstans értékeket képeznek, átrendezve a (10.25) egyenletet, [CaCO3] [CaO] K C = [CO2] (10.26) látjuk, hogy a (10.26) egyenlet bal oldalán található tagok kivétel nélkül konstans értékeket képviselnek Az egyenlet egész bal oldala, egy KC-vel szimbolizált, új konstansként szereplő érték lehet: [CaCO3] [CaO] K C = KC = [CO2] (10.27) Az újonnan bevezetett konstans, a KC, egyenlő az egyenlet jobb oldalával – a szemléltetett esetben a CO2 molkoncentrációjával. Adott hőmérsékleten tehát, a (1015) reakció egyensúlyi állandója a CO2 egy bizonyos mol l-1-ben kifejezett koncentrációjával egyenlő Megjegyzendő, hogy az egyensúlyi konstans, függetlenül attól, hogy homogén, vagy heterogén reakcióról van-e szó – dimenzió nélküli értékként szerepel. 3. példa:

A 10.12 fejezet elején, a fent elemzett reakció részére, 840 °C-on, 0,0109 értékű KC egyensúlyi állandóhoz jutottunk, abból kiindulva, hogy ezen a hőmérsékleten a CO2 részleges nyomása eléri az 1 atm értéket. Megszerzett ismereteinket alkalmazva vizsgáljuk meg még egyszer ezt az eredményt. Megoldás: CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g), KP = KC (RT)Δn KC = 0,0109 R = 0,0821 l atm K-1mól-1 T = (840 + 273) K = 1113 K A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 154 ► Általános kémia Kémiai egyensúlyok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 155 ► Δn = 1 KP = 0,0109 . 0,0821 1113 = 0,996 ≅ 1 Az adott reakció 840 °C hőmérsékleten érvényes egyensúlyi állandóját tehát, vagy mint KC = 0,0109, vagy mint KP = 1 tudjuk kifejezni. 10.2 Kémiai egyensúlyok tulajdonságai Tudomást szereztünk arról, hogy egy adott reakció bizonyos egyensúlyi koncentrációi

ismeretében meghatározhatjuk az egyensúlyi állandót. Ha viszont megismerjük az egyensúlyi állandót, akkor a tömeghatás törvényét alkalmazva, állandó hőmérsékletet feltételezve, ismeretlen egyensúlyi koncentrációkat tudunk kiszámítani. Más szóval, az egyensúlyi állandó, többek között segítséget nyújt a reakciók irányának a meghatározásában és a reakciók várható hozamának az értékelésében. 10.21 Kémiai reakciók irányának a meghatározása A vizsgált reakcióban kölcsönhatásban levő anyagok kezdeti (pillanatnyi) koncentrációinak a behelyettesítése az egyensúlyi állandót kifejező relációba, egy QC –vel szimbolizált, reakcióhányadosnak nevezett értékhez vezet. A reakció irányának a meghatározása a KC és a QC értékeinek a mérlegeléséből áll Ezt az értékelést a 102 táblázat foglalja össze. QC > KC A termékek és a kiinduló anyagok kezdeti koncentrációinak az aránya túl magas. Az

egyensúly eléréséhez a termékeknek kiinduló anyagokká kell változni A reakció jobbról balra fog végbemenni QC = KC A kezdeti koncentrációk megfelelnek az egyensúlyi koncentrációknak QC < KC A termékek és a kiinduló anyagok kezdeti koncentrációinak az aránya túl alacsony. Az egyensúly eléréséhez a kiinduló anyagoknak termékekké kell változni. A reakció balról jobbra fog végbemenni 10.2 táblázat A reakcióirány meghatározásának elvi folyamata A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 155 ► Általános kémia Kémiai egyensúlyok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 156 ► 4. példa: A katalitikus metán-gyártás a 2. példa által már ismertetett reakció szerint történik CO (g) + 3 H2 (g) CH4 (g) + H2O (g). E reakció egyensúlyi állandója, 1200 K-en, KC = 3,92. Tételezzük fel, hogy az adott hőmérsékleten, a gázelegy pillanatnyi

(kezdő) összetétele a következő: CO: 0,025 mol 1-1; H2: 0,025 mol l-1; CH4: 0,002 mol l-1; H2O: 0,002 mol l-1. Milyen irányban indul el a reakció, ha az elegy, 1200 K hőmérsékleten, egy jól választott katalizátor fölé áramoltatik? Megoldás: [CH4] [H2O] (0,002)(0,002) QC = [CO] [H ]3 = (0,025)(0,025)3 = 10,24 > KC 2 A reakció tehát jobbról balra, fog elindulni – egy része a termékeknek kiinduló anyagokká változik. 10.22 Egyensúlyi koncentrációk számítása Állandó hőmérsékletet feltételezve, az egyensúlyi konstans és a reakcióban résztvevő anyagok kezdeti koncentrációinak az ismeretében, ki tudjuk számítani a jelenlevő anyagok egyensúlyi koncentrációit. A gyakorlatban, a leggyakrabban azzal a feladattal állunk szemben, hogy csak a kiinduló anyagok kezdeti koncentrációi adottak. Az érthető bevezetés kedvéért válasszunk egy egyszerű általános reakciót, A B amely egyensúlyi állandója, az adott hőmérsékleten, KC =

10,0. Az Aanyag kezdeti koncentrációja legyen 0,022 mol l-1 Az A- és a B- anyag egyensúlyi koncentrációinak meghatározása a következő elvi folyamat által lehetséges. A kiválasztott általános reakció sztöchiometriájából látjuk, hogy minden mol változást szenvedő A- anyagból, 1 mol B- anyag keletkezik. A Banyag kiszámítandó egyensúlyi koncentrációja legyen x Egyensúlyban, következésképpen, az A- anyag molkoncentrációja 0,022 – x. Összegezve: A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 156 ► Általános kémia Kémiai egyensúlyok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza A Kezdeti: Változás: Egyensúly: ◄ 157 ► B 0,022 mol l-1 - x mol l-1 0 mol l-1 + x mol l-1 (0,022 – x) mol l-1 x mol l-1 Következő lépésként, behelyettesítjük a reakcióra érvényes tömeghatás törvényébe az illető értékeket: [B] KC = [A] x KC = 0,022 - x x = 0,02

Egyensúlyban tehát: [A] = 0,022 – 0,02 = 0,002; [B] = 0,02. Ellenőrzésként helyettesítsük be a fenti adatokat: [B] 0,02 KC = [A] = 0,002 = 10 5. példa: 1200 °C hőmérsékleten a következő, légszennyeződési szempontból komoly következményekkel járó reakció N2 (g) + O2 (g) 2 NO (g) egyensúlyi állandója KC = 8,5 . 10-6 Feltételezve, hogy a fenti reakció egy 10,0 l térfogatú konténerben, 1200 °C-on megy végbe, éspedig úgy, hogy a kezdeti nitrogén- és a kezdeti oxigén mennyisége egyaránt 1,00 mol, számítsuk ki a reaktorban jelenlevő nitrogén-oxid mennyiséget a reakció befejeztével (azaz egyensúlyban). Megoldás: Első lépésként, az összes kölcsönhatásban levő anyag egyensúlyi koncentrációit fogjuk x segítségével kifejezni. Több választható lehetőség közül a legkézenfekvőbb, hogy az x-et tegyük egyenlővé a reakció által elfogyasztott N2 móljai számával. A sztöchiometriai együtthatókkal ellátott reakció- A

dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 157 ► Általános kémia Kémiai egyensúlyok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 158 ► egyenlet arról tanúskodik, hogy azonos anyagmennyiségű (azaz x mol) oxigénre lesz a reakcióban szükség. Ezen kívül világos, hogy 2x anyagmennyiségnyi nitrogén-oxid fog majd a reakció során keletkezni Mindent összevetve a következő táblázatot képezhetjük: Kezdeti Változás Egyensúly N2 mol [n] [mol l-1] 1 0,1 -x (-x)/10 1-x (1– x)/10 O2 mol [n] [mol l-1] 1 0,1 -x (-x)/10 1-x (1– x)/10 NO mol [n] [mol l-1] 0 0 +2x (+2x)/10 2x (2x)/10 Helyettesítsük be az egyensúlyi értékeket a vizsgált reakció (egyensúlyban érvényes) tömeghatás törvényébe: 2 ⎛ 2x ⎞ ⎜ ⎟ 2 [NO] 10 -7 KC = 8,5 . 10 = [N ] [O ] = ⎝ ⎠ 2 2 2 ⎛1− x ⎞ ⎜ ⎟ ⎝ 10 ⎠ (2x)2 = (1/x)2 (2x)2 8,5 . 10 = (1/x)2 -6 8,5 . 10 −6 = ⎛ 2x ⎞

⎜ ⎟ ⎝1− x ⎠ 2 2x 0,002915 = 1-x x = 0,001455 Ahogy az a vizsgált reakció sztöchiometriájából és a táblázatból következik, a reakció során 2x mol NO keletkezik, ezért egyensúlyban a nitrogénoxid móljai száma 2*0,001455 = 0,00291. Adott körülmények között a 10,0 l térfogatú reakcióedény 2,91 mmol NO-ot tartalmaz. A nitrogénmonoxid egyensúlyi koncentrációja tehát 0,291 mol l-1 lesz Extrém magasságú hőmérsékleten, bizonyosan számolnunk kell azzal, hogy a levegő A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 158 ► Általános kémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Kémiai egyensúlyok Vissza ◄ 159 ► összetevőiből, távolról sem elhanyagolható mértékben - nitrogén-monoxid keletkezik. 10.3 A Le Chatelier–féle elv Az eddigiekben ismeretet szereztünk arról, hogy a kémiai egyensúly egy olyan állapotot képvisel, amelyben az előre haladó és

visszafelé irányuló reakciók egyforma sebességgel mennek végbe. Ez az állapot, külső beavatkozások által könnyen megdönthető, aminek következményeként kevesebb, vagy több kívánatos anyag van majd jelen az új egyensúlyi állapot bekövetkezésekor. Az egyensúly, az egyes anyagok koncentrációi-, a rendszer nyomása-, térfogata-, és a hőmérséklete változtatásával billenthető el. 10.31 A Le Chatelier-féle elv definíciója Milyen irányba mozdul el egy egyensúlyban lévő reakciórendszer, ha külső beavatkozás által megváltoztatjuk valamely, a reakcióban szereplő anyag koncentrációját, a nyomást, a térfogatot, vagy a hőmérsékletet? Henry Louis Le Chatelier nevéhez fűződik az, a nagyon egyszerű, és ugyanakkor nagyon nagy jelentőségű, általánosan alkalmazható öszszegző szabály, amely a kémiai gyakorlatban (de nem csak abban) a feltett kérdésre gyors és eredményes tájékozást nyújt: Ha egyensúlyban levő rendszerre a

külső körülmények megváltozásával kényszert gyakorolunk, akkor az egyensúly úgy tolódik el, hogy a rendszer a külső kényszer alól kitérni igyekszik. Az egyensúlyi koncentráció változtatására bekövetkező válasz A kémiai egyensúlyok elméletéből, úgymint a reakciók ezreinek a vizsgálatából a következő tapasztalat vonható le: Ha egyensúlyban levő reakciórendszerbe további kiinduló anyagot (anyagokat), vagy terméket (termékeket) adagolunk, az egyensúlyi állapot felbomlik, és a rendszer úgy válaszol, hogy az újonnan beadagolt anyag(ok) egy része – a folytatódó reakció során – elfogy, és egy új egyensúlyi állapot jön létre. 6. példa: A kén-dioxid kén-trioxiddá való oxidálódása fontos szerepet játszik, többek között, az atmoszféra szennyeződésénél is. E folyamatot illetően a A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 159 ► Általános kémia Kémiai egyensúlyok A

dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom ◄ Vissza 160 ► kémia különböző elemi és nettó reakciókat ismer, többek között a következőt: SO2 (g) + NO2 (g) SO3 (g) + NO (g) Laboratóriumi kísérletek elemzésével tudomást szereztünk arról, hogy egy bizonyos, kezdeti (kiinduló) anyag elegy, 700 °C hőmérsékleten a következő egyensúlyi összetételhez vezet: [SO2] [NO2] [SO3] [NO] 4 . 10-4 mol l-1 1 . 10-4 mol l-1 1 . 10-4 mol l-1 1 . 10-4 mol l-1 Ha az egyensúlyi elegyben, az 1.10-4 mol l-1 koncentrációval szereplő nitrogén-dioxid koncentrációját 410-4 mol l-1-re emeljük, milyen értékű koncentrációval fognak szerepelni a rendszert alkotó anyagok az újonnan létrejövő egyensúlyban? Megoldás: Első lépésként, az adott hőmérsékleten érvényes egyensúlyi állandót fogjuk meghatározni: [SO3] [NO] (1 . 10-4) (1 10-4) 1 . 10-8 KC = [SO ] [NO ] = (4 . 10-4) (1 10-4) = 4 10-8 = 0,25 2 2 Ha az egyensúlyi

elegyben, az 1.10-4 mol l-1 koncentrációval szereplő nitrogén-dioxid koncentrációját 410-4 mol l-1-re emeljük, a rendszer, a Le Chatelier-féle elv értelmében úgy válaszol, hogy az elemzett reakció balról jobbra fog folytatódni. A kezdeti koncentrációk tehát az eredeti egyensúlyi koncentrációknak felelnek meg, persze a NO2 kivételével, mivel azt külső beavatkozásként felemeltük 4.10-4 mol l-1-re Az SO3 koncentrációváltozását x-szel jelölve, a következő táblázat készíthető: Kezdeti Változás Egyensúly SO2 [mol l-1] 4.10-4 -x 4.10-4 – x NO2 [mol l-1] 4.10-4 -x 4.10-4 - x SO3 [mol l-1] 1.10-4 +x 1.10-4 + x A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom NO [mol l-1] 1.10-4 +x 1.10-4 + x Vissza ◄ 160 ► Általános kémia Kémiai egyensúlyok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom ◄ Vissza 161 ► Az ismeretlen x-nek, a következő egyenletnek kell megfelelni: ⎛ 1.10 −4 +

x ⎞ (1.10-4 + x) (110-4 + x) ⎟⎟ KC = 0,25 = (4.10-4 - x) (410-4 - x) = ⎜⎜ −4 4 . 10 + x ⎝ ⎠ 2 1.10-4 + x 0,25 = 0,5 = 4.10-4 - x x = 0,667.10-4 Az új egyensúlyban az egyes anyagok koncentrációi tehát a következők: [SO2] [NO2] [SO3] [NO] 3,333 . 10-4 mol l-1 3,333 . 10-4 mol l-1 1,667 . 10-4 mol l-1 1,667 . 10-4 mol l-1 Érdekes összehasonlítani a reakcióban szereplő anyagok, a kísérlet egyes szakaszaiban való koncentrációit: Eredeti egyensúlyi Beavatkozás utáni Új egyensúlyi SO2 NO2 SO3 NO [mol l-1] [mol l-1] [mol l-1] [mol l-1] 4.10-4 1.10-4 1.10-4 1.10-4 -4 -4 -4 4.10 4.10 1.10 1.10-4 3,333 . 10-4 3,333 10-4 1,667 10-4 1,667 10-4 Az összegző adatsorozat számokkal bizonyítja a Le Chatelier elv érvényességét: ha a rendszerre kényszert gyakorolunk, akkor az egyensúly úgy tolódik el, hogy a rendszer a külső kényszer alól kitérni igyekszik. A térfogat- és nyomás változására bekövetkező válasz Az egyensúlyi állandó

kifejezéséből következtetni lehet, arra, hogy milyen visszhanggal számolhatunk, ha megváltoztatjuk az egyensúlyban levő reakciórendszer térfogatát. A már ismertetett (10.3) reakció N2O4 (g) 2 NO2 (g) A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 161 ► Általános kémia Kémiai egyensúlyok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom egyensúlyi állandója: Vissza ◄ 162 ► [NO2]2 KC = [N O ] . 2 4 Mivel a térfogatváltozásnak az egyensúlyra gyakorolt hatását igyekszünk értékelni, be kell vonnunk a térfogatot az egyensúlyi konstans kifejezésébe: [NO2] = n NO 2 V ; [N2O4] = n N 2O 4 V ; (10.28) ahol n a mólok száma V a rendszer térfogata. Az egyensúlyi állandóba való (10.28) egyenleteknek a behelyettesítése és a reláció egyszerűsítése után: 2 ⎛ n NO 2 ⎞ ⎟ ⎜ ⎜ V ⎟ n NO 2 2 ⎠ ⎝ KC = = , n N 2O 4 V. n N 2O4 V és ezért n NO 2 2 KC V = (10.29) n N 2O4

( ( ) ) Tételezzük fel, hogy az elemzett NO2 - N2O4 rendszer térfogatát egy literről háromra emeljük. Ez a lépés a (1029) egyenlet bal oldalát, tehát a KcV szorzatot, a háromszorosára emeli. A (1029) egyenlet jobb oldalának, tehát az n NO 2 2 (10.30) n N 2O4 hányadosnak, az egyensúly helyreállítása érdekében, persze szintén a háromszorosára kell emelkednie. Ez nem megy másképp, mint úgy, hogy az újra meginduló N2O4 (g) 2 NO2 (g) reakció során növekszik a rendszerben levő NO2 -, és egyúttal csökken az N2O4 mennyisége. Hasonló gondolatmenetet alkalmazva bizonyítható, hogy fordított értelemben minden fordítva megy végbe: Ha az egyensúlyban levő rendszer ( ) A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 162 ► Általános kémia Kémiai egyensúlyok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 163 ► térfogatát csökkentjük, a (10.30) hányadosnak szintén

csökkennie kell, és ez nem lehetséges anélkül, hogy a szóban forgó reakció fordított irányban induljon el N2O4 (g) 2 NO2 (g). A fenti elemzésből szerzett tanulság egyértelműen bizonyítja, hogy gáznemű reakcióknál a rendszer térfogatváltozása alapvetően változtatja az egyensúlyi elegy összetételét. A Le Chatelier elv értelmében: Ha valamely egyensúlyban levő gáznemű reakciórendszer térfogatát növeljük, megdöntve ezzel az egyensúlyi állapotot, akkor a reakció, a külső kényszer alól kitérni igyekezve, olyan irányban folytatódik, hogy növekedjék a rendszerben jelenlevő mólok száma. Fordított esetben, azaz ha csökkentjük a rendszer térfogatát, akkor a folytatódó reakció által a mólok száma csökkenni fog. A 3. táblázat, a fenti törvényszerűség hatását igyekszik egynéhány további, egyensúlyban levő reakciórendszer viselkedésének a bemutatásával áttekintő módon ecsetelni: Térfogat emelkedésénél

Térfogat csökkenésénél N2O4 (g) 2 NO2 (g) C (s) + H2O (g) CO(g) + H2(g) N2 (g) + O2 (g) 2 NO (g) SO2 (g) + ½ O2 (g) SO3 (g) N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) 10.3 táblázat: A térfogatváltozás hatása az egyensúly eltolódására Figyeljük meg, hogy az egyensúlyban levő rendszerek térfogatának a változtatása után újra elinduló reakció irányát a reakció során történő gázok moljai számának a változása határozza meg. Ott, ahol nem jön létre a gázok móljai számában változás, például: N2 (g) + O2 (g) 2 NO (g), ott a térfogatváltozás nem befolyásolja az egyensúlyi összetételt. A rendszer térfogatváltozásai nyomásváltozást idéznek elő. Ha gázfázisban végbemenő reakcióknál a rendszer térfogatát például a felére csökkentjük, a nyomás, a tökéletes gázok törvényét követve, a duplájára növekszik. Az eddig csupán a térfogatváltozásoknak tulajdonított egyensúly-eltolódások, egyformán tulajdoníthatók a

nyomásváltozásoknak is A Le Chatelier elv értelmében úgy is fogalmazhatunk, hogy a nyomás nö- A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 163 ► Általános kémia Kémiai egyensúlyok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 164 ► vekvése ellen a reakciórendszer úgy „védekezik”, (az egyensúlyt olyan irányba mozdítja el), hogy a rendszerben levő gázok móljainak az öszszege csökkenjen. A 10.1 ábra, az egyensúlyban levő, jól ismert reakciórendszerre, N2O4 (g) 2 NO2 (g), gyakorolt nyomásváltozás következményeit mutatja be. A nyomásváltozás értékelésénél vigyázni kell A rendszer nyomását ugyanis változtathatjuk állandó térfogaton is A rendszerbe, a reakcióban résztvevő anyagokhoz, adagolhatunk egy bizonyos mennyiségű inert gázt is (héliumot). Ezzel megnövekszik a jelenlevő mólok száma, és kézenfekvő, hogy megnövekszik a nyomás is. A

térfogat viszont állandó marad. Állandó térfogaton, egyensúlyban, a gázok koncentrációja állandó marad! A hélium jelenléte nem változtatja állandó térfogaton a nitrogén-dioxid térfogategységben jelenlevő móljainak a számát. Ha a reakcióban szereplő anyagok koncentrációi nem változnak, nem változhat a koncentrációk által kifejezett egyensúlyi állapot sem. A hélium okozta magasabb nyomás ezért nincs hatással a rendszer egyensúlyi összetételére. + n n NO2 o N2O4 p He o n N O (g) 2 4 n n n o o n 2 NO2 (g); o n oo no n n p o np p ΔH = 58,0 kJ. p n n p p n o o p n 0  10.1 ábra: Ha a vizsgált rendszerre nyomást gyakorolunk, egy bizonyos mennyiségű nitrogén-dioxid nitrogén-tetraoxiddá változik. Ha viszont a nyomást nem térfogatcsökkentéssel, hanem hélium beadagolásával növeljük, a rendszer egyensúlyban marad. A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 164 ► Általános kémia

Kémiai egyensúlyok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 165 ► A hőmérséklet változtatására bekövetkező válasz Ahogy azt a 10.311 és 10312 fejezetekben épp ismertettük, állandó hőmérsékleten a koncentráció-, térfogat- és nyomásváltozások által eltolódik ugyan a reakciórendszerek egyensúlya, de nem változik az egyensúlyi állandó. A hőmérsékletváltozás viszont az egyensúlyi állandó értékét változtatja A (103) reakció egy endoterm folyamat: Az ellenkező irányban viszont a végbemenő reakció exoterm: 2 NO2 (g) N2O4 (g) ΔH0 = -58,0 kJ Egyensúlyban, mivel nettó reakció nem megy végbe, a nettó hő-effektus 0. Mi történik, ha egyensúlyban, a tárgyalt reakciórendszert hevítésnek vetjük alá? Mivel endoterm folyamatoknál a rendszerek a környezettől hőenergiát vesznek át, a hevítés a dinitrogén-tetraoxid disszociációjának kedvez. Kézenfekvő tehát, hogy az N2O4 endoterm

disszociációjának az egyensúlyi állandója [NO2]2 KC = [N O ] 2 4 a növekvő hőmérséklettel növekszik. A Le Chatelier-elv értelmében: Ha bizonyos hőmérsékleten, egyensúlyban levő reakciórendszer hőmérsékletét növeljük, a rendszer úgy „védekezik”, hogy az egyensúlyi állandó változása a hőmérséklet csökkenésének, tehát az endoterm irányban végbemenő reakciónak kedvez, és fordítva. 10.4 Ellenőrző kérdések, feladatok • • Magyarázza el a dinamikus egyensúly és az egyensúlyi állandó fogalmát. Hogyan fejezzük ki az összegzett reakciók egyensúlyi állandóját? Reakciókinetikai ismereteit alkalmazva, egy tetszés szerint választott reakció részére vezesse le az egyensúlyi állandó kifejezését Fogalmazza meg a homogén- és heterogén egyensúlyok lényegét. Definiálja a KC és KP szimbólumokat és vezesse le a két állandó közötti matematikai relációt. A dokumentum használata | Tartalomjegyzék |

Ajánlott irodalom Vissza ◄ 165 ► Általános kémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom • • • • • Kémiai egyensúlyok Vissza ◄ 166 ► Indokolja meg az összefüggést a reakcióhányados, az egyensúlyi állandó és a reakciók pillanatnyi iránya között? Milyen módszert alkalmazunk az egyensúlyi koncentrációk számításánál? Adja meg a Le Chatelier elv általános definícióját és soroljon fel három példát, ez elv széleskörű hatáskörének az ecsetelésére. ZnO-CuO katalizátor felett, 1000 °C hőmérsékleten, a következő reakció H2O (g) + CO (g) H2 (g) + CO2 (g) egyensúlyi állandója KC = 0,58. A gázelegy pillanatnyi összetétele: 1,0 mól víz, 1,0 mól szén-monoxid, 1,0 mól hidrogén és 1,0 mól széndioxid. Milyen irányban megy végbe a reakció? A foszgén, COCl2, egy erősen toxikus gáz, amely 400 °C hőmérsékleten a következőképpen disszociál: COCl2 (g) CO (g) + Cl2 (g). A

reakció egyensúlyi állandója KC = 8,05 . 10-4 Ha a reakciót egy 25 liter térfogatú edényben visszük véghez és a folyamat kezdetén 1,0 mol foszgén van az edényben jelen, a foszgén milyen része (%) szenved disszociálódást? A sütőpor, a nátrium-hidrogén-karbonát, hő közlése által a következő reakció szerint bomlik: 2 NaHCO3 (s) Na2CO3 (s) + CO2 (g) + H2O (g). Ha egy zárt és egy nyitott reaktorban, egyforma hőmérsékleten, növeljük a sütőpor mennyiségét, melyik edényben nyerünk további szén-dioxidot és vízgőzt? A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 166 ► Általános kémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Savak és bázisok Vissza ◄ 167 ► 11. Savak és bázisok A savaknak és a bázisoknak a kémiai és biológiai rendszerekben, valamint a széleskörű műszaki gyakorlatban kimagasló szerepük van. Ezekkel az anyagokkal, kisebb vagy nagyobb

mértékben, az olvasó már bizonyára találkozott. Jegyzetünkben, terjedelmi okok végett, csak röviden igyekszünk ismertetni a savak és a bázisok definícióit és a műszaki gyakorlat részére legfontosabb tulajdonságait 11.1 Savak és bázisok alaptulajdonságai 11.11 Savak • A savak íze savanyú. Az ecet például az ecetsavnak köszönheti az ízét, a citrom és más citrusfélék citromsavat tartalmaznak. • A savak a növényfestékek színváltozását idézik elő. A lakmusz színét például kékről vörösre változtatják • A savak bizonyos fémekkel, például cinkkel és magnéziummal reagálva, hidrogént képeznek. A sósav magnéziummal való reakciója tipikus példája az ilyen típusú reakcióknak: 2 HCl (aq) + Mg (s) MgCl2 (aq) + H2 (g) • A savak karbonátokkal és hidrogén-karbonátokkal, például kalcium-karbonáttal, vagy nátrium-hidrogénkarbonáttal reagálva széndioxidot képeznek: NaCl (aq) + H2O (l) + CO2 (g) 2 HCl (aq) +

NaHCO3 (s) • A savak vizes oldatai vezetik az elektromos áramot. 11.12 Bázisok • A bázisok íze keserű. • • A bázisok tapintata síkos – a bázisokat tartalmazó szappan tapintata ennek a tulajdonságnak a tipikus példája. A bázisok a növényfestékek színváltozását idézik elő – a lakmusz színét például a bázisok vörösről kékre változtatják. • A bázisok vizes oldatai vezetik az elektromos áramot. A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 167 ► Általános kémia Savak és bázisok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 168 ► 11.2 Savak és bázisok definíciói 11.21 Arrhenius-féle definíciók Az első általános sav-bázis elmélet a svéd vegyésztől, Svante August Arrheniustól származik. Arrhenius a 19 század végén következőképpen fogalmazta meg a savak és a bázisok lényegét: A savak olyan hidrogén-tartalmú vegyületek,

amelyek vízben oldva H+ ionokat képeznek, a bázisok pedig olyan hidroxid-gyököt tartalmazó vegyületek, amelyek vízben oldva OHionokat képeznek. Arrhenius szerint a savak H+-ionokra és savmaradékokra, a bázisok pozitív töltésű fém-ionokra (kationokra), és hidroxid-ionokra disszociálódnak. A savas kémhatást tehát a H+-ionok, a lúgos kémhatást pedig a hidroxid-ionok okozzák. A savak disszociációjának példáiként, a salétromsav, a kénsav, a foszforsav és az ecetsav disszociációja a következőképpen írható: HNO3 H2SO4 H3PO4 CH3COOH H+ + NO =3 2 H+ + SO 42= 3 H+ + PO 43= H+ + CH3CO O = A savak annyi értékűek vagy bázisúak, ahány fémmel helyettesíthető, disszociációra képes hidrogénatomot tartalmaznak. A salétromsav és az ecetsav tehát egybázisú-, a kénsav kétbázisú- és a foszforsav hárombázisú sav. Egy bizonyos sav annál erősebb, minél nagyobb mértékben disszociálódik. A bázisok disszociációjának példáit, a

kálium-hidroxid és a kalciumhidroxid disszociációját a következőképpen írhatjuk: KOH Ca(OH)2 OH- + K+ 2 OH- + Ca2+ A bázisok annyi értékűek vagy savúak, ahány hidroxid-gyököt küldenek az oldatba vízben történő oldásukkor. A KOH tehát egyértékű vagy egysavú-, a Ca(OH)2 pedig kétértékű vagy kétsavú bázis. Egy bizonyos bázis annál erősebb, minél nagyobb mértékben disszociálódik. Az Arrhenius-féle sav-bázis elmélet nagy mértékben járult hozzá a huszadik század elején végbemenő gyors kémiai fejlődésnek, sok kérdésre A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 168 ► Általános kémia Savak és bázisok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 169 ► viszont nem képes megfelelő magyarázatot adni. Példaként fordítsunk figyelmet a következő kérdésre: Mi az, ami miatt az ammónia, NH3 vizes oldata bázikus jellegű? Mert ugye, az ammónia

nem tartalmaz OH--iont. 11.22 Brønsted-Lowry definíciók Arrhenius szerint a savak vezetőképességét a H+-ionok okozzák. A hidrogén-ion (proton) átmérője nagyságrendileg 10-15 m, tehát körülbelül százezerszer kisebb, mint a többi ioné. Mivel ez azt jelenti, hogy a proton mozgékonysága megközelítőleg százezerszer nagyobb, mint bármilyen más ioné, ennek a ténynek ahhoz kellene vezetni, hogy a savak vezetőképessége megközelítheti a fémek vezetőképességét. A gyakorlat viszont nem ezt igazolja. A savak vezetőképessége több nagyságrenddel kisebb a fémekénél Logikusan arra lehet következtetni, hogy szabad proton az oldatban nem létezik, éspedig azért nem, mert az, az oldószerrel, a leggyakrabban, vízzel, egy -ónium-iont, (vízzel oxóniumiont) képezve lép reakcióba: H2O + H+ H3O+ Ez a gyakorlat által igazolt feltételezés ahhoz a fontos konklúzióhoz vezet, hogy a disszociáció részére az oldószer nem tekinthető semleges

közegnek, hanem az a reakcióban részt vesz. Johannes Nicolaus Brønsted, és Thomas Martin Lowry 1923-ban, az ún. protolitikus elméletük alapjaként a savak és a bázisok részére a következő definíciót terjesztették elő: A savak azok az anyagok, amelyek a folyamat során protont adnak le, a bázisok azok az anyagok, amelyek protont tudnak megkötni. Brønsted szerint, tehát, az oldószer sav- vagy bázisként szerepel. Az anyagok savas, illetve bázikus jellege így csak más anyagokhoz (az oldószerhez) való viszonylatban mutatkozik. Más szóval sav csak akkor képes protont leadni, ha a rendszer rendelkezik egy kevésbé savas anyaggal, amely képes ezt a protont felvenni. Ebből a feltevésből arra a következtetésre jutunk, hogy ha a savból proton hasad le, az bázissá alakul, és fordítva, a protont felvenni képes bázis savvá alakul. A hidrogén-bromid disszociációja, amely Arrhenius szerint az oldószer (a víz) szereplése nélkül menne végbe, HNO3

H+ + A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom NO3- Vissza (11.1) ◄ 169 ► Általános kémia Savak és bázisok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 170 ► Brønsted-Lowry szerint a következőképpen írható: HNO3 sav(1) + H2O bázis(2) H3O+ + konj. sav(2) NO3- konj. bázis(1) (11.2) A hidrogén-[trioxo-nitrát(V)] (salétromsav) vízben, egy meglehetősen erős sav, mivel a sokkal bázikusabb jellegű víz készségesen képez a salétromsavtól könnyen leválasztható protonnal oxónium-iont. Ezt a tényt többek között az oldat aránylag magas elektromos vezetőképessége is bizonyítja. A víznél kevésbé bázikus jellegű oldószerek, például az ecetsav a salétromsav által az oldatba küldött protont sokkal kisebb mértékben képesek megkötni, ezért ezekben az oldószerekben a salétromsav kevésbé disszociálódik, és ezért gyenge savként szerepel. A (11.2) egyenlet

arról számol be, hogy a salétromsav a proton leadására hajlamos, tehát sav, míg a víz a proton felvételére hajlamos, tehát itt bázisként szerepel. A reakció során egy új sav, H3O+, és egy új bázis, NO3-, keletkezik. Az ilyen rendszerekben az egymáshoz kapcsolt savbázis párt konjugált sav-bázis párnak nevezzük A salétromsav és a nitrát-ion, valamint az oxónium-ion és a víz tehát egy-egy konjugált sav-bázis párt képez. A (112) reakciót egyirányú nyíllal jelezzük, mivel teljesen végbemegy Más a helyzet, ha hangyasavat oldunk vízben: (11.3) HCOOH + H2O sav(1) bázis(2) H3O+ + HCOO- konj. sav(2) konj. bázis(1) A hangyasav vizes oldata sokkal kisebb mértékben vezeti az elektromos áramot, mint a salétromsav oldata, amiből arra a következtetésre jutunk, hogy a hangyasav-oldatban kevesebb oxónium-ion van jelen, mint a salétromsav-oldatban. Ennek a ténynek az oka csak az lehet, hogy a (113) reakció kisebb mértékben megy balról

jobbra végbe, mint a (11.2) reakció, más szóval, a savmolekula disszociációja itt kisebb számú savmolekulát érint, mint a salétromsavnál. Úgy is fogalmazhatunk, hogy a hangyasav konjugált bázisa, a formiát-ion (HCOO-) a protont erősebben köti, tehát erősebb bázis, mint a nitrát-ion. A konklúzió egyértelmű: a hangyasav a salétromsavnál gyengébb sav. A (113) egyenletnél alkalmazott kettős nyíl azt szimbolizálja, hogy a reakció távolról sem megy tökéletesen balról jobbra végbe. A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 170 ► Általános kémia Savak és bázisok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 171 ► Mindkét utóbb ismertetett savnál ((11.2), (113)) a víz bázisként viselkedik, mind a salétromsavnál, mind a hangyasavnál is gyengébb sav (azaz erősebb bázis). A víz persze savként is viselkedhet, ha meg van hozzá a kémiai partnere. Itt az

ideje válaszolni a 1121 fejezet végén feltett kérdésre: Mi ad az ammónia vizes oldatának bázikus jelleget? Nézzük, mi is történik az ammóniával vízben: NH3 bázis(1) + H2O sav(2) NH4+ + OH- (11.4) konj. sav(1) konj bázis(2) A (11.4) azt mutatja, hogy az ammónia megköti a vízmolekulából levált protont, és ezáltal ammónium-ionná változik A víz tehát gyengébb bázis, mint az ammónia, vagy másképp fogalmazva, a víz itt a sav, az ammónia pedig a bázis szerepét tölti be. Hasonlóan, mint a (113) egyenletnél, a kettős nyíl itt is annak a jele, hogy a (11.4) egy ún egyensúlyra vezető reakció, tehát nem megy balról jobbra tökéletesen végbe Ahogy látjuk, a víz a kölcsönhatásban résztvevő partner jellegétől függően, úgy bázisként, mint savként is szerepelhet, éspedig azért, mert a vízmolekula proton alakjában lehasadni kész hidrogénatomot és ugyanakkor „idegen” proton megkötésére alkalmas elektronpárt is

tartalmaz. Brønsted az ilyen jellegű oldószereket amfiprotikus oldószereknek nevezi. Ezen a helyen, elméleti és gyakorlati okokból egyaránt, a következő fontos fogalmak ismertetését találjuk célravezetőnek: • Az amfoter megnevezés azokat az anyagokat illeti, amelyek savas-, és egyúttal bázikus tulajdonságokat szemléltetnek. Az alumínium(III)oxid (timföld) egy tipikus amfoter vegyület Az Al2O3 ugyanis, savakban is és lúgokban is oldódik, éspedig a következőképpen: Al2O3(s) + 6 H+(aq) 2 Al3+(aq) + 3 H2O(l) Al2O3(s) + 3 H2O(l) + 2 OH-(aq) (11.5) 2 Al(OH)4-(aq) (11.6) Míg a (11.5) reakcióban a timföld proton-akceptorként (bázisként) viselkedik, a (11.6) reakcióban, egy bázissal, aluminát iont képezve, savas tulajdonságokat mutat Amfoter tulajdonságokkal rendelkezik az ón(IV)-oxid, az ón(II)-oxid, az ólom (IV)-oxid, az ólom(II)-oxid, a gallium(III)-oxid, a cink(II)-hidroxid, HCO3-, H2PO4-, HPO42-, stb. A dokumentum használata |

Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 171 ► Általános kémia Savak és bázisok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 172 ► • Azokat az anyagokat, amelyek proton alakjában lehasadni kész hidrogén-atomot tartalmaznak, és amelyek egyúttal savként, és bázisként is viselkedhetnek, amfiprotikus anyagoknak nevezzük. Amfiprotikus anyagként már szemléltettük a víz tulajdonságait. Míg tehát a víz az amfoter-, és egyúttal az amfiprotikus anyagok közé tartozik, a timföld, ugyan amfoter anyag, de nincs hidrogén-atomja, és ezért nem tartozik az amfiprotikus anyagok közé. A vízen kívül, amfiprotikus oldószerként említésre méltó a cseppfolyós ammónia, valamint a gyakorlatban gyakran alkalmazott alkoholok (metilalkohol, etilalkohol, izopropilalkohol), stb. Az amfiprotikus anyagok tehát egyúttal az amfoter anyagok közé is tartoznak • Az aprotikus (semleges) oldószerek olyan

anyagcsoportot képeznek, amelyek nem ionizálhatók, nem képesek sem protonleadásra, sem pedig valamely más molekulától származó proton megkötésére. Példaként itt a gyakorlatban való alkalmazás révén a cseppfolyós kén-dioxid, a szulfinil-klorid (SOCl2) és a benzol említendő. 11.23 Lewis-féle definíciók A kémiai gyakorlat azt igazolja, hogy több olyan típusú reakció realizálható, amely sav-bázis reakciónak felel meg, a résztvevő anyagok mégsem jellemezhetők a Brønsted-Lowry-féle definíciók által. A sok közül válasszunk egy jól ismertet: Na2O (s) + SO3 (g) Na2SO4 (s) (11.7) A (11.7) egyenlet az erősen bázikus jellegű dinátrium-oxid az erősen savas jellegű kén(VI)-oxiddal való reakcióját mutatja, amely során nátrium-szulfát keletkezik. A dinátrium-oxid Arrhenius szerint és Brønsted-Lowry szerint sem tartható bázisnak, ahogy a kén(VI)-oxid az egyik eddig ismertetett definíció szerint sem tartható savnak. Gilbert

Newton Lewis, egy általánosabb elképzelést szorgalmazva a következő definíciót terjesztette elő: Lewis savak olyan anyagok, amelyek egy más anyagtól származó elektronpár átvételével képesek egy új kovalens kötés létrehozására; Lewis bázisok olyan anyagok, amelyek képesek más anyagnak egy elektronpárt átadni és ezáltal egy új kovalens kötést létrehozni. Nézzük, mi is történik Lewis szerint a (11.7) reakciónál Itt az oxidion, O2-, (amely a szilárd-halmazállapotú és ionos kötésű dinátriumoxid alkotórésze), kén(VI)-oxiddal reagál: A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 172 ► Általános kémia Savak és bázisok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom . 2:O : . . : .O : . .S : : O :O : . . + elektronpár donor ◄ Vissza . : . O : : O : S . : O : . :O . : 173 ► 2- (11.8) elektronpár akceptor A (11.8) reakció arról számol be, hogy a

kén-trioxid, az O2- iontól átvesz egy elektron-párt Ugyanakkor, persze, egy elektron-pár az S O kötésből az O atomhoz mozdul. Az O2- tehát egy Lewis bázis, a kén-trioxid pedig egy Lewis sav. A Lewis savak egy más példája a bórsav, amelynek a képlete alapfokú kémiai elképzelések szerint H3BO3 lenne, és Brønsted-Lowry szerint ennek az anyagnak a vízzel való kölcsönhatását a (11.9) egyenlet jelképezné: H3BO3 + H2O H3O+ + H2BO3- 8 (11.9) Az ismereteink szerint viszont a (11.9) egyenlet helytelen A bórsav vízben ugyan savként viselkedik, de a reakciót a (1110) szimbolizálja helyesen: B(OH)3(aq) + H2O(l) B(OH)4-(aq) + H+(aq) 9(11.10) A (11.10) reakció aprólékos vázlatát a (1111) által mutatjuk be: H H H . : .O : .O : : .B + :O : H Lewis sav .H . : .O: H . : O : H .O : B : O . H Lewis bázis H + H+ :O : H (11.11) A 11.1 táblázatban, az egyes sav-bázis definíciókat alkalmazva, összegezzük az ismertetett rendszer

besorolását A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 173 ► Általános kémia Savak és bázisok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 174 Rendszer Arrhenius Brønsted Lewis HNO3 H2 O HCOOH HNO3 B(OH)3 H2O NaOH H2 O NH3 H2O Na2O SO3 sav nem bázis sav sav nem sav nem bázis bázis nem sav nem bázis nem sav nem bázis nem sav sav bázis bázis sav nem sav nem bázis bázis sav bázis sav nem bázis nem sav sav bázis bázis sav sav bázis bázis sav bázis sav bázis sav ► 11.1 táblázat: Választott sav-bázis rendszerek különböző definíciók általi besorolása. 11.3 A víz önionizációja A tökéletesen tiszta víz, nagyon kis mértékben ugyan, de vezeti az elektromos áramot. Ez a vezetőképesség a víz önionizációjával függ össze. H2O + H2O H3O+ + OH- (11.12) A (11.12) reakció egyensúlyi állandója, vagyis a víz ionizációs állandója, a

következőképpen fejezhető ki: [H3O+] [OH-] K = [ H2O]2 (11.13) A reakciók egyensúlyi állandói hőmérsékletfüggők. A (1113) egyenletben szereplő ionizációs állandó értéke 25 °C-on: K = 3,2 10-18 A víz csak nagyon kis mértékben ionizálódik, és ezért nem csak a vízben (mint tiszta anyagban), hanem a híg vizes oldatokban is, a víz molkoncentrációja állandónak tekinthető ([H2O] = 55,5 mol l-1). Az állandók összeszorzása után, a (11.13) következőképpen írható: A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 174 ► Általános kémia Savak és bázisok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza K [H2O]2 = KV = [H3O+] [OH-] ◄ 175 ► (11.14) Az így definiált, KV szimbólummal jelölt, állandó, a víz ionszorzata nevet viseli. A víz ionszorzatának számbeli értéke 25 °C hőmérsékleten: KV = 3,2 . 10-18 (55,5)2 = 1 10-14 (11.15) Tiszta vízben az

oxónium-ionok molkoncentrációja megegyezik a hidroxid-ionok molkoncentrációjával, tehát írhatjuk: [H3O+] = [OH-] = 10 −14 = 10-7 mol l-1 (11.16) A (11.15) egyenlet jobb oldalán, nem véletlenül, hiányzik a dimenzió, amely ebben az esetben, két molkocentráció szorzata révén, a mol2 l-2 alakot nyerhetné el. Ahogy viszont azt a 1012 fejezetben már hangsúlyoztuk, az egyensúlyi állandó dimenzió nélküli értéket képvisel A (11.16) egyenlet az oxónium- és a hidroxid ionok tiszta vízben való molkoncentrációját határozza meg, tehát itt helyén van a mol l-1 dimenzió. A víz ionizációja erősen endoterm folyamat (ΔH = 56,74 kJ mol-1), ezért a hőmérséklet emelkedésével a víz ionszorzata nem elhanyagolhatóan növekszik. 37 °C-on, például, a víz ionszorzata már eléri a 2,51014 értéket. Azoknál az anyagoknál, amelyek saját molekuláik között proton-cserét képesek létrehozni, az önionizációt autoprotolízisnak nevezzük. A víz

önionizációja tehát autoprotolízis. Persze, ez a tulajdonság nem csak a víz sajátsága. Az autoprotolízis, kisebb vagy nagyobb mértékben az oldószerek nagy részénél észlelhető. Autoprotolízist demonstráló anyagok ionszorzatát KA-val szimbolizált autoprotolitikus állandónak nevezzük. A következő példák jellemzők: C2H5OH + C2H5OH NH3 + NH3 HCOOH + HCOOH C2H5OH2+ + C2H5ONH4+ + NH2- HCOOH2+ + HCOO- A 11.2 táblázatban fontos oldószerek autoprotolitikus állandóit ismertetjük A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 175 ► Általános kémia Savak és bázisok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Oldószer Kénsav Hangyasav Ecetsav KA 1,0 . 10-5 5,0 . 10-7 2,5 . 10-13 Vissza Oldószer Víz Etilalkohol Ammónia ◄ 176 ► KA 1,0 . 10-14 8,0 . 10-20 2,0 . 10-33 11.2 táblázat: Gyakori oldószerek autoprotolitikus állandói 11.4 pH - a savasság mértéke A H+ (H3O+)

ill. OH- ionok molkoncentrációinak számbeli értékei a kémiai gyakorlatban nagyon alacsonyak és az ilyen számokkal való munka eléggé kényelmetlen. Ez a tény adta meg Soren Peer Lauritz Sorensennek az okot arra, hogy egy új érték bevezetését terjessze elő – a pH értékét. Sorensen eredetileg a pH szimbólumot alkalmazta és azt „hidrogén-ion hatványkitevő”-nek (Wasserstoffion-exponent-nek) nevezte. Egy bizonyos oldat pH értékét a következőképpen definiáljuk: pH = - log [H3O+] (11.17) pH = - log [H+] (11.18) vagyis Az olvasó bizonyára tisztában van azzal, hogy a könnyű-hidrogén ion (a prócium ion), H+ fogalma, azonos a proton fogalmával. Önálló proton csak nagyon rövid ideig létezhet bármely vizes oldatban, mivel a víz molekuláival körülvéve hidratálódik. A hidratált proton viszont, egy és ugyanaz, mint az oxónium-ion, H3O+. A H3O+-ionok molkoncentrációja tehát azonos a H+-ionok molkoncentrációjával, és ezért

minden, a (11.17) egyenlethez hasonló relációban helyettesíthető [H+]val A fenti megjegyzés értelmében a (11.14) egyenletet a továbbiakban a következőképpen fogjuk írni: KV = [H+] [OH-] (11.19) A (11.18) egyenlet általi pH érték definíciójához még egy fontos tudnivaló fűződik: Az egyenlet bevezetése csupán az oldatok H+-ion koncentrációinak a számbeli értékekeivel való munka egyszerűsítése miatt történt. Ezért a [H+] kifejezés itt csak egy dimenziónélküli értéket képvisel Az oldatok pH-értéke, tehát szintén csak egy dimenzió-nélküli szám. A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 176 ► Általános kémia Savak és bázisok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 177 ► A (11.18) egyenlet szóbeli üzenete a következő: Az oldat pH-értékét a hidrogén-ionok molkoncentrációjának negatívan vett logaritmusa adja meg. Kémiailag tiszta

vízben, vagy semleges oldatokban a (11.16) szerint [H+] = [OH-] = 10-7 mol l-1 (11.20) és a (11.18) egyenletbe való behelyettesítés után pH = - log 10-7 = 7. Savas oldatokban analogikusan [H+] > 10-7 mol l-1 pH = - log (>10-7 ) pH < 7. Bázikus oldatokban [H+] < 10-7 mol l-1 pH = - log (<10-7 ) pH > 7. A 11.3 táblázatban egynéhány jellegzetes oldat pH értékét ismertetjük A (11.17) ill (1118) szerinti pH definícióhoz analogikusan, hidroxidionok részére is bevezethető egy analogikus érték, a „hidroxid-ion hatványkitevő”, vagyis a pOH, amely az oldatban található hidroxid-ionok molkoncentrációjának a negatívan vett logaritmusa: pOH = - log [OH-] (11.21) A (11.15) és a (1119) összekötésével, egy részben már ismertetett, függetlenül az ionok eredetétől minden vizes oldatra érvényes, és nagyon fontos egyenletet kapunk [H+] [OH-] = 1,0 . 10-14 (11.22) A (11.22) egyenlet mindkét oldalának logaritmusát képezve a

következő egyenleteket írhatjuk: A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 177 ► Általános kémia Savak és bázisok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 178 ► log [H+] + log [OH-] = -14 - log [H+] - log [OH-] = 14. Behelyettesítve a (11.18) és (1121) relációkat az utóbbi egyenletbe: pH + pOH = 14 (11.23) A (11.18) és a (1121) egyenleteket antilogaritmusát képezve további hasznos kifejezésekhez jutunk: 10-pH = [H+] (11.24) 10-pOH = [OH-] (11.25) A (11.24) ill (1125) egyenletek érvényességének az ellenőrzése nagyon egyszerű: Mindkét egyenlet mindkét oldalát logaritmálva megkapjuk a kiinduló (1118) és (1121) relációkat Minta pH érték Minta pH érték Gyomorsav 1,0 - 3,0 5,6 Citromlé Ecet Narancslé Szódavíz Vizelet 2,2 - 2,4 2,4 - 3,4 3,5 3,9 4,8 - 7,5 Szennyezetlen esővíz Tej Tiszta víz Vér Tengervíz Háztartási ammónia 6,5 7,0 7,3 - 7,5

7,0 - 8,3 11,9 11.3 táblázat: Jellegzetes oldatok pH értéke 1. példa: Az antropogén befolyásoktól mentes esővíz pH értéke 5,63. A sokat tárgyalt savas esőről csak akkor beszélünk, ha a sokrétű emberi emiszsziók által a csapadékvíz pH-ja az ismertetett érték alá süllyed. 2006 szeptember 2-án, a Győrben hullott esővíz H+-ion koncentrációja 2,35.10-6 mol l-1 volt Savas eső esett vajon Győrben, vagy nem? A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 178 ► Általános kémia Savak és bázisok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 179 ► Megoldás: Definíció szerint pH = - log [H+]. Az adat behelyettesítése után pH = - log (2,35 . 10-6) pH = 5,63 A vizsgált csapadékvíz pH értéke megfelel az esővizek természetes (az atmoszféra szén-dioxid tartalma által jelenlevő) savasságának, és ezért mérsékelten savas kémhatása ellenére nem tartható savas

esővíznek. 2. példa: Egy palackozott asztali bortípus pH-értéke, azonnal a dugó eltávolítása után pHazonnali = 3,50. A nyitva hagyott, levegő hatásának kitett palack tartalma 30 nap után savasabb kémhatású, elsősorban a jelenlevő etilalkohol ecetsavvá való oxidálódása által, pH 30 nap = 3,00. Határozzuk meg a borban jelenlevő [H+] ionok koncentrációjának a növekedését. Megoldás: A (11.24) szerint [H+] azonnali = 10-3,5 mol l-1 = 3,16 . 10-4 mol l-1 [H+] 30 nap = 10-3,0 mol l-1 = 1,00 . 10-3 mol l-1 Δ [H+] = (1,00 . 10-3 – 3,16 10-4) mol l-1 = 6,84 10-4 mol l-1 A borban levő [H+] ionok koncentrációja 30 nap után tehát 6,84.10-4 mol l-1 értékkel növekszik. 11.5 Savak és bázisok erőssége A sajátosságaitól függően egy bizonyos sav a vizsgált rendszerben jelenlevő molekuláinak egy része, vagy az összes jelenlevő savmolekula vízzel való oldódásakor ionizálódik. A ionizációt szenvedett savmolekulák része a savak

erősségének a mértéke A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 179 ► Általános kémia Savak és bázisok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 180 ► A savak erősségét tehát (többek között) az ionizáció-százalék által tudjuk kifejezni: ionizáció-százalék = az ionizált sav egyensúlyi koncentrációja .100 % a sav eredeti koncentrációja Az ionizáció-százalék fogalmának alkalmazása feltételezi, hogy a vizsgált rendszerben egyensúlyi állapot uralkodik. Hasonlítsuk össze két, HA-, illetve HB-vel szimbolizált, különböző jellegű, de egyforma koncentrációjú sav vizes oldatát. Brønsted definícióját alkalmazva, HA akkor lesz egy erősebb sav, mint HB, ha HA nagyobb hajlandóságot mutat a jelenlevő vízmolekuláknak való proton átadására, mint HB. A vízmolekulák ebben az esetben Brønsted bázisként viselkednek Következésképpen a HA sav

ionizáció-százaléka magasabb, mint a HB savé. HA (aq) + H2O (l) HB (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + A- (aq) + - H3O (aq) + B (aq) (11.26) (11.27) Az elmondottak értelmében, a (11.26) reakció nagyobb mértékben megy balról jobbra végbe, mint a (11.27) reakció, tehát a HA oldat magasabb [H+] ion koncentrációjú és alacsonyabb pH értékű lesz, mint a HB oldat. Erős savak, mint például a perklórsav, a sósav, a kénsav és a salétromsav egyúttal erős elektrolitok is. A gyakorlati feladatok részére ezeknek a savaknak a vízben való ionizációja 100 %-osnak tekinthető: HClO4 (aq) + H2O (l) HCl (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + ClO4- (aq) H3O+ (aq) + Cl- (aq) H2SO4 (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + HSO4- (aq) HNO3 (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + NO3- (aq) A kénsav kétértékű sav. Az itt feltüntetett egyenlet szerint csak elsőfokú ionizációt feltételezünk A HSO4-, persze, szintén savként viselkedik, de a hidrogénszulfát-ion ionizáció-százaléka rendbelileg

kisebb (mint 100 %). A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 180 ► Általános kémia Savak és bázisok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 181 ► A savak többségét gyenge savnak értékeljük. A gyenge savak csoportja viszont nagyon széles lehetőségeket mutat. A hidrogén-fluorid és a hidrogén-cianát egyaránt a gyenge savak csoportjába tartozó vegyületek Ha összehasonlítjuk e két sav egyforma (0,1 mol l-1) koncentrációjú, egyforma hőmérsékletű (25 °C) vizes oldatainak az egyensúlyi ionizáció-százalékát, érdekes különbségekhez jutunk: A HF oldat ionizációszázaléka 8,4 a HCN ionizáció-százaléka pedig 0,007. Világos tehát, hogy a HF sokkal erősebb sav, mint a HCN. Amit a savakról állítottunk, az a bázisokra analogikusan érvényes. A bázisok erőssége a referenciás savtól való proton fogadás hajlandóságának a mértéke. A leggyakoribb

referenciás sav a víz Az alkáli fémek és az alkáli földfémek hidroxidjai, mint például a nátrium-hidroxid, kálium-hidroxid és bárium-hidroxid erős bázisok. Ezek az anyagok vizes oldataikban teljesen ionizálódnak és ezért erős elektrolitok: NaOH (aq) Na+ (aq) + OH- (aq) KOH (aq) K+ (aq) + OH- (aq) Ba(OH)2 (aq) Ba2+ (aq) + 2 OH- (aq) Ezen a helyen fontosnak találjuk ismertetni az ionos vegyületek vízben való oldhatóságának az általános szabályait. • • • • • • Az összes alkáli fém vegyületei, úgymint az ammónium (NH4+) vegyületei, vízben oldódnak. A nitrátok (NO3-), klorátok (ClO3-) és perklorátok (ClO4-) vízben oldódó vegyületek. A hidroxidok többsége nem oldódik vízben. Kivételt képeznek az alkáli fémek hidroxidjai és a bárium-hidroxid (Ba(OH)2), amelyek vízben oldódnak. A kalcium-hidroxid (Ca(OH)2) és a stronciumhidroxid (Sr(OH)2) vízben csak kis mértékben oldódnak A kloridok (Cl-), bromidok (Br-) és

jodidok (I-) többsége vízben oldódik. Kivételt képeznek az Ag+, Hg22+ és Pb2+ kloridok, bromidok és jodidok Az alkáli fém- és NH4+- vegyületeken kívül a karbonátok ( CO 32− ), foszfátok ( PO 34− ) és szulfidok (S2-) egyike sem oldódik vízben. A szulfátok (SO 24− ) többsége vízben oldódik. A kalcium-szulfát (CaSO4) és az ezüst-szulfát (Ag2SO4) csak kis mértékben oldódnak. A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 181 ► Általános kémia Savak és bázisok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 182 ► A bárium-szulfát (BaSO4), a higany(II)-szulfát (HgSO4) és az ólomszulfát (PbSO4) vízben nem oldódnak. A nátrium-hidroxiddal, a kálium-hidroxiddal és a bárium-hidroxiddal ellentétben, az ammónia vizes oldata, gyenge bázis. 25 C° hőmérsékleten az ammónia 0,1 mol l-1 koncentrációjú vizes oldatának csak 1,3 % értékű az

ionizáció-százaléka: NH3 (aq) + H2O (l) NH4+ (aq) + OH- (aq) (11.28) Az ammónia savként nem ionizálódik, mivel nem hasad ionokká szét úgy, mint például a HClO4. A 11.4 táblázat fontosabb konjugált sav-bázis párokat mutat be, betartva az aránylagos erősség sorrendjét A 11.4 táblázattal a következő tudnivalók függnek össze: • Az erős savak konjugált bázisai csak elhanyagolható erejűek. • A gyenge savak csoportjában minél erősebb a sav, annál gyengébb a konjugált bázisa és fordítva. Példaként a HF erősebb sav, mint a HCN, ezért a F- gyengébb bázis, mint a CN-. • Az oxónium-ion, H3O+ a legerősebb sav, amely vizes oldatokban létezhet. Erősebb savak, mint az oxónium-ion, vízzel reagálva, oxónium-iont és az illető sav konjugált bázisát képezik Érthető tehát, hogy például a HClO4, (amely erősebb sav, mint az oxónium-ion), vízzel reagálva, maradék nélkül perklorát-iont és H3O+-iont képez: HClO4 (aq) + H2O (l)

• A H3O+-nál gyengébb savak vízzel sokkal kisebb mértékben reagálnak, tehát sokkal kisebb mértékben képeznek H3O+ iont és konjugált bázist. A következő reakció egyensúlya, például, erősen balra van eltolódva: HNO2 (aq) + H2O (l) • ClO4- (aq) + H3O+ (aq) NO2- (aq) + H3O+ (aq) A hidroxid-ion, OH- a legerősebb bázis, amely vizes oldatokban létezhet. Erősebb bázisok, mint a hidroxid-ion, vízzel reagálva, hidroxid iont és az illető bázis konjugált savát képezik. Érthető tehát, hogy például az amid-ion, NH2-, (amely erősebb bázis, A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 182 ► Általános kémia Savak és bázisok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 183 ► mint a hidroxid-ion), vízzel reagálva, maradék nélkül ammóniát és hidroxid-iont képez: NH2- (aq) + H2O (l) NH3 (aq) + OH- (aq) Vizes oldatokban, amid-ion tehát nem létezik. Vizes

oldatokban, amid-ion ugyan nem létezhet, de cseppfolyós ammóniában igen. Konjugált bázis HClO4 HI HBr HCl H2SO4 HNO3 ClO4IVizes oldatokban az Brionizáció-százalék érté- Clke 100%-nak tekinthe- HSO4NO3tő. Erős savak. H3O+ HSO4HF HNO2 HCOOH CH3COOH H2S NH4+ HCN H2O NH3 Növekedő báziserősség Növekedő saverősség Sav H2O SO42FEgyensúlyi elegyben NO2jelen vannak a nem HCOOionizált sav-molekulák, CH3COOHSa konjugált bázis és a + NH3 H ionok egyaránt. CNOHNH2- Gyenge savak. 11.4 táblázat: Konjugált sav-bázis párok relatív erőssége 11.51 Gyenge savak és sav disszociációállandók A (11.26) egyenletet alkalmazva, a HA-val szimbolizált, egyértékű, gyenge sav vízben való ionizációja a következő egyenlet által írható: A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 183 ► Általános kémia Savak és bázisok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom HA (aq) + H2O (l)

Vissza H3O+ (aq) + A- (aq) ◄ 184 ► (11.26) A (11.26) reakciónak az egyensúlyi állandóját a következőképpen tudjuk kifejezni: [H3O+][A-] (11.29) K = [HA][H O] 2 Mivel a vízmolekulák kiinduló mennyiségéhez viszonyítva a sav vízben való ionizációja (11.26) által csak elhanyagolható mennyiségű vízmolekula lép reakcióba („használódik el”), a víz molkoncentrációját állandónak tekinthetjük és így a (11.29) a követező alakot öltheti: Ks = K[H2O] = [H3O+][A-] [HA] (11.30) ahol Ks a sav disszociációállandója (ionizációs állandója). Egy bizonyos hőmérsékleten a HA sav erősségét a Ks által fejezzük ki. Minél magasabb a Ks értéke, annál erősebb a vizsgált sav, és annál magasabb a H+ ionok koncentrációja az egyensúlyi elegyben. Mivel gyenge savaknál az ionizáció, ugyan különböző, de általánosan csak kis mértékben megy végbe, az egyensúlyi elegy a H+ és az A- ionokon kívül a nem ionizált HA sav

molekuláit is általában nagymértékben tartalmazza. Ismerve az adott sav vizes oldatának a kiinduló koncentrációját és az oldat pH-ját, ki tudjuk számítani a Ks disszociációállandó értékét. Ez persze nem az egyedüli lehetőség: Ismerve a Ks állandót és a sav vizes oldatának az kiinduló koncentrációját, ki tudjuk számítani az egyensúlyi elegy összes összetevőjének a koncentrációját és a pH-t. A gyenge savak vizes oldatait alkotó összetevőknek az egyensúlyi koncentrációit hasonlóképpen számítjuk ki, mint azt, a 10.22 fejezetben általános kémiai reakciók részére már ismertettük A rendszert a savak esetén ugyan más anyagok képezik, de a számítást lehetővé tevő elvnek – a Guldberg-Waage-féle tömeghatás törvényének – az alkalmazása mindegyik rendszernél azonos. A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 184 ► Általános kémia Savak és bázisok A dokumentum

használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 185 ► A számítás lépései a következők: • Fejezd ki az összes jelenlevő anyag egyensúlyi koncentrációját a kiinduló koncentrációk és egy ismeretlen (x) segítségével. Az x jelképezze a koncentrációváltozást. • Fejezd ki a sav disszociációállandóját az egyensúlyi koncentrációk által. Ismerve a Ks értékét, számítsd ki az x-et. • Ismerve a koncentrációváltozás (x) értékét számítsd ki az egyensúlyi elegyet képező anyagok koncentrációit és/vagy a pH-értéket. A 11.5 táblázat néhány gyenge sav disszociációállandóját tartalmazza 11.52 Gyenge bázisok és bázis disszociációállandók A gyenge bázisokat a gyenge savakkal analogikusan kezeljük. Ahogy azt a (11.28) egyenlet által már bemutattuk, az ammónia vízben való oldódása során a következő reakció jön létre: NH3 (aq) + H2O (l) NH4+ (aq) + OH- (aq) (11.28) A (11.28) reakció egy

gyenge bázis ionizációjának felel meg Az egyensúlyi elegyben, itt a hidroxid ion képződése által, 25 °C hőmérsékleten [OH-] > [H+], tehát pH > 7. A (11.28) reakciónak az egyensúlyi állandóját a következőképpen tudjuk kifejezni: [NH4+][OH-] K = [H O][NH ] 2 3 (11.31) Mivel a vízmolekulák kiinduló mennyiségéhez viszonyítva a bázis vízben való ionizációja (11.28) által csak elhanyagolható mennyiségű vízmolekula lép reakcióba, a víz molkoncentrációját állandónak tekinthetjük és így a (11.32) egyenletet kapjuk: [NH4+][OH-] Kb = K[H2O] = [NH3] ahol (11.32) Kb a bázis disszociációállandója (ionizációs állandója). A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 185 ► Általános kémia Savak és bázisok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom A sav neve Képlet Fenol C6H5OH Szénsav H2CO3 Szerkezet O O O C C O C Aszkorbin sav (Cvitamin) C6H8O6

O H O ► Kb 1,3.10-10 C6H5O- 7,7.10-5 4,3.10-7 HCO3- 2,3.10-8 1,8.10-5 CH3COO- 5,6.10-10 6,5.10-5 C6H5COO- 1,5.10-10 8,0.10-5 C6H7O6- 1,3.10-10 3,0.10-4 C9H7O4 3,3.10-11 6,9.10-3 H2PO4- 1,4.10-12 5,6.10-2 HC2O4- 1,8.10-13 H OH H 186 H O C6H5COOH Konjugált bázis ◄ H O CH3COOH CH3 Benzoesav H O H Ecetsav Ks Vissza C C O C C O CHOH CH2OH . Acetilszalicil sav (aszpirin) C9H8O4 O C O H O C CH3 O Foszforsav O H3PO4 H O P O H O H Oxálsav H2C2O4 O C O H C O H O 11.5 táblázat: Gyenge savak disszociációállandói 25 °C hőmérsékleten A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 186 ► Általános kémia Savak és bázisok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 187 ► A 11.6 táblázatban néhány gyenge bázis disszociációállandóját ismertetjük Figyeljük meg, hogy a táblázatban szereplő összes vegyület bázikus

jellege a nitrogénatom szabad elektronpárjával függ össze. A bázis neve Képlet Karbamid N2H4CO Szerkezet O . N H . N C H Anilin Kb Konjugált sav Ks 1,5.10-14 + H2NCONH3 0,67 4,2.10-10 + C6H5NH3 2,4.10-5 1,4.10-9 + C6H5NH 7,1.10-6 1,1.10-8 + NH3OH 9,1.10-7 1,8.10-5 NH 4 5,6.10-10 4,1.10-4 + C8H11N4O2 2,4.10-11 4,4.10-4 + CH3NH3 2,3.10-11 5,1.10-4 + (CH3)2NH2 1,9.10-11 5,6.10-4 + C2H5NH3 1,8.10-11 H H C6H5NH2 . N H H Piridin C6H5N Hidroxilamin NH2OH N: H N H O H . Ammónia NH3 . N H H + H O Koffein C8H10N4O2 H3C CH3 . C N N C C C C O N H N CH3 Metilamin CH3NH2 . N CH3 H H Dimetilamin (CH3)2NH CH3 . N CH3 H Etilamin C2H5NH2 CH3 CH2 . N H H 11.6 táblázat: Gyenge bázisok disszociációállandói 25 °C-on A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 187 ► Általános kémia Savak és bázisok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék |

Ajánlott irodalom Vissza ◄ 188 ► 11.53 Konjugált sav-bázis pár disszociációállandóinak összefüggése Egy bizonyos sav disszociációállandója és a hozzá tartozó konjugált bázis disszociációállandója között egy fontos összefüggés létezik, amelyet itt a benzoesav példájának a segítségével vezetünk le: C6H5COOH (aq) H+ (aq) + C6H5COO- (aq) [H+][C6H5COO-] Ks = [C H COOH] 6 5 A benzoesav konjugált bázisa, a benzoát-ion, vízzel, a következőképpen reagál: C6H5COO- (aq) + H2O (l) C6H5COOH (aq) + OH- (aq) Írhatjuk tehát [C6H5COOH][OH-] Kb = [C6H5COO-] A konjugált sav-bázis pár disszociációállandóinak a szorzatát a következő egyenlet által tudjuk kifejezni: KsKb = [H+][C6H5COO-] [C6H5COOH][OH-] = [H+][OH-] = KV [C6H5COOH] ⋅ [C6H5COO-] Ez utolsó egyenlet általánosításával egy további, nagyon fontos relációt kapunk: (11.33) KsKb = KV A (11.33) egyenlet bizonyítása érdekében összegezzük a két, példaként

választott reakcióegyenletet, és látni fogjuk, hogy az eredmény a 11.3 fejezetben ismertetett víz önionizációjának felel meg: (1) C6H5COOH (aq) (2) C6H5COO- (aq) + H2O (l) (3) H2O (l) H+ (aq) + C6H5COO- (aq) Ks C6H5COOH (aq) + OH- (aq) Kb H+ (aq) + OH- (aq) KV A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 188 ► Általános kémia Savak és bázisok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 189 ► Ezen a helyen érdemes észrevenni, hogy az imént bemutatott összefüggés teljes mértékben megfelel a 10.121 fejezetben levezetett (107) szabálynak, amely szerint: Ha egy bizonyos reakciót úgy tudunk felírni, mint kettő vagy több részreakció összegét, akkor az összreakció egyensúlyi állandója a részreakciók egyensúlyi állandóinak a szorzata. 3. példa: A (10.7) szabályt ill a (1133) törvényszerűséget alkalmazva, határozzuk meg benzoesav konjugált bázisa (a

benzoát ion) disszociációállandójának az értékét, ismerve a benzoesav a 115 táblázatban ismertetett disszociációállandóját Megoldás: A (11.33) szerint KsKb = KV ezért KV 1,0 . 10-14 Kb = = = 1,54 . 10-10 Ks 6,5 . 10-5 A benzoát ion disszociációállandója tehát 1,54 . 10-10 11.54 A víz önionizációját figyelembe vevő pH érték számítása Az eddigi, a vizes oldatokban jelenlevő H+ ionok koncentrációjának kiszámításához vezető elmélkedéseinkben elhanyagoltuk azoknak a H+ ionoknak a jelenlétét, amelyek a víz önionizációjából erednek. Ez a hozzáállás az oldatokat alkotó savak és bázisok bizonyos koncentrációja alatt helytelen, és már számítás nélküli megítélést alkalmazva is valószínűtlen eredményekhez vezet. Példaként figyeljük meg, hogy ha a víz öndisszociációját elhanyagoljuk, az 1,0.10-8 mol l-1 koncentrációjú sósav pH értékének a számítása a következő furcsa eredményhez vezet: A HCl mint

erős sav vízben tökéletesen disszociált állapotban van, tehát 1,0 10-8 mol l-1 koncentrációjú HCl vízben 1,0.10-8 moll-1 H+ iont eredményez. A (1118) szerint pH = -log [H+], tehát pH = -log 10-8 = 8 Az 1,0.10-8 mol l-1 koncentrációjú sósav pH értékének a számítása így 8,0 értékhez vezet, ami, ugye, nagyon valószínűtlen. A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 189 ► Általános kémia Savak és bázisok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 190 ► Tudnivaló, hogy egyértékű erős savak vizes oldataiban két egyensúly jön létre – a sav disszociációja és a víz öndisszociációja: H3O+ + A- HA + H2O H3O+ + OH- H2O + H2O [H3O+] = [A-] + [OH-] A töltések mérlege: Az A összetevő mérlege: (11.34) [A-] = [HA] (11.35) KV = [H3O+] [OH-] A (11.14) szerint: Behelyettesítés után: KV = [H3O+] {[H3O+] - [A-]} KV = [H3O+] {[H3O+] - [HA]} (11.36) A

(11.36) a megoldandó [H3O+] részére tehát egy másodfokú egyenletet képvisel: [H3O+]2 - [H3O+] [HA] – KV = 0 (11.37) A (11.37) egyenlet gyökei közül fizikai-kémiai értelme csak a pozitív valós gyöknek van: [HA] + [HA]2 + 4 KV + + (11.38) [H3O ] = [H ] = 2 Speciális esetek: • Ha [HA]2 >> 4 KV, a (11.38)-ban jelenlevő 4 KV elhanyagolható, és az egyenlet az ismert alakot ölti: [H3O+] = [H+] = [HA] • (11.39) Ha [HA]2 << 4 KV, a (11.38)-ban szereplő [HA] hanyagolható el, és az egyenlet a (11.40) alakot ölti Ahogy látjuk, itt a H3O+ ill. H+ ionok koncentrációja a tiszta vízben létrejövő H3O+ ill H+ ionok koncentrációjának felel meg: [H3O+] = [H+] = KV (11.40) 7. példa: Számítsuk ki az 1,0 10-8 mol l-1 koncentrációjú HCl vizes oldatának a pH értékét! Megoldás: HCl + H2O H3O+ + Cl- A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 190 ► Általános kémia Savak és bázisok A

dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 191 ► H3O+ + OH- H2O + H2O A (11.38) szerint [H3O+] = [H+] = 1,0 . 10-8 + 1,0 10-16 + 4 1,0 10-14 = 1,051 . 10-7 2 pH = -log (1,051 . 10-7) = 6,98 A H+ ionok koncentrációja tehát 1,05.10-7 mol l-1 és az oldat pH értéke 6,98. Egyértékű erős bázisok vizes oldataiban szintén két egyensúly jön létre - a bázis disszociációja és a víz öndisszociációja: A töltések mérlege: B + H2O BH+ + A- H2O + H2O H3O+ + OH- [BH+] + [H3O+] = [OH-] (11.41) + A B összetevő mérlege: [BH ] = [B] (11.42) + - A (11.14) szerint: KV = [H3O ] [OH ] Behelyettesítés után: KV = [H3O+] {[BH+] + [H3O+]} KV = [H3O+] {[B] + [H3O+]} (11.43) A (11.43) a megoldandó [H3O+] részére a következő másodfokú egyenletet képvisel: [H3O+]2 + [H3O+] [B] – KV = 0 (11.44) A (11.44) egyenlet pozitív gyöke: [H3O+] = [H+] = -[B] + [B]2 + 4 KV 2 (11.45) 8. példa: Számítsuk ki az 1,0.10-8

mol l-1 koncentrációjú KOH vizes oldatának a pH értékét! Megoldás: KOH + n H2O K(H2O)n+ + OH- A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 191 ► Általános kémia Savak és bázisok A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom H2O + H2O Vissza ◄ 192 ► H3O+ + OH- A (11.45) szerint [H3O+] = [H+] = -1,0 . 10-8 + 1,0 10-16 + 4 1,0 10-14 = 9,512.10-8 2 pH = -log (9,512 . 10-8) = 7,02 A H+ ionok koncentrációja tehát 9,51.10-8 moll-1 és az oldat pH értéke 7,02. 11.6 Ellenőrző kérdések, feladatok • • • • • Definiálja a Brønsted savakat és bázisokat. Miben különböznek a Brønsted definíciók az Arrhenius ill. a Lewis definícióktól? Miként viselkednek Arrhenius-, Brønsted és Lewis szerint vizes oldataikban a következő anyagok és miért: HNO3, B(OH)3, NH3. Magyarázza el a következő fogalmakat: amfoter és amfiprotikus anyagok, ill. aprotikus oldószerek

Képletekkel ellátva nevezzen meg sav-bázis konjugált párok részére legalább 6 példát. Mi a különbség a víz disszociációs állandója és ionszorzata között? Magyarázza el az autoprotolízis fogalmát. Milyen kritériumok által adjuk meg a savak és a bázisok erősségét? A H3O+ ion a legerősebb sav és az OH- ion a legerősebb bázis, amely vizes oldatokban létezhet. Miért van ez így? Vezesse le a konjugált sav-bázis pár disszociációállandói között létező összefüggést. • Számítsa ki a 2,0.10-3 mol l-1 koncentrációjú NaOH és Ba(OH)2 vizes oldatainak a pH-értékét! • Egy gyenge, egyértékű, 0,1 mol l-1 koncentrációjú sav pHértéke 3,25. Számítsa ki e sav disszociációállandójanak (Ks) értékét! • Határozza meg a 2,0 . 10-2 mol l-1 koncentrációjú C-vitamin vizes oldatának a pH-értékét A szükséges adatokat az illető táblázat ismerteti • Milyen pH-értékű a salétromsav 5,0.10-9 mol l-1

koncentrációjú vizes oldata? A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 192 ► Általános kémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom • Savak és bázisok Vissza ◄ 193 ► Milyen pH-értékű a nátrium-hidroxid 1,0 10-9 mol l-1 koncentrációjú vizes oldata? A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 193 ► Általános kémia A szerves kémia alapjai, szénhidrogének A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 194 ► 12. A szerves kémia alapjai, szénhidrogének A kémia felosztását szervetlen és szerves kémiára először Berselius svéd kémikus alkalmazta 1807-ben. Az akkori nézet szerint a szerves vegyületeket csak az élő szervezetek voltak képesek előállítani, ehhez ugyanis az ún életerőre (vis vitalis) volt szükség. A vis vitalis elméletet kísérleti úton először Wöhler cáfolta meg

1824-ben azzal, hogy a szervetlen vegyületnek számító diciánból egy szerves növényi savat, oxálsavat állított elő. Ezt követően 1828-ban sikerült szervetlen sókból (KCNO és NH4Cl) állati anyagcsereterméket, karbamidot előállítania. A fenti eredmények következtében a szerves kémia fogalma is korrekcióra szorult, így ma a szénvegyületekkel foglalkozó tudományt tekintjük szerves kémiának. Ezek alapján szerves vegyületnek tekintünk minden olyan vegyületet, amely szénatomot tartalmaz, kivétel ez alól a szén-monoxid (CO), a szén-dioxid (CO2), a szénsav (H2CO3) és sói, a hidrogén-cianid (HCN) és sói, a ciánsav (HNCO) és sói, valamint a tiociánsav (HNCS) és sói, ezek ugyanis a szervetlen kémia tárgykörébe tartoznak. A fentieken kívül az összes széntartalmú vegyületet a szerves kémia tárgykörébe soroljuk, ezen vegyületek száma pedig tízmilliós nagyságrendű, részint az élőlények alkotórészeiként,

anyagcseretermékeiként fordulnak elő, részint pedig mesterséges úton állítják elő őket. A számtalan szerves vegyület léte alapvetően a szén kémiai tulajdonságainak köszönhető, a szénatomok ugyanis egyrészt nagy számban képesek egymáshoz kapcsolódni, másrészt pedig a 3. fejezetben említett okok miatt négy vegyértékűek Ilyen módon az élőlényeket felépítő óriásmolekulák sem képzelhetők el szénatomok nélkül. Elmondhatjuk tehát, hogy a szén – viszonylagos ritkasága ellenére, hiszen a Földet alkotó elemeknek csupán mintegy 0,21%-a szén, annak is java része szervetlen formában a földkéregben kötött – a földi élet alapvető eleme. A szerves vegyületekben természetesen nemcsak szénatomokat, hanem egyéb alkotórészeket is találhatunk. Ezek közül leggyakoribb a hidrogén, valamint az oxigén, a nitrogén, a kén, a foszfor és a halogén elemek. Ha a szerves vegyület felépítésében a fentieken kívül a periódusos

rendszer más eleme vesz részt közvetlenül a szénatomhoz kapcsolódva, akkor a vegyületet elemorganikus vegyületnek szokták nevezni. A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 194 ► Általános kémia A szerves kémia alapjai, szénhidrogének A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 195 ► Tekintettel arra, hogy a szerves vegyületekben a szénatomok egymással egyszeres vagy akár többszörös kovalens kötéssel összekapcsolódva nemcsak egyenes láncokat, hanem gyűrűket, vagy elágazásokat is létrehozhatnak, a vegyületet felépítő szénatomok egyik fontos tulajdonsága az, hogy négy vegyértékével összesen hány másik szénatomhoz kapcsolódik közvetlenül. Ezt a paramétert a szénatom rendűségének nevezzük Az elsőrendű, vagy primer szénatom csak egy másik szénatomhoz kapcsolódik, a másodrendű, vagy szekunder szénatom két másik szénatomhoz, a harmadrendű,

vagy tercier szénatom három, a negyedrendű, vagy kvaterner szénatom pedig négy másik szénatomhoz kapcsolódik közvetlenül. A szénatomok rendűségét a 121 ábra szemlélteti, a rendűséget az ábrán a szénatomok mellett feltüntetett római számok jelzik. 12.1 ábra: A szénatomok rendűsége 12.1 A szénvegyületek jelölése A szervetlen kémiában gyakran találkozunk olyan vegyületekkel, amelyek jellemzésére elegendő megadni az összetevők arányát, ilyenek pl. az ionos vegyületek. A konyhasót pl ennek megfelelően a NaCl képlettel szoktuk jelölni, amely ún. összegképlet, így csak annyit mutat meg, hogy a konyhasóban a nátrium és a klór egymáshoz viszonyított aránya 1:1 A kovalens vegyületek azonban már molekulákat hoznak létre, amelyekben nemcsak az összetevők arányát ismerjük, hanem azt is tudjuk, hogy egy molekulát pontosan hány darab, milyen atom épít fel. Ennek megadására használatos a molekulaképlet Például az etin

képlete C2H2, a benzol képlete C6H6. A szén és a hidrogén aránya mindkét vegyületben 1:1, a molekulák összetétele azonban különbözik, a molekulaképlet ezt már képes jelölni. A szerves kémiában ugyanakkor még a molekulaképlet sem elegendő a vegyület pontos megadására, előfordulhat ugyanis, hogy ugyanolyan összetételű molekulákban az atomok eltérő sorrendben kapcsolódnak, így eltérő szerkezetet hoznak létre. Hogy a szerves vegyületet egyértelműen jelölni A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 195 ► Általános kémia A szerves kémia alapjai, szénhidrogének A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 196 ► tudjuk, szerkezeti képletre van szükség, amely feltünteti a molekulát alkotó atomok kapcsolódási sorrendjét is. Az etilalkohol és a dimetil-éter molekulaképlete például egyaránt C2H6O, vagyis mindkét anyag molekulája 2 szénatomot, 6

hidrogén- és 1 oxigénatomot tartalmaz, eltérő szerkezetük miatt azonban az etil-alkohol folyékony, vízzel elegyedő, kellemes illatú anyag, a dimetil-éter viszont gáz halmazállapotú, jellegzetes szagú, altató hatású vegyület. A két anyag szerkezeti képlete a 122 ábrán látható H H │ │ H–C–C–O–H │ │ H H H H │ │ H–C–O–C–H │ │ H H 12.2 ábra: Az etil-alkohol és a dimetil-éter szerkezeti képlete A szerkezeti képlet használata nagyobb molekulák esetében bonyolult lehet, és kiváltható az ún. gyökcsoportos képlet használatával A gyökcsoportos képlet annyiban egyszerűsíti a szerkezeti képletet, hogy az egy szénatomhoz kapcsolódó atomokat összevontan, a kötések jelölése nélkül tünteti fel. A 123 ábrán az etil-alkohol és a dimetil-éter gyökcsoportos képlete látható. CH3-CH2-OH CH3-O-CH3 12.3 ábra: Az etil-alkohol és a dimetil éter gyökcsoportos képlete 12.2 Az izoméria jelensége 12.21

Szerkezeti izoméria A fentiekben ismertetett eltérő szerkezetű, de azonos összetételű molekulák kialakulásának lehetősége a szerves kémiában az izoméria jelenségét okozza. Az izoméria leggyakoribb típusa a szerkezeti, vagy konstitúciós izoméria, amely olyan molekulák létrejöttét jelenti, amelyeknek molekulaképlete azonos, ám szerkezeti képlete eltérő. Az ilyen molekulák egymásnak szerkezeti izomerjei A szerkezeti izomerek fizikai, és olykor kémiai tulajdonságaiban is jelentős eltérés mutatkozhat. Szerkezeti izomerek pl a A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 196 ► Általános kémia A szerves kémia alapjai, szénhidrogének A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 197 ► pentán és a 2,2,-dimetil-propán, molekulaképletük egyaránt C5H12, szerkezetük azonban eltér, ahogy azt a 12.4 ábra mutatja CH3 │ CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – CH3 CH3 – C

– CH3 │ CH3 12.4 ábra: A pentán és a 2,2-dimetil-propán gyökcsoportos képlete 12.22 Geometriai izoméria A geometriai izoméria a többszörös kötéssel rendelkező szerves molekuláknál figyelhető meg. A π-kötések ugyanis megakadályozzák, hogy a szénatomok a kötés tengelye körül elfordulhassanak, rotációt végezhessenek. Emiatt minden többszörös kötésnél két stabil módosulat figyelhető meg abban az esetben, ha a kötésben résztvevő szénatomokra kapcsolódó atomcsoportok eltérnek egymástól. A két módosulat abban tér el egymástól, hogy az azonos jellegű csoportok egymással átellenes, vagy fedő állásban vannak-e A fedő állásban lévő csoportokat tartalmazó módosulatot cisz-, az átellenes állásút transz-helyzetűnek nevezzük (12.5 ábra) 12.5 ábra: Cisz-1,2-dibrómetén és transz-1,2-dibrómetén Amennyiben a két kapcsolódó szénatomon összesen négy különböző csoport található, a négy csoportból a két, ún.

nagyobb prioritású helyzetét vizsgáljuk. Ilyenkor az előzőnél általánosabban, a cisz-módosulat helyett Z-módosulatról, a transz- helyett pedig E-módosulatról beszélünk. A 12.6 ábrán látható vegyületek esetében a nagyobb prioritású csoportok a bróm és a klór. 12.6 ábra: (Z)-1-bróm-2-klórpropén és (E)-1-bróm-2-klórpropén A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 197 ► Általános kémia A szerves kémia alapjai, szénhidrogének A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 198 ► 12.23 Optikai izoméria Az izoméria harmadik típusát optikai izomériának nevezzük, és elsősorban az élő szervezetben előforduló szerves vegyületeknél figyelhető meg. A jelenség elnevezése onnan ered, hogy egy vegyület két optikai izomerjének oldata a síkban polározott fény síkját elforgatja. Az ilyen vegyületeket optikailag aktív vegyületeknek is szokták nevezni A

két izomer a fény síkját különböző irányban forgatja el. Ha a forgatás az óramutató járásával megegyező irányú, a vegyületet jobbra forgatónak (+), ha ellentétes, balra forgatónak (−) nevezzük. A jelenség annak köszönhető, hogy az optikailag aktív vegyületekben ún. aszimmetrikus szénatom található, ami azt jelenti, hogy ezen szénatom négy vegyértékéhez négy különböző csoport kapcsolódik. Ennek eredményeképpen két olyan molekulát tudunk felírni, amely egymásnak ugyan tükörképe, ám semmilyen elforgatással nem hozható fedésbe egymással, hasonlóan pl. az ember jobb és bal kézfejéhez A jelenség a 127 ábrán látható. 12.7 ábra: A tejsav optikai izomerjei 12.3 A szénhidrogének csoportosítása A szénhidrogének olyan szerves vegyületek, amelyek a szénen kívül kizárólag hidrogént tartalmaznak. Mivel a hidrogénatom egy vegyértékű, a szénhidrogének változatossága a szénatomok kapcsolódási sorrendjének

változatosságából adódik. A szénhidrogének csoportosítása többféleképpen történhet. A szénlánc alakja alapján megkülönböztetünk nyílt láncú szénhidrogéneket és gyűrűs, vagy ciklikus szénhidrogéneket, a láncok alakját a 12.8 ábra szemlélteti. 12.8 ábra: Nyílt láncú (2,3,3-trimetil-pentán) és gyűrűs (1,3-ciklohexadién) szénhidrogének A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 198 ► Általános kémia A szerves kémia alapjai, szénhidrogének A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 199 ► A lánc alakján kívül a szénhidrogéneket a szénatomok közötti kötések alapján is csoportosíthatjuk. A telített szénhidrogének csak egyszeres kötéseket (σ-kötések) tartalmaznak. A telített elnevezés onnan ered, hogy a vegyület ilyenkor a lehető legtöbb hidrogénatomot tartalmazza. Telítetlen szénhidrogénekről akkor beszélünk, ha van a

molekulában legalább két olyan szénatom, amelyek között többszörös kovalens kötés (π-kötés) található. A fentieken kívül megkülönböztetünk aromás szénhidrogéneket is, ezek szerkezeti sajátságait a későbbiekben ismertetjük. 12.4 Telített szénhidrogének A telített, nyílt láncú szénhidrogének általánosan alkánoknak (paraffinoknak) nevezzük. A bennük lévő szénatomok között kizárólag egyszeres kötések vannak, a szénatomok fölös vegyértékeihez hidrogénatomok kapcsolódnak. A szénatomok a köztük lévő egyszeres kötések mentén egymáshoz képest szabadon elforoghatnak, rotációt végezhetnek, aminek eredményeképpen a molekula változatos térbeli alakot vehet fel, ez természetesen nem állandó, időben folyamatosan változik. Metán, CH4 Etán, C2H6 CH3 – CH3 Propán, C3H8 CH3 – CH2 – CH3 Bután, C4H10 CH3 – CH2 – CH2 – CH3 Pentán, C5H12 CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – CH3 Hexán, C6H14 CH3 – CH2 –

CH2 – CH2 – CH2 – CH3 Heptán, C7H16 CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – CH2 – CH2 – CH3 Oktán, C8H18 CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – CH2 – CH2 – CH2 – CH3 Nonán, C9H20 Dekán, C10H22 12.9 ábra: Az alkánok homológ sora Az alkánokat alapvetően szénatomszámuk szerint szoktuk megkülönböztetni egymástól. Amennyiben a szénlánc nem ágazik el, normál szénlán- A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 199 ► Általános kémia A szerves kémia alapjai, szénhidrogének A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 200 ► cú alkánoknak hívjuk őket. A legegyszerűbb szénhidrogén, a metán egy szénatomot tartalmaz, a két szénatomos alkán neve etán. A két molekula közötti különbség egy szénatom és a hozzá kapcsolódó két hidrogén, vagyis egy metilén-csoport. Egy-egy metilén-csoporttal megtoldva a molekulát az alkánok ún homológ sorához jutunk Ennek a

homológ sornak első tagjait valamint azok összeg- és gyökcsoportos képleteit a 12.9 ábra tartalmazza. A fenti ábrából látható, hogy az alkánok n-darab metilén-csoportban térnek el egymástól (ahol n pozitív egész), így összegképletük különbsége is nCH2. Ezek alapján a metán képletéből bármely alkán képlete levezethető a szénatomszám függvényében A metán képlete CH4, másképpen CH2H2, n darab szénatom esetén tehát a képlet CnH2n+2. Az így kapott formula az alkánok általános összegképlete. Az alkánok lehetnek elágazó szénláncúak is, a szénatomszám és az összegképlet közötti összefüggés azonban ilyenkor is fennáll. Az azonos szénatomszámú, nyílt láncú alkánoknak tehát lehetnek szerkezeti izomerjeik a szénlánc elágazásaiból adódóan. Ezek az izomerek általában fizikai tulajdonságaikban (olvadás és forráspont, stb.), reaktivitásukban térnek el egymástól. A lehetséges izomerek száma a szénatomok

számának függvénye, ahogy ez a 12.1 táblázatból is kiderül A hexán lehetséges izomerjei a 12.10 ábrán láthatóak Az alkán szénatomszáma 4 5 6 7 8 9 10 20 30 40 A lehetséges izomerek száma 2 3 5 9 18 35 75 336 319 4 111 846 763 62 491 178 805 831 12.1 táblázat: A lehetséges konstitúciós izomerek száma az alkánok szénatomszámának függvényében A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 200 ► Általános kémia A szerves kémia alapjai, szénhidrogének A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 201 ► CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – CH2 – CH3 CH3 – CH – CH2 – CH2 – CH3 │ CH3 CH3 – CH2 – CH – CH2 – CH3 │ CH3 CH3 │ CH3 – C – CH2 – CH3 │ CH3 CH3 CH3 │ │ CH3 – CH – CH – CH3 12.10 ábra: A hexán (C6H14) szerkezeti izomerjeinek gyökcsoportos képlete 12.41 A metán A legegyszerűbb szénhidrogén, és egyben legegyszerűbb szerves

vegyület a metán (CH4). A molekula szerkezete tetraéderes, ami azt jelenti, hogy a szénatomon lévő négy hidrogénatom úgy helyezkedik el, hogy a lehető legtávolabb legyenek egymástól. Ennek következtében a szénatom mind a négy kötése között azonos, 109,5° kötésszög alakul ki. Ez a kötésszög közelítőleg minden szerves vegyületben, minden olyan szénatomra érvényes, amely négy kötést alakít ki, így a tetraéderes szerkezet általánosnak mondható. 12.11 ábra: A tetraéderes szerkezet Maga a metán színtelen, szagtalan, a levegőnél kisebb sűrűségű gáz, amely a természetben a földgázban fordul elő nagy mennyiségben, de a biogáz- A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 201 ► Általános kémia A szerves kémia alapjai, szénhidrogének A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 202 ► ban, mocsárgázban is alapvető alkotórész. Levegővel

megfelelő mennyiségben robbanóelegyet alkot (sújtólégrobbanás) Kémiai tulajdonságai megegyeznek a későbbiekben tárgyalandó alkánok kémiai tulajdonságaival. Energiahordozóként és vegyipari alapanyagként is nagy jelentősége van. Hőbontásával acetilén vagy finom eloszlású elemi szén (korom) nyerhető. Magas hőmérsékleten, katalizátor jelenlétével vízzel reagáltatva ún. szintézisgázt lehet előállítani, amely sok vegyület ipari előállításának alapja CH4 + H2O ↔ CO + 3 H2 12.42 A telített szénhidrogének nevezéktana A nyílt láncú, normál alkánok elnevezése a 12.9 ábrán látható Az elágazó szánláncú alkánoknál azonban az elnevezésnél ügyelni kell arra, hogy a névből a szerkezeti képlet egyértelműen rekonstruálható legyen. Az elnevezésnél az első lépes a molekulán belül a leghosszabb, elágazásmentes szénlánc megkeresése. Ennek szénatomszáma adja meg azt az alkánt, amely származékának tekintjük az

adott vegyületet. A 1212 ábrán látható molekula a fentiek alapján heptán, mivel leghosszabb szénlánca 7 szénatomot tartalmaz. Második lépésként a főlánc szénatomjait megszámozzuk, a számozás a lánc azon végéről indítjuk, amelyhez közelebb esik valamelyik oldallánc. Példánkban a számozást balról indítjuk, így az első oldallánc a harmadik szénatomról fog indulni. Harmadik lépésként elnevezzük az oldalláncokat, szénatomszámuk alapján. Ezek az oldalláncok az adott alkántól egy hidrogénatomban különböznek, alkilcsoportoknak nevezzük őket Nevük az adott alkán nevének tövéből, és ahhoz kapcsolódó -il végződésből áll. Metánból pl metil-, etánból etil-csoport származtatható. Ha a csoportokból a molekulában több is található, nevük elé di-, tri-, tetra-, stb. sokszorozó tagot írunk A vegyület teljes nevét úgy kapjuk, hogy a csoportokat betűrendben felsoroljuk, eléírva, hogy melyik szénatomról indulnak,

majd a főlánc nevét írjuk le. A 1212 ábrán látható molekulában a 4 szénatomon egy etilcsoport van, míg a két metilcsoport a 3. szénatomról indul CH3 CH2 – CH3 │ │ CH3 – CH2 – C – CH – CH2 – CH2 – CH3 │ CH3 A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 202 ► Általános kémia A szerves kémia alapjai, szénhidrogének A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 203 ► 12.12 ábra: 4-etil-3,3-dimetil-heptán A szénhidrogének szénláncai gyűrűvé is záródhatnak. A gyűrűvé záródás miatt a molekula két hidrogénnel kevesebbet tartalmaz, mint a megfelelő nyílt láncú alkán, így összegképlete CnH2n, ám a szénhidrogént így is telítettnek tekintjük. A ciklusos telített szénhidrogének nevét a megfelelő alkán nevéből képezzük ciklo- előtag hozzáadásával, pl. ciklohexán 12.43 Fizikai és kémiai tulajdonságok A normál láncú alkánok

homológ sorának első négy tagja normál állapotban gáz halmazállapotú. A többi tag 5-17 szénatom-számig folyadék, fölötte szilárd halmazállapotú Az olvadás- és forráspont függése a szénatomok számától a többi szerves vegyület homológ során belül is megfigyelhető Az azonos összegképletű alkánok elágazó izomerjei a normál láncúakhoz képest illékonyabbak, azaz alacsonyabb olvadás- és forrásponttal rendelkeznek. Ennek oka, hogy az elágazó láncú molekulák egymással kisebb felületen érintkeznek, így a közöttük fellépő összetartó erők kisebbek. Az alkánok apoláris molekulákból állnak, emiatt hidrofób, azaz víztaszító anyagok, tehát vízben nem, sok szerves oldószerben, illetve egymásban azonban jól oldódnak. Kémiailag az alkánok az erős szén-szén, illetve szén-hidrogén kötések miatt stabilak, szobahőmérsékleten számos erélyes reagensnek ellenállnak. Magasabb hőmérsékleten, vagy katalizátor

jelenlétében azonban hajlamosak reagálni. Egyik jellemző reakciójuk a szubsztitúció (kicserélődés) A szubsztitúció során az alkán egy vagy több hidrogénatomja helyére valamely más atom vagy atomcsoport kerül. A metán pl klórral fény vagy hő hatására reagál, és a jelenlévő klór mennyiségének függvényében több hidrogénatom is klórra cserélődik, a leszakadó hidrogénatom pedig klórral hidrogén-kloridot képez az alábbi reakcióegyenletek szerint: CH4 + Cl2 = CH3Cl + HCl CH3Cl + Cl2 = CH2Cl2 + HCl CH2Cl2 + Cl2 = CHCl3 + HCl CHCl3 + Cl2 = CCl4 + HCl A fentiekhez hasonlóan más halogénatomok is bevihetők a hidrogén helyére (pl. Br, F), illetve salétromsavval reagálva nitro-alkánok állíthatóak elő: A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 203 ► Általános kémia A szerves kémia alapjai, szénhidrogének A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 204

► CH3-CH3 + HNO3 = CH3-CH2NO2 + H2O Az alkánok megfelelő mennyiségű oxigénnel tökéletesen elégethetőek. A nagyobb szénatomszámú alkánoknál nagyobb mennyiségű oxigénre van szükség, ilyenkor a tökéletes égés nehezebben valósul meg, és az égés során egyéb szénhidrogén-származékok illetve korom is keletkezik. Tökéletes égés esetén az alkán széntartalma szén-dioxiddá, hidrogéntartalma vízzé ég el, pl: CH4 + 2 O2 = CO2 + 2 H2O vagy: 2 C4H10 + 13 O2 = 8 CO2 + 10 H2O Az alkánok hő hatására bomlanak. A bomlás eredményeképp telítetlen szénhidrogének (főképp etilén, C2H4), hidrogén illetve elemi szén keletkezhetnek. 12.44 Fontosabb telített szénhidrogének Az etán (C2H6) színtelen, szagtalan gáz. A földgázban fordul elő (a metánnál sokkal kisebb mennyiségben), valamint a kőolajban oldva. Hőbontásával etilén (C2H4), oxidációjával acetaldehid (CH3-CHO) és ecetsav (CH3-COOH) nyerhető. A propán és a bután (C3H8

és C4H10) színtelen, szagtalan gázok, a földgázban, illetve a kőolajban oldva fordulnak elő, elegyüket fűtőanyagként használják. 12.45 Kőolaj, földgáz A kőolaj és a földgáz a felhasználásra kerülő szénhidrogének legfontosabb forrása. Élőlények maradványaiból származó szerves vegyületek oxigéntől elzárt bomlása során keletkeznek. A földgáz gázhalmazállapotú alkánok (kis mennyiségben alkének) elegye, döntően metánt tartalmaz. A kőolaj kellemetlen szagú, sűrű, nagy viszkozitású folyadék, nagyobb szénatomszámú szénhidrogéneket (főleg alkánokat) tartalmaz, ezek egy része folyékony, a többi összetevő oldott szilárd halmazállapotú. A földgázban lévő metánt a korábban tárgyalt módon hasznosítják, a kőolajat pedig a kőolajfinomítás során desztillációval különböző forráspontú szénhidrogén-elegyekre, frakciókra választják szét. Ezeket a frakciókat a 12.2 táblázat tartalmazza A dokumentum

használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 204 ► Általános kémia A szerves kémia alapjai, szénhidrogének A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Szénatomszám C5-C10 C9-C16 C11-C12 C13-C15 C16-C28 Desztillációs maradék Forráspont-tartomány 50-200 °C 175-275 °C 150-200 °C 200-350 °C 350 °C felett Vissza ◄ 205 ► Név Motorbenzin Kerozin Petróleum Diesel-olaj Kenő- és paraffinolaj Pakura 12.2 táblázat: A kőolajfinomítás során keletkező frakciók A pakurát a hőbomlás (krakkolódás) elkerülésére csökkentett nyomáson, és így alacsonyabb hőmérsékleten (vákuumdesztilláció) választják szét további összetevőire. Így különböző kenőanyagokat, szilárd paraffint, illetve desztillációs maradékként aszfaltot kapnak. Tekintettel arra, hogy a kisebb szénatomszámú frakcióból a gazdaságnak nagyobb mennyiségre van szüksége, a kenőolajok és a pakura egy részéből

hőbontással kisebb szénatomszámú szénhidrogén-elegyeket állítanak elő. A motorbenzineknél meg kell említeni az oktánszámot, mint a benzinek kompressziótűrését jelző paramétert. Ez azt mutatja meg, hogy az adott benzin hány % izooktánt (2,2,4-trimetil-pentán) tartalmazó izooktánheptán eleggyel azonos robbanási sajátságú. A kompressziótűrést növeli, ha a szénhidrogén-elegy több elágazó, esetleg gyűrűs szerkezetű összetevőt tartalmaz. Ennek eléréséhez adalékanyagok alkalmazására, vagy az alkotórészek katalitikus kémiai átalakítására van szükség. A diesel-olajok esetében a gyújtást a kompresszió okozza, így itt a követelmény épp a rossz kompressziótűrés. Az előnyös tulajdonságú diesel-olaj hosszú, egyenes láncú alkánokat tartalmaz. 12.5 Telítetlen és aromás szénhidrogének 12.51 Telítetlen szénhidrogének A telítetlen szénhidrogének szénláncában a szénatomok között kettős illetve hármas

kötések is vannak, aminek következtében nem tartalmaznak annyi hidrogént, amennyi a megfelelő szénatomszámú alkánban lenne – innen származik a telítetlen kifejezés. Azokat a nyílt láncú szénhidrogéneket, amelyekben a szénatomok között egy kettős kötés található, alkéneknek (olefinek) nevezzük. Az ilyen kötésben részt vevő szénatom- A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 205 ► Általános kémia A szerves kémia alapjai, szénhidrogének A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 206 ► hoz három ligandum kapcsolódik, ezen ligandumok között a kötésszög közelítőleg 120°. Mivel egy kettős kötés megjelenése két hidrogénatom „kiesését” jelenti, az alkének általános összegképlete: CnH2n. Nevüket az adott alkán nevének tövéből, és ahhoz kapcsolódó -én végződésből kapjuk A három szénatomnál hosszabb alkének elnevezésénél

figyelembe kell venni a kettős kötés helyét is. Ez úgy történik, hogy a szénatomokat megszámozzuk úgy, hogy a főlánc mindig tartalmazza a kettős kötést, és hogy a számozás a lánc azon végén kezdődjön, amelyikhez a kettős kötés közelebb van. A kettős kötés helyét annak a szénatomnak a számával jelöljük, amelyikről a kettős kötés indul, s ezt a számot kötőjellel kapcsolva az alkén neve mellé írjuk (12.13 ábra) CH3 – CH = CH – CH2 – CH2 – CH3 12.13 ábra: A 2-hexén gyökcsoportos képlete A két vagy három kettős kötést tartalmazó szénhidrogének -dién illetve trién végződést kapnak, szintén jelölve azt, hogy a kettős kötések melyik szénatomról indulnak (12.14 ábra) Az elágazó láncú alkének elnevezése az alkánoknál leírtak alapján történik. CH2 = CH – CH2 – CH = CH – CH3 12.14 ábra: Az 1,4-hexadién gyökcsoportos képlete Azokat a nyílt láncú szénhidrogéneket, amelyekben a szénatomok

között egy hármas kötés található, alkineknek nevezzük. A hármas kötés megjelenése már négy hidrogénatom „kiesését” jelenti, ezért az alkinek általános összegképlete: CnH2n-2 Nevüket az adott alkán nevének tövéből, és ahhoz kapcsolódó -in végződésből kapjuk. A három szénatomnál hoszszabb alkinek elnevezésénél is figyelembe kell venni a hármas kötés helyét Hosszabb szénlánc esetén előfordulhat a molekulában több hármas kötés is, ilyenkor -diin, illetve -triin végződést kap a molekula. A fenti logika alapján lehetőség van azon szénhidrogének egyértelmű elnevezésére is, amelyek több kettős illetve hármas kötést is tartalmaznak. A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 206 ► Általános kémia A szerves kémia alapjai, szénhidrogének A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 207 ► Meg kell említeni, hogy a két szénatomos,

kettős kötést tartalmazó, eténből származtatott csoportot vinil-csoportnak nevezzük (a szabályzat szerinti elnevezése etenil-csoport), képlete a 12.15 ábrán látható CH2 = CH – 12.15 ábra: A vinil-csoport szerkezete A nyílt láncú alkének kémiai tulajdonságai közül alapvető fontosságú a kettős kötés. Ez egyrészt szerkezetükre is hatással van, mivel a π-kötés mentén a szén-szén kötés nem tud forogni, ezért fellép a geometriai izoméria jelensége. Másrészt a π-kötés gyengébb, mint a σ-kötés, ezért a telítetlen szénhidrogének jóval reakcióképesebbek az alkánoknál, a reakció pedig általában a kettős kötés felszakadásával megy végbe. Az alkének egyik jellemző reakciója az addíció. Ennek során a π-kötés felszakad, a keletkező szabad helyekre pedig belép két atom vagy atomcsoport. Az addíció lehet hidrogénezés, ilyenkor alkán keletkezik, lehet halogénezés, aminek terméke az alkán

dihalogén-származéka, illetve lehet savaddíció, pl. hidrogénezés: CH2=CH2 + H2 = CH3-CH3 halogénezés (brómozás): CH2=CH2 + Br2 = CH2Br-CH2Br savaddíció: CH2=CH2 + HCl = CH3-CH2Cl A telítetlen szénhidrogének másik jellemző reakciója a polimerizáció. Ennek során azonos telítetlen molekulák π-kötése szakad fel, a részecskék pedig kötőhelyeikkel egymáshoz kapcsolódnak, és hosszú láncból álló óriásmolekulák, polimerek keletkeznek. Így keletkezik eténből a polietilén, propénből a polipropilén, stb. A legegyszerűbb alkén az etén, vagy etilén (C2H4) színtelen, szagtalan éghető gáz, vízben nem, szerves oldószerekben jól oldódik, a természetben növényi hormonként is előfordul. Előállítása kőolajszármazékokból, alkánokból történik, hőbontással. Jelentősége vegyipari alapanyagként számottevő, a szerves vegyipar termékeinek ugyanis közel fele közvetve vagy közvetlenül etilénből készül. A dokumentum

használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 207 ► Általános kémia A szerves kémia alapjai, szénhidrogének A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 208 ► Gyakorlati jelentősége miatt meg kell említeni az 1,3-butadiént is, amely – mint neve is jelzi – két kettős kötést is tartalmaz. Képlete a 1216 ábrán látható. Polimerizációja során olyan, hosszú szénláncú polimer keletkezik, amelyben még vannak felbomlatlan kettős kötések. Ez lehetőséget ad térhálós szerkezet kialakítására, ezért a butadiént a műgumigyártás alapanyagának lehet tekinteni CH2 = CH – CH = CH2 12.16 ábra: Az 1,3-butadién képlete A hármas kötést tartalmazó alkinek az alkénekhez hasonlóan addíciós reakciókba vihetők. Legismertebb alkin az etin, vagy acetilén (C2H2) színtelen, magas hőmérsékletű lánggal égő (hegesztésre felhasználható), robbanékony gáz Vegyipari jelentősége

mára lényegesen kisebb, mint az eténé. 12.52 Aromás szénhidrogének Az aromás szénhidrogének telítetlen gyűrűs vegyületek. A szénatomokból álló gyűrűn belül formailag kettős és egyszeres kötések váltakozva helyezkednek el. A gyakorlatban azonban ezen kettős kötések π-elektronjai elveszítik helyhez kötöttségüket, és nemcsak két szénatomjuk körül, hanem a gyűrű valamennyi szénatomján egyenlő gyakorisággal fognak előfordulni. A jelenség neve delokalizáció, eredményeképp pedig olyan, stabil szerkezet keletkezik, amely kémiailag nehezen bontható. A gyűrű szénatomjai három másik atommal kapcsolódnak, síkban helyezkednek el, kötésszögük 120°. A hatos gyűrűn kívül a Hückel-szabály értelmében aromásnak tekintünk minden olyan egy- vagy többgyűrűs rendszert, amelyben a gyűrűt felépítő atomok π-elektronok száma 4n+2 (ahol n egész szám). Az aromás elnevezés régi eredetű (hivatalos nevük: arén), onnan

származik, hogy egyes benzolszármazékokat illatos növényi balzsamokból, gyantákból izoláltak. A legegyszerűbb aromás szénhidrogén a hat szénatomos gyűrűből álló benzol (C6H6), melynek szerkezete a 12.17 ábrán látható A benzol színtelen, jellegzetes szagú folyadék, vízben nem, a legtöbb szerves oldószerben azonban jól oldódik. Kormozó lánggal ég, mérgező, kisebb dózisban rákkeltő hatású Régebben kőszénkátrányból nyerték, ma A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 208 ► Általános kémia A szerves kémia alapjai, szénhidrogének A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 209 ► kőolajszármazékokból szintetizálják. Fontos vegyipari alapanyag, egyebek között polisztirolt, fenolt, nylont, mosószereket állítanak elő belőle. Ha a benzol egyik hidrogénjét elhagyjuk, az így keletkező csoportot fenilcsoportnak nevezzük. 12.17 ábra: A benzol

szerkezete Kétgyűrűs aromás szénhidrogén a naftalin (C10H8), szerkezete a 12.18 ábrán látható. 12.18 ábra: A naftalin szerkezete Az aromás szerkezet kémiailag lényegesen stabilabb, nehezebben bontható, mint a kétszeres illetve háromszoros kovalens kötés, ezért az aromás gyűrűk inkább az alkánokra jellemző reakciót mutatnak, elsősorban A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 209 ► Általános kémia A szerves kémia alapjai, szénhidrogének A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 210 ► szubsztitúciós reakcióra hajlamosak. Addícióra illetve oxidációra, vagyis az aromás szerkezet felbomlására csak erélyes körülmények között hajlamosak. A szubsztitúció során a gyűrűhöz kapcsolódó valamely hidrogénatom cserélődik ki egy másik atomcsoportra Ha ez a csoport metilcsoport, metil-benzol, vagy köznapi nevén toluol keletkezik (1219 ábra) 12.19

ábra: A toluol szerkezete A benzol-gyűrűnek több szénatomja is kicserélhető. Ha két hidrogén helyére viszünk be metil-csoportot, dimetil-benzol (köznapi nevén xilol) keletkezik. A dimetil-benzolnak a metil-csoportok egymáshoz viszonyított helyzete alapján három szerkezeti izomerje létezik. Ha a csoportok szomszédos helyzetűek, orto- helyzetről (orto-xilol), ha két szénatom távolságra vannak, meta- helyzetről (meta-xilol), ha pedig átellenesen találhatóak, parahelyzetről (para-xilol) beszélünk. (12.20 ábra) 12.20 ábra: 1,2-dimetil-benzol, 1,3-dimetil-benzol, 1,4-dimetil-benzol A műanyagiparban van jelentősége annak a benzolszármazéknak, amelynél a benzol-gyűrűre vinil-csoportot szubsztituálnak. Az így keletkező vegyü- A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 210 ► Általános kémia A szerves kémia alapjai, szénhidrogének A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom

Vissza let neve (12.21 ábra) nevén vinil-benzol, vagy köznapi ◄ 211 ► sztirol 12.21 ábra: A sztirol szerkezete 12.6 Ellenőrző kérdések • • • • • • • • • • Mit jelent a szénatomok rendűsége? Írja fel a propán összeg-, szerkezeti- és gyökcsoportos képletét! Mit jelent az izoméria jelensége, milyen fajtái vannak? Ismertesse az alkánok homológ sorának első öt tagját! Mi az alkánok és alkének általános összegképlete? Írja fel a 2,3,4,4-tetrametil-oktán szerkezeti képletét! Mit jelent a szubsztitúció, az addíció és a polimerizáció fogalma? Írja fel a pentán égésének reakcióegyenletét! Mit jelent az oktánszám fogalma? Mit nevezünk aromás szerkezetnek? A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 211 ► Általános kémia Heteroatomot tartalmazó szerves vegyületek A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 212 ► 13.

Heteroatomot tartalmazó szerves vegyületek Azoknál a szerves vegyületeknél, amelyek szénen és hidrogénen kívül más atomot (heteroatomot) is tartalmaznak, a fizikai és kémiai tulajdonságokat alapvetően a heteroatom és környezete határozza meg. Ezt a jellemző atomcsoportot funkciós csoportnak nevezzük, és ezeket a vegyületeket alapvetően a funkciós csoportok alapján csoportosítjuk és jellemezzük. 13.1 Halogénezett szénhidrogének A halogénezett szénhidrogéneket telített vagy telítetlen szénhidrogénekből származtatjuk úgy, hogy egy vagy több hidrogént gondolatban halogénatommal (F, Cl, Br, I) helyettesítünk. Elnevezésük az alkánok nevezéktanánál említett elvek alapján történik Az 131 ábrán látható vegyület elnevezése pl 2-klór-propán H H H │ │ │ H–C–C–C–H │ │ │ H Cl H 13.1 ábra: A 2-klór-propán szerkezete A fontosabb halogénezett szénhidrogének közül meg kell említeni a triklór-metánt (CHCl3),

köznapi nevén kloroformot. Kellemes szagú, színtelen folyadék, vízben nem oldódik. Belélegezve narkózist okoz, napjainkban azonban már nem használják altatószerként, mivel májkárosodást okozhat. Oldószerként azonban felhasználható A szén-tetraklorid (CCl4) színtelen, kellemes szagú, éghetetlen folyadék, vízzel nem elegyedik. Mérgező, oldószerként és vegyipari alapanyagként használják fel. A freon gyűjtőnévvel fluor és klórtartalmú szénhidrogéneket jelölünk, amelyeket hajtógázként és hűtőfolyadékként használtak fel, jelentőségük azonban az általuk okozott környezeti problémában rejlik: károsítják a magaslégköri ózonréteget, ezzel közvetve növelik a földfelszínre jutó UVsugárzás mennyiségét. A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 212 ► Általános kémia Heteroatomot tartalmazó szerves vegyületek A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom

Vissza ◄ 213 ► A halogéntartalmú polimerek közül szólni kell a PVC-ről (polivinil-klorid) és a poli(tetrafluor-etilén)-ről. Szerkezetük a 132 ábrán látható A PVC olcsó, széles körben alkalmazott műanyag, a poli(tetrafluor-etilén) drága ugyan, azonban rendkívüli hő- és vegyszerállósága, rugalmassága és kicsi súrlódási együtthatója miatt mégis széles körben használják (Teflon). 13.2 ábra: A PVC és a poli(tetrafluor-etilén) szerkezete 13.2 Alkoholok, éterek Az alkoholok és az éterek az oxigéntartalmú szerves vegyületek közé tartoznak. Az alkoholok jellemző funkciós csoportja a hidroxilcsoport (OH), amely valamely szénhidrogén hidrogénjének helyére kapcsolódik Attól függően, hogy a hidroxilcsoport milyen rendűségű szénatomon helyezkedik el, megkülönböztetünk primer, szekunder és tercier alkoholokat (13.3 ábra) CH3 │ CH3 – CH2 – OH CH3 – CH – CH3 CH3 – C – CH3 │ │ OH OH 13.3 ábra: Primer

(etanol), szekunder (2-propanol) és tercier (2-metil-2propanol) alkohol Egyazon molekulán belül nemcsak egy, hanem több hidroxilcsoport is előfordulhat. Ezek számát az alkoholok értékűségével fejezzük ki Kétértékű alkoholokban (diolok) kettő, háromértékűekben (triolok) három hidroxilcsoport van. Az alkoholok elnevezése a megfelelő alkán nevéből -ol végződéssel történik. Három szénatomnál hosszabb szénlánc esetén az alkohol neve A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 213 ► Általános kémia Heteroatomot tartalmazó szerves vegyületek A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 214 ► elé írt számmal meg kell jelölnünk azt is, hogy a hidroxilcsoport, vagy csoportok melyik szénatomon helyezkednek el. A kétértékű alkoholok -diol, a háromértékűek -triol végződést kapnak. Az alkoholok az oxigénatomhoz kapcsolódó hidrogén miatt savas

tulajdonságúak, azonban nagyon gyenge savak. A fenolok savas jellege erősebb Az alkoholok megfelelő körülmények között oxidálhatók. Égésük során a szénhidrogénekhez hasonlóan szén-dioxid és víz keletkezik A primer alkoholok részleges oxidációja során aldehidek, majd karbonsavak keletkeznek, vagyis a szénatom oxidációfoka nő. A szénatom oxidációfoka azt fejezi ki, hogy hány kötéssel kapcsolódik oxigénatomhoz. A hidroxilcsoportot tartalmazó szénatom oxidációfoka 1, ez oxidációval 2-re majd 3-ra nőhet (lásd 13.3 és 134 fejezet) A szekunder alkoholok részleges oxidációjával ketonokhoz jutunk. Itt további oxidáció nem lehetséges, mert az láncszakadáshoz vezetne. A tercier alkoholok láncszakadás nélkül nem oxidálhatók. Az alkoholok között sok a természetben is előfordul, illetve előállíthatóak alkénekből úgy, hogy az alkénre megfelelő reakciókörülmények között vizet addícionálunk. A felszakadó kettős kötés

nyomán az egyik szénatomra hidrogén, a másikra hidroxilcsoport kapcsolódik A metanol, vagy metil-alkohol, faszesz (CH3OH) színtelen, éghető folyadék, amely vízzel korlátlanul elegyedik. Mérgező, fogyasztása vakságot, halált okoz. Fontos szerves vegyipari alapanyag Az etanol, vagy etil-alkohol, borszesz (CH3CH2OH) jellegzetes szagú, színtelen, éghető folyadék, vízzel, éterrel, benzollal elegyedik. Előállítása alapvetően szőlőcukorból alkoholos erjesztéssel történik. Vizes oldata desztillációval töményíthető, legfeljebb 96%-os alkoholtartalomig. Szeszes italok alkotórészeként is jelentős, de a vegyipar is felhasználja oldószerként, valamint terjed motorhajtóanyagként történő alkalmazása is. Az etilén-glikol vagy glikol (1,2-etándiol) kétértékű alkohol, színtelen, édes ízű, ám mérgező folyadék, vízzel elegyedik. Fagyálló folyadékként használják. A glicerin (1,2,3-propántriol) háromértékű alkohol, színtelen,

édes ízű, nagy viszkozitású folyadék. Vízzel és alkohollal elegyedik Az élővilágban zsírok és olajok alkotórészeként gyakori vegyület. A műanyagipar és a kozmetikai ipar nagy mennyiségben használja. A fenol, vagy karbolsav aromás alkohol. Színtelen, kristályos, mérgező vegyület, alkoholokban, lúgokban jól oldódik, fertőtlenítőszerként hasz- A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 214 ► Általános kémia Heteroatomot tartalmazó szerves vegyületek A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 215 ► nálták. Főként benzolból állítják elő, fontos műanyagipari alapanyag, de színezékek, gyógyszerek, rovarirtó szerek gyártására is felhasználják. A glikol, a glicerin és a fenol szerkezete a 13.4 ábrán látható 13.4 ábra: A glikol, a glicerin és a fenol szerkezete Az éterek funkciós csoportja olyan oxigénatom, amely egy-egy kötéssel két

különböző szénatomhoz kapcsolódik. Viszonylag stabil vegyületek, előállíthatóak alkoholokból megfelelő körülmények között, a reakció során két alkohol hidroxilcsoportjaiból távozik egy vízmolekula. Elnevezésük az oxigénhez kapcsolódó két szénhidrogén-csoport alapján történik. A legismertebb éter a dietil-éter (CH3-CH2-O-CH2-CH3) színtelen, jellegzetes szagú, gyúlékony folyadék, etanolból állítják elő. Gőzeit altatásra használják. Ezen kívül számos olyan étert ismerünk, amelyet illatanyagként használ a kozmetikai ipar. 13.3 Aldehidek, ketonok Az aldehidek és a ketonok olyan oxigéntartalmú szerves vegyületek, amelyben a funkciós csoport oxocsoport, vagyis egy kettős kötéssel kapcsolódó oxigénatom. Összefoglaló nevük oxovegyületek Az oxocsoport oxigénje szénatomhoz kapcsolódik. Ha a szénatomot és a rajta lévő oxigént együtt tekintjük, karbonilcsoportról beszélünk Az aldehideknél az oxocsoport

láncvégi, tehát primer szénatomhoz kapcsolódik. Elnevezésük a megfelelő alkán neve alapján történik -al végződéssel Amennyiben két láncvégi szénatomon is találunk oxocsoportot, kétértékű aldehidekről beszélünk, ezek neve -dial végződést kap. A ketonok esetében az oxocsoport láncközi, szekunder szénatomhoz kapcsolódik. Elnevezésük történhet a karbonilcsoportra kapcsolódó két szénhidrogén-csoport alapján, vagy a megfelelő alkán neve alapján -on végződéssel Mivel a karbonil-csoport láncközi, négy szénatomnál hosszabb lánc esetén a név elé írt számmal kell jelölni ennek helyét. Így pl ha öt szénatomos lánc második tagján találjuk az oxocsoportot, az elnevezés 2pentanon, vagy metil-propil keton (135 ábra) A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 215 ► Általános kémia Heteroatomot tartalmazó szerves vegyületek A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott

irodalom Vissza ◄ 216 ► CH3 – C – CH2 – CH2 – CH3 ║ O 13.5 ábra: A 2-pentanon szerkezete A karbonilcsoport megfelelő körülmények között redukálható, a szénatom oxidációfoka egyet csökken, így aldehidekből primer, ketonokból szekunder alkoholok keletkeznek. Oxidáció során az aldehidek karbonsavakká alakulnak (lásd 13.4 fejezet), a ketonok láncszakadás nélkül nem oxidálhatóak tovább A fontosabb aldehidek között meg kell említeni a formaldehidet (metanal), amely színtelen, szúrós szagú, vízben jól oldódó gáz. Az iparban metanolból állítják elő, a műanyagiparban nagy mennyiségben használt kiindulási anyag Fertőtlenítőszerként is felhasználják Az acetaldehid, vagy etanal színtelen, szúrós szagú folyadék, vízben és szerves oldószerekben is jól oldódik. Sok szerves vegyület szintézisében fontos alapanyag. Az aromás aldehidek közé tartozik a fahéjolajban előforduló fahéjaldehid, valamint a vanília

illatanyaga a vanillin is. H–C–H ║ O CH3 – C – H ║ O CH3 – C – CH3 ║ O 13.6 ábra: A formaldehid, az acetaldehid és az aceton szerkezete A ketonok között ismertebb aceton (2-propanon, dimetil-keton), amely kellemes szagú, színtelen, gyúlékony folyadék, vízzel, alkohollal, benzollal is elegyedik. Vegyipari alapanyagként és oldószerként (pl körömlakklemosó) is nagy jelentősége van 13.4 Karbonsavak, észterek A karbonsavak és az észterek olyan oxigéntartalmú szerves vegyületek, amelyekben a szénatom hármas oxidációfokú, vagyis a funkciós csoport két oxigénatomot is tartalmaz, amelyből az egyik oxocsoport. A karbonsa- A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 216 ► Általános kémia Heteroatomot tartalmazó szerves vegyületek A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom vak funkciós (13.7 ábra) csoportját Vissza karboxil-csoportnak ◄ 217 ► nevezzük 13.7

ábra: A karboxil-csoport A karbonsavak viszonylag stabil vegyületek, a funkciós csoportban jelen lévő két oxigénatomnak köszönhetően savas jellegűek, azonban az erős szervetlen savaknál gyengébbek. Savasságuk a szénlánc hosszával csökken, a legerősebb sav a karbonsavak közül a hangyasav. Elnevezésük a megfelelő alkán neve alapján történik sav végződéssel. Az egy és két szénatomos karbonsavnak hagyományos elnevezése is van: hangyasav és ecetsav néven ismertek. A hangyasav (metánsav, HCOOH) színtelen, szúrós szagú folyadék, vízzel, etanollal, éterrel is elegyedik. A természetben is előfordul a hártyásszárnyúak mérgében, csalánban Az ecetsav vagy etánsav (CH3COOH) szúrós szagú, színtelen folyadék. Előállítható alkoholos oldatok ecetsavas erjesztésével (étkezési ecet). Az élelmiszeriparon kívül a vegyipar is felhasználja alapanyagként. 13.8 ábra: Az ecetsav szerkezete A nagyobb szénatomszámú (C12-C18), normál

láncú karbonsavak közül néhány (laurinsav, palmitinsav, sztearinsav, illetve a telítetlen olajsav) növényi olajokban, állati zsírokban fordul elő, a glicerinnel észtereket alkotva. Ezeket a karbonsavakat összefoglaló néven zsírsavaknak nevezzük. Biológiai jelentőségükön kívül azért is fontosak, mert Na- és K-sóik tisztító hatásúak, ezek a szappanok. Aromás karbonsav a benzoesav és a szalicilsav, mindkettőt tartósítószerként használják. A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 217 ► Általános kémia Heteroatomot tartalmazó szerves vegyületek A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 218 ► Az észterek karbonsavak és alkoholok reakciójában keletkeznek, a folyamat során vízmolekula lép ki. Az etil-acetát keletkezését a 13.9 ábra szemlélteti Az észterek a természetben is nagyon gyakoriak, viaszok, aromák, illatanyagok összetevőiként

fordulnak elő 13.9 ábra: Az etil-acetát keletkezése 13.5 Nitrogéntartalmú szerves vegyületek A nitrogéntartalmú szerves vegyületek között sok biokémiai fontosságú vegyületet találunk, valamint gyógyszereket, színezékeket. Ezek közül jelen keretek között csak néhány vegyületcsoportot tudunk tárgyalni. 13.51 Aminok Az aminokat az ammóniából tudjuk levezetni oly módon, hogy egy vagy több hidrogénatomot gondolatban szénhidrogén-csoporttal helyettesítünk. Attól függően, hogy hány hidrogénatomot helyettesítünk, megkülönböztetünk primer (elsőrendű), szekunder (másodrendű) és tercier (harmadrendű) aminokat. Elnevezésük az alapján történik, hogy a nitrogénatomhoz milyen csoportok kapcsolódnak A 1310 ábrán a propil-amin (primer amin), a dimetil-amin (szekunder amin) és a trimetil-amin (tercier amin) szerkezete látható. Az aminok az ammóniához hasonlóan bázisos tulajdonságúak, mivel a nitrogénatom nemkötő elektronpárja

proton felvételére képes. Bázicitásuk miatt savakkal sókat képeznek. Amino-csoportot tartalmaznak a fehérjék építőegységei, az aminosavak is, és az amino-csoport a későbbiekben tárgyalt módon szerepet játszik az aminosavak hosszú lánccá (polipeptidlánc) történő összekapcsolódásában is. Az ismertebb aminok közül két aromás amint érdemes megemlíteni. Az egyik az amfetamin (2-amino-1-fenil-propán), amely a központi idegrendszert izgató hatású anyag, euforizáló hatású kábítószer. A másik amin az anilin (amino-benzol), amely mérgező hatású. Színezékek, gyógyszerek és műanyagok fontos kiindulási anyaga. Szerkezetük az 1311 ábrán látható A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 218 ► Általános kémia Heteroatomot tartalmazó szerves vegyületek A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 219 ► 13.10 ábra: Primer, szekunder és tercier amin

szerkezete 13.11 ábra: Az amfetamin és az anilin szerkezete 13.52 Piridin, purin A nitrogén gyűrűs vegyületekben is előfordulhat (heterociklusos vegyületek), és a gyűrű tagjaként kötő elektronjával, illetve esetenként nemkötő elektronpárjával aromás szerkezet kialakításában is részt vehet. A pirimidin és a purin két ilyen heterociklusos vegyület (13.12 ábra), biológiai jelentőségük miatt említjük meg őket A nitrogén nemkötő elektronpárja miatt mindkettő bázisos tulajdonságú. A később tárgyalandó nukleinsavak felépítésében játszanak fontos szerepet. 13.12 ábra: A pirimidin és a purin szerkezete 13.6 Zsírok, olajok A zsírok és az olajok állati vagy növényi eredetű természetes anyagok, zsírsavak glicerinnel alkotott észterei. A glicerinek észtereit glicerideknek A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 219 ► Általános kémia Heteroatomot tartalmazó szerves vegyületek A

dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 220 ► hívjuk. Amennyiben a glicerinnek mindhárom hidroxil-csoportja észterezve van, trigliceridekről beszélünk A zsírok és az olajok tehát természetes trigliceridek. Egy triglicerid szerkezete a 1313 ábrán látható A zsírsavak hosszú szénláncát az „R” szimbólum jelzi. Általában nem egységes vegyületek, hanem többféle triglicerid keverékei, amelyek egymástól az észteresítő zsírsavak minőségében különböznek. Ezek a zsírsavak általában páros szénatomszámúak és egyenes láncúak. 13.13 ábra: Triglicerid szerkezete A szobahőmérsékleten szilárd triglicerideket zsíroknak, a folyékonyakat olajoknak nevezzük. A halmazállapot alapvetően attól függ, hogy az észteresítő karbonsavak között milyen arányban van a telítetlen olajsav Minél nagyobb ennek aránya, annál alacsonyabb az olvadáspont. A zsírok és az olajok főleg állatokban, de

növényekben is tartalék tápanyag szerepét töltik be. A zsírokat és olajokat részint az élelmiszeripar használja fel, de jelentős az ipar igénye is, elsősorban a kozmetikai ipar használ fel belőlük sokat a szappangyártás során. A szappan hagyományos előállítása során (szappanfőzés) a zsírokat és olajokat nátrium- vagy kálium-hidroxiddal főzik, ennek eredményeképpen az észterkötések felbomlanak, és a szabad zsírsavak nátrium-klorid hatására nátriumsó formájában kiválnak az oldatból, amelyből a glicerin is kinyerhető. A szappanok tisztító hatása azon alapul, hogy a zsírsavak hoszszú, apoláris szénláncai az apoláros (víztaszító) szennyeződések felületén megkötődnek, és mivel a poláros karboxilcsoport kifelé helyezkedik el, a szennyeződést vízoldékonnyá teszik. A zsírokhoz és olajokhoz hasonló szerkezetű, nagy biológiai jelentőségű anyagok a foszfolipidek. Ezek olyan trigliceridek, amelyeknél a glicerin A

dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 220 ► Általános kémia Heteroatomot tartalmazó szerves vegyületek A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 221 ► csak két zsírsavval kapcsolódik, a harmadik hidroxilcsoport foszforsavval képez észterkötést. Ez a szerkezet a molekulának kettős jelleget ad, ugyanis a hosszú zsírsavláncok víztaszító, míg a foszforsavas rész vízoldékony sajátságú. Emiatt a foszfolipidek vizes oldatokban könnyen képeznek hártyákat, membránokat Az élő sejtekben is ez a tulajdonságuk teszi lehetővé, hogy a sejtet határoló és a sejten belüli membránok alapvető alkotóelemei legyenek 13.7 Szénhidrátok A szénhidrátok az élet szempontjából nélkülözhetetlen szerves vegyületek. Elnevezésük onnan ered, hogy a legtöbb szénhidrátban a hidrogén-oxigén mólaránya 2:1, vagyis annyi, mint a vízben. A szénhidrátokat egyszerű és

összetett szénhidrátokra lehet felosztani (monoszacharidok és poliszacharidok). A poliszacharidok savas hidrolízissel kisebb szénhidrát-egységekre bonthatók, a monoszacharidok viszont nem. 13.71 Monoszacharidok A monoszacharidokat szénatomszám szerint különböztetjük meg, lehetnek 3, 4, 5 és 6 szénatomosak, azaz triózok, tetrózok, pentózok és hexózok. Többnyire jól oldódnak vízben, és édes ízűek A monoszacharidok legismertebb képviselői hexózok: a szőlőcukor (Dglükóz) és a gyümölcscukor (D-fruktóz). A szőlőcukor az egyik legfontosabb és legelterjedtebb monoszacharid. Színtelen, édes ízű kristályos vegyület. Szabad állapotban is előfordul (pl gyümölcsökben), de főként kötötten, poliszacharidok alkotórészeként gyakori. Összegképlete C6H12O6, szerkezete a 1314 ábrán látható A gyümölcscukor a szőlőcukor izomerje, tehát összegképlete szintén C6H12O6, a különbség a két hexóz között az oxocsoport

elhelyezkedésében van. A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 221 ► Általános kémia Heteroatomot tartalmazó szerves vegyületek A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 222 ► 13.14 ábra: A D-glükóz szerkezete Meg kell említeni a két monoszacharid (hexóz) összekapcsolódásával kialakuló diszacharidokat, ide tartozik pl. a répacukor (szacharóz) és a tejcukor (laktóz) 13.72 Poliszacharidok A poliszacharidok óriásmolekulájú szénhidrátok, amelyek több száz, esetenként több ezer monoszacharid (általában hexóz) alegységből épülnek fel. Vízben nem, vagy rosszul oldódnak, és nem édes ízűek A cellulóz a növényi sejtek vázanyaga, és ezért a legnagyobb mennyiségben előforduló szerves vegyület. Vízben és szerves oldószerekben nem oldódik. Egyenes szálakból áll, egy cellulózszál több ezer egymáshoz kapcsolódó glükóz-egységből épül fel

(13.15 ábra) A szálak hidrogénkötéssel kapcsolódnak egymáshoz, és így rostokat hoznak létre A cellulózt az ipar is nagy mennyiségben használja: papírgyártás, textilipar, műanyagipar, stb. 13.15 ábra: A cellulózszál szerkezete A keményítő a növények szervezetében fordul elő, mint tartalék tápanyag. A burgonyakeményítő a szeszipar fontos alapanyaga Bomlékonyabb, mint a cellulóz, de ugyanúgy D-glükóz egységekből épül fel. Maga a keményítő két alkotórészből áll Az egyik alkotóeleme az amilóz, ami több száz glükóz-egységből felépülő spirális lánc. A lánc me- A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 222 ► Általános kémia Heteroatomot tartalmazó szerves vegyületek A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 223 ► neteit hidrogénkötések tartják össze. A másik alkotórész az amilopektin szintén több száz glükózból áll, de

szerkezete elágazó, térhálós. Az amilóz és az amilopektin szerkezetét a 13.16 ábra szemlélteti 13.16 ábra: Az amilóz és az amilopektin szerkezete 13.8 Aminosavak, fehérjék A fehérjék minden élő sejt nélkülözhetetlen alkotórészei, számos szerepet betölthetnek, előfordulnak pl. a szőrben, izmokban, vérben, és a biokémiai folyamatokat katalizáló enzimek is fehérjemolekulák. A fehérjék makromolekulák, ami azt jelenti, hogy moláris tömegük nagy, 104 nagyságrendű Maga a fehérjemolekula kisebb molekulák összekapcsolódásával keletkezik. Ezek az építőegységek az aminosavak, amelyekből 20 különböző vesz részt a fehérjék felépítésében. A húszféle aminosav különböző kapcsolódási sorrendben hozhatja létre a fehérjemolekulát, és a sokféle variációs lehetőségnek köszönhető a számtalan, különféle fehérjemolekula, az élővilág óriási változatossága. 100 egymáshoz kapcsolódó aminosavból álló lánc

aminosav-sorrendje 20 pl. 100 -féle lehet Az aminosavak egy szénatomhoz kapcsolódó karboxil- és aminocsoportot tartalmaznak. Ehhez a szénatomhoz a két funkciós csoporton kívül egy oldallánc is kapcsolódik, a húsz aminosav közötti eltérést az eltérő oldalláncok okozzák. A legegyszerűbb oldallánc egy hidrogénatom lehet, de előfordulnak aromás gyűrűt, heteroatomot tartalmazó oldalláncok is Az aminosavak általános szerkezete és a legegyszerűbb aminosav, a glicin a 1317 ábrán látható Az oldalláncot ’R’ szimbólum jelzi A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 223 ► Általános kémia Heteroatomot tartalmazó szerves vegyületek A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 224 ► 13.17 ábra: Aminosavak szerkezete, a glicin szerkezete Az aminosavak funkciós csoportjaikon keresztül kapcsolódnak egymáshoz, az aminocsoport és a karboxilcsoport

összekapcsolódásakor peptidkötés alakul ki, dipeptid molekula és agy vízmolekula keletkezik (13.18 ábra) Sok aminosav összekapcsolódásával hosszú aminosav-lánc jön létre, amelyet polipeptid-láncnak nevezünk. A fehérjék ezekből a polipeptid-láncokból állnak, vannak fehérjék, amelyek csak egyetlen láncot tartalmaznak, de léteznek összetett fehérjék is, amelyek több lánc összekapcsolódásával jönnek létre, sőt, esetenként tartalmazhatnak nem aminosavakból álló alkotórészt is (pl. a vörösvértestek oxigénszállító fehérjéje, a hemoglobin vastartalmú csoportot is tartalmaz). 13.18 ábra: A peptidkötés kialakulása A fehérjék tulajdonságait alapvetően a polipeptid-láncot felépítő aminosavak kapcsolódási sorrendje, szekvenciája határozza meg, ez a fehérjék elsődleges szerkezete. Ettől függ a polipeptid-lánc lefutása és a fehérjék térszerkezete, amelyet az oldalláncok között kialakuló másodlagos kötések

stabilizálnak. A fehérjék megfelelő működéséhez a térszerkezetnek sértetlennek kell lennie. Amennyiben külső behatásra (pl. magas hőmérséklet, erős savak, nehézfémek, stb) a térszerkezet sérül és a fehérje rendezetlenné válik, denaturálódásról beszélünk. A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 224 ► Általános kémia Heteroatomot tartalmazó szerves vegyületek A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 225 ► 13.9 Nukleinsavak A nukleinsavak a fehérjékhez hasonlóan minden sejtben megtalálható, alapvető fontosságú, makromolekuláris szerves vegyületek. Két típusuk a ribonukleinsav (RNS) és a dezoxiribonukleinsav (DNS). A DNS a sejtmagban fordul elő (baktériumoknál a sejtplazmában található, valamint az RNS-hez hasonlóan vírusokban is előfordul), szerepe a biológiai információ tárolása és örökítése. Az RNS különböző típusai

egyaránt a fehérjék előállításában játszanak szerepet, a fehérjék megfelelő aminosav-sorrendjének kialakítása ugyanis a DNS-ben tárolt információ alapján történik. A DNS információja alapján jönnek létre ugyanis az RNS-molekulák, és ezek hozzák létre a különböző polipeptid-láncú fehérjéket. A nukleinsavak a fehérjékhez hasonlóan kisebb alkotórészekre bonthatóak, amelyek háromfélék. Minden nukleinsav tartalmaz pentózt (öt szénatomos cukor), foszforsavból származó foszfátcsoportot, valamint heterociklusos bázist. A heterociklusos bázisok purin- vagy pirimidinvázas vegyületek, ötfélék lehetnek: adenin, citozin, guanin, timin és uracil. A DNS molekula pentózként dezoxiribózt tartalmaz, a szerves bázisok közül nem fordul elő benne uracil, szerkezete pedig két szálból álló spirál (13.19 ábra) Az RNS ribózt tartalmaz, a bázisok közül timin nem található benne, szerkezete egyszálú, és rövidebb, mint a DNS

molekula A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 225 ► Általános kémia Heteroatomot tartalmazó szerves vegyületek A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 226 ► Vissza ◄ 226 ► 13.19 ábra: A DNS térszerkezete A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Általános kémia Heteroatomot tartalmazó szerves vegyületek A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 227 ► 227 ► 13.10 Ellenőrző kérdések • • • • • • • • Mit jelent a freon kifejezés? Mit fejez ki az alkoholok rendűsége és értékűsége? Írja fel a hidroxil-, a karboxil- és az oxocsoport képletét! Mi a különbség az aldehidek és a ketonok szerkezete között? Miben különböznek a zsírok és az olajok? Milyen poliszaharidokat ismer? Melyik hol fordul elő? Hogyan, milyen molekulák között jön létre a peptidkötés?

Miben különbözik egymástól a DNS és az RNS? A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ Általános kémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Számítási feladatok Vissza ◄ 228 ► 14. Számítási feladatok 1. 150 g nátrium-karbonátból 30 dm3 standardállapotú szén-dioxid-gáz fejlődött 1800 cm3 sósav hatására. Milyen töménységű volt a sósav (mol/dm3 és g/dm3 egységekben)? Hány tömeg%-a maradt meg az eredeti nátrium-karbonátnak? Ar(Na)=23,0 Ar(C)=12,0 Ar(O)=16,0 Ar(Cl)=35,5 2. Vas(II)-oxid és vas(III)-oxid keveréket hidrogénnel elemi vassá redukálják; ekkor víz távozik el Ugyanolyan tömegű és összetételű oxidkeveréket levegőn hevítve a keverék egésze vas(III)-oxiddá alakul Az oxidáció során a keverék tömegnövekedése ötödrésze a redukálás során tapasztalható tömegcsökkenésnek. Írja fel a lejátszódó reakciók egyenletét, és számítsa ki a

keverék tömeg%-os összetételét! Ar(Fe)=55,8 Ar(O)=16,0 3. Egy szénhidrogén 2,8 g-jának térfogata standard nyomáson és 25 °Con 1225 cm3 A gázt tökéletesen elégetve 8,80 g szén-dioxidot kapunk Írja fel a szénhidrogén összegképletét és konstitúciós izomerjeit, valamint nevezze el azokat! Ar(H)=1,0 Ar(C)=12,0 Ar(O)=16,0 4. Egy standardállapotú, eténből és etinből álló gázelegyet elemi brómmal reagáltatunk. A gáz 8,0 dm3-re 84,1 g brómot köt meg úgy, hogy a reakció során a dibróm-etán mellett 69,1 g tetrabróm-etán keletkezik Hány dm3 etént, illetve etint tartalmaz a gázelegy? Hány g dibróm-etán keletkezett? Ar(H)=1,0 Ar(C)=12,0 Ar(Br)=79,9 5. Hány mól HCl-t tartalmaz 1 dm3-enként a 36,5 tömeg%-os HCl-oldat, ha 1,000 dm3-ének tömege 1180 g? 6. Hány tömeg%-os és hány mólos a 20 mol%-os NaOH oldat? (p=1,93 kg/ dm3) A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 228 ► Általános kémia A

dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Számítási feladatok Vissza ◄ 229 ► 7. Hány dm3 2 bar nyomású oxigént kell keverni 20 dm3 5 bar nyomású, azonos hőmérsékletű levegőhöz, hogy az új gázelegyben az oxigén móltörtje 0,80 legyen? Mi az új elegy össznyomása, ha az izoterm elegyítés során a térfogatok összegződnek? 8. Mi a képlete annak a vegyületnek, amelynek 66,5 g-ja 15,5 g foszfor és 28 g oxigén mellett még nátriumot tartalmaz? 9. Ammónia gázt négyszeres térfogatú, oxigénben dúsított levegőben égetünk el nitrogénné. A vízgőz kondenzálása után az égéstermék kétharmada nitrogén Mi volt az égetésre használt levegő térfogat%-os oxigéntartalma? 10. Hány g víz keletkezik a konyhában 1 kg propán-bután gáz elégetésekor, ha abban a propán : bután mólarány 4:3? 11. Egy szénhidrogén gőzét 24-szeres térfogatú, 50 térfogat% oxigéntartalomra dúsított levegőben elégetik Az

égéstermék szén-dioxid mellett kétszer annyi mól nitrogént tartalmaz, mint vízgőzt Mi a szénhidrogén molekulaképlete? 12. NaHCO3 és (NH4)2CO3 keverékét hevítjük, míg mindkét vegyület bomlása teljesen végbemegy. Ammónia, széndioxid és vízgőz távozik, és csak Na2CO3 marad vissza, aminek tömege ¼ része az eredeti keveréknek. Írja fel a reakcióegyenleteket és adja meg a porkeverék és a távozó gázelegy mol%-os összetételét! 13. 10 liter, 4 mólos, 1,160 kg/dm3 sűrűségű NaOH-oldatba 448,2 liter normál állapotú kén-dioxidot vezetünk. Az oldat térfogata 1000 ml-rel nő. Hány mólos és hány tömeg%-os az oldat? Mi a sűrűsége? 14. 20 mol vízben 9 mol nátrium-hidroxidot oldunk Hány cm3 0,50 mólos kénsavoldattal semlegesíthető az oldat 1,00 g-ja? Hogy készítene belőle 1000 g 10%-os oldatot? A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 229 ► Általános kémia A dokumentum használata |

Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Számítási feladatok Vissza ◄ 230 ► 15. Hány térfogat% kénhidrogén-gázt tartalmaz az a levegőminta, amelynek 1,00 standard köbmétere 160,0 cm3 0,100 mólos KMnO4-oldatot színtelenít el a következő, együtthatókkal kiegészítendő reakcióegyenlet szerint? KMnO4 + H2S = KOH + K2SO4 + MnO2 + H2O 16. 2,0 cm³ koncentrált sósavat tiszta vízzel 10 dm³ térfogatra hígítunk A tömény sósav sűrűsége 1,185 g/cm³, tömegszázalékos koncentrációja 37%. A HCl moláris tömege 36,5 g/mol Milyen lesz az oldat pHértéke? 17. A konyha márványpadlójára (CaCO3) leejtett sósavas üveg összetörött, és a 0,7 liter, 1,025 g/cm3 sűrűségű, 10 tömegszázalékos sósavoldat HCl tartalma a kalcium-karbonáttal elreagált. Írja fel a lejátszódott kémiai reakció egyenletét, és adja meg, hogy hány cm3, 15 °C hőmérsékletű CO2 gáz került a normál nyomású (1 atm) konyha légterébe! MH = 1 g/mol, MCl = 35,5

g/mol, R = 8,314 J*mol-1K-1 18. Az etilamin 11,00 pH-jú oldata 0,012 mólos A dietilamin 0,01 mólos oldatban 30%-ban protonálódik. Mekkora az előbbi oldat protolízis-foka, s az utóbbi pH-ja? Melyik erősebb bázis? 19. A 2 mólos metaperjódsav (HIO4)-oldatban a disszociáció 10%-os Mi a disszociációállandó értéke? Hányszorosára kell az oldatot hígítani, hogy a disszociációfok 8szorosára nőjön? A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 230 ► Általános kémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Ajánlott irodalom Vissza ◄ 231 ► Ajánlott irodalom BME Vegyészmérnöki Kar: Általános kémia. Műegyetemi Kiadó, Budapest, 1995. Bodor Endre: Szervetlen kémia. Veszprémi Egyetemi Kiadó, Veszprém, 1994. Bot György: Általános és szervetlen kémia. Medicina Könyvkiadó, Budapest, 1983. Erdey-Grúz Tibor – Fodorné Csányi Piroska: A magyar kémiai elnevezés és a

helyesírás szabályai. Akadémiai Kiadó, Budapest, 1974 Furka Árpád: Szerves kémia. Tankönyvkiadó, Budapest, 1991 Lesny Juraj – Simon Gábor – Végh Dániel: Általános kémia. Universitas Győr Kht., Győr, 2002 Maleczkiné Szeness Márta: Kémai feladatok és megoldások. Veszprém, 2000 Maleczkiné Szeness Márta: Szervetlen kémai feladatok és megoldások. Tankönyvkiadó, Budapest, 1987 Orbán Erzsébet – Borszéki Ágnes: Felvételi és versenyfeladatok gyűjteménye. Korona Kiadó, Budapest, 1995. Villányi Attila: Kémia összefoglaló középiskolásoknak. Calibra, Budapest, 1996 A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 231 ►