Kémia | Felsőoktatás » Általános kémia tételek

Általános kémia Általános kémia tételek 1. A Bohr-, Sommerfeld-féle atommodell Atomi spektrumok (Zemann és Stark effektus).  A Bohr-féle atommodell Niels Bohr, 1913 H-atom színképének magyarázatára kvantumelméletre támaszkodva három új posztulátumra épül: 1. Elektron az atommag körül csak meghatározott sugarú körpályán keringhet. Csak azok a pályák megengedettek, ahol az elektron h impulzusmomentuma egyenlő k , a hol k = 1,2,3 . Az 2π elektronpályák tehát kvantáltak. Ha k = 1, az atommaghoz legközelebbi pályáról van szó. 2. Adott pályán lévő elektron energiája is meghatározott Kvantumpályákon az elektron sugárzás nélkül kering. 3. Kvantumpályákon való átmenetnél az elektron által elnyelt vagy kisugárzott energia egyenlő a két pálya közti energia különbséggel.  csak a hidrogénszerű (H, He+, H 2 +) atomokra volt

alkalmazható  továbbfejlesztve az elméletet elliptikus vonalakat feltételeztek a k örpályák mellett, melyek újabb kvantumszámokat vezettek be, de továbbra sem tudták a H-nél nagyobb rendszámú atomok spektrumát magyarázni.     Atomi spektrumok  vonalas spektrumok, melyek az atom gerjesztése után emittálódnak  gerjesztés után emittált fényt prizmával felbontva kapjuk a spektrumot az éles emissziós vonalak sorozatokba rendezhetők  egy sorozaton belül a vonalak távolsága szabályosan változik • Hidrogén atom színképe  Lymann-sorozat: UV-tartományban  Balmer-sorozat: látható fény tartományában  Paschen-, Brackett-, Pfund-sorozat: közeli IR-tartományban  emissziós spektrumának szabályossága az elektronhéj szerkezetének szabályszerűségeit tükrözi  Zemann effektus  színkép vonalainak felhasadása mágneses térben Általános kémia

2. Kvantummechanikai atommodell. Kvantumszámok, atomorbitál  Kvantummechanikai atommodell       elektronok hullámtermészetét igazoló kísérletek bemutatása után alakult ki az elektronok hullámmozgását az atommag erőterében a Schrödinger-egyenlet írja le az elektront térbeli állóhullámnak tekintjük a Bohr-féle kvantumpályákon a Schrödinger-egyenletben található hullámfüggvény azt jelenti, hogy az elektron adott valószínűséggel található a tér meghatározott helyén kiderül, hogy az elektron leginkább a hullámfüggvény maximumának környezetében tartózkodik a kvantummechanikai atommodell statisztikus jellegű 1. az atom elektronjainak energiája kvantált 2. a kvantált állapot az elektron hullámtermészetének következménye 3. az elektron térbeli helyzete és impulzusa pontosan nem adható meg az atommag körül Heisenberg-féle határozatlansági elv 4. az elektron

legvalószínűbb térbeli tartózkodási helye adható meg az atommag körül; különböző energiájú elektronokat eltérő tartózkodási valószínűséggel adhatók meg ezek az atomorbitálok  Kvantumszámok  az atomban található atomok jellemzésére (energia, térbeli elhelyezkedés, többi elektronnal való kölcsönhatás) szolgáló négy paraméter  főkvantumszám (n)  energia meghatározására szolgál  jó közelítéssel a Bohr-féle atommodell sorszámai  n = 1, 2, 3, , 7 (alapállapotban)  minél nagyobb, a jelölt energia és az atommagtól való távolság is annál nagyobb  mellékkvantumszám (l)  az elektron impulzusmomentumát jellemzi  a főhéjon belüli lehetséges alhéjak számát és energiáját mutatja meg  l = 0, 1, 2, , n-1  l = 0 s; l = 1 p; l = 2 d; l = 3 f  az elektron energiáját a fő- és mellékkvantumszámokkal együttesen tudjuk megjelölni, ami így atomorbitálokat jelöl (pl.: 2p n = 2 és

l = 1)  mágneses kvantumszám (m l )  az elektron impulzusmomentumának térbeli irányítottságát adja meg Általános kémia  az atomorbitálok töltéseloszlását a külső mágneses erőtér és az elektronok térbeli mozgása indukálta erőtér orientálja  m l = -l0+l  spin kvantumszám (m s )  az elektron saját momentumát jelöli  olyan tulajdonság, ami az elektron térbeli mozgásából adódó impulzusmomentumot növelni vagy csökkenteni tudja  (forgási impulzus)  m s = +½ vagy –½  Atomorbitál  az elektronnak a Schrödinger-egyenlet szerinti tartózkodási valószínűsége  a Descartes-féle koordinátarendszerre (x,y,z) vonatkoztatva 90% valószínűséggel az elektron az atomorbitált burkoló felületen belül tartózkodik  s-pálya gömb (m l = 1)  p-pálya súlyzó a tér három irányában (m l = -1, 0 , +1) 

d-pálya 4 súlyzó és egy korong (m l = -2, -1, 0, +1, +2)  a pályának vannak olyan pontjai, ahol az elektron előfordulási valószínűsége nulla csomópont vagy csomófelület  hidrogénatom különböző atomorbitáljainak energiaszintjeit az emissziós spektrumból lehet meghatározni; az alapállapot (1s) energiaszintje a legkisebb; a gerjesztett elektronok energiájya azonos főkvantumszámokon egyenlők (2s = 2p; 3s = 3p = 3d) „degenerált” orbitálok, energiaszintjük csak elektromos vagy mágneses erőtérben hasad fel (Zemann effektus) Általános kémia 3. Az elemek periódusos rendszere, felépítésének elve. A kvantumszámok jelentősége, Pauli- és Hund-szabály. Fő- és mellékcsoportok.  Az elemek periódusos rendszere, felépítésének elve. Fő- és mellékcsoportok                 alapját az

alhéjak energiaszint-sorrendje képezi, mely alapján megadható az elemek alapállapotú elektronkonfigurációja a táblázatban vízszintes elrendezésben arab számokkal jelölve a p eriódusokat találjuk az első periódus (K-héj) a H-nel kezdődik és a He-mal zárul a második periódus (L-héj) a Li-mal kezdődik (1s22s1) és a N e-nal zárul, melynek elektronkonfigurációja 1s22s22p6, így külső elektronhéja lezárt a harmadik periódus (M-héj) első eleme a Na, mely elektronkonfigurációja 1s22s22p62s1 az argonatomban a 3s- és 3p-pályák teljesen fel vannak töltve, így a 3dpályáknak kellene a következő elemben megnyílnia, de mivel ennek energiája túl nagy, először a K-ban a 4s-pálya nyílik meg, így annak elektronkonfigurációja 1s22s22p63s23p64s1 ugyanígy a Ca-ban 1s22s22p63s23p64s2 a Sc-ban (Ca után) már a 4 p-pályák előtt 3d is megbyílik, igy annak elektronkonfigurációja 1s22s22p63s23p63d14s2 az ötféle 3d-pályára összesen tíz

elektron léphet be szkandiumtól a cinkig ez valósul meg az elemek elektronkonfigurációjában a Zn-től kezdve az elektronok közötti taszítóerő energiája összemérhető a 4sés 3d-pályák közötti energiakülönbséggel, így nehéz lesz megjósolni a fokozatos feltöltődés elve szerint, hogy milyen is lesz az alapállapothoz tartozó elektronkonfiguráció a galliumtól (Ga) kezdve a 3d-pályák energiája már annyival kisebb a 4s- és 4p-pályák energiájánál, hogy a fokozatos feltöltődés elvét alkalmazhatjuk a negyedik periódus (N-héj) a K r-nal végződik, amíg az Ar-tól 18 e lektron épült be az elektronburokba ez az első hosszú periódus a d-mező elemeiben (átmenetifémek) létezésében a 3 d-pályák fokozatos feltöltődése tükröződik a hatodik és hetedik periódusban az f-pályák hasonló feltöltődése miatt lépnek fel az f-mező elemei (lantanoidák és aktinoidák) a külső elektronkonfiguráció alapján beszélhetünk még

s-mező (alkálifémek és alkáliföldfémek), valamint a p-mező (bórcsoport, széncsoport, nitrogéncsoport, oxigéncsoport, halogének és nemesgázok) elemeiről a függőlegesen kialakított főcsoportok (római számokkal jelöljük) elemi a vegyértékkonfigurációjuk azonossága miatt hasonló tulajdonságokkal rendelkeznek (pl. az első főcsoportban az alkálifémeknek mind ns1 a vegyértékkonfigurációja) Általános kémia       érdemes megjegyezni a VIII. főcsoport elemeiről, hogy ezek a nemesgázok, melyek közös tulajdonsága, hogy rendkívül nehezen vihetők reakcióba, éppen az elektronkonfigurációjuk miatt: a He 1s2 elektronkonfigurációjú, az összestöbbi vegyértékkonfigurációja ns2np6, tehát mindnek lezárt a vegyértékhéja az s- és p-mező elemei alkotják a főcsoportokat, ahol a legkülső elektronhéjakat vegyértékhéjnak

is szokás nevezni, mivel az itt lévő elektronok a kötések kialakításában vesznek részt a d-mező elemei adják a mellékcsoportokat a periódusos rendszerben haladva megfigyelhetők ún. periodikus tulajdonságok (atomrádiusz, ionizációs energia, elektronaffinitás alakulása) az atomrádiuszt a m agtöltés és az elektronkonfiguráció határozza meg; egy perióduson belül a rendszám növekedésével csökken az atomrádiusz, mert a megnövekedett magtöltés a külső elektonhéj kontrakcióját okozza; az oszlopokban lefelé haladva az atomátmérő növekszik a növekvő rendszámmal, mert a legkülső orbitálok azonos típusúak, és a rendszám növekedésével egyre több elektronhéj tartozik az atomhoz az ionizációs energia és az elektronaffinitás alakulását lásd később  A kvantumszámok jelentősége, Pauli- és Hund-szabály  a kvantumszámokat az atomorbitálok illetve az azokon található elektronok megkülönböztetésére illetve

azonosítására használjuk  az elektronhéjak felépülése bizonyos szabályok szerint történik, melyek összefüggésben vannak a kvantumszámokkal  Pauli-elv: egy atomon belül nem lehet két olyan elektron, amelynek mind a négy kvantumszáma azonos, az atomon belüli minden elektronra jellemző kvantumszámkészlet legalább egy kvantumszámban különbözik: n, l, m l , és m s . Mivel a kvantumszámok energiaszinteket is megjelölnek, ezért azt is mondhatjuk, hogy egy atomon belül nem lehet két egyforma energiájú elektron. Ennek felhasználásával meghatározhatók az egyes főhéjakban és annak elhéjaiban lehetséges elektronok maximális számát: az atomorbitálok maximálisan két elektron fogadhatnak be ellentétes (párosított) spinnel. Pl a 3p-aljéj három eltérő energiaszintű orbitálból épül fel a mágneses kvantumszám háromféle értékének megfelelően 3×2 = 6 e lektront trartalmazhat. A 4f-alhéj 14-et  Hund-féle szabály: az

alapállapotú elektronok olyan konfigurációt vesznek fel, amelyben a párosítatlan spinű elektronok száma maximális, így azok a p-, d- és f-alhéjak orbitáljait egyenként, párosítatlan spinnel töltik be mindaddig, amíg az alhéj félig be nem töltődik. Ezek az alhéjak 3, 5 vagy 7 elektron beépülése után alakítanak csak ki kompenzált spinű elektronpárokat. Általános kémia 4. Ionos kötés. Ionizációs energia, elektronaffinitás, rácsenergia  Ionos kötés  Az ionos szilárd anyagok kristályaiban pozitív és negatív töltésű ionok találhatók. Az összetartó erő az ellentétes töltésű részecskék közötti elektrosztatikus vonzás.  Ionizációs energia  Az az energia, amely ahhoz szükséges, hogy a gáz állapozú atomból egy elektront eltávolítsunk kation keletkezése közben, az első ionizációs energia. Ehhez

energiabefektetés szükséges, értékét 1 mól anyagmennyiségre vonatkoztatjuk.  Az egyszer + kationból még egy újabb elektron eltávolítása nagyobb energiabefektetést igényel, ami a második ionizációs energia.  A kétszer + kationból egy harmadik elektron eltávolítása még ennél is nagyobb energiát igényel, ez a harmadik ionizációs energia.  Az első ionizációs energiája a nemesgázoknak a legnagyobb, ns2np6 elektronkonfigurációjuk miatt.  Az első ionizációs energia a periódusos rendszerben periodikusan változik. A perióduson belül haladva az érték balról jobbra nő a rendszám növekedésével, ami annak tudható be, hogy az atommagban növekvő protonszám egyre inkább vonzza az elektronokat, ami hatáshoz azért hozzá kell számolni a törzselektronok árnyékoló hatását is. A csoportokat vizsgálva elmondhatjuk, hogy az első ionizációs energia fentről lefelé haladva csökken, mert ezzel szemben az atomrádiusz növekszik.

Mivel a külső elektronok egyre messzebb kerülnek az atommagtól, a protonok vonzó ereje egyre inkább csökken.  Elektronaffinitás  Az az energiaváltozás, amely a gáz állapotú atom 1 móljának negatív gázionná (anion) való átalakulását kíséri. Az anion képződése az atomból általában energiafelszabadulással jár, csak néhány elem E aff -értéke pozitív.  A halogének elektronaffinitása a legnagyobb érték, hiszen a keletkezett egyszeresen negatív anion nemesgázszerkezetet biztosít.  Itt is megkülönböztethetünk első-, második-, harmadik elektronaffinitást.  Az elektronaffinitás is periodikus tulajdonság, hasonlóan alakul az ionizációs energiához, minek magyarázata az elemek elektronkonfigurációjában rejlik. Ha a felvett elektron újabb, magasabb energiaszintű pályára kényszerül, az elektronaffinitás értéke magasabb. Ha a felvett elektron betöltetlen pályára kerül, esetleg kompenzált spinű elektronpárt

alakít ki, az elektronaffinitás értéke kisebb. Általános kémia  Rácsenergia  Ionkristály kialakulását energiafelszabadulás kíséri.  Szükséges, hogy a reagáló atomok elektronegativitás különbsége meghaladja a kettőt. ∆EN > 2  NaCl kristály kialakulásakor a Na atom 3s-orbitálján lévő elektron eltávolításához ionizációs energia szükséges (E i > 0), miközben az atom mérete jelentősen csökken. A Cl atomból elektronfelvétellel kloridion képződik, mely folyamat energiafelszabadulással jár (E aff < 0). Közben az atomrádiusz nő. A felszabaduló energia nem fedezi az ionizációs energiát, de a kristályrács kialakítása azonban további energiafelszabadulással jár. Az ellentétes töltésű ionok az elektrosztatikus vonzóerő következtében közelednek egymáshoz, ionrácsot alkotva potenciális energiájuk csökken,

ezzel újabb energia szabadul fel, amit rácsenergiának nevezünk. Általános kémia 5. A kovalens kötés. Molekulaorbitál-elmélet, kötő és lazító pályák  A kovalens kötés.        Szabad atomokból molekulák jönnek létre, melyekben az elektronok új elrendeződése a kovalens kötés képződésének felel meg. Ez kedvező, mert a molekula alacsonyabb energiájú rendszer, mint az atom. Klasszikus értelmezés alapján a vegyülő atomok párosítatlan spinű elektronjai páronként egy kovalens kötést hoznak létre. Kovalens kötések tartanak össze óriásmolekulákat is. Ilyenek pl a gyémánt- és a kvarckristályok. Azt a kovalens kötést, amikor a két párosodó atom mindegyike egy-egy elektront ad a kötésbe, kolligációnak nevezzük. Azokat az elektronpárokat, amelyek nem vesznek részt a kötés kialakításában, szabad vagy

nemkötő elektronpároknak nevezzük. A többszörös kovalens kötésben a kettős kötést kettő, a hármas kötést három vegyértékelektronpár hozza létre. Ha a molekula képződésénél a kovalens kötést létesítő elektronpár mindkét elektronja ugyanattól az atomtól származik, akkor koordinatív vagy datív kötésről beszélünk. Ilyenkor megkülönböztetünk elektrondonort és akceptort  A molekulaorbitál-elmélet, kötő- és lazító orbitálok  A molekulákban az elektronok olyan módosult orbitálokon helyezkednek el, melyek a molekula egészéhez tartoznak.  Molekulaorbitálik száma = atomorbitálok összege.  Ha két különböző atom egy-egy atomorbitálját kombináljuk, két molekulaorbitálhoz jutunk. A kötőorbitál energiája alacsonyabb, míg a lazító molekulaorbitálé magasabb lesz, mint az eredeti atomorbitálok energiaszintje.  A molekulaorbitálok elektronokkal való feltöltődési szabályai hasonlóak az

atomorbitálokéhoz: 1. Az elektronok először a kisebb energiaszintű molkeulaorbitálokat töltik fel (energiaminimum). 2. Egy molekulaorbitálon maximálisan két elektron tartózkodhat (Pauli elv). 3. Az azonos energiájú molekulaorbitálokat az elektronok egyenként, párosítatlan spinnel töltik be (Hund-féle szabály).  Ha a keletkező molekulapálya energiája az atomi pályákénál alacsonyabb és a pálya elektronjai a kapcsolódó atommagok között helyezkednek el, kötőpályáról beszélünk.  Ha a keletkező molekulaorbitál energiaszintje az atomorbitálok energiájánál magasabb és az elektronok a k apcsolódó atommagoknak a kötéssel ellentétes oldalán helyezkednek el, lazítópálya keletkezik. Általános kémia  A kötő és lazító molekulaorbitálok kialakítanak σ- és π-kötéseket. A kötő σorbitálok elektronsűrűsége a két atomtörzs

között maximális A kötő π-orbitál is a két atomtörzs között maximális, térbeli eloszlása azonban irányított, a σkötés „alatt és felett” vagy „előtt és mögött”. A lazító orbitálok elektronsűrűsége a két atomtörzs kötéssel ellentétes oldalán maximális, lazító elektronok nem tartózkodnak a két atommag között. A lazító kötéseket csillaggal jelölik. Általános kémia 6. A kovalens kötés jellemzői két- vagy többatomos molekulákban: kötési energia, kötési távolság, kötésszög.  Kötési energia A kovalens kötés erősségét fejezi ki. A kötési energia az az energia, ami ahhoz szükséges, hogy 1 mol molekulában két adott atom közötti kötés felszakadjon. Értékét kJ/mol-ban adjuk meg.  értékei a potenciális energia minimumának felelnek meg.  Többszörös kovalens kötések az atomok szorosabb

kapcsolatát jelentik, mivel jelentősen rövidül a kötéshossz.  A kialakuló első illetve második π-kötés egyre kevesebb energiával járul hozzá a többes kötés stabilizálásához, felszakításukhoz egyre kevesebb energia elegendő, így az ilyen kötésekkel rendelkező vegyületek egyre reakcióképesebbek.   Kötési távolság  A kötési távolság a két atommag közötti átlagos távolságot jelenti a molekulában. (Az atomok állandó rezgése miatt nem beszélhetünk egyszerűen egzakt kötéstávolságról). Jele d Általában pm egységben fejezzük ki  Ahogy az atommagok közelednek egymáshoz és az elektronok spinje ellentétes (azaz a vegyértékelektron-pár párosított spinű) a rendszer potenciális energiája minimumot ér el.  Ha az atommagok a kovalens kötéshossznál közelebb kerülnének, megnőne a magok közötti taszítóerő.  Két C-atom közötti kötések számának növekedésével a két atom közötti távolság

egyre csökken.  Kötésszög  A kapcsolódó atomok kötései által bezárt szöget kötésszögnek nevezzük. 1. A molekulában a kialakuló kötő és nemkötő elektronpárok taszítják egymást, igyekeznek úgy elrendeződni, hogy egymástól a lehető legmesszebb krüljenek.  Ha a központi atom körül az elektronpárok száma kettő, és mindkettő kötő elektronpár, akkor a két elektronpár egymáshoz képest 180o-os szögben helyezkedik el. A molekula alakja lineáris. (Pl: BeCl 2 )  Ha a központi atom körül három kötő elektronpár létesít kötést, az elektronpárok egymással 120o-os szöget zárnak be. A molekula alakja síktrigonális. (Pl: BF 3 ) Általános kémia Ha a központi atom körül négy kötő elektronpár van, akkor a legkedvezőbb elrendeződés ha a kötésszög 109,5o. A molekula alakja szabályos tetraéderes szerkezet. (Pl: CCl 4 , CH

4 )  Öt kötőelektronpár esetén trigonál bipiramisos a molekula, a kötésszögek 120o és 90o. (Pl: PF 5 )  Hat kötőelektronpár esetén a molekula oktaéder alakú, a kötésszög 90o. (Pl: SF 6 )  2. Ha a molekulában a központi atomhoz nemkötő elektronpár is tartozik, azok hatása a kötésszöget torzítja.  Az ammónia molekulában (NH 3 ) 3 kötő és 1 nemkötő elektronpár van. A nemkötő elektronpár jelenléte miatt a kötésszög csökken 107o-ra. A molekulát piramis alakúnak mondjuk (háromszög alapú).  A vízmolekulában (H 2 O) két kötő és két nemkötő elektronpár van. A két nemkötő elektronpár nagyobb taszító hatása miatt a kötőpárok közötti szög tovább csökken, 105o lesz. A molekula V alakú. 3. A π-kötések a m olekula alakját lényegesen nem befolyásolják, a kötésszögek csak kis mértékben módosulnak.  Az eténmolekula (C 2 H 4 ) atommagjai egy síkban helyezkednek el. A molekulában mind a két

szénatom három σ- és egy πkötést létesít A 120o-os kötésszög 117,8o-ra csökken  Az etin (C 2 H 2 ) és széndioxid (CO 2 ) molkeulákban a szénatomok két σ- és két π-kötést lépesítenek. A π-kötések ilyen esetben nem befolyásolják a kötésszöget, a molekula lineáris alakú. Általános kémia 7. A datív (koordinatív) kötés. Komplex vegyületek jellemzése, koordinációs szférák, koordinációs szám. Komplex vegyületek térszerkezete és stabilitása.  A datív (koordinatív) kötés  Olyan kovalens kötés, melyben a kötést létesítő elektronpár mindkét elektronja ugyanattól az atomtól származik (donor).  Amelyik atom nem ad elektront a kötésbe, akceptornak nevezzük.  A kötés kialakulásának feltétele, hogy a donor atomnak szabad elektronpárja vagy elektronpárjai legyenek, az akceptorban pedig legalább két elektron

hiányozzék a vegyérték-elektronhéj lezártságához.  Mivel a datív kötésnek a komplex vegyületek keletkezésénél van elsődleges szerepe, koordinatív kötésnek is nevezzük.  Ilyen alakul ki akkor, amikor az ammónia-molekula (NH 3 ) protonnal (H+) ammóniumiont (NH 4 +) képez. A donor az ammónia, az akceptor a proton Mivel az egyszeres + töltés az egész molekulára egyenletesen eloszlik, a hidrogénatomok között nem lehet megkülönböztetni a datív kötéssel kapcsolódottat a kolligatív kötéssel kapcsolódottaktól.  Komplex vegyületek jellemzése, koordinációs szférák, koordinációs szám  Komplexek azok a vegyületek, amelyekben egy központi atomhoz vagy ionhoz, annak sztöchiometriai vegyértékét meghaladó számban kapcsolódnak ionok és/vagy molekulák.  A fémionok vizes oldatokban hidratálódnak, ami a fémionok és a vízmolekulák nemkötő elektronpárjai között létrejövő kötésnek tulajdonítható. Így akvakomplex

képződik. A kis töltésű és nagy méretű ionok (s-mező elemeinek ionjai) akvakomplexei lazán kötik a vízmolekulákat, ezeknek a fémionoknak a vizes oldatai semleges kémhatásúak. A kis átmérőjű és/vagy nagy töltésű ionok (d-mező) fémionjainak akvakomplexei erősen kötött vízmolekulákat tartalmaznak. Pl a Fe3+-ion és a H 2 O között olyan erős Fe-O kötés alakul ki, amely a vízmolekula OH-kötésének további polarizációját idézi elő, lehetővé téve a H+-ion disszociációját. A vízmolekulához erősen kötődő fémionok vizes oldata ezért savas kémhatású.  A komplexben kötött elektronpárdonor molekulákat vagy ionokat ligandumoknak nevezzük.  A „fémközpont” és a ligandumok között létrejövő létrejövő koordinációs kovalens kötések alapján a komplexeket koordinációs vegyületeknek is szokás nevezni.  A fémion a hozzá kötődő ligandumokkal alkotja a komplex iont, melynek töltése a fémion és a

ligandumok töltésének algebrai összege.  A fémionhoz kovalens kötéssel kötött ligandumok alkotják az első koordinációs szférát, mely kevésbé disszociábilis. A második koordinációs szférát elektrosztatikus kölcsönhatással ionok (esetleg molekulák) hozzák létre, amelyek oldatban teljesen disszociálnak. Általános kémia Az első koordinációs szférában kötött ligandumok száma megadja a fémion koordinációs számát. Értéke 2-10 között változhat és alapvetően a fémion méretétől függ. A leggyakoribb koordinációs számok a 2, 4 és 6  Ha a központi fémion és az egyes ligandumok között egyetlen kovalens kötés jött létre, akkor a ligandumok egyfogúak.  Kétfogú ligandumokban két elektronpárdonor atom található, ezért a koordinációs szférában két helyet is elfoglalnak. Így kapcsolódik például a Cu2+-ionhoz a két

amin csoprtot tartalmazó etilén-diamon-ligandum, mely öttagú gyűrűt alkot a központi fémionnal. Ezeket a komplexeket kelátkomplexeknek nevezzük.  A komplex ionok tulajdonságai különböznek a központi fémion tulajdonságaitól: 1. Komplexképződés során rendszerint színváltozás lép fel 2. Komplexképződéssel gyakran oldhatóságnövekedés jár 3. A ligandumként kötött ionok gyakran nem mutathatók ki a szabad ionokra jellemző rekciókkal. 4. Komplexképződés során csökken a részecskeszám, így változnak a kolligatív tulajdonságok (forráspont-emelkedés, fagyáspont-csökkenés, ozmózisnyomás) és a vezetőképesség is.   Komplex vegyületek térszerkezete és stabilitása  Adott koordinációs számhoz a fémion elektronszerkezete által meghatározott geometriai felépítés tartozik.  2 lineáris szerkezet  4 tetraéderes vagy síkban négyzetes alakú komplex  5 viszonylag ritka, trigonális bipiramisos szerkezet 

6 oktaéderes, ritkán trigonális prizmás  A komplexek stabilitását azok disszociációs állandójával vagy stabilitási állandójával adhatjuk meg, melyek egymásnak reciprokai. A több lépésben lejátszódó komplexképződés mindegyik lépésére felírható a stabilitási állandó (K 1 , K 2 , K 3 , stb.), amelyek szorzata megegyezik a bruttó folyamat stabilitási állandójával (K).  Ag+ + NH 3 (aq) ⇔ [Ag(NH 3 )]+  [Ag(NH 3 )]+ + NH 3 (aq) ⇔ [Ag(NH 3 ) 2 ]+ [[ Ag ( NH 3 ) 2 ] + ]  K= = 1,7 ⋅ 10 7 + [ Ag ][ NH 3 ][ NH 3 ]  A stabilitási állandó nagyobb értéke a stabilabb komplex kialakulására utal. A stabilitás függ a fémion sajátságaitól. A fémion oxidációs számának növekedésével stabilabb komplex jön létre. A kelátképződés lehetősége ugyanazon központi ion és azonos donoratomokat tartalmazó li8gandumok esetén fokozza a komplexek stabilitását. Általános kémia

8. A hibridorbitálok elmélete. A szén atom hibrid állapotai A σ- és π-kötések.  A hibridorbitálok elmélete  Többatomos molekulák kovalens kötésszerkezetét és geometriáját a vegyértékkötés elmélet már nem tudta leírni az atomorbitálok átfedésével.  A kialakult hibridorbitálok átfedési képessége (kötés erőssége) nagyobb, irányuk megfelel a molekulában mért kötésszögeknek.  A hibridizáció során az alapállapotú vegyértékelektronok az eredeti atomorbitálnál magasabb energiájú hibridorbitálra kerülnek. Az energiakülönbséget bőven fedezi a nagyobb átfedésű kovalens kötések képződésénél felszabaduló energia.  Ha a hibridorbitálok kialakításában s- és p-atomorbitálok vesznek részt, akkor sp-hibridorbitálok jönnek létre. Ha az eredeti p-atomorbitálról n számú elektron vesz részt a hibridizációban, akkor spn-hibridorbitálról beszélünk.  A

hibridorbitálok betöltése szintén a Hund-szabály szerint történnek.  A hibridorbitálok mindig σ-kötéseket (poláros) alakítanak ki.  A hibridizációban részt vehetnek d-atomorbitálok is, ami által akár hat kovalens kötés kialakulása is megtörténhet.  A szén atom hibrid állapotai  A vegyértékkötés elmélet szerint a szénatomnak két párosítatlan vegyértékelektronja van (2s22p2), tehát két kovalens kötést tud kialakítani. De ez nem igaz, mert a szén négy vegyértékű, amit a hibridizációjával lehet igazolni.  A szénatomnak háromféle hibridizációja ismeretes 1. sp3-hibridállapot: a vegyértékhéjon (L-héj) lévő mind a négy elektron érintett a hibridizációban. Kialakul négy párosítatlan elektron a hibridorbitálokon, ami négy kovalens kötés kialakítását eredményezi. Így alakul ki a m etán molekula (CH 4 ), ami tetraéderes elrendeződést mutat. 2. sp2-hibridállapot: a kettős kötésű eténmolekulában

(C 2 H 4 ) egy pelektron megtartotta eredeti állapotát A molekula síktrigonális elrendeződésű, a kötésszög 120o, az eredi állapotban maradt p-elektron π-kötést alakít ki a kettős kötésben. 3. sp-hibridállapot: a hármas kötésű etinmolekulában (C 2 H 2 ) két pelektron tartotta meg eredeti állpotát, melyek két π-kötést alakítanak ki a hármas kötésben. A molekula atomjai lineárisan helyezkednek el, a kötésszög 180o. Általános kémia  A σ-kötés  A vegyértékkötés kialakulásakor az elektronok az atomorbitálokról molekulaorbitálokra kerülnek, melyeken lévő elektronok a kapcsolt atommagok együttes vonzása alatt állnak.  Ha az atomorbitálok kombinációjakor hengerszimmetrikus kötés alakul ki, akkor σ-kötésröl beszélünk.  σ-kötés kialakulhat két s-elektron (H 2 ), s- és p-elektron (HCl), illetve két pelektron (Cl 2 )

között, sőt alapállapotú és hibridizált orbitálok között is.  A különböző atomi elektronpályák kombinációjával létrejött σ-kötések energiája és alakja nem teljesen azonos, de valamennyire jellemző az atomi elektronpályák lehetséges maximális egybeolvadása és a hengeres szimmetria.  Hibridolrbitál mindig σ-kötést alakít ki.  Többszörös kötések kialakulásakor először mindig a σ-kötés alakul ki, ami erősebb kötést jelent, mint a π-kötés.  A π-kötés  A π-kötést a hibridizációban részt nem vevő p-elektonok alakítják ki. Pl a szén sp2-hibridállapotában a p z -elektron alapállapotban maradt és a σ-kötés mellett egy π-kötést alakít ki. Az sp-hibridállapot két alapállapotban maradt pelektront jelent (p y és p z ), ami a σ-kötés mellett két π-kötés kialakulását eredményezi.  A π-elektronok tartózkodási valószínűsége a σ-kötés „alatt” vagy „felett”, illetve a második

π-kötés esetén „előtt” vagy „mögött” helyezkednek el. A πkötés előfordulási valószínűsége a σ-kötés tengelyét magában foglaló síkban nulla a π-kötés csomósíkja.  A π-kötések elhelyezkedésük szerint lehetnek izoláltak (egynél több egyszeres σ-kötés választja el őket); konjugáltak (kettős és egyes kötések váltakozása figyelhető meg); és kumuláltak (a két kettőskötés ugyanarról a szénatomról indul ki). Általános kémia 9. A polarizált kovalens kötések. Elektronegativitás Dipólus molekulák, dipólusmomentum.  A polarizált kovalens kötések  A kovalens kötés különböző atomok között már nem egyenletes elektronsűrűséget, hanem részlegen pozitív (δ+) és részlegesen negatív (δ-) töltéseloszlást hoz létre.  Ha a ∆EN-érték 0,6-nál kisebb, a kötés lényegében apoláris kovalens, ha

0,6-2,1 között van, poláros kovalens, ha 2,1-nél nagyobb, ionkötés jön létre.  Elektronegativitás  A kötött atomnak olyan tulajdonsága, mely meghatározza, hogy milyen erővel vonzza az atom a kovalens kötésben lévő elektronokat.  Abszolút értékeit meghatározni nem lehet, legelterjedtebb skála a L. Paulingféle, mely 0 – 4 közötti értékeket tartalmaz  Az EN-értéke összefüggésben van a szabad atom ionizációs energiájával, elektronaffinitásával és kötési energiájával.  Az EN-érték a periódusokban haladva balról jobbra nő, a legnagyobb a fluornál (4,0). Főcsoporton belül haladva lentről felfelé növekszik az értéke A legkisebb elektronegativitással az alkálifémek rendelkeznek  Dipólus mollekulák  A poláris kovalens kötés kialakulása dipólusmolekula létrejöttét eredményezi, megfelelő molekula geometria esetén. Jellegzetes dipólusmolekula a HCl vagy a H 2 O.  Kétatomos molekuláknál a

polarizáció mértéke a ∆EN függvénye.  Többatomos molekuláknál a polarizációt a ∆EN, a kötésszög(ek) és a nem kötő elektronpárok alakítják ki.  NH 3 (∆EN = 0,8 a N javára); NF 3 (∆EN = 1 a F javára)  CH 4 -ben és CCl 4 -ban ugyan a ∆EN = 0,4 és 0,6, a molekulák mégis apolározak, a tetraéderes molekulageometria miatt. (Parciális töltéskülönbségek vektoriális összegzése!)  Dipólusmomentum  Az atomok közti töltéskülönbség és a kötéstávolság szorzata, a molekulák poláros jellegét jellemezhetjük vele.  µ = q ⋅ d [Cm] Általános kémia 10. Összetett ionok (molekulaionok) általános jellemzése. CO 3 2-, SO 4 2, PO 4 3-, NO 3 -, ClO 4 - ionok π-elektron delokalizáció  Összetett ionok  Kovalens kötéseket tartalmazó több atomból álló ionok. Kialakulásuk molekulaorbitálok megnyílásával

történik, így szükséges bevezetendő fogalom a kötésrend.  A kötésrend: (kötések összege (σ + π) osztva a kapcsolódó atomok számával). Egy molekulának minél nagyobb a kötésrendje, annál nagyobb a kötési energiája, annál stabilabb vegyület. Olyan vegyületektől, melyek kötésrendje nulla, nem várunk stabilitást.  π-elektron delokalizáció  Számos olyan eset van, amikor a molekula vagy összetett ion kötései nem írhatók le egyszerűen a vegyértékkötés elmélettel.  Amikor a központi atom hibridizációja során kialakított σ-kötések mellett kialakul egy π-kötés is a központi atom és valamelyik kapcsolódó atom között, nem mindig ábrázolható egyetlen szerkezettel, mert a π-elektron delokalizálódik.  Ilyenkor a π-kötés helyzete nem rögzített.  CO 3 2     SO 4 2     PO 4 3    Karbonát anion. A központi szénatom sp2 hibridállapotban van, az elrendeződés

síktrigonális. π-elektron delokalizáció tapasztalható, mely elektron és töltéseloszlás egyenletes. A karbonát anion kötésrendje 1⅓. Szulfát anion. A központi kén atom sp3 hibridállapotban van, a térszerkezet tetraéderes. π-elektron delokalizáció figyelhető meg, mely elektron és töltéseloszlás egyenletes. A szulfát anion kötésrendje 1½. Foszfát anion. A központi foszfor atom sp3 hibridállapotban van, a térszerkezet tetraéderes. π-elektron delokalizáció figyelhető meg, mely elektron és töltéseloszlás egyenletes. A foszfát anion kötésrendje 1¼. Általános kémia  NO 3  ClO 4 - Általános kémia 11. Az oxidációs szám fogalma, kiszámítás (példák), jelentősége az oxidoredukciós egyenletek felírásában  Az oxidációs szám

fogalma, kiszámítás (példák)  Az oxidációs szám a v egyület atomjainak töltése úgy tekintve a vegyületet, mintha minden atomja ionos állapotban lenne.  Elemek oxidációs száma nulla, függetlenül a molekulát felépítő atomok számától (He, O 2 , P 4 , S 8 ).  Egyatomos ionok oxidációs száma azonos a töltésszámmal (Na+ +I; Ca2+ +II; Cl- -I; S2- -II).  Kétatomos molekulák oxidációs száma nulla, ha a kovalens kötés apoláros (H – H; Cl – Cl).  Kétatomos molekulák oxidációs számát a ∆EN határozza meg, ha a kovalens kötés poláros. Ilyenkor az elektronegatívabb atom oxidációs száma negatív lesz (H – Cl H: +I, Cl: -I).  Többatomos molekulák esetében az oxidációs számok összege nulla.  Többatomos (összetett) ionok esetében az oxidációs számok összege egyenlő az ion töltésszámával.  Fluor oxidációs száma minden esetben –I.  Oxigén oxidációs száma általában –II.  Hidrogén

oxidációs száma általában +I.  Alkálifémek vegyületeikben mindig +I oxidációs számmal szerepelnek.  Alkáli földfémek vegyületeikben mindig +II oxidációs számmal szerepelnek.  Egy elem különböző vegyületekben különböző oxidációs állapotban fordulhat elő. A maximális oxidációs szám általában egyenlő a periódusos rendszer csoportszámával.  Kiszámítási példák: • SO 4 2- -II négy oxigén miatt (4×-II) = -VIII, így a S csak +VI lehet. • MnO 4 - -I négy oxigén miatt (4×-II) = -VIII, így a Mn csak +VII lehet. • NH 4 + +I négy hidrogén miatt (4×+I) = +IV, így a N csak –III lehet.  Oxidációs szám jelentősége az oxidoredukciós egyenletek felírásában  Ha egy reakció során egy atom oxidációs száma nő, akkor az oxidálódik, ha csökken, akkor redukálódik.  Oxidáció és redukció egyszerre, azonos mértékben megy végbe, így az oxidációs szám növekedése egyenlő kell hogy legyen a

csökkenéssel.  Oxidációs számok felírásakor és az ionegyenlet felírásakor kiderül, hogy pl. a MnO 4 - + Fe2+ reakciója csak savas közegben megy végbe. Általános kémia 12. A molekulák közötti (másodlagos) kölcsönhatások: dipól kölcsönhatás, van der Waals-féle erők, H-kötések  Másodlagos kémiai kötések  A molekulák közötti kölcsönhatások (vonzerők) összetartják azokat, kialaítva az anyagok folyadék vagy szilárd halmazállapotát. Erősségét tükrözik az olyan fizikai tulajdonságok, mint pl. az olvadáspont, forráspont  Dipól kölcsönhatás  Poláros molekulák között alakul ki, miközben azok úgy orientálódnak, hogy ellentétes töltésű centrumaik kerülnek egymás közelébe.  A kölcsönhatás közelítő energiája 0,1-10 kJ/mol.  A kölcsönhatás révén rendezett szerkezetet alakíthat ki folyékony vagy

szilárd halmazállapotban. Ezek a kölcsönhatások irányítottak, szorosabb és térben közelibb kapcsolatot jelent a van der Waals erőkhöz képest.  van der Waals-féle erők (London-féle erők)  Az egyatomos nemesgázok cseppfolyósíthatósága arra utal, hogy az apoláros atomok vagy molekulák között vonzóerő alakul ki, ami a molekulák pillanatnyi polarizációjának köszönhető.  A pillanatnyi polarizációt az elektronfelhő mag körüli rezgései és a molekulák ütközésekor kialakuló átmeneti deformáció alakítja ki. Így átmenetileg dipólus molekulák alakulnak ki, melyek között elektrosztatikus vonzóerő hat.  A kölcsönhatás energiája 0,1 – 10 kJ/mol.  Ez az egyébként gyenge kölcsönhatás annál erősebb, minél több az egy molekulára jutó elektronok száma.  Az apoláros molekulák között ható vonzerők természetére F. London 1928-ban tett javaslatot, ezért ezeket London-féle erőknek is nevezzük.  Minél

több az atomban vagy molekulában az elektronok száma, szok annál messzebb helyezkednek el az atommagtól, így az atommag csökkent vonzó hatása miatt az elektronfelhő könnyebben polarizálható dipólusok alakulnak ki.  A van der Waals-erők nagysága függ a molekula alakjától.  Ezek az erők tetszés szerinti molekulák között lépnek fel, térben nem irányítottak, a vonzóerők már 0,4 - 0,6 nm távolságban kialakulnak molekulák van der Waals sugara.  Hatásukat az erősebb intermolekuláris erők gyakran elnyomják.  H-kötések  A legerősebb intermolekuláris kölcsönhatás, energiája 10 – 50 kJ/mol. Általános kémia     Ha a H -atom kovalens kötéssel kapcsolódik kisméretű és nagy elektronegativitású atomhoz (O, N, vagy F) akkor a létrejött kötés meglehetősen poláris. Ekkor a H-atomnak részlegesen pozitív töltése

lesz és számottevő kölcsönhatásra lépes a szomszédos molekula elektronegatív atomjának nemkötő elektronpárjval: a H F-molekulái közötti H-híd a legerősebb, mivel a F a leg elektronegatívabb elem A H-híd befolyásolja a forráspontot is: a IVA – VIIA oszlopban található elemek H-nel alkotott vegyületeinek forráspontja szabályosan növekszik a van der Waals-erők miatt. A NH 3 , H 2 O, HF molekulák között kialakulhat számottevő erősségű H-kötés, ezért ezek a vegyületek magas forráspontjukkal tűnnek ki. A H-híd kötéseknek fontos szerepe van az alkoholok, karbonsavak stb. tulajdonságainak kialakításában, illetve a fehérjék és nukleinsavak térszerkezetének biztosításában. A hidrogénkötés térben irányított. Akkor a legerősebb, ha az elektronegatív atom – kovalensen kötött hidrogénatom – hidrogénkötésű harmadik atom lineárisan helyezkedik el. Ilyen hidrogénkötések alakítják ki a fehérjék α-hélixét

Általános kémia 13. A gázhalmazállapot általános jellemzése. Ideális és reális gázok A Maxwell – Boltzmann -féle kinetikus energia eloszlás. Parciális nyomás.  A gázhalmazállapot  A molekulák átlagos mozgási energiája meghaladja az intermolekuláris erők energiáját, a molekulák egymástól távol helyezkednek el.  A gázok összenyomhatók, a nyomás növelésével csökken a molekulák közti távolság, a gáz abszolút térfogata kisebb lesz.  A gázmolekulák sebessége nagy, a rendelkezésre álló teret hamar kitöltik, sűrűségük kicsi, a térfogat növelésével kiterjednek.  A gázmolekulák állandó, rendezetlen mozgást végeznek, az egyes molekulák egyenes vonalú egyenletest mozgásban vannak mindaddig, amíg az edény falával, vagy másik molekulával nem ütköznek (kinetikus gázelmélet).  A gázok állapotát három ún.

állapotjelzővel jellemezhetjük, melyek között a gáztörvények teremtenek összefüggéseket. Ezek a hőmérséklet (T), nyomás (p) és térfogat (V).  Ideális gázok jellemzői  A gázmolekulák saját térfogata elhanyagolható a gáz által betöltött térfogathoz képest.  A gázmolekulák egymásra sem vonzó, sem taszító hatást nem fejtenek ki.  A gázmolekulák egymással, illetve az edény falával történő ütközése rugalmas. A gáz nyomását a molekuláknak az edény falával való ütközése okozza.  A molekulák átlagos sebességét kis kinetikai energiáját a gáz hőmérséklete szabja meg.  Azonos hőmérsékleten, azonos számú gázmolekula kinetikai energiája megegyezik, és független a gáz anyagi minőségétől.  Alacsony nyomáson és magas hőmérsékleten általában minden gáz ideálisnak tekinthető.  Reális gázok  Alacsony hőmérsékleten és nagy nyomáson eltéréseket tapasztalunk a gáztörvényektől:

a gáz reális gázként viselkedik.  Nagy nyomáson a gáz térfogata annyira csökken, hogy a m olekulák saját térfogata már nem lesz elhanyagolható a gáz által betöltött térfogathoz képest. A gáz rendelkezésére álló „üres” térfogat nem egyezik meg a t artály térfogatával, mert az a gáz által elfoglalt hányaddal csökken. Így a nyomás emelésével a gáz térfogata nem csökken oly mértékben, mint az ideális gázok esetében.  Reális gázok esetében az gáz molekulák között fellépő kölcsönhatások nem elhanyagolhatók. A nagyobb molekulák (CH 4 , N 2 , O 2 ) között az Általános kémia intermolekuláris erők valószínűsége is nagyobb, melyek megakadályozzák a molekulák ütközését a felülettel, s ezzel csökkentik a gáz nyomását.  A Maxwell – Boltzmann –féle kinetikus energia eloszlás  Az egyes molekulák

sebessége más molekulákkal való ütközések miatt folyamatosan változik, a körülmények engedte legkisebbtől a legnagyobb értékekig bármekkorát felvehetnek.  A molekulák sebességeloszlása adott hőmérsékleten állandó. A molekulák sebességeloszlását a Maxwell – Boltzmann –féle sebességeloszlási görbék adják meg.  Adott hőmérsékleten a görbék maximuma annál a sebességnél van, amellyel a molekulák legnagyobb része mozog, de ennél kisebb és nagyobb sebeséggel mozgó molekulák is megtalálhatók. Az összes molekula sebességének figyelembevételével statisztikailag kiszámítható az átlagos sebesség, amely a legvalószínűbb sebességhez közeli érték, de azzal nem egyezik meg.  Ha növeljük a hőmérsékletet, az eloszlási görbék maximuma és az átlagos sebesség a nagyobb sebességek felé tolódik el.  Parciális nyomás  A gázok diffúzió útján keverednek, a így két vagy több gázt is tartalmazó

gázelegy alakulhat ki. Ilyenkor a gáz nyomását ilyen esetben a gázelegyben lévő eltérő minőségű gázoknak az edény falával történő ütközése alakítja ki.  Az elegy mindegyik összetevőjéhez rendelhető egy parciális nyomás.  Mivel a különböző gázmolekulák között nincsen intermolekuláris kölcsönhatás az ütközésen kívül (ideális gázelegy), az egyes gázok parciális nyomása ugyanakkora, mintha a gázelegy rendelkezésére álló térfogatot a többi komponens nélkül töltené ki azonos hőmérsékleten és nyomáson.  Dalton törvénye kimondja, hogy a gázelegy nyomása egyenlő az elegyet alkotó gázok parciális nyomásának összegével. Általános kémia 14. A folyékony halmazállapot jellemzése. Viszkozitás és felületi feszültség. Gőztenzió  Folyékony halmazállapot  Az atomok, molekulák és ionok ebben a

halmazállapotban is állandó mozgásban vannak, így a M axwell – Boltzmann –féle sebesség eloszlási görbe a folyadékoknál is alkalmazható.  A részecskék között számottevő vonzóerők működnek.  A részecskék a közöttük ható vonzó- és taszítóerők egyensúlyának megfelelő távolságokban helyezkednek el egymástól.  A folyadékok térfogata viszonylag állandó és nagy erőhatásokra is csak kismértékben változik. (Gyakorlatilag összenyomhatatlanok)  A részecskék kinetikai energiája a folyadékokban az abszolút hőmérséklettel arányos.  A folyadékban a részecskék állandó rendezetlen mozgásban vannak, ezt bizonyítja a folyadékok diffúziója, párolgása és a folyadékok könnyen bekövetkező alakváltozása.  A folyadékok általános tulajdonságait a folyadékot felépítő részecskék minősége és a közöttük kialakuló kölcsönhatások típus határozza meg.  Viszkozitás  A folyadékok a

folyadékrétegek egymáson történő elmozdulásával szemben ellenállást fejtenek ki, ami a r észecskék közötti vonzás következménye. Ez a folyadékok belső súrlódásával, vagy viszkozitásával jellemezhető.  A viszkozitás azzal a nyíróerővel arányos, amely két egymástól egységnyi távolságra lévő, egységnyi felületű folyadékréteget egymáshoz képest egységnyi sebességgel mozdít el.  A hőmérséklet emelésével a folyadékok viszkozitása csökken.  Felületi feszültség  A folyadék belsejében lévő molekulákat a környező molekulák minden irányból azonos erővel vonzzák, ezért a belső molekulákra ható vonzóerők eredője nulla.  A felületen lévő molekulákra csak a folyadék felől érvényesül vonzás, ezért az eredő erő a folyadék belseje felé mutat, ami a f olyadék felületi feszültségében mutatkozik meg.  A felületi feszültség a folyadék felületét csökkenteni igyekszik, ezért annak

növeléséhez energiát kell befektetni. Ez az oka a cseppképződésnek  A felületi feszültség azzal az energiával arányos, amely a folyadék felületének egységnyi területtel történő megnöveléséhez szükséges.  A felületi feszültséggel kapcsolatos jelenség, hogy egyes folyadékok szintje kapilláriscsőben emelkedik, míg másoké csökken. Ha a folyadék és a kapillárisfal közötti kölcsönhatás erősebb, akkor a folyadék a felületet nedvesíti és a szint a kapillárisban emelkedik, konkáv meniszkusz alakul ki. Ha Általános kémia  folyadékmolekulák közötti vonzerő a nagyobb, akkor a felületet nem nedvesíti a folyadék, a szintje a kapillárisban csökken, konkáv meniszkusz alakul ki. A hőmérséklet emelésével a folyadékok felületi feszültsége csökken.  Gőztenzió  A folyadék párolgásának következményeként a

folyadék felett meghatározott gőznyomás alakul ki. A hőmérséklet emelésével a molekulák kinetikai energiája is nő, ez fokozza a párolgást, így nő a tenzió.  A folyadékfázisban maradt molekulákra érvényes a Maxwell – Boltzmann –féle sebesség eloszlás törvénye, így a legnagyobb kinetikai energiával rendelkező molekula gőzfázisba lép nyitott edényből a folyadék egésze elpárolog.  Zárt edényben a folyadék –és a gőztérben lévő molekulákra egyaránt igaz lesz a sebesség eloszlási törvény. Minél nagyobb a molekulák száma a gőzfázisban, annál több csapódik le, egyensúlyi gőznyomás alakul ki.  A hőmérséklet emelésével a folyadékok gőznyomása exponenciálisan növekszik.  Ha a gőztenzió eléri az atmoszférikus nyomást, a folyadék forrásba kezd.  Különböző folyadékok gőznyomása az eltérő erősségű intermolekuláris erők miatt különböző hőmérsékleten éri el az atmoszférikus

nyomást, azaz eltérő a forráspontjuk. Általános kémia 15. A szilárd halmazállapot jellemzése. Fémrács (fémes kötés), ionrács, atomrács, molekularács jellemzői. Szublimáció, liofilezés  A szilárd halmazállapot  Az atomok, molekulák és ionok ebben a halmazállapotban is állandó mozgásban vannak, így a Maxwell – Boltzmann –féle sebesség eloszlási görbe a szilárd anyagoknál is alkalmazható.  A részecskék között számottevő vonzóerők működnek.  A részecskék a közöttük ható vonzó- és taszítóerők egyensúlyának megfelelő távolságokban helyezkednek el egymástól.  A szilárd anyagok térfogata viszonylag állandó és nagy erőhatásokra is csak kismértékben változik. (Gyakorlatilag összenyomhatatlanok)  A részecskék kinetikai energiája a s zilárd anyagokban az abszolút hőmérséklettel arányos.  A

szilárd anyag részecskéi rögzítettek (legfeljebb rezgőmozgást végeznek), általában meghatározott háromdimenziós szerkezetet alakítanak ki, és térfogatuk mellett alakjuk is állandó.  A szilárd anyagok szerkezeti rendezettségük alapján amorf és kristályos szilárd testekre oszthatók.  Az amorf anyagokat (pl. üveg, műanyag) felépítő atomok, molekulák vagy ionok ismétlődő, szabályos térbeli elrendeződést nem mutatnak, részleges rendezettségük folytán megszilárdult folyadékoknak tekinthetők. Ezek az anyagok izotrópok, a tér minden irányában azonosak a tulajdonságaik.  A kristályos szilárd anyagok szabályszerű, periódikusan ismétlődő, meghatározott szerkezetű térrácsot kialakító molekulákból állnak. A kristályok általában anizotrópok, tulajdonságaik (fénytörés, elektromos vezetés, mágneses sajátságok) az iránytól függenek.  A kristályos anyagok számos tulajdonsága a rácspontokban elhelyezkedő

részecskéktől és a közöttük ható erőktől függ.  Fémrács (fémes kötés)  Általában szoros illeszkedésű köbös vagy hexagonális elemi cellákból épül fel.  Rácspontokban fémionok helyezkednek, melyek egymással fémes kötéssel kapcsolódnak.  A fémes kötésben nagyszámú fématom képez óriásmolekulákat, így a molekulaorbitál lehetőségeinek száma is magas. A molekulaorbitálok energiaszintjei „felhasadnak” és energiasávok jönnek létre. A sáv csak részben (pl. félig) van betöltve elektronokkal Delokalizált elektronfelhő köti össze a pozitív töltésű fémionokat. A fémes kötés kialakulásának köszönhetőek a fémes tulajdonságok: jó elektromos és hővezetőképesség (a sávok miatt könnyen gerjeszthető elektronok), formálhatóság, fémes fény. Általános kémia  Ionrács  Rácspontokban anionok és

kationok vannak, melyek ionos kötéssel kapcsolódnak össze.  Ilyen felépítés jellemző a sókra, oxidokra, szulfidokra.  Ezek az anyagok kemények, ridegek, törékenyek. Magas olvadáspont jellemző  Atomrács  A rácspontokban atomok foglalnak helyet, melyeket kovalens kötések tartanak egybe, így egy-egy kristály tulajdonképpen egyetlen molekulának tekinthető.  Háromdimenziós térhálós szerkezet jellemzi pl. a gyémántot  Kétdimenziós síkszerkezet jellemzi a grafitot, ahol a rétege el tudnak csúszni egymáson.  Molekularács  Rácspontokban molekulák találhatók, melyeket van der Waals –féle erők tartanak össze, esetleg dipól-kötések, H-hidak. (pl: jég, kristálycukor, CO 2 )  Viszonylag puhábbak, alacsonyabb olvadáspont jellemzi őket (< 300 oC).  Szublimáció, liofilezés  Szublimációnak nevezzük a szilárd fázisú anyagok közvetlenül gázhalmazállapotúvá alakulását, köztes folyadékfázis

nélkül. Ez abban az esetben lehetséges, ha a szilárd fázis gőznyomása egyenlő lesz az atmoszférikus nyomással, még mielőtt az anyag megolvadna. Azt a hőmérsékletet, amelyen ez bekövetkezik, az anyag szublimációs pontjának nevezzük. Pl: száraz jég  Liofilezésről akkor beszélünk, ha az atmoszférikus nyomás csökkentésével mesterségesen serkentjük a szublimációt. (Fagyasztva szárítás) Ilyenkor hőérzékeny oldott anyagot (fehérjék, gyógyszerek, kávé, stb.) tartalmazó oldatokból az oldószert eltávolítjuk, az oldószer fagyáspontja alatti hőmérsékleten, alacsony nyomáson (vákuum alatt) bekövetkező szublimációjával. Általános kémia 16. Az oldódás folyamata, energetikája. Oldhatóság fogalma, telített oldatok. Az oldhatóság függése a hőmérséklettől és a nyomástól Megoszlási egyensúlyok.  Az oldódás folyamata,

energetikája  Két vagy több kémiailag egységes anyag homogén, egyfázisú keverékét oldatnak nevezzük. A nagyobb mennyiségben jelenlévő alkotórész az oldószer, a többi az oldott anyag. Ha az összetevők mennyiségi aránya közel azonos, elegynek tekintjük. Oldat kialakulhat mindhárom halmazállapotban Az oldószer lehet poláros vagy apoláros. Poláros és apoláros oldószerek egymással nem elegyednek, külön fázist alkotnak, mivel a dipól-dipól kölcsonhatások erősebbek, mint a van der Waals –féle erők.  Az oldódás fizikai folyamat. Poláros oldószerekben poláros anyagok, apoláros oldószerekben apoláros anyagok oldódnak.  Az oldandó anyag részecskéi közötti összetartó erőkkel szemben a részecskék és az oldószer molekulái között fellépő kölcsönhatás jut túlsúlyba. Kristályos anyagok oldódása mindig a szilárd-folyékony fázis határon történik.  Az oldás során jelentkező hőmennyiség változás az

oldáshő. Egysége kJ/mol Ha az oldás hőleadással jár, a folyamat exoterm; ha hővelvétellel, akkor endoterm. Az oldandó anyag részecskéit összetartó erők felbontásához energia használódik fel. A részecskék és az oldószer molekulák összekapcsolódása (hidratáció) energiafelszabadulással jár.  Exoterm oldódás a KCl, (NH 4 ) 2 SO 4 oldódása.  Endoterm oldódás a NaOH, H 2 SO 4 oldódása.  Gázok oldódása általában exoterm, ezért az hűtéssel fokozható, az oldószerrel reakcióba nem lépő gázok az oldatból melegítéssel kiűzhetők.  Oldhatóság fogalma, telített oldatok  Az oldatok többségében az alkotórészek mennyisége csak szigorúan meghatározott arányok között változhat. Az oldandó anyagot növekvő mennyiségben az oldószerhez adva, egy adott mennyiség feloldása után további anyagot az oldószer már nem képes feloldani adott hőmérsékleten, az oldat az oldott anyagra nézve telítetté válik.

Ilyenkor az oldandó anyag csapadék formájában az oldat alján visszamarad és közte és az oldat között dinamikus egyensúly alakul ki: egységnyi idő alatt ugyanannyi oldott anyag lép a szilárd fázisból az oldatba, mint amennyi lecsapódik az oldatból a szilárd fázisba.  A telített oldat koncentrációját meghatározott hőmérsékleten az oldott anyag oldhatóságának nevezzük. Általános kémia  Az oldhatóság függése a hőmérséklettől és a nyomástól.  Az anyagok oldását általában hőváltozás kíséri, amit oldáshőnek nevezünk. Az exoterm oldást hőfelszabadulás kíséri, az oldat felmelegszik. Az endoterm oldást hőfelvétel kíséri, az oldat lehűl.  Az anyagi minőségtől függően a hőmérséklet emelésével az oldhatóság növekszik (pl. KI, NaNO 3 ), csökken (pl Na 2 SO 4 ) vagy nem változik lényegesen (pl. NaCl)  Ha az

anyag oldása exoterm, akkor az oldhatóság a hőmérséklet csökkentésével fokozható. Ha az anyag oldása endoterm, akkor az oldhatóság a hőmérséklet emelésével fokozható. Ha az anyag oldását hőváltozás nem kíséri, akkor az oldhatóság gyakorlatilag független a hőmérséklettől.  A gázok oldhatóságát a nyomás is befolyásolja. Henry törvénye szerint az oldószerrel reakcióba nem lépő gáz oldhatósága (c) egyenesen arányos a gáznak az oldat felszíne felett mért parciális nyomásával (P): c = αP ahol α a hőmérséklettől és a gáz anyagi minőségétől függő állandó. Ha a gáz oldhatósága bármely nyomáson ismert, akkor az α állandó számítható és felhasználható a gáz oldhatóságának számítására tetszőleges nyomáson.  Megoszlási egyensúlyok  A megoszlás A és B egymással nem elegyedő oldószerek keverékében olyan oldódási egyensúlyt jelent, melynek során az oldott anyag oldhatóságának

arányában megoszlik a két oldószer között. Az oldott anyag A (c A ) és B oldószerben (c B ) mért koncentrációjának hányadosa a megoszlási hányados (L): L=   cA cB A megoszlási hányados csak a koncentrációk viszonyától, az oldott anyag minőségétől és a hőmérséklettől függ, de az oldott anyag abszolút koncentrációjától független, így értéke állandó. A törvény szigorúan csak híg oldatokra és olyan esetekben érvényes, amikor az oldott anyag molekuláris állapota mindkét oldószerben ugyanaz. Ha az oldott anyag oldhatósága a kétféle oldószerben ismert, akkor a megoszlási hányados egyenlő az oldhatóságok hányadosával. Gyakorlati jelentősége, hogy nagy térfogatú oldatban kis mennyiségben jelenlévő anyagok az oldatból kivonhatók. Általános kémia 17. A koncentráció fogalma és fajtái.  A koncentráció fogalma

 A koncentráció azt fejezi ki, hogy az oldott anyag milyen mennyiségben van jelen adott mennyiségű oldatban vagy oldószerben. Az oldószer és az oldott anyag mennyiségét tömeg- és térfogategységekben, illetve mólokban fejezhetjük ki. Azok a k oncentrációegységek, amelyekben a t érfogat is szerepel a hőmérséklettől függnek, mivel az oldat térfogata (sűrűsége) a hőmérséklettel változik. A tömegszázalék, molalitás és móltört a hőmérséklettől függetlenek  A koncentráció fajtái anyag[ g ] ⋅ 100 oldat[ g ]  Tömegszázalék: m% =  Térfogatszázalék: V % =  Vegyesszázalék: % =  Molaritás: M =  Molalitás: m =  Móltört: X A =  Normalitás: N = anyag[cm 3 ] ⋅ 100 oldat[cm 3 ] anyag[ g ] oldat˙[100ml ] anyag[mol ] oldat[1000ml ] anyag[mol ] oldószer[kg ] mol A mol A + mol B + mol C + . + mol i anyag[ gramm − egyenértéksúly ] oldat[1000ml ] Általános kémia

18. Híg oldatok törvényei: oldatok tenziócsökkenése, fagyás- és forráspontja  Az oldatok tenziócsökkenése  A nem illékony oldott anyagot tartalmazó oldatok gőznyomása mindig kisebb, mint a tiszta oldószer gőznyomása, ami az oldott anyag és az oldószer kölcsönhatásának tulajdonítható és magyarázható a párolgás kinekikus elméletével is. Az oldószer és az oldott anyag kölcsönhatásaival az oldószermolekulák egy része „kötött” állapotba kerül, s ezzel csökken a gőztérbe kilépni képes „szabad” oldószermolekulák száma, ami az oldat kisebb gőznyomásában nyílvánul meg.  Raoult törvénye szerint, ha A oldószerben B nem illékony anyagot oldunk, akkor P0 B = 0, ezért az oldat gőznyomása (P oldat ) az oldószer móltörtjével (X A ) és tiszta állapotban mért gőznyomásával (P0 A ) arányos: Poldat = X A ⋅ P 0 A  Az oldott anyag

jelenléte miatt az oldószer móltörtje X A < 1, ezért az oldat gőznyomása kisebb, mint az oldószer gőznyomása. Az oldat tenziócsökkenése egyenesen arányos az oldott anyag mennyiségével (molekulák számával [n]) és független az oldott anyag minőségétől.  Fagyáspont  Víz-jég tenziógörbék metszéspontja. Fagyáspont alatt a szilárd, fölötte a folyékony halmazállapot a stabil.  A tenziócsökkenés következményeként az oldat fagyáspontja csökken a tiszta oldószerhez képest.  Vizes oldatok esetében a molális fagyáspontcsökkenés –1,86 oC. Tetszőleges koncentráció mellett: F pcs = 1,86 ⋅ n , ahol n = cd.  Forráspont  A tenzió értéke azonos a külső légnyomás értékekkel a folyadék belsejében telített gőzbuborékok a felszínre jutnak.  A tenziócsökkenés következményeként az oldat forráspontja emelkedik a tiszta oldószerhez képest.  Vizes oldatok esetében a molális forráspontemelkedés

+0,52 0C. Tetszőleges koncentráció mellett: F pe = 0,52 ⋅ n , ahol n = cd. Általános kémia 19. Ozmózis, ozmózisnyomás, ozmolaritás fogalma.  Ozmózis  Egy adott oldatot a saját tiszta oldószerétől szemipermeábilis hártyával elválasztva az oldószermolkeulák az oldat irányába áramlanak csökkentve annak koncentrációját. A jelenséget ozmózisnak nevezzük A jelenség az oldatok tenziócsökkenésével magyarázható.  Ozmózisnyomás  Az oldatra gyakorolt nyomás, amely az ozmózis jelenségét felfüggeszti, az ozmózisnyomás. Mértéke az oldott anyag minőségétől független, csak az oldott részecskék koncentrációjától függ.  Az ozmózisnyomás mértéke: p = c ⋅ d ⋅ R ⋅ T , ahol ha a hőmérséklet állandó, akkor R ⋅ T = k (áll.), így p = c ⋅ d ⋅ k A képletből leolvasható, hogy az oldatok ozmózisnyomása az oldott

anyagmennyiség emelkedésével arányosan emelkedik. (R = 8,3 kPa / molK)  Ozmolaritás  Sok komponensű oldatok ozmózisnyomása az összetevők ozmózisnyomásainak összege.  Az ozmolaritás megmutatja, hogy egy oldat ozmózisnyomása milyen mol/l koncentrációjú, egyetlen, nem disszociáló anyagot tartalmazó oldat ozmózisnyomásával azonos. Egysége: ozmol/l  A vérrel azonos ozmolaritású oldatot izotóniás-, a v érnél alacsonyabb ozmolaritású oldatot hypotóniás-, míg a vérnél magasabb ozmolaritású oldatot hypertóniás oldatnak nevezzük. Általános kémia 20. Oldhatósági szorzat. Gyakorlati jelentősége  Oldhatósági szorzat  Vízben kismértékben oldódó elektrolitok oldékonyságának számszerű jellemzése. Az oldékonysági szorzat egyenlő a disszociált ionok koncentrációjának szorzatával a telített oldatban. Az oldékonysági

szorzat értéke hőmérséklet függő, adott hőmérsékleten állandó. Jele: L L = [ A + ][ B − ] Ha az oldatban az ionpárok koncentrációinak szorzata meghaladja az „L” értékét, csapadék válik ki. Több különböző ionokat tartalmazó oldatból az az ionpár válik ki először, amelyiknek kisebb az „L” értéke.  Jól oldódó sók oldatainak elegyítése során csapadék keletkezhet:  Ag+ + NO 3 - + Na+ + Cl- AgCl↓ + Na+ + NO 3 - + Ag+ + ClEz a csapadékos titrálás elvi háttere.  Gyakorlati jelentősége  Analítikai eljárások (minőségi és mennyiségi), sók tisztítása, oldatokból ionok eltávolítása.  Orvosi gyakorlatban: sók mérgező hatásának megítélése. Pl: BaSO 4 röntgenkontrasztanyag; kalomel (Hg 2 Cl 2 ) alacsony az „L”, nem méreg, szublimát (HgCl 2 ) magas az „L”, jól oldódik, erős méreg.  Kőképződés is visszavezethető a csapadékképződésre. Általános kémia

21. Sav-bázis elméletek.  Arrhenius-elmélet  A víz kismértékű disszociációja azonos számú H+ és OH- képződését eredményezi.  Arrhenius definíciója szerint a savak illetve bázisok olyan elektrolitok, amelyek a vizes oldat hidrogénion- illetve hidroxidion-koncentrációját növelik vagy csökkentik.  Savaknak nevezzük azokat az anyagokat, amelyek a vízben hidrogénionokra disszociálnak. Oldatut savas kémhatású, mivel a proton koncentrációja meghaladja a hidroxidion koncentrációját. HNO 3 + H 2 O H 3 O+ + NOHCN + H 2 O H 3 O+ + CN Bázisoknak nevezzük azokat az anyagokat, amelyek a v izes oldatban hidroxidionokra disszociálnak. Oldatuk lúgos, mivel a OH- koncentrációja meghaladja a H+ koncentrációját. NaOH Na+ + OHKOH K+ + OH-  Brønsted–Lowry –elmélet  Savak azok az anyagok, melyek protont képesek leadni proton-donorok.  Bázisok azok az

anyagok, melyek protont képesek felvenni protonakceptorok. Ennek feltétele, hogy rendelkezzen nem kötő elektronpárral  A savak a proton leadás után bázissá, a bázisok a proton felvétel után savvá alakulnak: konjugált sav-bázis párok. A konjugált sav-bázis párok erőssége eltérő, sorrendbe állítható. A sav-bázis párok erősségi viszonya dönti el a proton leadás-felvétel irányát. HCl + H 2 O ⇔ H 3 O+ + ClA HCl erősebb sav, mint a H 3 O+, a H 2 O pedig erősebb bázis, mint aCl-. Minéle erősebb a konjugált sav, annál gyengébb a konjugált bázis és fordítva. A reakció a gyengébb sav + bázis irányába halad.  Lewis elmélet  Bázis: olyan részecske (molekula, ion), amely nem kötő elektronpárt képest egy másik részecske számára biztosítani kovalens (datív-) kötés létrehozásához elektronpárdonor. A Lewis-bázis nukleofil Általános kémia

 Sav: a bázis elektronpárját befogadva azzal kovalens kötést létesít elektronpár-akceptor. Eszerint minden olyan anyag, ami betöltetlen orbitállal rendelkezik, Lewis-sav. A Lewis-sav elektrofil H+ + NH 3 NH 4 +  A Lewis-elmélet különösen a komplex vegyületek kémiájában, valamint a sav vagy bázis által katalizált szerves kémiai reakciók mechanizmusának magyarázatában nyert alkalmazást. Általános kémia 22. Savak erősségének értelmezése a molekulaszerkezet alapján.  Elemek H-nel alkotott vegyületeinél  Pl.: H 2 S, HCl, NH 3 , H 2 O, stb Általános forma: ZH  A savak erősségét befolyásolja az elem (Z) EN-értéke, így az egy periódusban balról jobbra haladva a savak erőssége nő: NH 3 < H 2 O < H F; az atom (Z) átmérője, így egy csoportban fentről lefelé haladva a savak erőssége nő: H 2 O < H 2

S < H 2 Se; vagy HF < HCl < HBr < HI.  Halogénhidrogének mind erős savak, a HF kivételével (a H-kötések miatt).  Az atomátmérő jelentősége nagyobb.  Oxovegyületek esetében a b Általános szerkezet: H − O − Z , ahol Z: valamely elem. Ha „Z” EN értéke jelentősen kisebb „O” EN-értékénél (fémek, alkáli fémek), akkor a „b” kötőelektronpár „O” irányába helyeződik.  Ha „Z” EN-értéke közel egyenlő „O” EN-értékével, akkor „b” kötőelekronpár „Z” irányába, „a” kötőelektronpár „O” irányába helyeződik (pl. hypoklórossav). Meghatározó a „Z” EN-értéke: HOI < HOBr < HOCl  A sav erősségét a „Z”-hez kapcsolódó további „O” kötések tovább fokozzák: HClO 2 < HclO 3 < HclO 4 vagy H 2 SO 3 < H 2 SO 4 .    Szerves vegyületek esetében Általános kémia

23. A savi- és bázikus disszociációs konstans levezetése. A pK fogalma. Erős és gyenge savak (bázisok)  A savi- és bázikus disszociációs konstans levezetése  Az elektrolitok disszociációs „készségének” koncentrációtól független számszerű jellemzője.  Kémiai folyamatok egyensúlyi állapotának általános törvénye a tömeghatás törvénye: A + B ⇔ C + D megfordítható folyamat egyensúlyi állapotban: K=  [C ][ D] ahol K az egyensúlyi állandó. [ A][ B] Disszociáció folyamatára: AB ⇔ A+ + B-. KD = [ A + ][ B − ] [ AB] Erős elektrolitok esetében K D > 10-1, gyenge elektrolitok esetében K D < 10-3, középerős elektrolitoknál K D értéke 10-1 és 10-3 között van.  K D az elektrolitra jellemző, a koncentrációtól független, hőmérséklet függő.  A disszociációs konstans (K D ) és a d isszociáció fok (α) közötti összefüggés: AB ⇔ A+ + B- folyamatra „c” teljes koncentráció

esetén [A+] = αc, [B-] = αc és [AB] = (1-α)c.  KD = (α ⋅ c) ⋅ (α ⋅ c) α 2 ⋅ c2 α2 = =c⋅ 1−α (1 − α ) ⋅ c (1 − α ) ⋅ c  α értéke különböző „c” értékek esetében vezetőképességének mérési adataiból számítható.  az oldat elektromos A savak (HA) erőssége a vizes oldatban lejátszódó protolítikus reakció egyensúlyi állandójával jellemezhető: HA + H 2 O ⇔ H 3 O+ + A-  A sav disszociációjának egyensúlyi állandóját leíró összefüggésben nem szerepel a víz koncentrációja: KS = [ H + ][ A − ] [ HA] Általános kémia  A K S fenti kifejezése, ezért a sav egyszerűsített disszociációs egyensúlyának felel meg: HA ⇔ H+ + A-  A proton megkötésére képes gyenge bázisok (B) vizes oldatban az alábbi egyensúllyal jellemezhetők: B + H 2 O ⇔ HB+ + OH-  A bázis

disszociációjának egyensúlyi állandója: [ HB + ][OH − ] [ B]  A savak és bázisok erőssége annál nagyobb, minél nagyobb a K SB értéke. Az erős savakban és bázisokban a disszociáció gyakorlatilag 100%, teljesen disszociálnak, így nincs értelme ennek a formulának. KB =  A pK fogalma  A pK a K disszociációs konstans negatív logaritmusa. Bevezetésére akkor van szükség, ha erős savat adunk gyenge savhoz, vagy erős bázist gyenge bázishoz.  Ebben az esetben a H + vagy OH- közös ionként szerepel, ami módosítja a gyenge savak vagy gyenge bázisok disszociációs egyensúlyát, és így a pH értéket is.  A fenti összefüggést átrendezve: [H + ] = K s [ HA] [ A− ] Ebből látszik, hogy adott sav esetén a protonkoncentráció állandó hőmérsékleten csak a sav / anion aránytól függ, és független a koncentrációk abszolút nagyságától. Ha a sav és konjugált bázisának koncentrációja azonos, a hidrogénion

koncentráció éppen egyenlő K s -el. Hasonló az összefüggés a gyenge bázisok esetében, ilyenkor az OH- veszi át a H+ szerepét, vagyis ez lesz a közös ion, ha erős bázist adunk a gyenge bázisokhoz, illetve a konjugált sav, ha sót adunk hozzá.  A fenti egyenlet negatív logaritmusa: [ A− ] [ HA] behelyettesítés után a Henderson-Hasselbach egyenletet adja, lehetővé téve a gyenge savak pH-jának számítását: [ A− ] pH = pK s + log [ HA] − log[ H + ] = − log K s + log Általános kémia  Erős és gyenge savak (bázisok)  A fenti disszociációs konstans egyenletét felhasználva megállapíthatjuk, hogy ha erős savat adunk gyenge savhoz, akkor a [H+] értéke nő, de mivel a K s értéke állandó, a nevezőben lévő [HA] értéknek is nőnie kell A- ionok a H+ feleslegge egyesülve disszociálatlan savmolekulát képeznek. Erős savak a gyenge

savak disszociációját visszaszorítják. Erős sav tehát pH-t csökkentő hatású  Erős bázisok a gyenge savak disszociációját fokozzák, mivel a H+ koncentrációja csökken a bázis OH-- val vizet képezve, ezért a HA koncentrációnak is csökkennie kell. Erős bázis tehát pH-t növelő hatású  Erős bázis hozzáadása gyenge bázishoz a OH- koncentráciját növeli, ezért a nevezőben lévő báziskoncentrációnak is nőnie kell. Erős bázisok a gyenge bázisok disszociációját visszaszorítják, erős savak viszont fokozzák azt a OHkoncentrációt csökkentve.  Erős savak hatása gyenge savak sóira: az erős sav a gyenge savat annak sójából felszabadítja: CH 3 COO- + Na+ + H+ + Cl- ⇔ CH 3 COOH + Na+ + Cl-. Az oldatba juttatott H+-ok egy része eltűnik pH csökken.  Erős bázisok hatása gyenge bázisok sóira: az erős bázis a gyenge bázist sóiból felszabadítja: NH 4 + + Cl- + Na+ + OH- ⇔ NH 4 OH + Na+ + Cl-. Az oldatba juttatott

OH- ionok egy része eltűnik pH emelkedik. Általános kémia 24. A víz disszociációs egyensúlya. A víz ionszorzata pH és pOH  A víz disszociációs egyensúlya  A kémiailag legtisztább víz is vezeti kismértékben az elektromosságot, ami az oxóniumion- és a h idroxidion jelenlétével magyarázható, melyek a v íz kismértékű disszociációjával keletkeznek: H 2 O + H 2 O ⇔ H 3 O+ + OH-.  Szobahőmérsékleten minden 555 milliomodik vízmolekula disszociál, ezért a disszociálatlan vízmolekulák koncentrációja számottevően nem változik.  A víz disszociációjakor egyenlő mennyiségben keletkezik H+ és OH-.  H 2 O ⇔ H+ + OH- kémiai egyenletből a víz disszociációs állandója: KD = [ H + ][OH − ] [ H 2 O]  Mivel [H 2 O] = 55,5 M (1000:18), és α = 2×10-9, ezért K D = 1,8×10-16.  A víz ionszorzata  Átrendezve a fenti

egyenletet, a következőt kapjuk, ami a víz ionszorzata: K D ⋅ [ H 2 O] = [ H + ][OH − ] = 10 −14  Mivel a [H+] = [OH-]: [ H + ] = [OH − ] = 10 −14 = 10 −7 M  pH és pOH  A pH és pOH a megfelelő ionkoncentráció negatív logaritmusát jelenti. A pH jelölés a f rancia „pouvoir hydrogène” kifejezésből ered, minek jelentése „hidrogénkitevő”, a hatványkitevőre utalva.  A víz ionszorzatából kiindulva a pH-skála 1-14 közötti értékeket vesz föl, s akkor semleges az oldat, ha a [H+] = [OH-] = 10-7. –log 10-7 = 7  Látható, hogy a hidrogénion- illetve a hidroxóniumion-koncentráció tízszeres változásának 1 pH illetve pOH egység felel meg.  pH = -log [H+] és pOH = -log [OH-]. A víz ionszorzatából pH + pOH = 14 Általános kémia 25. Pufferek általános jellemzése. Pufferkapacitás  Pufferek jellemzése  A puffer

olyan rendszer, amely az erős savak és erős bázisok vizes oldatra kifejtett pH-változtató hatását csökkenti. A puffer az oldat pH értékét bizonyos mértékig közel állandó szinten tartja.  Pufferoldatnak nevezzük a gyenge savat és sóját (konjugált bázisát) vagy gyenge bázist és sóját (konjugált savát) tartalmazó oldatpárokat.  A pufferek pH kiegyenlítő hatását gyenge sav (HA) és konjugált bázis (A-) példáján úgy értelmezhetjük, hogy az erős bázis hidroxidionjai reagálnak a disszociálatlan savval: OH- +HA ⇔ A- + H 2 O vagy az erős sav protonjai a konjugált bázissal: H 3 O+ + A- ⇔ HA + H 2 O  Hasonló kiegyenlítő hatása van a gyenge bázisból (NH 3 ) és konjugált savból (NH 4 +) álló pufferoldatnak: OH- + NH 4 + ⇔ NH 3 + H 2 O H 3 O+ + NH 3 ⇔ NH 4 + + H 2 O  A kétféle típusú pufferoldat H+ illetve OH- koncentrációját a gyenge sav illetve bázis disszociációja határozza meg: KS =    [ H

+ ][ A − ] [ HA] + KB = [ NH 4 ][OH − ] [ NH 3 ] A fenti egyenletekből átrendezések után a Henderson-Hasselbach módszerrel az oldatok pH-ja ill. pOH-ja kiszámítható A pufferoldat pH-értékét a g yenge sav (bázis) K D -je és a protonakceptor/protondonor koncentrációaránya határozza meg. A pufferoldatok jellemző adata a puffertartomány, vagyis az, hogy a puffer milyen pH-határok között között működik hatásosan. Megfelelő puffertartományú pufferoldat készítéséhez olyan savat (bázist) vesznek, amelynek pK-értéke közel van a k ívánt pH-hoz. Az [A-]/[HA] vagy [HB+]/[B] arányt célszerű 0,1-10 határok között tartani, így a puffertartomány gyakorlatilag 2 pH egység. Általános kémia  Pufferkapacitás  Valamely egyértékű erős savnak ill. bázisnak a mólokban kifejezett mennyisége, amely 1000 ml adott összetételű pufferrendszerben

egységnyi pH-változást hoz létre.  A pufferkapacitást a protonakceptor és a protondonor koncentrációja, valamint ennek aránya határozza meg. Például minél több mól sav vagy só van jelen, annál több erős bázis vagy erős sav hozzáadását egyenlíti ki a puffer a pH lényeges megváltozása nélkül. Általános kémia 26. A szervezet legfontosabb puffer-rendszerei.  Bikarbonát-puffer  A hidrogén-karbonát – szén-dioxid puffer a szervezet alapvető pufferrendszere, a vér pH-t tartja állandó értéken.  Egészséges emberben az artériás pH 7,4 kör ül, 7,35 és 7,45 köz ött van. Ha növekszik, akkor a sejtek már nem tudják a vérnek kellően átadni a biológiai oxidáció során képződött CO 2 -t, alkalózisról beszélünk. Ha értéke csökken, a gázcserét segíti elő a tüdőben a szén-dioxid leadásával, acidózisról beszélünk. A

vér pH < 7,0 kómát idéz elő.  A pufferrendszer fontos komponensei a szénsav (H 2 CO 3 ) és ionjai (HCO 3 - és CO 3 2-).  A pH-t három egyensúlyi folyamat alakítja ki: 1. A szénsav első disszociációs lépése: H 2 CO 3 + H 2 O ⇔ H 3 O+ + HCO 3 2. Az oldott szén-dioxid és szénsav egyensúlya: CO 2 + H 2 O ⇔ H 2 CO 3 3. A széndioxid oldódása: CO 2 + H 2 O ⇔ CO 2