Bevezetés s az. BME Szervetlen és s Analitikai Kémia K

Átírás

1 Bevezetés s az általános kémik miába Elıad adó: Benkı Zoltán BME Szervetlen és s Analitikai Kémia K Tanszék

2 Az atom Az atom az anyag azon legkisebb stabil része, melyre az anyag kémiai úton bontható. A különbözı elemek különbözı atomokból állnak. Az adott atom határozza meg az adott elem kémiai tulajdonságait. Atomok egymásba való átalakítása csak nagy energiájú magreakciókkal történhet! Az atomok mérete: m (1 Å) nagyságrendnyi. Az atomok tömege: kg között. Makroszkopikus dimenzió: 1 mól = db részecske (atom, molekula) Moláris tömeg: 1 mól anyag tömege. Avogadro-féle állandó, N A

3 Az atom felépítése elemi részecskr szecskék: k: atommag + elektronok Név (jel) Tömeg (kg) Töltés (C) Relatív Relatív tömeg töltés Proton (p + ) 1, , Elektron (e - ) 9, , / Neutron (n 0 ) 1, kb. 200 kis (szubatomi) részecske

4 Az atom felépítése elemi részecskr szecskék: k: atommag + elektronok Jellemzık: Az atom semleges: protonok és elektronok száma azonos Rendszám (Z): protonok száma (azonos az elektronok számával, meghatározza az elektronburok szerkezetét, így a kémiai tulajdonságokat!) (jelölés: 6 C) Tömegszám (A): protonok (Z) és neutronok (N) számának 12 Összege (jelölés: ) 6C Elem: azonos rendszámú atomok alkotják. Az elemek jelölésére vegyjeleket használunk. Vegyjel: C, N, O, H, Al, Fe, stb. Izotópok: azonos rendszámú, de különbözı tömegszámú (eltérı számú neutront tartalmazó) atomok a legtöbb elem izotópok keveréke, pl. szén izotópjai: 12 C 6 proton + 6 neutron 13 C 6 proton + 7 neutron Tiszta elemek: csak egyetlen stabil izotópjuk létezik, pl. fluor: 19F 9 proton + 10 neutron

5 Elektronok Az elektronok az atommagok körül mozognak meghatározott energiájú és alakú elektronpályákon. Elektronpálya (atomok esetében atompálya) = ahol az elektron mozgása közben 90%-os valószínőséggel megtalálható. Jellemzık: Atommag elektronok közötti vonzás Elektron elektron taszítás Elektron mozog (tartózkodási valószínőség) Energiaminimumra való törekvés = alacsonyabb energia kedvezıbb (helyzeti energia analógja)

6 További fogalmak: Alapállapot: minden elektron a legalacsonyabb energiájú pályán van Gerjesztett állapot: egy vagy több elektron magasabb energiájú pályán Pályaenergia: felszabadul, ha az elektron az atomon kívülrıl belép

7 Elektronszerkezet s p d f 1-féle s pálya 3-féle p pálya 5-féle d pálya 7-féle f pálya Alhéj, elektronhéj

8 Pályaenergiák és beépülés: K: 1s 2 L: 2s 2, 2p 6 M: 3s 2, 3p 6, 3d 10 N: 4s 2, 4p 6, 4d 10, 4f 14 Elektronszerkezet Pályaenergiák sorrendje kicsit eltér: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, (lásd majd a periódusos rendszert) Pauli elv: egy atomban nem lehet két tökéletesen egyforma elektron. Azaz minden pályán maximum két elektron lehet. Hund szabály: egy alhéjon adott számú elektron úgy helyezkedik el, hogy maximális legyen a párosítatlanul elhelyezkedı elektronok száma. Pl. Fe 3d 6 betöltöttsége: Bodonyi F., Pitter Gy.: Kémiai összefoglaló, Mőszaki Könyvkiadó, Budapest

9 Elektronszerkezet 28 Ni elektronszerkezet felépülése: 28 elektron 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 6, 4s 2, 3d 8 Vegyértékelektronok: 4s 2, 3d 8 Vegyértékelektronok: ezek vesznek részt kémiai reakciókban és a másik atomokkal való kölcsönhatásokban. Atomtörzs: atommag + nem vegyértékelektronok

10 Az atompály lyák k feltölt ltıdésének Energiaminimum elve Pauli-elv Hund-szabály szabályai

11 Elektronok gerjesztése se Az alapállapot és a gerjesztett állapotok közötti energia-átmenetek teszik lehetıvé a különbözı spektroszkópiai módszerek alkalmazását a mőszeres kémiai elemzésben!

12 s-mezı (fémek) Periódusos rendszer (Mengyelejev, 1869) nemesgáz csoport: zárt héj, extra stabil p-mezı (nemfém, félfém, fém) d-mezı (fémek) Rendezés elve: növekvı rendszám (elektronszám, atomtömeg) hasonló vegyértékelektron szerkezet egymás alatt f-mezı (fémek)

13 Kémiai kötésekk Az atomok kémiai kötésekkel kapcsolódnak egymáshoz molekulákat vagy nagyobb rendszereket alkotva: Elsırendő kötések (általában atomok között) Ionos kötés Kovalens kötés (koordinatív kötés) Fémes kötés Másodrendő kötések (általában molekulák között) Dipólus-dipólus kölcsönhatás Dipólus-indukáltdipólus kölcsönhatás Diszperziós kölcsönhatás Elektronegativitás: az atom elektronvonzó képessége. Két atom kölcsönhatásakor a nagyobb elektronegativitású képes bizonyos fokig elszívni a másik egyes vegyértékelektronjait. Kis elektronegativitás: s-, d-, f-mezı fémei Nagy elektronegativitás: p-mezı nemfémes elemei Változás: csoportban felfelé, sorban jobbra nı. Nemesgáz elektronszerkezetre való törekvés = stabilitás!

14 Elektronegativitás

15 Ionos kötésk Egy negatív és egy pozitív töltéső ion közötti elektrosztatikus (Coulombféle) vonzóerı. Anion: semleges atomból elektron felvétellel (nemfémes elemek: F -, Cl -, O 2- ) Kation: semleges atomból elektron leadással (fémek: Na +, Ca 2+, Al 3+, stb.) Összetett ionok: NH +, SO 2-, CO 2-, stb Vegyületképzés: Al 2 O 3 semleges! (Elsı) Ionizációs energia (E i ): energia, mely ahhoz szükséges, hogy semleges atomból egyszeres pozitív töltéső kation képzıdjék. Elektronaffinitás (E a ): energia, mely felszabadul (vagy szükséges ahhoz), hogy semleges atomból egyszeres negatív töltéső anion képzıdjék. K + F - Kötéstávolság: elektrosztatikus vonzás és taszító (mag-mag, e - -e - ) erık egyensúlya határozza meg

16 Kovalens kötésk Az atomok nemesgáz elektronszerkezete elektronmegosztással alakul ki. Néhány ( ) elektron közössé válik, majd a közös elektronok összekapcsolják az atomokat. Jellemzı: nemfémes elemekre Molekulapálya: ahol az elektron két vagy több atommag erıterében 90%-os valószínőséggel tartózkodik. A molekulapálya a kötésben résztvevı elektronok eredeti atompályáiból, azok kombinálódásával alakul ki. Emiatt tükrözi bizonyos fokig az atompályák tulajdonságait. E * lazító molekulapálya atompályák kötı molekulapálya Kötı molekulapálya alacsonyabb energiájú mint az atompályák, elektronok számára kedvezıbb. Ez a kémiai kötés hajtóereje!

17 Kialakulhat: s s elektronok között s p elektronok között p x p x elektronok között Kovalens kötésk σ-kötés Jellemzı: az elektronsőrőség maximuma a két atomot összekötı egyenes (kötéstengely) mentén van. Egyszeres kötés = egyvegyértékő atom az egyik partner: hidrogén vegyületei (HBr, H 2 O, NH 3, CH 4 ) halogének vegyületei (F 2, Cl 2, SCl 2, PF 3, CCl 4 ) E F F 2 F

18 Kialakulhat: p y p y elektronok között p z p z elektronok között Kovalens kötésk π-kötés Jellemzı: a két atomot összekötı egyenes (kötéstengely) mentén nincs elektron, az elektronsőrőség az egyenes alatt és felett épül ki (két érintkezési pont, de csak egy kötés!). A gyengébb p-p átlapolás miatt a π kötések gyengébbek mint a σ kötés. Ezért a többszörös kötésekben az egyik általában σ kötés, csak a második illetve harmadik π. π kötés = két- vagy háromvegyértékő atomok között kettıs kötés (O 2, CO 2, SO 2, SO 3, H 2 C=CH 2 ) hármas kötés (N 2, HCCH, HCN) p atompályák N N 2 N E a második π merıleges az elsı síkjára π pályák σ pálya

19 Kovalens kötésk Kovalens kötés egyéb fontosabb jellemzıi: Nemkötı elektronpár: kötésben részt nem vevı vegyértékelektronok pl: N 2 N N a N vegyértékhéja: 2s 2 2p 3 Kötéshossz: a kötést létesítı atomok magjai közti távolság Kötésszög: a kapcsolódó atomok magjai által bezárt szög Kötési energia: kötés felszakításához szükséges energia Oktett-elv: a fıcsoportbeli elemek olyan kötésszerkezet elérésére törekednek, melyben a vegyértékhéjon 8 elektron található

20 Datív v kötésk Datív kötés: A kötı elektronpárt az egyik atom adja (volt nemkötı elektronpárja) Pl. C O Molekulák között is: H 3 B + NH 3 H 3 B NH 3 Vegyérték: egy adott molekulában az adott atomhoz tartozó kötı elektronpárok száma. HCl (1;1), H 2 O (1;2), NH 3 (3;1), CH 4 (4;1), H 2 S (1;2), SO 2 (4;2), SO 3 (6,2)

21 lineáris (Ca 2+ : 3s 0 ) Térbeli alak 3D szerkezet: a központi atom nemkötı elektronpárjainak és a σ kötı elektronpárok kölcsönhatása határozza meg. Cél: a kötı és nemkötı elekronpárok egymástól legtávolabb helyezkedjenek el a rendelkezésre álló legnagyobb teret foglalják el nemkötı elektronpár térigénye nagyobb (NH 3 piramis míg CH 4 tetraéder) 180º F Ca F 120º H H B H síkháromszög (B: 2s 2 2p 1 ) H 107.3º N H H piramis (N: 2s 2 2p 3 ) H H C H 109.5º H tetraéder (C: 2s 2 2p 2 )

22 Polaritás Kötések polaritása: Az eltérı elektronegativitású atomok poláris kötéseket létesítenek. A nagyobb elektronegativitású atom jobban vonzza maga felé a kötı elektronpárt: a kötés elektronfelhıje torzul. Megbomlik a töltésegyensúly, a nagyobb elektronegativitású atom parciálisan negatív, míg a másik parciálisan pozitív töltéső lesz. Pl. HCl, CO, H 2 O. Apoláris kötés van azonos atomok kapcsolódása esetén. Pl. H 2, O 2, N 2, F 2. Molekulák polaritása: Apoláris kötés esetén a molekula is apoláris. Poláros kötéssel kapcsolódó kétatomos molekulák polárisak. Poláris kötéssel kapcsolódó többatomos molekulák polaritása függ a szimmetriától: δ - δ + δ - δ - O O C O δ + H 105º H δ + szén-dioxid: apoláris pozitív és negatív víz: erıs dipólus súlypont egybeesik

23 Fémes kötésk A fémek kis elektronegativitásuk miatt könnyen leadják vegyérték elektronjaikat. Szilárd és olvadt halmazállapotban pozitív töltéső fématomtörzsek és delokalizált (helyhez nem kötött) elektronrendszer jön létre. A szilárd halmazállapotban kialakuló szerkezet a fémrács: Alapja a fémes tulajdonságok: elektromos vezetés jó hıvezetés megmunkálhatóság (ugyanolyan környezet mint megmunkálás elıtt)

24 E N különbség, összeg és s a kötés-típus

25 Másodrendő kötések (általában molekulák k között) k Elsırendő kötések kötési energiája: kj/mol Másodrendő kötések (általában molekulák között) Hidrogénkötés Dipólus-dipólus kölcsönhatás Diszperziós kölcsönhatás Indukciós hatás 8-40 kj/mol kj/mol 1.0 Å H δ Å O δ - H δ + Hidrogénkötés: O-H/N-H/F-H kötések nagy polaritása miatt a H parciálisan pozitív töltéső. Emiatt közelben levı másik elektronegatív atom vonzza a H-t. Vegyes ionos - kovalens jellegő a kölcsönhatás. Annál erısebb, minél elektronegatívabbak a nem-h atomok. δ + H O δ - H δ +

26 Másodrendő kötések (általában molekulák k között) k Dipólus-dipólus kölcsönhatás: aszimmetrikus elektronsőrőség (töltés) eloszlással rendelkezı molekulák között. Pl. HCl Diszperziós kölcsönhatás: apoláris molekulák térközelbe kerülve tudják egymást polarizálni, kistöltéső indukált dipólusok jönnek létre. Pl. dihalogének (F 2, Cl 2, Br 2 ) Nagyobb méret erısebb polarizáció. Indukciós kölcsönhatás: Dipólus és apoláris molekula között (dipólus indulált dipólus)

27 Halmazállapotok llapotok Gáz Avogadro törvénye: azonos nyomású és hımérséklető gázok egyenlı térfogatában az anyagi minıségtıl, molekula méretétıl függetlenül azonos számú molekula van. Állapot Jellemzık Moláris térfogat (dm 3 /mol) Standard 25ºC, 0,1 MPa 24,5 Szobahımérséklet 20ºC, 0,1 MPa 24,0 Normál 0ºC, 0,1 MPa 22,41 Tökéletes (ideális) gázok: A gázrészecskék között nincs semmilyen kölcsönhatás Térfogatuk elhanyagolható (V=0) Ideális gázok törvényei: Boyle-Mariotte: V p=konst azaz p 1 V 1 =P 2 V 2 Gay-Lussac: V=V 0 (1+αt) p=p 0 (1+αt) α=1/273,15 Charles: V/T = V 1 /T 1

28 Egyesített gáztörvény: p 1 V T 1 1 = p 2 T V 2 2 Általános gáztörvény: pv=nrt ( R=8,314 J/(molK), moláris gázállandó) mértékegységek R dimenziója alapján Példa: 0.5 mol Cl 2 gáz térfogata 20 ºC-on 101,3 kpa nyomáson? Pa V = 0.5 mol 8,314 ( ) K V = m 3

29 Halmazállapotok llapotok Folyadékok Folyadék: A részecskr szecskék k sokkal közelebb k vannak egymáshoz, mint a gázokban térfogatuk meghatározott V üres res 3% diffúzi zió alakjuk nem meghatározott. Hőtésre szilárd (megfagy) Melegítésre gáz z ( elforr( elforr ) Jellemzı tulajdonságok: PárolgP rolgás, egyensúlyi gıznyomg znyomás, Forráspont - párolgáshı, Fagyáspont - fagyásh shı

30 Halmazállapotok llapotok Oldatok Jellemzık: Ionos (és poláris) vegyületek poláris oldószerekben oldódnak jól (H 2 O, alkohol). A szilárd ionrács ionokra esik szét. Nemfémes elemek (pl. jód) és apoláris szerves anyagok apoláris szerves oldószerekben oldódnak (benzol, kloroform, éter) Oldhatóság: pl. 100 g oldószer által feloldható (kristályvízmentes) anyag tömege Telítetlen telített túltelített (instabil) oldat Gázok oldhatóságát nyomással lehet növelni. Hımérséklet szerepe: Melegítés segít: KNO 3, NH 4 Cl (itt oldódás endoterm) Hőtés segít: NH 3, SO 2, H 2 SO 4 (itt oldódás exoterm) Oldáshı: mekkora hı szabadul fel, vagy mennyi hıt vesz fel a rendszer 1 mol anyag feloldásakor. Q oldás = E rács + E szolv 1 mol anyag szolvatációját (hidratációját) kísérı energiaváltozás a szolvatációs (hidratációs) energia. Értéke negatív (energiafelszabadulás).

31 Halmazállapotok llapotok Oldatok: koncentráci ciószámítás Fontosabb koncentrációk: moláris koncentráció (c): mol oldott anyag 1 dm 3 oldatban (mol/dm 3 ) tömegszázalék: gramm oldott anyag 100 gramm oldatban (m/m%) tömegkoncentráció: g oldott anyag/1 dm 3 oldatban (g/dm 3 ) Raoult-koncentráció: mol oldott anyag 1 kg oldószerben (mol/kg oldószer) Számítási példa: Számítsuk ki annak az oldatnak a moláris koncentrációját, melyet 100 g NaCl feloldásával kaptunk. Az oldat térfogata 0.4 dm 3. Az atomtömegek: M Na =23, M Cl = 35.5 Az NaCl moltömege: =58.5 g/mol 100 g NaCl = 100/58.5 = 1.71 mol ha 0.4 dm 3 vizben van oldva 1.71 mol NaCl akkor 1 dm 3 vizben van oldva mol NaCl. Tehát az oldat koncentrációja mol/dm 3

32 Halmazállapotok llapotok Kristályos anyagok Szilárd anyagok: kémiai kötések az atomok / ionok / molekulák között Amorf: a részecskék elhelyezkedése rendezetlen, vagy csak kis körzetekben rendezett. Nincs határozott olvadáspontjuk = op (lágyulás folyadék) Kristályos anyagok: a részecskék a tér minden irányában szabályos rendben helyezkednek el. Jól definiált (anyag azonosítására is használt) olvadáspontjuk van.

33 Halmazállapotok llapotok Atomrács Atomrács: rácspontokban atomok, melyek irányított egyszeres (σ) kovalens kötéssel kapcsolódnak egymáshoz: gyémánt, Si, Ge, B, SiO 2, ZnS, SiC Kemények, hıt és elektromosságot nem vezetik, op magas, sem vízben, sem szerves oldószerekben nem oldódnak º Gyémánt (Si, Ge, ZnS, SiC) Minden C atom körül tetraéderes elrendezıdésben van a többi azonos távolságra, azonos kötésszöggel.

34 Halmazállapotok llapotok Fémrács Jellemzık: Rácspontokban pozitív töltéső fém atomtörzsek, amiket hozzájuk közösen tartozó delokalizált elektronok kötnek össze vezetıképesség Erıs kötés: kemény, magas op (Cr, W) Szürke szín (kivétel Cu, Au): minden típusú fotont elnyel (e - -k gerjesztıdnek) Oldhatóság: egymás olvadékaiban ötvözet, ill. kémiai átalakulással savakban Leggyakoribb rácstípusok: aranyrög térben középpontos kockarács lapon középpontos kockarács hatszöges rács (Na, K, Fe, Cr) (Au, Ag, Al, Cu) (Mg, Ni, Zn) mindenféle puha, megmunkálható kemény, rideg

35 Halmazállapotok llapotok Ionrács Jellemzık: Rácspontokban szoros illeszkedéssel kationok és anionok vannak. Kifelé semleges. Kemények, ridegek, magas olvadáspontúak, elektromos áramot nem vezetik Olvadékuk és oldataik vezetık Többségük vízben oldódik, ionjaira disszociál Leggyakoribb rácstípusok: CsI, térben középpontos kockarács NaCl, lapon középpontos kockarács

36 Halmazállapotok llapotok Molekularács Jellemzık: Rácspontokban molekulák vannak, melyek másodlagos kötıerıkkel kapcsolódnak egymáshoz. Hidrogénkötés Dipólus-dipólus kölcsönhatás Diszperziós kölcsönhatás 8-40 kj/mol kj/mol Sok szerves molekula, valamint H 2, O 2, N 2, CO 2 (szárazjég), stb. Keménység kicsi, olvadás- és forráspont alacsony, kis sőrőség, áramot sem szilárd, sem olvadt állapotban nem vezetik. Apoláris szerves oldószerekben (pl. CCl 4 ) oldódnak. Jég: 16 különbözı szilárd fázisú szerkezetben létezik. Hexagonális kristályrendszer

37 Kémiai reakciók reakcióegyenletek egyenletek A kémiai reakciókban atomok/molekulák/ionok elektronszerkezete változik (kötések bomlanak fel, új kötések jönnek létre): bomlás: CaCO 3 = CaO + CO 2 egyesülés: NH 3 + HCl = NH 4 Cl atom/atomcsoport csere: CaCO 3 + HCl = CaCl 2 + H 2 CO 3 ( CO 2 + H 2 O) Reakcióegyenlet: reagáló anyagok => termékek tömegmegmaradás: azonos típusú atomok száma mindkét oldalon azonos töltésmegmaradás: töltések összege mindkét oldalon azonos (általában 0 ) kémiai számítások alapja általában az egyenlet Számítási példa: Számítsuk ki hány cm 3 1 mol/dm 3 -es kénsav kell 2 dm 3 normál állapotú HCl gáz készítéséhez a következı kiegészítendı reakcióegyenlet alapján: CaCl 2 + H 2 SO 4 = CaSO 4 + HCl

38 Kémiai reakciók kémiai számítás Számítási példa: Számítsuk ki hány cm 3 1 mol/dm 3 -es kénsav kell 2 dm 3 normál állapotú HCl gáz készítéséhez a következı kiegészítendı reakcióegyenlet alapján: CaCl 2 + H 2 SO 4 = CaSO 4 + HCl Egyenlet rendezése anyagmegmaradás elve alapján: CaCl 2 + H 2 SO 4 = CaSO 4 + 2HCl 22,41 dm 3 a térfogata 1 mol HCl gáznak normál állapotban (0 ºC, 0,1 MPa) Ez alapján 2 dm 3 HCl megfelel 2/22,41 mol = 0,089 molnak 2 mol (molekula) HCl fejlesztéséhez kell 1 mol H 2 SO 4 0,089 mol HCl fejlesztéséhez kell (1/2)*0,089=0,0445 mol H 2 SO 4 1 mol H 2 SO 4 van 1000 cm 3 (1 dm 3 ) 1 mol/dm 3 -es oldatban 0,0445 mol H 2 SO 4 van (1000/1)*0,0445=44,5 cm 3 oldatban Tehát 44,5 cm 3 1 mol/dm 3 -es H 2 SO 4 oldat kell.

39 Kémiai reakciók kémiai számítás Számítási példa: Számítsuk ki hány g 36 m/m%-os HCl oldat kell 100 g FeCl 3 készítéséhez a következı kiegészítendı reakcióegyenlet alapján: Fe 2 O 3 + HCl = FeCl 3 + H 2 O M Fe =55.8, M O =16, M Cl = 35.5, M H =1 Egyenlet rendezése anyagmegmaradás elve alapján: Fe 2 O 3 + 6HCl = 2FeCl 3 + 3H 2 O Molekulatömegek: M FeCl3 =162,3 g/mol, M HCl =36.5 g/mol 100 g FeCl 3 = 100/162,3 = 0,616 mol 2 mol FeCl 3 keletkezése igényel 6 mol HCl-at 0,616 mol FeCl 3 keletkezése igényel (6/2)*0,616=1,848 mol = 1,848*36,5=67,452 g HCl-at 36 g HCl van 100 g 36 m/m%-os HCl oldatban 67,452 g HCl van (100/36)*67,452=187,37 g HCl oldatban Tehát 187,37 g 36 m/m%-os HCl oldat kell.

40 Kémiai reakciók reakcióhı Reakcióhı (Q r, kj): reakcióegyenlet által definiált reakció hıváltozása A kémiai reakciókban kötések bomlanak fel és új kötések alakulnak ki. Kötésfelbomlás: energia befektetést igényel (+ elıjel) Kötés kialakulás: energia szabadul fel (- elıjel) Ha fázisátalakulás történik, annak is van energiavonzata. Pl. gáz kondenzálása energia felszabadulással jár a szilárd fázisbeli kötések kialakulása miatt. Exoterm reakció: energia szabadul fel (C + O 2 = CO 2, Q r < 0) Endoterm reakció: energiát igényel (H 2 O H 2 + ½O 2, Q r > 0) Képzıdéshı (Q k, kj/mol): annak a reakciónak az energiaváltozása, melyben egy vegyület 1 mólja standard körülmények (25 ºC, 0,1 MPa) között alapállapotú elemeibıl keletkezik. Alapállapotú elemek képzıdéshıje standard körülmények között 0 kj/mol.

41 Kémiai reakciók reakcióhı Reakcióhı a képzıdéshıkbıl: a termékek együtthatókkal szorzott képzıdéshıinek összegébıl levonjuk a kiindulási anyagok együtthatókkal szorzott képzıdéshıinek összegét. Hess tétel: a reakcióhı független a reakció útjától (általában többféle útvonal van), csak a kezdeti és végállapottól függ. I. CaCO 3 + 2HCl = CaCl 2 + CO 2 + H 2 O Q r = Q kcacl2 + Q kco2 + Q kh2o Q kcaco3 2Q khcl II. CaCO 3 = CaO + CO 2 CaO + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O Q r = Q kcao + Q kco2 + Q kh2o + Q kcacl2 Q kcao - Q kcaco3 2Q khcl A CaO csak átmeneti termék, keletkezik és megszőnik, ezért képzıdéshıje a II. összetett reakcióban kiesik.

42 Kémiai reakciók Kémiai reakció feltételei: részecskék ütközése nagyobb koncentrációban gyakoribb: a részecskék megfelelı térhelyzetben legyenek Aktivált komplexum: részecskék ütközés utáni nagyon rövid ideig tartó összekapcsolódása tartalmazza mind a megszőnı, mind a létrejövı kötéseket, de azok sokkal gyengébbek, hosszabbak mint a kiindulási ill. termék molekulákban kötésszögek teljesen mások Aktivált komplexum E a Reaktánsok E a Reaktánsok Átmeneti komplexum Termék Reakcióút Termékek Aktiválási energia (kj/mol): az az energiatöbblet, amelynek következtében a részecskék átalakulásra képes aktív állapotba jutnak = az aktivált komplexum keletkezéséhez szükséges energia

43 Kémiai reakciók reakciósebess sebesség Reakciósebesség: egységnyi térfogatban egységnyi idı alatt hány mol alakul át a kiindulási anyagok valamelyikébıl, vagy hány mol keletkezik a termékek valamelyikébıl. Függ: a reakciótól (reagáló anyagok minısége) reagáló anyagok koncentrációjától hımérséklettıl katalizátortól Katalizátor: olyan anyag, mely a kémiai reakciók sebességét nagymértékben megnövelik (alacsonyabb energiájú aktivált komplexumot képeznek. A reakció lejátszódása után újra felszabadulnak (kis mennyiség elég), reakcióhıt nem befolyásolják, csak az aktiválási energiát. E 2H 2 + O 2 = H 2 O v=k c 2 H2 c O2 mol/(dm 3 s) k= reakciósebességi állandó Reakció katalizátor nélkül Reakció katalizátorral Y X X Y Reakcióút Inhibítor: kémiai reakciókat lassító vagy gátló anyagok.

44 Kémiai reakciók egyensúlyi reakciók: k: A B Minden kémiai reakció elvileg oda-vissza mehet, a fı különbség a befektetendı aktiválási energiában van. Aktivált komplexum Aktivált komplexum E a Reaktánsok Reakcióút E a Termékek E a Reaktánsok Reakcióút E a Termékek (Gyakorlatilag) egyirányú reakciók: nagyon stabilis a termék a termék más halmazállapota miatt eltávozik a rendszerbıl: - gáz: H 2 CO 3 H 2 O + CO 2 - csapadék: AgNO 3 + HCl AgCl + HNO 3

45 Kémiai reakciók kémiai egyensúly Kémiai egyensúly kifejezıdése a koncentrációkban és a reakciósebességekben: Koncentráció c kiindulási anyag c termék Idı egyensúly Koncentráció c kiindulási anyag c termék Idı egyensúly Reakcósebesség v 1 v 2 Idı egyensúly Kiindulási anyagok felé tolódott egyensúlyban végig: c kiindulási anyag > c termék Termék felé tolódó egyensúlyban egy idı után: c kiindulási anyag < c termék Egyensúlyban az oda-vissza alakulás reakciósebessége megegyezik (v 1 =v 2 )! A koncentrációban nincs változás, de az oda-vissza reakció folyamatosan történik! DINAMIKUS EGYENSÚLYI ÁLLAPOT

46 Kémiai reakciók egyensúlyi állandó Tömeghatás törvénye: egyensúlyban a termékek megfelelı hatványon vett egyensúlyi koncentrációinak szorzata, osztva a kiindulási anyagok megfelelı hatványon vett egyensúlyi koncentrációinak szorzatával, egy adott hımérsékleten és nyomáson állandó érték. c d [ C] [ D] aa + bb cc + dd reakcióra: K = A a B [ ] [ ] b

47 Kémiai reakciók egyensúlyi állandó Le Chatelier-Braun elv (legkisebb kényszer elve): egy dinamikus egyensúlyban levı rendszer megzavarásakor annak a folyamatnak lesz nagyobb a sebessége, amely a zavaró hatást csökkenteni igyekszik. a) Koncentrációváltoztatás b) hımérsékletváltoztatás: K-t változtatja, s azon keresztül a reakciósebességeket, koncentrációkat. T növelés: endoterm reakciónál termékképzıdés exoterm reakciónál visszaalakulás T csökkentés: exoterm reakciónál termékképzıdés endoterm reakciónál visszaalakulás

48 Kémiai reakciók egyensúlyi állandó Le Chatelier-Braun elv: c) nyomásváltoztatás: csak molekulaszám változással járó reakciókban K-t változtatja, s azon keresztül a reakciósebességeket, koncentrációkat. p növelés: molekulák számának csökkenése felé p csökkentés: molekulák számának növekedése felé pl: H 2 O + CO 2 H 2 CO 3 : megfelelı mennyiségő CO 2 -t nyomással oldanak az ásványvízben d) katalizátor nem változtatja meg az egyensúlyi állandót, csak a reakciósebességeket (mindkét irányét) növeli

49 Kémiai reakciók Protolitikus reakciók Hidrogénion (proton) átadással járó reakciók fıként vizes oldatban Brönsted szerint: savak: protont leadó molekulák és ionok (HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - ) bázisok: protont felvevı molekulák és ionok (NH 3 + H 2 O NH 4+ + OH - ) Proton sosincs szabad állapotban az oldatban, ezért ezen (mindig) egyensúlyi reakciókban a sav és bázis együttesen van jelen: HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - sav bázis sav bázis oxónium ion Amfoter vegyület: partnertıl függıen savként illetve bázisként reagál: H 2 O A sav-bázis párok erıssége ellentétes: minél erısebb a sav (pl. HCl), annál gyengébb a bázis párja (Cl - ). Arrhenius-féle sav-bázis elmélet (korábbi, közelebb áll a mindennapi élethez) Csak vizes oldatokra érvényes! savak: vízben H + -ionra és anionra disszociálnak: HCl H + + Cl - bázisok: vízben OH - -ionra és kationra disszociálnak: NaOH Na + + OH -

50 Kémiai reakciók Protolitikus reakciók: k: egyensúlyi állandók Disszociációs egyensúlyi állandók: sav illetve bázis HNO 3 NO H + NH 4 OH NH 4+ + OH - K s = [NO 3- ][H + ] [HNO 3 ] K b = [NH 4+ ][OH - ] [NH 4 OH] A [ ] koncentrációk mindig az egyensúlyi koncentrációk, nem pedig kiindulási vagy bruttó koncentrációk, ami példákban sokszor szerepel. Víz disszociációja: H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - Autoprotolízis: egy vegyület molekulái egymással lépnek sav-bázis reakcióba A folyamatra felírva a tömeghatástörtet: A H 2 O molekulák koncentrációja gyakorlatilag állandó (55,5 mol/dm 3 ), ezért K= [H 3 O + ][OH - ] [H 2 O] 2 összevonható K-val: K víz = [H 3 O + ][OH - ] = (mol/dm 3 ) 2 vízionszorzat 25 ºC-on

51 Protolitikus reakciók ph Vízionszorzat jelentése: H 3 O + (H + ) és OH - ionok mindig vannak jelen az oldatban, és meghatározzák egymás koncentrációját. Kémhatás: semleges oldat: [H 3 O + ]=[OH - ] = 10-7 mol/dm 3 savas oldat: H 3 O + ionok vannak többségben (>10-7 mol/dm 3 ) bázikus (lúgos) oldat: OH - ionok vannak többségben (>10-7 mol/dm 3 ) A kémhatás számszerő jellemzésére a -lg[h 3 O + ] értéket használjuk, neve ph savas oldat: ph < 7 bázikus (lúgos) oldat: ph > 7 (Analóg módon poh is létezik, de a gyakorlatban nem használatos.) Számítási példa: Mennyi a 0.1 mol/dm 3 -es HCl illetve NaOH oldatok ph-ja? HCl disszociációja után [H 3 O + ]=0.1 mol/dm 3 ph=-lg[h 3 O + ] =1 NaOH oldatban [OH - ]=0.1 mol/dm 3 vízionszorzatból [H 3 O + ]=10-13 mol/dm 3 ph=13

52 Protolitikus reakciók Hidrolízis Erıs sav és erıs bázis sójának (pl. NaCl) vizes oldata semleges kémhatású. Ha vagy a sav, vagy a bázis gyenge, a vizes oldat nem lesz semleges. gyenge sav+erıs bázis (NaCN): lúgos kémhatás gyenge bázis + erıs sav (NH 4 Cl): savas kémhatás A feloldáskor keletkezı ionok reagálnak a víz molekulákkal: CN - + H 2 O HCN + OH - NH 4+ + H 2 O NH 4 OH + H + (H 3 O + ) lúgos savas

53 Redoxireakciók Oxidáció: 2Mg + O 2 = 2MgO Részfolyamatok: 2Mg = 2Mg e -, O 2 + 4e - = 2O 2- oxidáció A redoxi folyamatokban: oxidáció: elektron leadás redukció: elektron felvétel redukció 2Mg O 2- = 2MgO Nemcsak oxigénnel: 2Al + 3Cl 2 = 2AlCl 3 Részfolyamatok: 2Al - 6e - = 2Al 3+ 3Cl 2 + 6e - = 6Cl - (oxidáció) (redukció) 2Al Cl - = 2AlCl 3

54 Oxidáció: 2Mg + O 2 Redoxireakciók = 2MgO Részfolyamatok: 2Mg - 4e - = 2Mg 2+, O 2 + 4e - = 2O 2- oxidáció 2Mg O 2- = 2MgO A redoxi folyamatokban: oxidáció: elektron leadás redukció: elektron felvétel oxidálószer: az ami a másikat elektron leadásra (oxidációra) készteti redukálószer: az ami a másikat elektron felvételre (redukcióra) készteti Oxidáció és redukció mindig együtt játszódik le, mert az oxidálószer felveszi a másik által leadott elektronokat (redukálódik). Elektron egy reakcióban nem veszhet el (tömegmegmaradás törvénye), s általában nem is marad szabadon. Az oxidációra (redukcióra) való hajlam összefügg az elektronegativitással, azaz az elektronvonzási képességgel: F Cs redukció További redoxireakciók: Zn + Cu 2+ = Cu + Zn 2+ Cl 2 + 2I - = 2Cl - + I 2 Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2

55 Oxidáci ciós s szám Semleges atomhoz képesti oxidációs állapot: az atom névleges vagy valódi töltése egy adott vegyületben. elemek: 0 egyatomos ionok: az ion töltése molekulák: a névleges töltés, ha a kötı elektronpárokat gondolatban a nagyobb elektronegativitású atomhoz rendeljük. Pl: H 2 O-ban O= 2, H=+1 Semleges molekulában az oxidációs számok összege 0, többatomos ion esetében pedig az ion töltése. Jellemzı oxidációs számok: alkálifémek (Na, K, ): +1 alkáliföldfémek (Mg, Ca, ): +2 fluor (F): -1 (semleges atomból oxidációval) (semleges atomból redukcióval) oxigén (O): -2 (kivétel peroxidok mint H 2 O 2 ) hidrogén (H): +1 (kivétel hidridek mint NaH) elemek többségének több oxidációs száma lehet (de: vegyérték): S=-2, +2, +4, +6 Számítható a fentiek alapján: pl. H 2 SO 4 -ben a kén oxidációs száma +6 0=2*(+1) + S + 4*(-2)

56 Redoxi egyenletek Redoxireakciókban oxidációsszám-változás történik (korrózió is ide tartozik!) C + O 2 = CO 2 Al + 3HCl = AlCl 3 + 1½H 2 Reakció során valamely atom oxidációs száma csak úgy növekedhet, ha egy másiké csökken: az egyenlet adott oldalán az oxidációsszám-változások összege 0 kell legyen. Ionok esetében valós, kovalens kötéső molekulákban pedig formális elektronátmenet történik. Redoxi egyenletek rendezése: tömegmegmaradás + töltésmegmaradás Mn 4+ + Ce 3+ = Mn 2+ + Ce 4+ oxidációs számok összege: 7 6 Mn Ce 3+ = Mn Ce 4+ oxidációs számok: +5 3*(-2) *(-2) IO I - = I 2 +3O IO I - = I 2 +3O 2- IO I - = 3I 2 +3O 2-