A KISKUNFÉLEGYHÁZI MÓRA FERENC GIMNÁZIUM FELNŐTTOKTATÁSI TAGOZATÁNAK KÉMIA TEMATIKÁJA A 10. ÉVFOLYAM SZÁMÁRA

Átírás

1 A KISKUNFÉLEGYHÁZI MÓRA FERENC GIMNÁZIUM FELNŐTTOKTATÁSI TAGOZATÁNAK KÉMIA TEMATIKÁJA A 10. ÉVFOLYAM SZÁMÁRA II/ ÖSSZEÁLLÍTOTTA: NAGY ZSOLT

2 KÉMIA 10. ÉVFOLYAM: BEVEZETÉS Az éves tananyagot három részre tagolva tárgyaljuk. A gimnáziumok 10. évfolyamában Általános kémia tanítható: Atomok, Molekulák, Anyagi halmazok, Oldatok, Kémiai reakciók általános jellegzetességei, Reakciókinetika, Termokémia, Sav-bázis reakciók, Elektrokémia. Az ismeretanyag bármely középiskolai tankönyvből elsajátítható. Ajánlott a 1./a: Az OKTATÁSKUTATÓ ÉS FEJLESZTŐ INTÉZET portáljáról ingyenesen letölthető elektronikus tankönyvek ( mindkettő megtalálható lapozható és teljes pdfformátumban is. az alábbi linkeken ) / b: Mozaik Kiadó A Természetről Tizenéveseknek Kémia 9. Tankönyv - Általános kémiai ismeretek című kiadványa valamint 2. Villányi Attila ( ) kiadványai -Ezek mellett ajánlott az interneten a 3. Sulinet tudásbázisa is.( ) A tantárgyak közül válassza a Kémiát, majd az Általános kémiát és a menüsorból válassza ki a keresett témát! Animációkért keresse az Intel skoool tartalom című menüpontot! 4. A Realika oldalon sok, az elméleti anyagot illusztráló animációt talál magyar nyelven. Válassza a Leckék elérése nem regisztrált felhasználóként opciót!( A kémia mellett más természettudományok, Biológia, Fizika,

3 Matematika tanulásában is segít. ) A tanári verziók mellett tanulói leckéket is talál, ahol tudását ellenőrizheti, a hiányosságokra fényt deríthet. Az anyagrészek mellé csatolt linkek a tanári verziókhoz vezetnek. 5. A számítási feladatok és megoldásaik az alábbi könyvekből származnak: Összefoglaló Feladatgyűjtemény Kémiából /Ö. F. K./ NT Ö. F. K. Megoldások NT II/3. 1. A kovalens kötés kialakulása azonos és különböző atomok között. A hidrogénmolekula képződése. Többszörös kovalens kötés. Néhány ismert elem, illetve vegyület molekulájának szerkezete. /HCl, H2O, NH3, CH4 /. A molekulák polaritása. Kovalens kötés 1. rész Fctrl.php%2Funregistered%2Fcourses&c=42&node=a25&pbka=0&savebtn=1 Kovalens kötés 2. rész Fctrl.php%2Funregistered%2Fcourses&c=42&node=a26&pbka=0&savebtn=1 A hidrogénmolekula kialakulása, A világegyetem legkisebb tömegű atomjai a hidrogénatomok, amelyek egyetlen protont és egyetlen elektront tartalmaznak. A 1 H hidrogén további természetes izotópjai a 2 D (deutérium) és a radioaktív 3 T (trícium). Kétatomos molekulák Hogyan képzelhetjük el a kétatomos hidrogénmolekulák kialakulását? Az elektronok nem adódhatnak át egyik atomról a másikra - mint az ionkristályok kialakulásakor -, hiszen a két azonos atom nem különbözik egymástól elektronvonzó képességét tekintve. Ha két hidrogénatom elég közel kerül egymáshoz, akkor elektronburkaik átfedésbe kerülhetnek. Ekkor az atommagokban lévő protonok a jövevény elektronjára is erős vonzó hatással lesznek, és így módosítják annak mozgását.

4 Ebben az állapotban a két elektron - amelyek úgynevezett elektronpárt képeznek - mozgása közben a legtöbb időt a két atommag közti térben tölti, miközben leárnyékolja a két hajdani atommagjának taszítását. Két hidrogénatom ütközése Az elektronok mozgástere a hidrogénmolekulában Elektronok a hidrogénmolekulában Elektronok a hidrogénmolekulában Miként maradhat együtt két elektron, amelyek taszítják egymást? Atomfizikai vizsgálatokból tudjuk, hogy kétféle hidrogénatom létezik. Ha hidrogénatomokat mágneses téren lövünk keresztül, akkor azok nem egyenesen folytatják útjukat, hanem egy részük a mágneses tér egyik, másik részük a mágneses tér másik pólusa felé térül el. A hidrogénatomok útja mágneses térben Ezt a jelenséget a hidrogénatom elektronja okozza. Az elektronok elektromos töltésüket tekintve egyformák, negatív töltésűek. Mágneses sajátságukat tekintve azonban kétfélék. Az elektron mágneses tulajdonságát spinnek nevezzük. A hidrogénmolekula képződésekor az ellentétes mágneses sajátságú, rövidebben ellentétes spinű elektronokat tartalmazó hidrogénatomok kapcsolódnak össze.

5 Nagyon leegyszerűsítve azt mondhatjuk, hogy az ellentétes spinű elektronok jobban elviselik egymás negatív töltését, ezért kötés létesítésekor ellentétes spinű elektronok alkothatnak párt. Az ellentétes spint szimbólikusan is jelöljük. Egy cella az atomban az elektron atomi pályáját, az ún. atompályát jelöli, a létrejött molekulában pedig az elektron molekulapályáját. A hidrogénmolekula atomjaiból való képződése erősen exoterm folyamat. Az energiaértékek könnyebb összehasonlítása érdekében a továbbiakban mindig 1 mol, azaz darab részecskére vonatkoztatva adjuk meg az adatokat. A hidrogén esetében 1 mol H 2 molekulaatomjaiból való képződésekor 436 kj hő szabadul fel. Az energiaminimumra törekvés elve alapján az is érthető, hogy miért nem találkozunk szabad hidrogénatomokkal a természetben. Ahhoz ugyanis, hogy szabad atomok keletkezzenek, mólonként 436 kj energia befektetésére lenne szükség. Ennyi energiával pedig nem rendelkeznek a szobahőmérsékleten mozgó, diffundáló gázmolekulák. A hidrogénatomok és a hidrogénmolekula energiaállapota A hidrogénatomok között erős kapcsolat alakult ki. Ez a kapcsolat csak kémiai reakciók során szakadhat fel véglegesen. A hidrogénatomok közötti kapcsolatot kémiai kötésnek nevezzük. A kémiai kötésnek azt a fajtáját, amely közös elektronpár(ok) révén valósul meg, kovalens kötésnek nevezzük. A kovalens kötés erős, azaz úgynevezett elsőrendűkötés. Hasonló erősségű, elsőrendűkötés az ionkristályokban kialakuló úgynevezett ionkötés, ahol azonban az ellentétes töltésű ionok vonzása tartja össze a kristályt. A kovalens kötés: közös elektronpár alkotja,

6 ellentétes mágneses sajátságú (spinű) elektronpárból áll, erős, nehezen felszakítható (elsőrendű) kémiai kötés. Atomok és molekulák Különböző mérések azt igazolták, hogy például az oxigéngázban mozgó részecskék relatív tömege éppen kétszerese a periódusos rendszerből kiolvasható relatív atomtömegnek. Ez azt jelenti, hogy az oxigéngázban egy-egy részecske egy-egy oxigénatom-párból áll. Hasonló eredmény adódott még a hidrogén-, a nitrogén-, a fluor- és a klórgázra. A bróm és a jód esetében is kimutatható, hogy az atomok kettesével erősebben összekapcsolódtak. Egyegy ilyen részecskét molekulának nevezünk. A molekula két vagy több atom összekapcsolódásával képződő apró részecske. Az elemek molekulájának összetételét is képlettel jelölhetjük: H 2, N 2, O 2, F 2, Cl 2, Br 2, I 2. A felsorolt elemeken kívül léteznek olyanok is, amelyek többatomos molekulákat alkotnak. Például: P 4 és S 8. Elemi állapotú anyagok Fctrl.php%2Funregistered%2Fcourses&c=42&node=a12&pbka=0&savebtn=1 A periódusos rendszer utolsó oszlopának elemei, a nemesgázok, annyira reakcióképtelenek, hogy még elemi állapotban is szabad atomok formájában fordulnak elő. Azt is szoktuk mondani, hogy a nemesgázok egyatomos molekulákat képeznek. Elemmolekulák 1 mol hidrogén tömege 1 g vagy 2 g? A helyes válasz: bármelyik lehet. Tudjuk, hogy a természetben a hidrogéngáz valójában kétatomos molekulákat tartalmaz, így általában 2 g/mol a hidrogén moláris tömege. Speciális körülmények között vagy vegyületben azonban beszélünk hidrogénatomokról is, ezért a továbbiakban ajánlatos precízebben fogalmazni. Ha a hidrogénatomról van szó, akkor a hidrogén moláris atomtömegéről beszélhetünk: M(H) = 1 g/mol.

7 Ha hidrogéngázról vagy hidrogénmolekulákról van szó, akkor a hidrogén moláris molekulatömegéről beszélünk: M(H 2 ) = 2 g/mol. Az elemek többsége nem képez molekulákat. A szilárd fémekben az atomok nem párosával kapcsolódnak össze. Magas hőmérsékleten elpárologtatva a fémgőzökben sincsenek jellemző számban összetapadt atomok. Molekuláról nemcsak az elemek esetében beszélhetünk. A vizsgálatok azt mutatják, hogy az atomok a hidrogén-klorid gázban, sőt a vízben is - az előzőekben kiszámított arányban - molekulákká összekapcsolódva fordulnak elő. Kémiai vegyületek Fctrl.php%2Funregistered%2Fcourses&c=42&node=a13&pbka=0&savebtn=1 A víz például olyan vegyület, amelynek molekuláit kétféle elem összesen három atomja alkotja. A relatív molekulatömeg (amelynek Mr a jele) kiszámítható a vegyületet alkotó elemek relatív atomtömege alapján, a víz esetében: Mr(H 2 O) = 2Ar(H) + Ar(O) = = 18. A víz moláris tömege: M(H 2 O) = 18 g/mol. A tömeg és az anyagmennyiség értékek átszámításánál továbbra is csak a moláris tömeget használhatjuk, hiszen annak van mértékegysége, az teremti meg a tömeg és az anyagmennyiség közti kapcsolatot. Hidrogénmolekulák

8 Hidrogén-klorid-molekulák Vízmolekulák A vegyületek egy része, például a NaCl és az Al 2 O 3 nem képez molekulákat. A moláris tömeg ezekben az esetekben is alkalmazható. Például 1 mol NaCl tömege megegyezik 1 mol Na-atom és 1 mol Cl-atomtömegének összegével, azaz 58,5 g-mal. A nátrium-klorid moláris tömege így: M(NaCl) = 58,5 g/mol. Miről nem beszél a képlet? HCl és NaCl összehasonlítása Ha megvizsgáljuk a hidrogénnek, illetve a nátriumnak a klórral alkotott vegyületét, akkor - annak ellenére, hogy képletük nagyon hasonló (HCl, NaCl) - rengeteg eltérést figyelhetünk meg tulajdonságaikban. Állítsunk elő hidrogén-klorid gázt! Gázfejlesztő készülékbe szórjunk konyhasót, a folyadéktartó tölcsérbe pedig öntsünk tömény kénsavat. A csap óvatos megnyitásával engedjük a kénsavat a konyhasóra. A fejlődő gázt pedig szájával felfelé tartott

9 gömblombikban fogjuk fel. (A kénsav hatására a nátrium-kloridban a nátrium hidrogénre "cserélődik ki". A gáz fejlődését a gázfejlesztő készülék lombikjának melegítésével segíthetjük elő.) A gömblombikot zárjuk le üvegcsővel ellátott, egyfuratú gumidugóval. HCl-gáz előállítása Mártsuk üvegkádban lévő vízbe a HCl-gázzal telt lombik üvegcsövét. Az üvegcsövet ujjunkkal zárjuk le a víz alatt, majd emeljük ki a lombikot. Juttassuk a csőben lévő vízcseppet a lombik gázterébe úgy, hogy közben az ujjunkkal zárva tartjuk a cső nyílását. Ezután mártsuk ismét a vízbe a lombik üvegcsövét, és vegyük el az ujjunkat a nyílásról. A víz nagy sebességgel, szökőkútszerűen betör a lombikba. A hidrogén-kloridoldódása közben a lombikban lévő gázmolekulák száma, ezzel a gáz nyomása is csökken. A nyomáscsökkenés miatt a külső levegő bepréseli a vizet a lombikba. Ezzel a kísérlettel igazoltuk a hidrogén-klorid kitűnő vízoldékonyságát. Szökőkútkísérlet

10 A hidrogén-kloridvizes oldata a sósav. A víz ebből a gázból saját térfogatának több százszorosát is képes feloldani, azonban a gázoldhatóságának is van határa. A telített sósav közönséges körülmények között - a körülmények pontos értékétől függően tömegszázalék hidrogén-kloridot tartalmaz. Az ipar általában 37 tömegszázalékos sósavat hoz forgalomba. Öntsünk két kémcsőbe vöröskáposzta levét, majd az egyikbe csöpögtessünk a sósavból, a másikba a konyhasóoldatból. Rögzítsük megfigyeléseinket! A konyhasóoldat hatására nem változik a káposztalé színe, a sósav hatására világosabb piros lesz. Öntsünk egy-egy kémcsőbe sósavat, illetve konyhasóoldatot. Mindkettőbe dobjunk egy-egy cinkdarabot. Rögzítsük megfigyeléseinket! A sósavban gázbuborékok képződnek a fém felületén, miközben a cink lassanként eltűnik ("feloldódik"). A konyhasóoldatban nincs változás. A sósav sok fémmel hidrogénfejlődés közben reagál. A folyamat során az adott fémkloridja keletkezik. Például: cink + hidrogén-klorid (oldatban) ---> cink-klorid (oldat) + hidrogén A hidrogén-klorid tömény vizes oldata erősen maró hatású. Bőrre kerülésekor azonnal bő vízzel le kell öblítenünk, mert különben fájdalmas bőrsérüléseket okozhat. A hidrogén-klorid sem kizárólag káros hatású anyag. Nagyon híg, körülbelül 0,1 tömeg %- os hidrogén-klorid-oldatot termel a gyomrunk. Ennek savassága nélkülözhetetlen a gyomor emésztőműködéséhez. A hidrogén-kloridot az ipar nagy mennyiségben használja fémek maratásához, különböző vegyületek, gyógyszerek előállításához. A nátrium-kloridot, azaz a konyhasót otthon a kezünkkel morzsoljuk a levesbe. Kezünknek semmi baja nem lesz tőle. A nátrium-klorid - kis mennyiségben - nélkülözhetetlen az egészséges táplálkozáshoz. Az emberi szervezetnek a vizelettel kiürülő nátrium-kloridot állandóan pótolnia kell. A nátrium-klorid nélkülözhetetlen a sejtek optimális működéséhez, ráadásul a nyál emésztő hatását is serkenti. A sok só azonban megterheli a szervezetet: először szomjúságot okoz, a sok vízivás után - amellyel visszaáll vérünk normális sóösszetétele - a rengeteg felesleges vizet (és sót) szívünknek és vesénknek kell eltávolítania. A nagy töménységű nátrium-klorid azért veszélyes, mert a sejtekből vizet von el, s ezzel a sejtek pusztulását is eredményezheti. A só vízszívó hatását a tartósítóipar használja fel. Az emberiség régóta tudja, hogy a húsokat besózással hosszú ideig tartósítani lehet. Ennek oka, hogy a csökkent víztartalmú húsban kevésbé indulnak meg a romlási folyamatok, mert a rothasztó baktériumok sem képesek megélni a tömény sóban. Sóval nemcsak húst, hanem különböző zöldségféléket is tartósítanak.

11 Nátrium-kloridot használnak télen az utak sózására is. A sós víz 0 C alatt fagy meg, és így sózás hatására a jég is megolvad (ha az nem túlságosan hideg, ugyanis -20 C alatt ez a módszer már semmiképpen sem alkalmazható). Az utak sózása ugyanakkor környezetkárosító. A talajba szívódó tömény sóoldat például a növények gyökerére gyakorol káros hatást, amit sok növény nem is bír ki. A vízszívó, szövetzsugorító hatáson alapul a cukor tartósító hatása is. A cukor a baktériumok, a penészgombák tápláléka. Ezért kell még külön tartósítani a különböző befőtteket. A nagy cukortartalmú lekvárokhoz viszont nincs szükség más tartósító szerre, mivel a tömény cukorszirup vízelvonó hatása révén elpusztítja a romlást okozó, mikroszkopikus méretű lényeket. Környezetvédelmi szempontok miatt ma sok országban konyhasó helyett a vizeletben is előforduló, így a környezetet kevésbé zavaró karbamidot használják az utak jégmentesítésére. A közismert műanyagok közül például a PVC környezetszennyező hatása éppen azon alapul, hogy hőbomlása során az egyik termék hidrogén-klorid gáz. Ezért nem lehet a PVC hulladékot egyszerű égetéssel megsemmisíteni. Az égés során a levegőbe kerülő hidrogénklorid gáz savas esőket, és ezzel jelentős természetkárosodást okozhat. A kötések kialakulása Azokban a vegyületekben alakulhat ki ionkötés, amelyekben az alkotóelemek elektronegativitásának különbsége nagy. A ΔEN = 2,0 általában a határérték. Kovalens kötés kialakítására csak akkor van mód, ha mindkét elem atomjának elég nagy az elektronegativitása, és a két atom között kicsi az elektronegativitásbeli különbség. Ez az oka, hogy kovalens kötésre leginkább a periódusos rendszer jobb felső sarkában lévő elemek képesek. Ezeknek vannak ugyanis a legnagyobb elektronegativitású és a legkisebb méretű atomjaik. Az ionkötés és a kovalens kötés is erős, elsőrendű kötés. Az ionos vegyületekben a kristályrácsot az ellentétes töltésű ionok vonzása, azaz az ionkötés tartja össze, ezért ezek magas olvadás- és forráspontú anyagok. Szobahőmérsékleten valamennyi ionvegyület szilárd halmazállapotú. Ionkötés 1. rész Fctrl.php%2Funregistered%2Fcourses&c=42&node=a23&pbka=0&savebtn=1

12 Ionkötés 2. rész Fctrl.php%2Funregistered%2Fcourses&c=42&node=a24&pbka=0&savebtn=1 Ionos és molekularácsos kloridok olvadáspontja A kovalens kötésű molekulák molekularácsba rendeződhetnek. Az erős kovalens kötés molekulán belül hat. A kristályt csupán gyenge, úgynevezett másodrendű kötések tartják össze, ezért a molekularácsos anyagok alacsony olvadás- és forráspontúak. Szobahőmérsékleten közülük sok gáz- vagy cseppfolyós halmazállapotú (pl. hidrogén-halogenidek, klór, bróm, szén-dioxid, víz, stb.). Csak a kifejezetten nagy molekulájúak (pl. a jód) szilárd halmazállapotúak 25 C-on, légköri nyomáson. A rácsot összetartó erő azonban az ilyen kristályokban sem erős. Erre utal a jód könnyű szublimálódása. Kötéstípusok Fctrl.php%2Funregistered%2Fcourses&c=42&node=a50&pbka=0&savebtn=1 A kén oxidjaiban (SO 2, SO 3 ) az oxigénvegyértékének figyelembevételével a kén négy, illetve hat vegyértékű. Ezt az eddigiek alapján nem tudjuk értelmezni. A harmadik vagy annál nagyobb sorszámú periódusba tartozó elemek atomjai nagyobb méretűek, tehát körülöttük a nemesgáz szerkezetnek megfelelő nyolc elektronnál több is elfér. Ezzel a nagyobb rendszámú nemesgázok vegyület molekuláinak létét és szerkezetét is értelmezni tudjuk.

13 Az egyes főcsoportokba tartozó elemek lehetséges kovalens vegyértéke különböző molekulákban: Az egyszeres kötés Az atomos állapot a természetben általában nem stabilis. Ez alól csak a zárt, stabilis elektronszerkezetű nemesgázok képeznek kivételt. Ha nagy elektronegativitású atomok ütköznek egymással, akkor atompályáik kölcsönhatásba lépnek. Ellentétes spinű, párosítatlan elektronjaik a két (vagy több) atommag vonzásterében új, ún. molekulapályákra kerülnek. A molekulapályák szimmetriája alapján megkülönböztetünk tengely szimmetrikus szigma- (σ-), illetve sík szimmetrikus pi- (π-) kötéseket. A molekulapályák kialakulása Szigma-kötés kialakulása

14 Pi-kötések Az atomtörzs elektronok a kovalens kötés létrejötte után is az adott atomhoz tartoznak. A szerkezeti képletben a vegyjellel így az atomtörzset jelöljük. A vegyértékelektronok közül az atomokat összekapcsoló kötéseket, az ún. kötőelektronpárokat az atomok közötti vonalakkal, a kötést nem létesítő, ún. nemkötő elektronpárokat a vegyjel körüli vonalak szimbolizálják A vegyértékkötés elmélet és a hibridizáció Fctrl.php%2Funregistered%2Fcourses&c=42&node=a53&pbka=0&savebtn=1 Kovalens vegyértéken értjük az egy atomhoz tartozó kötések számát. Az V.A. és a VI.A. csoport elemeinek vegyértéke Két atom között egynél több kötés is létrejöhet. A szénatomok között kettős és hármas kötés is kialakulhat. Az etén (C 2 H 4 ) molekulájában a szénatomok kettős kötéssel kapcsolódnak egymáshoz, a többi vegyértékelektron a hidrogénatomokkal hoz létre szigma-kötést: Az acetilén (C 2 H 2 ) molekulájában háromszoros kötés alakul, amelyet egy szigma- és két pikötés alkot:

15 A hármas kötésben a két pi-kötés merőleges egymásra. Kettős és hármas kötéssel magyarázzuk a nagy elektronegativitású, több párosítatlan elektronnal rendelkező atomok közti erős kötéseket is: Többszörös kötés Hármas kötés az acetilénmolekulában Többszörös kötés Kettős kötés az eténmolekulában Többszörös kötés

16 A molekulák alakja &pbk=%2fctrl.php%2funregistered%2fcourses&c=42&node=a52&pbka=0&savebtn=1 A vízmolekula térszerkezete Ha síkban ábrázoljuk a vízmolekula képletét, akkor azt elvileg kétféleképpen is megtehetjük. Vajon melyik igaz? Tulajdonképpen egyik sem. Az oxigénatomok körül a vegyértékhéj elektronjaiból ugyanúgy négy elektronpár alakul ki, mint a metán molekulája esetében. Csupán annyi a különbség, hogy ezek közül kettő kötéstlétesítő, kettő pedig nemkötő típusú elektronpár. Az elektronok - függetlenül attól, hogy létesítenek-e kötést vagy sem - negatív töltésük miatt taszítják egymást. Négy elektronpár mindig úgy helyezkedik el az atom körül, hogy a lehető legtávolabb legyen egymástól. A vízmolekulákban az oxigénatom körül torzult tetraéderes szerkezet alakul ki. A négy elektronpár így biztosan V alakban helyezkedik el. A V-alakú molekula y egyéb molekula térszerkezete A V-alakú vízmolekula Néhány egyéb molekula térszerkezete Az eddig megismert molekulaszerkezetek csak arra alkalmasak, hogy a periódusos rendszer adott csoportjába tartozó elemek mindegyikére jellemző vegyértéket megmagyarázzuk. A VI.A csoportba tartozó oxigénhez hasonlóan a kén is lehet két vegyértékű, s a képződő molekula (pl. a H 2 S) a vízhez hasonló térszerkezetű. Tanultunk arról, hogy a 3. periódustól kezdődően a VI. főcsoportelemeire 4, illetve 6 vegyérték is jellemző. Csak így magyarázhatjuk azt a tényt, hogy a kén az oxigénnel nem kén-monoxidot, hanem kén-dioxidot (SO 2 ), illetve kéntrioxidot (SO 3 ) alkot.

17 A 3. periódus elemeinek atomjai már elég nagyméretűek ahhoz, hogy körülöttük a nemesgáz-szerkezetre jellemző 8 elektronnál több elektronpár tartózkodjék, így az alapállapotban párt alkotó elektronok is létesíthessenek kovalens kötést. A kén-dioxid esetében mindez a következőképpen vezethető le: Ebben a molekulában a kénvegyértéke 4, és az atomtörzs körül nem az eddig megszokott 8, hanem 10 elektron tartózkodik. A molekula alakjának kialakulásában a kénatomhoz tartozó nemkötő elektronpár és az atomhoz kapcsolódó két oxigénatom is szerepet játszik. Ezek - taszításuk miatt - síkháromszöges elrendeződést alakítanak ki. Az atomok elrendeződése viszont V alakú. (A víznél nagyobb kötésszögű, szélesebbre nyíló V alak ez, hiszen csak egyetlen nemkötőelektronpár tartozik a kénatomhoz.) Az V.A csoport elemeinek 3 vegyértéke mellett a foszfor, az arzén és az antimon lehetséges 5 vegyértéke az atomtörzs körül lévő vegyérték-elektronpár megbontásával magyarázható. A VII.A csoportba tartozó elemek 1 vegyértéke mellett a 3 vegyérték-elektronpár fokozatos megbontásával magyarázhatjuk a 3, az 5, illetve a 7 vegyértéket. A nagyobb rendszámú nemesgázok is képesek kovalens kötés kialakítására. Ezeknél is a vegyértékhéj üres alhéjai adnak lehetőséget a 8 vegyértékelektron "párosítatlanná válására". A xenon például 2, 4, 6, sőt 8 vegyértékű is lehet. A téralkatot, vagyis az atommagok térbeli elrendeződését alapvetően meghatározó tényezők: a központi atomhoz kapcsolódó atomok száma, a központi atomhoz tartozó nemkötő elektronpárok száma. A molekula téralkatát alapvetően nem befolyásolják a pi-kötések, vagyis az, hogy két atom között egyszeres vagy többszörös kötés van-e. Egy-egy atomtörzshöz tartozó elektronpárok száma a molekulában: az 1. és a 2. periódusba tartozó atomok körül legfeljebb az adott periódus végén elhelyezkedő nemesgáz elektronszerkezete alakulhat ki (a hidrogén atomtörzse körül 2, a többi elem atomtörzse körül 8 elektron tartózkodhat), a 3. periódustól 8 elektronnál több is elfér az adott atomtörzs körül, ez az oka a változó vegyértéknek.

18 A molekulák térszerkezete A molekulában lévő központi atomokhoz kapcsolódó atomok (ún. ligandumok) térbeli elrendeződését a vonzó és taszító hatások alakítják ki. A téralkatot elsősorban a központi atomhoz tartozó kötő és nemkötő elektronpárok száma határozza meg. Az elektronpárok - taszításuk révén - arra törekednek, hogy a központi atom körül a lehető legtávolabbra kerüljenek egymástól. A kettős, illetve hármas kötésben a pi-kötéseket és a szigma-kötéseket ugyanazok az atomtörzsek vonzzák, így ezek a molekulában azonos irányban helyezkednek el. A molekulák téralkatát a ligandumok száma határozza meg. Mivel a ligandumok száma megegyezik a központi atomhoz tartozó szigma kötések számával, így csak ezek számát kell figyelembe venni a téralkat megállapításánál. Molekulák térszerkezete Amikor a központi atomhoz egyszeres és kettős kötés is kapcsolódik, a molekula térszerkezete torzulhat. A COCl 2 összegképletű vegyületben (foszgén) a központi atomhoz a két klóratom egyszeres, az oxigén kettős kötéssel kapcsolódik és síkháromszöges elrendeződés alakul ki. A kettős kötés két elektronpárja azonban erősebben taszítja az egyszeres kötéseket (más szóval nagyobb a térigényük), ezért a Cl-C-Cl kötésszög kisebb a szabályos 120 -nál.

19 A kettős kötés térigénye A központi atomhoz kapcsolódó nemkötő elektronpárok - a kötő elektronpárokhoz hasonlóan - taszítják egymást. Ezekre azonban csupán egy atommag vonzása hat, így nagyobb teret foglalnak el az atomtörzs körül, mint a kötő elektronpárok. Például a szabályos tetraéderes szerkezetből leszármaztatható térszerkezetek esetében a nemkötő elektronpárok számának növekedésével a kötésszög jelentős mértékben csökken. A metánmolekula térszerkezete

20 Az ammónia- és a vízmolekula térszerkezete A kovalens kötést két különböző adattal, a kötési energiával és a kötéstávolsággal jellemezhetjük. Kötésfelszakítási energiának nevezzük a molekulában a két atom közti kötés felszakítását kísérő moláris energiaváltozást. A kötés felszakításához energiát kell befektetni, tehát előjele pozitív. Kovalens kötéstávolság a molekulában a kötést létesítő két atommag közti távolság. Kötési energián a kötésfelszakítási energiával ellentétes irányú változást értjük. Ez jobban összhangban áll azzal a szemlélettel, hogy az energiaminimum-elv alapján a kötött állapotú testeket, illetve részecskéket egy energiagödör mélyén képzeljük el. A szabad állapotú atomokból tehát energia-felszabadulással jön létre a kovalens kötéssel összekapcsolt molekula, így a rendszer energiatartalma csökken.

21 A szén-monoxid molekulában kettős kötés helyett háromszoros kötés alakul ki. Ennek a kötésnek a kialakításában a szénatom csak két párosítatlan elektronnal vesz részt, az oxigén viszont az egyik nemkötő elektronpárjával is. Az olyan kovalens kötést, amelyben a kötést létesítő egyik atomtól származik mindkét elektron, datív kötésnek nevezzük. Electronegativitás és polaritás Fctrl.php%2Funregistered%2Fcourses&c=42&node=a51&pbka=0&savebtn=1 Poláris a kötés, ha a kötő elektronpár a kötést létesítő atomok körül eltérő mértékben fordul elő, így töltésmegoszlás alakul ki. Apoláris kötés esetében a kötést létesítő atomok magja egyenlő mértékben vonzza az elektronpárt, így nem alakul ki töltésmegoszlás. A kötés polaritását és annak mértékét is az atomok egymáshoz viszonyított elektronegativitása szabja meg. A polaritást vektorral ábrázolhatjuk, a negatív pólus a nagyobb elektronegativitású atomnál van:

22 A molekula térszerkezete a molekula polaritása szempontjából is igen fontos tényező. A molekula polaritása pedig jelentősen befolyásolja az anyagok fizikai és kémiai tulajdonságait. A molekulák polaritását a kötések polaritása alapján állapíthatjuk meg. Ha a kötések apolárisak, vagy ha a polaritásvektorok kioltják egymást, akkor a molekula apoláris. Ha a polaritásvektorok nem oltják ki egymást, a molekula dipólusos. A molekulák polaritását a kötések polaritásvektorainak eredője alapján állapíthatjuk meg Vajon minden poláris kötésű molekula dipólusos is egyben? Vizsgáljuk meg a - korábbi kísérleteinkben már használt - szén-tetrakloridot. A vegyületben a C-Cl kötések polárisak. Az elektronegativitásbeli különbség az előzőeknél kisebb, vagyis a kötés gyengébben poláris (rövidebb a polaritásvektor). Tudjuk, hogy a szén-tetraklorid-molekulában a szénatomhoz négy kötő elektronpár tartozik, amelyek tengelye egy gondolatbeli tetraéder négy csúcsa felé mutat. Ha a kötéstengelyeket a polaritásvektorokkal helyettesítjük, a négy vektor kioltja egymás hatását, így a molekula apoláris. A metán és a hozzá hasonló, tetraéderes kötéselrendeződésű szénatomokat tartalmazó szénhidrogének, így például a benzin komponensei is valamennyien apoláris molekulájú vegyületek.

23 A szénatom körüli kötő elektronpárok térbeli elrendeződése A szénatomban lévő kötések polaritásvektorai Ha egy kiskocsit - két ellentétes oldalán - két ember egyforma erővel húz, vagy egy asztalt három ember három oldalról (szimmetrikusan) egyforma erővel nyom, a tárgyak nem mozdulnak el, mivel az erők eredője 0. Ugyanígy lesz 0 az eredője a tetraéderesen elhelyezkedő négy egyforma polaritásvektornak.

24 A polaritásvektorok szemléltetése Három azonos nagyságú és erősségű polaritásvektort szemléltető karikatúra A vízmolekula két kovalens kötést tartalmaz. Ennél a vegyületnél azonban a két polaritásvektor nem oltja ki egymást, tehát a molekula dipólusos.

25 A kötő és nemkötő elektronpárok nemkötő vízmolekulában A kötések polaritásvektorai és azok eredője a vízmolekulában A molekula - apoláris, ha: azonos atomokból áll (elemek), különböző atomokból áll, de a kötéspolaritások kioltják egymást (szimmetrikus kötéselrendeződés), - dipólusos, ha a kötések polárisak és a polaritásvektorok nem oltják ki egymást: ha a molekula központi atomjához nemkötő elektronpár is kapcsolódik ha a molekulában a központi atomhoz különböző ligandumok kapcsolódnak.

26 Fogalmak - kovalens kötés - többszörös kovalens kötés, szigma és pí-kötés /б, Π/ - kötéstávolság, kötési energia - központi atom - kötésszög - kötéspolaritás és jelölése 2. Anyagi halmazok. Másodrendű kötések. Halmazállapotok jellemzése. A szilárd anyagok csoportosítása, jellemzése, kötéstípusai. /Kémia I o. / Az anyagi halmazok tulajdonságai, a kémiai kötések Az anyagi halmazok fizikai és kémiai tulajdonságait a halmazt alkotó részecskék tulajdonságai és a részecskék közti kölcsönhatások együttesen határozzák meg. A halmazokban a fizikai és kémiai tulajdonságokat befolyásoló kölcsönhatásokat kötésnek nevezzük. A kötések közül az ún. elsőrendű kémiai kötések az erősebbek, 1 mol anyagmennyiségű anyag esetében több száz, esetleg több ezer kj energia befektetésével lehet ezeket felszakítani. Ilyen elsőrendű kötés az eddig tárgyalt kovalens kötés, valamint az ion- és a fémeskötés. A másodrendű kötések jóval gyengébbek, átmenetet képeznek a fizikai kölcsönhatások felé: az 1 mol anyagmennyiségű anyagban működő ilyen típusú kötést sokszor néhány kj energia közlésével meg lehet szüntetni. Másodrendű kötések működnek a molekulák között, elsősorban folyadék és szilárd halmazállapotban. Az intermolekuláris erők %2Fctrl.php%2Funregistered%2Fcourses&c=42&node=a57&pbka=0&savebtn=1

27 A víz tulajdonságai Közönséges körülmények között (szobahőmérsékleten és légköri nyomáson) a víz színtelen, szagtalan, íztelen folyadék. Sűrűsége a hőmérséklettől függően 1 g/cm 3 körüli érték. Légköri nyomáson mért olvadáspontja és forráspontja a Celsius hőmérsékleti skála 0 és 100-as pontja, vagyis olvadáspontja 0 C, forráspontja 100 C. Vizsgáljuk meg a víz és az oxigénnel szomszédos elemek hidrogénvegyületeinek halmazállapotát 25 C-on és légköri nyomáson! Meglepő eredményre jutunk. A víznek nemcsak az olvadás- és forráspontjáról állapíthatunk meg különlegességeket. A víz olvadás- és forráspontja - moláris tömegéhez viszonyítva - szokatlanul magas, ezért közönséges körülmények között folyékony halmazállapotú. A jég sűrűsége kisebb, mint a vízé, így az olvadása térfogatcsökkenéssel jár. A víz sűrűsége a hőmérséklet emelésével - más anyagokétól eltérően - 0 C és 4 C között nő. A víz kitűnő oldószer. A molekulavegyületek egy részét, de az ionvegyületeket is jól oldja. A forrásvizek, a különböző ásványvizek kellemes ízét a vízben oldott gázok (szén-dioxid) és ásványi anyagok (különböző sók) adják. A desztillált víz íztelen, élvezhetetlen. A víz sűrűsége sajátosan változik: T ( C) 0 (jég) 0 (víz) (víz) 100 (vízgőz) Ρ (g/cm 3 ) 0,9200 0,9999 1,0000 0,9997 0,9982 0,9970 0,9584 0,0006 A vízmolekula V-alakú, benne az oxigénatomhoz két szigma-kötés és két nemkötőelektronpár tartozik. Az élővilág szempontjából is nagy jelentőségű, hogy a jég kisebb sűrűségű a víznél, illetve hogy

28 nem a 0 C-os víz sűrűsége a legnagyobb. Télen, amikor a víz lehűl, a 4 C-nál hidegebb víz felemelkedik, és a tavak, folyók felszínén gyűlik össze. Itt, azaz a felszínen indul meg a fagyás, miközben a természetes vizek alján, a legnagyobb sűrűségű 4 C-os vízben áttelelhetnek a vízi élőlények. A halak tehát csak akkor kerülnek életveszélybe, ha olyan kemény és tartós hideg áll be, hogy a tó fenékig befagy. Ez nem következhet be könnyen, hiszen a vastag jégréteg hőszigetelőként működik a levegő és a tófenék között. Jégkocka egy pohár vízben Jéghegyek a tengeren

29 A diszperziós kötés és a dipólus-dipólus kölcsönhatás és dipólus-dipólus kölcsönhatás A "hasonló hasonlót old" elv a polaritás fogalmának ismeretében a következőképpen fogalmazható meg: apoláris molekulájú oldószerekben (pl. benzinben vagy szén-tetrakloridban) az apoláris molekulájú anyagok (pl. olyan elemek, mint a jód, a klór, a kén) oldódnak jól, az apoláris molekulájú oldószerek egymással is jól elegyednek, dipólus molekulájú oldószerekben (pl. vízben) a dipólus molekulájú vagy az ionkötésű vegyületek oldódnak jól, az atomrácsos kristályok szerkezetéhez sem az apoláris, sem a dipólusos oldószerek nem hasonlítanak, ezért ezeknek nincs oldószerük. A halogénelemekkel kapcsolatban megállapítható, hogy minél nagyobb a moláris tömegük, annál magasabb az olvadás- és forráspontjuk. Ezzel összhangban van, hogy a kén olvadáspontja sokkal magasabb, mint az oxigéné, hiszen a kén molekulája nyolcatomos. Az elemek moláris tömege és olvadás- illetve forráspontja közötti kapcsolat A vizsgált apoláris molekulájú anyagok kristályrácsát nagyon gyenge kölcsönhatások tartják össze, amelyeket a molekulák hőmozgása már alacsony hőmérsékleten képes legyőzni. Ha ilyen dipólusos állapotban kerülnek közel egymáshoz a molekulák, stabilizálhatják egymás polaritását, és - nem túl magas hőmérsékleten - kristályrácsba rendeződhetnek. A kölcsönhatás a molekulát alkotó elemi részecskék mozgásán alapul. Az atommagok rezgése következtében előállhat olyan állapot, hogy nagyon rövid ideig egy apoláris molekula is dipólusossá válik. Ennek lehetősége annál nagyobb, minél nagyobb a molekula, mint például a fluor és a klór esetében.

30 Vizsgáljuk meg a hidrogén-klorid és a fluorolvadás- és forráspontját! E két, közel azonos moláris tömegű anyagnak jelentős mértékben különbözik e két fizikai adata. A hidrogén-kloridmoláris tömege még kisebb is, mint a fluormolekuláé, mégis több mint 100 Ckal magasabb az olvadás- és a forráspontja is. A dipólusmolekulák között - a diszperziós kölcsönhatás mellett - erősebb,ún. dipólus-dipólus kölcsönhatás is létrejöhet. Azonos moláris tömegesetén a dipólusmolekulájú anyagok olvadás- és forráspontja magasabb, mint az apoláris molekulájú anyagoké. Ez a magyarázata, hogy a dipólusmolekulá jú hidrogénklorid olvadás- és forráspontja magasabb, mint a fluoré. A hasonló szerkezetű, de növekvő moláris tömegű dipólusmolekuláknál már ismét a diszperziós kötések erősödésével magyarázhatjuk az olvadáspont növekedését: Vizsgáljuk meg a nemfémek néhány hidrogénvegyületének forráspontját az alábbi táblázat alapján! Az ammónia, a víz, a hidrogén-fluorid szokatlanul magas forráspontja nem magyarázható

31 egyszerűen a dipólusosságukkal. Ennek alapján azt várhatnánk, hogy a hidrogén-klorid forráspontja magasabb, mint a hidrogén-bromidé. A három "különc" vegyület közül ráadásul a hidrogén-fluorid a legerősebben dipólusos, így ennek kellene a legmagasabb forráspontúnak lennie. CH4 NH3 H2O HF -162 C -33 C 100 C 20 C SiH4 PH3 H2S HCl -112 C -87 C -62 C -84 C SnH4 AsH3 H2Se HBr -52 C -55 C -42 C -67 C A hidrogénkötés Az eltérő viselkedésnek az az oka, hogy e három vegyületben egy újabb, az előzőeknél sokkal erősebb másodrendű kölcsönhatás is kialakul. Ez a kötéstípuscsak olyan molekulák között jöhet létre, amelyekben hidrogénatom is kapcsolódik a nitrogén-, az oxigén- vagy a fluoratomhoz, ezért hidrogénkötésnek nevezzük. A nitrogén, az oxigén és a fluor a periódusos rendszer három legnagyobb elektronegativitású és ugyanakkor kis méretű atomokból álló eleme. Amikor hidrogénatommal létesítenek kapcsolatot, nagy elektronegativitásuk révén erősen poláris kötések alakulnak ki, amelyekben az elektronpár nagyrészt a hidrogénatom magjától távol tartózkodik. Erősen poláros kötés a hidrogén-fluoridban

32 A hidrogénatomról tudjuk, hogy mindössze egy protonból és egy elektronból áll. Kovalens kötés létesítésekor ez az egyetlen elektron vesz részt a kovalens kötés kialakításában. A proton a többi kationhoz képest igen pici, ezért a pozitív töltés sokkal erőteljesebben érvényesül, mint amikor ugyanekkora töltés egy jóval nagyobb méretű kation felületén oszlik szét. Ezáltal a proton a környezetében lévő más molekulák nemkötő elektronpárjaira is vonzó hatást gyakorolhat. Ilyen módon erős másodlagos kötések - hidrogénkötések - alakulhatnak ki. Hidrogénkötés kialakulása hidrogén-fluorid molekulák között A folyékony hidrogén-fluoridban ezért gyakran fordulnak elő kettesével (H 2 F 2 ) vagy négyesével (H 4 F 4 ) összekapcsolódott molekulák. Ezek a kötések olyan erősek, hogy a forráspont közelében, még a hidrogén-fluorid gőzében is előfordulnak H 2 F 2 molekulák. A vízmolekulák még ennél is szabályosabb rendszert alakíthatnak ki. Egy vízmolekula két hidrogénatomja egy-egy másik vízmolekulával, az oxigénatomjának két nemkötő elektronpárja két másik vízmolekula hidrogénatomjával létesíthet hidrogénkötést.

33 Hidrogénkötések a jégkristályban A jégnek a gyémántra emlékeztető kristályrácsa van. Egy oxigénatom két hidrogénatommal kovalens kötést, két másik hidrogénatommal pedig hidrogénkötést létesít. Ez utóbbiak jóval távolabb vannak, és az így kialakuló hidrogénkötés erőssége mintegy tizede a kovalens kötésnek. Ez az oka, hogy a víz a gyémántnál jóval alacsonyabb olvadáspontú. Ugyanakkor a diszperziós, illetve dipólus-dipólus kölcsönhatásnál jóval erősebb hidrogénkötések miatt az olvadáspont jóval magasabb, mint amire ilyen kis moláris tömeg, illetve ilyen mértékű polaritás esetében számíthatnánk. Hidrogénkötésekkel magyarázhatjuk a víz sűrűségének sajátos változását is. Olvadáskor a korábban rácsba rendeződött molekulák általában eltávolodnak egymástól, nő a térfogat, így csökken a sűrűség. A jég olvadásakor a szabályos, hidrogénkötésekkel "kipányvázott" tetraéderes szerkezet megbomlik. A hidrogénkötések egy részének felszakadásával azonban a távolban rögzített molekulák közelebb kerülnek egymáshoz, így csökken a térfogat és nő a sűrűség. További melegítéssel a molekulák egyre gyorsabban mozognak, a mozgásuk térigénye megnő, így távolabbra kerülnek egymástól. A hidrogénkötések felszakadásából adódó zsugorodás és a melegedésből következő tágulás 4 C-on egyenlítődik ki, ekkor legnagyobb a sűrűség. Egy anyag hidrogénkötésre való hajlama jelentősen növeli az anyag vízoldhatóságát is. Azok az anyagok (pl. alkohol és cukor) oldódnak jól vízben, amelyek a víz hidrogénkötés-rendszerébe könnyen beilleszkedhetnek. Az intermolekuláris erők Fctrl.php%2Funregistered%2Fcourses&c=42&node=a57&pbka=0&savebtn=1

34 Az anyagi halmazok Az anyagok alapvető tulajdonságai Fctrl.php%2Funregistered%2Fcourses&c=42&node=a2&pbka=0&savebtn=1 A gázok Fctrl.php%2Funregistered%2Fcourses&c=42&node=a3&pbka=0&savebtn=1 Gáztörvények 1. rész Fctrl.php%2Funregistered%2Fcourses&c=42&node=a9&pbka=0&savebtn=1 Gáztörvények 1. rész Fctrl.php%2Funregistered%2Fcourses&c=42&node=a10&pbka=0&savebtn=1 A gáz- és folyadék elegyek, valamint az oldatok összetételét megadhatjuk tömeg-, és anyagmennyiség-százalékban, illetve -törtben. A gáz- és folyadék elegyek esetében a térfogatszázalékot is használjuk. A gázok A gázok sajátságai A gázokban az egymástól igen távol lévő részecskék ütközésükkor csak egy-egy pillanatra kerülnek kölcsönhatásba. Ez általában elhanyagolható a "magányosan" eltöltött időhöz viszonyítva. Közönséges körülmények között a gázokrészecskéinek (molekuláinak), illetve a nemesgázatomok térfogata az általuk kitöltött térhez képest elhanyagolható (pontszerűek). Az ilyen, pontszerű, egymással gyakorlatilag kölcsönhatásban nem lévő részecskéket tartalmazó ún. ideális gázokra érvényes Avogadro-törvénye. Avogadro törvénye kimondja, hogy azonos anyagmennyiségű gázok azonos hőmérsékleten és nyomáson (anyagi minőségtől függetlenül) egyenlő térfogatot töltenek ki. Gáztörvények Fctrl.php%2Funregistered%2Fcourses&c=42&node=a56&pbka=0&savebtn=1

35 Avogadro törvényéből következik, hogy bármely gáz 1 móljának térfogata standard nyomáson és 25 C-on ugyanakkora: a mérések szerint körülbelül 24,5 dm 3. Ettől eltérő, de anyagi minőségtől függetlenül ugyancsak azonos térfogatot töltenek ki a gázok 0 C-on és standard nyomáson: 1 mol anyagmennyiségű "normál állapotú" gáz térfogata 22,41 dm 3. A gázok térfogata és anyagmennyisége közötti egyenes arányosságot leíró állandó a moláris térfogat (V m ): amely anyagi minőségtől független, viszont adott hőmérsékletre és nyomásra vonatkozik: Moláris térfogat Meghatározhatjuk a gázok egymáshoz viszonyított sűrűségét is. Azonos hőmérsékleten és nyomáson a gázok relatív sűrűsége: megegyezik a moláris tömegeik hányadosával. Relatív sűrűség folyadékok és a szilárd anyagok jellemzői

36 Folyadékok Fctrl.php%2Funregistered%2Fcourses&c=42&node=a4&pbka=0&savebtn=1 Diffúzió és oldódás Fctrl.php%2Funregistered%2Fcourses&c=42&node=a8&pbka=0&savebtn=1 A folyadékok A folyadékok részecskéi egymáson elgördülhetnek, ezért alakjuk nem állandó. Különböző erősségű kölcsönhatásaik befolyásolják a folyadék belső súrlódását, viszkozitását. A felszínen lévő részecskékre a folyadék belsejéből ható vonzóerő nagysága határozza meg a folyadék felületi feszültségét. A szilárd anyagok A szilárd anyagok részecskéi többnyire szabályos kristályba rendeződnek, annak képzeletbeli rácspontjain rezegnek. A kristály felépítését az ún. elemi cellával jellemezhetjük. Ez a kristály legkisebb olyan részletét modellezi, amelyet a tér három irányában eltolva megkaphatjuk az egész kristályt. A kristály másik jellemző adata a koordinációs szám, amely a rács térkitöltésének mértékére utal. A koordinációs szám a kristályban lévő részecske legközelebbi szomszédainak számát jelenti. Minél nagyobb ez a szám, annál szorosabb illeszkedésű kristályrácsról van szó (az érték általában 4 és 12 között mozog). A kristályban a részecskéket összetartó erők nagyságát a rácsenergiával jellemezhetjük, amely a kristály szabad részecskékből való képződését követő moláris energiaváltozás. Mértékegysége kj/mol, előjele - mivel mindig felszabaduló energia - negatív. Az amorf szilárd anyagoknak nincs éles olvadáspontjuk, fokozatosan lágyulnak, mert bennük a részecskék nem rendeződnek szabályos rácsba. A forráspont az a hőmérséklet, amelyen a részecskék elegendő energiával rendelkeznek ahhoz, hogy a folyadék összes részecskéi leküzdjék a köztük működő vonzóerőt és elhagyják a folyadékfázist. Az olvadáspont pedig az a hőmérséklet, amelyen a részecskék elegendő energiával rezegnek ahhoz, hogy a teljes kristály összeomoljon. A különböző anyagok adott nyomáson mért forráspontjának, illetve olvadáspontjának összehasonlításával következtethetünk a folyadékban működő kémiai kötések erősségére.

37 Szilárd anyagok Fctrl.php%2Funregistered%2Fcourses&c=42&node=a5&pbka=0&savebtn=1 Az ionrácsos anyagok jellemzői Az ionrácsos anyagok kristályrácsában a rácspontokon ellentétes töltésű ionok vannak. Az ionvegyületek kristályában a koordinációs szám 6, illetve 8, tehát a molekula- és atomrácsos anyagoknál szorosabb illeszkedésűek a kristályaik. Az ionrácsos anyagokban a rácsösszetartó erő az ellentétes töltésű ionok között működő erős elektrosztatikus vonzás, amelyet ionkötésnek nevezünk. Az ionkötés erősségére a rácsenergia értékéből következtethetünk. A rácsenergiát meghatározza az ionok mérete, azok töltése és az ionrács típusa (koordinációs szám). NaCl típusú ionrács (koordinációs szám: 6) A NaCl-típusú rács elemi cellája modellen A CsCl-típusú rács elemi cella modellen CsCl típusú ionrács (koordinációs szám: 8) Az erős elsőrendű kötések miatt az ionvegyületek magas olvadáspontúak, közönséges körülmények között valamennyi képviselőjük szilárd halmazállapotú.

38 Az ionrács és a molekularács Miért nem vezeti az áramot a szilárd nátrium-klorid? Ha ellentétes töltéssel rendelkező részecskék építenek fel egy anyagot, és az mégsem vezeti az áramot, az csak úgy képzelhető el, ha az elektromosan töltött részecskék nem mozdulhatnak el. A nátrium-klorid szilárd halmazállapotban ún. ionkristályt alkot. A konyhasó kristályában egy képzeletbeli térháló pontjain (az ún. rácspontokon) helyezkednek el a nátrium- és a kloridionok. Töltéseiknek megfelelően a nátriumionoknak csak kloridionok, a kloridionoknak pedig csak nátriumion lehet a szomszédjuk. Ez a konyhasóban látható módon alakul ki. Egy nátriumion körül közvetlenül 6 kloridion, minden kloridion körül 6 nátriumion helyezkedik el. Az ionok szabad mozgását a szomszédos ionok gátolják. Ezért a kristályban legfeljebb rezgőmozgást végezhetnek mindaddig, amíg - megfelelő hőmérsékletre melegítve - az egyre erőteljesebb rezgés következtében össze nem omlik a kristályrács. Ekkor beszélünk a kristály megolvadásáról. A kősó kristályrácsának modellje alapján azt is láthatjuk, hogy a NaCl képlete - szemben a HCl-éval - nem mutatja meg, hogy egy nátriumion hány kloridionnal áll kapcsolatban. A nátrium-klorid kristályrácsában a gömbszerű ionok vonzása minden irányban egyforma mértékben hat, így a környező összes szomszédjára egyforma - ráadásul jó erős - vonzást gyakorol. A konyhasó kristályrácsa Az erősen lehűtött, szilárd HCl kristályrácsában minden hidrogénatom csak egy klóratommal van szoros kapcsolatban. Az ilyen rácsot éppen ezért molekularácsnak nevezzük. A HCl molekulái csak nagyon gyenge kölcsönhatásban vannak egymással, ezért olyan alacsony az olvadáspontja. Az ionrácsos anyagok szilárd állapotban nem vezetik az elektromos áramot, mert az ionok helyhez kötöttek, olvadékuk vagy vizes oldatuk viszont jó vezető (erős elektrolitok). Apoláris oldószerben általában nem vagy alig oldódnak, dipólusos oldószerben, különösen vízben jól oldódnak. tmenet a kötéstípusok között

39 A kötéstípusok közti átmenetre több példa is van az elemeknél. A gyémánt tipikus atomrácsa mellett a szénatomok rétegrácsos szerkezetet is felvehetnek. A grafitban egy-egy sík atomrácsos szerkezetű, a szénatomok azonban egyik vegyértékelektronjuk révén a síkok között delokalizált elektronrendszert képeznek. A grafit - a gyémánttal szemben - szürkés színű, puha, és vezeti az elektromos áramot. A szén harmadik módosulatának számító fullerének molekularácsos anyagok. A rácstípus bizonyítéka, hogy a fullerén kitűnően oldódik apoláris oldószerekben. A grafit rácsának egy részlete A gyémántrács egy részlete

40 Egy fullerénmolekula Molekularácsos és atomrácsos anyagok Fctrl.php%2Funregistered%2Fcourses&c=42&node=a27&pbka=0&savebtn=1 A fehérfoszfor a foszfor jellegzetes, molekularácsos módosulata sárgásfehér színű, apoláris oldószerekben oldódó, négyatomos molekulákat tartalmazó anyag. A vörösfoszforban a tetraéderek egymással összekapcsolódva hosszú láncokat hoznak létre. Ez a magasabb gyulladási hőmérsékletű, gyakorlatilag oldhatatlan anyag már inkább az atomrácsos anyagokhoz hasonlít. Létezik feketefoszfor is, amely félvezető sajátságú, az atomrács és a fémrács sajátságait viseli magán. A vörösfoszfor polimer láncának részlete A fehérfoszfor molekulája

41 A feketefoszfor jellemző rácsszerkezete Az allotrópia Fctrl.php%2Funregistered%2Fcourses&c=42&node=a28&pbka=0&savebtn=1 Atomrácsos kristályt képeznek a periódusos rendszer középső oszlopaiban elhelyezkedő, viszonylag nagy elektronegativitású elemek (B, C, Si, Ge). E rácstípus tipikus képviselője a gyémánt. A rácspontokon lévő atomtörzseket erős, elsőrendű kovalens kötések tartják össze. A fémes kötés Fctrl.php%2Funregistered%2Fcourses&c=42&node=a29&pbka=0&savebtn=1 A fémrácsos anyagok általában szürkés színűek, csillogó felületűek. Jó elektromos és hővezető készségükből arra következtethetünk, hogy bennük viszonylag könnyen elmozduló, delokalizált elektronok vannak. A rács delokalizált elektronfelhője az atomok vegyértékelektronjaiból, illetve azok egy részéből jön létre. Ez az ún. fémeskötés, amelynek feltétele a kis elektronegativitás. A fémrácsos anyagok térkitöltése nagy. Három különböző elrendeződésű rács a legjellemzőbb a fémekre. A tércentrált kockarácsban a koordinációs szám 8, a legszorosabb illeszkedésű lapcentrált kockarácsban és hexagonális rácsban pedig 12. A fémrácsos anyagok általában szürkés színűek, csillogó felületűek. Jó elektromos és hővezető készségükből arra következtethetünk, hogy bennük viszonylag könnyen elmozduló, delokalizált elektronok vannak. A rács delokalizált elektronfelhője az atomok vegyértékelektronjaiból, illetve azok egy részéből jön létre. Ez az ún. fémes kötés, amelynek feltétele a kis elektronegativitás.

42 A fémrácsos anyagok térkitöltése nagy. Három különböző elrendeződésű rács a legjellemzőbb a fémekre. A tércentrált kockarácsban a koordinációs szám 8, a legszorosabb illeszkedésű lapcentrált kockarácsban és hexagonális rácsban pedig 12. A fémrácsos anyagok általában szürkés színűek, csillogó felületűek. Jó elektromos és hővezető készségükből arra következtethetünk, hogy bennük viszonylag könnyen elmozduló, delokalizált elektronok vannak. A rács delokalizált elektronfelhője az atomok vegyértékelektronjaiból, illetve azok egy részéből jön létre. Ez az ún. fémeskötés, amelynek feltétele a kis elektronegativitás. A fémrácsos anyagok térkitöltése nagy. Három különböző elrendeződésű rács a legjellemzőbb a fémekre. A tércentrált kockarácsban a koordinációs szám 8, a legszorosabb illeszkedésű lapcentrált kockarácsban és hexagonális rácsban pedig 12. A rácstípus jelentősen befolyásolja a fémek megmunkálhatóságát. A fémes kötés elsőrendű, erős kölcsönhatás, ezért közönséges körülmények között a fémek kevés kivételtől (pl. higany, gallium, cézium) eltekintve szilárd anyagok. Olvadáspontjuk azonban igen változatos, amelyet a rácstípus is befolyásol. Az alkálifémek olvadáspontja viszonylag alacsony. Kísérleti tapasztalatainkból is következtethetünk erre, hiszen vízzel való reakciójukkor a víz tetején lévő fém a reakcióhőtől megolvadt. A legmagasabb olvadáspontú d-mezőbeli fémeknél a telítetlen d-pályák elektronjai alkotnak erős kötéseket. Az olvadáspontot a fémeknél az atomsugár és a rácstípus mellett az alapállapotú atomok párosítatlan, illetve a delokalizációban részt vevő elektronjainak száma is befolyásolja. A d- mező egyes fémeinek igen magas olvadáspontját az alsóbb, nem telített alhéjak kölcsönhatásai révén kialakuló erős kötések okozzák. Hexagonális rács

43 Tércentrált kockarács Ötvözetek Fctrl.php%2Funregistered%2Fcourses&c=42&node=a30&pbka=0&savebtn=1 A molekularácsos kristályokban a rácspontokon molekulák vannak, amelyeket a molekulák közti másodrendű kötések tartanak össze. Ezek általában gyenge kölcsönhatások, így a molekularácsos anyagok olvadás- és forráspontja alacsony. Közülük sok csak igen alacsony hőmérsékleten rendeződik kristályba: a közönséges körülmények között gáz-halmazállapotú és folyékony anyagok. A molekularácsra jellemező koordinációs szám kicsi. A benne működő másodrendű kölcsönhatások közül valamennyi kristályban előfordul a diszperziós kölcsönhatás. Ezt az apoláris molekulákból álló halmazokban vizsgálhatjuk jól, mivel ezekben más rácsösszetartó erő nem fordul elő. A diszperziós kölcsönhatás a molekulatömegtől függő gyenge kölcsönhatás. A dipólusos molekulák között dipólus-dipólus kölcsönhatás is kialakul. Ennek létét az bizonyítja, hogy az azonos moláris tömegű apoláris, illetve dipólusos molekulákból álló anyagok forráspontja eltér. A hidrogéntartalmú vegyületek között egyes esetekben kiugróan magas olvadás-, illetve forráspontot figyelhetünk meg.

44 Hidrogéntartalmú szervetlen vegyületek forráspontja A hidrogénkötés kialakulásának egyik feltétele, hogy a molekulában a hidrogén egy nagy elektronegativitású (nitrogén, oxigén vagy fluor) atomhoz kapcsolódjék. Ez az elektronban elszegényedett hidrogén képes egy másik nitrogén-, oxigén- vagy fluoratom nemkötő elektronpárjával a szokásosnál erősebb kapcsolatot létesíteni. A hidrogénkötés erőssége a többi másodrendű kötés (amelyeket összefoglalóan Van der Waals kötéseknek is neveznek) és az első rendű kötés közé esik. A hidrogénkötés kialakítására képes anyagok moláris tömegükhöz viszonyítva magasabb olvadáspontúak. Oldhatósági sajátságaik is jelentősen eltérnek: elsősorban a vízben való oldhatóságot növeli meg a hidrogénkötésre való hajlam. A hidrogénkötések növelhetik a folyadékok viszkozitását is (pl. glicerin, glikol). A hidrogénkötésnek köszönhető a földi életet adó víz cseppfolyós halmazállapota. Kis molekulatömegű víz olvadás- és forráspontja a hidrogénkötések hiányában jóval alacsonyabb lenne. Az élő rendszerek működése nem lenne lehetséges az oldószerként, szállító és reakcióközegként funkcionáló víz hiányában. A Földről szinte teljesen hiányozna a cseppfolyós halmazállapot, hiszen néhány fém kivételével nincs más szervetlen anyag a természetben, amelynek - a közönséges körülmények között - az olvadás- és forráspontja ezt lehetővé tenné. Hidrogénkötés nélkül a szerves vegyületek kémiája is egészen más lenne.

45 A hidrogénkötés Állapotváltozások A víz a Föld fontos cseppfolyós vegyülete Fctrl.php%2Funregistered%2Fcourses&c=42&node=a6&pbka=0&savebtn=1 Melegítéssel és hűtéssel járó fizikai változások Fctrl.php%2Funregistered%2Fcourses&c=42&node=a7&pbka=0&savebtn=1 Halmazállapotok Fctrl.php%2Funregistered%2Fcourses&c=42&node=a54&pbka=0&savebtn=1 Fázisátalakulások Fctrl.php%2Funregistered%2Fcourses&c=42&node=a55&pbka=0&savebtn=1 A szilárd anyagok szerkezete Fctrl.php%2Funregistered%2Fcourses&c=42&node=a58&pbka=0&savebtn=1

46 Fogalmak, törvények - anyagi halmaz - másodrendű kötések : dipólus-dipólus kölcsönhatás -diszperziós kötés (van der Waals) -hidrogénkötés - Avogadro tétele - Standard állapot, normál állapot moláris térfogat - Egyesített gáztörvény - Amorf és kristályos anyagok - Rácsenergia - Koordinációs szám - Atomrács, ionrács, fémrács, molekularács - Szublimáció

47 3. Az oldatok összetétele. Az oldódás folyamata, sebessége, egyensúlya, hőmérsékletfüggése. A kémiai folyamatok hőváltozása : reakcióhő, képződéshő. A reakciók feltételei, sebessége, a kémiai egyensúly és eltolódása. /Kémia I o. / Elegyek Fctrl.php%2Funregistered%2Fcourses&c=42&node=a14&pbka=0&savebtn=1 Az elegyek komponensei egymással bármilyen arányban homogén rendszert képezhetnek. Az oldatokban az oldódó anyag oldódása nem korlátlan, ennek mértékét az oldhatósággal jellemezzük. Az oldhatóság függ az anyagi minőségtől, a hőmérséklettől és - főként gázok esetében - a nyomástól. Diffúzió és oldódás Fctrl.php%2Funregistered%2Fcourses&c=42&node=a8&pbka=0&savebtn=1 Az oldószerek általában folyékony, molekularácsban kristályosodó anyagok. Molekuláik polaritásától függ, hogy milyen mértékben oldódnak bennük a különböző elemek, vegyületek. A keverékek többkomponensű, egy-vagy több fázisú diszperz rendszerek. Többkomponensűek, mert két vagy több különböző anyag (elem, illetve vegyület) alkotja mindegyik keveréket. Ha semmilyen határfelületet nem figyelhetünk meg, azaz egynemű (homogén) rendszerről van szó, akkor egyfázisú rendszerről beszélünk. Ekkor a komponensek molekulái képesek egymás közé diffundálni, illetve egymással kölcsönhatásba lépve egymással teljesen elkeveredni. Ha eldönthető, hogy melyik komponens oszlatja részecskéire a másik anyagot, akkor a szétoszlatót diszpergáló közegnek, a szétoszlatott anyagot diszpergált anyagnak nevezzük. A többfázisú rendszerben szabad szemmel vagy mikroszkóppal határfelületeket figyelhetünk meg. Különleges esetet képeznek azok a két- vagy többkomponensű keverékek, amelyekben nem különíthetők el fázishatárok. Ezekben az egyes komponensek részecskéi (molekulái, ionjai, atomjai) teljesen elkeverednek egymással. Az ilyen rendszereket elegynek, illetve oldatnak nevezzük. Az oldatok és elegyek többkomponensű, egyfázisú, diszperz rendszerek. Koncentráció Fctrl.php%2Funregistered%2Fcourses&c=42&node=a62&pbka=0&savebtn=1

48 A gáz- és folyadék elegyek, valamint az oldatok összetételét megadhatjuk tömeg-, és anyagmennyiség-százalékban, illetve -törtben. A gáz- és folyadék elegyek esetében a térfogatszázalékot is használjuk. A koncentráció Az oldatok összetételét sokszor tömegszázalékkal, tömegtörttel jellemezzük. Ez az adat az oldott anyag és az oldat tömegének viszonyát mutatja meg: az oldott anyag és az oldat tömegének hányadosa. Az oldatok, elegyek koncentrációja az oldott anyag tömege vagy anyagmennyisége és az oldat, illetve elegy térfogata közti egyenes arányosságot írja le. Az anyagmennyiség-koncentráció (amit nevezhetünk egyszerűen koncentrációnak) az oldott anyag anyagmennyisége és az oldattérfogata közti egyenes arányosságot mutatja meg: A koncentráció jele c, mértékegysége leggyakrabban mol/dm 3. Hogyan készíthetünk meghatározott koncentrációjú oldatokat? Ha az oldandó anyag szilárd, akkor azt tömege alapján a legkönnyebb lemérni, majd kevés oldószerben feloldani. Az oldódás közben bekövetkező térfogatváltozások miatt az így elkészített, tömény oldatot legegyszerűbb átmosni adott térfogatú mérőlombikba, majd állandó kevergetés mellett a lombikot jeléig feltölteni az oldószerrel. Sok esetben az oldandó anyag tömény oldata áll a rendelkezésünkre. Ekkor ebből kell meghatározott térfogatot lemérnünk, és felhígítanunk mérőlombik használatával. Adott koncentrációjú oldat készítése tömény oldatból

49 A vízben való oldódás során bekövetkező fizikai változások, kémiai reakciók következtében az oldatban gyakran ionok jelennek meg. Egy 0,100 mol/dm 3 koncentrációjú sósavban például HCl-molekulák helyett már csak H + és Cl - -ionok vannak: A sósav készítésekor, a lemért, tömény sósav felhígításakor ezzel nem foglalkozunk, tehát a koncentrációt továbbra is a következőképpen jelöljük: Ehelyett az úgynevezett bemérési koncentráció helyett az oldatban ténylegesen előforduló részecskék koncentrációját a következőképpen jelölhetjük: Az elegy és az oldat összetételét koncentrációval is kifejezhetjük: ahol c B a "B" anyag koncentrációja, n B a "B" anyag anyagmennyisége V térfogatú oldatban vagy elegyben, leggyakrabban használt mértékegysége: mol/dm 3. A tömegkoncentráció az oldott anyag tömege és az oldat térfogata közti összefüggést adja meg, leggyakrabban használt mértékegysége: g/dm 3. Oldódás közben az oldott anyag és az oldószerrészecskéi kölcsönhatásba lépnek. Az oldott anyag részecskéit az oldószer molekulái burokszerűen veszik körül: a szolvátburok (víz esetében hidrátburok) kialakulása energia felszabadulásával jár. A szolvatációs (illetve hidratációs) energia a molekulák vagy ionok szolvatációját, illetve hidratációját kísérő molekuláris energiaváltozás. Az oldódás során kialakuló kötések a korábbiakban tanult másodrendű kötések közé sorolhatók. Apoláris molekulák között a diszperziós kölcsönhatás, dipólusmolekulák között a dipólus-dipólus kölcsönhatás alakul ki. Eltérő polaritásúrészecskék között más típusú kapcsolat jön létre. Például ionvegyületekvízben való oldásakor az ún. ion-dipólus kölcsönhatás kialakulásakor szabadul fel a hidratációs energia. Kísérletek jóddal Jód oldódása Egy-egy kémcsőbe öntsünk kevés alkoholt, illetve benzint, majd mindkettőbe tegyünk egyegy jódkristályt! Vizsgáljuk meg, mi történik!

50 A jód benzinben és alkoholban is oldódik, a két oldat színe azonban különbözik egymástól. A benzines jódoldat a jódgőzökéhez hasonlóan lila, az alkoholos jódoldat viszont - a töménységtől függően - sárga vagy vörösbarna színű. Vajon mit jelent a színbeli eltérés a jód szerkezete szempontjából? Jód oldódása benzinben Jód oldódása alkoholban Párologtassuk el az alkoholt az oldatból! Helyezzük óvatosan forró vizet tartalmazó főzőpohárba a kémcsövet! Vigyázat! Az alkohol tűzveszélyes! Tapasztalni fogjuk, hogy nemcsak az alkohol párolog, hanem a jód is könnyen szublimál. A folyadék felett lilás gőzök jelennek meg. A jód tehát csak addig barna, amíg az alkoholban oldott állapotban van.

51 A színváltozás fontos tényre hívja fel a figyelmünket: az oldatokban - annak ellenére, hogy folyékonyak, vagyis bennük a részecskék könnyen elgördülnek egymáson - jelentős kölcsönhatás van a részecskék között. Ez a kölcsönhatás minden egyes oldószerre jellemzően más és más. A jód például különböző oldószerekben oldódva más-más színt ad. A színeltérés oka, hogy az alkohol részecskéi valószínűleg erősebben torzítják a jód részecskéit, mint a benzinrészecskék. A vízben is halványsárga színnel oldódik a jód, tehát ebből a szempontból a víz és az alkohol valamilyen hasonlóságot mutat. Az alkoholban a jód színe csak időlegesen változik meg. Később azt is látni fogjuk, hogy a "barna jód" kémiai tulajdonságai nem különböznek a "lila jód"-étól, vagyis a jódnak az alkoholban való oldódása fizikai változás. Tegyünk meszes vízbe egy-két jódkristályt! Figyeljük meg a változást, majd kíséreljük meg enyhén melegíteni az oldatot! A jód oldódik a meszes vízben, miközben színtelen oldat keletkezik. A melegítés során az oldat felett nem jelenik meg a jódgőz. Ebben az esetben a jód kémiai szerkezete mélyrehatóan megváltozott: nem egyszerű oldódás, hanem kémiai változás történt. Később azt is látni fogjuk, hogy a keletkezett folyadék kémiai sajátságait tekintve sem viselkedik úgy, mintha jód lenne benne. A meszes vízből is visszanyerhetjük a jódkristályokat, megfelelő vegyszerek segítségével. Ez azonban újabb kémiai változás, hiszen ekkor a felhasznált vegyszer is elveszti eredeti fizikai és kémiai sajátságait. Jód oldódása meszes vízben

52 A víz, mint oldószer Bürettából csurgassunk desztillált vizet egy főzőpohárba vagy tálba! Közelítsünk gyapjú ronggyal erősen megdörzsölt műanyag botot a vízsugár felé! Az addig függőleges vízsugár elferdül a megdörzsölt bot irányába. A megdörzsölt botot elektromos mező veszi körül. A vízsugár az elektromos töltés irányába mozdul el, ami feltehetően a vízmolekulák elektromos tulajdonságával magyarázható. A vízmolekulák semleges részecskék, hiszen azonos számú protont és elektront tartalmaznak. A vízsugár elmozdulásának az lehet az oka, hogy a vízmolekulákban a pozitív és negatív elektromos töltésű részecskék nem egyenletesen oszlanak el, s így a molekula egyik oldala pozitívabb, a másik pedig negatívabb töltésű lesz. Az oxigén- és a hidrogénatomok közül az oxigénatommagja erősebben vonzza a kötő elektronpárokat, így azok több időt töltenek az oxigén atommagja környezetében. Az oxigénatomoknak ráadásul két nemkötő elektronpárjuk is van a kötésekkel ellentétes oldalukon, ezért a vízmolekulában elektromos töltésmegoszlást tapasztalunk. A vízmolekula töltésmegoszlása A töltések előtti δ (görög kis delta) betű arra utal, hogy ezek a töltések nem az ionoknak (pl. Na +, K +, Cl -, stb.) megfelelő egyszeres töltések, hanem annak csak kis tört részei. A vízmolekulában az oxigénatom (még pontosabban annak nemkötő elektronpárjai) felőli oldal részlegesen negatív, a hidrogénatomok felőli oldal pedig részlegesen pozitív töltésű. A vízmolekulában tehát két, ellentétes elektromos pólus alakul ki: a molekula dipólusos. A víz jól oldja az ionvegyületeket, amelynek oka a víz polaritása.

53 A konyhasó oldódásakor, a hidrátburok kialakulásakor a vízmolekulák a pozitív töltésű nátriumionok köré a részlegesen negatív töltésű felüket fordítják. A negatív kloridionok köré a részlegesen pozitív töltésű oldalukat fordítva rendeződnek a vízmolekulák. Hidratált nátriumion Hidratált kloridion Az ionvegyületek vízben való oldódását az alábbi egyenlettel jelöljük: vagy például: ahol (aq) a vízburkot jelenti.

54 Az ionvegyületek vízben való oldódáskor vízburokkal körülvett, önállóan mozgó ionokra esnek szét, azaz disszociálnak. A disszociáció megfordítható folyamat, jelen esetben az oldat bepárolásával elérhetjük, hogy az ionok ismét kristályrácsba rendeződjenek. A dipólus molekulájú vegyületek oldódása a molekulák és a víz ellentétes polaritású molekularészei között llétrejövő erős kölcsönhatáson alapul. Dipólusmolekulájú vegyületek kölcsönhatása vízzel 1. KMnO4 oldódása

55 2.kristályosodás

56 A Tyndall-effektus kialakulása kolloid oldatokban ( az oldott részecskeméret: 1nm-500nm ) A kísérlet leírása: John Tyndall ( ) írta le, hogy a kolloid oldatok oldalról megvilágítva fényszóródást, opalizálást mutatnak. A mosószeres víz, a tej hígítva, a búzasör, a szappan- vagy a fogkrém oldata ugyanezt a tulajdonságot mutatja. Folyadékok Tyndall-effektusa: A kolloidméretű részecskéken (1-500 nm) a folyadékokban a fény szóródik. A részecske halmazállapota szerint lehet szilárd, akkor szuszpenzióról, lehet folyadék, akkor emulzióról és lehet gáz, akkor habról beszélünk. A szuszpenziók és a kolloidok, a kolloidok és a valódi oldatok között folyamatos átmenet van. A kísérlet menete: Spricceljünk szájvizet egy pohár vízbe és tartsuk fény felé! Ismételjük meg a kísérletet úgy, hogy most a fény csak egy oldalról érkezzen. Diavetítő fényéből egy réssel keskenyebb nyalábot válasszunk le, és világítsuk át az oldatot. Az áteső fényt fogjuk fel egy fehér papírból készült ernyőn. Üvegkádba öntsünk kb. 10 %-os nátrium-tioszulfát-oldatot. Kis részletekben öntsünk hozzá kevés 1 mol/dm 3 koncentrációjú sósavoldatot. Alkoholos kénoldatot készítsünk kémcsőben. Öntsük az oldatot nagyobb főzőpohárban lévő vízbe. Lézer pontmutató fényével világítsunk át réz-szulfát- és vas(iii)-hidroxid-oldatot.

57 Biztonsági információk: A diavetítő elektromos, sokszor forró berendezés. Ügyeljünk, hogy folyadék ne érje! Feltételek: Szükséges anyagok és eszközök: főzőpohár, szájvíz, diavetítő, nátrium-tioszulfát-oldat, sósavoldat, etil-alkohol, kén, réz-szulfát- és vas(iii)-hidroxid-oldat A folyadékok elegyítésekor, illetve oldatkészítéskor az egyes komponensek térfogatainak összege sok esetben nem egyezik meg a keletkezett elegy, illetve oldat térfogatával. A térfogati kontrakció oka egyrészt az, hogy a folyadékelegyekben és az oldatokban a különböző komponensek részecskéi közötti kölcsönhatás jelentősen eltérhet a tiszta

58 anyagokban lévő kötések erősségétől. Ugyancsak eltérhet a különböző részecskék mérete is. Ezek következtében oldódás során a részecskék közelebb kerülhetnek egymáshoz viszonyítva, így kisebb térfogatot foglalhatnak el. A térfogatok a gázelegyek esetében (adott nyomáson és hőmérsékleten) összeadható mennyiségek, a tömegek viszont a gázelegyek és az oldatok, folyadék elegyek képződésekor is mindig összeadhatók. A térfogat-kontrakció modellezése Az oldáshő az oldandó anyagnak adott - nagy mennyiségű - oldószerben való oldódását kísérő energiaváltozás. (Mértékegysége kj/mol.) Ionvegyületek vízben való oldódása során a kristályt összetartó ionkötést (a rácsenergiát) kell legyőzniük a vízmolekuláknak. Oldódás közben hidrátburokba "csomagolt" ionok szakadnak ki a rácsból: Az ionvegyületek vizes oldata kitűnő elektromos vezető. Azt az anyagot, amelynek vizes oldata (illetve olvadéka) jó elektromos vezető, elektrolitnak nevezzük. Az ionvegyületek erős elektrolitok, mert vizes oldatukban ionjaikra esnek szét (disszociálnak). Vannak olyan molekulavegyületek is, amelyek a vízzel való kémiai reakció során hoznak létre ionokat. Például az ammónia a vízzel reagálva ammóniumionná alakul át: A kristályrácsban rögzített ionok közti vonzást a vízmolekulák és az ion közti vonzás győzi le. Ha a rácsenergia abszolút értéke nagyobb, mint a hidratáció során felszabaduló energia, akkor a rendszerhőt von el a környezetből: az oldódás endoterm. Exoterm oldás során a rácsenergiát teljes mértékben fedezi a hidratáció, és a két energia különbözete felmelegíti a környezetet. Az oldhatóság hőmérsékletfüggését több tényező befolyásolja. A gázok oldhatósága a hőmérséklet emelésével csökken. A nagyobb nyomás kedvez a gázok oldódásának. A folyadék feletti gáz összepréselésével megnöveljük az egységnyi térfogatban levő gázrészecskék számát, így összesűrűsödve gyakrabban ütköznek a folyadék felülethez, nagyobb az esély, hogy oldatba kerüljenek. A folyamat megfordítható, így a nyomás csökkenésével csökken az oldhatóság.

59 A szilárd anyagok oldhatóságának változása mindig olyan egyszerű, mint a gázok esetében. Az ionvegyületek többségére jellemző, hogy vízben való oldhatóságuk nő a hőmérséklet emelésével. Különböző anyagok oldhatósága vízben, a hőmérséklet függvényében Kémiai és fizikai változás &pbk=%2fctrl.php%2funregistered%2fcourses&c=42&node=a32&pbka=0&savebtn=1 A kémiai oldódás: Ólom(II)-nitrát- és nátrium-klorid-oldat összeöntésével válasszunk le csapadékot, szűrjük le, mossuk desztillált vízzel, majd a csapadékot szórjuk főzőpohárban lévő desztillált vízbe. Kevergetéssel meggyőződhetünk, hogy a csapadék nem oldódik fel. Ezután ismét szűrjük le a csapadékot, a szűrletet (a leszűrt "vizet") osszuk két részre. Adagoljunk az egyik részlethez ezüst-nitrát-, a másikhoz nátrium-szulfid-oldatot (vagy kén-hidrogénes vizet). Figyeljük meg és értelmezzük a változásokat! A vízben látszólag "oldhatatlan" vegyületeknek is van csekély mértékű oldhatóságuk. Például az ólom-kloridcsapadék fölött olyan egyensúlyi rendszer alakul ki, amelyben - nagyon kis koncentrációban - jelen vannak ólom(ii)- és kloridionok. Ezeket az ólom-kloridnál is rosszabbul oldódócsapadékok (AgCl, PbS) leválasztásával mutathatjuk ki.

60 Öntsünk egy kémcsőben lévő réz-szulfát-oldathoz nátrium-hidroxid-oldatot. Figyeljük meg a változást, majd csepegtessünk kénsavoldatot a rendszerhez. A változás megfigyelése után ismét adjunk nátrium-hidroxidoldatot a rendszerhez. Ha a réz(ii)-hidroxidcsapadék képződését írjuk le, akkor a gyakorlatilag egyirányú reakció miatt ionegyenletet írhatjuk fel. Az egyenlőségjel alkalmazása jogos, hiszen 0,1-1,0 mol/dm 3 körüli koncentrációjúoldatok összeöntésekor az oldatban maradó réz(ii)- és hidroxidionok koncentrációja elhanyagolható. Ha a csapadék oldódásának egyensúlyviszonyaival foglalkozunk, akkor kettős nyilat teszünk az egyenlet két oldala közé: A kénsav adagolásával az oldatot közömbösítjük (a kénsav hidrogénionjai a hidroxidionokkalvízzé alakulnak). Az egyensúly reagensei közül a hidroxidionok koncentrációja csökken, tehát az egyensúly a visszaalakulás (azaz az alsó nyíl) irányába tolódik el, a csapadék feloldódik : Újabb nátrium-hidroxid adagolásával az egyensúly ismét a csapadékképződés irányába tolható.

61 A kémiai oldódás a csapadékképződéssel ellentétes irányú folyamat, amelynek során a szilárd anyagoldatba kerülését valamilyen kémiai átalakulás idézi elő. Kémiai oldódásnak (és egyben gázfejlődési reakciónak is) tekinthető például a mészkő általános iskolában megismert savas oldása. A folyamat ionegyenletében a vízben oldhatatlan mészkövet nem tüntethetjük fel ionosan. Az egyesülés és a bomlás (szerves kémiában az addíció és az elimináció) a reakcióban részt vevő anyagok, illetve a termékek száma alapján osztályozza a kémiai folyamatokat. Ezen belül pontosíthatjuk a fogalmakat, hiszen például abban az esetben, ha a bomlási folyamat megfordítható, bomlás helyett disszociációról beszélünk. A reakciók más szempontból is csoportosíthatók: a homogén reakciók egy fázisban zajlanak le. Ilyenek például egy gázelegy belsejében végbemenő reakciók, vagy a vizes oldatban lezajló folyamatok egy része. A heterogén reakciók valamilyen fázishatáron zajlanak. A kémiai átalakulásokat energiaváltozásuk, sebességük, és megfordíthatóságuk szerint csoportosítottuk. Különösen a szervetlen vegyületek kémiai reakciói közül sokat vizesoldatban hajtunk végre. Ennek oka, hogy az ionrácsos szilárd anyagok vízben való oldódása során megbomlik a szabályos kristályrács, így csökken a kémiai átalakuláshoz szükséges aktiválási energia. A vizes oldatban lezajló kémiai reakciók egyensúlya akkor válik egyirányúvá, ha valamelyik termék más fázisba kerül, vagyis eltávozik az oldatból. Kémiai reakciók típusai Fctrl.php%2Funregistered%2Fcourses&c=42&node=a34&pbka=0&savebtn=1 Kémiai egyenletek Fctrl.php%2Funregistered%2Fcourses&c=42&node=a33&pbka=0&savebtn=1 Fctrl.php%2Funregistered%2Fcourses&c=42&node=a60&pbka=0&savebtn=1

62 Mól Fctrl.php%2Funregistered%2Fcourses&c=42&node=a59&pbka=0&savebtn=1 A mól fogalmának gyakorlati jelentősége Fctrl.php%2Funregistered%2Fcourses&c=42&node=a61&pbka=0&savebtn=1 A kémiai egyenlet A kémiai folyamatokat néha csak szövegesen jelöljük, például: a) hidrogén + oxigén --> víz b) alumínium + jód --> alumínium-jodid Ez a felírási mód bemutatja a reagáló és a keletkező anyagokat (termékeket), vagyis a reakcióban szereplő anyagok minőségét. A kémiai egyenletben az anyagi minőségen kívül a reakciómennyiségi viszonyait is jelölni tudjuk. A tömegmegmaradás törvénye alapján a kiindulási anyagok (reagensek) össztömege megegyezik a termékek össztömegével. A vegyjelek az elemek atomjait jelölik, egy-egy vegyjelhez valamekkora tömeg is tartozik. A kémiai reakciókban az elemek atomjai nem alakulhatnak át másik elematomjává. A tömegmegmaradás törvénye értelmében a kémiai egyenletek jobb és bal oldalán az atomok száma is megegyezik (atommegmaradás törvénye). Ez például azt jelenti, hogy az egyenlet mindkét oldalán azonos számú hidrogénatomnak kell lennie. Miről tájékoztat bennünket a kémiai egyenlet? Megmutatja a reakcióban szereplő anyagok minőségét. Például azt, hogy hidrogénből és oxigénből víz keletkezik Megmutatja a reakcióban szereplő anyagok mennyiségét. Például azt, hogy2 hidrogénmolekulából és 1 oxigénmolekulából 2 vízmolekula képződik Ha a hidrogénmolekulákból 100-szoros, 1000-szeres mennyiséget veszünk, akkor a többi anyag mennyisége is ennyiszeresére változik. Például ha szor annyi hidrogénmolekulát veszünk, akkor az egyenletnek megfelelően szor annyi oxigénmolekula kell a reakcióhoz, és szor annyi vízmolekula képződik belőlük. Tudva azt, hogy darab éppen 1 mol, a reakció mennyiségi viszonyait úgy is felírhatjuk, hogy: 2 mol 1 mol 2 mol hidrogénmolekulából és oxigénmolekulából vízmolekula képződik Ekkora mennyiségeknek viszont már a tömegét is könnyen megadhatjuk a moláris atom- és molekulatömegek ismeretében: M(H 2 ) = 2 g/mol; M(O 2 ) = 32 g/mol; M(H 2 0) = 18 g/mol,

63 4 g hidrogénből és 32 g oxigénből 36 g víz képződik Az egyenlet tehát darabszám, anyagmennyiség és tömeg szerint is jellemzi a reagáló anyagokat és a termékeket. A tömegek alapján pedig ellenőrizhetjük, hogy helyesen rendeztük-e az egyenletet: A helyesen rendezett egyenlet esetében a reagáló anyagok össztömege megegyezik a termékek tömegével. Egy meg egy az néha egy? A víz képződésének egyenlete Az első pillanatban talán furcsának tűnik a megállapítás, de a hidrogén és az oxigénegyesülési egyenlete alatt is azt látjuk: 2 mol hidrogén és 1 mol oxigén 2 mol (és nem 3 mol) vízzé alakul. A kémiai egyenletet az atommegmaradás elve alapján rendeztük, érvényes rá a tömegmegmaradás törvénye is. Anyagmennyiség-megmaradás törvénye azonban nem létezik, hiszen az anyagmennyiség tulajdonképpen darabszámot jelöl. A kémiai reakciók során az anyagot felépítő atomok különböző összetételű molekulákba rendeződhetnek. A szén égésekor például szén-dioxid keletkezik. A kémiai egyenlet igen egyszerű: C + O 2 = CO 2. A folyamat során egy szénatom és az oxigénmolekulát alkotó két atom egyesül, és egyetlen molekulát hoz létre: 1 szénatomból és 1 oxigénmolekulából 1 szén-dioxid-molekula képződik. Ha 100 szénatomot veszünk, ahhoz 100 oxigénmolekula szükséges, és 100 szén-dioxid-molekula keletkezik darab, azaz 1 mol szénatommal már (1 mol) oxigénmolekula egyesül, miközben szén-dioxid-molekula képződik. Így lesz 1 mólból meg 1 mólból összesen 1 mól. Még mindig nem tűnik logikusnak a dolog? Képzeld el, hogy mikulás-csomagot kell készíteni. Egy-egy zacskóba egy narancs és egy szem szaloncukor kerül, vagyis: 1 narancs + 1 szaloncukor ---> 1 mikulás-csomag Tegyük fel, hogy nem egy, hanem 1 mólnyi, azaz csomagot kell készíteni. Miután mindegyik zacskóba 1 1 narancs, illetve szaloncukor kerül, 1 mólnyi csomaghoz 1 mólnyi narancs és 1 mólnyi szaloncukor szükséges. Az anyagmennyiségek összeadódnak, vagyis érvényesül a megmaradási törvény, ha nem történik kémiai átalakulás, illetve ha ugyanarról az anyagról van szó:

64 1 mol oxigénmolekula + 1 mol oxigénmolekula = 2 mol oxigénmolekula! Szénmolekula és oxigénmolekula egyesülése Egy meg egy az néha egy A gázfejlődési reakciókban valamelyik termék vízben rosszul oldódógáz, illetve a termék lehet bomlékony, és a bomlás során képződik valamilyen vízben kevéssé oldódó, illékony anyag. Például nátrium-karbonátból sav hatására szénsav képződik, amely vízre és szén-dioxidra bomlik: Ionegyenlete: Keverjünk össze porcelántálban alumíniumport és jódot, majd az így kapott keveréket szórjuk kerámialapra, és helyezzük elszívófülkébe. Cseppentsünk rá vizet. Figyeljük meg a változásokat! Az alumínium és a jód reakciója energia felszabadulással jár. Az alumínium és a jódegyesülésekor felszabaduló hő egy része a feleslegben lévő jód szublimációját idézi elő, ezért szállnak fel a keverékből lila színű jódgőzök.

65 A reakciók, azaz az anyagok átalakulása során megváltozik a rendszerenergiája. Az exoterm kémiai reakcióban, illetve fizikai folyamatokban a rendszer energiatartalma csökken, a kémiai kötésből származó energia hő, fény, esetleg hang formájában szabadul föl és távozik a rendszerből. Az endoterm folyamatokban a rendszer energiatartalma nő. Az ehhez szükséges energiát hőközléssel biztosíthatjuk.

66 A reakciók energiaváltozásával a termokémia foglalkozik. A reakciók energiaváltozását a reakcióhővel jellemezzük. A reakcióhő a reakcióegyenletben szereplő minőségű, mennyiségű és állapotú anyagok átalakulását kísérő moláris energiaváltozás. A reakcióhő jele ΔH r, mértékegysége kj/mol. A fizikai változásokat kísérő folyamathők jelölése is hasonlóképp történik: például a szublimációs hő jele, valamely szilárd anyag oldáshőjét -val jelölhetjük. A reakcióhő függ a körülményektől is. A középiskolai tanulmányok során valamennyi reakcióhőt 25 C-ra és standard légköri nyomásra vonatkoztatunk (ennek még pontosabb jele: Δ H r ). A reakcióhő a reakcióegyenletben szereplő valamennyi anyag állapotától is függ. A durranógáz- reakció reakció hője például: Illetőleg attól függően, hogy milyen halmazállapotú termékkel számolunk. A termokémia főtétele a Hess-tétel, amely az energiamegmaradás elvén alapul. A Hess-tétel kimondja, hogy a reakcióhő független a közti állapotok számától és minőségétől, amelyeken keresztül a kiindulási anyagokból a végtermékhez jutunk. Egyszerűbben fogalmazva: a reakcióhőt egyértelműen meghatározza a kezdeti és a végállapot energiatartalma. Ezt az összefüggést használhatjuk fel a reakcióhő kiszámításához.

67 Kiszámíthatjuk a reakcióhőt kötési energiákból is, ha úgy képzeljük el, hogy a kiindulási anyagok (reagensek) összes kötése felszakad, majd a termékek összes kötése létrejön, azaz felszabadul a kötési energiájuk. Ehhez a nem valóságos reakcióúthoz összegeznünk kell a reagensek kötési energiáit, majd ebből le kell vonnunk a termékek kötési energiáinak összegzésével kapott értéket. Reakcióhő számítása kötési energiákból Az anyagok abszolút energiatartalma nem adható meg. A különböző anyagok által tárolt energiát csak egymáshoz viszonyítva határozhatjuk meg. A termokémiai számításokhoz viszonyítási alapként, azaz nullpontként az elemek energiatartalmát jelölték ki. Minden más anyagenergia tartalmát a standard körülmények között stabilis állapotú elemek 0 energiaszintjéhez viszonyítjuk. A képződéshő 1 mólnyi anyagnak standard körülmények között stabilis állapotú elemeiből való képződésének reakcióhője. Jele ΔH k, mértékegysége kj/mol. A reakcióhő kiszámítható a reagensek és a termékek képződéshőinek különbségéből. Erre is Hess tétele alapján van lehetőség. A reakcióhőt megkapjuk, ha a termékek képződéshőinek összegéből kivonjuk a reagensek képződéshőinek összegét. A kémiai reakciók megindításához gyakran megfelelő körülményeket kell biztosítani. Ugyanakkor vannak átalakulások, amelyek a reagensek molekulái, ionjai találkozásakor azonnal lejátszódnak. A nitrogén és a hidrogén, de a hidrogén és az oxigén egyesülése sem indul meg látható mértékben annak ellenére, hogy exoterm folyamatokról van szó. Az energiaminimum elvén túl a reakció lezajlásának tényleges lépéseit, azaz mechanizmusát is ismernünk kell ahhoz, hogy ezeket a tapasztalatokat megérthessük. Különböző sebességű reakciók A kémiai reakció végbemenetelének legfontosabb feltétele, hogy a reagensek részecskéi találkozzanak, ütközzenek. Hatásos az ütközés, ha megfelelő irányból és energiával következik be. Megfelelő, vagyis elegendő energiával ahhoz, hogy a kötések átrendeződése bekövetkezzék. Ennek során a rendszer időlegesen magasabb energiaszintre kerül, mivel a régi kötések meglazulásához energiabefektetésre van szükség. A reagensek ütközésekor kialakuló átmeneti komplexum kialakulásához szükséges többletenergiát aktiválási energiának nevezzük.

68 NO 2 + CO -> NO + CO 2 reakció viszonylag egyszerű átalakulás, amelynek során egyetlen kötésátrendeződés megy végbe, így egyetlen átmeneti komplexum keletkezik. Az ilyen ún. elemi reakciónak az energiaviszonyait a következő energiadiagrammal ábrázolhatjuk. Az energiadiagram alapján is látható, hogy ez az aktivált állapot nem egyezik meg a reakcióhő számításánál felírt energiaszinttel. Hess tétele értelmében mindkét esetben ugyanakkora a reakcióhő, mivel ugyanaz a végállapot. Jogos tehát a kötési energiákkal történő számolás, bár a valóságban a szabad atomok igen magas energiaszintje miatt így önként soha nem menne végbe a reakció. Az aktiválási energia és a reakcióhő A szabad atomok, az aktivált komplexum és a reakcióhő viszonya endoterm reakciónál A kötési energiák, az aktiválási energia és a reakcióhő viszonya A szabad atomok, az aktivált komplexum és a reakcióhő viszonya exoterm reakciónál

69 Két kémcső közül öntsünk az egyikbe ezüst-nitrát-, a másikba nátrium-tioszulfátoldatot (Na 2 S 2 O 3 ). Mindkét oldathoz adjunk néhány csepp híg sósavat, rázzuk össze a kémcsövek tartalmát, és néhány percig figyeljük, történik-e változás. Az ezüst-nitrát-oldatból pillanatszerű gyorsasággal fehér csapadék válik ki. A másik kémcsőben kezdetben nem tapasztalunk változást, majd lassan opálossá válik az oldat, és végül halványsárga csapadék alakul ki. A kémiai reakciók adott hőmérsékleten különböző sebességgel mennek végbe. A reakciósebességet a reagáló anyagok koncentrációja befolyásolja, hiszen az ütközések száma arányos a koncentrációval. Az összefüggés azonban nem ilyen egyszerű. A reakciósebesség és a koncentrációk kapcsolatát kísérletileg határozhatjuk meg. A hidrogéngáz és a jódgőz egyesülése jól ismert folyamat: Például a hidrogéngáz koncentrációjának kétszeresére, illetve négyszeresére emelésével kétszeresére, illetve négyszeresére nő az időegység alatt képződő HI-molekulák száma, vagyis egyenes arányosság áll fenn: (ahol a szögletes zárójel az anyag mol/dm 3 -ben kifejezett koncentrációját szimbolizálja). Ugyanez állapítható meg a jóddal kapcsolatban is: Ha mindkét anyagkoncentrációját négyszeresére növeljük, akkor a reakció tizenhatszorosára nő, azaz a reakciósebességet a koncentrációk a következőképpen befolyásolják: A sebesség tényleges értékét akkor kapjuk meg, ha a koncentrációk szorzatát egy állandóval megszorozzuk: A k a reakciósebességi állandó, amely adott hőmérsékleten, adott reakcióra állandó érték (ez tartalmazza az anyagi minőségre vonatkozó információkat, például az aktiválási energiát). A reakciósebességet csak a reagáló anyagok koncentrációja befolyásolhatja (vagyis a reakció termékei nem). Az azonban nem szükségszerű, hogy az egyes anyagok koncentrációjának kitevője éppen a kémiai egyenlet sztöchiometriai együtthatóival legyen azonos. A reakció sebességét a hőmérséklet emelése jelentős mértékben növeli. Ennek oka, hogy a magasabb hőmérsékleten nagyobb energiával rendelkező, és egyben gyorsabban mozgó részecskék többször, és átlagosan nagyobb energiával ütköznek. Így a több ütközés közül arányában is több lesz hatásos. A reakciók hőmérsékletfüggése Sok reakció esetén tapasztalható, hogy kb. 10 C-os hőmérséklet-emelés megkétszerezi a reakciósebességet. Figyelem! Ez 20 C-os reakcióelegy 100 C-ra melegítése esetén nem

70 nyolcszoros, hanem 2 8 -szoros, azaz 256-szoros sebességnövekedést jelent. Ennek alapján már belátható, miért jobb 20 C-os áztatás helyett forró vízben főzni a húst. Ha például a hús megpuhulásához (a benne lévő fehérjemolekulák részleges szétszakadásához) félórás főzésre van szükség, akkor ugyanez a folyamat szobahőmérsékleten 128 órát venne igénybe. Ennyi idő alatt ráadásul a hús puhulás helyett megromlana, mert ezen a hőmérsékleten a különféle mikroorganizmusok kezdenének lakmározni belőle. Vannak olyan anyagok, amelyek meggyorsítanak bizonyos kémiai reakciókat, de a reakció végén változatlanul visszamaradnak. Ezeket az anyagokat katalizátoroknak nevezzük. A hidrogén-peroxid folyékony vegyület. Szobahőmérsékleten lassan elbomlik: A fodrászatban hajszőkítésre, illetve dauerolásnál használt hidrogén-peroxid-oldatot tilos teljesen zárt üvegben tartani, mert a lassan fejlődő oxigéngáz miatt a túlnyomás szétvetheti a palackot, és ekkor szétfolyik a maró folyadék. Az oldat ennek ellenére hónapokig eltartható, mert a bomlás igen lassú. A mangán-dioxid gyorsítja a bomlási folyamatot. A barnakő felületén más mechanizmussal megy végbe a bomlási reakció (amelyben a mangán-dioxid is részt vesz, de a folyamat befejeztével visszaalakul). Ennek kisebb az aktiválási energiája, ezért gyorsul fel a reakció. A katalizátorok olyan anyagok, amelyek meggyorsítják a kémiai folyamatokat, mert új, kisebb aktiválási energiájú utat nyitnak meg. A katalizátor részt vesz a kémiai átalakulásban, de a folyamat végén eredeti állapotában marad vissza. A katalizátor hatása Sok-sok próbálkozással lehet egy reakcióhoz megfelelő katalizátort találni. Természetesen hozzáértők meg tudják becsülni, hogy milyen fajta anyagok közt kell keresgélni, de az igazán jó katalizátort megtalálni - a mechanizmus ismeretének hiányában - csak tapasztalati úton,

71 rengeteg próba elvégzésével lehet. A szervetlen katalizátorok gyakran széles körben használatosak. Például a hidrogénezési reakciók egyik kitűnő katalizátora a platina. Szervezetünk is tele van katalizátorral. Enzimeink ún. biokatalizátorok, amelyek igen speciális anyagok. Ezek a fehérjék csak egy-egy meghatározott vegyületet képesek átalakítani. Nélkülük nem emészthetnénk meg a táplálékunkat, nem növekedhetnénk, nem mozoghatnánk, egy szóval nem élhetnénk. A fehérjék azonban magasabb hőmérsékleten tönkremennek, így a biokatalitikus reakciók sebessége a hőmérséklet emelésével csak egy határig nő, majd - az enzimek denaturációjával egyidejűleg - rohamosan csökken, végül a reakciók leállnak. Azt, hogy egy kémiai folyamat megfordítható, általában csak akkor észleljük, ha a körülményeket megváltoztatva valamelyik anyag (akár a kiindulási anyagunk, akár valamelyik termék) koncentrációja megváltozik. A valóságban a megfordítható kémiai reakciókban a reakciótérben a folyamat befejeződésével valamennyi reagens és valamennyi termék is jelen van. Vizsgáljuk meg a megfordítható folyamatokban bekövetkező változásokat a hidrogén és a jódegyesülése példáján A folyamatot grafikusan is ábrázolhatjuk. A grafikonon a koncentrációkat, illetve a sebesség változását is megjeleníthetjük. A koncentrációk grafikonjáról az is kitűnik, hogy kezdeti koncentrációként nem feltétlenül szükséges sztöchiometrikus (azaz az egyenletnek megfelelő, jelen esetben 1 : 1) arányt alkalmazni. Az átalakulás során azonban a két koncentráció már az egyenletnek megfelelő arányban - jelen esetben ugyanannyival - csökken. A sebességek grafikonján követhető az átalakulás sebességének folyamatos csökkenése, és a visszaalakulás sebességének növekedése mindaddig, amíg a két sebesség egyenlővé nem válik egymással. Ettől a pillanattól kezdve valamennyi koncentráció állandóvá (de nem feltétlenül egyenlővé!) válik. A koncentrációk állandóvá válásakor megszűnik a reakciótér színének elhalványulása. Első meggondolatlanságunkban azt is mondhatnánk, hogy leáll a reakció. Ez a változatlanság azonban látszólagos: a valóságban két ellentétes irányú folyamat (az állandóan zajló egyesülés és bomlás) tartja fenn. A kialakult állapotot éppen ezért - a statikus ellentéteként - dinamikus egyensúlynak nevezzük.

72 A kémiai egyensúly kialakulása Dinamikus egyensúly állapotában a reagensek és a termékek koncentrációja nem változik, időegység alatt ugyanannyi termék keletkezik, mint amennyi elbomlik. A vizsgált reakcióegyensúlyi állapotában az átalakulás és a visszaalakulás sebessége egyenlő: Helyettesítsük be ebbe az egyenletbe a korábban megismert összefüggést: ahol mindig az egyes komponensek egyensúlyi koncentrációja szerepel. Rendezzük a reakciósebességi állandókat az egyenlet egyik oldalára, a koncentrációkat a másik oldalra. Adott hőmérsékleten k 1 és k 2 értéke állandó, így hányadosuk is állandó (K): A kémiai egyensúly törvénye szerint az egyensúlyi koncentrációkból megfelelő módon (az egyenletben szereplő sztöchiometriai szám a hatványkitevő) képzett tört értéke adott hőmérsékleten állandó. A kémiai egyensúly megzavarásával kapcsolatos általános tapasztalati törvényszerűség a legkisebb kényszer elve (amit leíróiról Le Chatelier-Braun elvnek is neveznek). Ha egy egyensúlyi rendszert valamilyen külső hatás ér, abban olyan folyamatok erősödnek fel, amelyek a zavaró hatást kompenzálni igyekeznek. A koncentrációk változtatása úgy módosítja a kémiai egyensúlyt, hogy közben az egyensúlyi állandó változatlan marad. Ha a kiindulási anyagok koncentrációja nő, nő a termékek mennyisége is, ugyanis ezzel csökken az egyensúlyt megzavaró reagens mennyisége. A legkisebb kényszer elve alapján a hőmérséklet emelése olyan reakciónak kedvez, amely a betáplált hőt elnyeli. A nyomás változtatása csak azokat az egyensúlyokat változtatja meg, amelyek esetén térfogatváltozás következik be. A nyomás növelése a térfogatcsökkenés (zsugorodás), a nyomás csökkentése a térfogat-növekedés (tágulás) irányába tolja az egyensúlyt. A katalizátorok a megfordítható reakciók egyensúlyi koncentráció viszonyait nem befolyásolják, mivel az aktiválási energia csökkentésével mindkét irányú folyamatot egyaránt gyorsítják. Katalizátor alkalmazásakor azonban gyorsabban beáll az egyensúlyi állapot.

73 Fogalmak, tételek - oldat - százalékos összetétel, koncentráció - telítettség, telítetlenség, túltelítettség - az oldódás és kiválás sebessége - hidratációhő, oldáshő - reakcióhő - Hess-tétele - Képződéshő - Reakciósebesség - Aktiválási energia - Katalizátor - Kémiai egyensúly példával - Le Chatelier-elv Eddigi ismeretei alapján próbálja elemezni az alábbi kísérleteket! ( Segítségül használja az internetet! ) Kísérletek 1. Egy száraz kémcsőbe néhány szem jódkristályt helyezünk, majd óvatosan melegítjük a kémcső alját. Néhány perc múlva a melegítést megszüntetjük. Vizsgáljuk meg a kémcső tartalmát! Hogyan nevezzük a látott jelenséget? Adjon szerkezeti magyarázatot! ( Keresd: Jód szublimációja ) 2. Száraz kémcsőben olvasszunk meg kevés kénport és figyeljük meg az olvadék színének és viszkozitásának változását! Az olvadékot öntsük hideg vízzel telt edénybe! Vizsgáljuk meg a vízbe öntött kén tulajdonságait! Milyen szerkezeti változás történt a kénmolekulákkal a kísérlet során? Segítségül: A kén esetében nyolc atom kapcsolódik össze molekulává. Az S 8 összegképletű kénmolekulákban - a V alakú kötéselrendeződés miatt - a kénatomok koronaszerűen,gyűrűbe rendeződnek.

74 A kén molekulája A nyolcatomos kénmolekulák kétféleképpen rendeződhetnek kristályrácsba. Az egyik, az ún. rombos kén kristályai szobahőmérsékleten stabilisabbak. A magasabb hőmérsékleten (95 C felett) stabilisabb, ún. monoklin kén kristályai hosszúak, tűszerűek. Ezeket megfelelő módszerrel szintén elő lehet állítani. Szórj finom kénport vízbe, benzinbe (tanárod esetleg szén-tetrakloridba, illetve széndiszulfidba is)! Figyeld meg a kémcsövek tartalmát! Rázd össze a rendszereket, majd ismét rögzítsd megfigyeléseidet! A kén vízben gyakorlatilag nem oldódik. A nagyon finom kénpor a víz tetején úszik, nem süllyed le. A többi oldószer (amelyekről egyébként tudjuk, hogy vízzel nem elegyednek) különböző mértékben, de oldják a ként. A kén sárga kristályai a vízzel nem elegyedő oldószerekben, az ún. zsíroldószerekbenjól oldódnak, vagyis a kén molekulája ebből a szempontból jobban hasonlít ezek molekulájához. Töltsünk meg kénporral egy száraz kémcsövet legalább az egyharmadáig, majd folyamatosan rázogatva kezdjük melegíteni! Figyeljük meg, mi történik a kénnel melegítés közben! A forrásban lévő ként öntsük hideg vízbe, és vizsgáljuk meg a terméket! Melegítés közben a citromsárga kén megolvad, és egyre sötétebbé válik. A kezdetben narancsszínű folyadék a melegítés ellenére egyre sűrűbbé (és még sötétebbé) válik. A melegítés során olyan sűrűn folyós lesz a kénolvadék, hogy ki sem önthető a kémcsőből. További melegítésre azután ismét hígan folyóssá válik a sötét massza. A forrásban lévő kén hideg vízbe öntve puha, nyúlós, gumiszerű anyaggá dermed. A kén olvadáspontján (119 C) a kénmolekulák közötti kötések felbomlanak, a kristály összeomlik. A további melegítés során a gyűrűalakú molekulák felszakadnak, és hosszú (kukacszerűen mozgó) nyolcatomos láncokat alkotnak. Ezek a láncok összegabalyodva okozzák a kénolvadék viszkozitásának növekedését. Még magasabb hőmérsékleten a láncok feldarabolódnak, és így egyre csökken a molekulák összegabalyodásának lehetősége, egyre hígabb lesz az olvadék. A hirtelen lehűtött kénben nincs idő arra, hogy a 2-4 atomos kénmolekulák ismét 8 atomos gyűrűvé kapcsolódjanak, majd szabályos kristályrácsba rendeződjenek. Így nem kristályos, hanem gumiszerű, ún. amorf (= alaktalan) kén jön létre. Az amorf kén azután lassan megkeményedik, mert visszaáll benne az eredeti kristályos szerkezet. Amorf kén keletkezése A kénmolekulák állapotának megváltozása melegítés hatására