.. 9.. osztályos tanuló KÉMIAKÖNYVE Írta, rajzolta, szerkesztette: Lobmayer Imre második kiadás 2013
BEVEZETÉS Felszerelés az órákra: -dáknaptár -zsebkendı (hogy ne kelljen mástól kérni) -tolltartó (toll, ceruza, radír) -könyv -füzet Gyülekezés csengetés elıtt a biológiateremnél, csengetésre kettesével sorbaállás. Pontozás: 50 pont elérésekor 5-öst, -50 pont elérésekor 1-est kapsz. A plusz és mínusz pontok elıjelesen összeadódnak, kiegyenlítik egymást. Pontot szerezni felszólítás utáni értékes hozzászólással, felelettel lehet. Egy felelet több pontot is érhet. Mínusz pontot kap, aki nem tud válaszolni olyan kérdésre, amit tudnia kellene. Ezenkívül: Felszerelés hiánya: darabonként -5 pont, ha nem jelented, -10 pont. Házi feladat hiánya: -20 pont, ha nem jelented, -50 pont. Házi feladat otthon felejtése is olyan, mintha nem lenne. A hiányzó HF-ot pótolni kell, és a következı órán bemutatni, ennek elmulasztása elégtelennel jár. A laboratóriumi munka szabályai: 1. A kémiai anyagokkal való kísérletezésnek vannak veszélyei, ezért saját testi épséged érdekében is vállalnod kell, hogy mindig csak azt tedd az eszközökkel, amire a tanár éppen utasít. Aki ezt nem vállalja, vagy nem tartja meg, nem végezhet kísérleteket. 2. Általános szabály, hogy minden vegyszert, anyagot, amivel kísérletezünk, méregnek kell tekinteni, tehát nem szabad semmit megkóstolni. Ha hozzáért a kezedhez valamilyen anyag, ne nyúlj utána szájadhoz, szemedhez! 3. Ha valamit eltévesztettél a kísérletezésnél, vagy bármi rendellenes dolog történt, ne szégyelld, hanem szólj rögtön a tanárnak! 2
óraszám órai pontok összpontsz óraszám órai pontok összpontsz 1. 37. 2. 38. 3. 39. 4. 40. 5. 41. 6. 42. 7. 43. 8. 44. 9. 45. 10. 46. 11. 47. 12. 48. 13. 49. 14. 50. 15. 51.. 16. 52. 17. 53. 18. 54. 19. 55. 20. 56. 21. 57. 22. 58. 23. 59. 24.. 60. 25. 61. 26. 62. 27. 63. 28. 64. 29. 65. 30. 66. 31. 67. 32. 68. 33. 69. 34. 70. 35. 71. 36. 72. 3
I. ATOM- ÉS MOLEKULASZERKEZET 1. ATOMMAG ÉS ELEKTRONBUROK A) RUTHERFORD KÍSÉRLETE ÉS ATOMMODELLJE Az 1800-as évek végén a tudósok felfedezték a radioaktív bomlás jelenségét. Ennek egyik formája az α-bomlás. Ez azt jelenti, hogy bizonyos elemek egy atomja elıre meg nem jósolható idıpontban kb. tízezer km/s sebességel kilı magából egy úgynevezett α részecskét, amely sokkal kisebb az atomnál, de az atomnál tömörebb, nagyobb sőrőségő részecske. (Ugyanakkor az illetı atom más elem atomjává alakul, pl. a rádium radonná, az urán tóriummá.) Ernest Rutherford (rázerford) (1871-1919) 1911-ben rádiumatomok által kilıtt α részecskék útjába egy kb. 0,001 mm vastag aranyfóliát helyezett. Mivel az atomot a Thomson-féle mazsolás puding modell szerint képzelte el (lásd 7-es könyv, 33.o.), azt várta, hogy az α részecskék úgy át fognak átmenni az aranyatomokon, mint a puskagolyó a pudingon. Azt tapasztalta, hogy az α részecskék legnagyobb része valóban szinte akadálytalanul haladt át a fólián. (Kb. húszezer atomon kellett áthaladnia.) De nagyon meglepıdött, hogy voltak olyan α részecskék is, amelyek gellert kaptak vagy visszapattantak. A meglepıdött Rutherford Rutherford arra a következtetésre jutott, hogy hibás a mazsolás puding modell. Rájött arra, hogy az atom tömegének legnagyobb része és a pozitív töltése is egy nagyon kis helyen koncentrálódik, egy nagyon nagy sőrőségő (kb. 10 15 kg/dm 3) pici golyó az atom közepén. Ezt atommagnak nevezte el. Az atom többi részén tartózkodnak az elektronok, amelyek a maghoz képest elhanyagolható tömegőek. Az α részecskék akkor kapnak gellert vagy pattannak vissza, ha véletlenül eltalálnak egy atommagot. Egyébként akadálytalanul haladhatnak. A mérési adatokból megállapította, hogy az atommag százezerszer kisebb magánál az atomnál. Ha felnagyítanánk az atomot akkorára, mint a parlament kupolája, akkor az atommag mákszemnyi volna. A mag pozitív töltése épp ellensúlyozza a körülötte található elektronok negatív töltését. Szerinte azért nem esnek bele az elektronok a magba a vonzóerı ellenére, mert úgy keringenek a mag körül, mint a bolygók a Nap körül. Ezért az ı atommodelljét Naprendszer modellnek nevezzük. B) AZ ATOMMAG FELÉPÍTÉSE: A tudósok nemsokára azt is megállapították, hogy az atommag pozitív töltéső protonokból (p + ) és töltés nélküli neutronokból (n 0 ) épül fel. Ezeket közös néven nukleonoknak nevezzük. A proton és a neutron tömege közel azonos, és 1840-szer akkora, mint az elektron tömege. Az atomban az elektronok száma megegyezik a protonok számával, így semlegesítik egymást az ellentétes töltések. A protonok (és elektronok) számát nevezzük az elem rendszámának (Z), mert ez egyben megadja az elem sorszámát is a periódusos rendszerben. A neutronok számát N-el jelöljük. Mivel a protonok és a neutronok adják lényegében az atom tömegét, a rendszám és a neutronszám összegét tömegszámnak (A) nevezzük. Tehát A = Z + N. 4
2. GYAKORLÁS (Feladatok Dr. Kovács Ivánné Dr.Csányi Csilla Kémiai példatár és tesztgyőjtemény megoldásokkal c. munkájából) Töltsd ki a táblázatokat CERUZÁVAL a periodusos rendszer segítségével! Mindegyik táblázat alatt ott találod a megoldást. 1. név vegyjel rendszám protonszám elektronszám neutronszám tömegszám bór 5 11 Al 13 27 9 19 11 23 3 4 17 18 20 39 Megoldás: bór B 5 5 5 6 11 alumínium Al 13 13 13 14 27 fluor F 9 9 9 10 19 nátrium Na 11 11 11 12 23 lítium Li 3 3 3 4 7 klór Cl 17 17 17 18 35 kálium K 19 19 19 20 39 2. név vegyjel rendszám protonszám elektronszám neutronszám tömegszám szén 6 H 0 29 63 18 22 Megoldás: szén C 6 6 6 6 12 hidrogén H 1 1 1 0 1 réz Cu 29 29 29 34 63 argon Ar 18 18 18 22 40 5
Megoldás: oxidion O 2-8 8 10 8 16 magnéziumion Mg 2+ 12 12 10 12 24 alumíniumion Al 3+ 13 13 10 14 27 bromidion Br - 35 35 36 45 80 kalciumion Ca 2+ 20 20 18 20 40 4. név kémiai jel tömegszám Megoldás: nátriumion Na + 11 11 10 12 23 kloridion Cl - 17 17 18 18 35 kalciumatom Ca 20 20 20 20 40 kénatom S 16 16 16 16 32 3. név kémiai jel rendszám protonszám elektronszám neutronszám tömegszám O 2-16 12 10 12 alumíniumion 14 Br - 80 20 18 20 rendszám protonszám elektronszám neutronszám 11 10 12 17 18 18 Ca 40 16 16 16 5. név kémiai jel rendszám protonszám elektronszám neutronszám tömegszám fluoratom 19 I - 127 15 15 16 16 18 16 Megoldás: fluoratom F 9 9 9 10 19 jodidion I - 53 53 54 73 127 foszforatom P 15 15 15 16 31 szulfidion S 2-16 16 18 16 32 6
3. BOHR ATOMMODELLJE Niels Bohr (1885-1962) dán fizikus 1913-ban azzal egészítette ki Rutherford atommodelljét, hogy az elektronok csak meghatározott sugarú körpályákon keringenek a mag körül. Ezeket a meghatározott sugarú körpályákat elektronhéjaknak nevezte el. Minden elektronhéjon csak meghatározott számú elektron tartózkodhat. Nézzük meg az ábrán Bohr modellje alapján az elsı 20 elem elektronszerkezetét! A hidrogén az elsı elem, magja egy proton, és egyetlen elektron kering körülötte. Az elektronok a lehetı legalacsonyabb energiaállapotra törekszenek, ezért a H elektronja az 1. héjon, a legkisebb sugarún kering. A héliumnak már két elektronja (és két protonja) van. Ezek még elférnek az 1. héjon. Ezzel viszont az 1 héj telített lesz, nem fér rá több elektron. A 3-as rendszámú lítium 3 elektronja közül csak kettı fér el az 1. héjon, a harmadik az eggyel magasabb energiájú 2. héjra kényszerül. A következı elemeknek egyre több elektronjuk van a második héjon, míg végül a neon esetében ez a héj is betelik 8 elektronnal. Láthatjuk, hogy új periódus mindig akkor kezdıdik, amikor új elektronhéjra van szükség. H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Fontos megállapítás: Az egy csoportba tartozó elemeknek ugyanannyi elektronja van a legkülsı héjon. 7. osztályban láttuk, hogy az egy csoportba tartozó elemeknek hasonlók a tulajdonságaik, pl. a vegyértékük megegyezik. Ebbıl látható, hogy az elemek tulajdonságai leginkább a legkülsı héjon levı elektronok számától függ. Ezért a legkülsı héjat vegyértékhéjnak, a rajta levı elektronokat vegyértékelektronoknak nevezzük. A telített (lezárt) héjak az atommaggal együtt alkotják az atomtörzset. Tehát : atom = atomtörzs + vegyértékhéj. A nemesgázoknak nincsenek vegyértékelektronjaik, csak atomtörzsük. Ez energetikailag kedvezı stabil elektronszerkezet, un. nemesgázszerkezet. Amikor az atomok ionokká alakulnak, mindig nemesgázszerkezetet alakítanak ki. Pl. amikor a Mg két elektront lead és Mg + ionná alakul, elnyeri a Ne elektronszerkezetét. Amikor a Cl egy elektront felvesz, és kloridionná (Cl - ) alakul, elnyeri az Ar elektonszerkezetét. 7
4. A VALÓSZÍNŐSÉGI ATOMMODELL I. Az elektromosság törvényei szerint ha egy elektron körpályán mozogna, akkor energiát sugározna ki, veszítene sebességébıl és belehullana a magba. Ezért Bohr modellje sem írja le teljesen jól az atom szerkezetét. A ma is érvényes kvantummechanikai modellt Erwin Schrödinger (1887-1961) alkotta meg 1926-ban. Ezt a modellt valószínőségi modellnek is nevezhetjük. Eszerint az elektron helyét a magban nem lehet elıre kiszámítani, csak annyit tudunk megmondani róla, hogy egy adott térrészben mekkora valószínőséggel található meg. A H elektronja a Bohr-modell szerint az elsı héjon kering. Valójában mozgása inkább egy rugalmas pórázon tartott kutya rendszertelen mozgásához hasonlít azzal a különbséggel, hogy nem jár be egy bizonyos kacskaringós útvonalat, mint a kutya, hanem hol itt, hol ott bukkan fel véletlenszerően. Ha sokszor lefényképeznénk a H atomot, és egybeillesztenénk a képeket, akkor egy ilyesfajta ábrát kapnánk. Ha még több felvételt készítenénk, akkor a képen kirajzolódna, hogy az elektron többnyire a mag közelében található, és a magtól egyre távolabbi helyeken egyre ritkábban. Mozgási energiája révén az elektron igyekezne elszakadni a magtól, de a mag vonzóereje pórázként visszatartja. Rajzoljuk meg azt a gömböt a mag körül, amelyben 90%-os valószínőséggel megtalálható az elektron. Vagyis ha 100-szor megnézzük, hogy hol van az elektron, kb. 90-szer a gömbön belül találjuk. A gömbön belüli térrészt nevezzük elektronpályának vagy atompályának. Atompályának nevezzük a legkisebb olyan térrészt, amelyben az elektron 90%-os valószínőséggel elıfordul. A héliumnak két elektronja van. Ezek ugyanazon a pályán vannak, ahogyan már Bohr is elképzelte. Vagyis mindkét elektron ugyanabban a térrészben található meg 90%-os valószínőséggel. Minden atompályán két elektron fér el, ezért a lítium három elektronja közül a harmadik már csak egy új, nagyobb energiájú pályán tartózkodhat. Ez is megfelel Bohr modelljének. Ez az új pálya ugyanúgy gömb alakú, de nagyobb mérető, mert az elektron nagyobb energiája miatt jobban el tud távolodni a magtól, jobban ki tudja húzni a pórázt. Bohr-modell: 1. pálya: 2. pálya: A két pálya együtt a lítiumatomban: A berilliumatom negyedik elektronja még elfér ezen a 2. pályán, de a bór ötödik elektronjához ismét új pályára lesz majd szükség. 5. A VALÓSZÍNŐSÉGI ATOMMODELL II. 8
Az elektronok olyan gyorsan változtatják helyüket, hogy ha felnagyítva szabad szemmel tudnánk nézni az atomot, nem tudnánk szemünkkel követni az elektronok itt-ott felbukkanását. A fenti ábrákon látható sok pontot egyszerre észlelnénk. Úgy látnánk az elektront, mint egy felhıt, amely ott sőrőbb, ahol gyakrabban fordul elı az elektron. Ezért azt mondjuk, hogy az elektron felhıszerően veszi körül a magot. A bóratom ötödik elektronja is a 2. héjon van, de egy új atompályán. Ezen a pályán az elektron elıfordulásának valószínőségét az ábrán láthatjuk. A pálya súlyzó alakú. Ilyen alakú pályából van még kettı ezen a héjon. A három pálya tengelye egymásra merıleges. Ez a három pálya kicsit nagyobb energiájú, mint a második héj gömb alakú pályája, de egymással egyenlı energiájúak. Ezért a Bohr modellen bejelölt három elektron párosítatlanul három különbözı pályára kerül. Ez azért elınyös, mert taszító hatás van közöttük. Viszont a következı három elektron már csak olyan pályára kerülhet, ahol van már egy elektron. Így a Bohr-modell szerinti második héj 8 elektronnal úgy telítıdhet, hogy mind a négy pályán két elektron (egy-egy elektronpár) tartózkodik. A gömb alakú (gömbszimmetrikus) pályákat s pályáknak, a súlyzó alakú (tengelyszimmetrikus) pályákat p pályáknak nevezzük. Az egyes pályákat kis négyzetekkel jelöljük. Az elsı két héjon levı pályák jelölése tehát: Az egyes pályákon tartózkodó elektronokat fél nyilakkal jelöljük, az egy pályán levık ellentétes irányúak. Pl. az oxigén elektronszerkezete: A harmadik és negyedik héj s és p pályái ugyanolyan alakúak, de még nagyobb méretőek, mint a második héj pályái. Néhány példa az elemek elektronszerkezetére: Egy héjon belül az ugyanolyan alakú pályák összességét alhéjnak nevezzük. Pl. a második héj két alhéjra oszlik, a 2s és a 2p alhéjra. A 2s alhéjat egy pálya, a 2p alhéjat három pálya alkotja. HÁZI FELADAT: Írd fel a következı elemek elektronszerkezetét: He, Li, N, Na, Cl, Ca. Megoldások (Letakarni!): 9
Az atomokat úgy is szoktuk ábrázolni, hogy a vegyjel köré annyi pontot teszünk, ahány vegyértékelektronja van az atomnak. Ilyenkor maga a vegyjel az atomtörzset jelenti. Az elektronpárokat (az egy pályán levı elektronokat) szorosan egymás mellé rajzolt pontokkal ábrázoljuk, vagy a két pontot egy vonallal helyettesítjük. A különálló pontok a párosítatlan elektronokat jelentik. Néhány példa: 6. A MOLEKULÁK SZERKEZETE I. Amikor két hidrogénatom hidrogénmolekulává kapcsolódik, elektronjaik egy közös pályára kerülnek, amit molekulapályának nevezünk. Az elektronok egyformán tartoznak mindkét atomhoz. A közös elektronpárt kötı elektronpárnak nevezzük, és két ponttal vagy egy vonallal jelöljük. Az ábrán láthatjuk, hogy a molekulapályára került elektronok legtöbbször a két mag között tartózkodnak, az elektronfelhı a két mag között a legsőrőbb. Így tudják negatív töltésükkel összetartani a két pozitív töltéső magot. Az ilyen típusú kötést kovalens kötésnek nevezzük. Az atomok közötti olyan kötést, amelyet közös elektronpár hoz létre, kovalens kötésnek nevezzük. Az ionkötéshez hasonlóan a kovalens kötés létesítése azért kedvezı az atomok számára, mert nemesgáz szerkezethez juttatja mindkét atomot. A hidrogénmolekula esetében mindkét atomnak két elektronja lesz, így mindketten a hélium elektronszerkezetét érik el. A klóratomok vegyértékhéján három elektronpár és egy párosítatlan elektron van. Egy elektronjuk hiányzik a nemesgázszerkezethez. Két klóratom úgy tudja elérni a nemesgázszerkezetet, hogy ezt a párosítatlan elektronjukat beadják közösbe, lesz egy kötı elektronpár közöttük, és mindkettınek meglesz a nyolc elektronja. Hasonlóan jön létre a HCl molekula is. Egy-egy elektront beadnak közösbe, így a hidrogén a hélium elektronszerkezetét, a klór az argonét éri el. Az oxigénatomnak két elektronja hiányzik a nemesgázszerkezethez, ezért két hidrogénatommal is kell kovalens kötést létesítenie, hogy meg legyen a nyolc elektronja. A vízmolekulában az oxigénatom körül 4 elektronpár található, két kötı elektronpár és két nemkötı elektronpár. Ezek az elektronpárok taszítják egymást, ezért tetraéderesen helyezkednek el, mintha 4 lufi kötözési pontját húznánk össze egy pontba. A molekula kialakulásakor alakjuk is egyforma lesz, az eredetileg s és p pályák azonos alakúvá válnak. A H atomok tehát a nemkötı elektronpárok miatt kapcsolódnak V alakban az oxigénatomhoz. A nitrogénatomnak három elektronja párosítatlan, ezért három hidrogénatommal alkot egy ammóniamolekulát. A molekulában a három kötı és az egy nemkötı elektonpár itt is tetraéderes elrendezıdéső, ezért kapcsolódik a három H atom háromlábú szék (háromszög alapú piramis) alakban a nitrogénatomhoz. HF: Rajzold fel a következı molekulák kialakulását és térszerkezetét: F 2, HF, H 2 S! 10
7. A MOLEKULÁK SZERKEZETE II. A szénatom vegyértékhéján egy elektronpár és két párosítatlan elektron található. A két párosítatlan elektronnal két kötést tudna létesíteni, de így csak 6 elektron lenne körülötte, nem érné el a nemesgázszerkezetet. Ezért ha más atomokkal találkozik, meghozza azt az áldozatot, hogy a 2s pályáról elılépteti az egyik elektronját a magasabb energiájú üres 2p pályára, hogy az így kialakult 4 párosítatlan elektronnal 4 kötést létesítve mégiscsak elérje a nemesgázszerkezetet. Ezért 4 vegyértékő a szén. Így jön létre pl. a metánmolekula, amelyben a 4 kötı elektronpár tetraéderesen helyezkedik el, ezért a molekula alakja is tetraéder lesz. Az oxigénatomoknak két párosítatlan elektronjuk van, ezért ha kettı összekapcsolódik oxigénmolekulává, két-két elektronjukat is be kell adniuk a közösbe, hogy elérjék a nemesgázszerkezetet. Kettıs kötés jön létre. A két kötı elektronpár közül csak az egyik helyezkedhet el a két oxigénatom között, mert a molekulapályákra is igaz, hogy csak két elektron tartózkodhat egy pályán. A másik kötı elektronpár az ábra szerinti olyan másik molekulapályán helyezkedik el, amely a p pályákhoz hasonlóan két térrészbıl áll. Ezen a pályán az elektronok legtöbbször a molekula hossztengelye alatt vagy fölött találhatók meg. A két különbözı alakú molekulapálya közül σ (szigma) pályának nevezzük, amelyik a két atom között helyezkedik el, és π (pi) pályának, amelyik a σ pálya két oldalán található. A kötéseket pedig σ kötésnek és π kötésnek nevezzük. A nitrogénatom három párosítatlan elektronnal rendelkezik, ezért van a nitrogénmolekulában hármas kötés. Az egyik kötés σ kötés, a másik kettı pedig π kötés. π 1 és π 2 ugyanolyan alakúak, de egymásra merılegesen helyezkednek el. Ha két atom között csak egy kötés van, az csak σ kötés lehet. Kettıs ill. hármas kötések esetén van szükség π kötésekre is. HÁZI FELADATOK: 1. Hány protont és hány elektront tartalmaznak a következı ionok, és melyik nemesgáz szerkezetével rendelkeznek? a) Li +, b) Mg ++, c) F -, d) S 2-2. Hány kötı és hány nemkötı elektronpárral rendelkeznek az a) H 2, b) Cl 2, c) CO 2 molekulák? 3. Hány σ és hány π kötés van a kövekezı molekulákban? MEGOLDÁSOK (Letakarni!): 1. a) 3 és 2, hélium b) 12 és 10, neon c) 9 és 10, neon d) 16 és 18, argon 2. a) 1 és 0, b) 1 és 6, c) 4 és 4 3. a) 5 és 1, b) 3 és 2, c) 4 és 0, d) 2 és 2 11
8. A DATÍV KÖTÉS Ahogy már 7. osztályban tanultuk (47. o.), az ammóniamolekula képes kötést létesíteni egy hidrogénionnal (H + ), amirıl most már tudjuk, hogy nem más, mint egy proton (p + ). A kovalens kötéshez két elektronra van szükség. Mivel a p + nem tud elektront beadni a közösbe, a kötés csak úgy lehetséges, hogy a nitrogén atom felajánlja nemkötı elektronpárját. Így a kötéshez mindkét elektront a nitrogén adja. Az olyan kovalens kötést, amelyhez mindkét elektront az egyik atom adja, datív kötésnek nevezzük. A datív szó a dare=adni latin szóból származik. Az elektronokat adó atomot donornak, az elfogadó atomot akceptornak nevezzük. Miután már létrejött a datív kötés, a keletkezett ammóniumion négy kovalens kötését utólag már nem lehet megkülönböztetni egymástól, mindegyik teljesen egyforma lett. A datív kötés minden esetben csak eredetében különbözik a többi kovalens kötéstıl. Észrevehetjük, hogy az ammóniumion elektronszerkezete teljesen megegyezik a metánéval. Alakjuk is ugyanúgy tetraéder. Különbség csak a központi atom magjában van: a nitrogén atommag eggyel több protont tartalmaz. Ezért van az ammóniumionnak + töltése. Abból is láthatjuk, hogy + töltésének kell lennie, mert a semleges ammóniamolekula egy + töltéső részecskét vett fel. Hasonlóan a vízmolekula is képes proton megkötésére, amint azt már 7. osztályban tanultuk (43. o.). Ez is datív kötés, amelyhez az oxigén adja egyik nemkötı elektronpárját. A keletkezett hidroxóniumion elektronszerkezete és térszerkezete az ammóniamolekuláéval megegyezı. Pozitív töltése azért van, mert az oxigén atommagjában eggyel több proton van, mint a nitrogénében. 9. RÉSZÖSSZEFOGLALÁS Mi az az α bomlás? Milyen kísérletet végzett Rutherford? Mit tapasztalt? Milyen következtetésekre jutott? Milyen részecskék építik fel az atommagot? Hány neutront tartalmaz az uránatom, ha tömegszáma 238? Bohr milyen két állítással egészítette ki Rutherford atommodelljét? Bohr modellje alapján mit mondhatunk a periódusos rendszer egy csoportba (oszlopba) tartozó elemeinek elektronszerkezetérıl? Mit jelentenek: vegyértékhéj, vegyértékelektron, atomtörzs? Mire törekednek az atomok, amikor ionná alakulnak ill. kovalens kötést létesítenek? Mekkora töltése van a következı ionoknak, melyik nemesgáz szerkezetével rendelkeznek: káliumion, alumíniumion, oxidion? Ábrázold az elektron megtalálási valószínőségét egy s ill. p pályán! Mit értünk atompályán? Rajzold fel az elsı 20 elem atomjainak elektronszerkezetét a Bohr-modellel és a valószínőségi modell kalitkás ábrázolásával! Mit értünk alhéjon? Rajzold fel az elsı 20 elem atomjainak vegyértékelektronjait a vegyjel köré tett vonalakkal és pontokkal! Mit értünk kovalens kötésen? Rajzold fel a következı molekulákat és összetett ionokat a kötı és nemkötı elektronpárok feltüntetésével: H 2, Cl 2, HCl, H 2 O, NH 3, CH 4, O 2, N 2, NH + 4, H 3 O +! Mi a különbség a σ és a π kötés között? Max. hány σ és hány π kötés lehet két atom között? Mit nevezünk datív kötésnek? Mit jelentenek: donor, akceptor? A DİLT BETŐS KÉRDÉS MEGOLDÁSA (Letakarni!) : (5+7) 2 +2 12
10. POLÁRIS ÉS APOLÁRIS MOLEKULÁK A) AZ ATOMOK MÉRETE Az ábra az atomok méretét ábrázolja a periódusos rendszer szerinti elrendezésben. Bármelyik csoportot (oszlopot) nézzük, lefelé haladva nı a méret, mert egyre több az elektronhéj. Bármelyik periódust (sort) nézzük, jobbra haladva csökken a méret, mert az elektronhéjak száma nem változik, de az egyre több protont tartalmazó mag egyre jobban összehúzza az elektronburkot. A legnagyobb atomok tehát a bal alsó sarokban vannak, a legkisebbek pedig a jobb felsıben. B) AZ ELEKTRONEGATIVITÁS Ha két különbözı atom között kovalens kötés alakul ki, a két atom magja nem egyforma mértékben vonzza a kötı elektronokat. Pauling különbözı mérési eredmények alapján számértékekkel jellemezte az atomok elektronvonzó képességét, más szóval elektronegativitását (EN). A fluor elektronegativitása a legnagyobb: 4, a franciumé a legkisebb: 0,7. Az elektronegativitás-értékeket megtaláljuk a periódusos rendszerben (EN). Megfigyelhetjük, hogy a hidrogéntıl eltekintve annál nagyobb az elektronvonzó képesség, minél kisebb a méret. Ennek az a magyarázata, hogy a kisebb atomok magja közelebb van a kötı elektronpárhoz, és így nagyobb vonzást tud rá gyakorolni. C) POLÁRIS KÖTÉS, POLÁRIS MOLEKULA A HCl molekulában a kötı elektronpár el van tolódva a klóratom felé, mivel a klór elektronegativitása (3,0) nagyobb, mint a H elektronegativitása (2,1). Ez azt jelenti, hogy a kötı elektronok nagyobb valószínőséggel találhatók meg a klór közelében, mint a hidrogén közelében. Így a klóratomon részleges negatív töltés (δ-) (ejtsd: delta negatív), a hidrogénen részleges pozitív töltés (δ+) alakul ki. A részleges töltés azt jelenti, hogy kisebb töltés alakul ki, mintha Cl - és H + ionok jönnének létre. A molekula összességében semleges, vagyis ugyanannyi pozitív töltése van, mint negatív, de a töltések nem egyenletesen oszlanak el. Van a molekulának egy pozitív fele és egy negatív fele, pozitív pólusa és negatív pólusa. Ezért azt mondjuk, hogy ez a kötés poláris, és a molekula is poláris. (A poláris molekulákat dipólusmolekuláknak is szoktuk nevezni.) A továbbiak megértéséhez szükség van a súlypont fogalmának ismeretéhez. Ha egy súlyzót egy ponton alátámasztva akarunk tartani, akkor a közepénél kell fognunk, mert ott van a súlypontja (s). Ha egy könnyő mőanyagból készült szabályos háromszöglap csúcsaira vasgolyókat erısítünk, akkor a háromszög közepén kell az egészet alátámasztanunk, hogy el ne billenjen, mert ennek a rendszernek ott van a súlypontja. Egy szabályos tetraéder csúcsaira erısített vasgolyók rendszerének a tetraéder közepén van a súlypontja. 13
Most térjünk vissza a molekulákhoz! A hidrogénmolekulában a két atommag (proton) pozitív töltésének is van súlypontja, mégpedig a súlyzóhoz hasonlóan a kettı között félúton. Mivel két egyenlı elektronegativitású atomról van szó, az elektronfelhı itt nem tolódik el egyik atom felé sem. Ezért a negatív töltések súlypontja is középen van, ugyanott, ahol a + töltéseké. A + és töltések nem válnak szét, mint a HCl molekulában, tehát nincsenek pólusok. A kötés apoláris (pólusmentes) és a molekula is apoláris. A vízmolekulában a kötések polárisak, mert az oxigén elektronegatívabb a hidrogénnél, így a kötı elektronpárok az oxigén felé vannak eltolódva. Az eltolódást nyíllal jelöljük. Az oxigén részlegesen negatív, a hidrogének pedig részlegesen pozitívak. A két δ+ töltés súlypontja a két hidrogénatom között van félúton. Ez a súlypont a vízmolekula + pólusa. Az oxigénatomnál van a pólus. A vízmolekula tehát poláris. A szén-dioxid molekula kötései polárisak, mivel az oxigén elektronegatívabb, mint a szén. Az oxigénatomokon δ-, a szénatomon δ+ töltés alakul ki. A negatív töltések súlypontja viszont a szimmetria miatt egybeesik a pozitívéval, tehát a poláris kötések ellenére nem lesz két pólusa a molekulának, a szén-dioxid molekula apoláris. Hasonló a helyzet a kén-trioxid és a metán molekulák esetében. A kötések polárisak, de a molekulák szimmetriája miatt (szabályos háromszög ill. szabályos tetraéder) a + és a töltések súlypontja egyaránt a molekula középpontjában van, egybeesik. Így a molekulák apolárisak. Foglaljuk össze, hogyan állapíthatjuk meg, hogy egy adott molekula poláris-e! 1. Rajzoljuk le a molekula térbeli alakját, nézzük meg az egyes atomok elektronegativitását, és rajzoljuk be nyilakkal a kötı elektronpárok eltolódását! 2.Ha nincsenek eltolódások, vagyis a kötések apolárisak, akkor a molekula mindenképpen apoláris. 3. Ha vannak eltolódások, vagyis a kötések polárisak, akkor jelöljük be a δ+ és δ- töltéseket! 4. Ha a + és a - töltések súlypontjai egybeesnek, akkor a molekula apoláris, ha nem esnek egybe, akkor poláris. HÁZI FELADAT: Polárisak, vagy apolárisak a következı molekulák: I 2, H 2 S, P 4, SO 2, S 8, CCl 4 NH 3? MEGOLDÁSOK (Letakarni!): apoláris, poláris, apoláris, poláris, apoláris, apoláris, poláris 14
11. A MOLEKULÁK KÖZÖTTI KÖTİERİK (MÁSODLAGOS KÖTÉSEK) A) A DIPÓLUS-DIPÓLUS KÖTÉS Ha egy halmaz dipólusmolekulákból (poláris molekulákból) áll, akkor az egymás közelébe kerülı molekulák úgy kapcsolódnak össze, hogy az egyik molekula + fele a másik felével érintkezik. Az összetartó erı a + és töltések közötti elektrosztatikus vonzás. A dipólus-dipólus kötés gyengébb az ionos kötésnél, mert a dipólusmolekulákon csak részleges töltések (δ+ és δ ) alakulnak ki, így a vonzóerı is kisebb mint a nagyobb töltéső ionok között. Ilyen kötés van pl. a HCl molekulák között folyadék és szilárd halmazállapotban. B) A DISZPERZIÓS KÖTÉS Az apoláris molekulákban a + és töltések súlypontja egybeesik. Ezért eddigi ismereteink alapján úgy tőnik, hogy semmilyen vonzóerı nem lép fel pl. két hidrogénmolekula között. Az atommagok azonban kismértékő rendszertelen rezgımozgást végeznek az elektronfelhıhöz képest, ezért a + és a töltések súlypontja rövid idıre szétválik egymástól, majd újra egybeesik. Így a molekulák egy-egy pillanatra gyengén dipólussá válnak, rövid idıre kialakul közöttük egy gyenge dipólus-dipólus kötés, majd megszőnik, majd újra kialakul. Ezt a kölcsönhatást nevezzük diszperziós kölcsönhatásnak vagy diszperziós kötésnek. Minél nagyobb a molekulák mérete, annál erısebb diszperziós kölcsönhatás alakul ki közöttük. C) A HIDROGÉNKÖTÉS (HIDROGÉNHÍD-KÖTÉS) Az ábra bal oldalán a vízmolekula O-H kötésének kötı elektronpárja látható. A hidrogén atommagja, vagyis a proton az oxigénnel ellentétes oldalon van legkevésbé takarva az elektronfelhıvel. Erre az oldalára ezért odavonzza egy másik vízmolekula oxigénjének nemkötı elektronpárját. Az így kialakult kötést nevezzük hidrogénkötésnek. A hidrogénatom két oxigénatomot köt össze úgy, hogy a három atom mindig egy egyenesbe esik. Ezért szokás a hidrogénkötést hidrogénhíd-kötésnek is nevezni. A jégben a szomszédos vízmolekulákat hidrogénkötések tartják össze az ábra szerint. Más molekulák között is kialakulhat hidrogén-híd kötés. Ennek feltételei: 1. Az egyik molekulában legyen olyan hidrogénatom, amely N, O vagy F atomhoz kapcsolódik. 2. A másik molekulában legyen nemkötı elektronpárral rendelkezı N, O, vagy F atom. Az eddig tanult kötések osztályozása: Az ionkötést, a kovalens kötést és a fémes kötést elsıdleges kötéseknek nevezzük, a molekulák közötti kötıerıket másodlagos kötéseknek. A másodlagos kötések jóval gyengébbek az elsıdlegeseknél. A másodlagosak között a legerısebb a hidrogénkötés, aztán következik a dipólus-dipólus kötés, és a leggyengébb a diszperziós kötés. Milyen típusú másodlagos kötések vannak a következı vegyületek molekulái között? F 2, HF, HCl, H 2 S, NH 3, CO 2, SO 2, SO 3, CH 4, CH 2 O? 15
12. MITİL FÜGG AZ OLVADÁSPONT ÉS A FORRÁSPONT? Olvadáskor az addig egymáshoz rögzített részecskék elkezdenek elgördülni egymáson. Ehhez fel kell szakadnia a rögzítı erıknek. Minél erısebbek a kötések a részecskék között, annál nehezebben szakadnak fel, annál magasabb az olvadáspont. Forráskor az egymás mellett levı, de egymáson elgördülı részecskék egészen eltávolodnak egymástól. Ehhez is a kötıerıt kell legyızniük, ezért a forráspont is annál magasabb, minél erısebb a kötıerı a részecskék között. Összefoglalva: Minél erısebb a kötés a részecskék között, annál magasabb az olvadáspont és a forráspont. Hogyan tudjuk megmondani, hogy két anyag közül melyik részecskéi között nagyobb a kötıerı? 1. Közel azonos molekulatömeg esetén a kötıerı nagyságát a kötıerı típusa határozza meg. Pl: M kötéstípus Op Fp metán (CH 4 ) 16 g/mol diszperziós -182,5 C o -161,5 C o ammónia(nh 3 ) 17 g/mol hidrogénkötés -77,7 C o -33,35 C o Mivel a hidrogénkötés erısebb, mint a diszperziós, az ammónia olvadás- és forráspontja magasabb a metánénál. 2. Azonos kötéstípus esetén a nagyobb tömegő molekulák között van nagyobb kötıerı. Pl: M kötéstípus Op Fp klór (Cl 2 ) 71 g/mol diszperziós -101 C o -34,7 C o bróm(br 2 ) 160 g/mol diszperziós +58 C o -7,2 C o A brómnak nagyobb a molekulatömege, ezért magasabb az olvadás- és forráspontja. 13. MITİL FÜGG, HOGY MI MIBEN OLDÓDIK JÓL? Oldódáskor az oldott anyag részecskéi teljesen elszakadnak egymástól, és az oldószer részecskéi egyenként körülveszik ıket. Az oldószer és az oldott anyag részecskéi között másodlagos kötıerık alakulnak ki: Pl. a konyhasó oldódásakor a Na + ionokat körbevevı vízmolekulák, mint dipólusok negatív felükkel fordulnak a Na + ion felé, és kötıdnek hozzá. A Cl - ionokhoz pedig + felükkel fordulnak a vízmolekulák. Az ionok körül vízburok (hidrátburok) alakul ki. Egy oldószer azt az anyagot oldja jól, amelyik számára megfelelı partner valamilyen másodlagos kötés kialakítására. Pl.: Poláris molekula poláris oldószerben: (dipólus-dipólus kötés) Apoláris molekula apoláris oldószerben: (diszperziós kötés): Alkohol vízben: (hidrogénkötés) Megfogalmazhatjuk a hasonló hasonlót old szabályt: poláris anyagok poláris oldószerben, apoláris anyagok apoláris oldószerben oldódnak jól. Az ionvegyületeket is a poláris anyagok közé sorolhatjuk. 16
14. KÉRDÉSEK AZ ÖSSZEFOGLALÁSHOZ (ATOM- ÉS MOLEKULASZERKEZET) A számok azokat a fejezeteket jelentik, amelyekben a válasz megtalálható. A fontosabb kérdések aláhúzással vannak jelölve. 1. Mit tanultunk az α-bomlásról? Milyen kísérletet végzett Rutherford? Mit tapasztalt? Mi mindent állított Rutherford az atomról új atommodelljében? Milyen részecskék építik fel az atommagot? Mit tudunk az egyes részecskék tömegérıl és töltésérıl? Mit jelentenek: nukleon, rendszám, neutronszám, tömegszám? Hogyan jelöljük az utóbbi hármat, és milyen matematikai összefüggés van közöttük? 2. Hány protont, hány elektront és hány neutront tartalmaznak a következı atomok és ionok (a bal felsı sarokban a tömegszám található): 7 Li, 14 C, 11 B, 31 P, 56 Fe 3+, 23 Na +, 37 Cl -, 19 F - (Megoldások a kérdések után.) 3. Bohr milyen két állítással egészítette ki Rutherford atommodelljét? Rajzold fel az elsı 20 elem atomjainak elektronszerkezetét a Bohr-modellel! Bohr modellje alapján mit mondhatunk a periódusos rendszer egy csoportba (oszlopba) tartozó elemeinek elektronszerkezetérıl? Mit jelentenek: vegyértékhéj, vegyértékelektron, atomtörzs? Mire törekednek az atomok, amikor ionná alakulnak? 4. Ábrázold a H atom elektronjának megtalálási valószínőségét! Mit értünk atompályán? Hány elektron tartózkodhat egy atompályán? 5. Miért mondhatjuk, hogy az e - felhıszerően veszi körül a magot? Ábrázold az elektron megtalálási valószínőségét egy s ill. p pályán! Rajzold fel az elsı 20 elem atomjainak elektronszerkezetét a valószínőségi modell cellás ( kalitkás ) ábrázolásával! Rajzold fel az elsı 20 elem atomjainak vegyértékelektronjait a vegyjel köré tett vonalakkal és pontokkal! 6. Ábrázod a H 2 molekulában a kötı elektonok megtalálási valószínőségét! Mit értünk kovalens kötésen? Miért kedvezı az atomok számára kovalens kötés létesítése? Rajzold fel a következı molekulákat a kötı és nemkötı elektronpárok feltüntetésével: H 2, Cl 2, HCl, H 2 O, NH 3, F 2, HF, H 2 S! A H 2 O, NH 3 és H 2 S molekulákban milyen alakba rendezıdnek a központi atom elektronpárjai, és milyen alakú a molekula? 7. Miért 4 vegyértékő a szén? Mi a különbség a σ és a π kötés között? Rajzold fel az O 2 és N 2 molekulákat a kötı és nemkötı elektronpárok feltüntetésével! Max. hány σ és hány π kötés lehet két atom között? Oldd meg a 9. oldalon levı HF-okat! 8. Mit nevezünk datív kötésnek? Mit jelentenek a donor és az akceptor"kifejezések? Ábrázold az ammóniumion és a hidroxóniumion szerkezetét! Ezekben a molekulákban melyik atomok játsszák a donor és az akceptor szerepét? 10. Hogyan változik az atomok mérete a periódusos rendszerben lefelé ill. jobbra haladva? Miért? Milyen összefüggés van az atomok mérete és elektronegativitása között? Mit jelent az, hogy egy kötés poláris? Mit jelent az, hogy egy molekula poláris? Polárisak-e a következı molekulák: H 2, H 2 O, CO 2, SO 3, CH 4? Miért? Oldd meg a 14. oldalon levı HF-okat! 11. Milyen három fajtája van a molekulák közötti kötıerıknek? Milyen esetben és hogyan alakulnak ki ezek? Mely kötéseket nevezünk elsıdleges, és melyeket másodlagos kötéseknek? Állítsd sorrendbe a kötésfajtákat erısség szerint! 12.Mitıl függ az anyagok olvadás- és forráspontja? Miért? Hogyan tudjuk megmondani, hogy két anyag közül melyik részecskéi között nagyobb a kötıerı? 13. Fogalmazd meg a szabályt, amely leírja, hogy mi miben oldódik jól? A számítási feladat megoldásai: 7 Li: 3,3,4, 14 C: 6,6,8, 11 B: 5,5,6, 31 P: 15,15,16, 56 Fe +++ : 26,23,30, 23 Na + :11,10 12, 37 Cl - :17,18,20, 19 F - :9,10,10 17
II. Reakciótípusok 1. A SAVAK ÉS BÁZISOK FOGALMÁNAK KITERJESZTÉSE A) A SAVAK ÉS BÁZISOK FOGALMA ARRHENIUS SZERINT A 7. osztályban tanultuk, hogy a vizes oldatok savas, semleges vagy lúgos kémhatásúak lehetnek. A savas oldatok hidroxóniumionokat (H 3 O + ) tartalmaznak. Minél többet, annál savasabb az oldat. A lúgos oldatok hidroxidionokat (OH - ) tartalmaznak. Minél többet, annál lúgosabb az oldat. A kémhatást ph skálával jellemezhetjük számszerően. A semleges oldat ph-ja 7, a savasé 7-nél kisebb, a lúgosé 7-nél nagyobb. Svante Arrhenius (1858-1927) svéd tudós vizes oldatukban való viselkedésük alapján nevezett egyes anyagokat savaknak ill. bázisoknak. Arrhenius szerint azok a vegyületek a savak, amelyek vizes oldatukban hidrogéniont adnak át a víznek, és így hidroxóniumion keletkezik. Pl. a hidrogén-klorid és a kénsav: H 2 O + HCl H 3 O + + Cl - 2H 2 O + H 2 SO 4 2H 3 O + + SO 4 2- Arrhenius szerint azok a vegyületek a bázisok, amelyek vízben oldódva hidroxidionokat juttatnak az oldatba. Pl. a nátrium-hidroxid és a kalcium-hidroxid: NaOH Na + + OH - Ca(OH) 2 Ca 2+ + 2OH - B) A SAVAK ÉS BÁZISOK FOGALMA BRÖNSTED SZERINT 7. osztályban tanultuk, hogy a savas és a lúgos oldatok közömbösítik egymást. Pl. a nátrium-hidroxid oldat közömbösíti a sósavat. A nátrium-hidroxid oldat Na + ionokat és OH - ionokat tartalmaz, a sósav H 3 O + ionokat és Cl - ionokat. nátrium-hidroxid(na + + OH - )+sósav(h 3 O + + Cl - ) víz+ nátrium-klorid Mivel a Na + ionok és a Cl - ionok nem vesznek részt a közömbösítési reakcióban, a reakció lényege, hogy a H 3 O + ion H + iont (protont) ad át a OH - ionnak, és mindkettıbıl vízmolekula lesz: OH - + H 3 O + H 2 O + H 2 O A közömbösítési reakcióban tehát a savból származó hidroxóniumion protont ad át a bázisból származó hidroxidionnak. Leegyszerősítve: a sav protont ad át a bázisnak. Ebbıl kiindulva Nicolaus Brönsted (1879-1947) dán tudós kiterjesztette a savak és a bázisok fogalmát: Brönsted szerinti savak: proton leadására képes molekulák vagy ionok. Brönsted szerinti bázisok: proton felvételére képes molekulák vagy ionok. A Brönsted szerinti savak magukba foglalják az összes Arrhenius szerinti savat, hiszen azok mind képesek protont leadni. Vannak viszont ezeken kívül is Brönsted-savak, pl. a víz, hiszen protont tud átadni az ammóniának, amikor az vízben oldódik: NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH - A Brönsted szerinti bázisok magukba foglalják az összes Arrhenius szerinti bázist, hiszen azok mind képesek protont felvenni. Vannak viszont ezeken kívül is Brönsted-bázisok, pl. a kloridion, mert protont vesz fel, amikor a kénsav kiőzi a sósavat a nátriumkloridból: 2NaCl + H 2 SO 4 2HCl + Na 2 SO 4 A vízmolekula Brönsted szerint savnak és bázisnak is tekinthetı, hiszen az ammóniának protont tud átadni, viszont a hidrogén-kloridtól protont tud átvenni. Amfotereknek nevezzük azokat a részecskéket, amelyek protonleadásra és protonfelvételre egyaránt képesek. 18
2. A PROTONÁTMENETTEL JÁRÓ REAKCIÓK (SAV-BÁZIS REAKCIÓK) A továbbiakban a sav és a bázis szót a Brönsted féle értelemben használjuk. Amikor egy HCl molekula protont ad le, a belıle maradó kloridion (Cl - ) bázis, mert képes arra, hogy újra protont vegyen fel. Amikor egy NH 3 molekula protont vesz fel, a belıle keletkezı ammóniumion (NH + 4 ) sav, mert le tudja adni a szerzett protont. Általában is igaz, hogy minden savból bázis lesz, ha protont ad le, és minden bázisból sav lesz, ha protont vesz fel. konjugált párok: sav bázis HCl Cl - + NH 4 NH 3 H 2 O OH - H 3 O + H 2 O H 2 CO 3 - HCO 3 - HCO 3 2- CO 3 Ilyen módon a savakat és a bázisokat párokba rendezhetjük: Minden savnak az a bázis a párja, amelyik belıle protonleadással származhat, és minden bázisnak az a sav a párja, amelyik belıle protonfelvétellel származhat. Az egymásból protonleadással ill. felvétellel származtatható sav-bázis párokat konjugált pároknak nevezzük. Az amfoter részecskék, pl. a víz és a hidrogén-karbonátion (HCO 3 - ) megtalálhatók a savak és a bázisok között is. A protonátmenettel járó reakciók lényege, hogy egy sav protont ad át egy bázisnak pl.: HCl + H 2 O Cl - + H 3 O + vagy H 2 CO 3 + OH - HCO 3 - + H 2 O sav 1 bázis 2 bázis 1 sav 2 sav 1 bázis 2 bázis 1 sav 2 Az ilyen reakciók során a sav is és a bázis is átalakul a konjugált párjává. A reakcióban a konjugált párokat azonos indexszel jelöljük (pl. a sav 1 konjugált párja a bázis 1 ). Erıs bázisok: erısen vonzzák a protont. Gyenge bázisok: gyengén vonzzák a protont. Erıs savak: könnyen adnak le protont, mert kevéssé kötıdnek hozzá. Gyenge savak: nehezen adnak le protont, mert erısen kötıdnek hozzá. Ha az erıs bázisok protont vesznek fel, gyenge sav lesz belılük, mert erısen fognak kötıdni a protonhoz. (A zsugori ember pénzhez jut.) (Pénz=proton, Akinek nincs pénze=bázis, Akinek van pénze=sav) Ha a gyenge bázisok protont vesznek fel, erıs sav lesz belılük, mert kevéssé fognak kötıdni a protonhoz. (A jószívő ember jut pénzhez.) Ha az erıs savak protont adnak le, gyenge bázis lesz belılük, mivel kevéssé kötıdtek a protonhoz. (Jószívő gazdag.) Ha a gyenge savak protont adnak le, erıs bázis lesz belılük, mivel erısen kötıdtek a protonhoz. (A zsugori embertıl pénzt lopnak.) Ezek alapján megfogalmazhatjuk általánosan: Ha a konjugált sav-bázis pár egyik tagja erıs, akkor a másik gyenge. Minél erısebb az egyik, annál gyengébb a másik. Nézzük meg a fenti táblázatot ebbıl a szempontból! HÁZI FELADATOK: 1. Mi a konjugált párja a következı savaknak: HNO 3, HSO 4 -, 2. Mi a konjugált párja a következı bázisoknak: NO 2 -, HSO 3 -, 3. Írd fel a következı egyenleteket a konjugált sav-bázis párok feltőntetésével: Hidroxóniumion + ammónia, hidrogén-karbonátion + hidroxidion MEGOLDÁSOK (Letakarni!): 1. NO - 2-3, SO 4 2. HNO 2, H 2 SO 3 3. H 3 O + + + NH 3 H 2 O + NH 4 HCO - 3 + OH - CO 2-3 + H 2 O sav 1 bázis 2 bázis 1 sav 2 sav 1 bázis 2 bázis 1 sav 2 19
3. AZ OXIDÁCIÓ ÉS A REDUKCIÓ FOGALMÁNAK KITERJESZTÉSE Kísérlet: Magnézium-szalagot meggyújtottunk, majd égés közben szén-dioxiddal telt edénybe mártottuk. A magnézium folytatta égését. A magnézium égésének egyenlete: 2Mg + O 2 2MgO. A magnézium egyesült az oxigénnel. Oxidációnak eddig az oxigénnel való egyesülést neveztük. A magnézium azért tudott a szén-dioxidban is égni, mert a szükséges oxigént a széndioxidból vette el: CO 2 + 2Mg C + 2MgO. Redukciónak neveztük eddig az oxigén elvonását egy vegyületbıl. Megfigyelhetjük, hogy az oxidáció mindig elektronleadással jár. Pl. a magnézium égésekor a magnézium két elektront ad át az oxigénnek: Mg + O Mg 2+ + O 2- A hidrogén égésekor keletkezett vízmolekulában a kötı elektronpárok el vannak tolódva az oxigén felé. A hidrogén nem adja át ugyan teljesen az elektront az oxigénnek, de részlegesen átadja, ezért a hidrogén δ+ töltéső, az oxigén δ- töltéső lesz: Tehát a hidrogén égése részleges elektronleadás. Ezt a teljes vagy részleges elektronleadást figyelhetjük meg minden oxidáció esetén. Ebbıl a megfigyelésbıl kiindulva a kémikusok kiterjesztették az oxidáció fogalmát: Oxidáció = teljes vagy részleges elektronleadás. A kiterjesztett definíció alapján nem csak az oxigénnel való egyesülést tekinthetjük oxidációnak, hiszen pl. a nátrium akkor is elektront ad le, vagyis oxidálódik, amikor felhevítve klórgázba helyezzük: Na + Cl Na + + Cl - Amikor a hidrogén kénnel reagál, részlegesen átadja elektronját a kénnek, tehát oxidálódik. Az utóbbi két reakcióban nem is szerepel az oxigén, a kiterjesztett oxidációfogalom alapján mégis oxidációnak mondhatjuk ıket. Megfigyelhetjük, hogy a redukció mindig elektronfelvétellel jár. Pl. amikor a réz-oxidot hidrogénnel redukáltuk, a Cu 2+ ionokból elektronfelvétellel semleges Cu atomok keletkeztek: CuO (Cu 2+ +O 2- ) + H 2 Cu + H 2 O. Amikor a kísérletben a szén-dioxidot a magnézium redukálta, a szénatomok visszakapták azokat az elektronokat, amelyek részlegesen el voltak tolódva az oxigénatomok felé. Ez részleges elektronfelvétel volt. Ezt a teljes vagy részleges elektronfelvételt minden redukcióban megfigyelhetjük. Ebbıl a megfigyelésbıl kiindulva a kémikusok kiterjesztették a redukció fogalmát: Redukció = teljes vagy részleges elektronfelvétel. A kiterjesztett definíció alapján olyan reakciókat is redukciónak nevezhetünk, amelyekben nem is szerepel az oxigén, de van benne elektronfelvétel. A redukció és az oxidáció mindig együtt jár, hiszen a leadott elektront egy másik részecskének fel kell vennie. Az elektronátmenettel járó reakciókat redoxireakcióknak nevezzük. Kísérlet: Vasszöget rézgálic oldatba helyeztünk. A szögön réz bevonat keletkezett. Ebben a reakcióban a vas elektront adott le, tehát oxidálódott, a rézion elektront vett fel, tehát redukálódott. A rézion vette el a elektront a vastól, tehát a rézion oxidálószer volt a reakcióban. A vas adta az elektront a rézionnak, tehát a vas redukálószer volt a reakcióban. Fe + Cu 2+ Fe 2+ + Cu oxidálódott oxidálószer redukálószer redukálódott. 20
4. AZ OXIDÁCIÓS ÁLLAPOT MUTATÓJA, AZ OXIDÁCIÓS SZÁM Az oxidációs szám az atomok tényleges vagy névleges töltése. Az elemekben azonos atomok kapcsolódnak egymáshoz, egyenlı az elektronegativitásuk, ezért egyik sem ad le elektront a másiknak, elektromosan semlegesek, töltésük 0. Az elemek atomjainak oxidációs száma 0. Ez azt fejezi ki, hogy az atom semleges állapotban van, nincs se oxidálva, se redukálva. Az oxidációs számot az atom vegyjele fölé írjuk. Pl.: Amikor egy atom elektronleadással oxidált állapotba kerül, pozitív töltése lesz. Pl.: Na Na + semleges állapot oxidáció oxidált állapot Minél több elektront ad le (minél nagyobb mértékben oxidálódik), annál nagyobb mértékő lesz a + töltés. Pl. a vas két vagy három elektront adhat le, így Fe 2+ vagy Fe 3+ keletkezik. A nagyobb töltés oxidáltabb állapotra utal. Ezért az ionok oxidációs állapotát a töltésükkel jellemezhetjük: az ionok oxidációs száma töltésszámukkal egyenlı. A Fe 2+ ion oxidációs száma +2, a Fe 3+ ioné +3. A vegyjel fölé írva: Amikor egy atom elektronfelvétellel redukált állapotba kerül, negatív töltése lesz. Pl.: Cl Cl - semleges állapot redukció redukált állapot A negatív ionokra is igaz, hogy oxidációs számuk a töltésszámmal egyenlı. A negatív oxidációs szám redukált állapotot jelez. Pl.: Vegyületmolekulák elemekbıl való keletkezésekor csak részleges elektronleadás és részleges elektronfelvétel történik, csak δ+ és δ- töltések keletkeznek: Pl.: Ennél a példánál a hidrogén oxidált állapotba kerül, az oxigén redukáltba. A molekulák kötı elektronpárjait gondolatban teljesen a nagyobb elektronegativitású atomhoz rendeljük. Az így kapott névleges töltések az illetı atomok oxidációs számai. Pl.: Megfigyelhetjük, hogy minden molekulában az oxidációs számok összege 0. Ez a töltésmegmaradás következménye. Ezt a tényt felhasználhatjuk az oxidációs számok kiszámításának ellenırzésére. Ezek után már jobban értjük az elején magadott definíciót: Az oxidációs szám az atomok tényleges vagy névleges töltése. HÁZI FELADAT: Írd fel az oxidációs számokat a következı (magában álló vagy vegyületben szereplı) atomok és ionok esetében. A molekulák és ionvegyületek esetében ellenırizd, hogy 0-e az összeg, mielıtt megnézed a megoldást! Cu, K +, Na 2 O, H 2 S, AlCl 3, CO 2, I 2, MgO, Br -, C 2 H 4, FeCl 2, SO 2, LiBr, H 2 SO 3, Ca 2+, SO 3, P. MEGOLDÁSOK (Letakarni!): 21
5. REDUKCIÓ ÉS OXIDÁCIÓ, MINT OXIDÁCIÓSSZÁM-VÁLTOZÁS Írjuk fel ismét a vasszög rézgálic oldatba helyezésekor lejátszódó reakciót! Tőntessük fel az oxidációs számokat is! A vas oxidálódását jelzi, hogy oxidációs száma 0-ról +2-re növekedett. A réz redukálódását jelzi, hogy oxidációs száma +2-rıl 0-ra csökkent. Írjuk fel oxidációs számokkal együtt a magnézium szén-dioxidban való égését is! A magnézium oxidációs száma 0-ról +2-re nı ( ), oxidálódik, a szén oxidációs száma +4- rıl 0-ra csökken ( ), redukálódik. A szén oxidálja a magnéziumot, a magnézium redukálja a szenet. Az oxigén oxidációs száma nem változik, tehát nem oxidálódik, és nem is redukálódik. Ezek után definiálhatjuk az oxidációt és a redukciót az oxidációsszám-változásokkal is: Oxidáció = oxidációsszám-növekedés. Redukció = oxidációsszám-csökkenés. Az oxidációsszám-változások alapján elemezzük a további reakciókat. A nyomtatott áramkörök készítéséhez hozzátartozik a mőanyag alaplap rézbevonatának oldása vas(iii)-klorid oldattal: Fe (ox. szám csökken) redukálódik Cu (ox. szám nı) oxidálódik A higany-oxid hı hatására elemeire bomlik: Hg red. O ox. Elemezzük az ox. számok segítségével a kén-dioxid vízzel való egyesülését! Ebben a reakcióban nem változnak az ox. számok, ebbıl láthatjuk, hogy nem redoxireakcióról van szó. HÁZI FELADAT: Elemezd a következı reakciókat az oxidációsszám-változások alapján! 1. 2H 2 + O 2 2H 2 O 5. CuO + 2HCl CuCl 2 + H 2 O 2. Zn + 2HCl ZnCl 2 + H 2 6. S + O 2 SO 2 3. 2Fe + 3Br 2 2FeBr 3 7. 2KI + Cl 2 I 2 + 2KCl 4. Fe 2 O 3 + 2Al 2Fe + Al 2 O 3 8. H 2 O + SO 3 H 2 SO 4 MEGOLDÁSOK (Letakarni!): 1. H ox. O red. 5. Nem redoxireakció. 2. Zn ox. H red. 6. S ox. O red. 3. Fe ox. Br red. 7. I ox. Cl red. 4. Al ox. Fe red. 8. Nem redoxireakció. 22
6. KÉRDÉSEK AZ ÖSSZEFOGLALÁSHOZ (REAKCIÓTÍPUSOK) A számok azokat a fejezeteket jelentik, amelyekben a válasz megtalálható. A fontosabb kérdések aláhúzással vannak jelölve. 1. Mit jelent a sav és a bázis fogalma Arrhenius szerint? Mondj egy-egy példát Arrhenius szerinti savra és bázisra! Mit jelent a sav és a bázis fogalma Brönsted szerint? Mondj egy-egy példát olyan anyagokra, amelyek Arrhenius szerint nem savak ill. bázisok, de Brönsted szerint igen! Mit jelent az amfoter anyag fogalma? 2. Mit jelent a konjugált pár elnevezés? Mondj rá három példát! Mi a lényege a sav-bázis reakcióknak? Írj két példát sav-bázis reakcióra egyenlettel, és jelöld be a konjugált párokat! Mit jelentenek a következı fogalmak: erıs bázis, gyenge bázis, erıs sav, gyenge sav? Mit mondhatunk a konjugált párokról erısség-gyengeség szempontjából? 3. Eredetileg mit jelent az oxidáció és a redukció fogalma? Írj egy-egy példát eredeti értelemben vett oxidációra és redukcióra egyenlettel! Mit jelent az oxidáció és a redukció fogalma tágabb értelemben? Írj két példát egyenlettel olyan reakcióra, amely eredeti értelemben nem redoxireakció, de tágabb értelemben igen, és tőntesd fel, mi oxidálódik, mi redukálódik, mi az oxidálószer, mi a redukálószer! 4. Mit jelent röviden megfogalmazva az oxidációs szám fogalma? Hogyan határozzuk meg az oxidációs számokat a következı esetekben: a) elemek atomjai, b) ionok, c) vegyületmolekulákban kötött atomok? Határozd meg a következı részecskék oxidációs számát (megoldások lejjebb): a) egy salétromsavmolekula nitrogénatomja, b) egy kénmolekula kénatomja, c) a konyhasó egy nátriumionja, d) egy alumíniumlemez egy atomja, e) egy foszforsavmolekula foszforatomja, f) egy kénhidrogén molekula egyik hidrogénatomja. 5. Hogyan definiálhatjuk az oxidációt és a redukciót az oxidációsszám-változás alapján? Elemezd a következı reakciókat az oxidációsszám-változások alapján (megoldások lejjebb): 1. H 2 + S H 2 S 5. Na 2 O + 2HCl 2NaCl + H 2 O 2. Mg + 2HCl MCl 2 + H 2 6. 2SO 2 + O 2 SO 3 3. 2Al + 3Cl 2 2AlCl 3 7. 2KBr + Cl 2 Br 2 + 2KCl 4. Fe 2 O 3 + 3CO 2Fe + 3CO 2 8. H 2 O + CO 2 H 2 CO 3 MEGOLDÁSOK (Letakarni!): a) +5 b) 0 c) +1 d) 0 e) +5 f) +1 1. H ox. S red. 5. Nem redoxireakció. 2. Mg ox. H red. 6. S ox. O red. 3. Al ox. Cl red. 7. Br ox. Cl red. 4. C ox. Fe red. 8. Nem redoxireakció. 23
Ezek után belekezdünk a szerves kémiába, vagyis a szénvegyületek kémiájába. III. A TELÍTETT SZÉNHIDROGÉNEK Szénhidrogéneknek nevezzük azokat a vegyületeket, amelyek csak szenet és hidrogént tartalmaznak. Ezek közül elıször a telített szénhidrogénekkel foglalkozunk. Telített szénhidrogéneknek nevezzük azokat a szénhidrogéneket, amelyek csak egyszeres kötést tartalmaznak. Alkánoknak vagy paraffinoknak nevezzük azokat a telített szénhidrogéneket, amelyekben a szénatomok nem kapcsolódnak győrővé (nyílt láncúak). A paraffin elnevezés a parum affinis (= kevéssé reakcióképes) latin kifejezésbıl származik. 1. A METÁN (CH 4 ) A metán a legegyszerőbb alkán. A földgáz gyakorlatilag metánból áll. A szénrétegek között felhalmozódott metán a bányákba bekerülve levegıvel elegyedve robbanásveszélyes. Ezért sújtólégnek is nevezik. Mocsarakban is keletkezik szerves anyagok bomlástermékeként. A) SZERKEZETE (ismétlés) Ismétlı kérdések, feladatok: (Válaszod helyességét ellenırizheted a jelzett oldal fellapozásával.) Rajzold fel az alapállapotú szénatom elektronszerkezetét a Bohr-modell alapján (7. o.), és a Schrödinger-modell alapján a cellás ábrázolással (9. o)! Ábrázold a szénatom vegyértékelektronjait a vegyjel köré rajzolt pontokkal és vonalakkal (11. o.)! Hogyan lesz a szénatomnak négy párosítatlan elektronja a négy kovalens kötéshez (11.o.)? Milyen téralkatú a metánmolekula (11. o.)? Poláris-e a metánmolekula, és miért (14.o.)? Milyen három fajtája van a molekulák közötti kötıerıknek (15.o.)? Ezek közül melyik valósul meg a metánmolekulák között? Mennyi az oxidációs száma a metánmolekula atomjainak (21. o)? B) FIZIKAI TULAJDONSÁGAI Mivel a molekulák között csak gyenge diszperziós erık hatnak, olvadáspontja és forráspontja alacsony. Ezért gáz halmazállapotú szobahımérsékleten. Mivel apoláris a molekulája, apoláris oldószerekben (pl. benzinben) oldódik a hasonló a hasonlóban elv alapján. Vízben tehát nem oldódik. A levegınél kisebb sőrőségő, színtelen, szagtalan. A vezetékes földgáz jellegzetes szagát a hozzákevert szagosító anyag okozza. C) KÉMIAI TULAJDONSÁGAI 1. Kísérlet: Metánt brómos vízbe vezettünk, de a brómos víz sárga színe nem változott. Magyarázat: A metán is a paraffinok közé tartozik, szobahımérsékleten kevéssé reakcióképes, és nem reagált a brómmal. 2. Kísérlet: Metánnal szappanbuborékot fújtunk, és meggyújtottuk. Magyarázat: A metán magasabb hımérsékleten reakcióképesebb. A gyulladási hımérsékleten egyesül a levegı oxigénjével, vagyis elég: CH 4 + 2O 2 CO 2 + 2H 2 O Írjuk fel az oxidációs számokat! Mi oxidálódik, mi redukálódik? Ha egy helyiségben gázszagot érzünk, a robbanásveszély miatt nem szabad sem gyufát gyújtani, sem a villanyt felkapcsolni, mert egy elektromos szikra is elég lehet a robbanáshoz. Ki kell szellıztetni a helyiséget. 24