Segédanyag a 2. beszámolóhoz kémiából I. A kémiai kötések kialakulása és jellemzése A különböző anyagokban az atomok nem magukban találhatók, hanem kémiai kötésekkel kapcsolódnak egymáshoz. Ez alól csak a nemesgázok kivételek, mivel a legkülső héjuk - a vegyértékhéj - elektronszerkezete nagyon stabil, nyolcelektronos, ún. nemesgáz szerkezet. (Ez alól pedig a hélium a kivétel, mivel neki csak két elektronja van.) A többi atom pedig a kémiai kötésekkel próbálja meg ezt a szerkezetet utánozni. A kémiai kötéseket két csoportra osztjuk: a, elsőrendű kötések Ezek kapcsolják egymáshoz az atomokat a molekulákban és a fémekben, illetve az ionokat az ún. ionrácsos anyagokban. b, másodrendű kötések Ilyenek a molekulák közötti kötések pl. a jégben, vagy a műanyagokban ezek lényegesen gyengébbek, mint az elsőrendű kötések. 1. A kovalens kötés és a molekulák 1.1. A kötések kialakulása Az atomok közös kötő elektronpárokkal kapcsolódnak össze, és a közös pár a mindkét atommagot körülvevő pályán mozog, az ún. molekulapályán. A közös párba mindkét atom ad egy elektront - néhány speciális, de fontos kivételtől eltekintve. Fontos, hogy az elektronok mindig igyekeznek párt találni maguknak. Ezek a kovalens kötések legerősebb elsőrendű kötések a. Példák: a, A hidrogénatomoknak csak egy elektronjuk van, de ha nagyon közel kerülnek egymáshoz, a magjuk vonzást fejt ki a másik atom elektronjára és a két elektron a két mag körül kezd el keringeni. H H H H H-H a hidrogén atom és elektronja ( pont ) kötő elektronpár ( dupla pont ) kötőpár jele ( kötőjel ) b, A klóratomoknak 7 db külső, vegyértékelektronjuk van, de nyolc kellene. A két atom 1-1 elektronja páratlan ezekkel ugyanazt le tudják játszani, mint az előbbi példában a hidrogének. Így is két elektron lesz közös, de a végén mindkét klóratom körül 4-4-ekektronpár van egy közös kötőpár és 3-3 ún. nemkötő elektronpár ezeknek szintén egy vonalka a jelük, de nem köti össze a két vegyjelet. c, Az oxigénnek 6 vegyértékelektronja van, ha 2-2 db-ot tesznek közössé, két kötőpár alakul ki (kettős kötés) és így is 4-4 pár lesz mindkét atom körül, 2 kötő és 2-2- nemkötő elektronpár. Ilyen módon még háromszoros kötés is kialakulhat két nitrogénatom között, amiknek egyenként 5 elektronjából 3-3- darab három kötőpárt hoz létre és csak 1-1 nemkötőpárjuk lesz:
A kovalens kötések maximum három kötő elektronpárral alakulhatnak ki, azaz négyszeres, vagy ötszörös, stb. kötés már nem alakulhat ki két atom között. Az így létrejött H 2, Cl 2, O 2 és N 2-molekulák ún. elemmolekulák, mert azonos atomokból épülnek fel. Ha nem csak egyféle atom alkotja a molekulákat, akkor vegyületmolekuláknak nevezzük őket pl: HCl, H 2O és NH 3 A klór-, az oxigén- és a nitrogénatom körül így is négy elektronpár van és a hidrogén körül is a szokásos egy pár. A nagyobb atomok körül akár négynél több elektronpár is lehet. 1.2. A kötések és molekulák polaritása A kapcsolódó atomok nem egyforma vonzóerőt fejtenek ki a közös elektronpárokra. A kötésben levő atomok elektronvonzó képességét ELEKTRONEGATIVITÁS-nak nevezzük. A jele EN: (A nemesgázoknak nincs ilyen, mert azok nem hoznak létre kötéseket.) A hidrogéné pl. 2,1, a klóré pedig 3,0 tehát a klór erősebb vonzóképességű. Ezért a közös pár eltolódik a klór felé a két kötő elektron többet tartózkodik a klór körül, mint a hidrogén körül. Ennek az a következménye, hogy a klór kissé negatív lesz, a hidrogén pedig ugyanilyen mértékben pozitív kissé elektronhiányos. A kötőpár így nem szimmetrikusan oszlik el a két atom körül, tehát a kötés pólusos, vagy poláris. Ezért a molekulának is két pólusa alakul ki, azaz a molekula is poláris. Ha a két atom egyforma, pl. H 2, vagy O 2, akkor a kötő pár szimmetrikusan, igazságosan oszlik el a két atommag körül és nem jönnek létre pólusok. Ekkor a kötés és a molekula is pólusmentes, azaz apoláris. hidrogén molekula (apoláris) hidrogén-klorid molekula (poláris) (Az ovális alakzatok jelképeznék a kötőpárok szimmetrikus, illetve aszimmetrikus elektronfelhőit a két molekulában.) Ha a molekulákban a kötések polárisak akkor a molekula valószínűleg szintén pólusos lesz, de ha kettőnél több atomból áll, akkor ennek ellenére is lehet apoláris. Ez csak akkor lehet így, ha nagyon szimmetrikus alakzatot képeznek a molekulát alkotó atomok. Ha a kötések apolárisak, akkor a molekula is apoláris. Így tehát az összes elemmolekula pólusmentes azaz apoláris! 2. A fémes kötés A fémek atomjai általában kis elektronegativitásúak (EN), azaz viszonylag gyengén vonzzák az elektronokat. Emellett kevés vegyértékelektronjuk van és így közös párokkal nem tudják megoldani a nemesgáz szerkezetet. Ezért mind leadja a vegyértékelektronjait (atomonként általában 1-3 db.) és így egy hatalmas közös elektronfelhő jön létre. A fématomokból pozitív ionok (fém atomtörzsek) maradnak vissza. Ezek az atomtörzsek egy szabályos, geometrikus kristályszerkezetbe állnak össze. És bár taszítják egymást, de a közös elektronfelhő ( elektrongáz ) mégis egyben tartja a rendszert. A fémes kötés erőssége eléggé változó: ha nagyon erős, akkor nagyon magas a fém olvadáspontja (pl. a volframé 3100 o C körül van), ha pedig gyenge, akkor nagyon alacsony az olvadáspont is (a galliumé csak 32 o C körüli). A közös elektronrendszer elektronjai nincsenek helyhez kötve, azaz szabadon mozoghatnak a fémrácson belül. Az ilyen elektronokat DELOKALIZÁLT ELEKTRONOKNAK nevezzük. Ennek az a következménye, hogy a fémek jól vezetik az áramot az elektronok könnyedén áramlanak a fémkristály belsejében. Ugyanez okozza a fémek jellegzetes fémes fényét (metálfény) és azt, hogy fémes szürke színűek. A szürke szín lehet nagyon világos (szinte fehér), mint pl. az ezüst, vagy a felcsiszolt alumínium felülete. A két kivétel ez alól a réz, ami vörös és az arany, ami sárga színű. A sárgaréz nem tiszta réz, hanem cinkkel alkotott rézötvözet. (pl vas kristályrácsok a következő oldalon)
3. Az ionkötés Amikor olyan atomok kapcsolódnának össze, amelyeknek nagyon eltérő az elektronegativitásuk (A KÜLÖNBSÉG NAGYOBB, MINT 2), megint csak nem alkotnak kötő párokat (kovalens kötést), hanem a nagyobb vonzóképességű atom (nemfémes elem) a kis vonzóképességűtől (fémes elem) elveszi az elektronját így pozitív és negatív ionok alakulnak ki, és emellett nemesgáz szerkezetet is megvalósítanak. Pl: A klórnak 7 elektronja van, EN-a pedig 3,0 a nátriumnak csak 1 külső elektronja és az EN-a pedig csak 0,9 értékű. Ha a klór felveszi a nátrium egy elektronját 8 elektronja lesz (nemesgáz szerkezet) a nátriumnak pedig összesen 10 elektronja marad, mint a neonnak (nemesgáz). Jelekkel: Cl + Na Cl - + Na + 1 elektron átadásával vagy O + Mg O 2- + Mg 2+ 2 elektron átadásával Itt az oxigén vesz fel 2 elektront a magnéziumtól, így az oxid-ion töltése -2, a magnézium-ion töltése +2 lesz. A keletkező pozitív ionok kisebb méretűek, mint az eredeti atom (hiszen az atommag most kevesebb elektront vonz, azok pedig így egymást kevésbé taszítják. A negatív ion mérete pedig nagyobb, mint az atomé. A létrejött ionok nem párokat képeznek, hanem nagyon sokan váltakozva, sakktáblaszerűen rendeződnek kristályba, így minden pozitív iont negatívak vesznek körül legközelebbről és fordítva, ezért a vonzó hatások erősebbek, mint a taszító hatások.
A NaCl (nátrium-klorid) és a LiCl (lítium-klorid) kristályrácsa A kalcium-diklorid kristályrácsmodellje
A réz-szulfát (rézgálic) kristályrácsa
ammónium-nitrát (pétisó) 4. A másodrendű kötések 4.1.A dipóluskötés (dipól-dipól kölcsönhatás) A poláris (dipólus kétpólusú) molekulák között (pl. HCl-molekulák) elektromos vonzások alakulnak ki az egyik molekula negatív pólusa a másik molekula pozitív pólusához közeledik. A molekulák irányítottan helyezkednek el a halmazban (kristály). Ez a kötés már lényegesen gyengébb, mint az elsőrendű kötések. 4.2.A diszperziós kötés Ha a molekulák apolárisak (pólusmentesek), a többi molekula hatása és az elektronok molekulákon belüli véletlenszerű mozgásai átmenetileg, gyengén polárissá tehetik mégis őket. Ha ez megvalósul, akkor hasonlóképpen vonzzák egymást, mint a dipólusok, csak jóval gyengébb a vonzás. Érdekes tapasztalat, hogy a nehezebb molekulák között a diszperz kötés erősebb, a könnyebbek között pedig gyengébb. Ilyen kötések vannak pl. a folyékony és szilárd oxigén, vagy hidrogén halmazában. 4.3.A hidrogénkötés Tipikus az előfordulása a vízben, főleg a jégkristályban. Itt a vízmolekulák irányítottan helyezkednek el, a hidrogénjeik a másik molekula oxigénatomjainak nemkötő párjai felé irányulnak. Így a jégben minden vízmolekulát négy másik vesz körül hidrogénkötésekkel. Ez a legerősebb típus a másodrendű kötések között. Ilyen kötést csak olyan molekulák tudnak létrehozni, amelyekben a hidrogénatom nagyon nagy EN-ú atomhoz (oxigén, fluor, vagy nitrogén) kapcsolódik.
A vízmolekulák elrendeződése a jégben. 5. A kötések és energiák A kémiai kötésekkel az anyagok stabilabbak, mintha csak szabad atomok, illetve kémiai elemek keverékei maradnának. Emiatt az energiájuk kisebb, mint az elemeké együtt azaz a vegyületek, molekulák kialakulásakor a rendszer (legtöbbször) energiát, hőt ad le a környezetének. A kötések kialakulása mindig energiacsökkenéssel (hőleadással) járó folyamat, míg a kötések felszakítása energiabefektetést igényel. Hogy mennyi lesz a környezetnek leadott (esetleg onnan felvett) hő, az a két részfolyamat energiaváltozásától függ. Pl. Víz keletkezik, ha hidrogént égetünk el oxigénben. A vízmolekulák kötéseinek szétbontásához szükséges energiamennyiség mólonként 500 kj (kilojoule), míg a hidrogén esetén ez az energia 435 kj/mol. A hidrogén és oxigén közötti kötés erőssége 466 kj/mol. 2H2 + O2 2H2O Az egyenlet szerint egy mól kétatomos oxigént szét kell szednünk atomjaira ehhez tehát szükséges 500 kj energia, és ezzel reagál 2 mól hidrogén ennek az atomokra bontásához kétszer 435 (=870 kj) kell. Mivel minden vízmolekulában 2-2 db O-H kötés jön létre és 2 mól víz keletkezik, itt felszabadul 4-szer 466 kj hő. Tehát a befektetés: 500 kj+ 2x 435kJ, a kapott hő 4x466 kj, így összességében: 500 + 870 1864 = -494 kj hő szabadul fel. Itt ún. energiadiagramon ábrázoltam a részfolyamatokat: a 0 energiaszint a hidrogén és az oxigén kezdeti energiáját jelképezi. Ha az oxigént atomokra bontjuk, 500 kj befektetése miatt az 500 szintre kerül az anyag, majd még 870 kj befektetése (a hidrogén bontása) árán a 1370 szintre. Majd az O-H kötések kialakulása miatt innen 1864 kj-lal lejjebb kerülünk a -494 szintre. Így a folyamatban összesen 494 kj mennyiségű energia/hő szabadul fel. Ha egy folyamatban a rendszer összes energiája csökken, mint az előbb leírt esetben, akkor hőt ad le a környezetnek, melegíti azt. Ilyen például a fa, a gáz égése. Ezeket a folyamatokat EXOTERM folyamatoknak nevezzük. Ilyenkor az energiaváltozás negatív előjelű (- 494kJ). Ellenkező esetben a rendszer a környezettől hőt vesz el, ilyenkor a folyamat ENDOTERM. Ha egy kémcsőben, vagy lombikban ilyen folyamat történik, akkor azt észleljük, hogy az üveg lehűl. Ekkor az energiaváltozás pozitív előjelű.
II. Az anyagi rendszerek 1. A halmazállapotok modellezése 1.1. A gázok A gázok összenyomhatók (összesüríthetők) ezért a részecskéik között sok üres hely van. A részecskék közötti kölcsönhatás, vonzás nagyon gyenge, elhanyagolható erősségű, ezért nem tudja egy tömör halmazban összetartani a gázrészecskéket. Így azok gyakorlatilag egymástól függetlenül szabadon mozoghatnak (gyakorlatilag egyenes vonalú egyenletes mozgásokat végeznek) és a mozgásuk közben egymással, illetve a tároló edény falaival (a bőrünkkel, stb.) ütköznek. A gáznak így sem az alakja, sem a térfogata nem állandó. Minél melegebb a gáz, annál gyorsabban mozognak. (A hidrogénmolekulák átlagos sebességének nagysága szobahőmérsékleten kb. 2000 m/s, az oxigénmolekuláké kb. 500 m/s.) Minél könnyebbek a gázrészecskék, egy adott hőmérsékleten (pl. 25 o C-on) annál fürgébben mozognak. Tehát a nehéz molekulák mackósabban mozognak. A szüntelen mozgás miatt mindig kitölti a rendelkezésre álló teret, illetve két gáz keverés nélkül is össze tud keveredni egymással, hiszen ellenállás nélkül egymás közé tudnak hatolni a sok üres teret kihasználva. Ez a jelenség a diffúzió. Egy adott nyomáson melegítve a gázt, az tágul. Érdekes adalék, hogy ha két gáznak azonos a hőmérséklete és a nyomása is, akkor azonos nagyságú térfogataikban egyenlő számú gázrészecske van. (Ez Avogadro törvénye.) Ezért pl. 25 o C-on és 1 bar (10000 Pa) nyomáson bármely gáz egy mólja 24,5 dm 3 térfogatot (moláris térfogat) tölt ki. Ha a nyomás 25 o C-os és 1 bar (10000 Pa) nyomású, akkor standard állapotúnak mondjuk. Mivel egy mól gáz tömege (moláris tömeg) jellemző a gázra, ezért a gáz sűrűsége a moláris tömeg és a moláris térfogat hányadosa. Így a könnyű molekulákból álló gáz kisebb sűrűségű (fajsúly), mint a nehéz részecskékből álló gázok. Mivel a hidrogénmolekulák a legkönnyebb gázrészecskék, ezért bármely állapotban (nyomás és hőmérséklet kombinációja) a hidrogén a legkisebb sűrűségű legkönnyebb - gáz. Nem véletlenül töltötték a léghajókat hidrogénnel, illetve manapság már a valamivel nehezebb, de nem robbanásveszélyes héliummal. 1.2. A folyadékok A folyadékok nem összesüríthetők (ezt használják ki a hidraulikus berendezésekben is). Ennek az az oka, hogy a részecskéik között annyira erősek a vonzóerők, hogy tömör halmazba gyűjtik össze a részecskéket. Ahhoz viszont nem elég erősek, hogy a részecskéket helyhez is kössék, emiatt a folyadék térfogata ugyan állandó, de mindig felveszi a tároló edény alakját. A részecskék mozgása itt is élénkebb, ha magas a hőmérséklet, de a mozgásuk nagyon korlátozott némi rezgés és egymás közti furakodás, ha esetleg van egy két üres hely a tömegben. A folyadékok is képesek keverés nélkül keveredni (diffúzió), de ez sokkal lassabban megy végbe, mint a gázok esetén. Sőt egy adott folyadék nem is keveredik össze bármely másik folyadékkal (pl. benzin-víz). Erre az a szabály érvényes, hogy Az apoláris folyadék csak apolárissal keveredik, oldódik jól, illetve a poláris csak másik polárissal. (Hasonló a hasonlóval) 1.3. A szilárd anyagok A szilárd anyagok részecskéi között elég erős ahhoz a vonzóerő, hogy nem csak tömör halmazt hoznak létre, de nem is tudnak szabadon mozogni (helyhez kötöttek). Ezért csak rezgéseket végeznek a helyükön. Így az alakjuk és a térfogatuk is állandó. Így két szilárd test részecskéi sem tudnak egymással keveredni, nincs diffúzió. 1.3.1. A szilárd anyagok típusai A szilárd anyagokat két csoportra oszthatjuk, kristályos és ún. amorf anyagokra. Kristályos anyagok Amorf anyagok A részecskék sorokba, oszlopokba, síkokba rendeződnek, A részecskék rendezetlenül, össze-vissza vannak a geometriai alakzatokat formákat alkotnak. a térben, nincsenek belső formák, alakzatok. Az amorf (görög) szó jelentése formátlan. Pontosan meghatározható olvadáspontjuk van. A törési felületeket általában síkok, élek csúcsok határolják, ezért pl. egy törött kavics felülete általában recés. Nincs határozott olvadáspontjuk, melegítés hatására egyre lágyulnak (üveg, bitumen, műanyagok, stb.) Törési felületük homorú, domború, sima felületek által határolt, de gyakran nagyon hegyes és borotvaéles részek alakulnak ki (törött üvegek).
Érdekességek egy tudományos cikkből az amorf fémekről: IV. Az amorf ötvözetek néhány felhasználási területe Elektronikai ipar Az egyik legnagyobb felhasználója az amorf anyagoknak az elektronikai ipar. Kedvező lágymágneses tulajdonságát kihasználva telíthető vasmagos magnetométereket, legerjesztő tekercseket, toroidok magját, chipek érintkezőit, videófejeket, stb. gyártanak amorf anyagból. 1980-ban helyezték üzembe az első amorf fémes transzformátort az USA-ban [7]. A hagyományos kocka texturás szilíciumos acél transzformátorhoz képest a veszteség 70%-kal kevesebb az amorf fémes transzformátor esetében, valamint a gerjesztőáram is 60%-kal kisebb. Bevonatok készítése amorf fémből Az amorf fémek kemények, ezért az olajiparban fúrófejek borítására használják. A szemcsehatárok hiánya miatt az amorf anyagok igen korrózióállók, ezért például a tengervízzel érintkező felületek amorf anyaggal történő bevonása igen előnyös. Az amorf bevonatok biztosítják a kis súrlódást, és a kopásállóságot az alumínium és titán repülőalkatrészeken. Elektronikai termékek burkolóanyaga Az elektronikai termékek miniatürizálása miatt igény a nagy szilárdság mellett a nagy szívósság, valamint a kis tömeg. Az elektronikai termékek burkolóanyagaként egyre gyakrabban használják a különböző amorf ötvözeteket, mivel szilárdabbak, mint a használatos titán ötvözetek, és 1,5-szer keményebbek, mint a saválló acélok. Bonyolultabb formák megvalósítására is alkalmas, mert az öntés után utólagos megmunkálás nem szükséges (3. ábra). Mindezen tulajdonságokkal rendelkeznek az amorf ötvözetek, ezért vékonyabb és kisebb méretű, de nagyobb teljesítményű készülékek, vagy nagyobb képernyőjű berendezések készíthetők az amorf ötvözetek használatával. Fontos továbbá az is, hogy karc és korrózióállók, nem reaktív anyagok [1]. 3. ábra: Elektronikai termékek burkolása [1] 4. ábra: Amorf fémből készült óra [1] Ékszeripar, sporteszközök gyártása Az amorf fémek eddig említett kedvező tulajdonságai mellett fontos még, hogy az amorf fémeknek korlátlan ideig kemény a felülete, és karcálló, luxus felületűre polírozható, továbbá nem hideg tapintású (4. ábra). Mindezen tulajdonságok miatt kedvelt az ékszeriparban a használata. 2005-ben sikerült előállítani a Liquidmetal cég két kutatójának18 karátos arany amorf fémötvözetet, mely fröccsönthető és szilárdabb, mint a hagyományos 18 karátos arany ötvözet [1]. A sporteszközöknél azért különösen kedvező a használatuk, mert szinte a tökéletesen rugalmas ütközést lehet velük megvalósítani, ugyanis igen kis energiát nyelnek el ütközéskor. Továbbá kiváló a belső alacsony frekvenciás csillapítása az amorf anyagoknak, 10- szer rugalmasabbak, 2-3-szor ellenállóbbak a maradó alakváltozással szemben, mint a kristályos fémek. Éltartók, nem foltosodnak és nem rozsdásodnak. Ezen tulajdonságok miatt teniszütőket, golfütőket, sítalpakat, snowboardokat, könnyűbúvár felszereléseket gyártanak különféle amorf ötvözetekből (5. ábra). 5. ábra: Amorf fémekből készült sporteszközök [1] Az amorf anyagok energetikailag nem stabil állapotban vannak. Ha energiát közlünk velük, például hő formájában, akkor több változás következik be, majd végül megindul a kristályosodás. A felhasználhatóságuknak határt szab így a hőmérséklet emelkedése. Sok amorf anyagot viszont akkor is fel tudunk használni, mikor részben már kristályosak, bennük nano méretű szemcsék találhatók. Az itt bemutatott tulajdonságok előrevetítik az amorf fémek felhasználásának elterjedését, használatuk előnyeit.
1.3.2. Kristályrács típusok 1.3.2.1. Az atomrácsos anyagok Egyes anyagok kristályait atomok alkotják, amelyeket nagyon erős kovalens kötések kapcsolnak össze. Pl. csupa szénatomok alkotják a gyémántot, a grafitot, de pl. a szilícium is ilyen szerkezetű. Vegyületek is lehetnek atomrácsosak pl. a kvarc, egyes drágakövek (rubin, zafír, smaragd stb.) Ezek az anyagok általában nagyon kemények, nagyon magas az olvadáspontjuk, általában szigetelők és nincsen oldószerük. (A grafit kivétel: puha és jó áramvezető.) A szénatomok elrendeződése a gyémántkristályban A SiO 2 (kvarc) kristályszerkezete. (A szürke gömbök a szilíciumatomokat, a pirosak az oxigénatomokat jelképezik.)
GRAFIT 1.3.2.2. Az ionrácsos anyagok Ezeket a kristályokat felváltva elhelyezkedő pozitív és negatív ionok alkotják, amelyeket viszonylag erős ionkötés tart össze. Ilyen anyagok pl. a konyhasó (NaCl), a rézgálic, a salétrom, szódabikarbóna stb. Ezek az anyagok általában kemények, de korántsem annyira, mint az atomrácsosak, ezért törékenyek. Vízben általában jól oldódnak. Olvadáspontjuk szintén magas (de szintén nem annyira, mint az atomrácsnál), szilárd állapotban szigetelők, de olvadékuk, illetve vizes oldatuk is jól vezeti az elektromos áramot. (A csapvíz a benne oldott ásványi sók miatt vezető, de a desztillált víz majdnem szigetelő.) 1.3.2.3. A fémrácsos anyagok Ide tartozik az összes szilárd fém. A rácsot alkotó részecskék az atomtörzsek (pozitív fémionok), amelyeket a fémes kötés tart össze a delokalizált elektronokkal. Keménységük és olvadáspontjuk nagyon változó, normál folyadékokban általában nem oldódnak, de másik olvadt fémek oldhatják őket (ötvözetek létrehozása). Az áramot és a hőt általában jól vezetik. Minél jobb áramvezető egy fám a hőt is annál jobban vezeti. (Az alumínium és a réz a legjobb vezetékanyagok közé tartoznak. Az alumíniumot nagy mennyiségben használják (általában bevonatos) sütő-főző edények előállítására, rézböl pedig készítettek bográcsokat, sörfőző üstöket és az átfolyós rendszerű vízmelegítőkben is rézcsővel körültekert rézkazán található. 1.3.2.4. A molekularácsos anyagok A kristályrács rácspontjain semleges molekulák vannak a szilárd halmazban és gyenge másodrendű kötések kapcsolják össze őket. A gyenge kötések miatt alacsony az olvadáspontjuk (sokan légneműek, illetve folyadékok a szobahőmérsékleten) általában puha anyagok és apoláris, vagy poláris oldószerekben feloldhatók saját jellemüknek megfelelően. Szilárd állapotban szigetelők, de egyes képviselőik (pl. a különböző savak) oldatai vezetők. A jódkristály makettje
III. Feladattípusok (A szükséges adatok a feladatok után a periódusos rendszerben találhatók.) 1, Mekkora a tömege 1-1 mólnyi oxigénnek (O 2), hidrogénnek (H 2), kén-dioxidnak(so 2) és ammóniának (NH 3) és mekkora e gázok sűrűsége standard állapotban? Megoldás: 1. lépés A periódusos rendszerből kikeressük a képletekben szereplő elemek/atomok moláris tömegét (relatív atomtömegét): O 16 g/mol, H 1 g/mol, S 32 g/mol, N 14 g/mol 2. lépés Összeadjuk/a képletben a vegyjel után szereplő számmal szorozzuk a számokat: O 2 2x16 = 32 g/mol tehát egy mólnyi kétatomos oxigéngáz 32 gramm tömegű H 2 2x1 = 2 g/mol - - hidrogéngáz 2 gramm - SO 2 32 + 2x16 = 64 g/mol kén-dioxid gáz 64 gramm NH 3 14 + 3x1 = 17 g/mol ammóniagáz 17 gramm A moláris tömeg jele. MM(O 2) = 32 g/mol, M(H 2) = 2 g/mol, M(SO 2) = 64 g/mol, M(NH 3) = 17 g/mol A moláris térfogat jele: V M standard állapotban V M = 24,5 dm 3 /mol 3. lépés Mivel standard állapotban bármelyik gáz 1 mólja 24,5 dm 3 térfogatú és a sűrűséget a tömeg és térfogat hányadosaként számítjuk ki, így az előbb kapott számokat 24,5-tel osztjuk. A sűrűség jele: ρ (a görög ró betű) ρ = m V itt most m = M és V = V M Az oxigén sűrűsége tehát: ρ(o 2) = 32 = 1,306 g/dm3 24,5 2 Ugyanígy: ρ(h 2) = = 0,0816 24,5 g/dm3, ρ(so 2) = 64 = 2,612 24,5 g/dm3 és ρ(nh 3) = 17 24,5 = 0,694 g/dm3 Látszik, hogy a kén-dioxid moláris tömege duplája az oxigén gázénak és így a sűrűsége is kétszer akkora, azaz kétszer nehezebb gáz. 2, Mekkora a tömege 130 dm 3 térfogatú HCl (hidrogén-klorid) gáznak? Megoldás: 1. lépés A periódusos rendszer alapján kiszámoljuk a HCl moláris tömegét: M(HCl) = 1 + 35,5 = 36,5 g/mol 2. lépés A 130 dm 3 130 gáz jóval több, mint 1 mól =5,306 mol 3. lépés Ha 1 mól HCl 36,5 gramm, akkor 5,306 mól 5,306x36,5 g = 193,669 gramm tömegű 24,5 3, Ha összekeverünk standard állapotban 1 mól butángázt (C 4H 10) és 2 mól propángázt (C 3H 8), mekkora lesz a keverék tömege és sűrűsége? Megoldás: 1. lépés A periódusos rendszer alapján: M(C 4H 10) = 4x12 + 10x1 = 58 g/mol és M (C 3H 8) = 3x12 + 8x1 = 44 g/mol 2. lépés 2 mól propán tömege 2x 44 = 88 gramm, ehhez jön 1 mól, azaz 58 gramm bután, azaz a keverék összesen 102 gramm tömegű 3. lépés 3 mól gáz térfogata standard állapotban összesen 3x24,5 dm 3 = 73,5 dm 3 4. lépés A sűrűség számítása ρ = m V alapján ρ =102 = 1,39 g/dm3 73,5
5.
6.