A kémia írásbeli vizsga témakörei 2014-2015. 1. Az anyagok csoportosítása és jellemzőik A kémia az anyagokat elsősorban összetételük alapján csoportosítja. Megkülönböztetünk egyszerű és összetett anyagokat. Az egyszerű anyagokat elemeknek nevezzük. Az összetett anyagok közé tartoznak a vegyületek és a keverékek. Az elemek egyszerű anyagok, kémiai reakcióval sem bonthatók más anyagokra. Az elemek azonos protonszámú atomokból állnak. Az ismert elemek száma meghaladja a százat. Ilyenek az elemek kb. 80%-át kitevő fémek (I., II., III. főcsoport és a mellékcsoportok elemei; pl. Na, Mg, Ca, Al, Fe, Cu, Zn, …a periódusos rendszerben a bór-polónium vonaltól balra), a nemfémek (IV., V., VI., VII:, VIII. főcsoportok elemei; pl. H2, O2, Cl2, N2, C, S, He, Ne… a periódusos rendszerben a bórpolónium vonaltól jobbra) és az átmeneti elemek (félfémek pl. Ge, Si, Te… a periódusos rendszerben a bór-polónium vonal mentén helyezkednek el). Az elemek kémiailag tiszta anyagok. Szobahőmérsékleten és légköri nyomáson egyes elemek gáz halmazállapotúak (pl. H2, O2, Cl2, N2, He), mások folyékonyak (pl. Hg, Br2), a legtöbb szilárd halmazállapotú (pl. C, S, Fe, Al). 88 elem a természetben is megtalálható, több mint 20 elem mesterséges. Az elemek halmazszerkezete közönséges körülmények között lehet: egyatomos (nemesgázok), önálló molekulákból álló (pl. O2, N2 apoláris kovalens kötésű molekulák) vagy végtelen rácsú, amelyek kötése vagy kovalens (pl. a gyémántban atomrács), vagy többféle kötés együttese (pl. a grafitban atomrács) vagy fémes kötés (a fémekben fémrács). Két elemet magyar tudós fedezett fel: a tellúrt Müller Ferenc (1782), a hafniumot Hevesy György (1923). A vegyületek összetett anyagok, csak kémiai reakcióval bonthatók egyszerű anyagokra (pl. 2H2O → 2H2 + O2). A vegyületekben az alkotórészek az eredeti tulajdonságaikat nem tartják meg (pl. a víz sem a hidrogén sem az oxigén tulajdonságait nem mutatja), az alkotórészek aránya szigorúan állandó és a vegyületre jellemző (pl. a víz bontása során mindig két térfogat hidrogén és egy térfogat oxigén keletkezik). A vegyületek száma több millió (pl. H2O, NaCl, FeS, CO2, H2SO4, MgO, NaOH…, fehérjék, szénhidrátok pl. cukor). A vegyületek kémiailag tiszta anyagok. Szobahőmérsékleten és légköri nyomáson találunk gáz halmazállapotú vegyületeket (pl. ammónia NH3, hidrogén-klorid HCl, szén-dioxid CO2, metán CH4), folyékony vegyületeket (pl. H2O, savak: kénsav H2SO4, szénsav H2CO3, salétromsav HNO3), szilárd vegyületeket (pl. sók: NaCl, NH4NO3, CaSO4, CaCO3; oxidok: CaO, Fe2O3, bázisok: NaOH, Ca(OH)2, …). A különböző atomok kémiai reakciói során vegyületek keletkeznek. A vegyületekben előforduló elsőrendű kémiai kötések: ionkötés (pl. ionkötésű vegyületek: sók: NaCl, NH4NO3, CaSO4, CaCO3; valamint CaO, NaOH,…szilárd halmazállapotban ionrácsuk van) és kovalens (poláris kovalens) kötés (pl. kovalens kötésű vegyületek: dipólus molekulájúak :HCl, H2O, NH3…, apoláris molekulájúak: CO2, CH4 …). A keverékek többféle részecskéből felépülő összetett anyagok. A keveréket alkotó részek állhatnak elemekből és vegyületekből is. A keverékek összetevőinek tulajdonságai az összekeverés után nem változnak meg, fizikai változással szétválaszthatók. A keverékekben az alkotórészek aránya változhat, de nem mindig korlátlanul (pl. a vaspor-kénpor keverékében az összetevők aránya tetszőleges lehet, de a cukoroldat cukortartalma nem emelhető korlátlanul). A keverékek szétválasztási módszerei az összetevők eltérő tulajdonságain alapulnak. Szétválasztási eljárások: az ülepítés, a szűrés, a bepárlás, a kristályosítás, a desztillálás és a cseppfolyósítási eljárások. A keverékek kémiailag nem tiszta anyagok. A keverékeket felépítő anyagdarabkák gyakran szabad szemmel vagy nagyítóval láthatók (pl. agyag, homok, bauxit). Azok a finom eloszlású keverékek, amelyek részecskéi mikroszkóppal sem láthatók elegyek (pl. levegő, ételecet, oldatok, földgáz, kőolaj). Szobahőmérsékleten és légköri nyomáson találunk gázkeverékeket (pl. levegő, földgáz), folyékony halmazállapotú keverékeket (pl. ecet, kőolaj, csapvíz, tengervíz, oldatok), szilárd keverékeket (pl. homok, bauxit, ötvözetek, vaspor-kénpor keveréke, …).
A kémia írásbeli vizsga témakörei 2014-2015. 2. Az atom felépítése Az anyagok parányi építőkövei a 19. század végéig oszthatatlannak hitt atomok. Az atomok rendkívül kicsi részecskék. Az elemek atomjait vegyjellel jelöljük. Az elemeket ill. az atomjaikat a periódusos rendszer foglalja egységes rendszerbe. Az atom két fő része: az atommag és az elektronfelhő. Az atomot felépítő elemi részecskék közül a legfontosabbak: a protonok (p+), a neutronok (n0) és az elektronok (e-). Az atommag protonokból és neutronokból, az elektronfelhő elektronokból áll. Az elemi részecskék tényleges tömege, elektromos töltése nagyon kicsi, ezért relatív (viszonylagos) értékeket használunk. A proton relatív tömege 1, relatív elektromos töltése +1. A neutron tömege 1 (azonos a proton tömegével), töltés nélküli semleges elemi részecske. Az elektron tömege a proton tömegének kb. 1840-ed része, elektromos töltése -1 (ellentétes előjellel megegyezik a proton töltésével). (Az elektronok tömege a protonokéhoz képest elhanyagolhatóan kicsi, míg a protonok és a neutronok tömege a méretükhöz képest nagy.) Az atommag az atom középpontjában az atom térfogatának csak igen kis részét foglalja el (az atommag átmérője az egész atom átmérőjének kb. százezred része, ezért az atom belseje nagyrészt üres). Az atommagot protonok és neutronok alkotják, így az atomnak csaknem az egész tömege (99,9%-a) az atommagban összpontosul. Az atommag az atomnak nagyon kicsi térfogatú, de nagyon nagy tömegű, nagy sűrűségű része. A magtöltés a pozitív protonoktól pozitív. Az atommagot negatív töltésű elektronfelhő veszi körül, amelyben a piciny, rendkívül könnyű elektronok rendkívül nagy sebességgel keringenek az atommag körül. Az elektronokat elektromos vonzóerő tartja az atommag környezetében, az elektronfelhőben. Az elektronfelhő az atom nagy térfogatú, de nagyon kicsi tömegű, kis sűrűségű része. Az elektronfelhő az elektronoktól negatív töltésű. A közel azonos energiájú elektronok elektronhéjakat alkotnak. Az atomban a protonok és az elektronok száma mindig egyenlő, ezért az atom kifele elektromosan semleges kémiai részecske. Az atom kémiai minőségét az atommagban levő protonok száma határozza meg (pl. a H atom magjában 1 proton van, a He atom magjában 2, a Li atom magjában 3, ...). Ha az atommagban megváltozik a protonok száma, akkor új atom keletkezik. A protonok száma egyenlő a rendszámmal. Az atommagban található protonok és neutronok számának összege a tömegszám (pl. a Na atom magjában 11p+ és 12n0 van, így tömegszáma 23). A tömegszámból kivonva a protonok számát megkapjuk a neutronok számát (pl. a C atom rendszáma 6, ebből tudjuk, hogy atommagjában 6 proton van és tömegszáma 12, így neutronszáma 12-6=6, és mivel az elektronok száma az atomban mindig egyenlő a protonok számával ezért a szénatom esetén ez is 6). A protonok száma (= rendszám) egyazon elem atomjai esetén mindig megegyezik (az elektronok száma is), de a neutronok száma és így a tömegszám is eltérő lehet (pl. a természetben megtalálható H atomok döntő többségének atommagja egyetlen protont tartalmaz és nincs bennük neutron, de előfordul kevés olyan H atom is, amelynek atommagjában az egy proton mellett 1 vagy 2 neutron is található, ezek egymás izotóp atomjai). Az azonos proton számú, de eltérő neutron számú (és tömegszámú) atomokat izotópatomoknak nevezzük. Az elemek azonos protonszámú atomokból felépülő anyagok. A kémiai reakciókban részt vevő elektronokat vegyértékelektronoknak nevezzük. Az atomnak a kémiai reakciókban változatlanul maradó része az atomtörzs (ebbe az atommag és az elektronfelhő változatlanul maradó belső elektronjai tartoznak) (atom= atomtörzs + vegyértékelektronok).
A kémia írásbeli vizsga témakörei 2014-2015. 3. Az atomok elektronszerkezete és ennek ábrázolása Az atomok elektronfelhőjének szerkezetét a protonok és az elektronok vonzása, az elektronok közötti taszítóerő és az elektronok mozgása alakítja ki. A természetben minden a lehető legkisebb energiájú állapot elérésére törekszik. Ez az energiaminimum elve. Az elektronok is mindig a lehető legkisebb energiájú szabad helyeket foglalják el az atomban. A közel azonos energiájú elektronok elektronhéjat alkotnak. Az atommagtól távolabbi héjak elektronjaira kevésbé hat az atommag vonzó hatása, ezért az elektronhéjak energiája az atommagtól távolodva növekszik. Az elektronok közötti taszítóerő (mindegyik negatív töltésű) miatt az egyes héjakon csak meghatározott számú elektron lehet. Az atommagtól távolabbi héjakon egyre több elektron lehet. Az elektronhéjakat az atommagtól kifele haladva sorszámmal és K, L, M, N, O, P, Q nagybetűkkel jelöljük. Az 1. héjon maximálisan 2, a második héjon 8, a harmadikon 18, a negyediken 32 elektron lehet. Ha az egyes héjakon annyi elektron mozog, amennyi maximálisan lehetséges, akkor az telített, ha ennél kevesebb, akkor az telítetlen héj. Az elektronszerkezet jelölési módjai pl. a nátrium atom esetén: 11Na
1 8 2
vagy: 11Na 2;8;1
vagy: 2;8;1
vagy:
3. héj
1 e-
2. héj
8 e-
1. héj
2 e11Na
(A vegyjel előtt a bal alsó sarokba írt szám a rendszám.) Az atomok kölcsönhatásakor a kémiai reakciókban általában a legnagyobb energiájú külső elektronok állapotában következik be változás. A kémiai reakciókban részt vevő elektronok a vegyértékelektronok. Az atomnak a kémiai reakciókban változatlanul maradó része az atomtörzs (ebbe az atommag és az elektronfelhő változatlanul maradó belső elektronjai tartoznak). atom= atomtörzs + vegyértékelektronok (A Na atom: atomtörzs: az atommag és az 1., 2. héjon mozgó elektronok, 1 vegyértékelektron) Fontos szerepük miatt szokás csak a vegyértékelektronokat jelölni: pl. Na•, Mg: A vegyértékelektronok lehetnek párosítatlanul és párokban is. A páros vegyértékelektronokat vonallal is ábrázolhatjuk, pl.: Ca Azok az atomok, amelyek külső héja 8 elektront tartalmaz, rendkívül stabilisak, ezért többnyire nem reagálnak más anyagokkal. A nyolc külső elektronos szerkezetet nemesgázszerkezetnek nevezzük, mert a nemesgázatomoknak 8 külső elektronjuk van (a He atomnak 2 van az egyetlen héján, ami ezzel telített). Ez a legstabilisabb, legkisebb energiájú elrendeződés, ezért minden atom a nemesgázszerkezet elérésére törekszik a kémiai reakcióik során. A külső héj 8 elektronnal telített.
A kémia írásbeli vizsga témakörei 2014-2015. 4. A periódusos rendszer használata (elemek nevének, proton-, elektron-, és neutronszámának meghatározása) Az elemek tudományos rendszerezését Mengyelejev orosz tudós nevéhez fűződik (1869). A periódusos rendszer nemcsak az elemek, hanem az atomok rendszere is. A periódusos rendszert periódusok (vízszintes sorok) és csoportok (függőleges oszlopok) alkotják. Az A-val jelölt oszlopok a főcsoportok, a B-vel jelöltek a mellékcsoportok. A periódusos rendszernek 7 periódusa és 8 főcsoportja van. Az atom helyét a periódusos rendszerben a protonok száma és az atom elektronszerkezete határozza meg. A külső héj elektronjainak (vegyértékelektronok) száma a főcsoportszámot, az elektronhéjak száma a periódusszámot adja meg (pl. a N atom külső elektronhéján 5 elektron van, ezért az V. főcsoportban van; összesen 2 elektronhéja van, ezért a 2. periódusban van). Az atom kémiai minőségét az atommagban levő protonok száma határozza meg (pl. a H atom magjában 1 proton van, a He atom magjában 2, a Li atom magjában 3, ...). Ha az atommagban megváltozik a protonok száma, akkor új atom keletkezik. A rendszám (az atom sorszáma) egyenlő az atomban lévő protonok és az elektronok számával. Egy periódusban balról jobbra haladva nő a rendszám, ezzel együtt a protonok és az elektronok száma is, ezért a kémiai tulajdonságok fokozatosan változnak a perióduson belül. Az atomok kémiai reakciókban való viselkedését nagymértékben befolyásolja a vegyértékelektronok száma. Ezért kerültek a hasonló tulajdonságú elemek egy főcsoportba (pl. Na, K). A hasonló tulajdonságok a hasonló vegyértékelektron-szerkezettel magyarázhatók. Az atommagban található protonok és neutronok számának összege a tömegszám (pl. a Na atom magjában 11p+ és 12n0 van, így tömegszáma 23). A tömegszámból kivonva a protonok számát megkapjuk a neutronok számát (pl. a C atom rendszáma 6, ebből tudjuk, hogy atommagjában 6 proton van és tömegszáma 12, így neutronszáma 12-6=6, és mivel az elektronok száma az atomban mindig egyenlő a protonok számával ezért a szénatom esetén ez is 6). Az első periódusban csak két atom van, mert az első elektronhéjon csak két elektronnak van helye. A második periódusban 8 atom van, mert a második elektronhéjon maximálisan nyolc elektron mozoghat. A periódusos rendszer VIII. főcsoportjának elemei a nemesgázok, melyek csak nagyon nehezen lépnek kémiai reakciókba. Külső héjukon (a He kivételével) 8 elektron mozog. Ez a legstabilisabb elektronszerkezet, melyet nemesgázszerkezetnek nevezünk. Minden atom a nemesgázszerkezet elérésére törekszik a kémiai reakciók során. A periódusos rendszernek 8 főcsoportja van, mert a nemesgázszerkezet eléréséhez 8 külső elektron szükséges. Példa a periódusos rendszer használatára, egy atom proton-, elektron-, és neutronszámának meghatározására: Az alumínium atom vegyjele Al. Rendszáma 13, mert 13 protonja van az atommagjában és összesen 13 elektron mozog az elektronfelhőjében. Tömegszáma (a relatív atomtömeg- a vegyjel alatt található egészre kerekített értéke) 27, mert összesen ennyi protonja és neutronja van (a legtöbb Al atomnak). A 27 tömegszámból elvesszük a 13 protonszámot, megkapjuk a neutronszámot, ami 14. A harmadik periódusban (vízszintes sorban) van, mert 3 elektronhéja van. A harmadik főcsoportban van, mert 3 vegyértékelektronja van. Ha 3 elektronhéja van, akkor a harmadik héj a külső héj és ezen a héjon 3 elektronja van, akkor az alatta lévő héjak telítettek, tehát az első héjon kettő, a másodikon nyolc elektronja van. Tehát:
13
Al
3 8 2
A kémia írásbeli vizsga témakörei 2014-2015. 5. Kémiai kötések fajtái és ezek felismerése Az anyagokban (a nemesgázokat kivéve) a kémiai részecskék (atomok, ionok, molekulák) különféle módokon egymáshoz kapcsolódva fordulnak elő. Az atomok a legkisebb energiájú állapot elérésére törekszenek és ezt leggyakrabban a nemesgázszerkezet kialakításával érik el. A kötések között erősség szerint megkülönböztetünk elsőrendű és másodrendű kötéseket. Az elsőrendű kötések: az ionos, a kovalens és a fémes kötés. A másodrendű kötések általában a molekulák között jönnek létre. Az ionos kötés: az ellentétes töltésű ionok közötti elektromos vonzás. Az ionok elektromos töltéssel rendelkező kémiai részecskék, amelyekben eltér a protonok és az elektronok száma. Az egyszerű ionok az atomokból elektronfelvétellel vagy elektronleadással keletkeznek. A kis elektronvonzó képességű atomokból elektronleadással pozitív töltésű ionok (kationok) keletkeznek. Pl. Na· - e- → Na+ vagy Mg → Mg2+ + 2e- vagy Al → Al3+ + 3eAzok az atomok alakulhatnak át pozitív ionokká, amelyeknek kevés (1, 2, 3,) vegyértékelektronjuk van. Az elektronleadás oxidáció. A nagy elektronvonzó képességű atomokból elektronfelvétellel negatív töltésű ionok (anionok) keletkeznek. Pl. Cl + e- → Cl- (kloridion) vagy O + 2e- → O2- (oxidion) Azok az atomok alakulnak negatív ionokká, amelyeknek sok (7, 6) vegyértékelektronjuk van. Az elektronfelvétel redukció. A fémek és a nemfémek kölcsönhatása során általában a fématomok elektront adnak le (pozitív ionná alakulnak) a nemfématomok elektront vesznek fel (negatív ionná alakulnak). Az I., II. főcsoport elemei a VII., VI. főcsoport elemeivel ionkötésű vegyületeket képeznek. Pl. 2Na + Cl2 → 2NaCl vagy2Ca + O2 → 2CaO (elektronátadással járó redoxi reakciók) Az ionvegyületeket meghatározott számarányú ellentétes töltésű ionok építik fel, kifele töltést nem mutatnak. Az ionkötés általában inrácsba rendezi az ionokat. Az ionkötés csak vegyületekben fordul elő. A kovalens kötés: az atomok közös elektronpárral kialakított kapcsolata. A molekulák két vagy több atomból kovalens kötéssel képződött semleges kémiai részecskék. A molekulák kötő elektronpárjai általában a kapcsolódó atomok külső, párosítatlan elektronjaiból jönnek létre és két atommag vonzása alatt állnak. A nemkötő elektronpárokat továbbra is egy atommag vonzza. Az elemek molekulái azonos atomok kovalens kötéssel történő összekapcsolódása útján jönnek létre. Pl. H• +•H → H─H vagy 2H → H2 vagy 2O → O2 vagy 2N → N2.Két azonos atom kapcsolódása esetén a kötés apoláris kovalens kötés. Az elemmolekula apoláris. Pl. H2, O2, Cl2, N2 A nemfémes elemek (hasonló, de mégis eltérő, aránylag nagy elektronvonzó képességű atomjai) kölcsönhatása során az egymástól különböző atomokból vegyületmolekulák keletkeznek. Pl. HCl, H2O, CO2, NH3. A vegyületmolekulák atommagjai eltérő mértékben vonzzák a kötő elektronpárokat. A vegyületek molekuláiban a poláris kovalens kötések és a molekula alakja együttesen határozza meg a molekula polaritását. Pl. A HCl molekulában a kovalens kötés és a molekula is poláris (dipólusmolekula). A H2O molekula V alakja és poláris kovalens kötései miatt a molekula is poláris, dipólusmolekula. A CO2 molekulában a kötések polárisak, de szimmetrikusság miatt a molekula apoláris. (A poláris kovalens kötések kialakulásakor bekövetkező elektroneltolódás is redoxi reakció.) A dipólusos molekulák között gyenge elektromos kölcsönhatások, másodrendű kötések kialakulhatnak. Pl. A vízmolekulák között hidrogénkötés. A fémes kötés: A fématomok (főként I., II., III. főcsoportban és a mellékcsoportokban) a külső elektronhéjukon általában kevés (1,2,3), lazán kötött elektront tartalmaznak. Ezeket leadva közös elektronfelhőt hoznak létre, a fématomokból pedig fématomtörzsek keletkeznek. A pozitív tötésű fématomtörzsek és a közöttük szabadon mozgó elektronok közötti vonzóerő a fémes kötés. A fématomtörzsek szilárd halmaza a fémrács. Pl. Fe, Mg, Na, Ca, K, Cu, Au, Al
A kémia írásbeli vizsga témakörei 2014-2015. 6. Az oldatok kémhatásának ismerete (pH érték) A kémhatás a vizes oldatok egyik fontos tulajdonsága, pH számadattal jellemezzük. A vizes oldatok savas, lúgos és semleges kémhatásúak lehetnek. A savas oldatok pH értéke 7-nél kisebb, a lúgos oldatoké 7-nél nagyobb (de legfeljebb 14), a semleges oldatoké 7.Minél savasabb az oldat, annál kisebb a pH-ja, minél lúgosabb, annál nagyobb a pH-ja. Semleges kémhatású (pH=7) oldatok pl. a desztillált víz, konyhasó-oldat, cukor-oldat. Lúgos kémhatású (7
HCl + H2O → Cl- + H3O+
A lúgos kémhatást a vizes oldatokban a hidroxidionok (OH-) megnövekedett mennyisége okozza. A hidroxidionok úgy keletkeznek, hogy a vízmolekulák hidrogéniont (H+ azaz p+) adnak le a bázisnak. Bázisok azok az anyagok, amelyek proton felvételére képesek. Pl.: H+(p+)
NH3 + H2O → NH4+ + OHA semleges kémhatású oldatokban egyenlő a kémhatást okozó ionok (H3O+ és OH-) aránya. A vizes oldatok kémhatása bennük lévő oxóniumionok és a hidroxidionok arányától függ. A protonátmenettel járó kémiai reakciók sav-bázis reakciók. A víz savként és bázisként is viselkedhet (amfoter) a reakciópartnertől függően. (Az ammónia protonfelvevő képessége nagyobb, mint a vízé; a hidrogén-klorid protonleadó képessége nagyobb, mint a vízé.)
A kémia írásbeli vizsga témakörei 2014-2015. 7. A levegő A levegő összetett anyag, különböző gázok keveréke. Fő alkotórészei: a nitrogén (78%) és az oxigén (21%). Kisebb mennyiségben (1%) állandó alkotórészei: a széndioxid, a vízpára, a nemesgázok (argon, neon, kripton, xenon), a por, a korom is. A levegő gázelegy (olyan keverék, amelyben levő gázok részecskéi nem láthatók). A levegő tulajdonságai az alkotó gázok sajátságaiból adódnak, melyek a levegőben megőrzik eredeti tulajdonságaikat. Tiszta állapotban a levegő színtelen, szagtalan gázkeverék. Vízben kevéssé oldódik. Összetevői közül az oxigén jobban oldódik a vízben, mint a nitrogén. Ennek nagy jelentősége van a vízben élő állatok és növények számára. Az O2 színtelen, szagtalan gáz, nem éghető, az égést nagyon táplálja. A N2is színtelen szagtalan gáz, nem éghető és az égést nem táplálja, kémiailag közönséges hőmérsékleten közömbös. Az oxigén nehezebb, a nitrogén könnyebb, mint a levegő, ezért a magas hegyekben „ritkább” a levegő. A levegő nem éghető, az égést táplálja, mert összetevői nem éghetők, a benne levő oxigén táplálja az égést. A növények, állatok, emberek légzése, a vulkáni működések, az égési folyamatok, az alkohol erjedése természetes módon juttatja a légkörbe a széndioxidot. Ez színtelen, szagtalan a levegőnél nagyobb sűrűségű, vízben jól oldódó, nem éghető és az égést nem tápláló gáz. Ha a levegő CO2 tartalma meghaladja a 8%-ot, fulladást okozhat. A CO2 mélyebb helyeken halmozódik fel, alulról tölti meg a must erjedésekor a pincét. Ilyenkor csak alacsonyan tartott égő gyertyával lehet lemenni. Ha a gyertya elalszik, csak szellőztetés után vagy légzőkészülékkel szabad a helyiségben tartózkodni. Nagy mennyiségű CO2 keletkezik a fa, a szén, a kőolaj, a földgáz és más tüzelőanyagok elégetésekor. A levegő O2 és CO2 aránya az utóbbi évtizedekig közel állandó volt. Ez a növények fotoszintézisének köszönhető – a növények a zöld színanyaguk (klorofilljuk) segítségével a napfény energiájának felhasználásával a levegőben lévő CO2-ból és a talajból felvett H2O-ból szőlőcukrot „készítenek”, miközben O2 válik szabaddá. Sötétben a növények is a többi élőlényhez hasonlóan O2-t használnak a levegőből és CO2-t lélegeznek ki. Az üvegházhatás (a levegőben levő CO2, vízgőz képesek elnyelni és ezzel a légkörön belül tartani a Napból sugárzás formájában érkező energia nagy részét) fenntartja az élőlények számára a viszonylagos állandó hőmérsékletet. Ha azonban az egyre növekvő CO2 kibocsátás és az erdős területek csökkenése miatt a légkör CO2 aránya nő, a felmelegedés is erősebb lesz. A nemesgázok színtelen, szagtalan, kémiailag közömbös gázok, nem éghetők, az égést nem táplálják. Héliumot tartalmaznak egyes kőolaj- és földgázforrások gázai. A nemesgázokat a levegőből és a földgázból nyerik. A He könnyebb a levegőnél. A cseppfolyós levegő szobahőmérsékleten forrásban lévő kis sűrűségű világoskék folyadék. Hőmérséklete -190oC A cseppfolyós levegő fontos ipari nyersanyag, mert belőle nitrogént, oxigént, nemesgázokat tisztán ki lehet nyerni, mivel a folyékony levegőt alkotó cseppfolyós gázok különböző hőmérsékleten párolognak el.
A kémia írásbeli vizsga témakörei 2014-2015. 8. Az anyagok változásai és ezek felismerése A kölcsönhatások a szerkezetváltozások alapján csoportosíthatók: fizikai, kémiai és biológiai változásokra. Azok a kölcsönhatások, amelyek során az anyagok minősége nem változik meg, fizikai változások. Ilyenkor az anyagoknak csak egyes fizikai tulajdonságai változnak meg, de nem keletkeznek új, más anyagok. Pl. vaspor és kénpor összekeverése, kockacukor porrá törése, a víz felforralása, konyhasó-oldat készítése, halmazállapot-változások. Azok a változások, amelyek során új anyag (anyagok) keletkeznek, kémiai átalakulások, kémiai reakciók. Ekkor nemcsak egyes fizikai tulajdonságai változnak az anyagoknak, hanem kémiai tulajdonságai is, mert az anyagokat felépítő részecskék szerkezete is megváltozik. Pl.: - a vasporból és kénporból heves izzás közben vas-szulfid keletkezik: Fe+S → FeS - a cukor hevítés hatására elszenesedik, közben a kémcső vizes lesz: cukor → szén+víz - a vízből elektromos mező hatására hidrogénre és oxigénre bomlik: 2H2O → 2H2 + O2 - a magnézium égésekor fehér por, magnézium-oxid keletkezik: 2Mg + O2 → 2MgO A kémiai reakciók lényege, hogy az egymással reakcióba lépő anyagok kémiai kötései felbomlanak, és új kötések jönnek létre. A kémiai reakcióban részt vevő anyagok száma szerint a reakciók lehetnek: egyesülés, vagy bomlás. Egyesülés pl. a hidrogén égése: 2H2+O2 → 2H2O. Egyesülés során több anyagból egy új anyag keletkezik. Az égés az egyik legfontosabb kémiai reakció, az égéstermékek az oxidok. Az oxigénnel való egyesülés az oxidáció. Az egyesülés ellentétes folyamata a bomlás. Bomláskor egy anyagból több új anyag keletkezik. Pl.: CaCO3 → CaO + CO2 Az oxidációval ellentétes folyamat az oxigén elvonása. Ez a redukció. Az oxidáció és a redukció együttjáró folyamatok: redoxi reakciók. Részecskeátmenet szerint megkülönböztetünk elektronátmenettel járó reakciókat (redoxi reakciók) és protonátmenettel járó reakciókat (sav-bázis reakciók). A redoxi reakciók tágabb értelmezése szerint oxidáció minden elektronleadással járó reakció és redukció minden elektronfelvétellel járó reakció. Pl. 2Na + Cl 2 → 2NaCl, mert teljes e- átadással ionok keletkeznek (ionvegyület keletkezik). Részfolyamatai: Na – e- → Na+ (e- leadás vagyis oxidáció) Cl + e- → Cl- (e- felvétel vagyis redukció) Az elektroneltolódással (részleges elektronátadással) járó reakciók is redoxi reakciók. Pl.: H2 + Cl2 → 2HCl, mert a keletkezett vegyületmolekulákban a kovalens kötést alkotó közös elektronpár eltolódik a klóratom felé a nagyobb e - vonzó képessége miatt. Részleges e- eltolódás során kovalens kötésű vegyületek keletkeznek. A redoxi reakciók során az e--t (részlegesen vagy teljesen) veszítő anyag redukálószer, az e --t (részlegesen vagy teljesen) nyerő anyag az oxidálószer. A sav-bázis reakciókban protonátadás történik. A p+-t (azaz H+-t) leadó anyagok a savak, a p+-t (azaz H+-t) felvevő anyagok a bázisok. Pl. H2SO4 + 2H2O → SO42-+ 2H3O+; itt a H2SO4 adja a p+t (sav), a H2O kapja a p+-t (bázis). A biológiai változások során bonyolult, összehangolt fizikai változások és kémiai átalakulások következnek be. Ezek a változásegyüttesek az életjelenségek. 9. Energiaváltozások felismerése A változásokat kísérő energiaváltozás szerint ismerünk: exoterm és endoterm változásokat. - endoterm változás: az anyag belső energiája nő (a környezet belső energiája csökken), pl. cukor bontása, víz bontása, olvadás, párolgás, forrás, szublimáció - exoterm változás: az anyag belső energiája csökken (a környezet belső energiája nő), pl. égés, lecsapódás, fagyás, kénsav hígítása vízzel, lúgkő oldása vízben
A kémia írásbeli vizsga témakörei 2014-2015. 10. Savak tulajdonságai A sav elnevezést kétféle értelemben használjuk. A savak olyan anyagok, amelyek vizes oldata savas kémhatású. A savakra jellemző, hogy savanyú ízűek, töményebb oldatban maró, roncsoló hatásúak. Ismertebb savak: citromsav, ecetsav, almasav, sósav, kénsav, salétromsav, foszforsav, szénsav, kovasav. Azokat az anyagokat, melyek proton (p+ azaz H+) leadására képesek, savaknak nevezzük. A következő sav-bázis reakciókban sósav (HCl), a kénsav (H2SO4), a szénsav (H2CO3), a salétromsav (HNO3), a foszforsav (H3PO4), a kovasav (H2SiO3) p+-t (H+-t) adnak le, ezért savként viselkednek, a H2O ezekben az esetben bázisként viselkedik, mert p+-t (H+-t) vesz fel. Másrészt mindegyik sav vizes oldata savas kémhatású, mert mindegyik reakcióban a savas kémhatást okozó oxóniumionok (H3O+) keletkeznek. A oxóniumionok megnövekedett mennyisége („túlsúlya”) miatt az indikátorok savas kémhatást jeleznek (lakmuszpapír piros, fenolftalein-oldat színtelen, univerzális indikátor piros színű lesz). A savak vizes oldatának jellemző alkotórésze az oxóniumion (H3O+). A savas kémhatást okozó oxóniumionok (H3O+) mellett keletkezett anionok a savak savmaradékionjai. HCl + H2O → Cl- + H3O+ savmaradék ion: kloridion (Cl-) H2SO4 + 2H2O → SO42- + 2H3O+ savmaradék ion: szulfátion (SO42-) 2+ H2CO3 + 2H2O → CO3 + 2H3O savmaradék ion: karbonátion (CO32-) HNO3 + H2O → NO3- + H3O+ savmaradék ion: nitrátion (NO3-) 3+ H3PO4 + 3H2O → PO4 + 3H3O savmaradék ion: foszfátion (PO43-) 2+ H2SiO3 + 2H2O → SiO3 + H3O savmaradék ion: szilikátion (SiO32-) A sósav sói a kloridok: NaCl (konyhasó), CaCl2, KCl (kálisó), NH4Cl (szalmiáksó) A kénsav sói a szulfátok: Na2SO4 (glaubersó), CaSO4 (kalcium-szulfát a gipsz anyaga) A szénsav sói a karbonátok: Na2CO3 (sziksó), CaCO3 (mészkő), MgCO3 (Mg-karbonát) A salétromsav sói a nitrátok NaNO3 (chilei salétrom), KNO3, NH4NO3 (ammónium-nitrát) A foszforsav sói a foszfátok: Na3PO4 (trisó), Ca3(PO4)2 (trikálcium-difoszfát a csont anyaga) A kovasav sói a szilikátok: CaSiO3 A savak bázisokkal (lúgokkal) közömbösíthetők. A közömbösítés protonátmenettel járó sav-bázis reakció, amely során só és víz keletkezik. Ha a reakcióban semleges kémhatású oldat keletkezik, akkor a folyamat semlegesítés. Pl.: HCl + NaOH → NaCl + H2O H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4+ 2H2O H2CO3 + 2NaOH → Na2CO3 + 2H2O HNO3 + NaOH → NaNO3 + H2O A híg savak (HCl, H2SO4, HNO3) hidrogénfejlődés közben oldják a H-nél nagyobb redukálóképességű fémeket (K, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Fe): Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2 elektronátadással járó redoxireakciók, Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2 a fémek a redukálószerek (e--t adnak le) Na + 2HNO3 → NaNO3 + H2 a savak (H+ ionjai) az oxidálószerek (e--t vesznek fel) A híg savak nem oldják a H-nél kisebb redukálóképességű fémeket (Cu, Ag, Hg, Au). A tömény (cc) savak passziválják, nem oldják a H-nél nagyobb redukálóképességű fémeket (Al, Zn, Fe), amelyek cc sav után már híg savakban sem oldódnak. A tömény (cc H2SO4, cc HNO3) savakban oldódik a Cu, Hg. A cc HNO3 oldja az ezüstöt (Ag), de nem oldja az aranyat(Au) (a cc HNO3 választóvíz). Az aranyat csak a királyvíz (cc HNO3 és cc HCl 1:3 arányú keveréke) oldja.
A kémia írásbeli vizsga témakörei 2014-2015. 11. Sav-bázis reakció A sav-bázis reakciók azok a kémiai reakciók, melyekben protonátadás történik. A p+-t (azaz H+t) leadó anyagok a savak, a p+-t (azaz H+-t) felvevő anyagok a bázisok. (H+= p+, mert a hidrogénion egyetlen protonból áll.) Azokat az anyagokat, melyek proton (p+ azaz H+) leadására képesek, savaknak nevezzük. Azokat az anyagokat, melyek proton (p+ azaz H+) felvételére képesek, bázisoknak nevezzük A következő sav-bázis reakciókban sósav (HCl), a kénsav (H2SO4), a szénsav (H2CO3), a salétromsav (HNO3), a foszforsav (H3PO4), a kovasav (H2SiO3) p+-t (H+-t) adnak le, ezért savként viselkednek, a H2O ezekben az esetben bázisként viselkedik, mert p+-t (H+-t) vesz fel. A savak vizes oldata savas kémhatású, mert mindegyik reakcióban a savas kémhatást okozó oxóniumionok (H3O+) keletkeznek. A savak vizes oldatának jellemző alkotórésze az oxóniumion (H 3O+). A savas kémhatást okozó oxóniumionok (H3O+) mellett keletkezett anionok a savak savmaradékionjai. HCl + H2O → Cl- + H3O+ H2SO4 + 2H2O → SO42- + 2H3O+ H2CO3 + 2H2O → CO32- + 2H3O+ HNO3 + H2O → NO3- + H3O+ H3PO4 + 3H2O → PO43- + 3H3O+ H2SiO3 + 2H2O → SiO32- + H3O+ Ezeknek a sav-bázis reakcióknak a lényege, hogy a vízmolekulák protont kaptak a savaktól és ezáltal a vízmolekulákból a savas kémhatást okozó oxóniumionok keletkeztek: H2O + p+ → H3O+ vagy másképpen: H2O + H+ → H3O+ A víz (amfoter) savként és bázisként is viselkedhet a reakciópartnertől függően. Az ammónia protonfelvevő képessége nagyobb, mint a vízé. Az ammóniamolekula vonzó hatást gyakorol a vízmolekulában lévő egyik hidrogénatomra, amely proton formájában az ammóniamolekulához kapcsolódik. Abban a vízmolekulában, amelyik protont adott le, csökkent a protonok száma, de az elektronok száma változatlan maradt, ezért belőle a lúgos kémhatást okozó negatív töltésű hidroxidion keletkezett (OH-): NH3 + H2O → NH4+ + OHAz ammóniamolekulákból ammóniumionok keletkeztek. Ebben a sav-bázis reakcióban a víz savként (adta a protont), az ammónia bázisként viselkedett (kapta a protont). A reakció lényege, hogy a vízmolekulák protont vesztettek és belőlük a lúgos kémhatást okozó hidroxidionok keletkeztek: H2O - p+ → OH- vagy másképpen: H2O → OH- + H+ Az amfoter jellegű dipólusos vízmolekulák egymással is kölcsönhatásba lépnek. Az egyik vízmolekula protont ad le, a másik felveszi ezt a protont. A kölcsönhatás eredményeképpen kémhatást okozó oxóniumionok és hidroxidionok keletkeznek: H2O + H2O → H3O+ + OHEbben a kölcsönhatásban az egyik vízmolekula savként, a másik bázisként viselkedett. A vízben egyenlő az oxóniumionok és a hidroxidionokszáma, ezért a víz semleges kémhatású. A savak bázisokkal (lúgokkal) közömbösíthetők. A közömbösítés protonátmenettel járó savbázis reakció, amely során só és víz keletkezik. Ha a reakcióban semleges kémhatású oldat keletkezik, akkor a folyamat semlegesítés. Pl.: HCl + NaOH → NaCl + H2O H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4+ 2H2O H2CO3 + 2NaOH → Na2CO3 + 2H2O HNO3 + NaOH → NaNO3 + H2O Ezekben a reakciókban a savak adják a protont, a lúg hidroxidionja felveszi azt. E reakciók lényege, hogy a sav oxóniumionjai és a lúg hidroxidionjai vízmolekulákká alakulnak: H3O+ + OH- → 2H2O
A kémia írásbeli vizsga témakörei 2014-2015. 12. Egyenletírás A kémiai egyenlet a kémiai reakciók leírása vegyjelekkel és képletekkel. A kémiai egyenlet bal oldalán az egymásra ható (kiindulási anyagok), jobb oldalán a keletkezett anyagok (reakciótermékek) kémiai jelei szerepelnek. Minden kémiai reakcióra érvényes a tömegmegmaradás törvénye, ezért ezt a törvényt minden kémiai egyenletben alkalmazni kell. A tömegmegmaradás törvénye: a kémiai reakciókban a (kiindulási anyagok együttes tömege megegyezik a keletkezett anyagok tömegének összegével. Az egyenletírás menete: A hidrogén-klorid keletkezése alkotóelemeiből: 1. A kiindulási anyagok neve, képlete: hidrogén H2, klór Cl2 A keletkezett anyag(ok) neve, képlete: hidrogén-klorid HCl 2. Leírjuk a kémiai reakciót az anyagok jeleivel: (ez még nem egyenlet, mert mennyiségileg nem helyes) H2 + Cl2 → HCl 3. Alakítsuk egyenletté (alkalmazzuk a tömegmegmaradás törvényét)! Akkor helyes az egyenlet, ha a bal és a jobb oldalon szereplő atomok száma megegyezik. A helyesen felírt képleteken nem (indexszámaikon sem!) változtathatunk. A H2 jel által jelölt 1 mol hidrogénmolekulából 2 mol atom keletkezik, az Cl2 jel által jelölt 1 mol klórmolekulából 2 mol atom keletkezik. Ezekből 2 mol hidrogén-klorid molekula keletkezik (1 mol HCl molekulában 1 mol H atom és 1 mol Cl atom van). Ekkor írjuk be az együtthatót: H2 + Cl2 → 2HCl Ezzel leírásunk egyenletté vált, mert nemcsak minőségileg, de mennyiségileg is igaz. A magnézium égése: 1. A kiindulási anyagok jele: Mg, O2 A keletkezett anyag képlete: MgO 2. Leírjuk jelekkel a kémiai reakciót (ez még nem egyenlet, mert mennyiségileg nem helyes) Mg + O2 → MgO 3. Alakítsuk egyenletté (alkalmazzuk a tömegmegmaradás törvényét)! Az 1 mol O 2 molekula 2 mol atomra bomlik, ebből 2 mol MgO keletkezik, de ehhez 2 mol Mg szükséges, írjuk be az együtthatókat: 2Mg + O2 → 2MgO Ezzel leírásunk egyenletté vált, mennyiségileg is helyes. Kész az egyenlet. Magnézium és sósav reakciója: 1. A kiindulási anyagok jele: Mg, HCl A keletkezett anyagok képlete: H2 és MgCl2 (mert minden Cl atom 1 e-–t vesz fel és mindegyik Mg atom 2 e-–t ad le ezért kétszer annyi Cl-id ion keletkezik, mint Mg-ion) 2. Leírjuk jelekkel a kémiai reakciót (ez még nem egyenlet, mert mennyiségileg nem helyes) Mg + HCl → MgCl2 + H2 3. Alkalmazzuk a tömegmegmaradás törvényét: 1 mol H 2 és 1 mol MgCl2 keletkezéséhez 2mol HCl szükséges, tehát: Mg + 2HCl → MgCl2 + H2 A víz bontása: 1. A kiindulási anyag képlete: H2O A keletkezett anyagok képlete: H2 és O2 2. Leírjuk jelekkel a kémiai reakciót (ez még nem egyenlet, mert mennyiségileg nem helyes) H2O → H2 + O2 3. Alkalmazzuk a tömegmegmaradás törvényét: 1 mol O2 keletkezéséhez 2 mol H2O szükséges, de abból 2 mol H2 keletkezik: 2H2O → 2H2 + O2
A kémia írásbeli vizsga témakörei 2014-2015. 13. Fémek és nemfémek tulajdonságai A kémiai elemek az azonos rendszámú atomok halmazai. Az elemek fizikai és kémiai tulajdonságaik alapján három csoportba sorolhatók: fémek, félfémek és nemfémes elemek. A periódusos rendszerben a bórtól (B) a polóniumig (Po) húzott „lépcsős” vonal választja el a fémes és a nemfémes elemeket egymástól. A félfémek (átmeneti elemek) a vonal mentén, a fémek a vonaltól balra, a nemfémek a vonaltól jobbra helyezkednek el. A fémek számos tulajdonsága hasonló. A fémek szobahőmérsékleten szilárd halmazállapotúak (kivéve a Hg). Színük szürke (kivétel: Cu és Au). Jellegzetes fémfényük van. A fémek könnyen megmunkálhatók, az elektromos áramot és a hőt vezetik. Legjobb vezetők: Au, Ag, Cu, Al. Az elemek többségét (kb. 80%) tulajdonságaik alapján a fémek közé soroljuk. A hasonló tulajdonságok oka: a hasonló atom-, kötés-, és rácsszerkezet. A fémek az I., II., III., IV. főcsoportokban és a mellékcsoportokban vannak. A fématomok külső héján így 1, 2, vagy 3 vegyértékelektron helyezkedik el. Ezek aránylag messze vannak az atommagtól, lazán kötöttek, a többi atommag vonzása miatt leszakadnak, így pozitív töltésű fématomtörzsek és közöttük közös elektronfelhő keletkeznek. A közössé vált elektronok szabadon mozognak. A pozitív töltésű fématomtörzsek és a közöttük szabadon mozgó negatív elektronfelhő közötti vonzóerő a fémes kötés. A fémes kötéssel összekapcsolódott fématomtörzsek szilárd halmaza a fémrács. Ha a fémekre elektromos feszültséget kapcsolunk, az elektronok mozgása rendezetté válik, ezért a fémek vezetik az áramot. Megmunkáláskor a fémrács torzul, de nem esik szét, ezért hengerelhetők, huzallá húzhatók, jól megmunkálhatók. A fémek atomjai kémiai reakciókban a kevés számú vegyértékelektronjuk leadásával érik el a nemesgázszerkezetet, ezért redoxireakciókban redukálószerek (miközben oxidálódnak). Legerősebb redukálószerek az alkálifémek (I. főcsoportban található, nagyobb atomokból álló fémek). Redukáló hatásuk alapján sorba rendezhetők. A redukálósorban a hidrogén előtt állók fémek híg savakban hidrogénfejlődés közben oldódnak, a hidrogén után levő nagyon kicsi redukálóképességű fémek híg savakban nem, tömény savakban különbözőképpen oldódnak (nemesfémek). A nemfémes elemek a periódusos rendszer IV., V., VI., VII:, VIII. főcsoportjában találhatók. Atomjaik külső elektronhéján 4, 5, 6, 7, vagy 8 elektron van. A nemfémes elemekhez tartozik a hidrogén is, amelyik az I. főcsoportban van. A nemfémes elemek egy része szobahőmérsékleten gáz halmazállapotú (pl. hidrogén, oxigén, nitrogén, klór), más része szilárd (pl. kén, szén, foszfor), de van köztük folyékony is (pl. bróm). A nemfémes elemek lehetnek színtelenek (pl. hidrogén, oxigén, nitrogén), színesek (pl. klór, kén, foszfor, bróm). Törékenyek és a grafit kivételével nem vezetik az elektromos áramot. A nemfémek halmazszerkezete közönséges körülmények között lehet önálló egyatomos (nemesgázok), önálló (apoláris kovalens kötésű) molekulákból álló (pl. O2, H2, Cl2, N2), vagy „végtelen” rácsú (pl. gyémánt, grafit, kén). Térhálós atomrácsos a gyémánt (kovalens kötés); réteges atomrácsos a grafit (kovalens és más kötés). A kén nyolcatomos molekulái szilárd halmazállapotban molekularácsot alkotnak, a molekulák között gyenge másodrendű kötéssel. A nemfémek atomjai kémiai reakciókban elektronfelvétellel érik el a nemesgázszerkezetet, ezért redoxireakciókban oxidálószerek (miközben redukálódnak). Legerősebb oxidálószerek a halogénelemek (VII. főcsoportban található, kisebb atomokból álló nemfémek).
A kémia írásbeli vizsga témakörei 2014-2015. 14. Tápanyagaink Az emberi szervezetnek alapvető tápanyagokra, valamint védő kiegészítő hatású tápanyagokra van szüksége. Az alapvető tápanyagok: a fehérjék, a zsírok-olajok, a szénhidrátok. A fehérjék az élő szervezetek legfontosabb anyagai, elsősorban sejtépítők, az élőlények testszöveteinek fő alkotórészei. A fehérjék növényi és állati eredetűek lehetnek. Elnevezésük a legismertebb fehérjére, a tojásfehérjére utal. Fehérjedús táplálékok: hús, tojás, tej, tejtermékek, hal, hüvelyes növények. A táplálékkal felvett fehérjék a szervezetben lebomlanak. Ezekből a szervezet saját fehérjét készít. Az emberi szervezet csak a bevitt fehérjékből tudja elkészíteni a saját, egyéni fehérjéit. A fehérjék sok fajtái alkotja szervezetünket, amelyek részt vesznek a szervezet felépítésében, az anyagok szállításában, a betegségek elleni védekezésben, számos szerv működésének szabályozásában is. A zsírok-olajok az élő szervezetekben keletkező anyagok. Részben energiaforrások, részben tartalék tápanyagok, lehetővé teszik a zsírban oldódó vitaminok felszívódását. Sok zsírt és olajat tartalmazó táplálékok: szalonna, állati zsír, növényi olajos magvak pl. dió, mogyoró, margarinok, vaj. A zsírok szilárdak, az olajok folyékonyak, a víznél könnyebbek. Vízben nem, de szerves oldószerekben pl. benzinben jól oldódnak. Huzamosabb ideig tárolva avasodnak. Az emberi szervezet a zsírt vagy a zsíros táplálékból veszi fel, vagy szénhidrátokból állítja elő. A szénhidrátok hevítés hatására vizet veszítenek és elszenesednek. A szénhidrátokat a zöld növények vízből, szén-dioxidból állítják elő a Nap sugárzó energiájának felhasználásával (fotoszintézis). Szervezetünk legfőbb energiaforrásai. Fölöslegük zsírrá alakulva elhízást okoz. Szénhidrátok: cukrok (szőlőcukor, répacukor, nádcukor, gyümölcscukor), a keményítő és a cellulóz. Sok szénhidrátot tartalmazó táplálékok: gabonamagvak, búza, kenyér, édességek, üdítőitalok, növényi rostok, burgonya, rizs. A keményítő a növények magvaiban, gumóiban elraktározott tartalék tápanyag. Az emésztés során szőlőcukorra bomlik. A vérben levő szőlőcukor adja a vércukorszintet. A szőlőcukor agy és sejtek működéséhez nélkülözhetetlen. A cellulóz nem emészthető, a táplálék rosttartalmát adja, ami a bélmozgást segíti. A védő és kiegészítő hatású tápanyagok az anyagcsere helyes működését teszik lehetővé. Ide tartoznak a vitaminok, az ásványi anyagok, a nyomelemek.
A kémia írásbeli vizsga témakörei 2014-2015. 15. Energiaforrásaink Az energiaforrásokat felhasználhatóságuk szerint két csoportba sorolhatjuk: nem megújuló energiaforrások és megújuló energiaforrások. Nem megújuló energiaforrások: amelyekből nem képződik korlátlan mennyiség. Gyorsabb ütemben fogyasztjuk, mint ahogyan keletkeznek. Ilyenek az urán és a széntartalmú energiahordozók: ásványi szenek, kőolaj, földgáz. Megújuló energiaforrások: folyamatosan újratermelődnek vagy újratermelhetők. Keletkezési sebességük legalább akkora, mint amilyen ütemben fogyasztjuk őket. Ilyenek a Nap, a szél, a víz, a Föld belső energiája, a biomassza. Hagyományos energiaforrások a széntartalmú tüzelőanyagok: a fa, az ásványi szenek, a kőolaj, a földgáz. Ezeket elégetve a légkörbe jutó szén-dioxid fokozza az üvegházhatást és felmelegedést okoz, másrészt a kén-dioxid, a nitrogén-oxidok szmogot, savas esőt okoznak. Az ásványi szenek különböző összetételű széntartalmú anyagokból álló keverékek. A növények anyaga (fák) évmilliók alatt a Föld mélyén levegőtől elzártan, nagy nyomás és magas hőmérséklet hatására lassan átalakult, egyes anyagok eltávoztak belőle, így a széntartalmuk fokozatosan növekszik. Az ásványi szenek széntartalma alapján a következő szénfajtákat ismerjük: tőzeg, lignit, barnakőszén, feketekőszén, antracit. A szenesedés kezdeti fokán van a tőzeg, sok füsttel ég. Almozásra, trágyázásra használják. A lignit barna színű, fás szerkezetű. Égése után sok salak marad. Hőerőművekben energiatermelésre használják. A barnakőszén sötétbarna vagy fekete. A lignitnél nagyobb a fűtőértéke. Fűtésre, ipari fűtőgázok, kátrány előállítására használják. A feketekőszén fekete színű. Füst nélkül ég. Fűtésre, ipari fűtőgázok, kátrány (gyógyszerek, festékek alapanyaga) és koksz előállítására használják. A koksz gyakorlatilag tiszta szén, a vaskohászat fontos anyaga. Az antracit fekete színű, fényes, kemény anyag, füst nélkül ég, kevés hamuja van. A kőolaj és a földgáz szénből és hidrogénből álló –szénhidrogén- vegyületek keveréke. Az elpusztult élőlények (planktonok) anyagából az évmilliók során a Föld mélyén, levegőtől elzártan, nagy nyomás és hő hatására szénhidrogének keletkeznek. A földgáz színtelen, éghető gáz. Fő összetevője a metán (CH4). A levegő oxigénjével keveredve robban. Égésterméke széndioxid és víz. Fűtőgázként használjuk és vegyipari alapanyagokat gyártanak belőle. A földgázból különítik el a propán-bután keveréket, melyet PB-gáz néven háztartási fűtőanyagként használnak. A kőolaj sötét színű, sűrűn folyó, a víznél könnyebb folyadék. Cseppfolyós és oldott szilárd és gáz halmazállapotú szénhidrogén vegyületek keveréke. A nyers kőolaj csak fűtésre használhazó. A kőolajfinomítókban történő feldolgozása az összetevőinek eltérő forráspont alapján való elkülönítését jelenti. A kőolajfeldolgozás főbb termékei: a benzin, a petróleum, a gázolaj vagy dízelolaj, a pakúra. A benzin jellegzetes szagú folyadék, könnyen párolog, tűzveszélyes, gőze a levegővel keveredve robbanó elegyet képeznek. Gőzeinek belélegzése mérgező. Robbanó motorok üzemanyaga. Jó oldószer, a zsírokat, festékeket, lakkokat oldja. A petróleum jellegzetes szagú folyadék, ma repülőgépek üzemanyagaként használják (kerozin). A gázolaj vagy dízelolaj kellemetlen szagú sárga folyadék, dízelmotorok üzemanyaga, háztartási fűtőanyag. A pakura sötét sűrű folyadék, gépzsírokat, gépek kenőolaját, vazelint (bőrgyógyászat), paraffint gyártanak belőle. A visszamaradó anyag az aszfalt, amelyet szigetelésre, útburkolásra használnak.
A kémia írásbeli vizsga témakörei 2014-2015. 16. Számítási feladatok (egyenlet alapján a keletkezett anyag mennyiségének kiszámítása) A kémiai reakciókban az egymással maradék nélkül reagáló anyagok mennyiségét a helyes reakcióegyenlet jelöli. A kémiai folyamatokban az egyenletben szereplő anyagmennyiségekhez képest arányosan több vagy kevesebb anyag vesz részt. Pl. a kalcium égésének helyesen felírt egyenletéből a következőket is megtudhatjuk: Egyenlet: 2Ca + O2 → 2CaO Anyagmennyiségek: 2 mol Ca 1 mol O2 2 mol CaO Tömegek: 80g Ca 32g O2 112g CaO Tehát, ha 80g Ca-t égetünk el, 112g CaO keletkezik. Ha ennél kevesebb kalciumot égetünk el, akkor arányosan kevesebb kalcium-oxid keletkezik. 240g Ca égetésekor 112* 3=336g CaO keletkezik. Vagy 20g Ca égetésekor 112g negyede azaz 28g CaO lesz a termék. A reakcióegyenlet alapján pontosan ki tudjuk számítani a reakcióban szereplő anyagok tömegeit. A számítás menete: Felírjuk a reakció egyenletét (alkalmazzuk a tömegmegmaradás törvényét); beírjuk az egyenletben szereplő anyagmennyiségek tömegeit; megoldjuk az egyenes arányossági feladatot; válaszolunk a kérdésre. 1. 24g magnézium elégetésekor mennyi (hány g) magnézium-oxid keletkezik? Egyenlet: 2Mg + O2 → 2MgO Anyagmennyiségek: 2 mol Mg 1 mol O2 2 mol MgO Tömegek: 48g 32g 2*40g=80g Tehát, ha 48g Mg égetésével → 80g MgO keletkezik, akkor 24g Mg égetésével → 80:2= 40g MgO keletkezik. (mindegyik fele az egyenletben levőnek). Válasz: 40g MgO lesz. 2. 24g magnéziummal sósavból hány g hidrogén fejleszthető? Egyenlet: Mg + 2HCl → MgCl2 + H2 Anyagmennyiségek: 1 mol Mg 2 mol HCl 1 mol MgCl2 1 mol H2 Tömegek: 24g 73g 95g 2g Eredményünk a tömegekből további számítás nélkül kiolvasható. Tehát, 24g Mg segítségével → 2g H2 keletkezik 3. 9g víz bontásakor hány g oxigén és hány g hidrogén keletkezik? Egyenlet: 2H2O → O2 + 2H2 Anyagmennyiségek: 2 mol H2O 1 mol O2 2 mol H2 Tömegek: 36g 32g 4g Tehát, ha 36g H2O bontásakor → 32g O2 és 4g H2 keletkezik, akkor 9g H2O bontásakor → 32:4=8g O2 és 4:4=1g H2 keletkezik. (mindegyik negyede az egyenletben levőnek). Válasz: 8g O2 és 1g H2 keletkezik. 4. 800 kg mészkő hőbontásával mennyi égetett mész állítható elő? Egyenlet: CaCO3 → CaO + CO2 Anyagmennyiségek: 1 mol CaCO3 1 mol CaO 1 mol CO2 Tömegek: 100g 56g 44g Tehát, ha 100kg CaCO3 bontásakor → 56 kg CaO keletkezik, akkor 800kg CaCO3 bontásakor → 56*8= 448kg CaO keletkezik. (8-szor annyi mészkőből 8-szor annyi égetett mész keletkezik). Válasz: 800 kg mészkőből 448 kg égetett mész állítható elő. 4. Az ammónia gyártásához szükséges nitrogént a levegőből nyerik. 1 tonna levegőből hány tonna ammónia állítható elő ? Egyenlet: N2 + 3 H2 → 2NH3 Anyagmennyiségek: 1 mol N2 3 mol H2 2 mol NH3 Tömegek: 28g 6g 34g 1t levegőben (78%-a N2) 0,78t=780000g N2 Tehát, ha 28g N2-ből→ 34g NH3 állítható elő, akkor 780000g N2-ből → 780000:28*34= 947142,82g NH3 keletkezik, ami közel 0,95t. Válasz: 1t levegőből megközelítőleg 0,95t ammónia állítható elő.
