ÁLTALÁNOS, SZERVETLEN ÉS SZERVES KÉMIA A kémiai anyag fogalma A természet jelenségeivel, törvényeinek feltárásával a természettudományok foglalkoznak. A természettudományoknak a műszaki tudományok szempontjából egyik alapvető ága a kémia.
A kémia feladata az, hogy az anyagi rendszerekben lezajló minőségi változásokat minél pontosabban, mennyiségileg is megfogalmazott törvények segítségével leírja.
A nyugalmi tömeggel rendelkező testeket anyagnak nevezzük. A közönséges anyagi testek (a tárgyak) kémiai elemekből, illetve ezek vegyületeiből állnak.
A kémiai anyagok csoportosítása
Az anyag általános tulajdonságai Az anyagot jellemző két legfontosabb sajátság a tömeg és az energia, valamint azok megmaradási törvényei. A tömeg a test tehetetlenségének mértéke (régen: az anyag mennyiségének mértéke). Jele m, SI-alapegysége a kilogramm (kg) A tömegmegmaradás törvénye ( Lomonoszov 1756, Lavoisier 1773) Zárt rendszerben (energiaáramlás megengedett a rendszer és környezete között) a rendszer tömege a testek bármilyen átalakulása folyamán is állandó marad ∑ mi = állandó Az energia az anyagok azon sajátságának, illetve tulajdonságának mértéke, amely megfelelő kölcsönhatások esetén, munkavégzés útján más anyagok állapotában változást idéz elő. Jele E, mértékegysége a joule (J) Az energia megmaradás törvénye (Helmholz 1847) értelmében egy elszigetelt rendszerben (sem tömeg- sem energiaáramlás nem megengedett a rendszer és környezete között), ha valamilyen energiafajta adott mennyisége eltűnik, akkor egy másik energiafajta egyenértékű mennyisége keletkezik ∑ Ei = állandó
Az anyag általános tulajdonságai Tömeg – energia ekvivalencia elv (Einstein 1905): ∆ E = ∆ m · c2 ahol c = a fény terjedési sebessége vákuumban (m/s) Tömegenergia (tömeg + energia) megmaradásának elve minden körülmények között érvényes. A kémiai változás szempontjából legfontosabb energiafajták a kémiai energia, a termikus energia és a hő. A kémiai energia a kémiai kötések energiájának összege makroszkopikus mennyiségre vonatkoztatva. A kémiai energia hővé, munkává, más energiafajtává csakis kémiai változás (kémiai reakció) révén alakulhat át.
A termikus energia és a hő a testek részecskéinek rendezetlen mozgásával (ún. termikus mozgás) kapcsolatos. Energiaminimumra való törekvés elve szerint az önként végbemenő folyamatok mindig olyan irányban mennek végbe, melyek által a rendszer energiaszegényebb, azaz stabilabb állapotba kerül.
Az anyag szerkezete Alapfogalmak • Az atom kémiai értelemben a legegyszerűbb részecske. Megfelelő számú proton és neutron együttesét jelentő atommagból és az atommag körül a protonokkal megegyező számú elektronokból épül fel. • A molekula összetett anyagi részecske, atomokból épül fel . • Az ion elektromos töltésű részecske, ami atomokból, esetleg molekulákból elektronleadással vagy felvétellel keletkezik. Ennek megfelelően kationokat (pozitív töltésű) és anionokat (negatív töltésű) különböztetünk meg. Relatív atomtömeg (Ar) az atom tömegével arányos viszonyszám, mely megadja, hogy az atom tömege hányszor nagyobb a 12-es tömegszámú szén izotópatom tömegének 1/12-ed részénél. Relatív molekulatömeg (Mr) a molekula tömegével arányos viszonyszám, mely megadja, hogy a molekula tömege hányszor nagyobb a 12-es tömegszámú szén izotópatom tömegének 1/12-ed részénél. Moláris tömeg (M) az anyag grammban megadott relatív molekulatömege, így mértékegysége g/mol. Bármely anyag moláris tömege (1 molja) 6,023·1023 db részecskét (atom, molekula, ion, elektron, proton, neutron, foton stb.) tartalmaz. Ez az Avogadro-Loschmidt szám.
A fény kettős természete A fény elektromágneses sugárzás, melynek komponensei hullámhosszban különböznek egymástól c = λ · ν (m/s) ahol: c = a fény sebessége (m/s) λ (lambda) = a fény hullámhossza (m) ν (nű) = a fény rezgésszáma (s-1)
A spektroszkópiában használják a hullámszámot (ν ) is: ν = λ-1= ν · c -1 (m -1)
A fénynek hullámtermészete (interferencia, polarizáció stb.) mellett korpuszkuláris természete is van, ha anyagi részecskékkel találkozik. Kvantumelmélet (Planck 1900) A fény (elektromágneses sugárzás) elnyelése és kibocsátása nem folyamatos hanem kvantált, azaz a rendszer energiájának csak egy meghatározott legkisebb elemi részét (energiakvantumot), vagy ennek egész számú többszörösét sugározhatja ki vagy nyelheti el. Az energiakvantum energiája E = h · ν (J) ahol h = 6,6256 · 10-34 (J ·s) Planck-féle hatáskvantum ν (nű) = mint fent
Színképek fajtái Színkép: az elektromágneses sugárzást spektroszkóppal alkotórészeire bontjuk, melyeket a látható tartományban színeknek nevezünk. Színképek fajtái létrehozásuk szerint • Emissziós színkép: a vizsgálandó anyag sugároz • Abszorpciós színkép: a vizsgálandó anyagot átvilágítjuk Színképek fajtái hullámhossztartományuk szerint • Ultraibolya (UV) • Látható (VIS) • Infravörös (IR) Színképek fajtái megjelenésük szerint • Vonalas (például atomoké) • Sávos • Folytonos (színes oldaté (haranggörbe) vagy polimereké („ujjlenyomat”) )
A színképek vizsgálata az anyagok belső szerkezetének feltárását segíti.
Színképek fajtái A hidrogén vonalas színképe a látható tartományban:
Balmer formula (1885) a hidrogén színképvonalai ν - nak kiszámítására:
1 R( 2 2
1 ) 2 nk
ahol R = Rydberg állandó nk = 3,4,5…n Balmer- féle szériatörvény más anyagokra:
R(
1 nv
2
1 ) 2 nk
ahol nv = 1,2,3…n
és
nk > nv
Ha nv = 1 a színkép az ultraibolya tartományba, ha nv = 2 a színkép a látható tartományba, ha nv = 3,4,5 a színkép az infravörös tartományba esik,
Az atom szerkezete Anyaghullámok: minden m tömegű, v sebességgel mozgó részecskéhez egy ún. de Broglie-féle anyaghullám rendelhető, melynek hullámhossza:
h (m) m v
Az atommag szerkezete: fő elemi részecskéi a protonok és neutronok Elemi részecske
Jele
Tömege
Töltése
proton
p
1 atomegység
+
neutron
n
1 atomegység
nincs
Az atom rendszáma (Z): az atommagban a protonok száma Az atom tömegszáma (A): a protonok és neutronok számának összege A = Z+ N Izotóp atomok: neutronok számában térnek el (Z azonos, A nem) 2 pl. prócium: 1H deutérium (D): 1 H trícium (T): 3 H H-4: 4 H 1
1
1
Relatív atomtömeg (Ar): az izotóp atomok tömegszámának előfordulási aránnyal súlyozott átlaga
Az atomok elektronhéjának felépítése Rutherford atommodell (1911): az elektronok az atommag körül síkbeli körpályán keringenek és pályájukon a centripetális és az elektrosztatikus vonzóerő egyensúlya tartja őket. Ellentmondások: • köráram keletkezne és energia kisugárzás miatt 10-11 sec alatt az elektron a magba zuhanna • az atomok színképe folytonos lenne Bohr atommodell (1913): • az elektron adott sugarú pályákon (síkban) sugárzásmentesen kering • ezen pályák sugarai: 12 : 22 : 32 : … n2 • energiafelvételkor az elektron egy belső pályáról (Eb) külsőre (Ek) ugrik, • energialeadáskor fordítva • az elnyelt vagy kisugárzott energia: Ek – Eb = h · ν (J) (Planck), a pályákat n főkvantumszámmal megadva és h · c –vel megszorozva a Balmerformulához jutunk. Az atommodell csak a H atomra alkalmazható.
Sommerfeld atommodell (1918): az elektronok pályái ellipszis alakúak is lehetnek (síkban ez is), melyeket három kvantumszámmal adott meg. Ez sem ad magyarázatot a H atom gömb alakjára.
Az atomok elektronhéjának felépítése Schrödinger atommodell (1920): hullám - vagy kvantummechanikai modell A mozgó elemi részecskékhez hullám rendelhető, hullámtermészetüket a hullámfüggvény írja le, melynek alakja egy hullámot jellemző mennyiség (a) periodikus változására szinuszos: a = φ (x,y,z) sin 2 π ν t ahol: φ (x,y,z) az amplitudófüggvény ν a rezgés frekvenciája t az idő Φ függvény fizikai jelentése: |φ|2 arányos az elektron tartózkodási valószínűségével (vagy sűrűségével) egy x,y,z koordinátákkal megadott helyen Az elektronok állapotát tehát egy valószínűség eloszlással adhatjuk meg, energiaállapotuk azonban csak meghatározott lehet, melyet a tér 3 szabadsági foka szerint 3 egész számmal, az ún. kvantumszámokkal adhatunk meg. Így olyan valószínűségi eloszlásokat kapunk a térben, melyeket méreteik és csomósíkjaik (ezeken a tartózkodási valószínűség nulla) jellemeznek.
Az atomok elektronhéjának felépítése Atompálya: olyan burkolófelület az atomban, melyen belül 90 %-os valószínűséggel megtalálható az elektron. Jellemzői: • főkvantumszám (n): 1(K), 2(L), 3(M), 4(N), 5(O),…n pálya mérete • mellékkvantumszám (l): 0(s), 1(p), 2(d), 3(f), … n-1 pálya alakja • mágneses kvantumszám (m): -l…..0…..l pálya térbeli orientációja A pálya energiája csak n-től és l-től függ! E = f(n, l) • spin kvantumszám: az elektron saját impulzusnyomatékára vonatkozik, ½ Elektronszerkezet kiépülésének szabályai: • kvantumszámok • Pauli-elv • Hund-szabály (maximális multiplicitás elve)
n főkvantumszámhoz tartozó elektronok maximális száma: e = ∑ 2(2l+1) = 2n2
Az atomok elektronhéjának felépítése Atompályák alakja • s pályák gömb szimmetrikusak (maximum 2 elektron) • p pályák egy csomósíkkal rendelkeznek (maximum 6 elektron) (kettőstölcsér) • d pályák két csomósíkkal rendelkeznek (maximum 10 elektron)
Az elektronhéj elektronjainak megadása
n sx py … ahol x és y az azonos energiájú elektronok száma
Az atomok elektronhéjának felépítése
Az atomok elektronhéjának felépítése Külső elektronhéj elektronszerkezete dönti el a kémiai kötések számát és módját → vegyértékhéj Nemesgáz-konfiguráció: ns2 ill. ns2p6 a legstabilabb elektronszerkezet, melynek elérése után új héj kezd feltöltődni, tehát az elektronhéjak kiépülése periodikus. Figyelem! n = 3-tól a d pályák, n = 4-től az f pályák E értékei magasabbak az utánuk következő s ill. p-pályákénál
Az atomok periódusos rendszere Mengyelejev (1871): az elemeket relatív atomtömegük növekvő sorrendjében felírva egy táblázatot készített, amelyben egymás alatt a hasonló fizikai és kémiai tulajdonságú elemek kerültek → periódusos rendszer
Molekulák szerkezete Atomok kölcsönhatásakor az energiaszintek felhasadnak és az atompályákból molekulapályák jönnek létre, melyek policentrikusak az atommagokra nézve. Hullámok interferenciája: azonos fázis → erősítik egymást φ= φ1+ φ2 ellentétes fázis → gyengítik egymást φ = φ1 - φ2
Molekulapálya: olyan burkolófelület a molekulában, melyen belül 90 %-os valószínűséggel megtalálható az elektron. Kötő pálya: φ= φ1+ φ2 alacsonyabb, lazító pálya: φ = φ1 - φ2 magasabb energiájú, mint az atomi szintek
Kétatomos molekulapályák σ – pálya • töltésfelhő eloszlása hengerszimmetrikus • kapcsolódó atomok szabad rotációja biztosított • erős kötés
π – pálya • töltésfelhő eloszlása merőleges a kötéstengelyre • kapcsolódó atomok szabad rotációja nem biztosított • gyenge kötés
Lokalizálható molekulaszintek Atompályák kapcsolódásánál a vegyértékhéj pályái a másik atom polarizáló hatása miatt alakváltozást (hibridizációt) szenvednek. Az s, p és d–pályák 5 legfontosabb hibridtípusa
Kémiai kötések I. Az elektronegativitás megadja, hogy egy atom a többihez képest milyen
mértékben képes az elektronfelhőt maga köré sűríteni EN(Cesium) = 0,9 EN(Fluor) = 4,1 Elsődleges kémiai kötések (ionos, kovalens, fémes) • Ionos kötés (ionviszony) ionok között elektrosztatikus vonzás
•
Kovalens kötés közös elektronpár révén megvalósuló elsőrendű kötés kolligációval: ha mindkét atom egy-egy (ellentétes spínű) elektronjából jön létre a kötés
H. + H.
H-H
datív módon: mindkét elektron a kötést létesítő egyik atomtól (donor) származik (a másik atom az akceptor)
H: + H+ A kötés és a molekula lehet poláros vagy apoláros
H-H
Kémiai kötések II. • Fémes kötés: fémkationok és közöttük könnyen mozgó elektrongáz jellemzi; policentrikus, n részecske esetén n-szeres felhasadás (sávok). Az elektronok szabadon elmozdulhatnak, így a vegyértékelektronok az összes fémion között vannak megosztva.
Másodlagos kötések • Van der Waals - kötés orientációs effektus (dipólusok, poláros molekulák kölcsönhatása) indukciós effektus (indukált dipólus kölcsönhatás, poláros és apoláros molekulák között) diszperziós effektus (nem dipólusok, apoláros molekulák kölcsönhatása) • Hidrogén – kötés H és nagy elektronegativitású atom (O, N, F) közötti elektrosztatikus vonzás
Halmazok, homogén és heterogén rendszerek Kémiai rendszer fogalma - az anyagoknak, anyagi testeknek azt a részét, amelyet a külvilágtól elhatárolunk rendszernek nevezzük. A kémiai rendszer lehet • Homogén - nincsenek benne makroszkópos (szabad szemmel látható) határfelülettel elválasztott részek (fázisok) • Heterogén - a rendszer határfelülettel elválasztott részekre különül, mely határfelületeken gondolatban áthaladva az anyagi tulajdonságok ugrásszerű változása tapasztalható. Az egyes homogén részeket fázisoknak nevezzük. A fázisok lehetnek egy- vagy többkomponensűek (két-vagy több alkotórészből állnak). Az anyagi rendszer állapotát állapothatározókkal írjuk le, melyek a • Nyomás (p) A test felületegységére egyenletesen elosztva ható nyomóerő. Mértékegysége Pa=N/m2 A standard légköri nyomás 101 325 Pa = 1 bar 0,1 MPa • Térfogat (V) Mértékegysége a m3. Gyakrabban használatos ennek az ezredrésze 1 dm3 = 1 liter • Hőmérséklet (T) A termodinamikai hőmérséklet mértékegysége a Kelvin, ami a víz hármaspontja termodinamikai hőmérsékletének 1/273,16 része. A Kelvin-féle és a Celsius-féle skálák viszonya T(K) = 273 + t(°C)
Halmazok, homogén rendszerek I. Állapotegyenletek: Az állapothatározók közötti összefüggéseket az állapotegyenletek írják le.
Gázok - légnemű halmazállapot jellemzői • Tökéletes gázok állapotegyenletei Boyle-Mariotte-féle törvény: Állandó hőmérsékleten a gázok nyomásának és térfogatának szorzata állandó: pV = állandó Gay-Lussac-törvények-nyomás és térfogat hőmérséklet szerinti változása állandó nyomáson: V = Vo·(1+βt) β=1/273,16 állandó térfogaton: p = po· (1+βt)
Egyesített gáztörvény (előző három együtt) p·V/T = állandó Általános gáztörvény (bármely anyagi minőségű és mennyiségű
tökéletes gázra alkalmazható)
p·V = n · R · T
ahol: n = m/M R = 8,314 J/Kmol (moláris gázállandó)
• Reális gázok állapotegyenlete (van der Waals) (p+a / V2) ·(V-b) = n · R · T ahol: a,b anyagi állandók
Halmazok, homogén rendszerek II. Folyadékok – folyékony halmazállapot jellemzői A viszkozitás a belső súrlódási erő (F) együtthatója (ή) (éta, Pa.s) F = ή · A · v / y /N/ ahol: A (q) = felület, m2 v= sebesség, m/s y (d) = távolság, m Felületi feszültség: γ /N/m ill. J/m2/ Felületcsökkentő erő, mely a folyadékfelszín egy méteres vonalában, arra merőlegesen hat. Az a munka, ami 1 m2 szabad folyadékfelszín létrehozásához szükséges. Eredménye: a folyadékok az adott térfogathoz tartozó legkisebb felületet veszik fel, ez okozza a cseppek gömb alakját. Mólfelületi energia (Eötvös): az a munka, mellyel a felületi feszültség ellenében 1 mol folyadék szabad felületét megnöveljük: γ · F = γ · V2/3 = k · Т1 ahol k = 2,1 Т1 = T-Tk Folyadékok állapotegyenlete (van der Waals) - mint a reális gázoké (p+a / V2)·(V-b) = n · R · T ahol: a,b anyagi állandók
Halmazok, homogén rendszerek III. Szilárd állapot jellemzői - amorf vagy kristályos szerkezet
Szilárd halmazállapot – kristályok jellemzői Atomrács - rácspontokban atomok közöttük kovalens kötés
Ionrács - rácspontokban ionok közöttük elektrosztatikus vonzás
Fémrács - rácspontokban fémionok közöttük elektrongáz
Molekularács - rácspontokban molekulák, közöttük van der Waals kötés Másodlagos kötés miatt alacsony olvadáspont
Halmazállapot változások Szilárd ↔ Folyadék Szilárd ↔ Gáz Folyadék ↔ Gáz
Olvadás Szublimáció Párolgás
↔ ↔ ↔
Fagyás Kondenzáció Kondenzáció
Dinamikus egyensúlyok: a kétirányú változás sebessége egyenlő A víz hármaspont diagramja
- A görbék mentén két fázis van egyensúlyban - A hármaspontban mindhárom fázis jelen van, így ez egy anyagállandó
Elegyek, oldatok Elegy: két vagy többféle anyag homogén keveréke, ha az egyik komponens nagyobb mennyiségben van, oldatnak nevezzük.
Ideális elegy: elegyítéskor nincs hőfejlődés és térfogatváltozás V = ∑ Vi Reális elegy: elegyítéskor van hőfejlődés (elegyítési hő, oldáshő) V ≠ ∑ Vi Elegy összetétele: koncentrációval adható meg Elegyek tulajdonságai: • Kétkomponensű ideális elegyek: R = R1· x1 + R2· x2 = R1· x + R2· (1-x) • Gázelegyek: • Folyadékelegyek:
Dalton: Raoult:
p = ∑ pi pi = parciális nyomás p = p1 + p2 = p10 x1+ p20 x2 = p10 ·x+ p20(1-x)
Elegyek, oldatok Azeotrópos elegyek
Desztilláció
Szilárd elegyek, eutektikumok Szilárd anyagok oldódása folyadékban mindig korlátozott. Az ábrán két anyag, mindkettő olvadáspontjánál (Op) magasabb hőmérsékleten képződött folyadékelegye és szilárd fázisa látható. Az Op- összetétel diagramon a két görbe az eutektikus pontban (E) metszi egymást. Felette telített és telítetlen oldatok, alatta szilárd fázisok vannak.
Híg oldatok törvényei Tenziócsökkenés törvénye (Raoult 1886): híg oldat tenziója alacsonyabb, mint a tiszta oldószeré és a tenziócsökkenés arányos az oldott anyag relatív mennyiségével. Forráspont emelkedés és fagyáspontcsökkenés törvénye: A híg oldat forráspontja magasabb, fagyáspontja alacsonyabb, mint a tiszta oldószeré. Forráspont emelkedés és fagyáspontcsökkenés mértéke szintén arányos az oldott anyag relatív mennyiségével. Ozmózis jelensége: Féligáteresztő hártya azon oldalán ahol töményebb az oldat megnő a nyomás (ozmózisnyomás), melynek mértéke koncentrációfüggő (folyadékszint emelkedés).
Sztöchiometria I. A kémiának a kémiai reakciók tömegviszonyaival foglalkozó ága. A kémiai elem: az azonos rendszámú atomokból felépülő anyag. Az elemek szabad vagy kémiailag kötött atomokból illetve molekulákból állnak. Vegyület: két vagy több különböző atomból felépülő molekulák vagy ionok halmaza. Vegyjel az elem jele. A vegyületet képlettel jelöljük (molekulaképlet, sztöchiometriai képlet, ionképlet, szerkezeti képlet). Reakcióegyenletek bal oldal = kiindulási anyagok, jobb oldal = termékek. pl.: HCl + NaOH = NaCl + H2O A kémiai reakciók alaptípusai • Egyesülés: két vagy több kiinduló elemből egyetlen új vegyület keletkezik. • Bomlás: pl. a disszociáció: ha a disszociációt előidéző okokat megszüntetjük, a bomlástermékek visszaalakulnak a kiindulási anyaggá. • Helyettesítés: Egy elem vagy vegyület kiűz a vegyületből egy másik elemet és a helyére lépve helyettesíti azt. • Cserebomlás: A reakcióban részt vevő vegyületek ionjai változatlan formában új vegyületbe mennek át.
Sztöchiometria II. Osztályozás a kémiai reakcióban átlépő részecskék alapján • Protonleadással ill. protonfelvétellel járó sav-bázis reakciók • Elektronfelvétellel ill. elektronleadással járó redukciós-oxidációs folyamatok Oxidációs szám: megadja, hogy egy vegyületben az atom hány elektront adott le (oxidáció, előjele pozitív) vagy hány elektront vett fel (redukció, előjele negatív) amikor vegyületté alakult. A kémiai reakciók szimbolizálása: reakcióegyenletekkel történik, melyek a • a minőségi változásokat • a mennyiségi viszonyokat és a • térfogatviszonyokat fejezik ki a reakcióban. Általános felírása:
αA + βB + γC…= λL + μM + νN… ahol
A, B, C… a kiindulási anyagok képletei L, M, N… a termékek képletei α, β, γ, λ, μ és ν a mólszámok
Reakciókinetika Reakciósebesség (v): időegység alatt térfogategységben átalakult anyagmennyiség. Wilhelmy szerint az:
αA + βB + γC…= λL + μM + νN… reakcióra v = k [A]α [B]β [C]γ … ahol k = a reakciósebességi állandó
Reakciórend: megadja, hogy a sebesség a koncentráció hányadik hatványával arányos. • Elsőrendű reakció: • Másodrendű reakció: • Harmadrendű reakció:
A=B+C+D … A+B=C+D … 2 A = B + C… A + B + C = D + E… 3 A = B + C… 2 A + B = C + D…
v = k [A] v = k [A] [B] v = k [A]2 v = k [A] [B] [C] v = k [A]3 v = k [A]2 [B] stb…
Molekularitás: megadja, hogy hány molekulának kell a reakció létrejöttéhez ütköznie. Általában megegyezik a rendűséggel.
Katalízis A reakciók létrejöttének szükséges feltétele a részecskék ütközése, de ez nem elegendő feltétel. Akkor megy végbe a reakció, ha az ütköző atomok vagy molekulák rendelkeznek egy energiatöbblettel, az ún. aktiválási energiával (E ). Katalízis: katalizátorok segítségével az aktiválási energia kisebb egységekre bontható. A katalizátor olyan anyag, amely vagy a reakció sebességét változtatja meg, vagy a termodinamikailag lehetséges de kinetikailag gátolt reakciót lehetővé teszi.
Kémiai egyensúlyok A kémiai reakciók reakcióidő szempontjából lehetnek: • pillanatreakciók • időreakciók Az időreakciók lehetnek. • egyirányú • egyensúlyi reakciók
Egyensúlyi reakció
αA + βB + γC… ↔ λL + μM + νN…
v1 = k [A]α [B]β [C]γ v2 = k [L]λ [M]μ [N]ν Egyensúlyban: v1 = v2 azaz k [A]α [B]β [C]γ = k [L]λ [M]μ [N]ν Tömeghatás törvénye: K = v1/ v2 = egyensúlyi állandó
Disszociációs egyensúlyok Homolitikus bomlás: AB ↔ A + B atomok, gyökök stb. (termikus disszociáció) Heterolitikus bomlás: AB ↔ A+ + B- ionok keletkeznek Utóbbi az elektrolitos disszociáció (oldatban ill olvadékban ionokra bomlás) (szekunder vezetők)
pH = -lg [H+]
pOH = -lg [OH ]
SZERVETLEN KÉMIA Elemek fizikai tulajdonságai I. A legtöbb fizikai sajátság periodikusan változik. A sűrűség az egyes periódusok közepe táján maximális értéket vesz fel, egy oszlopon belül pedig általában felülről lefelé nő. Az elemek sűrűsége szilárd halmazállapotban a rácstípus, a relatív atomtömeg és az atommért függvénye és tág határozok között változik. Az elemek olvadáspontja és forráspontja a rácstípuson kívül annak a kötésnek az erősségétől függ, amely a rácspontokban elhelyezkedő részecskéket tartja össze. A molekularácsokat gyenge van der Waals erők tartják össze, ezért az ilyen elemek olvadás- és forráspontja alacsony. Az atomrácsot alkotó elemek esetén az összetartó erők vegyértékerők, így olvadáskor kémiai bomlás játszódik le, melyhez nagyobb energia szükséges. Ezért ezek az anyagok igen magas hőmérsékleten olvadnak és forrnak, legtöbbjük szublimálható. A fémrácsos elemek a szoros illeszkedés és a delokalizált elektronfelhő kialakulása miatt általában szilárdak és magas olvadáspontúak.
Az elemek fizikai tulajdonságai II. Egy anyag színe attól függ, hogy hogyan viselkedik a ráeső fehér fénnyel szemben. Ha a test a látható hullámhossz-tartományban minden fénysugarat egyforma mértékben visszaver vagy átbocsát, akkor a test fehér színű vagy színtelen. Ha a ráeső fényből egyes hullámhosszakat elnyel, akkor a test színes. Ez akkor következik be, ha a kérdéses test egyes elektronjainak gerjesztési energiája egyenlő az elnyelt fénykvantumok energiájával. Ha egy anyag minden ráeső fénysugarat elnyel, fekete színű (az elektronok lazán kötöttek). Azok az atomok, amelyeknek az elektronjait a látható fény nem képes gerjeszteni, színtelenek (nemesgázok). Oldódáshoz az oldószer és az oldandó anyag közötti megfelelő kölcsönhatás szükséges, ezért általános szabályként kimondható, hogy az apoláros anyagot az apoláros oldószer, poláros anyagot poláros oldószer old. A poláros víz jól oldja az ionos sókat és poláros molekulavegyületeket, de a foszfor vagy kén apoláros molekuláinak oldására nem képes. Ezeket apoláros oldószerben pl. széntetrakloridban lehet feloldani.
Az elemek fizikai tulajdonságai III. A szilárd és cseppfolyós anyagok legtöbb fizikai tulajdonságát a sávelmélet segítségével magyarázhatjuk, mely a szilárd és cseppfolyós halmazállapotú anyagok elektronjainak lehetséges energianívóira vonatkozó elmélet. Általánosságban fennáll az a törvényszerűség, hogy N db azonos atomból álló rendszer kölcsönhatása az egyes szintek N-szeres felhasadását idézi elő és a felhasadás mértéke N növekedésével nő.
Az elektronok a legalacsonyabb energiájú sávokat foglalják el. A legmagasabb, még betöltött sáv, az úgynevezett vegyértéksáv. A Pauli-elv értelmében egy sávon belül maximálisan 2N elektron fordul elő. A magasabb energiaszintű sávok alapállapotban nincsenek betöltve.
Az elemek fizikai tulajdonságai IV. A legalacsonyabb be nem töltött sáv, az úgynevezett vezetési sáv. Ezek között olyan energiatartományok vannak, amelyekben nincs elektron (tiltott sávok).
A vegyértéksávon belül először a legmélyebb szintek töltődnek fel. Ha a legkülső vegyértéksáv csak részlegesen telített, az energiasávban szabad szintek maradtak, melyek csak alig nagyobb energiájúak, mint a betöltött nívók. Ilyenkor az elektronok már kis energia hatására át tudnak menni magasabb szintekre, vagy elektromos tér hatására könnyen elmozdulnak. Az ilyen anyagok jó elektronvezetők. Ha az alapsáv teljesen betöltött, az elektromos tér hatására az elektronok csak magasabb energiaszintű sávba mehetnek át. Ha a következő sáv messze van, az elmozdulás nagy energiát igényel, a kristály szigetelő.
Ha a következő sáv nagyon közel van, vagy a vegyértéksáv és a vezetési sáv átfedi egymást, akkor az elektronok átmenete kevés energiát igényel, a kristály szintén jó vezető. Vannak olyan nemfémes kristályok, amelyek alacsony hőmérsékleten szigetelők, a hőfok emelésével viszont fokozatosan elektronvezetőkké válnak. Az ilyen kristályokban a betöltött és betöltetlen sáv közel van egymáshoz, ezek a hőmérsékleti félvezetők.
Az elemek fizikai tulajdonságai V. Tipikus félvezető elemek a Si és a Ge, mert ezeknél magasabb hőmérsékleten az elektronok egy része a vezetési sávba kerül, és így vezetővé válnak. Minél magasabb a hőmérséklet, annál több elektronnak lesz olyan nagy energiája, hogy a tiltott sávon „átugorhat”. A hőmérséklet félvezetésnél a vezetési sávban lévő elektronok és a vegyértéksávban visszamaradó pozitív lyukak egyaránt vezetnek. Szennyezéses félvezetésnél n-típusú félvezetőknek nevezzük azokat, amelyeknél a szennyező atomok több vegyértékelektront tartalmaznak, mint a rácsot alkotó atomok (negatív vezetés). Ilyenkor a szennyező atom energianívója közel esik az üres vezetési sávhoz ( Ge szennyezve As-nel). A p-típusú félvezetőknél a szennyező atomok kevesebb vegyértékelektront tartalmaznak, mint a rácsot felépítő atomok (pozitív lyukvezetés). Ilyenkor a szennyezés hatására a tiltott sávban a betöltött vegyértéksávhoz közel álló új energianívó keletkezik. A vegyértéksávból könnyen átléphetnek az elektronok a szennyező atom egy üres energianívójára, és a vegyértéksávban visszamaradt elektronhiány mozdulhat el a külső elektromos tér hatására. Ezt a vezetést ezért lyukvezetésnek is nevezik. ( Ge szennyezve In-mal).
Az elemek kémiai tulajdonságai • Oxigénnel a halogének és a nemesgázok kivételével valamennyi elem reagál a megfelelő körülmények között, miközben oxidok keletkeznek. • Vízzel az elemek egy része nem reagál. A fluor a vízből oxigént szabadít fel, és a többi halogén is képes erre, de lényegesen lassúbb két lépéses reakcióban. A hidrogénnél pozitívabb jellemű elemek a vízből hidrogént szabadítanak fel. • Savakkal a hidrogénnél pozitívabb fémek hidrogénfejlődés közben reagálnak. Oxidáló hatású savak a hidrogénnél kevésbé pozitív fémekkel is reagálnak. A nemfémekkel csak erősen oxidáló hatású savak reagálnak. • Lúgoldatokkal a hidrogénnél pozitívabb fémek hidrogénfejlődés közben reagálnak. A reakció alkálifémek és bárium (Ba) esetében játszódik le teljesen, mert e fémek hidroxidjai oldhatók vízben. A többi fém felületén összefüggő hidroxidréteg keletkezik (a további reakciót gátolja). Néhány fémhidroxid lúgokban oldódik, komplex képződik. /amfoter hidroxidok, pl. Al(OH)3/ E fémek hideg vízből nem, de lúg oldatokból hidrogént fejlesztenek. Számos nemfémes elem is reagál lúgokkal.
A nemfémes elemek általános tulajdonságai A periódusos rendszer főcsoportjaiban (III-VIII. oszlopok) találhatók. A harmadik oszlopból csak a bór (B), a negyedikből a szén (C), szilicium (Si) és a germánium (Ge) tartozik a nemfémek közé. Külső héjuk általános elektronkonfigurációja: ns2npx (x = 1, 2, 3, 4, 5, 6). A nemfémek elektronleadással csak kivételesen tudnak ionná alakulni. A VI. és VIII. oszlop nemfémes elemei 1 vagy 2 elektron felvételével anionokká alakulnak. Tipikus ionvegyületeket alkotnak az I. és II. oszlop fémeivel. Egymással kovalens kötéseket létesítenek, így molekularácsos és ritkábban atomrácsos vegyületeket hoznak létre (pl. SiC, BN stb.). Gázállapotban többatomos molekulákat alkotnak (kivéve nemesgázok), melyek magas hőmérsékleten atomjaikra disszociálnak. Sűrűségük általában nem túl nagy és az egyes csoportokban atomtömeg növekedésével nő. Hasonló szabályszerűséget mutat általában az olvadáspont és a forráspont menete is, színük a relatív atomtömeg növekedésével fokozatosan mélyül.
A fémes elemek általános tulajdonságai A periódos rendszer elemeinek mintegy háromnegyed része fém. A periódusos rendszer I-IV. oszlopának főcsoportjaiban foglalnak helyet, a III. és IV. csoport kisrendszámú elemei nemfémek, illetve félfémek. Külső héjuk általános elektronkonfigurációja: ns2npx (x = 1, 2).
Az egyes fémek fizikai tulajdonságai között általában jóval kisebb a különbség, mint az egyes nemfémek között. Ez részben a fémes kötésre jellemző elektron sávrendszerrel magyarázható. A fémek sűrűsége széles határok között változik, a legkisebb az alkálifémeké, a legnagyobb az ozmiumé és az iridiumé. A fémeket sűrűségük szerint két nagy csoportra osztjuk: az 5 g/cm3-nél kisebb sűrűségű fémeket könnyű-, az annál nagyobb sűrűségűeket pedig nehézfémeknek nevezzük. A fémek szobahőmérsékleten a higany kivételével szilárd halmazállapotúak
Képlékenyek, alakíthatók és nagy a szakítószilárdságuk, tehát anélkül nyújthatók, hogy rácsszerkezetük összetörne. Minél tisztább egy fém, annál jobbak a mechanikai tulajdonságai. Ezek a sajátosságok szintén a fémes szerkezettel vannak kapcsolatban.
A vegyületek általános tulajdonságai I. Két atom között létrejövő kötés jellegét az atomok elektronegativitásának összege és különbsége határozza meg. Különbség/
0,5
0,5 – 1,0
1,0 – 1,5
2,0
5-8
kovalens apoláros
kovalens gyengén poláros
kovalens erősen poláros
ionos
3-5
kovalens – fémes átmeneti
kovalens gyengén poláros
kovalens erősen poláros
ionos
fémes
kovalens vagy fémes
kovalens erősen poláros
-
Összeg
2-3
A vegyületek általános tulajdonságai II. A vegyületek oldhatósága elsősorban a kötés jellegétől függ. A fémoxidok maguk sohasem oldódnak vízben, csak ha hidroxidokká alakulnak. A hidroxidok közül csak az alkálifémek és báriumhidroxidjai oldódnak jól, kevéssé oldódik még a stroncium (Sr) és a kalcium (Ca), forró vízben pedig a magnézium (Mg) hidroxidja. A kémiai gyakorlatban gyakran előforduló sók vízben való oldhatósága • a nitrátok mind oldhatók (-NO3) • a klorátok mind oldhatók (-Cl03) • a perklorátok mind oldhatók (-Cl04), kivéve • a kálium-perklorátot (KCl04) • a karbonátok és a foszfátok mind oldhatatlanok, kivéve az alkálifémek és az ammónium karbonátjait és foszfátjait ( CO3, PO4). Több fém (pl. Ca, Mg, Pb) hidrogénkarbonátja vízoldható (-HCO3), • fluoridok oldhatók, kivéve a Ca, Sr, Ba és Al fluoridjait (-F), a kloridok és bromidok, jodidok általában oldhatók • a szulfidok közül csak az alkáli- és alkáliföldfémek szulfidjai oldódnak (-S). • a szulfátok közül nem oldható a Ba2+ Sr2+, és Pb2+ szulfátja, és rosszul oldódik az Ag+ és Hg2+ szulfát (-SO4) • a szulfit és tioszulfát ionoknak csak az alkálifémekkel alkotott sói oldhatók (-SO3, -S2O3).
SZERVES KÉMIA Az „életerő elmélet”-et 1815-ben Berzelius (1779-1848) írta le „Minden ismeretünk ellenére az állati testben végbemenő jelenségek zömének oka oly mélyen van rejtve tekintetünk elől, hogy bizonyára sohasem fogjuk felfedezni.” Az „életerő elmélet” megdöntése Wöhler (1800-1882) német tudós 1824-ben oxálsavat, 1828-ban karbamidot állított elő szintézissel szervetlen vegyületekből. Az oxálsav előállítása diciánból C
N
COOH + 4 H2O
C
N
=
+ 2 NH3 COOH
Kekulé (1829-1896) mondta ki -szerves vegyületekben a szénatomok egymással kapcsolódnak -a szerves kémia a szénvegyületek kémiája
A szénvegyületek szerkezete A szénatom a szerves vegyületekben mindig négy kovalens kötésű. • A négyligandumos szénatom körül a ligandumok tetraéderesen helyezkednek el. Tetraéderes szerkezetű valamennyi telített szénhidrogén:
•
A háromligandumos szénatom körül a ligandumok síkháromszög csúcsainak az irányában helyezkednek el (kötésszög 120o). Háromligandumosak a kettős kötéssel kapcsolódó szénatomok (olefinek) vagy a delokalizált kovalens kötést tartalmazó szénhidrogének (benzol és származékai):
•
A kétligandumos szénatomhoz kapcsolódó atomcsoportok 180o-os szöget zárnak be egymással. Ilyenek a hármas kötéssel kapcsolódó szénatomok, pl az acetilénben.
Szerves vegyületek csoportosítása szénváz szerint Szénhidrogének Nyílt láncú telített alkánok (-)
telítetlen alkének (=) alkinek (≡)
aliciklusos cikloalkánok cikloalkének
Zárt láncú (gyűrűs)
izociklusos (gyűrűben csak C)
heterociklusos (gyűrűben O, S, N)
aromás monociklusos (benzol) policiklusos kondenzált
izolált
Szerves vegyületek csoportosítása funkciós csoportok szerint Funkciós csoport Halogén atomok
Hidroxilcsoport Karbonilcsoport Oxocsoport Karboxilcsoport
Vegyülettípus
(-F; -Cl; -Br; -I)
Halogén-származékok
(-OH)
Alkoholok Fenolok (aromás gyűrűn az OH)
( -CO ) (=O)
Oxovegyületek (aldehidek, ketonok)
(-COOH )
Karbonsavak
Nitrozocsoport
(-NO)
Nitrozovegyületek
Nitrocsoport
(-NO2 )
Nitrovegyületek
Aminocsoport
(-NH2)
Aminok
( -SO3 H )
Szulfonsavak
Szulfocsoport
Nyílt láncú szénhidrogének I. Telített szénhidrogének
•
Név
Összegképlet
Izomerek száma
CH4
1
etán
C 2H 6
1
propán
C 3H 8
1
bután
C4H10
2
pentán
C5H12
3
hexán
C6H14
5
heptán
C7H16
9
oktán
C8H18
18
nonán
C9H20
35
dekán
C10H22
75
Alkánok (paraffinok) általános képlet metán CnH2n+2
A C-atomok sp3 (tetraéderes szerkezetűek), a vegyületek homológ sort alkotnak, melyek egymástól egy -CH2- (metilén) csoportban különböznek. Térszerkezet: a tetraéderek csúcsaikkal érintkeznek
Alkének (olefinek) Telítetlen szénhidrogének -kettős kötéssel -általános képlet CnH2n
C-atomok sp2-trigonális szerkezetűek. 3 atom egy síkban van, vegyértékszög 120o. Háromszög. Masik két p-elektron stabilabb állapotot képviselő π (pí) molekula pályát alkot.
Név
Képlet
Etén, etilén H2C=CH2 H3C-CH=CH2 Propén, propilén but-1-én
H3C-CH2-CH=CH2
pent-1-én
H3C-(CH2)2-CH=CH2
hex-1-én
H3C-(CH2)3-CH=CH2
hept-1-én
H3C-(CH2)4-CH=CH2
Műanyag alapanyagok etilén – polietilén (PE) propilén – polipropilén (PP) butadién – műkaucsuk,műgumi
okt-1-én
H3C-(CH2)5-CH=CH2
non-1-én
H3C-(CH2)6-CH=CH2
Vinilcsoport képlete: CH2=CH-
dec-1-én
H3C-(CH2)7-CH=CH2
Nagyon reakcióképesek víz, HCl és H2 addíció (telítés)
Alkinek (hármas kötésű szénhidrogének) Név
Képlet
Telítetlen szénhidrogének etin (acetilén) HC CH -hármas kötés propin -általános képlet H3C-C CH CnH2n-2 but-1-in
H3C-CH2-C CH
C-atomok sp – lineáris szerkezetűek. Két atom egy egyenesben helyezkedik el, a vegyértékszög 180o. A másik két p-elektron (py és pz) a C-atomok kötésirányára és egymásra merőleges 2 db -kötést hoz létre Acetilén – hegesztésre Mert magas hőmérsékletű, nagyfényű lánggal ég.
pent-1-in
H3C-(CH2)2-C CH
hex-1-in
H3C-(CH2)3-C CH
hept-1-in
H3C-(CH2)4-C CH
okt-1-in
H3C-(CH2)5-C CH
non-1-in
H3C-(CH2)6-C CH
dec-1-in
H3C-(CH2)7-C CH
Zárt láncú szénhidrogének I. Telített szénhidrogének • Cikloalkánok (cikloparaffinok) általános képlet CnH2n C-atomok gyűrűvé zárulnak, a vegyértékszög a tetraéder szöghöz képest megváltozik. Eredménye, hogy a 3, 4 és 5 tagú gyűrűkben feszültség lesz (reakcióképesek). A 6 tagú gyűrűk szék és kád konformációs izomerek kialakulásával stabilizálódnak.
ciklopropán
ciklobután
ciklopentán
CH2
C 3H 6
C 4H 8
CH2
CH2
CH2
CH2
CH2
CH2
CH2
C5H10
CH2
CH2
CH2
CH2
CH2
ciklohexán
C6H12
CH2
CH2
CH2 CH2 CH2
Monociklusos aromás szénhidrogének Az alifás vegyületekhez képest kevés hidrogént tartalmazó, mégsem telítetlen vegyületek. Különleges, úgynevezett aromás sajátságaik vannak (nem addíciós hanem helyettesítéses reakciókra hajlamosak). A benzol helyettesített származékainak tekinthetők. A benzol (C6H6) szerkezete: CH CH
CH
CH
CH CH
A bezolgyűrűben az aromás -szextettet körrel jelöljök. Ez a delokalizált molekulapálya a C-atomok pz atompályáiból jön létre. Fontos oldószerek: benzol, toluol (metilbenzol) A sztirol (vinilbenzol) a polisztirol műanyag (PS) alapanyaga.
Policiklusos aromás szénhidrogének • Izolált policiklusos aromás szénhidrogének nincs közös, két gyűrűhöz tartozó szénatom - difenil (baktériumölő) - difenil-metán és trifenil-metán (színezékek)
• Kondenzált policiklusos szénhidrogének Közös, orto-helyzetű szénatompár van. naftalin (molyirtó)
Halogéntartalmú szerves vegyületek Csoportosítás • A molekulában levő halogén-atomok száma szerint egy-, két-, illetve többértékű halogén származékok • Több halogénatom jelenléte esetén a viszonylagos helyzet szerint geminális, vicinális és diszjunkt polihalogén származékok • A szénváz szerint nyílt-vagy zárt láncú, telített vagy telítetlen halogénezett származékok • Telítetlen szénhidrogének esetén a kettős- vagy hármas kötés és a halogénatomok egymáshoz viszonyított helyzete alapján , , … stb. telítetlen halogén származékokat különböztetünk meg Nevezéktan - megfelelő szénhidrogén helyettesített származékai H3C – CH – CH2 – CH3
H2C = C – CH2 – CH2 – Br
Cl 2 – klórbután
Br 2,4-dibróm-but-1-én
Főként oldó- és tisztítószerek – metilklorid, kloroform, szénteraklorid A vinilklorid a PVC műanyag monomerje.
Alkoholok A hidroxil-csoportok száma szerint - egyértékű, kétértékű alkoholok (glikolok vagy diolok), illetve többértékű alkoholok • A szénlánc telítettsége szerint alkanolok, alkenolok és alkinolok • Rendűségüket az OH-csoportot viselő C-atom rendűsége szabja meg: I. rendű (primer alkohol: R – CH2 – OH
pl.
H3C – OH metanol
H3C – CH2 – OH etanol
II. rendű (szekunder) alkohol: R – CH – R’ pl. H3C – CH – CH3 OH
OH propán-2-ol (izopropil-alkohol)
III. rendű (tercier) alkohol: R’ R – C – R’’ OH
CH3 pl. H3C – C – CH3 OH 2-metilbután-2-ol
Kétértékű az etilénglikol (fagyálló folyadékban) Háromértékű a glicerin (zsírokban, olajokban lévő 3 C-atomos alkohol) Zsíralkoholok – egyértékű, hosszú láncú alkoholok (12-18 C atom)
Fenolok
OH
Egyértékű: a fenol Színtelen, kristályos, levegőn állva vörösre színeződik. Kellemetlen szagú, mérgező, maró vegyület. Vízben kismértékben oldódik, vizes oldata gyengén savas kémhatású. Fémnátriummal hidrogént fejleszt, lúgokkal sót képez, sói a fenoxidok. • Kétértékűek - difenolok ( o-, m - és p – difenol) benzol-1,2-diol benzol-1,3-diol benzol-1,4-diol OH
OH
OH
OH
OH OH
Fentiek a bakelit műanyag alapanyagai • Háromértékűek - trifenolok benzol-1,2,3-triol benzol-1,2,4-triol
benzol-1,3,5-triol
Éterek Általános képletük
R – O – R’
V-alakú molekulák
Elnevezés- szénhidrogéncsoportok neve plusz az éter szó CH3-O-CH2-CH3 metil-etil-éter
CH3-O-CH =CH2 metil-vinil-éter
A dietiléter, CH3-CH2-O-CH2-CH3 (az éter), amelyről az egész csoport a nevét kapta, erősen párolgó, jellegzetes szagú folyadék. Tulajdonságaik • apoláris szénvegyületek • rendkívül tűz –és robbanásveszélyesek • nincs hidrogénkötés, forráspontjuk kb. megegyezik a megfelelő molekulatömegű apoláris szénhidrogén forráspontjával. • általában nem reakcióképesek: savakkal, lúgokkal, alkálifémekkel nem lépnek reakcióba. Felhasználásuk • zsíroldószerek • altatók Háromtagú-gyűrűs éter az etilénoxid (féregirtó gáz) Az epoxid gyantákban is ilyen háromtagú-gyűrű van.
Oxovegyületek Jellemző csoportjuk az oxo (=O) illetve karbonilcsoport ( C = O) - ha egy hidrogén és egy szénhidrogéncsoport kapcsolódik (láncvégi oxocsoport) akkor aldehid - ha két szénhidrogéncsoport kötődik akkor keton a vegyület Speciális oxovegyület a ketén: H2C = C = O Az aldehidek karbonilcsoportját a hozzá kapcsolódó hidrogénnel együtt formilcsoportnak is nevezik.
Csoportosítás • • • •
karbonilcsoportok száma szerint mono-, di-, illetve polioxo monooxo vegyületek lehetnek aldehidek és ketonok dioxo vegyületek a viszonylagos helyzet szerint , , dioxo vegyületek szénváz minősége szerint nyílt láncú és gyűrűs, telített és telítetlen aldehidek, illetve ketonok lehetnek. Előállíthatók alkoholokból oxidációval. További oxidáció savat eredményez. pl. etanol → acetaldehid → ecetsav Képviselők – formaldehid a HCOH (formalinban), acetaldehid CH3-CO-H, aceton CH3-CO - CH3
Szénhidrátok A szénhidrátok az élő szervezetekben betöltött szerepük miatt igen jelentős szénvegyületek. A növény- és állatvilágban elterjedtek, a csoportjukba tartozó keményítő és cellulóz a földünkön legnagyobb mennyiségben található két természetes szénvegyület, a szacharóz pedig az emberiség fontos táplálékai közé tartozik. A kezdetben ismert szénhidrátok összetétele formailag valóban megfelelt a Cx(H2O)y összegképletnek, egyes képviselőiket a szén és víz vegyületeinek fogták fel, emiatt nevezték és nevezik ma is e vegyületeket szénhidrátoknak. C6H12O6 = C6(H2O)6 C12H22O11 = C12(H2O)11 szőlőcukor répacukor DE: - vannak olyan vegyületek, melyek kémiai és fizikai tulajdonságaik alapján a szénhidrátokhoz tartoznak, noha bennük a H:O arány nem 2:1 - másrészt vannak, melyekben ez az arány fennáll, mégis szerkezetük alapján más vegyületcsoportba tartoznak
Szénhidrátok szerkezete A szénhidrátok polihidroxi-aldehidek vagy polihidroxi-ketonok, illetve e vegyületek kondenzált (vízkilépéssel keletkező) származékai. A szénhidrátok, egy-két kivételtől eltekintve, el nem ágazó szénláncúak. A szénhidrátokat általában három csoportba sorolják: • egyszerű szénhidrátok vagy monoszacharidok (savas hidrolízissel nem hasíthatók kisebb molekulatömegű szénhidrátokra) • összetett szénhidrátok oligoszacharidok (néhány monoszacharidból épülnek fel) vagy poliszacharidok (nagyszámú monoszacharidból épülnek fel) A mono- és oligoszacharidokat - „cukorszerű” tulajdonságaik (oldhatóság vízben, édes íz) miatt együtt cukroknak is nevezik - közös tulajdonságuk még, hogy savas hidrolízissel monoszacharidokká hasíthatók
Monoszacharidok Nevezéktan: a monoszacharidok nevei -óz végződést kapnak. Csoportosítás A bennük lévő oxocsoport szerint • aldózok • ketózok Az szénatomok száma szerint • aldotriózok, aldotetrózok, aldopentózok, aldohexózok stb., • ketotriózok, ketotetrózok, ketohexózok stb. pl. CH2 – CH – C = O
CH2 – C – CH2 ║ OH O OH ketotrióz (dihidroxi-aceton)
OH OH H aldotrióz (glicerinaldehid) CH2 – CH – CH – CH – CH – C = O OH
OH OH OH OH aldohexóz
H
CH2 – CH – CH – CH – C – CH2 ║ OH OH OH OH O OH ketohexóz
Fontosabb monoszacharidok - aldózok D-sorozat CHO H–C–OH
CHO HO–C–H 4 szénatom
H–C–OH CH2OH D-eritróz CHO H–C–OH
H–C–OH CH2OH D-treóz CHO HO–C–H
H–C–OH
H–C–OH
H–C–OH
H–C–OH
CHO H–C–OH HO–C–H H–C–OH
CHO HO–C–H HO–C–H H–C–OH
CH2OH
CH2OH
CH2OH
CH2OH
D-ribóz
D-arabinóz
D-xilóz
D-lixóz
5 szénatom
CHO
H–C–OH
CHO
HO–C–H
CHO
H–C–OH
HO–C–H
H–C–OH
H–C–OH
H–C–OH
H–C–OH
H–C–OH
H–C–OH
H–C–OH
H–C–OH
H–C–OH
H–C–OH
CH2OH D-allóz
CH2OH D-altróz
CHO
CHO
H–C–OH H–C–OH HO–C–H H–C–OH CH2OH D-gülóz
HO–C–H H–C–OH HO–C–H H–C–OH CH2OH D-idóz
HO–C–H
CHO
CH2OH D-glükóz
CHO H–C–OH
HO–C–H
CH2OH D-mannóz
CHO HO–C–H
HO–C–H
HO–C–H
HO–C–H
HO–C–H
H–C–OH CH2OH D-galaktóz
H–C–OH CH2OH D-talóz
Fontosabb monoszacharidok - ketózok D-sorozat (2 fontos) CH2OH
CH2OH
C=O
C=O
HO–C–H
H–C–OH
H–C–OH
HO–C–H
H–C–OH
H–C–OH
CH2OH
CH2OH
D-fruktóz
D-szorbóz
L-sorozat hasonló, ellentétes konfigurációkkal A szénhidrátok a természetben szinte kizárólag gyűrűs ciklofélacetál - formában léteznek (laktolgyűrű).
Lásd a gyűrűs szerkezeteket a di- és poliszacharidoknál.
Diszacharidok - összetett cukrok (két monoszacharid)
A szacharóz (répacukor vagy nádcukor) a legfontosabb nem redukáló diszacharid. A növényvilágban elterjedt, gyártása cukornádból vagy cukorrépából történik. Savas hidrolízise D-glükózt és D-fruktózt eredményez, eközben oldatának forgatási értéke folytonosan változik, jobbra forgatóból balra forgatóvá válik, mert a fruktóz erősebben forgat balra, mint a glükóz jobbra. Ez a folyamat az invertálás. A maltóz redukáló diszacharid, a keményítő részleges savas vagy enzimes hidrolízisével nyerhető, mivel utóbbinak építőköve. Két glükózból épül fel -1,4-kapcsolódással. A cellobióz redukáló diszacharid, a cellulóz építőköve, szabadon nem is fordul elő a természetben. Cellulózból részleges hidrolízissel állítható elő. Mint a maltózt, két glükóz molekula alkotja, szintén 1,4-kapcsolódással, de ez -kapcsolódás.
Tartaléktápanyag poliszacharid - a keményítő (amilóz és amilopektin molekulákból áll) Az amilóz néhányszáz D-glükózból álló spirál láncot alkot, melyben a 6-os hidroxilok a spirálban közelkerülő másik glükóz 2-es vagy 3-as hidroxiljával hidrogénkötést létesítenek. Így az amilóz úgynevezett hélix struktúrájú:
Az amilopektin többszörösen elágazó szerkezetű, kb. 1000 D-glükóz alkotta láncgombolyag, melyen kb. 25 D-glükózra esik egy elágazás. Az amilopektinben a vizsgálatok szerint -1,6-kapcsolódás is van. Az óvatos hidrolízis termékei között maltóz mellett izo-maltózt is találtak:
Karbonsavak Jellemző csoport a karboxilcsoport -COOH karbonilcsoportból ( C = O) és hidroxilcsoportból (-OH) áll Csoportosítás • karboxilcsoportok száma szerint mono-, di- és polikarbonsavak • szénváz szerint nyílt láncú és gyűrűs, telített és telítetlen karbonsavak Képlet
Sav-nomenklatúra
Triviális név
metánsav
hangyasav
etánsav
ecetsav
H3C – CH2 – COOH
propánsav
propionsav
H2C = CH – COOH
prop-2-énsav
akrilsav
-
benzoesav
etándisav butándisav
oxálsav borostyánkősav
H – COOH H3C – COOH
C6H5 – COOH HOOC – COOH HOOC –(CH2 )2 – COOH
Fontos képviselők még - a háromértékű citromsav és - a hosszú láncú (12-18 C atom) zsírsavak
Nitrovegyületek A nitrovegyületek jellemző csoportja a nitrocsoport: – NO2 Nitro-csoportok száma szerint lehetnek egy és többértékűek: pl: H3C – CH3
– NO2
R – CH – CH – R’
NO2 NO2 vic. dinitroparaffin (kétértékű)
nitroetán ( egyértékű)
A nitrovegyületek nevét a megfelelő szénhidrogén nevéből képezzük a nitro szócskával.
Fizikai tulajdonságok: A nitrovegyületek a természetben ritkán előforduló folyadékok vagy kristályos vegyületek. A többértékűek sárga színűek. Főként oldószerek – nitrometán, nitroetán
Kémiai tulajdonságok: A nitrovegyületek kémiai tulajdonságait egyrészt a nitrocsoport redukálhatósága, másrészt a szomszédos H -atomokra gyakorolt aktiváló hatása határozza meg. Redukcióval a nitroparaffinok aminokká alakíthatók: R– NO2
→
R-NH2
Aminok Az aminok jellemző csoportja az aminocsoport:
– NH2
Csoportosítás és nevezéktan • Szénlánc szerint lehetnek alifás ill. aromás aminok • Rendűségüket a N atomhoz kapcsolódó csoportok száma adja: +NR R – NH2 R - NH – R R-N–R 4 R I. r. amin II. r. amin III. r. amin IV. r. ammónium ion A negyedrendűek fontos képviselői a kationaktív tenzidek (mosószer pl). • Aminocsoportok száma szerint egy-, két- és többértékűek pl. H3C – NH2 H2N – CH2 – CH2 – NH2 egyértékű amin kétértékű amin metil-amin 1,2-diaminoetán (etilén-diamin) H3C – CH – CH2 – CH3
NH2 2-aminobután A hexametilén-diamin a poliamid műanyag (PA) egyik monomerje. A másik monomer a disav.
Aminosavak, mint a fehérjék építőkövei Az aminosavak helyettesített karbonsavak. A savak oldalláncán, a karboxil csoporthoz legközelebbi C-atomon (alfa helyzet) aminocsoport van: – NH2 Az aminosavak az oldalláncokban térnek el egymástól. Az ún. esszenciális aminosavakat (11 db) az emberi és állati szervezet előállítani nem képes, azt a táplálékkal kell bevinni. Az aminosavak egymással peptid kötéssel hosszú polipeptid láncokat alkotnak, ezek az egyszerű fehérjék vagy proteinek. Az összetett fehérjék (proteidek) az élővilág sok területén megtalálhatók. Ezekben a polipetid láncok más vegyületekhez kapcsolódnak. Így ismeretesek: - foszforproteidek - glükoproteidek (glükózhoz kapcsolódik a protein) - glikoproteidek (más cukorhoz kapcsolódik a protein) - klorofill- vagy kromoproteidek (színezékhez kapcsolódik) - lipoproteidek (lipidekhez: zsírokhoz kapcsolódik) - nukleoproteidek (nukleinsavhoz kapcsolódik)
