Lešny Juraj Simon Gábor Szalay Dénes ÁLTALÁNOS KÉMIA

Lešny Juraj – Simon Gábor – Szalay Dénes

ÁLTALÁNOS KÉMIA

Készült a HEFOP 3.3.1-P.-2004-09-0102/1.0 pályázat támogatásával.

Szerz k: dr. Lešny Juraj egyetemi docens Simon Gábor egyetemi adjunktus Szalay Dénes tudományos segédmunkatárs Lektor:

Vass István okleveles vegyészmérnök

© Szerz k, 2006

Általános kémia A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom

A dokumentum használata Vissza

3

A dokumentum használata Mozgás a dokumentumban A dokumentumban való mozgáshoz a Windows és az Adobe Reader megszokott elemeit és módszereit használhatjuk. Minden lap tetején és alján egy navigációs sor található, itt a megfelel hivatkozásra kattintva ugorhatunk a használati útmutatóra, a tartalomjegyzékre, valamint a tárgymutatóra. A és a nyilakkal az el z és a következ oldalra léphetünk át, míg a Vissza mez az utoljára megnézett oldalra visz vissza bennünket. Pozícionálás a könyvjelz ablak segítségével A bal oldali könyvjelz ablakban tartalomjegyzékfa található, amelynek bejegyzéseire kattintva az adott fejezet/alfejezet els oldalára jutunk. Az aktuális pozíciónkat a tartalomjegyzékfában kiemelt bejegyzés mutatja. A tartalomjegyzék használata Ugrás megadott helyre a tartalomjegyzék segítségével

Kattintsunk a tartalomjegyzék megfelel pontjára, ezzel az adott fejezet els oldalára jutunk. Keresés a szövegben

A dokumentumban való kereséshez használjuk megszokott módon a Szerkesztés menü Keresés parancsát. Az Adobe Reader az adott pozíciótól kezdve keres a szövegben.

A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom

Vissza

3


Tartalomjegyzék Vissza

4

Tartalomjegyzék 1. Alapfogalmak.................................................................................. 7 1.1. A kémia tárgya.............................................................................................. 7 1.2. Az atom szerkezete...................................................................................... 8 1.3. Mértékegységek ..........................................................................................12 1.4. Ellen rz kérdések ....................................................................................14 2. Az atomok szerkezete................................................................... 15 2.1. Magmodellek ..............................................................................................15 2.2. Az elektronburok szerkezete....................................................................16 2.3. A periódusos rendszer...............................................................................22 2.4. Ellen rz kérdések ....................................................................................28 3. A kémiai kötés .............................................................................. 30 3.1. Az elektronegativitás .................................................................................30 3.2. Az ionos kötés............................................................................................ 32 3.3. A kovalens kötés ........................................................................................ 34 3.4. A datív kötés............................................................................................... 39 3.5. A koordinációs kötés.................................................................................41 3.6. A fémes kötés ............................................................................................. 41 3.7. A másodrend kötések..............................................................................42 3.8. Az oxidációs szám .....................................................................................44 3.9. Ellen rz kérdések ....................................................................................46 4. Sztöchiometria.............................................................................. 48 4.1. Kémiai folyamatok szimbolizálása ..........................................................49 4.2. A sztöchiometriai számok meghatározása ............................................. 51 4.3. Ellen rz kérdések, feladatok ..................................................................60 5. Kémiai nevezéktan ....................................................................... 62 5.1. Az elemek elnevezése................................................................................62 5.2. A szervetlen vegyületek elnevezése .........................................................66 5.3. Triviális nevek.............................................................................................70 5.4. Ellen rz kérdések ....................................................................................71 6. Termokémia ................................................................................. 73 6.1. Termokémiai egyenletek ...........................................................................73 6.2. Entalpia és entalpiaváltozás......................................................................74


Vissza

4



5

6.3. Termokémiai törvények ............................................................................77 6.4. Vegyületek képz désh je.......................................................................... 78 6.5. Fajh , molh és h kapacitás ....................................................................85 6.6. Néhány fontos termokémiái fogalom .....................................................91 6.7. Ellen rz kérdések, feladatok ..................................................................93 7. A gázhalmazállapot ...................................................................... 95 7.1. A halmazok szerkezete..............................................................................95 7.2. A kinetikus gázelmélet...............................................................................97 7.3. Gáztörvények .............................................................................................99 7.4. Számítási feladatok ..................................................................................104 7.5. A reális gázok............................................................................................106 7.6. Ellen rz kérdések és feladatok ............................................................109 8. Folyékony halmazállapot, oldatok .............................................. 111 8.1. A folyadékok tulajdonságai.....................................................................111 8.2. Az oldatok.................................................................................................116 8.3. Az oldatok koncentrációegységei, koncentrációszámítás...................120 8.4. számítási feladatok ...................................................................................124 8.5. A híg oldatok törvényei...........................................................................129 8.6. Ellen rz kérdések és feladatok ............................................................132 9. Reakciókinetika, kémiai egyensúlyok.........................................134 9.1. A reakciókinetika alalapfogalmai ...........................................................134 9.2. Ellen rz kérdések ..................................................................................139 10. Kémiai egyensúlyok...................................................................140 10.1. A kémiai egyensúlyok alapfogalmai ...................................................140 10.2. Kémiai egyensúlyok tulajdonságai.......................................................155 10.3. A Le Chatelier–féle elv..........................................................................159 10.4. Ellen rz kérdések, feladatok..............................................................165 11. Savak és bázisok.........................................................................167 11.1. Savak és bázisok alaptulajdonságai......................................................167 11.2. Savak és bázisok definíciói ...................................................................168 11.3. A víz önionizációja ................................................................................174 11.4. pH - a savasság mértéke........................................................................176 11.5. Savak és bázisok er ssége.....................................................................179 11.6. Ellen rz kérdések, feladatok..............................................................192


Vissza

5



6

12. A szerves kémia alapjai, szénhidrogének ..................................194 12.1. A szénvegyületek jelölése......................................................................195 12.2. Az izoméria jelensége............................................................................196 12.3. A szénhidrogének csoportosítása ........................................................198 12.4. Telített szénhidrogének.........................................................................199 12.5. Telítetlen és aromás szénhidrogének ..................................................205 12.6. Ellen rz kérdések ................................................................................211 13. Heteroatomot tartalmazó szerves vegyületek ...........................212 13.1. Halogénezett szénhidrogének ..............................................................212 13.2. Alkoholok, éterek...................................................................................213 13.3. Aldehidek, ketonok ...............................................................................215 13.4. Karbonsavak, észterek ..........................................................................216 13.5. Nitrogéntartalmú szerves vegyületek ..................................................218 13.6. Zsírok, olajok..........................................................................................219 13.7. Szénhidrátok...........................................................................................221 13.8. Aminosavak, fehérjék............................................................................223 13.9. Nukleinsavak ..........................................................................................225 13.10. Ellen rz kérdések ..............................................................................227 14. Számítási feladatok ................................................................... 228 Ajánlott irodalom ................................................................................................231


Vissza

6

Általános kémia

Alapfogalmak


Vissza

7

1. Alapfogalmak „Ha az ember magára tekint, el ször a testét látja, azaz bizonyos anyagmennyiséget, melyet sajátjának mondhat. De hogy megérthesse, hogy mi is ez, össze kell hasonlítania mindazzal, ami felette van és mindazzal, ami alatta van. És ne csak a közvetlenül környez tárgyakat nézze, hanem a teljes természetet fenséges tökélyében, méltóságában. Képzelete elfárad, de a természet kimeríthetetlenül gazdag marad…És hogy még megdöbbent bb csodát lásson, keresse a legkisebbet az ismert tárgyak között…és beleszédül a csodákba, mert a kicsinység csodája nem kisebb, mint a nagyság csodája…” Blaise Pascal (1623–1662)

E jegyzetet nem véletlenül kezdjük a bámulatos tehetség francia filozófus és természettudós szavaival. A 17. század közepe óta az emberiség a természetr l szóló ismereteit és m szaki képességeit elképeszt módon növelte. Sok minden megváltozott az életmódunkban, lehet ségeinkben és céljainkban. Ami nem változott, az, Pascalt idézve, az emberiség a környez világot illet tanulmányozás iránti örök vágya. A világ anyagból áll, amely a legtömörebb definíciója szerint tudatunktól függetlenül létez objektív valóság. Az anyag tulajdonságait mozgásformáik alapján a természettudományok vizsgálják. 1.1. A kémia tárgya A kémia a természettudományok egyik ága. A név eredetére vonatkozóan a tudománytörténészeknek különbözik a véleménye. A legvalószín bbnek t nik az a nézet, amely szerint a „kémia” szót a görög chemeia szóból lehet levezetni, amely „a fémmunka m vészete” fogalomnak felel meg. A kémia tudományterületének a meghatározására ugyancsak több definíció áll rendelkezésre. Jelenleg a legelterjedtebb az American Chemical Society (Amerikai Kémiai Társaság) definíciója, amely szerint a kémia a következ tématerületekkel foglalkozik: 1. szabad, vagy kötött állapotban lev kémiai elemekkel; 2. a kémiai elemek és vegyületeik reakcióival, átalakulásaival, változásaival és kölcsönhatásaival; 3. az e definíció 2. pontban felsorolt folyamatok meghatározásával, szabályozásával, el rejelzésével és értelmezésével, továbbá (közvetlen


Vissza

7


Alapfogalmak Vissza

8

vagy közvetett módszerekkel történ ) kiértékelésével, felhasználásával és mechanizmusaival; 4. a természet alapvet törvényeinek és összefüggéseinek a kémiai reakciókra és folyamatokra, szintézisekre és bomlásokra, elválasztásokra és analízisekre történ alkalmazásaival. A kémia tehát az anyagokat és az anyagok változásait vizsgálja. A fizika ezzel szemben az anyagok állapotaival és állapotváltozásaival foglalkozik. Ha például a konyhasó kb. 800 C° h mérsékleten megolvad, akkor csak a konyhasó állapota változik, tehát az NaCl – mint anyag – változatlan marad, és ezért fizikai folyamatról van szó. Ha azonban a konyhasóolvadékot ún. Downs-cellában elektrolízisnek vetjük alá, nátrium és klór keletkezik. A konyhasó tehát, mint anyag, más anyagokká alakul, és ezért kémiai változás történik. A modern ismeretfejlesztési gyakorlat arra mutat, hogy a természettudományok között nem lehet éles határvonalat húzni, éspedig azért nem, mert az egyes ágakat elhatároló definíciók a korszer ismeretek megvilágításában nem egészen egyöntet ek. Ezt a fejl dést igazolva több tudományterületen jelent s átfedések és átmenetek figyelhet k meg. A kémiából például els sorban a fizika, a biológia és a geológia felé. A természettudományok ezen ágai között jelenleg már klasszikusnak tekinthet , elméletileg, úgymint gyakorlatilag megalapozott és általánosan elfogadott tudományterületek alakultak ki, mindenek el tt a fizikai kémia, a biokémia és a geokémia. 1.2. Az atom szerkezete A már Pascal idézete által ecsetelt – csodálatosan változatos tulajdonságú és beláthatatlanul sokféle – világot képez anyagoknak a tehetetlenség és az energia a legfontosabb közös tulajdonságai. Az anyagok nem folytonosan épülnek fel, hanem kis alegységekb l, atomokból állnak. A kémiai módszerekkel oszthatatlannak t n atomok atommag-fizikai módszerekkel felbonthatónak bizonyultak. Az atom öszszetett és felbontható jellegének megállapítását a természetes radioaktivitás felfedezése és a radioaktív sugárzásokkal végzett kísérletek tették lehet vé. Becquerel francia fizikus 1896-ban figyelt fel arra, hogy az urán és vegyületei olyan sugárzást bocsátanak ki, amely a sötétben tartott fényképez lemezt megfeketíti. Ezt a bizonyos anyagok által kibocsátott sugárzást radioaktivitásnak nevezte. Az urán sugárzásáról kimutatták, hogy mág-


Vissza

8


Alapfogalmak Vissza

9

nessel két elektromosan töltött sugárnyalábra bontható, melyek közül az egyiket alfa- (α), a másikat béta-sugárzásnak (β) nevezték el. A harmadik típusú, gamma-sugárzásra (γ) a mágnes nem gyakorolt hatást. Rutherford brit fizikus és munkatársai kimutatták, hogy az α- sugárzás nagy sebességgel mozgó, pozitív töltés He2+-ionokból áll. Bebizonyosodott az is, hogy a β-sugárzás nagy sebességgel haladó, negatív töltés elektronok árama. Az α-sugárzás felfedezése azt igazolta, hogy az uránatom héliumatommagok képz dése közben bomlik. Rutherford 1911-ben végezte el a híres szóródási kísérletét (1.1. ábra), melynek során a gyors α-részecskék és vékony fémlemezek kölcsönhatásakor megfigyelhet jelenségeket tanulmányozta. Kísérletét el ször aranyfóliával végezte el, majd kés bb más fémekkel is megismételte. Az aranyfólián α-sugarakat bocsátott át. A sugarak becsapódását az Au-fólia köré helyezett cink-szulfid (ZnS) réteggel bevont erny n fényfelvillanások jelezték. Azt tapasztalta, hogy az α-részecskék dönt többsége úgy haladt át a fémlemezen, mintha semmi sem akadályozta volna útját. Néhány αrészecske (kb. minden nyolcezredik) azonban igen jelent s irányváltozást szenvedett. Ebb l az irányváltozásból Rutherford arra a következtetésre jutott, hogy az atom tömegének túlnyomó része egy kis méret részecskében, az atommagban van koncentrálva. A Rutherford-féle atommodell szerint az atom kis méret , nagy tömeg , pozitív töltés magból áll, amely körül viszonylag nagy távolságban keringenek az igen kis tömeg , negatív töltés részecskék, az elektronok. Az elektronok negatív töltéseinek öszszege azonos az atommag pozitív töltésével. Ezek szerint az α-részecskék szóródása csak az atommagon következik be, a részecskék elektronokkal való kölcsönhatása viszont elhanyagolható, ekkor nem történik irányváltozás. A kémiában els sorban az elektronokkal találkozunk, mivel az atommagban végbemen változásokat más tudományágak vizsgálják. Az el bbiekben ismertetett modell szerint az atom két f részb l áll: − atommag, amely protonokat és neutronokat tartalmaz, − elektronburok, azaz a mag körüli térrészben elhelyezked elektronok. Az atom tömege a magban összpontosul. A mag átmér je nagyságrendileg 10-14-10-15 m. Az atommagtól nagy távolságban tartózkodnak az elektronok. Az egész atom átmér je 10-10 m, tehát öt nagyságrenddel nagyobb, mint a magé.


Vissza

9

Általános kémia

Alapfogalmak


Vissza

10

Ólomtömb Rés

Nem szóródott α-részecskék

Aranylemez

ZnS-réteg

α-sugárforrás

Szóródott α-részecskék

1.1. ábra: A Rutherford-féle szóródási kísérlet A leggyakrabban idézett elemi részecskék alapvet tulajdonságait az 1.1. táblázat tükrözi. Elemi részecske elektron proton neutron

Jel

Nyugalmi tömeg [kg]

Töltés [elemi töltés]

e-

9,108 . 10-31

-1

P

+

n

-27

+1

-27

0

1,672 . 10 1,675 . 10

1.1. táblázat: A leggyakrabban idézett elemi részecskék alapvet tulajdonságai Az ismert elemi részecskék száma állandóan n , és megjegyzend , hogy a részecskék egymás közötti kapcsolatáról a mai napig nincs minden vonatkozásban elfogadott elmélet. Az atomok tehát pozitív töltés atommagból és negatív töltés atomhéjból állnak, de annak ellenére, hogy elektromosan pozitív, negatív és semleges elemi részecskékb l épülnek fel, az egyes alkotórészek elektromos töltései kiegyenlítik egymást és az atomok összegesen elektromosan semlegesek. Az atommagban található az atom tömegének 99,9%-a. Az egymást elektromosan kölcsönösen taszító protonokat az atommagban nagyon kis hatótávolságú er k, a mager k tartják össze.


Vissza

10

Általános kémia

Alapfogalmak


Vissza

11

Az atomhéjban található elektronok elrendezése és kölcsönhatása eredményezi az atomok, molekulák, ionok és atomcsoportok kémiai viselkedését. A protonok és elektronok töltésének abszolút értéke azonos – ez az elemi töltés. Számbelileg e = 1,602 . 10-19 Coulomb. Az általánosan Z-vel szimbolizált protonszám (rendszám) egyenl az atommagban lev protonok számával és megegyezik a héjelektronok számával. Jelenleg a Z=1 és a Z=116 közötti protonszámú elemeket ismerjük. A további új elemek el állításával kapcsolatban megjegyzend , hogy a Z=126 és Z=164 protonszámú elemek elméletileg aránylag magas stabilitással rendelkezhetnek. A neutronok számát a magban a neutronszám (N) adja meg. A nukleonszám (sok irodalmi forrás a mai napig a tömegszám megnevezést használja) (A) a protonok és a neutronok számának az összege. Az atom nukleonszámát bal fels , míg a rendszámát bal alsó indexként adjuk meg: A Z

Például: 63 Li,

X , ahol

23 11

Na,

38 18

A =Z+N X = az atom általános szimbóluma Ar,

76 34

Se,

106 48

Cd,

206 82

Pb.

Azonos protonszámú (rendszámú) de eltér neutronszámú, és ezáltal különböz nukleonszámú atomokat izotópoknak nevezzük. A kémiai elemek nagyobb része többizotópos, azaz több azonos protonszámú de különböz nukleonszámú izotóp (nuklida) alkotja ket. A természetben csak 15 egyizotópos elem van jelen, a többi természetbeli nuklida 2-10 izotópos elemeket képez. Egyizotópos elem például a fluor, nátrium, alumínium, foszfor, mangán, kobalt, arzén, jód, cézium és az arany. A természetben az egyes protonszámú hidrogént l a kilencvenkettes protonszámú uránig gyakorlatilag csak 88 elem van jelen. Ez a következ okok miatt van így: két elem – a 43-as rendszámú technécium és a 61-es rendszámú prométium – m vi úton, azaz magreakciók segítségével el állított elemek. További két elem – a 85-ös rendszámú asztácium valamint a 87-es rendszámú francium – el fordulnak ugyan a természetben, de a bomlási sorokban jelenlev leghosszabb élet izotópjaik felezési ideje is


Vissza

11


Alapfogalmak Vissza

12

csak nagyon rövid (az 219At felezési ideje 55 szekundum, a 223Fr felezési ideje 22 perc). A 84-es rendszámú polóniumtól kezdve az összes magasabb rendszámú elem összes létez izotópja radioaktív. A 92-es rendszámú urán a legmagasabb rendszámú természetbeli elem. A transzuránok csak mesterségesen állíthatók el . A kifelé elektromos töltéssel rendelkez atomot ionnak nevezzük. Az ionokban a protonok és az elektronok száma különbözik, a töltések nem egyenlítik ki egymást. Az atom (vagy atomcsoport) a ki nem egyenlített töltések számának megfelel en egyszeresen vagy többszörösen ionizált. Elektronfelesleg esetén az ion negatív, elektronhiány esetén pedig pozitív töltést visel. A negatív töltés ionokat anionoknak, a pozitív töltés ket kationoknak nevezzük. Az olyan anyagokat, amelyekben az atomok nagy része ionizált állapotban van jelen plazmának nevezzük. Az elektrolitok olyan folyadékok vagy olvadékok, amelyekben az alkotórészek egy része vagy egésze ionizált állapotú. Két vagy több egymással összekapcsolódó atomot molekulának nevezünk. A molekulát alkotó atomok azonosak vagy különböz k lehetnek. 1.3. Mértékegységek Sok évtizeden keresztül a tudományokban használt mértékegységek a méterrendszer egységek voltak. Ezek helyben f képp Franciaországhoz, és id ben els sorban a 18. századhoz f z dnek. 1960-ban a nemzetközi tekintélyt élvez General Conference of Weights and Measures (Súly és Mértékügyi Értekezlet) egy modernizált nemzetközi mértékegységrendszert vezetett be. Ennek, az olvasó számára bizonyára már ismert rendszernek az angol megnevezése International System of Units. Az általánosan használt rövidítés, az SI, a francia Le System International d’Units – ból ered. A nemzetközi mértékegység-rendszer mértékegységei (SI-egységek) alapegységekre, kiegészít egységekre és származott egységekre osztódnak. Az 1.2. táblázat a hét SI-alapegységet ismerteti.


Vissza

12

Általános kémia

Alapfogalmak


Mennyiség Hosszúság

Mértékegység Méter

Tömeg

Kilogramm

Id

Másodperc (szekundum)

Elektromos Amper áramer sség

H mérséklet Kelvin

AnyagMennyiség

Mól

Fényer sség

Kandela

Vissza

Definíció A 86Kr atom 2p10 és 5d5 energiaszintje közötti átmenetnek megfelel , vákuumban terjed sugárzás hullámhosszának 1 650 763,73-szorosa. Az 1889. évi, párizsi Els Általános Súly- és Mértékügyi Értekezlet által elfogadott, a Nemzetközi Súly- és Mértékügyi Hivatalban, Sèvres-ben rzött platina-iridium henger tömege. Az alapállapotú 133Cs atom két hiperfinom energiaszintje közötti átmenetnek megfelel sugárzás 91926310770 periódusának id tartama. Két párhuzamos, egyenes irányú, végtelen hosszúságú elhanyagolhatóan kicsiny körkeresztmetszet , vákuumban egymástól 1 m távolságban lev vezet ben áramolva, közöttük méterenként 2.10-7 N er t hoz létre. A víz hármaspontja termodinamikai h mérsékletének 1/273,16 része. Figyelemre méltó, hogy a mértékegység neve, jele sem tartalmaz „fok”-ot. Annak a rendszernek az anyagmennyisége, amely annyi elemi egységet tartalmaz, mint ahány atom van 0,012 kilogramm 12C -ben. Megjegyzés: Meg kell adni az elemi egység fajtáját is (atom, ion, molekula, stb.). Fekete sugárzó 1/600000 négyzetméternyi felületének fényer ssége, a felületre mer leges irányban, a platina dermedési h mérsékletén, 101 325 Pa nyomáson.

13

Jel m

kg

s

A

K

mol

cd

1.2. táblázat: A hét SI-alapegység definíciója


Vissza

13

Általános kémia

Alapfogalmak


1.4. Ellen rz • • • •

Vissza

14

kérdések

Jellemezze az atomot felépít elemi részecskéket! Mit jelent a radioaktivitás fogalma? Ismertesse a rendszám és a nukleonszám fogalmát! Mit nevezünk izotópnak?


Vissza

14

Általános kémia

Az atomok szerkezete


Vissza

15

2. Az atomok szerkezete Ahogy azt az els fejezetben már elemeztük, az anyagok, amelyek körülvesznek atomokból, ionokból illetve molekulákból épülnek fel. Ahhoz, hogy a különböz anyagok tulajdonságait megismerjük, els sorban bels szerkezetükkel kell tisztában lennünk, mert ez határozza meg sajátságaikat. Kb. 1400 nuklidát ismerünk. Ezek közül 325 fordul el a természetben, a többi mesterségesen, magreakciók útján el állított atomfajta. A különböz fajtájú atomok tömegükben, nagyságukban, szerkezetükben és kémiai tulajdonságaikban különböznek egymástól. Az atomok kémiai tulajdonságai els sorban az elektronhéj szerkezetét l függnek. 2.1. Magmodellek Mivel az atommag tulajdonságai csak másodlagosan befolyásolják az atomok kémiai viselkedését, itt csak nagyon röviden ismertetjük, hogy az atommag modellezésében a tudomány a mai napig nem jutott el egy minden tulajdonságra kiható, átfogó elmélethez. A négy gyakran idézett magmodell (cseppmodell, -rész modell, héjmodell és e három modell egyesítését szorgalmazó ún. kollektív modell) egyike sem bizonyult tökéletesnek. A cseppmodell, amely az atommagot folyadékcsepphez hasonlítja a legrégibb. Ennek a modellnek a megalkotása az atommag méretére és kötési energiájára vonatkozó adatok alapján jött létre. A mag térfogata arányos a nukleonszámmal, és ezért a s r sége állandónak tekinthet . Ez a tulajdonság hasonlóságot mutat egy nem összenyomható folyadékcsepp viselkedésével. Az -rész modell a cseppmodellt annyiban egészíti ki, hogy a magon belül az α-részecskék geometriai elrendezésével is számol, éspedig azért, mert az α-részecskéket rendkívül intenzív mager k kötik össze. A héjmodell, amelyet független részecske modellnek is nevezünk, az atomhéj és a mag struktúrájának bizonyos hasonlóságát feltételezi, éspedig abban az értelemben, hogy a nukleonok az elektronhéj elektronjaihoz hasonlóan – egy közös potenciáltérben mozognak és egymással való kölcsönhatásuk elhanyagolható. A kollektív modell szerint, amely a legjobban közelíti meg az elvárt univerzalitást, a héjmodell értelmében kialakuló pályákon történ mozgás


Vissza

15

Általános kémia



Vissza

16

mellett bekövetkezik a nukleonok között fennálló er s kölcsönhatások következményeként egyes részecskecsoportok közös mozgása is. 2.2. Az elektronburok szerkezete A Rutherford-féle atommodell szerint a semleges atom közepén foglal helyet a pozitív töltés atommag, amelyben az atom csaknem egész tömege összpontosul. Ezt veszi körül az elektronburok, amely a mag pozitív töltéseivel azonos számú, negatív töltés elektronból áll. Az elektronok az atommag körül, tetszés szerinti távolságban körpályán keringenek. Ez ellentmond a klasszikus fizika törvényeinek, ugyanis az elektronoknak spirális pályán a magba kellene esniük, és eközben energiát kellene kisugározniuk. Ezt az ellentmondást próbálta kiküszöbölni Bohr atommodellje. 2.2.1. A Bohr-féle atommodell

Bohr atommodelljének megalkotásához felhasználta a Planck-féle kvantumelméletet, amely szerint a gerjesztett atomok energiájukat nem folytonos hullámokban, hanem h ⋅ ν energiakvantumokban sugározzák ki: E=h⋅ν ahol E : energia h : Planck-féle hatáskvantum = 6,626 ⋅ 10-34 J ⋅ s ν : sugárzás frekvenciája [ s-1] A Bohr-féle els posztulátum (Stacionárius pályák kvantumelve) azt mondja ki, hogy az elektron csak meghatározott távolságban, ún. diszkrét körpályákon keringhet az atommag körül. Ezeken a pályákon sugárzás kibocsátása, energiaveszteség nélkül tartózkodhat. A Bohr-féle második posztulátum (Frekvenciaelv) szerint az elektron két energiaállapota közötti különbség csak meghatározott frekvenciájú sugárzás, energiakvantum (foton) alakjában léphet ki, vagy nyel dhet el: Δ E = EK - EB = h ⋅ ν • ahol Δ E : az elektron ill. az atom energiaállapotának változása • EK és EB : az elektron energiája egy megengedett küls (EK) és bels (EB) pályán való tartózkodás esetén Kisugárzás (emisszió) akkor lép fel, amikor az elektron a magasabb energiájú küls pályáról egy alacsonyabb energiájú bels pályára esik viszsza. Ekkor a két pálya közötti energiakülönbséget kisugározza.


Vissza

16

Általános kémia



Vissza

17

Fényelnyelés (abszorpció) akkor következik be, amikor az atomot éppen akkora energiakvantum éri, amely az elektront egy kisebb energiájú bels pályáról egy nagyobb energiájú, távolabbi pályára képes juttatni. Az elnyelt vagy kisugárzott fény spektruma vonalas szerkezet . Bohr bevezette a kvantumszám (n = 1, 2, 3, 4 ...) fogalmát, melynek nagysága az elektronnak a magtól való távolságára utal. A Bohr-modell megfelel módon írja le a hidrogénatom szerkezete és az általa kisugárzott, vagy elnyelt fény közötti összefüggést. Nem alkalmazható azonban kifogástalanul sem a héliumatomra, sem a még több elektront tartalmazó atomokra. A több elektront tartalmazó atomok esetében ugyanis több kibocsátási ill. elnyelési színképvonal van, mint amenynyit a kvantumszámokkal meghatározott pályák kombinációja megenged. A Bohr-féle atommodellt Sommerfeld fejlesztette tovább, aki feltételezte, hogy az elektronok az atommagtól adott távolságban nemcsak körpályán, hanem ellipszis alakú pályákon is tartózkodhatnak, a körpályától kissé eltér energiaállapotot véve fel. Az elektronok energiaszintjét ebben az esetben már nem egy, hanem három adat, azaz három kvantumszám határozza meg. Azonban a Sommerfeld-modell sem volt kielégít a több elektront tartalmazó atomok színképének és kémiai tulajdonságainak a magyarázatára. Az elektronok ugyanis nem képzelhet k el síkban kering , pontszer töltéseknek. Az atomok elektronhéjszerkezetének korszer leírását a kvantummechanika teremtette meg. 2.2.2. A kvantummechanikai atommodell

A kvantummechanikai atommodell felállítását az elektron hullámtermészetének a felismerése tette lehet vé. Kimutatták ugyanis, hogy a nagy sebesség elektronok a kristályrácson elhajlást (diffrakciót) szenvednek. Az atommag er terében mozgó elektron mozgásállapota hullámfüggvénnyel jellemezhet . Ezt írja le az id t l független ún. Schrödingeregyenlet: ∇ Ψ+ 2

8 π2 m h2

(E - EP) Ψ = 0

ahol • ∇: (nabla) az ún. Laplace-operátor, • Ψ: (pszi) a három térkoordinátótól (x, y, z) függ hullámfüggvény, ∇ 2 Ψ: matematikai m velet (Ψ-nak az x, y, z szerinti kétszeres parciális deriválása)


Vissza

17

Általános kémia



Vissza

• • • •

18

h : a Planck-féle hatáskvantum m: az elektron tömege, E: az elektron teljes energiája Ep : Az elektron potenciális (helyzeti) energiája.

A Schrödinger-féle hullámegyenletnek csak diszkrét, saját értékekre van megoldása. A sajátfüggvényértékek négyzetei (Ψ2) tartózkodási valószín séget fejeznek ki. A tartózkodási valószín ség arányos az adott helyen fellép átlagos negatív töltéss r séggel. Ezeknek a maximuma a Bohr-féle pályáknak felel meg. Az elektron tartózkodási valószín ségét nem a tér egy pontjában, hanem az atommagtól adott távolságra lev gömbfelületen adják meg. Az elektronok egyes állapotait jellemz hullámfüggvényekhez egyrészt éles energiaértékek, másrészt diffúz töltéseloszlás tartozik. Ez azt jelenti, hogy az atom adott energiaállapotaiban az elektron helyzetére és sebességére vonatkozóan nem juthatunk pontos információhoz. Ezt fejezi ki a Heisenberg-féle bizonytalansági elv: Δ x ⋅ m ⋅ Δ vx ≥ h Ahol: • x : az elektron helyzete egy adott id pillanatban • m: az elektron tömege • vx : az elektron x - irányú sebessége • h: a Planck-féle hatáskvantum Az összefüggés szerint, ha az elektron helye, x igen pontosan ismert (Δx nagyon kicsi), akkor sebességét pontatlanul ismerjük (Δ vx nagyon nagy). Ha viszont az elektron sebességét határozzuk meg pontosan, akkor az elektron pontos helyzetének nagy a bizonytalansága. Mivel px = m ⋅ vx az elektron impulzusát jelenti, úgy is fogalmazhatunk, hogy a helyzet és az impulzus bizonytalanságának szorzata nem lehet kisebb, mint a Planckféle hatáskvantum értéke. Az el bbiekb l az következik, hogy az elektron helyzetér l statisztikus képet tudunk alkotni. Azt tudjuk meghatározni, hogy az elektron milyen valószín séggel tartózkodik a tér egy adott pontjában.


Vissza

18

Általános kémia



Vissza

19

A kvantummechanika szerint az atomban lev elektronok energiaállapotát négy kvantumszámmal lehet egyértelm en megadni. 1. F kvantumszám (n) Az elektronnak az atommagtól való átlagos távolságát fejezi ki, a Bohr-féle kvantumszámok modern megfelel je. Értéke pozitív, kis egész szám: 1, 2, 3, 4, ... stb. Az azonos f kvantumszámú elektronok egy-egy elektronhéjat (f héj) alkotnak. Az adott f kvantumszámhoz tartozó elektronhéjak jelölése a következ : F kvantumszám (n) Elektronhéj

1 K

2 L

3 M

4 N

5 O

6 P

7 Q

2. Mellékkvantumszám (l) Az atompályák térbeli alakját jellemzi. Értéke az n értékét l függ en l=0,1,2,3... n-1 lehet. Az l=0 mellékkvantumszámmal rendelkez állapotot s-állapotnak, az l=1 mellékkvantumszámú állapotot p-állapotnak, az l=2 állapotot d-állapotnak, és az l=3 állapotot f-állapotnak nevezzük. Az spályák gömbszimmetrikusak, a p-pályák hengerszimmetrikusak (súlyzóhoz vagy hossztengelye irányában megforgatott nyolcashoz hasonlóak), a dés f-pályák sajátos, bonyolult térbeli alakzatok. 3. Mágneses kvantumszám (m) Az elektron mágneses momentumát, ill. a mellékkvantumszám által meghatározott alakú atompályák térbeli elhelyezkedését jelzi. Értéke a mellékkvantumszámtól függ en –l-t l +l-ig terjed egész szám és nulla lehet. 4. Spinkvantumszám (s) Az elektronnak a pályamenti mozgástól független saját impulzusmomentumát fejezi ki. Értéke csak +1/2 és - 1/2 lehet. A spinkvantumszám azt fejezi ki, hogy az elektron úgy viselkedik, mint egy elemi mágnes, amely csak kétféleképpen állhat be a tér er vonalaira: azonos vagy ellentétes irányban. Két elektron ugyanazon a f héjon és ugyanabban az állapotban csak akkor tartózkodhat, ha spinjük ellentétes.


Vissza

19

Általános kémia



Vissza

20

2.1. ábra. Az elektronok energiaállapota és az atompályák térbeli alakja A különböz kvantumszámokkal meghatározott elektronok energiaállapotát és az atompályák térbeli alakját a 2.1. ábra mutatja be. Az s-pályák gömbszimmetrikusak, de a valószín ségi elosztás az n értékét l függ. A 2s atompálya lényegesen különbözik az 1s-t l. Az ábra azt mutatja, hogy a 2s atompálya elektronja viszonylag nagy valószín séggel a két különböz sugárral jellemzett gömbfelületen található. Minden egyes p alhéjon három különböz p atompálya található. A p atompályák alakja azonos, de irányítottságuk különböz , egymással 90o-os szöget zárnak be, ezért úgy képzelhetjük el, hogy egy derékszög koordinátarendszer tengelye mentén helyezkednek el. Ezeket az atompályákat px, py és pz-vel jelöljük. A 2px pálya esetén az elektron legnagyobb valószín séggel az x-tengely mentén, a 2py-nál az y-tengely mentén, míg a 2pz-nél a z-tengely környezetében helyezkedik el. A d atompályák még bonyolultabb alakúak. A d atompályák esetén az elektron legnagyobb valószín séggel a tengelyek mentén tartózkodik (dZ2 és d x2− y2 állapotok), míg a másik három d pálya tengelyközi irányítottságú (dxy, dxz és dyz).


Vissza

20

Általános kémia



Vissza

21

A kvantumszámok lehetséges értékeit a 2.1. táblázat tartalmazza. A kvantumszámok kombinációjával az egyes héjakon maximálisan elhelyezked elektronok száma is megadható a Pauli-féle tilalmi elv figyelembevételével, amely kimondja, hogy egy atomon belül nem tartózkodhat két olyan elektron, amelynek mind a négy kvantumszáma megegyezik, azaz teljesen azonos energiaállapotban van. F kvantum Mellékkvanszám tumszám (n) (l)

Mágneses kvantumszám (m)

SpinkvantumElektronok szám (s) száma állapota

1

0

0

-1/2 + 1/2

2

1s

2

0

0

-1/2 + 1/2

2

2s

1

-1, 0, +1

-1/2 +1/2

6

2p

0

0

-1/2 +1/2

2

3s

1

-1,0, + 1

-1/2 + 1/2

6

3p

2

-2, -1, 0, +1, +2

-1/2 +1/2

10

3d

0

0

-1/2 +1/2

2

4s

1

-1, 0, +1

-1/2 + 1/2

6

4p

2

-2, -1, 0, +1, +2

-1/2 +1/2

10

4d

3

-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3

-1/2 +1/2

14

4f

3

4

2.1. táblázat: A kvantumszámok lehetséges értékei és az elektronok száma az egyes héjakon A táblázatból látható, hogy az atom elektronszerkezete a f kvantumszám által meghatározott f héjakból (K, L, M, N) és a mellék-kvantumszámmal jellemezhet alhéjakból (s, p, d, f) áll. Minden héjon meghatározott számú elektron tartózkodhat, amelynek értéke a f kvantumszámtól függ en: 2n2, ahol n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 lehet.


Vissza

21

Általános kémia



Vissza

22

2.3. A periódusos rendszer A f - és mellékkvantumszámokkal meghatározott atompályák (atomorbitálok) energiaszintjei különböz ek. Az egyes elektronhéjak energiaszintje annál alacsonyabb, minél közelebb vannak az atommaghoz, azaz minél kisebb f kvantumszámmal rendelkeznek. Ezen kívül ugyanazon a f héjon belül a mellékkvantumszámmal jellemzett alhéjak, az egyes elektronállapotok energiaszintje is lényegesen különbözik egymástól. A legalacsonyabb energiaszintet az s-állapot képviseli, magasabb energiaszinten vannak a p-állapotban lev elektronok, további emelkedést jelent a d-, majd az f-állapot. A mellékkvantumszámtól függ energiaszint-emelkedés olyan nagymérték lehet, hogy meghaladhatja a következ f héj sállapotának a szintjét is. Így például a 3p orbitál után a 4s következik (nem a 3d), mivel ez alacsonyabb energiaszintet képvisel. Hasonló módon az 5s után a 4d következik, és csak ezután az 5p. Az egyes orbitálok energiaszintjét és egymáshoz való viszonyát a 2.2. ábra mutatja be. Az f-állapotú elektronok energiaszintje magasabb, mint a következ héj s- és p-állapotú elektronjainak az energiaszintje. Ezért az 5s és az 5p megel zi a 4f elektronok beépülését. Ha a rendszám növekedésének megfelel en az egyes elemek elektronhéját gondolatban elektronokkal töltjük fel, akkor figyelembe kell venni a Pauli-féle tilalmi elvet (2.2.2. fejezet), továbbá az energiaminimumra való törekvés, és a maximális multiplicitás elvét is. Az energiaminimumra való törekvés elve kimondja, hogy az újabb beépül elektronok mindig a legalacsonyabb energiaszint helyre és állapotba lépnek be. Különben nem alapállapot, hanem magasabb energiájú ún. gerjesztett állapot jönne létre. A maximális multiplicitás elve értelmében a p, d és f állapotú elektronok úgy lépnek be az egymástól eltér mágneses kvantumszámú helyekre, hogy közülük minél több párosítatlan (kompenzálatlan) spin legyen. Ezt a törvényszer séget Friedrich Hund német fizikusról Hund-féle szabálynak is nevezik. A párosítatlan elektronok spinje azonos irányú. Az atomok elektronszerkezetét az elektronkonfiguráció írja le. Az elektronkonfigurációt úgy kapjuk meg, hogy az egyes alhéjakat a következ sorrendnek megfelel en töltjük fel elektronokkal: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f . Ez a felépítési sorrend az alhéjak növekv energiaszintjének felel meg.


Vissza

22

Általános kémia



Vissza

23

2.2. ábra. Az elektronpályák viszonylagos energiaszintjei A 10-es rendszámú neon elektronkonfigurációja 1s2 2s22p6 azt jelenti, hogy a tíz elektron közül kett 1s állapotban, kett 2s állapotban, hat pedig 2p állapotban van. Közöttük a mágneses és a spin-kvantumszámban van különbség. A 11-es rendszámú nátrium elektronkonfigurációja 1s2 2s2 2p6 3s1. Ehelyett az egyszer bb [Ne]3s1 formát is használhatjuk, ahol a zárójellel megadott Ne-jelölés valójában rövidítés és a neon elektronszerkezetét jelenti. Az alapállapotú atomok elektronkonfigurációja a 2.2. táblázatban található. Az egyes elektronhéjak energiaszintjét cellákkal is ábrázolhatjuk. Az els tíz atom elektronszerkezetének a vázlata a 2.3. ábrán látható. Az egyes energiaszinteknek megfelel en annyi négyzetet rajzoltunk, ahány mágneses kvantumszám tartozik az illet mellékkvantumszámhoz. Az elektronokat a cellákba rajzolt nyilak szemléltetik, melyeknek iránya a spint jelzi.


Vissza

23

Általános kémia



Vissza

24

2.3 ábra. Néhány atom elektronszerkezetének vázlata alapállapotban

2.2. táblázat: Az alapállapotú atomok elektronkonfigurációja


Vissza

24

Általános kémia



Vissza

25

2.2. táblázat: Az alapállapotú atomok elektronkonfigurációja (folytatás) 2.3.1. A periódusos rendszer felépítése

A periódusos rendszerben a kémiai elemek a növekv rendszám sorrendjében helyezkednek el. Ebben a rendszerben bizonyos tulajdonságok periodikusan ismétl dnek, a hasonló tulajdonságú elemek egymás alá kerülnek. Az 1. periódus két elemb l áll (H, He). A hidrogén egy elektronja az 1s orbitált foglalja el, elektronkonfigurációja 1s1. A hélium mindkét elektronja 1s orbitálra lép, de ellentétes spinnel, elektronkonfigurációja 1s2. Ezzel az 1. periódus, vagyis 1s energiaszint feltölt dése lezárul. A 2. periódus nyolc elemb l áll, az n = 2 f kvantumszámú orbitálon 8 elektron helyezkedhet el (két s-elektron és hat p-elektron). A 2. periódus els eleme a lítium (elektronkonfigurációja: 1s2 2s1), a következ elem a berillium (elektronkonfigurációja: 1s2 2s2), majd a bórral megkezd dik a 2p szint feltölt dése (elektronkonfigurációja: 1s2 2s2 2p1). A következ ele-


Vissza

25

Általános kémia



Vissza

26

mek atomjaiban a 2p pálya tölt dik fel fokozatosan, végül a neonban hat elektronnal lezárul. A neon küls héjának konfigurációja 2s2 2p6, az itt lev összesen nyolc elektron lezárt héját (nemesgázhéj) eredményez. A 3. periódus a nátriumtól az argonig terjed, az el z höz hasonlóan a 3s és a 3p orbitálok fokozatos feltölt désével épül ki. Itt is nyolc elem található (rövid periódus), hiszen a 3d alhéjak még nem tölt dnek fel (magasabb energiaszintet képviselnek). A 4. periódus az els hosszú periódus. A 4. periódus els eleme a kálium, ahol a 4s alhéj tölt dik fel. Az utána következ legalacsonyabb energiaszint, a 3d pálya feltölt dése a Sc-nál kezd dik, itt összesen tíz elektron épülhet be a Zn-ig. Csak ezután lépnek az elektronok a 4p orbitálra, melynek feltölt dése a Kr-al lezárul. Ebben a periódusban tehát 18 elemet találunk, annak megfelel en, hogy a 4s, 3d és 4p orbitálok 2 + 10 + 6 = 18 elektron beépülését teszik lehet vé. Az 5. periódus a második hosszú periódus a Rb-tól a Xe-ig hasonló módon épül fel, mint az el z . Eközben az 5s, 4d és 5p orbitálok tölt dnek fel, ismét 18 elektron beépülése közben. A 6. periódus a 6s pályák beépülésével kezd dik a Cs-atomban. Ezt követi a 4f és az 5d orbitálok feltölt dése. Mivel nagyon kis különbség van ezen orbitálok energiaszintjei között, a lantán (La) után következ 14 elemben a 4f alhéj tölt dik fel. Ezek az ún. lantanoidák, egyforma küls héjuk miatt kémiailag nagyon hasonlók egymáshoz, ezért a periódusos rendszerben külön helyre kerülnek. A 4f orbitálok után következik az 5d és a 6p pályák feltölt dése. A 6. periódus 32 elemet tartalmaz, és a Rn-al (nemesgáz) zárul. Az utolsó periódus a 7s elektronok beépülésével kezd dik. Az aktínium (Ac) után a lantanoidákhoz hasonlóan a következ 14 elem esetében az 5f orbitál tölt dik fel. Ezek az ún. aktinoidák, amelyek szintén külön helyre kerülnek a periódusos rendszerben. A 92-es rendszámú urán után következ elemek, a transzuránok a természetben számunkra hozzáférhet módon nem fordulnak el , csupán mesterségesen magreakciókkal nyerhet k. Az aktinoidák utolsó eleme a 103-as rendszámú laurencium. (Lr). Felmerülhet a kérdés, hogy meddig folytatható az egyre nagyobb rendszámú elemek el állítása, hol van a periódusos rendszer természetes határa. Mai ismereteink szerint a még nagyobb rendszámú elemek atommagjainak élettartama annyira rövid, hogy azokat már nem tekintjük önálló atomoknak.


Vissza

26

Általános kémia



Vissza

27

Az el z ekben felvázolt hosszú periódusos rendszer az elemek tudományos rendszere (lásd 2.3. táblázat). A kémiai elemeket 7 periódusba és 18 oszlopba rendszerezi. Az oszlopokban egymás alá kerül elemek legküls elektronhéja egymással megegyezik. Mivel az elemek kémiai tulajdonságait küls elektronhéjuk konfigurációja határozza meg, ezért egymás alatt, a rendszám periodikus függvényében egymáshoz kémiailag nagyon hasonló elemeket találunk. A periódusok az s-mez elemeivel (alkálifémek, alkáliföldfémek) kezd dnek, ezután a d-mez (átmeneti fémek), majd a p-mez elemei következnek. A periódusokat a nemesgázok zárják. Az f-mez elemei (lantanoidák, aktinoidák) külön helyre kerülnek. A periódusos rendszer felfedezése Mendelejev orosz kémikus nevéhez f z dik. 1869-ben, azaz jóval az atom elektronhéj-szerkezetének tisztázása el tt sikerült egy olyan rendszert kidolgoznia, amely még ma is megfelel csoportosítás az elemek számára. A Mendelejev féle periódusos rendszer felépítésének az az elve, hogy az elemeket növekv atomtömegük sorrendjében egymás után írva akkor kezdünk új sort, amikor olyan elemhez jutunk, melyhez hasonló kémiai tulajdonságú már szerepelt. Ezt az elvet követve Mendelejev üres helyeket hagyott periódusos táblázatában az akkor még nem ismert elemek számára. Így például betöltetlenül hagyta az alumínium és a szilícium alatti helyeket. Ezeket az elemeket (a galliumot és a germániumot) kés bb fedezték fel. Mindkét elem kémiai tulajdonságai nagyon hasonlítanak ahhoz, amelyeket Mendelejev már el re megjósolt.


Vissza

27

Általános kémia



Vissza

28

Színmagyarázat Fémek Fél fémek Nemfémek Nemesgázok Átmeneti fémek f elemek 2.3. táblázat. Az elemek hosszú periódusos rendszere

2.4. Ellen rz • •

kérdések

Jellemezze az atomot felépít részecskéket, valamint az atomon belüli méret- és tömegviszonyokat! Mit fejez ki a rendszám? Milyen összefüggés van egy atom rendszáma és elektronszáma között? Milyen összefüggés van ugyanazon atomban a protonszám, a neutronszám és a nukleonszám között?


Vissza

28

Általános kémia



Vissza

• •

Mit jelent az izotóp fogalma? Soroljon fel néhány természetes izotópot? Hogyan tájékoztat az atomot felépít részecskék számáról az alábbi jelölés: 24

• • • • • • •

29

27

35

13Al , 12Mg , 17Cl , Hogyan lehet megadni a fenti adatokból a neutronok számát? Ismertesse a Bohr-féle atommodell lényegét! Melyek voltak Bohr posztulátumai? Melyek a Bohr-modell hiányosságai? Mi a kvantummechanikai atommodell lényege? Mit fejez ki a Schrödinger-egyenlet? Melyek a kvantummechanikai atommodell kvantumszámai, hogyan értelmezhet k és mekkora értékeket vehetnek fel? Fogalmazza meg a Pauli-elvet, az energiaminimumra való törekvés és a maximális multiplicitás elvét? Milyen elvek alapján, milyen sorrendben épülnek fel az atompályák? Rendezze el az alábbi atompályákat a feltölt dés sorrendjében: 3s, 2p, 1s, 3p, 2s, 3d, 4s, 4p ? Mely oszlopba tartoznak az s1, az s2 és az s2p6 konfigurációjú elemek? Mely elemeknek van az alábbi konfigurációja? 1s2, 1s22s1, 1s22s22p2, 1s22s22p4, 1s22s22p6?


Vissza

29


A kémiai kötés Vissza

30

3. A kémiai kötés A nemesgázokon kívül a Földön szabad atomok nem találhatók közönséges körülmények között. A szabad atomok ugyanis nem stabil képz dmények, ezért olyan átalakuláson mennek keresztül, amely révén elérik a legkisebb energiájú állapotot. A szabad atomok akkor jutnak alacsonyabb energiájú, stabilabb állapotba, ha egymással, vagy más atomokkal kémiai kötést létesítenek. A kémiai kötésnek két határesete létezik, és ennek megfelel en a kémiai vegyületeknek is két alapvet típusa van. Az ionos kötésnél a rendszert alkotó atomoknak (ionoknak) elektromos töltésük van. A nátrium-klorid (NaCl) kristályban a Na+ és Cl− ionok szabályos elrendez dése figyelhet meg. Az ionos kötés az ellentétes töltés ionok között fellép elektrosztatikus vonzóer . A másik tipikus kémiai kötés a kovalens kötés. Ebben az esetben a kötést létesít atomoknak nincs elektromos töltésük. A kovalens kötésben a kötést létesít ún. vegyértékelektronok két atomhoz tartoznak, ezért mindkét atommag pozitív töltésére vonzást gyakorolnak, és ezáltal összekapcsolják azokat. Ilyen például a Cl2-molekula, amely két klóratomból áll. A legtöbb molekulában az atomok kovalens kötéssel kapcsolódnak egymáshoz. Ebben a fejezetben az ionos és a kovalens kötés jellemz it részletesen tárgyaljuk. A két legfontosabb kötéstípuson kívül megismerkedünk a datív, a koordinációs és a fémes kötéssel, valamint az ún. másodrend kötésekkel. A fejezetet az oxidációs szám leírásával zárjuk. Mi határozza meg azt, hogy az adott anyagban milyen kémiai kötés alakul ki? A legfontosabb tényez az elektronegativitás, pontosabban a kötést létesít atomok elektronegativitása közötti különbség. Ezért a fejezetet az elektronegativitás tárgyalásával kezdjük. 3.1. Az elektronegativitás Az elektronegativitás definíció szerint a vegyületekben a beépült atomok elektronvonzó képessége. Az az energiadimenziójú számadat, amely megmutatja, hogy egy atom a többihez képest milyen mértékben képes magához vonzani a kötésben lev elektronpárt. Mullikan 1934-ben elméleti megfontolások alapján azt javasolta, hogy egy adott atom elektronegativitását (X) az ionizációs energiája (EI) és elektronaffinitása (EA) különbségének a fele adja:


Vissza

30

Általános kémia

A kémiai kötés


Vissza

31

EI − EA X = ⎯⎯⎯⎯ 2 Ahol: • X: az atom elektronegativitása • EI: ionizációs energia, vagyis az alapállapotú atomból a legkönnyebben leszakítható elektron eltávolításához szükséges energia. Eközben pozitív töltés ion keletkezik. • EA: elektronaffinitás, az az energia, amely akkor szabadul fel, amikor a semleges atomból egy elektron felvételével negatív töltés ion képz dik. A fluoratom, amely könnyen vesz fel elektront (nagy negatív EA) és er sen tartja fogva azokat (nagy EI), nagy elektronegativitású. Ugyanakkor a nátrium, amely könnyen leadja az elektronját (kicsi EI), kis elektronegativitású. Az utóbbi id kig csupán néhány elektronaffinitás értéket határoztak meg, ezért a Mullikan-féle elektronegativitás csak korlátozottan használható. Szélesebb körben alkalmazzák a Pauling-féle elektronegativitás skálát. Pauling a kémiai kötések energiájából számította ki az egyes atomok elektronegativitását. Az elektronegativitás-értékek egysége önkényes: a hidrogén elektronegativitása definíciószer en 2,1. Néhány jellemz elektronegativitás-értéket a következ kben ismertetünk: • Hidrogén: X = 2,1 (definíciószer en) • Alkálifémek: X = 0,7 - 1,0 • Átmeneti fémek: X = 1,1 - 2,2 • Halogének: X = 2,2 - 4,0 • Nemesgázok: X = 0 (természetesen) Az elektronegativitás-érték a periódusos rendszerben a rendszám növekedésével periódusosan változik: a periódusokon belül balról jobbra haladva n , a csoportokon belül felülr l lefelé haladva csökken. Legnagyobb a fluor elektronegativitása (X = 4,0), a többi halogén elemé fokozatosan csökken (a klóré 3,0, a jódé 2,5). A fluorral azonos periódusban lev lítiumé 1,0, a nátriumé 0,9, míg a káliumé 0,8. Az elektronegativitás-érték az atomok jellemz és alapvet en fontos számadata.


Vissza

31



32

Az atomok között létrejöv kémiai kötés típusát a kötésben részt vev atomok elektronegativitása közötti különbség (ΔX) határozza meg. Amennyiben Δ X < 0,6, apoláros kovalens kötés, pl. H2, O2, Cl2. Ha 0,6 < Δ X < 2,1: poláros kovalens kötés pl: HCl, H2O, NH3, ha pedig Δ X > 2,1 ionos kötés, pl. NaCl, KF, MgCl2 jön létre. Ebb l következik, hogy egy-egy atom létrehozhat ionos és kovalens kötést is a partner atomtól (ill. az elektronegativitások különbségét l) függ en. 3.2. Az ionos kötés Az ionos kötés úgy jön létre, hogy két nagyon különböz elektronegativitású atom egymáshoz való közeledésekor a kis elektronegativitású atomok átadják küls héjon lev elektronjaikat (vegyértékelektronjaikat) a nagyobb elektronegativitású atomoknak. Ezáltal a kisebb elektronegativitású atomból pozitív töltés ion (kation), a nagyobb elektronegativitású atomból pedig negatív töltés ion (anion) jön létre. A molekulát az ellentétes töltés ionok közötti elektrosztatikus vonzóer tartja össze. Az elektronok csak az ket felvev atomhoz tartoznak, gyakorlatilag teljesen átlépnek a felvev atomok kötelékébe. Egy adott ion a körülötte lev , ellentétes töltés ionokra vonzást gyakorol. Ha nagyon sok egymást kölcsönösen vonzó ion a térben szabályosan rendez dik el, akkor szilárd ionos halmazt kapunk. Ez a szilárd halmaz általában szabályos kristályos szerkezet . Tekintsük példaként a NaCl-molekula kialakulását. A nátrium (elektronkonfigurációja: [Ne]3s1 ) küls héján lev egyetlen elektronját átadja a klóratom (elektronkonfigurációja: [Ne]3s23p5 ) vegyértékhéjára. Az elektronátadás folyamata a következ egyenlettel írható le: Na ([Ne] 3s1) + Cl ([Ne] 3s23p5) → Na+ ([Ne]) + Cl− ([Ne]3s23p6). Az elektronátadás következtében két nemesgáz konfigurációjú, stabil elektronszerkezet ion képz dik. A nátriumion elektronkonfigurációja a neonéval, a kloridioné pedig az argonéval lesz azonos. Ebb l következik, hogy a nemesgázhéjnak megfelel en az ionok stabilisak. Ez a stabilitás is szerepet játszik a szilárd ionos NaCl kialakulásában. A nátrium-klorid kristályon belül minden egyes Na+-iont hat Cl−-ion, és ugyanakkor minden egyes Cl−-iont hat Na+-ion vesz körül.


Vissza

32

Általános kémia

A kémiai kötés


Vissza

33

A nátrium- és a klóratom közötti elektronátadás nagyon egyszer en leírható a Lewis-féle szimbólumokkal. Ebben a szimbólumrendszerben az atomok vegyértékhéján lev elektronokat pontokkal jelöljük az atom vegyjele körül. A pontokat el ször egyenként helyezzük el a vegyjel mind a négy oldalán. Az ezután következ elektronokat már valamely meglev elektron mellé helyezzük. Tetsz leges, hogy egy adott pontot hova teszünk a lehetséges szabad helyek közül. Így például teljesen mindegy, hogy a Cl-atom körül hol helyezkedik el az egyetlen párosítatlan elektron. Ezzel a módszerrel a nátriumról a klóratomra irányuló elektronátadás az alábbi egyszer formulával írható le: •• •• Na • + • Cl → Na+ + ( Cl )− •• •• A nátriumról eltávozott a vegyértékelektron és létrejött a Na+-kation. Az anionnál pedig nyolc pont található a zárójelben, azaz kialakult a nemesgázhéj konfiguráció (s2p6). Az ionos kötés a nagyon különböz elektronegativitású atomok között jön létre. Tipikus példái a következ k: alkálifémek és halogének között: NaCl; KI, valamint alkáliföldfémek és halogének között: MgCl2, CaF2 Az ionkötés kialakulását többféle energiaváltozás kíséri. Példaként tekintsük át, hogy milyen részfolyamatokkal jár a NaCl ionkötés képz dése. El ször a Na-atom küls héján lev elektront kell eltávolítani. Ehhez az ionizációs energia befektetése szükséges: Na → Na+ + e

E1 = 496 kJ/mol

A klóratom elektronbefogása energiafelszabadulással jár, ez a klóratom elektronaffinitása: Cl + e → Cl-

E2 = − 349 kJ/mol

Látható, hogy a negatív ion képz désekor felszabaduló energia nem fedezi teljesen a pozitív ion létrehozásához szükséges energiamennyiséget. Az ionos kötés kialakulása azonban energianyereséggel jár. A képz dött ellentétes töltés ionok ugyanis a közöttük fellép vonzóer hatására közelednek egymáshoz, ionpárt alkotnak és ezzel újabb energia szabadul fel: Na+ + Cl− → Na+Cl− ionpár

E3 = - 555 kJ/mol


Vissza

33



34

A három részfolyamat energiaváltozásait összesítve: Na ionizációs energiája + 496 kJ/mol Cl elektronaffinitása - 349 kJ/mol − + Na Cl vonzóer - 555 kJ/mol Felszabaduló energia - 408 kJ/mol Az egész folyamat tehát energianyereséggel zárul. Ez azt jelenti, hogy az ionos kristály energiaszintje alacsonyabb, mint az egymástól elkülönült atomoké, és ezért stabilisabb. 3.3. A kovalens kötés A kovalens kötés vegyület is az atomok vegyértékelektronjainak átrendez désével, a nemesgázkonfigurációra (energiaminimumra) való törekvés miatt jön létre. Kovalens kötésnél azonban az atomok között egy vagy több közös elektronpár alakul ki. Az egyes elemek atomjaira jellemz energiaszinteket atomorbitáloknak (AO) nevezzük. Az atomok egymás közelébe jutva kölcsönhatást gyakorolnak egymásra. Az egymással kölcsönhatásba lép atomok között akkor alakul ki a legalacsonyabb energiaszint, amikor atomorbitáljaik átlapolódnak és elektronjaik egy része közössé válik. Így a különálló atomokból molekulák, az atomorbitálokból közös molekulaorbitálok (MO) alakulnak ki. A molekulaorbitálok kialakításában az atomok küls elektronhéján lév , rendszerint párosítatlan elektronjai vesznek részt. A molekulaorbitálok kialakulását a különböz állapotú vegyértékelektronokból (atomorbitálokból) a 3.1. ábra szemlélteti.A molekulaorbitálok alakját és a kémiai kötésben résztvev elektronok állapotát σ (szigma) és π (pi) bet vel jelöljük, ahhoz hasonlóan, ahogy az atomok elektronjait s és p állapottal jellemeztük. A -kötés két s elektronból, vagy egy s és egy p elektronból, vagy két p elektronból jöhet létre. Az elektronok eloszlása nem egyforma a három esetben, de mindig tengelyszimmetrikus a két atommag között. A -kötés két ellentétes spin p elektron között alakulhat ki. A töltéseloszlás ekkor nem tengelyszimmetrikus a két atommag között. A létrejöv töltéseloszlás mer leges a magok közötti tengelyre és a tengely alatt vagy felett helyezkedik el. A π-kötés csak a σ-kötés kialakulása után jöhet


Vissza

34

Általános kémia

A kémiai kötés


Vissza

35

létre, és ez nem eredményez olyan er s kölcsönhatást, mint a tengelyirányú átfedés. 3.3.1. Kovalens kötés azonos atomok között

Az azonos atomok közötti kovalens kötés legegyszer bb példája a H2molekula kialakulása. A hidrogén a periódusos rendszer els eleme, a Hatom egyetlen s-állapotú elektronnal rendelkezik. Két H-atom ütközésekor az elektronok a két atommag er terébe kerülnek, közös elektronpárt hoznak létre. Így a két s-állapotú elektronból σ-kötés (s2 konfiguráció) jön létre, amelyet a két atommag közé írt pontokkal jelölünk: H•+H• → H H Mivel mindkét atom elektronegativitása egyforma, a negatív töltés egyenletesen oszlik el a két atommag között. Elektroneltolódás, polarizáció nem lép fel a molekulában, ezért ezt a kötést apoláros kovalens kötésnek nevezzük. A kötést a negatív töltésfelh és a pozitív atommagok közötti kölcsönhatás hozza létre. Hasonló kémiai kötés található a F2-molekulában. A fluor küls héján 7 elektron van, (elektronkonfigurációja 2s22p5) és ezekb l csak egy párosítatlan spin . Ezért csak ez az elektron lép alacsonyabb energiájú molekulaorbitálra, vagyis csak ez vesz részt a kovalens kötés kialakításában: •• •• •• •• F + F F F •• •• •• •• Látható, hogy a két F-atom között itt is kialakul egy közös elektronpár, és mindkét F-atom körül létrejön az elektronoktett szerkezet (s2p6 nemesgáz konfiguráció). A kovalens kötést ebben az esetben p-állapotú elektronok alakítják ki, és σ-kötés jön létre. Az elektroneloszlás mindkét atommag körül azonos mérték , ezért szintén apoláros kötésr l beszélhetünk.


Vissza

35



36

3.1. ábra: A molekulaorbitálok kialakulása (1. H2-molekula, 2. HFmolekula, 3. F2-molekula, 4. O2-molekula, 5. N2-molekula) Meg kell különböztetnünk egymástól a köt és a nem köt elektronpárokat. A köt elektronpár részt vesz a kovalens kötés kialakításában, a nem köt elektronok (elektronpárok) viszont szabadok. Ezeket az elektronokat a pontok helyett gyakran vonallal jelölik. A köt elektronpárt a vegyjelek közé írt vonallal, míg a nem köt elektronpárokat a vegyjel alá, fölé, vagy mellé írt vonallal jelölik. Így az el bbi példánkat, a F2-molekulában kialakuló kötést az alábbi módon is szimbolizálhatjuk: — — — — ⎢F• + • F| → ⎢ F ⎯ F⎜ — — — ⎯


Vissza

36

Általános kémia

A kémiai kötés


Vissza

37

Az oxigénatomnak (elektronkonfigurációja 2s22p4) két párosítatlan spin vegyértékelektronja van, tehát mindkett képes kovalens kötés kialakítására: • • ⎯ ⎯ ⎜O• + •O⎜ → O = O ⎯ ⎯ ⎯ ⎯ A létrejöv O2-molekulában egy σ-, és egy erre mer leges π-kötés alakul ki (kett s kötés). A nitrogénatom (elektronkonfigurációja 2s22p3) három párosítatlan spin vegyértékelektronnal rendelkezik, ezért a N2 - molekulában egy σkötés és két π-kötés található (hármas kötés): ⎜N

+

N⏐

⏐N

≡ N⏐

A két π-kötés a σ-kötésre és egymásra is mer leges. Az elektroneloszlás a két atommag körül egyforma az atommagok azonossága miatt. Így polarizáltság nincs az N2-molekulában. Itt kell megemlíteni a vegyérték fogalmát. A vegyérték az a szám, amely megadja, hogy egy atom hány elektronnal vesz részt a kovalens kötés kialakításában. Így például a H-atom egy elektronnal vesz részt, tehát egy vegyérték . A fluoratom szintén egy vegyérték , hiszen 7 küls elektronja közül csak egy vesz részt a kovalens kötés kialakításában. Az oxigén két vegyérték , mivel két elektronnal alkot kovalens kötést, míg a nitrogén három (és öt) vegyérték , mert három (vagy öt) elektronja vesz részt a kovalens kötésben. 3.3.2. Kovalens kötés különböz atomok között

Kovalens kötés különböz rendszámú atomok között is létrejöhet. Ilyen például a hidrogén-fluorid (HF) molekula képz dése: ⎯ ⎯ H• + • F ⏐ → H − F⏐ ⎯ ⎯ A hidrogén 1s elektronja a fluor küls elektronjai közül csak a párosítatlan spin 2p-elektronnal képes átfedést létesíteni, azaz alacsonyabb energiaállapotú molekulaorbitált kialakítani. A HF-molekulában tehát egy s-elektronból és egy p-elektronból jön létre a σ-kötés. A köt elektronpár töltése azonban nem egyformán helyezkedik el a két atommag er terében, mivel a két atommag nem azonos nagyságú és töltés . A köt elektronpár


Vissza

37

Általános kémia

A kémiai kötés


Vissza

38

töltése a nagyobb elektronegativitású fluoratom felé tolódik el, a fluor körül nagyobb a tartózkodási valószín sége, mint a hidrogén körül. Ennek következtében a HF-molekula poláros lesz. Ezért az így létrejöv kötést poláros kovalens kötésnek nevezzük. A poláros kovalens kötés átmenetet képvisel a tiszta (apoláros) kovalens és az ionos kötés között. A kovalens kötés vegyületek között igen nagy számban fordulnak el a szén vegyületei. A szénvegyületek szerkezetének megértéséhez meg kell ismerkednünk a promóció és a hibridizáció fogalmával. Alapállapotban a szén küls elektronhéjának konfigurációja 2s22p2, azaz négy elektronjából kett párosított (s-elektronok) és kett párosítatlan (p-elektronok). Ez alapján a szén két vegyérték lenne, valójában azonban vegyületeiben négy vegyérték . Vegyüléskor ugyanis gerjesztés hatására a szén egyik s-elektronja p-állapotba kerül. Azt a gerjesztési folyamatot, melynek során a párosított s2-elektronokból párosítatlan s- és p-orbitál alakul ki, promóciónak nevezzük. A promócióhoz energia szükséges, mert az s2-állapot mindig kisebb energiaszintet képvisel, mint az s1p1állapot. A promóció révén átmeneti vegyértékállapot alakul ki. Az utána következ hibridizáció során az s- és a p-elektronok energiaszintje kiegyenlít dik: létrejön az sp3-hibridállapot. A folyamat az ún. dobozmodell segítségével a 3.2. ábrán látható. Ezért a szénatom négy vegyérték , és a négy vegyérték egymással egyenérték . A metán (CH4) molekulában az sp3-hibridizációjú szénatom a négy H-atommal teljesen egyenérték kovalens kötéseket hoz létre. A CH4-molekula geometriáját tekintve tetraéderes szerkezet . A tetraéder középpontjában található a C-atom, a H-atomok pedig a tetraéder négy csúcsán helyezkednek el.

3.2. ábra: A C - atom sp3 - hibridizációja


Vissza

38



39

A kett s kötéssel kapcsolódó szénatomok hibridizációjából az egyik pelektron kimarad, megmarad p-állapotban. Az ilyen p-állapotú elektronok részvételével jön létre a π-kötés. A kett s kötés szénatomok sp2hibridállapotban vannak. Az etén (etilén, C2H4) molekulában a szénatomokat kett s kötés (egy σ- és egy π-kötés) kapcsolja össze, és mindegyik C-atomhoz két-két H-atom kapcsolódik σ-kötéssel. A hármas kötés szénatom hibridizációjából két p-elektron marad ki, a szénatom sp-hibridállapotba kerül. A hibridizációból kimaradt pelektronok hozzák létre a π-kötéseket. Az etin (acetilén, C2H2) molekulában a C-atomok között hármas kötés (egy σ- és két π-kötés) található, míg a H-atomok σ-kötéssel kapcsolódnak egy-egy szénatomhoz. A C-atom küls elektronhéján lev elektronok energiaszintjét a különböz hibridállapotokban a 3.3. ábra szemlélteti.

3.3. ábra: Az elektronok energiaszintje a szénatom alapállapotában és a különböz hibridállapotokban 3.4. A datív kötés A datív kötés a kovalens kötés egyik fajtája. Ebben az esetben az elektronpár mindkét elektronját ugyanaz az atom szolgáltatja, vagyis egy nem köt (szabad) elektronpár egy másik atom elektronhéjába lép be, ha ott üres hely van ennek befogadására. A datív kötés tipikus példája a szén-monoxid (CO) molekula. A szénmonoxidban a szénatom (elektronkonfigurációja 2s22p2) két p-elektronja kovalens kötést létesít az oxigénatom (elektronkonfigurációja 2s22p4) két


Vissza

39

Általános kémia

A kémiai kötés


Vissza

40

párosítatlan p-elektronjával. Így azonban a szén körül még nem alakul ki az elektronoktett szerkezet, ezért az oxigén egy szabad elektronpárját irányítja a szén felé. Ezáltal jön létre a harmadik köt elektronpár, amelyet a szén üres hellyel rendelkez elektronhéja képes befogadni. Mindkét atom körül kialakul a nyolc elektronos szerkezet, amelyet a Lewis-féle szimbólumokkal az alábbi módon szemléltethetünk: • • C• + •O

→

••

C

O

A harmadik elektronpárt képvisel kovalens kötést nyíllal is jelölhetjük, amelynek iránya jelzi, hogy melyik atom elektronhéja fogadja be ezt a harmadik elektronpárt:

C

=O

Datív kötés ek az ún. óniumionok is: ammóniumion (NH4+) és hidroxónium ion (H3O+). Az ammónia (NH3) molekulában a nitrogén három párosítatlan p-elektronja egy-egy hidrogénatommal kovalens kötést alkot, míg egy elektronpár szabadon marad. Ez a szabad elektronpár egy protont (H+) képes megkötni, pontosabban a proton körüli üres elektronpálya befogadja az NH3 szabad elektronpárját: + H ⏐ H ⎯N⏐ ⏐ H ammónia donor

+

H+

proton akceptor

→

H ⏐ H ⎯N ⎯ H ⏐ H ammónium ion

Az elektronpárt leadó atomot donornak, az elektronpárt befogadót pedig akceptornak nevezzük (donor-akceptor kötés). A beépült proton pozitív töltése eloszlik az egész NH4+-ionra, ezért ionkötés kialakítására lesz képes.


Vissza

40

Általános kémia

A kémiai kötés


Vissza

41

Donor-akceptor kötések nemcsak atomok,hanem molekulák között is létrejöhetnek. Pl : NH3 BF3 , AlCl3 SbCl3 . A képletben a datív kötésre a nyíl utal, amely a donortól az akceptor felé mutat. Fontos hangsúlyozni, hogy nincs elvi különbség a kovalens és a datív kötés között, mert a kialakult kötésben már mellékes az, hogy a köt elektronpár honnan származik. 3.5. A koordinációs kötés A komplex vegyületekben a koordinációs kötés létesít kapcsolatot a központi atom (vagy ion) és a ligandumok között. Ligandumnak nevezzük a központi atom (vagy ion) körül elhelyezked alkotórészeket. Ilyenek például: [Cu(NH3)4]2+ réz-tetramin komplex kation • Cu: központi atom • NH3: ligandum [AlF6]3- alumínium-hexafluorid komplex anion • Al: központi atom • F: ligandum A réz-tetramin komplexben a négy NH3 egy-egy szabad elektronpárja köt dik a centrális helyzetben lev Cu-ionhoz. 2+

H ⎪ Cu 2+

+

4 ⎪N ⎯ H ⎪ H

→

NH3 ↓ NH3 → Cu ← NH3 ↑ NH3

A központi iont körülvev ligandumok számát koordinációs számnak nevezzük. A leggyakoribb koordinációs számok: 2, 4, és 6. 3.6. A fémes kötés A fémes kötésre az jellemz , hogy a rácspontokban pozitív töltés fémionok vannak. A küls héjon lev elektronok, vagyis a vegyértékelektronok lazán kötöttek, könnyen kilépnek az atomtörzsb l és a fémionok között


Vissza

41



42

szabadon mozognak. Ezért ezek az elektronok nem helyhez kötöttek, hanem az összes atomhoz tartozó kollektív elektronfelh t alkotnak. A periódusos rendszerben az elemek többsége fémes, illetve félfémes jelleg . Ide tartoznak: • s - mez elemei: alkálifémek és alkáliföldfémek (pl. Na és Ca) • d - mez elemei: átmeneti fémek (pl. Fe, Ni) • p - mez elemei közül: másodfajú fémek (pl. Sn, Pb), félfémek (pl. Al, As) A szabadon mozgó elektronok miatt a fémes kötés anyagok a h t és az elektromosságot jól vezetik. A fémek els rend vezet k, mert a vezetésben csak az elektronok vesznek részt. Ez a kötés a fémeket átlátszatlanná teszi, mert a kollektív elektronok igen sokféle energiájú fotont nyelhetnek el. Csak a rendkívül vékonyra hengerelt fémfóliák válnak áttetsz vé. A fémes kötés er ssége tág határok között változhat. Legkisebb a kötés er ssége az alkálifémeknél (pl. Na, K), ezért ezek alacsony olvadáspontú és puha fémek. Az er s fémes kötést tartalmazó fémek (pl. W) viszont magas olvadáspontúak és kemények. 3.7. A másodrend kötések Az atomok közötti kapcsolatokat az eddig tárgyalt els rend kémiai kötések (ionos, kovalens és fémes kötés) hozzák létre. A három kötésfajta energiája 80-800 kJ/mól nagyságrend . Azonban a molekulák között lényegesen gyengébb összetartó er k, ún. másodrend kötések is léteznek. A másodrend kémiai kötésnek két fajtáját különböztetjük meg: • van der Waals kötés, energiája 1-10 kJ/mól és • hidrogénkötés (hidrogénhíd), energiája 20-40 kJ/mól. 3.7.1. A van der Waals-féle kötés

A van der Waals-féle kötésben sem elektronok átadása, sem közös elektronpár kialakulása nem következik be. Ez a kötés dipólus-molekulák között jön létre, tehát lényegében elektrosztatikus kölcsönhatás eredménye. A van der Waals kötés háromféle er hatás (orientációs, indukciós és diszperziós effektus) következményeként alakul ki. A molekulák közötti kölcsönhatásokat a 3.4. ábra mutatja be.


Vissza

42

Általános kémia

A kémiai kötés


Vissza

43

Az orientációs effektus során az állandó jelleg dipólusmolekulák hatnak egymásra. A dipólusmolekulák aszimmetrikus töltéseloszlásúak. Az azonos töltések taszítják, az ellentétes töltések vonzzák egymást, ezért orientált elrendez dés alakul ki. Az indukciós effektus esetében az állandó dipólusmolekula a szomszédos, nem dipólus jelleg molekulában dipólust hoz létre (indukál). Az így kialakult dipólusmolekula elektrosztatikus er vel köt dik a szomszédos molekulához. A diszperziós effektus képviseli a leggyengébb kölcsönhatást. Az elektronburok az atommaghoz viszonyítva rezgést végez, ezért átmenetileg dipólusok képz dnek, amelyek vonzzák egymást. A diszperziós elnevezés arra utal, hogy a fénynek atomokon és molekulákon való szóródása (diszperziója) is az átmenetileg képz d dipólusokra vezethet vissza. Azok a szilárd anyagok, amelyekben a van der Waals-er k képezik az összetartó er ket, kis keménység ek, valamint könnyen olvadnak és könynyen párolognak. A szerves vegyületek nagy részében a molekulákat van der Waals-er k kapcsolják össze, ezért igen sok szerves vegyület alacsony h mérsékleten olvad és illékony.

3.4. ábra: A van der Waals-féle köt er k 3.7.2. A hidrogénkötés

Az olyan molekulák között, amelyekben a hidrogénatom nagy elektronegativitású és kis rendszámú fluor-, oxigén- vagy nitrogénatomhoz kapcsolódik, a van der Waals-féle er knél nagyobb összetartó er k alakulnak ki.


Vissza

43



44

Az ilyen molekulák (HF, H2O, NH3) között asszociáció (hidrogénkötés) figyelhet meg gáz, folyékony és szilárd halmazállapotban egyaránt. A hidrogénkötés úgy alakul ki, hogy ezek a nagy elektronegativitású és kis rendszámú atomok a velük kovalens kötésben lev hidrogénatom elektronját magukhoz vonzzák, és ezzel a hidrogénatomból pozitív ion (proton) képz dik. Az elektronjától megfosztott proton elektronigényét a szomszédos molekulában lev , elektronokkal jól ellátott atom (fluor, oxigén vagy nitrogén) szabad elektronpárjával elégíti ki. Azonban ebben a molekulában is van egy elektronhéjától megfosztott proton, amely szintén a szomszédos molekula nagy elektronegativitású atomjához kapcsolódik és így tovább. Ezáltal molekulák közötti, intermolekuláris hidrogénkötések alakulnak ki, amelyek hosszú molekulaláncot alkotnak. A hidrogénkötést gyakran hidrogénhídnak is nevezzük. 3.8. Az oxidációs szám A kovalens kötés molekuláknál a köt elektronpár csak akkor helyezkedik el szimmetrikusan a két atom között, ha azonos rendszámú atomokból épül fel a molekula (pl. H2, O2, N2). Ha különböz rendszámú atomok kapcsolódnak, azaz vegyületek molekuláiról (pl. HCI, H2O stb.) van szó, akkor a köt elektronpár nem szimmetrikus. A köt elektronpárt, vagy elektronpárokat a nagyobb elektronegativitású atom (pl. a HClmolekulában a Cl-atom) maga felé vonzza, ezért a molekulában részleges töltéskülönbség (parciális töltés) alakul ki, vagyis a kovalens kötés többékevésbé ionos jelleg lesz. Az oxidációs szám a kovalens kötés vegyületekben is azt fejezi ki, hogy egy atom hány elektront ad le, vagy vesz fel a kötés kialakulása közben. Elektronleadás esetén az oxidációs szám pozitív, elektron felvétele esetén pedig negatív el jel . Elemi állapotban, akár egyatomos, akár többatomos molekuláról van szó (He, O2, N2, P4, S8), az oxidációs szám mindig nulla, mert az azonos atomok elektronegativitása között nincs különbség. Vegyületekben az egyes atomok oxidációs száma különböz nagyságú és el jel lehet, de az oxidációs számok összege a semleges molekulában mindig nulla. Az ionok oxidációs száma az ion töltésével egyenl . Egyszer ionok esetén pl. a Na+ oxidációs száma +1, a Cl− oxidációs száma −1. Összetett ionok esetén az oxidációs szám szintén az iontöltéssel egyenl , de az alkotó atomok oxidációs száma különböz , pl. a CO32- oxidációs száma −2, amelyben a C oxidációs száma +4, az O oxidációs száma −2.


Vissza

44



45

A vegyületekben az egyes atomok oxidációs számának kiszámításához az alábbi szabályok adnak segítséget: • A hidrogén oxidációs száma a hidrogénvegyületekben általában +1. Kivételt képeznek a fémhidridek (pl. LiH, lítium-hidrid), ahol a hidrogén oxidációs száma −1. • Az oxigén oxidációs száma a vegyületeiben rendszerint −2. Kivételt alkotnak a peroxidok (pl. H2O2, hidrogén-peroxid), ahol az oxigén oxidációs száma −1. • Az alkálifémek (pl. Na, K) oxidációs száma +l. Az alkáliföldfémek (pl. Ca, Mg) oxidációs száma +2. A fentiek figyelembevételével számítsuk ki például a kénsavban (H2SO4) lev kén oxidációs számát (X). A molekulában 2 db +1 oxidációs számú hidrogén és 4 db -2 oxidációs számú oxigén van. Az oxidációs számok összege az egész molekulára nézve nulla. Ezért: 2 ⋅ (+1) + 4 ⋅ (−2) + 1 ⋅ (X) = O Ebb l: X = + 6. A kén a kénsavban tehát +6 oxidációs számmal szerepel. Egy atom különböz vegyületekben változó oxidációs számmal is szerepelhet. Tekintsük példaként ismét a ként három különböz vegyületben: a kén-hidrogénben (H2S), a kén-dioxidban (SO2) és a kénsavban (H2SO4). H2S: S oxidációs száma = −2 SO2: S oxidációs száma = +4 H2SO4: S oxidációs száma = +6 A kén oxidációs számát mindhárom esetben úgy számítottuk ki, hogy a felsorolt vegyületekben a hidrogén +1, az oxigén pedig −2 oxidációs számmal rendelkezik a szabályoknak megfelel en. Az oxidációs szám törtszám is lehet. A hidrogén-azidban (N3H) például a nitrogén oxidációs száma −1/3. A vegyületekben lev atomok maximális oxidációs száma általában megegyezik az elem periódusos rendszerbeli oszlopának számával. Ezen szabály alól kivételt képez az oxigén és a fluor, mert oxidációs számuk nem lehet pozitív érték igen nagy elektronegativitásuk miatt. A minimális oxidációs szám azon felvett elektronok számával egyenl , amellyel elérhet a nemesgáz-szerkezet (s2p6-konfiguráció). Az elmondottakat a 3.1. táblázatban foglaljuk össze.


Vissza

45

Általános kémia

A kémiai kötés


Atomok

C N, P S CI, Br, I

Oszlopszám a periódusos rendszerben oszlop oszlop oszlop oszlop

Vissza

46

Oxidációs szám Maximális Minimális −4 −3 −2 −1

+4 +5 +6 +7

3.1. táblázat: Néhány atom maximális és minimális oxidációs számának értéke 3.9. Ellen rz • • •

• • • • • •

•

kérdések

Mit jelent az elektronegativitás fogalma? Mi a különbség az elektronegativitás és az elektronaffinitás között? Mekkora a hidrogén, az alkálifémek és a halogének elektronegativitása? Hogyan befolyásolja az atomok elektronegativitása közötti különbség a kémiai kötések jellegét? Milyen elektronegativitású atomok között jön létre az ionkötés? Írja le az ionkötés kialakulását a Lewis-féle szimbólumok segítségével a kálium-bromid (KBr) és a magnézium-klorid (MgCl2) példáján! Milyen energiaváltozások kísérik az ionkötés kialakulását? Milyen elektronok hozhatnak létre kovalens kötést? Definálja a σkötés és a π-kötés fogalmát! Milyen kötéstípusok alakulnak ki, ha a kölcsönhatásba lép elektronok közül: mindegyik s-állapotú, egyik s-állapotú, másik p-állapotú, mindkett p-állapotú? Példákat is írjon! Rajzolja le az F2- és a HF-molekula elektronszerkezetét! Melyik molekulában eltér az atomok elektronegativitása, és mi ennek a következménye? Mi a különbség a poláros és az apoláros kovalens kötés között? Mit jelent a promóció és a hibridizáció fogalma? Rajzolja le a szénatom elektronjainak az energiaszintjét alapállapotban és a különböz hibridállapotokban? Milyen kötéstípusok találhatók a metán-, az etén- és az etinmolekulában?


Vissza

46


• •

• •


47

Mi a különbség a kovalens kötés és a datív kötés között? Mik a koordinációs kötés és a fémes kötés legf bb jellemz i? Mit értünk másodrend kémiai kötésen? Milyen nagyságrend ek a köt er k? Milyen kölcsönhatások eredményezik a van der Waalsféle kötést? Milyen atomok között alakul ki a hidrogénkötés, és miért? Mit fejez ki az oxidációs szám? Mekkora a hidrogén és az oxigén oxidációs száma a vegyületekben? Mekkora a nitrogén oxidációs száma az alábbi vegyületekben: NH3, N3H, NO, NO2, HNO2 és HNO3. Mekkora a nitrogén maximális és minimális oxidációs száma és miért?


Vissza

47


Sztöchiometria Vissza

48

4. Sztöchiometria A sztöchiometria görög eredet szó (stoicheion = elem; metron = mérleg), melyet a kémiai összetétel ill. a kémiai reakciók kvantitatív kifejezésével összefügg en használunk. Tömörebben fogalmazva – a sztöchiometria segítséget nyújt annak kiszámításához, hogy a kémiai kölcsönhatások során milyen anyagmennyiségek reagálnak, illetve keletkeznek. Ehhez néhány fogalomnak és szabálynak az ismerete szükséges: Az u szimbólumot visel atomi tömegegység definíció szerint a 12Catom tömegének 1/12 része. Átszámítás: 1 u = 1,66053886 . 10-27 kg. Az anyagok atomtömege alatt az atommag és az atomhéj tömegének összegét értjük. Megkülönböztetünk relatív és abszolút atomtömeget. Az ma szimbólummal jelölt abszolút atomtömeg az atom tömegegységekben kifejezett tömege. Értéke 1 és 260 u közé esik, H-nél 1,00794 u (1,67372354*10-27 kg), uránnál 238,0289 u (3,95256238*10-25 kg). Az Ar szimbólummal jelölt relatív atomtömeg az abszolút atomtömeg osztva a 12C szénatom abszolút atomtömegének 1/12 részével. Ar dimenzió nélküli szám, értéke 1,00794-t l (hidrogén) kb. 280-ig (a legnagyobb protonszámú el állított elemek) terjed. A kémiai szóhasználatban „atomtömegen” mindig „relatív atomtömeget” értünk. A relatív molekulatömeg a molekulát alkotó atomok relatív atomtömegeinek összege. A relatív molekulatömeg tehát dimenzió nélküli szám. 1 mol annak a rendszernek az anyagmennyisége, amely ugyanannyi egyedi részecskéb l áll, mint ahány atomot tartalmaz 12/1000 kilogramm 12 C. A g mol-1 egységben mért moláris tömeg (jegyzetünkben az irodalomban gyakrabban használt móltömeg kifejezést is használjuk) számértékét tekintve megegyezik az anyag relatív molekulatömegével. A kémiai reakcióban általánosan -vel szimbolizált sztöchiometriai szám az atomoknak vagy atomcsoportoknak az adott reakcióban résztvev száma. A sztöchiometriai számokat általában olyan kicsinek választjuk, hogy egy adott reakcióban ne legyen közös osztójuk. A reakciótermékekre ν pozitív, a kiinduló anyagokra ν negatív.


Vissza

48



49

4.1. Kémiai folyamatok szimbolizálása A kémiai átalakulások egyértelm jellemzése alapvet feltétele a sztöchiometria használatának és a kémián belüli kommunikációnak. Ahogy ez az olvasó számára bizonyára ismeretes, kémiai átalakulások szimbolizálására reakcióegyenleteket használunk. Az egyenlet bal oldalára írjuk a kiinduló anyagok, a jobb oldalára a termékek kémiai képleteit. A kémiai reakciókat szimbolizáló sztöchiometriai egyenletek felírásánál a következ szempontokat vesszük figyelembe: • Helyesen írjuk fel a reagáló anyagok és a termékek képletét. • A tömegmegmaradás törvénye értelmében a reakcióegyenlet felírása csak akkor helyes, ha a jobb és a bal oldalán szerepl összes tömegek egymással megegyeznek. A reakcióegyenlet tehát egy anyagmérleget képez, ezért mindkét oldalán az azonos atomok vagy atomcsoportok számának egyenl nek kell lenni, mivel az egyes képletek az egyes vegyületek mólnyi mennyiségeit is jelentik. Ez általánosan csak úgy valósítható meg, ha az egyes résztvev anyagokhoz tartozó képlet elé sztöchiometriai számot (együtthatót) írunk. Ahogy azt már hangsúlyoztuk, a sztöchiometriai számok a lehet legkisebb érték ek, éspedig úgy, hogy egy adott reakcióban ne legyen közös osztójuk. Az egyet nem írjuk ki. • A kémiai egyenleteket úgy szoktuk felírni, hogy a reakcióegyenlet a folyamat irányát is jelezze. Ha egyirányú nyíllal kötjük össze az egyenlet két oldalát, akkor egyirányú a folyamat, kett s nyilat akkor használunk, ha két irányban végbemen , egyensúlyra vezet a szimbolizált folyamat. Ha egyenl ségjelet írunk a két oldal közé, általában azt jelezzük, hogy bár a kémiai reakció termékei a kiinduló anyagoktól min ségileg különböznek, a termékek tömegeinek összege megegyezik a kiinduló anyagok tömegeinek összegével. Sztöchiometriai számításoknál a leggyakrabban ezt az utóbbi felírásmódot használjuk. Az egyirányú és kétirányú nyilak használatával kapcsolatban megjegyzést érdemel az a tény, hogy mivel minden reakció egyensúlyra vezet, a kétirányú nyíl használata minden reakciónál használható. Az egyirányú nyíl használata tehát csak akkor indokolt, ha a jobbról balra végbemen reakció egyensúlyi állandójának az értéke elhanyagolhatóan alacsony. • A kémiai egyenletekben gyakran feltüntetjük a reagáló anyagok fizikai állapotát is. A szilárd halmazállapot jelölésére az s (solidus), a cseppfolyóséra l (liquidus), és a gáz vagy g zére a g bet szolgál. Ha a 25 C°-


Vissza

49



50

on stabilis módosulatok reagálnak egymással, akkor ezt nem jelöljük. Ez a jelölésmód a termokémiai egyenleteknél használatos, ahol a reakció során bekövetkezett energiaváltozásokat vizsgáljuk. A sztöchiometriai egyenletek matematikai egyenletekhez hasonlóan kezelhet k. Ezek után nézzük meg, milyen információkat nyerhetünk egy helyesen felírt sztöchiometriai egyenletb l. Vegyünk egy egyszer példát. Reagáljon acetiléngáz oxigéngázzal: 2 C2H2 + 5 O2 = 4 CO2 + 2 H2O (4.1.) A reakcióegyenlet jelzi a folyamat során történ min ségi változásokat és az átalakulás anyagmérlegét. A (4.1.) egyenlet a következ tényekr l ad információt: • 2 mól acetiléngáz (52,076 g) és 5 mól oxigéngáz (159,994 g) egymásra hatásakor 4 mól szén-dioxid (176,039 g) és 2 mól víz (36,031 g) keletkezik. • Gázhalmazállapotú vegyületek esetén, a kémiai képlet egyben móltérfogatnyi gázt is jelent (ideális gázként való viselkedést feltételezve, normálállapotban, 1 mól gáz térfogata 22,413837 l). A (4.1.) reakció során tehát 89,655 l normálállapotú szén-dioxid keletkezik. A tapasztalat arra mutat, hogy poláros oldószerekben az oldott anyagok többé-kevésbé ionjaikra disszociálódnak. Mivel a kémiai egyenleteknek az a feladatuk, hogy minél egyszer bben tüntessék fel a folyamat lényegét, ezért az oldatban végbemen kémiai reakciók szimbolizálására ionegyenleteket használunk. Ionegyenletekben csak az ionok között lejátszódó reakciót tüntetjük fel. Nézzük a bárium-hidroxid és a perklórsav vizes oldatai között végbemen reakciót: Ba(OH)2 + 2 HClO4 = BaCl2 + 2 H2O (4.2.) Az er s savak és bázisok, valamint az ionkötés sók vizes oldatokban, ionos alakban vannak jelen. Ha tehát a tényleges állapotot akarjuk feltüntetni, akkor a (4.2.) egyenletet a következ formában írhatjuk fel: Ba2+ + 2OH- + 2ClO4- + 2H+ = Ba2+ + 2ClO4- + 2H2O (4.3.) A (4.3.) egyenlet mindkét oldalán egyformán szerepl anyagok kihagyása után a folyamat lényegét a (4.4.) egyenlet ecseteli a legegyszer bben: 2 OH- + 2 H+ = 2 H2O (4.4.) Azon kívül, hogy az ionegyenletek felírására az eddigi megállapítások teljes mértékben vonatkoznak, ezeknél az egyenleteknél az elektroneutralitás elvét is figyelembe kell venni. Ez utóbbi elv a gyakorlatban azt


Vissza

50

Általános kémia

Sztöchiometria


Vissza

51

jelenti, hogy a két oldalon felírt iontöltések algebrai összegének meg kell egyeznie.

4.2. A sztöchiometriai számok meghatározása Írjuk fel egy kémiai egyenlet általános alakját: aA + bB + … = pP + qQ + … (4.5.) ahol A, B,… a kiinduló anyagoknak ill. P, Q,… a termékeknek a szimbóluma, a, b,…p, q,…az illet sztöchiometriai számok abszolút értékei. Az i-edik anyag sztöchiometriai számát υi-vel fogjuk jelölni. Az e fejezet kezdetén már ismertetett, általánosan elfogadott szabály értelmében a kiinduló anyagoknál a υi-nek negatív értéke lesz (υ(A) = -a); υ(B) = -b;…) a termékeknél pedig pozitív értéke lesz (υ (P) = p; υ(Q) = q;…). Az ilyen hozzárendelés a kémiai reakciók megállapodás szerinti írásformájából ered: 0 = pP + qQ + … -aA - bB - … (4.6.) A sztöchiometriai számok (együtthatók) meghatározását többféle módszerrel lehet végrehajtani. A legkézenfekv bb és egyúttal leggyakoribb módszert az atommennyiség mérlegelése képviseli. 4.2.1. Az atommennyiség mérlegelése

Vizsgáljunk meg egy kémiai reakciót, amelyben a kiinduló és a keletkez anyagok számát k-val szimbolizáljuk, és amelyben a k-féle anyag összesen p-féle elemet tartalmaz: (4.7.) CS2 + 3 Cl2 = CCl4 + S2Cl2 A (4.7.) egyenlet részére: k = 4 (CS2, Cl2, CCl4, S2Cl2) p = 3 (C, S, Cl) A vizsgálandó reakciókat a következ képpen lehet felírni: k

∑

νi Bi = 0

(4.8.)

i =1

ahol νi az i-edik anyag (Bi) sztöchiometriai száma. Az i-edik anyag képlete (Bi) pedig: p

Bi =

∑

Nij Aj

(4.9.)

j =1


Vissza

51

Általános kémia

Sztöchiometria


Vissza

52

Ahol Nija j-edik A elem, vagy j-edik A atomcsoport száma az i-edik anyag képletében. A (4.8.) és (4.9.) összekötésével: k

∑

p

∑

νi

i =1

Nij Aj = 0

(4.10.)

j =1

A (4.10.) egyenlet az összegezés szimbólumainak cserélése után is érvényes: p

k

∑ ∑

Nij νi Aj = 0

(4.11.)

j =1 i =1

De mivel p

∑

Aj ≠ 0

j =1

(az egyes elemek atomjainak összege nem lehet egyenl nullával), ezért a (4.11.) egyenlet csak akkor érvényes, ha k

∑

Nij νi = 0

(j = 1, 2, …, p)

(4.12.)

i =1

A (4.12.) annak a feltételnek az általános kifejezése, amely szerint a kémiai egyenlet bal oldalán lev egyes elemeknek a száma egyenl az egyenlet jobb oldalán lev egyes elemek atomjainak a számával. Ez a tény feltüntethet egy lineáris egyenletcsoport homogén rendszerével. N11ν1 + N21ν2 + … + Nk1νk = 0 (4.13.) N12ν1 + N22ν2 + … + Nk2νk = 0 N1pν1 + N2pν2 + … + Nkpνk = 0 A (4.13.) egyenletek változói a kémiai reakció sztöchiometriai számai. Példaképpen a (4.7.) egyenlet részére: j = 1 = C: 1ν1 + 0ν2 + 1ν3 + 0ν4 = 0 (4.14.) j = 2 = S: 2ν1 + 0ν2 + 0ν3 + 2ν4 = 0 j = 3 = Cl: 0ν1 + 2ν2 + 4ν3 + 2ν4 = 0 A (4.13.) egyenletrendszernek végtelen számú megoldása van, ha az elemek (ill. atomcsoportok) száma (p) kisebb, mint a reakcióban szerepl anyagok száma (k). A lineárisan független egyenletek száma többnyire megegyezik az elemek (ill. az atomcsoportok) számával. Ha viszont az


Vissza

52



53

egyenletek között r reláció (lineáris függvény) létezik, akkor a független egyenletek száma csak p – r. Ha k – p = 1, illetve ha k – ( p - r ) = 1, akkor az egyenletrendszernek csak egy független megoldása van (a többi ennek a megoldásnak a lineáris kombinációja) és a rendszerben csak egy kémiai reakció megy végbe. Ha viszont k – p 1, illetve k – ( p – r ) 1, akkor az egyenletrendszernek k – p, illetve k – ( p – r ) független megoldása van, ami annyit jelent, hogy a rendszerben k – p, illetve k – ( p – r ) független kémiai reakció megy végbe. Kémiai reakciókat akkor nevezünk függetleneknek (vagy lineárisan függetleneknek), ha ezeket nem tudjuk kifejezni más reakciók lineáris kombinációiként. 1. példa: Az ecsetelt matematikai relációkat alkalmazva számítsuk ki a (4.7.) kémiai reakció már ismertetett sztöchiometriai számait. Megoldás: ⎢ν1⎢CS2 + ⎢ν2⎢Cl2 = ⎢ν3⎢CCl4 + ⎢ν4⎢S2Cl2 C: ν1 + ν3 S: 2ν1 + 2ν4 Cl: 2ν2 + 4ν3 + 2ν4

= 0 = 0 = 0

(a) (b) (c)

ν1 = - ν4 (d) ν3 = - ν1 ν3 = ν4 (e) 2ν2 = - 4ν4 – 2ν4 = - 6ν4 ν2 = - 3ν4 (f) Írjuk a (d), (f) és (e) egyenleteket egymás alá: ν1 = - ν4 ν2 = - 3ν4 (g) ν3 = ν4 A ν4 választása által végtelen számú megoldásokat kaphatunk, mert ebben az esetben k > p. De mivel k - p = 1, az egyenletrendszernek csak egy független megoldása van (a többi ennek a megoldásnak a lineáris kombinációja). A (b) egyenlet szerint: Az (a) egyenlet szerint: Ezért: A (c) és az (e) összekötésével:


Vissza

53



54

Ahogy azt már említettük, a sztöchiometriai számok a lehet legkisebb egész számokat képviselik. Ezért a (g) egyenletben a ν4 részére az egyes számot választjuk. Ha pedig ν4 = 1, akkor ν1 = - 1, ν2 = - 3, ν3 = 1. A (4.6.) szerint: ν1 = - a ezért a = 1 ν2 = - b ezért b = 3 ν3 = p ezért p = 1 ν4 = q ezért q = 1 Ez a megoldás megfelel a (4.7.) egyenlet sztöchiometriai számainak. 2. példa: A pirit (FeS2) oxidációja, amely által vas(III)oxid és kén-dioxid keletkezik egy technológiailag kiemelked fontosságú reakciót képvisel. Határozzuk meg ennek a kémiai reakciónak a sztöchiometriai számait! Megoldás: ⎢ν1⎢FeS2 + ⎢ν2⎢O2 = ⎢ν3⎢Fe2O3 + ⎢ν4⎢SO2 Fe: ν + 2ν S: 2ν + ν4 O: 2ν 2 + 3ν3 + 2ν4

=0 =0 =0

(a) (b) (c)

A (b) egyenlet szerint: ν1 = - ν4/2 (d) Az (a) és (d) összekötésével: 2ν3 = ν4/2; Ezért: ν3 = ν4/4 (e) A (c) és (e) összekötésével: 2ν2 = - 3/4 ν4 – 2ν4 Ezért: ν2 = - 11/8 ν4 (f) Írjuk a (d), (f) és (e) egyenleteket egymás alá: ν1 = - ν4/2 ν2 = - 11/8 ν4 (g) ν3 = ν4/4 A ν4 választása által végtelen számú megoldásokat kaphatunk, mert ebben az esetben k > p. De mivel k - p = 1, az egyenletrendszernek csak egy független megoldása van (a többi ennek a megoldásnak a lineáris kombinációja).


Vissza

54

Általános kémia

Sztöchiometria


Vissza

55

A sztöchiometriai számok akkor lesznek a legkisebb egész számok, ha ν4 részére a nyolcas számot választjuk. Ha pedig ν4 = 8, akkor ν1 = - 4, ν2 = - 11, ν3 = 2. Ezért: 4 FeS2 + 11 O2 = 2 Fe2O3 + 8 SO2 3. példa: A dihidrogén-peroxid hidrogén-jodáttal (hidrogén-[trioxo-jodát/V/]) való reakciója által víz, oxigén és jód keletkezik. Határozzuk meg ennek a kémiai reakciónak a sztöchiometriai számait. Megoldás: ⎢ν1⎢H2O2 + ⎢ν2⎢HIO3 = ⎢ν3⎢H2O + ⎢ν4⎢O2 + ⎢ν5⎢I2 H: 2ν1 + ν2 + 2ν3 =0 O: 2ν1 + 3ν2 + ν3 + 2ν4 = 0 I: ν2 + 2ν5 = 0

(a) (b) (c)

A (c) egyenlet szerint: ν2 = - 2ν5 (d) Az (a) és (d) összekötésével: ν1 – 2ν5 + 2ν3 = 0 (e) Ezért: ν1 – ν5 + ν3 = 0 ν1 + ν3 = ν5 ν3 = ν5 - 2ν1 (f) A (b) és (d) összekötésével: 2ν1 = 6ν5 – ν3 – 2ν4 (g) A (g) és az (f) összekötésével: 2ν1 = 5ν5 + ν1 - 2ν4 Ezért: ν1 = 5ν5 - 2ν4 (h) Az (f) és (h) összekötésével: ν3 = -4ν5 + 2ν4 (i) Írjuk a (d), (h) és (i) egyenleteket egymás alá: ν2 = - 2ν5 ν1 = 5ν5 - 2ν4 (j) ν3 = -4ν5 + 2ν4 A ν4 és a ν5 választása által végtelen számú megoldásokat kaphatunk, mert k > p. Mivel viszont k - p = 2, az illet egyenletrendszernek kett lineárisan független megoldása van és ez annyit jelent, hogy a megadott kémiai egyenlet két független kémiai reakciót képvisel. A sztöchiometriai számok kiszámításánál a ν4 és ν5 választása korlátozva van a sztöchiometriai számok el jelzése által:


Vissza

55



56

ν1 < 0; ν4 > 5/2 ν5 ν3 > 0; ν4 > 2 ν5 A sztöchiometriai számok akkor érik el a legkisebb egész számú értéküket, ha ν5 részére az egyest választjuk. Ekkor az épp ecsetelt feltételt betartva ν4 ≥ 3. Ha ν4 = 3, akkor ν1 = - 1, ν2 = - 2, ν3 = 2. Tehát: H2O2 + 2 HIO3 = 2 H2O + 3 O2 + I2 (k) Ha ν4 = 4, akkor ν1 = - 3, ν2 = - 2, ν3 = 4. Tehát: 3 H2O2 + 2 HIO3 = 4 H2O + 4 O2 + I2 (l) Ha ν4 = 5, akkor ν1 = - 5, ν2 = - 2, ν3 = 6. Tehát: 5 H2O2 + 2 HIO3 = 6 H2O + 5 O2 + I2 (m) Folytatva ezt az eljárást, az említett szabály értelmében, végtelen számú lineárisan kombinált megoldást kapunk. Az egyenletrendszer két lineárisan független megoldást feltételez, amely a következ két független kémiai reakciót képviseli: H2O2 + 2 HIO3 = 2 H2O + 3 O2 + I2 2 H2O2 = 2 H2O + O2 Az ilyen rendszerek esetén helyes megoldásnak azt a sztöchiometriai számcsoportot tartjuk, amely megfelel a kísérleti eredményeknek. 4.2.2. Az ionegyenletek mérlegelése

Az ionegyenletek mérlegelésénél a legegyszer bb módszer alapja abban rejlik, hogy az adott reakciót két fél-reakcióra bontjuk. Az els fél-reakció az oxidációt, a második fél-reakció pedig a redukciót ecseteli. A két félreakció mérlegelése külön történik és az összegezés után megkapjuk a mérlegelt összreakciót. 4. példa: Savas közegben a dikromát-ion a Fe2+-iont Fe3+-ra oxidálja, miközben a dikromát Cr3+ ionná redukálódik. Határozzuk meg ennek a reakciónak a sztöchiometriai számait! Megoldás: Els lépés: Írjuk fel az ionreakció vázlatát. A reakciót osztjuk el két félreakcióvá, az oxidáció illetve a redukció részére.


Vissza

56

Általános kémia

Sztöchiometria


Vissza

57

Fe2+ + Cr2O72- = Fe3+ + Cr3+ A két fél-reakció egyenletei: +2

+3

Oxidáció:

Fe2+

Fe3+

+6

+3

Redukció:

Cr2O72-

Cr3+

Második lépés: Mérlegeljük a két önálló fél-reakciót. Savas közegben végbemen reakcióknál az O atomok mérlegelésére adjunk a reakcióhoz H2O molekulákat és a H atomok mérlegelésére H+ ionokat. Bázikus közegben végbemen reakcióknál el ször mérlegeljük az atomokat úgy, mintha savas közegben menne a reakció végbe. Azután minden H+ ionhoz adjunk egyforma mennyiség OH—iont, éspedig az egyenlet mindkét oldalára. Ha H+ és OH—ionok egyaránt jelennek meg az egyenlet ugyanazon az oldalán, kombináljunk bel lük H2O molekulákat. Kezdjük tehát az egyes fél-reakciók mérlegelésével. Az oxidációt ecsetel fél-reakció az Fe atomok részére már mérlegelve van. A redukció félreakció részére a Cr atomok mérlegelése érdekében szorozzuk be a Cr3+ionok számát kett vel. Mivel a reakció savas közegben megy végbe az O atomok mérlegelése érdekében adjunk a fél-reakció jobb oldalára hét H2O molekulát: Cr2O72-

2 Cr3+ + 7 H2O

A H atomok mérlegelése érdekében adjunk 14 H+ iont az egyenlet bal oldalához: 2 Cr3+ + 7 H2O 14 H+ + Cr2O72Harmadik lépés: A töltések mérlegelése érdekében adjunk elektronokat az egyes fél-reakciók hiányos oldalához. Ha szükséges, egyenlítsük ki a két fél-reakcióban szerepl elektronok számát, éspedig úgy, hogy az egyik, vagy mindkét fél-reakciót szorozzuk be megfelel együtthatóval. Az oxidációs fél-reakció részére a jobb oldalra egy elektront adunk úgy, hogy 2+ töltés található a fél-reakció mindkét oldalán: Fe2+ Fe3+ + eA redukciós fél-reakció bal oldalán nettó 12 pozitív töltés található, míg ugyanaz fél-reakció jobb oldalán csak 6 pozitív töltés van. Adjunk tehát 6 elektront e fél-reakció bal oldalához: 2 Cr3+ + 7 H2O 14 H+ + Cr2O72- + 6 e-


Vissza

57

Általános kémia

Sztöchiometria


Vissza

58

Az egyes fél-reakciókban szerepl elektronok mennyiségének kiegyenlítése érdekében szorozzuk be az oxidációs fél-reakciót hattal: 6 Fe2+ 6 Fe3+ + 6 eNegyedik lépés: Összegezzük a két fél-reakciót és ellen rizzük a végs egyenlet mérlegelését. Az elektronokat az egyenlet mindkét oldalán töröljük. A két fél-reakció összegezése után a következ reakciót kapjuk: 14 H+ + Cr2O72- + 6 Fe2+ + 6 e2 Cr3+ + 6 Fe3+ + 7 H2O + 6 eÉs az elektronok törlése után: 2 Cr3+ + 6 Fe3+ + 7 H2O 14 H+ + Cr2O72- + 6 Fe2+ Ötödik lépés: Gy z djünk meg arról, hogy a végs egyenlet mindkét oldala egyforma min ség és egyforma számú atomokat, úgymint egyforma töltéseket tartalmaz. Ahogy látjuk a mérlegelt egyenlet az atomok számát illet en, úgymint a töltéseket illet en megfelel az elvárásainknak. Oldjunk meg egy hasonló példát egy olyan redoxi reakció részére, amely bázikus közegben megy végbe. 5. példa: Bázikus közegben a permanganát-ion a jodid-iont jóddá oxidálja miközben a permanganát-ion mangán dioxiddá, azaz mangán(IV)oxiddá redukálódik. Határozzuk meg ennek a reakciónak a sztöchiometriai számait. Megoldás: Els lépés: Az ionreakció vázlatából MnO4- + Ilevezetjük a két fél-reakciót. Oxidáció:

MnO2 + I2 -1

0

I-

I2

+7

Redukció: MnO4-

+4

MnO2

Második lépés: Az oxidációs fél-reakciót az I atomok mérlegelése végett a következ képpen módosítjuk: 2 II2


Vissza

58

Általános kémia

Sztöchiometria


Vissza

59

Az O atomok mérlegelése érdekében a redukciós fél-reakció jobb oldalához két H2O molekulát adunk: MnO2 + 2 H2O MnO4Most mérlegelnünk kell a H atomokat, ezért az egyenlet bal oldalához 4 H+ iont adunk: MnO2 + 2 H2O MnO4- + 4 H+ Mivel a reakció bázikus közegben megy végbe és 4 H+ ion szerepel az egyenlet bal oldalán, 4 OH- iont adunk az egyenlet mindkét oldalához: MnO2 + 2 H2O + 4 OHMnO4- + 4 H+ + 4 OHAhol lehet a H+ és OH- ionok összekötésével H2O molekulákat írunk és az egyenlet mindkét oldalán szerepl egyforma mennyiség víz molekulákat mell zzük: MnO2 + 4 OHMnO4- + 2 H2O Harmadik lépés: Az illet oldalhoz való elektronok hozzáadásával mindkét fél-reakciónál mérlegeljük a töltéseket: 2 II2 + + 2eMnO2 + 4 OHMnO4 + 2 H2O + 3e Az egyes fél-reakciókban szerepl elektronok mennyiségének kiegyenlítése érdekében az oxidációs fél-reakciót szorozzuk be hárommal, a redukciós fél-reakciót pedig kett vel: 6 I3 I2 + 6e2 MnO2 + 8 OH2 MnO4- + 4 H2O + 6e-

Negyedik lépés: Összegezzük a két fél-reakciót: 3 I2 + 2 MnO2 + 8 OH- + 6e6 I- + 2 MnO4- + 4 H2O + 6eAz elektronok kijelölésének mell zése után megkapjuk a végs egyenletet: 3 I2 + 2 MnO2 + 8 OH6 I- + 2 MnO4- + 4 H2O Ötödik lépés: Meggy z dünk arról, hogy a végs egyenlet mindkét oldalán egyforma min ség és egyforma számú atomokat, úgymint egyforma töltéseket tartalmaz.


Vissza

59

Általános kémia

Sztöchiometria


4.3. Ellen rz • • •

• • •

•

•

Vissza

60

kérdések, feladatok

Milyen szerepe van a sztöchiometriának a kémiában? Definiálja az atomi tömegegység, az abszolút atomtömeg és a relatív atomtömeg fogalmát. Definiálja a mol, a relatív molekulatömeg és a moltömeg (moláris tömeg) fogalmát. Milyen dimenziót viselnek a definiált mennyiségek? Milyen szabályokat tartunk be a kémiai folyamatok szimbolizálásánál? Definiálja a sztöchiometriai szám és a sztöchiometrikus mennyiség fogalmát. Melyik általános természeti törvényt (törvényeket) tartja a sztöchiometria részére alapvet nek? Aprólékosan ismertesse az atommennyiség mérlegelésén alapuló sztöchiometriai számok meghatározásának általános szabályait és a gyakorlati számítás rendjét! Ecsetelje az ionegyenletek lényegét és az alkalmazási feltételeit. Aprólékosan ismertesse az ionegyenletek mérlegelésének lépéseit, külön a savas és külön a bázikus közegben végbemen reakciók részére. Számítsa ki a következ egyenletek sztöchiometriai számait: •

S + HNO3 = SO2 + NO + H2O

•

KOH + CS2 = K2CS3 + K2CO3 + H2O

•

SeO2 + NH3 = N2 + H2O + Se

•

Fe + H2O = Fe3O4 + H2

• HBr + KMnO4 = Br2 + MnBr2 + KBr + H2O Számítsa ki a következ , savas közegben végbemen reakciók részére, az egyenletek sztöchiometriai számait: •

Cr2O72- + C2O42-

•

ClO3- + Cl-

•

Fe2+ + MnO4-

Cr3+ + CO2 Cl2 + ClO2 Fe3+ + Mn2+

Számítsa ki a következ , bázikus közegben végbemen reakciók részére, az egyenletek sztöchiometriai számait: •

Br2

•

CN- + MnO4-

BrO3- + BrCNO- + MnO2


Vissza

60

Általános kémia

Sztöchiometria


•

61

SnO32- + Bi • Bi(OH)3 + SnO22A kénsav sok fémes és nemfémes elem oxidációjára képes. Számítsa ki a következ reakciók sztöchiometriai számait: •

•

Vissza

C + H2SO4

CO2 + SO2

• S + H2SO4 SO2 + H2O A vas oxigén jelenlétében vas(III) oxiddá (Fe2O3) alakul. Írja fel a sztöchiometriai számokkal ellátott kémiai egyenletet, és számítsa ki hány gramm vas(III)oxid nyerhet , ha 100,0 g vas oxigéngáz feleslegben oxidálódik. A vas és az oxigén relatív atomtömege 55,847 ill. 15,999.


Vissza

61


Kémiai nevezéktan Vissza

62

5. Kémiai nevezéktan A magyar kémiai elnevezés és helyesírás szabályait a Magyar Tudományos Akadémia A magyar kémiai elnevezés és helyesírás szabályai (Szerkesztette: Erdey-Grúz Tibor és Fodorné Csányi Piroska, Akadémiai Kiadó, Budapest, 1972-74.) cím háromkötetes munkában dolgozta ki. Ennek a terjedelmes munkának az egykötetes rövidített változata A kémiai elnevezés és helyesírás alapjai címmel 1977-ben jelent meg a fent említett szerkeszt k munkájaként, szintén az Akadémiai Kiadó kiadásában. A munka elvégzését az tette szükségessé, hogy a kémiai tudományok gyors fejl dése következtében a kémiai elnevezések egységes rendszerének hiánya az utóbbi id ben egyre nagyobb zavarokat okozott. Régen ismert vegyületeknek több nevük alakult ki, és az újonnan felfedezett, illetve el állított vegyületeket is többé-kevésbé önkényesen nevezték el. Egyre nagyobb igény merült fel egy egységes, nemzetközi elnevezési rendszerre, amelyben minden vegyületnek csak egy neve van, és a név alapján egyértelm en fel lehet írni a vegyület képletét. A kémiai elnevezések rendszerét a Tiszta és Alkalmazott Kémia Nemzetközi Uniója (International Union of Pure and Applied Chemistry, rövidítve IUPAC) dolgozta ki. A IUPAC arra törekedett, hogy a vegyületek korábbi neve minél kevésbé változzék meg, a szabályok világosak, egyértelm ek, könnyen megtanulhatók és a tudomány fejl désével b víthet k legyenek. A IUPAC nemzetközi elnevezési rendszere (nómenklatúrája) szerint megalkotott ún. szisztematikus nevek ismeretében egyértelm en fel lehet írni a vegyület összetételét. Azt az elvet azonban, hogy minden vegyületnek csak egy név feleljen meg, nem sikerült maradéktalanul érvényesíteni. Az IUPAC-nómenklatúra megengedi a nagyon elterjedt, közhasználatú, ún. triviális nevek használatát is (pl. kénsav, salétromsav, ecetsav, stb.). A kevésbé elterjedt triviális nevek használatát, valamint új triviális nevek bevezetését azonban kerülni kell. A magyar kémiai elnevezés szabályai az IUPAC nemzetközi elnevezési szabályai alapján, velük összhangban készültek el.

5.1. Az elemek elnevezése Az egységes nemzetközi kémiai nyelv megkívánja, hogy az elemeket rövidített formában jelöljük. Ezeket a jelöléseket nevezzük vegyjelnek. A


Vissza

62

Általános kémia

Kémiai nevezéktan


Vissza

63

vegyjel egy vagy két bet b l áll, amelyeket gyakran az elem latin vagy görög nevéb l képezünk. Például: • a szén latin neve carbonium, vegyjele: C • a réz latin neve cuprum, vegyjele: Cu • a vas latin neve ferrum, vegyjele: Fe Az elemek nevei a különböz nyelveken különfélék lehetnek, de vegyjelük minden országban azonos az általános kémiai nyelvhasználat miatt. Az elemek magyar nevét, vegyjelét, rendszámát és a nevükb l képzett csoportneveket az 5.1. táblázatban foglaltuk össze. Valamely adott elem minden izotópjának azonos a neve, kivéve a hidrogént, amelynek izotópjaira megtartható a deutérium (2H vagy D) és a trícium (3H vagy T) elnevezés. Az egyes izotópokat az elem vegyjele mellett bal fels indexként elhelyezett tömegszámmal kell jelölni. Például: 14C, 60Co (kiejtve: szén - 14, kobalt - 60) Gy jt névként a következ kifejezések használhatók: halogének (F, Cl, Br, I, At), kalkogének (O, S, Se, Te, Po), alkálifémek (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), alkáliföldfémek (Ca, Mg, Sr, Ba, Ra), nemesgázok (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), ritkaföldfémek (Sc, Y és a La-tól a Lu-ig terjed elemek), lantanoidák (az 57-71 rendszámú, a La-tól a Lu-ig terjed elemek), aktinoidák (a 89-103 rendszámú, az aktíniumtól a laurenciumig terjed elemek), uranoidák (a 92-103 rendszámú, az urántól a laurenciumig terjed elemek) és küroidák (a 96-103 rendszámú, k riumtól a laurenciumig terjed elemek). Az elavult lantanidák, aktinidák, uranidák és küridák gy jt név kerülend . Az elem tömegszámát bal fels , a rendszámát bal alsó indexként adjuk meg. Az atomok számát a molekulában vagy ionban jobb alsó, míg az iontöltést jobb fels indexként jelöljük. Például: tömegszám és rendszám:

39

K,

19

14

N 7

atomok száma és az ion töltése: Cl−, SO42−, Ca2+, PO43−


Vissza

63

Általános kémia

Kémiai nevezéktan


Vissza

64

5.1. táblázat: Az elemek neve, jele, rendszáma és a nevükb l képzett csoportnevek


Vissza

64

Általános kémia

Kémiai nevezéktan


Vissza

65

Vissza

65

Az 5.1. táblázat folytatása


Általános kémia

Kémiai nevezéktan


Vissza

66

Az 5.1. táblázat folytatása 5.2. A szervetlen vegyületek elnevezése A vegyületnevek a szisztematikus, a triviális és a félszisztematikus (vagy féltriviális) nevek csoportjába sorolhatók. A szisztematikus névb l az elnevezési szabályok ismeretében egyértelm en fel lehet írni a vegyületek képletét. Például: nátrium-klorid, hidrogén-szulfid, szén-dioxid. A triviális név a vegyület el fordulására, vagy tulajdonságaira (színre, szagra, alkotórészre, leggyakoribb ásványára stb.) utaló, illetve köznyelvi név. Nem tartalmazza a szisztematikus név egyik összetev jét sem. Például: kénsav, salétromsav, víz.


Vissza

66



67

Használunk továbbá olyan neveket is, amelyek ugyan az elnevezési szabályok elvei szerint keletkeztek, de egy vagy több összetev triviális csoportnéven szerepel. Ezek a félszisztematikus, vagy féltriviális vegyületnevek. Például a nátrium-szulfitban a szulfit, a kálium-hipokloritban a hipoklorit a triviális csoportnév. 5.2.1. Szisztematikus nevek

A szisztematikus nevekben felsoroljuk a vegyület összetev it és ezek arányait. Az elektropozitív összetev k (kationok) neve megel zi az elektronegatív összetev k (anionok) nevét, azaz a sorrend megegyezik a vegyület képletében követett sorrenddel. Az egyatomos elektropozitív összetev neve változatlan marad, azaz megegyezik az elem nevével. Több elektropozitív összetev nevének sorrendje a képletben lev sorrendet követi. Például: • NaCl nátrium-klorid • HCl hidrogén-klorid • KNaCO3 kálium-nátrium-karbonát • MgNH4PO4 magnézium-ammónium-foszfát • FeTiO3 vas-titán-trioxid A savas hidrogént tartalmazó sók (ún. savanyú sók) nevében az ionos kötés , helyettesíthet hidrogént közvetlenül az anion neve elé tett hidrogén szó jelöli. Például: • NaHCO3 nátrium-hidrogén-karbonát • LiH2PO4 lítium-dihidrogén-foszfát • KHS kálium-hidrogén-szulfid A bázisos OH-csoportot tartalmazó ún. bázisos sók nevében az anionokat a vegyjelek abc-sorrendjében kell felsorolni. Például: • MgClOH magnézium-klorid-hidroxid Az egyatomos kationok nevét úgy képezzük, hogy az elektropozitív összetev nevéhez az ion szót kapcsoljuk. Ha a kation többféle oxidációs számmal, illetve iontöltéssel fordul el , akkor a kation neve után zárójelbe írt római számmal az oxidációs számot, vagy zárójelbe írt arab számmal az iontöltést is feltüntetjük. Például: • Na+ nátriumion • Cu + réz (I) ion vagy réz (1+) ion 2+ • Cu réz (II) ion vagy réz (2+) ion


Vissza

67



68

Az olyan több atomos kation nevét, amely az egyatomos anionból több proton addíciója révén keletkezik, mint amennyi ahhoz kell, hogy semleges egységet kapjunk, úgy képezzük, hogy az anion elemének nevét (egyes esetekben rövidített, vagy rövidített latin nevét) -ónium végz déssel látjuk el. Például: foszfónium • PH4+ + arzónium • AsH4 + • H3O oxónium Az NH4+ szisztematikus neve nitrónium, de általános elterjedtsége miatt helyette az ammónium nevet használjuk. Egyatomos vagy azonos atomokból álló elektronegatív összetev (anion) nevét az elem teljes, rövidített, vagy latin nevéb l -id végz déssel képezzük. Például: • H− hidridion 2− szulfidion • S − • F fluoridion 2− diszulfidion • S2 • Cl− kloridion 3− • N nitridion 2− oxidion • O 4− karbidion • C Több atomos anionok nevét -át végz déssel látjuk el. Például: szulfátion • SO42− 2− karbonátion • CO3 3− foszfátion • PO4 Kivételként néhány több atomos anion neve -id-re végz dik. Például: • OH− hidroxidion − • CN cianidion A sztöchiometriai arányokat közvetlenül az elemek neve elé írt görög számnévvel fejezzük ki: mono-, di-, tri, tetra-, penta-, hexa-, hepta-, okta-, ennea-, deka-, hendeka- és dodeka. A 9 és 11 számra a latin nona és undeka-számnév is használható. Ha az atomok száma nagy és ismeretlen, akkor a poli-el tagot használjuk. A mono-számnév elhagyható, kivéve, ha elhagyása zavart okoz. Például: • N2O dinitrogén-oxid • NO2 nitrogén-dioxid


Vissza

68



69

• N2O4 dinitrogén-tetraoxid • Fe3O4 trivas-tetraoxid • U3O8 triurán-oktaoxid Az összetev k arányát a vegyületben közvetve a Stock-féle, vagy az Ewens Bassett-féle jelöléssel lehet megadni. A Stock-féle jelölés szerint az oxidációs számot az elem neve után kerek zárójelbe tett római számmal adjuk meg, a pozitív el jel elhagyásával. A nulla oxidációs szám jele a nulla (0). Például: • FeCl2 vas(II)-klorid. • FeCl3 vas(III)-klorid • K4[Ni(CN)4] kálium-[tetraciano-nikkelát(0)] Az Ewens-Bassett-féle jelölés szerint az ion töltését közvetlenül az ion neve után zárójelbe tett arab számmal és +, ill. - jellel adjuk meg. Például: • FeCl2 vas(2+)-klorid • FeCl3 vas(3+)-klorid • K4[Ni(CN)4] kálium-[tetraciano-nikkelát](4-) A komplex vegyületek elnevezése esetén a komplex csoport nevét az írott szövegben is szögletes zárójelbe kell tenni. A komplex csoport elnevezését a már megadott számnevek felhasználásával a koordinációs szám megadásával kezdjük, ezt követi a ligandum neve, majd a központi atom nevével fejezzük be. A kationok központi atomját az elem nevével, az anionét pedig az elem neve után írt -át végz déssel adjuk meg. A komplex csoport nevének jeleznie kell a központi atom töltését is, amely a Stockszámmal, vagy az Ewens-Bassett-számmal adható meg. A komplex nevét úgy is alkothatjuk, hogy a sztöchiometriai arányokat adjuk meg, de az el bbi két mód ajánlatosabb. Például: • K3[Fe (CN)6] kálium-[hexaciano-ferrát (III)] (Stock) kálium-[hexaciano-ferrát](3-) (Ewens-Bassett) trikálium-[hexaciano-ferrát] (Sztöchiometriai) • K4[Fe (CN)6] kálium-[hexaciano-ferrát(II)] kálium-[hexaciano-ferrát](4-) tetrakálium-[hexaciano-ferrát] • [Cr (H2O)6]Cl3 [hexaakva-króm(III)]-klorid [hexaakva-króm](3+)-klorid [hexaakva-króm]-triklorid


Vissza

69



70

Az addíciós vegyületek nevében az összetev vegyületek nevét nagyköt jellel kapcsoljuk össze. A molekulák számát a név után zárójelbe tett és egymástól ferde törtvonallal elválasztott arab számokkal adjuk meg. A vegyületek nevének sorrendje azonos a képletek sorrendjével. A víztartalmú addíciós vegyületekben a korábban szokásos hidrát helyett a víz elnevezést is használhatjuk. Például: 3CdSO4 * 8H2O : kadmium-szulfát – víz (3/8) Al2(SO4)3 * K2SO4 * 24H2O : alumínium-szulfát – kálium-szulfát – víz (1/1/24) NH3 * BF3 ammónia – bór-trifluorid (1/1) 5.3. Triviális nevek A triviális nevek a közhasználatban elterjedt vegyületnevek, amelyek nem utalnak a vegyület összetev ire és ezek arányaira. Az alábbi triviális nevek továbbra is használhatók: • H2O víz • AsH3 arzin • NH3 ammónia • SbH3 sztibin • H2N-NH2 hidrazin • BiH3 bizmutin • PH3 foszfin A szervetlen vegyületek közül az oxosavak esetében általában a triviális nevet használjuk. Ezek közül a legfontosabbak az alábbiak: H2CO3 szénsav HNO2 salétromossav HOCN ciánsav HNO3 salétromsav HClO3 klórsav H2SO3 kénessav HClO4 perklórsav H2SO4 kénsav H3PO4 foszforsav H4SiO4 kovasav A tiosavak esetében az oxigént részben vagy egészben kén helyettesíti. A tiosavak elnevezésében a sav neve elé a tio-el tagot kapcsoljuk. A kénatomok számát görög számnévvel jelöljük. Például: • HSCN tiociánsav • H3PO3S monotiofoszforsav • H3PO2S2 ditiofoszforsav • H2CS3 tritioszénsav


Vissza

70

Általános kémia

Kémiai nevezéktan


Vissza

71

Végül az 5.2. táblázatban néhány közismert szervetlen vegyületet sorolunk fel, és összehasonlításul megadjuk e vegyületek szisztematikus és triviális vagy féltriviális nevét is. Képlet

Szisztematikus név

Na2SO3 Na2S2O3 H2SO4 HNO3 HNO2 H3PO4 HClO HClO4

dinátrium-[trioxo-szulfát] dinátrium-[trioxo-tio-szulfát] dihidrogén-[tetraoxo-szulfát] hidrogén-[trioxo-nitrát] hidrogén-[dioxo-nitrát] trihidrogén-[tetraoxo-foszfát] hidrogén-[oxo-klorát] hidrogén-[tetraoxo-klorát]

Triviális vagy féltriviális név nátrium-szulfit nátrium-tioszulfát kénsav salétromsav salétromossav foszforsav hipoklórossav perklórsav

5.2. táblázat. Szervetlen vegyületek szisztematikus és triviális neveinek összehasonlítása 5.4. Ellen rz • • • • • •

kérdések

Miért volt szükség az egységes kémiai elnevezési rendszer bevezetésére? Mit jelent a szisztematikus és a triviális név fogalma? Milyen gy jt neveket ismer az elemcsoportok elnevezésére? Sorolja fel a halogéneket és a nemesgázokat! Hogyan jelöljük az elem rendszámát és tömegszámát? Hogyan kell helyesen jelölni a kationok és az anionok töltését? Mit jelent a savanyú só és a bázisos só fogalma? Hogyan képezzük a savanyú sók és a bázisos sók képletét? Írja fel a kalciumhidrogén-karbonát és a magnézium-hidrogén-szulfid képletét! Hogyan írhatók fel a komplex vegyületek képletei a Stock-féle és az Ewens-Bassett-féle jelölés alkalmazásával? Mi a különbség a két jelölési módszer között? Írja fel az alábbi vegyületek szisztematikus és triviális nevét is: H2S, Na2SO3, Na2S2O3, Na2SO4 !


Vissza

71


• • • •


72

Írja fel az alábbi vegyületek szisztematikus nevét: HClO, HClO2, HClO3, KMnO4, H2[SiF6] Írja fel az alábbi vegyületek képletét: bór-trifluorid, ón(II)-oxid, ón(IV)-oxid, ezüst(I)-fluorid, ezüst(II)-fluorid! Írja fel az alábbi vegyületek képletét: kalcium-magnéziumkarbonát, kalcium-tetraoxo-foszfát, kálium-permanganát, ciánsav, tiociánsav! Írja fel az alábbi ionok szisztematikus nevét: Se2−, P3−, C4−, SO32−, PCl6− !


Vissza

72


Termokémia Vissza

73

6. Termokémia 6.1. Termokémiai egyenletek Sok évszázad tapasztalata bizonyítja, hogy a kémiai folyamatokat energiacsere kíséri. Válasszunk egy pár általánosan ismert példát: H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O (l) (6.1.) (CH3)2N2H2(g) + 2 N2O4(l) 2 CO2(g) + 4 H2O(l) + 3 N2(g) (6.2.) 6 CO2 (g) + 6 H2O (l) C6H2O6 (s) + 6 O2 (g) (6.3.) A (6.1.) reakció a hidrogén égését jellemzi, melynél kézenfekv en hasznos energia szabadul fel. A dimetil-hidrazin és a dinitrogén-tetraoxid reakciója (6.2.) többek között az rrakéták üzemanyagaként használható, mivel jelent s mechanikai energiát szolgáltat (például a Holdról startoló rhajók részére). A fotoszintézis alapegyenletével (6.3.) az olvasó már bizonyára sokszor találkozott, és nem újdonság számára, hogy ez a kétségkívül csodálatos folyamat nem jöhet létre a napsugárzás (azaz energia) elnyelése nélkül. Az egyes rendszerekben végbemen reakcióknak a környezettel való energiacseréje különböz alakokat ölthet. A termokémia f képp a reakciókkal összefügg h áramlást tanulmányozza. A kémiai reakciókat nagyon sok kritérium által – nagyon sok csoportra lehet felosztani. Termokémiai szempontból két f csoportot lehet felállítani: az els be olyan reakciók tartoznak, amelyek során h energia szabadul fel (exoterm reakciók), a másodikba olyanok, amelyek végbemenéséhez h energiára van szükség, azaz h energia nyel dik el (endoterm reakciók). A termokémiai egyenletek a reakciókkal összefügg h áramlás menynyiségét és annak az irányát jellemzik. Nézzük a (6.1.) egyenletet. Forrasztást többek között hidrogén-oxigén lángos hegeszt pisztollyal is végezhetünk. Egy mol hidrogén égésénél 285,8 kJ h szabadul fel. Ezt az ismeretet a (6.1*.) termokémiai egyenlet jelképezi: H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O (l); Q = - 285,8 kJ (6.1.*) ahol Q a h mennyiség általánosan alkalmazott szimbóluma. Az energia, a h mennyiség és a munka SI -rendszer szerinti egysége a joule (J). Az irodalomban viszont a kalória (cal) egységgel is találkozhatunk. Egy kalória azt a h mennyiséget képviseli, amelynek 1 g vízben kell elnyel dni, hogy az 1,0 °C-kal (pontosan 14,5 °C-ról 15,5 °C-ra) növelje a víz h mérsékletét. 1000 cal = 1 kcal = 4186,8 J.


Vissza

73

Általános kémia

Termokémia


Vissza

74

Termokémiai egyenletek értelmezésénél a következ szabályokat alkalmazzuk: • Ha a Q h mennyiség negatív el jellel rendelkezik, (mint például a (6.1.*) egyenletben), a reakció során h szabadul fel, és fordítva, ha a Q h mennyiséget pozitív el jel kíséri, akkor a reakció során h nyel dik el. •

•

A termokémiai egyenletekben szerepl együtthatók mindig a mólok számait jelentik. A (6.1.*) egyenlet arról számol be, hogy 285,9 kJ h akkor szabadul fel, ha egy mol hidrogén, egy fél mol oxigénnel reagálva, egy mol vizet képez. Mivel a reakció során felszabadult h mennyiség függ a kiinduló anyagok és a termékek halmazállapotától, ezeket fel kell az egyenletekben tüntetni. A (6.1.*) egyenletben cseppfolyós víz keletkezik (nem vízg z). Ha vízg z keletkezne, a víz párolgására (az egyenlet szerint egy mol víz elpárolgására) egy bizonyos mennyiség energiára lenne szükség. Ez esetben persze kevesebb h szabadulna fel (a Q értéke kisebb lenne): H2 (g) + 1/2 O2 (g)

•

H2O (g); Q = - 242,0 kJ (6.1.**)

A reakciókat megállapodás szerint 101 325 Pa nyomásra és 25 °Cra (298,15 K) vonatkoztatjuk. Az ilyen körülmények között mért vagy erre az állapotra átszámolt reakcióh t standard reakcióh nek nevezzük.

6.2. Entalpia és entalpiaváltozás Az általános tapasztalat arra mutat rá, hogy a kémiai reakciók során felszabadult vagy elnyelt h mennyiség függ attól, hogy az adott folyamat milyen módon megy végbe. Ha például a (6.1.*) reakciót egy galváncella m ködtetésénél áramtermelésre használjuk fel, a felszabadult h mennyiség jelent sen kisebb lesz. Ebben a fejezetben csak olyan reakciórendszerekkel fogunk foglalkozni, amelyek hasznos munkát nem végezve, állandó nyomáson (légnyomáson) játszódnak le, (mint például a hidrogén és az oxigén reakciója során végbemen , nyílt lángot képez égés). A kémiai gyakorlatban és a természetben legtöbbször a fenti feltételek uralkodnak. Az ilyen feltételek mellett a reakciókat kísér Qp-vel jelölt h csere a tiszta vegyületek egy alapvet tulajdonságával arányos. Ez a tulajdonság az entalpia. Az entalpia általánosan elfogadott szimbóluma H.


Vissza

74

Általános kémia

Termokémia


Vissza

75

Egy molnyi, adott állapotban lev , tiszta anyag entalpiája (nagyon hasonlóan, mint mondjuk a tömege) rögzített érték . Állandó nyomáson tehát: h áramlás = termékek entalpiája – kiinduló anyagok entalpiája azaz Qp = Htermékek - Hkiind. anyagok = H (6.4.) ahol ΔH a termékek és a kiinduló anyagok entalpiaváltozása. Visszatérve a hidrogén égéséhez, a fent ismertetett termokémiai egyenlet: H2 (g) + 1/2 O2 (g)

H2O (l); Qp = ΔH = - 285,8 kJ

tehát arról számol be, hogy állandó nyomáson, egy mol gázhalmazállapotú hidrogén és egy fél mol gázhalmazállapotú oxigén reakciója során egy mol cseppfolyós halmazállapotú víz keletkezik, és egyúttal 285,8 kJ h szabadul fel. Ha ez az érték megállapodás szerint 1 atm nyomásra vonatkozik, akkor az entalpiaváltozást (a reakció entalpiáját) standard entalpia-változásnak (standard reakcióentalpiának) nevezzük és azt H 0 -val jelöljük. A standard állapot megállapodás szerinti definíciója ugyan nem határozza meg a h mérsékletet, de a jegyzetünkben (mint általánosan a szakirodalomban) a standard termodinamikai adatokat 1 atm (101 325 Pa) nyomásra és 25 °C (298,15 K) h mérsékletre vonatkoztatjuk. Az ismertetett tudnivalókat próbáljuk egy egyszer példán is bemutatni. A magnézium egy nyitott konténerben végbemen égését a következ termokémiai egyenlet jellemzi: Mg(s) + 1/2 O2 (g) MgO(s); ΔH 0 = - 602,1 kJ (6.5.) Arra a következtetésre jutunk tehát (6.1. ábra), hogy 1 mol magnézium-oxid standard entalpiája 602,1 kJ-lal kisebb, mint a kiinduló anyagoké (elemeké).


Vissza

75

Általános kémia

Termokémia


Vissza

76

Mg (s), 1/2 O2 (g)

0

-200

[kJ] H

0

ΔH = - 602,1 kJ

-400

-600

MgO (s)

6.1. ábra: Egy mol MgO standard entalpiája 602,1 kJ-lal kisebb mint a kiinduló elemeké. Exoterm reakcióknál a következ egyenletet írhatjuk: reakciórendszer entalpiavesztesége = a környezet h nyeresége (6.6.) Az ismertetett fogalmak alkalmazása kib víthet persze az endoterm reakciók jellemzésére is. Példaként a mészk termikus bomlása szolgálhat. E reakció megvalósításához h energiára van szükség: CaO (s) + CO2 (g); ΔH 0 = + 177,9 kJ (6.7.) CaCO3 (s) A (6.7.) egyenlet arra mutat rá, hogy egy mol kalcium-karbonátból egy mol kalcium-oxid és egy mol szén-dioxid keletkezik, és hogy a termékek standard entalpiája 177,9 kJ-lal nagyobb, mint a kiinduló anyagé. Ezt az entalpiakülönbséget a környezetnek kell a reakció megvalósítása érdekében rendelkezésre bocsátani. Nézzük a 6.2. ábrát. A (6.6.) egyenlethez hasonlóan, endoterm reakcióknál a következ egyenlet érvényes: reakciórendszer entalpianyeresége = a környezet h vesztesége(6.8.) A (6.4.), (6.6.) és (6.8.) egyenletek (egy kicsit szokatlanul, de egyenérték en) a termodinamika 1. f tételét fejezik ki: Energia semmib l nem keletkezhet és nem is semmisíthet meg; az energia csak alakot változtathat, például kémiai energia h energiává változhat.


Vissza

76

Általános kémia

Termokémia


Vissza

77

-900

-1000

te r mé ke k

H [kJ]

CaO (s ), CO 2 ( g)

-1100

0 Δ H = + 177,9 k J

-1200

CaCO 3 (s ) kiin d u ló a n y a g

-1300

6.2. ábra: A mészk endoterm bomlása 6.3. Termokémiai törvények Az entalpia fogalma ismeretében a következ három nagyon fontos törvényt tudjuk definiálni: • A H ( H 0 ) egyenesen arányos a reakció kiinduló anyagai, ill. termékei mennyiségével. •

Egy adott reakció részére a H ( H 0 ) abszolút értéke nagyságilag egyenl , és az el jelzését illet en ellenkez érték a fordított irányban végbemen reakcióhoz képest.

•

Ha egy reakciót úgy kezelhetünk, mint kett vagy több reakció összegez eredményét, akkor az összreakció entalpiaváltozása egyenl az egyes részreakciók entalpiaváltozásainak összegével. Ez az ismeret a Hess-törvény megnevezést viseli.

Az itt felsorolt törvények alapozzák meg a gyakorlatban nagyon gyakori és nagyon sokoldalú termokémiai számításokat. A Hess-törvény lényegét a következ érdekes példán igyekszünk bemutatni: Az els sorban észak-amerikai erd ségekben él Brachinus fumans-nak nevezett rovar rendelkezik ugyan szárnyakkal, de mivel ezek repülésre nem nagyon alkalmasak a hatlábú bogarat a természet más védekezési eszközzel szerelte fel – egy kémiai fecskend vel. A Brachinus potroha csúcsán egy mirigy-pár nyílik. Az els mirigy dihidrogén-peroxidot, a má-


Vissza

77

Általános kémia

Termokémia


Vissza

78

sodik mirigy hidrokinont állít el . Veszélyhelyzetben a bogár a két mirigy tartalmának egy részét egy „robbanókamrának” nevezhet üregbe fecskendezi, ahol az elegyhez még két különböz enzim is keveredik. (Az enzimek olyan biológiailag el állított molekulák, amelyek a reakciók lényeges felgyorsítására képesek.) A következ exoterm reakció jön létre: (A) C6H4(OH)2(aq) + H2O2(aq) hidrokinón

C6H4O2(aq) + 2H2O(l);Δ H 0A =-204 kJ kinón

Az (A) reakció a következ három részreakcióra osztható: (B) C6H4(OH)2(aq) C6H4O2(aq) + H2 (g); (C) H2O2 (aq) H2O (l) + ½ O2; (D) H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (l);

Δ H 0B = 177 kJ Δ H 0C = -95 kJ Δ H 0D = -286 kJ

Δ H 0A = Δ H 0B + Δ H 0C + Δ H 0D = (177 - 95 - 286) kJ = -204 kJ Ahogy azt látjuk, míg a (B) reakció er sen endoterm – tehát energiaigényes, a (C) és (D) reakciók exotermek és elegend energiát képesek nyújtani ehhez az érdekes kémiai fecskend höz. A nagy mennyiség h energia, amely, ahogy az világos az ismertetett egyenletekb l, egy mólnyi hidrokinon reagálásánál 204 kJ energia-nyereséget jelent (itt persze mikromólnyi mennyiségekr l és a joule-ok tizedrészeir l van szó), elégséges ahhoz, hogy a „robbanókamrában” a reakcióelegy elérje a forráspontot. A potrohcsúcs rotációja közben a bogár nagy sebességgel bocsátja ki magából a mit sem sejt ragadozó ellen a magas h mérséklet kinont tartalmazó párát, amelynek persze kisebb h mérsékleten is rovarriasztó hatása van. Egy átlagos Brachinus bogár a testében elegend mennyiség reagenseket hordoz ahhoz, hogy egymást gyorsan követ en 20-25 kinon „robbanásra” legyen képes. 6.4. Vegyületek képz désh je Az eddigiekben a standard entalpiaváltozás ( H 0 ) bevezetésével elemeztük a bemutatott kémiai egyenleteket. Ezt anélkül tettük, hogy az egyes


Vissza

78

Általános kémia

Termokémia


Vissza

79

anyagok tényleges entalpiája, azaz a H értéke szerepelt volna. Jogos tehát a következ kérdés: Miért tétovázunk az anyagok abszolút entalpiái felsorolásával és ezeknek az értékeknek a termokémiai számításainkba való bevezetésével? A válasz nagyon egyszer - az entalpia értékeit nem lehet kísérleti módszerek alkalmazásával meghatározni. A reakciók értékelése csak az egyes entalpiaváltozások meghatározásához vezet. Szerencsére, ha következetesen átgondoljuk a követelményeinket, rájövünk, hogy az anyagok entalpia-értékeit nem is szükséges ismernünk. Mi az entalpiaváltozások számítására szolgáló, általánosan használható módszert keressük. E célt a legegyszer bben úgy érjük el, ha egy új fogalmat vezetünk be, azaz a képz désh (a már ismertetett feltételek mellett standard képz désh ) fogalmát: A vegyületek standard képz désh je, ΔH 0k egyenl azzal az entalpiaváltozással, amely egy molnyi vizsgált vegyület, 25 °C h mérsékleten és 101 325 Pa nyomáson, stabil alakú, elemi összetev ib l való keletkezését kíséri. Ezt az alapvet definíciót a következ példák szemléltetik: • Az ezüst-klorid standard képz désh je -127,3 kJ mol-1 és a nitrogéndioxid standard képz désh je +33,9 kJ mol-1. A vegyületek többsége negatív el jelzés képz désh vel rendelkezik. A nitrogén-dioxid a kisebb számú kivételek közé tartozik. Ag (s) + 1/2 Cl2 (g)

AgCl (s); Δ H 0k = -127,3 kJ

1/2 N2 (g) + O2 (g)

NO2 (g);

Δ H 0k = +33,9 kJ

(6.9.) (6.10.)

Ezeket a kísérleti eredményeket a 6.3. ábra szemlélteti: •

Nagyon sok vegyületnél (az ezüst-kloridnál is) a képz désh t az elemi összetev kb l való szintézisreakciók entalpiaváltozásaiból lehet meghatározni. Sok esetben viszont kényelmesebb a tiszta vegyület elemi összetev ire való bomlási reakciónak az entalpiaváltozását mérni. Ha például a nitrogén-monoxid elemi összetev ire való bomlását kísérletileg elemezzük (6.11.), látjuk, hogy egy mol nitrogén-monoxid bomlásakor 90,4 kJ h szabadul fel: NO (g)

1/2 N2 (g) + 1/2 O2 (g); ΔH 0 = - 90,4 kJ (6.11.)


Vissza

79

Általános kémia

Termokémia


Vissza

80

A 6.3. fejezetben definiált második termokémiai törvény alapján arra következtethetünk, hogy az ellenkez irányban végbemen reakció azaz az elemi összetev ib l létrejöv nitrogén-monoxid szintézise egy mólra 90,4 kJ h energiát igényel (Δ H 0k = + 90,4 kJ). 50

NO2 (g)

+ 33,9 Ag (s), 1/2 Cl2 (g)

0

[kJ]

1/2 N2 (g), O2 (g)

H -50

- 127,3 -100

AgCl (s) -150

6.3. ábra: Az ezüst-klorid és a nitrogén-dioxid képz désh je Egy kicsit eltér megközelítést mutat be a 6.4. ábra. A szén-monoxid képz désh jének a meghatározását a következ képpen végezhetjük: Ismerve a (6.12.) és (6.13.) reakciók standard entalpiaváltozásait, C (s) + O2 (g) CO2 (g); Δ H 0k = - 394,0 kJ (6.12.) 0 CO (g) + 1/2 O2 CO2 (g); ΔH = - 283,4 kJ (6.13.) a Hess-törvényt használva, a következ egyenletet írhatjuk: - 283,4 kJ + Δ H 0k CO = - 394,0 kJ amib l Δ H 0k CO = - 394,0 kJ + 283,4 kJ = - 110,6 kJ.


Vissza

80

Általános kémia

Termokémia


Vissza

81

C (s), O2 (g)

0

H0 k CO -100

H [kJ]

CO (g)

H 0k CO -200

- 394,0 - 283,4

-300

-400

CO2 (g)

6.4. ábra: A CO képz désh jének a meghatározása Ahogy látjuk, a vegyületek képz désh jét jól megválasztott kísérletek alapján általában nagyobb bonyodalmak nélkül meg tudjuk határozni. Ez persze nem jelenti azt, hogy az összes fontos termokémiai adat megszerzése csak kísérleti úton lehetséges. Ha így lenne, a vegyületek sokasága miatt igényes kísérletek tízezreire lenne szükség. A vegyületek képz désh je ismeretében az egyes reakciók standard entalpiaváltozásai kísérletezés nélkül is meghatározhatók. A gyakran használt eljárást a következ példa mutatja be. Nézzük a cink-oxid és a hidrogén-klorid jól ismert reakcióját: ZnO (s) + 2 HCl (g)

ZnCl2 (s) + H2O (l)

(6.14.)

A Hess-törvény alkalmazása megengedi, hogy a (6.14.) reakciót, mint két részb l álló folyamatot kezeljük (6.5. ábra).


Vissza

81


Termokémia Vissza

82

6.5. ábra: Az összreakció standard entalpiaváltozása egyenl az egyes részreakciók standard entalpiaváltozásainak összegével Az els lépésben, egy mol cink-oxid kett mol hidrogén-kloriddal reagálva elemi összetev kre bomlik: ΔH 10 = - ΔH 0k ZnO - 2 ΔH 0k HCl A második lépésben az elemi összetev kb l egy mol cink-klorid és egy mol víz keletkezik: ΔH 02 = ΔH 0k ZnCl2 + ΔH 0k H2O Az összreakció entalpiaváltozása a Hess-törvény szerint: 0

ΔH ossz. =ΔH 10 +ΔH 02 = -ΔH 0k ZnO - 2ΔH 0k HCl +ΔH 0k ZnCl2 +ΔH 0k H2 O Ezt a fontos tapasztalatot általánosítani tudjuk: Bármely reakció entalpiája, vagy entalpiaváltozása, H reak. (standard entalpiája, ill. standard entalpiaváltozása, H 0reak. ), egyenl a termékek képz désh inek (ill. standard képz désh inek) az összege és a kiinduló anyagok képz désh inek (ill. standard képz dés-h inek) összege különbözetével: H reak. = n H k termékek - m H k kiinduló anyagok (6.15.) H 0reak. = n H 0k termékek - m H 0k kiinduló anyagok (6.16.) ahol n és m a reakcióban szerepl egyes anyagok sztöchiometriai együtthatói. Egy általánosan felírt aA + bB cC + dD


Vissza

82


Termokémia Vissza

83

reakció részére a (6.16.) a következ képpen módosul: H 0reak. = [c H 0k (C) + d H 0k (D)] - [a H 0k (A) + b H 0k (B)] (6.17.) Ahogy látjuk a (6.15.) ill. (6.16.) egyenletek nagyon hasonlítanak a (6.4.) egyenlethez, ahol az adott reakcióban résztvev anyagok képz désh i (standard képz désh i) helyett - abszolút entalpiák szerepelnek. Megállapodás szerint, a 25 C°-on és 1 atm nyomáson stabil fizikai alakban el forduló elemek standard képz désh je zérus. Ez azért van így, mert földi körülmények között (a jelentéktelen mértékben el forduló magreakciókon kívül) más elemekb l vagy elemi részecskékb l elemek nem képz dnek. Természetes tehát, hogy a reakciókban résztvev elemi anyagok képz désh i az entalpiaváltozások számításánál mell zhet k. Ezen a helyen megjegyzend , hogy a ΔH 0reak. (ΔH reak. ) dimenziója kJ, míg a ΔH 0k (ΔH k ) dimenziója kJ mol-1. A (6.15.), (6.16.) és (6.17.) egyenletek ennek ellenére érvényesek, mivel a ΔH 0k (ΔH k ) el tt álló együttható dimenziója mol (kJ = mol kJ mo l-1). 1. példa: A 6.1. táblázatban feltüntetett standard képz désh k értékeit alkalmazva határozzuk meg annak a h energiának a mennyiségét, amely 1 atm nyomású, 25 °C h mérséklet , 5 m3 térfogatú metán égése során szabadul fel. Bár ez nem egészen helyes, tartsuk e példa részére a metánt ideális gáznak. Megoldás: A példában megadott metán normálállapotban mért térfogata: 273,15 K Vnorm.(CH4) = 5 m3 . 298,15 K = 4,581 m3 A szóban forgó metán anyagmennyisége tehát: 4,581 m3 22,415 . 10-3 m3 mol-1 = 204,4 mol A metán tökéletes égése a következ kémiai egyenlet által fejezhet ki: CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O (l) A metán elégetése során fellép standard entalpiaváltozás a (6.17.) szerint a következ : ΔH 0reak. = 1 mol ΔH 0k CO2 (g) + 2 mol ΔH 0k H2O (l) -1 mol ΔH 0k CH4 (l) = [1 mol (- 393,5 kJ mol-1)] + [2 mol (- 285,8 kJ mol-1)] – [1 mol (- 74,8 kJ mol-1) = 890,3 kJ


Vissza

83

Általános kémia

Termokémia


Vissza

84

Egy mol metán égése tehát 890,3 kJ h energiát eredményez. A példában megadott metán anyagmennyisége 204,4 mol. Az égés által felszabadult h energia tehát 890,3 kJ mol-1. 204,4 mol = 181 977 kJ = 181,977 MJ. A 6.1. táblázatban ismertebb vegyületek képz désh i (standard entalpiái) vannak felsorolva. A számbeli értékek 25 °C-on és 1 atm nyomáson, [kJ mol-1] dimenzióban érvényesek. Vegyület AgCl (s) AgNO3(s) Al2O3(s) H3BO3 (s) BaCl2 (s) BaSO4 (s) BaCO3 (s) HBr (g) C (grafit) C (gyémánt) CO (g) CO2 (g) 2

CO 3 (aq) HCO 3 (aq) CS2 (g) HCN (aq) CO(NH2)2 (aq) CH4 (g) CaO (s) Ca(OH)2 (s) CaF2 (s) CaCl2 (s) CaSO4 (s)

ΔH k [kJmol-1] -127,0 -123,1 -1669,8 -1087,9 -860,1 -1464,4 -1218,8 -36,2 0 1,9 -110,5 -393,5 -676,3

Vegyület HF (g) Fe2O3 (s) H2 (g) H+ (aq) OH- (aq) H2O (g) H2O (l) HgO (s) Hg2Cl2 (s) I2 (s) I- (aq) KCl (s) KNO3 (s)

ΔH k [kJmol-1] -268,6 -822,2 0 0 -229,9 -241,8 -285,8 -90,7 -264,9 0 55,9 -435,9 -492,7

-691,1

MgO (s)

-601,8

N2 (g) NH3 (g) NH4Cl (s) NO (g) NO2 (g) N2O4 (g) HNO3 (l) NaCl (s) Na2CO3 (s)

0 -46,3 -315,4 90,4 33,8 9,7 -173,2 -411,0 -1130,9

0

115,3 105,4 -319,2 -74,8 -635,6 -986,6 -1214,6 -795,0 -1432,7


0

Vissza

84

Általános kémia

Termokémia


CaCO3 (s) CdSO4 (s) HCl (g) Cr2O3 (s)

-1206,9 -926,2 -92,3 -1128,4

2

CrO 4 (aq) 2

Cr2O 7 (aq) CuO (s) CuCl (s) CuS (s) CuSO4 (s)

-863,2 -1460,6 -155,2 -134,7 -48,5 -769,9

NaHCO3 (s) O2 (g) O3 (g) 3

PO 4 (aq) PbO (s)

Vissza

85

-947,7 0 142,2 -1284,1 -217,9

PbS (s)

-94,3

PbSO4 (s) H2S (g) ZnO (s) ZnSO4 (s)

-918,4 -20,2 -348,0 -978,6

6.1. táblázat: Vegyületek standard képz désh i (25 °C -on) 6.5. Fajh , molh és h kapacitás A h mennyiség fogalmát a 6.1. fejezetben már részben ismertettük. Itt csak röviden megismételjük, hogy az a h mennyiség, amely 1 g tömeg víz h mérsékletét 101 325 Pa nyomáson 14,5 °C-ról 15,5 °C-ra emeli, definíció szerint 1 kalóriával egyenl . Azt is már tudjuk, hogy a kalória, mint egység nem felel meg az SI-mértékrendszernek, és hogy a h energia egysége a joule: 1 J = kg.m2.s-2 = N.m = 4,1868 cal = 0,238846 cal (6.18.) Azt a h mennyiséget, amely ahhoz szükséges, hogy 1 g anyag h mérsékletét 1 °C–kal emeljük, fajh nek nevezzük. A fajh dimenziója J g-1 °C-1. A fajh jelölésére a kis c bet t használjuk. A fajh minden anyagra jellemz , de az egyes anyagok fajh inek összehasonlítása nem alkalmas a termikus viselkedések összevetésére, mivel a különböz anyagok grammnyi mennyiségében eltér az atomok, ill. molekulák száma. Ha a fajh értékét szorozzuk az anyag molekulatömegével, megkapjuk az illet anyag molh jét. A vegyületek molh i összevethet k. A molh dimenziója J mol-1 °C -1, jelölésére a nagy C bet t használjuk. Az anyag tetsz leges tömegének a h kapacitását az adott tömeg és az anyag fajh jének a szorzata adja meg. Az anyag ilyen mennyiségének a


Vissza

85

Általános kémia

Termokémia


Vissza

86

melegítésénél (vagy h tésénél) forgalmazott h mennyiségét (q) a h kapacitás és a h mérsékletváltozás szorzata adja meg: q = m c ΔT ahol: • • • •

(6.19.)

m az anyag tömege c az anyag fajh je m c az anyag h kapacitása T a h mérsékletváltozás

Mólnyi anyag esetén a (6.19.) a következ képpen módosul: Q = C ΔT

(6.20.)

Ahol C az anyag molh je. Attól függ en, hogy a h közlést (vagy h elvonást) állandó nyomáson, illetve állandó térfogaton visszük véghez, beszélünk állandó nyomáson (Cp) és állandó térfogaton (CV) mért molh r l. Tehát: Cp az a h mennyiség, ami 1 mol anyag h mérsékletét emeli 1 °C-kal úgy, hogy közben a rendszer nyomása állandó marad, és CV az a h mennyiség, ami 1 mol anyag h mérsékletét emeli 1 °C-kal úgy, hogy közben a térfogat nem változik. A tapasztalat arra mutat rá, hogy (gázhalmazállapotú anyagoknál érzékelhet bben) a Cp értéke nagyobb, mint a CV. Ezt a jelenséget nem nehéz megindokolni: állandó nyomás biztosítása esetén a rendszer hevítésekor kiterjed. A felvett h ebben az esetben egyrészt arra használódik, hogy a h mérsékletet növeli, másrészt arra, hogy a környezettel szemben kifejtett térfogati munka energiaszükségletét fedezi. Az entalpiaváltozásról szólva már hangsúlyoztuk, hogy az, az állandó nyomáson lejátszódó folyamatok h jével (azaz a Qp-val) egyenl . A (6.20.) egyenlet szerint tehát Qp = Cp ΔT = ΔH

(6.21.)

QV = CV ΔT = ΔU

(6.22.)

és hasonlóan


Vissza

86

Általános kémia

Termokémia


Ahol

Vissza

87

Qp az állandó nyomáson lejátszódó folyamat h je Cp az állandó nyomáson mért mólh H a folyamat entalpiaváltozása QV az állandó térfogaton lejátszódó folyamat h je CV az állandó térfogaton mért mólh U a folyamat bels energia változása.

Cseppfolyós és szilárd halmazállapotú anyagoknál a h kiterjedés kis mérték , és ezért a Cp- és CV- értékek közötti különbségek rendszerint elhanyagolhatóak. Gázoknál viszont a h mérséklet emelkedésével a kiterjedés jelent s, és a molh k közötti különbség már nem hanyagolható el. A szén-dioxid esetében például, 0 °C h mérsékleten: Cp = 36,09 J mol-1 °C -1 és

CV = 27,78 J mol-1 °C-1.

Kicsit mélyebb termodinamikai megközelítéssel a következ egyszer függvény vezethet le: Cp - CV = R (6.23.) ahol

R az egyetemes gázállandó (R = 8,314 J mol-1 K-1).

A (6.23.) egyenlet a m szaki gyakorlat sok területén nagyon hasznos eszközt jelent. Ez az egyenletet a Mayer-egyenlet megnevezést viseli. 6.5.1. Kalorimetria

A reakciókat kísér felszabadult vagy elnyel dött h mennyiségeket aránylag igénytelen berendezések, a kaloriméterek segítségével kísérletileg meg tudjuk határozni. E berendezések közül a vízi közeget alkalmazó "kávéscsésze" típusú kaloriméter a legegyszer bb. A 6.6. ábrán bemutatott kávéscsésze kaloriméter a termokémiai gyakorlat részére sok lehet séget nyújt. Példaként említsük meg az ionos jelleg szilárd halmazállapotú vegyületek vízben való oldásh je meghatározását. Az oldás a következ egyenlet szerint megy végbe: MX (s)

M+ (aq) + X- (aq)

(6.24.)

A kaloriméter használata a következ munkamenetet igényli: Ismert mennyiség víz beadagolása után a kaloriméter fedelét visszahelyezzük és


Vissza

87

Általános kémia

Termokémia


Vissza

88

megállapítjuk a rendszer h mérsékletét. A mintát megmérjük és a tömege helyes ismeretében azt a kaloriméterbe helyezzük, majd keverés által feloldjuk. Exoterm oldás esetén a h mérséklet növekedni, endoterm oldásnál csökkenni fog. A tovább már nem változó h mérsékletet leolvassuk, és a víz és a minta mennyisége ill. a h mérséklet-különbség ismeretében megatározzuk az oldásh t. A számítási eljárást a 2. példa mutatja be.

6.6. ábra: A kávéscsésze-kaloriméter 2. példa: A következ adatok ismeretében határozzuk meg az NaOH moláris oldásh jét! A kísérlet véghezviteléhez egy olyan (polisztirolból készült) kaloriméter áll rendelkezésre, amelynek a h kapacitása az elvégzend munka részére elhanyagolható. A kaloriméterbe 100,0 g vizet, majd 5,0 g nátrium-hidroxidot adagolunk; a h mérséklet 25,0 °C-ról 32,5 °C-ra növekszik; a nátrium-hidroxid moltömege MNaOH = 40,0 g mol-1, fajh je cNaOH = 2,01 J g-1 °C -1; a víz fajh je cH2O = 4,1868 J g-1 °C -1. Megoldás: Els lépésként kiszámítjuk az oldat összetev inek h mérséklete növelésére szükséges h t. A (6.19.) szerint


Vissza

88

Általános kémia

Termokémia


Vissza

89

qp(össz.) = qp(H2O) + qp(NaOH) = m(H2O).c(H2O).ΔT + m(NaOH).c(NaOH).ΔT qp(H2O) = 100,0 g . 4,1868 J g-1 °C -1. 7,5 °C = 3140,1 J qp(NaOH) = 5,0 g . 2,01 J-1 °C -1 . 7,5 °C = 75,4 J qp(össz.) = 3140,1 J + 75,4 J = 3215,5 J = 3,2155 kJ A reakció (az oldás) által tehát 3,2155 kJ h szabadult fel és ezért a termékek entalpiája 3,2155 kJ-lal kisebb, mint a kiinduló anyagoké, azaz qp(oldás) = - 3,2155 kJ. Második lépésként a nátrium-hidroxid moláris oldásh jét határozzuk meg: - 3,2155 kJ = - 25,72 kJ mol-1 Qp = ΔH = 40,0 g mol-1 ‚ 5,0 g A nátrium-hidroxid moláris oldásh je tehát -25,72 kJ mol-1. A 6.7. ábra a palack típusú kalorimétert mutatja be. Ez a típusú kaloriméter kissé bonyolultabb termokémiai mérésekre alkalmas.

6.7. ábra: A vegyületek képz désh je meghatározására alkalmas palack kaloriméter


Vissza

89


Termokémia Vissza

90

A palack kalorimétert a gyakorlatban f képp robbanóanyagok és f t anyagok égésh inek a meghatározására használják. A vizsgált mintát egy vastag falú acélpalackban helyezik el, majd légmentesen és vízhatlanul elzárják. A palackba elegend mennyiség oxigént nyomnak (20 atm a szokásosan alkalmazott oxigénnyomás). Az így ellátott palackot egy jól h szigetelt konténerbe helyezik el, amelybe aztán a palackot teljesen befed , ismert mennyiség vizet öntenek. A kalorimétert fedéllel látják el, majd leolvassák a tovább már nem változó h mérsékletet. Ezután egy villamosgyújtó segítségével megkezdik a reakciót. Ha minden jól megy, a minta az oxigén atmoszférában tökéletesen elég, és a termékek h mérséklete jelent s értékeket ér el. A keletkezett gázok viszont gyorsan leh lnek, és a rendszer összetev i h mérséklete kiegyenlít dik. A termokémiai számítások elvégzésére a víz a kísérlet során elért legmagasabb h mérséklete a mérvadó. Mivel a palack kaloriméter h kapacitása már távolról sem hanyagolható el, azt a kísérlet el tt kell meghatározni. • A kaloriméterek h kapacitását elméleti vagy kísérleti módszerrel lehet meghatározni. Az elméleti módszer a kaloriméter egyes alkotórészei h kapacitásainak az összegzéséb l áll. Ehhez, persze, mindegyik összetev tömegének és fajh jének az ismerete szükséges. A kísérleti megközelítés egyszer bb: A kaloriméterben egy olyan reakciót valósítunk meg, amelynek a h effektusai pontosan ismertek. •

A (6.18.) egyenlet nem részletezi, hogy vajon a folyamat állandó nyomáson, vagy állandó térfogaton megy e végbe. A kávéscsésze típusú kaloriméterben lejátszódó oldás atmoszférikus (állandó) nyomáson történik. A palack kaloriméterben viszont légmentes (és természetesen vízhatlan) konténerben (tehát állandó térfogaton) játszódik le az égés.

3. példa: A hidrazin (N2H4), többek között, mint rakéta-üzemanyag használható. Feltételezve, hogy egy palack típusú kaloriméterben, amelybe 1200 g vizet öntöttünk 1,0 g hidrazint égettünk el, határozzuk meg a minta (azaz 1 g hidrazin) állandó térfogaton mért égésh jét, valamint a hidrazin állandó térfogaton mért moláris égésh jét. A következ adatok ismertek: • kezd h mérséklet 24,62 °C


Vissza

90


• • • •

Termokémia Vissza

91

legmagasabb h mérséklet 27,96 °C a kaloriméter h kapacitása 840 J °C -1 a víz fajh je 4,1868 J g-1 °C –1 a hidrazin moltömege MN2H4 = 32,05 g mol-1.

Megoldás: A (6.19.) egyenletet követve qV = m . c . ΔT qV = 1200 g . 4,1868 J g-1 °C -1. 3,34 °C + 840 J °C -1 3,34 °C = = 16 780,7 J + 2 805,6 J = 19586,3 J = 19,5863 kJ Mivel a minta égése által 19,5863 kJ h energia szabadult fel, 1 g hidrazin állandó térfogaton mért égésh je - 19,5863 kJ. A hidrazin moltömege MN2H4 = 32,05 g mol-1, tehát a hidrazin állandó térfogaton mért moláris égésh je: - 19,5863 kJ QV = 32,05 g mol-1 ‚ = - 627,74 kJ mol-1. 1g 6.6. Néhány fontos termokémiái fogalom Az eddig ismertetett termokémiai tudnivalókkal szorosan összefügg egynéhány a mérnöki gyakorlatban gyakran alkalmazott fogalom. Ezeket kívánjuk röviden jellemezni. 6.6.1. Égésh és f t érték

Az égésh fogalma alatt a fölös oxigénben történ tökéletes elégéskor felszabaduló h t értjük. Kémiailag egységes anyagoknál ezt mólnyi menynyiségre, nem egységes anyagoknál (földgáz, ásványolaj, k szén) m3-re, gra, kg-ra vonatkoztatjuk. Az égésh a tüzel anyagok egyik legfontosabb jellemz je. Tüzel anyagoknál égésh nek nevezzük az egy kilogramm, 20 °C-os anyag elégetésekor nyert h t, ha a széntartalom CO2-dá, a kéntartalom SO2-dá, a hidrogéntartalom vízzé ég el, éspedig úgy, hogy ez a víz, valamint a tüzel anyag eredeti víztartalma folyékony halmazállapotban lesz jelen az égéstermékekben. A folyamat végén az égéstermékek h mérséklete szintén 20 °C lesz. A f t érték a víz kondenzációs h jével kisebb, mint az égésh . A f t érték tehát az a h , ami akkor szabadul fel, ha az égéskor keletkezett


Vissza

91


Termokémia Vissza

92

víz valamint a tüzel anyag nedvességtartalma g z állapotban van jelen az égéstermékben. 6.6.2. Átalakulási h

Sok olyan folyamatot ismerünk, amelyek állandó nyomáson h t termelnek, vagy h t nyelnek el, éspedig akkor is, ha állandó a h mérséklet. Ilyen például az olvadás, a párolgás, az oldódás, a módosulat-változás, stb. Az ilyen folyamatoknál létrejöv h effektusokat általánosan átalakulási h nek nevezzük. Mivel az átalakulás egy bizonyos h mérsékleten történik, tehát az átalakulási h felvétele, ill. leadása nem jár h mérsékletváltozással. Az átalakulási h t ezért a termokémiában latens-, vagyis rejtett h nek is nevezték. A halmazállapot-változások h i közül a párolgásh , olvadásh és szublimációs h mindig pozitív, mivel ezek endoterm folyamatok. A fordított átmenetek, azaz a kondenzáció és a fagyás h felszabadulással járnak, tehát el jelük negatív. Hasonlóan a képz dés-h höz és az égésh höz, a fázisátmenetek h effektusait is az anyagok mólnyi mennyiségére szokás vonatkoztatni. 6.6.3. Közömbösítési h

Ha valamely sav és bázis egyenérték mennyiségeit vizes oldatban reagáltatjuk, akkor h szabadul fel. Ezt a h t közömbösítési h nek nevezzük. A tapasztalat arra mutat, hogy azokban a semlegesítési reakciókban, ahol egyérték er s sav egy mólját egyérték er s bázis egy móljával közömbösítjük, függetlenül az anyagi min ségt l, mindig egyforma h szabadul fel. E jelenség magyarázata a következ . Er s elektrolitok oldataiban a reakciókban csak a rosszul disszociáló termékeket eredményez ionok vesznek részt. Mint ahogy az az olvasó számára bizonyára ismert, a folyamat el tt és után is disszociált állapotban lev alkotókat nem kell figyelembe venni. Semlegesítési reakcióknál a fém és a savmaradék-ion semmi változást sem szenved, csak a H+ és az OH- ionok egyesülnek vízzé. Ennek a reakciónak a h je állandó, éspedig -56,2 kJ mol-1. Tehát, ha egyérték er s sav egy mólját egyérték er s bázis egy móljával közömbösítjük, mindig 56,2 kJ energia szabadul fel.


Vissza

92

Általános kémia

Termokémia


6.7. Ellen rz

Vissza

93


•

Miért veszélyes tömény savba, például kénsavba (hígítás érdekében) vizet önteni? Hogyan oldaná meg ezt a problémát? • Fontolja meg 25 °C-on a jelölt fizikai állapotban jelenlev halogéneknek a várható standard képz désh it (nullával egyenl , pozitív el jel vagy negatív el jel ): (a) Cl2(l), (b) Cl2(g), (c) I2(s), (d) I2(g), (e) Br2(g), (f) Br2(l). • Miért fontos a termokémiai egyenleteknél megjelölni az anyagok fizikai állapotát (halmazállapotát)? • Milyen körülmények között egyenl a reakció h je a reakció entalpiaváltozásával? • Magyarázza meg, miért érzik a férfiak a borotválást követ arcvíz használata után annak a h t hatását, ismerve a következ egyenletet: C2H5OH (l) C2H5OH (g); ΔH = 42,2 kJ • A réz fajlagos h je 0,385 J g-1 °C-1. Egy 1500,0 g tömeg rézdarabot 25,0 °C-ról 225,0 °C-ra hevítünk. Milyen mennyiség h energiát (kJ) nyelt el a rézdarab? • Az arany ill. réz fajlagos h je 0,129 J g-1 °C-1ill. 0,385 J g-1 °C-1. Egy 15,0 g tömeg és 15,0 °C h mérséklet aranylapot egy 15,0 g tömeg és 225 °C h mérséklet rézlapra helyezünk. Elhanyagolva a környezettel közölt h energiát, számítsa ki, milyen lesz a két fémlap végs közös h mérséklete! • Sportolók a versenyek el tt gyors energianyereség érdekében gyakran fogyasztanak glükózt (C6H12O6). A glükóz az emberi szervezetben (persze, más szervezetekben is) gázhalmazállapotú szén-dioxiddá és cseppfolyós halmazállapotú vízzé oxidálódik. Írja fel azt a kémiai egyenletet, amely jellemzi a glükóz szervezetbeli feldolgozását. A tökéletes oxidációt feltételez reakció standard entalpiaváltozása ismert: ΔH 0reak. =2817,7 kJmol-1. Mennyi h energiát nyer a sportoló szervezete egy 50 g glükózt tartalmazó cukrászsüteményt fogyasztásával? • Ismerve a következ reakciók termokémiai adatait: C2H2 (g) + 5/2 O2 (g) 2 CO2 (g) + H2O (l); ΔH 0reak. = -1300,8 kJ C (s) + O2 (g)

CO2 (g); ΔH 0reak. = -394,0 kJ

H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O (l); ΔH 0reak. = -286,0 kJ határozza meg a szén, a hidrogénnel való reakciója standard entalpiaváltozását:


Vissza

93

Általános kémia

Termokémia


2 C (s) + H2 (g) •

Vissza

94

C2H2 (g); ΔH 0reak. = ?

A kálium-szulfát moláris oldásh je + 24,3 kJ mol-1. A K2SO4 fajh je 0,795 J g-1 °C -1. Ha 2,0 g kálium-szulfátot 10,0 g tömeg , 20,0 °C h mérséklet vízben oldunk fel, milyen lesz az oldat h mérséklete?


Vissza

94

Általános kémia

A gázhalmazállapot


Vissza

95

7. A gázhalmazállapot Az atomok és a molekulák olyan kis anyagi egységek, amelyek közvetlenül nem észlelhet k. A közvetlenül észlelhet és mérhet anyagi rendszerek legalább 106-1012 darab atomból állnak. Ezeket az anyagi rendszereket halmazoknak nevezzük. Az elemek és vegyületek tulajdonságai mindig az illet anyag halmazának sajátságait fejezik ki. 7.1. A halmazok szerkezete A halmazt alkotó részecskék atomok, molekulák vagy ionok lehetnek. Ezek a részecskék egymáshoz viszonyított helyzetüket állandóan változtatják, tehát folytonos mozgásban vannak, akárcsak az elektronhéj elektronjai. A halmazban lev atom, molekula vagy ion mozgását részben a klaszszikus fizika, részben a kvantummechanika törvényeivel tudjuk a legmegfelel bben leírni. A molekuláris mozgás három összetev re bontható. • transzlációs mozgás: a molekulák haladó mozgása, amelynek sebessége és iránya változik a molekulák ütközésekor, • rotációs mozgás: a molekulák forgó mozgása, • vibrációs mozgás: a molekulák rezg mozgása, melynek következtében az egyes atomok távolsága változik a molekulán belül. A molekuláris mozgásfajták a 7.1. ábrán láthatók.

7.1. ábra: A molekuláris mozgás összetev i A transzlációs mozgás érzékelhet is: ezt jól igazolja pl. a szag terjedése.


Vissza

95


A gázhalmazállapot Vissza

96

Az állandó mozgásban lev részecskéknek mozgási energiájuk van. Ez a mozgási (kinetikus) energia a részecskék közötti vonzóer ket gyengíti, s t meg is haladhatja azokat. A halmaz állapota a mozgási energia és a részecskék közötti vonzóer k viszonyától függ. A mozgási energia a h mérséklet növelésével együtt folyamatosan n . Vannak olyan határh mérsékletek (olvadáspont, forráspont), amelyeken a mozgási energia ugrásszer en megn , olyan mértékben, hogy ezzel együtt a halmaz állapota is megváltozik. Érzékszerveinkkel közvetlenül észlelhet tulajdonságaik alapján a halmazokat három csoportra lehet osztani: gázokra, folyadékokra és szilárd testekre. A fizikai világkép fejl dése során azonban olyan anyagi formák is ismertté váltak, amelyek nem sorolhatók a fenti halmazállapotokba. Több millió K-en az atomokból egy régebben nem ismert halmaz, az ún. plazma keletkezik, amelynek s r sége sokszorosan meghaladja a szilárd testek s r ségét is. Hasonló módon nem sorolhatók a klasszikus halmazállapotok egyikébe sem azok az anyagok, amelyek 0 K h mérséklet közelében a szuperfolyékonyság, illetve a szupravezetés állapotában vannak. Azokat az anyagi rendszereket azonban, amelyekkel a kémia foglalkozik, többékevésbé jól besorolhatjuk a gáz, a folyékony vagy a szilárd halmazállapotok egyikébe. Gázhalmazállapotban a molekulák átlagos távolsága több nagyságrenddel nagyobb saját átmér jüknél. Ennek következtében a molekulák egymásra gyakorolt hatása kicsi, s t egyes esetekben (ideális gázokban) teljesen elhanyagolható. A gázok önálló molekulákból állnak. Kinetikus energiájuk nagy, mozgásuk transzlációs, rotációs és vibrációs összetev kre bontható. A gázok a rendelkezésükre álló teret egyenletesen töltik ki, térfogatuk viszonylag kis er vel megváltoztatható, tehát sem önálló alakjuk, sem önálló térfogatuk nincs. A folyékony halmazállapot átmenetet képez a gáz és a szilárd halmazállapot között. Folyékony halmazállapotban a molekulák állandóan érintkeznek egymással, ezért a molekulák közötti kölcsönhatás már jelent s. Mozgásuk els sorban rotációból és vibrációból áll. A folyadékok kinetikus energiája kisebb, mint a gázoké, viszont ez az energia még akkora, hogy teljes rendezettség nem alakulhat ki. A folyadékok önálló alakkal nem rendelkeznek, felveszik a tartóedény alakját. Viszont önálló térfogatuk van, amely nagy er vel is csak kismértékben változtatható meg.


Vissza

96



97

Gáz és folyékony állapotban a halmazok nem alaktartók, a rendelkezésükre álló tér alakjához igazodnak. Ezért ezt a két halmazállapotot együttesen fluid állapotnak is nevezzük. Szilárd halmazállapotban a legkisebb a molekulák kinetikus energiája. A molekulák mozgása lényegében már csak vibrációs jelleg , helyzetüket egymáshoz képest nem változtathatják. Egymásra gyakorolt hatásuk következtében a molekulák elhelyezkedése teljes mértékben rendezett, és ez a rendezettség az egész halmazra kiterjed. A szilárd halmazállapotú anyagoknak min ségükt l függ , önálló alakjuk és meghatározott térfogatuk van. Térfogatuk igen nagy er hatására is csak kismértékben változik meg. Folyékony és szilárd állapotban a halmazok meghatározott térfogattal rendelkeznek, ezért ezt a két halmazállapotot gy jt névvel kondenzált állapotnak is nevezzük. 7.2. A kinetikus gázelmélet A kinetikus gázelmélet szerint a gázok folytonos, véletlenszer mozgást végz molekulákból állnak. A gázok kinetikus elmélete a következ öt posztulátumon alapul. • A gázok olyan molekulákból állnak, amelyek mérete elhanyagolható a molekulák közötti távolsághoz viszonyítva. Ez azt jelenti, hogy nem kell figyelembe venni a gázmolekulák saját térfogatát. Ezért a gázok nagy mértékben összenyomhatók. • A gázmolekulák minden irányba véletlenszer és teljesen rendezetlen mozgást végeznek. Ezt a mozgást Brown-féle mozgásnak nevezzük. A botanikus Robert Brown 1827-ben vízben lev pollenszemcséket vizsgált mikroszkóppal. Azt vette észre, hogy a szemcsék gyors, rendezetlen mozgást végeznek. Ugyanezt a jelenséget láthatjuk, ha füstrészecskéket figyelünk meg a leveg ben. A Brown-féle mozgás miatt a gáz jellemz i (például a nyomás) a tér minden irányában azonosak. • Két molekula közötti vonzó vagy taszító er k (intermolekuláris er k) a gázban nagyon gyengék, vagy elhanyagolhatók, kivéve amikor a molekulák összeütköznek. Ez azt jelenti, hogy egy molekula egyenes vonalú egyenletes mozgást végez mindaddig, amíg egy másik molekulával, vagy az edény falával össze nem ütközik. Ennek következtében a gázok teljes mértékben betöltik a rendelkezésükre álló teret. • A gázmolekulák rugalmasan ütköznek egymással. A gáz nyomása a molekuláknak az edény (palack) falába történ ütközéséb l ered. A


Vissza

97



98

rugalmas ütközésben nem vész el kinetikus energia. Ütközéskor az egyes molekulák sebességének nagysága és iránya is megváltozik, de az egész gázhalmaz összes kinetikus energiája változatlan marad. • Egy molekula átlagos kinetikus energiája arányos az abszolút h mérséklettel. Minél magasabb a h mérséklet, annál nagyobb a gáz- molekulák kinetikus energiája. Megfigyelhet , hogy a Brown-mozgás növekszik a h mérséklet emelésével. A gyakori ütközések miatt egyes molekulák sebessége megn , másoké csökken. A gázban minden lehetséges molekulasebesség el fordul, de különböz gyakorisággal. A kinetikus energia nem egyenletesen oszlik el az összes molekulára. Statisztikai valószín ség alapján megadható, hogy az összes molekulák hányad részének van az átlagnál nagyobb, illetve az átlagnál kisebb sebessége. Ezt adja meg a Maxwell-Boltzmann-féle sebesség-eloszlási görbe, amely a 7.2. ábrán látható. Ez a sebességeloszlás egyúttal energiaeloszlásnak is megfelel.

7.2.ábra: Az O2-molekulák sebességeloszlási görbéje Az ábrán az O2-molekulák sebességeloszlása látható 273 K-en (0°Con) és 373 K-en (100°C-on). A függ leges tengelyen a meghatározott sebességgel (ill. energiával) rendelkez O2-molekulák százalékos mennyisége van megadva, míg a vízszintes tengelyen azok a sebességek vannak feltün-


Vissza

98

Általános kémia



Vissza

99

tetve m/s-ban, amellyel a gáz molekulái rendelkeznek. A sebességeloszlási görbének maximuma van, ennek a maximumnak a legvalószín bb sebesség felel meg. A gázhalmazban ennél nagyobb és kisebb sebességek is el fordulnak, de a legvalószín bb sebességt l távolodva egyre csökken az adott sebességgel mozgó molekulák viszonylagos mennyisége. A gázmolekulák sebességeloszlása a h mérséklet függvénye. A h mérséklet emelésével a görbe maximuma a nagyobb sebességek felé tolódik el, vagyis megn a nagy sebesség molekulák részaránya. A gázmolekulák átlagsebessége a h mérséklet függvényében az alábbi összefüggéssel adható meg: ⎯v

=

3⋅R⋅T ⎯⎯⎯⎯ M

ahol : • v = átlagsebesség (m/s) • R = egyetemes gázállandó (8,314 J ⋅ K-1 ⋅ mól-1) • T = abszolút h mérséklet (K) • M = a gáz relatív molekulatömege (kg/mól) Az O2-molekula átlagsebessége 373 K-on a képlet alapján számítva: ⎯v

=

3 ⋅ 8,314 ⋅ 373 ⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯ 0,032

= 539 m/s

7.3. Gáztörvények A gázok között lejátszódó reakciókkal kapcsolatban Gay-Lussac az 1800as évek elején publikált néhány kísérleti eredményt. Felfedezése a következ volt: ha a gázok reakcióba lépnek egymással, akkor a reagáló és a keletkez gázok térfogatai úgy aránylanak egymáshoz, mint a kis egész számok. Ez a vegyül gázok térfogati törvénye: 1 térfogat hidrogén + 1 térfogat klór = 2 térfogat sósavgáz 2 térfogat hidrogén + 1 térfogat oxigén = 2 térfogat vízg z 3 térfogat hidrogén + 1 térfogat nitrogén = 2 térfogat ammóniagáz


Vissza

99

Általános kémia



Vissza

100

Ezek a gázreakciók a következ egyenletekkel írhatók le: H2 + Cl2 = 2 HCl 2 H2 + O2

= 2 H2O

3 H2 + N2

= 2 NH3

Bármely gáz 1 mólnyi mennyisége azonos számú (Avogadro-szám: 6,023 ⋅ 1023 ) molekulát tartalmaz, és adott h mérsékleten és nyomáson ugyanakkora térfogatot tölt be. Ezt a térfogatot moláris térfogatnak, vagy röviden móltérfogatnak nevezzük. A gázok térfogatát normál körülmények között hasonlítjuk össze. Ez a normál állapot 0°C h mérsékletet és 1 atm nyomást jelent. Normál állapotban bármely gáz moláris térfogata 22,41 liter. Tehát a gáz anyagi min ségét l függetlenül 0°C h mérsékleten és 1 atm nyomáson 1 mólnyi mennyiség H2, N2, O2 stb. gáz térfogata 22,41 liter, és ez a térfogat 6,023 ⋅ 1023 db gázmolekulát tartalmaz. A gázok állapotát három adattal, az ún. állapotjelz kkel jellemezhetjük. Ezek az állapotjelz k a következ k: térfogat (v), nyomás (p), h mérséklet (t). Az állapotjelz k nem függetlenek egymástól. A következ kben felsorolt gáztörvények az állapotjelz k közötti összefüggéseket fejezik ki. Ezek a törvények minden gázra anyagi min ségükt l függetlenül érvényesek, ha a gázt ideális gáznak tekintjük. A gázt akkor tekinthetjük ideálisnak, ha elég kicsi a nyomása és elég nagy a h mérséklete. Boyle és Mariotte törvénye a gázok nyomása és térfogata közötti összefüggést fejezi ki. A törvény szerint állandó h mérsékleten, azaz izoterm körülmények között a gáz nyomásának és térfogatának szorzata állandó: p1 · v1=p2 · v2 = állandó

ha t = állandó

Gay-Lussac 1. törvénye értelmében h mérsékletváltozás hatására a gázok térfogata is változik, ha a nyomás állandó (izobár körülmények):

vo

v = vo + ⎯⎯ t ha p = állandó 273 Az egyenletet egyszer bb alakba írva: 1 v = vo ( 1 + ⎯⎯ t ) 273 Gay - Lussac 2. törvénye a nyomás és a h mérséklet közötti összefüggést fejezi ki izochor körülmények között. E szerint állandó térfogaton


Vissza

100

Általános kémia



Vissza

101

végzett h mérsékletváltozás hatására a gázok nyomása az alábbi egyenlet szerint változik:

po

p = po + ⎯⎯ t

ha v = állandó 273 Az el z egyenlethez hasonló formába rendezve: 1 p = po ( 1 + ⎯⎯ t ) 273 Az egyenletben szerepl : • vo : a gáz térfogata 0 °C-on • po : a gáz nyomása 0 °C-on • 1/273 = α : a gázok h tágulási együtthatója Ebben a három gáztörvényben mindig a gáz két-két állapotjelz je közötti összefüggést adtuk meg úgy, hogy a harmadik állapotjelz állandó maradt. A 7.3. ábrán Gay-Lussac 1. törvényének grafikus ábrázolása látható. A vo térfogat a 0°C-hoz tartozó gáztérfogatot jelenti. A h mérséklet növelésével a gáz térfogata egyenletesen n . Viszont a törvény értelmében a h mérséklet csökkenésével a gáz térfogata is csökken. Így elérhetjük azt a legalacsonyabb h mérsékletet, amelyen a gáz térfogata elméletileg nullává válik. Ez az abszolút nullapont, ennél alacsonyabb h mérséklet nem állítható el , értéke: -273,16 °C. Ez a h mérséklet a Kelvin-féle h mérsékleti skála nullapontja: 0 K = -273, l6 °C A Kelvin-féle skálán a h mérséklet jele : T, mértékegysége: K (Kelvin-fok) A Kelvin-skála és a Celsius-skála közötti összefüggés: T (K) = t (°C) + 273,16 illetve t (°C) = T (K) − 273,16 Tehát a kétféle h mérsékleti skála nullapontja között van különbség, a skálabeosztás mindkett nél azonos.


Vissza

101

Általános kémia



Vissza

102

7.3. ábra: A gáztérfogat függése a h mérséklett l A gyakorlatban rendszerint a gázok mindhárom állapotjelz je megváltozik. Ezért célszer a három állapotjelz között egyidej összefüggést megállapítani. Ezt fejezi ki az egyesített gáztörvény: 1 p ⋅ v = po ⋅ vo ( 1 + ⎯⎯ t ) 273 A Celsius - fokot Kelvin- fokkal helyettesítve: T − 273 273 + T − 273 povo p⋅v = po⋅vo (1 + ⎯⎯⎯⎯ ) = po⋅ vo (⎯⎯⎯⎯⎯⎯ ) = ⎯⎯⎯ T 273 273 273 Mivel po és vo a 0°C-hoz tartozó nyomás és térfogat, ezért To=273 K. Ezt behelyettesítve és az egyenletet átrendezve az egyesített gáztörvény közismert alakjához jutunk: p⋅v po ⋅ v o ⎯⎯ = ⎯⎯⎯ T To Ez a törvény olyan összefüggést ad meg, amely az ideális gázok bármely két állapota között érvényes, tehát felírható: p1 ⋅ v1 p2 ⋅ v 2 ⎯⎯ = ⎯⎯⎯ T1 T2


Vissza

102

Általános kémia



Vissza

103

ahol az 1-es és 2-es index a gáz két tetsz leges állapotára utal. Ha az egyesített gáztörvényt 1 mól normál állapotú gázra vonatkoztatjuk, akkor megkapjuk az egyetemes gázállandó (R: Regnault-állandó) értékét: po ⋅ vo R = ⎯⎯⎯ = 8, 314 J ⋅ K -1 ⋅ mol-1 To mert normál állapotban: po = 101325 Pa (1 atm) To = 273,16 K (0 °C) 1 mól gáz térfogata (móltérfogat): vo = 22,41 ⋅ 10-3m3 (22,41 liter) A 7.1. táblázatban az egyetemes gázállandó értékét soroljuk fel különböz mértékegységekben. R értéke 8,314 8,314 8,314 0,082 1,987

Mértékegység J K-1 mol-1 kg m2s-2K-1 mol-1 dm3kPa K-1 mol-1 liter atm K-1 mol-1 cal K-1 mol-1

7.1. táblázat: Az egyetemes gázállandó értéke különböz egységekben Az R tehát SI-mértékegységben: R = 8,314 J K-1 mol-1, amely megfelel 8,314 dm3 kPa K-1 mól-1 - nek. Az egyetemes gázállandó segítségével felírható az általános gáztörvény a gáz 1 móljára: p⋅v = R⋅T A törvény szerint egy mól gáz nyomásának és térfogatának szorzata arányos az abszolút h mérséklettel, arányossági tényez az egyetemes gázállandó. Az általános gáztörvényt tetszés szerinti mólszámra is felírhatjuk: p⋅v = n⋅R⋅T ahol n = m/M a gáz móljának száma m = a gáz tömege (g) M = a gáz relatív molekulatömege (g/mól)


Vissza

103

Általános kémia



Vissza

104

Az általános gáztörvény az anyagi min ségt l függetlenül bármilyen gázra érvényes, amennyiben a gázt ideálisnak tekintjük. A valóságban ideális gáz nincsen. Ez a törvény azonban nagyon jól használható a gyakorlatban, még ha csak közelítés is. 7.4. Számítási feladatok 1. Mintapélda Egy bizonyos gázmennyiség térfogata 20,0 °C-on 4,0 liter, nyomása 0,9 atmoszféra. Mekkora lesz a gáz nyomása Pascal (Pa) egységben, ha térfogata 2,5 literre, h mérséklete pedig 70,0 °C-ra változik? Megoldás Foglaljuk össze az adatokat úgy, hogy az összetartozó állapotjelz k azonos index ek legyenek: t1 = 20,0 °C t2 = 70,0 °C v1 = 4,0 l v2 = 2,5 l p1 = 0,9 atm p2 = ? (Pa) Az egyesített gáztörvény szerint a h mérsékletet Kelvin-fokokban kell megadni, tehát: T1 = 20,0 + 273,16 = 293,16 K T2 = 70,0 + 273,16 = 343,16 K Az egyesített gáztörvény: p1 ⋅ v1 p2 ⋅ v 2 ⎯⎯ = ⎯⎯⎯ T1 T2 Az adatokat behelyettesítve: 0,9 atm. ⋅ 4,0 l ⎯⎯⎯⎯⎯⎯ 293,16 K

p2 ⋅ 2,5 l = ⎯⎯⎯⎯ 343,16 K

és az egyenletet p2-re megoldva: 0,9 atm. ⋅ 4,0 l ⋅ 343,16 K p2 = ⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯ = 293,16 K ⋅ 2,5 l


1,685 atm

Vissza

104

Általános kémia



Vissza

105

A nyomás értékét (természetesen) atm egységben kaptuk meg. Ezt kell átszámítani Pa egységre. Ehhez ismernünk kell a nyomásegységek közötti összefüggéseket: 1 atm = 1,013 bar = 101325 Pa = 760 Hgmm (1013 mbar) (101,325 kPa) (760 torr) Ennek ismeretében: p2 = 1,685 ⋅ 101325 = 170 732,6 Pa 2.Mintapélda Hány gramm oxigént tartalmaz egy 50 liter térfogatú oxigénpalack 15 atmoszféra nyomáson és 21 °C h mérsékleten? Az oxigén a példa megoldásánál ideális gáznak tekinthet . Az oxigén relatív molekulatömege: M = 32 g mol−1 Az egyetemes gázállandó értéke: R = 8,314 J⋅ K-1 ⋅ mol−1 Megoldás Az adatokat felírva: v = 50 l p = 15 atm t = 21 °C T = 294,16 K M = 32 g ⋅ mol-1 R = 8,314 J ⋅ K-1 ⋅ mol-1 m = ? (g) Az általános gáztörvény szerint: p⋅v=n⋅R⋅T Ezért

és

m n= ⎯ M

m p⋅v = ⎯ ⋅ R⋅T M

Az egyenletb l m-et kifejezve: p⋅v⋅M m = ⎯⎯⎯⎯ R⋅T


Vissza

105

Általános kémia



Vissza

106

Az egyenletbe a nyomás értékét Pa egységben, a térfogatot pedig m3-ben kell behelyettesíteni: 15 ⋅ 101325 Pa ⋅ 50 ⋅ 10-3m3 ⋅ 32g mol-1 m = ⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯ = 994,3 g 8,314 J ⋅ K-1 ⋅ mol-1 ⋅ 294,16 K Az oxigéngáz tömege :

m = 994,3 gramm

7.5. A reális gázok A kísérletek azt mutatják, hogy az általános gáztörvény jól leírja a gázok viselkedését kis nyomáson és magas h mérsékleten. Ezzel szemben nagy nyomáson és alacsony h mérsékleten csak közelít számításokra, becslésekre alkalmas. A reális gázok ugyanis alacsony h mérsékleten és magas nyomáson eltérést mutatnak az ideális gázokra érvényes összefüggésekt l. Így a nyomás és a térfogat szorzata reális gázok esetében nem állandó, hanem függ a gáz nyomásától. A 7.4. ábra különböz gázok pv értékeit mutatja 0°oC-on: Látható, hogy a reális gázok eltérnek Boyle és Mariotte törvényét l és ez az eltérés a gázok anyagi min ségét l függ. Vannak pozitív eltérés gázok (H2 és N2), melyeknél a pv szorzat a nyomás növekedésével együtt folyamatosan n . A többi gáz (CH4 és CO2) esetében a pv szorzat értéke a nyomás növekedésével kezdetben csökken, elér egy minimumot, majd a nyomás további növelésével n , és megközelíti az ideális gázokra vonatkozó értéket. A nagy nyomású gázokban nagy a térfogategységre es molekulák száma. Ezért a molekulák saját térfogata már nem hanyagolható el a rendelkezésre álló térfogat, vagyis a gáztérfogat mellett. Továbbá nem hagyható figyelmen kívül a molekulák kölcsönhatása sem a molekulák közelsége miatt. A molekulák saját térfogatát és egymásra gyakorolt vonzó (kohéziós) hatását veszi figyelembe a van der Waals-féle állapotegyenlet: a 1 mól gázra : (p + ⎯ ) (v − b) = R T v2 n2a n mólra : (p + ⎯ ) ( v − nb) = n R T v2 ahol a = a gáz min ségét l függ kohéziós állandó b = a gázmolekula saját térfogatának mértéke


Vissza

106



107

p, v, n, R, T = ugyanaz, mint az általános gáztörvényben.

7.4. ábra: A reális gázok eltérése Boyle és Mariotte törvényét l A molekulák, amikor a fallal ütköznek, akkor is a többi molekula vonzó hatása alatt vannak, amely visszatartja ket a tartály falától. Az ideális gázzal összehasonlítva, ez a hatás csökkenti a fallal való ütközés erejét. A tényleges nyomás ezért kisebb lesz, mint az általános gáztörvény szerint meghatározott érték, ezért kell korrigálni p értékét, figyelembe véve a molekulák közötti vonzóer ket is. Egy molekula kicsi, de véges teret foglal el. Ezért az a térfogat, amelyben a molekula mozoghat, csökken. Ezért kell levonni az nb tagot a v térfogat értékéb l. Az a és b állandók a gáz anyagi min ségét l függnek és kísérletileg határozhatók meg. A 7.2. táblázat néhány gázra megadja a van der Waals-féle állandók értékét. A reális gázok esetében a számításokhoz az általános gáztörvény helyett a van der Waals-egyenletet kell használni.


Vissza

107

Általános kémia



Vissza

108

Gáz

a (m6 Pa mol-2)

b (10-6 m3 mol-1)

Hélium, He Neon, Ne Hidrogén, H2 Nitrogén, N2 Szén-monoxid, CO Oxigén, O2 Etilén, C2H4 Szén-dioxid, CO2 Ammónia, NH3

0,00346 0,02135 0,0247 0,141 0,151 0,138 0,453 0,364 0,423

23,7 17,1 26,6 39,1 39,9 31,8 57,1 42,7 37,1

7.2. táblázat: A van der Waals-állandók 3. Mintapélda A van der Waals - egyenlet alapján számítsuk ki, mekkora nyomást fejt ki 10,0 mól szén-dioxid egy 2,0 literes edényben 47 °C-on. Ezután végezzük el a számítást az ideális gázok állapotegyenlete alapján is. A kapott eredményeket hasonlítsuk össze a kísérletileg meghatározott nyomással, amely 8,3 ⋅ 106 Pa. Megoldás Az adatok: n = 10 mól v = 2,0 l = 2 ⋅ 10-3 m3 t = 47°C T = 320 K R = 8,314 J ⋅ K-1 ⋅ mol-1 p=? A CO2-gáz van der Waals állandói: a = 0,364 m6 Pa mol-2 b = 42,7 ⋅ 10-6 m3 mol-1 A van der Waals - egyenletet alkalmazva: n2a (p + ⎯ ) ( v − nb) = n R T v2


Vissza

108

Általános kémia



Vissza

109

Az adatokat behelyettesítve: 100 ⋅ 0,364 (p + ⎯⎯⎯⎯⎯ ) [ 2 ⋅ 10-3 - 10 (42,7 ⋅ 10-6)] = 10 ⋅ 8,314 ⋅ 320 4 ⋅ 10-6 p = 7,81 106 Pa Az általános gáztörvénnyel számolva: p⋅v=n⋅R⋅T p ⋅ (2 ⋅ 10-3) = 10 ⋅ 8,314 ⋅ 320 p = 13,3 106 Pa A kétféle módon számított nyomásértékek között jelent s különbség van. A van der Waals-egyenletb l kapott nyomás sokkal jobban egyezik a kísérleti adatokkal. Ekkora nyomáson a gázt nem lehet ideálisnak tekinteni. 7.6. Ellen rz • • • • • •

kérdések és feladatok

Milyen formái ismeretesek a molekuláris mozgásnak? Milyen tényez k határozzák meg a halmazok állapotát? Milyen a részecskék rendezettsége az egyes halmazállapotokban? Melyek a kinetikus gázelmélet legfontosabb posztulátumai? Mit fejez ki a Maxwell-Boltzmann-féle sebességeloszlási görbe? Hogyan határozzuk meg a gázmolekulák átlagsebességét? Írja fel Boyle és Mariotte, valamint Gay-Lussac gáztörvényeit! Mi a hasonlóság a három gáztörvényben? Mit értünk abszolút h mérsékleti skálán? Mit fejez ki az egyesített gáztörvény? Hogyan számítjuk ki az egyetemes gázállandót és mekkora az értéke? Értelmezze az általános gáztörvényt! Mit jelent az ideális és a reális gáz fogalma? Milyen körülmények esetén tekinthetjük a gázt ideálisnak? Milyen eltéréseket mutatnak a reális gázok az ideális gázokra vonatkozó törvényekt l? Egy gáz térfogata 20,0 °C-on 12 dm3, nyomása 800 mbar. Mekkora lesz a gáz térfogata, ha h mérséklete 40,0 °C-ra, nyomása pedig 1,2 atmoszférára n ? (Megoldás: 8,44 dm3 )


Vissza

109


• •

•

•


110

Mekkora annak a gáznak a normáltérfogata, amely 25 °C h mérsékleten és 1500 mbar nyomáson 25,0 dm3 teret tölt be? (Megoldás: 33,9 dm3 ) Mekkora a nyomás (atm egységben) abban az 50 l-es gázpalackban, amelyben 1000 g tömeg , 21 °C h mérséklet nitrogéngáz található? A nitrogén a példa megoldásánál ideális gáznak tekinthet . A nitrogén relatív molekulatömege: M=28 g/mól. (Megoldás:17,24 atm) Mekkora a térfogata annak az argont tartalmazó palacknak, amelyben 201 gramm 30 °C h mérséklet 5 atm nyomású argongáz található? Az argon a példa megoldásánál ideális gáznak tekinthet . Az argon relatív molekulatömege: M=39,948 g/mól. (Megoldás: 25,0 dm3) A van der Waals-egyenlet segítségével számítsuk ki, hány atmoszféra nyomást fejt ki 10,0 g hidrogéngáz egy 10 l-es palackban 25 °C h mérsékleten? A hidrogén relatív molekulatömege: M = 2 g/mól. A van der Waals-állandók: a = 0,0247 m6Pa mol-2, b = 26,6 ⋅ 10 -6 m3 mol-1 (Megoldás: 12,34 atm)


Vissza

110

Általános kémia

Folyékony halmazállapot, oldatok


Vissza

111

8. Folyékony halmazállapot, oldatok A folyékony halmazállapot átmenetet képez a gáz és a szilárd halmazállapot között. A gázok teljes rendezetlenségével szemben a folyadékokban mindig van bizonyos mérték rendezettség, amely a h mérséklet emelkedésével csökken. Ezért a folyadékok rendezettségüket tekintve forráspontjuk közelében a komprimált gázokra, míg fagyáspontjuk közelében a szilárd kristályos anyagokra hasonlítanak. A folyadékoknak nincs saját alakjuk, felveszik a tartóedény alakját, viszont önálló térfogattal rendelkeznek. A folyadék molekulái egymáshoz viszonylag közel helyezkednek el, és a molekulák közötti er kön keresztül kölcsönhatásba lépnek egymással. El ször a folyadékoknak azt a három tulajdonságát vizsgáljuk meg, amelyek a molekulák közötti (intermolekuláris) er kt l függenek: ezek a g znyomás, a felületi feszültség és a viszkozitás. 8.1. A folyadékok tulajdonságai 8.1.1. A g znyomás

A g znyomás, vagy g ztenzió az egyensúlyban lev folyadék feletti telített g z nyomása. Az egyensúly megértéséhez két jelenség, a párolgás és a kondenzáció ismerete szükséges. Párolgásról akkor beszélünk, amikor a molekulák a folyadék fázisból a g zfázisba lépnek át. A folyadék forráspontja alatti h mérsékleten a molekulák közötti vonzóer k viszonylag nagyok, ezért a molekulákat folyadék halmazállapotban tartják. Azonban a molekulák egy része az átlagosnál nagyobb mozgási energiával rendelkezik és a folyadék felületén ezeknek a molekuláknak a mozgási energiája meghaladhatja a molekulák közötti vonzóer ket. Ezért a molekulák egy része elszakad a többi molekulától, elhagyja a folyadékot és kilép a g ztérbe. Tehát a folyadék az adott h mérsékleten a felületén párolog. Zárt térben párologtatva a folyadékot a g ztér egy id után telít dik. A g zmolekulák egy része ütközések révén az átlagosnál kisebb mozgási energiájúvá válik, és a vonzóer k túlsúlyba kerülése miatt visszatér a folyadékba. Ez a folyamat a g z cseppfolyósítása, a kondenzáció. Amikor a folyadékból kilép és a folyadékba visszatér molekulák száma egyenl vé válik, azaz a párolgás és a kondenzáció sebessége kiegyenlít dik, akkor dinamikus egyensúly áll be. A víz párolgására és kondenzációjára vonatkozó dinamikus egyensúly a következ egyenlettel írható le:


Vissza

111

Általános kémia



Vissza

112

H2O(f) ⇔ H2O (g) Egyensúlyban a g z koncentrációja nem változik, a g z telítetté válik. A telített g z nyomása (tenziója) szolgáltatja annak mértékét, hogy egy folyadék milyen intenzíven párolog. Azok a folyadékok, amelyek közönséges h mérsékleten viszonylag nagy g znyomással rendelkeznek, illékonyak. Mind a dietil-éter, mind az aceton nagy g znyomású, tehát illékony folyadékok. Néhány anyag telített g znyomásának a h mérséklett l való függése a 8.1. ábrán látható.

8.1. ábra: Néhány anyag telített g znyomásának változása a h mérséklet függvényében A h mérséklet növelésével a folyadékok egyre intenzívebben párolognak. Ennek megfelel en a folyadék feletti g ztérbe is egyre több molekula kerül az egyensúly eléréséig. Vagyis a h mérséklet emelésével a telített g z nyomása növekszik. Amikor a telített g z nyomása eléri a küls nyomás (légnyomás) értékét, akkor a molekulák olyan nagy mozgási energiával rendelkeznek, hogy nemcsak a felületen, hanem a folyadék belsejében is legy zik egymás von-


Vissza

112

Általános kémia



Vissza

113

zó hatását. Ennek következtében a folyadék belsejéb l is juthatnak molekulák a g ztérbe, a folyadék egész tömegében párolog. Ez a forrás jelensége. A folyadék forráspontja tehát az a h mérséklet, amelyen a folyadék telített g zének nyomása eléri a küls nyomás értékét. Ha a küls nyomást csökkentjük (vákuum), akkor a folyadék alacsonyabb h mérsékleten forr. Ha a küls nyomást növeljük (túlnyomás), akkor viszont a folyadék magasabb h mérsékleten forr. A forrásban lev folyadék g zét leh tve a g z túltelítetté válik. A túltelített állapot azonban instabil, ezért a g z egy része kondenzálódik, azaz kiválik cseppfolyós állapotban. Ez a desztilláció alapja. Ha a folyadékot és a vele egyensúlyban lev telített g zt zárt térben melegítjük, akkor a telített g z s r sége egyre nagyobb, míg a folyadék s r sége egyre kisebb lesz. A h mérséklet növelésével a folyadék és a g z s r sége közötti különbség egyre inkább csökken, és egy adott h mérsékleten a két s r ség egyenl vé válik. Ekkor a folyadék és a g z közötti határfelület is megsz nik, és az egész rendszer egyetlen gázfázis tulajdonságait mutatja. Ez a h mérséklet a kritikus h mérséklet (Tkr ) és az ehhez tartozó nyomás a kritikus nyomás (pkr). Néhány anyag kritikus h mérséklete és kritikus nyomása a 8.1. táblázatban van feltüntetve. Anyag Víz, H2O Ammónia, NH3 Szén-dioxid, CO2 Oxigén, O2 Nitrogén, N2 Hidrogén, H2

Kritikus h mérsékKritikus nyomás let Pkr o (atm) (Pa) T kr ( C) 374 218 220,9 x 105 132 111 112,5 x 105 31 73 74,0 x l05 50 50,7 x 105 − 118 33 33,4 x 105 − 147 13 13,2 x 105 − 240

8.1. táblázat: Néhány anyag kritikus h mérséklete és kritikus nyomása A kritikus h mérséklet felett az anyagok gázként viselkednek: nem tudunk olyan nagy nyomást alkalmazni, melynek hatására cseppfolyósíthatók lennének. A kritikus h mérséklet alatt a légnem halmazállapotú anyagok g zként viselkednek, azaz megfelel en nagy nyomás hatására cseppfolyósíthatók. A 8.1. táblázat adatai azt mutatják, hogy szobah mérsékleten a nagy nyomás alatti acélpalackokban forgalomba hozott ammónia és széndioxid cseppfolyós halmazállapotban, míg az oxigén, a nitrogén és a hid-


Vissza

113

Általános kémia



Vissza

114

rogén gáz halmazállapotban van jelen. Cseppfolyós nitrogént például csak −147oC alatti h mérsékleten lehet el állítani. 8.1.2. A felületi feszültség

A folyadék belsejében a molekulára minden irányból egyenl er k hatnak, ezért nem tapasztalunk semmiféle ered er t. Ugyanakkor a folyadék felszínén a molekulára a folyadék belseje felé mutató ered er hat. Ezért a folyadék mindig a lehet legkisebb felszínt igyekszik kialakítani. Ez a magyarázata annak, hogy az es cseppek megközelít en gömb alakúak, mivel valamennyi geometriai alakzat közül a gömb felülete a legkisebb. A folyadék felületének csökkentésére irányuló tendencia megfordításához energia szükséges. Az az energia, amely ahhoz szükséges, hogy a folyadék felszínét egységnyivel megnöveljük, a folyadék felületi feszültsége. A 8.2. táblázatban néhány folyadék felületi feszültsége és viszkozitása látható. Anyag Kloroform, CHCl3 Szén-tetraklorid,CCl4 Víz, H2O Higany, Hg Glicerin, C3H8O3

Felületi feszültség (J ⋅ m-2) 2,7 ⋅ 10-2 2,7 ⋅ 10-2 7,2 ⋅ 10-2 4,4 ⋅ 10-1 6,3 ⋅ 10-2

Dinamikai viszkozitás (kg ⋅ m-1 ⋅ s-1) 5,8 ⋅ 10-4 9,7 ⋅ 10-4 1,0 ⋅ 10-3 1,6 ⋅ 10-3 1,5

8.2. táblázat: Néhány folyadék felületi feszültsége és dinamikai viszkozitása 20oC-on A felületi feszültség függ a molekulák közötti er k nagyságától, ezért a g znyomás csökkenésével a felületi feszültség n . A kapilláris hatás olyan jelenség, amely kapcsolatban van a felületi feszültséggel. Amikor kis átmér j üvegcsövet vagy kapillárist függ legesen a vízbe helyezünk, akkor a cs ben a folyadékoszlop magassága megemelkedik. Ez a jelenség a következ képpen magyarázható. A vízmolekulák köt dnek az üveghez, részben létrejön a hidrogénkötés az üveg oxigénmolekuláival. E vonzás miatt vékony vízfilm kezd felfelé kúszni a kapilláris bels oldalán. Amiatt azonban, hogy a folyadékfilm felülete csökkenjen, a vízszint is emelkedni kezd. A végs vízszint egy egyensúly eredménye, amely a felületi feszültség és a víz megemeléséhez szükséges (gravitációval szembeni) energia között jön létre. A folyadék felszíne a cs ben (a me-


Vissza

114

Általános kémia



Vissza

115

niszkusz) lefelé ível, azaz homorú. Ez a legtöbb folyadék esetében így történik. A higany esetében fordított a helyzet, a kapillárisban lev folyadék szintje alacsonyabb, mint a kapillárison kívüli folyadéké. A meniszkusz felfelé görbül, azaz domború. Az eltérés abból adódik, hogy a higanyatomok között igen nagy a vonzer , nagyobb, mint a higanyatom és az üveg között. A 8.2. táblázat adataiból is látható, hogy a higanynak igen nagy a felületi feszültsége. A felületi feszültséget a vízben oldott anyagok befolyásolhatják. A szappanok, a mosó- és tisztítószerek csökkentik a víz felületi feszültségét. 8.1.3. A viszkozitás

A viszkozitás, vagy bels súrlódás a folyadékok belsejében fellép súrlódást jellemz mennyiség. Ahhoz, hogy valamely folyadék belsejében két párhuzamos, egymástól d távolságban lev , A felület folyadékréteget egymással párhuzamosan, egymáshoz képest v sebességgel elmozdítsunk, a bels súrlódás miatt F er szükséges. Ez a bels súrlódási er : v F=η ⋅ A⋅⎯ d

A képletben szerepl η arányossági tényez a bels súrlódási együttható, más néven dinamikai viszkozitás. Mértékegysége: kg ⋅ m-1 ⋅ s-1. A dinamikai viszkozitást a s r séggel elosztva kapjuk meg a kinematikai viszkozitást:

η

ν= ⎯ ρ

A kinematikai viszkozitás mértékegysége: m2 ⋅ s-1. A folyadékok viszkozitása a mozgékonyság, az önthet ség, a hígan vagy s r n folyósság mértéke. Az olaj és a méz viszkózusabb a víznél, azaz nagyobb a viszkozitása. Az üveg úgyis elképzelhet , mint egy nagyon nagy viszkozitású folyadék. Bár az ablaküveg nagyon lassan folyik, mégis azt tapasztalhatjuk, hogy az öreg házak ablaküvegei az alsó részüknél vastagabbak a gravitáció hatására bekövetkez lefelé folyás miatt. A 8.2. táblázatban néhány folyadék dinamikai viszkozitása is fel van tüntetve. A glicerin igen nagy viszkozitása a hidrogénkötések következménye. A folyadékok viszkozitása a h mérséklet növelésével csökken.


Vissza

115

Általános kémia



Vissza

116

8.2. Az oldatok 8.2.1. Az oldatok tulajdonságai

Az oldhatóság az anyagok egyik fontos tulajdonsága. Az oldat olyan kétvagy többkomponens elegy, amelyben az egyik komponens (oldószer) sokkal nagyobb mennyiségben van jelen, mint a másik vagy a többi. Az oldás az a folyamat, amikor az oldandó anyag az oldószerben egyenletesen eloszlik, homogén rendszert képez. Léteznek gáz, folyadék és szilárd halmazállapotú oldatok. A kémiai gyakorlatban általában folyékony halmazállapotú oldatokról beszélünk. Ebben az esetben az oldószer folyékony halmazállapotú, melyben gázt, folyadékot vagy leggyakrabban szilárd anyagot oldunk fel. A gázok oldódása folyadékokban a folyadék párolgásával ellentétes irányú folyamat. Ez is dinamikus egyensúly eléréséhez vezet, amikor a gáztérb l a folyadékba lép molekulák száma megegyezik az oldatból kilép gázmolekulák számával. Az egyensúlyban elért telítési koncentráció a gáznak az oldhatósága az adott folyadékban. A gáz oldhatósága a Henrytörvény értelmében függ a gáz min ségét l és nyomásától, valamint a h mérséklett l: c = kH ⋅ p ahol: c = a gáz telítési koncentrációja (oldhatósága) kH = Henry-állandó, amely a gáz és az oldószer min ségét l függ p = a gáz nyomása A gázok oldhatósága a h mérséklettel fordítottan arányos. Alacsonyabb h mérsékleten több gáz oldható fel az adott folyadékban. Folyadékok oldódása folyadékokban gyakran korlátlan elegyedést eredményez. Ebben az esetben a két folyadék tetsz leges arányban keveredik egymással (pl. etilalkohol-víz). Ezekben a folyadékelegyekben nincs értelme megkülönböztetni az oldószert és az oldott anyagot. Vannak olyan folyadékpárok, amelyek csak korlátozott mértékben elegyednek (pl. fenolvíz, dietiléter-víz). Bizonyos esetekben egyáltalán nincsen elegyedés (pl. higany-víz). Szilárd anyagok oldódása folyadékokban általában fizikai folyamat, mivel az oldószer elpárologtatása után a feloldott anyag változatlanul visszanyerhet . Oldódás csak akkor következik be, amikor az oldandó anyag és az oldószer molekulái között olyan er s kölcsönhatás lép fel, amely képes legy zni a feloldandó anyag részecskéit összetartó er ket. Vízben például nagyon jól oldódnak a sók (NaCl, KNO3, stb.) mert a vízzel való kölcsönhatás legy zi az ionkötést összetartó er ket. Viszont nem várható olyan


Vissza

116

Általános kémia



Vissza

117

anyagok oldódása vízben, amelyeknek kristályait nagyon er s köt er k tartják össze (pl. gyémánt), vagy amelyek a vízzel csak gyenge kölcsönhatásba lépnek. Így például az elemek jó része vízben nem oldódik. Ekkor er sebb oldószert kell választanunk. A Cu és Ag például salétromsavban (HNO3), az Au és Pt még er sebb oldószerben, királyvízben (tömény HNO3 és tömény HCl 1:3 arányú elegye) oldódik. A kölcsönhatás az oldószer és az oldandó anyag között akkor elég nagy, ha az oldószer hasonló az oldandó anyaghoz. Ez a hasonló hasonlót old elve. Eszerint a poláros oldószerek (víz, etil-alkohol stb.) jól oldják a poláros, ionos anyagokat. Az apoláros anyagok (pl. zsírok) viszont az apoláros oldószerekben (szén-tetraklorid, benzol, szén-diszulfid stb.) oldódnak jól. Oldáskor az oldószernek le kell gy znie a szilárd anyag részecskéit összetartó er ket, melyhez energia használódik el. A feloldott anyag részecskéinek az oldószer molekuláival való összekapcsolódásakor (szolvatáció/hidratáció) viszont energia szabadul fel. Végeredményben ennek a két részfolyamatnak az együttes következménye az oldáskor fellép h változás. Ha a diszpergáláshoz szükséges energia nagyobb, mint a hidratáció során felszabaduló energia, akkor oldás közben az oldószer leh l. Ez endoterm folyamat, ilyen például a NaCl, KNO3, (NH4)2SO4 stb. oldása vízben. Ha viszont a hidratáció során felszabaduló energia a nagyobb, akkor az oldás h fejl déssel jár. Ekkor exoterm folyamatról beszélünk, mint például a H2SO4, NaOH, stb. vízben való oldásakor. Azt a h menynyiséget, amely 1 g anyag feloldásakor elnyel dik vagy felszabadul, oldásh nek nevezzük. Az 1 mól anyag oldását kísér h mennyiség a moláris oldásh . Az oldás különböz sebességgel játszódhat le. Minél nagyobb az oldandó anyag felülete és minél kevésbé közelíti meg a keletkez oldat koncentrációja a telített oldatét, annál nagyobb az oldódás sebessége. Az oldódás sebessége fokozható az oldandó anyag felületének növelésével (aprítással), illetve keveréssel, vagy az oldószer melegítésével. Ha az oldandó szilárd anyag kell en nagy mennyiségben van jelen, akkor egy id után egyensúly áll be az oldat és a szilárd fázis között. Az oldat olyan tömény, hogy adott h mérsékleten már nem tud több anyagot oldatban tartani, az oldat telítetté válik. Az egyensúlyi állapot dinamikus, hiszen oldódás ezután is van, de amilyen sebességgel oldódik a szilárd anyag, ugyanolyan sebességgel kristályosodik ki az oldatból az oldott anyag. Ennek következtében a telített oldat koncentrációja adott h mérsékleten állandó. Az anyag telített oldatának koncentrációját oldékonyságnak nevezzük.


Vissza

117

Általános kémia



Vissza

118

Az oldékonyság az anyagi min ség mellett a h mérséklett l is függ. Magasabb h mérsékleten ugyanaz az oldószer általában nagyobb mennyiség anyagot tud feloldani, mint alacsonyabb h mérsékleten. Ezért az oldékonyság megállapításánál meg kell adni azt a h mérsékletet is, amelyre az vonatkozik. Ha a telített oldatot h tjük, akkor túltelítetté válik. A túltelített oldat nem stabilis, megindul az oldott anyag kikristályosodása. A kristályosodás addig tart, amíg az oldat újra telített állapotba kerül. Természetesen alacsonyabb h mérsékleten a telített oldat koncentrációja kisebb. További fokozatos h téssel elérhet az a h mérséklet, amelyen már az oldott anyag mellett az oldószer kristályosodása is megkezd dik. Ez az ún. eutektikus h mérséklet. Az eutektikus h mérséklet alá h tve az oldat változatlan összetételben megfagy. 8.2.2. Az ionvegyületek oldódása

Az ionvegyületek vízben való oldódás közben ionjaikra esnek szét. Ez a folyamat az elektrolitos disszociáció: NaCl(s) + aq → Na+ + Cl− Az oldódás és a disszociáció mechanizmusát a NaCl példáján követhetjük nyomon. A NaCl-kristályok sarkain és élein lev Na+- és Cl−-ionokat a dipólussal rendelkez vízmolekulák úgy veszik körül, hogy ellentétes töltésükkel fordulnak feléjük. Az orientált hidrátburok semlegesíti a Na+- és Cl−-ion töltését és ezzel megszünteti a kristályrács többi ionjának a hatását, vagyis az ionkötést. Ezzel lehet vé válik, hogy a vízmolekulák leszakítsák a különböz töltés ionokat. Ez látható a 8.2. ábrán. Ezt a folyamatot vízben való oldás esetén hidratációnak, általánosságban szolvatációnak nevezzük. A példában szerepl Na+- és Cl−-ionok körül kialakul a néhány H2O-molekulából álló hidrátburok (szolvát-burok). Kovalens kötés molekulákból felépül anyagok oldódásakor is gyakran bekövetkezik az oldott anyag ionokra való szétesése, amely szintén a vízmolekulák dipólus jellegének tulajdonítható. Például a savmolekulák kovalens kötés ek, de oldódás alkalmával kölcsönhatásba kerülnek a vízmolekulákkal és ionjaikra disszociálnak. Különösen er s a vízmolekulák és az ion közötti kötés H+-ion (proton) esetében, mivel a proton fajlagos töltése nagy. Ezért a H+-ion nagymértékben hidratálódik, a protonhoz egy, két, három, négy stb. vízmolekula (H3O+, H5O2+, H7O3+, H9O4+ stb.) kapcsolódhat. A proton hidrátburkában lev vízmolekulák számát nehéz megállapítani, rendszerint


Vissza

118

Általános kémia



Vissza

119

csak egy vízmolekula kapcsolódását tüntetjük fel: H3O+, oxóniumion vagy hidroxóniumion (8.3. ábra). Számos ion olyan er sen hidratálódik, hogy az oldatból való kiváláskor (kikristályosodáskor) meghatározott arányban vízmolekulák épülnek be a kristályrácsba, ez a kristályvíz. Például a kristályos réz-szulfát 5 mol vízzel együtt kristályosodik. A kristályvizet a vegyület képletében és feltüntetjük: CuSO4 ⋅ 5H2O. Hevítéskor a kristályvíz eltávozik, a kék szín kristály fehér porrá esik szét.

8.2. ábra: A NaCl vízben való oldása


Vissza

119

Általános kémia



Vissza

120

8.3. ábra: Az oxóniumion (H3O+) szerkezete

8.3. Az oldatok koncentrációegységei, koncentrációszámítás 8.3.1. Az oldatok koncentrációegységei

Az oldatok töménységét a koncentrációval jellemezzük. Az oldott anyag koncentrációja az oldat, vagy az oldószer adott mennyiségében feloldott anyag mennyiségét jelenti. Az oldat, vagy az oldószer mennyiségét térfogatban, tömegben vagy moláris mennyiségben fejezhetjük ki. Ezért az oldat koncentrációjának többféle kifejezési módja is van, amelyek egymásba átszámíthatók. A gyakorlatban alkalmazott fontosabb koncentrációegységek a következ k: Tömegszázalék Az adott komponens tömege az oldat 100 tömegegységére vonatkoztatva. g oldott anyag Mértékegysége: ⎯⎯⎯⎯⎯⎯ 100 g oldat Térfogatszázalék Az adott komponens térfogata az oldat 100 térfogategységnyi mennyiségében. cm3 oldott anyag Mértékegysége: ⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯ 100 cm3 oldat


Vissza

120

Általános kémia



Vissza

121

Vegyes százalék Az adott komponens tömege az oldat 100 térfogategységére vonatkoztatva. g oldott anyag Mértékegysége: ⎯⎯⎯⎯⎯⎯ 100 cm3 oldat Az eddig felsoroltak voltak a százalékos koncentrációegységek. Gramm/liter koncentráció Az adott komponens grammjainak száma az oldat 1 literében. g oldott anyag Mértékegysége: ⎯⎯⎯⎯⎯⎯ 1000 cm3 oldat A kémiában az anyagmennyiséget leggyakrabban mólokban fejezzük ki. A következ kben a moláris koncentrációegységekkel foglalkozunk. Molaritás, vagy mól/liter koncentráció Az adott komponens móljainak száma 1 liter oldatban. mól oldott anyag Mértékegysége: ⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯ 1000 cm3 oldat Molalitás, vagy Raoult-koncentráció Az adott komponens móljainak száma az oldószer 1000 grammjában. mól oldott anyag Mértékegysége: ⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯ 1000 g oldószer A molaritás és a molalitás egységét gyakran összekeverik. Fontos megjegyezni, hogy a molaritást az oldat térfogatának, míg a molalitást az oldószer tömegének függvényében fejezzük ki. Móltört Az adott komponens móljainak száma az oldat összes mólszámához viszonyítva. Az i-edik komponens móltörtje általánosan:


Vissza

121

Általános kémia



Vissza

122

ni Xi = ⎯⎯⎯ z Σ ni i=1

ahol ni = az i-edik komponens mólszáma, és a komponensek száma i-t l z-ig terjed. A móltört definíciójából következik, hogy az összes jelenlev komponens móltörtjének összege az egységgel egyenl : z

Σ Xi = 1 i=1 Kétkomponens elegy (A = oldott anyag, B = oldószer) esetén az oldott anyag móltörtje: nA

XA = ⎯⎯⎯⎯ nA + nB

A gyakorlati számításoknál általában ezt az összefüggést alkalmazzuk. A móltörtet százzal szorozva kapjuk meg a mólszázalékot. A felsorolt koncentrációegységeket a könnyebb áttekinthet ség kedvéért a 8.3. táblázatban foglaljuk össze.

Elnevezés

Jelölés

Koncentráció kifejezés

Tömegszázalék

t%

g oldott anyag ⎯⎯⎯⎯⎯⎯ 100 g oldat

Térfogatszázalék

tf %

cm3 oldott anyag 100 cm3 oldat

Vegyes százalék

v%


g oldott anyag ⎯⎯⎯⎯⎯⎯

Vissza

122

Általános kémia



Vissza

123

100 cm3 oldat Gramm/liter konc.

g/l g oldott anyag c

1000 cm3 oldat

Molalitás

cR

mól oldott anyag ⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯ 1000 cm3 oldat

Móltört

X

Molaritás

mól oldott anyag 1000 g oldószer nA

XA = ⎯⎯⎯ nA + nB 8.3. táblázat: A leggyakrabban használt koncentrációegységek 8.3.2. Koncentrációszámítás

A különböz koncentrációegységek átszámítása egymásba akkor a legegyszer bb, ha a mértékegységek azonos dimenziójúak, és azonos a vonatkozási alap (a mértékegység nevez jében szerepl mennyiség). Például a gramm/literben megadott koncentráció átszámítása molaritásra igen egyszer , mindössze a relatív molekulatömeggel való osztást kell elvégezni. A móltört-mólszázalék összefüggés szintén egyszer . Kissé bonyolultabb már a tömegszázalékot molaritásra átszámítani. Ehhez ismernünk kell az oldat s r ségét is. Oldatok higításával kapcsolatos számítások módja szintén attól függ, hogy a kérdéses koncentráció milyen mértékegységben szerepel. Általában az a legjobb, ha minden koncentrációszámítást logikai gondolatsorral oldunk meg. Mindössze két speciális esetben alkalmazhatunk a higításra képletszer , egyszer sített összefüggést: 1.) Az oldat térfogatára vonatkoztatott koncentrációk oldószerrel való higítás esetén az alábbi összefüggéssel számíthatók ki: vA ⋅ cA = vB ⋅ cB


Vissza

123

Általános kémia



Vissza

124

Az összefüggés szerint ha a cA molaritású vA térfogatú oldatot az oldószerrel vB térfogatúra higítjuk, akkor az így kapott oldat molaritása (cB) vA/vB szeresre csökken. 2.) Hasonló összefüggés érvényes a tömegszázalékban megadott oldatok higítására. Ha az mA tömeg és rA tömegszázalékos oldatot valamely oldószerrel (pl. vízzel) mB tömeg re higítunk, akkor a tömegmegmaradás törvénye értelmében: mA ⋅ rA = mB ⋅ rB A tömegek additivitása miatt: mB = mA + mvíz Tehát:

mA ⋅ rA = (mA + mvíz) ⋅ rB

A képletb l kiszámítható rB, a higítással keletkezett oldat koncentrációja tömegszázalék egységben. A fenti kifejezést a tömegek additivitása miatt kiterjeszthetjük a nem oldószerrel, hanem valamely rB tömegszázalékos oldattal történ higításra is. Az így kapott higítási egyenlet általánosan: mA ⋅ rA + mB ⋅ rB + ... + mV ⋅ rV = (mA + mB + ... + mv) ⋅ rz ahol rz = az adott rA, rB.....rv tömegszázalékos oldatok összeöntésekor kapott oldat koncentrációja tömegszázalék egységben. Fontos tudni, hogy ez az összefüggés csak a tömegszázalékban megadott koncentrációkra érvényes. 8.4. számítási feladatok 8.1. Mintapélda Egy réz-szulfát oldat 200 ml-e 10,0 g CuSO4-ot tartalmaz. Mekkora az oldat molaritása? Megoldás A fenti adatokon kívül ismerni kell a réz-szulfát relatív molekulatömegét is. MCuSO4 = 159,55 g/mól mCuSO4 = 10,0 g vCuSO4 = 200 ml


Vissza

124

Általános kémia



Vissza

125

El ször kiszámítjuk az 1000 ml térfogatban lev oldott anyag tömegét: 200 ml oldatban 1000 ml oldatban

10,0 g oldott anyag x g oldott anyag

1000 ml ⋅ 10,0 g x = ⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯ = 50,0 g 200 ml A gramm/ liter egységben kifejezett koncentráció: c1 = 50,0 g/l Ezt kell átszámítani mól/l-re a relatív molekulatömeggel való osztás segítségével: 50,0 g/l c2 = ⎯⎯⎯⎯⎯ = 0,313 mól/l az oldat molaritása. 159,55 g/mól 8.2. Mintapélda 120 g nátrium-hidroxidot 1000 ml vízben oldunk. Mekkorák a móltörtek? A példa megoldásánál a víz s r sége 1,000 g/cm3-nek vehet . Megoldás Felírjuk az adatokat kiegészítve a relatív molekulatömegekkel: mNaOH = 120 g vH2O = 1000 ml MNaOH = 40 g/mól MH2O = 18 g/mól A nátrium - hidroxid móljainak számítása: mNaOH 120 g nNaOH = ⎯⎯⎯⎯⎯⎯ = ⎯⎯⎯⎯ = 3 mól MNaOH 40 g/mól A víz móljainak számítása: 1000 ml térfogatú víz tömege megfelel 1000 g-nak, ezért: mH2O 1000 g nH2O = ⎯⎯⎯ = ⎯⎯⎯⎯ = 55,55 mól MH2O 18 g/mól


Vissza

125

Általános kémia



Vissza

126

A móltörtek: nNaOH

X NaOH = ⎯⎯⎯⎯

nNaOH + nH2O nH2O

XH2O = ⎯⎯⎯⎯

nH2O + nNaOH

3

= ⎯⎯⎯⎯ = 0,051 3 + 55,55 55,55

= ⎯⎯⎯⎯ = 0,949 55,55 + 3

Az eredményekb l látható, hogy az oldott anyag és az oldószer móltörtjeinek összege 1-el egyenl : X NaOH + X H2O = 1 8.3. Mintapélda Az 5,08 mól/l koncentrációjú kálium-hidroxid oldat s r sége szobah mérsékleten 1,220 g/cm3. Mekkora az oldat koncentrációja a) g/l egységben b) tömeg %-ban c) molalitásban d) mól %-ban kifejezve? Megoldás El ször írjuk fel az ismert adatokat: cKOH = 5,08 mól/l ρKOH = 1,220 g/cm3 MKOH = 56,1 g/mól a) A KOH-oldat koncentrációja g/l egységben Az oldat 1 litere 5,08 mól KOH-t tartalmaz. Ez gramm-ban kifejezve: cKOH = 5,08 mól/l ⋅ 56,1 g/mól cKOH = 285 g/l b) A KOH-oldat koncentrációja tömeg %-ban A tömeg % definíciója: g oldott anyag t % = ⎯⎯⎯⎯⎯⎯ 100 g oldat


Vissza

126

Általános kémia



Vissza

127

Ezért az oldat térfogatát ( l liter ) tömegre kell átszámítani: m = v ⋅ ρ = 1000 cm3 ⋅ 1,220 g/cm3 = 1220 g Ezután felírhatjuk a következ aránypárt: 1220 g KOH - oldatban 285 g oldott anyag 100 g KOH - oldatban x g oldott anyag 100 g ⋅ 285 g x = ⎯⎯⎯⎯⎯⎯ = 23,4 g l220 g A koncentráció tömeg %-ban: rKOH = 23,4 t % c) A KOH - oldat molalitása (Raoult - koncentrációja) A molalitás definíciója: mól oldott anyag cR = ⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯ 1000 g oldószer Ezért az oldószer tömegét is ki kell számítani. A tömegek additivitása miatt: mOLDAT = mKOH + mH2O mH2O = mOLDAT - mKOH mH2O = 1220 g - 285 g = 935 g az oldószer tömege Felírható az alábbi arányosság: 935 g oldószerben 5,08 mól oldott anyag 1000 g oldószerben x mól oldott anyag 1000 g ⋅ 5,08 mól x = ⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯ = 5,43 mól 935 g A molalitás : CR = 5,43 mól/1000 g víz d) A KOH - oldat koncentrációja mól %-ban A mól % a móltört százszorosa. Ezért el ször az oldott anyag móltörtjét kell kiszámítani. A móltört legegyszer bben a molaritásból számítható ki:


Vissza

127

Általános kémia



nKOH

Vissza

128

5,08

XKOH = ⎯⎯⎯⎯⎯⎯ = ⎯⎯⎯⎯⎯ nKOH + nH2O

5,08 + nH2O

A víz móljainak száma: mH2O 935 g nH2O = ⎯⎯⎯⎯ = ⎯⎯⎯⎯ = 5l,94 mól MH2O l8 g/mól Ezt behelyettesítve: 5,08 XKOH = ⎯⎯⎯⎯⎯ = 0,089 5,08 + 51,94 A mól % : x = 100 ⋅ XKOH = 100 ⋅ 0,089 x = 8,9 mól % - os az oldat. 8.4. Mintapélda Összeöntünk 250 ml térfogatú 20,0 t %-os 1,115 g/cm3 s r ség salétromsavoldatot (A oldat) és 400 g tömeg 938 g/l koncentrációjú 1,400 g/cm3 s r ség , az el bbivel azonos h mérséklet salétromsavoldatot (B oldat). Mekkora lesz a keletkezett elegy (C oldat) koncentrációja tömeg % egységben? Megoldás A - oldat: vA = 250 ml rA = 20,0 t/% ρA = 1,115 g/cm3

B - oldat: mB = 400 g cB = 938 g/l ρB = 1,400 g/cm3

Az A oldat tömege: mA = vA ⋅ ρA = 250 cm3 ⋅ 1,115 g/cm3 = 279 g A B oldat tömeg %-os koncentrációja: 1000 cm3, azaz 1000 cm3 ⋅ 1,400 g/cm3 = 1400 g salétromsav (B oldat) 938 g HNO3-at tartalmaz. A tömeg % definíciójának ismeretében felírhatjuk a következ arányosságot: 1400 g HNO3 - oldatban 938 g oldott anyag 100 g HNO3 - oldatban x g oldott anyag


Vissza

128

Általános kémia



Vissza

129

100 g ⋅ 938 g x = ⎯⎯⎯⎯⎯⎯ = 67,0 g l400 g A B oldat koncentrációja: rB = 67,0 t % A C oldat koncentrációja tömeg % egységben: A higítási egyenlet: mA ⋅ rA + mB ⋅ rB = (mA + mB) ⋅ rC 279 g ⋅ 20,0 t % + 400 g ⋅ 67,0 t % = (279 + 400) g ⋅ rC 5580 + 26800 = 679 ⋅ rC rC = 47,7 t % 8.5. A híg oldatok törvényei Az oldatok jellemz i közül nagyon fontos a híg oldatok tulajdonságainak az ismerete, ezért ezt külön fejezetben tárgyaljuk. Híg oldatokban az oldott anyag részecskéi és az oldószer molekulái között jelent s kölcsönhatás lép fel, amely nagymértékben befolyásolja az oldószer tulajdonságait. Viszont a híg oldatban az oldószer molekuláinak nagy része szabad, nem vesz részt az oldott részecskék szolvatációjában. Azokat az oldatokat tekintjük híg oldatoknak, amelyekben 1 oldott molekulára legalább 100 oldószermolekula jut. Ebb l az arányból is látható, hogy a feloldott anyag részecskéi egymásra nem gyakorolnak jelent s kölcsönhatást. Tömény oldatokban azonban jelent s az oldott anyag részecskéinek egymásra gyakorolt hatása is. Ezért a tömény oldatok nem követik a híg oldatok törvényeit. A híg oldatok legjellemz bb tulajdonsága, hogy a híg oldat tenziója (az oldat felett lev telített g z nyomása) eltér az oldószer tenziójától. Az oldatban az oldott anyag részecskéi kölcsönhatásba lépnek (szolvatáció) az oldószer molekuláival, ezért kevesebb szabad oldószermolekula marad az oldatban, mint a tiszta (oldott anyagtól mentes) oldószerben. Ennek következtében kevesebb oldószermolekula rendelkezik akkora mozgási energiával, amely elegend a g ztérbe való kilépéshez. Ezért az oldat tenziója kisebb lesz, mint a tiszta oldószeré ugyanazon a h mérsékleten. Ez a jelenség az oldatok tenziócsökkenése.


Vissza

129

Általános kémia



Vissza

130

Az oldat és az oldószer tenziója közötti összefüggést Raoult törvénye fejezi ki: n1 p = po ⋅ ⎯⎯⎯⎯ n1+ n2 ahol: p = az oldat tenziója po= az oldószer tenziója n1= az oldószer molaritása n2= az oldott anyag molaritása A móltört definícójából következik, hogy az oldószer móltörtje: n1 Xo = ⎯⎯⎯ n1 + n2 Ezért az oldat tenziója:

p = po ⋅ Xo

Raoult törvénye szerint az oldat tenziója függ az oldószer tenziójától és az oldószer móltörtjét l, de független az oldott anyag min ségét l. Oldatokban az oldószer móltörtje mindig kisebb 1-nél (mert n1 + n2 > n1), ezért az oldat tenziója mindig kisebb, mint az oldószeré. Minél nagyobb az oldott anyag molaritása, azaz minél nagyobb n2 értéke, annál kisebb az oldószer móltörtje, tehát annál nagyobb az oldat tenziócsökkenése.


Vissza

130

Általános kémia



Vissza

131

8.4. ábra: A híg oldatok forráspontemelkedése és fagyáspontcsökkenése Az oldatok tenziójának csökkenése miatt az oldatok forráspontja magasabb, fagyáspontja pedig alacsonyabb, mint a tiszta oldószeré. A forráspontemelkedés és a fagyáspontcsökkenés a 8.4 ábrán látható. A folyadékok forráspontja az a h mérséklet, amelyen a folyadék g znyomása eléri az 1 atm légköri nyomás értékét. Mivel az oldat g znyomása az oldószer g znyomásához viszonyítva mindig alacsonyabb értékeken fut, ezért csak magasabb h mérsékleten éri el a küls légnyomást, magasabb h mérsékleten következik be a forrás. Ezért az oldat forráspontja emelkedik a tiszta oldószer forráspontjához képest. Ez a forráspontemelkedés (Δ Tf). A folyadékok fagyáspontja (dermedéspontja) az a h mérséklet, amelyen a folyadék tenziója egyenl a szilárd fázis tenziójával. Az oldat tenziója kisebb, mint a hasonló h mérséklet oldószeré, ezért csak alacsonyabb h mérsékleten metszi a szilárd fázis tenziógörbéjét. Az oldat tehát az oldószernél alacsonyabb h mérsékleten fagy meg. Ez a fagyáspontcsökkenés (Δ Td). Az oldatok forráspontemelkedésének és fagyáspontcsökkenésének számos gyakorlati alkalmazása ismert. Az etilénglikolt például gépkocsik h t jében fagyásgátló anyagként használjuk. Ugyanez az anyag segít abban, hogy forráspontemelkedés révén megakadályozzuk a h t víz kiforrását a h t -


Vissza

131

Általános kémia



Vissza

132

b l. Télen nátrium-kloridot szórunk a jeges úttestre a jég és a hó olvadáspontjának csökkentésére a síkosság elleni védekezés céljából. 8.6. Ellen rz

kérdések és feladatok

• Mit jelent a g ztenzió fogalma? Mikor válik a g z telítetté? Definiálja a kritikus h mérséklet és a kritikus nyomás fogalmát! Lehet-e cseppfolyósítani a vízg zt 200oC-on és 400oC-on? • Mit jelent az oldás fogalma? Milyen típusú oldatokat ismer? Hogyan függ a gázok oldhatósága a h mérséklett l és a nyomástól? • Mit jelent a hasonló hasonlót old elve? Milyen részletfolyamatokból tev dik össze az oldószer és az oldandó anyag közötti kölcsönhatás? Milyen h változással járnak ezek a folyamatok? • Befolyásolja-e az oldás sebességét a szilárd anyag felülete és az oldószer h mérséklete? Mikor telített az oldat? Oldódik-e a telített NaCloldatban a szilárd NaCl? Hogyan nevezzük a telített oldat koncentrációját? • Mit jelent az oldatok koncentrációja? Definiálja az egyes koncentrációegységeket! Ezek közül melyek a százalékos és melyek a moláris koncentrációegységek? • Egy bárium-klorid oldat 400 ml-ében 10,0 g BaCl2 ⋅ 2H2O van feloldva. Mekkora az oldat koncentrációja mól/liter egységben? A relatív atomtömegek: Ba = 137,34 g/mól, H = 1,0 g/mól, Cl = 35,45 g/mól, O = 16,0 g/mól. (Megoldás: c = 0,102 mól/l) • 168,3 g kálium-hidroxidot 1500 ml vízben oldunk. Mekkorák a móltörtek? Mekkora az oldott anyag koncentrációja mól % egységben? A példa megoldásánál a víz s r sége 1,000 g/cm3-nek vehet . A relatív atomtömegek: K = 39,1 g/mól, O = 16,0 g/mól, H = 1,0 g/mól. (Megoldás : XKOH = 0,035, XH2O = 0,965, x = 3,5 mól %) • A 18,09 tömeg %-os kénsavoldat s r sége szobah mérsékleten 1,125 g/cm3. Mekkora az oldat koncentrációja g/l, molaritás, molalitás, móltört egységekben kifejezve? A relatív atomtömegek: H = 1,0 g/mól, S = 32,0 g/mól, O = 16,0 g/mól. (Megoldás: a)203,51 g/l, b)2,077 mól/l, c)2,254 mól/1000 g oldószer, d)0,039) • Összeöntünk 500 g tömeg , 121 g/l koncentrációjú és 1,075 g/cm3 s r ség kénsavoldatot és 300 ml térfogatú, 35,0 tömeg %-os, 1,260 g/cm3 s r ség kénsavoldatot. Mekkora lesz a keletkezett oldat koncentrációja tömeg % és molalitás egységekben? A relatív atomtömege-


Vissza

132

Általános kémia



Vissza

133

ket lásd a 8. feladatnál. (Megoldás: a) 21,48 m%, b) 2,79 mól/1000 g oldószer) • Mit nevezünk híg oldatnak? Mit jelent a híg oldatok tenziócsökkenése, és melyik törvénnyel lehet számszer síteni? Milyen következményei vannak a híg oldatok tenziócsökkenésének?


Vissza

133

Általános kémia

Reakciókinetika, kémiai egyensúlyok


Vissza

134

9. Reakciókinetika, kémiai egyensúlyok 9.1. A reakciókinetika alalapfogalmai A reakciókinetika a reakciók sebességét, és a reakciók során, molekuláris szinten létrejöv folyamatokat tanulmányozza.

A pillanatnyi reakciósebességet a reakcióban szerepl (egymással kölcsönhatásban lév ) anyagok, illetve valamely anyag, pillanatnyi koncentráció-változásának a sebességével fejezzük ki. dcξ vξ = ± dt

(9.1.)

ahol v a reakcióban szerepl valamely anyagra érvényes reakciósebesség, c a reakcióban szerepl ξ anyag általánosan kifejezett koncentrációja.

A különböz koncentrációegységek alkalmazása által el fordulható számítási problémák megel zése érdekében a továbbiakban a leggyakrabban használt mol*l-1 koncentrációegységet alkalmazva: d[ξ] vξ = ± dt

(9.2.)

Ahogy arról az olvasónak bizonyára tudomása van, a szögletes zárójelek között feltüntetett anyagszimbólumok az illet anyag mol*l-1-ben kifejezett koncentrációját jelképezik. A következ reakció részére A + B = AB

(9.3.)

a reakciósebesség, az egymással kölcsönhatásban lev A-, B- és ABanyagokra a következ képpen fejezhet ki:


Vissza

134

Általános kémia



d[B] vB = dt

d[A] vA = dt

Vissza

v AB = +

135

d[AB] dt

Ahogy látjuk, a v A és a v B kifejezésénél az egyenletek jobb oldala (-) el jelet visel, a v AB kifejezésénél pedig (+) el jelet. Ez azért van így, mert az A- és B- anyag koncentrációja a reakció során csökken, az ABanyag koncentrációja viszont növekszik. Mivel a (9.3.) reakcióban egy mol A- anyag egy mol B- anyaggal reagálva egy mol AB- anyagot képez, ezért ebben a reakcióban v A = v B = v A 2B3 .

Anyagmennyiségeket illet en bonyolultabb reakcióknál az egyes anyagokra érvényes reakciósebességek távolról sem egyenl k. Példaként a következ reakció 2A + 3B + C = A2B3C

(9.4.)

egyes résztvev i koncentrációváltozása által kifejezett reakciósebességek aránya a következ : ½ vA =

v B = v C = v A 2B3

Az adott irányban végbemen reakció sebessége a kölcsönhatásban lev kiinduló anyagok pillanatnyi koncentrációjának a függvénye. A (10.3.) reakció részére v = f([A], [B])

(9.5.)

és a (9.4.) reakció részére pedig v = f([A], [B], [C])

(9.6.)

Számos kémiai folyamat reakció-kinetikai elemzése alapján a (9.5.), (9.6.), és mástípusú reakciók analogikus sebességfüggvényei a következ képpen általánosíthatók:


Vissza

135

Általános kémia



Vissza

v = k . [A]x . [B]y . ... . [C]z

136

(9.7.)

ahol k az adott reakció, h mérsékletfügg , sebességi állandója, A, B, ...C a kölcsönhatásban lev kiinduló anyagok szimbólumai x, y, ...z kísérletek által meghatározható hatványkitev k. A (9.7.)egyenletben szerepl hatványkitev ket, a reakciót illet , egyes komponensekre vonatkoztatott részrendeknek, a hatvány-kitev k összegét pedig bruttó reakció rendnek nevezzük. Az els - és másodrend reakciók, ugyan, a leggyakoribbak, de ismertek magasabb-rend reakciók, tört-rend reakciók, és több folyamatból álló reakciók egyes lépéseire adódó, zérus-rend reakciók is. Példaként térjünk vissza az általánosan felírt (9.3.) reakcióhoz, A + B = AB amely számtalan konkrét reakciót képvisel, és amely sebességének az általános kifejezésére, a következ egyenlet írható: v = k . [A]x . [B]y

(9.8.)

A (9.3) reakció a konkrétan szerepl anyagoktól függ en, sokféle bruttórend lehet, legvalószín bben els - és másodrend , ritkábban harmadrend , nagyon ritkán magasabb rend , tört-rend , vagy zérus-rend . •

x = 0 és y = 1; x = 1 és y = 0;

•

x = 0 és y = 2; v = k . [A]0 . [B]2 x = 2 és y = 0; v = k . [A]2 . [B]0 x = 1 és y = 1; v = k . [A]1 . [B]1

•

x x x x

= = = =

0 3 1 2

és és és és

y y y y

= = = =

3; 0; 2; 1;

v = k . [A]0 . [B]1 v = k . [A]1 . [B]0

v v v v

= = = =

k . [A]0 . k . [A]3 . k . [A]1 . k . [A]2 .

[B]3 [B]0 [B]2 [B]1


els rend reakció els rend reakció másodrend reakció másodrend reakció másodrend reakció harmadrend harmadrend harmadrend harmadrend

reakció reakció reakció reakció

Vissza

136

Általános kémia



Vissza

137

A zérus részrenddel kapcsolatban megjegyzend , hogy ez akkor fordul el , ha a szóban forgó anyag nagy feleslegben van jelen, és a reakció során gyakorlatilag nem csökken a koncentrációja. Ilyenkor tehát a reakció sebessége független az adott kiinduló anyag koncentrációjától. A reakciók nagy része több lépésben jön létre. Ezeket a lépéseket elemi reakcióknak nevezzük. Példaként, nézzük a (9.9.) reakciót, NO2 (g) + CO (g)

NO (g) + CO2 (g)

(9.9.)

amely 230 °C h mérséklet alatt a következ két elemi reakcióból áll: NO2 + NO2 NO3 + CO

NO3 + NO

(9.10.)

NO2 + CO2

(9.11.)

Az elemi reakciót egy molekula-szinten történ esemény, a molekulák összeütközése hívja el . Az elemi reakciók sorozatát, amely a nettó kémiai reakciót eredményezi, reakció-mechanizmusnak nevezzük. A bemutatott reakció-mechanizmus szerint, két NO2 molekula összeütközése által egy NO molekula, és egy NO3 összetétel köztitermék keletkezik (9.10.). A köztitermék nem szerepel a nettó reakcióban, mivel a következ elemi reakció során (10.11.) egy CO molekulával összeütközve egy (kiinduló) NO2 molekulát és egy (termék) CO2 molekulát képez. A nettó reakció számtanilag a két elemi reakció összegét képezi. Az elemi reakció molekularitása a reakciókinetika egy további fontos fogalmát képezi. A molekularitás alatt azt értjük, hogy az adott elemi reakció, tehát a nettó kémiai folyamat egy-egy lépése, mennyi molekula kölcsönhatásával (eléggé energetikus és kedvez orientációjú egyidej összeütközésével) valósul meg. Nagy gyakorisággal mono- és bimolekuláris elemi reakciókkal állunk szemben, tehát olyanokkal, amelyek vagy nem követelnek ütközést, vagy két molekula ütközésének az eredményét képviselik.


Vissza

137

Általános kémia



Vissza

138

A magasabb molekularitású elemi reakciók sokkal ritkábbak. Ez a tény akkor válik érthet vé, ha mérlegeljük a mono-, bi-, és termolekuláris elemi reakciók valószín ségét. •

Monomolekuláris elemi reakciók nem követelnek ütközést. Ezeknél a reakcióknál, érthet en, a reakciósebesség egyenesen arányos az A-val jelölt kiinduló (bomló) anyag koncentrációjával. A sebességtörvény alakja tehát a következ : v = k [A] .

•

Bimolekuláris elemi reakciók létrejöttéhez két A- ill. B-vel jelölt egyforma-, vagy különböz kiinduló molekulának kell egymással ütközni. Az egyforma molekulák reakciójánál a reakciósebesség az A- anyag ill. a B- anyag koncentrációjának a négyzetével arányos. A sebességtörvény ilyenkor a következ alakokat ölti: v = k [A]2 ill. v = k [B]2. Különböz kiinduló molekulák reakciójánál a reakciósebesség az A- és B- anyag koncentrációinak a szorzatával arányos: v = k [A] [B].

•

Termolekuláris elemi reakcióknál már három A-, B- és C-vel jelölt molekulának kell egyidej leg összeütközni. Az egyforma, vagy különböz típusú molekulák reakciójától függ en, analogikusan az el z kifejezési módokhoz, a sebességtörvény, a következ alakjait nyerheti el: v = k [A]3; v = k [B]3; v = k [C]3; v = k [A][B]2; v = k [A][C]2; v = k [B][C]2; v = k [A]2[B]; v = k [A][B][C].

A molekularitás és a bruttó reakciórend, az elemi-, vagy nettó kémiai folyamatok tükrözését l függ en, gyakran ugyanazon számértékkel fejezhet ki. A gyakori tévedések megel zése érdekében azonban hangsúlyozni kell, hogy a két fogalom jelentéstartalma távolról sem ugyanaz. Szintén hangsúlyozni kell, hogy a reakciórend, úgymint a molekularitás, csak kísérletileg határozható meg. Azokat az anyagokat, amelyek a kémiai reakciót meggyorsítják, maguk azonban, a nettó kémiai folyamat során nem szenvednek változást, katali-


Vissza

138

Általános kémia



Vissza

139

zátoroknak nevezzük. A katalizátorok hatása különböz reakciómechanizmusok által érvényesül. Tömören fogalmazva, a katalizátor részt vehet, a reakciómechanizmus egy alkotórészét képez elemi reakcióban, amelynek eredményeként valamely köztitermék képz dik. A folyamat egy következ lépése (elemi reakciója) által a köztitermék végtermékké (vagy esetleg egy következ köztitermékké) és a regenerált eredeti katalizátorrá alakul át. 9.2. Ellen rz

kérdések

•

Mit értünk a reakciósebesség fogalma alatt és milyen egységekben fejezzük a reakciósebességet ki? Soroljon fel Ön szerint gyors-, és lassú kémiai reakciók részére két-két példát.

•

Definiálja a reakciórend és a reakció molekularitása fogalmait. Miért nem lehet a nettó reakcióegyenlet sztöchiometriai együtthatói által meghatározni a reakciórendet? Milyen úton lehet a reakciórendet meghatározni?


Vissza

139

Általános kémia

Kémiai egyensúlyok


Vissza

140

10. Kémiai egyensúlyok 10.1. A kémiai egyensúlyok alapfogalmai 10.1.1. Az egyensúly fogalma

Az egyensúly a rendszer egy olyan állapotát képviseli, amelyben id vel nem jön létre semmilyen megfigyelhet változás. Tipikus példája az egyensúlynak a kémiai egyensúly. Ha a kémiai reakció elérte az egyensúlyi állapotot, a kiinduló anyagok és a termékek koncentrációi egyaránt az id múlásával nem változnak többé. Megjegyzend , hogy a kémiai egyensúly nem jelenti azt, hogy a molekulák szintjén nem jön létre aktivitás. A kiinduló anyagok és a termékek molekulái továbbra is kölcsönösen átalakulnak, igaz mindkét irányban egyforma sebességgel. Az ilyen egyensúlyt dinamikus egyensúlynak nevezzük. A dinamikus egyensúly egy téli, síel kkel teli, tátrai hegyoldalhoz hasonlít: A felvonó megszakítás nélkül viszi a síel ket a hegy csúcsára, ahonnan ezek sok tétovázás nélkül elindulnak lefelé. Az „egyensúly” létrejötte után a csúcson található síel k száma (tehát koncentrációja) nem változik, mert amennyi síel érkezik, annyi hagyja el a felvonó végállomását. A síel k mozgása viszont távolról sem ált meg. 10.1.2. Az egyensúlyi konstans

Kezdjük talán egy egyszer és igen fontos kémiai reakcióval – a mészk égetésével. Mi is történik, ha egy kalcium karbonát mintát zárt konténerbe helyezünk, és azt felhevítjük 840 °C-ra? Egy része a kalcium karbonátnak elbomlik: CaCO3 (s)

CaO (s) + CO2 (g)

(10.1.)

Amint a szén-dioxid koncentrációja a gázfázisban növekedni kezd, a CO2 molekulák egy része reakcióba lép a kalcium-oxiddal: CaO (s) + CO2 (g)

CaCO3 (s)

(10.2.)

Ha egy bizonyos id múlva a (10.1.) és (10.2.) reakciók sebessége kiegyenlít dik (azaz egységnyi id alatt ugyanolyan mennyiség molekula kalcium-karbonát bomlik, mint amennyi keletkezik), a CO2 koncentrációja id ben többé nem változik, és a mészk égetés ezzel eléri az egyensúlyi


Vissza

140

Általános kémia



Vissza

141

állapotot. A gyakorlat arra mutat, hogy kb. 840 Co-nál (1113 K) a széndioxid nyomása id vel eléri az 1 atm értéket (101 325 Pa), amely, ha bármilyen kis mennyiség mészk is jelen van a rendszerben, változatlan h mérsékleten, tovább már nem változik. Másképp fogalmazva: a (10.15.) reakció egyensúlya jellemzésére, adott h mérsékleten, egyetlen további adatra van csak szükség, azaz a CO2 koncentrációjára. Ez azért van így, mert a (10.15.) reakcióban csak egy anyag szerepel más, mint szilárd halmazállapotban – a szén-dioxid. Ezt a tényt a heterogén egyensúlyokkal foglalkozó 10.1.4.2. fejezetben tárgyaljuk majd aprólékosabban. A CO2 egyensúlyi koncentrációjának meghatározására 1113 K h mérsékleten a tökéletes gázok törvényét használhatjuk: p 101 325 Pa kg m-1s-2 n V = R . T = 8,314 J K-1 mol-1. 1113 K = 10,85 kg m2s-2 K-1 mol-1 K = 10,95 mol m-3 = 0,0109 mol l-1 Sajnálattal kell azonban tudomásul vennünk, hogy a legtöbb rendszer egyensúlyát nem tudjuk ilyen egyszer en kifejezni. Ezt a tényt elemezve, választunk egy kissé bonyolultabb reakciót: N2O4 (g)

2 NO2 (g)

(10.3.)

Ebben az esetben, az NO2 egyensúlyi koncentrációja nem kap egy adott h mérsékleten egy rögzített értéket, hanem függ en a második jelenlev anyag a N2O4 (dinitrogén-tetraoxid) koncentrációjától - végtelen számú értéket érhet el. A tapasztalat arra mutat, hogy ha kett vagy több anyag szerepel a vizsgált reakciókban gáz- vagy cseppfolyós halmazállapotú oldatokban (tehát nem szilárd halmazállapotban), akkor ezeknek az anyagoknak az egyensúlyi koncentrációi kölcsönösen függ viszonyban állnak egymással. Ezt a függést a reakcióban szerepl anyagok koncentrációjának segítségével lehet kifejezni, mint a reakció (általánosan Kc-vel szimbolizált) egyensúlyi állandóját. A továbbiakban az egyensúlyi konstans kifejezési módjaival és gyakorlati alkalmazásával fogunk f képp foglalkozni. Térjünk vissza a (10.3.) reakcióhoz. Ahogy azt az egyenlet mutatja, ez a reakció gázfázisban megy végbe. Valósítsuk meg ezt a reakciót a következ elrendezésben: egy 4 liter térfogatú, vastag falú, evakuált üveg-edénybe adagoljunk 1,00 mol dinitrogén-tetraoxidot, majd hevítsük fel a vizsgált


Vissza

141

Általános kémia



Vissza

142

rendszert 120 °C-ra. Id vel az edény tartalmának vörösesbarna színváltozására leszünk figyelmesek. A szín a nitrogén-dioxid képz désével áll kapcsolatban (a dinitrogén-tetraoxid színtelen). Az egyensúly létrejöttét egyszer en tudjuk ellen rizni: az egyensúlyban lev reakciórendszer színe egy bizonyos id elteltével tovább már nem változik. A kísérletünk ezen a pontján kiszívatjuk az edényb l a keletkezett gázelegyet, és elemzésnek vetjük azt alá. Az eredmények azt bizonyítják, hogy az edényben 1,20 mol NO2 keletkezett. A (10.3.) egyenletb l látjuk, hogy 1 mol dinitrogéntetraoxidból 2 mol nitrogén-dioxid képz dik, és ezért a disszociációt szenvedett N2O4 mennyisége (mólokban) a következ : 1 mól N2O4 = 0,6 mol N2O4 1,20 mol NO2 ‚ 2 mol NO 2 Mivel a reakciót 1,00 mol dinitrogén-tetraoxiddal kezdtük, világos, hogy a rendszerben 1,00–0,60 mol, azaz 0,40 mol N2O4 maradt. Ismerve mindkét jelenlev gáz mennyiségét és a rendszer térfogatát (4 liter), kiszámíthatjuk az egyensúlyi koncentrációkat: [NO2 egyen.] = 1,20 mol/4,0 liter = 0,30 mol l-1 [N2O4 egyen.] = 0,40 mol/4,0 liter = 0,10 mol l-1 A szóban forgó kísérlet eredményei a 10.1. táblázat els oszlopában vannak könnyen érthet módon feltüntetve. A táblázat második, harmadik, és negyedik oszlopa további három kísérlet eredményeit mutatja. Ahogy azt látjuk, a második kísérletben nem dinitrogén-tetraoxid, hanem nitrogéndioxid volt a reakció kiinduló anyaga, éspedig 2,00 mol NO2. (A reakció természetesen fordított irányban is végbemegy!). A harmadik kísérletet egy eleggyel kezdtük, amely 1,00 mol dinitrogén-tetraoxidot és 2,00 mol nitrogén-dioxidot tartalmazott. Az utolsó kísérlet során visszatértünk az els kísérlet kiinduló mennyiségeihez (1,00 mol N2O4; 0,00 mol NO2), de ugyanakkor növeltük a rendszer térfogatát (10,0 liter). Ha a 10.1. táblázatban felsorolt adatokra tekintünk, az els pillantásra jogosan kételkedve tesszük fel a kérdést: lehet-e az elért egyensúlyi koncentrációkat illet en egy olyan összefüggést találni, amely mind a négy kísérletnél egyforma eredményhez vezetne. Lehet!


Vissza

142

Általános kémia



Kísérlet Száma Rendszer térfogata [l]

143

1.

2.

3.

4.

4,0

4,0

4,0

10,0

NO2 N2O4 Kiinduló mólok száma [n] Kiinduló koncentráció [mol l-1] Egyensúlyi mólok száma [n] Egyensúlyi koncentráció [mol l-1]

Vissza

NO2

N2O4 NO2

N2O4

NO2

N2O4

1,00

0,00

0,00

2,00

1,00

2,00

1,00

0,00

0,25

0,00

0,00

0,50

0,25

0,50

0,10

0,00

0,40

1,20

0,40

1,20

1,035 1,93

0,25

1,50

0,10

0,30

0,10

0,30

0,259 0,483

0,025

0,15

[NO2]egyen. [N2O4]egyen.

3

3

[NO2]2egyen. [N2O4]egyen.

0,9

0,9

1,846

6

0,9

0,9

10.1. táblázat: Az N2O4 (g) 2 NO2 (g) reakció négy különböz koncentrációjú kiinduló anyag egyensúlyi adatai. Egy kis próbálgatás után rájövünk, hogy a táblázat utolsó sorában található összefüggés, azaz az egyensúlyi állapotban létrejöv [NO2]2 és [N2O4] hányadosának az értéke az összes kísérletben egyforma: 0,9. Mivel ez az állandó összefügg az egyensúlyi állapottal, azt állítjuk, hogy a (10.3.) reakció egyensúlyi konstansát 120 °C h mérsékleten a következ egyenlet fejezi ki: [NO ]2 K = [N O2 ]egyen. = 0,9 2 4 egyen.


(10.4.)

Vissza

143

Általános kémia



Vissza

144

Ahogy azt a (10.4.) egyenlet mutatja, az NO2 egyensúlyi mólkoncentrációját illet hatványkitev (2), ugyanolyan érték , mint a (10.3.) egyenletben található, a nitrogén-dioxidot illet sztöchiometriai együttható. Sok további reakció vizsgálatával és az így szerzett tapasztalatok elemzésével két norvég kémikus – Cato Guldberg és Peter Waage – a következ törvényt vezette le: Az általános reakció aA + bB

cC + dD

(10.5.)

részére, adott h mérsékleten, egyensúlyban, egy bizonyos érték egyensúlyi konstans (K) határozható meg, amelynek az alakja [C]c [D]d K = [A]a [B]b

(10.6.)

ahol A, B, C, D, a reakcióban szerepl anyagokat, a, b, c, d, az A, B, C, D anyagok sztöchiometriai együtthatóit, [A], [B], [C], [D] az anyagok egyensúlyi mólkoncentrációit jelenti. A (10.6.) egyenlet a Guldberg-Waage-féle törvény matematikai kifejezését képezi. Ez, a kémia részére alapfontosságú törvény, a szakmai gyakorlatban a tömeghatás törvénye elnevezést is viseli. Megjegyzend , hogy az egyensúlyi állandó dimenzió nélküli érték. Az elmondottak szerint az egyensúlyi konstans értéke a reakcióban szerepl anyagok jellegét l és a h mérséklett l függ. A (10.6.) egyenlet egyszer elemzése ahhoz a következtetéshez vezet, hogy minél magasabb (állandó h mérsékleten) az egyensúlyi konstans értéke, annál nagyobb mértékben keletkeznek a reakció során a kiinduló anyagokból termékek. A gyakorlatban egy kicsit másképp fogalmazva: Minél magasabb az egyensúlyi állandó, annál jobban tolódik el az egyensúly balról jobbra. Gyors megközelítésként tehát a következ ket lehet állítani:


Vissza

144

Általános kémia



Vissza

145

Ha K > 5, akkor, egyensúlyban, a termékek koncentrációja (és ez által persze a mennyisége is) sokkal magasabb, mint a kiinduló anyagoké. Ha 0,5 < K < 2, akkor a termékek és kiinduló anyagok egyensúlyi koncentrációi (mennyiségei) összehasonlíthatók. Ha K < 0,05, akkor a kiinduló anyagok egyensúlyi koncentrációi (mennyiségei) sokkal magasabbak a termékekénél (a reakció csak nagyon kis mértékben megy végbe). Összegzett reakciók egyensúlyi konstansa Ha egy bizonyos reakciót úgy tudunk fel írni, mint kett vagy több részreakció összegét, akkor a részreakciók egyensúlyi állandói ismeretében meg tudjuk határozni az összegzett reakció egyensúlyi állandóját, amely a részreakciók egyensúlyi állandóinak a szorzata. Ennek a fontos szabálynak az elméleti levezetése kell képpen szemlélteti ezt az els pillantásra talán bonyolult tételt: A vizsgált kémiai folyamat úgy menjen végbe, hogy az els reakció termékei, C és D, egy második reakció kiinduló anyagaiként E és F termékeket képezzenek aA + bB

cC + dD

cC + dD

eE + fF

Egyensúlyban a két reakció egyensúlyi állandóját illet en a következ egyenletek érvényesek [C]c [D]d K’ = [A]a [B]b [E]e [F]f K’’ = [C]c [D]d

Az összreakció a részreakciók összege aA + bB

cC + dD

K’

cC + dD

eE + fF

K’’

aA + bB

eE + fF

K


Vissza

145

Általános kémia



Vissza

146

Az összreakció egyensúlyi konstansa részére tehát írhatjuk [E]e [F]f K = [A]a [B]b Egyszer en bebizonyítható, hogy a két részreakció egyensúlyi állandója szorzataként ugyanezt a függvényt kapjuk: [C]c [D]d [E]e [F]f [E]e [F]f K K = [A]a [B]b · [C]c [D]d = [A]a [B]b ’

’’

és ezért: K = K’K’’

(10.7.)

Az épp levezetett szabály tehát a következ : Ha egy bizonyos reakciót úgy tudunk felírni, mint kett vagy több részreakció összegét, akkor az összreakció egyensúlyi állandója a részreakciók egyensúlyi állandóinak a szorzata. 1. példa: Ismerve mindkét 850 °C h mérsékleten végbemen feltüntetett reakció egyensúlyi állandóját C(s) + CO2(g)

K’ = 1,41.1012

2 CO(g);

CO(g) + Cl2(g)

COCl2(g);

K’’ = 0,56

számítsuk ki a szénb l, szén-dioxidból és klór-gázból létrejöv foszgén (COCl2) el állítását szemléltet következ reakció C(s) + CO2(g) + 2 Cl2(g)

2 COCl2 (g)

egyensúlyi állandójának az értékét. Megoldás: C(s) + CO2(g) CO(g) + Cl2(g) C(s) + CO2(g) + Cl2(g)

2 CO(g)

K’

COCl2(g)

K’’

COCl2 (g) + CO(g)

K’’’

K’’’ = K’ K’’


Vissza

146

Általános kémia



Vissza

147

K’’’ = 1,41.1012 . 0,56 = 7,9 . 1011 C(s) + CO2(g) + Cl2(g) CO(g) + Cl2(g)

COCl2 (g) + CO(g)

K’’’

COCl2(g)

K’’

C(s) + CO2(g) + 2 Cl2(g)

2 COCl2 (g) ’’’

K = K K

K

’’

K = 7,9 . 1011 . 0,56 = 4,42 . 1011 A vizsgált reakció egyensúlyi állandója tehát 4,42 . 1011. 10.1.3. Az egyensúlyi konstans reakciókinetikai levezetése

Ahogy azt tapasztaltuk, az egyensúlyi konstans értéke, bizonyos h mérsékleten állandó, tehát független a reakcióban szerepel anyagok egyensúlyi koncentrációjától. Helyénvaló a kérdés – miért is van ez így. Az egyensúlyi állapot mérlegelésében a reakciókinetikai megközelítés értékes segítséget nyújt. Tételezzük fel, hogy a következ reakció egyetlen elemi lépésben jön létre, éspedig mindkét irányban: ke A + 2B

kv

AB2

(10.8.)

ahol ke az el re (balról jobbra) haladó reakció sebességállandója kv a visszafelé (jobbról balra) irányuló reakció sebességállandója. Az el re haladó reakció sebessége ve = ke [A] [B]2

(10.9.)

és a visszafelé irányuló reakció sebessége vv = kv [AB2].


(10.10.)

Vissza

147

Általános kémia



Vissza

148

Az egyensúly akkor áll be, ha a (10.8.) reakció mindkét irányban egyforma sebességgel megy végbe. Ekkor a következ egyenleteket írhatjuk: ve = vv ke [A] [B]2 = kv [AB2] ke [AB2] = [A] [B]2 kv

(10.11.)

Mivel ke és kv egyaránt – állandó h mérsékleten – konstans értéket vesznek fel, a két konstans hányadosa is konstans érték : ke [AB2] = K = [A] [B]2 kv

(10.12.)

A (10.12.) egyenlet tehát egyértelm bizonyítéka annak, hogy az egyensúlyi konstans, függetlenül a szerepl anyagok egyensúlyi koncentrációktól – állandó érték . Fontos viszont hangsúlyozni, hogy mivel a reakciók sebességállandói h mérsékletfügg k, ezért az egyensúlyi állandó szintén h mérsékletfügg . A következ kben tételezzük fel, hogy a (10.8.) reakció több mint egy elemi lépésben megy végbe. Kétlépéses reakciómechanizmus esetén: k 'e Els lépés:

2B k 'v

B2

k 'e' Második lépés: Nettó reakció:

A + B2 A + 2B

k 'v'

AB2 AB2

A vizsgált folyamat, ebben az esetben egy, a 10.1.2.1. fejezetben tárgyalt, összegzett reakciónak a példája. Az elemi lépéseket képvisel egyensúlyi állandókat a következ képpen fejezhetjük ki:


Vissza

148

Általános kémia



k 'e

’

K =

’’

K =

k k 'e' k

'' v

Vissza

149

[B2] = [B]2

' v

[AB2] = [A] [B ] 2

A (10.7.) szabály szerint [AB2] [B2] [AB2] K = K’ K’’ = [B]2 · [A] [B ] = [A] [B]2 2

(10.13.)

Ahogy látjuk, a (10.12.) és (10.13.) egyenletek eredménye megegyezik. A vizsgált reakció elemzéséb l egy fontos tanulság vonható le: Függetlenül attól, hogy a vizsgált reakció, egyetlen elemi reakciólépést képez, vagy egy összetett folyamatot, a (10.5.) által ismertetett általános reakció ke aA + bB

kv

cC +dD

a következ képpen kezelhet : ve = ke [A]a [B]b vv = kv [C]c [D]d. Egyensúlyban: ve = vv ke [A]a [B]b = kv [C]c [D]d ke K = k = v

[C]c [D]d [A]a [B]b

(10.14.)

Figyeljük meg, hogy a (10.14.) egyenlet által ismertetett egyensúlyi konstans kifejezése, amelyet reakciókinetikai mérlegelések alkalmazásával vezettünk le, tökéletesen megfelel a (10.6.) egyenletnek, amely számtalan kísérleti eredmény feldolgozásának az eredménye, és amely


Vissza

149

Általános kémia



Vissza

150

(ahogy azt már ismertettük) a Guldberg-Waage-féle, tömeghatás törvényeként szerepel a kémiai gyakorlatban. 10.1.4. Az egyensúlyi konstans kifejezési módjai

A tömeghatás törvénye ugyan széleskör kémiai problémáknak a megoldását teszi lehet vé, de ahhoz, hogy azt hiánytalanul alkalmazni tudjuk, egy kis gyakorlatra van szükség. Ismerni kell a reakcióban résztvev anyagok koncentrációinak a kifejezési módjait, mivel ezek határozzák meg az egyensúlyi konstans értékét. Vannak reakciók, amelyeknél az összes jelenlev anyag egyetlen fázisban található, vannak viszont olyanok, amelyeknél az anyagok különböz fázisokban (halmazokban) találhatók. Különböz fázisokban, különböz koncentráció-egységeket alkalmazva, azonos reakció részére több lehet ség nyílik az egyensúlyi konstans kifejezésére és ez által az értékének a rögzítésére. Homogén egyensúlyok A homogén egyensúly olyan reakciók egyensúlyi állapotát ecseteli, amelyeknél minden szerepl anyag ugyanolyan fázisban van jelen. Térjünk még egyszer vissza a (10.3.) reakcióhoz N2O4 (g)

2 NO2 (g),

melynek egyensúlyi állandója a (10.4.) ill. a (10.6.) szerint [NO ]2 KC = [N O2 ] 2 4

(10.15.)

A következ kben a koncentrációk szimbólumánál mell zük az „egyen.” jelz t és a szövegben hangsúlyozzuk, ha egyensúlyi értékr l lesz szó. A (10.15.) egyenlet persze az anyagok egyensúlyi koncentrációit illeti. Ahogy látjuk, a (10.15.) egyenletben az egyensúlyi állandó a KC szimbólumot viseli, hangsúlyozva, hogy a reagáló anyagok koncentrációi mol l-1 egységben vannak megadva. Az ideális gázok állapotegyenletéb l PV = nRT


(10.16.)

Vissza

150

Általános kémia



Vissza

151

világos, hogy állandó h mérsékleten, valamely gáz mólkoncentrációja egyenesen arányos annak a nyomásával: n 1 V = RT .P

(10.17.)

Ezért a vizsgált reakció részére írható: KP =

2 PNO 2

(10.18.)

PN 2O 4

ahol PNO 2 és PN 2O4 a nitrogén-dioxid ill. a dinitrogén-tetraoxid egyensúlyi részleges nyomása (atm egységben), KP az egyenlet, nyomások által kifejezett egyensúlyi állandója.

Mivel a reakciókban szerepl anyagok mol l-1-ben kifejezett koncentrációi nem egyenl k az atm-ban kifejezett részleges nyomásukkal, ezért a KC és KP értékei szintén nem egyenl k. A KC és KP közötti függvényt egy egyszer levezetés által fogjuk meghatározni. A vizsgált reakció legyen a A (g)

b B (g).

A tömeghatás törvénye, ill. a (10.18.) egyenlet szerint, a KC ill. KP a következ képpen fejezhet ki: KC =

[B] b [A ]a

(10.19.)

KP =

PBb PAa

(10.20.)

Ideális-gáz magatartást feltételezve az A- és a B- gáz részleges nyomására írható: n RT (10.21.) PA V = nA R T PA = A V nB R T V V a reakcióedény literben megadott térfogata. PB V = nB R T

ahol

PB =


(10.22.)

Vissza

151

Általános kémia



Vissza

152

A (10.21.) és (10.22.) egyenletekb l ered PA ill. PB részleges nyomások kifejezésének a (10.20.) egyenletbe való behelyettesítés révén a KP részére a következ egyenletet kapjuk:

KP =

n B RT V n A RT V

b

a

=

nB V nA V

b

a

(RT) b-a

(10.23.)

Mivel nB/V és nA/V (mólok száma per a reakcióedény térfogata) a mol legységben kifejezett B- és A- anyag koncentrációja, tehát [B] ill. [A], a (10.23.) egyenlet a következ képpen írható:

1

[B] b (RT)Δn = KC (RT) n (10.24.) a [A] b a gáznem termékek móljainak az összege (a vizsgált reakció egyenletében szerepl gáznem termékek sztöchiometriai együtthatóinak az összege), a a gáznem kiinduló anyagok móljainak az összege (a vizsgált reakció egyenletében szerepl gáznem kiinduló anyagok sztöchiometriai együtthatóinak az összege) száma, n = b – a. KP =

ahol

Ahogy az, a (10.24.) egyenletb l kit nik, KC csak abban az esetben egyenl KP-val, ha Δn = 0. Ahogy azt a 10.1.2. fejezetben már hangsúlyoztuk, az egyensúlyi állandó, KC és KP egyaránt, dimenziónélküli értéket képvisel. 2. példa: Katalizátor segítségével a következ fontos reakció megy végbe: CO (g) + 3 H2 (g)

CH4 (g) + H2O (g)

1 200 K h mérsékleten, az együttható anyagok mólkoncentrációi által kifejezett egyensúlyi állandó számbeli értéke, KC = 3,92. Határozzuk meg az atm-ban megadott részleges nyomások által kifejezett egyensúlyi állandó, a KP értékét. Megoldás:


Vissza

152

Általános kémia



Vissza

153

A példát a fent levezetett (10.24.) átszámítási képlet segítségével fogjuk megoldani. KP = KC (RT)Δn R = 8,314 J K-1 mol-1 = 8,314 kg m2 s-2 K-1 mol-1 =

8,314 kg m s-2 m-2 m3 s-2 K-1 mol-1 = 8,314 N m-2 m3 K-1 mol-1 = 1 atm = 8,314 Pa 103 dm3 K-1 mol-1 101 325 Pa = =

=

0,0821 dm3 atm K-1mol-1

n = 2 – 4 = -2 KP = 3,92 (0,0821 . 1 200) -2 = 4,038 . 10-4

Ahogy azt épp tapasztaltuk, azonos reakciók KC és Kp egyensúlyi állandói számbelileg különböznek. Mivel, ahogy azt hangsúlyoztuk, dimenziónélküli értékekr l van szó, a gyakorlati alkalmazásuknál helyen van az el vigyázatosság. Heterogén egyensúlyok A heterogén egyensúly olyan reakciók egyensúlyi állapotát ecseteli, amelyeknél a kölcsönhatásban szerepl anyagok különböz fázisban vannak. Visszatérve a 10.1.2. fejezetben már mérlegelt (10.1.) reakcióhoz CaCO3 (s)

CaO (s) + CO2 (g)

(10.1.)

ismereteink alapján, egyensúlyban, nyilvánvalóan a (10.25.) egyenlet által képviselt egyensúlyi állandó várható: [CaO] [CO2] (10.25.) K 'C = [CaCO3] Törvényszer en felmerül viszont az a probléma, hogy hogyan fejezhetjük ki valamely szilárd anyag molkoncentrációját? Ugyanis, ahogy az a szóban forgó reakcióegyenletb l kit nik, a kalcium-karbonát és a kalcium-oxid szilárd halmazállapotú anyagok. Ezeknek a „koncentrációja” a reakció során nem változik. Ez a tény, egy egyszer törvényszer ségnek a következménye: Tiszta szilárd és cseppfolyós anyagok mólkoncentrációja, állandó h mérsékleten állandó, és nem függ az adott anyag mennyiségét l.


Vissza

153

Általános kémia



Vissza

154

Grammnyi, kilogrammnyi, vagy tonnányi mennyiség kalcium-oxid mólkoncentrációja, állandó h mérsékleten, egyforma. 20 °C-on például a CaO s r sége 3,4 g*cm-3, és ezért mólkoncentrációja: 1 mol 3,4 g -3 -1 cm-3 · 56,08 g = 0,061 mol cm = 61 mol l Mivel tehát a [CaO] és a [CaCO3] egyaránt konstans értékeket képeznek, átrendezve a (10.25.) egyenletet,

[CaCO3] ' [CaO] K C = [CO2]

(10.26.)

látjuk, hogy a (10.26.) egyenlet bal oldalán található tagok kivétel nélkül konstans értékeket képviselnek. Az egyenlet egész bal oldala, egy KC-vel szimbolizált, új konstansként szerepl érték lehet: [CaCO3] ' [CaO] K C = KC = [CO2]

(10.27.)

Az újonnan bevezetett konstans, a KC, egyenl az egyenlet jobb oldalával – a szemléltetett esetben a CO2 molkoncentrációjával. Adott h mérsékleten tehát, a (10.15) reakció egyensúlyi állandója a CO2 egy bizonyos mol l-1-ben kifejezett koncentrációjával egyenl . Megjegyzend , hogy az egyensúlyi konstans, függetlenül attól, hogy homogén, vagy heterogén reakcióról van-e szó – dimenzió nélküli értékként szerepel. 3. példa:

A 10.1.2. fejezet elején, a fent elemzett reakció részére, 840 °C-on, 0,0109 érték KC egyensúlyi állandóhoz jutottunk, abból kiindulva, hogy ezen a h mérsékleten a CO2 részleges nyomása eléri az 1 atm értéket. Megszerzett ismereteinket alkalmazva vizsgáljuk meg még egyszer ezt az eredményt. Megoldás: CaCO3 (s)

CaO (s) + CO2 (g),

KP = KC (RT)Δn KC = 0,0109 R = 0,0821 l atm K-1mól-1 T = (840 + 273) K = 1113 K


Vissza

154

Általános kémia



Vissza

155

Δn = 1 KP = 0,0109 . 0,0821 . 1113 = 0,996 ≅ 1

Az adott reakció 840 °C h mérsékleten érvényes egyensúlyi állandóját tehát, vagy mint KC = 0,0109, vagy mint KP = 1 tudjuk kifejezni. 10.2. Kémiai egyensúlyok tulajdonságai Tudomást szereztünk arról, hogy egy adott reakció bizonyos egyensúlyi koncentrációi ismeretében meghatározhatjuk az egyensúlyi állandót. Ha viszont megismerjük az egyensúlyi állandót, akkor a tömeghatás törvényét alkalmazva, állandó h mérsékletet feltételezve, ismeretlen egyensúlyi koncentrációkat tudunk kiszámítani. Más szóval, az egyensúlyi állandó, többek között segítséget nyújt a reakciók irányának a meghatározásában és a reakciók várható hozamának az értékelésében. 10.2.1. Kémiai reakciók irányának a meghatározása

A vizsgált reakcióban kölcsönhatásban lev anyagok kezdeti (pillanatnyi) koncentrációinak a behelyettesítése az egyensúlyi állandót kifejez relációba, egy QC –vel szimbolizált, reakcióhányadosnak nevezett értékhez vezet. A reakció irányának a meghatározása a KC és a QC értékeinek a mérlegeléséb l áll. Ezt az értékelést a 10.2. táblázat foglalja össze.

QC > KC

A termékek és a kiinduló anyagok kezdeti koncentrációinak az aránya túl magas. Az egyensúly eléréséhez a termékeknek kiinduló anyagokká kell változni. A reakció jobbról balra fog végbemenni.

QC = KC

A kezdeti koncentrációk megfelelnek az egyensúlyi koncentrációknak

QC < KC

A termékek és a kiinduló anyagok kezdeti koncentrációinak az aránya túl alacsony. Az egyensúly eléréséhez a kiinduló anyagoknak termékekké kell változni. A reakció balról jobbra fog végbemenni.

10.2. táblázat. A reakcióirány meghatározásának elvi folyamata


Vissza

155

Általános kémia



Vissza

156

4. példa: A katalitikus metán-gyártás a 2. példa által már ismertetett reakció szerint történik CO (g) + 3 H2 (g) CH4 (g) + H2O (g).

E reakció egyensúlyi állandója, 1200 K-en, KC = 3,92. Tételezzük fel, hogy az adott h mérsékleten, a gázelegy pillanatnyi (kezd ) összetétele a következ : CO: 0,025 mol 1-1; H2: 0,025 mol l-1; CH4: 0,002 mol l-1; H2O: 0,002 mol l-1. Milyen irányban indul el a reakció, ha az elegy, 1200 K h mérsékleten, egy jól választott katalizátor fölé áramoltatik? Megoldás:

(0,002)(0,002) [CH4] [H2O] QC = [CO] [H ]3 = (0,025)(0,025)3 = 10,24 > KC 2 A reakció tehát jobbról balra, fog elindulni – egy része a termékeknek kiinduló anyagokká változik. 10.2.2. Egyensúlyi koncentrációk számítása

Állandó h mérsékletet feltételezve, az egyensúlyi konstans és a reakcióban résztvev anyagok kezdeti koncentrációinak az ismeretében, ki tudjuk számítani a jelenlev anyagok egyensúlyi koncentrációit. A gyakorlatban, a leggyakrabban azzal a feladattal állunk szemben, hogy csak a kiinduló anyagok kezdeti koncentrációi adottak. Az érthet bevezetés kedvéért válasszunk egy egyszer általános reakciót, A

B

amely egyensúlyi állandója, az adott h mérsékleten, KC = 10,0. Az Aanyag kezdeti koncentrációja legyen 0,022 mol l-1. Az A- és a B- anyag egyensúlyi koncentrációinak meghatározása a következ elvi folyamat által lehetséges. A kiválasztott általános reakció sztöchiometriájából látjuk, hogy minden mol változást szenved A- anyagból, 1 mol B- anyag keletkezik. A Banyag kiszámítandó egyensúlyi koncentrációja legyen x. Egyensúlyban, következésképpen, az A- anyag molkoncentrációja 0,022 – x. Összegezve:


Vissza

156

Általános kémia



Vissza

A

Kezdeti: Változás: Egyensúly:

157

B

0,022 mol l-1 - x mol l-1

0 mol l-1 + x mol l-1

(0,022 – x) mol l-1

x mol l-1

Következ lépésként, behelyettesítjük a reakcióra érvényes tömeghatás törvényébe az illet értékeket: [B] KC = [A] x KC = 0,022 - x x = 0,02 Egyensúlyban tehát: [A] = 0,022 – 0,02 = 0,002; [B] = 0,02. Ellen rzésként helyettesítsük be a fenti adatokat: [B] 0,02 KC = [A] = 0,002 = 10 5. példa: 1200 °C h mérsékleten a következ , légszennyez dési szempontból komoly következményekkel járó reakció N2 (g) + O2 (g)

2 NO (g)

egyensúlyi állandója KC = 8,5 . 10-6. Feltételezve, hogy a fenti reakció egy 10,0 l térfogatú konténerben, 1200 °C-on megy végbe, éspedig úgy, hogy a kezdeti nitrogén- és a kezdeti oxigén mennyisége egyaránt 1,00 mol, számítsuk ki a reaktorban jelenlev nitrogén-oxid mennyiséget a reakció befejeztével (azaz egyensúlyban). Megoldás: Els lépésként, az összes kölcsönhatásban lev anyag egyensúlyi koncentrációit fogjuk x segítségével kifejezni. Több választható lehet ség közül a legkézenfekv bb, hogy az x-et tegyük egyenl vé a reakció által elfogyasztott N2 móljai számával. A sztöchiometriai együtthatókkal ellátott reakció-


Vissza

157

Általános kémia



Vissza

158

egyenlet arról tanúskodik, hogy azonos anyagmennyiség (azaz x mol) oxigénre lesz a reakcióban szükség. Ezen kívül világos, hogy 2x anyagmennyiségnyi nitrogén-oxid fog majd a reakció során keletkezni. Mindent összevetve a következ táblázatot képezhetjük:

Kezdeti Változás Egyensúly

N2 mol [n] [mol l-1] 1 0,1 -x (-x)/10 1-x (1– x)/10

O2 mol [n] [mol l-1] 1 0,1 -x (-x)/10 1-x (1– x)/10

NO mol [n] [mol l-1] 0 0 +2x (+2x)/10 2x (2x)/10

Helyettesítsük be az egyensúlyi értékeket a vizsgált reakció (egyensúlyban érvényes) tömeghatás törvényébe: [NO]2 KC = 8,5 . 10-7 = [N ] [O ] = 2 2

2

2x 10

2

1 x 10

(2x)2 = (1/x)2

(2x)2 8,5 . 10 = (1/x)2 -6

8,5 . 10

6

=

2x 1 x

2

2x 0,002915 = 1-x x = 0,001455 Ahogy az a vizsgált reakció sztöchiometriájából és a táblázatból következik, a reakció során 2x mol NO keletkezik, ezért egyensúlyban a nitrogénoxid móljai száma 2*0,001455 = 0,00291. Adott körülmények között a 10,0 l térfogatú reakcióedény 2,91 mmol NO-ot tartalmaz. A nitrogénmonoxid egyensúlyi koncentrációja tehát 0,291 mol l-1 lesz. Extrém magasságú h mérsékleten, bizonyosan számolnunk kell azzal, hogy a leveg


Vissza

158


Kémiai egyensúlyok Vissza

159

összetev ib l, távolról sem elhanyagolható mértékben - nitrogén-monoxid keletkezik. 10.3. A Le Chatelier–féle elv Az eddigiekben ismeretet szereztünk arról, hogy a kémiai egyensúly egy olyan állapotot képvisel, amelyben az el re haladó és visszafelé irányuló reakciók egyforma sebességgel mennek végbe. Ez az állapot, küls beavatkozások által könnyen megdönthet , aminek következményeként kevesebb, vagy több kívánatos anyag van majd jelen az új egyensúlyi állapot bekövetkezésekor. Az egyensúly, az egyes anyagok koncentrációi-, a rendszer nyomása-, térfogata-, és a h mérséklete változtatásával billenthet el. 10.3.1. A Le Chatelier-féle elv definíciója

Milyen irányba mozdul el egy egyensúlyban lév reakciórendszer, ha küls beavatkozás által megváltoztatjuk valamely, a reakcióban szerepl anyag koncentrációját, a nyomást, a térfogatot, vagy a h mérsékletet? Henry Louis Le Chatelier nevéhez f z dik az, a nagyon egyszer , és ugyanakkor nagyon nagy jelent ség , általánosan alkalmazható öszszegz szabály, amely a kémiai gyakorlatban (de nem csak abban) a feltett kérdésre gyors és eredményes tájékozást nyújt: Ha egyensúlyban lev rendszerre a küls körülmények megváltozásával kényszert gyakorolunk, akkor az egyensúly úgy tolódik el, hogy a rendszer a küls kényszer alól kitérni igyekszik. Az egyensúlyi koncentráció változtatására bekövetkez válasz A kémiai egyensúlyok elméletéb l, úgymint a reakciók ezreinek a vizsgálatából a következ tapasztalat vonható le: Ha egyensúlyban lev reakciórendszerbe további kiinduló anyagot (anyagokat), vagy terméket (termékeket) adagolunk, az egyensúlyi állapot felbomlik, és a rendszer úgy válaszol, hogy az újonnan beadagolt anyag(ok) egy része – a folytatódó reakció során – elfogy, és egy új egyensúlyi állapot jön létre. 6. példa: A kén-dioxid kén-trioxiddá való oxidálódása fontos szerepet játszik, többek között, az atmoszféra szennyez désénél is. E folyamatot illet en a


Vissza

159

Általános kémia



Vissza

160

kémia különböz elemi és nettó reakciókat ismer, többek között a következ t: SO2 (g) + NO2 (g)

SO3 (g) + NO (g)

Laboratóriumi kísérletek elemzésével tudomást szereztünk arról, hogy egy bizonyos, kezdeti (kiinduló) anyag elegy, 700 °C h mérsékleten a következ egyensúlyi összetételhez vezet: [SO2] [NO2] [SO3] [NO]

4 . 10-4 mol l-1 1 . 10-4 mol l-1 1 . 10-4 mol l-1 1 . 10-4 mol l-1

Ha az egyensúlyi elegyben, az 1.10-4 mol l-1 koncentrációval szerepl nitrogén-dioxid koncentrációját 4.10-4 mol l-1-re emeljük, milyen érték koncentrációval fognak szerepelni a rendszert alkotó anyagok az újonnan létrejöv egyensúlyban? Megoldás: Els lépésként, az adott h mérsékleten érvényes egyensúlyi állandót fogjuk meghatározni: [SO3] [NO] (1 . 10-4) (1 . 10-4) 1 . 10-8 KC = [SO ] [NO ] = (4 . 10-4) (1 . 10-4) = 4 . 10-8 = 0,25 2 2 Ha az egyensúlyi elegyben, az 1.10-4 mol l-1 koncentrációval szerepl nitrogén-dioxid koncentrációját 4.10-4 mol l-1-re emeljük, a rendszer, a Le Chatelier-féle elv értelmében úgy válaszol, hogy az elemzett reakció balról jobbra fog folytatódni. A kezdeti koncentrációk tehát az eredeti egyensúlyi koncentrációknak felelnek meg, persze a NO2 kivételével, mivel azt küls beavatkozásként felemeltük 4.10-4 mol l-1-re. Az SO3 koncentrációváltozását x-szel jelölve, a következ táblázat készíthet :

Kezdeti Változás Egyensúly

SO2 [mol l-1] 4.10-4 -x 4.10-4 – x

NO2 [mol l-1] 4.10-4 -x 4.10-4 - x

SO3 [mol l-1] 1.10-4 +x 1.10-4 + x


NO [mol l-1] 1.10-4 +x 1.10-4 + x

Vissza

160

Általános kémia



Vissza

161

Az ismeretlen x-nek, a következ egyenletnek kell megfelelni: (1.10-4 + x) (1.10-4 + x) KC = 0,25 = (4.10-4 - x) (4.10-4 - x) =

1.10 4.10

4 4

x x

2

1.10-4 + x 0,25 = 0,5 = 4.10-4 - x x = 0,667.10-4 Az új egyensúlyban az egyes anyagok koncentrációi tehát a következ k: [SO2] [NO2] [SO3] [NO]

3,333 . 10-4 mol l-1 3,333 . 10-4 mol l-1 1,667 . 10-4 mol l-1 1,667 . 10-4 mol l-1

Érdekes összehasonlítani a reakcióban szerepl anyagok, a kísérlet egyes szakaszaiban való koncentrációit:

Eredeti egyensúlyi Beavatkozás utáni Új egyensúlyi

SO2 NO2 SO3 NO [mol l-1] [mol l-1] [mol l-1] [mol l-1] 4.10-4 1.10-4 1.10-4 1.10-4 -4 -4 -4 4.10 4.10 1.10 1.10-4 3,333 . 10-4 3,333 . 10-4 1,667 . 10-4 1,667 . 10-4

Az összegz adatsorozat számokkal bizonyítja a Le Chatelier elv érvényességét: ha a rendszerre kényszert gyakorolunk, akkor az egyensúly úgy tolódik el, hogy a rendszer a küls kényszer alól kitérni igyekszik. A térfogat- és nyomás változására bekövetkez válasz Az egyensúlyi állandó kifejezéséb l következtetni lehet, arra, hogy milyen visszhanggal számolhatunk, ha megváltoztatjuk az egyensúlyban lev reakciórendszer térfogatát. A már ismertetett (10.3.) reakció N2O4 (g)

2 NO2 (g)


Vissza

161

Általános kémia



Vissza

162

egyensúlyi állandója: [NO2]2 KC = [N O ] . 2 4 Mivel a térfogatváltozásnak az egyensúlyra gyakorolt hatását igyekszünk értékelni, be kell vonnunk a térfogatot az egyensúlyi konstans kifejezésébe: [NO2] =

n NO 2 V

;

n N 2O 4

[N2O4] =

V

;

(10.28.)

ahol n a mólok száma V a rendszer térfogata. Az egyensúlyi állandóba való (10.28.) egyenleteknek a behelyettesítése és a reláció egyszer sítése után: 2 n NO 2 KC =

V n N 2O 4

=

n NO 2

2

V. n N 2O4

,

V és ezért KC V =

n NO 2

2

(10.29.)

n N 2O4

Tételezzük fel, hogy az elemzett NO2 - N2O4 rendszer térfogatát egy literr l háromra emeljük. Ez a lépés a (10.29.) egyenlet bal oldalát, tehát a KcV szorzatot, a háromszorosára emeli. A (10.29.) egyenlet jobb oldalának, tehát az n NO 2 2 (10.30.) n N 2O4 hányadosnak, az egyensúly helyreállítása érdekében, persze szintén a háromszorosára kell emelkednie. Ez nem megy másképp, mint úgy, hogy az újra meginduló N2O4 (g) 2 NO2 (g) reakció során növekszik a rendszerben lev NO2 -, és egyúttal csökken az N2O4 mennyisége. Hasonló gondolatmenetet alkalmazva bizonyítható, hogy fordított értelemben minden fordítva megy végbe: Ha az egyensúlyban lev rendszer


Vissza

162

Általános kémia



Vissza

163

térfogatát csökkentjük, a (10.30.) hányadosnak szintén csökkennie kell, és ez nem lehetséges anélkül, hogy a szóban forgó reakció fordított irányban induljon el N2O4 (g) 2 NO2 (g). A fenti elemzésb l szerzett tanulság egyértelm en bizonyítja, hogy gáznem reakcióknál a rendszer térfogatváltozása alapvet en változtatja az egyensúlyi elegy összetételét. A Le Chatelier elv értelmében: Ha valamely egyensúlyban lev gáznem reakciórendszer térfogatát növeljük, megdöntve ezzel az egyensúlyi állapotot, akkor a reakció, a küls kényszer alól kitérni igyekezve, olyan irányban folytatódik, hogy növekedjék a rendszerben jelenlev mólok száma. Fordított esetben, azaz ha csökkentjük a rendszer térfogatát, akkor a folytatódó reakció által a mólok száma csökkenni fog. A 3. táblázat, a fenti törvényszer ség hatását igyekszik egynéhány további, egyensúlyban lev reakciórendszer viselkedésének a bemutatásával áttekint módon ecsetelni: Térfogat emelkedésénél

Térfogat csökkenésénél

N2O4 (g) 2 NO2 (g) C (s) + H2O (g) CO(g) + H2(g) N2 (g) + O2 (g) 2 NO (g) SO2 (g) + ½ O2 (g) SO3 (g) N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) 10.3. táblázat: A térfogatváltozás hatása az egyensúly eltolódására Figyeljük meg, hogy az egyensúlyban lev rendszerek térfogatának a változtatása után újra elinduló reakció irányát a reakció során történ gázok moljai számának a változása határozza meg. Ott, ahol nem jön létre a gázok móljai számában változás, például: N2 (g) + O2 (g)

2 NO (g),

ott a térfogatváltozás nem befolyásolja az egyensúlyi összetételt. A rendszer térfogatváltozásai nyomásváltozást idéznek el . Ha gázfázisban végbemen reakcióknál a rendszer térfogatát például a felére csökkentjük, a nyomás, a tökéletes gázok törvényét követve, a duplájára növekszik. Az eddig csupán a térfogatváltozásoknak tulajdonított egyensúly-eltolódások, egyformán tulajdoníthatók a nyomásváltozásoknak is. A Le Chatelier elv értelmében úgy is fogalmazhatunk, hogy a nyomás nö-


Vissza

163

Általános kémia



Vissza

164

vekvése ellen a reakciórendszer úgy „védekezik”, (az egyensúlyt olyan irányba mozdítja el), hogy a rendszerben lev gázok móljainak az öszszege csökkenjen. A 10.1. ábra, az egyensúlyban lev , jól ismert reakciórendszerre, N2O4 (g) 2 NO2 (g), gyakorolt nyomásváltozás következményeit mutatja be. A nyomásváltozás értékelésénél vigyázni kell. A rendszer nyomását ugyanis változtathatjuk állandó térfogaton is. A rendszerbe, a reakcióban résztvev anyagokhoz, adagolhatunk egy bizonyos mennyiség inert gázt is (héliumot). Ezzel megnövekszik a jelenlev mólok száma, és kézenfekv , hogy megnövekszik a nyomás is. A térfogat viszont állandó marad. Állandó térfogaton, egyensúlyban, a gázok koncentrációja állandó marad! A hélium jelenléte nem változtatja állandó térfogaton a nitrogén-dioxid térfogategységben jelenlev móljainak a számát. Ha a reakcióban szerepl anyagok koncentrációi nem változnak, nem változhat a koncentrációk által kifejezett egyensúlyi állapot sem. A hélium okozta magasabb nyomás ezért nincs hatással a rendszer egyensúlyi összetételére.

‹

‹ NO2 › N2O4 fi He

›

‹ N O (g) 2 4 ‹ ‹ ‹ › › ‹

2 NO2 (g); › ‹ ›› ‹› ‹

‹ fi › ‹fi fi ΔH = 58,0 kJ. fi ‹ ‹ fi fi ‹ › › fi ‹ 0

10.1. ábra: Ha a vizsgált rendszerre nyomást gyakorolunk, egy bizonyos mennyiség nitrogén-dioxid nitrogén-tetraoxiddá változik. Ha viszont a nyomást nem térfogatcsökkentéssel, hanem hélium beadagolásával növeljük, a rendszer egyensúlyban marad. A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom

Vissza

164

Általános kémia



Vissza

165

A h mérséklet változtatására bekövetkez válasz Ahogy azt a 10.3.1.1. és 10.3.1.2. fejezetekben épp ismertettük, állandó h mérsékleten a koncentráció-, térfogat- és nyomásváltozások által eltolódik ugyan a reakciórendszerek egyensúlya, de nem változik az egyensúlyi állandó. A h mérsékletváltozás viszont az egyensúlyi állandó értékét változtatja. A (10.3.) reakció egy endoterm folyamat: Az ellenkez irányban viszont a végbemen reakció exoterm: 2 NO2 (g)

N2O4 (g)

ΔH0 = -58,0 kJ

Egyensúlyban, mivel nettó reakció nem megy végbe, a nettó h -effektus 0. Mi történik, ha egyensúlyban, a tárgyalt reakciórendszert hevítésnek vetjük alá? Mivel endoterm folyamatoknál a rendszerek a környezett l h energiát vesznek át, a hevítés a dinitrogén-tetraoxid disszociációjának kedvez. Kézenfekv tehát, hogy az N2O4 endoterm disszociációjának az egyensúlyi állandója [NO2]2 KC = [N O ] 2 4 a növekv h mérséklettel növekszik.

A Le Chatelier-elv értelmében: Ha bizonyos h mérsékleten, egyensúlyban lev reakciórendszer h mérsékletét növeljük, a rendszer úgy „védekezik”, hogy az egyensúlyi állandó változása a h mérséklet csökkenésének, tehát az endoterm irányban végbemen reakciónak kedvez, és fordítva. 10.4. Ellen rz

•

•


Magyarázza el a dinamikus egyensúly és az egyensúlyi állandó fogalmát. Hogyan fejezzük ki az összegzett reakciók egyensúlyi állandóját? Reakciókinetikai ismereteit alkalmazva, egy tetszés szerint választott reakció részére vezesse le az egyensúlyi állandó kifejezését. Fogalmazza meg a homogén- és heterogén egyensúlyok lényegét. Definiálja a KC és KP szimbólumokat és vezesse le a két állandó közötti matematikai relációt.


Vissza

165


• • •

•

•

Kémiai egyensúlyok Vissza

166

Indokolja meg az összefüggést a reakcióhányados, az egyensúlyi állandó és a reakciók pillanatnyi iránya között? Milyen módszert alkalmazunk az egyensúlyi koncentrációk számításánál? Adja meg a Le Chatelier elv általános definícióját és soroljon fel három példát, ez elv széleskör hatáskörének az ecsetelésére. ZnO-CuO katalizátor felett, 1000 °C h mérsékleten, a következ reakció H2O (g) + CO (g) H2 (g) + CO2 (g) egyensúlyi állandója KC = 0,58. A gázelegy pillanatnyi összetétele: 1,0 mól víz, 1,0 mól szén-monoxid, 1,0 mól hidrogén és 1,0 mól széndioxid. Milyen irányban megy végbe a reakció? A foszgén, COCl2, egy er sen toxikus gáz, amely 400 °C h mérsékleten a következ képpen disszociál: COCl2 (g) CO (g) + Cl2 (g). A reakció egyensúlyi állandója KC = 8,05 . 10-4. Ha a reakciót egy 25 liter térfogatú edényben visszük véghez és a folyamat kezdetén 1,0 mol foszgén van az edényben jelen, a foszgén milyen része (%) szenved disszociálódást? A süt por, a nátrium-hidrogén-karbonát, h közlése által a következ reakció szerint bomlik: 2 NaHCO3 (s) Na2CO3 (s) + CO2 (g) + H2O (g). Ha egy zárt és egy nyitott reaktorban, egyforma h mérsékleten, növeljük a süt por mennyiségét, melyik edényben nyerünk további szén-dioxidot és vízg zt?


Vissza

166


Savak és bázisok Vissza

167

11. Savak és bázisok A savaknak és a bázisoknak a kémiai és biológiai rendszerekben, valamint a széleskör m szaki gyakorlatban kimagasló szerepük van. Ezekkel az anyagokkal, kisebb vagy nagyobb mértékben, az olvasó már bizonyára találkozott. Jegyzetünkben, terjedelmi okok végett, csak röviden igyekszünk ismertetni a savak és a bázisok definícióit és a m szaki gyakorlat részére legfontosabb tulajdonságait. 11.1. Savak és bázisok alaptulajdonságai 11.1.1. Savak

•

A savak íze savanyú. Az ecet például az ecetsavnak köszönheti az ízét, a citrom és más citrusfélék citromsavat tartalmaznak.

•

A savak a növényfestékek színváltozását idézik el . A lakmusz színét például kékr l vörösre változtatják.

•

A savak bizonyos fémekkel, például cinkkel és magnéziummal reagálva, hidrogént képeznek. A sósav magnéziummal való reakciója tipikus példája az ilyen típusú reakcióknak: 2 HCl (aq) + Mg (s) MgCl2 (aq) + H2 (g)

•

A savak karbonátokkal és hidrogén-karbonátokkal, például kalcium-karbonáttal, vagy nátrium-hidrogénkarbonáttal reagálva széndioxidot képeznek: NaCl (aq) + H2O (l) + CO2 (g) 2 HCl (aq) + NaHCO3 (s)

•

A savak vizes oldatai vezetik az elektromos áramot.

11.1.2. Bázisok

•

A bázisok íze keser .

• •

A bázisok tapintata síkos – a bázisokat tartalmazó szappan tapintata ennek a tulajdonságnak a tipikus példája. A bázisok a növényfestékek színváltozását idézik el – a lakmusz színét például a bázisok vörösr l kékre változtatják.

•

A bázisok vizes oldatai vezetik az elektromos áramot.


Vissza

167

Általános kémia

Savak és bázisok


Vissza

168

11.2. Savak és bázisok definíciói 11.2.1. Arrhenius-féle definíciók

Az els általános sav-bázis elmélet a svéd vegyészt l, Svante August Arrheniustól származik. Arrhenius a 19. század végén következ képpen fogalmazta meg a savak és a bázisok lényegét: A savak olyan hidrogén-tartalmú vegyületek, amelyek vízben oldva H+ ionokat képeznek, a bázisok pedig olyan hidroxid-gyököt tartalmazó vegyületek, amelyek vízben oldva OH—ionokat képeznek. Arrhenius szerint a savak H+-ionokra és savmaradékokra, a bázisok pozitív töltés fém-ionokra (kationokra), és hidroxid-ionokra disszociálódnak. A savas kémhatást tehát a H+-ionok, a lúgos kémhatást pedig a hidroxid-ionok okozzák. A savak disszociációjának példáiként, a salétromsav, a kénsav, a foszforsav és az ecetsav disszociációja a következ képpen írható: HNO3 H2SO4 H3PO4 CH3COOH

H+ + NO 3 2 H+ + SO 42 3 H+ + PO 43 H+ + CH3CO O

A savak annyi érték ek vagy bázisúak, ahány fémmel helyettesíthet , disszociációra képes hidrogénatomot tartalmaznak. A salétromsav és az ecetsav tehát egybázisú-, a kénsav kétbázisú- és a foszforsav hárombázisú sav. Egy bizonyos sav annál er sebb, minél nagyobb mértékben disszociálódik. A bázisok disszociációjának példáit, a kálium-hidroxid és a kalciumhidroxid disszociációját a következ képpen írhatjuk: KOH Ca(OH)2

OH- + K+ 2 OH- + Ca2+

A bázisok annyi érték ek vagy savúak, ahány hidroxid-gyököt küldenek az oldatba vízben történ oldásukkor. A KOH tehát egyérték vagy egysavú-, a Ca(OH)2 pedig kétérték vagy kétsavú bázis. Egy bizonyos bázis annál er sebb, minél nagyobb mértékben disszociálódik. Az Arrhenius-féle sav-bázis elmélet nagy mértékben járult hozzá a huszadik század elején végbemen gyors kémiai fejl désnek, sok kérdésre


Vissza

168

Általános kémia

Savak és bázisok


Vissza

169

viszont nem képes megfelel magyarázatot adni. Példaként fordítsunk figyelmet a következ kérdésre: Mi az, ami miatt az ammónia, NH3 vizes oldata bázikus jelleg ? Mert ugye, az ammónia nem tartalmaz OH--iont. 11.2.2. Brønsted-Lowry definíciók

Arrhenius szerint a savak vezet képességét a H+-ionok okozzák. A hidrogén-ion (proton) átmér je nagyságrendileg 10-15 m, tehát körülbelül százezerszer kisebb, mint a többi ioné. Mivel ez azt jelenti, hogy a proton mozgékonysága megközelít leg százezerszer nagyobb, mint bármilyen más ioné, ennek a ténynek ahhoz kellene vezetni, hogy a savak vezet képessége megközelítheti a fémek vezet képességét. A gyakorlat viszont nem ezt igazolja. A savak vezet képessége több nagyságrenddel kisebb a fémekénél. Logikusan arra lehet következtetni, hogy szabad proton az oldatban nem létezik, éspedig azért nem, mert az, az oldószerrel, a leggyakrabban, vízzel, egy -ónium-iont, (vízzel oxóniumiont) képezve lép reakcióba: H2O + H+

H3O+

Ez a gyakorlat által igazolt feltételezés ahhoz a fontos konklúzióhoz vezet, hogy a disszociáció részére az oldószer nem tekinthet semleges közegnek, hanem az a reakcióban részt vesz. Johannes Nicolaus Brønsted, és Thomas Martin Lowry 1923-ban, az ún. protolitikus elméletük alapjaként a savak és a bázisok részére a következ definíciót terjesztették el : A savak azok az anyagok, amelyek a folyamat során protont adnak le, a bázisok azok az anyagok, amelyek protont tudnak megkötni. Brønsted szerint, tehát, az oldószer sav- vagy bázisként szerepel. Az anyagok savas, illetve bázikus jellege így csak más anyagokhoz (az oldószerhez) való viszonylatban mutatkozik. Más szóval sav csak akkor képes protont leadni, ha a rendszer rendelkezik egy kevésbé savas anyaggal, amely képes ezt a protont felvenni. Ebb l a feltevésb l arra a következtetésre jutunk, hogy ha a savból proton hasad le, az bázissá alakul, és fordítva, a protont felvenni képes bázis savvá alakul. A hidrogén-bromid disszociációja, amely Arrhenius szerint az oldószer (a víz) szereplése nélkül menne végbe, HNO3

H+

+


NO3-

Vissza

(11.1.)

169

Általános kémia

Savak és bázisok


Vissza

170

Brønsted-Lowry szerint a következ képpen írható: HNO3 sav(1)

+ H2O bázis(2)

H3O+

+

konj. sav(2)

NO3-

(11.2.)

konj. bázis(1)

A hidrogén-[trioxo-nitrát(V)] (salétromsav) vízben, egy meglehet sen er s sav, mivel a sokkal bázikusabb jelleg víz készségesen képez a salétromsavtól könnyen leválasztható protonnal oxónium-iont. Ezt a tényt többek között az oldat aránylag magas elektromos vezet képessége is bizonyítja. A víznél kevésbé bázikus jelleg oldószerek, például az ecetsav a salétromsav által az oldatba küldött protont sokkal kisebb mértékben képesek megkötni, ezért ezekben az oldószerekben a salétromsav kevésbé disszociálódik, és ezért gyenge savként szerepel. A (11.2.) egyenlet arról számol be, hogy a salétromsav a proton leadására hajlamos, tehát sav, míg a víz a proton felvételére hajlamos, tehát itt bázisként szerepel. A reakció során egy új sav, H3O+, és egy új bázis, NO3-, keletkezik. Az ilyen rendszerekben az egymáshoz kapcsolt savbázis párt konjugált sav-bázis párnak nevezzük. A salétromsav és a nitrát-ion, valamint az oxónium-ion és a víz tehát egy-egy konjugált sav-bázis párt képez. A (11.2.) reakciót egyirányú nyíllal jelezzük, mivel teljesen végbemegy. Más a helyzet, ha hangyasavat oldunk vízben: HCOOH + H2O (11.3.)

sav(1)

bázis(2)

H3O+ +

konj. sav(2)

HCOO-

konj. bázis(1)

A hangyasav vizes oldata sokkal kisebb mértékben vezeti az elektromos áramot, mint a salétromsav oldata, amib l arra a következtetésre jutunk, hogy a hangyasav-oldatban kevesebb oxónium-ion van jelen, mint a salétromsav-oldatban. Ennek a ténynek az oka csak az lehet, hogy a (11.3.) reakció kisebb mértékben megy balról jobbra végbe, mint a (11.2.) reakció, más szóval, a savmolekula disszociációja itt kisebb számú savmolekulát érint, mint a salétromsavnál. Úgy is fogalmazhatunk, hogy a hangyasav konjugált bázisa, a formiát-ion (HCOO-) a protont er sebben köti, tehát er sebb bázis, mint a nitrát-ion. A konklúzió egyértelm : a hangyasav a salétromsavnál gyengébb sav. A (11.3.) egyenletnél alkalmazott kett s nyíl azt szimbolizálja, hogy a reakció távolról sem megy tökéletesen balról jobbra végbe.


Vissza

170

Általános kémia

Savak és bázisok


Vissza

171

Mindkét utóbb ismertetett savnál ((11.2.), (11.3.)) a víz bázisként viselkedik, mind a salétromsavnál, mind a hangyasavnál is gyengébb sav (azaz er sebb bázis). A víz persze savként is viselkedhet, ha meg van hozzá a kémiai partnere. Itt az ideje válaszolni a 11.2.1. fejezet végén feltett kérdésre: Mi ad az ammónia vizes oldatának bázikus jelleget? Nézzük, mi is történik az ammóniával vízben: NH3 bázis(1)

+

NH4+ +

H2O sav(2)

OH-

(11.4.)

konj. sav(1) konj. bázis(2)

A (11.4.) azt mutatja, hogy az ammónia megköti a vízmolekulából levált protont, és ezáltal ammónium-ionná változik A víz tehát gyengébb bázis, mint az ammónia, vagy másképp fogalmazva, a víz itt a sav, az ammónia pedig a bázis szerepét tölti be. Hasonlóan, mint a (11.3.) egyenletnél, a kett s nyíl itt is annak a jele, hogy a (11.4.) egy ún. egyensúlyra vezet reakció, tehát nem megy balról jobbra tökéletesen végbe. Ahogy látjuk, a víz a kölcsönhatásban résztvev partner jellegét l függ en, úgy bázisként, mint savként is szerepelhet, éspedig azért, mert a vízmolekula proton alakjában lehasadni kész hidrogénatomot és ugyanakkor „idegen” proton megkötésére alkalmas elektronpárt is tartalmaz. Brønsted az ilyen jelleg oldószereket amfiprotikus oldószereknek nevezi. Ezen a helyen, elméleti és gyakorlati okokból egyaránt, a következ fontos fogalmak ismertetését találjuk célravezet nek:

•

Az amfoter megnevezés azokat az anyagokat illeti, amelyek savas-, és egyúttal bázikus tulajdonságokat szemléltetnek. Az alumínium(III)oxid (timföld) egy tipikus amfoter vegyület. Az Al2O3 ugyanis, savakban is és lúgokban is oldódik, éspedig a következ képpen: Al2O3(s) + 6 H+(aq)

2 Al3+(aq) + 3 H2O(l)

Al2O3(s) + 3 H2O(l) + 2 OH-(aq)

(11.5.)

2 Al(OH)4-(aq)

(11.6.)

Míg a (11.5.) reakcióban a timföld proton-akceptorként (bázisként) viselkedik, a (11.6.) reakcióban, egy bázissal, aluminát iont képezve, savas tulajdonságokat mutat. Amfoter tulajdonságokkal rendelkezik az ón(IV)-oxid, az ón(II)-oxid, az ólom (IV)-oxid, az ólom(II)-oxid, a gallium(III)-oxid, a cink(II)-hidroxid, HCO3-, H2PO4-, HPO42-, stb.


Vissza

171

Általános kémia

Savak és bázisok


Vissza

172

•

Azokat az anyagokat, amelyek proton alakjában lehasadni kész hidrogén-atomot tartalmaznak, és amelyek egyúttal savként, és bázisként is viselkedhetnek, amfiprotikus anyagoknak nevezzük. Amfiprotikus anyagként már szemléltettük a víz tulajdonságait. Míg tehát a víz az amfoter-, és egyúttal az amfiprotikus anyagok közé tartozik, a timföld, ugyan amfoter anyag, de nincs hidrogén-atomja, és ezért nem tartozik az amfiprotikus anyagok közé. A vízen kívül, amfiprotikus oldószerként említésre méltó a cseppfolyós ammónia, valamint a gyakorlatban gyakran alkalmazott alkoholok (metilalkohol, etilalkohol, izopropilalkohol), stb. Az amfiprotikus anyagok tehát egyúttal az amfoter anyagok közé is tartoznak.

•

Az aprotikus (semleges) oldószerek olyan anyagcsoportot képeznek, amelyek nem ionizálhatók, nem képesek sem protonleadásra, sem pedig valamely más molekulától származó proton megkötésére. Példaként itt a gyakorlatban való alkalmazás révén a cseppfolyós kén-dioxid, a szulfinil-klorid (SOCl2) és a benzol említend .

11.2.3. Lewis-féle definíciók

A kémiai gyakorlat azt igazolja, hogy több olyan típusú reakció realizálható, amely sav-bázis reakciónak felel meg, a résztvev anyagok mégsem jellemezhet k a Brønsted-Lowry-féle definíciók által. A sok közül válasszunk egy jól ismertet: Na2O (s) + SO3 (g)

Na2SO4 (s)

(11.7.)

A (11.7.) egyenlet az er sen bázikus jelleg dinátrium-oxid az er sen savas jelleg kén(VI)-oxiddal való reakcióját mutatja, amely során nátrium-szulfát keletkezik. A dinátrium-oxid Arrhenius szerint és Brønsted-Lowry szerint sem tartható bázisnak, ahogy a kén(VI)-oxid az egyik eddig ismertetett definíció szerint sem tartható savnak.

Gilbert Newton Lewis, egy általánosabb elképzelést szorgalmazva a következ definíciót terjesztette el : Lewis savak olyan anyagok, amelyek egy más anyagtól származó elektronpár átvételével képesek egy új kovalens kötés létrehozására; Lewis bázisok olyan anyagok, amelyek képesek más anyagnak egy elektronpárt átadni és ezáltal egy új kovalens kötést létrehozni. Nézzük, mi is történik Lewis szerint a (11.7.) reakciónál. Itt az oxidion, O2-, (amely a szilárd-halmazállapotú és ionos kötés dinátriumoxid alkotórésze), kén(VI)-oxiddal reagál:


Vissza

172

Általános kémia

Savak és bázisok


. . 2:O : ..

.. : .O. : . . .. .S. : : .O. :O : .. ..

+

elektronpár donor

Vissza

.. : . .. . .O. : . . . : O : S . :. O : .. .. .. :O . .:

173

2-

(11.8.)

elektronpár akceptor

A (11.8.) reakció arról számol be, hogy a kén-trioxid, az O2- iontól átvesz egy elektron-párt. Ugyanakkor, persze, egy elektron-pár az S O kötésb l az O atomhoz mozdul. Az O2- tehát egy Lewis bázis, a kén-trioxid pedig egy Lewis sav. A Lewis savak egy más példája a bórsav, amelynek a képlete alapfokú kémiai elképzelések szerint H3BO3 lenne, és Brønsted-Lowry szerint ennek az anyagnak a vízzel való kölcsönhatását a (11.9.) egyenlet jelképezné: H3BO3 + H2O

W (11.9.)

H3O+ + H2BO3-

Az ismereteink szerint viszont a (11.9.) egyenlet helytelen. A bórsav vízben ugyan savként viselkedik, de a reakciót a (11.10.) szimbolizálja helyesen: B(OH)3(aq) + H2O(l)

B(OH)4-(aq) + H+(aq) X(11.10.)

A (11.10.) reakció aprólékos vázlatát a (11.11.) által mutatjuk be: _

H

H

H

.. : .O.

: .O. : . . : .B.. . + :O : H

Lewis sav

.H.. . : .O..: H

. . . : .O. :. . H .O. : .B. : O ..

H Lewis bázis

H

+

H+

:O : H

(11.11.)

A 11.1. táblázatban, az egyes sav-bázis definíciókat alkalmazva, összegezzük az ismertetett rendszer besorolását.


Vissza

173

Általános kémia

Savak és bázisok


Vissza

174

Rendszer

Arrhenius

Brønsted

Lewis

HNO3 H2 O HCOOH HNO3 B(OH)3 H2 O NaOH H2 O NH3 H2 O Na2O SO3

sav nem bázis sav sav nem sav nem bázis bázis nem sav nem bázis nem sav nem bázis nem sav

sav bázis bázis sav nem sav nem bázis bázis sav bázis sav nem bázis nem sav

sav bázis bázis sav sav bázis bázis sav bázis sav bázis sav

11.1. táblázat: Választott sav-bázis rendszerek különböz definíciók általi besorolása. 11.3. A víz önionizációja A tökéletesen tiszta víz, nagyon kis mértékben ugyan, de vezeti az elektromos áramot. Ez a vezet képesség a víz önionizációjával függ össze.

H2O + H2O

H3O+ + OH-

(11.12.)

A (11.12.) reakció egyensúlyi állandója, vagyis a víz ionizációs állandója, a következ képpen fejezhet ki: [H3O+] [OH-] K = [ H2O]2

(11.13.)

A reakciók egyensúlyi állandói h mérsékletfügg k. A (11.13.) egyenletben szerepl ionizációs állandó értéke 25 °C-on: K = 3,2 . 10-18. A víz csak nagyon kis mértékben ionizálódik, és ezért nem csak a vízben (mint tiszta anyagban), hanem a híg vizes oldatokban is, a víz molkoncentrációja állandónak tekinthet ([H2O] = 55,5 mol l-1). Az állandók összeszorzása után, a (11.13.) következ képpen írható:


Vissza

174

Általános kémia

Savak és bázisok


Vissza

K [H2O]2 = KV = [H3O+] [OH-]

175

(11.14.)

Az így definiált, KV szimbólummal jelölt, állandó, a víz ionszorzata nevet viseli. A víz ionszorzatának számbeli értéke 25 °C h mérsékleten:

KV = 3,2 . 10-18 . (55,5)2 = 1 . 10-14

(11.15.)

Tiszta vízben az oxónium-ionok molkoncentrációja megegyezik a hidroxid-ionok molkoncentrációjával, tehát írhatjuk: [H3O+] = [OH-] =

10

14

= 10-7 mol l-1

(11.16.)

A (11.15.) egyenlet jobb oldalán, nem véletlenül, hiányzik a dimenzió, amely ebben az esetben, két molkocentráció szorzata révén, a mol2 l-2 alakot nyerhetné el. Ahogy viszont azt a 10.1.2. fejezetben már hangsúlyoztuk, az egyensúlyi állandó dimenzió nélküli értéket képvisel. A (11.16.) egyenlet az oxónium- és a hidroxid ionok tiszta vízben való molkoncentrációját határozza meg, tehát itt helyén van a mol l-1 dimenzió. A víz ionizációja er sen endoterm folyamat (ΔH = 56,74 kJ mol-1), ezért a h mérséklet emelkedésével a víz ionszorzata nem elhanyagolhatóan növekszik. 37 °C-on, például, a víz ionszorzata már eléri a 2,5.1014 értéket. Azoknál az anyagoknál, amelyek saját molekuláik között proton-cserét képesek létrehozni, az önionizációt autoprotolízisnak nevezzük. A víz önionizációja tehát autoprotolízis. Persze, ez a tulajdonság nem csak a víz sajátsága. Az autoprotolízis, kisebb vagy nagyobb mértékben az oldószerek nagy részénél észlelhet . Autoprotolízist demonstráló anyagok ionszorzatát KA-val szimbolizált autoprotolitikus állandónak nevezzük. A következ példák jellemz k: C2H5OH + C2H5OH NH3 + NH3 HCOOH + HCOOH

C2H5OH2+ + C2H5ONH4+ +

NH2-

HCOOH2+ + HCOO-

A 11.2. táblázatban fontos oldószerek autoprotolitikus állandóit ismertetjük.


Vissza

175

Általános kémia

Savak és bázisok


Oldószer Kénsav Hangyasav Ecetsav

KA 1,0 . 10-5 5,0 . 10-7 2,5 . 10-13

Vissza

Oldószer Víz Etilalkohol Ammónia

176

KA 1,0 . 10-14 8,0 . 10-20 2,0 . 10-33

11.2. táblázat: Gyakori oldószerek autoprotolitikus állandói 11.4. pH - a savasság mértéke A H+ (H3O+) ill. OH- ionok molkoncentrációinak számbeli értékei a kémiai gyakorlatban nagyon alacsonyak és az ilyen számokkal való munka eléggé kényelmetlen. Ez a tény adta meg Soren Peer Lauritz Sorensennek az okot arra, hogy egy új érték bevezetését terjessze el – a pH értékét. Sorensen eredetileg a pH szimbólumot alkalmazta és azt „hidrogén-ion hatványkitev ”-nek (Wasserstoffion-exponent-nek) nevezte. Egy bizonyos oldat pH értékét a következ képpen definiáljuk:

pH = - log [H3O+]

(11.17.)

pH = - log [H+]

(11.18.)

vagyis

Az olvasó bizonyára tisztában van azzal, hogy a könny -hidrogén ion (a prócium ion), H+ fogalma, azonos a proton fogalmával. Önálló proton csak nagyon rövid ideig létezhet bármely vizes oldatban, mivel a víz molekuláival körülvéve hidratálódik. A hidratált proton viszont, egy és ugyanaz, mint az oxónium-ion, H3O+. A H3O+-ionok molkoncentrációja tehát azonos a H+-ionok molkoncentrációjával, és ezért minden, a (11.17.) egyenlethez hasonló relációban helyettesíthet [H+]val. A fenti megjegyzés értelmében a (11.14.) egyenletet a továbbiakban a következ képpen fogjuk írni: KV = [H+] [OH-]

(11.19.)

A (11.18.) egyenlet általi pH érték definíciójához még egy fontos tudnivaló f z dik: Az egyenlet bevezetése csupán az oldatok H+-ion koncentrációinak a számbeli értékekeivel való munka egyszer sítése miatt történt. Ezért a [H+] kifejezés itt csak egy dimenziónélküli értéket képvisel. Az oldatok pH-értéke, tehát szintén csak egy dimenzió-nélküli szám.


Vissza

176

Általános kémia

Savak és bázisok


Vissza

177

A (11.18.) egyenlet szóbeli üzenete a következ : Az oldat pH-értékét a hidrogén-ionok molkoncentrációjának negatívan vett logaritmusa adja meg. Kémiailag tiszta vízben, vagy semleges oldatokban a (11.16.) szerint [H+] = [OH-] = 10-7 mol l-1

(11.20.)

és a (11.18.) egyenletbe való behelyettesítés után

pH = - log 10-7 = 7. Savas oldatokban analogikusan [H+] > 10-7 mol l-1 pH = - log (>10-7 )

pH

7.

Bázikus oldatokban [H+] < 10-7 mol l-1 pH = - log (<10-7 )

pH

7.

A 11.3. táblázatban egynéhány jellegzetes oldat pH értékét ismertetjük. A (11.17.) ill. (11.18.) szerinti pH definícióhoz analogikusan, hidroxidionok részére is bevezethet egy analogikus érték, a „hidroxid-ion hatványkitev ”, vagyis a pOH, amely az oldatban található hidroxid-ionok molkoncentrációjának a negatívan vett logaritmusa: pOH = - log [OH-]

(11.21.)

A (11.15.) és a (11.19.) összekötésével, egy részben már ismertetett, függetlenül az ionok eredetét l minden vizes oldatra érvényes, és nagyon fontos egyenletet kapunk [H+] [OH-] = 1,0 . 10-14

(11.22.)

A (11.22.) egyenlet mindkét oldalának logaritmusát képezve a következ egyenleteket írhatjuk:


Vissza

177

Általános kémia

Savak és bázisok


Vissza

178

log [H+] + log [OH-] = -14 - log [H+] - log [OH-] = 14. Behelyettesítve a (11.18.) és (11.21.) relációkat az utóbbi egyenletbe: pH + pOH = 14

(11.23.)

A (11.18.) és a (11.21.) egyenleteket antilogaritmusát képezve további hasznos kifejezésekhez jutunk: 10-pH = [H+]

(11.24.)

10-pOH = [OH-]

(11.25.)

A (11.24.) ill. (11.25.) egyenletek érvényességének az ellen rzése nagyon egyszer : Mindkét egyenlet mindkét oldalát logaritmálva megkapjuk a kiinduló (11.18.) és (11.21.) relációkat.

Minta

pH érték

Minta

pH érték

Gyomorsav

1,0 - 3,0

5,6

Citromlé Ecet Narancslé Szódavíz Vizelet

2,2 - 2,4 2,4 - 3,4 3,5 3,9 4,8 - 7,5

Szennyezetlen es víz Tej Tiszta víz Vér Tengervíz Háztartási ammónia

6,5 7,0 7,3 - 7,5 7,0 - 8,3 11,9

11.3. táblázat: Jellegzetes oldatok pH értéke.

1. példa: Az antropogén befolyásoktól mentes es víz pH értéke 5,63. A sokat tárgyalt savas es r l csak akkor beszélünk, ha a sokrét emberi emiszsziók által a csapadékvíz pH-ja az ismertetett érték alá süllyed. 2006. szeptember 2-án, a Gy rben hullott es víz H+-ion koncentrációja 2,35.10-6 mol l-1 volt. Savas es esett vajon Gy rben, vagy nem?


Vissza

178

Általános kémia

Savak és bázisok


Vissza

179

Megoldás: Definíció szerint pH = - log [H+]. Az adat behelyettesítése után pH = - log (2,35 . 10-6) pH = 5,63 A vizsgált csapadékvíz pH értéke megfelel az es vizek természetes (az atmoszféra szén-dioxid tartalma által jelenlev ) savasságának, és ezért mérsékelten savas kémhatása ellenére nem tartható savas es víznek.

2. példa: Egy palackozott asztali bortípus pH-értéke, azonnal a dugó eltávolítása után pHazonnali = 3,50. A nyitva hagyott, leveg hatásának kitett palack tartalma 30 nap után savasabb kémhatású, els sorban a jelenlev etilalkohol ecetsavvá való oxidálódása által, pH 30 nap = 3,00. Határozzuk meg a borban jelenlev [H+] ionok koncentrációjának a növekedését.

Megoldás: A (11.24.) szerint [H+] azonnali = 10-3,5 mol l-1 = 3,16 . 10-4 mol l-1 [H+] 30 nap = 10-3,0 mol l-1 = 1,00 . 10-3 mol l-1

[H+] = (1,00 . 10-3 – 3,16 . 10-4) mol l-1 = 6,84 . 10-4 mol l-1 A borban lev [H+] ionok koncentrációja 30 nap után tehát 6,84.10-4 mol l-1 értékkel növekszik. 11.5. Savak és bázisok er ssége A sajátosságaitól függ en egy bizonyos sav a vizsgált rendszerben jelenlev molekuláinak egy része, vagy az összes jelenlev savmolekula vízzel való oldódásakor ionizálódik. A ionizációt szenvedett savmolekulák része a savak er sségének a mértéke.


Vissza

179

Általános kémia

Savak és bázisok


Vissza

180

A savak er sségét tehát (többek között) az ionizáció-százalék által tudjuk kifejezni: ionizáció-százalék =

az ionizált sav egyensúlyi koncentrációja .100 % a sav eredeti koncentrációja

Az ionizáció-százalék fogalmának alkalmazása feltételezi, hogy a vizsgált rendszerben egyensúlyi állapot uralkodik. Hasonlítsuk össze két, HA-, illetve HB-vel szimbolizált, különböz jelleg , de egyforma koncentrációjú sav vizes oldatát. Brønsted definícióját alkalmazva, HA akkor lesz egy er sebb sav, mint HB, ha HA nagyobb hajlandóságot mutat a jelenlev vízmolekuláknak való proton átadására, mint HB. A vízmolekulák ebben az esetben Brønsted bázisként viselkednek. Következésképpen a HA sav ionizáció-százaléka magasabb, mint a HB savé. HA (aq) + H2O (l) HB (aq) + H2O (l)

H3O+ (aq) + A- (aq) +

-

H3O (aq) + B (aq)

(11.26.) (11.27.)

Az elmondottak értelmében, a (11.26.) reakció nagyobb mértékben megy balról jobbra végbe, mint a (11.27.) reakció, tehát a HA oldat magasabb [H+] ion koncentrációjú és alacsonyabb pH érték lesz, mint a HB oldat. Er s savak, mint például a perklórsav, a sósav, a kénsav és a salétromsav egyúttal er s elektrolitok is. A gyakorlati feladatok részére ezeknek a savaknak a vízben való ionizációja 100 %-osnak tekinthet : HClO4 (aq) + H2O (l) HCl (aq) + H2O (l)

H3O+ (aq) + ClO4- (aq) H3O+ (aq) + Cl- (aq)

H2SO4 (aq) + H2O (l)

H3O+ (aq) + HSO4- (aq)

HNO3 (aq) + H2O (l)

H3O+ (aq) + NO3- (aq)

A kénsav kétérték sav. Az itt feltüntetett egyenlet szerint csak els fokú ionizációt feltételezünk. A HSO4-, persze, szintén savként viselkedik, de a hidrogénszulfát-ion ionizáció-százaléka rendbelileg kisebb (mint 100 %).


Vissza

180

Általános kémia

Savak és bázisok


Vissza

181

A savak többségét gyenge savnak értékeljük. A gyenge savak csoportja viszont nagyon széles lehet ségeket mutat. A hidrogén-fluorid és a hidrogén-cianát egyaránt a gyenge savak csoportjába tartozó vegyületek. Ha összehasonlítjuk e két sav egyforma (0,1 mol l-1) koncentrációjú, egyforma h mérséklet (25 °C) vizes oldatainak az egyensúlyi ionizáció-százalékát, érdekes különbségekhez jutunk: A HF oldat ionizációszázaléka 8,4 a HCN ionizáció-százaléka pedig 0,007. Világos tehát, hogy a HF sokkal er sebb sav, mint a HCN. Amit a savakról állítottunk, az a bázisokra analogikusan érvényes. A bázisok er ssége a referenciás savtól való proton fogadás hajlandóságának a mértéke. A leggyakoribb referenciás sav a víz. Az alkáli fémek és az alkáli földfémek hidroxidjai, mint például a nátrium-hidroxid, kálium-hidroxid és bárium-hidroxid er s bázisok. Ezek az anyagok vizes oldataikban teljesen ionizálódnak és ezért er s elektrolitok: NaOH (aq)

Na+ (aq) + OH- (aq)

KOH (aq)

K+ (aq) + OH- (aq)

Ba(OH)2 (aq)

Ba2+ (aq) + 2 OH- (aq)

Ezen a helyen fontosnak találjuk ismertetni az ionos vegyületek vízben való oldhatóságának az általános szabályait. • • •

• • •

Az összes alkáli fém vegyületei, úgymint az ammónium (NH4+) vegyületei, vízben oldódnak. A nitrátok (NO3-), klorátok (ClO3-) és perklorátok (ClO4-) vízben oldódó vegyületek. A hidroxidok többsége nem oldódik vízben. Kivételt képeznek az alkáli fémek hidroxidjai és a bárium-hidroxid (Ba(OH)2), amelyek vízben oldódnak. A kalcium-hidroxid (Ca(OH)2) és a stronciumhidroxid (Sr(OH)2) vízben csak kis mértékben oldódnak. A kloridok (Cl-), bromidok (Br-) és jodidok (I-) többsége vízben oldódik. Kivételt képeznek az Ag+, Hg22+ és Pb2+ kloridok, bromidok és jodidok. Az alkáli fém- és NH4+- vegyületeken kívül a karbonátok ( CO 32− ), foszfátok ( PO 34− ) és szulfidok (S2-) egyike sem oldódik vízben. A szulfátok (SO 24− ) többsége vízben oldódik. A kalcium-szulfát (CaSO4) és az ezüst-szulfát (Ag2SO4) csak kis mértékben oldódnak.


Vissza

181

Általános kémia

Savak és bázisok


Vissza

182

A bárium-szulfát (BaSO4), a higany(II)-szulfát (HgSO4) és az ólomszulfát (PbSO4) vízben nem oldódnak. A nátrium-hidroxiddal, a kálium-hidroxiddal és a bárium-hidroxiddal ellentétben, az ammónia vizes oldata, gyenge bázis. 25 C° h mérsékleten az ammónia 0,1 mol l-1 koncentrációjú vizes oldatának csak 1,3 % érték az ionizáció-százaléka: NH3 (aq) + H2O (l)

NH4+ (aq) + OH- (aq) (11.28.)

Az ammónia savként nem ionizálódik, mivel nem hasad ionokká szét úgy, mint például a HClO4. A 11.4. táblázat fontosabb konjugált sav-bázis párokat mutat be, betartva az aránylagos er sség sorrendjét. A 11.4. táblázattal a következ tudnivalók függnek össze: • Az er s savak konjugált bázisai csak elhanyagolható erej ek. • A gyenge savak csoportjában minél er sebb a sav, annál gyengébb a konjugált bázisa és fordítva. Példaként a HF er sebb sav, mint a HCN, ezért a F- gyengébb bázis, mint a CN-. • Az oxónium-ion, H3O+ a leger sebb sav, amely vizes oldatokban létezhet. Er sebb savak, mint az oxónium-ion, vízzel reagálva, oxónium-iont és az illet sav konjugált bázisát képezik. Érthet tehát, hogy például a HClO4, (amely er sebb sav, mint az oxónium-ion), vízzel reagálva, maradék nélkül perklorát-iont és H3O+-iont képez: HClO4 (aq) + H2O (l) •

A H3O+-nál gyengébb savak vízzel sokkal kisebb mértékben reagálnak, tehát sokkal kisebb mértékben képeznek H3O+ iont és konjugált bázist. A következ reakció egyensúlya, például, er sen balra van eltolódva: HNO2 (aq) + H2O (l)

•

ClO4- (aq) + H3O+ (aq)

NO2- (aq) + H3O+ (aq)

A hidroxid-ion, OH- a leger sebb bázis, amely vizes oldatokban létezhet. Er sebb bázisok, mint a hidroxid-ion, vízzel reagálva, hidroxid iont és az illet bázis konjugált savát képezik. Érthet tehát, hogy például az amid-ion, NH2-, (amely er sebb bázis,


Vissza

182

Általános kémia

Savak és bázisok


Vissza

183

mint a hidroxid-ion), vízzel reagálva, maradék nélkül ammóniát és hidroxid-iont képez: NH2- (aq) + H2O (l)

NH3 (aq) + OH- (aq)

Vizes oldatokban, amid-ion tehát nem létezik. Vizes oldatokban, amid-ion ugyan nem létezhet, de cseppfolyós ammóniában igen.

Konjugált bázis

saver

ClO4IBrVizes oldatokban az ionizáció-százalék érté- Clke 100%-nak tekinthe- HSO4NO3t .

Er s savak.

H3O+

SO42FEgyensúlyi elegyben NO2HCOOjelen vannak a nem ionizált sav-molekulák, CH3COOHSa konjugált bázis és a + NH3 H ionok egyaránt. CNOHNH2-

Gyenge savak.

sség

HSO4HF HNO2 HCOOH CH3COOH H2S NH4+ HCN H2O NH3

H2O

báziser

Növeked

HClO4 HI HBr HCl H2SO4 HNO3

Növeked

sség

Sav

11.4. táblázat: Konjugált sav-bázis párok relatív er ssége. 11.5.1. Gyenge savak és sav disszociációállandók

A (11.26.) egyenletet alkalmazva, a HA-val szimbolizált, egyérték , gyenge sav vízben való ionizációja a következ egyenlet által írható:


Vissza

183

Általános kémia

Savak és bázisok


HA (aq) + H2O (l)

Vissza

H3O+ (aq) + A- (aq)

184

(11.26.)

A (11.26.) reakciónak az egyensúlyi állandóját a következ képpen tudjuk kifejezni: [H3O+][A-] (11.29.) K = [HA][H O] 2 Mivel a vízmolekulák kiinduló mennyiségéhez viszonyítva a sav vízben való ionizációja (11.26.) által csak elhanyagolható mennyiség vízmolekula lép reakcióba („használódik el”), a víz molkoncentrációját állandónak tekinthetjük és így a (11.29.) a követez alakot öltheti:

Ks = K[H2O] =

[H3O+][A-] [HA]

(11.30.)

ahol Ks a sav disszociációállandója (ionizációs állandója). Egy bizonyos h mérsékleten a HA sav er sségét a Ks által fejezzük ki. Minél magasabb a Ks értéke, annál er sebb a vizsgált sav, és annál magasabb a H+ ionok koncentrációja az egyensúlyi elegyben.

Mivel gyenge savaknál az ionizáció, ugyan különböz , de általánosan csak kis mértékben megy végbe, az egyensúlyi elegy a H+ és az A- ionokon kívül a nem ionizált HA sav molekuláit is általában nagymértékben tartalmazza. Ismerve az adott sav vizes oldatának a kiinduló koncentrációját és az oldat pH-ját, ki tudjuk számítani a Ks disszociációállandó értékét. Ez persze nem az egyedüli lehet ség: Ismerve a Ks állandót és a sav vizes oldatának az kiinduló koncentrációját, ki tudjuk számítani az egyensúlyi elegy összes összetev jének a koncentrációját és a pH-t. A gyenge savak vizes oldatait alkotó összetev knek az egyensúlyi koncentrációit hasonlóképpen számítjuk ki, mint azt, a 10.2.2. fejezetben általános kémiai reakciók részére már ismertettük. A rendszert a savak esetén ugyan más anyagok képezik, de a számítást lehet vé tev elvnek – a Guldberg-Waage-féle tömeghatás törvényének – az alkalmazása mindegyik rendszernél azonos.


Vissza

184

Általános kémia

Savak és bázisok


Vissza

185

A számítás lépései a következ k:

• Fejezd ki az összes jelenlev anyag egyensúlyi koncentrációját a kiinduló koncentrációk és egy ismeretlen (x) segítségével. Az x jelképezze a koncentrációváltozást. • Fejezd ki a sav disszociációállandóját az egyensúlyi koncentrációk által. Ismerve a Ks értékét, számítsd ki az x-et. • Ismerve a koncentrációváltozás (x) értékét számítsd ki az egyensúlyi elegyet képez anyagok koncentrációit és/vagy a pH-értéket. A 11.5. táblázat néhány gyenge sav disszociációállandóját tartalmazza. 11.5.2. Gyenge bázisok és bázis disszociációállandók

A gyenge bázisokat a gyenge savakkal analogikusan kezeljük. Ahogy azt a (11.28.) egyenlet által már bemutattuk, az ammónia vízben való oldódása során a következ reakció jön létre:

NH3 (aq) + H2O (l)

NH4+ (aq) + OH- (aq)

(11.28.)

A (11.28.) reakció egy gyenge bázis ionizációjának felel meg. Az egyensúlyi elegyben, itt a hidroxid ion képz dése által, 25 °C h mérsékleten [OH-] > [H+], tehát pH > 7. A (11.28.) reakciónak az egyensúlyi állandóját a következ képpen tudjuk kifejezni:

[NH4+][OH-] K = [H O][NH ] 2 3

(11.31.)

Mivel a vízmolekulák kiinduló mennyiségéhez viszonyítva a bázis vízben való ionizációja (11.28.) által csak elhanyagolható mennyiség vízmolekula lép reakcióba, a víz molkoncentrációját állandónak tekinthetjük és így a (11.32.) egyenletet kapjuk:

[NH4+][OH-] Kb = K[H2O] = [NH3] ahol

(11.32.)

Kb a bázis disszociációállandója (ionizációs állandója).


Vissza

185

Általános kémia

Savak és bázisok


A sav neve

Képlet

Fenol

C6H5OH

Szénsav

H2CO3

Szerkezet

O O

O

C

C

O C

Aszkorbin sav (Cvitamin)

C6H8O6

O

H O

1,3.10-10

C6H5O-

7,7.10-5

4,3.10-7

HCO3-

2,3.10-8

1,8.10-5

CH3COO-

5,6.10-10

6,5.10-5

C6H5COO-

1,5.10-10

8,0.10-5

C6H7O6-

1,3.10-10

3,0.10-4

C9H7O4

3,3.10-11

6,9.10-3

H2PO4-

1,4.10-12

5,6.10-2

HC2O4-

1,8.10-13

H

OH

H

Kb

H

O

C6H5COOH

Konjugált bázis

186

H

O

CH3COOH CH3

Benzoesav

H

O

H

Ecetsav

Ks

Vissza

C

C

O

C

C O

CHOH CH2OH .

Acetilszalicil sav (aszpirin)

C9H8O4

O C O

H

O C

CH3

O

Foszforsav

O

H3PO4 H

O

P

O

H

O H

Oxálsav

H2C2O4

O C

O

H

C

O

H

O

11.5. táblázat: Gyenge savak disszociációállandói 25 °C h mérsékleten.


Vissza

186

Általános kémia

Savak és bázisok


Vissza

187

A 11.6. táblázatban néhány gyenge bázis disszociációállandóját ismertetjük. Figyeljük meg, hogy a táblázatban szerepl összes vegyület bázikus jellege a nitrogénatom szabad elektronpárjával függ össze. A bázis neve

Képlet

Karbamid

N2H4CO

Szerkezet O

.. N

H

.. N

C

H

Anilin

Kb

Konjugált sav

Ks

1,5.10-14

+ H2NCONH3

0,67

4,2.10-10

+ C6H5NH3

2,4.10-5

1,4.10-9

+ C6H5NH

7,1.10-6

1,1.10-8

+ NH3OH

9,1.10-7

1,8.10-5

NH 4

5,6.10-10

4,1.10-4

+ C8H11N4O2

2,4.10-11

4,4.10-4

+ CH3NH3

2,3.10-11

5,1.10-4

+ (CH3)2NH2

1,9.10-11

5,6.10-4

+ C2H5NH3

1,8.10-11

H

H

C6H5NH2

..

N

H

H

Piridin

C6H5N

Hidroxilamin

NH2OH

N:

H N

H

O

H

. .

Ammónia

NH3

.. N

H

H

+

H O

Koffein

C8H10N4O2 H3C

CH3

..

C

N

N

C

C

C

C O

N

H

N CH3

Metilamin

CH3NH2

.. N

CH3

H

H

Dimetilamin

(CH3)2NH

CH3

.. N

CH3

H

Etilamin

C2H5NH2

CH3

CH2

.. N

H

H

11.6. táblázat: Gyenge bázisok disszociációállandói 25 °C-on.


Vissza

187

Általános kémia

Savak és bázisok


Vissza

188

11.5.3. Konjugált sav-bázis pár disszociációállandóinak összefüggése

Egy bizonyos sav disszociációállandója és a hozzá tartozó konjugált bázis disszociációállandója között egy fontos összefüggés létezik, amelyet itt a benzoesav példájának a segítségével vezetünk le: C6H5COOH (aq)

H+ (aq) + C6H5COO- (aq)

[H+][C6H5COO-] Ks = [C H COOH] 6 5 A benzoesav konjugált bázisa, a benzoát-ion, vízzel, a következ képpen reagál: C6H5COO- (aq) + H2O (l)

C6H5COOH (aq) + OH-

(aq) Írhatjuk tehát

[C6H5COOH][OH-] Kb = [C6H5COO-]

A konjugált sav-bázis pár disszociációállandóinak a szorzatát a következ egyenlet által tudjuk kifejezni: KsKb =

[H+][C6H5COO-] [C6H5COOH][OH-] = [H+][OH-] = KV [C6H5COOH] ⋅ [C6H5COO-]

Ez utolsó egyenlet általánosításával egy további, nagyon fontos relációt kapunk: (11.33.) KsKb = KV A (11.33.) egyenlet bizonyítása érdekében összegezzük a két, példaként választott reakcióegyenletet, és látni fogjuk, hogy az eredmény a 11.3. fejezetben ismertetett víz önionizációjának felel meg: (1)

C6H5COOH (aq)

(2) C6H5COO- (aq) + H2O (l) (3)

H2O (l)

H+ (aq) + C6H5COO- (aq)

Ks

C6H5COOH (aq) + OH- (aq)

Kb

H+ (aq) + OH- (aq)

KV


Vissza

188

Általános kémia

Savak és bázisok


Vissza

189

Ezen a helyen érdemes észrevenni, hogy az imént bemutatott összefüggés teljes mértékben megfelel a 10.1.2.1. fejezetben levezetett (10.7.) szabálynak, amely szerint: Ha egy bizonyos reakciót úgy tudunk felírni, mint kett vagy több részreakció összegét, akkor az összreakció egyensúlyi állandója a részreakciók egyensúlyi állandóinak a szorzata.

3. példa: A (10.7.) szabályt ill. a (11.33.) törvényszer séget alkalmazva, határozzuk meg benzoesav konjugált bázisa (a benzoát ion) disszociációállandójának az értékét, ismerve a benzoesav a 11.5. táblázatban ismertetett disszociációállandóját. Megoldás:

A (11.33.) szerint KsKb = KV ezért 1,0 . 10-14 KV Kb = = = 1,54 . 10-10 6,5 . 10-5 Ks A benzoát ion disszociációállandója tehát 1,54 . 10-10. 11.5.4. A víz önionizációját figyelembe vev pH érték számítása

Az eddigi, a vizes oldatokban jelenlev H+ ionok koncentrációjának kiszámításához vezet elmélkedéseinkben elhanyagoltuk azoknak a H+ ionoknak a jelenlétét, amelyek a víz önionizációjából erednek. Ez a hozzáállás az oldatokat alkotó savak és bázisok bizonyos koncentrációja alatt helytelen, és már számítás nélküli megítélést alkalmazva is valószín tlen eredményekhez vezet. Példaként figyeljük meg, hogy ha a víz öndisszociációját elhanyagoljuk, az 1,0.10-8 mol l-1 koncentrációjú sósav pH értékének a számítása a következ furcsa eredményhez vezet: A HCl mint er s sav vízben tökéletesen disszociált állapotban van, tehát 1,0 10-8 mol l-1 koncentrációjú HCl vízben 1,0.10-8 mol.l-1 H+ iont eredményez. A (11.18.) szerint pH = -log [H+], tehát pH = -log 10-8 = 8. Az 1,0.10-8 mol l-1 koncentrációjú sósav pH értékének a számítása így 8,0 értékhez vezet, ami, ugye, nagyon valószín tlen.


Vissza

189

Általános kémia

Savak és bázisok


Vissza

190

Tudnivaló, hogy egyérték er s savak vizes oldataiban két egyensúly jön létre – a sav disszociációja és a víz öndisszociációja: H3O+ + A-

HA + H2O

H3O+ + OH-

H2O + H2O

[H3O+] = [A-] + [OH-]

A töltések mérlege: Az A összetev mérlege:

(11.34.)

[A-] = [HA]

(11.35.)

KV = [H3O+] [OH-]

A (11.14.) szerint: Behelyettesítés után:

KV = [H3O+] {[H3O+] - [A-]} KV = [H3O+] {[H3O+] - [HA]}

(11.36.)

A (11.36.) a megoldandó [H3O+] részére tehát egy másodfokú egyenletet képvisel: [H3O+]2 - [H3O+] [HA] – KV = 0

(11.37.)

A (11.37.) egyenlet gyökei közül fizikai-kémiai értelme csak a pozitív valós gyöknek van: [HA] + [HA]2 + 4 KV + + (11.38.) [H3O ] = [H ] = 2 Speciális esetek: •

Ha [HA]2 >> 4 KV, a (11.38.)-ban jelenlev ható, és az egyenlet az ismert alakot ölti:

4 KV elhanyagol-

[H3O+] = [H+] = [HA] •

(11.39.)

Ha [HA]2 << 4 KV, a (11.38.)-ban szerepl [HA] hanyagolható el, és az egyenlet a (11.40.) alakot ölti. Ahogy látjuk, itt a H3O+ ill. H+ ionok koncentrációja a tiszta vízben létrejöv H3O+ ill. H+ ionok koncentrációjának felel meg: [H3O+] = [H+] =

KV

(11.40.)

7. példa: Számítsuk ki az 1,0 10-8 mol l-1 koncentrációjú HCl vizes oldatának a pH értékét! Megoldás: HCl + H2O

H3O+ + Cl-


Vissza

190

Általános kémia

Savak és bázisok


Vissza

191

H3O+ + OH-

H2O + H2O

A (11.38.) szerint [H3O+] = [H+] =

1,0 . 10-8 + 1,0 . 10-16 + 4 . 1,0 . 10-14 = 1,051 . 10-7 2

pH = -log (1,051 . 10-7) = 6,98 A H+ ionok koncentrációja tehát 1,05.10-7 mol l-1 és az oldat pH értéke 6,98. Egyérték er s bázisok vizes oldataiban szintén két egyensúly jön létre - a bázis disszociációja és a víz öndisszociációja:

A töltések mérlege:

B + H2O

BH+ + A-

H2O + H2O

H3O+ + OH-

[BH+] + [H3O+] = [OH-]

(11.41.)

+

A B összetev mérlege: [BH ] = [B]

(11.42.) +

-

A (11.14.) szerint:

KV = [H3O ] [OH ]

Behelyettesítés után:

KV = [H3O+] {[BH+] + [H3O+]} KV = [H3O+] {[B] + [H3O+]}

(11.43.)

A (11.43.) a megoldandó [H3O+] részére a következ egyenletet képvisel:

másodfokú

[H3O+]2 + [H3O+] [B] – KV = 0

(11.44.)

A (11.44.) egyenlet pozitív gyöke: [H3O+] = [H+] =

-[B] + [B]2 + 4 KV 2

(11.45.)

8. példa: Számítsuk ki az 1,0.10-8 mol l-1 koncentrációjú KOH vizes oldatának a pH értékét!

Megoldás: KOH + n H2O

K(H2O)n+ + OH-


Vissza

191

Általános kémia

Savak és bázisok


H2O + H2O

Vissza

192

H3O+ + OH-

A (11.45.) szerint [H3O+] = [H+] =

-1,0 . 10-8 + 1,0 . 10-16 + 4 . 1,0 . 10-14 = 9,512.10-8 2

pH = -log (9,512 . 10-8) = 7,02 A H+ ionok koncentrációja tehát 9,51.10-8 mol.l-1 és az oldat pH értéke 7,02. 11.6. Ellen rz

•

• • • •


Definiálja a Brønsted savakat és bázisokat. Miben különböznek a Brønsted definíciók az Arrhenius ill. a Lewis definícióktól? Miként viselkednek Arrhenius-, Brønsted és Lewis szerint vizes oldataikban a következ anyagok és miért: HNO3, B(OH)3, NH3. Magyarázza el a következ fogalmakat: amfoter és amfiprotikus anyagok, ill. aprotikus oldószerek. Képletekkel ellátva nevezzen meg sav-bázis konjugált párok részére legalább 6 példát. Mi a különbség a víz disszociációs állandója és ionszorzata között? Magyarázza el az autoprotolízis fogalmát. Milyen kritériumok által adjuk meg a savak és a bázisok er sségét? A H3O+ ion a leger sebb sav és az OH- ion a leger sebb bázis, amely vizes oldatokban létezhet. Miért van ez így? Vezesse le a konjugált sav-bázis pár disszociációállandói között létez összefüggést.

•

Számítsa ki a 2,0.10-3 mol l-1 koncentrációjú NaOH és Ba(OH)2 vizes oldatainak a pH-értékét!

•

Egy gyenge, egyérték , 0,1 mol l-1 koncentrációjú sav pHértéke 3,25. Számítsa ki e sav disszociációállandójanak (Ks) értékét!

•

Határozza meg a 2,0 . 10-2 mol l-1 koncentrációjú C-vitamin vizes oldatának a pH-értékét. A szükséges adatokat az illet táblázat ismerteti.

•

Milyen pH-érték a salétromsav 5,0.10-9 mol l-1 koncentrációjú vizes oldata?


Vissza

192


•

Savak és bázisok Vissza

193

Milyen pH-érték a nátrium-hidroxid 1,0 10-9 mol l-1 koncentrációjú vizes oldata?


Vissza

193

Általános kémia

A szerves kémia alapjai, szénhidrogének


Vissza

194

12. A szerves kémia alapjai, szénhidrogének A kémia felosztását szervetlen és szerves kémiára el ször Berselius svéd kémikus alkalmazta 1807-ben. Az akkori nézet szerint a szerves vegyületeket csak az él szervezetek voltak képesek el állítani, ehhez ugyanis az ún. életer re (vis vitalis) volt szükség. A vis vitalis elméletet kísérleti úton el ször Wöhler cáfolta meg 1824-ben azzal, hogy a szervetlen vegyületnek számító diciánból egy szerves növényi savat, oxálsavat állított el . Ezt követ en 1828-ban sikerült szervetlen sókból (KCNO és NH4Cl) állati anyagcsereterméket, karbamidot el állítania. A fenti eredmények következtében a szerves kémia fogalma is korrekcióra szorult, így ma a szénvegyületekkel foglalkozó tudományt tekintjük szerves kémiának. Ezek alapján szerves vegyületnek tekintünk minden olyan vegyületet, amely szénatomot tartalmaz, kivétel ez alól a szén-monoxid (CO), a szén-dioxid (CO2), a szénsav (H2CO3) és sói, a hidrogén-cianid (HCN) és sói, a ciánsav (HNCO) és sói, valamint a tiociánsav (HNCS) és sói, ezek ugyanis a szervetlen kémia tárgykörébe tartoznak. A fentieken kívül az összes széntartalmú vegyületet a szerves kémia tárgykörébe soroljuk, ezen vegyületek száma pedig tízmilliós nagyságrend , részint az él lények alkotórészeiként, anyagcseretermékeiként fordulnak el , részint pedig mesterséges úton állítják el ket. A számtalan szerves vegyület léte alapvet en a szén kémiai tulajdonságainak köszönhet , a szénatomok ugyanis egyrészt nagy számban képesek egymáshoz kapcsolódni, másrészt pedig a 3. fejezetben említett okok miatt négy vegyérték ek. Ilyen módon az él lényeket felépít óriásmolekulák sem képzelhet k el szénatomok nélkül. Elmondhatjuk tehát, hogy a szén – viszonylagos ritkasága ellenére, hiszen a Földet alkotó elemeknek csupán mintegy 0,21%-a szén, annak is java része szervetlen formában a földkéregben kötött – a földi élet alapvet eleme. A szerves vegyületekben természetesen nemcsak szénatomokat, hanem egyéb alkotórészeket is találhatunk. Ezek közül leggyakoribb a hidrogén, valamint az oxigén, a nitrogén, a kén, a foszfor és a halogén elemek. Ha a szerves vegyület felépítésében a fentieken kívül a periódusos rendszer más eleme vesz részt közvetlenül a szénatomhoz kapcsolódva, akkor a vegyületet elemorganikus vegyületnek szokták nevezni.


Vissza

194

Általános kémia



Vissza

195

Tekintettel arra, hogy a szerves vegyületekben a szénatomok egymással egyszeres vagy akár többszörös kovalens kötéssel összekapcsolódva nemcsak egyenes láncokat, hanem gy r ket, vagy elágazásokat is létrehozhatnak, a vegyületet felépít szénatomok egyik fontos tulajdonsága az, hogy négy vegyértékével összesen hány másik szénatomhoz kapcsolódik közvetlenül. Ezt a paramétert a szénatom rend ségének nevezzük. Az els rend , vagy primer szénatom csak egy másik szénatomhoz kapcsolódik, a másodrend , vagy szekunder szénatom két másik szénatomhoz, a harmadrend , vagy tercier szénatom három, a negyedrend , vagy kvaterner szénatom pedig négy másik szénatomhoz kapcsolódik közvetlenül. A szénatomok rend ségét a 12.1. ábra szemlélteti, a rend séget az ábrán a szénatomok mellett feltüntetett római számok jelzik.

12.1. ábra: A szénatomok rend sége 12.1. A szénvegyületek jelölése A szervetlen kémiában gyakran találkozunk olyan vegyületekkel, amelyek jellemzésére elegend megadni az összetev k arányát, ilyenek pl. az ionos vegyületek. A konyhasót pl. ennek megfelel en a NaCl képlettel szoktuk jelölni, amely ún. összegképlet, így csak annyit mutat meg, hogy a konyhasóban a nátrium és a klór egymáshoz viszonyított aránya 1:1. A kovalens vegyületek azonban már molekulákat hoznak létre, amelyekben nemcsak az összetev k arányát ismerjük, hanem azt is tudjuk, hogy egy molekulát pontosan hány darab, milyen atom épít fel. Ennek megadására használatos a molekulaképlet. Például az etin képlete C2H2, a benzol képlete C6H6. A szén és a hidrogén aránya mindkét vegyületben 1:1, a molekulák összetétele azonban különbözik, a molekulaképlet ezt már képes jelölni. A szerves kémiában ugyanakkor még a molekulaképlet sem elegend a vegyület pontos megadására, el fordulhat ugyanis, hogy ugyanolyan összetétel molekulákban az atomok eltér sorrendben kapcsolódnak, így eltér szerkezetet hoznak létre. Hogy a szerves vegyületet egyértelm en jelölni


Vissza

195

Általános kémia



Vissza

196

tudjuk, szerkezeti képletre van szükség, amely feltünteti a molekulát alkotó atomok kapcsolódási sorrendjét is. Az etilalkohol és a dimetil-éter molekulaképlete például egyaránt C2H6O, vagyis mindkét anyag molekulája 2 szénatomot, 6 hidrogén- és 1 oxigénatomot tartalmaz, eltér szerkezetük miatt azonban az etil-alkohol folyékony, vízzel elegyed , kellemes illatú anyag, a dimetil-éter viszont gáz halmazállapotú, jellegzetes szagú, altató hatású vegyület. A két anyag szerkezeti képlete a 12.2. ábrán látható. H H H–C–C–O–H

H

H

H–C–O–C–H

H H

H

H

12.2. ábra: Az etil-alkohol és a dimetil-éter szerkezeti képlete A szerkezeti képlet használata nagyobb molekulák esetében bonyolult lehet, és kiváltható az ún. gyökcsoportos képlet használatával. A gyökcsoportos képlet annyiban egyszer síti a szerkezeti képletet, hogy az egy szénatomhoz kapcsolódó atomokat összevontan, a kötések jelölése nélkül tünteti fel. A 12.3. ábrán az etil-alkohol és a dimetil-éter gyökcsoportos képlete látható. CH3-CH2-OH

CH3-O-CH3

12.3. ábra: Az etil-alkohol és a dimetil éter gyökcsoportos képlete 12.2. Az izoméria jelensége 12.2.1. Szerkezeti izoméria

A fentiekben ismertetett eltér szerkezet , de azonos összetétel molekulák kialakulásának lehet sége a szerves kémiában az izoméria jelenségét okozza. Az izoméria leggyakoribb típusa a szerkezeti, vagy konstitúciós izoméria, amely olyan molekulák létrejöttét jelenti, amelyeknek molekulaképlete azonos, ám szerkezeti képlete eltér . Az ilyen molekulák egymásnak szerkezeti izomerjei. A szerkezeti izomerek fizikai, és olykor kémiai tulajdonságaiban is jelent s eltérés mutatkozhat. Szerkezeti izomerek pl. a


Vissza

196

Általános kémia



Vissza

197

pentán és a 2,2,-dimetil-propán, molekulaképletük egyaránt C5H12, szerkezetük azonban eltér, ahogy azt a 12.4. ábra mutatja. CH3 CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – CH3

CH3 – C – CH3 CH3

12.4. ábra: A pentán és a 2,2-dimetil-propán gyökcsoportos képlete 12.2.2. Geometriai izoméria

A geometriai izoméria a többszörös kötéssel rendelkez szerves molekuláknál figyelhet meg. A π-kötések ugyanis megakadályozzák, hogy a szénatomok a kötés tengelye körül elfordulhassanak, rotációt végezhessenek. Emiatt minden többszörös kötésnél két stabil módosulat figyelhet meg abban az esetben, ha a kötésben résztvev szénatomokra kapcsolódó atomcsoportok eltérnek egymástól. A két módosulat abban tér el egymástól, hogy az azonos jelleg csoportok egymással átellenes, vagy fed állásban vannak-e. A fed állásban lév csoportokat tartalmazó módosulatot cisz-, az átellenes állásút transz-helyzet nek nevezzük (12.5. ábra).

12.5. ábra: Cisz-1,2-dibrómetén és transz-1,2-dibrómetén Amennyiben a két kapcsolódó szénatomon összesen négy különböz csoport található, a négy csoportból a két, ún. nagyobb prioritású helyzetét vizsgáljuk. Ilyenkor az el z nél általánosabban, a cisz-módosulat helyett Z-módosulatról, a transz- helyett pedig E-módosulatról beszélünk. A 12.6. ábrán látható vegyületek esetében a nagyobb prioritású csoportok a bróm és a klór.

12.6. ábra: (Z)-1-bróm-2-klórpropén és (E)-1-bróm-2-klórpropén


Vissza

197

Általános kémia



Vissza

198

12.2.3. Optikai izoméria

Az izoméria harmadik típusát optikai izomériának nevezzük, és els sorban az él szervezetben el forduló szerves vegyületeknél figyelhet meg. A jelenség elnevezése onnan ered, hogy egy vegyület két optikai izomerjének oldata a síkban polározott fény síkját elforgatja. Az ilyen vegyületeket optikailag aktív vegyületeknek is szokták nevezni. A két izomer a fény síkját különböz irányban forgatja el. Ha a forgatás az óramutató járásával megegyez irányú, a vegyületet jobbra forgatónak (+), ha ellentétes, balra forgatónak (−) nevezzük. A jelenség annak köszönhet , hogy az optikailag aktív vegyületekben ún. aszimmetrikus szénatom található, ami azt jelenti, hogy ezen szénatom négy vegyértékéhez négy különböz csoport kapcsolódik. Ennek eredményeképpen két olyan molekulát tudunk felírni, amely egymásnak ugyan tükörképe, ám semmilyen elforgatással nem hozható fedésbe egymással, hasonlóan pl. az ember jobb és bal kézfejéhez. A jelenség a 12.7. ábrán látható.

12.7. ábra: A tejsav optikai izomerjei 12.3. A szénhidrogének csoportosítása A szénhidrogének olyan szerves vegyületek, amelyek a szénen kívül kizárólag hidrogént tartalmaznak. Mivel a hidrogénatom egy vegyérték , a szénhidrogének változatossága a szénatomok kapcsolódási sorrendjének változatosságából adódik. A szénhidrogének csoportosítása többféleképpen történhet. A szénlánc alakja alapján megkülönböztetünk nyílt láncú szénhidrogéneket és gy r s, vagy ciklikus szénhidrogéneket, a láncok alakját a 12.8. ábra szemlélteti.

12.8. ábra: Nyílt láncú (2,3,3-trimetil-pentán) és gy r s (1,3-ciklohexadién) szénhidrogének


Vissza

198

Általános kémia



Vissza

199

A lánc alakján kívül a szénhidrogéneket a szénatomok közötti kötések alapján is csoportosíthatjuk. A telített szénhidrogének csak egyszeres kötéseket (σ-kötések) tartalmaznak. A telített elnevezés onnan ered, hogy a vegyület ilyenkor a lehet legtöbb hidrogénatomot tartalmazza. Telítetlen szénhidrogénekr l akkor beszélünk, ha van a molekulában legalább két olyan szénatom, amelyek között többszörös kovalens kötés (π-kötés) található. A fentieken kívül megkülönböztetünk aromás szénhidrogéneket is, ezek szerkezeti sajátságait a kés bbiekben ismertetjük. 12.4. Telített szénhidrogének A telített, nyílt láncú szénhidrogének általánosan alkánoknak (paraffinoknak) nevezzük. A bennük lév szénatomok között kizárólag egyszeres kötések vannak, a szénatomok fölös vegyértékeihez hidrogénatomok kapcsolódnak. A szénatomok a köztük lév egyszeres kötések mentén egymáshoz képest szabadon elforoghatnak, rotációt végezhetnek, aminek eredményeképpen a molekula változatos térbeli alakot vehet fel, ez természetesen nem állandó, id ben folyamatosan változik. Metán, CH4 Etán, C2H6

CH3 – CH3

Propán, C3H8

CH3 – CH2 – CH3

Bután, C4H10

CH3 – CH2 – CH2 – CH3

Pentán, C5H12

CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – CH3

Hexán, C6H14

CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – CH2 – CH3

Heptán, C7H16 CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – CH2 – CH2 – CH3 Oktán, C8H18

CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – CH2 – CH2 – CH2 – CH3

Nonán, C9H20 Dekán, C10H22 12.9. ábra: Az alkánok homológ sora Az alkánokat alapvet en szénatomszámuk szerint szoktuk megkülönböztetni egymástól. Amennyiben a szénlánc nem ágazik el, normál szénlán-


Vissza

199

Általános kémia



Vissza

200

cú alkánoknak hívjuk ket. A legegyszer bb szénhidrogén, a metán egy szénatomot tartalmaz, a két szénatomos alkán neve etán. A két molekula közötti különbség egy szénatom és a hozzá kapcsolódó két hidrogén, vagyis egy metilén-csoport. Egy-egy metilén-csoporttal megtoldva a molekulát az alkánok ún. homológ sorához jutunk. Ennek a homológ sornak els tagjait valamint azok összeg- és gyökcsoportos képleteit a 12.9. ábra tartalmazza. A fenti ábrából látható, hogy az alkánok n-darab metilén-csoportban térnek el egymástól (ahol n pozitív egész), így összegképletük különbsége is nCH2. Ezek alapján a metán képletéb l bármely alkán képlete levezethet a szénatomszám függvényében. A metán képlete CH4, másképpen CH2H2, n darab szénatom esetén tehát a képlet CnH2n+2. Az így kapott formula az alkánok általános összegképlete. Az alkánok lehetnek elágazó szénláncúak is, a szénatomszám és az összegképlet közötti összefüggés azonban ilyenkor is fennáll. Az azonos szénatomszámú, nyílt láncú alkánoknak tehát lehetnek szerkezeti izomerjeik a szénlánc elágazásaiból adódóan. Ezek az izomerek általában fizikai tulajdonságaikban (olvadás és forráspont, stb.), reaktivitásukban térnek el egymástól. A lehetséges izomerek száma a szénatomok számának függvénye, ahogy ez a 12.1 táblázatból is kiderül. A hexán lehetséges izomerjei a 12.10. ábrán láthatóak.

Az alkán szénatomszáma 4 5 6 7 8 9 10 20 30 40

A lehetséges izomerek száma 2 3 5 9 18 35 75 336 319 4 111 846 763 62 491 178 805 831

12.1. táblázat: A lehetséges konstitúciós izomerek száma az alkánok szénatomszámának függvényében


Vissza

200

Általános kémia



Vissza

201

CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – CH2 – CH3 CH3 – CH – CH2 – CH2 – CH3 CH3 CH3 – CH2 – CH – CH2 – CH3 CH3 CH3

CH3 CH3

CH3 – C – CH2 – CH3

CH3 – CH – CH – CH3

CH3 12.10. ábra: A hexán (C6H14) szerkezeti izomerjeinek gyökcsoportos képlete 12.4.1. A metán

A legegyszer bb szénhidrogén, és egyben legegyszer bb szerves vegyület a metán (CH4). A molekula szerkezete tetraéderes, ami azt jelenti, hogy a szénatomon lév négy hidrogénatom úgy helyezkedik el, hogy a lehet legtávolabb legyenek egymástól. Ennek következtében a szénatom mind a négy kötése között azonos, 109,5° kötésszög alakul ki. Ez a kötésszög közelít leg minden szerves vegyületben, minden olyan szénatomra érvényes, amely négy kötést alakít ki, így a tetraéderes szerkezet általánosnak mondható.

12.11. ábra: A tetraéderes szerkezet Maga a metán színtelen, szagtalan, a leveg nél kisebb s r ség gáz, amely a természetben a földgázban fordul el nagy mennyiségben, de a biogáz-


Vissza

201

Általános kémia



Vissza

202

ban, mocsárgázban is alapvet alkotórész. Leveg vel megfelel mennyiségben robbanóelegyet alkot (sújtólégrobbanás). Kémiai tulajdonságai megegyeznek a kés bbiekben tárgyalandó alkánok kémiai tulajdonságaival. Energiahordozóként és vegyipari alapanyagként is nagy jelent sége van. H bontásával acetilén vagy finom eloszlású elemi szén (korom) nyerhet . Magas h mérsékleten, katalizátor jelenlétével vízzel reagáltatva ún. szintézisgázt lehet el állítani, amely sok vegyület ipari el állításának alapja. CH4 + H2O CO + 3 H2 12.4.2. A telített szénhidrogének nevezéktana

A nyílt láncú, normál alkánok elnevezése a 12.9. ábrán látható. Az elágazó szánláncú alkánoknál azonban az elnevezésnél ügyelni kell arra, hogy a névb l a szerkezeti képlet egyértelm en rekonstruálható legyen. Az elnevezésnél az els lépes a molekulán belül a leghosszabb, elágazásmentes szénlánc megkeresése. Ennek szénatomszáma adja meg azt az alkánt, amely származékának tekintjük az adott vegyületet. A 12.12. ábrán látható molekula a fentiek alapján heptán, mivel leghosszabb szénlánca 7 szénatomot tartalmaz. Második lépésként a f lánc szénatomjait megszámozzuk, a számozás a lánc azon végér l indítjuk, amelyhez közelebb esik valamelyik oldallánc. Példánkban a számozást balról indítjuk, így az els oldallánc a harmadik szénatomról fog indulni. Harmadik lépésként elnevezzük az oldalláncokat, szénatomszámuk alapján. Ezek az oldalláncok az adott alkántól egy hidrogénatomban különböznek, alkilcsoportoknak nevezzük ket. Nevük az adott alkán nevének tövéb l, és ahhoz kapcsolódó -il végz désb l áll. Metánból pl. metil-, etánból etil-csoport származtatható. Ha a csoportokból a molekulában több is található, nevük elé di-, tri-, tetra-, stb. sokszorozó tagot írunk. A vegyület teljes nevét úgy kapjuk, hogy a csoportokat bet rendben felsoroljuk, eléírva, hogy melyik szénatomról indulnak, majd a f lánc nevét írjuk le. A 12.12. ábrán látható molekulában a 4. szénatomon egy etilcsoport van, míg a két metilcsoport a 3. szénatomról indul. CH3 CH2 – CH3 CH3 – CH2 – C – CH – CH2 – CH2 – CH3 CH3


Vissza

202

Általános kémia



Vissza

203

12.12. ábra: 4-etil-3,3-dimetil-heptán A szénhidrogének szénláncai gy r vé is záródhatnak. A gy r vé záródás miatt a molekula két hidrogénnel kevesebbet tartalmaz, mint a megfelel nyílt láncú alkán, így összegképlete CnH2n, ám a szénhidrogént így is telítettnek tekintjük. A ciklusos telített szénhidrogének nevét a megfelel alkán nevéb l képezzük ciklo- el tag hozzáadásával, pl. ciklohexán. 12.4.3. Fizikai és kémiai tulajdonságok

A normál láncú alkánok homológ sorának els négy tagja normál állapotban gáz halmazállapotú. A többi tag 5-17 szénatom-számig folyadék, fölötte szilárd halmazállapotú. Az olvadás- és forráspont függése a szénatomok számától a többi szerves vegyület homológ során belül is megfigyelhet . Az azonos összegképlet alkánok elágazó izomerjei a normál láncúakhoz képest illékonyabbak, azaz alacsonyabb olvadás- és forrásponttal rendelkeznek. Ennek oka, hogy az elágazó láncú molekulák egymással kisebb felületen érintkeznek, így a közöttük fellép összetartó er k kisebbek. Az alkánok apoláris molekulákból állnak, emiatt hidrofób, azaz víztaszító anyagok, tehát vízben nem, sok szerves oldószerben, illetve egymásban azonban jól oldódnak. Kémiailag az alkánok az er s szén-szén, illetve szén-hidrogén kötések miatt stabilak, szobah mérsékleten számos erélyes reagensnek ellenállnak. Magasabb h mérsékleten, vagy katalizátor jelenlétében azonban hajlamosak reagálni. Egyik jellemz reakciójuk a szubsztitúció (kicserél dés). A szubsztitúció során az alkán egy vagy több hidrogénatomja helyére valamely más atom vagy atomcsoport kerül. A metán pl. klórral fény vagy h hatására reagál, és a jelenlév klór mennyiségének függvényében több hidrogénatom is klórra cserél dik, a leszakadó hidrogénatom pedig klórral hidrogén-kloridot képez az alábbi reakcióegyenletek szerint: CH4 + Cl2 = CH3Cl + HCl CH3Cl + Cl2 = CH2Cl2 + HCl CH2Cl2 + Cl2 = CHCl3 + HCl CHCl3 + Cl2 = CCl4 + HCl A fentiekhez hasonlóan más halogénatomok is bevihet k a hidrogén helyére (pl. Br, F), illetve salétromsavval reagálva nitro-alkánok állíthatóak el :


Vissza

203

Általános kémia



Vissza

204

CH3-CH3 + HNO3 = CH3-CH2NO2 + H2O Az alkánok megfelel mennyiség oxigénnel tökéletesen elégethet ek. A nagyobb szénatomszámú alkánoknál nagyobb mennyiség oxigénre van szükség, ilyenkor a tökéletes égés nehezebben valósul meg, és az égés során egyéb szénhidrogén-származékok illetve korom is keletkezik. Tökéletes égés esetén az alkán széntartalma szén-dioxiddá, hidrogéntartalma vízzé ég el, pl: CH4 + 2 O2 = CO2 + 2 H2O vagy: 2 C4H10 + 13 O2 = 8 CO2 + 10 H2O Az alkánok h hatására bomlanak. A bomlás eredményeképp telítetlen szénhidrogének (f képp etilén, C2H4), hidrogén illetve elemi szén keletkezhetnek. 12.4.4. Fontosabb telített szénhidrogének

Az etán (C2H6) színtelen, szagtalan gáz. A földgázban fordul el (a metánnál sokkal kisebb mennyiségben), valamint a k olajban oldva. H bontásával etilén (C2H4), oxidációjával acetaldehid (CH3-CHO) és ecetsav (CH3-COOH) nyerhet . A propán és a bután (C3H8 és C4H10) színtelen, szagtalan gázok, a földgázban, illetve a k olajban oldva fordulnak el , elegyüket f t anyagként használják. 12.4.5. K olaj, földgáz

A k olaj és a földgáz a felhasználásra kerül szénhidrogének legfontosabb forrása. Él lények maradványaiból származó szerves vegyületek oxigént l elzárt bomlása során keletkeznek. A földgáz gázhalmazállapotú alkánok (kis mennyiségben alkének) elegye, dönt en metánt tartalmaz. A k olaj kellemetlen szagú, s r , nagy viszkozitású folyadék, nagyobb szénatomszámú szénhidrogéneket (f leg alkánokat) tartalmaz, ezek egy része folyékony, a többi összetev oldott szilárd halmazállapotú. A földgázban lév metánt a korábban tárgyalt módon hasznosítják, a k olajat pedig a k olajfinomítás során desztillációval különböz forráspontú szénhidrogén-elegyekre, frakciókra választják szét. Ezeket a frakciókat a 12.2. táblázat tartalmazza.


Vissza

204

Általános kémia



Szénatomszám C5-C10 C9-C16 C11-C12 C13-C15 C16-C28 Desztillációs maradék

Forráspont-tartomány 50-200 °C 175-275 °C 150-200 °C 200-350 °C 350 °C felett

Vissza

205

Név Motorbenzin Kerozin Petróleum Diesel-olaj Ken - és paraffinolaj Pakura

12.2. táblázat: A k olajfinomítás során keletkez frakciók A pakurát a h bomlás (krakkolódás) elkerülésére csökkentett nyomáson, és így alacsonyabb h mérsékleten (vákuumdesztilláció) választják szét további összetev ire. Így különböz ken anyagokat, szilárd paraffint, illetve desztillációs maradékként aszfaltot kapnak. Tekintettel arra, hogy a kisebb szénatomszámú frakcióból a gazdaságnak nagyobb mennyiségre van szüksége, a ken olajok és a pakura egy részéb l h bontással kisebb szénatomszámú szénhidrogén-elegyeket állítanak el . A motorbenzineknél meg kell említeni az oktánszámot, mint a benzinek kompressziót rését jelz paramétert. Ez azt mutatja meg, hogy az adott benzin hány % izooktánt (2,2,4-trimetil-pentán) tartalmazó izooktánheptán eleggyel azonos robbanási sajátságú. A kompressziót rést növeli, ha a szénhidrogén-elegy több elágazó, esetleg gy r s szerkezet összetev t tartalmaz. Ennek eléréséhez adalékanyagok alkalmazására, vagy az alkotórészek katalitikus kémiai átalakítására van szükség. A diesel-olajok esetében a gyújtást a kompresszió okozza, így itt a követelmény épp a rossz kompressziót rés. Az el nyös tulajdonságú diesel-olaj hosszú, egyenes láncú alkánokat tartalmaz. 12.5. Telítetlen és aromás szénhidrogének 12.5.1. Telítetlen szénhidrogének

A telítetlen szénhidrogének szénláncában a szénatomok között kett s illetve hármas kötések is vannak, aminek következtében nem tartalmaznak annyi hidrogént, amennyi a megfelel szénatomszámú alkánban lenne – innen származik a telítetlen kifejezés. Azokat a nyílt láncú szénhidrogéneket, amelyekben a szénatomok között egy kett s kötés található, alkéneknek (olefinek) nevezzük. Az ilyen kötésben részt vev szénatom-


Vissza

205

Általános kémia



Vissza

206

hoz három ligandum kapcsolódik, ezen ligandumok között a kötésszög közelít leg 120°. Mivel egy kett s kötés megjelenése két hidrogénatom „kiesését” jelenti, az alkének általános összegképlete: CnH2n. Nevüket az adott alkán nevének tövéb l, és ahhoz kapcsolódó -én végz désb l kapjuk. A három szénatomnál hosszabb alkének elnevezésénél figyelembe kell venni a kett s kötés helyét is. Ez úgy történik, hogy a szénatomokat megszámozzuk úgy, hogy a f lánc mindig tartalmazza a kett s kötést, és hogy a számozás a lánc azon végén kezd djön, amelyikhez a kett s kötés közelebb van. A kett s kötés helyét annak a szénatomnak a számával jelöljük, amelyikr l a kett s kötés indul, s ezt a számot köt jellel kapcsolva az alkén neve mellé írjuk (12.13. ábra).

CH3 – CH = CH – CH2 – CH2 – CH3 12.13. ábra: A 2-hexén gyökcsoportos képlete A két vagy három kett s kötést tartalmazó szénhidrogének -dién illetve trién végz dést kapnak, szintén jelölve azt, hogy a kett s kötések melyik szénatomról indulnak (12.14. ábra). Az elágazó láncú alkének elnevezése az alkánoknál leírtak alapján történik. CH2 = CH – CH2 – CH = CH – CH3 12.14. ábra: Az 1,4-hexadién gyökcsoportos képlete Azokat a nyílt láncú szénhidrogéneket, amelyekben a szénatomok között egy hármas kötés található, alkineknek nevezzük. A hármas kötés megjelenése már négy hidrogénatom „kiesését” jelenti, ezért az alkinek általános összegképlete: CnH2n-2. Nevüket az adott alkán nevének tövéb l, és ahhoz kapcsolódó -in végz désb l kapjuk. A három szénatomnál hoszszabb alkinek elnevezésénél is figyelembe kell venni a hármas kötés helyét. Hosszabb szénlánc esetén el fordulhat a molekulában több hármas kötés is, ilyenkor -diin, illetve -triin végz dést kap a molekula. A fenti logika alapján lehet ség van azon szénhidrogének egyértelm elnevezésére is, amelyek több kett s illetve hármas kötést is tartalmaznak.


Vissza

206

Általános kémia



Vissza

207

Meg kell említeni, hogy a két szénatomos, kett s kötést tartalmazó, eténb l származtatott csoportot vinil-csoportnak nevezzük (a szabályzat szerinti elnevezése etenil-csoport), képlete a 12.15. ábrán látható. CH2 = CH – 12.15. ábra: A vinil-csoport szerkezete A nyílt láncú alkének kémiai tulajdonságai közül alapvet fontosságú a kett s kötés. Ez egyrészt szerkezetükre is hatással van, mivel a -kötés mentén a szén-szén kötés nem tud forogni, ezért fellép a geometriai izoméria jelensége. Másrészt a -kötés gyengébb, mint a -kötés, ezért a telítetlen szénhidrogének jóval reakcióképesebbek az alkánoknál, a reakció pedig általában a kett s kötés felszakadásával megy végbe. Az alkének egyik jellemz reakciója az addíció. Ennek során a -kötés felszakad, a keletkez szabad helyekre pedig belép két atom vagy atomcsoport. Az addíció lehet hidrogénezés, ilyenkor alkán keletkezik, lehet halogénezés, aminek terméke az alkán dihalogén-származéka, illetve lehet savaddíció, pl. hidrogénezés: CH2=CH2 + H2 = CH3-CH3 halogénezés (brómozás): CH2=CH2 + Br2 = CH2Br-CH2Br savaddíció: CH2=CH2 + HCl = CH3-CH2Cl A telítetlen szénhidrogének másik jellemz reakciója a polimerizáció. Ennek során azonos telítetlen molekulák -kötése szakad fel, a részecskék pedig köt helyeikkel egymáshoz kapcsolódnak, és hosszú láncból álló óriásmolekulák, polimerek keletkeznek. Így keletkezik eténb l a polietilén, propénb l a polipropilén, stb. A legegyszer bb alkén az etén, vagy etilén (C2H4) színtelen, szagtalan éghet gáz, vízben nem, szerves oldószerekben jól oldódik, a természetben növényi hormonként is el fordul. El állítása k olajszármazékokból, alkánokból történik, h bontással. Jelent sége vegyipari alapanyagként számottev , a szerves vegyipar termékeinek ugyanis közel fele közvetve vagy közvetlenül etilénb l készül.


Vissza

207

Általános kémia



Vissza

208

Gyakorlati jelent sége miatt meg kell említeni az 1,3-butadiént is, amely – mint neve is jelzi – két kett s kötést is tartalmaz. Képlete a 12.16. ábrán látható. Polimerizációja során olyan, hosszú szénláncú polimer keletkezik, amelyben még vannak felbomlatlan kett s kötések. Ez lehet séget ad térhálós szerkezet kialakítására, ezért a butadiént a m gumigyártás alapanyagának lehet tekinteni. CH2 = CH – CH = CH2 12.16. ábra: Az 1,3-butadién képlete A hármas kötést tartalmazó alkinek az alkénekhez hasonlóan addíciós reakciókba vihet k. Legismertebb alkin az etin, vagy acetilén (C2H2) színtelen, magas h mérséklet lánggal ég (hegesztésre felhasználható), robbanékony gáz. Vegyipari jelent sége mára lényegesen kisebb, mint az eténé. 12.5.2. Aromás szénhidrogének

Az aromás szénhidrogének telítetlen gy r s vegyületek. A szénatomokból álló gy r n belül formailag kett s és egyszeres kötések váltakozva helyezkednek el. A gyakorlatban azonban ezen kett s kötések -elektronjai elveszítik helyhez kötöttségüket, és nemcsak két szénatomjuk körül, hanem a gy r valamennyi szénatomján egyenl gyakorisággal fognak el fordulni. A jelenség neve delokalizáció, eredményeképp pedig olyan, stabil szerkezet keletkezik, amely kémiailag nehezen bontható. A gy r szénatomjai három másik atommal kapcsolódnak, síkban helyezkednek el, kötésszögük 120°. A hatos gy r n kívül a Hückel-szabály értelmében aromásnak tekintünk minden olyan egy- vagy többgy r s rendszert, amelyben a gy r t felépít atomok -elektronok száma 4n+2 (ahol n egész szám). Az aromás elnevezés régi eredet (hivatalos nevük: arén), onnan származik, hogy egyes benzolszármazékokat illatos növényi balzsamokból, gyantákból izoláltak. A legegyszer bb aromás szénhidrogén a hat szénatomos gy r b l álló benzol (C6H6), melynek szerkezete a 12.17. ábrán látható. A benzol színtelen, jellegzetes szagú folyadék, vízben nem, a legtöbb szerves oldószerben azonban jól oldódik. Kormozó lánggal ég, mérgez , kisebb dózisban rákkelt hatású. Régebben k szénkátrányból nyerték, ma


Vissza

208

Általános kémia



Vissza

209

k olajszármazékokból szintetizálják. Fontos vegyipari alapanyag, egyebek között polisztirolt, fenolt, nylont, mosószereket állítanak el bel le. Ha a benzol egyik hidrogénjét elhagyjuk, az így keletkez csoportot fenilcsoportnak nevezzük.

12.17. ábra: A benzol szerkezete Kétgy r s aromás szénhidrogén a naftalin (C10H8), szerkezete a 12.18. ábrán látható.

12.18. ábra: A naftalin szerkezete Az aromás szerkezet kémiailag lényegesen stabilabb, nehezebben bontható, mint a kétszeres illetve háromszoros kovalens kötés, ezért az aromás gy r k inkább az alkánokra jellemz reakciót mutatnak, els sorban


Vissza

209

Általános kémia



Vissza

210

szubsztitúciós reakcióra hajlamosak. Addícióra illetve oxidációra, vagyis az aromás szerkezet felbomlására csak erélyes körülmények között hajlamosak. A szubsztitúció során a gy r höz kapcsolódó valamely hidrogénatom cserél dik ki egy másik atomcsoportra. Ha ez a csoport metilcsoport, metil-benzol, vagy köznapi nevén toluol keletkezik (12.19. ábra).

12.19. ábra: A toluol szerkezete A benzol-gy r nek több szénatomja is kicserélhet . Ha két hidrogén helyére viszünk be metil-csoportot, dimetil-benzol (köznapi nevén xilol) keletkezik. A dimetil-benzolnak a metil-csoportok egymáshoz viszonyított helyzete alapján három szerkezeti izomerje létezik. Ha a csoportok szomszédos helyzet ek, orto- helyzetr l (orto-xilol), ha két szénatom távolságra vannak, meta- helyzetr l (meta-xilol), ha pedig átellenesen találhatóak, parahelyzetr l (para-xilol) beszélünk. (12.20. ábra).

12.20. ábra: 1,2-dimetil-benzol, 1,3-dimetil-benzol, 1,4-dimetil-benzol A m anyagiparban van jelent sége annak a benzolszármazéknak, amelynél a benzol-gy r re vinil-csoportot szubsztituálnak. Az így keletkez vegyü-


Vissza

210

Általános kémia



Vissza

let neve (12.21. ábra).

nevén

vinil-benzol,

vagy

köznapi

211

sztirol

12.21. ábra: A sztirol szerkezete 12.6. Ellen rz

• • • • • • • • • •

kérdések

Mit jelent a szénatomok rend sége? Írja fel a propán összeg-, szerkezeti- és gyökcsoportos képletét! Mit jelent az izoméria jelensége, milyen fajtái vannak? Ismertesse az alkánok homológ sorának els öt tagját! Mi az alkánok és alkének általános összegképlete? Írja fel a 2,3,4,4-tetrametil-oktán szerkezeti képletét! Mit jelent a szubsztitúció, az addíció és a polimerizáció fogalma? Írja fel a pentán égésének reakcióegyenletét! Mit jelent az oktánszám fogalma? Mit nevezünk aromás szerkezetnek?


Vissza

211

Általános kémia

Heteroatomot tartalmazó szerves vegyületek


Vissza

212

13. Heteroatomot tartalmazó szerves vegyületek Azoknál a szerves vegyületeknél, amelyek szénen és hidrogénen kívül más atomot (heteroatomot) is tartalmaznak, a fizikai és kémiai tulajdonságokat alapvet en a heteroatom és környezete határozza meg. Ezt a jellemz atomcsoportot funkciós csoportnak nevezzük, és ezeket a vegyületeket alapvet en a funkciós csoportok alapján csoportosítjuk és jellemezzük. 13.1. Halogénezett szénhidrogének A halogénezett szénhidrogéneket telített vagy telítetlen szénhidrogénekb l származtatjuk úgy, hogy egy vagy több hidrogént gondolatban halogénatommal (F, Cl, Br, I) helyettesítünk. Elnevezésük az alkánok nevezéktanánál említett elvek alapján történik. Az 13.1. ábrán látható vegyület elnevezése pl. 2-klór-propán. H H H H–C–C–C–H H Cl

H

13.1. ábra: A 2-klór-propán szerkezete A fontosabb halogénezett szénhidrogének közül meg kell említeni a triklór-metánt (CHCl3), köznapi nevén kloroformot. Kellemes szagú, színtelen folyadék, vízben nem oldódik. Belélegezve narkózist okoz, napjainkban azonban már nem használják altatószerként, mivel májkárosodást okozhat. Oldószerként azonban felhasználható. A szén-tetraklorid (CCl4) színtelen, kellemes szagú, éghetetlen folyadék, vízzel nem elegyedik. Mérgez , oldószerként és vegyipari alapanyagként használják fel. A freon gy jt névvel fluor és klórtartalmú szénhidrogéneket jelölünk, amelyeket hajtógázként és h t folyadékként használtak fel, jelent ségük azonban az általuk okozott környezeti problémában rejlik: károsítják a magaslégköri ózonréteget, ezzel közvetve növelik a földfelszínre jutó UVsugárzás mennyiségét.


Vissza

212

Általános kémia



Vissza

213

A halogéntartalmú polimerek közül szólni kell a PVC-r l (polivinil-klorid) és a poli(tetrafluor-etilén)-r l. Szerkezetük a 13.2. ábrán látható. A PVC olcsó, széles körben alkalmazott m anyag, a poli(tetrafluor-etilén) drága ugyan, azonban rendkívüli h - és vegyszerállósága, rugalmassága és kicsi súrlódási együtthatója miatt mégis széles körben használják (Teflon).

13.2. ábra: A PVC és a poli(tetrafluor-etilén) szerkezete 13.2. Alkoholok, éterek Az alkoholok és az éterek az oxigéntartalmú szerves vegyületek közé tartoznak. Az alkoholok jellemz funkciós csoportja a hidroxilcsoport (OH), amely valamely szénhidrogén hidrogénjének helyére kapcsolódik. Attól függ en, hogy a hidroxilcsoport milyen rend ség szénatomon helyezkedik el, megkülönböztetünk primer, szekunder és tercier alkoholokat (13.3. ábra). CH3 CH3 – CH2 – OH

CH3 – CH – CH3 OH

CH3 – C – CH3 OH

13.3. ábra: Primer (etanol), szekunder (2-propanol) és tercier (2-metil-2propanol) alkohol Egyazon molekulán belül nemcsak egy, hanem több hidroxilcsoport is el fordulhat. Ezek számát az alkoholok érték ségével fejezzük ki. Kétérték alkoholokban (diolok) kett , háromérték ekben (triolok) három hidroxilcsoport van. Az alkoholok elnevezése a megfelel alkán nevéb l -ol végz déssel történik. Három szénatomnál hosszabb szénlánc esetén az alkohol neve


Vissza

213

Általános kémia



Vissza

214

elé írt számmal meg kell jelölnünk azt is, hogy a hidroxilcsoport, vagy csoportok melyik szénatomon helyezkednek el. A kétérték alkoholok -diol, a háromérték ek -triol végz dést kapnak. Az alkoholok az oxigénatomhoz kapcsolódó hidrogén miatt savas tulajdonságúak, azonban nagyon gyenge savak. A fenolok savas jellege er sebb. Az alkoholok megfelel körülmények között oxidálhatók. Égésük során a szénhidrogénekhez hasonlóan szén-dioxid és víz keletkezik. A primer alkoholok részleges oxidációja során aldehidek, majd karbonsavak keletkeznek, vagyis a szénatom oxidációfoka n . A szénatom oxidációfoka azt fejezi ki, hogy hány kötéssel kapcsolódik oxigénatomhoz. A hidroxilcsoportot tartalmazó szénatom oxidációfoka 1, ez oxidációval 2-re majd 3-ra n het (lásd 13.3. és 13.4. fejezet). A szekunder alkoholok részleges oxidációjával ketonokhoz jutunk. Itt további oxidáció nem lehetséges, mert az láncszakadáshoz vezetne. A tercier alkoholok láncszakadás nélkül nem oxidálhatók. Az alkoholok között sok a természetben is el fordul, illetve el állíthatóak alkénekb l úgy, hogy az alkénre megfelel reakciókörülmények között vizet addícionálunk. A felszakadó kett s kötés nyomán az egyik szénatomra hidrogén, a másikra hidroxilcsoport kapcsolódik. A metanol, vagy metil-alkohol, faszesz (CH3OH) színtelen, éghet folyadék, amely vízzel korlátlanul elegyedik. Mérgez , fogyasztása vakságot, halált okoz. Fontos szerves vegyipari alapanyag. Az etanol, vagy etil-alkohol, borszesz (CH3CH2OH) jellegzetes szagú, színtelen, éghet folyadék, vízzel, éterrel, benzollal elegyedik. El állítása alapvet en sz l cukorból alkoholos erjesztéssel történik. Vizes oldata desztillációval töményíthet , legfeljebb 96%-os alkoholtartalomig. Szeszes italok alkotórészeként is jelent s, de a vegyipar is felhasználja oldószerként, valamint terjed motorhajtóanyagként történ alkalmazása is. Az etilén-glikol vagy glikol (1,2-etándiol) kétérték alkohol, színtelen, édes íz , ám mérgez folyadék, vízzel elegyedik. Fagyálló folyadékként használják. A glicerin (1,2,3-propántriol) háromérték alkohol, színtelen, édes íz , nagy viszkozitású folyadék. Vízzel és alkohollal elegyedik. Az él világban zsírok és olajok alkotórészeként gyakori vegyület. A m anyagipar és a kozmetikai ipar nagy mennyiségben használja. A fenol, vagy karbolsav aromás alkohol. Színtelen, kristályos, mérgez vegyület, alkoholokban, lúgokban jól oldódik, fert tlenít szerként hasz-


Vissza

214

Általános kémia



Vissza

215

nálták. F ként benzolból állítják el , fontos m anyagipari alapanyag, de színezékek, gyógyszerek, rovarirtó szerek gyártására is felhasználják. A glikol, a glicerin és a fenol szerkezete a 13.4. ábrán látható.

13.4. ábra: A glikol, a glicerin és a fenol szerkezete Az éterek funkciós csoportja olyan oxigénatom, amely egy-egy kötéssel két különböz szénatomhoz kapcsolódik. Viszonylag stabil vegyületek, el állíthatóak alkoholokból megfelel körülmények között, a reakció során két alkohol hidroxilcsoportjaiból távozik egy vízmolekula. Elnevezésük az oxigénhez kapcsolódó két szénhidrogén-csoport alapján történik. A legismertebb éter a dietil-éter (CH3-CH2-O-CH2-CH3) színtelen, jellegzetes szagú, gyúlékony folyadék, etanolból állítják el . G zeit altatásra használják. Ezen kívül számos olyan étert ismerünk, amelyet illatanyagként használ a kozmetikai ipar. 13.3. Aldehidek, ketonok Az aldehidek és a ketonok olyan oxigéntartalmú szerves vegyületek, amelyben a funkciós csoport oxocsoport, vagyis egy kett s kötéssel kapcsolódó oxigénatom. Összefoglaló nevük oxovegyületek. Az oxocsoport oxigénje szénatomhoz kapcsolódik. Ha a szénatomot és a rajta lév oxigént együtt tekintjük, karbonilcsoportról beszélünk. Az aldehideknél az oxocsoport láncvégi, tehát primer szénatomhoz kapcsolódik. Elnevezésük a megfelel alkán neve alapján történik -al végz déssel. Amennyiben két láncvégi szénatomon is találunk oxocsoportot, kétérték aldehidekr l beszélünk, ezek neve -dial végz dést kap. A ketonok esetében az oxocsoport láncközi, szekunder szénatomhoz kapcsolódik. Elnevezésük történhet a karbonilcsoportra kapcsolódó két szénhidrogén-csoport alapján, vagy a megfelel alkán neve alapján -on végz déssel. Mivel a karbonil-csoport láncközi, négy szénatomnál hosszabb lánc esetén a név elé írt számmal kell jelölni ennek helyét. Így pl. ha öt szénatomos lánc második tagján találjuk az oxocsoportot, az elnevezés 2pentanon, vagy metil-propil keton (13.5. ábra).


Vissza

215

Általános kémia



Vissza

216

CH3 – C – CH2 – CH2 – CH3 O 13.5. ábra: A 2-pentanon szerkezete A karbonilcsoport megfelel körülmények között redukálható, a szénatom oxidációfoka egyet csökken, így aldehidekb l primer, ketonokból szekunder alkoholok keletkeznek. Oxidáció során az aldehidek karbonsavakká alakulnak (lásd 13.4. fejezet), a ketonok láncszakadás nélkül nem oxidálhatóak tovább. A fontosabb aldehidek között meg kell említeni a formaldehidet (metanal), amely színtelen, szúrós szagú, vízben jól oldódó gáz. Az iparban metanolból állítják el , a m anyagiparban nagy mennyiségben használt kiindulási anyag. Fert tlenít szerként is felhasználják. Az acetaldehid, vagy etanal színtelen, szúrós szagú folyadék, vízben és szerves oldószerekben is jól oldódik. Sok szerves vegyület szintézisében fontos alapanyag. Az aromás aldehidek közé tartozik a fahéjolajban el forduló fahéjaldehid, valamint a vanília illatanyaga a vanillin is. H–C–H O

CH3 – C – H O

CH3 – C – CH3 O

13.6. ábra: A formaldehid, az acetaldehid és az aceton szerkezete A ketonok között ismertebb aceton (2-propanon, dimetil-keton), amely kellemes szagú, színtelen, gyúlékony folyadék, vízzel, alkohollal, benzollal is elegyedik. Vegyipari alapanyagként és oldószerként (pl. körömlakklemosó) is nagy jelent sége van. 13.4. Karbonsavak, észterek A karbonsavak és az észterek olyan oxigéntartalmú szerves vegyületek, amelyekben a szénatom hármas oxidációfokú, vagyis a funkciós csoport két oxigénatomot is tartalmaz, amelyb l az egyik oxocsoport. A karbonsa-


Vissza

216

Általános kémia



vak funkciós (13.7. ábra)

csoportját

Vissza

karboxil-csoportnak

217

nevezzük

13.7. ábra: A karboxil-csoport A karbonsavak viszonylag stabil vegyületek, a funkciós csoportban jelen lév két oxigénatomnak köszönhet en savas jelleg ek, azonban az er s szervetlen savaknál gyengébbek. Savasságuk a szénlánc hosszával csökken, a leger sebb sav a karbonsavak közül a hangyasav. Elnevezésük a megfelel alkán neve alapján történik sav végz déssel. Az egy és két szénatomos karbonsavnak hagyományos elnevezése is van: hangyasav és ecetsav néven ismertek. A hangyasav (metánsav, HCOOH) színtelen, szúrós szagú folyadék, vízzel, etanollal, éterrel is elegyedik. A természetben is el fordul a hártyásszárnyúak mérgében, csalánban. Az ecetsav vagy etánsav (CH3COOH) szúrós szagú, színtelen folyadék. El állítható alkoholos oldatok ecetsavas erjesztésével (étkezési ecet). Az élelmiszeriparon kívül a vegyipar is felhasználja alapanyagként.

13.8. ábra: Az ecetsav szerkezete A nagyobb szénatomszámú (C12-C18), normál láncú karbonsavak közül néhány (laurinsav, palmitinsav, sztearinsav, illetve a telítetlen olajsav) növényi olajokban, állati zsírokban fordul el , a glicerinnel észtereket alkotva. Ezeket a karbonsavakat összefoglaló néven zsírsavaknak nevezzük. Biológiai jelent ségükön kívül azért is fontosak, mert Na- és K-sóik tisztító hatásúak, ezek a szappanok. Aromás karbonsav a benzoesav és a szalicilsav, mindkett t tartósítószerként használják.


Vissza

217

Általános kémia



Vissza

218

Az észterek karbonsavak és alkoholok reakciójában keletkeznek, a folyamat során vízmolekula lép ki. Az etil-acetát keletkezését a 13.9. ábra szemlélteti. Az észterek a természetben is nagyon gyakoriak, viaszok, aromák, illatanyagok összetev iként fordulnak el

13.9. ábra: Az etil-acetát keletkezése 13.5. Nitrogéntartalmú szerves vegyületek A nitrogéntartalmú szerves vegyületek között sok biokémiai fontosságú vegyületet találunk, valamint gyógyszereket, színezékeket. Ezek közül jelen keretek között csak néhány vegyületcsoportot tudunk tárgyalni. 13.5.1. Aminok

Az aminokat az ammóniából tudjuk levezetni oly módon, hogy egy vagy több hidrogénatomot gondolatban szénhidrogén-csoporttal helyettesítünk. Attól függ en, hogy hány hidrogénatomot helyettesítünk, megkülönböztetünk primer (els rend ), szekunder (másodrend ) és tercier (harmadrend ) aminokat. Elnevezésük az alapján történik, hogy a nitrogénatomhoz milyen csoportok kapcsolódnak. A 13.10. ábrán a propil-amin (primer amin), a dimetil-amin (szekunder amin) és a trimetil-amin (tercier amin) szerkezete látható. Az aminok az ammóniához hasonlóan bázisos tulajdonságúak, mivel a nitrogénatom nemköt elektronpárja proton felvételére képes. Bázicitásuk miatt savakkal sókat képeznek. Amino-csoportot tartalmaznak a fehérjék épít egységei, az aminosavak is, és az amino-csoport a kés bbiekben tárgyalt módon szerepet játszik az aminosavak hosszú lánccá (polipeptidlánc) történ összekapcsolódásában is. Az ismertebb aminok közül két aromás amint érdemes megemlíteni. Az egyik az amfetamin (2-amino-1-fenil-propán), amely a központi idegrendszert izgató hatású anyag, euforizáló hatású kábítószer. A másik amin az anilin (amino-benzol), amely mérgez hatású. Színezékek, gyógyszerek és m anyagok fontos kiindulási anyaga. Szerkezetük az 13.11. ábrán látható.


Vissza

218

Általános kémia



Vissza

219

13.10. ábra: Primer, szekunder és tercier amin szerkezete

13.11. ábra: Az amfetamin és az anilin szerkezete 13.5.2. Piridin, purin

A nitrogén gy r s vegyületekben is el fordulhat (heterociklusos vegyületek), és a gy r tagjaként köt elektronjával, illetve esetenként nemköt elektronpárjával aromás szerkezet kialakításában is részt vehet. A pirimidin és a purin két ilyen heterociklusos vegyület (13.12. ábra), biológiai jelent ségük miatt említjük meg ket. A nitrogén nemköt elektronpárja miatt mindkett bázisos tulajdonságú. A kés bb tárgyalandó nukleinsavak felépítésében játszanak fontos szerepet.

13.12. ábra: A pirimidin és a purin szerkezete 13.6. Zsírok, olajok A zsírok és az olajok állati vagy növényi eredet természetes anyagok, zsírsavak glicerinnel alkotott észterei. A glicerinek észtereit glicerideknek


Vissza

219

Általános kémia



Vissza

220

hívjuk. Amennyiben a glicerinnek mindhárom hidroxil-csoportja észterezve van, trigliceridekr l beszélünk. A zsírok és az olajok tehát természetes trigliceridek. Egy triglicerid szerkezete a 13.13. ábrán látható. A zsírsavak hosszú szénláncát az „R” szimbólum jelzi. Általában nem egységes vegyületek, hanem többféle triglicerid keverékei, amelyek egymástól az észteresít zsírsavak min ségében különböznek. Ezek a zsírsavak általában páros szénatomszámúak és egyenes láncúak.

13.13. ábra: Triglicerid szerkezete A szobah mérsékleten szilárd triglicerideket zsíroknak, a folyékonyakat olajoknak nevezzük. A halmazállapot alapvet en attól függ, hogy az észteresít karbonsavak között milyen arányban van a telítetlen olajsav. Minél nagyobb ennek aránya, annál alacsonyabb az olvadáspont. A zsírok és az olajok f leg állatokban, de növényekben is tartalék tápanyag szerepét töltik be. A zsírokat és olajokat részint az élelmiszeripar használja fel, de jelent s az ipar igénye is, els sorban a kozmetikai ipar használ fel bel lük sokat a szappangyártás során. A szappan hagyományos el állítása során (szappanf zés) a zsírokat és olajokat nátrium- vagy kálium-hidroxiddal f zik, ennek eredményeképpen az észterkötések felbomlanak, és a szabad zsírsavak nátrium-klorid hatására nátriumsó formájában kiválnak az oldatból, amelyb l a glicerin is kinyerhet . A szappanok tisztító hatása azon alapul, hogy a zsírsavak hoszszú, apoláris szénláncai az apoláros (víztaszító) szennyez dések felületén megköt dnek, és mivel a poláros karboxilcsoport kifelé helyezkedik el, a szennyez dést vízoldékonnyá teszik. A zsírokhoz és olajokhoz hasonló szerkezet , nagy biológiai jelent ség anyagok a foszfolipidek. Ezek olyan trigliceridek, amelyeknél a glicerin


Vissza

220

Általános kémia



Vissza

221

csak két zsírsavval kapcsolódik, a harmadik hidroxilcsoport foszforsavval képez észterkötést. Ez a szerkezet a molekulának kett s jelleget ad, ugyanis a hosszú zsírsavláncok víztaszító, míg a foszforsavas rész vízoldékony sajátságú. Emiatt a foszfolipidek vizes oldatokban könnyen képeznek hártyákat, membránokat. Az él sejtekben is ez a tulajdonságuk teszi lehet vé, hogy a sejtet határoló és a sejten belüli membránok alapvet alkotóelemei legyenek. 13.7. Szénhidrátok A szénhidrátok az élet szempontjából nélkülözhetetlen szerves vegyületek. Elnevezésük onnan ered, hogy a legtöbb szénhidrátban a hidrogén-oxigén mólaránya 2:1, vagyis annyi, mint a vízben. A szénhidrátokat egyszer és összetett szénhidrátokra lehet felosztani (monoszacharidok és poliszacharidok). A poliszacharidok savas hidrolízissel kisebb szénhidrát-egységekre bonthatók, a monoszacharidok viszont nem. 13.7.1. Monoszacharidok

A monoszacharidokat szénatomszám szerint különböztetjük meg, lehetnek 3, 4, 5 és 6 szénatomosak, azaz triózok, tetrózok, pentózok és hexózok. Többnyire jól oldódnak vízben, és édes íz ek. A monoszacharidok legismertebb képvisel i hexózok: a sz l cukor (Dglükóz) és a gyümölcscukor (D-fruktóz). A sz l cukor az egyik legfontosabb és legelterjedtebb monoszacharid. Színtelen, édes íz kristályos vegyület. Szabad állapotban is el fordul (pl. gyümölcsökben), de f ként kötötten, poliszacharidok alkotórészeként gyakori. Összegképlete C6H12O6, szerkezete a 13.14. ábrán látható. A gyümölcscukor a sz l cukor izomerje, tehát összegképlete szintén C6H12O6, a különbség a két hexóz között az oxocsoport elhelyezkedésében van.


Vissza

221

Általános kémia



Vissza

222

13.14. ábra: A D-glükóz szerkezete Meg kell említeni a két monoszacharid (hexóz) összekapcsolódásával kialakuló diszacharidokat, ide tartozik pl. a répacukor (szacharóz) és a tejcukor (laktóz). 13.7.2. Poliszacharidok

A poliszacharidok óriásmolekulájú szénhidrátok, amelyek több száz, esetenként több ezer monoszacharid (általában hexóz) alegységb l épülnek fel. Vízben nem, vagy rosszul oldódnak, és nem édes íz ek. A cellulóz a növényi sejtek vázanyaga, és ezért a legnagyobb mennyiségben el forduló szerves vegyület. Vízben és szerves oldószerekben nem oldódik. Egyenes szálakból áll, egy cellulózszál több ezer egymáshoz kapcsolódó glükóz-egységb l épül fel (13.15. ábra). A szálak hidrogénkötéssel kapcsolódnak egymáshoz, és így rostokat hoznak létre. A cellulózt az ipar is nagy mennyiségben használja: papírgyártás, textilipar, m anyagipar, stb.

13.15. ábra: A cellulózszál szerkezete A keményít a növények szervezetében fordul el , mint tartalék tápanyag. A burgonyakeményít a szeszipar fontos alapanyaga. Bomlékonyabb, mint a cellulóz, de ugyanúgy D-glükóz egységekb l épül fel. Maga a keményít két alkotórészb l áll. Az egyik alkotóeleme az amilóz, ami több száz glükóz-egységb l felépül spirális lánc. A lánc me-


Vissza

222

Általános kémia



Vissza

223

neteit hidrogénkötések tartják össze. A másik alkotórész az amilopektin szintén több száz glükózból áll, de szerkezete elágazó, térhálós. Az amilóz és az amilopektin szerkezetét a 13.16. ábra szemlélteti.

13.16. ábra: Az amilóz és az amilopektin szerkezete 13.8. Aminosavak, fehérjék A fehérjék minden él sejt nélkülözhetetlen alkotórészei, számos szerepet betölthetnek, el fordulnak pl. a sz rben, izmokban, vérben, és a biokémiai folyamatokat katalizáló enzimek is fehérjemolekulák. A fehérjék makromolekulák, ami azt jelenti, hogy moláris tömegük nagy, 104 nagyságrend . Maga a fehérjemolekula kisebb molekulák összekapcsolódásával keletkezik. Ezek az épít egységek az aminosavak, amelyekb l 20 különböz vesz részt a fehérjék felépítésében. A húszféle aminosav különböz kapcsolódási sorrendben hozhatja létre a fehérjemolekulát, és a sokféle variációs lehet ségnek köszönhet a számtalan, különféle fehérjemolekula, az él világ óriási változatossága. 100 egymáshoz kapcsolódó aminosavból álló lánc aminosav-sorrendje 20 pl. 100 -féle lehet. Az aminosavak egy szénatomhoz kapcsolódó karboxil- és aminocsoportot tartalmaznak. Ehhez a szénatomhoz a két funkciós csoporton kívül egy oldallánc is kapcsolódik, a húsz aminosav közötti eltérést az eltér oldalláncok okozzák. A legegyszer bb oldallánc egy hidrogénatom lehet, de el fordulnak aromás gy r t, heteroatomot tartalmazó oldalláncok is. Az aminosavak általános szerkezete és a legegyszer bb aminosav, a glicin a 13.17. ábrán látható. Az oldalláncot ’R’ szimbólum jelzi.


Vissza

223

Általános kémia



Vissza

224

13.17. ábra: Aminosavak szerkezete, a glicin szerkezete Az aminosavak funkciós csoportjaikon keresztül kapcsolódnak egymáshoz, az aminocsoport és a karboxilcsoport összekapcsolódásakor peptidkötés alakul ki, dipeptid molekula és agy vízmolekula keletkezik (13.18. ábra). Sok aminosav összekapcsolódásával hosszú aminosav-lánc jön létre, amelyet polipeptid-láncnak nevezünk. A fehérjék ezekb l a polipeptid-láncokból állnak, vannak fehérjék, amelyek csak egyetlen láncot tartalmaznak, de léteznek összetett fehérjék is, amelyek több lánc összekapcsolódásával jönnek létre, s t, esetenként tartalmazhatnak nem aminosavakból álló alkotórészt is (pl. a vörösvértestek oxigénszállító fehérjéje, a hemoglobin vastartalmú csoportot is tartalmaz).

13.18. ábra: A peptidkötés kialakulása A fehérjék tulajdonságait alapvet en a polipeptid-láncot felépít aminosavak kapcsolódási sorrendje, szekvenciája határozza meg, ez a fehérjék els dleges szerkezete. Ett l függ a polipeptid-lánc lefutása és a fehérjék térszerkezete, amelyet az oldalláncok között kialakuló másodlagos kötések stabilizálnak. A fehérjék megfelel m ködéséhez a térszerkezetnek sértetlennek kell lennie. Amennyiben küls behatásra (pl. magas h mérséklet, er s savak, nehézfémek, stb.) a térszerkezet sérül és a fehérje rendezetlenné válik, denaturálódásról beszélünk.


Vissza

224

Általános kémia



Vissza

225

13.9. Nukleinsavak A nukleinsavak a fehérjékhez hasonlóan minden sejtben megtalálható, alapvet fontosságú, makromolekuláris szerves vegyületek. Két típusuk a ribonukleinsav (RNS) és a dezoxiribonukleinsav (DNS). A DNS a sejtmagban fordul el (baktériumoknál a sejtplazmában található, valamint az RNS-hez hasonlóan vírusokban is el fordul), szerepe a biológiai információ tárolása és örökítése. Az RNS különböz típusai egyaránt a fehérjék el állításában játszanak szerepet, a fehérjék megfelel aminosav-sorrendjének kialakítása ugyanis a DNS-ben tárolt információ alapján történik. A DNS információja alapján jönnek létre ugyanis az RNS-molekulák, és ezek hozzák létre a különböz polipeptid-láncú fehérjéket. A nukleinsavak a fehérjékhez hasonlóan kisebb alkotórészekre bonthatóak, amelyek háromfélék. Minden nukleinsav tartalmaz pentózt (öt szénatomos cukor), foszforsavból származó foszfátcsoportot, valamint heterociklusos bázist. A heterociklusos bázisok purin- vagy pirimidinvázas vegyületek, ötfélék lehetnek: adenin, citozin, guanin, timin és uracil. A DNS molekula pentózként dezoxiribózt tartalmaz, a szerves bázisok közül nem fordul el benne uracil, szerkezete pedig két szálból álló spirál (13.19. ábra). Az RNS ribózt tartalmaz, a bázisok közül timin nem található benne, szerkezete egyszálú, és rövidebb, mint a DNS molekula.


Vissza

225

Általános kémia



Vissza

226

Vissza

226

13.19. ábra: A DNS térszerkezete


Általános kémia



13.10. Ellen rz

• • • • • • • •

Vissza

227

kérdések

Mit jelent a freon kifejezés? Mit fejez ki az alkoholok rend sége és érték sége? Írja fel a hidroxil-, a karboxil- és az oxocsoport képletét! Mi a különbség az aldehidek és a ketonok szerkezete között? Miben különböznek a zsírok és az olajok? Milyen poliszaharidokat ismer? Melyik hol fordul el ? Hogyan, milyen molekulák között jön létre a peptidkötés? Miben különbözik egymástól a DNS és az RNS?


Vissza

227


Számítási feladatok Vissza

228

14. Számítási feladatok 1. 150 g nátrium-karbonátból 30 dm3 standardállapotú szén-dioxid-gáz fejl dött 1800 cm3 sósav hatására. Milyen töménység volt a sósav (mol/dm3 és g/dm3 egységekben)? Hány tömeg%-a maradt meg az eredeti nátrium-karbonátnak? Ar(Na)=23,0 Ar(C)=12,0 Ar(O)=16,0 Ar(Cl)=35,5 2. Vas(II)-oxid és vas(III)-oxid keveréket hidrogénnel elemi vassá redukálják; ekkor víz távozik el. Ugyanolyan tömeg és összetétel oxidkeveréket leveg n hevítve a keverék egésze vas(III)-oxiddá alakul. Az oxidáció során a keverék tömegnövekedése ötödrésze a redukálás során tapasztalható tömegcsökkenésnek. Írja fel a lejátszódó reakciók egyenletét, és számítsa ki a keverék tömeg%-os összetételét! Ar(Fe)=55,8 Ar(O)=16,0 3. Egy szénhidrogén 2,8 g-jának térfogata standard nyomáson és 25 °Con 1225 cm3. A gázt tökéletesen elégetve 8,80 g szén-dioxidot kapunk. Írja fel a szénhidrogén összegképletét és konstitúciós izomerjeit, valamint nevezze el azokat! Ar(H)=1,0 Ar(C)=12,0 Ar(O)=16,0 4. Egy standardállapotú, eténb l és etinb l álló gázelegyet elemi brómmal reagáltatunk. A gáz 8,0 dm3-re 84,1 g brómot köt meg úgy, hogy a reakció során a dibróm-etán mellett 69,1 g tetrabróm-etán keletkezik. Hány dm3 etént, illetve etint tartalmaz a gázelegy? Hány g dibróm-etán keletkezett? Ar(H)=1,0 Ar(C)=12,0 Ar(Br)=79,9 5. Hány mól HCl-t tartalmaz 1 dm3-enként a 36,5 tömeg%-os HCl-oldat, ha 1,000 dm3-ének tömege 1180 g? 6. Hány tömeg%-os és hány mólos a 20 mol%-os NaOH oldat? (p=1,93 kg/ dm3)


Vissza

228



229

7. Hány dm3 2 bar nyomású oxigént kell keverni 20 dm3 5 bar nyomású, azonos h mérséklet leveg höz, hogy az új gázelegyben az oxigén móltörtje 0,80 legyen? Mi az új elegy össznyomása, ha az izoterm elegyítés során a térfogatok összegz dnek? 8. Mi a képlete annak a vegyületnek, amelynek 66,5 g-ja 15,5 g foszfor és 28 g oxigén mellett még nátriumot tartalmaz? 9. Ammónia gázt négyszeres térfogatú, oxigénben dúsított leveg ben égetünk el nitrogénné. A vízg z kondenzálása után az égéstermék kétharmada nitrogén. Mi volt az égetésre használt leveg térfogat%-os oxigéntartalma? 10. Hány g víz keletkezik a konyhában 1 kg propán-bután gáz elégetésekor, ha abban a propán : bután mólarány 4:3? 11. Egy szénhidrogén g zét 24-szeres térfogatú, 50 térfogat% oxigéntartalomra dúsított leveg ben elégetik. Az égéstermék — szén-dioxid mellett — kétszer annyi mól nitrogént tartalmaz, mint vízg zt. Mi a szénhidrogén molekulaképlete? 12. NaHCO3 és (NH4)2CO3 keverékét hevítjük, míg mindkét vegyület bomlása teljesen végbemegy. Ammónia, széndioxid és vízg z távozik, és csak Na2CO3 marad vissza, aminek tömege ¼ része az eredeti keveréknek. Írja fel a reakcióegyenleteket és adja meg a porkeverék és a távozó gázelegy mol%-os összetételét! 13. 10 liter, 4 mólos, 1,160 kg/dm3 s r ség NaOH-oldatba 448,2 liter normál állapotú kén-dioxidot vezetünk. Az oldat térfogata 1000 ml-rel n . Hány mólos és hány tömeg%-os az oldat? Mi a s r sége? 14. 20 mol vízben 9 mol nátrium-hidroxidot oldunk. Hány cm3 0,50 mólos kénsavoldattal semlegesíthet az oldat 1,00 g-ja? Hogy készítene bel le 1000 g 10%-os oldatot?


Vissza

229



230

15. Hány térfogat% kénhidrogén-gázt tartalmaz az a leveg minta, amelynek 1,00 standard köbmétere 160,0 cm3 0,100 mólos KMnO4-oldatot színtelenít el a következ , együtthatókkal kiegészítend reakcióegyenlet szerint? KMnO4 + H2S = KOH + K2SO4 + MnO2 + H2O 16. 2,0 cm³ koncentrált sósavat tiszta vízzel 10 dm³ térfogatra hígítunk. A tömény sósav s r sége 1,185 g/cm³, tömegszázalékos koncentrációja 37%. A HCl moláris tömege 36,5 g/mol. Milyen lesz az oldat pHértéke? 17. A konyha márványpadlójára (CaCO3) leejtett sósavas üveg összetörött, és a 0,7 liter, 1,025 g/cm3 s r ség , 10 tömegszázalékos sósavoldat HCl tartalma a kalcium-karbonáttal elreagált. Írja fel a lejátszódott kémiai reakció egyenletét, és adja meg, hogy hány cm3, 15 °C h mérséklet CO2 gáz került a normál nyomású (1 atm) konyha légterébe! MH = 1 g/mol, MCl = 35,5 g/mol, R = 8,314 J*mol-1*K-1 18. Az etilamin 11,00 pH-jú oldata 0,012 mólos. A dietilamin 0,01 mólos oldatban 30%-ban protonálódik. Mekkora az el bbi oldat protolízis-foka, s az utóbbi pH-ja? Melyik er sebb bázis? 19. A 2 mólos metaperjódsav (HIO4)-oldatban a disszociáció 10%-os. Mi a disszociációállandó értéke? Hányszorosára kell az oldatot hígítani, hogy a disszociációfok 8szorosára n jön?


Vissza

230


Ajánlott irodalom Vissza

231

Ajánlott irodalom BME Vegyészmérnöki Kar: Általános kémia. M egyetemi Kiadó, Budapest, 1995. Bodor Endre: Szervetlen kémia. Veszprémi Egyetemi Kiadó, Veszprém, 1994. Bot György: Általános és szervetlen kémia. Medicina Könyvkiadó, Budapest, 1983. Erdey-Grúz Tibor – Fodorné Csányi Piroska: A magyar kémiai elnevezés és a helyesírás szabályai. Akadémiai Kiadó, Budapest, 1974. Furka Árpád: Szerves kémia. Tankönyvkiadó, Budapest, 1991. Lesny Juraj – Simon Gábor – Végh Dániel: Általános kémia. Universitas Gy r Kht., Gy r, 2002. Maleczkiné Szeness Márta: Kémai feladatok és megoldások. Veszprém, 2000. Maleczkiné Szeness Márta: Szervetlen kémai feladatok és megoldások. Tankönyvkiadó, Budapest, 1987. Orbán Erzsébet – Borszéki Ágnes: Felvételi és versenyfeladatok gy jteménye. Korona Kiadó, Budapest, 1995. Villányi Attila: Kémia összefoglaló középiskolásoknak. Calibra, Budapest, 1996.


Vissza

231

Lešny Juraj Simon Gábor Szalay Dénes ÁLTALÁNOS KÉMIA

Recommend Documents