Lešny Juraj – Simon Gábor – Szalay Dénes

Lešny Juraj – Simon Gábor – Szalay Dénes

ÁLTALÁNOS KÉMIA

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

Szerzők: dr. Lešny Juraj egyetemi docens

Simon Gábor egyetemi adjunktus

Szalay Dénes tudományos segédmunkatárs

Lektor: Vass István okleveles vegyészmérnök

© Szerzők, 2006

Általános kémia A dokumentum használata

A dokumentum használata | Tartalomjegyzék | Ajánlott irodalom Vissza ◄ 3 ►


A dokumentum használata

Mozgás a dokumentumban A dokumentumban való mozgáshoz a Windows és az Adobe Reader meg-szokott elemeit és módszereit használhatjuk.

Minden lap tetején és alján egy navigációs sor található, itt a megfelelő hivatkozásra kattintva ugorhatunk a használati útmutatóra, a tartalomjegy-zékre, valamint a tárgymutatóra. A ◄ és a ► nyilakkal az előző és a követ-kező oldalra léphetünk át, míg a Vissza mező az utoljára megnézett oldalra visz vissza bennünket.

Pozícionálás a könyvjelzőablak segítségével A bal oldali könyvjelző ablakban tartalomjegyzékfa található, amelynek bejegyzéseire kattintva az adott fejezet/alfejezet első oldalára jutunk. Az aktuális pozíciónkat a tartalomjegyzékfában kiemelt bejegyzés mutatja.

A tartalomjegyzék használata

Ugrás megadott helyre a tartalomjegyzék segítségével Kattintsunk a tartalomjegyzék megfelelő pontjára, ezzel az adott fejezet első oldalára jutunk.

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

Általános kémia Tartalomjegyzék



Tartalomjegyzék

1. Alapfogalmak.................................................................................. 7 1.1. A kémia tárgya.............................................................................................. 7 1.2. Az atom szerkezete...................................................................................... 8 1.3. Mértékegységek ..........................................................................................12 1.4. Ellenőrző 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. Ellenőrző 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 másodrendű kötések..............................................................................42 3.8. Az oxidációs szám .....................................................................................44 3.9. Ellenőrző kérdések ....................................................................................46

4. Sztöchiometria.............................................................................. 48 4.1. Kémiai folyamatok szimbolizálása ..........................................................49 4.2. A sztöchiometriai számok meghatározása ............................................. 51 4.3. Ellenőrző 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. Ellenőrző kérdések ....................................................................................71

6. Termokémia ................................................................................. 73 6.1. Termokémiai egyenletek ...........................................................................73 6.2. Entalpia és entalpiaváltozás...................................................................... 74




6.3. Termokémiai törvények ............................................................................77 6.4. Vegyületek képződéshője.......................................................................... 78 6.5. Fajhő, molhő és hőkapacitás ....................................................................85 6.6. Néhány fontos termokémiái fogalom..................................................... 91 6.7. Ellenőrző 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. Ellenőrző 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. Ellenőrző kérdések és feladatok ............................................................132

9. Reakciókinetika, kémiai egyensúlyok.........................................134 9.1. A reakciókinetika alalapfogalmai ...........................................................134 9.2. Ellenőrző 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. Ellenőrző 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 erőssége.....................................................................179 11.6. Ellenőrző kérdések, feladatok..............................................................192




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. Ellenőrző 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. Ellenőrző kérdések ..............................................................................227

14. Számítási feladatok ................................................................... 228

Ajánlott irodalom ................................................................................................231

Általános kémia Alapfogalmak



1. Alapfogalmak

„Ha az ember magára tekint, először a testét látja, azaz bizonyos anyag-mennyiséget, 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 környező tárgyakat nézze, hanem a teljes ter-mészetet fenséges tökélyében, méltóságában. Képzelete elfárad, de a természet kimeríthetetlenül gazdag marad…És hogy még megdöbbentőbb 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 tehetségű francia filozófus és természettudós szavaival. A 17. század közepe óta az emberiség a ter-mészetről szóló ismereteit és műszaki képességeit elképesztő módon nö-velte. Sok minden megváltozott az életmódunkban, lehetőségeinkben és céljainkban. Ami nem változott, az, Pascalt idézve, az emberiség a környe-ző világot illető tanulmányozás iránti örök vágya.

A világ anyagból áll, amely a legtömörebb definíciója szerint tuda-tunktól függetlenül létező 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 legvalószínűbbnek tűnik az a nézet, amely szerint a „kémia” szót a görög chemeia szóból lehet levezetni, amely „a fémmunka művészete” 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 következő tématerületekkel foglalkozik:

1. szabad, vagy kötött állapotban levő kémiai elemekkel; 2. a kémiai elemek és vegyületeik reakcióival, átalakulásaival, változásaival

és kölcsönhatásaival; 3. az e definíció 2. pontban felsorolt folyamatok meghatározásával, sza-

bályozásával, előrejelzésével és értelmezésével, továbbá (közvetlen




vagy közvetett módszerekkel történő) kiértékelésével, felhasználásával és mechanizmusaival;

4. a természet alapvető törvényeinek és összefüggéseinek a kémiai reak-ciókra és folyamatokra, szintézisekre és bomlásokra, elválasztásokra és analízisekre történő 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° hőmérsékleten megolvad, akkor csak a konyhasó állapota változik, tehát az NaCl – mint anyag – változatlan ma-rad, és ezért fizikai folyamatról van szó. Ha azonban a konyhasó-olvadékot 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 természettu-dományok között nem lehet éles határvonalat húzni, éspedig azért nem, mert az egyes ágakat elhatároló definíciók a korszerű ismeretek megvilágí-tásában nem egészen egyöntetűek.

Ezt a fejlődést igazolva több tudományterületen jelentős átfedések és átmenetek figyelhetők meg. A kémiából például elsősorban a fizika, a bio-lógia és a geológia felé. A természettudományok ezen ágai között jelenleg már klasszikusnak tekinthető, elméletileg, úgymint gyakorlatilag megalapo-zott és általánosan elfogadott tudományterületek alakultak ki, mindenek előtt 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 képező anyagoknak a tehetetlenség és az energia a legfontosabb közös tulajdonságai.

Az anyagok nem folytonosan épülnek fel, hanem kis alegységekből, atomokból állnak. A kémiai módszerekkel oszthatatlannak tűnő atomok atommag-fizikai módszerekkel felbonthatónak bizonyultak. Az atom ösz-szetett és felbontható jellegének megállapítását a természetes radioaktivitás felfedezése és a radioaktív sugárzásokkal végzett kísérletek tették lehetővé.

Becquerel francia fizikus 1896-ban figyelt fel arra, hogy az urán és ve-gyületei olyan sugárzást bocsátanak ki, amely a sötétben tartott fényképe-zőlemezt megfeketíti. Ezt a bizonyos anyagok által kibocsátott sugárzást radioaktivitásnak nevezte. Az urán sugárzásáról kimutatták, hogy mág-




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- sugár-zás nagy sebességgel mozgó, pozitív töltésű He2+-ionokból áll. Bebizonyo-sodott az is, hogy a β-sugárzás nagy sebességgel haladó, negatív töltésű elektronok árama. Az α-sugárzás felfedezése azt igazolta, hogy az urán-atom héliumatommagok képződése közben bomlik.

Rutherford 1911-ben végezte el a híres szóródási kísérletét (1.1. ábra), melynek során a gyors α-részecskék és vékony fémlemezek kölcsönhatá-sakor megfigyelhető jelenségeket tanulmányozta. Kísérletét először arany-fóliával végezte el, majd később más fémekkel is megismételte. Az arany-fólián α-sugarakat bocsátott át. A sugarak becsapódását az Au-fólia köré helyezett cink-szulfid (ZnS) réteggel bevont ernyőn fényfelvillanások jelez-ték. Azt tapasztalta, hogy az α-részecskék döntő többsége úgy haladt át a fémlemezen, mintha semmi sem akadályozta volna útját. Néhány α-részecske (kb. minden nyolcezredik) azonban igen jelentős irányváltozást szenvedett. Ebből az irányváltozásból Rutherford arra a következtetésre jutott, hogy az atom tömegének túlnyomó része egy kis méretű részecské-ben, az atommagban van koncentrálva. A Rutherford-féle atommodell szerint az atom kis méretű, nagy tömegű, pozitív töltésű magból áll, amely körül viszonylag nagy távolságban keringenek az igen kis tömegű, negatív töltésű részecskék, az elektronok. Az elektronok negatív töltéseinek ösz-szege 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 irányválto-zás. A kémiában elsősorban az elektronokkal találkozunk, mivel az atommag-ban végbemenő változásokat más tudományágak vizsgálják.

Az előbbiekben ismertetett modell szerint az atom két fő részből áll: − atommag, amely protonokat és neutronokat tartalmaz, − elektronburok, azaz a mag körüli térrészben elhelyezkedő elektronok.

Az atom tömege a magban összpontosul. A mag átmérője nagyságrendileg 10-14-10-15 m. Az atommagtól nagy távolságban tartózkodnak az elektro-nok. Az egész atom átmérője 10-10 m, tehát öt nagyságrenddel nagyobb, mint a magé.




1.1. ábra: A Rutherford-féle szóródási kísérlet

A leggyakrabban idézett elemi részecskék alapvető tulajdonságait az 1.1. táblázat tükrözi.

Elemi részecske Jel Nyugalmi tömeg [kg]

Töltés [elemi töltés]

e l e k t r o n e- 9,108 . 10-31 -1

p r o t o n P+ 1,672 . 10-27 +1

n e u t r o n n 1,675 . 10-27 0

1.1. táblázat: A leggyakrabban idézett elemi részecskék alapvető tulajdonságai

Az ismert elemi részecskék száma állandóan nő, és megjegyzendő, hogy a részecskék egymás közötti kapcsolatáról a mai napig nincs minden vonat-kozásban elfogadott elmélet.

Az atomok tehát pozitív töltésű atommagból és negatív töltésű atomhéj-ból állnak, de annak ellenére, hogy elektromosan pozitív, negatív és semle-ges elemi részecskékből épülnek fel, az egyes alkotórészek elektromos töltései kiegyenlítik egymást és az atomok összegesen elektromosan sem-legesek.

Az atommagban található az atom tömegének 99,9%-a. Az egymást elektromosan kölcsönösen taszító protonokat az atommagban nagyon kis hatótávolságú erők, a magerők tartják össze.

Aranylemez

ZnS-réteg α-sugárforrás

Ólomtömb

Rés

Szóródott α-részecskék

Nem szóródott α-részecskék




Az atomhéjban található elektronok elrendezése és kölcsönhatása ered-ményezi az atomok, molekulák, ionok és atomcsoportok kémiai viselkedé-sét.

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) egyenlő az atommagban levő protonok számával és megegyezik a héjelektronok szá-mával. Jelenleg a Z=1 és a Z=116 közötti protonszámú elemeket ismer-jük. A további új elemek előállításával kapcsolatban megjegyzendő, hogy a Z=126 és Z=164 protonszámú elemek elméletileg aránylag magas stabili-tással rendelkezhetnek.

A neutronok számát a magban a neutronszám (N) adja meg.

A nukleonszám (sok irodalmi forrás a mai napig a tömegszám megne-vezést használja) (A) a protonok és a neutronok számának az összege. Az atom nukleonszámát bal felső, míg a rendszámát bal alsó indexként adjuk meg: A

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

Például: 63 Li, 23

11 Na, 3818 Ar, 76

34 Se, 10648 Cd, 206

82 Pb.

Azonos protonszámú (rendszámú) de eltérő neutronszámú, és ezáltal kü-lönböző nukleonszámú atomokat izotópoknak nevezzük. A kémiai ele-mek nagyobb része többizotópos, azaz több azonos protonszámú de kü-lönböző nukleonszámú izotóp (nuklida) alkotja őket. 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 hidrogéntől a kilencvenkettes pro-tonszámú uránig gyakorlatilag csak 88 elem van jelen. Ez a következő okok miatt van így: két elem – a 43-as rendszámú technécium és a 61-es rendszámú prométium – művi úton, azaz magreakciók segítségével előállí-tott elemek. További két elem – a 85-ös rendszámú asztácium valamint a 87-es rendszámú francium – előfordulnak ugyan a természetben, de a bomlási sorokban jelenlevő leghosszabb életű izotópjaik felezési ideje is




csak nagyon rövid (az 219At felezési ideje 55 szekundum, a 223Fr felezési ideje 22 perc). A 84-es rendszámú polóniumtól kezdve az összes maga-sabb rendszámú elem összes létező izotópja radioaktív. A 92-es rendszá-mú urán a legmagasabb rendszámú természetbeli elem. A transzuránok csak mesterségesen állíthatók elő.

A kifelé elektromos töltéssel rendelkező 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 megfelelően egyszeresen vagy többszörösen ionizált. Elektronfelesleg esetén az ion negatív, elektronhiány esetén pedig pozitív töltést visel. A negatív töltésű ionokat anionoknak, a pozitív töltésűket kationoknak nevezzük.

Az olyan anyagokat, amelyekben az atomok nagy része ionizált állapotban van jelen plazmának nevezzük.

Az elektrolitok olyan folyadékok vagy olvadékok, amelyekben az alkotó-részek egy része vagy egésze ionizált állapotú.

Két vagy több egymással összekapcsolódó atomot molekulának neve-zünk. A molekulát alkotó atomok azonosak vagy különbözők lehetnek.

1.3. Mértékegységek Sok évtizeden keresztül a tudományokban használt mértékegységek a méterrendszerű egységek voltak. Ezek helyben főképp Franciaországhoz, és időben elsősorban a 18. századhoz fűződnek. 1960-ban a nemzetközi tekintélyt élvező General Conference of Weights and Measures (Súly és Mértékügyi Értekezlet) egy modernizált nemzetközi mértékegységrend-szert vezetett be. Ennek, az olvasó számára bizonyára már ismert rend-szernek az angol megnevezése International System of Units. Az általáno-san használt rövidítés, az SI, a francia Le System International d’Units –ból ered.

A nemzetközi mértékegység-rendszer mértékegységei (SI-egységek) alap-egységekre, kiegészítő egységekre és származott egységekre osztódnak. Az 1.2. táblázat a hét SI-alapegységet ismerteti.




1.2. táblázat: A hét SI-alapegység definíciója

Mennyiség Mértékegység Definíció Jel Hosszúság Méter A 86Kr atom 2p10 és 5d5 energia-

szintje közötti átmenetnek megfele-lő, vákuumban terjedő sugárzás hul-lámhosszának 1 650 763,73-szorosa.

m

Tömeg Kilogramm Az 1889. évi, párizsi Első Általános Súly- és Mértékügyi Értekezlet által elfogadott, a Nemzetközi Súly- és Mértékügyi Hivatalban, Sèvres-ben őrzött platina-iridium henger tömege.

kg

Idő Másodperc (szekundum)

Az alapállapotú 133Cs atom két hiperfinom energiaszintje közötti átmenetnek megfelelő sugárzás 91926310770 periódusának időtartama.

s

Elektromos áramerősség

Amper Két párhuzamos, egyenes irányú, vég-telen hosszúságú elhanyagolhatóan kicsiny körkeresztmetszetű, vákuum-ban egymástól 1 m távolságban levő vezetőben áramolva, közöttük méte-renként 2.10-7 N erőt hoz létre.

A

Hőmérséklet Kelvin A víz hármaspontja termodinamikai hőmérsékletének 1/273,16 része. Fi-gyelemre méltó, hogy a mértékegység neve, jele sem tartalmaz „fok”-ot.

K

Anyag- Mennyiség

Mól Annak a rendszernek az anyag-mennyisége, amely annyi elemi egysé-get tartalmaz, mint ahány atom van 0,012 kilogramm 12C -ben. Megjegy-zés: Meg kell adni az elemi egység fajtáját is (atom, ion, molekula, stb.).

mol

Fényerősség Kandela Fekete sugárzó 1/600000 négyzetmé-ternyi felületének fényerőssége, a felületre merőleges irányban, a pla-tina dermedési hőmérsékletén, 101 325 Pa nyomáson.

cd




1.4. Ellenőrző kérdések • Jellemezze az atomot felépítő elemi részecskéket! • Mit jelent a radioaktivitás fogalma? • Ismertesse a rendszám és a nukleonszám fogalmát! • Mit nevezünk izotópnak?

Általános kémia Az atomok szerkezete



2. Az atomok szerkezete

Ahogy azt az első fejezetben már elemeztük, az anyagok, amelyek körül-vesznek atomokból, ionokból illetve molekulákból épülnek fel. Ahhoz, hogy a különböző anyagok tulajdonságait megismerjük, elsősorban belső szerkezetükkel kell tisztában lennünk, mert ez határozza meg sajátságaikat. Kb. 1400 nuklidát ismerünk. Ezek közül 325 fordul elő a természetben, a többi mesterségesen, magreakciók útján előállított atomfajta. A különböző fajtájú atomok tömegükben, nagyságukban, szerkezetükben és kémiai tu-lajdonságaikban különböznek egymástól. Az atomok kémiai tulajdonságai elsősorban az elektronhéj szerkezetétől függnek.

2.1. Magmodellek Mivel az atommag tulajdonságai csak másodlagosan befolyásolják az ato-mok kémiai viselkedését, itt csak nagyon röviden ismertetjük, hogy az atommag modellezésében a tudomány a mai napig nem jutott el egy min-den tulajdonságra kiható, átfogó elmélethez. A négy gyakran idézett mag-modell (cseppmodell, α-rész modell, héjmodell és e három modell egyesítését szorgalmazó ún. kollektív modell) egyike sem bizonyult töké-letesnek.

A cseppmodell, amely az atommagot folyadékcsepphez hasonlítja a legrégibb. Ennek a modellnek a megalkotása az atommag méretére és kö-tési energiájára vonatkozó adatok alapján jött létre. A mag térfogata ará-nyos a nukleonszámmal, és ezért a sűrűsége állandónak tekinthető. Ez a tulajdonság hasonlóságot mutat egy nem összenyomható folyadékcsepp viselkedésével.

Az α-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 magerők kötik össze.

A héjmodell, amelyet független részecske modellnek is nevezünk, az atomhéj és a mag struktúrájának bizonyos hasonlóságát feltételezi, és-pedig abban az értelemben, hogy a nukleonok az elektronhéj elektronjai-hoz 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 történő mozgás




mellett bekövetkezik a nukleonok között fennálló erős 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 töltésű atommag, amelyben az atom csaknem egész töme-ge összpontosul. Ezt veszi körül az elektronburok, amely a mag pozitív töltéseivel azonos számú, negatív töltésű 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 kisugá-rozniuk. Ezt az ellentmondást próbálta kiküszöbölni Bohr atommodellje.

2.2.1. A Bohr-féle atommodell Bohr atommodelljének megalkotásához felhasználta a Planck-féle kvan-tumelméletet, amely szerint a gerjesztett atomok energiájukat nem foly-tonos 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 első 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 elekt-ron két energiaállapota közötti különbség csak meghatározott frekvenciájú sugárzás, energiakvantum (foton) alakjában léphet ki, vagy nyelődhet 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 külső (EK) és bel-

ső (EB) pályán való tartózkodás esetén Kisugárzás (emisszió) akkor lép fel, amikor az elektron a magasabb

energiájú külső pályáról egy alacsonyabb energiájú belső pályára esik visz-sza. Ekkor a két pálya közötti energiakülönbséget kisugározza.




Fényelnyelés (abszorpció) akkor következik be, amikor az atomot éppen akkora energiakvantum éri, amely az elektront egy kisebb energiájú belső pályáról egy nagyobb energiájú, távolabbi pályára képes juttatni. Az elnyelt vagy kisugárzott fény spektruma vonalas szerkezetű.

Bohr bevezette a kvantumszám (n = 1, 2, 3, 4 ...) fogalmát, melynek nagysága az elektronnak a magtól való távolságára utal.

A Bohr-modell megfelelő módon írja le a hidrogénatom szerkezete és az általa kisugárzott, vagy elnyelt fény közötti összefüggést. Nem alkal-mazható azonban kifogástalanul sem a héliumatomra, sem a még több elektront tartalmazó atomokra. A több elektront tartalmazó atomok ese-tében ugyanis több kibocsátási ill. elnyelési színképvonal van, mint ameny-nyit a kvantumszámokkal meghatározott pályák kombinációja megenged.

A Bohr-féle atommodellt Sommerfeld fejlesztette tovább, aki feltéte-lezte, hogy az elektronok az atommagtól adott távolságban nemcsak kör-pályán, hanem ellipszis alakú pályákon is tartózkodhatnak, a körpályától kissé eltérő 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 kielégítő a több elektront tartalmazó atomok színképének és kémiai tulajdonságainak a magyarázatára. Az elektronok ugyanis nem képzelhetők el síkban keringő, pontszerű töltéseknek. Az atomok elektronhéjszerkezetének korszerű leírását a kvantummechanika teremtette meg.

2.2.2. A kvantummechanikai atommodell A kvantummechanikai atommodell felállítását az elektron hullámtermésze-tének a felismerése tette lehetővé. Kimutatták ugyanis, hogy a nagy sebes-ségű elektronok a kristályrácson elhajlást (diffrakciót) szenvednek.

Az atommag erőterében mozgó elektron mozgásállapota hullámfügg-vénnyel jellemezhető. Ezt írja le az időtől független ún. Schrödinger-egyenlet: 8 π2 m

∇ 2 Ψ + ⎯⎯⎯ (E - EP) Ψ = 0 h2 ahol • ∇: (nabla) az ún. Laplace-operátor, • Ψ: (pszi) a három térkoordinátótól (x, y, z) függő hullámfüggvény, ∇ 2 Ψ: matematikai művelet (Ψ-nak az x, y, z szerinti kétszeres parciális

deriválása)




• 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 való-színűséget fejeznek ki. A tartózkodási valószínűség arányos az adott he-lyen fellépő átlagos negatív töltéssűrűséggel. Ezeknek a maximuma a Bohr-féle pályáknak felel meg. Az elektron tartózkodási valószínűségét nem a tér egy pontjában, hanem az atommagtól adott távolságra levő gömbfelületen adják meg.

Az elektronok egyes állapotait jellemző hullámfüggvényekhez egyrészt éles energiaértékek, másrészt diffúz töltéseloszlás tartozik. Ez azt jelenti, hogy az atom adott energiaállapotaiban az elektron helyzetére és sebessé-gére 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 időpillanatban • 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 Planck-féle hatáskvantum értéke.

Az előbbiekből az következik, hogy az elektron helyzetéről statisztikus képet tudunk alkotni. Azt tudjuk meghatározni, hogy az elektron milyen valószínűséggel tartózkodik a tér egy adott pontjában.




A kvantummechanika szerint az atomban levő elektronok energiaálla-potát négy kvantumszámmal lehet egyértelműen megadni. 1. Főkvantumszám (n) Az elektronnak az atommagtól való átlagos távolságát fejezi ki, a Bohr-féle kvantumszámok modern megfelelője. Értéke pozitív, kis egész szám: 1, 2, 3, 4, ... stb. Az azonos főkvantumszámú elektronok egy-egy elektronhéjat (főhéj) alkotnak. Az adott főkvantumszámhoz tartozó elektronhéjak jelö-lése a következő:

Főkvantumszám (n) 1 2 3 4 5 6 7 Elektronhéj K L M N O P Q

2. Mellékkvantumszám (l) Az atompályák térbeli alakját jellemzi. Értéke az n értékétől függően l=0,1,2,3... n-1 lehet. Az l=0 mellékkvantumszámmal rendelkező 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 s-pályák gömbszimmetrikusak, a p-pályák hengerszimmetrikusak (súlyzóhoz vagy hossztengelye irányában megforgatott nyolcashoz hasonlóak), a d- és f-pályák sajátos, bonyolult térbeli alakzatok. 3. Mágneses kvantumszám (m) Az elektron mágneses momentumát, ill. a mellékkvantumszám által meg-határozott alakú atompályák térbeli elhelyezkedését jelzi. Értéke a mellékkvantumszámtól függően –l-től +l-ig terjedő egész szám és nulla lehet. 4. Spinkvantumszám (s) Az elektronnak a pályamenti mozgástól független saját impulzusmomen-tumát 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 erővonalaira: azonos vagy ellentétes irányban. Két elektron ugyanazon a főhéjon és ugyanabban az állapotban csak akkor tartózkodhat, ha spinjük ellentétes.




2.1. ábra. Az elektronok energiaállapota és az atompályák térbeli alakja

A különböző kvantumszámokkal meghatározott elektronok energiaál-lapotát és az atompályák térbeli alakját a 2.1. ábra mutatja be. Az s-pályák gömbszimmetrikusak, de a valószínűségi elosztás az n értékétől függ. A 2s atompálya lényegesen különbözik az 1s-től. Az ábra azt mutatja, hogy a 2s atompálya elektronja viszonylag nagy valószínűséggel a két különböző sugárral jellemzett gömbfelületen található.

Minden egyes p alhéjon három különböző p atompálya található. A p atompályák alakja azonos, de irányítottságuk különböző, egymással 90o-os szöget zárnak be, ezért úgy képzelhetjük el, hogy egy derékszögű koordi-nátarendszer tengelye mentén helyezkednek el. Ezeket az atompályákat px, py és pz-vel jelöljük. A 2px pálya esetén az elektron legnagyobb valószínű-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 valószínűséggel a tengelyek mentén tartózkodik (dZ

2 és d x

2− y

2 állapotok), míg a másik három d pálya tengelyközi irányítottságú (dxy, dxz és dyz).




A kvantumszámok lehetséges értékeit a 2.1. táblázat tartalmazza. A kvantumszámok kombinációjával az egyes héjakon maximálisan elhelyez-kedő elektronok száma is megadható a Pauli-féle tilalmi elv figyelembe-vételével, amely kimondja, hogy egy atomon belül nem tartózkodhat két olyan elektron, amelynek mind a négy kvantumszáma megegyezik, azaz teljesen azonos energiaállapotban van. Főkvantum

szám (n)

Mellékkvan-tumszám

(l)

Mágneses kvantumszám (m)

Spinkvantum-szám

(s)

Elektronok

száma állapota

1 0 0 -1/2 + 1/2 2 1s

2

3

4

0

1

0

1

2

0

1

2

3

0

-1, 0, +1

0

-1,0, + 1

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

0

-1, 0, +1

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

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

-1/2 + 1/2

-1/2 +1/2

-1/2 +1/2

-1/2 + 1/2

-1/2 +1/2

-1/2 +1/2

-1/2 + 1/2

-1/2 +1/2

-1/2 +1/2

2 2s

6 2p

2 3s

6 3p

10 3d

2 4s

6 4p

10 4d

14 4f

2.1. táblázat: A kvantumszámok lehetséges értékei és az elektronok

száma az egyes héjakon

A táblázatból látható, hogy az atom elektronszerkezete a főkvantum-szám által meghatározott főhéjakból (K, L, M, N) és a mellék-kvantum-számmal jellemezhető alhéjakból (s, p, d, f) áll. Minden héjon meghatáro-zott számú elektron tartózkodhat, amelynek értéke a főkvantumszámtól függően: 2n2, ahol n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 lehet.




2.3. A periódusos rendszer A fő- és mellékkvantumszámokkal meghatározott atompályák (atom-orbitálok) energiaszintjei különbözőek. Az egyes elektronhéjak energia-szintje annál alacsonyabb, minél közelebb vannak az atommaghoz, azaz minél kisebb főkvantumszámmal rendelkeznek. Ezen kívül ugyanazon a főhéjon belül a mellékkvantumszámmal jellemzett alhéjak, az egyes elekt-ronállapotok energiaszintje is lényegesen különbözik egymástól. A legala-csonyabb energiaszintet az s-állapot képviseli, magasabb energiaszinten vannak a p-állapotban levő elektronok, további emelkedést jelent a d-, majd az f-állapot. A mellékkvantumszámtól függő energiaszint-emelkedés olyan nagymértékű lehet, hogy meghaladhatja a következő főhéj s-állapotának 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 energia-szintjét és egymáshoz való viszonyát a 2.2. ábra mutatja be.

Az f-állapotú elektronok energiaszintje magasabb, mint a következő héj s- és p-állapotú elektronjainak az energiaszintje. Ezért az 5s és az 5p megelőzi a 4f elektronok beépülését.

Ha a rendszám növekedésének megfelelően az egyes elemek elektron-héját 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 beépülő elektronok mindig a legalacsonyabb energiaszintű helyre és álla-potba lépnek be. Különben nem alapállapot, hanem magasabb energiájú ún. gerjesztett állapot jönne létre.

A maximális multiplicitás elve értelmében a p, d és f állapotú elek-tronok úgy lépnek be az egymástól eltérő mágneses kvantumszámú he-lyekre, hogy közülük minél több párosítatlan (kompenzálatlan) spinű le-gyen. Ezt a törvényszerűséget 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 követke-ző sorrendnek megfelelően 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 növekvő energiaszintjének felel meg.




2.2. ábra. Az elektronpályák viszonylagos energiaszintjei

A 10-es rendszámú neon elektronkonfigurációja 1s2 2s22p6 azt jelenti,

hogy a tíz elektron közül kettő 1s állapotban, kettő 2s állapotban, hat pe-dig 2p állapotban van. Közöttük a mágneses és a spin-kvantumszámban van különbség. A 11-es rendszámú nátrium elektronkonfigurációja 1s2 2s2

2p6 3s1. Ehelyett az egyszerűbb [Ne]3s1 formát is használhatjuk, ahol a zárójel-

lel 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 el-ső tíz atom elektronszerkezetének a vázlata a 2.3. ábrán látható. Az egyes energiaszinteknek megfelelően annyi négyzetet rajzoltunk, ahány mágneses kvantumszám tartozik az illető mellékkvantumszámhoz. Az elektronokat a cellákba rajzolt nyilak szemléltetik, melyeknek iránya a spint jelzi.




2.3 ábra. Néhány atom elektronszerkezetének vázlata alapállapotban

2.2. táblázat: Az alapállapotú atomok elektronkonfigurációja




2.2. táblázat: Az alapállapotú atomok elektronkonfigurációja (folytatás)

2.3.1. A periódusos rendszer felépítése A periódusos rendszerben a kémiai elemek a növekvő rendszám sorrend-jében helyezkednek el. Ebben a rendszerben bizonyos tulajdonságok periodikusan ismétlődnek, a hasonló tulajdonságú elemek egymás alá ke-rülnek.

Az 1. periódus két elemből 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 feltöltődése lezárul.

A 2. periódus nyolc elemből áll, az n = 2 főkvantumszámú orbitálon 8 elektron helyezkedhet el (két s-elektron és hat p-elektron). A 2. periódus első eleme a lítium (elektronkonfigurációja: 1s2 2s1), a következő elem a berillium (elektronkonfigurációja: 1s2 2s2), majd a bórral megkezdődik a 2p szint feltöltődése (elektronkonfigurációja: 1s2 2s2 2p1). A következő ele-




mek atomjaiban a 2p pálya töltődik fel fokozatosan, végül a neonban hat elektronnal lezárul. A neon külső héjának konfigurációja 2s2 2p6, az itt levő összesen nyolc elektron lezárt héját (nemesgázhéj) eredményez.

A 3. periódus a nátriumtól az argonig terjed, az előzőhöz hasonlóan a 3s és a 3p orbitálok fokozatos feltöltődésével épül ki. Itt is nyolc elem található (rövid periódus), hiszen a 3d alhéjak még nem töltődnek fel (magasabb energiaszintet képviselnek).

A 4. periódus az első hosszú periódus. A 4. periódus első eleme a kálium, ahol a 4s alhéj töltődik fel. Az utána következő legalacsonyabb energiaszint, a 3d pálya feltöltődése a Sc-nál kezdődik, itt összesen tíz elektron épülhet be a Zn-ig. Csak ezután lépnek az elektronok a 4p orbitálra, melynek feltöltődése a Kr-al lezárul. Ebben a periódusban tehát 18 elemet találunk, annak megfelelően, hogy a 4s, 3d és 4p orbitálok 2 + 10 + 6 = 18 elektron beépülését teszik lehetővé.

Az 5. periódus a második hosszú periódus a Rb-tól a Xe-ig hasonló módon épül fel, mint az előző. Eközben az 5s, 4d és 5p orbitálok töltőd-nek fel, ismét 18 elektron beépülése közben.

A 6. periódus a 6s pályák beépülésével kezdődik a Cs-atomban. Ezt követi a 4f és az 5d orbitálok feltöltődése. Mivel nagyon kis különbség van ezen orbitálok energiaszintjei között, a lantán (La) után következő 14 elemben a 4f alhéj töltődik fel. Ezek az ún. lantanoidák, egyforma külső héjuk miatt kémiailag nagyon hasonlók egymáshoz, ezért a periódusos rendszerben külön helyre kerülnek. A 4f orbitálok után következik az 5d és a 6p pályák feltöltődése. A 6. periódus 32 elemet tartalmaz, és a Rn-al (nemesgáz) zárul.

Az utolsó periódus a 7s elektronok beépülésével kezdődik. Az aktíni-um (Ac) után a lantanoidákhoz hasonlóan a következő 14 elem esetében az 5f orbitál töltődik fel. Ezek az ún. aktinoidák, amelyek szintén külön helyre kerülnek a periódusos rendszerben. A 92-es rendszámú urán után következő elemek, a transzuránok a természetben számunkra hozzáférhe-tő módon nem fordulnak elő, csupán mesterségesen magreakciókkal nyerhetők. Az aktinoidák utolsó eleme a 103-as rendszámú laurencium. (Lr).

Felmerülhet a kérdés, hogy meddig folytatható az egyre nagyobb rend-számú elemek előállítása, hol van a periódusos rendszer természetes hatá-ra. Mai ismereteink szerint a még nagyobb rendszámú elemek atommagja-inak élettartama annyira rövid, hogy azokat már nem tekintjük önálló ato-moknak.




Az előzőekben felvázolt hosszú periódusos rendszer az elemek tu-dományos rendszere (lásd 2.3. táblázat). A kémiai elemeket 7 periódusba és 18 oszlopba rendszerezi. Az oszlopokban egymás alá kerülő elemek legkülső elektronhéja egymással megegyezik. Mivel az elemek kémiai tulaj-donságait külső elektronhéjuk konfigurációja határozza meg, ezért egymás alatt, a rendszám periodikus függvényében egymáshoz kémiailag nagyon hasonló elemeket találunk.

A periódusok az s-mező elemeivel (alkálifémek, alkáliföldfémek) kez-dődnek, ezután a d-mező (átmeneti fémek), majd a p-mező elemei követ-keznek. A periódusokat a nemesgázok zárják. Az f-mező elemei (lantanoidák, aktinoidák) külön helyre kerülnek.

A periódusos rendszer felfedezése Mendelejev orosz kémikus nevéhez fűződik. 1869-ben, azaz jóval az atom elektronhéj-szerkezetének tisztázása előtt sikerült egy olyan rendszert kidolgoznia, amely még ma is megfelelő csoportosítás az elemek számára.

A Mendelejev féle periódusos rendszer felépítésének az az elve, hogy az elemeket növekvő 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) később fe-dezték fel. Mindkét elem kémiai tulajdonságai nagyon hasonlítanak ahhoz, amelyeket Mendelejev már előre megjósolt.




Színmagyarázat Fémek

Fél fémek Nemfémek

Nemesgázok Átmeneti fémek

f elemek

2.3. táblázat. Az elemek hosszú periódusos rendszere

2.4. Ellenőrző kérdések • Jellemezze az atomot felépítő részecskéket, valamint az atomon

belüli méret- és tömegviszonyokat! • Mit fejez ki a rendszám? Milyen összefüggés van egy atom rend-

száma és elektronszáma között? Milyen összefüggés van ugyan-azon atomban a protonszám, a neutronszám és a nukleonszám között?




• Mit jelent az izotóp fogalma? Soroljon fel néhány természetes izo-tópot?

• Hogyan tájékoztat az atomot felépítő részecskék számáról az aláb-bi jelölés:

24 27 35

12Mg , 13Al , 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, ho-

gyan értelmezhetők 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 atompá-

lyák? Rendezze el az alábbi atompályákat a feltöltődés sorrendjé-ben: 3s, 2p, 1s, 3p, 2s, 3d, 4s, 4p ?

• Mely oszlopba tartoznak az s1, az s2 és az s2p6 konfigurációjú ele-mek? Mely elemeknek van az alábbi konfigurációja? 1s2, 1s22s1, 1s22s22p2, 1s22s22p4, 1s22s22p6?

Általános kémia A kémiai kötés



3. A kémiai kötés

A nemesgázokon kívül a Földön szabad atomok nem találhatók közönsé-ges körülmények között. A szabad atomok ugyanis nem stabil képződmé-nyek, ezért olyan átalakuláson mennek keresztül, amely révén elérik a leg-kisebb 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 megfelelően a kémi-ai vegyületeknek is két alapvető típusa van. Az ionos kötésnél a rendszert alkotó atomoknak (ionoknak) elektromos töltésük van. A nátrium-klorid (NaCl) kristályban a Na+ és Cl− ionok szabályos elrendeződése figyelhető meg. Az ionos kötés az ellentétes töltésű ionok között fellépő elektroszta-tikus vonzóerő. A másik tipikus kémiai kötés a kovalens kötés. Ebben az esetben a kötést létesítő atomoknak nincs elektromos töltésük. A kovalens kötésben a kötést létesítő ún. vegyértékelektronok két atomhoz tartoznak, ezért mindkét atommag pozitív töltésére vonzást gyakorolnak, és ezáltal összekapcsolják azokat. Ilyen például a Cl2-molekula, amely két klóratom-ból áll. A legtöbb molekulában az atomok kovalens kötéssel kapcsolódnak egymáshoz.

Ebben a fejezetben az ionos és a kovalens kötés jellemzőit részletesen tárgyaljuk. A két legfontosabb kötéstípuson kívül megismerkedünk a datív, a koordinációs és a fémes kötéssel, valamint az ún. másodrendű kötések-kel. A fejezetet az oxidációs szám leírásával zárjuk.

Mi határozza meg azt, hogy az adott anyagban milyen kémiai kötés alakul ki? A legfontosabb tényező az elektronegativitás, pontosabban a kötést létesítő atomok elektronegativitása közötti különbség. Ezért a feje-zetet 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 levő elektronpárt. Mullikan 1934-ben elmé-leti megfontolások alapján azt javasolta, hogy egy adott atom elektronega-tivitását (X) az ionizációs energiája (EI) és elektronaffinitása (EA) különb-ségének a fele adja:




EI − EA X = ⎯⎯⎯⎯

2

Ahol: • X: az atom elektronegativitása • EI: ionizációs energia, vagyis az alapállapotú atomból a legkönnyeb-

ben leszakítható elektron eltávolításához szükséges energia. Eközben pozitív töltésű ion keletkezik.

• EA: elektronaffinitás, az az energia, amely akkor szabadul fel, amikor a semleges atomból egy elektron felvételével negatív töltésű ion képző-dik.

A fluoratom, amely könnyen vesz fel elektront (nagy negatív EA) és erősen tartja fogva azokat (nagy EI), nagy elektronegativitású. Ugyanakkor a nátrium, amely könnyen leadja az elektronját (kicsi EI), kis elektronegati-vitású.

Az utóbbi időkig csupán néhány elektronaffinitás értéket határoztak meg, ezért a Mullikan-féle elektronegativitás csak korlátozottan használha-tó. Szélesebb körben alkalmazzák a Pauling-féle elektronegativitás ská-lát. Pauling a kémiai kötések energiájából számította ki az egyes atomok elektronegativitását. Az elektronegativitás-értékek egysége önkényes: a hidrogén elektronegativitása definíciószerűen 2,1.

Néhány jellemző elektronegativitás-értéket a következőkben ismerte-tünk: • Hidrogén: X = 2,1 (definíciószerűen) • 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 nö-vekedésével periódusosan változik: a periódusokon belül balról jobbra haladva nő, a csoportokon belül felülről lefelé haladva csökken.

Legnagyobb a fluor elektronegativitása (X = 4,0), a többi halogén ele-mé fokozatosan csökken (a klóré 3,0, a jódé 2,5). A fluorral azonos perió-dusban levő lítiumé 1,0, a nátriumé 0,9, míg a káliumé 0,8. Az elektrone-gativitás-érték az atomok jellemző és alapvetően fontos számadata.




Az atomok között létrejövő kémiai kötés típusát a kötésben részt vevő 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. Ebből következik, hogy egy-egy atom létrehozhat ionos és kovalens kötést is a partner atom-tól (ill. az elektronegativitások különbségétől) függően.

3.2. Az ionos kötés Az ionos kötés úgy jön létre, hogy két nagyon különböző elektronegativi-tású atom egymáshoz való közeledésekor a kis elektronegativitású atomok átadják külső héjon levő elektronjaikat (vegyértékelektronjaikat) a nagyobb elektronegativitású atomoknak. Ezáltal a kisebb elektronegativitású atom-ból pozitív töltésű ion (kation), a nagyobb elektronegativitású atomból pedig negatív töltésű ion (anion) jön létre. A molekulát az ellentétes tölté-sű ionok közötti elektrosztatikus vonzóerő tartja össze. Az elektronok csak az őket felvevő atomhoz tartoznak, gyakorlatilag teljesen átlépnek a felvevő atomok kötelékébe. Egy adott ion a körülötte levő, ellentétes töl-tésű ionokra vonzást gyakorol. Ha nagyon sok egymást kölcsönösen von-zó ion a térben szabályosan rendeződik el, akkor szilárd ionos halmazt kapunk. Ez a szilárd halmaz általában szabályos kristályos szerkezetű.

Tekintsük példaként a NaCl-molekula kialakulását. A nátrium (elekt-ronkonfigurációja: [Ne]3s1 ) külső héján levő egyetlen elektronját átadja a klóratom (elektronkonfigurációja: [Ne]3s23p5 ) vegyértékhéjára. Az elekt-ronátadás folyamata a következő egyenlettel írható le:

Na ([Ne] 3s1) + Cl ([Ne] 3s23p5) → Na+ ([Ne]) + Cl− ([Ne]3s23p6).

Az elektronátadás következtében két nemesgáz konfigurációjú, stabil elektronszerkezetű ion képződik. A nátriumion elektronkonfigurációja a neonéval, a kloridioné pedig az argonéval lesz azonos. Ebből következik, hogy a nemesgázhéjnak megfelelően az ionok stabilisak. Ez a stabilitás is szerepet játszik a szilárd ionos NaCl kialakulásában. A nátrium-klorid kris-tályon belül minden egyes Na+-iont hat Cl−-ion, és ugyanakkor minden egyes Cl−-iont hat Na+-ion vesz körül.




A nátrium- és a klóratom közötti elektronátadás nagyon egyszerűen le-írható a Lewis-féle szimbólumokkal. Ebben a szimbólumrendszerben az atomok vegyértékhéján levő elektronokat pontokkal jelöljük az atom vegy-jele körül. A pontokat először egyenként helyezzük el a vegyjel mind a négy oldalán. Az ezután következő elektronokat már valamely meglevő elektron mellé helyezzük. Tetszőleges, hogy egy adott pontot hova te-szünk 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 egyszerű 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 ne-mesgázhéj konfiguráció (s2p6).

Az ionos kötés a nagyon különböző elektronegativitású atomok között jön létre. Tipikus példái a következők: alkálifémek és halogének között: NaCl; KI, valamint alkáliföldfémek és halogének között: MgCl2, CaF2

Az ionkötés kialakulását többféle energiaváltozás kíséri. Példaként te-kintsük át, hogy milyen részfolyamatokkal jár a NaCl ionkötés képződése. Először a Na-atom külső héján levő 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 képződésekor felszabaduló energia nem fedezi teljesen a pozitív ion létrehozásához szükséges energiamennyiséget. Az ionos kötés kialakulása azonban energianyereséggel jár. A képződött ellentétes töltésű ionok ugyanis a közöttük fellépő vonzóerő hatására kö-zelednek egymáshoz, ionpárt alkotnak és ezzel újabb energia szabadul fel:

Na+ + Cl− → Na+Cl− ionpár E3 = - 555 kJ/mol




A három részfolyamat energiaváltozásait összesítve: Na ionizációs energiája + 496 kJ/mol Cl elektronaffinitása - 349 kJ/mol Na+ Cl− vonzóerő - 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 kötésű vegyület is az atomok vegyértékelektronjainak átrende-ződésével, 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 jellemző energiaszinteket atom-orbitáloknak (AO) nevezzük. Az atomok egymás közelébe jutva köl-csönhatást gyakorolnak egymásra. Az egymással kölcsönhatásba lépő ato-mok 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 külső elektronhéján lé-vő, rendszerint párosítatlan elektronjai vesznek részt. A molekula-orbitálok kialakulását a különböző állapotú vegyértékelektronokból (atomorbitálokból) a 3.1. ábra szemlélteti.A molekulaorbitálok alakját és a kémiai kötésben résztvevő elektronok állapotát σ (szigma) és π (pi) betű-vel jelöljük, ahhoz hasonlóan, ahogy az atomok elektronjait s és p állapot-tal jellemeztük.

A σ-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 π-kötés két ellentétes spinű p elektron között alakulhat ki. A töltés-eloszlás ekkor nem tengelyszimmetrikus a két atommag között. A létrejö-vő töltéseloszlás merőleges a magok közötti tengelyre és a tengely alatt vagy felett helyezkedik el. A π-kötés csak a σ-kötés kialakulása után jöhet




létre, és ez nem eredményez olyan erős kölcsönhatást, mint a tengelyirá-nyú átfedés.

3.3.1. Kovalens kötés azonos atomok között Az azonos atomok közötti kovalens kötés legegyszerűbb példája a H2- molekula kialakulása. A hidrogén a periódusos rendszer első eleme, a H-atom egyetlen s-állapotú elektronnal rendelkezik. Két H-atom ütközésekor az elektronok a két atommag erőterébe 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, polarizá-ció nem lép fel a molekulában, ezért ezt a kötést apoláros kovalens kö-tésnek nevezzük. A kötést a negatív töltésfelhő és a pozitív atommagok közötti kölcsönhatás hozza létre.

Hasonló kémiai kötés található a F2-molekulában. A fluor külső héján 7 elektron van, (elektronkonfigurációja 2s22p5) és ezekből csak egy párosí-tatlan spinű. Ezért csak ez az elektron lép alacsonyabb energiájú molekulaorbitálra, vagyis csak ez vesz részt a kovalens kötés kialakításá-ban: •• •• •• •• : 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 nemes-gáz konfiguráció). A kovalens kötést ebben az esetben p-állapotú elektro-nok alakítják ki, és σ-kötés jön létre. Az elektroneloszlás mindkét atom-mag körül azonos mértékű, ezért szintén apoláros kötésről beszélhetünk.




3.1. ábra: A molekulaorbitálok kialakulása (1. H2-molekula, 2. HF-molekula, 3. F2-molekula, 4. O2-molekula, 5. N2-molekula)

Meg kell különböztetnünk egymástól a kötő és a nem kötő

elektronpárokat. A kötő elektronpár részt vesz a kovalens kötés kialakítá-sában, a nem kötő elektronok (elektronpárok) viszont szabadok. Ezeket az elektronokat a pontok helyett gyakran vonallal jelölik. A kötő elektronpárt a vegyjelek közé írt vonallal, míg a nem kötő elektronpárokat a vegyjel alá, fölé, vagy mellé írt vonallal jelölik.

Így az előbbi példánkat, a F2-molekulában kialakuló kötést az alábbi módon is szimbolizálhatjuk: — — — —

⎢ F • + • F | → ⎢ F ⎯ F ⎜ — — — ⎯




Az oxigénatomnak (elektronkonfigurációja 2s22p4) két párosítatlan spinű vegyértékelektronja van, tehát mindkettő képes kovalens kötés ki-alakítására: • • ⎯ ⎯

⎜ O • + • O ⎜ → O = O ⎯ ⎯ ⎯ ⎯

A létrejövő O2-molekulában egy σ-, és egy erre merőleges π-kötés ala-kul ki (kettős kötés).

A nitrogénatom (elektronkonfigurációja 2s22p3) három párosítatlan spinű vegyértékelektronnal rendelkezik, ezért a N2 - molekulában egy σ-kötés és két π-kötés található (hármas kötés):

• •

⎜ N • + • N ⏐ → ⏐ N ≡ N ⏐ • • A két π-kötés a σ-kötésre és egymásra is merőleges. Az elektronelosz-

lás 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 kö-tés kialakításában. Így például a H-atom egy elektronnal vesz részt, tehát egy vegyértékű. A fluoratom szintén egy vegyértékű, hiszen 7 külső elekt-ronja közül csak egy vesz részt a kovalens kötés kialakításában. Az oxigén két vegyértékű, mivel két elektronnal alkot kovalens kötést, míg a nitrogén három (és öt) vegyértékű, mert három (vagy öt) elektronja vesz részt a kovalens kötésben.

3.3.2. Kovalens kötés különböző atomok között Kovalens kötés különböző rendszámú atomok között is létrejöhet. Ilyen például a hidrogén-fluorid (HF) molekula képződése: ⎯ ⎯

H • + • F ⏐ → H − F ⏐ ⎯ ⎯

A hidrogén 1s elektronja a fluor külső elektronjai közül csak a párosí-tatlan spinű 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 kötő elektronpár töltése azonban nem egyformán helyezkedik el a két atommag erőterében, mivel a két atommag nem azonos nagyságú és töltésű. A kötő elektronpár




töltése a nagyobb elektronegativitású fluoratom felé tolódik el, a fluor körül nagyobb a tartózkodási valószínűsége, mint a hidrogén körül. Ennek következtében a HF-molekula poláros lesz. Ezért az így létrejövő kötést poláros kovalens kötésnek nevezzük. A poláros kovalens kötés átmene-tet képvisel a tiszta (apoláros) kovalens és az ionos kötés között.

A kovalens kötésű vegyületek között igen nagy számban fordulnak elő a szén vegyületei. A szénvegyületek szerkezetének megértéséhez meg kell ismerkednünk a promóció és a hibridizáció fogalmával.

Alapállapotban a szén külső elektronhéjának konfigurációja 2s22p2, az-az négy elektronjából kettő párosított (s-elektronok) és kettő párosítatlan (p-elektronok). Ez alapján a szén két vegyértékű lenne, valójában azonban vegyületeiben négy vegyértékű. 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 s1p1-állapot. A promóció révén átmeneti vegyértékállapot alakul ki. Az utána következő hibridizáció során az s- és a p-elektronok energiaszintje ki-egyenlítődik: létrejön az sp3-hibridállapot. A folyamat az ún. dobozmodell segítségével a 3.2. ábrán látható. Ezért a szénatom négy vegyértékű, és a négy vegyérték egymással egyenértékű. A metán (CH4) molekulában az sp3-hibridizációjú szénatom a négy H-atommal teljesen egyenértékű kova-lens kötéseket hoz létre. A CH4-molekula geometriáját tekintve tetraéderes szerkezetű. 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




A kettős kötéssel kapcsolódó szénatomok hibridizációjából az egyik p-elektron kimarad, megmarad p-állapotban. Az ilyen p-állapotú elektronok részvételével jön létre a π-kötés. A kettős kötésű szénatomok sp2-hibridállapotban vannak. Az etén (etilén, C2H4) molekulában a szénato-mokat kettős kötés (egy σ- és egy π-kötés) kapcsolja össze, és mindegyik C-atomhoz két-két H-atom kapcsolódik σ-kötéssel.

A hármas kötésű szénatom hibridizációjából két p-elektron marad ki, a szénatom sp-hibridállapotba kerül. A hibridizációból kimaradt p-elektronok hozzák létre a π-kötéseket. Az etin (acetilén, C2H2) molekulá-ban 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 külső elektronhéján levő elektronok energiaszintjét a külön-böző hibridállapotokban a 3.3. ábra szemlélteti.

3.3. ábra: Az elektronok energiaszintje a szénatom alapállapotában és a különböző 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 kötő (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 szén-monoxidban a szénatom (elektronkonfigurációja 2s22p2) két p-elektronja kovalens kötést létesít az oxigénatom (elektronkonfigurációja 2s22p4) két




párosítatlan p-elektronjával. Így azonban a szén körül még nem alakul ki az elektronoktett szerkezet, ezért az oxigén egy szabad elektronpárját irá-nyítja a szén felé. Ezáltal jön létre a harmadik kötő elektronpár, amelyet a szén üres hellyel rendelkező elektronhéja képes befogadni. Mindkét atom körül kialakul a nyolc elektronos szerkezet, amelyet a Lewis-féle szimbó-lumokkal az alábbi módon szemléltethetünk:

• • : C • + • O : → : C ::: O : ••

A harmadik elektronpárt képviselő kovalens kötést nyíllal is jelölhet-jük, amelynek iránya jelzi, hogy melyik atom elektronhéja fogadja be ezt a harmadik elektronpárt: ← C = O

Datív kötésűek 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 elektron-pálya befogadja az NH3 szabad elektronpárját:

+ H H ⏐ ⏐

H ⎯ N ⏐ + H + → H ⎯ N ⎯ H ⏐ ⏐

H H ammónia proton ammónium ion donor akceptor

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.




Donor-akceptor kötések nemcsak atomok,hanem molekulák között is létrejöhetnek. Pl : NH3 → BF3 , AlCl3 ← SbCl3 . A képletben a datív kö-tésre 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 kötő 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 elhelyezkedő 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 kötődik a centrális helyzetben levő Cu-ionhoz. 2+

H NH3 ⎪ ↓

Cu 2+ + 4 ⎪N ⎯ H → NH3 → Cu ← NH3 ⎪ ↑

H NH3 A központi iont körülvevő ligandumok számát koordinációs szám-

nak nevezzük. A leggyakoribb koordinációs számok: 2, 4, és 6.

3.6. A fémes kötés A fémes kötésre az jellemző, hogy a rácspontokban pozitív töltésű fémio-nok vannak. A külső héjon levő elektronok, vagyis a vegyértékelektronok lazán kötöttek, könnyen kilépnek az atomtörzsből és a fémionok között




szabadon mozognak. Ezért ezek az elektronok nem helyhez kötöttek, hanem az összes atomhoz tartozó kollektív elektronfelhőt alkotnak. A periódusos rendszerben az elemek többsége fémes, illetve félfémes jel-legű. Ide tartoznak: • s - mező elemei: alkálifémek és alkáliföldfémek (pl. Na és Ca) • d - mező elemei: átmeneti fémek (pl. Fe, Ni) • p - mező elemei közül: másodfajú fémek (pl. Sn, Pb), félfémek (pl. Al,

As) A szabadon mozgó elektronok miatt a fémes kötésű anyagok a hőt és

az elektromosságot jól vezetik. A fémek elsőrendű vezetők, mert a veze-tésben csak az elektronok vesznek részt. Ez a kötés a fémeket átlátszat-lanná teszi, mert a kollektív elektronok igen sokféle energiájú fotont nyel-hetnek el. Csak a rendkívül vékonyra hengerelt fémfóliák válnak áttetsző-vé.

A fémes kötés erőssége tág határok között változhat. Legkisebb a kö-tés erőssége az alkálifémeknél (pl. Na, K), ezért ezek alacsony olvadáspon-tú és puha fémek. Az erős fémes kötést tartalmazó fémek (pl. W) viszont magas olvadáspontúak és kemények.

3.7. A másodrendű kötések Az atomok közötti kapcsolatokat az eddig tárgyalt elsőrendű kémiai köté-sek (ionos, kovalens és fémes kötés) hozzák létre. A három kötésfajta energiája 80-800 kJ/mól nagyságrendű. Azonban a molekulák között lé-nyegesen gyengébb összetartó erők, ún. másodrendű kötések is léteznek. A másodrendű 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 eredmé-nye.

A van der Waals kötés háromféle erőhatás (orientációs, indukciós és diszperziós effektus) következményeként alakul ki. A molekulák közötti kölcsönhatásokat a 3.4. ábra mutatja be.




Az orientációs effektus során az állandó jellegű dipólusmolekulák hat-nak egymásra. A dipólusmolekulák aszimmetrikus töltéseloszlásúak. Az azonos töltések taszítják, az ellentétes töltések vonzzák egymást, ezért orientált elrendeződés alakul ki.

Az indukciós effektus esetében az állandó dipólusmolekula a szom-szédos, nem dipólus jellegű molekulában dipólust hoz létre (indukál). Az így kialakult dipólusmolekula elektrosztatikus erővel kötődik a szomszé-dos molekulához.

A diszperziós effektus képviseli a leggyengébb kölcsönhatást. Az elekt-ronburok az atommaghoz viszonyítva rezgést végez, ezért átmenetileg dipólusok képződnek, amelyek vonzzák egymást. A diszperziós elnevezés arra utal, hogy a fénynek atomokon és molekulákon való szóródása (disz-perziója) is az átmenetileg képződő dipólusokra vezethető vissza.

Azok a szilárd anyagok, amelyekben a van der Waals-erők képezik az összetartó erőket, kis keménységűek, valamint könnyen olvadnak és köny-nyen párolognak. A szerves vegyületek nagy részében a molekulákat van der Waals-erők kapcsolják össze, ezért igen sok szerves vegyület alacsony hőmérsékleten olvad és illékony.

3.4. ábra: A van der Waals-féle kötőerők

3.7.2. A hidrogénkötés Az olyan molekulák között, amelyekben a hidrogénatom nagy elektrone-gativitású és kis rendszámú fluor-, oxigén- vagy nitrogénatomhoz kapcso-lódik, a van der Waals-féle erőknél nagyobb összetartó erők alakulnak ki.




Az ilyen molekulák (HF, H2O, NH3) között asszociáció (hidrogénkötés) figyelhető 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 levő hidrogénatom elekt-ronját magukhoz vonzzák, és ezzel a hidrogénatomból pozitív ion (pro-ton) képződik. Az elektronjától megfosztott proton elektronigényét a szomszédos molekulában levő, elektronokkal jól ellátott atom (fluor, oxi-gén 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 kötésű molekuláknál a kötő elektronpár csak akkor helyezke-dik el szimmetrikusan a két atom között, ha azonos rendszámú atomokból épül fel a molekula (pl. H2, O2, N2). Ha különböző rendszámú atomok kapcsolódnak, azaz vegyületek molekuláiról (pl. HCI, H2O stb.) van szó, akkor a kötő elektronpár nem szimmetrikus. A kötő elektronpárt, vagy elektronpárokat a nagyobb elektronegativitású atom (pl. a HCl-molekulában a Cl-atom) maga felé vonzza, ezért a molekulában részleges töltéskülönbség (parciális töltés) alakul ki, vagyis a kovalens kötés többé-kevésbé ionos jellegű lesz. Az oxidációs szám a kovalens kötésű vegyüle-tekben 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 előjelű.

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 különböző nagyságú és előjelű lehet, de az oxidációs számok összege a semleges molekulában mindig nulla. Az ionok oxidációs száma az ion töltésével egyenlő. Egysze-rű ionok esetén pl. a Na+ oxidációs száma +1, a Cl− oxidációs száma −1.

Összetett ionok esetén az oxidációs szám szintén az iontöltéssel egyen-lő, de az alkotó atomok oxidációs száma különböző, pl. a CO3

2- oxidációs száma −2, amelyben a C oxidációs száma +4, az O oxidációs száma −2.




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 hidro-gén 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) levő 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 Ebből: X = + 6. A kén a kénsavban tehát +6 oxidációs számmal szerepel. Egy atom különböző vegyületekben változó oxidációs számmal is sze-

repelhet. Tekintsük példaként ismét a ként három különböző 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 megfelelően.

Az oxidációs szám törtszám is lehet. A hidrogén-azidban (N3H) példá-ul a nitrogén oxidációs száma −1/3.

A vegyületekben levő 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 értékű igen nagy elektronegativitásuk miatt. A minimális oxidációs szám azon felvett elektronok számával egyenlő, amellyel elérhe-tő a nemesgáz-szerkezet (s2p6-konfiguráció). Az elmondottakat a 3.1. táb-lázatban foglaljuk össze.




Atomok Oszlopszám a periódusos rendszerben

Oxidációs szám Maximális Minimális

C N, P S CI, Br, I

oszlop oszlop oszlop oszlop

+ 4 − 4 + 5 − 3 + 6 −2 + 7 −1

3.1. táblázat: Néhány atom maximális és minimális oxidációs számának

értéke

3.9. Ellenőrző kérdések • Mit jelent az elektronegativitás fogalma? Mi a különbség az elekt-

ronegativitás és az elektronaffinitás között? • Mekkora a hidrogén, az alkálifémek és a halogének elektronegativi-

tása? Hogyan befolyásolja az atomok elektronegativitása közötti különbség a kémiai kötések jellegét?

• Milyen elektronegativitású atomok között jön létre az ionkötés? Ír-ja le az ionkötés kialakulását a Lewis-féle szimbólumok segítségé-vel a kálium-bromid (KBr) és a magnézium-klorid (MgCl2) példá-ján! Milyen energiaváltozások kísérik az ionkötés kialakulását?

• Milyen elektronok hozhatnak létre kovalens kötést? Definálja a σ-kötés és a π-kötés fogalmát! Milyen kötéstípusok alakulnak ki, ha a kölcsönhatásba lépő elektronok közül:

• mindegyik s-állapotú, • egyik s-állapotú, másik p-állapotú, • mindkettő p-állapotú? • Példákat is írjon! • Rajzolja le az F2- és a HF-molekula elektronszerkezetét! Melyik

molekulában eltérő 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 szén-atom elektronjainak az energiaszintjét alapállapotban és a külön-böző hibridállapotokban? Milyen kötéstípusok találhatók a metán-, az etén- és az etinmolekulában?




• Mi a különbség a kovalens kötés és a datív kötés között? Mik a koordinációs kötés és a fémes kötés legfőbb jellemzői?

• Mit értünk másodrendű kémiai kötésen? Milyen nagyságrendűek a kötőerők? Milyen kölcsönhatások eredményezik a van der Waals-féle 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 ma-ximális és minimális oxidációs száma és miért?

Általános kémia Sztöchiometria



4. Sztöchiometria

A sztöchiometria görög eredetű szó (stoicheion = elem; metron = mér-leg), melyet a kémiai összetétel ill. a kémiai reakciók kvantitatív kifejezésé-vel összefüggően használunk. Tömörebben fogalmazva – a sztöchiometria segítséget nyújt annak kiszámításához, hogy a kémiai kölcsönhatások so-rán milyen anyagmennyiségek reagálnak, illetve keletkeznek. Ehhez né-hány fogalomnak és szabálynak az ismerete szükséges:

Az u szimbólumot viselő atomi tömegegység definíció szerint a 12C-atom 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 tömegegy-ségekben 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 atomtö-meg osztva a 12C szénatom abszolút atomtömegének 1/12 részével. Ar dimenzió nélküli szám, értéke 1,00794-től (hidrogén) kb. 280-ig (a legna-gyobb protonszámú előállított elemek) terjed.

A kémiai szóhasználatban „atomtömegen” mindig „relatív atomtöme-get” 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 részecskéből áll, mint ahány atomot tartalmaz 12/1000 kilogramm 12C.

A g mol-1 egységben mért moláris tömeg (jegyzetünkben az iroda-lomban gyakrabban használt móltömeg kifejezést is használjuk) számér-tékét tekintve megegyezik az anyag relatív molekulatömegével.

A kémiai reakcióban általánosan ν-vel szimbolizált sztöchiometriai szám az atomoknak vagy atomcsoportoknak az adott reakcióban résztve-vő 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.




4.1. Kémiai folyamatok szimbolizálása A kémiai átalakulások egyértelmű jellemzése alapvető 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 következő 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 szereplő összes tömegek egymással megegyeznek. A reakcióegyenlet tehát egy anyagmérleget képez, ezért mindkét oldalán az azonos atomok vagy atomcsoportok számának egyenlőnek kell lenni, mivel az egyes képletek az egyes ve-gyületek mólnyi mennyiségeit is jelentik. Ez általánosan csak úgy való-sítható meg, ha az egyes résztvevő anyagokhoz tartozó képlet elé sztöchiometriai számot (együtthatót) írunk. Ahogy azt már hangsú-lyoztuk, a sztöchiometriai számok a lehető legkisebb értékűek, 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 egyen-let két oldalát, akkor egyirányú a folyamat, kettős nyilat akkor haszná-lunk, ha két irányban végbemenő, egyensúlyra vezető a szimbolizált folyamat. Ha egyenlőségjelet írunk a két oldal közé, általában azt jelez-zük, hogy bár a kémiai reakció termékei a kiinduló anyagoktól minősé-gileg különböznek, a termékek tömegeinek összege megegyezik a kiin-duló 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 használa-ta tehát csak akkor indokolt, ha a jobbról balra végbemenő 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 cseppfo-lyóséra l (liquidus), és a gáz vagy gőzére a g betű szolgál. Ha a 25 C°-




on stabilis módosulatok reagálnak egymással, akkor ezt nem jelöljük. Ez a jelölésmód a termokémiai egyenleteknél használatos, ahol a reak-ció során bekövetkezett energiaváltozásokat vizsgáljuk. A sztöchiometriai egyenletek matematikai egyenletekhez hasonlóan ke-zelhetők. Ezek után nézzük meg, milyen információkat nyerhetünk egy helyesen

felírt sztöchiometriai egyenletből. Vegyünk egy egyszerű példát. Reagáljon acetiléngáz oxigéngázzal:

2 C2H2 + 5 O2 = 4 CO2 + 2 H2O (4.1.) A reakcióegyenlet jelzi a folyamat során történő minőségi változásokat

és az átalakulás anyagmérlegét. A (4.1.) egyenlet a következő tényekről 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) kelet-kezik.

• Gázhalmazállapotú vegyületek esetén, a kémiai képlet egyben móltérfogatnyi gázt is jelent (ideális gázként való viselkedést feltételez-ve, 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 anya-

gok többé-kevésbé ionjaikra disszociálódnak. Mivel a kémiai egyenletek-nek az a feladatuk, hogy minél egyszerűbben tüntessék fel a folyamat lé-nyegét, ezért az oldatban végbemenő kémiai reakciók szimbolizálására ionegyenleteket használunk. Ionegyenletekben csak az ionok között leját-szódó reakciót tüntetjük fel. Nézzük a bárium-hidroxid és a perklórsav vizes oldatai között végbemenő reakciót:

Ba(OH)2 + 2 HClO4 = BaCl2 + 2 H2O (4.2.) Az erős savak és bázisok, valamint az ionkötésű sók vizes oldatokban,

ionos alakban vannak jelen. Ha tehát a tényleges állapotot akarjuk feltün-tetni, akkor a (4.2.) egyenletet a következő formában írhatjuk fel:

Ba2+ + 2OH- + 2ClO4- + 2H+ = Ba2+ + 2ClO4

- + 2H2O (4.3.) A (4.3.) egyenlet mindkét oldalán egyformán szereplő anyagok kiha-

gyása után a folyamat lényegét a (4.4.) egyenlet ecseteli a legegyszerűbben: 2 OH- + 2 H+ = 2 H2O (4.4.) Azon kívül, hogy az ionegyenletek felírására az eddigi megállapítások

teljes mértékben vonatkoznak, ezeknél az egyenleteknél az elektro-neutralitás elvét is figyelembe kell venni. Ez utóbbi elv a gyakorlatban azt




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 szimbó-luma, a, b,…p, q,…az illető 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 ki-induló 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 legkézenfekvőbb és egyúttal leggyakoribb módszert az atommennyiség mérlegelése képviseli.

4.2.1. Az atommennyiség mérlegelése Vizsgáljunk meg egy kémiai reakciót, amelyben a kiinduló és a keletkező anyagok számát k-val szimbolizáljuk, és amelyben a k-féle anyag összesen p-féle elemet tartalmaz:

CS2 + 3 Cl2 = CCl4 + S2Cl2 (4.7.) A (4.7.) egyenlet részére: k = 4 (CS2, Cl2, CCl4, S2Cl2) p = 3 (C, S, Cl) A vizsgálandó reakciókat a következőképpen lehet felírni:

∑=

k

i 1νi Bi = 0 (4.8.)

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

Bi = ∑=

p

j 1Nij Aj (4.9.)




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

i 1νi ∑

=

p

j 1Nij Aj = 0 (4.10.)

A (4.10.) egyenlet az összegezés szimbólumainak cserélése után is ér-vényes:

∑=

p

j 1∑=

k

i 1Nij νi Aj = 0 (4.11.)

De mivel

∑=

p

j 1Aj ≠ 0

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

∑=

k

i 1 Nij νi = 0 (j = 1, 2, …, p) (4.12.)

A (4.12.) annak a feltételnek az általános kifejezése, amely szerint a kémiai egyenlet bal oldalán levő egyes elemeknek a száma egyenlő az egyenlet jobb oldalán levő egyes elemek atomjainak a számával. Ez a tény feltüntethető 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 szereplő anyagok száma (k). A lineárisan független egyenletek száma többnyire megegyezik az elemek (ill. az atomcsoportok) számával. Ha viszont az




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 egyenletrend-szernek 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 = 0 (a) S: 2ν1 + 2ν4 = 0 (b) Cl: 2ν2 + 4ν3 + 2ν4 = 0 (c) A (b) egyenlet szerint: ν1 = - ν4 (d) Az (a) egyenlet szerint: ν3 = - ν1 Ezért: ν3 = ν4 (e) A (c) és az (e) összekötésével: 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).




Ahogy azt már említettük, a sztöchiometriai számok a lehető 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 kiemelkedő fontosságú reakciót képvisel. Határozzuk meg ennek a kémiai reakciónak a sztöchiometriai számait!

Megoldás: ⎢ν1⎢FeS2 + ⎢ν2⎢O2 = ⎢ν3⎢Fe2O3 + ⎢ν4⎢SO2

Fe: ν + 2ν = 0 (a) S: 2ν + ν4 = 0 (b) O: 2ν 2 + 3ν3 + 2ν4 = 0 (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).




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 ké-miai reakciónak a sztöchiometriai számait.

Megoldás: ⎢ν1⎢H2O2 + ⎢ν2⎢HIO3 = ⎢ν3⎢H2O + ⎢ν4⎢O2 + ⎢ν5⎢I2 H: 2ν1 + ν2 + 2ν3 = 0 (a) O: 2ν1 + 3ν2 + ν3 + 2ν4 = 0 (b) I: ν2 + 2ν5 = 0 (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 illető egyenletrendszernek kettő 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 előjelzése által:




ν1 < 0; ν4 > 5/2 ν5

ν3 > 0; ν4 > 2 ν5

A sztöchiometriai számok akkor érik el a legkisebb egész számú érté-küket, 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 szá-

mú lineárisan kombinált megoldást kapunk. Az egyenletrendszer két lineá-risan független megoldást feltételez, amely a következő két független ké-miai 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 legegyszerűbb módszer alapja abban rejlik, hogy az adott reakciót két fél-reakcióra bontjuk. Az első fél-reakció az oxidációt, a második fél-reakció pedig a redukciót ecseteli. A két fél-reakció 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: Első lépés: Írjuk fel az ionreakció vázlatát. A reakciót osztjuk el két fél-

reakcióvá, az oxidáció illetve a redukció részére.




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

végbemenő reakcióknál az O atomok mérlegelésére adjunk a reakcióhoz H2O molekulákat és a H atomok mérlegelésére H+ ionokat. Bázikus kö-zegben végbemenő reakcióknál először mérlegeljük az atomokat úgy, mintha savas közegben menne a reakció végbe. Azután minden H+ ionhoz adjunk egyforma mennyiségű OH—iont, éspedig az egyenlet mindkét olda-lára. Ha H+ és OH—ionok egyaránt jelennek meg az egyenlet ugyanazon az oldalán, kombináljunk belőlük H2O molekulákat.

Kezdjük tehát az egyes fél-reakciók mérlegelésével. Az oxidációt ecse-telő fél-reakció az Fe atomok részére már mérlegelve van. A redukció fél-reakció részére a Cr atomok mérlegelése érdekében szorozzuk be a Cr3+-ionok számát kettővel. 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:

14 H+ + Cr2O72- 2 Cr3+ + 7 H2O

Harmadik lépés: A töltések mérlegelése érdekében adjunk elektronokat

az egyes fél-reakciók hiányos oldalához. Ha szükséges, egyenlítsük ki a két fél-reakcióban szereplő elektronok számát, éspedig úgy, hogy az egyik, vagy mindkét fél-reakciót szorozzuk be megfelelő együtthatóval.

Az oxidációs fél-reakció részére a jobb oldalra egy elektront adunk úgy, hogy 2+ töltés található a fél-reakció mindkét oldalán:

Fe2+ Fe3+ + e-

A 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:

14 H+ + Cr2O72- + 6 e- 2 Cr3+ + 7 H2O




Az egyes fél-reakciókban szereplő elektronok mennyiségének kiegyen-lítése érdekében szorozzuk be az oxidációs fél-reakciót hattal:

6 Fe2+ 6 Fe3+ + 6 e-

Negyedik lépés: Összegezzük a két fél-reakciót és ellenőrizzük a végső egyenlet mérlegelését. Az elektronokat az egyenlet mindkét oldalán töröl-jük.

A két fél-reakció összegezése után a következő reakciót kapjuk: 14 H+ + Cr2O7

2- + 6 Fe2+ + 6 e- 2 Cr3+ + 6 Fe3+ + 7 H2O + 6 e-

És az elektronok törlése után: 14 H+ + Cr2O7

2- + 6 Fe2+ 2 Cr3+ + 6 Fe3+ + 7 H2O

Ötödik lépés: Győződjünk meg arról, hogy a végső egyenlet mindkét oldala egyforma minőségű és egyforma számú atomokat, úgymint egyfor-ma töltéseket tartalmaz.

Ahogy látjuk a mérlegelt egyenlet az atomok számát illetően, úgymint a töltéseket illetően 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 miköz-ben a permanganát-ion mangán dioxiddá, azaz mangán(IV)oxiddá reduká-lódik. Határozzuk meg ennek a reakciónak a sztöchiometriai számait.

Megoldás: Első lépés: Az ionreakció vázlatából MnO4

- + I- MnO2 + I2 levezetjük a két fél-reakciót. -1 0

Oxidáció: I- I2

+7 +4

Redukció: MnO4- MnO2

Második lépés: Az oxidációs fél-reakciót az I atomok mérlegelése vé-gett a következőképpen módosítjuk:

2 I- I2




Az O atomok mérlegelése érdekében a redukciós fél-reakció jobb ol-dalához két H2O molekulát adunk:

MnO4- MnO2 + 2 H2O

Most mérlegelnünk kell a H atomokat, ezért az egyenlet bal oldalához 4 H+ iont adunk:

MnO4- + 4 H+ MnO2 + 2 H2O

Mivel a reakció bázikus közegben megy végbe és 4 H+ ion szerepel az egyenlet bal oldalán, 4 OH- iont adunk az egyenlet mindkét oldalához:

MnO4- + 4 H+ + 4 OH- MnO2 + 2 H2O + 4 OH-

Ahol lehet a H+ és OH- ionok összekötésével H2O molekulákat írunk és az egyenlet mindkét oldalán szereplő egyforma mennyiségű víz moleku-lákat mellőzzük:

MnO4- + 2 H2O MnO2 + 4 OH-

Harmadik lépés: Az illető oldalhoz való elektronok hozzáadásával

mindkét fél-reakciónál mérlegeljük a töltéseket: 2 I- I2 + + 2e- MnO4

- + 2 H2O + 3e- MnO2 + 4 OH- Az egyes fél-reakciókban szereplő elektronok mennyiségének kiegyen-

lítése érdekében az oxidációs fél-reakciót szorozzuk be hárommal, a re-dukciós fél-reakciót pedig kettővel:

6 I- 3 I2 + 6e- 2 MnO4

- + 4 H2O + 6e- 2 MnO2 + 8 OH-

Negyedik lépés: Összegezzük a két fél-reakciót:

6 I- + 2 MnO4- + 4 H2O + 6e- 3 I2 + 2 MnO2 + 8 OH- + 6e-

Az elektronok kijelölésének mellőzése után megkapjuk a végső egyen-letet:

6 I- + 2 MnO4- + 4 H2O 3 I2 + 2 MnO2 + 8 OH-

Ötödik lépés: Meggyőződünk arról, hogy a végső egyenlet mindkét ol-

dalán egyforma minőségű és egyforma számú atomokat, úgymint egyfor-ma töltéseket tartalmaz.




4.3. Ellenőrző 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 tö-meg) fogalmát. Milyen dimenziót viselnek a definiált mennyiségek?

• Milyen szabályokat tartunk be a kémiai folyamatok szimbolizálásánál? Definiálja a sztöchiometriai szám és a sztöchiometrikus mennyiség fo-galmát. Melyik általános természeti törvényt (törvényeket) tartja a sztöchiometria részére alapvetőnek?

• Aprólékosan ismertesse az atommennyiség mérlegelésén alapuló sztöchiometriai számok meghatározásának általános szabályait és a gyakorlati számítás rendjét!

• Ecsetelje az ionegyenletek lényegét és az alkalmazási feltételeit. Apró-lékosan ismertesse az ionegyenletek mérlegelésének lépéseit, külön a savas és külön a bázikus közegben végbemenő reakciók részére.

• Számítsa ki a következő 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 következő, savas közegben végbemenő reakciók részére,

az egyenletek sztöchiometriai számait:

• Cr2O72- + C2O4

2- Cr3+ + CO2

• ClO3- + Cl- Cl2 + ClO2

• Fe2+ + MnO4- Fe3+ + Mn2+

• Számítsa ki a következő, bázikus közegben végbemenő reakciók részé-re, az egyenletek sztöchiometriai számait:

• Br2 BrO3- + Br-

• CN- + MnO4- CNO- + MnO2




• Bi(OH)3 + SnO22- SnO3

2- + Bi • A kénsav sok fémes és nemfémes elem oxidációjára képes. Számítsa ki

a következő reakciók sztöchiometriai számait:

• 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 nyerhető, ha 100,0 g vas oxigéngáz felesleg-ben oxidálódik. A vas és az oxigén relatív atomtömege 55,847 ill. 15,999.

Általános kémia Kémiai nevezéktan



5. Kémiai nevezéktan

A magyar kémiai elnevezés és helyesírás szabályait a Magyar Tudományos Akadémia A magyar kémiai elnevezés és helyesírás szabályai (Szerkesztet-te: Erdey-Grúz Tibor és Fodorné Csányi Piroska, Akadémiai Kiadó, Bu-dapest, 1972-74.) című háromkötetes munkában dolgozta ki. Ennek a terjedelmes munkának az egykötetes rövidített változata A kémiai elneve-zés és helyesírás alapjai címmel 1977-ben jelent meg a fent említett szer-kesztők munkájaként, szintén az Akadémiai Kiadó kiadásában. A munka elvégzését az tette szükségessé, hogy a kémiai tudományok gyors fejlődése következtében a kémiai elnevezések egységes rendszerének hiánya az utóbbi időben egyre nagyobb zavarokat okozott. Régen ismert vegyüle-teknek több nevük alakult ki, és az újonnan felfedezett, illetve előállított 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 egyértelműen fel lehet írni a vegyület képletét.

A kémiai elnevezések rendszerét a Tiszta és Alkalmazott Kémia Nem-zetközi Uniója (International Union of Pure and Applied Chemistry, rö-vidítve IUPAC) dolgozta ki. A IUPAC arra törekedett, hogy a vegyületek korábbi neve minél kevésbé változzék meg, a szabályok világosak, egyér-telműek, könnyen megtanulhatók és a tudomány fejlődésével bővíthetők legyenek. A IUPAC nemzetközi elnevezési rendszere (nómenklatúrája) szerint megalkotott ún. szisztematikus nevek ismeretében egyértelműen fel lehet írni a vegyület összetételét. Azt az elvet azonban, hogy minden ve-gyületnek csak egy név feleljen meg, nem sikerült maradéktalanul érvénye-síteni. Az IUPAC-nómenklatúra megengedi a nagyon elterjedt, közhaszná-latú, 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 rövi-dített formában jelöljük. Ezeket a jelöléseket nevezzük vegyjelnek. A




vegyjel egy vagy két betűből áll, amelyeket gyakran az elem latin vagy görög nevéből 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 különböző nyelveken különfélék lehetnek, de vegy-jelük minden országban azonos az általános kémiai nyelvhasználat miatt. Az elemek magyar nevét, vegyjelét, rendszámát és a nevükből képzett cso-portneveket az 5.1. táblázatban foglaltuk össze.

Valamely adott elem minden izotópjának azonos a neve, kivéve a hid-rogént, amelynek izotópjaira megtartható a deutérium (2H vagy D) és a trícium (3H vagy T) elnevezés. Az egyes izotópokat az elem vegyjele mel-lett bal felső indexként elhelyezett tömegszámmal kell jelölni.

Például: 14C, 60Co (kiejtve: szén - 14, kobalt - 60) Gyűjtőnévként a következő 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 terjedő elemek), lantanoidák (az 57-71 rendszámú, a La-tól a Lu-ig terjedő elemek), aktinoidák (a 89-103 rendszámú, az aktíniumtól a laurenciumig terjedő elemek), uranoidák (a 92-103 rendszámú, az urántól a laurenciumig terjedő elemek) és küroidák (a 96-103 rendszámú, kűriumtól a laurenciumig terje-dő elemek). Az elavult lantanidák, aktinidák, uranidák és küridák gyűjtő-név kerülendő.

Az elem tömegszámát bal felső, a rendszámát bal alsó indexként adjuk meg. Az atomok számát a molekulában vagy ionban jobb alsó, míg az iontöltést jobb felső indexként jelöljük. Például: tömegszám és rendszám: 39K , 14N 19 7

atomok száma és az ion töltése: Cl−, SO4

2−, Ca2+, PO43−




5.1. táblázat: Az elemek neve, jele, rendszáma

és a nevükből képzett csoportnevek




Az 5.1. táblázat folytatása




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 névből az elnevezési szabályok ismeretében egyér-telműen fel lehet írni a vegyületek képletét. Például: nátrium-klorid, hidro-gén-szulfid, szén-dioxid.

A triviális név a vegyület előfordulására, vagy tulajdonságaira (színre, szagra, alkotórészre, leggyakoribb ásványára stb.) utaló, illetve köznyelvi név. Nem tartalmazza a szisztematikus név egyik összetevőjét sem. Példá-ul: kénsav, salétromsav, víz.




Használunk továbbá olyan neveket is, amelyek ugyan az elnevezési szabályok elvei szerint keletkeztek, de egy vagy több összetevő triviális csoportnéven szerepel. Ezek a félszisztematikus, vagy féltriviális vegyü-letnevek.

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 összetevőit és ezek ará-nyait. Az elektropozitív összetevők (kationok) neve megelőzi az elektro-negatív összetevők (anionok) nevét, azaz a sorrend megegyezik a vegyület képletében követett sorrenddel.

Az egyatomos elektropozitív összetevő neve változatlan marad, azaz megegyezik az elem nevével. Több elektropozitív összetevő nevének sor-rendje a képletben levő 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 kötésű, helyettesíthető hidrogént közvetlenül az anion neve elé tett hidro-gén 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 anio-nokat a vegyjelek abc-sorrendjében kell felsorolni. Például:

• MgClOH magnézium-klorid-hidroxid Az egyatomos kationok nevét úgy képezzük, hogy az elektropozitív

összetevő nevéhez az ion szót kapcsoljuk. Ha a kation többféle oxidációs számmal, illetve iontöltéssel fordul elő, 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 • Cu2+ réz (II) ion vagy réz (2+) ion




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 végződéssel látjuk el. Például:

• PH4+ foszfónium

• AsH4+ arzónium

• H3O+ oxónium Az NH4

+ szisztematikus neve nitrónium, de általános elterjedtsége mi-att helyette az ammónium nevet használjuk.

Egyatomos vagy azonos atomokból álló elektronegatív összetevő (ani-on) nevét az elem teljes, rövidített, vagy latin nevéből -id végződéssel ké-pezzük. Például:

• H− hidridion • S2− szulfidion • F− fluoridion • S2

2− diszulfidion • Cl− kloridion • N3− nitridion • O2− oxidion • C4− karbidion

Több atomos anionok nevét -át végződéssel látjuk el. Például: • SO4

2− szulfátion • CO3

2− karbonátion • PO4

3− foszfátion Kivételként néhány több atomos anion neve -id-re végződik. 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-előtagot használjuk. A mono-számnév elhagyható, kivéve, ha elhagyása zavart okoz. Például:

• N2O dinitrogén-oxid • NO2 nitrogén-dioxid




• N2O4 dinitrogén-tetraoxid • Fe3O4 trivas-tetraoxid • U3O8 triurán-oktaoxid

Az összetevők 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 előjel elhagyásá-val. 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. Pél-dául:

• 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 elne-vezését 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 végződéssel adjuk meg. A komplex csoport nevének jeleznie kell a központi atom töltését is, amely a Stock-számmal, vagy az Ewens-Bassett-számmal adható meg. A komplex nevét úgy is alkothatjuk, hogy a sztöchiometriai arányokat adjuk meg, de az előbbi 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




Az addíciós vegyületek nevében az összetevő vegyületek nevét nagy-kötőjellel 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 víztartal-mú addíciós vegyületekben a korábban szokásos hidrát helyett a víz elne-vezést 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 összetevőire 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-előtagot kapcsoljuk. A kén-atomok számát görög számnévvel jelöljük. Például:

• HSCN tiociánsav • H3PO3S monotiofoszforsav • H3PO2S2 ditiofoszforsav • H2CS3 tritioszénsav




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

Képlet Szisztematikus név Triviális vagy féltriviális név

Na2SO3 dinátrium-[trioxo-szulfát] nátrium-szulfit Na2S2O3 dinátrium-[trioxo-tio-szulfát] nátrium-tioszulfát H2SO4 dihidrogén-[tetraoxo-szulfát] kénsav HNO3 hidrogén-[trioxo-nitrát] salétromsav HNO2 hidrogén-[dioxo-nitrát] salétromossav H3PO4 trihidrogén-[tetraoxo-foszfát] foszforsav HClO hidrogén-[oxo-klorát] hipoklórossav HClO4 hidrogén-[tetraoxo-klorát] perklórsav

5.2. táblázat. Szervetlen vegyületek szisztematikus és triviális neveinek

összehasonlítása

5.4. Ellenőrző kérdések

• Miért volt szükség az egységes kémiai elnevezési rendszer beveze-tésére? Mit jelent a szisztematikus és a triviális név fogalma?

• Milyen gyűjtőneveket ismer az elemcsoportok elnevezésére? Sorol-ja 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 kalcium-hidrogén-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 !




• 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-magnézium-karbonát, kalcium-tetraoxo-foszfát, kálium-permanganát, ciánsav, tiociánsav!

• Írja fel az alábbi ionok szisztematikus nevét: Se2−, P3−, C4−, SO32−,

PCl6− !

Általános kémia Termokémia



6. Termokémia

6.1. Termokémiai egyenletek Sok évszázad tapasztalata bizonyítja, hogy a kémiai folyamatokat energia-csere 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 kézenfekvően

hasznos energia szabadul fel. A dimetil-hidrazin és a dinitrogén-tetraoxid reakciója (6.2.) többek között az űrrakéták üzemanyagaként használható, mivel jelentős mechanikai energiát szolgáltat (például a Holdról startoló űrhajók részére). A fotoszintézis alapegyenletével (6.3.) az olvasó már bi-zonyára sokszor találkozott, és nem újdonság számára, hogy ez a kétségkí-vül csodálatos folyamat nem jöhet létre a napsugárzás (azaz energia) elnye-lése nélkül.

Az egyes rendszerekben végbemenő reakcióknak a környezettel való energiacseréje különböző alakokat ölthet. A termokémia főképp a reakci-ókkal összefüggő hőáramlást tanulmányozza.

A kémiai reakciókat nagyon sok kritérium által – nagyon sok csoportra lehet felosztani. Termokémiai szempontból két fő csoportot lehet felállí-tani: az elsőbe olyan reakciók tartoznak, amelyek során hőenergia szabadul fel (exoterm reakciók), a másodikba olyanok, amelyek végbemenéséhez hőenergiára van szükség, azaz hőenergia nyelődik el (endoterm reakciók).

A termokémiai egyenletek a reakciókkal összefüggő hőáramlás meny-nyiségét és annak az irányát jellemzik. Nézzük a (6.1.) egyenletet. Forrasz-tást többek között hidrogén-oxigén lángos hegesztőpisztollyal is végezhe-tünk. Egy mol hidrogén égésénél 285,8 kJ hő szabadul fel. Ezt az ismere-tet a (6.1*.) termokémiai egyenlet jelképezi:

H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O (l); Q = - 285,8 kJ (6.1.*) ahol Q a hőmennyiség általánosan alkalmazott szimbóluma. Az energia, a hőmennyiség és a munka SI -rendszer szerinti egysége a

joule (J). Az irodalomban viszont a kalória (cal) egységgel is találkozha-tunk. Egy kalória azt a hőmennyiséget képviseli, amelynek 1 g vízben kell elnyelődni, hogy az 1,0 °C-kal (pontosan 14,5 °C-ról 15,5 °C-ra) növelje a víz hőmérsékletét. 1000 cal = 1 kcal = 4186,8 J.




Termokémiai egyenletek értelmezésénél a következő szabályokat al-kalmazzuk:

• Ha a Q hőmennyiség negatív előjellel rendelkezik, (mint például a (6.1.*) egyenletben), a reakció során hő szabadul fel, és fordítva, ha a Q hőmennyiséget pozitív előjel kíséri, akkor a reakció során hő nyelődik el.

• A termokémiai egyenletekben szereplő együtthatók mindig a mó-lok számait jelentik. A (6.1.*) egyenlet arról számol be, hogy 285,9 kJ hő akkor szabadul fel, ha egy mol hidrogén, egy fél mol oxigénnel reagálva, egy mol vizet képez.

• Mivel a reakció során felszabadult hőmennyiség függ a kiinduló anyagok és a termékek halmazállapotától, ezeket fel kell az egyenletekben tüntetni. A (6.1.*) egyenletben cseppfolyós víz ke-letkezik (nem vízgőz). Ha vízgőz keletkezne, a víz párolgására (az egyenlet szerint egy mol víz elpárolgására) egy bizonyos mennyisé-gű energiára lenne szükség. Ez esetben persze kevesebb hő szaba-dulna 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 °C-ra (298,15 K) vonatkoztatjuk. Az ilyen körülmények között mért vagy erre az állapotra átszámolt reakcióhőt standard reakcióhő-nek nevezzük.

6.2. Entalpia és entalpiaváltozás Az általános tapasztalat arra mutat rá, hogy a kémiai reakciók során felsza-badult vagy elnyelt hőmennyiség függ attól, hogy az adott folyamat milyen módon megy végbe. Ha például a (6.1.*) reakciót egy galváncella működ-tetésénél áramtermelésre használjuk fel, a felszabadult hőmennyiség jelen-tősen 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 végbemenő, nyílt lángot képező égés). A kémiai gyakorlatban és a természetben legtöbbször a fenti feltételek uralkodnak. Az ilyen feltételek mellett a reakciókat kísérő Qp-vel jelölt hőcsere a tiszta vegyületek egy alapvető tulajdonságával arányos. Ez a tulajdonság az entalpia. Az entalpia általánosan elfogadott szimbóluma H.




Egy molnyi, adott állapotban levő, tiszta anyag entalpiája (nagyon ha-sonlóan, mint mondjuk a tömege) rögzített értékű.

Állandó nyomáson tehát: hőáramlás = termékek entalpiája – kiinduló anyagok entalpiája azaz Qp = Htermékek - Hkiind. anyagok = ΔH (6.4.) ahol ΔH a termékek és a kiinduló anyagok entalpiaváltozása. Visszatérve a hidrogén égéséhez, a fent ismertetett termokémiai egyen-

let:

H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O (l); Qp = ΔH = - 285,8 kJ tehát arról számol be, hogy állandó nyomáson, egy mol gázhalmazálla-

potú hidrogén és egy fél mol gázhalmazállapotú oxigén reakciója során egy mol cseppfolyós halmazállapotú víz keletkezik, és egyúttal 285,8 kJ hő szabadul fel. Ha ez az érték megállapodás szerint 1 atm nyomásra vonat-kozik, akkor az entalpiaváltozást (a reakció entalpiáját) standard ental-pia-változásnak (standard reakcióentalpiának) nevezzük és azt ΔH 0 -val jelöljük. A standard állapot megállapodás szerinti definíciója ugyan nem határozza meg a hőmérsékletet, de a jegyzetünkben (mint általánosan a szakirodalomban) a standard termodinamikai adatokat 1 atm (101 325 Pa) nyomásra és 25 °C (298,15 K) hőmérsékletre vonatkoztatjuk.

Az ismertetett tudnivalókat próbáljuk egy egyszerű példán is bemutat-ni. A magnézium egy nyitott konténerben végbemenő égését a következő 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 magnézi-

um-oxid standard entalpiája 602,1 kJ-lal kisebb, mint a kiinduló anyagoké (elemeké).




6.1. ábra: Egy mol MgO standard entalpiája 602,1 kJ-lal kisebb mint a kiinduló elemeké.

Exoterm reakcióknál a következő egyenletet írhatjuk:

reakciórendszer entalpiavesztesége = a környezet hőnyeresége (6.6.) Az ismertetett fogalmak alkalmazása kibővíthető persze az endoterm

reakciók jellemzésére is. Példaként a mészkő termikus bomlása szolgálhat. E reakció megvalósításához hőenergiára van szükség:

CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g); ΔH 0 = + 177,9 kJ (6.7.) 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 érdeké-ben rendelkezésre bocsátani. Nézzük a 6.2. ábrát. A (6.6.) egyenlethez hasonlóan, endoterm reakcióknál a következő egyen-let érvényes: reakciórendszer entalpianyeresége = a környezet hővesztesége(6.8.)

A (6.4.), (6.6.) és (6.8.) egyenletek (egy kicsit szokatlanul, de egyenértékű-en) a termodinamika 1. főtételét fejezik ki: Energia semmiből nem ke-letkezhet és nem is semmisíthető meg; az energia csak alakot vál-toztathat, például kémiai energia hőenergiává változhat.

-600

-400

-200

0

MgO (s)

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

ΔH0 = - 602,1 kJH [kJ]




-1300

-1200

-1100

-1000

-900

kiindu ló any ag

te rmékek

CaCO3 (s )

CaO (s ), CO2 (g)

ΔH0 = + 177,9 kJ

H [k

J]

6.2. ábra: A mészkő endoterm bomlása

6.3. Termokémiai törvények Az entalpia fogalma ismeretében a következő három nagyon fontos tör-vényt tudjuk definiálni: • A ΔH (ΔH 0 ) egyenesen arányos a reakció kiinduló anyagai, ill.

termékei mennyiségével.

• Egy adott reakció részére a ΔH (ΔH 0 ) abszolút értéke nagysági-

lag egyenlő, és az előjelzését illetően ellenkező értékű a fordított irányban végbemenő reakcióhoz képest.

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

Az itt felsorolt törvények alapozzák meg a gyakorlatban nagyon gyako-ri és nagyon sokoldalú termokémiai számításokat. A Hess-törvény lénye-gét a következő érdekes példán igyekszünk bemutatni:

Az elsősorban észak-amerikai erdőségekben élő 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 fecskendővel. A Brachinus potroha csúcsán egy mirigy-pár nyílik. Az első mirigy dihidrogén-peroxidot, a má-




sodik mirigy hidrokinont állít elő. Veszélyhelyzetben a bogár a két mirigy tartalmának egy részét egy „robbanókamrának” nevezhető üregbe fecs-kendezi, ahol az elegyhez még két különböző enzim is keveredik. (Az en-zimek olyan biológiailag előállított molekulák, amelyek a reakciók lényeges felgyorsítására képesek.) A következő exoterm reakció jön létre: (A) C6H4(OH)2(aq) + H2O2(aq) C6H4O2(aq) + 2H2O(l);Δ 0

AH =-204 kJ hidrokinón kinón

Az (A) reakció a következő három részreakcióra osztható:

(B) C6H4(OH)2(aq) C6H4O2(aq) + H2 (g); Δ 0

BH = 177 kJ (C) H2O2 (aq) H2O (l) + ½ O2; Δ

0CH = -95 kJ

(D) H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (l); Δ 0

DH = -286 kJ Δ 0

AH = Δ 0BH + Δ 0

CH + Δ 0DH = (177 - 95 - 286) kJ = -204 kJ

Ahogy azt látjuk, míg a (B) reakció erősen endoterm – tehát energiaigé-nyes, a (C) és (D) reakciók exotermek és elegendő energiát képesek nyúj-tani ehhez az érdekes kémiai fecskendőhöz. A nagy mennyiségű hőener-gia, amely, ahogy az világos az ismertetett egyenletekből, egy mólnyi hid-rokinon reagálásánál 204 kJ energia-nyereséget jelent (itt persze mikromólnyi mennyiségekről és a joule-ok tizedrészeiről van szó), elégsé-ges ahhoz, hogy a „robbanókamrában” a reakcióelegy elérje a forráspon-tot. A potrohcsúcs rotációja közben a bogár nagy sebességgel bocsátja ki magából a mit sem sejtő ragadozó ellen a magas hőmérsékletű kinont tar-talmazó párát, amelynek persze kisebb hőmérsékleten is rovarriasztó hatá-sa van. Egy átlagos Brachinus bogár a testében elegendő mennyiségű rea-genseket hordoz ahhoz, hogy egymást gyorsan követően 20-25 kinon „robbanásra” legyen képes.

6.4. Vegyületek képződéshője Az eddigiekben a standard entalpiaváltozás (ΔH 0 ) bevezetésével elemez-tük a bemutatott kémiai egyenleteket. Ezt anélkül tettük, hogy az egyes




anyagok tényleges entalpiája, azaz a H értéke szerepelt volna. Jogos tehát a következő kérdés: Miért tétovázunk az anyagok abszolút entalpiái felso-rolásával és ezeknek az értékeknek a termokémiai számításainkba való bevezetésével? A válasz nagyon egyszerű - az entalpia értékeit nem lehet kísérleti módszerek alkalmazásával meghatározni. A reakciók értéke-lése csak az egyes entalpiaváltozások meghatározásához vezet. Szeren-csére, ha következetesen átgondoljuk a követelményeinket, rájövünk, hogy az anyagok entalpia-értékeit nem is szükséges ismernünk. Mi az ental-piaváltozások számítására szolgáló, általánosan használható módszert keressük. E célt a legegyszerűbben úgy érjük el, ha egy új fogalmat veze-tünk be, azaz a képződéshő (a már ismertetett feltételek mellett standard képződéshő) fogalmát:

A vegyületek standard képződéshője, ΔH 0k egyenlő azzal az entalpia-

változással, amely egy molnyi vizsgált vegyület, 25 °C hőmérsékleten és 101 325 Pa nyomáson, stabil alakú, elemi összetevőiből való keletkezését kíséri. Ezt az alapvető definíciót a következő példák szemléltetik: • Az ezüst-klorid standard képződéshője -127,3 kJ mol-1 és a nitrogén-

dioxid standard képződéshője +33,9 kJ mol-1. A vegyületek többsége negatív előjelzésű képződéshővel rendelkezik. A nitrogén-dioxid a kisebb számú kivételek közé tartozik.

Ag (s) + 1/2 Cl2 (g) AgCl (s); Δ 0kH = -127,3 kJ (6.9.)

1/2 N2 (g) + O2 (g) NO2 (g); Δ 0kH = +33,9 kJ (6.10.)

Ezeket a kísérleti eredményeket a 6.3. ábra szemlélteti:

• Nagyon sok vegyületnél (az ezüst-kloridnál is) a képződéshőt az elemi összetevőkből való szintézisreakciók entalpiaváltozásaiból lehet meg-határozni. Sok esetben viszont kényelmesebb a tiszta vegyület elemi összetevőire való bomlási reakciónak az entalpiaváltozását mérni. Ha például a nitrogén-monoxid elemi összetevőire való bomlását kísérleti-leg elemezzük (6.11.), látjuk, hogy egy mol nitrogén-monoxid bomlá-sakor 90,4 kJ hő szabadul fel:

NO (g) 1/2 N2 (g) + 1/2 O2 (g); ΔH 0 = - 90,4 kJ (6.11.)




A 6.3. fejezetben definiált második termokémiai törvény alapján arra következtethetünk, hogy az ellenkező irányban végbemenő reakció - azaz az elemi összetevőiből létrejövő nitrogén-monoxid szintézise egy mólra 90,4 kJ hőenergiát igényel (Δ 0

kH = + 90,4 kJ).

6.3. ábra: Az ezüst-klorid és a nitrogén-dioxid képződéshője

Egy kicsit eltérő megközelítést mutat be a 6.4. ábra.

A szén-monoxid képződéshőjének a meghatározását a következőkép-pen végezhetjük: Ismerve a (6.12.) és (6.13.) reakciók standard entalpia-változásait,

C (s) + O2 (g) CO2 (g); Δ 0kH = - 394,0 kJ (6.12.)

CO (g) + 1/2 O2 CO2 (g); ΔH 0 = - 283,4 kJ (6.13.) a Hess-törvényt használva, a következő egyenletet írhatjuk:

- 283,4 kJ + Δ 0kH CO = - 394,0 kJ

amiből Δ 0

kH CO = - 394,0 kJ + 283,4 kJ = - 110,6 kJ.

-150

-100

-50

0

50

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

NO2 (g)

AgCl (s)

Ag (s),1/2 Cl2 (g)

+ 33,9

- 127,3

H

[kJ]




6.4. ábra: A CO képződéshőjének a meghatározása

Ahogy látjuk, a vegyületek képződéshőjét jól megválasztott kísérletek alapján általában nagyobb bonyodalmak nélkül meg tudjuk határozni. Ez persze nem jelenti azt, hogy az összes fontos termokémiai adat megszer-zése csak kísérleti úton lehetséges. Ha így lenne, a vegyületek sokasága miatt igényes kísérletek tízezreire lenne szükség.

A vegyületek képződéshője ismeretében az egyes reakciók standard en-talpiaváltozásai kísérletezés nélkül is meghatározhatók.

A gyakran használt eljárást a következő 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 részből álló folyamatot kezeljük (6.5. ábra).

Δ 0kH CO

-400

-300

-200

-100

0

CO2 (g)

CO (g)

C (s), O2 (g)

- 283,4

ΔH0kCO

- 394,0

H [k

J]




6.5. ábra: Az összreakció standard entalpiaváltozása egyenlő az egyes részreakciók standard entalpiaváltozásainak összegével

Az első lépésben, egy mol cink-oxid kettő mol hidrogén-kloriddal rea-

gálva elemi összetevőkre bomlik: ΔH 0

1 = - ΔH 0k ZnO - 2 ΔH 0

k HCl A második lépésben az elemi összetevőkből egy mol cink-klorid és egy

mol víz keletkezik: ΔH 0

2 = ΔH 0k ZnCl2 + ΔH 0

k H2O Az összreakció entalpiaváltozása a Hess-törvény szerint:

ΔH 0.ossz =ΔH 0

1 +ΔH 02 = -ΔH 0

k ZnO - 2ΔH 0k HCl +ΔH 0

k ZnCl2 +ΔH 0k H2 O

Ezt a fontos tapasztalatot általánosítani tudjuk: Bármely reakció entalpiája, vagy entalpiaváltozása, ΔH .reak

(standard entalpiája, ill. standard entalpiaváltozása, ΔH 0.reak ),

egyenlő a termékek képződéshőinek (ill. standard képződéshőinek) az összege és a kiinduló anyagok képződéshőinek (ill. standard képződés-hőinek) összege különbözetével:

ΔH .reak = ∑nΔH k termékek - ∑mΔH k kiinduló anyagok (6.15.) ΔH 0

.reak = ΣnΔH 0k termékek - ΣmΔH 0

k kiinduló anyagok (6.16.) ahol n és m a reakcióban szereplő egyes anyagok sztöchiometriai együtt-hatói.

Egy általánosan felírt a A + b B c C + d D




reakció részére a (6.16.) a következőképpen módosul:

ΔH 0.reak = [c ΔH 0

k (C) + d ΔH 0k (D)] - [a ΔH 0

k (A) + b ΔH 0k (B)] (6.17.)

Ahogy látjuk a (6.15.) ill. (6.16.) egyenletek nagyon hasonlítanak a (6.4.) egyenlethez, ahol az adott reakcióban résztvevő anyagok képződéshői (standard képződéshői) helyett - abszolút entalpiák szerepelnek. Megál-lapodás szerint, a 25 C°-on és 1 atm nyomáson stabil fizikai alakban elő-forduló elemek standard képződéshője zérus. Ez azért van így, mert földi körülmények között (a jelentéktelen mértékben előforduló magreak-ciókon kívül) más elemekből vagy elemi részecskékből elemek nem kép-ződnek. Természetes tehát, hogy a reakciókban résztvevő elemi anya-gok képződéshői az entalpiaváltozások számításánál mellőzhetők.

Ezen a helyen megjegyzendő, hogy a ΔH 0.reak (ΔH .reak ) dimenziója kJ,

míg a ΔH 0k (ΔH k ) dimenziója kJ mol-1. A (6.15.), (6.16.) és (6.17.) egyen-

letek ennek ellenére érvényesek, mivel a ΔH 0k (ΔH k ) előtt álló együttható

dimenziója mol (kJ = mol kJ mo l-1). 1. példa: A 6.1. táblázatban feltüntetett standard képződéshők értékeit alkalmazva határozzuk meg annak a hőenergiának a mennyiségét, amely 1 atm nyo-mású, 25 °C hőmérsékletű, 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:

Vnorm.(CH4) = 5 m3 . 273,15 K298,15 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 következő kémiai egyenlet által fejezhető ki: CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O (l)

A metán elégetése során fellépő standard entalpiaváltozás a (6.17.) sze-rint a következő: ΔH 0

.reak = 1 mol ΔH 0k CO2 (g) + 2 mol ΔH 0

k 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




Egy mol metán égése tehát 890,3 kJ hőenergiát eredményez. A példá-ban megadott metán anyagmennyisége 204,4 mol. Az égés által felszaba-dult hőenergia tehát 890,3 kJ mol-1. 204,4 mol = 181 977 kJ = 181,977 MJ.

A 6.1. táblázatban ismertebb vegyületek képződéshői (standard ental-piái) vannak felsorolva. A számbeli értékek 25 °C-on és 1 atm nyomáson, [kJ mol-1] dimenzióban érvényesek.

Vegyület ΔH

0k [kJmol-1] Vegyület ΔH

0k [kJmol-1]

AgCl (s) -127,0 HF (g) -268,6 AgNO3 (s) -123,1 Fe2O3 (s) -822,2 Al2O3 (s) -1669,8 H2 (g) 0 H3BO3 (s) -1087,9 H+ (aq) 0 BaCl2 (s) -860,1 OH- (aq) -229,9 BaSO4 (s) -1464,4 H2O (g) -241,8 BaCO3 (s) -1218,8 H2O (l) -285,8 HBr (g) -36,2 HgO (s) -90,7 C (grafit) 0 Hg2Cl2 (s) -264,9 C (gyémánt) 1,9 I2 (s) 0 CO (g) -110,5 I- (aq) 55,9 CO2 (g) -393,5 KCl (s) -435,9

CO−2

3 (aq) -676,3 KNO3 (s) -492,7

HCO−3 (aq)

-691,1 MgO (s) -601,8

CS2 (g) 115,3 N2 (g) 0 HCN (aq) 105,4 NH3 (g) -46,3 CO(NH2)2 (aq) -319,2 NH4Cl (s) -315,4 CH4 (g) -74,8 NO (g) 90,4 CaO (s) -635,6 NO2 (g) 33,8 Ca(OH)2 (s) -986,6 N2O4 (g) 9,7 CaF2 (s) -1214,6 HNO3 (l) -173,2 CaCl2 (s) -795,0 NaCl (s) -411,0 CaSO4 (s) -1432,7 Na2CO3 (s) -1130,9




CaCO3 (s) -1206,9 NaHCO3 (s) -947,7 CdSO4 (s) -926,2 O2 (g) 0 HCl (g) -92,3 O3 (g) 142,2 Cr2O3 (s) -1128,4 PO

−34 (aq) -1284,1

CrO−2

4 (aq) -863,2 PbO (s) -217,9

Cr2O−2

7 (aq) -1460,6 PbS (s) -94,3

CuO (s) -155,2 PbSO4 (s) -918,4 CuCl (s) -134,7 H2S (g) -20,2 CuS (s) -48,5 ZnO (s) -348,0 CuSO4 (s) -769,9 ZnSO4 (s) -978,6

6.1. táblázat: Vegyületek standard képződéshői (25 °C -on)

6.5. Fajhő, molhő és hőkapacitás A hőmennyiség fogalmát a 6.1. fejezetben már részben ismertettük. Itt csak röviden megismételjük, hogy az a hőmennyiség, amely 1 g tömegű víz hőmérsékletét 101 325 Pa nyomáson 14,5 °C-ról 15,5 °C-ra emeli, definí-ció szerint 1 kalóriával egyenlő. Azt is már tudjuk, hogy a kalória, mint egység nem felel meg az SI-mértékrendszernek, és hogy a hőenergia egy-sége a joule:

J = kg.m2.s-2 = N.m = 1

4,1868 cal = 0,238846 cal (6.18.)

Azt a hőmennyiséget, amely ahhoz szükséges, hogy 1 g anyag hőmér-sékletét 1 °C–kal emeljük, fajhőnek nevezzük. A fajhő dimenziója J g-1 °C-1. A fajhő jelölésére a kis c betűt használjuk. A fajhő minden anyag-ra jellemző, de az egyes anyagok fajhőinek összehasonlítása nem alkal-mas a termikus viselkedések összevetésére, mivel a különböző anyagok grammnyi mennyiségében eltérő az atomok, ill. molekulák száma.

Ha a fajhő értékét szorozzuk az anyag molekulatömegével, megkapjuk az illető anyag molhőjét. A vegyületek molhői összevethetők. A molhő dimenziója J mol-1 °C -1, jelölésére a nagy C betűt használjuk.

Az anyag tetszőleges tömegének a hőkapacitását az adott tömeg és az anyag fajhőjének a szorzata adja meg. Az anyag ilyen mennyiségének a




melegítésénél (vagy hűtésénél) forgalmazott hőmennyiségét (q) a hőkapacitás és a hőmérsékletváltozás szorzata adja meg:

q = m c ΔT (6.19.) ahol:

• m az anyag tömege • c az anyag fajhője • m c az anyag hőkapacitása • ΔT a hőmérsékletváltozás

Mólnyi anyag esetén a (6.19.) a következőképpen módosul:

Q = C ΔT (6.20.)

Ahol C az anyag molhője. Attól függően, hogy a hőközlést (vagy hőelvonást) állandó nyomá-

son, illetve állandó térfogaton visszük véghez, beszélünk állandó nyomá-son (Cp) és állandó térfogaton (CV) mért molhőről. Tehát:

Cp az a hőmennyiség, ami 1 mol anyag hőmérsékletét emeli 1 °C-kal úgy, hogy közben a rendszer nyomása állandó marad, és CV az a hőmennyiség, ami 1 mol anyag hőmérsékletét emeli 1 °C-kal úgy, hogy közben a térfogat nem változik.

A tapasztalat arra mutat rá, hogy (gázhalmazállapotú anyagoknál érzé-kelhetőbben) a Cp értéke nagyobb, mint a CV. Ezt a jelenséget nem nehéz megindokolni: állandó nyomás biztosítása esetén a rendszer hevítésekor kiterjed. A felvett hő ebben az esetben egyrészt arra használódik, hogy a hőmérsékletet növeli, másrészt arra, hogy a környezettel szemben kifejtett térfogati munka energiaszükségletét fedezi.

Az entalpiaváltozásról szólva már hangsúlyoztuk, hogy az, az állan-dó nyomáson lejátszódó folyamatok hőjével (azaz a Qp-val) egyenlő.

A (6.20.) egyenlet szerint tehát

Qp = Cp ΔT = ΔH (6.21.)

és hasonlóan

QV = CV ΔT = ΔU (6.22.)




Ahol Qp az állandó nyomáson lejátszódó folyamat hője Cp az állandó nyomáson mért mólhő ΔH a folyamat entalpiaváltozása QV az állandó térfogaton lejátszódó folyamat hője CV az állandó térfogaton mért mólhő ΔU a folyamat belső energia változása.

Cseppfolyós és szilárd halmazállapotú anyagoknál a hőkiterjedés kis mértékű, és ezért a Cp- és CV- értékek közötti különbségek rendszerint elhanyagolhatóak. Gázoknál viszont a hőmérséklet emelkedésével a kiter-jedés jelentős, és a molhők közötti különbség már nem hanyagolható el. A szén-dioxid esetében például, 0 °C hőmérsékleten:

Cp = 36,09 J mol-1 °C -1 és CV = 27,78 J mol-1 °C-1. Kicsit mélyebb termodinamikai megközelítéssel a következő egyszerű

függvény vezethető le: Cp - CV = R (6.23.) ahol R az egyetemes gázállandó (R = 8,314 J mol-1 K-1). A (6.23.) egyenlet a műszaki gyakorlat sok területén nagyon hasznos

eszközt jelent. Ez az egyenletet a Mayer-egyenlet megnevezést viseli.

6.5.1. Kalorimetria A reakciókat kísérő felszabadult vagy elnyelődött hőmennyiségeket arány-lag igénytelen berendezések, a kaloriméterek segítségével kísérletileg meg tudjuk határozni. E berendezések közül a vízi közeget alkalmazó "kávés-csésze" típusú kaloriméter a legegyszerűbb.

A 6.6. ábrán bemutatott kávéscsésze kaloriméter a termokémiai gya-korlat részére sok lehetőséget nyújt. Példaként említsük meg az ionos jel-legű szilárd halmazállapotú vegyületek vízben való oldáshője meghatáro-zását. Az oldás a következő egyenlet szerint megy végbe:

MX (s) M+ (aq) + X- (aq) (6.24.)

A kaloriméter használata a következő munkamenetet igényli: Ismert

mennyiségű víz beadagolása után a kaloriméter fedelét visszahelyezzük és




megállapítjuk a rendszer hőmérsékletét. A mintát megmérjük és a tömege helyes ismeretében azt a kaloriméterbe helyezzük, majd keverés által fel-oldjuk. Exoterm oldás esetén a hőmérséklet növekedni, endoterm oldásnál csökkenni fog. A tovább már nem változó hőmérsékletet leolvassuk, és a víz és a minta mennyisége ill. a hőmérséklet-különbség ismeretében megatározzuk az oldáshőt. A számítási eljárást a 2. példa mutatja be.

6.6. ábra: A kávéscsésze-kaloriméter 2. példa: A következő adatok ismeretében határozzuk meg az NaOH moláris ol-dáshőjét! A kísérlet véghezviteléhez egy olyan (polisztirolból készült) kalo-riméter áll rendelkezésre, amelynek a hőkapacitása az elvégzendő munka részére elhanyagolható. A kaloriméterbe 100,0 g vizet, majd 5,0 g nátri-um-hidroxidot adagolunk; a hőmérséklet 25,0 °C-ról 32,5 °C-ra növekszik; a nátrium-hidroxid moltömege MNaOH = 40,0 g mol-1, fajhője cNaOH = 2,01 J g-1 °C -1; a víz fajhője cH2O = 4,1868 J g-1 °C -1.

Megoldás: Első lépésként kiszámítjuk az oldat összetevőinek hőmérséklete növe-

lésére szükséges hőt. A (6.19.) szerint




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 hő szabadult fel és ezért a termé-kek entalpiája 3,2155 kJ-lal kisebb, mint a kiinduló anyagoké, azaz

qp(oldás) = - 3,2155 kJ. Második lépésként a nátrium-hidroxid moláris oldáshőjét határozzuk meg:

Qp = ΔH = 40,0 g mol-1 - 3,2155 kJ

5,0 g = - 25,72 kJ mol-1

A nátrium-hidroxid moláris oldáshője 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 képződéshője meghatározására alkalmas palack kaloriméter




A palack kalorimétert a gyakorlatban főképp robbanóanyagok és fűtő-anyagok égéshőinek a meghatározására használják. A vizsgált mintát egy vastag falú acélpalackban helyezik el, majd légmentesen és vízhatlanul elzárják. A palackba elegendő mennyiségű oxigént nyomnak (20 atm a szokásosan alkalmazott oxigénnyomás). Az így ellátott palackot egy jól hőszigetelt konténerbe helyezik el, amelybe aztán a palackot teljesen befe-dő, ismert mennyiségű vizet öntenek. A kalorimétert fedéllel látják el, majd leolvassák a tovább már nem változó hőmérsékletet. Ezután egy villamos-gyújtó segítségével megkezdik a reakciót. Ha minden jól megy, a minta az oxigén atmoszférában tökéletesen elég, és a termékek hőmérséklete jelen-tős értékeket ér el. A keletkezett gázok viszont gyorsan lehűlnek, és a rendszer összetevői hőmérséklete kiegyenlítődik. A termokémiai számítá-sok elvégzésére a víz a kísérlet során elért legmagasabb hőmérséklete a mérvadó. Mivel a palack kaloriméter hőkapacitása már távolról sem ha-nyagolható el, azt a kísérlet előtt kell meghatározni.

• A kaloriméterek hőkapacitását elméleti vagy kísérleti módszerrel lehet meghatározni. Az elméleti módszer a kaloriméter egyes alko-tórészei hőkapacitásainak az összegzéséből áll. Ehhez, persze, mindegyik összetevő tömegének és fajhőjének az ismerete szüksé-ges. A kísérleti megközelítés egyszerűbb: A kaloriméterben egy olyan reakciót valósítunk meg, amelynek a hőeffektusai 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 égéshőjét, valamint a hidrazin állandó térfogaton mért moláris égéshőjét. A következő adatok ismertek:

• kezdő hőmérséklet 24,62 °C




• legmagasabb hőmérséklet 27,96 °C • a kaloriméter hőkapacitása 840 J °C -1 • a víz fajhője 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 hőenergia szabadult fel, 1 g hidra-zin állandó térfogaton mért égéshője - 19,5863 kJ.

A hidrazin moltömege MN2H4 = 32,05 g mol-1, tehát a hidrazin állandó

térfogaton mért moláris égéshője:

QV = 32,05 g mol-1 - 19,5863 kJ

1 g = - 627,74 kJ mol-1.

6.6. Néhány fontos termokémiái fogalom Az eddig ismertetett termokémiai tudnivalókkal szorosan összefügg egy-néhány a mérnöki gyakorlatban gyakran alkalmazott fogalom. Ezeket kí-vánjuk röviden jellemezni.

6.6.1. Égéshő és fűtőérték Az égéshő fogalma alatt a fölös oxigénben történő tökéletes elégéskor felszabaduló hőt értjük. Kémiailag egységes anyagoknál ezt mólnyi meny-nyiségre, nem egységes anyagoknál (földgáz, ásványolaj, kőszén) m3-re, g-ra, kg-ra vonatkoztatjuk. Az égéshő a tüzelőanyagok egyik legfontosabb jellemzője. Tüzelőanyagoknál égéshőnek nevezzük az egy kilogramm, 20 °C-os anyag elégetésekor nyert hőt, ha a széntartalom CO2-dá, a kéntarta-lom SO2-dá, a hidrogéntartalom vízzé ég el, éspedig úgy, hogy ez a víz, valamint a tüzelőanyag eredeti víztartalma folyékony halmazállapotban lesz jelen az égéstermékekben. A folyamat végén az égéstermékek hőmér-séklete szintén 20 °C lesz.

A fűtőérték a víz kondenzációs hőjével kisebb, mint az égéshő. A fűtőérték tehát az a hő, ami akkor szabadul fel, ha az égéskor keletkezett




víz valamint a tüzelőanyag nedvességtartalma gőz állapotban van jelen az égéstermékben.

6.6.2. Átalakulási hő Sok olyan folyamatot ismerünk, amelyek állandó nyomáson hőt termelnek, vagy hőt nyelnek el, éspedig akkor is, ha állandó a hőmérséklet. Ilyen pél-dául az olvadás, a párolgás, az oldódás, a módosulat-változás, stb. Az ilyen folyamatoknál létrejövő hőeffektusokat általánosan átalakulási hőnek nevezzük.

Mivel az átalakulás egy bizonyos hőmérsékleten történik, tehát az át-alakulási hő felvétele, ill. leadása nem jár hőmérsékletváltozással. Az átala-kulási hőt ezért a termokémiában latens-, vagyis rejtett hőnek is nevez-ték. A halmazállapot-változások hői közül a párolgáshő, olvadáshő és szublimációs hő mindig pozitív, mivel ezek endoterm folyamatok. A fordított átmenetek, azaz a kondenzáció és a fagyás hőfelszabadulással járnak, tehát előjelük negatív. Hasonlóan a képződés-hőhöz és az égés-hőhöz, a fázisátmenetek hőeffektusait is az anyagok mólnyi mennyiségére szokás vonatkoztatni.

6.6.3. Közömbösítési hő Ha valamely sav és bázis egyenértékű mennyiségeit vizes oldatban reagál-tatjuk, akkor hő szabadul fel. Ezt a hőt közömbösítési hőnek nevezzük. A tapasztalat arra mutat, hogy azokban a semlegesítési reakciókban, ahol egyértékű erős sav egy mólját egyértékű erős bázis egy móljával közömbö-sítjük, függetlenül az anyagi minőségtől, mindig egyforma hő szabadul fel.

E jelenség magyarázata a következő. Erős elektrolitok oldataiban a re-akciókban csak a rosszul disszociáló termékeket eredményező ionok vesz-nek részt. Mint ahogy az az olvasó számára bizonyára ismert, a folyamat előtt és után is disszociált állapotban levő alkotókat nem kell figye-lembe 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 hője állandó, éspedig -56,2 kJ mol-1. Tehát, ha egy-értékű erős sav egy mólját egyértékű erős bázis egy móljával közömbösít-jük, mindig 56,2 kJ energia szabadul fel.




6.7. Ellenőrző kérdések, feladatok • 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 jelenlevő halogének-

nek a várható standard képződéshőit (nullával egyenlő, pozitív előjelű vagy negatív előjelű): (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 fizi-kai állapotát (halmazállapotát)?

• Milyen körülmények között egyenlő a reakció hője a reakció entalpia-változásával?

• Magyarázza meg, miért érzik a férfiak a borotválást követő arcvíz használata után annak a hűtőhatását, ismerve a következő egyenletet:

C2H5OH (l) C2H5OH (g); ΔH = 42,2 kJ • A réz fajlagos hője 0,385 J g-1 °C-1. Egy 1500,0 g tömegű rézdarabot

25,0 °C-ról 225,0 °C-ra hevítünk. Milyen mennyiségű hőenergiát (kJ) nyelt el a rézdarab?

• Az arany ill. réz fajlagos hője 0,129 J g-1 °C-1ill. 0,385 J g-1 °C-1. Egy 15,0 g tömegű és 15,0 °C hőmérsékletű aranylapot egy 15,0 g tömegű és 225 °C hőmérsékletű rézlapra helyezünk. Elhanyagolva a környezettel közölt hőenergiát, számítsa ki, milyen lesz a két fémlap végső közös hőmérséklete!

• Sportolók a versenyek előtt 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 töké-letes oxidációt feltételező reakció standard entalpiaváltozása ismert: ΔH 0

.reak =2817,7 kJmol-1. Mennyi hőenergiát nyer a sportoló szervezete egy 50 g glükózt tartalmazó cukrászsüteményt fogyasztásával?

• Ismerve a következő reakciók termokémiai adatait: C2H2 (g) + 5/2 O2 (g) 2 CO2 (g) + H2O (l); ΔH 0

.reak = -1300,8 kJ C (s) + O2 (g) CO2 (g); ΔH 0

.reak = -394,0 kJ H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O (l); ΔH 0

.reak = -286,0 kJ határozza meg a szén, a hidrogénnel való reakciója standard entalpiaválto-zását:




2 C (s) + H2 (g) C2H2 (g); ΔH 0.reak = ?

• A kálium-szulfát moláris oldáshője + 24,3 kJ mol-1. A K2SO4 fajhője

0,795 J g-1 °C -1. Ha 2,0 g kálium-szulfátot 10,0 g tömegű, 20,0 °C hő-mérsékletű vízben oldunk fel, milyen lesz az oldat hőmérséklete?

Általános kémia A gázhalmazállapot



7. A gázhalmazállapot

Az atomok és a molekulák olyan kis anyagi egységek, amelyek közvetlenül nem észlelhetők. A közvetlenül észlelhető és mérhető anyagi rendszerek legalább 106-1012 darab atomból állnak. Ezeket az anyagi rendszereket halmazoknak nevezzük. Az elemek és vegyületek tulajdonságai mindig az illető 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 változtat-ják, tehát folytonos mozgásban vannak, akárcsak az elektronhéj elektron-jai. A halmazban levő atom, molekula vagy ion mozgását részben a klasz-szikus fizika, részben a kvantummechanika törvényeivel tudjuk a legmeg-felelőbben leírni. A molekuláris mozgás három összetevőre bontható.

• transzlációs mozgás: a molekulák haladó mozgása, amelynek se-bessége és iránya változik a molekulák ütközésekor,

• rotációs mozgás: a molekulák forgó mozgása, • vibrációs mozgás: a molekulák rezgő mozgása, melynek következ-

tében az egyes atomok távolsága változik a molekulán belül. A molekuláris mozgásfajták a 7.1. ábrán láthatók.

7.1. ábra: A molekuláris mozgás összetevői A transzlációs mozgás érzékelhető is: ezt jól igazolja pl. a szag terjedése.




Az állandó mozgásban levő részecskéknek mozgási energiájuk van. Ez a mozgási (kinetikus) energia a részecskék közötti vonzóerőket gyengíti, sőt meg is haladhatja azokat. A halmaz állapota a mozgási energia és a részecskék közötti vonzóerők viszonyától függ. A mozgási energia a hő-mérséklet növelésével együtt folyamatosan nő. Vannak olyan határhőmér-sékletek (olvadáspont, forráspont), amelyeken a mozgási energia ugrássze-rűen megnő, olyan mértékben, hogy ezzel együtt a halmaz állapota is meg-változik.

Érzékszerveinkkel közvetlenül észlelhető tulajdonságaik alapján a hal-mazokat három csoportra lehet osztani: gázokra, folyadékokra és szilárd testekre. A fizikai világkép fejlődése 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 sűrűsége sokszorosan meghaladja a szilárd testek sűrűségét is. Hasonló módon nem sorolhatók a klasszikus halmazállapot-ok egyikébe sem azok az anyagok, amelyek 0 K hőmérséklet közelében a szuperfolyékonyság, illetve a szupravezetés állapotában vannak. Azokat az anyagi rendszereket azonban, amelyekkel a kémia foglalkozik, többé-kevésbé jól besorolhatjuk a gáz, a folyékony vagy a szilárd halmazállapot-ok egyikébe.

Gázhalmazállapotban a molekulák átlagos távolsága több nagyság-renddel nagyobb saját átmérőjüknél. Ennek következtében a molekulák egymásra gyakorolt hatása kicsi, sőt egyes esetekben (ideális gázokban) teljesen elhanyagolható. A gázok önálló molekulákból állnak. Kinetikus energiájuk nagy, mozgásuk transzlációs, rotációs és vibrációs összetevőkre bontható. A gázok a rendelkezésükre álló teret egyenletesen töltik ki, tér-fogatuk viszonylag kis erővel megváltoztatható, tehát sem önálló alakjuk, sem önálló térfogatuk nincs.

A folyékony halmazállapot átmenetet képez a gáz és a szilárd hal-mazállapot között. Folyékony halmazállapotban a molekulák állandóan érintkeznek egymással, ezért a molekulák közötti kölcsönhatás már jelen-tős. Mozgásuk elsősorban rotációból és vibrációból áll. A folyadékok kine-tikus 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 térfoga-tuk van, amely nagy erővel is csak kismértékben változtatható meg.




Gáz és folyékony állapotban a halmazok nem alaktartók, a rendelkezé-sükre álló tér alakjához igazodnak. Ezért ezt a két halmazállapotot együtte-sen fluid állapotnak is nevezzük.

Szilárd halmazállapotban a legkisebb a molekulák kinetikus energiá-ja. A molekulák mozgása lényegében már csak vibrációs jellegű, helyzetü-ket 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 minőségüktől függő, önálló alakjuk és meghatározott térfoga-tuk van. Térfogatuk igen nagy erő hatására is csak kismértékben változik meg.

Folyékony és szilárd állapotban a halmazok meghatározott térfogattal rendelkeznek, ezért ezt a két halmazállapotot gyűjtő névvel kondenzált állapotnak is nevezzük.

7.2. A kinetikus gázelmélet A kinetikus gázelmélet szerint a gázok folytonos, véletlenszerű mozgást végző molekulákból állnak. A gázok kinetikus elmélete a következő 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 véletlenszerű és teljesen rendezetlen mozgást végeznek. Ezt a mozgást Brown-féle mozgásnak nevezzük. A botanikus Robert Brown 1827-ben vízben levő pollenszemcséket vizsgált mikroszkóppal. Azt vette észre, hogy a szemcsék gyors, ren-dezetlen mozgást végeznek. Ugyanezt a jelenséget láthatjuk, ha füstré-szecskéket figyelünk meg a levegőben. A Brown-féle mozgás miatt a gáz jellemzői (például a nyomás) a tér minden irányában azonosak.

• Két molekula közötti vonzó vagy taszító erők (intermolekuláris erők) a gázban nagyon gyengék, vagy elhanyagolhatók, kivéve amikor a mole-kulák 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 gá-zok teljes mértékben betöltik a rendelkezésükre álló teret.

• A gázmolekulák rugalmasan ütköznek egymással. A gáz nyomása a molekuláknak az edény (palack) falába történő ütközéséből ered. A




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 hőmér-séklettel. Minél magasabb a hőmérséklet, annál nagyobb a gáz- mole-kulák kinetikus energiája. Megfigyelhető, hogy a Brown-mozgás nö-vekszik a hőmérséklet emelésével. A gyakori ütközések miatt egyes molekulák sebessége megnő, másoké

csökken. A gázban minden lehetséges molekulasebesség előfordul, de különböző gyakorisággal. A kinetikus energia nem egyenletesen oszlik el az összes molekulára. Statisztikai valószínűség alapján megadható, hogy az összes molekulák hányad részének van az átlagnál nagyobb, illetve az át-lagnál kisebb sebessége. Ezt adja meg a Maxwell-Boltzmann-féle sebes-ség-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°C-on) és 373 K-en (100°C-on). A függőleges tengelyen a meghatározott se-bességgel (ill. energiával) rendelkező O2-molekulák százalékos mennyisége van megadva, míg a vízszintes tengelyen azok a sebességek vannak feltün-




tetve m/s-ban, amellyel a gáz molekulái rendelkeznek. A sebesség-eloszlási görbének maximuma van, ennek a maximumnak a legvalószí-nűbb sebesség felel meg. A gázhalmazban ennél nagyobb és kisebb sebes-ségek is előfordulnak, de a legvalószínűbb sebességtől távolodva egyre csökken az adott sebességgel mozgó molekulák viszonylagos mennyisége.

A gázmolekulák sebességeloszlása a hőmérséklet függvénye. A hőmér-séklet emelésével a görbe maximuma a nagyobb sebességek felé tolódik el, vagyis megnő a nagy sebességű molekulák részaránya.

A gázmolekulák átlagsebessége a hőmérséklet függvényében az alábbi összefüggéssel adható meg:

3 ⋅ R ⋅ T ⎯v = ⎯⎯⎯⎯ M ahol :

• v = átlagsebesség (m/s) • R = egyetemes gázállandó (8,314 J ⋅ K-1 ⋅ mól-1)

• T = abszolút hőmérséklet (K) • M = a gáz relatív molekulatömege (kg/mól)

Az O2-molekula átlagsebessége 373 K-on a képlet alapján számítva:

3 ⋅ 8,314 ⋅ 373 ⎯v = ⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯ = 539 m/s 0,032

7.3. Gáztörvények A gázok között lejátszódó reakciókkal kapcsolatban Gay-Lussac az 1800-as évek elején publikált néhány kísérleti eredményt. Felfedezése a követke-ző volt: ha a gázok reakcióba lépnek egymással, akkor a reagáló és a kelet-kező gázok térfogatai úgy aránylanak egymáshoz, mint a kis egész számok. Ez a vegyülő gázok térfogati törvénye:

1 térfogat hidrogén + 1 térfogat klór = 2 térfogat sósavgáz 2 térfogat hidrogén + 1 térfogat oxigén = 2 térfogat vízgőz

3 térfogat hidrogén + 1 térfogat nitrogén = 2 térfogat ammóniagáz




Ezek a gázreakciók a következő 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 hőmérsékleten és nyomáson ugyanakkora térfogatot tölt be. Ezt a térfogatot moláris térfogatnak, vagy röviden móltérfogatnak nevezzük. A gázok térfogatát normál körül-mények között hasonlítjuk össze. Ez a normál állapot 0°C hőmérsékletet és 1 atm nyomást jelent. Normál állapotban bármely gáz moláris térfogata 22,41 liter. Tehát a gáz anyagi minőségétől függetlenül 0°C hőmérsékleten és 1 atm nyomáson 1 mólnyi mennyiségű 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. állapotjelzőkkel jellemezhet-jük. Ezek az állapotjelzők a következők: térfogat (v), nyomás (p), hőmér-séklet (t). Az állapotjelzők nem függetlenek egymástól. A következőkben felsorolt gáztörvények az állapotjelzők közötti összefüggéseket fejezik ki. Ezek a törvények minden gázra anyagi minőségüktől függetlenül érvénye-sek, ha a gázt ideális gáznak tekintjük. A gázt akkor tekinthetjük ideális-nak, ha elég kicsi a nyomása és elég nagy a hőmérséklete.

Boyle és Mariotte törvénye a gázok nyomása és térfogata közötti összefüggést fejezi ki. A törvény szerint állandó hőmérsékleten, azaz izoterm körülmények között a gáz nyomásának és térfogatának szorzata állandó:

p1 · v1=p2 · v2 = állandó ha t = állandó

Gay-Lussac 1. törvénye értelmében hőmérsékletváltozás hatására a gázok térfogata is változik, ha a nyomás állandó (izobár körülmények): vo v = vo + ⎯⎯ t ha p = állandó 273 Az egyenletet egyszerűbb alakba írva: 1 v = vo ( 1 + ⎯⎯ t ) 273

Gay - Lussac 2. törvénye a nyomás és a hőmérséklet közötti össze-függést fejezi ki izochor körülmények között. E szerint állandó térfogaton




végzett hőmérsékletváltozás hatására a gázok nyomása az alábbi egyenlet szerint változik: po p = po + ⎯⎯ t ha v = állandó 273 Az előző egyenlethez hasonló formába rendezve: 1 p = po ( 1 + ⎯⎯ t ) 273 Az egyenletben szereplő:

• vo : a gáz térfogata 0 °C-on • po : a gáz nyomása 0 °C-on • 1/273 = α : a gázok hőtágulási együtthatója

Ebben a három gáztörvényben mindig a gáz két-két állapotjelzője kö-zötti összefüggést adtuk meg úgy, hogy a harmadik állapotjelző állandó maradt.

A 7.3. ábrán Gay-Lussac 1. törvényének grafikus ábrázolása látható. A vo térfogat a 0°C-hoz tartozó gáztérfogatot jelenti. A hőmérséklet növelé-sével a gáz térfogata egyenletesen nő. Viszont a törvény értelmében a hő-mérséklet csökkenésével a gáz térfogata is csökken. Így elérhetjük azt a legalacsonyabb hőmérsékletet, amelyen a gáz térfogata elméletileg nullává válik. Ez az abszolút nullapont, ennél alacsonyabb hőmérséklet nem állít-ható elő, értéke: -273,16 °C. Ez a hőmérséklet a Kelvin-féle hőmérsékle-ti skála nullapontja:

0 K = -273, l6 °C A Kelvin-féle skálán a hőmérséklet 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 hőmérsékleti skála nullapontja között van különbség, a skálabeosztás mindkettőnél azonos.




7.3. ábra: A gáztérfogat függése a hőmérséklettől

A gyakorlatban rendszerint a gázok mindhárom állapotjelzője megvál-tozik. Ezért célszerű a három állapotjelző között egyidejű 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 közis-mert alakjához jutunk: p ⋅ v po ⋅ vo ⎯⎯ = ⎯⎯⎯ T To Ez a törvény olyan összefüggést ad meg, amely az ideális gázok bármely két állapota között érvényes, tehát felírható: p1 ⋅ v1 p2 ⋅ v2 ⎯⎯ = ⎯⎯⎯ T1 T2




ahol az 1-es és 2-es index a gáz két tetszőleges állapotára utal. Ha az egyesített gáztörvényt 1 mól normál állapotú gázra vonatkoztat-

juk, 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 különböző mértékegységekben.

R értéke Mértékegység 8,314 J K-1 mol-1 8,314 kg m2s-2K-1 mol-1 8,314 dm3kPa K-1 mol-1 0,082 liter atm K-1 mol-1 1,987 cal K-1 mol-1

7.1. táblázat: Az egyetemes gázállandó értéke különböző 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 felír-ható az általános gáztörvény a gáz 1 móljára:

p ⋅ v = R ⋅ T A törvény szerint egy mól gáz nyomásának és térfogatának szorzata

arányos az abszolút hőmérséklettel, arányossági tényező 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)




Az általános gáztörvény az anyagi minőségtől függetlenül bármilyen gázra érvényes, amennyiben a gázt ideálisnak tekintjük. A valóságban ideá-lis gáz nincsen. Ez a törvény azonban nagyon jól használható a gyakorlat-ban, 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 térfo-gata 2,5 literre, hőmérséklete pedig 70,0 °C-ra változik? Megoldás Foglaljuk össze az adatokat úgy, hogy az összetartozó állapotjelzők azonos indexűek 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 hőmérsékletet 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 ⋅ v2 ⎯⎯ = ⎯⎯⎯ T1 T2 Az adatokat behelyettesítve: 0,9 atm. ⋅ 4,0 l p2 ⋅ 2,5 l ⎯⎯⎯⎯⎯⎯ = ⎯⎯⎯⎯ 293,16 K 343,16 K és az egyenletet p2-re megoldva: 0,9 atm. ⋅ 4,0 l ⋅ 343,16 K p2 = ⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯ = 1,685 atm 293,16 K ⋅ 2,5 l




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 at-moszféra nyomáson és 21 °C hőmérsékleten? Az oxigén a példa megoldásánál ideális gáznak tekinthető. 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: m p ⋅ v = n ⋅ R ⋅ T és n = ⎯ M Ezért m p ⋅ v = ⎯ ⋅ R ⋅ T M Az egyenletből m-et kifejezve: p ⋅ v ⋅ M m = ⎯⎯⎯⎯ R ⋅ T




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 hőmérsékleten. Ezzel szemben nagy nyomáson és alacsony hőmérsékleten csak közelítő számításokra, becslé-sekre alkalmas. A reális gázok ugyanis alacsony hőmérsékleten és magas nyomáson eltérést mutatnak az ideális gázokra érvényes összefüggésektől. Így a nyomás és a térfogat szorzata reális gázok esetében nem állandó, hanem függ a gáz nyomásától. A 7.4. ábra különböző gázok pv értékeit mutatja 0°oC-on: Látható, hogy a reális gázok eltérnek Boyle és Mariotte törvényétől és ez az eltérés a gázok anyagi minőségétől függ. Vannak pozitív eltérésű gázok (H2 és N2), melyeknél a pv szorzat a nyomás növekedésével együtt folya-matosan nő. A többi gáz (CH4 és CO2) esetében a pv szorzat értéke a nyomás növekedésével kezdetben csökken, elér egy minimumot, majd a nyomás további növelésével nő, és megközelíti az ideális gázokra vonat-kozó értéket. A nagy nyomású gázokban nagy a térfogategységre eső molekulák száma. Ezért a molekulák saját térfogata már nem hanyagolható el a rendelkezésre álló térfogat, vagyis a gáztérfogat mellett. Továbbá nem hagyható figyel-men kívül a molekulák kölcsönhatása sem a molekulák közelsége miatt. A molekulák saját térfogatát és egymásra gyakorolt vonzó (kohéziós) hatá-sát 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 minőségétől függő kohéziós állandó b = a gázmolekula saját térfogatának mértéke




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

7.4. ábra: A reális gázok eltérése Boyle és Mariotte törvényétől

A molekulák, amikor a fallal ütköznek, akkor is a többi molekula vonzó hatása alatt vannak, amely visszatartja őket a tartály falától. Az ideális gáz-zal 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 mo-lekulák közötti vonzóerőket 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 értékéből. Az a és b állandók a gáz anyagi minőségétől függnek és kísérletileg hatá-rozhatók 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.




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 ered-ményeket 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




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 jelentős különbség van. A van der Waals-egyenletből kapott nyomás sokkal jobban egyezik a kísér-leti adatokkal. Ekkora nyomáson a gázt nem lehet ideálisnak tekinteni.

7.6. Ellenőrző kérdések és feladatok • Milyen formái ismeretesek a molekuláris mozgásnak? Milyen té-

nyezők határozzák meg a halmazok állapotát? Milyen a részecskék rendezettsége az egyes halmazállapotokban?

• Melyek a kinetikus gázelmélet legfontosabb posztulátumai? Mit fe-jez 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 hőmér-sékleti skálán?

• Mit fejez ki az egyesített gáztörvény? Hogyan számítjuk ki az egye-temes 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 törvényektől?

• Egy gáz térfogata 20,0 °C-on 12 dm3, nyomása 800 mbar. Mekko-ra lesz a gáz térfogata, ha hőmérséklete 40,0 °C-ra, nyomása pedig 1,2 atmoszférára nő? (Megoldás: 8,44 dm3)




• Mekkora annak a gáznak a normáltérfogata, amely 25 °C hőmér-sékleten és 1500 mbar nyomáson 25,0 dm3 teret tölt be? (Megol-dás: 33,9 dm3 )

• Mekkora a nyomás (atm egységben) abban az 50 l-es gázpalack-ban, amelyben 1000 g tömegű, 21 °C hőmérsékletű nitrogéngáz ta-lálható? A nitrogén a példa megoldásánál ideális gáznak tekinthető. A nitrogén relatív molekulatömege: M=28 g/mól. (Megoldás:17,24 atm)

• Mekkora a térfogata annak az argont tartalmazó palacknak, amely-ben 201 gramm 30 °C hőmérsékletű 5 atm nyomású argongáz ta-lálható? Az argon a példa megoldásánál ideális gáznak tekinthető. Az argon relatív molekulatömege: M=39,948 g/mól. (Megoldás: 25,0 dm3)

• A van der Waals-egyenlet segítségével számítsuk ki, hány atmosz-féra nyomást fejt ki 10,0 g hidrogéngáz egy 10 l-es palackban 25 °C hőmérsékleten? 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)

Általános kémia Folyékony halmazállapot, oldatok



8. Folyékony halmazállapot, oldatok

A folyékony halmazállapot átmenetet képez a gáz és a szilárd halmazálla-pot között. A gázok teljes rendezetlenségével szemben a folyadékokban mindig van bizonyos mértékű rendezettség, amely a hőmérséklet emelke-désével csökken. Ezért a folyadékok rendezettségüket tekintve forráspont-juk közelében a komprimált gázokra, míg fagyáspontjuk közelében a szi-lárd kristályos anyagokra hasonlítanak. A folyadékoknak nincs saját alakjuk, felveszik a tartóedény alakját, viszont önálló térfogattal rendelkeznek. A folyadék molekulái egymáshoz viszony-lag közel helyezkednek el, és a molekulák közötti erőkön keresztül köl-csönhatásba lépnek egymással. Először a folyadékoknak azt a három tulaj-donságát vizsgáljuk meg, amelyek a molekulák közötti (intermolekuláris) erőktől függenek: ezek a gőznyomás, a felületi feszültség és a viszkozitás.

8.1. A folyadékok tulajdonságai

8.1.1. A gőznyomás A gőznyomás, vagy gőztenzió az egyensúlyban levő folyadék feletti telí-tett gőz nyomása. Az egyensúly megértéséhez két jelenség, a párolgás és a kondenzáció ismerete szükséges. Párolgásról akkor beszélünk, amikor a molekulák a folyadék fázisból a gőzfázisba lépnek át. A folyadék forráspontja alatti hőmérsékleten a mole-kulák közötti vonzóerők 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 vonzóerőket. Ezért a molekulák egy része elszakad a többi molekulától, elhagyja a folyadékot és kilép a gőztérbe. Tehát a folyadék az adott hőmér-sékleten a felületén párolog. Zárt térben párologtatva a folyadékot a gőztér egy idő után telítődik. A gőzmolekulák egy része ütközések révén az átlagosnál kisebb mozgási energiájúvá válik, és a vonzóerők túlsúlyba kerülése miatt visszatér a fo-lyadékba. Ez a folyamat a gőz cseppfolyósítása, a kondenzáció. Amikor a folyadékból kilépő és a folyadékba visszatérő molekulák száma egyenlővé válik, azaz a párolgás és a kondenzáció sebessége kiegyenlítődik, akkor dinamikus egyensúly áll be. A víz párolgására és kondenzációjára vonatko-zó dinamikus egyensúly a következő egyenlettel írható le:




H2O(f) ⇔ H2O (g) Egyensúlyban a gőz koncentrációja nem változik, a gőz telítetté válik. A telített gőz nyomása (tenziója) szolgáltatja annak mértékét, hogy egy folya-dék milyen intenzíven párolog. Azok a folyadékok, amelyek közönséges hőmérsékleten viszonylag nagy gőznyomással rendelkeznek, illékonyak. Mind a dietil-éter, mind az aceton nagy gőznyomású, tehát illékony folya-dékok. Néhány anyag telített gőznyomásának a hőmérséklettől való függé-se a 8.1. ábrán látható.

8.1. ábra: Néhány anyag telített gőznyomásának változása

a hőmérséklet függvényében A hőmérséklet növelésével a folyadékok egyre intenzívebben párolognak. Ennek megfelelően a folyadék feletti gőztérbe is egyre több molekula ke-rül az egyensúly eléréséig. Vagyis a hőmérséklet emelésével a telített gőz nyomása növekszik. Amikor a telített gőz nyomása eléri a külső nyomás (légnyomás) értékét, akkor a molekulák olyan nagy mozgási energiával rendelkeznek, hogy nemcsak a felületen, hanem a folyadék belsejében is legyőzik egymás von-




zó hatását. Ennek következtében a folyadék belsejéből is juthatnak mole-kulák a gőztérbe, a folyadék egész tömegében párolog. Ez a forrás jelen-sége. A folyadék forráspontja tehát az a hőmérséklet, amelyen a folyadék telített gőzének nyomása eléri a külső nyomás értékét. Ha a külső nyomást csökkentjük (vákuum), akkor a folyadék alacsonyabb hőmérsékleten forr. Ha a külső nyomást növeljük (túlnyomás), akkor viszont a folyadék maga-sabb hőmérsékleten forr. A forrásban levő folyadék gőzét lehűtve a gőz túltelítetté válik. A túltelített állapot azonban instabil, ezért a gőz egy része kondenzálódik, azaz kiválik cseppfolyós állapotban. Ez a desztilláció alapja. Ha a folyadékot és a vele egyensúlyban levő telített gőzt zárt térben mele-gítjük, akkor a telített gőz sűrűsége egyre nagyobb, míg a folyadék sűrűsé-ge egyre kisebb lesz. A hőmérséklet növelésével a folyadék és a gőz sűrű-sége közötti különbség egyre inkább csökken, és egy adott hőmérsékleten a két sűrűség egyenlővé válik. Ekkor a folyadék és a gőz közötti határfelü-let is megszűnik, és az egész rendszer egyetlen gázfázis tulajdonságait mu-tatja. Ez a hőmérséklet a kritikus hőmérséklet (Tkr ) és az ehhez tartozó nyomás a kritikus nyomás (pkr). Néhány anyag kritikus hőmérséklete és kritikus nyomása a 8.1. táblázatban van feltüntetve.

Anyag

Kritikus hőmérsék-let

T kr (oC)

Kritikus nyomás Pkr

(atm) (Pa) Víz, H2O Ammónia, NH3 Szén-dioxid, CO2 Oxigén, O2 Nitrogén, N2 Hidrogén, H2

374 132 31

− 118 − 147 − 240

218 220,9 x 105

111 112,5 x 105

73 74,0 x l05

50 50,7 x 105

33 33,4 x 105

13 13,2 x 105

8.1. táblázat: Néhány anyag kritikus hőmérséklete és kritikus nyomása A kritikus hőmérséklet felett az anyagok gázként viselkednek: nem tu-dunk olyan nagy nyomást alkalmazni, melynek hatására cseppfolyósíthatók lennének. A kritikus hőmérséklet alatt a légnemű halmazállapotú anyagok gőzként viselkednek, azaz megfelelően nagy nyomás hatására cseppfolyó-síthatók. A 8.1. táblázat adatai azt mutatják, hogy szobahőmérsékleten a nagy nyomás alatti acélpalackokban forgalomba hozott ammónia és szén-dioxid cseppfolyós halmazállapotban, míg az oxigén, a nitrogén és a hid-




rogén gáz halmazállapotban van jelen. Cseppfolyós nitrogént például csak −147oC alatti hőmérsékleten lehet előállítani.

8.1.2. A felületi feszültség A folyadék belsejében a molekulára minden irányból egyenlő erők hatnak, ezért nem tapasztalunk semmiféle eredő erőt. Ugyanakkor a folyadék fel-színén a molekulára a folyadék belseje felé mutató eredő erő hat. Ezért a folyadék mindig a lehető legkisebb felszínt igyekszik kialakítani. Ez a ma-gyarázata annak, hogy az esőcseppek megközelítően 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

Felületi feszültség

(J ⋅ m-2)

Dinamikai viszkozitás

(kg ⋅ m-1 ⋅ s-1) Kloroform, CHCl3 Szén-tetraklorid,CCl4 Víz, H2O Higany, Hg Glicerin, C3H8O3

2,7 ⋅ 10-2

2,7 ⋅ 10-2 7,2 ⋅ 10-2

4,4 ⋅ 10-1

6,3 ⋅ 10-2

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 erők nagyságától, ezért a gőznyomás csökkenésével a felületi feszültség nő. A kapilláris hatás olyan jelenség, amely kapcsolatban van a felületi fe-szültséggel. Amikor kis átmérőjű üvegcsövet vagy kapillárist függőlegesen a vízbe helyezünk, akkor a csőben a folyadékoszlop magassága megemel-kedik. Ez a jelenség a következőképpen magyarázható. A vízmolekulák kötődnek az üveghez, részben létrejön a hidrogénkötés az üveg oxigénmo-lekuláival. E vonzás miatt vékony vízfilm kezd felfelé kúszni a kapilláris belső oldalán. Amiatt azonban, hogy a folyadékfilm felülete csökkenjen, a vízszint is emelkedni kezd. A végső vízszint egy egyensúly eredménye, amely a felületi feszültség és a víz megemeléséhez szükséges (gravitációval szembeni) energia között jön létre. A folyadék felszíne a csőben (a me-




niszkusz) lefelé ível, azaz homorú. Ez a legtöbb folyadék esetében így tör-ténik. A higany esetében fordított a helyzet, a kapillárisban levő 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 vonzerő, nagyobb, mint a higanyatom és az üveg kö-zött. A 8.2. táblázat adataiból is látható, hogy a higanynak igen nagy a felü-leti feszültsége. A felületi feszültséget a vízben oldott anyagok befolyásolhatják. A szappa-nok, a mosó- és tisztítószerek csökkentik a víz felületi feszültségét.

8.1.3. A viszkozitás A viszkozitás, vagy belső súrlódás a folyadékok belsejében fellépő súrló-dást jellemző mennyiség. Ahhoz, hogy valamely folyadék belsejében két párhuzamos, egymástól d távolságban levő, A felületű folyadékréteget egymással párhuzamosan, egymáshoz képest v sebességgel elmozdítsunk, a belső súrlódás miatt F erő szükséges. Ez a belső súrlódási erő: v F = η ⋅ A ⋅ ⎯ d

A képletben szereplő η arányossági tényező a belső súrlódási együttható, más néven dinamikai viszkozitás. Mértékegysége: kg ⋅ m-1 ⋅ s-1. A dinamikai viszkozitást a sűrűséggel elosztva kapjuk meg a kinematikai

viszkozitást: η ν = ⎯

ρ A kinematikai viszkozitás mértékegysége: m2 ⋅ s-1. A folyadékok viszkozitása a mozgékonyság, az önthetőség, a hígan vagy sűrűn folyósság mértéke. Az olaj és a méz viszkózusabb a víznél, azaz nagyobb a viszkozitása. Az üveg úgyis elképzelhető, mint egy nagyon nagy viszkozitású folyadék. Bár az ablaküveg nagyon lassan folyik, mégis azt tapasztalhatjuk, hogy az öreg házak ablaküvegei az alsó részüknél vasta-gabbak a gravitáció hatására bekövetkező lefelé folyás miatt. A 8.2. táblázatban néhány folyadék dinamikai viszkozitása is fel van tün-tetve. A glicerin igen nagy viszkozitása a hidrogénkötések következménye. A folyadékok viszkozitása a hőmérséklet növelésével csökken.




8.2. Az oldatok

8.2.1. Az oldatok tulajdonságai Az oldhatóság az anyagok egyik fontos tulajdonsága. Az oldat olyan két- vagy többkomponensű 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 egyenlete-sen eloszlik, homogén rendszert képez. Léteznek gáz, folyadék és szilárd halmazállapotú oldatok. A kémiai gyakorlatban általában folyékony halmazállapotú oldatokról be-szélünk. Ebben az esetben az oldószer folyékony halmazállapotú, melyben gázt, folyadékot vagy leggyakrabban szilárd anyagot oldunk fel. A gázok oldódása folyadékokban a folyadék párolgásával ellentétes irá-nyú folyamat. Ez is dinamikus egyensúly eléréséhez vezet, amikor a gáz-térből a folyadékba lépő molekulák száma megegyezik az oldatból kilépő gázmolekulák számával. Az egyensúlyban elért telítési koncentráció a gáz-nak az oldhatósága az adott folyadékban. A gáz oldhatósága a Henry-törvény értelmében függ a gáz minőségétől és nyomásától, valamint a hőmérséklettől: c = kH ⋅ p ahol: c = a gáz telítési koncentrációja (oldhatósága) kH = Henry-állandó, amely a gáz és az oldószer minőségétől függ p = a gáz nyomása A gázok oldhatósága a hőmérséklettel fordítottan arányos. Alacsonyabb hőmérsékleten több gáz oldható fel az adott folyadékban. Folyadékok oldódása folyadékokban gyakran korlátlan elegyedést ered-ményez. Ebben az esetben a két folyadék tetszőleges arányban keveredik egymással (pl. etilalkohol-víz). Ezekben a folyadékelegyekben nincs értel-me megkülönböztetni az oldószert és az oldott anyagot. Vannak olyan folyadékpárok, amelyek csak korlátozott mértékben elegyednek (pl. fenol-víz, dietiléter-víz). Bizonyos esetekben egyáltalán nincsen elegyedés (pl. higany-víz). Szilárd anyagok oldódása folyadékokban általában fizikai folyamat, mi-vel az oldószer elpárologtatása után a feloldott anyag változatlanul vissza-nyerhető. Oldódás csak akkor következik be, amikor az oldandó anyag és az oldószer molekulái között olyan erős kölcsönhatás lép fel, amely képes legyőzni a feloldandó anyag részecskéit összetartó erőket. Vízben például nagyon jól oldódnak a sók (NaCl, KNO3, stb.) mert a vízzel való kölcsön-hatás legyőzi az ionkötést összetartó erőket. Viszont nem várható olyan




anyagok oldódása vízben, amelyeknek kristályait nagyon erős kötőerők tartják össze (pl. gyémánt), vagy amelyek a vízzel csak gyenge kölcsönha-tásba lépnek. Így például az elemek jó része vízben nem oldódik. Ekkor erősebb oldószert kell választanunk. A Cu és Ag például salétromsavban (HNO3), az Au és Pt még erősebb 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 polá-ros, ionos anyagokat. Az apoláros anyagok (pl. zsírok) viszont az apoláros oldószerekben (szén-tetraklorid, benzol, szén-diszulfid stb.) oldódnak jól. Oldáskor az oldószernek le kell győznie a szilárd anyag részecskéit össze-tartó erőket, melyhez energia használódik el. A feloldott anyag részecskéi-nek az oldószer molekuláival való összekapcsolódásakor (szolvatá-ció/hidratáció) viszont energia szabadul fel. Végeredményben ennek a két részfolyamatnak az együttes következménye az oldáskor fellépő hőváltozás. Ha a diszpergáláshoz szükséges energia nagyobb, mint a hidra-táció során felszabaduló energia, akkor oldás közben az oldószer lehűl. 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 hőfejlődéssel jár. Ekkor exoterm folyamatról beszélünk, mint például a H2SO4, NaOH, stb. vízben való oldásakor. Azt a hőmeny-nyiséget, amely 1 g anyag feloldásakor elnyelődik vagy felszabadul, oldás-hőnek nevezzük. Az 1 mól anyag oldását kísérő hőmennyiség a moláris oldáshő. Az oldás különböző sebességgel játszódhat le. Minél nagyobb az oldandó anyag felülete és minél kevésbé közelíti meg a keletkező oldat koncentrá-ciója 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 kellően nagy mennyiségben van jelen, akkor egy idő után egyensúly áll be az oldat és a szilárd fázis között. Az oldat olyan tömény, hogy adott hőmérsékleten már nem tud több anyagot ol-datban 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 hőmér-sékleten állandó. Az anyag telített oldatának koncentrációját oldékonyságnak nevezzük.




Az oldékonyság az anyagi minőség mellett a hőmérséklettől is függ. Maga-sabb hőmérsékleten ugyanaz az oldószer általában nagyobb mennyiségű anyagot tud feloldani, mint alacsonyabb hőmérsékleten. Ezért az oldékonyság megállapításánál meg kell adni azt a hőmérsékletet is, amelyre az vonatkozik. Ha a telített oldatot hűtjük, 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 hőmérsékleten a telített oldat koncentrációja kisebb. További fokozatos hűtéssel elérhető az a hőmérséklet, amelyen már az oldott anyag mellett az oldószer kristályosodása is megkezdődik. Ez az ún. eutektikus hőmérsék-let. Az eutektikus hőmérséklet alá hűtve 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 levő Na+- és Cl−-ionokat a dipólussal rendelkező vízmolekulák úgy veszik körül, hogy ellentétes tölté-sükkel 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 lehetővé válik, hogy a vízmolekulák leszakítsák a különböző töltésű ionokat. Ez látható a 8.2. ábrán. Ezt a folyamatot vízben való oldás esetén hidratációnak, általánosságban szolvatációnak nevezzük. A példában szereplő Na+- és Cl−-ionok körül kialakul a néhány H2O-molekulából álló hidrátburok (szolvát-burok). Kovalens kötésű molekulákból felépülő anyagok oldódásakor is gyakran bekövetkezik az oldott anyag ionokra való szétesése, amely szintén a víz-molekulák dipólus jellegének tulajdonítható. Például a savmolekulák kova-lens kötésűek, de oldódás alkalmával kölcsönhatásba kerülnek a vízmole-kulákkal és ionjaikra disszociálnak. Különösen erős a vízmolekulák és az ion közötti kötés H+-ion (proton) esetében, mivel a proton fajlagos töltése nagy. Ezért a H+-ion nagy-mértékben hidratálódik, a protonhoz egy, két, három, négy stb. vízmole-kula (H3O+, H5O2

+, H7O3+, H9O4

+ stb.) kapcsolódhat. A proton hidrátburkában levő vízmolekulák számát nehéz megállapítani, rendszerint




csak egy vízmolekula kapcsolódását tüntetjük fel: H3O+, oxóniumion vagy hidroxóniumion (8.3. ábra). Számos ion olyan erősen 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 színű kristály fe-hér porrá esik szét.

8.2. ábra: A NaCl vízben való oldása




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 térfo-gatban, tömegben vagy moláris mennyiségben fejezhetjük ki. Ezért az oldat koncentrációjának többféle kifejezési módja is van, amelyek egymás-ba átszámíthatók. A gyakorlatban alkalmazott fontosabb koncentrációegységek a követke-zők:

Tömegszázalék Az adott komponens tömege az oldat 100 tömegegységére vonatkoz-tatva. g oldott anyag Mértékegysége: ⎯⎯⎯⎯⎯⎯ 100 g oldat

Térfogatszázalék Az adott komponens térfogata az oldat 100 térfogategységnyi mennyi-ségében. cm3 oldott anyag Mértékegysége: ⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯ 100 cm3 oldat




Vegyes százalék Az adott komponens tömege az oldat 100 térfogategységére vonatkoz-tatva. 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 következőkben 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 megje-gyezni, hogy a molaritást az oldat térfogatának, míg a molalitást az oldó-szer tömegének függvényében fejezzük ki.

Móltört Az adott komponens móljainak száma az oldat összes mólszámához vi-szonyítva. Az i-edik komponens móltörtje általánosan:




ni Xi = ⎯⎯⎯ z Σ ni i = 1 ahol ni = az i-edik komponens mólszáma, és a komponensek száma i-től z-ig terjed. A móltört definíciójából következik, hogy az összes jelenlevő komponens móltörtjének összege az egységgel egyenlő: z Σ Xi = 1 i = 1 Kétkomponensű 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 áttekinthetőség kedvéért a 8.3. táblázatban foglaljuk össze.

Elnevezés Jelölés Koncentráció kifejezés

Tömegszázalék

Térfogatszázalék

Vegyes százalék

t %

tf %

v %

g oldott anyag ⎯⎯⎯⎯⎯⎯ 100 g oldat cm3 oldott anyag ⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯ 100 cm3 oldat g oldott anyag ⎯⎯⎯⎯⎯⎯




Gramm/liter konc.

Molaritás

Molalitás

Móltört

g / l

c

cR

X

100 cm3 oldat g oldott anyag ⎯⎯⎯⎯⎯⎯ 1000 cm3 oldat mól oldott anyag ⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯ 1000 cm3 oldat mól oldott anyag ⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯ 1000 g oldószer nA XA = ⎯⎯⎯ nA + nB

8.3. táblázat: A leggyakrabban használt koncentrációegységek

8.3.2. Koncentrációszámítás A különböző koncentrációegységek átszámítása egymásba akkor a legegy-szerűbb, ha a mértékegységek azonos dimenziójúak, és azonos a vonatko-zási alap (a mértékegység nevezőjében szereplő mennyiség). Például a gramm/literben megadott koncentráció átszámítása molaritásra igen egy-szerű, mindössze a relatív molekulatömeggel való osztást kell elvégezni. A móltört-mólszázalék összefüggés szintén egyszerű. Kissé bonyolultabb már a tömegszázalékot molaritásra átszámítani. Ehhez ismernünk kell az oldat sűrűségét 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 ol-dunk meg. Mindössze két speciális esetben alkalmazhatunk a higításra képletszerű, egyszerűsített összefüggést: 1.) Az oldat térfogatára vonatkoztatott koncentrációk oldószerrel való

higítás esetén az alábbi összefüggéssel számíthatók ki: vA ⋅ cA = vB ⋅ cB




Az összefüggés szerint ha a cA molaritású vA térfogatú oldatot az oldószer-rel 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 tömegű és rA tömegszázalékos oldatot valamely oldószerrel (pl. vízzel) mB tömegűre higítunk, akkor a tömegmegmara-dás törvénye értelmében:

mA ⋅ rA = mB ⋅ rB A tömegek additivitása miatt: mB = mA + mvíz

Tehát: mA ⋅ rA = (mA + mvíz) ⋅ rB A képletből kiszámítható rB, a higítással keletkezett oldat koncentrációja tömegszázalék egységben. A fenti kifejezést a tömegek additivitása miatt kiterjeszthetjük a nem oldó-szerrel, hanem valamely rB tömegszázalékos oldattal történő 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




Először kiszámítjuk az 1000 ml térfogatban levő oldott anyag tömegét: 200 ml oldatban 10,0 g oldott anyag 1000 ml oldatban 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 segít-ségével: 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 sűrűsége 1,000 g/cm3-nek vehető. 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




A móltörtek: nNaOH 3 X NaOH = ⎯⎯⎯⎯ = ⎯⎯⎯⎯ = 0,051 nNaOH + nH2O 3 + 55,55 nH2O 55,55 XH2O = ⎯⎯⎯⎯ = ⎯⎯⎯⎯ = 0,949 nH2O + nNaOH 55,55 + 3 Az eredményekből látható, hogy az oldott anyag és az oldószer móltörtjeinek összege 1-el egyenlő: X NaOH + X H2O = 1 8.3. Mintapélda Az 5,08 mól/l koncentrációjú kálium-hidroxid oldat sűrűsége szoba-hőmérsékleten 1,220 g/cm3. Mekkora az oldat koncentrációja a) g/l egységben b) tömeg %-ban c) molalitásban d) mól %-ban kifejezve? Megoldás Először 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




Ezért az oldat térfogatát ( l liter ) tömegre kell átszámítani: m = v ⋅ ρ = 1000 cm3 ⋅ 1,220 g/cm3 = 1220 g Ezután felírhatjuk a következő 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 mi-att: 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 először az oldott anyag móltörtjét kell kiszámítani. A móltört legegyszerűbben a molaritásból számítható ki:




nKOH 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 sűrűségű salét-romsavoldatot (A oldat) és 400 g tömegű 938 g/l koncentrációjú 1,400 g/cm3 sűrűségű, az előbbivel azonos hőmérsékletű salétromsavolda-tot (B oldat). Mekkora lesz a keletkezett elegy (C oldat) koncentrációja tömeg % egységben? Megoldás A - oldat: vA = 250 ml B - oldat: mB = 400 g rA = 20,0 t/% cB = 938 g/l ρA = 1,115 g/cm3 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 felírhat-juk a következő arányosságot: 1400 g HNO3 - oldatban 938 g oldott anyag 100 g HNO3 - oldatban x g oldott anyag




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 jellemzői 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 jelentős kölcsönhatás lép fel, amely nagymértékben befolyásolja az oldó-szer tulajdonságait. Viszont a híg oldatban az oldószer molekuláinak nagy része szabad, nem vesz részt az oldott részecskék szolvatációjában. Azo-kat az oldatokat tekintjük híg oldatoknak, amelyekben 1 oldott molekulára legalább 100 oldószermolekula jut. Ebből az arányból is látható, hogy a feloldott anyag részecskéi egymásra nem gyakorolnak jelentős kölcsönha-tást. Tömény oldatokban azonban jelentős az oldott anyag részecskéinek egymásra gyakorolt hatása is. Ezért a tömény oldatok nem követik a híg oldatok törvényeit. A híg oldatok legjellemzőbb tulajdonsága, hogy a híg oldat tenziója (az oldat felett levő telített gőz nyomása) eltér az oldószer tenziójától. Az ol-datban 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 kö-vetkeztében kevesebb oldószermolekula rendelkezik akkora mozgási ener-giával, amely elegendő a gőztérbe való kilépéshez. Ezért az oldat tenziója kisebb lesz, mint a tiszta oldószeré ugyanazon a hőmérsékleten. Ez a je-lenség az oldatok tenziócsökkenése.




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 móltörtjétől, de független az oldott anyag minőségétől. Oldatok-ban az oldószer móltörtje mindig kisebb 1-nél (mert n1 + n2 > n1), ezért az oldat tenziója mindig kisebb, mint az oldószeré. Minél nagyobb az ol-dott anyag molaritása, azaz minél nagyobb n2 értéke, annál kisebb az oldó-szer móltörtje, tehát annál nagyobb az oldat tenziócsökkenése.




8.4. ábra: A híg oldatok forráspontemelkedése és fagyáspontcsökkenése

Az oldatok tenziójának csökkenése miatt az oldatok forráspontja maga-sabb, fagyáspontja pedig alacsonyabb, mint a tiszta oldószeré. A forráspontemelkedés és a fagyáspontcsökkenés a 8.4 ábrán látható. A folyadékok forráspontja az a hőmérséklet, amelyen a folyadék gőznyo-mása eléri az 1 atm légköri nyomás értékét. Mivel az oldat gőznyomása az oldószer gőznyomásához viszonyítva mindig alacsonyabb értékeken fut, ezért csak magasabb hőmérsékleten éri el a külső légnyomást, magasabb hőmérsékleten következik be a forrás. Ezért az oldat forráspontja emelke-dik a tiszta oldószer forráspontjához képest. Ez a forráspontemelkedés (Δ Tf). A folyadékok fagyáspontja (dermedéspontja) az a hőmérséklet, amelyen a folyadék tenziója egyenlő a szilárd fázis tenziójával. Az oldat tenziója ki-sebb, mint a hasonló hőmérsékletű oldószeré, ezért csak alacsonyabb hő-mérsékleten metszi a szilárd fázis tenziógörbéjét. Az oldat tehát az oldó-szernél alacsonyabb hőmérsékleten fagy meg. Ez a fagyáspontcsökkenés (Δ Td). Az oldatok forráspontemelkedésének és fagyáspontcsökkenésének számos gyakorlati alkalmazása ismert. Az etilénglikolt például gépkocsik hűtőjében fagyásgátló anyagként használjuk. Ugyanez az anyag segít abban, hogy forráspontemelkedés révén megakadályozzuk a hűtővíz kiforrását a hűtő-




ből. Télen nátrium-kloridot szórunk a jeges úttestre a jég és a hó olvadás-pontjának csökkentésére a síkosság elleni védekezés céljából.

8.6. Ellenőrző kérdések és feladatok • Mit jelent a gőztenzió fogalma? Mikor válik a gőz telítetté? Definiálja a

kritikus hőmérséklet és a kritikus nyomás fogalmát! Lehet-e cseppfo-lyósítani a vízgőzt 200oC-on és 400oC-on?

• Mit jelent az oldás fogalma? Milyen típusú oldatokat ismer? Hogyan függ a gázok oldhatósága a hőmérséklettől és a nyomástól?

• Mit jelent a hasonló hasonlót old elve? Milyen részletfolyamatokból tevődik össze az oldószer és az oldandó anyag közötti kölcsönhatás? Milyen hőváltozással járnak ezek a folyamatok?

• Befolyásolja-e az oldás sebességét a szilárd anyag felülete és az oldó-szer hőmérséklete? Mikor telített az oldat? Oldódik-e a telített NaCl-oldatban a szilárd NaCl? Hogyan nevezzük a telített oldat koncentrá-cióját?

• Mit jelent az oldatok koncentrációja? Definiálja az egyes koncentráció-egységeket! Ezek közül melyek a százalékos és melyek a moláris kon-centrációegységek?

• Egy bárium-klorid oldat 400 ml-ében 10,0 g BaCl2 ⋅ 2H2O van felold-va. 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 mól-törtek? Mekkora az oldott anyag koncentrációja mól % egységben? A példa megoldásánál a víz sűrűsége 1,000 g/cm3-nek vehető. 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 sűrűsége szobahőmérsékleten 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 tömegű, 121 g/l koncentrációjú és 1,075 g/cm3 sűrűségű kénsavoldatot és 300 ml térfogatú, 35,0 tömeg %-os, 1,260 g/cm3 sűrűségű kénsavoldatot. Mekkora lesz a keletkezett oldat kon-centrációja tömeg % és molalitás egységekben? A relatív atomtömege-




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 számszerűsíteni? Milyen következményei vannak a híg oldatok tenziócsökkenésének?

Általános kémia Reakciókinetika, kémiai egyensúlyok



9. Reakciókinetika, kémiai egyensúlyok

9.1. A reakciókinetika alalapfogalmai A reakciókinetika a reakciók sebességét, és a reakciók során, molekulá-ris szinten létrejövő folyamatokat tanulmányozza.

A pillanatnyi reakciósebességet a reakcióban szereplő (egymással köl-csönhatásban lévő) anyagok, illetve valamely anyag, pillanatnyi kon-centráció-változásának a sebességével fejezzük ki.

vξ = ± dcξdt (9.1.)

ahol vξ a reakcióban szereplő valamely anyagra érvényes reakció-

sebesség, cξ a reakcióban szereplő ξ anyag általánosan kifejezett kon-

centrációja. A különböző koncentrációegységek alkalmazása által előfordulható számítási problémák megelőzése érdekében a továbbiakban a leggyak-rabban használt mol*l-1 koncentrációegységet alkalmazva:

vξ = ± d[ξ]dt (9.2.)

Ahogy arról az olvasónak bizonyára tudomása van, a szögletes záróje-lek között feltüntetett anyagszimbólumok az illető anyag mol*l-1-ben kifejezett koncentrációját jelképezik.

A következő reakció részére

A + B = AB (9.3.)

a reakciósebesség, az egymással kölcsönhatásban levő A-, B- és AB- anyagokra a következőképpen fejezhető ki:




Av = - d[A]

dt Bv = - d[B]

dt ABv = + d[AB]

dt

Ahogy látjuk, a Av és a Bv kifejezésénél az egyenletek jobb oldala (-) előjelet visel, a ABv kifejezésénél pedig (+) előjelet. Ez azért van így, mert az A- és B- anyag koncentrációja a reakció során csökken, az AB- anyag koncentrációja viszont növekszik.

Mivel a (9.3.) reakcióban egy mol A- anyag egy mol B- anyaggal rea-gálva egy mol AB- anyagot képez, ezért ebben a reakcióban

Av = Bv = 32BAv .

Anyagmennyiségeket illetően bonyolultabb reakcióknál az egyes anyagokra érvényes reakciósebességek távolról sem egyenlők. Példaként a következő reakció

2A + 3B + C = A2B3C (9.4.)

egyes résztvevői koncentrációváltozása által kifejezett reakciósebességek aránya a következő:

½ Av = ⅓ Bv = v C = 32BAv

Az adott irányban végbemenő reakció sebessége a kölcsönhatásban levő 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 következőképpen általánosíthatók:




v = k . [A]x . [B]y . ... . [C]z (9.7.)

ahol k az adott reakció, hőmérsékletfüggő, sebességi állandója,

A, B, ...C a kölcsönhatásban levő kiinduló anyagok szimbólumai x, y, ...z kísérletek által meghatározható hatványkitevők.

A (9.7.)egyenletben szereplő hatványkitevőket, a reakciót illető, egyes komponensekre vonatkoztatott részrendeknek, a hatvány-kitevők össze-gét pedig bruttó reakció rendnek nevezzük. Az első- és másodrendű reakciók, ugyan, a leggyakoribbak, de ismertek magasabb-rendű reakciók, tört-rendű reakciók, és több folyamatból álló reakciók egyes lépéseire adódó, zérus-rendű reakciók is.

Példaként térjünk vissza az általánosan felírt (9.3.) reakcióhoz,

A + B = AB

amely számtalan konkrét reakciót képvisel, és amely sebességének az álta-lános kifejezésére, a következő egyenlet írható:

v = k . [A]x . [B]y (9.8.)

A (9.3) reakció a konkrétan szereplő anyagoktól függően, sokféle bruttó-rendű lehet, legvalószínűbben első- és másodrendű, ritkábban harmadren-dű, nagyon ritkán magasabb rendű, tört-rendű, vagy zérus-rendű.

• x = 0 és y = 1; v = k . [A]0 . [B]1 elsőrendű reakció x = 1 és y = 0; v = k . [A]1 . [B]0 elsőrendű reakció

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

• x = 0 és y = 3; v = k . [A]0 . [B]3 harmadrendű reakció x = 3 és y = 0; v = k . [A]3 . [B]0 harmadrendű reakció x = 1 és y = 2; v = k . [A]1 . [B]2 harmadrendű reakció x = 2 és y = 1; v = k . [A]2 . [B]1 harmadrendű reakció




A zérus részrenddel kapcsolatban megjegyzendő, hogy ez akkor fordul elő, ha a szóban forgó anyag nagy feleslegben van jelen, és a reakció során gyakorlatilag nem csökken a koncentrációja. Ilyenkor tehát a reakció se-bessége 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 hőmérséklet alatt a következő két elemi reakcióból áll:

NO2 + NO2 NO3 + NO (9.10.)

NO3 + CO NO2 + CO2 (9.11.)

Az elemi reakciót egy molekula-szinten történő esemény, a molekulák összeütközése hívja elő. Az elemi reakciók sorozatát, amely a nettó kémiai reakciót eredményezi, reakció-mechanizmusnak nevezzük.

A bemutatott reakció-mechanizmus szerint, két NO2 molekula összeütkö-zése által egy NO molekula, és egy NO3 összetételű köztitermék keletke-zik (9.10.). A köztitermék nem szerepel a nettó reakcióban, mivel a követ-kező 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 kedvező orientációjú egyidejű 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.




A magasabb molekularitású elemi reakciók sokkal ritkábbak. Ez a tény akkor válik érthetővé, ha mérlegeljük a mono-, bi-, és termolekuláris elemi reakciók valószínűségét.

• Monomolekuláris elemi reakciók nem követelnek ütközést. Ezek-nél a reakcióknál, érthetően, a reakciósebesség egyenesen arányos az A-val jelölt kiinduló (bomló) anyag koncentrációjával. A sebes-ségtörvény alakja tehát a következő:

v = k [A] .

• Bimolekuláris elemi reakciók létrejöttéhez két A- ill. B-vel jelölt egyforma-, vagy különböző 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 következő alakokat ölti:

v = k [A]2 ill. v = k [B]2.

Különböző 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 egyidejűleg összeütközni. Az egyforma, vagy kü-lönböző típusú molekulák reakciójától függően, analogikusan az előző kifejezési módokhoz, a sebességtörvény, a következő alak-jait 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 tükrözésétől függően, gyakran ugyanazon számértékkel fejez-hető ki. A gyakori tévedések megelőzése érdekében azonban hangsúlyozni kell, hogy a két fogalom jelentéstartalma távolról sem ugyanaz. Szin-tén 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-




zátoroknak nevezzük. A katalizátorok hatása különböző reakció-mechanizmusok által érvényesül. Tömören fogalmazva, a katalizátor részt vehet, a reakciómechanizmus egy alkotórészét képező elemi reakcióban, amelynek eredményeként valamely köztitermék képződik. A folyamat egy következő lépése (elemi reakciója) által a köztitermék végtermékké (vagy esetleg egy következő köztitermékké) és a regenerált eredeti katalizátorrá alakul át.

9.2. Ellenőrző 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. Mi-

ért nem lehet a nettó reakcióegyenlet sztöchiometriai együtthatói által meghatározni a reakciórendet? Milyen úton lehet a reakció-rendet meghatározni?

Általános kémia Kémiai egyensúlyok



10. Kémiai egyensúlyok

10.1. A kémiai egyensúlyok alapfogalmai

10.1.1. Az egyensúly fogalma Az egyensúly a rendszer egy olyan állapotát képviseli, amelyben idővel nem jön létre semmilyen megfigyelhető változás. Tipikus példája az egyen-súlynak a kémiai egyensúly. Ha a kémiai reakció elérte az egyensúlyi álla-potot, a kiinduló anyagok és a termékek koncentrációi egyaránt az idő múlásával nem változnak többé. Megjegyzendő, hogy a kémiai egyensúly nem jelenti azt, hogy a molekulák szintjén nem jön létre aktivitás. A kiin-duló anyagok és a termékek molekulái továbbra is kölcsönösen átalakul-nak, igaz mindkét irányban egyforma sebességgel. Az ilyen egyensúlyt di-namikus egyensúlynak nevezzük.

A dinamikus egyensúly egy téli, síelőkkel teli, tátrai hegyoldalhoz hasonlít: A felvonó megszakítás nélkül viszi a síelőket a hegy csúcsára, ahonnan ezek sok tétovázás nélkül elindulnak lefelé. Az „egyensúly” létrejötte után a csúcson található síelők száma (tehát koncentrációja) nem változik, mert amennyi síelő érkezik, annyi hagyja el a felvonó végállomását. A síelők mozgása viszont távolról sem ált meg.

10.1.2. Az egyensúlyi konstans Kezdjük talán egy egyszerű és igen fontos kémiai reakcióval – a mészkő 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 idő múlva a (10.1.) és (10.2.) reakciók sebessége kiegyen-lítődik (azaz egységnyi idő alatt ugyanolyan mennyiségű molekula kalci-um-karbonát bomlik, mint amennyi keletkezik), a CO2 koncentrációja időben többé nem változik, és a mészkőégetés ezzel eléri az egyensúlyi




állapotot. A gyakorlat arra mutat, hogy kb. 840 Co-nál (1113 K) a szén-dioxid nyomása idővel eléri az 1 atm értéket (101 325 Pa), amely, ha bár-milyen kis mennyiségű mészkő is jelen van a rendszerben, változatlan hőmérsékleten, tovább már nem változik. Másképp fogalmazva: a (10.15.) reakció egyensúlya jellemzésére, adott hőmérsékleten, 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 szi-lárd halmazállapotban – a szén-dioxid. Ezt a tényt a heterogén egyensú-lyokkal foglalkozó 10.1.4.2. fejezetben tárgyaljuk majd aprólékosabban. A CO2 egyensúlyi koncentrációjának meghatározására 1113 K hőmérsékleten a tökéletes gázok törvényét használhatjuk:

nV =

pR . T =

101 325 Pa8,314 J K-1 mol-1. 1113 K = 10,85

kg m-1s-2

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 egyszerűen 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 hőmérsékleten egy rögzített értéket, hanem függően a második jelenlevő anyag a N2O4 (dinitrogén-tetraoxid) koncentrációjától - végtelen számú értéket érhet el.

A tapasztalat arra mutat, hogy ha kettő vagy több anyag szerepel a vizsgált reakciókban gáz- vagy cseppfolyós halmazállapotú oldatokban (tehát nem szilárd halmazállapotban), akkor ezeknek az anyagoknak az egyensúlyi koncentrációi kölcsönösen függő viszonyban állnak egymással. Ezt a függést a reakcióban szereplő 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 főképp foglalkozni. Térjünk vissza a (10.3.) reakcióhoz. Ahogy azt az egyenlet mutatja, ez a reakció gázfázisban megy végbe. Valósítsuk meg ezt a reakciót a követke-ző elrendezésben: egy 4 liter térfogatú, vastag falú, evakuált üveg-edénybe adagoljunk 1,00 mol dinitrogén-tetraoxidot, majd hevítsük fel a vizsgált




rendszert 120 °C-ra. Idővel az edény tartalmának vörösesbarna színválto-zására leszünk figyelmesek. A szín a nitrogén-dioxid képződésével áll kap-csolatban (a dinitrogén-tetraoxid színtelen). Az egyensúly létrejöttét egy-szerűen tudjuk ellenőrizni: az egyensúlyban levő reakciórendszer színe egy bizonyos idő elteltével tovább már nem változik. A kísérletünk ezen a pontján kiszívatjuk az edényből a keletkezett gázelegyet, és elemzésnek vetjük azt alá. Az eredmények azt bizonyítják, hogy az edényben 1,20 mol NO2 keletkezett. A (10.3.) egyenletből látjuk, hogy 1 mol dinitrogén-tetraoxidból 2 mol nitrogén-dioxid képződik, és ezért a disszociációt szen-vedett N2O4 mennyisége (mólokban) a következő:

1,20 mol NO2 1 mól N2O42 mol NO2

= 0,6 mol N2O4

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 jelenlevő 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 első oszlopában van-nak könnyen érthető módon feltüntetve. A táblázat második, harmadik, és negyedik oszlopa további három kísérlet eredményeit mutatja. Ahogy azt látjuk, a második kísérletben nem dinitrogén-tetraoxid, hanem nitrogén-dioxid 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 nitro-gén-dioxidot tartalmazott. Az utolsó kísérlet során visszatértünk az első kísérlet kiinduló mennyiségeihez (1,00 mol N2O4; 0,00 mol NO2), de ugyanakkor növeltük a rendszer térfogatát (10,0 liter). Ha a 10.1. táblázat-ban felsorolt adatokra tekintünk, az első pillantásra jogosan kételkedve tesszük fel a kérdést: lehet-e az elért egyensúlyi koncentrációkat illetően egy olyan összefüggést találni, amely mind a négy kísérletnél egyforma eredményhez vezetne. Lehet!




Kísérlet Száma

1. 2. 3. 4.

Rendszer térfogata [l]

4,0 4,0 4,0 10,0

N2O4

NO2 N2O4

NO2 N2O4 NO2 N2O4 NO2

Kiinduló mólok száma [n]

1,00

0,00

0,00

2,00

1,00

2,00

1,00

0,00

Kiinduló koncentráció[mol l-1]

0,25

0,00

0,00

0,50

0,25

0,50

0,10

0,00

Egyensúlyi mólok száma [n]

0,40

1,20

0,40

1,20

1,035

1,93

0,25

1,50

Egyensúlyi koncentráció[mol l-1]

0,10

0,30

0,10

0,30

0,259

0,483

0,025

0,15

[NO2]egyen.

[N2O4]egyen.

3

3

1,846

6

[NO2]2

egyen.[N2O4]egyen.

0,9

0,9

0,9

0,9

10.1. táblázat: Az N2O4 (g) 2 NO2 (g) reakció négy különböző

koncentrációjú kiinduló anyag egyensúlyi adatai.

Egy kis próbálgatás után rájövünk, hogy a táblázat utolsó sorában található összefüggés, azaz az egyensúlyi állapotban létrejövő [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.) reak-ció egyensúlyi konstansát 120 °C hőmérsékleten a következő egyenlet fejezi ki:

K = [NO2]2

egyen.[N2O4]egyen.

= 0,9 (10.4.)




Ahogy azt a (10.4.) egyenlet mutatja, az NO2 egyensúlyi mólkoncentrációját illető hatványkitevő (2), ugyanolyan értékű, mint a (10.3.) egyenletben található, a nitrogén-dioxidot illető sztöchiometriai együttható.

Sok további reakció vizsgálatával és az így szerzett tapasztalatok elemzésé-vel két norvég kémikus – Cato Guldberg és Peter Waage – a következő törvényt vezette le: Az általános reakció

a A + b B c C + d D (10.5.)

részére, adott hőmérsékleten, egyensúlyban, egy bizonyos értékű egyensú-lyi konstans (K) határozható meg, amelynek az alakja

K = [C]c [D]d

[A]a [B]b (10.6.)

ahol A, B, C, D, a reakcióban szereplő anyagokat, a, b, c, d, az A, B, C, D anyagok sztöchiometriai együtthatóit,

[A], [B], [C], [D] az anyagok egyensúlyi mólkoncentrációit jelen-ti.

A (10.6.) egyenlet a Guldberg-Waage-féle törvény matematikai kifejezését képezi. Ez, a kémia részére alapfontosságú törvény, a szakmai gyakorlat-ban a tömeghatás törvénye elnevezést is viseli.

Megjegyzendő, hogy az egyensúlyi állandó dimenzió nélküli érték.

Az elmondottak szerint az egyensúlyi konstans értéke a reakcióban szerep-lő anyagok jellegétől és a hőmérséklettől függ. A (10.6.) egyenlet egyszerű elemzése ahhoz a következtetéshez vezet, hogy minél magasabb (állandó hőmérsékleten) az egyensúlyi konstans értéke, annál nagyobb mértékben keletkeznek a reakció során a kiinduló anyagokból termékek. A gyakorlat-ban egy kicsit másképp fogalmazva: Minél magasabb az egyensúlyi állan-dó, annál jobban tolódik el az egyensúly balról jobbra.

Gyors megközelítésként tehát a következőket lehet állítani:




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 koncentrá-ciói (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 kettő vagy több részre-akció összegét, akkor a részreakciók egyensúlyi állandói ismeretében meg tudjuk határozni az összegzett reakció egyensúlyi állandóját, amely a rész-reakciók egyensúlyi állandóinak a szorzata. Ennek a fontos szabálynak az elméleti levezetése kellőképpen szemlélteti ezt az első pillantásra talán bonyolult tételt: A vizsgált kémiai folyamat úgy menjen végbe, hogy az első reakció termé-kei, 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 illetően a következő egyenletek érvényesek

K’ = [C]c [D]d

[A]a [B]b

K’’ = [E]e [F]f

[C]c [D]d

Az összreakció a részreakciók összege

aA + bB cC + dD K’

cC + dD eE + fF K’’

aA + bB eE + fF K




Az összreakció egyensúlyi konstansa részére tehát írhatjuk

K = [E]e [F]f

[A]a [B]b

Egyszerűen bebizonyítható, hogy a két részreakció egyensúlyi állandója szorzataként ugyanezt a függvényt kapjuk:

K’K’’ = [C]c [D]d

[A]a [B]b · [E]e [F]f

[C]c [D]d = [E]e [F]f

[A]a [B]b

és ezért: K = K’K’’ (10.7.) Az épp levezetett szabály tehát a következő: Ha egy bizonyos reakciót úgy tudunk felírni, mint kettő vagy több részreakció összegét, akkor az összreakció egyensúlyi állandója a részreakciók egyensúlyi állandóinak a szorzata.

1. példa:

Ismerve mindkét 850 °C hőmérsékleten végbemenő feltüntetett reakció egyensúlyi állandóját

C(s) + CO2(g) 2 CO(g); K’ = 1,41.1012

CO(g) + Cl2(g) COCl2(g); K’’ = 0,56

számítsuk ki a szénből, szén-dioxidból és klór-gázból létrejövő foszgén (COCl2) előállítását szemléltető következő reakció

C(s) + CO2(g) + 2 Cl2(g) 2 COCl2 (g)

egyensúlyi állandójának az értékét.

Megoldás:

C(s) + CO2(g) 2 CO(g) K’

CO(g) + Cl2(g) COCl2(g) K’’

C(s) + CO2(g) + Cl2(g) COCl2 (g) + CO(g) K’’’

K’’’ = K’ K’’




K’’’ = 1,41.1012 . 0,56 = 7,9 . 1011

C(s) + CO2(g) + Cl2(g) COCl2 (g) + CO(g) K’’’

CO(g) + Cl2(g) 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 hő-mérsékleten állandó, tehát független a reakcióban szerepelő anyagok egyensúlyi koncentrációjától. Helyénvaló a kérdés – miért is van ez így. Az egyensúlyi állapot mérlegelésében a reakciókinetikai megköze-lítés értékes segítséget nyújt.

Tételezzük fel, hogy a következő reakció egyetlen elemi lépésben jön létre, éspedig mindkét irányban:

ke A + 2 B AB2 (10.8.) kv

ahol ke az előre (balról jobbra) haladó reakció sebességállandója kv a visszafelé (jobbról balra) irányuló reakció sebességállandója.

Az előre haladó reakció sebessége

ve = ke [A] [B]2 (10.9.)

és a visszafelé irányuló reakció sebessége

vv = kv [AB2]. (10.10.)




Az egyensúly akkor áll be, ha a (10.8.) reakció mindkét irányban egy-forma sebességgel megy végbe. Ekkor a következő egyenleteket írhat-juk:

ve = vv

ke [A] [B]2 = kv [AB2]

kekv

= [AB2]

[A] [B]2 (10.11.)

Mivel ke és kv egyaránt – állandó hőmérsékleten – konstans értéket vesznek fel, a két konstans hányadosa is konstans értékű:

kekv

= K = [AB2]

[A] [B]2 (10.12.)

A (10.12.) egyenlet tehát egyértelmű bizonyítéka annak, hogy az egyensúlyi konstans, függetlenül a szereplő anyagok egyensúlyi kon-centrációktól – állandó értékű. Fontos viszont hangsúlyozni, hogy mi-vel a reakciók sebességállandói hőmérsékletfüggők, ezért az egyensú-lyi állandó szintén hőmérsékletfüggő. A következőkben tételezzük fel, hogy a (10.8.) reakció több mint egy elemi lépésben megy végbe. Kétlépéses reakciómechanizmus esetén: '

ek

Első lépés: 2 B B2 '

vk ''

ek

Második lépés: A + B2 AB2 ''

vk

Nettó reakció: A + 2 B AB2 A vizsgált folyamat, ebben az esetben egy, a 10.1.2.1. fejezetben tár-gyalt, összegzett reakciónak a példája. Az elemi lépéseket képviselő egyensúlyi állandókat a következőképpen fejezhetjük ki:




K’ = 'ek'vk =

[B2][B]2

K’’ = ''ek''vk =

[AB2][A] [B2]

A (10.7.) szabály szerint

K = K’ K’’ = [B2][B]2 ·

[AB2][A] [B2] =

[AB2] [A] [B]2 (10.13.)

Ahogy látjuk, a (10.12.) és (10.13.) egyenletek eredménye megegyezik. A vizsgált reakció elemzéséből egy fontos tanulság vonható le: Függet-lenül attól, hogy a vizsgált reakció, egyetlen elemi reakciólépést képez, vagy egy összetett folyamatot, a (10.5.) által ismertetett általános reak-ció ke a A + b B c C + d D kv a következőképpen kezelhető:

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

K = kekv

= [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 alkalmazá-sával vezettünk le, tökéletesen megfelel a (10.6.) egyenletnek, amely számtalan kísérleti eredmény feldolgozásának az eredménye, és amely




(ahogy azt már ismertettük) a Guldberg-Waage-féle, tömeghatás tör-vényeként szerepel a kémiai gyakorlatban.

10.1.4. Az egyensúlyi konstans kifejezési módjai A tömeghatás törvénye ugyan széleskörű kémiai problémáknak a meg-oldását teszi lehetővé, de ahhoz, hogy azt hiánytalanul alkalmazni tud-juk, egy kis gyakorlatra van szükség. Ismerni kell a reakcióban résztve-vő anyagok koncentrációinak a kifejezési módjait, mivel ezek határoz-zák meg az egyensúlyi konstans értékét. Vannak reakciók, amelyeknél az összes jelenlevő anyag egyetlen fázisban található, vannak viszont olyanok, amelyeknél az anyagok különböző fázisokban (halmazokban) találhatók.

Különböző fázisokban, különböző koncentráció-egységeket alkalmaz-va, azonos reakció részére több lehetőség nyílik az egyensúlyi konstans kifejezésére és ez által az értékének a rögzítésére.

Homogén egyensúlyok

A homogén egyensúly olyan reakciók egyensúlyi állapotát ecseteli, amelyeknél minden szereplő anyag ugyanolyan fázisban van jelen. Tér-jünk még egyszer vissza a (10.3.) reakcióhoz

N2O4 (g) 2 NO2 (g),

melynek egyensúlyi állandója a (10.4.) ill. a (10.6.) szerint

KC = [NO2]2

[N2O4] (10.15.)

A következőkben a koncentrációk szimbólumánál mellőzük az „egyen.” jel-zőt és a szövegben hangsúlyozzuk, ha egyensúlyi értékről lesz szó. A (10.15.) egyenlet persze az anyagok egyensúlyi koncentrációit illeti.

Ahogy látjuk, a (10.15.) egyenletben az egyensúlyi állandó a KC szimbólu-mot viseli, hangsúlyozva, hogy a reagáló anyagok koncentrációi mol l-1 egységben vannak megadva.

Az ideális gázok állapotegyenletéből

P V = n R T (10.16.)




világos, hogy állandó hőmérsékleten, valamely gáz mólkoncentrációja egyenesen arányos annak a nyomásával:

nV =

1R T . P (10.17.)

Ezért a vizsgált reakció részére írható:

KP = 42

2

2

ON

NO

PP

(10.18.)

ahol

2NOP és 42ONP a nitrogén-dioxid ill. a dinitrogén-tetraoxid egyen-

súlyi részleges nyomása (atm egységben), KP az egyenlet, nyomások által kifejezett egyensúlyi állandója.

Mivel a reakciókban szereplő anyagok mol l-1-ben kifejezett koncentrációi nem egyenlők az atm-ban kifejezett részleges nyomásukkal, ezért a KC és KP értékei szintén nem egyenlők. A KC és KP közötti függvényt egy egy-szerű 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 követ-kezőképpen fejezhető ki:

KC = a

b

]A[]B[ (10.19.)

KP = aA

bB

PP

(10.20.)

Ideális-gáz magatartást feltételezve az A- és a B- gáz részleges nyomására írható:

PA V = nA R T PA = nA R T

V (10.21.)

PB V = nB R T PB = nB R T

V (10.22.)

ahol V a reakcióedény literben megadott térfogata.




A (10.21.) és (10.22.) egyenletekből eredő PA ill. PB részleges nyomások kifejezésének a (10.20.) egyenletbe való behelyettesítés révén a KP részére a következő egyenletet kapjuk:

KP = aA

bB

VRTn

VRTn

⎟⎠⎞

⎜⎝⎛

⎟⎠⎞

⎜⎝⎛

= aA

bB

VnVn

⎟⎠⎞

⎜⎝⎛

⎟⎠⎞

⎜⎝⎛

(RT) b-a (10.23.)

Mivel nB/V és nA/V (mólok száma per a reakcióedény térfogata) a mol l-1 egységben kifejezett B- és A- anyag koncentrációja, tehát [B] ill. [A], a (10.23.) egyenlet a következőképpen írható:

KP = a

b

]A[]B[ (RT)Δn = KC (RT)Δn (10.24.)

ahol b a gáznemű termékek móljainak az összege (a vizsgált reakció egyenletében szereplő gáznemű termékek sztöchiometriai együtt-hatóinak az összege), a a gáznemű kiinduló anyagok móljainak az összege (a vizsgált re-akció egyenletében szereplő gáznemű kiinduló anyagok sztöchiometriai együtthatóinak az összege) száma,

Δn = b – a.

Ahogy az, a (10.24.) egyenletből kitűnik, KC csak abban az esetben egyenlő 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 következő fontos reakció megy végbe: CO (g) + 3 H2 (g) CH4 (g) + H2O (g)

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

Megoldás:




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 =

= 8,314 Pa 103 dm3 K-1 mol-1 1 atm

101 325 Pa =

= 0,0821 dm3 atm K-1mol-1

Δn = 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 ál-landói számbelileg különböznek. Mivel, ahogy azt hangsúlyoztuk, di-menziónélküli értékekről van szó, a gyakorlati alkalmazásuknál helyen van az elővigyázatosság.

Heterogén egyensúlyok

A heterogén egyensúly olyan reakciók egyensúlyi állapotát ecseteli, amelyeknél a kölcsönhatásban szereplő anyagok különböző fázisban vannak. Visszatérve a 10.1.2. fejezetben már mérlegelt (10.1.) reakció-hoz CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g) (10.1.)

ismereteink alapján, egyensúlyban, nyilvánvalóan a (10.25.) egyenlet által képviselt egyensúlyi állandó várható:

'CK =

[CaO] [CO2][CaCO3] (10.25.)

Törvényszerűen felmerül viszont az a probléma, hogy hogyan fejezhetjük ki valamely szilárd anyag molkoncentrációját? Ugyanis, ahogy az a szóban forgó reakcióegyenletből kitűnik, a kalcium-karbonát és a kalcium-oxid szilárd halmazállapotú anyagok. Ezeknek a „koncentrációja” a reakció során nem változik. Ez a tény, egy egyszerű törvényszerűségnek a követ-kezménye: Tiszta szilárd és cseppfolyós anyagok mólkoncentrációja, állan-dó hőmérsékleten állandó, és nem függ az adott anyag mennyiségétől.




Grammnyi, kilogrammnyi, vagy tonnányi mennyiségű kalcium-oxid mólkoncentrációja, állandó hőmérsékleten, egyforma. 20 °C-on például a CaO sűrűsége 3,4 g*cm-3, és ezért mólkoncentrációja:

3,4 gcm-3 ·

1 mol56,08 g = 0,061 mol cm-3 = 61 mol l-1

Mivel tehát a [CaO] és a [CaCO3] egyaránt konstans értékeket képez-nek, átrendezve a (10.25.) egyenletet,

[CaCO3][CaO] '

CK = [CO2] (10.26.)

látjuk, hogy a (10.26.) egyenlet bal oldalán található tagok kivétel nél-kül konstans értékeket képviselnek. Az egyenlet egész bal oldala, egy KC-vel szimbolizált, új konstansként szereplő érték lehet:

[CaCO3][CaO] '

CK = KC = [CO2] (10.27.)

Az újonnan bevezetett konstans, a KC, egyenlő az egyenlet jobb oldalá-val – a szemléltetett esetben a CO2 molkoncentrációjával. Adott hőmér-sékleten tehát, a (10.15) reakció egyensúlyi állandója a CO2 egy bizo-nyos mol l-1-ben kifejezett koncentrációjával egyenlő. Megjegyzendő, 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 értékű KC egyensúlyi állandóhoz jutottunk, abból kiindulva, hogy ezen a hőmérsékleten 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




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

Az adott reakció 840 °C hőmérsékleten 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 törvé-nyét alkalmazva, állandó hőmérsékletet feltételezve, ismeretlen egyen-súlyi koncentrációkat tudunk kiszámítani. Más szóval, az egyensúlyi állandó, többek között segítséget nyújt a reakciók irányának a meghatá-rozásában és a reakciók várható hozamának az értékelésében.

10.2.1. Kémiai reakciók irányának a meghatározása A vizsgált reakcióban kölcsönhatásban levő anyagok kezdeti (pillanat-nyi) koncentrációinak a behelyettesítése az egyensúlyi állandót kifeje-ző relációba, egy QC –vel szimbolizált, reakcióhányadosnak nevezett értékhez vezet. A reakció irányának a meghatározása a KC és a QC érté-keinek a mérlegeléséből áll. Ezt az értékelést a 10.2. táblázat foglalja össze.

QC > KC A termékek és a kiinduló anyagok kezdeti koncent-

rációinak az aránya túl magas. Az egyensúly eléré-séhez a termékeknek kiinduló anyagokká kell vál-tozni. A reakció jobbról balra fog végbemenni.

QC = KC A kezdeti koncentrációk megfelelnek az egyensúlyi koncentrációknak

QC < KC A termékek és a kiinduló anyagok kezdeti koncent-rációinak az aránya túl alacsony. Az egyensúly el-éréséhez a kiinduló anyagoknak termékekké kell változni. A reakció balról jobbra fog végbemenni.

10.2. táblázat. A reakcióirány meghatározásának elvi folyamata




4. példa: A katalitikus metán-gyártás a 2. példa által már ismertetett reakció sze-

rint 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 hőmérsékleten, a gázelegy pillanatnyi (kezdő) összetétele a következő:

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 hőmérsékleten, egy jól választott katalizátor fölé áramoltatik?

Megoldás:

QC = [CH4] [H2O][CO] [H2]3 =

(0,002)(0,002)(0,025)(0,025)3 = 10,24 > KC

A reakció tehát jobbról balra, fog elindulni – egy része a termékeknek kiinduló anyagokká változik.

10.2.2. Egyensúlyi koncentrációk számítása Állandó hőmérsékletet feltételezve, az egyensúlyi konstans és a reakci-óban résztvevő anyagok kezdeti koncentrációinak az ismeretében, ki tudjuk számítani a jelenlevő anyagok egyensúlyi koncentrációit. A gyakorlatban, a leggyakrabban azzal a feladattal állunk szemben, hogy csak a kiinduló anyagok kezdeti koncentrációi adottak. Az érthető bevezetés kedvéért válasszunk egy egyszerű általános reakciót, A B

amely egyensúlyi állandója, az adott hőmérsékleten, KC = 10,0. Az A- anyag kezdeti koncentrációja legyen 0,022 mol l-1. Az A- és a B- anyag egyensúlyi koncentrációinak meghatározása a következő elvi folyamat által lehetséges.

A kiválasztott általános reakció sztöchiometriájából látjuk, hogy minden mol változást szenvedő A- anyagból, 1 mol B- anyag keletkezik. A B-anyag kiszámítandó egyensúlyi koncentrációja legyen x. Egyensúlyban, következésképpen, az A- anyag molkoncentrációja 0,022 – x. Összegezve:




A B

Kezdeti: 0,022 mol l-1 0 mol l-1 Változás: - x mol l-1 + x mol l-1 Egyensúly: (0,022 – x) mol l-1 x mol l-1

Következő lépésként, behelyettesítjük a reakcióra érvényes tömeghatás törvényébe az illető értékeket:

KC = [B][A]

KC = x

0,022 - x

x = 0,02

Egyensúlyban tehát: [A] = 0,022 – 0,02 = 0,002; [B] = 0,02.

Ellenőrzésként helyettesítsük be a fenti adatokat:

KC = [B][A] =

0,020,002 = 10

5. példa:

1200 °C hőmérsékleten a következő, légszennyeződési szempontból ko-moly 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, szá-mítsuk ki a reaktorban jelenlevő nitrogén-oxid mennyiséget a reakció befe-jeztével (azaz egyensúlyban). Megoldás:

Első lépésként, az összes kölcsönhatásban levő anyag egyensúlyi koncent-rációit fogjuk x segítségével kifejezni. Több választható lehetőség közül a legkézenfekvőbb, hogy az x-et tegyük egyenlővé a reakció által elfogyasz-tott N2 móljai számával. A sztöchiometriai együtthatókkal ellátott reakció-




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

N2 O2 NO mol [n] [mol l-1] mol [n] [mol l-1] mol [n] [mol l-1]

Kezdeti 1 0,1 1 0,1 0 0 Változás -x (-x)/10 -x (-x)/10 +2x (+2x)/10 Egyensúly 1-x (1–

x)/10 1-x (1–

x)/10 2x (2x)/10

Helyettesítsük be az egyensúlyi értékeket a vizsgált reakció (egyensúlyban érvényes) tömeghatás törvényébe:

KC = 8,5 . 10-7 = [NO]2

[N2] [O2] = 2

2

101

102

⎟⎠⎞

⎜⎝⎛ −

⎟⎠⎞

⎜⎝⎛

x

x

= (2x)2

(1/x)2

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

(1/x)2

61058 −., = 2

12

⎟⎠⎞

⎜⎝⎛

− xx

0,002915 = 2x1-x

x = 0,001455

Ahogy az a vizsgált reakció sztöchiometriájából és a táblázatból követke-zik, a reakció során 2x mol NO keletkezik, ezért egyensúlyban a nitrogén-oxid móljai száma 2*0,001455 = 0,00291. Adott körülmények között a 10,0 l térfogatú reakcióedény 2,91 mmol NO-ot tartalmaz. A nitrogén-monoxid egyensúlyi koncentrációja tehát 0,291 mol l-1 lesz. Extrém magas-ságú hőmérsékleten, bizonyosan számolnunk kell azzal, hogy a levegő




összetevőiből, 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 előre haladó és visszafelé irányuló reakciók egyforma sebességgel mennek végbe. Ez az állapot, külső beavatkozások által könnyen megdönthető, aminek következmé-nyeként 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 hőmérséklete vál-toztatásával billenthető el.

10.3.1. A Le Chatelier-féle elv definíciója Milyen irányba mozdul el egy egyensúlyban lévő reakciórendszer, ha külső beavatkozás által megváltoztatjuk valamely, a reakcióban szerep-lő anyag koncentrációját, a nyomást, a térfogatot, vagy a hőmérsékle-tet? Henry Louis Le Chatelier nevéhez fűződik az, a nagyon egyszerű, és ugyanakkor nagyon nagy jelentőségű, általánosan alkalmazható ösz-szegző szabály, amely a kémiai gyakorlatban (de nem csak abban) a feltett kérdésre gyors és eredményes tájékozást nyújt: Ha egyensúly-ban levő rendszerre a külső körülmények megváltozásával kény-szert gyakorolunk, akkor az egyensúly úgy tolódik el, hogy a rend-szer a külső kényszer alól kitérni igyekszik.

Az egyensúlyi koncentráció változtatására bekövetkező válasz

A kémiai egyensúlyok elméletéből, úgymint a reakciók ezreinek a vizsgálatából a következő tapasztalat vonható le: Ha egyensúlyban levő 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 foly-tatódó reakció során – elfogy, és egy új egyensúlyi állapot jön létre. 6. példa:

A kén-dioxid kén-trioxiddá való oxidálódása fontos szerepet játszik, töb-bek között, az atmoszféra szennyeződésénél is. E folyamatot illetően a




kémia különböző elemi és nettó reakciókat ismer, többek között a követ-kezőt:

SO2 (g) + NO2 (g) SO3 (g) + NO (g)

Laboratóriumi kísérletek elemzésével tudomást szereztünk arról, hogy egy bizonyos, kezdeti (kiinduló) anyag elegy, 700 °C hőmérsékleten a követke-ző egyensúlyi összetételhez vezet:

[SO2] 4 . 10-4 mol l-1 [NO2] 1 . 10-4 mol l-1 [SO3] 1 . 10-4 mol l-1 [NO] 1 . 10-4 mol l-1

Ha az egyensúlyi elegyben, az 1.10-4 mol l-1 koncentrációval szereplő nitro-gén-dioxid koncentrációját 4.10-4 mol l-1-re emeljük, milyen értékű kon-centrációval fognak szerepelni a rendszert alkotó anyagok az újonnan lét-rejövő egyensúlyban? Megoldás:

Első lépésként, az adott hőmérsékleten érvényes egyensúlyi állandót fogjuk meghatározni:

KC = [SO3] [NO][SO2] [NO2] =

(1 . 10-4) (1 . 10-4)(4 . 10-4) (1 . 10-4) =

1 . 10-8

4 . 10-8 = 0,25

Ha az egyensúlyi elegyben, az 1.10-4 mol l-1 koncentrációval szereplő nitro-gén-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 külső beavatkozásként felemeltük 4.10-4 mol l-1-re. Az SO3 koncentrációváltozá-sát x-szel jelölve, a következő táblázat készíthető:

SO2 [mol l-1]

NO2 [mol l-1]

SO3 [mol l-1]

NO [mol l-1]

Kezdeti 4.10-4 4.10-4 1.10-4 1.10-4 Változás - x - x + x + x Egyensúly 4.10-4 – x 4.10-4 - x 1.10-4 + x 1.10-4 + x




Az ismeretlen x-nek, a következő egyenletnek kell megfelelni:

KC = 0,25 = (1.10-4 + x) (1.10-4 + x)(4.10-4 - x) (4.10-4 - x) =

2

4

4

104101

⎟⎟⎠

⎞⎜⎜⎝

⎛++

−

−

x.x.

0 25, = 0,5 = 1.10-4 + x4.10-4 - x

x = 0,667.10-4

Az új egyensúlyban az egyes anyagok koncentrációi tehát a következők:

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

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

SO2 [mol l-1]

NO2 [mol l-1]

SO3 [mol l-1]

NO [mol l-1]

Eredeti egyensúlyi 4.10-4 1.10-4 1.10-4 1.10-4 Beavatkozás utáni 4.10-4 4.10-4 1.10-4 1.10-4 Új egyensúlyi 3,333 . 10-4 3,333 . 10-4 1,667 . 10-4 1,667 . 10-4

Az összegző adatsorozat számokkal bizonyítja a Le Chatelier elv érvé-nyességét: ha a rendszerre kényszert gyakorolunk, akkor az egyen-súly úgy tolódik el, hogy a rendszer a külső kényszer alól kitérni igyekszik.

A térfogat- és nyomás változására bekövetkező válasz Az egyensúlyi állandó kifejezéséből következtetni lehet, arra, hogy milyen visszhanggal számolhatunk, ha megváltoztatjuk az egyensúlyban levő re-akciórendszer térfogatát.

A már ismertetett (10.3.) reakció

N2O4 (g) 2 NO2 (g)




egyensúlyi állandója:

KC = [NO2]2

[N2O4] .

Mivel a térfogatváltozásnak az egyensúlyra gyakorolt hatását igyekszünk értékelni, be kell vonnunk a térfogatot az egyensúlyi konstans kifejezésé-be:

[NO2] = V

n NO2 ; [N2O4] = V

n ON 42 ; (10.28.)

ahol n a mólok száma

V a rendszer térfogata.

Az egyensúlyi állandóba való (10.28.) egyenleteknek a behelyettesítése és a reláció egyszerűsítése után:

KC =

VnV

n

ON

NO

42

2

2

⎟⎟⎠

⎞⎜⎜⎝

⎛

= ( )

42

2

2

ON

NO

n.Vn

,

és ezért

KC V = ( )

42

2

2

ON

NO

nn

(10.29.)

Tételezzük fel, hogy az elemzett NO2 - N2O4 rendszer térfogatát egy liter-ről háromra emeljük. Ez a lépés a (10.29.) egyenlet bal oldalát, tehát a KcV szorzatot, a háromszorosára emeli. A (10.29.) egyenlet jobb oldalá-nak, tehát az

( )

42

2

2

ON

NO

nn

(10.30.)

hányadosnak, az egyensúly helyreállítása érdekében, persze szintén a há-romszorosára kell emelkednie. Ez nem megy másképp, mint úgy, hogy az újra meginduló N2O4 (g) 2 NO2 (g) reakció során növekszik a rendszerben levő NO2 -, és egyúttal csökken az N2O4 mennyisége. Hasonló gondolatmenetet alkalmazva bizonyítható, hogy fordított érte-lemben minden fordítva megy végbe: Ha az egyensúlyban levő rendszer




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 elemzésből szerzett tanulság egyértelműen bizonyítja, hogy gáz-nemű reakcióknál a rendszer térfogatváltozása alapvetően változtatja az egyensúlyi elegy összetételét. A Le Chatelier elv értelmében: Ha valamely egyensúlyban levő gáznemű reakciórendszer térfogatát növeljük, megdöntve ezzel az egyensúlyi állapotot, akkor a reakció, a külső kényszer alól kitérni igyekezve, olyan irányban folytatódik, hogy növekedjék a rendszerben jelenlevő mólok száma. Fordított esetben, azaz ha csökkentjük a rendszer térfogatát, akkor a folyta-tódó reakció által a mólok száma csökkenni fog. A 3. táblázat, a fenti törvényszerűség hatását igyekszik egynéhány további, egyensúlyban levő reakciórendszer viselkedésének a bemutatásával áttekin-tő módon ecsetelni:

Térfogat emel-kedésénél

Térfogat csök-kenésénél

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 levő rendszerek térfogatának a vál-toztatása után újra elinduló reakció irányát a reakció során történő 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 elő. Ha gáz-

fázisban végbemenő reakcióknál a rendszer térfogatát például a felére csökkentjük, a nyomás, a tökéletes gázok törvényét követve, a duplájára növekszik. Az eddig csupán a térfogatváltozásoknak tulajdonított egyen-súly-eltolódások, egyformán tulajdoníthatók a nyomásváltozásoknak is. A Le Chatelier elv értelmében úgy is fogalmazhatunk, hogy a nyomás nö-




vekvése ellen a reakciórendszer úgy „védekezik”, (az egyensúlyt olyan irányba mozdítja el), hogy a rendszerben levő gázok móljainak az ösz-szege csökkenjen.

A 10.1. ábra, az egyensúlyban levő, jól ismert reakciórendszerre, N2O4 (g) 2 NO2 (g), gyakorolt nyomásváltozás következményeit mu-tatja be. A nyomásváltozás értékelésénél vigyázni kell. A rendszer nyomá-sát ugyanis változtathatjuk állandó térfogaton is. A rendszerbe, a reak-cióban résztvevő anyagokhoz, adagolhatunk egy bizonyos mennyiségű inert gázt is (héliumot). Ezzel megnövekszik a jelenlevő mólok száma, és kézenfekvő, 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 nitro-gén-dioxid térfogategységben jelenlevő móljainak a számát. Ha a reakci-óban szereplő 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.

N2O4 (g) 2 NO2 (g); ΔH0 = 58,0 kJ.

NO2

N2O4 He

10.1. ábra: Ha a vizsgált rendszerre nyomást gyakorolunk, egy bizonyos mennyiségű nitrogén-dioxid nitrogén-tetraoxiddá változik. Ha viszont a nyomást nem térfogatcsökkentéssel, hanem hélium beadagolásával növeljük, a rendszer egyensúlyban marad.




A hőmérséklet változtatására bekövetkező válasz

Ahogy azt a 10.3.1.1. és 10.3.1.2. fejezetekben épp ismertettük, állandó hőmérsékleten a koncentráció-, térfogat- és nyomásváltozások által eltolódik ugyan a reakciórendszerek egyensúlya, de nem változik az egyensúlyi állandó. A hőmérsékletváltozás viszont az egyensúlyi állan-dó értékét változtatja. A (10.3.) reakció egy endoterm folyamat: Az ellenkező irányban viszont a végbemenő reakció exoterm:

2 NO2 (g) N2O4 (g) ΔH0 = -58,0 kJ

Egyensúlyban, mivel nettó reakció nem megy végbe, a nettó hő-effektus 0. Mi történik, ha egyensúlyban, a tárgyalt reakciórendszert hevítésnek vetjük alá? Mivel endoterm folyamatoknál a rendszerek a környezettől hőenergiát vesznek át, a hevítés a dinitrogén-tetraoxid disszociációjának kedvez. Kézenfekvő tehát, hogy az N2O4 endoterm disszociációjának az egyensúlyi állandója

KC = [NO2]2

[N2O4]

a növekvő hőmérséklettel növekszik.

A Le Chatelier-elv értelmében: Ha bizonyos hőmérsékleten, egyen-súlyban levő reakciórendszer hőmérsékletét növeljük, a rendszer úgy „védekezik”, hogy az egyensúlyi állandó változása a hőmérsék-let csökkenésének, tehát az endoterm irányban végbemenő reakci-ónak kedvez, és fordítva.

10.4. Ellenőrző kérdések, feladatok • Magyarázza el a dinamikus egyensúly és az egyensúlyi állandó fo-

galmát. Hogyan fejezzük ki az összegzett reakciók egyensúlyi ál-landóját? Reakciókinetikai ismereteit alkalmazva, egy tetszés sze-rint választott reakció részére vezesse le az egyensúlyi állandó kife-jezését.

• Fogalmazza meg a homogén- és heterogén egyensúlyok lényegét. Definiálja a KC és KP szimbólumokat és vezesse le a két állandó közötti matematikai relációt.




• Indokolja meg az összefüggést a reakcióhányados, az egyensúlyi ál-landó és a reakciók pillanatnyi iránya között? Milyen módszert al-kalmazunk az egyensúlyi koncentrációk számításánál?

• Adja meg a Le Chatelier elv általános definícióját és soroljon fel három példát, ez elv széleskörű hatáskörének az ecsetelésére.

• ZnO-CuO katalizátor felett, 1000 °C hőmérsékleten, a következő reakció

H2O (g) + CO (g) H2 (g) + CO2 (g) egyensú-lyi 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 szén-dioxid. Milyen irányban megy végbe a reakció?

• A foszgén, COCl2, egy erősen toxikus gáz, amely 400 °C hőmér-sékleten a következőképpen 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 sütőpor, a nátrium-hidrogén-karbonát, hő közlése által a követ-kező reakció szerint bomlik:

2 NaHCO3 (s) Na2CO3 (s) + CO2 (g) + H2O (g). Ha egy zárt és egy nyitott reaktorban, egyforma hőmérsékleten, növeljük a sütőpor mennyiségét, melyik edényben nyerünk további szén-dioxidot és vízgőzt?

Általános kémia Savak és bázisok



11. Savak és bázisok

A savaknak és a bázisoknak a kémiai és biológiai rendszerekben, vala-mint a széleskörű műszaki gyakorlatban kimagasló szerepük van. Ezekkel az anyagokkal, kisebb vagy nagyobb mértékben, az olvasó már bizonyára találkozott. Jegyzetünkben, terjedelmi okok végett, csak rö-viden igyekszünk ismertetni a savak és a bázisok definícióit és a mű-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 elő. A lakmusz szí-nét például kékről vörösre változtatják.

• A savak bizonyos fémekkel, például cinkkel és magnéziummal rea-gálva, 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 kalci-um-karbonáttal, vagy nátrium-hidrogénkarbonáttal reagálva szén-dioxidot képeznek:

2 HCl (aq) + NaHCO3 (s) NaCl (aq) + H2O (l) + CO2 (g)

• A savak vizes oldatai vezetik az elektromos áramot.

11.1.2. Bázisok

• A bázisok íze keserű.

• A bázisok tapintata síkos – a bázisokat tartalmazó szappan tapintata ennek a tulajdonságnak a tipikus példája.

• A bázisok a növényfestékek színváltozását idézik elő – a lakmusz színét például a bázisok vörösről kékre változtatják.

• A bázisok vizes oldatai vezetik az elektromos áramot.




11.2. Savak és bázisok definíciói

11.2.1. Arrhenius-féle definíciók Az első általános sav-bázis elmélet a svéd vegyésztől, Svante August Arrheniustól származik. Arrhenius a 19. század végén következőkép-pen fogalmazta meg a savak és a bázisok lényegét: A savak olyan hid-rogén-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 töltésű fém-ionokra (kationokra), és hidroxid-ionokra disszociá-lódnak. A savas kémhatást tehát a H+-ionok, a lúgos kémhatást pedig a hidroxid-ionok okozzák. A savak disszociációjának példáiként, a salét-romsav, a kénsav, a foszforsav és az ecetsav disszociációja a követke-zőképpen írható:

HNO3 H+ + =3NO

H2SO4 2 H+ + =24SO

H3PO4 3 H+ + =34PO

CH3COOH H+ + CH3CO =O

A savak annyi értékűek vagy bázisúak, ahány fémmel helyettesíthető, disszociációra képes hidrogénatomot tartalmaznak. A salétromsav és az ecetsav tehát egybázisú-, a kénsav kétbázisú- és a foszforsav hárombá-zisú sav. Egy bizonyos sav annál erősebb, minél nagyobb mértékben disszociálódik.

A bázisok disszociációjának példáit, a kálium-hidroxid és a kalcium-hidroxid disszociációját a következőképpen írhatjuk:

KOH OH- + K+

Ca(OH)2 2 OH- + Ca2+

A bázisok annyi értékűek vagy savúak, ahány hidroxid-gyököt külde-nek az oldatba vízben történő oldásukkor. A KOH tehát egyértékű vagy egysavú-, a Ca(OH)2 pedig kétértékű vagy kétsavú bázis. Egy bizonyos bázis annál erősebb, minél nagyobb mértékben disszociálódik. Az Arrhenius-féle sav-bázis elmélet nagy mértékben járult hozzá a hu-szadik század elején végbemenő gyors kémiai fejlődésnek, sok kérdésre




viszont nem képes megfelelő magyarázatot adni. Példaként fordítsunk figyelmet a következő kérdésre: Mi az, ami miatt az ammónia, NH3 vizes oldata bázikus jellegű? Mert ugye, az ammónia nem tartalmaz OH--iont.

11.2.2. Brønsted-Lowry definíciók Arrhenius szerint a savak vezetőképességét a H+-ionok okozzák. A hid-rogén-ion (proton) átmérője nagyságrendileg 10-15 m, tehát körülbelül százezerszer kisebb, mint a többi ioné. Mivel ez azt jelenti, hogy a pro-ton mozgékonysága megközelítőleg százezerszer nagyobb, mint bármi-lyen más ioné, ennek a ténynek ahhoz kellene vezetni, hogy a savak vezetőképessége megközelítheti a fémek vezetőképességét. A gyakorlat viszont nem ezt igazolja. A savak vezetőképessége több nagyságrend-del kisebb a fémekénél. Logikusan arra lehet következtetni, hogy sza-bad proton az oldatban nem létezik, éspedig azért nem, mert az, az ol-dószerrel, a leggyakrabban, vízzel, egy -ónium-iont, (vízzel oxónium-iont) képezve lép reakcióba:

H2O + H+ H3O+

Ez a gyakorlat által igazolt feltételezés ahhoz a fontos konklúzióhoz vezet, hogy a disszociáció részére az oldószer nem tekinthető 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 kö-vetkező definíciót terjesztették elő: 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. Ebből a feltevésből 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- (11.1.)




sav(1) bázis(2) konj. sav(2) konj. bázis(1)

sav(1) bázis(2) konj. sav(2) konj. bázis(1)

Brønsted-Lowry szerint a következőképpen írható:

HNO3 + H2O H3O+ + NO3- (11.2.)

A hidrogén-[trioxo-nitrát(V)] (salétromsav) vízben, egy meglehetősen erős sav, mivel a sokkal bázikusabb jellegű víz készségesen képez a salétromsavtól könnyen leválasztható protonnal oxónium-iont. Ezt a tényt többek között az oldat aránylag magas elektromos vezetőképessé-ge is bizonyítja. A víznél kevésbé bázikus jellegű oldószerek, például az ecetsav a salétromsav által az oldatba küldött protont sokkal kisebb mértékben képesek megkötni, ezért ezekben az oldószerekben a salét-romsav 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 sav-bázis 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, mi-vel teljesen végbemegy.

Más a helyzet, ha hangyasavat oldunk vízben:

HCOOH + H2O H3O+ + HCOO- (11.3.)

A hangyasav vizes oldata sokkal kisebb mértékben vezeti az elektromos áramot, mint a salétromsav oldata, amiből arra a következtetésre jutunk, hogy a hangyasav-oldatban kevesebb oxónium-ion van jelen, mint a salét-romsav-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 erősebben köti, tehát erősebb bázis, mint a nitrát-ion. A konklúzió egyértelmű: a hangyasav a salétromsavnál gyengébb sav. A (11.3.) egyenletnél alkalmazott kettős nyíl azt szimbolizálja, hogy a reakció távolról sem megy tökéletesen balról jobbra végbe.




bázis(1) sav(2) konj. sav(1) konj. bázis(2)

Mindkét utóbb ismertetett savnál ((11.2.), (11.3.)) a víz bázisként visel-kedik, mind a salétromsavnál, mind a hangyasavnál is gyengébb sav (azaz erősebb 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 + H2O NH4+ + OH- (11.4.)

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 kettős nyíl itt is annak a jele, hogy a (11.4.) egy ún. egyensúlyra vezető re-akció, tehát nem megy balról jobbra tökéletesen végbe.

Ahogy látjuk, a víz a kölcsönhatásban résztvevő partner jellegétől függően, úgy bázisként, mint savként is szerepelhet, éspedig azért, mert a vízmole-kula proton alakjában lehasadni kész hidrogénatomot és ugyanakkor „idegen” proton megkötésére alkalmas elektronpárt is tartalmaz. Brønsted az ilyen jellegű oldószereket amfiprotikus oldószereknek ne-vezi.

Ezen a helyen, elméleti és gyakorlati okokból egyaránt, a következő fontos fogalmak ismertetését találjuk célravezetőnek:

• 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, savak-ban is és lúgokban is oldódik, éspedig a következőképpen:

Al2O3(s) + 6 H+(aq) 2 Al3+(aq) + 3 H2O(l) (11.5.)

Al2O3(s) + 3 H2O(l) + 2 OH-(aq) 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 képez-ve, savas tulajdonságokat mutat. Amfoter tulajdonságokkal rendel-kezik 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.




• Azokat az anyagokat, amelyek proton alakjában lehasadni kész hidro-gén-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 oldószer-ként említésre méltó a cseppfolyós ammónia, valamint a gyakorlatban gyakran alkalmazott alkoholok (metilalkohol, etilalkohol, izopropil-alkohol), stb. Az amfiprotikus anyagok tehát egyúttal az amfoter anya-gok közé is tartoznak.

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

11.2.3. Lewis-féle definíciók A kémiai gyakorlat azt igazolja, hogy több olyan típusú reakció reali-zálható, amely sav-bázis reakciónak felel meg, a résztvevő anyagok mégsem jellemezhetők 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 erősen bázikus jellegű dinátrium-oxid az erősen savas jellegű kén(VI)-oxiddal való reakcióját mutatja, amely során nát-rium-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 következő definíciót terjesztette elő: Lewis savak olyan anyagok, ame-lyek 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 kova-lens kötést létrehozni. Nézzük, mi is történik Lewis szerint a (11.7.) reakciónál. Itt az oxid-ion, O2-, (amely a szilárd-halmazállapotú és ionos kötésű dinátrium-oxid alkotórésze), kén(VI)-oxiddal reagál:




2-

elektronpár elektronpár donor akceptor

_

L e w i s s a v L e w i s b á z i s

S O

::. .. .. .O

2-+ :

. .. .S

::. .O. .

. .

::O. .

. . :. .. .O :

. .. .S

:: . .O. .

. .::O. .

. .. .. .O ::

. .. .. .O :

A (11.8.) reakció arról számol be, hogy a kén-trioxid, az O2- iontól át-vesz egy elektron-párt. Ugyanakkor, persze, egy elektron-pár az kötésből 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 ké-miai elképzelések szerint H3BO3 lenne, és Brønsted-Lowry szerint ennek az anyagnak a vízzel való kölcsönhatását a (11.9.) egyenlet jelképezné:

H3BO3 + H2O H3O+ + H2BO3- (11.9.)

Az ismereteink szerint viszont a (11.9.) egyenlet helytelen. A bórsav víz-ben ugyan savként viselkedik, de a reakciót a (11.10.) szimbolizálja helye-sen:

B(OH)3(aq) + H2O(l) B(OH)4-(aq) + H+(aq) (11.10.)

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

. .. .B

::O. .

. .::O. .:

. .. .

. .O :H

H

H

+. .OH. .

H. .:

. .H:

. .. .B

::O. .

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

H

H

:O H. .. . + H+

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

(11.8.)

(11.11.)




R e n d s z e r Arrhenius Brønsted Lewis

HNO3 H2O

s a v n e m b á z i s

s a v b á z i s

s a v b á z i s

HCOOH HNO3

s a v s a v

b á z i s s a v

b á z i s s a v

B(OH)3 H2O

n e m s a v n e m b á z i s

n e m s a v n e m b á z i s

s a v b á z i s

NaOH H2O

b á z i s n e m s a v

b á z i s s a v

b á z i s s a v

NH3 H2O

n e m b á z i s n e m s a v

b á z i s s a v

b á z i s s a v

Na2O SO3



b á z i s s a v

11.1. táblázat: Választott sav-bázis rendszerek különböző definíciók általi besorolása.

11.3. A víz önionizációja A tökéletesen tiszta víz, nagyon kis mértékben ugyan, de vezeti az elektromos áramot. Ez a vezetőképesség a víz önionizációjával függ össze.

H2O + H2O H3O+ + OH- (11.12.)

A (11.12.) reakció egyensúlyi állandója, vagyis a víz ionizációs állan-dója, a következőképpen fejezhető ki:

K = [H3O+] [OH-]

[ H2O]2 (11.13.)

A reakciók egyensúlyi állandói hőmérsékletfüggők. A (11.13.) egyen-letben szereplő 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 tekinthető ([H2O] = 55,5 mol l-1). Az állandók összeszorzása után, a (11.13.) következőképpen írható:




K [H2O]2 = KV = [H3O+] [OH-] (11.14.)

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

KV = 3,2 . 10-18 . (55,5)2 = 1 . 10-14 (11.15.)

Tiszta vízben az oxónium-ionok molkoncentrációja megegyezik a hid-roxid-ionok molkoncentrációjával, tehát írhatjuk:

[H3O+] = [OH-] = 1410− = 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 hangsú-lyoztuk, 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 dimen-zió. A víz ionizációja erősen endoterm folyamat (ΔH = 56,74 kJ mol-1), ezért a hőmérséklet emelkedésével a víz ionszorzata nem elhanyagolha-tóan növekszik. 37 °C-on, például, a víz ionszorzata már eléri a 2,5.10-

14 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 észlelhető. Autoprotolízist demonstráló anya-gok ionszorzatát KA-val szimbolizált autoprotolitikus állandónak nevezzük. A következő példák jellemzők:

C2H5OH + C2H5OH C2H5OH2+ + C2H5O-

NH3 + NH3 NH4+

+ NH2-

HCOOH + HCOOH HCOOH2+ + HCOO-

A 11.2. táblázatban fontos oldószerek autoprotolitikus állandóit ismer-tetjük.




Oldószer KA Oldószer KA

Kénsav 1,0 . 10-5 Víz 1,0 . 10-14 Hangyasav 5,0 . 10-7 Etilalkohol 8,0 . 10-20 Ecetsav 2,5 . 10-13 Ammónia 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 elő – a pH értékét. Sorensen eredetileg a pH szimbólumot alkalmazta és azt „hidrogén-ion hatványkitevő”-nek (Wasserstoffion-exponent-nek) ne-vezte. Egy bizonyos oldat pH értékét a következőképpen definiáljuk:

pH = - log [H3O+] (11.17.) vagyis pH = - log [H+] (11.18.) Az olvasó bizonyára tisztában van azzal, hogy a könnyű-hidrogén ion (a prócium ion), H+ fogalma, azonos a proton fogalmával. Önálló pro-ton 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 molkon-centrációja tehát azonos a H+-ionok molkoncentrációjával, és ezért minden, a (11.17.) egyenlethez hasonló relációban helyettesíthető [H+]-val. A fenti megjegyzés értelmében a (11.14.) egyenletet a továbbiakban a következőképpen fogjuk írni:

KV = [H+] [OH-] (11.19.)

A (11.18.) egyenlet általi pH érték definíciójához még egy fontos tud-nivaló fűződik: Az egyenlet bevezetése csupán az oldatok H+-ion kon-centrációinak a számbeli értékekeivel való munka egyszerűsítése miatt történt. Ezért a [H+] kifejezés itt csak egy dimenziónélküli értéket kép-visel. Az oldatok pH-értéke, tehát szintén csak egy dimenzió-nélküli szám.




A (11.18.) egyenlet szóbeli üzenete a következő: 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, hidroxid-ionok részére is bevezethető egy analogikus érték, a „hidroxid-ion hat-ványkitevő”, 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 eredetétől minden vizes oldatra érvényes, és na-gyon fontos egyenletet kapunk

[H+] [OH-] = 1,0 . 10-14 (11.22.)

A (11.22.) egyenlet mindkét oldalának logaritmusát képezve a követke-ző egyenleteket írhatjuk:




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 ellenőrzése na-gyon egyszerű: Mindkét egyenlet mindkét oldalát logaritmálva meg-kapjuk a kiinduló (11.18.) és (11.21.) relációkat.

Minta pH érték Minta pH érték

Gyomorsav 1,0 - 3,0 Szennyezetlen eső-víz

5,6

Citromlé 2,2 - 2,4 Tej 6,5 Ecet 2,4 - 3,4 Tiszta víz 7,0 Narancslé 3,5 Vér 7,3 - 7,5 Szódavíz 3,9 Tengervíz 7,0 - 8,3 Vizelet 4,8 - 7,5 Háztartási ammónia 11,9

11.3. táblázat: Jellegzetes oldatok pH értéke.

1. példa: Az antropogén befolyásoktól mentes esővíz pH értéke 5,63. A sokat tárgyalt savas esőről csak akkor beszélünk, ha a sokrétű emberi emisz-sziók által a csapadékvíz pH-ja az ismertetett érték alá süllyed. 2006. szeptember 2-án, a Győrben hullott esővíz H+-ion koncentrációja 2,35.10-6 mol l-1 volt. Savas eső esett vajon Győrben, vagy nem?




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 esővizek természetes (az atmoszféra szén-dioxid tartalma által jelenlevő) savasságának, és ezért mérsékelten savas kémhatása ellenére nem tartható savas esővíznek.

2. példa: Egy palackozott asztali bortípus pH-értéke, azonnal a dugó eltávolítása után pHazonnali = 3,50. A nyitva hagyott, levegő hatásának kitett palack tartalma 30 nap után savasabb kémhatású, elsősorban a jelenlevő etilal-kohol ecetsavvá való oxidálódása által, pH 30 nap = 3,00. Határozzuk meg a borban jelenlevő [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

Δ [H+] = (1,00 . 10-3 – 3,16 . 10-4) mol l-1 = 6,84 . 10-4 mol l-1

A borban levő [H+] ionok koncentrációja 30 nap után tehát 6,84.10-4 mol l-1 értékkel növekszik.

11.5. Savak és bázisok erőssége A sajátosságaitól függően egy bizonyos sav a vizsgált rendszerben je-lenlevő molekuláinak egy része, vagy az összes jelenlevő savmolekula vízzel való oldódásakor ionizálódik. A ionizációt szenvedett savmole-kulák része a savak erősségének a mértéke.




A savak erősségét tehát (többek között) az ionizáció-százalék által tud-juk kifejezni:

ionizáció-százalék = az ionizált sav egyensúlyi koncentrációja

a sav eredeti koncentrációja .100 %

Az ionizáció-százalék fogalmának alkalmazása feltételezi, hogy a vizs-gált rendszerben egyensúlyi állapot uralkodik. Hasonlítsuk össze két, HA-, illetve HB-vel szimbolizált, különböző jellegű, de egyforma koncentrációjú sav vizes oldatát. Brønsted definí-cióját alkalmazva, HA akkor lesz egy erősebb sav, mint HB, ha HA nagyobb hajlandóságot mutat a jelenlevő vízmolekuláknak való proton átadására, mint HB. A vízmolekulák ebben az esetben Brønsted bázis-ként viselkednek. Következésképpen a HA sav ionizáció-százaléka magasabb, mint a HB savé.

HA (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + A- (aq) (11.26.)

HB (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + B- (aq) (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 értékű lesz, mint a HB oldat.

Erős savak, mint például a perklórsav, a sósav, a kénsav és a salétrom-sav egyúttal erős elektrolitok is. A gyakorlati feladatok részére ezeknek a savaknak a vízben való ionizációja 100 %-osnak tekinthető:

HClO4 (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + ClO4- (aq)

HCl (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + Cl- (aq)

H2SO4 (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + HSO4- (aq)

HNO3 (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + NO3- (aq)

A kénsav kétértékű sav. Az itt feltüntetett egyenlet szerint csak elsőfo-kú ionizációt feltételezünk. A HSO4

-, persze, szintén savként viselke-dik, de a hidrogénszulfát-ion ionizáció-százaléka rendbelileg kisebb (mint 100 %).




A savak többségét gyenge savnak értékeljük. A gyenge savak csoportja viszont nagyon széles lehetőségeket mutat. A hidrogén-fluorid és a hid-rogén-cianát egyaránt a gyenge savak csoportjába tartozó vegyületek. Ha összehasonlítjuk e két sav egyforma (0,1 mol l-1) koncentrációjú, egyforma hőmérsékletű (25 °C) vizes oldatainak az egyensúlyi ionizá-ció-százalékát, érdekes különbségekhez jutunk: A HF oldat ionizáció-százaléka 8,4 a HCN ionizáció-százaléka pedig 0,007. Világos tehát, hogy a HF sokkal erősebb sav, mint a HCN.

Amit a savakról állítottunk, az a bázisokra analogikusan érvényes. A bázisok erőssége a referenciás savtól való proton fogadás hajlandósá-gának 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 erős bázisok. Ezek az anyagok vizes oldataikban teljesen ionizálódnak és ezért erős 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 stroncium-hidroxid (Sr(OH)2) vízben csak kis mértékben oldódnak.

• A kloridok (Cl-), bromidok (Br-) és jodidok (I-) többsége vízben oldódik. Kivételt képeznek az Ag+, Hg2

2+ és Pb2+ kloridok, bromi-dok és jodidok.

• Az alkáli fém- és NH4+- vegyületeken kívül a karbonátok ( −2

3CO ), foszfátok ( −3

4PO ) és szulfidok (S2-) egyike sem oldódik vízben. • A szulfátok (SO −2

4 ) többsége vízben oldódik. A kalcium-szulfát (CaSO4) és az ezüst-szulfát (Ag2SO4) csak kis mértékben oldódnak.




A bárium-szulfát (BaSO4), a higany(II)-szulfát (HgSO4) és az ólom-szulfát (PbSO4) vízben nem oldódnak.

A nátrium-hidroxiddal, a kálium-hidroxiddal és a bárium-hidroxiddal ellentétben, az ammónia vizes oldata, gyenge bázis. 25 C° hőmérsékle-ten az ammónia 0,1 mol l-1 koncentrációjú vizes oldatának csak 1,3 % értékű 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, betart-va az aránylagos erősség sorrendjét. A 11.4. táblázattal a következő tudnivalók függnek össze:

• Az erős savak konjugált bázisai csak elhanyagolható erejűek. • A gyenge savak csoportjában minél erősebb a sav, annál gyen-

gébb a konjugált bázisa és fordítva. Példaként a HF erősebb sav, mint a HCN, ezért a F- gyengébb bázis, mint a CN-.

• Az oxónium-ion, H3O+ a legerősebb sav, amely vizes oldatok-ban létezhet. Erősebb savak, mint az oxónium-ion, vízzel rea-gálva, oxónium-iont és az illető sav konjugált bázisát képezik. Érthető tehát, hogy például a HClO4, (amely erősebb sav, mint az oxónium-ion), vízzel reagálva, maradék nélkül perklorát-iont és H3O+-iont képez:

HClO4 (aq) + H2O (l) ClO4- (aq) + H3O+ (aq)

• A H3O+-nál gyengébb savak vízzel sokkal kisebb mértékben re-agálnak, tehát sokkal kisebb mértékben képeznek H3O+ iont és konjugált bázist. A következő reakció egyensúlya, például, erő-sen balra van eltolódva:

HNO2 (aq) + H2O (l) NO2- (aq) + H3O+ (aq)

• A hidroxid-ion, OH- a legerősebb bázis, amely vizes oldatokban létezhet. Erősebb bázisok, mint a hidroxid-ion, vízzel reagálva, hidroxid iont és az illető bázis konjugált savát képezik. Érthető tehát, hogy például az amid-ion, NH2

-, (amely erősebb bázis,




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.

Sav Konjugált

bázis

HClO4 HI HBr HCl H2SO4 HNO3 H3O+ HSO4

- HF HNO2 HCOOH CH3COOH H2S NH4

+ HCN H2O NH3

Erős savak. Vizes oldatokban az ionizáció-százalék érté-ke 100%-nak tekinthe-tő. Gyenge savak. Egyensúlyi elegyben jelen vannak a nem ionizált sav-molekulák, a konjugált bázis és a H+ ionok egyaránt.

ClO4

- I- Br- Cl- HSO4

- NO3

- H2O SO4

2- F- NO2

- HCOO- CH3COO- HS-

NH3 CN- OH- NH2

-

11.4. táblázat: Konjugált sav-bázis párok relatív erőssége.

11.5.1. Gyenge savak és sav disszociációállandók A (11.26.) egyenletet alkalmazva, a HA-val szimbolizált, egyértékű, gyenge sav vízben való ionizációja a következő egyenlet által írható:

N

ö v

e k

e d

ő

s a

v e

r ő

s s

é g

N ö v e k e d

ő b á z i s e r ő s s é g




HA (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + A- (aq) (11.26.)

A (11.26.) reakciónak az egyensúlyi állandóját a következőképpen tud-juk kifejezni:

K = [H3O+][A-][HA][H2O] (11.29.)

Mivel a vízmolekulák kiinduló mennyiségéhez viszonyítva a sav vízben való ionizációja (11.26.) által csak elhanyagolható mennyiségű vízmolekula lép reakcióba („használódik el”), a víz molkoncentrációját állandónak te-kinthetjük és így a (11.29.) a követező alakot öltheti:

Ks = K[H2O] = [H3O+][A-]

[HA] (11.30.)

ahol Ks a sav disszociációállandója (ionizációs állandója).

Egy bizonyos hőmérsékleten a HA sav erősségét a Ks által fejezzük ki. Minél magasabb a Ks értéke, annál erősebb a vizsgált sav, és annál maga-sabb a H+ ionok koncentrációja az egyensúlyi elegyben.

Mivel gyenge savaknál az ionizáció, ugyan különböző, de általánosan csak kis mértékben megy végbe, az egyensúlyi elegy a H+ és az A- io-nokon kívül a nem ionizált HA sav molekuláit is általában nagymérték-ben 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 lehetőség: Ismerve a Ks állandót és a sav vizes oldatának az kiinduló koncentrációját, ki tudjuk számítani az egyensúlyi elegy összes összetevőjének a koncentrációját és a pH-t.

A gyenge savak vizes oldatait alkotó összetevőknek az egyensúlyi kon-centrációit hasonlóképpen számítjuk ki, mint azt, a 10.2.2. fejezetben álta-lános kémiai reakciók részére már ismertettük. A rendszert a savak esetén ugyan más anyagok képezik, de a számítást lehetővé tevő elvnek – a Guldberg-Waage-féle tömeghatás törvényének – az alkalmazása mindegyik rendszernél azonos.




A számítás lépései a következők:

• Fejezd ki az összes jelenlevő anyag egyensúlyi koncentrációját a kiin-duló 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 képező 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 következő 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 képződése által, 25 °C hőmérsékleten [OH-] > [H+], tehát pH > 7.

A (11.28.) reakciónak az egyensúlyi állandóját a következőképpen tud-juk kifejezni:

K = [NH4

+][OH-][H2O][NH3] (11.31.)

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

Kb = K[H2O] = [NH4

+][OH-][NH3] (11.32.)

ahol Kb a bázis disszociációállandója (ionizációs állandója).




A sav neve

Képlet Szerkezet Ks Konjugált bázis

Kb

Fenol

C6H5OH

O H

1,3.10-10

C6H5O-

7,7.10-5

Szénsav

H2CO3

C OO

O

HH

4,3.10-7

HCO3-

2,3.10-8

Ecetsav

CH3COOH

C

O

O HCH3

1,8.10-5

CH3COO-

5,6.10-10

Benzoesav

C6H5COOH

C

O

O H

6,5.10-5

C6H5COO-

1,5.10-10

Aszkorbin sav (C-vitamin)

C6H8O6

C C

CO

C O

OHOH

CHOH

CH2OH

H

8,0.10-5

C6H7O6-

1,3.10-10

Acetilszalicil sav (aszpirin)

C9H8O4

C

O

O HO C

O

CH3

.

3,0.10-4

C9H7O4

3,3.10-11

Foszforsav

H3PO4

H O P O H

O

H

O

6,9.10-3

H2PO4-

1,4.10-12

Oxálsav

H2C2O4

O

OC

C O H

H

O

5,6.10-2

HC2O4-

1,8.10-13

11.5. táblázat: Gyenge savak disszociációállandói 25 °C hőmérsékleten.




A 11.6. táblázatban néhány gyenge bázis disszociációállandóját ismertet-jük. Figyeljük meg, hogy a táblázatban szereplő összes vegyület bázikus jellege a nitrogénatom szabad elektronpárjával függ össze.

A bázis neve

Képlet Szerkezet Kb Konjugált sav

Ks

Karbamid

N2H4CO

C

O

N HNH

H H

....

1,5.10-14

+ H2NCONH3

0,67

Anilin

C6H5NH2

H

H

..N

4,2.10-10

+ C6H5NH3

2,4.10-5

Piridin

C6H5N

N:

1,4.10-9

+ C6H5NH

7,1.10-6

Hidroxil- amin

NH2OH

OH

H

HN. .

1,1.10-8

+ NH3OH

9,1.10-7

Ammónia

NH3 HH

H

N..

1,8.10-5 NH

+4

5,6.10-10

Koffein

C8H10N4O2

C

C

NCC

N

N

C H

O

O

CH3

CH3

H3C .. N

4,1.10-4

+ C8H11N4O2

2,4.10-11

Metilamin

CH3NH2

N H

H

CH3

..

4,4.10-4

+ CH3NH3

2,3.10-11

Dimetil-amin

(CH3)2NH

N

H

CH3 CH3

..

5,1.10-4

+ (CH3)2NH2

1,9.10-11

Etilamin

C2H5NH2

N H

H

CH3 CH2

..

5,6.10-4

+ C2H5NH3

1,8.10-11

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




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, ame-lyet itt a benzoesav példájának a segítségével vezetünk le:

C6H5COOH (aq) H+ (aq) + C6H5COO- (aq)

Ks = [H+][C6H5COO-]

[C6H5COOH]

A benzoesav konjugált bázisa, a benzoát-ion, vízzel, a következőkép-pen reagál:

C6H5COO- (aq) + H2O (l) C6H5COOH (aq) + OH- (aq) Írhatjuk tehát

Kb = [C6H5COOH][OH-]

[C6H5COO-]

A konjugált sav-bázis pár disszociációállandóinak a szorzatát a követ-kező egyenlet által tudjuk kifejezni:

KsKb = [H+][C6H5COO-]

[C6H5COOH] ⋅ [C6H5COOH][OH-]

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

Ez utolsó egyenlet általánosításával egy további, nagyon fontos relációt kapunk: KsKb = KV (11.33.)

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) H+ (aq) + C6H5COO- (aq) Ks

(2) C6H5COO- (aq) + H2O (l) C6H5COOH (aq) + OH- (aq) Kb

(3) H2O (l) H+ (aq) + OH- (aq) KV




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

3. példa: A (10.7.) szabályt ill. a (11.33.) törvényszerűséget alkalmazva, határoz-zuk meg benzoesav konjugált bázisa (a benzoát ion) disszociáció-állandójának az értékét, ismerve a benzoesav a 11.5. táblázatban ismer-tetett disszociációállandóját.

Megoldás:

A (11.33.) szerint

KsKb = KV

ezért

Kb = KVKs

= 1,0 . 10-14

6,5 . 10-5 = 1,54 . 10-10

A benzoát ion disszociációállandója tehát 1,54 . 10-10.

11.5.4. A víz önionizációját figyelembe vevő pH érték számítása

Az eddigi, a vizes oldatokban jelenlevő H+ ionok koncentrációjának kiszámításához vezető elmélkedéseinkben elhanyagoltuk azoknak a H+ ionoknak a jelenlétét, amelyek a víz önionizációjából erednek. Ez a hozzáállás az oldatokat alkotó savak és bázisok bizonyos koncentráció-ja alatt helytelen, és már számítás nélküli megítélést alkalmazva is va-lószínűtlen 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 következő furcsa eredményhez vezet: A HCl mint erős sav vízben tökéletesen disszociált állapotban van, te-hát 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 valószínűtlen.




Tudnivaló, hogy egyértékű erős savak vizes oldataiban két egyensúly jön létre – a sav disszociációja és a víz öndisszociációja:

HA + H2O H3O+ + A-

H2O + H2O H3O+ + OH-

A töltések mérlege: [H3O+] = [A-] + [OH-] (11.34.)

Az A összetevő mérlege: [A-] = [HA] (11.35.)

A (11.14.) szerint: KV = [H3O+] [OH-]

Behelyettesítés után: KV = [H3O+] {[H3O+] - [A-]}

KV = [H3O+] {[H3O+] - [HA]} (11.36.)

A (11.36.) a megoldandó [H3O+] részére tehát egy másodfokú egyenle-tet képvisel:

[H3O+]2 - [H3O+] [HA] – KV = 0 (11.37.)

A (11.37.) egyenlet gyökei közül fizikai-kémiai értelme csak a pozitív valós gyöknek van:

[H3O+] = [H+] = [HA] + [HA]2 + 4 KV

2 (11.38.)

Speciális esetek:

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

[H3O+] = [H+] = [HA] (11.39.)

• Ha [HA]2 << 4 KV, a (11.38.)-ban szereplő [HA] hanyagolható el, és az egyenlet a (11.40.) alakot ölti. Ahogy látjuk, itt a H3O+

ill. H+ ionok koncentrációja a tiszta vízben létrejövő 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-





A (11.38.) szerint

[H3O+] = [H+] = 1,0 . 10-8 + 1,0 . 10-16 + 4 . 1,0 . 10-14

2 = 1,051 . 10-7

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.

Egyértékű erős bázisok vizes oldataiban szintén két egyensúly jön létre - a bázis disszociációja és a víz öndisszociációja:

B + H2O BH+ + A-


A töltések mérlege: [BH+] + [H3O+] = [OH-] (11.41.)

A B összetevő 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 következő másodfokú egyenletet képvisel:

[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-





A (11.45.) szerint

[H3O+] = [H+] = -1,0 . 10-8 + 1,0 . 10-16 + 4 . 1,0 . 10-14

2 = 9,512.10-8

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. Ellenőrző kérdések, feladatok • 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 következő anyagok és miért: HNO3, B(OH)3, NH3.

• Magyarázza el a következő 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 kö-zött? Magyarázza el az autoprotolízis fogalmát. Milyen kritéri-umok által adjuk meg a savak és a bázisok erősségét?

• A H3O+ ion a legerősebb sav és az OH- ion a legerősebb bázis, amely vizes oldatokban létezhet. Miért van ez így?

• Vezesse le a konjugált sav-bázis pár disszociációállandói között létező összefüggést.

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

• Egy gyenge, egyértékű, 0,1 mol l-1 koncentrációjú sav pH-értéke 3,25. Számítsa ki e sav disszociációállandójanak (Ks) ér-tékét!

• Határozza meg a 2,0 . 10-2 mol l-1 koncentrációjú C-vitamin vi-zes oldatának a pH-értékét. A szükséges adatokat az illető táb-lázat ismerteti.

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




• Milyen pH-értékű a nátrium-hidroxid 1,0 10-9 mol l-1 koncentrá-ciójú vizes oldata?

Általános kémia A szerves kémia alapjai, szénhidrogének



12. A szerves kémia alapjai, szénhidrogének

A kémia felosztását szervetlen és szerves kémiára először Berselius svéd kémikus alkalmazta 1807-ben. Az akkori nézet szerint a szerves vegyülete-ket csak az élő szervezetek voltak képesek előállítani, ehhez ugyanis az ún. életerőre (vis vitalis) volt szükség. A vis vitalis elméletet kísérleti úton először Wöhler cáfolta meg 1824-ben azzal, hogy a szervetlen vegyületnek számító diciánból egy szerves növényi savat, oxálsavat állított elő. Ezt követően 1828-ban sikerült szervetlen sókból (KCNO és NH4Cl) állati anyagcsereterméket, karbamidot előállíta-nia. A fenti eredmények következtében a szerves kémia fogalma is korrekcióra szorult, így ma a szénvegyületekkel foglalkozó tudományt tekintjük szer-ves 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 tárgy-körébe soroljuk, ezen vegyületek száma pedig tízmilliós nagyságrendű, részint az élőlények alkotórészeiként, anyagcseretermékeiként fordulnak elő, részint pedig mesterséges úton állítják elő őket. A számtalan szerves vegyület léte alapvetően a szén kémiai tulajdonságainak köszönhető, a szénatomok ugyanis egyrészt nagy számban képesek egymáshoz kapcso-lódni, másrészt pedig a 3. fejezetben említett okok miatt négy vegyértékű-ek. Ilyen módon az élőlényeket felépítő óriásmolekulák sem képzelhetők 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 alapvető 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 rend-szer más eleme vesz részt közvetlenül a szénatomhoz kapcsolódva, akkor a vegyületet elemorganikus vegyületnek szokták nevezni.




Tekintettel arra, hogy a szerves vegyületekben a szénatomok egymással egyszeres vagy akár többszörös kovalens kötéssel összekapcsolódva nem-csak egyenes láncokat, hanem gyűrűket, vagy elágazásokat is létrehozhat-nak, a vegyületet felépítő szénatomok egyik fontos tulajdonsága az, hogy négy vegyértékével összesen hány másik szénatomhoz kapcsolódik köz-vetlenül. Ezt a paramétert a szénatom rendűségének nevezzük. Az elsőrendű, vagy primer szénatom csak egy másik szénatomhoz kapcso-lódik, a másodrendű, vagy szekunder szénatom két másik szénatomhoz, a harmadrendű, vagy tercier szénatom három, a negyedrendű, vagy kvaterner szénatom pedig négy másik szénatomhoz kapcsolódik közvetle-nül. A szénatomok rendűségét a 12.1. ábra szemlélteti, a rendűséget az ábrán a szénatomok mellett feltüntetett római számok jelzik.

12.1. ábra: A szénatomok rendűsége

12.1. A szénvegyületek jelölése A szervetlen kémiában gyakran találkozunk olyan vegyületekkel, amelyek jellemzésére elegendő megadni az összetevők arányát, ilyenek pl. az ionos vegyületek. A konyhasót pl. ennek megfelelően a NaCl képlettel szoktuk jelölni, amely ún. összegképlet, így csak annyit mutat meg, hogy a konyha-sóban a nátrium és a klór egymáshoz viszonyított aránya 1:1. A kovalens vegyületek azonban már molekulákat hoznak létre, amelyek-ben nemcsak az összetevők arányát ismerjük, hanem azt is tudjuk, hogy egy molekulát pontosan hány darab, milyen atom épít fel. Ennek megadá-sára használatos a molekulaképlet. Például az etin képlete C2H2, a benzol képlete C6H6. A szén és a hidrogén aránya mindkét vegyületben 1:1, a mo-lekulák összetétele azonban különbözik, a molekulaképlet ezt már képes jelölni. A szerves kémiában ugyanakkor még a molekulaképlet sem elegendő a vegyület pontos megadására, előfordulhat ugyanis, hogy ugyanolyan össze-tételű molekulákban az atomok eltérő sorrendben kapcsolódnak, így eltérő szerkezetet hoznak létre. Hogy a szerves vegyületet egyértelműen jelölni




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 oxigén-atomot tartalmaz, eltérő szerkezetük miatt azonban az etil-alkohol folyé-kony, vízzel elegyedő, kellemes illatú anyag, a dimetil-éter viszont gáz halmazállapotú, jellegzetes szagú, altató hatású vegyület. A két anyag szer-kezeti képlete a 12.2. ábrán látható. H H H H │ │ │ │

H – C – C – O – 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 gyök-csoportos képlet annyiban egyszerűsíti 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 eltérő szerkezetű, de azonos összetételű moleku-lák kialakulásának lehetősége a szerves kémiában az izoméria jelenségét okozza. Az izoméria leggyakoribb típusa a szerkezeti, vagy konstitúciós izoméria, amely olyan molekulák létrejöttét jelenti, amelyeknek molekula-képlete azonos, ám szerkezeti képlete eltérő. Az ilyen molekulák egymás-nak szerkezeti izomerjei. A szerkezeti izomerek fizikai, és olykor kémiai tulajdonságaiban is jelentős eltérés mutatkozhat. Szerkezeti izomerek pl. a




pentán és a 2,2,-dimetil-propán, molekulaképletük egyaránt C5H12, szerke-zetük 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 rendelkező szerves moleku-láknál figyelhető meg. A π-kötések ugyanis megakadályozzák, hogy a szénatomok a kötés tengelye körül elfordulhassanak, rotációt végezhesse-nek. Emiatt minden többszörös kötésnél két stabil módosulat figyelhető meg abban az esetben, ha a kötésben résztvevő szénatomokra kapcsolódó atomcsoportok eltérnek egymástól. A két módosulat abban tér el egymás-tól, hogy az azonos jellegű csoportok egymással átellenes, vagy fedő állás-ban vannak-e. A fedő állásban lévő csoportokat tartalmazó módosulatot cisz-, az átellenes állásút transz-helyzetűnek nevezzük (12.5. ábra).

12.5. ábra: Cisz-1,2-dibrómetén és transz-1,2-dibrómetén

Amennyiben a két kapcsolódó szénatomon összesen négy különböző csoport található, a négy csoportból a két, ún. nagyobb prioritású helyzetét vizsgáljuk. Ilyenkor az előzőnél 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




12.2.3. Optikai izoméria Az izoméria harmadik típusát optikai izomériának nevezzük, és elsősorban az élő szervezetben előforduló szerves vegyületeknél figyelhető meg. A jelenség elnevezése onnan ered, hogy egy vegyület két optikai izomerjének oldata a síkban polározott fény síkját elforgatja. Az ilyen vegyületeket op-tikailag aktív vegyületeknek is szokták nevezni. A két izomer a fény síkját különböző irányban forgatja el. Ha a forgatás az óramutató járásával meg-egyező irányú, a vegyületet jobbra forgatónak (+), ha ellentétes, balra forgatónak (−) nevezzük. A jelenség annak köszönhető, hogy az optikailag aktív vegyületekben ún. aszimmetrikus szénatom található, ami azt jelenti, hogy ezen szénatom négy vegyértékéhez négy különböző csoport kapcsolódik. Ennek eredmé-nyeképpen 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 kizá-rólag hidrogént tartalmaznak. Mivel a hidrogénatom egy vegyértékű, a szénhidrogének változatossága a szénatomok kapcsolódási sorrendjének változatosságából adódik.

A szénhidrogének csoportosítása többféleképpen történhet. A szén-lánc alakja alapján megkülönböztetünk nyílt láncú szénhidrogéneket és gyűrűs, vagy ciklikus szénhidrogéneket, a láncok alakját a 12.8. ábra szemlélteti.

12.8. ábra: Nyílt láncú (2,3,3-trimetil-pentán) és gyűrűs

(1,3-ciklohexadién) szénhidrogének




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 lehető legtöbb hidrogénatomot tartalmazza.

Telítetlen szénhidrogénekről akkor beszélünk, ha van a molekulá-ban legalább két olyan szénatom, amelyek között többszörös kovalens kötés (π-kötés) található.

A fentieken kívül megkülönböztetünk aromás szénhidrogéneket is, ezek szerkezeti sajátságait a későbbiekben ismertetjük.

12.4. Telített szénhidrogének A telített, nyílt láncú szénhidrogének általánosan alkánoknak (paraffi-noknak) nevezzük. A bennük lévő szénatomok között kizárólag egyszeres kötések vannak, a szénatomok fölös vegyértékeihez hidrogénatomok kap-csolódnak. A szénatomok a köztük lévő egyszeres kötések mentén egy-máshoz képest szabadon elforoghatnak, rotációt végezhetnek, aminek eredményeképpen a molekula változatos térbeli alakot vehet fel, ez termé-szetesen nem állandó, időben 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 alapvetően szénatomszámuk szerint szoktuk megkülönböz-tetni egymástól. Amennyiben a szénlánc nem ágazik el, normál szénlán-




cú alkánoknak hívjuk őket. A legegyszerűbb 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, va-gyis egy metilén-csoport. Egy-egy metilén-csoporttal megtoldva a moleku-lát az alkánok ún. homológ sorához jutunk. Ennek a homológ sornak első 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 képletéből bármely alkán képlete levezethe-tő 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 izomer-jeik 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 A lehetséges izomerek száma 4 2 5 3 6 5 7 9 8 18 9 35 10 75 20 336 319 30 4 111 846 763 40 62 491 178 805 831

12.1. táblázat: A lehetséges konstitúciós izomerek száma az alkánok

szénatomszámának függvényében




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 legegyszerűbb szénhidrogén, és egyben legegyszerűbb szerves vegyület a metán (CH4). A molekula szerkezete tetraéderes, ami azt jelenti, hogy a szénatomon lévő négy hidrogénatom úgy helyezkedik el, hogy a lehető legtávolabb legyenek egymástól. Ennek következtében a szénatom mind a négy kötése között azonos, 109,5° kötésszög alakul ki. Ez a kötésszög közelítőleg minden szerves vegyületben, minden olyan szénatomra érvé-nyes, amely négy kötést alakít ki, így a tetraéderes szerkezet általánosnak mondható.

12.11. ábra: A tetraéderes szerkezet

Maga a metán színtelen, szagtalan, a levegőnél kisebb sűrűségű gáz, amely a természetben a földgázban fordul elő nagy mennyiségben, de a biogáz-




ban, mocsárgázban is alapvető alkotórész. Levegővel megfelelő mennyi-ségben robbanóelegyet alkot (sújtólégrobbanás). Kémiai tulajdonságai megegyeznek a későbbiekben tárgyalandó alkánok kémiai tulajdonságaival. Energiahordozóként és vegyipari alapanyagként is nagy jelentősége van. Hőbontásával acetilén vagy finom eloszlású elemi szén (korom) nyerhető. Magas hőmérsékleten, katalizátor jelenlétével vízzel reagáltatva ún. szinté-zisgázt lehet előállítani, amely sok vegyület ipari előállításának 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 névből a szerkezeti képlet egyértelműen rekonstruálható legyen. Az elnevezésnél az első lépes a molekulán belül a leghosszabb, elágazás-mentes 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 főlánc szénatomjait megszá-mozzuk, a számozás a lánc azon végéről indítjuk, amelyhez közelebb esik valamelyik oldallánc. Példánkban a számozást balról indítjuk, így az első oldallánc a harmadik szénatomról fog indulni. Harmadik lépésként elnevezzük az oldalláncokat, szénatomszámuk alap-ján. Ezek az oldalláncok az adott alkántól egy hidrogénatomban külön-böznek, alkilcsoportoknak nevezzük őket. Nevük az adott alkán nevének tövéből, és ahhoz kapcsolódó -il végződésből 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 betűrendben felso-roljuk, eléírva, hogy melyik szénatomról indulnak, majd a főlánc 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




12.12. ábra: 4-etil-3,3-dimetil-heptán

A szénhidrogének szénláncai gyűrűvé is záródhatnak. A gyűrűvé záródás miatt a molekula két hidrogénnel kevesebbet tartalmaz, mint a megfelelő nyílt láncú alkán, így összegképlete CnH2n, ám a szénhidrogént így is telí-tettnek tekintjük. A ciklusos telített szénhidrogének nevét a megfelelő alkán nevéből képezzük ciklo- előtag hozzáadásával, pl. ciklohexán.

12.4.3. Fizikai és kémiai tulajdonságok A normál láncú alkánok homológ sorának első négy tagja normál állapot-ban gáz halmazállapotú. A többi tag 5-17 szénatom-számig folyadék, fö-lötte szilárd halmazállapotú. Az olvadás- és forráspont függése a szénato-mok számától a többi szerves vegyület homológ során belül is megfigyel-hető. Az azonos összegképletű alkánok elágazó izomerjei a normál láncúakhoz képest illékonyabbak, azaz alacsonyabb olvadás- és forrásponttal rendel-keznek. Ennek oka, hogy az elágazó láncú molekulák egymással kisebb felületen érintkeznek, így a közöttük fellépő összetartó erők 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 erős szén-szén, illetve szén-hidrogén kötések miatt stabilak, szobahőmérsékleten számos erélyes reagensnek ellenállnak. Magasabb hőmérsékleten, vagy katalizátor jelenlétében azonban hajlamo-sak reagálni. Egyik jellemző reakciójuk a szubsztitúció (kicserélődés). A szubsztitúció során az alkán egy vagy több hidrogénatomja helyére vala-mely más atom vagy atomcsoport kerül. A metán pl. klórral fény vagy hő hatására reagál, és a jelenlévő klór mennyiségének függvényében több hidrogénatom is klórra cserélődik, 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 bevihetők a hidrogén he-lyére (pl. Br, F), illetve salétromsavval reagálva nitro-alkánok állíthatóak elő:




CH3-CH3 + HNO3 = CH3-CH2NO2 + H2O Az alkánok megfelelő mennyiségű oxigénnel tökéletesen elégethetőek. A nagyobb szénatomszámú alkánoknál nagyobb mennyiségű oxigénre van szükség, ilyenkor a tökéletes égés nehezebben valósul meg, és az égés so-rán egyéb szénhidrogén-származékok illetve korom is keletkezik. Tökéle-tes égés esetén az alkán széntartalma szén-dioxiddá, hidrogéntartalma víz-zé ég el, pl:

CH4 + 2 O2 = CO2 + 2 H2O vagy:

2 C4H10 + 13 O2 = 8 CO2 + 10 H2O Az alkánok hő hatására bomlanak. A bomlás eredményeképp telítetlen szénhidrogének (főképp etilén, C2H4), hidrogén illetve elemi szén kelet-kezhetnek.

12.4.4. Fontosabb telített szénhidrogének Az etán (C2H6) színtelen, szagtalan gáz. A földgázban fordul elő (a metánnál sokkal kisebb mennyiségben), valamint a kőolajban oldva. Hőbontásával etilén (C2H4), oxidációjával acetaldehid (CH3-CHO) és ecet-sav (CH3-COOH) nyerhető. A propán és a bután (C3H8 és C4H10) színtelen, szagtalan gázok, a föld-gázban, illetve a kőolajban oldva fordulnak elő, elegyüket fűtőanyagként használják.

12.4.5. Kőolaj, földgáz A kőolaj és a földgáz a felhasználásra kerülő szénhidrogének legfontosabb forrása. Élőlények maradványaiból származó szerves vegyületek oxigéntől elzárt bomlása során keletkeznek. A földgáz gázhalmazállapotú alkánok (kis mennyiségben alkének) elegye, döntően metánt tartalmaz. A kőolaj kellemetlen szagú, sűrű, nagy viszkozitású folyadék, nagyobb szénatomszámú szénhidrogéneket (főleg alkánokat) tartalmaz, ezek egy része folyékony, a többi összetevő oldott szilárd halmazállapotú. A földgázban lévő metánt a korábban tárgyalt módon hasznosítják, a kő-olajat pedig a kőolajfinomítás során desztillációval különböző forráspon-tú szénhidrogén-elegyekre, frakciókra választják szét. Ezeket a frakciókat a 12.2. táblázat tartalmazza.




Szénatomszám Forráspont-tartomány Név C5-C10 50-200 °C Motorbenzin C9-C16 175-275 °C Kerozin C11-C12 150-200 °C Petróleum C13-C15 200-350 °C Diesel-olaj C16-C28 350 °C felett Kenő- és paraffinolaj Desztillációs maradék Pakura

12.2. táblázat: A kőolajfinomítás során keletkező frakciók A pakurát a hőbomlás (krakkolódás) elkerülésére csökkentett nyomáson, és így alacsonyabb hőmérsékleten (vákuumdesztilláció) választják szét további összetevőire. Így különböző kenőanyagokat, szilárd paraffint, illetve desztillációs maradékként aszfaltot kapnak. Tekintettel arra, hogy a kisebb szénatomszámú frakcióból a gazdaságnak nagyobb mennyiségre van szüksége, a kenőolajok és a pakura egy részéből hőbontással kisebb szénatomszámú szénhidrogén-elegyeket állítanak elő. A motorbenzineknél meg kell említeni az oktánszámot, mint a benzinek kompressziótűrését jelző paramétert. Ez azt mutatja meg, hogy az adott benzin hány % izooktánt (2,2,4-trimetil-pentán) tartalmazó izooktán-heptán eleggyel azonos robbanási sajátságú. A kompressziótűrést növeli, ha a szénhidrogén-elegy több elágazó, esetleg gyűrűs szerkezetű összete-vőt 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 köve-telmény épp a rossz kompressziótűrés. Az előnyös 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 kettős illetve hármas kötések is vannak, aminek következtében nem tartalmaznak annyi hidrogént, amennyi a megfelelő szénatomszámú alkánban lenne – innen származik a telítetlen kifejezés. Azokat a nyílt láncú szénhidrogéne-ket, amelyekben a szénatomok között egy kettős kötés található, alkéneknek (olefinek) nevezzük. Az ilyen kötésben részt vevő szénatom-




hoz három ligandum kapcsolódik, ezen ligandumok között a kötésszög közelítőleg 120°. Mivel egy kettős kötés megjelenése két hidrogénatom „kiesését” jelenti, az alkének általános összegképlete: CnH2n. Nevüket az adott alkán nevé-nek tövéből, és ahhoz kapcsolódó -én végződésből kapjuk. A három szén-atomnál hosszabb alkének elnevezésénél figyelembe kell venni a kettős kötés helyét is. Ez úgy történik, hogy a szénatomokat megszámozzuk úgy, hogy a főlánc mindig tartalmazza a kettős kötést, és hogy a számozás a lánc azon végén kezdődjön, amelyikhez a kettős kötés közelebb van. A kettős kötés helyét annak a szénatomnak a számával jelöljük, amelyikről a kettős kötés indul, s ezt a számot kötőjellel 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 kettős kötést tartalmazó szénhidrogének -dién illetve -trién végződést kapnak, szintén jelölve azt, hogy a kettős 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 megje-lenése már négy hidrogénatom „kiesését” jelenti, ezért az alkinek általá-nos összegképlete: CnH2n-2. Nevüket az adott alkán nevének tövéből, és ahhoz kapcsolódó -in végződésből kapjuk. A három szénatomnál hosz-szabb alkinek elnevezésénél is figyelembe kell venni a hármas kötés helyét. Hosszabb szénlánc esetén előfordulhat a molekulában több hármas kötés is, ilyenkor -diin, illetve -triin végződést kap a molekula. A fenti logika alapján lehetőség van azon szénhidrogének egyértelmű elnevezésére is, amelyek több kettős illetve hármas kötést is tartalmaznak.




Meg kell említeni, hogy a két szénatomos, kettős kötést tartalmazó, eténből 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 alapvető fontosságú a kettős kötés. Ez egyrészt szerkezetükre is hatással van, mivel a π-kötés mentén a szén-szén kötés nem tud forogni, ezért fellép a geometriai izo-méria jelensége. Másrészt a π-kötés gyengébb, mint a σ-kötés, ezért a telítetlen szénhidro-gének jóval reakcióképesebbek az alkánoknál, a reakció pedig általában a kettős kötés felszakadásával megy végbe. Az alkének egyik jellemző reakciója az addíció. Ennek során a π-kötés felszakad, a keletkező szabad helyekre pedig belép két atom vagy atom-csoport. Az addíció lehet hidrogénezés, ilyenkor alkán keletkezik, lehet halogéne-zés, 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 jellemző reakciója a polimerizáció. Ennek során azonos telítetlen molekulák π-kötése szakad fel, a részecskék pedig kötőhelyeikkel egymáshoz kapcsolódnak, és hosszú láncból álló óriásmolekulák, polimerek keletkeznek. Így keletkezik eténből a polietilén, propénből a polipropilén, stb. A legegyszerűbb alkén az etén, vagy etilén (C2H4) színtelen, szagtalan ég-hető gáz, vízben nem, szerves oldószerekben jól oldódik, a természetben növényi hormonként is előfordul. Előállítása kőolajszármazékokból, alkánokból történik, hőbontással. Jelentősége vegyipari alapanyagként számottevő, a szerves vegyipar termékeinek ugyanis közel fele közvetve vagy közvetlenül etilénből készül.




Gyakorlati jelentősége miatt meg kell említeni az 1,3-butadiént is, amely – mint neve is jelzi – két kettős kötést is tartalmaz. Képlete a 12.16. ábrán látható. Polimerizációja során olyan, hosszú szénláncú polimer keletkezik, amelyben még vannak felbomlatlan kettős kötések. Ez lehetőséget ad tér-hálós szerkezet kialakítására, ezért a butadiént a műgumigyártás alapanya-gának lehet tekinteni.

CH2 = CH – CH = CH2

12.16. ábra: Az 1,3-butadién képlete

A hármas kötést tartalmazó alkinek az alkénekhez hasonlóan addíciós reakciókba vihetők. Legismertebb alkin az etin, vagy acetilén (C2H2) szín-telen, magas hőmérsékletű lánggal égő (hegesztésre felhasználható), rob-banékony gáz. Vegyipari jelentősége mára lényegesen kisebb, mint az eténé.

12.5.2. Aromás szénhidrogének Az aromás szénhidrogének telítetlen gyűrűs vegyületek. A szénatomok-ból álló gyűrűn belül formailag kettős és egyszeres kötések váltakozva helyezkednek el. A gyakorlatban azonban ezen kettős kötések π-elektronjai elveszítik helyhez kötöttségüket, és nemcsak két szénatomjuk körül, hanem a gyűrű valamennyi szénatomján egyenlő gyakorisággal fog-nak előfordulni. A jelenség neve delokalizáció, eredményeképp pedig olyan, stabil szerkezet keletkezik, amely kémiailag nehezen bontható. A gyűrű szénatomjai három másik atommal kapcsolódnak, síkban helyez-kednek el, kötésszögük 120°. A hatos gyűrűn kívül a Hückel-szabály értelmében aromásnak tekintünk minden olyan egy- vagy többgyűrűs rendszert, amelyben a gyűrűt felépítő atomok π-elektronok száma 4n+2 (ahol n egész szám). Az aromás elnevezés régi eredetű (hivatalos nevük: arén), onnan szárma-zik, hogy egyes benzolszármazékokat illatos növényi balzsamokból, gyan-tákból izoláltak. A legegyszerűbb aromás szénhidrogén a hat szénatomos gyűrűből álló benzol (C6H6), melynek szerkezete a 12.17. ábrán látható. A benzol színtelen, jellegzetes szagú folyadék, vízben nem, a legtöbb szer-ves oldószerben azonban jól oldódik. Kormozó lánggal ég, mérgező, ki-sebb dózisban rákkeltő hatású. Régebben kőszénkátrányból nyerték, ma




kőolajszármazékokból szintetizálják. Fontos vegyipari alapanyag, egyebek között polisztirolt, fenolt, nylont, mosószereket állítanak elő belőle. Ha a benzol egyik hidrogénjét elhagyjuk, az így keletkező csoportot fenil-csoportnak nevezzük.

12.17. ábra: A benzol szerkezete

Kétgyűrűs aromás szénhidrogén a naftalin (C10H8), szerkezete a 12.18. ábrán látható.

12.18. ábra: A naftalin szerkezete

Az aromás szerkezet kémiailag lényegesen stabilabb, nehezebben bontha-tó, mint a kétszeres illetve háromszoros kovalens kötés, ezért az aromás gyűrűk inkább az alkánokra jellemző reakciót mutatnak, elsősorban




szubsztitúciós reakcióra hajlamosak. Addícióra illetve oxidációra, vagyis az aromás szerkezet felbomlására csak erélyes körülmények között hajla-mosak. A szubsztitúció során a gyűrűhöz kapcsolódó valamely hidrogén-atom cserélődik ki egy másik atomcsoportra. Ha ez a csoport metil-csoport, metil-benzol, vagy köznapi nevén toluol keletkezik (12.19. ábra).

12.19. ábra: A toluol szerkezete

A benzol-gyűrűnek több szénatomja is kicserélhető. Ha két hidrogén he-lyére 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 szom-szédos helyzetűek, orto- helyzetről (orto-xilol), ha két szénatom távolságra vannak, meta- helyzetről (meta-xilol), ha pedig átellenesen találhatóak, para- helyzetről (para-xilol) beszélünk. (12.20. ábra).

12.20. ábra: 1,2-dimetil-benzol, 1,3-dimetil-benzol, 1,4-dimetil-benzol

A műanyagiparban van jelentősége annak a benzolszármazéknak, amelynél a benzol-gyűrűre vinil-csoportot szubsztituálnak. Az így keletkező vegyü-




let neve vinil-benzol, vagy köznapi nevén sztirol (12.21. ábra).

12.21. ábra: A sztirol szerkezete

12.6. Ellenőrző kérdések • Mit jelent a szénatomok rendűsége? • Írja fel a propán összeg-, szerkezeti- és gyökcsoportos képletét! • Mit jelent az izoméria jelensége, milyen fajtái vannak? • Ismertesse az alkánok homológ sorának első 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?

Általános kémia Heteroatomot tartalmazó szerves vegyületek



13. Heteroatomot tartalmazó szerves vegyületek

Azoknál a szerves vegyületeknél, amelyek szénen és hidrogénen kívül más atomot (heteroatomot) is tartalmaznak, a fizikai és kémiai tulajdonságokat alapvetően a heteroatom és környezete határozza meg. Ezt a jellemző atomcsoportot funkciós csoportnak nevezzük, és ezeket a vegyületeket alapvetően a funkciós csoportok alapján csoportosítjuk és jellemezzük.

13.1. Halogénezett szénhidrogének A halogénezett szénhidrogéneket telített vagy telítetlen szénhidrogénekből származtatjuk úgy, hogy egy vagy több hidrogént gondolatban halogén-atommal (F, Cl, Br, I) helyettesítünk. Elnevezésük az alkánok nevezékta-nánál említett elvek alapján történik. Az 13.1. ábrán látható vegyület elne-vezése 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, nap-jainkban azonban már nem használják altatószerként, mivel májkárosodást okozhat. Oldószerként azonban felhasználható. A szén-tetraklorid (CCl4) színtelen, kellemes szagú, éghetetlen folyadék, vízzel nem elegyedik. Mérgező, oldószerként és vegyipari alapanyagként használják fel. A freon gyűjtőnévvel fluor és klórtartalmú szénhidrogéneket jelölünk, amelyeket hajtógázként és hűtőfolyadékként használtak fel, jelentőségük azonban az általuk okozott környezeti problémában rejlik: károsítják a magaslégköri ózonréteget, ezzel közvetve növelik a földfelszínre jutó UV-sugárzás mennyiségét.




A halogéntartalmú polimerek közül szólni kell a PVC-ről (polivinil-klorid) és a poli(tetrafluor-etilén)-ről. Szerkezetük a 13.2. ábrán látható. A PVC olcsó, széles körben alkalmazott műanyag, a poli(tetrafluor-etilén) drága ugyan, azonban rendkívüli hő- 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 tar-toznak. Az alkoholok jellemző funkciós csoportja a hidroxilcsoport (-OH), amely valamely szénhidrogén hidrogénjének helyére kapcsolódik. Attól függően, hogy a hidroxilcsoport milyen rendűségű szénatomon he-lyezkedik el, megkülönböztetünk primer, szekunder és tercier alkoholo-kat (13.3. ábra).

CH3 │

CH3 – CH2 – OH CH3 – CH – CH3 CH3 – C – CH3 │ │ OH OH

13.3. ábra: Primer (etanol), szekunder (2-propanol) és tercier (2-metil-2-

propanol) alkohol Egyazon molekulán belül nemcsak egy, hanem több hidroxilcsoport is előfordulhat. Ezek számát az alkoholok értékűségével fejezzük ki. Két-értékű alkoholokban (diolok) kettő, háromértékűekben (triolok) három hidroxilcsoport van. Az alkoholok elnevezése a megfelelő alkán nevéből -ol végződéssel történik. Három szénatomnál hosszabb szénlánc esetén az alkohol neve




elé írt számmal meg kell jelölnünk azt is, hogy a hidroxilcsoport, vagy cso-portok melyik szénatomon helyezkednek el. A kétértékű alkoholok -diol, a háromértékűek -triol végződést kapnak. Az alkoholok az oxigénatomhoz kapcsolódó hidrogén miatt savas tulaj-donságúak, azonban nagyon gyenge savak. A fenolok savas jellege erő-sebb.

Az alkoholok megfelelő körülmények között oxidálhatók. Égésük so-rán a szénhidrogénekhez hasonlóan szén-dioxid és víz keletkezik. A pri-mer alkoholok részleges oxidációja során aldehidek, majd karbonsavak keletkeznek, vagyis a szénatom oxidációfoka nő. A szénatom oxidációfoka azt fejezi ki, hogy hány kötéssel kapcsolódik oxigénatomhoz. A hidroxil-csoportot tartalmazó szénatom oxidációfoka 1, ez oxidációval 2-re majd 3-ra nőhet (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 előfordul, illetve előállíthatóak alkénekből úgy, hogy az alkénre megfelelő reakciókörülmények között vizet addícionálunk. A felszakadó kettős kötés nyomán az egyik szénatom-ra hidrogén, a másikra hidroxilcsoport kapcsolódik. A metanol, vagy metil-alkohol, faszesz (CH3OH) színtelen, éghető folya-dék, amely vízzel korlátlanul elegyedik. Mérgező, fogyasztása vakságot, halált okoz. Fontos szerves vegyipari alapanyag. Az etanol, vagy etil-alkohol, borszesz (CH3CH2OH) jellegzetes szagú, színtelen, éghető folyadék, vízzel, éterrel, benzollal elegyedik. Előállítása alapvetően szőlőcukorból alkoholos erjesztéssel történik. Vizes oldata desztillációval töményíthető, legfeljebb 96%-os alkoholtartalomig. Szeszes italok alkotórészeként is jelentős, de a vegyipar is felhasználja oldószer-ként, valamint terjed motorhajtóanyagként történő alkalmazása is. Az etilén-glikol vagy glikol (1,2-etándiol) kétértékű alkohol, színtelen, édes ízű, ám mérgező folyadék, vízzel elegyedik. Fagyálló folyadékként használják. A glicerin (1,2,3-propántriol) háromértékű alkohol, színtelen, édes ízű, nagy viszkozitású folyadék. Vízzel és alkohollal elegyedik. Az élővilágban zsírok és olajok alkotórészeként gyakori vegyület. A műanyagipar és a kozmetikai ipar nagy mennyiségben használja. A fenol, vagy karbolsav aromás alkohol. Színtelen, kristályos, mérgező vegyület, alkoholokban, lúgokban jól oldódik, fertőtlenítőszerként hasz-




nálták. Főként benzolból állítják elő, fontos műanyagipari 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 különböző szénatomhoz kapcsolódik. Viszonylag stabil vegyületek, előállíthatóak alkoholokból megfelelő 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, jelleg-zetes szagú, gyúlékony folyadék, etanolból állítják elő. Gőzeit 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 kettős kötéssel kap-csolódó oxigénatom. Összefoglaló nevük oxovegyületek. Az oxocsoport oxigénje szénatomhoz kapcsolódik. Ha a szénatomot és a rajta lévő oxi-gént együtt tekintjük, karbonilcsoportról beszélünk. Az aldehideknél az oxocsoport láncvégi, tehát primer szénatomhoz kap-csolódik. Elnevezésük a megfelelő alkán neve alapján történik -al vég-ződéssel. Amennyiben két láncvégi szénatomon is találunk oxocsoportot, kétértékű aldehidekről beszélünk, ezek neve -dial végződést kap. A ketonok esetében az oxocsoport láncközi, szekunder szénatomhoz kap-csolódik. Elnevezésük történhet a karbonilcsoportra kapcsolódó két szén-hidrogén-csoport alapján, vagy a megfelelő alkán neve alapján -on végző-déssel. Mivel a karbonil-csoport láncközi, négy szénatomnál hosszabb lánc esetén a név elé írt számmal kell jelölni ennek helyét. Így pl. ha öt szén-atomos lánc második tagján találjuk az oxocsoportot, az elnevezés 2-pentanon, vagy metil-propil keton (13.5. ábra).




CH3 – C – CH2 – CH2 – CH3 ║ O

13.5. ábra: A 2-pentanon szerkezete

A karbonilcsoport megfelelő körülmények között redukálható, a szénatom oxidációfoka egyet csökken, így aldehidekből primer, ketonokból szekun-der alkoholok keletkeznek. Oxidáció során az aldehidek karbonsavakká alakulnak (lásd 13.4. fejezet), a ketonok láncszakadás nélkül nem oxidálha-tóak tovább. A fontosabb aldehidek között meg kell említeni a formaldehidet (metanal), amely színtelen, szúrós szagú, vízben jól oldódó gáz. Az ipar-ban metanolból állítják elő, a műanyagiparban nagy mennyiségben hasz-nált kiindulási anyag. Fertőtlenítőszerként 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 előforduló fahéjaldehid, valamint a vanília illatanyaga a vanillin is.

H – C – H CH3 – C – H CH3 – C – CH3 ║ ║ ║ O O 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. körömlakklemo-só) is nagy jelentősége 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, amelyből az egyik oxocsoport. A karbonsa-




vak funkciós csoportját karboxil-csoportnak nevezzük (13.7. ábra)

13.7. ábra: A karboxil-csoport

A karbonsavak viszonylag stabil vegyületek, a funkciós csoportban jelen lévő két oxigénatomnak köszönhetően savas jellegűek, azonban az erős szervetlen savaknál gyengébbek. Savasságuk a szénlánc hosszával csökken, a legerősebb sav a karbonsavak közül a hangyasav. Elnevezésük a megfelelő alkán neve alapján történik sav végződéssel. Az egy és két szénatomos karbonsavnak hagyományos elnevezése is van: hangyasav és ecetsav néven ismertek. A hangyasav (metánsav, HCOOH) színtelen, szúrós szagú folyadék, víz-zel, etanollal, éterrel is elegyedik. A természetben is előfordul a hártyás-szárnyúak mérgében, csalánban. Az ecetsav vagy etánsav (CH3COOH) szúrós szagú, színtelen folyadék. Előállítható 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) nö-vényi olajokban, állati zsírokban fordul elő, a glicerinnel észtereket alkotva. Ezeket a karbonsavakat összefoglaló néven zsírsavaknak nevezzük. Bio-lógiai jelentőségükön kívül azért is fontosak, mert Na- és K-sóik tisztító hatásúak, ezek a szappanok. Aromás karbonsav a benzoesav és a szalicilsav, mindkettőt tartósítószer-ként használják.




Az észterek karbonsavak és alkoholok reakciójában keletkeznek, a folya-mat során vízmolekula lép ki. Az etil-acetát keletkezését a 13.9. ábra szemlélteti. Az észterek a természetben is nagyon gyakoriak, viaszok, aromák, illatanyagok összetevőiként fordulnak elő

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 függően, hogy hány hidrogénatomot helyettesítünk, megkülönbözte-tünk primer (elsőrendű), szekunder (másodrendű) és tercier (har-madrendű) aminokat. Elnevezésük az alapján történik, hogy a nitrogén-atomhoz 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 nemkötő elektronpárja proton felvételére képes. Bázicitásuk miatt savakkal sókat képeznek. Amino-csoportot tartalmaznak a fehérjék építőegységei, az aminosavak is, és az amino-csoport a későbbiekben tár-gyalt módon szerepet játszik az aminosavak hosszú lánccá (polipeptid-lánc) történő összekapcsolódásában is. Az ismertebb aminok közül két aromás amint érdemes megemlíteni. Az egyik az amfetamin (2-amino-1-fenil-propán), amely a központi idegrend-szert izgató hatású anyag, euforizáló hatású kábítószer. A másik amin az anilin (amino-benzol), amely mérgező hatású. Színezékek, gyógyszerek és műanyagok fontos kiindulási anyaga. Szerkezetük az 13.11. ábrán látható.




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 gyűrűs vegyületekben is előfordulhat (heterociklusos vegyüle-tek), és a gyűrű tagjaként kötő elektronjával, illetve esetenként nemkötő elektronpárjával aromás szerkezet kialakításában is részt vehet. A pirimidin és a purin két ilyen heterociklusos vegyület (13.12. ábra), biológiai jelentőségük miatt említjük meg őket. A nitrogén nemkötő elektronpárja miatt mindkettő bázisos tulajdonságú. A később 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 eredetű természetes anyagok, zsírsavak glicerinnel alkotott észterei. A glicerinek észtereit glicerideknek




hívjuk. Amennyiben a glicerinnek mindhárom hidroxil-csoportja észterez-ve van, trigliceridekről 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 észteresítő zsírsavak minőségében különböznek. Ezek a zsírsavak általában páros szénatomszámúak és egyenes láncúak.

13.13. ábra: Triglicerid szerkezete

A szobahőmérsékleten szilárd triglicerideket zsíroknak, a folyékonyakat olajoknak nevezzük. A halmazállapot alapvetően attól függ, hogy az ész-teresítő karbonsavak között milyen arányban van a telítetlen olajsav. Minél nagyobb ennek aránya, annál alacsonyabb az olvadáspont. A zsírok és az olajok főleg állatokban, de növényekben is tartalék tápanyag szerepét töltik be. A zsírokat és olajokat részint az élelmiszeripar használja fel, de jelentős az ipar igénye is, elsősorban a kozmetikai ipar használ fel belőlük sokat a szappangyártás során. A szappan hagyományos előállítása során (szappanfőzés) a zsírokat és olajokat nátrium- vagy kálium-hidroxiddal főzik, ennek eredményeképpen az észterkötések felbomlanak, és a szabad zsírsavak nátrium-klorid hatásá-ra nátriumsó formájában kiválnak az oldatból, amelyből a glicerin is ki-nyerhető. A szappanok tisztító hatása azon alapul, hogy a zsírsavak hosz-szú, apoláris szénláncai az apoláros (víztaszító) szennyeződések felületén megkötődnek, és mivel a poláros karboxilcsoport kifelé helyezkedik el, a szennyeződést vízoldékonnyá teszik. A zsírokhoz és olajokhoz hasonló szerkezetű, nagy biológiai jelentőségű anyagok a foszfolipidek. Ezek olyan trigliceridek, amelyeknél a glicerin




csak két zsírsavval kapcsolódik, a harmadik hidroxilcsoport foszforsavval képez észterkötést. Ez a szerkezet a molekulának kettős jelleget ad, ugyan-is a hosszú zsírsavláncok víztaszító, míg a foszforsavas rész vízoldékony sajátságú. Emiatt a foszfolipidek vizes oldatokban könnyen képeznek hár-tyákat, membránokat. Az élő sejtekben is ez a tulajdonságuk teszi lehető-vé, hogy a sejtet határoló és a sejten belüli membránok alapvető alkotó-elemei 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 egyszerű és összetett szénhidrátokra lehet felosztani (monoszacharidok és poliszacharidok). A poliszacharidok savas hidrolízis-sel kisebb szénhidrát-egységekre bonthatók, a monoszacharidok viszont nem.

13.7.1. Monoszacharidok A monoszacharidokat szénatomszám szerint különböztetjük meg, lehet-nek 3, 4, 5 és 6 szénatomosak, azaz triózok, tetrózok, pentózok és hexó-zok. Többnyire jól oldódnak vízben, és édes ízűek. A monoszacharidok legismertebb képviselői hexózok: a szőlőcukor (D-glükóz) és a gyümölcscukor (D-fruktóz). A szőlőcukor az egyik legfontosabb és legelterjedtebb monoszacharid. Színtelen, édes ízű kristályos vegyület. Szabad állapotban is előfordul (pl. gyümölcsökben), de főként kötötten, poliszacharidok alkotórészeként gyakori. Összegképlete C6H12O6, szerkezete a 13.14. ábrán látható. A gyümölcscukor a szőlőcukor izomerje, tehát összegképlete szintén C6H12O6, a különbség a két hexóz között az oxocsoport elhelyezkedésé-ben van.




13.14. ábra: A D-glükóz szerkezete

Meg kell említeni a két monoszacharid (hexóz) összekapcsolódásával ki-alakuló diszacharidokat, ide tartozik pl. a répacukor (szacharóz) és a tejcu-kor (laktóz).

13.7.2. Poliszacharidok A poliszacharidok óriásmolekulájú szénhidrátok, amelyek több száz, ese-tenként több ezer monoszacharid (általában hexóz) alegységből épülnek fel. Vízben nem, vagy rosszul oldódnak, és nem édes ízűek. A cellulóz a növényi sejtek vázanyaga, és ezért a legnagyobb mennyiség-ben előforduló szerves vegyület. Vízben és szerves oldószerekben nem oldódik. Egyenes szálakból áll, egy cellulózszál több ezer egymáshoz kapcsolódó glükóz-egységből épül fel (13.15. ábra). A szálak hidrogénkötéssel kapcso-lódnak egymáshoz, és így rostokat hoznak létre. A cellulózt az ipar is nagy mennyiségben használja: papírgyártás, textilipar, műanyagipar, stb.

13.15. ábra: A cellulózszál szerkezete

A keményítő a növények szervezetében fordul elő, mint tartalék táp-anyag. A burgonyakeményítő a szeszipar fontos alapanyaga. Bomlékonyabb, mint a cellulóz, de ugyanúgy D-glükóz egységekből épül fel. Maga a keményítő két alkotórészből áll. Az egyik alkotóeleme az amilóz, ami több száz glükóz-egységből felépülő spirális lánc. A lánc me-




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 élő sejt nélkülözhetetlen alkotórészei, számos szerepet betölthetnek, előfordulnak pl. a szőrben, izmokban, vérben, és a biokémiai folyamatokat katalizáló enzimek is fehérjemolekulák. A fehérjék makro-molekulák, ami azt jelenti, hogy moláris tömegük nagy, 104 nagyságrendű. Maga a fehérjemolekula kisebb molekulák összekapcsolódásával keletke-zik. Ezek az építőegységek az aminosavak, amelyekből 20 különböző vesz részt a fehérjék felépítésében. A húszféle aminosav különböző kap-csolódási sorrendben hozhatja létre a fehérjemolekulát, és a sokféle variá-ciós lehetőségnek köszönhető a számtalan, különféle fehérjemolekula, az élővilág óriási változatossága. 100 egymáshoz kapcsolódó aminosavból álló lánc aminosav-sorrendje pl. 10020-féle lehet. Az aminosavak egy szénatomhoz kapcsolódó karboxil- és aminocsoportot tartalmaznak. Ehhez a szénatomhoz a két funkciós cso-porton kívül egy oldallánc is kapcsolódik, a húsz aminosav közötti eltérést az eltérő oldalláncok okozzák. A legegyszerűbb oldallánc egy hidrogén-atom lehet, de előfordulnak aromás gyűrűt, heteroatomot tartalmazó ol-dalláncok is. Az aminosavak általános szerkezete és a legegyszerűbb ami-nosav, a glicin a 13.17. ábrán látható. Az oldalláncot ’R’ szimbólum jelzi.




13.17. ábra: Aminosavak szerkezete, a glicin szerkezete

Az aminosavak funkciós csoportjaikon keresztül kapcsolódnak egymás-hoz, 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 ezekből a polipeptid-láncokból állnak, vannak fehérjék, amelyek csak egyetlen láncot tartalmaznak, de léteznek összetett fehérjék is, amelyek több lánc össze-kapcsolódásával jönnek létre, sőt, esetenként tartalmazhatnak nem amino-savakból álló alkotórészt is (pl. a vörösvértestek oxigénszállító fehérjéje, a hemoglobin vastartalmú csoportot is tartalmaz).

13.18. ábra: A peptidkötés kialakulása

A fehérjék tulajdonságait alapvetően a polipeptid-láncot felépítő amino-savak kapcsolódási sorrendje, szekvenciája határozza meg, ez a fehérjék elsődleges szerkezete. Ettől függ a polipeptid-lánc lefutása és a fehérjék térszerkezete, amelyet az oldalláncok között kialakuló másodlagos kötések stabilizálnak. A fehérjék megfelelő működéséhez a térszerkezetnek sértet-lennek kell lennie. Amennyiben külső behatásra (pl. magas hőmérséklet, erős savak, nehézfémek, stb.) a térszerkezet sérül és a fehérje rendezetlenné válik, denaturálódásról beszélünk.




13.9. Nukleinsavak A nukleinsavak a fehérjékhez hasonlóan minden sejtben megtalálható, alapvető fontosságú, makromolekuláris szerves vegyületek. Két típusuk a ribonukleinsav (RNS) és a dezoxiribonukleinsav (DNS). A DNS a sejtmagban fordul elő (baktériumoknál a sejtplazmában találha-tó, valamint az RNS-hez hasonlóan vírusokban is előfordul), szerepe a biológiai információ tárolása és örökítése. Az RNS különböző típusai egyaránt a fehérjék előállításában játszanak szerepet, a fehérjék megfelelő aminosav-sorrendjének kialakítása ugyanis a DNS-ben tárolt információ alapján történik. A DNS in-formációja alapján jönnek létre ugyanis az RNS-molekulák, és ezek hozzák létre a különböző polipeptid-láncú fehérjéket. A nukleinsavak a fehérjékhez hasonlóan kisebb alkotórészekre bontható-ak, 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 elő benne uracil, szerkezete pedig két szálból álló spirál (13.19. ábra). Az RNS ribózt tartalmaz, a bázisok közül timin nem találha-tó benne, szerkezete egyszálú, és rövidebb, mint a DNS molekula.




13.19. ábra: A DNS térszerkezete




13.10. Ellenőrző kérdések • Mit jelent a freon kifejezés? • Mit fejez ki az alkoholok rendűsége és értékűsége? • 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 elő? • Hogyan, milyen molekulák között jön létre a peptidkötés? • Miben különbözik egymástól a DNS és az RNS?

Általános kémia Számítási feladatok



14. Számítási feladatok

1. 150 g nátrium-karbonátból 30 dm3 standardállapotú szén-dioxid-gáz fejlődött 1800 cm3 sósav hatására. Milyen töménységű 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 redu-kálják; ekkor víz távozik el. Ugyanolyan tömegű és összetételű oxidke-veréket levegőn hevítve a keverék egésze vas(III)-oxiddá alakul. Az oxidáció során a keverék tömegnövekedése ötödrésze a redukálás so-rán tapasztalható tömegcsökkenésnek. Írja fel a lejátszódó reakciók egyenletét, és számítsa ki a keverék tö-meg%-os összetételét! Ar(Fe)=55,8 Ar(O)=16,0

3. Egy szénhidrogén 2,8 g-jának térfogata standard nyomáson és 25 °C-on 1225 cm3. A gázt tökéletesen elégetve 8,80 g szén-dioxidot kapunk. Írja fel a szénhidrogén összegképletét és konstitúciós izomerjeit, vala-mint nevezze el azokat! Ar(H)=1,0 Ar(C)=12,0 Ar(O)=16,0

4. Egy standardállapotú, eténből és etinből álló gázelegyet elemi brómmal reagáltatunk. A gáz 8,0 dm3-re 84,1 g brómot köt meg úgy, hogy a re-akció 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)




7. Hány dm3 2 bar nyomású oxigént kell keverni 20 dm3 5 bar nyomású, azonos hőmérsékletű levegőhöz, hogy az új gázelegyben az oxigén móltörtje 0,80 legyen? Mi az új elegy össznyomása, ha az izoterm elegyítés során a térfogatok összegződnek?

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 levegőben égetünk el nitrogénné. A vízgőz kondenzálása után az égéstermék két-harmada nitrogén. Mi volt az égetésre használt levegő térfogat%-os oxigéntartalma?

10. Hány g víz keletkezik a konyhában 1 kg propán-bután gáz elégetése-kor, ha abban a propán : bután mólarány 4:3?

11. Egy szénhidrogén gőzét 24-szeres térfogatú, 50 térfogat% oxigéntarta-lomra dúsított levegőben elégetik. Az égéstermék — szén-dioxid mel-lett — kétszer annyi mól nitrogént tartalmaz, mint vízgőzt. Mi a szénhidrogén molekulaképlete?

12. NaHCO3 és (NH4)2CO3 keverékét hevítjük, míg mindkét vegyület bomlása teljesen végbemegy. Ammónia, széndioxid és vízgőz távozik, és csak Na2CO3 marad vissza, aminek tömege ¼ része az eredeti keve-réknek. 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 sűrűségű NaOH-oldatba 448,2 liter normál állapotú kén-dioxidot vezetünk. Az oldat térfogata 1000 ml-rel nő. Hány mólos és hány tömeg%-os az oldat? Mi a sűrűsége?

14. 20 mol vízben 9 mol nátrium-hidroxidot oldunk. Hány cm3 0,50 mólos kénsavoldattal semlegesíthető az oldat 1,00 g-ja? Hogy készítene belőle 1000 g 10%-os oldatot?




15. Hány térfogat% kénhidrogén-gázt tartalmaz az a levegőminta, amely-nek 1,00 standard köbmétere 160,0 cm3 0,100 mólos KMnO4-oldatot színtelenít el a következő, együtthatókkal kiegészítendő reakcióegyen-let szerint? KMnO4 + H2S = KOH + K2SO4 + MnO2 + H2O

16. 2,0 cm³ koncentrált sósavat tiszta vízzel 10 dm³ térfogatra hígítunk. A tömény sósav sűrűsége 1,185 g/cm³, tömegszázalékos koncentrációja 37%. A HCl moláris tömege 36,5 g/mol. Milyen lesz az oldat pH-értéke?

17. A konyha márványpadlójára (CaCO3) leejtett sósavas üveg összetörött, és a 0,7 liter, 1,025 g/cm3 sűrűségű, 10 tömegszázalékos sósavoldat HCl tartalma a kalcium-karbonáttal elreagált. Írja fel a lejátszódott kémiai reakció egyenletét, és adja meg, hogy hány cm3, 15 °C hőmérsékletű 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 előbbi oldat protolízis-foka, s az utóbbi pH-ja? Melyik erősebb bázis?

19. A 2 mólos metaperjódsav (HIO4)-oldatban a disszociáció 10%-os. Mi a disszociációállandó értéke? Hányszorosára kell az oldatot hígítani, hogy a disszociációfok 8-szorosára nőjön?

Általános kémia Ajánlott irodalom



Ajánlott irodalom

BME Vegyészmérnöki Kar: Általános kémia. Műegyetemi 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

Győr Kht., Győr, 2002. Maleczkiné Szeness Márta: Kémai feladatok és megoldások. Veszprém, 2000. Maleczkiné Szeness Márta: Szervetlen kémai feladatok és megoldások. Tan-

könyvkiadó, Budapest, 1987. Orbán Erzsébet – Borszéki Ágnes: Felvételi és versenyfeladatok gyűjteménye.

Korona Kiadó, Budapest, 1995. Villányi Attila: Kémia összefoglaló középiskolásoknak. Calibra, Budapest, 1996.

Lešny Juraj – Simon Gábor – Szalay Dénes

Documents

Transcript of Lešny Juraj – Simon Gábor – Szalay Dénes