Altalanos kemia

Altalanos kemia

Periódusos rendszer csoportja es sajatossaga:

Az atomok szerkezete; az atomnak két fő része van:

a)     atommag, kétféle részecskéből épülnek fel:

proton: tömege és pozitív töltése van, a periódusos rendszerben ez lesz a rendszám;

neutron: töltése nincs, tömege van, a periódusos rendszerben a protonnal együtt a tömegszámot adja.

b)    elektron: tömegük igen kicsi és negatív töltésük van. Különböző sugarú pályákon keringenek, ezeket a pályákat héjaknak nevezzük. A héjakat az atommagtól 1 - 7-ig számozzuk, ez lesz a periódus szám, amelyet a periódus rendszer baloldali függőleges oszlopában van feltüntetve.

Egy-egy elektronhéjon annyi elektron keringhet, ahány elfér rajta. Férőhely szempontjából az egyes elektronhéjakon szigorúan meghatározott számú elektron kering: az első héjon 2 elektron, a másodikon 8 elektron, a harmadikon 18 elektron, stb. Bármely atom elektronjainak számát a 2n² képlettel számoljuk ki, ahol az n a héjak sorszámát jelenti.

Ezek az elektronok még egy héjon belül sem egy konkrét rádiusszal meghatározható körpályán találhatók, hanem ezek a rádiuszok a sorszámmal együtt növekvő szélességű sávok, ezeket a sávokat alhéjaknak nevezzük, és betűkkel jelöljük (s=2e^-, p=6e^-, d=10e^-, f=14e^-), az alhéjak száma négynél tovább nem emelkedik.

A periódusos rendszer felépítése: a periódusos rendszer az elemeket rendszerbe foglalja. A rendszer logikája:

az elemeket növekvő rendszám (ami a protonszám, ami megegyezik az elektronok számával) szerint vízszintes sorokba soroljuk;

minden vízszintes sor egy adott elektronhéj kiépítésével kezdődik, és annak telítődésével fejeződik be, vagyis a megfelelő nemesgázzal. Egy-egy vízszintes sort periódusnak nevezzük, összesen 7 periódus van, 1 - 7-ig sorszámozva (a periódusos rendszer vízszintes sorában);

az egymás alá kerülő elemek oszlopokat alkotnak. Az első oszlopba tartozó elemek külső elektronhéja azonos, ezeket az oszlopokat római számmal I - VIII-ig számozzuk. Minden oszlopba két csoport tartozik, az A és a B csoport.

az oszlopokat az alhéjak kiépülése mezőkre osztja, így az alhéjaknak megfelelő mezők léteznek, s mező elemei: He IA IIA oszlopokban (s alhéj épül ki), d mező elemei: összes d oszlop (d alhéj épül ki), f mező: lantanidák (14 elem, 4 f alhéj épül ki), aktinidák (14 elem, 5 f alhéj épül ki);

bór-polónium vonal két nagy csoportra oszlik: a vonaltól jobbra nemfémes elemek, a vonaltól balra fémes elemek;

a rendszerben a 6. periódustól kezdve kisebb nagyobb szabálytalanságok vannak, de ezeket majd a fémes elemeknél fogjuk bővebben kifejteni.

Kemiai kotestipusok:

Elsőrendű kötések: jell: nagyon erősek, ki- alakulásukkor a reagensek elérik a nemesgáz szerkezetet. Pl: ionos kötés, kovalens kötés: elektronegativitás. Jelölése: EN. Dimenzió nélküli szám, elektronvonzóképességet jelöl

Fémes kötés A pozitív töltésű fém atomtörzsek és a delokalizált elektronok közötti vonzást fémes kötésnek nevezzük. A fémes kötéssel összekapcsolt fém atomtörzsek halmaza a fémrács.

Kovalens kötés A közös elektron párral kialakított kapcsolat a kovalens kötés. A kötő és a nem kötő elektron párok is a kötést létesítő atomok vegyértékelektronjait tartalmazzák. A molekulapálya az a térrész a molekulában, ahol az elektron pár 90%-os valószínűséggel tartózkodik. Azt a kötést, amelyben a kötő elektron pár elektronsűrűsége a kötés tengelye mentén a legnagyobb, szigma kötésnek nevezzük. Az olyan kötést, amelyben a kötő elektron pár elektronsűrűsége a kötés tengelyre merőlegesen a legnagyobb, pi kötésnek nevezzük. Két atom között legfeljebb három elektron pár létesíthet kötést. Egy moll molekulában két atom közötti kötés felszakításához szükséges energiát kötési energiának, nevezzük. Mértékegysége: KJ/moll előjele pozitív. A pi kötés energetikailag kedvezőtlenebb helyen van, mint a szigma kötés, ezért a felbontáshoz kevesebb energia szükséges. A kötést létesítő atomok magjai közötti távolság a kötéshossz. A kapcsolódó atomok kötései által bezárt szög a kötésszög. Az olyan kovalens kötést, amelyben egy atom adja a kötő elektron párt, datív kötésnek nevezzük. Az atomok elektronegativitási értékei alapján tájékozódhatunk a kovalens kötés jellegéről. Az azonos elektronegativitású atomok apoláris z eltérő elektronegativitásúak poláris kovalens kötést létesítenek. Két azonos atom kapcsolódása során a molekulában az atommagok, valamint a kötő és a nem kötő elektron árok térbeli elhelyezkedése szimmetrikus, a kötés és a molekula is apoláris. Ha két különböző atom kapcsolódik össze kovalens kötéssel, akkor a nagyobb elektronegativitású atom nagyobb hatást gyakorol a kötő elektron párra, a kötő pár elektronelosztása nem szimmetrikus. A kovalens kötés és a molekula is poláris. A kétatomos molekulák (O₂, N₂, HCL) midig lineárisak. Központi atomnak azt a legnagyobb vegyértékű atomot nevezzük, melyhez a többi atom kapcsolódik a molekulában. A téralkatot a szigma kötéssel kapcsolódó atomok (ligandumok) és a központi atom nem kötő elektron párjainak száma határozza meg. A molekulák térbeli alakját tehát a szigma kötések határozzák meg, a pi kötések ezt lényegesen nem befolyásolják. A molekulában a központi atom körül négy kötő elektron pár található. A molekula téralkata tetraéderes, a kötésszögek egyenlők, 109, 5⁰-ósak, úgy, mint a metán molekulában. A molekula polaritását a kötés polaritás és a molekula alakja együttesen határozza meg.

Ionkötés Az alapállapotú atomban az elektronok a megismert rend szerint kialakított, legkisebb energiájú pályákon helyezkednek el. Minél több energiát vesz fel az atom elektronja, annál magasabb energiaszintre jut, egyre lazábban kötődik a maghoz, az atom gerjesztett állapotban van. Azt az energiát, amely 1 moll szabad (gáz) állapotú atom legkönnyebben leszakítható elektronjának eltávolításához szükséges, ionizációs energiának nevezzük. Jele: E_i Mértékegysége: KJ/Moll. Előjele pozitív Azt az energiát, amely akkor szabadul fel vagy akkor nyelődik el, ha 1 moll alapállapotú szabad (gáz halmazállapotú) atomból egyszeresen negatív töltésű ion képződik, elektronaffinitásnak nevezzük. Jele: E_a Mértékegysége: KJ/Moll. Előjele pozitív és negatív is lehet. A halogén atomok egy, az oxigéncsoport atomjai két elektron felvételével érik el a nemesgáz szerkezetet. Az ellentétes töltésű ionok közötti elektrosztatikus vonzást ionkötésnek nevezzük. Az ionos kötés erősségét az ionrács - energiával jellemezzük. A rácsenergia az 1 moll kristályos anyag szabad, gáz halmazállapotú ionokra bontásához szükséges energia. Jele: delta E_r Mértékegysége KJ/Moll. Előjele: pozitív. Ha egy kötő elektron pár molekulapályája kettőnél több atomtörzsre terjed ki, delokalizált kötésről beszélünk.

Másodrendű kötés Az eredetileg poláris molekulák elektronrendszerének az atommag körüli rezgése átmeneti, gyenge dipólusságot eredményezhet. A diszperziót a molekulák olyan elrendeződése követi, hogy a dipólusok ellentétes töltésükkel fordulnak egymás felé. A molekula méretének növekedésével a diszperziós kölcsönhatás egyre nagyobb felületen alakulhat ki. Az egyik molekula pozitív pólusa vonzza a másik molekula negatív pólusát. A dipólusok így láncokká, halmazokká rendeződnek. A hidrogénkötés olyan molekulák között alakulhat ki, melyekben a hidrogénatom nagy elektronegativitású, nem kötő elektron párt is tartalmazó atomhoz (O, F, N,) kapcsolódik

Halmazallapotok es jellemzesuk:

A legtöbb kémiai anyag - a hőmérséklettől és a nyomástól függően - három, klasszikusan értelmezett halmazállapotban lehet stabilis állapotú: légnemű, folyékony és szilárd. Elméletileg minden anyag mindhárom halmazállapotban előfordulhat, a gyakorlatban viszont sok szilárd anyag elbomlik, vagy átalakul az olvadáspontjánál kisebb hőmérsékleten, azaz inkongruens olvadáspontja van. Ugyanilyen okok miatt sok anyagnak nem létezik légnemű halmazállapota, vagyis már a forráspontjánál kisebb hőmérsékleten termikusan elbomlik. A fenti három halmazállapoton kívül létezik az anyagok negyedik halmazállapota is, amely már a múlt század közepén fontossá vált: ez a plazmaállapot.

A légnemű halmazállapot között gyakorlat szempontjából fontos különbséget tenni ugyanazon anyag gáz és a gőz állapota között. A kétféle állapot megkülönböztetését az anyagok kritikus hőmérsékleténél kisebb és nagyobb hőmérsékleten mutatott viselkedésbeli eltérése indokolja. Bármely légnemű halmazállapotú anyag gőz, ha a hőmérséklete kisebb a kritikus hőmérsékleténél, és gázként viselkedik, ha a hőmérséklete meghaladja a kritikus hőmérsékletét.

A különböző halmazállapotok dinamikus folyamatokban átalakulhatnak egymássá. A szilárd anyag átalakulása hőközlés hatására folyadékká az olvadásponton történik. A fordított irányú folyamat - amely mindig hőfelszabadulással jár - a fagyás, dermedés vagy kristályosodás, pedig a fagyásponton, dermedésponton vagy kristályosodási ponton következik be. A szilárd anyagok is párolognak, gőzzé alakulnak ez a jelenség a szublimáció.

A folyadékok átalakulását légnemű halmazállapotú anyaggá - gőzzé - párolgásnak nevezzük. Bizonyos körülmények között a jelenség forrás. A fordított irányú folyamat - amikor a gőz cseppfolyós állapotba kerül - a kondenzáció, vagy kicsapódás. Ugyanígy nevezzük a gőznek közvetlenül szilárd halmazállapotba jutását is.

A folyadék és a szilárd állapotot gyűjtőnéven kondenzált állapotnak, a légnemű és a cseppfolyós állapotot pedig fluid állapotnak nevezzük.

Általában adott hőmérsékleten és nyomáson az adott anyag csak egy halmazállapotban lehet stabilisan jelen. Ugyanakkor az átalakulások egyensúlyi hőmérsékletén és nyomásán két, vagy három halmazállapota is stabilis lehet. Erre vonatkozik a Gibbs-féle fázistörvény. A különböző halmazállapotú és külön fázisban lévő anyagok egymásba történő átalakuását fázisdiagaramokon ábrázoljuk.

Bármely anyagnak légnemű és folyékony halmazállapota csak egyféle létezik. Kivételt képeznek az ún. kritályos folyadékok vagy folyadékkristályok, amelyek külső térerő hatására változtatják meg szerkezetüket. Szilárd halmazállapotban sok anyagnak létezik többféle kristályos és amorf állapota, amelyek szerkezetükben és fizikai tulajdonságokban is lényegesen eltérnek egymástól. Ez a jelenség a polimorfia. Az egyes polimorf módosulatok meghatározott hőmérséklet- és nyomástartományban stabilisak, és egymásba átalakíthatók (allotróp átalakulás).

A halmazállapot-változásokat és a polimorf átalakulásokat mindig hőeffektus kíséri. Termodinamikailag kimutatható, hogy egy adott nyomás esetén nagyobb hőmérsékleten az a módosulat stabilis, amely hőfelvétel - tehát endoterm folyamat - közben képződik a másik módosulatból. Vagyis pl. konstans nyomásnál nagyobb hőmérsékleten a folyadék stabilisabb, mint a szilárd halmazállapot, és a gőz stabilisabb, mint a folyadék.

Kemiai egyensulyok tomeghatas torvenye:

A kémiai reakciók során a kiindulási anyagok koncentrációja csökken, míg a reakciótermék(ek) koncentrációja nő.

A+B C

Ha a reakció teljes mértékben lejátszódik, akkor a reakciótér csak C-t tartalmaz.

Vannak azonban olyan reakciók, amikor egy idő elteltével a reakciótérben mindhárom komponens jelen van, s koncentrációjuk nem változik Az ilyen állapotot egyensúlyi állapotnak hívjuk.

A koncentrációk csak látszólag állandók, az egyensúlyi állapot beálltakor az átalakulás és visszaalakulás reakciósebessége megegyezik, vagyis a kémiai egyensúly dinamikus.

Le Chatelier - Braun elv

Ha egy kémiai rendszer egyensúlyban van, mindaddig nem észlelünk változást amíg valamelyik körülmény meg nem változik.

Le Chatelier elve szerint egy egyensúlyi rendszert, ha külső hatás ér, akkor az egyensúly úgy változik meg, hogy a külső hatást csökkenteni tudja.

Ha nyomás, hőmérséklet, koncentráció változik, akkor végeredményben az oda- vagy visszajátszódó reakciósebesség változik meg.

A nyomás növelése (gázfázisú rendszereknél) mindig olyan irányba tolja el az egyensúlyt, hogy csökkenjen a mólszám.

Az egyensúlyi reakciók egyik irányban exotermek a másik irányban endotermek. Ha növeljük a hőmérsékletet, akkor az egyensúly mindig az endoterm (hőelnyelő) irányba fog eltolódni.

Savak, bazisok:

Arrhenius elmélete

Savak azok az anyagok, amelyek hidrogéniont tartalmaznak, majd vizes oldatukban hidrogénionná és savmaradékká disszociálnak.

Bázisok azok a vegyületek, amelyben hidroxidion van, vizes oldatukban hidroxidionra disszociálnak.

Semlegesítés: A hidrogénion és hidroxidion között lejátszódó reakció.

Az Arrhenius elmélet nem alkalmazható, csak vizes oldatokra, pl. a cseppfolyós ammónia bázikus tulajdonsága nem értelmezhető.

Brönsted-Lowry elmélet

Savak a proton (H⁺) donor (leadásra képes)

Bázisok a proton akceptor (felvételre képes) molekulák, ionok

A reakcióban a savak (A₁ és A₂) és a belőlük proton leadással képződött konjugált bázisok (B₁ és B₂) vesznek részt.

A definicióból következően savak és bázisok lehetnek semleges molekulák (pl H₂O), kationok (pl. H₃O⁺) vagy anionok (pl. HSO₄^-).

Lewis-féle sav-bázis elmélet

Savak azok a vegyületek amelyek elektronpár felvételére alkalmasak

bázisok amelyek elektronpár átadásra képesek.

minden elektronpár vándorlást sav-bázis reakciónak tekinthetjük.

R₃N + BF₃  = R₃N BF₃

koordinációs kötés

Ennek az elméletnek nagy hátránya, hogy a hétköznapi értelemben vett savakat zárja ki a sav kategóriából. Emiatt Lewis ezeket külön H-sav kategóriába sorolta, de mégsem tud a savak és bázisok erősségére vonatkozó magyarázatot adni.

Pearson-féle sav-bázis elmélet

Lewis-féle sav-bázis elmélet szerint a savak elektronpár akceptorok, a bázisok elektropár donorok.

A + :B A:B

Lewis sav Lewis bázis

A kialakuló kötés lehet apoláris, poláris és ionos.

Pearson elmélete segítségével megmondhatjuk, hogy a komplexnek milyen a stabilitása

A savakat és bázisokat két-két csoportba sorolta.

Lágy bázisok a kis elektronegativitású nukleofil atomok, vagy olyan molekulák vagy összetett ionok, ahol az atomok többszörös kovalens kötéssel kapcsolódnak egymáshoz, s emiatt könnyen polarizálhatók

Kemény bázis nagy elektronegativitású nukleofil atom. Lágy savak nagy elektronegativitás, nagy polarizálhatóság, kis töltés és nagy ionméret

Sók hidrolízise

A sók vizes oldatának a kémhatása nem feltétlenül semleges, lehet savas és lúgos is, a vízzel történő kémiai reakció, a hidrolízis következtében.

A hidrolízis olyan sav-bázis reakció, amelynek során a vízmolekula protont ad át a só anionjának, vagy protont vesz fel a só kationjától.

Hig oldatok:

A híg oldatok rendelkeznek bizonyos tulajdonságokkal, amelyek csak az oldott részecskék koncentrációjától, és nem az anyagi minőségtől függenek.

A nem elektrolitok közös, anyagi minőségtől független tulajdonságai:

gőznyomás csökkenés

forráspont emelkedés

fagyáspont csökkenés

ozmózis nyomás

Forraspont emelkedes:

Az oldatokban az oldószer molekulák és az oldott anyag részecskéi között kölcsönhatás alakul ki.

Emiatt csökken az oldat feletti gőztérbe kikerülő oldószer molekulák száma, s csökken az oldat felett a gőznyomás.

A nem illékony anyagot tartalmazó oldatok gőznyomása mindig kisebb, mint a tiszta oldószer gőznyomása.

Ha csökken az oldat fölött a tenzió, akkor az oldatot tovább kell melegítenünk, hogy elérjük az adott gőznyomást, vagyis magasabb hőmérsékleten forr az oldat.

Az oldat forráspontja mindig magasabb a tiszta oldószer forráspontjánál.

Ez annak köszönhető, hogy az oldat gőznyomása mindig alacsonyabb, mint a vízé.

K_fp   a molális forráspontemelkedési állandó °C/mol

(az oldószer anyagi minőségére jellemző)

c_R az oldat molalitása.

(Az egyenlet felírásakor azért használnak molalitást koncentrációegységként, mert az független a hőmérséklettől.)

Fagyáspont csökkenés:

Fagyásponton a szilárd fázis és a folyadék fázis gőznyomásának egyenlőnek kell lennie.

Mivel az oldat gőznyomása kisebb, mint a tiszta oldószeré, az oldat tenziója csak alacsonyabb hőmérsékleten lehet egyenlő a szilárd fázis gőznyomásával.

Tehát az oldat fagyáspontja mindig alacsonyabb a tiszta oldószer fagyáspontjánál.

A fagyáspont csökkenés jelensége sokkal szembetűnőbb a köznapi életben, mint a forráspont emelkedés (pl. télen a havas járda sózásakor a hó elolvad, mivel a sós víznek csökken a fagyáspontja).

K_op a molális fagyáspontcsökkenési állandó

(oldószer anyagi minőségére jellemző)

c_R a molalitás.

Raoult szerint a fagyáspont csökkenés és a forráspont emelkedés a koncentráció függvénye.

Az oldat gőznyomás csökkenése csak az oldott anyag mennyiségének függvénye és független az oldott anyag minőségétől.

Kolligatív tulajdonságok: Azokat a tulajdonságok, amelyek az oldott anyag móljainak számával arányosak, de függetlenek az oldat minőségétől

Ha az oldószer 1000 gramjában molnyi mennyiségű anyag van oldva, az oldat fagyáspont csökkenése és forráspont emelkedése az oldott anyag minőségétől független érték. Ezt molális fagyáspont csökkenésnek (K_fagyp) illetve molális forráspont emelkedésnek (K_forrp) nevezzük.

Ozmózis:

Szemipermiábilis (féligáteresztő) hártyák: Azok a membránok, amelyek a kisméretű - többnyire semleges - molekulákat átengedik, de a nagyobb méretű molekulákat, ionokat nem. (pl. a természetben előforduló növényi, állati sejtfalak, cellulóz.)

A szemipermiábilis hártya megakadályozza a szolvatált ionok átjutását.

Ozmózis

Az a jelenség, amikor az oldatot az oldószertől szemipermiábilis hártyával választjuk el, s a diffúzió révén a koncentráció kiegyenlítése indul meg.

A féligáteresztő hártya pórusain az oldószer molekulák haladnak át az oldat felé. A folyamat addig tart, amíg az oldat megemelkedett folyadékszintjének hidrosztatikus nyomása a további ozmózist megakadályozza.

Evvel beáll az egyensúlyi állapot, vagyis ugyanannyi oldószer molekula lép az oldatba mint amennyi távozik.

Az ozmózis nyomás - a forráspont emelkedéshez és a fagyáspont csökkenéshez hasonlóan - az oldatban levő molekulák számától függ és független az anyagi minőségtől, vagyis az oldat kolligatív tulajdonsága.

Galvan elemek:

A galvánelemek mindennapi életünkben is jelen van, vegyük például a mobiltelefonokat. Abban is galvánelem van (hétköznapi nevén akkumulátor; vagy csak elem). De természetesen galvánelem van a discmanekben, számológépekben, elemlámpákban és a vekkerben, ami hajnali hatkor felver, hogy iskolába kell mennem. Mi is a galvánelem? A galvánelem kémiai energiának elektromos energiává való átalakítására alkalmas berendezés. Benne önként végbemenő redoxireakciók termelik az elektromos energiát.

Oxidacios, redukcios folyamatok:

Redoxi folyamatoknak nevezzük azokat a kémiai reakciókat, melyek az oxidációfok (lásd: oxidációs szám) megváltozásával járnak. Ezekben a folyamatokban az egyik reakciópartner felvesz, a másik pedig veszít, lead elektronokat.

Az elektront leadó partner oxidálódik, oxidációs száma nő. Ezek a reakciópartnerek a redukálószerek.

Az elektront felvevő partner redukálódik, oxidációs száma csökken. Ezek az oxidálószerek.

Az oxidációs folyamatok többnyire a kémiailag kötött energia felszabadulásával járnak, ezért energiatermelők. Oxidáció során keletkezik hőenergia pl. a szén, illetve egyéb energiahordozók elégetése során a hőerőművekben.

Oxidálószerek lehetnek: a nagy elektronegativitású elemek, jellemzően a VI. és VII. főcsoport elemei, (pl.: O₂, O₃, F₂, Cl₂, Br₂) valamint olyan vegyületek (molekulák, ionok), melyekben magas oxidációfokú elemek találhatók

Redukálószerek: elektron leadására hajlamos elemek, különösen az első két főcsoport tagjai (alkáli- és alkáliföldfémek valamint a hidrogén), de a legtöbb fém és néhány nemfémes elem (pl.: szén, nitrogén) is képes redukáló ágensként szerepelni a redox folyamatokban.

Ugyancsak oxidálódhatnak ("redukálószerek") a szerves vegyületek többsége is (pl.: cukrok, alkoholok, egyes vitaminok). Ez utóbbiak antioxidáns hatással rendelkeznek.