Kémia Kutasi, Istvánné dr. Kémia



Yüklə 1,02 Mb.
səhifə3/8
tarix08.03.2018
ölçüsü1,02 Mb.
1   2   3   4   5   6   7   8

1.

1 flakon 20%-os háztartási ecet (1,00 dm3, 1,00 kg) hígításához csak 5%-os ecetoldatunk van fölös mennyiségben. Mennyi 8%-os oldatot készíthetünk?



Megoldás:

Az összeöntött ecetoldatok mennyiségének összege egyenlő a végtermék oldat mennyiségével. A koncentrációkra pedig érvényes az alábbi összefüggés:

m1 * c1 + m2 * c2 = (m1 + m2) * c3

A feladat egyetlen ismeretlenje a hígító ecet mennyisége. Legyen ez x.

ecet hígító ecet végtermék

1 kg * 20% + x * 5% = (1 kg + x) * 8%

x = 4 kg

Tehát 4 kg hígító ecettel érünk célt, vagyis 4 + 1 = 5 kg 8%-os oldatot készíthetünk.



2.

Süteményt sütünk 200 fokos sütőben. A tésztához 1 zacskó, 12 g, 75% nátrium-hidrogénkarbonát (NaHCO3) tartalmú sütőport használtunk fel. A 200 fokos süteménynek legfeljebb mekkora térfogatnövekedésére számíthatunk a sütőporból a nátrium-hidrogénkarbonát teljes elbomlásával keletkező széndioxid (CO2) révén?

(Atomsúlyok: Na: 23, O: 16; C: 12; H: 1)

Megoldás:

A sütemény tésztájába kevert sütőpor nátriumbikarbonát tartalma a hő hatására elbomlik és széndioxid keletkezik. Ez persze nem hagyja el a tésztát, hanem buborékokat képez benne, a tészta pedig ebben a formában és méretben (felpuffadva) sül át (szilárdul meg). A széndioxid az alábbi reakció szerint keletkezik:

NaHCO3 → CO2(g) + NaOH

atomsúlyok: 23 + 1 + 12 + 48 = 84 g/mol

Vagyis 84 g nátriumbikarbonátból egy mol széndioxid gáz keletkezik. A sütőpor 12 grammjából 75% a nátriumbikarbonát: ez 9 g. Ez 9/84 , vagyis 0,1071 mol. Ugyanennyi mol széndioxid gáz keletkezik a folyamatban.

Szobahőmérsékleten, T = 293 K (20 °C), 1 mol gáz térfogata 24 dm3.

A gáz fokonkénti térfogatváltozása a Gay-Lussac törvény szerint 1/293. A sütemény 180 fokkal a szobahőmérséklet fölött sül, vagyis a keletkezett 0,0952 mol CO2 (180+293)/293-szorosára expandál a szobahőmérsékleten mért térfogatához képest, vagyis a sütemény várható térfogat-növekedése:

V = 0,1071 mol * 24 dm3/mol * (180+293)/293 = 4,15 dm3
3. fejezet - Sztöchiometria

A sztöchiometria a kémiai reakcióban résztvevő anyagok tömeg és térfogatviszonyait tárgyalja.  Három alaptörvényt foglal magába:




állandó tömegviszonyok törvénye (Proust)

többszörös tömegviszonyok törvénye (Dalton)

vegyülő gázok térfogati törvénye. (Gay-Lussac)

  1. A kísérleti tapasztalat szerint a különböző elemek nem egyesíthetők egymással véletlenszerűen, hanem csak meghatározott tömegarány szerint. Egyazon vegyületben az alkotóelemek százalékos összetétele szigorúan állandó és jellemző az illető vegyületre, függetlenül a reagáló elemek mennyiségére.

  2. Vannak olyan elemek, amelyek egymással nemcsak egy, hanem több különböző fizikai és kémiai tulajdonsággal rendelkező vegyületet is képesek alkotni. Ilyen például - többek között - a nitrogén és az oxigén:




dinitrogén-oxid

N2O

1,0000g nitrogén

0,5711g oxigén

nitrogén- monoxid

NO

1,0000g nitrogén

1,1422g oxigén

nitrogén- trioxid

N2O3

1,0000g nitrogén

1,7133g oxigén

nitrogén-dioxid

NO2

1,0000g nitrogén

2,2844g oxigén

nitrogén-pentoxid 

N2O5

1,0000g nitrogén

2,8555g oxigén

0,5711 : 1,1422 : 1,7133 : 2,2844 : 2,8555 = 1 : 2 : 3 : 4 : 5

Ha két elem egymással többféle tömegarány szerint vegyül, akkor az egyik elem ama mennyiségei, amely a másik elem változatlan mennyiségével vegyül, úgy aránylanak egymáshoz, mint a kis egész számok.



  1. A kémiai reakcióba lépő és a reakció során keletkező gázok térfogatai, azonos hőmérsékleten és nyomáson, úgy aránylanak egymáshoz, mint a kis egész számok. Például:

2 H2 + 1O2 = 2H2O

1N2 + 3H2  = 2NH3

1. 3.1 Az elemek vegyjele

Kémiai szempontból az anyagokat két nagy csoportra osztjuk,




egyszerű anyagok vagy elemek

összetett anyagok.

Az elemek tulajdonságaik alapján fémes és nemfémes elemek, az összetett anyagok, keverékek, elegyek, vegyületek.

Az elemeket vegyjellel jelöljük, amely az elem nevének az első nagybetűje. Ha két elem neve azonos betűvel kezdődik a nagybetű mellé valamilyen jellemző kisbetűt írunk. Pl.: Hidrogén: H, Hélium: He, Hafnium: Hf, Holmium: Ho….

Mit jelent a következő vegyjel:  Fe = ?


  1. magát a vasat

  2. 1 db vasatomot

  3. a vas grammtömegnyi mennyiségét: 56 g vasat.

2. 3.2 Vegyérték, tapasztalati és szerkezeti képlet

A vegyérték kifejezi, hogy valamely elem egy atomja hány hidrogén atomot tud lekötni, ill. hányat tud vegyületeiben helyettesíteni. A vegyérték a vegyértékelektronokkal van összefüggésben.

A tapasztalati képlet kifejezi a vegyület mennyiségi és minőségi összetételét.

Pl.: a CH4 (metán) tapasztalati képletéből a relatív atomtömegeket ismerve a következőket lehet leolvasni:



  1. a metán szénből és hidrogénből áll

  2. a metán molekulájában 4 db. hidrogén és 1 db. szénatom van

  3. a metán relatív molekula tömege 1·12 + 4·1 = 16

  4. egy mól metán tömege 16·10-3 kg

  5. egy mól metánban 12·10-3 kg szén és 4·10-3 kg hidrogén van

  6. 16·10-3 kg metán gáz térfogata normál állapotban 22,41·10-3 m3.

A szerkezeti képlet az összegképletnél is többet mond, mert feltünteti a molekulán belül az atomok helyes kapcsolódását is. A szerkezeti képletet vegyjelekkel és vegyértékvonalakkal írjuk fel. Pl.: kénsav, H2SO4

Az oxisavaknál tudni kell, hogy a H-atom nem közvetlenül kapcsolódik a savképző atomhoz, hanem oxigénen keresztül.

3. 3.3 Affinitás

Az elemek atomjainak azt a tulajdonságát, hogy egymással kisebb- nagyobb mértékben képesek egyesülni, ill. reakcióba lépni, vegyrokonságnak, affinitásnak nevezzük. Az elemek általában annál hevesebben reagálnak egymással, minél ellentétesebb jelleműek. Pl.: a hidrogén a fluorral még sötétben is robbanásszerűen egyesül hidrogén–fluoriddá.

A kémiai reakciók végbemenetele szempontjából lényeges ismerni a fémek, ill. elemek affinitási sorát.

K, Na, Li, Ca, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H, Cu, Ag, Au

+←-------------------------------------------------------→-

Jobbról balra a fenti elemek pozitív jelleme erősödik. Például azok a fémek, amelyek a H-nél pozitívabbak, savakból hidrogént fejlesztenek:

Zn + H2S04 = Zn S04 + H2

Az affinitási sor helyességét cementálási kísérletekkel lehet bizonyítani. Minden pozitívabb fém kiszorítja vegyületéből a kevésbé pozitív fémet:

Fe + CuS04 = FeS04 + Cu

Az affinitás jellemző arra, hogy milyen mértékben várhatjuk két elem vagy vegyület reakcióját, nagysága közelítőleg arányos a kémiai változás során felszabaduló hővel. Különösen hangsúlyozni kell, hogy az oxigén a fémes és nemfémes elemekkel erőteljes hőfejlődés közben egyesül. Az oxigénnek tehát nagy az elemekhez való affinitása. Ezt a tényt tekintetbe kell venni az acélgyártásnál, termikus fémbevonatok készítésénél, forrasztásnál és a szerkezeti anyagok korróziójánál.

4. 3.4 Elektronegativitás

Az elemek elektronegativitása nem más, mint a molekulán belüli relatív elektronvonzó képesség, illetve ennek számszerű kifejezése. Értéke 0,7 és 4,0 között változik. A számot 1932-ben Pauling vezette be az atomok jellemerősségének a megjelölésére.

Néhány elem elektronegativitási értéke:


H

2,1




















Li

1,0


Be

1,5


B

2,0


C

2,5


N

3,0


0

3,5


F

4,0


Na

0,9


Mg

1,2


Al

1,5


Si

1,8


P

2,1


S

2,5


Cl

3,0


K

0,8


Ca

1,0


Ga

1,6


Ge

1,7


As

2,0


Se

2,4


Br

2,8


Rb

0,8


Sr

1,0


In

1.7


Sn

1,7


Sb

1,8


Te

2,1


J

2,4


A negatív jellemű, nemfémes atomok, pl.: F, Cl, Br … elektronegativitási száma nagy, a fémes elemeké kicsi. Az átmeneti jellemű, amfoter elemek elektronegativitási száma 2 körül van. Azokat az elemeket, amelyeknek az elektronegativitási értéke a hidrogénénél (2,1) kisebb fémeknek, amelyeknek nagyobb, nemfémeknek nevezzük.

5. 3.5 A kémiai folyamatokat leíró egyenletek

Vegyjelekkel, képletekkel a sztöchiometria alaptörvényei alapján felírt egyenleteket, kémiai egyenletnek nevezzük. Az egyenlet helyességének feltételei:


minőségileg és mennyiségileg eleget kell tegyen az anyagmegmaradás törvényének,

a kémiai folyamatokat a valóságnak megfelelően írja le.

Az egyenletírás módszere:

  1. felírjuk az egymásra ható anyagok vegyjeleit, képleteit:

Al  +  O2

  1. leírjuk az egyenlet jobb oldalára a keletkezett vegyület, vagy vegyületek képleteit a vegyértékek ismerete alapján:

Al  +  O2  =  Al2O3

  1. az atomok száma alapján az együtthatókat beírva, rendezzük az egyenletet:

4 Al  +  3 O2  =  2 Al2O3

  1. mivel a tömegmegmaradás törvénye értelmében a kémiai reakciók során nem keletkezhet és nem is semmisülhet meg anyag, a reakcióban szereplő kiindulási és termékanyagok tömegei összegének az egyenlet két oldalán azonosnak kell lennie.

4 Al + 3 O2 = 2 Al2O3

4·27g + 3·32 g = 2·102 g

      204 g        =    204 g

A vegyjelek, ill. képletek előtt álló számokat sztöchiometriai együtthatóknak nevezzük. A sztöchiometriai számok megadják, hogy a kémiai egyenletben szereplő képlet szerinti anyagok hányszorosa vesz részt a kémiai reakcióban.

6. 3.6 A kémiai reakciók tipusai

A kémiai reakcióknak négy alaptípusa van:




egyesülés (beleértve a polimerizációt és az addíciót),

bomlás (beleértve a disszociációt is),

helyettesítés, és

cserebomlás.

  1. Egyesülés

Két vagy több anyagból egyetlen új anyag keletkezik:

S + O2 = SO2

H2 + Cl2 = 2 HCl


  1. Bomlás

Egy anyagból két vagy több anyag keletkezik:

NH4Cl = NH3 + HCl

2 Ag2O = 4 Ag + O2

A bomlás egyik speciális esete a disszociáció, amikor is a keletkezett anyagok visszaalakulnak kiindulási termékké, ha a bomlást előidéző okokat megszüntetjük. Pl.: ha zárt térben hevítjük a CaCO3 –ot  CO2 –re és CaO–re bomlik. Ha a hevítést megszüntetjük a visszaalakulás megtörténik.

CaCO3  →    CaO + CO2


  1. Helyettesítés

Valamely atom egy hozzá hasonló jellemű atomot kiszorít a molekulából és annak helyébe lép.

2 Na + H2SO4  =  Na2SO4 + H2

Fe + CuSO4     =  Cu + FeSO4

Ez utóbbit és a hozzá hasonló reakciókat cementálásnak nevezzük.



  1. Cserebomlás

Két vegyület azonos jellemű alkotórészei helyet cserélnek, és ezáltal két új vegyület keletkezik:

3  NaOH + H3PO4  =  Na3PO4 + 3 H2O

7. 3.7 Osztályozás a kémiai reakcióban átmenő részecskék alapján


  1. Protonleadással, ill. protonfelvétellel járó sav-bázis ( más néven protolitikus ) folyamatok

Az oldatban a reagáló anyagok ionos formában vannak jelen, ilyenkor a reakcióegyenlet így írható fel:

OH- + Na+ + Cl- = H2O + Na+ + Cl-

Vizes oldatban a sósav H+ ill. Cl- ion formájában van jelen. A H+ ion (proton) szabad állapotban nem, csak egy vízmolekulára kötve, oxónium ion formában létezik, ezért a sósav disszociációját a következő formában írhatjuk:

HCl  +  H2O  =  H3O+  +  Cl-

A sósavat azért nevezzük savnak, mert vizes oldatában H+-iont (protont) ad le. A keletkező H3O+-ion azonban bázis, mert NaOH  jelenlétében nem marad szabadon az oldatban, hanem annak vízben történő oldásakor a keletkező OH- ionnal egyesül:

H3O+  +  OH- =  2 H2O

ez felel meg a savreakciónak.

A sav-bázis reakciónak tehát a sav protonleadása és a bázis hidroxidionjainak egyidejű protonfelvétele adja meg a lényegét. A két folyamat szükségszerűen együtt jár.



  1. Elektronfelvétellel ill. elektronleadással járó redukciós-oxidációs (redox) folyamatok

Szűkebb értelemben oxidáción oxigén felvételt, vagy hidrogén leadást értünk. Ennek ellentéte a redukciós folyamat, amely oxigén leadást ill. hidrogén felvételt jelent. A két reakció mindig egymás mellett játszódik le, az egyik reakciókomponens szempontjából oxidációs, a másik számára redukciós a folyamat. Pl.:

FeO + C = Fe + CO

Cr2O3 + 2 Al  = Al2O3 + 2 Cr

Tágabb értelemben oxidáció ill. redukció létrejöhet olyan folyamatokban is, ahol az oxigén ill. a hidrogén részt sem vesz. Oxidációs – redukciós folyamat pl. a következő is:

Fe + CuSO4 = Cu + FeSO4

2 KI  + Cl2 = 2 KCl + I2

Annak a bizonyítására, hogy a fentiek is oxidációs-redukciós folyamatok. bevezették az oxidációs szám fogalmát.

7.1. 3.7.1 Oxidációs szám

Az oxidációs számon a kémiai vegyület elemi összetevőinek töltését, illetve annak számát értjük, úgy tekintve a vegyületet, mintha molekulájának minden atomja ionos állapotban lenne. Az egyes elemek, fémek és nemfémek atomjai szabad, stabil állapotban a legalacsonyabb oxidációs állapotban vannak, oxidációs számuk zérus. Az elemek atomjainak oxidációs száma meghatározott pozitív illetve negatív érték. Az egyatomos ionok oxidációs száma vegyületben az ion töltésével egyenlő. Vegyületeikben a hidrogén oxidációs száma +1, az oxigéné -2, az alkáli fémeké +1, a halogéneké -1, stb.

A semleges vegyületekben az egyes alkotóelemek oxidációs számának az algebrai eredője zérus. Az ionok meghatározott eredő oxidációs számmal rendelkeznek.

Néhány példa az oxidációs szám alkalmazására:

+1 -1                +3 -2              +1 +7 -2      

NaCl                Fe2O3                KMnO4

Az oxidációs szám megmutatja, hogy az adott vegyületen belül az illető atom milyen oxidációs állapotban van.

Ennek megfelelően a következő egyenletben:

Fe + CuSO4 = Cu + FeSO4

a nulla oxidációs állapotú fémvasból +2 oxidációs számú Fe (oxidáció), ill. a +2 oxidációs számú, vegyületben kötött Cu – ből nulla oxidációs számú fémréz vált ki (redukció).

Az alábbi egyenletben pedig:

SnCl2 + 2 FeCl3 = SnCl4 + 2 FeCl2

A +2 oxidációs állapotú Sn-ből +4 oxidációs számú Sn (oxidáció), ill. a +3 oxidációs számú Fe-ből  +2  oxidációs számú Fe lett (redukció).

Tehát: oxidációnak nevezünk minden olyan állapotváltozást, amelyben az illető atom oxidációs száma nő, és redukciónak minden olyan állapotváltozást ahol az illető atom oxidációs száma csökken.

Az oxidációs számok változása szorosan összefügg az elemek elektronszerkezetének változásával a kémiai reakció során.

Az oxidáció illetve redukció nem más, mint az elemek elktronfelvétele illetve leadása. Oxidáció minden olyan folyamat, amely elektron leadással és redukció minden olyan folyamat  amely elektron felvétellel jár.

Az oxidációs szám meghatározásánál vegyük figyelembe a következőket:




az elemek oxidációs száma 0

a molekulákban az atomok oxidációs számának összege 0

az egyszerű ionok oxidációs száma egyenlő az ion töltésszámával

összetett ionokban az ion töltésszáma egyenlő az atomok töltésszámának eredőjével

az oxigénnek az oxidációs száma -2 vegyületeiben kivéve a peroxidok, ahol -1

a hidrogénnek általában +1 az oxidációs száma, kivéve a fémhidridekben, ahol -1

az alkáli fémeké +1

az alkáli földfémeké +2

a halogéneké -1

Az oxidációs számok segítségével viszonylag könnyen meg tudjuk határozni egy bonyolultabb kémiai egyenlet sztöchiometriai együtthatóit is.

8. 3.8 Feladatok



1.

Egy vegyület összegképlete CnH2n és moltömege 56 g. Mi a tényleges képlete, mennyi n értéke?

(Atomsúlyok: C: 12; H: 1)

Megoldás:

A vegyület képletét paraméteres alakban írjuk fel: Cn H2n

Az atomsúlyokkal számítandó molsúly: n*12+2n*1 = 56

Ez egy egy ismeretlenes egyenlet, megoldása: n = 4

A vegyület képlete tehát: C2H4

2.

Zárt edényben 260 g cinket (Zn) fölös mennyiségű sósavval (HCl) elreagáltatunk. A reagensek fölötti légtér nagysága (amelyet kezdetben standard állapotú levegő tölt ki) 49 dm3. Mekkora nyomás alakul ki a gázfejlődés befejeztével a gáztérben?

(Atomsúlyok: Zn: 65; Cl: 35,5; H:1)

Megoldás:

A folyamat az alábbiak szerint zajlik:

Zn + 2 HCl → H2(g) + ZnCl2

Egyenérték-mennyiségek: 65 g/mol 1 mol

Cinkből 260 g reagál, ez 260/65 = 4 mol mennyiség. Ezzel 4 mol idrogéngáz lesz egyenértékű (ennyi fejlődik).

A fejlődő hidrogéngéz számára 49 dm3 légtér áll rendelkezésre, amelyben standard állapotú levegő van. 4 mol standard állapotú hidrogéngáz térfogata: V = 4 * 24,5 dm3 = 98 dm3

A légtérben levő standard állapotú levegő és a 4 mol standard állapotú hidrogéngáz együttes térfogata: Vö = (49 + 98) dm3 = 147 dm3

Ennyi gáz számára azonban csak 49 dm3 áll rendelkezésre, ezért változatlan hőmérsékleten a nyomása lesz magasabb, amelyet a Boyle-Mariotte törvény szerint számolunk ki:

p1 * V1 = p2 * V2

101,325 kPa * 147 dm3 = p2 * 49 dm3

ahonnan a reakció végeztével kialakult nyomás:

p2 = 303,975 kPa
4. fejezet - Termokémia

1. 4.1 Kémiai termodinamika

Az egymással reagáló anyagok molekulái a kémiai reakcióban felszakadnak, és más molekulák jönnek létre, más energiájú kémiai kötésekkel. Ha a reagáló anyagok kötési energiáinak algebrai összege nem zérus, a folyamat vagy energia felszabadulással, vagy elnyelődéssel jár. Ez a rendszer és környezete közötti hőátadásban nyilvánul meg. Pl.: reakcióhő, közömbösítési hő, égéshő, stb.

A termodinamika I. főtétele képletesen megfogalmazva:

ΔU = U2 – U1 = Q + W

Egy rendszer belső energiája növekszik, ha a környezet munkát végez rajta, vagy a környezetből hőt vesz fel, csökken ha a rendszer maga végzi a munkát, ill. hőt ad át a környezetnek.

A munka és a hő előjelének megállapításánál az egocentrikus előjelkonvenciót alkalmazzuk.

        Amit a rendszer lead: mínusz (-),

        amit felvesz: plussz (+) előjelet kap.

Belső energia, / U /: A rendszer termikus és abszolút zérusponti energiájának összege. Az elemek belső energiáját 25  °C–on és 101,325 kPa nyomáson nullának tekintjük. A gyakorlatban mindig energiakülönbségekkel számolunk.




Dostları ilə paylaş:
1   2   3   4   5   6   7   8


Verilənlər bazası müəlliflik hüququ ilə müdafiə olunur ©genderi.org 2019
rəhbərliyinə müraciət

    Ana səhifə