(a/1. Atom alkotórészei: elektronok (katódsugárzás), proton (gázkisülésű cső), neutron ( Be kölcs.). Rendszám (Z): protonszám, kijelöli az atom helyét a periódusos rendszerben (semleges atomban=elektronszámmal). Tömegszám (A): neutronszám (N) rendszám. pl: 199F – Z=9, N=10, A=19. A neutronszám változhat, magasabb Znél N>Z. Minden jellegzetes rendszámmal, tömegszámmal bíró részecske nuklid. Izotópok: azonos rendszámú, de eltérő tömegszámú atomok (N miatt) pl: 168O, 178O, 188O. Ugyanazok a kémiai tulajdonságaik, periódusos rendszerben ugyanott vannak. Fizikai eljárással különíthetők el: tömegspektrométer (vákuumban ionizálják, elektromos feszültséggel gyorsítják, majd mágneses erőtérben mérik az eltérülésüket) Az elemek izotópok keverékei, arányuk meglehetőssen állandó. Szerepük: mivel tulajdonságaik azonosak, az egyes folyamatokban is ugyanúgy viselkednek – radioaktív izotópokkal nyomjelzés, gyógyítás, kutatás. Atomtömeg, molekulatömeg: a reakciók tömegviszonyait a sztöchiometria adja meg, leírásuk atomok molekulák, ionok relatív tömegével történik. Ar – relatív atomtömeg: 1 mól természetes izotópösszetételű elem tömege az 1 mól 12C tömegének 1/12éhez képest. Mr – relatív molekulatömeg: a molekula atomjainak Arét összeadjuk vagy 1 mól természetes izotópösszetételű anyag képlet szerinti átlagos tömegének viszonyát vesszük a 12C izotóp tömegének 1/12éhez képest. Da – dalton: az oxigén atomtömegének 1/16a, a biokémiában használatos. Mól: az elem egy mólja az a grammban kifejezett mennyiség ami az atomtömeggel egyenlő. Az az anyagmennyiség, mely 6,022.1023 db –Avogadro állandó– egységet tartalmaz (atom, ion, stb.), vagy Siben annyi elemi egységet tartalmaz, mint ahány szénatom van 0,012kg 12C nuklidban. Tapasztalati képlet: kémiai analízisből az egyes alkotóelemek százalékos arányának felhasználásával megállapítható képlet, mely az alkotó elemek atomjainak relatív számát fejezi ki. A mólok viszonya az elem atomjainak arányával egyenlő. Molekulaképlet: az elemek atomjainak valódi számát adja meg – a tapasztalati képletből és molekulatömegből számítjuk. Segítségével megkülönböztethetünk azonos arányban felépülő molekulákat, mint amilyen az etin és a benzol. A vegyületek összetételét jelenti atomok, mólok, atomtömegek, százalékok, grammok formájában. Reakcióegyenletek: rövidített jelölésekkel leírt kémiai egyenlet. Tartalmazza a kiindulási anyagok és végtermékek minőségét, mennyiségét. Két oldalán az adott elemek atomjai számszerűleg egyeznek. Az egyenlet rendezése: a képletek elé írt együtthatók, melyekkel meghatározzák, hogy a reakciókomponensekből hány egység szükséges. Résztvevő anyagok halmazállapota: gáz (g), folyékony (l), szilárd (s), vizesoldat (aq). A reakció végtermékeinek mennyiségét a feleslegben nem lévő kiindulási anyag határozza meg. Elektrolitok (olyan anyagok, melyekben feszültségkülönbség hatására ionok mozdulnak el, s vezetik az áramot) esetén ionegyenlet, pl: H3O OH-2H2O (l). )
a/1. A kvantummechanikai atommodell. Kvantumszámok. Az atomorbitálok. Az elektronhéjak felépülésének törvényei (energiaminimum elve, Pauli elv, Hund szabály, az elemek periódusos rendszere).
Kvantummechanikai atommodell:
az elektronok energiája kvantált, ez az elektron hullámtermészetéből következik (térbeli állóhullám). Helyzete és impulzusa nem adható meg egyidejűleg pontosan, csak a legvalószínűbb helye határozható meg.
Heisenberg-féle határozatlansági elv: x.uxh/m, ahol x a hely, ux az elektron sebessége. Legvalószínűbb tartózkodás: a Schrödinger-egynlet hullámfüggvénye (2) megadja a tartózkodás valószínűségét, statisztikai jellegűen (a hullámfüggvény maximumánál adódik a legnagyobb töltéssűrűség). A különböző energiájú elektronok eltérő pályákon lesznek (atomorbitálok)
Kvantumszámok: az e- jellemzik energia, elhelyezkedés, kölcsönhatás szempontjából. 1.Főkvantumszám: (n) energia a főhéjban, értékei alapáll: 1-7, minél nagyobb annál távolabb van a héj, e- energiája is annál nagyobb.
2.Mellékkvantumszám: (l) e- impulzusmomentumát adja meg, értékei: 0-3 (n-1), a főhéj határozza meg – betűvel: s, p, d, f. Az n és l együtt megadják az e- energiaállapotát.
3.Mágneses kvantumszám: (m1) e- impulzusmomentumának lehetséges térbeli irányítottságát (töltéseloszlás) adja meg önkényes koordinátarendszerben, meghatározza a külső mágneses tér és az elektronok térbeli mozgása által keltett erőtér.
4.Spinkvantumszám: (ms) az elektron saját momentuma, értékei 1/2, -1/2 (0). Az elektron alapvető sajtsága, hogy a térbeli mozgásból adódott impulzusmomentumot (m1) növelni, vagy csökkenteni képes. Az elemek mágneses tulajdonságát befolyásolja: diamágnes, azaz taszít egy elem, ha csak párosított spinű elektronokkal rendelkezik; paramágnes, vonz, ha elektronkonfigurációja alapján van egy-két párosítatlan spinű elektronja is.
Atomorbitálok: különböző energiakvantumokkal bíró elektronok különböző pályákon tartózkodnak, eltérő valószínűséggel (H esetén csak ntől függ – degeneráció). Az a felület, ahol ez a valószínűség 0, az a csomófelület. Descartes-féle koordinátarendszerben 90%-os valószínűségi diagrammal ábrázolható (pl: s-gömb, p súlyzók).
Elektronhéjak felépülése: a belépő elektronok az alhéjakat fokozatosan töltik fel az alhéjak Eszint szerinti növekvő sorrendjében: 1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p
Energiaminimum elve: a héjak betöltése energia nagyság szerinti sorrendben történik, a lehető legkisebb energiájú orbitálok betöltésével az alapállapotot létrehozva. Ettől eltérő állapot gerjesztett –foton kibocsátásával visszakerül.
Pauli elv: Egy atomon belül nem lehet két olyan elekron, melynek mind a négy kvantumszáma azonos, két azonos energiájú elektron nem létezhet egy atomon belül – max 2 e-/orbitál, ellentétes spinnel.-> e-ok maximális szám egy héjon
(Kivéve: szupravezetés, kritikus T alatt Cooper-párok, zérus spinű részecskék, tetszés szerinti számban azonos energiaállapotban (1972 Bardeen-Cooper-Schriffer elmélete).)
Hund szabály: (maximális multiplicitás elve) alapállapotú elektronok olyan
konfigurációt vesznek fel, ahol a párosítatlan spin maximális. Az alhéjak így töltődnek be mindaddig, míg a fele be nem töltődött (3, 5, 7 e- után kompenzált spinű e- párok). Periódusos rendszer: az elemek csoportosítására szolgáló rendszer, benne az elemek növekvő protonszám szerinti sorrendben vannak. Megadja az alhéjak energiaszint szerinti sorrendjét ismert elem alapállapotú elektonkonfigurációját. A sorok alkotják a periódusokat, az oszlopok a csoportokat, valamint 4 mezőre osztható. A periódusokat egy-egy nemesgáz zárja le: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn. Az oszlopokban lévő elemek hasonló kémiai tulajdonságokkal bírnak, mivel (külső héjon) vegyértékelektronszámuk azonos. Alapállapotú elem elektronkonfigurációja: 1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p
Elemek csoportosítása:
1. fő – s-mező (alkálifémek, alkáliföldfémek), p-mező (bórcsoport, C-csop., N, O, halogének, nemesgázok); mellék – d-mező (átmeneti fémek), f-mező (lantanoidák, aktinoidák);
2. fémek: jó elektromos vezetőképesség, fémes szín, szilárd halmazállapot (kiv: Hg, Ga); félvezetők: fizikai tulajdonságaik fémre, kémiai szigetelőkre hasonlítanak (B, Si, Ge, As, Se, Sb, Te); nemfémek: elektromos áramot nem vezetik, többnyire gáz halmazállapot (kiv:C, P, S, I, Br).
Periódikusan változó tulajdonságok:
méret: magtöltés elektronkonfiguráció függvénye. Perióduson belül Z növekedésével csökken (s e- behatoló pályára, megnövekedett magtöltés), oszlopon belül Z növekedésével nő (külső orbitálok azonos típusúak, egyre több elektronhéj). Ionizációs energia: gáz állapotú atomból egy e- eltávolítása kation keletkezése közben, értékét mólnyi anyagmennyiségre vonatkoztatjuk (kJ/mol), első, második e- eltávolítása – 1-2. ionizációs energia (második sokkal nagyobb), nemesgázoké a legnagyobb, periódus mentén haladva ált. nő, egyenetlen görbe – oka a félig, vagy teljesen betöltött alhéjak eltérő energiaigénye; befolyásolja még: árnyékoló törzselektron, magtöltés, méret, elektronok közti taszítás.
Elektronaffinitás: (Eaff) az az energiaváltozás, mely a gáz halmazállapotú atom 1 móljának negatív gázionná való átalakítását kíséri. Általában energiafelszabadulással jár (negatív érték). Halogéneké a legnagyobb (nemesgáz-szerkezet elérése miatt), periódikus tulajdonság, befolyásolja még: az elektronhéjak szerkezete, felépülésük törvényszerűségei.
Elektronegativitás: meghatározza milyen erővel vonzza az atom az elektronokat. Abszolút értéke nincs, értéke a szabad atom ionizációs energiájától, kötési energiájától és az elektronaffinitástól függ. Legnagyobb a fluoré (4.0), legkisebb az alkálifémeké. Oszlopon belül ált. csökken.
a/2. A kovalens kötés. Kötő és nemkötő elektronpárok. Kolligáció. Datív kötés. Atomrács. Kötéshossz és kötési energia. Az elektronegativitás. Átmenet kovalens és ionos kötés között.
Kovalens kötés: (klasszikus, Lewis féle elmélet) nagyEN-ú atomokból kötőe-pár sgítségével létrejött elsőrendű kémiai kötés, a molekulák (elektromosan semleges), az atomrácsos anyagok jönnek így létre.
szabad atomokból molekulák jönnek létre, az elektronjaik új elrendeződése folytán. Stabilabb állapotba kerülnek, a nemesgázszerkezet kialakítására törekednek. Párosítatlan spinű elektronjaik (vegyértékelektron) kerülnek kötésbe. Azokat az elektronpárokat melyek nem vesznek részt a kötésben nemkötő e--pároknak hívjuk. A kettőskötést 2, a hármast 3 vegyértékelektron hozza létre.
Kolligáció: a kovalens kötés kialakulásának az a módja, ahol mindkét kapcsoló atom 1-1 elektront ad.
Datív kötés: koordinációs kovalens kötés – a kötő elektronpár minkét tagja ua. az atom/molekulától származik (donor), a másik atom/molekulának (akceptor) hiányzó két elektronja van. pl: komplexek képződése, CO.
Atomrács: olyan kovalens kötés mely rácsot alkot, a rácspontokban kötő atomok. Kötéshossz: az atommagok közötti vonzó-taszító erők egyensúlyán alakul ki, kettős-hármas kötés esetén jelentősen rövidül. Nagyságrendje 0,1 nm.
Kötési energia: az atom potenciális energiájának minimálisra csökkentésekor felszabaduló, egy mólnyi adott típusú kovalens kötésre jutó energia. Értéke: -400 kJ/mol körül 1x, -800 körül 2-3x kötésnél.
Átmenet a kovalens és ionos kötés között: az elektonegativitás önkényesen megválasztott értékeinek arányával párhuzamosan: 0,6> apoláris kovalens (elektronsűrűség egyenletes); 0,6-2,1 poláris kovalens (részlegesen pozitív és negatív - dipólus (HCl, H2O); részben ionos (külső hatásra pl: HCl oldása vízben); 2,1< ionkötés (pozitív, negatív töltések elkülönültek).
nagyméretű anion erős polarizálóképességű, kis méretű kation, ilyenkor fokozódik az ionkötés kovalens jellege.
a/3 A vegyértékkötés elmélete. Orbitálok átfedése, szigma- és pí-kötések. Hibridorbitálok. A pí-kötés delokalizációja; összetett ionok elektronszerkezete.
kötés elméletek: hullámfüggvény elméleti és gyakorlati felhasználásával. Vegyértékkötés:
1.atomorbitálok átfedése
2.több kötés esetén kötésszög=orbitál közti szög,
3. 1x-kötés, legnagyobb e- sűrűség a két atom között (s-s, s-p, p-p) legnyagyobb e-sűrűség a két atommag között
4. 2-3x -kötés és -kötés: szimmetrikusan veszi körül a magokat összekötő tengelyt, e- sűrűsége nem a két atommag közti tengelynél, hanem azt szimmetrikusan körülvéve.
5. nagyobb átfedésre képes atomorbitálok jönnek létre a hibridizáció során.
Hibridorbitálok: többatomos molekulák kovalens kötésszerkezetét és geometriáját adja meg. Átfedési képessége (kötés erőssége) nagyobb, iránya megfelel a molekulában mért kötésszögeknek. Az alapállapotú, párosított vegyértékelektronok promóciójának többlet energia szükségletét fedezi a kov. kötés során felszabaduló energia.
Típusai:
s plineáris (BeCl2), 180°
s 2psíktrigonális (BCl3), 120°
s 3ptetraéderes (CH4), 109,5°
s 3p dtrigonális bipiramis (PCl5), 180°, 120°, 90°, ennél nem egyenlő E-júak a hibridorbitálok és az általuk létrehozott kötések
s 3p 2doktaéderes (SF6) 90°
Akár nemkötő elektronpárok is résztvehetnek kialakításában, ezek torzítják a kötésszöget. pl.: NH3 (107°), H2O (104,5°), HCl (180°).
kötés delokalizációja: nem írható le egyszerűen vegyértékkötés-elmélettel, pl. CO32- elektronszerkezete, három létező szerkezet rajzolható fel, melyek rezonanciahibridje, felel meg a valódi e-szerkezetnek. Határszerkezetek rezonanciája alacsonyabb energiaállapotot hoz létre. Átmenetet képez 1x és 2x kötés között: 1 1/3 kötés. Helyzete nem rögzített – delokalizált. ->összetett ionok
molekulaorbitál elmélet: az elekronok olyan módosult orbitálon helyezkednek el, mely a kötésben résztvevő mindkét atomtörzshöz tartozik.
Kötő és lazító molekulaorbitál: két atom egy-egy orbitálját kombinálva két molekulaorbitált kapunk. Kötő: energiája alacsonyabb, elektronsűrűsége a két atomtörzs között maximális. Lazító: energiája magasabb, mint az eredeti atomorbitálé, a két atomtörzs ellentétes oldalán max. az elektronsűrűség, két atommag között 0.
(A H2 molekula elektronjai alacsonyabb energiájú kötő molekulaorbitálokon stabilabb szerkezetet jelentenek. Stabilitás mértéke a kötésrend, melyet a kötő és lazító elektronok-szám különbségének feléből kapunk. A „He2” molekula elektronjainak fele lazító, másik fele kötő orbitálra kerül, magasabb energiaállapotba – kötésrendje 0, nem jön létre. A feltöltődés szabályai hasonlóak az atomorbitálokéhoz: energiaminimum elve: kisebb energiájú orbitált töltik előbb, Pauli-elv: max 2e-/orbitál, Hund szabály: azonos energiánál egyenként, párosítatlan spinnel töltik fel az alhéjakat. Kétatomos molekulák molekulaorbitáljai: itt nyert először értelmet az elmélet, mivel magyarázatot tudott adni arra, miért paramágneses az O2 – 2 párosítatlan 2p* lazító e-al rendelkezik. N2 szerkezete: 2s, 2s*, 2p, 2p pályákon rendelkezik összesen 10 e-al (a 2p itt még magasabb energia szinten van mint 2p). O2: 2s, 2s*, 2p, 2p, 2p* pályákon rendelkezik összesen 12 e-al, ebből 2 párosítatlan spinű. F2: 2s, 2s*, 2p, 2p, 2p* pályákon rendelkezik összesen 14 e-al.)
a/4. A fémes kötés. A fémek tulajdonságainak magyarázata a sávelmélet alapján. Ionos kötés. Ionizációs energia, elektronaffinitás, rácsenergia. Nemesgáz-konfigurációjú ionok. Változó vegyértékű ionok (Fe2 , Fe3 ).
Fémes kötés: a fémek legkülső elektronhéján egy, vagy két s elektron van; ha ezek a fématomok közeledése folytán egymás mellé kerülnek energiaszintjeik módosulnak, közel álló szintű molekulaorbitálok sorozata alakul ki, ill. szoros illeszkedésű kristályszerkezet.
Sávelmélet: 2Li-> Li2 molekula melyben a 2db 2s1 atomorbitál energiaszintje módosul, és két új Eszintű molekulaorbitál jön létre. n Li-> Lin sok különböző Eszintű molekulaorbitál Esávot hoz létre. A molekulaoritálok egy része mindig üres.
A fémrács: a fématomtörzsek körül a vegyértéke-ok egyrésze delokalizálva körül veszi a teljes kristályrácsot.
Fémek tulajdonságai:
a)átlátszatlan, fémesfény: az elektrontenger minden hullámhosszon nyel, a kristály külső felületén a delokalizált elektronok gerjesztve az abszorbeált fényt sugározzák vissza.
b) kovácsolhatóság, nyújthatóság: a a rács atomtörzssorai elcsúszhatnak egymáson anélkül, hogy a kötés gyengülne – a delokalizált e-rendszer kiegyenlíti a pozitív rétegek közti taszítóerőt - nagy sűrűség: szoros kristályrács
c) jó elektromos áramvezetés: a félig betöltött sáv üres részére mozdulnak az elektronok, a keletkezett lyuk ellenkező irányba vándorol – külső forrásból pótlódik (sem a töltés, sem a tömeg nem változik). Hő hatására az áramvezetés csökken, oka a rezgésből adódó növekvő ellenállás.
d) jó hővezetés: a szoros rácsszerkezetben rezgő ionok gyakran ütköznek, egymásnak átadva az energiát
e) redukálószerek: redukcióval állíthatóak elő vegyületeikből.
Ionos kötés: ionos szilárd anyagok kristályaiban pozitív és negatív töltésű ionok közti elektrosztatikus vonzás. Anionok e-felvétellel, kationok e-leadással képződnek.
Ionizációs energia: gáz állapotú atomból egy e- eltávolítása kation keletkezése közben, értékét mólnyi anyagmennyiségre vonatkoztatjuk (kJ/mol), első, második e- eltávolítása – 1-2. ionizációs energia (második sokkal nagyobb), nemesgázoké a legnagyobb, periódus mentén haladva ált. nő, egyenetlen görbe – oka a félig, vagy teljesen betöltött alhéjak eltérő energiaigénye; csoportban fenntről lefelé csökken (a nagyobb e-rendszer könnyebb gerjeszthetősége miatt).
Rácsenergia: a kristály alkotó elemeire bontása, vagy alkotóelemiből való képződése során fellépő moláris Eváltozás. A kristályrácsban található, különböző távolságban lévő kationok és anionok közötti vonzerők és azonos töltések közötti taszítóerők összege.
Elektronaffinitás: (Eaff) az az energiaváltozás, mely a gáz halmazállapotú atom 1 móljának negatív gázionná való átalakítását kíséri. Általában energiafelszabadulással jár (negatív érték). Halogéneké a legnegatívabb (nemesgáz-szerkezet elérése miatt), periódikus tulajdonság, befolyásolja még: az elektronhéjak szerkezete, felépülésük törvényszerűségei.
Nemesgáz-konfiguráció: a legkülső elektronhéj s2p6 szerkezete, nagyon stabil szerkezet, ezt mutatja a nemesgázok kicsi reakciókészsége is. Az ionok eredeti periódusos rendszerbeli helyzete alapján: s-mező Al – elektron leadás, p-mező – elektron felvétel, d-mezőből az Sc3 , Y3 és Lo3 nemesgázszerkezetűek. A többi d10-es nemesfém vagy változó vegyértékű.
Változó vegyértékű ionok: a d-orbitál átmeneti fémjei között vannak, környezettől függően, változó elektronszámmal létező ionok – pl: Fe2 (3d6) -Fe3 (3d5) , Cu2 -Cu , Au3 -Au . Ezek elektronszállító rendszerekben fontos ionok (pl: fotoszintézis).
a/5. Másodlagos kötőerők. A dipólus fogalma. Polarizáció. A gyenge kötések (London-féle, dipól-dipól). A hidrogénhíd-kötés.
Másodlagos kötőerők intermolekuláris erők: molekulák közötti vonzóerők, fizikai tulajdonságokat határoznak meg. A London-féle erők (van der Waals) és a dipólus-dipólus kölcsönhatás igen gyenge, mólonként 0,1-10 kJ/mol. A hidrogénhíd kötés a legerősebb másodlagos: 10-50 kJ/mol. Az elsődleges kötések nagyságrendje 100-1000 kJ/mol.
Polarizáció: ha egy molekula pozitív és negatív töltéseinek súlypontja nem esik egybe, a testet dipólusnak nevezzük.
London-féle erők apoláris atomok v. molekulák között lépnek fel, pillanatnyi polarizáció eredményeként: a molekula szimmetrikus elektronfelhője ilyenkor egy pillanatra eltorzul, deformálódik, asszimetrikus lesz, ez a szomszédos molekula polarizációját is kiválthatja. Annál nagyobbak, minnél több ez egy molekulára jutó elektronok száma annál távolabb helyezkednek el az atommagtól annál könnyebben polarizálható az elektronfelhő átmeneti dipólust kialakítva.
- függ a molekula alakjától pl: C5H12 izotópjai a nagyobb kölcsönhatási felület erősebb London-erők létrejöttét teszi lehetővé magasabb forráspont.
- térben nem irányított
- az erősebb intermolekuáris kölcsönhatások (pl: H-híd) gyakran elnyomják.
Dipólus-dipólus: olyan molekulák közt, melyek dipólussal, dipólusmomentummal rendelkeznek – a molekulán belül és – pólus különböztethető meg.
Feltételek: -poláris kov. köt.;
-molekula szerkezete dipólusos H2O (=1,84D–debye), NH3 (=1,47D) A dipólusmolekulák úgy orientálódnak, hogy ellentétes centrumaik egymás közelébe kerüljenek.
- irányított és szorosabb, térben közelibb kapcsolat mint a van der Waals kötés
- hasonló molekulatömeg, ill. közel azonos számú elektront esetén a dipólusmomentum növekedése egyre magasabb forráspont értékekben nyilvánul meg. Csökkenő dipólusmomentum viszont nem feltétlenül eredményez forráspont csökkenést (pl: HCl, HBr, HI), mert a halogénatomok polarizáltságának növekedése kedvez a London-féle kölcsönhatások kialakulásának, ami felülmúlja a dipólusmomentum csökkenéséből adódó dipól-dipól kölcsönhatások gyengülését.
Hidrogénkötés: legerősebb intermolekuláris kölcsönhatás, feltétele: poláros H-kov. kötés (minél polározottabb: NOF), nemkötő elektronpárral és H-nel rendelkező nagy elektronegativitású atom(NOF).
Tulajdoságai: alkoholok, karbonsavak tulajdonságait, forráspontot befolyásolja; makromolekulák térszerkezetének kialakításában fontos szerep (fehérjék, nukleinsavak); térben irányított
legerősebb ha a H lineárisan helyezkedik el (fehérje alfa-hélix). kötéshossza kb. 2xe az elsőrendű kötésekének. (a/6. A kémiai anyagok a hőmérséklettől és a nyomástól függően háromféle – szilárd, folyékony és gáz - halmazállapotot különböztetünk meg. A kinetikaiE (függ T) és a molekuláris kölcsönhatások (kémiai kötések) Ejának viszonya szabja meg a halmaz részecskéi között az átlagos távolságot.
Gázállapot: a molekulák átlagos kinetikus energiája meghaladja a molekulák közötti átlagos vonzóerők nagyságát.-> Vváltozó, alak változó, ρ kicsi
Ideális gáz kritériumai=kinetikus gázelmélet: molekulák egyenes vonalú egyenletes mozgásban vannak, de ütközhetnek.
a) a gázmolekulák pontszerű gömböknek tekinthetőek, saját térfogatuk elhanyagolható
b) egymással és az edény falával tökéletesen rugalmasan ütköznek;
c) a molekulák között kötések elhanyagolhatóak
d) a gázmolekulák kinetikus energiáját a hőmérséklet szabja meg Ek=3/2RT;
e) azonos hőmérsékleten, azonos számú gázmolekula kinetikai energiája megegyezik és független a gáz anyagi minőségétől.
A hőmérséklet csökkenésével a részecskék kinetikus energiája csökken, közöttük számottevő vonzóerők működnek – kondenzált fázisba kerülnek (folyékony -rendezetlen mozgásban, szilárd -rögzítettek, 3Ds szerkezet). A molekulák energiaeloszlása szerit egy kis hányaduknak az átlagosnál nagyobb kinetikus energiája van, ami elég a gázhalmazállapotba való átmenetelhez. Szilárd anyag felett szublimálációval, folyékony felett párolgással meghatározott gőznyomás alakul ki, mely zárt edény esetén egyensúlyi gőznyomást ad (ua. párolog, mint amennyi kondenzálódik). Hőmérséklet emelésével nő a telített gőz nyomása, a térfogat változtatásával nem változik. A telített gőz nyomása/tenziója mutatja meg, hogy egy folyadék milyen intenzíven párolog. Forráspont: az a hőmérséklet, ahol a telített gőz nyomása eléri a külső légköri nyomást (0,1MPa). Tenziógörbék (fázisdiagramok): a halmazállapot-változások, fázisátmenetek nyomástól, hőmérséklettől való függését jellemzi. 3 mező, 3 görbe SZH-szublimációs, HF-olvadási-kristályosodási (csaknem párhuzamos y tengellyel – nem függ a nyomástól), HK-párolgási-kondenzációs. H-pont a három fázis egyidejű egyensúlyát jelöli. K kritikus pont amely hőmérséklet felett gázként vislkedik: semmilyen nyomással nem cseppfolyósítható. A sűrűség 4C-on maximális (korcsolya, fémhuzal). Liofilezés: fagyasztva szárítás (fagyaszt majd szublimál) oldatból oldószer (ált. víz) eltávolítása vákuum alatt a nyomás csökkentésével alacsony hőmérsékleten bekövetkező szublimációval. Raoult törvény: (ideális oldatra vonatkozik, a folyadékelegyek frakcionált desztillációjánál használják, szétválasztásra) A oldószerből és B illékony komponensből álló oldat felett az egyes komponensek parciális nyomása (PA, PB) arányos oldatbeli móltörtjükkel (XA, XB), s a komponensek tiszta állapotban mért gőznyomásával (PA, PB): PA=XAPA, PB=XBPB. Az oldat gőznyomása Pold=PA PB. Reális oldatoknál: A és B molekulák közötti vonzóerő kisebb és nagyobb is lehet mint a tiszta A-A, B-B komponensek között. Ha nagyobb, negatívan tér el R-törvényétől, parciális gőznyomás kisebb mint számítható lenne, képződésük exoterm folyamat. Ha kisebb a vonzóerő, pozitív eltérés, endoterm képződés, a hőmérséklet növelése az oldhatóságot növeli. Létezik olyan összetétel, ahol a forráspont maximumon, gőznyomás minimumon megfelelő összetételnél a folyadék és gőz összetétele megegyezik állandó Tn forrnak, 0,1Mpan nem választhatók szét azeotrop elegy (pl: etanol víz) Ha az oldat nem illékony B oldott anyagot tartalmaz, akkor PB=0. Az oldószer molekulák egy része az oldott anyaggal való kölcsönhatás miatt kötött, ezért csökken a gáztérbe kilépni képes molekulák száma ua. körülmények mellett tehát az oldat gőznyomása mindig kisebb mint az oldószeré. PA=XAPA XA<1. Az oldat forráspontja magasabb, olvadáspontja alacsonyabb. P=PA.XB Az oldat gőznyomás változása az oldott anyag móljaival arányos, független az oldott anyag minőségétől. Fagyáspont csökkenés-forráspont emelkedés: kolligatív tulajdonságok – az oldat azon tulajdonságai, mely az oldott anyag móljainak számával arányos, de független az oldott anyag minőségétől (oldat tenziója és ozmózisnyomása). tf=Kf.m, ahol tf a fagyáspont csökkenés, m molalitás, Kf arányossági tényező, oldószerre jellemző – megadja 1kg oldószer esetén 1 mol oldott anyag által létrehozott fagyáspont csökkenést (C.kg/mol). tb=Kb.m – forráspont emelkedés. Víz esetén - Kf: 1,86 C.kg/mol, Kb: 0,512 C.kg/mol. Oldatot vizsgálva: TF=TF-tf, TB=TB tb, ahol TF az oldat fagyáspontja, TF pedig az oldószeré.)
a/6. Gázkeverékek komponenseinek koncentrációja: parciális nyomás, térfogatszázalék. Levegő összetétele. Gázok oldódása folyadékokban. Henry törvénye. Abszorpciós koefficiens.
|
