Kémia - A kémia alapjai

Alapfogalmak

 

Atom:

Ø atommag:

○     neutron - n⁰

○     proton - p⁺

Ø elektronfelhő

○     elektron - e^-

 

Alapfogalmak:

Ø rendszám

○     protonok száma, jele: Z

Ø tömegszám

○     az atomban lévő protonok és neutronok száma, jele: A

Ø elem

○     azonos rendszámú atomok halmaza

Ø vegyjel (Berzelius)

○     elemek és atomok egységes kémiai jele

Ø izotópok

○     azonos rendszámmal, azonban eltérő tömegszámmal rendelkező atomok

○     pl. a hidrogén izotópjai

 

Jöns Jakob Berzelius:

Ø vegyjelrendszer megalkotója

Ø Dalton atomelméletének megalapozója

Ø elektrolízis felfedezője

Ø atomtömegtáblázat készítése

Ø allotrópia, katalízis, polimer fogalma

Ø Se, Si, Th, Ce felfedezője

Ø laboratóriumi eszközök és analitikai eljárások bevezetője

 

Izotópok:

Ø hidrogén:

○     könnyűhidrogén (prócium)

■   A=1, Z=1

■   1 p⁺, 1 e^-, 0 n⁰

○     nehézhidrogén (deutérium)

■   A=1, Z=2

■   1 p⁺, 1 e^-, 1 n⁰

○     trícium

■   A=1, Z=3

■   1 p⁺, 1 e^-, 2 n⁰

Ø szén

○     ¹²C, ¹³C, ¹⁴C* (radioaktív)

 

Relatív atomtömeg:

Ø 1 egység: 1/12 ¹²C

Ø jele: A_r

Ø ø mértékegysége

Ø A_r(¹²C)=12,0000

Ø A_r(²H)≈2

Ø A_r(³⁷Cl)≈37

 

Elemek relatív atomtömegének számítása:

Ø magnézium:

○     ²⁴Mg → 78,6%          78,6*24=1886,4

○     ²⁵Mg → 10,1%          10,1*25=252,5

○     ²⁶Mg → 11,3%          11,3*26=293,8

○     összesen: 1886,4+252,5+293,8=2432,7

○     2432,7/100=24,327 → A_r(Mg)=24,3

 

Radioaktivitás

 

Története:

Ø 1896 Henri Becquerel → uránszurokérc

Ø Marie Curie és Pierre Curie

○     rádium és polónium

Ø 1903 Nobel-díj mindhármuknak

Ø 1911 Nobel-díj Marie Curie további munkájáért

Ø 1935 Nobel-díj Iréne Joliot-Curie és Frédéric Joliot

○     mesterséges radioaktivitás

 

Jellemzői:

Ø spontán atommagbomlás sugárzás kíséretében

Ø egy elem instabil atommagjai külső behatás nélkül, sugárzás kibocsátás közben bomlanak

Ø radioaktív izotóp:

○     egy elem azon izotópjai melyek radioaktívak

 

Típusai:

Ø α-bomlás (pl. ²³⁸U)

○     2 p⁺ és n⁰ kibocsátása (He-atommag)

○     kis áthatolóképesség

■   néhány cm

○     nagy energia

○     belélegezve, lenyelve veszélyes

Ø β-bomlás (pl. ³H, ¹⁴C)

○     n⁰ → p⁺ + e^-

○     gyors elektron kibocsátás

○     közepes áthatolóképesség (néhány m)

○     közepes energia

Ø γ-bomlás

○     α-, β-bomlás kísérője

○     elektromágneses sugárzás

○     nagy energiájú fotonok

○     legnagyobb áthatolóképesség

 

Felezési idő:

Ø az az idő, míg a radioaktív izotóp 50%-a elbomlik

Ø az az idő, míg egy radioaktív izotóp elbomlásának valószínűsége 50%

 

Jelentősége:

Ø kormeghatározás

○     élő szervezetben ¹⁴C/¹²C állandó

○     élőlény elpusztul → ¹⁴C aránya csökk.

■   felezési idő: 5568 év

○     kőzetekben → ⁴⁰K

■   felezési idő: 1,2 milliárd év

Ø izotópos nyomjelzés

○     Hevesy György

○     orvoslásban

■   ¹³¹J → pajzsmirigy

○     kőolaj, vízvezeték → ⁸²Br

Ø rákos sejtek elpusztítása

○     pl. ⁶⁰Co γ-sugárzás

 

Atomenergia:

Ø atommagok átalakulása során felszabaduló energia

Ø láncreakció→ Szilárd Leó

Ø ²³⁵U + n⁰ → ⁹²Kr + ¹⁴¹Ba + 3n⁰

 

Periódusos rendszer

 

Dimitrij Ivanovics Mengyelejev:

Ø az első periódusos rendszer megalkotója

Ø szódagyártás fejlesztése

Ø kaukázusi kőolajkitermelés megszervezése

Ø ásványi szenek fűtőértékének meghatározása

Ø kritikus hőmérséklet

○     felette a gázok nyomással nem cseppfolyósíthatók

Ø vegyészet mezőgazdasági hasznosítása

Ø füstnélküli lőpor

Ø kísérletek léghajóval → napfogyatkozás fényképezése

Ø küzdött a diákság elnyomása ellen

 

Periódusos rendszer megalkotása:

Ø akkor ismert 60 elem sorbarendezése atomtömeg alapján

Ø egyes tulajdonságok periodikusan ismétlődnek → a hasonló elemeket egymás alá

Ø felcserél elemeket, ha a tulajdonságok alapján más oszlopba illenének

○     pl. tellúr – jód → ok: izotópok (neutronok száma)

Ø megjósolja még ismeretlen elemek létezését, tulajdonságait (pl. gallium, germánium)

○     ez bizonyítja a periódusos rendszer hasznosságát

Ø periodicitás oka: elektronszerkezet

 

Elektronszerkezet

 

Kvantummechanikai atommodell:

Ø az energia nem folytonos → kvantált, kis csomagokban (kvantumok) érkezik

Ø az elektronok pontos helye ø adható meg, csak az előfordulási valószínűsége

Ø atompálya:

○     az atomban az a térrész, ahol az elektron 90% valószínűséggel megtalálható

Ø atompályák → alhéjak → héjak

Ø pályaenergia:

○     az az energia, amely akkor szabadul fel, ha 1 mol atomban az elektron az atommagtól végtelen távolságból az adott atompályára kerül

○     m.e.: kJ/mol

○     mindig negatív érték

 

Kvantumszámok:

Ø az atomban az elektronhéjakat, alhéjakat, atompályákat és elektronokat jellemző adatok

Ø főkvantumszám

○     megadja:

■   héjak számát, méretét és energiáját

■   atompálya méretét

○     jele: n

○     értéke: a pozitív egész számok

■   n = 1 → 1. héj (K-héj)

■   n = 2 → 2. héj (L-héj)

■   n = 3 → 3. héj (M-héj)

Ø mellékkvantumszám

○     megadja:

■   alhéjakat

■   atompálya alakját és energiáját

○     jele: l

○     értéke: 0-tól n-1-ig

■   l = 0 → s-alhéj (gömb alakú pályával)

■   l = 1 → p-alhéj (masni alakú pályákkal)

■   l = 2 → d-alhéj (pillangó alakú pályákkal)

■   l = 3 → f-alhéj (bonyolult pályákkal)

Ø mágneses kvantumszám

○     megadja:

■   egy alhéjon belül az atompályákat

■   atompályák mágneses térben való viselkedését

○     jele: m

○     értéke: -l-től +l-ig

Ø spinkvantumszám

○     elektron saját mágneses adata

○     jele: m_s

○     értéke: +1/2 vagy -½

 

Energiaminimum elve:

Ø az elektronok a lehető legalacsonyabb energiájú helyek elfoglalására törekszenek az alapállapotú atomban

 

Pauli-elv:

Ø egy atomban nem lehet 2 olyan elektron, amelynek mind a 4 kvantumszáma megegyezik

Ø egy atompályán legfeljebb 2 elektron lehet, ellentétes spinnel

Hund-szabály: adott alhéjon az elektronok a lehető legnagyobb számban párosítatlanul helyezkednek el

 

Periodikusan változó tulajdonságok

Ø atomméret (atomsugár)

○     egy főcsoporton belül fentről lefelé nő

■   egyre több héj

○     egy perióduson belül balról jobbra csökken

■   több proton ugyanazt a héjat közelebb húzza

Ø elektronegativitás

○     a kötésben lévő atomok elektronvonzó képessége

○     jele: EN

○     értéke: 0,7-4,0

○     fentről lefelé csökken

○     balról jobbra nő

 

Linus Pauling (1901-1994):

Ø kémiai kötések vizsgálata

Ø a molekuláris biológia atyja

Ø a kvantumkémia megalapozója

Ø 1954. kémiai Nobel-díj a kémiai kötések természetének kutatásáért

Ø 1962. Nobel-békedíj a nukleáris fegyverek tesztelése elleni küzdelméért

 

Ionok

Töltéssel rendelkező kémiai részecskék

 

Az ionok fajtái, keletkezése:

Ø kation:

○     pozitív töltésű ion

○     atomból e^--leadással

○     kevés külső e^--nal rendelkező atomokból (fémek)

■   I-II-III. főcsoport, d-mező

○     kisebb az atomnál

Ø anion:

○     negatív töltésű ion

○     atomból e^--felvétellel

○     sok (főleg 6-7) külső e^--nal rendelkező atomokból

○     VI-VII. Főcsoport

○     nagyobb az atomnál

 

Miért akarnak leadni/felvenni elektront az atomok?

Ø minden részecske a legalacsonyabb energiájú állapotra törekszik (energiaminimum elve)

Ø legstabilabb, legkisebb energiájú elektronszerk. a nemesgázoké → minden atom ezt akarja elérni

○     telített s- és p-alhéj

Ø ha a nemesgázszerkezet elérése nehéz (túl sok e^--t kellene leadni/felvenni) → a telített alhéj elérése a cél

Ø e^--ok leadása/felvétele okozhat magasabb energiát → az ellentétes töltésű ionok összekapcsolódása ezt bőven kompenzálja

 

Anionok keletkezése:

Ø neve: az elem neve + -id végződés (ált. rövidül a magánhangzó)

Ø VII. főcsoport

○      

○     1 e^- felvétele

○     klór: Cl + e^- → Cl^- → kloridion (pl. a konyhasóban)

○     jód: I + e^- → I^- → jodidion (pl. a halakban)

○     többi: fluoridion (fogkrémekben), bromidion (gyógyvizekben)

Ø VI. főcsoport

○     2 e^- felvétele

○     pl. oxigén: O + 2e⁻ → O²⁻

■   oxidion (pl. a vasércben, magnéziában)

○     pl. kén: S + 2e⁻ → S²⁻

■   szulfidion (pl. a piritben – bolondok aranya)

Ø V. főcsoport

○     3 e⁻ felvétele

○     ritka, mert ennyi elektront már nehéz felvenni

○     pl. nitrogén: N + 3e⁻ → N³⁻

■   nitridion

 

Kationok keletkezése:

Ø elnevezés: elem neve + ion

Ø I. főcsoport

○     1 e⁻ leadása

○     pl. nátrium: Na → Na⁺ + e⁻

■   nátriumion (pl. a konyhasóban, szódabikarbónában, mosószódában)

○     pl. kálium: K → K⁺ + e⁻

■   káliumion (pl. banánban)

Ø II. főcsoport

○     2 e⁻ leadása

○     pl. magnézium: Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻

■   magnéziumion (pl. dolomitban, vízkőben, magnéziában)

○     pl. kalcium: Ca → Ca²⁺ + 2 e⁻

■   kalciumion (pl. mészkőben, csontokban, fogakban, cseppkövekben, vízkőben)

Ø III. főcsoport

○     3 e⁻ leadása

○     pl. alumínium: Al → Al³⁺ + 3 e⁻

■   alumíniumion (pl. bauxitban)

Ø IV. főcsoport

○     2 vagy 4 e⁻ leadása

○     mindkét ion előfordulhat +2 és +4 töltéssel is

○     pl. ón: Sn → Sn⁴⁺ + 4 e⁻

■   ón(IV)ion (nem mérgező)

○     pl. ólom: Pb → Pb²⁺ + 2 e⁻

■   ólom(II)ion (mérgező, régen a vízvezetékekből beoldódott az ivóvízbe, de ma már nem)

Ø d-mező

○     változó mennyiségű elektront adnak le → nem mindig lehet kitalálni

○     római számmal jelezzük, hogy mikor milyen töltésű ionról van szó

○     pl. vasion:

■   Fe → Fe²⁺ + 2e⁻

●    vas(II)ion (zöld sörösüveg)

■   Fe → Fe³⁺ + 3 e⁻

●   vas(III)ion (rozsdában, sárgás/barnás sörösüveg)

 

Ionizációs energia:

Ø az az energia, amely 1 mol szabad, alapállapotú atom legkülső, legkönnyebben leszakítható elektronjának eltávolításához szükséges

Ø kationok képződését kísérő energiaváltozás

Ø jele: E_i

Ø m.e.: kJ/mol

Ø mindig + (nő a részecske energiája)

Ø pl. Na:    E_i,1=496 kJ/mol; E_i,2=4562 kJ/mol; E_i,3=6919 kJ/mol

Ø pl. Mg:    E_i,1=737,5 kJ/mol; E_i,2=1450 kJ/mol, E_i,3=7732 kJ/mol

Ø pl. Cl: E_i,1=1255 kJ/mol; E_i,2=2296 kJ/mol; E_i,3=3850 kJ/mol

 

Elektronaffinitás:

Ø az az energia, amely 1 mol alapállapotú, szabad atomnak egyszeresen negatív töltésű ionná való átalakulását kíséri

Ø anionok képződését kísérő energiaváltozás

Ø jele: E_a

Ø m.e.: kJ/mol

Ø lehet negatív, ha egy atom nagyon könnyen felvesz elektront (pl. F)

Ø pl. F: E_a,1= -328 kJ/mol

Ø pl. O: E_a,1= -141 kJ/mol

Ø pl. Mg: E_a,1= 230 kJ/mol

 

Atomok és ionok mérete

Ø atomok mérete a periódusos rendszerben

○     csoporton belül fentről lefelé nő

■   több elektronhéj

○     periódusban balról jobbra csökken

■   az atommagban lévő több proton összehúzza az elektronhéjakat

Ø izoelektronos ionok mérete:

○     pl. a neonnal izoelektronos ionok mérete:

■   Al³⁺ < Mg²⁺ < Na⁺ < Ne < F^- <O^2-

○     ugyanannyi elektron minél több protonra jut, annál jobban összehúzzák a protonok (az atommag) az elektronhéjat

 

Kémiai kötések

A kémiai részecskéket összetartó vonzó kölcsönhatások

 

Csoportosításuk:

Ø elsőrendű kötések

○     atomok vagy ionok között

○     erős kölcsönhatások

○     nagy E → százas vagy ezres nagyságrendű kJ/mol

Ø másodrendű kémiai kötések

○     molekulák vagy nemesgázatomok között

○     gyenge kölcsönhatások

○     kis E → max. kb. 40 kJ/mol

 

Vegyület:

Ø két vagy több elemből áll, melyek atomjai elsőrendű kötésekkel kapcsolódnak össze

Ø összetétele állandó → homogén

Ø tulajdonságai eltérnek az alkotóelemek tulajdonságaitól (új anyag)

Ø jelölésük: képlet

 

Fémes kötés:

Ø atomtörzs:

○     az atom a külső vegyértékelektronjai nélkül

○     atommag + lezárt héjak, esetleg alhéjak

Ø a pozitív fématomtörzsek és a közöttük szabadon mozgó delokalizált elektronok közötti elektromos vonzás

Ø feltétele:

○     kis EN

Ø fémekben:

○     d-mező, f-mező, s-mező (kivéve H, He) elemei, p-mező elemei a B-At lépcsőtől balra, ötvözetekben (pl. bronz: Cu + Sn)

Ø fémek jelölése: vegyjellel pl. Fe, Al, Cu, Ag

 

Ionkötés:

Ø az ellentétes töltésű ionok közötti elektrosztatikus vonzás

Ø feltétele:

○     nagy ΔEN > 2 (fém és nemfém ionjai között)

Ø pozitív és negatív ionok összekapcsolódásával keletkező vegyületekben

Ø vegyületek jelölése:

○     mindig a pozitív iont írjuk előre

○     alsó indexszel jelöljük az ionok arányát

○     elnevezésük: az ionok nevét kötőjellel összekapcsoljuk

Ø pl. konyhasó, nátrium-klorid → NaCl

Ø pl. magnézia, magnézium-oxid → MgO

Ø pl. mészkő, kalcium-karbonát → CaCO₃

Ø pl. szódabikarbóna, nátrium-hidrogén-karbonát → NaCO₃

Ø pl. fluorit, folypát, kalcium-fluorid →  CaF₂

Ø pl. nátrium-szulfid → Na₂S

 

Kovalens kötés:

Ø közös elektronpárral kialakított kémiai kapcsolat

Ø atomok megosztják egymással az elektronjaikat

Ø feltétele:

○     nagy EN, de kis ΔEN < 2

Ø pl. gyémánt, szilícium, kvarc, grafit, víz, oxigén, hidrogén, szén-dioxid, cukor

Ø csoportosítás száma szerint

○     egyszeres kovalens kötés

■   pl. H₂, F₂, Cl₂, Br₂, I₂, HCl

○     többszörös kovalens kötés

■   kétszeres → pl. O₂

■   háromszoros → pl. N₂  |N≡N|

Ø csoportosítás szimmetria szerint

○     σ-kötés → tengelyszimmetrikus

■   két atom között az első kötés

■   atommagokat összekötő egyenes körül

○     π-kötés → síkszimmetrikus

■   két atom között a 2. és 3. kötés

■   atommagok síkja alatt-felett vagy előtt-mögött

Ø csoportosítás polaritás szerint

○     poláris

■   két különböző EN atom között

■   az egyik atom egy kicsit pozitív, a másik kicsit negatív töltésű lesz

■   kialakul egy pozitív és egy negatív pólus

○     apoláris

■   két azonos EN atom között

■   nem alakul ki pólus

Ø csoportosítás lokalizáció szerint

○     lokalizált:

■   a kötő elektronpár 2 atommag vonzása alatt áll

○     delokalizált:

■   a kötő elektronpár 2-nél több atommag vonzása alatt áll

■   pl. benzol aromás gyűrűje

Ø csoportosítás származás alapján

○     kolligatív:

■   a kötő elektronpár 2 elektronja 2 atomtól származik

■   a kötésben résztvevő mindkét atom bead 1-1 e⁻-t a kötésbe

○     datív

■   a kötő elektronpár mindkét elektronja ugyanattól az atomtól származik

■   pl. szén-monoxid (CO)

Ø kötéshossz

○     a kovalens kötésben résztvevő atomok magjainak távolsága

○     függ:

■   atomok mérete

■   kötések száma

Ø kötési energia

○     1 mol anyagban a két atom közötti kötés felszakításához szükséges energia

○     pl.

■   E(H-F) = 565 kJ/mol

■   E(H-Cl) = 431 kJ/mol

■   E(O=O) = 497 kJ/mol

■   E(N≡N) = 945 kJ/mol

○     függ:

■   elektronegativitás

■   kötések száma

 

Rácstípusok:

Ø kristályrács:

○     a szilárd anyagok részecskéi ált. rendezetten, egy képzeletbeli térbeli rács pontjaiban helyezkednek el

○     csak szilárd halmazállapotban

Ø fémrács:

○     rácspontokban pozitív fématomtörzsek vannak

○     köztük delokalizált elektronok

○     összetartó erő: fémes kötés

Ø ionrács:

○     az ionvegyületek rácstípusa

○     rácspontokban ellentétes töltésű ionok vannak

○     összetartó erő: ionkötés

○     képlet jelentése → arány

Ø atomrács

○     rácspontokban atomok vannak

○     atomok között erős kovalens kötés

○     képlet → atomok arányát jelenti

○     gyémánt (C), szilícium (Si), kvarc (SiO₂)

Ø molekularács

○     rácspontokban molekulák vannak

○     a molekulákat másodrendű kémiai kötések tartják össze

 

Nemkötő elektronpár:

Ø egy atomban két olyan elektron, amelyek a vegyértékhéjon egy atompályán helyezkednek el ellentétes spinnel → ezeket is feltüntetjük a szerkezeti képletben

 

Diszperziós kölcsönhatás:

Ø a leggyengébb másodrendű kötés

Ø apoláris molekulák, nemesgázatomok között ez a meghatározó

Ø az elektronok mozgása → az elektronfelhő átmenetileg torzulhat, kialakulhat pozitív és negatív térfél a molekulában → hat a körülötte lévő molekulák elektronfelhőjére is

Ø a nagyobb moláris tömegű/méretű molekulák között erősebb → jobban torzulhat az elektronfelhő

Ø pl. H₂, Cl₂, O₂, N₂, CO₂, C

 

Dipólus-dipólus kölcsönhatás:

Ø poláris molekulák között általában ez a meghatározó

○     dipólusmolekula: két pólusú (poláris) molekula

Ø a poláris molekulák ellentétes pólusai vonzzák egymást

Ø pl. HCl, SO₂, CHCl₃ 

 

Hidrogénkötés:

Ø hidrogénatom és nagy EN atom között

Ø legerősebb másodrendű kölcsönhatás

Ø feltételei:

○     legyen a molekulában H-atom

○     legyen a molekulában kis méretű, nagy EN atom (F, O, N)

○     a H-atom a fenti atomok valamelyikéhez kapcsolódjon

Ø pl. H₂O, HF, NH₃, alkohol, ecetsav

 

Van der Waals-kölcsönhatások:

Ø az elsőrendű kötés távolságánál távolabb lévő részecskék kölcsönhatásai

Ø pl. másodrendű kölcsönhatások (kivéve H-kötés), ion-dipól kölcsönhat.

 

Jelentőségük:

Ø oldhatóság

Ø olvadás- és forráspont

Ø pl. a DNS két láncát hidrogénkötések tartják össze

 

Molekula

 

Jellemzők:

Ø atomokból kovalens kötéssel felépülő, semleges kémiai részecske

Ø pl. H₂, Cl₂, O₂, N₂, H₂O, CO₂, CH₄, C₆H₁₂O₆, SO₂

Ø a molekulaképletben a számok a molekulában lévő atomok tényleges darabszámát mutatják, nem csak arányokat

 

Kétatomos molekulák:

Ø lineáris alak

Ø apoláris → 2 azonos atom

○     pl. H₂, Cl₂, O₂, N₂

Ø poláris → 2 kül. atom

○     HF, HCl

 

2-nél több atomos molekulák:

Ø kp.-i atomok + ligandumok

Ø az alak függ:

○     kp.-i atom körüli kötő elektronpárok számától

○     kp.-i atom körüli nemkötőt elektronpárok számától

○     többszörös kötésektől

 

A kp.-i atomnak nincs nemkötő elektronpárja:

Ø 2 ligandum:

○     CO₂

■   lineáris

■   apoláris

■   C → hibridizáció

○     HCN

■   lineáris

■   poláris → dipólus molekula

Ø 3 ligandum:

○     SO₃ - kén-trioxid

■   síkháromszög

■   apoláris

○     CH₂O - metanal

■   síkháromszög

■   poláris

■   kötésszög: 120°

Ø 4 ligandum:

○     CH₄ - metán

■   szabályos tetraéder

■   apoláris

■   kötésszög: 109, 5°

○     CHCl₃ - kloroform

■   tetraéder

■   poláris

Ø 5 ligandum:

○     PCl₅

■   háromszög alapú (trigonális) bipiramis

■   apoláris

Ø 6 ligandum:

○     SF₆

■   oktaéder

■   kötésszög: 90°

Ø 7 ligandum:

○     IF₇

■   pentagonális bipiramis

 

A kp.-i atomnak van nemkötő elektronpárja:

Ø 2 ligandum + 1 NEP:

○     SO₂ - kén-dioxid

■   V-alakú

■   poláris

■   kötésszög: <120°

Ø 3 ligandum + 1 NEP:

○     NH₃ - ammónia

■   háromszög alapú (trigonális) piramis

■   poláris

■   kötésszög: < 109,5°

Ø 2 ligandum + 2 NEP:

○     H₂O

■   V-alakú

■   poláris

■   kötésszög: 105,5 °

Ø nemesgáz vegyület:

○     XeF₄

■   síknégyszög

■   apoláris

Összetett ionok

Atomokból kovalens kötéssel felépülő, töltéssel rendelkező részecskék

 

Jellemzők:

Ø molekulákból keletkeznek H⁺ ion leadásával vagy felvételével

Ø protonátadással járó kémiai reakciók: sav-bázis reakciók

Ø elektronátadással járó kémiai reakciók: redoxireakciók

 

Negatív összetett ionok:

Ø 1 vagy több H⁺ leadásával keletkeznek

Ø savmaradékionoknak is hívjuk őket → azokat a részecskéket, amelyek H⁺-t tudnak leadni, savak

Ø hidroxidion OH⁻

○     vízből keletkezik

○     H₂O →OH^- + H⁺

○     ez okozza a lúgos kémhatást (pl. szappanokban)

Ø nitrátion NO₃⁻

○     salétromsavból keletkezik

○     HNO₃ → NO₃⁻ + H⁺

○     6 delokalizált elektron benne

Ø nitrition NO₂⁻

○     salétromossavból

○     HNO₂ → NO₂⁻ + H⁺

Ø szulfátion SO₄²⁻

○     kénsavból keletkezik

○     H₂SO₄ → SO₄²⁻ + 2 H⁺

○     hidrogénszulfátion: HSO₄⁻

○     gipszben, keserűsóban

Ø szulfition SO₃²⁻

○     kénessavból keletkezik

■   savas esőkben, szulfitok borban (boroshordó fertőtlenítése)

○     H₂SO₃ → SO₃²⁻ + 2 H⁺

➢        karbonátion CO₃²⁻

○       szénsavból keletkezik

○       H₂CO₃ → CO₃²⁻ + 2 H⁺

○       mészkőben, mosószódában

○       hidrogénkarbonátion: HCO₃⁻ (szódabikarbónában)

➢        foszfátion PO₄³⁻

○       foszforsavból keletkezik

○       H₃PO₄ → PO₄³⁻ + 3 H⁺

○       mosószerekben, DNS-ben, ATP-ben

○       hidrogénfoszfát: HPO₄²⁻

○       dihidrogénfoszfát: H₂PO₄⁻

 

Pozitív összetett ionok:

➢        1 hidrogénion felvételével keletkeznek

➢        oxóniumion H₃O⁺

○       vízből keletkezik

○       H₂O + H⁺ → H₃O⁺

○       ez okozza a savas kémhatást

➢        ammóniumion NH₄⁺

○       ammóniából keletkezik

○       NH₃ + H⁺ → NH₄⁺

○       műtrágyák, szalmiáksó

 

Összetett ionokat tartalmazó ionvegyületek:

Ø mészkő: Ca²⁺ + CO₃²⁻ → CaCO₃

Ø (mosó)szóda: 2 Na⁺ + CO₃²⁻ → Na₂CO₃

Ø szódabikarbóna: Na⁺ + HCO₃⁻ → NaHCO₃

Ø keserűsó: Mg²⁺ + CO₃²⁻ → MgCO₃

 

Komplex ionok

 

Koordinációs vegyületek (komplexek):

Ø központi atom/ ion + ligandumok

○     a központi atom vagy ion vegyértékhéján betöltetlen pályák

■   főleg a d-mező fémei

○     ligandumok nemkötő elektronpárral → datív kötéssel kapcs. a központi atomhoz

Ø H₂O, NH₃, halogenidionok

Ø jelölés: szögletes zárójellel pl. [Ag(NH₃)₂]⁺

 

Jellemzőik:

Ø kialakulásukkor

○     színváltozás

○     oldhatóság változása

○     elektromos vezetőképesség változása

○     nemesgázszerkezet elérése

Ø felhasználásuk

○     ionok oldatban tartása:

○     ezüsttükörpróba: [Ag(NH₃)₂]⁺ ezüst-diamin

○     Fehling-próba: rézion tartarátkomplexe

Ø példák:

○     [Ag(NH₃)₂]⁺ színtelen ezüst-diamin-ion

○     [Cu(H₂O)₄]²⁺ halványkék réz-tetraakva-ion

○     [Cu(NH₃)₄)²⁺ királykék réz-tetramin-ion

○     [AlF₆]^3- színtelen hexafluoro-aluminát-ion

Ø nemesgázszerkezet elérése:

○     tetrafluoro-borát [BF₄]^-

○     tetrakloro-aluminát [AlCl₄]^-

19. érettségi kísérlet:

Ø 1. eset:

○     réz(II)- szulfát → Cu²⁺ + SO₄²⁺ → CuSO₄

○     NH₃ oldatot adunk hozzá

○     tapasztalat:

■   először halvány kék csapadék, majd sok NH₃ hatására a csapadék feloldódott és mély kék oldat keletkezett

○     magyarázat:

■   NH₃ + H₂O ⇋ NH⁴⁺ + OH^- (lúgos)

■   Cu²⁺ + 2 OH^- ⇋  Cu(OH)₂

■   sok NH₃ hatására:

●   Cu(OH)₂ + 4 NH₃ ⇋ [Cu(NH₃)₄]²⁺ + 2 OH^-

●   mélykék

○     színváltozás

○     oldhatóság változás

Ø 2. eset:

○     NH₃-oldathoz CuSO₄ -ot adagoltunk

○     tapasztalat:

■   először mélykék oldat, majd sok CuSO₄ hatására halvány kék csapadék

○     magyarázat:

■   Cu²⁺ +  4 NH₃ ⇋  [Cu(NH₃)₄]²⁺

■    [Cu(NH₃)₄]²⁺ + OH^- ⇋ Cu(OH)₂ + 4 NH₃

●   halványkék