Transcript Kémiai reakciók

Kémiai reakciók
Azokat a változásokat, amelyek során új anyag
keletkezik /az anyag szerkezete és
összetétele is megváltozik/ kémiai
változásoknak /kémiai reakcióknak nevezzük.
A kémiai reakciók többnyire együtt járnak fizikai
változással is (például hőfejlődés,
halmazállapot-változás, színváltozás).
A kémiai reakciók jelölésére kémiai egyenletet
használunk.
Kémiai reakciók csoportosítása
1. A reakcióban részt vevő anyagok száma
szerint:
átalakulás (izomerizáció, A → B)
bomlás (A → B + C)
egyesülés (addíció, szintézis, A + B → C)
helyettesítés (szubsztitúció, A + BC → AC +
B)
cserebomlás (kölcsönös szubsztitúció, AC +
BD → AD + BC, elsősorban vizes közegben
jellemző)
2. A reakció során lejátszódó folyamat kémiai
jellege szerint:
redoxi reakciók: oxidációsszám-változással
járnak
sav-bázis reakciók
3. A reakció termodinamikai jellege szerint:
exoterm reakciók (-ΔH,
energiafelszabadulással, hőfejlődéssel jár)
endoterm reakciók (+ΔH, energiaelnyeléssel,
hőmérséklet csökkenésével jár)
4. Időbeli lefolyás szerint:
Pillanatszerűek:
Közepes sebességgel végbemenők:
Végtelen lassú reakciók /rozsdásodás/
5. A folyamatok irányát tekintve:
Megfordítható
Egyirányú.
Egyesülés (szintézis)
A kémiai reakciónak az a fajtája, amikor két
anyag egyetlen újabb anyaggá egyesül.
- a hidrogéngáz és az oxigéngáz egyesülése
vízgőzzé
2H2 + O2 -> 2H2O
- a hidrogéngáz és az klórgáz egyesülése
sósavvá
H2 + Cl2 -> 2HCl
- a vaspor és kénpor keverékének
egyesülése vas-szulfiddá
Fe + S -> FeS
Bomlás (disszociáció)
A kémiai reakciónak az a fajtája, amikor egy anyag két
vagy több másfajta anyagra bomlik.
- víz bontása elektrolízissel hidrogéngázra és az
oxigéngázra
2H2O -> 2H2 + O2
- - a mészkő bomlása kalcium-oxiddá (égetett mész)
és szén-dioxiddá a mészégetéskor
CaCO3 -> CaO + CO2
- - a higany(II)-oxid bomlása hevítéskor oxigénre és
higanyra
2HgO -> 2Hg + O2
Cserebomlás
A kémiai reakciónak az a fajtája, amikor két vegyület
egymásrahatásakor az őket összetevő alkotórészek (gyökök,
illetve ionok) kicserélődnek egymással.
- a kalcium-klorid és a nátrium-karbonát (szóda) reakciója
CaCl2 + NaCO3 -> CaCO3 + 2 NaCl
- - a bárium-klorid és a kénsav reakciója
BaCl2 + H2SO4 -> BaSO4 + 2 HCl
- - a vas-oxid és az alumíniumreakciója (az úgynevezett termit
reakció).
Fe2O3 + Al -> Al2O3 + Fe
Ekkor folyékony vas és aluminium-oxid keletkezik. A reakció
igen magas hőfejlődéssel jár, ezért vasútisinek hegesztésére
használják.
Redoxi reakciók
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.
Egyszerűen értelmezve oxidáció az a folyamat, amikor egy anyag
oxigénnel egyesül.
például a hidrogén égése vízzé: 2H2+ O2 = 2 H2O
Általánosabb értelmezésben oxidációnak nevezzük azt a folyamatot,
amikor a vegyület pozitív alkotórészének (kation) vegyértéke
nő, vagyis, amikor egy ion vagy molekula elektronokat ad le.
Például:
a vas(II)-vegyületből vas(III)-vegyület keletkezik
2 FeO + O = Fe2O3
a réz(I)-ion réz(II)-ionná alakul elektron leadással
Cu(I) = Cu(II) + e-
Redukció az oxidációval ellentétes folyamat,
vagyis az oxigén elvonása egy anyagból.
például bizonyos fémoxidok szénnel vagy
hidrogénnel hevítve fémmé redukálhatók:
Fe2O3 + 3 C = 2 Fe + 3 CO
CuO + H2 = Cu + H2O
Általánosabb értelmezésben redukciónak
nevezzük azt a folyamatot, amikor a vegyület
pozitív alkotórészének (kation) vegyértéke
csökken, vagyis, amikor egy ion vagy
molekula elektronokat vesz fel. például:
a réz(II)-ion réz(I)-ionná alakul elektron
felvétellel
Cu(II) + e- = Cu(I)
Az elektront leadó partner oxidálódik, oxidációs
száma nő. Ezek a reakciópartnerek a
redukálószerek.
Az elektront felvevő partner redukálódik,
oxidációs száma csökken. Ezek az
oxidálószerek.
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 (pl.: MnO4-, Cr2O72−, H2O2, valamint
egyéb, főleg szerves peroxidok).
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.
Sav- bázis reakciók
Sav-bázis elméletek
1. Arrhenius (Ostwald) elmélet
(elektrolitikus) disszociáció
savak
H+-ra és savmaradékra disszociálnak
bázisok
OH--ra és kationra disszociálnak
hiányosságok: (i) csak vizes közegben érvényes
(ii) H+-ion oldatban önmagában nem létezhet
(iii) spontán disszociációt feltételez
(iv) sók hidrolízisét (pl. Na2CO3 v. NH4Cl) nem
tudja értelmezni
2. Brönsted - Lowry elmélet
sav-bázis párok közötti protonmegoszlási reakciók
savak
bázisok
H+ iont adnak le (protondonorok)
H+ iont vesznek fel (protonakceptorok)
H+
sav1 + bázis2 <=> bázis1 + sav2
sav1 + bázis2 <=> bázis1 + sav2
HNO3 + H2O <=> NO3- + H3O+
CH3COOH + H2O <=> CH3COO- + H3O+
HClO4 + HNO3 <=> ClO4- + H2NO3+
H2O + CH3COO- <=> OH- + CH3COOH
H2O + (Na+) + OH- <=> OH- + (Na+) + H2O
NH4+ + H2O <=> NH3 + H3O+
2. Brönsted - Lowry elmélet jellemzői
a protonért folytatott versengés (kompetíció)
korlátja, hogy a savas funkciót a proton jelenlétéhez köti
nemvizes közegekre is alkalmazható
a sav erőssége erősen függ az oldószertől
értelmezi a disszociációt
értelmezi a hidrolízist
erős sav: konjugált bázispárja gyenge bázis
a savas vagy bázisos karakter függ attól, hogy milyen
reakcióba visszük az anyagot, pl.
Öndisszociáció (autoprotolízis)
H2O + H2O <=> H3O+ + OH-
(K = 10-14 M2)
H2SO4 + H2SO4 <=> H3SO4+ + HSO4-
(K = 10-4 M2)
NH3 + NH3 <=> NH4+ + NH2-
(K = 10-22 M2)
Savasság, bázikusság jellemzése az
“ónium” ionok koncentrációjával
3. Lewis-féle elmélet
savak
elektronpár befogadására
képesek (akceptorok, pl. fémionok)
bázisok
elektronpár átadására képesek (
donorok, nemkötő e--párral rendelkező
vegyületek)
magában foglalja és kiterjeszti a Brönsted - Lowry elméletet
H3O+ + :Cl- <=> HCl + H2O
a komplexképződést is beolvasztja a sav-bázis reakciók körébe
- hátránya: nem tehető kvantitatívvá
4. Uszanovics elmélet
savak
kation
bázisok
kation
elektron vagy anion felvételére ill. proton vagy
leadására képes vegyületek
elektron vagy anion leadására ill. proton vagy
felvételére képes vegyületek
a redoxireakciókat is beolvasztja a savbázis reakciók körébe
- nem túl jól sikerült...
A víz öndisszociációja

H O  OH 


H2O + H2O <=> H3O+ + OH-
K


3

H 2O
2

Kv ( K  H2O )  H3O  OH   1014 M 2
2
H3O+-t mostantól H+-nak jelöljük
Kv = [H+].[OH-] = 10-14 M2
tiszta vízben:
[H+] = [OH-]
A pH fogalma
semleges kémhatású vizes oldatban:
pH = -lg10[H+]
“p”X = “-log10”X
pH = pOH = 7
A disszociáció egyensúly jellegéből adódóan:
pKv = pH + pOH = 14
minden vizes oldatban!
savas kémhatású vizes oldatban
[H+] > [OH-];
pH < 7
lúgos kémhatású vizes oldatban
[H+] < [OH-];
pH > 7