MeRSZ online
okoskönyvtár
Több száz tankönyv egy helyen.
Online. Bárhol. Bármikor.
Általános kémia
Negyedik, átdolgozott kiadás
4. kiad.
8. fejezet
- Mivel Ks=9, a sav erős.
- 2. 5,48·10–17 M
- lgKap/2 =11,85.
- A Cl3C-csoport erős elektronvonzó hatása miatt a karboxilcsoport könnyebben ionizálódik, mint a „sima” ecetsavban.
- A savasság a következő sorrendben nő: HOCl<HClO2<HClO3<HCl< HClO4.
- A proton sav, a víz az elektrondonor bázis, mely datív kötéssel kapcsolódik a protonhoz. A keletkező hidroxónium-ion egy komplex, melyben az oxigén a pozitív centrum:
- Semennyire! Az NH4Cl savasan hidrolizál, tehát a pH-ja 7-nél kisebb.
- A kérdés helytelen! A Brønsted–Lowry-elmélet lényege, hogy a savasság- bázikusság relatív, és a partnertől függ. Mindazonáltal az NO–-nyilvánvalóan nem lehet sav, és elég valószínűtlen, hogy a CH4 savként viselkedjen.
- PH3, Cl–, CO.
- Uszanovics elmélete szerint a Zn elektrondonor, tehát bázis, a sósav protondonor, tehát sav.
- pH = 3
- pH = 0,46
- pH = 1,60
- pH = 3,17
- 8,3·10–15M, 4,3·10–15M, 2·10–10M, 1,7·10–12M.
- pH = 5,99
- pH = 6,79
- pH = 7
- pH = 8,01
- pH = 7,21
- pH = 7
- A szénatomok számának növekedésével a saverősség csökken.
- Mivel a HF protonszintje magasabban van, mint a HCN-é, a HF az erősebb sav. A relatív saverősség úgy bizonyítható, hogy ugyanazzal a bázissal (pl. vízzel) reagáltatjuk a két savat, és megmérjük a két reakció egyensúlyi állandóját. Amelyik savé nagyobb, az az erősebb sav.
- HBr, H3AsO4, H2S, HClO3, CH3COOH.
- Az OH–-ion.
- Nem is rossz gondolat! A HF valóban Lewis-bázisként viselkedik pl. amikor hidrogénkötéseket képez (lást a 11.5.2. pontot). Ugyanakkor kémiai reakcióiban a HF komplexnek tekinthető, mely valamilyen Lewis-bázissal reagálva F– bázist formál. Pl. HF + H2O = F– + H3O+
-
A képződő karbokation a metánnal továbbreagál:
- Lewis-savak a következők: HBr, BF3, CO2, Zn2+, HBr. A reakciópartner a Lewis-bázis.
- A b), e) és g) reakciók redox folyamatok, tehát nem sav-bázis reakciók.
- Az a) és d) reakciók nem Brønsted sav-bázis reakciók.
- a) Mindkét reaktáns sónak tekinthető, melyek egy metatézis reakcióban ki- cserélik bázisaikat. Ha azonban a vizes oldatot tekintjük, melyben ionok vannak csupán, az értelmezés egyszerűbb. Ekkor a H+ sav és az OH– bázis reakciójából keletkezik a H2O komplex.b) Az AlCl3 Lewis-sav, az AsCl3 Lewis-bázis. A képződő Cl3Al–AsCl3 komplex.d) Az NaCl komplexnek tekinthető, mely az SnCl2 savval reagál.
- A foszforvegyületek magányos elektronpárjuk következtében általában Lewis-bázisként viselkednek. Jelen esetben azonban a foszforhoz kapcsolódó nagyméretű pentafluor-fenil csoportok stabilizálják a vegyületet, míg a negyedik, fluor-szubsztituens a foszfort erősen elektronvonzóvá, vagyis erős Lewis-savvá (S) teszi. Ez reagál az alkil-fluoriddal, mely a reakcióban egy S1–B komplexként viselkedik (ahol S1 a gyenge Lewis-savat képviselő alkil-csoport, B pedig a bázis). A reakció tehát a következő:S + S1–B = S–B + S1
- A karbén Lewis-bázisként, a fullerén Lewis-savként viselkedik.
- Az etánból képzett kationban az ion nagyobb mérete miatt a töltés jobban szétoszlik, ezért az ion stabilabb, így kisebb a savállandó.
- 2NH4Cl+ Ca(OH)2= CaCl2+ 2H2O+ 2NH3A reakció lényege az ammóniumion (sav) és az OH– ion (bázis) reakciója az alábbiak szerint:
- A Lewis-bázis ammónia reagál a komplex t-butil-jodiddal. Az eredmény egy újabb komplex, valamint egy új bázis, az I–
- A Brønsted-elmélet segítségével nem jutunk eredményre, hiszen az SbF5 nem sav és nem bázis. Ugyanakkor a Lewis-elmélet szerint az erős sav, míg a HF egy sav () és egy bázis () kapcsolatából kialakult komplex. A reakció végeredménye egy új sav és egy új, stabilis komplex (). Az új sav () sok- kal erősebb, mint a kezdeti, ezért az elegy savassága nagymértékben megnőtt.
- A BF3, AlF3, SiF4, PF5 molekulák Lewis-savak, melyek képesek elektronpár fogadására. A CF4, NF3, SF6 nem Lewis-savak.
- Igen, sav-bázis reakció. Az egyik vízmolekula játssza a sav, a másik a bázis szerepét.
- A víz savakkal és bázisokkal is reagál, az első esetben bázisként, a másodikban savként. Autoprotolízise során az egyik vízmolekula játssza a sav, a másik a bázis szerepét – vagyis a víz amfoter.
- Be(OH)2 + 2 HCl = BeCl2 + 2 H2OBe(OH)2 + 2 NaOH = Na2[Be(OH)4]PbO + 2 HCl = PbCl2 + H2OPbO + 2 NaOH + H2O = Na2[Pb(OH)4]
- A tömény kénsav autoprotolízise új ionforrást jelent:
- A salétromsav önmagában nem képes a nitrálásra, viszont a jóval erősebb kénsav jelenlétében bázisként viselkedik:A reakcióban a salétromsav formálisan bázisként az alábbi módon ionizálódik:
- Például:
- Mivel tudjuk, hogy a H2SO4 első disszociációja teljes, a feladat helyes megoldása nem lehet más, csak a harmadik sorrend.
- A 7.5. táblázat adatai alapján a 4. sorrend a nyerő.
- O2S–Sb(CH3)3Na+ + [PF6]–H2S2O7(CH3)3P–BI)3 + (CH3)2N–BCl3CH3HgCl + HIH2S–SbF5K+ + [SbCl3]–
- Mg(OH)2 > (CH3CH2)3N > (CH3)2NH > NH3 > H2O > CN– > CH3COO–.
- Kb = 2,04·10-5
- A CH3COOH a leggyengébb, a Br3CCOOH a legerősebb sav. Mivel a bróm elektronegativitása nagyobb a hidrogén elektronegativitásánál, a Br3C-csoport erős elektronvonzása a Br3CCOO- ion negatív töltését eloszlatja az egész csoporton, ezért ez az anion a legstabilisabb. Ennélfogva a Br3CCOOH a legerősebb sav.
- Mivel a HCN sokkal gyengébb sav mint a HNO2 (ld. 7.5. táblázat), a reakció a felső nyíl irányába tolódik el, az a hosszabb.
- A reakció formálisan egy Brønsted-Lowry féle sav-bázis reakció. A hidratált [Cu(H2O)6]2+ kation a reakcióban Brønsted-savként, a vízmolekula bázisként működik.
- A szulfit-ion bázis-jellege jól látható az alábbi reakcióból:Mivel a kénsav nagyon erős sav, a konjugáltbázis-párja, a szulfát-ion nagyon gyenge bázis. Ezért bázis jellege csak a kénsavnál erősebb savakkal való reakciókban válna láthatóvá.
- 100 g tömény sósav 36 g, azaz 0,986 mol HCl-t tartalmaz, és 11,64 mólos. Figyelembe véve, hogy α = 0,6, a H3O+ ionok koncentrációja 6,98 mól/l. Ebből pH = −0,84.
- Vizes oldatban a sósav jóval gyengébb savként viselkedik valamilyen adott bázishoz képest, mint ecetsavban, mivel a CH3COOH2+/CH3COOH protonszint magasabban van a szabadentalpia-skálán, mint a H3O+/H2O szint, és a sav-bázis erősség a reaktánsok protonszintjei közötti különbségtől függ. Egy adott oldat vezetőképessége viszont az oldatban található ionok koncentrációjával arányos, ami 10 %-os vizes oldatban gyakorlatilag 100 %, a 10 %-os ecetsavban viszont sokkal kisebb. Ezért ecetsavban az elektromos vezetőképesség kisebb, mint vizes oldatban.
- Ha a szürke gombócot egy hidrogénionnak tekintjük, az ábra egy fél Brønsted-Lowry féle sav-bázis reakció. A teljes “reakcióegyenlet” ezek szerint a következő:
- a/ jobbról balrab/ balról jobbrac/ balról jobbrad/ jobbról balrae/ jobbról balra
- H2O: b, BeCl2: s, AlCl3: s, PCl5: s, [SiCl6]2- : b-, P4O10: s, CH3OH: b, SO2: s, OH-: b, Cr3+: s, a CCl4 nem tekinthető sem savnak, sem bázisnak.
- 1. [CO3]2- + SO3 = [SO4]2- + CO2 : komplex + sav = új komplex + új sav2. HCl + H2O = H3O+ + Cl- : komplex + bázis = új komplex + új bázis3. NH3 + H2O = NH4+ + OH- : bázis + komplex = új komplex + új bázis4. [Ag(NH3)2]+ + 2CN- = [Ag(CN)2]+ + 2NH3 : komplex + bázis = új komplex + új bázis5. Al3+ + 6H2O = [Al(H2O)6]3+ : sav + bázis = komplex6. CaO + CO2 = CaCO3 : bázis + sav = komplex
- Tiszta vízben: H3-CH2-COO-, azaz kétszeres ion, ún. zwittwrion szerkezetű. Ha savat adunk hozzá:Ha viszont lúgot adunk hozzá:
- Nekiállhatunk számolgatni az egyensúlyi pH-értékeket, de ha valaki figyelmes volt, a 7. fejezet alapján könnyedén és azonnal megadhatja a választ. A 7.26. feladat megoldása szerint az NaHCO3 pH-ja 8,4, a 7.12. ábra szerint az NaH2PO4-é 4 körüli, míg az Na3PO4-é 13 fölötti érték. A legsavasabb tehát az NaH2PO4, a legbázikusabb pedig a Na3PO4.
- H3O+
- pKs = -63! Vagyis a HeH+ sokkal erősebb protonsav lenne, mint a karboránsav-származékok, vagy bármely egyéb ismert anyag!
- 100 ml, pH=1. Reméljük, csak véletlenül tévedt a szeme a megoldáshoz!
Tartalomjegyzék
- Általános kémia • Negyedik, átdolgozott kiadás
- Impresszum
- Előszó a negyedik kiadáshoz
- Előszó a harmadik kiadáshoz
- Előszó a második kiadáshoz
- Előszó
- 1. Fizikai mennyiségek és mérésük
- 2. Elemek és vegyületek
- 3. Keverékek és elegyek
- 4. Kémiai reakciók
- 5. Halmazok, halmazállapotok, halmazállapot-változások
- 5.1. Egykomponensű, egyfázisú rendszerek
- 5.1.1. Gázok állapotai és állapotegyenletei
- 5.1.2. Folyadékállapot
- 5.1.3. A szilárd állapot jellemzői
- 5.1.3.1. A kristályok szerkezete
- 5.1.3.2. Mi van az elemi cellában?
- 5.1.3.3. Kvázikristályok
- 5.1.3.4. Átmenet a cseppfolyós és kristályos állapotok között
- 5.1.3.5. Szilárd anyagok felületi sajátságai
- 5.1.3.6. Olvadás: a kristályrács összeomlása
- 5.1.3.7. Szilárd anyagok gőztenziója
- 5.1.3.8. Amorf anyagok
- 5.1.3.1. A kristályok szerkezete
- 5.2. Egykomponensű rendszerek fázisegyensúlyai
- 5.3. Kétkomponensű rendszerek
- Ellenőrző kérdések
- Összefoglaló feladatok
- 5.1. Egykomponensű, egyfázisú rendszerek
- 6. A kémiai termodinamika alapjai
- 6.1. Intenzív és extenzív mennyiségek. Erők és áramok. Egyensúly: a termodinamika nulladik főtétele
- 6.2. Munka és energia: a termodinamika első főtétele
- 6.3. A folyamatok iránya: a II. főtétel
- 6.4. Az entrópia abszolút értéke: a III. főtétel
- 6.5. Kémiai potenciál. A fundamentális egyenlet
- 6.6. Termokémia
- 6.7. Anyagtranszport
- 6.8. Az egyensúly
- 6.9. Egyensúly és kémiai potenciál
- Ellenőrző kérdések
- Összefoglaló feladatok
- 6.1. Intenzív és extenzív mennyiségek. Erők és áramok. Egyensúly: a termodinamika nulladik főtétele
- 7. Kémiai egyensúlyok
- 8. Sav-bázis elméletek
- 9. Elektrokémia
- 10. Az atomok szerkezete
- 11. A molekulák szerkezete
- 11.1. A kémiai kötés
- 11.2. A molekulák geometriája
- 11.3. A molekulák belső mozgásformái: rezgő- és forgómozgás
- 11.4. Az elektronsűrűség
- 11.5. Molekulák közötti kölcsönhatások
- 11.6. Anyagi és molekuláris tulajdonságok
- Ellenőrző kérdések
- Összefoglaló feladatok
- 12. A kémiai kinetika
- Adattár
- Az összefoglaló feladatok megoldásai
- Mutató
Kiadó: Akadémiai Kiadó
Online megjelenés éve: 2026
Nyomtatott megjelenés éve: 2026
ISBN: 978 963 664 114 6
A kémiának számos ága létezik (szerves, szervetlen, fizikai, analitikai, bio- és polimer-kémia stb.), de általános kémia nevű diszciplínát nem ismerünk. Mégis: a General Chemistry, Allgemeine Chemie, Общая химия kifejezések jól ismertek az egész világon. A világ minden részén százszámra találhatók ilyen címmel könyvek, és aligha van olyan egyetemi kémia fakultás, ahol ez a tantárgy ismeretlen. Az általános kémia kurzusok és könyvünk célja az, hogy az olvasó középiskolából hozott kémiai ismereteit olyan szintre segítse, amelyre a fenti szaktárgyak alapozhatnak. Feladata az alapfogalmak definiálása, mintegy a kémiai nyelv alapszókincsének megismertetése, a fontosabb fizikai és kémiai jelenségek és összefüggések megvilágítása. A könyv több – tipográfiailag is elkülönített – szinten használható. Anyaga a középiskolai kémiától elvezet az egyetemek másod- és harmadéves fizikai kémia tárgyáig. A fontos jelenségek mellé a haladók számára mélyebb magyarázatokat mellékel, melyeket a kezdők nyugodtan átugorhatnak anélkül, hogy ez gátolná a fő gondolat-menet megértését. Az olvasót számos érdekesség, tudománytörténeti kitekintés, rengeteg színes ábra, fénykép és több száz kidolgozott példa is segíti. Könyvünk elsőrendű célja tehát adott: bevezetés vagy inkább átvezetés a felsőfokú kémiába. A megcélzott olvasókör is adott: érdeklődő középiskolásoknak éppúgy szól, mint első- és másodéves, kémiát tanuló egyetemi hallgatóknak. Emellett ajánlható a középiskolák kémiatanárainak is: számos, a középiskolákban is könnyen használható anyagot tartalmaz – másként, mint ahogyan a középiskolákban általában tanítani szokás. Végül, de nem utolsósorban ajánljuk a könyvet mindazoknak, akik bármikor, bármilyen szinten belekóstoltak vagy belemerültek a kémia izgalmas világába.
Hivatkozás: https://mersz.hu/altalanos-kemia-uj//
BibTeXEndNoteMendeleyZotero
gomb segítségével választhatsz, hogy fejezetről fejezetre lapozva vagy inkább folyamatosan görgetve olvasnád-e a könyvet.
