Az előadás letöltése folymat van. Kérjük, várjon

Az előadás letöltése folymat van. Kérjük, várjon

Kovács Attila Kémiaterméktervezőknek BME, Szervetlen és Analitikai Kémia Tanszék MTA-BME Anyagszerkezeti és Modellezési Kutatócsoport

Hasonló előadás


Az előadások a következő témára: "Kovács Attila Kémiaterméktervezőknek BME, Szervetlen és Analitikai Kémia Tanszék MTA-BME Anyagszerkezeti és Modellezési Kutatócsoport"— Előadás másolata:

1 Kovács Attila Kémiaterméktervezőknek BME, Szervetlen és Analitikai Kémia Tanszék MTA-BME Anyagszerkezeti és Modellezési Kutatócsoport Tel.:

2 Ch. épület

3 Kurzussal kapcsolatos tudnivalók Vizsgaidőszakban írásbeli vizsga Vizsgaidőszakban írásbeli vizsga Opcionális: évközben előadásidőben 3 db zárthelyi  megajánlott jegy Opcionális: évközben előadásidőben 3 db zárthelyi  megajánlott jegy Előadásanyag (ppt) honlapról előre letölthető Előadásanyag (ppt) honlapról előre letölthető Előadás: K140, ?? Előadás: K140, ?? (Időpont megegyezés szerint, csak az utolsó előadás napja fix)

4 A kémia helye a természettudományok között

5 Miért van szüksége a gépész terméktervezőnek kémiai tudásra? Vegyiparban, kutatóintézetekben, egyéb laborokban gépekkel, műszerekkel dolgoznak Vegyiparban, kutatóintézetekben, egyéb laborokban gépekkel, műszerekkel dolgoznak Gépeket felépítő anyagnak vannak kémiai vonatkozásai Gépeket felépítő anyagnak vannak kémiai vonatkozásai Gépek működésének kémiai vonatkozásai Gépek működésének kémiai vonatkozásai fém, ötvözet, műanyag megfelelő szilárdság, környezeti hatásokkal szembeni ellenállóság működésbiztosítás (kenőolaj) megmunkált anyag tulajdonságai műszerekkel nyert kémiai információ ( gép célja )

6 Tematika Általános kémia Általános kémia Szervetlen kémia Szervetlen kémia Szerves kémia Szerves kémia Atomok, molekulák, kémiai kötések Periódusos rendszer (http://www.ptable.com/)http://www.ptable.com/ Anyagi halmazok (gáz, folyadék, szilárd, ötvözetek) Kémiai reakciók (reakcióegyenlet, egyensúlyok, energetika) Elektrokémia (galvánelem, akkumulátor, korrózió)

7 Tematika Általános kémia Általános kémia Szervetlen kémia Szervetlen kémia Szerves kémia Szerves kémia Elemek Alkáli-, alkáliföld- és átmeneti fémek vegyületei Nemfémes elemek vegyületei

8 Tematika Általános kémia Általános kémia Szervetlen kémia Szervetlen kémia Szerves kémia Szerves kémia Alifás vegyületek Aromás vegyületek Alkoholok, karbonsavak, aminok Polimerek (Dr. Wagner Ödön)

9 Az atom Az atom az anyag azon legkisebb stabil része, melyre az anyag kémiai úton bontható. A különböző elemek különböző atomokból állnak. Az adott atom határozza meg az adott elem kémiai tulajdonságait. Atomok egymásba való átalakítása csak nagy energiájú magreakciókkal történhet: Radioaktív bomlás ( 14 C → 14 N + e -, felezési idő 5700 év) Maghasadás ( 235 U + n 0 → kisebb atomok n) Magfúzió ( 2 H + 3 H → 4 He + n 0 ) Az atomok mérete: m (1 Å) nagyságrendnyi. Az atomok tömege: kg között. Makroszkopikus dimenzió: 1 mól = db részecske ( atom, molekula ) Moláris tömeg: 1 mól anyag tömege. Avogadro-féle állandó, N A

10 Az atom felépítése elemi részecskék: atommag + elektronok Név (jel) Tömeg (kg) Töltés (C) Relatív Relatív tömeg töltés Proton (p + ) 1, , Elektron (e - ) 9, , / Neutron (n 0 ) 1, kb. 200 kis részecske Jellemzők: Az atom semleges: protonok és elektronok száma azonos Vegyjel: C, N, O, H, Al, Fe, stb. Rendszám: protonszám (jelölés: 6 C) Tömegszám: protonok + neutronok száma (ezek a nukleonok), pl. 12 C Izotóp: azonos protonszám mellett eltérő neutronszám, pl. 14 C 6 6

11 Elektronok Jellemzők: Atommag – elektronok közötti vonzás Elektron – elektron taszítás Elektron mozog (tartózkodási valószínűség) Energiaminimumra való törekvés = alacsonyabb energia kedvezőbb (helyzeti energia analógja) Az elektronok a kb m átmérőjű atommagok körül mozognak meghatározott energiájú és alakú elektronpályákon. Elektronpálya (atomok esetében atompálya) = ahol az elektron mozgása közben 90%-os valószínűséggel megtalálható. További fogalmak: Alapállapot: minden elektron a legalacsonyabb energiájú pályán van Gerjesztett állapot: egy vagy több elektron magasabb E-jú pályán (instabil) Pályaenergia: felszabadul, ha az elektron az atomon kívülről belép

12 Elektronszerkezet Főkvantumszám (n): elektronhéjat definiálja (K, L, M, N, …) Mellékkvantumszám (l): elektron alhéjat definiálja (s, p, d, f, …) K (n=1): 1s 2 L (n=2): 2s 2, 2p 6 M (n=3): 3s 2, 3p 6, 3d 10 N (n=4): 4s 2, 4p 6, 4d 10, 4f 14 …… Az elektronok az atommag körül jól definiált rendszer szerint mozognak. Az atompályák elektronhéjakba/alhéjakba csoportosíthatók, melyeket kvantumszámokkal jellemzünk. Mágneses kvantumszám: atompálya térbeli iránya mágneses térben Értéke: egész szám -l … +l tartományban 1-féle s pálya (2 db s e - ) 3-féle p pálya (6 db p e - ) 5-féle d pálya (10 db d e - ) 7-féle f pálya (14 db f e - ) Spinkvantumszám: +1/2 és -1/2 Két elektron lehet minden pályán Alhéj: egyúttal különböző alakú pályákat jelent: s (l=0) p (l=1) d (l=2) f (l=3)

13 Atompályák részletesen Bodonyi F., Pitter Gy.: Kémiai összefoglaló, Műszaki Könyvkiadó, Budapest

14 Elektronszerkezet Pályaenergiák és beépülés: K (n=1): 1s 2 L (n=2): 2s 2, 2p 6 M (n=3): 3s 2, 3p 6, 3d 10 N (n=4): 4s 2, 4p 6, 4d 10, 4f 14 …… Hund szabály: egy alhéjon adott számú elektron úgy helyezkedik el, hogy maximális legyen a párosítatlan spinű elektronok száma. Pl. Fe 3d 6 betöltöttsége: Pauli elv: egy atomban nem lehet két olyan elektron, melynek mind a négy kvantumszáma megegyezik. Azaz minden cellában maximum két (ellentétes spinű elektron) lehet csak. Pályaenergiák sorrendje kicsit eltér: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, … (lásd majd a periódusos rendszert) Bodonyi F., Pitter Gy.: Kémiai összefoglaló, Műszaki Könyvkiadó, Budapest

15 Elektronszerkezet 28 Ni elektronszerkezet felépülése: 28 elektron 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 6, 4s 2, 3d 8 Vegyértékelektronok: 4s 2, 3d 8 Vegyértékelektronok: telítetlen héj(ak)on levő elektronok. Ezek vesznek részt kémiai reakciókban és a másik atomokkal való kölcsönhatásokban. Atomtörzs: atommag + nem vegyértékelektronok (kémiailag inert)

16 Lángfestés ( gerjesztés ) A lángban az elektronok a hő hatására magasabb energiájú pályára kerülnek. A gerjesztés után az energiaszinteknek megfelelő energia- különbség kisugárzása közben visszakerülnek az eredeti energia- szintre. Egyes elemeknél a kibocsátott foton hullámhossza a látható fény tartományába esik. fémszín lítium (Li)bíborvörös nátrium (Na)sárga kálium (K)fakóibolya kalcium (Ca)téglavörös bárium (Ba)sárgászöld réz (Cu)zöld 3s 3p hő foton kibocsátás Na:

17 Lángfestés (szilveszter)

18 Tűzijáték rakéta Begyújtás a bal oldalon levő gyújtózsinórral. A motortérben levő feketelőpor égése gázt termel, mely hajtja a rakétát. Ha a feketelőpor elfogy, begyullad a robbanófej: csillagok, stb. Színek: vörös: stroncium-klorid, stroncium-hidroxid stroncium-nitrát zöld: bárium-klorid, kék: réz-oxid, réz-klorid bíbor: réz-klorid + stroncium-klorid lila: stroncium-klorid, lítium-klorid halvány ibolya: kálium-klorid

19 Fluoreszcencia (UV fénnyel besugározva) Kalcit (CaCo 3 ) Gipsz (CaSO 4 ) Fluorit (CaF 2 )

20 Fluoreszcencia (foszforeszcencia) (G. G. Stokes, 1852, fluorit) Néhány anyag UV fénnyel megvilágítva elnyeli az UV sugárzást és helyette látható fényt bocsát ki. Magyarázat: 1. UV foton hatására egy vegyértékelektron magasabb energiájú pályára gerjesztődik: E UVfoton =  E elektron + egyéb gerjesztés. 2. A rendszer az egyéb gerjesztett állapotból relaxálódik. 3. Az elektron visszaugrik az alapállapotba  E elektron -nak megfelelő látható tartományba eső foton kisugárzása közben. Fluoreszcencia: s Foszforeszcencia: – 10 3 s

21 Periódusos rendszer (Mengyelejev, 1869) f-mező (fémek) d-mező (fémek) p-mező (nemfém, félfém, fém) s-mező (fémek) nemesgáz csoport: zárt héj, extra stabil Rendezés elve: növekvő rendszám (elektronszám, atomtömeg) hasonló vegyértékelektron szerkezet egymás alatt

22 Kémiai kötések Az atomok kémiai kötésekkel kapcsolódnak egymáshoz molekulákat vagy nagyobb rendszereket alkotva: Elsőrendű kötések (általában atomok között) Másodrendű kötések (általában molekulák között) Ionos kötés Kovalens kötés (koordinatív kötés) Fémes kötés Hidrogénkötés Dipólus-dipólus kölcsönhatás Diszperziós kölcsönhatás Elektronegativitás: az atom elektronvonzó képessége. Két atom kölcsönhatásakor a nagyobb elektronegativitású képes bizonyos fokig elszívni a másik egyes vegyértékelektronjait. Kis elektronegativitás: s-, d-, f-mező fémei (EN Cs =0.7) Nagy elektronegativitás: p-mező nemfémes elemei (EN F =4) Változás: csoportban felfelé, sorban jobbra nő. Nemesgáz elektronszerkezetre való törekvés = stabilitás!

23 Ionos kötés Egy negatív és egy pozitív töltésű ion közötti elektrosztatikus (Coulomb- féle) vonzóerő. Anion: semleges atomból elektron felvétellel (nemfémes elemek: F -, Cl -, O 2- ) Kation: semleges atomból elektron leadással (fémek: Na +, Ca 2+, Al 3+, stb.) Összetett ionok: NH +, SO 2-, CO 2-, stb (Első) Ionizációs energia (E i ): energia, mely ahhoz szükséges, hogy semleges atomból egyszeres pozitív töltésű kation képződjék. Elektronaffinitás (E a ): energia, mely felszabadul (vagy szükséges ahhoz), hogy semleges atomból egyszeres negatív töltésű anion képződjék. Kötéstávolság: elektrosztatikus vonzás és taszító (mag-mag, e - -e - ) erők egyensúlya határozza meg Vegyületképzés: Al 2 O 3 semleges! K+K+ F-F-

24 Kovalens kötés Az atomok nemesgáz elektronszerkezete elektronmegosztással alakul ki. Néhány ( ) elektron közössé válik, majd a közös elektronok összekapcsolják az atomokat. Jellemző: nemfémes elemekre Molekulapálya: ahol az elektron két vagy több atommag erőterében 90%-os valószínűséggel tartózkodik. A molekulapálya a kötésben résztvevő elektronok eredeti atompályáiból, azok kombinálódásával alakul ki. Emiatt tükrözi bizonyos fokig az atompályák tulajdonságait. E atompályák kötő molekulapálya lazító molekulapálya Kötő molekulapálya alacsonyabb energiájú mint az atompályák, elektronok számára kedvezőbb. Ez a kémiai kötés hajtóereje! *

25 Kovalens kötés  (egyszeres) kötés Jellemző: az elektronsűrűség maximuma a két atomot összekötő egyenes (kötéstengely) mentén van. Kialakulhat: s – s elektronok között s – p elektronok között p x – p x elektronok között Egyszeres kötés = egyvegyértékű atom az egyik partner: hidrogén vegyületei (HBr, H 2 O, NH 3, CH 4 ) halogének vegyületei (F 2, Cl 2, SCl 2, PF 3, CCl 4 ) E F F 2 F

26 Kovalens kötés  kötés Jellemző: a két atomot összekötő egyenes (kötéstengely) mentén nincs elektron, az elektronsűrűség az egyenes alatt és felett épül ki (két érintkezési pont, de csak egy kötés!). A gyengébb p-p átlapolás miatt a  kötések gyengébbek mint a  kötés. Ezért a többszörös kötésekben az egyik általában  kötés, csak a második illetve harmadik . Kialakulhat: p y – p y elektronok között p z – p z elektronok között  kötés = két- vagy háromvegyértékű atomok között kettős kötés (O 2, CO 2, SO 2, SO 3, H 2 C=CH 2 ) hármas kötés (N 2, HCCH, HCN) a második  merőleges az első síkjára p atompályák  pálya  pályák E N N 2 N

27 Kovalens kötés egyéb fontosabb jellemzői: Nemkötő elektronpár: kötésben részt nem vevő vegyértékelektronok pl: N 2 a N vegyértékhéja: 2s 2 2p 3 Kötéshossz: a kötést létesítő atomok magjai közti távolság Kötésszög: a kapcsolódó atomok magjai által bezárt szög Kötési energia: kötés felszakításához szükséges energia Kötésrend = (kötőelektronok – lazító pályán levő elektronok)/2 Pl. H 2 : 1 H 2 : 0.5 H 2 : Kovalens kötés Miért nincs kovalens kötésű He 2 molekula? ( 2e - kötő, 2e - lazító pályán lenne ) N E E E atompályák kötő lazító

28 Kovalens kötés Koordinatív (datív) kötés: A kötő elektronpárt az egyik atom adja (volt nemkötő elektronpárja) Pl. p atompályák  pálya  pályák C O C (2s 2 2p 2 ) O (2s 2 2p 4 ) Vegyérték: egy adott molekulában az adott atomhoz tartozó kötő elektronpárok száma. HCl (1;1), H 2 O (1;2), NH 3 (3;1), CH 4 (4;1), H 2 S (1;2), SO 2 (4;2), SO 3 (6,2) Molekulák között is: H 3 B + NH 3 H 3 B NH 3 S vegyértékhéja: 3s 2 3p 4 3d 0 kis energia befektetéssel átalakulhat: (a) 3s 2 3p 3 3d 1 illetve (b) 3s 1 3p 3 3d 2 -vé (a) (b)

29 Térbeli alak lineáris (Ca 2+ : 3s 0 ) 3D szerkezet: a központi atom nemkötő elektronpárjainak és a  kötő elektron- párok kölcsönhatása határozza meg. Cél: a kötő és nemkötő elekronpárok egymástól legtávolabb helyezkedjenek el a rendelkezésre álló legnagyobb teret foglalják el nemkötő elektronpár térigénye nagyobb (NH 3 piramis míg CH 4 tetraéder) F CaF H B H H H N H H H C H H H síkháromszög (B: 2s 2 2p 1 ) piramis (N: 2s 2 2p 3 ) tetraéder (C: 2s 2 2p 2 ) CH 4 : a szén vegyértékelektronjai a CH kötések kialakítása előtt átrendeződnek 2s 2 2p 2 2s 1 2p 3 sp 3 hibridpályák azonos energiájúak: ekvivalens kötéseket képeznek E 180º 120º 107.3º 109.5º

30 Polaritás Kötések polaritása: Az eltérő elektronegativitású atomok poláris kötéseket létesítenek. A nagyobb elektronegativitású atom jobban vonzza maga felé a kötő elektronpárt: a kötés elektronfelhője torzul. Megbomlik a töltésegyensúly, a nagyobb elektronega- tivitású atom parciálisan negatív, míg a másik parciálisan pozitív töltésű lesz. Pl. HCl, CO, H 2 O. Apoláris kötés van azonos atomok kapcsolódása esetén. Pl. H 2, O 2, N 2, F 2. Molekulák polaritása: Apoláris kötés esetén a molekula is apoláris. Poláros kötéssel kapcsolódó kétatomos molekulák polárisak. Poláris kötéssel kapcsolódó többatomos molekulák polaritása függ a szimmetriától: szén-dioxid: apoláris pozitív és negatív súlypont egybeesik O CO H O H víz: erős dipólus 105º -- ++ ++ -- -- ++

31 Fémes kötés A fémek kis elektronegativitásuk miatt könnyen leadják vegyérték elektronjaikat. Szilárd és olvadt halmazállapotban pozitív töltésű fématomtörzsek és delokalizált (helyhez nem kötött) elektronrendszer jön létre. A szilárd halmazállapotban kialakuló szerkezet a fémrács: Alapja a fémes tulajdonságok: elektromos vezetés jó hővezetés megmunkálhatóság (ugyanolyan környezet mint megmunkálás előtt)

32 Másodrendű kötések (általában molekulák között) Hidrogénkötés: O-H/N-H/Halogén-H kötések nagy polaritása miatt nagyon kicsi a H körüli elektron- sűrűség. Emiatt közelben levő másik elektronegatív atom vonzza a H-t. Vegyes ionos - kovalens jellegű a kölcsönhatás. Annál erősebb, minél elektronegatívabbak a nem-H atomok. Dipólus-dipólus kölcsönhatás: aszimmetrikus elektronsűrűség (töltés) eloszlással rendelkező molekulák között. Pl. CO H O H -- ++ ++ Diszperziós kölcsönhatás: apoláris molekulák térközelbe kerülve tudják egymást polarizálni, kistöltésű indukált dipólusok jönnek létre. Pl. dihalogének (F 2, Cl 2, Br 2 ) Nagyobb méret → erősebb polarizáció. Elsőrendű kötések kötési energiája: kJ/mol Másodrendű kötések (általában molekulák között) Hidrogénkötés Dipólus-dipólus kölcsönhatás Diszperziós kölcsönhatás kJ/mol 8-40 kJ/mol ++ -- ++ -- ++ -- ++ -- H O H -- ++ ++ 1.9 Å 1.0 Å

33 Találkozunk szeptember 21-én ugyanekkor, ugyanitt.


Letölteni ppt "Kovács Attila Kémiaterméktervezőknek BME, Szervetlen és Analitikai Kémia Tanszék MTA-BME Anyagszerkezeti és Modellezési Kutatócsoport"

Hasonló előadás


Google Hirdetések