Kémia zh kérdések és válaszok 1. PDF

Kémia zh kérdések és válaszok 1. Állandó súlyviszonyok- és többszörös súlyviszonyok törvénye: Proust – Állandó súlyviszonyok: Vegyületekben az alkotórészek tömegaránya mindig állandó, egész számokkal jellemezhető. pl.: Víz – Oxigén tömegszáma 16, a hidrogén tömegszáma 1, összegképlete H2O,...

Kémia zh kérdések és válaszok 1. Állandó súlyviszonyok- és többszörös súlyviszonyok törvénye: Proust – Állandó súlyviszonyok: Vegyületekben az alkotórészek tömegaránya mindig állandó, egész számokkal jellemezhető. pl.: Víz – Oxigén tömegszáma 16, a hidrogén tömegszáma 1, összegképlete H2O, innen következik: H:O=1:8. Dalton – Többszörös súlyviszonyok törvénye: Ha két elem többféle összetételű vegyületet is képezhet egymással, akkor az alkotók tömegaránya mindig egyszerű egész számokkal leírható. pl.: N2O – 28:16 – 7:4 2. Gáztörvények (nyomás, térfogat és a hőmérséklet összefüggései): Egy adott térfogatú gáz nyomása (p) egyenesen arányos a hőmérsékletével (T), vagyis izochor feltételek között a gáz nyomásának és hőmérsékletének hányadosa állandó. 𝑝1/𝑇1=𝑝2/𝑇2= á𝑙𝑙. 𝑉1/T1=𝑉2/𝑇2= á𝑙𝑙. 3. Avogadro-törvénye, az anyagmennyiség fogalma: Avogadro-törvénye: Az azonos térfogatú, azonos hőmérsékletű és nyomású gázok azonos számú részecskét tartalmaznak. 4. Egyetemes gáztörvény (Ideális gázok állapotegyenlete, jelölések és jelentésük): Az ideális gáz állapotegyenlete az egyetemes gáztörvény egyik formája, amely az ideális gázok viselkedését írja le. Az egyenlet a következőképpen néz ki: 𝑝𝑉 = 𝑛𝑅𝑇 p: a gáz nyomása (Pa vagy atm) V: a gáz térfogata (m³ vagy L) n: az anyagmennyiség (mol) R: az egyetemes gázállandó, értéke 8.314 J/mol T: a hőmérséklet (K) 5. Ideális és reális gáztörvény alapfelvetései (miket vesz figyelembe a két törvény): Az ideális gáztörvény egy elmélet, de nem működik extrém körülmények között. Feltételezi, hogy az atomok pontszerűek, ütközéseik rugalmasak egymással és az edény falával, valamint a nyomás közel 0. A reális gázok elmélete ehhez képest a következőket mondja: A gázok molekulái nem pontszerűek, saját önálló térfogatuk van. 6. A reális gázok állapotegyenlete (jelölések az egyenletben és jelentésük): A reális gázok állapotegyenlete a Van der Waals egyenlet, amely figyelembe veszi a molekulák közötti kölcsönhatásokat és a molekulák térfogatát: (𝑝 + 𝑎 𝑉2) (𝑉 − 𝑏) = 𝑛𝑅𝑇 p: a gáz nyomása V: a gáz térfogata n: az anyagmennyiség (mol) T: a hőmérséklet (K) a: az összetett molekulák közötti vonzóerőket jellemző állandó b: a molekulák saját térfogatát jellemző állandó 7. Relatív atomtömeg: Egy adott atom tömege hányszor nagyobb a 12-es tömegszámú szénatom tömegének 1/12-ed részénél. 1 8. Az atomokat alkotó elemi részecskék. Melyik milyen tulajdonságot határoz meg, milyen a töltésük? Proton: Töltése: Pozitív (+1). Szerepe: A protonok határozzák meg az atom töltését (az atom számát), tehát az elem kémiai tulajdonságait és identitását. A protonok száma az atom rendszáma. Neutron: Töltése: Semleges (nincs töltése). Szerepe: A neutronok a magban találhatók, és szerepük a mag stabilitásának fenntartása. Az atom tömegét is befolyásolják, mivel a tömege nagy része a protonok és neutronok összefüggésében van. Elektron: Töltése: Negatív (-1). Szerepe: Az elektronok felelősek az atom kémiai viselkedéséért, mert azok a külső elektronhéjon találhatók, és részt vesznek a kémiai reakciókban. Az elektronok száma az atom töltését kiegyensúlyozza, tehát egy semleges atomnak az elektronok és protonok száma megegyezik. 9. Az elektronhéjak felépülésének általános elvei. (Pauli-elv, felépülési elv, Hund- szabály): Pauli-elv: Egy atomban nincs két olyan elektron, melynek mind a 4 kvantumszáma azonos. Felépülési-elv: Az elektronok mindig az aktuális legkisebb energiájú pályára épülnek be. Hund-szabály: A párosítatlan elektronok száma egy atomon belül maximális. 10. Periódusos rendszer felépülésének elvei. (Periódus, csoportok, atomsugár változása a rendszeren belül): Periódusok: A periódusos rendszer horizontális sorai, amelyek a főenergia-szintek (elektronhéjak) száma szerint vannak rendezve. Minden egyes periódusban az elektronok egyre magasabb energiaszinten helyezkednek el. A periódusok száma megegyezik az elektronhéjak számával. Csoportok: A periódusos rendszer függőleges oszlopai, amelyek az atomok kémiai tulajdonságaikban hasonlóak. A csoportok az elektronhéjak külső elektronjainak számát jelzik, ami meghatározza az elemek viselkedését a kémiai reakciók során. Az elemek főcsoportokban és mellékcsoportokban helyezkednek el, és ez a csoportba való tartozás az elektroneloszlásukban is tükröződik. Atomsugár változása: Perióduson belül: Ahogy haladunk a periódusokban balról jobbra, az atomsugár csökken, mivel a protonok száma nő, és erősebben vonzza az elektronokat. Csoporton belül: Ahogy haladunk lefelé egy csoportban, az atomsugár növekszik, mert új elektronhéjak jelennek meg, így az elektronok távolabb kerülnek az atommagtól, és a vonzás gyengül. 11. Elsőrendű kémiai kötésekről általában: Fémes kötés: Atomtörzsek fix helyen, a vegyértékhéjak összeolvadnak egy nagy “molekulapályává”. A vegyértékhéj elektronjai szabadon mozognak az atomok között. (Kitűnő elektromos- és hővezetés, alakíthatóság). Ionos kötés: Az egyik atom elektronokat ad át egy másik atomnak úgy, hogy minden atom külső héja lezárt legyen. Az így kialakuló töltéssel rendelkező részecskék 2  (ionok) közötti vonzó (Coulomb-féle) kölcsönhatás tartja össze a részecskéket. (pl.: NaCl) Kovalens kötés: A kovalens kötés lehet egyszeres, kétszeres, vagy háromszoros. Az első kialakuló kötést mindig σ–kötésnek nevezzük. σ – kötés tengelyszimmetrikus: s-s pályák között s-p pályák között p-p pályák között π-kötés nem tengelyszimmetrikus: Kettős kötés Hármas kötés 12. Mi a datív kötés? Olyan kovalens kötés, melyben a kötést létrehozó elektronpár teljes egészében az egyik atomtól származik. Pl.: CO (szénmonoxid). 13. Elektronegativitás és az elsőrendű kötések kapcsolata: Elektronegativitás az atomok azon képességét jelöli, hogy egy kémiai kötés során vonzzák az elektronokat. Az elsőrendű kémiai kötések, mint a kovalens kötés, ionos kötés és fémes kötés, mind kapcsolódnak az elektronegativitás különböző mértékű különbségeihez: Kovalens kötés: Ha két atom elektronegativitása meglehetősen egyenlő, akkor a kötés nem poláris kovalens kötés lesz, és az elektronok szimmetrikusan oszlanak el. Ha az elektronegativitás-különbség nagyobb, akkor a kötés poláris kovalens kötést eredményez, és az elektronok inkább az atomok egyikét vonzzák. Ionos kötés: Ha az egyik atom elektronegativitása jelentősen magasabb, mint a másiké, akkor az elektronok teljesen átadódhatnak az egyik atomnak, így ionos kötés jön létre. Ilyen esetben a nagy elektronegativitású atom vonzza az elektronokat, míg a másik atom pozitív ionná válik. Fémes kötés: A fémes kötésben az elektronok szabadon mozognak az atomok között, ami a fémek vezetőképes tulajdonságait magyarázza. 14. Másodrendű kémiai kötésekről általában. (Kialakulásuk, jelentőségük): A másodrendű kémiai kötések nem közvetlenül az atomok közötti elektronmegosztáson alapulnak, hanem a molekulák vagy ionok közötti kölcsönhatásokon. E kötések alapvetően gyengébbek az elsőrendű kötésekhez képest, de rendkívül fontosak a molekulák közötti interakciókban, például a folyadékok és szilárd anyagok tulajdonságainak meghatározásában. Van der Waals erők: Ezek az atomok vagy molekulák közötti gyenge vonzóerők, amelyek akkor keletkeznek, amikor az egyik molekula pillanatnyilag dipólust alkot, ami hatással van a szomszédos molekulákra is. Ez a kölcsönhatás különösen a nem poláris molekulák között figyelhető meg. Dipól-dipól kölcsönhatás: Ez akkor fordul elő, amikor egy poláris molekula pozitív és negatív pólusa közötti kölcsönhatás hat a másik molekula dipólusára. Ezek a kötések szoros kapcsolatban állnak az elektroneloszlás különbségeivel, és gyakran találkozhatunk velük a folyadékokban és a szilárd anyagokban. Hidrogénkötés: A hidrogénkötés egy különleges dipól-dipól kölcsönhatás, amely akkor alakul ki, amikor a hidrogénatom egy erősen elektronegatív atomhoz (például 3  oxigénhez vagy nitrogénhez) kapcsolódik, és a hidrogén atom pozitív része vonzza egy másik molekula negatív részeit (például oxigént). Ez a kötés fontos szerepet játszik a víz és más biológiai molekulák stabilitásában. Ion-dipól kölcsönhatás: Ez akkor fordul elő, amikor egy ion (például Na⁺) és egy poláris molekula (például víz) kölcsönhatásba lépnek. Az ionok és a dipólusok közötti vonzás stabilizálja a molekulát a környezetében. Jelentőségük: A másodrendű kötések döntő szerepet játszanak a kristályrácsok stabilitásában, az oldatok és az intermolekuláris kölcsönhatások létrejöttében. Fontosak a biológiai rendszerek működésében is, például a DNS és fehérjék szerkezetében, mivel a hidrogénkötések kulcsfontosságúak a molekulák háromdimenziós elrendezésében. 15. Diszperziós kölcsönhatás. (Héliumatomok példáján) A diszperziós kölcsönhatás (más néven Van der Waals erő) a leggyengébb típusú intermolekuláris kölcsönhatás, és akkor alakul ki, amikor az egyik molekulában (vagy atomban) pillanatnyilag dipólus keletkezik, ami befolyásolja a szomszédos molekula (vagy atom) elektroneloszlását. Ez a kölcsönhatás minden molekulánál vagy atomnál jelen van, de különösen fontos a nem poláris molekulák és atomok esetén. Héliumatomok példáján: A héliumatomok (He) nem rendelkeznek állandó dipólussal, mivel apolárisak. Azonban még így is van diszperziós kölcsönhatás közöttük, mivel az atomok elektronfelhője időről időre eloszlik, és pillanatnyi dipólusok keletkeznek. Ezek a pillanatnyi dipólusok kölcsönhatásba lépnek egymással, és ez adja a diszperziós kölcsönhatás alapját. Azonban ez az interakció rendkívül gyenge, mivel a hélium atomok közötti távolság nagy és az elektronfelhő kicsi. 16. Dipólus-dipólus kölcsönhatás. (HCl, Hidrogén-klorid példáján): A dipólus-dipólus kölcsönhatás azok között a molekulák között alakul ki, amelyek polárisak, tehát a molekulának van egy pozitív és egy negatív pólusa. Az egyik molekula pozitív része vonzza a másik molekula negatív részét. HCl, hidrogén-klorid példáján: A hidrogén-klorid (HCl) egy poláris molekula, mivel a klóratom nagyobb elektronegativitású, mint a hidrogén, így a klór rész negatív, míg a hidrogén rész pozitív. Ezért a HCl molekulák között dipólus-dipólus kölcsönhatások jönnek létre: a pozitív hidrogénatomok vonzzák a negatív klóratomokat, és fordítva. Ez a kölcsönhatás stabilizálja a HCl molekulák közötti kapcsolatokat, például a folyadék formájában lévő HCl esetén. 17. Hidrogénkötés. (A kialakulásának 3 feltétele, a víz példáján bemutatva): A hidrogénkötés egy erősebb dipólus-dipólus kölcsönhatás, amely akkor jön létre, amikor egy hidrogénatom egy erősen elektronegatív atomhoz (például oxigénhez, nitrogénhez vagy fluorhoz) kapcsolódik. A hidrogénatom pozitív része vonzza a másik molekula negatív részeit. Három feltétel a hidrogénkötés kialakulásához: 1. Hidrogénatom jelenléte: A hidrogénatomnak kovalens kötéssel kell kapcsolódnia egy erősen elektronegatív atomhoz, mint például oxigén (O), nitrogén (N) vagy fluor (F). 2. Erősen elektronegatív atom: A hidrogénatomnak az oxigén, nitrogén vagy fluor atomokhoz kell kapcsolódnia, mivel ezek az atomok nagy 4  elektronegativitásuk miatt erőteljesen vonzzák az elektronokat, és így jelentős pozitív töltést képeznek a hidrogénatomon. 3. Másik molekula elektronegatív atomja: A hidrogénkötés akkor jön létre, amikor a hidrogénatom pozitív része vonzza egy másik molekula erősen negatív részecskéjét, például egy oxigénatomot (O) vagy nitrogénatomot (N). Víz példáján bemutatva: A vízmolekula (H₂O) egy poláris molekula, ahol az oxigénatom (O) erősen elektronegatív, míg a hidrogénatomok (H) pozitív töltésűek. Mivel a vízmolekulák között hidrogénkötés alakul ki, az egyik vízmolekula hidrogénatomja vonzza a másik vízmolekula oxigénatomját. Ez a hidrogénkötés kulcsszerepet játszik a víz magas forráspontjában, oldhatóságában és egyéb különleges tulajdonságaiban. A hidrogénkötések miatt a víz hidrogénhálózatot képez, amely stabilizálja a molekulák közötti kapcsolatokat, és hatással van a víz sűrűségére, fagyáspontjára és párolgási hőjére. 18. A hidrogénkötés jelentősége: Nagy EN-ú atomhoz kapcsolódó hidrogénatom (N,O,F) és egy másik molekulán található nemkötő elektronpár között alakul ki. A hidrogénhíd jelenléte kiugróan magas olvadás és forráspontot tesz lehetővé. Ezért van, hogy a víz forráspontja magasabb, mint a kénhidrogéné. 19. Anyagi rendszerek felosztása, komponensek és fázisok szerint. Mi a komponens és a fázis? Komponens: A kémiailag egységes részecskék halmaza. Fázis: Makroszkópikus határfelülettel elválasztott térrész. 20. Oldatok és elegyek: Oldat: Az oldat egy homogén keverék, amelyben az oldott anyag (komponens) egyenletesen eloszlik egy oldószerben. Az oldatban az oldott anyag atomjai, molekulái vagy ionjai feloldódnak, és nem láthatók szabad szemmel. Az oldat egységes a mikroszkópos szinten is. Például: sóoldat (NaCl oldva vízben), cukros víz. Elegy: Az elegy egy olyan keverék, amely több anyagot tartalmaz, és nem feltétlenül homogén. Az elegyben az összetevők különböző részecskéket alkothatnak, és azok nem oldódnak fel teljesen egymásban. Az elegyek lehetnek homogén (például gázok keveréke) vagy heterogén (például homok és víz). Összegzés: Komponens: A rendszer egy-egy összetevője, amely meghatározza a rendszer viselkedését. Fázis: A rendszer azon része, amely különálló anyagi állapotban (szilárd, folyékony, gáz) van. Oldat: Homogén keverék, amelyben az oldott anyag feloldódik az oldószerben. Elegy: Keverék, amely lehet homogén vagy heterogén, és az összetevők nem feltétlenül oldódnak fel egymásban. 21. Gáz halmazállapot tulajdonságai. (Alapok, mozgásformák, Maxwell-Boltzmann eloszlás): Nincsen önálló alakjuk és térfogatuk. Érvényesek a gáztörvények. A molekulák közötti távolság viszonylag nagy. (Közepes szabad úthossz) 5  Maxwell-Boltzmann eloszlás: A molekulák hány százaléka mozog egy adott sebességgel? Mozgásformák gázokban: o Transzláció: A molekulák haladó mozgása. o Rotáció: A molekulák tengely körüli forgása. o Vibráció: A molekulákban levő atomok egymáshoz viszonyított rezgőmozgása. 22. Mi a gőz és a gáz közötti különbség? Gőz: Az a légnemű anyag, amely csak a nyomás növelésével cseppfolyósítható. 23. Folyékony halmazállapot tulajdonságai. (párolgás, forrás, tenzió): Van önálló térfogatuk, de saját alakjuk nincsen. A részecskék egymáson átgördülő mozgást végeznek, erősebb kölcsönhatás a molekulák között, mint gázok esetén. Párolgás, forrás: Részecskék szakadnak ki a folyadékfázisból. Minél nagyobb a hőmérséklet, annál több. Tenzió: A folyadékkal egyensúlyban levő gőz nyomása. Ha a tenzió eléri a külső nyomást… a folyadék forrni kezd. Molekuláris mozgások: Rotáció, vibráció (elhanyagolható a transzláció, kicsi a szabad úthossz) 24. Szilárd halmazállapot jellemzése, kristályrács-típusok: Rendezettség o Amorf: ▪ rövid távú rendezettség ▪ rendezetlen o Kristályos ▪ Hosszú távú rendezettség ▪ Síkok ▪ Szögállandóság ▪ Szimmetria Molekuláris mozgások: Csak vibráció (a molekulák helyhez kötöttek). 25. Oldódás jellemzése. (fizikai- és kémiai oldódás): Fizikai: Inert gázok oldódása (N2, O2) Hidrogénhíd kialakulása (Alkohol, vagy szerves savak vízzelelegyedése) Kémiai kötés ionrácsos anyagok oldódásakor. Kémiai: A gáz reakcióba lép a folyadékkal, melynek során vízoldható komponensek jelennek meg. Pl.: szén-dioxid, hidrogén-klorid, mészkő (szénsav jelenlétében!) 26. Mi a parciális nyomás? A parciális nyomás az a nyomás, amit a gáz akkor fejtene ki, ha egyedül töltené ki a rendelkezésre álló teret. 27. Oldódás sebességének jellemzése. (Milyen tényezők befolyásolják az oldódás sebességét?): Időegység alatt bekövetkező koncentrációváltozás v = dc/dt 6  anyagi minőség - keverés mértéke - hőmérséklet szemcseméret – koncentráció – másodrendű kötések 28. Mit jelent az, hogy oldat telített? Az oldódó és kiváló részecskék száma megegyezik. 29. Mi az oldhatóság? Adott körülmények között (hőmérséklet, nyomás) a telített oldat koncentrációja. 30. Az oldódás hőváltozásai (oldáshő, rácsenergia, szolvatációs hő), az oldhatóság hőmérsékletfüggése: Oldáshő: Az oldás során bekövetkező energiaváltozás 1 mol anyagból végtelen híg oldat elkészítésekor bekövetkező hőmennyiség változás (rácsenergia és szolvatációs hő) Ha az oldat lehűl, az oldáshő előjele pozitív endoterm folyamat, Erács > Eszolvatáció Ha az oldat felmelegszik, az oldáshő előjele negatív exoterm folyamat Erács < Eszolvatáció 31. Hogyan lehet kolloid méretű részecskéket létrehozni? (3 módon) Mechanikai diszpergálás: Ez a módszer abból áll, hogy egy nagyobb részecskét kisebb darabokra bontunk, például egy őrlő-, vagy diszpergáló eszközzel, hogy mikroszkopikus részecskéket hozzunk létre. Ehhez erőteljes mechanikai hatásokra van szükség, mint például ultrahangos diszpergálás vagy működtetett keverők. Kémiai úton történő szintézis: Kémiai reakciók segítségével kolloid méretű részecskéket hozhatunk létre. Ez a módszer magában foglalja az oldatokból történő precíz szintézist, például reduktív szintézis segítségével, ahol fémionokat redukálunk, és kolloid fémrészecskéket hozunk létre. Kondenzációs módszerek: A kondenzációs folyamatok során a nagyobb molekulák vagy ionok összeállnak, hogy kisebb részecskéket képezzenek. Ez általában olyan rendszerekben történik, ahol a részecskék az oldatban vagy gázfázisban keletkeznek és kondenzálódnak egy kolloid méretű részecskévé 32. Mik az aeroszolok, és mik a lioszolok? Aeroszolok: Olyan keverék, amely egy légnemű közegből és a benne szétoszlatott, apró, szilárd részecskékből vagy folyadékcseppekből áll. Az aeroszolok lehetnek természetesek vagy antropogének. Természetes aeroszol: köd,felhő, vagy a levegőben szálló finom, apró szemcséjű por. Antropogén aeroszol: füst, vagy a nagyvárosok felett szabad szemmel is látható szmog. Lioszolok: A lioszolok kolloid rendszerek, amelyekben szilárd részecskék vannak eloszlatva egy folyadékban. A lioszolok olyan rendszerek, amelyekben a szilárd anyagok molekulái vagy részecskéi egyenletesen diszpergálódnak a folyadékban. Példa: Folyékony fémkolloidok, festékek, tinta. 33. Mi a kritikus micellaképződési koncentráció (c.m.c.)? A koncentráció növelésével el fogunk jutni egy olyan koncentrációértékhez, amely fölött a micellák létrejönnek. Ez a c.m.c. A tulajdonságok a c.m.c. fölött megváltoznak. 7 34. Hogyan függ egy oldat tenziója, forráspontja és fagyáspontja az oldott anyag mennyiségétől? Tenzió (felületi feszültség): Ha egy oldatban oldott anyagot adunk hozzá az csökkenti a felületi feszültséget, mivel az oldott anyag molekulái zavarják a molekulák közötti kölcsönhatásokat a folyadék felületén. Forráspont növekedés (forráspont-emelkedés): Az oldott anyag növeli a forráspontot, mivel az oldott anyagok csökkentik az oldószer párolgási sebességét, és ezért magasabb hőmérséklet szükséges a párolgás folytatásához. A forráspont-emelkedés függ a koncentrációtól: Minél több oldott anyag van az oldatban, annál magasabb a forráspont növekedése. Fagyáspont csökkenés (fagyáspont-depresszió): Az oldott anyag csökkenti a fagyáspontot, mivel az oldott anyag molekulái megakadályozzák az oldószer molekuláinak összekapcsolódását, így az oldat alacsonyabb hőmérsékleten fagy meg. A fagyáspont-depresszió is arányos az oldott anyag koncentrációjával: minél több oldott anyag van, annál nagyobb a fagyáspont csökkenése. 35. Mit nevezünk könnyűfémnek és mit nehézfémnek? Könnyűfémek: Azok a fémek, amelyeknek alacsony a sűrűségük és atomtömegük. Általában a sűrűségük kevesebb, mint 5 g/cm³. Jellemzően könnyen megmunkálhatók, jó vezetők, és alacsony olvadáspontúak. Példák: Alumínium (Al), magnézium (Mg), titán (Ti), lítium (Li). Nehézfémek: A nehézfémek azok, amelyeknek magas a sűrűségük és atomtömegük. Általában a sűrűségük meghaladja a 5 g/cm³-t. A nehézfémek gyakran toxikusak, és az emberi szervezetre káros hatással lehetnek nagy koncentrációban. Példák: Ólom (Pb), réz (Cu), cink (Zn), arany (Au), platina (Pt). 36. Mi a termodinamikai rendszer és milyen alapvető típusai vannak? A termodinamikai rendszer egy olyan fizikailag meghatározott terület vagy objektum, amelyet tanulmányozunk, és amelyen belül az energiaváltozások és más fizikai folyamatok zajlanak. A rendszer határain keresztül anyag és energia áramolhat be vagy ki a rendszerből. Alapvető típusai: 1.Nyitott rendszer: Olyan rendszer, amely anyag- és energiaáramlást enged meg a környezetével. Az anyag és az energia nem korlátozott, szabadon áramolhatnak be és ki. Példa: Egy doboz víz, amelyből hő áramolhat be, és vízgőz távozhat. 2. Zárt rendszer: A zárt rendszer csak energiaáramlást enged, de az anyag nem lép be vagy ki. A rendszer teljesen zárt a környezeti anyagáramlások elől. Példa: Egy tömörített léggömb, amely hőt adhat át a környezetnek, de anyag nem távozik belőle. 3. Szigorúan zárt (izolált) rendszer: Az ilyen rendszer nem enged sem anyag-, sem energiaáramlást a környezetébe. Minden energia és anyag a rendszerben marad. Példa: Egy ideális termosz, amelyben sem anyag, sem energia nem áramlik be vagy ki. 8 37. Milyen energiafajtákat különböztetünk meg egy tetszőleges rendszer esetén? A termodinamikában ezek közül melyik érdekel minek a legjobban? A termodinamikai rendszerben az energia különböző formákban jelenhet meg: 1. Belső energia (U): Az anyagok molekuláris szintű energiája, amely magában foglalja a hőmérséklet változásaiból származó energiát (a részecskék mozgásából), a potenciális energiát (kölcsönhatások) és a kémiai energiát. 2. Hőenergia (Q): Az energia, amely egy rendszer és a környezet között a hőmérsékletkülönbség miatt áramlik. A hőenergia növeli vagy csökkenti a rendszer belső energiáját, miközben nem végzi el munkát. 3. Munkavégzés (mechanikai energia) (W): A rendszer által végzett munka, amikor mechanikai erők (pl. a térfogat változása egy gázban) dolgoznak. A munka energiaátadást jelent az egyik rendszerből a másikba. 4. Kémiai energia: A kémiai kötésekből származó energia, amely egy anyag kémiai reakciói során szabadul fel vagy nyelődik el. Kémiai reakciókban, mint az égés, a molekulák közötti kölcsönhatások változása miatt. 5. Fizikai energia: A rendszerben lévő anyagok állapotváltozásaiból származó energia, például hőmérséklet-változás vagy fázisváltozások (pl. szilárdból folyadékba). 38. A termodinamika első főtétele!! A termodinamika első főtétele azt mondja ki, hogy az energia megmaradásának törvénye érvényes minden fizikai és kémiai folyamatra, tehát az energia nem jön létre vagy vész el, hanem csak átalakul egyik formából a másikba. Az egyenlet a következő formában írható: ΔU=Q−W ΔU: A rendszer belső energiájának változása (az energia mennyiségi változása). Q: A rendszerbe beáramló hő (pozitív érték, ha hő áramlik a rendszerbe). W: A rendszer által végzett munka (pozitív érték, ha a rendszer munkát végez a környezeten). Ez a törvény a következőket jelenti: A rendszerbe belépő hőenergia növeli a rendszer belső energiáját. A rendszer által végzett munka csökkenti a belső energiát, mivel az energia a munkavégzés során távozik a rendszerből. 39. A munka és a hő alapvető értelmezése: Munka: A munka az a fizikai folyamat, amely során energia kerül átadásra egy rendszer és a környezete között, miközben a rendszer valamilyen mechanikai hatást gyakorol a környezetére. A munka akkor történik, amikor a rendszer külső erőt fejt ki, vagy egy külső erő hat rá. A munka mértékét az erő és a mozgás szorzataként lehet kifejezni: W=F⋅d W: a munka, (J) F: az erő, d: a mozgás távolsága. Hő: A hő az az energia, amely a hőmérsékletkülönbség hatására áramlik a rendszerek között. A hő akkor áramlik, amikor egy melegebb test energiát ad át egy hidegebb testnek. A hő mértékegysége is joule (J), és az áramlás mértéke függ a hőmérséklet- különbségtől és a két anyag közötti kölcsönhatásoktól. 9  A hő nem végzi el mechanikai munkát, hanem az atomok, molekulák mozgásában (vibráció, forgás, transzláció) jelentkezik. A hőátadás a következő formákban történhet: Hővezetés: A részecskék közvetlen érintkezésével. Konvekció: A közeg (pl. folyadék vagy gáz) mozgásával. Sugárzás: Elektromágneses hullámok formájában, például a napfény. 40. Mi az entalpia? Entalpia (jelölése: H) egy termodinamikai állapotfüggvény, amely a rendszer belső energiájának és a nyomás és térfogat szorzataként értelmezett munkának az összegét jelenti. Az entalpia azt mutatja meg, hogy egy rendszer mennyi energiát tartalmaz, ha figyelembe vesszük a hőmérsékletet, a nyomást és a térfogatot is. Az entalpia különösen fontos a kémiai reakciók során, mert az entalpiaváltozás (ΔH) mutatja a reakció során elnyelt vagy felszabadult hőmennyiséget állandó nyomás mellett. Az entalpia képlete: 𝐻 = 𝑈 + 𝑝𝑉 H: Entalpia U: Belső energia p: Nyomás V: Térfogat Az entalpiaváltozás (ΔH) tehát az a hőmennyiség, amely a rendszer környezetével kapcsolatban cserélődik ki állandó nyomás mellett. Ha egy reakció exoterm, akkor ΔH negatív, mivel hő szabadul fel. Ha a reakció endoterm, akkor ΔH pozitív, és a rendszer hőt vesz fel. 41. Milyen mennyiségeket és jelöléseket tartalmaz egy termokémiai egyenlet? Egy termokémiai egyenlet olyan kémiai egyenlet, amely kémiai reakciók során a hőmérséklet- és hőenergia-változásokat is figyelembe veszi. A következő mennyiségek és jelölések jelennek meg benne: Kémiai reakció: A termokémiai egyenletben az anyagok reagálása van feltüntetve. A reagáló anyagok (kiindulási anyagok) és a termékek is szerepelnek az egyenletben. Példa: A+B→C+D Entalpiaváltozás (ΔH): Az entalpiaváltozás jelöli, hogy a reakció során mennyi hőenergia cserélődik ki a rendszer és a környezet között. Az entalpiaváltozást a reakció végrehajtásához szükséges energia szabadulása vagy felvétele adja. Ha ΔH negatív, a reakció exoterm, hőt szabadít fel. Ha ΔH pozitív, a reakció endoterm, hőt vesz fel. Példa: A víz forráspontjának elérésére használt hő: H2O(l)→H2O(g),ΔH=+40.79 kJ/mol Mennyiségi jelölések: Az egyenlet tartalmazhatja az anyagok mennyiségét, amelyet mol-ban vagy tömegben adnak meg. A mennyiségeket a molekulasúly szerint szokták kiszámítani. Állapotjelölések: Az anyagok állapotát is fel kell tüntetni: o (s): szilárd o (l): folyékony o (g): gáz o (aq): vízben oldott Egy termokémiai egyenlet a következőképpen nézhet ki: C6H12O6(s)+6 O2(g)→6 CO2(g)+6 H2O(l),ΔH=−2800 kJ/mol Ez a példa egy oxidációs reakció (például glükóz égése), amely során hő szabadul fel, mivel a ΔH negatív 10 42. Képződéshő, reakcióhő, Hess-tétele: Képződéshő: A képződéshő (ΔHf) az az entalpiaváltozás, amely egy vegyület képződése során következik be, ha az anyag az elemeiből, azok standard állapotában (standard hőmérsékleten és nyomáson) keletkezik. A képződéshő a vegyület alapállapotában történő képződését írja le, és az alapvető anyagok elméleti standard értékei alapján meghatározható. Példa: A víz képződéshője (standard körülmények között): H2(g)+O2(g)→H2O(l), ΔHf=−285,83 kJ/mol Reakcióhő: A reakcióhő (ΔHreakció) az az entalpiaváltozás, amely egy kémiai reakció során történik. Ez a különbség az anyagok és termékek képződéshője között, és kifejezi a reakció közbeni hőmérsékletváltozást. Példa: Ha egy kémiai reakció során egy anyag a reakció során hőt vesz fel vagy szabadít fel, akkor a reakcióhő adja meg ezt az energia-változást. Hess-tétel: Hess-tétel azt mondja ki, hogy a kémiai reakciók entalpiaváltozása független a reakciót alkotó lépések számától és sorrendjétől. Az entalpiaváltozások összege megegyezik, ha a reakciót egyetlen lépésben vagy több lépésben végezzük el. A tétel lehetővé teszi a reakcióhő meghatározását olyan reakciók esetében is, ahol nem lehet közvetlenül mérni. Példa: Ha egy komplex reakció több lépésből áll, akkor a teljes reakcióhő a közbenső lépések reakcióhőinek összegével számolható ki. ΔHreakció=ΔH1+ΔH2+⋯+ΔHn 43. Mit nevezünk intenzív és mit extenzív mennyiségnek? (példával) Intenzív mennyiség: Az intenzív mennyiség olyan fizikai mennyiség, amely nem függ a rendszer méretétől vagy tömegétől, hanem jellemzi annak tulajdonságait, függetlenül a rendszeren belüli anyag mennyiségétől. Példák: Hőmérséklet: A hőmérséklet nem függ a rendszer méretétől, mivel ugyanaz a hőmérséklet érvényes minden egyes részecskére. Nyomás: A nyomás nem változik, ha a rendszer egyenletes eloszlású, függetlenül attól, hogy mennyi anyag van benne. Sűrűség: A sűrűség szintén nem függ a rendszer mennyiségétől, mivel egy adott térfogatú anyag sűrűsége mindig ugyanaz marad. Extenzív mennyiség: Az extenzív mennyiség olyan fizikai mennyiség, amely a rendszer méretével és tömegével arányosan változik. Az extenzív mennyiségek az anyag mennyiségétől függenek. Példák: Tömeg: A tömeg közvetlenül arányos a rendszer anyagának mennyiségével. Térfogat: A térfogat is arányos a rendszer méretével, hiszen egy nagyobb rendszernek nagyobb térfogata van. Belső energia: A belső energia változik a rendszer anyagmennyiségével, mivel több anyag több energiát tárol. 44. A termodinamika 2. főtétele, az entrópia, mint mennyiség: A termodinamika második főtétele azt mondja ki, hogy egy izolált rendszerben a rendezetlenség (entrópia) mindig növekszik. Ez a törvény azt fejezi ki, hogy a rendszerek hajlamosak a maximális rendezetlenségre, és a folyamatok irányát az entrópia növekedése határozza meg. 11  Entrópia: Az entrópia (S) a rendszer rendezetlenségét vagy véletlenszerűségét jellemzi. Az entrópia növekedése azt jelzi, hogy a rendszer állapota kevésbé rendezetté válik, míg az entrópia csökkenése egy rendezettebb állapotot jelent. Matematikai kifejezés: Az entrópia változása a hőmérséklet és a hőmennyiség kapcsolatától függ: ΔS = 𝑄𝑟𝑒𝑣 𝑇 ΔS: entrópia változás, Qrev: a reverzibilis (visszafordítható) hőenergia, T: a hőmérséklet (Kelvin). Jelentőség: A termodinamika második főtétele szerint minden spontán (magától végbemenő) folyamatban az entrópia növekszik, és a visszafordíthatatlan folyamatok esetén az entrópia növekedése nem fordítható vissza. 45. Szabadenergia és szabadentalpia definíciója. (Milyen mérhető mennyiséggel egyeznek meg és milyen körülmények között?): Szabadenergia (Gibbs-szabadenergia) (G): A szabadenergia az az energia, amely a rendszer számára hasznos munkavégzésre elérhető. Az entrópiával és az entalpiával kapcsolatos mennyiség, amely meghatározza, hogy egy adott folyamat spontán vagy nem spontán zajlik-e. A szabadenergia képlete: 𝐺 = 𝐻 − 𝑇𝑆 G: Gibbs-szabadenergia, H: entalpia, T: hőmérséklet (Kelvin), S: entrópia. A szabadenergia meghatározza, hogy egy folyamat spontán-e vagy sem: Ha ΔG0, akkor a folyamat nem spontán. Ha ΔG=0, akkor egyenletesen folyik, és a rendszer egyensúlyban van. Szabadentalpia (F): A szabadentalpia a rendszer szabad energiájának egy másik megnevezése, amelyet az állandó nyomású és hőmérsékletű rendszerekre alkalmaznak, és meghatározza, hogy a rendszer mekkora energiát képes felhasználni a munkavégzéshez. A szabadentalpia képlete: 𝐹 = 𝑈 − 𝑇𝑆 F: szabadentalpia, U: belső energia, T: hőmérséklet (Kelvin), S: entrópia. Mérhető mennyiség: A szabadentalpia kifejezi az összes olyan energiát, amely egy termodinamikai rendszer számára elérhető a munkavégzéshez, ha az állandó hőmérsékleten és nyomáson működik. Körülmények, amikor szabadenergia és szabadentalpia érvényes: Szabadenergia (G) a nyomás- és hőmérséklet-állandó rendszerekre alkalmazható, például kémiai reakciók és fázisátalakulások során. Szabadentalpia (F) inkább mikroszkopikus rendszerekre vonatkozik, például folyadékok vagy szilárd anyagok szintjén, ahol a belső energia és a hőmérséklet-entrópia kapcsolat fontos. 12