Érettségi Chemistry cheat sheet

Az atom rendszáma (Z) a protonok száma; semleges atomban Z = elektronok száma. A tömegszám A = Z + N (neutronok).

Izotópok: azonos Z, eltérő N. Relatív atomtömeg = az izotópok tömegszámának abundancesúlyozott átlaga: Ar = Σ(relatív gyakoriság × tömegszám).

Elektronkonfiguráció felírása: Aufbau-elv (növekvő energia), Pauli-elv (max. 2 elektron/pálya, ellentétes spin), Hund-szabály (azonos energiájú pályák előbb egyesével töltődnek).

Pályasorrend: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p; a 4s pálya a 3d előtt töltődik, de a 3d-s elektronok ionizációkor távoznak előbb.

Vegyértékelektronok: a legkülső héj elektronjai; a főcsoport száma (I–VIII) megadja a vegyértékelektronok számát a csoportokban.

Periódusos rendszer szerkezete: 18 csoport, 7 periódus. A periódus száma a legkülső főhéj n értéke; a csoport száma a vegyértékelektronok számát tükrözi.

Atomméret trend: balról jobbra csökken (növekvő magtöltés, azonos héj), felülről lefelé nő (új héj). Ionizációs energia és elektronegativitás ezzel ellentétesen változik.

Elektronegativitás (Pauling): F = 4,0 a legnagyobb; nő balról jobbra és felfelé a csoportban. Fém–nemfém kötés ionos jellegű, ha ΔEN > kb. 1,7.

Ionok képződése: fémek elektronleadással kationok (pl. Na⁺, Mg²⁺), nemfémek elektronfelvétellel anionok (pl. Cl⁻, O²⁻); a nemesgáz-konfiguráció elérése a hajtóerő.

Ionos kötés: elektronátadás, ellentétes töltésű ionok elektrosztatikus vonzása; rácsenergia növekszik a töltések növekedésével és a méretek csökkenésével (Coulomb-törvény).

Kovalens kötés: elektronpár megosztása. Kötésrend = kötő elektronpárok száma (egyes, kettős, hármas); a kötéshossz csökken, a kötési energia nő a kötésrenddel.

Polaritás: apoláris, ha ΔEN ≈ 0 (pl. H–H, C–C); poláris, ha 0 < ΔEN < 1,7; ionos jellegű, ha ΔEN nagy. A molekula polaritása a kötéspolaritások vektorösszege.

VSEPR: az elektronpárok (kötő és nemkötő) taszítják egymást. 2 pár lineáris (180°), 3 trigonális (120°), 4 tetraéderes (109,5°); a nemkötő pár nagyobb taszítású, csökkenti a szöget (pl. H₂O 104,5°).

Hibridizáció: sp (lineáris, 180°), sp² (trigonális, 120°), sp³ (tetraéderes, 109,5°). Pl. C₂H₄ sp², C₂H₂ sp, CH₄ sp³.

Molekulák alakja: CH₄ tetraéder, NH₃ trigonális piramis, H₂O hajlított (V-alakú), CO₂ lineáris, BF₃ trigonális sík.

Hidrogénkötés: erős dipól–dipól kölcsönhatás H–F, H–O, H–N kötésű molekulák között; magyarázza a víz magas forráspontját és a jég kisebb sűrűségét.

Fémkötés: delokalizált elektronfelhő és pozitív iontörzsek; a fémek vezetőképességét, hővezetését és alakíthatóságát ez okozza.

Másodlagos kölcsönhatások erősorrendje: hidrogénkötés > dipól–dipól > London-féle diszperziós erő; a diszperziós erő nő a molekulatömeggel és a felülettel.

Halmazállapotok: szilárd (rácsos szerkezet), folyadék (rendezetlen, de összetartó), gáz (nagy távolság, szabad mozgás). A halmazállapotot a hőmérséklet és nyomás határozza meg.

Ideális gáz törvénye: pV = nRT, ahol R = 8,314 J/(mol·K) = 0,0821 dm³·atm/(mol·K). Standard állapot: 0 °C (273,15 K), 101,325 kPa, moláris térfogat 22,41 dm³/mol.

Egyesített gáztörvény: p₁V₁/T₁ = p₂V₂/T₂ (zárt, állandó anyagmennyiség). Boyle: pV = állandó (T állandó); Gay-Lussac: p/T = állandó (V állandó); Charles: V/T = állandó (p állandó).

Dalton törvénye: gázelegy össznyomása a résznyomások összege: p_össz = p₁ + p₂ + …; a résznyomás arányos a móltörttel.

Halmazállapot-változások: olvadás (szilárd→folyadék), fagyás, párolgás/forrás (folyadék→gáz), kondenzáció, szublimáció (szilárd→gáz), deszublimáció.

Olvadáspont és forráspont: a nyomás növelése általában emeli a forráspontot; az olvadáspont a nyomástól gyengén függ. A forrás akkor kezdődik, amikor a gőznyomás eléri a külső nyomást.

Oldatok: tömegtört (w%), móltört, molalitás (mol oldott anyag / kg oldószer), molaritás (mol/dm³). Hígítás: c₁V₁ = c₂V₂.

Oldhatóság: hőmérsékletfüggő (a legtöbb szilárd anyagé nő, a gázoké csökken). Telített oldat: az adott hőmérsékleten a maximális oldott anyagot tartalmazza.

Kolligatív tulajdonságok: a forráspont-emelkedés és a fagyáspont-csökkenés arányos az oldott részecskék molalitásával: ΔT_b = K_b·m, ΔT_f = K_f·m.

Az egyenlet rendezése az anyagmegmaradás elvén alapul: minden elem atomjainak száma a két oldalon egyezzen. Az ionegyenletben a töltések összege is egyezik.

Anyagmennyiség: n = m/M; gázoknál n = V/V_m (standard: 22,41 dm³/mol); oldatoknál n = c·V. A mólarány a rendezett egyenlet együtthatóiból olvasható.

Sztöchiometriai számítás lépései: ismert anyagmennyiség kiszámítása → mólarány → keresett anyagmennyiség → tömeg/térfogat. A limitáló reagens a legkisebb mólarányban jelen lévő reaktáns.

Kitermelés: elméleti hozam a sztöchiometriából; százalékos kitermelés = (tényleges hozam / elméleti hozam) × 100%.

Exoterm reakció: ΔH < 0, hő szabadul fel; endoterm: ΔH > 0, hő elnyelődik. A termokémiai egyenletben a ΔH a rendezett egyenletre vonatkozik.

Hess-tétel: a reakcióentalpia független az úttól, csak a kezdeti és végállapottól függ. ΔH_reakció = ΣΔH_f(termékek) − ΣΔH_f(reaktánsok).

Kötési energia alapján: ΔH = ΣE(kötések felszakítása) − ΣE(kötések keletkezése); ha több energia szabadul fel, a reakció exoterm.

Égés: szénhidrogén + O₂ → CO₂ + H₂O. A tökéletlen égés CO-ot és koromot ad; az égéshő az 1 mol anyag teljes elégetésekor felszabaduló hő.

Katalizátor: csökkenti az aktiválási energiát, nem változtatja meg a ΔH-t és az egyensúlyi helyzetet; a reakció sebességét növeli.

Brønsted–Lowry: sav protonleadó, bázis protonfelvevő. Konjugált sav-bázis pár: HA/HA⁻ típusú átalakulás, egy proton különbséggel.

pH = −lg[H₃O⁺]; erős sav oldatában [H₃O⁺] = c_sav (egyértékű). Erős bázisnál pOH = −lg[OH⁻], pH = 14 − pOH (25 °C-on).

Vizes oldatban 25 °C-on K_w = [H₃O⁺][OH⁻] = 1,0·10⁻¹⁴; semleges oldat pH = 7. Savas: pH < 7, lúgos: pH > 7.

Gyenge sav: K_a = [H₃O⁺][A⁻]/[HA]; közelítés: [H₃O⁺] ≈ √(K_a·c). pK_a = −lg K_a; minél kisebb a pK_a, annál erősebb a sav.

Sav-bázis titrálás: ekvivalenciapontban n_sav = n_bázis (mólarány szerint). Erős sav–erős bázis ekvivalenciapontja pH 7; gyenge sav–erős bázis esetén pH > 7.

Redox: oxidáció = elektronleadás (oxidációs szám nő), redukció = elektronfelvétel (oxidációs szám csökken). Oxidálószer redukálódik, redukálószer oxidálódik.

Oxidációs szám szabályai: elem 0; egyatomos ion = töltés; O általában −2 (peroxidban −1); H általában +1 (hidridekben −1); összeg semleges molekulában 0, ionban a töltés.

Galvánelem: anód = oxidáció (−), katód = redukció (+). Cellapotenciál: E°_cella = E°_katód − E°_anód; pozitív E° spontán reakciót jelez.

Elektrolízis: külső áramforrás hajtja a nem spontán reakciót; az anódon oxidáció, a katódon redukció megy végbe. Faraday-törvény: m = (M·I·t)/(z·F), F = 96485 C/mol.

Reakciósebesség: a koncentrációváltozás időegységre vetítve (mol·dm⁻³·s⁻¹). Befolyásolja a koncentráció, hőmérséklet, nyomás (gázoknál), felület és katalizátor.

Ütközési elmélet: csak megfelelő energiájú és kedvező irányú ütközés vezet reakcióhoz. Az aktiválási energia (E_a) a küszöbenergia.

Hőmérséklet hatása: 10 °C-os emelés általában 2–4-szeresére növeli a sebességet (van 't Hoff-szabály); Arrhenius: k = A·e^(−E_a/RT).

Katalizátor: alternatív, kisebb E_a-jú utat nyit, a sebességet növeli, de az egyensúlyi állandót nem változtatja meg.

Dinamikus egyensúly: az oda- és visszaalakulás sebessége egyenlő, a koncentrációk állandók, de nem feltétlenül egyenlők. Egyensúlyi állandó: K = [termékek]^hatvány / [reaktánsok]^hatvány.

Le Chatelier-elv: az egyensúly a zavarás hatását csökkentő irányba tolódik. Koncentrációnövelés, nyomásváltozás (gázoknál) és hőmérsékletváltozás hatása külön kezelendő.

Hőmérséklet és egyensúly: exoterm reakciónál a melegítés a visszaalakulás felé tol (K csökken); endotermnél a melegítés a termékképződés felé tol (K nő).

Nyomás hatása: a gázmólszám csökkenése irányába tol az egyensúly nyomásnöveléskor; ha a két oldalon azonos a gázmólszám, nincs hatás.

Katalizátor és egyensúly: a katalizátor az egyensúly beállását gyorsítja, de az egyensúlyi összetételt és K-t nem változtatja meg.

Hidrogén: legkönnyebb elem, redukálószer; fémekkel hidrideket (pl. NaH), nemfémekkel kovalens hidrideket (HCl, H₂O, NH₃) képez. Laboratóriumban Zn + HCl adja.

Halogének (F₂, Cl₂, Br₂, I₂): oxidáló erejük F₂ > Cl₂ > Br₂ > I₂. Cl₂ vízzel hipoklórossavat (HOCl) ad, amely fertőtlenítő.

Alkáli- és alkáliföldfémek: vízzel reakcióban hidrogén és hidroxid keletkezik (pl. 2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂). Reaktivitás a csoportban lefelé nő.

Oxigén és kén: O₂ égést táplál; kén égése SO₂-ot ad, amely vízzel kénessavat (H₂SO₃) képez. A H₂SO₄ erős, vízelvonó és oxidáló sav.

Nitrogén és ammónia: N₂ inert; Haber–Bosch: N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃ (katalizátor, magas p és T). NH₃ bázis, vízben NH₄⁺-ot képez.

Salétromsav (HNO₃): erős sav és oxidálószer; fémekkel NO-ot vagy NO₂-ot ad a koncentrációtól függően, nem hidrogént.

Szén-dioxid és karbonátok: CO₂ + H₂O ⇌ H₂CO₃; mészkő (CaCO₃) hevítése CaO-ot és CO₂-ot ad. A CO₂ savas eső egyik okozója oldott formában.

Fémek reakciója savakkal: a hidrogénnél negatívabb standard potenciálú fémek (pl. Zn, Fe, Mg) híg savból H₂-ot fejlesztenek; a nemes fémek (Cu, Ag, Au) nem.

Ammóniumion kimutatása: NH₄⁺ + OH⁻ → NH₃ + H₂O; a felszabaduló ammónia szúrós szagú, nedves vörös lakmuszpapírt kékít.

Szénhidrogén-csoportok: alkánok (CₙH₂ₙ₊₂, telített), alkének (CₙH₂ₙ, egy kettős kötés), alkinek (CₙH₂ₙ₋₂, egy hármas kötés), aromások (pl. benzol C₆H₆).

Homológ sor: azonos funkciós csoport, egymástól CH₂-csoportban különböznek. Izomerek: azonos összegképlet, eltérő szerkezet (lánc-, helyzet-, funkciós izoméria).

Alkánok: szubsztitúció (pl. metán + Cl₂ fényben → CH₃Cl + HCl). Égésük exoterm; tökéletlen égéskor CO és korom keletkezik.

Alkének és alkinek: addíciós reakciók (H₂, halogén, HX, víz). Markovnyikov-szabály: a H a több hidrogént tartalmazó szénatomhoz kapcsolódik. Br₂-víz elszíntelenedése kettős kötést jelez.

Alkoholok: –OH csoport; primer, szekunder, tercier. Etanol fermentációval (glükóz → 2 C₂H₅OH + 2 CO₂) vagy etén vízaddíciójával készül. Oxidáció aldehiddé, majd karbonsavvá.

Aldehidek és ketonok: –CHO, illetve –CO– csoport. Az aldehid ezüsttükör-próbát ad (Tollens-reagens) és Fehling-oldatot redukál; a keton nem.

Karbonsavak: –COOH; ecetsav gyenge sav, sót képez (acetát). Észterezés: sav + alkohol ⇌ észter + víz, katalizátor erős sav, egyensúlyi reakció.

Aminok és aminosavak: –NH₂ bázisos jellegű; az aminosavakban –NH₂ és –COOH is van, amfoter, peptidkötéssel kapcsolódnak.

Polimerek: addíciós (pl. polietilén, polisztirol monomerekből) és kondenzációs (pl. poliészter, poliamid, vízkilépéssel). A fehérjék és a keményítő természetes polimerek.

Fosszilis tüzelőanyagok égetése CO₂-ot, SO₂-ot és NOₓ-et ad; a CO₂ üvegházhatású gáz, a SO₂ és NOₓ savas esőt okoz (H₂SO₄, HNO₃).

Savas eső hatása: mészkő és fém épületek korróziója; a talaj savanyodása. Mérséklés: kéntelenítés, katalizátoros gázkezelés, megújuló energiaforrások.

Üvegházhatás: a CO₂, CH₄, H₂O és N₂O elnyeli az infravörös sugárzást. A globális felmelegedés fő emberi oka az üvegházgáz-kibocsátás növekedése.

Ózonpajzs: az ózon (O₃) a sztratoszférában véd az UV-sugárzás ellen; a CFC-k (freonok) klórgyököket képezve bontják, ezért betiltották őket.

Vízkeménység: Ca²⁺ és Mg²⁺ ionok okozzák; a kemény víz szappannal csapadékot ad, vízkövet képez. Lágyítás ioncserével vagy csapadékos kiválással történik.

Víztisztítás: ülepítés, szűrés, fertőtlenítés (klór, ózon, UV). A klórozás melléktermékei (trihalometánok) egészségügyi kockázatot jelentenek.

Műtrágyák: N-, P- és K-tartalmúak. A nitrát- és foszfátterhelés eutrofizációt okoz a vizekben (algavirágzás, oxigénhiány).

Élelmiszer-adalékok: tartósítószerek (E200-as sorozat), színezékek, antioxidánsok. A só és a cukor tartósít, a zsírok avasodását antioxidánsok lassítják.

Háztartási vegyszerek: a hypo (NaOCl) és savak keverése klórgázt fejleszt - veszélyes. A mosószerek tenzidek, a szappan zsírok lúgos hidrolízisével készül.

Anyagmennyiség és koncentráció: n = m/M = c·V = V(gáz)/V_m. A mólarány a rendezett egyenletből; a limitáló reagens a legkisebb mólarányú reaktáns.

Hígítás és keverés: c₁V₁ = c₂V₂; két oldat keverésekor az anyagmennyiségek összeadódnak, a térfogatok közelítőleg szintén.

Titrálás: büretta, pipetta, indikátor (fenolftalein, metilnarancs). Az ekvivalenciapontot az indikátor színváltása jelzi; a fogyott térfogatból c = n/V számítható.

Mérőeszközök: analitikai mérleg (0,1 mg), mérőlombik (pontos térfogat), pipetta (pontos kivét), büretta (fogyás mérése), főzőpohár (nem pontos térfogat).

Gázok azonosítása: H₂ (pukkanó durranás), O₂ (parázsló szilánk fellángol), CO₂ (mészvíz zavarosodik), Cl₂ (zöldessárga, szúrós szag).

Biztonság: védőszemüveg és köpeny kötelező; savat vízbe öntünk, nem fordítva. Szerves oldószereknél szikramentes környezet; a kémcső nyílása soha nem irányul emberre.

Mérési hiba: abszolút hiba = mért − valódi; relatív hiba = (abszolút hiba / valódi érték) × 100%. A szignifikáns jegyek száma a pontosságot tükrözi.

Oldatkészítés: számított anyagmennyiség bemérése, kevés oldószerben oldás, mérőlombikba töltés, jelre töltés, homogenizálás. Hőfejlődés esetén lehűlés után töltsük jelig.

Sűrűség és tömegtört: ρ = m/V; w% = (m_oldott / m_oldat) × 100%. A térfogati és tömegszázalék közti átszámításhoz az oldat sűrűsége szükséges.