Érettségi vizsga tételek gyűjteménye: A(z) kémia kifejezés keresési találatai

Bejegyzések relevancia szerint rendezve a(z) "kémia" lekérdezésre. Rendezés dátum szerint Az összes bejegyzés megjelenítése

Szervetlen kémia – Klór (Inorganic Chemistry - Chlorine)

Szervetlen kémia - Klór

A klór a periódusos rendszer egy kémiai eleme. Vegyjele Cl, rendszáma 17. A VII. főcsoportba, a halogének közé tartozik. Erősen mérgező, szúrós szagú, zöld színű gáz, melyet kétatomos klórmolekulák (Cl2) alkotnak. Reakciókészsége nagy, csaknem minden elemmel reagál. Vegyértékelektronszerkezete : 3s2, 3p5. Oxidációs száma -1

Molekulaszerkezete lineáris, molekulapolaritása apoláris, molekularács jellemző rá. A levegőnél nagyobb sűrűségű, apoláris jellege miatt apoláris oldószerekben jól oldódik. Vízben is viszonylag jól oldódik, mert kémiai reakció megy végbe. A klór erős oxidálószer, fertőtlenítő hatása baktériumölő tulajdonságán alapul, amelyet először Semmelweis Ignác magyar szülészorvos alkalmazott eredményesen a gyermekágyi láz visszaszorításában.

Reakciója hidrogénnel robbanásszerű, mert exoterm láncreakció. A klór szénhidrogénekkel addíciós és szubsztitúciós reakciókba lép. Előfordulása: Vegyületekben: Kősó (NaCl) Előállítása: laboratóriumban sósavból (elektrolízissel)

Szervetlen kémia

A szervetlen kémia a kémia egyik jelentős ága, mely a szervetlen vegyületek tulajdonságaival és reakcióival foglalkozik. Általánosságban szervetlen vegyületek azok az anyagok, melyek nem tartoznak a szerves kémia hatáskörébe, azaz minden olyan vegyület, mely nem tartalmaz szén-szén, illetve szén-hidrogén kötéseket. Ilyenformán tehát a fentieken kívül a periódusos rendszer minden eleme és azok vegyületei a szervetlen kémia tárgykörébe tartoznak.

A határ a két tudományterület között nem éles, bár a legtöbb esetről egyszerűen eldönthető, hogy hova tartozik. A szervetlen szénvegyületek, mint például a karbonátok egyértelműen a szervetlen kémia tárgykörébe tartoznak. (A szénhidrogének, szénhidrátok szerves vegyületek.)

A szervetlen kémia területei

A szervetlen kémia többek között az alábbiakkal foglalkozik:

Ásványok, sók, szilikátok
Fémek (pl.: vas, réz, cink) és ezek ötvözetei (például bronz)
Fémes és nemfémes elemek (pl.: hidrogén, oxigén, klór, foszfor) és ezek vegyületei (pl.: víz, szén-dioxid)
Fémkomplexek és kelátok

A szervetlen kémia az elméleti kémia, elsősorban a fizikai kémia eredményeire támaszkodik. Számos egyéb tudományágat alapoz meg, vagy van velük szoros kapcsolatban (pl.: analitikai kémia, geokémia, környezeti kémia, ásványtan)

A szervetlen kémia speciális területei a fémorganikus kémia és a bioszervetlen kémia. Ez utóbbi a szerves és a szervetlen kémia határterületének is tekinthetők.

Kémia érettségi feladatsor 2010 - középszintű

Közép szintű írásbeli vizsga - 2010. május 13. - 8.00

Kémia érettségi feladatsor 2010

Kémia érettségi feladatsor megoldása 2010

Szerves kémia (Organic chemistry)

A szerves kémia a szénvegyületek kémiája. A szénatomok különleges tulajdonsága, hogy egymással kovalens kötést képezve elvileg korlátlan számú szénatom összekapcsolódhat láncokká, gyűrűkké.

Képletek írása: Egy szerves vegyület azonosításához nem elég az összegképletét felírni. Már a legegyszerűbb összegképletek is többféle anyagot jelenthetnek, pl. C2H6O lehet egy éter vagy etil-alkohol képlete is. A szénatom a szerves vegyületekben mindig négy kovalens kötést képez.

Szerkezeti képletek: A szerkezeti vagy konstitúciós képlet megmutatja az atomok egymáshoz való kapcsolódásának a sorrendjét, de nem adja vissza a vegyület térszerkezetét. Az egyszerűsített vonalképletek esetén a vegyjeleket nem írjuk ki, csak vonalakat, félkonstitúciós képlet: CH3-CH2-CH3.

Miért alakult ki a szerves kémia?

a szénnek egyedülálló kémiája van
- kapcsolódni tud az összes többi elemhez
- hosszú láncokban tud saját magához kapcsolódni
a szerves kémia változatossága lenyûgözô
- sok lehetséges molekulaszerkezet
- sok lehetséges reakció

Miért tanulunk szerves kémiát?

mit csinálnak a szerves kémikusok?
- molekulaszerkezetek, reakciók megértése
- a molekulaszerkezet és a tulajdonság viszonya
- egyéni tulajdonságú vegyületek elõállítása
kinek van még szüksége a szerves kémiára?
az összes életfolyamat alapja
a sok lehetséges molekulaszerkezet és reakció teszi lehetõvé az életet

Hogyan kezeljük a változatosságot?

nevezéktan (nomenklatúra)
világos módszerek a molekulák és a reakciók elnevezésére
molekulák
- funkciós csoportok szerint csoportosítva
reakciók
- reakciótípus szerint csoportosítva (mi történik?)
- reakciómechanizmus szerint csoportosítva (hogyan történik?)

Mit kell a szerves kémiával megoldanunk?

összetett nevekbõl meghatározni a molekulaszerkezetet
összetett szerkezetekben funkciós csoportokat felismerni, jellemzõ tulajdonságokat megjósolni
reakciómechanizmusokkal dolgozni - hogyan viselkedhet egy molekula bizonyos körülmények között
"úgy gondolkodni, ahogy egy molekula"

Vegyünk egy reakciót!

CH₃OH + HCl —> CH₃Cl + H₂O
Reakciótípus?
- sav/bázis, oxidáció/redukció, addíció/elimináció, szubsztitúció, átrendezõdés
- szubsztitúció -- Cl-t OH-ra (határozzuk meg a felszakadó és keletkezõ kötéseket)
Reakciómechanizmus ?
- hogyan zajlik a reakció (lépésrõl lépésre)

Nézzünk egy reakciómechanizmust!

Szedjük szét a molekulát atomokra!
Rakjuk össze a termékké!
Mi a rossz ezzel a mechanizmussal?
Túl sok energiát igényelne (szükségtelenül).

Egy jobb mechanizmust...

Egyensúlyozzuk a kötés felhasítását kötés kialakításával.
Elõször egy sav-bázis reakció:
CH₃OH + HCl —> CH₃OH₂⁺ + Cl^-
Majd egy szubsztitúció:
CH₃OH₂⁺ + Cl^- —> CH₃Cl + H₂O

A periódusos rendszer

atomszám (meghatározza az elemet)
atomtömeg (izotópok)
elektron -- elektronhéjak (sorok)
csoportok (hasonló tulajdonságok)
betöltött elektronhéjak (nemesgázok)
vegyérték-elektronok (kémiai kötéshez)

Lewis-szerkezetek

az oktett szabály
- az atomok arra törekszenek, hogy 8 vegyérték-elektronjuk legyen (betöltött héjl)
ionos kötés
- elektronfelvétel vagy -leadás
- az elektrosztatikus vonzás stabilizálja
kovalens kötés
- elektronmegosztás
- a legáltalánosabb kötés a szerves molekulákban

Atompályák

hullámfügvények
- leírják az elektronok helyét
s pályák (gömbölyû)
p pályák (három: x,y,z)
- (súlyzó alakú - 2 lebeny)
d pályák (4 lebeny)
- általában nem szükséges a szerves kémiához
hibrid pályák
- kombinált pályák

Hibrid pályák

sp hibridek (egy s plusz egy p)
- két azonos pályát ad (egyenes)
sp2 hibridek (egy s plusz két p)
- három azonos pályát ad (háromszög alakú)
sp3 hibridek (egy s plusz három p)
- négy azonos pályát ad (tetraéderes)

Kötés

vonzás a negatív elektronok és a pozitív mag között
- taszítás az elektronok között
- taszítás a magok között
a kötés a vonzóerõk és a taszítóerõk egyensúlya
jellemzõ kötéstávolság és kötéserõsség

Molekulapályák

az atompályák átfedése
az elektronok két mag közelében vannak
kötõ és nem kötõ kombinációk

Szigma-kötések

hengerszimmetria
az atompályák végeinek átfedésével keletkezik

Pi-kötések

a kötéstengelyen keresztül csomósík
az atompályák oldalának átfedésével keletkezik

Szerves molekulák ábrázolása

Lewis-képlet
- minden elektront ábrázolunk
Kekulé-képlet
- a kötéseket vonalak jelölik
- a magános elektronpárokat néha elhagyjuk
vonalas képlet
- elhagyjuk a magános elektronpárokat
- elhagyjuk a hidrogént a szénatomokon
- elhagyjuk a szénatomokat
(feltételezzük, hogy minden kötés végén szén van)

3 dimenziós szerkezetek

pontozott vonal / ék
golyó és pálcika
térkitöltés

A kémiai szerkezet megjelenítése

Név (triviális vagy szisztematikus)
Tömör képlet (ahogy általában nyomtatva van)
Lewis-képlet (az összes atom és kötés fel van tüntetve)
Vonalas képlet (elhagyja a hidrogéneket; a szénatomokat a csúcsok jelentik)
3-D szerkezet (jelzi a kötések térbeli elhelyezkedését)
Golyó és pálcika képlet (mit egy molekulamodell)
Térkitöltéses modell (az elektroneloszlás teljes méretét közelíti)

Jellemzõ vegyérték

H: 1 vegyérték-elektron, 1 kötés
C: 4 vegyérték-elektron, 4 kötés
N: 5 vegyérték-elektron, 3 kötés + 1 magános elektronpár
O: 6 vegyérték-elektron, 2 kötés + 2 magános elektronpár
F: 7 vegyérték-elektron, 1 kötés + 3 magános elektronpár

Molekulapályák

H + H —> H-H
s + s —> szigma-kötés
H-H kötéshossz: 0,74 A
H-H kötéserõsség: 104 kcal/mol

Metán

C + 4 H —> CH₄
sp³ + s —> négy szigma-kötés
C-H kötéshossz: 1,10 A
C-H kötéserõsség: 104 kcal/mol
elhelyezkedés - tetraéderes
kötésszögek: 109,5^o

Miért hibrid pályák?

jó alak (irány)
a kötésnél nagyfokú átfedés lehetséges
maximális az elektronok sûrûsége az atomok között
jó irányítottság
minimális taszítás a pályák között

Etán

CH₃CH₃
egy C-C szigma-kötést tartalmaz
sp³ - sp³ pályák átfedése
C-C kötéshossz: 1,54 A
C-C kötéserõsség: 88 kcal/mol
C-H kötéshossz: 1,10 A
C-H kötéserõsség: 98 kcal/mol
irányítottság - két tetraéder

Etilén

CH₂=CH₂
egy C=C kettõs kötést tartalmaz (alkén család)
sp² - sp² pályák átfedése (szigma-kötés)
p - p pályák átfedése (pi-kötés)
C-C kötéshossz : 1,33 A
C-C kötéserõsség: 152 kcal/mol
C-H kötéshossz: 1,08 A
C-H kötéserõsség: 103 kcal/mol
irányítottság - sík
kötésszög 120^o

Acetilén

HC⁼CH
egy C⁼C hármas kötést tartalmaz (alkin család)
sp - sp pályák átfedése (szigma-kötés)
p - p pályák átfedése (két pi-kötés)
C-C kötéshossz: 1,20 A
C-C kötéserõsség: 200 kcal/mol
C-H kötéshossz: 1,06 A
C-H kötéserõsség: 125 kcal/mol
irányítottság - egyenes

Kötéstendenciák

A kötéshosszak Angströmben (a kötéserõsségek kcal/mol-ban)

Vegyület Hibridizáció C-C kötés C-H kötés

Etán sp³ 1.54 (88) 1.10 (98)

Etilén sp² 1.33 (152) 1.08 (103)

Acetilén sp 1.20 (200) 1.06 (125)

a többszörös kötések erõsebbek
a rövidebb kötések erõsebbek

Elektronegativitás

egy atom elektronvonzó hajlama
a periódusos rendszerben az elektronegativitás jobbra és felfelé növekszik
F > O > Cl ~ N > Br > C > H > fémek

Poláris kovalens kötés

a kovalens kötésben résztvevõ elektronok nem mindig egyformán megosztottak
a H-Cl ténylegesen d⁺ H-Cl d^-
ahol a d⁺ és a d^- a parciális töltést jelöli

A szén kötéseinek polárossága

a C-C kötés nem poláros
a C-H kötés általában apolárosnak tekinthetõ
a C-X kötés polarizált (d⁺)
X = F, Cl, Br, I, O, S, N
a C-M kötés polarizált (d^-)
M = fém

Bronsted-Lowry sav-bázis elmélet

sav - H⁺ donor
bázis - H⁺ akceptor
NH₃ + H₂O <==> NH₄⁺ + OH^-bázis + sav <==> sav + bázis
figyeljük meg a konjugált sav-bázis párt
(H⁺-nal különböznek)

A sav disszociációs állandója (K_a)

HA + H₂O <==> H₃O⁺ + A^-

általában leegyszerûsítve
HA <==> H⁺ + A^-

K_a = [H⁺] [A^-] / [HA]

Saverõsség (pK_a)

erõsebb savaknak nagyobb a K_a-értékük
HCl esetén K_a = 10⁷CH₃COOH (ecetsav) esetén K_a = 10^-5
pK_a = - log K_a
erõsebb savaknak kisebb a pK_a-értékük
HCl: pK_a = -7
CH₃COOH: pK_a = 5

pH és pK_a

K_a = [H⁺][A^-]/[HA]
pK_a = pH - log([A^-]/[HA])
pH = pK_a, [A^- ] = [HA]
pH < pK_a, HA van túlsúlyban
pH > pK_a, A^- van túlsúlyban
például az ecetsav esetében pH = 7 mellett
[CH₃COO^-] > [CH₃COOH]

Sav-bázis reakciók

CH₃COOH + OH^- <==> CH₃COO^- + H₂O

sav bázis bázis sav

pK_a = 5; pK_a = 15.7
erõsebb sav
a reakció a jobb oldal felé tolódik el

CH₃COOH + H₂O <==> CH₃COO^- + H₃O⁺

sav bázis bázis sav

pK_a = 5; pK_a = 1.7
a reakció a bal oldal felé tolódik el

HC⁼CH + Na+NH₂^- <==> HC⁼C-Na⁺ + NH₃

sav bázis bázis sav

pK_a = 25; pK_a = 35
a reakció a jobb oldal felé tolódik el

CH₃OH + CN^- <==> CH₃O^- + HCN

sav bázis bázis sav

pK_a = 16; pK_a = 9
a reakció a bal oldal felé tolódik el

Lewis-savak

sav - felvesz egy elektronpárt
bázis - lead egy elektronpárt
(kialakul egy új kovalens kötés)

H⁺ + H₂O <==> H₃O⁺L-sav L-bázis új O-H kötés

BF₃ + NH₃ <==> F₃B-NH₃L-sav L-bázis új B-N kötés

Formális töltés

vegyérték-elektronok száma - (kötések száma + magános elektronok száma)
(Hány e^- van "szabály szerint" ebben az atomban?)
- (Hány e^- van ebben a vegyületben?)

Rezonancia

egynél több lehetséges Lewis-struktúra egy vegyülethez
Melyik a legjobb Lewis-struktúra?
Kövesd az oktett szabályt!
Az elektronegativitás határozza meg a töltés helyét
szén-monoxid
nitro-metán

Az anyagok fizikai tulajdonságai és változásai (The physical properties of materials and changes)

Mivel foglalkozik a kémia?
A kémia az anyagok összetételével, szerkezetével, tulajdonságaival és az anyagok felhasználásával foglalkozik.
Az anyagok fizikai tulajdonságai és változásai
Az anyagok fizikai tulajdonságai mérhetőek és sok esetben érzékszerveinkkel érzékelhetők. Fizikai tulajdonságok többek között a halmazállapot, a részecskék mérete, a sűrűség, az olvadáspont, a mágnesesség stb.. Ha az anyagok kölcsönhatásba lépnek környezetükkel és eközben a fizikai tulajdonságai megváltoznak, akkor fizikai változásról beszélünk.

A víz fizikai tulajdonságai:
•a víz sűrűsége 3,98 oC hőmérsékletnél a legnagyobb (1000 kg/m3)
•a víz fajhője 180 oC hőmérsékleten 4189 J/kg. A víz fajhője (K0), nagyságrenddel nagyobb, mint bármely egyéb anyagé, ezért alkalmas hő közvetítő és hűtőközeg céljára.
•viszkozitása a hőmérséklet növekedésével csökken,
•halmazállapot változáskor hő felvétel illetve leadás szükséges,
•helyzeti energiája (duzzasztáskor) jó hatásfokkal alakítható át elektromos energiává (turbina, generátor)
•forráspontja 101,325 kPa nyomáson 100 oC,
•fagyáskor térfogata 9,2 %-al nő.
A víz kémiai tulajdonságai
A víz összetétele H2O. Mivel a természetben a hidrogénnek három (1H, 2H, 3H ), az oxigénnek hat (14O, 15O, 16O, 17O, 18O, 19O) izotópja létezik, elvileg 36 víz molekula szerkezet létezhet, amelyből 9 képez stabil nuklidet. Ezek a természetben kisebb-nagyobb mennyiségben fordulnak elő. Legnagyobb mennyiségben a H2O (99,73 mol %) , ezt követi a nehézvíz (D2O).
A víz fontosabb kémiai jellemzői:
•a pH (a tiszta természetes vizek pH-ja 4,5-8,3 közötti)
•az összes sótartalom koncentrációban (100 - 1000 mg/l körüli),
•a keménység (összes, változó, állandó NKo = 10 mg/l CaO),
•oldott oxigén (mg/l),
•összes szerves szén (TOC, mg/l),
•kémiai oxigén igény KOI; kálium permanganátos KOIps, káliumdikromátos, KOId (mg/l),
•biokémiai oxigén igény ; BOI5 (mg/l),
•szerves mikroszennyezők,
•szervetlen mikroszennyezők.
•KOI – kémiai oxigén igény:
A vízben lévő anyagok redukáló képessége
Oxidálószer: KMnO4; K2Cr2O7
•BOI – biológiai oxigén igény:
Az az oxigén mennyiség, amely térfogategységben lévő oldott, kollodiális és szuszpendált, bomlóképes szerves anyagok lebontásához szükséges.

Vegyes érettségi feladatsor 2010 - emelt szintű

Emeltszintű írásbeli vizsga - 2010. május 12-13.

Vegyes érettségi feladatsor 2010

Vegyes érettségi feladatsor megoldása 2010

Az oxigén és a kén összehasonlító jellemzése [kémia]

1. Mi a különbség és mi a hasonlóság az O₂ és az S₈ molekulákban kialakult kémiai kötés között? Indokoljuk a különbség okait!

Mind a kettőben apoláris kovalens kötés van, a kén molekulába egyszeres kötés, az oxigén molekulába kettős kötés van. Többszörös kötés kialakítására azok az atomok képesek, amelyeknek magtöltése nagy, de mérete kicsi, pl.: Oxigén.

2. Milyen allotrop módosulatait ismerjük az oxigénnek és a kénnek?

oxigén → O₃ – ózon

kén → rombos, menoklin, amorf kén

Allotróp módosulat: az atomok másféleképpen kapcsolódnak össze.

3. Milyen kötésű vegyületekkel alkot az oxigén és a kén

a, fémekkel

b, nemfémekkel?

O a, A kis elektronegativitású(EN) fémekkel ionos kötést, pl.: magnéziumoxid, MgO

b, nagyobb NE-ú nemfémekkel kovalens kötést, pl.: SO₂

S a, A kén fémekkel lehet ionos, pl.: Na₂S, lehet kovalens, pl: ZnS

b, kovalens, pl.: SO₂

4. Jelöljük egyenlettel az oxigénnek és a kénnek hidrogénnel való reakcióját! Hasonlítsuk össze a képződött vegyületek tulajdonságait!

2H+O₂ →2H₂O

H₂+S→H₂S

H₂O	H₂S
hidrogén kötés	dipol-dipol kölcsönhatás
olv.pont, forr.pont magasabb	olv.pont, forr.pont alacsonyabb
halmazállapot: folyadék	halmazállapot: gáz
színtelen, szagtalan	színtelen, záptojás szagú
semleges kémhatású	vizes oldata savas

5. Hogyan állítják elő az oxigént

a, laboratóriumban?

b, iparban?

a, hipermangán(KMnO₄) hevítésével 2KMnO₄ = K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂

b, levegőből cseppfolyósítással vagy vízbontással 2H₂O= 2H₂ + O₂

6. Ismertessük az oxigén élettani hatását és felhasználási területeit!

biológiailag nélkülözhetetlen, légzés, C₆H₁₂O₆ + 6O₂ = 6CO₂ + H₂O

hegesztés, egészségügy, búvárok

Az ionos kötés [kémia]

1. Írjuk le az ionos kötés kialakulását!

Az atomokból elektronleadással pozitív, elektronfelvétellel negatív ionok képződnek Az ellentétes töltésű ionjai közötti elektromos kölcsönhatást nevezzük ionkötésnek. Az ionkötés erős elsőrendű kémiai kötés.

2. Milyen az ionkötésű anyagok halmazszerkezete?

Halmazszerkezete ionrácsos: a rácspontokban vannak az ionok. Az ionvegyületek szilárd halmazai végtelen ionrácsos kristályt építenek fel. A kristályt az ionkötés tartja össze, a kristályok általában kemények. a, Mit fejez ki az ionvegyületek képlete?

Az ionok egymáshoz viszonyított számarányait fejezi ki. Például az NaCl – képlet azt jelenti, hogy a nátrium-klorid vegyület bármekkora mennyiségben 1:1 a Na⁺ - ionok és Cl^- - ionok számaránya. b, Milyen ionok vannak a mészkő kristályrácsában?

Mészkő (CaCO3): Ca²⁺ (kalciumion), CO₃^2- (karbonát ion). c, Az összetett ionokban milyen a kémiai kötés? Kovalens kötés.

3. Milyen összefüggés van az ionvegyületek rácsenergiája és olvadáspontja, valamint a rácsenergia és a keménység közt?

Minél nagyobb a rácsenergia, annál erősebben kötődnek egymáshoz az ionok és annál több hő kell, hogy ezek felszakadjanak. Így magasabb az olvadáspontjuk. Valamint minél nagyobb a rácsenergia, annál erősebben kötődnek az ionok így annál keményebb.

4. Melyek a komplex ionok? Mondjunk rá példát!

A pozitív töltésű központi iont a hozzá koordinatív kötéssel (pl.: ion-dipóluskötés) kapcsolódó ligandumok veszik körül.

5. Milyen szerepe van az átmeneti fémek komplex ionjainak a biológiai rendszerekben?

A komplexek biológiai szempontból rendkívül jelentősek. Sok létfontosságú biológiai anyag (enzimek, vitaminok, hormonok) komplexion alapjában található az élő szervezetben, és így fejti ki működését.

A 2010-es tavaszi érettségi számokban - érettségi 2010

Ma kezdődnek a magyar nyelv és irodalom, valamint a magyar mint idegen nyelv írásbeli vizsgákkal megkezdődik a 2009/2010. tanév tavaszi érettségi vizsgaidőszaka. Ez a 12. vizsgaidőszak a 2005-ben bevezetett új, kétszintű vizsgarendszerben.

Május 3. és június 25. között 139 453-an érettségiznek a középiskolákban 1166 vizsgahelyszínen. A mintegy 140 ezer diákból 93 ezer diák a végzős középiskolás. A diákok együttesen, ténylegesen 485 099 vizsgát tesznek le, s ebből 27 038 vizsga emelt szintű, 458 061 pedig középszintű vizsga. A vizsgák mintegy 3 700 érettségi vizsgabizottság közreműködésével zajlanak majd.

Az érettségi vizsgára jelentkezők száma tavalyhoz képest mintegy 2 ezer fővel nőtt. (A növekedés leginkább az előrehozott és az ismétlő vizsgát tevők számából adódik.)

A kétszintű érettségi vizsga 2005 óta - a művészet és a művészetközvetítés képzési terület kivételével - kiváltja az egyetemi, főiskolai felvételi vizsgákat is.
• A vizsgaidőszak kezdete május 3. (első vizsganap), a vége június 25. (középszintű szóbelik utolsó vizsganapja).
• Az írásbeli vizsgák május 3-tól május 25-ig tartanak.
• Az emelt szintű szóbeli vizsgák kezdete június 3., vége június 9., a középszintű szóbeli vizsgák időszaka június 14-25.

A 485 099 vizsgából 27 038 vizsga emelt szintű, 458 061 pedig középszintű vizsga.
Az emelt szintű vizsgák száma (27 038), a tavalyhoz képest 10 százalékkal nőtt (biológia 13 százalék, kémia 16 százalék, fizika 9 százalék, angol 14 százalék, német 9 százalék, történelem 12 százalék növekedés).

A diákok választásai alapján ebben a vizsgaidőszakban - az idegen nyelven letett vizsgatárgyakat (pl. történelem, matematika, biológia, földrajz, fizika stb. valamely idegen nyelven) külön számolva - 196 tárgyból lesz középszintű és 89 tárgyból emelt szintű érettségi vizsga.

Érettségi vizsgák száma vizsgatípusonként (2005-2010)
	2005*	2006	2007	2008	2009	2010
rendes	436.725	434.172	434.039	406.469	442.413	425.462
előrehozott	26.047	25.448	35.330	33.632	36.048	39.138
szintemelő	8829	9610	5065	4213	4678	6102
kiegészítő	5385	3968	2989	3303	3724	4027
ismétlő	3346	4775	5374	5882	5395	7696
pótló	152	216	254	224	270	276
javító	1567	940	1527	1834	2062	2398
összesen	482.051	479.129	484.578	455.557	494.590	485.099

* A 2005. évi előrehozott vizsgák számát jelentősen növelte a nyelvvizsgák akkori elismertethetősége!

A 2010. május-júniusi a vizsgaidőszakban is élhetnek a jelentkezők a 7 vizsgafajta mindegyikével, a megfelelő feltételek megléte esetén a rendes, az előrehozott, a szintemelő, a kiegészítő, az ismétlő, a pótló és a javító érettségi letételével.

A vizsgafajták közül egyre többen jelentkeznek egyes vizsgatárgyakból előrehozott érettségire. A középiskolák alacsonyabb évfolyamaira járó diákok több mint 39 ezer ilyen vizsgát tesznek le idén tavasszal. A már érettségi bizonyítvánnyal rendelkezők mintegy 12 ezer kiegészítő vagy ismétlő érettségit tesznek le, és több mint 6 ezren élnek a szintemelő vizsga lehetőségével is.

A korábban érettségizettek aktivitása nőtt: a kiegészítő és ismétlő vizsgák száma összességében csaknem 30 százalékkal emelkedett tavalyhoz képest. Szintén 30 százalékkal nőtt a szintemelők száma is.

Forrás: OKM

Az elsőrendű kémiai kötések [kémia]

1. Soroljuk fel és jellemezzük az elsőrendű kémiai kötéseket! Mi az alapvető különbség a kötések között?

Elsőrendű kémiai kötés

§ Kovalens

§ Fémes

§ ionos

1 .kovalens kötés: közepes vagy nagy elektronvonzó képességű atomok között

jön létre. A kapcsolódó atomok elektronokat tesznek közössé. A közös elektron-pár (vagy elektronpárok) mindkét atomhoz tartozik, egyidejűleg két atommag

vonzása alatt áll.

A kovalens kötésnek két fajtája van :

- azonos atomok közötti kapcsolódáskor: a kötő elektronpár mindkét atomhoz egyformán tartozik . Ezt apoláris kovalens kötésnek nevezzük. Ilyen kötésekre példa a: H₂-, O₂-, a Cl₂-, az N₂ molekula vagy a gyémánt.

- különböző atomok kapcsolódásakor a kötő elektronpár a nagyobb elektron-vonzó képességű atom körül nagyobb negatív töltéssűrűséget hoz létre. Az eltérő elektronvonzó képességű atomok poláris kovalens kötéssel kapcsolódnak össze. Ilyen kötésekre példa: a H₂O-, a HCl-, az NH₃-, a CO₂- vagy a CH₄- molekula.

Kovalens kötés

apoláris poláris

(azonos atomok között) (különböző atomok között)

Ha meghatározott számú atom kapcsolódik egymáshoz kovalens kötéssel, akkor molekulákról beszélünk, ha viszont számtalan atom kapcsolódik össze, akkor a kovalens kötés atomrácsba rendezi a különböző atomokat

Azonos vagy Atomok kovalens kötés molekula

különböző

atomrács

2. fémes kötés: a külső elektronhéjukon kevés elektront tartalmazó , kis elektronvonzó képességű fématomok között jön létre. A lazán kötött elektronok valamennyi atom vonzása alá kerülnek, valamennyi fématomhoz tartoznak. Az egész halmazt a közös elektronfelhő tartja össze. A fémes kötés az összes kapcsolódó fématomot fémrácsba rendezi, valamennyi fém fémrácsban kristályosodik.

3. ionkötés: Ellentétes töltésű ionon között jön létre, elektrosztatikus jellegű kötés.

2, Állapítsuk meg, hogy az alábbi felsorolt elemek atomjai között milyen kötések kialakulása lehetséges H, Cl, Na

a, azonos atomok kapcsolódása esetén

H₂: apoláris kovalens; Cl₂: apoláris kovalens; Na – fémes kötés

b, különböző atomok kapcsolódása esetén

HCl: poláris kovalens; NaCl: ionos kötés

Mely esetben jöhetnek létre önálló molekulák illetve szilárd kristályok?

önálló molekulák: poláris kovalens (HCl)

szilárd kristályok: ionos kötés (NaCl)

3, Milyen energetikai magyarázata van a kémiai kötések kialakulásának?

Energiaminimumra törekvés, molekuláris formában kisebb az energiaája mint atomosan.

4, Az alább felsorolt kötésienergia-értékeket rendeljük a megfelelő hidrogénhalogenidekhez !

431kJ/mol, 366kJ/mol, 298kJ/mol, 563kJ/mol

A méret növekedésével az atommagok távolssága növekszik, ezért kisebb a kötésenergia.

HF, HCl, HBr, HI

Indokoljuk a választást!

HF 563 kJ/mol

HCL 431 kJ/mol

HBr 366 kJ/mol

HI 298 kJ/mol

A kovalens kötés és a molekulák alakja [kémia]

A kovalens kötés és a molekulák alakja

1. Mutassuk be és jellemezzük a kovalens kötést néhány ismert gázhalmazállapotú vegyület molekulájának példáján!

(elsőrendű). Ez a kötés közös elektronpárral alakul ki a közepes és a nagy elektronvonzó képességű atomok között. Kialakulása: a két atom közeledik egymáshoz, elektront (elektronokat) tesznek közössé, mindegyik elektron mindkét atom atommagjához tartozik, egy közös elektronfelhő veszi körül őket. A kovalens kötés létrejöhet azonos és különböző atomok között is. Azonos atomok között apoláris kovalens kötés alakul ki. (pl.:H2,N2,O2,Cl2). Különböző atomok között poláris kovalens kötés alakul ki pl.: (H2O,CO2,CH4,NH3).

A szén-dioxid: CO2, A szén-dioxidban egy szénatom és egy oxigénatom 2-2 elektront közössé téve kettős kovalens kötéssel kapcsolódik össze. Az oxigén-atom így el is éri a stabilizálást, de a szénatomnak viszont még egy oxigénatommal kell – szintén kovalens kötéssel – összekapcsolódni, hogy elérje célját.

2. Mi jellemzi a kovalens kötés erősségét?

. A kovalens kötés erőssége tehát az atomok elektronvonzó képességétől függ.

2/a Hasonlítsuk össze az etán- ;etén- ; és etinmolekulákban a szénatomok között kialakuló C-C, C=C,CºC kötések erősségét!

Az etánban a legerősebb a kötés , ez a legstabilisabb. Az eténben gyengébb (telítetlen), az etinben pedig a leggyengébb.

2/b Rendeljük az alábbi kötésenergia értékeket a fenti molekulákhoz! 615kJ/mol, 812kJ/mol, 344kJ/mol

etánà812kJ/mol

eténà615kJ/mol

etinà344kJ/mol

3. Mi határozza meg az egyszerűmolekulák alakját térbeli felépítését?

4.Rajzoljuk fel az alábbi molekulák alakját, térbeli felépítését?

V alakú molekula. a 3 atom nem egy egyenesben helyezkedik el.

HOH szög=105fok

Másodrendű kémiai kötések [kémia]

1. Foglaljuk össze és ismertessük a másodrendű kötéseket!

A másodrendű kémiai kötések jóval gyengébb kapcsolódást jelentenek, mint az elsőrendű ionos, a kovalens vagy a fémes kötés

2. Milyen másodrendű kötés alakulhat ki az alábbi molekulák halmazaiban? H₂ - diszperziós kötés, O₂ - diszperziós kötés, SO₂ - dipólus-dipóluskötés, CO₂ - dipólus-dipóluskötés, NH₃ - hidrogén kötés. Standard körülmények között a felsorolt anyagok mindegyike gáz-halmazállapotú. Miért?

Standard állapotnál a hőmérséklet 25CO és ezeknek az anyagoknak a forráspontja mind ez alatt az érték alatt található. Gyenge a molekularács és a másodrendű kötések hő hatására könnyebben felszabadulnak.

3. Ha egy elsőrendű kötés energiája: 80kJ/mol, milyen érték lehet a másodrendű kötések energiája? Milyen molekulák között alakul ki a legkisebb és a legnagyobb energiatartalmú másodrendű kémiai kötés?

Mivel a másodrendű kötések gyengébbek, mint az elsőrendűek, ezért a kötési energiájuk is kisebb lesz. Azoknál a molekuláknál, amelyeknél hidrogénkötés van, az energia 20-40kJ/mol között, míg a lazább dipólus-dipólus és a diszperziós kötéseknél ez az érték csak 0,4-8kJ/mol között van.

4. Miért illékonyak (szublimálhatók) az alábbi anyagok: jód, naftalin, kámfor?

A szublimáció az a halmazállapot-változás, melynek során a cseppfolyós állapot kihagyásával a szilárd anyag gázzá. Az olyan laza molekularácsos anyagok szublimálnak, mint a jód, a naftalin és a kámfor. A molekulák között gyenge másodlagos kölcsönhatás van.

5. Az alábbi gázok közül melyik cseppfolyósítható a legkönnyebben, illetve a legnehezebben? Indokoljuk is válaszunkat! NH₃, CO, CO₂, SO₂

Könnyen cseppfolyósítható az NH₃, CO₂, SO₂, mert molekulái között erősebb másodrendű kölcsönhatás van, mint a CO molekulái között.

6. Melyik másodrendű kémiai kötésnek van rendkívül nagy jelentősége a természetben, a biológiai rendszerekben? Írjunk példát és indoklást!

Például a hidrogénkötés igen fontos szerepet játszik a víz halmazállapotának kialakulásában és változásaiban.

A vizes oldatok kémhatása [kémia]

.Értelmezzük a vizes oldatok kémhatását az ionkoncentrációkkal! Mi a vízionszorzat és mekkora az értéke?

A kémiai gyakorlatban igen fontos a víz autodisszociációja (magától végbemenő ionokra bomlása): H₂O _<-> H⁺ +OH^-

A hidrogén és hidroxidionok koncentrációjának szorzata adott hőfokon állandó érték, ezt nevezik a víz ionszorzatának.

K=[H⁺]x[OH^-]

E szorzat bármely vizes oldatban állandó, és lehetővé teszi, hogy nem csak

savoldatok H+-koncentrációját, ill. pH-ját, hanem lúgoldatok OH- -koncentrációjának ismeretében azok pH-ját is kiszámoljuk.

A tiszta víz ionkoncentrációi tehát 25°C-on:[H⁺]=[OH^-]=10^-7mól/dm³

A vizes oldatok hidrogén, ill. [OH^-]-koncentrációját a gyakorlatban nem a (mól/dm³)-koncentrációval, hanem annak negatív logaritmusával, a pH-val ,ill. pOH-val adjuk meg.

pH=-lg[H⁺] pOH=-lg[OH^-]

Ezek értéke vízre:pH=pOH=7,0

Savas oldatokra: pH <7>

Lúgos oldatokra: pH> 7> pOH

És a kettő közötti összefüggés 25°C-on minden híg vizes oldatra: pH+pOH=14 (Minél savasabb egy oldat, annál kisebb a pH-ja, minél lúgosabb egy oldat, annál nagyobb a pH-ja.)

2.Miért és hogyan változik meg a víz kémhatása, ha a) salétromsavat, b) NaOH-t oldunk benne?

H₂O +HNO₃ = H₃O⁺ + NO₃^-

Az oxóniumionok túlsúlya miatta kémhatás savas lesz. Vegyünk 1 dm³ oldatot, ebben 0,01 mól HNO₃ van

oldott állapotban. [H⁺]=0,01 mól/dm3 pH= -lg[H⁺]=-lg 0,01=2,0

b)NaOH = Na⁺ +OH^- A hidroxidionok túlsúlya miatt az oldat kémhatása lúgos lesz. Vegyünk 1 dm³ oldatot, ebben 0,01 mól NaOH van oldott állapotban. [OH^-]= 0,01 mól/dm³

pOH= - lg[OH^-]=2 --- pH=14-2=12

3. A sók egy része vízben oldva kémhatásváltozást okoz.

a, Na2Co3 – lúgos NH4Cl – savas

b, NaCO₃ ® 2Na⁺+CO CO+H2O_<->HCO+OH^-- lúgos kémhatású

NH₄Cl ®NH+Cl⁺ NH+H₂O_<->NH₃+H₃O⁺ - savas kémhatsú

A sók hidrolízisekor a vizmolekulákból származó H+ megkötése következtében az a sav és a bázis keletkezik amelyik a sót létrehozta.

4. Hogyan mutatható ki a vizes oldatok kémhatása?

A pH-mérésére szolgálnak az indikátorok, melyek azok a természetes (pl. lakmusz )

vagy mesterségesen előállított ( pl. metilnarancs ) gyengén savas vagy lúgos jellegű szerves vegyületek, amelyeknek disszociációja színváltozással jár.

Indikátor Savban Lúgban

Lakmusz vörös kék

Fenolftalein színtelen vörös

A pH közelítő pontosságú, gyors meghatározására alkalmasak az ún. univerzál indikátorok. Az univerzál indikátor különböző átcsapási pH-jú indikátorok keverékéből áll, minél több különböző átcsapási pH.jú anyag van benne, annál több pH-változást fog színváltozás alapján jelezni. Az univerzál indikátor forgalomba kerül oldat ill. indikátorpapír formájában. Mindkét esetben mellékelt, pontosan kalibrált színskála segítségével az oldatok pH-ja elég pontosan meghatározható.

5. Milyen szerepe van a kémhatásnak a biológiai folyamatokban?

Az emberi szervezet sejtjeiben és vérében a kémhatás enyhén lúgos, pH=7,40 (+- 0,02). Ettől az értéktől 0,4 eltérés már biztosan halálos. Az enzimek működéséhez optimális pH szükséges. A gyomor nyálkahártyájának fedősejtjei sósavat termelnek, így a gyomornedv kémhatása 1-2 –es pH-jú. A lizoszómák belsejében is savas a kémhatás, így el tudják pusztítani az endocitózissal bekerült kórokozókat. A hüvelyben élő tejsavtermelő baktériumok által létrehozott savas kémhatás megakadályozza a hüvelyben a kórokozó baktériumok és gombák elszaporodását

Az atomok elektronszerkezetének kiépülése [kémia]

Az atomok elektronszerkezetének kiépülése

Mit értünk az atom alapállapotán?

Alaplállapotban az atom elektromosan semleges (az elektronok száma egyenlő a mag töltésével) Ekkor kötődik az elektron a legerősebben az atommaghoz.

a, Milyen elvek szerint írhatjuk le az alapállapotú atomok elektronszerkezetét?

Az elektronburok réteges szerkezetű. Az egyes elektronhéjakon meghatározott

legnagyobb számú elektron tartózkodhat: az első elektronhéjat maximum 2, a másodikat

8, a harmadikat 18, a harmadik elektronhéjat legfeljebb 32 elektron alkothatja.

A Pauli-elv azt mondja ki, hogy egy atompályán két elektron lehet.

A Hund-szabály azt mondja ki, hogy az elektronok úgy helyezkednek el, hogy közülük minél több legyen a párosítatlan.

b, Mit nevezünk atompályának, héjnak és alhéjnak?

Atom esetében atompályáról, elektronhéjról és alhéjról beszélhetünk.

Héjak: K, L, M, N, O, P, Q

Alhéjak: s: gömb alakú alakzatok; max. 2 elektron lehet rajta

p: tengelyszimmetrikus alakzatok; max. 6 db elektron

d: bonyolult felépítésű alakzatok; max. 10 db elektron

: bonyolult felépítésű alakzatok; max. 14 db elektron

Mit jelent az 1s, 2s, 2p jelölés?

1s: gömbszimetrikus alhéj, 2s: ez alőzőnél nagyobb gömbszimetrikus alhéj, 2p: hengerszimetrikus.

a, Mekkora lehet az elektronok maximális száma a fenti atompályákon?

2,2,6

b, Mikor beszélünk telített és mikor telítetlen alhéjról?

Telítetlen, félig telített és telített alhéjakról beszélhetünk. Telítetlen egy alhéj, ha nincs elég elektron. Félig telített, ha mindegyik atompályán 1 elektron van, és telített, ha a maximális ahhoz, hogy minden alhéjon 1 vagy 2 elektron legyen.

Milyen kapcsolat van a pályaenergia és az atomok elektronszerkezetének kiépülése

között?

Az elektronok pályaenergiának megfelelő sorrendbe épülnek fel.

1s²®2s²®2p⁶®3s²®3p⁶®4s²®3d¹⁰

Írjuk fel a 10., a 11. és 17. rendszámú atomok elektronszerkezetét! Jelöljük – négyzetes ábrázolással – a párosított és párosítatlan elektronokat is!

10.: Neon: 1s² 2s² 2p

11.: Nátrium: 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹

17.: Klór: 1s² 2s² 2p 3s² 3p⁵

Mi a vegyértékelektronok szerepe a kémiai reakciókban? Értelmezzük a fenti atomok vegyértékelektronjának példáján!

Vegyértékhéj: a legkülső, még be nem töltött héj, az ezen elhelyezkedő elektronok a vegyértékelektronok. Ezek száma megszabja a kémiai elemek vegyértékét a hidrogénnel és az oxigénnel szemben. Ezek vesznek részt elsősorban a kémiai kötések létesítésében. Mindig annyit tud megkötni amennyi hiányzik a telítettséghez.

Ne: nemesgáz-szerkezet, telített héjak ® nem reakció képes (nemesgáz)

Na: 1ecsökkentésével Na⁺ lesz belőle és így kialakul a nemesgáz szerkezet.

a: 1e^- felvételéből Cl^- alakul ki és akkor telítet az összes héj.

Feliratkozás: Bejegyzések ( Atom )

Vegyület	Hibridizáció	C-C kötés	C-H kötés
Etán	sp³	1.54 (88)	1.10 (98)
Etilén	sp²	1.33 (152)	1.08 (103)
Acetilén	sp	1.20 (200)	1.06 (125)

CH₃COOH + H₂O <==> CH₃COO^- + H₃O⁺
sav	bázis	bázis	sav

HC⁼CH + Na+NH₂^- <==> HC⁼C-Na⁺ + NH₃
sav	bázis	bázis	sav