Az atomok felépítése Az atom atommagból és elektronokból áll. Az atommag a pozitív töltésű protonokból és a töltés nélküli neutronokból épül fel. Az atommag körül elektron felhőt alkotva helyezkednek el a negatív töltésű elektronok. Az atom semleges mivel a pozitív töltésű protonok száma megegyezik a negatív töltésű elektronok számával. Az atomok legfontosabb jellemzője a protonok száma a rendszám. A protonok és a neutronok számának összegét az atom tömegszámának nevezzük. Az atom tömege az atommagban összpontosul. Az atommag az atomnak csak kis térfogatát foglalja el. Az atom átmérője az atommag átmérőjénél kb. százezerszer kisebb. Az atomok elektronszerkezete Az elektron atomi pályái: az atomnak azt a részét, amelyben az elektron nagy valószínűséggel előfordul, atompályának nevezzük. Az atompályák jellemzői: az atompályák megkülönböztetésére illetve azonosítására a kvantumszámokat használjuk. Az atomban minden atompályát három kvantumszám jellemez: - Főkvantumszám: az atompálya méretét jellemzi. Minél nagyobb a főkvantumszám annál kiterjedtebb az atompálya. Jele: n; értékei: 1, 2, 3, 4... - Mellékkvantumszám: az atompálya alakját jellemzi. Jele: l; érékei: 0, 1, 2, 3... A mellékkvantumszámot gyakran nem számmal, hanem betűvel jelöljük. l = 0, 1, 2, 3... l = s, p, d, f... A mágneses kvantumszámnak határozott jelentése akkor van, ha az atom mágneses térbe kerül. Jele: m. Az elektronszerkezet felépítése Az atomok elektron szerkezetének leírásához három fontos elvet kell ismernünk. - Az energiaminimum elve szerint az alapállapotú atomban az elektronok mindig a lehető legkisebb energiájú szabad helyet foglalják el. - A pauli elv szerint egy atompályán maximálisan két elektron lehet. - A hund szabály szerint az azonos energiájú atompályákon az elektronok a lehető legtávolabb igyekeznek elhelyezkedni. Az azonos főkvantumszámú pályák héjakat képeznek: |Főkvantumszám|Mellékkvantumszá|Atompálya |Az elektronok | | |m |jelölése |maxi- | | | | |mális száma | |(n) |Héj |számmal|Betűvel| |Az |A héjon| | | | | | |alhéjon | | |1 |K |0 |s |1s |2 |2 | |2 |L |0 |s |2s |2 |8 | | | |1 |p |2p |6 | | |3 |M |0 |s |3s |2 |18 | | | |1 |p |3p |6 | | | | |2 |d |3d |10 | | |4 |N |0 |s |4s |2 |32 | | | |1 |p |4p |6 | | | | |2 |d |4d |10 | | | | |3 |f |4f |14 | | Az elektronszerkezet felépítése Ha egy alhéjon annyi elektron van, amennyit a Pauli-elv maximálisan megenged, telített alhéjról beszélünk. Ha az elektronok száma ennél kevesebb az alhéj telítetlen. Az atompályák feltöltésének sorrendje: 1s - 2s - 2p - 3s - 3p - 4s - 3d - 4p - 5s - 4d - 5p - 6s - 4f - 5d - 6p - 7s - 5f. A periódusos rendszer A kémiai reakciókban azok az elektronok vesznek részt, amelyek a külső elektronhéjon helyezkednek el. Ezek a vegyérték elektronok. Az atom többi része az atomtörzshöz tartozik - nem vesznek részt a kémiai reakciókban. Az atomtörzset az atommag és a belső, lezárt alhéjak alkotják. Mengyelejev rendszere a kémiai elemeket rendszerezi a növekvő rendszám alapján úgy, hogy a hasonló vegyértékhéjú elemek egymás alá kerülnek. A vízszintes sorok a periódusok: a periódusok száma megadja az abban a periódusban lévő atomok elektron héjainak a számát. A függőleges sorok a csoportok: - 8 főcsoport 1.A-8.A - 8 mellékcsoport 1.B-8.B. (a 8.B csoport három oszlopot foglal el). A főcsoportok száma megadja az abba a csoportba tartozó atomok vegyérték elektronjainak a számát. A legfontosabb csoportok nevet is kaptak: - 1.A. alkáli fémek (kivéve a hidrogén) - 2.A. alkáli földfémek - 7.A. halogének - 8.A. nemesgázok A nemesgázok kitüntetett szerepet töltenek be a kémiai elemek között, mivel vegyértékhéjuk telített. A s2p6 szerkezetet nevezzük nemesgázhéj- szerkezetnek. A bór-asztácium vonal a kémiai elemeket három részre osztja: - A vonaltól jobbra a nem fémek - A vonaltól balra a fémek (kivéve a hidrogén) - A vonal mellett lévő elemek az átmeneti fémek Ionok képződése atomokból Ha az atommal megfelelő mennyiségű energiát közlünk, akkor az atom legkönnyebben leszakítható elektronját az atommag vonzásából kiszakíthatjuk. Ekkor a semleges atomból pozitív töltésű ion (kation) képződik. Az ionizációs energia azt fejezi ki, hogy mekkora energia szükséges ahhoz, hogy 1 mol alapállapotban levő szabad atomból, a legkönnyebben leszakítható elektront eltávolítsuk. - Jele: Ei - Mértékegysége: kj/mol Sok semleges atom képes arra, hogy elektront vegyen fel, és stabilis negatív iont (anion) képezzen. Ennek a képességnek az elektronaffinitás a mértéke. Az elektronaffinitás azt fejezi ki, hogy mekkora energia szükséges 1 mol gázhalmazállapotú negatív ionból a töltést okozó elektronok eltávolításához. - Jele: Ea - Mértékegysége: kj/mol Az elektronegativitás a kötött atomok elektronvonzó képességét jellemzi. Az atomok elektronvonzó képességének nagy szerepe van abban, hogy az egyes atomokból milyen vegyületek keletkeznek Az ionok méretét az ionsugárral jellemezzük. Értékét pikométerben adjuk meg. 1 pm = 10- 12 méter. Molekulák képződése Több atom összekapcsolódásával molekulák jönnek létre. A molekula képződés célja a nemesgáz-szerkezet elérése. Két hidrogénatom összekapcsolódásakor kétféle elektromos kölcsönhatás lép fel. - Mindegyik atommag vonzást gyakorol a másik atom elektronjára. Az elektron felhők átfedik egymást. A két elektron kötést létesít, kötő elektronpárt hoz létre. Az atompályákból molekulapálya alakul ki. A pauli elv a molekulapályákra is érvényes, egy molekulapályán maximálisan két elektron lehet. A kötő elektronpár által létrehozott kötés a kovalens kötés. - Számolnunk kell az atommagok és az elektronok közötti taszítással is, ami a két atom közeledését megakadályozza. Meghatározott távolságban a vonzó és taszító hatások egyensúlyba kerülnek egymással, kialakul a stabilis hidrogén molekula. Az elektronok megtalálási valószínűsége az atommagok közelében a legnagyobb, de jelentős a két atommag között is. Ha egy atompályán csak egy elektron van, párosítatlan elektronnak nevezzük, ha két elektron van egy atompályán, párosított elektronról beszélünk. Kovalens kötés Az atomok párosítatlan vegyérték elektronjai kötő elektronpárt hoznak létre, amelyek a molekulapályán helyezkednek el, és mindkét atomtörzshöz tartoznak. Nemkötő elektronpárnak nevezzük az atomok párosított vegyérték elektronjait, a molekulán belül is csak egy atomtörzshöz tartoznak. Szerkezeti képlet (elektron képlet): A molekula olyan képlete, melyben jelöljük a kötő és nemkötő elektronpárokat. Vegyérték: Megadja a molekulán belül az atomhoz kapcsolódó kötő elektronpárok számát. A kovalens kötés jellemzői Két atom között kialakuló kovalens kötést a kötéstávolsággal és a kötési energiával jellemezhetünk. Kötéstávolság: A két atommag közötti távolságot jelenti a molekulában. - Jele: d - Mértékegysége: pikométer (pm) Kötési energia: A kovalens kötés erősségét jellemzi. A kötési energia azt fejezi ki, hogy mekkora energia szükséges 1 mol molekulában két adott atom közötti kötés felszakításához. - Jele: Ek - Mértékegysége: kj/mol Minél nagyobb az atomok mérete, annál nagyobb a molekulában a kötéstávolság. A nagyobb kötéstávolsághoz viszont egyre kisebb kötési energia tartozik. Többszörös kovalens kötés Két atom között egy elektronpárral létrehozott kötést, egyszeres vagy (- kötésnek nevezzük. - Két atom között két elektronpárral létrehozott kötést, kétszeres vagy (-kötésnek nevezzük. - Két atom között három elektronpárral létrehozott kötést, háromszoros vagy (2-kötésnek nevezzük. - A (-kötés a (-kötés síkjára mindig merőleges energiája kisebb. - A kötési energia a kötések számával nő. A kötés energiájának növekedésével a kötéstávolság is csökken. A molekulák térbeli felépítése A molekulák térbeli felépítését az atommagok közötti kötések hossza, és a kötések által bezárt szögek határozzák meg. A kapcsolódó atomok által bezárt szöget kötésszögnek nevezzük. A molekulában kialakuló kötő és nemkötő elektronpárok taszítják egymást, igyekeznek úgy elrendeződni, hogy egymástól a lehető legmesszebb kerüljenek. A molekulában a legnagyobb vegyértékű atomot, amelyhez a többi atom kapcsolódik, központi atomnak nevezzük. - Ha két kötő elektronpár kapcsolódik a központi atomhoz, azok egymással 180°-os szöget zárnak be, a molekula alakja lineáris lesz. - Ha három kötő elektronpár kapcsolódik a központi atomhoz, azok egymással 120°-os szöget zárnak be, a molekula alakja síkháromszög lesz. - Ha négy kötő elektronpár kapcsolódik a központi atomhoz, azok egymással 109,5°-os szöget zárnak be, a molekula alakja tetraéderes lesz. Ha a molekulában a központi atomhoz nemkötő elektronpár is tartozik, azok hatása a kötésszöget módosítja. - Ha három kötő és egy nemkötő elektronpár kapcsolódik a központi atomhoz, azok egymással 109,5°-nál valamivel kisebb szöget zárnak be, a molekula alakja háromszög alapú piramis lesz. - Ha két kötő és két nemkötő elektronpár kapcsolódik a központi atomhoz, azok egymással 109,5°-nál valamivel kisebb szöget zárnak be, a molekula alakja V-alak lesz. A ( kötések a molekula alakját lényegesen nem befolyásolják, a kötés szögeket csak kis mértékben módosítják. A molekula alakját a ( kötések, a molekula ( váza határozza meg. A molekulák polaritása A kovalens kötés polaritása kétféle lehet: - Poláris kovalens kötés: ha különböző elektronegativitású atomok között jön létre. - Apoláris kovalens kötés: ha azonos atomok, vagy azonos elektronegativitású atomok között jön létre. Ha a molekulát különböző elektronegativitású atomok építik fel. Akkor a molekula kötő elektronjai többet tartózkodnak a nagyobb elektronegativitású atom közelében, ezért az lesz a molekula negatív pólusa, a másik atom pedig a pozitív pólus. A két pólussal rendelkező molekulákat dipólus molekuláknak nevezzük. Kétatomos molekulánál a kovalens kötés polaritása megadja a molekula polaritását is. Többatomos molekulák polaritását a bennük lévő kovalens kötések polaritása, és a molekula térbeli alakja együtt határozza meg. Dipólus molekula: Ha van benne poláris kovalens kötés, és a térbeli alakja nem szimmetrikus. Apoláris molekula: Ha a benne lévő összes kovalens kötés apoláris, vagy ha vannak benne poláris kovalens kötések, de a szimmetrikus térbeli alakjuk miatt ezek kiegyenlítik egymást. Anyagi halmazok A sok részecskéből felépített rendszereket anyagi halmazoknak nevezzük. Az anyag (halmaz) tulajdonságainak megismeréséhez nem elegendő egyetlen részecske szerkezetét, jellemzőit tudnunk, hanem nagyon sok részecskét kell a köztük lévő kölcsönhatásokkal együtt vizsgálnunk. Az anyagi halmazok tulajdonságait az alkotó részecskék szerkezete és tulajdonságai, illetve a közöttük fellépő kölcsönhatások határozzák meg. Az anyagi halmazokban a részecskék közötti kölcsönhatást a kémiai kötések biztosítják. Másodrendű kötések Az anyagok kémiai és fizikai tulajdonságait az elsőrendű (kovalens, ionos, fémes) kötéseken kívül a molekulák között fellépő lényegesen gyengébb másodrendű kötések is befolyásolják. Dipólus-dipólus kölcsönhatás: Dipólus molekulák között jön létre. Az ellentétes pólusok közötti vonzás tartja össze a molekulákat. Ek = 0,8-12 kj/mol. Diszperziós kölcsönhatás: Apoláris molekulák között csak diszperziós kötés lehetséges. A leggyengébb másodrendű kötés. A diszperziós kötés annál erősebb, minél jobban deformálható a molekula külső atomjainak elektronfelhője. Ek = 0,8 kj/mol alatt. Hidrogénkötés: A legerősebb másodrendű kötés. Mikor egy hidrogénatom létesít kötést két másik atom között, hidrogénkötésnek nevezzük. Hidrogénkötés olyan molekulák között alakul ki, amelyek a hidrogénatomon kívül nagy elektronegativitású atomokat tartalmaznak, s amely atomokhoz nemkötő elektronpár is tartozik. A hidrogénkötés jelentősége rendkívül nagy, mert nemcsak a víz, hanem számos, biológiailag fontos vegyület (fehérjék, zsírok, szénhidrátok) tulajdonságait is befolyásolja. Ek = 8-40 kj/mol. Gázok A gázok molekulái között rendkívül kicsi a vonzó hatás, mert a részecskék között nagy a távolság (közöttük nincs kölcsönhatás). A gázoknak sem állandó alakjuk, sem állandó térfogatuk nincsen. A gázok nagymértékben összenyomhatók, de melegítés hatására térfogatuk megnő. A gázrészecskék egymással gyorsan keverednek. A gázokat három állapothatározójukkal jellemezzük: - A nyomással (p) - A térfogattal (V) - A hőmérséklettel (T) A fentiekből következik Avogadro törvénye: Bármely gázban, amelynek mindhárom állapothatározója azonos, azonos számú molekula van. Ha a térfogatot és az anyagmennyiséget elosztjuk egymással, a moláris térfogatot kapjuk meg. Jele: Vm Mértékegysége: dm3/mol. Standard állapotban bármely gáz moláris térfogata: 24,5 dm3/mol. A gázok állapothatározói nem függetlenek egymástól. Az összefüggést az ún. egyesített gáztörvény írja le: - p ( V = n ( R ( T Kristályrács típusok A szilárd halmazállapotú anyagokban a részecskék között olyan erős a kölcsönhatás, hogy nemcsak a térfogatuk állandó, hanem az alakjuk is. A szilárd anyagok lehetnek amorf és kristályos szerkezetűek. Az amorf anyagokban a részecskék elrendeződése nem szabályos, vagy csak kisebb szabályos körzetek vannak. Az amorf anyagok olvadáspontja nem meghatározott. Ilyen amorf anyag például az üveg. A kristályos anyagokban a részecskék szabályos rendben "kristályrácsban" helyezkednek el, a rácspontokon lévő részecskék rezgőmozgást végeznek. A rezgőmozgás tágassága (amplitúdója) a hőmérséklettől függ. A rácsenergia az az energia, amely szükséges ahhoz, hogy 1 mol kristályos anyagot szabad részecskékre bontsunk. Mértékegysége: kj/mol. Előjele: +, pozitív. Az olvadáspont hőmérsékletén a rezgőmozgást végző részecskék akkora energiára tesznek szert, hogy összeomlik a kristályrács, az anyag folyadékká alakul. Molekularácsos kristályok A molekularácsos kristályok rácspontjain molekulák vannak, amelyek között másodrendű kötések hatnak. Miután a rácsenergia a másodrendű kötésből adódik, ezért a molekularácsos kristályokat a moláris tömegükhöz képest alacsony olvadáspont, forráspont, kis keménység jellemzi. Sem kristályuk, sem az olvadékuk nem vezeti az elektromos áramot. Ionrácsos kristályok Az ionrácsos kristályokban a rácspontokon ellentétes töltésű ionok vannak. Az ellentétes töltésű ionokat elektrosztatikus vonzás tartja össze, amelyet ionkötésnek nevezünk. Az ionkristályokban a rácsenergia nagyságát az elsőrendű kémiai kötés, az ionkötés erőssége határozza meg, ezért az ionkristályok általában magasabb olvadáspontúak, nagyobb keménységűek, mint a molekularácsos kristályok. Szilárd halmazállapotban az elektromos áramot nem vezetik, de olvadékukban szabadon mozgó ionok vannak, és vezetik az elektromos áramot. Atomrácsos kristályok Az atomrácsos kristályok rácspontjain atomok találhatók, amelyek kovalens kötéssel kapcsolódnak össze. Az elsőrendű kovalens kötés miatt az atomrácsos kristályok rácsenergiája nagy, ezért ezek a kristályok magas olvadáspontú, nagy keménységű, kémiai hatásoknak is ellenálló anyagok. A valódi atomrácsos kristályok nem vezetik az elektromos áramot. Fémrács A fématomokat a kis ionizációs energia, a kis elektronegativitás jellemzi, vagyis vegyértékelektronjaik könnyen delokalizálódhatnak. A fémkristályban, a rácsban rögzített pozitív töltésű ionokat a viszonylag szabadon mozgó elektronok "tengere" veszi körül. A fémes kötés elsőrendű kémiai kötés, tehát a fémrácsban elég nagy a rácsenergia, hogy standard állapotban szilárd halmazállapot jöjjön létre. A fémek jól megmunkálhatók, jól vezetik a hőt és az elektromosságot. Vezetőképességük a hőmérséklet növekedésével csökken. Az oldatok Az oldatok oldószerből és oldott anyag (ok) ból állnak. A kémiai folyamatok nagy része oldatokban játszódik le, ezért ezek nagyon fontosak a gyakorlat számára. Telített az oldat, ha adott hőmérsékleten már nem tud több oldandó anyagot feloldani. Valamely anyag oldhatóságát telített oldatának összetételével jellemezzük. Ha az oldat ennél kevesebb oldott anyagot tartalmaz, telítetlen oldatról beszélünk. Az oldódás folyamatának időtartama az érintkezési felület nagyságától is függ, de ez nem befolyásolja az oldhatóságot. Az oldódás Általános szabály, hogy a hasonló a hasonlóban oldódik jól. Ez azt jelenti, hogy apoláris oldószerek inkább apoláris anyagokat oldanak, míg poláris oldószerek (víz) poláris molekulákat és ionkristályokat. Az oldatok összetétele A gyakorlati életben az oldatok összetételét tömeg és térfogat %-ban adják meg. A kémikusok számára legalkalmasabb a mol/dm3- ben kifejezett ún. koncentráció. Tömeg %: Az oldott anyag és az oldat tömegviszonyát fejezi ki, például megadja, hogy 100 g oldatban hány g oldott anyag van. Térfogat %: Alapján az oldat és az oldott anyag térfogatviszonyára következtethetünk, például, hogy 100 cm3 hány cm3 oldott anyag van. A koncentráció: Azt adja meg, hogy 1000 cm3 oldatban hány mol oldott anyag van. Mértékegysége: mol/dm3. Jele: [anyag] = c, vagyis ha az anyag képletét szögletes zárójelbe tesszük, akkor az a koncentrációját jelenti. Az oldáshő ((Hold): 1 mol anyag nagyon sok oldószerben való oldásakor felszabaduló vagy elnyelődő hőmennyiség. Kémiai átalakulások Reakcióhő A kémiai folyamatokat mindig kíséri hőváltozás. A kémiai reakciót kísérő hőváltozást a reakcióhővel jellemezük. A reakcióhő megmutatja a kémiai változásban elnyelt vagy felszabadult hőmennyiséget, ha a termokémiai egyenletben feltüntetett minőségű, mennyiségű és állapotú anyagok alakulnak át. Mértékegysége: kj/mol, előjele lehet pozitív (endoterm reakciók) és negatív (exoterm reakciók). Jele: (Hr Ha egy reakció többféle úton mehet végbe, a termokémia főtétele szerint a reakciót kísérő hőváltozások összege független a részfolyamatok minőségétől és sorrendjétől, csak attól függ, hogy milyen kiindulási anyagokból milyen termékek keletkeznek, és milyen azok állapota. Képződéshő A képződéshő azt fejezi ki, hogy mekkora a hőváltozás 1 mol anyagnak meghatározott állapotú elemeiből való képződésekor. A reakcióhőt megkaphatjuk, ha a termékek képződéshőjének ősszegéből kivonjuk a kiindulási anyagok képződéshőinek összegét. Mértékegysége: kj/mol, előjele lehet pozitív vagy negatív, jele: (Hk. Reakciósebesség A reakciósebesség azt fejezi ki, hogy időegység alatt és egységnyi térfogatban mekkora anyagmennyiség alakul át. Jelölése: v A reakciósebesség annál nagyobb, minél gyakoribb valamely reakcióban a molekulák vagy más részecskék kémiai átalakulása. A reakciók sebessége arányos a kiindulási anyagok koncentrációival. A kémiai reakció során vannak kötések, amelyek megszűnnek, más kötések pedig kialakulnak. Egy kötés felbontásához - vagy fellazításához energia szükséges. Az atomoknak azt a csoportját, amelyben a képződő és a megszűnő kötések együtt vannak, aktivált komplexumnak nevezzük. Az aktiválási energia azt fejezi ki, hogy mekkora energia szükséges 1 mol aktivált komplexum keletkezéséhez. A hőmérséklet emelésével megnő a reakciósebesség. A hőmérséklet emelésének hatása nem magyarázható csupán az ütközések számának növekedésével. Sokkal jelentősebb ennél, hogy a hőmérséklet emelésével megnő a nagyobb energiájú molekulák száma is. A megfelelő katalizátor meggyorsítja a kémiai átalakulást anélkül, hogy a folyamat következtében maradandóan megváltozna. A katalizátor gyorsító hatása azzal magyarázható, hogy az átalakulás számára új, kisebb aktiválási energiájú reakcióutat nyit meg. Ugyanakkor a reakcióhőt nem befolyásolja. A kémiai egyensúly A kémiai egyensúly megfordítható kémiai reakció esetén lép fel. Megfordítható egy kémiai reakció, ha a képződött anyagok egy része visszaalakul a kiindulási anyagokká. Amikor az odaalakulás sebessége egyenlővé válik a visszaalakulás sebességével, beáll a kémiai egyensúly. A kémiai egyensúly egy dinamikus egyensúly, ami azt jelenti, hogy továbbra is végbemegy mind a két reakció, de egyforma sebességük miatt egyik anyag koncentrációja nem változik tovább. A kémiai egyensúly feltétele, hogy az odaalakulás sebessége megegyezik a visszaalakulás sebességével. K = k1/k2, K = egyensúlyi állandó. Az egyensúlyi állandó jellemzi a megfordítható reakció kémiai egyensúlyát. Egy kémiai reakció egyensúlyát befolyásoló tényezők A hőmérséklet változása: A hőmérséklet növelése mindig az endoterm folyamatot gyorsítja meg. A hőmérséklet csökkenése pedig az exoterm folyamatot. A reagáló anyagok vagy termékek koncentrációjának megváltozása: A kiindulási anyagok koncentrációjának növelése vagy a képződött anyagok koncentrációjának csökkentése az odaalakulás sebességét befolyásolja. A nyomás változása: Csak a mol-szám változással járó reakciók egyensúlyát befolyásolja. A nyomás növelése a mol-szám csökkenés irányába gyorsítja a reakciósebességet. A nyomás csökkenése pedig a mol-szám növekedés irányába gyorsítja a reakciósebességet. Sav-bázis reakciók Protonátadással járó, ún. protolitikus reakciókat sav-bázis reakcióknak nevezzük. Azokat a molekulákat, ionokat, amelyek a protont leadják savaknak, amelyek felveszik, bázisoknak nevezzük. A Brönsted-elmélet értelmében egy molekuláról vagy ionról csak akkor mondhatjuk, hogy sav vagy bázis, ha tudjuk, hogy milyen reakcióban vesz részt, mert ugyanaz a részecske lehet sav is és bázis is. Azokat a vegyületeket nevezzük savnak, amelyek vízzel szemben savként viselkednek. Az erős savak egymással szemben már viselkedhetnek bázisként. Az erősebb sav a gyengébbnek átadhatja a protonját. Sók hidrolízise A sók vizes oldatának a kémhatása nem feltétlenül semleges, lehet savas és lúgos is, a vízzel történő kémiai reakció, a hidrolízis következtében. A hidrolízis olyan sav-bázis reakció, amelynek során a vízmolekula protont ad át a só anionjának, vagy protont vesz fel a só kationjától. Redoxireakciók Minden olyan reakciót, amelyben elektronleadás és elektronfelvétel (elektronátadás) történik, redoxireakciónak nevezünk. Az elektronleadás és -felvétel egyidejűleg játszódik le. Az a részecske (molekula, atom, ion) amely elektront ad le - oxidálódik, amely elektront vesz fel redukálódik. Oxidálószer az a részecske, amely elektront vesz fel, azaz egy másik részecskétől elveszi az elektront, tehát oxidálja azt. Redukálószer az a részecske, amely redukálni képes a másik részecskét (elektront ad át neki). Az atomok oxidációs állapotának értelmezésére vezették be az oxidációs számot. Azokat a kémiai folyamatokat, amelyekben oxidációs szám változása történik, redoxifolyamatoknak tekintjük. Ha a molekula egy atomja, vagy egy ion oxidációs száma a reakció során csökken, akkor az redukálódik: az oxidációs szám csökkenése elektronfelvételnek felel meg. Ha a molekula egy atomja, vagy egy ion oxidációs száma a reakció során növekszik, az az atom vagy ion oxidálódik.