ELTE TTK Hallgatói Alapítvány KÉMIA LEVELEZŐ ÉRETTSÉGI ELŐKÉSZÍTŐ. 5. Oktatócsomag

Átírás

1 5. Oktatócsomag 1. Széncsoport elemei és vegyületei A széncsoport elemei a periódusos rendszer IV. oszlopának 1 csoportját alkotják. A csoporthoz tartozó elemek a szén (carbon, C), a szilícium (Si), a germánium (Ge), az ón (stannum, Sn), és az ólom (plumbum, Pb). Elektronegativitásuk csökkenésével sajátságaik a nem fémekétől a fémekig változnak. Nem fémes elemnek közöttük csak a szén és a szilícium tekinthető (de már a szilíciumnál is jelentkeznek félfémes tulajdonságok), a germánium jellegzetes félfém, az ón és az ólom pedig fémek. Vegyértékhéjuknak alapállapotban két pár nélküli elektronja van és egy elektronpárja: s 2 p 3. A szén Kísérletek: Kémiai album: - Szén: 11, 34, 41, 44 - Szén dioxid: 17, 34, 42, 43, 44 A természetes szén három izotópot tartalmaz, mégpedig 12-, 13-, 14-es tömegszámút. A 14 C izotóp radioaktív, felezési ideje 5568 év. Ez az elem a radiokarbon módszernek nevezett kormeghatározás alapja. Felfedezés: Ősidők óta ismert, meglehetősen tiszta szén a faszén. A gyémánt és a grafit szintén nagyon régóta ismert, de csak a XVIII. század végén mutatták ki, hogy valójában a szén két allotrop módosulatáról van szó. A harmadik allotrop módosulatot, a fullerént 1985-ben fedezték fel. A szén a második periódus eleme, ezért vegyértékhéjának csak s- és p-pályái vannak. Ha a szénatom kötést létesít, akkor a négy kötő elektronpár a vegyértékhéjat úgy telíti, hogy azon sem üres pálya, sem egyedüli elektronpár nem marad. Az elemek között ilyen speciális konfiguráció, a hidrogénen kívül, csak a szénatomokat jellemzi. Négynél több kötő elektronpár kialakulására nincs lehetőség. A viszonylag nagyobb elektronegativitású, de kisebb rádiuszú szénatomok egyrészt egymás között, másrészt egyéb nagyobb elektronegativitású elemek megfelelő konfigurációjú atomjaival (O, N) szintén könnyen alakítanak ki stabil, lokalizált vagy delokalizált π-kötéseket; tehát egymás között vagy egyéb atomokkal, kettes vagy hármas kötéseket hozhatnak létre. Fizikai tulajdonságok: Oldószere nincs a szénnek, csak néhány fém olvadékában oldódik. Közönséges hőmérsékleten a grafit a stabilis. A gyémánt grafittá alakulásának reakciósebessége azonban szobahőmérsékleten olyan csekély, hogy végtelennek tekinthető, vagyis a gyémánt ilyen körülmények között metastabilis. Készítette: Fischer Mónika 1

2 GYÉMÁNT Tiszta állapotban színtelen (gyakran idegen anyagok színesre festik). GRAFIT Fekete, átlátszatlan, fémes fényű anyag. A gyémántrács atomrács, melyben a szénatom 4-es koordinációjú. Igen nagy a rácsenergiája, ugyanis valamennyi szénatomját 4-4 nagyenergiájú σ-kötés rögzíti és köti a kristályrácsba. A kötéstávolság 0,154 nm, vegyértékszög Pikkelyes szerkezetű, hatszöges (hexagonális) rendszerben kristályosodó kristályok halmaza. Szénatomjai szabályos hatszögek csúcsain ülnek. A hatszögek egy síkban fekvő kiterjedt gyűrűrendszerré kapcsolódnak össze. A szénatomok a gyűrűk síkjában közel vannak egymáshoz (0,142nm), a gyűrűkből álló síkok egymással párhuzamosan, de nagyobb távolságban (0,341nm) helyezkednek el. Minden szénatom 3-as koordinációjú, a gyűrűrendszer síkjában 3-3 szomszédos C-atom 1-1 σ-kötéssel kapcsolódik (120 -os a vegyértékszög). A szénatomok negyedik elektronja a rácssíkok kiterjedésében delokalizálódó π- kötésrendszert hoz létre. A párhuzamos és nagyobb távolságra lévő síkok között csak gyenge van der Waals-erők hatnak. Réteges atomrácsról beszélhetünk tehát (a fémrácsok és a molekularácsok tulajdonságait is mutatja). A legkeményebb természetes anyag (a Mohr-féle keménységi skálán 10.) Igen lágy, a papíron nyomot hagy (Mohr-keménysége 1), mivel kristályai a rétegsíkok mentén könnyen elmozdulnak. Az elektromos áramot gyakorlatilag nem vezeti. Jó elektromos- és hővezető (delokalizált kötésrendszer)! A gyémántkristályban a szénatomok térsűrűsége igen nagy, ennek következménye a gyémántnak a szén kis atomtömegéhez képest feltűnően nagy sűrűsége és erős fénytörő képessége. A nagy rácsenergia és a szénatomok nagy térsűrűsége együttesen adja a gyémánt nagy keménységét, oldhatatlanságát, igen magas olvadáspontját és kis illékonyságát. Sűrűsége a gyémánténál jelentősen kisebb. A szénatomokat a rácssíkokban kovalens kötések tartják össze. oldhatatlan magas az olvadáspontja kicsi az illékonysága. Stabilisabb módosulat! Kémiai tulajdonságaik lényegében azonosak, legfeljebb reakciókészségükben található eltérés, a grafit ugyanis aktívabbnak mutatkozik. Kémiai tulajdonságok: Mivel kristályainak nagy a rácsenergiája, felszakításához nagy aktiválási energia szükséges, ezért közönséges hőmérsékleten passzív, inaktív, nem vegyül, levegőn nem változik, vegyszerek, oldószerek nem hatnak rá. Magasabb hőmérsékleten azonban számos nemfémes és fémes elemmel reagál. - Az elemi szén kevéssé aktív, csak a fluor reagál vele közvetlenül szén-tetrafluorid képződése közben. C + 4F CF 4 - Oxigénnel szén-dioxiddá vegyül. A szén égését jelentékeny hő fejlődése is kíséri: C + O 2 CO 2 Készítette: Fischer Mónika 2

3 - Kénnel vörös izzáson szén-diszulfiddá alakul: C + 2S CS 2 - Nitrogénnel az elektromos ívfény hőmérsékletén dicián képződik: 2C + N 2 C 2 N 2 - Hidrogénnel különféle szénhidrogéneket képez. - Fémekkel karbidokká (CaC 2, Fe 3 C stb.) egyesül. - Magas hőmérsékleten erőteljesen redukál (kohászatban, mint redukálószert alkalmazzák). A fémek oxidjait (az alkálifémek, az alumínium oxidjainak kivételével) elemi fémekké redukálja: Fe 2 O 3 + 3C 2Fe + 3CO SnO 2 + 2C Sn + 2CO - Izzó szén a vízgőzt hidrogén és szén-monoxid képződése közben bontja (vízgázreakció): C + H 2 O H 2 + CO - A szén-dioxidot szén-monoxid keletkezése közben redukálja (generátorgáz-reakció): C + CO 2 2CO E reakciókon alapszik a szénnek ipari fűtőgázok (vízgáz, generátorgáz) illetve szintézisgázok alapanyagául való felhasználása. A szénvegyületek (szerves vegyületek) száma többszöröse, mint az összes többi elemből álló szervetlen vegyületek száma összesen. Ennek oka, hogy a szénatomok önmagukkal is képesek kapcsolódni. Ez a tulajdonság a szén-szén kötés nagy energiájának köszönhető. Ezek a kötések még nagy atomszám esetén is elegendően stabilak. Így más elemekkel együtt sok millió különböző vegyületet képezhetnek. Ezen kívül egymással kettős (pl. etilén), sőt hármas kötést is (pl. acetilén) képezhetnek. Előfordulás A gyémánt olyan területeken fordul elő, ahol nagy nyomáson (levegőtől elzártan) kialakulhatott az elpusztult élőlények szenesedése során. A grafit egyes területeken kristályos állapotban, nagyobb mennyiségben ún. amorf szenek formájában, mikrokristályokban fordulhat elő. A csiszolt gyémánt a briliáns, melynek tömegét a karáttal adják meg (1 karát = 0, 205g). Vegyületeiben, nagymennyiségben fordul elő: karbonátok, szén-dioxid, szerves vegyületek. Karbonátok: A legtöbb mészkő (CaCO 3 ) szerves eredetű, elsősorban a korallok és a puhatestűek, kagylók, csigák, növényi szervezetek, mindenek előtt a mészalgák által a tengervízből kiválasztott mészanyag felhasználásából képződött. A szervetlen eredetű mészkövek a vízben oldott karbonátok kicsapódása útján jönnek létre. A mészkő gazdasági jelentősége: építőanyag, mész- és cementalapanyag. (Az élelmiszeriparban is használják és E170 kóddal, említik.) Egyéb karbonátok: magnezit (MgCO 3 ), dolomit [CaMg(CO 3 ) 2 ], sziderit (FeCO 3 ), stb. Készítette: Fischer Mónika 3

4 A természetes szén csaknem mind szerves eredetű, az ásványi, vagyis a kőszén nem elemi szén, hanem bonyolult szénvegyületek keveréke. Nagy mennyiségben találhatók szénhidrogén-vegyületek a kőolajban és a földgázban. A fölgázban és a légkörben, nagy mennyiségben található szén-dioxid. Magyarországon, Répcelak környékén csaknem tiszta szén-dioxidot tartalmazó gáz tör fel, amit szifonpatron töltésére fel is használnak. Felhasználása: Gyémánt: ékszernek, ha kellően nagy. Rendkívüli keménységük miatt csiszolóanyagokhoz, vágó-, fúró-, csiszoló szerszámokhoz használják. Grafit: Könnyen szétváló rétegei miatt ceruzában és kenőanyagokban. (Két egymással érintkező felület közötti súrlódás csökkentésére használt anyag.) Jó áramvezető képessége és hőállósága miatt elektródákat és tégelyeket készítenek belőle vegyipari és kohászati célokra. Természetes szenek: energiahordozó és vegyipari alapanyag. Aktív szenek: adszorpciós anyagok, gyógyszerként hasfogónak lehet használni. Vegyületeit szinte mindenütt használjuk. Egyre nagyobb mennyiségben alkalmazzuk a legkülönfélébb műanyagokat, amelyek mind szerves polimerek. Biológiai szerepe: Az élő szervezeteket felépítő szerves anyagok fő alkotórésze. Az élet legfontosabb alkotóeleme. Előállítás: A szénvegyületek hevítve, szén hátrahagyásával bomlanak, az így kapott szén sokszor tartalmaz még kevés oxigént. Az acetilén elektromos szikra hatására szénre és hidrogénre esik szét: C 2 H 2 = 2 C + H 2 Szénvegyületek égetésekor sokszor keletkezik korom, ami finom eloszlású szénrészecskékből áll. Ez tüzelő berendezésekben, gépjárművekben káros jelenség, néha azonban "szándékosan" gyártják, pl. a gumiipar számára rengeteg "gázkormot" állítanak elő földgázból. A szén-dioxid erősen aktív fémekkel szénné redukálható: CO Mg = C + 2 MgO. A grafit egy részét is mesterségesen állítják elő. Acheson szerint szénből elektromos kemencében igen magas hőmérsékleten SiO 2 (kvarc) jelenlétében. A szén vegyületei KARBIDOK Sószerű karbidok: CaC 2, Al 4 O 3 CaC 2 + 2H 2 O Ca(OH) 2 + C 2 H 2 Al 4 O H 2 O 4Al(OH) 3 + 3CH 4 Kovalens karbidok: -atomrácsosak (bór-karbid), -molekularácsosak (szénhidrogének). HALOGÉNTARTALMÚAK (molekularácsosak) Halogénvegyületeik: CS 2 + 2Cl 2 kat. CCl 4 + 2S CH 4 + 4Cl 2 CCl 4 + 4HCl OXIGÉNTARTALMÚ SZERVETLEN VEGYÜLETEK Oxidok, oxosavak, és ezek sói. Készítette: Fischer Mónika 4

5 SZÉN-MONOXID C O Az oxigén a donor a datív kötésben! EN=1, mégis gyakorlatilag apoláris molekula (a datív kötés csökkenti az oxigén elektronsűrűségét). Színtelen, szagtalan gáz. Nehezen cseppfolyósítható (kis molekulatömege ill. gyakorlatilag apoláris volta miatt). Vízben gyakorlatilag nem oldódik. Éghető gáz: 2CO + O 2 2CO 2 Sok anyagot képes (magas hőmérsékleten) redukálni: Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2 P 2 O 5 + 5CO = 2P + 5CO 2 Vízzel nem reagál, de nagy nyomáson, magas hőmérsékleten lúgoldatban oldódik: C + CO 2(g) = 2CO Redukálószer. egyéb vegyületek előállítására: SZÉN-DIOXID O C O Apoláris molekulájú (gyakorlatilag teljesen szimmetrikus). Színtelen, szagtalan, a levegőnél nehezebb gáz. Könnyen kondenzálható szárazjéggé ( 78 C). A vízzel kémiai reakcióban lép, így viszonylag jól oldódik (szénsav keletkezik). Az égést általában nem táplálja, de az égő magnézium folytatja benne az égést, mert a magnézium redukálja, a szenet: 2Mg + CO 2 C + 2MgO Vízzel szénsav képződése közben reakcióba lép: CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3 Ennek megfelelően lúgoldatokban karbonátok és hidrogénkarbonátok képződése közben oldódik. CO + NaOH HCOONa (nátrium-formiát). Komplexképző sajátságú (a szén datív kötésre képes, és fém-karbonilok keletkeznek: [Fe(CO) 5 ] Súlyos méreg! A hemoglobinhoz irreverzibilisen Fotoszintézishez (CO 2 -fixáció!) jelentős. kötődik, így akadályozza a vér oxigén-szállítását, ami Üvegházhatás. sejt szintű fulladást okoz. A levegőben 10 térf.%-ban már eszméletvesztést okoz. Szenek tökéletlen égése során képződik. Az élő szervezetek disszimilációs folyamatai termelik. Széntartalmú anyagok tüzelése során képződik Előállítása laborban: hangyasavból tömény kénsavval. Karbonátokból savakkal állítható elő: 4 HCOOH cc.h 2 SO CaCO 3 + 2HCl CaCl 2 + H 2 O + CO 2 CO ( H 2 O) A szén-dioxid a szénsav anhidridje! A CO a hangyasav anhidridje! A szén égetésével is elő lehet állítani.. Iparban: Szén égetésével. CH 4 + H 2 O (g) = CO + 3H Széntartalmú anyagok (szénhidrogének) égetésével. 2 Karbonátok hőbontásával: C + H 2 O (g) = CO + H 2 CaCO 3 CaO + CO 2 CO + Cl 2 = COCl 2 (foszgén, harcigáz) Szerves vegyületek szintézisére (műbenzin, metanol stb.) Hűtésre (szárazjég). Szóda-, karbamidgyártás. A szénsav: A szén-dioxid vízben való oldódásával keletkező gyenge sav. Két lépésben disszociál, hidrogén-karbonát és karbonát ionokat eredményezve. A természetes vizek általában telítettek a légkörből származó szén-dioxiddal, és ph-értéküket a jelenlévő hidrogén-karbonát- és karbonátionok mennyisége határozza meg. A tiszta szénsavat tartalmazó esővíz ph-értéke kb. 5. Szénsavat tartalmaznak a legnépszerűbb üdítő italok, ásványvizek, a sör, a pezsgő, stb. Az alkoholos erjedés során cukorból az alkohol mellett szén-dioxid is keletkezik, ami vízzel reakcióba lépve szénsavat ad. Ilyen módon kerül szénsav, pl. a sörbe és a pezsgőbe. Az üdítő italokat, és általában az ásványvizeket is, mesterségesen dúsítják szén-dioxiddal. Nyomás csökkenés esetén (a palackot kinyitva) a szénsav lassan szén-dioxidra és vízre bomlik, ez okozza a buborékképződést. A szénsav sói: CO iont tartalmaznak. Készítette: Fischer Mónika 5

6 Fontos természetes karbonátok, pl. a kalcium-karbonát (CaCO 3 ), vagyis a mészkő; a magnézium-karbonát (MgCO 3 ), a magnezit és a dolomit [CaMg(CO 3 ) 2 ]. A nátrium-karbonát, amelynek hidrát változatát mosószódának nevezik (Na 2 CO 3 10 H 2 O), lúgossága miatt tisztításra alkalmas, és mivel a kalcium- és magnézium-karbonátokat kicsapja, vízlágyítóként alkalmazható. A szénsavnál jóval stabilabbak. Az ammónium-karbonát és az alkálifém-karbonátok vízben jól oldódnak, vizes oldatuk a karbonátion hidrolízise miatt lúgos kémhatású: 2 CO 3 + H 2 O = HCO 3 + OH HCO 3 + H 2 O = H 2 CO 3 + OH A fémionok polarizáló hatásától függően a többi fém-karbonát vízben többé-kevésbé rosszul oldódó vegyület (csapadék): CaCO 3, MgCO 3 stb. Bomlékonyságuk a fémion polarizáló hatásától függ. Savanyú sók: Hidrogénkarbonátok ( HCO 3 ). Az alkálifém-hidrogénkarbonátok vizes oldata gyengén lúgos kémhatású: HCO 3 + H 2 O = H 2 CO 3 + OH Az előzőekkel szemben a NaHCO 3 oldhatósága viszonylag kicsi, így csapadékként leválasztható (Solvayféle szódagyártás). Az alkálifém-hidrogénkarbonátok már kb. 150 C fölött szabályos karbonátokká alakíthatók: 2NaHCO 3 Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2 Az alkáliföldfém-hidrogénkarbonátok vízoldékonysága nagyobb, mint a szabályos karbonátoké! Széndioxid hatására a szabályos karbonátok feloldhatók. Ez megy végbe a természetben mészkőbarlangok képződésekor is: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 Ca HCO 3 Az alkáliföldfém-hidrogénkarbonátok termikus stabilitása még az alkálifém-hidrogénkarbonátokénál is kisebb, így vizes oldatból egyszerű forralással kicsaphatók: Mg HCO 3 hő MgCO 3 + H 2 O + CO 2 Ásványok: magnezit (MgCO 3 ), dolomit (MgCO 3 CaCO 3 ), mészkő vagy márvány (CaCO 3 ), malachit ([CuCO 3 Cu(OH) 2 ]), sziderit vagy vaspát (FeCO 3 ), sziksó (Na 2 CO 3 ). A szénmonoxid toxikológiája (olvasmány) A szénmonoxid (CO) színtelen, szagtalan, a levegőnél kisebb fajsúlyú gáz, amely szerves anyagok tökéletlen égésekor keletkezik. Főbb forrásai a háztartási tűzhelyek (szén- és gázfűtés), a gázgyárak, a kohók, a hőerőművek, vegyipari üzemek, gőzmozdonyok, autók, repülők, dohányfüst stb. Az évi produkció kb millió tonna. A nagyvárosok immissziója kb ppm, forgalmas helyeken ppm, alagútban, garázsokban 300 ppm, dohányfüsttel telitett zárt helyiségek levegőjében ppm. Kísérleti állatokkal belélegeztetve kábulatot, majd eszméletvesztést, görcsöket és légzésbénulást okoz. Hosszantartó, kis dózisok mozgászavarokat, anyagcsere-emelkedést, és szívizom oxigén-hiányt okoznak. Különösen érdekes az a megfigyelés, hogy koleszterinnel etetett nyulak érelváltozásait az idült CO-mérgezés súlyosbítja. A hatásmechanizmus vizsgálata során kiderült, hogy a szénmonoxidnak több támadáspontja van. Az egyik a vérfesték - a hemoglobin molekula - vasatomja, amelyhez affinitása 300 -szor nagyobb, mint az oxigéné. Ennek következtében - a külső levegő szénmonoxid -tartalmától függően - mind Készítette: Fischer Mónika 6

7 több hemoglobin molekula alakul át karboxi-hemoglobinná, ami a szervek, elsősorban az idegrendszer és a szívizomzat oxigén-hiányához vezet. A másik támadáspont a központi idegrendszer vasat tartalmazó kéreg alatti központjai, míg a harmadik támadáspont az egyik légzőenzim. Emberben normál körülmények között a karboxi-hemoglobin (COHb) átlagértéke az oxi-hemoglobin (O 2 Hb) 1,5%-a, dohányosokban 3-4%-a. Hosszabb CO-oxpozició után elérheti a 20%-ot, e felett tüneteket okoz, 40% felett halálos. Tiszta levegőben a COHb ismét disszociál, és a CO teljes egészében, változatlan formában a tüdőn keresztül ürül. A heveny mérgezés tünetei: fejfájás, nehézlégzés, a szívizom működésének zavarai, súlyosabb esetben eszméletvesztés és légzésbénulás. A túlélő betegek egy részénél a heveny tüneteket hosszú idő után gyógyuló idegrendszeri zavarok követik. Az idült mérgezés tünetei: fejfájás, szédülés, álmatlanság, idegrendszeri tünetek, szívtáji fájdalmak. (Dr.Kertai Pál: Az ember és környezete) A szilícium A név kovakő - silex - latin nevéből ered. Felfedezés: Az elemi szilíciumot Berzelius állította elő 1824-ben. Fizikai tulajdonságok: Sötétszürke, fémes csillogású, kristályos anyag. Csak egy módosulata van, s annak a kristályszerkezete a gyémántéval azonos felépítésű, tetraéderes atomrács. Szabályos rendszerben, oktaéderben kristályosodik. Kisebb elektronegativitása (EN = 1,8) és nagyobb atomrádiusza (a Si-atomok kötéstávolsága: 0,235nm) következtében a szilíciumatomok stabil π-átfedéseket nem hozhatnak létre, tehát kettős vagy hármas kötéseket nem alkothat. Kötései tehát mindig σ-kötések, ezért vegyületei AX 4 típusúak. Koordinációs számuk is mindig 4. A 6-os koordinációjú komplexeiben, 6 kötő elektronpár következtében kötéseik oktaéderes orientációjúak. Olvadáspontja magas (1410 C), forráspontja szintén (2680 C). Kemény elem (Mohr féle skálán keménysége: 7). Oldószere nincs, illetve csak fémek olvadékában oldódik. A félvezetők közé sorolható, az elektromosságot csak igen csekély mértékben vezeti, de vezetőképességét már igen kis mennyiségű szennyezések is jelentékenyen megnövelik. Kémiai tulajdonságok: Kémiai sajátságai alapján a nemfémes elemekhez tartozik, kötései mindig kovalensek. Vegyértékhéján 4 elektron van, üres d-szintjei révén komplexképző sajátsággal is rendelkezik, s ez által σ-kötéseinek, koordinációjának a száma 6-ra emelkedhet. - Közönséges hőmérsékleten indifferens (csak a fluorral vegyül szilícium-tetrafluoriddá (SiF 4 ). Magasabb hőmérsékleten reakcióképesebb, így C-on a többi halogénnel is reagál. - Oxigénben 600 C felett meggyújtható és szilícium-dioxiddá elégethető: Si + O 2 SiO 2 - Nitrogénnel 1400 C-on nitriddé (Si 3 N 4 ). - Szénnel (kb C-on) karbiddá (SiC) egyesül. - Magasabb hőmérsékleten a fémek egy részével (Mg, Zn, Fe) szilicidekké vegyül; más fémekben (Ag, Al) viszont csak feloldódik, és az olvadék kihűlésekor kristályosodik. Készítette: Fischer Mónika 7

8 - Vízzel nem lép reakcióba. - Savak sem hatnak rá, még a legerősebb oxidáló savaknak is ellenáll, mert hatásukra a felszínen keletkező oxidréteg (SiO 2 ) megvédi a sav további hatásától. Csak cc.hno 3 -nak és HF-nak az elegyében oldódik: HNO 3 HF Si SiO2 SiF4 - Lúgokban azonban elég könnyen oldódik szilikátképződés és hidrogénfejlődés közben: Si + 2 NaOH + H 2 O Na 2 SiO H 2 Vegyületeiben kovalens kötéseket alkot. A fémekkel alkotott szilicidek többnyire kovalens kötésű atomvegyületek, részben ötvözetszerűek. A Si-atomok láncokká is kapcsolódhatnak egymással, s ez által a szerves vegyületekhez hasonló szilíciumvegyületek jöhetnek létre. Láncalkotó képességük azonban, az Si Si kötések kisebb energiája következtében, lényegesen kisebb a szénatomokénál, ezért a szilíciumláncok stabilitása nem nagy. Előfordulás: Elemi állapotban nem fordul elő. Vegyületeiben (kvarc, szilikátok) a földkéreg második leggyakoribb eleme. (több mint 25%). A földkéregben sohasem fordul elő szabadon, és gyakorlatilag mindig oxigénnel együtt található. Előfordul a Napban és a csillagokban, a meteoritokban. Leggyakoribb ásványa a kvarc (SiO 2 ). A kvarc és a szilikátok alkotják a vulkáni kőzetek 98%-át, az üledékes kőzeteket is túlnyomóan ezek alkotják. Előállítás: - kálium-szilikofluoridból alumíniummal: 3 K 2 SiF Al = 3 Si + 2 KAlF KAlF 6 - szilícium-dioxidból magnéziummal is redukálható: SiO 2 + 2Mg 2MgO + Si Az amorf szilícium barna por formájában keletkezik, amely könnyen megolvasztható, vagy elpárologtatható. Speciális eljárással kristályokat készítenek belőle a félvezető ipar számára. Felhasználás: A nagyon tiszta szilíciumot széles körben alkalmazzák elektromos berendezésekben. Gyakran elegyítik alumínium és foszfor számított mennyiségével, hogy fajlagos vezetőképességét megváltoztassák. Az építőiparban a szilícium ásványai, vegyületei a legszélesebb körben használatosak, a legtöbb tégla, kő, cement és üveg szilikátokból áll. A fémolvadékokba adagolt szilíciumot az oldott oxigén eltávolítására használják. Készítette: Fischer Mónika 8

9 A szilícium tartalmú öntöttvas igen ellenálló savakkal szemben, ezért a vegyiparban használják. A transzformátor (a váltóáram átalakítására szolgáló, elektromágneses indukción alapuló eszköz; két, közös vasmagon lévő tekercsből áll, az egyik tekercsre kapcsolt váltófeszültség hatására a másik tekercsben a tekercsek menetszámának arányától függő feszültség keletkezik) vasmagját vékony, szilícium tartalmú acéllemezből készítik, mert csekély az átmágnesezési vesztesége. Egyenirányítók készítésére használják a nagyon tiszta szilíciumot. A hidrogénezett amorf szilícium ígéretes a napelemek gyártása területén. A szilícium-karbid (karborundum) fontos csiszoló anyag. Biológiai jelentősége: A szilícium por belélegezve súlyos tüdőkárosodást okoz. A szilícium vegyületei: - SiO 2 (szilícium-dioxid): Atomrácsos: SiO 4 -tetraéderek találhatók a rácsban. Az SiO 4 -tetraéderek egymáshoz való viszonya alapján több polimorf módosulata van: kvarc, krisztobalit. A kvarc színtelen, kristályos anyag. Olvadáspontja magas (1700 C), átengedi az UV sugarakat (kvarclámpák üvegeit készítik belőle), váltakozó elektromos tér hatására periódikusan tágul, és összehúzódik, pulzál, így ultrahang előállítására alkalmas. A kvarcüveg tulajdonképpen a megolvasztott, majd gyorsan lehűtött szilícium-dioxid. Igen kicsi hőtágulású, ezért hőálló laboratóriumi edények előállítására alkalmas. Közönséges körülmények között csak a HF-oldat képes reagálni vele. Magas hőmérsékleten NaOH-al, illetve Na 2 CO 3 -tal ömleszthető (feltárás): SiO 2 + 2NaOH Na 2 SiO 3 + H 2 O SiO 2 + Na 2 CO 3 Na 2 SiO 3 + CO 2 Felhasználás: Ultrahang előállítása; kvarcórákban; üveggyártásban; szilícium előállítása (Mg-mal); kvarclámpák üvegei (kvarcüveg); ékszerként (szennyezett SiO 2 : opál, jáspis stb.). - Szilikátok: Na 2 SiO 3 (vízüveg): Vízben oldódik, vizes oldata lúgos kémhatású. Ragasztóként használják. Ez az ásványcsoport, amely a földkéreg közel 95%-át alkotja, (a legelterjedtebb kőzetalkotó ásványok), és amelyek szilícium és oxigén egy vagy több más elemmel alkotott vegyületéből állnak. Szerkezetileg mind SiO 4 -tetraéderen alapulnak, és legtöbbjük komplex polimer. Polimerizációjuk foka szerint osztályozzák őket: izolált SiO 4 -csoportokat tartalmazó szilikátok, pl. gránát. Az üveg (olvasmány) Üvegnek tekintünk tudományos értelemben minden amorf, fizikailag homogén testet, amely olvadt állapotból túlhűtés következtében a belső súrlódás folytonos növekedése közben ment át a szilárd halmazállapotba. Gyakorlati szempontból azonban üvegnek azt a mesterséges terméket nevezzük, mely izzó állapotra hevítve savak, bázisok vagy sók egyesüléséből keletkezik, túlhűtéssel átlátszó vagy áttetsző, szilárd, amorf testté merevedik, és amelynek kémiai vagy fizikai tulajdonságai a gyakorlat által megszabott határok között mozognak. Az üvegek vegyi alkatrészei rendszerint oxidok, melyek a fémeknek vagy a nem fémes elemeknek oxigénnel alkotott vegyületei. Némely esetben pedig az oxidok mellett fluoridok is vannak. Az üvegek tulajdonságai első megközelítéssel attól függenek, hogy milyen oxidokból keletkeztek. Az üvegek gyakorlati értelemben vízben oldhatatlanok. A víz (légköri nedvesség) és egyes anyagok oldatai azonban kis mértékben mégis oldják azokat. Az üveg alkatrészei közül vegyileg legkevésbé ellenállók az alkáliák, az ólomoxid, mely utóbbi szerves vegyületekkel szemben igen érzékeny, továbbá a bórsav és a foszforsav, ha az üveg alkatrészei között vezető szerepet játszanak. Az üveget alkotó vegyületek az olvasztás folyamán különféle nyersanyagokból keletkeznek. Készítette: Fischer Mónika 9

10 A legfontosabb üvegalkatrész a kovasav, melyet leggyakrabban homok alakjában alkalmazunk. E homoknak, mint minden üveggyártásra használt nyersanyagnak, tisztának, különösen vasmentesnek kell lennie. Szükséges továbbá, hogy szemcsenagysága megfelelő határok között ingadozzék. Üveghomokkal, melyet kristályhomoknak is nevezünk, nem ajándékozta meg igazságosan a természet az egyes országokat, s így az csak Német-, Cseh-, Franciaországban és Angliában fordul elő. Hazánkban eddig nem sikerült megfelelő üveghomokot találni. A kovasav azonban beolvasztható az üvegbe földpát, kaolin vagy egyéb szilikátkőzetekkel is. Némely esetben azonban hegyikristály a célravezető kovasav-nyersanyag. dr. Knapp Oszkár A kémia és vívmányai - Szilikonok: Olyan műanyagok, amelyekben ugyancsak Si O Si O kötések találhatók, de a szilíciumatomokhoz különböző (R) szerves oldalláncok kapcsolódnak. Láncpolimerek vagy térhálósak, így különböző tulajdonságú anyagok jönnek létre: szilikonolajok; szilokonzsírok; szilikongyanták; szilikongumik. Az óncsoport Kísérletek: Kémiai album: Ón: 63 Ólomvegyületek: 58, 59, 90, Az ón és az ólom határozottan fémes tulajdonságú. Ezt mutatja fémes külsejük, jó elektromos- és hővezető képességük, valamint elektronegativitásuk. Külső elektronhéjuk hasonló, belső elektronhéjaik már eltérnek a szén, a szilícium és a germánium belső elektronhéjaitól, melyek közül a szénnek csak kettes, a szilíciumnak kettes és nyolcas, a germániumnak pedig ezeken kívül még egy tizennyolcas komplett belső elektronhéja van. Az ónnak a legkülső elektronhéja alatt két tizennyolcas belső elektronhéj foglal helyet. Az ólom kívülről számított második elektronhéja ugyancsak tizennyolcas, ez alatt azonban egy komplett harminckettes elektronhéja van. A külső elektronhéjon az ónnak és az ólomnak egyaránt 2s és 2p elektronja van. Vegyületeikben 2 vagy 4 vegyértékűek lehetnek. A 4 vegyértékű forma kissé negatívabb. Vannak ionvegyületeik, atomvegyületeik, molekulavegyületeik és fémes vegyületeik is. Tipikus só pl. az ólom-nitrát [Pb(NO 3 ) 2 ], atomvegyület az ólom-oxid (PbO), molekulavegyület az ólomhidrogén (PbH 4 ), fémes vegyület az Mg 2 Pb. Az ón és ólom is a ritka elemek közé tartozik. Az ón Neve latinul stannum. ( szta = kemény ) Felfedezése: Krisztus előtt el már az Egyiptomiak ismerték. Bár a legrégebben ismert fémek közé tartozik (elsősorban ötvözete, a bronz használatos évezredek óta), régebben nem mindig különböztették meg biztosan az ólomtól. Előfordulása: Fő ásványa a kassziterit vagy ónkő (SnO 2 ). Készítette: Fischer Mónika 10

11 Fizikai tulajdonságok: Több módosulata van, közönséges hőmérsékleten és e fölött +161 C-ig tetragonális stabil fehér ón, 18 C alatt szürke ónná alakul, +161 C fölött rombos. A szürke ón nemfémes, rideg, porítható, az elektromos áramot nem vezeti. Rácsa gyémánt típusú. Alacsonyabb hőmérsékleten a fehér ón foltokban szürke ónná alakul, az ilyen óntárgyak könnyen porladnak, tönkremennek. Ezt nevezik "ónpestisnek". Kémiai tulajdonságok: Közepesen pozitív fém, 2 vagy 4 vegyértékű. - Levegőn lassan oxidálódik. - Halogénekkel közvetlenül egyesül, tetrahalogenidek keletkezése közben. - Oxigénben elégethető; kénnel, szelénnel is egyesül. - Nitrogénnel nem egyesül, foszforral hevítve viszont igen. - Arzénnel, antimonnal, bizmuttal ötvözeteket alkot. - Híg savak lassan oldják, forró, tömény kénsav gyorsabban. - Tömény salétromsav melegítve oldhatatlan ón-dioxiddá oxidálja, hideg savval ón(ii)-nitrát keletkezik. - Forró alkálilúgokban hidroxo-sztannátok keletkezésével oldódik: Sn + 2 OH H 2 O = Sn(OH) H 2 Előállítás: Az ón-dioxidot szénnel redukálják fémmé: SnO C = Sn + 2 CO A salak ón-metaszilikátot is tartalmaz, ezért újra feldolgozzák. Hulladékokból is nyernek vissza ónt, ónozott vasbádog hulladékot szárazon klórral kezelve, ón-tertakloriddá alakul, ez könnyen desztillálható. Felhasználás: Vas tárgyak ónozására (korrózióvédelem). Az ónnal bevont vaslemez a fehérbádog, amiből konzervdobozokat készítenek, szerves savakkal szemben ellenálló. Nagy mennyiségű ónt használnak ötvözetekhez, a bronz az ón és a réz ősidők óta használt ötvözete (Az ötvözetek fémek más fémmel vagy félfémmel alkotott elegyei, szilárd fázisok, nem érvényes rájuk az állandó súlyviszonyok törvénye, pl a sárgaréz különböző arányban tartalmazhat rezet és cinket.) Tiszta fémből edényeket, kisebb szobrokat öntenek. Nagyon vékonyra hengerelhető. Régebben fóliát készítettek belőle ("sztaniolpapír"), ma már az olcsóbb alumíniumot használják helyette. Az ötvözetek lehetnek homogének (pl. ezüst-arany ötvözetek) és heterogének, az utóbbiak csiszolatában többféle fázis különböztethető meg, pl. az öntöttvasban ferrit és cementit. Az ötvözetek gyakran az elemi fémekhez hasonlóan viselkednek. Teljesen tiszta fémeket csak ritkán használnak, általában különleges célokra. A legtöbb esetben különböző ötvözeteket alkalmaznak. Az úgynevezett fehérfém (csapágyfém) ötvözet összetétele réz (5-10%) ón (10-80%) antimon (5-15%). A lágyforrasztáshoz 75% ón és 25% ólom ötvözetét (forrasztóón) használják. Biológia: Nem mérgező, sói nagy mennyiségben legfeljebb gyomorrontást okozhatnak. Az ólom Neve plumbum latinul. Felfedezése: A legrégebben ismert fémek egyike. Már a klasszikus Görögországban is jelentős ólombányászat volt. Készítette: Fischer Mónika 11

12 Előfordulása: Gyakori, fontos érce a galenit (PbS); rendszerint szfalerittel (ZnS) együtt található. Az ólom a közepesen gyakori elemek, közé tartozik. Izotópok: A természetben az ólom négy stabil izotóp keveréke: Pb[204], Pb[206], Pb[207], és Pb[208]. Huszonhét radioaktív izotópja ismert. Ólom izotópok a végtermékei három radioaktív bomlási folyamatnak: Pb[206] az uránsorozaté, Pb[207] az aktinium sorozaté és Pb[208] a tórium sorozaté. Fizikai tulajdonságok: Sűrűsége 11,34 g/cm 3, a közönséges fémek közül a legmagasabb. Csak egy módosulata van. Szürkésfehér fém, levegőn hamar oxidálódik és sötét felszínű lesz. Lágy és nyújtható. Kémiai tulajdonságok: Kevéssé aktív fém, 2 vagy 4 vegyértékű. A két vegyértékű ólomion- vagy atomvegyületeket alkot, a négy vegyértékű ionvegyületeket alkot, kovalens kötéssel is előfordul. - Halogénekkel hevítve dihalogenidekké egyesül. - Oxigénnel hevítve gyorsan oxidálódik; kénnel, is vegyül hevítve. - Csak oxidáló savak oldják, pl. salétromsav, oxidáló anyagok jelenlétében más savak is oldják. - Vízgőzzel hevítve hidrogént fejleszt. - A gyenge savak ólomsói hidrolizálnak. Előállítása: Galenitből úgynevezett pörkölési redukciós eljárással készítenek ólmot. Ólom-szulfidból levegőn hevítve PbO, PbSO 4 és a kemencebélés hatására PbSiO 3 keletkezik. Az így kapott terméket koksz hozzáadásával redukálják: PbO + C = Pb + CO PbO + CO = Pb + CO 2 PbSiO 3 + CaO + CO = Pb + CaSiO 3 + CO 2 Nagyon tiszta ólom állítható elő elektrolízissel a katódon leváló ólom 99,99%-nál tisztább. Készítette: Fischer Mónika 12

13 Felhasználás: Főleg a lőszerek gyártásánál használják, illetve akkumulátorokban is megtalálható. Felhasználják még építkezéseknél, illetve ónnal keverve óntárgyakat készítenek belőle. Csöveket és kábel burkolatokat készítenek belőle. Sokat használják forrasztófém gyártására. Az arzénnal keményített ólomból sörétet készítenek. Alkalmazzák röntgen és radioaktív sugárzás elleni védelemre, nagy elnyelőképessége miatt. Súrlódást gátló célra használják ötvözeteit. A fém annyira puha, hogy szobahőmérsékleten papírra lehet írni vele, ezért a középkorban ólomból készítették az ún. irónt. A betűfém régi típusú szedőgépeken, illetve kézi szedéshez használt ólomötvözet. 5-10% ónt és 15-25% antimont tartalmaz. Vegyületeit elsősorban festékgyártásban használják. Korábban az ólom-tetraetilt "kopogásgátló" üzemanyag-adalékként használták, de a környezetszennyezés csökkentése miatt már csak ólommentes motorbenzineket állítanak elő. Az ólom-oxidot az ólomkristályüveg gyártásához használják. Biológiai jelentősége hogy emlősökre mérgező hatású, felhalmozódik a tápláléklánc szereplőiben. Bizonyos növényi kártevők ellen használják vegyületeit. Sok mérgezést okoz, mivel levegő és víz jelenlétében lassan oxidálódik. Az ólom toxikológiája (olvasmány) Az iparban számos helyen használnak ólmot, vagy ólomvegyületeket: - ólomkohászat, - ólomvegyületek előállítása, - ólomtartalmú festékek gyártása, - akkumulátor-gyártás, - porcelán-, kőedény- és kályhacserép-gyártás, - ólomcső- és kábelgyártás, - nyomdaipari, műanyagipari, - az üzemanyagok okozta kopogás csökkentése, stb. Az ólom kiterjedt felhasználása oda vezetett, hogy az nemcsak a munkahely levegőjét szennyezi, hanem megjelent a települések levegőjében, vizében, talajában és az élelmiszerekben is. A levegő ólomtartalma főképp a fémfeldolgozó ipar terméke, de a XX. században fő forrás a motorok kivezetőcsöve, a kopogás megelőzésére ugyanis ólomtetraetilt kevernek a benzinhez, amely az égéstermékekkel együtt kerül a levegőbe. Átlagos immissziója 2-4 µg/m 3, amely napi µg ólom-felvételt jelent. Az ivóvízben található ólom régebben a lágy és savas vizek hatására oldódott ki a vizet szállító ólomcsövekből, ma inkább a műanyagcsövekből kioldódó ólom (amelyet a műanyaggyártásnál katalizátorként használnak) a fő veszély. Ólomtartalmú szennyvizekkel kontaminált tengervízben az ott élő kagylók (köztük osztrigák) ólom-akkumulációját figyelték meg. A talaj a fő közlekedési utak mentén szennyezett, mert a gépjárművek üzemanyagából ólomvegyületek emittálódnak, amelyek a talajra ülepednek. Az élelmiszerekbe (konzervekbe, savanyuságokba, szeszes italokba) az ólmozott gépi berendezésekből és az edényzetbő1 kerül ólom. Állatkísérletekben, a vízben oldódó és könnyen felszívódó ólomsók idegrendszeri zavarokat, máj - és vesekárosodást idéznek elő, míg az idült adagolás vérszegénységet, valamint fokozott δ-amino -levulinsav (ALS) és koproporfirin III. ürítést okoz. A hatás-mehanizmus vizsgálata során kiderült, hogy a felszívódó ólom előbb a vörös vérsejtekhez kötődik, majd a májban és vesében halmozódik fel, végül a csontokban raktározódik: e közben számos - részben - SH csoporttal bíró - enzimet gátol. A gátolt enzimek közé tartoznak azok az enzimek is (pl. a δ-amino levulinsav-dehidratáz és a koproporfirinogén dekarboxiláz, amelyek a vörösvérsejtek festékanyaga, a hemoglobin szintézisében játszanak szerepet úgy, hogy azok előanyagait (az ALS -t és a koproporfirinogéniii -at) fokozatosan hemoglobinná alakítják át. Az enzimgátlásnak kettős következménye lesz: a hemoglobin csökkent képződés vérszegénységhez, míg a mérgező hatású, átalakulásra képtelen előanyagok felhalmozódása idegrendszeri tünetekhez vezet. (Dr.Kertai Pál: Az ember és környezete) Készítette: Fischer Mónika 13

14 2. Félfémek és vegyületeik (Ba - bárium, B - bór, Al - alumínium, Si - szilícium, Ge - germánium, As -arzén, Sb -antimon, Te - tellur, Po -polónium, At - asztácium) A félfémek a periódusos rendszer p-mezőjében találhatók. A félfémek elektronszerkezetére jellemző, hogy: - vagy vegyértékhéjukban van kevesebb elektron, mint az azonos periódusba tartozó nemfémek elektronhéjában (pl. a Be (beriliumnál) csak 2, a B (bórnál) csak 3, szemben a C, N, O, F 4, 5, 6, 7 elektronjával); - vagy elektronburkuk több héjat tartalmaz, mint az azonos oszlopban levő nemfémes elemeké. Elektronszerkezetükből következik, hogy vegyértékhéj-stabilitásuk kicsi, a vegyértékelektronok könnyebben gerjeszthetők. A Be és a B kivételével valamennyinek a vegyértékhéjában d-pályák is vannak. Vegyértékhéjukban elektronpárokat koordinálhatnak maguk köré, hajlamosak a komplexképzésre. Jellemző közös tulajdonságuk, hogy EN-értékük közepes (1,5-2,2). Közönséges körülmények között valamennyi szilárd halmazállapotú. Kristályrácsukban nemcsak meghatározott helyű kötések vannak, hanem megjelennek a delokalizált kötések is. Sőt, az alumínium rácsa már kifejezetten fémrács. A félfémek gyakorlati jelentősége az utóbbi időben megnőtt. Ma már a félvezetők előállításának nélkülözhetetlen alapanyagai (Si, Ge). Az alumínium jelentősége közismert. A germánium Név: Germania - Németország latin nevéből Felfedezése: Mengyelejev megjósolta. Winkler 1885-ben találta meg. Fizikai tulajdonságok: Szürkés fémfényű, rideg anyag. Csak egyetlen módosulata van, amely gyémántrácsú. Az elektromosságot kevéssé vezeti. Kémiai tulajdonságok: Kevéssé aktív félfém. Előfordulása: Igen ritka, de van egy-két ásványa, pl az argirodit (Ag 8 GeS 6 ) és a germanit (Cu 2 FeGeS 4 ). Sokkal több germánium van azonban a cinkércekben, ezek kohómaradéka néhány tized százalék germániumot tartalmaz. Felhasználása: A nagyon tiszta germániumot félvezetőként alkalmazzák ezredrésznyi arzénnel szennyezve. Használják ötvözőanyagként, valamint a foszforhoz hasonlóan fluoreszcens lámpákban. A germánium és a germánium-oxid infravörös tartományban átlátszó, ezért infravörös spektroszkópokban és más optikai eszközökben, mint például nagyon érzékeny infravörös érzékelőkben alkalmazzák. Nagy refrakciós és diszperziós képessége miatt oxidjai nagy látószögű kamera és mikroszkóp objektívekben használhatók. Szerves vegyületei egyre fontosabbak a kemoterápiában. Biológia: Bizonyos germánium-vegyületek az emlősökre nem mérgezőek, de rendkívül aktívak a baktériumokkal szemben. Készítette: Fischer Mónika 14

15 A bór A név perzsa eredetű (burah = bórax szóból származik). Felfedezése: J.H. Davy, L.J. Themard, J.L. Gay-Lussac nevéhez fűződik. Tiszta állapotban száz évvel később Weintraub állította elő bórsav elektrolízisével Fizikai tulajdonságok: Sötétszürke, fémfényű kristályként, vagy amorf bórnak nevezett barnás-fekete porként ismeretes. Kristályrácsa atomrács (térhálós, háromdimenziós atomrács), stabilitása nagy. Olvadáspontja igen magas (2030 C). A kristályos bór keménysége nagy, a bór a gyémánt után ismert legkeményebb anyag. Félvezető, elektromos vezetőképessége közönséges hőmérsékleten igen kicsi, de a félvezetőkre jellemző módon a hőmérséklet emelkedésével nagymértékben fokozódik. Félvezető és félfémes sajátságaiból atomrácsa kötéseinek a kovalens és a fémes kötés közötti átmeneti jellegére, vegyértékelektronjainak részleges delokalizációjára lehet következtetni. Kémiai tulajdonságok: Atomjai mindig 3 pár nélküli elektronnal képeznek vegyületeket. Ezek σ-kötések (π-kötéseket, kettős kötéseket nem alkothat aránylag kis EN-a miatt), 3-as koordinációjú. A bór kötései mindig kovalens típusúak (legfeljebb a reakciópartner EN-tól függően különböző módon és mértékben polárosak, ionos vagy fémes jelleget is nyerhetnek). Közepes reakciókészségű elem. - Komplexképző sajátsága azon alapszik, hogy három kovalens elektronpár a vegyértékhéjat még nem telíti, még egy üres p-pályával rendelkezik, tehát akceptor sajátságú. Így donor tulajdonságú atomok magányos elektronpárjával még egy koordinációs σ-kötést is létrehozhat. - Közönséges hőmérsékleten csak a fluorral reagál. - Magasabb hőmérsékleten a többi halogénnel, oxigénnel, kénnel, nitrogénnel is vegyül. - Levegőn hevítve (700 C) meggyullad, és vörös lánggal bór-trioxiddá ég el: 4B + 3O 2 2B 2 O 3 - A fémek egy részével boridokká egyesül, különösen könnyen vegyül az alkáliföldfémekkel. Platinával is egyesül. - Hidrogénnel közvetlenül nem egyesíthető, kerülő úton azonban számos hidrogénvegyülete állíthatók elő. Ezek bomlékonyak. - Vízben nem oldódik, vízzel nem vegyül. Magasabb hőmérsékleten a vízgőzt redukálja: 2B + 3H 2 O B 2 O 3 + 3H 2 - Magas hőmérsékleten redukálja a fém-oxidokat is, a nemesebb fémek sóinak oldatából elemi fémet választ ki. - Savak közül csak a füstölgő salétromsav támadja meg. - Alkáli-hidroxidok olvadékában hidrogénfejlődés közben reagál. Előfordulása: A ritka elemek közé tartozik. Elemi bór a természetben nem található, egyes vegyületei azonban nagyobb mennyiségben is megtalálhatók elsősorban a vulkáni gőzökben, valamint vulkáni működés után visszamaradt melegforrások vizében. Megtalálható még a bórsav (H 3 BO 3 ) a tengervízben, valamint a bórax (Na 2 B 4 O 7 ) vegyületében. Ezen kívül több ásványa is ismert, főleg a szilikátok között. Készítette: Fischer Mónika 15

16 Az alumínium Kísérletek: Kémiai album: Alumínium: 33, 50, 53, 72 oldal Vegyületei: 58, 62, 72, 50, 62, 33, 72, 62, 68, oldal Alumen timsó szó származik a nevéből. Felfedezése: Oersted, majd Wöhler, nevéhez fűződik. Iparilag 1889 óta gyártják. Fizikai tulajdonságok: Ezüstfehér, könnyű fém (sűrűsége 2,7 g/cm 3 ). Olvadáspontja 660,37 C. Tisztán nagyon puha, de már kis mennyiségű idegen anyag is növeli keménységét és szilárdságát. Vezetőképessége a réz után a legjobb, de ugyanolyan vezetőképességű alumínium kábel súlya csak fele a rézének. Kémiai tulajdonságok: - Aktív fém, levegőn tömör oxidréteg védi (ha ez megsérül a levegő nedvességétől hidroxid "szőrök" alakulnak ki felületén. - Halogének megtámadják, kén csak 500 C fölött hat rá. - Szénnel nagyon magas hőmérsékleten karbiddá alakul. - Víz és gyenge savak a védő oxidréteg miatt nem nagyon támadják meg. - Lúgok aluminátok képződése közben oldják. Az alumínium-hidroxid amfoter jellegű. Előfordulása: Elemi állapotban nem fordul elő. A földkéreg a tenger és a levegő tömegének kb. 8%-át alkotja, a harmadik leggyakoribb elem a földkéregben. Számos ásvány közül a fontosabbak: korund (Al 2 O 3 ). A rubin, a zafir és a korund természetes aluminium-oxid módosulatok. Komplex fluoridja a kriolit (Na 3 AlF 6 ). Előállítása: Jelenleg a bauxitból tiszta timföldet (alumínium-oxidot) állítanak elő, ezt olvadt kriolitban oldják és az olvadékot 1000 C fölött elektrolizálják (ábra). Egy kg alumínium előállításához kwh elektromosenergia szükséges. Készítette: Fischer Mónika 16

17 Felhasználása: Kis súlya és jó elektromos vezetőképessége miatt nagyon sok helyen használják. Elektromos vezetékeket, kábeleket gyártanak belőle. Jól megmunkálható, nagyon vékony fóliákat gyárthatnak belőle (alufólia). A repülőgép-gyártásban, rakétatechnikában, járműiparban használják különféle ötvözeteit, főleg rézzel, magnéziummal, sziliciummal és mangánnal. Háztartási eszközöket, edényeket, radiátorokat, stb. készítenek belőle. Vákuumban elpárologtatva nagyon jó tükröző réteget képez, a látható fényt és a hősugarakat egyaránt jól reflektálja. Tükörkészítésnél használják ki ezt a tulajdonságát. Az élelmiszeriparban E173 kóddal említik. Aluminátok: Az aluminium-hidroxidból (Al(OH) 3 ) a hidrogén fémmel való felcserélése által nyert aniont tartalmazó só. A nátrium-aluminát (NaAlO 2 ) a víztisztításhoz használható, mivel hatására a különböző szennyeződések a hidratált timföld csapadékában koagulálódnak (kicsapódnak). Korund, ásvány az egyik alumínium-oxid változat a természetben. Mesterségesen is előállítják, és elsősorban csiszolóanyagként használják, rendkívüli keménysége miatt. Korábban a mechanikus órákban kopásálló csapágyakhoz is alkalmazták. Alimínium-oxid változat a természetben a rubin és az zafir is. 3. A fémek általános jellemzése (Li - lítium, Na - nátrium, K - kálium, Rb - rubidium, Cs - cézium, Fr - francium, Ca - kalcium, Sr - stroncium, Ba - bárium, Ra - rádium) Tágabb értelemben, a kémiai értelemben vett fémeken kívül a fémes elemek közé szoktuk sorolni az átmenetifémeket, a másodfajú fémeket, sőt egyes félfémeket (Al, Sb) is, azaz mindazokat az elemeket, amelyek halmazszerkezetére a fémrács a jellemző, továbbá fizikai tulajdonságaik is ún. fémes tulajdonságok (fémes fény, fémes szín, elektromos és hővezetés, jó mechanikai tulajdonságok). Szűkebb értelemben, azaz kémiai értelemben a fémek közé azokat az elemeket soroljuk, amelyek atomjainak külső elektronhéján egy vagy két s-elektron található, és ezek az elektronok jól elkülönülő nemesgázhéjra épülnek. Az s 1 és az s 2 elektronok nagyon lazán kötöttek, így a fématomok igen könnyen ionizálhatók, és nagyon kicsi az EN-értékük. A kémiai értelemben vett fémek a periódusos rendszer s-mezőjében, az I. A és II. A oszlopban találhatók. Közönséges körülmények között szilárd halmazállapotúak, olvadáspontjuk nem túl magas (900 C alatt van). Halmazszerkezetük fémrács. Sűrűségük kicsi, mert - lazán kötött külső elektronjaik miatt - atomtérfogatuk nagy, valamennyien könnyűfémek. Kémiai tulajdonságukra a legjellemzőbb bázisképző hajlamuk. Az idetartozó elemcsoportok neve (alkálifémek és alkáliföldfémek) is erre utal (al kaljun arabul lúgot jelent). Oxidjaik valódi bázisanhidridek, hidroxidjaik vízben oldódnak, lúgos kémhatásúak. Hiridjeik (sószerű hidridek), valamint oxoanionokkal alkotott sóik is többnyire ionvegyületek. Ennek megfelelően vegyületeik nagy része közönséges hőmérsékleten szilárd halmazállapotú. Készítette: Fischer Mónika 17

18 Az alkálifémek A periódusos rendszer I.a oszlopának fémei (litium, nátrium, kálium, rubidium, cézium, francium). A leginkább reakcióképes fémek. Atomjuk legkülső elektronhéja egyetlen s elektront tartalmaz; ezt könnyen leadják, alatta stabil, zárt héj található. Kis energia szükséges az ionképződésükhöz. Maguk az alkálifémek lágyak, ezüstfehér, kis fajsúlyú, alacsony olvadás és forráspontú fémek. Minden alkálifém igen aktív kémiailag. Közülük - és valamennyi elem közül - a cézium a legpozitívabb. A rendszám csökkenésével aktivitásuk is csökken. Mindig 1 vegyértékűek. Legtöbbször ionvegyületeket, néha kovalens kötésű vegyületeket is alkotnak. Molekulavegyület pl. a metil-nátrium (CH 3 Na), atomvegyületek pl. az arzenidek, antimonidok, bizmutidok, amelyek már a fémes vegyületekhez közelednek. Az alkálifémek oldódnak higanyban és azzal amalgámokat képeznek. Nemfémes oldószerük is van a folyékony ammónia, amely sötétkék színnel oldja az alkálifémeket. Az ilyen oldatok jól vezetik az elektromos áramot, szabad elektronokat és alkálifém-kationokat tartalmaznak. Bepárláskor fémammóniakátok maradnak hátra, amelyek ammónia leadásával alkálifémmé alakulnak át. A lítium Neve lithosz szóból származik mely követ jelent. Felfedezés Arfwedson és Berzelius Humphry Davy állította elő először 1818-ban Li 2 O elektrolízisével Fizikai tulajdonságok Ezüstfehér, lány, jól nyújtható könnyűfém. Sűrűsége szobahőmérsékleten az összes szilárd anyag közül a legkisebb (0, 53 g/cm 3 ) Elektromos vezetőképessége nagy, a réz vezetőképességének kb. 18 %-a. Normálpotenciálja a legnegatívabb. Kémiai tulajdonságok Az alkálifémek között a legkevésbé aktív..oxidációs száma Nedves levegőn, felületén oxid réteg képződik, ezért petróleum vagy paraffinolaj alatt tárolják. - Erősen hidratálódik - Hidrogénnel 500 C-on egyesül. - Száraz levegő nem hat rá, de meggyújtva elég. - Nitrogén tiszta állapotban már közönséges hőmérsékleten egyesül vele. - Szénnel hevítve Li 2 C 2 (karbid) keletkezik. - A szilicium-dioxidot és a szilikátokat már néhány száz C-on megtámadja. - Lángfestése nyomokban is jellegzetesen vörös. - Tűzveszélyes, csak poroltóval oltható. - Fluoridja, karbonátja és foszfátja oldhatatlan. Előfordulás A földkéregben 0,006 tömeg %. Elemi állapotban nem fordul elő. Elterjedt elem, de többnyire csak kis mennyiségben található. Ásványvizekben is előfordul. Készítette: Fischer Mónika 18

19 Előállítás A lítium ásványokat kénsavval vagy alkálilúgokkal tárják fel, majd litium-karbonátot és ebből kloridot állítanak elő. A fémet a LiCl olvadék elektrolízísével készítik. Felhasználás Kemény ötvözetek alkotórésze. Olvadt fémek (pl. réz) kén vagy oxigén mentesítéséhez használják. Zártkörű lélegzőkészülékekhez, tengeralattjárók levegőtisztításához (szén-dioxid megkötésre), akkumulátorok alapanyagához is nagy mennyiségben alkalmazzák. Ezen kívül alkalmazzák még: nagy teljesítményű atomreaktorok hűtőközegeként, kerámiák gyártásánál, kenőolaj adalékként, trícium előállításának alapanyagaként, továbbá hidrogénbomba előállításához. Vegyületeit szerves kémiai szintézisekben használják. A lítium-alumínium-hidrid (LiAlH 4 ) erőteljes redukálószer. Sóit, pl. a Li 2 CO 3 -ot a pszichiátriában antidepresszánsként alkalmazzák. A nátrium Kísérletek: Kémiai album Nátrium: 28, 45, 49, 80, 28, 49 oldal Vegyületei: 87, 88, 59, 59, 62, 68, 35, 45, 55, 57, 58, 59, 60, 61, 66, 82, 86, 90, 12, 13, 28, 36, 59, 68, 74, Név: a natron szóból származik, ami szódát jelent. Felfedezés A kősó (NaCl) ősidők óta ismert. Az egyiptomiak a szódát (Na 2 CO 3 ) is ismerték és használták. A fémet Humphry Davy nátrium-hidroxid-olvadék elektrolízisével állította elő. Fizikai tulajdonságok Ezüstfehér, puha fém. Tiszta felszíne csillogó. Folyékony higanyban, ólomban és káliumban oldódik Kémiai tulajdonságok Vegyületeiben vegyértéke 1, általában ionvegyületeket alkot, de vannak atom-, molekula- és fémes vegyületei is. - Nedves levegőn nagyon gyorsan nátrium-hidroxiddá oxidálódik, ezért petróleum alatt tárolják. - Levegőn könnyen meggyullad, csak poroltóval oltható - Vízzel hidrogénfejlődés közben reagál 2 Na + H 2 O = 2NaOH + H 2 -Halogénekben illetve azok gőzében sárga lánggal közvetlenül sót képez 2Na + Cl 2 = 2NaCl - Hidrogénnel 200 C fölött hidriddé egyesül. - Az oxigéncsoport elemeivel, valamint foszforral és bizmuttal hevítve egyesül, továbbá szénnel, szilíciummal és germániummal is. - Lángfestése intenzív sárga színű, ez a vegyületeire is jellemző. Az egyszerű nátriumsók vízben általában jól oldódnak. A nátrium-fluorid rosszul oldódik. Készítette: Fischer Mónika 19

20 Előfordulás Elemi állapotban nem fordul elő. Vegyületeiben nagyon elterjedt. A konyhasó a tengervízből is kivonható, amelynek kb. 2,7%-átalkotja. Előállítás - Szóda magas hőmérsékleten szénnel fémmé redukálható: Na 2 CO C = 2 Na + 3 CO - Célszerűbb a NaOH olvadék elektrolízise. Ekkor az áram kihasználás csak 50%-os, mert az anódon víz keletkezik, és ez reagál a már levált nátrium fémmel: A katódon, Na válik ki. Az anódon oxigén fejlődik. Előnyösebb a nátrium-klorid elektrolízise, de csak zsugorított korundból készített készülék alkalmas, mert a klór magas hőmérsékleten majdnem minden más anyagot megtámad. Felhasználás Használják atomreaktorok cseppfolyós hűtőközegének, redukálószerként - könnyűfémek előállításánál. Használják továbbá alumíniumgyártásnál, mosó- és fehérítőszerekhez, nátrium-lámpákhoz, nátriumcianidot (NaCN) állítanak elő belőle, amelyet a fémkohászatban használnak. A nátrium-karbonát és a nátrium-bikarbonát (Na 2 C0 3 és NaHCO 3 ), ismertebb nevükön mosószóda és szódabikarbóna, fontos ipari vegyületek, akárcsak a nátrium-hidroxid (NaOH) vagy marólúg, amelyet szappankészítésre is használnak. Biológiai vonatkozása: Az élő szervezetek számára nélkülözhetetlen. Az ember átlagos évi (NaCl) sófogyasztása 7, 8 kg. Fontos a szervezet nátrium-kálium-kalcium egyensúlyának fenntartása. A növények nátrium szükségletét nem kell műtrágyával fedezni, mert a talaj mindenütt többet tartalmaz, sőt a túlzott nátrium tartalmú, szikes talaj káros. Nátrium-hidroxid (nátronlúg, marónátron, lúgkő) NaOH igen erős bázis. Előállítás: Fémnátriumból vízgőzzel nagyon tisztán állítható elő. Előállítható nátrium-karbonátból mésztejjel: Na 2 CO 3 + Ca(OH) 2 = 2 NaOH +CaCO 3 Nagyobb mennyiségben gyártják kősó elektrolízisével, amikor az anódon klór fejlődik és 12-16% nátrium-hidroxid oldat keletkezik. Az áramkihasználás 95%. Higanyos eljárással töményebb oldat (max. 50%) érhető el. Többnyire az oldatát használják. Szilád NaOH az oldat vasüstökben történő bepárlásával készíthető, de ez mindig tartalmaz kevés vizet és nátrium-karbonátot. Fizikai és kémia tulajdonságok: Fehér, elfolyósodó, kristályos, szilárd anyag. Vízben jól oldódik, 20 C-on 109 g/100 ml Vizes oldata erős bázis. Erősen nedvszívó tulajdonságú. Sok anyagot megtámad, különösen hevítve. Magnéziummal hidrogént fejleszt. Készítette: Fischer Mónika 20