SZERVETLEN KÉMIA. Hidrogén

Átírás

1

2 Hidrogén Atom általános jellemzése: Elektronszerkezet: 1s 1, rendszám: 1, atomtömeg: 1 mag szerkezete: 1 H: prócium, 2 H vagy D: deutérium, 3 H vagy T: trícium Gyakoriság: univerzum leggyakoribb eleme, földfelszínen 3.(atom) ill 9.(tömeg) világegyetem 93%-a, emberi test 61%-a Vegyérték: 1; oxidációs szám: +1, -1 Elektronegativitás: 2,1 Természetes körülmények között kétatomos molekulákat alkot, kötési energia: -436 kj/mol Molekula általános jellemzése: Természetes körülmények között gáz, legkönnyebb, 14,4-szer könnyebb a levegőnél olvadáspont: 14,01K; forráspont: 20,28K kritikus pont: 32,97K, 1,293 MPa sűrűségség (273K, 101,325 kpa) 0,08988 g/dm 3 ; 20K: g/dm 3 ; disszociációs energia: 435,9 kj/mol orto ill. para -hidrogén

3 Hidrogén Előfordulása: légkörben kb. 1 ppm (elszökik) elemi formában: biológiai tevékenység eredménye vegyületeiben: víz, szénhidrogének Előállítás: iparban (szükséges mennyiség, tisztaság, alapanyagok elérhetősége): C + H 2 O = CO + H 2 CH 4 + H 2 O = CO + 3H 2 C 3 H 8 + 3H 2 O = 3CO + 7H 2 (Ni katalizátor, 900 C) CO + H 2 O = CO 2 + H 2 (Fe v. Co -oxid, 400 C) elektrolízis (NaCl) laboratóriumban: fémhidridekből CaH 2 + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + 2H 2 alkáli ill. alkáliföldfémek oldása vízben Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2 fémek oldása savakban ill. lúgokban Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 ill. 2Al + 6H 2 O + 2OH = 2Al(OH) 4 + 3H 2

4 Hidrogén Felhasználás: ammóniaszintézis, sósavgyártás szénhidrogének reformálása (hidrokrakkolás, hidrodeszulfurizálás) növényi olajok hidrogénezése hidroformilezés (pl: CO + 2H 2 = MeOH) ércek redukálása (W, Mo, Fe) Hidrogén alapú gazdaság: energiatermelés (gépjárműmotor, fúziós reaktor)!!!drága előállítás, oxigén jelenlétében robbanékony!!! Különlegességek: protonálódási egyensúlyok (savak és bázisok) hidrogénhidak (víz, jég, fehérjék, DNS) oldódás fémekben (Pd, FeTi,LaNi 5, Fe)

5 Nemesgázok Általános tulajdonságok Elektronszerkezet: ns 2 np 6 Egyedüli elemek, amelyek atomos állapotban előfordulnak a természetben A zárt elektronhéj miatt meglehetősen inertek, a magasabb rendszámúak laboratóriumi körülmények között reakcióba vihetők: Xe[PtF 6 ], XeF 2, KrF 4, BaKrO 4 Szilárd halmazállapot: molekularács diszperziós kölcsönhatásokkal Legelterjedtebb felhasználás: fénycsövek, izzólámpák töltése kisnyomású nemesgáz (általában keverék) + többnyire kevés Hg vagy fémsó feszültség hatására elektromos kisülés ionizálja a gázt szabaddá váló elektronok gyorsulnak a feszültség hatására, ütköznek a gázfázisban levő atomokkal, ionokkal, ezzel gerjesztik elektronjaikat, a gerjesztett elektronok visszakerülve az alapállapotba UV és látható fotonokat sugároznak ki.

6 Hélium Előfordulás: 2. leggyakoribb elem a világegyetemben Előállítás: földgáz cseppfolyósításakor gázfázisban marad, uránkőzetek hevítése Felhasználás: Hűtőanyag szupravezető mágnesekben, kriogenikában (< -150 o C) He-Ne lézer különböző műszerekben Léghajók, léggömbök (H után a legkönnyebb)

7 Argon Előfordulás: Föld légkörének 0.93 %-át alkotja Előállítás: cseppfolyós levegő frakcionált lepárlásával Felhasználás: Védőgáz fémkohászatban, ívhegesztésnél Hőszigetelt üvegben az üveglapok között Élelmiszeriparban csomagológáz

8 Kripton, Xenon, Radon Kripton (Kr) Előállítás: cseppfolyós levegő frakcionált lepárlásával Izzólámpa töltőgáza Xenon (Xe) Előállítás: cseppfolyós levegő frakcionált lepárlásával Elsőként előállított nemesgáz vegyület: Xe[PtF 6 ]. Xenonlámpa töltőgáza (vakuk) Űreszközök ionhajtóművének hajtóanyaga (ionizációs kamrában ionizálják, majd az ionokat elektromos térben felgyorsítva kilövik. Kis, de hosszú ideig egyenletes tolóerő: bolygóközi utazásra optimális. Radon (Rn) Radioaktív háttérsugárzás 40 %-a, 238 U bomlásából keletkezik. Összegyűlik a lakóhelyiségek légterében. Tüdőrák 2. leggyakoribb okozója.

9 Halogének Általános jellemzésük: Elektronszerkezet: ns 2 np 5 F, Cl, Br, I nemfém, At (mesterséges elem) félfém Elektronegativitás: 4,0-2,2 Kis EN-ú elemekkel ionos, nagy EN-ú elemekkel kovalens kötésű vegyületeket alkotnak. Vegyérték: 1, 3, 5, 7 (oxidációs szám: -1, +1, +3, +5, +7) kivéve a F, aminek oxidációs száma csak -1 lehet. Erős oxidálószerek (anionná redukálódnak) Elemi állapotban kétatomos molekulákat képeznek. Színesek: molekuláik a látható fény hatására gerjesztődnek. Szobahőmérsékleten F, Cl gáz, Br folyékony, I szilárd. Előfordulás: tengervízben, ásványvizekben, többnyire Na-só formájában.

10 Fluor Jellemző tulajdonsága: Legerősebb oxidáló elem, nemesgázokkal is (Kr, Xe, Rn) reagál. Megtámadja a legtöbb elemet: esetenként a fejlődő hő mellett fényeffektus. Fontosabb vegyületei: Hidrogén-fluorid (HF): középerős sav, üvegmaratásra használják SiO 2 + 4HF = SiF 4 + 2H 2 O Erős hidrogénkötés: H 2 F 2, H 4 F 4, H 6 F 6 asszociátumokat képez Nátrium-fluorid (NaF): fogpasztában Nátrium-[hexafluoro-aluminát] = kriolit (Na 3 [AlF 6 ]) Al gyártásban elektrolízisnél: 1000 o C-os olvadéka oldja a timföldet (enélkül 2000 o C kellene)

11 Klór Általános jellemzése: Fojtó szagú gáz, elemi állapotban vulkáni gázokban Elemi állapotban kétatomos molekula Reaktivitása hasonló (csak gyengébb) a fluoréhoz Előállítás: NaCl vizes oldatának elektrolízise Cl 2 + H 2 Felhasználás: fertőtlenítés (víz, gyógyászat) Cl 2 + H 2 O HCl + HClO HClO HCl + O Hidrogén-klorid (HCl) Szúrós szagú gáz, vizes oldata a sósav (erős sav), kis koncentrációban gyomorban Előállítás: NaCl + H 2 SO 4 = NaHSO 4 + HCl Felhasználás: PVC gyártás, gyógyszeripar + sok egyéb iparágban (I. világháború harci gáz)

12 Bróm Bróm (Br) Vörösbarna, rossz szagú folyadék (büzeny). A periódusos rendszer egyetlen folyékony halmazállapotú nemfémes eleme. Könnyen elpárolog. Oldódik szeves oldószerekben és vízben. Klóréhoz hasonló jellegű reaktivitás (de gyengébb) Felhasználás: gyógyászatban nyugtatóként (KBr, NaBr), a fényképészetben (AgBr)

13 Jód Általános jellemzői: Kristályos állapotban szürke, vizes oldata sárgásbarna, gőze lila színű. Vízben rosszul oldódik, de KI-os oldatban már jól: I 2 + I - = I 3- komplex ion. Oxidálószer (leggyengébb a halogének közül). Fontos élettani szerep: (pajzsmirigy által termelt tiroxin növekedési hormon) Hiánya: pajzsmirigy megnagyobbodás (golyva), törpeség, szellemi visszamaradottság. Napi szükséglet felnőttkorban: 0.15 mg (jódozott só) De: 2-3 g már halálos méreg. Előfordulás: tengervíz, édesvíz, NaIO 3 salétrombányákban Radioaktív jód: 131 I (urán maghasadásakor), felezési ideje 8 nap Illékony, levegőben relatíve nagy koncentráció katasztrófa esetén. Pajzsmirigyben összegyűlik daganatos betegség. Védekezés: napi 130 mg KI tabletta Előállítás: NaIO NaHSO 3 = NaI + 3NaHSO 4 NaIO 3 + 5NaI + 3H 2 O = 3I 2 + 6NaOH Felhasználás: halogén izzólámpákban W szál párolgásának csökkentésére eső indítás: AgI felhőkbe porlasztása fertőtlenítésre: 3 %-os alkoholos vizes oldatát (oxidáló hatása miatt) reagens (analitikai laborokban)

14 Oxigéncsoport Általános jellemzésük: Elektronszerkezet: ns 2 np 4 O, S, Se nemfém; Te, Po félfém Közepes elektronegativitás: 2,0-3,5 (többnyire kovalens kötést képeznek) Vegyérték: 2, 4, 6

15 Oxigén Előfordulása: 3. leggyakoribb elem a világegyetemben Leggyakoribb elem a Földön a földkéreg (30-40 km) 42 %-a (szilikátok, karbonátok, foszfátok). Levegő 20.9 %-a. Jellemző tulajdonságai: Szobahőmérsékleten gáz, Cseppfolyós és szilárd halmazállapotban kék Kétatomos molekula (O 2 ), kevésbé stabilabb mint N 2. Egy kötés, és két azonos spinű magános p elektron (két fél kötés) Előállítás: cseppfolyós levegő frakcionált desztillációjával vízből elektrolízissel Legjelentősebb allotróp módosulata az ózon (O 3 ) Fertőtlenítő hatású, légkörben UV védelem

16 Oxigén Felhasználás elemként (O 2 ): Acélgyártás, Nagyhőmérsékletű kohók, kemencék fűtése, Hegesztés, TiO 2 előállítása, Rakéta hajtóanyag, Szennyvízkezelés, Orvosi alkalmazások.

17 Ózon ÓZON (O 3) : mérgező, rossz szagú gáz. Keletkezése a sztratoszférában: Bomlása: Katalizálva: "véletlen" keletkezés: nagyfeszültséget alkalmazó elektromos eszközökben (fénymásolók, lézernyomtatók, elektromotorok)

18 Ózon Ózon ipari előállítása (alkalmazás helyén, szállítani nem lehet, bomlik): koronakisülés UV -besugárzás DBD (dielectric barrier discharge) Ózon felhasználása: levegő ill. víz sterilizálása (hamar lebomlik, nincs vegyszermaradvány) fehérítés szerves szintézisek (kettős kötések szakítása) víz mangánmentesítése (2Mn O 3 + 4H 2 O = 2MnO(OH) 2 (s) + 2O 2 + 4H + ) cianidos szennyvizek/iszapok ártalmatlanítása (CN + O 3 = CNO + O 2 )

19 Oxigén: vegyülete a víz Legfontosabb vegyületei: Víz (H 2 O) Földelszín 71% -át borítja, 97% -a sós (tengerek, óceánok), 2,4% -a jég (gleccserek, sarki jégsapkák), 0,6% -a folyók, tavak Erős hidrogénkötés, vízben legstabilabbak a négyes asszociátumok (H 8 O 4 ) Jég: folyadéknál lazább szerkezete miatt sűrűsége kisebb mint a vízé (térfogata nagyobb 9%-al). Víz sűrűsége +4 o C-on a legnagyobb. Tulajdonságok Átlátszó (vízi élet), szagtalan, íztelen. Erősen poláris kötések, következmény: hidrogénkötések, magas forráspont. Nagy dielektromos állandó, nagy felületi feszültség. Folyadékfázisban is strukturált (hidrogénkötés-hálózat). Szilárd fázisban legstabilabb formájában "üreges" rács. Öndisszociáció, sav-bázis reakciók, H 3 O + és OH ionok nagy mobilitása. Tiszta állapotban jó szigetelő. Jó oldószer. humán célokra használható víz "előállítása" (ipari folyamatok gyakran sokkal tisztább vizet igényelnek mint az ivóvíz, pl. nagynyomású kazánok tápvize % tisztaságú): sótalanítás (desztilláció, ioncsere, reverz ozmózis) víztisztítás (koaguláció/flokkulálás-szűrés-lágyítás-fertőtlenítés)

20 Oxigén: vegyülete a víz Előfordulási formák más molekulákkal asszociátumokban (kristályvizek, akvakompexek, szilárd hidrátok): koordináció kationos komplexekben (*Ni(OH 2 ) 6 ](NO 3 ) 2,H 3 O + ) koordináció hidrogénkötéssel oxoanionokhoz (CuSO 4 5H 2 O egyik vize) rácsvizek (kationok és anionok méretkülönbségének kiegyenlítésére) zeolitvizek klatrát hidrátok (metánhidrát)

21 Oxigén: vegyülete a H 2 O 2 Hidrogén-peroxid (H 2 O 2 ) - Színtelen, szagtalan, nem éghető folyadék - Erős hidrogénkötést képez, vízzel korlátlanul elegyedik - Peroxokötés gyenge, erősen bomlékony: H 2 O 2 = H 2 O +,O - A felszabaduló naszcensz (atomos) oxigén miatt erős oxidálószer. 2HCl + H 2 O 2 = Cl 2 + H 2 O Előállítása: BaO 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + H 2 O 2 (BaO + O 2 = BaO ºC-on) Fontosabb alkalmazásai: fertőtlenítőszer, színtelenítőszer, rakéták üzemanyaga Bomlását nehézfémek és sóik katalizálják

22 Oxigén: vegyületei az oxidok Csoportosítás (vizes oldatban hidroxidok alapján): bázisos: elektropozitív elemek oxidjai: 2NaO + H 2 O = 2NaOH amfoter: köztes elektronegativitású elemek oxidjai: Al(OH) 3 + 3H + = Al H 2 O Al(OH) 3 + OH = [Al(OH) 4 ] savas: elektronegatív elemek oxidjai: SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 semleges: nem reagál vízzel, lúgokkal, savakkal: CO

23 Kén Jellemző tulajdonsága: Sárga,szilárd Elemi állapotban 8-atomos molekulák ( -kötés) Előfordulása: Természetben elemi állapotban vulkángőzökben. földkéregben 340 ppm (elemi forma, szulfidok, diszulfidok, kénhidrogén,szerves kénvegyületek, szulfátok (gipsz)) Kőolajfinomítás mellékterméke

24 Kén Előállítása: bányászat (Frasch-eljárás) piritek (pörköléskor SO 2, közvetlenül használható kénsavgyártásnál) földgáz (H 2 S, etanolaminban elnyeletés, majd Clauseljárás) hidrodeszulfrizálás : C 2 H 5 SH + H 2 = C 2 H 6 + H 2 S Claus-eljárás: 2H 2 S + 3O 2 = 2SO 2 + 2H 2 O 2H 2 S + SO 2 = 3S + 2H 2 O

25 Kén Felhasználás elemként: vulkanizálás széndiszulfid gyártás, műanyagipar rovar és gombairtószerek szintézise gyógyszerek előállítása borászat (baktériumölő), kénsav előállítás

26 Kén Legfontosabb vegyületei: Hidrogén-szulfid (H 2 S, kén-hidrogén) Előfordulás: vulkáni gázok, kénes ásványvizek, záptojás (fehérjék bomlásterméke) Savas jellege miatt fémekkel reagál (pl. ezüst: fekete Ag 2 S) Kén-dioxid (SO 2 ) Vulkáni tevékenységből, szén és kőolajszármazékok elégetésekor savas esők Redukálható (oxidáló tulajdonság): SO 2 + 2H 2 S = 3S + 2H 2 O Oxidálható (redukáló tulajdonság): 2SO 2 + O 2 = 2SO 3 Ezen reakció vanádiumpentoxid (V 2 O 5 ) katalizátorral a kénsavgyártás fő lépése. Borászatban hasznos tulajdonságok: antioxidáns, antiszeptikus (mikroorganizmus ölő), íz, zamat és színalakító hatás Kén-trioxid (SO 3 ) kénsavgyártás

27 Kén vegyületei Kénsav (H 2 SO 4 ) Egyik legnagyobb mennyiségben előállított vegyszer (szinte minden vegyipari ágazatban használt alapanyag) Max. 98 %-os vizes oldatát használják (e fölött SO 3 párolog ki belőle). Akkumulátorban 33,5 %-os van. Kétértékű nagyon erős sav. Tömény H2SO4 erősen vízelvonó, még szerves vegyületekből is elvonja a H és O-t elszenesíti őket. Tömény forró kénsav erős oxidálószer, de HNO 3 -nál gyengébb. Autoprotolízis: 2H 2 SO 4 H 3 SO 4+ + HSO - 4 mint a vízben (10-14 ), vezeti az áramot. K=2, (mol/dm 3 ) 2 sokkal erősebb Vízben disszociációja: H 2 SO 4 + H 2 O = H 3 O + + HSO 4- (hidrogén-szulfátion) HSO 4- + H 2 O = H 3 O + + SO 2-4 (szulfátion) Szulfátok (SO 2-4 ) Tetraéderes szerkezetű, de a sok helyen látható ábrával ellentétben - a 4 oxigén ekvivalens, 8 e - -ból álló delokalizált -rendszer van a 4 S-O kötés körül. Fontosabb szulfátok: PbSO 4, CaSO 4, MgSO 4, CuSO 4.5H 2 O (növényvédőszer)