ELTE TTK Hallgatói Alapítvány KÉMIA LEVELEZŐ ÉRETTSÉGI ELŐKÉSZÍTŐ. 4. oktatócsomag. A halogének

Átírás

1 4. oktatócsomag A halogének Kísérletek: Kémiai album: 28, 29, 30 oldal Klór: 28, 29, 30, 74 oldal Bróm 30, 77, 79, 84 oldal Jód: 15, 21, 22, 23, 30, 50, 66, 70, 74, 75, 84, 89 oldal Ebbe a csoportba tartozik a fluor (F), klór (Cl), bróm (Br), jód (I) asztácium.(at) Felfedezésük története: (ez inkább csak érdekesség, esetleg a szóbeli beszámolódat tudod majd ezzel az anyaggal is színesíteni.) - Fluor: 1886-ban Moisen folyékony HF-ban KF-ot oldott és ezt platina edényben platina elektródokkal elektrolizálta. A fluor név latin eredetű és a jelentése: folyni. - Klór: 1774-benScheele fedezte fel. A klór elnevezés ban Gay-Lusactól származik - Bróm: 1826 Balard nevéhez fűződik a felfedezése. A Földközi tenger vizéből jódot akart kinyerni. Klóros vizet adott a tengervízhez. Jódgőz vált ki és mellette barna folyadék keletkezett. A név a brómos szóból származik, ami bűzöst jelent. - Jód: 1811 Courtois nevéhez fűződik a felfedezése. Tengeri növények hamujával dolgozott ezüst edényben és az ezüst elszínesedett. Anyalúghoz kénsavat adott és ibolyaszínű gőz keletkezett. A név eredete az ioides azaz ibolyaszínű szóból származik és szintén Gay Lusactól ered. Maga a halogén szó görög eredetű és sóképzőt jelent. Halogénatomok szerkezete: A periódusos rendszer VII. főcsoportjában találhatók. Vegyértékhéjuk szerkezete: ns 2 np 5 Alapállapotban egy párosítatlan elektronjuk van. Elektronegativitásuk nagy. Fizikai jellemzésük: - Fluor: Vékony rétegben színtelen, egyébként gyengén sárgás színű, átható szagú, a levegőnél kissé nehezebb, mérgező gáz. - Klór: Köhögésre ingerlő, szúrós szagú, zöldes színű, mérgező gáz. Levegőnél nehezebb. - Bróm: Vöröses barna színű víznél nagyobb sűrűségű folyadék. Forráspontja alacsony, ezért már szobahőmérsékleten is erősen párolog. Gőze is barnás színű. Kellemetlen szagú, köhögésre ingerlő anyag. Készítette: Fischer Mónika 1

2 - Jód: Sötétszürke, félig fémes fényű pikkelyes kristályokat alkot. A villamos áramot nem vezeti, gőze és rácsa egyaránt kétatomos molekulákból áll. Már szobahőmérsékleten észrevehetően párolog. Üveggel lefedve az üvegen át látszik a halványlila jódgőz. Széndiszulfidban, benzolban (vörös színnel), alkoholban (barna színnel) oldódik. Oldhatóságuk: Apoláris oldószerekben kitűnően, de a vízben is szokatlanul jól oldódnak: F 2 + H 2 O 2 HF + ½O 2 ; a többi halogén: X 2 + H 2 O HX + HOX Az apoláris oldószerekben a jód különböző színnel oldódik. Az oxigén-tartalmúakban vörösbarna, oxigén-mentesekben lila színnel. (A jód vízoldékonysága KI-dal megnövelhető, a keletkező trijodidionok szintén barna színűek [I 3 ].) Reakció vízzel: A klór gáz vízben kitűnően oldódik. A klóros víz viszont nem csak a Cl 2 molekulák vízzel való fizikai elkeveredésével keletkezik, hanem kémiai reakció is történik. H 2 O + Cl 2 = HOCl + HCl A keletkező hipoklórossav és sósav rendkívül maró anyag. A hipoklórossav ráadásul igen erősen oxidáló tulajdonságú. Ennek a reakciónak köszönhető, hogy a klór gáz nagyon erősen mérgező hatású. A szervezetbe jutva a testnedvekkel reagál, elsősorban a tüdő szövetét fogja roncsolni. A tüdőt, légutakat felmarja, és tüdővizenyőt okoz. A bróm is adja ezt a típusú reakciót, és a klórhoz hasonlóan a szervezetbe kerülve tüdővizenyőt okoz. Oxidációs fokuk: A klór és utána jövő elemek elektronjai már könnyen gerjeszthetők. Az asztácium elektronjai nagyon könnyen gerjeszthetők, így ezt az elemet már inkább a félfémek közé kell sorolni. A halogéneknek az oxidációs száma stabilan: -1. A fluor csak ezzel az oxidációs számmal fordul elő a vegyületeiben, a többi elemnél +1 is előfordul, ha nálánál nagyobb elektronegativitású elemmel létesít kötést. A 3. periódustól kezdődően lehetőség nyílik arra, hogy az elektronok gerjesztés hatására a d-pályára átugorjanak, ez által a klór, bróm, jód az oxigénnel szemben +3, +5, +7, oxidációs számmal is elő tudnak fordulni. Az s 2 p 5 konfigurációból következően reakcióik során atomjaik elektronhéja 1 elektron felvételére képes, és elvileg maximálisan 7 elektron megosztására alkalmas. Készítette: Fischer Mónika 2

3 Ugyancsak pozitív oxidációfokú a kisebb EN-ú halogén az ún. interhalogén molekulákban. A fluornál nagyobb EN-ú elem nincs, ezért a fluor pozitív oxidációfokú nem lehet, vegyületeiben mindig 1! A halogénvegyületek a halogén oxidációfoka szerint két fő típusra oszthatók: Amelyekben a halogén oxidációfoka negatív ( 1), halogenideknek. Amelyekben pozitív, halogenátoknak nevezzük! Példák: H ClO (hipoklórossav), H ClO 2 H ClO (klórossav), 3 (klórsav), H ClO 4(perklórsav vagy hidrogénperklorát ). Reakció hidrogénnel: H 2 + X 2 2 HX A klórnál már sötétben is robbanásszerű ez a reakció. Típusát illetően láncreakció, melyben a halogénmolekula disszociációja a láncindító lépés. A brómnál UV-fény vagy szikra hatására robban be az elegy. Egyensúlyra vezető reakció, ezért a HBr és a HI előállítását általában nem így végzik. A jódnál magas hőmérsékleten megy végbe ez a reakció, és egyensúlyra vezet. Reakciójuk nemfémekkel: Pl. foszforral, kénnel különféle összetételű vegyületeket képeznek (ilyen a PCl 3, PCl 5, SCl 2, SF 4, SF 6 stb.) Reakciójuk fémekkel: Halogenidekké egyesíthetők (NaCl, MgBr 2, AlCl 3, AlI 3, SnCl 4 stb.). Reakciójuk egymással: Megfelelő körülmények között különböző interhalogéneket képeznek: ilyen, pl. Cl F , I F 7 Az X 2 / 2X redoxirendszer standardpotenciálja a F I irányban csökken, vagyis a fluor a legerősebb, a jód a leggyengébb oxidálószer! Ezért a következő módon választják ki vegyületéből az elemet: F 2 + Cl F 2 + Br F 2 + I fluor klor bróm jód Cl 2 + Br Cl 2 + I Br 2 + I stb. Készítette: Fischer Mónika 3

4 Reakciójuk szerves vegyületekkel: Szubsztitúciós, addíciós vagy oxidációs reakciók lehetségesek. Előfordulás: -Fluor: CaF 2 folypát Na 3 AlF 6 kriolit -Klór: NaCl kősó KCl kálisó - Bróm: ásványvizekben - Jód: tengeri algákban, korallokban, szivacsokban; ásványvizekben Előállításuk: Mivel vegyületeikben 1 es oxidációs számmal szerepelnek így ezeknek, a vegyületeknek az oxidációjával a halogént elemi állapotban fel lehet szabadítani. - Fluor: fluoridok elektrolízisével - Klór: kloridok elektrolízise sósavból oxidálószerrel (laborban pl. 2KMnO HCl 5Cl 2 + 2KCl + 2MnCl 2 + 8H 2 O - Bróm: elektrolízis klórral bromidokból - Jód: elektrolízis klórral jodidokból jodátokból redukcióval Felhasználás: - Fluor: teflon mely fluor tartalmú műanyag. - Klór: Az iparban a klórt elsősorban szerves szintézisekben használják fel hajtógázok, tisztítófolyadékok és monomerek előállításához. Széleskörűen alkalmazzák, mint erős fertőtlenítőszert, pl. ivóvíz előállításnál, uszodákban. Az élelmiszeriparban E925 kóddal említik. Fehérítőszerként alkalmazzák. Textilek vagy más anyagok, pl. papír színének eltávolítása. A textilanyagokat hagyományosan a napfényre tették ki (a késő 18. sz.-ig). Ekkor Scheele felfedezte a klórt (1774), majd Berthollet feltalálta (1785) a klóros fehérítést. A klórmeszet óriási mennyiségben használták, míg 1920-ban föl nem cserélték az olcsó és egyszerű klórra és nátrium-hipokloritra (hypo). Napjainkban papírfehérítésre egyre inkább ózont alkalmaznak, környezetvédelmi okokból. Az úgynevezett optikai fehérítők nem az anyag színtisztaságát, rontó alapelszíneződést távolítják el, hanem a fehér alapszínt teszik kékessé. A mai kékítők fluoreszcencia jelenségen alapulnak, amikor egy fluoreszcens anyag a rá eső ultraibolya-sugárzást a látható kékbe viszi át. A szerves vegyiparban oxidálószerként és helyettesítésre használják, klórozott-szénhidrogének gyártásánál. (pl. vinil-klorid - PVC) Biológiai jelentősége: Rendkívül erős méreg, légzőszervi, nyálkahártya és bőr irritációt okoz. Az első világháborúban harci gázként használták Készítette: Fischer Mónika 4

5 - Bróm: oxidálószer, telítettlenség kimutatása. Vegyületeit nyugtatóként alkalmazzák, régen katonáknak adták a nemi vágy csökkentésére. (KBr) Fényképezésben, a papírkép készítésénél van még jelentősége.(agbr) - Jód: fertőtlenítő (jódtinktúra mely a jód alkoholos elegye.) Keményítő kimutatása (Lugol-oldat): kék színreakciót ad. Élettani jelentőség (pajzsmirigy működéséhez elengedhetetlen), hiánya golyvát (pajzsmirigy problémát) okoz. Fontos nyomelem, a konyhasó (NaCl) jódozásával pótolják, ahol az ivóvíz nem tartalmaz eleget. A halogének hidridjei: Kovalens halogenidek (molekularács). Nemfémek és nagy EN-ú fémek halogénekkel alkotott vegyületei, viszonylag alacsony olvadáspont és forráspont. Vízben nem oldódnak (CCl 4 ), vagy ha oldódnak, akkor savasan hidrolizálnak. Dipólusosak, hidrogénkötésekre is képesek a vízhez viszonyítva savak (hidrogén-halogenidek). Hidrogénkötés kialakítására nem képesek, vízben savasan hidrolizálnak (PCl 3, PCl 5, SbCl 3, SbCl 5, SiCl 4, FeCl 3, AlCl 3, SnCl 4 ) Pl.: PCl H 2 O H 3 PO 4 + 3H + + 3Cl Ionos halogenidek: Kis EN-ú fémek, illetve nagyobb EN-ú, változó oxidációsszámú fémek kisebb oxidációs állapotú halogenidjei. Tisztán ionvegyületek. Magas olvadáspontúak, vízben jól oldódnak, vizes oldatuk általában semleges kémhatású. pl. NaCl, CaCl 2, KBr stb. A hidrogén-klorid (HCl): Molekulaszerkezete: Poláros kovalens kötés található a molekulában: Fizikai tulajdonságai: Színtelen Szagtalan Mérgező gáz. δ+ δ H Cl a molekula dipólusos. Vízoldhatósága kitűnő: HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - vizes oldata a sósav (a tömény sósav maximálisan 38 tömeg % - os, füstölgő folyadék). Vízzel szemben erős savként viselkedik, már tömény oldatában is teljes a disszociáció. Kémiai tulajdonságai: A sósav a negatív redoxpotenciálú fémeket általában jól oldja. Készítette: Fischer Mónika 5

6 2 Al + 6 HCl 2 AlCl H2; Ionosan: 2 Al + 6 H + 2 Al H 2 Telítetlen szerves vegyületekkel addíciós reakcióban reagál. Előfordulása: A természetben, vulkáni gázokban, egyes vulkáni vidékeken eredő folyókban található. Nagy az élettani jelentősége (ls. Gyomorban, gyomorsav formájában 0,1 M oldatként fordul elő). Előállítása: - Laborban: Erős, nem illékony savval fém-halogenidekből. NaCl + cc.h 2 SO 4 NaHSO 4 + HCl - Iparban: Szintézissel mely robbanásszerűen játszódik le. Ha biztosítani tudják a reakció folyamatos elvezetését és a napfényt, ki tudják zárni a rendszerből a hidrogén gáz robbanásmentesen égethető el klórgázban. H 2 + Cl 2 2 HCl Halogén-oxosavak és sóik Képlet: HOCl HClO 2 HClO 3 HClO 4 Név: hipoklórossav klórossav klórsav perklórsav A Cl oxidációs száma: A saverősség növekedése: A bomlékonyság növekedése: Az oxidálóhatás növekedése: Anion: OCl ClO 2 ClO 3 ClO 4 A sók neve: hipokloritok kloritok klorátok perklorátok Az oxigéncsoport elemei Az oxigéncsoport a periódusos rendszer p-mezőjében, a VI. főoszlopban található. Idetartozik az oxigén (O), kén (S), szelén, tellúr, polónium. Vegyértékhéjuk szerkezete: ns2np4 Alapállapotban két pár nélküli elektronjuk van. EN értékük, ahogy haladunk lefelé az oszlopban egyre csökken. Az első 3 elem a nem fémekhez tartozik. A tellúr és polónium a félfémek közé tartozik. Ennek a csoportnak a másik neve kalkogén, azaz ércképző csoport. Készítette: Fischer Mónika 6

7 Az oxigén Kísérletek: Kémiai album: Oxigén: 26, 27, 38, 48, 60, 74, 75 Felfedezése: Az ókorban minden gázt levegőnek neveztek. Van Helmont gondolt először arra, hogy nem minden légnemű anyag levegő. Maga a gáz szó is van Helmont találmánya. Az oxigént 1733-ban a svéd Scheele, majd később, 1774-ben az angol Priestley fedezte fel. Priestley előbb hozta nyilvánosságra kutatásainak eredményeit, ezért őt tartják az oxigén felfedezőjének. Higany-oxiddal végzett megfigyeléseiről így számolt be: "1774. augusztus 1-én megkíséreltem levegőt kivonni az égetett higanyból, egy lencse segítségével. Hamarosan meggyőződhettem róla, hogy a lencse könnyen kihajtja belőle a levegőt. November 8-án egeret szereztem és betettem egy üvegedénybe, amelyben égetett higanyból nyert levegő volt. Ha közönséges levegő lett volna, egy egér kb. egy negyedórát élt volna benne. Ebben a levegőben az én egerem teljes fél órát élt. Ez megerősítette azt a meggyőződésemet, hogy az égetett higanyból kivont levegő legalábbis olyan jó, mint a közönséges levegő, de nem következtettem még arra, hogy még jobb." Az oxigén elnevezése: a francia Lavoisier-tól származik. Maga a név, hogy oxigén, savképzőt jelent. Molekulaszerkezet: Kétatomos, apoláris molekula, melyben a két oxigénatom 2-2 pár nélküli elektronja két kovalens kötést létesít, azaz egy szigma- és egy pi- kötést tartalmazó kettős kötés alakul ki. Az oxigénmolekula igen stabilis, kötési energiája igen jelentékeny: E (O 2 ) = ~500 kj/mol Az oxigén elektronegativitása és elektronaffinitása ( 7, 82 ev) igen nagy, ezért az oxigénatom két elektron felvételével 2 negatív töltésű oxigénionná (O 2 ) alakulhat át (oxigénionok csak ionrácsú kristályokban, esetleg gázállapotban fordulnak elő, mert vizes oldatokban nem stabilisak, vízzel rögtön hidroxidionokká alakulnak). Nagyobb elektronegativitású elemekkel az oxigénatom két magányos elektronja révén könnyen hoz létre kovalens kötéseket; nagy elektronegativitása és kis kovalens atomrádiusza (0, 74 nm) következtében igen hajlamos kettős kötések kialakítására. Fizikai tulajdonságok: Standard körülmények között gáz. Levegőnél nehezebb. Színtelen, szagtalan. Olvadás- és forráspontja alacsony (apoláris molekula, gyenge polarizálhatóság). Vízben kismértékben oldódik, egészen pontosan a levegőből 6%-nyi oxigén képes beoldódni. De ez a kevés mennyiség is elég a vízi élet fennmaradásához. Ha a vízben bizonyos szint alá csökken az oldott oxigén mennyisége, mondjuk a nyári melegek miatt, akkor megfigyelhető, hogy a halak a felszínre Készítette: Fischer Mónika 7

8 úsznak, hogy több oxigénhez jussanak. A gáz van a folyadékban elnyeletve abszorbeálva és fizikai kötődés révén meleg hatására a gáz kiűzhető a folyadékból. Apoláris oldószerekben jobban oldódik (apoláris molekula, gyenge polarizálhatóság). Kémiai tulajdonságok Közönséges körülmények között nehezen vihető reakcióba, a nagy kötési energia miatt ugyanis nagy az aktiválási energia is. Az élő szervezetek szempontjából ennek a ténynek nagy jelentősége van, ha az oxigén atomok a molekulán belül nem lennének erősen lekötve, akkor az anyagcsere-folyamatok, melyek égési, azaz oxidációs folyamatok oly mértékben felgyorsulnának, hogy a szerves anyagok az oxigénben gyorsan elégnének. A földi életet tehát (többek közt) a stabilis molekulaszerkezetű oxigén teszi lehetővé. Magasabb hőmérsékleten vagy atomos állapotban azonban igen reakcióképes, nagyon sokféle anyaggal, igen hevesen tűztünemény közben reagál, egyesül. - Fémekkel általában közvetlenül egyesül, csak a nemesfémekkel nem egyesíthető közvetlenül. A többi fém, aktivitásától függően alacsonyabb vagy magasabb hőmérsékleten vegyül az oxigénnel. Több fém lassabban oxidálódik, mert felületükön védő oxidréteg alakul ki, amely a folyamat továbbhaladását gátolja (Al, Zn, Sn, Cr, Ni stb.). A fémeknek levegő, esetleg víz jelenlétében végbemenő lassú oxidálódását korróziónak nevezzük. Fémekkel általában oxidokká, a legtöbb alkálifém peroxiddá, illetve szuperoxiddá alakul: 2Na + O 2 Na 2 O 2 4Al + 3O 2 2Al 2 O 3 - Hidrogénnel az oxigén magasabb hőmérsékleten hevesen vegyül. Keverékük - ha a hidrogén és oxigén 2:1 arányban van jelen - a durranógáz. Ilyen térfogataránynál igen erélyes robbanás fog bekövetkezni. - A nemfémes elemek közül csak a nemesgázok és a halogének nem egyesíthetők közvetlenül az oxigénnel. A többi nem fém és félfém közvetlenül is egyesíthető oxigénnel. 4P + 5 O 2 2 P 2 O 5 - A szerves vegyületek többsége oxigénben vagy levegőn meggyújtható és elégethető. - Három természetes izotópja van az 16 O, 17 O és 18 O, amelyek közül az 16 O fordul elő a legnagyobb mennyiségben (99,7%), mellette csak 0,2% 18 O és 0,04% 17 O található. Az oxigénvegyületekben a kötés ionos vagy kovalens lehet. Ez a jelleg az oxigén partnerének az elektronegativitásától függ: a legkisebb EN-ú ionos jellegű oxidjainak az ionrácsától a közepes EN-ú elemek oxidjainak többé-kevésbé ionos jellegű, kovalens kötésű atomrácsain keresztül a nagyobb EN-ú, nem fémek oxidjainak a kovalens kötésű molekularácsáig fokozatos az átmenet. Előfordulás: A Földön a leggyakoribb, legnagyobb mennyiségben előforduló elem a földkéreg tömegének csaknem felét teszi ki. Készítette: Fischer Mónika 8

9 Elemi állapotban, a levegőben 21 térf. %- ban van jelen. Kötött állapotban, rengeteg vegyületben fordul elő: víz alakjában a hidroszférát alkotja. A tiszta víz 88 tömeg % oxigént tartalmaz kötött állapotban. A víz földi körülmények között mindhárom halmazállapotban előfordul. Különböző ásványok, elsősorban a kőzetalkotó szilikátok alakjában a földkéreg tömegének csaknem a felét alkotja. Számos szerves vegyület alkotója. A szilárd földkéregben legelterjedtebb ásványai: - oxidok: pl. kvarc (SiO 2 ) magnetit (Fe 3 O 4 ) hematit (Fe 2 O 3 ) rutil (TiO 2 ) - karbonátok: pl. kalcit (CaCO 3 ) magnezit (MgCO 3 ) dolomit (CaMg/CO 3 / 2 ) sziderit (FeCO 3 ) - szulfátok: pl. gipsz (CaSO 4 2H 2 O) barit (BaSO 4 ) - foszfátok: pl. apatitok Ca5/F,Cl,OH,CO 3 //PO 4 / 3 ) - szilikátok: pl berill (Be 3 Al 2 /Si 6 O 18 /) Előállítás: a, Laboratóriumban: - Higany (II)-oxid vagy kristályos KMnO4 hevítésével 2 HgO 2 Hg + O 2 2 KMnO 4 K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 - Hidrogén-peroxidból katalizátorral (MnO2, finom eloszlású Pl vagy Ag, stb.): 2 H 2 O 2 2 H 2 O + O 2 - Híg kénsavas hidrogén-peroxid-oldatból kristályos kálium-dikromát segítségével: 3H 2 O 2 + K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 Cr 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O + 3O 2 b, Iparban: A levegő cseppfolyósításával és a cseppfolyós levegő szakaszos lepárlásával. Készítette: Fischer Mónika 9

10 Levegő cseppfolyósítása: A levegő nagy nyomásra összesűrítve, majd kis fúvókán kitágítva erősen lehűl és -200 C-on valamennyi összetevője folyékony állapotba kerül. A folyékony levegő frakcionált desztillációjával a forráspontjuk alapján elkülöníthető összetevői. Első lépésként a vizet és a szén-dioxidot fagyasztják ki belőle. Felhasználás: Légzési gáz, a belélegzett levegőben legalább 7% oxigénnek kell lenni. A tiszta oxigén belélegzése viszont rövid idő alatt keringési rendellenességekhez vezet. Egy ember óránként kb. 20 liter oxigént fogyaszt, évente pedig kb. 300 kg oxigént használ fel. Az oxigéngázt az iparban nagy hőmérsékletű láng előállítására használják. Ha ugyanis különböző éghető gázokat (pl. hidrogént, acetilént) nem levegő jelenlétében, hanem tiszta oxigénnel keverve égetnek el, a nagy sebességű égés miatt a láng hőmérséklete a ºC-ot is elérheti. Az ilyen nagy hőmérsékletű lángokat nehezen olvadó anyagok (Pl. kvarc) megolvasztására, továbbá fémek hegesztésére és vágására szokták alkalmazni. Az éghető gázoknak az oxigénnel való keverése - tekintettel az elegy robbanékonyságára - külön berendezésben, ún. hegesztőpisztolyban történik, amely a robbanás lehetőségét kizárja. Az oxigénnek a modern kohászati eljárásokban is nagy szerepe van. A nagyolvasztókba oxigénnel dúsított levegőt fúvatva a folyamatok lényegesen meggyorsíthatók, a termelés emelhető. Alkalmazzák az oxigént a gyógyászatban is, légzési nehézségeknél vagy gázmérgezéseknél. Általában oxigénnel dúsított levegőt szoktak belélegeztetni az életfolyamatok élénkítése céljából. Használják az oxigént mentőkészülékeknél, a tengeralattjárók oxigénellátására stb. Ipari célokra az oxigént kb. 150 bar nyomáson, kék jelzésű acélpalackokban hozzák forgalomba. Ezekkel a palackokkal nagyon óvatosan kell bánni, mert gondatlanság (pl. a palack leejtése) esetén súlyos Készítette: Fischer Mónika 10

11 robbanás következhet be. Az oxigénpalack szelepét nem szabad gyúlékony, könnyen oxidálható anyagokkal (pl. kóccal, olajos tömítőanyaggal) tömíteni, a palack szelepét hirtelen megnyitni, mert az esetleges helyi felmelegedések az oxigénmolekulákat aktiválják. Ilyen esetben felgyorsul az amúgy is exoterm oxidációs folyamat, és ez a palack robbanásához vezethet. Ilyen veszély miatt tilos a palack szelepét zsíros, olajos kézzel, olajos ronggyal megfogni. Oxigénvegyületek: Idesoroljuk az oxidokat, peroxidokat, szuperoxidokat, hidroxidokat, oxosavakat és azok sóit. Különböző oxidációs állapotú oxigénvegyületek OXIDOK PEROXIDOK SZUPEROXIDOK oxidációs szám: 2 oxidációs szám: 1 (O 2 ) -ion (szuperoxidion) H 2 O 2 (molekularácsos) K 2 O 2 (ionrácsos) KO 2 RbO 2 bomlékony, oxidáló hatású anyagok OXIDOK Ionrácsosak Atomrácsosak Molekularácsosak A fém-oxidok nagy része szilárdak A nemfém-oxidok nagy része tisztán ionosak átmeneti típusúak kemények vízben oldódnak vízben nem oldódnak magas op. szilárdak, vízben jól szilárdak,vízben vizes oldatuk savas oxosavból vízelvonással gyakorlatilag nincs oldódnak, vizes rosszul oldódnak kémhatású, oxosav előállítható oldószerük oldatuk lúgos hidroxidok hevítésével előállíthatók keletkezik ált. csak erélyes kémhatású (bázisos körülmények között oxidok, vízzel lépnek reakcióba, hidroxidot adnak) és válnak oldhatóvá I.A és a legtöbb II.A fém oxidja bázisanhidridek a legtöbb fém-oxid (MgO is!) HIDROXIDOK pl. B 2 O 3, SiO 2, (Al 2 O 3 korund) pl. CO 2, NO 2, SO 2, SO 3, P 2 O 5 savanhidridek CO, NO OXOSAVAK Me(OH) n, ahol n a fém oxidációs száma Formálisan itt is felírható a X(OH) n képlet. A vegyületet a fenti vízben fémionra és hidroxidionra disszociálhatnak képlethez képest a nemfém (X) polarizáló hatásától függően (lúgos kémhatás) különböző mennyiségű víz elvonásával származtathatjuk. Az X nagy EN-a miatt az O H kötés erősen poláros, protonleadásra képesek, savak. SÓK A hidroxidok és az oxosavak reakciója során képződő (de legalábbis így származtatható) vegyületek: fém- vagy ammónium-iont és az oxosav anionját (savmaradék) tartalmazzák. Készítette: Fischer Mónika 11

12 Az oxigén allotróp módosulata. Ózon Allotrópia: Az elemnek azt a tulajdonságát, hogy különböző kristályszerkezetű vagy különböző moláris tömegű módosulatokban fordulnak elő allotrópiának, nevezik. Az allotróp módosulatok fizikai tulajdonságai eltérőek és kémiai tulajdonságaikban is tapasztalható különbség. Pl. szén: gyémánt-grafit, kén: rombos kén monoklin kén. Felfedezése: A légköri ózon fölfedezése Schönbein német kutató nevéhez fűződik, aki 1840-ben észrevette, hogy elektromos kisülések alkalmával jellegzetes szagú gáz keletkezik, amelyet ózonnak nevezett el (ozein jelentése görögül "szagolni", bűzleni ). Tulajdonságai: Az ózon kék színű, jellegzetes szagú, az oxigénnél másfélszer sűrűbb gáz. Az ózon az oxigénnél lényegesen jobban oldódik vízben. A molekulát 3 oxigén atom építi fel, a kötésszög 120 és a V- alakú molekulában csak egyszeres kötések vannak. A kötési energia így lényegesen kisebb, mint az oxigén molekulában. Kémiailag nagyon bomlékony, nagy hőfejlődéssel és jelentékeny térfogat-növekedéssel oxigénné alakul át, ezért erősen robbanásveszélyes anyag. A felszabaduló naszcensz oxigén miatt pedig erősen oxidativ tulajdonságú. Az ózon (O 3 ) oxigénből (O 2 ) keletkezik, ultraibolya (UV) -sugarak hatására. Az ózon a sztratoszférában - mintegy 8 km-es övben - létfontosságú gáz, jelenlétével az ultraibolya sugárzástól védi a földi élőlényeket. Ha ezt az övet összenyomjuk, mindössze 3mm-es ózon-réteget kapunk. A bolygó felszínén azonban paradox módon mérgező gáznak számít. A felszínközeli ózon többnyire mesterséges eredetű, a kipufogó gázok nitrogén-oxidjainak és illékony szerves összetevőinek fotokémiai reakcióiban keletkezik. Újabb kutatások szerint az ózon bizonyos koncentráció felett elhervasztja a növényeket, irritálja a tüdőt, sokakban asztmát vált ki. Az egy évszázaddal ezelőtti felszínközeli ózonszintet ma már csak a déli félteke eldugott helyein mérhetjük. Eközben az iparosodott országokban a kártékony gáz mennyisége meghaladja a fenti határértéket, szmog idején akár annak háromszorosát is elérheti. Az előrejelzések szerint a következő évtizedekben ezek az értékek állandósulni fognak. Egyesek úgy fogalmaznak, hogy ezek a jelek legalább olyan jelentősek, mint az ózonlyuk állapota, és következményeik is hasonlóan súlyosak lehetnek. A felszínközeli ózonnak a növényekre gyakorolt hatása rendkívüli módon befolyásolja a vízciklust, ezzel is súlyosbítva mind az áradásokat, mind az aszályokat. Nagyobb hullámhosszú fénysugarak hatására az ózon elbomlik. Az ózonréteg keletkezésének és lebomlásának természetes egyensúlya nagy valószínűséggel a freongáznak, de bizonyos bozótirtó vegyszereknek is betudhatóan bomlott meg. Ahol az elvékonyodás mértéke elérte az 50%-ot, ott ún. Készítette: Fischer Mónika 12

13 ózonlyukak keletkeztek. Ennek következtében a napfény káros, nm hullámhosszú UV-sugarai akadálytalanul áthatolnak az ózonpajzson, és a sejtek molekuláit megbombázva, azok daganatos elváltozását idézik elő. Ez az oka a bőrrák, elsősorban a melanoma malignun világméretű megszaporodásának. A természetes védekezés része a fokozatos napozás. Hatására a hám megfelelő sejtrétege 3 5-szörösére megvastagodik és elzárja az utat a mélyebb rétegeket károsító UV-sugarak elől. A napozás korlátozása, különösen délben és vízparton szintén véd a ráktól. Bizonyos napvédő krémek elnyelik a káros UV-sugarakat. A környezetvédelem (kevés) sikeres akciójának egyike a freon-tartalmú hajtógázok globális betiltása. Minden remény megvan arra, hogy néhány évtizeden belül helyreáll a természetes egyensúly. Az ózonlyuk felfedezése: Farman és munkatársai az angol antarktiszi állomáson végzett méréseik alapján arról számoltak be, hogy az 1970-es évek elejétől a légköri ózon mennyisége egyenletesen csökkent, aminek mértéke az 1980-as évek elején elérte az 50 százalékot! Ez a bejelentés a légkörrel foglalkozó kutatók, sőt a közvélemény körében is hatalmas vihart kavart. Az amerikaiak ezután hatalmas nemzetközi (igazában amerikai) programokat szerveztek az ózonlyuk okainak kiderítésére. Elméletük szerint a téli hónapokban az Antarktisz fölötti sztratoszférában hatalmas légköri örvény helyezkedik el, amely meggátolja az alacsonyabb szélességeken lévő levegővel való keveredést. Az örvény által körülzárt levegőben a hőmérséklet igen alacsony, így jégkristályok keletkeznek, amelyek elnyelik a sósav- és klór-nitrátmolekulákat. A kristályok felületén a két anyagból salétromsav és kétatomos klór keletkezik. A salétromsav a kristályban marad, míg a klór a levegőbe kerül. Tavasszal, amikor megjelenik a napsugárzás, a kétatomos klór atomos klórra bomlik, amely intenzíven kivonja az ózont a levegőből. Készítette: Fischer Mónika 13

14 Kén és vegyületei Kísérletek: Kémiai album: Kén: 31, 32, 33, 38, 64 Kéndioxid: 34, 38 Kén hidrogén: 38 Kénkimutatás fehérjében: 90 Kénsav: 9, 34, 36, 38, 66, 73, 76, 78 Kén (Sulfur, thion) A S 8 molekula A kénnek többféle allotrop módosulata van, ezek közül szobahőmérsékleten, a romboskén (α-kén) a stabilis. A rombos kén 95,5 C feletti hőmérsékleten, monoklin kénné (β-kén) alakul át. A monoklin kén hosszú tűkristályokat alkot. A monoklin tűkristályok átlátszóságukat néhány nap alatt elvesztik, mert rombos kénmódosulttá alakulnak át. Külső alakjukat azonban kristályszerkezetük megváltozása után is megtartják, e jelenséget a kristálytan álalakulásnak, pszeudomorfiának nevezi. A kén négyféle, 32-, 33-, 34- és 36-os tömegszámú izotópok keveréke. Ezek között a 32 S izotóp mennyisége túlnyomó. Fizikai tulajdonságok: A rombos és a monoklin kén egyaránt jellegzetesen sárga színű, üvegfényű, kis keménységű, rideg anyag. A hőt és az elektromosságot nem vezeti. Vízben nem oldódik; jól oldja a szén-diszulfid (CS 2 ) és a kén-diklorid (SCl 2 ), többé-kevésbé egyes szerves oldószerek is. Mindkét allotrop módosulat molekularácsos. A kristályok rácspontjaiban 8 kénatomból álló kénmolekulák foglalnak helyet (S 8 ). A nyolcatomos kénmolekulák gyűrű alakúak. A két módosulat olvadáspontja különböző: a rombos kéné 112,8 C, a monoklin kéné 118,95 C. Ha a ként óvatosan úgy olvasztjuk meg, hogy az olvadék hőmérséklete ne emelkedjék sokkal az olvadáspont fölé, akkor a kén világossárga, kis viszkozitású folyadékká olvad (az olvadék nyolcatomos gyűrűmolekulák halmaza). Ha ezt az olvadékot tovább melegítjük, akkor 150 C felett barnulni és sűrűsödni kezd (a gyűrűk kezdenek felhasadni), 190 C körül viszkozitása olyan nagyra nő, hogy ki sem önthető (a felhasadt gyűrűkből láncok keletkeznek, amelyek egymásra csavarodnak, összefonódnak). További hevítéskor színe tovább sötétedik, viszkozitása azonban csökkenni kezd, újra hígan folyóvá válik Készítette: Fischer Mónika 14

15 (a hosszú láncok darabokra szakadnak). 444,6 C-on forr. Gőze vörösbarna színű, hirtelen lehűtéskor szublimálnak. Ha a forráspontja közeléig hevített kénolvadékot hirtelen lehűtjük, akkor gumiszerűen nyúlós, ragadós alaktalan vagy amorf kénné alakul át. Ez szobahőmérsékleten rombos kénné alakul át. Kémiai tulajdonságok: Elektronegativitása 2,5. Nála kisebb EN-ú elemekkel (fémekkel, félfémekkel) 2-es oxidációfokkal szulfidokat alkot. Az erősen negatív redoxpotenciálú fémek szulfidjai és poliszulfidjai ionvegyületek, ionráccsal rendelkeznek. A kevésbé pozitív fémekkel és a nemfémekkel mindig kovalens kötéssel vegyül. A nála nagyobb EN-ú nemfémekkel alkotott vegyületeiben oxidációfoka +2, +4 és +6 lehet (pl. kénoxidok stb.). A szulfidion (S 2 ) vizes oldatban stabilis. Reakciókészsége közönséges hőmérsékleten nem nagy, magasabb hőmérsékleten azonban a legtöbb elemmel közvetlenül egyesíthető. Reakciók: - Fémekkel és félfémekkel az arany, a platina és az iridium kivételével szulfidokká egyesül. Már szobahőmérsékleten reagál az alkálifémekkel és a rézzel. Egyéb fémek és a kén egyesülése magasabb hőmérsékleten gyakran tűztünemény kíséretében játszódik le: Fe + S FeS Zn + S ZnS Cu + S CuS Készítette: Fischer Mónika 15

16 Mg + S MgS - Hidrogénnel 400 C körüle hőmérsékleten megfordítható folyamatban hidrogén-szulfiddá egyesül: H 2 + S = H 2 S - Nemfémekkel a jód, a nitrogén és a bór kivételével egyesül. - Oxigénnel reagálva halványkék lánggal kén-dioxiddá ég el (égésekor nyomokban kén-trioxid is keletkezik): S + O 2 SO 2 - Izzó szénen átvezetett kéngőzök a szénnel szén-diszulfiddá egyesülnek: C + S 2 CS 2 - A savak általában nem hatnak rá, de az erősen oxidáló hatású savak, mint a tömény salétromsav, kénsav és a királyvíz, oxidálás közben oldják. Erős lúgokban (alkálifém-, alkáliföldfém-hidroxidokban) poliszulfidok képződése közben oldatba megy (diszproporcionálódik), pl.: Előfordulás: 12S + 3Ca(OH) 2 2CaS 5 + CaS 2 O 3 + 3H 2 O Elemi állapotban és vegyületek alakjában egyaránt előfordul. Elemi állapotban terméselemként, vulkanikus vidékeken fordul elő nagyobb mennyiségben. Kötött állapotban főként szulfidok és szulfátok formájában. Kéntartalmú vegyületek: FeS 2 = pirit; CuFeS 2 = kalkopirit; ZnS = szfalerit; PbS = galenit; HgS = cinnabarit; Sb 2 S 3 = antimonit; CaSO 4 2H 2 O = gipsz; CaSO 4 = anhidrit; BaSO 4 = barit; MgSO 4 7H 2 O = keserűsó stb. Előállítás - Laboratóriumban: - Iparban: Felhasználás: Szulfidok oxidációjával. Szulfidok és szulfitok vagy tioszulfátok szinproporciós reakciójával. Szulfidok hőbontásából, szulfidok pörköléséből: 2H 2 S + SO 2 3S + 2H 2 O Kozmetikaiparban, kénsavgyártásra, gyógyszergyártásban, növényvédő-szerek gyártására, vulkanizálás során. Készítette: Fischer Mónika 16

17 Szulfidok: Kénvegyületek Molekularács Atomrács Ionrács CS 2 (szén-diszulfid, szénkéneg) A p- és a d-mező sok fémével Az alkáli- és az alkáliföldfémszulfidok. oldószer alkotott vegyületek mérgező hatású Sok sötét színű Színtelen (fehér), szilárd anyagok. Vízben rosszul oldódnak Vízben jól oldódnak. H 2 S (kénhidrogén) A legrosszabbul oldódók (pl. CuS, Vizes oldatuk lúgos kémhatású: színtelen, záptojás szagú gáz HgS) még erős savakban sem S 2 + H 2 O = HS + OH gyenge sav oldódnak. sok anyagot redukál (pl. I 2, Fe 3+ ) Színük a kation HS + H 2 O = H 2 S + OH mérgező hatású sok fémionnal csapadékot képez polarizálóképességétől függ (pl. a ZnS fehér; a CdS sárga; HgS fekete). A természetben előforduló ásványok közül ide tartozik, pl. a pirit FeS 2 A legfontosabb oxidok: Kén-dioxid Kén-trioxid Molekula: V-alakú dipólusmolekula Trigonális planáris (síkháromszög), apoláros Fizikai tulajdonságok: Színtelen, szúrós szagú, köhögtető gáz Színtelen folyadék, mely viaszszerűen megdermed (polimerizálódik) Vízben mindkettő kémiai reakció közben oldódik. Kémiai tulajdonságok: SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3 kénessav SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 kénsav Általában redukáló hatású. Nedves közegben kénsavvá, szulfátionná oxidálódik: SO 2 + 2H 2 O + I 2 4H SO 4 + 2I Baktérium- és gombaölő hatású A kén-hidrogént oxidálja 2H 2 S + SO 2 3S + 2H 2 O Előállítás: A kén égetésével A kén-dioxid további oxidációjával (V 2 O 5 katalizátor, nagy nyomás, nem túl magas, de a közönségesnél magasabb hőmérséklet): Felhasználás: Fém-szulfidok pörkölésével 4FeS O 2 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 Szulfitokból erősebb savból Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 SO 2 + Na 2 SO 4 + H 2 O (főként laborban) Tömény kénsavból pl. rézzel történő redukcióval: Cu + 2H 2 SO 4 CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O (főként laborban) fertőtlenítés (kénezés) kén-trioxid előállítása 2SO 2 + O 2 = 2SO 3 A kénsavgyártás köztes terméke Készítette: Fischer Mónika 17

18 Kénessav Kénsav Molekula: dipólusmolekula dipólusmolekula Fizikai tulajdonságok: Csak híg vizes oldatban létezik (oldata színtelen) Olajszerű, nagy sűrűségű (1,84g/cm 3 ), viszkózus folyadék Viszonylag magas fp. (hidrogénkötések!) A vízzel minden arányban elegyedik, nagy hőfejlődéssel jár Kémiai tulajdonságok: gyenge sav erős, kétértékű sav Bomlékony: hő H2 SO3 SO2 + H2O Általában erős redukálószer Stabilis, nehezen bontható vízre és kéntrioxidra erős oxidálószer (sok pozitív standardpotenciálú fémet is SO 2 fejlődése közben old; egyes negatív standardpotenciálú fém felületét passziválja). Híg vizes oldata a negatív standardpotenciálú fémek többségével hidrogén fejlődése közben reagál Vízelvonó, roncsoló hatású; higroszkópos, dehidratáló, a szerves vegyületeket elszenesítí Előállítás: SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3 SO 2 előállítása SO 2 katalitikus oxidációja SO 3 oldása SO 3 + H 2 SO 4 H 2 S 2 O 7 (dikénsav, vitriol, óleum) H 2 S 2 O 7 + H 2 O 2H 2 SO 4 Felhasználás: Sóik: oldószer oxidálószer gyógyszer, festék előállítás gázok szárítása ólomakkumulátorok töltése szevetlen anyagok előállítása (szóda, műtrágya, foszforsav, robbanószerek) mosószer előállítása Glaubersó Na 2 SO 4 10H 2 O Hashajtóhatású A szulfátion nem szívódik fel a bélből, és vizet köt meg. Az ipar az üveggyártásban használja Keserűsó MgSO 4 7H 2 O Szintén az előbb említett okok miatt hashajtóhatású. Gipsz, máriaüveg, alabástrom CaSO 4 2H 2 O Rézgálic CuSO 4 5H 2 O Vasgálic FeSO 4 7H 2 O stb. Készítette: Fischer Mónika 18

19 Nitrogéncsoport Kísérletek: Kémiai album: Nitrálás: 78, 90 Nitrogén dioxid: 47, 48, 66 Nitrogén monoxid: 47, 48 A nitrogéncsoport elemei a periódusos rendszer V. oszlopának 1. csoportját alkotják. Páratlan rendszámú P elemek lévén csak egy vagy két izotópjuk van, a foszfor ( 15 As ), az arzén ( 33 Bi ) és a bizmut ( 83 ) tiszta elem. NITROGÉN FOSZFOR ARZÉN, ANTIMON BIZMUT Vegyértékelektronok Halmazszerkezet N 2 molekularácsos, standard állapotban gáz ns 2 p 3 Stabil pi-átfedéseket, többszörös kötéseket azonban csak a viszonylag kis rádiuszú és a többiekénél lényegesen nagyobb EN-ú N-atomok tudnak egymás között kialakítani. Sárga és vörös módosulat Sárga és szürke módosulat félfémek Szürke fémes, rétegrácsos Oxidációs szám min.: 3 NH 3 max.: +5 HNO 3 Legfeljebb 4 vegyértékű! 3 és és +5 főként +3 Lehetnek 5 vegyértékűek is! A fémes jellegnek rendszámuk növekedésével párhuzamos megjelenése és fokozódása elektronegativitásuk fokozatos csökkenésével kapcsolatos, ami vegyértékhéjuk konfigurációjával együtt, kötésük jellegét, molekula- illetve rácsszerkezetük kialakulását, típusát megszabja. A molekuláris szerkezetű módosulatoknak, a nitrogénnek és a fehér foszfornak az olvadás- és a forráspontja alacsony, az atomráccsal rendelkező módosulatoké természetszerűleg magasabb. Készítette: Fischer Mónika 19

20 Nitrogén A nitrogén név salétromképzőt jelent (nitrum = salétrom) Molekulaszerkezet: Mint azt láttuk ns 2 np 3 elektronnal rendelkezik. konfigurációjú, alapállapotban 3 pár nélküli Kétatomos molekulákat alkot N 2, atomjai között három kovalens kötés van (N N). A nitrogénmolekulák igen állandóak, még 4000 C körül is csak alig ( 3%-ban) disszociálnak atomjaikra. Nagy stabilitása arra vezethető vissza, hogy benne a két nitrogénatomot 3 kovalens elektronpár nagyenergiájú kötése tartja össze, a kötéstávolság igen kicsi (0,1097 nm), a molekula disszociációs energiája igen nagy, és igen nagy az aktiválási energiája is. A természetes nitrogén két izotópot tartalmaz, túlnyomó mennyiségben (99, 71%-ban) 14-es tömegszámú N nitrogénizotópot ( 7 N ) és csekély mennyiségben (0,29%) 15-ös tömegszámú izotópot ( 7 ). Elektronegativitása 3, a fluor és az oxigén elektronegativitása után a legnagyobb. Fizikai tulajdonságok: Színtelen, szagtalan, a levegőnél kissé könnyebb, igen nehezen cseppfolyósítható gáz. A folyékony és a szilárd nitrogén is színtelen. Vízben csak igen kis mértékben, az oxigénnél is rosszabbul oldódik. Nagystabilitású nehezen gerjeszthető molekulái apolárisak és alig polarizálhatók (ez tükröződik a nitrogén igen alacsony olvadás és forráspontjában. Kémiai tulajdonságok Nagy stabilitásának következményeként a nitrogén elemi állapotban rendkívül inaktív, a nemesgázok után a legközömbösebb elem. Szobahőmérsékleten (a lítium kivételével) egyáltalán nem vegyül, csak magasabb hőmérsékleten reagál. Reakciók: - Lítiummal már szobahőmérsékleten reagál: 6 Li + N 2 2 Li 3 N - Negatívabb redoxpotenciálú fémekkel (pl. Mg) magasabb hőmérsékleten nitridekké egyesül: 3 Mg + N 2 Mg 3 N 2 - Hidrogénnel katalizátor jelenlétében 400 C felett ammóniává egyesül: Készítette: Fischer Mónika 20