Szervetlen kémia Nevezéktan

Átírás

1

2 Nevezéktan A kémiai vegyületek szisztematikus elnevezése, lehetővé téve a rendszerezést. IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry = Tiszta és Alkalmazott Kémia Nemzetközi Uniója) nemzetközi elnevezési szabályai alapján Az elnevezés szabályai az alkotórészek elektronegativitásának és oxidációs számainak figyelembevételével, azok alkalmazásán alapulnak. Kivétel a triviális (hétköznapi) nevek néhány anyagra, pl.: H 2 O víz (hidrogén-oxid) NH 3 ammónia (trihidrogén-mononitrid) HNO 3 salétromsav (nitrogénsav) CuSO 4 5H 2 O rézgálic (réz(ii)-szulfát; kristályvizes) Na 3 PO 4 trisó (nátrium-foszfát)

3 Nevezéktan 1. Vegyület két elemből áll: fém-nemfém (általában ionosak): a fémion alkotórész az elem teljes nevével, első helyen szerepel, a nemfém szótöve -id toldalékot kap és nem jelöljük a kapcsolódó komponensek számát fém-oxidációs száma állandó: MgBr 2 - magnézium-bromid Al 2 O 3 - alumínium-oxid Na 2 S - nátrium-szulfid (latin) CaC 2 - kalcium-karbid (latin) NH 4 Br - ammónium-bromid (NH 4+ : alkálifémekhez soroljuk) KOH - kálium-hidroxid (nem bomló összetett anionok elnevezése analóg) NaCN - nátrium-cianid Ca(SCN) 2 - kalcium-rodanid fémnek több oxidációs számú formája létezik: a fém neve után római számmal jelezzük az ion töltését FeCl 2 - vas(ii)-klorid Fe 2 O 3 - vas(iii)-oxid HgO - higany(ii)-oxid Hg 2 Cl 2 - higany(i)-klorid (nem ionos, hanem molekula, ezért nem HgCl)

4 Nevezéktan 1. Vegyület két elemből áll: nemfém-nemfém vagy metalloid (általában kovalens kötésű molekulák): úgy mint a fém-nemfém esetben, csak itt a névben görög számnevekkel jelezzük mind a két összetevő számát (bár a mono- sokszor elmarad). 1 mono; 2 di, 3 tri; 4 tetra, 5 penta; 6 hexa; 7 hepta; 8 okta; 9 nona; 10 deka A két atom közül melyik legyen az első ill. második helyen: az alábbi, periódusos rendszeren alapuló, sorrend alapján: B Si C Sb As P N H Te Se S I Br Cl O F A balra elhelyezkedő megnevezése kationnal analóg módon történik, míg a jobbra található az anion mintájára -id toldalékot kap. CO - szén-monoxid CS 2 - szén-diszulfid N 2 O - dinitrogén-oxid N 2 O 3 - dinitrogén-trioxid HBr - hidrogén-bromid HCN - hidrogén-cianid H 2 O 2 - hidrogén-peroxid (dihidrogén-dioxid) PH 3 - foszfor-hidrogén (trihidrogén-foszfid)

5 Nevezéktan 2. Összetett aniont tartalmazó vegyületek és oxosavak A többatomos anionokban egy nemfém, annak oxidációs állapotától függően, különböző számú oxigénhez kapcsolódik kovalens kötéssel (pl. SO 4 2, SO 3 2, NO 3, ClO, ClO 3, ClO 4 ). Ilyen ún. oxoaniont a magas oxidációs számú fémek is képezhetnek (pl. CrO 4 2, MnO 4 ). Oxoanionhoz hidrogénion kapcsolódik: oxosavak (pl. H 2 SO 4, HClO, H 3 PO 4, H 2 CO 3 ). Oxidációs számok sav neve anion neve B C, Si N, P, As, Sb S, Se, Te Cl, Br, I per..sav per.át sav át essav..it hipo ossav hipo.it - - (+1) (+2) +1 A halogének és a nitrogén oxoanionjai mindig -1 töltésűek (pl. BrO 3, NO 3, ClO ), a páros oxidációs számú központi atomok oxoanionjai mindig -2 töltésűek (pl. CO 3 2, SO 4 2, SO 3 2 ) kivétel SiO 4 4 a páratlan oxidációs számú központi atomból képzett ionok töltése pedig mindig -3 (pl. PO 4 3, PO 3 3 ).

6 Nevezéktan 2. Összetett aniont tartalmazó vegyületek és oxosavak. Példák: HClO 4 perklórsav HBrO 3 - brómsav H 2 SeO 4 - szelénsav HClO 2 - klórossav HClO - hipoklórossav NaClO 4 - nátrium-perklorát KBrO 3 - kálium-bromát K 2 SeO 4 - ammónium-szelenát KClO 2 - kálium-klorit Ca(ClO) 2 - kalcium-hipoklorit Kivételek: A nitrogén és a szilícium oxosavjának nevét egy-egy ásványuk alapján képezzük (salétrom, kova), a szén és a kén oxoanionját pedig latin nevükből (karbon, szulf(ur)) származtatjuk. H 2 SO 4 kénsav HNO 3 - salétromsav H 4 SiO 4 - orto-kovasav H 2 CO 3 - szénsav H 2 SO 3 - kénessav HNO 2 - salétromossav CuSO 4 - réz(ii)-szulfát Bi(NO 3 ) 3 - bizmut(iii)-nitrát Mg 2 SiO 4 - magnézium-ortoszilikát CaCO 3 - kalcium-karbonát MgSO 3 - magnézium-szulfit NH 4 NO 2 - ammónium-nitrit

7 Nevezéktan 2. Összetett aniont tartalmazó vegyületek és oxosavak. Savanyúsók: többértékű savak azon sói, melyekben nincs minden hidrogén fémionra cserélve. Nevüket a sóalak nevéből származtatjuk, a maradék hidrogének számának jelölésével: Na 2 CO 3 - nátrium-karbonát K 3 PO 4 - kálium-foszfát (NH 4 ) 3 SbO4 - ammónium-antimonát NaHCO 3 - nátrium-hidrogén-karbonát K 2 HPO 4 - kálium-hidrogén-foszfát (NH 4 )H 2 SbO 4 - ammónium-dihidrogén-antimonát Vegyes sók: egyértékű sav + sója NaHF 2 - nátrium-hidrogén-fluorid (NaF + HF) KH(IO 3 ) 2 kálium-hidrogén-jodát (KIO 3 + HIO 3 ) Fémeket tartalmazó összetett anionok: HMnO 4 permangánsav H 2 CrO 4 krómsav H 2 Cr 2 O 7 - dikrómsav MnO permanganát ion CrO kromát ion Cr 2 O dikromát ion

8

9 Hidrogén 1. oszlop (alkálifémek), 1. sor nem minden tulajdonsága illik az alkálifémekhez Elektronszerkezet: 1s 1 ; rendszám: 1; atomtömeg: 1 Előfordulás: 93% a világegyetemben; 61% az emberi testben Vegyérték: 1; oxidációs szám: +1, -1 Elektronegativitás: 2.1 Természetes körülmények között kétatomos molekulákat alkot, kötési energia: -436 kj/mol Természetes körülmények között gáz, legkönnyebb, 14,4-szer könnyebb a levegőnél Könnyen ad le elektront (oxidációs szám: +1), de szabad proton természetes körülmények között nem marad meg önállóan (H 3 O +, NH 4+ ). Ez a gyakoribb ionos formája. EN<1 fémekkel sószerű hidrideket képez (oxidációs szám: -1). H - -ion csak kristályban létezik, vízben oldva: H - + H 3 O + = H 2 + H 2 O Hasonló elektronegativitású elemekkel (nemfémes elemek) kovalens kötésű molekulákat képez (elsősorban a C: szerves vegyületek) Redukálószer: oxidokat, halidokat Előállítás: labor: Zn + HCl; ipari méretben: földgáz + vízgőz reakciójával Felhasználás: ammóniagyártás, hidrogénezés (pl. folyékony olajokat szilárd zsírokká), redukálószer (pl. ásványokból nyert oxidokat fémmé) Hidrogén alapú gazdaság: energiatermelés (gépjárműmotor, fúziós reaktor)!!!drága előállítás, oxigén jelenlétében robbanékony!!!

10 Hidrogén Nemzetközi Kísérleti Termonukleáris Reaktor (ITER) Cadarache (Franciaország) Építés: Kísérleti üzemeltetés: 20 év Hőmérséklet: 150 millió ºC Elektromos fűtés+mágneses térrel való összenyomás plazma állapot Teljesítmény: 500 MW 400 s-on keresztül Ezalatt fél gramm deutérium/trícium keverék fúzionál a 840 m 3 -es reaktorban.

11 Alkálifémek I. oszlop Elektronszerkezet: ns 1 Vegyérték: 1; oxidációs szám: +1 Elektronegativitás: (ionvegyületeket képeznek, +1 töltésű ionjaik elektronszerkezete nemesgázszerű, nagyon stabil, ionizációs energia kicsi) Természetes körülmények között szilárd halmazállapotúak, térközepes kockarácsot alkotnak Oxigénnel, vízzel azonnal reagálnak, védőfolyadék (pl. petróleum) alatt tartják Sűrűségük, keménységük kicsi Nátrium Nagyon reaktív: 2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 Természetben fő előfordulási formája: NaCl, Na 2 CO 3 Előállítás: NaCl olvadék elektrolízisével Felhasználás: redukálószer, nátriumgőzlámpa Nátrium-hidroxid (NaOH) Fehér kristály (vizes oldata színtelen), nagyon erős bázis Kristályos állapotban rendkívül higroszkópos, levegőből H 2 O-t, CO 2 -t megköti Előállítás: NaCl-oldat elektrolízisével Felhasználás: textil- és papíriparban, szappan és mosószergyártás

12 I. oszlop Elektronszerkezet: ns1 Vegyérték: 1; oxidációs szám: +1 Elektronegativitás: (ionvegyületeket képeznek, +1 töltésű ionjaik elektronszerkezete nemesgázszerű, nagyon stabil, ionizációs energia kicsi) Természetes körülmények között szilárd halmazállapotúak, térközepes kockarácsot alkotnak Oxigénnel, vízzel azonnal reagálnak, védőfolyadék (pl. petróleum) alatt tartják Sűrűségük, keménységük kicsi Szervetlen kémia Alkálifémek

13 Na fontosabb vegyületei Nátrium-klorid (NaCl) Színtelen kristály Előfordulás: tengervízben (2.7%), kősótelepeken, állati szervezetben (emberi vérben 0.85%) Előállítás: sóbányákból Felhasználás: fémnátrium, nátriumvegyületek, klór, klórvegyületek előállítására Olvadékelektrolízis: 2NaCl = 2Na + Cl 2 (T<700 ºC) Oldatelektrolízis: 2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + Cl 2 + H 2 Nátrium-hipoklorit (NaOCl, Hypo) Fertőtlenítő- tisztító-, illetve mosószer Előállítás: NaCl-oldat elektrolízisével: 2NaOH + Cl 2 = NaOCl + NaCl + H 2 O Diszproporcionálódás: olyan redoxireakció, melyben egy elem adott oxidációs számú formája két különböző oxidációs számú formává alakul A fenti reakcióban: Cl 2 = OCl - + Cl - Szinproporcionálódás: két különböző oxidációs formából lesz egy IO I - = 3I 2 + 3O 2-

14 Na fontosabb vegyületei Nátrium-karbonát (Na 2 CO 3. 10H 2 O) Színtelen kristály 100ºC-on hevítve fehér por (kristályvíz elvesztés) Előfordulás: talajban (sziksó); ha túl sok, terméketlenné teszi a talajt Felhasználás: szappan-, mosószer-, üveggyártás, vízlágyítás Oldata lúgos kémhatású (hidrolízis) Nátrium-hidrogén-karbonát (NaHCO 3, szódabikarbóna) Fehér kristály Felhasználás: gyógyászatban fölös gyomorsav lekötésére Oldata enyhén lúgos kémhatású: HCO H 2 O = OH - + H 2 CO 3 (hidrolízis) Nátrium-foszfát (Na 3 PO 4, trisó) Fehér kristály Vizes oldata lúgos: PO H 2 O = 3 OH - + H 3 PO 4 Felhasználás: mosószerek, vízlágyítás (hidrolízis) Nátrium-tioszulfát (Na 2 S 2 O 3. 5H 2 O, fixírsó) Színtelen kristály Felhasználás: analitikában jodometriában: 2Na 2 S 2 O 3 + I 2 = Na 2 S 4 O 6 + 2NaI ill. kép rögzítésére fényképészetben: AgBr + Na 2 S 2 O 3 = Na 3 [Ag(S 2 O 3 ) 2 ] + NaBr

15 K és fontosabb vegyületei Kálium Nátriumhoz hasonló, de nála reakcióképesebb (kisebb EN miatt) Természetben fő előfordulási formája: KCl kősótelepeken NaCl kísérőjeként Előállítás: KCl, KOH vagy K 2 CO 3 olvadék elektrolízisével Felhasználás: műtrágyagyártás, pirotechnika, robbanóanyag-gyártás Kálium-klorid (KCl) Jelentőség: növényi szervezetben Felhasználás: műtrágyagyártás, K és KOH előállítás, méreginjekció, Kálium-hidroxid (KOH) Fehér kristály (vizes oldata színtelen), NaOH-nál is erős bázis Kristályos állapotban rendkívül higroszkópos, levegőből H 2 O-t, CO 2 -t megköti Oldja az üveget. Előállítás: KCl-oldat elektrolízisével Felhasználás: textil- és papíriparban, szappan és mosószergyártás, élelmiszeriparban gyümölcs héjának eltávolítása Kálium-nitrát (KNO 3 ) Felhasználás: műtrágya, feketelőpor, füstbomba, élelmiszer tartósítószer (E252)

16 Alkáliföldfémek II/A. oszlop Elektronszerkezet: ns 2 Vegyérték: 2; oxidációs szám: +2 Elektronegativitás: (Mg-tól lefelé ionvegyületeket képeznek, +2 töltésű ionjaiknak nemesgáz elektronszerkezete van, ionizációs energia kicsi) Berillium nagyobb elektronegativitása (1.5) miatt inkább kovalens vegyületet képez, bizonyos esetekben a Mg is Természetes körülmények között szilárd halmazállapotúak Oxigénnel, vízzel reagálnak (kevésbé intenzíven mint az alkálifémek), aktivitásuk a rendszámmal nő (ahogy EN csökken) Sűrűségük, keménységük kicsi (nagyobb mint az alkálifémeké) Redukálószerek (gyengébbek mint az alkálifémek)

17 Mg és fontosabb vegyületei Magnézium Ezüstfehér, könnyű fém. Természetben csak vegyületben fordul elő: magnezit (MgCO 3 ), a dolomit (CaCO 3. MgCO 3 ), Felületén védő oxidréteg (MgO) képződik Jellegzetes az égése, vakító fehér fényt bocsát ki (égéshő -603 kj/mol)

18 Mg és fontosabb vegyületei Magnézium Ezüstfehér, könnyű fém. Természetben csak vegyületben fordul elő: magnezit (MgCO 3 ), a dolomit (CaCO 3. MgCO 3 ), Felületén védő oxidréteg (MgO) képződik Jellegzetes az égése, vakító fehér fényt bocsát ki (égéshő -603 kj/mol) Előállítás: MgCl 2 olvadék elektrolízisével, karbonát hevítésével kapott oxid redukciójával Felhasználás: villanófény, víz alatti fáklya, ötvözetek előállítása repülőgépekhez Magnézium ötvözetek: kis sűrűségű, de nagy szilárdságúak Magnálium: Al % Mg + nyomokban egyéb elemek kevés Mg: szilárd: repülőgép és autó alkatrészek sok Mg: törékeny, a por gyúlékony: pirotechnikában csillagszóró Duralumínium: repülőgépek szerkezeti anyagának nagy része

19 Mg és fontosabb vegyületei Magnézium-hidroxid (Mg(OH) 2 ) Gyenge lúg, vízben rosszul oldódik (Mg-O kötés erősen kovalens jellegű) Előállítás: természetben ásvány formájában előfordul Felhasználás: gyomorsav megkötő, konzerv gyümölcsök, zöldségek színének tartósítása (E528) Magnézium-klorid (MgCl 2 ) Gyenge sav (savasan hidrolizál): Mg H 2 O = Mg(OH) 2 + 2H + (2H3O + ) Előfordulás: természetben ásvány formájában Felhasználás: Mg illetve Mg vegyületek előállítására, cementgyártás, USA-ban utak jégtelenítésére Hidrogéntárolás egy formája: Mg(NH 3 ) 6 Cl 2 formájában sok ammóniát köt meg, mely hevítés hatására könnyen távozik Magnézium-szulfát (MgSO 4 ) keserűsó, Epson-só Előállítás: természetben heptahidrát formájában (MgSO 4. 7H 2 O) előfordul Felhasználás: nagy magnézium-igényű növények (burgonya, bors, rózsa) trágyázása, gyógyászatban bélmozgás elősegítő, hashajtó

20 Ca és fontosabb vegyületei Kalcium Ezüstfehér színű, könnyű fém. Lángfestés: téglavörös Természetben csak vegyületben fordul elő: mészkő, kalcit, márvány (CaCO 3 ), dolomit (CaCO 3. MgCO 3 ), fluorit (CaF 2 ) Előállítás: CaCl 2 ill. CaCl 2 +CaF 2 olvadék elektrolízisével Felhasználás: redukálószer, ötvözetek (csapágyfémben 0.7 %) fluorit kalcit kristályon

21 Ca és fontosabb vegyületei Kalcium-karbonát (CaCO 3 ) Természetben leggyakrabban előforduló Ca-vegyület Felhasználás: építőipar, csiszolópor, tisztítószer CO 2 -t tartalmazó vízben hidrokarbonát képződése formájában oldódik, az analóg módon képződő Mg(HCO 3 ) 2 -vel együtt a víz változó keménységét okozva. CaCO 3 + H 2 O + CO 2 Ca(HCO 3 ) 2 változó: forralással megszüntethető (visszaalakulás, CO 2 gáz eltávozik) Állandó keménységet okozó sók: CaCl 2, Ca(NO 3 ) 2, CaSO 4, MgCl 2, Mg(NO 3 ) 2, MgSO 4 Megszüntetés (vízlágyítás): Ca 2+ és Mg 2+ ionokat csapadék formájában leválasztani, majd szűréssel eltávolítani: Ca 2+ + Na 2 CO 3 = CaCO 3 + 2Na + 3Ca Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4 ) 2 + 6Na + Ioncserélővel: lágyvíz: lecserélni a Ca 2+ és Mg 2+ -ionokat Na + -ionokra ionmentes víz: a víz összes idegen ionját lecserélni H 3 O + illetve OH ionokra.

22 Ca és fontosabb vegyületei 1 2 Kalcium-szulfát (CaSO 4. 2H 2 O) = gipsz Természetben gipsz 1 ill. evaporit 2 ásványok formájában Felhasználás: építőipar (cement), iskolai kréta, gyógyászat (gipszelés), tűzálló fal ºC-ra hevítve a kristályvíz 75%-a távozik (cement, orvosi gipsz): CaSO 4. 2H 2 O CaSO 4.½H 2 O + 1½H 2 O (tűzálló falban lassan melegszik, mert előbb a kristályvíz távozására fordítódik a hő) teljesen kiégetett gipsz már nem tud vizet felvenni Kalcium-hidroxid Ca(OH) 2 CaCO 3 CO 2 + CaO (égetett mész) Égetett mészből vízzel (mészoltás): CaO + H 2 O Ca(OH) 2 (oltott mész) Felhasználás: építőiparban habarcs készítésre: Ca(OH) 2 + CO 2 CaCO 3 + H 2 O (megkötés a csapadékként kiváló CaCO 3 miatt)

23 Ba és Ra Bárium (Ba) és fontosabb vegyületei: Természetben BaSO 4 (barit) ill. BaCO 3 formájában Lángfestés: sárgászöld Előállítás: BaCl 2 elektrolízisével Felhasználás: kontrasztanyagként BaSO 4 formájában (jól elnyeli a Röntgen sugarakat) és tűzijátékban. Rádium (Ra) és fontosabb vegyületei Ritka elem, urán és tóriumásványok mellett, mint azok radioaktív bomlásának terméke 28 izotópja van, mind radioaktív A szervezetbe került rádium a csontokba beépül Felhasználás: régebben sugárterápiára, ma már vannak olcsóbb sugárforrások neutronforrás: Be + a-sugárzás(ra-ból) neutronok

24 Földfémek, bór III/A. oszlop Elektronszerkezet: ns 2 np 1 Vegyérték általában: 3 ill. 1 (Ga, In, Tl); oxidációs szám: +3, +1 (Ga, In, Tl) B félfém, a többi fém. Elektronegativitás: (B és Al gyakran képez kovalens kötéseket, a többiek viszont elsősorban ionosat) Természetes körülmények között szilárd halmazállapotúak Bór (B) és fontosabb vegyületei Atomrácsos kristályszerkezet, gyémánt után legkeményebb Természetben vegyületei formájában található, leggyakoribb a bórax, a bórsav Na sója: Na 2 B 4 O 7 10H 2 O Elektromos szigetelő, de jól vezeti a hőt. Felhasználás: 1) acélötvöző szerként növeli annak keménységét, kopásállóságát, korrózióval szembeni ellenállását 2) bórszálakat űrrepülőgépek gyártásánál, kis súlyuk és nagy szakítószilárdságuk miatt. Bórax felhasználása: acélgyártásban csökkenti a vas-oxid olvadáspontját, így az könnyebben eltávolítható az acélból.

25 Al és vegyületei Alumínium (Al) Természetben főként bauxitban (AlO(OH)) ill. agyagásványokban fordul elő, míg a korund tiszta Al 2 O 3 ásvány. 3. leggyakoribb elem a Föld kérgében levegővel gyorsan reagál, de a felületén összefüggő Al 2 O 3 réteg képződik, mely óvja a további oxidációtól. Eloxálás: e réteg mesterséges vastagítása anódos oxidációval híg savban (foszforsav, kénsav, krómsav, stb.) Amfoter: oldják híg savak és lúgok, de tömény savak nem 2Al + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4 ) 3 + 3H 2 2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 3H 2 + 2NaAl(OH) 4 Szakítószilárdsága kicsi, rosszul önthető nátrium[tetrahidroxo-aluminát] Előállítás: bauxitból lúgos AlO(OH) Al(OH) 3 Al 2 O 3 Al feltárás 1300 ºC elektrolízis bauxit timföldhidrát timföld tiszta fém Felhasználás: vezeték (elektromosság), repülőgépek, vasúti kocsik gyártása.

26 Al és vegyületei Al ötvözetek Magnálium, duralumínium (lásd magnéziumnál) Csoportosítás: - Alakítható (sajtolható) ötvözetek: nagy szilárdság a cél. A keverékek jellege (koncentrációk!) szilárd oldat. Fő ötvözők: Cu, Mn, Mg Duralumínium (4,5% Cu + 0,5% Mg + 0,6% Mn). Cu-ra túltelített, ezért CuAl 2 halmazok keletkeznek. Megfelelő kezeléssel ezek finoman eloszolt kis szemcsék formájában válnak ki, nagy szakítószilárdság. Al-Cu-Ni ötvözetek: magasabb hőmérsékleten nagy szakítószilárdság. A fenti ötvözetek a Cu miatt nem korrózióállóak. Al-Mg-Si ötvözetek (1% Si, 1% Mg, 0.7%Mn): nagy szilárdságúak, korrózióállóak Al-Mn ötvözetek: kitűnő korrózióállóság, képlékenység, hegeszthetőség. - Önthető ötvözetek: Al öntészeti tulajdonságai nem jók. Eutektikus összetételhez közel álló keverékek, alacsony op. Al-Si ötvözetek (sziluminok, 9-14% Si): jól önthetők, gyenge szakítószilárdságúak. Al-Si-Cu ötvözetek (4% Cu, 2.5 %Si): önthetőség mellett nagy szilárdságúak. Al-Cu-Mg ötvözetek (4% Cu, 1.5 % Mg): önthetők, nagy szilárdságúak, kis Ni-t, hozzáadva magas hőmérsékleten igénybevett alkatrészek (dugattyú).

27 Al és vegyületei Alumínium-oxid (Al 2 O 3 ) Természetben: korund, rubin (+Cr 2 O 3 ), zafír (+FeO,Ti 2 O 3 ) Al por hevítve: 4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3 (DH=-1687 kj/mol) Az oxid nagy képződési entalpiájának köszönhetően az Al gyakran alkalmazott redukálószer (aktivási energiagátat a fejlődő hő leküzdi). Fémek (Cr, Mn) előállítása oxidból: 1. fém-oxid + Al por + gyújtókeverék (Al+BaO 2 ) 2. begyújtva Mg szalaggal: 800 ºC 3. 3BaO 2 + 4Al = 3Ba + 2Al 2 O 3 reakcióból: 2000 ºC 4. pl. Cr 2 O 3 + 2Al = Al 2 O 3 + 2Cr Felhasználás: csiszolópapír - vas-oxiddal szennyezett korund Alkáli-alumínium-szilikátok (Al 2 Si 2 O 7. 2H 2 O) kaolinit vagy porcelánföld Agyag: CaCO 3, Fe 2 O 3 szennyeződésekkel. Mészkővel keverve portlandcement.

28 Széncsoport IV/A. oszlop Elektronszerkezet: ns 2 np 2 Vegyérték: C, Si, Ge - 4; Sn, Pb 2 (ritkábban 4) C nemfém; Si, Ge félfém; Sn, Pb fém. Elektronegativitás: (C, Si, Ge kovalens kötések, Sn, Pb inkább ionos) Szén (C) módosulatai Kristályos: gyémánt, grafit, fullerének Ásványokban (70-10%, amorf): antracit, kőszén, barnaszén, lignit, tőzeg Mesterséges: faszén, vérszén, csontszén, korom, koksz (szénégetés, száraz lepárlás:~500 ºC-on, O 2 kizárásával hevítve) Felhasználás: - gyémánt (legkeményebb ásvány): ékszeripar, üvegvágás, fúrófejek, vágóélek - grafit: elektródok, olvasztótégelyek (jó vezetőképesség), kenőanyagokban - ásványi szenek, koksz: tüzelés molekulák - faszén, vérszén, csontszén: sok apró pórus nagy fajlagos felület adszorbens aktivált szén - korom: töltőanyag (pl. gumiban)

29 Széncsoport Fullerének: mesterséges szén módosulatok (XX. sz. vége) páros számú (60, 72, 84 stb.) szénatomból álló molekulák Felfedezés: 1985-ben Harold Kroto, Robert Curl, Richard Smalley 1996-ban kémiai Nobel-díj. A molekulákat kizárólag öt- és hattagú gyűrűk építik fel. C atom három másik C atomhoz kapcsolódik (1 kettős, 2 egyes kötés). Az ötszögek száma mindig 12. A C60 (backminsterfullerén) molekula futball-labda alakú. C 60 Felhasználás: - molekulák könnyű elmozdulása: jó kenési tulajdonságok atm, 25 ºC-on gyémánttá alakítható: gyémántbevonat - fénnyel besugározva vezetik az elektromosságot: optikai áramkörben - intersticiális C 60 Rb-só: 30 K alatt ellenállás nélkül vezeti az áramot (szupravezető) - nanocsövek: nagy szakítószilárdság, jó el. vezetés, kémiai inaktivitás (űrtechnológia) C 540 szén nanocső: hengeres fullerén

30 Szén vegyületei Szerves vegyületek: 5 millió Fontosabb szervetlen vegyületek: Szén-monoxid (CO): színtelen, szagtalan gáz, szén tökéletlen égésekor Vér hemoglobinja megköti: fejfájás, szédülés, fulladás Szintézisgáz (CO + 3 H 2 ): metanol, műbenzin előállítása Szén-dioxid (CO 2 ): színtelen szagtalan gáz, égést elfojtja (0.035%) Folyadék: csak 5 barnál nagyobb nyomás alatt Szárazjég: szilárd CO 2 (folyékony CO 2 párolgása nagy hőelvonásal jár megfagy) hűtésre használják Szénsav (H 2 CO 3 ): instabil, vizes oldata kétbázisú gyenge sav Szénsav sói, a karbonátok stabilak Karbonátion (CO 3 2- ): 6 delokalizált elektron H 2 CO 3 HCO H + (H 3 O + ) K 1 = mol/dm 3 HCO - 3 CO H + (H3O+) K 2 = mol/dm 3

31 Széncsoport többi eleme Szilícium (Si) Föld szilárd kérgének 30 %-a. Kvarc és szilikátok a vulkáni kőzetek 98%-a. Kvarc (SiO 2 ): hegyikristály, ametiszt, füstkvarc, rózsakvarc Si vízzel, savval nem, lúggal reagál: Si + 4OH - = SiO H 2 Előállítás kálium-szilikofluoridból: 3K 2 SiF 6 + 4Al = 3Si + KAlF 4 + K 3 AlF 6 Félvezető: vegyértéksáv és vezetési sáv közötti tiltott sáv 1.1 ev széles. Csak magasabb hőmérsékleten vezet. Adalékok segítségével alacsonyabb T-n is. N-típus: adaléknak több elektronja van: vezetési sávban vannak a fölös elektronok P-típus: adaléknak kevesebb elektronja van: vegyértéksávban pozitív lyukak Alkalmazás az elektronikában, számítástechnikában. SiO 2 : üvegyártás Germánium (Ge): ritka elem, félvezető Ón (Sn): fehérbádog (ónbevonatú vas), bronz ötvözet (Cu+Sn) Ólom (Pb): csővezetékek (védő PbO 2 oxidréteg, híg sav nem oldja), akkumulátor, radioaktív sugárvédelem, ötvözetek (betűfém: Pb + Sb + Sn)

32 Nitrogéncsoport V/A. oszlop Elektronszerkezet: ns 2 np 3 N, P nemfém, As, Sb félfém, Bi fém Elektronegativitás: (többnyire kovalens kötést képeznek) Vegyérték, oxidációs szám: sokféle -3: ammónia (NH 3 ) -2: hidrazin (H 2 N-NH 2 ) -1: hidroxilamin (H 2 N-OH) -0: nitrogén molekula (N 2 ) +1: dinitrogén-oxid (N 2 O) +2: nitrogén-monoxid (NO) +3: dinitrogén-trioxid (N 2 O 3 ) +4: nitrogén-dioxid (NO 2 ) +5: nitrogén-pentaoxid (N 2 O 5 ) 3e - 4e - 4e - delokalizált 1e - lazító pályán! 3e - delokalizált

33 Nitrogéncsoport Nitrogén (N) Gáz, levegő 78%-a. N 2 nagyon stabil. 3 p elektronnal kötés, negyediket datív módon (NH 4+ ) N fontosabb vegyületei: Ammónia (NH 3 ): színtelen, szúrós szagú, nagy párolgáshő, vízben jól oldódik. Felhasználás: salétromsav és műtrágyagyártás, hűtőgép (helyette ma HCFC, HFC) Ammónium-hidroxid (NH 4 OH) Csak vizes oldatban létezik, gyenge bázis: NH 3 + H 2 O NH 4 OH NH 3 vízben való oldódása exoterm: hevítés hatására NH 3 eltávozik. Ammónium-klorid (NH 4 Cl) Kristályos, vízben jól oldódik, oldata kissé savas Hevítés hatására bomlik: NH 4 Cl NH 3 + HCl Felhasználás: lágyforrasztáskor fémfelület tisztítására, HCl és NH 3 oldja a fém-oxidokat Ammónium-nitrát (NH 4 NO 3 ) Kristályos, higroszkópos, könnyen bomlik (robbanásveszély) Felhasználás: mészkőporral keverve műtrágya

34 Nitrogéncsoport Nitrogén-dioxid (NO 2 ): vörösesbarna, párosítatlan elektron miatt paramágneses. Vízzel reagálva: 2NO 2 + H 2 O = HNO 3 + HNO 2 Egyensúlyban van a dimerjével: 2NO 2 N 2 O 4 Dinitrogén-tetroxid (N 2 O 4 ): könnyen cseppfolyósítható gáz. Felhasználás: kovalens vegyületek jó aprotonos oldószere. Salétromsav (HNO 3 ): színtelen, szúrós szagú, erős sav Állás közben bomlik: 2HNO 3 2NO 2 + H 2 O + O Oxidálószer: N 5+ N 4+ -re redukálódik, ill. naszcensz oxigén képződik Fémeket oldja (választóvíz: ezüst): 2Ag + 2HNO 3 = Ag 2 O + 2NO 2 + H 2 O Ag 2 O + 2HNO 3 = 2AgNO 3 + H 2 O Királyvíz: cc. HNO 3 és cc. HCl 1:3 arányú keveréke (aranyat is oldja) HNO 3 + 3HCl = 2H 2 O + NO + 3Cl (atomos klór oxidál) HCl + 3Cl + Au = H[AuCl 4 ] (hidrogén-tetrakloro-aurát) cc. HNO 3 a vasat és alumíniumot nem oldja, mert passzív oxidréteget csinál (de: a híg HNO 3 oldja őket!!

35 Nitrogéncsoport Foszfor (P) Szilárd. 3 allotróp módosulat: elemek más (kristály)szerkezetűek (polimorfia: általános fogalom: anyagok más kristályszerkezetűek) fehér (P 4 ) vörös (láncszerű) fekete (grafitszerű) egyszeres (s) kötések, 5 kötés a 3d pályára gerjesztett egyik 3s elektron révén Felhasználás: vörösfoszfort gyufagyártásra (doboz oldalán) P fontosabb vegyületei: Foszforsav (H 3 PO 4 ): színtelen, kristályos (42 ºC-on olvad), hárombázisú középerős sav. Sói a foszfátok (PO 4 3- : tetraéder, 8 delokalizált e - ). Szerves foszfátvegyületek: sejtek energiaátalakítása (adenozin foszfátok: AMP, ADP, AMP) Műtrágya: Ca(H 2 PO 4 ) 2. H 2 O (szuperfoszfát) Csontok: Ca 3 (PO 4 ) 2 ; vízlágyítás: Na 3 PO 4 H 3 PO 4 PO 4 3-

36 Oxigéncsoport VI/A. oszlop Elektronszerkezet: ns 2 np 4 O, S, Se nemfém, Te, Po félfém Elektronegativitás: (többnyire kovalens kötést képeznek) Vegyérték: 2, 4, 6 Oxigén (O) 3. leggyakoribb elem a világegyetemben Leggyakoribb elem a Földön, a földkéreg (30-40 km) súlyának fele oxigén. Gáz, levegő 20.9 %-a. Cseppfolyós és szilárd halmazállapotban kék. Kétatomos molekula (O 2 ), kevésbé stabilabb mint N 2. Egy s kötés, és két azonos spinű magános p elektron (két fél p kötés) Előállítás: cseppfolyós levegő frakcionált desztillációjával, ill. vízből elektrolízissel Legjelentősebb allotróp módosulata az ózon (O 3 ): Fertőtlenítő hatású, légkörben UV védelem O O O O 4e - O

37 Oxigéncsoport Oxigén vegyületei Víz (H 2 O) 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 is +4 ºC-on a legnagyobb. 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

38 Oxigéncsoport Kén (S) Sárga, szilárd, 8-atomos molekulák (s-kötés) Természetben elemi állapotban vulkángőzökben. Kőolajfinomítás mellékterméke Felhasználás: borászat (baktériumölő), kénsav előállítás Antal István: A kén Egy sárga úr vagyok, Megismerhetsz nyomban, Megtalálsz a hatodik főcsoportban. Távol áll tőlem bohém élet, pia, Jellemzőm az allotrópia. Egy lóugrás a szén, ki mindig,,kormos'', Iker vagyok, monoklin és rombos. Nem vagyok túl kemény, De mégis sármos, Egész testem molekularácsos. Testem látszik, nem poláros, Nyolc atomos gyűrű, apoláros. Ha oldani akarsz, vízzel ne próbálkozz, Erre inkább, szén-diszulfid, te ajánlkozz! Hevítgetnek gyakran, megolvadok, folyok, Sűrű, sötét gyűrű leszek, majd folyékony vagyok. Ha ilykor lehűtenek orvul, Nem érzem jól magam, csak amorful. Egyéb elemekkel reagálok sorba', Ekképp stabilizálódom három rácstípusba. Atom, molekula, s ionrács e három, Soulfour vagyok, magamat ajánlom.

39 Kén vegyületei: Szervetlen kémia Oxigéncsoport 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 vanádium-pentoxid (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 ) S elektronszerkezete: 3s 2 3p 4 = csak 2 párosítatlan, kovalens kötést képző elektron Promóció: a párosított elektronokból 1-1 a 3d pályára gerjesztődik (energia fedeződik az utána kialakuló kovalens O kötés során felszabaduló energiából) Hibridizáció: pályák energiája kiegyenlítődik, hogy ekvivalens kötéseket alkothassanak: SO 3 -ban: 3 ekvivalens s-kötés + delokalizált p pályák O S 6e - O

40 Kén vegyületei Kénsav (H 2 SO 4 ) Egyik legnagyobb mennyiségben előállított vegyszer (szinte minden vegyiipari ágazatban használt alapanyag) Max. 98 %-os vizes oldatát használják (efölött SO 3 párolog ki belőle). Akkumulátorban 33.5 %-os van. Kétértékű nagyon erős sav. Tömény H 2 SO 4 erősen vízelvonó, még szerves vegyületekből is elvonja a H és O-t elszenesíti őket.

41 Kén vegyületei Kénsav (H 2 SO 4 ) Egyik legnagyobb mennyiségben előállított vegyszer (szinte minden vegyiipari ágazatban használt alapanyag) Max. 98 %-os vizes oldatát használják (efölött SO 3 párolog ki belőle). Akkumulátorban 33.5 %-os van. Kétértékű nagyon erős sav. Tömény H 2 SO 4 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 HSO - 4 K= (mol/dm 3 ) 2 sokkal erősebb mint a vízben (10-14 ), vezeti az áramot. Vízben disszociációja: H 2 SO 4 + H 2 O = H 3 O + + HSO - 4 (hidrogén-szulfátion) HSO H 2 O = H 3 O + + SO 2-4 (szulfátion) Szulfátok (SO 4 2- ) Tetraéderes szerkezetű, de a sok helyen látható ábrával ellentétben - a 4 oxigén ekvivalens, 8 e - -ból álló delokalizált p-rendszer van a 4 s S-O kötés körül. Fontosabb szulfátok: PbSO 4, CaSO 4, MgSO 4, CuSO 4. 5H 2 O (növényvédőszer)

42 Halogéncsoport VII/A. oszlop Elektronszerkezet: ns 2 np 5 F, Cl, Br, I nemfém, At (mesterséges elem) félfém Elektronegativitás: 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) 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. Fluor (F) Legerősebb oxidáló elem, nemesgázokkal is (Kr, Xe, Rn) reagál. Megtámadja a legtöbb elemet: esetenként a fejlődő hő mellett fényeffektus.

43 Halogéncsoport Fluor 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 ºC-os olvadéka oldja a timföldet (enélkül 2000 ºC kellene) Klór (Cl) Fojtó szagú gáz, elemi állapotban vulkáni gázokban 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

44 Halogéncsoport Bróm (Br) Vörösbarna, rossz szagú folyadék (büzeny) Klóréhoz hasonló jellegű reaktivitás (de gyengébb) Felhasználás: KBr, NaBr-t nyugtatóként a gyógyászatban AgBr-t a fényképészetben Jód (I) Szürke kristály, sárgásbarna vizes oldat, lila gőz

45 Halogéncsoport Jód (I) 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 (század mg/dm 3 ), 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 AgI felhőkbe porlasztása: eső indítás 3 %-os alkoholos vizes oldatát fertőtlenítésre (oxidáló hatása miatt) analitikai laborokban: reagens

46 Nemesgázok Általános tulajdonságok Elektronszerkezet: ns 2 np 6 Egyedüli elemek, amelyek atomos állapotban természetben előfordulnak 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. Hélium (He) H után a leggyakoribb a világegyetemben, s legkönnyebb léghajók, léggömbök Előállítás: földgáz cseppfolyósításakor gázfázisban marad, uránkőzetek hevítése Hűtőanyag szupravezető mágnesekben, kriogenikában (< -150 ºC) He-Ne lézer különböző műszerekben

47 Nemesgázok Argon (Ar) Föld légkörének 0.93 %-át alkotja Előállítás: cseppfolyós levegő frakcionált lepárlásával Védőgáz fémkohászatban, ívhegesztésnél Hőszigetelt üvegben az üveglapok között Élelmiszeriparban csomagológáz Kripton (Kr) Előállítás: cseppfolyós levegő frakcionált lepárlásával Izzólámpa töltőgáza (Bródy Imre, TUNGSRAM) Xenon (Xe) Elsőként előállított nemesgáz vegyület: Xe[PtF 6 ]. Előállítás: cseppfolyós levegő frakcionált lepárlásával Xeonlámpa töltőgáza (vakuk) Űreszközök ionhajtóművének hajtóanyaga (ionizációs kamrában ionizálják, majd az ionokat elektromos térben felgyorsítva kilövik. Kis, de hosszú ideig egyenletes tolóóerő: bolygóközi utazásra optimális. Radon (Rn) Radioaktív háttérsugárzás 40 %-a, forrása a kőzetekben levő rádium. Összegyűlik a lakóhelyiségek légterében. Tüdőrák 2. leggyakoribb okozója.

48 Átmeneti fémek Általános tulajdonságok Elektronszerkezet: (n-1)s 2 (n-1)p 6 (n-1)d 1-10 ns 1-2 np 0 Szilárd halmazállapotúak, kivéve Hg Fémes tulajdonságok: fémrács, áram- és hővezetés, szürkés szín (kivéve Cu, Au) A nyílt vegyértékhéj miatt (kivétel Zn, Cd) több oxidációs számmal képezhetnek vegyületeket. Vegyületeik általában színesek. Az részben betöltött d-pályák miatt szervetlen ill. szerves ligandumokkal datív kötéssel komplexeket képeznek. vascsoport Vascsoport (triád: Fe, Co, Ni) Nagyon hasonló tulajdonságokkal rendelkeznek: nagy sűrűség, magas op, mágnesezhetők, legszorosabb illeszkedésű fémrács, könnyen alakíthatók (kis keménység), ötvözhetők, oxidációs szám +2 és +3.

49 Vas (Fe) Előfordulás Föld magját alkotja (Ni-el együtt): szilárd belső mag, folyékony külső mag Vegyületei formájában fordul elő a földkéregben (4.8 %, 4. leggyakoribb a földkéregben), ill. tiszta állapotban a Földre került meteoritokban. Pirit (FeS 2 ) Kalkopirit (CuFeS 2 ) Sziderit (FeCO 3 ) Hematit (Fe 2 O 3 ) Magnetit (Fe 3 O 4 ) Limonit (Fe 2 O H 2 O)

50 Fizikai tulajdonságok: Olvadáspont: 1538 ºC. Lehűtve térben középpontos kockarács: d-vas (0.293 nm élhossz.) ºC: g-vas lapon középpontos kockarács (0.368 nm élhossz) kisebb sűrűség 912 ºC alatt: a-vas térben középpontos kockarács (0.290 nm élhossz) 770 ºC: mágnesezhetőség határa Kémiai tulajdonságok: Elektronegativitása: 1.8, általában ionos vegyületeke képez +2 és +3 oxidációs számmal Fe 2+ vegyületek: zöld szín, többségük nem stabil, levegőn lassan oxidálódnak Fe 3+ formává emiatt redukáló tulajdonságú Fe 3+ vegyületek: sárga-vörös, természetben ez fordul elő Oxigénnel reagál: 4Fe + 3O 2 = 2Fe 2 O 3 Halogénekkel: FeF 3, FeCl 3, FeBr 3, FeI 2 (jód oxidáló hatása a legkisebb, FeI 3 instabil) Kénnel: FeS (kén is gyenge oxidálószer) Vízzel nem reagál, csak ha van benne oldott O 2 rozsda FeO(OH) ill. Fe(OH) 3. Fe 2 O 3 Híg savak H 2 fejlődés közben oldják Tömény savak (HNO 3, H 2 SO 4, H 3 PO 4 ) passzív védőréteget képeznek a felületen.

51 Nyersvasgyártás: redukció Fe 2 O 3 /Fe 3 O 4 Fe vasérc megfelelő méretre aprítása tüzelő/redukáló anyag: koksz v. szénhidrogén - reakcióhoz, olvadáshoz szükséges hő - redukálószer, ill. redukáló CO képződik - adja a vasak széntartalmát - kb. 1 % kén: el kell távolítani salakképző (mészkő, dolomit) hozzákeverése: kén eltávolítása CaS-ként (minőséget ront) levegő (égéshez): fúvószél; forrószél= égéstermékekkel ºC-ra felmelegítik Direkt redukció: Fe 2 O 3 + 3C = 2Fe + 3CO Fe 3 O 4 + 4C = 3Fe + 4CO FeO + C = Fe + CO endoterm, hőt fogyaszt, több tüzelőanyag kell A nagyolvasztó részei: 1 meleg levegő befúvás; 2 olvasztó zóna; 3 redukáló zóna 1; 4 redukáló zóna 2; 5 előmelegítő zóna; 6 elegy adagoló; 7 torokgáz; 8 elegyoszlop; 9 salak és salakcsapoló nyílás; 10 medence és a nyersvas csapolónyílása; 11 távozó kohógáz.

52 Nyersvasgyártás: Indirekt redukció: 3Fe 2 O 3 + CO = 2Fe 3 O 4 + CO 2 Fe 3 O 4 + CO = 3FeO + CO 2 Fe 3 O 4 + 4CO = 3Fe + 4CO 2 FeO + CO = Fe + CO 2 exoterm reakciók, kevesebb tüzelőanyag kell. CO keletkezése: C + O 2 = CO 2 CO 2 + C = 2CO C + H 2 O = CO + H 2 (CO + H 2 O = CO 2 + H 2 ) Nyersvas tulajdonságai: H 2 is képes redukálni: 3Fe 2 O 3 + H 2 = 2Fe 3 O 4 + H 2 O Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O Fe 3 O 4 + H 2 = 3FeO + H 2 O Fe 3 O 4 + 4H 2 = 3Fe + 4H 2 O FeO + H 2 = Fe + H 2 O magasabb hőmérsékleten redukál mint a CO, de gyorsabban 3-5 % szén + kisebb mennyiségben egyéb elemek (1.5-4 % Mn, % Si, kevés P, S képlékenyen nem alakítható a magas széntartalom miatt Öntöttvas tulajdonságai: % szén + Si, Mn, P, S nyersvasból ócskavas hozzáadásával, olvasztással gyártják könnyen megmunkálható, korrózióálló, rezgéscsill. (szerszámgépállvány) rideg, könnyen törik, acélnál kisebb szilárdságú C

53 Acél: Széntartalom max % Könnyen megmunkálható (kovácsolás, hengerlés) Acélgyártás: oxidációval a széntartalom lecsökkentése, ötvözetkészítés: keménység, rugalmasság, hajlékonyság, szilárdság, hőállóság, savállóság, korróziómentesség - olvadt nyersvasba nagy nyomással oxigént fúvatnak (30 perc) régebben Siemens-Martin eljárás: rozsdás ócskavassal olvasztották (O rozsdából 6-8 óra) - ötvöző anyag oldása az olvadékban: lehűlve szilárd oldat Ezután hőkezeléssel mechanikai tulajdonságok módosíthatók - lágyítás: belső feszültség megszüntetése; pár fokkal 727 ºC alá melegítik, lassan lehűtik - edzés: keménység növelése; hevítés kb ºC-ra, egy ideig ott tartják, majd gyorsan lehűtik. Ezzel befagyasztják az 1300 ºC-on levő kristályszerkezetet de belső feszültségek keletkeznek. Megeresztés: ugyanez kb ºC-on; feszültség csökken, keménység is. - kérgesítés: kemény kopásálló külső réteg; felületi edzéssel vagy ötvözéssel Ötvözetek: Helyettesítés (szubsztitúció): atomok hasonló méretűek, azonos rácsban kristályosodnak. Beékelődéses (interszticiós): ötvözőfém atomjai kisebbek helyettesítés beékelődés

54 Vas nem ötvöződik: nemesgázokkal, halogénekkel, s-mező elemeivel, higannyal, kadmiummal, ezüsttel. Nehezen elegyíthető bizmuttal, ólommal, cinkkel. Fontosabb ötvözők: C 0.6 % alatt = szerkezeti acélok: szilárdság, szívósság, ellenállás lökésszerű igénybevétellel szemben C 0.6 % felett = szerszámacélok: keménység, kopásállóság Ni, Mn: szilárdságot növelik, magas hőmérsékleten is (hőálló acél) Vanádium (V): keménységet, kifáradással szembeni ellenállást növeli Cr, Ni: rozsdamentessé, savállóvá teszi Cr, Al, Si: magas hőmérsékleten is korrózióálló (FeCr 2 O 4 réteg van a felületen) W: nagyon kemény un. gyorsacélok (forgácsolószerszámokhoz) Bór (B, ezred %): acél edzhetőségét növeli Nióbium (Nb, század %): acél rugalmasságát növeli N, S, P: káros ötvözőanyagok, acélt törékennyé teszik

55 Réz(Cu): színesfém, vörös színű (vörösréz) vegyértékhéj: 4s 1 3d 10 vegyületeiben többnyire +2, esetenként +1 oxidációs számú Kémiai aktivitása kicsi: híg savakban nem, oxidáló savakban oldódik Nedves levegőn bázisos réz-karbonát (CuCO 3 ) = patina képződik, mely védi a további korróziótól Ötvözetek: - sárgaréz (Cu + Zn). Hamis arany 80 % réz. - bronz (Cu + Sn): disztárgyak, szobrok, harang - újezüst=alpakka (Cu + Ni): pénz, evőkészlet Felhasználás (fentieken felül): - elektromos vezeték - CuSO 4.5H 2 O (rézgálic): permetezőszer Minneapolis városháza (Cu tető) Cink (Zn): Vegyértékhéj: 4s 2 3d oxidációs szám vegyületeiben Felhasználás: korrózióvédelem (horganyzott bádog), galvánelem, ötvözetek

56 Ezüst: Természetben elemi állapotban (ritka) és ércásványokban (többnyire szulfidok) Vegyértékhéj: 5s 1 4d 10 oxidációs száma +1 Klasszikus előállítás: Ag 2 S + 2NaCl = 2AgCl + Na 2 S 2AgCl + 2Hg = 2(AgHg)Cl hevítés 2Ag + Hg 2 Cl 2 Oxidáló savak (salétromsav, tömény kénsav) oldják Levegőn oxigénnel nem reagál, csak H 2 S-el fekete AgS a felületen Hővezető és fényvisszaverő képessége a fémek között a legjobb tükör Felhasználás: ékszerek, étkészletek, egészségügyi műszerek, fertőtlenítő hatás gyógyászat elektronikai ipar: nyomtatott áramkörök, kapcsolók, Ag-Zn, Ag-Cd gombelemek

57 Arany: Természetben elemi állapotban és ércásvány formájában is előfordul Vegyértékhéj: 6s 1 5d 10 oxidációs száma +1 és +3 Híg/tömény savak nem oldják. Oldja: királyvíz, folyékony Br, Cl, Hg, alkáli-cianid olvadék Előállítás: meddő kőzetekből cianidokkal való kioldással lúgos közegben: 4Au + 8NaCN + O 2 +2H 2 O = 4Na[Au(CN) 2 ] + 4NaOH 2Na[Au(CN) 2 ] + Zn = Na 2 [Zn(CN) 4 ] + 2Au Nem korrodeálódik: ékszer alapanyag és fizetőeszköz (volt) Ipari felhasználás: elektromos kontaktus, aranyfüsttel bevont egyirányban átlátszó ablakok Higany: Cseppfolyós, könnyen párolog (mérgező gőzök) Természetben ércásvány formájában fordul elő (HgS, vulkáni tevékenység helyein) Vegyértékhéj: 6s 2 5d 10 oxidációs száma +1 és +2 Fémeket hidegen oldja: amalgám ötvözetek Felhasználás: hőmérő, barométer, higanygőzlámpa Ag-, Zn-amalgámok: fogtömés Hg 2 Cl 2 : lineáris molekula Cl-Hg-Hg-Cl elektrokémiában referenciaelektród