A kén és vegyületei. Felhasználás: kénsavgyártás, herbicidek, gumi vulkanizálás, kozmetikumok, és gyógyszeripar. 5 anionnal ( kénmáj ). 2 anionnal).

Átírás

1 A kén és vegyületei rideg, sárga kristályok op. 115 C; fp. 445 C; EN = 2,5 vízben nem, CS 2 -ben jól oldódik kristályos állapotban gyűrűs S 8 ; 1500 o C felett S 2 molekulák Oxidációs szám: -2, +2, +4, +6 Szobahőn elég inert, de: Hg(f) + S(sz) = HgS(sz) magasabb hőmérsékleten számos elemmel reagál, kivéve I 2, N 2, B, és nemesfémek: H 2 + S = H 2 S; O 2 + S = SO 2 ; Cl S = S 2 Cl 2 ; C + 2 S = CS 2 szulfidok képződése (az S anion amely eltérően az O aniontól vízben stabilis) fémekkel is reagál: 2 Na + S = Na 2 S; CaS + 4 S = CaS 5 kalcium-poliszulfid, S 5 anionnal ( kénmáj ). vö. KI + 2 I 2 = K[I 5 ] a Lugol-oldatban. Előfordulás: elemi formában vulkanikus területen (terméskén): 2 H 2 S + SO 2 = 3 H 2 O + 2 S ásványokban pl. PbS (galenit), FeS 2 (pirit, S 2 anionnal). Felhasználás: kénsavgyártás, herbicidek, gumi vulkanizálás, kozmetikumok, és gyógyszeripar. 1

2 Kénhidrogén, H 2 S Tulajdonságok: záptojás szagú gáz; majdnem olyan toxikus, mint a HCN; op. 60 o C (vö. víz 100 o C); oldódik vízben (0,1 mol/dm 3 ); gyenge, diprotikus sav: H 2 S + H 2 O HS + H 3 O + ; HS + H 2 O S + H 3 O + sói a szulfidok (pl. Na 2 S) és hidrogénszulfidok (pl. NaHS): NaOH + H 2 S = NaHS + H 2 O; NaHS + NaOH = Na 2 S + H 2 O gyúlékony: 2 H 2 S + 3 O 2 = 2 SO H 2 O redukálószer: 2 FeCl 3 + H 2 S = 2 FeCl 2 + S(sz) + 2 HCl Előfordulás: vulkanikus-, és csatornagázokban (8-10 %); gyógyvizekben Felhasználás: analitikai kémiai reagens, pl. Pb(NO 3 ) 2 + H 2 S = PbS(sz) + 2 HNO 3 fekete csapadék Gáz-neurotranszmitter, vérnyomáscsökkentő, simaizomrelaxáló, gyulladáscsökkentő, hosszú távú memóriafokozó hatású (vö. NO, CO). Ciszteinből képződik a szervezetben. 2

3 Kéndioxid, SO 2 szúrós szagú gáz, op. 10 o C; toxikus; vízben savas kémhatással oldódik: SO 2 + H 2 O SO 2 (H 2 O) n A kénessav anhidridje, de a szabad sav nem létezik. A kénessav szulfitok, SO 3 és hidrogénszulfitok, HSO 3 képződése közben reagál bázisokkal, pl.: SO NaOH = Na 2 SO 3 + H 2 O Redukálószer: SO 2 + X H 2 O = H 2 SO HX, ahol X = Cl, Br, I Gyenge oxidálószer: SO H 2 S = 3 S + 2 H 2 O szinproporció Előfordulás: vulkanikus gázokban. Felhasználás: élelmiszeriparban, mint bactericid/fungicid adalékanyag (bor). 3

4 Kéntrioxid, SO 3 két módosulat: folyékony, gyűrűs trimer (op. 17 o C) és szilárd polimer, (SO 3 ) n (op. 62 o C); agresszíven nedvszívó; erős oxidálószer, és -Lewis-sav. A kénsav anhidridje: SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 ; SO 3 + H 2 SO 4 = H 2 S 2 O 7 Előállítás: 2 SO 2 + O 2 2 SO 3 (V 2 O 5 katalizátor; 500 o C; nagy nyomás) Felhasználás: kénsavgyártás alapanyaga. 4

5 Kénessav, H 2 SO 3 Középerős sav; sói a szulfitok, SO 3 és hidrogénszulfitok, HSO 3 (alkáli-, és alkáliföldfémek). A kéndioxid vizes oldata a nemlétező kénessavnak, H 2 SO 3 tekinthető. a hidrogénszulfit ion két tautomerje Nátrium-szulfit, Na 2 SO 3 7 H 2 O fényképészetben redukálószer; elemi kénnel reagál: Na 2 SO 3 + S(sz) = Na 2 S 2 O 3 nátrium-tioszulfát (fixírsó) Nátrium-diszulfit, Na 2 S 2 O 5 vízben nátrium hidrogénszulfitként reagál (csak vizes oldatban létezik): Na 2 S 2 O 5 (sz) + H 2 O 2 NaHSO 3 fényképészetben redukálószer; élelmiszeripar (tartósítószer). 5

6 Kénsav, H 2 SO 4 színtelen olaj, d = 1,84 g/cm 3, fp. 290 o C; erősen nedvszívó Vízzel azeotróp elegyet ad: a 98,3 %-os kénsav-oldat 330 o C-on forr. Erős sav, ill. oxidálószer: H 2 SO 4 + H 2 O HSO 4 + H 3 O + ; HSO 4 + H 2 O SO 4 + H 3 O + Cu(sz) + 2 H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO H 2 O; C(sz) + H 2 SO 4 = CO(g) + SO 2 (g) + H 2 O(g) A híg sav nem oxidál, hanem proton-donor (lásd hidrogén) pl.: M(sz) + H 2 SO 4 = MSO 4 + H 2 (g), ahol M = Fe, Zn, Mg, Mn, Co, stb. Szulfátok kimutatása: BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 (sz) + 2 NaCl vagy Ba 2+ + SO 4 = BaSO 4 (sz) ionegyenlet 6

7 Tiokénsav, H 2 S 2 O 3 30 o C alatt stabil; szobahőn bomlik: H 2 S 2 O 3 = H 2 O + S(sz) + SO 2 Sói a tioszulfátok, S 2 O 3 : Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + SO 2 + S(sz) + H 2 O erős redukálószer: 2 Na 2 S 2 O 3 + I 2 = 2 NaI + Na 2 S 4 O 6 (a kén oxidációs foka: ) erős komplexképző ligandum (fényképészet): 2 Na 2 S 2 O 3 + AgBr(sz) = Na 3 [Ag(S 2 O 3 ) 2 ] + NaBr 7

8 Nitrogén és vegyületei A 15. csoport (Va) elemei: ns 2 np 3 N, P nemfémek; As, Sb félfémek; Bi fém A nitrogén fizikai tulajdoságai: színtelen, szagtalan, inert gáz (fp. 196 o C ); apoláris molekula; kevéssé polarizálható; erős kovalens kötés (1 +): 946 kj/mol; EN = 3,0 (Pauling). Kémiai tulajdonságok: inert gáz szobahőn szobahőn: 6 Li + N 2 = 2 Li 3 N lítium-nitrid magas hőmérséklet, katalizátor: N H 2 2 NH 3 ammónia szintézis Előfordulás: 78,1 % a levegőben; a 4. leggyakoribb elem az emberi szervezetben (az O, C, és H után); 4,2 % a Világegyemben. Előállítás: cseppfolyós levegőből (ipar). Felhasználás: ammónia szintézis; ipari inert gáz. Gépkocsik légzsákjában: 2 NaN 3 (sz) = 2 Na(g) + 3 N 2 (g) 10 Na(g) + 2 KNO 3 (sz) = 5 Na 2 O(sz) + K 2 O(sz) + N 2 (g) Na 2 O + K 2 O + 2 SiO 2 = Na 2 SiO 3 + K 2 SiO 3 8

9 Ammónia, NH 3 szúrós szagú gáz, fp. 33 o C; d 15 = 0,73 g/dm 3 vízben jól oldódik (45 g/100 g); vizes oldata gyenge bázis: NH 3 + H 2 O NH 4+ + OH ; NH 3 (g) + HCl(g) = NH 4 Cl(sz) gyúlékony: 4 NH O 2 = 2 N H 2 O 4 NH O 2 = 4 NO + 6 H 2 O (Pt-katalizátorral) Lewis-bázis (és ligandum) a d-mező fémionjaival szemben, pl.: CuSO NH 3 = [Cu(NH 3 ) 4 ]SO 4 ; AgCl(sz) + 2 NH 3 = [Ag(NH 3 ) 2 ]Cl folyékony állapotban: 2 NH 3 NH 4+ + NH öndisszociáció (vö. víz) 2 NH 3 (l) + 2 K(sz) = 2 KNH 2 + H 2 (g) (Fe 3+ -katalizátorral) Kimutatás: Nessler-reagens, K 2 [HgI 4 ]/KOH Felhasználás: mezőgazdaság (műtrágya); szerves vegyipar; a legnagyobb anyagmennyiségben (mol) előállított szervetlen vegyület. 9

10 N-H vegyületek Hidrazin, N 2 H 4 gyenge bázis; mérgező; fp. 113 o C; erős redukálószer: N 2 H 4 = N H e ; Képződés: 2 NH 3 + NaOCl = N 2 H 4 + NaCl + H 2 O Hidrogén azid, HN 3 gyenge sav, nem stabil, fp. 36 o C; nagyon toxikus; nehézfém sói (azidok) ütésre robbannak, pl. Pb(N 3 ) 2. Hidroxilamin, H 2 N-OH redukálószer, és gyenge bázis; op. 33 o C; fontos intermedier szerves szintézisekben (oximok). 2 H 2 NOH = N H 2 O + 2 H e oxim 10

11 A nitrogén oxidjai Dinitrogén-monoxid, N 2 O színtelen, édeskés szagú gáz; inhalációs narkotikum ( kéjgáz ); előállítása: NH 4 NO 3 (sz) = N 2 O(g) + 2 H 2 O(g) kb. 200 o C-on Nitrogén-monoxid, NO stabil szabadgyök (paramágneses); reaktív színtelen gáz: 2 NO + O 2 = 2 NO 2 (barna gáz) laborban: 3 Cu(sz) + 8 HNO 3 = 3 Cu(NO 3 ) NO(g) + 4 H 2 O iparban: 4 NH O 2 = 4 NO + 6 H 2 O (Pt-katalizátor) Fontos gáz-neurotranszmitter (vö. H 2 S), értágító, vérnyomáscsökkentő, oxidatív stressz ellenes hatású. L-argininból keletkezik: 11

12 A nitrogén oxidjai Nitrogén-dioxid, NO 2 stabil szabadgyök (paramágneses); mérgező, barna gáz: 2 NO 2 N 2 O 4 (diamágneses; színtelen folyadék); középerős oxidálószer; a salétromos-, és salétromsav vegyes anhidridje: 2 NO NaOH = NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O Felhasználás: salétromsavgyártás. Dinitrogén-pentoxid, N 2 O 5 fehér kristályok, op. 30 o C; a salétromsav anhidridje: N 2 O 5 + H 2 O = 2 HNO 3 Ionos, nitrónium-nitrátként is viselkedik: N 2 O 5 NO 2+ + NO 3 Erős oxidáló-, és nitrálószer. 12

13 A nitrogén oxosavai Salétromossav, HNO 2 csak híg vizes oldatban stabil (kék színű), középerős sav; sói a nitritek, pl. NaNO 2, KNO 2. közepes oxidálószer: HNO 2 + H + + e = NO(g) + H 2 O (I, S I 2, S) enyhe redukálószer: HNO 2 + H 2 O = HNO H e (MnO 4 Mn 2+ ) Kimutatása: Griess-Ilosvay reagens Salétromsav, HNO 3 színtelen folyadék, op. 84 o C; erős sav: HNO 3 + H 2 O NO 3 + H 3 O + sói: nitrátok pl. KNO 3 ; minden fém-nitrát oldódik vízben; erős oxidálószer: HNO H e = NO + 2 H 2 O HNO 3 + H + + e = NO 2 + H 2 O (híg sav) (tömény sav) királyvíz : HNO HCl = NOCl + 2 Cl + 2 H 2 O (AuCl 3 formában oldja az aranyat) 13

14 Foszfor és vegyületei Elektronkonfiguráció: [Ne]3s 2 3p 3 EN: 2,1 (Pauling) Oxidációs szám: 3, +5 három fő allotrópja: fehér/sárga P 4 (molekularács); vörös (polimer, P x ), és fekete foszfor. A toxikus fehér módosulat a legreaktívabb: oxigénnel: P 4 (sz) + 5 O 2 (g) = P 4 O 10 (sz) - lassú oxidáció, foszforeszkálással nem-fémekkel: P 4 (sz) + 6 Cl 2 (g) = 4 PCl 3 (f); PCl 3 (l) + Cl 2 (g) = PCl 5 (sz) fémekkel: P 4 (sz) + 6 Ca(sz) = 2 Ca 3 P 2 (sz) kalcium-foszfid Előfordulás: apatit, Ca 5 (PO 4 ) 3 X (X = OH, F, Cl); foszforit, Ca 3 (PO 4 ) 2 Felhasználás: műtrágyagyártás, és gyufagyártás; élelmiszeripar. Foszfin, PH 3 : fokhagyma szagú, mérgező gáz, nagyon gyenge bázis. Képződése: Ca 3 P 2 (sz) + 6 H 2 O = 3 Ca(OH) PH 3 (g) Foszfor-trihalogenidek, PX 3 (X = F I), és - pentahalogenidek, PX 5 (X = F, Cl) illékony molekularácsos vegyületek. PCl 3 és PCl 5 klórozószerek a szintetikus kémiában. 14

15 Foszfor-oxidok Foszfor(III)-oxid, P 4 O 6 Foszfor(V)-oxid, P 4 O 10 fehér por, erős dehidratáló szer A P 4 O 10 számos foszfor-oxisavnak az anhidridje: P 4 O H 2 O = (HPO 3 ) 4 P 4 O H 2 O = 4 H 3 PO 4 P 4 O H 2 O = 2 H 4 P 2 O 7 metafoszforsav ortofoszforsav piro-, vagy difoszforsav 3 P 4 O H 2 O = 4 H 5 P 3 O 10 tripolifoszforsav 15

16 Foszfor-oxosavak Ortofoszforsav, H 3 PO 4 : stabil, színtelen kristály, op. 42 o C, jól oldódik vízben. Vízben három lépésben disszociál: H 3 PO 4 + H 2 O H 2 PO 4 + H 3 O + középerős sav (ortofoszforsav) H 2 PO 4 + H 2 O HPO 4 + H 3 O + gyenge sav (dihidrogénfoszfát anion) HPO 4 + H 2 O PO H 3 O + nagyon gyenge sav (hidrogénfoszfát anion) Hevítés hatására dehidratálódik: 2 H 3 PO 4 = H 4 P 2 O 7 + H 2 O(g) 215 o C-on piro-, vagy difoszforsavvá n H 3 PO 4 = (HPO 3 ) n + n H 2 O(g) 325 o C-on metafoszforsavvá Az ortofoszforsav sói: dihidrogénfoszfátok, pl. nátrium-dihidrogénfoszfát (primer foszfátok); hidrogénfoszfátok, pl. dinátrium-hidrogénfoszfát (szekunder foszfátok); foszfátok, pl. trinátrium-foszfát (tercier foszfátok); NaH 2 PO 4 ; Na 2 HPO 4 ; Na 3 PO 4 Szuperfoszfát : Ca 3 (PO 4 ) 2 (sz) + 2 H 2 SO 4 = Ca(H 2 PO 4 ) CaSO 4 (sz) műtrágya 16