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

ELTE TTK Hallgatói Alapítvány – KÉMIA LEVELEZŐ ÉRETTSÉGI ELŐKÉSZÍTŐ Székhely: 1117 Budapest, Pázmány Péter sétány 1/C; Telefon: 381-2101; Fax: 381-2102; E-mail: [email protected] ; Felnőttképzési Nyilvántartási Szám: 01-1016-04

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 1813- 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: ns2np5 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

www.biokem.hu


- 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: F2 + H2O → 2 HF + ½O2; a többi halogén: X2 + H2O → 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 [I3–].) Reakció vízzel: A klór gáz vízben kitűnően oldódik. A klóros víz viszont nem csak a Cl2 molekulák vízzel való fizikai elkeveredésével keletkezik, hanem kémiai reakció is történik. H2O + Cl2= 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 s2p5 konfigurációból következően reakcióik során atomjaik elektronhéja 1 elektron felvételére képes, és elvileg maximálisan 7 elektron megosztására alkalmas.

Készítette: Fischer Mónika

2

www.biokem.hu


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: +5

+3

+1

+7

H Cl O (hipoklórossav), H Cl O 2 (klórossav), H Cl O 3 (klórsav), H Cl O 4 (perklórsav vagy “hidrogén-

perklorát”). Reakció hidrogénnel: H2 + X2 → 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 PCl3, PCl5, SCl2, SF4, SF6 stb.) Reakciójuk fémekkel: Halogenidekké egyesíthetők (NaCl, MgBr2, AlCl3, AlI3, SnCl4 stb.). Reakciójuk egymással: +3 −1

+7 −1

Megfelelő körülmények között különböző interhalogéneket képeznek: ilyen, pl. Cl F 3 , I F 7 stb. Az X2 / 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: fluor

− F2 + Cl– − F2 + Br– − F2 + I–

klor

bróm

− Cl2 + Br– − Cl2 + I–


− Br2 + I–

3

jód —

www.biokem.hu


Reakciójuk szerves vegyületekkel: Szubsztitúciós, addíciós vagy oxidációs reakciók lehetségesek. Előfordulás: -Fluor: CaF2 folypát Na3AlF6 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. 2KMnO4 + 16HCl → 5Cl2 + 2KCl + 2MnCl2 + 8H2O - 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


4

www.biokem.hu


- 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 (CCl4), vagy ha oldódnak, akkor savasan hidrolizálnak. Dipólusosak, hidrogénkötésekre is képesek a vízhez viszonyítva savak (hidrogén-halogenidek). Hidrogénkötés kialakítására nem képesek, vízben savasan hidrolizálnak (PCl3, PCl5, SbCl3, SbCl5, SiCl4, FeCl3, AlCl3, SnCl4) Pl.: PCl3 + 3 H2O → H3PO4 + 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, CaCl2, KBr stb. A hidrogén-klorid (HCl): δ+

δ−

Molekulaszerkezete: Poláros kovalens kötés található a molekulában: H — Cl a molekula dipólusos. Fizikai tulajdonságai: Színtelen Szagtalan Mérgező gáz. Vízoldhatósága kitűnő: HCl + H2O → H3O+ + 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.


5

www.biokem.hu


2 Al + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2; Ionosan: 2 Al + 6 H+ → 2 Al3+ + 3 H2 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.H2SO4 → NaHSO4 + 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. H2 + Cl2 → 2 HCl

Halogén-oxosavak és sóik Képlet: Név: A Cl oxidációs száma: A saverősség növekedése: A bomlékonyság növekedése: Az oxidálóhatás növekedése: Anion: A sók neve:

HOCl hipoklórossav +1

HClO2 klórossav +3

HClO3 klórsav +5

HClO4 perklórsav +7

OCl–

ClO −2

ClO3−

ClO −4

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.


6

www.biokem.hu


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 (O2) = ~500 kJ/mol Az oxigén elektronegativitása és elektronaffinitása (–7, 82 eV) igen nagy, ezért az oxigénatom két elektron felvételével 2 negatív töltésű oxigénionná (O2–) 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


7

www.biokem.hu


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 + O2 → Na2O2 4Al + 3O2 → 2Al2O3 - 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 O2 → 2 P2O5 - A szerves vegyületek többsége oxigénben vagy levegőn meggyújtható és elégethető. - Három természetes izotópja van az 16O, 17O és 18O, amelyek közül az mennyiségben (99,7%), mellette csak 0,2% 18O és 0,04% 17O található.

16

O fordul elő a legnagyobb

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

www.biokem.hu


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 (SiO2) magnetit (Fe3O4) hematit (Fe2O3) rutil (TiO2) - karbonátok: pl. kalcit (CaCO3) magnezit (MgCO3) dolomit (CaMg/CO3/2) sziderit (FeCO3) - szulfátok: pl. gipsz (CaSO4· 2H2O) barit (BaSO4) - foszfátok: pl. apatitok Ca5/F,Cl,OH,CO3//PO4/3) - szilikátok: pl

berill (Be3Al2/Si6O18/)

Előállítás: a, Laboratóriumban: - Higany (II)-oxid vagy kristályos KMnO4 hevítésével 2 HgO → 2 Hg + O2 2 KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2 - Hidrogén-peroxidból katalizátorral (MnO2, finom eloszlású Pl vagy Ag, stb.): 2 H2O2 → 2 H2O + O2 - Híg kénsavas hidrogén-peroxid-oldatból kristályos kálium-dikromát segítségével: 3H2O2 + K2Cr2O7 + 4H2SO4 → Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O + 3O2 b, Iparban: A levegő cseppfolyósításával és a cseppfolyós levegő szakaszos lepárlásával.


9

www.biokem.hu


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 3000-3500 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

www.biokem.hu


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

oxidációs szám: –2

PEROXIDOK

SZUPEROXIDOK –

oxidációs szám: –1 H2O2 (molekularácsos) K2O2 (ionrácsos)

(O2) -ion (szuperoxidion) KO2 RbO2

bomlékony, oxidáló hatású anyagok OXIDOK

Ionrácsosak

Atomrácsosak

Molekularácsosak

A fém-oxidok nagy része

szilárdak A nemfém-oxidok nagy része kemények tisztán ionosak átmeneti típusúak vízben oldódnak vízben nem oldódnak magas op. vizes oldatuk savas oxosavból vízelvonással szilárdak, vízben jól szilárdak,vízben gyakorlatilag nincs rosszul oldódnak kémhatású, oxosav előállítható oldódnak, vizes oldószerük hidroxidok hevítékeletkezik oldatuk lúgos ált. csak erélyes kémhatású (bázisos sével előállíthatók körülmények között oxidok, vízzel lépnek reakcióba, hidroxidot adnak) és válnak oldhatóvá bázisanhidridek savanhidridek I.A és a legtöbb a legtöbb fém-oxid pl. B2O3, SiO2, pl. CO2, NO2, SO2, CO, NO II.A fém oxidja (MgO is!) (Al2O3 korund) SO3, P2O5 HIDROXIDOK

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.


11

www.biokem.hu


Ózon Az oxigén allotróp módosulata.

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 (O3) oxigénből (O2) 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

www.biokem.hu


„ózonlyukak” keletkeztek. Ennek következtében a napfény káros, 220–320 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.


13

www.biokem.hu


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 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 S8 molekula

A kén négyféle, 32-, 33-, 34- és 36-os tömegszámú izotópok keveréke. Ezek között a 32S 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 (CS2) és a kén-diklorid (SCl2), többé-kevésbé egyes szerves oldószerek is. Mindkét allotrop módosulat molekularácsos. A kristályok rácspontjaiban 8 kénatomból álló kénmolekulák foglalnak helyet (S8). 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

www.biokem.hu


(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 (S2–) 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


15

www.biokem.hu


Mg + S → MgS - Hidrogénnel 400°C körüle hőmérsékleten megfordítható folyamatban hidrogén-szulfiddá egyesül: H2 + S = H2S - 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 + O2 → SO2 - Izzó szénen átvezetett kéngőzök a szénnel szén-diszulfiddá egyesülnek: C + S2 → CS2 - 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.: 12S + 3Ca(OH)2 → 2CaS5 + CaS2O3 + 3H2O Előfordulás: 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: FeS2 = pirit; CuFeS2 = kalkopirit; ZnS = szfalerit; PbS = galenit; HgS = cinnabarit; Sb2S3 = antimonit; CaSO4·2H2O = gipsz; CaSO4 = anhidrit; BaSO4 = barit; MgSO4·7H2O = keserűsó stb. Előállítás

- Laboratóriumban: Szulfidok oxidációjával. Szulfidok és szulfitok vagy tioszulfátok szinproporciós reakciójával.

- Iparban: Szulfidok hőbontásából, szulfidok pörköléséből: 2H2S + SO2 → 3S + 2H2O Felhasználás: Kozmetikaiparban, kénsavgyártásra, gyógyszergyártásban, növényvédő-szerek gyártására, vulkanizálás során.


16

www.biokem.hu


Kénvegyületek Szulfidok: Molekularács CS2 (szén-diszulfid, szénkéneg) oldószer mérgező hatású H2S (kénhidrogén) színtelen, záptojás szagú gáz gyenge sav sok anyagot redukál (pl. I2, Fe3+) mérgező hatású sok fémionnal csapadékot képez

Atomrács A p- és a d-mező sok fémével alkotott vegyületek Sok sötét színű Vízben rosszul oldódnak A legrosszabbul oldódók (pl. CuS, HgS) még erős savakban sem oldódnak. Színük a kation polarizálóképességétől függ (pl. a ZnS fehér; a CdS sárga; HgS fekete). A természetben előforduló ásványok közül ide tartozik, pl. a pirit FeS2

Ionrács Az alkáli- és az alkáliföldfémszulfidok. Színtelen (fehér), szilárd anyagok. Vízben jól oldódnak. Vizes oldatuk lúgos kémhatású: S2– + H2O = HS– + OH– HS– + H2O = H2S + OH–

A legfontosabb oxidok: Molekula: Fizikai tulajdonságok: Kémiai tulajdonságok:

Előállítás:

Felhasználás:

Kén-dioxid V-alakú dipólusmolekula

Kén-trioxid Trigonális planáris (síkháromszög), apoláros Színtelen, szúrós szagú, köhögtető gáz Színtelen folyadék, mely viaszszerűen megdermed (polimerizálódik) Vízben mindkettő kémiai reakció közben oldódik.

SO2 + H2O = H2SO3 kénessav Általában redukáló hatású. Nedves közegben kénsavvá, szulfátionná oxidálódik: SO2 + 2H2O + I2 →

SO3 + H2O = H2SO4 kénsav

4H+ + SO 24− + 2I– Baktérium- és gombaölő hatású A kén-hidrogént oxidálja 2H2S + SO2 → 3S + 2H2O A kén égetésével A kén-dioxid további oxidációjával (V2O5 katalizátor, nagy nyomás, nem túl magas, Fém-szulfidok pörkölésével de a közönségesnél magasabb 4FeS2 + 11O2 → hőmérséklet): 2Fe2O3 + 8SO2 Szulfitokból erősebb savból 2SO2 + O2 = 2SO3 Na2SO3 + H2SO4 → SO2 + Na2SO4 + H2O (főként laborban) Tömény kénsavból pl. rézzel történő redukcióval: Cu + 2H2SO4 → CuSO4 + SO2 + 2H2O (főként laborban) fertőtlenítés (kénezés) A kénsavgyártás köztes terméke kén-trioxid előállítása


17

www.biokem.hu


Molekula: Fizikai tulajdonságok:

Kénessav dipólusmolekula Csak híg vizes oldatban létezik (oldata színtelen)

Kémiai tulajdonságok:

gyenge sav Bomlékony: hő

H 2SO 3 → SO 2 + H 2 O Általában erős redukálószer

Előállítás:

SO2 + H2O = H2SO3

Felhasználás:

Kénsav dipólusmolekula Olajszerű, nagy sűrűségű (1,84g/cm3), viszkózus folyadék Viszonylag magas fp. (hidrogénkötések!) A vízzel minden arányban elegyedik, nagy hőfejlődéssel jár erős, kétértékű sav Stabilis, nehezen bontható vízre és kéntrioxidra erős oxidálószer (sok pozitív standardpotenciálú fémet is SO2 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 SO2 előállítása SO2 katalitikus oxidációja SO3 oldása SO3 + H2SO4 → H2S2O7 (dikénsav, vitriol, óleum) H2S2O7 + H2O → 2H2SO4 oldószer oxidálószer gyógyszer, festék előállítás gázok szárítása ólomakkumulátorok töltése szevetlen anyagok előállítása (szóda, műtrágya, foszforsav, robbanószerek) mosószer előállítása

Sóik: Glaubersó Na2SO4·10H2O Hashajtóhatású A szulfátion nem szívódik fel a bélből, és vizet köt meg. Az ipar az üveggyártásban használja Keserűsó MgSO4·7H2O Szintén az előbb említett okok miatt hashajtóhatású. Gipsz, máriaüveg, alabástrom CaSO4·2H2O Rézgálic CuSO4·5H2O Vasgálic FeSO4·7H2O stb.


18

www.biokem.hu


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 31 75 209 P As Bi elemek lévén csak egy vagy két izotópjuk van, a foszfor ( 15 ), az arzén ( 33 ) és a bizmut ( 83 ) tiszta elem.

NITROGÉN

ARZÉN,

FOSZFOR

BIZMUT

ANTIMON

Vegyértékelektronok

ns2p3 Stabil pi-átfedéseket, többszörös kötéseket azonban csak a viszonylag kis rádiuszú és a többiekénél lényegesen nagyobb EN-ú N-atomok tudnak egymás között kialakítani.

Halmazszerkezet

N2 molekularácsos, standard állapotban gáz

Sárga és vörös Sárga és szürke Szürke módosulat módosulat fémes, félfémek rétegrácsos

Oxidációs szám

min.: –3 NH3 max.: +5 HNO3

–3 és +5

Legfeljebb 4 vegyértékű!

Lehetnek 5 vegyértékűek is!

+3 és +5

főként +3

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.


19

www.biokem.hu


Nitrogén A nitrogén név “salétromképzőt” jelent (nitrum = salétrom) Molekulaszerkezet: Mint azt láttuk ns2np3 konfigurációjú, alapállapotban 3 pár nélküli elektronnal rendelkezik. Kétatomos molekulákat alkot N2, 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 14

15

N N nitrogénizotópot ( 7 ) 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 + N2 → 2 Li3N - Negatívabb redoxpotenciálú fémekkel (pl. Mg) magasabb hőmérsékleten nitridekké egyesül: 3 Mg + N2 → Mg3N2 - Hidrogénnel katalizátor jelenlétében 400 °C felett ammóniává egyesül:


20

www.biokem.hu


N2 + 3 H2 = 2 NH3 - Nem fémekkel vagy egyáltalán nem, vagy csak igen magas hőmérsékleten lép reakcióba. Így például halogénekkel, nem reagál, szilíciummal, bórral 1000 °C felett, szénnel 3000 °C-on vegyül, - Oxigénnel csak az elektromos szikra, ívfény hőmérsékletén (3500 °C) egyesül nitrogén-monoxiddá: N2 + O2 → 2 NO Oxidációfoka vegyületeiben –3 és +5 között változhat. Fémekkel és hidrogénnel alkotott vegyületeiben oxidációfóka negatív, többnyire –3. A nemfémes elemekkel (F,O) szemben pozitív. Fluoridjaiban (NF3) csak +3 oxidációfokú lehet, ugyanis csak trihalogenideket alkothat. Ha ugyanis vegyértékhéjának három pár nélküli elektronja három halogénatomot 1–1 kovalens kötéssel megköt, a három kovalens elektronpár és a nitrogén magános elektronpárja a nitrogénatom vegyértékhéját már telíti! NO 3− Egyes oxigénvegyületeiben a nitrogén oxidációfoka +5 (N2O5, ), ahol a nitrogénatom magános elektronpárja datív (donor) illetve delokalizált pi-párként vesznek részt a koordinációs egység kötésrendszerének kialakításában. Előfordulás: Elemi állapotban a levegő 78 térf. %-a. Vegyületeiben: nitrátok (salétromok), nitritek, ammónia, ammóniumsók, nitrogéntartalmú szerves vegyületek (ls. fehérjék, nukleinsavak) formájában található meg. Előállítás: - Laboratóriumban: az ammónium-nitrit tömény oldatának hevítésével, ugyanis hevítés hatására (kb. 80 °C-on) nitrogénre és vízre bomlik: NH4NO2 → N2 + 2H2O - Iparban: a levegőből, a levegő cseppfolyósításával és a cseppfolyós levegő szakaszos lepárlásával történik. Felhasználás: Indifferens gázként oxidációs folyamatok megakadályozására (pl. a villanyégők készítésénél stb.) Salétromsav gyártására. Különféle nitrogén műtrágyák előállítására. Hegesztésnél védőgáz. Ammóniagyártás a Haber-Bosch-eljárás segítségével.


21

www.biokem.hu


Aeroszolos palackok (a képen) hajtógáza. Tűzoltó készülékek töltőgáza. Nitrogénvegyületek, nitrogénműtrágyák alapanyaga. Robbanószerekben a nitrogénmolekula (N2) háromszoros kovalens kötésének visszaalakulásakor felszabaduló jelentős energiát használják fel. Az élelmiszeriparban E931 kóddal említik. Biológiai jelentősége: Minden élőlény szervezete tartalmaz nitrogént, fontos alkotórésze a fehérjéknek és az aminosavaknak. A levegőből nitrifikáló baktériumok kötik meg, (pillangósok gyökérgumóiban élnek) a nitrogénvegyületeket a növények a talajból felveszik. A nitrogén körforgása a természetben (Olvasmány): A nitrogén az élő szervezet felépítésében igen fontos, a fehérjék nélkülözhetetlen alkotórésze. Az elemi nitrogén a levegőben ugyan nagy mennyiségben rendelkezésre áll, az élő szervezetek zöme azonban fehérjéik kialakításához közvetlenül az elemi nitrogént nem tudja felhasználni. Légzéskor pl. az ember szervezetéből is változatlanul, távozik a nitrogén, azt a szervezet beépíteni nem tudja. Így van ez az állati szervezetekkel is. A növények jelentős része szintén képtelen közvetlenül hasznosítani a levegő nitrogénjét, csak a talajból, gyökerein át tudja felvenni a vízoldható nitrogénvegyületeket, az ammóniumsókat, a nitriteket, a nitrátokat. Vannak azonban olyan növények - az ún. pillangós virágúak, amilyen a lóhere, a lucefIla, a bab, a borsó stb. -, amelyek a gyökereiken élő baktériumok segítségével a levegő nitrogénjét is képesek megkötni. Ezek a baktériumok az elemi nitrogént a növény számára hasznosítható vegyületté alakítják, s ebből a növény saját fehérjéjét már fel tudja építeni. Az emberi és az állati szervezetek fehérjéiket a növényi fehérjékből fedezik. Az élővilág jelentős része végső soron a talajból fedezi nitrogénszükségletét. A talaj nitrogéntarlalmát csak részben pótolják az élő szervezetek pusztulása, lebomlása eredményeképpen keletkező ammóniumsók, nitritek és nitrátok, valamint az a nitrogénmennyiség, amely a levegőből a pillangós növények révén jut be a talajba. A talaj nitrogéntartalmát tehát pótolni kell. Ez a pótlás természetes vagy műtrágyák kiszórásával, illetve vetésforgók alkalmazásával történhet. A nitrogén természetbeni körforgását az alábbi ábra mutatja.


22

www.biokem.hu


A foszfor Kísérletek: Kémiai album: Foszfor: 40 oldal A foszfor a tiszta elemek, közé tartozik, a természetes foszfor valamennyi atomja azonos tömegszámú 31 P ( 15 ). Ismeretesek azonban más tömegszámú, mesterségesen előállított radioaktív foszforizotópok is (30P, 32P), amelyek biológiai folyamatok tanulmányozásánál, vagy gyógyászati szempontból nagy jelentőségűek.

Molekulaszerkezet: A foszforatomok a foszforgőzökben 4-atomos molekulákat alkotnak (P4). E molekulák tetraéderes szerkezetűek, stabilitásuk jelentékeny, csak 800 °C felett kezdenek P2-molekulákra disszociálni. A P2 molekulák atomokra való bomlása pedig csak 2000 °C körüli hőmérsékleten válik jelentősebbé. A foszforgőzök lehűtésekor a foszfornak a fehér (sárga) módosulata keletkezik, melyben a P4-molekulák szabályos rendszerű molekularácsba rendeződnek. Ha a foszfort kikristályosítjuk, akkor ugyancsak a fehér módosulata kristályosodik ki színtelen, áttetsző tetraéderekben. A színtelen foszfor azonban már szobahőmérsékleten állva is elveszíti áttetszőségét, lassan megsárgul majd fokozatosan a foszfor legstabilisabb módosulatává, vörösfoszforrá alakul át. A vörösfoszforban a P4-molekulák láncszerűen egymáshoz kapcsolódnak, egydimenziós, láncszerkezetű atomrácsot alkotva. Magas hőmérsékleten (400-500 °C) a vörösfoszfor szublimál. Termikus disszociációjakor molekulaláncolatokból álló rácsa monomer P4-molekulákra bomlik (így gőzének lecsapódásakor fehérfoszfor keletkezik). Van a foszfornak egy harmadik, csak különleges körülmények között (igen nagy nyomáson) keletkező és létező, labilis módosulata is, a fekete vagy fémes foszfor, melynek réteges atomrácsa van. Fizikai tulajdonságok: A fehér- és a vörösfoszfor fizikai és kémiai tulajdonságai eltérő molekula- illetve atomrácsszerkezetük következtében igen jelentékenyen különböznek.


23

www.biokem.hu


FEHÉRFOSZFOR

VÖRÖSFOSZFOR

Sárgásfehér, átlátszatlan kristályos anyag.

Keletkezési körülményeitől függően világosabb-sötétebb ibolyás vörös.

Molekularácsos, ezért lágy, késsel vágható.

Atomrácsos.

színe

Olvadáspontja alacsony (44°C), ezért víz alatt Sűrűsége a fehérfoszforénál nagyobb; könnyen megolvasztható. olvadáspontja (589,5°C) sokkal magasabb, de csak nagyobb nyomáson olvasztható meg, mert Kis mértékben már szobahőmérsékleten is alacsony nyomáson szublimál. párolog, ennek következtében jellemző, kellemetlen szaga van. Vízben gyakorlatilag oldhatatlan, azt mégis Szervetlen és szerves oldószerekben egyaránt jellemző “foszforszagúvá teszi”. oldhatatlan. Legjobb oldószere a szén-diszulfid (CS2), valamint jól oldódik egyes szerves oldószerekben is: benzolban, éterben, zsírokban, olajokban stb.

Kémiai tulajdonságok: Jelentős különbség van a két módosulat reakciókészségében is! FEHÉRFOSZFOR

VÖRÖSFOSZFOR

Igen reakcióképes!

Reakciókészsége lényegesen kisebb.

Rendkívül gyúlékony! A darabos foszfor Gyulladási hőmérséklete lényegesen magasabb gyulladási hőmérséklete kb. 60°C, ezért enyhe (kb. 400°C), ezért levegőn, szobahőmérsékleten melegítéskor, vagy dörzsölés, napsütés hatására is nem oxidálódik, s így szabadon is eltartható! lángra lobban. Égéskor difoszfor-pentoxid keletkezik: 4P + 5O2 → 2P2O5 (P4O10) A levegővel érintkező foszfor felülete és a belőle elillanó gőzök a foszfor gyulladási hőmérséklete alatt, szobahőmérsékleten is lassan oxidálódnak. Vízgőz jelenlétében a foszfor lassú oxidációját sötétben is jól látható foszforeszcencia kíséri (innen a név is). A lassú oxidációval difoszfortrioxid keletkezik: P4 + 3O2 → P4O6 Gyúlékonysága és metastabilis volta miatt csak víz alatt, sötétben tartható el!


24

www.biokem.hu


Reakciók Számos fémmel, félfémmel és nemfémes elemmel Reakciói eredményeként ugyanazok a vegyületek reagál (alkálifémek, antimon, kén). keletkeznek, mint a fehérfoszfor esetén! Halogénekkel tűztünemény közben egyesül: Cl

Cl

2 2 P4   → PCl 3   → PCl 5

Hidrogénnel foszfor-hidrogén (PH3) Fémekkel és félfémekkel foszfidokká vegyül. Oxigénnel szembeni nagy reakciókészsége miatt erősen redukáló hatású. Erős lúgokban foszfor-hidrogén és hipofoszfit képződése közben oldódik, diszproporcionálódik: P4 + 3KOH + 3H2O → PH3 + 3KH2PO2 Erős méreg! A bőr zsírrétegében is oldódik. Gyakorlatilag nem mérgező, mert nem oldható Ugyancsak mérgezőek a foszfor gőzei, valamint a (nem szívódik fel) és mert közönséges hőfokon lassú oxidációkor keletkező átmeneti termékek és nem oxidálódik. általában a 3-as oxidációfokú vegyületei! Nem mérgezőek általában a +5 oxidációfokú vegyületek, sőt az életfolyamatokban nagy szerepet játszanak

Oxidációfok: A foszfor elektronegativitása közepes értékű (2, 1), ezért fémekkel és nem fémekkel egyaránt kovalens kötésekkel vegyül, ami fémekkel alkotott vegyületei (foszfidok) esetében atomrácsot, nem fémekkel (halogének, oxigén) molekulavegyületeket eredményez. Oxidációfoka –3 és +5 között változik, többnyire –3 vagy +3 és +5. Vegyületei közül a +5 oxidációfokúak a legállandóbbak. Előfordulás: Nagy reakciókészsége miatt elemi állapotban, a természetben nem fordul elő. Nem fordulnak elő a +3-as oxidációfokú foszforvegyületek sem nagy oxidációs hajlamuk következtében. Elterjedtek viszont a +5-ös oxidációfokú foszforvegyületek, az ásványvilágban ilyenek a foszfátok. Ásványaik: apatit [Ca5(PO4)3F]; foszforit [Ca3(PO4)2]. Biológiai jelentősége a foszfornak igen nagy (csont, energiatermelés: ATP, fehérjék, nukleinsavak stb.)! Ipari alkalmazás: A vörösfoszfort gyufagyártásra használják (biztonsági gyufa, ahol a foszfor és a KClO3 reakciója indítja meg az égést). A foszfátokat műtrágyaként és az üvegiparban használják.


25

www.biokem.hu


A nátriumgőzlámpák speciális üvegei foszfát tartalmúak. Fontos adalékanyag az acélgyártásnál, és a foszfor-bronz ötvözetben. Mosószer alapanyagként is használnak foszfátokat - vízlágyító adalékként. A mosás "alapelve" (olvasmány) Valamennyi mosószer esetén az alapelv – valamilyen módon vízoldhatóvá kell tenni a nem vízoldható anyagokat. Ha a környezetből csak por kerülne a ruhára (ami főleg szilciumdioxid szemcsékből - "kvarchomokból" áll) akkor is kerülnek rá zsírok, szerves anyagok is az emberi testről. Ezek megkötik a port is a ruhán. Valamennyi mosószer tartalmaz valamilyen felületaktív anyagot. Az egyik legegyszerűbb, "legősibb" ilyen anyag a szappan. Ez egy nagyobb szénatomszámú karbonsav nátrium sója.

A "hatásmechanizmusa" az, hogy a szénlánc zsírokban, a nátrium ion pedig vízben oldódik. A vizes szappan oldatban lévő szappan molekulák szerves részei a zsírcseppecskékben feloldódnak, az ionos része a zsírcseppecske felületén marad és vízmolekulák kötődnek hozzá, így a zsír vízoldhatóvá válik. Ezen az elven azután számtalan egyéb mosószer készült, pl. a sokáig "egyeduralkodó" Ultrapor (zsíralkoholszulfonát ). Szappankészítés: A szappant régen házilag "főzték". A disznóölések során a megmaradt zsíros, "faggyús" maradékokat vízben "lúgkővel" (nátrium-hidroxid) főzték ekkor a zsírokból (glicerines zsírsav észterek) glicerin, és a karbonsav rész nátrium sója keletkezett. Azután ebbe a "löttybe" beleraktak egy csomó konyhasót (nátrium-klorid) - ezzel "eltolták az ion egyensúlyt" és a sokkal rosszabbul oldódó szappan kivált az oldatból. Szappanok ("kicsit tudományosabban") A szappanok olyan nagy szénatomszámú zsírsavak és különösen a palmitin- (C16), a sztearin-(C18) és olajsav nátrium- és káliumsói, amelyeket mosásra és mosakodásra használnak. Ismeretesek a szilárd nátriumszappanok és a folyékony káliumszappanok. Előállíthatók zsíroknak (és olajoknak) a megfelelő hidroxiddal való elszappanosítása útján, amikor is a következő típusú reakció játszódik le: C3H5(C17H35COO)3 + 3NaOH ==> 3C17H35COONa + C3H5(OH)3 Így keletkezik az enyvszappan, amelyből a szilárd szappant (gyökérszappant) konyhasóval kisózva választják ki, és visszamarad a glicerinből, vízből, sóból stb. álló anyalúg. Jelenleg előbb hidrolizálják a zsírokat nyomás alatt, katalizátorok jelenlétében, így a tiszta zsírsavakat NaOH-dal (nátrium-hidroxid) semlegesítik a megfelelő szappanok előállítása végett. A szappangyártás főbb nyersanyagai a faggyú, a növényi zsírok és a hidrogénezett zsírok. A mosdószappanok előállítására jobb minőségű nyersanyagokat használnak, és színezékeket, lanolint, glicerint és illatosító anyagokat kevernek hozzá adalékanyagként. Ismeretesek különféle gyógyszappanok is, amelyek ként, bóraxot, fenyőkivonatot stb. tartalmaznak.


26

www.biokem.hu


Korszerű mosószerek A napjainkban használt gépi mosószerek részben más elven működnek. Összetételük a következő: - A "hagyományos" elvet követő összetevőt jelentik a tenzidek (felületaktív anyagok). Ezek biztosítják a szappan esetén, fentebb bemutatott hatást. - E mellett különböző enzimeket tartalmaznak, amelyek a fehérje alapú szennyeződéseket aminosavakká bontják, vagyis kisebb könnyen oldható molekulákra. Vannak zsírokat zsírsavakká és glicerinné, illetve a keményítőt szőlőcukorrá bontó enzimek is. (A mosógatógépi mosogatószerek is hasonló enzimeket tartalmaznak.) Az alkalmazott enzimek 40-50°C-on a leghatékonyabbak, 60°C fölött általában elbomlanak. - Minden mosószer tartalmaz vízlágyítókat, vagyis a víz keménységét csökkentő anyagokat (főleg foszfátokat), mert a kemény vízben nem "működnek" megfelelően a felületaktív anyagok. - Tartalmaznak lúgokat, részben zsíroldó hatásuk miatt, részben mivel a fentebb említett enzimek a lúgos pH-t "kedvelik". - Vannak még bennük úgynevezett vázanyagok, amelyek megakadályozzák, hogy a mosópor összeálljon, hogy lúgossága semlegesítődjön, és általában fokozzák a vízlágyító hatást. Polifoszfát a leggyakoribb vázanyag. - Fehérítők is találhatók bennük, általában kétféle: Oxidatív fehérítőszerként a mosóporokban leggyakrabban nátrium-perborátot használnak, amelynek fehérítő hatása 60°C felett érvényesül a legjobban. A belőlük felszabaduló oxigén roncsolja a vér-, bor-, és gyümölcsfoltokat, elpusztítja a kórokozókat, tehát fertőtlenít is. Az optikai fehérítők szerves vegyületek, amelyek a színezékekhez hasonlóan megkötődnek a textílián. Elnyelik az ibolyántúli sugárzást, és kék fényt bocsátanak ki, ezzel kioltják a fehérneműk sárgás színárnyalatát. - Tartalmaznak továbbá bizonyos segédanyagokat, amelyek. akadályozzák a túlzott mértékű habképződést elősegítik a szennylebegtetést . szintetikusan vagy természetesen illatosítanak.

Nitrogénvegyületek Kísérletek: Kémiai album: Ammónia: 35, 36, 37, 54, 55, 56, 62, 82 oldal nitridek

oxigéntartalmú vegyületek

sószerű Nem tisztán ionveggyületek Li3N, Ca3N2 stb. Vízzel azonnal hidrolizálnak

kovalens NH3

Pozitív oxidációs szám.

H2N—NH2 (hidrazin)

Ca3N2 + 6H2O → 3Ca(OH)2 + 2NH3 Tulajdonképpen az ammóniából, mint “savból” származó sónak tekinthetők a nitridek.


27

www.biokem.hu


Ammónia A molekula trigonális piramis. Dipólus molekula. Hidrogénkötések kialakítására képes. Fizikai tulajdonságok: A levegőnél kisebb sűrűségű, színtelen, szúrós szagú gáz. Vízben kitűnően oldódik (szökőkút). Könnyen cseppfolyósítható és nagy a párolgáshője (erős hidrogénkötések)! Kémiai tulajdonságai: - A vízhez viszonyítva gyenge bázis: NH3 + H2O = NH4++ OH- Savakkal reagál: NH3(g) + HCl(g) → NH4Cl(sz) (fehér füst) A nitrogén nem kötő elektronpárjával datív kötésre képes, ezért komplexekben kitűnő ligandum: [Cu(NH3)4]2+; [Ag(NH3)2]+; [Zn(NH3)6]2+ stb. Előfordulás: Szerves anyagok bomlástermékeként (trágya). Vulkanikus területeken. Előállítás: - Laboratóriumban: Ammóniumsókból, erősebb, kevésbé illékony bázissal: NH4Cl + NaOH → NH3 + H2O + NaCl hő

NH 4+ + OH − → NH 3 + H 2 O - Iparban: Szintézissel elemeiből: A körülmények: 500 °C, ami elég magas ahhoz, hogy a reakció sebessége elég nagy legyen, de az egyensúlyt nem befolyásolja kedvezőtlenül. 25-30 MPa (egyensúlyt tolja el az ammónia képződés irányába) és katalizátor (megfelelő reakciósebessé): N2 + 3H2 = 2NH3 Felhasználás: Évente millió tonnás mennyiségben állítják elő. Nagy párolgáshője miatt hűtőgépekben alkalmazzák. Fontos ipari vegyszer. Legnagyobb mennyiségben salétromsav és nitrogén-műtrágyák (pl. "pétisó" NH4NO3) előállítására használják. Készítenek belőle karbamidot is, amit szintén alkalmaznak műtrágyaként és műanyagok alapanyagul. Vizes oldatát, a szalmiákszeszt folttisztításra, laboratóriumi vegyszerként és egyéb célokra használják. Biológiai jelentősége: Szembe vagy bőrre kerülve vörösséget, fájdalmat, égést okoz. Belélegezve égő érzés, köhögés, nehéz légzés jelentkezik.


28

www.biokem.hu


Sói: Ammóniumsók! Az ammónia gyenge bázisossága miatt az ammónium-ionok savasan hidrolizálnak! Oxigéntartalmú nitrogénvegyületek: N oxidációs száma +1 (formális)

OXIDOK

OXOSAVAK

SÓIK

N2O dinitrogén-oxid N═N═O színtelen gáz vízben gyakorlatilag nem oldódik altatószer

+2

NO nitrogén-monoxid N≡O színtelen gáz vízben gyakorlatilag nem oldódik igen reakcióképes: 2NO + O2 → 2NO2 (levegőn közönséges körülmények között azonnal megbarnul) dimerizációra (N2O4) komplexképző

+3

képes

N2O3 dinitrogén-trioxid csak alacsony hőmérsékleten stabilis égszinkék folyadék elbomlik –10°C felett N2O3 → NO2 +NO a vízzel reakcióba lép N2O3 + H2O → 2HNO2 a salétromossav anhidridje


HNO2 salétromossav csak híg vizes oldatban létezik gyenge sav bomlékony 3HNO2 → HNO3 + 2NO + H2O (diszproporció) redukáló hatás: (a KMnO4-et, közben nitráttá oxidálódik) oxidáló hatás: (I–, H2S-t, közben NO-á redukálódik)

29

Nitritek NO −2 stabilabbak, kevésbé bomlékonyak, mint a salétromossav (az alkálinitritek a nitrátoknál is stabilabbak) hevítés

NaNO3   → NaNO2 + ½O2

www.biokem.hu


N oxidációs száma +4

OXIDOK

OXOSAVAK

SÓIK

NO2 nitrogén-dioxid vörösbarna, jellegzetes szagú gáz szerkezetéből következően dimerizálódik, elszíntelenedik, további hűtéssel színtelen folyadékhoz jutunk: 2NO2 → N2O4 a vízzel kémiai reakcióba lép: 2NO2 + H2O → HNO2+ HNO3 a salétromossav és a salétromsav vegyes anhidridje N2O4 dinitrogén-tetraoxid O2N—NO2

+5

N2O5 dinitrogén-pentoxid fehér, kristályos szilárd állapotban ionrácsos:

NO +2 nitril, NO 3− nitrát gőzében molekulák: O2N—O—NO2 vízzel könnyen reakcióba lép N2O5 + H2O → 2HNO3 a salétromsav anhidridje


HNO3 salétromsav Nitrátok NO 3− színtelen folyadék a vízzel korlátlanul elegyedik a salétromsavnál stabilabbak, de hevítés hatására bomlanak (H-kötés) fény hatására bomlik 2KNO3 → 2KNO2 2HNO3 → 2NO2 + H2O + ½O2

+ O2

(sötét üvegben tárolják) erős sav erős oxidálószer (választóvíz), az Au és a Pl kivételével a pozitív redoxpotenciálú fémeket is oldja; egyes fémek felületét passziválja híg vizes oldata a negatív potenciálú fémekkel H-t fejleszt a szerves vegyületek közül az aromásokat nitrálja (xantoprotein próba) alkoholokkal nitrátésztereket ad, nitroglicerin, robbanóanyagok stb.

tipikus ionvegyületek ezért jól oldódnak vízben

30

NaNO3 chilei salétrom KNO3 kálisalétrom AgNO3 lápisz

www.biokem.hu


A nitrátok és nitritek toxikológiája (olvasmány) Nitrát ionok - és a belőlük bakteriális redukcióval képződő nitrit ionok - az ivóvízzeI és a táplálékkal természetes úton jutnak az emberi szervezetbe. A felszíni, vagy a magas talajvizek műtrágyával, vizelettel, széklettel, vagy más szerves anyagokkal történő szennyeződése annyira megemelheti a vizek nitrát (vagy nitrit) tartaImát, hogy a bevitel többszörösére nőhet. Fokozza a bevitelt a húsáruk fogyasztása is, mert a húsok ipari tartósításakor nitrátokat használnak. A nitrátok közvetlenül és közvetetten (nitrozaminok képződéséveI) toxikusak. ÁlIatkísérletekben - a laboratóriumi állatok fajától függően - a befecskendezett, vagy a tápcsatornából felszívódó nitrit ionok fulladásos halált okoznak. A hatásmechanizmus vizsgálata során kiderüI, hogy a nitrit ionok - közvetett módon - a vérfesték, a hemoglobin két vegyértékű ferrovasát három vegyértékű ferri -vassá oxidálják, és az így képződött methemoglobin (hemiglobin) oxigént szállító funkcióját nem tudja többé ellátni. Emberben a születést követő első három hónapban a csecsemőtápszer készítéséhez használt kútviz magas nitrát tartalma okoz methemoglobinémiát. A nitrát ionok ugyanis a gyomorbélcsatornában redukálódak, és nitrit ionok alakjában szívódnak fel. Hogy ez miért éppen az első három hónapban vezet methemoglobinémiához, arra nézve a következő magyarázatokkal rendelkezünk: 1. A nitrit ionok csak a felső bélszakaszból szívódnak fel; felnőttben a felső bélszakasz nem tartalmaz redukáló baktériumokat, míg a csecsemő felső bélszakaszában, a redukáló baktériumok könnyen megtelepednek. 2. A csecsemő vére a felnőttekre jellemző un. hemoglobin-A mellett jelentős mennyiségű, a magzatra jellemző un. hemoglobin F -t tartalmaz. (Itt jegyezzük meg, hogy a kétféle hemoglobin-molekula mindössze néhány aminosavban különbözik egymástól). A hemoglobin-F -ről megállapították, hogy sokkal könnyebben alakul át methemoglobinná, mint az A variáns. 3. A csecsemő veséje még nem képes a nitrit-ionok gyors kiválasztására. Hazánkban évente kb. 100-150 csecsemőkori methemoglobinémiáról, és ezen belül 8 -10 halálesetről van tudomásunk, de lehet, hogy az esetek száma ennél több. A csecsemőkori methemoglobinémia bejelentendő betegség, és megelőzésére a terhes tanácsadókon is nagy figyelmet fordítanak.


31

www.biokem.hu


Gyakorló feladatok 1. Táblázatos feladatok A, NH3

NH +4

NH −2

A Brönsted-elmélet szerint a fenti reakcióban sav vagy bázis, esetleg mindkettő: A nitrogén atom oxidációs száma: A kötésszög (a lehetséges értékek: 105°, 107°, 109,5°): Az atomok egymáshoz viszonyított helyzete milyen alakot határoz meg?

B, sósav

salétromsav

A klór- illetve a nitrogénatom oxidációs száma: A tömény sav tömeg%-a kisebb vagy nagyobb, mint 50%? Mit látunk a tömény sav nyitott üvege felett? Mi történik a vassal a tömény savban? Mi történik a rézzel az 1:1 hígítású savban? Milyen gáz fejlődik az 1:1 hígítású savból cinkkel? Ipari körülmények között miből állítják elő, és mi az előállítás lényege? A két tömény sav elegyének mi a neve és mire használják?


32

www.biokem.hu


kénsav A központi száma:

atom

salétromsav

oxidációs

Az anionok alakja: Mi történik a vassal a tömény savban? Milyen gáz fejlődik az 1:1 hígítású savból cinkkel? Milyen körülmények oldja az ezüstöt?

között

Mi történik a tömény sazzal nyitott edényben, illetve napfényen? A két tömény sav elegyét mire használják a szerves kémiában?

C, Dihidrogén- szulfid

Kén- dioxid

Molekula alakja Nem kötő elektronpárok száma a molekulában Szigma kötések száma a molekulában pi- kötések száma a molekulában Standard halmazállapot Szin , szag reakciója vízzel


33

www.biokem.hu


2 Feladat: Négyféle asszociáció A) bróm B) hidrogén-bromid C) mindkettő D) egyik sem

... 1. ... 2. ... 3. ... 4. ... 5. ... 6. ... 7. ... 8. ... 9. ... 10.

vizes oldata lúgos kémhatású standard körülmények (0,1 MPa, 25 °C) között folyékony halmazállapotú lúgoldatokkal reakcióba lép az egészségre és a környezetre ártalmas anyag dipólusmolekula vizes oldatát fertőtlenítésre használják oldata marja az üveget telítetlen szénhidrogénekkel addíciós reakcióba lép negatív standardpotenciálú fémekkel reagál erős redukálószer

A) AgN03 B) KN03 C) mindkettő D) egyik sem ... 11. ... 12. ... 13. ... 14. ... 15. ... 16. ... 17. ... 18. ... 19. ... 20.

színtelen (fehér), kristályos anyag barna színű vegyület vízben jól oldódik híg vizes oldatból is csapadékként válik ki vizes oldata savas kémhatású vizes oldata lúgos kémhatású fertőtlenítésre is használják ionrácsos vegyület molekularácsos vegyület ** fény hatására bomlik


34

www.biokem.hu


3. Elemző feladat Az alábbi kérdések a kén szervetlen vegyületeivel foglalkoznak. Válaszolj a kérdésekre, és ahol szükséges írd fel a reakcióegyenleteket is!

1. 2. 3. 4. 5. 6. 7.

Mérgező, záptojásszagú gáz. Az 1-es anyag tökéletes égése során keletkező gáz. A 2-es anyag éghető gáz. Írja fel az égésének a reakcióegyenletét! Az ipar milyen katalizátort használ a folyamatban az effektívebb kitermelés érdekében? A 3-as reakcióban kapott anyag csupán köztestermék: egy erős savat gyárt belőle a vegyipar. Írja fel a kétlépéses folyamat reakcióegyenleteit! Rajzolja fel a 4-es pontban kapott sav szerkezetét! Az 4-es pontban kapott sav tömény oldatába rézdarabot dobunk. Összegezze a változásokat egy reakcióegyenlettel! Mi okozza az 2-es és 3-as reakcióban kapott anyagok környezetre való veszélyességét? Milyen természeti jelenségben nyilvánul ez meg?

4. Feladat: Elemző feladat A FOSZFORSAV SÓI A foszforsav háromértékű sav, ezért szabályos foszfátjai mellett savanyúsói is léteznek. A természetben legnagyobb mennyiségben vízben gyakorlatilag oldhatatlan kalcium-foszfát formájában fordul elő (amelyet tiszta vízbe szórva az oldódási egyensúly kialakulása után a szilárd anyag fölötti folyadék 20 °C-on mindössze 8,9 · 10–7 mol/dm3 koncentrációban tartalmaz kalcium-foszfátot.) Ezt a vegyületet tartalmazza az elpusztult állatok vázrendszeréből előállított csontliszt is. Az autotróf életmódú növények a foszfort szervetlen formában veszik fel. Az 1950-es, illetve hatvanas években Magyarországon a szocialista tervgazdaság irreálisan magas terméseredményeinek biztosítására széles körben alkalmazták a csontliszt kalcium-foszfáttartalmából előállított, a vízben kiválóan oldódó foszfátműtrágyát. Ez az ún. szuperfoszfát a csontliszt tömény kénsavas kezelésekor keletkezik, hatóanyaga a vízben oldódó kalciumdihidrogén-foszfát (a kénsav kalciumszulfáttá alakul). Ma a szuperfoszfátnak a környezetre gyakorolt káros hatása miatt inkább a csontlisztet szórják ki a talajra, ahol a talaj baktériumflórája által termelt savak végzik el a foszfátionok protonálását, és fokozatosan szabadítják fel a növények számára felszívható hidrogén-, illetve dihidrogén-foszfát-ionokat. A foszforsav nátriumsói közül a szabályos foszfátot (köznapi nevén trisót) a különféle márkájú kézvédő hatásúnak reklámozott tisztítószerek elterjedése előtt, a háztartásban széles körben használták. A tisztító hatása összefügg vizes oldatának kémhatásával. A trisót – különösen az ioncserélő eljárások elterjedése előtt – nagy mennyiségben használták vízlágyító szerként is.

1. Írd fel a szuperfoszfát előállításának kémiai egyenletét! 2. Milyen környezetszennyezést okoz a vízben kiválóan oldódó kalcium-dihidrogénfoszfát! Készítette: Fischer Mónika

35

www.biokem.hu


3.

a) Milyen kémhatású a trisó vizes oldata? b) Írd fel a kémhatást okozó folyamat ionegyenletét!

4. Mely ionok okozzák a vízkeménységet? 5. Miért csökkenthetjük a vízkeménységet a trisó segítségével? 6. Írd fel egy ionegyenletet, amely a trisó vízlágyító hatását igazolja!

5. Számolási példák

1. feladat: 200 g tömegű nátrium-szulfát-oldatunk 10 m/m%-os. 20 ˚C-on az oldat felét elpárologtatjuk. Hány g só marad az oldatban? 20 ˚C-on 100 g víz 21,5 g nátrium-szulfátot old. [Ar(S) = 32,0 g/mol, Ar(O) = 16,0 g/mol, Ar(Na) = 23,0 g/mol]

2. feladat: Az ammónia disszociációja egy egyensúlyi folyamat. Az egyensúly beállta után a molekulák összkoncentrációja 0,096 mol/dm3, és a gázelegy átlagos moláris tömege 10,625 g/mol. Az ammónia hány %-a disszociált, és mennyi az egyensúlyi állandó értéke? [Ar(N) = 14,0 g/mol, Ar(H) = 1,0 g/mol, Ar(S) = 32,0 g/mol, Ar(Fe) = 55,8 g/mol]

3. feladat: Egy hidrogén–klór gázelegyben, amelynek sűrűsége azonos hőmérsékleten és nyomáson megegyezik a metángáz sűrűségével, szikra hatására robbanásszerű reakció zajlik le. a) Mekkora a kiindulási gázelegy átlagos moláris tömege? Indokolja válaszát! b) Mekkora a keletkező gázelegy átlagos moláris tömege? Indokolja válaszát! c) Határozza meg a keletkező gázelegy térfogatszázalékos összetételét!


36

www.biokem.hu


Irodalomjegyzék Inzelt György: Kalandozások a kémia múltjában és jelenében Rózsahegyi Márta – Wajand Judit Kémia itt, kémia ott, kémia mindenhol! Rózsahegyi Márta- Wajand Judit 575 kísérlet a kémia tanításához Orbán Erzsébet-Borszéki Ágnes: Felvételi és versenyfeladatok gyűjteménye. Dr. Köpeczi Béla: A kultúra világa Természettudományi kisenciklopédia Dr Kopcsa József: Fizikai kémia Nagy Lajos György: Radiokémia és izotóptechnika Villányi Attila: Kémia Feladatgyűjtemény a kétszintű érettségire Villányi Attila: Kémia a kétszintű érettségire Villányi Attila: Ötösöm lesz kémiából. Bot György:Általános és szervetlen kémia Bodonyi Ferenc, Dr. Pitter György: Kémiai összefoglaló Albert Attila – Albert Viktor: 5000 feladat kémiából

Ismeretek az interneten •

http://www.matud.iif.hu/01nov/szebenyi.html Szebényi Imre: Környezetkárosítás és a védekezés lehetőségei Az üvegházhatású gázoknak (szén-dioxid, metán, dinitrogén-oxid, fluorozott szénhidrogének, halonok, telítetlen freonok, illékony szerves vegyületek stb.) környezetkárosító szerepét taglalja ez a cikk. És a megelőzés és csökkentés lehetőségeire is kitér. Elsősorban a fűtőanyagok megválasztásán, illetve a hagyományos és megújuló energiaforrások összehasonlításán keresztül, valamint a levegő tisztítása, vízgazdálkodás és talajvédelem lehetőségein keresztül.

•

http://www.kfki.hu/chemonet/TermVil/tv99/tv9904/no2.html Fürst Zsuzsanna: A nitrogén-monoxid - a gáz halmazállapotú ingerületátvivõ anyag Az élőszervezetben fontos molekula a NO, mely az egyetlen mely nem receptoron keresztül hat. Szerepe rendkívül fontos egyrészt a simaizom összehúzódásban és ezen keresztül nagyon sok élettani funkciót befolyásol (hiszen a belsőszerveink falában simaizmok biztosítják az öszehúzódást). A cikk sok élettani folymatot ír le, melyben fontos vegyület a nitrogén-monoxid.

•

http://origo.hu/tudomany/elet/20040930egyfustos.html Dohányfüst és kipufogógázok: meglepő eredmények A füstös bárok, szórakozóhelyek levegője akár 50-szer annyi rákkeltő részecskét is tartalmazhat, mint a csúcsforgalom idején teherautókkal teli autópályáké vagy városi utaké. A szabad levegővel ellentétben azonban a beltéri levegőszennyezés gyakorlatilag azonnal eltűnik, mihelyst a dohányzást betiltják az adott helyen - állítja egy nemrégiben megjelent tanulmány.


37

www.biokem.hu


Gyakorló feladatok megoldásai: A. NH3 A Brönsted-elmélet szerint a fenti reakcióban sav vagy bázis, esetleg mindkettő: A nitrogén atom oxidációs száma: A kötésszög (a lehetséges értékek: 105°, 107°, 109,5°): Az atomok egymáshoz viszonyított helyzete milyen alakot határoz meg?

NH +4

NH −2

sav és bázis

sav

bázis

–3

–3

–3

107°

109,5°

105°

trigonális piramis

tetraéder

V alakú

B. sósav

salétromsav

A klór- illetve a nitrogénatom oxidációs száma:

–1

+5

A tömény sav tömeg%-a kisebb vagy nagyobb, mint 50%?

kisebb

nagyobb

Mit látunk a tömény sav nyitott üvege felett?

savködöt (füstöt)

nitrózus gázokat

Mi történik a vassal a tömény savban?

oldódik

passziválódik

Mi történik a rézzel az 1:1 hígítású savban?

nem oldódik

oldódik

Milyen gáz fejlődik az 1:1 hígítású savból cinkkel?

hidrogén

nitrózus gázok

Ipari körülmények között miből hidrogén és klór reakciójával állítják elő, és mi az előállítás szintézis lényege? A két tömény sav elegyének mi a neve és mire használják?


ammónia katalitikus oxidációjával a keletkező NO2 vízben oldódása a lényeg

királyvíz oldja az aranyat

38

www.biokem.hu


kénsav

Salétromsav

+6

+5

tetraéder

trigonális planáris (síkháromszög)

Mi történik a vassal a tömény savban?

passziválódik

passziválódik

Milyen gáz fejlődik az 1:1 hígítású savból cinkkel?

hidrogén

nitrózus gázok

a tömény sav, forrón

híg sav is, hidegen

vizet köt meg

elszíneződik

A közp. atom oxidációs száma: Az anionok alakja:

Milyen körülmények oldja az ezüstöt?

között

Mi történik a tömény sazzal nyitott edényben, illetve napfényen? A két tömény sav elegyét mire használják a szerves kémiában?

nitrálóelegy aromás vegyületek nitrálására

C. Dihidrogén- szulfid

Kén- dioxid

V alak

V- alak

2

5

2

2

0 gáz Színtelen, záptojásszagú H2S + H2O=HS-+ H3O+

2 gáz színtelen, köhögésre ingerlő SO2+2 H2O+ I2= H2SO4+ 2HI

Molekula alakja

Nem kötő elektronpárok száma a molekulában Szigma kötések száma a molekulában pi- kötések száma a molekulában Standard halmazállapot Szín , szag reakciója vízzel

II. Feladat Négyféle asszociáció 1. 2. 3. 4. 5.

D A C C B


6. 7. 8. 9. 10.

11. 12. 13. 14. 15.

D D C B D

39

C D C A A

16. 17. 18. 19. 20.

D A C D A

www.biokem.hu


III. Feladat: Elemző feladat 1. 2. 3. 4.

H2S (kén-hidrogén) SO2 (kén-dioxid) 2 SO2 + O2 = 2 SO3 ;V2O5 katalizátor SO3 + H2SO4 = H2S2O7 H2S2O7 + H2O = 2 H2SO4

5.

6. 7.

Cu + 2 H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2 H2O Vízzel savat képeznek; savas esők.

IV. Feladat: Elemző feladat A foszforsav sói 1. Ca3(PO4)2 + 2 H2SO4 = Ca(H2PO4)2 + 2 CaSO4 (a kalcium-foszfát képlete, m-dihidrogén-foszfát képlete, az egyenlet rendezése. 3p) 2. A jól oldódó sók a talajvízzel együtt a folyókba, tavakba kerülnek, ahol megnövelik a természetes vizek tápanyagtartalmát, így az élőlények túlzott elszaporodását okozzák (eutrofizáció). 3. a) Lúgos kémhatású. b) A foszfátion lép protolitikus reakcióba a vízzel. PO43+ + H2O = HPO42+ + OH− vagy még elfogadható: PO43- + 3 H2O= H3PO4 + 3 OH− 4. Kalcium- és magnéziumionok. (Képletük is elfogadható.) 5. A kalcium- (és magnézium-) ionok vízben oldhatatlan csapadékot képeznek a foszfátionokkal. 6. Pl.: 3 Ca2+ + 2 PO43- = Ca3(PO4)2 (vagy: 3 Ca2+ + 2 Na3PO4 = Ca3(PO4)2 + 6 Na+) V. Feladat számolások 1. feladat Az oldat 10 m/m%-os, így az összetétele: 180 g víz és 20 g só. (msó = moldat · w%) Az oldat (200 g) felét párologtattuk el, tehát 100 g oldatunk marad. Párologtatni csak a vizet tudjuk, így belőle fogy 100 g, így az új összetétel: 80 g víz és x g só. A telített oldat összetétele:


21,5 g 121,5

= 0,1769

40

www.biokem.hu


xg Az új oldat: 100 g

= 0,1769

Tehát x = 17,69 g só marad az oldatban

2. feladat 2 NH3 ↔ N2 + 3 H2 kiinduláskor x – – átalakult -y y/2 3y / 2 egyensúlyban x-y y/2 3y / 2 A táblázat értékei anyagmennyiség értékekben (mol) értendő. 17 (x - y) + 28 · y/2 + 2 · 3y/2 (1. egyenlet)

10,625 =

(2. egyenlet)

0, 096 = x - y + y/2 + 3y/2

→ →

x - y + y/2 + 3y/2

→

x = 0, 096 – y

y = 0, 036 mol x = 0, 600 mol

Tekát az átalakulási % (NH3) = y / x · 100 = 60 % y / 2 (3y / 2)3 (x – y)2

=K

Terhát :K = 8,91 · 10-6

3. feladat a) M(elegy) = M(CH4) = 16,0 g/mol Indoklás: Avogadro törvénye miatt azonos körülmények között a gázok moláris térfogata azonos, ezért a sűrűség csak a moláris tömegtől függ. b) M(új elegy) = M(eredeti) = 16,0 g/mol Indoklás: A reakcióegyenlet alapján (H2 + Cl2 = 2 HCl) látható, hogy a rendszerben nem változik meg a molekulák száma, a tömeg sem változik, így a moláris tömeg is ugyanakkora. c) Az elegyben a hidrogén volt feleslegben (mert az elegy átlagos moláris tömege a hidrogén és a klór moláris tömegének számtani közepénél kisebb). (Ugyanez a pont akkor is jár, ha számítással vezeti le.) Ha a képződött gázelegy 1,00 mólja x mol hidrogént, így (1 – x) mol klórt tartalmaz, Akkor a következő összefüggés írható fel az átlag moláris tömeggel: 2x + 36,5(1 – x) = 16 Ebből: x = 0, 594 Tehát 59,4 x%, azaz 59,4 térfogat% HCl és 40,6 térfogat% H2 van az elegyben.


41

www.biokem.hu

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

Recommend Documents