IX. 2-3.
SZERVETLEN KÉMIA AZ ELEMEK KÉMIÁJA
1
Az atomok felépítése, az elemi részecskék tulajdonságai részecske
tömeg (kg)
töltés (C)
spin (ħ)
elektron
9,109610-31
-1,602210-19
½
proton
1,672610-27
+1,602210-19
½
neutron
1,675010-27
0
½
béta-bomlás t1/2 = 12 min. - e - e
proton
neutron
2
Az atomok felépítése, az elemi részecskék tulajdonságai Rendszám (Z)
a protonok száma az atommagban
Tömegszám (A)
a protonok és neutronok száma együttesen
tömegszám rendszám
23 11
Na
nuklid
Izotópok: atomok, amelyek atommagjai azonos számú protont, de különböző számú neutront tartalmaznak. 16
99,759 % 8
o
17
0,037 % 8
o
18
0,204 % 8
o 3
Az elektronok héjszerkezete az atomban
héj főkvantumszám, n = 1, 2, … (K, L, M, N, O, P, … a spektroszkópiából) elektronok max. száma: 2n2 héj-energia, En z2/a02n2
alhéj mellékkvantumszám, l = 0, 1, … (s, p, d, f, g, … a spektroszkópiából)
Vegyértékhéj a külső, telítetlen elektronhéj; pl. szénatom: 4 e az L-héjon (2s22p2) Atomtörzs a belső, lezárt elektronhéj(ak) + atommag; pl. szénatom: 2 e a K-héjon (1s2) + 6 p+ + 6 n0 [He] C4+ 4
Az elektronhéjak és kvantumszámok összefoglalása Héj (n)
Alhéj (l)
Orbitál (ml)
Alhéj jele
Orbitálok száma
Elektronok száma
1
0
0
1s
1
2
2
0 1
0 +1, 0, -1
2s 2p
1 3
2 6
3
0 1 2
0 +1, 0, -1 +2, +1, 0, -1, -2
3s 3p 3d
1 3 5
2 6 10
4
0 1 2 3
0 +1, 0, -1 +2, +1, 0, -1, -2 +3,+2, +1, 0, -1, -2, -3
4s 4p 4d 4f
1 3 5 7
2 6 10 145
Az elemek periódusos rendszere L. Meyer és D. Mendeleev Növekvő atomtömeg, hasonló tulajdonságok A hasonló tulajdonságú elemek azonos oszlopba (csoport) kerültek: Dimitri Mendeleev (1834-1907)
6
7
Hidrogén Univerzum: 88,6 atom% (1.) földkéreg: 15,4 atom% (3.) Izotópjai: prócium, H deutérium, D (0,015 %) tricium, T (10-18 %, 12,26 év)
Fizikai tulajdonságok elektronszerkezet: 1s1 (külön hely a periódusos rendszerben) op./fp.
– 259 oC/ – 253 oC
kritikus T/p
– 240 oC/1,31 MPa
sűrűség:
76 (– 259 oC) ill. 0,09 g/dm3 (0 oC)
H-fémfolyadék (300 GPa, 104 K)
Nagy diffúziós képesség, hővezetőképesség, fajhő és kis vízoldhatóság (0o C-on: 2 cm3/100 cm3) jellemzi. Jól oldódik egyes fémekben, pl.: 935 cm3 H2/cm3 (Pd) Pd4H3 8
A kovalens kötés
G. N. Lewis 1875-1946
H + H = H-H A molekulákban az atomokat kovalens kötések kapcsolják össze. egyszeres kovalens kötés = egy kötő elektron-pár, amely mindkét atomhoz tartozik egy vegyértékvonal = egy elektronpár (kötő-, vagy nem-kötő); 2c-2e - kötés. Lewis-féle kötéselmélet: vegyüléskor minden atom a nemesgázokra jellemző, ns2np6 elektron-konfiguráció elérésére törekszik (oktett-szabály). Jellemző paraméterek: kötésenergia, E (kJ/mol, eV), kötéstávolság , r (pm) és a kötésrend.
9
A hidrogén kémiai tulajdonságai Elektronegativitás: 2,20 (Pauling), Elektronaffinitás: - 73 kJ/mol,
H + e–
H hidrid anion oxidációs szám: -1
A Hindenburg-katasztrófa, 1937
Azt az energiaváltozást (kJ/mol), amely gázhalmazállapotban egy alapállapotú atom elektronfelvételét kíséri, elektronaffinitásnak nevezzük. Ionizációs energia: 1320 kJ/mol;
H
H+ + e proton oxidációs szám: +1
Azt az energiamennyiséget (kJ/mol), amely ahhoz szükséges, hogy egy atomról gázhalmazállapotban a leggyengébben kötött elektront eltávolítsuk, első ionizációs energiának nevezzük.
10
A hidrogén kémiai tulajdonságai Aktív hidrogén atomos, naszcensz (in statu nascendi) Molekuláris hidrogén kötési energia: 436 kJ/mol (disszociációs energia = kötési energia) Előállítás: magas hőmérsékleten H2 H· + H·
- ívfény
H· + H· H2
- atomos hidrogén hegesztő (3700 oC)
H élettartama kb. 0,5 s; nagyon reakcióképes; 3 H· H2 + H· Katalizátorok hatása: (Pt, Pd, Ni): aktív hidrogén
11
Molekuláris hidrogén Szobahőmérsékleten nem nagyon reakcióképes H2 + F2
robbanás már – 250 oC-on
H2 + Cl2
klórdurranógáz (fény hatására)
H2 + O2
durranógáz (szikra hatására)
Magasabb hőmérsékleten más elemekkel is reagál pl. N2, S, fémek Alkáli- és alkáliföldfémekkel sószerű hidrideket (H anion) képez:
2 Li + H2 = 2 LiH
Ca + H2 = CaH2
H + H2O = H2 + HO – szinproporció (gyors) Fémoxidokat redukálja:
CuO + H2 = Cu + H2O
12
A hidrogén előállítása Előfordulása Földön
összes atom 15 %-a, 1 (m/m)% magaslégkör kérődzők leheletében világegyetemben, csillagok
Előállítása a proton redukciójával: 2 H+ + 2 e = H2
Kipp-készülék
Híg savak és negatív elektródpotenciálú fémek (Zn, Fe, Mg) vagy amfoter fémek (Zn, Al) és lúgoldatok reakciójában (drága módszerek, csak laboratóriumban):
Fe + 2 HCl = FeCl2 + H2 2 Al + 2 NaOH + 6 H2O = 2 Na[Al(OH)4] + 3 H2 Alkáli- és alkáliföldfémek és víz reakciójában:
Ca + 2 H2O = Ca(OH)2 + H2 A redukálószer minden esetben a hidrogénnél negatívabb standardpotenciálú (0) fém (Na, Ca, Mg, Al, Fe, Zn, stb. de nem: Cu, Ag, Au,Hg, Pd, Pt!)
13
A hidrogén előállítása, felhasználása Ipari felhasználásra: lúgoldat elektrolízise (nagy tisztaságú); vízgőz endoterm reakcióival magas hőmérsékleten, katalizátor jelenlétében:
C + H2O = H2 + CO
(vízgáz)
CO + H2O = CO2 + H2 CH4 + 2H2O = CO2 + 4 H2
(szintézis gáz)
CH3OH + H2O = CO2 + 3 H2 (üzemanyagcella) Felhasználás • szerves vegyipar, • gyógyszeripar (katalitikus hidrogénezés, NH3, HCl), • élelmiszeripar (margaringyártás), • autogén hegesztés Hidrogénpalack: piros színű, balmenetes, 14 MPa nyomás
14
Magfúzió A Nap belsejében (T 15×106 K, 160 g/cm3): 1H
+ 1H 2H + e+ + e
1,44 MeV
t1/2 = 14109 év 2H
+ 1H 3He +
5,49 MeV
t1/2 = 0,6 s 3He
+ 3He 2 1H + 4He
12,86 MeV
t1/2 = 106 év 1 MeV = 96,5 GJ/mol (a H-atom ionizációs energiája mindössze 13,7 eV!) 15
Hidrogénbomba (1952)
16
Halogének Általános fizikai és kémiai tulajdonságok 17. (VIIa.) oszlop
F
Cl
Br
I
At
ns2np5
nagy reakciókészség, halogén = sóképző, X2 molekula
A rendszám (atomtömeg) növekedtével a szín mélyül, az op./fp. nő: gáz szilárd
Kötési E:
F–F
Cl –Cl
Br-Br
I-I
159
243
192
151
kJ/mol
d p parciális kötés
Oxidációs szám:
-1 és
+1
+7 (kivéve F; pl. a halogén-oxidokban ill. – fluoridokban) 17
Intermolekuláris kölcsönhatások Diszperziós kölcsönhatás (London-féle erők; indukált dipól-indukált dipól kölcsönhatás) Hidrogén, halogének, nitrogén, oxigén és a nemesgázok molekulái ill. atomjai között ható egyedüli intermolekuláris vonzás. A molekula-, ill. atomtérfogattal arányosan nő a kölcsönhatás energiája, amely fordítottan arányos r6-al.
Lennard-Jones (6-12) potenciál
18
A halogének kémiai tulajdonságai O2, N2 (közvetlenül nem reagálnak) Nem-fémes elemekkel: PBr3, PCl5, SF6, CCl4, SbCl3, stb. Egymással (interhalogének, XYn): Cl2 + 3 F2 = 2 ClF3 Átmeneti fémekkel:
Fémekkel:
2 Fe + 3 Cl2 = 2 FeCl3
víz katalizátor
2 Na + Cl2 = 2 NaCl
heves reakció
Reakció hidrogénnel: F2 (sötét),Cl2 (fény), I2 (egyensúly) 19
Poláris kovalens kötés Poláris kovalens kötés: ha két különböző atom kovalens kötéssel kapcsolódik össze, a töltéseloszlás a két atommag között nem lesz szimmetrikus és a molekulának permanens dipólusmomentuma van ( intermolekuláris kötőerők). A poláris kovalens kötés határesete az ionos kötés (pl. NaCl).
Egy atom elektronegativitása, azt fejezi ki, hogy egy kötésben lévő atom milyen mértékben vonzza magához az elektronokat a molekulában. Arányos az ionizációs energiával és elektronaffinitással és fordítottan arányos az atom-, ill. ionmérettel. Számos kvantitatív -skála létezik: Pauling, Allred-Rochow, Mulliken, Allen, stb.
20
Elektronegativitás
A Pauling-skála (javított) alapegyenlete:
Metallic non-metallic character Ed – disszociációs energia
21
A halogének kémiai tulajdonságai Reakció vízzel:
X2 + H2O HOX + HX,
X = Cl, Br, I
F2 + H2O = 2 HF + O ( HOF, F2O, O3) Halogén – halogenid ion reakciók: a) redoxi:
Cl2 + 2 Br¯ = 2 Cl¯ + Br2 Cl2 + 2 I¯ = 2 Cl¯ + I2 Br2 + 2 I¯ = 2 Br¯ + I2 F2 + 2 X¯ = 2 F¯ + X2
(X = Cl, Br, I)
b) komplexképződés saját anionnal:
X2 +
X
X3
X = Br, I
Halogénizzó: W(g) + 2 I(g) + O(g) WOI2 (g) WOI2(g) W(sz) + 2 I(g) + O(g) 22
Fluór, F2 Halvány zöldessárga gáz, fp. – 188 °C
Rendkívül reakcióképes:
ox. szám: -1
3 F2 + 2 S = 2 SF6 3 F2 + 2 NH3 = 6 HF + N2
Henry Moissan
Előállítás: KF2HF -olvadék elektrolízise (1886) Felhasználás: gyógyszeripar, műanyagipar (teflon), 70-80%: urándúsítás (UF6) Ásványai: fluorit vagy folypát (CaF2), kriolit (Na3[AlF6])
cézium és fluór reakciója
23
Klór, Cl2 sárgászöld gáz, erősen mérgező (vegyi fegyver, 1915) Fp. – 34 °C
Carl Wilhelm Scheele (1774) Klóros víz (kb. 80 % fizikailag oldott klór), Cl28H2O zárványvegyület
Gyökös reakció:
Cl2 = 2Cl• Cl• + H2 = HCl + H• H• + Cl2 = HCl + Cl• …
a Cl-atomok szerepe az ózónréteg elbomlásában 24
A klór előállítása a klorid-ion oxidációjával: 2 Cl = Cl2 + 2e ipar: NaCl-oldat elektrolízisekor az anódon keletkezik laboratórium :
4 HCl + MnO2 = MnCl2 + 2H2O + Cl2 2KMnO4 + 16 HCl = 2 KCl + 2 MnCl2 + 8 H2O + 5 Cl2
25
A klór felhasználása A textil- és papíriparban fehérítőszer; felesleges klór eltávolítás nátrium-tioszulfáttal (redukció klorid-ionná):
Na2S2O3 + 4 Cl2 + 5 H2O = 8 HCl + H2SO4 + Na2SO4 • HCl szintézis, • (ivó)víz fertőtlenítés, • hypo, NaOCl és klórmész, Ca(OCl)Cl • műanyagipar (PVC) Ásványai: kősó (NaCl), szilvin (KCl)
klorid-ion csatorna a sejtben
26
Oxidáció és redukció, oxidációs szám, redoxiegyenletek rendezése (K. Gy. 36. oldal) Redoxireakcióknak azokat a kémiai reakciókat nevezzük, amelyekben elektronátadás történik egyik részecskéről a másikra. A folyamat során megváltozik az egyes elemek oxidációs száma. Az oxidáció elektron leadást, algebrai értelemben vett oxidációs szám növekedést, míg a redukció elektron felvételt, oxidációs szám csökkenést jelent. A két folyamat egymástól időben elválaszthatatlan, az oxidációval egy időben mindig redukció is végbemegy, és a redukciót is oxidáció kíséri. A redoxiegyenletek rendezésének alapja az, hogy az oxidálószer által felvett elektronok számának meg kell egyeznie a redukálószer által leadott elektronok számával. Az oxidációs számok fiktív iontöltések, a kötött atomok ill. ionok oxidációs állapotát jellemzik.
ox + ze + (H2O vagy H+/OH) red + (H+/OH vagy H2O) – katódreakció katód-, + anódreakció = redoxireakció (a két félcellareakció összege) ahol ox/red - oxidált/redukált formája az adott elemnek, pl. Ag+/Ag. 27
Oxidáció és redukció, oxidációs szám, redoxiegyenletek rendezése Az egyes elemek oxidációs számát a következő szabályok alapján állapíthatjuk meg: - Az elemek oxidációs száma nulla. - A különböző atomokból felépülő molekulák atomjainak oxidációs számát az elemek elektronegativitása szerint állapítjuk meg. A poláris kovalens kötést létrehozó elektronpárt vagy elektronpárokat gondolatban az elektronegatívabb atomhoz rendeljük, így azok oxidációs száma elektronpáronként egy egységgel csökken, a kevésbé elektronegatív atomoké pedig nő. - Az atomok oxidációs számának algebrai összege semleges molekulában zérus, összetett ionokban a töltéssel egyenlő. - Az egyatomos ionokban az oxidációs szám az ion töltésével egyenlő. - Az olyan molekulákban, ahol azonos atomok is kapcsolódnak egymáshoz, az oxidációs szám megállapításánál az azonos atomok között a kötésben lévő elektronokat egyik atomhoz sem rendelhetjük, így ezeket az oxidációs szám megállapításánál figyelmen kívül hagyjuk.
28
Bróm, Br2 vörösbarna, cseppfolyós, Fp. 58,8°C, mérgező, maró vízben oldódik, színezi a vizet Brómos víz vagy CCl4-ben oldott bróm: szén-szén többszörös kötés kimutatása:
R–CH=CH2 + Br2 R–CHBr – CH2Br
Előállítás: bromidokból klórral szabadítják fel Felhasználás:
gyógyszeripar; C2H4Br2 (kopogásgátló; már elavult) fényképészeti ipar (AgBr), égésgátló anyagok; CH3Br
Ásványai ált. kősóval együtt; Holt-tenger 29
Jód, I2 szürke, kristályos, op. 114 °C, szublimál, gőze: ibolyaszínű; enyhe oxidálószer Vízben alig oldódik; vizes oldata
sárga
hexános, széntetrakloridos oldata
ibolyaszínű
alkoholos, éteres oldata
barna
benzolos, toluolos oldata
vörös
I2D-komplexek képződése, ahol D az elektron-pár donor oldószer (Lewis-bázis)
I2 + KI K[I3]
A jód kálium-jodid-oldatban jól oldódik:
barna színű Lugol-oldat Előállítás:
tengeri algák hamuja Holt-tenger Chilei salétrom (jodát, NaIO3)
Felhasználás: fertőtlenítőszer (baktericid, virocid és fungicid), I2.pvpi (Betadine®)
30
