Kémia | Középiskola » Kémia érettségi tételek, 2004

Kémia érettségi tételek - 2004 I. tétel Kémiai elemek és szervetlen vegyületeik Kémiai elemek: azonos rendszámú atomokból felépülő anyagokat kémiai elemeknek nevezzük. Jelenleg 104 elemet ismerünk, ebből 90 természetes 14 mesterséges Az elemeket a periódusos rendszer tartalmazza, ami biztosítja a könnyű áttekinthetőséget Leggyakrabban legnagyobb mennyiségben (az élő szervezetben is) az oxigén fordul elő Az elemek előfordulhatnak: a) szabadon (nemesgázok); b) kötött állapotban: - fémes elemek (ezek fémes kötésűek), vegyérték elektronjuk száma kevés, elektronaktivitásuk kicsi (0,9 – 1,5), elektronjukat könnyen leadják és fémes kötéssel összekapcsolódnak. Tulajdonságuk: szilárdak (kivéve a higany), fémrácsosak (kivéve a hidrogén), az áramot vezetik. - nemfémes elemek, vegyérték elektronjuk száma háromnál több, elektronaktivitásuk 2,5-nél nagyobb, inkább felvesznek elektront, mint leadnak, így kovalens kötésre

hajlamosak, és kétatomos elemi molekulákká alakulnak. Tulajdonságuk: gázok (H 2 , O 2 , N 2 , F 2 , Cl 2 , Br 2 (folyadék), I 2 , nincs több 2 atomos elem), molekularácsosak (a szilárd halmazállapotban). - átmeneti elemek, elektronegativitásuk 1,8 – 2,5, ezzel több atomos elemi molekulát alkotnak. Tulajdonságuk: szilárdak, nagykeménységűek, atomrácsosak, az áramot nem vezetik (P 4 , S 8 ), a B P vonal két oldalán található elemek, pl. a C gyémánt változata, Si, Te, Po Vegyületek Különböző rendszámú atomokból épülnek fel. Kötéstípus szerint kétfélék lehetnek: a) ionkötésű vegyületek, tulajdonságuk: ionkristályosak (erős kémiai kötés), szilárdak, olvadáspont magas, keménysége nagy. Vizes oldatuk vezeti az áramot b) kovalens kötésű vegyületek, rácstípus szerint kétfélét különböztetünk meg: - molekularácsosak; gázok (CO 2 , NH 3 ), folyadék (H 2 O), szilárd (cukrok). Tulajdonságuk: olvadáspontjuk alacsony,

keménységük kicsi az áramot nem vezetik - atomrácsosak; Tulajdonságuk: szilárdak, nagykeménységűek, vízben oldhatatlanok, az áramot nem vezetik. Atomok mérete: az atomok méretét az atomsugárral fejezzük ki, kétféleképpen határozhatjuk meg: 1. szabad atomoknál és szabad ionoknál annak a gömbnek a sugara, amelyen belül az elektronok 90%-a megtalálható; 2. kötött atomoknál a kötésben lévő azonos atomok magjai közötti távolság fele Mértékegysége az nm (nanométer, 10-9m), értéke 0,03 – 0,244 nm között van. A periódusos rendszerben balról jobbra az értéke csökken, mert nő a magok vonzása, lefelé nő, mert nő az elektron héjak száma. Ionsugár: a) pozitív ionoknál kisebb, mint az eredeti atomoknál, mert a kevesebb elektront a protonok erősebben vonzzák és fordítva; b) negatív ionoknál nagyobb, mint az eredeti atomoknál, mert a több elektront a protonok gyengébben vonzzák. II. tétel Periódusos rendszer Az atomok

szerkezete; az atomnak két fő része van: a) atommag, kétféle részecskéből épülnek fel: 1. proton: tömege és pozitív töltése van, a periódusos rendszerben ez lesz a rendszám; 2. neutron: töltése nincs, tömege van, a periódusos rendszerben a protonnal együtt a tömegszámot adja. b) elektron: tömegük igen kicsi és negatív töltésük van. Különböző sugarú pályákon keringenek, ezeket a pályákat héjaknak nevezzük. A héjakat az atommagtól 1 – 7ig számozzuk, ez lesz a periódus szám, amelyet a periódus rendszer baloldali függőleges oszlopában van feltüntetve Egy-egy elektronhéjon annyi elektron keringhet, ahány elfér rajta. Férőhely szempontjából az egyes elektronhéjakon szigorúan meghatározott számú elektron kering: az első héjon 2 elektron, a másodikon 8 elektron, a harmadikon 18 elektron, stb. Bármely atom elektronjainak számát a 2n2 képlettel számoljuk ki, ahol az n a héjak sorszámát jelenti. Ezek az elektronok még

egy héjon belül sem egy konkrét rádiusszal meghatározható körpályán találhatók, hanem ezek a rádiuszok a sorszámmal együtt növekvő szélességű sávok, ezeket a sávokat alhéjaknak nevezzük, és betűkkel jelöljük (s=2e-, p= 6e-, d= 10e-, f= 14e-), az alhéjak száma négynél tovább nem emelkedik. A periódusos rendszer felépítése: a periódusos rendszer az elemeket rendszerbe foglalja. A rendszer logikája: – az elemeket növekvő rendszám (ami a protonszám, ami megegyezik az elektronok számával) szerint vízszintes sorokba soroljuk; – minden vízszintes sor egy adott elektronhéj kiépítésével kezdődik, és annak telítődésével fejeződik be, vagyis a megfelelő nemesgázzal. Egy-egy vízszintes sort periódusnak nevezzük, összesen 7 periódus van, 1 – 7-ig sorszámozva (a periódusos rendszer vízszintes sorában); – az egymás alá kerülő elemek oszlopokat alkotnak. Az első oszlopba tartozó elemek külső elektronhéja azonos,

ezeket az oszlopokat római számmal I – VIII-ig számozzuk. Minden oszlopba két csoport tartozik, az A és a B csoport – az oszlopokat az alhéjak kiépülése mezőkre osztja, így az alhéjaknak megfelelő mezők léteznek, s mező elemei: He IA IIA oszlopokban (s alhéj épül ki), d mező elemei: összes d oszlop (d alhéj épül ki), f mező: lantanidák (14 elem, 4 f alhéj épül ki), aktinidák (14 elem, 5 f alhéj épül ki); – bór-polónium vonal két nagy csoportra oszlik: a vonaltól jobbra nemfémes elemek, a vonaltól balra fémes elemek; – a rendszerben a 6. periódustól kezdve kisebb nagyobb szabálytalanságok vannak, de ezeket majd a fémes elemeknél fogjuk bővebben kifejteni. III. tétel Hidrogén és nemesgázok. I. Hidrogén: kivételes elem, nem fémes, a periódus rendszer kezdő eleme, az I/A eleme, az S mező eleme. Azért is kivételes elem, mert egy protonja és egy elektronja van, de neutronja nincs. Ha elektronját leadja, akkor csak

proton marad, melynek pozitív a töltése, de nem pozitív töltésű hidrogén ion lesz, mert nincs neutronja. Kovalens kötéssel stabil kétatomos hidrogén molekulát alkot (H 2 ), az azonos rendszámú, de különböző tömegszámú elemeket izotópoknak nevezzük. A hidrogénnek három izotópja van: proton szám neutron szám tömegszám 1 H 1 0 1 2 H 1 1 2 3 H 1 2 3 Fizikai tulajdonság: színtelen, szagtalan, éghető gáz, olvadáspontja és forráspontja igen alacsony és egymáshoz közel vannak (ha az olvadáspontja alá hűtjük, akkor molekula rácsot alkot). A platinát és platiniumot oldja Kötési energiája nagy (-436KJ/mol), ezért stabil Oxigénnel keverve eltartható, de ha energiát közlünk vele durranógáz lesz belőle Kémiai tulajdonsága: minden savnak az alkatrésze A savak vízben való oldáskor protont adnak le a vízbe, amikor vízből hidroxonium ion keletkezik, amely a savasságért felel H Cl + H 2 O = H 3 O+ + Cl¯ hidroxonium ion 23

Előfordulás: elemi állapotban (6∙10 – több mint az összes ember hajszála a világon) a magas légrétegben fordul elő, vulkáni gázokban, a kozmoszban és a napban (a nap anyagának 86,6%-a atomos hidrogén). Kötött állapotban (vegyületekben) kőzetekben, vízben és szerves vegyületekben található. Előállítása: laboratóriumban cinkporba sósavat öntünk: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 (9) iparban: 1. CH 4 + H 2 O 1000C° 6H 2 + CO szintézisgáznak nevezzük 2. víz elektrolízise során katód folyamatban keletkezik Forgalmazása vörös palackban történik. Felhasználás: a vegyiparban sósav, ammóniagáz, műanyag, műtrágya, robbanógázok, gyógyszer gyártásához használják, továbbá hidrogénvágás, hegesztéshez (oxigénnel keverve 250C° érhető el). II. Nemesgázok: Csoportjellemzés: VIII/A oszlop elemei és a p mező elemei, egy kivétellel (H 1s1-nem nemesgáz): 1. He 1s2 2. Ne 2s22p6 3. As 3s23p6 4. Kr 4s24p6 5. Xe 5s25p6 6. Rn 6s26p6

Olvadáspontja, forráspontja, atomsugara lefelé (a periódus táblázatban lefelé) nő. A nemesgázok igen stabilak, mert a külső elektronhéj 8 elektronnal telített, ez a nemesgáz héjkonfiguráció. Ebben az elrendezésben a 8 elektron 4 elektronpárban helyezkedik el, tehát csak párosított elektronjuk van, ezek pedig kémiai reakcióban nem vesznek részt En- nek következtében a nemesgázok csak elemi (atomos) formában fordulnak elő, a levegőben a He ezen kívül a kozmoszban és a földgázban, az Rn-t ásványokban. A He a H magfúziós reakciójából keletkezik, a magban több millió °C-on, miközben óriási mennyiségű fény és hő szabadul fel (tulajdonképpen ez játszódik le a napban). Felhasználás: – He: léggömbtöltés (nem gyúlékony, a H-nál nehezebb), oxigénnel keverve a légzést fokozza, cseppfolyósítva hűtésre használható, gázhőmérők készítésére (269°C-ig mér); – Kr, Ar, Xe : izzólámpák töltésére (a wolframmal

nem lépnek reakcióba, ezért a wolfram nem párolog el); – Ne: reklámcsövek töltésére; – Ar, Xe: hegesztésénél védőgáz (fémekkel nem lép reakcióba). IV. tétel Halogén elemek. Csoportjellemzés: a VII/A oszlop p mező elemei, vegyértékük 1 – 3 – 5 – 7 (leggyakrabban). Kétatomos elemi molekulát alkotnak, molekularácsosak, kellemetlen szagúak, apolárosak. Periódusszám, vegyjel halmazállapot 2 F gáz 3 4 5 6 Cl Br I (At) gáz folyadék szilárd szín elektronegativitás színtelen (a tanár szerint zöldes4,0 sárga) sárgászöld 3,0 vörösbarna 2,8 lilásszürke 2,5 Olvadáspontja, forráspontja lefelé nő. Kémiai tulajdonságai: 1. Kovalens kötésű elemi molekulákat alkotnak, a kötő elektronpár egyikét az egyik, másikat a másik atom adja, ezért redoxi folyamatban vesznek részt, ezért elektronegativitásukat oxidációs számmal fejezzük ki. A kémiai folyamatban az egyik anyag oxidálódik, a másik redukálódik. A

halogének jó oxidáló szerek, mert könynyen vesznek fel elektront, miközben maguk redukálódnak Elektront vesznek fel, a mögöttük lévő alacsonyabb elektronegativitású halogéntől is. Br 2 + 2Cl¯ 2Br¯ + Cl 7 (2,8) (3,0) oxidálódik redukálódik 2. Nem fémekkel, fémekkel és vízzel is reakcióba lépnek: a) F 2 + H 2 = 2HF – sötétben is robbanásszerű reakció; Cl 2 + H 2 = 2HCl – megvilágítva robbanásszerű; Br + H 2 2HBr – lassú egyensúlyi reakció. A halogéneknél az elektronegativitás csökkenésével a reakciók sebessége rohamosan csökken; b) 2Na + Cl 2 = 2NaCl; c) H 2 O + Cl 2 = HCl + HOCl hipoclorid Amely spontán bomlik sósavra és nascens oxigénre: HOCl / HCl O ↑ atomos oxigén, ami igen erős oxidálószer Előfordulásuk: vegyületekben fordulnak elő (természetes állapotban nem fordulnak elő), pl. CaF 2 (fogzománc), rendkívül ellenálló anyag, NaCl, KCl. Előállítás: vegyületekből állítják elő a halogéneket, pl.:

a Cl a NaCl elektrolízisével anód folyamatban Felhasználás: F a teflongyártásban, Br a gyógyszergyártásban és a fotóiparban Cl a sósavgyártásban, PVC, fertőtlenítő és fehérítő szer I fertőtlenítő szer, golyva ellenszer. Halogén vegyületek Fémekkel és nagy elektronegativitású nem fémes elemekkel (C, P) alkotott vegyületeket halogénideknek nevezzük. A fém halogénidek ionkötésűek, ionrácsosak Nem fém halogénidek kovalens kötésűek és molekularácsosak. A H-el alkotott halogén vegyületek kovalens kötésűek és halogén savaknak nevezzük Itt csak a halogén savakkal foglalkozunk, közölünk is csak a HCl-al, azaz a sósavgázzal. Fizikai tulajdonságok: színtelen, szúrós szagú, vízben jól oldódó (500 liter gáz oldódik 1 liter vízben) gáz. Oldódáskor protondonor, a víz pedig proton akceptor lesz HCl + H 2 O H 3 O++Cl‾ hidroxonium ion Kémiai tulajdonság: standard potenciájuk: ha a H-nél negatívabb standard

potenciájú fémeket saját sójuk oldatába merítjük, akkor a fém és a sóoldat között potenciál különbség alakul ki, ezeket a potenciálokat standard potenciáknak nevezzük. Nagyságuk alapján a fémek sorba rendezhetők (standard potenciál sor). A savgáz a H-nél negatívabb fémeket H gáz fejlődése közben redoxi folyamatban oldja. 0 +1 +2 0 Zn + 2HCl (gáz) = ZnCl 2 + H 2 (gáz) -0,76 Zn: 0 2 H : +1 0 Előállítás: Szintetikus sósavgyártás: elemeiből építik fel, tehát H és Cl gázból. Itt alapvető feladat, hogy a Cl gáz és a H gáz keverékét robbanás nélkül égessék el Erre az ad lehetőséget, hogy a két gáz kötési energiája nagyon eltér, QCl 2 =-243Kj/ mol , QH 2 =-437Kj/ mol Kis feleslegbe számított H gáz Cl gázzal összekevernek és meggyújtanak, előbb a Cl gáz bomlik atomjaira, majd a felszabaduló hő hatására a H gáz bomlik, láncreakció indul be: Cl 2 Cl + Cl Cl + H 2 HCl + H H + Cl 2 HCl + Cl Cl + H 2 HCl + H

A forró gázt lehűtik, és vízben feloldják. Koncentrált sósav 38%-os Felhasználás: fémmaratás, tisztítás, háztartás, festék és gyógyszeripar. V. tétel Oxigéncsoport: oxigén és vegyületei. Csoportjellemzés: VI A csoport, p mező elemei. periódus szám 2 3 4 5 6 vegyjel O S Se Te Po elektronhéj szerkezet halmazállapot 2s22p4 gáz 2 4 3s 3p szilárd 4s24p4 szilárd 2 4 5s 5p szilárd 2 4 6s 6p szilárd elektronegativitás 3,5 ↓ ↓ ↓ 2,1 Olvadás-, forráspontjuk, atomsugaruk lefelé nő. Vegyérték 2,4,6 A. Oxigén és az ózon VI A kezdő eleme, vegyértéke 2, oxidációs száma vegyületekben –2 Kovalens kötésű 2 atomos elemi molekulát alkot (O 2 ). Színtelen, szagtalan gáz, nem ég, de az égést táplálja. Kémia tulajdonság: a fémeket és nem fémeket mindig redoxi folyamatban oxidálja: 0 0 +2 -2 2Mg + O 2 = 2MgO; Mg: 0 +2; (nőtt) oxidálódott O: 0 –2; (csökkent) redukálódott Előfordulás: a földön az emberi

szervezetben előforduló elem, a levegőben elemi állapotban található (21%), kötött állapotban vízben, kőzetekben fordul elő. Előállítás: a) laboratóriumban: higanyoxidból állítják elő. 2HgO hevítéssel   2Hg + O 2 vörös por fémhigany elillan b) iparban: levegő cseppfolyósításával, majd a nitrogént kipárologtatjuk a cseppfolyós oxigénből. Kék palackban hozzák forgalomba, 15Mpa nyomáson (0,1 Mpa = 1 atm (atmoszféra) = 760Hg m/ m ). Tűzveszélyes! Felhasználás: kohászat, hegesztés, gázmérgezéseknél a légzés könnyítésére. Ózon: 3 atomos elemi molekula (O 3 ), UV (ultraviola) fény hatására molekuláris oxigénre bomlik. fény O 2 + O UV −  O 3 naszcensz-oxigén Naszcensz (születése pillanatában létezik csak). Könnyen elbomlik molekuláris oxigénre Rendkívül erős oxidáló anyag. A reakcióban az UV-fény egy része elnyelődik, így csökkenti a napsugár roncsoló hatását, csökkenti a talaj

hőkisugárzását, így biztosítja a Föld hőegyensúlyát. Világoskék, szúrós szagú gáz Főként víz és steril szobák fertőtlenítésére használják. B. Oxigén vegyületei: oxigén és hidrogén vegyülete a víz (H 2 O) Leggyakoribb O vegyület, megléte a földi élet kialakulásának alapfeltétele. A talajban, a föld felszínén, a levegőben és az élő szervezetekben fordul elő. A föld felszínének 71%-át borítja víz, de ebből csak 2,7% az édesvíz. Az emberi szervezet 50 – 60%-a víz (a biokémiai folyamatok csak vizes oldatokban játszódnak le), a fotoszintézishez szükséges oxigén is víz eredetű (a víz fotolízise). Fizikai tulajdonság: színtelen, szagtalan, íztelen, nagy tömegben kékes színű. Halmazállapot: gőz, folyadék, jég (egyedülálló). A molekulákat H-hidak és vanderwaas erők tartják össze. H-híd a gőzben kevés, a folyadékban sok, a jégben minden molekula között található, ez az oka, hogy olvadáspontja,

forráspontja és sűrűsége nagyobb, mint a hasonló szerkezetű, de H-hidat nem képező vegyületeké. H – O (EN 3,5 – ez az érték az oka a H-híd kötésnek) H2O H ∕ H2S H ∕ H – S (EN 2,5) H 2 Se H ∕ H – Se (EN 2,4) Sűrűsége +4°C-on a legnagyobb, egyenlő 1-el, a jég térfogata nagyobb mint a vízé (ez a vízi élet és kőzetmállás oka). Kémiai tulajdonság: kovalens kötés, molekularács. a) a leggyakoribb poláros oldószer (ionvegyületek oldódáskor ionná esnek szét, a kovalens vegyületek disszociálnak); b) a vízben mindig vannak oldott ionok (pl. Ca2+, Mg2+), ezek okozzák a víz keménységét, és igen híg oldatokban mindig van bontott víz molekula 2H 2 O H 3 O+ + OHhidroxoniumion hidroxillúg (lúgosságért felel) Tehát a víz ennek alapján akár sav, akár lúg is lehetne, de nem az, mert a kétféle ionkoncentrációja megegyezik, egymást semlegesítik, ezért a víz kémhatása semleges. Az ionok számát, amelyet igen kicsi

koncentrációval fejezzük ki [H 3 O+] = 10-7 mol/ liter (a kapcsos zárójellel a koncentrációt fejezzük ki), [OH-] = 10-7 mol/ liter , azaz 10 millió literben van 1 liter. Ha a két ion koncentrációját összeszorozzuk, akkor a víz ionszorzatát kapjuk: [H 3 O+]∙[OH-]= 10-14 mol/ liter ebből akármelyik ion kiszámítható. Nemzetközi megállapodás alapján a hidroxoniumiont számoljuk ki (ez egyenlő a H ionnal) úgy, hogy a hatványkitevős kifejezés helyett azok negatív logaritmusát írjuk. Ha az így nyert képletbe a koncentráció 10-1 és 10-7 között behelyettesítjük, akkor egy számsort kapunk 1 – 14-ig, amelyet pH skálának nevezünk (pass Hidrogén). A pH alatt a H ion koncentrációját, negatív koncentrációját értjük, tehát a pH = -logaritmus [H+] A pH skálán a 7-es érték a semleges, az 1-es felé savasabb, a 14 felé lúgosabb 1 ← 7 14 savas semleges lúgos A sók hidrolízise A sókat vízben való oldódásuk alapján három

csoportba osztjuk: 1. semleges sók: oldódáskor protoncsere nincs, tehát a vízzel nem lépnek reakcióba Oldódáskor a só kationná és anionná esik szét, és a vízmolekulák között egyenletesen eloszlanak Az oldat pH-ja 7-es, azaz semleges, az ionkristályos sók ilyenek, pl: NaCl Na+ + Cl2. savanyú sók: oldódáskor a sók kationja protondonor, a víz a protonakceptor, a kovalens kötésű ammónium sók ilyenek, pl.: NH 4 Cl + H 2 O = H 3 O+ + NH 3 (g) + Cl ez a keletkező hidroxoniumion ↑ elillan A keletkező hidroxoniumion megnöveli a víz ionszorzatában lévő H 3 O+-ion koncentrációját, ezért az oldat pH-ja savas lesz (7-nél kisebb). 3. bázikus sók: protondonor a víz a protonakceptor a só anionja, kovalens kötésű sók ilyenek, pl: Na 2 CO 3 + 2H 2 O = 2OH- + H 2 CO 3 + 2Na+ ez a keletkezett hidroxilion↑ A keletkezett hidroxilion megemeli a víz ionszorzatában lévő hidroxilion koncentrációját, ezért az oldat lúgos lesz (7-nél

nagyobb). Oxidok, kötés szerint két félék lehetnek: a) Ion kötésű fémoxidok, kis elektronegativitású fémek oxigénnel alkotott vegyületei. Szilárdak, vízben oldódnak, ionrácsosak. Bázisanhidridek, mert oldódáskor vízzel egyesülnek és lúgokat alkotnak. CaO + H 2 O = Ca(OH) 2 b) Kovalens kötésű oxidok, a nagy elektronegativitású, nem fémes elemek, oxidjaik molekularácsosak, sav anhidridek, Oldódáskor vízzel egyesülve savakat alkotnak, pl. Co 2 + H 2 O = H 2 CO 3 Általános szabály, a savak protondonorok (akceptor a víz), a lúgok protonakceptorok (donor a víz). c) Sóképzés, az oxidok savakkal is, lúgokkal is sókat alkotnak, víz képződése mellett, pl: CaO + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O CO 2 + 2NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O VI. tétel Oxigéncsoport: kén és vegyületei Csoport jellemzés: lásd. az V tételnél A. Kén (S): vegyértéke 2, 4, 6, oxidációs száma 4 és 6 Elektronegativitása 2,5 S / S S | | S S | | S S / S Fizikai tulajdonsága:

8 atomos elemi molekulát alkot, 2 vegyértékű. Olvadás pontja 119˚C, ilyenkor sárga, hígan folyó folyadék, ha tovább melegítjük 180˚C-ra, akkor besűrűsödik, mert a gyűrű felhasad, és fonalas szerkezetűvé válik. Ha tovább melegítjük 445˚C-ig, akkor a molekula fonalak eltöredeznek, és az olvadék felhígul. Ha ilyenkor hideg vízbe öntjük, amorf kén keletkezik, mely állás közben kikristályosodik Ha a kén gőzeit hideg üveglapra vezetjük, akkor a lapon kristályosodik, tehát szublimál Kémiai tulajdonsága: a) Éghető anyag, meggyújtva elég és kéndioxid keletkezik (S + O 2 = SO 2 ); b) Szénnel melegítve reagál (2S + C = CS 2 – szén-diszulfid); c) Szulfidképzés: a résztvevő elemek elektronegativitásától függően a keletkező szulfidok kötés típusa három féle lehet: – Ionkötésű fém szulfidok, a kis elektronegativitású fémek szulfidjai vízben olEn Na =0,9 dódnak: 2Na + S melegitve   Na 2 S – Ion-kovalens

kötésű fémszulfidok a nagyobb elektronegativitású fémek szulfidjai vízben nem oldódnak: Zn + S meleg En Zn =1,6   ZnS – kovalens kötésű nem fémes szulfidok vízben oldódnak: H 2 + S meleg En H =2,1   H 2 S (kénhidrogén) Előfordulás: elemi állapotokban vulkánkitöréseknél, kéntelepeken (észak-Amerika, Szicília), kőzetekben (pirit, galenit), ásványvíz, földgáz. Felhasználása: növényvédőszer, kénsavgyártás, vulkanizálás, kőpor, festék. B. Kén vegyületei: 1. Hidrogén vegyületek: legfontosabb a kénhidrogén (H 2 S), ez színtelen, záptojás szagú gáz, dipólus, mint a víz, de a legkisebb elektronegativitás miatt (2,5) H-híd kötést nem képez (a vízben az O elektronegativitása 3,5). Hidrogéndonor vízben való oldódáskor, tehát savként viselkedik. Igen fontos tulajdonsága, hogy a fémsók oldatából különböző színű, vízben oldhatatlan fémszulfid csapadékot választ le, így a minőségi analízis

fontos reagense: AgS – fekete, ZnS – barna, CdS- sárga (kadmium). 2. Kéndioxidjai: – Kéndioxid (SO 2 ): színtelen, köhögésre ingerlő, szúrós szagú, mérgező gáz. A kénes sav savanhidridje: SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3 – kénessav – Kéntrioxid (SO 3 ): színtelen folyadék, 15,5˚C-on megfagy, és jéghez hasonló kristályokat alkot, a kénsav savanhidridje (hiányzik belőle a víz): SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 – kénsav, mert protondonor. 3. Kén oxilsavjai: a kénessav az SO 2 , a kénsav az SO 3 oxilsavja Kénsav: (H 2 SO 4 ): a koncentrált kénsav jele: cc H 2 SO 4 – ez 98%-os vizes oldat, színtelen, sűrű, folyadék. Fajsúlya 1,84 (azaz 1 liter H 2 SO 4 1,84Kg) Hidroszkoposak (a levegő páratartalmát megköti), ezért nyitott üvegben, levegőn felhígulnak. A szerves anyagokat elroncsolja az erős sav, mert a protont könnyen leadja. Vízben való oldódáskor nagy mennyiségű hőenergia szabadul fel, mely a vizet felforralja, a felszálló gőzök

a kénsavat kifröccsenti, ezért igen veszélyes az oldása vagy hígítása. Kénsav hígítása: a vizet edénybe tesszük és hűtjük, a kénsavat keverés mellett vékony sugárban a vízbe csurgatjuk, közben szüneteket tartunk. A fémet redoxi folyamatban oldja a kénsav koncentrációjától függően az oldás kétféle lehet: a) A hidrogénnél kisebb standard potenciájú fémeket a híg kénsav H fejlődése közben oldja redoxi folyamatban: 0 +1 +2 0 Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 Zn: 0 +2 oxidálódott H: +1 0 redukálódott b) A hidrogénnél nagyobb standard potenciájú fémeket a koncentrált kénsav kéndioxid és víz keletkezése mellett oldja redoxi folyamatban: 0 +6 +2 +4 Cu + 2H 2 SO 4 (cc) = CuSO 4 + SO 2 +2H 2 O Cu: 0 +2 oxidálódott S: +6 +4 redukálódott Kontakt kénsav gyártás: lényegében véve egy szintetikus eljárásról van szó, mert elemeiből építik fel a kénsavat, azért nevezik kontakt eljárásnak, mert a második lépésben a

kéndioxid katalizátorral érintkezik (tangó = érintkezni, kontangó = összeérintkezni). Első lépés: a ként a levegővel keverik és elégetik ( S + O 2 = SO 2 ), második lépésben a keletkezett kéndioxidot oxigénnel tovább oxidálják kéntrioxiddá, mivel ez a reakció egyensúlyi, ezért alacsony hőmérsékleten visszafordul, ezt a visszafordulást vanádiumpentoxid katali350  ,V 2 O 5 zátorral akadályozzák meg (2SO 2 + O 2 ←  2SO 3 ). Harmadik lépésben a forró – tehát gáz – kéntrioxidot (ami amúgy folyadék) vízben feloldják, amikor vízfelvétellel kénsavvá alakul (SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 ), az oldódás lassú, ezért a kéntrioxid gázt koncentrált kénsavban nyeletik el, így kapják a füstölgő kénsavat, az oleumot, utólag ezt hígítják ki vízzel, 98%-os koncentrált kénsavig. Mind a három verzió exoterm, felszabadult hőt hőkicserélőbe vezetik, ahol a víz felmelegítésére használják, melyet lakások

távfűtésére használjunk fel. Kénsavgyárunk Budapesten és Szolnokon van VII. tétel Nitrogéncsoport és vegyületei Csoportjellemzés: 2. N 2s22p3 3. P 2s23p3 4. As 4s24p3 5. Sk 5s25p3 6. Bi 6s26p3 fém Vegyértékük 2, 3, 4, 5 lehet. Atomátmérő, olvadáspont, forráspont lefelé csökken, ez elektronegativitás is, a N-é 3 Nitrogén (N 2 ) Kétatomos elemi molekula, kötési energiája 950kJ/ mol , tehát igen nagy, ezért sem az oxigénnel, sem a hidrogénnel közvetlenül nem reagál. Előfordulás: elemi állapotban a levegőben (78%-a), vegyületekben nitritek, nitrátok, aminó és ammónium formája található. Előállítás: a levegő cseppfolyósításával, zöld palackba hozzák forgalomba. Nitrogén vegyületei 1. N vegyülete: az ammónia gáz NH 3 , a legfontosabb nitrogén vegyület –33,5˚C-on cseppfolyósodik, de már –44,5˚C-on megszilárdul (kikristályosodik) A cseppfolyós ammóniában H-híd kötések vannak, így nagy a párolgáshője,

amiért hűtőfolyadékként felhasználható 1 liter vízben 700 liter ammónia gáz oldódik fel Vizes oldata lúgos, mert H akceptor: NH 3 + H 2 O = NH 4 + + OHammóniaion ↑a lúgosságért felel Előfordulás: szerves anyagok bomlásakor szabadul fel. Az ammónia gyártás elemeiből (színtelen eljárás a N-nek és a H-nek egyaránt magas a kötési energiája), a QH 2 = 437kJ/ mol , QN 2 = 950kJ/ mol , ezért a reakció csak magas hőmérsékleten, magas nyomáson  vas katalizátor jelenlétében játszódik le: N 2 + 3H 2 C 500  20 etü , Fe − katalizátor ←   2NH 3 (gáz). molarányok: 1+3 2 moltérfogat: 4 2 A molarányból ill. a moltérfogatból látható, hogy a reakció térfogat csökkenéssel jár A legkisebb ellenállás elve kimondja: minden olyan egyensúlyi reakció egyensúlya a termék javára tolható el a nyomás fokozásával, amelynél terméktérfogat csökkenéssel jár, más szóval a rendszer a

megnövekedett nyomás kényszere alól térfogat csökkenéssel vonja ki magát. A kitermelés még így is csak 10 – 15%-os, ezért a maradék a gázkeveréket visszavezetik a reaktorba, az ammóniagázt a végén cseppfolyósodik, melynek 25%-os vizes oldata a koncentrált szalmiákszesz 2. Nitrogén oxidjai: sokféle oxid van, közülük legjelentősebb a nitrogénoxid (NO 2 ), a kettő keverékét nitrozusgáznak nevezzük, mérgező. NO színtelen, az NO 3 barna színű gáz A nitrogén monoxid 3000°C (villámlás) elemeiből keletkezik. A levegő oxigénjeivel nitrogéndioxiddá oxidálódik, majd vízfelvétellel HNO 3 -má, azaz salétromsavvá alakul 3. Nitrogén oxilsavjai: salétromsav (HNO 3 ), szerkezeti képlete HO – N = O, a valóságban \ O azonban a kettős kötés nem két atomhoz, hanem három atomhoz tartozik, az ilyen kötés delokalizált kötésnek nevezzük, a molekula dipólus színtelen folyadék, hő és fény hatására megbarnul, mert vízre és

nitrogéndioxidra bomlik. Kémiai tulajdonság: – erős oxidáló szer (oxálsav mint a cc H 2 SO 4 ), ezért igen tűzveszélyes, a szerves anyagokat robbanásszerűen meggyújtja; – a híg salétromsav a fémeket – az arany és a platina kivételével – nitrogéndioxid és víz keletkezése mellett oldja: 0 +5 +2 +4 Cu + 4HNO 3 = CU (NO 3 ) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O Cu: O +2 (oxidálódott) N: +5 +4 (redukálódott) Fémek passziválása: a koncentrált salétromsav a vasat, az alumíniumot, nikkelt és a krómot nem oldja hanem a felületén vastag oxidréteget képez. – Királyvíz: HCl : HNO 3 3:1 keveréke, mely oldja az aranyat és a platinát is, mert a keverékében Cl atomok szabadulnak fel (ez oldja az aranyat és a platinát). – Erős sav: vízben minden arányban oldódik. – Az ammónia gázzal egyesülve NH 3 + HNO 3 = NH 4 NO 3 – savanyú só, ammóniumnitrát keletkezik, amely pétisó néven ismert, fontos műtrágya, robbanékony! Salétromsav

gyártása ammóniából: a) Ammóniagázt nitrogén-monoxiddá égetik el; b) A nitrogén-monoxidot a levegő oxigénjével tovább oxidálják nitrogénoxiddá; c) A nitrogén-monoxidot oxigén jelenlétében vízzel egyesítik, a koncentrált salétromsav a salétromsav 56%-os vizes oldata. VIII. tétel Nitrogéncsoport: foszfor és vegyületei. Csoportjellemzés: lásd. VII tétel A. Többféle módosulása van: P a) Fehér foszfor (P 4 ) – négyatomos elemi molekulát alkot, szerkezeti képlete: P <+> P P tehát a foszfor itt három vegyértékű. Lágyuláspont 44°C, gyulladási hőmérséklet 60°C. Foszforpentoxiddá ég el, mérgező b) Vörös foszfor: sokatomos elemi molekulát alkot, sok atom kapcsolódik össze elemi molekulává, amikor lánc keletkezik. Ahol a foszfor vegyértéke kettő, oldhatatlan zsírokban is, ezért nem mérgező Gyulladási hőmérséklet 400°C, szintén pentoxiddá ég el. 1846-ban Irinyi János sárga foszforból készítette az

első gyufát Előfordulás: foszfátok formájában, a nitrogénhez hasonlóan a természetben körforgás van, lásd biológia B. Foszfor vegyületei: 1. A foszfor oxidjai: legismertebb a foszforpentoxid (P 2 O 5 ), ez egy fehér por, erősen hidroszkópos, tehát jó vízlebontó, laborban vízlebontásra használják, a vízre hevesen reagál, foszforsav keletkezése mellett: P 2 O 5 + 3H 2 O = 2H 3 PO 4 2. A foszfor oxilsavjai: sokféle oxilsav van, legismertebb a foszforsav (H 3 PO 4 ), mely a foszforpentoxid oxálsavja. Fehér kristályos anyag, olvadási pontja 42°C, vízben jól oldódik. Közepesen erős sav (protondonor) A vizes oldata kellemes, savanykás ízű, nem mérgező, gyógyszerek, szörpök, üdítők ízesítésére használják. 3. Foszforsav sói: a foszfátok a legismertebbek A trinátrium foszfát Na 3 PO 4 (trisó), melynek vizes oldata lúgos, mert a foszfátion (PO 4 3+ + 3H 2 O = 3OH- + H 3 PO 4 ) hidrogén protonakceptor, ezért marad vissza

hidroxilion, mely foszfor sav. Kalcium foszfát (Ca 3 (PO 4 ) 2 ), vízben oldhatatlan, de kénsavban hidrogén foszfát keletkezése mellett oldódik, mely már vízben oldódik, ezt gipsszel összekeverik és szuperfoszfát néven foszfor-műtrágyaként forgalmazzák. IX. tétel Széncsoport: szén és vegyületei. Csoport jellemzés: IV/A, p mező elemei. 2. C 2s22p2 3. Si 3s23p2 4. Ge 4s24p2 5. Sn 5s25p2 6. Pb 6s26p2 Vegyérték 2,4, az atomszám, sűrűség lefelé nő, olvadáspont és forráspont csökken. A szén az élővilág, a szilícium a földkéreg legfontosabb eleme, mesterséges körülmények között a Si is képes óriási molekulává összekapcsolódni, de csak azok a molekulák stabilak, amelyekben a Si és az O atomok váltakoznak. A. Szén (C): kétféle kristályszerkezete van: 1. gyémánt: elektromosságot nem vezeti, tökéletes szigetelő, atomrácsos, tetraéderes szerkezetű. Minden C atomhoz a tetraéder csúcsába négy újabb C atom kapcsolódik

egyenlő távolságban (távolsága 0,154 nm). Vegyérték szögük 109,5° Kötőelektronjaik lokalizáltak Színtelen, nagy fénytörésű anyag, keménysége nagy, drágakő; 2. Grafit: rétegrácsos kristály, elektromosságot a fémekhez hasonlóan vezeti Minden C atomhoz három másik C atom kapcsolódik. Ezek távolsága 0,142nm, vegyérték szöge 120°. A síkrácsokat a 4 C atom köti össze, ennek távolsága 0,335nm, kötő elektronjuk delokalizált, ezért vezeti az áramot és biztosítják a rétegek elcsúszását egymás felett (ceruza), lágy, szürkésfekete anyag. B. C vegyületei: 1. A szén hidrogénvegyületei a szénhidrogének, melyekkel a szerves kémia foglalkozik 2. Oxigén vegyületei: a C reakcióképessége kicsi, O is csak magasabb hőmérsékleten ég el, ilyenkor O ellátottságtól függően oxid keletkezhet: a) Szénmonoxid (C + ½O 2 = CO), tehát elégtelen oxigénellátottság mellett az eredmény szénmonoxid, ez színtelen, szagtalan, mérgező

gáz. Molekularácsos, redukáló, vízben nem oldódik, az égést nem táplálja, viszont meggyújtva kékes lánggal tovább ég széndioxiddá. Akkor is keletkezik, ha a széndioxid izzó szénnel érintkezik CO 2 + C (izzó) = 2CO, ez játszódik le a szenes kályhában elégtelen kéményszellőzés esetében (évi mérgezések) Ipari előállítása: generátor gáz, ha a C levegővel elégetjük, akkor CO és N 2 keveréke keletkezik, izzó szénre vízgőzt fúvatunk C (izzó) + H 2 O (g) = CO + H 2 keletkezik. Mindkettőt használják hűtőgázként vagy szerves kémiában szintézisek alapanyagaként b) Széndioxid: ha a szenet elégséges mennyiségű O jelenlétében égetjük el, akkor széndioxid keletkezik C + O 2 = CO 2 , molekularácsos, nem redukálódó, színtelen, szagtalan gáz, a levegőnél nehezebb, tovább nem égethető. Olvadáspontja -78,5°, párolgási hője nagy, környezetét lehűtve szublimál, ezért jó hűtőközeg. Ha a levegőben a 10%-ot

eléri, a légzőközpontot megbénítja (must, gyertya) Előfordulás: a levegő 0,03%-a. Keletkezés: széntartalmú anyagok elégéskor, légzéskor Felhasználás: Shovay féle szódagyártásnál, karbamid, szárazjég, üdítő gyártásnál. Szürke acélpalackban hozzák forgalomba X. tétel Széncsoport: szilícium és vegyületei. A. Szilícium csoport jellemzői, előző tétel Si: szürke, fémes, csillogó, kemény anyag. Gyémántrácsos félvezető (szigetelő) Magasabb hőmérsékleten reagál az O, C és halogénekkel Vízben nem oldódik Előállítása: szilíciumdioxidot égetünk el magnéziumban SiO 2 + 2Mg = Si + 2MgO Ha a tiszta Si-t irányítottan visszaszennyezzük, fényelemet kapunk, mely a fényt elektromos energiává alakítja át B. Szilícium vegyületei: SiO 2 (szilíciumdioxid, vagyis homok) nagyon különbözik a széndioxidtól, mert ez atomrácsos, minden Si atomhoz 4 O atom kapcsolódik tetraéderesen, minden O atomhoz pedig 2Si atom, ez a

rendezettség tartós. Olvadáspontja magas (1700C°), vízben oldhatatlan, leggyakoribb előfordulása a kvarc. Ha a kvarcot megolvasztják, majd lehűtik, így kvarcüveget kapnak Ilyenkor a tetraéderek szabálytalan hálózata jön létre, ez a rendezettség nem tartós, ez az üvegszerkezet, melyre jellemző, hogy nincs olvadáspontja, melegítés hatásfoka fokozatosan lágyul. A kvarcüveg jól bírja a hírtelen hő változást, ha felizzított üveget a vízbe mártjuk, nem reped el Az UV fényt átengedi, nem nyeli el, ezért alkalmas UV fényben mérőműszerek mérőedényének előállítására, a kvarclámpák üvege is kvarcüvegből készül. Az igen magas előállítási hőmérséklete miatt drága Ha az SiO 2 -t különféle fémoxidokkal összekeverik, majd megolvasztják (olvadáspont nagyon lecsökken), különféle üveget kapnak. Nátriumdioxiddal kapják a nátriumüveget vagy síküveget (ablak). A SiO 2 a kovasav savanhidridje (SiO 2 + H 2 O = H 2 SiO 3 ), a

Na sója a vízüveg, ebből ragasztókat, tűzálló kiteket készítenek. A kovasav különféle bonyolultabb szilikátjából készítik a kerámiákat, porcelánokat, téglát, cserepet XI. tétel Fémes elemek szerkezete és kristályrácsai 70 fémes elem van, közös tulajdonságuk a fémes fény, fényvisszaverő képesség, hő- és elektromos vezetőképesség. A. Elektron szerkezet: a periódusos rendszerben a 3 periódustól kezdve anomáliák találhatók az elektronhéjak kiépülésében. Ezek a fémeknél lépnek fel, és az alábbiakban foglalhatjuk össze: 1. A vegyértékhéjon kevés elektron van, kis energiával kötődnek, könnyen leadhatják, amikor ionvegyületek keletkeznek; 2. Az anomália főleg abból adódik, hogy az alhéjak telítődése nélkül is elindulhat újabb külső héj kiépülése, majd ennek kiépülése is leáll és visszamenőleg a vegyértékhéj alatti héj kiépülése folytatódik. A vegyértékhéj alatti héj kétféle lehet: a)

Telített: I/A, s, II/A, s, III/A, p elemeinél a vegyértékhéj alatti hely 8 vagy 18 elektronnal telített, ezek stabilak. b) Ha a vegyértékhéj alatti héj telítetlen a kémiai kötésekben ezek is részt vesznek, fém atomok között kovalens kötést létesítenek, 63 fém tartozik ide. A periódusos rendszer II/A, III/A oszlopa közé ékelődnek be I/B, VIII/B oszlopok formájában. 3. A B oszlopoknak további két oszlopa van: a) D mező elemei, 31 elem tartozik ide (4, 5, 6 periódus), melyeknek külső héján s2 elektron van, ez mindvégig változatlan marad és az alatta lévő d alhéj épül ki d1 – d10-ig. b) F mező elemei a többi fel nem sorolt tartozik ide, ahol az f alhéj épül ki f1 – f14-ig Két alcsoportjuk van: – lantanidák, 6 periódusban 4 f épül ki; – aktimidák, 7 periódusban az 5f épül ki. B. Kristály szerkezet: a fémek tulajdonsága az elektron és a kristályszerkezet együtt határozza meg A fémek köbös vagy hexagonális

rendszerben kristályosodnak Azt a legkisebb több atomból álló geometriailag szabályos idom, melynek elemi celláknak nevezünk. A fématomok elhelyezkedhetnek az elemi cella csúcsán és térközepén köbös vagy hexagonális rácstípusban. A kristályok jellemzőihez sorolják még a koordinációs számot is, amely azt mutatja meg, hogy a központi atomnak hány legközelebbi szomszédja van, jele: N. Kristály típusok: 1. egyszerű köbös rács, a fématomok az elemi cella csúcsaiban vannak; 2. térben központos köbös rács, a csúcsokban 1 – 1 térközepén egy atom van; 3. lapon központos köbös rács, a 8 csúcson 1 – 1, a 6 lapon 1 – 1 atom található; 4. egyszerű hexagonális rács (hasáb), a 12 csúcson 1 –1 fématom van; 5. szorosan illeszkedő hexagonális rács, a 12 csúcson az alaplap és a fedőlapon és a hasáb belsejében 1 – 1 fématom van. XII. tétel Fémek tulajdonságai. A. Fizikai tulajdonságok: – áramvezetés: elektromos

áram hatására a delokalizált kötő elektronok (elektronsereg) egy irányba mozdulnak el. Szilárd fémeknél nagyobb az áramvezetés, mint az olvadékoknál; – hővezetés: a rácspontokban lévő atomok rezgőmozgása és a delokalizált elektronok segítségével történik; – fémes fény és szín: a delokalizált elektronok a minden irányból jövő fény egy részét elnyelik, másik részét visszaverik, ezért szürkék; – olvadás- és forráspont: függnek a fém atom tömegétől, atomátmérőtől, a közöttük lévő kötési energia és a koordinációs nagyságától, fémenként nagy az eltérés, mert a d alhéj elektronjai is részt vesznek a kovalens kötésben; – sűrűség: az atom tömegétől függ; – szívósság, rugalmasság: maradandó alakváltozás részleteit lásd a fizikában; – ötvözetek: ha a fémeket más fémekkel összeolvasztjuk ötvözetet kapunk. A fém olvadékában más fémek feloldódnak és együtt kristályosodnak,

tulajdonságuk nagyon megváltozik; B. Kémiai tulajdonságok: a fémek a kémiai reakciók során mindig oxidálódnak, mert kicsi az ionizációs energiájuk és az elektronegativitásuk. Ebből következik, hogy vegyületeikből a fémek csak költséges redukciós folyamattal vagy eljárással állíthatók elő: – kémiai korrózió: a korróziót oxidációs folyamat okozza, aminek az az oka, hogy külső elektronjukat könnyen leadják, ilyenkor gázokkal és nem elektrolit olvadékokkal reakcióba lépnek. Néhány fém felületén összefüggő oxidréteg alakul ki, pl az alumínium felületén az alumíniumoxid, más fémeknél az oxidréteg porózus, és alatta az oxidáció tovább folytatódik, ilyen, pl. a vas felületén a vasoxid, a rozsda Ez kivédhető a fém passzivitásával, pl. a vasat rövid időre tömény salétromsavba mártjuk, majd sósavoldatba Az arany és a platina nem korrodálódik – elektrokémiai korrózió: a kémiai energia elektromos

energiává alakul át a folyamatban, ezt gyorsítja a nedvesség, különösen, ha van a levegőben széndioxid (CO 2 ) vagy kéndioxid (SO 2 ), a párában ezek feloldódnak, és savas elektrolitok keletkeznek. Tovább gyorsul a folyamat, ha a vashoz rezet kötnek, de lassul, ha cinket kötünk (a mai autógyártásban az autók karosszériáját cinkfürdőbe mártják, és így érik el a 20 éves átrozsdásodás elleni védelmet). XIII. tétel Alkálifémek Csoportjellemzés: I A., s mező elemei 1. H 1s1 – gáz 2. Li 2s1 – szilárd 3. Na 3s1 – szilárd 4. K 4 s1 – szilárd 5. Rb 5 s1 – szilárd 6. Cs 6 s1 – folyékony és mesterséges 7. Fr 7 s1 – folyékony és mesterséges Olvadáspont, forráspont, atomátmérő, belső ionizációs energia lefelé csökken. Az elektronegativitás lefelé csökken, vegyértékük 1 (ionkötéshez), könnyű fémek A. Nátrium (Na) és kálium (K): fémes fényűek, lágyulnak, késsel vághatók, víznél könnyebbek Igen

reakcióképesek, pl az oxidáció igen gyors, ezért petróleum alatt tartják Kristályuk térközepes, köbös rács, ezért olvadáspontjuk alacsony, kémiai reakcióban mindig M+ ionként szerepelnek, melyek mindig színtelenek. Kémiai tulajdonságuk: 1. erős redukálószerek, mert elektrondonorok, vagyis a vízben lévő hidroxónium ionokat vízre és hidrogénre redukálják: 2H 3 O+ + 2Na = 2Na+ + 2H 2 O + H 2 2. a vizet hőfejlődés közben oldják, szintén hidrogén gáz fejlődése közben: 2H 2 O + 2Na = 2Na+ + H 2 + 2OH a reakció robbanásszerű, és erős hőfejlődéssel jár; 3. halogénekkel közvetlenül reagálnak: 2Na + Cl 2 = 2NaCl Előfordulás: 1. sói tengervízben találhatók, mert mindegyik oldódik vízben; 2. a földkéreg elemeinek 6 –7%-a alkálifém; 3. az élővilág fontos alkatrészei (lásd biológia) Előállítás: az alkálifémeket sóinak oldatából állítják elő, elektromos árammal történő redukálással, pl. NaCl+ és CaCl+

(kálciumkloridot) összekevernek 660°C-on összeolvasztják, ezt az olvadékot elektrolizálják A réz katódon fém Na, a szén anódon Cl 2 (klórgáz) keletkezik. Felhasználás: Na-ot és K-ot erős redukálószereként használják, vagy vízelbontásra. B. Alkálifémek: vegyületei: minidig ionvegyületek és 1 vegyértékűek, színtelen kationként szerepelnek a vegyületekben. Az alkálifémek vegyületei vízzel vagy savakkal keletkeznek, ilyenek: alkálifém + víz alkálihidroxidok (lúgok), pl. NaOH alkálifém + HCl kloridok, pl. NaCl alkálifém + H 2 SO 4 szulfátok, pl. Na 2 SO 4 alkálifém + HNO 3 nitrátok, pl. NaNO 3 alkálifém + H 3 PO 4 foszfátok, pl. Na 3 PO 4 alkálifém + H 2 CO 3 karbonátok, pl. Na 2 CO 3 alkálifém + H 2 SiO 3 szilikátok, pl. Na 2 SiO 3 a) NaOH (nátriumhidroxid, marólúg, görögsó): erős lúg (könnyen vesz fel protont), levegőn karbonátosodó. Zsírokat, bőrt oldja, a fehérjéket roncsolja Általa ejtett seb erős

hegesedéssel gyógyul. Előállítása: NaCl vizes oldatát higany katód elektróddal elektrolizálják, a kiváló fémnátrium feloldódik a folyékony higany katódban, nátriumamalgán keletkezése közben. Ezt az amalgámot bontják el vízzel natriumhidroxidra, fémhiganyra és nátriumgázra. A szén anódon klórgáz fejlődik. Felhasználás: legfontosabb ipari bázis, vegyipar. b) NaCl: színtelen kristályos anyag, nem nedvességszívó (a KCl nagyon nedvszívó), hideg és meleg vízben egyformán oldódik. Oldata semleges, mert ionvegyület (nem lép reakcióba a vízzel oldás közben). Felhasználás: ipari alapanyag, tartósítószer, 0,9%-os oldata a fiziológiás konyhasóoldat. c) Na 2 CO 3 10H 2 O Nátrium-karbonát (szóda) 10 kristályvízzel kristályosodik és nagy, színtelen kristályokat alkot. 100°C-on kristályvízét leadja, és apró kristályos anyaggá tömörül Felhasználása: vízlágyítás, üveggyártás, szappanfőzés,

mosószergyártás. Ellőállítása: Sovay-féle szódagyártás: 1. ammóniagázt nyeletnek el vízben: NH 3(gáz) + H 2 O = NH 4 OH – ammóniumhidroxid; 2. NH 4 OH+ CO 2 = NH 4 HCO 3 – ammónium-hidrokarbonát; 3. NH 4 HCO 3 + NaCl = NaHCO 3 + NH 4 Cl 4. 2NaHCO 3 hevítjük  Na 2 CO 3 + H 2 natrium-hidrokarbonát Nátrium-hidrokarbonát, savanyú só, könnyen leadja hidrogénjét ezért alkalmas gyomorsav megkötésére, vagy szembe cseppent lúg közömbösítésére. XIV. tétel Alkáliföldfémek Csoportjellemzés: II. A oszlop s mező elemei 1. Be 2s2 2. Mg 3s2 3. Ca 4s2 4. Sr 5s2 5. Ba 6s2 6. Ra 7s2 Olvadás-, forráspont, sűrűség, elektronegativitás csökken, de az olvadáspontnál és a sűrűségnél némi ingadozás van. A. Fizikai tulajdonság: 1) Ionvegyületekben 2 vegyértékűek, poláris nagy anionoknál (szulfátok, foszfátok, karbonátok), ion-kovalenskötés is előfordul; 2) Fémrácsokban a fémkötését s2 elektronnal látják el, ami

több mint az alkálifémeknél, ezért olvadáspontjuk is magasabb (1100 – 1900C°); 3) Szintén könnyű fémek, mert sűrűségük 5-nél kisebb. Az alkáli fémeknél keményebbek, elektromosságot rosszabbul vezetik; Kémiai tulajdonság: 1) Vízzel és savakkal hidrogéngáz fejlődése mellett reagálnak, ugyanúgy, mint az alkálifémek. 2) A magnézium meggyújtva vakító fénnyel ég, és (2Mg + O 2 = 2MgO) fehér por, magnéziumoxid keletkezik; 3) Az alkáliföldfémek jellegzetesen elszínezik a lángot: – kálcium: téglavörös; – stroncium: bíborvörös; – bárium: fakózöld; ezt a lángfestést ezeknek a fémeknek a kimutatására használjuk. Előfordulás: ásványokban. Közülük ismertebbek a berill – berilium – alumíniumszilikát; azbezt – kalcium – magnéziumszilát; magnezit – magnézium-karbonát (MgCO 3 ); dolomit – magnézium-karbonát; MgCO 3 + CaCO 3 ; mészkő – CaCO 3 ; gipsz – CaSO 4 2H 2 O B. Alkáliföldfémek vegyületei:

1. oxidok: bázisanhidridek, olvadáspont magas, ilyen pl a kalciumoxid, amely kalcium C karbonátból keletkezik. CaCO 3 1000  CaO + CO 2 2. hidroxidok, erős bázisok, akkor keletkeznek, ha az oxidokat vízben feloldjuk, pl: CaO + H 2 O   Ca(OH) 2 – (oltott mész) ionvegyület, felhasználás: 0,1 %-os vizes oldata (oltott mész) szalmasárga, kristálytiszta, CO 2 kimutatására szolgál, mert a CO 2 t megköti, és kalcium-karbonát keletkezik, amely vízben nem oldódik, így csapadék formájában kiválik, ugyanez a folyamat játszódik le a meszes habarcs kötésénél is. Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O a fal izzad 3. szulfátok: a kénsav sói, pl: CaSO 4 2H 2 O – gipsz kloridok sósavsói karbonátok szénsavsói foszfátok ??? A víz keménysége: 1. változó keménység: a vízben oldott állapotban levő kalcium-hidrokarbonát ( Ca(HCO 3 ) 2 ), és magnézium-hidrokarbonát ( Mg(HCO 3 ) 2 ), ezektől ered a víz kellemes íze, ezek a sók –

felforralva a vizet – kicsapódnak, és a víz meglágyul. 2. állandó keménység: más kalcium és magnézium vegyületek okozzák, de ezek forraláskor nem csapódnak ki 3. összkeménység: az 1 és 2 pont összessége XV. tétel Alumíniumcsoport. Alumínium és vegyületei, az alumíniumgyártás III/A oszlop, p mező elemei 3. Al 3s23p1 A. Alumínium Fizikai tulajdonság: – kristályrácsos lapon központos köbösrács, ezért csuszásra alkalmas, jól alakítható; – olvadáspontja 660°, mégis nehezen olvad, mert fajhője és olvadáshője magas; – sűrűsége kicsi, 2 – 7, ezért az áramot és a hőt jól vezeti; – korrózióállósága jó (felületén összefüggő oxidréteg van), szilárdsága kicsi, ezt javítani lehet szilícium, cink, mangán ötvözőkkel. Kémiai tulajdonság: – amforter tulajdonság (kettős jelleg), savakban és lúgokban egyaránt oldódik H gáz fejlődése közben. A salétromsav passziválja; – magas hőmérsékleten

meggyullad és elég alumíniumoxid keletkezése közben és 3340KJ/mol hőmennyiség felszabadulásával. Ez olyan nagy hőmennyiség, hogy a reakcióhőt vasúti sínek hegesztésére lehet felhasználni; ez a termit reakció Lángszórókban ezt használták; – más fémeket redukálhat, pl. az alumínium a rozsdából redukálja a fémvasat, miközben maga alumíniumoxiddá alakul. 850KJ/mol energiaszabadul fel, ami kb 3000°-nak felel meg, ezt a reakciót gyújtókeverékek előállításánál használják fel B. Alumínium vegyületek: – oxidjai (Al 2 O 3 ): a) korund; kristályos alumíniumoxid, igen kemény, színtelen anyag, olvadáspontja 2000o, csiszolókorong gyártására használják, ha krómoxiddal összekeverik, lángpisztoly lángjával összeolvasztják, vörös színű drágakövet, a rubint kapják, ezt ékszerként vagy óracsapágyként használják; b) timföld – nem kristályos alumíniumoxid, alumíniumgyártásra használják; – szilikátok: kaolin

vagy porcelánföld, porcelángyártásra használják, vagy papírgyártásnál a papír, töltőanyaga; – márga: agyag és mészkő keverék, cementet készítenek belőle; – zeolit: vízlágyításra használják erőműveknél, kazánoknál; – horzsakő: porózus barna anyag, igen nagy a gázmegkötő képessége, ezért desztillálásoknál „dobálozás” gátlásra használják. C. Alumínium gyártás: érce a vörös színű bauxit A bauxit alumíniumoxidot (Al 2 O 3 ), szilikátokat, TiO 2 -t (titán) és vasoxidot (Fe 2 O 4 ) tartalmaz, ettől piros Az alumíniumgyártás három lépésből áll: 1. Bayer-féle timföld gyártás (tiszta alumínium oxid előállítása), ez kémiai eljárással történik: – a TiO 2 és a Fe 2 O 4 nem oldódik fel, ezt kiszűrik és eldobják, az Al 2 O 3 és a szilikátok feloldódnak, alumínium és szilikát ionok keletkezése közben, ha ezt az oldatot 90°-ra visszahűtik, az alumínium ionok timföldhidrát formájában

kicsapódik és ezt kiszűrik, a szűrletben maradnak a szilikát ionok, ezt elöntik (kidobjak); – a timföldhidrátot kiizzítják, ez elveszíti kristályvizét, és végül megkapjuk a tiszta timföldet, melynek 2000C° az olvadáspontja; 2. a timföld oldása kriolitban, a timföld megolvasztása igen költséges lenne 2000C°-on, ezért kriolitot olvasztanak meg (gyöngyházfényű ásvány) 990C°-on, a kriolit olvadékban a timföld feloldódik, tehát egy olvadék-oldatot kapunk, melynek hőmérséklete 950oC; 3. Az olvadék-oldat elektrolízise (950C°-on): - katód a kád alján levő grafit, itt gyűlik össze a folyékony Al, amit a fölötte levő elektrolit megakadályoz a visszaoxidálásban; - anód, szintén grafit; ezek nagy méretű grafit lapok, amelyek felülről nyúlnak be az elektrolitba, erősen fogy, mert a levegő oxigénjével CO 2 -vé alakul; - áram: 5-7 V-os egyenáram, de 30000A-os. - költségmegoszlás: az összköltség kb. háromszorosa a

vasénak Az alumíniumon belüli költségmegoszlás: 1/ 3 a timföld gyártása, 1/ 3 a timföld feloldása és elektrolízise, 1/ 3 az anód pótlása. XVI. tétel Széncsoport fémes elemei: ón és ólom. IV. A, p mező elemei (széncsoport) A. Ón (Sn) Vegyérték 2 – 4, ezüstfehér, jól megmunkálható fém, olvadáspontja 231,9°C, sűrűség 7,3 (1 l tömege 7,3kg). Korrózióálló, ezért konzervdobozok, fóliák, dobozok gyártására és fémtárgyak bevonására használják. Ón és réz ötvözete a bronz; ón, ólom, antimon és réz ötvözete a csapágyfém. Előállítása kohászati eljárással történik B. Ólom (Pb) Vegyértéke 2 vagy 4, ásványa a galenit (PbS). Előállítása kohászati eljárással történik 2 lépésben: 1. 2PbS + 3O 2 = 2PbO + 2SO 2 2. szénnel redukálják az ólomoxidot: 2PbO + C = CO 2 + 2Pb A nyers ólom (2Pb) antimont, rezet és ezüstöt is tartalmaz, elválasztásuk elektrolízissel történik Az így előállított

ezüst pl. fedezi az ország ezüstszükségletének az 1/ 3 -át Fizikai tulajdonságok: lágy, olvadáspontja 327,4oC, friss vágási felülete ezüstfehér, felületén oxid és karbonátréteg alakul ki, ezért korrózióálló. A szervezetben felhalmozódik, ezért mérgező, sűrűsége 11,4. Felhasználás: csővezetékek, akkumulátor, siklócsapágy (ón és ólom) gyártására használják. A Pb 3 O 4 (mínium) piros színű korrózió gátló olajfesték alapanyaga, az ólom tetraetil a motorbenzinek adalékanyaga, kopásgátló. XVII. tétel D-mező elemeinek jellemzése. A D oszlopok elemei tartoznak ide a II A és III A oszlopok közé beékelődve, ezért átmeneti elemeknek is nevezzük őket, 31 elem tartozik ide, közös tulajdonságuk az alábbiak: 1. a külső s alhéjon 1 vagy 2 elektron van, ezért vegyületeik ionvegyületek, és bennük a fémek 1 vagy 2 vegyértékű ionok formájában vesznek részt; 2. a d alhéj épül ki balról jobbra, ezen a héjon

több-kevesebb párosítatlan elektron is van, melyek kovalens kötésekben vesznek részt, számuktól függően kovalens vegyértékük akár 5, 6, 7 is lehet, ilyenkor vegyes kötés, az ion-kovalens kötés jön létre; 3. minél nagyobb a d alhéjon található párosítatlan elektronok száma, annál magasabb az olvadáspontjuk, annál keményebbek. Ha a d alhéjon nincs párosítatlan elektron, akkor a fém olvadáspontja alacsony, lágy (ilyen a cink és a higany). 4. sűrűségük 5∙103 kg/m3-nél nagyobb, ezért nehézfémek; 5. ionjaik gyakran színesek, ionrácsban és oldatban egyaránt; 6. komplex képzők: egyetemi anyag; 7. fontos szerkezeti anyagok, különösen a vas, króm, nikkel, vanádium, titánium, volfrám; 8. hőt és elektromosságot jól vezetik