7.tétel

A legfontosabb nemfémes elemek jellemzése

Az elemeket elektromos vezetésük szerint két nagy csoportra soroljuk:

· Fémek

· Nemfémek

A nemfémes elemeket a periódusos rendszer jobb oldalán találjuk. Ha gondolatban vonalat húzunk a bór (₅B) és az asztácium (₈₅At) között, akkor attól jobbra és fölfelé található elemek és a hidrogén a nemfémek. A nemfémes elemek változatos színűek, közönséges körülmenyek között egyesek gázok (pl.: hidrogén, oxigén, nitrogén), de vannak folyadékok is (pl.: bróm). Szigetelők vagy félszigetelők.

Hidrogén

A hidrogénatom vegyjele H, rendszáma 1. A hidrogén valójában igen ritkán fordul elő önálló atomként, legtöbbször kétatomos molekulákat alkot, melyek képlete H₂. Normálállapotban színtelen, szagtalan, íztelen, nemfémes, egy vegyértékű, igen gyúlékony gáz. Nagyon jó hővezető. Vízben igen kis mértékben oldódik, nagyon jól oldódik egyes fémekben (palládium, platina, nikkel). A hidrogén a legkönnyebb és egyben a világegyetemben leggyakrabban előforduló elem. A Földön leginkább vegyületeivel találkozhatunk: jelen van a vízben, szinte minden szerves vegyületben és minden élőlényben.

Fizikai tulajdonságai :

A hidrogén a legegyszerűbb atomszerkezetű kémiai elem, leggyakoribb izotópja, a prócium csak egy protonból és egy elektronból áll. További természetes izotópja a ²D(dubérium) és a radioaktív ³T(trícium).
Normálállapotban kétatomos gáz, képlete H₂. A normálállapotú levegőnél sűrűsége 14,5-ször kisebb.
Mivel a hidrogénmolekuláknak nincsenek polarizálható elektronjaik, ezért a közöttük kialakuló diszperziós kölcsönhatás erőssége, így a kohézió is rendkívül kicsi. Ezért a hidrogénnek igen alacsony, mindössze 20,27 K a forráspontja, olvadáspontja pedig 14,02 K. Igen nagy nyomáson, például gázóriások belsejében, a hidrogén molekulái elveszítik önállóságukat, és folyékony fémmé állnak össze (fémes hidrogén). Az űrben található igen alacsony nyomáson általában atomos formában létezik – egyszerűen azért, mert a hidrogénatomok nem találkoznak egymással; a csillagok keletkezésekor az első lépés a H₂-felhők kialakulása.

Kémiai tulajdonságai:

A hidrogén gyúlékony anyag, vízzé ég el.

2H₂+ O₂ → 2H₂O

A hidrogéngáz és az oxigéngáz keveréke durranógázt alkot. Ha meggyújtjuk, csattanó hanggal felrobban. A tiszta hidrogén csendesen ég.

A hidrogén jó redukálószer. A réz-oxidtól elvonja az oxigént.

CuO + H₂ → Cu + H₂O

Ugyanakkor a legkisebb elektronegativitású fémekkel ionkötésű hidrideket képez, tehát ekkor oxidálószer:

Ca + H₂ → CaH₂

Előállítása:

Laboratóriumi előállítás: cinkre sósavat öntünk. Ekkor cink-klorid és hidrogén keletkezik.
Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂

Előállítható alkálifém és víz reakciójával is:

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂

A hidrogén a víz elektromos bontásával is előállítható (elektrolízissel). A hidrogén a katódon válik ki.

2H₂O = O₂ + 2H₂

Ipari előállítás: metán és vízgőz reakciója. Ekkor szén-monoxid és hidrogén keletkezik.

CH₄ + H₂O = CO + 3H₂

Másik lehetséges előállítási mód, hogy izzó vascsövön vízgőzt vezetnek át:

3Fe + 4H₂O = Fe₃O₄ + 4H₂

Felhasználása:

Az iparnak nagy mennyiségű hidrogénre van szüksége az ammónia előállításához (Haber-féle ammóniaszintézis), zsírok és olajok hidrogénezéséhez, és metil-alkohol (metanol) gyártásához. Egyéb felhasználási területei:

sósavgyártás, hegesztés, fémek redukciója
rakétaüzemanyag
folyékony hidrogént használnak kriogenikai kutatásokban, például a szuperfolyékonyság vizsgálatában
Mivel 14 és félszer könnyebb a levegőnél, valamikor léghajók töltőgázaként is használták – gyúlékonysága miatt azonban ezzel felhagytak.
A deutériumot, a hidrogén egyik izotópját (²H) maghasadás során moderátorként alkalmazzák, fúziós kísérletekben szintén használják.
A tríciumot (³H) nukleáris reaktorokban állítják elő, hidrogénbomba gyártásához használható. Ezentúl biológiai kutatásokban jelölő izotóp lehet, illetve fényes festékekben a világító komponens.

Oxigén

Az oxigén a Föld leggyakoribb eleme, hiszen a földkéreg tömegének majdnem felét oxigén teszi ki (természetesen kötött állapotban), de az oxigén a világegyetem gyakoribb elemei közé is tartozik, hiszen az ötödik leggyakoribb elem. A légkör jelentős része oxigéngáz (O₂), de ózon (O₃) formában is megtalálható (igaz ez a molekulaszerkezet sokkal instabilabb, az ózon az oxigéngáz allotróp módosulata).

Fizikai tulajdonságai:

Az oxigéngáz színtelen, szagtalan, íztelen, kétatomos molekulákból álló anyag. Folyékony és szilárd halmazállapotban kék színű. Molekularácsban kristályosodik. Molekulája apoláris, benne kettős kötés található. Apoláris tulajdonsága miatt vízben rosszul, bár a nitrogénnél jobban oldódik (100 cm³ víz 20 °C-on 4,14 mg O₂-t old). A vízben oldott oxigénnek jelentős élettani hatása van, csakúgy mint a légkörinek. Apoláris oldószerekben jól oldódik, ezért (is) okoz komoly problémát, ha olaj kerül a víz felszínére (az olaj filmréteget képezve elzárja az oxigént a víztől, így az képtelen abban oldódni, továbbá a már oldott oxigén „átvándorol” az olajba, ezzel csökkentve a vízben az oxigén mennyiségét).

Kémiai tulajdonságai:

Az oxigén szobahőmérsékleten nem túl reakcióképes, ennek oka a kettős kötésben keresendő. Magas hőmérsékleten az elemekkel exoterm reakcióban egyesül (égés). Erős oxidálószer (innen a folyamat neve), különösen az egyatomos oxigén, mely annyira reagens, hogy a természetben csak nagyon rövid ideig létezik (jelölése _'O').

reakciója fémekkel:

$\mathrm{4\ Fe + 3\ O_2 \rightarrow 2\ Fe_2O_3}$

reakciója nemfémes elemekkel:

$\mathrm{C + O_2 \rightarrow CO_2}$

reakciója szervetlen vegyületekkel:

$\mathrm{2\ SO_2 + O_2 \rightleftharpoons 2\ SO_3}$

reakciója szerves vegyületekkel:

$\mathrm{CH_4 + 2\ O_2 \rightarrow CO_2 + 2\ H_2O}$

az ózonképződés egyenlete: (megfordítható)

$\mathrm{O_2 + O \rightleftharpoons O_3}$

Élettani szerep:

Az oxigén nélkülözhetetlen az élethez (a biológiai oxidáció folyamatához). Az ózon fertőtlenítő hatású. A légkör felső rétegeiben ózonréteget képezve véd az UV-sugaraktól, a földfelszín közelében lévő ózon azonban mérgező.

Előfordulása, előállítása:

A földkéreg súlyának fele oxigén, mind kötött, mind szabad állapotban előfordul. A földi élet elengedhetetlen feltétele, az atmoszféra 21% oxigént tartalmaz. Mennyisége a fotoszintézissel növekszik, a biológiai oxidációval csökken. Jelenléte biztosítja a földi életet, jelenléte következtében a légkörünk oxidáló légkör. 99%-ban a folyékony levegő frakcionált desztillációjával és 1%-ban a víz elektrolitikus bontásával állítják elő.

Az ózon a légkör felső rétegeiben keletkezik elektromos szikra és rövidhullámú sugárzás hatására. Az ózon elnyeli a káros ultraibolya (UV) sugarakat, a légkör magasabb rétegeiben ózonréteget alkot, mely napjainkban sajnos némely helyeken meglehetősen elvékonyodott (átlagos vastagsága 8 km).

Felhasználása:

Nagy részét égőkben a befúvott levegő dúsítására használják és a metanol, valamint az acél gyártásánál is fontos a szerepe. Orvosi célokra is felhasználják. A cseppfolyós oxigén a folyékony hajtóanyagú rakétákban a tüzelőanyag elégetéséhez szükséges. Forgalomba nagynyomású, kék színű acélpalackban hozzák. Rendkívüli elővigyázatosságot igényel a palack használata a nagyfokú robbanásveszély miatt!
Az ózont fertőtlenítésre, fehérítésre, italok érlelésére használják

Nitrogén

A nitrogén elektronegativitása nagy, atomja kis méretű, ezért háromszoros kötést is létesíthet. Molekulája kétatomos (N₂), benne háromszoros kovalens kötés van, melyből egy szigma-kötés, és kettő pi-kötés, továbbá mindkét nitrogénatom rendelkezik egy egy nemkötő elektronpárral. Molekulája diamágneses tulajdonságú. A nitrogén apoláris molekula, rácstípusát tekintve molekularácsos. Mivel apoláris molekulák, köztük diszperziós erők hatnak. A természetben igen gyakori, vegyületeiben (pl. chilei salétrom) és elemi állapotban egyaránt előfordul. A légkör mintegy 78%-a nitrogéngáz, amely inert gáz.

Fizikai tulajdonságok:

Színtelen, szagtalan, íztelen gáz
relatív atomtömege: 14,0067
Izotópjai:
stabil - ¹⁴N (99,64%); ¹⁵N (0,36%)
6 radioaktív N izotóp létezik, felezési idejük ms-től ~10 percig tart.
Vízben az oxigénnél rosszabbul oldódik, így a természetes vizetben több az oxigén, mint a nitrogén . Vízben való oldódásával függ össze az ún. keszonbetegség. Amikor a búvárok túlságosan mélyre merülnek a tengerben, a nagyobb nyomás határsára megnő a gázok, így a nitrogén oldhatósága is a vérben. Ha túl gyorsan emelkedik fel a búvár a felszínre, akkor az oldhatóság olyan sebesen csökken, hogy nincs elég idő a felesleges nitrogénnek a tüdőn keresztül történő kilépésére (ún. légembólia jöhet létre).
Az égbolt napkeltekor látható ibolya és narancsszínű árnyalata a nitrogénre vezethető vissza.
Sűrűsége a levegőénél kisebb.
Elektronkonfigurációja: [He](2s)²(2p)³

Kémiai tulajdonságok:

Nem éghető anyag
oxidációs száma +1-től +5-ig és -1-től -3-ig változhat
Atomos állapotban nagyon reakcióképes, molekuláris állapotban renyhe, rendkívül stabil (3x-os kovalens kötés).
Szobahőmérsékleten néhány alkáli- és alkáliföldfémmel nitrideket képez
N₂ + 3Mg = Mg₃N₂
Hidrogénnel ammóniát alkot
N₂ + 3H₂ = 2NH₃
Oxigénnel nitrogén-monoxiddé alakul
N₂ + O₂ = 2NO

Előállítása:

az iparban történhet

1. Cseppfolyós levegő desztillációjával. A cseppfolyós levegőből előbb a nitrogén távozik amely -195,8 °C-on forr, az oxigén visszamarad amely -182,96 °C-on forr.

2. A nitrogéngenerátorok segítségével, sűrített levegőből. A nitrogéngenerátorok vagy szén molekulaszűrőt, vagy speciális membránszűrőt alkalmaznak a nitrogén sűrített levegőből történő kivonására.

Laboratóriumi körülmények között előállítható például ammónium-nitrit hevítésével

NH₄NO₂ → N₂ + 2 H₂O

Felhasználása:

Az egyik legnagyobb mennyiségben alkalmazott ipari gáz, nagyszámú alkalmazása van. A teljesség igénye nélkül:

Ammóniagyártás (N₂ + 3 H₂ = 2 NH₃);
Inert atmoszféra előállítására, a levegő oxigéntartalma hatásainak kivédésére számos területen, így élelmiszerek csomagolásában, borászatban, vegyiparban, alumíniumkohászatban, elektronikai iparban forrasztóberendezések üzemeltetéséhez stb.;
Az üzemelés körülményei között nem cseppfolyósodó inert gáztöltetként például légrugók, tűzoltó palackok, hidraulikus rendszerek tágulási terének gáztölteteként;
A cseppfolyós nitrogént hűtőközegként alkalmazzák például élelmiszerek gyorsfagyasztásában, fémiparban.

Klór

A klór (régi magyar nevén: halvany) a periódusos rendszer egy kémiai eleme. Vegyjele Cl, rendszáma 17. A VII. főcsoportba, a halogének közé tartozik. Erősen mérgező, szúrós szagú, zöldes-sárga színű gáz, melyet kétatomos klórmolekulák (Cl₂) alkotnak. Reakciókészsége nagy, csaknem minden elemmel reagál.

Fizikai tulajdonságai:

A klór sárgás-zöld színű, fojtós szagú, köhögésre ingerlő mérgező gáz. A levegőnél nagyobb a sűrűsége.
A klór standard nyomáson (101325 Pa), és szobahőmérsékleten (25 °C) sárgás-zöldes színű gáz. Erősen mérgező, a szerves anyagokat – így az emberi szöveteket is – erősen roncsolja, oxidálja. Apoláris anyag, egy elektron felvételével éri el a nemesgáz-szerkezetet.Vízben közepesen oldódik. A levegőnél nehezebb. Olvadás- és forráspontja alacsony. Elektronegativitása 3. Vegyületeiben lehet 1, 3, 5, és 7 vegyértékű.

Kémiai tulajdonságai:

A klór jó oxidálószer. A fémekkel fém-kloridokká egyesül. Ha vassal reagál, vas(III)-klorid, ha nátriummal, nátrium-klorid keletkezik.

$\mathrm{2 \ Fe + 3 \ Cl_2 \rightarrow 2 \ FeCl_3}$

$\mathrm{2 \ Na + Cl_2 \rightarrow 2 \ NaCl}$

A klór a hidrogénnel heves exoterm reakcióba lép, ami fényjelenséggel jár. A klórgáz és a hidrogéngáz klórdurranógázt alkot. Meggyújtva csattanó hanggal felrobban.

$\mathrm{H_2 + Cl_2 \rightarrow 2 \ HCl}$

Előfordulása, előállítása, vegyületei:

Elemi állapotban csak a vulkáni gázokban fordul elő. Sói jelentősek, a tengervíz igen nagy mennyiségben tartalmaz konyhasót (nátrium-klorid;NaCl), emellett a kőzetek is tartalmaznak klorid-iont.

Előállítható kloridok erősen savanyú közegben történő oxidálásával.

$\mathrm{2 \ NaCl + H_2SO_4 + H_2O_2 \rightarrow Cl_2 + Na_2SO_4 + 2 \ H_2O}\,\!$

nemesfém-kloridok termikus disszociációjával:

$\mathrm{2 \ AuCl_3 \rightarrow 3 \ Cl_2 + 2 \ Au}\,\!$

laboratóriumban kálium-permanganát sósavas oxidációjával:

$\mathrm{2 \ KMnO_4 + 16 \ HCl \rightarrow 2 \ KCl + 2 \ MnCl_2 + 5 \ Cl_2 + 8 \ H_2O}$

vagy nátrium-klorid olvadékának, illetve vizes oldatának elektrolízisével. Ipari előállítására az utóbbi módszert használják.

Legelterjedtebb vegyületei a kloridok, ahol a klór egyszeresen negatív oxidációs állapotban szerepel. Alkálifém-, és alkáliföldfém-kloridok kiválóan oldódnak vízben, ionos tulajdonságú anyagok. A kloridion komplexképzésre is képes.