Halogénelemek Flashcards
(155 cards)
1
Q
VII főcsoport elemei: (5)
A
A halogénelemek:
Fluor(F)
Klór(Cl)
Bróm(Br)
Jód(I)
Asztácium(At)
Tenesszium(Ts)
2
Q
Halogének vegyértékhéjának elektronkonfigurációja:
A
Vegyértékhéjuk ns^2np^5 konfigurációjú, tehát a legkülső elektronhéjon 7 elektron van.
3
Q
Halogének elektronegativitás érteke egy perióduson belül:
A
Egy perióduson belül a halogénelemek rendelkeznek a legnagyobb elektronegativitás értékekkel és ez az érték a rendszámuk növekedésével csökken.
4
Q
Halogénelemek elektronaffinitása:
A
Elektronaffinitásuk az összes elem között a legnagyobb, energiafelszabadulás közben egy elektront kötnek meg.
5
Q
A halogénelemek reakcióik során hány elektron felvételére és hány elektron megosztására képesek?
A
Reakcióik során 1 elektron felvételére és 7 elektron megosztására képesek.
6
Q
Milyen értékek között változik a halogénelemek oxidációs száma?
A
A halogénelemek oxidációs száma -1 és +7 között változik, kivéve a fluor, mert a fluor oxidációs száma mindig -1.
7
Q
Halogénelemek oxidációs számuk alapján lehetnek:
A
-Halogenidek: negatív oxidációs számúak (-1)
-Halogenátok: pozitív oxidációs számúak (+1, +3, +5, +7)
8
Q
Hány atomosak a halogénelemek halmazai?
A
Halmazaik kétatomos molekulákat tartalmaznak, az atomokat egyszeres kovalens kötés tartja össze.
9
Q
A halogénelemek molekuláinak polarizálhatósága:
A
Apoláris molekuláik aránylag könnyen polarizálhatók és ez a polarizálhatóság a rendszám növekedésével együtt nő, a molekulamérettel együtt nő.
10
Q
Mi magyarázza a halogénelemeknél a szín és halmazállapotbeli különbséget?
A
A molekulamérettel párhuzamosan a molekulák közt működő másodrendű kötőerők (diszperziós kötés) erőssége nő, ez magyarázza a szín és halmazállapot periodikus változását a főcsoporton belül lefelé haladva.
Mivel az egyre nagyobb molekulák közt egyre erősebbek a másodrendű kötőerők a fluortól a jódig, így fokozatos, periodikus halmazállapotváltozás figyelhető meg. A színváltozásokat az elektronátmenetek energiaszintjeinek csökkenése okozza, ami befolyásolja, hogy milyen hullámhosszú fényt nyel el és bocsát ki a halogén. A molekulaméret növekedésével csökkennek az energiaszintek közti különbségek, ami hosszabb hullámhosszú fény elnyeléséhez vezet.
11
Q
Halogénelemek fizikai tulajdonságai:
A
A fluor halvány sárgászöld, a klór zöldessárga, levegőnél nagyobb sűrűségű gázok, a bróm vörösbarna folyadék, a jód acélszürke, az asztácium szürke, kristályos anyagok.
12
Q
Fizikai tulajdonságaik molekulatömeg miatti…
A
párhuzamos változása a halogénelemeknél a legszemléletesebb.
13
Q
A halogénelemek szilárd állapotban…
A
Molekularácsot alkotnak.
14
Q
A halogénelemek reakciókészsége, standardpotenciálja
Fémes, nemfémes elemek
A
A halogénelemek az elemek legreakcióképesebb, legpozitívabb standardpotenciálú csoportja. Reakciókészségük a klórtól a jód irányába csökken.
Fémes és nemfémes elemekkel egyaránt vegyületet alkotnak.
15
Q
Molekuláik disszociációs energiája:
A
Kétatomos molekuláik disszociációs energiája kicsi, a reakciókészségük a klórtól a jód irányába csökken.
16
Q
Reakciójuk hidrogénnel:
A
A fluor, a klór, és a bróm esetén hidrogénnel láncmechanizmus szerint reagálnak, a startreakció a halogénmolekula disszociációja.
17
Q
Mivel hasonlíthatjuk össze a halogének oxidáló hatásának mértékét?
A
Erősen oxidáló anyagok, ezt a választott halogenid és egy másik halogén ionvegyületének reakciójával hasonlíthatjuk össze.
18
Q
A nagyobb elektronegativitású halogén a kisebb elektronegativitású halogént képes…
A
ionvegyületéből elemi állapotúvá oxidálni, azaz ionjait képes elektronjától megfosztani.
19
Q
Halogén triád:
A
A halogének csoportján belül a klór, a bróm és a jód triádot alkot, mert tulajdonságaik atomtömegükkel párhuzamos, fokozatos változást mutatnak.
Vízben jól, lúgoldatban jobban oldódnak, mert a lúgoldatban csökken az oxóniumionkoncentráció.
20
Q
Halogénelemek előfordulása:
A
Nagy reakciókészségük miatt természetben legtöbbször csak vegyületeikben fordulnak elő, a klórvegyületek a leggyakoribbak.
Cl>F>Br>I>At csökkenő sorrendben a gyakoriságuk.
21
Q
Halogénelemek előállítása (2):
A
-a halogenidsók olvadékainak elektrolízisével
-hidrogén-halogenidek kémiai oxidációjával
22
Q
Hidrogén-halogenidek kötésének kialakulása:
A
A hidrogén-halogenidek molekulájában a kötés úgy alakul ki, hogy az egy pár nélküli elektronnal rendelkező halogénatom, kovalens kötést létesít a hidrogénatom elektronjával.
A nagy elektronegativitás különbség miatt a kötés poláris.
A hidrogén-halogenidek molekulavegyületek, szilárd állapotban molekularácsot alkotnak.
23
Q
Hidrogén-halogenidek fizikai tulajdonságai:
A
Szobahőmérsékleten és 0,1 MPa nyomáson színtelen, szúrós szagú, levegőnél nagyobb sűrűségű, mérgező, maró hatású gázok.
24
Q
Hidrogén-halogenidek vízben oldása:
A
Vízben hevesen, nagy mértékben oldódnak, H3O+ ionok és halogenidionok keletkeznek.
25
A hidrogén-halogenid savak erőssége fordítottan arányos…
az eredeti halogénelem elektronegativitásával. Tehát minél gyengébb a halogénelem és a hidrogén kötése, annál erősebb a sav.
26
A hidrogén-halogenidek oxigénnel szembeni stabilitása, a halogénelem elektronegativitásának csökkenésével…
csökken. Pl a hidrogén-fluorid nem oxidálható, mert elektronegativitása nagyobb, mint az oxigéné.
27
A vízmentes hidrogén-halogenidek a fémeket általában…
nem támadják meg.
28
Haloidsavak:
A hidrogén-halogenidek vizes oldata, a negatív standardpotenciálú fémeket hidrogénfejlődés és haloidsókeletkezés közben oldja.
A pozitív standardpotenciálú fémeket oxidálószer jelenlétében megtámadja.
29
A fluor elektronegativitása:
EN az elemek közt a legnagyobb. En=3,98 (4,0)
30
A fluor oxidációs száma:
Vegyületeiben mindig -1-es oxidációs számmal szerepel.
31
A fluor izotópjai:
Egyetlen izotópja van, a 19-es tömegszámú.
32
A fluor molekulái:
Kétatomosak, és igen stabilisak.
33
A fluor fizikai tulajdonságai:
A fluor halvány sárgászöld, szúrós szagú, levegőnél nagyobb sűrűségű, mérgező gáz.
34
A fluor olvadás és forráspontja:
Alacsony.
35
A fluor reakciókészsége:
A fluor reakciókészsége az elemek közt a legnagyobb.
A kis atomtömegű nemesgázok, az oxigén és nitrogén, valamint a nemesfémek kivételével minden elemet és néhány vegyületet is megtámad.
36
A fluor reakciója hidrogénnel:
A fluor hidrogénnel sötétben, még abszolút 0 fok közelében is robbanásszerűen reagál, hidrogén-fluorid keletkezik.
37
A fluor nemfémekkel:
Nemfémekkel az oxigént és nitrogént leszámítva molekulavegyületeket alkot.
38
A fluor fémekkel:
A legtöbb fémmel tűztünemény közben reagál, fém fluoridokká alakul.
39
Fém-fluorid réteg:
Néhány fémnél a kialakuló fém-fluorid réteg megvédi a fém belsejét a további átalakulástól.
40
Fluor reakciója vízzel:
Vízzel ózontartalmú oxigén keletkezése közben reagál
41
Fluor reakciója vízzel:
Vízzel ózontartalmú oxigén keletkezése közben reagál
42
Fluor reakciója haloidsókkal és haloidsavakkal:
Haloidsókból és haloidsavakból a többi halogénelemet oxidáció közben kiűzi.
43
Erélyes oxidálószer…
Víznyom jelenlétében…
Erélyes oxidálószer, a hidrogént vegyületeiből elvonja.
Víznyom jelenlétében még a kvarcot és az üveget is megtámadja.
44
A fluor előfordulása elemi állapotban, talajban, élő szervezetekben, vulkáni gázokban:
A fluor természetben elemi állapotban nem fordul elő.
A talaj kb 0,1 tömeg%-ban tartalmaz fluorvegyületeket.
Élő szervezetekben a kalcium-fluorid(CaF2) a fogzománc és a csontok fontos összetevője.
Vulkáni gázok hidrogén-fluoridot tartalmaznak, ezekből különféle fluoridtartalmú ásványok keletkeznek: pl: fluorit, folypát.
45
Mire használható a kohászatban a vulkáni gőzök hidrogén-fluoridjából keletkezett fluorit, vagy folypát?
A fluorit, vagy folypát (CaF2) egyes meddő ásványok olvadáspontjának csökkentésére használható.
Aluminiumkohászatban jelentős ásvány a kriolit(Na3AlF6)
46
Fluor előállítása:
Vízmentes hidrogén-fluorid elektrolízisével, amit kálium-fluoriddal tesznek vezetővé. Fluornak ellenálló edényben kell végezni.
47
Fluor felhasználása:
Laborban fluorvegyületek előállítására:pl hidrogén fluorid előállítására
Vaskohászatban használják.
Urándúsításra használnak éves szinten kb 7000 tonna fluorgázt.
Az iparban fluortartalmú szénvegyületek pl: freon, és polimerizációs műanyagok előállítására használják. Pl: teflon
Gyógyászatban radioaktív nyomjelző, és néhány gyógyszer tartalmaz fluort.
48
A klór izotópjai:
A klór két izotóp, a 35-ös és a 37-es tömegszámú izotópok keveréke.
49
A klór elektronegativitása:
A fluorénál kisebb, EN=3,16 (3,0), molekulái kétatomosak.
50
A klór oxidációs száma:
A klór oxidációs száma, fémekkel alkotott vegyületeiben mindig -1, ezeket kloridoknak hívják.
Nemfémekkel +1, +3, +5, és +7 lehet, ők a klorátok. ( +1-esek a hipokloritok, +3-masok a kloritok, +5-ösök a klorátok és +7-esek a perklorátok)
51
A klór reakciókészsége:
A fluor után a legreakcióképesebb elem, kötései már kék fény hatására is felbomlanak.
Cl-Cl —> Cl+Cl
52
A klór fizikai tulajdonságai:
A klór zöldessárga, szúrós szagú, köhögésre ingerlő, levegőnél nagyobb sűrűségű gáz.
53
A klór cseppfolyósítása:
0,6MPa nyomáson már szobahőmérsékleten cseppfolyósítható.
54
A klór reakciója égő hidrogénnel:
A klór égő hidrogénnel hevesen reagál, hidrogén-klorid keletkezik.
H2+Cl2=2HCl
55
Klór durranógáz:
A hidrogén és a klór 1:1 térfogatarányú elegye, amely már kék fény hatására láncmechanizmus szerint robbanásszerűen reagál, a startreakció a klórmolekula bomlása.
56
A klór reakciója nátriummal, magnéziummal, rézzel és vassal:
Erélyes oxidálószer. A legtöbb fémmel, félfémmel tűztünemény közben reagál.
A reakciójában a fématomok oxidálódnak, a klóratomok redukálódnak.
Például:
Felolvasztott nátriummal:
2Na+Cl2=2NaCl
Felhevített magnéziumszalaggal:
Mg+Cl2=MgCl2
Rézzel:
Cu+Cl2=CuCl2
Vassal:
2Fe+3Cl2=2FeCl3
57
A klór reakciója vörösfoszforral szobahőmérsékleten:
Egyes nemfémes elemekkel szobahőmérsékleten is reagál, például vörösforszforral foszfor-trikloriddá egyesül:
2P+3Cl2=2PCl3
58
A klór kölcsönhatása vízzel:
A klór kölcsönhatása vízzel klórosvizet eredményez. A reakció egyensúlyra vezet, hidrogén-klorid és hipoklórossav keletkezik:
H2O+Cl2<——>HCl+HOCl
59
A HOCl bomlása fény hatására:
A HOCl fény hatására könnyen bomlik:
HOCl=HCl+O
60
Nátrium-hipoklorit keletkezése:
A klór nátrium-hidroxiddal nátrium-hipokloritot képez.
Gyakorlatban klórgázt vezetnek nátrium-hidroxid oldatba.
Cl2+2NaOH<——>NaCl+NaOCl+H2O
61
Miért hozható a száraz klór cseppfolyósítva acélpalackokban forgalomba?
Mert a száraz klór a vasat nem támadja meg, ezért a cseppfolyós klór acélpalackokban forgalomba hozható.
62
Milyen állapotban oldja a klór az aranyat és a platinát?
Atomi állapotban, a naszcens klór az aranyat és a platinát kémiailag oldja.
63
A klór előfordulása:
-elemi állapotban
-vegyületek formájában:
A klór elemi állapotban nagy reakciókészsége miatt csak extrém körülmények közt fordul elő: pl vulkáni gázok.
Vegyületei a kloridok nagy mennyiségben fordulnak elő pl a tengerek vízében oldott állapotban, és a kősótelepeken.
64
A klór előállítása laborban:
Laborban a sósav oxidációjával állítják elő.
4HCl+O2=2H2O+2Cl2
Oxidálószer lehet:
-Mangán-dioxid:
4HCl+MnO2=MnCl2+2H2O+Cl2
-Kálium-permanganát:
16HCl+2KMnO4=2KCl+2MnCl2+8H2O+5Cl2
65
Klór előállítása iparban:
Iparban a nátrium-klorid vizes oldatának elektrolízisével állítják elő:
2NaCl+2H2O+2e-=2NaOH+H2+Cl2
66
A klór felhasználása:
-Fertőtlenítésre baktericid hatása miatt(1874 Semmelweis Ignác)
-műanyagipar PVC előállítására
-sósav és hipó előállítása
-a festékeket elroncsolja, így színtelenítésre alkalmas
-NaCl az élő szervezet számára nélkülözhetetlen
-Harci gázként
67
Mikor alkalmazott elsőként Semmelweis Ignác klórtartalmú vegyületet a gyermekágyi láz megelőzésére?
1874-ben alkalmazott először klórtartalmú vegyületet klórmész formájában, az anyák megmentőjének is hívták, mert sikeresen alkalmazta a klórvegyületes kézmosást a gyermekágyi láz megelőzésére.
68
Klór előállítása mangán-dioxid oxidálószerrel:
4HCl+MnO2=MnCl2+2H2O+Cl2
69
Klór előállítása kálium-permanganát oxidálószerrel:
16HCl+2KMnO4=2KCl+2MnCl2+8H2O+5Cl2
70
A bróm elektronegativitása:
A bróm elektronegativitása 2,96 (EN=2,8)
Kétatomos molekulákat alkot, az atomok kovalens kötéssel kapcsolódnak össze.
71
Bróm reakciókészsége, stabilitása:
A bróm reakciókészsége igen nagy, de a klórénál kisebb. Stabilitása is kisebb a klórénál.
72
A bróm oxidációs száma:
A bróm oxidációs száma, fémekkel alkotott vegyületeiben mindig -1, ezeket bromidoknak hívják.
Nemfémekkel szemben +1, +3, +5, +7 oxidációs száma lehet, ők a bromátok.
73
A bróm fizikai tulajdonságai:
A bróm vörösbarna, kellemetlen szagú, nagy sűrűségű, mérgező folyadék, bőrre kerülve súlyos sérülést okoz, erősen párolog, gőzei belégzése halálos.
Az egyetlen nemfémes elem, amely szobahőmérsékleten cseppfolyós halmazállapotú.
74
A bróm kémiai tulajdonsága
(reakciókészség és oxidáció)
A bróm kémiai tulajdonságai a klóréhoz hasonlóak, csak kevésbé reakcióképes és kevésbé erélyes oxidálószer.
A legreakcióképesebb elemek közé tartozik.
Reakcióiban a bróm oxidálószer, tehát redukálódik.
75
A bróm reakciója hidrogénnél
A bróm hidrogénnel csak magasabb hőmérsékleten egyesül és a reakció nem olyan heves, mint a klór, vagy a fluor esetében. Egyensúlyi állapot alakul ki:
H2+Br2<——>2HBr
76
A bróm reakciója fémekkel:
A bróm a fémek minőségétől függően hevesen fém-bromidokká alakul.
2Al+3Br2=2AlBr3
77
A brómos víz reakciója magnéziumpor hatására
A brómos víz magnéziumpor hatására elszíntelenedik, magnézium-bromid keletkezik:
Mg+Br2=MgBr2
78
A bróm reakciója félfémekkel és nemfémekkel:
-antimon-bromid
-foszfor-bromid
A félfémek és nemfémek nagy részével reagál:
-az antimonpor a brómgőzök hatására sárgásfehér antimon-bromid füstté alakul: 2Sb+5Br2=2SbBr5
-fehérfoszforral tűztünemény közben egyesül: 2P+5Br2=2PBr5
79
A bróm reakciója vízzel:
A klór reakciójával analóg módon reagál: brómosvíz (hidrogén-bromid és hipobrómossav) keletkezik:
Br2+H2O=HBr+HOBr
80
Brómos víz víz jelenlétében?
Mire használják a brómos vizet?
A hipobrómossav könnyen bomlik, így a brómos víz víz jelenlétében erélyes oxidálószer.
A brómos víz fontos laboratóriumi reagens.
81
A bróm a kevésbé pozitív redoxipotenciálú elemek hidrogén vegyületéből a hidrogént…
elvonja. Például a brómos víz és a kén-hidrogénes víz reakciójában elemi kén válik ki. A brómos víz elszíntelenedik. A reakcióban a bróm oxidálja a szulfidiont, miközben maga bromidionná redukálódik.
82
A bróm oldódása:
Szerves oldószerekben jól oldódik, ilyen pl a benzin.
83
A bróm előfordulása:
Természetben csak vegyületeiben fordul elő.
Főként kloridok kísérőjeként tengervízben és kősótelepeken.
84
A bróm előállítása:
A klór előállításával analóg módon brómvegyületekből. Mivel a bromidok gyakran kísérői a kloridoknak a tengervizekben és kősótelepeken, így a tengervizekből nyert nátrium-bromidot klórral oxidálva brómgázt nyerhetünk.
85
A bróm felhasználása laborban, gyógyszeriparban, fényképészetben:
Laborban oxidálószerként
Gyógyszeriparban gyógyszerek előállításához
Fényképészet/filmgyártás használ nagy mennyiségű brómvegyületet, például a fényképészet a fényérzékeny ezüst-bromidot.
Kálium-bromidot nyugtatóként használták.
86
A jód molekulái gáz és szilárd állapotban:
A jód molekulái gáz és szilárd állapotban is kétatomosak, szilárd állapotban molekularácsot alkotnak.
87
A jód elektronegativitása:
A jód elektronegativitása 2,66 (EN=2,5)
88
A jód oxidációs száma:
A jód oxidációs száma -1-től +7 lehet.
89
A jód fizikai tulajdonságai:
A jód acélszürke lemezes kristályokat alkot. Szobahőmérsékleten is erősen párolog, jellegzetes szúrós szaga van. Lassan hevítve szublimál, gőzei lila színűek. Gyorsan hevítve fekete színű olvadék keletkezik.
90
Minek köszönhető a jód alacsony olvadás és forráspontja?
A jód alacsony olvadás és forráspontja a molekulák polarizálhatóságának következménye.
91
A jód oldódása:
A jód apoláris molekulái miatt vízben csak kismértékben oldódik, szerves oldószerekben, pl benzinben, alkoholban jól oldódik.
92
Milyen színnel oldódik a jód alkoholban, illetve benzinben?
Alkoholban barna, benzinben ibolyaszínű.
93
Mi az oka annak, hogy a jód különböző színekkel oldódik?
Az oka, hogy a jódmolekulákat az oldószermolekulák eltérő módon és mértékben veszik körül. Ez a jelenség a szolvatáció és mértéke a barna színű oldatokban a legnagyobb.
94
Lugol oldat:
Lugol oldat: kálium-jodidot és jódot vízben oldanak.
A jód jól oldódik kálium-jodid vizes oldatában, a KI segíti a jód oldódását vízben, mert komplexeket képez vele. (I3-)
95
A jód és a keményítő reakciója egymással:
A jód és a keményítő egymással kék elszíneződést ad, mivel a keményítőszemcsék adszorbeálják a jódmolekulákat.
96
A jód kémiai tulajdonságai
(aktivitása)
A jód kémiai tulajdonságai a többi halogénhez hasonlóak, ám aktivitása az asztáciumot leszámítva a legkisebb.
97
A jód reakciója hidrogénnel:
A jód hidrogénnel csak magasabb hőmérsékleten egyesül, a reakció a hidrogén-jodid bomlása miatt egyensúlyra vezet:
H2+I2=2HI
98
A jód reakciója fémekkel:
Pl aluminium-jodid
A jód fémekkel jodidokat alkot:
Pl aluminiummal:
2Al+3I2=2AlI3
99
A jód reakciója nemfémes elemekkel:
A jód nemfémes elemekkel is könnyen egyesül, például kénnel, foszforral:
2P+I3=2PI3
100
A jód előfordulása:
-elemi állapotban, vegyületeiben, tengervízben, talaj-ivóvízben, emlősökben:
A jód természetben elemi állapotban ritkán fordul elő, a jodidok azonban igen elterjedtek.
Csekély mennyiségben a tengervíz is tartalmaz jodidokat, egyes tengeri növények megkötik a szervezetükben a jódot a tengervízből.
Kis mennyiségben a talaj és az ivóvíz is tartalmaz jodidokat.
Az emlősök fehérjéhez kötött állapotban tartalmaznak jódot, a jódhiány pajzsmirigy működési zavarokat okoz.
101
A jód előállítása:
A jodidokból klórral történő oxidációval.
A jodátokból redukcióval.
102
A jód felhasználása:
-laborban, iparban, gyógyászatban,eső
Laborban vegyszerként, iparban festékgyártáshoz, gyógyászatban a jód alkoholos oldatát-a jódtinktúrát fertőtlenítésre.
Ezüst-jodidot porlasztanak a felhőkbe, hogy megindítsák az esőt.
103
Mi eredményez molekulaasszociációt a hidrogén-fluorid esetében, és mik a következményei ennek, a molekulák összetételét tekintve?
A hidrogén-fluorid molekula jelentős polaritása miatt a molekulái közt hidrogénkötések alakulnak ki, amelyek molekulaasszociációt eredményeznek. Ennek következménye, hogy a folyékony hidrogén-fluorid halmazai H6F6 és H4F4 összetételűek.
104
Hidrogén-fluorid fizikai tulajdonságai:
Színtelen, szúrós szagú, levegőnél nagyobb sűrűségű, mérgező gáz, 20 C fok alatt folyadék (fp: 19,5 C fok)
A HF roncsoló, nehezen gyógyuló sebet okoz, belégzése és bőrön át felszívódása halálos.
105
Összefüggő fluorid réteg kialakulása HF miatt:
Néhány fémnél, pl ólomnál, vagy réznél a HF hatására összefüggő fluorid réteg alakul ki a fém felszínén, ami megvédi a fém belsejét a további átalakulástól.
106
A hidrogén-fluorid vizes oldatának reakciója fémekkel
A HF vizes oldata a fémeket, a platina kivételével megtámadja.
107
A hidrogén-fluorid reakciója szilikátokkal és üveggel:
A HF a szilikátokat és az üveget is feloldja.
108
Hidrogén-fluorid reakciója szilícium-dioxiddal:
A HF a szilícium-dioxidot gáz halmazállapotú szilícium-tetrafluorid keletkezése közben kémiailag oldja:
SiO2+4HF=SiF4+2H2O
109
A hidrogén-fluorid előállítása:
Laborban fluoritból(CaF2) kénsavval melegítve állítják elő:
CaF2+H2SO4=2HF+CaSO4
110
Hidrogén-fluorid felhasználása:
(4)
-szilikátok mennyiségi analízise
-235-ös uránizotóp előállítására
-üvegmaratásra
-szerves vegyületek, pl teflon, freon előállítására
111
Hidrogén-klorid képződése elemeiből
(Termokémia, kötéspolaritás)
A HCl képződése elemeiből exoterm folyamat, a klóratom és a hidrogénatom közötti kötés poláris kovalens kötés.
112
Hidrogén-klorid fizikai tulajdonságai:
A HCl színtelen, szúrós szagú, savanyú ízű, levegőnél nagyobb sűrűségű mérgező gáz.
113
A hidrogén-klorid cseppfolyósítása:
A HCl nyomással már szobahőmérsékleten is cseppfolyósítható.
Fp=-83 C fok
114
A hidrogén-klorid vízben való oldása:
A HCl vízben hevesen, nagy mértékben oldódik, oldódása exoterm reakció. Vizes oldata a sósav.
115
Tömény sósav tömegszázalékos összetétele:
A tömény sósav 42 tömeg%-os, forgalomba 38 tömeg%-os kiszerelésben hozzák.
116
Miért nevezik a tömény sósavat “füstölgő sósavnak”?
Mert a tömény sósavból eltávozó HCl a levegő vízpárájával ködöt képez.
117
Miért erős sav a hidrogén-klorid?
Mert vizes oldatban teljesen disszociált állapotban van.
118
Hidrogén-klorid reakciója a hidrogénnél negatívabb standardpotenciálú fémekkel:
A HCl a hidrogénnél negatívabb standardpotenciálú fémeket hidrogénfejlődés közben oldja.
Pl: Al, Zn
119
Hidrogén-klorid reakciója a hidrogénnél pozitívabb standardpotenciálú fémekkel:
HCl a hidrogénnél pozitívabb standardpotenciálú fémet oxigén, vagy oxidálószer jelenlétében oldja. Pl:
Cu+2HCl+H2O2=CuCl2+2H2O
120
Királyvíz:
A királyvíz a sósav és a salétromsav 3:1 térfogatarányú elegye, amely még az aranyat és a platinát is oldja.
121
Miért oldja hatékonyan a királyvíz a fémeket?
Mert a királyvízben lévő atomos állapotú klór reagál a fémekkel:
3HCl+HNO3=2H2O+2Cl+NOCl
NOCl=nitrozil-klorid
Ebben az atomos klór reagál az arannyal:
Au+2Cl+NOCl=AuCl3+NO
122
Fémek mely vegyületeivel reagál a sósav?
A sósav a fémek oxidjaival, hidroxidjaival, karbonátjaival és egyes szulfidokkal is reagál fém-kloridok képződése közben.
CaOH2+HCl=CaCl2+2H2O
123
Hidrogén-klorid és ammónia reakciója:
A HCl reakciója ammóniával sűrű, fehér füstöt eredményez, ammónium-klorid keletkezik:
HCl+NH3=NH4Cl
124
Hidrogén-klorid és a levegő oxigénje/oxidálószerek:
A HCl-ra a levegő oxigénje nem hat, de oxidálószerekkel könnyen oxidálható.
125
A hidrogén-klorid előfordulása:
Természetben vulkáni gőzökben és az emlősök gyomornedvében fordul elő.
126
A hidrogén-klorid előállítása:
Laborban
Iparban
Laborban konyhasóból kénsavval állítják elő:
NaCl+H2SO4=NaHSO4+HCl
Ebből hevítésre további HCl nyerhető:
NaCl+NaHSO4=Na2SO4+HCl
Iparban régen elemeiből szintetizálták, ma a szerves vegyipar melléktermékeként fedezi a sósavszükségletet.
127
A hidrogén-klorid felhasználása:
-fémiparban, vegyiparban, otthon:
A fémipar fémek maratására és tisztítására
A vegyipar kloridok előállítására
Otthon a háztartási vízkőoldók alapanyaga
128
Hidrogén-bromid stabilitása:
A HBr stabilitása lényegesen kisebb, mint a HCl-é
129
Hidrogén-bromid fizikai tulajdonságai:
Színtelen, szúrós szagú, levegőn ködöt képező, mérgező gáz.
130
Hidrogén-bromid oldódása vízben:
Miért barnul meg a hidrogén-bromid vizes oldata?
A HBr vízben kitűnően oldódik
Vizes oldata megbarnul állás közben, mert a levegő oxigénje, fény hatására oxidálja a HBr-ot.
131
Hidrogén-bromid vizes oldata savas
Sói:
A fémek mely vegyületeivel reagál?
A HBr vizes oldata erős sav, sói a bromidok.
A fémek oxidjaival, hidroxidjaival, karbonátjaival a HCl-hoz hasonlóan reagál.
132
Hidrogén-bromid előállítása:
Fém-bromidokból tömény foszforsavval érdemes előállítani.
133
A hidrogén-bromid felhasználása:
Laborban katalizátorként használják.
134
Hidrogén-jodid stabilitása:
A HI stabilitása kicsi, már fény hatására szobahőmérsékleten bomlik.
135
Hidrogén-jodid fizikai tulajdonságai:
Színtelen, szúrós szagú, levegőnél nagyobb sűrűségű, levegőn ködöt képző mérgező gáz.
136
A hidrogén-jodid oldása vízben:
Vizes oldata
Sói:
A HI vízben nagymértékben oldódik, vizes oldata erős sav, mivel vízben nagymértékben disszociál.
1liter víz kb 400 liter hidrogén-jodidot old.
Sói a jodidok
137
Miért válik ki jód a HI vizes oldatából?
Mert a HI vizes oldatát a levegő oxigénje oxidálja, így jód válik ki.
138
Hidrogén-jodid előfordulása:
Vulkáni gőzökben és jodidok formájában a tengervízben.
139
Hidrogén-jodid előállítása:
Foszfor-trijodidból vízzel állítják elő:
PI3+3H2O=H3PO3+3HI
140
Hidrogén-jodid felhasználása:
Gyógyszerek, fertőtlenítőszerek előállítására és reagensként használják.
141
s-mező halogenidek íze, vízoldhatósága, elektromos vezetése, olvadásponja, rácsa, rács felépítése:
Az s-mező halogenidjei általában sós, vagy keserű ízűek, vízben jól oldódnak, vizes oldatuk elektromos vezető. Olvadáspontjuk magas, rácsuk ionrács.
Ionrácsában ellentétes töltésű ionjaikat 6-6 másik ion veszi körül.
142
nátrium-klorid fizikai tulajdonsága:
(színe, szaga, halmazállapota, oldódása, rácstípusa szilárd állapotban, kristályának hasadása, alkoholban oldása)
A NaCl színtelen, szagtalan, ionkristályos vegyület, vízben jól oldódik. Szilárd állapotban lapon középpontos kockarácsot alkot, kristályai jól hasadnak a kocka lapjai mentén. Alkoholban oldhatatlan.
143
Nátrium-klorid stabilitása:
A NaCl stabil vegyület.
144
Milyen színűre festi a lángot a nátrium-klorid?
A lángot sárga színűre festi.
145
Milyen színűre színezi a kősótelepeket az agyag, a hematit és a bitumen?
Az agyag szürkére, a hematit vörösre, a bitumen feketére színezi.
146
Nátrium-klorid előfordulása:
Nagy mennyiségben fordul elő tengervizekben és kősótelepeken.
147
Nátrium-klorid előállítása:
A kibányászott kősó tisztításával, vagy a tengervizek bepárlásával állítható elő.
148
Nátrium-klorid felhasználása:
Fontos kémiai alapanyag: fémnátrium és nátrium-hidroxid előállításához használják.
Élelmiszer tartósításra és ízesítésre használják
Kohászatban
Fiziológiás sóoldatként
149
Alacsonyabb és magasabb oxidációs számú d-mező halogenidek rácstípusa:
Az alacsonyabb oxidációs számú d-mező halogenidek ionvegyületek, a magasabb oxidációs számúak a molekularácsos típus felé haljanak el.
150
Általánosságban miért színesek a változó oxidációs számú d-mező halogenidek ionjai?
Milyen redoxireakcióra hajlamosak?
Mert a változó oxidációs számú ionok le nem zárt elektronhéjakat tartalmaznak.
Az alacsonyabb oxidációs számúak oxidációra, a magasabbak redukcióra képesek.
151
Ezüst-halogenidek kialakulása:
A halogenidionok ezüst-nitráttal más-más színű csapadékot képeznek.
Pl: AgNO3+NaCl=AgCl+NaNO3
(fehér színű csapadék)
AgNO3+NaBr=AgBr+NaNO3
(halványsárga)
AgNO3+NaI=AgI+NaNO3
(sárga)
152
Ezüst ionok polarizáló hatása az anionokra:
Mi jelzi ennek a polarizációnak a növekedését?
Az ezüst ionok erősen polarizálják a hozzájuk kötődő anionok elektronfelhőjét és ez a polarizáló hatás annál nagyobb, minél lazább elektronrendszerű az anion.
A polarizáció mértékének növekedését a vegyület színváltozása jelzi.
153
Az ezüst-halogenidek fénnyel való reakciója:
Az ezüst-halogenidek fényérzékeny vegyületek, fény hatására elemeikre bomlanak.
154
Az ezüst-halogenidek bomlásának mértéke arányos…
a megvilágító fény erősségével, és a megvilágítás időtartamával.
155
Hol használják az ezüst-bromid bomlását?
A fekete-fehér fényképészetben.
