Az atomok periódusos rendszere Ábrák és a jegyzet forrása: Benkő Zoltán, Kőmivesné Tamás Ibolya és Stankovics Éva, Kémiai alapok, BME Vegyész és Biomérnöki Kar,

1. AZ ELEMEK PERIÓDUSOS RENDSZERE 1/3 1864, John Newlands: atomtömegük alapján rakta sorba az addig ismert elemeket, és észrevette, hogy minden nyolcadik elemnek hasonlóak a tulajdonságai. Mivel azonban ez a megfigyelés a kalcium utáni elemekre nem volt érvényes, nem vált elterjedtté. 1869, Mengyelejev és Lothar Meyer egymástól függetlenül javasoltak egy kiterjedtebb rendszerezést a tulajdonságok ismétlődése alapján. Ez a periódusos rendszer volt a XIX. sz. legfontosabb hozzájárulása a kémiához. Lehetővé tette addig ismeretlen elemek tulajdonságainak előre jóslását. Hasonlítsuk össze Mengyelejev által megjósolt egyik elem, az eka- alumínium és a később felfedezett gallium tulajdonságait.

1. AZ ELEMEK PERIÓDUSOS RENDSZERE 2/3 Eka-alumínium (Ea)Gallium (Ga) Atomsúlya kb. 68Atomsúlya 69,9 Fém: fajsúlya 5,9, alacsony olvadáspontú, nem illékony, levegővel nem reagál, savakban és lúgokban lassan oldódik. Fém: fajsúlya 5,94, olvadáspontja 30,15°C, közepes hőmérsékleteken nem illékony, levegővel nem reagál, savakban és lúgokban lassan oldódik. Oxid: E 2 O 3 képletű, fajsúlya 5,5, savakban EX 3 só formájában oldódik. Hidroxidja savakban és lúgokban oldódik. Oxid: Ga 2 O 3, fajsúlya ismeretlen. savakban oldódik, miközben GaX 3 típusú só képződik. A hidroxid savakban és lúgokban oldódik. Sói: bázikus sókat képez, szulfidja oldhatatlan. Vízmentes kloridja illékonyabb, mint a ZnCl 2. Sói: könnyen hidrolizálnak és bázikus sókat képeznek. A szulfid kicsapható H 2 S-nel és (NH 4 ) 2 S-dal speciális körülmények között. A vízmentes klorid illékonyabb, mint a cinkklorid. Az elemet valószínűleg spektroszkópiai úton fedezik fel. Spektroszkópiai úton fedezték fel.

1. AZ ELEMEK PERIÓDUSOS RENDSZERE 3/3 Később rájöttek, hogy az atomtömeg növekvő sorrendje nem minden esetben felel meg a tulajdonságok periódusos változásának. Pl. az 18 Ar (M=39,95) és a 19 K (M=39,10) esetén is fordított a sorrend. A helyes sorrendet a rendszám szabja meg. Rutherford α -szórásos kísérleteiből meg tudta néhány elem protonjának számát határozni ban Henry Moseley kitalált egy általános mérési módszert a rendszám meghatározására: -> Nagy energiájú elektronokkal bombázva az adott elemet röntgensugárzás lép ki, amelynek frekvenciája (ν) összefüggésben áll a rendszámmal. ν 1/2 =a(Z-b), ahol a és b konstansok. A periódusos rendszerben növekvő rendszám szerint állnak az elemek, ami egyben növekvő elektronszámot is jelent. Az elektronszerkezet hasonlósága segít megmagyarázni a hasonló fizikai és kémiai tulajdonságokat.

2. AZ ATOMOK FELÉPÍTÉSE 1/2 Atom: atommagból és elektronburokból felépülő semleges részecske. Az atommagban pozitív töltésű protonok és semleges neutronok találhatóak (egyetlen kivétel a hidrogénatom, melyben nem található neutron, csak proton). Az atomot alkotó elemi részecskék tömege és töltése: Rendszám: az atomban található protonok száma. ->Jele: Z Tömegszám: az atommagban található protonok és neutronok számának az összege.->Jele: A Neutronszám: tömegszámból levonva a protonok számát, azaz a tömegszám és a rendszám különbsége.->Jele: NN = Z − A nukleonok

2. AZ ATOMOK FELÉPÍTÉSE 2/2 (Kémiai) elemek: az azonos rendszámmal rendelkező atomokból felépülő anyagokat. Az elemeket vegyjelükkel szoktuk azonosítani. A vegyjel előtt a tömegszámot és a rendszámot is feltüntethetjük, a következőképpen: Nuklid: azonos rendszámú és tömegszámú atommagokat tartalmazó atomok összessége. Izotóp: egy elem izotópjainak nevezzük azonos rendszámmal, ám különböző tömegszámmal rendelkező atomjait. (Egy elem különböző neutronszámú nuklidjai.) Tiszta elem: olyan elem, mely (a természetben) csak egyetlen stabil izotópjával fordul elő. Például: foszfor (P), alumínium (Al), fluor (F), nátrium (Na), mangán (Mn), jód (I) stb. Relatív atomtömeg: megmutatja, hogy az adott atom tömege hányszorosa egy 12 6 C-atom tömegének 1/12-ed részénél.

Az elemek halmazállapota (1 atm, 25°C-on)

3. AZ ATOMOK ELEKTRONSZERKEZETE 1/9 Az elemek kémiai tulajdonságait az elektronszerkezetük határozza meg, a kémiai változások az atommagra nincsenek hatással. Az elektronok az atomokban atompályákon helyezkednek el. Atompálya: az a térrész, ahol az elektron 90%-os valószínűséggel megtalálható. Minden atompályán maximálisan 2 elektron foglalhat helyet. A pályákat térben ábrázolhatjuk: (Megjelenítjük azt a felületet, mellyel határolt térrészben az elektron megtalálásának valószínűsége 90%-os.) Csomósík: az a sík, amely keresztülmegy az atommagon és benne az elektron megtalálási valószínűsége zérus. (Az s- pályának nincsen csomósíkja, a p-pályáknak egy csomósíkja van, a d-pályáknak két csomósíkja van és így tovább.)

Atompályák Alhéjak Elektronhéjak 3. AZ ATOMOK ELEKTRONSZERKEZETE 2/9 Az atompályákat egy szám és egy betű kombinációjával szoktuk jelölni, például 1s, 2p x, 5d xy stb… Az atompálya elektronjainak számát felsőindexbe tesszük: 2p x 2 Atompályák alakja: s pályák gömbszimmetrikusak (maximum 2 elektron) p pályák egy csomósíkkal rendelkeznek (max 6 elektron) d pályák két csomósíkkal rendelkeznek (max 10 elektron) youtube.co m/watch?v= K- jNgq16jEY

3. AZ ATOMOK ELEKTRONSZERKEZETE 3/9 Az atompályák alhéjakat alkotnak. Az s alhéj 1 db, a p-alhéj 3 db, a d-alhéj 5 db, az f-alhéj 7 darab atompályát tartalmaz. Egy alhéjon belül azonos típusú és azonos (vagy hasonló) méretű pályák találhatóak, ám ezeknek a térbeli irányultsága különbözhet, például a 2p x, 2p y és 2p z három különböző irányban állnak. Egy adott alhéjon belül az elektronok energiája azonos, tehát a 2p x, 2p y és 2p z pályákon található elektronoknak ugyanakkora az energiája. Atompályák Alhéjak Elektronhéjak

3. AZ ATOMOK ELEKTRONSZERKEZETE 4/9 Az alhéjak elektronhéjakat alkotnak. Az elektronhéj sorszáma az atommagtól való távolságot jelenti. 1. héj van a legközelebb az atommaghoz, a 2. héj ennél kijjebb található, és így tovább. 1. héj egyetlen alhéjból (1s) áll, mely csupán egy pályát tartalmaz (1s), a 2. héj két alhéjból áll: a 2s-alhéj és a 2p-alhéj alkotja. A legalacsonyabb energiájú héjat K héjnak, a többit pedig rendre L, M, N, O, … héjaknak nevezzük. Összegzés: Az n. héjon n darab alhéj lehetséges, az s alhéj 1, a p-alhéj 3, a d-alhéj 5, az f-alhéj 7 stb. atompályát tartalmaz, minden atompályán max. 2–2 elektron foglalhat helyet, az n. héjon maximálisan 2 · n 2 darab elektron lehetséges. Atompályák Alhéjak Elektronhéjak

3. AZ ATOMOK ELEKTRONSZERKEZETE 5/9 Vegyünk egy tetszőleges atommagot, és közelítsünk hozzá egy elektront! Az elektron a legalacsonyabb energiájú betöltetlen atompályára kerül, és ezt energiafelszabadulás kíséri. Megjegyzendő, hogy a felszabaduló energia nem vehet fel bármilyen értéket. –> Energiaminimumra törekvés: az elektron mindig a legalacsonyabb energiájú betöltetlen pályára kerül. –> Egy pályára maximálisan két elektront lehet elhelyezni. (Általánosan megfogalmazott Pauli-elv következménye.) –> Hund-szabály: egy atom alhéján az elektronok úgy helyezkednek el, hogy közülük minél több legyen párosítatlan.

Elektronkonfiguráció: az elektronok pályák szerinti elrendeződése egy atomban.

3. AZ ATOMOK ELEKTRONSZERKEZETE 7/9 Az alhéjak betöltődési sorrendje: Az elemek kémiai tulajdonságait az elektronburok felépítése, az elektronszerkezet határozza meg. Példa: Állapítsuk meg a germániumatom elektronkonfigurációját! (Az alapállapotú germániumnak 32 elektronja van.)

3. AZ ATOMOK ELEKTRONSZERKEZETE 8/9 Megoldás: Vegyük sorra, hogy melyik alhéjon hány elektron lehet. 1. Írjuk fel egymás alá (A oszlop) az alhéjak betöltődési sorrendjét. 2. Tüntessük fel az összes elektron számát, melyet az adott alhéj telítődésével lehetséges elérni (B és C oszlop) 3. Mivel a germániumnak 32 elektronja van: a 3d alhéj betöltődésével összesen 30 elektront tudunk elhelyezni, ezért a 4p alhéjra is kerül elektron, méghozzá Tehát az alapállapotú germániumatom elektronszerkezete: Ge: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p Ellenőrzésképp érdemes összeszámolnunk a felső indexben szereplő számokat, az összegnek meg kell egyeznie a germániumatom elektronjainak számával: = 32.

3. AZ ATOMOK ELEKTRONSZERKEZETE 9/9 Az alapállapotú germániumatom elektronszerkezete: Ge: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2. Ar Nemesgáz-konfiguráció: ns 2 ill. ns 2 p 6 a legstabilabb elektronszerkezet, melynek elérése után új héj kezd feltöltődni, tehát az elektronhéjak kiépülése periodikus. A fenti példában a germániumnak összesen négy vegyértékelektronja van, két s és két p elektronja van a vegyértékhéján. Az első (K), a második (L) és a harmadik (M) héjat lezártnak tekintjük, ezek alkotják az atomtörzset. Vegyértékelektronok: vegyértékelektronoknak nevezzük az atom kémiai reakciókban részt vevő külső elektronjait. Atomtörzs: az atommag és azon elektronok, melyek nem vegyértékelektronok. Külső elektronhéj elektronszerkezete dönti el a kémiai kötések számát és módját → vegyértékhéj

3. A KVANTUMSZÁMOK 1/3 Schrödinger-egyenletek: a kvantumkémia legfontosabb alapegyenletei: Schrödinger-egyenletek megoldásai kvantáltak Egy adott atomban az elektronok energiaszintjei is kvantáltak: nem vehetnek fel bármilyen értéket, az egyes energiaszintek energiája meghatározott. Az elektronok nem tartózkodhatnak energiaszintek között, csak adott energiaszinteken. Ha az elektront az egyik energiaszintről egy másikra szeretnénk juttatni (gerjeszteni), meghatározott energiát kell közölnünk vele. A Schrödinger-egyenlet alapján kiszámíthatjuk az elektronszintek energiáját: ez tartalmaz egy paramétert, melynek értéke 1, 2, 3 stb. értékeket vehet fel. Ezt a paramétert főkvantumszámnak nevezzük. Az elektron mágneses tulajdonságokkal is rendelkezik, melyek szintén kvantáltak. Ezeket a tulajdonságokat a mellékkvantumszám és a mágneses kvantumszám határozza meg, ám ezek értéke sem lehet tetszőleges. Az elektron rendelkezik egy spinnek nevezett mennyiséggel, mely független a többi kvantumszámtól. A spin az elektron egy mágneses jellemzője, az ehhez tartozó kvantumszámot spinkvantumszámnak nevezzük.

3. A KVANTUMSZÁMOK 2/3 Tehát az atom bármely elektronja négy kvantumszámmal jellemezhető. A főkvantumszám (n) értéke 1, 2, 3 stb. pozitív egész szám lehet, és megadja, hogy az elektron hányadik héjon van. A mellékkvantumszám (ℓ), értéke 0, 1, …, n−1 lehetséges, tehát az adott héjon (adott n esetén) n-féle különböző mellékkvantumszám lehetséges. A mellékkvantumszám megadja, hogy az elektron az elektronhéjon belül melyik alhéjon (s, p, d, f, …) található. A mágneses kvantumszám (m) értéke egész szám lehet −ℓ-től +ℓ-ig terjedőleg (a 0-t is beleértve), így (2·ℓ + 1) különböző értéket vehet fel. A mágneses kvantumszám, adott alhéj esetén, a pályák irányát adja meg, tehát egy adott alhéj esetén m értéke alapján meg tudjuk állapítani, hogy az elektron melyik pályán található. A spinkvantumszám (m s ) értéke +½ vagy −½ lehet. Egy adott pályára maximálisan két elektron kerülhet, ezek mindig ellentétes spinkvantumszámmal rendelkeznek. Az elektronok cellás jelölésénél a spint nyíllal jelöljük, a felfelé és lefelé mutató nyíl két ellentétes spinű elektront jelöl.

3. A KVANTUMSZÁMOK 3/3 Tehát ha ismerjük egy elektron mind a négy kvantumszámát, akkor tudjuk, hogy melyik héjon (n), azon belül melyik alhéjon (ℓ) van, és azt is ismerjük, hogy az alhéjon belül melyik pályán található (m). Az adott pályán található két elektront a spinkvantumszám (m s ) különbözteti meg. Egy adott atomban azon elektronok, melyek csupán spinkvantumszámukban különböznek, egy elektronpárt alkotnak. Tehát egy atomban minden egyes elektron „beazonosítható” a négy kvantumszám segítségével. Egy nagyon fontos megállapítás, hogy egy pályára maximálisan két elektron kerülhet. Ez a Pauli-elvvel van összefüggésben. Pauli-elv: egy atomban nem lehet két (vagy több) olyan elektron, melynek mind a négy kvantumszáma azonos. A kvantumszámok egy összetett fizikai elmélet igen bonyolult matematikai összefüggésekkel megkapott eredményei, melyek segítségével megmagyarázható a héjak–alhéjak–pályák rendszere, így az atom elektronhéjának szerkezete. Az elemek periódusos rendszerének felépítése is szoros összhangban van a kvantumszámok rendszerével.

4. AZ ELEMEK PERIÓDUSOS RENDSZERE Már régen megfigyelték, hogy bizonyos elemek hasonló kémiai (és/vagy fizikai) tulajdonságokkal rendelkeznek. Mengyelejev a XIX. század végén az addig felfedezett elemeket egy táblázatba gyűjtötte össze. Sőt a felfedezett törvényszerűségeket felhasználva Mengyelejev számos, addig még ismeretlen elem tulajdonságait jósolta meg. A periódusos rendszer az elemeknek a növekvő rendszám szerint felépített táblázata. Érdekes módon, ha az egymást követő rendszámú (azaz elektronszámú) elemeket sorba rendezzük, ez az elektronok beépülési sorrendje szerint történik:

4. AZ ELEMEK PERIÓDUSOS RENDSZERE Periódusok: A periódusos rendszerben a vízszintes sorokat periódusoknak vagy soroknak nevezzük. (Gyakran különbség van a sor és a periódus megjelölés között: az első „sor”-nak általában a 2. periódust szokás tekinteni, például a szén vagy a nitrogén „első sorbeli” elem.) Mezők: Az egymás alatti sorok az adott elektronhéj beépülését mutatják. Az elemeket a fenti táblázatba rendezve különböző, úgynevezett mezőket figyelhetünk meg: egy mezőn belül az azonos betöltődő alhéjjal rendelkező elemek találhatók. Így megkülönböztetünk s-, p-, d- és f-mezőt:

4. AZ ELEMEK PERIÓDUSOS RENDSZERE Oszlopok: A hasonló elektronszerkezetű elemek függőleges elrendeződésben helyezkednek le, egymás alatti helyet foglalnak el a periódusos rendszerben, ezek egy oszlopot alkotnak. (Az s-mező és a p-mező oszlopait összefoglalóan főcsoportoknak, míg a d- mező oszlopait mellékcsoportoknak szokás nevezni.)

Az atomok méretének változása a periódusos rendszerben: Az elemek sok fizikai tulajdonsága, mint pl. a sűrűség, a forráspont vagy az olvadáspont az atomok méretétől függ. Elvileg az elektronsűrűség az atommagtól végtelen távolságban válik nullává. Gyakorlati szempontból az atom méretét a következő módon definiáljuk: az a térfogat, amelyen belül az elektronsűrűség 90 %-a megtalálható. A pályák mérete 1s < 2s < 3s < … irányban növekszik. Balról jobbra növekszik az atommag töltése, egyre több proton található benne. Az atommag töltését az elektronok leárnyékolják. Az atommag (balról jobbra növekedő) töltése egyre erősebben vonzza a vegyértékelektronokat, ennek következtében az atomsugár csökken. Tulajdonságok változása a periódusos rendszerben

Az elemek fizikai tulajdonságai Az elemek legtöbb fizikai sajátsága periodikusan változik, pl. a sűrűség, mely az egyes periódusok közepe táján maximális értéket vesz fel, egy oszlopon belül pedig általában felülről lefelé nő. Az elemek sűrűsége szilárd halmazállapotban a rácstípus, a relatív atomtömeg és az atomméret függvénye és tág határozok között változik.

Tulajdonságok változása a periódusos rendszerben Vegyértékelektronok száma, a vegyérték és a vegyértékhéj elektronkonfigurációja Egy adott oszlopon belül a vegyértékelektronok száma és a vegyértékhéj elektronkonfigurációja azonos. -> Egy oszlopon belüli elemek kémiai tulajdonsága általában hasonló. Vegyérték: az atom által létesíthető kémiai kötések száma. A különböző elemek gyakran többféle vegyértékkel képezhetnek vegyületeket. Például a jód esetén ismerünk olyan vegyületeket, melyben a jódatom 1, 3, 5 és 7 vegyértékelektronjával létesít kötést: IF; IF 3 ; IF 5 ; IF 7. Bizonyos esetekben az atom összes vegyértékelektronjával lehetséges kémiai kötést létrehozni, ám más esetekben a vegyértékelektronoknak csak egy része vihető kémiai kötésbe. Ez alapvetően attól függ, hogy az adott atom mennyire „ragaszkodik” az elektronjaihoz, mennyire könnyű eltávolítani az elektronjait kötés kialakítása céljából.

Tulajdonságok változása a periódusos rendszerben Vegyértékelektronok száma, a vegyérték és a vegyértékhéj elektronkonfigurációja A maximális vegyérték egy oszlopon belül változhat. A felsőbb periódusokban az elemek rendszerint kevesebb vegyértékelektronnal képesek kötést létesíteni, mint az alsóbb periódusokban található elemek. Például a fluor maximális vegyértéke 1, a klóré és brómé 5, míg a jódé 7.

Tulajdonságok változása a periódusos rendszerben Az ionok képződését kísérő energia változása a periódusos rendszerben Egy atom elektromosan semleges, mivel benne a protonok és elektronok száma megegyezik. Ezzel ellentétben az ionok töltéssel rendelkező részecskék. Ion: egy semleges atomból vagy atomcsoportból elektronok elvételével vagy hozzáadásával keletkező részecske (tulajdonképpen töltéssel rendelkező részecske, mely egy vagy több atommagot tartalmaz). Oxidáció: elektron leadása Redukció: elektron felvétele. Az ion töltését a p + és az e - számának különbsége adja meg. Az ion töltését (e - egységben) előjelével együtt jobb felső indexben írjuk az ion jele (képlete) mögé. A töltésszám megelőzi az előjelet: Fe 2+ vagy NO 3−. Kation: pozitív töltésű ion (több a protonok száma, mint az elektronoké), az atomból oxidációval keletkezik. Anion: negatív töltésű ion (több az elektronok száma, mint a protonoké), az atomból redukcióval keletkezik. Egyszerű ion: benne csak egy atommag található (például: Na + vagy I − ), Összetett ion: benne több atommag található (atomcsoportból, molekulából keletkezik e - elvételével vagy hozzáadásával, pl: NH 4 + vagy SO 4 2− )

Tulajdonságok változása a periódusos rendszerben Első ionizációs energia vagy első ionizációs potenciál: első ionizációs energiának nevezzük azt az energiát, melyet be kell fektetnünk, hogy egy atomból egyszeresen pozitív iont (kationt) hozzunk létre. Az ionizációs energia az alábbi folyamat energiaszükségletét jelenti: X → X + + e − Az első ionizációs energia változása a periódusos rendszerben: Egy adott perióduson belül balról jobbra növekszik (az alkálifémektől a nemesgázok irányába) az első ionizációs energia értéke. Minél nagyobb egy atom, a távolság következtében a negatív töltésű külső elektronjaira annál kevésbé hat a pozitív töltésű atommag vonzása, így annál könnyebben távolítható el. Így egy oszlopon belül fentről lefelé csökken az első ionizációs energia.

Tulajdonságok változása a periódusos rendszerben Második ionizációs energia vagy potenciál: második ionizációs energiának nevezzük azt az energiát, melyet be kell fektetnünk, hogy egy egyszeresen pozitív ionból kétszeresen pozitív iont hozzunk létre. A második ionizációs energia mindig nagyobb, mint az első ionizációs energia, mivel egy kationról kell leszakítanunk egy negatív töltésű elektront, mely mélyebb energiájú pályán van, mint az első eltávolított elektron. Egy perióduson belül az alkálifémek második ionizációs energiája a legnagyobb (igen stabil nemesgáz elektronkonfigurációjú ion elektronszerkezetét bontjuk meg), míg az alkáliföldfémeké a legkisebb (a vegyértékhéjukon már csak egy elektron található, ez viszonylag könnyen eltávolítható). Egy oszlopon belül a második ionizációs potenciál fentről lefelé csökken. k-dik ionizációs energia vagy potenciál: az energia, mely egy elektronnak egy (k−1)-szeresen pozitív töltésű ionból történő eltávolításához szükséges.

Tulajdonságok változása a periódusos rendszerben Elektronaffinitás: az az energia, melyet be kell fektetni, hogy egy egyszeresen negatív ionból leszakítsunk egy elektront. Ha egy atom elektront vesz fel, az legtöbbször energiafelszabadulással jár, ilyenkor az elektronaffinitást – egyezményesen – pozitívnak tekintjük. Az elektronaffinitás egyezményesen az alábbi folyamat energiáját jelenti (ha stabilabb az anion, mint az egyel kevesebb elektront tartalmazó atom, az elektronaffinitás pozitív): X − → X + e −. A periódusos rendszer egy során belül az elektronaffinitás az alkálifémektől a halogénekig növekszik, azonban a nemesgázoké általában negatív értékű (destabilizációt jelent egy elektron felvétele). A periódusos rendszer egy oszlopán belül az elektronaffinitás általában fentről lefelé növekszik, ám vannak kivételek: általában a 2. periódusban kisebb az elektronegativitás, mint a 3. periódusban. Legnagyobb elektronaffinitással a klór rendelkezik.

Tulajdonságok változása a periódusos rendszerben Elektronegativitás: az atom elektronvonzó képessége. ->Jele: EN. Minél nagyobb egy atom elektronegativitása, annál szívesebben vesz fel egy elektront. Többféle elektronegativitási skála ismert, mivel többféle úton számítható az elektronegativitás. A skálák tendenciája azonban általában megegyezik. Az elektronegativitás egyik elterjedt definíciója szerint az elektronegativitás az adott elem ionizációs energiájának és elektronaffinitásának átlaga (számtani közepe). A periódusos rendszer egy során belül az elektronegativitás balról jobbra növekszik. A periódusos rendszer egy oszlopán belül az elektronegativitás fentről lefelé csökken. A fluor elektronegativitása (nemesgázoktól eltekintve) a legnagyobb, a franciumé a legkisebb (a trendekből adódóan elméletileg létezhet ennél kisebb elektronegativitású elem is, ám még nem sikerült előállítani).

Tulajdonságok változása a periódusos rendszerben Oxigénnel a halogének és a nemesgázok kivételével valamennyi elem reagál a megfelelő körülmények között, miközben oxidok keletkeznek. Vízzel az elemek egy része nem reagál. A fluor a vízből oxigént szabadít fel, és a többi halogén is képes erre, de lényegesen lassúbb két lépéses reakcióban. A hidrogénnél pozitívabb jellemű elemek a vízből hidrogént szabadítanak fel. Savakkal a hidrogénnél pozitívabb fémek hidrogénfejlődés közben reagálnak. Oxidáló hatású savak a hidrogénnél kevésbé pozitív fémekkel is. A nemfémekkel csak erősen oxidáló hatású savak reagálnak.

Az elemek kémiai tulajdonságai Lúgoldatokkal a hidrogénnél pozitívabb fémek hidrogénfejlődés közben reagálnak, de a reakció csak az alkálifémek és a bárium (Ba) esetében játszódik le teljesen, mivel ezeknek a fémeknek a hidroxidjai oldhatók vízben. A többi fém felületén összefüggő hidroxidréteg keletkezik, mely a reakciót a továbbiakban meggátolja. Néhány fém hidroxidja lúgokban komplex képződés közben oldódik /ún. amfoter hidroxidok, pl. Al(OH) 3 /, így ezek a fémek hideg vízből nem, de lúg oldatokból hidrogént képesek fejleszteni. Számos nemfémes elem is reagál lúgokkal.

A nemfémes elemek általános tulajdonságai A nemfémes elemek a periódusos rendszer főcsoportjaiban a III-VIII. oszlopban találhatók. A harmadik oszlopból csak a bór (B),a negyedikből pedig a szén (C), szilicium (Si) és a germánium (Ge) nem fém. Külső héjuk elektronkonfigurációja: ns 2 np x (x = 1, 2, 3, 4, 5, 6). A nemfémek elektronleadással csak kivételesen tudnak ionná alakulni. A VI. és VII. oszlop nemfémes elemei 1, illetve 2 elektron felvételével anionokká alakulnak. A nemfémek tipikus ionvegyületeket alkotnak az I. és II. oszlop fémeivel. Egymással kovalens kötéseket létesítenek. Leggyakrabban molekularácsos (pl. SO 2, NO) ritkábban atomrácsos vegyületeket hoznak létre (pl. SiC, BN stb.).

A nemfémes elemek általános tulajdonságai Gázállapotban a nemesgázok kivételével többatomos molekulákat alkotnak, melyek magas hőmérsékleten atomjaikra disszociálnak. Sűrűségük általában nem túl nagy és az egyes csoportokban atomtömeg növekedésével nő. Hasonló szabályszerűséget mutat általában az olvadáspont és a forráspont menete is, színük a relatív atomtömeg növekedésével fokozatosan mélyül.

A fémes elemek általános tulajdonságai A periódusos rendszer elemeinek mintegy háromnegyed része fém. Külső héjuk általános elektronkonfigurációja: ns 2 np x (x = 1, 2). Az átmeneti fémek külső héján egységesen ns 2, az n-1 d pálya töltődik

A fémes elemek általános tulajdonságai Az egyes fémek fizikai tulajdonságai között általában jóval kisebb a különbség, mint az egyes nemfémek között. Ez, részben a fémes kötésre jellemző delokalizált elektronfelhővel magyarázható. A fémek sűrűsége széles határok között változik, a legkisebb az Alkálifémeké (0,6-1,9), a legnagyobb az ozmiumé (22,5) és az iridiumé (22,4). A fémeket sűrűségük szerint két nagy csoportra osztjuk: az 5 g/cm 3 -nél kisebb sűrűségű fémeket könnyű-, az annál nagyobb sűrűségűeket pedig nehézfémeknek nevezzük. Toxikus könnyűfém pl. Ba (3,5), nem toxikus nehézfém Fe (7,9)! A fémek szobahőmérsékleten a higany kivételével szilárd halmazállapotúak Képlékenyek, alakíthatók és nagy a szakítószilárdságuk, tehát anélkül nyújthatók, hogy rácsszerkezetük összetörne. Minél tisztább egy fém, annál inkább alakítható. A fémek vezetik az elektromos áramot. A tiszta fémek jobban. Legjobban vezetnek: arany, ezüst, réz, de az alumíniumot is használják.

A félfémek általános tulajdonságai Fémes és nemfémes tulajdonságú kristályokat is alkothatnak. Kémiai jellemzőik a fémek és a nemfémek között helyezkednek el. Például, oxidjaik gyakran amfoterek. Elektromos tulajdonságaik a félvezetőtől (B, Si, Ge) a kvázi-fémekig (például Sb) változnak.

Az elemek gyakorisága a földkéregben

Növényi tápelemek fajonként, fajtánként, részenként különböző a koncentrációban: N, K2,0 - 6,0 % Ca, P, S0,3 - 1,5 % Mg, Na0,2 - 0,6 % Fe, Mn ppm Zn ppm Cu ppm B (egyszikű)  10 ppm B (kétszikű)20 – 100 ppm Mo  1 ppm ppm milliomod rész mg/kgg/t ppm 0,002-0,02 % Földkéregben: N: 0,03% K: 2,6% Ca: 3,6% P: 0,1% S: 0,05% Mg: 2% Na: 2% Fe: 5% Mn: 0,1% Zn: 0,01% Cu: 0,01% B: 0,002% Mo: 0,001% O: 47% Si: 28% Al: 9%H: 0,14% C: 0,032% Cl: 0,02% Toxikus elemek:Radioaktív elemek: Pb: 0,002% Cd Hg AsU Sr Co J 40 K (0,012%) (20 ppm)

Urangehalt der deutschen Böden: Urangehalt (mg U kg -1 ) der deutschen Ober- (links) und Unterböden (rechts), dargestellt nach DeKok und Schnug (2008)

Az elemek fizikai tulajdonságai A molekularácsokat gyenge van der Waals erők tartják össze, ezért az ilyen elemek olvadás- és forráspontja alacsony. Molekularács: rácspontokban molekulák, közöttük van der Waals kötés A fémrácsos elemek a szoros illeszkedés és a delokalizált elektronfelhő kialakulása miatt általában szilárdak és magas olvadáspontúak. A rácspontok elmozdítása a rács összeomlásával, ezért a fémek alakíthatók. A delokalizált elektronfelhő miatt a fémek „fém”-fényűek, és vezetik az elektromos áramot. Fémrács: rácspontokban fémionok, közöttük elektrongáz

Az elemek fizikai tulajdonságai Az elemek olvadáspontja és forráspontja a rácstípuson kívül annak a kötésnek az erősségétől függ, amely a rácspontokban elhelyezkedő részecskéket tartja össze. Rácstípusok: atomrács, ionrács, molekularács, fémrács Az atomrácsot alkotó elemek esetén az összetartó erők tulajdonképpen vegyértékerők, így olvadáskor kémiai bomlás játszódik le, melyhez nagyobb energia szükséges. Magas hőmérsékleten olvadnak és forrnak, illetve szublimálnak. Atomrács: rácspontokban atomok, közöttük kovalens kötés Ionrácsos elem – értelemszerűen – nincs.

09:35 Kémiai kötések Elsődleges kémiai kötések: energiaszegényebb állapot elérése a cél. Elektronegativitás : megadja, hogy egy atom a többihez képest milyen mértékben képes az elektronfelhőt maga köré sűríteni (0,6 – 4,00). Ionos kötés: ionok között elektrosztatikus vonzás Kovalens kötés: közös elektronpár révén megvalósuló elsőrendű kötés kolligációval: ha mindkét atom (egy-egy ellentétes spínű) elektronjából jön létre a kötés. H. +H.  H - H datív módon: ha a kötést létesítő egyik atomtól (donor) származik mindkét elektron (a másik atom az akceptor). H: +H+  H - H A kötés és a molekula lehet poláros vagy apoláros:

Kétatomos molekulapályák σ – pálya: töltésfelhő eloszlása hengerszimmetrikus kapcsolódó atomok szabad rotációja biztosított erős kötés π – pálya: töltésfelhő eloszlása merőleges a kötéstengelyre kapcsolódó atomok szabad rotációja nem biztosított gyenge kötés

Lokalizálható molekulaszintek Atompályák kapcsolódásánál a vegyértékhéj pályái a másik atom polarizáló hatása miatt alakváltozást (hibridizációt) szenvednek. Az s, p és d–pályák 5 legfontosabb hibridtípusa:

Kémiai kötések folytatás Fémes kötés: fémkationok és közöttük könnyen mozgó elektrongáz, policentrikus, n részecske esetén n-szeres felhasadás (sávok). Az elektronok szabadon elmozdulhatnak és nem lehet megállapítani, hogy melyik fémionhoz tartoznak. A vegyértékelektronok tehát a fémes kötés esetén az összes ion között vannak megosztva. Másodlagos kötések: Van der Waals - kötés: orientációs effektus (dipólusok kölcsönhatása) indukciós effektus (indukált dipólus kölcsönhatás) diszperziós effektus (nem dipólusok kölcsönhatása) Hidrogén – kötés: H és nagy elektronegativitású atom (O, N, F) közötti elektrosztatikus vonzás

Halmazok, homogén és heterogén rendszerek Szilárd halmazállapot jellemzői: amorf vagy kristályos szerkezet

Halmazok, homogén és heterogén rendszerek Atomrács: rácspontokban atomok, közöttük kovalens kötés pl.: SiO 2 (α-kvarc) Ionrács: rácspontokban ionok, közöttük elektrosztatikus vonzás pl.: NaCl (konyhasó) Molekularács: rácspontokban molekulák, közöttük másodlagos kötés pl.: H 2 O (jég) Fémrács: rácspontokban fémionok, közöttük elektrongáz pl.: bronz

A vegyületek általános tulajdonságai Két atom között létrejövő kötés jellegét az atomok elektronegativitásának összege és különbsége határozza meg. Különb- ség/ Összeg 0,50,5 – 1,01,0 – 1,52,0 5-8kovalens apoláros kovalens gyengén poláros kovalens erősen poláros ionos 3-5kovalens – fémes átmeneti kovalens gyengén poláros kovalens erősen poláros ionos 2-3 fémeskovalens vagy fémes kovalens erősen poláros -

Különbség/Összeg0,50,5 – 1,01,0 – 1,52,0 5-8kovalens apoláros kovalens gyengén poláros kovalens erősen poláros ionos 3-5kovalens – fémes átmeneti kovalens gyengén poláros kovalens erősen poláros ionos 2-3fémeskovalens vagy fémes kovalens erősen poláros - Kötés jelleg - elektronegativitás

A vegyületek oldhatósága függ a szilárd anyag molekulái, ionjai közötti kötés erősségétől A vegyületek oldhatósága függ az oldatba kerülő molekulák illetve ionok és az oldószer molekulái illetve ionjai közötti kötés erősségétől A fémoxidok maguk sohasem oldódnak vízben, csak ha hidroxidokká alakulnak. A hidroxidok közül csak az alkálifémek hidroxidjai és a báriumhidroxid oldódnak jól, kevéssé oldódik még a stroncium (Sr) és a kalcium (Ca), forró vízben pedig a magnézium (Mg) hidroxidja.

Fe(OH) 3 Fe(OH) 2 L = [Fe 3+ ].[OH - ] 3 = 1,7* [Fe 3+ ] = 1,7* / [OH - ] 3 [OH - ] = /[H + ] L = [Fe 2+ ].[OH - ] 2 = 4,9* [Fe 2+ ] = 4,9* / [OH - ] 2 Fémhidroxidok oldhatósága lg[Fe 3+ ] = -38,77-3*lg[OH - ] = 3,23 – 3*(-lg [H + ]) lg[OH - ] = -14-lg[H + ] lg[Fe 2+ ] = -16,31-2*lg[OH - ] = 25,69 – 2*(-lg [H + ])

Fémhidroxidok oldhatósága Komplexképződés befolyása

Foszfor a talajban Összes P 0,02-0,1% (nagyrészt erősen kötött) 50% szerves – 50% szervetlen Szervetlen foszfátok –Eredeti ásvány: »Ca 5 (PO 4 ) 3 Ffluorapatit »Ca 5 (PO 4 ) 3 OHhidroxiapatit –Átalakulási termékek: Ca 3 (PO 4 ) 2, CaHPO 4, Ca(H 2 PO 4 ) 2 Ca foszfátok AlPO 4.2H 2 Ovariszcit FePO 4 strengtit

Foszfátok pH függő oldhatósága AlPO 4.2H 2 O (variszcit) L=9,84E -21 FePO 4 (strengtit) L=1,30E -22 9,84E- 21

Ca 3 (PO 4 ) 2 2,07E-33 CaHPO 4 1,00E-07 Oldhatósági szorzat

Vas, mangán és néhány kis mennyiségben előforduló fém Vas: A foszfor hozzáférhetőségét befolyásolja Fe 2+ - vízben oldódik (FeS nem), míg az Fe 3+ nem. Oxidatív, pH 7,5-7,7 környezetben Fe 3+ - (Fe(OH) 3 ) kicsapódik, a foszfor adszorbeálódik a vashidroxid felületén és kiülepszik (koprecipitáció). A toxikus nehézfémek is kicsapódnak a vas precipitátumokkal (csapadékokkal).

Komplex szennyezők kicsapatása Lúgos bontás – hidroxo komplex Komplexképződési egyensúly – szabad komplexképző eltávolítása (másik fázis, oxidáció) – erősebb csapadékképző komplex Trimercapto-s-triazin tmt 15 ® szennyvizekben oldott, komplex kötésű, egy- és kétértékű nehézfémek (pl. ólom, kadmium, réz, nikkel, higany, ezüst) kicsa- patására, mivel ezeket komplex- képző anyagok jelenlétében nem lehet hidroxidok formájában kicsapni.

A kémiai gyakorlatban gyakran előforduló sók vízben való oldhatósága: a nitrátok mind oldhatók(NO 3 - ) a klorátok mind oldhatók(Cl0 3 - ) a perklorátok mind oldhatók(Cl0 4 - ), kivéve a kálium-perklorátot (KCl0 4 ) fluoridok oldhatók, kivéve a Ca 2+, Sr 2+ és Ba 2+ és Al 3+ fluoridjait (F - ), a kloridok (Cl - ) és bromidok (Br - ), jodidok (I - ) általában oldhatók

A kémiai gyakorlatban gyakran előforduló sók vízben való oldhatósága: a karbonátok és a foszfátok általában oldhatatlanok, kivéve az alkálifémek és az ammónium karbonátjait és foszfátjait (CO 3 2-,PO 4 3- ). Több fém (pl. Ca 2+, Ba 2+, Mg 2+ és Pb 2+ ) hidrogénkarbonátja vízoldható (HCO 3 - ), a szulfidok közül csak az alkáli- és alkáliföldfémek szulfidjai oldódnak (S 2- ). a szulfátok közül nem oldható a Ba 2+, Sr 2+ és Pb 2+ szulfátjai (SO 4 2- ), és rosszul oldódik az Ag + és Hg 2+ szulfát a szulfit és tioszulfát ionoknak csak az alkálifémekkel alkotott sói oldhatók (SO 3 2-, S 2 O 3 2- ).

Vízkeménység Vízkő-kiválás. Okozzák: kalcium és magnézium sók. Változó keménység: Ca(HCO 3 ) 2, Mg(HCO 3 ) 2 Forralás CO 2 vesztés karbonát kiválás Állandó keménység: Oldható Ca, Mg sók (CaCl 2 ) Csapadékképződés (pl.: Ca-szappan) Mértéke: német keménységi fok A definíció szerint: 1 nk° = 10 mg CaO / lit.

Vízlágyítás Régi kémiai módszerek (általában ipari): meszes lágvítás Ca(HCO 3 ) 2 + Ca(OH) 2 = 2 CaCO H 2 O Csak a változó keménységet távolítja el. Ez a karbonát mentesítés. Egyben részleges sótalanítás is, mert csökken az összes só tartalom is. Alkalmazása: magas változó keménység (szikes vizek) esetén indokolt. Nem 100 %-os, de ma is alkalmazott módszer -> előlágyításra - a mész olcsó. Szódás eljárás: ha magas az állandó keménység, változó alig van, (ritka eset): CaCI 2 + Na 2 CO 3 = CaCO NaCI A fenti két módszer kombinációja a mész-szódás eljárás A vegyszer feleslegek végül egymással is reagálnak: Ca(OH) 2 + Na 2 CO 3 = CaCO NaOH Trisós eljárás: Na 3 PO 4 reagál az állandó és változó keménységet okozó kalcium- és magnézium sókkal -> oldhatatlan csapadék (Ca 3 (PO 4 ) 2, Mg 3 (PO 4 ) 2 ) költségesebb. Iszap-szerű csapadék - nem képez nehezen eltávolítható lerakódást.

Ioncserélő műgyanták aktív csoportokkal rendelkező polimer polimer műgyanta, gyöngypolimerpolimerműgyanta Szilárd szemcsés ioncserélő anyagok szilárd sónak, savnak, bázisnak tekinthetők. Az ioncserélő műgyanták térhálós szerkezetű szerves molekulavázból állnak, amelyen disszociációra képes aktív csoportok foglalnak helyet. az aktív csoportok kicserélhetők –protonra (H + ), Na + -ra>>> KATIONCSERÉLŐ –hidroxil ionra (OH - ), Cl - -re>>> ANIONCSERÉLŐ Deszt víz: H +, OH -, Lágy víz: Na + Cl - Gyártmányok –Amberlite IR, Levatit, Permutit, Dowex, Varion, Mikion

Ioncserélő műgyanták Az aktív csoport jellege szerint lehet Gyengén savas, pl.: -COO - Erősen savas kationcserélő gyanta, pl.: -SO 3 − Gyengén bázisos, pl.: -NH 3 + Erősen bázisos anioncserélő gyanta, pl.: -NR 3 +

Ioncserélő műgyanták Az erősen savas ioncserélők (-SO 3 − ) általában nem szelektívek.Kötéserősség-sorrend: H + < Na + < NH 4 + < K + < Mg 2+ < Ca 2+ < Al 3+ A kötéserősség az ionok töltésszámának növekedésével nő. A gyengén savas ioncserélők (-COO - ) kötési sorrendje: K + < Na + < Mg 2+ < Ca 2+ < H + Az erősen bázisos ioncserélők (-NR 3 + ) kötési sorrendje: OH - < HCO 3 − < Cl - < CO 3 2− < SiO 3 2− < SO 4 2− A gyengén bázisos ioncserélők (-NH 3 + ) kötési sorrendje: HCO 3 − < CO 3 2− < SiO 3 2− < Cl - < SO 4 2− < OH -

Ioncserélő készülékek I. Külön ágyas berendezések a kationcserélő és az anioncserélő műgyanta külön oszlopban van elhelyezve először a kationokat, majd az anionokat cseréljük ki regenerálás: kationcserélő >>>HCl anioncserélő >NaOH

Külön ágyas berendezés sematikus rajza csapvíz Anion- cserélő oszlop Kation- cserélő oszlop ioncserélt víz SS Működtetés: duzzasztás regenerálás víztermelés

Ioncserélő készülékek II. Kevert ágyas berendezések a kationcserélő és az anioncserélő műgyanta egy oszlopban van elhelyezve egyszerre cseréli a kationokat és az anionokat regenerálás: a gyártó regenerálja (szeparálás, külön regenerálás) Jellemzően a külön ágyas berendezés után csatlakoztatva ionmentes víz előállítás

Kevert ágyas berendezés sematikus rajza csapvíz Kevert ioncserélő oszlop ioncserélt víz SS Vízlágyítás esetén regenerálás: tömény NaCl oldat Működtetés: duzzasztás regenerálás víztermelés

Intézeti ioncserélő készülék