Vegyészeti-élelmiszeripari Középiskola CSÓKA 1. CSOPORT (ia CSOPORT) Vegyészeti-élelmiszeripari Középiskola CSÓKA Készítette: Varga István

A vegyértékelektronok általános elektronszerkezete EN Ei Top Tfp H Li Na K Rb Cs Fr A vegyértékelektronok általános elektronszerkezete cs ö k k e n cs ö k k e n cs ö k k e n cs ö k k e n A fémes jellem erősödik ns1

nemfém H Li Na K Rb Cs Fr alkálifémek

AZ ALKÁLIFÉMEK FONTOSABB ADATAI Fontosabb adatok Li Na K Rb Cs Fr   Elektronegativitás Pauling szerint 0,98 0,96 0,82 0,79 0,77 Ei (I.) [kJ/mol] 520 502 420 400 380 Olvadásponti hőmérséklet [°C] 180,5 97,8 63,5 38,9 28,7 27 Forrásponti hőmérséklet [°C] 1330 892 760 688 670 677 Sűrűség [g/cm3] 0,534 1,0066 0,863 1,532 1,886 1,87 Lángfestés piros sárga lila vörös kék - A bázisok erőssége a nyíl irányában növekszik

A NÁTRIUM (natrium, sodium, natrijum, натрий)

A 6. leggyakrabban előforduló elem, de az alkálifémek közül a nátrium a legelterjedtebb a természetben.

A nátriumot Davy angol kémikus fedezte fel 1807-ben miközben NaOH-ot elektrolizált. Fontosabb ásványai: halit (kősó) NaCl chilei salétrom NaNO3 szóda Na2CO3 glaubersó Na2SO4 kriolit Na3[AlF6] nátriumföldpát Na[AlSi3O6] Sir Humphry Davy (1778 – 1829)

Kisebb mennyiségű nátriumot általában petróleumban célszerű tárolni. A nátrium ezüstfehér színű, erős fémfényű, puha (késsel vágható) paramágneses fém. Elektromos és hővezető képessége a rézének kb. 40%-a. Levegőn gyorsan oxidálódik, ezért levegőtől elzárva tárolják. Kisebb mennyiségű nátriumot általában petróleumban célszerű tárolni. A paramágnesesség párosítatlan elektronokat tartalmazó atomokban és molekulákban fordul elő, amelyek betöltetlen elektronhéjakkal rendelkező ionokat tartalmaznak.  

A nátrium izotópjai 13 izotópja ismert. Ezek közül csak a 23-as tömegszámú stabil (a többi izotóp radioaktív). A két legjelentősebb radioaktív izotópja:   22Na, felezési ideje 2,602 év, és a 24Na, felezési ideje 15 óra.

Emissziós színképe a látható tartományban

Ipari előállítása NaCl vagy 40%-NaCl és 60% CaCl2 összetételű keverék megolvasztásával nyert olvadék elektrolízisével állítják elő. A tiszta NaCl 1100°C-on, míg az említett keverék 600°C-on olvad, ezért a keverékből való előállítás gazdaságosabb. katód (-) anód (+)

Az elektrolízist tűzálló téglával bélelt medencében végzik Az elektrolízist tűzálló téglával bélelt medencében végzik. Az olvadékba két elektród merül úgy, hogy a grafitból készült anódot (+) gyűrű alakú vaskatód (-) veszi körül. A katódon leváló olvadt nátrium fölfelé áramlik és elvezetődik a medencéből. A klórgáz az anód fölött elhelyezett kürtőben gyűlik össze, és onnan vezetődik el.

Az élő szervezetek számára nélkülözhetetlen. Élettani jelentősége Az élő szervezetek számára nélkülözhetetlen. A felnőtt ember szervezetében mintegy 83-97 g nátrium található. Ennek 60-65%-a test víztereiben, 35-40%-a kötött formában, a csontokban, a kötőszövetekben. A káliummal szorosan összefüggve, fontos szerepe van a nátrium pumpának: a sejt negatív töltésű ionjai vonzzák a sejten kívül található pozitív nátrium ionokat, amelyek a sejtfalon áthaladnak, így semlegesíteni tudják a távozott kálium ionok hatását.

Felhasználása Redukálószerként más fémek előállításakor. Például:   TiCl4 + 4Na → Ti + 4NaCl Repülőgépmotorok és nagy teljesítményű atomreaktorok hűtőközege (cseppfolyós állapotban). Nátriumlámpákban (nagyon jó fényhasznosulás, de a színe miatt csak korlátozottan használható: pl. az erős narancssárga fényű utcai lámpákban). Szerves vegyületek víztelenítésére. Festék-, lakk- és műkaucsuk-gyártás során.

Kémiai tulajdonságai Alacsony a standardpotenciálja, ezért jó redukálószer. Levegőben elégetve dinátrium-peroxid keletkezik. 2Na + O2 → Na2O2 Vízzel heves, exoterm reakció közben nátrium-hidroxid és H2-gáz fejlődik:   2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

Híg savakkal reagálva H2-gázt fejleszt a következő reakció szerint:   2Na + 2HCl → H2 + 2NaCl A halogén elemekkel szintén hevesen reagál, miközben megfelelő nátrium-halogenid keletkezik. Klórral a reakcióban fehér NaCl keletkezik a következő reakció szerint:   2Na + Cl2 → 2NaCl A nátrium és vegyületei a lángot sárgára festik.

Fontosabb vegyületei Vegyületeiben a nátrium oxidációs száma +1. Nátrium-klorid (konyhasó, kősó) – NaCl: Színtelen, szagtalan, kristályos (ionrácsos), magas olvadáspontú, nem nedvszívó vegyület. Szilárd állapotban lapközepes kockarácsot alkot. Az ionrácsot pozitív nátrium (Na+) és negatív klorid (Cl−) ionok alkotják. Az ionokat erős elektrosztatikus vonzóerő - az ionkötés - tartja össze. Minden pozitíviont, hat negatívion, és minden negatíviont hat pozitívion vesz körül .

Kősókristály Konyhasó Cl--ionok Na+-ionok Olvadáspont: 801°C Forráspont: 1465 °C Sűrűség: 2,16 g/cm3 Kősókristály Konyhasó Cl--ionok Na+-ionok

Nátrium-karbonát (szóda, kalcinált szóda, sziksó) – Na2CO3: A természetben is előforduló nátriumvegyület. Vízmentes állapotban fehér porszerű vegyület (kalcinált szóda), amely vízben hőfejlódés közben oldódik. Vizes oldata bázisos kémhatású a karbonátion hidrolízise miatt.

Olvadáspont: 854°C Forráspont: 1600 °C Sűrűség: 2,53 g/cm3

Ipari előállítása Solvay-féle (ammóniás) eljárással történik konyhasóból, ammóniából és szén-dioxidból úgy, hogy a telített NaCl-oldatba először ammóniát, majd CO2-gázt vezetnek. NH4HCO3 kelet-kezik, ami a konyhasóval reagálva NaHCO3-ot és NH4Cl-ot ad. A NaHCO3 az oldat hűtésekor kikristályosodik, míg az NH4Cl oldatban marad.

A kristályos NaHCO3-ot szűréssel elválasztják az oldattól, majd 180°C-on hevítve (kalcinálás) szódává alakítják. A hevítés során felszabaduló szén-dioxidot visszavezetik a folyamatba. Az NH4Cl-ot tartalmazó oldatból Ca(OH)2- oldat segítségével felszabadítják, regenerálják az ammóniát és visszavezetik a folyamatba.

NaCl + H2O + NH3 + CO2 → NaHCO3(s) + NH4Cl(aq)   2NaHCO3(s) → Na2CO3(s) + CO2 + 2H2O 2NH4Cl(aq) + Ca(OH)2 → CaCl2 +2NH3 + 2H2O Felhasználása: üveg-, szappan-, mosószer-, papír- és festékgyártásnál, a textiliparban, bőrcserzésre, vízlágyításra, stb.

Nátrium-hidroxid (marónátron, zsírszóda, kőszóda) – NaOH: Fehér színű, kristályos, higroszkópos vegyület. Levegőn tartva először elfolyósodik, majd a levegő szén-dioxidjával egyesülve nátrium-karbonáttá alakul.

Ipari előállítása Vízben hőfejlődés közben feloldódik. A kapott oldat erős bázis, maró és mérgező hatású. Ipari előállítása NaCl-oldat elektrolízisével történik.

A katód- és az anódteret el kell választani egymástól, hogy a katódon képződött hidroxidionok ne reagálhassanak az anódon képződött klórral valamint, hogy a hidrogén és a klór ne képezzenek klórdurranógáz- keveréket. A katód- és anódtér elkülönítésének módja alapján kétféle eljárást különböztetünk meg: - a diafragmás- és - higanykatódos eljárást.

A diafragmás eljárásnál a katód- és anódteret azbesztszövetes diafragmával különítik el. Az anódon klórgáz fejlődik, a katódon pedig az azbeszten átszivárgó elektrolitból hidrogéngáz keletkezik. Itt az oldatban levő nátriumionok a szaporodó hidroxidionokkal NaOH-ot adnak, melyet folyamatosan elvezetnek. A higanykatódos eljárás során a katódot és az anódot két külön cellában helyezik el. Az egyik cellában képződött nátrium, amalgám formájában a másik cellába is átkerül. Itt a higany anódként működik és az amalgám: Hg, NaOH és H2-termékekre bomlik.

Felhasználása: timföldgyártás, szappangyártás, cellulóz-, műselyem- és papírgyártás, tisztítószerek gyártása, kőolajtermékek tisztítása. Híg vizes oldatát fertőtlenítésre is fel lehet használni.

Nátrium-szulfát (glaubersó) – Na2SO4: A természetben is előforduló színtelen, kristályos vegyület. +32°C alatt dekahidrát formájában, míg +32°C fölött vízmentes állapotban kristályosodik.

Iparilag kősóból állítják elő magnézium- szulfát segítségével. 2NaCl + MgSO4 → Na2SO4 + MgCl2 Felhasználása: Nagy mennyiségben használja az üveg-, papír- és textilipar.

Nátrium-nitrát (chilei salétrom) – NaNO3: Színtelen, vízben jól oldódó kristályos vegyület, amely a természetben is megtalálható.

Ipari előállítása szódából és salétromsavból történik a következő reakció szerint:   Na2CO3 + 2HNO3 → 2NaNO3 + H2O + CO2 Elsősorban nitrogéntartalmú műtrágya gyártására használják, de egyes robbanóanyagok gyártásánál is fontos nyersanyag.

A kÁlIUM (kallium, potassium, kalijum, калий)

A 7. leggyakrabban előforduló elem.

Humphry Davy állított elő 1807-ben, KOH- olvadék elektrolízisével. Nagy reakcióképessége miatt csak vegyületei (ásványai) alakjában fordul elő, mint amilyenek a: káliumföldpát K[AlSi3O8] muszkovit KAl2[AlSi3O10](OH,F)2 szilvin KCl karnalit KMgCl3·6H2O glaserit K3Na(SO4)2

Levegőn gyorsan oxidálódik, ezért levegőtől elzárva tárolják. A kálium ezüstfehér színű (a nátriumnál kissé sötétebb), erős fémfényű, puha (késsel vágható) paramágneses, jó elektromos- és hővezető fém. Levegőn gyorsan oxidálódik, ezért levegőtől elzárva tárolják. Kisebb mennyiségű káliumot általában petróleumban célszerű tárolni.  

A kálium izotópjai A káliumnak 24 ismert izotópja van. Ebből három fordul elő a természetben:   39K - 93,3%-ban, 40K - 0,0117%-ban (radioaktív felezési ideje 1,25·109 év) és 41K - 6,7%-ban.

Emissziós színképe a látható tartományban

Ipari előállítása 2KF + CaC2 → CaF2 + 2K + 2C KOH-olvadék elektrolízisével. KCl redukálásával magas hőmérsékleten kb. 870°C-on elemi nátrium segítségével a következő reakció szerint:  KCl + Na → K + NaCl   KF-ból kalcium-karbiddal 1000-1100°C-on: 2KF + CaC2 → CaF2 + 2K + 2C

Az élő szervezetek számára nélkülözhetetlen. Élettani jelentősége Az élő szervezetek számára nélkülözhetetlen. A szervezetben az ingerület-átvitelben van elengedhetetlen szerepe a nátriummal együtt. Ezen kívül fontos még az izomműködéshez, a sejtek energiaellátásában és a sav-bázis egyensúly fenntartásában. Az emberi szervezetben körülbelül 150 gramm kálium található. Hiánya ritkán alakul ki (például hányás, hasmenés esetén), akkor izomgyengeség, szívműködési problémák léphetnek fel és a vesék is károsodhatnak.

Felhasználása A 42-es tömegszámú K-izotópot az orvosi diagnosztikában Egyes szerves vegyületek szintézisénél KO2 előállítására Más káliumvegyületek előállítására.

Kémiai tulajdonságai Reakcióképesebb a nátriumnál. Oxigénnel közvetlenül KO2 (kálium-szuperoxidot) képez a következő reakció szerint: K + O2 → KO2 Vízzel heves, exoterm reakció közben kálium-hidroxid és H2-gáz fejlődik:   2K + 2H2O → 2KOH + H2

Peroxid és oxid a következő reakciók szerint keletkezik:  2K + 2O2 → K2O4   K2O4 + 6K → 4K2O  A halogén elemekkel szintén hevesen reagál, miközben megfelelő kálium-halogenid keletkezik. Klórral a reakcióban fehér KCl keletkezik a következő reakció szerint:  2K + Cl2 → 2KCl

A hidrogénnel, mint más alacsony standardpotenciálú fémek, kálium-hidridet (KH) képez.  2K + H2 → 2KH Savakkal nagyon heves exoterm reakcióban megfelelő sók keletkeznek és hidrogéngáz szabadul fel. Például, sósavval:  2K + 2HCl → 2KCl + H2 A kálium és vegyületei a lángot fakóibolya színűre festik.

Fontosabb vegyületei Vegyületeiben a kálium oxidációs száma +1. Kálium-klorid (szilvin) – KCl: Fehér, kristályos vegyület. Gazdasági szempontból ez a legfontosabb káliumsó. Nagy mennyiségű KCl-ot használnak káliumműtrágyaként, mert a kálium a növények növekedési ütemét nagyban befolyásolja. Előállítása karnalitból történik (KCl·MgCl2·6H2O) frakcionált kristályosítással.

K+      Cl− Olvadáspont: 776°C Forráspont: 1500 °C Sűrűség: 1,98 g/cm3

Kálium-karbonát (hamuzsír) – K2CO3: Fehér, porszerű, higroszkópos anyag. Vízben jól oldódik. Vizes oldata bázisos kémhatású. Ipari előállítása KOH-ból történik CO2 segítségével.   2KOH + CO2 → K2CO3 + H2O Kenőszappanok és káliumüveg előállításánál használják.

Olvadáspont: 891°C Forráspont: elbomlik Sűrűség: 2,29 g/cm3

Kálium-nitrát (salétrom) – KNO3: Fehér, kristályos vegyület, amely 350°C-ig hőálló. E hőmérséklet fölött kálium-nitritté alakul. Nem higroszkópos. Előállítása chilei salétromból történik KCl segítségével, a következő reakció szerint:   NaNO3 +KCl → KNO3 + NaCl Lőporgyártásra valamint műtrágyaként használják.

Olvadáspont: 334°C Forráspont: 400°C-on elbomlik Sűrűség: 2,11 g/cm3

Kálium-szulfát (arkanit) – K2SO4: Színtelen, rombos kristályosszerkezetű anyag, amely nem higroszkópos. Vízben csak kis mértékben oldódik. Szinte kizárólag műtrágyaként használják.

Kálium-hidroxid (marókáli, kálilúg) – KOH: Fehér, higroszkópos vegyület. Vízben hőfejlődés közben jól oldódik. Vizes oldata erősebb bázis, mint a nátrium-hidroxid. Előállítása KCl vizes oldatának elektrolízisével történik. Mosószerek, vízlágyítók és kenőszappanok készítésére, valamint CO2 abszorbeálására használják.

Olvadáspont: 406°C Forráspont: 1379°C Sűrűség: 2,04 g/cm3

Kálium-szuperoxid (KO2): Narancssárga kristályos anyag Kálium-szuperoxid (KO2): Narancssárga kristályos anyag. Szén-dioxid hatására nagy mennyiségű oxigén szabadul fel belőle, ezért tengeralattjárókban, űrhajókban oxigénforrásként szolgál:  4KO2 + 2CO2 → 2K2CO3 + 3O2

A csoport többi eleme

Lítium Az elemek gyakorisági sorában a 27. helyen áll. A természetben csak vegyületei formájában fordul elő. Előállítása LiCl-olvadék elektrolízisével történik. Fontosabb vegyületei LiCl: Szárítószerként használják, mivel nagyon higroszkópos vegyület. LiH: Rakéta-üzemanyagok alkotórésze. LiAlH4: Erős redukálószerként használatos egyes szerves vegyületek szintézisénél.

Rubídium Cézium Francium Az elemek gyakorisági sorában a 21. helyen áll. A természetben csak vegyületei formájában fordul elő. Fontosabb vegyületei: RbCl, Rb2CO3 és a RbOH. Cézium Az elemek gyakorisági sorában a 21. helyen áll. A természetben csak vegyületei formájában fordul elő. Fontosabb vegyületei a: RbCl, Rb2CO3 és a RbOH. Francium Egyike a legritkábban előforduló elemeknek. Az egész földkéregben kb. 50 g-nyi francium van. Uránásványokban fordul elő, mint az urán bomlási terméke.

Cs Li