Szervetlen kémia Nitrogéncsoport V/A. oszlop Elektronszerkezet: ns2np3 N, P nemfém, As, Sb félfém, Bi fém Elektronegativitás: 1.9-3.0 (többnyire kovalens kötést képeznek) Vegyérték, oxidációs szám: sokféle -3: ammónia (NH3) -2: hidrazin (H2N-NH2) -1: hidroxilamin (H2N-OH) -0: nitrogén molekula (N2) +1: dinitrogén-oxid (N2O) +2: nitrogén-monoxid (NO) +3: dinitrogén-trioxid (N2O3) +4: nitrogén-dioxid (NO2) +5: nitrogén-pentaoxid (N2O5) 3e- 1e- lazító pályán! 4e- delokalizált 3e- delokalizált

Szervetlen kémia Nitrogéncsoport Nitrogén (N) Gáz, levegő 78%-a. N2 nagyon stabil. 3 p elektronnal kötés, negyediket datív módon (NH4+) N fontosabb vegyületei: Ammónia (NH3): színtelen, szúrós szagú, nagy párolgáshő, vízben jól oldódik. Felhasználás: salétromsav és műtrágyagyártás, hűtőgép (helyette ma HCFC, HFC) Ammónium-hidroxid (NH4OH) Csak vizes oldatban létezik, gyenge bázis: NH3 + H2O NH4OH NH3 vízben való oldódása exoterm: hevítés hatására NH3 eltávozik. Ammónium-klorid (NH4Cl) Kristályos, vízben jól oldódik, oldata kissé savas Hevítés hatására bomlik: NH4Cl → NH3 + HCl Felhasználás: lágyforrasztáskor fémfelület tisztítására, HCl és NH3 oldja a fém-oxidokat Ammónium-nitrát (NH4NO3) Kristályos, higroszkópos, könnyen bomlik (robbanásveszély) Felhasználás: mészkőporral keverve műtrágya

Szervetlen kémia Nitrogéncsoport Nitrogén-dioxid (NO2): vörösesbarna, párosítatlan elektron miatt paramágneses. Vízzel reagálva: 2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2 Egyensúlyban van a dimerjével: 2NO2 N2O4

Szervetlen kémia Nitrogéncsoport Dinitrogén-tetroxid (N2O4): könnyen cseppfolyósítható gáz. Felhasználás: kovalens vegyületek jó aprotonos oldószere. Salétromsav (HNO3): színtelen, szúrós szagú, erős sav Állás közben bomlik: 2HNO3 → 2NO2 + H2O + O Oxidálószer: N5+ → N4+-re redukálódik, ill. naszcens oxigén képződik Fémeket oldja (választóvíz: ezüst): 2Ag + 2HNO3 = Ag2O + 2NO2 + H2O Ag2O + 2HNO3 = 2AgNO3 + H2O Királyvíz: cc. HNO3 és cc. HCl 1:3 arányú keveréke (aranyat is oldja) HNO3 + 3HCl = 2H2O + NO + 3Cl (atomos klór oxidál) HCl + 3Cl + Au = H[AuCl4] (hidrogén-tetrakloro-aurát) cc. HNO3 a vasat és alumíniumot nem oldja, mert passzív oxidréteget csinál (de: a híg HNO3 oldja őket!!

Szervetlen kémia Nitrogéncsoport Foszfor (P) Szilárd. 3 allotróp módosulat: elemek más kristályszerkezetűek (polimorfia: általános fogalom: anyagok más kristályszerkezetűek) egyszeres (s) kötések, 5 kötés a 3d pályára gerjesztett egyik 3s elektron révén Felhasználás: vörösfoszfort gyufagyártásra fehér (P4) vörös (láncszerű) fekete (grafitszerű) P fontosabb vegyületei: Foszforsav (H3PO4): színtelen, kristályos (42 ºC-on olvad), hárombázisú középerős sav. Sói a foszfátok (PO43-: tetraéder, 8 delokalizált e-). Szerves foszfátvegyületek: sejtek energiaátalakítása (adenozin foszfátok: AMP, ADP, AMP) Műtrágya: Ca(H2PO4)2.H2O (szuperfoszfát) H3PO4 PO43-

Szervetlen kémia Oxigéncsoport VI/A. oszlop Elektronszerkezet: ns2np4 O, S, Se nemfém, Te, Po félfém Elektronegativitás: 2.0-3.5 (többnyire kovalens kötést képeznek) Vegyérték: 2, 4, 6 Oxigén (O) 3. leggyakoribb elem a világegyetemben Leggyakoribb elem a Földön, a földkéreg súlyának fele oxigén. Gáz, levegő 20.9 %-a. Cseppfolyós és szilárd halmazállapotban kék. Kétatomos molekula (O2), kevésbé stabilabb mint N2. Egy s kötés, és két azonos spinű magános p elektron (két fél p kötés) Előállítás: cseppfolyós levegő frakcionált desztillációjával, ill. vízből elektrolízissel Legjelentősebb allotróp módosulata az ózon (O3): Fertőtlenítő hatású, légkörben UV védelem O O 4e-

Szervetlen kémia Oxigéncsoport Oxigén vegyületei Víz (H2O) Erős hidrogénkötés, vízben legstabilabbak a négyes asszociátumok (H8O4) Jég: folyadéknál lazább szerkezete miatt sűrűsége kisebb mint a vízé (térfogata nagyobb 9%-al). Víz sűrűsége is +4 ºC-on a legnagyobb. Hidrogén-peroxid (H2O2) Színtelen, szagtalan, nem éghető folyadék Erős hidrogénkötést képez, vízzel korlátlanul elegyedik Peroxokötés gyenge, erősen bomlékony: H2O2 = H2O + O A felszabaduló naszcensz (atomos) oxigén miatt erős oxidálószer. 2HCl + H2O2 = Cl2 + H2O Előállítása: BaO2 + H2SO4 = BaSO4 + H2O2 (BaO + O2 = BaO2 500 ºC-on) Fontosabb alkalmazásai: fertőtlenítőszer, színtelenítőszer, rakéták üzemanyaga Bomlását nehézfémek és sóik katalizálják

Szervetlen kémia Oxigéncsoport Kén (S) Sárga, szilárd, 8-atomos molekulák (s-kötés) Természetben elemi állapotban vulkángőzökben. Kőolajfinomítás mellékterméke Felhasználás: borászat (baktériumölő), kénsav előállítás Antal István: A kén Egy sárga úr vagyok, Megismerhetsz nyomban, Megtalálsz a hatodik főcsoportban. Távol áll tőlem bohém élet, pia, Jellemzőm az allotrópia. Egy lóugrás a szén, ki mindig ,,kormos'', Iker vagyok, monoklin és rombos. Nem vagyok túl kemény, De mégis sármos, Egész testem molekularácsos. Testem látszik, nem poláros, Nyolc atomos gyűrű, apoláros. Ha oldani akarsz, vízzel ne próbálkozz, Erre inkább, szén-diszulfid, te ajánlkozz! Hevítgetnek gyakran, megolvadok, folyok, Sűrű, sötét gyűrű leszek, majd folyékony vagyok. Ha ilykor lehűtenek orvul, Nem érzem jól magam, csak amorful. Egyéb elemekkel reagálok sorba', Ekképp stabilizálódom három rácstípusba. Atom, molekula, s ionrács e három, Soulfour vagyok, magamat ajánlom.

Szervetlen kémia Oxigéncsoport Kén vegyületei: Hidrogén-szulfid (H2S, kén-hidrogén) Előfordulás: vulkáni gázok, kénes ásványvizek, záptojás (fehérjék bomlásterméke) Savas jellege miatt fémekkel reagál (pl. ezüst: fekete Ag2S) Kén-dioxid (SO2) Vulkáni tevékenységből, szén és kőolajszármazékok elégetésekor → savas esők Redukálható (oxidáló tulajdonság): SO2 + 2H2S = 3S + 2H2O Oxidálható (redukáló tulajdonság): 2SO2 + O2 = 2SO3 Ezen reakció vanádium-pentoxid (V2O5) katalizátorral a kénsavgyártás fő lépése. Borászatban hasznos tulajdonságok: antioxidáns, antiszeptikus (mikroorganizmus ölő), íz, zamat és színalakító hatás Kén-trioxid (SO3) S elektronszerkezete: 3s2 3p4 = csak 2 párosítatlan, kovalens kötést képző elektron Promóció: a párosított elektronokból 1-1 a 3d pályára gerjesztődik (energia fedeződik az utána kialakuló kovalens kötés során felszabaduló energiából) Hibridizáció: pályák energiája kiegyenlítődik, hogy ekvivalens kötéseket alkothassanak: SO3-ban: 3 ekvivalens s-kötés + delokalizált p pályák O S 6e-

Szervetlen kémia Kén vegyületei Kénsav (H2SO4) Egyik legnagyobb mennyiségben előállított vegyszer (szinte minden vegyiipari ágazatban használt alapanyag) Max. 98 %-os vizes oldatát használják (efölött SO3 párolog ki belőle). Akkumulátorban 33.5 %-os van. Kétértékű nagyon erős sav. Tömény H2SO4 erősen vízelvonó, még szerves vegyületekből is elvonja a H és O-t → elszenesíti őket.

Szervetlen kémia Kén vegyületei Kénsav (H2SO4) Egyik legnagyobb mennyiségben előállított vegyszer (szinte minden vegyiipari ágazatban használt alapanyag) Max. 98 %-os vizes oldatát használják (efölött SO3 párolog ki belőle). Akkumulátorban 33.5 %-os van. Kétértékű nagyon erős sav. Tömény H2SO4 erősen vízelvonó, még szerves vegyületekből is elvonja a H és O-t → elszenesíti őket. Tömény forró kénsav erős oxidálószer, de HNO3-nál gyengébb. Autoprotolízis: 2H2SO4 H3SO4+ + HSO4- K=2.7.10-4 (mol/dm3)2 sokkal erősebb mint a vízben (10-14), vezeti az áramot. Vízben disszociációja: H2SO4 + H2O = H3O+ + HSO4- (hidrogén-szulfátion) HSO4- + H2O = H3O+ + SO42- (szulfátion) Szulfátok (SO42-) Tetraéderes szerkezetű, de – a sok helyen látható ábrával ellentétben - a 4 oxigén ekvivalens, 8 e--ból álló delokalizált p-rendszer van a 4 s S-O kötés körül. Fontosabb szulfátok: PbSO4, CaSO4, MgSO4, CuSO4.5H2O (növényvédőszer)

Szervetlen kémia Halogéncsoport VII/A. oszlop Elektronszerkezet: ns2np5 F, Cl, Br, I nemfém, At (mesterséges elem) félfém Elektronegativitás: 4.0-2.2 Kis EN-ú elemekkel ionos, nagy EN-ú elemekkel kovalens kötésű vegyületeket alkotnak. Vegyérték: 1, 3, 5, 7 (oxidációs szám: -1, +1, +3, +5, +7) kivéve a F, aminek oxidációs száma csak -1 lehet. Erős oxidálószerek (anionná redukálódnak) Kétatomos molekulákat képeznek. Színesek: molekuláik a látható fény hatására gerjesztődnek. Szobahőmérsékleten F, Cl gáz, Br folyékony, I szilárd. Előfordulás: tengervízben, ásványvizekben, többnyire Na-só formájában. Fluor (F) Legerősebb oxidáló elem, nemesgázokkal is (Kr, Xe, Rn) reagál. Megtámadja a legtöbb elemet: esetenként a fejlődő hő mellett fényeffektus.

Szervetlen kémia Halogéncsoport Fluor fontosabb vegyületei Hidrogén-fluorid (HF): középerős sav, üvegmaratásra használják SiO2 + 4HF = SiF4 + 2H2O Erős hidrogénkötés: H2F2, H4F4, H6F6 asszociátumokat képez Nátrium-fluorid (NaF): fogpasztában Nátrium-[hexafluoro-aluminát] = kriolit (Na3[AlF6]) Al gyártásban elektrolízisnél: 1000 ºC-os olvadéka oldja a timföldet (enélkül 2000 ºC kellene) Klór (Cl) Fojtó szagú gáz, elemi állapotban vulkáni gázokban Reaktivitása hasonló (csak gyengébb) a fluoréhoz Előállítás: NaCl vizes oldatának elektrolízise → Cl2 + H2 Felhasználás: fertőtlenítés (víz, gyógyászat) Cl2 + H2O HCl + HClO HClO → HCl + O Hidrogén-klorid (HCl) Szúrós szagú gáz, vizes oldata a sósav (erős sav), kis koncentrációban gyomorban Előállítás: NaCl + H2SO4 = NaHSO4 + HCl Felhasználás: PVC gyártás, gyógyszeripar + sok egyéb iparágban

Szervetlen kémia Halogéncsoport Bróm (Br) Vörösbarna, rossz szagú folyadék (büzeny) Klóréhoz hasonló jellegű reaktivitás (de gyengébb) Felhasználás: KBr, NaBr-t nyugtatóként a gyógyászatban AgBr-t a fényképészetben Jód (I) Szürke kristály, sárgásbarna vizes oldat, lila gőz

Szervetlen kémia Halogéncsoport Jód (I) Vízben rosszul oldódik, de KI-os oldatban már jól: I2 + I- = I3- komplex ion Oxidálószer (leggyengébb a halogének közül) Fontos élettani szerep: pajzsmirigy által termelt tiroxin növekedési hormon Hiánya: pajzsmirigy megnagyobbodás (golyva), törpeség, szellemi visszamaradottság Napi szükséglet felnőttkorban: 0.15 mg (jódozott só) De: 2-3 g már halálos méreg Előfordulás: tengervíz, édesvíz (század mg/dm3), NaIO3 salétrombányákban Radioaktív jód: 131I (urán maghasadásakor), felezési ideje 8 nap Illékony, levegőben relatíve nagy koncentráció katasztrófa esetén. Pajzsmirigyben összegyűlik → daganatos betegség. Védekezés: napi 130 mg KI tabletta Előállítás: NaIO3 + 3 NaHSO3 = NaI + 3NaHSO4 NaIO3 + 5NaI + 3H2O = 3I2 + 6NaOH Felhasználás: halogén izzólámpákban W szál párolgásának csökkentésére AgI felhőkbe porlasztása: eső indítás 3 %-os alkoholos—vizes oldatát fertőtlenítésre (oxidáló hatása miatt) analitikai laborokban: reagens

Szervetlen kémia Nemesgázok Általános tulajdonságok Elektronszerkezet: ns2 np6 Egyetlen elem, ami atomos állapotban természetben előfordul A zárt elektronhéj miatt meglehetősen inertek, a magasabb rendszámúak laboratóriumi körülmények között reakcióba vihetők: Xe[PtF6], XeF2, KrF4, BaKrO4 Szilárd halmazállapot: „molekularács” – diszperziós kölcsönhatásokkal Legelterjedtebb felhasználás: fénycsövek, izzólámpák töltése - kisnyomású nemesgáz (általában keverék) + többnyire kevés Hg vagy fémsó - feszültség hatására elektromos kisülés → ionizálja a gázt - szabaddá váló elektronok gyorsulnak a feszültség hatására, ütköznek a gázfázisban levő atomokkal, ionokkal, ezzel gerjesztik elektronjaikat. A gerjesztett elektronok visszakerülve az alapállapotba UV és látható fotonokat sugároznak ki. Hélium (He) H után a leggyakoribb a világegyetemben, s legkönnyebb → léghajók, léggömbök Előállítás: földgáz cseppfolyósításakor gázfázisban marad, uránkőzetek hevítése Hűtőanyag szupravezető mágnesekben, kriogenikában He-Ne lézer különböző műszerekben

Szervetlen kémia Nemesgázok Argon (Ar) Föld légkörének 0.93 %-át alkotja Előállítás: cseppfolyós levegő frakcionált lepárlásával Védőgáz fémkohászatban, ívhegesztésnél Hőszigetelt üvegben az üveglapok között Élelmiszeriparban csomagológáz Kripton (Kr) Előállítás: cseppfolyós levegő frakcionált lepárlásával Izzólámpa töltőgáza (Bródy Imre, TUNGSRAM) Xenon (Xe) Elsőként előállított nemesgáz vegyület: Xe[PtF6]. Előállítás: cseppfolyós levegő frakcionált lepárlásával Xeonlámpa töltőgáza (vakuk) Űreszközök ionhajtóművének hajtóanyaga (ionizációs kamrában ionozálják, majd az ionokat elektromos térben felgyorsítva kilövik. Kis, de hosszú ideig egyenletes hajtóerő: bolygóközi utazásra optimális. Radon (Rn) Radioaktív háttérsugárzás 40 %-a, forrása a kőzetekben levő rádium. Összegyűlik a lakóhelyiségek légterében. Tüdőrák 2. leggyakoribb okozója.