A) Áttekintés
Az oxigénvegyületek csoportosítása
Az oxigén a periódusos rendszer VI. főcsoportjának (16. csoport, oxigéncsoport) legfontosabb eleme. Hat vegyértékelektronja van, így általában két elektron felvételével (vagy két kötés kialakításával) éri el a nemesgáz-szerkezetet. Vegyületeinek rendszerezésében a legfontosabb támpont az oxigén oxidációs száma, amely a legtöbb vegyületében −2, a peroxidokban viszont −1.
Olyan oxigénvegyületek, amelyekben két oxigénatom közvetlenül kapcsolódik egymáshoz — ez a peroxokötés (−O−O−). Ebben a kötésben az oxigén oxidációs száma −1 (köztes érték a szabad elem 0 és az oxidok −2 értéke között). Példák: hidrogén-peroxid (H₂O₂), nátrium-peroxid (Na₂O₂), bárium-peroxid (BaO₂).
B) Hidrogén-peroxid
Hidrogén-peroxid (H₂O₂)
A hidrogén-peroxid a legfontosabb peroxid. A molekulában két oxigénatom kapcsolódik egymáshoz peroxokötéssel (−O−O−), és mindkét oxigénen egy-egy hidrogénatom ül. A molekula térbeli alakja jellegzetes — „nyitott könyv" alakú: a két O–H kötés nem egy síkban fekszik. Az oxigén oxidációs száma −1.
Fizikai tulajdonságok
- Színtelen, szagtalan folyadék (tömény formában).
- Sűrűsége nagyobb a vízénél.
- Fagyáspontja kb. −0,4 °C.
- Forráspontja előtt elbomlik — ezért nem lehet egyszerűen desztillálni.
A bomlás — diszproporció
A hidrogén-peroxid nem stabilis: a −1-es oxidációs számú oxigén egyszerre oxidálódik (0-ás O₂-vé) és redukálódik (−2-es vízzé). Ez a diszproporció. A folyamat exoterm:
Oxidálószerként (a −1-es oxigén −2-re redukálódik)
A H₂O₂ leggyakrabban oxidálószer. Klasszikus példa a régi olajfestmények restaurálása: a fehér ólomtartalmú festék idővel a levegő kén-hidrogénjétől fekete ólom(II)-szulfiddá (PbS) alakul; a H₂O₂ ezt fehér ólom(II)-szulfáttá (PbSO₄) oxidálja vissza:
Sósavat oxidálva klórt szabadít fel:
Redukálószerként (a −1-es oxigén 0-ra oxidálódik)
Erős oxidálószerrel szemben a H₂O₂ redukálószerként viselkedik — ilyenkor belőle O₂ fejlődik. A savas közegű kálium-permanganát elszíntelenedése jól mutatja:
Előállítás
Laboratóriumban sójából, a bárium-peroxidból kénsavval:
Felhasználás
- Fertőtlenítés (sebek, felületek) — a naszcensz oxigén öli a kórokozókat.
- Szőkítés / fehérítés: haj, textil, papír.
- Rakétahajtómű oxidáló komponense (a bomláskor fejlődő oxigén és hő hajtja).
A H₂O₂ kettős szerepe — interaktív
Mivel a hidrogén-peroxidban az oxigén oxidációs száma −1 (köztes érték), a H₂O₂ oxidálni és redukálni is tud — attól függően, kivel reagál. Válts a két szerep között, és nézd meg, hogyan változik az oxigén oxidációs száma és a rendezett egyenlet!
C) A víz
A víz szerkezete és anomáliái
A víz (H₂O) a Föld leggyakoribb és az élet szempontjából legfontosabb vegyülete. Tulajdonságai a molekula szerkezetéből és a molekulák közti hidrogénkötésből következnek.
A molekula alakja
A vízmolekula V-alakú (hajlított). A központi oxigénatom körül torzult tetraéderes elrendeződés van: 2 kötő és 2 nemkötő (magános) elektronpár. A nemkötő párok erősebb taszítása miatt a kötésszög a tetraéderes 109,5°-nál kisebb: 105°.
A hidrogénkötés és az anomáliák
A poláris vízmolekulák között hidrogénkötés alakul ki (egyik molekula H-ja egy másik molekula O-jának nemkötő párjához kapcsolódik). Ez magyarázza a víz feltűnően magas olvadás- és forráspontját, valamint az anomáliáit.
| Mennyiség | Érték | Megjegyzés |
|---|---|---|
| Fagyáspont | 0 °C | 0,1 MPa nyomáson |
| Forráspont | 100 °C | 0,1 MPa nyomáson |
| Maximális sűrűség | +4 °C-en | a víz +4 °C-en a legsűrűbb (nem 0 °C-en!) |
A legfontosabb anomália: a víz maximális sűrűsége +4 °C-en van, nem a fagyásponton. Lehűléskor +4 °C alatt a víz tágulni kezd, a jég pedig kisebb sűrűségű, mint a folyékony víz — ezért a jég a vízen úszik, és a tavak felülről fagynak be.
A víz amfotériája és autoprotolízise
A víz amfoter: a reakciópartnertől függően savként és bázisként is viselkedhet. Erős savval szemben protonfelvevő (bázis), erős bázissal szemben protonleadó (sav).
Autoprotolízis
Tiszta vízben is végbemegy egy kismértékű reakció: az egyik vízmolekula protont ad át a másiknak. Ezt nevezzük autoprotolízisnek (önionizációnak):
A víz bázisként — erős savval
Erős savval szemben a víz protont vesz fel (bázis). A sósav reakciójában a klorid marad a savmaradék:
A víz savként — gyenge sav sójával / bázissal
Erősebb bázissal (pl. a karbonátionnal) szemben a víz protont ad le (sav), és hidroxidion keletkezik — ez a sók hidrolízise:
Ezért lúgos kémhatású pl. a szóda (Na₂CO₃) oldata: a karbonátion a víztől protont von el, és OH⁻ szabadul fel.
A víz reakciói
A víz a kémia legfontosabb oldószere és reakciópartnere. Néhány jellegzetes reakciója:
Aktív fémekkel — hidrogénfejlődés
A nagyon negatív standardpotenciálú fémek (alkáli- és alkáliföldfémek) már hideg vízzel reagálnak, fém-hidroxid és hidrogéngáz keletkezik:
Vízgáz előállítása — erősen endoterm
Magas hőmérsékleten (~1000 °C) az izzó szén a vízgőzt redukálja; szén-monoxid és hidrogén keletkezik. Ez a vízgáz (régen fontos ipari fűtő- és szintézisgáz). A folyamat erősen endoterm:
D) Oxidok és vízkeménység
Az oxidok — bázis- és savanhidridek
Az oxidok az elemek oxigénnel alkotott vegyületei (az oxigén oxidációs száma −2). Kémiai viselkedésük szerint négy nagy csoportba sorolhatók — ezt elsősorban az alkotó elem helye (s-mező, p-mező, d-mező) szabja meg.
a) Ionrácsos oxidok = bázisanhidridek
Az s-mező fémeinek oxidjai (pl. Na₂O, MgO, CaO) ionrácsosak. Vízzel reagálva bázist (hidroxidot) adnak — ezért nevezzük őket bázisanhidrideknek (a hidroxid „vízmentesített" formái):
b) Kovalens (molekularácsos) oxidok = savanhidridek
A p-mező nemfémeinek oxidjai (pl. CO₂, SO₂, SO₃) molekularácsosak. Vízzel reagálva savat adnak — ezek a savanhidridek:
A savanhidridek lúggal sót képeznek (még a vízzel nehezen reagáló SiO₂ is, ömlesztve):
c) d-mező fémoxidok
Az átmenetifémek oxidjai (pl. Fe₂O₃) vízzel alig reagálnak, savval viszont sót képeznek:
d) Amfoter oxidok
Egyes oxidok (pl. Al₂O₃, ZnO) savval is és lúggal is reagálnak — ezek az amfoter oxidok. A megfelelő hidroxidjuk (Al(OH)₃, Zn(OH)₂) szintén amfoter.
Oxid-osztályozó — interaktív
Kattints egy oxidra, és nézd meg, melyik típusba tartozik (bázisos, savas vagy amfoter), valamint a jellemző reakcióegyenletét!
Vízkeménység és lágyítás
A természetes vizek oldott sókat tartalmaznak. A vízkeménységet elsősorban a kalcium- (Ca²⁺) és magnéziumionok (Mg²⁺) okozzák. Két fajtája van — és csak az egyik szüntethető meg forralással!
| Típus | Mit okoz? | Forralással? |
|---|---|---|
| Állandó keménység | kloridok, szulfátok (pl. CaCl₂, CaSO₄) | NEM szüntethető meg |
| Változó keménység | hidrogén-karbonátok: Ca(HCO₃)₂, Mg(HCO₃)₂ | IGEN, forralással megszüntethető |
Hogyan alakul ki a változó keménység? (karsztosodás)
A szén-dioxidot tartalmazó (savas) esővíz feloldja a mészkövet (CaCO₃): vízben oldódó kalcium-hidrogén-karbonát keletkezik. Ez a folyamat a karsztosodás, és a cseppkövek kialakulásának is az alapja:
A víz lágyítása
A lágyítás célja a Ca²⁺ (és Mg²⁺) ionok eltávolítása. Három fő mód:
1. Forralás (csak a változó keménység ellen)
A hidrogén-karbonát forraláskor visszaalakul oldhatatlan karbonáttá, amely kiválik — ez a hírhedt vízkő:
2. Szódával (Na₂CO₃) — az állandó keménység ellen is
A karbonátion kicsapja a kalcium- és magnéziumionokat oldhatatlan karbonát formájában (ionegyenletek):
3. Trinátrium-foszfáttal (Na₃PO₄)
A foszfátion még oldhatatlanabb csapadékot képez a kalciummal:
E) Különleges víz
Nehézvíz (D₂O)
A nehézvíz olyan víz, amelyben a közönséges hidrogénatomok (¹H) helyét a hidrogén nehéz izotópja, a deutérium (²H, jele D) foglalja el. Képlete D₂O. A deutérium atommagjában a proton mellett egy neutron is van, ezért a deutérium tömege a közönséges hidrogén kétszerese.
Tulajdonságok és felhasználás
- Sűrűsége a közönséges vízénél több mint 10%-kal nagyobb.
- Kémiailag a vízhez nagyon hasonló, de a reakciói lassabbak (a nehezebb atomok miatt).
- Atomreaktorokban neutronlassító (moderátor) anyagként használják: lefékezi a maghasadáskor keletkező gyors neutronokat, hogy azok újabb hasadásokat indíthassanak.