Felidéző gyakorlás
Miért reagál lassan a N2 sok anyaggal közönséges körülmények között?
Válaszolj a kérdésre, majd ellenőrizd a válaszod, és olvasd el a magyarázatot. Ebben a gyakorló nézetben a válaszokat nem mentjük.
Nitrogén és foszfor: azonos csoport, eltérő elemi anyagok
A V.A főcsoport elemeinek öt vegyértékelektronjuk van. A nitrogén elemi állapotban N2-molekulákat, a foszfor több eltérő szerkezetű allotróp módosulatot alkot. A nitrogén vegyületeiben gyakori a −3, +3 és +5 oxidációs szám, de a konkrét értéket minden képletből ellenőrizd. A fejezet útvonala: N2 → NH3 → nitrogén-oxidok → HNO3 és nitrátok; majd vörös foszfor → foszforsav → foszfátok.
Öt vegyértékelektron: nitrogén és foszfor
| Atom | Teljes elektronszerkezet | Vegyértékhéj |
|---|---|---|
| N, Z = 7 | 1s22s22p3 | 2s22p3: három párosítatlan elektron, egy elektronpár. |
| P, Z = 15 | 1s22s22p63s23p3 | 3s23p3; az alapszerkezetben öt vegyértékelektron. |
Erős molekulán belüli kötés, gyenge molekulák közti vonzás
Az N2 Lewis-képlete :N≡N:. Nitrogénenként három közös elektronpár alkotja a hármas kötést, egy-egy nemkötő pár marad. Az azonos atomok kötése és a kétatomos molekula apoláris. Az erős N≡N kötés a kis reakciókészséget magyarázza; a molekulák közti gyenge diszperziós kölcsönhatás az alacsony olvadás- és forráspontot. Ne a hármas kötést bontsd fel, amikor a nitrogén forrását magyarázod: ekkor egész N2-molekulák távolodnak el egymástól.
A száraz levegő körülbelül 78 térfogatszázaléka N2. Cseppfolyós levegőből frakcionált desztillációval különíthető el; ez fizikai szétválasztás. Védőgázként a sok anyaggal szembeni kis reakciókészségét, cseppfolyós nitrogénként az alacsony hőmérsékletét használjuk ki. A N2 nem minden körülmény között közömbös: megfelelő katalizátorral H2-nel ammóniát ad; magas hőmérsékleten az N2 + O2 ⇌ 2 NO endoterm reakció megindulhat. Villámlás és forró égési tér ezért nitrogén-oxidok forrása lehet.
A jegyzetben tárgyalt fontos nitrogénvegyületek kapcsolata.
Ábra szöveges leírása
| Lépés vagy anyag | Lényeg |
|---|---|
| N2 | erős hármas kötés |
| NH3 | gyenge bázis |
| NO2 | barna oxid |
| HNO3 | oxidáló sav |
A jegyzetben tárgyalt fontos nitrogénvegyületek kapcsolata.
Ábra szöveges leírása
| Lépés vagy anyag | Lényeg |
|---|---|
| N2 | erős hármas kötés |
| NH3 | gyenge bázis |
| NO2 | barna oxid |
| HNO3 | oxidáló sav |
Elemi nitrogén
A N2 apoláris, kétatomos molekula; a nitrogéngáz színtelen, szagtalan, vízben rosszul oldódik, szokásos körülmények között kevéssé reakcióképes. Molekularácsos szilárd anyagot alkot. A levegő legnagyobb térfogati összetevője. Iparilag a cseppfolyós levegő szétválasztásával nyerhető. Védőgázként és ammóniagyártás alapanyagaként használják. Magas hőmérsékleten oxigénnel NO képződhet: N2 + O2 → 2 NO.
Ammónia: szerkezet, oldhatóság és szökőkút
Az NH3-molekula trigonális piramis alakú, a nitrogénen egy nemkötő elektronpár van. Poláris, molekulái között hidrogénkötés is fellép. Az ammónia színtelen, szúrós szagú, könnyen cseppfolyósítható gáz; vízben nagyon jól oldódik. A szökőkút-kísérletben az oldódás miatt a lombik belső nyomása csökken, és a külső nyomás vizet hajt be. A látvány nem a víz „felszívó erejéből” adódik.
Miért cseppfolyósítható és miért oldódik jól?
Az NH3-molekulában három egyszeres N–H kötés és egy nemkötő pár van. Az elektronpárok elrendezése közel tetraéderes, a három H-atom által kirajzolt molekula trigonális piramis; a H–N–H szög körülbelül 107°. A kötések dipólusai nem oltják ki egymást. A téralakot az 1.3.1 jegyzet NH3-modelljén elforgatva is ellenőrizheted.
A poláris molekulák és a hidrogénkötések a hasonlóan kis, apoláris gázokhoz képest erősebb vonzást adnak. Az NH3 normál forráspontja körülbelül −33 °C, olvadáspontja −78 °C: szobahőmérsékleten gáz, megfelelő hűtéssel vagy nyomással könnyen cseppfolyósítható. A N2 jóval alacsonyabb, körülbelül −196 °C-os normál forráspontjával összevetve érthető a különbség. Forráskor az N–H kötések megmaradnak.
Vízben a molekulák közti hidrogénkötések és a részleges protonfelvétel egyaránt kedveznek az oldódásnak. Az oldatban maradó semleges NH3-molekulákat is számoljuk; nem írjuk át az összes ammóniát különálló „NH4OH-molekulává”. Hűtőközegként a folyadék párolgása hőt von el, a gőz lecsapódása hőt ad le: ez fázisváltozás, nem az ammónia sav-bázis reakciója.
Az ammónia gyenge bázis
Vízben az ammónia protont vesz fel: NH3 + H2O ⇌ NH4+ + OH−. A protonfelvétel egyensúlyi reakció: az NH3 gyenge bázis, vizes oldata lúgos kémhatású. A bázis erőssége és az oldat pH-ja nem ugyanaz a fogalom. Sósavval ammónium-klorid keletkezik: NH3 + HCl → NH4Cl; a gázok találkozásakor fehér füst látható. Az NH4+ összetett ion, téralkata tetraéderes, sói ionrácsosak és sok közülük vízben jól oldódik.
Az ammóniumion nem ammóniamolekula
Az NH3 nitrogénjén levő nemkötő elektronpár kötést hozhat létre a felvett protonnal: NH3 + H+ → NH4+. A létrejött tetraéderes ionban négy egyenértékű N–H kötés van, a nitrogénen nincs nemkötő pár. A kötés kialakulását leírhatjuk datív kötésként, a kész ionban nem jelölünk ki egy különleges, gyengébb negyedik kötést. A kötésszög körülbelül 109,5°.
Az ammóniumsók kristályában NH4+-kationok és anionok vannak; az ionon belül kovalens, az ionok között ionos kötést különítünk el. Az NH4Cl nem diszkrét, molekularácsba rendezett „ammónia-sósav molekulákból” áll. Az ammóniagáz és HCl-gáz fehér füstje apró szilárd NH4Cl-részecskékből áll; ez nem vízgőz.
Ammónia protonfelvétele
NH3 + H2O ⇌ NH4+ + OH−
Az OH−-ionok miatt az oldat lúgos; az egyensúlyjel az ammónia gyenge bázis jellegét mutatja.
Ammóniaszintézis: ipari kompromisszum
N2 + 3 H2 ⇌ 2 NH3, exoterm reakció. A nagy nyomás az ammónia képződését kedvezményezi, mert 4 mol gázból 2 mol lesz. Alacsonyabb hőmérséklet az egyensúlyi hozamot növelheti, de a reakciót lassítja; ezért az ipar megfelelő hőmérsékletet és katalizátort választ, a terméket eltávolítja, a visszamaradt gázokat visszaforgatja. Az ammónia műtrágya- és salétromsavgyártás alapanyaga, hűtőközegként is használható.
Haber–Bosch-eljárás: mit old meg az egyes beavatkozás?
| Feltétel | Egyensúly | Gyakorlati szerep |
|---|---|---|
| Nagy nyomás | N2:H2:NH3 = 1:3:2; 4 mol gázból 2 mol lesz, az NH3 képződése kedvezményezett. | Az ütközési gyakoriság is nő; a nyomásnak berendezési és energiaköltsége van. |
| Néhány száz °C, jellemzően kb. 400–500 °C | Az exoterm reakciónál alacsonyabb T kedvezne az egyensúlyi hozamnak. | A választott magasabb T elegendő sebességet ad; ez ipari kompromisszum, nem maximális egyensúlyi hozam. |
| Vasalapú katalizátor | Az adott T-hez tartozó K és egyensúlyi összetétel nem változik. | Az aktiválási gát csökken, az egyensúly gyorsabban beáll. |
| Az NH3 lehűtése és elkülönítése | A termék eltávolítása újabb NH3-képződést segít. | A megmaradt N2 és H2 visszaforgatható; az egyszeri áthaladás és az egész üzem hozama különbözik. |
Ammóniumsók és nitrogéntartalmú műtrágyák
Az NH4+ és savmaradékionok sókat alkotnak, például NH4Cl és NH4NO3. Az ammónium-nitrát fehér, kristályos, vízben jól oldódó ionvegyület; nitrogénműtrágyák alkotója, de szakszerű tárolást igényel. Az ammónia szerves anyagok bomlásakor is keletkezhet. A műtrágyák helyes adagolása fontos: a túlzott nitrogénterhelés a vizek tápanyagdúsulásához és szennyezéséhez vezethet.
Ammóniumsók: képlet, megfigyelés és előállítás
| Só | Halmaz és vízoldhatóság | Reakció, alkalmazás |
|---|---|---|
| NH4Cl, ammónium-klorid (szalmiáksó) | Fehér/színtelen, szilárd, ionrácsos; vízben jól oldódik. | NH3 + HCl → NH4Cl; például szárazcellák elektrolitjában használható. |
| NH4NO3, ammónium-nitrát | Fehér/színtelen kristályos, ionrácsos, vízben jól oldódó só. | NH3 + HNO3 → NH4NO3; nitrogénműtrágya, ipari robbanóanyagok alapanyaga is lehet. |
A növény nem közvetlenül a levegő N2-jét használja
A legtöbb növény oldott ammónium- vagy nitrátionból jut nitrogénhez. Bizonyos mikroorganizmusok képesek a légköri N2 megkötésére; az elhalt élőlények szerves nitrogénjének lebontásakor NH3/NH4+ képződik. Az ammónium nitrifikációval nitritten át nitráttá alakulhat, a denitrifikáció nitráteredetű nitrogént juttathat vissza a légkörbe N2-ként. Ezek különböző biológiai folyamatok, nem egyetlen rendezett reakció.
A hasznos tápanyag fölös mennyisége kimosódhat. Nitrogén és foszfor együttes terhelése fokozhatja az algásodást; az elhalt biomassza lebontása oldott oxigént fogyaszt. Az eutrofizációban ezért az oxigénhiányt nem a nitrátion közvetlen, azonnali „oxigénelvonásával” magyarázzuk.
Felidéző gyakorlás
Mi történik, ha ammóniagázt vízbe vezetünk?
Válaszolj a kérdésre, majd ellenőrizd a válaszod, és olvasd el a magyarázatot. Ebben a gyakorló nézetben a válaszokat nem mentjük.
Reaktív nitrogén útja
Ábra szöveges leírása
| Sorrend | Lényeg |
|---|---|
| 1. | N2: megkötés |
| 2. | NH4+/NO3−: tápanyag |
| 3. | denitrifikáció: N2 |
Nitrogén-dioxid és levegőminőség
A NO2 vörösbarna, szúrós szagú, mérgező gáz, a levegőnél nagyobb sűrűségű. Vízben oldódva savakat képezhet, és hozzájárulhat a savas ülepedéshez, valamint a talajközeli ózon képződését is befolyásoló légszennyezési folyamatokhoz. A színtelen NO a levegő oxigénjével barna NO2-dá oxidálódhat: 2 NO + O2 → 2 NO2. A barna gáz látványa önmagában nem jelenti azt, hogy minden nitrogén-oxid egyforma.
Salétromsav: sav és oxidálószer
A HNO3 színtelen, szúrós szagú folyadék, vízzel jól elegyedik; erős sav. Vízben H3O+ és NO3− keletkezik. Bázissal közömbösít: HNO3 + NaOH → NaNO3 + H2O. Fémekkel való reakciója nem kezelhető automatikusan úgy, mint a sósavé: oxidáló savként rendszerint nem H2, hanem nitrogén-oxid képződik. Például híg salétromsav rézzel NO-t termelhet: 3 Cu + 8 HNO3 → 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O. A körülmények, főleg a töménység és a fém fajtája számítanak. Hideg tömény salétromsav egyes fémeket, például vasat és alumíniumot passziválhat.
Salétromsav protonátadása víznek
HNO3 + H2O → H3O+ + NO3−
Híg vizes oldatban erős, egyértékű sav. A savi hidrogén oxigénhez kapcsolódik; a nitrátion savmaradék. A víz itt bázis.
Kémcsőben látott jelenség: melyik sajátság működik?
| Reagens | Tapasztalat / egyenlet | Magyarázat |
|---|---|---|
| NaOH-oldat | HNO3 + NaOH → NaNO3 + H2O; H3O+ + OH− → 2 H2O. | Sav-bázis reakció, hőfejlődés; nitrogén +5 marad, nincs redoxi. |
| Cu + híg HNO3 | A fém oldódhat, Cu2+ miatt az oldat kék lesz. Színtelen NO keletkezhet, levegőn megbarnulhat. | A réz oxidálódik, a sav nitrogénje redukálódik. A barna gáz egy része a már kilépett NO levegőreakciójából keletkezik. |
| Fe vagy Al + hideg, tömény HNO3 | Az oldódás leállhat, illetve alig észlelhető. | Passziválás: védő felületi réteg gátolja a további reakciót. Nem általános következtetés minden savra, töménységre és hőmérsékletre. |
Nitrátok, választóvíz és környezeti szempontok
A salétromsav nitrátok, műtrágyák és több ipari termék gyártásának alapanyaga. A régi „választóvíz” elnevezés a salétromsavra utal. A királyvíz tömény sósav és tömény salétromsav elegye; veszélyes oxidáló közeg. A nitrátok NO3−-iont tartalmaznak; a vízben oldódó nitrátok felhalmozódása a vizek minőségét ronthatja. Az ammónium-nitrát képletét és ionrácsos szerkezetét külön ismerd.
Miért választóvíz, és mitől más a királyvíz?
A salétromsav ezüstöt old, aranyat önmagában nem: ezért kapta a választóvíz nevet, mert a két nemesfém elválasztására használható. A királyvíz tömény sósav és tömény salétromsav hagyományosan 3:1 térfogatarányú elegye. Ebben az oxidáló hatás és a kloridionok stabil komplexképzése együtt arany oldódását is lehetővé teszi. Az elegy tulajdonsága nem vezethető le pusztán abból, hogy „két erős sav még erősebb sav”.
A salétromsav műtrágyák, nitrátok és számos nitrogéntartalmú szerves ipari termék, köztük robbanóanyagok gyártásának alapanyaga. Ez az alkalmazási kör ismerete; a nitrálás kémiai típusát a szerves kémiánál kapcsoljuk hozzá.
Vörös foszfor és gyufa
A vörös foszfor sötétvörös színű, szilárd, vízben rosszul oldódó allotróp módosulat. Oxigénnel égve foszfor(V)-oxid képződik: 4 P + 5 O2 → P4O10. A biztonsági gyufa dörzsfelületén vörös foszfor található; a gyufa történetéhez Irinyi János munkássága kapcsolódik. Az elemi foszfor gyúlékonyságát és élettani hatását a konkrét módosulattal együtt kell megadni.
A vörös foszfor nem P4-molekulák halmaza
A vörös foszfor tantervi modellje kovalens hálózat, atomrács. Az oldódáshoz a hálózati szerkezetet kellene megbontani, ezért közönséges oldószerekben nem oldódik. Égésekor erős fény és fehér foszfor(V)-oxid-füst jelenhet meg: 4 P + 5 O2 → P4O10, illetve tapasztalati képlettel 4 P + 5 O2 → 2 P2O5. A vörös anyag színe nem marad meg az új vegyületben.
A mai biztonsági gyufánál a vörös foszfor a dörzsfelület része, elkülönül a gyufafej oxidálószerétől. A súrlódás indítja az égéshez vezető folyamatot. Irinyi János 1836-os eredménye a zajtalan, nem robbanásszerűen fellobbanó gyufa volt; ez még fehér foszfort használt. A későbbi vörösfoszforos biztonsági gyufával a két történeti fejlesztést különítjük el. A gyufa történetének magyar kémiai feldolgozása.
Foszforsav: három leadható proton
A tiszta H3PO4 színtelen kristályos anyag, a gyakorlatban gyakran tömény vizes oldatával találkozunk; vízben jól oldódik. Vizes oldatban első lépésben H2PO4− és H3O+ képződik. A foszfátok a növényi tápanyagellátásban, csontokban és fogakban is jelentősek; a foszfor az élő szervezetek nukleinsavaiban és energiaközvetítő molekuláiban is szerepel. A három protont nem úgy értelmezzük, hogy mindhárom azonos könnyedséggel és teljesen leadódik.
A foszforsav első protonátadása
H3PO4 + H2O ⇌ H3O+ + H2PO4−
Háromértékű sav, első lépését a tanterv közepesen erősnek nevezi. Nem teljesen disszociált erős sav; a későbbi két lépés még kisebb mértékű. A tiszta sav színtelen, szagtalan, szilárd; a gyakran használt vizes oldat folyadék.
Előállítás és felhasználás
A tankönyvben bemutatott termikus út: elemi foszfor elégetése, majd a kapott foszfor(V)-oxid vízzel való reakciója. Egyenletek: P4 + 5 O2 → P4O10; P4O10 + 6 H2O → 4 H3PO4. A savképző oxid és a víz reakciója nem foszforredoxi: az oxidban és a savban egyaránt +5 a foszfor oxidációs száma.
Foszforsavat foszfátműtrágyákhoz, foszfátészterekhez és egyes italok savanyítására is használnak. Biológiai jelentősége főként foszfát- és foszfátészter-részletekhez kötődik: DNS/RNS, foszfolipidek, ATP/ADP. Csont és fog ásványi állományában kalcium-foszfátokat, főként hidroxiapatitot találunk; az élő szervezet ásványi részét nem tekintjük tiszta Ca3(PO4)2-nak.
Foszfátok és eutrofizáció
A foszfátion PO43−. A trinátrium-foszfát Na3PO4 vízben oldódó só, vízlágyításhoz és tisztítási folyamatokhoz kapcsolódhat. A kalcium-foszfát Ca3(PO4)2 rosszul oldódó szilárd anyag, a foszforit fontos alkotója. Foszfátot tartalmazó műtrágyák és egyéb források túlzott bejutása a vizekbe eutrofizációt okozhat. A kémiai feladatban a képletet mindig az ionok töltéséből is ellenőrizd.
Két szabályos foszfát, eltérő vízoldhatóság
| Anyag | Szín, halmaz, oldhatóság | Alkalmazás / környezet |
|---|---|---|
| Na3PO4, trinátrium-foszfát, trisó | Fehér/színtelen, szilárd, ionrácsos; vízben jól oldódik. Kristályvizes alakja is gyakori. | Vízkeménységet okozó ionok eltávolítása, tisztítás és mosószer-adalék. Oldott foszfát terhelheti a vizeket. |
| Ca3(PO4)2, kalcium-foszfát | Fehér szilárd, ionrácsos, vízben rosszul oldódik. | Foszforittartalmú ásványi nyersanyag modellvegyülete, foszfátműtrágyák alapanyaga. A gyenge oldhatóság a növény számára való hozzáférhetőséget korlátozza. |
Trisós vízlágyítás ionegyenlete
3 Ca2+ + 2 PO43− → Ca3(PO4)2(s)
Oldott kalciumionból rosszul oldódó csapadék lesz. A töltésmérleg 3·(+2) + 2·(−3) = 0; a trisó Na+-ionja ebben nézőion. Ez csapadékképződés, nem ioncserélő gyanta működése.
Felidéző gyakorlás
Mi a kalcium-foszfát képlete Ca2+ és PO43− ionokból?
Válaszolj a kérdésre, majd ellenőrizd a válaszod, és olvasd el a magyarázatot. Ebben a gyakorló nézetben a válaszokat nem mentjük.
Középszintű követelmények · 2.5
OH részletes követelmények, 29–34. oldal, 2.5
Nitrogén elektronszerkezete, N2 kötése, polaritása, rácsa, fizikai tulajdonságai, reakciói H2-nel és O2-nel, előfordulás, előállítás és alkalmazás. NH3 molekula- és halmazszerkezete, olvadás/forrás/cseppfolyósítás értelmezése, szökőkút, víz- és savreakciók, optimális ipari szintézis, bomlástermékként való előfordulás és felhasználás; ammóniumion és ammóniumsók. NO2 tulajdonságai és környezeti hatásai. HNO3 víz-, bázis- és híg savas fémreakciói, passziválás, választóvíz, királyvíz, ipari felhasználás; nitrátok és NH4NO3. Vörös foszfor és égése, gyufa. H3PO4 tulajdonságai, vízreakciója, előállítása és biológiai/ipari szerepe; trisó és kalcium-foszfát, vízlágyítás és eutrofizáció.
Önellenőrzés
- Az N<sub>2</sub> kis reakciókészségét a hármas kötéssel magyarázom.
- Az NH<sub>3</sub> gyenge bázis jellegét a vízzel való egyensúlyi reakcióból vezetem le.
- A salétromsav fémreakciójánál nem feltételezek automatikusan hidrogénfejlődést.
- A foszfát, hidrogén-foszfát és dihidrogén-foszfát töltését külön ellenőrzöm.
Középszintű érettségi mintafeladat · 12 pont
Nitrogénből ammónia készül, amelyből ammóniumsó állítható elő.
A foszfátok is szerepet játszanak a műtrágyákban.
- Írd fel az ammóniaszintézis rendezett egyenletét, és magyarázd a nagy nyomás hatását az egyensúlyra. (3 pont)
- Írd fel az ammónia vízzel és HCl-lal való reakcióját, nevezd meg a vízben képződő, lúgos kémhatást okozó iont. (4 pont)
- Írd fel az ammónium-nitrát és a kalcium-foszfát képletét az ionokból. (3 pont)
- Nevezz meg két környezeti következményt a tápanyagok túlzott vízbe jutásakor. (2 pont)
Középszintű mintamegoldás és részletes pontozás
- Írd fel az ammóniaszintézis rendezett egyenletét, és magyarázd a nagy nyomás hatását az egyensúlyra. (3 pont)N2 + 3 H2 ⇌ 2 NH3 (2 pont);
a nagy nyomás a kisebb gázmólszámú termékoldalt kedvezményezi (1 pont). - Írd fel az ammónia vízzel és HCl-lal való reakcióját, nevezd meg a vízben képződő, lúgos kémhatást okozó iont. (4 pont)NH3 + H2O ⇌ NH4+ + OH− (2 pont);
NH3 + HCl → NH4Cl (1 pont);
a lúgos kémhatást az OH− okozza (1 pont). - Írd fel az ammónium-nitrát és a kalcium-foszfát képletét az ionokból. (3 pont)NH4NO3 (1 pont);
Ca3(PO4)2 (2 pont: töltésmérleg és képlet). - Nevezz meg két környezeti következményt a tápanyagok túlzott vízbe jutásakor. (2 pont)Például algásodás/eutrofizáció (1 pont) és az oldott oxigén csökkenése, élőlények pusztulása (1 pont).
Összesen: 12 pont.
Ammóniaszökőkút: oldódás, nyomáscsökkenés és lúgos kémhatás
Ábra szöveges leírása
| Jelenség | Ok |
|---|---|
| Víz beáramlása | NH3 oldódása nyomáskülönbséget hoz létre; a külső légnyomás hajtja a vizet. |
| Rózsaszín indikátor | NH3 + H2O ⇌ NH4+ + OH−; a fenolftalein lúgos kémhatást jelez. |
Felidéző gyakorlás
Mi hajtja be a vizet az ammóniaszökőkút lombikjába?
Válaszolj a kérdésre, majd ellenőrizd a válaszod, és olvasd el a magyarázatot. Ebben a gyakorló nézetben a válaszokat nem mentjük.
Tankönyvi kapcsolódás
Oktatási Hivatal: Kémia 9–10., I. kötet, 142–153. nyomtatott oldal, 32–34. lecke. A PDF oldalszáma a nyomtatott oldalszámnál eggyel nagyobb. A magyarázatok, ábrák és kiegészítő feladatok önálló feldolgozások; szintbesorolásuk az OH részletes követelményrendszerére épül.