Neorganska hemija

Embed Size (px)

Citation preview

ELEMENTI 1. GR. P.S.E.Elementi ove grupe su ALKALNI METALI.U ovu grupu spadaju (H), Li, Na, Rb, Cs, Fr.

Svi elementi ove grupe su alkalije, tj. baze rastvorene u vodi i to najjae koje postoje.

METALNI KARAKTER raste sa porastom atomskog broja u grupi. Svi elementi ove grupe su metali.

Elementi ove grupe imaju po 1e- na poslednjem energetskom nivou. Njihova zajednika elektronska konfiguracija je(n-1)d^0ns^1Spadaju u S-elemente jer popunjavaju S-orbitale.

LAKI ELEMENTI- zato sto imaju malu gustinu koja zavbisi od jaine metalne veze, a jaina metalne veze zavisi od broja elektrona koji uestvuju u njenom formiranju. Obzirom da je taj broj elektrona 1, mozemo takljuujemo da je jaina veze jako mala, kao i gustina. Elementi ija je gustina manja od 5 spadaju u lake metale, dok su elementi sa gustinom veom od 5 teki metali.Na hemijske osobine takoe utiu i Energija jonizacije (Ej), elektronegativnost (x), red-oks potencijal.

ENERGIJA JONIZACIJE- Ovi elementi imaju najmanje vrednosti (Ej) i ona opada sa porastom atomskog broja elemenata, jer raste veliina atoma, pa je lakse odvesti u beskonanost najudaljeniji elektron kod najveeg atoma, jer ga jezgro najslabije privlai, to znai ukoliko je atom vei, potrebna je manja energija.

REAKTIVNOST- raste odozgo na dole. to se lake gradi pozitvan jon, element je reaktivniji.OKSIDACIONI BROJ ovih elemenata je (+1) to je posledica niskih vrednosti (Ej) i (x).

RED-OKS POTENCIJAL (standardni elektrodni potencijal) zavisi od energije hidratacije (Eh). Li ima najnegativnije potencijal zato to ima najmanji atom, jer to je manji atom- vea je Eh, a samim tim i red- oks potencijal je negativniji. Kad se nagradi Li+ jon, istovremeno dolazi do hidratacije (interakcije izmeu jona i molekula vode) i tada se oslobaa energija i jon Li+ postaje stabilniji. Iz tog razloga Li je najjae REDUKCIONO SREDSTVO.Elementi 1.gr. imaju najnize vrednosti (Ej) i (x) i najnegativniji RED-OKS potencijal i kao posledica toga mogu biti 1x pozitivni joni, najreaktivniji metali i najjaa redukciona sredstva.

Da bi nastao 1x pozitivan jon u rastvoru, metal mora da ispari:

SUBLIMACIJA( JONIZACIJA( HIDRATACIJAUVANJE- Moraju se uvati u petroleumu, jer su izuzetno reaktivni.

JEDINJENJA* Reaguju sa vodom, pri cemu nastaju jake baze.2M(s) + 2H2O ( 2MOH + H2(g)

Li- reaguje SPORO

Na- reaguje BURNO

K- GORI

Rb, Cs- reaguju EKSPLOZIVNO* Reaguju sa kiseonikom (O2), pri emu nastaju oksidi, peroksidi i superoksidi.OKSIDE grade svi elementi ove grupe. Oksidaciono stanje kiseonika u ovim jedinjenjima je (-2). Li gradi samo okside.

Pr. Li2O, Na2O, K2O,...

PEROKSIDI su jedinjenja u kojima je oksidaciono stanje kiseonika (-1). Od Na pa na dole grade se peroksidi, to znai da Li ne gradi peroksid.Pr. Na2O2, K2O2,...

SUPEROKSIDI se grade od K pa na dole i kiseonik ima oksidaciono stanje (-1/2).Pr. KO2, RbO2,...

Oksidi ovih elemenata su baznog karaktera i anhidridi su baza.

* Ovi elementi reaguju sa halogenim elementima, pri emu nastaju soli halogenidi.

* Reaguju i sa S.

* Sa N reaguje Li i nastaje Li- nitrid.

* U reakciji sa vodom nastaju hidridi. Hidridi su jonska jedinjenja, vrste kristalne supstance. Oksidacioni broj hidridnog jona je (-1). Hidridi se rastvaraju u vodi.

Sve baze ovih elemenata su jake baze i piu se u jonskom obliku.

Peroksidi se piu u molekulskom obliku, jer su slabe kiseline.

OKSID( BAZA

PEROKSID( BAZA + H2O2

SUPEROKSID( BAZA + H2O2 + O2 (kod superoksida se izdvaja i kiseonik jer poseduju vie O2 od oksida)Soli i baze ovih elemenata se rastvaraju u vodi i u tenom amonijaku (NH3).

Ovi elementi takoe boje plamen to je jedan od vidova njihove identifikacije. Li- crveno; Na- uto; K- ljubiasto.

DOBIJANJE Elektrolizom rastopa. Nikada se ne koristi rastvor jer bi se u tom sluaju na katodi uvek prvo izdvojio vodonik (H2), jer je on pozitivniji od bilo kog drugog elementa ove grupe.

NATRIJUM ( Na )

Natrijum je rasprostranjen u prirodi u vidu razliitih soli. Elementarni Na se dobija iz NaCl ili iz NaOH elektrolizom.OSOBINE: Na je srebrnasto- bele boje, mekan je, lako se see noem, laki je od vode, burno reaguje sa kiseonikom iz vazduha dajui Na2O i zato se uva u petroleumu.

Reakcija Na i vode je burna i oslobaa se velika koliina toplote, pa se iz tog razloga izdvaja vodonik (H2).

2Na + 2H2O ( 2NaOH + H2

Reaguje i sa hloridima metala.

BeCl2 + 2Na ( Be + 2NaCl

Ulazi u sastav legura, ima fotoelektrini efekat i koristi se za dobijanje fotoelektrinih elija.

JEDINJENJA

Jedinjenje Na sa H2 je natrijum- hidrid

2Na + H2 ( 2NaH

U ovom jedinjenju Na ima oksidaciono stanje (+1), a H (-1). To je kristalna supstanca koja burno reaguje sa vodom uz izdvajanje H2.

NaH + H2O (NaOH + H2

Sa kiseonikom gradi dva jedinjenja:

Na2O- natrijum oksid I Na2O2- natrijum peroksid koji reaguje sa vodom.

Na2O2 + H2O ( 2NaOH + O2

Dejstvom sumporne kiseline (H2SO4) na Na2O2 dobija se VODONIK PEROKSID. Na2O2 + H2SO4 ( H2O2 + Na2SO4

Strukturna formula H2O2 je: H-O-O-H

Na2O2 reaguje sa CO2 dajui Na2CO3 i O2.

2Na2O2 + 2CO2 ( 2Na2CO3 + O2

NaOH- natrijum- hidroksid se dobija elektrolizom kiselih koncentrovanih rastvora NaCl ili dejstvom Na2CO3 na Ca(OH)2.

NA2CO3 + Ca(OH)2 ( CaCO3 + 2NaOH

NaNO3 je ilska alitra i koristi se kao azotno ubrivo.

KALIJUM (K)

Kalijum ulazi u sastavc mnogih silikatnih minerala.

Dobija se elektrolizom KCl ili KOH. OSOBINE: Srebrnasto beli metal, laki je od vode, burno reaguje sa metalima i dobijen H2 se trenutno upali.

Kalijum je slabo radioaktivan, emituje BETA-zrake.

Jedinjenja K se ponaaju slino kao jedinjenja Na.

ELEMENTI 2.GR. P.S.E.

Elementi ove grupe su ZEMNOALKALNI METALI.

U ovu grupu spadaju Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra.

To su jako reaktivni metali, daju bazne reakcije, tj. daju bazne okside koji sa vodom daju baze.

Ovi elementi na poslednjem energetskom nivou imaju 2e-, a orbitale na predposlednjem nivou nisu popunjene, pa im je zajednika elektronska konfiguracija (n-1)^0ns^2

T.T i T.K. opadaju sa porastom atomskog broja.

RED-OKS potencijal raste sa porastom atomskog broja. Ukoliko je redoks potencijal vei, rastu metalne karakteristike, tj. metal je reaktivnji.

REAKTIVNOST raste sa porastom atomskog broja.

(Be je amfoteran pa nema jake metalne karakteristike kao ostali).T.T. i T.K. su im vie nego kod elemenata 1. grupe, zato to u formiranju metalne veze uestvuju 2e-.

Veliina atoma raste sa porastom atomskog broja, a (Ej) opada u istom smeru. Kod ovih elemenata postoje tri (Ej). Svaka naredna je vea od prethodne, zato to se kod druge (Ej) e- odvaja od pozitivnog jona pa je potrebno utroiti veu energiju. Trea energija je ak 10x vea od prve.

KOEFICIJENT ELEKTRONEGATIVNOSTI (X) nije veliki. Metali imaju tenju da otpuste e-, a ne da ga prime.

GUSTINA ovih elemenata je manja od 5, to znai da su laki metali.

U jedinjenjima su uvek 2x (+) joni, jer na najviem e.n. imaju 2e-.

JEDINJENJA Be gradi kovalentna jedinjenja, a svi ostali jonska. Sve baze su jake osim Be(OH)2, teko je rastvoran kao i Mg(OH)2, a ostali su rastvorni.

RASTVORLJIVOST raste na dole kod baza, a opada kod sulfata.

KALCIJUM (Ca)

Vrlo je rasprostranjen u prirodi u obliku krenjaka. CaCO3 se javlja i u vidu mermera, takoe.

Reaktivniji je od Mg, zbog vrednosti redoks potencijala.

DOBIJANJE: elektrolizom rastopa smee CaCl2 i CaF2.

OSOBINE: srebrnasto beo metal, vrlo aktivan, na vazduhu se oksiduje, ne titi ga oksidacioni film. Lako reguje sa vodom gradei relativno rastvornu Ca bazu. I on se takoe uva pod petroleumom.

Reaguje sa S, H, O, H2O.

* Sa vodonikom (H) gradi jedinjenje CaH2 koji dobro reaguje sa vodom.

CaH2 + 2H2O ( Ca(OH)2 + 2H2

* Sa kiseonikom (O) gradi CaO i CaO2.

CaO- NEGAENI KRE se dobija zagrevanjem CaCO3 na povienoj temperaturi.

CaCO3 ( CaO + CO2

CaO je bela kristalna supstanca visoke T.T. i reguje sa vodom uz oslobaanje toplote.

CaO + H2O ( Ca(OH)2

CaO se koristi za dobijanje GAENOG KREA Ca(OH)2. On se slabo rastvara u vodi, a vodena rastvor ima baznu reakciju i prilino je jaka baza.

Bistri rastvor Ca(OH)2 je krena voda. Krena voda reaguje sa CO2, pa se rastvor zamuti i nastaje beli talog CaCO3. Ca(OH)2 + CO2 ( CaCO3 + H2OCaCO3 je krenjak nerastvoran u vodi, rastvara se samo u vodi koja sadri CO2, pri emu nastaju bikarbonati (HCO3).

CaCO3 + H2O + CO2 ( Ca(HCO3)2

CaSO4 se delimitno rastvara I ini tvrdou vode.

TVRDOA VODEVoda u kojoj se rastvaraju izvesne koliine soli naziva se TVRDA VODA. Tvrdou vode uglavnom ine soli Mg i Ca, a delimino Fe. Od anjona su u void uglavnom zastupljeni bikarbonati i sulfati.Moemo razlikovati PRIVREMENU i STALNU tvrdou vode.

PRIVREMENA tvrdoa uslovljava prisustvo bikarbonata Ca i Mg. Ova tvrdoa se moe odstranti kuvanjem. Naime, kuvanjem rastvorni bikarbonati prelaze u teko rastvorne karbonate koji adaju kao talog.

Ca(HCO3)2 ( CaCO3(s) + H2O + CO2 Mg(HCO3)2 ( MgCO3(s) + H2O + CO2

Privremena tvrdoe se moe odstraniti i hemijskim putem pomou Ca(OH)2. I u ovom sluaju delimino rastvorni bikarbonati prelaze u nerastvorne karbonate.

Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 ( 2CaCO3(s) + 2H2O

Mg(HCO3)2 + Ca(OH)2 ( CaCO3(s) + MgCO3 + 2H2O

STALNU tvrdou vode uslovljava prisustvo sulfata Ca i Mg. Ova tvrdoa se odstranjuje dodatkom rastvora Na2CO3, pri emu se delimino rastvorni sulfati prevode u praktino nerastvorne karbonate.

CaSO4 + Na2CO3 ( Na2SO4 + CaCO3(s)

MgSO4 + Na2CO3 ( Na2SO4 + MgCO3(s)

Ukupna tvrdoa vode je privremena I stalna tvrdoa uzete zajedno.

Za mineralizaciju vode koriste se jonoizmenjivake smole. Postoje katjonska i anjonska smola, tako da se proputanjem vode kroz katjonsku smolu odstranjuju katjoni (Mg, Ca), a proputanjem kroz anjonsku smolu, odvajaju se anjoni.

Tvrdoa vode se meri stepenima tvrdoe:

1D^0- oznaava prisustvo 10 mg CaO ili 7, 29 mg MgO u 1 dm3.

ELEMENTI 13. GR. P.S.E.

U ovu grupu spadaju B, Al, Ga, In, Tl.

Na najviem energetskom nivou ovi elementi imaju 3e- od kojih su 2e- smetena u s- orbitali, a 1e- je smeten u p- orbitali. Zbog nesparenog elektrona u p-orbitali, ovi elementi su paramagnetini i reaguju u magnetnom polju. Na pretposlednjem e.n. ako ima elektrona, smeteni su u d- orbitali I one su potpuno popunjene. Od 4. periode su popunjene d- orbitale. Pa je zajednika elektronska konfiguracija (n-1)^10ns^2np^1.

Prisustvo 3e- na najviem e.n. uslovljava da ovi elementi imaju izraeniji metalni karakter od elemenata 2. gr.

METALNI KARAKTER raste sa porastom atomskog broja u grupi, pa B ima karakteristike nemetala, dok je Aj amfoteran, a Ga, In i Tl su isti metali. Elementi ove gr. su pozitivno trovalentni.

(Ej) opada sa porastom atomskog broja u grupi jer raste udaljenost elektrona od jezgra, pa e samim tim jezgro slabije privlaiti e- i bie potrebna manja energija da se e- odvede u beskonanost, ali postoji odstupanje kod Al i Ga. Naime, Al ima niu (Ej) od Ga, jer se Ga nalazi u 4. periodi gde su popunjene d- orbitale, za razliku od Al koji je u 3. periodi. Kod Ga se u jezgru nalazi veliki broj protona, samim tim jezgro jae privlai e-, pa je tee odvojiti e- od atoma Ga, odnosno potrebna je vea energija.

Kod Ga je zastupljena metalna veza, pa su mali jonovi upakovani gusto i jonizacija nije izraena i zbog toga je njegova T.T. jednaka sobnoj temperaturi. Sa porastom broja e- koji uestvuju u graenju metalne veze, raste i T.T.

Oksidaciona stanja su (+1) i (+3)

JEDINJENJA

* Sa kiseonikom (O) grade okside oblika M2O3

* Sa halogenim elementima (X) grade trihalogenide MX3

* Takoe grade i hidrokside M(OH)3, izuzev B koji je kiseli oksid.

BOR (B)

U prirodi se javlja u obliku razliitih minerala (H3BO3)- borna kiselina i B4O5(OH)4- boraks.

DOBIJANJE: redukcijom njegovog oksida nekim metalom (Mg)

B2O3 + 3Mg ( 2B + 3MgO

OSOBINE: slabo izraen metalni sjaj, tvrd je, ima visoku T.T. i slabo provodi elektrinu struju. Postojan je na sobnoj temperaturi, a zapaljiv na povienim temperaturama. Sagoreva dajui B2O3.

Na njega ne deluju kiseline, osim HNO3. Rastvara se u HNO3 pri emu nastaje borna kiselina H3BO3. Zagrevanjem sa jakim bazama na visokim temperaturama nastaju soli BORATI uz oslobaanje H2.

B + 3HNO3 ( H3BO3 + 3NO2 2B + 2KOH + 8H2O ( 2KBO2 + 3H2

B2O3- bortrioksid se dobija arenjem ili zagrevanjem borne kiseline.

2H3BO3 ( B2O3 + 3H2O

To je bela supstanca koja sa vodom daje H3BO3. Ako se doda manja koliina vode nastae METABORNA KIS. a ako se doda vea koliina vode, nastae BORNA KIS.

B2O3 + H2O ( 2HBO2

B2O3 + 3H2O ( 2H3BO3

Prema tome, B2O3 je anhidrid borne kiseline.

Ortoborna kiselina (H3BO3) je bezbojna kristalna supstanca, slabo se rastvara u hladnoj vodi, a dobro u kljualoj. To jer slaba kiselina koja disosuje u 3 stupnja. Prvi stupanj disocijacije je najizrazitiji i on odreuje pH rastvora. Zagrevanjem, borna kis. gubi vodu i prelazi u metabornu kis.H-O-B-O-H

|

O

| HPovezvanjem dva molekula borne kiseline nastje diborna kiselina.Dejstvom vika NaOH na bornu kis. Nastaje Na- metaborat OH

|

B

/ | \

O | O

/ | \

HO- B O B-OH

\ | /

O | O

\ | /

B

|

OH

METABORAT ( B4O5(OH)4)ALUMINIJUM (Al)

U prirodi je dosta rasprostranjen, najvie u obliku ALUMOSILIKATNIH minerala i u obliku Al2O3.

DOBIJANJE: elementarni Al se dobija elektrolizom BOKSITA. Metalni Al se izdvaja na katodi, a na anodi se izdvaja kiseonik.

OSOBINE: metal srbrnasto- sive boje, lako se valja u tanke listie, dobro provodi elektrinu struju i toplotu, postojan je na vazduhu jer se na povrini stvara kompaktni sloj Al2O3 koji ga titi od korozije. Na t> 800C burno reaguje sa kiseonikom i sa oksidima drugih metala.

Na sobnoj temperaturi reaguje sa halogenim elementima, gradei odgovarajue halogenide. 2Al + 6HCl ( 2AlCl3 + 3H2

Al + Cr2O3 ( Al2O3 + Cr

Al se rastvara I u jakim bazama:

2Al + 6NaOH ( 2Na3AlO3 + 3H2

Ove reakcije ukazuju da Al ima amfoteran karakter.

JEDINJENJA

* Sa ugljenikom (C) gradi aluminijum- karbid (Al4C3). Dobija se direktnim sjedinjavanjem elemenata. 4Al + 3C ( Al4C3

Rastvaranjem ovog jedinjenja u void nastaje gas metan CH4 i Al(OH)3.

Al4C3 + 12H2O ( 4CH4 + 3Al(OH)3

* Al2O3- aluminijum (III) oksid se nalazi u prirodi kao mineral i dobija se sagorevanjem Al u vazduhu ili arenjem Al(OH)3. Al(OH)3 ( Al2O3 + 3H2OTo je beli prah, nerastvoran u vodi i kiselinama i NEREAKTIVAN je.

* Al(OH)3- aluminijum hidroksid, dobija se dejstvo slabe baze NH4OH- amonijum hidroksida na neku so aluminijuma.

AlCl3 + NH4OH ( Al(OH)3 + 3NH4Cl

U ovom sluaju slaba baza istiskuje jo slabiju bazu.

To je amfoterni hidroksid, disosuje i kao kiselina i kao baza i reaguje i sa kiselinama i sa bazama.

Al(OH)3 ( Al^+3 + 3OH- (kao baza)

H3AlO3 ( 3H+ + AlO3- (kao kiselina)

Al(OH)3 + NaOH ( Na [Al(OH)4]

Al(OH)3 + HCl ( AlCl3 + 3H2O

Aluminijum gradi dvogube soli- STIPSE, kje se sastoje od jednovalentnog i trovalentnog metala (katjona) i SO4- sulfo grupe povezanih sa 12 molekula vode.

Rastvarenjem u vodi dobijaju se joni (hidratisani) jednovalentnog i trovalentnog metela i SO4 grupe. Npr. KAl(SO4)2x 12H2O.

ELEMENTI 14. GR. P.S.E.Elementi ove grupe su C, Si, Ge, Sn, Pb.

Zajednika elektronska konfiguracija je (n-1)d^10ns^2np^2. Na poslednjem energetskom nivou imaju 4e- od kojih su 2e- smetena u s- orbitali, a 2e- u p- orbitali i ako ima d- orbitala na pretposlednjem e.n. onda se u njoj nalazi 10e-.U periodnom sistemu se nalaze na granici izmeu metala i nemetala i ispoljavaju nepolarni karakter.

Sa poveanjem atomskog broja, raste metalni karakter (C i Si su nemetali, Ge ima slabo izraen metalni karakter, Sn je amfoteran, a Pb ima metalne karakteristike.

U svojim jedinjenjima su +4 ili -4 valentni.

C i Si sa vodonikom grade jedinjenja CH4 i SiH4 u kojima su negativno etvorovalentni, a veze u molekulu su kovalentne. Ostali elementi iz ove grupe ne reaguju sa H2, dok sa O2 grade okside tipa EO i EO2 u kojima su dvo i etvorovalentni.

UGLJENIK (C)NALAENJE: U prirodi se javlja u elementarnom stanju i u obliku jedinjenja.U elementarnom stanju kao GRAFIT i DIJAMANT.

U obliku CO2 ga ima u vazduhu, a u vidu karbonata CO3 ga ima u krenjaka kao CaCO3. Takoe ga ima i u vidu bikarbonata u tvrdoj vodi. C ulazi u sastav nafte, prirodnih gasova, ini skelet ivih organizama.

DIJAMANT

OSOBINE: bezbojan, proziran, prelama svetlost, proputa rentgentske zrake, ne provodi struju i slabo provodi toplotu.

Kristalna struktura dijamanta je tetraedarska, jedan C atom je u centru tetraedra i okruen je sa jo 4 C atoma koji su podjednako udaljeni i svaki od njih predstavlja novi centar. Veze izmeu C atoma su kovalentne, a veze izmeu molekula su Van Der Valsove.GRAFITOSOBINE: tamno sive boje, mekan je, masnog opipa, dobro provodi struju i toplotu.

Kristalna struktura mu je ravanska. U okviru jedne ravni postoje estougaonici, a na njihovim temenima su C atomi. U okviru jednog ravanskog molekula egzistiraju kovalentne veze. Veza izmeu 2 C atoma u grafitu je JAA i KRAA od veze u dijamantu. Iz tog razloga alotropska modifikacija grafita je stabilnija od modifikacije dijamanta. Postojanje delokalizovanovanih elektrona u strukturi grafita ukazuje na njegovu dobru provodnost. Raspored delokalizovanih elektrona prikazujemo sledeim slikama preko vie rezonancionih struktura.

REZONANCIONE STRUKTURE C ATOMA

Stvarno stanje grafita je izmeu ove tri strukture.

U strukturi grafita egzistiraju jedan ispod drugog molekuli u ravni i izmeu tih dvodimenzionalnih molekula postoje Van Der Valsove sile.

RASTOJANJE IZMEU DVA SUSEDNA ATOMA U OKVIRU JEDNE RAVNI JE VEE OD RASTOJANJA KOD DIJAMANTA, PA S TOGA 1 MOLEKUL GRAFITA ZAUZIMA VEU ZAPREMINU OD 1 MOLEKULA DIJAMANTA.

Poto izmeu dvodimenzionalnih grafita postoje dve ravni, jedna ravan klizi preko druge i zato je grafit MEKAN.

Grafit ima delokalizovane e- koji omoguavaju grafitu da primi kvant svetlosti i onda elektroni mogu prei sa nieg na vii nivo primajui vidljivu svetlost i zato je grafit CRN.

AMORFNI UGLJENIK sastavljen je od jako sitnih kristala grafitne strukture, gde spadaju a, drveni i kotani ugalj.Razliiti oblici ugljenika dobijaju se sagorevanjem razliitih organskih supstanci.AKTIVNI UGLJENIK se koristi za otklanjanje neistoa iz eera, benzina i vode. Obe alotropske modifikacije su nereaktivne na sobnoj t, ali sa porastom t, raste i njihova reaktivnost. Na povienoj t reaguju sa kiseonikom.

Ugljenik se koristi kao redukciono sredstvo i u metalurgiji za dobijanje istih metala iz metalnih oksida.

Za C je karakteristino da moe da se jedini sa samim sobom i gradi duge lance koji mogu biti JEDNOSTAVNI ili RAVASTI i otvoreni i zatvoreni, ciklini.

UGALJ koji se javlja u prirodi nije ist C, ve predstavlja visoko molekularno jedinjenje sa visokim sadrajem C. Pored C sadri i O, H, N, S i mehanike neistoe.

Mehanike neistoe su razne organske supstance koje nakon sagorevanja uglja predstavljaju pepeo.JEDINJENJA

* Sa H gradi beliki broj jedinjenja (npr. CH4 metan ,... )

CH4 se javlja kao barski gas koji nastaje u barama anaerobnim razlaganjem ostataka biljaka.

Nafta predstavlja smee velikog broja razliitih ugljovodonika.

* Sa metalima daje jedinjenja koja se nazivaju KARBIDI. Oni se dobijaju zagrevanjem C sa metalima ili sa njihovim oksidima na jako visokim t.

2CaO + 6C ( 2CaC2 + 2COKarbidi su jedinjenja C sa elementima pozitivnijim od njega.

JEDINJENJA (C) SA (O)CO- UGLJENIK (II) OKSID, ugljen monoksid. Dobija se sagorevanjem uglja uz nedovoljan pristup kiseonika. 2C + O2 ( 2CO

Takoe se moe dobiti i prevoenjem CO2 preko uarenog uglja ili koksa.

CO2 + C ( 2CO

CO je sastojak generatorskog i vodenog gasa.

GENERATORSKI GAS sadri pored CO i N iz vazduha.

VODENI GAS sadri pored CO i H2.

CO je gas bez boje, mirisa, izuzetno otrovan, ne rastvara se u vodi i predstavlja neutralni oksid.

CO zapaljen sagoreva uz oslobaanje velike koliine toplote. Na visokim (t) redukuje metalne okside i reaguje sa Cl2 dajui COCl2(FOZGEN) . Fe2O3 + 3CO ( 2Fe + 3CO2Fozgen se koristi kao bojni otrov.

Sa (S) gradi UGLJENOKSIDSULFID-COS.Sa metalima gradi jedinjenja KARBONILE [Fe(CO)5] pentakarbonil gvoe.CO sa HgB (hemoglobinom) u krvi gradi stabilno jedinjenje KARBOHEMOGLOBIN i time onemoguava razmenu O2 u krvi.

CO se koristi kao redukciono sredstvo u metaluriji.

CO2- UGLJENIK (IV) OKSID, ugljen dioksid. Vazduh sadri oko 0,03% CO2. On izvire iz zemlje u vulkanskim predelima. Nalazi se u nekim mineralnim vodama, dajui im kiseli ukus. Nastaje disanjem ivih organizama, sagorevanjem organskih goriva i raspadom organskih supstanci. DOBIJANJE

U laboratoriji se dobija dejstvom jakih kiselina na krenjak.

CaCO3 + 2HCl ( CaCl2 + H2O + CO2Ovde se slaba ugljena kiselina H2CO3 istiskuje iz njene soli dejstvom jake mineralne kiseline i razlae se na vodu i ugljendioksid.

Dosta CO2 se dobija tokom alkoholnog vrenja eera i skroba dejstvom kvasca. C6H12O6 ( 2C2H5OH + 2CO2CO2 je bezbojan gas, tei od vazduha, kiselog ukusa. vrst CO2 je bela kristalna, slina snegu. Biljke tokom fotosinteze koriste CO2 i izdiu O2. Koncentracija CO2 u vezduhu vea od 3% je tetna za biljke i ivotinje. CO2 je stabilno jedinjenje, rastvara se u vodi i gradi slabu ugljenu kiselinu.

CO2 + H2O (( H2CO3

H2CO3 (( H+ + HCO3-

HCO3- (( H+ + CO3-2

Stepen disocijacije je mali, pa je zato ova kiselina veoma slaba. H2CO3 u vodenom rastvoru ne poistoji, ve je ravnotea pomerena u smeru hidratisanog CO2.

H2CO3 gradi 2 vrste soli: HIDROGENKARBONATE i KARBONATE.

Poto je ovo slaba kiselina, njene soli hidrolizuju u vodenom rastvoru.

Strukturna formula H2CO3 je: H-O

\

C=O /

H-O

JEDINJENJA SA AZOTOM (N)

* Dicijan (C2N2)

* Cijanovodonina kiselina (HCN)

* Cijanska kiselina (HOCN)

* Tiocijanska kiselina (HSCN)

DICIJAN se dobija direktnim sjedinjavanjem elemenata.

2C + N2 ( C2N2U laboratoriji se dobija zagrevanjem cijanida ive.

Hg(CN)2 ( C2N2 + N2

OSOBINE : bezbojan gas otrog mirisa, vrlo otrovan.

STRUKTURNA FORMULA :

:N:::C:::N:

Reaguje sa metalima, gradei metalne cijanide.

C2N2 + 2K ( 2KCNReaguje i sa alkalnim hidroksidima 2KOH + C2N2 ( KCN + HOCN

CIJANOVODONINA KISELINA (HCN) se dobija dejstvom jakih kiselina na soli cijanide.

2KCN + H2SO4 ( 2HCN + K2SO4OSOBINE: bezbojna, lako isparljiva tenost, mirisa na gorki badem. Sa vodom se mea u svim odnosima, izuzetno je otrovna.

Vodeni rastvor HCN je slaba kiselina. Njene soli su CIJANIDI i koriste se za unitenje glodara, insekata.

STRUKTURNA FORMULA :

H-C:::N

CIJANSKA KISELINA (HOCN) je vrlo nestabilna kiselina, njene soli su CIJANATI i veoma je slaba kiselina.

STRUKTURNA FORMULA:

H-O-C:::N:

TIOCIJANSKA KISELINA(HSCN) je jaka kiselina i njene soli su tiocijanati.

JEDINJENJA SA SUMPOROM (S)

UGLJENDISULFID (CS2) se dobija direktnom sintezom iz elemenata.

C + 2S ( CS2

OSOBINE : lako isparljiva, aromatina tenost, nerastvorna u vodi i koristi se kao rastvara za nepolarne organske i neorganske supstance.

UGLJENTETRAHLORID (CCl4) dobija se dejstvom hlora na CS2.

CS2 + 3Cl2 ( CCl4 + S2Cl2

OSOBINE: bezbojma tenost aromatinog mirisa, nerastvoran u vodi, nije zapaljiv, ne gori, odlino rastvara masti i smole i koristi se za hemijsko ienje.

SILICIJUM (Si)

Posle kiseonika, silicijum je najrasprostranjeniji u prirodi u obliku svojih jedinjenja. Ne nalazi se slobodan u prirodi.

OSOBINE: tvrd i krt, sive boje, slabo provodi elektrinu struju, a dobro provodi toplotu. U obinim uslovima nije reaktivan. Direktno se jedini sa fluorom gradei SiF4. Na povienoj temperaturi reaguje sa HF.

Si + 6HF ( H2SiF6 + 2H2

U ovoj reakciji nastaje SILICIJUM FLUOROVODONINA KISELINA.

JEDINJENJA Si

* Sa vodonikom (H) gradi jedinjenja koja su slina alkanima prema optoj formuli i nazivaju se SILIKO-VODONICI. (SinH2n+2)SiH4- silikometan (MONOSILAN)

Si2H6- silikoetan (DISILAN)

Si3H8- silikopropan (TRISILAN)

Silikati su NESTABILNI, REAKTIVNI, LAKO SE OKSIDUJU.

SiH4 + 2O2 ( SiO2 + 2H2O

* Sa metalima gradi SILICIDE. Ova jedinjenja se dobijaju direktnom sintezom iz elemenata.

* Sa halogenim elementima gradi SILICIJUM (IV) HALOGENIDE. SiX4

Npr. Silicijum- tetrafluorid se dobija dejstvom HF na Si(IV)oksid

HF + SiO2 ( SiF4 + 2H2O

* Sa ugljenikom gradi SILICIJUM- KARBIDE (SiC) koji se dobijaju arenjem.

SiO2 + 3C ( SiC + 2CO

SiC je tvrd, dobro provodi elektrinu struju, ima visoku T.T. i otporan je prema kiselinama. Po tvrdoi je odmah iza dijamanta.

* Sa kiseonikom gradi dva oksida SiO i SiO2, kao i ugljenik.

SiO2 je mineral jako rasprostranjen i javlja se u tri alotropske modifikacije. Do 870^C javlja se kao KVARC. Ako se na kvarc deluje pritiskom, na suprotnim stranama javie se naelektrisanje i razvlaenjem dobie se razliiti znaci naelektrisanja.

SiO2 je inertan, ne rastvara se u vodi ni u kiselinama, osim u HF.

SiO2 + 4HF ( SiF4 + 2H2O

Na povienim temperaturama SiO2 reaguje sa bazama ili pri topljenju sa alkalijama nastaju silikati (soli). Topljenjem sa Na2CO3 nastaje Na- metasilikat i CO2. SiO2 + Na2CO3 ( Na2SiO3 + CO2

SiO2 je anhidrid silicijumovih kiselina, ne rastvara se u vodi, koristi se za dobijanje kvarcnog stakla koje ima veoma mali temperaturni koeficijent irenja i slui za izradu laboratorijskog posua jer ne proputa ultra- ljubiaste zrake.

KISELINE SILICIJUMA (Si)Ortosilicijumova kiselina Si(OH)4 ili H4SiO4

Ova kiselina ima tetraedarsku strukturu i u centru tetraedra je Si, a u rogljevima su OH grupe.

OH strukturna formula: OH / | \ | /Si |OH HO-Si-OH

HO---OH |

OH

Soli ove kiseline su ORTOSILIKATI.

Povezivanjem dva molekula ove kiseline uz izdvajanje molekula vode nastae Silicijumova kiselina H6Si2O7. Ova kiselina se zove jo i DISILICIJUMOVA KISELINA.

Molekuli Si- kiseline su povezani u prstenove. Prsten se moe sastojati od 2 ili vie Si- atoma.

HO O OH

\ / \ /

Si Si

/ | | \

HO O O OH

\ /

Si

/ \

HO OH

Trimetasilicijumova kiselina (H2SiO3)3

Heksametasilicijumova kiselina (H2SiO3)6HEKSAMETA- Si- KISELINA

U duge lance moe se povezivati velik broj ovih monomernih jedinica:

OH OH | OH OH OH

| | | | | |

Si-O-Si-O-Si-O-Si-O-Si-O (H2SiO3)n | | | | | |

OH OH | OH OH OH

Alumosilikati su jedinjenja koja umesto Si imaju Al.

KALAJ (Sn)

Kalaj se koristi za izradu legura.

OSOBINE: ist kalaj je srebrnaste boje, male tvrdoe, moe se izvlaiti u listie i u ice.

Javlja se u tri alotropske modifikacije .

* NEMETALNA modifikacija je sivi kalaj, na t nioj od 13 st.C.

* TETRAGONALNA ili ROMBINA modifikacija predstavljaju METALNE modifikacije i rombina je stabolna na t niim od 170C.

Ove dve metalne modifikacije su beli kalaj. Prelaz belog kalaja u sivi se deava sporo na t niim od 13C.

Slabe kiseline i baze ne deluju na kalaj, dok ga HCl rastvara uz oslobaanje gasa vodonika H2.

Sn + 2HCl ( SnCl2 + H2

Razblaena H2SO4 rastvara kalaj uz oslobaanje vodonika, dok ga koncentrovana H2SO4 rastvara uz oslobaanje SO2. Sn + 2H2SO4 ( SnSO4 + SO2 + 2H2O

Koncentrovana HNO3 oksiduje kalaj do nerastvornog kalaj (IV) oksida.

Sn + 4HNO3 ( SnO2 + 4NO2 + 2H2O

U reakciji sa jakim bazama nastaju STANATI. Sn + NaOH + 4H2O ( Na2[Sn(OH)6] + 2H2

Na-heksahidroksostanat(IV)

U reakciji sa halogenom elementima gradi TETRAHALOGENIDE.

Sn + 2Cl2 ( SnCl4

DOBIJANJESn se dobija redukcijom SnO2 uz pomo koksa. Nastaje kalaj amfoternog karaktera. OKSIDI Sn

kalaj(II) oksid i kalaj(IV) oksid

SnO- je anhidrid Sn(OH)2 i amfoternog je karaktera. Nastaje dejstvom alkalija na rastvor SnCl2. SnCl2 + NaOH ( Sn(OH)2(s) + 2NaCl

To je beo, teko rastvoran talog, u vodi se ne rastvara, ali se rastvara u kiselinama i bazama- AMFOTERAN JE.

Pri dodatku baza u rastvor Sn(OH)2, nastaju soli dvovalentnog Sn, koje imaju veoma promenljiv sastav.

Sn(OH)2 + HCl ( SnCl2 + 2H2O

Sn(OH)2 + 2NaOH ( Na2[Sn(OH)4]

Na- tetrahidroksostanat(II)

SnO2- u prirodi se nalazi u vidu minerala. Koristi se za dobijanje Sn.

SnO2 + C ( Sn + CO2On je anhidrid ortoSn-kiseline (H4SnO4). I ovaj anhidrid je amfoternog karaktera, odnosno na njega deluju vrua koncentrocvana kiselina i baza.

Sa alkalijama grade rastvorne soli STANATE.

SnO2 + 2NaOH ( Na2[Sn(OH)6]

Na-heksahidroksostanat(IV)

OLOVO (Pb)

NALAENJE: U prirodi se javlja u obliku ruda koje sadre Cu, Ag, Sn, Sb. Obino se dobija iz rude galenita PbS.

DOBIJANJE: Galenit se najpre pri, zatim se redukuje pomou CO. 2PbS + 3O2 ( PbO + 3SO2

PbO + CO ( Pb + CO2

OSOBINE: Olovo je srebrnasto- sjajan metal, spada u teke metale, ali ima niskuT.T. I lakom se prerauje. Olovo se ne rastvara u vodi. Sva olovna jedinjenja su otrovna. Ne rastvara se u HCl i u H2SO4, jer se stvara zatitni sloj. Rastvara se u razblaenoj HNO3.

3Pb + 8HNO3 ( 3Pb(NO3)2 + 2NO + 4H2O

JEDINJENJA Pb

Pb gradi jedinjenja u kojima ima oksidacioni broj +2 ili +4.

PbO- olovo(II)oksid- rastvara se u kiselinama LAKO i u bazama TEKO. Amfoteran je i ne rastvara se u vodi.

PbO + 2HCl ( PbCl2 + H2O

PbO + NaOH + H2O ( Na2[Pb(OH)4]

Pb(OH)2- olovo(II) hidroksid, nastaje dejstvom jakih baza na soli u kojima Pb ima oksidacioni broj +2.

Pb(NO3)2 + 2NaOH ( Pb(OH)2(s) + 2NaNO3

Dodatkom vika NaOH, talog Pb(OH)2 se rastvara i nastaju soli Pb Na[Pb(OH)3] ili Na2[Pb(OH)6] PbO2- olovo(IV) oksid- je mrki prah koji zagrevanjem prelazi u PB3O4, a zatim u PbO. On je snano oksidaciono sredstvo, ne rastvara se u vodi, ali se rastvara u koncentrovanim alkalijama.

PbO2 + 2NaOH + 2H2O ( Na2[Pb(OH)6]

On je anhidrid olovne kiseline H4PbO4, kao i metaolovne kiseline H2PbO3. Nijedna od ovih kiselina nije poznata u slobodnom stanju, ali su poznate soli. H4PbO4- H2O= H2PbO3- metaolovna kiselina i poznata je so K2PbO3.ELEMENTI 15.GR. P.S.E.

Ovoj grupi pripadaju N, P, As, Sb, Bi.

Ovi elementi na najviem energijskom nivou imaju u s-orbitali 2e-, a u 3 p-orbitale imaju po 1e-. U pretposlednjem e.n. ako ima d-orbitala, nalazi se 10e-, pa im je zajednika elektronska konfiguracija (n-1)d^10ns^2np^3Ova struktura ukazuje na NEMETALNI karakter. Njihov nemetalni karakter je manji nego kod elemenata 16. grupe. Metalni karakter raste sa porastom atomskog broja.

U jedinjenjima sa metalima i vodonikom, ovi elementi imaju oksidaciono stanje +3, a u jedinjenjima sa elementima negativnijim od sebe imaju oksidaciona stanja +3 i +5. S toga ovi elementi sa vodonikom grade EH3, a sa kiseonikom grade E2O3 i E2O5. Ovi elementi postaju petovalentni zato to 1e- iz s-orbitale prelazi u d-orbitalu najvieg e.n., a tamo postoji 5 orbitala sa po 1e-.

* Energija jonizacije (Ej) opada sa porastom atomskog broja. (***)

* Afinitet prema elektronu takoe opada, to znai da N ima najvei afinitet da primi e- i pree u 1x pozitivan jon. Red-oks potencijal je mali pa je zato reaktivnost ovih elemenata mala. * Elektronegativnost opada na dole.

* Nemetalni karakter opada na dole, a metalni raste. Tako da su N i P tipini nemetali, kod arsena sae javljaju metalne osobine koje se kod antimona jae ispoljavaju, a kod Bi preovlauju.

ALOTROPSKE MODIFIKACIJE

Atomi P grade molekul P4. Ovo je nestabilna modifikacija- BELI FOSFOR. Istu strukturu imaju uti As i Sb. Beli fosfor lako prelazi u stabilnu strukturu- CRVENI FOSFOR, koji nastaje povezivanjem P4 molekula. As, Sb i Bi se javljaju kao stabilne modifikacije slojevite strukture.

AZOT (N)

NALAENJE: U prirodi se nalazi u elementarnom stanju, a ree u obliku jedinjenja. U vazduhu se nalazi 87%. Takoe se nalazi i u ILSKOJ ALITRI NaNO3.............PAGE 29