Nemetali_4._stepen.docx

Periodni sistem elemenata Periodni sistem elemenata (PSE) je tabelarni prikaz hemijskih elemenata organizovan na osnovu njihovih atomskih brojeva, elektronske konfiguracije i ponavljajućih hemijskim svojstvima. Elementi su poređani u 18 vertikalnih nizova - grupa i 7 horizontalnih nizova - perioda pri čemu su još dva reda elemenata ispod. 1869. godine Dimitrij Mendeljejev je dao prvu verziju PSE koja se temeljila na zakonu periodičnosti, a 1871. godine drugu verziju PSE koja se temeljila na istom zakonu uz određene izmene. Zakon periodičnosti govori o tome da su fizička i hemijska svojstva elemenata periodične funkcije njihovih rednih brojeva. U početku je PSE činilo 8 grupa od kojih je 7 grupa imalo i podgrupe i one su se označavale I-VII, odnosno VIIa,VIIb... dok je osma bila podeljena u trijade. Danas je PSE redukovan tako da se grupe obeležavaju drugačije, brojevima od 1 do 18. Mendeljejev je kao zaslugu za svoj doprinos izgradnji PSE dobio tu čast da se jedan element u PSE zove po njemu - Mendeljevijum 101 redni broj. U PSE su elementi podeljeni u 3 velike grupe jedinjenja i to su metali, nemetali i metaloidi. Grupu metala čine: -

alkalni metali (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) zemnoalkalni metali (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) prelazni metali (Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn, Ag, Pt, Au, Hg...) neprelazni metali (Al, Sn, Pb...) lantanoidi i aktinoidi (lantanidi i aktinidi)

Grupu nemetala čine: -

halogeni elementi (F, Cl, Br, I,) plemeniti gasovi (He, Ne, Ar, Kr, Xe) - koji se mogu izdvojiti i kao posebna grupa elemenata ostali nemetali (H, C, N, O, P, S, Se)

Grupu metaloida čine sledeći elementi: B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po Elementi koji se nalaze u istoj grupi imaju isti broj valentnih elektrona ( npr. u prvoj grupi H, Li, K, Na... imaju po 1 valentni elektron), dok se kod elemenata iste periode ti elektroni nalaze u istom energetskom niovu (npr. Li, C, N, O popunjavaju ceo K nivo elektronima, a u L nivou se nalaze njihovi valentni elektroni). Osnovni podaci za svaki element koji se mogu pronaći u PSE su pre svega njegov hemijski simbol i naziv elementa, redni (atomski) broj i maseni broj odnosno relativna atomska masa. Zavisno od kompleksnosti PSE u njemu se mogu naći i podaci o rasporedu elektrona po energetskim nivoima, moguća oksidaciona stanja i slično.

Plemeniti gasovi U ovu grupu elemenata spadaju: helijum (He), neon (Ne), argon (Ar), kripton (Kr), ksenon (Xe) i radon (Rn). Plemeniti ili inertni gasovi su elementi 18. grupe PSE. Kako imaju popunjen poslednji energetski nivo, gotovo uopšte ne reaguju. Helijum je element s najnižom temperaturom topljenja. I ostali plemeniti gasovi imaju veoma niske temperature ključanja i topljenja u odnosu na atomsku masu. To je takođe posledica popunjenosti elektronskog omotača. Između atoma plemenitih gasova ne uspostavljaju se jače veze, tek nešto slabih veza.

Popunjenost elektronskog omotača plemenitih gasova prikazana je u tabeli ispod: Energetski nivoi → 2He 10Ne 18Ar 36Kr 54Xe

    

K

L

M

N

O

2 e2 e2 e2 e2 e-

/ 8 e8 e8 e8 e-

/ / 8 e18 e18 e-

/ / / 8 e18 e-

/ / / / 8 e-

Plemeniti gasovi se nalaze u atmosferi u znatnijim količinama. He - 0,00046% Ne - 0,00116% Ar - 0,933% Kr - 0,0001% Xe - 0,000008% Iz vazduha se izdvajaju postupkom frakcione destilacije tečnog vazduha. Reakcije Plemeniti gasovi ne reaguju pri običnim uslovima. Pri određenoj temperaturi i pritisku mogu ipak stvarati jedinjenja. Većinom su to jedinjenja sa fluorom kao najreaktivnijim elementom. Naime, porastom atomske težine inertnog gasa, elektroni mu postaju sve udaljeniji od jezgra. Pri posebnim uslovima oni mogu nagraditi neke komplekse. Tako je prvo poznato jedinjenja plemenitog gasa bio kompleks ksenona sa platinaheksafluoridom (XePtF6). Primena Plemeniti gasovi su zbog svoje elektronske strukture sjajni otpornici. Tako i uz vrlo slabu struju možemo dobiti izuzetno visoke napone. Zbog toga i zbog toga što svetle u različitim bojama (neon - narandžasto, argon-plavo), se koriste za svetleće reklame i lampe. Plemeniti gasovi se koriste i u laserskoj tehnici. Helijum se upotrebljava za punjenje balona i za pripravljanje veštačkog vazduha (oko 80% He, 20% O2). “Helijumov vazduh" se daje roniocima jer se helijum manje rastvara u krvi od azota te se brže mogu dizati prema površini- sprečava kiseonsku bolest. Helijum služi za ispitivanje materije pri vrlo niskim temperaturama. Pretpostavlja se da je tečan i pri apsolutnoj nuli. Neon se upotrebljava za punjenje reklamnih svetlećih cevi. Ako pod smanjenim pritiskom dođe do električnog pražnjenja kroz neon javlja se narandžasto-ljubičasta svetlost. Ukoliko se doda živina para i argon boja se menja do tamnoplave i zelene. Argon se koristi za punjenje sijalica, kao i za zavarivanje u tehnici jer daje inertnu atmosferu. Koristi se i za punjenje svetlećih cevi. Kripton i ksenon se takođe koriste za punjenje sijalica.

Opšta svojstva nemetala Grupu nemetala čine: - halogeni elementi (F - Fluor, Cl - Hlor, Br - Brom i I - Jod) - plemeniti gasovi (He - Helijum, Ne - Neon, Ar - Argon , Kr - Kripton, Xe - Ksenon) - ostali nemetali (H - Vodonik , C - Ugljenik, N - Azot, O - Kiseonik, P - Fosfor, S - Sumpor, Se - Selen) Nemetali čine ¾ mase Zemljine kore. U svemiru preovlađuju vodonik i helijum koji čine 98 % mase svemira. U prirodi se najčešće nalaze u jedinjenjima, dok se u elementarnom stanju u manjoj količini mogu pronaći azot i kiseonik. Nemetali zajedno sa drugim elementima sačinjavaju živa bića. Nemetali koji ulaze u sastav živih bića čine posebnu grupu elemenata koji se nazivaju biogeni elementi i to su ugljenik, vodonik, kiseonik, azot, fosfor i sumpor. Kiseonik se može izdvojiti kao jedan od najbitnijih elemenata jer je sastavni deo vode i vazduha bez kojih živa bića ne bi mogla postojati. Kada govorimo o nemetalima obično mislimo na onih 10 nemetala (H, C, N, O, P, S, Se, F, Cl, Br i I) koji nisu plemeniti gasovi koji se zbog svojih fizičkih i hemijskih svojstava izdvajaju od pomenutih 10 nemetala. U periodnom sistemu elemenata vidimo da je nemetala značajno manje od metala i da se nalaze u gornjem desnom uglu. Položaj u periodnom sistemu otkriva nam koliko protona imaju atomi pojedinih elemenata, ali i elektrona, kao i to kako su ti elektroni raspoređeni. Atomi nemetala u svom valentnom nivou imaju veći broj elektona (4, 5, 6 i 7), što utiče na njihova hemijska svojstva. Hemijska svojstva kod svih nemetala su slična i zato oni i pripadaju zajedničkoj grupi elemenata. Što se fizičkih svojstava tiče, neka od njih su zajednička za sve ili većinu nemetala - recimo zajednička svojstva nemetala su niska tvrdoća, slaba provodljivost toplote i struje osim kada je u pitanju poseban oblik ugljenika koji se naziva grafit, dok se druga značajno razlikuju. Agregatno stanje Nemetali se javljaju u sva tri agregatna stanja. U čvrstom ugljenik, fosfor, sumpor i jod, u gasovitom vodonik, azot, kiseonik, fluor i hlor i u tečnom jedino brom. Boja Nemetali se mogu razlikovati i po boji. Sumpor je žut, fosfor je beo ili crven, jod je ljubičast, fluor i hlor žutozeleni, brom crvenkast, selen je siv, a ugljenik je crn ili bezbojan. Bezbojni su i gasovi poput vodonika, kiseonika i azota. Miris Pojedini nemetali imaju karakterističan miris. Npr. hlor i brom imaju veoma jak, neprijatan miris i ne smeju se udisati jer su veoma štetni po zdravlje. Sa druge strane azot, vodonik i kiseonik su gasovi bez mirisa. Rastvorljivost u vodi Atomi nemetala međusobno se povezuju kovalentnom vezom. Ukoliko su u pitanju atomi istog elementa, veza je nepolarna. Zbog takvog tipa veze, nemetali u elementarnom stanju ne rastvaraju se ili slabo se rastvaraju u vodi. Recimo, kiseonik se slabo rastvara u vodi, ali i to je dovoljno da podvodni živi svet može da diše. Hlor se u vodi ne rastvara, već reaguje sa njom. Kada su u pitanju hemijska svojstva nemetala važno je napomenuti da oni imaju izraženu težnju da primaju elektrone. Sa metalima grade jonsku vezu a između sebe grade kovalentnu vezu. Nemetali grade okside i kiseline. Oksidi nemetala: Li + O2 → Li2O Litijum - oksid S + O2 → SO2 Sumpor(IV) - oksid C + O2 → CO2 Ugljenik(IV) - oksid

Kiseline: H2SO3 - Sulfitna(sumporasta) kiselina H2SO4 - Sulfatna(sumporna) kiselina HNO3 - Nitratna(azotna) kiselina H2CO3 - Karbonatna(ugljena) kiselina H3PO4 - Fosfatna(fosforna) kiselina H3PO3 - Fosfitna(fosforasta) kiselina

Vodonik Položaj u PSE mu je takav da je prvi element PSE, atomskog broja 1, u proj grupi PSE jer ima 1 valentni elektron, dok mnogi naučnici smatraju da bi mogao biti svrstan kao element 17. grupe jer mu, kao i halogenim elementima, nedostaje jedan elektron do stabilne elektronske konfiguracije najbližeg plemenitog gasa. Vodonik se u prirodi može naći u slobodnom stanju u obliku dvoatomnog molekula u višim slojevima atmosfere i u vulkanskim gasovima. On je najrasprostranjeniji element u svemiru – izgrađuje Sunce i zvezde. U našoj okolini se nalazi u jedinjenjima od kojih je najvažnije jedinjenje voda. Vodonik se u laboratoriji dobija dejstvom neke kiseline na metal: Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2 Dobija se i elektrolizom vode: 2H2O → 2H+ + 2OHK(—) 4H+ + 4e- → 2H2 na katodi se vodonik izdvaja u obliku gasa A(+) 4OH- - 4e- → O2 + 2H2O na anodi se izdvaja vodonik u obliku gasa Fizička svojstva vodonika Vodonik je gas, bez boje je, mirisa i ukusa. Lako je zapaljiv, pri sagorevanju reaguje sa kiseonikom uz oslobađanje velike količine energije. Lakši je od vazduha i ne rastvara se u vodi. Hemijska svojstva vodonika Vodonik je veoma reaktivan i lako stupa u hemijske reakcije. Sa kiseonikom u zapreminskom odnosu 2:1 gradi eksplozivnu smešu koja je poznata kao praskavi gas. Primena vodonika Vodonik se koristi kao raketno gorivo, upotrebljava se za autogeno zavarivanje i on je prema rečima mnogih naučnika gorivo budućnosti.

17. grupa PSE Elementi 17. (VIIa) grupe PSE nazivaju se halogeni elementi. Naziv potiče od grčkih reči halos genezis – grade soli. U ovu grupu spadaju nemetali: F - Fluor, Cl - Hlor, Br - Brom, I - Jod i metaloid At - Astat. Popunjenost elektronskog omotača halogenih elemenata prikazana je u tabeli ispod:

Energetski nivoi → 9F 17Cl 35Br 53I 85At

K

L

M

N

O

P

2 e2 e2 e2 e2 e-

7 e8 e8 e8 e8 e-

/ 7 e18 e18 e18 e-

/ / 7 e18 e18 e-

/ / / 7 e32 e-

/ / / / 7 e-

Zajednička konfiguracija za elemente ove grupe je da imaju 7 valentnih elektrona. Pošto im do stabilne konfiguracije nedostaje jedan elektron dolazi do udruživanja svojih nesparenih elektrona u zajednički elektronski par čime se grade dvoatomni molekuli pomoću nepolarne kovalentne veze: F2, Cl2, Br2 i I2. Fluor i hlor se nalaze u gasovitom agregatnom stanju i žuto-zelene su boje, brom u tečnom agregatnom stanju i crvenkaste je boje, a jod je čvrsta supstanca koja je tamno ljubičaste boje čije su pare svetlo ljubičaste. U prirodi se halogeni elementi javlljaju samo u obliku jedinjenja sa minimalnim oksidacionim brojem -1 i maksimalnim oksidacionim brojem +7, izuzev fluora koji ima samo -1 oksidacioni broj u jedinjenjima. Kao najvažniji element ove grupe izdvaja se hlor sa svojim jedinjenjima pa ćemo se tom temom detaljnije pozabaviti.

Hlor Hlor je 1774. godine otkrio naučnik Šele. On je gas žuto-zelene boje koji se u prirodi ne nalazi u elementarnom stanju već u obliku jedinjenja kao što su npr. NaCl - natrijum-hlorid (kuhinjska so); KCl - kalijum-hlorid (silvin). Otrovan je, oštrog mirisa i udisanje ovog gasa može da izazove smrt. Potpuno nagriza sluzokožu disajnih organa. Hlor reaguje sa vodonikom na Sunčevoj svetlosti ili na blago povišenoj temperaturi gradeći hlorovodonik, gas bez boje, oštrog mirisa čijim rastvaranjem u vodi nastaje hloridna (hlorovodonična) kiselina HCl. Cl2 + H2 → 2HCl Hlorovodonična kiselina je vodeni rastvor hlorovodonika koji sadrži 36.2 % hlorovodonika gasa. Soli hlorovodonične kiseline nazivaju se hloridi. Smješa koncentrovane hlorovodonične kiseline i koncentrovane azotne kiseline u odnosu 3:1 naziva se “carska voda” i ona rastvara sve metale uključujući i plemenite. Hlor se rastvara u vodi gradeći hlornu vodu koja se koristi kao dezinfekciono sredstvo. Cl2 + H2O → HCl + HClO (hlorna voda) Hlor reaguje sa alkalnim i zemnoalkalnim metalima gradeći soli koje se nazivaju hloridi. 2Na + Cl2 → 2NaCl Ca + Cl2 → CaCl2 Svi halogeni elementi (osim fluora) grade jedinjenja sa pozitivnim oksidacionim brojevima. Stabilna su jedinjenja sa neparnim oksidacionim brojevima +1,+3, +5 i +7. Ta jedinjenja se nazivaju kiseonične kiseline halogenih elemenata i reaktivnost ovih kiselina raste od fluora prema jodu. HClO - hipohlorasta (hipohloritna) kiselina (Cl+1)

HClO2 - hlorasta (hloritna) kiselina (Cl+3) HClO3 - hlorna (hloratna) kiselina (Cl+5) HClO4 - perhlorna (perhloratna) kiselina (Cl+7) Perhlorna kiselina je najjača poznata kiselina. Ona se koristi za bijeljenje industrijske celuloze, papira, pamuka i lana, za dezinfekciju vode, za dobijanje hlornog kreča, broma, insekticida, boja, bojnih otrova. HIO - hipojodasta (hipojoditna) kiselina (I+1) HIO2 - jodasta (joditna) kiselina (I+3) HIO3 - jodna (jodatna) kiselina (I+5) HIO4 - perjodna (perjodatna) kiselina (I+7) HBrO - hipobromasta (hipobromitna) kiselina (Br+1) HBrO2 - bromasta (bromitna) kiselina (Br+3) HBrO3 - bromna (bromatna) kiselina (Br+5) HBrO4 - perbromna (perbromatna) kiselina (Br+7)

16. grupa PSE Elementi 16. grupe PSE nazivaju se halkogeni elementi. Njihov naziv potiče od grčkih reči halkos genezis grade rude. U ovu grupu spadaju nemetali: O - Kiseonik i S - Sumpor, metaloidi Se - Selen i Te - Telur i metal Po Polonijum. Energetski nivoi → 8O 16S 34Se 52Te 84Po

K

L

M

N

O

P

2 e2 e2 e2 e2 e-

6 e8 e8 e8 e8 e-

/ 6 e18 e18 e18 e-

/ / 6 e18 e18 e-

/ / / 6 e32 e-

/ / / / 6 e-

Zajednička konfiguracija za elemente ove grupe je da imaju 6 valentnih elektrona. Od svih elemenata 16. grupe, kiseonik (O2) je jedini koji se pri normalnim uslovima javlja u obliku dvoatomnih molekula.

Sumpor zbog veće zapremine atoma ne može da nagradi dvoatomni molekul, u prirodi se javlja kao molekul S 8. Javlja se i kao S(n) n-atomnog molekula gde se atomi sumpora vezuju u dugačke lance. Selen se javlja u prirodi kao Se8 ili kao n-atomni dugački lanac. Telur zbog još veće zapremine ne može da gradi osmoatomni molekul, pa se javlja u obliku lančane strukture. Pošto se kod ovih elemenata javljaju molekuli sa različitim brojem atoma, za njih je karakteristična pojava alotropije tj. mogu postojati u više alotropskih modifikacija. Alotropska modifikacija nekog elementa je pojava da se neki element javlja u više oblika koji se razlikuju po broju atoma u molekulu ili strukturnoj formuli molekula.

Agregatna stanja elemenata 16. grupe PSE se menjaju sa porastom atomskog broja jer raste jačina sila koje povezuju atome u molekule pa je stoga kiseonik gas, a ostali elementi su u čvrstom agregatnom stanju. Sem kiseonika koji je u svim jedinjenima negativnog oksidacionog broja -2,-1, svi ostali grade jedinjenja sa oksidacionim brojem od -2 do +6.

Kiseonik Kiseonik je 1774. godine otkrio naučnik Pristli. U prirodi se može naći u slobodnom stanju u vazduhu i rastvoren u vodi, u jedinjenjima ali je najrasprostranjeniji kao element u Zemljine kore. U laboratorijama se dobija razlaganjem jedinjenja koja ga sadrže u visokom procentu, kao što su živa(II)-oksid i kalijum-permanganat; 2HgO → 2Hg + O2 2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2 U industriji se dobija elektrolizom vode ili frakcionom destilacijom tečnog vazduha. 2H2O → 2H+ + 2OHK(—) 4H+ + 4e- → 2H2 na katodi, negativnoj elektrodi, se izdvaja vodonik u vidu mehurića A(+) 4 OH- - 4e- → O2 + 2H2O na anodi, pozitivnoj elektrodi, se izdvaja kiseonik u vidu mehurića Fizička svojstva kiseonika Kiseonik je gas, bez boje, mirisa i ukusa koji je teži od vazduha i potpomaže gorenje a slabo se rastvara u vodi. Hemijska svojstva kiseonika Kiseonik reaguje sa gotovo svim hemijskim elementima. Jedinjenja koja nastaju u reakciji nekog elementa sa kiseonikom nazivaju se oksidi. Hemijska reakcija sjedinjavanja nekog hemijskog elementa i kiseonika se naziva oksidacija. Oksidacija može biti brza (burna) i spora (tiha). Jedinjenja koja nastaju u reakciji oksidacije nazivaju se oksidi. Primena kiseonika Vazduh obogaćen kiseonikom se daje bolesnicima kako bi im se olakšalo disanje. Takođe ga koriste i kosmonauti, ronioci, alpinisti... Jedinjenja kiseonika Oksidi su jedinjenja kiseonika sa drugim elementima i u njima kiseonik ima oksidacioni broj -2. Okside grade svi elementi osim plemenitih gasova. Na osnovu kiselo-baznih karakteristika oksidi se dele na: 1. Kisele (SO2, SO3, CO2, P2O3, P2O5, N2O3, N2O5) To su jedinjenja kiseonika sa izrazitim nemetalima i nekim metaloidima. U ovu grupu spadaju i viši oksidi nekih prelaznih metala. Oni u reakciji sa vodom grade kiseline (anhidridi kiselina), a u reakciji sa bazama daju so i vodu.

Cl2O + H2O → 2HClO Cl2O + NaOH → 2NaClO + H2O 2. Bazne (Na2O, K2O, CaO, MgO, FeO, Fe2O3, Bi2O3) To su jedinjenja kiseonika sa izrazitim metalima. Bazni oksidi su anhidridi baza. Bazni oksidi prve i druge grupe se rastvaraju u vodi i daju baze, a u reakciji sa kiselinama daju so i vodu. Na2O + H2O → 2NaOH Na2O +2HCl → 2NaCl + H2O 3. Amfoterne (Al2O3, BeO, ZnO, PbO, Sb4O6) Jedinjenja kiseonika sa manje izrazitim metalima. Slabo se rastvaraju u vodi. Dobro se rastvaraju u kiselinama i bazama. 4. Neutralne (CO, N2O, NO) Jedinjenja kiseonika sa nekim nemetalima. Ne reaguju sa vodom, kiselinama i bazama. Peroksidi su jedinjenja kiseonika sa oksidacionim brojem -1. Oni sadrže dva atoma kiseonika koja su međusobno vezana jednostrukom vezom i naziva se peroksidna veza. – O-1 – O-1 – O-1 - peroksidni jon Najpoznatiji peroksid je vodonik-peroksid H2O2. Vodonik-peroksid je bezbojna tečnost dobro rastvorljiva u vodi (hidrogen) i ponaša se kao slaba kiselina. Soli vodonik-peroksida su peroksidi. Najznačajnija je natrijumperoksid Na2O2. Ozon (O3) je druga alotropska modifikacija kiseonika, pored molekula kiseonika O2. Nestabilniji je od molekulskog kiseonika. U prirodi nastaje u višim slojevima atmosfere električnim pražnjenjem. O2 → 2O ( O - nascentni kiseonik) O + O2 → O3 3O2 → 2O3 Dobijanje ozona zasniva se na tome da se na molekulskom kiseoniku raskida dvostruka veza i nastaje atomski kiseonik koji je izuzetno reaktivan i reaguje sa molekulskim kiseonikom i gradi se ozon. Na isti način se dobija veštačkim putem u ozonizatorima. Ozon je gas svjetlo-zelene boje prijatnog mirisa. U vodi se mnogo bolje rastvara od molekulskog kiseonika. Nestabilan je i raspada se na kiseonik i atom kiseonika odnosno nascentni kiseonik. Dobro je dezinfekciono sredstvo.

Sumpor Sumpor je element 16. grupe PSE koji je poznat još u antičko vrijeme, ali mu se ne zna se pronalazač. Njegov naziv kada se prevede na naš jezik znači kamen koji se preliva (lava). U prirodi se sumpor može naći u slobodnom stanju na dubinama preko 200 metara ispod naslaga peska. Smatra se da je ovaj sumpor vulkanskog porijekla. U obliku jedinjenja nalazi se u mnogim rudama. Sumpor je biogeni element. Sumpor se u prirodi sreće u dve alotropske modifikacije kao monoklinični i rombični sumpor. Postoji i plastični sumpor koji je amorfna modifikacija sumpora.

Sumpor se može dobiti složenim postupcima iz ruda i minerala. Iz Zemljine kore se ne može dobiti najobičnijim rudarskim postupkom jer se nalazi na dubini od 200 m ispod površine zemlje. Naučnik Freš je došao na ideju da sumpor istopi ispod površine zemlje i da ga tako istopljenog izvuče na površinu zemlje pomoću specijalnih cevi koje su deo Frešove pumpe i taj postupak se naziva Frešov postupak. Zahvaljujući niskoj temperaturi topljenja ovaj postupak je moguć kada je sumpor u pitanju. Temperatura topljenja sumpora iznosi 115 °C, dok je kod mnogih ostalih elemenata i njihovih ruda veoma, veoma visoka. Princip topljenja se zasniva na tome što se Frešova pumpa postavi u naslage sumpora i kroz jednu od cevi se uduvava pregrejana vodena para koja topi sumpor i on se taloži na dnu pumpe. Kroz drugu cev se uduvava vazduh pod pritiskom koji sa istopljenim sumporom gradi neku vrstu pene čime ga čini još lakšim i na taj način ga izbacuje kroz središnju cev na površinu.

Fizička svojstva sumpora Sumpor je čvrsta supstanca, žute boje, bez mirisa. On se ne rastvara u vodi, ali se rastvara u ugljenik(IV)-sulfidu CS2. Hemijska svojstva sumpora Na povišenoj temperaturi sumpor reaguje sa ostalim elementima gradeći okside i sulfide. Sumpor gradi dva oksida: SO2 sumpor(IV)-oksid – bezbojan gas, dobro se rastvara u vodi i daje sulfitnu kiselinu. S + O2 → SO2 SO3 sumpor(VI)-oksid – bezbojan gas koji se dobro rastvara u vodi i daje sulfatnu kiselinu. 2SO2 + O2 → 2SO3 Sumpor gradi tri kiseline: H2S - vodonik-sulfid (sulfidna kiselina) koji nastaje direktnim sjedinjavanjem vodonika i sumpora. Soli ove kiseline se nazivaju sulfidi. H2 + Ѕ → H2Ѕ

H2SO3 sulfitna kiselina (sumporasta kiselina) koja nastaje rastvaranjem sumpor(IV)-oksida u vodi. Soli ove kiseline nazivaju se sulfiti. SO2 + H2O → H2ЅO3 H2SO4 sulfatna kiselina (sumporna kiselina) koja nastaje rastvaranjem sumpor(VI)-oksida u vodi. Soli ove kiselina nazivaju se sulfati. SO3 + H2O → H2ЅO4 Koncentrovana sulfatna kiselina je jako dehidrataciono sredstvo. Ona oduzima vodu jedinjenjima koja sadrže atome vodonika i kiseonika. Prilikom razblaživanja koncentrovane kiseline nikada ne smijemo sipati vodu u kiselinu (VUK) jer to može dovesti do prskanja kiseline i povreda tipa opekotina ili može doći do pucanja suda i posekotina. Kiselina se prilikom razblaživanja uvjek sipa lagano, u tankom mlazu, uz zid posude. Primena sumpora Sumpor se koristi u medicini, u poljoprivredi, u proizvodnji gume, šibica, boja i baruta. Sumpor(IV)-oksid se koristi za dezinfekciju buradi za vino. Sulfatna kiselina se koristi u proizvodnji lekova, boja, sintetičkih vlakana, đubriva, eksploziva,sredstava za pranje, akumulatora u metalurgiji…

15. grupa PSE Elementi 15. (Va) grupe PSE su veoma bitni za živi svet. U ovu grupu spadaju nemetali N - Azot i P - Fosfor, metaloidi As - Arsen i Sb - Antimon i metal Bi - Bizmut. Energetski nivoi → 7N 15P 33As 51Sb 83Bi

K

L

M

N

O

P

2 e2 e2 e2 e2 e-

5 e8 e8 e8 e8 e-

/ 5 e18 e18 e18 e-

/ / 5 e18 e18 e-

/ / / 5 e32 e-

/ / / / 5 e-

Zajednička konfiguracija za elemente ove grupe je da imaju 5 valentnih elektrona. Od svih elemenata 15. grupe PSE azot je jedini koji se javlja u obliku dvoatomnog molekula u kojem su atomi azota vezani trostrukom nepolarnom kovalentnom vezom. Ostali elementi ove grupe (osim bizmuta) grade četvoroatomne molekule tetraedarske strukture. Ti molekuli su nestabilni, ali su stabilne njihove alotropske modifikacije, koje su lančaste (kod fosfora) i slojevite (kod arsena, antimona i bizmuta) strukture.

Azot Azot je otkrio Raderford 1772. godine. U slobodnom stanju se nalazi u vazduhu. Azot ulazi u sastav mnogih jedinjenja kao što su na primer: amonijak, azotna kiselina, oksidi, organska jedinjenja. Važno je napomenuti da je on biogeni element. Fizička svojstva azota Azot je gas, bez boje, mirisa i ukusa koji se slabo rastvara u vodi. Na sobnoj temperaturi ne reaguje sa drugim supstancama pa za njega kažemo da je slabo reaktivan, inertan. Molekul azota je veoma stabilan zbog trostruke kovalentne veze između dva atoma azota u molekulu azota. Hemijska svojstva azota

Azot je inertan gas na sobnoj temperaturi (nereaktivan). Azot gradi pet oksida: N2O azot(I)-oksid (neutralni oksid) NO azot(II)-oksid (neutralni oksid) N2O3 azot(III)-oksid (kiseli oksid) NO2 azot(IV)-oksid (kiseli oksid) N2O5 azot(V)-oksid(kiseli oksid) koji je na sobnoj temperaturi čvrsta, bezbojna kristalna supstanca. Veoma je nestabilan. Burno reaguje sa vodom i gradi azotnu (nitratnu) kiselinu HNO3. N2O5 + H2O → 2HNO3 Azotna kiselina je bezbojna tečnost, ali na svetlosti se razlaže, pa dobija svetložutu boju. U industriji se dobija nizom reakcija u kojima učestvuju oksidi azota, kiseonik i voda. Slične reakcije se odvijaju i u prirodi pri električnom pražnjenju a naročito u blizini aerodroma, i na ovaj način nastaju kisele kiše. Soli nitratne kiseline se nazivaju nitrati (NO3-). Azot(III)-oksid je čvrsta supstanca tamno plave boje. Rastvaranjem u vodi nastaje azotasta(nitritna) kiselina HNO2, a soli ove kiseline se nazivaju nitriti (NO2-). Ova kiselina je slaba kiselina, postoji samo u vodenim rastvorima odnosno nepostojana je. N2O3 + H2O → 2HNO2 Amonijak je jedinjenje azota i vodonika čija je formula NH3. Može se dobiti u reakciji vodonika i azota pri tačno određenim uslovima temperature i pritiska: N2 + 3H2 ↔ 2NH3 Amonijak je gas bez boje, oštrog mirisa koj je lakši od vazduha i dobro se ratvara u vodi pri čemu gradi bazu amonijum-hidroksid NH4OH. NH3 + H2O → NH4OH Soli amonijaka nazivaju se amonijum soli i kao najpoznatija izdvajaju se NH4Cl amonijum-hlorid i NH4NO3 amonijum-nitrat. Primena azota Azot se upotrebljava kao inertan gas u metalurgiji, hemijskoj industriji, industriji hrane i poljoprivredi. Koristi se za transport agresivnih materija, a u tečnom agregatnom stanju za brzo hlađenje u industriji, proizvodnji hrane, medicini i veterini, u naučnotehničkim istraživanjima, aa regulisanje kalorične vrednosti gorivih gasova i za sintezne smeše u hemijskoj industriji. Amonijak se koristi za izradu đubriva, plastika i eksploziva. Azotna kiselina se koristi za dobijanje veštačkih vlakana, za dobijanje sintetičkih boja i za izradu eksploziva.

Fosfor Fosfor je element 15. grupe PSE. U prirodi se nalazi samo u obliku jedinjenja fosforit Ca3(PO4)2, u proteinima i drugim jedinjenjima. On je biogeni element (u vidu jedinjenja fosforit čini 60% kostiju). Fizička svojstva fosfora Fosfor je čvrsta supstanca. Javlja se u vidu dve alotropske modifikacije a to su beli i crveni fosfor. Beli fosfor se čuva pod vodom, rastvara se u CS2, u tami svetluca, veoma je otrovan, a u dodiru sa kožom stvara bolne rane. Crveni fosfor nastaje zagrevanjem belog fosfora preko 260oC bez prisustva vazduha. To je tamnoljubičasti prah, manje reaktivan od belog fosfora, nerastvoran, nije otrovan, ne svetluca. Hemijska svojstva fosfora

Beli fosfor je jako zapaljiv i piroforičan (samozapaljiv) u prisustvu vazduha. Miris njegovog sagorjevanja je karakterističan - nalik belom luku. Reaguje sa vodonikom, kiseonikom pa gradi hidride, okside, kiseline i soli. Jedinjenja fosfora Oksidi: P4O6 - Fosfor (III) oksid, dobija se pri gorenju fosfora: P4 +3O2 = P4O6 To je bela kristalna supstanca i vrlo je otrovna. Sa vodom sporo reaguje i gradi fosfitnu kiselinu H3PO3: P4O6 + 6H2O = 4H3PO3 P4O10 - Fosfor (V) oksid, dobija se pri gorenju fosfora uz dovoljne količine vazduha – kiseonika: P4 +5O2 = P4O10 To je beli prah, sličan snegu, apsorbuje vodu, sa vodom gradi fosfatnu kiselinu H3PO4: P4O10 + 6H2O = 4H3PO4 Kiseline fosfora Fosforasta (fosfitna) kiselina, H3PO3, je bezbojna kristalna supstanca, dobro rastvorljiva u vodi. Gradi dve vrste soli: hidrogenfosfite (HPO3- ) i fosfite (PO33-). Fosforna (fosfatna) kiselina, H3PO4, je kristalna supstanca koja lako apsorbuje vlagu iz vazduha i prelazi u gustu sirupastu tečnost. Upotrebljava se u farmaciji, zubarstvu – za zubne plombe, za veštačka đubriva. Fosforna kiselina gradi tri vrste soli: dihidrogenfosfati (H2PO4-), hidrogenfosfate (HPO42-) i fosfate (PO43-). Primena fosfora Azot se upotrebljava u obliku jedinjenja u industriji veštačkih đubriva. Elementarni fosfor se koristi za dobijanje fosforne bronze i u industriji šibica. Crveni fosfor se koristi u vojnoj industriji za proizvodnju sredstava za zadimljavanje.

Veštačka đubriva Veštačka đubriva su neorganske materije koje u sebi sadrže elemente potrebne biljkama. Đubriva tipično sadrže sledeće elemente (u varijabilnim proporcijama): – tri primarna makronutrijenta: azot, fosfor i kalijum – tri sekundarna makronutrijenta: kalcijum, sumpor, magnezijum – mikronutrijente ili mineralne elemente u tragovima: bor, hlor, mangan, gvožđe, cink, bakar, molibden i selen. Makronutrijenti su elementi koji se troše u većim količinama i prisutni su u tkivu biljaka u količini 0,2% do 4,0% (izraženo na suvu materiju). Mikronutrijenti se troše u manjim količinama i prisutni su u biljnom tkivu u količinama koje su reda veličine 5 - 200 ppm ili manje od 0,02% suve mase đubriva. Prema sastavu odnosno sadržaju hranljivih elemenata razlikuju se sledeće grupe đubriva: – Azotna – Fosforna – Kalijumova – Kalcijumova – Magnezijumova – Sumporna – Mikrođubriva Azotna djubriva U azotnim đubrivima azot se javlja u više oblika: nitratnom, amonijačnom i amidnom. – Čilska salitra (NaNO3), – Amonijumsulfat (NH4)2SO4 – Amonijak (NH3)

– Amonijumnitrat (NH4NO3) – Krečni amonijum nitrat KAN (NH4NO3+CaCO3) – Karbamid (CO(NH2)2) Kalijumova đubriva Kalijumova đubriva dobijaju se iz jedinjenja kalijuma koja su rasprostranjena u prirodi u vidu alumosilikata ili naslaga soli hlorida i sulfata. Razlikujemo: – Kalijumova so odnosno kalijum-hlorid (KCl) – Kalijum sulfat (K2SO4)

14. grupa PSE Elementi 14. grupe PSE su veoma bitni za živi svet. U ovu grupu spadaju elementi: C - Ugljenik, Si - Silicijum, Ge - Germanijum, Sn - Kalaj i Pb - Olovo. Ugljenik je jedini element ove grupe koji spada u grupu nemetala. Silicijum i germanijum su metaloidi, dok su kalaj i olovo metali. Energetski nivoi → 6C 14Si 32Ge 50Sn 82Pb

K

L

M

N

O

P

2 e2 e2 e2 e2 e-

4 e8 e8 e8 e8 e-

/ 4 e18 e18 e18 e-

/ / 4 e18 e18 e-

/ / / 4 e32 e-

/ / / / 4 e-

Zajednička konfiguracija za elemente ove grupe je da imaju 4 valentna elektrona.

Ugljenik Ugljenik je poznat još od praistorije. Da je hemijski element prvi je utvrdio Lavoazje. Ugljenik i njegova jedinjenja su veoma rasprostranjeni u prirodi. Nalaze se u drvetu, nafti, zemnom gasu, prirodnim ugljevima, biljnom i životinjskom svetu, grafitu, dijamantu, fulerenu, vazduhu, stenama i mineralima. U slobodnom stanju ugljenik se može naći u tri kristalna oblika (alotropske modifikacije) – grafit, dijamant i fuleren. Fizička svojstva ugljenika Grafit je čvrsta supstanca, crnosive boje. Veoma je mek, pa ostavlja trag na papiru. Dobar je provodnik toplote i elektriciteta, teško se topi, a lako sagoreva i ne rastvara se u vodi. Dijamant je čvrsta supstanca, bez boje koja se odlikuje velikom tvrdoćom, ne provodi toplotu i elektricitet i ne rastvara se u vodi. Fuleren sadrži 60 atoma ugljenika u molekulu a njegov molekul ima oblik fudbalske lopte. Pored kristalnih oblika ugljenika postoje i amorfni oblici. Glavne vrste amorfnog uglja su: čađ, koks, aktivni, životinjski i drveni ugalj. Oni se koriste za uklanjanje otrova, mirisa i boja, kao i za prečišćavanje vode. Hemijska svojstva ugljenika Živi svet je svet ugljenikovih jedinjenja. Građa atoma ugljenika omogućava ogroman broj kombinacija između samih atoma ugljenika, kao i sa atomima drugih elemenata. Ugljenikova jedinjenja izučavaju organska hemija i biohemija. Postoji relativno mali broj neorganskih jedinjenja ugljenika.

Ugljenik gradi dva oksida: CO ugljenik(II)-oksid koji je gas bez boje, mirisa i ukusa. Veoma je otrovan i nalazi se u vulkanskom gasu i nastaje nepotpunim sagorevanjem benzina u motorima. Generalno nastaje sagorevanjem ugljenika prema jednačini: 2C + O2 → 2CO CO2 ugljenik(IV)-oksid koji je sastojak vazduha i nalazi se u prirodnim mineralnim vodama i vulkanskom gasu. U prirodi nastaje kao proizvod oksidacije mnogih organskih supstanci. Živa bića ga izbacuju u procesu disanja. Nastaje sagorjevanjem ugljenik(II)-oksida prema jednačini: 2CO + O2 → 2CO2 Ako se ugljenik(IV)-oksid sabije na malu zapreminu i pri niskim temperaturama on prelazi u tečno stanje. Pri naglom isparavanju se hladi i prelazi u čvrsto stanje – suvi led. Kiseline ugljenika: Ugljenik(IV)-oksid se dobro rastvara u vodi i pri tome se dobija ugljena (karbonatna) kiselina: CO2 + H2O → H2CO3 Ugljena kiselina je nestabilno jedinjenje i lako se raspada na vodu i ugljenik(IV)-oksid. Gradi dve vrste soli: hidrogenkarbonati (HCO3- ) i karbonati (CO32-). Primena ugljenika Grafit se koristi za pravljenje olovki i elektroda i kao mazivo, dijamant za sečenje tvrdih predmeta i kao nakit, a ugljenik(IV)-oksid za gašenje požara i kod pravljenja gaziranih pića.