Karakteristične reakcije metala i nemetala

Elementi

Plemeniti plinovi su kemijski elementi koji čine nultu skupinu periodnoga sustava. To su&nbsp;helij&nbsp;(simbol He),&nbsp;neon&nbsp;(Ne),&nbsp;argon&nbsp;(Ar),&nbsp; kripton&nbsp;(Kr),&nbsp;ksenon&nbsp;(Xe) i&nbsp;radon&nbsp;(Rn).

Kemijska svojstva Za atome plemenitih plinova karakteristična je elektronska konfiguracija s popunjenim valencijskim orbitalama. Ta je konfiguracija jako stabilna, što pogotovo vrijedi za lakše članove grupe, tj. za helij i neon. Zbog toga je sposobnost plemenitih plinova da se kemijski spajaju s drugim elementima jako ograničena i zato su se sve do 1962, kad je bio otkriven prvi pravi spoj ksenona, smatrali kemijski inertnima. Danas su među spojevima plemenitih plinova najvažniji spojevi ksenona, a poznati su i spojevi kriptona i radona.

Fizikalna svojstva Svi su elementi iz grupe plemenitih plinova pri standardnim uvjetima plinovi bez boje, mirisa i okusa. Oni su jednoatomni i pretpostavlja se da su njihovi atomi potpuno sferno simetrični. Fizikalna svojstva plemenitih plinova mijenjaju se s rastućim atomskim brojem dosta pravilno i, osim radona , razmjerno su dobro određena. Dobivaju se frakcijskom destilacijom&nbsp;zraka i&nbsp;prirodnog plina. Slabo topljivi u vodi. Slabe su toplinske i električne vodljivosti.

Upotreba plemenitih plinova U većim se količinama komercijalno upotrebljavaju samo argon i helij, dok je upotreba neona, kriptona i ksenona zbog njihove visoke cijene ograničena. Plemeniti plinovi se upotrjebljuju u: metalurgiji, znanosti i istraživanju, kao svjetlosne izvore, elektronici, nuklearnim reaktorima, svemiru i medicini.

Kalcija je najrasprostranjeniji zemnoalkalijski element u prirodi, ali se u prirodi ne nalazi u elementarnom stanju jer je prereaktivan. Kalcij se dobiva elektrolizom taline kalcijevog klorida: CaCl2(l) → Ca(s) + Cl2(g). Reakcija kalcija s vodom: Ca(s) + 2 H2O(l) → Ca2+(aq) + 2 OH-(aq) + H2(g) Maseni udio&nbsp;kalcijeva hidroksida&nbsp;u bistroj otopini može biti najviše 0,13%, a takva se otopina zove&nbsp;vapnena voda. Neki važni spojevi su: -Kalcijev karbonat(CaCO3) je najvažniji i najrašireniji spoj kalcija u prirodi -Kalcijev oksid(CaO,&nbsp;živo vapno) -Kalcijev hidroksid(Ca(OH)2), poznatiji kao gašeno vapno -Kalcijev sulfat dihidrat(CaSO4&nbsp;x 2 H2O, gips)&nbsp; -Kalcijev nitrat(Ca(NO3)2, kalcinit, jeftino umjetno gnojivo

<ul><li>Gustoća:1550 kg/m3</li><li>Tvrdoća:167 MPa (HB), 1,75(mohsova ljestvica)</li><li>Specifični toplinski kapacitet:(25 °C) 25,929 J mol–1&nbsp;K–1</li><li>Talište: 842°C</li><li>Vrelište: 1484°C</li><li>Toplina taljenja: 8,54 kJ mol-1</li><li>Toplina isparavanja: 154,7 kJ mol-1</li></ul>

Gimnazija Metković, 2.C

Karakteristične reakcije metala i nemetala

Prijelazni metali

Željezo - velika upotreba u proizvodnji čelika kao materijala koji je otporan na koroziju

Prijelazni metali smješteni su u središnjem dijelu periodnog sustava, u skupinama od 3. do 11. Popunjavaju podljuske prethodne ljuske te ih zbog toga nazivamo d-elementima.

Volfram - najviše talište

Zlato - koristi se u elektronici, medicini, u izradi satelita i drugih svemirskih uređaja

Fizikalna svojstva: tvrdi, vodljivi, taljivi, visoka toplinska i elektroprovodljivost, polumjer se malo razlikuje vodoravno i okomito, energije ionizacije im rastu duž periode

Elementi prvog reda prijelaznih metala

Nizu prijelaznih metala pripadaju skupine skandija (Sc), titanija (Ti), vanadija (V), kroma (Cr), mangana (Mn), željeza (Fe), kobalta (Co), nikla (Ni) i bakra (Cu). Elementi 12. skupine (skupine cinka) svrstani su u prijelazne metale iako su d-podljuske već popunjene kod skupine bakra Unutar 6. i 7. periode nalaze se i unutrašnji prijelazni elementi, lantanoidi i aktinoidi. Prijelazni elementi su metali velike gustoće, tvrdoće i visokog tališta (osobito elementi 6., 7. i 8. skupine). Spojevi su im obično obojeni, a za njih je karakteristično stvaranje kompleksnih spojeva. Prijelazni metali tvore složenije ili koordinacijske spojeve jer imaju prazne orbitale valentne ljuske koje mogu prihvatiti par elektrona iz Lewisove baze (ligand).

Platinska skupina elemenata su: Ru, Rh, Os, Ir, Pd, Pt

Platina se koristi za izradu elektroda. S vodikom lako tvori intersticijski hidrid pa se koristi za izradu standardne vodikove elektrode (SHE).

Srebro : <ul><li>popularan materijal za izradu nakita</li><li>koristi se u elektronici i medicini</li><li>za izradu kovanica</li></ul>

Neki obojeni spojevi prijelaznih metala: &nbsp;Co(NO3)2; K2Cr2O7; K2CrO4; NiCl2; CuSO4; KMnO4.

Periodni sustav elemenata

Periodni sustav elemenata je sustavni tablični poredak kemijskih elemenata koji odražava njihovu atomsku građu i sličnost njihovih fizikalnih i kemijskih svojstava. <ul><li>Periodičnomu ponavljanju kemijskih i fizikalnih svojstava elemenata uzrok je periodična sličnost elektronske konfiguracije atoma elemenata poredanih po rastućem protonskom broju.</li><li>Popunjavanjem nove elektronske ljuske nastaje elementi se razvrstavaju u novu periodu.</li><li>Elementi iste periode imaju isti broj valentne ljuske.</li><li>Elementi iste skupine imaju isti broj valentnih elektrona i imaju slična kemijska svojstva.</li></ul>Periodni sustav elemenata čine 7 perioda (vodoravni redovi) i 18 skupina (uspravni stupci).

Glavne skupine periodnog sustava jesu: 1., 2., 13., 14., 15., 16., 17. i 18. skupina. <ul><li>Alkalijski metali - elementi 1. skupine (osim vodika) nazivaju se alkalijski metali, jer tvore jake baze ili lužine (alkalije).</li><li>Zemnoalkalijski metali - elementi 2. skupine su zemnoalkalijski metali, jer također tvore jake lužine, a uz to su sastojci Zemljine kore.</li><li>Prijelazni metali - elementi od 3. do 11. skupine zovu se prijelazni metsli, jer tvore prijelaz između lijeve i desne tablice.</li><li>13., 14. i 15. skupina - elementi 13, 14. i 15. skupine nazivaju se prema prvom elementu u skupini: borova(13.), ugljikova(14.) i dušikova(15.).</li><li>Halkogeni elementi - elementi 16. skupine su halkogeni elementi, jer ulaze u sastav ruda. </li><li>Halogeni elementi - elementi 17. skupine zovu se halogeni elementi, jer s metalima tvore soli.</li><li>Plemeniti plinovi - elementi 18. skupine nazivaju se plemeniti plinovi, jer u uobičajenim uvjetima ne reagiraju ni s jednim elementom. </li></ul>

CAPTION Half page image nullam nunc eros, vehicula feugiat

Sustav je nastao kao rezultat nastojanja mnogih kemičara da nađu što prikladniji način da se kemijski elementi poredaju tako da sličnosti među njima budu što uočljivije. Dimitrija Ivanoviča Mendeljejeva uzimamo kao pravog otkrivača periodičnosti i periodnog sustava. On je 1869. godine objavio svoj Prirodni sustav kemijskih elemenata.

Bakar

<ul><li>Atomski broj: 29</li><li>Relativna atomska masa: 63.546</li><li>Elektronska konfiguracija: 2, 8, 18, 1</li><li>Gustoća: 8,960 g/cm3 </li><li>Talište: 1084,62 °C</li><li>Vrelište: 2562 °C</li><li>Elektro negativnost: 1,90</li><li>1. Energija ionizacije: 745.5&nbsp;kJ/mol</li><li>Atomski radius: 128 pm</li><li>Kristalna rešetka: kubično plošno centrirana</li></ul>

Zagrijavanjem bakra na zraku nastaje crni bazični bakrov(II) oksid 2Cu(s) + O2(g) ---&gt; 2CuO(s) Bakar reagira samo s jakim oksidirajućim kiselinama Cu(s) + H2SO4(konc.) ---&gt; CuSO4(aq) + SO2(g) +H2O(l) Cu(s) + 4HNO3(konc.) ---&gt; Cu(NO3)2(aq) + 2NO2(g) + H2O(l)

Rude bakra: Halkoprit, CuFeS Halkozin, Cu2S Kovelin, CuS Kuprit, Cu2O

Upotreba

Bakar se danas najviše upotrebljava zbog svoje provodljivosti struje i topline. Stoga se više od 50% današnjeg proizvedenog bakra upotrebljava u industriji kabela za električne vodiče, u gradnji generatora, motora i transformatora. Bakar se također upotrebljava u izgradnji izmjenjivača topline.

KARAKTERISTIKE Bakar je prijelazni metal crvenkastosmeđe (bakrene) boje. Pripada 11. skupini zajedno s ostalim plemenitim metalima kao što su zlato i srebro. Kao srebro ima jako dobru provodljivost struje i topline također je žilav i rastezljiv. Može postojati na zraku jer na površini tvori bakrov (I) oksid. S vremenom na površini bakra nastaje zelena patina Cu2CO3(OH)2 malahit

Bakar se još koristi kao fungicidno sredstvo zbog toga što je otrovan manjim organizmima. Najpoznatiji fungicid je bakrov(II) sulfat pentahidrat, CuSO4 *5H2O(s) 2Cu(s) + 2H2SO4(aq) + O2(g) ---&gt; 2CuSO4(aq) + 2H2O(l)

2CuO(s)&nbsp;+ H2O(l)&nbsp;+ CO2(g)&nbsp;---&gt;&nbsp;Cu2CO3(OH)2(s)

Dobivanje Bakar se dobiva iz raznih ruda jer elementarni bakar se skoro pa skroz potrošio. Normalne bakrove rude imaju koncentraciju bakra od 0.5% do 2%. Kako bi se iz ruda izvukao bakar koristi se tehnika flotacije. Tehnički obrađen bakar ima koncentraciju od 99,5%

Natrijev klorid dobro se otapa uvodi, a na topljivost neznatno utječe promjena temperature. Kuhinjska sol rabi se kao začin u prehrani, za konzerviranje hrane...

Natrij , je kemijski element iz grupe alkalijskih elemenata, s jednim stabilnim izotopom. Natrij je najčešći i najpoznatiji među alkalijskim metalima. Pripada prvoj skupini elemenata PSE&nbsp;

Na svježemu prerezu srebrenasti sjaj brzo nestaje jer reakcijom s kisikom, ugljikovim(IV) oksidom i vodenom parom iz zraka nastaje natrijev hidrogenkarbonat NaHCO3 (Soda bikarbona)

Natrijev hidroksid NaOH, higroskopna je čvrsta tvar bijele boje koja jako nagriza kožu i organske tvari. Osim s vlagom iz zraka natrijev hidroksid reagira s ugljikovim(IV) oksidom dajući natrijev hidrogenkarbonat ili natrijev karbonat.

Gorenjem natrija na zraku nastaje natrijev peroksid, Na2O2. Koji burno reagira s vodom pri čemu nastaju natrijeva lužina i kisik.

Natrijev klorid NaCl bezbojna je tvar, koja kristalizira u kubičnome sustavu. U labaratoriju može se dobiti sintezom iz elemenata.

Natrijev hidroksid dobro je topljiv u vodi pri čemu nastaje jaka natrijeva lužina.

DOBIVANJE NATRIJA Natrij se dobiva elektrolizom taljevine natrijeva klorida u Downsovom uređaju za elektrolizu. Budući da je talište NaCl visoko, 801°C, taljevini se dodaje CaCl2 i talište se snizuje na 600 °C.

<ul><li>Element 15. skupine</li><li>Nemetal i ima simbol P</li><li>Nema ga u elementarnom stanju u prirodi</li><li>Nemetal i krutina pri sobnoj temperaturi</li><li>Bitan za život</li><li>Nalazi se u tri modifikacije: bijeli, crveni i crni</li></ul>Elementarni fosfor se dobiva redukcijom fosforita koksom u električnim pećima na 1300 – 1450 °C 2 Ca3(PO4)2 + 6 SiO2 + 10 C → 6 CaSiO3 + 10 CO + P4

Bijeli fosfor se koristi za dim i osvjetljenje u vojsci.

Zanimljivosti <ul><li>ime mu dolazi od grčke riječi ‘phosphoros’, što znači donositelj svjetla (svjetluca u tami)</li><li>otkrio ga je 1669. &nbsp;njemački alkemičar Hennig Brandt dok je pokušavao pretvoriti srebro u zlato</li><li>11. je element po zastupljenosti u Zemljinoj kori i može se naći u plodnom tlu i vodama</li><li>poznato je 170 minerala fosofora među kojima su zanimljivi apatiti (sastojak zubne cakline) i fosforit</li><li>ulazi u sastav nukleinskih kiselina</li><li>dnevno unosimo oko 1 g fosfora, u tijelu imamo oko 750 g fosfora - biogeni element</li><li>kalcijeva fosfata ima mnogo u naslagama izmeta morskih ptica – guano (Čile i Peru)</li><li>fosfati se koriste kao gnojiva i u pripremi deterdženata</li></ul>

Talište = 317.3 K ili 44.3 °C Vrelište = 553.7 °K, ili 280.7 °C Gustoća = 1.82 g/cm3, Elektronegativnost po Paulingu 2,1

Građen od četeveroatomnih molekula, lako je zapaljiv na zraku pa se čuva se u destiliranoj&nbsp; vodi. Gorenjem nastaje bijeli gusti dim fosforova(V) oksida, P4O10 P4(s) + 5 O2(g) → P4O10(s) Fosoforov(V) oksid otapanjem u vodi daje slabu fosfornu kiselinu, H3PO4 P4O10 + 6 H2O → 4 H3PO4

U ugljikovu skupinu periodnog sustava elemenata pripadaju: ugljik (nemetal), silicij, germanij ( polumetali), kositar i olovo (metali).

FIZIKALNA I KEMIJSKA SVOJSTVA ELEMENATA UGLJIKOVE SKUPINE

Ugljikova skupina

Po analogiji - silicidi: spojevi silicija s negativnim stupnjem oksidacije (kalcijev silicid čija formula i struktura ovise o omjeru silicija i kalcija, npr. Ca2Si2, CaSi2 i Ca2Si, a koriste se u metalurgiji kao snažno sredstvo za dezoksidacijurastaljenih metala).

Čađa, dijamant i grafit su 3 oblika ugljika koji su dobro znani. Olovo i kositar su se koristili u elementarnom stanju ili u slitinama. Silicij i germanij su otkriveni tek u 19. stoljeću. Staniol-folije kositra (staniol - mješavina srebra i olova), proizvedeni valjanjem ne koriste se ni za što zbog tzv. kositrene kuge, već se upotrebljava slitina kositra i olova u lemljenju.

Pregled fizikalnih svojstava elemenata ugljikove skupine

Energija ionizacije elemenata ugljikove skupine raste u skupini prema gore.

Ugljik (C) i kositar (Sn) u prirodi se javljaju u dvije alotropske modifikacije.

<ul><li>Ugljik i silicij su jako važni kemijski elementi</li><li>Ugljik ulazi u sastav svih živih bića na Zemlji</li><li>Spojevi silicija čine najveći dio litosfere</li><li>Uloga silicija u mineralnom svijetu jednaka je ulozi ugljika u organskom svijetu</li><li>Kositar se dobiva iz rude kasiterita (SnO2) ili iz rabljenih kositrenih proizvoda</li><li>Kositar se koristi za stvaranje tanke zaštitne prevlake na mnogim kovinama, osobito željeznim limovima</li><li>Olovo i njegovi spojevi otrovni su ako se unesu u organizam</li><li>Olovo je slab vodič topline i elektriciteta</li></ul>

Negativan stupanj oksidacije imaju samo u spojevima s elementima male elektronegativnosti. Reakcijom ugljika s metalima nastaju karbidi - spojevi u kojima je stupanj oksidacije ugljika negativan ( npr. kalcijev karbid (CaC2) i silicijev karbid (SiC)).

Alotropske modifikacije elemenata ugljikove skupine

Science border

Periodni sustav elemenata Alkalijski metali <ul><li>Natrij</li></ul>Zemnoalkalijski metali <ul><li>Magnezij</li><li>Kalcij</li></ul>Prijelazni metali <ul><li>Titanij</li><li>Željezo</li><li>Bakar</li><li>Teški metali</li><li>Lantanoidi</li><li>Aktinoidi</li></ul>Borova skupina <ul><li>Aluminij</li></ul>Ugljikova skupina <ul><li>Ugljik</li><li>Silicij</li></ul>Dušikova skupina <ul><li>Dušik</li><li>Fosfor</li></ul>Halkogeni elementi <ul><li>Kisik</li><li>Sumpor</li></ul>Halogeni elementi <ul><li>Klor</li></ul>Vodik Plemeniti plinovi

Halogeni elementi su kemijski elementi 17. skupine periodnog sustava. To su elementi: Fluor (F), klor (Cl), brom (Br), jod (I), astat (At) i tenesin (Ts). To su elementi p-bloka. Njihovi atomi se sastoje od sedam valentnih elektrona, pa im je elektronska konfiguracija valentne ljuske ns2np5. Zbog takve elektronske konfiguracije i velike elektronegativnosti svi halogeni elementi u spojevima s metalima imaju oksidacijski broj -1. Vrlo su reaktivni, pa se u prirodi nalaze samo kao u obliku spojeva. Fluor i klor su na običnoj su temperaturi plinovi, brom tekućina, a jod i astat čvrste tvari. Oni su među najelektronegativnijim elementima (uz kisik), izrazita su oksidacijska sredstva, a reagiraju s mnogim elementima. Ima ih kao spojeva s vodikom (HF, HCl, HBr, HI), a u vodenim su otopinama jake kiseline (osim fluorovodične kiseline). Halogeni elementi s metalima reagiraju gradeći ionske spojeve, a s nemetalima kovalentne spojeve. Astat i tenesin su radioaktivni i njihova kemijska i fizikalna svojstva nisu poznata već se pretpostavljaju na temelju sličnosti kroz skupinu.

Fluor nalazimo u obliku njegovih fluoridnih iona (ima ga u pastama za zube). U prirodi je zastupljen u spojevima ( CaF2 i Na3AlF6 ). U elementarnom stanju plin blijedožute boje, oštra i prodorna mirisa. Građen je od dvoatomna molekula F2. Među halogenima je najreaktivniji, ima najjače oksidacijsko djelovanje, izuzetno otrovan.

Klor je najrasprostranjeniji halogen. U elementarnom stanju je zelenkastožute boje, dva i pol puta teži od zraka, oštar, bockajući miris i vrlo je otrovan.

Brom je u prirodi tamnocrvene boje i uz živu je jedini element koji je pri sobnoj temperaturi u tekućem stanju. U prirodi je zastupljen u obliku spojeva od kojih su najčešći bromidi. Ne gori u zraku, ali je oksidans i može lako izazvati požar. Pri sobnoj temperaturi spaja se s mnogim organskim i anorganskim tvarima.

slike 4 i 5- jod u različitim agregacijskim stanjima

Jod se koristi u prehani, za proizvodnju octene kiseline i polimera. Najteži je kemijski element koji se pojavljuje u biološkim organizmima, neophodan za rad štitnjače. Sivkastocrne je boje u čvrstom stanju, akristali pokazuju metalni sjaj. Lako sublimira i u plinovitom je stanju ljubičaste boje. Lako se otapa u organskim otapalima, a slabo u vodi. Hidridi i oksidi su mu kiselog karaktera.

S I L I C I J

FIZIKALNA SVOJSTVA: <ol><li>Jedan alotrop silicija je u obliku igličastih, sjajnih, sivkasto-crnih kristala ili ravnih ploča, dok drugi nema kristalnu strukturu i postoji obično kao smeđi prah.</li><li>Atomski broj je 14, a njegova relativna atomska masa je 28,085 u.</li><li>Gustoća je 2,3296 grama po kubnom centimetru.</li><li>Talište silicija je 1410°C, a vrelište silicija 3265°C.</li><li>Silicij u svom najčišćem obliku je intrinzični poluvodič, iako dodavanje nečistoća u malim količinama pomaže u visokom povećanju intenziteta poluvodiča.&nbsp;</li></ol>

OTKRIO: Jöns Jacob Berzelius

POJAVA U PRIRODI: Drugi najrasprostranjeniji elektropozitivni element koji čini 27,7% Zemljine kore po masi. U prirodi se pojavljuje u kombiniranom obliku kao silicijev dioksid.Oko 97% Zemljine kore sastoji se od stijena i sastoji se od spojeva silicija i kisika. Minerali koji sadrže silicijev dioksid poznati su kao silikati.&nbsp; SVOJSTVA: Budući da je metaloid, silicij se također pojavljuje u dva alotropska oblika.

UPORABA: <ul><li>proizvodnji keramike, opeke, u industriji čelika,za izradu polimera, silikoni, silikonska guma,tranzistorima i poluvodičkim uređajima, uključujući mikroelektroniku i računalnu industriju</li><li>neprerađeni oblik silicija koristi se u izradi kremenog pijeska, gline i kamena</li></ul>

Minerali osim kvarca koji sadrže silicij su feldspat, tinjac i kremen.

KEMIJSKA SVOJSTVA: <ol><li>Čisto elektropozitivan u svom kemijskom ponašanju, ima metalni sjaj i smatra se vrlo krhkim.</li><li>Vrlo sličan metalima u smislu kemijskog ponašanja.</li><li>Na sobnoj temperaturi je relativno neaktivan element. Budući da je čvrst, ne spaja se s kisikom ili drugim najsrodnijim elementima.</li><li>Vrlo reaktivan na višim temperaturama. Spaja s kisikom, fosforom, dušikom i drugim elementima. </li><li>Tvori legure u rastaljenom stanju.</li></ol>

Neki ljudi&nbsp;mogu zamijeniti "silicij" sa "silikonom".&nbsp;Silicij je element, silikon je spoj silicija koji sadrži silicij, ugljik i vodik.

&nbsp;SiO&nbsp;2&nbsp;

Ima tri stabilna, prirodna izotopa (28Si,&nbsp;29Si,&nbsp;30Si)

DOBIVANJE: SiO2(s) + 2 C(s) --&gt; Si(I) + 2 CO(g) Si(s) + 3 HCl(g) --&gt; SiHCl3(g) + H2(g) SiHCl3(g) + H2(g) --&gt; Si(g) + 3 HCl(g)

Teški metali

KADMIJ

<ul><li>iznimno otrovan </li><li>osobito otrovan arsin (AsH3)</li><li>letalna doza 0,1g</li></ul>

-metali sa relativno visokom gustoćom gustoćom, atomskom težinom ili atomskim brojem

ARSEN

<ul><li>pojavljuje se samo u obliku anorganskih soli </li><li>onečišćuje zemlju, zrak, vodu, vegetaciju i hranu uporabom u industriji(sagorijevanjem ugljena i odlaganjem otpada) </li><li>najviše ga ima u lisnatom povrću(ondje gdje se koriste superfosfatna gnjojiva )</li><li>loše utječe na kosti jer istiskuje kalciji pa kosti postaju lomljive </li><li>u tijelu pušača resorbira se oko 50% kadmija </li></ul>

<ul><li> jedan od najranije otkrivanih elemenata</li><li>izaziva kronično trovanje jer se nakuplja u organizmu, djeluje na živčani sustav te oštećuje mnoga tkiva i sprječava djelovanje enzima koji kataliziraju reakciju biosinteze hemoglobina</li><li>u tijelo dospijeva u obliku dvovalentnog Pb2+ iona </li><li>anemija može biti znak trovanja olovom </li><li>onečišćuje najviše u gradovima zbog ispušnih plinova iz motornih vozila bez katalizatora koji rabe gorivo kojem se dodaje tetraetilolovo(Pb(C2H5)4)</li><li>olovne spojeve pronalazimo u glazurama i bojama za izradu keramičkih proizvoda</li></ul>

OLOVO

<ul><li>u elementarnom stanju ili u obliku anorganskih soli sigurna </li><li>živine pare vrlo otrovne (izazivaju glavobolju i krvarenje zubnog mesa)</li><li>organski spojevi žive(metilni živini spojevi) vrlo su otrovni zbog potpune apsorpcije u organizmu </li><li>ribe, školjke i drugi vodeni organizmi akumuliraju organometalnu živu u značajnim količinama </li></ul>

ŽIVA

<a href="https://youtu.be/0Yhaei1S5oQ?si=yVkKcInntwhuvcKY" style="color: rgb(5, 29, 102);">MINAMATA BOLEST</a>

KARAKTERISTIKE <ul><li>nalazi se u 15.skupini i 2.periodi</li><li>kemijski inertan plin (jaka trostruka kovalentna veza), bez boje, okusa i mirisa</li><li>u prirodi se nalazi u elementarnom stanju</li><li>sastavni dio zraka</li><li>ne gori/ne podržava gorenje</li><li>osnovni biogeni element</li><li>gustoća: 1,145g/cm3</li><li>talište: -210,0</li><li>vrelište: -195,8</li><li>Ei: 1402,34kJ/mol-1</li></ul>

Amonijak (NH3)

Amonijak je anorganski spoj dušika, bezbojan plin oštrog mirisa, lakši je od zraka i topljiv u vodi (zbog polarnosti molekula).

Industrijski se dobiva&nbsp; Haber-Boschovim postupkom (Nobelova nagrada 1918.) 3 H2(g)&nbsp; +&nbsp; N2(g)&nbsp; ⇌&nbsp; 2 NH3 (g),&nbsp;ΔrH &lt; 0; (Ravnoteža se pomiče pri t=550 ˚C i p=150-400 bar uz katalizatore - Fe2O3 i Al2O3). Smjesa H2 i N2 u omjeru 3:1 naziva se SINTEZNI plin. Amonijak je dobro topljiv u vodi, amonijakalna otopina je slaba baza. Neutralizacijom nastaju amonijeve soli. KISELINE DUŠIKA

<ul><li>industrijski dušik dobiva se frakcijskom destilacijom tekućeg zraka</li></ul> OKSIDI DUŠIKA

Dušična kiselina (HNO3)

<ul><li>jako oksidirajuće sredstvo</li><li>bezbojna, ali sa starenjem postaje žućkasta zbog akumuliranja dušikovih oksida</li><li>čuva se u tamno smeđim bocama</li><li>otapa većinu metala (nastaju nitrati)</li><li>kad reagira s nemetalima nastaju oksokiseline ili oksidi</li></ul>

N2O5 + H2O → 2 HNO3 3 NO2 (g) + H2O (l) → 2 HNO3 (aq) + NO (g)

Fizikalna svojstva : <ul><li>ubraja se u tehnički važne metale</li><li>tvrd, sjajan i srebrnkast metal koji je otporan na koroziju</li><li>kad je u prahu, gori kad se zapali</li><li>na njega ne djeluju mnoge kiseline (osim HF, H3PO4 i koncentrirana H2SO4) i lužine</li><li>koristi se u kemijskim postrojenjima, lakim legurama, zglobovima za umjetne kukove (slika 2 i 3) i dr.</li></ul>

<ul><li>Simbol : Ti</li><li>Atomski broj : 22</li><li>Atomska masa : 47,867</li><li>Relativna gustoća : 4,51 g/cm3</li><li>Specifični toplinski kapacitet : (25 °C) 25,060 J mol–1&nbsp;K–1</li><li>Talište : 1668°C</li><li>Vrelište : 3287°C</li><li>Izgled : srebrnasta krutina (slika 1)</li></ul>

Kemijska svojstva U spojevima titanij može biti u oksidacijskim stupnjevima +II, +III i +IV. Najvažniji je&nbsp;titanijev dioksid, TiO2, bijeli prah koji se u velikim količinama rabi kao najkvalitetniji bijeli pigment u bojama, lakovima i emajlima, u keramici i kozmetici. &nbsp;Elementarni se titanij dobiva vrlo teško, tj. redukcijom titanijevog (IV) klorida metalom (npr. magnezijem) TiC4(g) + 2Mg(l) --&gt; Ti(s) + 2MgCl2(l)

Upotreba titanija <ul><li>za proizvodnju legura</li><li>njegove se legure (jer su vrlo čvrste, imaju malu gustoću, otporne su na koroziju i kompatibilne s novim kompozitnim materijalima) najviše koriste u zrakoplovnoj industriji i proizvodnji različitih projektila (slika 4)</li><li>koriste se za izradu lopatica kompresora i dijelove mlaznih motora, za dijelove autoklava za izradu izmjenjivača topline</li></ul>

Slika 4 : Airbus A380 ima 146 tona titanijevih legura

Borova skupina

Aluminij

KARAKTERISTIKE:

Al2O3 - aluminijev oksid

<ul><li>element 13.skupine - Borova skupina (bor, aluminij, galij, indij, talij, nihonij)</li><li>poslije kisika i silicija, najzastupljeniji element u Zemljinoj kori</li><li>nema ga u elementarnom stanju- vezan u rudama i mineralima</li><li>srebrnobijeli sjani metal</li><li>mala gustoća</li><li>vrlo rastezljiv- valjanjem se izvlači u tanke folije</li><li>odličan vodič topline i elektriciteta</li><li>otporan na koroziju - tvori tanak neporozni oksidni sloj, Al2O3</li></ul>

<ul><li>kristalna struktura- mineral korund</li><li>vatrostalni materijal</li><li>električni izolator</li><li>velika tvrdoća</li><li>netopiv u vodi</li></ul>

GORENJE ALUMINIJA

4 Al (s) + 3 O2 ---&gt; 2 Al2O3 (s)

Aluminij i njegovi spojevi su AMFOTERNI- reagiraju s kiselinama i lužinama

2 Al (s) + 6 HCl (aq) ---&gt; 2 AlCl3(aq) + 3 H2(g) 2 Al (s) +2 NaOH(aq) + 6 H2O(l) ---&gt; 2 Na(Al(OH)4) (aq) + 3 H2(g)

UPOTREBA:

<ul><li>izrada ambalaža u prehrambenoj industriji</li><li>izrada zrakoplova</li><li>izrada rashladnih tijela u elektronici</li><li>izrada električnih vodova</li><li>automobilska industrija i graditeljstvo</li></ul>

DOBIVANJE ALUMINIJA

<ul><li>Čisti aluminijev oksid (glinica) dobiva se iz boksita</li><li>Aluminij se zatim izdvaja procesom elektrolize</li></ul> Reakcija na katodi: Al3+&nbsp;+ 3 e−&nbsp;→ Al Reakcija na anodi: 2 O2−&nbsp;→ O2&nbsp;+ 4 e−

SVOJSTVA I OBILJEŽJA <ul><li>kemijski element 14. grupe i 2. periode</li><li>99,8% ukupne količine na Zemlji vezano je u mineralima, uglavnom karbonatima</li><li>Velike količine u nalazištima fosilnih goriva (nafta, ugljen, zemni plin)</li><li>u atmosferi se pojavljuje kao ugljikov(IV) oksid, CO2, volumnog udjela 0,033%</li><li>ima ga i u Svemiru, gdje sudjeluje u termonuklearnim reakcijama</li><li>poslije vodika tvori više spojeva nego svi ostali kemijski elementi zajedno</li><li>u prirodi se pojavljuje kao elementarna tvar i u obliku svojih spojeva u živoj i neživoj prirodi</li><li>grafit se u industriji koristi za izradu olovaka</li></ul>OKSIDI <ul><li>ugljikov monoksid - CO, nastaje pri izgaranju ugljikovih spojeva uz ograničeni dotok kisika, toksičan, </li></ul> 2 C(s) + O2(g) --&gt; 2 CO(g) <ul><li>ugljikov dioksid - CO2, nastaje izgaranjem ugljika pri dovoljno kisika, bez boje i mirisa, C(s) + O2(g) --&gt; CO2</li><li> </li></ul>Ugljična kiselina (H2CO3) je slaba kiselina koja nastaje reakcijom ugljikovog dioksida s vodom kada ugljikov dioksid otapamo u vodi. Soli ugljične kiseline su hidrogenkarbonati (ili bikarbonati) i karbonati.

ALOTROPSKE MODIFIKACIJE UGLJIKA Dijamant <ul><li>najtvrđi poznati mineral, proziran i skup</li><li>električni izolator</li><li>Ugljikovi atomi u dijamantu povezani su s četiri susjedna ugljikova atoma u&nbsp;dijamantnu rešetku</li><li>visoko talište - 3500°C, a vrelište nije poznato</li><li>gustoća 3,5g/cm3</li></ul>Grafit <ul><li>mekana, sivo-crna, lomljiva tvar, masna opipa</li><li>provodi električnu struju</li><li>Kristali grafita sastoje se od slojeva, a u svakom sloju atomi su poredani kao šesteročlani prstenovi</li></ul>Fuleren <ul><li>Zatvorene strukture, napravljene od peteročlanih i šesteročlanih, a ponekad i sedmeročlanih prstenova</li><li>Najpoznatiji i najstabilniji fuleren je bakminsterfuleren, C60, struktura podsjeća na nogometnu loptu</li><li>Fulereni su ime dobili po poznatom američkom arhitektu Buckminsteru Fulleru</li></ul>

Elementi druge skupine periodnog sustava elemenata. U prirodi ih nema u slobodnom stanju nego samo u spojevima.

➊ Zemnoalkalijski metali imaju dva valentna elektrona i ukupna energija ionizacije im je niska, ali je veća nego kod alkalijskih metala. ➋ Njihova reaktivnost raste s porastom relativne atomske mase pa se stroncij i barij čuva u petroleju. ➌ U elementarnom stanju, berilij je stabilan i ne reagira s vodom, magnezij reagira s vrućom vodom, kalcij reagira s hladnom vodom, dok stroncij, barij i radij brzo reagiraju s vodom. &nbsp; Općenita reakcija s vodom glasi: M(s)&nbsp;+ 2 H2O → M2+&nbsp;+ 2 OH-&nbsp;+ H2(g) ➍ Imaju jaču metalnu vezu od alkalijskih metala, što rezultira višim talištima i tvrdoćom. ➎ Ubrajaju se u lake metale (ρ &lt; 5 g cm-3), a gustoća im raste s protonskim brojem ➏ Talište i vrelište im opadaju s protonskim brojem. ➐ Svi imaju negativne redukcijske elektrodne potencijale, pa se mogu dobiti samo elektrolizom taljevina njihovih soli, najčešće klorida. ➑ Ionski karakter veza u njihovim spojevima raste s porastom relativne atomske mase, što prati i bazičnost njihovih oksida i hidroksida. ➒ Kristalne im se rešetke razlikuju: berilij i magnezij imaju heksagonsku, kalcij i stroncij gustukubičnu, a barij i radij volumno centriranu kocku. ➓ Berilij i magnezij ne boje plamen, dok ga kalcij boji ciglasto crveno, stroncij karmin-crveno, barij zeleno, a radij grimizno.

Alkalijskim metalima pripadaju metali prve skupine PSE. Zbog samo jednog&nbsp;elektrona&nbsp;u zadnjoj ljusci&nbsp;elektrnoskog omotača &nbsp;njihovih&nbsp;atoma, imaju najmanju&nbsp;energiju ionizacije&nbsp;od svih ostalih&nbsp;metala , što znači da su kemijski vrlo reaktivni (reaktivnost im raste porastom&nbsp;relativne atomske mase).

Zbog toga se u prirodi nalaze samo u&nbsp;spojevima, dok se u elementarnom stanju moraju čuvati u posebnim uvjetima: litij, natrij i kalij se, da ne bi reagirali s tvarima iz&nbsp;zraka, čuvaju u&nbsp;petroleju&nbsp;ili mineralnim uljima, dok za rubidij i cezij ni to nije dovoljno – oni se moraju čuvati u&nbsp;vakuumu&nbsp;ili u atmosferi&nbsp;plementiog plina.

Dobivaju se&nbsp;elketrolizom talina njihovih&nbsp;soli &nbsp;, a ne vodenih otopina jer imaju vrlo negativne&nbsp;reducijske elektrodne potencijale, zbog čega se na&nbsp;katodi vrši&nbsp;redukcija&nbsp;vode u vodik. Zbog slabe&nbsp;metalne veze &nbsp;kojoj je uzrok samo jedan elektron u zadnjoj elektronskoj ljusci, najmekši su metali. Svi se mogu lako rezati nožem. Tališta su im vrlo niska, kao i&nbsp;gustoće. Kristalna rešetka alkalijskih metala je volumno centrirana kocka. Svi boje plamen: litij crveno, natrij intenzivno žuto, kalij blago ljubičasto, rubidij crveno-ljubičasto, a cezij nebesko plavo.

Kemijska svojstva

Raspored elektrona po ljuskama: 2, 8, 2 Talište: 923 ˚C Vrelište: 1363 ˚C Gustoća: 1738&nbsp;kg m-3 Koeficijent elektronegativnosti: 1,31 1. Energija ionizacije: 737.75&nbsp;kJ&nbsp;mol‑1 2. Energija ionizacije: 1450.68&nbsp;kJ&nbsp;mol‑1 Kristalna struktura: heksagonska Atomski polumjer: 145 pm

Magnezij je srebrnobijeli metal koji na zraku brzo potamni. Za školske potrebe najčešće se koristi u obliku uske vrpce. Mekan je i može se rezati nožem. Pri sobnoj je temperaturi postojan. To je jedan od osobitih sutrukturalnih metala (slična svojstva pokazuje i berilij, ali ga se zbog velike toksičnosti i visoke cijene rijetko koristi). Cijena magnezija je umjerena, čvrst je i lagan. Jedini mu je nedostatak laka zapaljivost. U prirodi se javlja s tri izotopa 24Mg, 25Mg i 26Mg. Najzastupljeniji je stabilni nuklid 24Mg i na njega otpada 79 %. Nuklid 26Mg je radioaktivan s kratkim vremenom poluraspada od 21 sat, a koristi se u geologiji. Magnezijev kation, Mg2+, je drugi najzastupljeniji kation u moru. Magnezij se u čistom stanju dobiva elektrolizom taljevine magnezijeva klorida. Magnezij najveću primjenu ima u legurama s aluminijem.

Za razliku od alkalijskih metala postojan je na zraku jer se prekriva tankim pasivnim oksidnim filmom. Reagira s vodom uz oslobađanjem vodika, ali samo ako je vode vruća ili je uzorak magnezija jako usitnjen. Mg(s) + 2 H2O (g) → Mg(OH)2 (aq) + H2 (g); ΔrH˚ =+ 1203.6&nbsp;kJ/mol Dobivena magnezijeva lužina je jaka, a može se dokazati uporabom indikatora, primjerice bezbojnom otopinom fenolftaleina koja poljubičasti. Može se zapaliti i pri gorenju se oslobađa blještava bijela svjetlost i toplina.&nbsp; 2 Mg (s) + O2 (g) → 2 MgO (s); ΔrH˚ = - 1204&nbsp;kJ/mol 3 Mg (s) + N2 (g) → Mg3N2 (s); ΔrH˚ = - 461&nbsp;kJ/mol Magnezij je također biogeni element. Magnezijevi ioni nalaze se u kostima i zubima, važni su za rad mišića, a nalaze se i u krvi. Sudjeluju u enzimskim reakcijama, u radu živčanog sustava i endokrinih žlijezda. Kod biljaka se nalaze u sastavu molekule klorofila.

Vodik- tvoritelj vode na svim jezicima

<ul><li>Vodik je najzastupljeniji kemijski element u svemiru i na Suncu. Kao sastavni dio vode, proteina, masti te nukleinskih kiselina, bitan je za sve oblike života.</li></ul>

<ol><li>Vodik se iz vode dobiva postupkom&nbsp;elektrolize&nbsp;.&nbsp;Tom promjenom nastaju plinski vodik i kisik u volumnom omjeru 2 : 1. Elektroliza vode se u laboratoriju može vršiti u Hoffmanovom aparatu ili nekom sličnom uređaju.</li></ol>

Svojstva vodika

<ul><li>plin bez boje i mirisa</li><li>slabo topliv u vodi</li><li>najlakši je od svih plinova</li><li>gustoća mu je manja od gustoće zraka</li><li>ne podržava gorenje</li><li>nije otrovan, ali može izazvati gušenje ako istisne kisik iz pluća</li></ul>

<ul><li>lako je zapaljiv, a pomješan sa zrakom tvori eksplozivni plin praskavac</li></ul>

2.Laboratorijski se vodik najčešće dobiva reakcijom metala i razrijeđene kiseline

Zanimljivost

Uporaba vodika

Vodik se upotrebljava za sintezu spojeva u kemijskoj industriji(npr.&nbsp;u proizvodnji nekih kiselina te prehrambenoj industriji za proizvodnju margarina iz biljnog ulja i dr.), za proizvodnju goriva, za redukciju metalnih oksida u metale, za hidrogeniranje ulja u masti i drugo.

<ul><li>Sunce i ostale zvijezde građene su uglavnom od vodika koji čini 3/4 mase svemira.</li><li>Oko 71% mase Sunca čini vodik.</li><li>U elementarnom stanju vodika na Zemlji ima znatno manje, nalazi se u višim slojevima atmosfere i u sastavu vulkanskih plinova.</li></ul>

Pokusom je pripremljen vodič reakcijom cinka i vodene otopine klorovodične kiseline.&nbsp;Tom reakcijom osim vodika nastaje i cinkov klorid.&nbsp;

crvena maglica-ultraljubičaste zrake isijane mladim zvijezdama pobuđuju čestice vodika, koje stvaraju crvenu svjetlost.

Klor uveden u vodu se otapa, a djelomice s njom reagira i pritom se&nbsp;disproporcionira: Cl2&nbsp;+ H2O ⇌ HCl + HClO Nastala hipoklorasta kiselina je slaba i nestabilna, pa se razlaže uz otpuštanje&nbsp;atomskog&nbsp;ili&nbsp;nascentnog kisika. HClO ~&gt; HCl + O

Klor&nbsp;je&nbsp;kemijski element&nbsp;(rednog) broja 17 i&nbsp;atomske mase&nbsp;35,453(2) . U&nbsp;periodnom sustavu elemenata&nbsp;predstavlja ga simbol&nbsp;CL.

<ul><li>tt&nbsp;= –101,50 °C;&nbsp;tv&nbsp;= –34,04 °C</li><li>zelenožuti plin</li><li>oštrog bockajućeg mirisa, nagriza sluznice očiju i dišnih putova</li><li>2,5 puta teži od zraka</li><li>vrlo otrovan</li><li>sredstvo za izbjeljivanje i dezinfekciju</li></ul>

Spojevi klora Spojevi klora su ionski i kovalentni, najčešći su kloridi. Gotovo svi ionski kloridi su topljivi u vodi uz izuzetak nekolicine, npr. AgCl.

Industrijska proizvodnja klora: 2Cl-&nbsp;--&gt; Cl2&nbsp;+ 2e-

Laboratorijski se klor obično dobiva reakcijom klorovodične kiseline s oksidacijskim sredstvima klora, kao što su primjerice&nbsp;kalijev permanganat i&nbsp;<a href="https://hr.wikipedia.org/wiki/Mangan" style="color: rgb(0, 0, 0); background-color: rgb(255, 255, 255);">manganov</a>&nbsp;dioksid.

Oksokiseline klora

Osim velike i raznovrsne primjene klora u kemijskoj industriji, koristi se za dezinfekciju vode za piće i bazenske vode.&nbsp;

Organski spojevi s klorom <ul><li> dobivaju se umjetnim putem</li><li>trikloroctena kiselina&nbsp;jedna je od najjačih organskih kiselina.</li></ul>

<ol><li>Kako veće koncentracije klora djeluju na ljude?</li><li>Zašto ga u prirodi nema u elementarnom stanju?</li></ol>

<ul><li>nalaze se u 6. periodi i maju nepopunjene niže f-podljuske te se stoga nazivaju unutrašnjim prijelaznim elementima ili&nbsp;f-elementima</li><li>neradioaktivni (osim za prometij)</li><li>atomski brojevi se kreću od 57 do 71 (sastavljeni od relativno velikih atoma)</li><li>metali i izgledaju svijetlo i srebrno</li><li>mekani i mogu se rezati nožem</li><li>elementi lantan, cerij, praseodim, neodimij i europij- vrlo reaktivni</li><li>kada su ti metali izloženi zraku formiraju oksidni film i potamnjuju</li></ul>

Najčešći i najzastupljeniji aktinoidi na zemlji su uranij i torij. Većina aktinoida stvara halogenide, najčešće MX3. Svi aktinoidi tvore okside s različitim oksidacijskim stanjima, najčešći oksidi su oblika M2O3. Stanje +4 stabilnije je u nizu aktinoida nego u lantanoidima Većina kompleksnih spojeva je obojena. Zbog radioaktivnosti i ponašanja teških metala, aktinoidi se smatraju toksičnim elementima.

Nitrati lantanoida

<ul><li>brzo reagiraju s vrućom vodom, ali polako s hladnom vodom</li><li>brzo se otapaju u kiselinama</li><li>ne mogu formirati kompleksne molekule</li><li>manje bazične</li><li>elektropozitivni elementi</li><li>preferiraju formiranje molekula s elektronegativnim elementima</li></ul>

<ul><li>nalaze se u 7. periodi, u f-bloku elemenata</li><li>radioaktivni (zbog svoje nestabilne prirode)</li><li>nemaju stabilne izotope</li><li>sastavljeni od vrlo velikih atoma</li><li>imaju svoje valentne elektrone u 5f orbitali</li><li>atomski brojevi od 89 do 103</li><li>visoko elektropozitivni (imaju vrlo mali ili nikakav afinitet za elektrone)</li><li>vrlo mekani</li><li>paramagnetski (može se privući vanjskim magnetskim poljem)</li></ul>

<a href="https://www.google.com/search?q=plutonium+nuclear+energy+physics&amp;sca_esv=582023809&amp;biw=1366&amp;bih=651&amp;tbm=vid&amp;sxsrf=AM9HkKlR4WgN5qgteegg35h9ffY4_zpkuw%3A1699909018485&amp;ei=mo1SZc-RHeqH9u8P3batwAQ&amp;ved=0ahUKEwjPxsnJ7sGCAxXqg_0HHV1bC0gQ4dUDCA0&amp;uact=5&amp;oq=plutonium+nuclear+energy+physics&amp;gs_lp=Eg1nd3Mtd2l6LXZpZGVvIiBwbHV0b25pdW0gbnVjbGVhciBlbmVyZ3kgcGh5c2ljczIIECEYFhgeGB0yCBAhGBYYHhgdMggQIRgWGB4YHTIKECEYFhgeGA8YHTIKECEYFhgeGA8YHTIIECEYFhgeGB0yCBAhGBYYHhgdMggQIRgWGB4YHTIIECEYFhgeGB1I2ERQ0QdYt0JwAHgAkAEBmAGtBKAB7CuqAQwwLjE0LjUuMS4yLjK4AQPIAQD4AQHCAgQQIxgnwgIHEAAYigUYQ8ICCBAAGMsBGIAEwgIFEAAYgATCAggQABiKBRiRAsICCBAAGIoFGIYDwgIFEAAYogTCAgUQIRigAcICBxAhGKABGAqIBgE&amp;sclient=gws-wiz-video#fpstate=ive&amp;vld=cid:ff30c255,vid:7FXtqCKEYgo,st:0">Nuklearna energija i nuklearno oružje</a>

Kisik

Kao elementarna tvar, kisik je jedan od glavnih sastojaka zraka koji su krajem 18. stoljeća otkrili švedski ljekarnik Carl Scheele te engleski teolog i kemičar Joseph Priestley. Volumni je udio kisika u zraku 21 %. Puno veće količine kisika nalaze se vezane u različitim kemijskim spojevima (CaCO3, SiO2), a najvažniji među njima je voda. Maseni udio kisika u vodi iznosi 88,9 %. Kisik je također sastojak spojeva koji izgrađuju Zemljinu koru. Budući da je maseni udio kisika u Zemljinoj kori 49,5 %, možemo reći da je najrasprostranjeniji i najzastupljeniji njezin element. Kisik je na sobnoj temperaturi bezbojan plin, bez mirisa, teži od zraka. Ne gori, ali podržava gorenje. Otapa se u vodi, ali mu je topljivost veća pri nižim temperaturama. Osim dvoatomne imamo i troatomnu molekulu kisika koju nazovemo ozon, O3 (grč. onaj koji miriše). Modrikasti je plin karakteristična mirisa koji nastaje u višim slojevima atmosfere (stratosferi) spajanjem molekula kisika s njegovim atomima nastalim disocijacijom molekularnog.

O3

Laboratorijsko dobivanje kisika Za laboratorijske potrebe kisik se najčešće dobiva zagrijavanjem klorata pri čemu se kao katalizatori upotrebljavaju oksidi MnO2 i Fe2O3 ili usitnjeni natrijev klorid. 2KClO3 (s) → 2KCl (s) + 3O2 (g) Industrijsko dobivanje kisika Za industrijsko dobivanje kisika upotrebljavaju se dvije metode: elektroliza vode (kojom se dobiva oko 1 % ukupne proizvodnje kisika) i frakcijska destilacija ukapljenog (tekućeg) zraka kojom se podmiruje 99 % ukupne potrebe kisika. Elektrolizom vode (vrlo razrijeđena otopina alkalijskih hidroksida jer čista voda slabo provodi električnu struju) pored kisika dobiva se i vrlo čisti vodik. H2O (l) → H2 (g) + O2 (g) Frakcijska destilacija vrši se u koloni koja se na dnu zagrijava pri čemu kisik i dušik počinju isparavati. Tekući kisik slijeva se niz stijenke na dno kolone, dok se plinoviti dušik penje prema vrhu kolone. Spojevi s kisikom Kako se kisik spaja sa svim elementima osim s helijem i neonom te s brojnim elementima gradi i više spojeva, brojnost njegovih spojeva je jako velika. Uobičajeno je razvrstavanje spojeva s kisikom prema kiselo-bazičim svojstvima: kiseli oksidi (SO3, NO2), bazični oksidi (Na2O,BaO), amfoterni oksidi (Al2O3) te neutralni oksidi (CO, N2O). Općenito je pravilo da su oksidi s višim oksidacijskim brojem kiseliji.

Sumpor je element 16. skupine elemenata periodnog sustava koji se zajednički nazivaju halkogenim elementima. U prirodi ga nalazimo u elementarnom stanju najčešće u blizini nekih vulkana. Sumpor reagira s drugim elementima, metalima i nemetalima, a pritom gradi mnoge kemijske spojeve koje nalazimo u Zemljinoj kori, a u današnje vrijeme sve više i u atmosferi. Sumpor je pri sobnoj temperaturi čvrsta tvar žute boje, molekulske formule S8. Veće je gustoće od vode, ρ(S)=2,07&nbsp;g/cm³. Ne otapa se u vodi, ali moguće ga je otopiti u vrućem maslinovu ulju i drugim organskim otapalima. Hlađenjem iz zasićenih otopina ili taljevine sumpor se može iskristalizirati u dva oblika, kao rompski sumpor ili kao monoklinski sumpor. Zajednička im je značajka da ih grade molekule sumpora S8, a razlikuju se po načinu slaganja molekula u kristalu. Sumporovodik, H2S (g), je bezbojni plin neugodnog mirisa na pokvarena jaja. Otapanjem u vodi daje slabu sumporovodičnu kiselinu, H2S (aq). Soli sumporovodične kiseline su sulfidi.

Sumpor u reakciji s kisikom iz zraka gori plavičastim plamenom te pritom nastaje bezbojan i vrlo otrovan plin oštra mirisa. To je sumporov(IV) oksid (slika 2.). S (s) + O2 (g)➝ SO2 (g) Sumporov(IV) oksid plin je koji ne gori i ne podržava gorenje, veće je gustoće od zraka. Dobro je topljiv u vodi i s vodenom parom u tikvici stvara „maglu" od koje plavi lakmusov papir pocrveni, a cvijet izblijedi. SO2 (g)+ H2O(l) ➝ H2SO3 (aq) (Sumporov(IV) oksid reagira s vodom i nastaje slaba sumporasta kiselina) Soli sumporaste kiseline nazivaju se sulfiti.

Oksidacijom sumporova(IV) oksida (slika 3.) uz prisutnost katalizatora nastaje sumporov(VI) oksid. 2 SO2 (g) + O2 (g)➝ 2 SO3 (g) (Reakcijom sumporova(VI) oksida i vode nastaje jaka sumporna kiselina, H2SO4.) SO3 (g) + H2O (l) ➝ H2SO4 (aq) Soli sumporne kiseline nazivaju se sulfati.

Slika 1. - model molekule sumpora

Slika 2. - model sumporova(IV) oksida

tt/oC = 115,21 tv/oC = 444,8 Ei /kJ mol-1 = 999

Slika 3. - model sumporova(VI) oksida

<ul><li>Sumpor se nalazi u gorivima poput ugljena i naftnih derivata. Razvojem industrije udio SO2 i SO3 svakodnevno raste, stvarajući s vodom kisele kiše</li><li> Sumporne kupke danas se kao i nekada davno preporučuju bolesnicima s reumatskim i dermatološkim problemima.</li></ul>

Željezo

Primjeri reakcije s nemetalima:

Željezo je kemijski element s atomskim brojem 26, nalazi se u 4. periodi i 8. skupini u periodnom sustavu elemenata.

Karakteristike

<ul><li>najvažniji tehnički metal, srebrnobijel, kovak, relativno mekan i feromagnetičan</li><li>dobar vodič topline i elektriciteta</li><li>nalazi se u sastavu različitih ruda i u elementarnom kao telurno i meteorno željezo</li><li>gustoća: 7,874 g/cm3 </li><li>talište: 1535°C</li><li>vrelište: 2700°C</li><li>atomska masa: 55,847</li><li>kemijski reaktivan metal</li><li>dvovalentan ili trovalentan</li></ul>

4Fe(s) + 3O2(g) ---&gt; 2Fe2O3(s) 2Fe(s) + 3Cl2(g) ---&gt; 2FeCl3(s)

Željezo reagira i s kiselinama koje nemaju oksidirajuće djelovanje

Fe(s) + H2SO4(aq) ---&gt; FeSO4(aq) + H2(g) Fe(s) + 2HCl(aq) ---&gt; FeCl2(aq) + H2(g)

Upotreba

Željezo je jedan od najvažnijih metala u svijetu te se koristi u širokom rasponu. U industriji se koristi za proizvodnju strojeva, vozila i oružja. Željezo se koristi za konstrukciju mostova, zgrada i građevina. Od njega se izrađuju alati, posuđa, namještaji te mnogi drugi predmeti.

Rude željeza:

<ul><li>hematit, &nbsp;Fe2O3</li><li>magnetit, Fe3O4</li><li>siderit, FeCO3</li><li>limonit, Fe2O3 · H2O</li><li>pirit, FeS2</li></ul>

Jeste li znali? U tijelu odrasla čovjeka (70 kg) ima od 4 do 5g željeza koji se nalazi u sastavu hemoglobina u krvi (željezo je biogeni element) te njegov nedostatak izaziva anemiju. Namirnice bogate željezom jesu crveno meso, iznutrice, jaja, lisnato povrće, mahunarke, školjke, ribe...

Name

Safari may block some audio or video from playing automatically and ‘read to me’ will skip these. You can configure this in Safari’s preferences.