1. 1.Vodonik- 1.Perioda IA (ili VIIA) grupa
Nalazenje u prirodi: Elementarni vodonik,najrasprostranjeniji
element u kosmosu (oko 90%)
U obliku jedinjenja-voda,minerali,nafta,prirodni gas
U zivim organizmima makroelementi.
Laboratorijsko dobijanje : Zn + H₂SO₄→ZnSO₄+H₂
Industrijsko dobijanje : 1) C+H₂O→CO+H₂
CO+H₂+H₂O→CO₂+2H₂
2) 3Fe+4H₂O↔Fe₃O₄+4H₂
3)elektrolizom vode : 2H₂O→2H₂ + O₂
Fizicke osobine : gas bez boje I mirisa,Tt = -259⁰C,Tk=-
253⁰C,ρ=0,09 g/dm₃,malo rastvorljiv u vodi,najbolji provodnik
toplote od svih gasova I ima najvecu brzinu difuzije.
Hemijske osobine:Energija jonizacije:
13,6eV,Koef.elektronegativnosti : 2,1,Mol.energija veze 435,1
kJ/mol,Redoks potencijal 0,0 V
Molekul vode (H₂)-jaka nepolarna kovalentna veza,molekul je
stabilan sto uslovljava relativno slabu hemijsku aktivnost.Na
visokim temperaturama vodonik je vrlo jako redukciono
sredstvo:
CuO+H₂→Cu+H₂O 2H₂+O₂→2H₂O
Na sobnoj temperaturi 2Li+H₂→2LiH F₂+H₂→2HF
Vodonicne veze : HF,H₂O,NH₃
Upotreba : za dobijanje visokih temperature,kao redukciono
sredstvo,za dobijanje NH₃,HCl,itd.
Jedinjenja sa oks.brojem – 1: jedinjenja vodonika sa metalima I
nemetalima koji imaju manji koef.elektronegativnosti od
vodonika(hidridi)
Jedinjenja sa oks.broje +1:jedinjenja vodonika sa elementima
koji imaju veci koef.elektronegativnosti(nemetali,neki
metaloidi),kiseline,baze,kisele I bazne soli,ugljenhidrati.
2.Hlor-VIIA grupa 3.perioda
Nalazenje u prirodi: jedinjenja-NaCl-halit,KCl-
silvin,KClMgCl₂6H₂O-karnalit.
2. U zivim organizmima microelement
Laboratorijsko dobijanje :
16HCl+2KMnO₄→2KCl+2MnCl₂+5Cl₂+8H₂O
4HCl+MnO₂→MnCl₂+Cl₂+2H₂O
Industrijsko dobijanje : elektrolizom rastopa NaCl,CaCl₂,MgCl₂
ili koncentrovanog vodenog rastvora NaCl (morske soli)
Fizicke osobine : otrovan gas,zeleno-zute boje,Tt=-102⁰C,Tk=-
34⁰C,ρ=3,23 g/dm₃,dobro se rastvara u vodi
Hemijske osobine : nemetal,sa metalima gradi soli(hloridi),sa
vodonikom (HCl-kovalentno jedinjenje),oksidaciono
sredstvo,hemijski aktivniji od Br₂ I I₂ I moze da ih oksiduje:
2KBr+Cl₂→2KCl+Br₂ 2KI+Cl₂→2KCl+I₂
Upotreba : za proizvodnju plasticnih masa,oksidaciono
sredstvo,za dezinfekciju vode
Jedinjenja Cl
Sa oksid.brojem -1 Hlorovodonik HCl
Laboratorijsko dobijanje 2NaCl+H₂SO₄→Na₂SO₄+2HCl
Industrijsko dobijanje : H₂+Cl₂→2HCl CH₄+Cl₂→CH₃Cl+HCl
Bezbojni zagusljiv gas,tezi od vazduha,u vodi se lako
rastvara.Suvi HCl preveden u tecnost na -85⁰C,ne provodi
elektricnu struju,sto se objasnjava odsustvom jonizacije I
kiselih osobina.
Hlorovodnicna kiselina:vodeni rastvor HCl koji je jonizovan
priblizno 100%,koncentrovana kiselina sadrzi mas.37%
HCl,kao jaka kiselina reaguje sa vecinom metala na sobnoj
temperature,jaka oksidaciona sredstva oksiduju HCl do
elementarnog hlora.Soli hlora su hloridi.Za razliku od
hlora,hlorovodonik,hlorovodonicna kiselina I hloridi su
redukciona sredstva.
Jedinjenja sa pozitivnim oksidacionim brojevima:
Oksidi hlora: Cl₂O,ClO₂,Cl₂O₇
Oksikiseline hlora : Hipohloritna(hipohlorasta)-
HClO,hipohloritna kiselina I njene soli su nestabilna jedinjenja I
upotrebljavaju se kao oksidaciona sredstva.
Cl₂O+H₂O↔2HClO
3. Cl₂+H₂O↔HClO+HClO
Hloritna(hlorasta)-HClO₂-nije stabilna,soli-hloriti
2ClO₂+H₂O↔HClO₂+HClO₃
Hloratna(Hlorna)-HClO₃,nije stabilna,jaka kiselina,jako
oksidaciono sredstvo,soli-hlorati(otrovni)
Perhloratna(perhlorna)-HClO₄-najstabilnija od svih
kiselina,slabo oksidaciono sredstvo,ali zato najjaca neorganska
kiselina,soli-perhlorati.
Cl₂O₇+H₂O↔2HClO₄
Kiseonik- VIA grupa,2.perioda
Nalazenje u prirodi:najrasprostranjeniji element u prirodi :
49,13mas.%
Elementarni: u vazduhu (21zapr%),jedinjenja(voda
88,9mas.%) minerali,u zivim organizmima:makroelement.
Laboratorijsko dobijanje : 2KClO₃→2KCl+3O₂
Industrijsko dobijanje : elektrolizom vode 2H₂O→2H₂+O₂
Frakcionom destilacijom tecnog vazduha
Fizicke osobine:gas bez boje I mirisa,Tt=-218⁰C,Tk=-
183⁰C,ρ=1,429g/dm3
Hemijske osobine:izraziti nemetal,u jedinjenjima ima oksid.broj
-2,-1 I 0 (+1 u O₂F₂,+2 u OF₂,-1/2 u KO₂,-1/3 u KO₃)
Molekul kiseonika(O₂)-nepolarna kovalentna
veza(498kJ/mol).Hemijski je vrlo aktivan-spada u
najreaktivnije elemente,jedini se sa svim elementima osim sa
He,Ne I Ar.Sve reakcije kiseonika su redoks reakcije,kiseoinik je
jako oksidaciono sredstvo.
Upotreba:u tehnici za dobijanje visokih temperature,u baznoj
hemiji za dobijanje H₂SO₄,HNO₃ itd.,u
medicine,vazduhoplovstvu.
Ozon(O₃) predstavlja alotropsku modifikaciju kiseonika.
Nalazenje u prirodi:na visini od 30km ozon stvara ozonski
omotac koji apsorbuje glavnu masu UV zraka I time stiti zive
organizme od njihovog stetnog dejstva.
4. Dobijanje-od kiseonika pomocu elektricnog praznjenja u
ozonizatorima.
3O₂→2O₃
Fizicke osobine:gas plave boje,karakteristicnog mirisa,Tt=-
193⁰C,Tk=-112⁰C,u vodi se rastvara vise nego kiseonik.
Hem.osobine:nestabilan I razlaza se na kiseonik-jako
egzotermna reakcija.Jako oksidaciono sredstvo.
Upotreba:za preciscavanje voda,dezinfekciju vazduha u
zatv.prostoru,obezbojavanje organskih boja.
Jedinjenja kiseonika
Jedinjenja sa oksidacionim broj -2
Voda
Nalazenje u prirodi:najrasprostranjenije jedinjenje vodonika sa
kiseonikom-stvara hidrosferu koja pokriva 70% Zemlje.U
litosferi se nalazi kao slobodna I vezana u sastavu raznih
minerala I stijena,u vazduhu u obliku vodene pare I oblaka.
Voda moze da se razlozi na vodonik I kiseonik pomocu toplote
ili elektricne energije.
Elektricnim putem u Hofmanovom aparatu: K: 2H⁺ + 2e⁻→H2 A:
O2⁻-2e⁻→1/2O₂
Fizicke osobine:tecnost bez boje,mirisa I
ukusa,Tt=0⁰C,Tk=100⁰C,ρ=1g/cm3
Slabo provodi toplotu
Hemijske osobine:stabilno jedinjenje,ponasa se kao kiselina I
kao baza.I oksidaciono I redukciono sredstvo.
2Na+2H₂O→2NaOH+H₂ 2F₂+2H₂O→4HF+O₂
Jedinjenja sa oksid.brojem -1
Vodonik-peroksid (H₂O₂)
Industrijsko dobijanje : BaO₂+H₂SO₄→BaSO₄+H₂O₂
Hem.osobine:nestabilan,razlaze se na vodu I kiseonik-
egzotermna reakcija
2H₂O₂→2H₂O + O₂ ∆rH=99 kJ/mol
U zavisnosti od uslova I oksidaciono I redukciono sredstvo
5. Oksid.sred.: 2KI+H₂O₂→2KOH+I₂
Red.sred.: Ag₂O + H₂O₂→2Ag+H₂O+O₂
Sumpor- VIA grupa,3.perioda
Nalazenje u prirodi:elementarni:vulkanski I sedimentalni
tip,jedinjenja FeS₂-pirit,PbS-galenit,ZnS-sfalerit,CaSO₄*2H₂O-
gips,CaSO₄-anhidrit
Industrijsko dobijanje-preciscavanjem prirodnog elementarnog
sumpora,iz sulfidnih ruda-SO₂ I njegovom redukcijom usijanim
koksom SO₂+C→S+CO₂
Fizicke osobine:cvrsta kristalna supstanca zute
boje,Tt=115⁰C,Tk=444,7⁰C,ρ=1,96g/cm3,u vodi se ne rastvara
vec u organskim rastvaracima,slabo provodi toplotu I ne
provodi el.struju.
Hemijske osobine:sumpor je manje aktivan od kiseonika,na
obicnoj temperature reaguje samo sa fluorom,na povisenoj sa
Cl₂,O₂,Br₂,H₂ I skoro sa svim metalima,reakcije su redoks
procesi.
Upotreba u industriji gume,za dobijanje SO₂,CS₂,u poljoprivredi
protiv biljnih stetocina.
Jedinjenja sa oksid.brojem -2
Vodonik –sulfide(H₂S).Javlja se kao sastojak vulkanskih
gasova,rastvoren u min.vodama,nastaje pri raspadanju
proteina.
Laboratorijsko dobijanje : FeS+2HCl→FeCl₂+H₂S
Industrijsko dobijanje: H₂+S↔H₂S
Fizicke osobine:bezbojan gas neprijatnog mirisa,vrlo
otrovan,Tt=-82,9⁰C,Tk=-59,6⁰C,ρ=1,2g/cm3,u vodi se dobro
rastvara.
Hemijske osobine:jako redukciono sredstvo
Jedinjenja sa metalima-2Na+S→Na₂S CuSO₄+H₂S→CuS+H₂SO₄
Jedinjenja sa poz.oksid.brojevima +4,+6
Sumpor(IV)-oksid SO₂
Laboratorijsko dobijanje-Na₂SO₃+H₂SO₄→Na₂SO₄+H₂O+SO₂
6. Industrijsko dobijanje-
a)4FeS₂+11O₂→2Fe₂O₃+8SO₂;b)S+O₂→SO₂
Fizicke osobine:bezbojan,otrovan gas,dobro se rastvara u vodi
Hemijske osobine:anhidrid sulfitne kiseline SO₂+H₂O↔H₂SO₃
Sumpor(VI)-oksid SO₃
Laboratorijsko dobijanje : H₂SO₄+P₂O₅→SO₃+2HPO₃
Industrijsko : 2SO₂+O₂↔2SO₃
Fizicke osobine:bezbojna tecnost,Tt=16,8⁰C,Tk=44,6⁰C
Hemijske osobine-SO₃ je jako oksidaciono sredstvo,SO₃ je
anhidrid sumporne kiseline SO₃+H₂O→H₂SO₄
Upotreba:za dobijanje H₂SO₄ kao oksidaciono sredstvo
Kiseline sumpora
Sumporarasta kiselina,H₂SO₃ je nepostojana,lako se razlaze na
vodu I SO₂,vrlo lako se oksiduje vazdusnim kiseonikom na
obicnoj temperature I prelazi u stabilnu H₂SO₄
2H₂SO₃+O₂→2H₂SO₄
Sumporna kiselina H₂SO₄
Dobijanje industrijsko : Kontaktni proces
a) 4FeS₂ +11O₂→2Fe₂O₃+8SO₂
b) 2SO₂+O₂→2SO₃
c) SO₃ se apsorbuje u konc.H₂SO₄ pri cemu se dobija pusljiva
sumporna kiselina ili oleum jer sadrzi visak rastvorenog CO₃
SO₃+H₂SO₄→H₂S₂O₇ (pirosumporna)
H₂S₂O₇+H₂O→2 H₂SO₄
Fizicke osobine:bezbojna uljana
tecnost,Tt=10,35⁰C,Tk=338⁰C,ρ=1,834g/cm3
Hemijske osobine:koncentrovana H₂SO₄ nije elektrolit,na
povisenoj temp.djeluje na vecinu metala tako sto ih prvo
oksiduje a zatim stvara soli I izdvaja se SO₂
Cu+ 2H₂SO₄↔CuSO₄+SO₂+2H₂O
Razblazena H₂SO₄ je jak elektrolit,reaguje sa svim
neplemenitim metalima stvarajuci odgovarajuce soli I vodonik
7. Zn+ H₂SO₄→ZnSO₄+H₂
Azot – VA grupa,2.perioda
Nalazenja u prirodi:elementarni:u vazduhu 78
zapr.%,jedinjenja:NaNO3-cilska salitra,u zivim
org.:makroelement
Laboratorijsko dobijanje:NH₄NO₂→N₂+2H₂O
Industrijsko dobijanje:frakcionom destilacijom tecnog vazduha
Fizicke osobine:gas bez boje I mirisa,Tt=-210⁰C,Tk=-
195⁰C,ρ=1,25g/dm3,u vodi se slabo rastvara.
Hemijske osobine:molekul N₂-nepolarna kovalentna
veza(946kj/mol),nemetal,inertan na obicnoj temperature,na
povisenoj reaguje sa metalima,vodonikom I kiseonikom.
Upotreba:za dobijanje amonijaka I kalcijum-cijanimida,za
stvaranje inertne atmosphere u sijalicama
Jedinjenja azota
Sa oksid.brojem -3
Jedinjenja sa metalima-nitridi(Li₃N,Ca₃N₂)
Jedinjenja sa vodonikom
Amonijak-NH₃
Laboratorijsko dobijanje:2NH₄Cl+Ca(OH)₂→2NH₃+2H₂O+CaCl₂
Industrijsko : N₂+3H₂→2NH₃
Fizicke osobine:gas bez boje,ostrog mirisa,Tt=-78⁰C,Tk=-33⁰C,u
vodi se rastvara vise od svih ostalih gasova
Hemijske osobine:reaguje sa nemim
metalima,kiseonikom,halogenima,vodom
NH₃+H₂O↔NH₄OH vodeni rastvor NH₃reaguje slabo
bazno.Amonijum soli postaju reakcijom gasovitog amonijaka ili
njegovog vodenog rastvora sa kiselinama NH₃+HCl→NH₄Cl
NH₃+HNO₃→NH₄NO₃
Upotreba:za dobijanje azotne kiseline,za vjestacko hladjenje,za
dobijanje amonijum-soli.
Jedinjenja sa poz.oksid.brojevima
Oksidi:N₂O,No,N₂O₃,NO₂,N₂O₅
Azot(III)-oksid-N₂O₃ N₂O₃+H₂O↔2HNO₂
8. Azot(IV)-oksid NO₂ 2NO₂+H₂O→HNO₂+HNO₃
Azot(V)-oksid N₂O₅ N₂O₅+H₂O→2HNO₃
Azotna kiselina HNO₃
Laboratorijsko dobijanje: NaNO₃+H₂SO₄→NaHSO₄+HNO₃
Industrijsko:katalitickom oksidacijom amonijaka:
1)4NH₃+5O₂↔4NO+6H₂O
2)2NO+O₂→2NO₂
3)4NO₂+O₂+2H₂O→4HNO₃
Fiz.osobine:bezbojna tecnost,Tk=86⁰C,Tt=-42⁰C,rastvara se u
vodi dobro
Hem.osobine:u razblazenom stanju jak elektrolit,u konc.snazno
oksid.sredstvo
Fosfor-VA grupa,3.perioda
Nalazenje u prirodi:jedinjenja:Ca₃(PO₄)₂-fosforit,u zivim
organizmima-makroelement.
Industrijsko dobijanje:
2Ca₃(PO₄)₂+6SIO₂+10C→4P+6CaSiO₃+10CO
Alotropija:bijeli,crveni I crni fosfor.
Fizicke osobine:
bijeli fosfor-molekul bijelog fosfora se sastoji od 4 atoma I ima
strukturu pravilnog tetraedra,bezbojna kristalna
supstanca,Tt=44⁰C,Tk=277⁰C,ρ=1,823gm/cm3,ne rastvara se u
vodi,vrlo otrovan.
Crveni fosfor-amorfni prah,ne topi se vec sublimuje pri
zagrijavanji,u vodi se ne rastvara,nije otrovan.
Crni fosfor-tamnosiva supstanca,metalnog sjaja,u vodi se ne
rastvara,dobro provodi el.struju
Hemijske osobine:
Bijeli fosfor-u vazduhu se lako oksiduje,direktno se sjedinjuje
sa kiseonikom,halogenima,sumporom I mnogim metalima.
Crveni I crni fosfor su manje reaktivni od bijelog I na vazduhu
se ne pale spontano.
Jedinjenja fosfora
Sa oksid.brojem -3
Jedinjenja sa metalima-fosfidi-Na₃P,Ca₃P₂,Zn₃P₂,otrovni su
9. Jedinjenja sa vodonikom-Fosfin PH₃-bezbojan gas,malo se
rastvara u vodi,jak otrov,jako red.sredstvo
Sa poz.oksid.brojem (+3,+5)
Fosfor(III)-hlorid PCl₃ Dobijanje 2P+3Cl₂→2PCl₃
Fosfor(V)-hlorid PCl₅ Dobijanje PCl₃+Cl₂↔PCl₅
Sa kiseonikom P₄O₆ I P₄O10
Fosfor(III)-oksid P4+3O2→P4O6
Fosfor(V)-oksid P4+5O2→P4O10
Kiseline
Fosforasta kiselina H3PO3
Dobijanje PCl3+3H2O→H3PO3+3HCl
Fosforna kiseline H3PO4
Ca3(PO4)2 + 3H2SO4→2H3PO4+3CaSO4
Ugljenik- IVA grupa,2.perioda
Nalazenje u prirodi-elementarni:dijamant I grafit,jedinjenje:u
atmosferi CO2,u litosferi CaCO3(kalcit),u zivim organizmima
makroelement.
Alotropija:dijamant,grafit I fuleren
Fizicke osobine:
Dijamant:atomi su vezani kovalentnim vezama u kristaljnoj
resetki,bezbojna providna krta ali vrlo tvrda supstanca,dobro
provodi toplotu,ne provodi struju.Upotrebljava se u industriji za
sjecenje stakla,busenje stijena.Bruseni dijamanti se zovu
brilijanti I koriste se za nakit.
Grafit:tamnosiva,neprozirna supstanca,metalnog sjaja,vrlo
mekana,dobro provodi toplotu I elektricnu struju.upotrebljava
se za izradu olovaka I elektroda.
Fuleren:sfericna alotropska modifikacija,koja sadrzi 60C-
atoma,sastoji se od pravilnih petougaonika I sestougaonika koji
cine povrsinu sfere,ima poluprovodnicke osobine,dobro se
rastvara u org.rastvaracima.
10. Hemijske osobine-modifikacije su inertne na obicnoj
temperature,na povisenoj reaguje sam metalima,sa
O2,H2,B,Si,S
Jedinjenja ugljenika
Sa neg.oksid.brojevima
Jedinjenja sa vodonikom-ugljenhidrati
Jedinjenja sa metalima-karbidi-CaC2,Al4C3,B4C,Fe3C
CaC2+2H2O→Ca(OH)2+C2H2 industrijsko dobijanje
Sa poz.okisd.brojevima
Jedinjenja sa kiseonikom- Ugljenik(II)-oksid CO
Laboratorijsko dobijanje HCOOH→CO+H2O
Industrijsko 2C+O2→2CO C+H2O→CO+H2
Gas bez boje I mirisa,otrvan,u vodi se malo rastvara,na
povisenoj temperature sagorijeva uz oslobadjanje znatne
kolicinie toplote sto ga cini veoma kvalitetnim gasnim gorivom:
2CO+O2→2CO2
Koristi se kao redukciono sredstvo u metalurgiji
Fe2O3+3CO→2Fe+3CO2
Ugljenik(IV)-oksid CO2
Laboratorijsko dobijanje CaCO3+2HCl→CaCl2+H2O+CO2
Industrijsko CaCO3↔CaO+CO2
C6H12O6→2C2H5OH+2CO2 (alkoholno vrenje)
Gas bez boje I mirisa,neotrovan,u vodi se rastvara
dobro,oksidaciono sredstvo,koristi se u industriji
secera,piva,vina,u cvrstom stanju koristi se za hladanje
Kiseline ugljenika
Karbonatna kiselina H2CO3 CO2+H2O↔H2CO3
Jedinjenja sa azotom
CIjanovodonik HCN
Dobijanje : 2NaCN+H2SO4→Na2SO4+2HCN
HCN je bezbojna,lako isparljiva tecnost,jedan od najjacih
otrova
11. Jedinjenja sa sumporom
Ugljendisulfid CS2
Dobijanje C+2S→CS2
CS2 je bezbojna,lako isparljiva tecnost,koristi se kao dobar
rastvarac za razne org.i neorg.supstance.
Jedinjenja sa halogenima
Ugljentetrahlorid – CCl4
Dobijanje CS2+3Cl2→CCl4+S2Cl2
Bezbojna tecnost,aromaticnog mirisa,dobar rastvarac
masti,tesko se rastvara u vodi,nije zapaljiv ni eksplozivan.
Silicijum- IVA grupa,3.perioda
Nalazenje u prirodi:po rasprostranjenosti nalazi se na 2.mjestu
26mas.%,jedinjenja:kvarc SIO2,u sastavu
alumosilikata(ortoklas)I razlicitih polisilikatnih
minerala(,talk,azbest)
Industrijsko dobijanje: SiO2+2C→Si+2CO
Alotropija:amorfni I kristalni silicijum.
Fizicke osobine:
Amorfni silicijum:zatvoreno-mrk,amorfan prah,ne provodi
struju
Kristalni silicijum:tamnosivi,neprozirni,iglicasti
kristali,Tt=1414⁰C,Tk=2900⁰C,ρ=2,33g/cm3,tvrd,dobro provodi
toplotu.
Hemijske osobine:na obicnoj temp.reaguje samo sa fluorom,na
povisenoj sa O2,N2,S,halogenima,metalima.
Upotreba: za dobijanje legura.
Jedinjenja silicijuma
Sa neg.oksid.brojevima
Sa vodonikom
Sa poz.oksid.brojevima
Sa halogenima : SiF4,H2SiF6,SiCl4
3SiF4+3H2O→2H2SiF6+H2SiO3
12. Jedinjenja sa kiseonikom
Silicijum(IV)-oksid SiO2
U prirodi se javlja u velikim kolicina u kristalnom I amorfnom
obliku.najstabilnija kristalna modifikacija je kvarc,hemijski
inertan,nerastvoran u vodi I kiselinama osim u
fluorovodonicnoj.
SiO2+4HF→SiF4+2H2O
SiO2+2NaOH→Na2SiO3+H2O
Silicijumove kiseline
SiO2H2O ili H2SiO3-metasilicijumova kiselina
SiO2*2H2O ili H4SiO4-ortosilicijumova kiselina.
Bor- IIIA grupa,2.perioda
Nalazenje u prirodi:jedinjenja-
H3BO3(sasolin),Na2B4O7*10H20-boraks
U biljnim organizmima microelement
Dobijanje: redukcijom oksida pomocu Na,Mg
B2O3+3Mg→2B+3MgO
Jedinjenja bora
Sa oksic.brojem +3
Jedinjenja sa halogenima BX3
Sa vodonikom B2H6
Sa kiseonikom B2O3 4B+3O2→2B2O3 sa vodom daje bornu
kiselinu B2O3+3H2O→2H3BO3
