1

TUPAJIĆ MIRZA

SKRIPTA IZ HEMIJE SA

ZADACIMA

2

1. Uvod u hemiju. Hemija kao prirodna nauka. Hemija i druge

prirodne nauke. Klasifikacija hemije.

Hemija zauzima središnje mjesto među prirodnim naukama. Ona se bavi molekulima,

atomima, njihovom strukturom, osobinama i transformacijama, interakcijama i principima na

kojima se osobine molekula i atoma zasnivaju. Ukratko rečeno hemija se bavi proučavanjem

tvari, satavom tvari kao i svim fizičko-hemijskim interakcijama između tvari.

Supstanca (tvar) je oblik postojanja materije. To je čulima dostupan oblik materije.

Karakteriše je masa mirovanja. Sastoji se od veoma sitnih čestica - atoma. Danas je poznato

oko 17 milona različitih supstanci.

Tvari (substance) se dijele na: Homogene (jednofazni sistemi) i heterogene tvari (višefazni

sistemi). Pod fazom razumijevamo homogeni dio nekog sistema koji je odijeljen od ostalih

dijelova sistema fizičkom granicom. Homogene tvari dijele se na čiste tvari i homogene

smjese (otopine).

Čiste tvari dijele se na hemijske elemente i spojeve. Homogene smjese dijele se na čvrste,

tekuće i plinovite. Homogene tvari su u cijeloj svojoj masi iste (željezo, kuhinjska sol,

sumpor, morska voda, otopina šećera u vodi, zrak). Heterogenetvari su heterogene smjese

homogenih tvari.

Slika. 1.1. Podjela tvari

Gledajući strogo mehanički, sa obzirom na prirodu strukture, tada tijela ugrubo možemo

podijeliti prema slijedećim obilježjima:

kruta - ne mogu mijenjati ni oblik ni volumen

tekuća - mogu mijenjati oblik, ali ne i volumen

plinovita - mogu mijenjati i oblik i volumen

Osnovni zadatak hemije je izučavanje supstanci - njihove strukture, svojstava, kao i promjena

koje dovode do pretvaranja jednih supstanci u druge.

3

Hemija je usko povezana sa drugim prirodnim naukama kao što su biologija, fizika,

matematika, astronomija, geologija, medicina, farmacija, ekologija,

elektrotehnika……………

Hemija i fizika se međusobno prepliću i često je veoma teško precizno odrediti gdje se

završava jedna nauka i počinje druga. Sličan problem se javlja na prelazu hemije i biologije.

Hemija se može klasificirati na sljedeće discipline:

a) Opšta hemija

b) Neorganska h.- koja istražuje šire elemente koje organska hemija ne naglašava;

c) Organska h.- koja proučava ugljikove spojeve

d) Analitička- koja određuje sastav i dijelove tvari

e) Fizikalna- koja je osnova svih drugih grana jer obuhvaća fizikalne osobine tvari i

teorije za njihovo istraživanje.

f) Biohemija- proučavanje hemije u biološkom sistemu

2. Historijski razvoj hemije; Stari vijek, period alhemije. Moderni

period hemije

Prva pojava hemije, smatra se pojava recepata za plavu glazuru u Babilonu oko 3500. godine

p.n.e., te nešto kasnija pojava recepata za lijekove i balzame u Egiptu. U to doba se počinje

razvijati i metalurgija, a nešto kasnije i razvija se i tehnologija izrade stakla. U doba Starog

vijeka ljudi su znali za legure, koristili su naftu, ulja, pravili parfeme inakit….

Alkemija je vještina preobrazbe neplemenitih metala u plemenite, te težnja za pronalaskom

kamena mudraca odnosno potraga za životnim eliksirom. Naziv je došao u Europu u 13.

vijeku prilikom prevođenja arapskog naziva al-kimia.

Fino je pročitati…..Jedna od osnovnih teorija iz doba alkemije bila je toerija o četiri elementa.

Tumačenje ove teorije je da se sve tvari sastoje od različitih smjesa samo četiri elemenata.

Ovi elementi su zrak, zemlja, vatra i voda. Svaki element sastoji se od parova četiri svojstava:

hladno, suho, vruće i mokro. Vatra je spoj vrućeg i suhog, zemlja suhog i hladnog, zrak

vrućeg i mokrog, a voda mokrog i hladnog. Alkemičari bi objasnili proces vrenja vode

govoreći da toplina istiskuje hladnoću iz hladno-mokre vode i time tvori vruće-mokar zrak

kao što je, primjerice, para.

Ibn Sina, (latinizirano ime Avicena,)

Najpoznatije djelo, po kojem je i dobio svoju evropsku reputaciju, je “Kanon medicine”,

djelo od 14 tomova. Ovo djelo je bilo standradni medicinski rad u Evropi i islamskom svijetu,

sve do 18. vijeka. Ibn Sina je poznat kao: otac moderne medicine.

Robert Boyle (1627.-1691.) engleski naučnik

- Prvi odvojio hemiju od medicine. Kazao je da je hemija posebna nauka koja se treba

da bavi proučavanjem tvari, sastavom tvari i hemijskim pojavama

- Prvi je uočio razliku između elemenata i spojeva

- Uveo je korištenje eksperimenata tj. u da se u hemiji sve što se trvdi mora dokazati

eksperimentom

- Uveo korištenje analitičke vage

4

- Godine 1662. formulisao je svoj zakon, nazvan po njemu Bojlov zakon, po kome je

pritisak gasa obrnuto proporcionalan zapremini, pri konstantnoj temperaturi.

Antoine Lavoisier (1743-1794), francuski hemičar

Lavoazije je bio najcenjeniji hemičar u svoje vrijeme, a ipak je zaršio na giljotini. I danas se

Lavoazije smatra osnivačem savremene hemije. Prva izučavanja Lavoazijea obuhvatala su

mjerenje dobitka ili gubitka prilikom zagrijavanja i sagorjevanja materija. Ovi eksperimenti

doveli su do Lavoazijeovog zakona o očuvanju materije.

Ovaj zakon može da se definiše:

Ukupna masa supstanci koje ulaze u reakciju jednaka je ukupnoj masi proizvoda reakcije.

Ako A i B predstavljaju mase dviju supstanci koje učestvuju u nekoj hemijskoj reakciji pri

kojoj nastaju mase C i D druge dvije (hemijski promjenjenih) supstanci, zakon o održanju

mase se može izraziti kao:

A+B = C+D

Zatim je eksperimentalno dokazao da čvrste materije prilikom sagorjevanja dobijaju u masi, a

rezultat su reakcije vezivanja gasova iz vazduha (prije svega kiseonika). On je takodje utvrdio

prisustvo azota u vazduhu, kao neutralnog gasa. Time je potvrdio da je kiseonik vitalna

komponenta u procesima disanja i sagorjevanja. On je, takodje, sumirao dotadašnje nalaze

francuskih hemičara i potvrdio da je voda kombinacija vodonika i kiseonika. Radeći kao

hemičar istraživač, Lavoazije je paralelno radio i u firmi za ubiranja takse, pa je na tim

poslovima došao u sukob sa francuskim revolucionarima, koji su ga osudili na smrt

giljotiniranjem. Tako je, na žalost, završio jedan od najslavnijih francuskih naučnika.

Josef Proust (Žozef Prust)- franc. Hemičar

Zakon stalnih odnosa masa (Prustov zakon 1794 godina) je jedan od osnovnih hemijskih

zakona. Po njemu se elementi međusobno jedine u tačno određenim i stalnim masenim

odnosima kada daju isto jedinjenje.

Ako se H i O jedine u masenom odnosu 1g prema 8g uvijek nastaje voda H2O!

Maseni odnos predstavlja odnos masa elemenata u nekom jedinjenju tako da budu najmanji

mogući cijeli brojevi:

CO2 ima maseni odnos 12 (C) : 32 (2O) = 3 : 8

U Na2SO4 maseni odnos je 46 : 32 : 64 = 23 : 16 : 32

John Dalton ( 1766. - 1844.), engleski hemičar.

Daltonova atomska teorija transformisala je osnove hemije i fizike. Početkom devetnaestog

vijeka Dalton istraživao je rastvorljivost gasova u vodi. Smatrao je da se gasovi nalaze u

obliku atoma, prema ideji koja je važila još od Demokrita (460-370 PNE). Uveo je pojam

relativne atomske i relativne molekulske mase.

Njegovo objašnjenje glasi:

- Atomi su realne najsitnije čestice elemenata koje mogu sudjelovati u hemijskoj

reakciji.

- Atomi jednog te istog elementa medusobno su slični i jednake mase. (? izotopi)

- sve je sačinjeno od atoma,

- Atomi različitih elemenata imaju različita svojstva i različite su mase. (? izobari)

5

- Hemijski spojevi nastaju spajanjem atoma dotičnih elemenata.

1802. god. Dalton je otkrio Zakon umnoženih omjera masa: “Kada dva elementa tvore više

nego jedan hemijski spoj, onda su mase jednog elementa u jednostavnim umnoženim

omjerima (1:2:3 itd.) sa masom drugog elementa.”

Avogadrova hipoteza o molekulama - AMEDEO AVOGADRO (1811)

Avogadro je pretpostavio da najmanje čestice nekog plina nisu slobodni atomi, već skupine

malog broja atoma. Te skupine atoma nazvao je molekulama (lat. molliculus = sitan). Dakle,

molekula je najmanja čestica plina koja se kreće naokolo u prostoru kao jedna cjelina. Prema

zakonu o održanju mase masa molekule mora biti jednaka sumi masa atoma koji se u

molekuli nalaze. Na temelju te pretpostavke o postojanju molekula Avogadro postavlja

hipotezu: “Plinovi jednakog volumena pri istoj temperaturi i pritisku sadrže isti broj

molekula.”

3. Atomska struktura materije. Masa atoma i molekula. Molarne

veličine.

Atom (grč. atomon - nedjeljiv) je najmanji djelić supstancije, tj. hemijskog elementa koji

ispoljava sve osobine tog hemijskog elementa. Atom se sastoji od 3 tipa subatomskih čestica:

Elektrona, koji imaju negativno naelektrisanje i zanemarljivo malu masu;

Protona, sa pozitivnim naelektrisanjem i jediničnom masom;

Neutrona, koji imaju jediničnu masu ali nisu naelektrisani.

Atomi istog elementa imaju isto nalektrisanje jezgra (koj potiče od protona u jezgru). Broj

protona u atomima istog elementa takođe je jednak i zove se atomski ili redni broj.

Označava se sa Z.

Masneni broj je zbir protona i elektrona i označava se sa A.

Atomi koji imaju isti broj protona a različit broj neutrona zovu se izotopi. Atomi istog

masnenog, a različitog atomskog broja su izobari.

Atom kao cjelina je neutralan jer sadrži isti broj elektrona i protona. Atom postaje

naelektrisan tako što primi ili otpusti jedan ili više elektrona i postaje jon (ion). Atomska

jezgra sa nepovoljnim odnosom broja protona i broja neutrona su nestabilna i putem

radioaktivnog raspada prelaze u stabilnije stanje. Osim navedenih elementarnih čestica postoji

čitav niz drugih koje ulaze u sastav atoma kao što su: mezoni, pozitroni, neutrino itd...

6

Relativna atomska masa se označava sa Ar. To je broj koji pokazuje koliko je masa atoma

elementa veća od 1/12 izotopa C-12. Pri izračunavanju Ar elementa uzimaju se u obzir svi

njegovi izotopi i njihova zastupljenost u prirodi.

Molekulska masa je zbir masa atoma koji čine molekul, i poput atomske, izražava se u

atomskim jedinicama mase (atomska jedinica mase = 1/12 mase izotopa 12C).

Unificirana atomska jedinica mase (u ili mu) jest 1/12 mase nuklida 12C. Atomska jedinica

mase prije se zvala dalton (d). Vrijednost unificirane atomske jedinice mase iznosi:

mu = (1.660)∙10-27 kg.

Mol je ona količina supstance koja u sebi sadrži toliko čestica koliko ima atoma u 12g

ugljenikovog izotopa C-12, a u tih 12g ugljenika 12C ima 6,023x1023atoma (to jest ako se

zaokruži 6x1023 atoma).

;

Avogadrov broj je konstanta koja pokazuje "da u 1mol supstance ima 6x1023čestica" NA =

6x1023 1/mol.

Molarna masa je odnos mase supstance i njene količine ("molarna masa pokazuje koliko

grama neke supstance ima u jednom molu te supstance")

Molarna zapremina predstavlja odnos zapremine supstance i njene količine ("molarna

zapremina pokazuje koliko dm3 zauzima 1mol nekog gasa") i sve to pri odredjenoj

temperaturi i pritisku. Vm=22,4dm3/mol pri 0°C i 101,3 kPa.

V= n * Vm

N- broj molekula, m - masa supstance, NA - Avogadrov broj, M-molarna masa, V-zapremina,

Vm-molarna zapremina

Voda ima gustinu ρ= 1g/cm3 ili 1000g/dm3 (l) (na 4C).

Klajpejronova jednačina stanja idealnog gasa.

pV = nRT

R- univerzalna gasna konstanta (8,314 J/K mol)

Molekul je najmanja jedinica hemijskog jedinjenja koja zadržava hemijski sastav i svojstva.

Molekul se sastoji iz više atoma, istog hemijskog elementa kao kod kiseonika, (O2), ili iz

različitih elemenata kao kod vode (H2O).

7

4. Planetarni model atoma. Kvantna teorija elekromagnetnog zračenja.

Hidrogenov linijski spektar. Borov model atoma. Elektronska

konfiguracija atoma. Energetski nivoi - elektronske ljuske. Energetski

podnivoi - elektronske podljuske. Orbitalni nivoi - orbitale. Pisanje

elektronske konfiguracije.

Elektroni u atomu su raspoređeni u tzv. elektronskim nivoima. Složeniji atomi imaju veći broj

elektronskih nivoa. Broj elektronskih nivoa u atomu ne može preći sedam. U prvom

elekrtonskom nivou atom može imati najviše dva elektrona. U posljednjem, sedmom

elektronskom nivou, atom može imati najviše 8 elektrona. Poslednji elektronski nivo se

naziva valentni elektronski nivo i ukoliko ima 8 elektrona dostiže tzv. stabilnu elektronsku

konfiguraciju. Ova konfiguracija može da se postigne i u jedinjenima prilikom obrazovanja

tzv. zajedničkog elektronskog para u kovalentnoj vezi.

Elektronski nivoi su obeleženi slovima latinice: K, l, M, N, O, P i Q.

Elektron može da kruži u orbitalama ili nivoima na 4 različita načina. To su s, p, d i f orbitale.

Raspored orbitala (ili nivoa) u atomu izgleda ovako:

K: 1s2 - maksimalan broj elektrona u orbitali - 2

L: 2s2 2p6 - maksimalan broj elektrona u orbitali - 8

M: 3s2 3p6 3d10 - maksimalan broj elektrona u orbitali 18

N: 4s2 4p6 4d10 4f14 - maksimalan broj elektrona u orbitali - 32

O: 5s2 5p6 5d10 5f14 - maksimalan broj elektrona u orbitali - 32

P: 6s2 6p6 6d10 - maksimalan broj elektrona u orbitali - 18

Q: 7s2 7p6 - maksimalan broj elektrona u orbitali - 8.

Elektroni u atomu imaju dvojaku prirodu: talasnu i čestičnu. Priroda elektrona je određena

Hajzenbergovim načelom neodređenosti. Ponašanje i priroda atomskih čestica je određena

zakonima kvantne mehanike ili atomske fizike. Nova znanja iz oblasti fizike (elektricitet)

mijenjaju sredinom XIX vijeka sliku o atomu. On se predstavlja kao izgrađen od međusobno

pomješanih pozitivnio i negativno naelektrisanih čestica.

Godine 1896. otkriven je elelktron, negativno naelektrisana čestica. Nešto kasnije otkriven je i

proton, pozitivno naelektrisana čestica. Količina naelektrisanja koju nose proton i elektron je

jednaka i iznosi 1,6 * 10-19 C. Ova količina naelektrisanja uzeta je za elementarno naelektrisanje.

Broj protona i elektrona u atomu je jednak. Međutim masa protona je oko 1800 puta

veća od mase elektrona. Rutheford 1911. dokazuje postojanje atomskog jezgra.

U to vrijeme Maks Plank postavlja svoju kvantnu teoriju na osonovu koje će Niels Bohr 1913.

pretpostaviti da se elektroni oko jezgra kreću tačno određenim putanjama, kao planete oko

sunca. Novi model atoma nazvan je planetarni.

8

Atomska orbitala predstavlja dio prostora u atomu gde je najveća vjerovatnoća

nalaženja elektrona. Pritom, elektron se zamišlja kao oblak negativnog naelektrisanja

različite gustine i na osnovu toga se može konstatovati njegovo prisustvo.

Elektronski omotač

Hemija se bavi zbivanjima u elektronskom omotaču. To je dio atoma koji je zaslužan za

njegove hemijske osobine. Periodna svostva elemenata se mogu objasniti rasporedom

odnosno brojem elektrona koji je povezan sa brojem protona, odnosno atomskim brojem.

Za elektrone važi princip neodređenosti koji glasi: "Elektronu ne možemo u isto vrijeme

znati i položaj i energiju." Iz ovog slijedi da kada govorimo o uređenosti elektronskog

omotača možemo govoriti samo o vjerovatnoći nalaženja elektrona (elektronskoj orbitali). Za

određivanje položaja elektrona koriste se četiri kvantna broja.

Kvantni brojevi

Glavni kvantni broj n određuje energetski nivo ili ljusku kojoj elektron pripada: n = 1, 2, 3,

4... ili K, L, M, N... Orbitalni kvantni broj l određuje oblik distribucije elektronskog naboja i

ugaoni moment. Može imati vrijednosti od 0 do n - 1. Elektroni sa l = 0, 1, 2, 3 se označavaju

kao elektroni s, p, d i f podnivoa ili podljuske. Magnetni kvantni broj m ima vrijednosti m = 2l

+ 1, što znači da s podnivo ima samo jednu vrijednost m = 0, podnivo p ima vrijednosti m = -

1, 0, 1 itd. (tabela). Spinski kvantni broj ms može imati vrijednosti +1/2 ili -1/2.

Elektroni svih poznatih elemenata nemaju glavni kvantni broj veći od sedam. Glavni

kvanti broj označava elektronske ljuske. Perioda periodnog sistema označava posljednju ili

valentnu ljusku. U valentnoj ljusci nalaze se valentni elektroni. Valentni elektroni su nosioci hemijskih

osobina elemenata. Grupa perionog sistema označava broj elektrona u valentnoj ljusci. Može ih

biti najviše osam (dva kod elemenata prve periode)..

9

Elektronska konfiguracija atoma. Pisanje elektronske konfiguracije.

Elektronska konfiguracija nam pokazuje broj elektrona u atomu ili ionu i njihov razmještaj

po orbitalama. Struktura i sve zakonitosti u PSE ovise o elektronskoj konfiguraciji atoma

elemenata. Postoje s, p , d i f-orbitala. Svaki s- podnivo sadrži jednu s-orbitalu, svaki p-

podnivo sadrži tri p- orbitale, d-podnivo sadrži pet d- orbitala, a svaki f-podnivo sadrži sedam

f-orbitala. U svakoj orbitali staje po dva elektrona, tako da na osnovu atomskog broja lako

možemo odrediti raspored elektrona po orbitalama. Na primjer: Mg-magnezijum-redni broj

mu je 12, što je jednako broju protona kao i elektrona (svaki atom je elektronegativan u

osnovnom stanju). Dakle uređenost njegovih orbitala izgleda: 1s2 2s2 2p6 3s2.

S-orbitala P-orbitala D-orbitala

Svojstva elementa uglavnom ovise o elektronskoj konfiguraciji vanjske ljuske.

Popunjavanjem nove elektronske ljuske nastaju atomi elemenata slične elektronske

konfiguracije kao i u prethodnoj ljuski, što dovodi do periodičnosti svojstava elemenata.

Orbitale se popunjavaju sljedećim redosljedom:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s 2 5f14 .....

Kod popunjavanja jedne ljuske po orbitalama (podljuskama) koristi se tzv. Hundovo

pravilo: Istovrsne orbitale uvijek se popunjavaju tako da se prvo popune elektronima istog

spina jer je takvo stanje energetski najpovoljnije. Popunjavanje atomskih orbitala odvija se

prema tzv. aufbau principu, prema kojem se popunjavaju najprije energetski nivoi niže

energije. To se odvija sljedećim redoslijedom:

Pravilo okteta kaže da se hemijska svojstva elemenata redovito ponavljaju sa porastom

atomske mase i da su svojstva svakog osmog elementa slična. Budući da svi plemeniti plinovi

osim helija imaju po osam elektrona u svojoj vanjskoj ljusci, takva se stabilna elektronska

konfiguracija zove pravilo okteta. U hemijskim reakcijama atomi elemenata imaju tendenciju

da reagiraju na način da postignu elektronsku konfiguraciju plemenitog plina koji im je

najbliži u PSE. (Primjer reakcije Na i Cl2 nastajanje NaCl) Postoji mnogo iznimaka ovog

pravila.

10

Periodni sistem elemenata- PSE. Prvi pokušaj klasifikacije elemenata.

Elektronske konfiguracije i osobine elemeneta.Grupe i periode PSE. PSE i

osobine elemenata. Elektronegativnost, atomski radius, energija jonizacije,

elektronski afinitet.

Tokom XIX javljaju se pokušaji da se elementi prema osobinama svrstaju u jednu tablicu.

Prvi pokušaji svrstavali su elemente u trijade. John Newlands otkriva da u nizu elemenata

poređanih po atomskoj masi svaki osmi ima slične osobine. Ovu pojavu nazvao je "zakon

oktava". Dva naučnika, Rus Dimitrij I. Mendeljejev i Nijemac Lothar Meyer postavljaju u isto

vrijeme odvojeno jedno od drugog "periodni sistem elemenata". Prednost Mendeljejevog

sistema bila je u tome što je zadržao mjesta za još neotkrivene elemente predskazujući im tako

hemijske i fizičke osobine.

Zakon periodičnosti po Mendeljejevu glasi: "Osobine i građe elemenata odnosno osobine

njihovih jedinjenja periodične su funkcije atomskih težina elemenata."

Posojala su četiri izuzetka (parova elemenata) od ovog zakona. Problem je rješen tako što se

umjesto atomskih masa za nosioca svojstva periodičnosti uzimaju atomski brojevi.

Elementi u periodnom sistemu raspoređeni su u grupe i periode. Elementi iste grupe

imaju slične osobine, a osobine elemenata u periodama se mjenjaju postepeno idući sa ljeva

na desno. Danas je poznato oko 118 elemenata (svi elementi poslije Urana, 92, su sintetički, a

poslije olova i bizmuta, 82 i 83, radioaktivni).

Sljedeća slika prikazuje današnji periodni sistem elemenata. Za svaki element je naveden

atomski broj i hemijski simbol. Elementi koji pripadaju istoj hemijskoj seriji ili hemijskoj

grupi hemijski su slični.

LJEPO JE ZNATI........

Dmitrij Ivanovič Mendeljejev (rus. Дми́трий Ива́нович Менделе́ев, Tobolsk, 8.2.1834. -

Sankt Petersburg 2.2.1907.) bio je ruski hemičar. Poznat je kao jedan od dvojice znanstvenika

koji su stvorili Periodni sistem elemenata (PSE); Za razliku od ostalih stvaratelja,

Mendeljejev je predvidio da će se mnogi elementi još otkriti. U nekoliko slučajeva poznato je

njegovo neslaganje sa prihvaćenim atomskim masama, govorio je da se one ne slažu s

Periodnim zakonom, i to se pokazalo kao tačno.

Newlandow Zakon oktava objavljen je 1866. No zbog manjka mjesta za buduća otkrića i

stavljanje dva elementa u jednu periodu bilo je nezadovoljavajuće pa je njegova ideja

odbijena. Ne znajući za to Mendeljejev je radio na sličnom projektu, a 6. ožujka 1869 njegova

ideja je predstavljena u Ruskom Hemičarskom Društvu. Naslov njegovog projekta bio je

“Ovisnost između svojstava relativne atomske mase i elemenata“, a govorio je da ako se

elementi svrstaju po atomskoj masi daju jedan redoslijed u periodama.

Neznano za Mendeljejeva, Lothar Meyer je također radio na periodnom sistemu. Njegov

rad, izdan 1864. godine sadržavao je samo 28 elemenata raspoređenih po samo valencijama.

Uz to, Meyer nikad nije došao na ideju da predvidi otkriće novih elemenata, i da ispravi

atomske mase. Samo nekoliko mjeseci nakon Mendeljejevog sistema, Meyer izdao je

virtualno identičan sistem. Neki ljudi smatraju Mendeljejeva i Meyera ko-stvoritelje

11

peridonog sustava, no Mendeljejev je tačno predvidio kvalitete elemenata koje je on zvao eka-

silicij (germanij, eka-aluminij (galij) i eka-bor (skandij) i to mu je dalo veći dio slave. U to

vrijeme Mendeljejeva predviđanja impresionirala su sve i eventualno su dokazana kao tačnim.

* Elementi koji do sada nisu otkriveni

EN

EG

ET

. NIV

O

PE

RIS

OD

A

s-o

rbita

le

G R U P E I P O D G R U P E

1

IA

s1

2IIA

s2

d-o

rbita

le

3

IIIB

d1

4IVB

d2

5

VB

d3

6VIB

d4

7VIIB

d5

8 9 10 11

IB

d9

12

IIB

d10

p-o

rbita

le

13

IIIA

p1

14

IVA

p2

15

VA

p3

16

VIA

p4

17VIIA

p5

18

0

p6

VIII

d6 d7 d8

1 K 1s 1

HMETALI NEMETALI 2

He

2 L 2s 3

Li

4

Be

2

p5

B

6

C

7

N

8

O

9

F

10

Ne

3 M 3s 11

Na

12

Mg

3

p13

Al

14

Si

15

P

16

S

17

Cl

18

Ar

4 N 4s 19

K

20

Ca

3

d

21

Sc

22

Ti

23

V

24

Cr

25

Mn

26

Fe

27

Co

28

Ni

29

Cu

30

Zn

4

p31

Ga

32

Ge

33

As

34

Se

35

Br

36

Kr

5 O 5s 37

Rb

38

Sr

4

d

39

Y

40

Zr

41

Nb

42

Mo

43

Tc

44

Ru

45

Rh

46

Pd

47

Ag

48

Cd

5

p49

In

50

Sn

51

Sb

52

Te

53

I

54

Xe

6 P 6s 55

Cs

56

Ba

5

d

57

La*

72

Hf

73

Ta

74

W

75

Re

76

Os

77

Ir

78

Pt

79

Au

80

Hg

6

p81

Tl

82

Pb

83

Bi

84

Po

85

At

86

Rn

7 Q 7s 87

Fr

88

Ra

6

d

89

Ac**

104

Rf

105

Db

106

Sg

107

Bh

108

Hs

109

Mt

110Uun

111Uuu

112Uub

7

p

113*

Uut

114

Uuq

115*

Uup

116

Uuh

117*

Uus

118*

Uuo

58

Ce

59

Pr

60

Nd

61

Pm

62

Sm

63

Eu

64

Gd

65

Tb

66

Dy

67

Ho

68

Er

69

Tm

70

Yb

71

Lu

**AKTINIDI90

Th

91

Pa

92

U

93

Np

94

Pu

95

Am

96

Cm

97

Bk

98

Cf

99

Es

100

Fm

101

Md

102

No

103

Lr

Elementi f-bloka

*LANTANIDI

I

d – blok elemenata

s - blok elemenata p - blok elemenata

Elektronegativnost je mjera jakosti kojom atomi jednog elementa u molekuli privlače

elektrone. Pri tome dolazi do privlačenja elektrona vanjske ljuske drugog atoma pa

samim time i zajedničkog elektronskog para u kovalentnoj vezi. Kad nastaje određena

hemijska veza između atoma različitih hemijskih elemenata, ponajprije ona kovalentna, jedan

od njih jače privlači elektrone drugog atoma, pa je njegov elektronski oblak gušći. Elementi

koji se nalaze na desnoj strani PSE su elektronegativniji kao npr. oksigen, azot i sumpor.

Elektronski afinitet- Eaf - Afinitet prema elektronu se iskazuje energijom koja se oslobađa

ili veže kada se atom doda atomu ili ionu u plinovitom stanju. U PSE s porastom rednog

broja u periodi afinitet se povećava, radijus je sve manji, a sila jezgre sve jača prema

elektronu koji dolazi u atom. S porastom rednog broja u skupini afinitet opada, radijus

(r) je sve veći, a sila jezgre sve slabija prema elektronu koji dolazi u atom.

Energija ionizacije je energija potrebna da se neutralnom atomu u plinovitom stanju

oduzme elektron, tj. energija potrebna za proces:

.

12

Savremeni periodni sistem elemenata

Elementi su u savremenoj tablici svrstani u vertikalne stupce ili grupe, i horizontalne retke ili

periode. Elementi su poredani po rednom ili atomskom broju (Z), koji uglavnom prati porast

relativne atomske mase elemenata. Grupe sadrže elemente sličnih hemijskih svojstava, te

imaju i posebne nazive. Elementi prve grupe zovu se alkalijski metali (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr),

a naziv su dobili po tome što tvore jake baze (alkalije). Elementi druge grupe (Mg, Ca, Sr, Ba,

Ra), zovu se zemnoalkalijski metali, jer su to metali koji ulaze u sastav zemljine kore

(odnosno minerala i stijena), a također čine jake baze. Elementi između druge i trinaeste

grupe zovu se prijelazni metali. Elementi šesnaeste grupe zovu se halkogeni elementi jer

čine rude bakra i cinka (grč. chalkos – slitina bakra i cinka). Halogenim elementima nazivaju

se elementi sedamnaeste grupe, jer oni sa svim metalima čine soli (grč. hals – sol).

Osamnaestu (nultu) grupu čine tzv. inertni ili plemeniti plinovi. Naziv plemeniti dobili su

zato što se pri uobičajenim uslovima ne spajaju ni sa jednim elementom, a osim toga u

uobičajenim uslovima su u plinovitom stanju. Zbog njihove “nulte valentnosti“ čine tzv. nultu

grupu PSE.

Sedam perioda sadrži različit broj elemenata. Unutar šeste vrlo duge periode, koja uključuje

32 elementa, nalazi se posebna grupa od 14 elemenata (od Z = 58 do Z = 71), vrlo sličnih

hemijskih svojstava. Nazivaju se lantanidima jer dolaze iza lantana sa kojim pokazuju veliku

hemijsku sličnost. I sedma (nedovršena) perioda uključuje 14 elemenata tzv. aktinida, s

atomskim brojevima od 90 do 103, koji dolaze iza elementa aktinija, sa kojim pokazuju veliku

hemijsku sličnost. Elementi unutar PSE dijele se na osnovi svojih svojstava na tipične metale,

koji su na lijevoj strani, i tipične nemetale, koji su na desnoj strani tablice. Većina elemenata

su metali, koje je lako prepoznati po njihovu karakterističnom metalnom sjaju, dobroj

vodljivosti topline i električne struje, te mehaničkim svojstvima karakterističnim za metale.

Nemetali nemaju takva tipična svojstva.

Neki elementi u PSE pokazuju hemijska i fizikalna svojstva koja su na prijelazu između

svojstava tipičnih metala i tipičnih nemetala, pa se stoga nazivaju metaloidima. To su bor,

silicij, germanij, arsen, antimon, telur, polonij, astat.

Obilježavanja atomskih karakteristika u Tablici

Atomski broj elementa, Z

87

(27) 0,7

1

Fr

(223)

FRANCIUM

1

8

18

32

18

8

2

Q

P

O

N

M

L

K

Temperatura

topljenja 0CElektronegativno

st po Paulingu

Oksidacijski broj,

karakterisični

Elektronska

konfiguracija

atoma

Relativna atomska

masa

Energetski nivo:

13

Stehiometrijska izračunavanja. Empirijska i molekulska formula.

Stehiometrija je računanje kvantitativnih (mjerljivih) odnosa između reaktanata i produkata u

izjednačenim hemijskim reakcijama. Stehiometrija je vrlo važno i korisno polje hemije jer

pomaže i računu koliko se produkata može dobiti iz određenih količina reaktanata, a pri tom

uzimajući u obzir i iskorištenje reakcije.

Stehiometrija se prvenstveno temelji na zakonu o očuvanju mase, zakonu stalnih omjera

masa, zakonu umnoženih omjera masa i zakonu spojnih masa. Prema tome, jedan od

temeljnih principa, koji slijedi iz činjenice da se tokom hemijske reakcije ne može niti stvoriti

nova materija, niti uništiti postojeća, govori da masa i količina svakog elementa sa jedne

strane reakcije (reaktanti) mora biti jednaka drugoj strani reakcije (produkti). NPR. molovi se

koriste da se izračuna masa odatog CO2 kada se sagori 1 g etana. Jednačina za ovu hemijsku

reakciju je: 7 O2 + 2 C2H6 → 4 CO2 + 6 H2O

Ovdje, 7 molova kiseonika reaguju sa 2 mola etana da bi dali 4 mola ugljen dioksida i 6

molova vode. Primjetite da broj molova ne mora da izjednači strane jednačine. To je zato što

mol ne računa masu ili broj atoma uključenih u reakciju, nego prosto broj samostalnih čestica.

Empirijska hemijska formula – pokazuje omjer pojedinih elemenata izražen u najmanjim

brojčanim iznosima. Prava hemijska formula (Molekulska formula spoja) – pokazuje

vrstu i broj atoma koji grade jednu molekulu.

Npr. Glukoza C6H12O6

Empirijska formula je CH2O jer je najmanji brojčani odnos 1:2:1, a molekulski tj. stvarni

odnos 6:12:6, C6H12O6.

1.Zadatak. Empirijska formula nekog organskog spoja je CH2O. Relativna molekulska masa

spoja je 90,08. Odredi molekulsku formulu spoja.

Rješenje:

CH2O

Mr (spoj) = 90,08

Molekulska formula spoja = ?

Odredi se relativna masa empirijske jedinke Er

Er(CH2O) = Ar (C) + 2 Ar(H) + Ar(O)

= 12,01 + 2 . 1.01 + 16,00

= 30,03

Podijeli se relativna molekulska masa spoja s relativnom masom empirijske jedinke.

Mr (spoj) / Er(CH2O)= 90,08/30,03 = 2,999 što je približno = 3

Molekulska formula spoja je (CH2O)3 = C3H6O3

2. Zadatak. Sastav spoja iskazan masenim udjelima je w(H) = 2, 24%, w(C) = 26,65% i

w(O) = 71,11%. Relativna molekulska masa spoja je 90. Izračunaj molekulsku formulu

spoja. (Rj. H2C2O4 ).

3. Zadatak. Analizom nekog kromovog spoja ustanovljeno je da je maseni udio

kalija w(K) = 26,57%, kroma w(Cr) =35,36 % i kisika w(O) = 38,07 %. Izračunaj empirijsku

formulu spoja. (Rj. K2Cr2O7)

14

Međuatomske hemijske veze.

Jonska veza. Jonska kristalna rešetka. Osobine jonskih spojeva.

Ionska veza nastaje prijenosom jednog ili više elektrona sa jednog atoma na drugi. Ionska

veza nastaje između atoma metala i nemetala. Tipičan primjer je NaCl, gdje atom natrijuma

predaje elekton iz vanjske ljuske atomu hlora. Na taj način oba atoma postižu konfiguraciju

plemenitog plina uz nastajanje dva iona: kationa Na+ i aniona Cl-.

Ove dvije čestice se elektrostatički privlače formirajući kristalnu rešetku. Dakle, ne radi se

striktno o molekuli NaCl već o nakupini iona, odnosno kristalu.

Kubični sistem kristala NaCl-a

Zbog jakog električnog privlačenja spojevi sa ionskom vezom su čvrste supstance, imaju

visoku tvrdoću i visoku tačku topljenja. Ionski spojevi rastvaranjem u vodi razlažu se na ione,

pa njihovi rastvori provode električnu struju. Njihove taline također provode električnu struju,

jer su u talini prisutni ioni. Jon (Ion) je naelektrisani atom ili grupa atoma. Proces stvaranja

jona iz neutralnih čestica naziva se jonizacija. Ma kako nastalo, jonsko naeletrisanje potiče od

gubitka ili dobitka elektrona. Negativno naelektrisan jon se zove anjon, jer ga privlači

pozitivno naelektrisana anoda, a pozitivno naelektrisan jon je katjon, jer ga privlači negativno

naeletrisana katoda.

Kovalentna veza. Polarnost molekula.

Kovalentna veza je vrsta veze izmedju dva ili više atoma kojom se između njih postiže

neutralna elektronska konfiguracija. (konfiguracija plemenitih plinova). Kovalentne veze

nastaju između dva atoma sa sličnom elektronegativnošću, tj između dva nemetala. Razlika kovalentne i ionske veze ogleda se u tome što atomi u ionskoj vezi otpuštaju ili

primaju elektrone da bi upotpunili svoju elektronsku konfiguraciju do konfiguracije najbližeg

plemenitog plina. Nasuprot njih, atomi u kovalentnoj vezi ne otpuštaju elektrone nego ih

dijele između sebe i na taj način dostižu elektronsku konfiguraciju najbližeg plemenitog plina

15

Najjednostavniji način za predstavljanje kovalentne veze u molekuli je tzv. "Lewisova"

struktura ili struktura elektronskih tačaka u kojoj su valentni elektroni atoma predstavljeni kao

tačke.

Postoji više vrsta kovalentnih veza:

Jednostruka kovalentna veza - nastaje stvaranjem jednog zajedničkog elektroskog para

Dvostruka kovalentna veza - nastaje stvaranjem dva zajednička elektonska para

Trostruka kovalentna veza - nastaje stvaranjem tri zajednička elektronska para

Teorija valentne veze:

Kovalenta veza se formira preklapanjem dvije atomske orbitale, od kojih svaka sadrži

po jedan elektron različitih spinova

Svaki povezani atom zadržava svoje vlastite atomske orbitale, ali elektronski parovi u

zajedničkim orbitalama se dijele izmedju tih atoma

Koliko god ima više preklapajućih orbitala, utoliko je snažnija veza

Polarnost je neravnomjerna razdioba električnog naboa unutar molekule. Uzrokovana je

odjeljivanjem električnog naboja uslijed neravnomjerne raspodjele elektrona u molekuli.

Atom kisika na čelu molekule je elektronegativan (teži privlačenju elektrona), pa jedan kraj

molekule ima parcijalno negativan električni naboj, a drugi kraj molekule, oko vodikovih

atoma, parcijalno pozitivan naboj. To uzrokuje asimetričnost molekule vode - dva atoma

vodika su pod uglom od 104.5° vezana za atomom kisika. Polarnost uvelike određuje ostala

svojstva vode.

Shematski prikaz molekule vode

16

Metalna veza. Metalna kristalna rešetka.

Shema metalne veze

Metali se po hemijskim i fizičkim osobinama razlikuju od spojeva sa ionskom i kovalentnom

vezom (imaju visoku termičku i električnu vodljivost). Može se zaključiti da imaju lahko

pokretljive elektrone i kristalnu rešetku koja se lahko deformiše, što ukazuje na činjenicu da je

u metalima prisutan drugi tip hemijske veze, koji se naziva metalna veza. Pojednostavljeni

model opisuje metalnu rešetku na način da su pozitivni ioni unutar rešetke okruženi oblakom

elektrona, koji se kreću preko cijele rešetke. Posljedica delokalizacije elektrona je dobra

termička i električna provodljivost.

Osnovna privlačna sila koja djeluje između atoma metala uzrokovana je uzajamnim

djelovanjem metalnih iona i zajedničkog elektronskog oblaka. Preklapanjem orbitala metalnih

atoma koji se nalaze vrlo blizu nastaju molekulske orbitale te ih opisujemo kao vrpcu.

Razlikujemo valentnu i vodljivu vrpcu. Valentnu vrpcu čine molekulske orbitale u

kojima se nalaze valentni elektroni, a nepopunjene orbitale čine vodljivu vrpcu. Energetska je barijera između valentne i vodljive vrpce neznatna i omogućava relativno lak

prijelaz elektrona. Neki elementi, npr. germanij i silicij imaju veću energetsku barijeru između

valentne i vodljive vrpce. Prijelaz je moguć uz dovođenje veće energije. Takve elemente

nazivamo poluvodičima. Primjetno veća udaljenost između valentne i vodljive vrpce

prisutna je kod izolatora (staklo, plastika, guma).

17

Molekulska hemijska privlačenja- hidrogenske veze. Vander-Valsove sile

privlačenja.

Dipolne molekule posjeduju vanjsko električno polje (slabije od električnog polja iona) koje

uzrokuje međusobno privlačenje molekula

• uslijed dipolnog privlačenja dolazi do stvaranja Van Der Waalsove veze - slabija

i od ionske i od kovalentne, a dolazi do izražaja kad je r malen

Vodikova veza

Vodikova veza formira se između atoma vodika i nekog elektronegativnog atoma te se

označava isprekidanom crticom H-X---H-B. Zajednički elektronski par u vezama H-F, H-O,

H-N je toliko pomaknut na stranu elektronegativnog atoma, da dolazi do razdvajanja naboja

(dipol). Pozitivni dio molekule (H+) privlači negativan kraj druge molekule i formira se

intermolekulska veza. Vodikova veza je slabija od ionske ili kovalentne veze.

H-F∙∙∙∙∙H-F∙∙∙∙∙∙H-F

Vodikova veza nije prisutna samo među istovrsnim molekulama u kojima je vodik vezan za

atom visoke elektronegativnosti. Ona se javlja i među različitim molekulama, npr. između

NH3 i H2O, čime se objašnjava rastvorljivost amonijaka u vodi.

Postojanje vodikove veze omogućava postojanje trodimenzionalne strukture proteina i

postojanje dvostrukih spirala u molekulama nukleinskih kiselina (DNK).U molekuli vode dva

su vodikova atoma međusobno tako raspoređena da zatvaraj ugao od 105°. Svaki atom vodika

ima slab pozitivan naboj a kisik negatvan. Nastali dipoli uzajamno se elektrostatski privlače.

Vodikova veza jaka je otprilike kao jedna destina σ-veze a dvostruko je duža od nje.

18

Atomske kristalne rešetke. Molekulske kristalne rešetke Kristal prirodna ili umjetna tvorevina određene unutrašnje građe ili strukture, odnosno

kristalne rešetke izgrađene od iona, ili atoma, ili molekula, to se odražava u pravilnom

vanjskom obliku i određenim fizičkim svojstvima. kristal - unutrašnje rešetke iona, što

odražava fizičkim svojstvima. Na osnovu 14 prostornih rešetki izvršena je podjela na 7

kristalnih sistema:

Kubični (jedinična ćelija je kocka)

Tetragonski (jedinična ćelija je kocka izdužena u jednom smjeru)

Rompski ili ortorompski (bridovi jedinične ćelije su međusobno okomiti, ali je njihova

dužina u sva tri smjera različita)

Romboedarski ili trigonski (dužina bridova je jednaka, ali nisu međusobno okomiti)

Monoklinski (bridovi duž jedne osi nisu okomiti sa ravninom koju čine druge dvije

osi)

Triklinski (ni jedna os nije okomita na bilo koju drugu os)

Kristalna rešetka soli

Alotropska modifikacija ili alotropija

Alotropska modifikacija ili alotropija je pojava da se ista stvar javlja u više strukturnih oblika

koji se razlikuju po fizičkim i/ili kemijskim svojstvima. Alotropi su dva ili više oblika istog

hemijskog elementa koja se međusobno razlikuju po načinu međusobnog vezivanja atoma.

Zbog različitih hemijskih veza alotropi imaju različita fizikalna i hemijska svojstva.

Alotropija se odnosi na elementarne tvari, dok slična polimorfija samo na spojeve.

Alotropske modifikacije ugljika, dijamant lijevo i grafit desno.

19

Za primjer alotropske modifikacije najčešće se spominje ugljik - C. Njegove alotropske

modifikacije su dijamant, grafit, fuleren (C60). Alotropske modifikacije između sebe su

različite po svojstvima: dijamant je tvrd, proziran, visokog tališta i vrelišta, ne provodi struju

(izolator), ali vodi toplinu; ne otapa se, kristalizira u plošno centriranoj elementarnoj ćeliji

grafit provodi i struju i toplinu, mekan je, sive do crne boje, može sublimirati, topljiv u

metalima, dolazi u obliku slojeva koji su povezani Van der Waalsovim silama, grafit je

ujedno stabilniji od dijamanta jer sadrži manje energije, vidi entalpija.

fuleren C60 je sličan dijamantu, izolator, može postati supravodljiv s dodatkom kalija, cezija

ili rubidija.

Alotropske modifikacije su i kisik O2 i ozon O3 - (plavkast plin, u vodi slabo topljiv, najjači

oksidans poslije fluora, dipol). Molekula kisika sadržava dva, a ozona tri atoma kisika. Zato

običan kisik i ozon imaju različita fizikalna i hemijska svojstva.

Alotropske modifikacije ima i fosfor:

bijeli fosfor - vrlo reaktivan, svjetluca u mraku (fosforescencija), otrov

crveni fosfor - polimer, nije otrovan, ne fosforescira, nastaje iz bijelog fosfora na temperaturi

od 260°C.

crni fosfor - umreženi polimer, nije otrovan, postoji samo pri visokom pritisku, nastaje od

bijelog fosfora na visokoj temperaturi.

Oksidacijski broj i valencija

Stehiometrijska valencija predstavlja broj valentnih veza koje atom stvara sa drugim atomima

u molekuli. Valencija je dakle, sposobnost atoma da se veže s odrenenim brojem drugih

atoma. Danas se koristi pojam oksidacijski broj. Oksidacijski broj je broj koji predstavlja

naboj koji bi atom imao u ionskom spoju, tj. broj elektrona, koje dati atom predao ili primio

od drugog atoma dok je gradio sa njim hemijsko jedinjenje.

Termin predaja ili primanje elektrona u ovom slučaju može da označava i potpunu predaju

elektrona drugom atomu (ili grupe njih), što dovodi do jonske veze; ili samo djelimičnu

predaju elektrona što dovodi do kovalentne veze.

Svi hemijski elementi u elementarnom stanju imaju oksidacioni broj jednak nuli. Svi

jednoatomni joni imaju oksidacioni broj koji odgovara njihovom stvarnom naboju. Pojedini

hemijski elementi imaju, uglavnom, uvijek isti oksidacioni broj u svim jedinjenjima. Tako,

kiseonik ima uvijek oksidacioni broj -2, (izuzetak peroksidi) vodonik ima uvijek oksidacioni

broj +1, H (izuzetak hidridi metala H), alkalni metali imaju uvijek oksidacioni broj +1 a

zemnoalkalni metali imaju uvijek oksidacioni broj +2,

Zbir oksidacionih brojeva atoma elemenata u molekulu hemijskog jedinjenja uvijek je nula.

Zbir oksidacionih brojeva u složenom jonu odgovara njegovom naboju.

Primjeri odredjivanja oksid. Broja – na času.....

20

Kiseline i baze. pH vrijednost. Oksidi, osnovne osobine.

Hemičari su odavno zapazili da kisele supstance imaju neke zajedničke osobine. Lavoazje je

mislio da je kiselost uzrokovana kiseonikom. Sintezom HCl sredinom devetnaestog vijeka ta

teorija nije mogla opstati. Prvu značajnu teoriju postavlja Arhenijus: "Kiselina je supstanca

koja povećava koncentraciju H+ (H3O+) jona u vodi." "Baza je jedinjenje koje povećava

koncentraciju OH- jona u vodi." Prema tome kiseline i baze su elektroliti koji disosuju na H+ (H3O)+, odnosno OH- jone u

vodi:

HCl + H2O -------> H3O+ + Cl-

NaOH + H2O ----------> Na+ + OH- + H2O

Sljedeća teorija nastala je početkom XX veka i zove se "Protolitička teorija kiselina i baza" ili

"Brenšted-Lorijeva teorija": "Kiseline u donori, a baze su aceptori protona." Po ovoj

teoriji se predviđa postojanje konjugovanog para. Kiselina koja otpusti proton postaje

konjugovana baza, a baza koja ga primi, konjugovana kiselina. Ova teorija ima i objašnjenje

zašto se neke supstance ponašaju različito u nekim rastvaračima. Tako je i slaba kiselina jaka

u amonijaku (slaba baza). Voda se ponaša i kao kiselina i kao baza u zavisnosti od supstance

u rastvoru.

NH3 + H2O NH4+ + OH-

baza + kiselina = konjugovana kiselina + konjugovana baza

Ova teorija nije, međutim, mogla da objasni kiselost nekih jedinjenja (BF3). Zbog toga je

Lewis postavio svoju teoriju. "Kiselina je supstanca koja može biti donor, a baza koja može

biti aceptor elektronskog para. Kiseline su supstance koje imaju upražnjenu orbitalu, a baze

koje imaju nevezani elektronski par. Veza koja nastaje između kiselina i baza je

koordinativna."

Jačina neke kiseline i baze mjeri se pH, odnosno pOH skalom. PH skala nosi vrijednosti od 1

da 14. Voda ima pH vrijednost sedam i ona je neutralna. Baze imaju vrijednosti veće, a

kiseline manje od 7.

pH=-log[H+]

pOH=-log[OH-]

Oksidi su spojevi elemenata s kisikom, grade ih svi elementi izuzev plemenitih plinova.

Uobičajeno je razvrstavanje prema kiselo-baznim svojstvima u četiri skupine:

Kiseli oksidi koji s vodom daju kisele reakcije, otapaju se u bazama ili ih izravno

neutraliziraju, a tipični predstavnici su oksidi nemetala, npr. SO3, NO2,...

Bazni oksidi koji s vodom daju alkalnu (lužnatu) reakciju, otapaju se u kiselinama ili

ih izravno neutraliziraju, a tipični predstavnici su oksidi alkalnih i zemnoalkalnih

metala, npr. Na2O i BaO.

Amfoterni oksidi koji se, ovisno o uslovima, mogu otapati u kiselinama i u bazaama,

te mogu neutralizirati i kiseline i baze, a tipični predstavnici su oksidi amfoternih

elemenata, npr. ZnO i Al2O3.

Neutralni oksidi koji ne reagiraju s vodom, ne otapaju se u kiselinama niti u bazama

niti ih neutraliziraju, npr. CO,N2O i NO.

21

Hemijske reakcije i klasafikacija hemijskih reakcija; Pojedinačne reakcije

oksido- redukcije. Pojedinačne reakcije neutralizacije

Hemijske reakcije pretstavljaju trajne promjene u strukturi polaznih supstanci (reaktanata ili

reagujućih supstanci) i nastajanje novih supstanci (proizvoda) koje se po sastavu i svojstvima

razlikuju od polaznih supstanci. Hemijske reakcije se dijele u tri grupe i to:

Oksido-redukcione reakcije

Komleksne reakcije (mijenja se koordinacioni broj),

Hemijske reakcije pri kojima dolazi do disocijacije i asocijacije molekula, atoma i

jona. PRIMJERI NEKIH REAKCIJA

Primjeri reakcija oksido-redukcije biće napisani na času

Neutralizacija je hemijska reakcija između kiseline i baze u kojoj se formiraju so i voda.

kiselina + baza → so + voda

H2SO4(aq) + 2NaOH(aq) → Na2SO4(aq) + 2H2O(l)

Metali. Osobine metala (fizičke i hemijske osobine).

Metali (kovine) su hemijski elementi koji zbog načina kojim se njihovi atomi povezuju

(metalna veza) dobro provode električnu struju. Električna vodljivost metala općenito opada

porastom temperature. Prema modernoj se definiciji kod metala preklapaju valentna i vodljiva

vrpca energijskih razina elektrona.

Svi su u čvrstom agregatnom stanju, osim žive, koja je u tekućem. Osim bakra i zlata, svi su

sive boje. Metali se prepoznaju po metalnom sjaju. Razlikuju se po talištu (npr. živa:

234 K, volfram: 3683 K), gustoći (dijele se na lake (ρ < 5 g/cm3 - Al, Li, Na, K, Rb...)

i teške (ρ > 5 g/cm3 - Fe, Pb, Cu, Au, Zn...) te tvrdoći (najtvrđi - Cr, Ir; meki - Li, Na, K,

Rb, Cs...). Metali su dobri vodiči elektriciteta i topline, mogu se dobro mehanički obrađivati

te se u rastaljenom stanju miješati (legure). Većina se metala otapa u kiselinama. Od 118

poznatih elemenata, samo 17 su nemetali, 7 su polumetali a ostalih 89 se mogu svrstati u

metale.

Legura je mješavina metala sa jednim ili više drugih elemenata. Čisti metali imaju uglavnom

relativno loša mehaničke ili hemijske osobine. Miješanje metala s drugim elementima iz tog

razloga omogućava poboljšanje mehaničkih ili hemijskih osobina metala kroz povećanje

čvrstoće, obradivosti ili smanjenja podložnosti hrđanju.

Osnovni metal u leguri se naziva "bazni metal" ili "baza". Elementi koji se svjesno dodaju

bazi u leguri u cilju poboljšanja mehaničkih ili hemijskih svojstava se nazivaju legurni ili

dodatni elementi, dok se neželjeni elementi nazivaju onečišćenjima.

22

Legurni elementi su također uglavnom metali, ali se ponekad baznom metalu dodaji u drugi

hemijski elementi, kao npr. karbon u čeliku ili gusnom željezu, silicijum u aluminijumu itd.

Ukoliko se metalu dodaje nemetal, uglavnom se radi o veoma maloj količini. Tako je npr.

koncentracija karbona u čeliku manja od 2% ukupne mase, dok se gusnom željezu dodaje

manje od 6% karbona. S druge strane se npr. mesing obično pravi od bakra i cinka u odnosu

50:50. I u prirodi se daju naći legure, ali je to jako rijetko. U historiji je zabilježeno korištenje

prirodne legure zlata i srebra pod imenom elektra.

Elementi Ia grupe PSE (Alkalni metali). Karakteristike.

U alkalne metale se ubrajaju sljedeći elementi: Li(litijum), Na(natrijum), K(kalijum),

Rb(rubidijum), Cs(cezijum), i Fr(francijum). Ovi elementi se nazivaju alkalni metali po

tome što sa vodom reaguju i daju rastvore jakih baza, poznate kao alkalije. Svi elementi koji

pripadaju istoj grupi, imaju isti broj elektrona na posljednjem energetskom nivou, pa alkalni

metali sa obzirom da pripadaju Ia grupi PSE, imaju jedan (valentni) elektron na posljedenjem

energetskom nivou. Iz toga proizilazi zajednička elektronska konfiguracija elemenata Ia

grupe: ns1. Oksidacioni broj ovih elemenata u jedinjenjima je +1, jer jednovalentni katjon

nastaje otpuštanjem valentnog elektrona sa posljednjeg energetskog nivoa.

U prirodi su nađeni samo kao spojevi. Atomi alkalnih metala u elementarnom stanju su

povezani slabom metalnom vezom, imaju niske tačke topljenja i ključanja, mala gustina

(mogu da plivaju po vodi-lahki metali) i mala tvrdoća (toliko su mehki da se mogu sjeći

nožem). Srebrnastobijele boje su i odlični provodnici toplote i elektriciteta. Alkalni metali su

najreaktivniji metali i najjača redukciona sredstva. Zbog svoje reaktivnosti se čuvaju u

inertnim ugljovodonicima. Natrijum i kalijum se čuvaju u petroleumu, a litijum u parafinu. Sa

kiseonikom svi grade okside;

4M + O2 2M2O (M-alkalni metal)

Medjutim, natrijum sa kiseonikom pored oksida gradi i perokside(oksidacioni broj kiseonika

je -1).

2Na + O2 Na2O2 (natrijum-peroksid)

A kalijum pored oksida gradi i super-oksid (oksidacioni broj kiseonika je -1\2).

K + O2 K2O

Sa vodom alkalni metali reaguju burno i grade alkalije(jake baze) uz izdvajanje vodonika.

2 M + 2H2O 2MOH + H2

Sa halogenim elementima grade soli halogenide.

2M + X2 2MX (X-halogeni elem.)

Oksidi alkalnih metala sa vodom grade alkalije (jake baze-hidrokside).

M2O + H2O 2MOH

23

Elementi IIa grupe PSE (Zemnoalkalni metali). Karakteristike.

Zemnoalkalijski metali (Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) čine drugu grupu. Ti elementi ulaze u sastav

zemlje, a njihovi hidroksidi su jake baze. Atomi zemnoalkalijskih metala imaju u vanjskoj

ljusci dva elektrona. Da bi ostvarili elektronsku konfiguraciju najbližeg plemenitog plina, oni

u spojevima predaju dva elektrona atomima drugih elemenata. Da bi se od atoma odvojila dva

elektrona, treba utrošiti mnogo veću energiju od one koja je potrebna za odvajanje jednog

elektrona kod atoma alkalijskih metala.

Hemijska aktivnost u grupi raste sa porastom rednog broja jer se tako u istoj grupi smanjuje

energija ionizacije njihovih atoma. Talište zemnoalkalijskog metala uvijek je više od tališta

susjednog alkalijskog metala u PSE zato što u stvaranju metalne veze u kristalnim rešetkama

zemnoalkalijskih metala sudjeluju dva elektrona, a kod alkalijskih metala samo jedan

elektron. Zemnoalkalijski metali u zraku se prevlače oksidnim prevlakama. S vodom i vlagom

iz zraka reagiraju tako da nastaju odgovarajući hidroksidi i vodik.

Od svih najstabilniji je berilij. Magnezij reagira tek sa vrućom vodom, a kalcij i barij burno

reagiraju i sa hladnom vodom. Tako aktivni elementi mogu se naći u prirodi samo u

spojevima od kojih su najvažniji karbonati magnezija i kalcija. Magnezit (MgCO3), dolomit

(MgCa(CO3)2) i vapnenac (CaCO3) izgrađuju čitave gorske lance. Kalcij karbonat (CaCO3)

kao mineral nalazi se u prirodi u raznim oblicima - kao vapnenac, mineral kalcit ili mramor.

Primjeri reakcija......

Ca + 2H2O -> Ca(OH)2 + H2

2Mg + O2 -> 2MgO

3Ca + N2 -> Ca3N2

Ba + O2 -> BaO2

Elementi IIIA-podgrupe (13 grupe PSE- borova grupa)

Bor, aluminij, galij, indij i talij čine trinaestu grupu PSE. Svi elementi ove grupe su tipični

metali, osim bora koji je polumetal.

Bor se javlja u više kristalnih modifikacija, a za svaku od njih karakterističan je grozd

(klaster) od 12 borovih atoma smještenih na vrhove ikozaedra (geometrijsko tijelo s 20 ploha

– istostraničnih trokuta). Svaki je atom bora vezan sa pet susjednih atoma na jednakoj

udaljenosti unutar grozda i s jednim atomom bora izvan grozda. Elektroni koji povezuju

atome bora istodobno pripadaju velikom broju atoma, kao kod grafita.

Ostali elementi borove grupe tipični su metali. Kako u stvaranju metalnih veza među

njihovim atomima sudjeluju samo 3 valentna elektrona ta je veza slaba. Zato su tališta tih

metala niska. Galij se npr. rastali već od topline ruke. Aluminij je metal prisutan svugdje oko

nas. Nalazi se u mnogim mineralima koji ulaze u sastav stijena. Stvara mnoge važne slitine i

keramike, i jedan je od najvažnijih materijala.

Aluminijum je laki metal, poslije kisika i silicija najrašireniji element u Zemljinoj kori, gdje

dolazi kao sastavni dio gline i mnogih stijena, dobro vodi toplotu i električnu struju. Postojan

je u vodi i na zraku, otapa se u mineralnim kiselinama. Dobiva se iz boksita. Što je aluminij

čišći, otporniji je prema hemijskim utjecajima i bolje vodi električnu struju, ali je i manje

čvrst. Aluminij i njegove legure sve više se upotrebljavaju tamo gdje do izražaja trebaju doći

njihova dobra mehanička, hemijska i električna svojstva, mala specifična težina i lijep izgled:

24

u gradnji aviona, vozila, strojeva, u elektrotehnici, u hemijskoj industriji, kućanstvu, u

građevinarstvu, arhitekturi i dr.

Spojevi: aluminij-oksid (Al2O3) ......... ostalo na predavanju.

Aluminij je materijal koji se u elektrotehnici veoma često koristi. Samo je bakar više

korišteni materijal od njega. Aluminij se koristi za izradu vodova, kablova,

elektrolitičkih kondenzatora, velikog broja legura, elektroda u integrisanim sklopovima.

Koristi se i u elektro-vakuumskoj tehnici. Aluminijski poluproizvodi su: žice, limovi,

šipke, folije, te profili. Električni provodnici koji se izrađuju od aluminija, u poređenju

sa bakarnim provodnicima istog električnog otpora, trebaju imati 1,6 puta veći presjek,

ali su zato četiri puta jeftiniji. Ako je potrebna izolacija provodnika, onda treba voditi

računa o povećanim troškovima izolacije zbog većeg presjeka provodnika. Kad bi se

otklonio nedostatak zbog nedovoljne čvrstoće aluminij bi bio nezamjenljiv materijal za

izradu nadzemnih vodova. Nadzemni vodovi iz aluminija izrađuju se u obliku užadi.

Problem predstavlja spajanje bakra i aluminija.

To se ne smije raditi direktno, jer se u prisustvu vlage stvara galvanski element, dolazi do

elektrokorozije te nestaje aluminija. Stoga se aluminij i bakar spajaju pomoću posebnih Al –

Cu stezaljki, koje se izrađuju od kupala – bimetalnog lima gdje su bakar i aluminij spojeni

pod pritiskom te je dodirna površina zaštićena od vlage. Alu – če vodiči su provodnici koji se

izrađuju u obliku užadi: pocinčane čelične žice, koje tvore jezgru, daju im čvrstoću, dok su

aluminijske žice obloga koja povećava provodnost. Služe za izradu vodiča dalekovoda.

U elektrotehnici je danas najznačajnija legura aluminija a l d r e y (AlMgSi). Koristi se za

izradu električnih vodova. Pored aluminija sadrži 0,3 – 0,5 % magnezija i 0,4 – 0,7 % silicija.

Aldrey ima značajnu mehaničku čvrstoću (350 N/mm2) i istezljivost (6,5 %). Električna

provodnost aldreya je 30 – 31 Sm/mm2. U elektrotehnici se koriste i s i l u m i n i, legure

aluminija s 9 do 13,5 % silicija. Služe za lijevanje složenih odljevaka. Manje se, u

elektrotehnici, koriste legure aluminija s manganom (do 2 % Mn), koje su otporne na

koroziju, ali nedovoljne mehaničke čvrstoće.

Elementi B-podgrupe - prijelazni elementi Nizove elemenata u PSE od skandija do cinka, od itrija do kadmija, i od lantana do žive

zovemo prijelaznim metalima. Za njih je karakteristično da imaju nepopunjenu d podljusku.

Cink, kadmij i živa zapravo ne spadaju u prijelazne metale jer su njihove dpodljuske

popunjene. Oni podsjećaju na zemnoalkalijske metale, jer im je najveći oksidacijskibroj +2,

ali se od njih razlikuju jer se ispod valentne s-podljuske nalazi popunjena d podljuska.

Prijelazni metali ulaze u sastav biljnog i životinjskog svijeta (molekula hemoglobina sadrži

željezo, vitamin B12 kobalt itd.). Žarne niti električnih sijalica izrađene su od volframa, a

naročito opterećeni dijelovi aviona i svemirskih letjelica izrađuju se od titana.

Vanadijem, kromom, manganom, kobaltom i niklom najčešće se legira željezo da bi se

dobio konstrukcijski materijal ili čelik željenih svojstava. Hemijska svojstva elemenata

3d-serije mogu se promatrati u svezi s njihovom elektronskom konfiguracijom.

Cink je plavičastobijeli metal. Često su se upotrebljavale legure cinka i bakra. Na vlažnom

zraku cink se prevlači slojem bazičnog karbonata koji ga štiti od daljnje oksidacije.

25

Zahvaljujući tim svojstvima, velike količine cinka troše se na pocinčavanje željeza kako

bi ga se zaštitilo od rđanja.

Bakar je kovak metal posebne crvene boje, odličan je vodič električne struje i topline. Bez

bakra se danas ne može zamisliti elektrotehnika. Njegova uloga u različitim kompozitnim

materijalima usporediva je s onom aluminija.

Srebro je metal karakteristične bijele boje. Mekan je i relativno niskog tališta (oko 962 °C).

Upotrebljava se za izradu nakita, ali je i industrijski važan metal. Od svih metala srebro je

najbolji vodič električne struje. Može se kovati i izvlačiti u vrlo tanke listiće.

Željezo je jedan od najčešćih metala (njegov udio u Zemljinoj kori je 4,7%). U spojevima

može biti dvovalentno i trovalentno. Čisto željezo je srebrnobijeli metal, na vlažnom zraku i u

vodi podložan oksidaciji. Prevlači se rđom, hidratiziranim željezo(III)-oksidom

(Fe2O3 2O).

Na suhom zraku željezo je stabilno jer se prevlači tankim zaštitnim slojem oksida.-korozija.

Elementarno željezo proizvodi se u ogromnim količinama redukcijom željeznih oksida

koksom u tzv. visokim pećima.

Poznate su tri modifikacije željeza. U strojogradnji, građevinarstvu, svugdje se upotrebljavaju

slitine željeza s ugljikom, u kojima je maseni udio ugljika od 0,15% do 1,5%. Takve se slitine

općenito nazivaju čelik. Čisto željezo gotovo da nema upotrebne vrijednosti. Osim čelika

važnu ulogu u strojogradnji ima i lijevano željezo u kojem udio ugljika može biti do 4%.

Željezo, kobalt i nikal su feromagneti.

Nemetali - Voda.

Nemetali su grupa hemijskih elemenata koji se po svojim karakteristikama bitno razlikuju

od metala koji čine znatno veću grupu. Glavne karakteristike su velika elektronegativnost, i

građenje kiselih oksida. Po pravilu se ne rastvaraju u mineralnim kiselinama. S vodonikom

grade postojana, većinom isparljiva jedinjenja. Mogu biti gasoviti, tečni ili čvrsti na sobnoj

temperaturi. Obično slabo odbijaju svjetlost, a gustina im je uglavnom mala. Loši su

provodnici toplote i elektriciteta. Kovnost i tegljivost nisu im dobro izražene.

To su: ugljenik (C), azot (N), kiseonik (O), fluor (F), fosfor (P), sumpor (S), hlor (Cl), brom

(Br) i jod (I). Nemetali, na sobnoj temperaturi, mogu da budu u sva tri agregatna stanja. Neki

su čvrsti (ugljenik, sumpor, jod, fosfor), drugi gasoviti (kiseonik, azot, vodonik, hlor), a brom

je tečan. Osim plemenitih gasova, svi elementi koji se nalaze u gasovitom stanju na sobnoj

temperaturi od 25˚C jesu nemetali.

Život na zemlji se ne može zamisliti bez nemetala. Jedan od najvažnijih nemetala je

kiseonik. On je sastavni dio vazduha i vode. Nematali ugljenik, vodonik, kiseonik, azot, fostor

i sumpor osnovni su gradivni elementi jedinjenja koja čine živi svijet. Zato se oni nazivaju

biogeni elementi.

Voda je hemijski spoj dva atoma vodika i jednog atoma kisika i jedan od osnovnih uslova

života. Hemijska formula vode je H2O. Ima ledište na 0ºC (273K) i vrelište na 100ºC (373K).

Također se javlja kao tekućina (između 0 C° i 100 °C).

Na Zemlji tvori oceane, rijeke, oblake i polarne glečere. Voda pokriva 71% zemljine površine

i nužna je za život kakav poznajemo.

26

Spojevi na času predavanja.....

Halogeni elementi (Elementi VII A podgrupe, 17 grupa)

Fluor, hlor, brom, jod i astat čine sedamnaestu grupu PSE. Svi metali sa ovim elementima

čine soli. Fluor je pri sobnoj temperaturi svjetložuti plin, hlor je žutozeleni plin, brom

crvenosmeđa tekućina, a jod je krutina. Kristali joda su sivocrni i metalnog sjaja. Svi halogeni

elementi imaju vrlo neugodan miris. Jako nagrizaju tkivo, a osobito sluzokožu organa za

disanje.

Atomi halogenih elemenata imaju u posljednjoj ljusci sedam elektrona. Energija ionizacije

halogenih elemenata je relativno velika. Elektronsku konfiguraciju atoma najbližeg

plemenitog plina atomi halogenih elemenata mogu ostvariti i kovalentnom vezom. U krutom,

tečnom i plinovitom stanju svi halogeni elementi tvore dvoatomne nepolarne molekule.

Halogeni elementi se spajaju međusobno, kao i sa svim ostalim elementima osim helija, neona

i argona. Fluor čini spojeve čak i s plemenitim plinovima kriptonom i ksenonom.

Velika energija ionizacije atoma fluora objašnjava činjenicu da fluor u spojevima nikada ne

izlazi kao kation. Fluor je najelektronegativniji element i ne može imati pozitivan oksidacijski

broj. Afinitet prema elektronu smanjuje se u nizu od fluora prema jodu.

Halkogeni elementi (Elementi VIA –podgrupe, 16 grupe)

Kisik, sumpor, selen, telur i polonij čine šesnaestu grupu. Najvažniji u toj grupi su kisik i

sumpor. Kisik se osim u zraku i vodi nalazi u sastavu svih stijena, a sumpor dolazi kao

sastavni dio ruda bakra, cinka, olova, željeza i nekih drugih metala. Halkogeni elementi čine

rude bakra i cinka.

Atomi kalkogenih elemenata imaju u posljednjoj ljusci šest elektrona. Stabilnu elektronsku

konfiguraciju od osam elektrona mogu ostvariti stvaranjem kovalentnih veza npr. u

molekulama vode (H2O), sumporovodika (H2S) i dr. Postojane elektronske konfiguracije

nastaju i stvaranjem ionskih veza, gdje atomi kalkogenih elemenata primaju dva elektrona,

kao u oksidima ili sulfidima metala.

Kisik je na Zemlji najrasprostranjeniji element, a treći je po rasprostranjenosti u svemiru.

Volumni udio kisika u atmosferi je oko 21%, U elementarnom stanju, u zraku, kisik se

pojavljuje u obliku dvoatomnih molekula O2. U visokim slojevima atmosfere, a ponajviše na

visini 10 do 35 km, prisutna je i druga modifikacija kisika, ozon, a sastoji se od troatomskih

molekula (O3).

Sumpor u prirodi dolazi u elementarnom stanju i u obliku spojeva. Pri sobnoj temperature

sumpor je krutina žute boje. Javlja se u dvije kristalne modifikacije: kao rompski I

monoklinski sumpor. Kristalne strukture obiju alotropskih modifikacija sumpora sastoje se od

molekula S8, koje su različito međusobno složene u rombskom i monoklinskom sumporu.

27

Dušikova grupa elemenata (Elementi VA-podgrupe, 15 grupa)

Azot (N)

Fosfor (P)

Arsen (As)

Antimon (Sb) i

Bizmut (Bi)

Azot (dušik), fosfor, arsen, antimon i bizmut čine petnaestu grupu PSE. Dušik i fosfor su

tipični nemetali. Arsen i antimon su metaloidi. Oni se u određenim uslovima ponašaju kao

nemetali, a u nekim drugim uslovima ponašaju se kao metali. Bizmut ima svojstva metala.

Atomi elemenata ove grupe u posljednjoj ljusci imaju pet elektrona, ns2np3. Stabilne

elektronske konfiguracije najčešće ostvaruju kovalentnim vezama.

Azot se u elementarnom stanju sastoji od dvoatomnih molekula N2, u kojima su atomi

međusobno povezani trostrukom kovalentnom vezom. Fosfor tek na visokoj temperaturi (oko

800 °C) čini molekule P2 građene kao molecule azota. Pri sobnoj temperaturi javlja se u tri

modifikacije, kao bijeli, crveni (kutije šibica) i crni fosfor. Arsen se javlja u dvije

modifikacije.

Azot ima sopstveni ciklus kruženja u prirodi. Najviše ga ima u atmoferi (78%). Dobija

se destilacijom tečnog vazduha. Fosfor se u prirodi zbog reaktivnosti ne nalazi u slobodnom

stanju. Dobija se iz minerala fosforita čija su najveća nalazišta u Sjevernoj Africi.

(zagrijavanjem u prisustvu koksa i kvarcnog pjeska na 1300-15000C.).

Ca3(PO4)2 + 6SiO2 + 10C -> P4 + 6CaSiO3 + 10CO

Azot u spojevima ima sve oksidacijske brojeve od +5 do -3, a najčešće je u stanjima

oksidacijskog broja -3, +3 i +5.

Oksidacijsko stanje Primjer Naziv spoja

(-3) NH3 Amonijak

NH4+ Amonijum ion

Li3N, Mg3N2 Nitridi

(-2) N2H4 Hidrazin

(-1) NH2OH Hidroksilamin

(-1/3) N3- Azid ion

0 N2 Nitrogen

(+1) N2O Dinitrogen monoksid

(+2) NO Nitrogen monoksid

(+3) N2O3 Dinitrogen trioksid

(+4) NO2, N2O4 Nitrogen dioksid, dinitrogen tetroksid

(+5) HNO3 Nitratna (dušična) kiselina

NO3- Nitrat ion

N2O5 Dinitrogen pentoksid

28

Elementi IVA - podgrupe ( 14 grupe) Ugljikova grupa elemenata

Ugljik, silicij, germanij, kalaj (kositar) i olovo čine četrnaestu grupu PSE. Ugljik je po svojim

svojstvima tipičan nemetal. Silicij i germanij su polumetali (poluvodiči), a kositar i olovo su

pravi metali. Atomi elemenata ove grupe u posljednjoj ljusci imaju četiri elektrona. Postojanu

elektronsku konfiguraciju od osam elektrona u vanjskoj ljusci mogu ostvariti kovalentnim

vezama.

• Elementi IV A skupine prave spojeve u kojima je maksimalan stupanj oksidacije +4,

dok bi minimalan stupanj oksidacije trbao da iznosi – 4.

• Ovakve zaključke možemo izvesti iz elektronske konfiguracije s četiri elektrona u

zadnjem kvantnom stanju.

• Iz ovoga se vidi da stabilne spojeve možemo očekivati kod stupnja oksidacije -4, -2,

+2 i +4

Hemija ugljika detaljno se proučava u organskoj hemiji. Silicij se u prirodi nalazi kao

silicij(IV)-oksid (SiO2 - kvarc), a sastavni je dio silikata I alumosilikata; minerala koji čine

veći dio Zemljine kore. Osnovna sirovina za dobivanje silicija je kremen. Silicij je prijeko

potreban u tehnologiji poluvodiča (tranzistori, diode, čipovi, solarne ćelije i dr.). Za te svrhe

silicij mora biti naročito čist pa se hemijskim metodama nastoji dobiti što čišći silicij.

Germanij je po hemijskim svojstvima sličan siliciju. Najviše se upotrebljava elementarni

germanij i to u industriji poluvodiča. Oba elementa lako se priređuju u obliku gotovo

savršenih monokristala makroskopskih dimenzija.

Kalaj se javlja u dvije modifikacije. Metalni ili bijeli kositar mehanički se lako obrađuje, tako

da se od njega mogu dobiti vrlo tanki listići (folije).

Olovo je težak i mekan sivobijeli metal. Svježe ostrugana površina olova na zraku brzo

posivi, jer nastaje olovo(II)-oksid koji polagano prelazi u bazični karbonat.

Ugljik dolazi u prirodi i u elementarnom stanju, kao dijamant i grafit. Slično kao u

kristalnim rešetkama metala, i u kristalima grafita elektroni zaposjedaju valentnu i vodljivu

vrpcu. Između valentne i vodljive vrpce nema energijske barijere tj. vrpce se djelomično

prikrivaju. Prazni energijski nivoi vodljive vrpce omogućuju elektronima da pod utjecajem

vanjskog električnog polja poprime dodatnu energiju i da putuju kroz kristal, pa grafit vodi

električnu struju.

Kod silicija i germanija energijska barijera između valentne i vodljive vrpce je manja nego

kod izolatora kakav je dijamant, koji ima istu kristalnu rešetku kao silicij i germanij. Silicij i

germanij slabo vode električnu struju pa ih se zato naziva poluvodičima. Po definiciji

poluvodiči su tvari čija električna otpornost leži između otpornosti izolatora i vodiča.

Spojevi ove grupe elemenata na predavanju ce biti detaljno obradjeni..........

Metaloidi

Metaloidi je naziv za grupu elemenata, čije se osobine nalaze između metalnih i nemetalanih

osobina. Metaloidi imaju niz metalnih osobina - kao na primer blješteća površina i

visoke temperature topljenja. Ipak, oni imaju mnogo lošiju električnu i toplotnu

provodljivost od tipičnih metala, a veće od tipičnih nemetala, što je uzrok njihovog

javljanja u poluprovodnicima.

29

Bakar, željezo – upotreba u elektrotehnici

Željezo i čelik su slabi vodiči električne struje. Čisto željezo, Fe, ima električnu provodnost

10 Sm/mm2, a čelik 8 – 9 Sm/mm2. Kako ugljik smanjuje električnu provodnost u čeliku ne

smije ga biti više od 0,1 – 0,15 %. Kod željeza nepovoljna je i pojava “skin” efekta, kojim se

povećava električni otpor pri proticanju izmjeničnih struja. I željezo i čelik brzo hrđaju, te je

potrebno štititi njihovu vanjsku površinu. Ipak, željezo i čelik se, zbog niske cijene i velike

mehaničke čvrstoće, koriste za izradu vodova za manje snage i manje udaljenosti, kod kojih

imaju prednost pred drugim materijalima. Čelik se koristi i za izradu tračnica električnih

vozova i tramvaja, za njihove kotače, te kao jezgra alu – če vodova.

MATERIJALI ZA OTPORNIKE I ŽARNE ELEMENTE

Prema dozvoljenoj radnoj temperaturi i električnoj otpornosti legure za izradu žičanih

otpornika dijele se u dvije osnovne grupe:

a) materijali kojima je osnova bakar ( 0,5 mm2/m) sa dozvoljenim radnim

temperaturama od približno 400 C;

b) legure kod kojih su osnova nikl ili željezo.

Legure:

Niz srodnih legura bakra s 40 - 55% nikla naziva se konstantan. Pogonska

temperatura je oko 350 C. Na višim temperaturama konstantan oksidira. Njegov

oksid je izolator. Konstantan je gnječiv. Može se izvlačiti u tanke žice (0,02 mm) i

tanke vrpce. Konstantan nije materijal pogodan za izradu preciznih otpornika jer ima

velik kontaktni potencijal prema bakru (43 V/C).

Najznačajniji materijal za izradu preciznih otpornika je manganin. To je trostruka

manganova bronza (86Cu 12Mn 2Ni). Osnovna karakteristika mu je da se njegov

električni otpor s vremenom ne mijenja, te da kontaktni potencijal prema bakru iznosi

1 V/C.

Mesing se koristi u elektrotehnici, kao konstrukcijski i ukrasni materijal, npr. za

izradu muzičkih instrumenata. Najčešće je žute boje. Crvenkasta boja bakra gubi se sa

povećanjem procenta cinka u leguri. Ima veću čvrstinu od bakra, reaguje na

atmosferske uticaje. Primenjuje se u izradi limova, cijevi i žica. Legure bakra s

cinkom, koje se u praksi nazivaju mesinzi imaju u svom sastavu više od 50% bakra, a

odlikuju se visokom otpornosču prema koroziji kao i dobrim mehaničkim svojstvima

zbog čega je široko primjenjen materijal u mašinstvu.

Materijali za izradu žarnih elemenata:

Takvi materijali trebaju biti otporni na visoke temperature, otporni na atmosferske i

uticaje okoline, treba da imaju značajnu mehaničku čvrstoću, te moraju biti jeftini

zbog raširene upotrebe. Osnovu za izradu ovih legura (zbog zahtjeva za rad pri

visokim temperaturama) predstavljaju nikl, hroma i željezo, te eventualno još neki

dodaci..Te legure se mogu razvrstati u pet skupina:

a) legure hroma i nikla - otporne prema oksidaciji, visoke su cijene, dobrih mehaničkih

karakteristika;

b) legure hroma i nikla s relativno malo željeza (oko 20 %) - imaju veću električnu

otpornost, manju radnu temperaturu, dobra mehanička svojstva, postojane su pri

djelovanju kiselina;

30

c) legure hroma i nikla s relativno mnogo željeza (50 – 62 %) - dobrih su mehaničkih

svojstava, niže električne otpornosti i radne temperature;

d) legure hroma i željeza sa silicijem - veće su radne temperature zbog uticaja hroma i

veće električne otpornosti zbog uticaja silicija;

e) legure hroma i željeza s aluminijem - znatno su veće električne otpornosti, jako

dobre toplotne karakteristike, mnogo se koriste, vijek trajanja im je do 2,5 puta duži od

legura hroma i nikla zbog uticaja zaštitnog oksidnog sloja čemu doprinosi aluminij.