Osnovi hemije Grane hemije Hemija je prirodna eksperimentalana nauka koja se bavi proučavanjem hemijskih osobina supstanci, njihove graĎe, načina na koji se menjaju, i zakona po kojima se te promene odvijaju. Hemija danas zauzima centralno mesto meĎu prirodnim naukama. U poslednjih tri veka prerasla je iz mračne, gotovo nebitne i za većinu ljudi nepoznate nauke u jednog od glavnih pokretača razvoja čovečanstva. Uporedno sa njenim razvojem javila se i potreba za razvojem odvojenih disciplina (radi lakšeg izučavanja) i "savezom" sa drugim naukama. Danas poznajemo više hemijskih disciplina (izdvojenih prema predmetu proučavanja). Osnovna podela hemije jeste na neorgansku i organsku hemiju. Neorganska hemija bavi se izučavanjem oko tri miliona neorganskih jedinjenja svih elemenata. U prošlosti su ova jedninjenja zvana "mineralnim". Organska hemija se bavi proučavanjem više od 20 miliona jedinjenja ugljenika (gotovo sva ugljenikova jedninjanja osim okisda, ugljene kiseline i njenih soli koji se zajedno sa jedninjenjima ostalih elemenata izučavaju u neorganskoj hemiji) prvenstveno izolovanih iz ţivih organizama. Njen razvoj dugo je kočila vitalistička teorija koja je tvrdila da se organska jedinjenja mogu sintetisati samo u ţivim organizmima uz pomoć "ţivotne sile". Organska hemija počela je nagli razvoj od sredine XIX veka. Biohemija je naučna disciplina izmeĎu organske hemije i biologije. Bavi se proučavanjem hemijskih procesa unautar ţivih organizama. Fizička hemija je oblast najbliţe saradnje hemije i njoj najsrodnije nauke fizike. Fizička hemija primenjuje zakone fizike na hemijske procese, bavi se mehanizmima njihovog odvijanja (hemijska termodinamika ikinetika). Kao oblast fizičke hemije moţe se izdvojiti i nuklearna hemija. Opšta hemija se bavi opštim zakonima hemije, zakonima koji vaţe za sve njene discipline. Analitička hemija izuzetno je teška i vaţna oblast hemije. Izučava sastav hemijskih jedinjenja i načine njihovog dokazivanja. Deli se na kvalitativnu i kvantitivnu. Osnovni zadatak svake nauke je sticanje novih znanja. Ako se ona mogu upotrebiti u svakodnevnom ţivotu , njihov značaj je tim veći. Primenom teorijskih znanja iz hemije za dobrobit čovečanstva bavi seprimenjena hemija. Najveću primenu hemija danas ima u raznim granama industrije (hemijska industrija, metalurgija...), tehnici, poljoprivredi, medicini... Sve grane hemije čine neraskidivu celinu. MeĎusobno se prepliću i dopunjavaju. Postoje i oblasti hemije (koordinaciona hemija, bioneorganska hemija) koje ne moţemo sa sigurnošću svrstati ni u jednu klasičnu hemijsku disciplinu.
Smeše U prirodi se retko nalaze sustance (elementi i jedinjenja) u čistom stanju. U svakoj ima maji ili veći deo drugih supstanci. To su smeše. Odlike smeša su: 1. 2. 3.
osobine smeša zavise od količina supstanci koje sadrţe, sastav smeše je promenljiv i proizvoljan, sastojci u smeši ne menjaju svoje osobine. Smeše mogui biti homogene i heterogene. U homogenoj smeši količina i omer različtih supstanci u svakom njenom delu je isti, ne moţemo razlikovati sastojke smeše. Rastvori su homogene smeše. U heterogenoj smeši omer i količina suspstanci u svakom njenom delu nije jednaka, sastojci se mogu teţe ili lakše razlikovati.
Najprostije metode razdvajanja sastojaka smeše su filtriranje (odvajanje taloga), destilacija (odvajanje supstanci sa različitom tačkom kjučanja) i kristalizacija (uparavanje, izdvajanje rastvorene supstance). Današnje hromatografske metode daleko su odmakle od njih.
Hromatografija Metode koje sluţe za razdvajanje sastojaka smeše na osovu razlika izmeĎu raspodela pokretne i nepokretne faze nazivaju se hromatografijom (grčki-ispitivanje boja). Tswett je izveo prvu hromatografiju 1903. pomoću krede (razdvojio je biljne pigmente-odatle i naziv hromatograija. Njegova metoda zasnivala se na tome da rastopljeni pigment teče različitom brzinom pod uticajem apsorbcione supstance (kreda). Stvaraju se slojevi koji se mogu iscediti. To je stubasta hromatografija (slika). Papirna hromatografija izvodi se tako što supstance koje razdvajamo rastvroimo, a zatim ih stavimo u posudu sa papirom. Dok papir upija rastvor, različiti sastojci se prugasto rasporeĎuju po njemu. Elektroforeza je hromatografska metoda koja deluje tako što se rastvorena supstanca stavi na sredinu vlaţnog papira kroz koji se pusti struja. naelektrisane čestice se kreću različitim brzinama. Danas se najviše primenjuju metode tečne i gasne hromatografije. Njihovi počeci ogledaju se u radovima Martina i Jamesa iz 1952. Princip rada tečnih i gasnih hromatografskih sistema je vrlo jednostavan. Pokretna faza (inertan gas ili tečnost) nosi smešu koja se razdvaja u dodiru sa nepokrtnom fazom. Šema ovog hromatografskog sistema je prikazana na slici.
1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10.
boca sa gasom/tečnosti regulator pritiska uzorak injektor kolona termostat detektor PC štampač hromatogram Detekcija razdvojenih jedinjenja vrši se u obliku električnog signala (hromatogram). U gasnoj hromatografiji za detekciju se koristi jonizacioni detektor, ali i drugi (masneni spektrogram, UV detektor...). Gasna/tečna hromatografija mogu nam dati sledeće informacije o smeši:
koliko komponenata se nalazi u smeši, kolike su koncentracije tih komponenata (kvantitativna naliza), i koja su jedinjenja prisutna (kvalitativna analiza).
Razvoj teorije o atomu "Sva tela se sastoje od sićusnih dalje nedeljivih delova koji se zovu atomi (od grčkog nedeljivi). Sva razlnolikost sveta u kom ţivimo je samo posledica kretanja atoma." To je bilo gledište grčkog filozofa Demokrita, tvorca prve atomske teorije. Demokritovo gledište u savremenu nauku uveo je krajem
XVIII i početkom XIX veka engleski naučnik John Dalton. Po njemu su atomi najmanji delovi svakog elementa i više se ne mogu deliti. Postoji onoliko vrsta atoma koliko ima elemenata. dalton uvodi simbole za elemente. Nova znanja iz oblasti fizike (elektricitet) menjaju sredinom XIX veka sliku o atomu. On se predstavlja kao izgraĎen od meĎusobno pomešanih pozitivnio i negativno naelektrisanih čestica. Godine 1896. otkriven je elelktron, negativno naelektrisana čestica.Nešto kasnije otkriven je i proton, pozitivno -19 naelektrisana čestica. Količina naelektrisanja koju nose proton i elektron je jednaka i iznosi 1,6 * 10 C. Ova količina naelektrisanja uzeta je za elementarno naelektrisanje. Broj protona i elektrona u atomu je jednak. MeĎutim masa protona je oko 1800 puta veća od mase elektrona. Rutheford 1911. dokazuje postojanje atomskog jezgra. U to vreme Maks Plank postavlja svoju kvantnu teoriju na osonovu koje će Niels Bohr 1913. pretpostaviti da se elektroni oko jezgra kreću tačno odreĎenim putanjama, kao planete oko sunca. Novi model atoma nazvan je planetarni.
Sredinom četrdesetih godina otkriva se neutron, čestica jezgra mase iste kao masa protona, ali bez naelektrisanja. Razvoj teorije o atomu i dalje je trajao (pretpostvaka i otkriće kvarkova, mezona...). Danas je poznato nekoliko desetina subatomskih čestica.
ime
oznaka
masa
naelektrisanje
relativna masa
relativno naelektrisanje
+1,6 * 10-23
1
+1
proton
p
1,66 * 1027 kg
neutron
no
1,66 * 1027 kg
0
1
0
elektron
-
9,1 * 1031 kg
-1,6 * 10-23 C
1/1840~0
-1
+
e
Atomi istog elementa imaju isto nalektrisanje jezgra (koj potiče od protona u jezgru). Broj protona u atomima istog elementa takoĎe 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 istog masnenog, a različitog atomskog broja su izobari. Atomi istog elementa mogu se razlikovati po broju neutrona. Atomi jednog elementa sa različitim atomskim brojem (brojem neutrona) su izotopi. Oznaka za izotop sastoji se od simbola elementa i masnenog broja izotopa. Tako se A izotpo kiseonika sa masom 16 piše O-16. Drugi način predstavljanja izotopa jeste X Z. Ovaj kiseonikov izotop pisao bi 16 se O 8. 22 elementa u prirodi dolaze o obliku samo jednog izotopa. Svi ostali elelmenti predstavljaju smeše dva ili više izotopa. 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. Elektronski omotač
Hemija se bavi zbivanjima u elektronskom omotaču. To je deo atoma koji je zasluţan 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 vaţi princip neodređenosti koji glasi: "Elektronu ne mozemo u isto vreme znati i poloţaj i energiju." Iz ovog sledi da kada govorimo o ureĎenosti elektronskog omotača moţemo govoriti samo o verovatnoći nalaţenja elektrona (elektronskoj orbitali). Za odreĎivanje poloţaja elektrona koriste se četiri kvantna broja. Prvi (glavni) kvantni broj obleţava se sa n. Moţe imati vrednsoti celih prrodnih brojeva počev od jedan (n=1, 2, 3...). Elektroni svih poznatih elemenata nemaju glavni kvantni broj veći od sedam. Glavni kvanti broj označava elektronske ljuske. U hemiji se one mogu obeleţavati i slovima K, L, M, N, O, P, Q. Perioda periodnog sistema označava poslednju 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. Moţe ih biti najviše osam (dva kod elemenata prve periode). Elektroni su u ljuske rasporeĎeni prema energiji koju poseduju. Energija elekrona 2 jednaka je mv /2 gde je v brzina elektrona.
S-orbitala
P-orbitala
D-orbitala Drugi (orbitalni kvantni broj) se obeleţava sa l. Nosi vrednosti 0, 1, 2 i 3 dok elementi većeg broja još nisu poznati. Konkretno značenje drugog kvantnog broja jeste tip orbitale u kojoj se nalazi elektron. Orbitale se označavaju slovima s, p, d i f. Broj elektrona u ljusci se moze izračunati ako su nam poznati brojevi elektrona u orbitalama i ako su nam je poznato kako se u ljuskama popunjavaju orbitale. Blokovi periodnog sistema (s, p, d, f) nose ime po poslednjoj nepopunjenoj orbitali elemenata u njima.
ljuska
orbitale
1
1s
2
2s, 2p
3
3s, 3p
4
4s, 3d, 4p
5
5s, 4d, 5p
6
6s, 4f, 5d, 6p
7
7s, 5f, 6d, 7p
Treći (magnetni kvantni broj) se obeleţava sa ml. Nosi vrednosti celih brojeva od -l do l. Treći kvantni broj označava podorbitalu elektrona. Pomoću njega moţemo izračunati broj elektrona u orbitali. Broj elektrona u podorbitali je uvek dva. Za l=2 (d) sledi da ima pet poddorbitala, odnosno 10 elektrona (-2, -1, 0, 1, 2). Vaţno svojstvo jeste i to da elektroni u orbitali teţe da popune prvo sve orbitale sa jednim elektronom, a posle se svakoj podorbitali dodaje jos jedan elektron (suprotnog spina).
orbitala
broj elektrona
s
2
p
6
d
10
f
14
Četrvti (spinski) kvanti broj se označava sa ms. Moţe imati dve vrednosti- -1/2 ili +1/2. Označava pravac spina elektrona u podorbitali. Dva elektrona različitog spina čine spinski par. Elektronska konfiguracija se zapisuje pomoću znanja o kvantnim brojevima. Objasnićemo je na primeru P (fosfor). Atomski broj fosfora je 15. Dakle ima 15 protona i 15 elektrona. U prvoj ljusci se nalazi samo s-orbitala. U pisanju se 2 posle imena orbitale stavlja kao eksponent broj elektrona u orbitali. Dakle 1s . Ostalo je još 15-2=13 nerasporeĎenih 2 6 elektrona. Iz tabele vidimo da se u drugoj ljusci mogu nalaziti s i p orbitale. Dakle za drugu ljusku pišemo 2s 2p . 2 Preostaje 13-8=5 elektrona. Primećujemo da je treća ljuska valentna jer posle popunjavanja s-orbitale, 3s ostaje tri 3 elektrona, 3p koja nisu dovoljna za popunjavanje p-orbitale. Ova tri elektrona se razmeštaju i tri podorbitale. Dakle 2 2 6 2 3 elektronska konfiguracija fosfora je 1s 2s 2p 3s 3p . Zbog jednostavnosti pišu se samo valentni elektroni ispred kojih 2 3 se stavlja simbol plemenitog gasa iz prethodne periode, [Ne]3s 3p .
Periodni sistem elemenata 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 poreĎanih po atomskoj masi svaki osmi ima slične osobine. Ovu pojavu nazvao je "zakon oktava". Dva naučnika, Rus Dimitrij I. Mendeljejev i Nemac Lothar Meyer postavljaju u isto vreme odvojeno jedno od drugog "periodni sistem elemenata". Prednost Mendeljejevog sistema bila je u tome što je sadrţao mesta za još neotkrivene elemente predskazujući im tako hemijske i fizičke osobine. Zakon periodičnosti po Mendeljejevu glasi: "Osobine i graĎe elemenata odnosno osobine njihovih jedinjenja periodične su funkcije atomskih teţina elemenata." Posojala su četiri izuzetka (parova elemenata) od ovog zakona. Problem je rešen tako što se umesto atomskih masa za nosioca svojstva periodičnosti uzimaju atomski brojevi. Elementi u periodnom sistemu rasporeĎeni su u grupe i periode. Elementi iste grupe imaju slične osobine, a osobine elemenata u periodama se menjaju postepeno idući sa leva na desno. Danas je poznato oko 118 elemenata (svi elementi posle Urana, 92, su sintetički, a posle olova i bizmuta, 82 i 83, radioaktivni).
Hemijska veza Elementi se meĎusobno jedine stvarajući jedinjenja. Svet kakav poznajemo sastoji se iz miliona različitih jedinjenja. Na koji način se elementi sjedinjavaju?
Jonska (elektrovalentna) veza
Izraziti metali (elementi I i II grupe PSE-a) grade sa halogenim i halkogenim elementima (VI i VII grupa PSE-a). Budući da izraziti metali imaju malo elektrona u valentnoj ljusci lako će ih otpuštati, a halogeni i halkogeni će ih lako primati. Na taj način nastaje jonska ili elektrovalentna veza. Gubljenjem elektrona atom metala postaje pozitivno n+ nnalelektrisan m , a atom nemetala negativno n . Poztivno ili negativno naelektrisane čestice nazivaju se joni (od grčke reči ionos, onaj koji putuje). Pozitivni joni su katjoni, a negativni su anjoni. IzmeĎu anjona i katjona ne stvara se hemijska veza klasičnog tipa, jer oni ostaju na rastojanju. Ipak izmeĎu njih deluju elektrostatičke sile odrţavajući ravnoteţu. Energija jonizacije je energija potrebna da se jedan mol elementa jonizuje (da mu se oduzme ili doda jedan elektron). Različti elementi pokazuju i različitet afinitet prema prihvatanju elektrona. Sva jonska jedinjenja imaju neke zajedničke osobine. Rastvori i rastopi odlični su provodioci električne struje (jaki elektroliti), i toplote. Jedinjenja su čvrsta, kristalna (heksagonalni kristali). Formulama zapisujemo jedinjenja. Indeks je mali broj pored atoma elementa koji nam kazuje koliko se atoma tog elementa nalazi u jedinjenju. Ako ţelimo da zapišemo više čestica nekog jedinjenja ili elementa pišemo koeficijent, veliki broj ispred formule ili simbola (4F, 2CaF2). Formule jonskih jedinjenja zapisujemo tako što na početak stvaimo simbol atoma elementa koji postaje katjon (Ca) a zatim dolazi simbola atoma koji će primiti elektrone (F). Zatim nalazimo najmanji zajednički sadrţilac (2) za broj elektrona koji prvi element otpušta (2) i za broj koji drugi element prima (1). Sadrţilac delimo sa brojem elektrona koje otpušta atom metala i upisujemo indeks iza atoma (1) . Ukoliko je indeks jedinica po pravilu se ne piše. Isti postupak ponovimo i za nemetal (2). Formula jedinjenja je dakle CaF2 (kalcijum-fluorid). Broj elektrona koji element otpusti odnosno primi naziva se oksidacioni broj. Oksidacioni broj Ca u CaF2jeste +2, a fluora +1. Izraziti metali, halogeni i halkogeni (u jonskim jedinjima) imaju samo jedan oksidacioni broj (i on je jednak broju elektrona koji metal ima, odnosno koji nemetal treba da primi da bi imao osam). Prelazni metali ih imaju više, ali je kod njih sklonost ka izgradji jonske veze znatno smanjena. Elektronegativnost je osobina elemenata koja nam kazuje kako će se ponašati prema drugim elementima, da li će primati ili otpuštati elektrone, da li će graditi više ili manje polarne veze. Iskazuje se decimalnim brojevima. Element sa većom elektronegativnošću lakše prima, a sa manjom lakše otpušta elektrone. Elektronegativnost zavisi od broja i konfiguracije valentnih elektrona elementa, kao i od atomskog prečnika. Najelektronegativniji element je fluor (4.0) , a najelektropozitivniji je francijum (0.7).
Kovalentna veza Nemetali, meĎusobno se sjedinjavajući, grade drugi tip hemijske veze-kovalentnu. prilikom izgradnje veze dolazi do ukrštanja orbitala, odnosno zdruţivanja elektrona. Elektroni različtiog spina se udruţuju i prave zajedničke molekulske orbitale. Nastaje molekul (stabilna elektroneutralna celina).Na slici je prikazano nastajanje i Lewisova struktura ugljenik(IV)oksida. Skraćeno se zapisuje: .Vidi se da se jednom crticom označava jedan elektronski par. Jedna crtica označava jednu valencu. Valenca je broj koji pokazuje koliko se atoma vodonika jedini sa atomom nekog elementa (kovalentnom vezom). Jedinjenja sa kovalentnom vezom obično su slabi provodnici električne struje (slabi elektroliti ili neelektroliti). Kovalentna veza je klasiča izuzetno jaka hemijska veza. Supstance najveće tvrdoće su kovalentne (dijamant, bornitrid).
Formule molekula pišu se pomoću valenci slično formulama jonskih jedinjenja. Tako jedinjenje trovalentnog azota i peterovalentnog kiseonika ima formulu N2O3. Ime ovog jedinjenja jeste azot(III)oksid. Broj u zagradi označava valencu azota, jer nemetali u kovalentim jedinjenjima imaju često više valenci. MeĎutim za kovalentna jedinjenja sigurnije je pisati Lewisove strukturne formule, jer, kao što vidimo formula ovog jedinjenja je C2H6, te bi mogli pretpostaviti da je ugljenik trovalentan, ali on je (slika) "istrošio" sve svoje valence. Ako se kovalentna veza gradi izmeĎu supstanci jednake elektronegativnosti (molekuli elemenata, H2, H-H) u pitanju je nepolarna kovalentna veza. Ne postoji dipol, odnosno oba atoma jednako privlače zajednički elektronski par. Ova jedinjenja ne skreću pod uticajem elektriciteta. Različiti oblici hemijskog elementa (njegovog molekula) i rasporedi molekula u prostoru nazivaju se altropske modifikacije. U svim drugim kovalentim molekulima veza manje ili više polarna. Postoji dipol, a elektronegativniji atom + privlači elektronski par jače. Pozitivan pol označava se sa δ , a negativan sa δ . U ovim jedinjenjima takoĎe moţemo govoriti o oksidacionom broju, tako što zamišljamo da elektronegativniji element prima elektrone, a elektropozitivniji ih daje. Polarna jedinjenja skreću pod uticajem elektriciteta. U jedinjenju poput etana (slika) veze izmeĎu ugljenika u vodonika su polarne, ali etan je nepolarna supstanca. To objašnjavamo maksimalnom razmaknutošću veza (hibridizacija) usled koje nije moguće obrazovanje dipola. Granice izmeĎu jonske i polarne kovalentne veze veoma su neodreĎene. Ka izgradnji kovalentnih veza (donorsko-aceptorskih) imaju veliku teţnju i prelazni metali. Uzima se da kada razlika u elektronegativnosti elemenata preĎe 1,9 govroimo o jonskoj vezi. (slika ilustruje jonsku, polarnu i nepolarnu kovalentnu vezu) Koordinativna (donorsko-aceptorska) kovalentna veza. Postojeća teorija ne moţe objasniti slučaj SO2 i neke druge slučaje. Zbog toga se u okviru polarne kovalentne veze izdvaja koordinativna ili donorsko-aceptorska kovalentna veza. Smatra se da umesto da atom svakog elementa daje elektrone, elektroni zajedničkog para potiču od jednog atoma (donora), a prihvata ih drugi (aceptor). Oblast koja se bavi kompleksnim jedinjenjima zove se koordinativna hemija jer je sjedinjavanje u kompleksima donorsko-aceptorskog tipa. Vodonična veza Vodonična veza javlja se u jedinjenjima vodonika sa izrazito elektronegativnim nematalima (H 2O, HF). Ova jedinjenja jako su polarizovana. Negativni dipol jednog molekula privlači atom vodonika, odnosno pozitivni dipol drugog molekula.Vodonične veze označavaju se isprekidanim crticama. Posledice ovakvog vezivanja jesu da se neke supstance nlaze u agegatnom stanju u kom to ne bismo očekivali usled smanjene pokretljivosti molekula. Vodoničnom vezom objašanjava se i anomalija vode, odnosno veća gustina u tečnom nego u čvrstom stanju, gde molekule na okupu drţe samo znatno slabije Wan der Wallsove sile (interakcije). Bez ovih osobina vode ne bi bilo ni ţivota na zemlji! Osnovna razlika izmeĎu vodonične, Wan der Wallsove i kovalentne i jonske veze jeste u njenoj jačini. Jačina veze izraţava se u kJ/mol. Ona je dakle ekvavilentna količini energija potrebnjoj da se veze raskinu u jednom molu supstance. Jačina kovalentne i jonske veze kreće se u interlvalu od nekoliko stotina kJ/mol, vodonična veza je znatno slabija (30-55 kJ/mol), ali je ipak prilično jača od Wan der Wallsove interakcije (oko 5 kJ/mol).
Wan der Wallsova veza (interakcija) U ostalim polarnim jedinjenjima javljaju se slabe Wan der Wallsove interakcije izmeĎu polarnih i nepolarnih delova molekula. One su pojedinačno vrlo slabe, ali njihov broj je veoma veliki pa mogu imati znatan uticaj na fizičke osobine jedinjenja.
Metalna veza Metalnom vezom objašanjava se velika električna provodlivost metala. U početku se mislilo da elektroni metala formiraju zajednički elektronski oblak oko jezgara atoma. MeĎutim pravi razlog toj osobini metala jeste prelazak elektrona iz neprovodne (popunjene) u poluprovodne (polupopunjene) i provodne (nepopunjene) valentne trake.
Hemijske reakcije Svaka supstanca ima svoje fizičke i hemijske osobine. U fizičke osobine spadaju agregatno stanje, boja, rastvorljivost u različitim rastvaračima... Hemijske osobine odreĎuju kako će se ta supstanca ponašati u dodiru sa drugim supstancama. Kada jedna supstanca promeni svoje fizičke osobine došlo je do fizičke promene. Kada pak promeni svoje hemijske osobine došlo je do hemijske promene ili hemijske reakcije. Količina energije koja se veţe ili oslobaĎa u hemijskim promenama znatano je veća od one prilikom fizičkih promena. Supstance koje meĎusobno reaguju pre promene nazivaju se reaktanti. Supstance koje nastaju tokom reakcije su proizvodi reakcije. Lavoazje i Lomonosov su sredinom XVIII veka došli do istog zaključka koji se naziva "Zakon o odrţanju mase": "Masa reaktanata jednaka je masi prizvoda rekcije." 2
Zakon nije u potpunosti tačan jer se za oslobaĎanje energioje troši masa po Ajnštajnovoj relaciji E=mc (c-brzina svetlosti, oko 300 000 km/s). Pošto izuzetno maloj masi odgovara velika količina energije ove razlike se u hemijskim promenama zanemruju. Po "Zakonu o odrţanju mase" pišu se jednačine hemijskih reakcija. Pri pisanju se vopdi računa da broj atoma na obe strane jednačine bude jednak. Supstance se zapisuju u onom stanju kakvom se nalaze u prirodi (gasovi, osim plemenitih u dvatomskim molekulima...). Hemijskajednačina se izjednačava koeficijentima. Na levoj strani se nalaze reaktanti a na desnoj prizvodi reakcije. Strelica označava tok reakcije. Povratne reakcije su reakcije u kojima dolazi do delimičnog razlaganja produkata na reaktante. Iznad i ispod strelice pišu se neki faktori koji utiču na odvijanje reakcije (katalizatori, pritisak, temperatura...).
"Elementi se jedine u stalnim masnenim odnosima." To je drgui zakon, "Zakon stalnih masnenih odnosa" ili Prustov zakon po hemičaru koji ga je postavio. Prustov neistomišljenik Bertole je smatrao suprotno. Neka jedinjenja koja ne slede u potpunosti ovaj zakon nazivaju se Bertolidi. Masneni odnosi elemenata u jedinjenju izraţavaju se najmanjim prirodnim brojevima. "Zakon umnoţenih masnenih odnosa" govori o tome da elementi koji imaju više valenci u svojim različtim jedinjenjima imaju masnene odnose kao umnoţke. N2O, 7:4 (valenca I) NO, 7:8 (valenca II) N2O3, 7:12 (valenca III)...
Tipovi hemijskih reakcija Dva osnovna tipa hemijskih reakcija (po prirodi reaktanta i prizvoda reakcije) pri kojoj se iz jednog reaktanta stvara više proizvoda. Sintezom se iz više reaktanata stvara jedan proizvod. Adicija je reakcija pri kojoj se stvara samo jedan proizvod. Supstitucija je reakcija zamene atoma ili atomskih grupa drugim atomima ili grupama, pri čemu se uvek stvra najmanje dva proizvoda. Polimerizacijom se od malih molekula (monomera) stvaraju veliki molekuli, polimeri. Velika grupa reakcija su jonske reakcije. To su sve reakcije pri kojima dolazi do izmene elektrona ili jona. U njih spada neutralizacija, dvostruka i jednostruka izmena, oksido-redukcione reakcije... Za odreĎene grupe jedinjenja postoje specifične reakcije. Reakcije pri kojima se vezuje energija su endoterme, a pri kojima se energija oslobaĎa su egzoterme.
sagorevanje ugljenika (sinteza)
razlaganje ţiva(II)oksida (analiza)
dobijanje hloroforma iz metana (supstitucija)
adicija vodonika na eten
jednostruka izmena gvoţĎa i bakar(II)sulfata (jonska reakcija)
Mol "Mol je ona količina neke supstance (elementa ili jedinjenja) u kojoj ima onoliko čestica (atoma, molekula, jona) koliko 23 ima atoma u 12g ugljenikovog izotopa C-12." Broj atoma u 12g ugljenikovog izotopa C-12 iznosi 6.02*10 i zove avogadrov broj. Mol je osnovna jedinica SI sistema. To je jedinica za količinu supstance (n). Masa jednog mola neke supstance jeste molarna masa (M), izraţava se u g/mol. Molarna masa neke supstance brojno je jednaka relativnoj atmoskoj ili molekulskoj masi (A r, Mr). M=n/Mr o 3 Mol svakog gasa pri normalnim uslovima (0 C, pritisak od 1bar) iznosi 22.4dm . Ovo je prvo uočio fizičar Avogadro. Uz pomoć ovog broja moţemo lako izračunati gustinu gasa. Prosta hemijska izračunavanja Deo hemije koji se bi hemijskim izračunavanjima naziva se stehiometrija. Najprostija stehiometrija koristi trojno pravilo za izračunavanje traţenih količina, masa... Izračunavanje se vrši na osnovu hemijskih jednačina. 3
1. Koliko a) molova b)atoma c)grama d)dm (pri normalnim uslovima) vodonika treba da potpuno izreaguje sa 42g azota uz prinos reakcije pribliţan 100%? c) Jednačina reakcije jeste:
Na osnovu toga pišemo: 1mol + 3mol = 2mol 28g + 6g = 34g 28g : 6g = 42g : x x=9g (H2) a) 3mol : 28g = x : 42g x=1.5mol (H2)
23
b)1mol : 6*10 = 1.5mol : x (za molekule H2) 23 x=9.03*10 molekula ili 23 x1= 18.06*10 atoma H 3 d) 1mol : 22.4 dm = 1.5mol : x 3 x=33.6 dm (H2)
Disperzni sistemi Disperznim sistemima zovemo smeše u kojima su jedna ili više supstanci raspršene u nekoj drugoj supstanci. Dele se na:
prave disperzne sisteme (veličina čestica je manja od 1nm)-raspršene čestice su molekuli ili joni, a sistem je stabilan; koloidno-disperzne sisteme (veličina čestica je izmeĎu 1 i 100 nm)-sistem se moţe destabilizovati; grube disperzne sisteme (čestice veće od 100 nm)-sistem je nestabilan.
Pravi rastvori Rastvori su homogene smeše dve ili više supstanci. Sastoje se od rastvarača i rastvaraka (rastvorenih supstanci). Dele se prema agregatnom stanju. Rastvarač je supstanca istog agregatnog stanja kao i rastvor, a ako su i rastvarač i rastvorak u istom agregatnom stanju, rastvarač je ona supstanca koje ima više. Procentna koncentracija rastvora je broj koji nam pokazuje koliko je rastvorene supstance u 100g rastvora. Supstance se rastvaraju tako što privlačne sile izmeĎu rastvarača i rastvorka nadjačaju meĎumolekulske sile izmeĎu čestica rastvarača i rastvorka zasebno (na slici). Rastvaranje je ravnoteţni proces. Proces inverzan rastvaranju je kristalizacija. Zasićen rastvor je onaj u kom je postignuta ravnoteţa izmeĎu kristalizacije i rastvaranja. Broj grama rastvorene supstance koja pri normalnim uslovima gradi zasićen rastvor sa 100g rastvarača naziva se rastvorljivost. Uprezasićenom rastvoru rastvorene supstance ima više nego što moţe da se rastvori pri normalnim uslovima. U nezasićenom rastvoru supstance ima manje nego što moţe pri normalnim uslovima da se rastvori. "Slično se u sličnom rastvara (polarne i jonske supstance u polarnim i jonskim, nepolarne u nepolarnim)." Na rastvorljivost utiču pritisak i temperatura. Rastvorljivost čvrstih supstanci (u vodi) pri povećanju temperature se obično povećava. Za tečnosti kaţemo da se mešaju ili ne mešaju. Neke tečnosti se mešaju tek pri povišenoj temperaturi.
Osmoza je proces prodiranja membranu u pravcu veće membrana je takva da propušta osmozi se zasniva proces unošenja sistema. Osmotski pritisak (π) je se onemogućila osmoza. temperaturi. Osobine rastvora koje zavise od supstance su (molski udeo je supstance i rastvarača): 1. 2.
Gasovi koji reaguju sa vodom se dobro rastvaraju (NH3, SO2...), a koji ne reaguju loše (H2, He...). Povećanjem temperature rastvorljivost gasova se smanjuje. Povećanjem pritiska rastvorljivost gasova se povećava. rastvarača kroz polupropustljivu koncentracije. Polupropustiva samo molekule rastvarača. Na vode u biljke preko korenovog pritisak kojim treba delovati da bi Srazmeran je koncentraciji i broja čestica rastvorene količnik broja molova rastvorene
sniţenje napona pare-direktno proporcionalno molskom udelu rastvorene supstance; sniţenje tačke mrţnjenja i povećanje tačke ključanja-takoĎe proporcionalno molskom udelu rastovra.
Koloidno-disperzni sistemi disperzna faza (dispergovana faza)
disperzno sredstvo
ime
gas
gas
nemoguće
gas
tečnost
tečni aerosol (magla)
gas
čvrsta supstanca
čvrsti aerosol (dim)
tečnost
gas
pena
tečnost
tečnost
emulzija (majonez)
tečnost
čvrsta supstanca
sol (mastilo)
čvrsta supstanca
gas
čvrsta pena (aerogel)
čvrsta supstanca
tečnost
gel (džem)
čvrsta supstanca
čvrsta supstanca
čvrsta sol (staklo)
Koloidno-disperzni sistemi se dele na liofilne (hidrofilne) i liotropne (hidrofobne). Liofilni koloidi su obavijeni molekulima rastvarača (vode), dok liotropni odbijaju molekule rastvarača. Te osobine daju delimičnu stabilnost koloidnim sistemima.
Teorije kiselina i baza Elektroliti i neelektroliti Supstance koje u rastvoru provode električnu struju su elektroliti. Supstance čiji rastvori ne provode električnu struju su neelektroliti. Elektrolitčka disocijacija je razlaganje supstanci sa polarnom i jonskom vezom sa vodom, pri čemu nastaju pozitivni i negativni joni. + NaCl + H2O -------> Na + Cl + H2O Stepan disocijacije je količnik broja disosovanih i ukupnog broja molekula elektrolita: α=N/Nu Stepen disocijacije se menja promenom koncentracije i temperature. Supstance sa stepenom disocijacije većim od 0.3 su jaki, a sa manjim slabi elektroliti. Korekcioni faktor je količnik ukupnog broja čestica u rastvoru elektrolita u odnosu na rastvvor neelektrolita iste molarnosti: i=Ne/Nn Korekcioni faktor utiče direktno proporcionalno na osmotski pritisak, sniţenje tačke mrţnjenja i povećanje tačke ključanja i na snţenje napona pare. Prozivod rastvorljivosti je proizvod koncentracija jona teško rastvornih jedinjenja u njihovim zaisćenim rastvorima: + m - n 3 m+n Ksp(KmAn)=[K ] * [A ] [(mol/dm ) ]
Razvoj teorija o kiselinama i bazama Hemičari su odavno zapazili da kisele supstance imaju neke zajedničke osobine. Lavoazje je mislio da je kiselost uzrokovana kiseonikom. Sintezom HCl sredinom devetnaestog veka ta teorija nije mogla opstati. Prvu značajnu teoriju postavlja Arenijus.
+
+
"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 MeĎutim ova teorija nije mogla da objasni slučajeve kao što su:> +
-
NH3 + NH3 NH4 + NH2 (autoprotoliza amonijaka) Sledeća 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 predviĎa 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, meĎutim, mogla da objasni kiselost nekih jedinjenja (BF3). Zbog toga je Lewis postavio svoju teoriju. "Kiselina je supstanca koja moţe biti aceptor, a baza koja moţe biti donor elektronskog para. Kiseline su supstance koje imaju upraţnjenu orbitalu, a baze koje imaju nevezani elektronski par. Veza koja nastaje izmeĎu kiselina i baza je koordinativna."
Konstanta disocijacije, pH skala... Za kiselo-baznu reakciju (disocijacija kiseline): +
-
k + H2 O H3O + a , konstanta disocijacije predstavlja količnik broja disosovanih i broja nedisosovanih čestica: +
-
Ka= [H ] * [a ]/[Ha] Po analogiji konstanta disocijacije vaţi i za bazno-kiselu reakciju (disocijacija baze): -
+
Kb= [OH ]*[k ]/[kOH] Što je veća konstanta disocijacije to je kiselina ili baza jača. Voda takoĎe slabo autodisosuje: +
-
2H2O H3O + OH + K= [H ]*[OH ]/[H2O] + Koncentracija H i OH jona uvek je ista (na istoj temperaturi), a njen proizvod, jonski proizvod vode, jeste: -14 2 6 Kw=1*10 mol /dm Jačina neke kiseline i baze meri se pH, odnosno pOH skalom. pH=-log[H+] pOH=-log[OH-] PH skala nosi vrednosti od 1 da 14. Voda ima pH vrednost sedam i ona je neutralna. Baze imaju vrednosti veće, a kiseline manje od 7. Kiselost i baznost neke supstance se moţe utvrditi pomoću indikatora. Najpoznatiji indikatori su lakmus, fenolftalein, metil-orandţ...
Soli Reakcijom izmeĎu kiselina i baza (neutralizacijom) nastaju soli. Soli su neutralna jedinjenja koja disosuju na jon kiselinskog ostatka i bazni katjon. HCl + NaOH ------> NaCl + H2O MeĎutim moţe doći i do nepotpune neutralizacije pa stoga postoje i kisele (NaHCO3) i bazne soli (Ca(OH)Cl). Soli slabih kiselina i jakih baza (CH3COONa) reaguju bazno. Soli jakih kiselina i slabih baza (FeCl 3) reaguju kiselo. Uzrok ovim osobinama jeste disocijacija soli, pri kojoj se zapravo oforme kiseline i baze iz kojih su nastale. Ako kiselina slabije disosuje od baze, javlja se višak OH- jona te rastvor deluje bazno i obratno.Kiselina i baza se mogu odvojiti iz rastvora soli dodavanjem koloidnog faktora.
Puferi (odbijači) Puferi su sistemi koji mogu da onemoguće promene pH. Sastoje se iz slabe kiseline i njene soli (CH 3COOH, CH3COONa), ili od slabe baze i njene soli(NH3, NH4Cl). Pri dodavanju jake kiseline ili jake baze pufer onemogućuje promenu pH: CH3COOH + NaOH -----> CH3COONa + H2O CH3COONa + HCl -----> CH3COOH + NaCl Puferi ipak ne mogu da se odupru izrazito velikim i naglim promenama pH.
Kristali U svakodnevnom ţivotu srećemo se sa mnogo kristalnih supstanci. Kristale karakterišamo kao čvrste, relativno sitne deliće neke supstance. Kakva je graĎa kristala? Kristali su kao i sva ostala materija izgraĎeni od atoma, molekula ili jona. Te čestce povezane su meĎusobno na različite načine. Prva razlika izmeĎu kristala je dakle u rasporedu njihovih čestica u kristalnoj rešetci.
triklinički
ortorombični
heksagonalni
tetragonalni
izometrički
monoklinički Na slici su prikazani oblici kristalnih rešetki (crvenim linijama su označeni pravci prostiranja čestica): heksagonalni, izometrički, monoklinički, ortorombični, tetragonalni, triklinički. Kristali se takoĎe razlikuju po vrstama čestica i veza izmeĎu čestica koje ih tvore.
sa slike vidi duţina svih razlike u osobinama (aniztropija).
Kristali koji se sastoje od jona, supstance sa jonskom vezom (jonski kristali) su svi heksagonalni. IzmeĎu jona deluju jake elektrostatičke sile privlačenja koje ih drţe na okupu. Jedan katjon u oim kristalima je okruţen sa šest anjona i obratno. Model jonske kristalne rešetke dat je na slici. Kristali koji se sastoje od atoma su atomski kristali. To mogu biti atomi metala (Bi, Au, Ag...), ali i nemetala (C, B, S, P). U kristalnim rešetkama nemetala veze su kovalentne i veoma jake (kovalentni kristali). NajtvrĎa supstanca je atomski kristal ugljenika, dijamant. Grafit, takoĎe atmomski kristal ugljenika, ima nešto drugačije osobine. Kao što se njegovih veza nije ista. To dovodi do posmatrajući različite pravce Kovalentna jedinjenja u čvrstom stanju (led, suvi led...)tvoremolekulske kristale. U ovim kristalima supstance atome na okupu drţe samo slabe Wan der Wallsove interakcije, pa ime čvrstoća nije velika. Neke kristalne rešetke u sebi imaju molekule vode (CuSO4.5H2O, zeoliti). To su kristalo-hidrati. Za razbijanje svake kristalne rešetke potrebno je uloţiti odreĎenu energiju. Ta energija se naziva energija kristalne rešetke. Najveću enrgiju kristalne rešetke imaju jonski i kovalentni kristali. Energija molekulskih kristalnih rešetki je najmanja.
Entropija kristalne rešetkeje veličina koja nam pokazuje kolika je ureĎenost rešetke. Prema drugom zakonu termodinamike, spontani su samo procesi koji vode neureĎenosti sistema, tokom vremena u kristalnoj rešetki se pojavljuju "defekti" (upraţnjena mesta...).
Infracrvena spektroskopija (IR) za početnike
Infracrvena spektroskopija (IR) za početnike Autor: kowalsky, Pon, 16/05/2011 - 13:38.
Šta je IR spektroskopija? Infracrvena ili IR spektroskopija je jedna od metoda koja nam pomaţe da odredimo strukturu nepoznatog molekula propuštanjem infracrvenog zračenja kroz uzorak. Nakon prolaska kroz kivetu sa nepoznatim jedinjenjem, intenzitet upadnog zraka se smanjuje, znači, molekuli jedinjenja iz kivete apsorbuju jedan deo zračenja. Ako analiziramo taj izlazni, oslabljeni zrak po frekvencijama, videćemo da je slabljenje posebno izraţeno u odreĎenim oblastima frekvencije. Donja slika (spektar) pokazuje zavisnost transmitancije (odnos intenziteta izlaznog i ulaznog zraka) od frekvencije odnosno talasnog broja ( recipročne vrednosti talasne duţine 1/λ)
Pretpostavljam da vam gornji grafik ne kazuje puno, ako ste početnik u oblasti spektroskopije. Čak izgleda prilično zbunjujuće, ali ipak, nedovoljno komplikovano da ne pokušamo da ga odgonetnemo. Krenućemo od samog imena ove metode - infracrvena spektroskopija? Infracrveno zračenje je naime elektromagnetno zračenje kao i svetlost ili kao radio talasi i kao i svako elektromagnetno zračenje karakteristično je po svojoj talasnoj duţini. Infracrveno zračenje karakterišu talasne duţine od 800 nm do 1mm. Dakle nalazi se izmeĎu oblasti vidljive svetlosti i mikrotalasnog zračenja.
Odakle potiče infracrveno zračenje? Jednostavno rečeno: IR zračenje nastaje u molekulima kao posledica vibracija oko hemijske veze. Naravno i infracrveno zračenje kao i svako elektromagnetno zračenje nastaje kao posledica periodičnog kretanja-oscilovanja naelektrisanja. Znači da bi mogao da emituje ili apsorbuje IR zračenje molekul mora da ima različita naelektrisanja na krajevima veze oko koje osciluje. Što je diplni momenat veći to će i intenzitet IR zračenja biti veći. Molekul se ponaša slično mehaničkom oscilatoru, pri čemu se rastojanje izmeĎu dva atoma u molekulu, povezanih hemijskom vezom naizmenično povećava i smanjuje (osciluje) oko ravnoteţnog poloţaja. Na slici vidimo oscilovanje duţ hemijske veze atoma u molekulu vode. Kao posledica ovog oscilatornog kretanja dolazi do emisije IR zračenja, čija će talasna duţina da zavisi od dva faktora. Slično mehaničkom oscilatoru kod koga frekvencija zavisi od mase tegova i elastičnosti opruge, kod molekula frekvencija odnosno talasna duţina zavisi od mase atoma i od jačine hemijske veze meĎu njima.
Šta nam talasna duţina infracrvenog zračenja govori o molekulu? S'obzirom na to da frekvencija vibracija o kojima pričamo, zavisi od teţine, pa samim tim i vrste atoma i jačine odnosno vrste hemijske veze, mogli bismo da očekujemo da nam frekvencija IR zračenja koje apsorbuje neki molekul upravo govori o vrsti atoma i hemijskoj vezi u molekulu. Na sreću u praksi situacija nije mnogo drugačija od naše pretpostavke. OdreĎene hemijske funkcionalne grupe mogu se identifikovati na osnovu karakterističnog IR spektra.
Kada dolazi do vibracija u molekulu? Kao i kod mehaničkog oscilatora potrebno je dovesti energiju da bi došlo do oscilatornog kretanja. Potrebnu energiju dovodimo u obliku infracrvenog zračenja. Ukoliko je frekvencija tog zračenja različita od unutrašnje frekvencije molekula oscilatora (odreĎene teţinom atoma i jačinom veze) ništa se neće desiti. MeĎutim ako je frekvencija dovedenog IR zračenja jednaka frekvenciji kojom osciluje molekul duţ svoje veze, doći će do rezonancije i molekul će apsorbovati IR zračenje tačno odreĎene frekvencije.
Međumolekulske sile MeĎumolekulske sile su privlačne ili odbojne sile izmeĎu molekula. Predstavljaju slabe hemijske veze izmeĎu molekula. Ne postoji čvrsta granica izmeĎu slabih i jakih veza, ali se veze čija je energija ispod 100 kJ/mol kategorišu kao slabe.
Dipolni momenat predstavlja stepen polarnosti veze, i jednak je proizvodu naelektrisanja i rastojanja izmeĎu centara jezgara atoma.
µ=e*l
µ-dipolni momenat (C*m) e-naelektrisanje elektrona (iznosi 1, 602191*10 l-rastojanje izmeĎu centara jezgara atoma (m)
-19
C)
Dipolni momenat je vektorska veličina. Ukupni momenat nekog molekula izračunava se kao vektorski zbir pojedinih veza. Što je dipolni momenat veći, veza je kraća i polarnija. Vektor dipolnog momenta usmeren je od pozitivnog ka negativnom atomu.
MeĎu molekulima javljaju se dipolne privlačne sile, koje uopšteno nazivano Van der Valsovim privlačnim silama. One su sposobne da drţe zajedno čak i atome inertnog gasa ili nepolarnih molekula na niskim temperaturama.
Prouzrokuju mekoću supstance u kojoj deluju, s obzirom na to da su veoma slabe. Na primer, margarin je skup molekula koji se drţe Van der Valsovim silama i oštricom noţa lako se menja njihov raspored. Postroje tri tipa ovih sila: orijentacione (dipol-dipolno privlačenje), indukcione (dipol-indukovani dipol privlačenje) i disperzione.
Prvi tip veze je tzv. Dipol-dipolno privlačenje, odnosno Kizomove sile. Dobile su naziv po matematičaru Viljemu Hendriku Kizomu, koji ih je prvi put matematički opisao 1921. Naime, izračunao je srednju energiju meĎudejstva izmeĎu molekula koji poseduju dipolne momente i nalaze se na izvesnom rastojanju. Uticaj porasta temperature odrţava se u smanjenju energije interakcije. Uzrok ovome leţi u termičkom kretanju molekula – što je temperatura viša, kretanje dipola postaje sve haotičnije, a to dovodi do smanjenja interakcije izmeĎu molekula. Došao je do zaključka da dipolni molekuli poseduju spoljašnje električno polje, koje je, naravno, mnogo slabije od električnog polja jona, ali je ipak dovoljno snaţno da zbog njega dolazi do meĎusobnog privlačenja dipolnih molekula.
Naredni slučaj je da se u istom sistemu naĎu jedni pored drugih polarni i nepolarni molekuli. Polarni molekuli, pošto poseduju stalni dipol, mogu indukovati dipole u nepolarnim molekulima dejstvom svog električnog polja, i to je tzv. dipol-indukovani dipol veza. Do pojave indukovanog dipola dolazi zato što stalni dipol svojim električnim poljem pomeri elektronski oblak nepolarnog molekula, čime nastaje dipol koji iščezava kada prestane dejstvo električnog polja, pa se zato naziva indukovanim dipolom.
2
Indukovani dipol ima dipolni momenat µ=αE, gde je α električna polarizabilnost molekula (C m/N), a E je jačina električnog polja. Polarizabilnost predstavlja sklonost ka polarizaciji i deformaciji anjona od strane katjona. (Pozitivno naelektrisani katjon privlači elektronski oblak anjona i istovremeno odbija njegovo pozitivno naelektrisano jezgro.) Iz izraza za polarizabilnost molekula sledi da je polarizabilnost molekula jednaka dipolnom momentu koji bi prouzrokovao električno polje. Interakcija izmeĎu molekula koji ima dipolni momenat µ i koji je okruţen na rastojanju r molekulima čija se polarizabilnost α ispoljava se formulom za Debajevu energiju, iz koje se vidi da je energija obrnuto proporcionalna šestom stepenu rastojanja. Za razliku od Kizomove, Debajeva energija ne zavisi od temperature, zato što dipolni momenat moţe biti indukovan trenutno, tako da na vrednost energije ne moţe da utiče termičko kretanje molekula.
Van der Valsove sile opaţaju se i izmeĎu molekula koji su nepolarni, tj. nemaju dipolni momenat (Kizomove i Debajeve sile su tad jednake nuli). Eksperimenti su pokazali da veze izmeĎu nepolarnih molekula mogu biti isto toliko jake kao i izmeĎu polarnih. Ovu pojavu objasnio je London. Prema savremenoj teoriji atoma i molekula, sve supstance poseduju neku najniţu vrednost energije poznatu pod imenom energija nulte tačke, što znači da se i na temperaturi apsolutne nule poseduje izvesna energija, po kvantnomehaničkoj teoriji. Zbog ovog kretanja moţe se desiti da u bilo kom atomu u molekulu doĎe do nepodudarnosti centara pozitivnog i negativnog naelektrisanja, tj. da nastane dipol. Pravac nastalog dipolnog momenta menjaće se vrlo brzo, kako osciluju elektroni, i uzimajući srednju vrednost za veliki broj atoma, neće postojati neki odreĎeni pravac za razdvajanje naelektrisanja, pa je ukupni dipolni momenat sistema jednak nuli. MeĎutim, privremeno nastali dipol u jednom atomu moţe da indukuje dipol u drugom, pa dolazi do njihovog meĎudejstva. Energija koja odgovara ovakvom dejstvu poznata je pod imenom disperziona energija, a sile koje joj odgovaraju su disperzione sile. Te sile dovoljne su da drţe zajedno nepolarne molekule. Londonova energija je obrnuto proporcionalna šestom stepenu rastojanja meĎu molekulima.
Van der Valsovoj privlačnosti suprotstavljaju se odbojne sile, tzv. Borove sile, do kojih dolazi kada se molekuli pribliţavaju i kada doĎe do meĎusobnog odbijanja popunjenih molekulskih orbitala (elektrona istih spinova). Smanjenjem razmaka meĎu molekulima odbojne sile vrlo brzo rastu. Izmereno je da odbojne sile rastu obrnuto proporcionalno dvanaestom stepenu rastojanja meĎu molekulima.
MeĎu molekulima uvek vladaju privlačno-odbojne sile, ali one moraju da se naĎu u izvesnoj ravnoteţi, tj. rastojanju na kojem su privlačne i odbojne sile jednake, da bi supstance postojale u obliku u kojem postoje.
Kao specifičan tip dipol-dipol veze jesu vodonične veze. Njihova sila predstavlja najjaču meĎumolekulsku silu. Javlja se izmeĎu atoma vodonika vezanog za kiseonik, azot ili fluor, i elektronegativnog atoma. Vodonikov atom na taj način premošćuje dva atoma, pa se vodonikova veza naziva i vodonikov most. Za razliku od Van der Valsovih sila, one su dovoljno snaţne da deluju i u čvrstoj fazi, a često se očuvaju i u gasnoj. Vodonikove veze vode ostaju i kad se ona zaledi. One ne samo da povezuju molekule u čvrsto stanje, već drţe molekule na odreĎenim udaljenostima, i zato led ima manju gustinu od vode. Usled toga, najpre se smrzavaju gornji slojevi bara i okeana, i time se izoluju donji slojevi i ţivot u vodi nije onemogućen. Jačina ove veze je oko 40 kJ/mol, i, za razliku od Van der Valsovih sila, ona ima odreĎenu orijentaciju. Amonijak, voda i fluorovodonik imaju nagli porast tačke ključanja u odnosu na jedinjenja ostalih članova pete, šeste i sedne grupe. Da ne postoje neke dodatne veze, i da meĎu svim tečnostima vladaju samo Van der Valsove sile, porast bi bio postepen. MeĎutim, meĎu njima postoje molekulske sile, i to takve u kojima je vodonični atom kovaletno vezan za atom elementa visoke elektronegativnosti. To znači da elektronski par koji obrazuje vezu skoro u potpunosti pripada atomu visoke elektronegativnosti. U takvim jedinjenjuima, kad se u njima nalazi vodonik, njegov atom predstavlja skoro proton smešten na jednom kraju σ-veze. Par elektrona elementa sa visokom elektronegativnošću moţe da bude vezan elektrostatički za izuzetno pozitivno naelektrisan ,,proton’’ u susednom molekulu, čime se ostvaruje vodonična veza. Drugi atomi, sem vodoničnog, ne mogu da obrazuju tip vodonične veze, zato što imaju oko jezgra unutrašnje ljuske elektrona, koje uslovljavaju jako odbijanje izmeĎu njih i elektrona susednih molekula. Vodonična veza moţe se ostvariti i u jednom jedinom molekulu kada dolazi do spajanja dve grupe atoma, pri čemu nastaje prsten. Takva veza naziva se intramolekularna veza. Takav slučaj javlja se kod nikl-dimetilglioksima. Vodonična veza javlja se i u dezoksiribonukleinskoj kiselini, veoma vaţnom jedinjenju za pravilno funkcionisanje ţivih bića. U njegovom molekulu postoje četiri baze-adenin, guanin, timin i citozin. Adenin je sa timinom povezan dvema vodoničnim vezama, a guanin sa citozinom trima vezama. Oblik sneţnih pahuljica uslovljen je upravo vodoničnim vezama. Naime, u tečnoj vodi, temperatura molekula vode viša je nego u ledu. MeĎutim, kad se voda zamrzne, interakcija izmeĎu molekula vode (vodonična veza) prevagne nad toplotnim kretanjem i tad formiraju najstabilniju strukturu-heksagonalno simetričan molekul. (U toku kristalizacije, molekuli vode grupišu se do maksimalnih privlačnih sila i minimalnih odbojnih.) Pahuljice nikada nisu iste, i to zbog različitih uslova u kojima nastaju, ali su uvek šestokrake.
Neorganska hemija Nomenklatura neorganskih jedinjenja Još od antičkog doba pojedina jedinjenja i elementi imali su svoje oznake. U periodu alhemije oznake su bile tajne i razlikovale su se od alhemičara do alhemičara. Da bi pravi razvoj hemije počeo potrebno je bilo utvrditi hemijsku nomenklaturu, jedinstvenu za sve delove sveta i za svakog naučnika. Bercelzijus (Jens Jakob, 1779-1848) je uzimao za simbole elemenata početna slova njihovih latinskih naziva. Dalton je u načelu prihvatio njegovu nomenklaturu. Pravila nomenklature su sledeća:
prvo slovo naziva elementa odgovra početnom slovu latinkog naziva i uvek je veliko, drugo (ili treće) slovo uzimaju se iz ostatka latinskog imena elementa i mala su. Za pisanje formula jedinjenja koriste se simboli elemenata.
Nomenkletura neorganskih jedinjenja Neorganska jedinjenja dobijaju ime tako sto posle imena katjona (ili pozitivnog dela molekula) dolazi ime anjona (ili + negativnijeg dela molekula). Tako ime jedinjenja čija je formula (NH4)2SO4 čitamo kao "amonijum-sulfat" (NH4 , 2amonijum katjon i SO4 sulfatni anjon). Neorganske kiseline bez kiseonika se imenuju tako što se prvo kaţe ime elementa čiji je hidrid kiselina. Neorganske kiseline sa kiseonikom dobijaju imena po elementu čiji je oksid njihov anhidrid. Obično najstabilnija kiselina dobija ime sa nastavkom -na (HClO3, hlor-na). Ako postoji druga kiselina ona dobija nastavak -asta (HClO2, hlor-asta). Neki elementi imaju kiseline sa manje ili više atoma kiseonika od te dve i one dobijeju nazive pomoću nastavaka prefiksa per- ili hipo- i imena kiseline koja ime je najbliţa (HClO, per-hlorasta ili HClO4 hipo-hlorna). Kod jonskih jedinjenja katjonski deo uvek dolazi pre anjonskog. Kod kovalentnih jedinjenja elektropozitivniji deo dolazi obično pre elektronegativnijeg. Izuzeci su neki hidridi (CH4, NH3, PH3).
IUPAC IUPAC kraćenica od International Union for Pure and Applied Chemistry ("Internacionalna unija za čistu i primenjenu hemiju"). To je organizacija osnovana u Ţenevi 1892. sa ciljem da stvori jedinstven sistev naziva organskih jedinjenja ("IUPAC nomenklatura"). Neka jedinjenja zadrţala su svoje stare ustaljene nazive, iako imaju odgovarajuće nomenklaturne. Drugim jedinjenjima priznata je njihvoa stara nomenklatura, jer bi davanje imena po konvenciji bilo vrlo teško i nepraktično (alkaloidi).
Elementi PSE
Periodni sistem elemenata čini 118 elemenata koji se meĎusobno razlikuju po fizičkim i hemijskim osobinama. Elementi ličnih osobina stqvljani su u iste grupe. meĎutim, ponekad je razlika izmeĎu dva elementa iste grupe veća nego dva susedna elementa periode (primer). Zbog toga se elementi prema svojim hemijskim i fizičkim osobinama svrstvaju u šire skupove. Elementi istog skupa su obojeni istom bojom.
Metali i nemetali
Osnovna podela elemenata jeste ne metale i nemetale. Podela je izvršena na osnovu nekoliko karakteristika: hemijske osobine oksida - nemetali grade kisele okside (anhidride kiselina), a metali bazne (anhidride baza) boja i sjaj - gotovo svi metali su sivi (bakar, cezijum, zlato su klasični izuzeci) i imaju metalni sjaj (potiče od slobodnih elektrona u kristalnim rešetkama metakla - v. metalna veza) provodljivost toplote i elektriciteta - metali su dobri provodnici, nasuprot nemetalima... Jasno je da neki elementi ne mogu biti svrstani ni u jednu od ove dve grupe i da su takoĎe uočljive značajne razlike izmeĎu pojedinih manjih grupa unutar metala i nemetala. Plemeniti gasovi, kao hemijski inertni ne ulaze u ove podele.
Amfoterni elementi Elementi sredine PSE pokazuju i osobine nemetala i osobine metala. Ovi elementi često reaguju i sa kiselinama i sa bazama. Njihovi hidroksidi pokazuju osobine i kiselina i baza. Sa jačim bazama grade soli i ponašaju se kao kiseline, a sa jačim kiselinama se ponašaju kao baze. I oni se mogu podeliti u dve grupe. U metaloide spadaju elementi B, Si, Ge, As, Se, Sb, Te, At. I pored toga što pokazuju amfoteran karakter, ovi elementi imaju više sličnosti sa nemetalima. Grade vrlo slabe kiseline, koje se često ne rastvaraju u vodi. IzmeĎu svojih atoma mogu da grade kovalentne veze, kao i sa nekim nemetalima. Poluprovodnici su, a metalni sjaj im se razlikuje u zavisnosti od alotropske modifikcije. I izmeĎu njih se uočavaju neke razlike. Tako As, Se, Si pokazuju mnogo srodnosti sa nemetalima, a Sb, Ge manje.
Druga grupa amfoternih elemenata pokazuje više sličnosti sa metalima. U ovu grupu spadaju Be, Zn, Al, Ga, In, Tl, Sn, Pb, Bi, Po. Grade većinom jonska jedinjenja. Tehko ili nikako se uspostavlja kovalentna veza izmeĎu dva atoma jednog istog elementa. Hidroksidi su im amfoterni. Imaju metalni sjaj. Ukoliko imaju više valenci, jedinjenja kod kojih je valenca manja pokazuju više sličnosti sa jedinjenjima metala.
Nemetali
U nemetale spadaju elementi H, C, N, P, O, S, F, Cl, Br, I. Grade jake kovalentne veze izmeĎu svojih atoma. Oksidi su im kiseli. Mogu se deliti na više načina. Gasoviti elementi su F, Cl, O, N, H, tečan je brom, a čvrsti su C, P, S, I. Na osnovu hemijskih osobina dele se na halogene (H, F, Cl, Br, I) - najizrazitije nemetale, halkogene (O, S) i pnitogene (N, P). Neke alotropske modifikacije nemetala imaju metalni sjaj i joše neke osobine metala (grafit, crni fosfor).
Metali Kako u metale spada većina elemenata PSE, prema osobinama se moţe izdvojiti više grupa. Metali prve grupe (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) su najizrazitiji. Njihovi hidroksidi mogu se dobiti reakcijom oksida i vode, kao i neposrednom reakcijom metala i vode. Hidroksidi (alkalije) su im dobro rastvorivi u vodi.Prema hidroksidima su dobili imena alkalni. Metali druge grupe (Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) ili zemnoalkalni metali su takoĎe veoma reaktivni, mada manje od alkalnih. Hidroksidi su ima slabije rastvorivi u vodi. Lantanoidi i aktionoidi su elementi koji imaju nepopunjene f orbitale. Kod lantanoida su to 4f. Lantanoidi se nazivaju i retke zemlje. Svi imaju slične osobine kao i lantan, većinom su trovalentni i izraziti su metali, mada manje od alkalnih i zemnoalkalnih. Aktinoidi imaju nepopunjene 5f orbitale. Osobine nekog aktinoida su slične osobinama aktinijuma i lantanoida neposredno iznad njega. Lantanoidi i aktionidi su podgrupe prelaznih metala jer imaju nepopunjene i d orbitale. Prelazni metali su elementi grupa III, IV, V, VI, VII, VIII, I i II b osim cinka. Imaju nepopunjene d orbitale (3d, 4d, 5d, 6d) i više valenci. Grade slabe hidrokside koji se ne rastvaraju u vodi i koji se ne mogu dobiti reakcijom oksida metala i vode. Neki od njih (Mn, Cr) koji mogu imati izrazito visoke oksidacione brojeve grade i kiseline. Prelazni metali grade i kovalentne veze. Većina moţe da istisne vodonik iz kiselina, osim nekoliko njih koji se nazivaju i plemeniti metali. Plemeniti metali (Cu, Au, Ag, Ir, Pt, Rh, Pd) su oduvek bili naročito cenjeni zbog svoje male reaktivnosti. esto su sličnosti izmeĎu elemenata iste periode veće od sličnosti unutar grupa.
Grupe neorganskih jedinjenja
Sva neorganska jedinjenja mogu se podelitiu nekoliko grupa prema njihovim hemijksim osobinama - na okside, kiseline, baze (hidrokside) i soli.
Oksidi Oksidi nastaju reakcijom nemetala ili metala (i njihovih oksida niţih oksidacionih brojeva) sa kiseonikom: 4Na + O2 -> 2Na2O S + O2 -> SO2 2CO + O2 -> 2CO2 Oksidi (SO2, CO2...) čije kiseline nisu postojane izvan vodenog rastvora mogu se dobiti i reakcijom soli kiseline čiji su anhidrid i jače kiseline. CaCO3 + 2HCl -> CaCl2 + H2O + CO2 Oksidi se prema osobinama mogu podeliti na kisele (anhidride kiselina), bazne (anhidride baza) i amfoterne (anhidridi amfoternih jedinjenja) okside. Neki oksidi nisu anhidridi niti kiselina, niti baza, niti amfoternih jedinjenja (CO, N2O, NO...). Kiseli okisidi su svi većinom oksidi nemetala i reaguju s vodom gradeći kiseline: P2O5 + 3H2O -> 2H3PO4 Od baznih oksida sa vodom reaguju oksidi alkalnih i zemnoalkalnih metala. CaO + H2O -> Ca(OH)2 Amfoterni oksidi obično ne reaguju s vodom.
Kiseline Kiseline su, uopšteno, neorganska jedinjenja kiselog karaktera. Mogu biti kiseonične ili bezkiseonične.Kiseonične kiseline nastaju reakcijom kiselog oksida i vode, a bezkiseonične reakcijom nemetala i vodonika. H2 + F2 -> 2HF Kiseline mogu nastati i reakcijom jače kiseline na so slabije (ukoliko je slabija kiselina postojana).
Baze
FeS + 2HCl -> FeCl2 + H2S
Baze su neorganska jedinjenja baznog karaktera. Mogu nastati reakcijom reaktivnih metala (alkalnih i reaktivnijih zemnoalkalnih, lantanoida i aktinoida) sa vodom, reakcijom anhidrida baza sa vodom (takoĎe oksidi alklanih i zemnoalklanih metala, lanatanoida) ili reakcijom soli metala i jače baze (nerastvorne baze se samo tako i mogu dobiti). Ba + 2H2O -> Ba(OH)2 + H2 FeCl3 + 3NaOH -> 3NaCl + Fe(OH)3 Dele se na alkalije (dobro se rastvaraju u vodi, baze alkalnih metala, barijum-hidroksid), baze koje se slabije rastvaraju u vodi (baze ostalih zemnoalkalnih metala, lantanoida) i baze koje se ne rastvaraju u vodi (prelazni metali).
Amfoterna jedinjenja
Amfoterna jedinjenja pokazuju u zavisnosti od uslova osobine i kiselina i baza. Tako se u kiseloj sredini ponašaju kao baze, stvaraju soli sa kiselinama. 2Al(OH)3 + 3H2SO4 -> Al2(SO4)3 + 6H2O A u baznoj sredini se ponašaju kao kiseline i stvaraju svoje soli.
Soli
H3AlO3 + 3NaOH -> Na3AlO3 + 3H2O
Soli su neorganska jedinjenja koja mogu nastati u reakciji neutralizacije. + + + Na + OH + H + Cl -> Na + Cl + H2O + H + OH -> H2O
Neutralizacija ne mora biti potpuna, te osim neutralnih (Na2SO4, NH4Cl...), mogu nastati i kisele(NaHCO3, Ca(HSO4)2) odnosno bazne soli (Ca(OH)Cl, Cu(OH)Cl...), premda stvarne osobine (kiselost, baznost ili neutralnost) zavise od disocijacije soli (v. Teorije kiselina i baza). Soli nastaju na još mnogo načina. Mnogi od pobrojanih vaţne su reakcije u neorganskoj hemiji.
metal + nemetal: 2Na + Cl2 -> 2NaCl metal + kiselina: Mg + 2HCl -> MgCl2 + H2 metal + so: Mg + FeSO4 -> MgSO4 + Fe anhidrid baze + anhidrid kiseline: CaO + CO2 -> CaCO3 anhidrid baze + kiselina: FeO + 2HCl -> FeCl2 + H2O baza + anhidrid kiseline: Ca(OH)2 + CO2 -> CaCO3 + H2O so + nemetal: 2NaBr + Cl2 -> 2NaCl + Br2 so + kiselina: 2NaCl + H2SO4 -> Na2SO4 + 2HCl so + so: K2SO4 + CaCl2 -> 2KCl + CaSO4 so + baza: Na2CO3 + Ca(OH)2 -> 2NaOH + CaCO3 ...
Vodonik (H) Gas bez boje i mirisa. Najlakši je od svih poznatih elemenata. Na zemlji se veoma retko nalazi u slobodnom stanju, ali zato gradi veliki broj jedinjenja. Burno sagoreva u vazduhu gradeći vodu. Ima specifičnu poziciju u PSE. Prema elektronskoj konfiguraciji pripada grupi alkalnih metala, dok prema osobinama i broju elektrona koji mu nedostaju može da se svrsta u halogene (sa manjom reaktivnošću).
Osnovne osobine
atomski broj: 1 Ar: 1,008 grupa: 1 perioda: K blok: s osobine: nemetal agregatno stanje: gas T.K: 20,28 K T.T: 14 K 3 gustina: 0,089g/cm elektronegativnost: 2,1 otkriće: H. Cavendish, 1766.
o o o o o 1.
2.
3.
lat. naziv: hidrogenium oksidaciona stanja: +1, -1 raspored elektrona po nivoima: 1 1 elektronska konfiguracija: 1s atomski poluprečnik: 21 pm indeks prelamanja svetlosti: 1,00013 brzina zvuka: 1310 m/s jacina nekih kovalentnih veza (kJ/mol): H-H, 454 C-H, 411 N-H, 390 Cl-H, 431 O-H, 461 izotopi: protijum (H) masa: 1 zastupljenost u prirodi: 98,91% raspad: stabilan deuterijum (D) masa: 2 zastupljenost u prirodi: 1,1% raspad: stabilan tricijum (T) masa: 3 zastupljenost u prirodi: u tragovima raspad: beta vreme poluraspada: 10,23 godine raspada se na: He-3
Dobijanje Vodonik čini 75% mase i 90% broja atoma u vasioni. Na zemlji je njegov glavni izvor voda. Iz vode se dobija elektrolizom. Elektroliza se sprovodi uz prisustvo nešto sumporne kiseline kao elektrolita. + 2H + 2e -> 2H -> H2
2-
-
O -> O + 2e ->1/2O2 Ili zbirno: H2O -> H2 + 1/2O2 0 Vodonik se još tehnički dobija prelaskom vodene pare preko uţarenog koksa (1000 C). C + H2O -> CO + H2
CO + H2O -> CO2 + H2 Oba tehnička procesa dobijanja vodonika se zasnivaju na redukciji vode. TakoĎe ponekad se koristi i zagrejano 0 gvoţĎe (700 C). Fe + H2O -> FeO + H2 Drugi postupci su laboratorijski. 1. delovanje vode na alkalne i reaktivnije zemnoalkalne metale: 2Na + 2H2O -> 2NaOH + H2 2. delovanjem kiselina na metale (osim Cu, Ag, Au...): Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2 3. delovanjem baza na neke metale:
Reakcije
Zn + 2KOH + H2O -> H2 + K2Zn(OH)4 0
Vodonik je reaktivan element i vrlo dobro redukciono sredstvo. Gori pri 700 C ili u prisustvu katalizatora aceptora vodonika (Pt, Pd), supstanci koje veoma dobro adsorbuju vodonik. Direktno moţe reagovati sa halogenima, sumporom i azotom pri odreĎenim uslovima (svetlo, temperatura, pritisak). Reakcije sa halogenima se odvijaju teţe povećanjem atomske teţine halogena. H2 + F2 -> 2HF
H2 + S -> H2S
3H2 + N2 -> 2NH3 Sa alkalnim i zemnoalkalnim metalima gradi hidride. 2Li + H2 -> 2LiH Njegova reduktivna moć dolazi do izraţaja u mnogim reakcijama.
Primena
Fe2O3 + H2 -> FeO + H2O
Vodonik se upotrebljavao za punjnje balona, kao lakši od vazduha, ali je zamnjen helijumom zbog reaktivnosti. Dans se koristi za autogeno zavarivanje (pri kom se toplota oslobaĎa iz reakcije vodonika u struji čistog kiseonika. Upotrebljava se dalje za hidrogenizaciju biljnih ulja (nezasićene masne kiseline se zasićuju - katalizatori su 0 aceptori vodonika), dobijanje amonijaka i metanola (reakcija sa CO pri 200atm i 300 C). CO + 2H2 -> CH3OH TakoĎe, vodonik nalazi primenu u metalurgiji kao redukciono sredstvo. Grejanjem oksida metala i vodonika izdvaja se elementarni metal. Fe3O4 + 4H2 -> 3Fe + 4H2O Teţi izotopi vodonika mogli bi u budućnosti da budu osnovni izvori energije. Kako dolaze u znatnijim količinama u svakoj vodi, njihov izvor je neiscrpan. Velika količina energije oslobaĎa se u fuzionoj nuklearnoj reakciji izmeĎu deuterijuma i tricijuma (nastaje izotop helijuma), ali veliki je problem postizanje visokih temperatura i pritisaka, pri kojima se plazma teško odrţava. 0 D + T -> He-4 + n + energija
Jedinjenja
Vodonik ulazi u veliki broj organskih (retka su organska jedinjenja bez vodonika) i neorganskih jedinjenja. Njegovo najvaţnije jedinjenje je voda. Spajanjem direktno sa elementima daje hidride, koji mogu biti hidridi nemetala (halogenvodonici, H2O, H2S, NH3, PH3, AsH3) ili hidridi nemetala u kojima je njegov oksidacioni broj -1. Ulazi u sastav nekih soli (kisele i bazne), kiselina i baza. Od drugih njegoih jedinjenja veći značaj imavodonikperoksid (H2O2).
Vodonik-peroksid (vodik-peroksid)
Vodonik-peroksid je neorgansko jedinjenje vodonika i kiseonika. Poznat je i pod drugim imenima vodonik-superoksid (vodik-superoksid, vodik-peroksid), hidrogen-peroksid, ili samo superoksid, peroksid, hidrogen. Često se poistovećuje sa ,,hidrogenom" za kosu, ali je takav hidrogen zapravo vodeni rastvor H 2O2 (ili H2O2vezan uz druga jedinjenja koja ga čine stabilnijim).
Osobine
molekulska formula: H2O2 Mr: 34,01
naziv po IUPAC-u: vodonik peroksid o T.K. ( C): 152 o T.T. ( C): -0,43 3 gustina (g/cm ): 1,463 rastvorljivost: polarni rastvarači standardna entalpija stvaranja (lq): -187,78 boja: plavičasta, sirupasta tečnost Vodonik-peroksid je nestabilno jedinjenje i raspada se na povišenoj temperaturi ili u prisustvu katalizatora (MnO2, plemeniti metali): H2O2 -> H2O + O 2O -> O2 Vodonik-peroksid je zbog postojanja dve polarne O-H veze slaba dvobazna kiselina (pK1=11,64). Gradisoli 2perokside (BaO2, Na2O2, peroksidni anjon je O2 ). Kiseonik u vodonik-superoksidu ima oksidacioni broj -1, pa je H2O2 dobro oksidaciono sredstvo. Vodonik-peroksid se kvalitativno dokazuje reakcijom sa TiO2 u kojoj dolazi do oksidacije belog TiO2 u narandţasti kompleks sa 6+ Ti jonom. H2O2 + TiO2 + 2H2SO4 -> H2[TiO2(SO4)2] + 2H2O 2+ 3+ Vodonik peroksid lako oksiduje mnoge supstance - HNO2 u HNO3, H2SO3 u H2SO4, Fe u Fe , I u I2... Vodonik-peroksid je ipak moţe oksidovati dejstvom jačih oksidacionih sredstava, kao što je atomski kiseonik koji se oslobaĎa pri reakciji sa KMnO4 (u kiseloj sredini) koja sluţi za kvantitativno dokazivanjeH2O2. 2KMnO4 + 3H2SO4 + 5H2O2 -> K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O + 5O2
Dobijanje
Nekada se vodonik-peroksid dobijao neorganskim reakcijama, iz barijum-peroksida ili persumporne kiseline: o
2BaO + O2 -> 2BaO2 (na 500 C) BaO2 + H2SO4 -> BaSO4 + H2O2 2H2SO4 + O -> H2S2O8 + H2O (anodna oksidacija sumporne kiseline) H2S2O8 + 2H2O -> 2H2SO4 + H2O2 Danas se H2O2 dobija organskim procesom. 2-etil-9,10-dihidroksiantracen se oksiduje vazdušnim kiseonikom u 2etilantrahinon i vodonik-peroksid. 2-etilantrahinon se zatim katalitičkom hidrogenizacijom redukuje u 2-etil-9,10dihidroksiantracen i proces teče u krug.
Primena Vodonik peroksid se koristi za beljenje kose, vune, koţe, svile, pamuka, za osveţavanje slika, dezinfekciju rana zbog male cene i velike oksidacione moći. Njegova osobina da se raspada dajući nascentni kiseonik iskorišćena je za sagorevanje raketnog goriva.
Peroksidi Barijum-peroksid (BaO2)
Natrijum-peroksid (Na2O2)
Alkalni metali
U svakodnevnom ţivotu pod rečju metal podrazumevamo hemijski element koji ima tehničku primenu, najčešće gvoţĎe. U hemiji, meĎutim metalima zovemo elemente sa zajedničkim osobinama, od kojih je jedna od najznačajnijih graĎenje baza (hidroksida). Elementi prve grupe najizrazitiji su metali. Njihovi hidroksidi su veoma jaki i zovu se alkalije. Po tome su ovi elementi dobili ime.
Litijum
o 1.
2.
atomski broj: 3 Ar: 6,94 grupa: 1 perioda: L blok: s osobine: alkalni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 1615 K T.T: 453,7 K 3 gustina: 0,534g/cm elektronegativnost: 1 otkriće: A. Arfedson, 1817. lat. naziv: litium oksidaciona stanja: +1 (-1 kriptati) raspored elektrona po nivoima:2, 1 2 1 elektronska konfiguracija: 1s 2s atomski poluprečnik: 145 pm brzina zvuka: 6000 m/s energija jonizacije (kJ/mol): + Li -> Li , 513,3 izotopi: Li-6 zastupljenost u prirodi: 7,5% raspad: stabilan Li-7 zastupljenost u prirodi: 92,5% raspad: stabilan
Natrijum
o 1.
2.
atomski broj: 11 Ar: 22,98 grupa: 1 perioda: M blok: s osobine: alkalni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 1156 K T.T: 379,9 K 3 gustina: 0,968g/cm elektronegativnost: 0,9 otkriće: Sir H. Davy, 1807. lat. naziv: natrium oksidaciona stanja: +1 (-1 kriptati) raspored elektrona po nivoima:2, 8, 1 1 elektronska konfiguracija: [Ne]3s atomski poluprečnik: 180 pm brzina zvuka: 3200 m/s energija jonizacije (kJ/mol): + Na -> Na , 495,8 izotopi: Na-23 zastupljenost u prirodi: 100% raspad: stabilan Na-22 zastupljenost u prirodi: sintetički + raspad: beta vreme poluraspada: 2,6 godina raspada se na: Ne-22
Kalijum
atomski broj: 19 Ar: 39 grupa: 1 perioda: N blok: s osobine: alkalni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 1032 K
o 1.
2.
3.
T.T: 336,5 K 3 gustina: 0,89g/cm elektronegativnost: 0,8 otkriće: Sir H. Davy, 1807. lat. naziv: kalium oksidaciona stanja: +1 (-1 kriptati) raspored elektrona po nivoima:2, 8, 8, 1 1 elektronska konfiguracija: [Ar]4s atomski poluprečnik: 220 pm brzina zvuka: 2000 m/s energija jonizacije (kJ/mol): + K -> K , 418,8 izotopi: K-39 zastupljenost u prirodi: 93,26% raspad: stabilan K-41 zastupljenost u prirodi: 6,73% raspad: stabilan K-40 zastupljenost u prirodi: 0,012% + raspad: beta , beta , zarobljavanje elektrona 9 vreme poluraspada: 1,27 * 10 godina raspada se na: Ca-40, Ar-40
Rubidijum
o
atomski broj: 37 Ar: 85,47 grupa: 1 perioda: O blok: s osobine: alkalni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 961 K T.T: 312 K 3 gustina: 1,53g/cm elektronegativnost: 0,8 otkriće:R. Bunsen, G. Kirchoff, 1861. lat. naziv: rubidium oksidaciona stanja: +1 (-1 kriptati) raspored elektrona po nivoima:2, 8, 18, 8, 1 1 elektronska konfiguracija: [Kr]5s atomski poluprečnik: 235 pm brzina zvuka: 1300 m/s energija jonizacije (kJ/mol): + Rb -> Rb , 403 izotopi:
1.
2.
3.
Rb-85 zastupljenost u prirodi: 72,17% raspad: stabilan Rb-87 zastupljenost u prirodi: 27,83% raspad: beta 10 vreme poluraspada: 4,88 * 10 godina raspada se na: Sr-87 Sintetizovano je još nekoliko izotopa rubidijuma - 83, 84, 86.
Cezijum
o 1.
2.
3.
atomski broj: 55 Ar: 132,9 grupa: 1 perioda: P blok: s osobine: alkalni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 944 K T.T: 301 K 3 gustina: 1,93g/cm elektronegativnost: 0,7 otkriće:R. Bunsen, G. Kirchoff, 1860. lat. naziv: caesium oksidaciona stanja: +1 (-1) raspored elektrona po nivoima:2, 8, 18, 18, 8, 1 1 elektronska konfiguracija: [Xe]5s atomski poluprečnik: 260 pm energija jonizacije (kJ/mol): + Cs -> Cs , 376 izotopi: Cs-133 zastupljenost u prirodi: 100% raspad: stabilan Cs-135 zastupljenost u prirodi: u tragovima raspad: beta 6 vreme poluraspada: 2,3 * 10 godina raspada se na: Ba-135 Sintetizovano je još nekoliko izotopa cesijuma - 134, 137.
Francijum
o 1.
2.
atomski broj: 87 Ar: 223 grupa: 1 perioda: Q blok: s osobine: alkalni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 950 K T.T: 300 K 3 gustina: 1,87g/cm elektronegativnost: 0,7 otkriće:M. Perey, 1939. lat. naziv: francium oksidaciona stanja: +1 raspored elektrona po nivoima:2, 8, 18, 32, 18, 8, 1 1 elektronska konfiguracija: [Rn]6s atomski poluprečnik: 270 pm energija jonizacije (kJ/mol): + Fr -> Fr , 400 izotopi: Fr-223 zastupljenost u prirodi: 100% raspad: beta , alfa 6 vreme poluraspada: 22 minuta godina raspada se na: Ra-221, At-119 Francijum nema stabilnih izotopa. Sintetisan je izotop 222.
Dobijanje Izvor ovih elemenata jeste zemljina kora (redom Na, K, Rb, Cs, Li) i morska voda (rastvorene soli). U prirodi se ne nalaze u slobodnom stanju već u obliku soli - hlorida, nitrata, sulfata... Iz ovih jedinjenja metali se izoluju elektrolizom rastopa. 0 Najpoznatiji i najvaţniji primer ovakve reakcije je elektroliza rastopa NaCl (kod 800 C). Reakcijom se natrijumov katjon redukuje u elementarni natrijum (na katodi), a hloridni anjon u elementarni hlor (na anodi). + Na + e -> Na
-
1/2Cl -> Cl2 + e
-
Zbirno: NaCl -> Na + 1/2Cl2 Ostale vaţnije rude natrijuma su glauberova (Na2SO4*10H2O), boraks (Na2B4O7*10H2O), čilska šalitra (NaNO3). Rude kalijuma su šalitra (KNO3), silvinit (KCl), karnalit (KCl*MgCl2*6H2O). Rubidijum se nalazi u leucitu i polucitu, cezijum u polucitu, a litijum u lepidolitu, spoludenu, ambilognitu.
Reakcije Alkalni metali su najreaktivniji metali. Reaktivnost im se povećava povećanjem atomske težine. Reaguju sa kiseonikom iz vazduha gradeći okside, perokside i superokside - teţnja ka superoksidima raste posratom atomske teţine. 4Li + O2 -> 2 Li2O
2Li + O2 -> Li2O2
4Na + O2 -> 2 Na2O
2Na + O2 -> Na2O2
K + O2 -> KO2
Cs + O2 -> CsO2 Sa azotom direktno reaguje samo Li (gradi litijum-nitrid): 6Li + N2 -> 2 Li3N Svi alkalni metali reaguju sa kiselinama (HA) i halogenima i vodnikom (X2). Reakcije su burnije što je halogen i metal reaktivniji (elektronegativniji i pozitivniji). Grade soli. 2M + X2 -> 2MX
2M + 2HA -> 2MA + H2
2M + H2A -> M2A + H2 ... Veoma specifična je njihova reakcija sa vodom pri čmu se grade baze (alkalije). Vrlo je burna. 2M + 2H2O -> 2MOH + H2 Jedinjenja nekih alkalnih metala boje plamen u razaličite boje, što moţe da posluţi i za njihovo analitičko dokazivanje.
Primena Primenu kao tehnički metal od alkalnih metala imaju samo natrijum i litijum koji ulaze u sastav nekih lakih legura, jer su dovoljno inertni. Alkalni metali nisu korozivni jer se na njihovoj površini stvara tanka prevlaka oksida koja sprečava dalju oksidaciju. Svi alkalni metali su vrlo dobra sredstva redukcije i naolaze primenu prilikom redukcije organskih jedinjenja. Najviše se koriste natrijum i kalijum jer su najjeftiniji. Natrijum se koristi i za hlađenje nuklearnih reaktora. Litijum se koristi za izradu nekih baterija (Leklaše- alkalične). Mnogo veću primenu imaju jedinjenja alkalnih metala. Literatura: - Periodic Table (mini) - PSE sa Sveta Hemije
Jedinjenja alkalnih metala Alkalni metali grade jedinjenja jonskog karaktera. Obično su to čvrste kristalne supstance. Njhiva jedinjenja mogu se podeliti na alkalije (baze) i soli - od kojih su najvaţniji hloridi, sulfati, nitrati, karbonati, hidrogenkarbonati, sulfiti, nitriti... Alkalije se dobijaju tehnički elektrolizom vodenog rastvora neke soli metala u posudi sa polupropusnom membranom. Primer je elektroliza rastvora NaCl. + Na + e -> Na
-
-
Cl -> 1/2Cl2 + e Natrijum stupa u reakciju s vodom gradeći NaOH, a polupropustiva membrana sprečava ponovnu reakciju u cilju graĎenja natrijumove soli. Sve alkalije su vrlo dobro rastvorive u vodi i vrlo su reaktivne. Imaju veliku primenu, posebno NaOH i KOH. Soli alkalnih metala se dobijaju na mnogo načina ili se nalaze u prirodi. Sve su čvrste supstance, često hidratisane. Imaju veoma veliku primenu. Većina se rastvara u vodi.
Natrijum-hidroksid (natrij-hidroksid)
Natrijum-hidroksid (natrij-hidroksid, kaustična, masna, kamena soda) je jedno od najpoznatijih neorganskih jedinjenja, ali i najznačajnijih za hemijsku industriju. O njegovom značaju najbolje govori to što se u svetu godišnje proizvede oko 50 miliona tona NaOH.
Osobine
molekulska formula: NaOH Mr: 39,99707 naziv po IUPAC-u: natrijum-hidroksid o T.K. ( C): 1388 o T.T. ( C): 323 3 gustina (g/cm ): 2,13 rastvorljivost: voda (108), alkohol standardna entalpija stvaranja (lq): -425,6 boja: bela, kristalna supstanca Natrijum-hidroksid je alkalni hidroksid, vrlo jaka baza (pKb=-0,67). Reaguje sa kiselinama, kiselim oksidima, amfoternim oksidima, nemetalima, solima prelaznih metala... HCl + NaOH -> NaCl + H2O 2NaOH + CO2 ->Na2CO3 + H2O ZnO + 2NaOH -> Na2ZnO2 + H2O 2NaOH + Cl2 -> NaCl + NaOCl + H2O FeCl3 + 3NaOH -> Fe(OH)3 + 3NaCl Natrijum hidroksid je vrlo higroskopna suupstanca. Na vazduhu se prevlači slojem NaHCO 3 usled reakcije sa ugljendioksidom iz vazduha. Vodeni rastvor NaOH je opasan i u kontaktu sa koţom stvara rane.
Dobijanje Natrijum-hidroksid se industrijski dobija elektrolizom vodenog rastvora natrijum-hlorida. Natrijum hlorid u vodi + disosuje na Na i Cl jone. Pod dejstvom električne struje na anodi dolazi do oksidacije hlora, a na katodi redukciji + vodonika (lakše se redukuje od Na ). 2Cl -> Cl2 + 2e + + + 2H + 2OH + 2e + 2Na -> H2 + 2Na + 2OH U molekulskom obliku, zbirna jednačina je: 2NaCl + 2H2O -> 2NaOH + H2 + Cl2 Da NaOH ne bi reagovao sa hlorom koji se izdvaja na anodi, potrebno je da se katodni prostor odvoji od anodnog što se čini pomoću polupropustljive membrane (dijafragme) ili se reakcija sprečava na druge načine. NaOH se moţe dobiti i reakcijom natrijuma ili natrijum-oksida sa vodom. Zanimljivo je kaustifikovanje, postupak kojim se dobija NaOH iz ključalog rastvora natrijum-karbonata i kalcijum-hidroksida pri čemu nastaje teško rastvoran kalcijum-karbonat. + 22+ + 2Na + CO3 + Ca + 2OH -> 2Na + 2OH + CaCO3
Primena
Natrijum hidroksid je vrlo vaţan za proizvodnju mnogih supstanci - sapuna, celuloze, svile, vune, masti, ulja, za preradu nafte...
Zemnoalkalni metali
Zemnoalkalni metali su elementi druge grupe periodnog sistema. Po osobinama su donekle slični alkalnim metalima, ali im jereakivnost manja. Svi grade baze koje se slabije rastvaraju u vodi od alkalija osim berilijuma, koji je amfoteran element.
Berilijum
o o 1.
2.
atomski broj: 4 Ar: 9 grupa: 2 perioda: L blok: s osobine: zemnoalkalni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 3243 K T.T: 1551 K 3 gustina: 1,85g/cm elektronegativnost: 1,5 otkriće:F. Wohler, A. A. Bussy, 1828. lat. naziv: berilium oksidaciona stanja: +2 raspored elektrona po nivoima:2, 2 2 elektronska konfiguracija: [He]2s atomski poluprečnik: 105 pm brzina zvuka: 12870 m/s energija jonizacije (kJ/mol): + Be -> Be , 899 + 2+ Be -> Be , 1757 izotopi: Be-9 zastupljenost u prirodi: 100% raspad: stabilan Be-10 zastupljenost u prirodi: u tragovima
3.
-
raspad: beta 6 vreme poluraspada: 1,51 * 10 godina raspada se na: B-10 Sintetizovan je još izotop berilijuma - 7.
Magnezijum
o o 1.
2.
3.
atomski broj: 12 Ar: 24,3 grupa: 2 perioda: M blok: s osobine: zemnoalkalni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 1363 K T.T: 923 K 3 gustina: 1,738g/cm elektronegativnost: 1,2 otkriće:Sir H. Davy, 1808. lat. naziv: magnesium oksidaciona stanja: +2 (+1) raspored elektrona po nivoima:2, 8, 2 2 elektronska konfiguracija: [Ne]3s atomski poluprečnik: 150 pm brzina zvuka: 4940 m/s energija jonizacije (kJ/mol): + Mg -> Mg , 738 + 2+ Mg -> Mg , 1451 izotopi: Mg-24 zastupljenost u prirodi: 79% raspad: stabilan Mg-25 zastupljenost u prirodi: 10% raspad: stabilan Mg-26 zastupljenost u prirodi: 11% raspad: stabilan
Kalcijum
atomski broj: 20 Ar: 40 grupa: 2 perioda: N
o o 1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
blok: s osobine: zemnoalkalni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 1757 K T.T: 1115 K 3 gustina: 1,55g/cm elektronegativnost: 1 otkriće: Sir H. Davy, 1808. lat. naziv: calcium oksidaciona stanja: +2 raspored elektrona po nivoima:2, 8, 8, 2 2 elektronska konfiguracija: [Ar]4s atomski poluprečnik: 180 pm brzina zvuka: 3810 m/s energija jonizacije (kJ/mol): + Ca -> Ca , 590 + 2+ Ca -> Ca , 1145 izotopi: Ca-40 zastupljenost u prirodi: 97% raspad: stabilan Ca-42 zastupljenost u prirodi: 0,65% raspad: stabilan Ca-43 zastupljenost u prirodi: 0,14% raspad: stabilan Ca-44 zastupljenost u prirodi: 2,01% raspad: stabilan Ca-46 zastupljenost u prirodi: 0,004% raspad: dupli beta 15 vreme poluraspada: 2,8 * 10 godina raspada se na: Ti-46 Ca-48 zastupljenost u prirodi: 0,19% raspad: dupli beta 19 vreme poluraspada: 4 * 10 godina raspada se na: Ti-48 Sintetisani su i izotopi kalcijuma - 41, 45, 47.
Stroncijum
atomski broj: 38 Ar: 87,62 grupa: 2 perioda: O blok: s osobine: zemnoalkalni metal
o o 1.
2.
3.
4.
5.
agregatno stanje: čvrsto T.K: 1655 K T.T: 1050 K 3 gustina: 1,64g/cm elektronegativnost: 1 otkriće: A. Crawford, 1790. lat. naziv: strontium oksidaciona stanja: +2 raspored elektrona po nivoima:2, 8, 18, 8, 2 2 elektronska konfiguracija: [Kr]5s atomski poluprečnik: 200 pm energija jonizacije (kJ/mol): + Sr -> Sr , 550 + 2+ Sr -> Sr , 1064 izotopi: Sr-84 zastupljenost u prirodi: 0,56% raspad: stabilan Sr-86 zastupljenost u prirodi: 9,86% raspad: stabilan Sr-87 zastupljenost u prirodi: 7% raspad: stabilan Sr-88 zastupljenost u prirodi: 82,6% raspad: stabilan Sintetisani su i izotopi stroncijuma - 82, 83, 85, 89, 90.
Barijum
atomski broj: 56 Ar: 137,33 grupa: 2 perioda: P blok: s osobine: zemnoalkalni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 2171 K T.T: 1002 K 3 gustina: 3,51g/cm elektronegativnost: 0,9 otkriće:Sir H. Davy, 1808. lat. naziv: barium
o o 1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
oksidaciona stanja: +2 raspored elektrona po nivoima:2, 8, 18, 18, 8, 2 2 elektronska konfiguracija: [Xe]6s atomski poluprečnik: 215 pm brzina zvuka: 1620 m/s energija jonizacije (kJ/mol): + Ba -> Ba , 503 + 2+ Ba -> Ba , 965 izotopi: Ba-130 zastupljenost u prirodi: 0,106% raspad: stabilan Ba-132 zastupljenost u prirodi: 0,101% raspad: stabilan Ba-134 zastupljenost u prirodi: 2,417% raspad: stabilan Ba-135 zastupljenost u prirodi: 6,592% raspad: stabilan Ba-136 zastupljenost u prirodi: 7,854% raspad: stabilan Ba-137 zastupljenost u prirodi: 11,23% raspad: stabilan Ba-138 zastupljenost u prirodi: 71,7% raspad: stabilan Ukupno je poznato 22 izotopa barijuma, od kojih su većina sintetički i radiaktivni sa veoma malim vremenima poluraspada. Najvaţniji je Ba-133 čije je vreme poluraspada preko 10 godina.
Radijum
atomski broj: 88 Ar: 226 grupa: 2 perioda: Q blok: s osobine: zemnoalkalni metal agregatno stanje: čvrsto
o o 1.
2.
3.
T.K: 2010 K T.T: 973 K 3 gustina: 5,5g/cm elektronegativnost: 0,9 otkriće:P. i M. Currie, 1898. lat. naziv: radium oksidaciona stanja: +2 raspored elektrona po nivoima:2, 8, 18, 32, 18, 8, 2 2 elektronska konfiguracija: [Rn]7s atomski poluprečnik: 233 pm energija jonizacije (kJ/mol): + Ra -> Ra , 509 + 2+ Ra -> Ra , 979 izotopi: Ra-224 zastupljenost u prirodi: ? raspad: alfa vreme poluraspada: 3,63 dana raspada se na: Rn-220 Ra-226 zastupljenost u prirodi: moţda 100% raspad: alfa vreme poluraspada: 1602 godine raspada se na: Rn-222 Izotopi radijuma nastaju raspadom torijuma ili uranijuma. Izotop 228 je sintetički.
Dobijanje Elementi druge grupe se u prirodi ne nalaze u slobodnom stanju, već u obliku soli. Njihov osnovni izvor jezemljina kora (najviše Mg i Ca, zatim Sr i Ba i najmanje Be i Ra) i morska voda (rastvorene soli). Metali se iz soli dobijaju elektrolizom rastopa, obično hlorida. Najbolji primer je elektroliza magnezijum hlorida. Elektroliza se mora izvoditi u sudu bez pritoka vazduha (kiseonika). 2+ Mg + 2e -> Mg
-
2Cl -> Cl2 + 2e
-
Ili zbirno: MgCl2 -> Mg + Cl2 Berilijum se nalazi u alumino-silikatu, mineralu berilu [AlBe3(Si6O18)]. Izvori magnezijuma su magnezit(MgCO3), odnosno dolomit (CaCO3*MgCO3). Umorskoj vodi se nalazi kao rastvoren MgCl2, dok u mineralnim vodama dolazi u obliku MgSO4. Najvaţniji izvori kalcijuma su krečnjak (CaCO3 - kreda, mermer) i gips (CaSO4*2H2O), stroncijumastroncionit (SrCO3) i celesit (SrSO4), a barijuma witherit (BaCO3) i barit (BaSO4). Radijum dolazi u malim količinama u rudama urana i torijuma.
Reakcije Reaktivnost zemnoalkalnih metala povećava se porastom atomske težine, jer valenti elektroni postaju udaljeniji od jezgra i time se lakše otpuštaju. Svi zemnoalkalni metali, izuzimajući berilijum i magnezijum koji reaguje s vodenom parom, reaguju s vodom gradeći baze. Reakcija nije burna (kod Ca) kao reakcija alkalnih, ali povećanjem atomske teţine postaje burnija (kao kod Ba). Ca + 2H2O -> Ca(OH)2 + H2 Zemnoalkalni metali reaguju i sa kiseonikom i sa azotom iz vazduha gradeći okside i nitride. Barijum gradi i superoksid. Nisu korozivni, jer se pri duţem stajanju na metalu stvara tanka prevlaka oksida koja sprečava dalju reakciju. 2Mg + O2 -> 2MgO
3Ca + N2 -> Ca3N2
Ba + O2 -> BaO2 Svi zamnoalkalni metali reaguju i sa halogenima i vodonikom (što je reaktivniji halogen i što je reaktivniji metal reakcija se lakše odvija) gradeći halogenide i hidride. M + X2 -> MX2 Reaguju i sa kiselinama (berilijum samo kao prah, jer ga prevlaka oksida štiti). M + 2HA -> MA2 + H2 ... Berilijum, kao amfoteran element, reaguje i sa jakim bazama (poput NaOH). Be + 2NaOH + H2O -> Na2Be(OH)4 + H2 Reaguju i sa CO2 iz vazduha: 2M + O2 + 2CO2 -> 2 MCO3
Primena
Pošto reaguju sa svim glavnim sastojcima vazduha - O2, N2 i CO2, zemnoalkalni metali se koriste za odstranivanje tragova vazduha iz visokovakuumskih cevi. Najčešće se u ovu svrhu upotrebljava kalcijum. Magnezijum ima veliku tehničku primenu kao laka legura. Vrlo se jeftino dobija iz morske vode - u jednom 3 km morske vode ima 5000 tona magnezijuma. Daleko širu primenu imaju jedinjenja alkalnih metala.
Jedinjenja Jedinjenja ovih metala, osim belirijuma su jonske, čvrste supstance, često kristalne i hidratisane. Moţemo ih podeliti na hidrokside i soli - najvaţnije su karbonati i bikarbonati, hloridi, sulfati, nitrati... Hidroksidi zemnoalkalnih metala su slabije rastvorni u vodi od alkalnih. Kao alkaliju moţemo upotrebiti samo Ba(OH)2. Be(OH)2 je amfoteran, Mg(OH)2 slabo bazan, dok su hidroksidi težih metala jače baze. Karbonati su najrasprostranjenije soli metala druge grupe. Praktično su nerastvorni. Delovanjem vode koja sadrži rastvorenog ugljenik(IV)oksida prelaze u bolje rastvorne bikarbonate, koji su pak stabilni samo u rastvoru, a pri taloženju se ponovo izdvajaju karbonati. Ovo je proces kojim se u prorodi prenose velike količine kalcijum karbonata (izgraĎeni planinski venci). CaCO3 + CO2 + H2O <-> Ca(HCO3)2 Karbonati se pri žarenju raspadaju: MCO3 -> MO + CO2 Hloridi metala druge grupe su veoma hidrofilni (navlače vodu). Dobro s rastvorni u vodi. Sulfati zemnoalkalnih metala su slabo rastvorni u vodi, pri čemu izuzetak čini MgSO4. Nitrati su rastvorni u vodi, a zagrevanjem se raspadaju: M(NO3)2 -> MO + O2 + N2O3
Elementi III grupe PSE
U elemente treće (a) grupe PSE ubrajamo šest elemenata, od kojih se pet nalaze u prirodi, a šesti je sintetisan relativno skoro. Svi suamfoternog karaktera, koji se menja porastom atomske teţine. Bor pokazuje neke osobine nemetala, aluminijum je slab metal, kao i elementi ispod njega.
Bor
o o o o o o o o o 1.
2.
atomski broj: 5 Ar: 10,81 grupa: 3 perioda: L blok: p osobine: amfoteran element ili nemetal (metaloid) agregatno stanje: čvrsto T.K: 4200 K T.T: 2349 K 3 gustina: 2,34g/cm elektronegativnost: 2 otkriće:Sir H. Davy, J. L. Guy-Lussac, L. J. Thenard, 1828. lat. naziv: borum oksidaciona stanja: +3 raspored elektrona po nivoima:2, 3 2 1 elektronska konfiguracija: [He]2s 2p atomski poluprečnik: 85 pm brzina zvuka: 16200 m/s energija jonizacije (kJ/mol): + B -> B , 800 + 2+ B -> B , 2427 2+ 3+ B -> B , 3660 jačina nekih kovalentnih veza (kJ/mol): B-H, 381 B-B, 335 B-Cl, 444 B-O, 523 B-C, 372 B-F, 644 izotopi: B-10 zastupljenost u prirodi: 19,9% raspad: stabilan B-11 zastupljenost u prirodi: 80,1% raspad: stabilan
Aluminijum
atomski broj: 13 Ar: 26,98 grupa: 3 perioda: M blok: p osobine: amfoteran element ili slab metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 2792 K
o o o o o o o o o 1.
2.
T.T: 933,5 K 3 gustina: 2,7g/cm elektronegativnost: 1,5 otkriće:H. C. Oersted, 1825. lat. naziv: aluminium oksidaciona stanja: +2 raspored elektrona po nivoima:2, 8, 3 2 1 elektronska konfiguracija: [He]2s 2p atomski poluprečnik: 125 pm brzina zvuka: 5000 m/s energija jonizacije (kJ/mol): + Al -> Al , 577 + 2+ Al -> Al , 1817 2+ 3+ Al -> Al , 2745 jačina nekih kovalentnih veza (kJ/mol): Al-H, 285 Al-Al, 200 Al-Cl, 498 Al-O, 585 Al-C, 225 Al-F, 665 izotopi: Al-27 zastupljenost u prirodi: 100% raspad: stabilan Sintetisan je izotop aluminijuma Al-26.
Galijum
o
atomski broj: 31 Ar: 69,72 grupa: 3 perioda: N blok: p osobine: amfoteran element ili metal agregatno stanje: čvrsto (tečno na oko300C) T.K: 2477 K T.T: 302,9 K 3 gustina: 5,91g/cm elektronegativnost: 1,6 otkriće: L. de Boisbaudran, 1875. lat. naziv: galium oksidaciona stanja: +3 (retko +1, +2) raspored elektrona po nivoima:2, 8, 18, 3 2 10 1 elektronska konfiguracija: [Ar]4s 3d 4p atomski poluprečnik: 130 pm brzina zvuka: 2740 m/s energija jonizacije (kJ/mol): + Ga -> Ga , 580
o o 1.
2.
o o o 1.
2.
+
2+
Ga -> Ga , 1980 2+ 3+ Ga -> Ga , 2963 izotopi: Ga-69 zastupljenost u prirodi: 60,11% raspad: stabilan Ga-70 zastupljenost u prirodi: 39,89% raspad: stabilan
Indijum atomski broj: 49 Ar: 114,82 grupa: 3 perioda: O blok: p osobine: amfoteran element ili metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 2345 K T.T: 429,75 K 3 gustina: 7,31g/cm elektronegativnost: 1,7 otkriće:F. Reich, H. Richter 1863. lat. naziv: indium oksidaciona stanja: +3 (retko +1, +2) raspored elektrona po nivoima:2, 8, 18, 18, 3 2 10 1 elektronska konfiguracija: [Kr]5s 4d 5p atomski poluprečnik: 155 pm brzina zvuka: 1215 m/s energija jonizacije (kJ/mol): + In -> In , 558 + 2+ In -> In , 1820 2+ 3+ In -> In , 2704 izotopi: In-113 zastupljenost u prirodi: 4,3% raspad: stabilan In-114 zastupljenost u prirodi: 95,7% raspad: beta 14 vreme poluraspada: 4,4*10 godina raspada se na: Sn-115
Talijum
atomski broj: 81 Ar: 204,383
grupa: 3 perioda: P blok: p osobine: amfoteran element ili metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 1746 K T.T: 577 K gustina: 11,85g/cm3 elektronegativnost: 1,8 otkriće: Sir W. Crookes, 1861. lat. naziv: oksidaciona stanja: +1, +3 (ređe) raspored elektrona po nivoima:2, 8, 18, 32, 18, 3 elektronska konfiguracija: [Xe]6s24f146p1 atomski poluprečnik: 190 pm brzina zvuka: 818 m/s energija jonizacije (kJ/mol):
Tl -> Tl , 589 + 2+ Tl -> Tl , 1971 2+ 3+ Tl -> Tl , 2878
1.
Tl-203 zastupljenost u prirodi:29,5% raspad: stabilan Tl-205 zastupljenost u prirodi: 70,5% raspad: stabilan Sintetisan je izotop talijuma mase 204.
o o 2.
o o 3.
+
izotopi:
Ununtrijum
atomski broj: 113 Ar: 284 grupa: 3 perioda: Q blok: p osobine:metal agregatno stanje: čvrsto T.K: ? K T.T: ? K gustina: ?g/cm3 elektronegativnost: ? otkriće:Dubna, 2004. lat. naziv: ununtrium oksidaciona stanja: ? raspored elektrona po nivoima:2, 8, 18, 32, 32, 18, 3 elektronska konfiguracija: [Rn]7s25f146d107p1 atomski poluprečnik: ? izotopi: 1.
Poznat je samo jedan izotop 113 elementa (Uut-284). Element se ne nalazi u prirodi.
Dobijanje Svi elementi treće grupe, osim aluminijuma su slabo zastupljeni u priodi, u obliku minerala u sasatvu zemljine kore. Bor se dobija iz boraksa (Na2B4O7 * 10H2O). Na2B4O7 + 2HCl + 5H2O -> 2NaCl + 4H3BO3 Dobijena borna kiselina gubi vodu. 2H3BO3 -> B2O3 + 3H2O Konačno, bor oksid se redukuje zagrevanjem sa prahom magnezijuma. B2O3 + 3Mg -> 3MgO + 2B
Daleko je vaţnije dobijanje aluminijuma. To je sloţen postupak. Aluminijum je veoma zastupljen u zemljinoj kori u obliku aluminosilikata, ali nema pogodnog postupka za izdvajanje iz ovih jedinjenja. Kao izvor Al koristi se boksit, preteţno hidratisani oksid (Al2O3 * nH2O) uz mnogo drugih primesa (oksid gvoţĎa - crveni boksit). Za proizvodnju Al se ne koristi tzv. beli boksit koji sadrţi mnogo silicijum(IV)oksida (SiO2). Iz boksita se Bayer-ovim postupkom izdvaja bezvodni aluminijum oksid (glinica). Ruda se prvoobrađuje rastvorom NaOH. Al(OH)3 + NaOH -> NaAlO2 + 2H2O
AlOOH + NaOH -> NaAlO2 + H2O Ovako se rastvara hidratisani aluminijum oksid. Nerastvorni ostatak se naziva crveni mulj. U njega prelaze sve nepoţeljne komponente. Silicijum(IV)oksid pri ovom postupku se veţe u nerastvorni natrijum-aluminosilikat (Na2O * Al2O3 * SiO2 * 2H2O) i time odnosi deo aluminijuma. Zbog toga nije moguće efikasno proizvoditi Al iz belog boksita. Glinica se konačno dobija hidrolizom, zatim žarenjem. Na2AlO2 + 2H2O -> Al(OH)3 + NaOH
2Al(OH)3 -> Al2O3 + 3H2O Završni postupak jeste elektroliza (Hall-Heroult-ova). Da bi mogla biti sprovedena, Al2O3 se rastvara u tečnom 0 kriolitu (na oko 950 C, Na3AlF6). Glinica disocira u ovom rastopu. 3+ 2Al2O3 -> 2Al + 3O Elektroliza se sprovodi grafitnim elektrodama. Na katodi se izdvaja elementarni aluminijum. Skuplja se ispod rastvora elektrolita i time se sprečava reakcija sa vazduhom. 3+ 2Al + 6e -> 2Al Na anodi se izdvaja kiseonik koji stupa u reakciju s grafitom (elektroda) pri čemu se oslobaĎa izvesna količina energije. Zbog toga se povremeno mora zameniti anoda. 23O -> 1 1/2 O2 + 6e
1 1/2 O2 + 3C -> 3CO + 18,92 kJ Proces se nastavlja ponovnim dodavanjem glinice u rastop. Zbirna rekacija elektrolize bi bila: Al2O3 + 104,7 kJ -> 2Al + 1 1/2 O2 Ili pravilnije, redukcije: Al2O3 + 3C + 76,62 kJ -> 2Al + 3CO Galijum se nalazi kao pratilac u boksitu i germanitu; indijum u rudama gvožĎa, cinka, bakra i olova; a talijum kao pratilac u piritu. Poslenji elemenat III grupe dobijen je pri alfa raspadu elementa 115, koji je dobijen gaĎanejm mete od americijuma jonima kalcijuma.
Reakcije Bor je metaloid. Ne reaguje sa kiselinama, niti vodom, niti bazama. Pri zagrevanju reaguje sa kiseonikom i halogenima: 4B + 3O2 -> 2B2O3
2B + 3F2 -> 2BF3 Aluminijum i elementi ispod njega imaju slične osobine. Amfoternog su i blago metalnog karaktera. Aluminijum ne reaguje sa vodom, jer ga štiti tanka prevlaka oksida. Reaguje sa halogenima i kiseonikom, slično boru, mada lakše. Prevlaka od oksida ga štiti od dalje korozije pri stajanju na vazduhu. Reaguje i sa kiselinama i sa bazama (tu se najbolje iskazuje amfoteran karakter) uz izdvajanje vodonika. 2Al + 6HCl -> 2AlCl3 + 3H2
Primena
2Al + 2NaOH + 6H2O -> 2NaAl(OH)4 + 3H2 3
Najvažniji elemenat III grupe je aluminijum. Sa gustinom od 2,7 g/cm spada u grupu lakih metala. Zbog toga se masovno koristi u avioindustriji. Najvažniji je sastojak lakih legura.
Aluminijum se koristi i za tehnično-mketalurški postupak - aluminotermiju. Praškasti aluminijum imareduktivnu moć. Aluminotermija se izvodi tako što se smeša oksida metala i aluminijuma "zapali" malom količninom magnezijuma, a dalje odvijanje reakcije je spontano (egzoterma). Ovaj postupak se posebno koristi za dobijanje Cr i Mn. 2Al + Fe2O3 -> Al3O3 + 2Fe Bor nema vaţniju tehničku primenu. Koristi se za neka karbonska vlakna. Zanimljiva su i vaţna neka njegova jedinjenja. Galijum ima vaţnu primenu kao poluprovodnik u izradi kompjuterskih čipova. Galijum, indijum i talijum ulaze u sastav nekih legura, a primenu imaju i neka njihova jedinenja.
Jedinjenja Bor gradi kovalentna jedinjenja. Aluinijum i ostali elementi treće grupe grade jonska i kovalentna jedinjenja (jedinjenja imaju karakter oba). Jedinjenja elemenata treće grupe su soli, oksidi, halogenidi, kiseline i hidroksidi. Bor gradi nekoliko kiselina (H3BO3 -borna, H2B4O7 - tetraborna, HBO2 - metaborna) koje jedva da iskazuju kiseli karakter, a u vodi se ne rastvaraju već grade koloidne rastvore. Njihov anhidrid je bor oksid. primenu nalazi borna kiselina i natrijumove soli borne i tetraborne. Zagrevanjem prelaze jedna u drugu. 0 H3BO3 -> H2O + HBO2 (na 100 C)
0
4HBO2 -> H2O + H2B4O7 (na 140 C)
H2B4O7 -> H2O + B2O3 Aluminijum i ostali elementi grade slična jedinjenja. Hidroksidi su im amfoterni (pri delovanju alkalija se ponašaju kao kiseline, a pri delovanju kiselina kao baze) i slabo rastvorivi u vodi. Aluminijum stoga gradi soli s kiselinama hloridi, sulfati... ali i soli s alkalijama - aluminate (soli "aluminijumove kiseline"). Al(OH)3 + 3HCl -> AlCl3 + 3H2O
H3AlO3 + 3NaOH -> Na3AlO3 + 3H2O Aluminijum oksid (glinica, odnosno korund, Al 2O3) osnova je nekih dragulja (rubin, safir), čija je boja posledica 2+ 3+ prisustva izuzetno malih količina teţijh jona (Fe i Fe ).
Elementi IV grupe PSE
Elementi četvrte grupe PSE imaju specifičan poloţaj. Na sredini su između izrazitih metala i izrazitih nemetala. Ugljenik je klasičan nemetal, mada ponekad pokazuje osobine metala (grafit ima metalni sjaj). Silicijum je slabiji nemetal ili amfoter (metaloid). Sličan silicijumu je germanijum (metaloid), mada je kod njega nemetalni karakter iščezao i javlja se slab metalni. Kalaj i olovo su slabi metali ili amfoterni elementi. Poslednji element grupe je nedavno sintetisan i ne nalazi se u prirodi.
Ugljenik
atomski broj: 6 Ar: 12,011
o o o o o o o o o o o o 1.
2.
3.
grupa: 4 perioda: L blok: p osobine: nemetal (metaloid) agregatno stanje: čvrsto T.K: 5100 K T.T: 3773 K 3 gustina: 2,26(grafit) - 3,51 (dijamant)g/cm elektronegativnost: 2,5 otkriće: poznat od davnina lat. naziv: carboneum oksidaciona stanja: +4, -4, +2 raspored elektrona po nivoima:2, 4 2 2 elektronska konfiguracija: [He]2s 2p atomski poluprečnik: 70 pm alotropske modifikacije: amforni grafit, heksagonalni - provodnik el. struje, metalni sjaj (slabije vezani elektroni) dijamant, tetragonalni fuleren, oblik "fudbalske lopte", obično C60 mada moţe C20-72 PronaĎeno je joše nekoliko, manje bitnih, alotropskih modifikacija ugljenika jačina nekih kovalentnih veza (kJ/mol): C-H, 411 C-C, 348 C=C, 614 C=O, 745 C C, 839 C=N, 615 C N, 891 izotopi: C-12 zastupljenost u prirodi: 98,9% raspad: stabilan C-13 zastupljenost u prirodi: 1,1% raspad: stabilan C-14 zastupljenost u prirodi: u tragovima raspad: beta vreme poluraspada: 5730 godina raspada se na: N-14
Silicijum
atomski broj: 14 Ar: 28,05 grupa: 4 perioda: M
o o o o o o
4.
blok: p osobine: metaloid agregatno stanje: čvrsto T.K: 3538 K T.T: 1687 K 3 gustina: 2,33g/cm elektronegativnost: 1,8 otkriće: J. Berzelius, 1823. lat. naziv: silicium oksidaciona stanja: +4, (reĎe +2) raspored elektrona po nivoima:2, 8, 4 2 2 elektronska konfiguracija: [Ne]3s 3p atomski poluprečnik: 110 pm jačina nekih kovalentnih veza (kJ/mol): Si-H, 326 Si-C, 301 Si-O, 486 Si-F, 582 Si-Cl, 391 Si-Si, 226 izotopi: Si-28 zastupljenost u prirodi: 92,23% raspad: stabilan Si-29 zastupljenost u prirodi: 4,67% raspad: stabilan Si-30 zastupljenost u prirodi: 3,1% raspad: stabilan Sintetisan je radioaktivan izotop Si-32.
atomski broj: 32 Ar: 72,59 grupa: 4 perioda: N blok: p osobine: amfoteran element ili metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 3103 K T.T: 1210 K 3 gustina: 5,32g/cm elektronegativnost: 1,8 otkriće: C. Winkler, 1886. lat. naziv: germanium oksidaciona stanja: +4, +2 raspored elektrona po nivoima:2, 8, 18, 4 2 10 2 elektronska konfiguracija: [Ar]4s 3d 4p
1.
2.
3.
Germanijum
o o o o
6.
atomski poluprečnik: 125 pm brzina zvuka: 5400 m/s energija jonizacije (kJ/mol): + Ge -> Ge , 762 + 2+ Ge -> Ge , 1537 2+ 3+ Ge -> Ge , 3302 3+ 4+ Ge -> Ge , 4410 izotopi: Ge-70 zastupljenost u prirodi: 21,23% raspad: stabilan Ge-72 zastupljenost u prirodi: 27,66% raspad: stabilan Ge-73 zastupljenost u prirodi: 7,73% raspad: stabilan Ge-74 zastupljenost u prirodi: 35,94% raspad: stabilan Ge-76 zastupljenost u prirodi: 7,44% raspad: stabilan Sintetisani su izotopi germanijuma atomskih masa 68 i 71.
o o o o
atomski broj: 50 Ar: 118,69 grupa: 4 perioda: O blok: p osobine: amfoteran element ili metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 2875 K T.T: 505 K 3 gustina: 5,769(sivi) - 7,265g/cm(beli) elektronegativnost: 1,8 otkriće: poznat od davnina lat. naziv: stannum oksidaciona stanja: +4, +2 raspored elektrona po nivoima:2, 8, 18, 18, 4 2 10 2 elektronska konfiguracija: [Kr]5s 4d 5p atomski poluprečnik: 145 pm brzina zvuka: 2730 m/s energija jonizacije (kJ/mol): + Sn -> Sn , 709 + 2+ Sn -> Sn , 1412 2+ 3+ Sn -> Sn , 2943 3+ 4+ Sn -> Sn , 3930
1.
2.
3.
4.
5.
Kalaj
izotopi: Sn-112 zastupljenost u prirodi: 0,97% raspad: stabilan 2. Sn-114 zastupljenost u prirodi: 0,65% raspad: stabilan 3. Sn-115 zastupljenost u prirodi: 0,34% raspad: stabilan 4. Sn-116 zastupljenost u prirodi: 14,54% raspad: stabilan 5. Sn-117 zastupljenost u prirodi: 7,68% raspad: stabilan 6. Sn-118 zastupljenost u prirodi: 24,23% raspad: stabilan 7. Sn-119 zastupljenost u prirodi: 8,59% raspad: stabilan 8. Sn-120 zastupljenost u prirodi: 32,59% raspad: stabilan 9. Sn-122 zastupljenost u prirodi: 4,63% raspad: stabilan 10. Sn-124 zastupljenost u prirodi: 5,79% raspad: stabilan 11. Sintetisani je izotop kalaja atomske mase 126. Kalaj je element sa najviše stabilnih izotopa - čak 10. alotropske modifikacije: o sivi - ispod 180C o beli - preko 180C 1.
Olovo
atomski broj: 82 Ar: 207,2 grupa: 4 perioda: P blok: p osobine: amfoteran element ili metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 2022 K T.T: 600 K 3 gustina: 11,34g/cm elektronegativnost: 1,8 otkriće: poznato od davnina lat. naziv: plumbum
o o o o 1.
2.
3.
4.
5.
6.
1.
oksidaciona stanja: +2, +4 raspored elektrona po nivoima:2, 8, 18, 32, 18, 4 2 14 10 2 elektronska konfiguracija: [Xe]6s 4f 5d 6p atomski poluprečnik: 180 pm brzina zvuka: 1190 m/s energija jonizacije (kJ/mol): + Pb -> Pb , 715 + 2+ Pb -> Pb , 1450 2+ 3+ Pb -> Pb , 3081 3+ 4+ Pb -> Pb , 4083 izotopi: Pb-204 zastupljenost u prirodi: 1,6% raspad: alfa 17 vreme poluraspada: 1,4 * 10 godina raspada se na: Hg-200 Pb-206 zastupljenost u prirodi: 24,1% raspad: stabilan Pb-207 zastupljenost u prirodi: 22,1% raspad: stabilan Pb-208 zastupljenost u prirodi: 52,4% raspad: stabilan Pb-210 zastupljenost u prirodi: u tragovima raspad: beta , alfa vreme poluraspada: 22,3 godine raspada se na: Hg-206, Bi-210 Poznat je sintetički izotop olova atomske mase 205.
Ununkvadijum
atomski broj: 114 Ar: 288 grupa: 4 perioda: Q blok: p osobine: slab metal agregatno stanje: verovatno čvrsto T.K: ? K T.T: ? K 3 gustina: ?g/cm elektronegativnost: ? otkriće: Dubna, 1999. lat. naziv: ununquadium oksidaciona stanja: ? raspored elektrona po nivoima:2, 8, 18, 32, 32, 18, 4 2 14 10 2 elektronska konfiguracija: [Rn]7s 5f 6d 7p atomski poluprečnik: ? pm izotopi: Sintetisan je samo jedan atom elementa 114.
Dobijanje
Svi elementi IV grupe (osim sintetskog - Uuq) nalaze se u znatnijim količinama u zemljinoj kori. Ugljenik ulazi u sastav svih organskih jedinjenja, u atmosferi ga ima u obliku CO2. U zemljinoj kori nalazi se izmeĎu ostalog u nafti i ugljevima. Kao grafit dolazi reĎe, a najreĎe kao dijamant.
Silicijum je drugi najzastupljeniji element u zemljinoj kori (prvi je kiseonik) i čini oko četvrtine zemljine kore (uglavnom u obliku aluminosilikata i SiO2). Silicijum se proizvodi iz SiO2 redukcijom u električnom luku pomoću veoma istog grafita. SiO2 + C -> Si + O2 Ovako se dobija silicijum sa 1-4% primesa. Pošto je za poluprovodničku industriju potreban izuzetno čist silicijum. Si se prečišćava pomoću dve metode. Prva je fizička i sastoji se u pomeranju bloka od nedovoljno čistog Si kroz peć na čejem je jednom delu temperatura dovoljna da se iztopi silicijum. Deo tečnog silicijuma koji nastaje pomeranjem nosi nečistoće pošto se naknadno odseče. Ova metoda izvodi se i sa nepokretnim blokom Si oko kog se pomera indukcioni kalem. Učinak je isti uz manje utrošene energije. Druga metoda prečišćavanje Si je hemijska. Si se provodi kroz atmosferu HCl i stvara gasovite produkte (hlorsilani, 0 a HSiCl3, trihlorsilan, se izdvaja i prečišćava destilacijom) koji se zatim u atmosferi vodonika redukuju na 1200 C, a čist silicijum se sublimuje iz gasovitog stanja. Dobijena HCl se ponovo koristi za dobijanje HSiCl 3. HSiCl3 + H2 -> Si + 3HCl Germanijum se dobija pri prečišćavanju Pb, Zn, Cu, a dolazi i u rudama argiroditu i germanitu. Kalaj dolazi kao kasiterit (SnO2) u eruptivnom kamenju, uglavnom na malajskom poluostrvu. Iz rude se moţe izdvojiti relativno prostom redukcijom uz pomoć ugljenika pri povišenoj temperaturi. SnO2 + 2C -> Sn + 2CO Osnovna ruda olova je galenit (PbS). Iz njega se izdvaja postupkom sličnim za sve sulfidne rude. Prvi deo jeste koncentrisanje rude - flotacija (ona se primenjuje za koncentrisanje svake rude). Ruda se usitni, a zatim unosi u bazen sa vodom. Bazen ima mešalicu i pumpu za uduvavanje vazduha. Dodaju setenzidi (površinski aktivne supstance) - "penušavac" (adsorbuje su na granici vazduh/voda - sastoji se od manjeg polarnog dela koji se vezuje za molekule vode, i većeg nepolarnog, koji se vezuje za molekule vazduha) i "kolektor" (polarni deo se selektivno veje za mineral, a nepolarni time čini mineral hidrofobnim). Baloni vazduha stabilizovani penušavcem i čestice minerala sa kolektorom se meĎusobno veţu i isplivavaju na površinu odakle se mineral sakuplja. Galenit se prvo prži na oksid. 2PbS + 3O2 -> 2PbO +2 SO2 Koji se redukuje uz pomoć ugljenika. PbO + C -> Pb + CO
Reakcije Elementi IV grupe se meĎusobno razlikuju po osobinama. Ugljenik je nemetal i kao takav ne reaguj sa kiselinama i bazama. Usijan reaguje sa vodenom praom i taj se postupak koristi za dobijanje vodonika (v. tekst o vodoniku). Zagrejan regauje sa kiseonikom. Ukoliko nema dovoljno kiseonika stvara se ugljenik(II)oksid. C + O2 -> CO2
2C + O2 -> 2CO Reaguje i sa halogenima, najlakše sa fluorom (zatim Cl). C + 2F2 -> CF4 Grafit reaguje i sa koncentrovanom HNO3 dajući mezitilnu kiselinu ( v. tekst o produktima oksidacije polihidroksilnih alkohola) - 1,2,3,4,5,6-benzen-heksakiselina. 0 0 Si regauje s kiseonikom na 900 C, sa azotom na 1400 C, sa fluorom pri normalnim uslovima i sa ostalim 0 halogenima na oko 300 C. Reaguje samo sa HF od kiselina, a sa alkalijama gradi soli - silikate. Si + O2 -> SiO2
3Si + 2N2 -> Si3N4
Si + 2F2 -> SiF4
Si + 2I2 -> SiI4
2-
+
Si + HF -> [SiF] + 2H + 2H2
4-
+
Si + NaOH -> [SiO4] + 4Na + 2H2 Germanijum, kalaj i olovo se ponašaju sličnije. Svi su zaštićeni tankim slojem oksida koji ih čini inertnim prema vodi. Kalaj reaguje sa vodenom parom. Sn + 2H2O -> SnO2 + 2H2 Svi reaguju sa kiseonikom (premda nisu korozivni) i halogenima pri zagrevanju gradeći četvoro i dvovalentna jedinjenja. Kod germanijuma preovlaĎuju 4-valentna, kod kalaja i četvoro i dvovalenta jednako, a kod olova su stabilnija dvovalentna jedinjenja. Ge + O2 -> GeO2
Sn + 2Cl2 -> SnCl4
Sn + Cl2 -> SnCl2
2Pb + O2 -> 2PbO Kao amfoterni elementi reaguju i sa kiselinama i sa bazama. Sa kiselinama najlakše reaguje kalaj, germanijum ne reaguje. Ovi elementi slabije reaguju sa kiselinama, jer ih štiti prevlaka oksida. Sn + 2HCl -> SnCl2 + H2
Pb + 4NaOH + 4H2O -> Na4Pb(OH)8 + 2H2 Jedinjenja elemenata četvrte grupe su većinom kovalentna. Kalaj i olovo, posebno dvovalenti, grade jonska jedinjenja.
Primena Ugalj se koristi kao gorivo, grafit za olovke, a dijamant za sečenje stakla (tehnički) i kao dragi kamen.Ugljenik (koks) se koristi i kao redukciono sredstvo u metalurgiji. Ugalj je nastao truljenjem organske materije u zemljinoj kori. Nekoliko je vrsta uglja, čija se vrednost meri kalorijama (ona je proporcionalna procentu ugljenika). Najstariji i najbolji su antracit i kameni ugalj, zatim drvni, treset... Koks se dobija industrijski. Silicijum je navažnija sirovina u proizvodnji poluprovodnika. Germanijum se takođe koristi u industriji poluprovodnika. Kalaj ulazi u sastav legura - lem (33%, 67% Pb), bronza (20%, 80% Cu). Beli lim se koristi za konzerve. To je čelik (pretodno očišćen pomoću H2SO4) prevučen slojem kalaja (čelik se uroni u rastopljeni kalaj). Kalaj legurama i belom limu daje potrebnu otpornost prema oksidaciji i delovanju organskih kiselina (kojih naročito ima u proizvodima koji se konzerviraju). Olovo se koristilo za tanad. Danas se najviše koristi za akumulatore.
Jedinjenja Budući da se elementi četvrte grupe znatno razlikuju po osobinama, grade različite tipove jedinjenja. Jedinjenja imaju značajnu primenu. 2Neorganska jedinjenja ugljenika su oksidi (CO i CO2), ugljena kiselina H2CO3 i njene soli karbonati (CO3 ) i hidrogen(bi)karbonati (HCO3 ). Silicijumova najvaţnija jedinjenja su SiO2 (u prirodi kvarc, kremen - u sastavu nekog dragog kamenja ametist), ortosilikatna kiselina (H4SiO4) koja dehidratacijom: H4SiO4 -> H2O + H2SiO3 prelazi u metasilikatnu i njihove soli (silikati). To su izuzetno slabe kiseline, koje grade koloidne rastvore u vodi. Najzastupljenija jedinjenja Si u prirodi su aluminosilikati (kao gline, zeoliti...). Obično su hidratisani. To su jedinjenja koja sadrţe aluminosilikatni anjon (AlSiO4 ) za koji su vezani katjoni, obično alkalnih i zemnoalkalnih metala. Zanimljiva su jedinjenja silicijuma - silani, koji su slični alkanima, samo su mnogo reaktivniji. Opšta formula im je SinH2n+2. Prvi čaln je (mono)silan, zatim disilan... + 2+ Mg2Si + 4H -> 2Mg + SiH4 Silani sa halogenima grade jedinjenja slična halidima. Silicijum gradi još zanimljivih jedinjenja - silikone. Jedan od prostijih je metilsilikon.
Germanijum, kalaj i olovo grade sličnija jedinjenja. Veći značaj imaju jedinjenja kalaja i olova. Mogu se podeliti na okside, hidrokside (ili kiseline, dok Pb(OH)2 pokazuje i bazan karakter) i soli - sulfate, hloride, karbonate, soli organskih kiselina. TakoĎe postoje soli olovne, odnosno kalajne kiseline (Pb(OH)4 i Sn(OH)4), jer su ti hidroksidi amfoterni.
Elementi V grupe PSE
Elementi pete grupe, ili kako se još nazivaju, elementi azotove grupe (pnitogeni) meĎusobno se znatnije razlikuju po osobinama. Azot i fosfor su nemetali koji pokazuju ponekad i blag metalni karakter. Arsen je metaloid ili nemetal, a sličan njemu je i antimon, mada više teţi metalima, nego nemetalima. Bizmut je amfoteran element ili slab metal.
Azot
o
atomski broj: 7 Ar: 14,0067 grupa: 5 perioda: L blok: p osobine: nemetal agregatno stanje: gasovito T.K: 77,36 K T.T: 63,15 K 3 gustina: 0,00125g/cm elektronegativnost: 3,0 otkriće: D.Rutherford, 1772. lat. naziv: nitrogenium oksidaciona stanja: -3, +5, +3, +2, +4, +1, -2, -1 raspored elektrona po nivoima:2, 5 2 3 elektronska konfiguracija: [He]2s 2p atomski poluprečnik: 65 pm brzina zvuka (m/s): 353 jačina nekih kovalentnih veza (kJ/mol): N-H, 390
o o o o o 1.
2.
3.
o o o o o o o o 1.
2.
N-N, 160 N=N, 415 N-Cl, 193 C-N, 268 N N, 946 izotopi: N-14 zastupljenost u prirodi: 99,65% raspad: stabilan N-15 zastupljenost u prirodi: 0,35% raspad: stabilan Sintetisan je izotop azota - 13.
Fosfor
atomski broj: 15 Ar: 30,97 grupa: 5 perioda: M blok: p osobine: nemetal (metaloid) agregatno stanje: čvrsto T.K: 550 K T.T: 317 K 3 gustina: 1,82(beli), 2,34(crveni) - 2,69 (crni)g/cm elektronegativnost: 2,1 otkriće: H. Brand, 1669. lat. naziv: phosphorus oksidaciona stanja: +5, -3, +3 raspored elektrona po nivoima:2, 8, 5 2 3 elektronska konfiguracija: [Ne]3s 3p atomski poluprečnik: 100 pm alotropske modifikacije: beli, tetragonalni P4, reaktivan 0 crveni,tetragonalni, Pn, zagrevanjem belog na 300 C bez vazduha, manje reaktivan crni, iz belog pod jakim pritiskom, nerastvoran u većini rastvarača, metalni sjaj poput grafita jačina nekih kovalentnih veza (kJ/mol): P-H, 328 P-O, 407 P-P, 209 P-Cl, 419 P=O, 560 izotopi: P-31 zastupljenost u prirodi: 100% raspad: stabilan Sintetisani su izotopi fosfora atomskih masa 32 i 33.
Arsen
o o
2.
atomski broj: 33 Ar: 74,92 grupa: 5 perioda: N blok: p osobine: nemetal (metaloid) agregatno stanje: čvrsto T.K: 887 K T.T: 1090 K 3 gustina: 5,73g/cm elektronegativnost: 2,0 otkriće: A. Magna, 1250. lat. naziv: arsenicum oksidaciona stanja: +3, -3, +5 raspored elektrona po nivoima:2, 8, 18, 5 2 10 3 elektronska konfiguracija: [Ar]4s 3d 4p atomski poluprečnik: 115 pm alotropske modifikacije: 0 sivi (alfa), ima metalni sjaj, do 800 C As4, As2 preko 1700, reaktivan žuti (beta),heksagonalni (As6), dobija se hlaĎenjem arsenvodonika, nestabilan na sobnoj temperaturi (prelazi u sivi), nema metalni sjaj, manje reaktivan 0 crni (amformi), dobija se sublimacijom arsena bez prisustva vazduha, iznad 360 prelazi u stabilniji sivi jačina nekih kovalentnih veza (kJ/mol): As-H, 245 As-O, 477 As-As, 348 As-Cl, 293 As-C, 200 izotopi: As-75 zastupljenost u prirodi: 100% raspad: stabilan Sintetisani su izotopi arsena atomskih masa 73 i 74.
atomski broj: 51 Ar: 121,75 grupa: 5 perioda: O blok: p osobine: amforan element (slab metal) agregatno stanje: čvrsto T.K: 1860 K
o o o o o o 1.
Antimon
o 1.
2.
3.
T.T: 904 K 3 gustina: 6,7g/cm elektronegativnost: 1,9 otkriće: poznat od davnina lat. naziv: stibium oksidaciona stanja: +3, +5 (ponekad -3) raspored elektrona po nivoima:2, 8, 18, 18, 5 2 10 3 elektronska konfiguracija: [Kr]5s 4d 5p atomski poluprečnik: 145 pm alotropske modifikacije: Alotropske modifikacije antimona su slične arsenovim. Siva ima metalni sjaj i stabilna je, a ţuta je nestabilna. izotopi: Sb-121 zastupljenost u prirodi: 57% raspad: stabilan Sb-123 zastupljenost u prirodi: 43% raspad: stabilan Sintetisan je izotop antimona atomske mase 125.
Bizmut
2.
atomski broj: 83 Ar: 208,98 grupa: 5 perioda: P blok: p osobine: metal (amfoteran element) agregatno stanje: čvrsto T.K: 1873 K T.T: 545 K 3 gustina: 9,8g/cm elektronegativnost: 2,0 otkriće: poznat od davnina lat. naziv: bismuthum oksidaciona stanja: +1 do +5 raspored elektrona po nivoima:2, 8, 18, 32, 18, 5 2 14 10 3 elektronska konfiguracija: [Xe]6s 4f 5d 6p atomski poluprečnik: 160 pm izotopi: Bi-209 zastupljenost u prirodi: 100% raspad: alfa 19 vreme poluraspada: 1,9 * 10 godina raspada se na: Tl-205 Sintetisani su izotopi bizmuta atomskih masa 207 i 208.
atomski broj: 115 Ar: 288
1.
Ununpentijum
1.
grupa: 5 perioda: P blok: p osobine: metal agregatno stanje: čvrsto T.K: ? K T.T: ? K 3 gustina: ?g/cm elektronegativnost: ? otkriće: Dubna, 2004. lat. naziv: ununpentijum oksidaciona stanja: ? raspored elektrona po nivoima:2, 8, 18, 32, 32, 18, 5 2 14 10 3 elektronska konfiguracija: [Rn]7s 5f 6d 7p atomski poluprečnik: ? pm izotopi: Poznat je samo jedan izotop elementa 115 koji je nastao u nuklearnoj reakciji kalcijuma i americijuma i odmah se alfa raspadom raspao na izotop elementa 113.
Dobijanje
Elementi pete grupe osim Uup dobro su zastupljeni u prirodi. 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 0 nalazišta u severnoj africi, zagrevanjem u prisustvu koksa i kvarcnog peska na 1300-1500 C. Ca3(PO4)2 + 6SiO2 + 10C -> P4 + 6CaSiO3 + 10CO Arsen dolazi u obliku oksida i sulfida (As2O3, As2S3, As2S2) kao i u obliku arsenopirita iz kog se i dobija zagrevanjem bez prisustva vazduha, a zatim sublimacijom. 4FeAsS -> 4FeS + As4 Antimon se dobija redukcijom stibita gvoţĎem ili prţenjem stibita, pa zatim redukcijom pomoću koksa. Sb2S3 + 3Fe -> 3FeS + 2Sb
Sb2S3 + 5O2 -> Sb2O4 + 3SO2
Sb2O4 + 4C -> 2Sb + 4CO Rude bizmuta su sulfid, bizmutinit (Bi2S3) i oksid, bizmutit (Bi2O3) iz kojih se dobija već opisanim procesima redukcije.
Reakcije
Elementi pete grupe pokazuju znatne razlike u osobinama. Azot je pri normalnim uslovima inertan gas i s kiseonikom reaguje tek pri udaru groma. Fosfor, posebno beli je znatno reaktivniji. S kiseonikom gradi fosfor(V)oksid ili paţljivim odabiranjem uslova fosfor(III)oksid. Reaguje i sa svim halogenima (gradi trovalentna jedinjenja). Fosforu je veoma sličan arsen, koji reaguje gotovo identično s tim da u reakciji s fluorom moţe biti i petovalentan. Antimon i bizmut se znatno razlikuju od fosfora i arsena. Ta razlika se ogleda već u reakciji sa vodom. 2Sb + 3H2O -> Sb2O3 + 3H2 Reaguju sa halogenima i kiseonikom gradeći trovalentna jedinjenja, a bizmut često i petovalentna. U koncentrovanoj sumpornoj kiselini se "rastvaraju" uz izdvajanje SO2 i azotnoj kiselini, a u hlorovodoničnoj uz prisustvo vazduha. 4Bi + 12HCl + 3O2 -> 4BiCl3 + 6H2O 2Bi + 6H2SO4 -> Bi2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O Bizmut i antimon imaju veoma zanimljivu osobinu - slično vodi, oni se pri očvršćavanju rastežu.
Primena Azot se koristi za dobijanje amonijaka, koji je polazna sirovina za mnoga jedinjenja. Fosfor se koristi za proizvodnju šibica. Arsen se koristi kao otrov, dodaje se olovu u puščanoj sačmi da bi se stvrdnulo. Antimon ulazi u sastv legura od kojih je vrlo zanimljiva "štamparska" (82% Pb, 15%Sb, 3%Sn). Bizmut se uoptrebljava za proizvodnju lako topljivih legura poput Wood-ovog metala (50%Bi, 25%Pb, 12,5%Sn, 12,5%Cd) koji se topi na samo 0 60 C. Jedinjenja ovih elemenata imaju znatno širu primenu.
Jedinjenja Petovalentni oksidi (N2O5, P2O5...) su anhidridi kiselina - azotne, fosforne... Azotna kiselina je izuzetno jaka, fosforna slaba, a kiseline bizmuta i antimona su već amfoterne. Hidridi ( NH3, PH3...) porastom atomske mase elementa postaju sve nestabilniji i postepeno gube bazni karakter, koji je izraţen kod amonijaka, a kod arsina je već skoro potpuno nestao. Trovalenti oksidi su takoĎe anhidridi kiselina, odnosno amfoternih jedinjenja, ili čak slabih baza (bizmut). Soli ovih elemenata mogu biti soli njihovih kiselina (sve soli azota, fosfora i arsena, soli bizmutove i antimonove kiseline) i soli sa drugim kiselinama (soli antimona i bizmuta sa sumpornom, azotnom hlorovodoničnom kiselinom, organskim kiselinama...).
Elementi VI grupe PSE
Elementi VI grupe PSE nazivaju se i halkogenima ("gradioci ruda") jer kiseonik i sumpor ulaze u sastav većine ruda. Hemijske osobine menjaju im se pravilno porastom atomske težine. Kiseonik je izrazit nemetal, kao i sumpor. Selen je u osobinama veoma sličan sumporu, mada pokazuje i amfoteran karakter. Telur je metaloid, a polonijum gradi amfoterna jedinjenja. Poslednji element grupe halkogenih elemenata je sintetisan nedavno.
o o o o o o o o 1.
Kiseonik atomski broj: 8 Ar: 15,9 grupa: 6 perioda: L blok: p osobine: nemetal agregatno stanje: gasovito T.K: 90,2 K T.T: 54,4 K 3 gustina: 0,001429g/cm elektronegativnost: 3,5 otkriće: J. Prestley, K. W. Sheele 1774. lat. naziv: oxygenium oksidaciona stanja: -2 (+1 s fluorom) raspored elektrona po nivoima:2, 6 2 4 elektronska konfiguracija: [He]2s 2p atomski poluprečnik: 60 pm brzina zvuka (m/s): 330 jačina nekih kovalentnih veza (kJ/mol): O-O, 146 O-N, 200 O=O, 498 O-C, 360 O=C, 743 alotropske modifikacije: kiseonik, O2, gas, jedina alotropska modifikacija bilo kog elementa koja sadrţi nesparene elektrone ozon, rezonantna struktura O3, svetloplav gas, nastaje pod uticaijem ultraljubičastog zračenja, jače oksidaciono sredstvo od običnog kiseonika tetrakiseonik, O4, skoro otkriven, nastaje izlaganjem običnog kiseonika pritisku od 20 GPa, crvena tečnost, jače oksidaciono sredstvo od ozona izotopi: О-16 zastupljenost u prirodi: 99,76%
2.
3.
raspad: stabilan O-17 zastupljenost u prirodi: 0,04% raspad: stabilan O-18 zastupljenost u prirodi: 0,2% raspad: stabilan
Sumpor
o o o o o o o o o o o 1.
2.
3.
atomski broj: 16 Ar: 32,06 grupa: 6 perioda: M blok: p osobine: nemetal agregatno stanje: čvrsto T.K: 388 K T.T: 718 K 3 gustina: 1,92 - 2,08g/cm elektronegativnost: 2,5 otkriće: poznat od davnina lat. naziv: sulphur oksidaciona stanja: -2, +4, +6 raspored elektrona po nivoima:2, 8, 6 2 4 elektronska konfiguracija: [Ne]3s 3p atomski poluprečnik: 100 pm jačina nekih kovalentnih veza (kJ/mol): S-O, 265 S=O, 525 S-S, 226 S-C, 272 S=C, 476 S-H, 347 S-Cl, 255 alotropske modifikacije: S8, i sam u dve modifikacije - romboični i monoklinični, posle topljenja, zagrevanjem postaje sve više viskozna 0 tečnost koja menja boju u crvenu i crnu, da bi na oko 450 C počela da isparava, daljim zagrevanjem raspada se na diatomske molekule (oko 1000) a zatim (na 1600) u slobodne atome amforni sumpor, nastaje brzim hlaĎenjem veoma toplog sumpora S6, stvara naranĎasto-crvene kristale, najgušća altropska modifikacija Sumpor je posle ugljenika element sa najviše alotropskih modifikacija, a poznati su lanci do 30 S atoma. izotopi: S-32 zastupljenost u prirodi: 95,02% raspad: stabilan S-33 zastupljenost u prirodi: 0,75% raspad: stabilan S-34
4.
5.
zastupljenost u prirodi: 4,21% raspad: stabilan S-36 zastupljenost u prirodi: 0,02% raspad: stabilan Sintetisan je izotop sumpora atomske mase 35.
Selen
o o o o o o o o o o 1.
2.
3.
4.
atomski broj: 34 Ar: 78,96 grupa: 6 perioda: N blok: p osobine: nemetal agregatno stanje: čvrsto T.K: 958 K T.T: 494 K 3 gustina: 4,28 - 4,81g/cm elektronegativnost: 2,4 otkriće: J. Berzelius, 1817. lat. naziv: selenium oksidaciona stanja: -2, +4, +6 raspored elektrona po nivoima:2, 8, 18, 6 2 10 4 elektronska konfiguracija: [Ar]4s 3d 4p atomski poluprečnik: 115 pm jačina nekih kovalentnih veza (kJ/mol): Se-O, 343 Se-Se, 330 Se-F, 285 Se-C, 245 Se-H, 335 Se-Cl, 245 brzina zvuka (m/s): 3350 alotropske modifikacije: sivi , Sen, najstabilniji, jedina modifikacija koja provodi toplotu amforni crveni selen Se8, crveni kristali, postoji u alfa, beta i gama modifikaciji Selen ima joše nekoliko alotropskih modifikacija, sličnih sumporu. izotopi: Se-74 zastupljenost u prirodi: 0,87% raspad: stabilan Se-76 zastupljenost u prirodi: 9,36% raspad: stabilan Se-77 zastupljenost u prirodi: 7,63% raspad: stabilan Se-78 zastupljenost u prirodi: 23,78% raspad: stabilan
5.
6.
7.
Se-80 zastupljenost u prirodi: 49,61% raspad: stabilan Se-82 zastupljenost u prirodi: 8,73% raspad: duipli beta 20 vreme poluraspada: 1,08 * 10 godina raspada se na: Kr-82 Sintetisani su izotopi selena atomskih masa 72, 75 i 79.
Telur
o o o o o o 1.
2.
3.
4.
5.
atomski broj: 52 Ar: 127,6 grupa: 6 perioda: O blok: p osobine: metaloid agregatno stanje: čvrsto T.K: 1261 K T.T: 723 K 3 gustina: 6,24g/cm elektronegativnost: 2,1 otkriće: F. M. von Reichenstein, 1782. lat. naziv: tellurium oksidaciona stanja: +4, -2, +6 raspored elektrona po nivoima:2, 8, 18, 18, 6 2 10 4 elektronska konfiguracija: [Kr]5s 4d 5p atomski poluprečnik: 140 pm jačina nekih kovalentnih veza (kJ/mol): Te-O, 268 Te-H, 240 Te-F, 335 Te-Te, 235 Te-Cl, 251 brzina zvuka (m/s): 2610 alotropske modifikacije: Telur dolazi u osmoatomskim molekulima. izotopi: Te-120 zastupljenost u prirodi: 0,096% raspad: stabilan Te-122 zastupljenost u prirodi: 2,603% raspad: stabilan Te-124 zastupljenost u prirodi: 4,816% raspad: stabilan Te-125 zastupljenost u prirodi: 7,139% raspad: stabilan Te-126
6.
7.
8.
zastupljenost u prirodi: 18,952% raspad: stabilan Te-123 zastupljenost u prirodi: 0,908% raspad: zarobljavanje elektrona 13 vreme poluraspada: 1 * 10 godina raspada se na: Sb-123 Te-128 zastupljenost u prirodi: 31,687% raspad: duipli beta 24 vreme poluraspada: 2,2 * 10 godina- najduţe vreme poluraspada nekog radioaktivnog izotopa raspada se na: Xe-128 Te-130 zastupljenost u prirodi: 33,799% raspad: duipli beta 20 vreme poluraspada: 7,9 * 10 godina raspada se na: Xe-130
Polonijum
1.
atomski broj: 84 Ar: 209 grupa: 6 perioda: P blok: p osobine: amfoteran element agregatno stanje: čvrsto T.K: 1235 K T.T: 527 K 3 gustina: 9,2 - 9,4g/cm elektronegativnost: 2,0 otkriće: P. i M. Curie, 1898. lat. naziv: polonium oksidaciona stanja: +4, +2 raspored elektrona po nivoima:2, 8, 18, 32, 18, 6 2 10 14 4 elektronska konfiguracija: [Xe]6s 5d 4f 6p atomski poluprečnik: 190 pm izotopi: Polonijum nema stabilnih izotopa, niti se njegovi izotopi nalaze u prirodi u znatnijoj količini (nalazi se u lancu raspada uranijuma). Sintetisani su izotopi polonijuma 208, 209, 210.
Ununheksijum atomski broj: 116 Ar: 292 grupa: 6 perioda: Q blok: p osobine: metal agregatno stanje: čvrsto
1.
T.K: ? K T.T: ? K 3 gustina: ?g/cm elektronegativnost: ? otkriće: Dubna, 2000. lat. naziv: ununheksium oksidaciona stanja: ? raspored elektrona po nivoima:2, 8, 18, 32, 32, 18, 6 2 10 14 4 elektronska konfiguracija: [Rn]7s 6d 5f 7p atomski poluprečnik: 190 pm izotopi: Element 116 je sintetski i nema izotopa u prirodi.
Dobijanje Kiseonik je najzastupljeniji elemenat na zemlji i čini oko 50% zemljine kore i oko 21% atmosfere. Dobija se elektrolizom vode (skuplji postupak, ali kako se on koristi za dobijanje vodonika, kao nusprodukt se javlja kiseonik) i destilacijom tečnog vazduha. Sumpor je dobro zastupljen u zemljinoj kori i tvori mnoge rude. Ima ga i u elementarnom stanju u blizini vulkana. To se tumači reakcijom: 2H2S + SO2 -> 3S + 2H2O TakoĎe, elementarni sumpor nastaje u prirodi blizu nekih nalazišta gipsa. Gips se redukuje metanom (zemni gas). CaSO4 + CH4 -> CaCO3 + H2S + H2O
2H2S + O2 -> 2S + 2H2O Dolazi i u obliku sumpornih voda. Vulknaski sumpor se lako vadi (kopovi) jer je relativno blizu površini (posle vaĎenja se prečišćava destilacijom). Sumpor nastao redukcijom gipsa je na većoj dubini i vadi se pomoću Frash metode. Kroz cevi (koncentrične) se pušta voda čija je temperatura veća od temperature topljenja sumpora. Sumpor se topi i kroz cev izlazi na površinu. Selen i telur su nešto reĎi i dobijaju se pri preradi ruda bakra, olova i srebra.
Reakcije Kiseonik je jako oksidaciono sredstvo. Elektropozitivan je samo prema fluoru. O2 + F2 -> O2F2 Dobijeno jedinjenje sadrţi lanac kiseonika -O-O- (peroksidi) koji je karakterističan još i za sumpor (disulfidi) i selen. Najstabilniji je lanac sumpora. Sumpor je klasičan nemetal i reaguje sa kiseonikom, halogenima i vodonikom. S + O2 -> SO2
S + 3F2 -> SF6
S + Cl2 -> S2Cl2 + Cl2 -> 2SCl2 Reaguje i sa alkalijama (KOH) i gradi smešu soli. 8S + 6KOH -> 2K2S3 + K2S2O3 + 3H2O Selen ima gotovo identične osobine sa sumporom, ali pokazuje i amfoteran karakter. Telur je takoĎe sličnih osobina, mada su mu jedinjenja više amfoterna od jedinjenja sumpora i selena. Polonijum reaguje i sa kiselinama.
Primena Čist kiseonik se koristi kao raketno gorivo, za zavarivanje.Elementarni sumpor nalazi primenu privulkanizaciji gume. Selen nalazi primenu u proizvodnji crvenog stakla (primesa koja daje boju). Boji za premazivanje trupa broda se dodaje i selen, kako se ne bi skupljale školjke. Telur je primesa pri vulkanizaciji gume. Sa kadmijumom i ţivom gradi poluprovodničku leguru (zapravo jedinjenje) koja je osetljiva na infracrveno svetlo. Jedinjenja ovih elemenata imaju daleko širu primenu.
Jedinjenja Jedinjenja se mogu podeliti na okside, kiseline, soli, hidride. Oksidi ovih elemenata su kiseli (osim polonijuma i delimično telura), a kiselost im opada porastom atomske mase elementa. Hidridi porastom atomske teţine elementa postaju sve nestabilniji. Tako je voda veoma stabilna, a telurvodonik krajnje nestabilan. Voda je neutralna, a ostali su slabe kiseline. Soli ovih elemenata uglavnom su soli njihovih kiselina (sumporna, sumporasta) i halidi.
Halogeni elementi
Elementi sedme grupe PSE nazivaju se i halogeni (grčki "gradioci soli"). U halogene se ubraja i vodonik zbog svojih hemijskih osobina. Halogeni su najizrazitiji nemetali. Ipak, reaktivnost im opada porastom atomske težine jer valenti elektroni postaju sve udaljeniji od jezgra i time se javlja teţnja za otupštanjem elektrona, a elektron se nešto teţe prima. Ovo uzrokuje da je fluor najreaktivniji halogen, zatim hlor... Svi grade dvoatomske molekule. Porastom atomske teţine, molekule je sve lakše rastaviti na slobodne atome. TakoĎe, kod joda se opaţa neznatan metalni karakter (ima metalni sjaj). I njihove fizičke osobine se pravilno menjaju - fluor i hlor su gasovi (ţut - fluor i ţutozelen - hlor), brom je tečnost (tamnosmeĎ), a jod čvrsta supstanca (ljubičast) kao i astat. Vidi se da čak i boja postaje sve tamnije porastom atomske teţine.
Fluor
atomski broj: 9 Ar: 19 grupa: 7 perioda: L blok: p osobine: nemetal agregatno stanje: gasovito T.K: 85 K T.T: 53,5 K 3 gustina: 0,0017g/cm elektronegativnost: 4,0 otkriće: H. Moissan, 1886. lat. naziv: fluorum oksidaciona stanja: -1 raspored elektrona po nivoima:2, 7 2 5 elektronska konfiguracija: [He]2s 2p atomski poluprečnik: 50 pm
o o o o 1.
o o o 1.
2.
3.
jačina nekih kovalentnih veza (kJ/mol): F-F, 159 O-F, 190 N-F, 272 F-C, 484 izotopi: F-19 zastupljenost u prirodi: 100% raspad: stabilan
Hlor atomski broj: 17 Ar: 35,45 grupa: 7 perioda: M blok: p osobine: nemetal agregatno stanje: gasovito T.K: 240 K T.T: 172 K 3 gustina: 0,0032g/cm elektronegativnost: 3,0 otkriće: K. W. Sheele 1774. lat. naziv: chlorum oksidaciona stanja: -1, +7, +5, +4, +3, +1 raspored elektrona po nivoima:2, 8, 7 2 5 elektronska konfiguracija: [Ne]3s 3p atomski poluprečnik: 100 pm brzina zvuka (m/s): 206 jačina nekih kovalentnih veza (kJ/mol): Cl-O, 206 Cl-Cl, 242 Cl-H, 431 izotopi: Cl-35 zastupljenost u prirodi: 75% raspad: stabilan Cl-37 zastupljenost u prirodi: 25% raspad: stabilan Sintetisan je izotop Cl-36.
Brom
atomski broj: 35 Ar: 79,9 grupa: 7 perioda: N blok: p osobine: nemetal agregatno stanje: tečno
o o o o 1.
2.
T.K: 332 K T.T: 266 K 3 gustina: 3,1g/cm elektronegativnost: 2,8 otkriće: A. J. Balard, 1826. lat. naziv: bromum oksidaciona stanja: -1, +7, +5, +4, +3, +1 raspored elektrona po nivoima:2, 8, 18, 7 2 10 5 elektronska konfiguracija: [Ar]4s 3d 4p atomski poluprečnik: 115 pm brzina zvuka (m/s): 206 jačina nekih kovalentnih veza (kJ/mol): Br-Br, 193 Br-C, 286 Br-H, 366 Br-O, 234 izotopi: Br-79 zastupljenost u prirodi: 51% raspad: stabilan Br-81 zastupljenost u prirodi: 49% raspad: stabilan
Jod
atomski broj: 53 Ar: 126,9 grupa: 7 perioda: O blok: p osobine: nemetal agregatno stanje: čvrsto T.K: 457 K T.T: 387 K 3 gustina: 4,93g/cm elektronegativnost: 2,5 otkriće: B. Courtois, 1804. lat. naziv: iodum oksidaciona stanja: -1, +7, +5, +3 raspored elektrona po nivoima:2, 8, 18, 18, 7 2 10 5 elektronska konfiguracija: [Kr]5s 4d 5p
o o o o 1.
2.
o 1.
2.
atomski poluprečnik: 140 pm jačina nekih kovalentnih veza (kJ/mol): I-H, 299 I-C, 228 I-O, 234 I-I, 151 izotopi: I-127 zastupljenost u prirodi: 100% raspad: stabilan Sintetisani su izotopi I-129 i I-131.
Astat
atomski broj: 85 Ar: 210 grupa: 7 perioda: P blok: p osobine: nemetal (amfoteran element) agregatno stanje: čvrsto T.K: 610 K T.T: 575 K 3 gustina: ?g/cm elektronegativnost: 2,2 otkriće: D.R. Corson, E. Serge, K. R. MacKenzie 1940. lat. naziv: astatium oksidaciona stanja: -1, +3, +1 raspored elektrona po nivoima:2, 8, 18, 32, 18, 7 2 10 14 5 elektronska konfiguracija: [Xe]6s 5d 4f 6p atomski poluprečnik: 145 pm jačina nekih kovalentnih veza (kJ/mol): At-At, 110 izotopi: At-210 zastupljenost u prirodi: 100% raspad: zarobljavanje elektrona, alfa vreme poluraspada: 8,1 čas raspada se na: Po-210, Bi-206 Astatov izotop je deo procesa raspada urana. Nastaje raspadom francijuma. NajreĎi je element u zemljinoj kori. Veštačkim putem je sintetisano još oko 20 izotopa astata sa veoma malim vremenima poluraspada.
Ununseptijum
atomski broj: 117 Ar: verovatno 292 grupa: 7 perioda: Q blok: p osobine: verovatno metal (amfoteran element) agregatno stanje: verovatno čvrsto T.K: ? K T.T: ? K 3 gustina: ?g/cm elektronegativnost: ? otkriće: još nije izolovan lat. naziv: ununseptium oksidaciona stanja: ? raspored elektrona po nivoima:2, 8, 18, 32, 32, 18, 7
2
10
14
elektronska konfiguracija: [Rn]7s 6d 5f 7p atomski poluprečnik: ? pm
5
Dobijanje Halogeni, kao veoma reaktivni ne nalaze se u prirodi u slobodnom stanju već u obliku njihovih jeddinjenja u sastavu zemljine kore ili rastvorenih u svetskom moru. Njačešći hlor, zatim brom, fluor i jod. Astat je izuzetno redak. Hlor čini 1,5% morske vode (iz NaCl). Brom (0,0065%) i jod (5 milionitih delova) prate hlor u vodi (kao kalijumove, natrijumove i magnezijumove soli). Fluor dolazi u mineralima kriolitu (Na3AlF6) i apatitu (Ca5[PO4]3 [F,Cl]) kao i u kalcijum-fluoridu (CaF2). Iz jedinjenja se halogeni izoluju na nekoliko načina. Prvi od njih jeste elektroliza rastvora ili rastopa soli(primenjuje se za dobijanje hlora) koja je objašnjena u tekstovima o alkalnim i zemnoalkalnim metalima. Za dobijanje Br i I se koristi metoda supstitucije. Tako se u rastvore njihovih soli (ili halogenvodonika) uvodi hlor koji ih, kao elektronegativniji istiskuje iz rastvora. 2X + Cl2 -> 2Cl + X2 Primenjuje se i metoda oksidacije (kiseonikom), uglavnom u laboratorijske svrhe. Kiseonik je elektronegativniji od hlora, broma i joda, ali ne i od fluora pa se ova metoda ne moze koristiti za dobijanje fluora. 2NaCl + MnO2 + 2H2SO4 -> Cl2 + 2H2O + Na2SO4 + MnSO4 Fluor se može dobiti samo elektrolizom rastopa soli ili fluorvodonika (nerastvorenog u vodi) jer bi se na anodi umesto fluora oksidovao kiseonik kao elektropozitivniji.
Reakcije
Halogeni su uz alkalne metale najreaktivniji elementi i vrlo jaka oksidaciona sredstva. Najtipičnije reakcije halogena su reakcije sa vodonikom (i nekim drugim nemetalima poput P, As, S, Se...) i metalima. Sto su halogeni reaktivniji to nemetali s kojima reaguju imaju veći oksidacioni broj. Tako fluor oksiduje sumpor i do +6, a hlor samo do +1 ili +2. S + 3F2 -> SF6
2S + Cl2 -> S2Cl2 + Cl2 -> 2SCl2 Razlike u osobinama joše bolje se vide u reakciji sa vodonikom. One su većinom povratne, ali je npr. ravnoteţa pri stvaranju HF pomaknuta potpuno u pravcu stvaranja proizvoda, a pri sintezi HI ravnoteţa je veoma pomerena na levu stranu (u pravcu razgradnje HI). Sve reakcije su egzoterme, ali se osloboĎena energija u reakciji sve više smanjuje porastom atomske teţine halogena. Tako se pri sintezi jednog mola HF osobaĎa preko 300kJ energije, a pri sintezi HI svega 10-ak kJ. X2 + H2 <-> 2HX Što je halogen reaktivniji moći će oksidovati i inertnije metale (izuzetak je ţiva, koja reaguje čak i sa jodom). 2Ag + F2 -> 2AgF
Cu + Cl2 -> CuCl2
Mg + Br2 -> MgBr2
Primena
2Na + I2 -> 2NaI
Fluor se upotrebljava za odeljivanje izotopa urana, za sintezu nekih organsih jedinjenja. Hlor nalazi veliku primenu kao dezinfekciono sredstvo (dezinfekcija vode za piće). TakoĎe koristi se i za organske sinteze i za sintezu HCl (reĎe). Nekada je korišćen kao bojni otrov. Brom se uoptrebljava za organske sinteze. Jod se upotrebljava za organske sinteze i u medicini za dezinfekciju rana (jodna tinktura - 7% rastvor joda u alkoholu). Znatno širu primenu imaju jedinjenja halogenih elemenata.
Jedinjenja
Jedinjenja halogenih elemenata moţemo podeliti na okside, halogenvodonike, kiseline i soli. Halogeni grade nekoliko oksida i većina su anhidridi kiselina. Oksid sa najvećim oksidacionim brojem obično je anhidrid najjače kiseline. Fluor ne gradi okside jer je elektronegativniji od kiseonika. Halogenvodonici su izuzetno vaţna jedinjenja halogena. Osobine im se pravilno menjaju porstom atomske težine halogena. Svi su gasovi. Reaguju kiselo.
Soli halogena jesu halidi (soli halogenvodonika) i soli kiseoničnih kiselina (hlorati, hloriti, hipohlorati, hipohloriti, bromati, hipobromiti, jodati, hipojoditi).
Plemeniti gasovi
Plemeniti ili inertni gasovi su elementi nulte grupe PSE. Kako imaju popunjen poslednji energetski nivo, gotovo uopšte ne reaguju. Helijum je element s najniţom tačkom topljenja. I ostali plemeniti gasovi imaju veoma niske tačke ključanja i topljenja u odnosu na atomsku masu. To je takoĎe posledica popunjenosti elektronskog omotača. IzmeĎu atoma plemenitih gasova ne uspostavljaju se jače veze, tek nešto slabih Wan Der Walls-ovih veza.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
Helijum
atomski broj: 2 Ar: 4,0026 grupa: 0 perioda: K blok: p osobine: inertan element agregatno stanje: gasovito T.K: 4,215 K T.T: 0,95 K pri 2,5 MPa 3 gustina: 0,00001786g/cm elektronegativnost: ? otkriće: Sir W. Ramsey, P. T. Cleve, N. Langet, 1895. lat. naziv: helium oksidaciona stanja: ? raspored elektrona po nivoima:2 2 elektronska konfiguracija: 2s atomski poluprečnik: 31 pm izotopi: He-3 zastupljenost u prirodi: 0,000137% raspad: stabilan He-4 zastupljenost u prirodi: 99,999863% raspad: stabilan He-5 raspad: stabilizacija izbacivanjem neutrona -23 vreme poluraspada: 3 * 10 s raspada se na: He-4 He-6 raspad: beta vreme poluraspada: 807 ms raspada se na: Li-6 He-7 raspad: stabilizacija izbacivanjem neutrona -21 vreme poluraspada: 5 * 10 s raspada se na: He-6 He-8 raspad: beta i stabilizacija izbacivanjem neutrona vreme poluraspada: 119 ms raspada se na: Li-7 He-9 raspad: stabilizacija izbacivanjem neutrona
8.
-21
vreme poluraspada: 7 * 10 s raspada se na: He-8 He-10 raspad: stabilizacija izbacivanjem neutrona -21 vreme poluraspada: 18 * 10 s raspada se na: He-9
Neon
1.
2.
3.
atomski broj: 10 Ar: 20,118 grupa: 0 perioda: L blok: p osobine: inertan element agregatno stanje: gasovito T.K: 27 K T.T: 24,5 K 3 gustina: 0,0009g/cm elektronegativnost: ? otkriće: Sir W. Ramsey, M. W. Travers, 1898. lat. naziv: neon oksidaciona stanja: ? raspored elektrona po nivoima:2, 8 2 6 elektronska konfiguracija: [He]2s 2p atomski poluprečnik: 51 pm izotopi: Ne-20 zastupljenost u prirodi: 99,5% raspad: stabilan Ne-21 zastupljenost u prirodi: 0,3% raspad: stabilan Ne-22 zastupljenost u prirodi: 0,2% raspad: stabilan
Argon
1.
2.
3.
4.
1.
2.
3.
atomski broj: 18 Ar: 39,95 grupa: 0 perioda: M blok: p osobine: inertan element agregatno stanje: gasovito T.K: 87 K T.T: 83,8 K 3 gustina: 0,00179g/cm elektronegativnost: ? otkriće: Sir W. Ramsey, M. W. Travers, 1898. lat. naziv: argon oksidaciona stanja: ? raspored elektrona po nivoima:2, 8, 8 2 6 elektronska konfiguracija: [Ne]3s 3p atomski poluprečnik: 71 pm izotopi: Ar-36 zastupljenost u prirodi: 0,037% raspad: stabilan Ar-38 zastupljenost u prirodi: 0,063% raspad: stabilan Ar-40 zastupljenost u prirodi: 99,9% raspad: stabilan Sintetisani su izotopi Ar-37, 39, 42.
Kripton
atomski broj: 36 Ar: 83,8 grupa: 0 perioda: N blok: p osobine: inertan element agregatno stanje: gasovito T.K: 120 K T.T: 116 K 3 gustina: 0,00375g/cm elektronegativnost: 3,0 otkriće: Sir W. Ramsey, M. W. Travers, 1898. lat. naziv: kripton oksidaciona stanja: +2 raspored elektrona po nivoima:2, 8, 18, 8 2 10 6 elektronska konfiguracija: [Ar]4s 3d 4p atomski poluprečnik: 103 pm izotopi: Kr-80 zastupljenost u prirodi: 2,25% raspad: stabilan Kr-82 zastupljenost u prirodi: 11,6% raspad: stabilan Kr-83 zastupljenost u prirodi: 11,5%
4.
5.
6.
7.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
raspad: stabilan Kr-84 zastupljenost u prirodi: 57% raspad: stabilan Kr-86 zastupljenost u prirodi: 17,3% raspad: stabilan Kr-78 zastupljenost u prirodi: 0,35% raspad: duplo zarobljavanje elektrona 20 vreme poluraspada: 2,3 * 10 godina raspada se na: Se-78 Sintetisani su izotopi Kr-79, 81, 85.
Ksenon
atomski broj: 54 Ar: 131,29 grupa: 0 perioda: O blok: p osobine: inertan element agregatno stanje: gasovito T.K: 165 K T.T: 161,5 K 3 gustina: 0,0059g/cm elektronegativnost: 2,6 otkriće: Sir W. Ramsey, M. W. Travers, 1898. lat. naziv: xenon oksidaciona stanja: +2, +4, +6, +8 raspored elektrona po nivoima:2, 8, 18, 18, 8 2 10 6 elektronska konfiguracija: [Kr]5s 4d 5p atomski poluprečnik: 103 pm izotopi: Xe-126 zastupljenost u prirodi: 0,09% raspad: stabilan Xe-128 zastupljenost u prirodi: 1,91% raspad: stabilan Xe-129 zastupljenost u prirodi: 26,4% raspad: stabilan Xe-130 zastupljenost u prirodi: 4,1% raspad: stabilan Xe-131 zastupljenost u prirodi: 21,29% raspad: stabilan Xe-132 zastupljenost u prirodi: 26,9% raspad: stabilan Xe-134 zastupljenost u prirodi: 10,4% raspad: stabilan Xe-124 zastupljenost u prirodi: 0,1% raspad: duplo zarobljavanje elektrona 17 vreme poluraspada: 1,1 * 10 godina
raspada se na: Te-124 Xe-136 zastupljenost u prirodi: 8,9% raspad: beta vreme poluraspada: 2,36 * 1021 godina raspada se na: Ba-136 10. Sintetisani su izotopi Xe-125, 127, 133, 135. 9.
1.
2.
1.
Radon atomski broj: 86 Ar: 222 grupa: 0 perioda: P blok: p osobine: inertan element agregatno stanje: gasovito T.K: 211 K T.T: 202 K 3 gustina: 0,0097g/cm elektronegativnost: ? otkriće: F. E. Dorn, 1898. lat. naziv: radon oksidaciona stanja: +2, +6 raspored elektrona po nivoima:2, 8, 18, 32, 18, 8 2 10 14 6 elektronska konfiguracija: [Xe]6s 5d 4f 6p atomski poluprečnik: 134 pm izotopi: Rn-222 zastupljenost u prirodi: 100% raspad: alfa vreme poluraspada: 3,82 dana raspada se na: Po-218 Sintetisan je izotop Rn-211.
Ununoktijum atomski broj: 118 Ar: 293 grupa: 0 perioda: Q blok: p osobine: inertan element agregatno stanje: gasovito T.K: ? K T.T: ? K 3 gustina: ?g/cm elektronegativnost: 2,2 otkriće: Dubna, 2006. lat. naziv: ununoctium oksidaciona stanja: ? raspored elektrona po nivoima:2, 8, 18, 32, 32, 18, 8 2 10 14 6 elektronska konfiguracija: [Rn]7s 6d 5f 7p atomski poluprečnik: ? pm izotopi: Element je dobijen nuklearnom reakcijum kalcijuma i kalifornijuma.
Dobijanje
Plemeniti gasovi se nalaze u atmosferi u znatnijim količinama.
He - 0,00046% Ne - 0,00116% Ar - 0,933% Kr - 0,0001% Xe - 0,000008% Iz vazduha se izdvajaju postupkom frakcione destilacije tečnog vazduha. Radon ne dolazi u atmosferi. Ima ga izuzetno malo (zarobljen u uranovim rudama) i deo je procesa raspada urana. Nastaje radioaktivnim raspadom radijuma. I helijum se moţe naći u uranovim rudama, a potiče od alfa čestica koje nastaju prilikom radioaktivnih raspada, a koje su ustvari jezgra helijuma (He-4). Poslednji element 0-te grupe je sintetisan nedavno i to je ujedno i elemenat sa najvećim atomskim brojem u PSE i poslednji elemenat Q periode. Elementi koji slede posle njega imaće i nove (g) orbitale. Osma perioda (ako je bude bilo, jer su vremena poluraspada elemenata izuzetno kratka) imaće 50 elemenata.
Reakcije
Plemeniti gasovi ne reaguju pri običnim uslovima. Pri odreĎenoj temperaturi i pritisku mogu ipak stvarati jedinjenja. Većinom su to jedinjenja sa fluorom kao najreaktivnijim elementom. Naime, porastom atomske teţine inertnog gasa, elektroni mu postaju sve udaljeniji od jezgra. Pri posebnim uslovima oni mogu nagraditi neke komplekse. Tako je prvo poznato jedinjenja plemenitog gasa bio kompleks ksenona sa platinaheksafluoridom (XePtF 6). Uspelo je "natrati" i helijum, kripton i radon da reaguju. Helijum u stanju plazme reaguje sa fluorom, folframom, ţivom, sumporom, jodom, fosforom. Kripton reaguje sa flurom na temperaturi bliskoj tački ključanja azota. Kr + F2 -> KrF2 Pri pritisku od 6 atmosfera ksenon reaguje sa fluorom. Xe + F2 -> XeF2
Xe + 2F2 -> XeF4
Xe + 3F2 -> XeF6 Radon gradi RnF2 i RnF6.
Primena
Plemeniti gasovi su zbog svoje elektronske strukture sjajni otpornici. Tako i uz vrlo slabu struju moţemo dobiti izuzetno visoke napone. Zbog toga i zbog toga što svetle u različitim bojama (neon - naranĎasto, argon-plavo), se koriste za svetleće reklame i lampe. Helijum se upotrebljava za punjenje balona i za pripravljanje veštačkog vazduha (oko 80% He, 20% O2).
Jedinjenja
Jedinjenja inertnih gasova su veoma retka, nestabilna i nemaju primenu. Najčešća jedinjenja su fluoridi.
Elementi Ib grupe PSE
U elemente ove grupe prelaznih metala ubrajamo bakar, srebro i zlato, kao i radioaktivni element rendgenijum. Zajednička osobina ovih elemenata jeste mala reaktivnost (nasuprot alkalnim metalima). Sva tri elementa ne mogu da istisnu vodonik iz kiselina. Reaktivnost se dodatno smanjuje i porastom atomske teţine elemenata.
Bakar
o o 1.
2.
atomski broj: 29 Ar: 63,546 grupa: 1b perioda: N blok: d osobine: prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 2840 K T.T: 1358 K 3 gustina: 8,96g/cm elektronegativnost: 1,9 otkriće: poznat od davnina lat. naziv: cuprum oksidaciona stanja: +1, +2 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 1 10 1 elektronska konfiguracija: [Ar]3d 4s atomski poluprečnik: 135 pm brzina zvuka: 3810 m/s energija jonizacije (kJ/mol): + Cu -> Cu , 745 + 2+ Cu -> Cu , 1958 izotopi: Cu-63 zastupljenost u prirodi: 69,17% raspad: stabilan Cu-65 zastupljenost u prirodi: 30,83% raspad: stabilan
Srebro
o 1.
2.
3.
atomski broj: 47 Ar: 107,868 grupa: 1b perioda: O blok: d osobine: prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 2435 K T.T: 1235 K 3 gustina: 10,49g/cm elektronegativnost: 1,9 otkriće: poznato od davnina lat. naziv: argentum oksidaciona stanja: +1 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 18, 1 10 1 elektronska konfiguracija: [Kr]4d 5s atomski poluprečnik: 160 pm brzina zvuka: 2680 m/s energija jonizacije (kJ/mol): + Ag -> Ag , 731 izotopi: Ag-107 zastupljenost u prirodi: 51,84% raspad: stabilan Ag-109 zastupljenost u prirodi: 48,16% raspad: stabilan Sintetisan su izotopi Ag-105, 106, 108, 111 .
Zlato
o o o
2.
atomski broj: 79 Ar: 196,97 grupa: 1b perioda: P blok: d osobine: prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 3129 K T.T: 1337 K 3 gustina: 19,3g/cm elektronegativnost: 2,1 otkriće: poznato od davnina lat. naziv: aurum oksidaciona stanja: +1, +3 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 32, 18, 1 14 10 1 elektronska konfiguracija: [Xe] 4f 5d 6s atomski poluprečnik: 135 pm brzina zvuka: 2030 m/s energija jonizacije (kJ/mol): + Au -> Au , 890 + 2+ Au -> Au , 1980 2+ 3+ Au -> Au , 2900 izotopi: Au-197 zastupljenost u prirodi: 100% raspad: stabilan Sintetisan su izotopi Au-195, 196, 198, 199 .
atomski broj: 111 Ar: 272 grupa: 1b perioda: Q blok: d osobine: prelazni metal agregatno stanje: ? T.K: ? K T.T: ? K 3 gustina: ?g/cm elektronegativnost: ? otkriće: Darmštrat lat. naziv: rendgenium oksidaciona stanja: ? raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 32, 18, 1
1.
Rendgenijum
1.
14
10
1
elektronska konfiguracija: [Rn] 5f 6d 7s atomski poluprečnik: 135 pm izotopi: Element 111 je veštački element. Sintetisano je nekoliko izotopa Rg od kojih najduţi poluţivot ima Rg-280 (3,6s).
Dobijanje
Elementi Ib grupe se u prirodi mogu naći u slobodnom stanju (jer nisu reaktivni) i u obliku jedinjenja, najčešće sulfida. Najčešće rude bakra su halkopirit (CuFeS2), halkozin (Cu2S), kovelin (CuS) i malahit (CuCO3xCu(OH)2). Posle flotacije rude, bakar se prţi na oksid: 2Cu2S + 3O2 -> 2Cu2O + 2SO2 Na ovaj način dobijeni SO2 moţe se koristiti za proizvodnju sumporne kiseline (Bor). Posle prţenja zaostaje smeša oksida i sulfida koja se obraĎuje gašenim krečom da bi se odstranili silikati, a zatim se topi i duvanjem vazduha redukuje: 2Cu2O + Cu2S -> 6Cu + SO2 Dobijeni bakar (blister) sadrţi primese koje značajno smanjuju njegovu el. provodljivost, te se dodatno prečišćava elektrolizom. Tako se dobija elektrolitički bakar. Najzastupljenija srebrna ruda je argentin (Ag2S). Srebro se taloţi u "anodnom blatu" prilikom elektrolize blister-bakra. Odatle se izdvaja dodatkom sumporne kiseline (odstranjuje reaktivnije metale). Takvo srebro često ima primese Au i Pt. Olovo takoĎe sadrţi primese srebra. Stopljenom olovu se doda 1% cinka u kom se srebro rastvara nekoliko hiljada puta bolje. Cink se ne rastvara u olovu, a srebrto se konahno odvaja destilacijom (nekad Trepča). Drugi način dobijanja srebra je hidrometalurški. Posle obraĎivanja rude viškom cijanida, stvara se kompleks iz kog se srebro izdvaja elektrolizom ili pomoću cinka. 22Ag(CN)2 + Zn -> 2Ag + Zn(CN)4 Zlato se u prirodi ne nalazi u obliku jedinjenja, već isključivo u slobodnom stanju. Ima ga kao primese u rudama olova i bakra, kao i u rečnim koritima.
Primena Najvaţniji metal 1b grupe je bakar. Ima ogromnu primenu u izradi provodnika, jer je posle srebra (skupo) element sa najmanjim specifičnim otporom. Srebro se koristi samo u posebnim slučajevima. Bakar ima vaţnu primenu kao sastojak mnogih legura. Najpoznatija je svakako bronza, a meĎu najvaţnijima su ilegure Al-Cu-Mg i još nekih elemenata koje se koriste u avioindustriji. Zlato naročito, i srebro koriste se i kao sredstvo plaćanja i za izradu ukrasnih predmeta.
Reakcije Elementi Ib grupe ne reaguju sa vodom, a sa vazduhom reaguje samo bakar: 4Cu + O2 -> 2Cu2O Srebro reaguje sa sumporom i pritom pocrni od stvorenog sulfida. 2Ag + S -> Ag2S Svi reaguju sa halogenima, s tim da će imati veću valencu ako je halogen reaktivniji: Cu + Cl2 -> CuCl2 2Au + 3Cl2 -> 2AuCl3 2Au + I2 -> 2AuI Kao elementi koji se u naponskom nizu nalaze desno od vodonika, metali Ib grupe ne mogu istisnuti vodonik iz kiselina (ne mogu ga redukovati). Sa sumpornom kiselinom bakar reaguje uz izdvajanje SO 2 Cu + 2H2SO4 -> CuSO4 + SO2 + 2H2O Kako se ova reakcija odvija pokazuju primeri reakcija srebra sa azotnom i sumpornom kiselinom. 6Ag + 2HNO3 -> 3Ag2O + H2O + 2NO Ag2O + 2HNO3 -> 2AgNO3 + H2O 2Ag + H2SO4 -> Ag2O + H2O + SO2 Ag2O + H2SO4 -> Ag2SO4 + H2O Srebro i bakar ne mogu redukovati vodonik, te se u reakcijama redukuju azot i sumpor. Zlato ne reaguje ni na ovaj način. Moţe se oksidovati samo smešom azotne i hlorovodonične kiseline u odnosu 3:1 (v. "Jeste li čuli za..." u kategoriji zanimljivosti). Zajednička osobina ovih metala je i stvaranje rastvorljivih kompleksa u suvišku cijanida. CuCN + CN -> Cu(CN)2 AgCN + CN -> Ag(CN)2
-
Jedinjenja
-
Au(CN)3 + CN -> Au(CN)4
Elementi Ib grupe teško grade okside. Bakar gradi hidrokside, dok su hidroksidi zlata amfoternog karaktera. Najvaţnija jedinjenja su soli - sulfidi (u prirodi), sulfati, nitrati, halidi i cijanidi. Soli imaju primene u raznim oblastima, a posebno su značajne kao reagensi. Nitrati i sulfati su dobro rastvorljivi, nasuprot halidima koji su (posebno porastom atomske teţine halogena i metala) slabo rastvorljivi. najbolje se rastvara bakar(II)hlorid. Cijanidi nisu rastvorljivi, ali se rastvaraju stvaranjem kompleksa.
Elementi IIb grupe PSE
U elemente IIb grupe spadaju prelazni metali cink, kadmijum i živa, kao i novootkriveni veštački element Uub. To su manje reaktivni elementi, mada nešto reaktivniji od elemenata Ib grupe. Najreaktivniji je cink, dok je ţiva plemeniti metal.
Cink
o o 1.
2.
3.
atomski broj: 30 Ar: 65,38 grupa: 2b perioda: N blok: d osobine: amfoteran element (slab metal) agregatno stanje: čvrsto T.K: 1180 K T.T: 693 K 3 gustina: 7,14g/cm elektronegativnost: 1,6 otkriće: A. Marggraf, 1764. lat. naziv: zincum oksidaciona stanja: +2 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 2 10 2 elektronska konfiguracija: [Ar]3d 4s atomski poluprečnik: 135 pm brzina zvuka: 3850 m/s energija jonizacije (kJ/mol): + Zn -> Zn , 906 + 2+ Zn -> Zn , 1733 izotopi: Zn-64 zastupljenost u prirodi: 48,6% raspad: stabilan Zn-66 zastupljenost u prirodi: 27,9% raspad: stabilan Zn-67
4.
5.
6.
zastupljenost u prirodi: 4,1% raspad: stabilan Zn-68 zastupljenost u prirodi: 18,8% raspad: stabilan Zn-70 zastupljenost u prirodi: 0,6% raspad: stabilan Sintetisani su izotopi cinka atomskih masa 65 i 96.
Kadmijum
o o 1.
2.
3.
atomski broj: 48 Ar: 112,41 grupa: 2b perioda: O blok: d osobine: prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 1038 K T.T: 594 K 3 gustina: 8,65g/cm elektronegativnost: 1,7 otkriće: F. Stromeyer, 1817. lat. naziv: cadmium oksidaciona stanja: +2 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 18, 2 10 2 elektronska konfiguracija: [Kr]4d 5s atomski poluprečnik: 155 pm brzina zvuka: 2310 m/s energija jonizacije (kJ/mol): + Cd -> Cd , 868 + 2+ Cd -> Cd , 1631 izotopi: Cd-106 zastupljenost u prirodi: 1,25% raspad: duplo zarobljavanje elektrona 17 vreme poluraspada: 9,5*10 godina raspada se na: Pd-106 Cd-108 zastupljenost u prirodi: 0,89% raspad: duplo zarobljavanje elektrona 17 vreme poluraspada: 6,7*10 godina raspada se na: Pd-108 Cd-110 zastupljenost u prirodi: 12,49% raspad: stabilan
4.
5.
6.
7.
8.
9.
o o 1.
Cd-111 zastupljenost u prirodi: 12,8% raspad: stabilan Cd-112 zastupljenost u prirodi: 24,13% raspad: stabilan Cd-113 zastupljenost u prirodi: 12,22% raspad: beta 15 vreme poluraspada: 7,7*10 godina raspada se na: In-113 Cd-114 zastupljenost u prirodi: 28,73% raspad: dupli beta 17 vreme poluraspada: 9,3*10 godina raspada se na: Sn-114 Cd-116 zastupljenost u prirodi: 7,49% raspad: dupli beta 19 vreme poluraspada: 2,9*10 godina raspada se na: Sn-116 Sintetisani je izotop kadmijuma atomske mase 109.
Ţiva
atomski broj: 80 Ar: 200,59 grupa: 2b perioda: P blok: d osobine: prelazni metal agregatno stanje: tečno T.K: 630 K T.T: 234 K 3 gustina: 13,534g/cm elektronegativnost: 1,9 otkriće: poznata od davnina lat. naziv: hydrargyrum oksidaciona stanja: +2, +1 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 32, 18, 2 14 10 2 elektronska konfiguracija: [Xe]4f 5d 6s atomski poluprečnik: 150 pm brzina zvuka: 1451 m/s energija jonizacije (kJ/mol): + Hg -> Hg , 1007 + 2+ Hg -> Hg , 1809 izotopi: Hg-196 zastupljenost u prirodi: 0,15% raspad: stabilan
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
1.
Hg-198 zastupljenost u prirodi: 9,97% raspad: stabilan Hg-199 zastupljenost u prirodi: 16,87% raspad: stabilan Hg-200 zastupljenost u prirodi: 23,1% raspad: stabilan Hg-201 zastupljenost u prirodi: 13,18% raspad: stabilan Hg-202 zastupljenost u prirodi: 29,86% raspad: stabilan Hg-204 zastupljenost u prirodi: 6,87% raspad: stabilan Sintetisani su izotopi ţive atomskih masa 194, 195, 197 i 203.
Ununbijum
atomski broj: 112 Ar: 277 grupa: 2b perioda: Q blok: d osobine: prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: ? K T.T: ? K 3 gustina: ? g/cm elektronegativnost: ? otkriće: Darmštrat, 1996 lat. naziv: ununbium oksidaciona stanja: ? raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 32, 32, 18, 2 14 10 2 elektronska konfiguracija: [Rn]5f 6d 7s atomski poluprečnik: ? pm izotopi: Element 112 je veštački sintetisan.
Dobijanje
U prirodi se u slobodnom stanju može naći samo živa, u veoma malim količinama. Najvaţnije rude cinka su sfalerit (ZnS) i smithsonit (ZnCO3), a one su i osnovni izvor kadmijuma (sadrţe oko 1/50 CdS i CdCO3), dok je najvaţnija ruda ţive cinoberit (HgS). Cink se dobija iz rude klasičnim postupkom: 2ZnS + 3O2 -> 2ZnO + 2SO2 ZnO + C -> Zn + CO Cink se zatim oslobaĎa primesa destilacijom. Zajedno sa cinkom dobijaju se i značajne količine kadmijuma. Cinkoksid se moţe redukovati i metanom pri čemu se troši manja količina energije jer je dovoljna niţa tempertaura: ZnO + CH4 -> Zn + CO + 2H2 Ţiva se iz rude dobija veoma lako, prostim zagrevanjem na vazduhu, a zatim kondenzovanjem para. HgS + O2 -> Hg + SO2
Reakcije Metali 2b grupe reaguju sa kiseonikom, pri čemu temperatura na kojoj se reakcija odvija postaje viša porastom mase 0 metala. Tako ţiva reaguje tek na 350 C. 2Zn + O2 -> 2ZnO Metali ne reaguju sa vodom. Sa halogenima i sumporom reaguju svi elementi. Zn + S -> ZnS Hg + I2 -> HgI2 Cink i kadmijum se u naponskom nizu nalaze levo od vodonika i stoga u reakciji sa kiselinama istiskuju vodonik. Cd + H2SO4 -> CdSO4 + H2 Da je cink amfoteran elemenat pokazuje njegova reakcija sa alkalijama u kojoj se oslobaĎa vodonik. Nastaju soli cinkati. Na ovaj način ne reaguju drugi elementi 2b grupe. Zn + 2NaOH + H2O -> Na2Zn(OH)4 + H2 Ţiva, koja je u odnosu na vodonik desno u naponskom nizu ne reaguje sa kiselinama uz oslobađanje vodonika. Reaguje sa koncentrovanom azotnom i sumpornom kiselinom dajući dvovalentna jedinjenja, a sa razblaţenom 2+ + + azotnom kiselinom (50%) daje jedinjenje sa Hg2 jonom (Hg - Hg ) koji predstavlja specifičnu odliku za metal. već je objašnjeno na primeru srebra da se ove reakcije odvijaju u dva stepena (preko oksida metala). U reakcijama se redukuje sumpor (azot), a oksiduje metal. U reakciji sa razblaţenom azotnom kiselinom se prvo stvara nitrat sa 2+ Hg jonom koji odmah reaguje sa vodom. Hg + 2H2SO4 -> HgSO4 + SO2 + 2H2O 2Hg + 2HNO3 -> Hg2O + 2NO2 + H2O Hg2O + 2HNO3 -> 2HgNO3 + H2O -> Hg2(NO3)2 + H2O Cink i kadmijum se pri duţem stajanju prevlače slojem baznog karbonata (nastao u reakciji sa vodom i ugljendioksidom iz vazduha) koji ih štiti od dalje korozije.
Primena Najveću primenu ima cink. Koristi se za galvanizaciju gvožĎa. Tim procesom koji se izvodi na tri načina (uranjanjem gvoţĎa u rastopljeni cink, električnim postupkom i oblaganjem predmeta prahom cinka i grejanjem na temperaturu topljenja cinka)gvoţĎe se štiti od korozije. Cinkova najvaţnija legura je mesing(mjed). Ova legura cinka i bakra koristi se i za anodni materijal u suvim (Leklanše) baterijama. Kadmijum se koristi u izradi akumulatora i baterija tipa Ni-Cd. Ţivine pare pri visokim temperaturama provode struju te se ţiva koristi za tzv. živine lampe. Ţiva se takoĎe koristi za termometre (ne prijanja uz staklo i jednako se isteţe promenom temperature) i za barometre (velika gustina, otpornost prema koroziji). Elementarna ţiva lek je za neke bolesti.
Jedinjenja
Svi elementi 2b grupe grade soli (sulfati, sulfidi, nitrati, halidi...) i okside. Cink i kadmijum grade hidrokside. Hidroksid cinka je amfoternog karaktera.
Hemijske reakcije između metala i kiselina Ishod hemijske reakcije izmeĎu metala i kiseline se u velikom broju slučajeva moţe predvideti. Najčešće su takve reakcije praćene oslobaĎanjem elementarnog vodonika i graĎenjem odgovarajuće soli. Na primer u veoma često izvoĎenoj hemijskoj reakciji izmeĎu hlorovodinične kiseline i cinka, uz oslobaĎanje vodonika dolazi do graĎenja cinkhlorida prema hemijskoj jednačini: Zn + 2HCl --> ZnCl2 + H2 Šta se u ovoj hemijskoj reakciji dešava i šta hemijske reakcije izmeĎu metala i kiselina meĎu sobom imaju zajedničko? Posmatrajmo rastvor hlorovodonične kiseline. U tom rastvoru (osim molekula i jona koji potuču od vode, jer je u pitanju vodeni rastvor) nalaze se hloridni joni Cl- i protoni H+ Kada ovaj rastvor prelijemo preko granule cinka (Zn), atomi ovog metala će doći u dodir sa jonima H+ iz rastvora. A pošto je cink metal sa niţim redoks potencijalom od vodonika, doći će do reakcije oksido-redukcije u kojoj će H+ joni kiseline iz rastvora oksidovati metal (primajući elektrone). 2H+ +2e ---> H2 (redukcija) Istovremeno (jer se proces redukcije odvija uvek istovremeno sa procesom oksidacije) se atomi metala oksiduju (otpuštajući elektrone), i postaju pozitivni joni: Zn ---> Zn++ +2e (oksidacija).
Vodonik koji je nastao redukcijom H+ jona kiseline napušta reakcionu smešu u obliku mehurića gasa, a joni metala ostaju u rastvoru gradeći so sa anjonom kiseline (u ovom slučaju anjon je Cl- , a odgovarajuća so je cink-hlorid). Moţemo ukratko reći da je u ovoj hemijskoj reakciji proton (H+) oksidovao metal. U velikom broju reakcija izmeĎu kiseline i metala dešava se upravo to. MeĎutim, ako pogledamo naponski niz metala, koji nam pokazuje odnos oksidacionih, odnosno redukcionih osobina metala, moţemo videti da proton sa redoks potencijalom nula moţe oksidovati metale koji se u nizu nalaze iza njega (imaju negativne vrednosti redoks potencijala) ali ne moţe oksidovati metale koji imaju pozitivne vrednosti redoks potencijala (srebro, bakar, zlato...). Ovi metali u ne reaguju sa kiselinama koje u svom rastvoru kao najjače oksidaciono sredstvo imaju H+ jon, ali neki od ovih metala reaguju sa kiselinama koje imaju jon koji je jače oksidaciono sredstvo od protona. Na primer azotna kiselina (HNO3) ima nitratni jon NO3- koji je veoma jako oksidaciono sredstvo i lako moţe da oksiduje i metale koje proton H+ ne moţe da oksiduje. Kao posledica svega navedenog neki metali sa pozitivnim vrednostima redoks potencijala (srebro, bakar...) reaguju sa azotnom kiselinom. Pri tome se ne oslobaĎa vodonik, jer se H+ nije redukovao već različiti proizvodi nastali redukcijom nitratnog jona, najčešće oksidi azota, azot ili amonijak. 3Ag + 4HNO3 ---> 3 AgNO3 + NO + 2H2O 4Zn + 10HNO3 ---> 4 Zn(NO3)2 +N2O + 5H2O Koji će proizvod u ovim reakcijama nastati redukcijom nitratnog jona, zavisi najviše od koncentracije kiseline. ZAKLJUČAK U hemijskim reakcijama metala sa kiselinama koje nisu jaka oksidaciona sredstva dolazi do redukcije protona i oslobaĎanja vodonika, dok u reakcijama metala sa kiselinama koja su jača oksidaciona sredstva od protona, dolazi do redukcije anjona te kiseline i oslobaĎanja odgovarajućih molekula koji u tim redukcijama nastaju.
Skandijum i itrijum
Skandijum i itrijum su elementi IIIb grupe. U ovu grupu spadaju i lantan i aktinijumčije će osobine biti objašnjene zajedno sa elementima njima sličnim - lantanoidima i aktinoidima. Svi elementi po osobinama pripadaju IIIb grupi. U IIIb grupi PSE nalaze se najreaktivniji prelazni metali. Reaktivnost im se blago povećava povećanjem atomske teţine. Elektroni postaju udaljeniji od jezgra i time se lakše grade joni.
Skandijum
atomski broj: 21 Ar: 44,956 grupa: 3b perioda: N blok: d osobine: prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 3109 K T.T: 1814 K 3 gustina: 2,985g/cm elektronegativnost: 1,3 otkriće: Lars Nilson, 1789. lat. naziv: scandium oksidaciona stanja: +3 (reĎe +2)
o o o 1.
2.
o o o 1.
2.
raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 9, 2 1 2 elektronska konfiguracija: [Ar]3d 4s atomski poluprečnik: 160 pm energija jonizacije (kJ/mol): + Sc -> Sc , 631 + 2+ Sc -> Sc , 1235 2+ 3+ Sc -> Sc , 2389 izotopi: Sc-45 zastupljenost u prirodi: 100% raspad: stabilan Sintetisani su izotopi skandijuma atomskih masa 44, 46 i 47.
Itrijum
atomski broj: 39 Ar: 88,906 grupa: 3b perioda: O blok: d osobine: prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 3611 K T.T: 1799 K 3 gustina: 4,472g/cm elektronegativnost: 1,3 otkriće: J. Gadolin, 1794. lat. naziv: ytrium oksidaciona stanja: +3 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 9, 2 1 2 elektronska konfiguracija: [Kr]4d 5s atomski poluprečnik: 180 pm energija jonizacije (kJ/mol): + Y -> Y , 616 + 2+ Y -> Y , 1181 2+ 3+ Y -> Y , 1980 izotopi: Y-89 zastupljenost u prirodi: 100% raspad: stabilan Sintetisani su izotopi skandijuma atomskih masa 87, 88, 90 i 91.
Dobijanje
Skandijum i itrijum se u prirodi ne nalaze u slobodnom stanju. najvaţniji izvor skandijuma je mineral tortvetit (Sc2Si2O7). Nalazi se i u mnogim drugim rudama retkih zemalja (gadolinit, euksenit...) kao i u rudama kalaja i cinka. Nekada se dobijao elektrolizom rastopa hlorida (ScCl3), dok se danas preteţno dobija redukcijom fluorida kalcijumom. 2ScF3 + 3Ca -> 3CaF2 + 2Sc
Itrijum se takoĎe nalazi u mnogim rudama lantanoida i aktinoida (monzait, itrit, ksenotim...) kao i u rudama urana. Teško ga je izdvojiti iz smeše sa drugim retkim zemljama. Dobija se, kao i skandijum elektrolizom rastopa hlorida ili redukcijom fluorida kalcijumom.
Reakcije Skandijum i itrijum su veoma reaktivni metali i po osobinama sličniji su zemnoalkalnim nego prelaznim metalima. Reaguju sa vrelom vodom ili ako su isitnjeni sa hladnom: 3+ 2Sc + 6H2O -> 2Sc + 6OH + 3H2 Na vazduhu menjaju boju usled nastanka sloja oksida: 4Y + 3O2 -> 2Y2O3 Istiskuju vodonik iz kiselina:
Primena
2Sc + 6HNO3 -> 2Sc(NO3)3 + 3H2 3
Itrijum i skandijum pripadaju grupi lakih metala (gustina ispod 5 g/cm ). Koriste se za proizvodnju nekih tipova lakih legura. Legiraju se sa aluminijumom, magnezijumom i titanom.
Jedinjenja Skandijum i itrijum grade bazne hidrokside, soli (najvaţniji halidi) i okside. Od svih prelaznih metalanajteže grade komplekse.
Elementi IVb grupe PSE
U IVb grupu ubrajamo elemente titan, cirkonijum, hafnijum i radefordijum. Pokazuju izvesne sličnosti sa elementima IIIb grupe, premda su manje reaktivni i imaju sposobnost graĎenja komplekasa, svojstvenu za većinu prelaznih metala. Reaktivnost im se blago povećava povećanjem atomske teţine.
Titan
atomski broj: 22 Ar: 47,88 grupa: 4b perioda: N blok: d osobine: prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 3560 K T.T: 1941 K 3 gustina: 4,506g/cm elektronegativnost: 1,5 otkriće: William Gregor, 1791. lat. naziv: titanium oksidaciona stanja: +4, +2, +3 (u kompleksima) raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 10, 2 2 2 elektronska konfiguracija: [Ar]3d 4s atomski poluprečnik: 140 pm energija jonizacije (kJ/mol):
o o o o 1.
2.
3.
4.
5.
6.
o o o o 1.
2.
3.
+
Ti -> Ti , 658 + 2+ Ti -> Ti , 1310 2+ 3+ Ti -> Ti , 2652 3+ 4+ Ti -> Ti , 4175 izotopi: Ti-46 zastupljenost u prirodi: 8% raspad: stabilan Ti-47 zastupljenost u prirodi: 7,3% raspad: stabilan Ti-48 zastupljenost u prirodi: 73,8% raspad: stabilan Ti-49 zastupljenost u prirodi: 5,5% raspad: stabilan Ti-50 zastupljenost u prirodi: 5,4% raspad: stabilan Sintetisan je izotop titana atomske mase 44.
Cirkonijum
atomski broj: 40 Ar: 91,22 grupa: 4b perioda: O blok: d osobine: prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 4682 K T.T: 2125 K 3 gustina: 6,52g/cm elektronegativnost: 1,4 otkriće: M. Klaproth, 1789. lat. naziv: zirkonium oksidaciona stanja: +4, +2, +3 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 10, 2 2 2 elektronska konfiguracija: [Kr]4d 5s atomski poluprečnik: 155 pm energija jonizacije (kJ/mol): + Zr -> Zr , 660 + 2+ Zr -> Zr , 1267 2+ 3+ Zr -> Zr , 2218 3+ 4+ Zr -> Zr , 3313 izotopi: Zr-90 zastupljenost u prirodi: 51,45% raspad: stabilan Zr-91 zastupljenost u prirodi: 11,22% raspad: stabilan Zr-92
4.
5.
6.
o o o o 1.
2.
3.
4.
zastupljenost u prirodi: 17,15% raspad: stabilan Zr-94 zastupljenost u prirodi: 17,38% raspad: stabilan Zr-96 zastupljenost u prirodi: 2,8% raspad: dupli beta 20 vreme poluraspada: 3,9*10 godina raspada se na: Mo-96 Sintetisani su izotopi cirkonijuma atomskih masa 88, 89 i 93.
Hafnijum
atomski broj: 72 Ar: 178,49 grupa: 4b perioda: P blok: d osobine: prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 4876 K T.T: 2506 K 3 gustina: 13,31g/cm elektronegativnost: 1,3 otkriće: Dirk Coster, George Hevesy, 1923. lat. naziv: hafnium oksidaciona stanja: +4, +2, +3 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 32, 10, 2 14 2 2 elektronska konfiguracija: [Xe]4f 5d 6s atomski poluprečnik: 155 pm energija jonizacije (kJ/mol): + Hf -> Hf , 642 + 2+ Hf -> Hf , 1440 2+ 3+ Hf -> Hf , 2250 3+ 4+ Hf -> Hf , 3216 izotopi: Hf-174 zastupljenost u prirodi: 0,162% raspad: alfa 15 vreme poluraspada: 2*10 godina raspada se na: Yb-170 Hf-176 zastupljenost u prirodi: 5,206% raspad: stabilan Hf-177 zastupljenost u prirodi: 18,606% raspad: stabilan Hf-178 zastupljenost u prirodi: 27,297%
5.
6.
7.
o 1.
raspad: stabilan Hf-179 zastupljenost u prirodi: 13,629% raspad: stabilan Hf-180 zastupljenost u prirodi: 35,1% raspad: stabilan Sintetisani su izotopi hafnijum atomskih masa 172 i 182.
Radefordijum
atomski broj: 104 Ar: 257/261 grupa: 4b perioda: Q blok: d osobine: prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: ? K T.T: ? K 3 gustina: ?g/cm elektronegativnost: ? otkriće: tim naučnika sa Berkeley-a lat. naziv: rutherfordium oksidaciona stanja: +4 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2 14 2 2 elektronska konfiguracija: [Rn]5f 6d 7s atomski poluprečnik: ? pm energija jonizacije (kJ/mol): + Rf -> Rf , 490 izotopi: Rf je sintetički element. Njegov izotop sa najduţim vremenom poluraspada (13 časova) je Rf-265.
Dobijanje
Elementi IVb grupe ne nalaze se u slobodnom stanju u prirodi. Titan je četvrti najzastupljeniji element u zemljinoj kori. Tiatnove rude su ilmenit (FeTiO3), rutil (TiO2) i titanit (CaTiSiO5). Najzastupljenija ruda cirkonijuma je cirkon (ZrSiO4). Iz cirkona se uz cirkonijum dobija i hafnijum koji ga redovno prati. Svi metali IVb grupe izdvajaju se iz ruda na sličan način - obraĎivanjem hlorom, a zatim redukcijom magnezijumom ili natrijumom. Nekada se primenjivala i redukcija ugljenikom koja se napušta zbog nedovoljne čistoće proizvoda (zaostaje dosta ugljenika, kao i TiC, titan-karbida). 4+ 4+ Ti + 2Cl2 + 4e -> Ti + 4Cl TiCl4 + 2Mg -> 2MgCl2 + Ti TiO2 + 2C -> Ti + 2CO
Reakcije
Metali IVb grupe zaštićeni su tankim slojem oksida koji sprečava koroziju, ne samo kiseonikom i vodom, nego i halogenima i većinom mineralnih kiselina i alkalija. Titan i cirkonijum reaguju sa vodenom parom gradeći okside. Ti + 2H2O -> TiO2 + 2H2 Kada se zapale metali sagorevaju u okside, a titan gradi istovremeno i nitrid Ti + O2 -> TiO2 2Ti + N2 -> 2TiN Titan je veoma otporan na dejstva halogena, a cirkonijum i hafnijum imaju nešto manju otpornost. Pri zagrevanju se reakcije ipak odvijaju: Ti + 2F2 -> TiF4 Hf + 2I2 -> HfI4 Na cirkonijum i hafnijum neorganske kiseline imaju veoma slabo dejstvo, a na titan gotovo nikakvo. Izuzetak je HF u kojoj se metali rastvaraju gradeći komplekse. Titan gradi kompleks i sa vrelom HCl. 3+ 2Zr + 12HF -> 2[ZrF6] + 6H + 3H2 3+ 2Ti + 12HCl -> 2[TiCl6] + 6H + 3H2
Metali su veoma otporni i na dejstvo alkalija čak i pri zagrevanju.
Primena Kao izvanredno otporni prema koroziji, metali IVb grupe nalaze primenu u legiranju. Cirkonijum i hafnijum legiraju se često sa gvožđem. titanom, niobijumom, tantalom... Titan pripada grupi lakih metala, te su od legura sa Fe, Mn, V, Mo i drugih daleko značajnije lake legure tipa Ti-Al-V, a reĎe i Ti-Ca, Ti-Mg. Legure titana beleţe godišnji porast korišćenja najveći posle polimera (7%).
Jedinjenja
Elementi IVb grupe grade okside i soli (od hlorida, sulfata... daleko veću vaţnost imaju nitridi, karbidi, boridi jedinjenja sa izraţenijim kovalentnim karakterom). Hidroksidi su im manje stabilni. Imaju posebno izraţenu sposobnost graĎenja komplekasa.
Elementi Vb grupe PSE
U Vb grupu spadaju prelazni metali vanadijum, niobijum i tantal, kao i visoko radioaktivni dubnijum. Manje su reaktivni od metala IVb grupe. Reaktivniost im blago raste porastom atomske teţine.
Vanadijum
o o
atomski broj: 23 Ar: 92,906 grupa: 5b perioda: N blok: d osobine: prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 3680 K T.T: 2183 K 3 gustina: 6g/cm elektronegativnost: 1,6 otkriće: Nils Sefstrom, 1830. lat. naziv: vanadium oksidaciona stanja: +1 do +5, -3 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 11, 2 3 2 elektronska konfiguracija: [Ar]3d 4s -1 brzina zvuka (m s ): 4560 atomski poluprečnik: 135 pm energija jonizacije (kJ/mol): + V -> V , 650 + 2+ V -> V , 1414
o o o 1.
2.
3.
o o o o o 1.
2.
2+
3+
V -> V , 2828 3+ 4+ V -> V , 4507 4+ 5+ V -> V , 6294 izotopi: V-50 zastupljenost u prirodi: 0,25% raspad: zarobljavanje elektrona i beta 17 vreme poluraspada: 10 godina raspada se na: Ti-50, Cr-49 V-51 zastupljenost u prirodi: 99,75% raspad: stabilan Sintetisani su izotopi V atomskih masa 48 i 49.
Niobijum
atomski broj: 41 Ar: 92,9 grupa: 5b perioda: O blok: d osobine: prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 5017 K T.T: 2750 K 3 gustina: 8,57g/cm elektronegativnost: 1,6 otkriće: Charles Hatchet, 1801. lat. naziv: niobium oksidaciona stanja: +1 do +5 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 12, 1 4 1 elektronska konfiguracija: [Kr]4d 5s -1 brzina zvuka (m s ): 3480 atomski poluprečnik: 145 pm energija jonizacije (kJ/mol): + Nb -> Nb , 664 + 2+ Nb -> Nb , 1382 2+ 3+ Nb -> Nb , 2416 3+ 4+ Nb -> Nb , 3695 4+ 5+ Nb -> Nb , 4877 izotopi: Nb-93 zastupljenost u prirodi: 100% raspad: stabilan Sintetisani su izotopi Nb atomskih masa 91, 92, 94 i 95.
Tantal
o o o o o
3.
atomski broj: 73 Ar: 180,95 grupa: 5b perioda: P blok: d osobine: prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 5731 K T.T: 3290 K 3 gustina: 16,69g/cm elektronegativnost: 1,5 otkriće: Andreas, 1802. lat. naziv: tantalum oksidaciona stanja: +1 do +5 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 32, 11, 2 14 3 2 elektronska konfiguracija: [Xe]4f 5d 6s -1 brzina zvuka (m s ): 3400 atomski poluprečnik: 145 pm energija jonizacije (kJ/mol): + Ta -> Ta , 761 + 2+ Ta -> Ta , 1500 2+ 3+ Ta -> Ta , 2100 3+ 4+ Ta -> Ta , 3200 4+ 5+ Ta -> Ta , 4300 izotopi: Ta-180 zastupljenost u prirodi: 0,012% raspad: zarobljavanje elektrona i beta 15 vreme poluraspada: 1,2*10 godina raspada se na: Hf-180, W-180 Ta-181 zastupljenost u prirodi: 99,988% raspad: stabilan Sintetisani su izotopi Ta atomskih masa 177, 178, 178, 179, 182 i 183.
atomski broj: 105 Ar: 261 grupa: 5b perioda: Q blok: d osobine: prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: ? K T.T: ? K 3 gustina: ?g/cm elektronegativnost: ? otkriće: Dubna, 1970. lat. naziv: dubnium oksidaciona stanja: +5
1.
2.
Dubnijum
o 1.
raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 32, 32, 11, 2 14 3 2 elektronska konfiguracija: [Rn]5f 6d 7s atomski poluprečnik: ? pm energija jonizacije (kJ/mol): + Db -> Db , 640 izotopi: Dubnijum je veštački element sa najstabilnijim izotopom Db-268 koji ima vreme poluraspada preko 30h.
Dobijanje
Elementi Vb grupe u prirodi dolaze u obliku ruda. Najvaţnije rude vanadijuma su patronit (VS4), vanadinit(Pb5(VO4)3Cl) i karnotit (K2(UO2)2(VO4)2*3H2O). Niobijum uvek prati tantal u rudama. Najpoznatije rude tantala i niobijuma su kolumbit ((FeMn)(NbTa)2O6), pirohlor ((Na,Ca)2Nb2O6OH,F) i tantalit ((Fe, Mn)Ta2O6). vanadijum se iz ruda izdvaja tretiranjem sa najtrijum-hloridom ili sodom. Nastaje NaVO3 koji se tretira kiselinama do V2O5 ili VCl5. Oksid se redukuje kalcijumom, a hlorid magnezijumom. V2O5 + 5Ca -> 5CaO + 2V 2VCl5 + 5Mg -> 5MgCl2 + 2V Tantal i niobijum se odvajaju elektrolizom, a često se korisi redukcija kalijum-fluorotantalata (dobija sedelovanjem na rudu prvo alkalije, a zatim HF) natrijumom: K2TaF6 + 4Na -> 2KF + 4NaF +Ta kao i reakcija oksida i karbida. 5TaC + Ta2O5 -> 5CO + 7Ta
Reakcije
Metali Vb grupe slabo su reaktivni. Ne reaguju ni sa vodom ni sa kiseonikom iz vazduha jer su zaštićeni tankim slojem oksida. Sa halogenima regauju pri zagrevanju: 2Nb + 5Cl2 -> 2NbCl5 U većini neorganskih kiselina se ne rastvaraju. Reaguju sa HF (v. elemente IVb grupe) gradeći komplekse. Reaguju i sa rastopljenim alkalijama. V + 2KOH + 10H2O -> 2KV(OH)6 + 5H2
Primena
Kao tehnički metali, metali Vb grupe ne koriste se mnogo. Vanadijumova najznačajnija legura jeferovanadijum. Odlikuje se velikom čvrstoćom. Niobijum se koristi superlegure (feroniobijum, legure sa niklom, kobaltom). Ove legure koriste se za specijalne delove aviona, raketa... Tantal nalazi primenu kao jedan od sastojaka legura sa izuzetno visokom tačkom topljenja. Koristi se i za hirurška pomagala jer je otporan na dejstva telesnih tečnosti.
Jedinjenja
Metali pete grupe grade okside i soli, kao i nestabilne hidrokside. Njihova najvaţnija jedinjenja su karbidi i oksidi. Imaju sposobnost izgradnje komplekasa.
Elementi VIb grupe PSE
Elementi VIb grupe PSE Elementi VIb grupe su prelazni metali hrom, molibden i volfram, kao i visoko radioaktivni siborgijum. Najtipičniji su predstavnici prelaznih metala - imaju više valenci, grade stabilne komplekse i vaţni su tehnički metali.
Hrom
o o o o o o 1.
2.
3.
4.
atomski broj: 24 Ar: 51,996 grupa: 6b perioda: N blok: d osobine: prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 2945 K T.T: 2130 K 3 gustina: 7,51g/cm elektronegativnost: 1,6 otkriće: L. Vauguelin, 1797. lat. naziv: chromium oksidaciona stanja: +1 do +6, najstabilnija +3 i +6 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 13, 1 5 1 elektronska konfiguracija: [Ar]3d 4s -1 brzina zvuka (m s ): 5940 atomski poluprečnik: 140 pm energija jonizacije (kJ/mol): + Cr -> Cr , 653 + 2+ Cr -> Cr , 1592 2+ 3+ Cr -> Cr , 2987 3+ 4+ Cr -> Cr , 4740 4+ 5+ Cr -> Cr , 6690 5+ 6+ Cr -> Cr , 8783 izotopi: Cr-52 zastupljenost u prirodi: 83,789% raspad: stabilan Cr-53 zastupljenost u prirodi: 9,501% raspad: stabilan Cr-54 zastupljenost u prirodi: 2,365% raspad: stabilan Sintetisani su izotopi Cr atomskih masa 50 i 51.
Molibden
atomski broj: 42 Ar: 95,94 grupa: 6b perioda: O blok: d osobine: prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 4912 K T.T: 2896 K 3 gustina: 10,28g/cm elektronegativnost: 1,8 otkriće: K. W. Sheele, 1778.
o o o o o o 1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
lat. naziv: molybdaenum oksidaciona stanja: +1 do +6, najstabilnija +5 i +6 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 13, 1 5 1 elektronska konfiguracija: [Kr]4d 5s -1 brzina zvuka (m s ): 5400 atomski poluprečnik: 145 pm energija jonizacije (kJ/mol): + Mo -> Mo , 685 + 2+ Mo -> Mo , 1558 2+ 3+ Mo -> Mo , 1621 3+ 4+ Mo -> Mo , 4480 4+ 5+ Mo -> Mo , 5900 5+ 6+ Mo -> Mo , 6560 izotopi: Mo-92 zastupljenost u prirodi: 14,84% raspad: stabilan Mo-94 zastupljenost u prirodi: 9,25% raspad: stabilan Mo-95 zastupljenost u prirodi: 15,92% raspad: stabilan Mo-96 zastupljenost u prirodi: 16,68% raspad: stabilan Mo-97 zastupljenost u prirodi: 9,55% raspad: stabilan Mo-98 zastupljenost u prirodi: 24,13% raspad: stabilan Mo-100 zastupljenost u prirodi: 9,63% raspad: dupli beta 17 vreme poluraspada: 7,8*10 godina raspada se na: Ru-100 Sintetisani su izotopi Mo atomskih masa 93 i 99.
Volfram
atomski broj: 74 Ar: 183,85 grupa: 6b perioda: P blok: d osobine: prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 5828 K T.T: 3695 K 3 gustina: 19,25g/cm
o o o o o o 1.
2.
3.
4.
5.
6.
o 1.
elektronegativnost: 1,6 otkriće: Fausto i J. J. de Elhuyar, 1783. lat. naziv: wolframium oksidaciona stanja: +1 do +6, najstabilnija +5 i +6 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 32, 12, 2 14 4 2 elektronska konfiguracija: [Xe]4f 5d 6s -1 brzina zvuka (m s ): 5620 atomski poluprečnik: 135 pm energija jonizacije (kJ/mol): + W -> W , 770 + 2+ W -> W , 1700 2+ 3+ W -> W , 2300 3+ 4+ W -> W , 3400 4+ 5+ W -> W , 4600 5+ 6+ W -> W , 5900 izotopi: W-180 zastupljenost u prirodi: 0,12% raspad: alfa 18 vreme poluraspada: 1,8*10 godina raspada se na: Hf-176 W-182 zastupljenost u prirodi: 26,5% raspad: stabilan W-183 zastupljenost u prirodi: 14,3% raspad: stabilan W-184 zastupljenost u prirodi: 30,64% raspad: stabilan W-186 zastupljenost u prirodi: 28,43% raspad: stabilan Sintetisani su izotopi W atomskih masa 185 i 181.
Siborgijum
atomski broj: 106 Ar: 259 grupa: 6b perioda: Q blok: d osobine: prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: ? K T.T: ? K 3 gustina: ?g/cm elektronegativnost: ? otkriće: Dubna/Berkeley, 1974. lat. naziv: seaborgium oksidaciona stanja: +6 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 32, 32, 12, 2 14 4 2 elektronska konfiguracija: [Rn]5f 6d 7s atomski poluprečnik: ? pm energija jonizacije (kJ/mol): + Sg -> Sg , 730 izotopi: Siborgijum je veštački element. Poznato je 11 izotopa od kojih Sg-269 ima najduţe vreme poluraspada (oko 20s).
Dobijanje Metali VIb grupe u prirodi dolaze u obliku ruda. Najvaţnija ruda hroma je hromit (FeCr2O4), molibdenamolibdenit (MoS2 - najvaţnija za proizvodnju), pavelit (CaMoO4) i vulfenit (PbMoO4), a volframa šilit(CaWO4) i volframit (FeMnWO4). Hrom se dobija iz rude prvo razlaganjem na hrom-trioksid, a zatim aluminotermijuom ili direktnom redukcijom ugljenikom (na ovaj način se direktno dobija legua - ferohrom): FeCr2O4 -> FeO + Cr2O3 Cr2O3 + 2Al -> Al2O3 + 2Cr FeCr2O4 + 4C -> 2Cr + Fe + 4CO Molibden se proizvodi većinom iz sulfida. Postupak je sličan kao i za druge sulfidne rude (v. detaljnije metalurgiju bakra ili cinka) - sulfid se prţi i dobijeni se oksid redukuje koksom. TakoĎe često se ruda direktno prevodi u leguru feromolibden - delovanjem Fe i C. 2MoS2 + 7O2 -> 2MoO3 + 4SO2 MoO3 + 3C -> Mo + 3CO Volfram se iz ruda izdvaja redukcijom WO3.
Reakcije
CaWO4 + 2HCl -> CaCl2 + H2O + WO3 WO3 + 3C -> W + 3CO
Metali VIb grupe su slabo reaktivni. Ne reaguju sa vodom, a sa kiseonikom iz vazduha reaguju tek kada se unesu u plamen. 4Cr + 3O2 -> 2Cr2O3 2Mo + 3O2 -> 2MoO3 2W + 3O2 -> 2WO3 Sa halogenima reaguju pri zagrevanju i u zavisnosti od uslova i reaktivnosti halogena grade jedninjenja sa većim ili manjim oksidacionim brojem. Cr + 3F2 -> CrF6 2Cr + 3I2 -> 2CrI3 Veoma su otporni prema alkalijama, a sa kiselinama reaguje samo hrom i u manjem obimu molibden. Hrom reaguje sa hlorovodoničnom i sumpornom kiselinom, ali ne i sa azotnom. Rastvgaraju se u carskoj vodi. Cr + 2HCl -> CrCl2 + H2
Primena
Metali VI b grupe imaju veliku primenu u crnoj metalurgiji - za legiranje čelika. Vaţne su tri legure -ferohrom, feromolibden i ferovolfram. Hrom ulazi zajedno sa niklom (8%) u sastav nerĎajućeg čelika(oko 16% Cr). Volfram je metal sa najvišom tačkom topljenja te se koristi za legure koje trebaju imati visoku tačku topljenja i za sijalične niti.
Jedinjenja Prelazni metali VIb grupe grade okside, soli (koje mogu biti soli drugih kiselina ili hromati, molibdenati, volframati), a hrom gradi i hromnu kiselinu delimično amfoternog karaktera. Imaju izraţenu sposobnost graĎenja komplekasa.
Elementi VIIb grupe PSE
Elementi VIIb grupe PSE U elemente VIIb grupe ubrajaju se prelazni metali -mangan, tehnicijum i renijum i veštački element borijum. Tehnicijum je element čiji najstabilniji izotop ima vreme poluraspada 4,2 miliona godina, te se raspao ako ga je i bilo na zemlji. Danas se proizvodi samo sintetički. Elementi VIb grupe imaju više valenci, grade komplekse i koriste se kao tehnički metali što su klasične odlike prelaznih metala.
Mangan
o o o o o o o
2.
atomski broj: 25 Ar: 54,938 grupa: 7b perioda: N blok: d osobine: prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 2234 K T.T: 1519 K 3 gustina: 7,21g/cm elektronegativnost: 1,5 otkriće: Johann Gahn, 1774. lat. naziv: manganum oksidaciona stanja: +2 (u kiselinama), +3, +4 (u bazama), +6, +7 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 13, 2 5 2 elektronska konfiguracija: [Ar]3d 4s -1 brzina zvuka (m s ): 5150 atomski poluprečnik: 140 pm energija jonizacije (kJ/mol): + Mn -> Mn , 717 + 2+ Mn -> Mn , 1509 2+ 3+ Mn -> Mn , 3248 3+ 4+ Mn -> Mn , 4940 4+ 5+ Mn -> Mn , 6900 5+ 6+ Mn -> Mn , 9200 6+ 7+ Mn -> Mn , 11508 izotopi: Mn-55 zastupljenost u prirodi: 100% raspad: stabilan Sintetisani su izotopi Mn atomskih masa 52, 53 i 54.
atomski broj: 43 Ar: 98 grupa: 7b perioda: O
1.
Tehnicijum
o o o o o o o 1.
2.
blok: d osobine: prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 4538 K T.T: 2430 K 3 gustina: 11g/cm elektronegativnost: 1,9 otkriće: Emillio Srge, Carlo Perier, 1937. lat. naziv: technetium oksidaciona stanja: +3 do +7 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 13, 2 5 2 elektronska konfiguracija: [Kr]4d 5s atomski poluprečnik: 135 pm energija jonizacije (kJ/mol): + Tc -> Tc , 702 + 2+ Tc -> Tc , 1472 2+ 3+ Tc -> Tc , 2850 3+ 4+ Tc -> Tc , 4100 4+ 5+ Tc -> Tc , 5700 5+ 6+ Tc -> Tc , 7300 6+ 7+ Tc -> Tc , 9100 izotopi: Tc-99 zastupljenost u prirodi: u tragovima raspad: beta 5 vreme poluraspada: 2,11*10 godina raspada se na: Ru-99 Sintetisani su izotopi Tc atomskih masa 95, 96, 97 i 98.
Renijum
o o o
atomski broj: 75 Ar: 186,207 grupa: 7b perioda: P blok: d osobine: prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 5869 K T.T: 3459 K 3 gustina: 21,02g/cm elektronegativnost: 1,9 otkriće: Walter Noddack, Ida Tacke, Otto Berg, 1925. lat. naziv: rhenium oksidaciona stanja: +6, +7 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 32, 13, 2 14 5 2 elektronska konfiguracija: [Xe]4f 5d 6s -1 brzina zvuka (m s ): 4700 atomski poluprečnik: 135 pm energija jonizacije (kJ/mol): + Re -> Re , 760 + 2+ Re -> Re , 1260 2+ 3+ Re -> Re , 2510
o o o o 1.
2.
o 1.
3+
4+
Re -> Re , 3640 4+ 5+ Re -> Re , 4900 5+ 6+ Re -> Re , 6300 6+ 7+ Re -> Re , 7600 izotopi: Re-185 zastupljenost u prirodi: 37,4% raspad: stabilan Re-187 zastupljenost u prirodi: 62,6% raspad: alfa, beta 10 vreme poluraspada: 4,35*10 godina raspada se na: Ta-183, Os-187
Borijum atomski broj: 107 Ar: 261 grupa: 7b perioda: Q blok: d osobine: prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: ? K T.T: ? K 3 gustina: >?g/cm elektronegativnost: ? otkriće: Dubna, 1976. lat. naziv: bohrium oksidaciona stanja: +7 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 32, 32, 13, 2 14 5 2 elektronska konfiguracija: [Rn]5f 6d 7s atomski poluprečnik: ? pm energija jonizacije (kJ/mol): + Bh -> Bh , 660 izotopi: Njastabilniji izotop borijuma (Bh-262) ima poluţivot od 17s.
Dobijanje Elementi VIIb grupe u prirodi dolaze u obliku ruda. Najvaţnija ruda mangana je piroluzit (MnO2 - komercijalna). Mangan se nalazi i u rodohrozitu (MnCO3) i psilomelanu ([BaH2O]2Mn5O10). Renijum se nalazi u molibdenitu (v. elementi VIb grupe) u procntu 0,002-0,2. Mangan se iz piroluzita dobija redukcijom koksom ili aluminotermijom. MnO2 + C -> Mn + CO2 3MnO2 + 4Al -> 2Al2O3 + 3Mn Tehnicijum se proizvodi bombardovanjem molibdena deuterijumom: 98 2 99 1 + 1H -> 43Tc + 0n 24Mo Veće količine tehnicijuma dobijaju se izdvajanjem iz fisionih proizvoda uranijuma (6%). Renijum se izdvaja iz rude molibdena. U gasovima koji nastaju prženjem MoS2 ima i Re2O7. Gasovi se uvode u vodu a oksid renijuma prelazi u kiselinu na koju se deluje KCl i tako sav renijum biva iznesen u obliku kalijumove soli. Re2O7 + H2O -> 2HReO4 KCl + HReO4 -> KReO4 + HCl Delovanjem amonijaka dobija se NH4ReO4 koji se redukuje vodonikom: 2NH4ReO4 + 7H2 -> 2Re + 8H2O + 2NH3
Reakcije
Metali VIIb grupe ne reaguju sa vodom, dok sa vazduhom reaguju gradeći okside, a mangan i nitrid. 3Mn + 2O2 -> Mn3O4 3Mn + N2 -> Mn3N2 4Tc + 7O2 -> 2Tc2O7 4Re + 7O2 -> 2Re2O7
Sa svim halogenima mangan gradi dvovalenta jedinjenja, a tehnicijum i renijum reaguju sa fluorom gradeći smešu heksa i heptafluorida. Mn + Cl2 -> MnCl2 Re + 3F2 -> ReF6 2Re + 7F2 -> 2ReF7 Mangan reaguje sa kiselinama uz izdvajanje vodonika i graĎenje dvovalentnih soli: Mn + H2SO4 -> MnSO4 + H2 Tehnicijum i renijum ne reaguju sa HCl, ali u HNO3 i H2SO4 se oksiduju do kiselina (+7). 2Re + 7H2SO4 -> 2HReO4 + 7SO2 + 6H2O
Primena
Od metala VIIb grupe najveću primenu ima mangan koji je vaţna sirovina crne metalurgije i zajedno sa hromom (legura hrommangan) koristi se za oplemenjivanje čelika. Tehnicijum se zbog radioaktivnosti koristi u medicini za lociranje tumora. Renijum je veoma skup metal. Ubraja se negde i u plemenite. Najvaţnija je njegova legura sa platinom. Koristi se i kao katalizator za neke sinteze u organskoj hemiji.
Jedinjenja Elementi VIIb grupe grade okside, soli (mogu biti soli drugih kiselina - sulfati, hloridi... - i soli njihovih kiselina manganati, permanganati...) i kiseline (manganova, permanganova, renijumova, tehnicijumova). Imaju sposobnost graĎenja komplekasa. Četvorostruka veza otkrivena je izmeĎu atoma renijuma u kompleksima zvanima klasteri.
Elementi VIIIb grupe PSE
U VIIIb grupu PSE ubraja se 12 elemenata koji pripadaju grupama 8, 9 i 10u najnovijoj nomenklaturi. Svi elementi grupe pokazuju sličnosti u osobinama koje su najizraţenije izmeĎu elemenata iste periode.Tako se u okviru grupe mogu izdvojiti četiri podgrupe - grupu gvožĎa (Fe, Co, Ni),grupu lakih platinskih metala (Ru, Rh, Pd), grupu teških platinskih metala(Os, Ir, Pt), dok četvrtu grupu čine tri veštački dobijena elementa (Hs, Mt, Ds). Elementi VIIIb grupe klasični su prelazni metali. Elemanti gvoţĎeve grupe reaktivniji su od platinskih elemenata.
Gvoţđe
atomski broj: 26 Ar: 55,847 grupa: 8b perioda: N blok: d osobine: prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 3034 K T.T: 1811 K 3 gustina: 7,86g/cm elektronegativnost: 1,8
o o o o o o
5.
otkriće: poznato od drevnih vremena lat. naziv: ferrum oksidaciona stanja: +2, +3 (najčešća), -2 do +6 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 14, 2 6 2 elektronska konfiguracija: [Ar]3d 4s -1 brzina zvuka (m s ): 5120 atomski poluprečnik: 140 pm energija jonizacije (kJ/mol): + Fe -> Fe , 759 + 2+ Fe -> Fe , 1561 2+ 3+ Fe -> Fe , 2957 alotropske modifikacije: α-Fe, ispod 910 C β-Fe, 910 - 1390 C γ-Fe, iznad 1390 C izotopi: Fe-54 zastupljenost u prirodi: 5,8% raspad: duplo zarobljavanje elektrona 22 vreme poluraspada: 3,1*10 godina raspada se na: Cr-54 Fe-56 zastupljenost u prirodi: 91,72% raspad: stabilan Fe-57 zastupljenost u prirodi: 2,2% raspad: stabilan Fe-58 zastupljenost u prirodi: 0,28% raspad: stabilan Sintetisani su izotopi Fe atomskih masa 55, 59 i 60.
atomski broj: 27 Ar: 58,933 grupa: 8b perioda: N blok: d osobine: prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 3143 K T.T: 1768 K 3 gustina: 8,9g/cm elektronegativnost: 1,8 otkriće: G. Brandt, 1737 lat. naziv: cobaltum oksidaciona stanja: +2 (najčešće), -1 do +5, u kompleksima +3 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 15, 2
1.
2.
3.
4.
Kobalt
o o o 1.
2.
o o 1.
2.
3.
4.
5.
7
2
elektronska konfiguracija: [Ar]3d 4s -1 brzina zvuka (m s ): 4720 atomski poluprečnik: 135 pm energija jonizacije (kJ/mol): + Co -> Co , 760 + 2+ Co -> Co , 1646 2+ 3+ Co -> Co , 3232 izotopi: Co-59 zastupljenost u prirodi: 100% raspad: stabilan Sintetisani su izotopi Co atomskih masa 56, 57, 58 i 60.
Nikl
atomski broj: 28 Ar: 58,693 grupa: 8b perioda: N blok: d osobine: prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 3186 K T.T: 1728 K 3 gustina: 8,91g/cm elektronegativnost: 1,8 otkriće: A. Cronstedt, 1751. lat. naziv: niccolum oksidaciona stanja: +2 (najčešće), -1 do +6 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 16, 2 8 2 elektronska konfiguracija: [Ar]3d 4s -1 brzina zvuka (m s ): 4900 atomski poluprečnik: 135 pm energija jonizacije (kJ/mol): + Ni -> Ni , 737 + 2+ Ni -> Ni , 1735 izotopi: Ni-58 zastupljenost u prirodi: 68,07% raspad: stabilan Ni-60 zastupljenost u prirodi: 26,23% raspad: stabilan Ni-61 zastupljenost u prirodi: 1,14% raspad: stabilan Ni-62 zastupljenost u prirodi: 3,63% raspad: stabilan Ni-64
6.
o o o 1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
zastupljenost u prirodi: 0,93% raspad: stabilan Sintetisani su izotopi Ni atomskih masa 56, 59 i 63.
Rutenijum
atomski broj: 44 Ar: 101,07 grupa: 8b perioda: O blok: d osobine: prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 4423 K T.T: 2607 K 3 gustina: 12,45g/cm elektronegativnost: 2,2 otkriće: K. Klaus, 1844. lat. naziv: ruthenium oksidaciona stanja: +3 (najčešće), -2 do +8 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 15, 1 7 1 elektronska konfiguracija: [Kr]4d 5s -1 brzina zvuka (m s ): 5970 atomski poluprečnik: 130 pm energija jonizacije (kJ/mol): + Ru -> Ru , 711 + 2+ Ru -> Ru , 1617 2+ 3+ Ru -> Ru , 2747 izotopi: Ru-96 zastupljenost u prirodi: 5,52% raspad: stabilan Ru-98 zastupljenost u prirodi: 1,88% raspad: stabilan Ru-99 zastupljenost u prirodi: 12,7% raspad: stabilan Ru-100 zastupljenost u prirodi: 12,6% raspad: stabilan Ru-101 zastupljenost u prirodi: 17% raspad: stabilan Ru-102 zastupljenost u prirodi: 31,6% raspad: stabilan Ru-104 zastupljenost u prirodi: 18,7% raspad: stabilan Sintetisani su izotopi Ru atomskih masa 97, 103 i 106.
Rodijum
o o o
2.
atomski broj: 45 Ar: 102,905 grupa: 8b perioda: O blok: d osobine: prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 3968 K T.T: 2237 K 3 gustina: 12,41g/cm elektronegativnost: 2,2 otkriće: W. Wollaston, 1803. lat. naziv: rhodium oksidaciona stanja: +3 (najčešće), -1 do +6 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 16, 1 8 1 elektronska konfiguracija: [Kr]4d 5s -1 brzina zvuka (m s ): 4700 atomski poluprečnik: 135 pm energija jonizacije (kJ/mol): + Rh -> Rh , 720 + 2+ Rh -> Rh , 1744 2+ 3+ Rh -> Rh , 2997 izotopi: Rh-103 zastupljenost u prirodi: 100% raspad: stabilan Sintetisani su izotopi Rh atomskih masa 99, 101, 102 i 105.
atomski broj: 46 Ar: 106,42 grupa: 8b perioda: O blok: d osobine: prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 3236 K T.T: 1828 K
1.
Paladijum
o o
3
7.
gustina: 12g/cm elektronegativnost: 2,2 otkriće: W. Wollaston, 1803. lat. naziv: palladium oksidaciona stanja: +2 (najčešće), +4 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 18 10 0 elektronska konfiguracija: [Kr]4d 5s -1 brzina zvuka (m s ): 3070 atomski poluprečnik: 140 pm energija jonizacije (kJ/mol): + Pd -> Pd , 805 + 2+ Pd -> Pd , 1875 izotopi: Pd-102 zastupljenost u prirodi: 1,02% raspad: stabilan Pd-104 zastupljenost u prirodi: 11,14% raspad: stabilan Pd-105 zastupljenost u prirodi: 22,33% raspad: stabilan Pd-106 zastupljenost u prirodi: 27,33% raspad: stabilan Pd-108 zastupljenost u prirodi: 26,46% raspad: stabilan Pd-110 zastupljenost u prirodi: 11,72% raspad: stabilan Sintetisani su izotopi Pd atomskih masa 100, 103 i 107.
atomski broj: 76 Ar: 190,23 grupa: 8b perioda: P blok: d osobine: prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 5285 K T.T: 3306 K 3 gustina: 22,61g/cm elektronegativnost: 2,2 otkriće: S. Tenant, 1804. lat. naziv: osmium
1.
2.
3.
4.
5.
6.
Osmijum
o o o o
8.
oksidaciona stanja: +4 (najčešće), -2 do +8 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 32, 14, 2 14 6 2 elektronska konfiguracija: [Xe]4f 5d 6s -1 brzina zvuka (m s ): 4940 atomski poluprečnik: 130 pm energija jonizacije (kJ/mol): + Os -> Os , 840 + 2+ Os -> Os , 1600 2+ 3+ Os -> Os , 2400 3+ 4+ Os -> Os , 3900 izotopi: Os-184 zastupljenost u prirodi: 0,02% raspad: alfa 13 vreme poluraspada: 5,6*10 godina raspada se na: W-180 Os-186 zastupljenost u prirodi: 1,58% raspad: alfa 15 vreme poluraspada: 2*10 godina raspada se na: W-182 Os-187 zastupljenost u prirodi: 1,6% raspad: stabilan Os-188 zastupljenost u prirodi: 13,3% raspad: stabilan Os-189 zastupljenost u prirodi: 16,1% raspad: stabilan Os-190 zastupljenost u prirodi: 24,6% raspad: stabilan Os-192 zastupljenost u prirodi: 41% raspad: stabilan Sintetisani su izotopi Os atomskih masa 185, 191, 193 i 194.
atomski broj: 77 Ar: 192,22 grupa: 8b perioda: P blok: d osobine: prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 4701 K T.T: 2719 K
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
Iridijum
o o o o 2.
3.
o o o o
3
gustina: 22,65g/cm elektronegativnost: 2,2 otkriće: S. Tenant, A. F. Fourcory, L. N. Vauquelin, H. V. Collet-Descoltils, 1804. lat. naziv: iridium oksidaciona stanja: +3, +4 (najčešć4), -1 do +6 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 32, 15, 2 14 7 2 elektronska konfiguracija: [Xe]4f 5d 6s -1 brzina zvuka (m s ): 4825 atomski poluprečnik: 135 pm energija jonizacije (kJ/mol): + Ir -> Ir , 880 + 2+ Ir -> Ir , 1680 2+ 3+ Ir -> Ir , 2600 3+ 4+ Ir -> Ir , 3800 izotopi: 1. Ir-191 zastupljenost u prirodi: 37,3% raspad: stabilan Ir-193 zastupljenost u prirodi: 62,7% raspad: stabilan Sintetisani su izotopi Ir atomskih masa 189, 190, 192, 194 i 195.
Platina
atomski broj: 78 Ar: 195,08 grupa: 8b perioda: P blok: d osobine: prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 4098 K T.T: 2041 K 3 gustina: 22,45g/cm elektronegativnost: 2,2 otkriće: Antonio de Ulloa, Don Juan de Santascilia, 1734. lat. naziv: platinum oksidaciona stanja: +4 (najčešće), +2 do +6 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 32, 17, 1 14 9 1 elektronska konfiguracija: [Xe]4f 5d 6s -1 brzina zvuka (m s ): 2800 atomski poluprečnik: 135 pm energija jonizacije (kJ/mol): + Pt -> Pt , 840 + 2+ Pt -> Pt , 1600 2+ 3+ Pt -> Pt , 2400 3+ 4+ Pt -> Pt , 3900 izotopi: 1. Pt-190 zastupljenost u prirodi: 0,01%
2.
3.
4.
5.
6.
7.
o
raspad: alfa 11 vreme poluraspada: 6,5*10 godina raspada se na: Os-186 Pt-192 zastupljenost u prirodi: 0,79% raspad: stabilan Pt-194 zastupljenost u prirodi: 32,9% raspad: stabilan Pt-195 zastupljenost u prirodi: 33,8% raspad: stabilan Pt-196 zastupljenost u prirodi: 25,3% raspad: stabilan Pt-198 zastupljenost u prirodi: 7,2% raspad: stabilan Sintetisani su izotopi Pt atomskih masa 191 i 197.
Hasijum
atomski broj: 108 Ar: 265 grupa: 8b perioda: Q blok: d osobine: prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: ? K T.T: ? K 3 gustina: ?g/cm elektronegativnost: ? otkriće: GSI Darmstradt, 1984. lat. naziv: hassium oksidaciona stanja: +3 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 32, 32, 14, 2 14 6 2 elektronska konfiguracija: [Rn]5f 6d 7s atomski poluprečnik: ? pm energija jonizacije (kJ/mol): + Hs -> Hs , 750 izotopi: 1. Hs je veštački element. Najstabilniji izotop je Hs-269, čije je vreme poluraspada 9,7s.
Majtnerijum atomski broj: 109 Ar: 266 grupa: 8b perioda: Q blok: d osobine: prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: ? K T.T: ? K 3 gustina: ?g/cm elektronegativnost: ? otkriće: GSI Darmstradt, 1982. lat. naziv: meitnerium
o
1.
oksidaciona stanja: +2 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 32, 32, 15, 2 14 7 2 elektronska konfiguracija: [Rn]5f 6d 7s atomski poluprečnik: ? pm energija jonizacije (kJ/mol): + Mt -> Mt , 840 izotopi: 1. Mt je veštački element. Najstabilniji izotop je Mt-276, čije je vreme poluraspada 0,72s.
Darmštatijum atomski broj: 110 Ar: 269 grupa: 8b perioda: Q blok: d osobine: prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: ? K T.T: ? K 3 gustina: ?g/cm elektronegativnost: ? otkriće: GSI Darmstradt, 1994. lat. naziv: darmstadtium oksidaciona stanja: ? raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 32, 32, 16, 2 14 8 2 elektronska konfiguracija: [Rn]5f 6d 7s atomski poluprečnik: ? pm izotopi: Ds je veštački element. Najstabilniji izotop je Ds-281, čije je vreme poluraspada 11,1s.
Dobijanje
Elementi VIIIb grupe nalaze se u prirodi u obliku jedinjenja, a zbog manje reaktivnosti i u elementarnom stanju (meteorsko gvoţĎe, samorodna platina). Najrasprostranjenije rude gvožĎa su magnetit (Fe3O4), hematit (Fe2O3), pirit (FeS2), halkopirit (CuFeS2), arsenopirit (FeAsS), siderit (FeCO3)... GvoţĎe je na četvrtom mestu po zastupljenosti u zemljinoj kori, a velike količine gvoţĎa nalaze se u unutrašnjim slojevima zemlje. Najvaţnije rude kobalta i nikla su smaltin (CoAs2), kobaltin (CoAsS), katierit (CoS2), nikolit (NiAs), milerit (NiS), geredorfit (NiAsS), kloantit (CoNiAs)... Nikl i kobalt često dolaze zajedno. Platinski elementi znatno su manje zastupljeni u zemljinoj kori od Fe, Co i Ni. Često dolaze u zajedničkim rudama. Najvaţnije rude su im laurit (RuOsS2), nevjanskit (OsIr, uz nešto Rh), potavit (PdHg). Najrasprostranjeniji element je platina, koju redovno prate i drugi elementi. Osim kao samorodna, dolazi u obliku legure s gvožĎem, poliksenoma (80-90% Pt) i bakrom (kuproplatina, 65-75% Pt) i minerala sperilita (PtAs2) i kuperita (PtS). Metalurgija gvoţĎa od ogromne je vaţnosti. GvožĎe se iz ruda dobija u visokim pećima redukcijom pomoću ugljenika. Prethodno se sulfidne rude prevode u okside prţenjem. Da bi se oslobodilo silikatnih primesa dodaje se CaCO3. Najvaţnije rekacije koje se odvijaju u visokoj peći su: 2C + O2 -> 2CO 3CO + Fe2O3 -> 2Fe + 3CO2 CaCO3 -> CaO + CO2 CaO + SiO2 -> CaSiO3 Ovakvo gvoţĎe se naziva sirovo i sadrţi razne primese i veći procenat ugljenika. U Simens-Martinovim pećima se ono pretvara izgaranjem primesa i dela ugljenika u čelik. Kobalt se dobija elektrolitički (iz ostataka pri dobijanju bakra) ili se sloţenim postupcima iz ruda izdvajaCo2O3 koji se redukuje vodonikom ili koksom. Co2O3 + 3C -> 2Co + 3CO Nikl se iz ruda posle prevoĎenja u okside redukuje koksom ili smešom vodonika i ugljen-monoksida. Ovako dobijen nikl sadrţi mnogo primesa. Prečišćava se pomoću ugljen-monoksida, pri čemu nastajeisparljivi karbonil koji se lako raspada na čist elementarni nikl i ugljen-monoksid: Ni + 4CO -> Ni(CO)4 Ni(CO)4 -> Ni + 4CO
Dobijanje platinskih elemenata veoma je komplikovano. Ru se izdvaja iz smeše pomoću isparljivog RuO4koji se prevodi u amonijum-rutenijum-hlorid iz kog se element dobija redukcijom vodonikom. Rodijum se dobija zagrevanjem amino-hlorida koji nastaje iz rastvora rodijuma u carskoj vodi, a zatim redukcijom vodonikom nastalog oksida. Paladijum se izdvaja iz smeše jer lako reaguje sa carskom vodom.Osmijum se iz smeše platinskih metala izdvaja jer gradi isparljivi OsO4 koji se prevodi u Na2OsO4, zatim u OsO2(NH3)4Cl2 iz kog se izdvaja redukcijom vodonikom. Iridijum se dobija pri dobijanju osmijuma sa kojim se zajedno nalazi u rudi. Platina u carskoj vodi prelazi u H2PtCl6, a posle neutralizacije amonijakom dobijeni talog se zagreva i izdvaja se elementarna platina.
Reakcije
Po hemijskim osobinama značajno se razlikuju elementi gvoţĎeve grupe od platinskih elemenata. Fe, Co i Ni lakše se oksiduju (mada Ni teţe), a Fe i Co reaguju sa vodenom parom. GvoţĎe se pri stajanju prevlači slojem poroznog Fe2O3 x nH2O koji ne sprečava dalju oksidacijum. Fe + H2O -> FeO + H2 Co + H2O -> CoO + H2 4Fe + 3O2 -> 2Fe2O3 3Co + 2O2 -> Co3O4 2Ni + O2 -> 2NiO Platinski metali veoma teško ili uopšte ne reaguju sa kiseonikom čak ni pri vrlo visokim temperaturama. Reaktivnost metala takoĎe se ogleda i u lakoći njihovog sjedinjavanja sa halogenima. Dok elementi gvoţĎeve grupe reaguju relativno lako, platinski metali često ostaju inertni i pri veoma visokim temperaturama. 2Fe + 3Cl2 -> 2FeCl3 Platinski metali i elementi gvoţĎeve grupe najočigledniju razliku u osobinama pokazuju pri dejstvu kiselina. Dok gvožĎe, kobalt i nikal lako reaguju sa razblaženim kiselinama uz izdvajanje vodonika,platinski elementi veoma su otporni na dejstvo kiselina. Ne reaguju sa koncentrovanom sumpornom, azotnom i hlorovodoničnom kiselinom, a rastvaraju se samo u carskoj vodi uz graĎenje kompleksnih jedinjenja. + 2+ 3Pt + 22H + 18Cl + 4NO3 -> 3PtCl6 + 6H + 4NO + 8H2O Od svih prelaznih metali, metali VIIIb grupe grade najlakše komplekse. Njihovi kompleksi su stabilni i veoma dobro ispitani.
Primena
Elementi VIIIb grupe imaju ogromnu primenu kao tehnički metali. GvožĎe je najvaţniji metal. Njegovelegure sa ugljenikom i drugim elementima (čelici, ferolegure) najvaţnije su tehničke sirovine. Kobalt i nikal imaju veliku primenu u legiranju čelika. Kobalt se upotrebljava i za zaštitiu čelika od korozijekobaltiranjem. Nikl se koristi za legiranje čelika u mnogo većim količinama od nikla - njegova najvaţnija legura je feronikl (nerĎajući čelici). Koristi se takoĎe za zaštitu od korozije, a legira se u značajnim količinama i sa bakrom. Platinski metali imaju izuzetne osobine - visoke tačke topljenja, izuzetnu otpornost na uticaje kiseonika, halogena, kiselina, ali je njihova primena kao tehničkih metala ograničena zbog teškoća prilikom izdvajanja i male rasprostranjenosti. Najveću primenu ima platina kao najdostupnija. Koristi se u juvelirstvu i elektrotehnici (platinske elektrode). Najvaţnija primena platine, kao i paladijuma, iridijuma, osmijuma, rodijuma, rutenijuma jeste u hemijskoj industriji kao katalizatori. Koriste se za proizvodnju azotne kiseline, vodonik-sulfida, amonijaka i kao i za katalizovanje velikog broja reakcija u organskoj hemiji (razne hidrogenijzacije - paladaijum i drugi elementi apsorbuju velike količine vodonika u sprašenom stanju).
Jedinjenja Elementi VIIIb grupe grade okside, hidrokside, kiseline i soli (soli drugih kiselina ili soli njihovih kiselina). U zavisnosti od oksidacionog broja i metala jedinjenja imaju različite osobine. Tako su hidroksidi i oksidi u kojima metali imaju manje oksidacione brojeve (obično +2 i +3) baznog ili amfoternog karaktera, a jedinjenja sa višim oksidacionim brojevima( +4, +6) obično imaju kiseo karakter. Posebno su zanimljivakompleksna jedinjenja elemenata VIIIb grupe.
Lantan i lantanoidi Lantan je element IIIb grupe PSE. Počev od cerijuma, proteţe se niz od elemenata sličnih lantanu koji su zbog toga dobili naziv lantanoidi. Lantanoidi imaju valentne s, d i f elektrone. Uzrok njihove sličnosti sa lantanom nalazi se u elektronskoj strukturi - valentni 4f elektroni imaju energiju sličnu 5d elektronima. Većini lantanoida najstabilnija su jedinjenja u koja ulaze kao trovalnentni joni, koji su u vodenom rastvoru bezbojni. Lantan i lantanidi su reaktivni elementi, pa, iako se ubrajajaju u grupu unutrašnjih prelaznih metala, pokazuju dosta sličnosti sa zemnoalkalnim metalima.
Povećanjem atomske teţine, poluprečnik lantanida se smanjuje, pa elektronegativnost blago raste, iblago opadaju njihove bazne osobine. Lantanoidi se dele na lake (cerijumove) lantanoide, koji obuhvataju sve elemente do europijuma, i teške (itrijumove) lantanoide kojima pripadaju ostali elementi.Dvojni sulfati teških lantanoida i alkalnih metala su rastvorni u vodi, a lakih nisu. Lantanoidi se nazivaju iretke zemlje - iako se u prirodi nalaze u znatnijim količinama, njihova nalazišta su retka.
Lantan
o o o 1.
2.
3.
atomski broj: 57 Ar: 138,9055 grupa: 3b perioda: P blok: d osobine: prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 3737 K T.T: 1193 K 3 gustina: 6,162g/cm elektronegativnost: 1,1 otkriće: C. Mosander, 1839. lat. naziv: lanthanium oksidaciona stanja: +3 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 18, 9, 2 1 2 elektronska konfiguracija: [Xe]5d 6s -1 brzina zvuka (m s ): 2475 atomski poluprečnik: 195 pm energija jonizacije (kJ/mol): + La -> La , 538 + 2+ La -> La , 1067 2+ 3+ La -> La , 1850 izotopi: La-138 zastupljenost u prirodi: 0,09% + raspad: zarobljavanje elektrona, beta 11 vreme poluraspada: 1,05*10 godina raspada se na: Ba-138, Ce-138 La-139 zastupljenost u prirodi: 99,91% raspad: stabilan Sintetisan je izotop La atomske mase 137.
Cerijum
atomski broj: 58 Ar: 140,12 grupa: 3b perioda: P blok: f osobine: unutrašnji prelazni metal
o o o
5.
agregatno stanje: čvrsto T.K: 3699 K T.T: 1071 K 3 gustina: 6,77g/cm elektronegativnost: 1,1 otkriće: W. von Hisinger, J. Berzelius, M. Klaproth, 1803. lat. naziv: cerium oksidaciona stanja: +3 (najstabilnije), +4 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 20, 8, 2 0 2 2 elektronska konfiguracija: [Xe]5d 4f 6s -1 brzina zvuka (m s ): 2100 atomski poluprečnik: 185 pm energija jonizacije (kJ/mol): + Ce -> Ce , 527 + 2+ Ce -> Ce , 1047 2+ 3+ Ce -> Ce , 1949 izotopi: Ce-136 zastupljenost u prirodi: 0,19% raspad: stabilan Ce-138 zastupljenost u prirodi: 0,25% raspad: stabilan Ce-140 zastupljenost u prirodi: 88,48% raspad: stabilan Ce-142 zastupljenost u prirodi: 11,08% raspad: beta 16 vreme poluraspada: 5*10 godina raspada se na: Nd-142 Sintetisani su izotopi Ce atomskih masa 134, 139, 141 i 144.
atomski broj: 59 Ar: 140,9077 grupa: 3b perioda: P blok: f osobine: unutrašnji prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 3793 K T.T: 1208 K 3 gustina: 6,77g/cm elektronegativnost: 1,1 otkriće: C. F. Aver von Welbach, 1885. lat. naziv: praseodymium
1.
2.
3.
4.
Prazeodijum
o o o 1.
2.
oksidaciona stanja: +3 (najstabilnije), +4 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 21, 8, 2 0 3 2 elektronska konfiguracija: [Xe]5d 4f 6s -1 brzina zvuka (m s ): 2280 atomski poluprečnik: 185 pm energija jonizacije (kJ/mol): + Pr -> Pr , 523 + 2+ Pr -> Pr , 1018 2+ 3+ Pr -> Pr , 2086 izotopi: Pr-141 zastupljenost u prirodi: 100% raspad: stabilan Sintetisani su izotopi Pr atomskih masa 142 i 143.
Neodijum
o o o 1.
2.
3.
atomski broj: 60 Ar: 144,24 grupa: 3b perioda: P blok: f osobine: unutrašnji prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 3347 K T.T: 1297 K 3 gustina: 7,01g/cm elektronegativnost: 1,2 otkriće: C. F. Aver von Welsbach, 1925 lat. naziv: neodymium oksidaciona stanja: +3 (najstabilnije), +4, +2 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 22, 8, 2 0 4 2 elektronska konfiguracija: [Xe]5d 4f 6s -1 brzina zvuka (m s ): 2330 atomski poluprečnik: 185 pm energija jonizacije (kJ/mol): + Nd -> Nd , 530 + 2+ Nd -> Nd , 1035 2+ 3+ Nd -> Nd , 2130 izotopi: Nd-142 zastupljenost u prirodi: 27,13% raspad: stabilan Nd-143 zastupljenost u prirodi: 12,18% raspad: stabilan Nd-144 zastupljenost u prirodi: 23,8% raspad: alfa
4.
5.
6.
7.
15
vreme poluraspada: 2,29*10 godina raspada se na: Ce-140 Nd-145 zastupljenost u prirodi: 8,3% raspad: stabilan Nd-146 zastupljenost u prirodi: 17,19% raspad: stabilan Nd-148 zastupljenost u prirodi: 5,76% raspad: stabilan Nd-150 zastupljenost u prirodi: 5,64% raspad: dupli beta 19 vreme poluraspada: 1,1*10 godina raspada se na: Sm-150
Prometijum
o o o 1.
atomski broj: 61 Ar: 145 grupa: 3b perioda: P blok: f osobine: unutrašnji prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 3273 K T.T: 1315 K 3 gustina: 7,26g/cm elektronegativnost: 1,1 otkriće: J. A. Marinsky, L. E. Glendenin, C. D. Coryell, 1945 lat. naziv: promethium oksidaciona stanja: +3 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 23, 8, 2 0 5 2 elektronska konfiguracija: [Xe]5d 4f 6s atomski poluprečnik: 185 pm energija jonizacije (kJ/mol): + Pm -> Pm , 536 + 2+ Pm -> Pm , 1052 2+ 3+ Pm -> Pm , 2150 izotopi: Prometijum nema stabilnih izotopa. Element je prvo otkriven veštačkim putem. Kasnije je utvrĎeno da ga ima u izuzetno malim količinama u prirodi u vidu izotopa Pm-145 (vreme poluraspada je 17,7 godine, a zarobljavanjem elektrona raspada se na Nd-145).
Samarijum
o o o 1.
2.
3.
4.
5.
6.
atomski broj: 62 Ar: 150,36 grupa: 3b perioda: P blok: f osobine: unutrašnji prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 2067 K T.T: 1345 K 3 gustina: 7,52g/cm elektronegativnost: 1,2 otkriće: P. E. Lecoq de Boisbaudran, 1879 lat. naziv: samarium oksidaciona stanja: +3 (najstabilnije), +2 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 24, 8, 2 0 6 2 elektronska konfiguracija: [Xe]5d 4f 6s -1 brzina zvuka (m s ): 2130 atomski poluprečnik: 185 pm energija jonizacije (kJ/mol): + Sm -> Sm , 543 + 2+ Sm -> Sm , 1068 2+ 3+ Sm -> Sm , 2260 izotopi: Sm-144 zastupljenost u prirodi: 3,07% raspad: stabilan Sm-147 zastupljenost u prirodi: 14,99% raspad: alfa 11 vreme poluraspada: 1,06*10 godina raspada se na: Nd-143 Sm-148 zastupljenost u prirodi: 11,24% raspad: alfa 15 vreme poluraspada: 7*10 godina raspada se na: Nd-144 Sm-149 zastupljenost u prirodi: 13,82% raspad: alfa 15 vreme poluraspada: 2*10 godina raspada se na: Nd-145 Sm-150 zastupljenost u prirodi: 7,38% raspad: stabilan Sm-152 zastupljenost u prirodi: 26,75% raspad: stabilan
7.
8.
o o o
Sm-154 zastupljenost u prirodi: 22,75% raspad: stabilan Sintetisan je izotop Sm atomske mase 146.
Europijum
3.
atomski broj: 63 Ar: 151,96 grupa: 3b perioda: P blok: f osobine: unutrašnji prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 1870 K T.T: 1095 K 3 gustina: 5,244g/cm elektronegativnost: 1,2 otkriće: E. Demarcay, 1901 lat. naziv: europium oksidaciona stanja: +3 (najstabilnije), +2 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 25, 8, 2 0 7 2 elektronska konfiguracija: [Xe]5d 4f 6s atomski poluprečnik: 185 pm energija jonizacije (kJ/mol): + Eu -> Eu , 547 + 2+ Eu -> Eu , 1085 2+ 3+ Eu -> Eu , 2404 izotopi: Eu-151 zastupljenost u prirodi: 47,8% raspad: stabilan Eu-153 zastupljenost u prirodi: 52,2% raspad: stabilan Sintetisani su izotopi Eu atomskih masa 150 i 152.
atomski broj: 64 Ar: 157,25 grupa: 3b perioda: P
1.
2.
Gadolinijum
o o o 2.
3.
4.
5.
6.
7.
blok: f osobine: unutrašnji prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 3546 K T.T: 1585 K 3 gustina: 7,9g/cm elektronegativnost: 1,1 otkriće: J. de Marigac, 1880 lat. naziv: gadolinium oksidaciona stanja: +3 (najstabilnije), +2 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 25, 9, 2 1 7 2 elektronska konfiguracija: [Xe]5d 4f 6s -1 brzina zvuka (m s ): 2680 atomski poluprečnik: 180 pm energija jonizacije (kJ/mol): + Gd -> Gd , 592 + 2+ Gd -> Gd , 1167 2+ 3+ Gd -> Gd , 1990 izotopi: 1. Gd-152 zastupljenost u prirodi: 0,2% raspad: alfa 14 vreme poluraspada: 1,08*10 godina raspada se na: Sm-148 Gd-154 zastupljenost u prirodi: 2,18% raspad: stabilan Gd-155 zastupljenost u prirodi: 14,8% raspad: stabilan Gd-156 zastupljenost u prirodi: 20,47% raspad: stabilan Gd-157 zastupljenost u prirodi: 15,65% raspad: stabilan Gd-158 zastupljenost u prirodi: 24,84% raspad: stabilan Gd-160 zastupljenost u prirodi: 21,86% raspad: dupli beta 21 vreme poluraspada: 1,3*10 godina raspada se na: Dy-160
Terbijum
atomski broj: 65 Ar: 158,9254
o o o
grupa: 3b perioda: P blok: f osobine: unutrašnji prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 3503 K T.T: 1629 K 3 gustina: 8,23g/cm elektronegativnost: 1,2 otkriće: C. Mosander, 1843 lat. naziv: terbium oksidaciona stanja: +3 (najstabilnije), +4 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 27, 8, 2 0 9 2 elektronska konfiguracija: [Xe]5d 4f 6s -1 brzina zvuka (m s ): 2620 atomski poluprečnik: 175 pm energija jonizacije (kJ/mol): + Tb -> Tb , 565 + 2+ Tb -> Tb , 1112 2+ 3+ Tb -> Tb , 2114 izotopi: 1. Tb-159 zastupljenost u prirodi: 100% Sintetisani su izotopi Tb atomskih masa 157 i 158.
atomski broj: 66 Ar: 162,5 grupa: 3b perioda: P blok: f osobine: unutrašnji prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 2835 K T.T: 1685 K 3 gustina: 8,54g/cm elektronegativnost: 1,2 otkriće: P. E. L. de Boisbaudran, 1886 lat. naziv: dysprosium oksidaciona stanja: +3 (najstabilnije), +2, +4 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 28, 8, 2 0 10 2 elektronska konfiguracija: [Xe]5d 4f 6s -1 brzina zvuka (m s ): 2710 atomski poluprečnik: 175 pm energija jonizacije (kJ/mol):
Disprozijum
o o o 2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
+
Dy -> Dy , 572 + 2+ Dy -> Dy , 1126 2+ 3+ Dy -> Dy , 2200 izotopi: 1. Dy-156 zastupljenost u prirodi: 0,06% raspad: stabilan Dy-158 zastupljenost u prirodi: 0,1% raspad: stabilan Dy-160 zastupljenost u prirodi: 2,34% raspad: stabilan Dy-161 zastupljenost u prirodi: 18,91% raspad: stabilan Dy-162 zastupljenost u prirodi: 25,51% raspad: stabilan Dy-163 zastupljenost u prirodi: 24,9% raspad: stabilan Dy-164 zastupljenost u prirodi: 28,18% raspad: stabilan Sintetisan je izotop Dy atomske mase 154.
Holmijum
o o o
atomski broj: 67 Ar: 164,9304 grupa: 3b perioda: P blok: f osobine: unutrašnji prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 2993 K T.T: 1734 K 3 gustina: 8,79g/cm elektronegativnost: 1,2 otkriće: J. L. Soret, 1878 lat. naziv: holmium oksidaciona stanja: +3 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 29, 8, 2 0 11 2 elektronska konfiguracija: [Xe]5d 4f 6s -1 brzina zvuka (m s ): 2760 atomski poluprečnik: 175 pm energija jonizacije (kJ/mol): + Ho -> Ho , 581 + 2+ Ho -> Ho , 1139 2+ 3+ Ho -> Ho , 2204 izotopi:
1. Ho-165 zastupljenost u prirodi: 100% raspad: stabilan
Erbijum
o o o 2.
3.
4.
5.
6.
7.
atomski broj: 68 Ar: 167,26 grupa: 3b perioda: P blok: f osobine: unutrašnji prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 3141 K T.T: 1802 K 3 gustina: 9,066g/cm elektronegativnost: 1,2 otkriće: C. Mosander, 1843 lat. naziv: erbium oksidaciona stanja: +3 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 30, 8, 2 0 12 2 elektronska konfiguracija: [Xe]5d 4f 6s -1 brzina zvuka (m s ): 2830 atomski poluprečnik: 175 pm energija jonizacije (kJ/mol): + Er -> Er , 589 + 2+ Er -> Er , 1151 2+ 3+ Er -> Er , 2194 izotopi: 1. Er-162 zastupljenost u prirodi: 0,14% raspad: stabilan Er-164 zastupljenost u prirodi: 1,61% raspad: stabilan Er-166 zastupljenost u prirodi: 33,6% raspad: stabilan Er-167 zastupljenost u prirodi: 22,95% raspad: stabilan Er-168 zastupljenost u prirodi: 26,8% raspad: stabilan Er-170 zastupljenost u prirodi: 14,9% raspad: stabilan Sintetisani su izotopi Er atomskih masa 160, 165, 169, 171 i 172.
Tulijum
o o o 2.
atomski broj: 69 Ar: 168,9342 grupa: 3b perioda: P blok: f osobine: unutrašnji prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 2223 K T.T: 1818 K 3 gustina: 9,32g/cm elektronegativnost: 1,2 otkriće: P. T. Cleve, 1879 lat. naziv: thulium oksidaciona stanja: +3 (najstabilnije), +2 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 31, 8, 2 0 13 2 elektronska konfiguracija: [Xe]5d 4f 6s atomski poluprečnik: 175 pm energija jonizacije (kJ/mol): + Tm -> Tm , 597 + 2+ Tm -> Tm , 1163 2+ 3+ Tm -> Tm , 2285 izotopi: 1. Tm-169 zastupljenost u prirodi: 100% raspad: stabilan Sintetisani su izotopi Tm atomskih masa 167, 168, 170 i 171.
Iterbijum
atomski broj: 70 Ar: 173,04 grupa: 3b perioda: P blok: f osobine: unutrašnji prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 1467 K T.T: 1097 K 3 gustina: 6,9g/cm
o o o o o o
8.
elektronegativnost: 1,2 otkriće: J. de Marignac, 1878 lat. naziv: ytterbium oksidaciona stanja: +3 (najstabilnije), +2 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 32, 8, 2 0 14 2 elektronska konfiguracija: [Xe]5d 4f 6s -1 brzina zvuka (m s ): 1590 atomski poluprečnik: 175 pm energija jonizacije (kJ/mol): + Yb -> Yb , 603 + 2+ Yb -> Yb , 1176 2+ 3+ Yb -> Yb , 2415 alotropske modifikacije: α - stabilna ispod -13 C β - stabilna od -13 do 795 C, površinski centrirana kubna kristalna rešetka γ - stabilna iznad 795 C, zapreminski centrirana kubna kristalna rešetka izotopi: Yb-168 zastupljenost u prirodi: 0,13% raspad: stabilan Yb-170 zastupljenost u prirodi: 3,05% raspad: stabilan Yb-171 zastupljenost u prirodi: 14,3% raspad: stabilan Yb-172 zastupljenost u prirodi: 21,9% raspad: stabilan Yb-173 zastupljenost u prirodi: 16,12% raspad: stabilan Yb-174 zastupljenost u prirodi: 31,8% raspad: stabilan Yb-176 zastupljenost u prirodi: 12,7% raspad: stabilan Sintetisani su izotopi Yb atomskih masa 166, 169, 175 i 177.
atomski broj: 71 Ar: 174,967 grupa: 3b perioda: P blok: f osobine: unutrašnji prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 3675 K T.T: 1925 K 3 gustina: 9,841g/cm
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
Lutecijum
o o o 1.
2.
3.
elektronegativnost: 1,2 otkriće: G. Urbain, 1907 lat. naziv: lutetium oksidaciona stanja: +3 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 32, 9, 2 1 14 2 elektronska konfiguracija: [Xe]5d 4f 6s atomski poluprečnik: 175 pm energija jonizacije (kJ/mol): + Lu -> Lu , 523 + 2+ Lu -> Lu , 1340 2+ 3+ Lu -> Lu , 2022 izotopi: Lu-175 zastupljenost u prirodi: 97,41% raspad: stabilan Lu-176 zastupljenost u prirodi: 2,59% raspad: beta 10 vreme poluraspada: 3,78*10 godina raspada se na: Hf-176 Sintetisani su izotopi Lu atomskih masa 173 i 174.
Dobijanje
Lantanoidi su u zemljinoj kori relativno dobro rasprostranjeni, ali nemaju nalazišta na kojima se nalaze veće količine njihovih ruda. Njihova proizvodnja je zbog toga ograničena. U vezanom tsanju, zbog svoje reaktivnosti ne dolaze. Najvaţnija ruda lantanoida je monacit (CePO4) koji osim cerijuma sadrţi i gotovo sve druge lantanoide i lantan u znatnijim količinama. Monacit dolazi i u obliku monacitnog peska koji predstavlja sekundarno nalazište. Ostale vaţnije rude lantanoida su bastnezit (La,Ce)FCO3, davidit (La2O3 * CeO2), cerianit (CeO2), ešenit (CeTiTa2O6), samarskit ([Y,Ce]4[NbTiTa]2O6), gadolinit (Be2FeY2Si2O10)... Zbog velike sličnosti u osobinama, lantanoidi se vrlo teško odvajaju međusobno. Iz monacita se lantanoidi zajedno sa torijumom i titanom pretvara u rastvorne sulfate dejstvom sumporne kiseline, a posle dejstva amonjium oksalata nastaju nerastvorni oksalati lantanoida, koji se ţare do oksida, i ponovo tretiraju sumpornom kiselinom, a zatim natrijum sulfatom. Laki lantanoidi se taloţe u obliku dvojnih soli (Na 3X(SO4)3), a teški lantanoidi ostaju u rastvoru. Zatim se pomoću NaOH i ţarenja izdvajaju oksidi koji se konačno rastvaraju u azotnoj kiselini, a kao talog ostaje samo cerijum. Iz dobijenih rastvora, lantanoidi se razdvajaju složenim frakcionim destilacijama koje se zasnivaju na vrlo maloj razlici u rastvorljivosti soli. Efikasniji postupak za razdvajanje lantanoidi jeste pomoću jonoizmenjivača. Jonski izmejivači (joniti) susupstance nerastvorne u vodi koje mogu razmenjivati jonove sa jonovima elektrolia. Prema delovanju dele se na katjonite i anjonite. Katjoniti izmenjuju svoje katjone katjonima elektrolita. Od neorganskih supstanci katjoniti su neki silikatni minerali iz porodice zeolita (analcin, NaSi2AlO6), a od organskih sulfo-kiseline. Anjoniti izmenuju svoje anjone anjonima elektrolita. U tu grupu spadaju kvarternarne amonijum baze. Elektrolit čiji se joni ţele zameniti propušta se kroz kolonu sa jonoizmenjivačem. Lantanoidi se izdvajaju pomoću jonita - organskih smola. U gornjem delu kolone adsorbuje se lantan kao element sa najvećim atomskim radijusom, a zatim redom lantanodi sa sve manjim radijusom. Od jonoizmenjivača lantanoidi se odvajaju pravljenjem komplekasa sa drugim jedinjenjima (desorpcija, ispiranje), obično slabim organskim kiselinama (EDTA, limunska). Prvo se odvaja lutecijum, a zatim lantanoidi sa sve veći atmoskim radijusom.
Reakcije
Lantanoidi su reaktivni elementi. Pokazuju izvesne sličnosti sa zemnoalkalnim metalima. Reaktivnost im blago opada porastom atomske teţine. Sličnost sa zemnoalkalnim metalima ogleda se već u rekaciji sa vodom. Lantan reaguje brzo sa hladnom vodom, ali lutecijum reguje sporo. 2Ce + 6H2O -> 2Ce(OH3) + 3H2 Na vazduhu lantanoidi polako korodiraju, a pri zagrevanju sagorevaju u okside. Ce + O2 -> CeO2 4Dy + 3O2 -> 2Dy2O3 Reaguju sa svim halogenima pri standardnim uslovima ili pri zagrevanju (zavisi od reaktivnosti halogena). 2Pr + 3Cl2 -> 2PrCl3 Svi lantanoidi su izrazito elektropozitivni elementi i mogu lako istisnuti vodonik iz kiselina. 2Ho + 3H2SO4 -> Ho2(SO4)3 + 3H2 Lantanoidi u jedinjenjima dolaze kao stabilni trovalenti joni, iako neki lantanoidi mogu imati i oksidacione brojeve +2 +4 +3 ili +4. Tako se cerijum u baznoj sredini oksiduje do Ce , a u kiseloj redukuje do Ce .
Lantanoidi grade komplekse jer imaju nepopunjene d i f orbitale, ali su zbog veće elektropozitivnosti oni nešto reĎi u poreĎenju sa ostalim prelaznim metalima i manje istraţeni.
Primena
Lantanoidi i pored ograničenje proizvodnje nalaze široku primenu, najčešće kao tehnički metali (posebnoLa, Ce, Pr, Nd koji se proizvode u znatnijim količinama) za legiranje. Lantan i neodijum se koriste zaekstrakciju plutonijuma iz urana. Legira se sa Al i time se dobijaju legure sa apsorcionim osobinama (obično za apsorciju CO). Ce se koristi u izradi kremena za upaljače kao i za legiranje čelika (do 3%). Neodijum ima značajnu primenu u legiranju lakih elemenata (Al, Mg, Ti). Neodijum značajno utiče na čvrstoću lakih legura jer gradi metalna jedinjenja sa Al i Ti. Koristi se i za supermagnete. Teţi lantanoidi koriste se za zaštitu od neutrona, a radioaktivni izotopi se koriste za proizvodnju rendgenskih aparata. Teški lantanoidi se u malim količinama koriste za izrade legura sa posebnim osobinama.
Jedinjenja Lantanoidi grade okside i hidrokside baznog karaktera, soli (sulfati, nirtrati, hloridi...) i kompleksna jedinjenja.
Aktinijum i aktinoidi
Aktinijum je element IIIb grupe PSE. Od torijuma počinje niz od 14 elemenata, po osobinama sličnim aktnijumu koji se nazivaju aktinoidi. Njihova sličnost ogleda se u maloj razlici izmeĎu energija 5f, 6d i 7s valentnih elektrona. Svaki aktinoid pokazuje sličnost sa aktinijumom i lantanoidom koji se nalazi iznad njega. lantanoidi i aktinoidi čine unutrašnje prelazne elemente. Svi aktinoidi su radioaktivni. U prirodi se nalaze elementi do urana, dok se Np i Pu mogu naći u izuzetno malim količinama. Svi elementi teţi od urana su dobijeni veštačkim putem. Iako se ne nalaze u prirodi, neki od njih našli su vaţne primene te se proizvode u značajnnim količinama veštački. Svi elementi su dobijeni u dovoljnim količinama da im se ispitaju osnovne hemijske osobine. Elementi do plutonijuma pokazuju veću sličnost sa prelaznim metalima te grade stabilna jedinjenja u kojima imaju visoke oksidacione brojeve. Počev od americijuma, elementi pokazuju sve tipične osobine lantanoida (najstabilniji pozitivno trovalentni, atomski radijus im se smanjuje...).
o o o 1.
Aktinijum
atomski broj: 89 Ar: 227,0278 grupa: 3b perioda: Q blok: d osobine: prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 3743 K T.T: 1323 K 3 gustina: 10g/cm elektronegativnost: 1,1 otkriće: A. Debierne, 1899. lat. naziv: actinium oksidaciona stanja: +3 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2 1 2 elektronska konfiguracija: [Rn]6d 7s atomski poluprečnik: 188 pm energija jonizacije (kJ/mol): + Ac -> Ac , 499 + 2+ Ac -> Ac , 1170 2+ 3+ Ac -> Ac , 1900 izotopi: Ac-227 zastupljenost u prirodi: 100% raspad: alfa, beta vreme poluraspada: 21,77 godina
2.
o o o o
raspada se na: Th-227, Fr-223 Sintetisani su izotopi Ac atomskih masa 225 i 226.
Torijum
2.
atomski broj: 90 Ar: 232,0381 grupa: 3b perioda: Q blok: f osobine: unutrašnji prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 5061 K T.T: 2115 K 3 gustina: 11,7g/cm elektronegativnost: 1,3 otkriće: J. Berzelius, 1828. lat. naziv: thorium oksidaciona stanja: +4 (najstabilnije), +2, +3 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 32, 18, 10, 2 2 0 2 elektronska konfiguracija: [Rn]6d 5f 7s atomski poluprečnik: 180 pm energija jonizacije (kJ/mol): + Th -> Th , 587 + 2+ Th -> Th , 1110 2+ 3+ Th -> Th , 1978 3+ 4+ Th -> Th , 2780 izotopi: Th-232 zastupljenost u prirodi: 100% raspad: alfa 10 vreme poluraspada: 1,45*10 godina raspada se na: Ra-228 Sintetisani su izotopi Th atomskih masa 228, 229 i 230.
atomski broj: 91 Ar: 231,0359 grupa: 3b perioda: Q blok: f osobine: unutrašnji prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 4300 K T.T: 2113 K 3 gustina: 15,37g/cm elektronegativnost: 1,5 otkriće: F. Soddy, J. Cranston, O. Hahn, L. Meitner, 1917. lat. naziv: protactinium oksidaciona stanja: +5 (najstabilnije), +4, +3 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 32, 20, 9, 2 1 2 2 elektronska konfiguracija: [Rn]6d 5f 7s
1.
Protaktinijum
1.
2.
o o o o o 1.
2.
3.
atomski poluprečnik: 180 pm izotopi: Pa-231 zastupljenost u prirodi: verovatno 100% raspad: alfa vreme poluraspada: 27 dana raspada se na: U-233 Sintetisani su izotopi Th atomskih masa 230 i 233. Protaktinijum se ne dobija iz prirodnih izvora.
Uran
atomski broj: 92 Ar: 238,0289 grupa: 3b perioda: Q blok: f osobine: unutrašnji prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 4405 K T.T: 1405 K 3 gustina: 19,1g/cm elektronegativnost: 1,7 otkriće: M. Klaproth, 1828. lat. naziv: uranium oksidaciona stanja: +6 (najstabilnije), +5 do +2 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2 1 3 2 elektronska konfiguracija: [Rn]6d 5f 7s atomski poluprečnik: 175 pm energija jonizacije (kJ/mol): + U -> U , 584 + 2+ U -> U , 1420 alotropske modifikacije: alfa (ortorombični) U - stabilan ispod 941K beta (tetragonalni) U - stabilan na 941 - 1048 K gama (prostorno centrirana kubna rešetka) - stabilan iznad 1048 K izotopi: U-234 zastupljenost u prirodi: 0,006% raspad: alfa vreme poluraspada: 245500 godina raspada se na: Th-230 U-235 zastupljenost u prirodi: 0,72% raspad: alfa, fisiabilan 8 vreme poluraspada: 7,04*10 godina raspada se na: Th-231 U-238 zastupljenost u prirodi: 99,275%
4.
o 1.
raspad: alfa 9 vreme poluraspada: 4,468*10 godina raspada se na: Th-234 Sintetisani su izotopi U atomskih masa 232, 233 (fisiabilan) i 236.
Neptunijum atomski broj: 93 Ar: 237,0482 grupa: 3b perioda: Q blok: f osobine: unutrašnji prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 4273 K T.T: 910 K 3 gustina: 20,2g/cm elektronegativnost: 1,3 otkriće: E. McMilan, P. H. Abelson, 1940. lat. naziv: neptunium oksidaciona stanja: +5 (najstabilnije), +2 do +7 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 32, 22, 9, 2 1 4 2 elektronska konfiguracija: [Rn]6d 5f 7s atomski poluprečnik: 175 pm energija jonizacije (kJ/mol): + Np -> Np , 597 izotopi: Neptunijum se u prirodi nalazi u izuzetno malim količinama. Vaţniji izotopi (svi dobijeni veštački su mu Np-235, 236 i 6 237. Np-237 je izotop sa najduţim vremenom poluraspada (2,14*10 godina).
Plutonijum
atomski broj: 94 Ar: 244 grupa: 3b perioda: Q blok: f osobine: unutrašnji prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 3501 K T.T: 912 K 3 gustina: 19,82g/cm elektronegativnost: 1,3 otkriće: Berkeley, 1940. lat. naziv: plutonium oksidaciona stanja: +4 (najstabilnije), +2 do +7 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 32, 24, 8, 2 0 6 2 elektronska konfiguracija: [Rn]6d 5f 7s
o 1.
atomski poluprečnik: 175 pm energija jonizacije (kJ/mol): + Pu -> Pu , 585 izotopi: Plutonijum se u prirodi nalazi u malim količinama u prirodi kao izotop Pu-239 (vreme poluraspada 24100 godina) koji se alfa raspadom raspada do U-235, a takoĎe je i fisiabilan. Sintetisani su i izotopi Pu atomskih masa 238, 240, 241, 242 i 244.
Americijum
o
atomski broj: 95 Ar: 243 grupa: 3b perioda: Q blok: f osobine: unutrašnji prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 2880 K T.T: 1449 K 3 gustina: 12g/cm elektronegativnost: 1,3 otkriće: Berkeley, 1945. lat. naziv: americium oksidaciona stanja: +3 (najstabilnije), +2 do +6 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 32, 25, 8, 2 0 7 2 elektronska konfiguracija: [Rn]6d 5f 7s atomski poluprečnik: 175 pm energija jonizacije (kJ/mol): + Am -> Am , 578 izotopi: 1. Americijum je veštački element. Sintetisani su izotopi Am-241, 242 i 243. Najduţe vreme poluraspada (7370 godina) ima Am-243.
Kirijum
atomski broj: 96 Ar: 247 grupa: 3b perioda: Q blok: f osobine: unutrašnji prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: 3383 K T.T: 1613 K 3 gustina: 13,51g/cm
o 1.
o 1.
elektronegativnost: 1,2 otkriće: Berkeley, 1944. lat. naziv: curium oksidaciona stanja: +3 (najstabilnije), +2, +4 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 32, 25, 9, 2 1 7 2 elektronska konfiguracija: [Rn]6d 5f 7s atomski poluprečnik: 175 pm energija jonizacije (kJ/mol): + Cm -> Cm , 581 izotopi: Kirijum je veštački element. Sintetisani su izotopi masnenih brojeva 242-250. Najduţe vreme poluraspada ima Cm7 247 (1,56*10 godina).
Berklijum
atomski broj: 97 Ar: 247 grupa: 3b perioda: Q blok: f osobine: unutrašnji prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: ? K T.T: 1259 K 3 gustina: 14,78g/cm elektronegativnost: 1,3 otkriće: Berkeley, 1949. lat. naziv: curium oksidaciona stanja: +3 (najstabilnije), +2, +4 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 32, 27, 8, 2 0 9 2 elektronska konfiguracija: [Rn]6d 5f 7s atomski poluprečnik: ? pm energija jonizacije (kJ/mol): + Bk -> Bk , 601 izotopi: Berklijum je veštački element. Sintetisani su izotopi masnenih brojeva 245-249. Najduţe vreme poluraspada ima Bk247 (1380 godina).
Kalifornijum atomski broj: 98 Ar: 251 grupa: 3b perioda: Q blok: f osobine: unutrašnji prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: ? K T.T: 1173 K 3 gustina: ?g/cm elektronegativnost: 1,3 otkriće: Berkeley, 1950. lat. naziv: californium oksidaciona stanja: +3 (najstabilnije), +2, +4 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 32, 28, 8, 2 0 10 2 elektronska konfiguracija: [Rn]6d 5f 7s atomski poluprečnik: ? pm energija jonizacije (kJ/mol):
o 1.
o 1.
o 1.
+
Cf -> Cf , 608 izotopi: Kalifornijum je veštački element. Sintetisani su izotopi masnenih brojeva 248-254. Najduţe vreme poluraspada ima Cf-251 (898 godina).
Ajnštajnijum
atomski broj: 99 Ar: 254 grupa: 3b perioda: Q blok: f osobine: unutrašnji prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: ? K T.T: 1133 K 3 gustina: 8,84g/cm elektronegativnost: 1,3 otkriće: Los Alamos (nuklearna eksplozija), 1952. lat. naziv: einsteinium oksidaciona stanja: +3 (najstabilnije), +2 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 32, 29, 8, 2 0 11 2 elektronska konfiguracija: [Rn]6d 5f 7s atomski poluprečnik: ? pm energija jonizacije (kJ/mol): + Es -> Es , 619 izotopi: Ajnštajnijum je veštački element. Sintetisani su izotopi masnenih brojeva 252-255. Najduţe vreme poluraspada ima Es-254 (276 dana).
Fermijum
atomski broj: 100 Ar: 257 grupa: 3b perioda: Q blok: f osobine: unutrašnji prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: ? K T.T: 1800 K 3 gustina: ?g/cm elektronegativnost: 1,3 otkriće: Los Alamos (nuklearna eksplozija), 1952. lat. naziv: fermium oksidaciona stanja: +3 (najstabilnije), +2 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 32, 30, 8, 2 0 12 2 elektronska konfiguracija: [Rn]6d 5f 7s atomski poluprečnik: ? pm energija jonizacije (kJ/mol): + Fm -> Fm , 627 izotopi: Fermijum je veštački element. Sintetisani su izotopi masnenih brojeva 252-257. Najduţe vreme poluraspada ima Fm257 (100 dana).
Mendeljevijum atomski broj: 101 Ar: 258 grupa: 3b
o 1.
o 1.
perioda: Q blok: f osobine: unutrašnji prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: ? K T.T: 1100 K 3 gustina: ?g/cm elektronegativnost: 1,3 otkriće: Berkeley, 1955. lat. naziv: mendelevium oksidaciona stanja: +3 (najstabilnije), +2, +1 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 32, 31, 8, 2 0 13 2 elektronska konfiguracija: [Rn]6d 5f 7s atomski poluprečnik: ? pm energija jonizacije (kJ/mol): + Md -> Md , 635 izotopi: Mendeljevijum je veštački element. Sintetisani su izotopi masnenih brojeva 257-259. Najduţe vreme poluraspada ima Md-258 (51,5 dana).
Nobelijum atomski broj: 102 Ar: 259 grupa: 3b perioda: Q blok: f osobine: unutrašnji prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: ? K T.T: ? K 3 gustina: ?g/cm elektronegativnost: 1,3 otkriće: Nobel Institute, 1957. lat. naziv: nobelium oksidaciona stanja: +2 (najstabilnije), +3 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 32, 32, 8, 2 0 14 2 elektronska konfiguracija: [Rn]6d 5f 7s atomski poluprečnik: ? pm energija jonizacije (kJ/mol): + No -> No , 642 izotopi: Nobelijum je veštački element. Sintetisani su izotopi masnenih brojeva 253, 255 i 259. Najduţe vreme poluraspada ima No-259 (58 minuta).
Lorencijum
atomski broj: 103 Ar: 262 grupa: 3b perioda: Q blok: f osobine: unutrašnji prelazni metal agregatno stanje: čvrsto T.K: ? K T.T: ? K 3 gustina: ?g/cm elektronegativnost: 1,2
o
otkriće: Berkeley, 1961. lat. naziv: lawrentium oksidaciona stanja: +3 raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 32, 32, 9, 2 1 14 2 elektronska konfiguracija: [Rn]6d 5f 7s atomski poluprečnik: ? pm energija jonizacije (kJ/mol): + Lr -> Lr , ? izotopi: 1. Lorencijum je veštački element. Izotop sa najduţim vremenom poluraspada je Lr-262 (3,6 sati).
Dobijanje
U prirodi se mogu naći svi aktinoidi lakši od americijuma. Plutonijuma, neptunijuma mi protaktinijuma je zanemarljivo malo, pa se proizvode veštačkim putem. Aktinijuma ima nešto više, ali se takoĎe najviše proizvodi veštačkim putem. Svi ovi elementi su pratioci u rudama urana. Iz ruda se u značjanim količinama dobijaju samo torijum i uran. Najvaţnije rude torijuma su torit (ThSiO4) i torijanit (ThO2*UO2), a ekstraktuje se, zajedno sa lantanoidima iz monacitnog peska. Rude urana su uraninit (U3O8), pehblenda (smolenac, UO*UO2) i karnotit (K2(UO2)2(VO4)2*xH2O). Torijum se izdvaja zajedno sa lantanoidima iz monacitnog peska. U čistom stanju dobija se elektrolizomrastopa halogenida, redukcijom halogenida pomoću kalcijuma ili zagrevanjem jodida. ThCl4 + električna energija -> Th + 2Cl2 ThF4 + 2Ca -> Th + 2CaF2 ThI4 + toplotna energija -> Th + 2I2 Uran se iz rude prevodi u rastvor delovanjem kiselina i baza u obliku UO 2(NO3)2. Čist uran se dobijaredukcijom tetrafluorida. 2UO2(NO3)2 + toplotna energija -> 2UO3 + 4NO2 + O2 UO3 + H2 -> UO2 + H2O UO2 + 4HF + toplotna energija -> UF4 + 2H2O UF4 + 2Ca -> U + 2CaF2 Kako je za nukelarne elektrane potreban uran sa više izotopa U-235, koncentrovanje ovog izotopa se vrši pomoću lako isparljivog UF6. Pri tome se koristi razlika u molekulskim teţinama i zakon difuzije. Teţi elementi kao i drugi vaţni izotopi urana dobijaju se nuklearnim procesima. Mnogi se nalaze u nukelarnom otpadu elektrana. Iz smeša se elementi do americijuma mogu izdvajati zahvaljujući različitim oksidacionim brojevima, a teţi elementi se izdvajaju pomoću jonoizmenjivača (vidi tekst o lantanoidima). 226 1 227 + 0n -> 89Ac + β 88Ra 232 1 233 233 + 0n -> 91Pa + β -> 92U + β 90Th 235 1 237 + 2 0n -> 93Np + β 92U 238 1 239 + 0n -> 94Pu + 2β 92U 239 1 241 + 0n -> 95Am + β 94Pu 239 4 242 1 + 2He -> 96Cm + 0n 94Pu 241 4 243 1 + 2He -> 97Bk + 2 0n 95Am 242 4 245 1 + 2He -> 98Cf + 0n 96Cm 239 14 252 1 U + -> 99Es + 0n 92 7N 239 1 257 + 14 0n -> 100Fm + 6β 94Pu 253 4 256 1 + 2He -> 101Mv + 0n 99Es 246 12 254 1 Cm + 6C -> 102No + 4 0n 96 243 18 256 1 + 8O -> 103Lr + 5 0n 95Am
Reakcije
Aktinoidi su reaktivni premda manje od lantanoida. Elementi do americijuma pokazuju sličnost sa prelaznim metalima (imaju više valenci, obojeni joni...), a teţi elementi imaju osobine alanlogne lantanoidima. Na vazduhu se prevlače slojem oksida koji ih štiti od dalje oksidacije, a lako se oksiduju pri zagrevanju. U + O2 -> UO2 Ključala voda deluje na aktinoide uz izdvajanje vodonika. Pritom nastaju oksidi koji nisu rastvorljivi u vodi (sličnost sa prelaznim metalima). Th + 2H2O -> ThO2 + 2H2 Aktinoidi lako reaguju sa halogenima. U + 3F2 -> UF6
Rastvaraju se u neorganskim kiselinama. Th + 2HNO3 -> Th(NO3)2 + H2 Aktinoidi regauju lako i sa ugljenikom i sumporom. U + 2S -> US2
Primena
Primenu kao tehnički metali od aktinoida imaju samo uran i torijum koji ulaze u sastav mnogih legura i poboljšavaju otpornost prema koroziji. Koriste se i kao katalizatori. Najvaţniju primenu aktinoidi nalaze kao nuklearna goriva, najčešće fisiabilni izotopi urana i plutonijuma, ali i drugi izotopi poput stabilnijih izotopa urana i torijuma koji se koriste za dobijanje nestabilnih izotopa. Isti fisiabilni izotopi koriste se i za proizvodnju nuklearnog oružja.
Jedinjenja Aktinoidi grade okside, soli (soli jihovih kiselina ili soli sa drugim kiselinama) i hidrokside. Hidroksidi i oksidi u kojima je oksidacioni broj elementa niţi (+2, +3) su baznog karaktera, a u kojima je viši (+4, +6) su amfoternog ili kiselog karaktera.
Četvrta kristalna alotropska modifikacija ugljenika. Poliinski ugljenik Elementarni ugljenik se javlja u više alotropskih modifikacija, od kojih su tri kristalne strukture: dijamant, grafit i fuleren. Poznato je još 40 različitih alotropskih modifikacija, meĎu kojima je i crni ugljenik, koji ima amorfnu strukturu. Dijamant je meĎu najtvrĎim materijalima, najreĎi alotropski oblik ugljenika. GraĎen je od kovalentne mreţe 3 sp hibridizovanih ugljenikovih atoma, povezanih u veliku trodimenzionalnu rešetku. Struktura podseća na povezane cikloheksanove prstenove, a sve duţine veza su iste. Grafit je najčešća i najstabilnija alotropska modifikacija ugljenika pri standardnim uslovima. Sastavljen je od 2 sp hibridizovanih ugljenikovih atoma, koji su povezani u dvodimenzione slojeve slične kondenzovanim benzenovim prstenovima. 2
Fuleren je alotropska modifikacija ugljenika, prvi put otkrivena 1991. u Engleskoj. Sastoji se od 60 sp hibridizovanih ugljenikovih atoma, koji su spojeni u tridesetostranični eikozaedarski molekul koji se sastoji od 12 petočlanih i 20 šestočlanih prstenova, spojenih u sferni oblik C-60 (buckminster fullerene) nalik fudbalskoj lopti. Četvrta kristalna alotropska modifikacija ugljenika je poliinske strukture. Otkrivena je 1995. godine od strane Richard Lagow-a, (University of Texas). Poliinska alotropska modifikacija se sastoji od linearnih lanaca, od po 500 sp hibridizovnih ugljenikovih atoma, vezanih jednostrukom i trostrukom vezom naizmenično. Dobija se laserski indukovanim isparavanjem grafita u prisustvu trifluormetil radikala - F3C. (radi zatvaranja krajeva acetilenskih lanaca, odnosno stabilizacije molekula). Poliinski ugljenik ima neke vrlo nobične osobine. Rastvorljiv je u organskim rastvaračima poput toluena, a ipak provodi struju duţ longitudalne ose, što mu omogućava da se potencijalno koristi kao molekulski provodnik u elektronskim ureĎajima molekulske veličine. TakoĎe, lako se oblaţe na druge supstrate, što omogućava da se koristi kao prekursor grafitnih i dijamantskih filmova.
Organska hemija Organska hemija - uvod u organsku hemiju Organska hemija je hemija ugljenikovih jedinjenja. Ugljenih gradi veoma mali broj neorganskih jedinjenja: ugljenik(IV)oksid, ugljenik(II)oksid, ugljenu kiselinu i njene soli karbonate i bikarbonate. Sva ostala jedinjenja ugljenika (preko 20 miliona danas poznatih) ubrajamo u organska jedinjenja. Koje to osobine omogućuju ugljeniku da gradi tako mnogo jedinjenja? Ugljenik je element četvrte grupe i druge periode PSE-a atomskog broja šest, relativne atomske mase 12 i elektronske konfiguracije 2 2 [He]2s , 2p . U organskim jedinjenjima uvek je i samo četvorovalentan. Kao element iz sredine periodnog sistema ugljenik najlakše udruţuje svoje atome meĎusobno ili sa atomima drugih lelemenata gradeci pri tom jake kovalentne veze. Vaţna osobina ugljenika je hibridizacija orbitala (uglovi izmeĎu hibridizovanih orbitala su najveći mogući, što daje veliku stabilnost ugljenikovim jedinjenjima). Na slici su prikazana tri tipa hibridizacije (tamnije orbitale su nehibridizovane p orbitale). 3 Najstabilnija, odnosno hemijski najmanje reaktivna jedinjenja imaju sp hibridizaciju (alakani). Nestabilnija i hemijski 2 reaktivnija su jedinjenja sa sp i sp tipom hibridizacije (alkeni, alkini). Posledica hibridizacije jeste teţnja ka zaisćenosti nezasićnih organskih jedinjenja. Dve proste veze izmeĎu ugljenika jače su od jedne dvostruke (C-C 348 kJ/mol, C=C 614 kJ/mol), takoĎe su i tri proste veze jače od jedne trostruke (839 kJ/mol). Ugljenik gradi jake kovalentne veze sa mnogim nemetalima (H, O, N, S, P, Cl, F, J, Br, Se) koje nalazimo u raznim organskim jedinjenjima. Značaj organskih jedinjenja. Dugo se mislilo da je za sintezu organskih jedinjenja potrebna "ţivotna sila". Ova teorija nazvana je vitalistička.
Sinteza karbamida (uree) iz amonijum-cijanida koju je izveo Fridrih Veler 1828. bila je prva laboratorijska sinteza nekog organskog jedinjenja. Srušila je vitalističku teoriju, a razvoj organske hemije posle ove sinteze bio je rapidan. Danas je poznat ogroman broj orgnaskih jedinjenja. Da bi se organska hemija lakše izučavala neikm jedinjenjima pridaje se posebna vaţnost. To su jedinjenja koja se nalaze u ţivom svetu ili jedinjenja koja nalaze praktičnu primenu.
Opšta nomenklatura organskih jedinjenja Radikal. Radikal je deo organskog jedinjenja koji teoretski nastaje iz ugljovodonika raskidanjem veze sa jednim ili više atoma ili atomskih grupa. označava se sa -R. Ugljenikova jedinjenja dobijaju ime prema radikalu koji sadrţe tako što se prvo stavi ime radikala a zatim se doda ime grupe koja dolazi na radikal. (etil radikal) (propil radikal) ... Funkcionalna grupa.Funkcinalnim grupama zovemo grupe atoma koje nekoj grupi organskih jedinjenja daju karakteristične osobine. Najvaţnije funkcionalne grupe: 1. Hidrokslilna grupa (-OH),
CH3CH2OH alkoholi (etanol)
fenoli (fenol)
2. Karbonilna grupa (
),
CH3 CH3 ketoni (propanon) 3. Karboksilna grupa (-COOH), H-COOH organske kiseline (metanska kiselina) 4. Amino grupa (-NH2), CH3NH2 Primarni amini (metilamin) 5. Dvostruka i trostruka veza.
alkeni (eten)
alkini (etin) Izomerija U organskoj hemiji je česta pojava da dva ili više jedinjenja imaju isti sastavi istu molekulsku masu, ali se razlikuju po fizičkim a ponekad i po hemijskim osobinama. Ta pojava se zove izomerija.Posotoje dve glavne vrste izomerije, strukturna izomerija i prostorna ili stereoizomerija. Strukturna izomerija: 1. Izomerija niza i prstena. Javlja se kod jedinjenja koja se razlikuju po poloţaju ugljenikovih atoma. CH3CH2CH2CH2CH3 (n-pentan)
(metil-butan)
(cikloheksan)
(metil-ciklopentan) 2. Izomerija poloţaja. Javlja se kod jedinjenja koja se meĎusobno razlikuju po poloţaju funkcionalne grupe na ugljenikovom lancu. CH3CH2CH2OH (propanol) CH3CH(OH)CH3 (2-propanol) 3. Izomerija funkcionalnih grupa. Izomeri se podudaraju u molekulskoj teţini i sastavu, ali sadrţe različite funkcionalne grupe. CH3CH2OH (etanol) C2H6O CH3-O-CH3 (dimetil eter) C2H6O 4. Tautomerija. Jedno jedinjenje postoji u dva oblika koji meĎusobno prelaze jedan u drugi (u ravnoteţi su). (cijanovodonična kiselina) (izo-cijanovodonicna kiselina) Prostorna (stereo) izomerija:> 1. Optička izomerija. Optičku izomriju imaju optički aktivne supstance (skreću polarizovanu svetlost), odnosno one supstance koje u strukturi sadrţe asimetričan ugljenik (ugljenikov atom koji je vezan sa različitim grupama sa sve četiri veze, na slici).>
2. Geometrijska izomerija (cis-trans izomerija). Javlja se kod jedinjenja etenskog tipa. COOH-CH=CH-COOH (eten-dikiselina)
(fumarna kiselina, trans-oblik)
(maleinska kiselina, cis-oblik) 3. Ciklična (Baeyer-ova) izomerija. Javlja se kod cikličnih jedinjenja sa dva supstituenta.
(cis-1,6-dihlor-cikloheksan)
(trans-1,6-dihlor-cikloheksan)
Ugljovodonici
Sva organska jedinjenja su prema srukturi podeljena u nekoliko osnovnih grupa i podgrupa: alifatska (aciklična)-jedninjenja otvorenog ugljenikovog lanca ciklična-jedinjenja zatvorenog lanca (prstena) Ciklična jedinjenja mogu biti:
I. II.
a.
o o
karbociklična-prsten je sastavljen samo od ugljenikovih i vodonikovih atoma aliciklična jedinjenja-ciklizovana alifatska jedinjenja aromatska jedinjenja-jedinjenja sa benzenovim prstenom
o b.
hidroaromatska jedinjenja-jedinjenja sa delimično ili potpuno hidrogenizovanim benzenovim prstenom heterociklična-prsten pored ugljenika sadrţi i druge atome (azot, kiseonik, sumpor...) Organska jedinjenja se dele i prema funkcionalnim grupama Proučavanje organske hemije počinje od njenih osnovnih i najprostijih jedinjenja-ugljovodonika. U svom sastavu sadrţe samo ugljenik i vodonik. Vezivanjem funkcionalnih grupa na ugljovodonike nastaju sva ostala organska jedinjenja. Iz imena ugljovodonika se izvode imena svih organskih jedinjenja. Gasovoti ugljovodonici se u prirodi nalaze u zemnom gasu. Nafta je osnovni izvor ugljovodonika. Čvrsti ugljovodonici mogu se naći i u mineralu ozokeritu. U laboratoriji ugljovodonici se sintetišu na više načina od kojih su najvaţniji Wurtz-ova sinteza:
i suva destilacija smeše soli organskih kiselina i NaOH:
Ugljovodonici se prema tipu veze koju oseduju dele na zasićene i nezasićene. Zasićeni ugljovodonici sadrţe samo jednostruke veze, dok nezasićeni sadrţe najmanje jednu dvostruku ili trostruku ugljenik-ugljenik vezu.
Zasićeni aciklični ugljovodonici (alkani, parafini) Zasićeni aciklični ugljovodonici, alkani su se još nazivali i parafini zbog izrazite hemijske inertnosti. Opšta formula alkana je CnH2n+2. Prvih deset alkana s nazivima su:
Niz jedinjenja kod kog se svaki clan razlikuje za po jednu -CH2- grupu zove se homologi niz. Sva jedinjenja u nizu imaju slicne hemijske osobine (podleţu slicnim reakcijama...). Prva cetiri alkana su gasovita, alkani od cetiri da jedanaest ugljenikovih atoma su tecni, a preko 11 su čvrsti. U vodi su netopivi, ali se tope dobro u organskim rastvaracima. Po pravilu tacka kljucanja "normalnog" alakana uvek je viša od tacki kljucanja njegovih izomera. Ne zna se pouzdano koji bi mogao biti najviši alkan. Dosadašnjim istraţivanjima preden je alkan sa 60 C atoma.
Nomenklatura alkana
Za davanje imena izomerima alkana koristi se medunarodna, Ţenevska nomenklatua. Za osnovu se uzima najduţi ugljenikov lanac, a smeštaj bocnih lanaca (koji dobijaju ime po radikalu) se oznacava brojevima. Oznacavanje brojevima pocinje od funkcionalne grupe, tako da se njoj dodeli najniţa vrednost (0).
2,2,4-trimetilheksan
Zasićeni aliciklični ugljovodonici (cikloalkani, cikloparafini, nafteni)Dobijaju se takode Wurtz-ovom sintezom (iz dihalogen derovata alkana):
Posotoje dva niza homologa cikloalkana. Kod prvog se za -CH2- grupu povecava prsten.
Najlakše se zatvarju prstenovi sa pet i šest ugljenika zbog povoljnih uglova izmedu veza. Drugi homologi niz nastaje kada se za -CH2- grupu produţuju bocni lanci.
metil-ciklopentan Opšta formula cikloalkana je CnH2n i podudara se sa opstom formulom alkena. Izvor cikloalkana je nafta.
Hemijske osobine acikličnih i alicikličnih zasićenih ugljovodonika
Kod organskih jedinjenja imamo pet klasicnih tipova reakcija (oksidacija, redukcija, supstitucija, hidroliza, adicija). Alkani i cikloalkani ne podlaţu hidrolizi ni redukciji ni adiciji, niti direktnoj oksidaciji blagim oksidacionim sredstvima (KMnO4, K2Cr2O4-pri cemu bi nastali alkoholi). Svi alkani i cikloalkani gore. Pri produţivanju lanca potrebna je sve veca temperatura za pocetak reakcije: Supstitucija alkana se najlakše izvodi pomocu halogena ili halogenvodonika (u gasovitom stanju ugljovodonici reaguju vec pri fotolizi-katalizi svetla). Osim pomocu halogena i halogenvodonika, supstitucija se moţe pri povoljnim uslovima izvrštiti i nekom jakom neorganskom kiselinom (azotnom, sumpornom). Pri svakoj supstituciji jedan ili više vodonikovih atoma se zamenjuju drugim atomima ili atomskim grupama (-Cl, -NO2...).
Nezasićeni ugljovodonici Dve su osnovne grupe nezasićenih acikličnih ugljovodonika- alkeni (CnH2n, ugljovodonici sa jednom dvostrukom vezom) i alkini (CnH2n-2, ugljoivodonici sa jednom trostrukom vezom). Fizicke osobine nezasićenih ugljovodonika uglavnom se podudaraju sa fizickim osobinama zasićenih.
Alkeni (olefini)
Alkeni dobijaju ime iz alkana tako što se od imena alkana odbije sufiks -an i doda -en. Prvi clan homologog niza je eten (etilen), CH2=CH2. Dvistruku ili trostruku vezu nezasićenih ugljovodonika moţemo smatrati i funkcionalnom grupom. Za nomenklaturu je
vaţno to da se ona moţe smestiti u razlicite poloţaje i tako nastaju razlicti izomeri. Imena ovih izomera sadrţe pored imena osnovnog lanca i oznaku (broj) ugljenika na kom se nalazi dvostruka ili trostruka veza.
2-metil-2-buten Osnovni ugljovodonik se oznacava prefiksom n (n-heptan). Sinteza alkena se zove eliminacija i izvodi se u alkoholnom rastvoru halogen derivata alkana i alkalije.
Alkini (acetileni) Alkini dobijaju imena iz imena alkana pomocu nastavka -in. Prvi clan homologog niza je etin (acetilen), . Etin se dobija na više nacina. Tehnicki je pomocu kalcijum-karbida:
Laboratorijski postupak moţe da se primeni i na dobijanje alkina duţeg lanca:
Polinezasićeni ugljovodonici Polinezasićeni ugljovodonici sadrţe u svom sastavu više od jedne dvostruke ili trostruke veze. Najvaţniji su ugljovodonici sa dve dvostruke veze (dieni). Opšta formula im je identična sa alkinima, C nH2n-2. Dieni Dieni dobijaju ime slično alkenima samo se umesto sufiksa -en dodaje -dien. Prema poloţaju dvostrukih veza dele se na tri grupe od kojih su najvaţniji konjugovani dieni. Kod njih se izmedu dve dvostruke veze nalazi jedna jednostruka. Ovakav raspored doprinosi stabilnosti jedinjenja (što se tumaci efektom rezonancije). Najvaţniji dieni si butandien 1,3 i 2-metil-butandien-1,3 (izopren). Njihovi polimeri nalaze se u prirodnoj gumi. Napravljeni su mnogi pokušaji proizvodnje umetne gume, ali nijedan za sad nije finansijski isplativ.
Hemijske osobine nezasićenih ugljovodonika Nezasićeni ugljovodonici su znatno reaktivniji. Kao i zasićeni oni gore, ali za razliku od njih podloţni su i uticaju slabih oksidacionih sredstava. Tako blagom oksidsacijom alkena nastaju jedinjenja sa dve alkoholne grupe.
Najtipicinija reakcija za nezasićena jedinjenja je adicija. Adicijom nezasićena teţe da predu u stabilna, zasićena jedinjenja. Adicija nezasićenih ugljovodonika najlakše se izvodi pomocu halogena. Za adiciju vodonikom potreni su katalizatori (platina ili paladijum). Po pravilu adira se prvo ugljenikov atom koji je najsiromašniji vodonikom (što se tumaci elektronskm uticajima).
Nezasićeni ugljovodonici za razliku od zasićenih mogu da polimerizuju. Polimerizacijom se produţuje lanac i zasicuje se molekul. Izborom katalizatora moţemo uticati na duţinu prozivoda (ime i na njegove osobine). Polimerizacija se izvodi pri vecim pritiscima i razlicitim temperaturama. Od polimera ugljovodonika najvaţniji su polietilen i polipropilen, polifeniletilen (polistiren), poliizobutilen (poli-2-metil-1-buten) kao i vec pomenuti polimeri butandiena(1,3) i 2-metilbutanidena (1,3).
Aromatski ugljovodonici (areni) Aromatski ugljovodonici u svojoj strukturi sadrţe benzenov prsten. Aromatičnost je posledica posebnog efektarezonancije. Izvor arena je katran kamenog uglja. Struktura benzena i rezonancija Dugo su hemičari pokušavali da odgonetnu strukturu benzena. Posebnu zabunu unosile su neobične hemijske osobine za naizgled nezasićeno jedinjenje. Tek je Kekule, 1865., 40 godina posle izolovanja uspeo da osmisli prvu strukturnu formulu benzena kao jedinjenja trineskog karaktera. Problem strukture benzena danas se rešava pomoću teorije rezonancije-"konjugovane dvostruke i jednostruke veze nisu statičke, već usred stalnog pomeranja elektrona one imaju dinamički karakter".
Rezonantnu strukturu stabilizuje višak energije u odnosu na statičko stanje koji se nazive energija rezonancije. Iz strukture benzena zaključuje se da se mogu izvesti tri izomera disupstituenata:
i tri izomera trisupstituenta (pri pisanju imena mora se označti poloţaj supstituenata):
S benzenom počinje homologi niz areni čiji su sledeći članovi:
Homolozi benzena se sintetišu Wurtz-ovom ili Friedel-Craft-ovom sintezom
Benzen i njegovi homolozi su mirišljave tečnosti. Tope su u organskim rastvaračima. Hemijske osobine aromatičnih ugljovodonika Aromatični ugljovodonici se ponašaju svi hemijski slično benzenu. Benzen gori (čaĎavim plamenom pri normalnim uslovima). Otporan je na sredstva blage oksidacije. Pri noramalnim uslovima reakcija klasična za arene je supstitucija (usled efekta rezonancije koji daje izvesnu "zasićenost"). Adicija se moţe izvesti pri visokim temperaturama i uz prisustvo katalizatora.
Pravila supstitucije Usled različitih elektronskih efekata različtitih atoma i atomskih grupa moguće je predvideti smeštaj supstituenata (drugog). Tako tzv. "supstituenti prvog reda" (-Cl, -Br, -I, -NH2, alikili, -NHR, - NR2, -N=O),
odnosno elektrofilni supstituenti usmeravaju drugi supstituent na orto ili para-poloţaj. "Supstituent drugog reda" (NO2, H, -COOH, -SO3H, -CN...), odnosno elektrofobni supstituenti usmeravaju drugi supstituent na meta-poloţaj.
Aromatski ugljovodonici sa kondenzovanim jezgorom
Kondenzacijom ("taloţenjem) molekula benzena meĎusobno ili sa drugim prstenovima nastaju kondenzovani aromatski ugljovodonici. Najvaţniji njihovi predtstavnici su:
U ovu grupu ubrajamo i jedinjenja kao što su:
Nafta 1. 2. 3. 4. 5.
1. 2. 3. 4.
Nafta je osnovni izvor ugljovodonika. Nastala je od biljnog i ţivotinjskog planktona biohemijskom razgradnjom. Sirova 2 nafta je crna tečnost gustine 0.77-0.94 g/cm . Proces prerade nafte počijnje odstranjivanjem grubih primesa (pesak, voda). Zatim se nafta podvrgava frakcionoj destilaciji (zatim frakcionoj kondenzaciji). Tako se dobija 5 frakcija: 0 sirovi benzin, 40-180 C 0 petrojel, 180-250 C 0 dizel i ogrevno ulje, 250-320 C parafin i parafinsko ulje (viši ugljovodonici) asfaltni ostatak Prva frakcija opet ide na destilaciju: 0
petroletar 40-70 C (pentan, heksan, heptan) 0 laki benzin 70-120 C (heksan, heptan, oktan) 0 srednji benzin 120-135 C (heptan, oktan) 0 teški benzin 135-180 C (nonan, dekan) Da bi se poboljšala proizvodnja benzina, više frakcije se podvrgavaju creckingu. U tom postupku od viših ugljovodonika se pod velikim pritiskom, temperaturom i u prisustvu katalizatora dobijaju niţi ugljovodonici. Druga frakcija se podvragava delovanju NaOH i H2SO4 i zatim se iz nje izdvaja petrolej koji čine uglavnom ug;ljovodonici od dekan do heksadekana. U nafti se nalaze još mnoga jedinjenja azota, kiseonika, sumpora... Iz ozokerita (nastato prirodnom destilcijom nafte) se sličnim postupkom izoluje parafin.
Hidrogenizacija uglja
Hidrogenizacija uglja je proces kojim se iz ugljenog praha vodonika uz katalizatore i visoku temperaturu i pritisak prvo dobija smeša gasova CO i 2H2 koja se zatim pretvara u tečne ugljovodonike. Katran kamenog uglja Katran kamenog uglja je nusprodukt karbonizacije uglja u koksarama. Destilacijom se deli na pet glavnih frakcija: 1. 2. 3. 4. 5.
0
lako ulje 80-170 C (benzen i homolozi) 0 srednje ulje 170-230 C (naftalen, fenoli, piridinske baze) 0 teško ulje 230-280 C (naftalen, homolozi fenola) 0 antracensko ulje 280-350 C (antracen, fentaren...) smola
Etin
Etin (acetilen) je prvi član homologog niza alkina, nezasićenih acikličnih ugljovodonika sa jednom trostrukom vezom. Nema izomera. Acetilen jelinearan molekul sa sp hibridizacijom.
Osobine molekulska formula: C2H2 Mr: 26,04 naziv po IUPAC-u: etin o T.K. ( C): -18 o T.T. ( C): -85 3 gustina (g/cm ): 0,001607 rastvorljivost: voda (1 zapremina), aceton (25 zapremina, pri 12atm 300 zapremina), alkohol i sirćetna kiseline (6 zapremina), benzen, etar standardna entalpija stvaranja (g): 227,4 boja: bezbojan Etin je vrlo reaktivno jedinjenje. Gori čaĎavim plamenom jer sadrţi visok procenat ugljenika: C2H2 + 2 1/2O2 -> 2CO2 + H2O Etin se tihom oksidacijom teško oksiduje u dialdehid, jer se razlaţe.
Sve ostale reakcije etina mogu se podeliti u supstitucije i adicije. Supstitucione reakcije obuhvataju sve rekacije etina u kojima se raskida C-H veza. Etin je izuzetno slaba kiselina (pKa = 25) i njegovi atomi vodonika mogu se zameniti jonima metala. Nastaju soli - acetilidi.
Etin reaguje sa karbonilnom grupom gradeći nezasićene alkohole.
U adicione reakcije spadaju sve reakcije u kojima dolazi do delimičnog ili potpunog zasićenja trostruke veze. Najprostije su rekacije adicije vodonika, halogena i halogenvodonika koje se mogu odvijati u dva stepena. Adicijom HCl dobija se vinil-hlorid koji je vaţna sirovina.
Etin adira vodu i preko vinil-alkohola prelazi u etanal (acetaldehid). Reakcija je vaţna jer moţe sluţiti za dobijanje etanola, etanala i etanske kiseline.
Etin se moţe delimično zasititi polimerizacijom. Moţe polimerizovati na dva načina - linearno i ciklično. Ciklična polimerizacija etina pomoću katalizatora (gvoţĎe) vaţna je za sintezu benzena.
Dobijanje Etin se u laboratoriji moţe dobiti eliminacijom, sintezom iz dihalogen derivata etana. Eliminacija se vrši alkalnim hidroksidima u etanolu.
Etin se industrijski moţe dobiti sintezom iz elemenata. Ova je retka jer je prinos vrlo mali, a utrošak energije veliki. Tehnički postupak (koristi se i u laboratoriji) jeste dejstvo vode na kalcijum-karbid. Kalcijum karbid se dobija iz lako dostupnih sirovina - koksa i kalcijum-karbonata.
Primena Etin se u smeši sa kiseonikom primenjuje za autogeno zavarivanje. Sagorevanjem etina u čistom kiseoniku postiţu o se temperature preko 2500 C. Najveću primenu etin nalazi u hemijskoj industriji za sinteztu mnogih jedinjenja - vinil-hlorida(polimerizacijom polivinilhlorid), acetaldehida, benzena, butadiena (dalje veštačke gume)...
Toksičnost Čist etin deluje narkotički i čak se upotrebljava kao anestetik.
Halogen derivati ugljovodonika Alifatski organski halidi Halidi nastaju tako što se jedan ili više atoma vodonika u ugljovodoniku zameni (supstituira) sa halogenom (F, Cl, Br, I). Postoje tri vrste supstitucije u organskoj hemiji: 1. 2. 3.
nukleofilna ili anjonska supstitucija-od ugljenikovog atoma se odvaja supstituent kao anjon, a novi supstituent je takoĎe anjon (traţi nukleus, nukleofilan) elektrofilna ili katjonska supstitucija-prvobitni supstituent ostavlja elektronski par na ugljeniku i postaje katjon; novi supstituent takoĎe je katjon (elektrofilni) supstitucija preko radikala-prvobitni supstituent nosi jedan elektron sa sobom (ostavlja radikla); novi supstituent donosi u vezu jedan elektron Supstitucije na zasićenim ugljovodonicima su većinom nukleofilne, dok na nezasićenim i aromatskim ugljovodonicima preovladavaju elektrofilne. Supstitucije radikalima dešavaju se često pri katalizi svetla. Supstitucija moţe biti potpuna i delimična. TakoĎe moţe se odvijati postupno:
Samo jod derivate ne moţemo dobijati neposrednom supstitucijom jer se derivat u prisustvu jodovodonične kiseline (nastale reakcijom) redukuje na početni ugljovodonik.
Direktna supstitucija nije prikladna za sinteze halida (često se dobija više jedinjenja i više izomera). Zbog toga se primenjuje adicija halogena ili halogen vodonika na nezasićene ugljovodonike. Halide moţemo još dobiti reakcijom alkohola i halogenvodonične kiseline (esterifikacija). Najalakše reaguju t-alkoholi.
Kod nezasićenih halogen derivata moţemo izdvojiti dve podgrupe jedinjenja. Kod prve je atom halogena vezan za nezasićeni ugljenik. Kod ovih jedinjenja vidna je odreĎena stabilnost (za šat je zasluţan efekat rezonancije). Kod druge grupe atom halogena je vezan za zasićen ugljenikov atom. Aktivnost ovih jedinjenja je velika ako je dvostruka ili trostruka veza udaljena samo za jedan ugljenik. S udaljavanjem aktivnost se smanjuje.
Od alicikličnih halogena valja pomenuti heksahlor derivat cikloheksana (insekticid lindan).
Svi jednostavni halidi osim monohlormetana, monobrommetana i monohloretana (gasovi) su pri normalnim uslovima tečnosti. Tope se u organskim rastvaračima i sami su vrlo dobri organski rastvarači.
Hemijske osobine alifatskih halida Halogen derivati su mnogo aktivnija jedinjenja od ugljovodonika (najaktivniji su jodidi, zatim bromidi, hloridi; a reaktivnost raste i skraćivanjem lanca). Koriste se za sinteze mnogih drugih tipova jedinjenja. Njabolji primeri reaktvinosti halida su već pomenuta Wurtz-ova sinteza i eliminacija, a sledeće reakcije biće detaljnije opisane kada budemo govorili o njihovim produktima.
Aromatski organski halidi Supstitucija benzena (benzenovog jezgra) ne moţe se izvršiti pod običnim uslovima. Kao katalizatori koriste se Lewis-ove kiseline (AlCl3, FeBr3...). Ti katalizatori stvaraju prelazne komplekse (npr. FeBr 4 ) koji omogućuju stvaranje + halogenskih katjona (Br ) i početak supstitucije (nukleofilna). Ova reakcija nije moguća za jod. Fizičke osobine monohalogenbenzena (bezbojne tečnosti) se menjaju (povišenje tačke ključanja) sa porastom atomske teţine halogena. Tope se u organskim rastvaračima. Osnovna razlika izmeĎu alifatskih i aromatskih orgnaskih halida jeste u hemijskoj reaktivnosti. Dok su alifatski veoma aktivni, aromatski su relativno neaktivni i za njih ne vaţi većina gore spomenutih reakcija. Homolozi benzena mogu ući u supstituciju i pri katalizi svetla i nešto povišenoj temperaturi i tada se odvija supstitucija slična kao s alifatskim jedinjenjima. Produkti ove reakcije pokazuju i slične osobine (reakcije) sa alifatskim halidima. Delovanjem halogena na homologe u pisustvu katalizatora stvaraju se pak jedinjenja s identičnim osobinama s aromatskim halidima.
Hlormetan (metil-hlorid)
Hlormetan (metil-hlorid)
Hlormetan je prvi član homologog niza hlor derivata acikličnih zasićenih ugljovodonika (haloalkana, hloralkana). Nema izomera.
Osobine molekulska formula:CH3Cl Mr: 50,49 naziv po IUPAC-u: hlormetan o T.K. ( C): -24,2 o T.T. ( C): -97,7 3 gustina (g/cm ): 0,0021 rastvorljivost: alkohol, hloroform, etar, sirćetna kiselina, gotovo nerastvoran u vodi standardna entalpija stvaranja (lq): -81,9 boja, miris: bezbojan gas prijatnog mirisa Metil-hlorid podlaţe reakcijama supstitucije. Mogu se supstituisati atomi vodonika. CH3Cl + Cl2 -> CH2Cl2 + HCl Ove reakcije nemaju većeg značaja jer se dobijaju smeše raznih proizvoda. Ipak, koriste se za dobijanja raznih halometana (freoni). Vaţne su reakcije u kojima dolazi do zamene atoma hlora drugim atomim ili atomskim grupama (-OH, -SH, -NH2, -NHR, -NR2, -OR, -CN, -MgCl, -R). Metil-hlorid je manje rekativan od metilbromida i metil-jodida, ali reaktivniji je od etil-hlorida i n-propil-hlorida.
Dobijanje U reakciji hlora i metana nastaje smeša 4 hlor derivata metana u kojoj je najmanje metil-hlorida. Hlormetan se moţe dobiti u dobrom prinosu supstitucijom hidroksilne grupe metanola pomoću HCl. Reakciju katalizuje ZnCl2 ili aluminijum.
Primena Metil-hlorid se nekada mnogo koristio kao tečnost za hlađenje u rashladim uređajima (freon 40), ali je zbog toksičnosti zamenjen drugim jedinjenjima. Danas se najviše upotrebljava za sinteze drugih jedinjenja (za hlorovanje ili metilovanje, v. u odeljku osobine reakciju sa R-halogenidom, Wurtz-ovu sintezu). Tako se koristi za sinteze monomera čijom se polimerizacijom dobijaju silikoni.
Toksičnost Pri manjim koncentracijama, metil-hlorid deluje kao narkotik, dok pri većim moţe izazvati teţa oštećenja nervnog sistema.
Alkoholi Alifatski monohidrokslini alkoholi Alkoholi su derivati alifatskih ugljovodonika kod kojih je jedan ili više vodonika zamenjeno -OH (hidroksilnom grupom). Predstavljaju prvi stepen oksidacije ugljovodonika. Pošto su ugljovodonici otporni na blaga sredstva oksidacije, ne moţemo vršiti direktnu oksidaciju. Alkohole moţemo dobiti pomoću alkil halida.
Alkohole moţemo dobiti na još nekoliko načina. Najpoznatiji su izolacija iz produkata suve destilacije drveta (metanol), fermentacija slatkih rastvora (npr. etanol) i redukcija aldehida i ketona.
I pored slobodnog elektronskog para na kiseoniku koji pri delovanju neorganskih kiselina prima proton, alkoholi se smatraju slabim kiselinama. Deluju sa alkalnim metalima gradeći alkohloate (stabilni samo u bezvodnom stanju).
Prva tri zasićena monohidroksilna alkohola su bezbojne tečnosti (zbog vodonične veze) koje se dobro rastvaraju u vodi. Alkoholi 4-11 C atoma su takoĎe tečnosti koje se ograncičeno rastvaraju u vodi (vodonične veze ne mogu da se uspostave zbog dugog lanca). Viši alkoholi su čvrsti i nerastvorivi u vodi. Tačka ključanja alkohola se povećava za 0 oko 20 C produţivanjem lanca za -CH2- grupu. Prema smeštaju hidroksilne grupe alkohole delimo na primarne (R-CH2OH), sekundarne (R2CH-OH) itercijarne (R3-C-OH).
Alkoholi dobijaju ime iz osnovnog ugljovodonika tako što se na ime ugljovodonika doda nastavak -ol. U nomenklaturi se označava brojem i poloţaj hidroksilne grupe. Etenol (nezasićen alkohol) nije nikad izolovan (prelazi u etanal). Nezasićeni alkoholi kod kojih je dvostruka veza i hidroksilna grupa na istom ugljeniku pokazuju keto-enolnu tautomeriju (kod mnogih je uspelo izolovati oba oblika u čisstom stanju). Nezasućeni alkoholi sa -OH grupom udaljenijom od dvostruke veze pokazuju reakcije tipične i za alkohole i za nezasićena jedinjenja.
Od nezasićenih alkohola sa trostrukom vezom najpoznatiji je propinol.
Hemijske osobine alkohola Pored već pomenute reakcije s alkalnim metalima (sluţi i za dokaziivanje alkohola), alkoholi ulaze u još dosta značajnih reakcija. Sa jakim kiselinama alkoholi grade estere. Već je pomenuto delovanje HCl na etanol.
Delovanjem sirćetne kiseline u prisustvu H2SO4 nastaje etil-etanoat.
Redukciji podlaţu nezasićeni alkoholi (dvostruka veza) dajući pri tom zasićene. Alkoholi podlaţu i blagoj i burnoj oksidaciji (gorenju).
Sredstva blage oksidacije napadaju onaj ugljenik na kom je oksidacija već počela. Pomoću blage oksidacije moţemo razlikovati primarne (oksiduju do kiselina preko aldehida), sekundarne (oksiduju do ketona) i tercijarne alkohole (ne podlaţu sredstvima blage oksidacije).
Dehidratacijom alkohola, alkoholi prelaze u nezasićene ugljovodonike. Najlakše dehidratiraju tercijarni alkoholi 0 0 0 (200-230 C), zatim sekundarni (oko 360 C), a najteţe primarni (750-800 C, uz katalizatore). Ova reakcija je bitna, jer se pomoću nje mogu primarni alkoholi, pretvoriti u sekundarne, tercijarne...
Polihidroksilni alkoholi U strukturi ovih alkohola nalazi se više od jedne -OH grupe. Dele se prema broju hidroksilnih grupa. Tako postoje dihidroksilni alkoholi (glikoli), trihidroksilni, tetra hidroksilni, pentahidroksilni (pentoli), heksahidroksilni (heksoli/heksiti). Polihidroksilni alkoholi duţeg lanca (heksoli i pentoli) nastaju redukcijom monosaharida (arabit, ksilit i manit, sorbit, dulcit). Niţi polihidroksilni alkoholi su uljaste tečnosti, a viši čvrste, slatke, kristalne supstance. Klasični predstavnici ove grupe jedinjenja su:
Glikol (1, 2 etan-di-ol) moţemo dobiti pomoću etilen (eten) oksida (nastaje i dehidratacijom glikola-svi polihidroksilni alkoholi relativno lako dehidratiraju). Etilen oksid je polazna supstanca u mnogim sintezama.
Polihidroksilni alkoholi podlaţu svim reakcijama kojima podlaţu monohidroksilni. Posebno su zanimljive blage oksidacije kod kojih nastaju jedinjenja sa raznim funkcionalnim grupama. Od alicikličnih alkohola, najvaţniji su inozitoli izomeri 1, 2, 3, 4, 5, 6 cikloheksan-heksa-ol-a. Podudaraju se po osobinama sa polihidroksilnim alkoholima otvorenog lanca, ali su nešto stabilniji zbog ciklične strukture.
Aromatski alkoholi Aromtski alkoholi su jedinjenja sa benzenovim prstenom i -OH grupom, kod kojih hidroksilna grupa nije neposredno vezana za benzenovo jezgro. Po osobinama su slični alifatskim alkoholima. Uglavnom su to tečnosti koje se slabije rastvaraju u vodi. Klasični predstavnici ove grupe jedinjenja su:
Metanol
Metanol je prvi član homologog niza acikličnih zasićenih monohidroksilnih alkohola. To je primarni alkohol koji se izvodi od metana zamenom jednog atoma vodonika -OH grupom. Nema izomera.
Osobine molekulska formula: CH4O Mr: 32,04 naziv po IUPAC-u: metanol o T.K. ( C): 64,7 o T.T. ( C): -97,7 3 gustina (g/cm ): 0,791 rastvorljivost: voda, alkohol standardna entalpija stvaranja (lq): -239,1 boja: bezbojan Zbog male molekulske teţine, očekivalo bi se da se metanol pri standardnim uslovima nalazi u gasovitom stanju, ali to nije tako jer se izmeĎu atoma vodonika i kiseonika -OH grupa različitih molekula uspostavljaju vodonične veze. Zbog toga se metanol meša sa vodom, a i sam je dobar rastvarač. Zapaljen sagoreva svetloplavim plamenom: CH3OH + 3/2O2 -> CO2 + 2H2O Podleţe oksidaciji blagim oksidacionim sredstvima. Kako je metanol primarni alkohol, blagom oksidacijom ili dehidrogenizacijom u prisustvu katalizatora prelazi u metanal (formaldehid). Često se oksidacija nastavlja i do metanske (mravlje) kiseline, pa čak i do ugljen-dioksida. Metanol je redukciono sredstvo.
Ne podlaţe reakciji eliminacije (oduzimanja vode). Metanol se moţe esterifikovati organskim i neorganskim kiselinama, anhidridima i acil-halogenidima.
Oduzimanjem vode iz dva molekula metanola nastaje dimetil etar.
Metanol ima -OH grupu koja se moţe ponašati kiselo jer se C-O veza raskida teţe od O-H veze. Metanolreaguje sa alkalnim metalima. Nastaju njegove soli, metanolati (metoksidi). - + 2CH3OH + 2K -> 2CH3O K + H2
Dobijanje
Metanol se industrijski dobija iz prirodnih sirovina i sintezom iz prostih molekula. Kao prirodni izvor metanola sluţi lignin, biopolimer sastavljen od monomera koji imaju -O-CH3 grupe kao supstituente. Lignin se nalazi sa o celulozom (oko 25%) u drvetu. Suvom destilacijom drveta na preko 500 C dobija se tečnost koja pored mnogih drugih jedinjenja sadrţi i oko 2-3% metanola. Iz ove smeše metanol se izdvajadestilacijom. Čist metanol dobija se sintezom iz vodonika i ugljen-monoksida pri višoj temperaturi i pritisku i u prisustvu katalizatora (oksidi prelaznih metala, platinski metali...).
Metanol se u laboratoriji moţe dobiti i dejstvom hidroksida na halogen derivate ugljovodonika(supstitucija) kao i osapunjenjem estara. Supstitucija halogena je brţa ako je C-X veza slabija (najslabija C-I), a osapunjenje ako je alkalni metal reaktivniji.
Primena Metanol se koristi kao rastvarač i za proizvodnju metanala (formaldehida).
Toksičnost Metanol je toksična supstanca. Unesen u malim količinama izaziva oštećenja vida, a u većim slepilo. Sam metanol ne deluje štetno već štetno dejstvo imaju njegovi oksidacioni produkti koji se stvaraju prilikom metabolizma.
Fenoli Fenoli Fenoli su aromatska jedinjenja sa -OH grupom vezanom neposredno za benzenov prsten. Po broju hidroksilnih grupa delimo ih na fenole, difenole i trifenole. Pokazuju izvesnu sličnost sa alkoholima, u reakciji sa alkalijama u kojima tvore fenolate (fenokside). Fenoli su ipak dosta nukleofilniji od alkohola (jače kiseline). To se ogleda i u tome što se u slabo baznoj vodi bolje rastvaraju nego u neutralnoj.
Fenol (C6H5OH) je osnovni fenol i dobija se iz katrana kamenog uglja. Tehnički se dobija i zagrevanjem natrijum0 benzosulfata sa NaOH na 300 C.
Fenol i njegovi homolozi, kao i polifenoli su čvrste supstance aromatskog mirisa. Slabo se tope u vodi. 5% rastvor fenola u vodi se zove karbolna voda. Fenoli tvore estre, ali ne direktno sa kiselinama već sa njihovim derivatima (acilima i anhidridima).
Hidroksilna grupa povećava aktivnost vodonika na o- i p- poloţaju. Fenol se zbog toga lako bromira. Homolozi benzena kod kojih je -OH grupa vezana za benzenovo jezgro su takoĎe fenoli. Od toluena se mogu izvesti tri hidroksi derivata (krezoli).
Difenoli (dihidroksibenzeni) Tri su izomerna difenola:
Orto- i para- difenoli blago oksiduju do kinona.
Trifenoli (trihidroksibenzeni) Poznajemo i tri izomerna trifenola.
Naftoli Od naftena se moţe izvesti niz jedinjenja identičnih osobina s fenolima (naftola). Najjednostavniji naftol je naftol.
Fenol
Fenol je prvi član homologog niza fenola, hidroksilnih derivata benzena. Nema izomera.
Osobine molekulska formula: C6H6 O Mr: 94,11 naziv po IUPAC-u: fenol o T.K. ( C): 182 o T.T. ( C): 41 3 gustina (g/cm ): 1,058 rastvorljivost: voda (do 5%, iznad 700C neograničeno), vrlo dobro u alkoholu, etru, hloroformu standardna entalpija stvaranja (c): -165,1 boja: bezbojni igličasti kristali Reakcije fenola mogu se podeliti na reakcije u kojima dolazi do izmena na hidroksilnoj grupi i reakcije saizmenama na benzenovom jezgru. Fenol je jedinjenje kiselog karaktera. Rezonantna fenil- grupa doprinosi kiselosti jer se rezonancijom smanjuje gustina O-H veze. Fenol, slično alkoholima reaguje sa alkalnim metalima, ali i sa alkalnim hidroksidima gradeći fenolate. Tako se fenol mnogo lakše rastvara u vodi sa nešto alkalnih hidroksida. + NaOH + C6H5OH -> C6H5O Na + H2O Hidroksilna grupa fenola moţe se esterifikovati, najlakše acil-halogenidima i anhidridima kiselina.
Rekacija koja sluţi za dokazivanje fenola je reakcija sa feri-hloridom. Vodeni rastvor fenola se bojiljubičasto dodatkom FeCl3 od nastalog kompleksa.
Kako je benzenovo jezgro vrlo stabilno, fenol se ne moţe oksidovati klasičnim oksidacionim sredstvima. Fenol se oksiduje pomoću Fremy-jeve soli (NO[SO3K]2) koja uvodi drugi atom kiseonika na para poloţaj i na taj način oksiduje fenol do p-hinona.
Hidroksilna grupa (supstituent prvog reda, v. ugljovodonici) aktivira ugljenikove atom 2, 4 i 6 (orto i para) te se oni lako supstituišu. Fenol reaguje sa vodenim rastvorom broma pri standardnim uslovima. Reaguje sa azotnom i sumpornom kiselinom. Na o- i p- poloţaje mogu se uvesti i karbonilna (formilovanje) i karboksilna (karboksilovanje) grupa što je od ogromnog značaja za sinteze mnogih jedinjenja.
Dobijanje Fenol se industrijski prozivodi izdvajanjem iz prirodnih izvora (katran kamenog uglja, v. ugljovodonici) ilisintezom iz benzena preko beznosulfonske kiseline.
U laboratoriji fenol se obično dobija dekarboksilacijom salicilne kiseline (2-hidroksibenzoeve kiseline) ili zagrevanjem smeše diazonijum soli i vode.
Primena Fenol u obliku 5% rastvora (karbolna voda) nalazi primenu kao dezinfekciono sredstvo. Najveću primenu fenol nalazi u mnogim granama hemijske industrije za sinteze mnogih jedinjenja (v. supstituciju benzenovog jezgra fenola) izmeĎu ostalih i aspirina kao i mnogih herbicida... Fenol polimerizuje sa formaldehidom u fenol-formaldehidne smole (bakelit...) koje su vaţni materijali. Monomerna jedinica ovih smola jeste fenol supstituisan u poloţajima 2, 4 i 6. Polimerizacija se izvodi u baznim ili kiselim uslovima.
Toksičnost Fenol je otrovan i pri kontaktu sa koţom izaziva iritaciju.
Etri i estri Etri Etri su anhidridi alkohola. Za atom kiseonika vezane su dve alkil grupe (R-O-R ili R-O-R1). Kod etara zapaţamo jedan novi tip izomerije koji se naziva metamerija. Metamerna jedinjenja se razlikuju po raznovrsnosti radikala.
Najpozantiji je upravo dietil-etar. Nekada se sintetisao pomoću sumporne kiseline, a danas se etri dobijaju iz para alkohola.
Etri su lako ispravie i lako zapaljive tečnosti. Tačka ključanja se pravilno povišava produţenjem radikala. U vodi se ne rastvaraju, sa alkoholom se odlično mešaju. Hemijski su dosta inertni. Iskazuju bazan karatker (zbog nukleofilnosti alkila dolazi do izraţaja slobodni elektronski par na kiseoniku. Sa jakim kiselinama grade oksonijum soli. Oksonijum soli su veoma nestabilne.
Estri Estri natsaju esterifikacijom, kondenzacijom kiselina (ili anhidrida kiselina) i alkohola. Dele se naorganske i neorganske estre prema vrsti kiselina koje učestvuju u esterifikaciji. Kod estara dvobaznih kiselina postoje kiseli i bazni estri. Kiselini estri mogu reagovati sa metalima i bazama i dati soli. Hidroliza estara (na alkohol i kiselinu) moţe se izvesti u prisustvu jače kiseline ili baze. Esteri se slabo rastvaraju u vodi.
Etil-etanoat (etil-acetat)
Etil-etanoat (etil-acetat)
Etil-etanoat je estar etanske (acetatne, sirćetne kiseline) kiseline i etanola. Njegovoj molekulskoj formuli odgovaraju još tri izomerna estra (metil-propanoat, propil-metanoat i izopropil-metanoat).
Osobine molekulska formula: C4H8O2 Mr: 88,11 naziv po IUPAC-u: etil-etanoat o T.K. ( C): 77 o T.T. ( C): -84 3 gustina (g/cm ): 0,9 rastvorljivost: voda (vrlo slabo), alkohol, etar standardna entalpija stvaranja (lq): -479,3 boja, miris, ukus: bezbojna aromatična tečnost
Etil-etanoat podlaţe reakcijama hidrolize, saponifikacije, supstitucije (supstituira se CH3CH2O- grupa) iredukcije. Hidroliza i saponifikacija su slične reakcije. Estar se razlaže na alkohol i kiselinu (odnosno odgovarajuću so). CH3COOCH2CH3 + H2O -> CH3COOH + CH3CH2OH CH3COOCH2CH3 + KOH -> CH3COOK + CH3CH2OH Etil-etanoat je znatno inertniji od drugih derivata etanske kiseline. Iz njega se moţe dobiti acetil-hlorid uz pomoć halogenovanih fosfornih jedinjenja.
Estri ne podlaţu oksidativnoj dekarboksilaciji. Mogu se redukovati, najlakše pomoću litijum-aluminijum-hidrida ili natrijuma. Redukcija se vrši do etanola.
Dobijanje Etil-etanoat se industrijski dobija dehidrogenizacijom etanola uz pomoć bakra kao katalizatora.
U laboratoriji se moţe dobiti na mnogo načina - esterifikacijom (reakcijom sirćetne kiseline i etanola - povratna u prisustvu vode), reakcijama derivata sirćetne kiseline (acetil-hlorida, anhidrida) i etanola ili etoksida, kondenzacijom acetaldehida (katalizator natrijum etanolat)... CH3COOH + CH3CH2OH -> CH3COOCH2CH3 + H2O CH3CO-O-COCH3 + CH3CH2OH -> CH3COOCH2CH3 + CH3COOH 2CH3CHO -> CH3COOCH2CH3
Primena Etil-etanoat je vaţan organski rastvarač. Naročito je vaţna njegova primena u hromatografiji u smeši sa heksanom.
Toksičnost Nije toksičan. Nalazi se u vinu u manjim količinama (nastaje iz etanola i etanske kiseline prirodno) i daje mu prijatnu aromu. Sastojak je nekih kozmetičkih preparata.
Nitro derivati ugljovodonika Nitro derivati alifatskih ugljovodonika (nitroalkani, nitroalkeni...) Nitro jedinjenja su jedinjenja koja su nastala supstitucijom ugljovodonika i azotne kiseline. Jedan ili više atoma vodonika zamenjeni su -NO2 grupom. Izomerni su estrima azotaste kiseline. Nitracija (supstitucija azotnom kiselinom) se kod alifatskih jedinjenja ne moţe izvršiti direktno. Za sintezu se koriste alkilhalidi.
Nitro jedinjenja su organska jedinjenja kod kojih je azot najviše oksidovan. Nitro derivati se mogu podeliti, slično alkoholima na primarne, sekundarne i tercijarne. Primarni i sekundarni nitroalkili su kiseli.
Nitro derivati aromatskih ugljovodonika Nitracija benzena se izvodi uz dejstvo sumporne kiseline (katalizator). Nije moguć nitroderivat benzena sa više od tri NO2 grupe.
Posle prvog nitroderivata (nitrobenzen), nitracija se moţe nastaviti do m-dinitrobenzena ili simetričnog trinitrobenzena. Nitracija homologa benzena (nitracija benzenovog jezgra, dok se lanci nitriraju kao i pri dobijanju nitroalkila uz produkte identične nitroalkilima) se obavlja na isti način. Najpoznatiji nitro derivat benzenovih homologa je 2, 4, 6-trinitrotoluen (TNT).
Nitrobenzen
Nitrobenzen je prvi član homologog niza aromatskih nitro jedinjenja (najprostije aromatsko nitrojedinjenje). Nema strukturnih ni stereoizomera.
Osobine molekulska formula:C6H5NO2 Mr: 123,11 naziv po IUPAC-u: nitrobenzen o T.K. ( C): 211,8 o T.T. ( C): 5,8 3 gustina (g/cm ): 1,205 rastvorljivost: alkohol, benzen, etar, gotovo nerastvoran u vodi standardna entalpija stvaranja (lq): 12,5 boja, miris: ţuta tečnost mirisa na gorke bademe Najvaţnije reakcije nitrobenzena su redukcije i supstitucije (elektrofilne i nukleofilne) na benzenovom jezgru. Nitrobenzen sadrţi azot u najvišem oksidacionom stanju. U zavisnosti od uslova u kojima se redukcijaodvija, dobijaju se anilin ili azobenzen preko brojnih meĎuproizvoda. Ove reakcije imaju veliki značaj za industriju (v. tekst o anilinu).
Nitro grupa, kao pozitivno naelektrisana elektrofilna grupa (supstituent drugog reda) jako smanuje reaktivnost benzena prema elektrofilnim reagensima, te se elektrofilne supstitucije odvijaju samo pod izmenjenim uslovima (viša temperatura, katalizatori) a supstituenti idu na meta (3, 5) polozaj (zbog indukovanja benzenovog jezgra). o Klasičan primer je reakcija sa bromom koja se odvija u prisustvu katalizatora i tek na oko 140 C uz niţi prinos.
Aromatična jedinjenja zbog delokalizacije elektrona teško podlaţu nukleofilnim supstitucijama (zasićena su elektronima, a nukleofilni supstituenti "traţe jezgra - nukleuse" odnosno atome siromašnije elektronima). Ipak, uvoĎenje nitro grupe izaziva indukciju, te C atomi u orto i para položajima postaju siromašniji elektronima, a vodonici na njima blago kiseli. Ipak, i ove reakcije su spore kada se supstituira nitrobenzen, a često se dobija smeša orto i para derivata. Nitrobenzen se moţe supstituisati jakim bazama.
Dobijanje Nitrobenzen se dobija nitrovanjem benzena, elektrofilnom aromatičnom supstitucijom. Nitrovanje se vršismešom koncentrovane azotne i sumporne kiseline. Sumporna kiselina disosujući stvara kiselu sredinu pa azotna kiselina + postaje baza, otpušta vodu i stvara NO2 grupu koja supstituira benzen.
Primena Nitrobenzen ima veliku praktičnu primenu. Najveći deo se koristi za proizvodnju anilina (v. odeljak osobine, redukcija nitrobenzena ili tekst o anilinu), ali i drugih jedinjenja (azo-jedinjenja...). Koristi se kaorastvarač, a nalazi primenu i u proizvodnji sapuna.
Toksičnost Nitrobenzen je veoma toksično jedinjenje. Osnovni simptom trovanja nitrobenzenom je cijanoza.
Organska jedinjenja sa sumporom Tioli (tioalkoholi)
Organska jedinjenja sa sumporom pokazuju izvesnu sličnost sa organskim jedinjenjima s kiseonikom. Tako su alkoholima slična jedinjenja tioli (tioalkoholi). U svom sastavu imaju -SH (tiol) grupu. Dobijaju se iz alkil ili arilhalida.
Nomenklatura tiola je identična nomenklaturi alkohola. Tioli se još zovu i merkaptanima, jer se ţiva lako vezuje za tiol grupu (što se koristi i za izbacivanje štetnih ţivinih jona iz organizma). Tioli su znatno jače kiseline od alkohola ( s alkalnim metalima i alkalijama grade soli-tioalkoholoate-merkaptide). Tačka ključanja im je niţa od alkohola, što se tumači manjom elektronegativnošću sumpora (teţe se grade vodonične veze). Iz istog razloga se slabije rastvaraju u vodi. Većina tiola ima izuzetno neugodan miris (sličan mirisu pokvarenih jaja). Tioli su izuzetno dobra redukciona sredstva. Reaguju s peroksidom vodonika gradeći disulfide.
Tioetri Tioetri su teoretski produkti kondenzacije dva molekula tiola. Sinteza tioetara je pomoću halogen derivata.
Tioetri se ne rastvaraju u vodi, tečni su i izuzetno neprijatnog mirisa. Jače su baze od etara, te grade stabilnije sulfonijum soli.
Alkil-sulfonske kiseline Sulfonske kiseline su organska jedinjenja sa sumporom u najvišem oksidacionom stanju. Funkcionalna grupa im je SO3H. Ne mogu se (ili vrlo teško) mogu dobiti sulfonacijom (supstitucijom sumpornom kiselinom). Dva su načina sinteze slufonskih kiselina.
Iz kalijumove soli se moţe jačom kiselinom istisnuti sulfonska. To su čvrste, kristalne supstance, izraţene kiselosti koje se rastvaraju u vodi, a sa alkalijama gradesulfonate-soli.
Aril-sulfonske kiseline Aril-sulfonske kiseline su identične po osobinama sa alikl sulfonskim kiselinama. Sulfonacija se moţe, meĎutim vrštiti direktno. Benzen se moţe sulfonirati u tri stepena. Pri sulfonaciji toluena (i drugih homologa) nastaje para- i malo orto- jedinjenja.
Etantiol
Etantiol
Etantiol je drugi član homologog niza zasićenih acikličnih tiola (tioalkohola, merkaptana), jedinjenja kod kojih je jedan ili više atoma vodonika zamenjeno S-H (sulfhidrilnom) grupom. Nema izomera.
Osobine molekulska formula: C2H6S Mr: 62,13 naziv po IUPAC-u: etantiol o T.K. ( C): 35 o T.T. ( C): -147,9 3 gustina (g/cm ): 0,83 rastvorljivost: voda, alkohol, etar
standardna entalpija stvaranja (lq): -73,6 boja, miris, ukus: bezbojna tečnost izrazito neprijatnog mirisa Etantiol (etil-merkaptan, etil-tioalkohol) je tečnost koja se u vodi rastvara slabije od etanola, jer su S-H....Hvodonične veze daleko slabije od O-H....H veza. Zbog toga je i tačka ključanja etantiola niţa. Pokazujekisele osobine (to je zapravo etil derivat H2S), znatno izrazitije od etanola (ali slabije od H2S). Sa metalima gradi soli (etilmerkaptide, etantiolate) postojane u vodenom rastvoru. Pokazuje veliki afinitet prema živi. Hg + 2CH3CH2SH -> Hg(CH3CH2S)2 ' Etantiol je jako redukciono sredstvo. Blagom oksidacijom se oksiduje u disulfid (1,1 -disulfandiildietan). Energičnijom oksidacijom (pomoću HNO3) prelazi u etansulfonsku kiselinu. 2CH3CH2SH + H2O2 -> CH3CH2-S-S-CH2CH3 CH3CH2SH + 3[O] -> CH3CH2SO3H Moţe se koristiti za zaštitu karbonilne grupe. Sa aldehidima i ketonima daje jedinjenja koja ne pokazuju osobine karbonilnih jedinjenja, a hidrolizom se lako mogu pretvoriti u njih.
Dobijanje Etantiol se dobija rekacijom monohalogen derivata etana sa alkalnim bisulfidom. Reakcija se najbrţe odvija kada se koristi monojodetan (C-I veza je najslabija). CH3CH2I + KSH -> CH3CH2SH + KI
Primena Etantiol se u malim količinama dodaje gasu (smeši butana i propana). Zbog svog neprijatnog mirisa upozorava na nekontrolisano ispuštanje gasa. Koristi se i za sinteze drugih jedinjenja.
Toksičnost Etantiol u manjim količinama nije toksičan, a u većim moţe izazvati vrtoglavicu i mučninu. Zvanično, etantiol je supstanca koju ćete najlakše ,,osetiti", čak i kada ga ima u koncentraciji od 1/450 ppm (delova na milion). Ima karakterističan miris koji podseća na miris pokvarenih jaja.
Amini Alifatski amini Amini su derivati amonijaka kod kojih je jedan ili više vodonikovih atoma zamenjeno alkil ili aril radikalom. Prema tome dele se na primarne (R-NH2), sekundarne (R2-NH) i tercijarne (R3-N). Najlakše se razlikuju pomoću reakcija sa azotastom kiselinom. Amini su organska jedinjenja azota (III) sa potpuno redukovanim atomom azota. Fizičke osobine niţih amina su sliče fizičkim osobinama amonijaka. Viši amini imaju višu tačku ključanja (tečni su). Soli amina su rastvorive i u alkoholu za razliku uod soli amonijaka. Amini se dobijaju iz alkilhalida, redukcijom nitro jedinjenja ili redukcijom nitrila.
Hemijske osobine alkilamina Alkilamini su veoma reaktivna jedinjenja. Jače su baze od amonijaka. Sa kiselinama prave soli od kojih su najstabilnije soli tercijarnih amina, kao i kvartarne soli (umesto vodonika, aceptor slobodnog elelktronskog para azota je radikal). Veća baznost alkilamina se tumači većom nukleofilnošću radikala u odnosu na vodonik.
Primarni amini s azotastom kiselinom daju alkohole, a sekundarni nitrozamine. Tercijarni ne reaguju.
Aromatski amini Arilamini su amonijakovi derivati kod kojih je atom vodonika zamenjen aril radikalom. Delimo ih na primarne, sekundarne i tercijarne. Sekundarni i tercijarni prema vrsti radikala mogu biti mešoviti i aromatski. Dobijaju se redukcijom nitro jedinjenja.
Hemijske osobine aromatskih amina Arilamini su slabije baze i od alkilamina i od amonijaka. To se tumači efektom rezonancije kom podlaţe i azot, čime se smanjuje elektronska gustina na atomu azota, a time opadaju i bazne osobine. Primarni i sekundarni arilamini ipak grade soli koje lako hidrolizuju. Arilamini (u daljem tekstu isključivo primarni) reaguju sa organskim kiselinama i aldehidima (nastaju Schiff-ove baze funkcionalne grupe -CH=N-, istoj reakciji podlaţu i alifatski amini).
Arilamini reaguju i sa sumpornom kiselinom. Tom prilikom nastaju sulfati koji se mogu lako prevesti u aminobenzosulfonske kiseline. Od sulfonske kiseline anilina, odvodi se sulfanil-amid, veoma vaţan lek. Reakcijom sa azotnom kiselinom, pri noramlnim uslovima bi nastala nitro-jedinjenja. Ukoliko se aminogrupa zaštiti acetilovanjem, nastaju nitroamini (o-, p- i m- nitroanilin su veoma slabe baze, zbog izvesne kiselosti nitro- grupe).
Za benzen se moţe vezati još amino grupa. U arilamaine ubrajamo i amine benzenovih homologa kod kojih je amino grupa vezana za benzenovo jezgro.
Od amina ugljovodonika s kondenzovanim jezgrom vaţniji su naftalamin i benzidin.
Anilin
Anilin je prvi član homologog niza primarnih aromatskih amina. Nema izomera. Ime anilin prihvaćeno je i po IUPAC nomenklaturi.
Osobine molekulska formula: C6H7 N Mr: 93,12 naziv po IUPAC-u: anilin o T.K. ( C): 184 o T.T. ( C): -6 3 gustina (g/cm ): 1,027 rastvorljivost: voda, kiseline, organski rastvarači standardna entalpija stvaranja (lq): 31,3 boja: bezbojna tečnost Amino grupa anilina uzrokuje njegove bazne osobine. Zbog +R efekta fenil grupe, anilin je slabija baza od alifatskih amino i amonijaka. Reaguje se kiselinama gradeći soli.
Anilin sadrţi azot u najniţem oksidacionom stanju, te je stoga redukciono sredstvo. U zavisnosti od sredine u kojoj se reakcija odvija, anilin se oksiduje preko meĎuproizvoda u nitrobenzen, odnosno azobenzen. Rekacija se odvija suprotno reakciji redukcije nitro jedinjenja.
Amino grupa spada u nukleofilne supstituente, te aktivira ugljenikove atome na položajima orto i para(2, 4 i 6 vidi tekst o fenolu). Ovo omogućava brojne rekacije počev od rekacije sa bromom (beo talog, tribromanilin), nitrovanja, sulfonovanja, acilovanja, alkilovanja. Ove reakcije ne razlikuju se od istih rekacija fenola (v. tekst). Da bi se sulfonovanje i nitrovanje izvršilo, potrebno je prethodno zaštititi amino grupu (najčešće uz pomoć sirćetne kiseline). Amino grupa anilina takoĎe podleţe mnogim rekacijama. Reaguje sa organskim kiselinama i acil halogenidima gradeći anilide. Sa benzaldehidom daje Shiffovu bazu. Podlaţe diazotizaciji i izonitril rekaciji.
Dobijanje Anilin se industrijski dobija iz benzena preko nitro benzena redukcijom (katalitičkom hidrogenizacijom). U laboratoriji se kao redukciono sredstvo upotrebljava smeša metala (najčešće Fe, Sn) i hlorovodonične kiseline. Izdvojeni nascenti vodonik redukuje nitrobenzen.
Anilin je prvi put dobijen iz indiga, a ime je dobio iz španskog naziva za indigo.
Primena Anilin je jedan od najvaţnijih amina, i jedno od prvih aromatičnih jedinjenja koje se počelo masovno primenjivati u industriji. Polazna je supstanca za sinteze mnogih jedinjenja, meĎu kojima je posebno značajan sulfanamid i njegovi derivati.
Ipak, industrija danas troši najviše anilina za sintezu metilen difenil diizocijanata koji se dalje koristi za proizvodnju poliuretana.
Toksičnost Anilin je toksična supstanca. Udisanje para anilina izaziva vrtoglavicu.
Fosfini i arsini Fosfini Fosfini su teoretski derivati fosfina (PH3) u kojima je jedan ili više atoma ugljenika zamenjeno radikalom (alikil ili aril). Prema tome postoje, kao i amini primarni (R-PH2), sekundarni (R2-PH) i tercijarni (R3-P) fosfini i kavrtarne baze i soli. Baznost fosfina je veoma mala, a njegovih alkil derivata je veća, dok aril derivati gotovo ne pokazuju bazne osobine. Fosfini su otrovne supstance, lako zapapljive, u vodi.
Arsini Arsini su derivati arsenvodonika (arsina, AsH3) kod kojih je jedan ili više atoma vodonika zamenjeno alkil ili aril radikalom. Bazne osobine pokazuju samo kvartartni hidroksidi arilarisna. Ne sintetizuju se iz halogen derivata ugljovodonika (poput amina ili posfina) upravno zbog nedostatka baznih osobina. Arsini su otrovne, u vodi nerastvorive supstance neprijatnog mirisa i izraţenih reduktivnih osobina.
Kao izvor za sinteze arsina sluţi jedinjenje kakodil-oksid (tetrametil-diarsi-oksan). Jedinjenja koja se iz njega dobijaju su vaţni lekovi. Kakodil-oksid je sintetisan u 18. veku.
Trifenil-fosfin
Trifenil-fosfin je organsko jedinjenje fosfora, teoretski derivat fosfina (fosforvodonika) u kome su sva tri atoma vodonika zamenjena fenil grupama, pripada tercijarnim aromatskim (triaril) fosfinima. Nema izomera.
Osobine molekulska formula: C18H15P Mr: 262,29 naziv po IUPAC-u: trifenil-fosfin o T.K. ( C): 377 o T.T. ( C): 80 3 gustina (g/cm ): 1,1 rastvorljivost: nepolarni organski rastvarači standardna entalpija stvaranja (c): 232,5 boja: bezbojni kristali Trovalentni fosfor ima slobodan elektronski par, stoga njegova jedinjenja pokazuju bazne osobine, ali daleko slabija od jedinjenja azota jer je par udaljen od jezgra. Trifenil-fosfin je zbog delokalizacije elektrona (fenil grupe) slabija baza od fosfina. Reaguje sa kiselinama gradeći trifenilfosfonijum soli. Sa alkil-halidima gradi kvarternarne soli. + Ph3P + HCl -> Ph3P -H Cl + Ph3P + CH3Br -> Ph3P -CH3 Br Fosfor se iz pozitivno trovalentnog moţe oksidovati do pozitivno petovalentnog oksidacionog stanja, te je trifenilfosfin redukciono sredstvo. Sporo reaguje sa vazdušnim kiseonikom, a lako sa kiseonikom iz oksidacionih sredstava prelazeći u trifenil-fosfin oksid. Ph3P + [O] -> Ph3PO Oksiduje se i pri reakciji pomoću koje se alkoholi prevode u alkil-halogenide. Ph3P + CCl4 + ROH -> Ph3PO + R-Cl + CHCl3 Reaguje sa azidima uz graĎenje imida.
Trifenil-fosfin je vaţan i za Mitsonobu esterifikaciju. Reakcija se odvija pomoću dietil-diazokarobksilata. Spada u grupu SN2 supstitucija (nukleofilne supstitucije).
Kako je fosfor u trifenil-fosfinu vezan za tri elektronegativnija ugljenika, on se ipak može redukovati jakim redukcionim sredstvima, kao što su rastvori alkalnih metala. Nastaju jedinjenja tipa Ph2P-M.
Preko kvartenarnih soli, trifenil-fosfin se pretvara u ilide.
Slobodan elektronski par fosfora moţe posluţiti za stvaranje kompleksnih jedinjenja sa trifenil-fosfinom kao liganidom. Primer je kompleks rodijuma koji sluţi za hidrogenizaciju alkena (Vilkinsonov katalizator).
Iako je atom fosfora daleko reaktivniji, i fenil grupe trifenil-fosfina mogu učestvovati u njima tipičnim reakcijama. Primer je sulfonovanje trifenil-fosfina.
Dobijanje Sve rekacije dobijanja trifenil fosfina zasnivaju se na zameni atoma halogena fosfor-trihalogenida(najdostupniji, a time i najčešći PCl3) fenil grupama. U laboratoriji se mogu upotrebiti organometalni reagensi (fenil-magnezijum halogenidi), a industrijski postupak je redukcija smeše PCl3 i hlorobenzena natrijumom.
Primena Osnovna primena trifenil-fosfina jeste za sinteze drugih jedinjenja, naročito reagenasa. Najvaţnijireagensi koji se dobijaju iz trifenilfosfina su ilidi i neka organometalna jedinjenja.
Toksičnost Svi fosfini su toksične supstance. Trifenil-fosfin je opasan ukoliko se inhalira.
Droge Droge čine jednu širu grupu spojeva, kako prirodnih tako i sintetičkih, kod kojih je jedino zajedničko to što imaju slično fiziološko djelovanje na ţivi organizam: jedne djeluju umirujuće i smanjuju bol (hipnotici), druge ohrabrujuće i uzbuĎujuće (stimulansi), a neke izazivaju halucinacije i tako čovjeka dovode do potpune izoliranosti iz svakidašnje stvarnosti (psihodelične droge). Kada se jednom u organizam unese neka droga, u njemu se započinju neki od biokemijskih procesa, pa se tako ,,drogirana“ osoba ne moţe povratiti u svoje prvobitno stanje. Zbog toga se ne smije dozvoliti, posebno omladini, da, makar šale radi, proba neku od droga. Prema tome, droge su najčešće alkaloidi, bilo da su izolirani iz biljaka, organa ţivotinja, mineralnog porijekla, ili supstance koje djeluju čak jače od prirodnih alkaloida, a dobijene su sintetičkim putem.
Morfin (C17N19O3N) je glavni alkaloid maka. Nalazi se u opijumu, zgusnutom mliječnom soku nezrelih bobica bijelog maka (Papaver somniferum) sa još oko 20 drugih alkaloida, meĎu koje spadaju: papaverin, narkotin, kodein, tebain i dr. Morfina u opijumu ima najviše oko 10%. Morfin je dobio ime po imenu starogrčkog boga sna i snivanja Morfeja (Morpheus). Morfin je prvi alkaloid koji je izoliran kao slobodan. Iako morfin s kininom spada u najranije poznate alkaloide, njegova struktura je ostala dugo neobjašnjena. On kristalizira s jednom molekulom vode, anhidriran se tali na 254°C, teško se otapa u vodi, a lakše u alkoholu i eteru, otapa se u kiselinama i bazama, optički je aktivan. U medicini se upotrebljava u obliku svoje soli s klorovodoničnom kiselinom (Morphinum muriaticum) kao sredstvo za ublaţavanje bolova, a djeluje i narkotično. Unošenje veće količine morfina u organizam djeluje smrtonosno. Nezgodna je osobina morfina što se na njega pacijent navikne (morfinizam), pa ga i dalje mora upotrebljavati. On se upotrebljava jedino za ublaţavanje najjačih bolova. Struktura morfina je riješena, a sintetičkim putem je dobijen 1952. godine.
Iz navedene strukture vidi se da morfin sadrţi reduciran fenantrenov prstenasti sistem u kome se nalaze dva mosta: kisikov i dušikov. Od dvije prisutne OH-skupine, jedna je fenolna, a druga alkoholna. Papaverin (C20H21O4N) je sastojak opijuma, po sastavu je aromatični derivat izokinolina. On je manje otrovan i slabije djelujje kao narkotik od morfina; primjenjuje se u medicini protiv grčenja mišića. Papaverin je bezbojna kristalna tvar, tali se na 147°C. Klorid papaverina tali se na 225°C i malo se otapa u vodi. Sa malom izmjenom u molekuli morfina, koji sluţi za ublaţavanje bolova, dobijene su još dvije tvari sa različitim farmakološkim djelovanjima: heroin (opasna opojna droga) i kodein (kao antitusik).
Heroin je etanoilni (acetilni) derivat morfina (diacetil-morfin). Heroin se ne nalazi kao sastojak prirodnih proizvoda. On se dobija sintetičkim putem. Upotrebljava se u obliku svoju soli sa HCl-kiselinom, koja je bijel kristalan prah gorkog okusa, tali se na 230°C. Otapa se u vodi (1:2), u etanolu (1:11) i u kloroformu (1:3). Heroin spada u najjače narkotične spojeve. Djelovanje heroina je slično djelovanju morfina, ali je znatno brţe. MeĎutim, njegova upotreba u medicini je zakonom zabranjena.
Kodein (C18H21O3N) je monometil-eter morfina. On djeluje slično kao morfin, ali znatno slabije i kod ovog alkaloida ne postoji opasnost od navikavanja. Kodein je fini bijeli prah, u alkoholu i eteru se dobro otapa, u hladnoj vodi je slabo topljiv (1:100). Vodena otopina kodeina reagira bazično i gorkog je okusa. Metiliranjem morfina u alkalnoj sredini dobija se kodein. Kodein se najčešće primjenjuje kao lijek protiv kašlja; on deluje antitusički i analgetički. Destilacijom morfina i kodeina u prisustvu cinkovog praha dobija se fenantren.
Rezerpin (C33H40N2O9) je izoliran iz jedne indijske biljke roda Rauwolfia serpentina (indijski zmijski korijen); dobijen je u čistom stanju 1952. godine, a struktura mu je dokazana 1953. godine. Njegovu totalnu sintezu izvršio je Woodward 1956. godine. Upotrebljava se kao sredstvo za sniţenje krvnog tlaka, umirenje i za tretiranje neuroza i mentalnih poremećaja. Rezerpin je bezbojna kristalna tvar, tali se na 294-295°C, u vodi se ne otapa; sa jakim bazama i jakim kiselinama gradi soli koje su topljive u vodi. Optički je aktivan. U povijesti medicine upotreba droga vodi svoje porijeklo u davnu prošlost. Naime, ljudi su od najstarijeg vremena upotrebljavali neke prirodne proizvode, na primer, za umirenje bolova, ,,utaţenje gladi“, kao i za otklanjanje svih mogućih nedaća svakodnevnog ţivota. Tako je poznato da su Indijanci u Boliviji vijekovima ţvakali lišće biljke koka (Erytroxylon coca) da bi „umanjili glad“ i povećali fizičku otpornost. U Maroku i Tunisu prodavan je hašiš pomiješan s duhanom sve do 1953. godine. U Indiji je u svetoj knjizi Veda biljka konoplja, od koje se dobija hašiš, proglašena svetom biljkom. Kasnije je, pored prirodnih, razvijena proizvodnja i sintetičkih opojnih sredstava. Danas je gotovo u svim zemljama svijeta zakonom zabranjena proizvodnja i prodaja supstanci s opojnim djelovanjem. Ali je ova zabrana, meĎutim, dovela do nevjerojatno velikog razvoja krijumčarenja ovih supstanci, kojima se postiţu ogromne materijalne dobiti na štetu društva kao cjeline.
Hašiš spada u najstarije poznate droge, a dobija se iz smole ţenskog izdanka cvijeta indijske konoplje (Cannabis indica). Aktivno djelovanje smole indijske konoplje potječe od tetrahidrokanabinola (THC), jednog spoja koji se uveliko proizvodi sintetičkim putem. Hašiš je droga čija se aktivnost u organizmu odraţava na gubitak kontrole ponašanja, poslije čega dolazi do halucinacija i ugodnog osjećaja. Hašiš se danas prodaje pod raznim nazivima. Na primjer: marihuana, indijska konoplja, kif i dr. Marihuana se dobija od osušenih listića s peteljkama indijske konoplje. U organizam se najčešće unosi pušenjem. Marihuana djeluje oko pet puta slabije od hašiša.
Lizerginska kiselina je jedan od vaţnijih proizvoda ekstrakcije, koji se dobija hidrolizom glavnice jednog gljivičastog parazita koji ţivi na travi, pa čak i na raţi. Mnogi njeni derivati odlikuju se psihotomimetičkom aktivnošću. Dietil-amid lizerginske kiseline (LSD), koji se sintetički proizvodi, spada u najsnaţnije halucinirajuće droge.
Meskalin je takoĎer halucinirajuća droga. To je alkaloid kaktusa Lophophora willamsii. Dobija se ekstrakcijom iz glavica ovog kaktusa, koji raste na jugozapadu SAD-a. On kod ljudi izaziva psihološko djelovanje i halucinacije (pokazuje slične efekte kao LSD). Koriste ga Indijaci iz tog dijela SAD-a i sjevernog dijela Meksika, ,,pri religioznim obredima“. Meskalin je bezbojno ulje (ili bezbojna kristalna tvar), ne otapa se u vodi, alkoholu i kloroformu, a otapa se u eteru i petrol-eteru. Mnogi amini kod kojih je element dušik sastavni dio prstena, pa tako spadaju u heterocikličke sisteme, odlikuju se jakim fiziološkim djelovanjem.
Psilocibin (C12H17N2O4P) je jača droga od meskalina. Predstavlja derivat 4-hidroksi-indola, a nalazi se u meksičkim gljivama i izvjesnoj mahovini kao alkaloid. Psilocibin je bijela kristalna (igličasta) tvar, tali se na 185-195°C. Psilocibin se u tijelu pretvara u farmakološki aktivni spoj psilocin defosforizacijom. Ova kemijska reakcija se dogaĎa u bazičnim uvjetima ili uz pomoć enzima fosfotaze. Psilocibin je inače i "zwitterion" alkaloid topljiv u vodi, srednje topljiv u metanolu i etanolu i netopljiv u većini organskih otapala. Švicarski kemičar Albert Hofmann (inače otkrivač lisergične dietilamidne kiseline) prvi je prepoznao vaţnost i kemijsku strukturu psilocibina i psilocina. Hofmann je dobrovoljno na sebi iskušao svojstva psilocibina.
PCP (C17H25N) je vrlo snaţna sintetička droga s halucinacijskim učincima proizvedena pedesetih godina kao veterinarski anestetik. PCP je skraćenica za fenilcikloheksilpiperidin. Poznat je još pod nazivom „anĎeoski prah“. Dolazi u obliku tekućine, kristala, tablete ili praška, a moţe biti popušena kao cigareta, ušmrkana, progutana ili injektirana. Niske doze mogu izazvati ponašanja bez razmišljanja, euforiju, osjećaj praznine, omamljenost, agresivnost, ratobornost i impulzivnost. Visoke doze prouzrokuju ubrzan srčani ritam, povišen krvni tlak, crvenjenje, znojenje, vrtoglavicu, obamrlost ili otupljenost koja moţe trajati više dana. Procjenjuje se da je do kraja sedamdesetih godina PCP isprobalo najmanje 5 milijuna Amerikanaca, i to većinom izmeĎu 12. i 25. godine starosti. Bilo je više od 200 smrtnih slučajeva izazvanih anĎeoskim prahom. Neki su pod djelovanjem PCP skakali s kućnih krovova, drugi su doţivljavali zastrašujuće halucinacije, a spominje se slučaj jednog studenta koji si je pod djelovanjem PCP-a izrezao i iskopao oba oka.
Metamfetamin (C10H15N) je sintetički stimulant. Njegovo djelovanje na centralni nervni sistem je mnogo jače nego kod amfetamina. Danas se na ilegalnom trţištu speed pojavljuje najčešće u dvije varijante, kao amfetamin (prah amfetamin sulfata) i metamfetamin (prah metamfetamin klorida). Javlja se u obliku bijelog praha, zapravo najčešće prljavo bijelog, nekada mokrog ili u grudicama, gorkog okusa. Vaţno je naglasiti da je speed najprljavija droga na ulici, dileri je miješaju sa svim mogućim što im doĎe pod ruku, poput baby pudera, brašna, vitamina C i drugim supstancama. Čistoća praha je 6 do 10%. Kristalići (metamfetamin), slični ledu (ice) izazivaju jaču reakciju i imaju dugotrajno djelovanje (maksimalno i do 30 sati). Ţalosno je to što je većina sastojaka potrebna za pripravu ove opasne droge dostupna u slobodnoj prodaji, pa mladi često kreću u „avanture“ koje redovno završavaju kobno.
Kloral hidrat (C2H3Cl3O2) je stari neopijatski sedativ i hipnotik. Za razliku od većine droga, kloral hidrat je aciklički spoj. Prvi put ga je otkrio Justus von Liebig 1832. godine kloriranjem etanola. Dolazi u obliku bezbojnih kristala oštrog o mirisa. Tali se na 57 C. Toksičan je i u organizmu se prevodi u 2,2,2-trikloroetanol. Ova droga se, na ţalost, često upotrebljava za drogiranje u kafićima, na zabavama i sl. (stavlja se u piće). Zato se mora paziti što se pije i ne prihvaćati piće od stranaca. No, nije sve tako crno s kloral hidratom. Koristi se u organskim sintezama za dobijanje sloţenijih spojeva.
Redukcija nitro derivata aromatskih ugljovodonika, diazo jedinjenja Redukcija nitro derivata aromatskih ugljovodonika Redukcija nitro derivata aromatskih ugljovodonika je vaţna jer se odabiranjem različitih uslova mogu sintetisati jedinjenja iz raznih grupa, veoma zanimljiva po osobinama. Reakcija redukcije se odvija raazličito u kiseloj, odnosno alkaličnoj sredini. Redukcija alifatskih jedinjenja je identična, ali njeni produkti nisu vaţni za tehniku (industriju boja).
Diazo jedinjenja Diazo jedinjenja su vaţna u industriju boja, jer njihova funkcionalna grupa -N=N- razbija stabilnu rezonantnu strukturu benzena, što ova jedinjenja čini vrlo dobrim bojama (i indikatorima). MeĎuprodukt su reakcije azotaste kiseline i primarnih amina (diazotizacija). Razlikuju se od azo-jedinjenja (vidi redukciju nitro jedinjenja gore) time što su oba azota vezana za jedan radikal. Kod aromatskih amina, meĎuprodukt se moţe izolovati u obliku soli (diazonijum). Iz njih se moţe delovanjem AgOH dobiti diazonijum-hidroksid, koji prelazi u kiselinu (soli s metalima ove kiseline su diazotati).
Najvaţnija reakcija kojoj podlaţu diazo jedinjenja je koapulacija (mada je i supstitucija značajna jer se pomoću nje mogu za prsten vezati druge grupe). To je reakcija pri kojoj se diazo jedinjenje veţe za neko drugo jedinjenje (najčešće fenol, amin...). Reakcija se odvija preko diazonijum soli (hlorida). Reducijom i delovanjem NaOH se iz diazonijum soli dobija fenil-hidrazin, najvažniji reagens za dokazivanje aldehida i ketona.
Azobenzen (difenildiazen)
Azobenzen je prvi član niza aromatskih azo jedinjenja. Dolazi u dva stereoizomerna oblika. Stabilniji (za oko 50kJ/mol) je (E)-difenildiazen (ili trans, anti), a manje stabilan (barijera slobodne rotacije je 200kJ/mol) (Z)-difenildiazen (cis, sin). Pri standardnim uslovima dominira E izomer.
Osobine molekulska formula:C12H10N2 Mr: 182,2 naziv po IUPAC-u: (E ili Z)-difenildiazen o T.K. ( C): 293 o T.T. ( C): 69 3 gustina (g/cm ): 1,09 rastvorljivost: dobro etar, sirćetna kiselina, slabo alkohol, gotovo nerastvoran u vodi standardna entalpija stvaranja (c): 365,2 (E)
boja: narandţasto-crveni kristali Azobenzen izomerizuje (fotoizomerizacija) pod uticajem svetlosti. Prelazi iz stabilnijeg (E) u nestabilniji (Z) oblik.
Azobenzen se moţe redukovati do 1,2-difenilhidrazina, a dalje do anilina.
Azo grupa je aktivirajući supstituent, tj. aktivira orto i para (2,4,6) C atome benzenovog jezgra zaelektrofilne supstituente (v. tekst o fenolu). Supstitucioni derivat azobenzena je i poznati indikator,metiloranž.
Dobijanje Azobenzen se dobija redukcijom nitrobenzena, u laboratoriji litijum-aluminijum-hidridom (u ključalom etru), a industrijski pomoću cinka (uz prisustvo baze).
Primena Azobenzen nalazi vaţnu primenu kao fotoaktivna supstanca. Njegova osobina da menja kofiguraciju pod uticajem svetla (kao i dobre mogućnosti za sintezu raznih derivata) koristi se u tehnici (fotoindukovani signali, tečni kristali, molekulski ureĎaji...). TakoĎe, azobenzen je polazna supstanca za sinteze mnogih boja (v. metiloranţ).
Toksičnost Azobenzen je toksičan, jer se moţe redukovati do toksičnog amina (1,2-difenilhidrazina).
Cijano derivati Teoretski nastaju, zamenom jednog atoma vodonika cijanovodonične ili izocijanovodonične kiseline alkilom ili arilom (zamenom metalima nastaju soli cijanidi). Jedinjenja tako nastala nazivaju se nitrili i izonitrili. Cijano grupa ne moţe postojati sama, ali je nalazimo u dimeru, dicijanu. Sva ova jedinjenja su gasovita.
Ubacivanjem atoma kiseonika ili sumpora u strukturu ovih kiselina nastaju vaţne kiseline, sa grupama koje se mogu naći u nekim jedinjenjima-izocijanska i cijanska (cijanati i izocijanati), kao i tiocijanska i izotiocijanska (tiocijanati i izotiocijanati-rodanidi). Ove kiseline su tečnosti. Stabilniji su izo- oblici zbog veće elektrofilnosti halkogena od azota. Dobijaju se iz neorganskih cijanida, uz oksidaciju sumporom ili kiseonikom, i delovanjem jake kiseline.
Za organsku hemiju najvaţniji su nitrili i izonitrili. Dobijaju se na više načina. I nitrili i izonitrili su tečnosti. 0 Prepoznaju se po mirisu (prijatan kod nitrila, neugodan kod izonitrila). Zagrevanjem na oko 200 C izonitrili prelaze u nitrile.
Delovanjem vode na nitrile nastaju karbonske kiseline. Nizom reakcija se može karbonskim kiselinama produžiti lanac, što čini ovu reakciju izuzetno važnom.
Akrilonitril
Akrilonitril (prop-2-en nitril) je prvi član homologog niza nezasićenih nitrila sa dvostrukom vezom (alken nitrila). Nema strukturnih ni stereoizomera. Ime akrilonitril je prihvaćeno i po IUPAC nomenklaturi.
Osobine
molekulska formula:C3H3N Mr: 53,06 naziv po IUPAC-u: akrilonitril o T.K. ( C): 77,3 o T.T. ( C): -83,5 3 gustina (g/cm ): 0,806 rastvorljivost: 7,3g u dl vode, organski rastvarači standardna entalpija stvaranja (lq): 74,11 boja, miris: ţuta tečnost oštrog mirisa Kako je akrilonitril veoma nezasićeno jedinjenje sve značajne reakcija spadaju u adicije. Najvaţnije reakcije kojima podlaţe su hidroliza, hidrogenizacija (istovremeno i redukcija) i druge adicije na dvostruku vezu (u koje spadaju i najznačajnije - polimerizacije), karbanjonske adicije i cikloadicije(Diels-Alder-ova cikloadicija). + Hidroliza akrilonitrila se odvija u dva stepena u jako kiseloj ili jako baznoj sredini. Katalizom Cu jona moţe se zaustaviti u fazi dobijanja akriloamida (ova reakcija sluţi za industrijsko dobijanje akriloamida). Konačan proizvod rekacije je akrilna kiselina (propenska kiselina). CH2=CH-CN + H2O -> CH2=CH-CONH2 CH2=CH-CN + 2H2O -> CH2=CH-COOH + NH3 Katalitičkom hidrogenizacijom akriloamida (katalizator paladijum ili platina) zasićuje se samo dvostruka veza i dobija se propan nitril. Povećanjem pritiska, reakcija se moţe nastaviti do dobijanja propan-1-amina. Hidrogenizacija ima reduktivni karakter. CH2=CH-CN + H2 -> CH3CH2CN CH3CH2CN + 2H2 -> CH3CH2CH2NH2 Grupa -CN, kao elektrofilna (sa negativnim indukcionim efektom) izaziva veću stabilnost karbokatjona na udaljenijem C atomu, adicije halogenvodonika vode stvaranju derivata sa halogenom na trećem (odnosno prvom) C atomu. To je suprotno pravilu da se halogen vezuje za ugljenik sa više supstituenata. CH2=CH-CN + HCl -> CH2Cl-CH2-CN TakoĎe, dvostruka veza akrilonitrila moţe podleći i karbanjonskoj adiciji jer nezasićena i elektrofilna -CN grupa izaziva delokalizaciju elektrona. Primer ovakve reakcije je adicija dietil estra malonske kiseline na akrilonitril. Reakcija se odvija u baznoj sredini.
Kao dienofil, akrilonitril podlaţe cikloadcijiama. Najpoznatija je Diels-Alder-ova [4+2] cikloadicija u kojoj se reakcija odvija izmeĎu 1,3-butadiena i odgovarajućeg dienofila.
Dobijanje Akrilonitril se nekada industrijski dobijao adicijom HCN na eten, dok se danas većinom dobijakatalitičkom amoksidacijom propena. U laboratoriji se moţe dobiti na više načina od kojih je najpoznatijidejstvo KCN na alilhalogenid.
Primena Akrilonitril je nitril koji se najviše proizvodi. Nalazi primenu u hemijskoj industriji za sinteze polimera. Najvaţniji polimer mu je poliakrilonitril (PAN), a učestvuje i u izgradnji polistirenakrilonitrila (SAN). Monomrne jedinice ovih polimera su:
Vaţan je pri sintezama drugih jedinjenja jer podlaţe Diels-Alder-ovoj cikloadiciji. Iz akrilonitrila se dobijajupropenska kiselina (akrilna kiselina) i akriloamid po reakcijama prikazanim u odeljku osobine.
Toksičnost Akrilonitril, kao i drugi nitrili je otrovna (kancerogena) supstanca.
Aldehidi, ketoni, hinoni Oksidacija monohidroksilnih alkohola (aldehidi i ketoni)
Blagom oksidacijom primarnih monohidroksilnih alkohola dobijaju se aldehidi, sekundarnih ketoni, dok tercijarni ne podleţu blagoj oksidaciji. Aldehidi i ketoni su jedinjenja s karbonilnom gupom (R2C=O za ketone i RCH=O za aldehide). Verovalo se da oksidacijom na ugljenikov atom dolaze dve -OH grupe, koje su jedna do druge nestabilne pa dehidratiraju u karbonilnu grupu. MeĎutim, dokazano je da su aldehidi i ketoni zapravo dehidrogen deriovati alkohola, jer u prisustvu Pd, Pt ili nekog drugog akceptora vodonika, alkoholi prelaze u aldehide (odatle i ime-alchol dehydrogenatus, aldehid). Treći način sinteze je moguć iz svih alkena (oksosinteza).
Imena aldehida izvode se od imena ugljovodonika tako što se na ima ugljovodonika dodaje nastavak -al. Imena ketona se dobijaju pomoću nastavka -on. Kod ketona je potrebno naglasiti i položaj karbonilne grupe.
Fizičke osobine aldehida i ketona donekle su sliče sa osobinama alkohola, ali pošto ne mogu da grade vodonične veze, tačka ključanja im je niţa. Ketoni se slabije se rastvaraju u vodi.
Hemijske osobine aldehida i ketona Aldehidi i ketoni su vrlo rekativna jedinjenja i podleţu mnogim reakcijama-oksidaciji, redukciji, adiciji, supstituciji i polimerizaciji (kondenzaciji). Razlika izmeĎu aldehia i ketona najočiglednija je u reakciji oksidacije. Ketoni se blagim sredstvima ne mogu oksidovati, dok ih jača razaraju. Prema tome, oni su konačni produkti oksidacije sekundarnih alkohola. Aldehidi deluju
izrazito reduktivno i oksiduju do karboksilnih kiselina. Najbolji primer je reakcija aldehida sa Tolsenovim reagensom (amonijačni rastvor srebro-hidroksida), tzv. reakcija srebrnog ogledala (izdvaja se elementarno srebro), koja se zaista i koristi u proizvodnji ogledala. Vrlo su značajne i reakcije s Felingovim reagensom (kompleksni bakar se redukuje do crvenog bakar(I)oksida u talogu). Redukcijom aldehida dobijaju se primarni alkoholi, dok se redukcija ketona moţe izvesti i u pravcu dobijanja glikola, ali i sekundarnih alkohola.
Adicija različitih jedinjenja na aldehide i ketone značajna je jer se iz različtih grupa jedinjenja koja se dobijaju sintetišu vaţna jedinjenja. Od najznačajniihsu adicija amonijaka na aldehide (nastaju alkohol-amini), rekacije aldehida i ketona sa natrijum-bisulfitom (nastaju teško rastvoriva jedinjenja, što se upotrebljava za razdvajanje aldehida i ketona iz nekih smeša) i reakcije aldehida i ketona sa cijanovodoničnom kiselinom (nastaju otrovni cijanhidrini), koja je prvi stepen u vaţnoj reakciji sinteze hidroksi kiselina.
Supstitucija aldehida i ketona je od značaja za analitiku ovih jedinjenja, kao i za neke organske sinteze. Proizvodi nastali supstitucijom kristalizuju veoma dobro, a prema obliku kristala moţemo zaključiti o kome se aldehidu ili ketonu radi. Za supstituciju su vaţna tri jedinjenja - hidroksilamin (produkti aldoksimi i ketoksimi važni za neke sinteze), fenilhidrazin (produkti fenilhidrazoni) i semikarbazid (semikarbazoni).
Poslednje vaţnije reakcije kojima podlaţu aldehidi i ketoni su reakcije polimerizacije i kondenzacije. Niţi aldehidi polimerizuju u lancima, a viši u ciklična jedinjenja. Iz svih se mogu relativno lako izdvojiti. Aldehidi mogu kondenzovati aldolnom kondenzacijom. Kondenzacija se moţe vršti i izmeĎu aldehida i alkohola (nastaju poluacetali i acetali). Delovanjem sumporne kiseline aceton (2-propanon) kondenzuje u jedan benzenov homolog.
Aromatski aldehidi Aromatski aldehidi nastaju blagom oksidacijom aromatskih alkohola. To su jedinjenja kod kojih karbonilna grupa neposredno vezana za benzenovo jezgro. Njihovom oksidaciom dobijaju se aromatske kiseline. Najprostiji i najvaţniji aromatski aldehid je benzaldehid. To je bezbojna tečnost, vrlo slabo rastvorna u vodi. Dobija se oksidacijom toluena pomoću CO2 i H2SO4. Lako oksiduje (već na vazduhu) i gradi benzoevu kiselinu. sa aminima gradi Schiff-ove baze. Osobine su mu identične s osobinama alifatskih aldehida.
Aromatski ketoni Aromatski ketoni su jedinjenja kod kojih je ketokarbonilna grupa vezana neposredna za jedno (alifatsko-aromatski) ili dva benzenova jezgra (diaril ketoni). Ova jedeinjenja su bezbojne tečnosti koje se slabo rastvaraju u vodi. Najvaţniji su benzofenon i acetofenon. Dobijaju se delovanjem acil-hlorida benzoeve ili etanske kiseline na benzen u prisustvu AlCl3.
Hinoni Hinoni se dobijaju oksidacijom orto- i para- difenola. To su obojene kristalne supstance.
Oksidacijom se u potpunosti menja sistem konjugovanih veza i razara se stabilna rezonantna struktura benzena. Ovo je od velikog značaja jer su svi hinoni zbog slabijih veza obojena jedinjenja (vrlo dobre boje). Atom kiseonika može biti zamnjen i drugim atomima i grupama (najčešće =NH, =NR, =CH 2), ali u svim derivatima se nalaze hinoidni sistemi (o- i p-).
Hinoni se hemijski ponašaju kao ketoni. Vaţniji kinoni su p- benzohinon, 1,6 naftohinon (koji menja rezonantu strukturu naftena i gradi specifičan sistem) i antrahinon (od antracena).
Metanal (formaldehid)
Metanal (formaldehid) je prvi član homologog niza acikličnih aldehida, organskih jedinjenja s kiseonikom, koja sadrţe karbonilnu grupu kao funkcionalnu. Nema izomera.
Osobine molekulska formula: CH2O Mr: 30,03 naziv po IUPAC-u: metanal o T.K. ( C): -19,3 o T.T. ( C): -117 3 o gustina (g/cm ): 0,8153 (pri -20 C) o rastvorljivost: voda (95% pri 120 C), standardni organski rastvarači boja: bezbojan gas
Proizvodnja Metanal se proizvodi katalitičkom oksidacijom metanola, uz srebro kao katalizator:
Reakcije Metanal je kao aldehid sklon oksidaciji i redukciji. Reakcija karakteristična za metanal, kao aldehid koji nema αvodonikovih atoma, je Cannizzarova reakcija. U toj se reakciji formaldehid disproporcioniše u koncentrovanom luţnatom rastvoru:
TakoĎe reaguje s derivatima amonijaka, aminokiselinama i primarnim aminima:
Primena Formaldehid se u obliku vodenog rastvora primenjuje kao dezinficijens koji vrlo efektno deluje na bakterije, delujući tako da oduzima vodu ćelijama te pretvara njihov citosol u gel-stanje. TakoĎe se upotrebljava u biologiji kao sredstvo za čuvanje preparata. Metanal se polimerizuje s fenolom u fenol-formaldehidne smole (pr.bakelit):
Našao je veliku primenu u industriji. Lako se ugraĎuje u mnoge polimere dajući im nova dejstva. Koristi se i za sinteze nekih polifunkcionalnih alkohola, kao što je pentaeritritol. Heksamin, koji ima veoma široku primenu (eksploziv, inhibitor korozije,...), se takoĎe sintetizuje iz formaldehida:
Dokazivanje Kao aldehid, daje pozitivnu reakciju na Tollensov test, pri čemu nastaje srebrno ogledalo. TakoĎe se moţe dokazati Fehlingovim reagensom uz nastajanje crvenosmeĎeg taloga. Sa Schiffovim reagensomdaje ljubičastocrveno obojenje. Za razliku od aldehida koji imaju α-vodonikove atome, metanal ne obezbojava rastvor broma u ugljenik-tetrahloridu.
Toksičnost
Metanal deluje iritirajuće na koţu i sluznicu, te je štetan za organizam. Iako neki veruju da imakancerogeno delovanje, to nikada nije znanstveno dokazano.
Monokarboksilne kiseline
Krajnji produkti oksidacije primarnih monohidroksilnih alkohola sumonokarboksilne kiseline (sa karboksilnom funkcionalnom grupom, -COOH). Oksidacija se odvija preko aldehida (aromatskih ili alifatskih). Monokarboksilne kiseline su veoma stabilna jedinjenja (što se tumači iefektom rezonancije, kao i vodoničnim vezama).
Sinteza monokarboksilnih kiselina Osim klasičnom oksidacijom, monokarboksline kiseline (alifatske) dobijamo na još nekoliko načina, od kojih su neki spominjani-kao delovanje vode na nitrile ili pomoću Gringardovog reagensa. Za tehniku su vaţni još energična 0 oksidacija ugljovodonika (na oko 100 C uz prisustvo KMnO4) i saponifikacija masti i ulja (pomoću koje nastaju njihove soli, iz kojih se delovanjem jače, neorganske kisleine mogu izdvojiti).
Dobijanje aromatskih monokarboksilnih kiselina se temelji na energičnijioj oksidaciji bilo kog aromatskog jedinjenja sa bočnim lancem (ma koja funkcionalna grupa bila na njemu) pomoću KMnO4.
Hemijske osobine monokarboksilnih kiselina Najveći broj rekacija kojima podleţu organske kiseline biće opisan u jednom od sledećih tekstova. Ovde ćemo pomenuti samo reakcije organskih kiselina vezane za ugljovodonik od kog su nastale (npr. adicija na nezasićene kiseline) i reakciju sa metalima, bazama, i solima, koja je zajednička za sve kiseline, pa i organske (pri kojoj se
grade soli organskih kiselina). Monokarboksilne kiseline su uopšteno slabe kiseline i produţenjem lanca postaju sve slabije. Soli organskih kiselina dobijaju imena slično estrima. Soli baza i masnih kiselina su sapuni.
Nomenklatura oragnskih kiselina Organske kiseline dobijaju imena iz ugljovodonika tako što se na ime ugljovodonika doda nastavak -ska i zatim reč kiselina. Ako je na ugljovodoniku više supstituenata, (npr. halogen) brojevima se označe supstituenti (s tim da brojanje počinje od karboksilne grupe) a zatim se stavljaju nastavci za ime kiseline. Mnoge kiseline imaju i svoje nenomenklaturne nazive, dok su kod nekih oni usvojeni kao nomenklaturni. Ukoliko je u pitanju višebazna kiselina, na ime ugljovodonika se ne stavlja nastavak -ska, ali se ispred reči kiselina naglašava koliko -COOH grupa je u molekilu (dikiselina...), a ako je potreno i poloţaj tih grupa (brojevima).
Fizičke osobine monokarboksilnih kiselina Vodonična veza se moţe uspostaviti samo u kiselinama kraćeg lanca. Kiseline kraćeg lanca su rastvorive u vodi. Kiseline do oko C12 su tečne, dok su više kiseline čvrste. Aromatske monokarboksilne kiseline su čvrste, kristalne supstance, koje se slabo rastvaraju u vodi, ali vrlo dobro u alkoholu. Masne kiseline do 3 C atoma su oštrog mirisa, 46 su neprijatnog, dok su više masne kiseline bez mirisa.
Zasićene monokarboksilne kiseline (masne kiseline)
Zasićene monokarboksilne kiseline nisu vrlo reaktivne jedinjenja. Imaju nenomenklaturne nazive koji podsećaju na biljku, ţiuvotinju ili supstancu iz koje su izdvojeni. Najpoznatiji predstavnici su:
metanska (mravlja), HCOOH etanska (sirćetna), CH3COOH propanska (propionska), CH3CH2COOH butanska (buterna), CH3(CH2)2COOH petanska (valerijanska), CH3(CH2)3COOH heksanska (kapronska), CH3(CH2)4COOH oktanska (kaprilna), CH3(CH2)6COOH dekanska (kaprinska), CH3(CH2)8COOH dodekanska (laurinska), CH3(CH2)10COOH tetradekanska (miristinska), CH3(CH2)12COOH heksadekanska (palmitinska), CH3(CH2)14COOH oktadekanska (stearinska), CH3(CH2)16COOH ajkozanska (arahidinska), CH3(CH2)18COOH dokozanska (behenska), CH3(CH2)20COOH tetrakozanska (lignocerinska), CH3(CH2)22COOH heksakozanska (ceratinska), CH3(CH2)24COOH oktakozanska (montanska), CH3(CH2)26COOH triakontanska (milisinska), CH3(CH2)30COOH
Razlikuju se od zasićenih kiselina po reakciji adicije i po cis-trans izomeriji. Najpoznatiji predstavnici su: cis-propenska (akrilna), CH2=CH2COOH cis-2-butenska (krotonska), CH3CH2=CH2COOH cis-9-decenska (kaproleinska), CH2=CH(CH2)7COOH cis-9-tetradecenska (miristoleinska), CH3(CH2)3CH=CH(CH2)7COOH cis-9-heksadecenska (palmitoleinska), CH3(CH2)5CH=CH(CH2)7COOH cis-9-oktadecenska (oleinska), CH3(CH2)7CH=CH(CH2)7COOH cis-13-dokozenska (eručna), CH3(CH2)7CH=CH(CH2)11COOH cis-9,12-oktadekadienska (linolna), CH3(CH2)4(CH=CHCH2)2(CH2)6COOH cis-9,12,15-oktadekatrienska (linolenska), CH3CH2(CH=CHCH2)3(CH2)6COOH cis-5,8,11,14-ajkozatetraenska (arahidonska), CH3(CH2)4(CH=CHCH2)4(CH2)2COOH cis-9, trans-11,13-oktadekatrienska (α-elastoleinska), CH3(CH2)3(CH=CH)3(CH2)7COOH trans-9,11,13-oktadekatrienska (β-elastoleinska), CH3(CH2)3(CH=CH)3(CH2)7COOH 6-oktadecinska (taririnska), CH3(CH2)10C C-C(CH2)4COOH cis-17-en-9,11-oktadekadiinska (izanska), CH2=CH(CH2)4C C-C C(CH2)7COOH
Nezasićene monokarboksilne kiseline
Aromatske monokarboksilne kiseline
Pravim aromatskim kiselinama smatramo kiseline kod kojih je -COOH grupa vezana neposredno za benzenovo jezgro. Najvaţnija aromatska monokarboksilna kiselina je benzoeva kiselina.
Sirćetna (etanska) kiselina
Etanska kiselina je drugi član homologog niza zasićenih acikličnih monokarboksilnih kiselina. Nema izomera.
Osobine molekulska formula: C2H4 O2 Mr: 60,05 naziv po IUPAC-u: etanska kiselina o T.K. ( C): 16,7 o T.T. ( C): 118 3 gustina (g/cm ): 1,049 rastvorljivost: voda, alkohol, etar, ugljen-tetrahlorid standardna entalpija stvaranja (lq): -484,4 boja: bezbojna Etanska kiselina je tečnost oštrog mirisa. To je slaba monobazna kiselina. Gradi soli - etanoate (acetate). NaOH + CH3COOH -> CH3COONa + H2O Ca + 2CH3COOH -> Ca(CH3COO)2 + H2 NaHCO3 + CH3COOH -> CH3COONa + CO2 + H2O Acetatni anjon (CH3COO ) sa srebro nitratom daje beo kristalan talog: + CH3COO + Ag -> CH3COOAg Sa FeCl3 acetati grade rastvoran kompleks crvene boje koji se zagrevanjem razlaţe u crveni talog (feri-hidroksid i feri-acetat). 6CH3COONa + 3FeCl3 + 3H2O -> 6NaCl + Fe3[(CH3COO)6(OH)3] + 3HCl Fe3[(CH3COO)6(OH)3] -> Fe(OH)3 + 2Fe(CH3COO)3 Acetatni anjon se prepoznaje i po specifičnom mirisu etanske kiseline koja se izdvaja kada se na njene soli deluje jakim kiselinama. Sirćetna kiselina podlaţe dekarboksilaciji. Dekarboksilacija se najlakše izvodi zagrevanjem acetata alkalnih metala sa alkalnim hidroksidima bez prisustva vode. CH3COONa + NaOH -> CH4 + Na2CO3 Kako se hidroksilna grupa teško uvodi neposredno na inertan α-C atom nesupstituisane sirćetne kiseline, oksidacija sirćetne kiseline ne moţe se direktno sprovesti bez dekaraboksilacije. Dekarboksilacijom će nastati metil-radikal te će karboksilna grupa biti zamenjena drugom funkcionalnom grupom (u zavisnosti od reagesa koji se upotrebi).
Vodonikovi atomi na α-C atomu mogu se zameniti direktno atomima halogena, a indirektno i amino grupom i drugim funkcionalnim grupama. Tako nastaju derivati sirćetne kiseline - halogen sirćetne kiseline i amino sirćetna kiselina (aminoetanska, glicin, jedna od 20 proteinskih kiselina).
Etanska kiselina podlaţe esterifikaciji.
Oduzimanjem vode iz jednog ili dva molekula etanske kiseline nastaju dva anhidrida - acetanhidrid i etenon (keten).
Zamenom -OH grupe sirćetne kiseline drugim atomima i atomskim grupama, nastaju njeni derivati. Najvaţniji su njeni amidi i halogenidi.
Dobijanje Sirćetna kiselina se tehnički dobija iz prirodnih sirovina ili sintezom. Etanska kiselina se dobija suvom destilacijom drveta. Rastvor koji se dobije sadrţi 10% sirćetne kiseline koja se dalje prečišćava destilacijom. Drugi način dobijanja sirćetne kiseline jeste iz etanola (obično dobijenog fermentacijom)pomoću oksidativne fermentacije. Gljivice Mycoderma aceti oksiduju etanol vazdušnim kiseonikom do etanske kiseline. Dobijeni rastvor se zove sirće i koristi se u svakodnevnom ţivotu. Industrijskom sintezom dobija se čista (glacijalna) sirćetna kiselina najčešće iz acetilena (etina), a manje iz acetonitrila.
U laboratoriji se etanska kiselina najlakše dobija dejstvom razblažene sumporne ili hlorovodonične kiseline na njene alkalne soli. CH3COONa + H2SO4 -> NaHSO4 + CH3COOH Etanska kiselina moţe se dobiti u na još nekoliko manje značajnih načina (mali prinosi, skupi reagensi).
Primena Čista etanska kiselina koristi se u hemijskoj industriji za neke sinteze (kao rastvarač i kao polazna supstanca). U svakodnevnom ţivotu (kao začin, konzervans) koristi se njen 6%-tni rastvor (sirće) koji se dobija fermentacijom.
Toksičnost Glacijalna sirćetna kiselina izaziva rane u dodiru sa kožom.
Derivati monokarboksilnih kiselina
Derivati monokarboksilnih kiselina su produkti supstitucije radikala ili karboksilne grupe organske kiseline. Prema tome delimo ih na derivate nastale promenom na radikalu i derivate nastale promenom na -COOH grupi.
Halogen kiseline Halogen kiseline nastaju supstitucijom jednog ili više atoma vodonika radikala kiseline halogenom. Supstitucija se izvodi halogenom ili halogenvodonikom (na nezasićene kiseline). Halogen, ak oi svi drugi derivati karboksilnih kiselina nastali supstitucijom na radiklu dobijaju imena tako što se -COOH grupa označi kao nulta a grupe do nje se označavaju slovima grčkog alfabeta (α, β, γ...). Imena zatim pišemo navodeći poziciju (koja se moţe navoditi i brojem) a zaitim ime supstituenta na radikalu.
Halogen kiseline su reaktvinije od monokarboksilnih. Većina su čvrste, kristalne supstance, koje se bolje rastvaraju u vodi od monokarboksilnih kiselina. + Jače su kiseline od nesupstituisanih jer je veza C-Cl (ili neki drugi halogen-mada je uticaj F>Cl>Br>I) polarna (C Cl ), a ta se polarnost prenosi i na ugljenik -COOH grupe, te se slabi O-H veza i proton se lakše otpušta. Dejstvo halogena slabi udaljavanjem od -COOH grupe.
Amino kiseline
Amino kiseline nastaju zamenom atoma vodonika u radikalu amino grupom -NH2.Najvaţnije su α-amino kiseline koje ulaze u sastav proteina (hidrolizom je dobijeno 20 proteinskih α-amino kiselina). Sve su kristalne supstance, optički aktive i dobro rastvorive u vodi. Amino kiseline moţemo sintezivati na nekoliko načina-delovanjem amonijaka na halogen kiseline, preko cijanhidrina (v. tekst o aldehidima i ketonima), i hidrogenizacijom keto kiselina u prisustvu katalizatora i amonijaka.
Amino kiseline reaguju i kao kiseline i kao baze jer imaju baznu -NH2 grupu i kiselu -COOH. Grade soli i sa kiselinama i sa bazama, kao i unutrašnje soli. Polimerizuju pomoću peptidne veze u dipeptide, oligopeptide i polipeptide (proteini).
Supstitucija karboksilne grupe Supstitucija karboksiln grupe je zamena -OH grupe (u -COOH) sa atomom ili drugom atomskom grupom. Svi produkti imaju zajedničku acil grupu (R-CO-). Tako nastao kiselinski ostatak ima ime (formil, acetil...) koje se koristi u imenovanju svih derivata. Acilahalogenidi su derivati monokarboksilnih kiselina nastali zamenom -OH grupe u -COOH grupi atomom halogena. Dobijaju se delovanje fosfor(V)halogenida na kiseline. U vodi se lako hidrolizuju na kiseline i halogenvodonike. Fizičke osobine su im slične osobinama kiselina. Ne pokazuju kiselost, ali uhestvuju u mnogim reakcijama. Ime dobijaju od imena acila dobijaju se dodavanjem imena soli halogena (hlorid, bromid...). Reakcije acilhalogenida su važne za sintezu ostalih acil derivata (estara, anhidrida kiselina, amida).
Amidi nastaju zamenom -OH grupe -NH2 grupom. Moţemo ih smatrati meĎuproduktima saponifikacije nitrila do kiselina jer izvoĎenjem saponifikacije u prisustvu 96%-tne H2SO4 nastaju amidi. Daljem delovanjem vode dobijaju se organske kiseline. Mogu se dobiti još delovanjem NH3 na anhidride kiselina i grejanjem amonijum soli karboksilnih kiselina. Imena dobijaju od imena acila (bez nastavka -il) i nastavka -amid. Ponašaju se i kao slabe baze i kao vrlo slabe kiseline (jer R2-C=O grupa slabi baznost -NH2 grupe). Grade soli i sa kiselinama i sa metalima (kod drugih se pokazuje tautomerija).
O estrima je bilo reči u jednom od prethodnih tekstova. Ove ćemo pomenuti mogućnost da hidroksi kiseline sa udaljenom -OH grupom od -COOH (tako da nastane stabilan petoro ili šestoro člani prsten) grade ciklične unutrašnje estre (sa laktonskim prestenom).
Anhidridi organskih kiselina Anhidridi organskih kiselina nastaju dehidratacijom organskih kiselina. Dobijaju se već opisanom reakcijom soli kiseline i njenog acilhalogenida. Monokarboksilne kiseline daju aciklične, a dikarboksilne ciklične anhidride. Postoje i unutrašnji anhidridi kiselina (keteni). U vodi se neki anhidridi lako hidrolizuju na kiselinu. Anhidridi su tečnosti oštrog mirisa, koje se u vodi rastvaraju slabije od kiselina i čija je tačka ključanja veća od tačke ključanja kiselina.
Derivati aromatskih monokarboksilnih kiselina Na isti način kao i kod alifatskih, sintetizuju se derivati aromatskih ugljovodonika i imaju slične hemijske osobine. Acil benzoeve kiseline je benzoil, dok su derivati nastali promenom radikala, zapravo supstituenti benzena. U ovu grupu moţemo uvrstiti i kiseline čija -COOH grupa nije neposredno vezana za aril, ali u svojoj strukturi sadrže benzenovo jezgro (takve kiseline istih su osobina sa alifatskim, a nezasićene pokazuju cis-trans izomeriju) .
Acetil-hlorid
Acetil-hlorid je prvi član homologog niza hlor derivata zasićenih acikličnih monokarboksilnih kiselina, jedinjenja kod kojih je -OH grupa karboksilne grupe zamenjena atomom hlora. Nema izomera.
Osobine molekulska formula: C2H3OCl
Mr: 78,5 naziv po IUPAC-u: acetil-hlorid o T.K. ( C): 51 o T.T. ( C): -113 3 gustina (g/cm ): 1,104 rastvorljivost: voda (reaguje), alkohol (reaguje), hloroform, sirćetna kiselina, etar standardna entalpija stvaranja (lq): -272,9 boja, miris, ukus: bezbojna tečnost oštrog mirisa Acetil-hlorid ima niţu tačku ključanja od sirćetne kiseline jer ne moţe graditi vodonične veze. Veoma je reaktivna supstanca. Pomoću acetil-hlorida mogu se dobiti mnogi drugi derivati sirćetne kiseline. U vodi se acetil-hlorid hidrolizuje u sirćetnu kiselinu. CH3COCl + H2O -> CH3COOH + HCl Sa alkoholima (i alkoksidima) reaguje gradeći estre. CH3COCl + CH3CH2OH -> CH3COOCH2CH3 + HCl Sa solima (alkalnim) sirćetne kiseline gradi acetanhidrid. CH3COCl + CH3COOK -> CH3CO-O-COCH3 + KCl Sa amonijakom i aminima gradi amide kiselina.
Sa alkalnim solima joda i broma, kao i sa trimetilsilil-bromidom (jodidom) gradi acetil-bromid, odnosnoacetiljodid.
Dobijanje Acetil-hlorid se dobija delovanjem tionil-hlorida na sirćetnu kiselinu. Ova reakcija spada u grupuintramolekulskih nukleofilnih supstitucija (SNi) i odvija se preko intermedijera (acetil-hlorosulfit). Moţe se dobiti i reakcijom sirćetne kiseline i fosfor-pentahlorida.
Primena Acetil-hlorid nalazi primenu u hemijskoj industriji za sintezu mnogih jedinjenja. Sluţi za uvoĎenje CH3-COgrupe (acetil grupa) u mnoga jedinjenja (acilovanje) prema reakcijama prikazanim u odeljku osobine. Acilacije se odvijaju u organskim aprotičnim (nepolarnim) rastvaračima kao što je piridin.
Toksičnost
Acetil-hlorid deluje štetno na respiratorne organe.
Produkti oksidacije polihidroksilnih alkohola
Postupnom oksidacijom polihidroksilnih alkohola nastaju vrlo zanimljive grupe jedinjenja. Mnoga od njih imaju vaţne uloge u prirodi te se izdvajaju iz prirodnih proizvoda. Najvaţniji predstavnici ovih jedinjenja su monosaharidi i dikarbonske kiseline. Već oksidacijom prvog polihidroksilnog alkohola (v. tekst o alkoholima) dobijamo predstavnike novih grupa jedinjenja.
Aldehid-alkoholi, monosaharidi Prvi produkat oksidacije glikola je hidroksietanal, te je on prvi homolog ovog niza. Oksidacija glicerola (1, 2, 3 propantriol) moţe voditi ka 2, 3 dihidroksipropanal-u ili 1, 3 dihidroksipropan-2-on-u, prvim monosaharidima. Monosaharidi su prvi oksidacioni produkti polihidroksilnih alkohola. Hidrolizom u blago kiseloj vodi se ne mogu razloţiti. Podlzaţu dehidrataciji. Oni su veoma vaţna biogena jedinjenja, te će više o monosaharidima biti u nekom od tekstova iz oblasti biohemije. Sva ova jedinjenja se vrlo lako oksiduju, optički su aktivne supstance.
Dialdehidi, diketoni Prvi član niza dialdehida je već pomenuti oksidacioni produkt glikola, etandial. Dobija se oksidacijom glikola pomću HNO3. Oksidacijom dve sekundarne -OH grupe dobijaju se diketoni. Niţi dialdehidi i diketoni su slatkaste tečnosti.
Hidroksi-kiseline Potpunom oksidacijom (obično pomoću HNO3) jedne primarne -OH grupe polihidroksilnih alkohola nastaju hidroksikiseline. Poloţaj -OH grupe označava se brojevima. Optički su aktivne. Najvaţnija hidroksi-kiselina je mlečna kiselina. Kiseonik na drugom atomu pojačava kiselost.
Aldehid-kiseline Prvi član niza aldehid kiselina je oksoetanska kiselina. Ova jedinjenja (kao i svi aldehidi koji na drugom C-atomu nemaju vodonika) podlaţe Canizzar-ovoj reakciji (istovremenoj oksidaciji i redukciji). Kiseonik na drugom atomu pojačava kiselost ovih kiselina.
Keto-kiseline Prva α-keto kiselina je pirogrožđana i nastaje oksidacijom mlečne kiseline. To je tečnost neugodnog mirisa. Kiseonik na drugom atomu pojačava kiselost keto-kiselina. β-keto-kiseline su nestabilne jer su kod njih za jedan ugljnik vezane dve negativne grupe (karboksilna i karbonilna).
Dikarboksilne kiseline Dikarboksilne kiseline su krajnji oksidacioni produkti diprimarnih alkohola. U prirodi su veoma rasprostranjene, te su dobile imena po biljkama u kojima se nalaze. Pri zagrevanju, kiseline preko 3 C atoma daju ciklične anhidride. Prvi član niza je oksalna kiselina. To je veoma jaka organska kiselina (u 0,05 molarnom rastvoru disocira skoro kao sumporna). Jačina ove kiseline je uslovljena meĎusobnim delovanjem dve izuzetno negativne -COOH grupe. Ovo daje i odreĎenu nestabilnost oksalnoj kiselini. Ovaj efekat manje je izraţen kod njenih homologa. Nezasićene dikarboksilne kiseline (sa dvostrukom vezom) pokazuju cis-trans izomeriju. Već dvostruka, a posebno trostruka veza povećavaju kiselost ovih kiselina. Dikarboksilne kiseline sa dvostrukom vezom oksidacijom prelaze u hidroksi dikarboksilne kiseline. To su čvrste, kristalne supstance.
Hidroksi dikarboksilne kiseline Hidroksi dikarboksilne kiseline su produkti oksidacije polihidroksilnih alkohola sa više od dve -OH grupe. Optički su aktivne, kristalne supstance. Najvaţniji predstavnici su im tartronska, jabučna, vinska, limunska i akonitna kiselina (nastala dehidratacijom limunske).
Ketodikarboksilne kiseline Dobijaju se oksidacijom hidroksi dikarboksilnih kiselina. Prvi član niza je mezoksalna kiselina, a zatimoksaletanska koja postoji u keto i u enolnom obliku (enolni oblik pokazuje cis-trans izomeriju).
Aromatske hidroksi-kiseline Aromatske hidroksi kiseline su hidroksi derivati aromatskih kiselina kod kojih je -OH grupa vezana neposredno za benzenov prsten. Hidroksi grupa daje im neke osobine fenola. Najvaţnije ove kiseline susalicilna, protokateinska i galna. To su čvrste, kristalne supstance.
Polikarboksilne aromatske kiseline Polikarboksilne aromatske kiseline teoretski nastaju supstitucijom atoma vodonika u benzeni karboksilnom grupom. Najvaţniji pretstavnici ove grupe su tri izomerne dikarboksilne kiseline-ftalna (nastaje oksidacijom naftalena), izoftalna i tereftalna, kao i trikarboksilna-trimezinska (oksidacija mezitilena) i heksakarboksilna-melitna (oksidacija grafita pomoću HNO3 uz katalizu V2O5).
Oksalna kiselina (etan-dikiselina)
Oksalna kiselina je prvi član homologog niza zasićenih acikličnih dikarboksilnih kiselina i poslednji organski produkt oksidacije glikola (1,2-etan-diola). Nema izomera. Oksalna kiselina dolazi u obliku kristala koji sadrţe dva molekula kristalne vode.
Osobine
molekulska formula: C2H2O4 Mr: 90,04 naziv po IUPAC-u: etan-dikiselina o T.K. ( C): nema o T.T. ( C): nema 3 gustina (g/cm ): 1,9 rastvorljivost: vrlo dobro u vodi, alkoholu, slabije u etru standardna entalpija stvaranja (c): -821,7 boja: bezbojni kristali Oksalna kiselina nije stabilna supstanca. Pri zagrevanju, kao i pri dejstvu konc. H2SO4 (dehidrataciono sredstvo) se raspada. (COOH)2 -> CO2 + CO + H2O Oksalna kiselina je najjača karboksilna kiselina. Dve -COOH grupe deluju jedna na drugu negativnim indukcionim efektom (privlače elektrone iz susednih grupa) i tako smanjuju elektronsku gustinu dve O-H veze. Gradi dva reda soli - kisele i normalne oksalate. Tako pri neutralizaciji uz pomoć KOH nastaje prvo nerastvorna kisela so, a zatim rastvorna normalna: (COOH)2 + KOH -> COOK-COOH + H2O COOK-COOH + KOH -> COOK-COOK + H2O 2Sa srebro-nitratom, oksalna kiselina i njene soli (supstance sa oksalatnim anojonom, C 2O4 ) grade beo sirast talog srebro-oksalat koji je rastvoran u amonijaku i azotnoj kiselini. 2+ C2O4 + 2Ag -> C2O4Ag2 Oksalati i oksalna kiselina daju beo talog - kalcijum-oksalat sa kalcijum-hloridom. 22+ C2O4 + Ca -> C2O4Ca Oksalna kiselina je redukciono sredstvo. Delovanjem oksidacionih sredstava, oksiduje se do ugljen-dioksida i vode - konačnih produkata oksidacije organskih jedinjenja. 5COOH-COOH + 2KMnO4 + 3H2SO4 -> 10CO2 + 8H2O + K2SO4 + 2MnSO4 Za razliku od drugih karboksinih kiselina, oksalna kiselina nema anhidrid. To je razumljivo, jer bi dehidratacijom oksalne kiseline morao nastati ciklični anhidrid (dikarboksilna kiselina). Prsten ovog anhidrida imao bi samo tri člana i dodatno bi ga destabilizovalo dejstvo dve negativne =O grupe.
Oksalna kiselina podlaţe esterifikaciji. Esterifikacija se odvija u dva stepena.
Obe ili jedna -OH grupa oksalne kiseline mogu se zameniti atomima halogena ili amino-grupom i tako nastaju derivati oksalne kiseline.
Dobijanje Oksalna kiselina industrijski moţe dobiti iz prirodnih sirovina ili sintezom. Tako se dobija iz celuloze(drvo) o zagrevanjem sa NaOH i KOH (na oko 250 C). Sintetički se dobija delovanjem ugljen-dioksida na natrijum, odnosno zagrevanjem natrijum-metanoata (natrijum-formijata). Iz ovako dobijenih natrijumovih soli se istiskuje jačoom (neorganskom) kiselinom, najčešće hlorovodoničnom.
U laboratoriji se oksalna kiselina dobija dejstvom hlorovodonične ili razblažene sumporne kiseline na njene soli, najbolje alkalne. COOK-COOK + 2HCl -> COOH-COOH + 2KCl
Primena Oksalna kiselina nalazi primenu pri bojenju. TakoĎe sluţi za uklanjanje mrlja od rđe, jer kao redukciono sredstvo redukuje gvoţe iz trovalentnog (nerastvorna rĎa) u dvovalentno oksidaciono stanje (rastvorne soli).
Toksičnost
Oksalna kiselina je u većim količinama otrovna jer uzrokuje poremećaje u metabolizmu.
Derivati ugljene kiseline. Purini
Sve monokarboksilne kiseline su konačni produkti oksidacije primarnih monohidroksilnih alkohola, sve osim jedne i najprostije - metanske. Metanska kiselina se na vazduhu lako oksiduje do nestabilne ugljene koja se odmah raspada na CO2 i H2O. Od ugljene kiseline izvode se zanimljivi i vaţni derivati. Hemijski se ponašaju kao i derivati organskih kiselina.
Oksidi ugljenika, sumporni derivati ugljene kiseline Nestabilna ugljena kiselina se raspada na vodu i ugljenik(IV)oksid, konačan produkt energične oksdacije svakog ugljenikovog jedinjenja. Drugi ugljenikov oksid je nezasićeni ugljenik(II)oksid (CO). U okside ugljenika se ubraja i unutrašnji anhidrid malonske kiseline, ugljenik-suboksid C3O2 (CO=O=CO). Kiseonik i sumpor su elementi sličnih osobina, tako zamenom atoma kizseonika s atomom sumpora dobijamo slična jedinjenja. Od ugljene kiseline se izvodi tritiougljena (H2CS3), a od CO2 ugljendisulfid(CS2), vaţan rastvarač.
Halogen derivati ugljene kiseline
Halogen derivati ugljene kiseline su derivati kod kojih je -OH grupa (jedna ili obe) zamenjena atomom halogena. Najvaţnije jedinjenje ove grupe je gasoviti fozgen, dihlor derivat.
Estri ugljene kiseline Estri ugljene kiseline dobijaju se reakcijom fozgena sa alkoholima. Vrlo su rektivni.
Amidi ugljene kiseline Amidi ugljene kisdeline su njeni najvažniji derivati. Nastaju zamenom jedne ili više -OH grupa aminu grupom. Dva osnovna derivata su diamino derivat (urea, karbamid, mokraćevina) i amino derivat (karbamidska kiselina). Karbamidska kiselina nije stabilna, sli su poznate njene soli i estri. Karbamid je prvo u laboratoriji sintetisano organsko jedinjenje (Wohler 1828). Danas se sintetiše na više načina, od kojih je tehnički preko CO2. Od uree se odvode brojni derivati, a prvi od njih nastaje zamenom kiseonika sumporom (tiourea) i pokazuje tautomeriju.
Od derivata uree su od većeg značaja ureidi (acil derivati) i produkti kondenzacije s oksalnom i malonskom kiselinom - kiseline zbog keto-enolne tautomerije.
Od derivata karbamidske kiseline najvaţniji je semikarbazid (analitika aldehida i ketona). Poslednji amino derivat ugljne kiseline je guanidin.
Purini Purini su derivati purina, koji teoretski nastaje kondenzacijom pirimidina i imidazola (heterocikli), ali nisu heterociklični spojevi, i srodni su donekle derivatima ugljne kiseline, posebno kondenzacionim produktima uree. Nekada su njihova jedinjenja ubrajana u alkaloide, ali to više nisu. Purin je bazno jedinjenje.
Najvaţniji purini su mokraćna kiselina (keto-enolna tautomerija) pomoću koje je i odreĎena struktura purina, jer se oksidacijom u kiseloj ili baznoj sredini dobijaju različita pirimidinska ili imidazolska jedinjenja. Od ostalih derivata tu su guanin i adenin (ulaze u sastav nukleinskih kiselina, a guanin pokazuje keto-enolnu tautomeriju), zatim teobromin i kofein (u čaju i kafi po kojima su i dobili ime).
Fosgen
Fosgen je derivat ugljene kiseline kod kog su obe hidroksilne grupe zamenjene atomima hlora. Nema izomera. Moţe se svrstati i u organska (derivati karboksilnih kiselina) i u neorganska jedinjenja (oksi halogenidi - POCl3, SOCl2...) ali je po svojim osobinama sličniji derivatim karboksilnih kiselina (reakcija sa amidima, amonijakom...).
Osobine
molekulska formula: COCl2 Mr: 98,92 naziv po IUPAC-u: karbonil dihlorid o T.K. ( C): 8,2 o T.T. ( C): -127,9 3 gustina (g/cm ): 0,00434 rastvorljivost: voda (reaguje), benzen, sirćetna kiselina standardna entalpija stvaranja (g): -219,1 boja: bezbojan gas
Fosgen je vrlo reaktivno i nestabilno jedinjenje. Njegove hemijske osobine slične su osobinama derivata karboksilnih kiselina te se ponaša kao acil dihlor derivat ugljene kiseline. Reaguje sa alkoholima gradeći estre, sa amonijakom i aminima gradi amide, a u vodi hidrolizuje.
Dobijanje Fosgen se dobija sintezom iz ugljen-monoksida. Ugljen-monoksid, kao nezasićeno jedinjenje podlaţe adiciji. Adicija hlora na ugljen-monoksid se vrši osvetljavanjem (fotokataliza) ili korišćenjem aktivnog uglja kao katalizatora. Po sintezi je fozgen dobio ime (phos - svetlo, genos - postanak, raĎanje).
Primena Fosgen se zbog svoje velike reaktivnosti koristi kao polazna supstanca za sinteze. TakoĎe, fozgen nalazi primenu kao ilegalni bojni otrov.
Toksičnost
Fosgen je izuzetno otrovno jedinjenje (10 puta otrovnije od hlora) koje i u vrlo malim koncentracijama u vazduhu izaziva smrt ili teška oštećenja respiratornih oragana.
Heterociklična jedinjenja
Poslednja velika grupa organskih jedinjenja su heterociklična jedinjenja. To su ciklična jedinjenja koja u prstenu sadrţe neki hetero atom (N, O, S...). Nisu sva takva jedinjenja heterociklična; neka se zbog velike srodnosti ubrajaju u grupe čiji su derivati (laktoni, anhidridi dikarboksilnih kiselina, acetali...). Pravo heterociklično jedinjenje ne raspada se hidrolizom, niti oksidacijom. Većina cikličnih jedinjenja su bezbojne tečnosti. Najstabilnija su, kao i sva ciklična jedinjenja, heterociklična jedinjenja sa 5 ili 6 atoma u prstenu. Većina stabilnih heterocikla imaju manji ili većiaromatski karakter. Kondenzuju u dvočlana i tročlana jedinjenja.
Heterociklična jedinjenja s petočlanim prstenom
Najvaţniji heterocikli s petočlanim prstenom su pirol (hetero atom N), furan (O) i tiofen (S). Svi se izvode od ciklopenta-1, 3-diena. Imaju aromatske osobine (podlažu pre supstituciji, nego adiciji) zbog prisutnosti slobodnih elektronskih parova na kiseoniku, azotu odnosno sumporu. Relativno lako prelaze jedan u drugi.
Za nomenkltaturu heterocikla vaţno je to da se brojem jedan označava hetero atom. Ako je u prstenu više hetero atoma, prednost se daje kiseoniku, zatim sumporu pa azotu.
Furan se dobija iz furfurala (nastaje delovanjem neorganske kiseline na pentoze).
Tiofen se dobija delovanjem acetilena na pirit ili izolacijom iz katrana kamenog uglja (v. tekst o ugljovodonicima).
Pirol se dobija zagrevanjem diamonijum 2, 3, 4, 5-tetrahidroksihekasndioata. Zbog aromtaskih osobina azot je gotovo potpuno izgubio svoju baznost, jer slobodni elektroni na azotu rezoniraju. Najvaţniji derivat pirola je jodol (2, 3, 4, 5 tetrajodopirol).
Od petočlanih heterocikla sa dva hetero atoma najvaţniji su pirazol, imidazol i tiazol. Imidazol se dobija reakcijomk etandiala, amonijaka i metanala, a sastavni je deo aminokiseline histidina. Slaba je baza.
Heterociklična jedinjenja šestočlanog prstena Prvo jedinjenje ove grupe je teoretski piran (hetero atom O) koji se javlja kod monosahradida. Iako nije poznat u slobodnom stanju, poznate su njegove soli pirilium i derivati pironi (α i δ pironi, jer postoje u dva izomerna oblika) u kojima je kiseonik pozitivan, a javljaju se u prirodnim pigmentima antocijanima i flavonima.
Piridin (hetero atom N) je pravo aromatsko jedinjenje. Razlika izmeĎu njega i benzena ogleda se u razlici u supstituciji koja se najlakše odvija na β atomu. Pokazuje bazne osobine, te s alkilhalidima stvara soli. Redukuje su u klasični sekundarni ciklični amin - piperidin. Metil derivati su mu pinakolini (postoje u tri izomera).
Heterociklična jedinjenja kondenzovanih jezgara Heterocikli kondenzovanog jezgra lako se teoretski izvode od ugljovodonika kondenzovanog jezgra. Nalaze se u katranu kamenog uglja. Osnovna su jedinjenja nekih grupa alkaloida (N heterocikli). Kumaron je kondenzat benzena i furana. Indol je kondenzat benzena i pirola. Sastavni je deo amino kiseline triptofan i indigo boje.
Od naftalena se izvode kinolin i izokinolin (jedan N atom) i cinolin, ftalazin, kvinazolin, kvinoksalin (dva N atoma).
Od antracena izvodimo azotne heterocikle - akridin ( jedan N atom) i fenzain (dva N atoma). Od fentarena se izvodi azotni heterocikl s dva N atoma - fenantrolin.
Još neki vaţniji kondenzovani heterocikli sa O i S atomima su hroman, izohroman, hromen, hanten, tiantren i fenoksantiin.
Piridin
Piridin je aromatsko heterociklično jedinjenje azota (šestočlani prsten). Nema izomera.
Osobine molekulska formula: C5H5 N Mr: 79,1 naziv po IUPAC-u: piridin o T.K. ( C): 115,2 o T.T. ( C): -41,6 3 gustina (g/cm ): 0,98 rastvorljivost: voda, alkohol, etar standardna entalpija stvaranja (lq): 100,2 boja, miris:bezbojna tečnost specifičnog mirisa (na trulu ribu) Piridin ima osobine tercijarnog amina. Slobodan elektronski par azota nije delokalizovan te je piridin jaka organska baza. Reaguje sa kiselinama, alkil-halogenidima (alkilovanje azota), acil-halogenidima(acilovanje azota). Nastaju kvarternarne soli.
Kao i drugi tercijarni amini, piridin se moţe oksidovati pri čemu je nastala N-O veza koordinativnog tipa.Katalitičkom hidrogenizacijom (redukcijom) piridina nastaje piperidin.
Zamena ugljenika azotom u benzenovom prstenu dovodi do indukcije. Tako se ugljenici 2, 4, 6 naelektrišu parcijalno pozitivno i time postaju elektrofilni, odnosno pogodni za nukleofilne supstitucije (v. nitrobenzen). Vodonikovi atomi u ovim poloţajima su kiseli. Ugljenici 3, 5 se naelektrišu parcijalno negativno, postaju nukleofilni, odnosni pogodni za elektrofilne supstitucije (v. fenol). Primer nukleofilne supstitucije je reakcija sa organometalnim jedinjenjima, a elektrofilne nitrovanje piridina.
Dobijanje Piridin se moţe dobiti iz katrana kamenog uglja. Industrijski se proizvodi reakcijom formaldehida (metanala), acetaldehida (etanala) i amonijaka.
U laboratoriji se piridin moţe dobiti na više načina. Jedan od njih je i reakcija pirola sa karbendihloridom(CCl2, dobija se in situ reakcijom hloroforma i jake baze). Nastali hlor derivat se redukuje u piridin.
Primena Piridin ima veliku primenu u hemijskoj industriji kao rastvarač (polaran, aprotičan, baznih osobina) i kaoreagens.
Toksičnost Piridin je toksična supstanca, potencijalno kancerogena. Ako se inhalira, moţe izazvati iritacije i vrtoglavicu, a na duţi period dijareju, anoreksiju, umor i depresiju.
Organometalna jedinjenja U malu grupu ovih jedinjnja spadaju organska jedinjenja kod kojih je atom metala neposredno vezan za ugljenik. Najpoznatije jedinjenje iz ove grupe je svakako magnezijum-(metil)-jodid, Grignardov reagens.
Ovo veoma reaktivno jedinjenje korisi se za mnoge važne sinteze. Najvaţnije su reakcije sa grupama R2-C=O, R2C=N-R, R-CN.
Fenilmagnezijum-bromid
Fenilmagnezijum-bromid (bromido(fenil)magnezijum) je organsko jedinjenje magnezijuma. Odgovara opštoj formuli Gringardovih reagenasa (R-Mg-X, R=fenil, X=Br). Nema izomera.
Osobine molekulska formula: C6H5MgBr Mr: 181,31 naziv po IUPAC-u: bromido(fenil)magnezijum o T.K. ( C): ? o T.T. ( C): ? 3 gustina (g/cm ): 1,14 rastvorljivost: etarski rastvarači (stvara kompleks, C6H5MgBr(OR2)2), reaguje sa vodoom, kiselinama, alkoholima, acetonom, hloroformom... standardna entalpija stvaranja (c): ? boja: bezbojna kristalna supstanca Fenilmagnezijum-bromid je jaka baza. Reaguje sa svim jedinjenjima koja imaju aktivan vodonik (obično vodonik iz OH grupe). Primer su hidroliza i alkoholiza i reakcija sa HBr. C6H5MgBr + H2O -> C6H6 + Mg(OH)Br C6H5MgBr + ROH -> C6H6 + RO-MgBr C6H5MgBr + HBr -> C6H6 + MgBr2 Fenil grupa se moţe oksidovati do fenoksidne grupe (sa sumporom do bezentiolatne). 2C6H5MgBr + O2 -> 2C6H5OMgBr Fenilmagnezijum-bromid učestvuje u reakciji kuplovanja (reakcija sa halidima kojom se moje produţiti ugljenični niz). Reakcija se odvija i pored prisustva nekih funkcionalnih grupa (estarske, epoksidne) kada je katalizovana kupri solima.
Magnezijum čini ugljenik za koji je vezan negativno naelektrisanim. Ugljenik postaje nukleofilan (karbanjon) i ima teţnju da se veţe sa elektron deficitarnim ugljenicima (elektrofilnim, karbokatjonima, ugljenicima koji su vezani za elektronegativniji atom). Ovo omogućava fenilmagnezijum-bromidu dareaguje sa mnogim funkcionalnim grupama (karbonilnom, estarskom, -COX (X=halogen), nitrilnom, sa CO2, epoksidnom [kod asimetričnih epoksida -OH grupa ostaje na manje supstituisanom C atomu]). U svim reakcijama stvara se C-C veza i atom ugljenika za koji je vezan magnezijum vezuje se sa atomom ugljenika za koji je vezan elektronegativniji atom. Fenilmagnezijum bromid je relativno slabije reaktivan Gringardov reagens (zbog delokalizacije negativnog naelektrisanja karbanjona). Reaktivniji je od fenilmagnezijum hlorida, a manje reaktivan od fenilmagnezijum jodida i Gringardovih reagenasa sa alifatskim ostatkom.
Reakcije sa elektrofilnim jedinjenjima mogu biti upotrebljene i za stvaranje veze izmeĎu ugljenika i drugog elektron deficitarnog atoma (P, Si, Sn... kada su vezani za elektronegativniji atom). 4C6H5MgBr + SnCl4 -> 4MgClBr + (C6H5)4Sn
Dobijanje Fenilmagnezijum-bromid najčešće se dobija reakcijom brombenzena sa magnzeijumom u ključalom anhidrovanom etru. Da bi se reakcija odvijala brţe, mogu se dodati male količine joda (katalizator).
Primena Fenilmagnezijum-bromid pripada grupi Gringardovih reagenasa. Nalazi primenu u organskim sintezama, najčešće za uvoĎenje fenil grupe.
Toksičnost Supstanca (etarski rastvor) je opasna ukoliko doĎe u dodir s koţom ili ukoliko se inhalira (iritacije).
Biohemija Kako je nastao život na zemlji?
Poreklo ţivota na zemlji i danas je nerazjašnjeno, meĎutim preovladava mišljenje da su prva ţiva bića nastala kao rezultat prirodnih evolutivnih procesa koji su se odvijali na prvobitnoj zemlji. Dugotrajni evolutivni procesi koji su doveli do nastanka i razvoja ţivih bića obuhvaćeni su imenom biohemijska (ili hemijska) evolucija i još uvek traju.
Šta je ţivo biće? Pod rečju ţivot ili ţiva bića obično podrazumevamo biljke, ţivotinje... MeĎutim, kako odrediti šta to moţemo nazvati (prvim) ţivim bićem? Koje odlike mora imati? U današnjim ţivim bićima odvija se mnogo biohemijskih procesa, meĎutim svi su oni vezani za dva osnovna procesa - reprodukciju i obezbeĎivanje energije (metabolizam). Ova dva procesa su meĎusobno uslovljena i povezana ukoliko se ne obezbedi energija, ne mogu se ni odvijati procesi ključni za produţetak vrste. Ukoliko se dogodi greška u procesima pri kojima nastaje nova jedinka, u novonastaloj jedinci neće se moći odvijati metabolički procesi (ili neće biti dovoljno efikasni). Moţemo da kaţemo da je prvo ţivo biće bio sistem koji je mogao da obezbedi energiju za svoje kopiranje (replikaciju), i da se replikacija izvrši sa dovoljnom tačnošću (novonastali organizmi imaju takoĎe mogućnost replikacije i u njima se odvijaju metabolički procesi).
Biohemijska evolucija Najargumentovanija teorija o nastanku ţivota na zemlji zasniva se na prirodnim zakonima koje je naslutio Darvin. Na način sličan onom na koji se odvija biološka evolucija (mutacije, prirodna selekcija) odvijala se u dalekoj prošlosti evolucija od najprostijih hemijskih sistema u sloţenije, što će na kraju da dovede do pojave takvog hemijskog sistema kog mojemo nazvati praţivotom. Daljom hemijskom i biološkom evolucijom sistem dobija sve osnovne odlike današnjih ţivih bića. Danas najargumentovanija teorija o nastanku ţivota na zemlji zasniva se na opštem evolutivnom principu koji upravlja svim sistemima u prirodi. Evolucija sistema počinje ,,nuklearnom revolucijom". Ovim procesom se u zvezdama i tokom supernovih stvaraju od lakih elemenata (vodonik, helijum) svi prorodni elementi. Na nuklearnu evoluciju nastavlja se hemijska evolucija. Od materijala nastalog nuklearnom revolucijom dodbijaju se najprostija jedinjenja koja dalje procesima hemijske evolucije prelaze u sve sloţenija. Kao vrhunac ovog procesa nastaju sistemi koji imaju odlike ţivih bića. na hemijsku se nastavlja biološka revolucija. Prvi oblici ţivota se usavršavaju i nastaju raznovrsna ţiva bića. MeĎutim, podela na hemijsku i biološku evoluciju je veštački uslovljena. ,,Ţivi" sistemi se ni po čemu ne razlikuju od hemijskih sistema. Stoga ne postoji razlika izmeĎu procesa biološke i hemijske evolucije. Biohemijska evolucija dakle obuhvata preobraţaj najprostijih hemijskih sistema u najsloţenije oblike ţivota. Ali, zašto je evolucija dovela do nastanka ţivota? I zašto baš na zemlji? Kako je evolucija tekla?
Prvobitna zemlja Zemlja je nastala pre 4,6 milijardi godina. Uslovi za intenzivnu biohemijsku evoluciju stvorili su se meĎutim, tek u periodu pre 4-3,8 milijardi godina. Tada je zemljina površina očvrsla, postepeno su se formirale hidrosfera i atmosfera. Vode u tečnom stanju bilo je znatno manje nego danas, pa su ,,prasupu" činila plitka mora. O sastavu atmosfere postoji više pretpostavki. Preovladavalo je mišljenje da je prvobitna atmosfera zemlje bila preteţno reduktivna, tj. da je sadrţala najviše vodene pare, zatim azota, vodonika i amonijaka. Najveći deo ugljeniak bio je u redukovanom obliku (metan), a bilo je i drugih jedinjenja - cijanovodonika, sumporvodonika, ugljen-dioksida, ugljenmonoksida... meĎutim, danas se čini verovatnije (uporeĎivanjem sa atmosferama nama najbliţih i najsličnijih planeta) da prvobitna atmosfera nije bila reduktvina - nije sadrţala mnogo metana i znatno manje vodonika nego što se misli. I dalje je provladavala voda, zatim azot, nešto vodonika, ugljenik se uglavnom nalazio u obliku ugljen-dioksida, amonijaka i metana bilo mnogo manje, a od drugih jedinjenja zastupljeni su bili cijanovodonik, sumpor-dioksid, nešto sumporvodonika... Energija potrebna za nastanak sloţenih sistema bila je prisutna - pre svega sunčeva radijacija, ali i električna praţnjenja, radioaktivni procesi. Sve što je potrebno za ţivot postojalo je - tu su voda, C, N, H, O, S... kao i potrebna energija MeĎutim kako su od prostih jedinjenja nastali sloţeni sistemi? I zašto baš na zemlji? Zemlja nije izuzetak. Samo u našem zvezdanom sistemu postoje planete i tela na kojima se odvija ono što je na zemlji dovelo do nastanka ţivota - prosti molekuli stvaraju sloţenije. Najzanimljiviji su ugljenični meteoriti. Hemijskom evolucijom su na njima nastala prilično sloţena organska jedinjenja - ugljovodonici srednjeg niza, alkoholi, karboksilne kiseline, heterocikli, amino-kiseline! Zanimljiv je i Titan (saturnov satelit) čija je atmosfera reduktivna (azot, amonijak, metan, vodonik). Na Titanu takoĎe od prostih polaznih jedinjenja nastaju sloţena organska jedinjenja - ugljovodonici, cijanoderivati ugljovodonika... Dakle, hemijska evolucija odigrava se slično na telima čiji je sastav sličan zemljinom. Nastaju prilično sloţena organska jedinjenja iz kojih daljom evolucijom mogu nastati i pravi biomolekuli. Najbolju potvrdu evolutivnoj teoriji o nastanku ţivotu pruţaju upravo ovi primeri - dakle slični sistemi evoluiraju na sličan način. Time je i evolutivni princip objašnjen - evolucija nije nikakva slučajnost, već se odvija po zakonima fizike i hemije. Ne vodi hemijska evolucija uvek do istog rezultata. Za procese koji se danas dešavaju na drugim planetama sunčevog sistema (veneri, gasovitim dţinovima...) ne moţemo reći da vode nastanku ţivota, ali nesumnjivo predstavljaju hemijsku evoluciju. Dakle, ţivot (kakav poznajemo - ,,ugljenični") moţe nastati samo u sistemima koji pokazuju sličnost sa zemljom. U njima (bio)hemijska evolucija dovodi do preobraţaja prostih sistema u sloţenije i na kraju do ţivih sistema. To, naravno, ne znači da će za koji milion godina na titanu da se legu dinosaurusi, niti će pasti ugljenični meteorit sa zasadom leskovačke paprike. Hemijska evolucija nikada nije potpuno ista, jer početni uslovi nikada nisu isti. TakoĎe, mnogo činilaca mora da se preklopi u dugom vremenskom periodu (nekoliko milijardi godina) da bi se odvijala povoljno po nastanak ţivota. Ţivot kakav poznajemo zasnima se na ugljeniku (v. uvod u organsku hemiju), ne bez razloga. Ipak, ne moţemo da isključimo postojanje ţivota na drugim ,,osnovama". Moţda i drugačiji tokovi hemijske evolucije dovedu do nastanka sistema kog moţemo označiti kao ţivot.
Prvi korak ka ţivotu - nastanak organskih molekula Najprostiji molekuli koji su činili zemljinu atmosferu počeli su vremenom pod uticajem sunčeve radijacije i električnih praţenjanja. Poznajući osnovne uslove koji su vladali na prvobitnoj zemlji, mogu se izvesti eksperimenti koji će dati odgovor na pitanja kako su nastali prvi ,,biomolekuli", organski molekuli koji ulaze u sastav sloţenih polimera na kojima se danas zasniva ţivot. Jedan od prvih i svakako najpoznatiji eksperiment bio je eksperiment Stenlija Milera iz 1952. Milerova aparatura se sastojala od nekoliko delova - najznačajniji su balon ispunjen gasovima koji je bio izloţen električnim praţenjenjima (prvobitna atmosfera), kao i balon ispunjen vodom (prasupa). Produkti nastali električnim praţenjenjima rastvarali su se u vodi. U rastvoru su se posle eksperimenta nalazila razne organske supstance - karboksilne kiseline, cijanovodonik, amino-kiseline, aldehidi. Sastav gasova u balonu je odgovarao sastavu reduktivne atmosfere. Ukoliko se u balonu nalaze znatno manje količine vodonika, metana i amonijaka, prinosi su manji, ali uzevši u obzir da je hemijska evolucija dugotrajan proces, eksperiment je dovoljan dokaz da su se slične reakcije odigravale u prvobitnoj atmosferi i hidrosferi. jedna od mogućih reakcija jeste i nastanak aminokiselina (alanin na slici) iz aldehida i cijanovodonika. Cijanovodonik se adira na karbonilnu grupu, nastaju cijanhidrini (njihovom hidrolizom mogu nastati hidroksi-kiseline). Hidroksilna grupa cijanhidrina supstituira se aminogrupom, a zatim se hidrolizom dobija aminokiselina.
Na različite načine mogle su nastati mnoge karboksilne kiseline i njihovi derivati, karbonilna jedinjenja, alkoholi, estri... Azotni heterocikli mogli su nastati kondenzacijom cijanovodonika, npr.adenin i guanin.
U uslovima koji su postojali na prvobitnoj zemlji mogle su se sintetisati sva osnovne supstance koje su potrebne za izgradnju biološki značajnih jedinjenja - alkoholi, karbonilna jedinjenja, karboksilne kiseline i derivati (meĎu kojima i amino-kiseline), heterocikli...
Biomolekuli - lipidi, peptidi, saharidi, nukleinske kiseline... Dalja biohemijska evolucija odvijala se u prasupi, i to u njenim priobalnim delovima. Zbog jakog isparavanja, koncentracija nastalih organskih supstanci tu je bila najveća. TakoĎe, prisustvo kondenzujućih agenasa (gline iz tla) omogućilo je (katalizovalo) sintezu sloţenijih molekula koji će postati osnova ţivog sveta kakvog danas poznajemo. Različitim procesima u atmosferi i prasupi nastali su različiti alkoholi i karboksilne kiseline - osnovne komponente lipida. TakoĎe, u prasupi bili su rastvoreni mnogi minerali, meĎu kojima i neki fosfatni. Lipidi i fosfolipidi mogli su nastati esterifikacijom alkohola karboksilnim kiselinama i fosfatima.
Lipidi, pre svega fosfolipidi u vodi su obrazovali dvosloje koji će postati preteča ćelijskih membrana. Unutar ovih dvosloja ,,skupljale" su se organske supstance. Time je njihova koncentracija postajala dovoljda da se stvore odgovarajući biopolimeri. Prvi peptidi nastali su vezivanjem aminokiselina na glinama ili u rastvorima uz katalizu cijanidnih jona i energiju sunčevog zračenja. Na taj način nastajao je veliki broj veoma različitih oligopeptida i polipeptida. Dobro poznatom aldolnog kondenzacijom na jako baznim kondenzujućim reagensima mogli su nastati monosaharidi iz formaldeihda koji je nastajao kao čest produkt reakcija u atmosferi. Kondenzacijom su nastajale različite, trioze, tetroze, pentoze i heksoze.
Azotni heterocikli nastajali su (v. gore) različitim reakcijama iz cijanovoodnika, amonijaka, vode. Aldolnom kondenzacijom formaldehida dobijali su se različiti monosaharidi, a u prasupi su bili rastvoreni različiti fosfatni minerali. Sve što je bilo potrebno za sintezu nukleinskih kiselina bilo je prisutno. MeĎutim, nukleinske kiseline su sloţeni molekuli. U danšnjim ţivim organizmima postoji izgraĎene su od samo 2 pentozna šećera i nekoliko azotnih baza i fosfatnih grupa esterifikovanih na odgovarajućim mestima. U uslovima kakvi su postojali u prasupi, nisu se mogle sintetisati nukleinske kiseline s takvom preciznošću. Na kondenzujućim agnesima uz katalize metalnih jona nastajali su raznovrsni oligo nukleotidi. Najstabilniji i sa energetski najpovoljnijom strukturom su ,,opstajali" i pretsavljali su matrice za sinteze sloţenijih. Neki od nastalih molekula imaće neke od osobina koje moţemo nazvati osobinama ţivog sistema.
Selekcija Reprodukcija i metabolički procesi u današnjim ţvim organizmima su sloţeni procesi i zahtevaju kontrolu. Kako su se od biomolekula nastali nasumičnim reakcijama u prasupi izdvojili oni koji će postati osnova svih ţivih sistema? Ako je nastao ogroman broj različitih peptida, lipida, nukleinskih kiselina, zašto su današnji ţivi organizmi toliko srodni? Zašto je genetski kodeks univerzalan ili zašto su pentozni šećeri u nukleinskim kiselinama esterifikovani uvek u poloţajima 3 i 5? Na prvo pitanje odgovor se nameće - sva ţiva bića nastala su od jednog praţivog sistema. Na drugo pitanje odgovor daje evolucija. Od velikog broja nastalih molekula samo su najstabilniji - oni sa energetski najpovoljnijom strukturom ,,preţivljavali". MeĎu molekulima delovala je ,,hemijska selekcija". Tako su opstajali peptidi najstabilniji prema hidrolizi, lipidi koji su gradili najstabilnije agregate, najstabilnije nukleinske kiseline. Od velikog broja molekula koji je nastajao samo je mali broj ,,opstajao". Molekuli su vodili pravu borbu za opstanak. Selekcija meĎu molekulima nije bila slučajna niti je neki molekul imao više sreće pa je ,,upao" u prvi ţivi sistem. Selekcijom upravljaju, tj. selekcija proizilazi iz hemijskih i fizičkohemijskih zakona.
Posle miliona godina izdvojili su se biomolekuli koji su osim stabilnosti posedovali i druge osobine koje su im omogućile ,,premoć" nad drugim molekulima - mogli su da se reprodukuju (sami katalizuju svoju sintezu). Ovo je bio logičan ishod evolucije - svaki nastali sistem odrţavao se onoliko koliko je bio stabilan. Sinteza stabilnijih sistema je prema tome favorizovana u odnosu na ostale sisteme. Na kraju su se kao ,,pobednici" izdvojili oni molekuli koji su sami katalizovali svoju sintezu. Ovi molekuli predstavljali su preteču prvog ţivog sistema.
Prvi ţivi sistemi - RNA svet Prvi fosili (cijanobakterije) stari su 3,5 miliona godina. Kako su cijanobakterije veoma odmakle u evoluciji od prvog ţivog sistema, verovatno su se procesi biohemijske evolucije do sada opisani izdešavali za nekoliko destina do stotinu miliona godina. Nukleinske kiseline, pre svega RNA, su molekuli sposobni za autokatalizu zbog komplementarnosti azotnih baza koja proizilazi iz stereohemije molekula. Nastale vodonične veze omogućavaju da se proces odvija sponatano. Na osnovu toga stvorene su pretpostavke o preteči ţivih sistema. Zajedničko za sve pretpostavke jeste da je preteča svih ţivih sistema bila RNA zahvaljujući svojoj sposobnosti autokatalize. Prema jednoj od takvih pretpostavki (pretpostavka Kuhna) preteča svih ţivih bića je sistem sastavljen od dva molekula - pra-m-RNA i pra-t-RNA. m-RNA imala je ulogu nosioca informacija. Za nju se vezivala po pravilima komplementarnosti pra-t-RNA čija je struktura bila takva da su odreĎeni parovi baza (današnji genetski kodeks) vezivali odreĎene aminokiseline. (Svi današnji proteini su izgraĎeni od L-aminokiselina. Verovatno je pra-t-RNA bila izgraĎena uz pomoć D-riboze te je konformacija favorizovala vezivanje L-aminokiselina.) Ako se na molekul pra-mRNA veţe više molekula pra-t-RNA sa odgovarajućim amino-kiselinama, sistem je sposoban da katalizuje sintezu enzima sa tačno odreĎenom aminokiselinskom sekvencom (prema redosledu baza u pra-m-RNA). TakoĎe, nukleinske kiseline su same katalizovale svoju sintezu, meĎutim kako je taj proces podloţan ,,greškama" (mutacije) ako se ne katalizuje odgovarajućim enzimom, novonastali sistemi su se često razlikovali od prethodnih. Selekcijom se izdvojio sistem koji je katalizovao sintezu enzima koji je opet katalizovao sintezu pra-m-RNA. Druga značajn pretpostavka, i danas češće navoĎena je pretpostavka M. Eigena. Po Eigenu su se 4 oligonukleotida povezala u RNA koji ima osobine današnje t-RNA (pra-t-RNA). Pra-t-RNA sposobna je da katalizuje svoju replikaciju, ali, bez enzimskog katalizatora, ova replikacija je podloţna greškama. MeĎutim, pra-t-RNA sposobna je i da katalizuje sintezu enzima (peptida) tačno odreĎenog AK sekvencom. Sintetisani enzim imao je strukturu (budući da mu je sinteza katalizovana putem pra-t-RNA) koja je mogla potpomoći samoreplikaciju pra-t-RNA. meĎutim, zbog slabe katalitičke aktivnosti pra-t-RNA i nastalog enzima sposobnost mutacije je bila i dalje velika. Stabilniji je bio sistem (na slici) koji je uključivao dva enzima i dve pra-t-RNA. Pra-t-RNA1 bi katalizovala sintezu enzima1 koji bi katalizovao sintezu pra-t-RNA2, a ova opet sintezu enzima2 koji bi omogućio uspešniju replikaciju pra-t-RNA1.
Preteče svih ţivih bića, tj. sistemi koji su mogli obezbediti sopstvenu replikaciju bili su smešteni unutar membrana, verovatno fosfolipidnog dvosloja. Bile su veoma značajne za opstanah ţivih sistema jer su bile polupropustljive (permeabilne, i kao takve preteče današnjih ćelijskih membrana) i omogućavale su dovoljnu koncentraciju supstanci potrebnih za sinteze. Procesi sinteze proteina i replikacije pra-t-RNA iako katalizovani, da bi se mogli odvijati, zahtevali su energiju. Kako je izgledao metabolizam prvog ţivog organizma?
Ţivi organizmi stvaraju energiju na račun okoline (v. tekst termodinamika metabolizma). Prvi ţivi sistem koristio je verovatno okolinu koja je bila bogata organskim molekulima. MeĎutim, iako su izvori energije bili obezbeĎenji, pronalaţenje načina za korišćenje energije (dovoĎenje u oblik koji lako moţe obezbediti energiju za replikaciju) nije nimalo prost proces i u današnjim organizmima odvija se uz enzimsku kontrolu i sloţene mehanizme. Ipak, sličnosti u osnovnim mehanizmima za dobijanje energije u pogodnom obliku kod svih danšnjih ţivih organizama upućuje na to da je predak svih ţivih bića imao razvijen organizam. Ovaj predak nastao je verovatno evolucijom praţivih sistema (sistema sa samoreplicirajućim RNA i enzimima za replikaciju). Ti sistemi energiju za replikaciju moţda su dobijali iz energije sunčevog zračenja (aktivaciona energija) ili zbog gradijenta koncentracije nekih jona u spoljašnjoj sredini i unutar lipidnog dvosloja. Dakle, energija za početak replikacije nije obezbeĎivana na siguran način. Evolucija praţivih sistema tekla je u smeru pronalaţenja pogodnih procesa za dobijanje energije. Praţivi sistemi imali su velike mogućnosti za mutaciju (RNA je vrlo reaktivna, a procesi transkripcije i dalje su bili vrlo nesigurni). Tako su izmenama na pra-t-RNA verovatno neki enzimi imali i sposobnost da katalizuju reakcije kojima su se mogla proizvesti jedinjenja bogata energijom. Današnji organizmi energiju za sve procese dobijaju razlaganjem energijom bogatih jedinjenja (ATP, acetil-SkoenzimA...). Ovaj princip vaţio je i za prve ţive organizme. MeĎutim energijom bogata jedinjenja moraju se sintetisati sloţenim i enzimski kontrolisanim procesima. Mogu se izdvojiti dva najvaţnija procesa. Prvi proces jeste oksidativna dekarboksilacija. Karakteristično je da nije vezana za membrane. Današnja oksidativna dekarboksilacija ukratko predstavlja odcepljenje ugljen-dioksida iz 2-oksokarboksilnih kiselina pri čemu nastaju acil-SkoenzimA (,,aktivirane karboksilne kiseline"), energijom bogata jedinjenja (hidrolizom se oslobaĎa energija). Za ovaj proces vezan je i ciklus limunske kiseline u kom se konačno razgraĎuju svi produkti metabolizma (oksidacija acetil-SkoenzimA) i stvaraju jedinjenja vaţna za odvijanje metaboličkih procesa. U prvim ţivim organizama moţda su aktivirani derivati karboksilnih kiselina nastajali dehidrogenovanjem aldehida i tiola (iz kojih su se kasnije razvili koenzimi). Nastajala su jedinjenja koja su hidrolizom oslobaĎala hemijsku energiju za druge procese. Kasnije se, evolucijom enzima veći broj jedinjenja mogao oksidovati ovim procesom.
Zbirno, rekacija predstavlja oksidaciju aldehida u karboksilnu kiselinu. Akceptor vodonika mogla su da budu razna jedinjenja iz prasupe.
Drugi proces je oksidativna fosforilacija. Ovaj proces vezan je za membranu. Predstavlja sintezu ATP-a (energijom + bogato jedinjenje) uz pomoć energije koja se dobija stvaranjem gradijenta koncentracije H jona na membrani (zbirno na slici). Kod današnjih eukariotskih organizama, oksidativna fosforilacija provodi se na unutrašnjim membranama + mitohondrija i plastida a gradijent H jona stvara se aerobnim oksidativnim procesima. Kod eubakterija se sinteza ATP-a izvodi na uvratima bakterijske membrane (mezozomi) uz stvaranje pH gradijenta aerobnim ili anaerobnim oksidativnim procesima koje katalizuju enzimi i koenzimi slični mitohondrijskim (posle će ovo biti obajšnjeno). Kod arhebakterija pH gradijent na membrani stvara se različitim redoks reakcijama uz prisustvo različitih enziam i koenzima. Arhebakterije pokazuju veliku raznovrsnost u metabolizmu i od svih današnjih ţivih bića imaju
,,najprimitivniji" metabolizam. Neke arhebakterije (termoacidofilne) čak ţive u kiselim sredinama i koriste pH gradijent koji prirodno postoji izmeĎu citoplazme i spoljnog sistema za sintezu ATP-a. Njihovi enzimi ne mogu katalizovati sintezu ATP-a ukoliko se arhebakterija ne nalazi u dovoljno kiseloj sredini. Neki oksidativni procesi u današnjim ţivim bićima kojima se obezbeĎuje gradijent pH na membrani: -
-
2H + NO3 -> NO2 + H2O + + 6H + NO2 + 2H -> NH4 + 2H2O 2H + S -> H2S 8H + CO2 -> CH4 + 2H2O Iz svega navedenog moţe se pretpostaviti da je prvi metabolički proces kod praţivog organizma bio korišćenje gradijenta pH na membrani za sintezu ATP-a čijom hidrolizom je oslobaĎanja energija za replikaciju. Ovu reakciju je katalizovao primitivni enzim kodiran preko pra-t-RNA. Evolucijom su ţivi sistemi stekli sposobnost korišćenja različitih oksidativnih procesa za stvaranje pH gradijenta. Daljom evolucijom proizvodi tih procesa mogli su zajedno sa molekulima koji su dobavljani iz prasupe ući u druge procese (oksidativna dekarboksilacija) kojima su proizvoĎena energijom bogata jedinjenja. Potrebna jedinjanj za replikaciju dobavljana su iz spoljašnje sredine, ali evolucijom metabolizma stekle su se mogućnosti za njihovu biotičku sintezu. Na taj način replikacija je postajala sve sigurnija i manje zavisna od spoljašnjih faktora. Često se raspravljalo da li je prvi organizam bio autotrofan ili heterotrofan i preovladavalo je drugo mišljenje, meĎutim podela na autotrofne i heterotrofne organizme ne odraţava prave osobine njihovog metabolizma. Tako razlika izmeĎu autotrofne paprike i heterotrofnog praseta praktično ne postoji ako gledamo redoks proces koji stvara gradijent pH za oksidativnu fosforilaciju. Prvi organizam (ţivi sistem) nije bio ni autotrof ni heterotrof po današnjim definicijama (i ta podela je besmislena). Od nastanka prvih sistema koji imaju osobine ţivih bića pa do sledećeg velikog koraka - prelazak sa RNA na DNA prošlo je od nekoliko desetina do preko stotinu miliona godina. Za to vreme svi ţivi sistemi na zemlji nosili su genetsku informaciju u RNA. Zbog toga se ovi ţivi sistemi nazivaju ,,RNA svet". RNA je evoluirala pa su od početne pra-t-RNA nastajale druge vrste RNA (m-RNA je vremenom preuzela ulogu nosioca genetskih informacija). RNA je vrlo rekativan molekul te su mutacije bile vrlo česte. Kao rezultat nastajali su sistemi koji su proizvodili efikasnije enzime. Uporedno sa razvojem replikacionog sistema, razvijali su se i metabolički procesi i ţivi organizmi su se sve više oslobaĎali zavisnosti od spoljašnje sredine. Prvi ţivi sistem bio je dakle sastavljen od fosfolipidnog dvosloja unutar kog su pra-RNA sintetisale enzime za sopstvenu replikaciju, a neki od njih su verovatno katalizovali i oksidativnu fosforilaciju. Ţiveo je u jako kiseloj sredini i koristio gradijent pH za sintezu ATP-a. Postoje teorije prema kojima prvi sistemi sposobni za replikaciju nisu bili sistemi sa pra-t-RNA već sa drugim sličnim nukleinskim kiselinama (npr. PNA - peptidonukleinska kiselina u kojoj je fosfodiestarska veza zamenjena peptidnom, tj. amidnom), koje su se mogle nešto lakše sintetisati od RNA na prvobitnoj zemlji. Ove nukleinske kiseline takoĎe su mogle katalizovati sopstvenu replikaciju (slabije od RNA), ali i sintezu RNA pa bi pretstavljale tzv. pre-RNA svet.
DNA revolucija Nosilac genetskih informacija kod prvih ţivih sistema bio je pra-t-RNA, jako reaktivan molekul podloţan mutacijama. Istovremeno je direktno učestvovao u sintezi proteina. Replikacija ovog molekula bila je izrazito nesigurna. Novonastali sistemi zbog toga često nisu mogli opstati. Neke mutacije dovele su do poboljšanja ţivih sistema. Zbog prirodne selekcije, preţivljavali su samo sistemi sa najboljim redolsedom nukleotida. Problem je samo delimično prevaziĎen pojavom pra-m-RNA (m-RNA se ponekad označava i kao i-RNA). Pra-m-RNA imao je ulogu nosioca genetskih informacija, dok je u sintezi proteina neposredno učestvovao pra-t-RNA. Prava revolucija desila se prelaskom sa nestabilnih RNA kao nosioca genetskih informacija na stabilnu DNA. MeĎutim, ovo se moglo desiti tek kada su sistemi bazirani na RNA dostigli odreĎen stepen razvoja. Dezoksiriboza moţe nastati samo biotičkom sintezom iz riboze, a sinteza molekula DNA zahteva mnogo više energije od sinteze RNA. Zbog toga je prvi sistem sa DNA kao nosiocem genetskih inofrmacija morao da ima već razvijene metaboličke procese koji su mogli da obezbede dovoljno energije za sintezu DNA. Ovaj prelaz verovatno je bio postepen. Pra-m-RNA zamenila je kao nosioca genetskih informacija neka dvolančna (stabilnija) RNA. Evolucijom ove RNA nastao je još stabilniji molekul DNA (veza dezoksiriboza-fosfat stabilnija od veze riboza-fosfat, zamena uracila timinom doprinosi stabilnosti dvostruke zavojnice). Istovremeno sa evolucijom nosioca genetskih informacija, evoluirali su i odgovarajući sistemi za replikaciju (enzimi...). Prvi organizmi sa DNA pojavili su se pre oko 3,6 milijardi godina. Od njih su se razvili svi ţivi organizmi na zemlji.
Endosimbiotska teorija Prvi organizmi sa DNA razvijali su se u nekoliko pravaca. Razvoj mehanizama za replikaciju i transkripciju (prepisivanje na m-RNA) podelio ih je u dve grupe. Jedna grupa (današnje eubakterije) teţila je smanjenju genetskog materijala i prostijim mehanizmima replikacije i transkripcije. Došlo je do redukovanja DNA tako što su delovi koji nemaju funkciju (ne nose genetsku informaciju, tzv. introni) izbačeni (na slici). Transkripcijom je nastajao m-RNA koji je odmah učestovao u sintezi proteina. Molekul DNA je mnogo manji i ima kruţni oblik.
Druga grupa je zadrţala svu prvobitnu DNA (današnje arhebakterije i eukarioti). Odlikuju je znatno sloţeniji mehanizmi replikacije i transkripcije. Zbog introna, transkribovana m-RNA ne moţe odmah učestovati u sintezi proteina, već se prvo moraju izbaciti intronski segmenti. Zbog mnogo genetskog materijala, DNA ove grupe je ,,pakovana" tj. vezana za proteine (histoni). TakoĎe, uporedno sa pojavom razlika u mehanizmima replikacije i transkripcije, pojavile su se značajne razlike u metabolizmu. U okviru grupe u kojoj je redukovan prvobitni DNA, razvili su se napredni metabolički procesi. Odlikuje ih oksidativna fosforilacija za koju se gradijent pH dobija najčešće oksidacijom sukcinata u fumarat (aerobnom) ili reĎe drugim reakcijama, procesi glikolize i oksidativne dekarboksilacije, citratni ciklus... Grupa koja je zadrţala ceo prvobitni DNA ostala je na manje naprednim metaboličkim procesima - gradijent pH jona se postiţe veoma različitim redoks reakcijama, a vanmembranski matebolički procesi su primitivniji (glikoliza...). U okviru prve grupe organizama izdvojili su se po naprednom metabolizmu (aerobna oksidacija sukcinata u fumarat) preci današnjih purpurnih (gram-negativnih) eubakterija. Jedna grana ove grupe (cijanobakterije) koristila je hlorofil da bi energiju sunčevog zračenja iskoristila za odvijanje redoks procesa. Neki od organizama druge grupe odlikovali su se naročito organizovanom DNA (velika količina histona). U neke od ovih organizama su pre oko 3 milijarde godina naselili pripadnici grupe preteče purpurnih eubakterija. To su bili praeukarioti. Neke od njih su osim običnih purpurnih eubakterija naselile i cijanobakterije (sposobne za fotosintezu). Endosimbiotska teorija zagovara nastanak eukariotskih organela - mitohondrija (,,obične" purpurne eubakterije) i plastida (cijanobakterije) - preko simbiotskog odnosa izmeĎu predak purpurnih eubakterija i predaka eukariota. Najbolja potvrda za ovu teoriju jesu osobine replikacionog i transkripcionog sistema mitohondrija i plastida - gotovo su identične sa prokariotskim (purpurne eubakterije). Tako nastala praeukariotska ćelija imal je napredne mehanizme replikacije i transkripcije, pakovan DNA, ali i napredne metaboličke procese koji su se odvijali u useljenim purpurnim bakterijama. Ipak, prošlo je najmanje milijardu godina od useljenja purpurnih bakterija u pretke eukariota do pojave prave eukariotske ćelije (organizovano jedro). Od grupe u koju su se pored ,,običnih" purpurnih bakterija uselile i cijanobakterije, nastale su biljke.
Evolucija ţivih organizama se nastavila, i posle nastanka eukariota moţe se preciznije rekonstruisati (fosilni ostaci). Mutacije na DNA uslovljavaju i promene u strukturi proteina. Selekcijom opstaju samo najbolje kombinacije nukleotida - isti evolutivni princip upravlja razvojem ţivota milijardama godina.
Osnove biljnog i životinjskog metabolizma U prirodi (ţivoj i neţivoj) stalno se dešavaju promene. Promene u ţivom svetu usmerene su ka njegovom odrţanju i napredovanju. Zelena jabuka je kisela. Za nekoliko nedelja jabuka sa istog stabla je slatka i crvena. Ako jabuke ne poberemo na vreme, postaju brašnjave (neukusne) i mirišljave. Kuvanjem moţemo da utvrdimo da su one i dalje slatke. Koje su se promene izdešavale u plodu jabuke? U zelenoj jabuci preovlaĎuje samo jedan pigment-hlorofil, koji uzrokuje zelenu boju. Kiselost nam govori da se u njoj nalaze neke kiseline (taninska). Zrela jabuka je crvena zbog prisustva (anto)cijanskih pigmenata. Slatka je jer sadrţi šećere. Otkuda šećeri u jabuci? U prezreloj jabuci su se pojavila mirišljave supstance (etri i estri). Nestale su kiseline, a šećer kao da je zarobljen. Proučavanjem prostih osobina jedne jabuke naišli smo na veliki broj pitanja. Sva ona nas navode da počenmo da otkrivamo kako zaista funkcioniše svaki ţivi organizam pa i jabuka. Za obavljanje ţivotnih procesa potrebna je energija. Ţivo biće je visoko ureĎen sistem. Bez energije spontani procesi u njemu vodili bi neureĎenosti (drugi zakon termodinamike).
Fotosinteza Sva ţiva bića, posredno ili neposredno dobijaju energiju iz ovog procesa. Fotosinteza je proces koji se odvija u zelenim biljkama. U prisustvu sunčeve svetlosti, hlorofila i enzima iz neorganskih supstanci (voda, CO2) sintetišu se monosaharidi. Zbirna reakcija fotosinteze je: nH2O + nCO2 ------> Cn(H2O)n + nO2 Proces je, meĎutim, znatno sloţeniji. U osnovi se deli na deo kome je potrebna sunčeva energija i na "mračni deo". Hlorofil upija veliki deo sunčevog spektra, a dodatne talasne duţine upijaju i karotenski pigmenti. Voda, usisana preko korena, se razbija, pod uticajem sunčeve energije, razbija na vodonik i kiseonik. Deo kiseonika se ispušta u vazduh. Drugi deo se opet veţe s vodonikom da bi se dobila energija potrebna za sintezu ATP (adenozin-trifosfata). ATP je univerzalna jedinica potencijalne energije u ţivim organizmima. On snabdeva i odvodi energiju hemijskih reakcija. Tada počinje deo fotosinteze za koji nije više potrebno svetlo ("mračni deo"). U njemu se vodonik i CO 2veţu za odgovarajuće molekule (primaoci), a zatim se u nizu enzimskih reakcija stvaraju prosti šećeri (monosaharidi). Šećeri su dalji nosioci energije. Putem fotosinteze ceo ţivi svet usvaja sunčevu energiju i koristi je za ţivot. Ovim moţemo objasniti zašto je jabuka postala slatka.
Respiracija Prilikom fotosinteze stvaraju se šećeri. Energija se iz šećera oslobaĎa u procesu respiracije (inverzan fotosintezi), koji je jedinstven za čitav ţivi svet: Cn(H2O)n + nO2 -------> nCO2 + nH2O Respiracija je, kao i fotosinteza sloţen enzimski proces. Stvara se toplotna i hemijska energija (koja se dalje koristi za druge ţivotne procese posredstvom ATP-a). U nekim delovima biljke (jezgro ploda) nema dovoljno kiseonika, pa se odvija bezkiseonična respiracija (alkoholno vrenje monosaharida). primer takvog oslobaĎanja energije je alkoholno vrenje glukoze: C6H12O6 -----------> 2C2H5OH + 2CO2 Proces se odvija uz učeće oko dvadeset enzima. Alkohol koji se dobija vrenjem se sjedinjuje se kiselinama i tvori estre (esterifikacija), od kojih potiče mirišljavost jabuke. Etri su, takoĎe, derivati alkohola. Monosaharidi polimerizuju (polimerizacija glukoze), nC6(H2O)6 ------> (C6H10O5)n + (n-1)H2O pri čemu nastaju polisaharidi. Jedan od njih je i celuloza, koja gradi ćelijske omotače starijih ćelija. Prezrela jabuka je brašnjava, jer tvrĎi celulozni omotači onemogućavaju oslobaĎanje slatkog ćelijskog soka.Kuvanjem se taj sok oslobaĎa. Polazeći od promena u plodu jedne jabuke uspeli smo da obajsnimo neke osnove najvaţnijih biljnih i ţivotinjskih hemijskih procesa. Za biljni i ţivotinjski metabolizam vaţni su još mnogi drugi sloţeni procesi u kojima kruţi energija. U njima se javlja mnoštvo vaţnih jedinjenja. Sve to čini biljni i ţivotinjski metabolizam veoma obimnom i vaţnom oblašću hemije.
Termodinamika metabolizma Bio sam potpuno zbunjen slušajući o termodinamici ţivih organizama. Da budem iskren tako nešto se i moglo očekivati od nekoga ko je mislio da je energetika bioloških sistema isto što i bioenergija. Termodinamika je ustvari čitava jedna naučna oblast. Naravno da sam svim silama pokušavao da je izbegnem, ali sam veoma brzo shvatio, da je nemoguće razumeti jedan fenomen kao što je ţivot, bez razumevanja njegove termodinamike. Pa da počnemo. Prelistavajući literaturu o energijskim promenama u biološkim sistemima, zapazio sam par pojmova, koji su mi se učinili veoma vaţnim:
energija toplota rad entalpija entropija slobodna energija
energija toplota i rad Najbolje je da bez obzira na dosadašnje iskustvo, pretpostavimo da nizašta od gore navedenog nimo čuli. Ali da se vratimo na ţiva bića i njihove očigledne karakteristike. Jedna od njih je manje-više konstantna telesna temperatura, a druga neprestano kretanje, što samih organizama u odnosu na okolinu, što čestica-molekula i jona unutar njihovih tela. A sada prizovimo u pomoć iskustvo. Konstantna temperatura je posledica toplote koju naša tela stvaraju, a kretanje je moguće zahvaljujući radu koji naša tela ili naši molekuli vrše. Znači toplota i rad su nam poznati po njihovim spoljašnjim manifestacijama koje zahvaljujući iskustvu lako prepoznajemo, ali zna li neko da objasni suštinu ova dva pojma na molekulskom nivou? Stvar je vrlo jednostavna. Svi molekuli se neprestano kreću, ali posmatrajući meĎjusobni odnos putanja, uočićemo dva načina kretanja molekula:
1. 2.
haotično kretanje organizovano kretanje Razlika je očigledna. Haotično kretanje molekula opaţamo kao toplotu, a organizovano kretanje kao rad. Kao i svako drugo telo koje se kreće, molekuli poseduju odreĎenu kinetičku energiju. U slučaju haotičnog kretanja, molekuli tu energiju predaju prilikom sudara sa zidom posude u kojoj se nalaze ili u meĎusobnim sudarima. Što je kinetička
energija molekula veća, a ona je veća što su molekuli brţi, povećava se i broj sudara-znači povećava se količina toplote u sudu. Organizovano kretanje molekula sa druge strane ima jednu značajnu razliku u odnosu na haotično. Energija kretanja je u ovom slučaju usmerena i moţe se iskoristiti za obavljanje nekog rada. Kinetička energija četiri molekula sa prethodne slike jednaka je zbiru pojedinačnih kinetičkih energija, ali sada ovi molekuli mogu da izvrše rad jer jer je kretanje usmereno. U slučaju sa slike molekuli bi mogli na primer da pokreću klip neke mašine ukoliko bi ukupna kinetička energija njihovog kretanja bila dovolja da izvrši potreban rad. Kod haotičnog (termalnog kretanja) ovo je nemoguće jer se energija "rasipa na sve strane". Ipak toplotu i rad ne bi trebalo shvatati kao dve nepovezane suprotnosti, naprotiv toplota se neprestano pretvara u rad i obrnuto, meĎutim vaţno je upamtiti da se toplota nikada ne moţe potpuno pretvoriti u rad, dok se sa druge strane rad moţe potpuno pretvoriti u toplotu. Prvi slučaj srećemo najočiglednije kod parne mašine, a drugi kod tela koje sa velike visine pada na zemlju, a čiji se rad nakon pada potpuno pretvara u zagrevanje samog tela i tla. Sada smo povezali energiju toplotu i rad. Ovo o čemu smo pričali je ustvari suština Prvog principa termodinamike. Energija se ne moţe niotkuda stvoriti već samo moţe prelaziti iz jednog oblika u drugi.
entropija Ako ste posle spominjanja Prvog principa termodinamike očekivali i Drugi, niste se prevarili. Drugi princip termodinamike upravo preti da Vas ponovo zbuni!!! Ali krenućemo od očiglednih činjenica. Na primer, pogledaćemo naše radne sobe i zamislićemo jedan eksperiment u kojem je naš zadatak da deset dana u svojim sobama ţivimo kao i obično, ali da uopste ne ulaţemo nikakav napor da stvari vraćamo na odgovarajuće mesto. Nakon deset dana u sobi će biti takav NERED da će ona verovatno biti potpuno neupotrebljiva. Reći ćete da je to svima dobro poznato i da ne vidite nikakvu vezu sa termodinamikom, ali prevarili ste se. Upravo ovaj primer nam pokazuje da je NERED prirodno-spontano stanje stvari u prirodi i da u svim sistemima spontano raste neureĎenost. Ukoliko pak ţelimo da uvedemo neki red, moramo u to uloţiti rad. Pa, zamislite samo koliko je rada potrebno da se ponovo sredi soba iz našeg prethodnog eksperimenta. U tome je suština Drugog principa termodinamike. U prirodi se spontano dešavaju samo oni procesi u kojima raste neureĎenost sistema. U termodinamici postoji i mera za neureĎenost i ona se zove ENTROPIJA. Pa dobro, kakve veze sad ta entropija ima sa ţivotom na zemlji? Ţivi organizmi su jedan visoko ureĎen sistem, ili jezikom termodinamike- sistem u kojem treba entropiju odrţavati na niskom nivou. Ako sad paţljivije pogledamo jedan ţivi organizam, primetićemo da tu postoji odreĎeni raspored: organa, tkiva, ćelija, ćelijskih komponenata. Da bi ţivot funkcionisao, nuţno je da svaki činilac bude na svom mestu. MeĎutim prema Drugom principu termodinamike, ovakvu ureĎenost je potrebno odrţavati dovoĎenjem energije iz okoline.
engalpija Odavno smo zaključili, da se iza svih ţivotnih procesa kriju molekuli i hemijske reakcije. Pošto u svetu hemijskih reakcija postoje izvesna pravila, moţemo slobodno da pretpostavima da ista pravila vaţe i za hemijske reakcije, koje se dešavaju u okviru ţivotnih procesa, pa i metabolizma. A pravila o hemijskim reakcijama kaţu da postoje hemijske reakcije koje su praćene oslobaĎanjem toplote (setimo se reakcije izmeĎu jake kiseline i jake baze), i reakcije kojima je da bi se uopšte desile potrebno dovesti toplotu. Znači jedna hemijska reakcija moţe biti praćena: 1. 2.
OslobaĎanjem toplote u okolinu Vezivanjem toplote iz okoline Setimo se, hemijske reakcije prema toplotnom efektu mogu biti:
egzotermne endotermne Vrednost toplote koja se emituje ili apsorbuje iz okoline naziva se entalpija i pokazuje nam da li je reakcija moguća bez dovoĎenja energije sa strane. Negativna vrednost entalpije je karakteristična za spontane reakcije, a pozitivna za reakcije kojima je potrebno dovesti energiju da bi se odigrale. Najveći broj reakcija sinteze u kojime se u metabolizmu izgraĎuju ćelije ima pozitivnu vrednost entalpije, pa im je potrebno dovesti energiju iz okoline.
zašto se ustvari hranimo? Kao što malopre već rekosmo, potrebna nam je energija. I to zbog nekoliko razloga:
Da bi hemijske reakcije u kojima izgraĎujemo svoja tela, mogle da se dese Da bi se u našim telima odrţao red neophodan za pravilno funkcionisanje metabolizma Obe ove potrebe, kao i potrebu za malim molekulima-gradivnim jedinicama, podmirujemo razgraĎujući velike molekule: šećera, masti ili proteina koje unosimo hranom. Ovaj proces razgradnje se zove katabolizam i on obezbeĎuje dovoljno energije i malih molekula potrebnih za sintezu supstanci od kojih su izgraĎene ćelije ţivih
organizama. Tokom odvijanja kataboličkih i anaboličkih reakcija u toku metabolizma, dolazi do pretvaranja hemijske energije supstanci koje unosimo hranom u različite oblike energije potrebne za odrţavanje ţivota: Energiju potrebnu za odvijanje drugih metaboličkih reakcija Prenos različitih molekula na odreĎena mesta u organizmu Toplotu za odrţavanje telesne temperature Mehanički rad mišića Znači Prvi prindip termodinamike koji kaţe da se energija ne moţe niotkuda stvoriti, već samo moţe prelaziti iz jednog oblika u drugi i ovde vaţi. Ako Vam dosad i nije bilo jasno zašto moramo da jedemo, sada Vam je valjda jasno da je to zbog ... Prvog principa termodinamike;) MeĎutim nije hemijska energija jedina koja moţe biti iskorišćena za odrţavanje ţivota, biljke u istu svrhu koriste svetlosnu energiju sunca da bi za sebe obezbedile dovoljno energije. Ova razlika sluzi i za jednu klasifikaciju ţivog sveta prema načinu uzimanja hrane, pa na osnovu toga postoje:
1. 2.
hemotrofni organizmi - koji koriste hemijsku energiju supstanci kojima se hrane fototrofni organizmi - koji koriste sunčevu energiju za obezbeĎivanje energije u procesu koji se zove fotosinteza
Biološki značaj elemenata I grupe periodnog sistema elemenata Vodonik Najznačajnije vodonikovo jedninjenje je voda, koja je ujedno i najzastupljenije jedinjenje u prirodi. Njena uloga u organizmu je višestruka. Učestvuje u sastavu krvne plazme i na taj način omogućava cirkulaciju krvi. Omogućava izbacivanje štetnih materija u vidu mokraće i znoja. Odrţava temperaturu tela znojenjem, u vodi se odigravaju sve hemijske reakcije organizma itd.
Litijum Njegov ukupan sadrzaj u našem telu je 0,004 po kg telesne mase. Nalazi se u krvi, tkivima i organima coveka. Posebnu ulogu litijum ima u srčanom mišiću gde se u fazi skraćivanja miokarda u ćelijama mišića nakupljaju joni litijuma. Koristi se u famaceutskoj industriji kao litijum karbonat Li 2CO3 u lečenju bipolarnog poremećaja i depresije.
Natrijum
Natrijum je jedan od glavnih katjona u organizmu. Učestvuje u metabolizmu vode, reguliše kiselo baznu ravnoteţu kao pufer, učestvuje u kontakciji mišića, omogućava prenošenje ugljen – dioksida do pluća gde se oslobaĎa. Natrijum se iz organizma gubi znojenjem i mokrenjem, pa se često usled velikih napora oseti potreba za nečim slanim, što ukazuje da postoji deficit natrijuma u ishrani. Dnevna potreba za natrijumom iznosi 2-6g. Nalazi se u većini namirnica.
Kalijum Kalijum je najzastupljeniji unutarćelijski katjon, učestvuje u odrţavanju kiselo – bazne ravnoteţe kao pufer, deluje kao kofaktor i omogućava prenošenje fosfatne grupe ATP –a na pirogroţĎanu kiselinu, učestvuje u sprovoĎenju nervnog impulsa, dejstvu enzima, funkciji celijke membrane. Veliku ulogu ima u radu miokarda. Dnevna potreba za kalijum iznosi 2-4 g, a moze se naći u većini povrća, voća, u mesu itd.
Rubidijum Rubidijumov izotop Rb 87 koristi se pri lečenju raka.
Cezijum Cezijum ima stimulativan uticaj na hormone nadbubrezne zlezde i gonada.
Francijum U medicini se upotrebljava pri dijagnostici ranih stadijuma malignih oboljenja.
Odredjivanje N-terminalnog kraja proteina Za odreĎivanje N-terminalnog kraja polipeptida, odnosno za odreĎivanje aminokiseline na strani NH2 kraja proteina ili poplipeptida često se koristi 2,4-dinitrofluorbenzen. Ovo jedinjenje ima na svom aromatičnom prstenu atom fluora, koji se u reakcijama nukleofilne supstitucije ponaša kao odlazeća grupa, dok sa druge strane amino grupa iz polipeptida predstavlja dobar nukleofil. Ove dve činjenice predstavljaju potrebne uslove da se desi reakcija nukleofilne supstitucije u kojoj atom azota iz polipeptida menja atom fluora na sp3 hibridizovanom atomu ugljenika. Ova reakcija predstavlja i prvu od dve faze metoda za odreĎivanje N-terminalne aminokiseline.
U drugoj fazi, u kiseloj sredini se hidrolizuje polipeptidni lanac do aminokiselina iz kojih je sastavljen. N-terminalna aminokiselina koju odreĎujemo se sada nalazi vezana na aromatični prsten i nekom od pogodnih metoda (hromatografski, spektroskopski...)se vrši njena karakterizacija-odreĎuje se koja je kiselina u pitanju.
Nukleofilna supstitucija iz prve faze reakcije ne bi bila moguća da nije dve nitro grupe u molekulu 2,4dinitrofluorbenzena. Naime sam benzenov prsten nije dobar supstrat za reakcije nukleofilne supstitucije jer su njegovi supstituenti (u ovom slučaju fluor) koji su inače dobre odlazeće grupe, čvrsto vezani za sp2 hibridizovani atom ugljenika iz benzenovog prstena i odgovarajući ugljenikov atom je nedovoljno elektropozitivan za nukleofilnu supstituciju. Elektronprivlačne grupe kao što je nitro grupa, privlačeći elektone iz prstena čine C-atom koji spominjemo elektropozitivnijim i podloţnijim nukleofilnoj supstituciji.
Proteolitički enzimi
Spadaju u grupu hidrolitičkih enzima, jer katalizuju hidrolizu peptidne veze u proteinu ili peptidu. Ova grupa ima značajnu ulogu u procesima digestije. Proteoliticke enzime sadrze i neke ćelijske organele (lizozomi).
Kombinovanjem ovih enzima dolazi do potpune hirolize proteina do slobodnih aminokiselina, koje putem cirkulacije dospevaju u ćelije i sluţe za sintezu specifičnih intracelularnih proteina sisara, jer ćelije sisara nisu u stanju da sintetišu sve neophodne aminokiseline.
Prema mestu delovanja u proteinu, proteolitički enzimi se dele na peptidaze (egzopeptidaze) i proteinaze (endopeptidaze).
Peptidaze Ispoljavaju aktivnost na krajevima molekula proteina, pri tom hidrolizujući peptidnu vezu terminalnih aminokiselina, pri čemu se kao proizvod dobijaju isključivo slobodne aminokiseline. Hidroliza terminalnih aminokiselina se vrši sekvencijalo, tj hidrolizuje se aminokiselina po aminokiselina iz polipeptida. Peptidaze se u odnosu na mesto delovanja dele na aminopetdaze i karboksipeptidaze. Aminopeptidaze su enzimi koji zahtevaju prisustvo slobodne amino grupe na NH2 kraju polipeptidnog lanca i obiično deluju na proteine i peptide. Tako je u ţivotinjskim tkivima pronadjen enzim aminopeptidaza koja specifično hidrolizuje tripeptide kao što su L-alanil-glicil-glicin, dajući kao produkt L-alanin i L-glicil-glicin.
Karboksipetidaze za hidrolitičko delovanje zahtevju prisustvo slobodne karboksilne grupe na COOH-kraju polipetida i hidrolizuje poslednju peptidnu vezu u polipeptidu. Kao produkt potpune reakcije dobijaju se slobodne aminokiseline. Postoje dve vrste karboksipeptidaze: Karbokspeptidaza A za čiju aktivnost je potrebno prisustvo jona cinka (Zn2+), koji je sastavni deo aktivnog centra enzima, a neophodan je za katalizu hidrolize peptidne veze. Ovaj enzim hidrolizuje peptidnu vezu na COOH-kraju polipeptida, bez obzira na vrstu terminalne aminokiseline, mada je najaktivniji ukoliko je u pitanju aromatična aminokiselina (Phe, Tyr, Trp). Karboksipeptidaza B je specifična za peptidne veze, koje na COOH-kraju polipetida formiraju arginin(Arg), lizin (Lys) ili histidin (Hys).
Proteinaze
Glavni proteolitički enzim ţeluca je pepsin, koji se sintetiše u mukoznim ćelijama u inaktivnoj formi, u proenzimu označenom kao pepsinogen. Stabilan je u neutralnoj pH, ali se brzo prevodi u pepsin u kiseloj sredini stomačnog soka. (Optimalan pH za delovanje pepsina je 2) Sam pepsin moze aktivirati pepsinogen procesom autokatalize koji podrazumeva oslobadjanje polipeptida od 44 aminokiseline sa NH2-kraja pepsinogena. Ovaj polipeptid deluje kao inhibitor pepsina. Pepsin hidrolizuje peptidnu vezu izmedju amino grupa aromatičnih aminokiselina, najčešće je to tirozin, i karboksilna grupa susedne aminokiseline. Osim ove, hirolizuje i vezu izmedju amino grupe glutaminske kiseline i karboksilne grupe leucina. Produkti reakcije su oligopeptidi različitih duţina. Prelaskom delimično degradiranih proteina iz ţeluca u duodenum dolazi do hidrolize tripsinom i himotripsinom. Tripsin, enzim koji se sintetiše u pankreasu, u vidu neaktivne forme tripsinogena, i kao takav izlučuje su u duodenum, zajedno sa alkalnim sokom pankreasa, kako bi se neutralisala kisela sredina i akivirao tripsin za čiju je optimalnu aktivnost potrebna pH 8. Tripsinogen se u tripsin akivira autokatalitički, delovanjem samog tripsina, takodje, intestinalni enzim enterokinaza moţe specifičo aktivirati tripsinogen i pevesti ga u tripsin. Tripsinogen je izgradjen od jednog polipeptidnog lanca i proces aktivacije obuhvata hidrolizu jedne peptidne veze, pri čemu se obavlja jedan heksapeptid (Val-/Asp/4-Lys) sa NH2-kraja tripsinogena. Tripsin hidrolizuje peptidnu vezu izmedju karboksilen grupe baznih aminokiselina (Lys, Arg, His) i aminogrupe susedne aminokiseline. Himotripsin se sintetiše u pankrasu u inaktivnoj formi, himotripsinogena, koji podrazumeva polipeptidni lanac od 245 aminokiselina, i potpuno je katalitički neaktivan. Aktivacija himotripsinogena je nešto sloţenija od aktivacije pepsinogena i tripsinogena. Himotripsinogen se aktivira u potpuno aktivni enzim π-himotripsin, kad tripsin hidrolizuje peptidnu vezu izmedju arginina na 15-om i izoleucina na 16-om mestu u polipeptidu. Nastajanje αhimotripsina, aktivne, stabilne forme himotripsina je vezano za isecanje dva dipeptida. Prvi je Ser-Arg(14-o i 15-o mesto), a drugi Thr-Asp (147-o i 148-o mesto) u polipeptidnom lancu π-himotripsina. Zahvaljujući disulfidnim vezama (kovalentnim vezama izmedju atoma sumpora dva cisteina), kojih ima pet u molekulu, tri novonastala polipeptida
ostaju medjusobno vezana. Ova aktivacija dovodi do promene konformacije himotripsinogena, pri cemu dolazi do formiranja aktivnog centra himotripsina, koji cine Hys, Ser, i Asp. Himotripsim hidrolizuje proteine na mestu peptidne veze u kojoj ucestvuju karboksilna grupa aromaticnih kiselina, pre svega fenilalanina i tirozina, i amino grupa susedne aminokiseline. Najveću aktivnost ispoljava u hidrolizi peptidne veze koju formiraju karboksilna grupa tirozina i amino grupe glicina. Neaktivni oblici enzima su proenzimi. Ukoliko bi se enzimi sintetisali u aktivnoj formi, došlo bi do hidrolize proteina u ćelijama koje ih sintetišu (ćeije pankreasa i mukozne ćelije ţeluca). Baš zbog toga se sintetišu proenzimi koji se aktiviraju posle ekskrecije. Pankreas je, na primer, višestruko zaštićen od delovanja tripsina i himotripsina koje sintetiše. Prvo, oba enzime se sintetišu u neaktivnoj formi u acinarnim ćelijama egzokrinog pankreasa. Pored toga, oni se pakuju u specijalne granule, koje su obavijene membranom koja predstavlja barijeru izmedju sadrzaja ćelije i proenzima. Naime, oboljenje, akutni pankreatitis, se karakteriše narušavanjem zaštitnih mehanizama pakreasa, što dovodi do prerane aktivacije proteolitičkih enzima tj njihove aktivacije još u pankreasu, tako da dolazi do proteolize pakreasa.
Fizička hemija Hemijska kinetika jednostavnijih sistema U sledećem tekstu će se razmatrati šta je to što utiče na obrazac za brzinu hemijske reakcije, koje zakonitosti postoje kod reakcija odreĎenih redova i koji efekat ima temperatura na konstantu hemijske reakcije i kako se on kvantifikuje. Brzinsko-determinantni korak Proučavanjem raznih hemijskih sistema utvrĎeno je da eksponenti a i b u obrascu:
za reakciju:
ne moraju biti nuţno jednaki sa, redom, x i y (tj. koeficijentima izjednačenja). Ovo je uzrokovano mehanizmom odigravanja reakcije. Pretopstavimo da imamo sledeću jednačinu:
koja se odigrava u dva koraka koja moţemo predstaviti kao: – spor – brz Moţe se uvideti da je količina prisutnog C u ma kom momentu limitira brzinu ukupne reakcije, jer ma koliko drugi korak bio brz, ne moţe se odigrati bez prisustva C. Stoga, spori korak je onaj koji utiče na izgled formulacije zakona o dejstvu masa. Zato se još i naziva brzinsko-determinantni korak. Zakon o dejstvu masa za ovu reakciju glasiće:
Iz ovoga se vidi da koeficijenti izjednačenja su ujedno i eksponenti koncentracija ako i samo ako se reakcija odigrava u jednom koraku.
Napomena: Reakcija 2A + B je drugog reda u odnosu na A, prvog reda u odnosu na B, ali trećeg reda sve ukupno. Ukoliko se ne kaţe suprotno, misli se na sve ukupno. Reakcija prvog reda Reakcija prvog reda moţe se predstaviti kao:
koja se pritom pridrţava zakona:
tj.
Integraljenjem ove jednačine od vrednosti t=0 do t odnosno od početne koncentracije [A] 0 do [A] nakon vremena t dobijamo:
tj.
ili prevoĎenjem na dekadni logaritam:
Linearna funkcija toka reakcije prvog reda moţe se dobiti preko jednačine sa prirodnim logaritmom:
jer je onda:
(s obzirom da je [A]0 konstanta)
Apscisa ovog grafika je t a ordinata ln [A]. Reakcija drugog reda Reakcija drugog reda moţe da izgleda kao:
(ali kao što smo videli pre, to nije nuţno). Bitno je samo da ima zakon:
tj.
Ako se jednačina integrališe izmeĎu [A]0 pri vremenu t = 0 i [A] pri vremenu t, dobijamo:
ili:
Pravu na grafiku predstavljaće funkcija:
gde je apscisa t a ordinata 1/[A]. Reakcija nultog reda Reakcije nultog reda predstavljaju sisteme unutar kojih se reakcije ne odvijaju brţe povećanjem koncentracije reaktanta. Primer: Reakcija razlaganja hipohlorita u prisustvu katalizatora (kobalt-oksida):
-
Reakcija se odigrava na aktivnim delovima površine čvrstih čestica (kobalt-oksida). To se dešava jer OCl biva adsorbovan u katalizator, a površina biva prekrivena (ili bar aktivne površine). Na taj način, ukupna koncentracija OCl nije bitna jer on prekriva celu površinu katalizatora. U ovom slučaju, bitna je samo površina katalizatora. Za reakciju u kojoj reaktant nestaje u reakciji nultog reda vaţi:
tj.
Integraljenjem izmeĎu standardnih granica:
dobijamo:
Grafik zavisnosti [A] od vremena daje pravu liniju jer je:
Reakcija n-tog reda Reakcija sa jednim reaktantom koja je n-tog reda predstavlja:
Ako reakcija nije prvog reda, integraljenje ove jednačine daje nam:
Arenijusova jednačina Poznato je da reakcija teče brţe na povišenoj temperaturi. Svante Avgust Arenijus predloţio je da brzine reakcija variraju sa temperaturom na sledeći način:
gde je A faktor frekvencije (ili preeksponentni faktor), R univerzalna gasna konstanta, E a energija aktivacije a T temperatura u K. Ova jednačina se naziva Arenijusova jednačina. Logaritmovanjem obe strane dobijamo:
što je na grafiku zavisnosti ln k od 1/T prava. Odnos dve konstante reakcije na dve različite temperature moţe se izraziti kao:
Oduzimanjem ove dve jednačine dobijamo:
ili:
Osnovi hemijske termodinamike
Prilikom odvijanja hemijskih reakcija dolazi do promena energije, njenog pretvaranja iz jednog oblika u drugi. Oblast fizičke hemije koja se bavi energetskim promenama prilikom hemijskih reakcija naziva setermohemija (hemijska termodinamika). Energetske promene dešavaju se unutar sistema. Energija, rad, toplota i temperatura su vaţni pojmovi termohemije. Stanje sistemase opisuje agregatnim stanjem (s, l, g, aq), kao i temperaturom, pritiskom zapreminom i hemijskim sastavom. Unutrašnja energija (U) je zbir energija svih čestica sistema. Moguće je meriti samo promenu unutrašnje energije (∆U). Promene unutrašnje energije: +-w, nad sistemom se vrši ili sistem odaje rad (primer-rad protiv pritiska pri širenju gasova); +-q, sistem odaje ili prima toplotu. Pri širenju gasova vrši se rad protiv pritiska, W=∆V*P.
"Energija se ne moţe ni stvoriti ni uništiti, već samo moţe prelaziti iz jednog oblika u drugi". To je prvi zakon termodinamike. Iz toga proizilazi da je promena unutrašnje energije jednaka algebarskom zbiru rada i toplote. Entalpija je energija koju izmenjuju sistem i okolina pri stalnom pritisku. Moţe se meriti samo promena entalpije: ∆H=∆U + P∆V Kod egzotermih reakcija ∆H<0, a kod endotermih ∆H>0. Promena entalpije hemijskih reakcija jeste ∆Hr. 2H2(g) + O2(g) ------> 2H2O ∆Hr=-286 kJ/mol Inverzni procesi imaju istu vrednost entalpije ali suprotnog znaka. "Ukupna promena entalpije reakcije je stalna, ako i poĎemo od drugih reaktanata, ali uz dobijanje istog proizvoda u istom agregatnom stanju." To je Hesov zakon. Govori nam o tome da nije bitno na koji ćemo način neko jedinjenje o dobiti, tj. da postoji stalna entalpija stvaranjanekog jedinjenja (∆Hf ). Entalpija stvaranja se odnosi na stvaranje jednog mola neke supstance. Standardna entalpija stvaranja najstabilnije altropske modifikacije elementa je 0. Promena entalpije reakcije je jednaka razlici zbira stndradnih entalpija produkata i standardnih entalpija reaktanata. 0
0
∆Hr=Σp∆Hf (produkti) -ΣrΔHf (reaktanti) "Spontani su samo procesi koji vode većoj neureĎenosti sistema." Ovo je drugi zakon termodinamike. Veličina kojom se karakteriše neureĎenost sistema je entropija (S). "Entropija je direktno proporcionalna termodinamičkoj verovatnoći stanja sistema." S=R InW Spontani procesi se odigravaju uz rasipanje energije ili mase. ΔS=Skraj-Spoč Ukoliko je ΔS>0, proces je spontan, a za ΔS<0, proces nije spontan. Ravnoteţa je u slučaju ΔS=0.
Gibsova slobodna energija je maksimalna količina energije koja se moţe pretvoriti u rad. ΔG=ΔH-TΔS
Za ΔG<0, proces je spontan; za ΔG>0, proces nije spontan; za ΔG=0, sistem je uravnoteţen.
Hemijska kinetika Brzina hemijske reakcije se definiše kao promena koncentracije reaktanata/proizvoda reakcije u toku vremena. 3
Jedinica za brzinu reakcije je prema tome mol/dm s. Za opštu hemijsku reakciju, nA + mB ----> kC brzina reakcije se moţe pisati kao: v= 1/n* d[A]/dt= 1/m*d[B]/dt... Da bi došlo do reakcije potrebno je da se čestice sudare, da se sudare dovoljnom energijom (brzinom,energija aktivacije-minimalna energioja potrebna za početak odvijanja reakcije) i da imaju pogodnu orjentaciju. Takav sudar zove se uspešan sudar. Brzina reakcije je broj uspešnih sudara u jedinici vremena.
Na brzinu reakcije utiču koncentracija reaktanata, temperatura, katalizatori i dodirna površina reaktanata.
Sa porastom temperature brzina reakcije raste eksponencijalno. Temperaturni koeficijent brzine reakcijeje odnos o konstante brzine na temperaturi t+10 C i na temperaturi t. γ=kt+10C/kt Povećavanjem ili smanjivanjem dodirne površine reaktanata reakcija se ubrzava ili usporava.
1. 2. 3. 4.
Katalizatori su supstance koje smanjuju energiju aktivacije reakcije. Mehanizam delovanja katalizatora (kataliza) je takav da se on prvo veţe za jednan od reaktanata, praveći prelazni kompleks koji omogućava sjedinjavanje reaktanata uz manju količinu energije. Katalizatori iz reakcije izlaze nepromenjeni. Nebiološki katalizatori su obično: voda, oksidi metala (V2O5, Fe2O3...), prelazni metali (Fe, Pt, Au...), + H i OH joni... Reaktanti i katalizatori mogu biti u istom (homogena kataliza) ili u različitom agregatnom stanju (heterogena kataliza). Zakon o dejstvu masa."Brzina hemijske reakcije srazmerna je koncentraciji reaktanata pri stalnoj temperaturi. Zakon o dejstvu masa vaţi samo za reaktante u rastvoru ili u gasovitom stanju, jer tad moţemo govoriti o koncentraciji." Za reakciju: pišemo:
2H2 + O2 ------> 2 H2O 2
v=k*[H2] *[O2], gde je k konstanta brzine reakcije. Pri jediničnim koncentracijama v=k. S vremenom se koncentracija reaktanata smanjuje pa brzina reakcije opada.
Hemijska ravnoteža Hemijske reakcije koje teku do kraja su nepovratne. Neke reakcije ne teku do kraja i one su povratne (reverzibilne) Kod povratnih reakcija se pretvaranje reaktanata u proizvode dešava uporedno sa razaranjem prizvoda u rektante. H2 + I2 -------> 2HI 2HI-------> H2 + I2 Hemijska ravnoteţa je stanje gde je brzina reakcije u pravcu stvaranja proizvoda jednaka brzini reverzibilne reakcije. U stanju ravnoteţe masa i koncentracija reaktanata i produkata se ne menja, iako reakcija još uvek teče.
Za stanje ravnoteţe:
H2 + I2 2HI v1= k1 [H2][I2] 2 v2= k2 [HI]
v1=v2 2 k1 [H2][I2] = k2 [HI] K= [HI]/[H2][I2] Sistem dolazi u isto stanje ravnoteţe bez obzira da li polazimo od reaktanata ili produkata. Konstanta ravnoteže(Kc) je količnik proizvoda reakcionih proizvoda i proizvoda reaktanata i zavisi samo od temperature.
nA + mB -----> sC + pD n
m
s
p
Kc=[A] * [B] / [C] * [D] Ukoliko je Kc veće od 1 produti reakcije su u višku, a ukoliko je manje reaktanti su u višku.
La Šatlijeov princip. "Ako se nekom od spoljnih činilaca koji utiču na ravnoteţu promeni vrednost (T, P, koncentracija reaktanata) sistem uspostavja novo stanje ravnoteţe tako da se odupre promeni." Na slici je prikazan uticaj promene koncentracije reaktanata na ravnoteţu.
Povišenjem temperature, ravnoteţa se pomera u pravcu endoterme, a smanjenjem u pravcu egzoterme reakcije. Promena pritiska ima uticaj samo na gasne reakcije kod kojih je broj molova sa leve i desne strane različit, odnosno kod kojih se zapremina posle reakcije smanjuje ili povećava. Povećanje pritiska pomera ravnoteţu u pravcu manje, a njegovo smanjenje u pravcu veće zapremine sistema.
Magnetne osobine elemenata
U svakodnevnom ţivotu pod pojmom magnetizam mislimo na osobinu gvoţĎa da ga "privlače" odreĎene supstance. To je samo jedan od oblika magnetizma, najbolje poznat. Mnogi drugi elementi imaju magnetne osobine. Neki od njih imaju osobine slične gvoţĎu (na slici malo poznat gadolinijum), a kod nekih se javljaju drugi oblici magnetizma.
Feromagnetizam Nama najbolje poznat oblik magnetizma, no i dalje predstavlja svojevrstan fenomen. Dobio je ime po gvoţĎu, koje kao vrlo vaţan metal pokazuje ovu zanimljivu osobinu. S obzirom na veliku primenu gvoţĎa, feromagnetizam je takoĎe veoma vaţan. Termin feromagnetizam je korišten za sve supstance koje spontano stvaraju magnetno polje. Iako je ta definicija i danas u upotrebi, pronbaĎeni su materijali sa više od jednog magnetičnog jona. Zbog toga seferomagnetnim materijalima smatraju materijali kod kojih svaki magnetični jon daje pozitivan "doprinos" magnetičnosti materijala. Ukoliko snaki joni ipak daju i "negatigvan" doprinos, u pitanju je ferimagnetizam, a ako su magnetični joni komplementarni tako da im je zbir momenata nula, reč je o antiferomagnetizmu. Feromagnetni i antiferomagnetni matrerijali opstaju samo ispod Kirijeve tačke, a antiferomagnetni ispod Nilove tačke. Feromagnetne osobine pokazuju elementi Fe, Co, Ni, Nd, Gd, Tb i Dy (Dy ispod tačke ključanja azota).
Ferimagnetizam Ferimagnetni materijali su oni kod kojih je magnetni momenat atoma u rešetki suprotan. To se često dešava 2+ 3+ kad supstance sadrže različite jone (npr. Fe i Fe ). Ferimagnetni materijali iskazuju spontane magnetne osobine ispod određene temperature (koja se naziva i Kirijeva temperatura), a iznad te temperature su
paramagnetični. Najstarija poznata ferimagnetna supstanca, magnetit je pre ovih otkrića bila klasifikovana kao feromagnet. Ferimagnetne osobine ne pokazuje nijedan element u slobodnom stanju (to i nije moguće, jer su potrebni joni različitih magnetnih momenata).
Antiferomagnetizam U antiferomagnetnim supstancama spinovi elektrona u rešetci su suprotni što rezultuje meĎusobnim poništavanjem magnetnih osobina. Različiti magnetični joni imaju elektrone suprotnih spinova ali istih vrednosti, pa se megnetno dejstvo meĎusobno poništava. Antiferomagnetni materijali postoje samo ispod Nilove temperature, a iznad te temperature postaju paramagnetični. Antiferomagnetne osobine pokazuju elementi Cr i Sm.
Paramagnetizam Paramagnetizam je oblik magnetizma koji se javlja samo u prisustvu spoljnjeg magnetnog polja. Paramagnetični materijali su privučeni dejstvom magnetnog polja, ali za razliku od feromagnetičnih magnetne osobine pokazuju isključivo u prisustvu spoljnjeg magnetnog polja. Paramagnetne osobine pokazuju O, Na, Mg, Al, Ca, Sr, Pt i U.
Dijamagnetizam Dijamagnetizam je takoĎe oblik magnetizma koji postoji isključivo pri delovanju nekog spoljnjeg magnetnog polja. Pri delovanju magnetnog polja stvara se sila (F = qvB) koja pomera elektone i rezultira ubrzavanjem ili usporavanjem kretanja elektrona po orbitali. To rezultira promenom magnetnog momenta orbitale koji se suprotstavlja magnetnom momentu spoljnjeg magnetnog polja. Svi materijali pokazuju dijamagnetičnost u prisustvu spoljnjeg magnetnog polja, ali je ona u poreĎenju sa npr. feromagnetičnošću sasvim zanemarljiva. Stoga se dijamagnetima nazivaju samo supstance kod kojih je to preovlaĎujući oblik magnetizma. Voda je dijamagnetična supstanca. Dijamagneti su elementi Be, C, Cu, Zn, Ag, Au, Hg, Pb i Bi. Ostali elementi Ostali elementi PSE ne pokazuju magnetne osobine ili im one nisu ispitane.
Radioaktivnost
Ruda na ovoj slici ne izgleda zanimljivo. Ako kaţem da je to ruda urana, mnogo toga se menja. U njoj se odvijaju nezaustavljivi i vaţni prirodni procesi. U njoj se jedan element pretvara u drugi prirodnim putem.
Najteţi elementi su nestabilni, jer su im jezgra glomazna i sadrţe mnogo protona koji se meĎusobno odbijaju. Zbog toga, jezgra teţe da preĎu u stabilnija jezgra. Kod nekih izotopa uz odreĎene uslove, jezgra se u potpunosti cepaju na nekoliko stabilnih jezgara i tada je reč u fisiji. Mnogo zanimljivija jeradioaktivnost, emitovanje različitih čestica. Jedan izotop ponaša se na tačno odrĎen način, tako da je moguće uspostavljanje dugih nizova raspadanja. TakoĎe, vreme za koje se raspadne polovina atoma (vreme poluraspada) je tačno odreĎeno za konkretni izotop. I neki izotopi lakših elemenata (sa mnogo neutrona) podlaţu radioaktivnom raspadu. TakoĎe, veštački izotopi su radioaktivni.
Vrste radioaktivnog zračenja Alfa zračenje (α) je oblik zračenja koji pomaţe teškim izotopima da se stabilizuju. Iz jezgra se izbacuju dva protona i dva neutrona koji predstavljaju jezgro helijuma i nazivaju se alfa česice. Alfa čestice su pozitivno naelektrisane. Primer ovakvog raspada je radioaktivni raspad uranijuma 238. Alfa zraci imaju malo energije. 238 234 -> 90Th + α 92U
-
Beta zračenje (β) postoji u dva oblika. β čestice izbacuju mnogi prirodni izotopi. To su elektroni koji nastaju raspadom neutrona u jezgru. Uz elektron se izbacuje i jedna antineutrino čestica ( koja se obično ne piše jer ima zanemarljivo masu i nema naelektrisanje). U jezgru ostaje proton. Moguće je i dvostruko β zračenje. Beta zračenje ima veću energiju od alfa zračenja, ali manju od gama zračenja. 0 + n -> e + p + β čestice emituju veštački izotopi lakših elemenata. Kod ovog zračenja proton se raspada na neutron koji ostaje u jezgru i pozitron (antielektron) koji se emituje. Emituje se i jedna neutrino čestica. + 0 + p -> n + e Gama zračenje (γ) je elektromagnetno zračenje (fotoni) veoma visoke energije. Emituje ga nekoliko izotopa meĎu kojima je i Tc-99 koji se najčešće koristi za proizvodnju γ zraka. Zarobljavanje elektrona je oblik radioaktivnog raspada mnogih jezgara sa previše protona, ali sa nedovoljnom energijom za njihovo raspadanje i izbacivanje pozitrona. Tada jezgro zahvata elektron koji na taj način smanjuje energiju emitujući x-zrake (fotoni). Elektron "reaguje" sa protonom i nastaje neutron (ostaje u jezgru) i emituje se jedna neutrino čestica. Ako se zarobe dva elektrona reč je o dvostrukom zarobljavanju elektrona. 26 26 + e -> 12Mg 13Al
Prirodna transmutacija elemenata
U prirodi se neprestano dešavaju radioaktivni procesi. Oni su najčešće vezani za raspadanje teških elemenata. Tako su utvrĎena i četiri niza raspadanja - počinju uranom, torijumom, aktinijumom i neptunijumom a završavaju se izotopima Pb-206, Pb-208, Pb-207 i Bi-209. Najpoznatiji od njih je proces raspada U-238. 238 234 234 234 230 226 222 218 214 -> 90Th + α -> 91Pa + β -> 92U + β -> 90Th + α -> 88Ra + α -> 86Rn + α ->84Po + α -> 82Pb + 92U 214 214 210 210 210 206 α -> 83Bi + β -> 84Po + β -> 82Pb + α -> 83Bi + β -> 84Po + β ->82Pb + α
