hemija 8 razred sazeto

1

8.1. Nemetali, oksidi nemetala i kiseline 8.1.1 Fizička svojstva nemetala Nemetali su hemijski elementi koji se u tablici periodnog sistema elemenata nalaze sa desne strane, izuzev vodonika koji se nalazi u gornjem levom uglu.

Na sobnoj temperaturi mogu biti u sva tri agregatna stanja:   

gasovitom - vodonik, kiseonik, hlor, azot, fluor tečnom – brom ( brom je jedini tečni nematal) čvrstom - ugljenik, fosfor, sumpor, jod

Nemetali se mogu razlikovati po boji npr. sumpor je žute boje, jod je ljubičast, kiseonik bezbojan, fosfor može biti beo ili crven.Pojedini nemetali (hlor i brom) imaju oštar, neprijatan miris i ne smeju se udisati jer su štetni po zdravlje ljudi. Nemetali se različito ponašaju prilikom zagrevanja. Jod sublimuje tj. prelazi direktno iz čvrstog u gasovito agregatno stanje. Beli fosfor se spontano pali na vazduhu: P4 + 5O2 → 2P2O5 Crveni fosfor se pali prilikom zagrevanja. Nastaje bela gusta magla, fosfor(V)-oksid. 4P + 5O2 → 2P2O5 Zajedničko svojstvo nemetala je da ne provode elektricitet, izuzev oblika ugljenika, grafita, koji je dobar provodnik elektriciteta. Nemetali su slabo rastvorni u vodi. Osnovno svojstvo nemetala je da grade kiseline

2

8.1.2. Vodonik Vodonik je najlakši hemijski element. Redni broj mu je 1, kao i maseni broj. Jezgro atoma vodonika sadrži jedan proton, a u elektronskom omotaču se nalazi jedan elektron. Vodonik je jedini element koji nema neutrone. Atoma izgleda ovako:

Nalazi se u Ia (1) grupi u Periodnom sistemu elemenata. U prirodi je veoma zastupljen u višim slojevima atmosfere (Sunce, zvezde) pa je to najrasprostranjeniji elelment u svemiru. U našoj okolini se nalazi samo u vidu jedinjenja od kojih treba istaći vodu, amonijak, proteine, ugljene hidrate... U elementarnom stanju vodonik postoji kao dvoatomni molekul (H2). Atomi vodonika su povezani jednostrukom, nepolarnom, kovalentnom vezom.

Vodonik se laboratorijski dobija reakcijom izmeĎu nekih metala i kiselina npr. reakcijom izmeĎu cinka i hlorovodonične kiseline nastaje so, cink-hlorid i vodonik. Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2 Vodonik je gas, bez boje, ukusa i mirisa, praktično se ne rastvara u vodi jer su mu molekuli nepolarni. Gori svetlo plavim plamenom i pri tome se jedini sa kiseonikom gradeći vodu. Ako se smeša vodonika i kiseonika u zapreminskom odnosu 2:1 (praskavi gas) zapali čuje se prasak jer je ta smeša eksplozivna.

3

8.1.3. Kiseonik Kiseonik je veoma rasprostranjen hemijski elemenat. U slobodnom stanju ga ima u vazduhu, a sastojak je i mnogih jedinjenja, npr. vode, oksida, proteina... U atomu kiseonika se nalazi po 8 protona, neutrona i elektrona. Atom kiseonika izgleda ovako:

Kiseonik se nalazi u VIa (16) grupi Periodnog sistema elelmenata. U elementarnom stanju postoji kao dvoatomni (O2) i troatomni molekul (O3 - ozon). U dvoatomnom molekulu kiseonika, atomi su povezani dvostukom kovalentnom vezom.

Kiseonik se laboratorijski dobija zagrevanjem kalijum-permanganata. Prisustvo kiseonika se može dokazati unošenjem užarenog drvceta. Ono će se u prisustvu kiseonika razbuktati jer kiseonik potpomaže gorenje. Kiseonik je gas bez boje, ukusa i mirisa. Oksidacija je reakcija kiseonika sa drugim elementima. Jedinjenja koja nastaju nazivaju se oksidi. U oksidima je kiseonik uvek dvovalentan, a drugi elemenat može imati valencu od I do VIII. Primeri formula oksida su: kalijum-oksid - K2O (kalijum je jednovalentan) magnezijum-oksid - MgO (magnezijum je dvovalentan)

4 gvožĎe(III)-oksid - Fe2O3 (gvožĎe je trovalentno) ugljenik(IV)-oksid -CO2 (ugljenik je četvorovalentan) azot(V)-oksid-N2O5 (azot je petovalentan) sumpor(VI)-oksid- SO3 (sumpor je šestovalentan) hlor(VII)-oksid - Cl2O7 (hlor je sedvovalentan) Oksidacija može biti brza (burna) i spora (tiha). GvožĎe se stajanjem na vazduhu oksiduje tj. reaguje sa kiseonikom gradeći rĎu koja je po hemijskom sastavu Fe2O3. Ovo je primer spore oksidacije.

8.1.4. Sumpor Sumpor je elemenat VIa (16.) grupe Periodnog sistema elemenata. Sadrži po 16 protona, neutrona i elektrona. Raspored elektrona po energetskim nivoima je: K=2, L=8, M=6

Sumpor je žute boje, čvrstog agregatnog stanja, ne rastvara se u vodi. Molekul sumpora sadrži 8 atoma. Postoje dve alotropske modifikacije sumpora: rombični i monoklinični sumpor. Jedinjenja: 1. Oksidi: SO2 - sumpor(IV)-oksid - ovaj zagušljiv, bezbojan gas nastaje paljem sumpora : S + O2 → SO2 Koristi se za dezinfekciju buradi za vino i beljenje tkanina. Sumpor (IV)-oksid je anhidrid sumporaste kiseline, tj. u reakciji sa vodom gradi sumporastu kiselinu: SO2 + H2O → H2SO3

5 SO3 - sumpor(VI)-oksid - nastaje sagorevanjem sumpor(IV)-oksida: 2SO2 + O2 → 2SO3 Ovaj gas u reakciji sa vodom gradi sumpornu kiselinu. SO3 + H2O → H2SO4 2. Kiseline: H2SO3 - sumporasta kiselina (sulfitna) H2SO4 - sumporna kiselina (sulfatna) Značajna jedinjenja sumpora su i soli sumporaste i sumporne kiseline. Primena: Sumpor se upotrebljava u proizvidnji guma, šibica, boja i baruta. Sumporna kiselina se upotrebljava u proizvodnji veštačkih Ďubriva, boja, lekova, akumulatora i eksploziva.

8.1.5. Azot Azot je element Va (15.) grupe Periodnog sistema elemenata. U jezgru sadrži po 7 protona i neutrona, a u elektronskom omotaču se nalazi 7 elektrona (raspored po energetskim nivoima je: K=2, L=5)

Azot se u slobodnom stanju nalazi u vazduhu. Biogeni je elemenat, ulazi u sastav nukleinskih kiselina i proteina. To je gas bez boje, ukusa i mirisa, slabo se rastvara u vodi, inertan je tj. slabo je reaktivan su atomi u molekulu povezani jakom trostrukom vezom. Jedinjenja: 1. Oksidi: N2O -azot(I)-oksid NO -azot(II)-oksid

6 N2O3 -azot(III)-oksid NO2 -azot(IV)-oksid N2O5 -azot(V)-oksid - ovaj oksid je anhidridid azotne kiseline: N2O5 + H2O → 2HNO3 2. Azotna (nitratna) kiselina, HNO3 3. Amonijak, NH3 - bezbojan gas, oštrog mirisa, dobro se rastvara u vodi, nastaje reakcijom izmeĎu azota i vodonika pri odreĎenim uslovima: N2 + 3H2→ 2NH3 Primena: Azot se koristi za konzervisanje hrane. Amonijak se koristi za dobijanje plastike i eksploziva. Azotna kiselina se upotrebljava za proizvodnju eksploziva.

8.1.6. Ugljenik Ugljenik je elemenat IVa (14.) grupe Perodnog sistema elemenata. Atom sadrži po 6 protona, neutrona i elektrona (raspored elektrona po energetskim nivoima je: K=2, L=4).

Ugljenik je veoma rasprostranjen u prirodi. Ulazi u sastav biljnog i životinjskog sveta, nafte, stena, minerala...

Osobine: Poznate su tri kristalna oblika ugljenika:

7   

Grafit - crne je boje, mekan i provodi elektricitet Dijamant - bezbojan je, tvrd i ne provodi elektricitet Fuleren -C60

Amorfni oblici ugljenika su: čaĎ, koks, aktivni i drveni ugalj. Za čvrstu supstancu kažemo da je amorfna ako njene čestice nisu ureĎene kao kod kristala. Primjeri amorfnih tijela su staklo, gelovi, tanki filmovi i nanostrukturni materijali. Amorfne supstance imaju odreĎenu ureĎenost čestica samo na kraćim rastojanjima, ali ne postoji ureĎenost u cijelom prostoru Jedinjenja: 1. Oksidi CO - ugljenik(II)-oksid (ugljen-monoksid) - gas bez boje, ukusa i mirisa, veoma je otrovan, nastaje nepotpunim sagorevanjem benzina i ostalih organskih jedinjenja 2C + O2 → 2CO CO2 -ugljenik(IV)-oksid (ugljen-dioksid)- gas bez boje i mirisa, teži je od vazduha, ne potpomaže gorenje te se koristi za gašenje požara. Nastaje potpunim sagorevanjem ugljenika ili sagorevanjem ugljenik(II)-oksida. C + O2 → CO2

2CO + O2 → 2CO2

Ugljenik(IV)-oksid je glavni reaktant u procesu fotosinteze. On nastaje sagorevanjem fosilnih goriva i disanjem živih bića. Biljke uzimaju ovaj gas iz vazduha i u njima, pod dejstvom Sunčeve svetlosti dolazi do procesa fotosinteze u kojem biljke stvaraju jednostavne ugljene hidrate i kiseonik. 2. Ugljena (karbonatna) kiselina, H2CO3 nastaje reakcijom izmeĎu ugljenik(IV)-oksida i vode. CO2 + H2O → H2CO3 Primena: Grafit se upotrebljava za izradu olovaka i elektroda, a od dijamanata se izraĎuje nakit. Aktivni ugalj se koristi za prečišćavanje vode i vazduha.

8.1.7 Kiseline Kiseline su jedinjenja koja nastaju reakcijom izmeĎu kiselih oksida (tj. anhidrida kiselina) i vode, i u svom sastavu uvek imaju vodonik. U tabeli su date formule kiselina, njihovih anhidrida kao i jednačine dobijanja tih kiselina:

8 formula kiseline

naziv kiseline

anhidrid kiseline

jednačina dobijanja kiseline

H2CO3

ugljena

CO2

CO2 + H2O → H2CO3

H2SO3

sumporasta

SO2

SO2 + H2O → H2SO3

H2SO4

sumporna

SO3

SO3 + H2O → H2SO4

HNO3

azotna

N2O5

N2O5 + H2O → 2HNO3

H3PO4

fosforna

P2O5

P2O5 + 3H2O → 2H3PO4

Indikatori su supstance koje menjaju boju u kiseloj i baznoj sredini. Metil-oranž je u kiseloj sredini crven, a fenolftalein je bezbojan. Lakmus papir menja boju u kiseloj sredini u crveno. Kiseline mogu biti kiseonične (one sadrže kiseonik npr: sumporna) i beskiseonične (one ne sadrže kiseonik npr: hlorovodonična kiselina HCl) Beskiseonične kiseline se dobijaju direktnom sintezom elemenata npr: H2 + Cl2 → 2HCl

8.2. Metali, oksidi metala i hidroksidi (baze) 8.2.1. Fizička svojstva metala Metali zauzimaju veći deo Periodnog sistema elemenata.

U prirodi se nalaze u vidu jedinjenja i veoma su rasprostranjeni u Zemljinoj kori u vidu stena, ruda i minerala. Neki elementi su neophodni za dobro funkcionisanje čovekovog organizma,

9 npr. gvožĎe je sastojak hemoglobina u krvi i neophodan je za prenos kiseonika putem krvi, kalcijum u vidu jedinjenja izgraĎuje kosti i daje im neophodnu čvrstinu... Malobrojni su metali koji se u prirodi mogu naći u slobodnom stanju npr. zlato, srebro i bakar. Svi metali su u čvrstom agregatnom stanju izuzev žive koja je tečna. Metali dobro provode elektricitet i toplotu. Svi metali su sive boje izuzev bakra, koji je crven, i zlata koje je žuto. Na osnovu položaja u Periodnom sistemu elelmenata metali se dele na:    

alkalne metale - elementi Ia (1) grupe zemnoalkalne - elelmenti IIa (2) grupe prelazne - metali iz b grupa (od 3 do 12) ostale metale - Al, Ga, In, Tl, Sn, Pb, Bi, Po

8.2.2. Kalcijum i ostali izraziti metali Kalcijum je element 2. (IIa) grupe Periodnog sistema koju čine zemnoalkalni metali. Elementi ove grupe su uvek dvovalentni u jedinjenjima, sive su boje, dobro provode toplotu i elektricitet i manje su reaktivni od elemenata Ia (1) grupe koju čine alkalni metali. Alkalni metali u reakciji sa vodom daju hidrokside koji se dobro rastvaraju u vodi, odnosno alkalije. Jednačina reakcije je:

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

10 Reakcija kalcijuma sa vodom je burna, ali manje u odnosu na reakciju natrijuma sa vodom. Jednačina ove reakcije je: Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2↑ Magnezijum reaguje sa vodom tek pri zagrevanju. Mg + 2H2O → Mg(OH)2 + H2↑ Alkalni metali reaguju burnije jer otpuštaju jedan, a zemnoalkalni metali dva valentna elektrona. Na reaktivnost utiče i udaljenost valentnog elektrona od jezgra atoma. Kalcijum je reaktivniji od magnezijuma jer su njegovi valentni elektroni udaljeniji od jezgra i ono ih slabije privlači. Hidroksidi alkalnih i većine zemnoalkalnih metala se mogu dobiti reakcijom oksida tih metala sa vodom, npr: CaO + H2O → Ca(OH)2

8.2.3. GvožĎe, aluminijum, bakar Crna metalurgija je deo industrije koji se bavi proizvodnjom gvožĎa dok se proizvodnjom svih ostalih metala bavi obojena metalurgija. Metali su dobri provodnici toplote i elektriciteta (toplotna provodljivost: Al