Prelazni elementi se nalaze izmeu IIa i IIb grupe odnosno 2 i 12 grupe periodnog sistema (znai od IIIa I b, odnosno od 3 11 grupe). To su elementi koji, bilo u elementarnom stanju ili u nekom od svojih jedinjenja imaju delimino popunjene d- odnosno f-orbitale i u stvari predstavljaju prelaz izmeu s- i p-elemenata. Elementi grupe cinka, prema navedenoj definiciji ne pripadaju prelaznim elementima, jer su im d-orbitale potpuno popunjene elektronima, pa bi oni trebali posebno da se prouavaju. Meutim, oni su dosta slini prelaznim elementima tako e i oni biti opisani u okviru ovog poglavlja. Elementi glavnih grupa razlikovali su se po svom broju e- u poslednjim ljuskama a ovi elementi po broju e- u d i f orbitalama. Osim nekoliko izuzetaka (Cu, Ag, Au, Cr, Ni, Mo) svi imaju u poslednjem energetskom nivou 2e-, pa zato veina gradi jedinjenja sa oksidacionim brojem +2. Prelazne elemente (d-elemente) ine tri serije: I serija poinje skandijumom (Sc) a zavrava se sa bakrom (Cu). (IV perioda)1

II serija poinje itrijumom (Y) a zavrava se sa srebrom (Ag). (V perioda) III serija poinje lantanom (La) a zavrava se sa zlatom (Au). (VI perioda) U svakoj seriji idui sleva u desno imamo popunjavanje (n-1)d orbitala, dok su ns orbitale ve popunjene. U I seriji popunjavaju se 3d, u II 4d a u III 5d orbitale. Usled popunjavanja 4f orbitale iza lantana, odnosno 5f orbitala iza aktinijuma javlja nam se i serija unutranje-prelaznih elemenata: serija lantanoida i serija aktinoida. (f-elementi) Energija 4s orbitale je nia nego energija 3d orbitale, no ipak energije ovih orbitala su sline. Ovi odnosi se menjaju sa porastom rednog broja od K do Zn i ve nakon Sc (Z=21) energija 3d orbitale je manja od energije 4s orbitale. Prilikom jonizacije atoma I serije prvo se uklanjaju e- iz 4s a potom i iz 3d orbitale zato to su 3d e- vie vezani za jezgro (Ej3d > Ej4s). Slina situacija je i sa 4d i 5s, odnosno 5d i 6s orbitalama, stim to je energetska razlika manja sa porastom rednog broja. Poto se 4s i 3d podnivoi malo razlikuju sledi: za Cr 3d5 a ne 3d4 (1 e- preskae iz 4s u 3d pa ide prvo 3d5); za Cu 3d10 4s1 a ne 3d9 4s1 d-orbitale doprinose veem broju hibridizacije i time doprinose graenju metalnih veza.

f-elementi (unutranje-prelazni elementi) obuhvataju dve grupe: lantanoidi - 14 elemenata od cerijuma (Ce) do lutecijuma (Lu) kod kojih se prvo popunjavaju 5s, 5p i 6s-orbitale pa tek onda 4f-orbitale i2

aktinoidi (14 elemenata od torijuma (Th) do lorencijuma (Lr) kod kojih se postepeno popunjavaju 5f-orbitale. Razlika energija izmeu 6s i 4f orbitala sa porastom naelektrisanja jezgra je vea nego izmeu 4s i 3d orbitala. Ta razlika se smanjuje kod 7s i 5f orbitala.

Za prelazne elemente karakteristino je:

1. Svi su tipini metali sa visokom tt, tk, tvrdoom i mehanikom otpornou, sa karakteristinim metalnim sjajem. 2. Grade jedinjenja sa razliitim stepenom oksidacije (stabilna sa parnim i neparnim oksidacionim brojevima, za razliku od glavnih grupa gde zavisno od broja grupe su stabilna jedinjenja ili sa parnim ili sa neparnim oksidacionim brojem). 3. Legiraju se meusobno kao i sa drugim metalima. 4. Neki elementi se rastvaraju u mineralnim kiselinama, dok su drugi plemeniti i teko reaguju. 5. Usled prisustva nesparenih e- stvaraju paramagnetina jedinjenja, koja su u veini sluajeva obojena. 6. Prelazni elementi grade veliki broj kompleksnih jedinjenja koja su stabilna u vodenim rastvorima. 7. U vodenim rastvorima joni ovih elemenata su hidrolizovani. 8. Mogu se svrstati u tri serije a etvrta poinje sa aktinijumom (Ac) i nastavlja se elementom sa red.br. 104 za koji je od 1994 godine usvojen slubeni naziv po3

IUPAC-u - Dubnijum (Db). Slede: olijum (Jl), Raderfordijum (Rf), Borijum (Bh), Hanijum (Hn) i Majtnerijum (Mt). 9. U periodi je velika slinost elemenata (vea nego kod drugih). U okviru grupa razlika izmeu 1. i ostala dva elementa je vea nego izmeu 2 i 3 lana grupe (razlog su d-elektroni). 10. Jedinjenja prvog prelaznog niza sa visokim oksidacionim brojem su po pravilu oksidaciona sredstva a II i III sa niskim oksidacionim brojevima su redukciona sredstva. 11. Osim platinskih metala, grupe Cu i Hg (sama) svi prelazni metali imaju negativne vrednosti stand. elektrodnog potencijala. To znai da bi trebalo lako da reaguju sa kiselinama 12. Mnogi d-elementi sa viim oksidacionim stanjima ispoljavaju kisela a sa niim bazna svojstva. 13. Za razliku od metala glavnih grupa d-elementi grade jone znatno manjeg poluprenika, kompaktne kristalne reetke velike energije pa zbog toga imaju veliku gustinu, temperaturu topljenja i kljuanja. To svojstvo raste kreui se sa leve na desnu stranu periodnog sistema sve dok 5 e- ne popuni d-orbitale. Daljim popunjavanjem smanjuje se broj nesparenih elektrona te se smanjuje i gustina, tt, tk, tvrdoa. 14. Vrijednost koeficijenta elektronegativnosti kree se od 1,1 do 2,2 te ine prelaz izmeu 1 i 2 grupe i nemetala. Poznato je 35 d- i 28 f-elemenata. Zemljina kora ima 30 d- i 18 f-elemenata a ostalih 15 su vjetaki dobijeni i radioaktivni su. Uran (U), torijum (Th), aktinijum (Ac), protaktinijum (Pa), plutonijum (Pu) su takoe radioaktivni ali je t1/2 veoma veliko i nisu se raspali za 4,5 milijardi godina koliko postoji Sunev sistem. Atomi ovih elemenata ulaze u vezu pomou elektrona s ili d-orbitala. Ovi elementi daju katjone tako to gube s e- a ponekad i 1 ili 2 e- iz d-orbitala. Maksimalna valentnost katjona (I prelazni niz) je: Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu 2 4 3 3 3 3 3 2 2 a maksimalno oksidaciono stanje ovih elemenata: Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu4

Zn 2 Zn

3 4 5 6 7 6 4 4 3 2 Ove vrednosti ukazuju da od Sc do Mn su upotrebljeni pored 4s i svi 3d e- dok se kod ostalih ta mogunost smanjuje. Jonski i atomski prenik u jednoj seriji se pravilno i postepeno smanjuju kako atomski broj raste zbog znaajnog uticaja jezgra. Zato je kod dva susedna atoma neznatna razlika u poluprenicima pa mogu jedan drugog menjati u kristalnoj reetci. Popunjavanje 5d-orbitale sa e- pokorava se Hundovom pravilu multipliciteta pa s obzirom na znaajni broj nesparenih elektrona ovi atomi ili joni pokazuju magnetna svojstva. Raspored d-elektona zavisi i od uticaja okoline odnosno od liganada. Po ovome se prelazni elementi razlikuju od lantanoida i aktinoida. Mnogi joni prelaznih elemenata (ali i jedinjenja) su obojeni. Absorpcijom svetlosti odreene frekvencije prouzrokuju prelazak d-elektona na vii nivo. Razlike u energijama izmeu d-elektrona nisu velike pa je dovoljna energija vidljive svetlosti da pomeri e- na vii energetski nivo. Gubitkom svih d-elektrona ti joni postaju bezbojni (npr. Sc+3, Ti+4, Zr+4 i dr). Zbog relativno malog jona i velikog naelektrisanja, povoljne elektronske konfiguracije ovi elementi grade komplekse sa mnogim ligandima a tu tendenciju posebno iskazuju metali VIII podgrupe (8,9 i 10 grupa); dok su katjoni iz IIIa grupe znatno vei. Najea hibridizacija je: sp3 tetraedarska; d2sp3 oktaedarska i dsp2 - planarna

3 grupa (grupa skandijuma)U ovu grupu spadaju: skandijum (Sc), itrijum (Y) i lantan (La). Sva tri elementa su veoma retka u prirodi i nalaze se vezani. Posle lantana dolazi grupa od 14 elemenata koji se nazivaju lantanoidi. Ovi elementi se dobijaju elektrolizom rastopa svojih hlorida, ali uvek sadre primese lanova lantanoida.5

Radi se o srebrnasto-belim metalima koji se na vazduhu prevlae zatitnim slojem oksida a sagorevanjem u struji kiseonika grade okside tipa M2O3. Reaguju sa halogenima, S, N i H a naroito pri zagrevanju. Sa vodom lagano reaguju gradei odgovarajuu bazu M(OH)3 i oslobaa se H2(g). Baznost hidroksida raste od Sc La. Najvanije oksidaciono stanje je +3. Skandijum se ponaa amfoterno i ne reaguje sa vodom. Glavne karakteristike: Sc La atomski poluprenik: raste energija jonizacije: opada elektronegativnost: opada temp. topljenja opada temp. kljuanja raste

4 grupa (grupa titana)U ovu grupu spadaju titan (Ti), cirkonijum (Zr) i hafnijum (Hf). Spadaju u red rasprostranjenih elemenata, Ti spada meu 10 najrasprostranjenijih elemenata u Zemljinoj kori. Elektronska konfiguracija je: (n-1)d2 ns2, a glavne karakteristike su: Ti Hf atomski poluprenik: raste energija jonizacije: raste elektronegativnost: opada temp. topljenja raste temp. kljuanja raste U svim jedinjenjima javljaju se u oksidacionim stanjima +2 i +4 (najvanije - Ti i Zr). Na sobnoj temperaturi su postojani. Na visokim temperaturama lako se jedine sa kiseonikom, halogenim itd. Titan To je srebrnasto-beli metal, tvrd kao elik ali je mnogo laki to mu daje prednost. Uz zagrevanje na vazduhu prelazi u titan(IV)-oksid (TiO2). Dobija se iz TiCl46

redukcijom sa magnezijumom. Upotrebljava se u metalurgiji za dobijanje legura sa gvoem (odlikuju se velikom tvrdoom i otpornou na koroziju). Ove legure se koriste u avioindustriji, za izradu raketa, turbina, brodova itd. TiO2 (titan(IV)-oksid) javlja se u obliku modifikacija: anatas i rutil. Sa NaOH gradi natrijum-titanat (Na2TiO3). U smei sa barijum-sulfatom se koristi kao bela boja (titansko belo). Ima veliku primenu i ovaj oksid je amfoternih karakteristika. TiCl4 (titan(IV)-hlorid) je tenost koja se dobija prevoenjem hlora preko usijanog koksa i TiO2. Sa H2O hidrolizuje do TiO2. Cirkonijum i Hafnijum Usled lantanoidne kontrakcije atomski i jonski poluprenici ova dva elementa su jednaki. Hemijske osobine su im veoma sline pa su u prirodi nerazdvojni. Grade uglavnom jedinjenja sa oks.br. +4 i kompleksna jedinjenja. Oksid HfO2 pokazuje jae bazne osobine od ZrO2. Zr upotrebljava se za izradu nuklearnih centrala, aviona i podmornica. Hf primenjuje se u nuklearnim reaktorima kao kontrolne ipke, za legure...

5 grupa (grupa vanadijuma)Ova grupa se sastoji od vanadijuma (V), niobijuma (Nb) i tantala (Ta). Ovi elementi su manje zastupljeni u Zemljinoj kori u odnosu na susedne elemente iz 4. grupe. Javljaju se u prirodi u obliku jedinjenja. Ovi elementi se javljaju u oksidacionim stanjima +2, +3, +4 i +5. Nii oksidi ovih elemenata su bazni a vii kiseli. Vanadijum Vanadijum je slian Ti i reaktivan je na niskoj temperaturi. Jedini se sa C, O2, N2. Zato se i upotrebljava kao dodatak elicima dajui im kovnost i otpornost na udar. Vanadijum je metal siv kao elik. Upotrebljava se za proizvodnju legura. Od oksida gradi VO, V2O3, VO2 i V2O5 koji je i najvanije jedinjenje vanadijuma iz koga se dobijaju ostala a upotrebljava se i kao katalizator. Dobija se redukcijom VO2 sa Al.7

Niobijum i Tantal - nalaze se zajedno u prirodi i odvajaju se jedan od drugoga frakcionom kristalizacijom. - re je o metalima svetlo-sive boje - veoma su postojani i ne rastvaraju se u carskoj vodi - oba se primenjuju u industriji elika - Ta se upotrebljava i umesto platine (Pt)

6 grupa (grupa hroma)U ovu grupu spadaju: hrom (Cr), molibden (Mo) i volfram (W). Elektronska konfiguracija za hrom i molibden je: (n-1)d5 ns1, odnosno (n-1)d4 ns2 za volfram. Bez obzira na elektronsku konfiguraciju hemijsko ponaanje Mo i W je prilino slino. Grade jedinjenja sa razliitim oks. brojevima od +2 do +6. Glavne karakteristike su: Cr W atomski poluprenik: energija jonizacije: elektronegativnost: temp. topljenja temp. kljuanja

raste opada raste raste raste

Hrom Hrom je beli i veoma tvrdi metal. Rastvara se u razblaenoj HCl i H2SO4, a koncentrovane kiseline ga pasiviziraju. Kao metal otporan je prema koroziji pa se koristi za presvlaenje metala (hromiranje). U metalurgiji je veoma vana legura sa Fe fero hrom (40-60 % Cr). Dobija se redukcijom Cr2O3 sa Al ili elektrolizom CrCl2. Cr+2 hromo Cr+3 hromi

8

Molibden i Volfram To su dosta slini elementi. Otporni su prema kiselinama i rastvaraju se jedino u smei HNO3 i HF. Razara ih NaOH u prisustvu NaNO3. Molibden se dobija prenjem molibdenita MoS2 pri emu nastaje MoO3 a potom se isti redukuje sa H2. Koristi se za dobijanje specijalnih vrsta elika. Volfram se u prirodi nalazi u svojim rudama volframitu (FeWO 4 MnWO4) i elitu (CaWO4). Koristi se za izradi sijalinih niti i za dobijanje specijalnih elika za rezne alate.

Jedinjenja 1) U kompleksnim jedinjenjima K6Cr(CN)6 i W(CO)6 oks. stanje Cr i W je 0. 2) Sva tri elementa grade dihalogenide (sem Mo i W-fluorida). Molibden gradi i trihalogenide MoX3 a tetrahalogenide grade samo sa Cl2 a Cr i CrF5, a od heksahalogenida imamo MoF6 i WF6 i WBr6. 3) Sa O2 grade okside: Cr CrO Cr2O3 CrO3 (crn) (zelen) (crven) Mo MoO2 MoO3 Mo2O5 (mrk) (ljubiast) W WO2 WO3 (svetlo-ut) Vii oksidi su kiselog karaktera, a nii baznog. 4. Od hidroksida su interesantni hidroksidi Cr2+ i Cr3+. 5. CrO3, MoO3, WO3 su anhidridi kiselina: hromne (H2CrO4), molibdenove (H2MoO4) i volframova (H2WO4). Pored ovih poznata je i dihromna kiselina (H2Cr2O7). 6. Od soli znaajne su: - Hromati i dihromati K, Na ili NH4Cr2O7. Upotrebljavaju se kao oksidaciona sredstva. - Sulfati i nitrati i sulfidi. - Karbid (WC), izuzetno tvrd i otporan pa se njime ojaavaju otrice reznih alata. - (NH4)6Mo7O24 4H2O amonijum-heptamolibdat-tetrahidrat , znaajna so.9

- kompleksi sa H2O, Cl, CN-, itd.

VII grupa (grupa mangana)U ovu grupu spadaju mangan (Mn), tehnecijum (Te) i renijum (Re). Elektronska konfiguracija ovih elemenata je: (n-1)d5 ns2. Glavne karakteristike grupe su: Mn Re Atomski poluprenik: Energija jonizacije: Elektronegativnot: Temperatura topljenja: Temperatura kljuanja:

raste opada, raste raste raste raste

Maksimalno oksidaciono stanje je +7. Mn+7 je veoma nestabilan i jak je oksidans a jedinjenja renijuma sa oks. br. +7 su najstabilnija. Mangan To je sivo-beli metal, tvrd i veoma krt. Rastvara se u razblaenoj HCl i HNO 3. Nalazi se u rudama: piroluzit-MnO2; braunit-Mn2O3; hausmanit-Mn3O4; manganitMn2O3 H2O i rodohrozit-MnCO3 kao i u biljnoj i ivotinjskoj eliji gde ima ulogu biogenog elementa. Deluje na rast i razvoj organizma i potpomae stvaranje krvi. Vee koliine Mn-jedinjenja su otrovne. Znaajnu primenu ima i u metalurgiji za dobijanje specijalnih elika. U svojim jedinjenjima javlja se u oksidacionom stanju: +2, +3, +4, +6 i +7. (ree u +1 i +5). Dobija se aluminotermijski redukcijom svog oksida Mn3O4 pomou aluminijuma. Sa kiseonikom gradi sledee okside: MnO (mangan(II)-oksid) zelene boje, upotrebljava se kao mineralna boja; Mn2O3 (mangan(III)-oksid) smee boje; Mn3O4 (MnO Mn2O3 mangan(II,III)-oksid, crvenomrki najstabilniji oksid mangana, koji se dobija jaim zagrevanjem Mn2O3

10

MnO2 (mangan(IV)-oksid; u prirodi se nalazi kao ruda piroluzit) crne boje, anhidrid manganaste kiseline, ima primenu u industriji stakla, za proizvodnju baterija itd. Mn2O7 (mangan(VII)-oksid) je uljasta tenost crveno-mrke boje i anhidrid je permanganatne kiseline; MnO3 (mangan(VI)-oksid) anhidrid manganove kiseline ali ni on ni odgovarajua kiselina nisu poznati u slobodnom stanju jer su vrlo nepostojani. Od kiselina poznate su: H2MnO3 manganasta kiselina (nestabilna), soli manganiti (CaMnO3); H2MnO4 manganova kiselina, soli manganati (K2MnO4-zeleni); HMnO4 permanganova kiselina, soli permanganati (KMnO4-ljubiast); Kalijum-permanganat (KMnO4) je najvanije oksidaciono sredstvo ali su i svi oksidi mangana vana oksidaciona sredstva, a KMnO4 se u medicini primenjuje i kao dezinfekciono sredstvo. Mangan gradi jedinjenja i sa Cl, S, H2SO4 ... Tehnecijum i Renijum Ova dva elementa imaju slino hemijsko ponaanje i grade slina jedinjenja. Re pripada najmanje rasprostranjenim jedinjenjima u zemljinoj kori. Re i Te se koriste i kao katalizatori pri sintezama u organskoj hemiji. Re se dobija redukcijom KReO4 (kalijum-perrenat) Te se dobija iz fisionih produkata uranovog reaktora.

VIII, IX i X grupa (VIIIb grupa)U ovoj grupi (grupama) imamo devet elemenata svrstanih u tri trijade i to: I trijada (trijada gvoa): gvoe (Fe), kobalt (Co) i nikal (Ni) II trijada: (platinski metali): rutenijum (Ru), rodijum (Rh) i paladijum (Pd) III trijada: (platinski metali): osmijum(Os), iridijum (Ir) i platina (Pt) Elementi I trijade odlikuju se neobino srodnim osobinama, a znatno se razlikuju od ostalih elemenata ove grupe i obino se nazivaju gvoeva grupa. Elementi11

ostale dve trijade imaju takoe veoma sline osobine i zajedniki ih nazivamo platinski metali. Trijada gvoa Elektronska konfiguracija ovih elemenata je: Fe 3d6 4s2 Co 3d7 4s2 Ni 3d8 4s2 Atomski poluprenik od Fe Ni neznatno opada. Taj pad je neto manji nego to bi se oekivalo s obzirom na porast naelektrisanje jezgra. Identina je situacija i sa temperaturom kljuanja i topljenja. Elektronegativnost raste od 1,8 za Fe do 1,9 za Co i Ni. Prva energija jonizacije lagano opada od Fe Ni to je neoekivano, a posledica je razliitih jonizacionih procesa. Gubljenjem jednog elektrona dolazi do sledee promene el. konfiguracije: Fe 3d6 4s2 3d6 4s1 Co 3d7 4s2 3d8 Ni 3d8 4s2 3d9 Co i Ni u procesu jonizacije tee da popune d-orbitale. Kod druge energije jonizacije imamo rast. Sva tri metala pokazuju izraziti feromagnetizam (magnetno polje ih jako privlai). Ako neko telo u homogenom magnetnom polju vri zgunjavanje magnetnih linija kae se da je paramagnetino (magnetno polje ga privlai). Ako je kod njega ta osobina jako izraena onda je ono feromagnetino magnetno polje ga jako privlai. Feromagnetizmom se uglavnom odlikuju oni elementi koji sadre jedan ili vie nesparenih elektrona. Svaki atom gvoa sadri po etiri nesparena elektrona. U osmoj grupi svi elementi imaju ovu osobinu ali je razlika u tome to Fe, Co i Ni zadravaju magnetna svojstva i nakon prestanka delovanja magnetnog polja, to se objanjava da su magnetni momenti pojedinanih atoma ili jona pravilno usmereni i ne dolazi do njihovog ponitavanja u magnetnom polju nego to dovodi do jakog magnetnog efekta. Poveanjem temperature oscilacije atoma rastu i na odreenoj temperaturi12

dolazi do proizvoljne orjentacije magnetnih momenata i metal prestaje biti feromagnetian. Ova taka se naziva Kirijeva taka i za gvoe iznosi 768C. Gvoe Po zastupljenosti (4,65 % u Zemljinoj kori) je odmah iza aluminijuma i spada u najrasprostranjenije prelazne metale a ujedno je i najjeftiniji metal. Najvanije oksidne rude su: magnetit Fe3O4 (FeO Fe2O3 gvoe(II,III)-oksid) hematit Fe2O3 limonit Fe2O3 xH2O (osnovni deo limonita ima sastav FeO(OH) ili Fe2O3 H2O a sulfidne rude: pirit FeS2 halkopirit CuFeS2 arsenopirit FeAsS Gvoe ima vanu bioloku ulogu jer ulazi u sastav hemoglobina i slui za vezivanje kiseonika i njegovo raznoenje po krvi. Ima vanu katalitiku ulogu pri stvaranju hlorofila (iako se samo ne nalazi u hlorofilu) a ako ga nema u zemlji u dovoljnim koncentracijama plodovi biljke oboljevaju. Dobijanje gvoa se vri u visokim peima, pri emu se ruda redukuje koksom. Dobijeno gvoe nije isto i naziva se sirovo ili tehniko gvoe.

13

Za razliku od istog Fe, koje je meko, kovno i rastegljivo sirovo gvoe je tvrdo, krto i nepogodno za obradu. Hemijski isto gvoe dobija se redukcijom Fe 2O3 sa Al ili H2, zagrevanjem Fe(CO)5, elektrolizom itd. Nije postojano na vazduhu. Ne rastvara se u hladnoj koncentrovanoj HNO3, H2SO4, dok se u razblaenim kiselinama rastvara. Metalno gvoe ima 4 alotropske modifikacije , , i . -oblik ima feromagnetina svojstva. (na 769 C) (gubljenje magnetnih svojstava). (na 769 C) (na 911 C) (na 1390 C) Fe U visokim peima (Simens-Martinove) koje rade kontinualno (25-60 m je visina) Fe se dobija redukcijom oksida sa koksom a u smeu su dodati i razni topitelji (CaCO3 kao bazni topitelj ako je prisutan SiO2 i Al2O3, i obrnuto ako sadri krenjak-CaCO3 i MgCO3 kao topitelj dodaje se kvarcni pesak-SiO2, glina itd. Pri ovome nastaje:14

- sirovo gvoe, predstavlja leguru koja sadri 2,5 5 % C (sivo-sporo hlaenje i belo brzo hlaenje) - zgura (po sastavu uglavnom kalcijum-aluminijum-silikat (prisutni CaO, Al2O3 i SiO2). Koriste za dobijanje specijalnih vrsta cementa, za proizvodnju opeke itd.) - gas (52-60 % N2, 25-30 % CO, 10-16 % CO2, 0,5-4 % H2 i 0,5-3 % CH4) Reakcije: 2C + O2 2 CO 3 Fe2O3 + CO 2 Fe3O4 + CO2 Fe3O4 + CO 3 FeO + CO2 FeO + CO Fe + CO2 FeO + C Fe + CO Pretapanjem sivog sirovog gvoa nastaje liveno gvoe. Prema tehnikoj klasifikaciji postoji liveno gvoe i elik. Liveno gvoe sadri preko 1,8 % C, krto je i nije kovno, dok elik sadri ispod 1,8 % C, moe da se kuje i manje je krt. Visokokvalitetni elici se dobijaju u elektrinim peima sa elektrinim lukom gde se gvoe legira sa raznim metalima.Jedinjenja gvoa:

Oksidi: FeO (gvoe(II)-oksid ili fero-oksid) je crn prah, baznog karaktera i lako se rastvara u kiselinama. Fe2O3 (gvoe(III)-oksid ili feri-oksid) u prirodi se nalazi kao ruda hematit, crvene je boje, ima iroku primenu i koristi se kao boja minijum. Fe3O4 meoviti oksid koga moemo predstaviti kao FeO Fe2O3 (Fe u oks. stanju +2 i +3), otporan je prema kiselinama i upotrebljava se za izradu elektroda pri elektrolizi alkalnih hlorida . Halogenidi: poznati su svi halogenidi Fe2+ i Fe3+ jona izuzev FeI3 Hidroksidi: takoe poznati su hidroksidi za oba oks.stanja: Fe(OH)2 i Fe(OH)3. Gvoe gradi dvije hipotetike kiseline: +3 - Gvoasta (feritna) kiselina HFeO2, anhidrid Fe2O3, soli feriti. Odlikuje se magnetnim svojstvima i koristi se u elektronskoj industriji i automatici. - Gvoeva (feratna) kiselina H2FeO4, anhidrid FeO3. 2 Fe(OH)3 + 3 Cl2 + 5 Ba(OH)2 2 BaFeO4 + 3 BaCl2 + 8 H2O BaFeO4 + H2SO4 BaSO4 + H2FeO4 Soli su nepostojane u prisustvu kiselina i raspadaju se uz izdvajanje O2.15

Soli: vane su soli nitrati, sulfati, sulfidi, karbonati i dr. kao i dvojne soli: (NH4)2SO4 FeSO4 6H2O Morova so i FeSO4 7H2O zelena galica. Takoe su vani i kompleksi sa: CN- (npr. K4[Fe(CN)6]) , NO, CO, NH3 i dr. Kobalt Ima sivu boju kao elik. Na vazduhu je postojan, HNO3 ga lako rastvara. Spada u biogene elemente (ulazi u sastav vitamina B12 neophodan za stvaranje hemoglobina). Upotrebljava se za presvlaenje metalnih predmeta, za legure koje su veoma tvrde, za bojenje stakla, u industriji porcelana itd. Gradi jedinjenja slina gvou. Nikal Nikal je veoma tvrd metal. Slabo je feromagnetian. Otporan je na vazduhu. Lako se rastvara u HNO3. Otporan je na alkalije. Veliku primenu ima u industriji elika jer mu daje veliku tvrdou i ilavost. Legura tzv. ''novo srebro'' (Cu, Ni, Zn) praktino ne podlee koroziji. Nikl (prah) se upotrebljava i kao katalizator. Dosta se koristi u galvanoplastici, pri izradi specijalnih hemijskih aparatura, alkalnih akumulatora itd.

Platinski metaliOvi metali se dele na: a) lake platinske metale: Ru (4d75s1); Rh (4d85s1); Pd (4d10) (gustina 12 g/cm3) b) teke platinske metale: Os (5d66s2); Ir (5d76s2); Pt (5d96s1) (gustina 22 g/cm3) Kod lakih platinskih metala uoava se tenja popunjavanja d-orbitala a kod tekih ta tenja je slabija verovatno zbog nestabilnosti 6s orbitala. Ipak ova razlika ne utie na hemijsko ponaanje. Atomski poluprenici su gotovo isti ime se objanjava slinost u fizikohemijskim osobinama. Energija jonizacije uglavnom raste dok tt i tk opada. U jedinjenjima platinskih metala elementi imaju oks.brojeve od 0 do 8. Postupak za dobijanje platinskih metala je veoma razliit i komplikovan. Glavni izvor platinskih metala je anodni mulj posle rafinacije Ni, sadri Au, Ag i Ptmetale koji se odavde i dobijaju putem rastvaranja u kiselinama (svi se ne16

rastvaraju u istim) ili ekstrakcijom pomou organskih rastvaraa. Ukupna svetska proizvodnja ovih metala iznosi oko 200 t godinje od ega je priblino 50 % zastupljena platina. Karakteristika ovih metala je njihova ''plemenitost'' tj. njihova jedinjenja se relativno lako redukuju dok je elementarno stanje veoma stabilno. To su srebrnasto-beli ili sivi metali, poseduju katalitike osobine, jedinjenja su uglavnom obojena i imaju izraenu tenju da grade komplekse. Svakako najvanija je njihova katalitika aktivnost u raznim oblastima hemijske industrije, tako da se najvee koliine troe za izradu katalizatora (poznat katalizator ''platinsko crno''). Druga vana oblast primene su razliite legure, od kojih su najvanije legure platine koje se koriste za izradu laboratorijskog posua koje je otporno na dejstvo kiseline, zatim za izradu termoelemenata, pouzdanih elektrinih kontakata (''platinska dugmad'') itd. Platinski metali grade veliki broj jedinjenja, posebno kompleksnih koja su zbog veoma visoke cene dosta retka. Rutenijum i Osmijum Jedino ovi elementi grade jedinjenja sa oks.brojem od 0 do +8 a najbrojnija su sa oks.brojem +3 i +4. U maksimalnom oks.stanju javljaju se u oksidima RuO 4 i OsO4, dok sa CO grade karbonile gde je oks.broj 0. Ova dva elementa takoe grade: okside, halogenide, nitrate, sulfide i druga jedinjenja. Rodijum i Iridijum Grade slina jedinjenja a njihova uobiajena oks.stanja su +3 i +4. Paladijum i Platina Su beli metali, kovni i relativno meki. Pt je otpornija od Pd iako je razara carska voda i alkalni hidroksidi. Najei oks.broj je +2 i +4, a kod Pt najvei oks.broj je +6 (PtF6). Reaguju sa kiseonikom, halogenima, sumporom itd. Takoe daju veliki broj kompleksa.

XI grupa (grupa bakra, Ib grupa)17

Ovu grupu sainjavaju sledei elementi: bakar (Cu), srebro (Ag) i zlato (Au). U zadnjem energetskom nivou ovi elementi imaju po 1 elektron u s-orbitali. Po ovome su slini alkalnim metalima ali predzadnji sloj im nije u dovoljnoj meri stabilan tako da se moe i iz d-orbitale da odvoji po neki elektron, te se mogu javiti u oksidacionim stanjima i veim od +1, i to Cu (+1 i +2), Au (+1 i +3). Razliite hemijske osobine izmeu ogranka a i ogranka b potiu od razliite strukture njihovih atoma. Elementi Ib grupe se razlikuju u odnosu na Ia grupu kod kojih je predzadnji sloj stabilan i sadri 8 elektrona. Alkalni metali vrlo lako odvajaju svoje periferne elektrone, metali Cu, Ag i Au ine to veoma teko. Zato se ovi zadnji veoma teko oksiduju (posebno Ag i Au), za razliku od alkalnih metala koji lako podleu oksidaciji. Alkalni metali burno razlau vodu gradei jake hidrokside a elementi Ib grupe ne razlau vodu i grade slabe hidrokside (osim AgOH jaka baza) Alkalni metali imaju manju energiju jonizacije og Ib grupe. Hemijska reaktivnost Ib grupe opada sa porastom rednog broja. Na primer Cu se direktno oksiduje sa O2, Ag se direktno oksiduje tek sa O3, a Au ne gradi oksid direktno. U prisustvu CO2 bakar reaguje (po povrini) a srebro i zlato ne (plemeniti metali). Oksidacione kiseline rastvaraju Ag i Cu a Au se rastvara samo u carskoj vodi. Halogeni elementi direktno reaguju sa Ib grupom.

BakarTo je svetlo-crveni metal, relativno mek, kovan sa velikom rastegljivou. Na vazduhu je postojan i presvue se tankom skramom (Cu2O-crvene boje). U prisustvu CO2 na vlanom vazduhu na povrini bakra gradi se tanka prevlaka zelenog baznog karbonata Cu(OH)2 CuCO3 tzv patina. Postoje sledee patine: atakamit: CuCl23Cu(OH)2, stvara se u prisustvu NaCl, H2O na vazduhu. U prisustvu CO2 isti prelazi u malahit CuCO33Cu(OH)2, (tamnozelen) azurit: 2CuCO33Cu(OH)2 (tamnoplav) (koristi se za boje i u pirotehnici) kuprit: Cu2O (crvenkaste boje) stvara se u atmosferi siromanoj sa CO2 fenorit: CuO (crne boje) stvara se u oksidacionoj atmosferi. Sastav patine mogu da ine i fosfati i nitriti.18

Bakar se lako rastvara u HNO3 a u HCl i H2SO4 u prisustvu kiseonika.Najvanije rude bakra su: Halkopirit CuFeS2 Bornit Cu3FeS3 Halkozin Cu2S Kovelin CuS Malahit Cu(OH)2 CuCO3 Azurit Cu(OH)2 2CuCO3 Kuprit Cu2O Dobija se iz sulfidnih ruda prenjem u prisustvu koksa i SiO2 pri emu se gradi zgura u obliku silikata FeSiO3 koja pliva po povrini i odvaja se a dobijeni bakar se naziva tehniki ili blister bakar i elektrolitikim putem se prerauje do istog bakra. Reakcije koje se vre u toku elektrolize mogu se ovako predstaviti: anoda: Cu(blister) Cu2+ + 2ekatoda: Cu2+ + 2e- Cu (ist) Na dnu anodnog prostora taloi se tzv anodni mulj koji sadri plemenite metale: Au, Ag i dr. Bakar se upotrebljava za izradu provodnika, kotlova, legura (mesing 50-80 % Cu, 20-50 % Zn i neto Pb i Sn najstarija poznata legura. Moe se slobodno rei da posle gvoa bakar ima najveu primenu od svih metala s obzirom da dobro provodi i elektricitet i toplotu (poslije srebra je najbolji provodnik). Zajedno sa Mn, Mo, Zn, Co, Cr, B, Se, I i F bakar spada u grupu mikroelemenata jer je njihova mala koliina u zemljitu neophodna za rast i razvoj biljaka. Zato se i dodaju u zemljite u obliku ubriva.Jedinjenja:

Sa kiseonikom bakar gradi: Cu2O bakar(I)-oksid, crvene boje CuO bakar(II)-oksid, crn, amorfni prah CuH bakar(I)-hidrid, iznad 105C uz zagrevanje dolazi do eksplozije Sa halogenima gradi jedinjenja u oks.stanju +1 i +2. Gradi takoe i sledea jedinjenja: sulfide, nitrate, karbonate, sulfate itd.19

Srebro To je beli i meki metal, dobro rastegljiv. On je najbolji provodnik toplote i elektriciteta. Spada u plemenite metale. Rastvara se u razblaenoj HNO3. U prirodi se javlja u elementarnom stanju, rudama npr. Ag2S (argentit) i pratilac je drugih metala. Rude srebra nalaze se sa olovnim i bakrovim rudama, pa se srebro i dobija preradom ovih ruda. Srebro se dobija po cijanidnom postupku gde se Ag iz ruda sa NaCN prevodi u kompleks [Ag(CN)2]- a odavde se dobija srebro redukcijom pomou cinka. Izdvojeno srebro se rafinie elektrolitikim postupkom. isto srebro se malo koristi zbog mekoe ve obino legirano s manjom ili veom koliinom bakra. Ove legure se koriste za izradu raznih predmeta: nakita, novca, ukrasa, zubnoj tehnici itd. Od jedinjenja gradi: okside Ag2O i AgO (srebro (I)- i (II)-oksid) sve halogenide koji su slabo rastvorni u vodi nitrate, karbonate, sulfate sulfide nitride Ag3N itd.

Zlato To je crvenkasto-uti meki metal, tipini plemeniti metal i pored Ag i Cu najbolji je provodnik toplote i elektriciteta. Rastvara se u hlornoj vodi i rastvoru KCN a rastvara ga i iva pri emu se gradi amalgam. Dobija se cijanidnim postupkom kao i Ag iz zlatonosnih ruda pomou Hg a Hg se kasnije udaljava destilacijom. Upotrebljava se za izradu luksuznih predmeta, nakita, za izradu novca itd. Vrednost predmeta od zlata ceni se prema ''finoi'' a izraava se u karatima koji predstavljaju odreenu masu zlata u 24 masena dela njegove legure. Prema tome isto zlato se oznaava kao 24-karatno, a 14-karatno zlato predstavlja leguru u kojoj imamo 14 delova zlata, a 10 delova nekog drugog metala. Zlatni novac ima obino oko 22 karata. '' Belo zlato'' je bela legura zlata koja se sastoji od 58,33 % Au, 17 % Cu, 17 % Ni i 7,6 % Zn i upotrebljava se u juvelirstvu. Poznato je i20

''crveno'' i ''zeleno'' zlato ija boja potie od razliitih koliina primesa: Cu, Ag i Zn a udeo zlata je uvek 58,33 %. Gradi jedinjenja sa oksidacionim brojem +1(auro-jedinjenja) i +3 (auri-jedinjenja). Najstabilnije jedinjenje zlata je aurihlorovodonina kiselina H[AuCl4]4H2O

XII grupa (grupa cinka, IIb grupa)U ovu grupu spada: cink (Zn), kadmijum (Cd) i iva (Hg). Elektronska konfiguracija ovih elemenata je: (n-1)d10 ns2. Iako pokazuju tenju samo za otputanjem elektrona iz spoljnjeg sloja, zbog ega grade katjone oks.broja +2, ipak je kod njih usled manjih atomskih poluprenika, metalni karakter slabije izraen u odnosu na metalni karakter zemnoalkalnih metala, odnosno s2 elektroni su ovde znatno stabilniji u odnosu na zemnoalkalne metale (vee su i jonizacione enerije). Takoe za razliku od elemenata IIa-grupe ovi elementi ne razlau vodu na sobnoj temperaturi, njihovi hidroksidi su znatno slabije baze i praktino se ne rastvaraju u vodi. Spadaju u teke metale. Reaktivnost im opada od Zn ka Hg, energija jonizacije raste a tt i tk opada. Ovi elementi se ne ubrajaju u prelazne elemente zato to ne koriste d-elektrone za stvaranje hemijskih veza. Zavretak popunjavanja d-orbitala uslovljava da su slini njima ali i elementima glavne grupe. Poto u vezi uestvuju samo s-elektroni to je maksimalni oks.broj +2, pa se oekuju analogije sa IIa-grupom. Zato i postoji slinost Zn i Cd sa Be i Mg (bliski su im atomski kovalentni i jonski prenici). Imaju veu jonizacionu energiju od IIa-grupe i svih elemenata u periodi. U metalnoj vezi uestvuje manji broj elektrona te su tt i tk niske (tt Hg = -39C, zato je iva jedini teni metal). Cink To je plaviasto-beli metal, na obinoj temperaturi je krt, na 100-150C je mek i rastegljiv (moe se izvlaiti u icu i veoma tanki lim) a na 200C ponovo postaje krt i moe se smrviti u prah. Na 19,5C je krt kao staklo. Rastvaraju ga razblaene kiseline a takoe rastvara se i u alkalnim hidroksidima gradei cinkate. Prema tome zink je amfoteran element.21

Ima ga najvie u rudama: sfalerit ZnS smitsonit ZnCO3 Dobija se iz ZnO redukcijom sa koksom ili elektrolizom ZnSO4. Upotrebljava se u proizvodnji lima, za presvlaenje predmeta od gvoa, za izradu galvanskih elemenata, za izradu legura. Spada u vane mikro-elemente. Od jedinjenja znaaj imaju: ZnO dobija se iz ZnCO3, ili zagrevanjem metalnog cinka. Ovaj beli prah (nerastvoran u vodi) koristi se kao mineralna boja pod imenom cinkovo belilo (''cinkvajs''), zatim u medicini za proizvodnju lekovitih masti ili u industriji gume kao punilac kauuka. ZnCl2 spada u grupu najrastvornijih neorganskih jedinjenja u vodi (u 100 g vode rastvara se 432 g na 25C a na 100C ak 615 g cink(II)-hlorida). Primenjuje se pri lemljenju metala za skidanje oksidnog sloja, impegraciju drveta itd. ZnSO4 7H2O (bela galica) je vana so za dobijanje drugih jedinjenja. Koristi se kao so pri bojenju tekstila, za dobijanje mineralne bele boje, za konzervisanje drveta, koe u galvanoplastici itd. ZnS se primenjuje kao lepa bela boja (pomean sa BaSO4 dolazi pod imenom litopon), zatim u elektronici (npr. ekran televizora je izgraen od ZnS) itd.

Kadmijum Kadmijum je beli, mek metal, lako se rastvara u razblaenoj HNO 3. On zamenjuje Zn u organizmu, ime dolazi do poveanja krvnog pritiska. Inae kadmijum spada meu najotrovnije metale jer izaziva oteenje bubrega, tetno deluje na kosti itd. Dim cigareta takoe sadri kadmijum. Jedna kutija ima oko 1,5 mikrograma Cd. U prirodi je pratilac Zn. Oksidacioni broj Cd u jedinjenjima je +2 kao i kod Zn (a iva ima +1 i +2). Gradi veliki broj jedinjenja sa kiseonikom, sumporom, halogenima itd. Kadmijum veoma dobro apsorbuje neutrone (koriste se ipke za kontrolu nuklearne reakcije). Koristi se za izradu osovina nuklearnih reaktora, alkalnih akumulatora, legura, zatitnih prevlaka itd.22

iva U prirodi se nalazi u malim koliinama kao slobodna ili u rudama: cinobarit HgS i drugim (uglavnom rudama sumpora i halogena). Na obinoj temperaturi je tean metal (jedini), molekuli njene pare su jednoatomni a sama para je izuzetno otrovna. Rad sa ivom je veoma opasan (poto je lako isparljiva). Rastvara metale i gradi tzv amalgame koji su na obinoj temperaturi plastini. Amalgami Ag, Sn i Au primenjuju se u zubnoj tehnici kao zubne plombe. Poto je plastian na obinoj temperaturi lako se koristi za punjenje upljine zuba a kasnije ovrsne. Fe ne gradi amalgam pa se koristi za transport ive. Rastvara se u koncentrovanim kiselinama. Dobija se prenjem HgS u prisustvu kiseonika pri emu nastaje SO2 i Hg-pare koje se kondenzuju u hladnim cevima. iva gradi niz jedinjenja i to: iva(I)-(merkuro)-jedinjenja (oks.broj +1) i iva(II)(merkuri)-jedinjenja (oks.broj +2) sa kiseonikom, halogenidima, takoe poznati su nitrati, sulfidi, sulfati itd. Znaajna jedinjenja su: Hg2Cl2 (iva(I)-hlorid) dobija se iz smee HgCl2 i Hg i slui za kalomel elektrode a u medicini kao sredstvo za ienje. HgS iva(II)-sulfid je so koja ima najmanju vrednost proizvoda rastvorljivosti iva i njena jedinjenja upotrebljavaju se u proizvodnji termometara, barometara, u poljoprivredi se jedinjenja ive koriste kao fungicidi i bakteriocidi. iva ima malu elektrinu provodljivost, ali ispod 269C otpor naglo opada i postaje veoma mali tako da iva na ovim temperaturama predstavlja superprovodnik.

23