svet hemije

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. osobine smeša zavise od količina supstanci koje sadrţe, 2. sastav smeše je promenljiv i proizvoljan, 3. 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. boca sa gasom/tečnosti 2. regulator pritiska 3. uzorak 4. injektor 5. kolona 6. termostat 7. detektor 8. PC 9. štampač 10. 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 naelektrisana čestica. Količina naelektrisanja koju nose proton i elektron je jednaka i iznosi 1,6 * 10

-19 C. Ova količina

naelektrisanja uzeta je za elementarno naelektrisanje. Broj protona i elektrona u atomu je jednak. 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

proton p+

1,66

* 10-27

kg

+1,6 * 10-23

1 +1

neutron no

1,66

* 10-27

kg

0 1 0

elektron e-

9,1 *

10-31

kg

-1,6 * 10-23

C 1/1840~0 -1

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 izotpo kiseonika sa masom 16 piše O-16. Drugi način predstavljanja izotopa jeste X

AZ. Ovaj kiseonikov izotop pisao bi

se O16

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 jednaka je mv

2/2 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 posle imena orbitale stavlja kao eksponent broj elektrona u orbitali. Dakle 1s

2. Ostalo je još 15-2=13 nerasporeĎenih

elektrona. Iz tabele vidimo da se u drugoj ljusci mogu nalaziti s i p orbitale. Dakle za drugu ljusku pišemo 2s22p

6.

Preostaje 13-8=5 elektrona. Primećujemo da je treća ljuska valentna jer posle popunjavanja s-orbitale, 3s2 ostaje tri

elektrona, 3p3 koja nisu dovoljna za popunjavanje p-orbitale. Ova tri elektrona se razmeštaju i tri podorbitale. Dakle

elektronska konfiguracija fosfora je 1s22s

22p

63s

23p

3. Zbog jednostavnosti pišu se samo valentni elektroni ispred kojih

se stavlja simbol plemenitog gasa iz prethodne periode, [Ne]3s23p

3.

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 nalelektrisan m

n+, a atom nemetala negativno n

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, bor-nitrid).

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 (H2O, 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."

Zakon nije u potpunosti tačan jer se za oslobaĎanje energioje troši masa po Ajnštajnovoj relaciji E=mc2(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 ima atoma u 12g ugljenikovog izotopa C-12." Broj atoma u 12g ugljenikovog izotopa C-12 iznosi 6.02*10

23 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 (Ar, Mr). M=n/Mr Mol svakog gasa pri normalnim uslovima (0

oC, pritisak od 1bar) iznosi 22.4dm

3. 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.

1. Koliko a) molova b)atoma c)grama d)dm3 (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)

b)1mol : 6*1023

= 1.5mol : x (za molekule H2) x=9.03*10

23 molekula ili

x1= 18.06*1023

atoma H d) 1mol : 22.4 dm

3 = 1.5mol : x

x=33.6 dm3 (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.

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.

Osmoza je proces prodiranja rastvarača kroz polupropustljivu membranu u pravcu veće koncentracije. Polupropustiva membrana je takva da propušta samo molekule rastvarača. Na osmozi se zasniva proces unošenja vode u biljke preko korenovog sistema. Osmotski pritisak (π) je pritisak kojim treba delovati da bi se onemogućila osmoza. Srazmeran je koncentraciji i temperaturi.

Osobine rastvora koje zavise od broja čestica rastvorene supstance su (molski udeo je količnik broja molova rastvorene supstance i rastvarača):

1. sniţenje napona pare-direktno proporcionalno molskom udelu rastvorene supstance; 2. 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:

Ksp(KmAn)=[K+]m * [A

-]n [(mol/dm

3)m+n

]

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 + H2O 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:

Kw=1*10-14

mol2/dm

6

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 (FeCl3) 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 (CH3COOH, 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.

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

sa slike vidi duţina svih njegovih veza nije ista. To dovodi do razlike u osobinama posmatrajući različite pravce (aniztropija).

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.

http://www.svethemije.com/IR-za-pocetnike?q=IR-za-pocetnike

http://www.svethemije.com/IR-za-pocetnike?q=IR-za-pocetnike

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*10-19

C) l-rastojanje izmeĎu centara jezgara atoma (m)

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.

Indukovani dipol ima dipolni momenat µ=αE, gde je α električna polarizabilnost molekula (C2m/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

+,

amonijum katjon i SO42-

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.

http://www.svethemije.com/elementi-pse?q=node/152

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).

FeS + 2HCl -> FeCl2 + H2S

Baze 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.

H3AlO3 + 3NaOH -> Na3AlO3 + 3H2O

Soli Soli su neorganska jedinjenja koja mogu nastati u reakciji neutralizacije.

Na+ + OH

- + H

+ + Cl

- -> Na

+ + Cl

- + H2O

H+ + OH

- -> H2O

http://www.svethemije.com/grupe-neorganskih-jedinjenja?q=node/183



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

gustina: 0,089g/cm3

elektronegativnost: 2,1

otkriće: H. Cavendish, 1766.

http://www.svethemije.com/node/138?q=node/138


lat. naziv: hidrogenium

oksidaciona stanja: +1, -1

raspored elektrona po nivoima: 1

elektronska konfiguracija: 1s1

atomski poluprečnik: 21 pm

indeks prelamanja svetlosti: 1,00013

brzina zvuka: 1310 m/s

jacina nekih kovalentnih veza (kJ/mol):

o H-H, 454 o C-H, 411 o N-H, 390 o Cl-H, 431 o O-H, 461

izotopi: 1. protijum (H)

masa: 1

zastupljenost u prirodi: 98,91%

raspad: stabilan 2. deuterijum (D)

masa: 2


raspad: stabilan 3. 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

O2-

-> O + 2e- ->1/2O2

Ili zbirno:

H2O -> H2 + 1/2O2

Vodonik se još tehnički dobija prelaskom vodene pare preko uţarenog koksa (10000C).

C + H2O -> CO + H2

CO + H2O -> CO2 + H2 Oba tehnička procesa dobijanja vodonika se zasnivaju na redukciji vode. TakoĎe ponekad se koristi i zagrejano

gvoţĎe (7000C).

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:

Zn + 2KOH + H2O -> H2 + K2Zn(OH)4

Reakcije Vodonik je reaktivan element i vrlo dobro redukciono sredstvo. Gori pri 700

0C 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.

Fe2O3 + H2 -> FeO + H2O

Primena 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 aceptori vodonika), dobijanje amonijaka i metanola (reakcija sa CO pri 200atm i 300

0C).

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. D + T -> He-4 + n

0 + 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 imavodonik-peroksid (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 H2O2 (ili H2O2vezan uz druga jedinjenja koja ga čine stabilnijim).

Osobine molekulska formula: H2O2

Mr: 34,01




naziv po IUPAC-u: vodonik peroksid

T.K. (oC): 152

T.T. (oC): -0,43

gustina (g/cm3): 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 perokside (BaO2, Na2O2, peroksidni anjon je O2

2-).

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

Ti6+

jonom. H2O2 + TiO2 + 2H2SO4 -> H2[TiO2(SO4)2] + 2H2O

Vodonik peroksid lako oksiduje mnoge supstance - HNO2 u HNO3, H2SO3 u H2SO4, Fe2+

u Fe3+

, 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:

2BaO + O2 -> 2BaO2 (na 500oC)

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 2-

etilantrahinon i vodonik-peroksid. 2-etilantrahinon se zatim katalitičkom hidrogenizacijom redukuje u 2-etil-9,10-dihidroksiantracen 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

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

gustina: 0,534g/cm3

elektronegativnost: 1

otkriće: A. Arfedson, 1817.

lat. naziv: litium

oksidaciona stanja: +1 (-1 kriptati)

raspored elektrona po nivoima:2, 1

elektronska konfiguracija: 1s2 2s

1



energija jonizacije (kJ/mol):

o Li -> Li+, 513,3

izotopi: 1. Li-6


raspad: stabilan 2. Li-7


raspad: stabilan

http://www.svethemije.com/alkalni-metali?q=node/139

http://www.svethemije.com/alkalni-metali?q=node/139

Natrijum

atomski broj: 11

Ar: 22,98

grupa: 1

perioda: M

blok: s



T.K: 1156 K

T.T: 379,9 K

gustina: 0,968g/cm3


otkriće: Sir H. Davy, 1807.

lat. naziv: natrium


raspored elektrona po nivoima:2, 8, 1

elektronska konfiguracija: [Ne]3s1




o Na -> Na+, 495,8

izotopi: 1. Na-23

zastupljenost u prirodi: 100%

raspad: stabilan 2. 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



T.K: 1032 K

T.T: 336,5 K

gustina: 0,89g/cm3



lat. naziv: kalium


raspored elektrona po nivoima:2, 8, 8, 1

elektronska konfiguracija: [Ar]4s1




o K -> K+, 418,8

izotopi: 1. K-39


raspad: stabilan 2. K-41


raspad: stabilan 3. K-40


raspad: beta-, beta

+, zarobljavanje elektrona

vreme poluraspada: 1,27 * 109 godina

raspada se na: Ca-40, Ar-40

Rubidijum

atomski broj: 37

Ar: 85,47

grupa: 1

perioda: O

blok: s



T.K: 961 K

T.T: 312 K

gustina: 1,53g/cm3


otkriće:R. Bunsen, G. Kirchoff, 1861.

lat. naziv: rubidium


raspored elektrona po nivoima:2, 8, 18, 8, 1

elektronska konfiguracija: [Kr]5s1




o Rb -> Rb+, 403

izotopi:

1. Rb-85


raspad: stabilan 2. Rb-87


raspad: beta-

vreme poluraspada: 4,88 * 1010

godina

raspada se na: Sr-87

3. Sintetizovano je još nekoliko izotopa rubidijuma - 83, 84, 86.

Cezijum

atomski broj: 55

Ar: 132,9

grupa: 1

perioda: P

blok: s



T.K: 944 K

T.T: 301 K

gustina: 1,93g/cm3


otkriće:R. Bunsen, G. Kirchoff, 1860.

lat. naziv: caesium

oksidaciona stanja: +1 (-1)

raspored elektrona po nivoima:2, 8, 18, 18, 8, 1

elektronska konfiguracija: [Xe]5s1



o Cs -> Cs+, 376

izotopi: 1. Cs-133


raspad: stabilan 2. Cs-135


raspad: beta-


raspada se na: Ba-135

3. Sintetizovano je još nekoliko izotopa cesijuma - 134, 137.

Francijum

atomski broj: 87

Ar: 223

grupa: 1

perioda: Q

blok: s



T.K: 950 K

T.T: 300 K

gustina: 1,87g/cm3


otkriće:M. Perey, 1939.

lat. naziv: francium

oksidaciona stanja: +1

raspored elektrona po nivoima:2, 8, 18, 32, 18, 8, 1

elektronska konfiguracija: [Rn]6s1



o Fr -> Fr+, 400

izotopi: 1. Fr-223


raspad: beta-, alfa

vreme poluraspada: 22 minuta6 godina

raspada se na: Ra-221, At-119

2. 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. Najpoznatiji i najvaţniji primer ovakve reakcije je elektroliza rastopa NaCl (kod 800

0C). 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

T.K. (oC): 1388

T.T. (oC): 323


rastvorljivost: voda (108), alkohol


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 NaHCO3 usled reakcije sa ugljen-dioksidom 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.

2Na+ + CO3

2- + Ca

2+ + 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

atomski broj: 4

Ar: 9

grupa: 2

perioda: L

blok: s

osobine: zemnoalkalni metal


T.K: 3243 K

T.T: 1551 K

gustina: 1,85g/cm3


otkriće:F. Wohler, A. A. Bussy, 1828.

lat. naziv: berilium



elektronska konfiguracija: [He]2s2




o Be -> Be+, 899

o Be+ -> Be

2+, 1757

izotopi: 1. Be-9


raspad: stabilan 2. Be-10


http://www.svethemije.com/zemnoalkalni-metali?q=node/140

http://www.svethemije.com/zemnoalkalni-metali?q=node/140

raspad: beta-


raspada se na: B-10

3. Sintetizovan je još izotop berilijuma - 7.

Magnezijum

atomski broj: 12

Ar: 24,3

grupa: 2

perioda: M

blok: s



T.K: 1363 K

T.T: 923 K

gustina: 1,738g/cm3


otkriće:Sir H. Davy, 1808.

lat. naziv: magnesium

oksidaciona stanja: +2 (+1)


elektronska konfiguracija: [Ne]3s2




o Mg -> Mg+, 738

o Mg+ -> Mg

2+, 1451

izotopi: 1. Mg-24


raspad: stabilan 2. Mg-25


raspad: stabilan 3. Mg-26


raspad: stabilan

Kalcijum

atomski broj: 20

Ar: 40

grupa: 2

perioda: N

blok: s



T.K: 1757 K

T.T: 1115 K

gustina: 1,55g/cm3



lat. naziv: calcium



elektronska konfiguracija: [Ar]4s2




o Ca -> Ca+, 590

o Ca+ -> Ca

2+, 1145

izotopi: 1. Ca-40


raspad: stabilan 2. Ca-42








raspad: dupli beta-


godina

raspada se na: Ti-46 6. Ca-48


raspad: dupli beta-

vreme poluraspada: 4 * 1019

godina

raspada se na: Ti-48

7. Sintetisani su i izotopi kalcijuma - 41, 45, 47.

Stroncijum

atomski broj: 38

Ar: 87,62

grupa: 2

perioda: O

blok: s



T.K: 1655 K

T.T: 1050 K

gustina: 1,64g/cm3


otkriće: A. Crawford, 1790.

lat. naziv: strontium



elektronska konfiguracija: [Kr]5s2



o Sr -> Sr+, 550

o Sr+ -> Sr

2+, 1064

izotopi: 1. Sr-84


raspad: stabilan 2. Sr-86






raspad: stabilan

5. Sintetisani su i izotopi stroncijuma - 82, 83, 85, 89, 90.

Barijum

atomski broj: 56

Ar: 137,33

grupa: 2

perioda: P

blok: s



T.K: 2171 K

T.T: 1002 K

gustina: 3,51g/cm3


otkriće:Sir H. Davy, 1808.

lat. naziv: barium



elektronska konfiguracija: [Xe]6s2




o Ba -> Ba+, 503

o Ba+ -> Ba

2+, 965

izotopi: 1. Ba-130


raspad: stabilan 2. Ba-132












raspad: stabilan

8. 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



T.K: 2010 K

T.T: 973 K

gustina: 5,5g/cm3


otkriće:P. i M. Currie, 1898.

lat. naziv: radium



elektronska konfiguracija: [Rn]7s2



o Ra -> Ra+, 509

o Ra+ -> Ra

2+, 979

izotopi: 1. Ra-224

zastupljenost u prirodi: ?

raspad: alfa

vreme poluraspada: 3,63 dana

raspada se na: Rn-220 2. Ra-226

zastupljenost u prirodi: moţda 100%

raspad: alfa

vreme poluraspada: 1602 godine

raspada se na: Rn-222

3. 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). Mg

2+ + 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

km3 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





atomski broj: 5

Ar: 10,81

grupa: 3

perioda: L

blok: p

osobine: amfoteran element ili nemetal (metaloid)


T.K: 4200 K

T.T: 2349 K

gustina: 2,34g/cm3


otkriće:Sir H. Davy, J. L. Guy-Lussac, L. J. Thenard, 1828.

lat. naziv: borum



elektronska konfiguracija: [He]2s22p

1




o B -> B+, 800

o B+ -> B

2+, 2427

o B2+

-> B3+

, 3660

jačina nekih kovalentnih veza (kJ/mol):

o B-H, 381 o B-B, 335 o B-Cl, 444 o B-O, 523 o B-C, 372 o B-F, 644

izotopi: 1. B-10


raspad: stabilan 2. B-11


raspad: stabilan

Aluminijum

atomski broj: 13

Ar: 26,98

grupa: 3

perioda: M

blok: p

osobine: amfoteran element ili slab metal


T.K: 2792 K

T.T: 933,5 K

gustina: 2,7g/cm3


otkriće:H. C. Oersted, 1825.

lat. naziv: aluminium




1




o Al -> Al+, 577

o Al+ -> Al

2+, 1817

o Al2+

-> Al3+

, 2745


o Al-H, 285 o Al-Al, 200 o Al-Cl, 498 o Al-O, 585 o Al-C, 225 o Al-F, 665

izotopi: 1. Al-27


raspad: stabilan

2. Sintetisan je izotop aluminijuma Al-26.

Galijum

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

gustina: 5,91g/cm3


otkriće: L. de Boisbaudran, 1875.

lat. naziv: galium

oksidaciona stanja: +3 (retko +1, +2)


elektronska konfiguracija: [Ar]4s23d

104p

1




o Ga -> Ga+, 580

o Ga+ -> Ga

2+, 1980

o Ga2+

-> Ga3+

, 2963

izotopi: 1. Ga-69


raspad: stabilan 2. Ga-70


raspad: stabilan

Indijum atomski broj: 49

Ar: 114,82

grupa: 3

perioda: O

blok: p



T.K: 2345 K

T.T: 429,75 K

gustina: 7,31g/cm3


otkriće:F. Reich, H. Richter 1863.

lat. naziv: indium

oksidaciona stanja: +3 (retko +1, +2)


elektronska konfiguracija: [Kr]5s24d

105p

1




o In -> In+, 558

o In+ -> In

2+, 1820

o In2+

-> In3+

, 2704

izotopi: 1. In-113


raspad: stabilan 2. In-114


raspad: beta-

vreme poluraspada: 4,4*1014

godina

raspada se na: Sn-115

Talijum

atomski broj: 81

Ar: 204,383

grupa: 3

perioda: P

blok: p



T.K: 1746 K

T.T: 577 K

gustina: 11,85g/cm3


otkriće: Sir W. Crookes, 1861.

lat. naziv:

oksidaciona stanja: +1, +3 (ređe)


elektronska konfiguracija: [Xe]6s24f146p1




Tl -> Tl+, 589

Tl+ -> Tl

2+, 1971

Tl2+

-> Tl3+

, 2878

izotopi:

1. Tl-203 o zastupljenost u prirodi:29,5% o raspad: stabilan 2. Tl-205 o zastupljenost u prirodi: 70,5% o raspad: stabilan

3. Sintetisan je izotop talijuma mase 204.

Ununtrijum

atomski broj: 113

Ar: 284

grupa: 3

perioda: Q

blok: p

osobine:metal


T.K: ? K

T.T: ? K

gustina: ?g/cm3

elektronegativnost: ?

otkriće:Dubna, 2004.

lat. naziv: ununtrium

oksidaciona stanja: ?


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 kriolitu (na oko 950

0C, Na3AlF6). Glinica disocira u ovom rastopu.

Al2O3 -> 2Al3+

+ 3O2-

Elektroliza se sprovodi grafitnim elektrodama. Na katodi se izdvaja elementarni aluminijum. Skuplja se ispod

rastvora elektrolita i time se sprečava reakcija sa vazduhom. 2Al

3+ + 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.

3O2-

-> 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

2Al + 2NaOH + 6H2O -> 2NaAl(OH)4 + 3H2

Primena Najvažniji elemenat III grupe je aluminijum. Sa gustinom od 2,7 g/cm

3 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. H3BO3 -> H2O + HBO2 (na 100

0C)

4HBO2 -> H2O + H2B4O7 (na 1400C)

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, Al2O3) osnova je nekih dragulja (rubin, safir), čija je boja posledica

prisustva izuzetno malih količina teţijh jona (Fe2+

i Fe3+

).

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

http://www.svethemije.com/elementi-IV-grupe-pse?q=node/146




grupa: 4

perioda: L

blok: p

osobine: nemetal (metaloid)


T.K: 5100 K

T.T: 3773 K

gustina: 2,26(grafit) - 3,51 (dijamant)g/cm3


otkriće: poznat od davnina

lat. naziv: carboneum

oksidaciona stanja: +4, -4, +2



2


alotropske modifikacije: o amforni o grafit, heksagonalni - provodnik el. struje, metalni sjaj (slabije vezani elektroni) o dijamant, tetragonalni o fuleren, oblik "fudbalske lopte", obično C60 mada moţe C20-72

o PronaĎeno je joše nekoliko, manje bitnih, alotropskih modifikacija ugljenika


o C-H, 411 o C-C, 348 o C=C, 614 o C=O, 745

o C C, 839 o C=N, 615

o C N, 891

izotopi: 1. C-12


raspad: stabilan 2. C-13


raspad: stabilan 3. C-14


raspad: beta-

vreme poluraspada: 5730 godina

raspada se na: N-14

Silicijum

atomski broj: 14

Ar: 28,05

grupa: 4

perioda: M

blok: p

osobine: metaloid


T.K: 3538 K

T.T: 1687 K

gustina: 2,33g/cm3


otkriće: J. Berzelius, 1823.

lat. naziv: silicium

oksidaciona stanja: +4, (reĎe +2)


elektronska konfiguracija: [Ne]3s23p

2



o Si-H, 326 o Si-C, 301 o Si-O, 486 o Si-F, 582 o Si-Cl, 391 o Si-Si, 226

izotopi: 1. Si-28


raspad: stabilan 2. Si-29


raspad: stabilan 3. Si-30


raspad: stabilan

4. Sintetisan je radioaktivan izotop Si-32.

Germanijum

atomski broj: 32

Ar: 72,59

grupa: 4

perioda: N

blok: p



T.K: 3103 K

T.T: 1210 K

gustina: 5,32g/cm3


otkriće: C. Winkler, 1886.

lat. naziv: germanium

oksidaciona stanja: +4, +2



104p

2




o Ge -> Ge+, 762

o Ge+ -> Ge

2+, 1537

o Ge2+

-> Ge3+

, 3302 o Ge

3+ -> Ge

4+, 4410

izotopi: 1. Ge-70


raspad: stabilan 2. Ge-72








raspad: stabilan

6. Sintetisani su izotopi germanijuma atomskih masa 68 i 71.

Kalaj

atomski broj: 50

Ar: 118,69

grupa: 4

perioda: O

blok: p



T.K: 2875 K

T.T: 505 K

gustina: 5,769(sivi) - 7,265g/cm(beli)3



lat. naziv: stannum




105p

2




o Sn -> Sn+, 709

o Sn+ -> Sn

2+, 1412

o Sn2+

-> Sn3+

, 2943 o Sn

3+ -> Sn

4+, 3930

izotopi: 1. Sn-112


raspad: stabilan 2. Sn-114


















raspad: stabilan

11. Sintetisani je izotop kalaja atomske mase 126. Kalaj je element sa najviše stabilnih izotopa - čak 10.

alotropske modifikacije: o sivi - ispod 18

0C

o beli - preko 180C

Olovo

atomski broj: 82

Ar: 207,2

grupa: 4

perioda: P

blok: p



T.K: 2022 K

T.T: 600 K

gustina: 11,34g/cm3


otkriće: poznato od davnina

lat. naziv: plumbum



elektronska konfiguracija: [Xe]6s24f

145d

106p

2




o Pb -> Pb+, 715

o Pb+ -> Pb

2+, 1450

o Pb2+

-> Pb3+

, 3081 o Pb

3+ -> Pb

4+, 4083

izotopi: 1. Pb-204


raspad: alfa


godina

raspada se na: Hg-200 2. Pb-206


raspad: stabilan 3. Pb-207






raspad: beta-, alfa

vreme poluraspada: 22,3 godine

raspada se na: Hg-206, Bi-210

6. 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

gustina: ?g/cm3


otkriće: Dubna, 1999.

lat. naziv: ununquadium



elektronska konfiguracija: [Rn]7s25f

146d

107p

2

atomski poluprečnik: ? pm

izotopi:

1. 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,

a HSiCl3, trihlorsilan, se izdvaja i prečišćava destilacijom) koji se zatim u atmosferi vodonika redukuju na 12000C, a

čist silicijum se sublimuje iz gasovitog stanja. Dobijena HCl se ponovo koristi za dobijanje HSiCl3. 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. Si regauje s kiseonikom na 900

0C, sa azotom na 1400

0C, sa fluorom pri normalnim uslovima i sa ostalim

halogenima na oko 3000C. Reaguje samo sa HF od kiselina, a sa alkalijama gradi soli - silikate.

Si + O2 -> SiO2

3Si + 2N2 -> Si3N4

Si + 2F2 -> SiF4

Si + 2I2 -> SiI4

Si + HF -> [SiF]2-

+ 2H+ + 2H2

Si + NaOH -> [SiO4]4-

+ 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. Neorganska jedinjenja ugljenika su oksidi (CO i CO2), ugljena kiselina H2CO3 i njene soli karbonati (CO3

2-) 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...

Mg2Si + 4H+ -> 2Mg

2+ + 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

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

gustina: 0,00125g/cm3


otkriće: D.Rutherford, 1772.

lat. naziv: nitrogenium

oksidaciona stanja: -3, +5, +3, +2, +4, +1, -2, -1



3


brzina zvuka (m/s): 353


o N-H, 390

o N-N, 160 o N=N, 415 o N-Cl, 193 o C-N, 268

o N N, 946

izotopi: 1. N-14


raspad: stabilan 2. N-15


raspad: stabilan

3. Sintetisan je izotop azota - 13.

Fosfor

atomski broj: 15

Ar: 30,97

grupa: 5

perioda: M

blok: p



T.K: 550 K

T.T: 317 K

gustina: 1,82(beli), 2,34(crveni) - 2,69 (crni)g/cm3


otkriće: H. Brand, 1669.

lat. naziv: phosphorus




3


alotropske modifikacije: o beli, tetragonalni P4, reaktivan o crveni,tetragonalni, Pn, zagrevanjem belog na 300

0C bez vazduha, manje reaktivan

o crni, iz belog pod jakim pritiskom, nerastvoran u većini rastvarača, metalni sjaj poput grafita


o P-H, 328 o P-O, 407 o P-P, 209 o P-Cl, 419 o P=O, 560

izotopi: 1. P-31


raspad: stabilan

2. Sintetisani su izotopi fosfora atomskih masa 32 i 33.

Arsen

atomski broj: 33

Ar: 74,92

grupa: 5

perioda: N

blok: p



T.K: 887 K

T.T: 1090 K

gustina: 5,73g/cm3


otkriće: A. Magna, 1250.

lat. naziv: arsenicum




104p

3


alotropske modifikacije: o sivi (alfa), ima metalni sjaj, do 800

0C As4, As2 preko 1700, reaktivan

o žuti (beta),heksagonalni (As6), dobija se hlaĎenjem arsenvodonika, nestabilan na sobnoj temperaturi (prelazi u sivi),

nema metalni sjaj, manje reaktivan o crni (amformi), dobija se sublimacijom arsena bez prisustva vazduha, iznad 360

0 prelazi u stabilniji sivi


o As-H, 245 o As-O, 477 o As-As, 348 o As-Cl, 293 o As-C, 200

izotopi: 1. As-75


raspad: stabilan

2. Sintetisani su izotopi arsena atomskih masa 73 i 74.

Antimon

atomski broj: 51

Ar: 121,75

grupa: 5

perioda: O

blok: p

osobine: amforan element (slab metal)


T.K: 1860 K

T.T: 904 K

gustina: 6,7g/cm3



lat. naziv: stibium

oksidaciona stanja: +3, +5 (ponekad -3)



105p

3


alotropske modifikacije:

o Alotropske modifikacije antimona su slične arsenovim. Siva ima metalni sjaj i stabilna je, a ţuta je nestabilna.

izotopi: 1. Sb-121


raspad: stabilan 2. Sb-123


raspad: stabilan

3. Sintetisan je izotop antimona atomske mase 125.

Bizmut

atomski broj: 83

Ar: 208,98

grupa: 5

perioda: P

blok: p

osobine: metal (amfoteran element)


T.K: 1873 K

T.T: 545 K

gustina: 9,8g/cm3



lat. naziv: bismuthum

oksidaciona stanja: +1 do +5


elektronska konfiguracija: [Xe]6s24f

145d

106p

3


izotopi: 1. Bi-209


raspad: alfa


godina

raspada se na: Tl-205

2. Sintetisani su izotopi bizmuta atomskih masa 207 i 208.

Ununpentijum atomski broj: 115

Ar: 288

grupa: 5

perioda: P

blok: p

osobine: metal


T.K: ? K

T.T: ? K

gustina: ?g/cm3



lat. naziv: ununpentijum



elektronska konfiguracija: [Rn]7s25f

146d

107p

3


izotopi:

1. 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

nalazišta u severnoj africi, zagrevanjem u prisustvu koksa i kvarcnog peska na 1300-15000C.

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 60

0C. 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.

Kiseonik atomski broj: 8

Ar: 15,9

grupa: 6

perioda: L

blok: p

osobine: nemetal


T.K: 90,2 K

T.T: 54,4 K



otkriće: J. Prestley, K. W. Sheele 1774.

lat. naziv: oxygenium

oksidaciona stanja: -2 (+1 s fluorom)



4




o O-O, 146 o O-N, 200 o O=O, 498 o O-C, 360 o O=C, 743

alotropske modifikacije: o kiseonik, O2, gas, jedina alotropska modifikacija bilo kog elementa koja sadrţi nesparene elektrone o ozon, rezonantna struktura O3, svetloplav gas, nastaje pod uticaijem ultraljubičastog zračenja, jače oksidaciono

sredstvo od običnog kiseonika o tetrakiseonik, O4, skoro otkriven, nastaje izlaganjem običnog kiseonika pritisku od 20 GPa, crvena tečnost, jače

oksidaciono sredstvo od ozona

izotopi: 1. О-16





raspad: stabilan 2. O-17


raspad: stabilan 3. O-18


raspad: stabilan

Sumpor

atomski broj: 16

Ar: 32,06

grupa: 6

perioda: M

blok: p

osobine: nemetal


T.K: 388 K

T.T: 718 K

gustina: 1,92 - 2,08g/cm3



lat. naziv: sulphur

oksidaciona stanja: -2, +4, +6



4



o S-O, 265 o S=O, 525 o S-S, 226 o S-C, 272 o S=C, 476 o S-H, 347 o S-Cl, 255

alotropske modifikacije: o S8, i sam u dve modifikacije - romboični i monoklinični, posle topljenja, zagrevanjem postaje sve više viskozna

tečnost koja menja boju u crvenu i crnu, da bi na oko 4500C počela da isparava, daljim zagrevanjem raspada se na

diatomske molekule (oko 1000) a zatim (na 1600) u slobodne atome o amforni sumpor, nastaje brzim hlaĎenjem veoma toplog sumpora o S6, stvara naranĎasto-crvene kristale, najgušća altropska modifikacija

o Sumpor je posle ugljenika element sa najviše alotropskih modifikacija, a poznati su lanci do 30 S atoma.

izotopi: 1. S-32


raspad: stabilan 2. S-33






raspad: stabilan

5. Sintetisan je izotop sumpora atomske mase 35.

Selen

atomski broj: 34

Ar: 78,96

grupa: 6

perioda: N

blok: p

osobine: nemetal


T.K: 958 K

T.T: 494 K




lat. naziv: selenium




104p

4



o Se-O, 343 o Se-Se, 330 o Se-F, 285 o Se-C, 245 o Se-H, 335 o Se-Cl, 245


alotropske modifikacije: o sivi , Sen, najstabilniji, jedina modifikacija koja provodi toplotu o amforni crveni selen o Se8, crveni kristali, postoji u alfa, beta i gama modifikaciji

o Selen ima joše nekoliko alotropskih modifikacija, sličnih sumporu.

izotopi: 1. Se-74


raspad: stabilan 2. Se-76






raspad: stabilan

5. Se-80




raspad: duipli beta-


godina

raspada se na: Kr-82

7. Sintetisani su izotopi selena atomskih masa 72, 75 i 79.

Telur

atomski broj: 52

Ar: 127,6

grupa: 6

perioda: O

blok: p

osobine: metaloid


T.K: 1261 K

T.T: 723 K

gustina: 6,24g/cm3


otkriće: F. M. von Reichenstein, 1782.

lat. naziv: tellurium




105p

4



o Te-O, 268 o Te-H, 240 o Te-F, 335 o Te-Te, 235 o Te-Cl, 251



o Telur dolazi u osmoatomskim molekulima.

izotopi: 1. Te-120


raspad: stabilan 2. Te-122










raspad: zarobljavanje elektrona

vreme poluraspada: 1 * 1013

godina

raspada se na: Sb-123 7. Te-128




godina- najduţe vreme poluraspada nekog radioaktivnog izotopa

raspada se na: Xe-128 8. Te-130




godina

raspada se na: Xe-130

Polonijum

atomski broj: 84

Ar: 209

grupa: 6

perioda: P

blok: p

osobine: amfoteran element


T.K: 1235 K

T.T: 527 K



otkriće: P. i M. Curie, 1898.

lat. naziv: polonium



elektronska konfiguracija: [Xe]6s25d

104f

146p

4


izotopi:

1. 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


T.K: ? K

T.T: ? K

gustina: ?g/cm3



lat. naziv: ununheksium



elektronska konfiguracija: [Rn]7s26d

105f

147p

4


izotopi:

1. 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


T.K: 85 K

T.T: 53,5 K



otkriće: H. Moissan, 1886.

lat. naziv: fluorum

oksidaciona stanja: -1



5



o F-F, 159 o O-F, 190 o N-F, 272 o F-C, 484

izotopi: 1. F-19


raspad: stabilan

Hlor atomski broj: 17

Ar: 35,45

grupa: 7

perioda: M

blok: p

osobine: nemetal


T.K: 240 K

T.T: 172 K



otkriće: K. W. Sheele 1774.

lat. naziv: chlorum

oksidaciona stanja: -1, +7, +5, +4, +3, +1



5




o Cl-O, 206 o Cl-Cl, 242 o Cl-H, 431

izotopi: 1. Cl-35


raspad: stabilan 2. Cl-37


raspad: stabilan

3. Sintetisan je izotop Cl-36.

Brom

atomski broj: 35

Ar: 79,9

grupa: 7

perioda: N

blok: p

osobine: nemetal

agregatno stanje: tečno

T.K: 332 K

T.T: 266 K

gustina: 3,1g/cm3


otkriće: A. J. Balard, 1826.

lat. naziv: bromum

oksidaciona stanja: -1, +7, +5, +4, +3, +1



104p

5




o Br-Br, 193 o Br-C, 286 o Br-H, 366 o Br-O, 234

izotopi: 1. Br-79


raspad: stabilan 2. Br-81


raspad: stabilan

Jod

atomski broj: 53

Ar: 126,9

grupa: 7

perioda: O

blok: p

osobine: nemetal


T.K: 457 K

T.T: 387 K

gustina: 4,93g/cm3


otkriće: B. Courtois, 1804.

lat. naziv: iodum

oksidaciona stanja: -1, +7, +5, +3



105p

5



o I-H, 299 o I-C, 228 o I-O, 234 o I-I, 151

izotopi: 1. I-127


raspad: stabilan

2. Sintetisani su izotopi I-129 i I-131.

Astat atomski broj: 85

Ar: 210

grupa: 7

perioda: P

blok: p

osobine: nemetal (amfoteran element)


T.K: 610 K

T.T: 575 K

gustina: ?g/cm3


otkriće: D.R. Corson, E. Serge, K. R. MacKenzie 1940.

lat. naziv: astatium




104f

146p

5



o At-At, 110

izotopi: 1. At-210


raspad: zarobljavanje elektrona, alfa

vreme poluraspada: 8,1 čas

raspada se na: Po-210, Bi-206

2. 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

gustina: ?g/cm3


otkriće: još nije izolovan

lat. naziv: ununseptium




105f

147p

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

2Na + I2 -> 2NaI

Primena 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.

Helijum atomski broj: 2

Ar: 4,0026

grupa: 0

perioda: K

blok: p

osobine: inertan element


T.K: 4,215 K

T.T: 0,95 K pri 2,5 MPa



otkriće: Sir W. Ramsey, P. T. Cleve, N. Langet, 1895.

lat. naziv: helium


raspored elektrona po nivoima:2

elektronska konfiguracija: 2s2


izotopi: 1. He-3


raspad: stabilan 2. He-4


raspad: stabilan 3. He-5

raspad: stabilizacija izbacivanjem neutrona

vreme poluraspada: 3 * 10-23

s

raspada se na: He-4 4. He-6

raspad: beta-

vreme poluraspada: 807 ms

raspada se na: Li-6 5. He-7



s


raspad: beta- i stabilizacija izbacivanjem neutrona

vreme poluraspada: 119 ms

raspada se na: Li-7 7. He-9




s




s

raspada se na: He-9

Neon

atomski broj: 10

Ar: 20,118

grupa: 0

perioda: L

blok: p



T.K: 27 K

T.T: 24,5 K



otkriće: Sir W. Ramsey, M. W. Travers, 1898.

lat. naziv: neon




6


izotopi: 1. Ne-20


raspad: stabilan 2. Ne-21


raspad: stabilan 3. Ne-22


raspad: stabilan

Argon

atomski broj: 18

Ar: 39,95

grupa: 0

perioda: M

blok: p



T.K: 87 K

T.T: 83,8 K




lat. naziv: argon




6


izotopi: 1. Ar-36


raspad: stabilan 2. Ar-38


raspad: stabilan 3. Ar-40


raspad: stabilan

4. Sintetisani su izotopi Ar-37, 39, 42.

Kripton atomski broj: 36

Ar: 83,8

grupa: 0

perioda: N

blok: p



T.K: 120 K

T.T: 116 K




lat. naziv: kripton




104p

6


izotopi: 1. Kr-80


raspad: stabilan 2. Kr-82










raspad: duplo zarobljavanje elektrona


godina

raspada se na: Se-78

7. Sintetisani su izotopi Kr-79, 81, 85.

Ksenon atomski broj: 54

Ar: 131,29

grupa: 0

perioda: O

blok: p



T.K: 165 K

T.T: 161,5 K




lat. naziv: xenon

oksidaciona stanja: +2, +4, +6, +8



105p

6


izotopi: 1. Xe-126


raspad: stabilan 2. Xe-128
















godina

raspada se na: Te-124 9. Xe-136


raspad: beta-


godina

raspada se na: Ba-136

10. Sintetisani su izotopi Xe-125, 127, 133, 135.

Radon atomski broj: 86

Ar: 222

grupa: 0

perioda: P

blok: p



T.K: 211 K

T.T: 202 K



otkriće: F. E. Dorn, 1898.

lat. naziv: radon




104f

146p

6


izotopi: 1. Rn-222


raspad: alfa

vreme poluraspada: 3,82 dana

raspada se na: Po-218

2. Sintetisan je izotop Rn-211.

Ununoktijum atomski broj: 118

Ar: 293

grupa: 0

perioda: Q

blok: p



T.K: ? K

T.T: ? K

gustina: ?g/cm3



lat. naziv: ununoctium




105f

147p

6


izotopi:

1. 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 (XePtF6). 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

atomski broj: 29

Ar: 63,546

grupa: 1b

perioda: N

blok: d

osobine: prelazni metal


T.K: 2840 K

T.T: 1358 K

gustina: 8,96g/cm3



lat. naziv: cuprum


raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 1

elektronska konfiguracija: [Ar]3d10

4s1




o Cu -> Cu+, 745

o Cu+ -> Cu

2+, 1958

izotopi: 1. Cu-63


raspad: stabilan 2. Cu-65


raspad: stabilan

Srebro

atomski broj: 47

Ar: 107,868

grupa: 1b

perioda: O

blok: d



T.K: 2435 K

T.T: 1235 K

gustina: 10,49g/cm3



lat. naziv: argentum


raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 18, 1

elektronska konfiguracija: [Kr]4d10

5s1




o Ag -> Ag+, 731

izotopi: 1. Ag-107


raspad: stabilan 2. Ag-109


raspad: stabilan

3. Sintetisan su izotopi Ag-105, 106, 108, 111 .

Zlato

atomski broj: 79

Ar: 196,97

grupa: 1b

perioda: P

blok: d



T.K: 3129 K

T.T: 1337 K

gustina: 19,3g/cm3



lat. naziv: aurum


raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 32, 18, 1

elektronska konfiguracija: [Xe] 4f14

5d10

6s1




o Au -> Au+, 890

o Au+ -> Au

2+, 1980

o Au2+

-> Au3+

, 2900

izotopi: 1. Au-197


raspad: stabilan

2. Sintetisan su izotopi Au-195, 196, 198, 199 .

Rendgenijum atomski broj: 111

Ar: 272

grupa: 1b

perioda: Q

blok: d


agregatno stanje: ?

T.K: ? K

T.T: ? K

gustina: ?g/cm3


otkriće: Darmštrat

lat. naziv: rendgenium



elektronska konfiguracija: [Rn] 5f14

6d10

7s1


izotopi:

1. 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. 2Ag(CN)2

- + Zn -> 2Ag + Zn(CN)4

2-

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 SO2

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

-

Au(CN)3 + CN- -> Au(CN)4

-

Jedinjenja 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

atomski broj: 30

Ar: 65,38

grupa: 2b

perioda: N

blok: d

osobine: amfoteran element (slab metal)


T.K: 1180 K

T.T: 693 K

gustina: 7,14g/cm3


otkriće: A. Marggraf, 1764.

lat. naziv: zincum



elektronska konfiguracija: [Ar]3d10

4s2




o Zn -> Zn+, 906

o Zn+ -> Zn

2+, 1733

izotopi: 1. Zn-64


raspad: stabilan 2. Zn-66












raspad: stabilan

6. Sintetisani su izotopi cinka atomskih masa 65 i 96.

Kadmijum

atomski broj: 48

Ar: 112,41

grupa: 2b

perioda: O

blok: d



T.K: 1038 K

T.T: 594 K

gustina: 8,65g/cm3


otkriće: F. Stromeyer, 1817.

lat. naziv: cadmium




5s2




o Cd -> Cd+, 868

o Cd+ -> Cd

2+, 1631

izotopi: 1. Cd-106




godina

raspada se na: Pd-106 2. Cd-108




godina

raspada se na: Pd-108 3. Cd-110


raspad: stabilan

4. Cd-111


raspad: stabilan 5. Cd-112


raspad: stabilan 6. Cd-113


raspad: beta-


godina

raspada se na: In-113 7. Cd-114


raspad: dupli beta-


godina

raspada se na: Sn-114 8. Cd-116


raspad: dupli beta-


godina

raspada se na: Sn-116

9. Sintetisani je izotop kadmijuma atomske mase 109.

Ţiva

atomski broj: 80

Ar: 200,59

grupa: 2b

perioda: P

blok: d


agregatno stanje: tečno

T.K: 630 K

T.T: 234 K



otkriće: poznata od davnina

lat. naziv: hydrargyrum



elektronska konfiguracija: [Xe]4f14

5d10

6s2




o Hg -> Hg+, 1007

o Hg+ -> Hg

2+, 1809

izotopi: 1. Hg-196


raspad: stabilan

2. Hg-198


raspad: stabilan 3. Hg-199










raspad: stabilan

8. Sintetisani su izotopi ţive atomskih masa 194, 195, 197 i 203.

Ununbijum atomski broj: 112

Ar: 277

grupa: 2b

perioda: Q

blok: d



T.K: ? K

T.T: ? K

gustina: ? g/cm3


otkriće: Darmštrat, 1996

lat. naziv: ununbium


raspored elektrona po nivoima: 2, 8, 18, 32, 32, 18, 2

elektronska konfiguracija: [Rn]5f14

6d10

7s2


izotopi:

1. 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. Cink-oksid 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

metala. Tako ţiva reaguje tek na 3500C.

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 azotnom kiselinom (50%) daje jedinjenje sa Hg2

2+ 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 Hg

2+ 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 ugljen-dioksidom 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 cink-hlorida 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



T.K: 3109 K

T.T: 1814 K

gustina: 2,985g/cm3


otkriće: Lars Nilson, 1789.

lat. naziv: scandium

oksidaciona stanja: +3 (reĎe +2)






elektronska konfiguracija: [Ar]3d14s

2



o Sc -> Sc+, 631

o Sc+ -> Sc

2+, 1235

o Sc2+

-> Sc3+

, 2389

izotopi: 1. Sc-45


raspad: stabilan

2. Sintetisani su izotopi skandijuma atomskih masa 44, 46 i 47.

Itrijum

atomski broj: 39

Ar: 88,906

grupa: 3b

perioda: O

blok: d



T.K: 3611 K

T.T: 1799 K

gustina: 4,472g/cm3


otkriće: J. Gadolin, 1794.

lat. naziv: ytrium



elektronska konfiguracija: [Kr]4d15s

2



o Y -> Y+, 616

o Y+ -> Y

2+, 1181

o Y2+

-> Y3+

, 1980

izotopi: 1. Y-89


raspad: stabilan

2. 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:

2Sc + 6H2O -> 2Sc3+

+ 6OH- + 3H2

Na vazduhu menjaju boju usled nastanka sloja oksida:

4Y + 3O2 -> 2Y2O3 Istiskuju vodonik iz kiselina:

2Sc + 6HNO3 -> 2Sc(NO3)3 + 3H2

Primena Itrijum i skandijum pripadaju grupi lakih metala (gustina ispod 5 g/cm

3). 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



T.K: 3560 K

T.T: 1941 K

gustina: 4,506g/cm3


otkriće: William Gregor, 1791.

lat. naziv: titanium

oksidaciona stanja: +4, +2, +3 (u kompleksima)



2







o Ti -> Ti+, 658

o Ti+ -> Ti

2+, 1310

o Ti2+

-> Ti3+

, 2652 o Ti

3+ -> Ti

4+, 4175

izotopi: 1. Ti-46


raspad: stabilan 2. Ti-47








raspad: stabilan

6. Sintetisan je izotop titana atomske mase 44.

Cirkonijum

atomski broj: 40

Ar: 91,22

grupa: 4b

perioda: O

blok: d



T.K: 4682 K

T.T: 2125 K

gustina: 6,52g/cm3


otkriće: M. Klaproth, 1789.

lat. naziv: zirkonium

oksidaciona stanja: +4, +2, +3



2



o Zr -> Zr+, 660

o Zr+ -> Zr

2+, 1267

o Zr2+

-> Zr3+

, 2218 o Zr

3+ -> Zr

4+, 3313

izotopi: 1. Zr-90


raspad: stabilan 2. Zr-91








raspad: dupli beta-


godina

raspada se na: Mo-96

6. Sintetisani su izotopi cirkonijuma atomskih masa 88, 89 i 93.

Hafnijum

atomski broj: 72

Ar: 178,49

grupa: 4b

perioda: P

blok: d



T.K: 4876 K

T.T: 2506 K

gustina: 13,31g/cm3


otkriće: Dirk Coster, George Hevesy, 1923.

lat. naziv: hafnium

oksidaciona stanja: +4, +2, +3



5d26s

2



o Hf -> Hf+, 642

o Hf+ -> Hf

2+, 1440

o Hf2+

-> Hf3+

, 2250 o Hf

3+ -> Hf

4+, 3216

izotopi: 1. Hf-174


raspad: alfa

vreme poluraspada: 2*1015

godina

raspada se na: Yb-170 2. Hf-176


raspad: stabilan 3. Hf-177








raspad: stabilan

7. Sintetisani su izotopi hafnijum atomskih masa 172 i 182.

Radefordijum atomski broj: 104

Ar: 257/261

grupa: 4b

perioda: Q

blok: d



T.K: ? K

T.T: ? K

gustina: ?g/cm3


otkriće: tim naučnika sa Berkeley-a

lat. naziv: rutherfordium




6d27s

2



o Rf -> Rf+, 490

izotopi:

1. 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).

Ti4+

+ 2Cl2 + 4e- -> Ti

4+ + 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.

2Zr + 12HF -> 2[ZrF6]3-

+ 6H+ + 3H2

2Ti + 12HCl -> 2[TiCl6]3-

+ 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

atomski broj: 23

Ar: 92,906

grupa: 5b

perioda: N

blok: d



T.K: 3680 K

T.T: 2183 K

gustina: 6g/cm3


otkriće: Nils Sefstrom, 1830.

lat. naziv: vanadium

oksidaciona stanja: +1 do +5, -3



2

brzina zvuka (m s-1

): 4560



o V -> V+, 650

o V+ -> V

2+, 1414



o V2+

-> V3+

, 2828 o V

3+ -> V

4+, 4507

o V4+

-> V5+

, 6294

izotopi: 1. V-50


raspad: zarobljavanje elektrona i beta-

vreme poluraspada: 1017

godina

raspada se na: Ti-50, Cr-49 2. V-51


raspad: stabilan

3. Sintetisani su izotopi V atomskih masa 48 i 49.

Niobijum

atomski broj: 41

Ar: 92,9

grupa: 5b

perioda: O

blok: d



T.K: 5017 K

T.T: 2750 K

gustina: 8,57g/cm3


otkriće: Charles Hatchet, 1801.

lat. naziv: niobium




1

brzina zvuka (m s-1

): 3480



o Nb -> Nb+, 664

o Nb+ -> Nb

2+, 1382

o Nb2+

-> Nb3+

, 2416 o Nb

3+ -> Nb

4+, 3695

o Nb4+

-> Nb5+

, 4877

izotopi: 1. Nb-93


raspad: stabilan

2. Sintetisani su izotopi Nb atomskih masa 91, 92, 94 i 95.

Tantal

atomski broj: 73

Ar: 180,95

grupa: 5b

perioda: P

blok: d



T.K: 5731 K

T.T: 3290 K

gustina: 16,69g/cm3


otkriće: Andreas, 1802.

lat. naziv: tantalum




5d36s

2

brzina zvuka (m s-1

): 3400



o Ta -> Ta+, 761

o Ta+ -> Ta

2+, 1500

o Ta2+

-> Ta3+

, 2100 o Ta

3+ -> Ta

4+, 3200

o Ta4+

-> Ta5+

, 4300

izotopi: 1. Ta-180


raspad: zarobljavanje elektrona i beta-


godina

raspada se na: Hf-180, W-180 2. Ta-181


raspad: stabilan

3. Sintetisani su izotopi Ta atomskih masa 177, 178, 178, 179, 182 i 183.

Dubnijum atomski broj: 105

Ar: 261

grupa: 5b

perioda: Q

blok: d



T.K: ? K

T.T: ? K

gustina: ?g/cm3



lat. naziv: dubnium




6d37s

2



o Db -> Db+, 640

izotopi:

1. 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





atomski broj: 24

Ar: 51,996

grupa: 6b

perioda: N

blok: d



T.K: 2945 K

T.T: 2130 K

gustina: 7,51g/cm3


otkriće: L. Vauguelin, 1797.

lat. naziv: chromium

oksidaciona stanja: +1 do +6, najstabilnija +3 i +6



1

brzina zvuka (m s-1

): 5940



o Cr -> Cr+, 653

o Cr+ -> Cr

2+, 1592

o Cr2+

-> Cr3+

, 2987 o Cr

3+ -> Cr

4+, 4740

o Cr4+

-> Cr5+

, 6690 o Cr

5+ -> Cr

6+, 8783

izotopi: 1. Cr-52


raspad: stabilan 2. Cr-53


raspad: stabilan 3. Cr-54


raspad: stabilan

4. Sintetisani su izotopi Cr atomskih masa 50 i 51.

Molibden

atomski broj: 42

Ar: 95,94

grupa: 6b

perioda: O

blok: d



T.K: 4912 K

T.T: 2896 K

gustina: 10,28g/cm3


otkriće: K. W. Sheele, 1778.

lat. naziv: molybdaenum




1

brzina zvuka (m s-1

): 5400



o Mo -> Mo+, 685

o Mo+ -> Mo

2+, 1558

o Mo2+

-> Mo3+

, 1621 o Mo

3+ -> Mo

4+, 4480

o Mo4+

-> Mo5+

, 5900 o Mo

5+ -> Mo

6+, 6560

izotopi: 1. Mo-92


raspad: stabilan 2. Mo-94












raspad: dupli beta-


godina

raspada se na: Ru-100

8. Sintetisani su izotopi Mo atomskih masa 93 i 99.

Volfram

atomski broj: 74

Ar: 183,85

grupa: 6b

perioda: P

blok: d



T.K: 5828 K

T.T: 3695 K

gustina: 19,25g/cm3


otkriće: Fausto i J. J. de Elhuyar, 1783.

lat. naziv: wolframium




5d46s

2

brzina zvuka (m s-1

): 5620



o W -> W+, 770

o W+ -> W

2+, 1700

o W2+

-> W3+

, 2300 o W

3+ -> W

4+, 3400

o W4+

-> W5+

, 4600 o W

5+ -> W

6+, 5900

izotopi: 1. W-180


raspad: alfa


godina

raspada se na: Hf-176 2. W-182


raspad: stabilan 3. W-183






raspad: stabilan

6. Sintetisani su izotopi W atomskih masa 185 i 181.

Siborgijum atomski broj: 106

Ar: 259

grupa: 6b

perioda: Q

blok: d



T.K: ? K

T.T: ? K

gustina: ?g/cm3


otkriće: Dubna/Berkeley, 1974.

lat. naziv: seaborgium




6d47s

2



o Sg -> Sg+, 730

izotopi:

1. 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.

CaWO4 + 2HCl -> CaCl2 + H2O + WO3 WO3 + 3C -> W + 3CO

Reakcije 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

atomski broj: 25

Ar: 54,938

grupa: 7b

perioda: N

blok: d



T.K: 2234 K

T.T: 1519 K

gustina: 7,21g/cm3


otkriće: Johann Gahn, 1774.

lat. naziv: manganum

oksidaciona stanja: +2 (u kiselinama), +3, +4 (u bazama), +6, +7



2

brzina zvuka (m s-1

): 5150



o Mn -> Mn+, 717

o Mn+ -> Mn

2+, 1509

o Mn2+

-> Mn3+

, 3248 o Mn

3+ -> Mn

4+, 4940

o Mn4+

-> Mn5+

, 6900 o Mn

5+ -> Mn

6+, 9200

o Mn6+

-> Mn7+

, 11508

izotopi: 1. Mn-55


raspad: stabilan

2. Sintetisani su izotopi Mn atomskih masa 52, 53 i 54.

Tehnicijum

atomski broj: 43

Ar: 98

grupa: 7b

perioda: O

blok: d



T.K: 4538 K

T.T: 2430 K

gustina: 11g/cm3


otkriće: Emillio Srge, Carlo Perier, 1937.

lat. naziv: technetium




2



o Tc -> Tc+, 702

o Tc+ -> Tc

2+, 1472

o Tc2+

-> Tc3+

, 2850 o Tc

3+ -> Tc

4+, 4100

o Tc4+

-> Tc5+

, 5700 o Tc

5+ -> Tc

6+, 7300

o Tc6+

-> Tc7+

, 9100

izotopi: 1. Tc-99


raspad: beta-

vreme poluraspada: 2,11*105 godina

raspada se na: Ru-99

2. Sintetisani su izotopi Tc atomskih masa 95, 96, 97 i 98.

Renijum

atomski broj: 75

Ar: 186,207

grupa: 7b

perioda: P

blok: d



T.K: 5869 K

T.T: 3459 K

gustina: 21,02g/cm3


otkriće: Walter Noddack, Ida Tacke, Otto Berg, 1925.

lat. naziv: rhenium




5d56s

2

brzina zvuka (m s-1

): 4700



o Re -> Re+, 760

o Re+ -> Re

2+, 1260

o Re2+

-> Re3+

, 2510

o Re3+

-> Re4+

, 3640 o Re

4+ -> Re

5+, 4900

o Re5+

-> Re6+

, 6300 o Re

6+ -> Re

7+, 7600

izotopi: 1. Re-185


raspad: stabilan 2. Re-187


raspad: alfa, beta-


godina

raspada se na: Ta-183, Os-187

Borijum atomski broj: 107

Ar: 261

grupa: 7b

perioda: Q

blok: d



T.K: ? K

T.T: ? K

gustina: >?g/cm3



lat. naziv: bohrium




6d57s

2



o Bh -> Bh+, 660

izotopi:

1. 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:

24Mo98

+ 1H2 -> 43Tc

99 + 0n

1

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



T.K: 3034 K

T.T: 1811 K

gustina: 7,86g/cm3






otkriće: poznato od drevnih vremena

lat. naziv: ferrum

oksidaciona stanja: +2, +3 (najčešća), -2 do +6



2

brzina zvuka (m s-1

): 5120



o Fe -> Fe+, 759

o Fe+ -> Fe

2+, 1561

o Fe2+

-> Fe3+

, 2957


o α-Fe, ispod 910 C o β-Fe, 910 - 1390 C o γ-Fe, iznad 1390 C

izotopi: 1. Fe-54




godina

raspada se na: Cr-54 2. Fe-56


raspad: stabilan 3. Fe-57


raspad: stabilan 4. Fe-58


raspad: stabilan

5. Sintetisani su izotopi Fe atomskih masa 55, 59 i 60.

Kobalt

atomski broj: 27

Ar: 58,933

grupa: 8b

perioda: N

blok: d



T.K: 3143 K

T.T: 1768 K

gustina: 8,9g/cm3


otkriće: G. Brandt, 1737

lat. naziv: cobaltum

oksidaciona stanja: +2 (najčešće), -1 do +5, u kompleksima +3



2

brzina zvuka (m s-1

): 4720



o Co -> Co+, 760

o Co+ -> Co

2+, 1646

o Co2+

-> Co3+

, 3232

izotopi: 1. Co-59


raspad: stabilan

2. Sintetisani su izotopi Co atomskih masa 56, 57, 58 i 60.

Nikl

atomski broj: 28

Ar: 58,693

grupa: 8b

perioda: N

blok: d



T.K: 3186 K

T.T: 1728 K

gustina: 8,91g/cm3


otkriće: A. Cronstedt, 1751.

lat. naziv: niccolum

oksidaciona stanja: +2 (najčešće), -1 do +6



2

brzina zvuka (m s-1

): 4900



o Ni -> Ni+, 737

o Ni+ -> Ni

2+, 1735

izotopi: 1. Ni-58


raspad: stabilan 2. Ni-60








raspad: stabilan

6. Sintetisani su izotopi Ni atomskih masa 56, 59 i 63.

Rutenijum

atomski broj: 44

Ar: 101,07

grupa: 8b

perioda: O

blok: d



T.K: 4423 K

T.T: 2607 K

gustina: 12,45g/cm3


otkriće: K. Klaus, 1844.

lat. naziv: ruthenium




1

brzina zvuka (m s-1

): 5970



o Ru -> Ru+, 711

o Ru+ -> Ru

2+, 1617

o Ru2+

-> Ru3+

, 2747

izotopi: 1. Ru-96


raspad: stabilan 2. Ru-98












raspad: stabilan

8. Sintetisani su izotopi Ru atomskih masa 97, 103 i 106.

Rodijum

atomski broj: 45

Ar: 102,905

grupa: 8b

perioda: O

blok: d



T.K: 3968 K

T.T: 2237 K

gustina: 12,41g/cm3


otkriće: W. Wollaston, 1803.

lat. naziv: rhodium




1

brzina zvuka (m s-1

): 4700



o Rh -> Rh+, 720

o Rh+ -> Rh

2+, 1744

o Rh2+

-> Rh3+

, 2997

izotopi: 1. Rh-103


raspad: stabilan

2. Sintetisani su izotopi Rh atomskih masa 99, 101, 102 i 105.

Paladijum

atomski broj: 46

Ar: 106,42

grupa: 8b

perioda: O

blok: d



T.K: 3236 K

T.T: 1828 K

gustina: 12g/cm3


otkriće: W. Wollaston, 1803.

lat. naziv: palladium

oksidaciona stanja: +2 (najčešće), +4



5s0

brzina zvuka (m s-1

): 3070



o Pd -> Pd+, 805

o Pd+ -> Pd

2+, 1875

izotopi: 1. Pd-102


raspad: stabilan 2. Pd-104










raspad: stabilan

7. Sintetisani su izotopi Pd atomskih masa 100, 103 i 107.

Osmijum

atomski broj: 76

Ar: 190,23

grupa: 8b

perioda: P

blok: d



T.K: 5285 K

T.T: 3306 K

gustina: 22,61g/cm3


otkriće: S. Tenant, 1804.

lat. naziv: osmium




5d66s

2

brzina zvuka (m s-1

): 4940



o Os -> Os+, 840

o Os+ -> Os

2+, 1600

o Os2+

-> Os3+

, 2400 o Os

3+ -> Os

4+, 3900

izotopi: 1. Os-184


raspad: alfa


godina

raspada se na: W-180 2. Os-186


raspad: alfa


godina

raspada se na: W-182 3. Os-187


raspad: stabilan 4. Os-188








raspad: stabilan

8. Sintetisani su izotopi Os atomskih masa 185, 191, 193 i 194.

Iridijum

atomski broj: 77

Ar: 192,22

grupa: 8b

perioda: P

blok: d



T.K: 4701 K

T.T: 2719 K

gustina: 22,65g/cm3


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



5d76s

2

brzina zvuka (m s-1

): 4825



o Ir -> Ir+, 880

o Ir+ -> Ir

2+, 1680

o Ir2+

-> Ir3+

, 2600 o Ir

3+ -> Ir

4+, 3800

izotopi: 1. Ir-191


raspad: stabilan 2. Ir-193


raspad: stabilan

3. 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



T.K: 4098 K

T.T: 2041 K

gustina: 22,45g/cm3


otkriće: Antonio de Ulloa, Don Juan de Santascilia, 1734.

lat. naziv: platinum

oksidaciona stanja: +4 (najčešće), +2 do +6



5d96s

1

brzina zvuka (m s-1

): 2800



o Pt -> Pt+, 840

o Pt+ -> Pt

2+, 1600

o Pt2+

-> Pt3+

, 2400 o Pt

3+ -> Pt

4+, 3900

izotopi: 1. Pt-190


raspad: alfa


godina

raspada se na: Os-186 2. Pt-192


raspad: stabilan 3. Pt-194








raspad: stabilan

7. Sintetisani su izotopi Pt atomskih masa 191 i 197.

Hasijum atomski broj: 108

Ar: 265

grupa: 8b

perioda: Q

blok: d



T.K: ? K

T.T: ? K

gustina: ?g/cm3


otkriće: GSI Darmstradt, 1984.

lat. naziv: hassium




6d67s

2



o 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



T.K: ? K

T.T: ? K

gustina: ?g/cm3



lat. naziv: meitnerium




6d77s

2



o 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



T.K: ? K

T.T: ? K

gustina: ?g/cm3



lat. naziv: darmstadtium




6d87s

2


izotopi:

1. 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.

3Pt + 22H+ + 18Cl

- + 4NO3

- -> 3PtCl6

2- + 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

atomski broj: 57

Ar: 138,9055

grupa: 3b

perioda: P

blok: d



T.K: 3737 K

T.T: 1193 K

gustina: 6,162g/cm3


otkriće: C. Mosander, 1839.

lat. naziv: lanthanium



elektronska konfiguracija: [Xe]5d16s

2

brzina zvuka (m s-1

): 2475



o La -> La+, 538

o La+ -> La

2+, 1067

o La2+

-> La3+

, 1850

izotopi: 1. La-138


raspad: zarobljavanje elektrona, beta+


godina

raspada se na: Ba-138, Ce-138 2. La-139


raspad: stabilan

3. Sintetisan je izotop La atomske mase 137.

Cerijum

atomski broj: 58

Ar: 140,12

grupa: 3b

perioda: P

blok: f

osobine: unutrašnji prelazni metal


T.K: 3699 K

T.T: 1071 K

gustina: 6,77g/cm3


otkriće: W. von Hisinger, J. Berzelius, M. Klaproth, 1803.

lat. naziv: cerium

oksidaciona stanja: +3 (najstabilnije), +4


elektronska konfiguracija: [Xe]5d04f

26s

2

brzina zvuka (m s-1

): 2100



o Ce -> Ce+, 527

o Ce+ -> Ce

2+, 1047

o Ce2+

-> Ce3+

, 1949

izotopi: 1. Ce-136


raspad: stabilan 2. Ce-138






raspad: beta-


godina

raspada se na: Nd-142

5. Sintetisani su izotopi Ce atomskih masa 134, 139, 141 i 144.

Prazeodijum

atomski broj: 59

Ar: 140,9077

grupa: 3b

perioda: P

blok: f



T.K: 3793 K

T.T: 1208 K

gustina: 6,77g/cm3


otkriće: C. F. Aver von Welbach, 1885.

lat. naziv: praseodymium




36s

2

brzina zvuka (m s-1

): 2280



o Pr -> Pr+, 523

o Pr+ -> Pr

2+, 1018

o Pr2+

-> Pr3+

, 2086

izotopi: 1. Pr-141


raspad: stabilan

2. Sintetisani su izotopi Pr atomskih masa 142 i 143.

Neodijum

atomski broj: 60

Ar: 144,24

grupa: 3b

perioda: P

blok: f



T.K: 3347 K

T.T: 1297 K

gustina: 7,01g/cm3


otkriće: C. F. Aver von Welsbach, 1925

lat. naziv: neodymium

oksidaciona stanja: +3 (najstabilnije), +4, +2



46s

2

brzina zvuka (m s-1

): 2330



o Nd -> Nd+, 530

o Nd+ -> Nd

2+, 1035

o Nd2+

-> Nd3+

, 2130

izotopi: 1. Nd-142


raspad: stabilan 2. Nd-143




raspad: alfa


godina

raspada se na: Ce-140 4. Nd-145








raspad: dupli beta-


godina

raspada se na: Sm-150

Prometijum

atomski broj: 61

Ar: 145

grupa: 3b

perioda: P

blok: f



T.K: 3273 K

T.T: 1315 K

gustina: 7,26g/cm3


otkriće: J. A. Marinsky, L. E. Glendenin, C. D. Coryell, 1945

lat. naziv: promethium




56s

2



o Pm -> Pm+, 536

o Pm+ -> Pm

2+, 1052

o Pm2+

-> Pm3+

, 2150

izotopi:

1. 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

atomski broj: 62

Ar: 150,36

grupa: 3b

perioda: P

blok: f



T.K: 2067 K

T.T: 1345 K

gustina: 7,52g/cm3


otkriće: P. E. Lecoq de Boisbaudran, 1879

lat. naziv: samarium




66s

2

brzina zvuka (m s-1

): 2130



o Sm -> Sm+, 543

o Sm+ -> Sm

2+, 1068

o Sm2+

-> Sm3+

, 2260

izotopi: 1. Sm-144


raspad: stabilan 2. Sm-147


raspad: alfa


godina

raspada se na: Nd-143 3. Sm-148


raspad: alfa


godina



raspad: alfa


godina



raspad: stabilan 6. Sm-152


raspad: stabilan

7. Sm-154


raspad: stabilan

8. Sintetisan je izotop Sm atomske mase 146.

Europijum

atomski broj: 63

Ar: 151,96

grupa: 3b

perioda: P

blok: f



T.K: 1870 K

T.T: 1095 K

gustina: 5,244g/cm3


otkriće: E. Demarcay, 1901

lat. naziv: europium




76s

2



o Eu -> Eu+, 547

o Eu+ -> Eu

2+, 1085

o Eu2+

-> Eu3+

, 2404

izotopi: 1. Eu-151


raspad: stabilan 2. Eu-153


raspad: stabilan

3. Sintetisani su izotopi Eu atomskih masa 150 i 152.

Gadolinijum

atomski broj: 64

Ar: 157,25

grupa: 3b

perioda: P

blok: f



T.K: 3546 K

T.T: 1585 K

gustina: 7,9g/cm3


otkriće: J. de Marigac, 1880

lat. naziv: gadolinium




76s

2

brzina zvuka (m s-1

): 2680



o Gd -> Gd+, 592

o Gd+ -> Gd

2+, 1167

o Gd2+

-> Gd3+

, 1990

izotopi: 1. Gd-152


raspad: alfa


godina

raspada se na: Sm-148 2. Gd-154


raspad: stabilan 3. Gd-155










raspad: dupli beta-


godina

raspada se na: Dy-160

Terbijum

atomski broj: 65

Ar: 158,9254

grupa: 3b

perioda: P

blok: f



T.K: 3503 K

T.T: 1629 K

gustina: 8,23g/cm3


otkriće: C. Mosander, 1843

lat. naziv: terbium




96s

2

brzina zvuka (m s-1

): 2620



o Tb -> Tb+, 565

o Tb+ -> Tb

2+, 1112

o Tb2+

-> Tb3+

, 2114

izotopi: 1. Tb-159


Sintetisani su izotopi Tb atomskih masa 157 i 158.

Disprozijum

atomski broj: 66

Ar: 162,5

grupa: 3b

perioda: P

blok: f



T.K: 2835 K

T.T: 1685 K

gustina: 8,54g/cm3


otkriće: P. E. L. de Boisbaudran, 1886

lat. naziv: dysprosium




106s

2

brzina zvuka (m s-1

): 2710



o Dy -> Dy+, 572

o Dy+ -> Dy

2+, 1126

o Dy2+

-> Dy3+

, 2200

izotopi: 1. Dy-156


raspad: stabilan 2. Dy-158












raspad: stabilan

8. Sintetisan je izotop Dy atomske mase 154.

Holmijum

atomski broj: 67

Ar: 164,9304

grupa: 3b

perioda: P

blok: f



T.K: 2993 K

T.T: 1734 K

gustina: 8,79g/cm3


otkriće: J. L. Soret, 1878

lat. naziv: holmium




116s

2

brzina zvuka (m s-1

): 2760



o Ho -> Ho+, 581

o Ho+ -> Ho

2+, 1139

o Ho2+

-> Ho3+

, 2204

izotopi:

1. Ho-165


raspad: stabilan

Erbijum

atomski broj: 68

Ar: 167,26

grupa: 3b

perioda: P

blok: f



T.K: 3141 K

T.T: 1802 K

gustina: 9,066g/cm3


otkriće: C. Mosander, 1843

lat. naziv: erbium




126s

2

brzina zvuka (m s-1

): 2830



o Er -> Er+, 589

o Er+ -> Er

2+, 1151

o Er2+

-> Er3+

, 2194

izotopi: 1. Er-162


raspad: stabilan 2. Er-164










raspad: stabilan

7. Sintetisani su izotopi Er atomskih masa 160, 165, 169, 171 i 172.

Tulijum

atomski broj: 69

Ar: 168,9342

grupa: 3b

perioda: P

blok: f



T.K: 2223 K

T.T: 1818 K

gustina: 9,32g/cm3


otkriće: P. T. Cleve, 1879

lat. naziv: thulium




136s

2



o Tm -> Tm+, 597

o Tm+ -> Tm

2+, 1163

o Tm2+

-> Tm3+

, 2285

izotopi: 1. Tm-169


raspad: stabilan

2. Sintetisani su izotopi Tm atomskih masa 167, 168, 170 i 171.

Iterbijum

atomski broj: 70

Ar: 173,04

grupa: 3b

perioda: P

blok: f



T.K: 1467 K

T.T: 1097 K

gustina: 6,9g/cm3


otkriće: J. de Marignac, 1878

lat. naziv: ytterbium




146s

2

brzina zvuka (m s-1

): 1590



o Yb -> Yb+, 603

o Yb+ -> Yb

2+, 1176

o Yb2+

-> Yb3+

, 2415


o α - stabilna ispod -13 C o β - stabilna od -13 do 795 C, površinski centrirana kubna kristalna rešetka o γ - stabilna iznad 795 C, zapreminski centrirana kubna kristalna rešetka

izotopi: 1. Yb-168


raspad: stabilan 2. Yb-170












raspad: stabilan

8. Sintetisani su izotopi Yb atomskih masa 166, 169, 175 i 177.

Lutecijum

atomski broj: 71

Ar: 174,967

grupa: 3b

perioda: P

blok: f



T.K: 3675 K

T.T: 1925 K

gustina: 9,841g/cm3


otkriće: G. Urbain, 1907

lat. naziv: lutetium




146s

2



o Lu -> Lu+, 523

o Lu+ -> Lu

2+, 1340

o Lu2+

-> Lu3+

, 2022

izotopi: 1. Lu-175


raspad: stabilan 2. Lu-176


raspad: beta-


godina

raspada se na: Hf-176

3. 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 (Na3X(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 ili +4. Tako se cerijum u baznoj sredini oksiduje do Ce

+4, a u kiseloj redukuje do Ce

+3.

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...).

Aktinijum atomski broj: 89

Ar: 227,0278

grupa: 3b

perioda: Q

blok: d



T.K: 3743 K

T.T: 1323 K

gustina: 10g/cm3


otkriće: A. Debierne, 1899.

lat. naziv: actinium



elektronska konfiguracija: [Rn]6d17s

2



o Ac -> Ac+, 499

o Ac+ -> Ac

2+, 1170

o Ac2+

-> Ac3+

, 1900

izotopi: 1. Ac-227


raspad: alfa, beta-

vreme poluraspada: 21,77 godina




raspada se na: Th-227, Fr-223

2. Sintetisani su izotopi Ac atomskih masa 225 i 226.

Torijum

atomski broj: 90

Ar: 232,0381

grupa: 3b

perioda: Q

blok: f



T.K: 5061 K

T.T: 2115 K

gustina: 11,7g/cm3



lat. naziv: thorium



elektronska konfiguracija: [Rn]6d25f

07s

2



o Th -> Th+, 587

o Th+ -> Th

2+, 1110

o Th2+

-> Th3+

, 1978 o Th

3+ -> Th

4+, 2780

izotopi: 1. Th-232


raspad: alfa


godina

raspada se na: Ra-228

2. Sintetisani su izotopi Th atomskih masa 228, 229 i 230.

Protaktinijum atomski broj: 91

Ar: 231,0359

grupa: 3b

perioda: Q

blok: f



T.K: 4300 K

T.T: 2113 K

gustina: 15,37g/cm3


otkriće: F. Soddy, J. Cranston, O. Hahn, L. Meitner, 1917.

lat. naziv: protactinium




27s

2


izotopi: 1. Pa-231

zastupljenost u prirodi: verovatno 100%

raspad: alfa

vreme poluraspada: 27 dana

raspada se na: U-233

2. 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



T.K: 4405 K

T.T: 1405 K

gustina: 19,1g/cm3


otkriće: M. Klaproth, 1828.

lat. naziv: uranium

oksidaciona stanja: +6 (najstabilnije), +5 do +2



37s

2



o U -> U+, 584

o U+ -> U

2+, 1420


o alfa (ortorombični) U - stabilan ispod 941K o beta (tetragonalni) U - stabilan na 941 - 1048 K o gama (prostorno centrirana kubna rešetka) - stabilan iznad 1048 K

izotopi: 1. U-234


raspad: alfa

vreme poluraspada: 245500 godina

raspada se na: Th-230 2. U-235


raspad: alfa, fisiabilan


raspada se na: Th-231 3. U-238


raspad: alfa


raspada se na: Th-234

4. Sintetisani su izotopi U atomskih masa 232, 233 (fisiabilan) i 236.

Neptunijum atomski broj: 93

Ar: 237,0482

grupa: 3b

perioda: Q

blok: f



T.K: 4273 K

T.T: 910 K

gustina: 20,2g/cm3


otkriće: E. McMilan, P. H. Abelson, 1940.

lat. naziv: neptunium




47s

2



o Np -> Np+, 597

izotopi:

1. Neptunijum se u prirodi nalazi u izuzetno malim količinama. Vaţniji izotopi (svi dobijeni veštački su mu Np-235, 236 i 237. Np-237 je izotop sa najduţim vremenom poluraspada (2,14*10

6godina).

Plutonijum

atomski broj: 94

Ar: 244

grupa: 3b

perioda: Q

blok: f



T.K: 3501 K

T.T: 912 K

gustina: 19,82g/cm3


otkriće: Berkeley, 1940.

lat. naziv: plutonium




67s

2



o Pu -> Pu+, 585

izotopi:

1. 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

atomski broj: 95

Ar: 243

grupa: 3b

perioda: Q

blok: f



T.K: 2880 K

T.T: 1449 K

gustina: 12g/cm3



lat. naziv: americium




77s

2



o 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



T.K: 3383 K

T.T: 1613 K

gustina: 13,51g/cm3



lat. naziv: curium




77s

2



o Cm -> Cm+, 581

izotopi:

1. Kirijum je veštački element. Sintetisani su izotopi masnenih brojeva 242-250. Najduţe vreme poluraspada ima Cm-247 (1,56*10

7 godina).

Berklijum atomski broj: 97

Ar: 247

grupa: 3b

perioda: Q

blok: f



T.K: ? K

T.T: 1259 K

gustina: 14,78g/cm3



lat. naziv: curium




97s

2



o Bk -> Bk+, 601

izotopi:

1. Berklijum je veštački element. Sintetisani su izotopi masnenih brojeva 245-249. Najduţe vreme poluraspada ima Bk-247 (1380 godina).

Kalifornijum atomski broj: 98

Ar: 251

grupa: 3b

perioda: Q

blok: f



T.K: ? K

T.T: 1173 K

gustina: ?g/cm3



lat. naziv: californium




107s

2



o Cf -> Cf+, 608

izotopi:

1. 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



T.K: ? K

T.T: 1133 K

gustina: 8,84g/cm3


otkriće: Los Alamos (nuklearna eksplozija), 1952.

lat. naziv: einsteinium




117s

2



o Es -> Es+, 619

izotopi:

1. 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



T.K: ? K

T.T: 1800 K

gustina: ?g/cm3


otkriće: Los Alamos (nuklearna eksplozija), 1952.

lat. naziv: fermium




127s

2



o Fm -> Fm+, 627

izotopi:

1. Fermijum je veštački element. Sintetisani su izotopi masnenih brojeva 252-257. Najduţe vreme poluraspada ima Fm-257 (100 dana).

Mendeljevijum atomski broj: 101

Ar: 258

grupa: 3b

perioda: Q

blok: f



T.K: ? K

T.T: 1100 K

gustina: ?g/cm3



lat. naziv: mendelevium




137s

2



o Md -> Md+, 635

izotopi:

1. 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



T.K: ? K

T.T: ? K

gustina: ?g/cm3


otkriće: Nobel Institute, 1957.

lat. naziv: nobelium




147s

2



o No -> No+, 642

izotopi:

1. 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



T.K: ? K

T.T: ? K

gustina: ?g/cm3



lat. naziv: lawrentium




147s

2



o 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 UO2(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).

88Ra226

+ 0n1 -> 89Ac

227 + β

-

90Th232

+ 0n1 -> 91Pa

233 + β

- -> 92U

233 + β

-

92U235

+ 2 0n1 -> 93Np

237 + β

-

92U238

+ 0n1 -> 94Pu

239 + 2β

-

94Pu239

+ 0n1 -> 95Am

241 + β

-

94Pu239

+ 2He4 -> 96Cm

242 + 0n

1

95Am241

+ 2He4 -> 97Bk

243 + 2 0n

1

96Cm242

+ 2He4 -> 98Cf

245 + 0n

1

92U239

+ 7N14

-> 99Es252

+ 0n1

94Pu239

+ 14 0n1 -> 100Fm

257 + 6β

-

99Es253

+ 2He4 -> 101Mv

256 + 0n

1

96Cm246

+ 6C12

-> 102No254

+ 4 0n1

95Am243

+ 8O18

-> 103Lr256

+ 5 0n1

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

sp3 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

sp2 hibridizovanih ugljenikovih atoma, koji su povezani u dvodimenzione slojeve slične kondenzovanim benzenovim

prstenovima.

Fuleren je alotropska modifikacija ugljenika, prvi put otkrivena 1991. u Engleskoj. Sastoji se od 60 sp2hibridizovanih

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 [He]2s

2, 2p

2. 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). Najstabilnija, odnosno hemijski najmanje reaktivna jedinjenja imaju sp

3hibridizaciju (alakani). Nestabilnija i hemijski

reaktivnija su jedinjenja sa sp2 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:

I. alifatska (aciklična)-jedninjenja otvorenog ugljenikovog lanca II. ciklična-jedinjenja zatvorenog lanca (prstena)

Ciklična jedinjenja mogu biti:

a. karbociklična-prsten je sastavljen samo od ugljenikovih i vodonikovih atoma o aliciklična jedinjenja-ciklizovana alifatska jedinjenja o aromatska jedinjenja-jedinjenja sa benzenovim prstenom

o hidroaromatska jedinjenja-jedinjenja sa delimično ili potpuno hidrogenizovanim benzenovim prstenom b. 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, CnH2n-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-metil-butanidena (1,3).

Aromatski ugljovodonici (areni) Aromatski ugljovodonici u svojoj strukturi sadrţe benzenov prsten. Aromatičnost je posledica posebnog efekta-rezonancije. 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 Nafta je osnovni izvor ugljovodonika. Nastala je od biljnog i ţivotinjskog planktona biohemijskom razgradnjom. Sirova nafta je crna tečnost gustine 0.77-0.94 g/cm

2. Proces prerade nafte počijnje odstranjivanjem grubih primesa (pesak,

voda). Zatim se nafta podvrgava frakcionoj destilaciji (zatim frakcionoj kondenzaciji). Tako se dobija 5 frakcija: 1. sirovi benzin, 40-180

0C

2. petrojel, 180-2500C

3. dizel i ogrevno ulje, 250-3200C

4. parafin i parafinsko ulje (viši ugljovodonici) 5. asfaltni ostatak

Prva frakcija opet ide na destilaciju:

1. petroletar 40-700C (pentan, heksan, heptan)

2. laki benzin 70-1200C (heksan, heptan, oktan)

3. srednji benzin 120-1350C (heptan, oktan)

4. teški benzin 135-1800C (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. lako ulje 80-1700C (benzen i homolozi)

2. srednje ulje 170-2300C (naftalen, fenoli, piridinske baze)

3. teško ulje 230-2800C (naftalen, homolozi fenola)

4. antracensko ulje 280-3500C (antracen, fentaren...)

5. 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

T.K. (oC): -18

T.T. (oC): -85


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

se temperature preko 2500oC.

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. nukleofilna ili anjonska supstitucija-od ugljenikovog atoma se odvaja supstituent kao anjon, a novi supstituent je takoĎe anjon (traţi nukleus, nukleofilan)

2. elektrofilna ili katjonska supstitucija-prvobitni supstituent ostavlja elektronski par na ugljeniku i postaje katjon; novi

supstituent takoĎe je katjon (elektrofilni) 3. 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. FeBr4

-) 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

T.K. (oC): -24,2

T.T. (oC): -97,7


rastvorljivost: alkohol, hloroform, etar, sirćetna kiselina, gotovo nerastvoran u vodi


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 metil-

bromida 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 oko 20

0C 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

(200-2300C), zatim sekundarni (oko 360

0C), a najteţe primarni (750-800

0C, 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

T.K. (oC): 64,7

T.T. (oC): -97,7


rastvorljivost: voda, alkohol


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 celulozom (oko 25%) u drvetu. Suvom destilacijom drveta na preko 500

oC 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 natrijum-

benzosulfata sa NaOH na 3000C.

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

T.K. (oC): 182

T.T. (oC): 41


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

T.K. (oC): 77

T.T. (oC): -84


rastvorljivost: voda (vrlo slabo), alkohol, etar


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

T.K. (oC): 211,8

T.T. (oC): 5,8


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). Klasičan primer je reakcija sa bromom koja se odvija u prisustvu katalizatora i tek na oko 140

oC 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

T.K. (oC): 35

T.T. (oC): -147,9


rastvorljivost: voda, alkohol, etar





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 (etil-merkaptide, 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

T.K. (oC): 184

T.T. (oC): -6


rastvorljivost: voda, kiseline, organski rastvarači


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

T.K. (oC): 377

T.T. (oC): 80


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 trifenil-fosfin 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 mirisa. Tali se na 57

oC. 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

T.K. (oC): 293

T.T. (oC): 69


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.

Prepoznaju se po mirisu (prijatan kod nitrila, neugodan kod izonitrila). Zagrevanjem na oko 2000C 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

T.K. (oC): 77,3

T.T. (oC): -83,5


rastvorljivost: 7,3g u dl vode, organski rastvarači


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 alil-halogenid.

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, =CH2), 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

T.K. (oC): -19,3

T.T. (oC): -117

gustina (g/cm3): 0,8153 (pri -20

oC)

rastvorljivost: voda (95% pri 120oC), 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 α-vodonikovih 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 oksidacija ugljovodonika (na oko 100

0C 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, 4-6 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

Nezasićene monokarboksilne kiseline 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

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

T.K. (oC): 16,7

T.T. (oC): 118


rastvorljivost: voda, alkohol, etar, ugljen-tetrahlorid


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

T.K. (oC): 51

T.T. (oC): -113


rastvorljivost: voda (reaguje), alkohol (reaguje), hloroform, sirćetna kiselina, etar


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, odnosnoacetil-jodid.

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-CO- grupe (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 propan-triol) 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 hidroksi-kiseline. 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

T.K. (oC): nema

T.T. (oC): nema


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 Sa srebro-nitratom, oksalna kiselina i njene soli (supstance sa oksalatnim anojonom, C2O4

2-) grade beo sirast talog -

srebro-oksalat koji je rastvoran u amonijaku i azotnoj kiselini.

C2O42-

+ 2Ag+ -> C2O4Ag2

Oksalati i oksalna kiselina daju beo talog - kalcijum-oksalat sa kalcijum-hloridom.

C2O42-

+ Ca2+

-> 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) zagrevanjem sa NaOH i KOH (na oko 250

oC). 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

T.K. (oC): 8,2

T.T. (oC): -127,9


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

T.K. (oC): 115,2

T.T. (oC): -41,6


rastvorljivost: voda, alkohol, etar


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, R2-

C=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

T.K. (oC): ?

T.T. (oC): ?


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 O-H 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, ugljen-monoksida... 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 amino-kiselina.

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-m-RNA 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-S-koenzimA...). 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-S-koenzimA (,,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-S-koenzimA) 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 CO2veţu 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. haotično kretanje 2. 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. OslobaĎanjem toplote u okolinu 2. 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. hemotrofni organizmi - koji koriste hemijsku energiju supstanci kojima se hrane 2. 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 Li2CO3 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 2,4-dinitrofluorbenzena. 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 α-himotripsina, 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.

Fizič ka 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, Ea 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 dobiti, tj. da postoji stalna entalpija stvaranjanekog jedinjenja (∆Hf

o). 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.

∆Hr=Σp∆Hf0(produkti) -ΣrΔHf

0(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.

Jedinica za brzinu reakcije je prema tome mol/dm3s. 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 konstante brzine na temperaturi t+10

oC i na temperaturi t.

γ=kt+10C/kt Povećavanjem ili smanjivanjem dodirne površine reaktanata reakcija se ubrzava ili usporava.

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:

1. voda, 2. oksidi metala (V2O5, Fe2O3...), 3. prelazni metali (Fe, Pt, Au...), 4. 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:

2H2 + O2 ------> 2 H2O pišemo:

v=k*[H2]2*[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.

H2 + I2 2HI v1= k1 [H2][I2] v2= k2 [HI]

2

Za stanje ravnoteţe:

v1=v2 k1 [H2][I2] = k2 [HI]

2

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

Kc=[A]n * [B]

m/ [C]

s * [D]

p

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 man je, 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 kad supstance sadrže različite jone (npr. Fe

2+ i Fe

3+). 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.

92U238

-> 90Th234

+ α




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. n

0 -> 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. p

+ -> n

0 + 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.

13Al26

+ e- -> 12Mg

26

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.

92U238

-> 90Th234

+ α -> 91Pa234

+ β- -> 92U

234 + β

- -> 90Th

230 + α -> 88Ra

226 + α -> 86Rn

222 + α ->84Po

218 + α -> 82Pb

214 +

α -> 83Bi214

+ β- -> 84Po

214 + β

- -> 82Pb

210 + α -> 83Bi

210 + β

- -> 84Po

210 + β

- ->82Pb

206 + α

svet hemije

Documents