Osobine elemenata i njihova jedinjenja 3

Elementi Va grupe

Opšte osobine

U Va Grupi PSE nalaze se: azot (N), fosfor (P), arsen (As), antimon (Sb) i bizmut (Bi).
Svi atomi ovih elemenata reaguju sa vodonikom i grade jedinjenja u kojima je njihovo oksidaciono stanje -3: amonijak, fosfin, arsin, stibin i bizmutin.
Ovi elementi reaguju i sa kiseonikom gradeći više oksida u kojima se oni nalaze u pozitivnom oksidacionom stanju.
Arsen i antimon su metaloidi i grade amfoterne okside.
Bizmut je metal koji gradi samo bazne okside.
Fosfor, antimon i arsen reaguju i sa sumporom i sa halogenim elementima gradeći odgovarajuće sulfide, odnosno halogenide.

Azot i jedinjenja azota

Azot se u prirodi pretežno nalazi slobodan.
Ulazi u sastav živih organizama u obliku aminokiselina.
Pri razlaganju biljnih i životinjskih organizama nastaju neorganska jedinjenja azota.
Azot se  slabo rastvara u vodi.

NH₃, amonijak

Azot se jedini sa vodonikom gradeći amonijak:

N_2(g) + H_2(g) <---> NH_3(g)

Amonijak se dobro rastvara u vodi (vodeni rastvor reaguje bazno):

NH₃ + H₂O <---> NH₄⁺ + OH^- 

Reaguje i sa kiselinama dajući amonijum-soli:

NH₃ + Hcl ---> NH₄Cl

Azot sa kiseonikom gradi PET oksida:

N₂O, azot(I)-oksid ("veseli gas"/azot-monoksid)

Može se dobiti zagrevanjem amonijum nitrata

NH₄NO₃ ---> N₂O + 2H₂O

Na višim temperaturama se ponaša kao jako oksidaciono sredstvo, koje se redukuje do elementarnog azota:

N₂O + H₂ ---> N₂ + H₂O

NO, azot(II)-oksid (azot-dioksid)
Nastaje sjedinjavanjem elementarnog azota i kiseonika na temperaturi električnog luka (oko  3000^oC):

N₂ + O₂ <---> 2NO

Industrijski se dobija katalitičkom oksidacijom amonijaka vazdušnim kiseonikom:

4NH₃ + 5O₂ ---> 4NO + 6H₂O

Pri dodiru sa kiseonikom iz vazduha lako se oksiduje u mrko obojen azot(IV)-oksid:

2NO + O₂ ---> 2NO₂

N₂O₃, azot(III)-oksid

Postojan je samo na nižim temperaturama.
U tečnom stanju se delimično razlaže na azot(II)- i azot(IV)-oksid:

N₂O₃ <---> NO + NO₂

Rastvara se u vodi i gradi azotastu kiselinu (azot(III)-oksid je anhidrid azotaste kiseline):

N₂O₃ + H₂O ---> 2HNO₂

NO₂, azot(IV)-oksid

Na nižim temperaturama molekuli azot(IV)-oksida (mrke boje) dimerizuju u molekule N₂O_{4 (bezbojan)} :

2NO₂ <---> N₂O₄

Azot(IV)-oksid se dobro rastvara u vodi gradeći smešu azotne i azotaste kiseline:

2NO₂ + H₂O ---> HNO₃ + HNO₂ 

Azot(IV)-oksid je jako oksidaciono sredstvo.

N₂O₅, azot(V)-oksid

Lako se razlaže na azot(II)-oksid i kiseonik:

2N₂O₅ <---> 4NO + 3O₂

Sa vodom reaguje burno gradeći azotnu kiselinu (on je anhidrid azotne kiseline):

N₂O₅ + H₂O ---> 2HNO₃

HNO₂, azotasta (nitritna) kiselina

To je veoma slaba jednobazna kiselina koja postoji samo u razblaženom vodeno rastvoru:

HNO₂ + H₂O ---> H₃O⁺ + NO₂^- Kd = 4,5*10^-4

Pri zagrevanju se razlaže na azot(II)- i azot(IV)-oksid:

2HNO₂ ---> NO + NO₂ + H₂O

Azotasta kiselina gradi soli nitrite.
U prisustvu oksidacionih sredstava azotasta kiselina se oksiduje u azotnu kiselinu.

HNO₃, azotna (niratna) kiselina

Azotna kiselina je jako oksidaciono sredstvo.
Azotna kiselina gradi soli nitrate. Svi nitrati su rastvorni u vodi. Nazivaju se i šalitre.
U industriji se proizvodi katalitičkom oksidacijom amonijka pomoću kiseonika iz vazduha.

Fosfor i jedinjenja fosfora

U prirodi se ne nalazi u slobodnom stanju. Dosta je rasprostranjen u obliku minerala: fosforit ( Ca₃(PO₄)₂) i apatit ( 3Ca₃(PO₄)₂*Ca(Cl,F)₂).

Fosfor se dobija iz minerala fosforita u električnim pećima uz prisustvo koksa i kvarcnog peska:

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

Elementarni fosfor se javlja u nekoliko laotropskih modifikacija od kojih su najpoznatije beli i crveni fosfor.

Beli fosfor
Na vazduhu se samo od sebe pali gradći fosfor(V)-oksid:

P₄ + 5O₂ ---> P₄O₁₀ (ili 2P₂O₅)

Beli fosfor je veoma nestabilan i postepeno prelazi u stabilnu konfiguraciju - crveni fosfor.

Crveni fosfor

Nastaje zagrevanjem belog fosfora na temperauri od oko  380^oC bez prisustva vazduha.

PH₃, fosfin

Može se dobiti delovanjem natrijum-hidroksida na beli fosfor.

P₂O₃ (P₄O₆), fosfor(III)-oksid

Nastaje sagorevanjem elementarnog fosfora u prisustvu nedovoljne količine kiseonika:

P₄ + 3O₂ ---> P₄O₆

Sa vodom gradi fosforastu kiselinu (on je anhidrid fosforaste kiseline):

P₄O₆ + 6H₂O ---> 4H₃PO₃

P₂O₅ (P₄O₁₀), fosfor(V)-oksid

Dobija se sagorevanjem fosfora na vazduhu ili čistom kiseoniku:

P₄ + 5O₂ ---> P₄O₁₀ (ili 2P₂O₅)

Burno se jedini sa vodom, a u zavisnosti od broja molekula vode koju vezuje, gradi tri kiseline:    1. meta-fosforna ( HPO₃)
                               2. orto-fosforna ( H₃PO₄)
                               3. piro-fosforna ( H₄P₂O₇)

H₃PO₃, fosforasta (fosfitna) kiselina

Lako se rastvra u vodi.
Iako u molekulu sadrži tri atoma vodonika, ponaša se kao dvobazna kiselina, jer je jedan atom vodonika direktno vezan za atom fosfora.
Kao dvobazna kiselina gradi dve vrste soli: hidrogenfosfite i fosfite:

H₃PO₃ ---> H⁺ + H₂PO₃^-

H₂PO₃^- <---> H⁺ + HPO₃^2-

H₃PO₄, fosforna (fosfatna) kiselina:

P₄O₁₀ + 6H₂O ---> 4H₃PO₄

Industrijski se dobija delovanjem razblažene sumporne kiseline na mineral fosfit:

Ca₃(PO₄)₂ + 3H₂SO₄ ---> 2H₃PO₄ + 3CaSO₄

Gradi tri vrste soli: dihidrogenfosfate, hidrogenfosfate i fosfate.

Elementi VIa grupe

Opšte osobine

U VIa grupi PSE nalaze se: kiseonik (O), sumpor (S), selen (Se), telur (Te) i polonijum (Po).
Kiseonik i sumpor su nemetali, selen ima više izražen nemetalni karakter, telur je metaloid a polonijum pokazuje svojstva metala.
U prirodi se nalaze u molekulskom stanju.
Javljaju se u više alotropskih modifikacija.
Svi atomi ove grupe se kovalentno vezuju sa atomima vodonika, pri čemu nastaju odgovarajući hidridi:  H₂O, H₂S, H₂Se, H₂Te.

Sumpor, selen i telur grade i jedinjenja u kojima je njihovo oksidaciono stanje +2, +4 i +6.
Atomi ovih elemenata grade okside tipa  XO₂  i  XO₃. Oni su anhidridi tipa  H₂XO₃ i  H₂XO₄.

Kiseonik,  O₂

Nalazi se u obliku dvoatomnih molekula.
Jedini se sa skoro svi elementima gradeći okside. Samo halogeni elementi i plemeniti metali ne reaguju direktno sa kiseonikom.

Kiseonik se industrijski dobija iz atmosfere. Vazduh se prevede u tečno agregatno stanje, a iz njega se kiseonik izdvaja frakcionom destilacijom.


 Ozon, O₃
U vodi se bolje rastvara od kiseonika.
Jako je oksidaciono sredstvo jer je nestabilan. Raspada se na nascentni kiseonik i molekulski kiseonik:

2O_3(g) ---> 2O_2(g) + 2O_(g) ΔH = 209 kJ/mol

Sumpor i jedinjenja sumpora:

Najčešće se javlja u obliku osmoatomnih molekula     ( S₈ ).
Javlja se u više aotropskih modifikacija, od kojih su najvažnije: rombični i monociklični sumpor.

H₂S, sumpor-vodonik

Oksidaciono stanje sumpora je -2.
Dobija se delovanjem sumporne i hlorovodonične kiseline na gvožđe(II)-sulfid:

FeS + H₂SO₄ ---> H₂S + FeSO₄

U vodi se dobro rastvara. Vodeni rastvor sumpor-vodonika se naziva sumporvodonična kiselina (sulfidna kiselina).
Sulfidna kiselina je slaba dvobazna kiselina. Gradi dve vrste soli: hidrogensulfide i sulfide.

H₂S je jako redukciono  sredstvo. Sa slabim oksidacionim sredstvom se oksiduje do elementarnog sumpora: Br₂ + H₂S ---> 2HBr + S
Gori plavičastim plamenom: 2H₂S + O₂ ---> 2H₂O + 2S

SO₂, sumpor(IV)-oksid

Nastaje sagorevanjem sumpora na vazduhu ili čistom kiseoniku:

S + O₂ ---> SO₂   ΔH = 281kJ

Sumpor(IV)-oksid ne gori i ne podržava gorenje.
Ima redukciona sredstva.
U vodi se dobro rastvara gradeći sumporastu kiselinu:

SO₂ + 2H₂O <---> H₃O⁺ + HSO₃^-

SO₃, sumpor(VI)-oksid

Nastaje oksidacijom sumpor(IV)-oksida u prisustvu katalizatora:

2SO_2(g) + O_2(g) <---> 2SO3_(g)   ΔH = -270kJ

Sa vodom se energično jedini oslobađajući veliku količinu toplote:

SO_3(g) + H₂O_(l) ---> H₂SO_4(aq)   ΔH = -89,2kJ

H₂SO₃, sulfatna (sumporasta) kiselina

Ima jaka redukciona svojstva.
Sumporasta kiselina u reakciji sa hlornom vodom, bromnom vodom ili rastvorom joda u kalijum-jodidu (KI) se oksidiše u sumpornu kiselinu:

H₂SO₃ + Cl₂ + H₂O ---> 2HCl + H₂SO₄

H₂SO₃ + Br₂ + H₂O ---> 2HBr + H₂SO₄

H₂SO₃ + I₂ + H₂O ---> 2HI + H₂SO₄

Gradi dve vrste soli: hidrogensulfite i sulfite.

H₂SO₄, sulfatna (sumporna) kiselina

Industrijski se dobija kontaktnim postupkom.
Razblažena sumporna kiselina je dobar rastvarač.
Sumporna kiselina je jaka dvobazna kiselina. Gradi dve vrste soli: hidrogensulfate i sulfate.

Elementi VIIa grupe

Opšte osobine

U VIIa grupi PSE nalaze se: fluor (F), hlor (Cl), brom (Br), jod (I) i astat (At).
Još se nazivaju i halogenidi.
Elementi ove grupe mogu se neposredno jediniti sa metalima gradeći soli.
Svi elementi ove grupe su veoma reaktivni. Zbog toga se u prirodi nalaze samo u obliku jedinjenja.
Halogeni elementi u elementarnom stanju se nalaze u obliku dvoatomnih nepolarnih molekula.
Na običnoj temperaturi fluor i hlor su gasovi, brom je tečan a jod čvrsta supstanca.
Halogeni elementi imaju izražena oksidaciona svojstva.

Svi halogeni elementi reaguju sa vodonikom i grade odgovarajuće hidride (X-halogeni elementi):

H₂ + X₂ ---> 2HX

Vodeni rastvori halogenovodonika grade halogenovodonične kiseline. Najjača je jodovodonična (HI), a zatim slede HBr, HCl, HF.

Fluor i hlor mogu direktno da se jedine sa nemetalima, osim sa kiseonikom i azotom.

Fluor i jedinjenja fluora

Njegovo oksidaciono stanje je -1. Ima najveću elektronegativnost = 4.0.
U prirodi se javlja u obliku minerala fluorita ( CaF₂) i kriolita ( Na₃AlF₆).

HF, fluorovodonična (fluoridna) kiselina
Može se dobiti dejstvom koncentrovane sumporne kiseline na mineral fluorit:

CaF₂ + H₂SO₄ ---> 2HF + CaSO₄

To je slaba kiselina. Njene soli se nazivaju fluoridi. Gradi normalne, kisele (KHF₂) i kompleksne (Na₂AlF₆) soli.
Metalni natrijum i kalijum se rastvaraju u čistoj fluorovodoničnoj kiselini gradeći odgovarajuće fluoride uz oslobađanje gasovitog vodonika:

2Na + 2HF ---> 2NaF + H₂↑

Hlor i jedinjenja hlora

U prirodi se javlja samo u obliku jedinjenja. Najrasprostranjenije jedinjenje hlora je kuhinjska so (NaCl).
Nalazi se i u obliku minerala salvina (KCl) i karnalita ( KCl*MgCl₂*6H₂O).

Hlor se u laboratoriji može dobiti delovanjem hlorovodonične kiseline na mangan(IV)-oksid ili kalijumpermanganat ( KMnO₄):

MnO₂ + 4HCl ---> MnCl₂ + Cl₂↑ + 2H₂O

Može se dobiti i elektrolizom zasićenog rastvora natrijum-hlorida.
Hlor se dobro rastvara u vodi. Vodeni rastvor hlora naziva se hlorna voda:

Cl_2(g) + H₂O_(l) ---> HClO_(aq) + HCl_(aq)

Hlor je veoma reaktivan element. Direktno se jedini sa većinom metala i velikim brojem nemetala. Hlor se direktno ne jedini sa plemenitim metalima, kiseonikom, ugljenikom i azotom.

HCl, hlorovodonična kiselina
To je najvažnije jedinjenje hlora.
Spada u jake kiseline. Gradi soli hloride.

HClO, hipohlorasta (hipohloritna) kiselina
Nastaje rastvaranjem hlora u vodi:

Cl₂ + H₂O ---> HClO + HCl

To je slaba i nepostojana kiselina. Rapada se na hlorovodoničnu kiselinu i nascentni kiseonik:                    HClO ---> HCl + O

HClO₂, hlorasta (hloritna) kiselina

Postojana je samo u vodenom rastvoru.

HClO₃, hlorna (hloratna) kiselina

Nastaje delovanjem razblažene sumporne kiseline na barijum-hlorat:

Ba(ClO₃)₂ + H₂SO₄ ---> 2HClO₃ + BaSO₄

Gradi soli hlorate.

HClO₄, perhlorna (perhloratna) kiselina:

Najjača poznata kiselina.
Može se dobiti delovanjem koncentrovane sumporne kiseline na rastvor perhlorata:

KClO₄ + H₂SO₄ ---> HClO₄ + KHSO₄

Perhlorna kiselina je slabije oksidaciono sredstvo od hlorovodonične kiseline.

Brom i jedinjenja broma

U prirodi se nalazi u obliku jedinjenja. Najpoznatiji mineral broma je bromkarnalit ( KBr*MgBr₂*6H₂O).

Brom se industrijski dobija tako što ga hlor istiskuje iz njegovih jedinjenja:

2Br^- + Cl₂ <---> Br₂ + 2Cl^-

Može se dobiti i oksidacijom bromvodonične kiseline mangan(IV)-oksidom:

MnO₂ + 4H⁺ + 2Br^- ---> Mn²⁺ + Br₂ + 2H₂O

Rastvorljivost broma je veoma mala. Vodeni rastvor broma se naziva bromna voda:

H₂O + Br₂ <---> HBr + HBrO

HBr, bromovodonična (bromidna) kiselina
Jača je kiselina od hlorovodonične kiseline i jače je redukciono sredstvo.
Gradi samo jednu vrstu soli - bromide.

Jod

Jod je manje reaktivan od hlora i broma, pa ga zbog toga oni istiskuju iz njegovih jedinjenja:

2I^- + Br₂ <---> I₂ + 2Br^-

Može se dobiti i oksidacijom jodovodonične kiseline mangan(IV)-oksidom:

MnO₂ + 4HI ---> MnI₂ + I₂ + 2H₂O

Jod se teško rastvara u vodi. rastvara se u organskim rastvaračima: etanolu, ugljenik(IV)-sulfidu (CS₂) i ugljenik(IV)-hloridu (CCl₄). Dobro se rastvara i u kalijum-jodidu (KI).