Karakteristične reakcije nekih metala i njihovih spojeva

Natrij

Natrij je kemijski element koji se nalazi u 1. skupini periodnog sustava elemenata te se ubraja u alkalijske metale. Kao i svi alkalijski metali, natrij je iznimno reaktivan te se zbog toga čuva u petroleju.

Reakcija natrija sa zrakom

Natrij je mekan te se može rezati nožem. Nakon rezanja, moguće je primijetiti da srebrnkasto sjajni natrij počinje tamniti. Razlog tome jest to što natrij reagira s određenim sastojcima zraka (kisik, ugljikov dioksid i voda) tvoreći natrijev hidrogenkarbonat (NaHCO3).

4Na(s) + O₂(g) + 4CO₂(g) + 2H₂O(g) → NaHCO₃(s)

Reakcija natrija s vodom

Gustoća natrija manja je od gustoće vode, što znači da komadić natrija pluta na površini vode. Natrij će burno reagirati s vodom pri čemu će doći do razvijanja vodika i nastanka natrijeve lužine (NaOH(aq)).

2Na(s) + 2H₂O(l) → H₂(g) + 2NaOH(aq)

Sama ta reakcija iznimno je egzotermna pri čemu dolazi do oslobađanja topline. Oslobađanjem topline dodatno se potiče reakcija u kojoj elementarni natrij reagira s kisikom iz zraka, pri čemu nastaje natrijev peroksid (Na2O2). Ta reakcija prepoznatljiva je kao gorenje natrija te je karakterizirana žuto obojenim plamenom.

2Na(s) + O₂(g) → Na₂O₂(s)

Natrijev peroksid također burno reagira s vodom, no u ovom procesu nastaju natrijeva lužina i kisik.

2Na₂O₂(s) + 2H₂O(l) → 4NaOH(aq) + O₂(g)

Bitni kemijski spojevi natrija

Natrijev klorid

Natrijev klorid (NaCl), poznatiji kao kuhinjska sol, kemijski je spoj natrija i klora.

2Na(s) + Cl₂(g) → 2NaCl(s)

To je bijela kristalna tvar koja je lako topljiva u vodi. Ima važnu ulogu u svakodnevnom životu jer se koristi za začinjavanje i konzerviranje hrane. Također, NaCl je ključan za održavanje ravnoteže tekućina i funkcije živčanog sustava u ljudskom tijelu pa se i njegova otopina (0,9 %) koristi i u medicini kao fiziološka otopina.

Natrijev hidroksid

Natrijev hidroksid (NaOH(s)) bijela je čvrsta tvar koja se lako otapa u vodi, pri čemu se oslobađa mnogo topline i pri čemu nastaje natrijeva lužina. To je jaka baza koja se koristi u raznim industrijama, primjerice za proizvodnju sapuna, deterdženata i papira. U kemijskim laboratorijima služi za neutralizaciju kiselina i izradu otopina. NaOH je korozivan i može uzrokovati opekline, pa se s njim mora pažljivo rukovati.

Jako je higroskopan, a osim sa vlagom iz zraka, reagira i s ugljikovim(IV) oksidom tvoreći hidrogenkarbonat ili karbonat.

NaOH(s) + CO₂(g) → NaHCO₃(s)

2NaOH(s) + CO₂(g) → Na₂CO₃(s) + H₂O(l)

Natrijev hidrogenkarbonat (soda bikarbona)

Soda bikarbona, odnosno natrijev hidrogenkarbonat (NaHCO₃), bijeli je kristalni prah koji je blago bazičan. Često se koristi u kućanstvu kao sredstvo za dizanje tijesta kod pečenja, za neutralizaciju kiselina ili kao prirodni čistač.

Natrijev karbonat (soda)

Natrijev hidrogenkarbonat međuprodukt je koji se pojavljuje prilikom proizvodnje natrijeva karbonata tj. sode (Na₂CO₃).

Soda, odnosno natrijev karbonat, bijeli je praškasti spoj koji je dobro topljiv u vodi i daje lužnatu otopinu. Koristi se u industriji stakla, sapuna i deterdženata, jer pomaže u uklanjanju masnoća i prljavštine. U kemijskim procesima često služi za omekšavanje vode i neutralizaciju kiselina.

Natrijev karbonat se moguće je dobiti kemijskim procesom poznatim kao Solvayev postupak.

Solvayev postupak započinje proizvodnjom sode bikarbone tako da se u vodenu otopinu natrijeva klorida uvode amonijak i ugljikov dioksid.

NaCl(aq) + H₂O(l) + NH₃(g) + CO₂(g) →NaHCO₃(s) + NH₄Cl(aq)

Potom se soda bikarbona žari pri čemu dolazi do nastanka sode, ugljikova dioksida i vode.

2NaHCO₃(s) → NaCO₃(s) + H₂O(l) + CO₂(g)

Reakcije natrija i natrijevih spojeva ukratko

Kalcij

Kalcij je kemijski element koji se nalazi u 2. skupini periodnog sustava elemenata te se ubraja u zemnoalkalijske metale. U odnosu na alkalijske metale, kalcij je manje reaktivan.

Reakcija kalcija s kisikom

Kalcij je mekan srebrnobijeli metal. U reakciji s kisikom dolazi do stvaranja kalcijeva oksida ili živog vapna (CaO) koji je bijele boje.

2Ca(s) + O₂(g) → 2CaO(s)

Reakcija s vodom

Kalcij ima veću gustoću od vode, stoga će komadić kalcija u vodi potonuti na dno posude u kojoj se nalazi voda. Ujedno, pokrenut će se kemijska reakcija u kojoj dolazi do nastanka vodika i kalcijeve lužine (Ca(OH)2(aq)).

Ca(s) + 2H₂O(l) → Ca(OH)₂(aq) + H₂(g)

Reakcija s klorovodičnom kiselinom

U reakciji alkalijskih i zemnoalkalijskih metala s kiselinama nastaju sol i vodik. Tako u reakciji kalcija s klorovodičnom kiselinom nastaje kalcijev klorid (CaCl₂) i vodik.

Ca(s) + 2HCl(aq) → CaCl₂(aq) + H₂(g)

Bitni kemijski spojevi kalcija

Kalcijev karbonat

Kalcijev karbonat ili vapnenac (CaCO₃) najvažniji je kemijski spoj kalcija.

Ovaj spoj osnovna je sirovina za dobivanje živog i gašenog vapna. Već smo prije spomenuli da je drugi naziv za živo vapno - kalcijev oksid, a on se iz vapnenca dobiva žarenjem.

CaCO₃(s) → CaO(s) + CO₂(g)

Miješanjem živoga vapna s vodom, dolazi do stvaranja gašenog vapna, tj. kalcijeva hidroksida (Ca(OH)₂(s)).

CaO(s) + H₂O(l) → Ca(OH)₂(s)

Živo i gašeno vapno koriste se u građevini. Tako se gašeno vapno koristi za dezinfekciju i dobivanje vapnenog mlijeka za bojanje zidova. Također, upravo se smjesa gašenog vapna, pijeska i vode naziva žbuka. Sastojak koji je odgovoran za sušenje žbuke jest gašeno vapno. Ono u reakciji s ugljikovim(IV) oksidom iz zraka tvori netopljivi vapnenac tj. kalcijev karbonat. Ta reakcija ujedno je i dokazna reakcija ugljikova dioksida.

Ca(OH)₂(aq) + CO₂(g) → CaCO₃(s) + H₂O(l)

Kalcijev karbonat netopljiv je u vodi, no uvodeći ugljikov dioksid u vodu, kalcijev karbonat prelazi u svoj topiviji oblik – kalcijev hidrogenkarbonat.

CaCO₃(s) + H₂O(l) + CO₂(g) → Ca(HCO₃)₂(aq)

Taj proces je reverzibilan. Tako će hlapljenjem vode i otpuštanjem ugljikova dioksida, iz vode u kojoj ima puno otopljenog hidrogenkarbonata, doći do stvaranja stalagmita i stalaktita u špiljama ili stvaranja kamenca prilikom prokuhavanja vode u loncima te na slavinama u kućanstvima. Takav kamenac često se čisti solnom kiselinom (klorovodična kiselina) tako da se kalcijev karbonat prevodi u kalcijev klorid.

CaCO₃(s) + 2HCl(aq) → CaCl₂(aq) + H₂O(aq) + CO₂(g)

Kalcijev sulfat dihidrat

Kalcijev sulfat dihidrat tj. gips ima kemijsku formulu CaSO₄ × 2H₂O. Kristalizirani kalcijev sulfat dihidrat također se naziva i sadra. Ukoliko se gips zagrijava, dolazi do gubitka kristalne vode te nastaje pečeni gips, kalcijev sulfat hemihidrat (CaSO₄ × ½ H₂O).

Reakcije kalcija i kalcijevih spojeva ukratko

Željezo

Željezo je metal sive boje koji pripada skupini prijelaznih elemenata. To je jedan od najčešće korištenih metala zbog svoje čvrstoće, izdržljivosti i jednostavne obrade. Željezo se u prirodi najčešće nalazi u obliku ruda, poput hematita i magnetita, iz kojih se dobiva procesom taljenja u visokim pećima. Dobivanje elementarnog željeza u visokim pećima dobiva se tako da se peć naizmjenično puni slojem rude pa slojem koksa (ugljik) pri čemu se u donji dio upuhuje vrući zrak. Upuhivanjem vrućeg zraka, koks reagira s kisikom i tako nastaje ugljikov dioksid.

C(s) + O₂(g) → CO₂(g)

Ugljikov dioksid potom reagira s koksom. Tako nastaje ugljikov monoksid.

CO₂(g) + C(s) → 2CO(g)

Nastali ugljikov monoksid reducira željeznu rudu u elementarno željezo.

3CO(g) + Fe₂O₃(s) → 3CO₂(g) + 2Fe(l)

Glavna upotreba željeza je u proizvodnji čelika, legure koja se koristi u građevinarstvu, industriji i izradi alata. U ljudskom tijelu željezo ima važnu ulogu jer je ključan dio hemoglobina, molekule koja prenosi kisik u krvi.

Reakcije s nemetalima

Željezo je reaktivan metal koji reagira s mnogim nemetalima u elementarnom stanju tvoreći kemijske spojeve u kojima je željezo dvovalentno i trovalentno.

4Fe(s) + 3O₂ (g) ⟶ 2Fe₂O₃(s)

2Fe(s) + 3Cl₂ (g) ⟶ 2FeCl₃(s)

Fe(s) + S(s) → FeS(s)

Reakcije s kiselinama

Željezo reagira s kiselinama koje nemaju oksidirajuće djelovanje. Neke od takvih kiselina su klorovodična i sumporna kiselina.

Fe(s) + 2HCl(aq) → FeCl₂(aq) + H₂(g)

Fe(s) + H₂SO₄(aq) → FeSO₄(aq) + H₂(g)

Bakar

Bakar je metal crvenkasto smeđe boje koji pripada skupini prijelaznih elemenata. Poznat je po svojoj visokoj toplinskoj i električnoj vodljivosti, zbog čega se široko koristi u električnim instalacijama, kabelima i elektronici. U prirodi se bakar nalazi u rudama poput halkopirita, ali i kao elementarni metal. U ljudskom tijelu bakar je važan u malim količinama jer sudjeluje u stvaranju enzima i održavanju zdravlja vezivnog tkiva.

Reakcija sa zrakom

Bakar je otporan na koroziju, pa se upotrebljava u proizvodnji cijevi i krovnih materijala. Bakar je otporan zato što se na njegovoj površini, nakon reakcije s kisikom, nalazi crvenkasti neporozni sloj bakrova(I) oksida (Cu₂O).

Zagrijavanjem bakra na zraku nastaje crni bakrov(II) oksid.

2Cu(s) + O₂(g) → 2CuO(s)

Bakrov(II) oksid u reakciji s vlagom iz zraka te ugljikovim dioksidom tvori malahit, zelenu patinu.

2CuO(s) + H₂O(l) + CO₂(g) ⟶ CuCO₃ × Cu(OH)₂(s) ⟶ Cu₂CO₃(OH)₂(s)

Reakcije s kiselinama

Bakar reagira samo s oksidirajućim kiselinama kao što su dušična kiselina i vruća sumporna kiselina. Također, razlikuju se reakcije bakra s koncentriranom i razrijeđenom dušičnom kiselinom.

U koncentriranoj dušičnoj kiselini:

4H­NO₃(konc.) + Cu(s) → Cu(NO₃)₂(aq) + 2NO₂(g) + 2H₂O(l).

U razrijeđenoj dušičnoj kiselini:

8H­NO₃(aq) + 3Cu(s) → 3Cu(NO₃)₂(aq) + 2NO(g) + 4H₂O(l).

U koncentriranoj vrućoj sumpornoj kiselini:

Cu(s) + 2H₂SO₄(konc., vruća) → CuSO₄(aq) + SO₂(g) + 2H₂O(l).

Bitni kemijski spojevi bakra

Bakrov(II) sulfat pentahidrat

Bakrov(II) sulfat pentahidrat ili modra galica (CuSO₄ × 5H₂O) najvažnija je bakrova sol koja ima fungicidna svojstva. Miješanjem s gašenim vapnom u određenom omjeru, nastaje bordoška juha. To je fungicid koji se koristi u vinogradarstvu.

U industriji, dobiva se reakcijom bakra s razrijeđenom sumpornom kiselinom uz prisustvo kisika.

2Cu(s) + 2H₂SO₄(aq) + O₂(g) → 2CuSO₄(aq) + 2H₂O(l)

Aluminij

Aluminij je srebrn, lagani metal koji pripada skupini prijelaznih metala u periodnom sustavu. Poznat je po svojoj niskoj gustoći, otpornosti na koroziju i lakoj obradivosti. Široko se koristi u industriji, primjerice za izradu aviona, automobila, ambalaže (poput limenki) i građevinskih materijala. U prirodi se aluminij ne nalazi u čistom obliku, već u rudama poput boksita, iz kojih se dobiva Bayerovim i Hall-Héroultovim postupkom. Također, aluminij je dobar vodič topline i električne struje, što ga čini korisnim u elektrotehnici. Ekološki je važan jer se lako reciklira.

Reakcija sa zrakom

Aluminij je otporan na koroziju zbog toga što na zraku reagira s kisikom, pri čemu nastaje tanak neporozan sloj aluminijeva oksida (Al₂O₃).

4Al(s) + 3O₂(g) → 2Al₂O₃(s)

Reakcija s kiselinama i lužinama

Aluminij je amfoteran metal, što znači da reagira i s kiselina i s lužinama.

2Al(s) + 6HCl(g) → 2AlCl₃(aq) + 3H₂(g)

2Al(s) + 2NaOH(aq) + 6H₂O(l) → 2Na[Al(OH)₄](aq) + 3H₂(g) (produkt se zove natrijev tetrahidroksialuminat)