U prirodi se nalazi nešto više od 90 poznatih kemijskih elemenata. Samo trećinu elemenatamoguće je pronaći u elementarnom stanju, a većina se nalazi u obliku raznih kemijskih spojeva. Kemijske elemente dijelimo na metale, polumetale i nemetale.
Metali
Svojstva metala ovise o polumjeru atoma i broju elektrona u vanjskoj ljusci elektronskog omotača atoma.
Pri sobnoj temperaturi svi su metali čvrste tvari. Iznimka je živa, koja je tekućina.
Neprozirni su, većinom svjetlosive do tamnosive boje. Iznimka su bakar, koji je crvene boje, i zlato, koje je žute boje.
Pod udarcima različitith alata, metali se kuju, a mogu se i izvlačiti u žice (telefonski i elektriċni vodovi) i folije (aluminijske folije u kućanstvu). To se svojstvo koristi u metalurgiji za obradu gotovo svih konstrukcijskih metala.
Dobri su vodiči topline i električne struje. Najbolju električnu vodljivost ima srebro, ali se zbog cijene i nedovoljno dobrih ostalih fizikalnih svojstava najčě̌će upotrebljavaju bakar i aluminij.
Pri sobnoj su temperaturi svi metali, osim žive, čivrste tvari kristalne strukture. Posljedica strukture je i gustoća metala koja varira od vrlo niskih vrijednosti kod alkalijskih metala do vrlo visokih vrijednosti kod žive i platine. Prema gustoći metali se dijele na:
- lake metale do 5,0 g cm-3 (npr. natrij, magnezij, aluminij),
- teške metale od 5,0 g cm-3 (npr. željezo, kositar, bakar, olovo).
Najmanju gustoću ima litij, dok je najgušći metal osmij.
O strukturi metala i jakosti veza među atomima u kristalnoj strukturi ovisi i njihovo talište:
- metali niskog tališta: cink, olovo, kadmij,
- metali visokog tališta: żeljezo, platina, kobalt.
Tvrdoća je otpor materijala prema zadiranju stranog tijela u njegovu površinu, a čvrstoća mehaničko svojstvo materijala kojim se opire djelovanju site. Većina metala je tvrda i čvrsta. Neki metali koji pripadaju krajnjoj lijevoj strani periodnog sustava tvrdoćom se razlikuju od ostalih: mekani su i lako se režu nožem ili škarama, npr. natrij, kalij ili magnezij.
Reaktivnije metale u Zemljinoj kori nalazimo u obliku spojeva koje nazivamo mineralima. Rude su nakupine mineralnih tvari, u kojima je količina određenog sastojka dostatna da omogući njegovo ekonomično iskorištavanje.
Nemetali
Pri sobnoj temperaturi, nemetali se, u elementarnom stanju, nalaze u sva tri agregacijska stanja npr. ugljik i sumpor se nalaze u čvrstome stanju, brom u tekućem, a vodik i kisik u plinovitom stanju.
Postoje u različitim bojama, dok su plinovi, većinom bezbojni. Pa su tako vodik i kisik bezbojni plinovi, a klor je plin žuto zelene boje. Različite alotropske modifikacije ugljika su različite boje pa je tako ugljik crno sive boje, a dijamant je bezbojan. Fosfor može biti različitih boja, a najpoznatiji su bijeli i crveni fosfor. Sumpor je žute boje, brom crveno smeđe, a jod ljubičasto crne boje.
Većina nemetala su izolatori. Iznimka je grafit.
U odnosu na metale, manje su gustoće te im je talište niže.
Što se tiče tvrdoće, nemetali su uglavnom mekani, a iznimka je dijamant.
Kemijska svojstva metala i nemetala
Atomi metala u kemijskim reakcijama oksidiraju i tako nastaju pozitivno nabijeni ioni – kationi.
Najreaktivniji su metali 1. i većina metala 2. skupine periodnog sustava elemenata. Najreaktivniji su alkalijski i zemnoalkalijski metali, dok su plemeniti metali (zlato, platina, iridij itd.) slabo reaktivni.
Nemetali su najčešće dobri oksidansi jer imaju velik afinitet za elektron i veliku energiju ionizacije.
Najreaktivniji nemetali su oni iz 17. skupine (F2, Cl2, Br2 i I2).
Helij, neon, argon, kripton, ksenon i radon plemeniti su plinovi čija je elektronska struktura s 8 elektrona (oktet), odnosno za helij 2 elektrona (dublet) u valentnoj ljusci vrlo stabilna, i to ih čini uglavnom inertnima.
Nemetali (osim plemenitih plinova) mogu s drugim nemetalima tvoriti kovalentne spojeve, a s metalima najčešće spojeve ionske građe.
Hidridi metala i nemetala
Hidridi su binarni spojevi metala ili nemetala s vodikom te se dijele na ionske, kovalentne i intersticijske.
Ionski hidridi su hidridi alkalijskih i zemnoalkalijskih metala čija je opća formula MH ili MH2. To su čvrste tvari koje reagiraju s vodom, a produkti reakcije su lužina i vodik. Primjer toga jest reakcija natrijeva hidrida i vode, pri čemu nastaju natrijeva lužina i vodik.
NaH + H2O → Na(OH) + H2
Među kovalentnim hidridima, atomi tih hidrida kovalentno su vezani s atomima vodika. Primjeri kovalentnih hidrida su LiH, MgH2, AlH3, BH3, CH4 itd. NH3 je jedan od industrijski najznačajnijih kovalentnih hidrida, a voda je hidrid kisika, ali je ujedno i oksid vodika.
Posebniji kovalentni hidrid jest diboran, B2H6. Naime, u diboranu je prisutan specifičniji tip kovalentne veze koji se zove "banana veza". Tu vezu tvori 1 atom vodika te 2 elektrona, pri čemu svaki elektron dolazi od drugog atoma bora.
Intersticijski hidridi nastaju „ugradnjom” vodika u kristalnu strukturu prijelaznih metala te lantanoida i aktinoida. Mnogi od njih nemaju točno određen stehiometrijski sastav (MH, MH2, MH3) te se koriste kao izvor čistog vodika jer se zagrijavanjem raspadaju na metal i vodi. Pokazuju vodljivost poput metala.
Oksidi metala i nemetala
Oksidi su binarni spojevi elementa s kisikom te ih se može podijeliti prema kiselinsko-baznim svojstvima.
Kiseli oksidi jesu oksidi nemetala te spadaju u skupinu kovalentnih spojeva. U reakciji s vodom daju kiseline, a u reakciji s lužinama daju soli. Molekule su jednostavne građe, primjerice ugljikov(IV) oksid, dušikov(V) oksid, sumporov(IV) oksid i sumporov(VI) oksid.
Bazični oksidi su ionski spojevi, koji u reakciji vodom tvore hidrokside, a u reakciji s kiselinama tvore soli. Tipični predstavnici su oksidi alkalijskih i zemnoalkalijskih metala, primjerice natrijev oksid (Na2O), magnezijev i kalcijev oksid (MgO i CaO). Neki u vodi netopljivi oksidi prijelaznih metala, primjerice bakrov(II) oksid (CuO) i željezov(II) oksid (FeO).
Amfoterni oksidi mogu reagirati i s kiselinama i s lužinama. Netopljivi u vodi, a tipični predstavnici su aluminijev oksid (Al2O3) i cinkov oksid (ZnO).
Primjer reakcije amfoternog oksida s kiselinama i lužinama jest reakcija aluminijeva oksida s klorovodičnom kiselinom te s natrijevom lužinom.
Al2O3(s) + 6 HCl(aq) → 2 AlCl3(aq) + 3 H2O(l)
Al2O3(s) + 2 NaOH(aq) + 3 H2O(l) → 2 Na[Al(OH)4](aq)
Neutralni oksidi vrlo su slabo topljivi u vodi. Ne reagiraju niti s kiselinama niti s lužinama, a u njih ubrajamo ugljikov(II) oksid (CO), dušikov(I) oksid (N2O) i dušikov(II) oksid (NO).
Postoje elementi koji posjeduju više različitih oksida. Primjer toga jest mangan pa tako je MnO bazičan, MnO2 amfoteran, a Mn2O7 je kiseli oksid. Općenito, što je veći oksidacijski broj kationa metala u metalnom oksidu, to je spoj kiseliji.
Karbonati
Karbonati u vrlo česta klasa spojeva u prirodi. Općenito grade stijene pa su neki od primjera vapnenac, kalcit, magnezit itd... Dobro su topljivi samo karbonati alkalijskih metala i amonijev karbonat, a u prirodi su topljivi u vodi obogaćenoj ugljikovim dioksidom i to je jako spor proces:
CaCO3(s) + CO2(g) + H2O(l) → Ca(HCO3)2(aq).
Otopljeni Ca(HCO3)2 daje tvrdoću vodi. Suprotni proces je brz te njime nastaju stalaktiti i stalagmiti u šupljinama i jamama. U jednakim procesima sudjeluje i magnezijev karbonat.
Kloridi
Kloride možemo podijeliti na ionske (NaCl, KCl, FeCl3...) i kovalentne (BeCl2, BCl3, PCl5...). Primjeri minerala u prirodi, koji se svrstavaju u kloride, jesu halit te silvin.
Većina klorida topljiva je u vodi. Kloridi koji nisu topljivi u vodi jesu AgCl i PbCl2. Upravo zbog toga što AgCl nije topljiv u vodi, kloridni ioni dokazuju se upravo vodenom otopinom srebrova nitrata:
AgNO3(aq) + NaCl(aq) → AgCl(s) + NaNO3(aq).
Kloride možemo dobiti na tri načina:
- reakcijom oksida metala s klorovodičnom kiselinom:
CuO(s) + 2 HCl(aq) → CuCl2(aq) + H2(g),
- reakcijom hidroksida s klorovodičnom kiselinom:
NaOH(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H2O(l),
- reakcijom karbonata s klorovodičnom kiselinom:
CaCO3(s) + 2 HCl(aq) → CaCl2(aq) + H2O(l) + CO2(g).
Isprobaj potpuno besplatno!
Registracijom dobivaš besplatan*
pristup dijelu lekcija za svaki predmet.
