UNIVERZITET U TUZLI Prirodno-matematiki fakultet Odsjek: Biologija Predmet: Hemija I

SEMINARSKI RAD IZ HEMIJE I

Tema: Elementi II A grupe PSE

Student:

________ _

Tuzla,decembar 2010.

Sadrzaj1. Uvod3-4 2. Hemijske osobine...5-6 3. Bioloki znaaj...7 4. Osobine pojedinih elemenata i njihova jedinjenja7-10

2

UvodElementi II-grupe periodnog sistema nazivaju se zemoalkalni metali.Iz elektroskih konfiguracija njihovih atoma moze se vidjeti da u najvisem elektronskom nivou imaju dva s-elektrona,ns2. U ekscitovnom stanju jedan od ova dva elektrona prelazi na visi energetski nivo I formira jednu p-orbitalu,tako da u trenutku reakcije dolazi do sp-hibridizacije,te atomi zemnoalkalnih metalaucestvuju u reakcijama sa po dva sp-hibridizovane orbitale. Elemnti II grupe Periodnog sistema.Zemnoalkalni metali, Elemnt Atomski Elektornska konfiguracija Rasprostranjenost Broj u zemljinoj kori Berilijum Be 4 1s2 2s2 6 Magnezijum Mg 12 1s2 2s2 2p6 3s2 20900 Kalcijum Ca 20 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 36300 Stornicujum Sr 38 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 5s2 300 Barijum Ba 56 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p6 6s2 250 Radijum Ra 88 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f14 5s2 5p6 5d10 6s2 6p6 7s2 1,3 x 10 -6 OPSTE OSOBINE Atomi elemenata ove grupe su veliki ali manji alkalnih metala iste periode. Razlog je veci naboj nukleusa atoma zemnoalkalnih metala koji zato jace privlace orbitalne elektrone,te su radijusi atoma manji. Elemenat Atomski Jonski M M2+ ___________________ Radijus nm 0,089 0,031 0,136 0,065 0,174 0.099 0,191 0,113 0,198 0,135 Tacka topljenja Tacka kljucanja C 1277 650 838 768 714 3 C 2970 1100 1439 1366 1737 Gustina g/cm3 1,8 1,7 1,6 2.6 3,5 Simbol

Be Mg Ca Sr Ba

Ra

0,150

700

1737

5,0

Joni zemnoalkalnih metala u manji od jona alkalnih metala iste periode,jer gubitak dva elektrona uslovljava jace privlacenje izmedju nukleusa i preostalih elekrtona,sto rezultira U manjem radius jona. Kao i u grupi alkalnih metala,sa porastom atomskog broja velicina atoma i jona se povecava,jer je sve veci broj elektrona,odnosno slojeva elektrona oko nukleusa. Dosta velika razlika u tackama topljenja tabelica13.11 rezultat su razlike u kristalnoj strukturi ovih metala. Elementi ove grupe grade uvjek elektropozitivne dvovalatne jone.S obzirom da je naelektrisanje nukleusa njihovih atoma veca nego kod alkalnih metala iste periode,orbitalni elektroni su cvrsce drzani, tako da je energija jonizacije ya prvi electron znatno veca nego kodalkalnih metala tablica 13.2

Elemenat

Elektronegativnos

Energija jonizacije I eV II

Standardni redukcioni Potencijal M2+ 2e- M (s) Eo. V -1,85 -2,37 -2,87 -2,89 -2,92 -2,92

Be Mg Ca Sr Ba Ra

1,5 1,2 1,0 1,0 0,9

9,33 7,64 6,11 5,69 5,21 5,28

18,2 15,0 11,9 11,0 10,0 10,14

Zemnoalkalni metala se u svojim jedinjenjima javljaju uvijek kao dvovalentni a ne kao jednovalentni joni.U vodenim rastvorima nastaju uvijek dvovalentni joni ovih metala jer je energija hidratacije jona (13.13) koja je tada oslobadja,znatno veca za dvovalentne nego za jednovalentne jone. Tablica 13.13 Energija hidratacije jona elemenata IIA grupe Periodnog sistema Jon Be+ Mg+ Ca+ Sr+ Ba+ Jonski radijus nm 0,031 0,065 0,099 0,113 0,135 H hidratacije kJ mol 1 -2494 -1921 -1577 -1443 -1305

S porastom atomskog broja elemenata u grupi energija jonizacije opada jer se povecava radijus atoma te je potrebno sve manje energije da se udalje elektroni iz najviseg

4

energetskog nivoa.Kao i alkalni metali,elementi ove grupe imaju niske vrijednosti za elektronegatvinost sto govori o nemogucnosti njihovih atoma da primaju elektrone. Kao i alkalni metali,elementi ove grupe grade uglavnom jonska jedinjenja sa izuzetkom Be koji ima znatno vecu vrijednost za elektronegativnost (znatno manji radijus atoma) od ostalih elemenata grupe.Oksidaciono stanje zemnoalkalnih metala je uvijek +2.Jonska jedinjenja elemenata II A grupe su bezbojna (ukoliko kiselinski anjon nije obojen) i dijamagneticka jer u najvisem energetskom nivou jona nema nesparenih elektrona.Od elemenata II A grupe u zemljinoj kori najraspostranjeniji su Mg i Ca,dok se Be nalazi u veoma malim kolicinama. Ra je radioaktivan element i nalazi se u minornim kolicinama.

HEMIJSKE OSOBINE Zemnoalkalni metali su veoma reaktivni elementi i stoga se ne nalaze slobodni u prirodi dobijaju se elektrolizom odgovarajucih stopljenih hlorida. Kalcijum,,stornicijum i barijum reaguju burno sa vodom vec na sobnoj temperature dajuci hidroksid i vodonik,dok magnezijum pokazuje istureakciju tek sa kljucalom vodom ili vodenom parom. M(s)+2H2O(l)M(OH)2(s)+H2(g) Sagorijevanjem u struji kiseonika zemnoalkalni metali daju odgovarajuce okside: 2M(s)+O2(g)2MO(s) Oksidi se mogu dobiti termickim razlaganjem karbonata,hidroksida,nitrata i sulfata: MCO3(s)MO(s)+CO2(g) M(OH)2(s)MO(s)+H2O(g) 2M(NO3)2(s)2MO(s)+4NO2(g)+O2(g) MSO4(s) MO(s)+SO3(g) Sem berilijuma-oskida,Be, koji je kovalentno jedinjenje i amfoterni oksid,oksidi ostalih elemenata ove grupe su jonska jedinjenja i svi su bazni. Rastvorljivost oksida raste sa porastom atomskog broja ovih elemenata. Oksid berlijuma i magnezijuma su u void nerastvorljivi dok oksidi kalcijuma,stornicujuma i barijuma reaguju sa vodom i daju odgovarajuce hidrokside: MO(s)+H2O(l) M(OH)2(aq)

5

Sa viskom kiseonika samo barijum daje peroksid: Ba(s)+O2(g) BaO2(s) Svi hidroksidi zemnoalkalnih metala su slabo rastvorljivi u void.Njihova rastvorljivost raste sa povecanjem radiusa metalnog jona.Sem Be(OH)2 koji je amfoteran,hidroksidi ostalih zemnoalkalnih metala su jake baze;dio koji je rastvoren u void potpuno je disosovan. Kao i alkalni metali,elementi IIA grupe reaguju direktno sa vecinom nemetala sa vodikom reaguju na visokoj temperaturi i daju hidride: M(s)+H2(g) MH2(s) Sa svim halogenima reaguju i daju odgovarajuce halogenide: M(s)+X2(g) MX2(s) Sa sumporom daju odgovarajuce sulfide: M(s)+S(s) MS(s) Na povisenjoj temperaturi reaguju takodje i sa azotom, fosforom ugljenikom dajuci nitride,fosfide,odnosno carbide: 3M(s)+N2(g) M3N2(s) 6M(s)+P42M3P2(s) M(s)+2C(s) MC2(s) Elementi ove grupe mogu da grade komplekse.Najpoznatiji kompleks magnezijumahlorofil.Kalcijum i ostali elementi grupe mogu da grade komplekse samo sa jakim kompleksnim agensima kao sto je na primjer EDTA.

6

BIOLOSKI ZNACAJ Od zemnoalkalnih metala bioloski su znacajni kalcijum i magnezijum. Jon Ca+ u bioloskim sistemima ima poseban znaaj.On je prije svega neophodan za rast i za mnoge zivotne funkcije kako zivotinja tako i biljaka.Oko 90% kalcijuma prisutno u ljudskom organizmu nalazi se u kostima i zubima uglavnom u obliku fosfata kao i nesto karbonata i flourida. Njegov nedostatak kod djece dovodi do pojave rahitisa,a kod starijih osoba do omeksanja i krivljenja kostiju.Osobama ispod 18 godina starosti i trudnicama potrebno je 1,0 do 1,2 grama kalcijuma dnevno,a osobama starijim od 18 godina 0,8 grama. Jon Ca+ se nalazi u svim tkivima i tjelesnim tecnostima.On igra znacajnu ulogu u razlicitim esencijalnim funkcijama:u odrzavanju srcanog ritma,kontrakcije misica,koagulacija krvi moze da se vrsi samo u njegovom prisustvu. Najveci dio jona magnezijuma u organizmu se nalazi zajedno sa kalcijumom i fosforom u kostima.Visoke koncentracije ovog jona su nadjene u misicima i crijevima krvnim celijama,a ima ga i u tkivima i tjelesnim tecnostima.Jon Mg+ u manjim koncentracijama djeluje kao sredstvo za umirenje a u vecim koncentracijama kao anestetik. OSOBINE POJEDINIH ELEMENATA I NJIHOVA JEDINJENJA Berilijum Be Berilijum je relativno rijedak elemenat glavni izvor ovog elementa je mineral beril,Be3Al2(SiO3)6 koji se nekada javlja u obliku cistih kristala. Berilijum se razlikuje od ostalih zemnoalkalnih metala jer veze u jedinjenjima berilijuma imaju znatno izrazen kovalentni karakter. Elementarni berilijum je na vazduhu stabilan.Sa vodonikom ne reaguje ni na temperature od 100 C, a takodje ne reaguje ni sa vodom.Rastvara se u kiselinama i bazama. U reakcijama sa kiselinama daje soli odgovarajucih kiselina: Be(s)+2HCl(aq) BeCl2(aq)+H2(g) A sa bazama daje berilate uz oslobadjanje: Be(s)+2H2O(l)+2NOH(aq) 2Na+(aq)+Be(OH)4(aq)+H2(g) Berilijum oksid,BeO,se dobija zagrijavanjem hidroksida prema jednacini:

7

BeO(s)+2HCl(aq) BeCl2(aq)+H2O(l) BeO(s)+2H2O(l)+2NaOH(aq) 2Na+(aq)+Be(OH)4(aq) Berilijum hidroksid,Be(OH)2 je amofolit.Rastvara se u bazama i kiselinama. Magnezijum Mg Mg je voma raspostranjen u prirodi gdje se nalazi iskljucivo u obliku jedinjenja u mineralima.Najvazniji od njih su dolomit (CaCO3 x MgCO3),magneziti (MgCO3) i karnaliti (MgCl2 x KCl x 6H2O). MgO ima kristalnu resetku NaCl,u vodi je nerastvorljiv i rastvara se u kiselinama. MgO(s) + H2SO4(aq) MgSO4(aq) + H2O (l) Magnezijum hidroksid se koristi za izradu opeka za visoke peci.U medicini se koristi kao antidote,kod trovanja kiselinama i kao antacid.Mg(OH)2,se moze dobiti dejstvom baza na jonee Mg+ . MgCO3 se rastvara u vodi zasicenoj ugljenikovim oksidom (ugljen dioksidom) pri cemu nastaje magnezijum-bikarbonata. MgCO3(s) + H2O(l) + CO2(g)Mg(HCO3)2(aq) koji je stabilan samo u rastvoru. MgCO3 se nalzi samo u prirodnim vodama,pored Ca(HCO3)2 i od njihovog prisustva potice privremena tvrdoca vode.Prozivod reakcije Mg(OH)2 i MgCO3 sa HCl zeluca je MgCl2 koji kao sve soli Mg djeluje laksantno.MgSO4 u hidratnom obliku (MgSO4 x 7H2O) naziva se gorka sol. Kalcijum Ca Ca spada u najraspostranjenije elemente u prirodi,gdje se nalazi u obliku jedinjenja,nalazi se u dolomitu CaCO3 x MgCO3 koji takodje sacinjava planinske vijence.U obliku sulfata se nalazi u mineralima anhidrita CaSO4 i gipsu CaSO4 x 2H2O.Drugi vazni minerali su fluorit CaF,fosforit Ca3(PO4)2 kao i neki dr fosfati i silikati. CaO(negaseni krec ili zivi krec) se industrijski dobija zagrijavanjem CaCO3: CaCO3(s)CaO(s) + CO2(g) Cist CaO je bijeli prah sa kristalnom resetkom NaCl.Sa vodom reaguje burno dajuci Ca(OH)2 uz oslobodjenje znatne kolicine toplot: CaO(s) + H2O(l) Ca(OH)2(s) H=-67 kJ/mol

8

Ca(OH)2 je bijeli prah koji je malo rastvorljiv u vodi,Rastvorljivost mu se smanjuje sa porastom temperature.Na vazduhu se krecna voda vrlo brzo zamuti usljed nastajanja nerastvorenog CaCO3. Ca(OH)2(aq) + CO2(g) CaCO3(s) + H2O(l) Ova reakcija se koristi u analitickoj hemiji za dokazivanje CO2.Na isti nacin sa CO2 reaguje i cvrst Ca(OH)2 i na toj reakciji se zasniva upotreba Ca(OH)2 u gradjevinarstvu. CaCO3 je veoma raspostranjen u prirodi u nekoliko minerala,u cistoj vodi se ne rastvara ali se rastvara u vodi koja sadrzi CO2 jer pri tome gradi Kalcijum hidrokarbonata Ca(HCO3)2: CaCO3(s) + CO2(g) + H2O(l)Ca(HCO3)2(aq) Kalcijum bikarbonata je stabilan samo u rastvoru iz koga se ne moze izolovati.Pri zagrijavanju ovog rastvora vrsi se reversna reakcija i talozi se CaCO3. CaSO4 je slabo rastvorljiv u vodi.Javlja se kao anhidrit sa CaSO4 i kao gips CaSO4 x 2H2O.Zagrijavanjem dihidrata prelazi u hemihidrat,(CaSO4)2 x H2O: 2CaSO4 x 2H2O(s) (CaSO4)2 x H2O(s) +3H2O(g) Hemihidratse koristi u gradjevinarstvu i vajarstvu,a u medicini sekoristi za otiske i gipsane zavoje.Kalcijum sulfat dihidrat pri zagrijavanju preko 200C prelazi u anhidrovani SaSO4 koji ne moze da veze vodu i naziva se mrtvo peceni gips. Od halogenida Ca samo je CaF2 nerastvorljiv u vodi dok su CaCl2,CaBr2 i CaI2 lahko rastvorljiv.Kalcijum bromide se koristi u medicini kao sedativ. Kalcijum fosfati,primarni Ca(H2PO4)2 sekundarni CaHPO4 I tercijarni Ca3(PO4). Primarni kalcijum fosfat je ratvorljiv u vodi.

Stornicijum Sr Stornicijum je relatvino rijedak elemenat.Stornicijum oskid SrO se dobija zagrijavanjem nitrata li karbonata.Stornicijum sulfat SrSO4 se javlja samo u bezvodnom stanju za razliku od CaSO4.Stornicijum karbonat SrCO3,je slican CaCO3 ali se teze razlaze dejstvom toplote. Barijum Ba Barijum se u zemljenoj kori nalazi kao sulfat u mineralu baritu I kao karbonat u mineralu poznatom kao viterit.Ba je veoma reaktivan,on pokazuje reakcije slicne reakcijama Ca,samo je reaktivniji.Na vazduhu se brzo oksiduje.Jon Ba+ je otrovan pa su sva jedinjenja Ba koja su rastvorljiva u vodi ili kiselinama otrovna.BaO(barijum oksid) se

9

moze dobiti razlaganjem hidroksida ili nitrata ,dok se iz karbonata tesko moze dobiti jer je BaCO3 termostabilan.Zagrijavanjem BaO u struji vazduha na temperature od oko 500C nastaje Barijum peroksid: 2BaO(s) + O2(g) 2BaO2(s)

Barijum hidroksid Ba(OH)2 je jaka baza.Zasicen rastvor Ba(OH2),poznat pod imenom baritna voda sluzi za dokazivanje CO2 jer njihovom reakcijom nastaje talog BaCO3: Ba(OH)2(aq) + CO2(g) BaCO3(s) + H2O(l) Barijum karbonat BaCO3 je bijeli prah koji je nerastvorljiv u vodi ali se rastvara u nekim kiselinama.Sa hloridnom kiselinom koja se nalazi u zelucnom soku reaguje i daje BaCl2 koji je u vodi rastvorljiv pa prema tome otrovan: BaCO3(s) + 2HCl(aq) BaCl2(aq) + H2O(l) + CO2(g) Svi halogenidi Ba sem fluoride su u vodi rastvorljivi i svi su otrovni.BaSO4 je nerastvorljiv u vodi i kiselinama i stoga nije otrovan.Zbog osobina da ne propusta Xzrake,BaSO4 se koristi u rendgenologiji i digestivnom traktu kao konstantno sredstvo. Barijum nitrat Ba(NO3)2 se rastvara u ovdi a njegov vodeni rastvor se oristi u analitickoj hemiji za dokazivanje jona SO4 .

Radijum Ra Radijum spada u radioaktivne elemente.Veoma je rijedak elemenat i potice od radioaktivnog raspadanja tezih elemenata narocito urana.Stoga su rude urana glavni izvor Ra. Hemijski je vrlo slican barijumu.Njegov sulfat je manje rastvorljiv od BaSO4,a hidrokisd je jako bazan i relativno je lahko rastvorljiv u vodi.

10

11

12