1

KISEONIK - O

 Nalaženje u prirodi

• najrasprostranjeniji element  Zemljine kore i po masi (49,5 %) i po broju atoma - brojniji od svih ostalih elemenata zajedno

•  u slobodnom stanju  u atmosferi 23% (21% vol)

•  u hemijskim jedinjenjima - u vodi, pa onda u silikatima i karbonatima

(CaCO3)

Dobijanje: Laboratorijsko - termičkim razlaganjem različitih jedinjenja  2 KClO3 (s) → 2 KCl (s) + 3 O2 (g)

2 HgO (s) → 2 Hg + O2 (g) 2 BaO2 (s) ⇄ 2 BaO (s) + O2 (g)

 Industrijsko dobijanje

1. iz vode - elektrolizom 2. iz vazduha - frakcionom destilacijom

tečnog vazduha

H2O H+ + OH⇄ - vazduh se komprimuje, naglo širi,

A+: 4 OH - 4e → 4 OH → 2 H2O + O2 snižava se temperatura (-200C)

K: 4 H+ + 4e → 4 H → 2 H2 i dolazi do kondenzacije

tečan vazduh

Tečan vazduh O2 N2 plemeniti gasovi

(98% čistoće)

Osobine:

gas, bez boje, ukusa i mirisastabilan molekul O2 (1σ i 1π)nepolaran molekul, slabo se rastvara u vodivezuje se tokom disanja a dobija fotosintezom

O z o n – O3

Alotropska modifikacija kiseonika

• aktivan i nepostojan, 

3 O2 (g) ⇄ 2 O3 (g) rH = 284 kJ/mol

 • povećanjem temperature se ne dobija veća količina

2 O (g) + 2 O2 (g) ⇄ 2 O3 (g) rH = - 209kJ/mol

O2 (g) ⇄ 2 O (g) rH = 494kJ/mol

• Ako se pomoću električne energije razloži molekul kiseonika dobija se više ozona

Osobine

gas, karakterističnog mirisa, rastvorljiviji u vodi (50 puta) od kiseonika, oksidaciono sredstvo u kiseloj sredini

J e d i nj e nj a k i s e o n i k a:

• Oksidacioni brojevi: -2 -1 -1/2• oksidi• oksi jedinjenja (kiseline i soli) – nema veze između dva kiseonika• Oksid.broj - 2

OKSIDI

• Kiseli SO2 , N2O3, P2O5

• Bazni Na2O, CaO, CdO, HgO

• Amfoterni BeO, Al2O3 Sb4O6 ZnO

• Neutralni N2O NO CO

O k s i d i(prema strukturnim karakteristikama))

1. Sa trodimenzionalnom rešetkom2. Sa slojevitom rešetkom3. Sa lančastom rešetkom4. Sa molekulskom strukturom

 

Voda

• polaran molekul-dipol

• ugao između veza 104,5˚

• građenje vodoničnih veza – asocijacija molekula i u tečnom i u čvrstom stanju

• tvrdoća vode

Prečišćavanje vode: hlorisanje, flokulacija, filtriranje

aktivnim ugljem

 Peroksidi – H2O2

2 H2O2 → 2 H2O + O2

  H – O – O – H molekul nije linearan, već je ugao kiseonik- vodonik 94  Veza - O – O - peroksidna veza (kovalentno nepolarna) H2O2 – i oksidaciono sredstvo i redukciono sredstvo

Oksid. broj -1

• Superoksidi – MO2 , grade ih teži elementi Ia grupe (K, Rb, Cs)

+1 - 1/2

K(s) + O2(g) → KO2 (s)

• Postojani su samo u čvrstom stanju, paramagnetični i nestabilni zbog 13 elektrona u anjonu O2¯

• Kada se rastvore u vodi disproporcioniraju se na vodonik − peroksid i kiseonik

-1/2 0 -1

2 KO2 (s) + 2 H2O → O2(g) + H2O2 + 2 K + + 2 OH ¯

Oksid. broj - 1/2

S U M P O R

Nalaženje u prirodi:

u elementarnom stanju (vulkanskog porekla ili bakterijskim

raspadom CaSO4)

u sulfidnim i sulfatnim mineralima - FeS2 –pirit, ZnS,

CuFeS2- halkopirit...

H2S (u prirodnom gasu)

u organskim jedinjenjima (npr. nafta)

Osobine- čvrsta supstanca, žute boje - dvadesetak alotropskih modifikacija:

rombičan (16 S8) monokliničan(6 S8) 95,5˚C rombičan monokliničan⇄

Rastvaranje

- praktično nerastvoran u vodi - rastvara se u organskim rastvaračima (CS2, CCl4) Hemijske osobine

- manje aktivan od kiseonika (zbog prstenaste strukture) - na povišenoj temperaturi reaguje skoro sa svim elementima

JEDINJENJA SUMPORA

stepen oksidacije: -2 +4 +6

-2 H2S i sulfidi

+4 SO2, H2SO3 i sulfiti

+6 SO3, H2SO4 i sulfati

-2, +6 Na2S2O3

H2S i SULFIDI

• bezbojan gas, neprijatnog mirisa (pokvarena jaja)

• otrovan

• vodeni rastvor H2S: sulfidna kiselina (sumporvodonična

kiselina)

• koncentracija zasićenog vodenog rastvora H2S: 0,1 mol/dm3

Vodonik-sulfid H2S(sumporvodonik)

• redukciono sredstvo• slaba dvoprotonska kiselina

Disocijacija H2S u vodenom rastvoru:

H2S ⇄ H+ + HS- Ka1 = 8,7x10-8

HS- ⇄ H+ + S2- Ka2 = 1x10-13

Gradi dve vrste soli:

• hidrogensulfide (NaHS)

• sulfide (Na2S, CuS, ZnS)

• U analitičkoj hemiji H2S se koristi kao hemijski reagens za odvajanje i identifikaciju jona metala

JON METALA + S2- → SULFID

Rastvaranje sulfida

Na osnovu rastvorljivosti sulfide možemo podeliti na:

1. sulfide rastvorljive u vodi

2. sulfide sa relativno velikim proizvodom rastvorljivosti

3. sulfide koji imaju mali proizvod rastvorljivosti

1. Sulfidi rastvorljivi u vodi :

- (NH4)2S

- alkalnih metala

- zemnoalkalnih metala (osim CaS)

Najvažniji: NaHS i Na2S

• Hidroliza NaHS

NaHS → Na+ + HS- HS- + HOH H⇄ 2S + OH- pH1 > 7

• Hidroliza Na2S

Na2S → 2Na+ + S2-

S2- + HOH HS⇄ - + OH- pH2 > 7

pH1 < pH2

2. Sulfidi sa velikim proizvodom rastvorljivosti

Rastvaraju se dodatkom H+ jona (r HCl):

ZnS ⇄ Zn2+ + S2- Ksp=[Zn2+][S2-]= 2x10-25

ZnS + 2 H+ + 2 Cl- → H2S + Zn2+ + 2 Cl-

3. Sulfidi koji imaju mali proizvod rastvorljivosti

Rastvaraju se u r HNO3:

CuS ⇄ Cu2+ + S2- Ksp =[Cu2+ ][S2-]= 3,9x10-39

3CuS + 8 HNO3 → 3 Cu(NO3)2 + 3 S + 2NO + 4 H2O

• Redukcione osobine H2S

S: -2 → 0

-2 → +4, +6 sa jačim oksidacionim

sredstvima

• Stajanjem na vazduhu:

-2 0 0 -2

2 H2S (aq) + O2 → 2 S + 2 H2O

• Laboratorijsko dobijanje H2S

Dejstvom kiselina (HCl, r H2SO4) na FeS ili ZnS:

FeS (s) + 2HCl → H2S (g) + FeCl2

Sumpor(IV)-oksid SO2

(sumpor-dioksid)

Osobine SO2

• otrovan gas bez boje, oštrog, neprijatnog mirisa

• sredstvo za dezinfekciju i konzervisanje namirnica

kiseo oksid:

2 NaOH + SO2 → Na2SO3 + H2O (neutralizacija)

• okidaciono i redukciono sredstvo

Sulfitna (sumporasta) kiselina

SO2 + H2O → H2SO3

SO2 + H2O ⇄ H+ + HSO3¯ K1=1,7×10-2

HSO3 ¯ ⇄ H+ + SO3 2- K2 = 1×10-7

Soli: hidrogensulfiti i sulfiti

• Oksidaciona svojstva SO2 i sulfita

Sa redukcionim sredstvima sumpor se redukuje do stepenaoksidacije 0 ili -2

• Redukciona svojstva SO2 i sulfita

Sa oksidacionim sredstvima (npr KMnO4) sumpor se oksiduje dostepena oksidacije +6 (sulfati).

H2S S SO2

- 2 0 +4 +6

r e d u k c i j a o k s i d a c i j a

Zagađenje atmosfere

• SO2: proizvod sagorevanja uglja, izduvni gasovi

• SO2, NO i NO2 : najveći zagađivači čovekove sredine

Kisele kiše

Sulfatna kiselina H2SO4

(sumporna kiselina)

Čista H2SO4 - bezbojna uljasta tečnost

Koncentrovana H2SO4 (98%)

Pušljiva H2SO4 (oleum): rastvor SO3 u H2SO4

H2SO4 se može koristiti kao:

1. kiselina

2. oksidaciono sredstvo

3. dehidrataciono sredstvo

1. U vodenom rastvoru H2SO4 je jaka kiselina: Soli: hidrogensulfati i sulfati H2SO4 → HSO4¯ + H+ HSO4¯ ⇄ SO4

2- + H+ Ka2 = 1,3×10-2

Hidrogensulfati: NaHSO4, KHSO4 (vodeni rastvor pH<7)

Na HSO4 → HSO4¯ + Na+ HSO4¯ ⇄ SO4

2- + H+

Sulfati - većina rastvorljiva u vodi

Dvostruki sulfati (dvogube soli)+1 +2

M2 M (SO4)2× 6H2O

+1 +3

M M (SO4)2× 12H2O (stipse, alauni)

2. Oksidaciono sredstvo: samo konc H2SO4

0 +6 +2 +4

Cu + 2 H2SO4 c ⇄ CuSO4 + SO2 + 2 H2O 0 +6 +4

S + 2 H2SO4c ⇄ 3 SO2 + 2 H2O

3. Dehidrataciono sredstvo

- vezuje H2O, sredstvo za sušenje gasova

- Hidratacija H+ i SO42- jona - egzotermna reakcija

(oslobađa se velika količina toplote )

Razblaživanje konc H2SO4:

Voda U Kiselinu

Mora kiselina u vodu polako!

Ostale kiseline sumpora

• H2SO5 peroksimonosulfatna kiselina

O HO- S-O-O-H O

• H2S4O6 tetrationatna kiselina

O O H O - S – S – S – S – OH O O

Sulfatna kiselina

Tiosulfatna kis.

Pirosulfatna kis.

Peroksidisulfidna kis.

Sulfitna kis.

Jedinjenja sa mešovitim oksidacionim brojem

Najvažniji Na2S2O3 natrijum-tiosulfat

So hipotetične tiosulfatne kiseline H2S2O3

H2S2O3 → SO2 + S + H2O

Dobijanje:

Na2SO3 + S ⇄ Na2S2O3 (zagrevanjem u vodenom rastvoru) +6 -2

Rastvorljiv u vodi: Na2S2O3 → 2 Na+ + S2O32-

Reakcije Na2S2O3

- sa kiselinama (HCl, H2SO4) Na2S2O3 + 2 HCl → SO2 + S + 2 NaCl + H2O

- redukciona svojstva Na2S2O3 +6 -1

• 2 Na2S2O3 + I2 ⇄ Na2S4O6+ 2 NaI natrijum-tetrationat• sa jakim oksidacionim sredstvima u kiseloj sredini

(oksiduju se do hidrogensulfata)

Na2S2O3 + 4 Cl2 + 5 H2O ⇄ 2NaHSO4+ 8HCl

- lako gradi komplekse (rastvaranje halogenida srebra)

AgCl + 2 Na2S2O3 → Na3[Ag(S2O3)2] + NaCl

• koristi se u fotografiji

AgBr + 2 Na2S2O3 → Na3[Ag(S2O3)2] + NaBr

S E L E N, Se

• manje rasprostranjen od kiseonika i sumpora (redak kao zlato)

• bioelement • Dobijanje: kao nusprodukt pri rafinaciji bakra• Modifikacije: crveni (prstenasta struktura Se8) ima

dva oblika α i β. Oba lako prelaze u sivu modifikaciju sa lančanom strukturom

• rastvara se u HNO3

Se + 4HNO3(c) → H2SeO3 + 4 NO2 + H2O

• stepen oksidacije -2

• bezbojan gas neprijatnog mirisa na trulu repu

• rastvaranjem u vodi daje kiselinu:

H2Se H⇄ + + HSe- H⇄ + + Se2-

• jače redukciono sredstvo od vodonik-sulfida

• gradi dva tipa soli: selenide i hidrogenselenide.

• alkalni selenidi se na vazduhu raspadaju:

2 Na2Se + 2H2O + O2 → 2 Se + 4NaOH

Selen(IV)-oksid, SeO2

• na običnoj temperaturi bezbojan, kristalan sa lančanom strukturom

• lako se rastvara u vodi gradeći selenitnu kiselinu:

SeO2 + H2O ⇄ H2SeO3

• dvoprotonska kiselina:

H2SeO3 H⇄ + + HSeO3- K1 = 4 x 10-3

HSeO3- H⇄ + + SeO3

2- K2 = 2,5 x 10-7

• gradi dva tipa soli

• rastvor selenitne kiseline se lako redukuje

- u jako kiseloj sredini do elementarnog selena

H2SeO3 + 4 H+ + 4e- → Se + 3 H2O

- u manje kiseloj sredini i u prisustvu teških metala do selenida

Selen(VI)-oksid, SeO3

• dobija se vrlo teško. Ne može ni dehidratacijom selenatne kiseline

2H2SeO4 → 2SeO2 + O2 + 2H2O

Selenatna kiselina, H2SeO4

• Dobijanje:

3H2SeO3 + HClO3 → 3H2SeO4 + HCl

• jako oksidaciono sredstvo pa može da rastvori i zlato:

2Au + 6H2SeO4 (c)→ Au2(SeO4)3+ 3H2SeO3 + 3H2O