Legure - prezentacija

https://docs.google.com/presentation/d/16nzIsv0m91qqR99cW6Szl13qPtrgqRusIwoPwe8jX-A/edit?usp=sharing

Gvožđe, bakar i aluminijum

Gvožđe, bakar, aluminijum

Gvožđe je metal koji je poznat od davnina. Postoje podaci da je gvožđe primenjivano još 6 000 godina pre n.e. Naziv je izveden od latinske reči ferrum što u prevodu na naš jezik znači gvožđe.

Bakar je takođe metal koji je poznat još od davnina. Naziv je dobio od latinske reči cuiprum (u prevodu Kipar), a pretpostavlja se da su Rimljani eksploatisali ovaj metal sa ostrva Kipar.

Aluminijum je otkriven 1827. godine, zahvaljujući naučniku Fridrihu Veleru. Naziv aluminijum je nastao od latinske reči alaun, što znači stipsa.

Slika 1. Fridrih Veler

Nalaženje u prirodi i dobijanje gvožđa, bakra i aluminijuma

U manjim količinama, gvožđe i bakar se mogu pronaći u prirodi kao elementarni, slobodni metali (gvožđe kao meteorsko). Aluminijum je treći po zastupljenosti hemijski element u Zemljinoj kori, odmah iza kiseonika i silicijuma. Sva tri metala su u prirodi prisutna u obliku ruda, iz kojih se mogu dobiti odgovarajućim tehnološkim operacijama. Deo industrije koji se bavi proizvodnjom gvožđa se naziva crna metalurgija, a deo koji se bavi proizvodnjom svih ostalih metala je obojena metalurgija.

Rude gvožđa:

FeS₂ – pirit

Fe₃O₄ – magnetit

FeCO₃ – siderit

Fe₂O₃  - hematit

Gvožđe se može dobiti redukcijom oksidnih ruda pomoću koksa u visokoj peći (Železara u Smederevu).

Rude bakra:

CuFeS₂ – halkopirit

Cu₂S – halkozin

Cu₂O – kuprit

CuS – kovelin

Rude aluminijuma:

Al₂O₃ • xH₂O – boksit

Drugi oblici Al₂O₃  - rubin, safir, smaragd, ametist, topaz

Slika 2. Različiti oblici korunda

Gvožđe ulazi u sastav krvi i mišića (sastojak je hemoglobina i mioglobina), dok je bakar neophodan za stvaranje eritrocita i učestvuje u prenosu nervnih impulsa. Zastupljen je u kiviju i ostrigama.

 

Slika 3. Proteinska struktura hemoglobina i mioglobina

                                           Fizičke osobine (svojstva) gvožđa, bakra i aluminijuma

Pri normalnim uslovima, sva tri metala su čvrstog agregatnog stanja. Gvožđe i aluminijum su sive boje, dok je čist bakar crven. Odlikuje ih visok sjaj. Gvožđe ima i magnetne osobine. Dobri su provodnici toplote i elektriciteta (bakar je najbolji, zatim aluminijum i gvožđe). Razlikuju se po tvrdoći, kao i po savitljivosti i rastegljivosti (aliminijum i bakar se vrlo lako mogu izvlašiti u folije i žice).

Slika 4. Fe

Slika 5. Cu

Slika 6. Al 

Hemijske osobine (svojstva) gvožđa, bakra i aluminijuma

Sva tri metala reaguju sa kiseonikom i grade okside. Svi oksidi su čvrstog agregatnog stanja, ali se razlikuju po boji.

FeO – gvožđe (II) – oksid (crveno – naranžaste boje)

Fe₂O₃ - gvožđe (III) – oksid (crvene boje)

4Fe + 3O₂ → 2Fe₂O₃

Slika 7. FeO

Slika 8. Fe₂O₃

Dužim stajanjem na vazduhu, pod uticajem kiseonika i vlage iz vazduha gvozdeni predmeti poprimaju crvenkastu boju, te kažemo da gvožđe podleže koroziji, odnosno rđa.

Slika 9. Korozija

Cu₂O – bakar (I) –oksid (crvene boje)

CuO – bakar (II)  - oksid (crne boje)

2Cu + O₂ → 2CuO

Slika 10. Cu2O

Slika 11. CuO

U prisustvu atmosferalija (kiseonik, vlaga, ugljen-dioksid) bakar i predmeti od bakra najpre pocrne, a zatim dobiju karakterističnu zelenu boju.

Slika 12. Patina na Kipu slobode u NY 

Al₂O₃ – aluminijum – oksid (bele boje)

4Al + 3O₂ → 2Al₂O₃

Slika 13. Al₂O₃

Za razliku od gvožđa i bakra, na površini aluminijuma se stvara tanak oksidni sloj (film) koji ga štiti od dalje oksidacije.

Kako je glavna karakteristika svih metala da grade hidrokside, i ovi metali grade iste, pri čemu se ne mogu dobiti rastvaranjem gore navedenih oksida u vodi  već nizom drugih hemijskih reakcija.

Fe(OH)₂   - gvožđe (II)  - hidroksid (svetlo zelene boje)

Fe(OH)₃   -  gvožđe (III)  - hidroksid (mrko crvene boje)

 

Slika 14. Hidroksidi gvožđa

CuOH – bakar (I) – hidroksid (svetlo zelene boje)

Cu(OH)₂ – bakar (II) – hidroksid  (plave boje)

  Slika 15. Bakar (II) - hidroksid

Al(OH)₃ – aluminijum – hidroksid (bele boje)

Slika 16. Aluminijum - hidroksid

Setite se izvedenih ogleda sa časa hemije i boje gore navedenih taloga.

Primena gvožđa, bakra i aluminjuma

Gvožđe se zbog svoje krtosti ne koristi kao čist metal, već u obliku legure čelik.

Aluminijum se koristi za pravljenje limenki, folija, delova aviona i automobila.

Bakar se primenjuje za pravljenje žica, novca, nakita, krovova, cevi,....

Kalcijum

Kalcijum

Kalcijum je otkrio davne 1808. godine naučnik H. Dejvi (procesom elektrolize Dejvi je otkrio i magnezijum, kalijum, natrijum i barijum). Naziv kalcijum potiče od latinske reči calx što u prevodu na srpski jezik znači kreč.

Slika 1. H. Dejvi

Kalcijum (Ca) je  zemnoalkalni metal i nalazi se u IIa (2.) grupi i 4. periodi u Periodnom sistemu elemenata.  Podsetimo se određivanja broja elementarnih čestica u atomu kalcijuma:

A = 40 (maseni broj)

Z = 20 (redni ili atomski broj)

N(p⁺) = N(e^-) = Z =20

N(n⁰) = A – N(p⁺) = 40 - 20 = 20

  

Slika 2. Atom kalcijuma (šematski prikaz) 

Elektronski omotač kalcijuma se sastoji iz četiri energetska nivoa (K, L, M, N) sa rasporedom elektrona 2, 8, 8, 2 što nas upućuje na činjenicu da kalcijum ima dva valentna elekrona i stalnu valencu II.  Atom kalcijuma otpušta dva valentna elektrona i time postiže stabilan oktet (stabilnost argona). Na ovaj način kalcijum postaje i dva puta pozitivno naelektrisan jon (katjon).

Nalaženje u prirodi i dobijanje kalcijuma

U Zemljinoj kori kalcijum se nalazi u obliku mnogobrojnih jedinjenja, zatim kao sastojak sedimentnih stena, ruda i minerala. Prirodne vode sadrže rastvorena jedinjenja kalcijuma koja vodu čine tvrdom. Kalcijum je jako važan element za čoveka jer pomaže u procesu koagulacije (zgrušavanja) krvi, a kosti čoveka takođe sadrže kalcijum u obliku kalcijum – fosfata te je od velike važnosti unošenje dovoljne količine kalcijuma u organizam putem hrane. Namirnice bogate kalcijumom su mleko, sir, seme susama, plod smokve i leblebije.

Neki važniji minerali kalcijuma su:

CaCO₃ – krečnjak, mermer, mramor, kreda

CaSO₄ x 2H₂O – gips

MgCO₃ • CaCO₃ – dolomit

Slika 3. Kalcit

Slika 4. Dolomit

Kalcijum se kao i gotovo svi zemnoalkalni i alkalni metali može dobiti iz svojih jedinjenja procesom elektrolize.

Fizičke osobine (svojstva) kalcijuma

Kalcijum je mek metal, srebnosive boje i metalnog sjaja. Dobar je provodnik toplote i elektriciteta. Čuva se u petroleumu (kao i svi alkalni metali, stroncijum i barijum) zato što reaguje sa kiseonikom i vlagom iz vazduha.

Slika 5. Kalcijum

Hemijske osobine (svojstva) kalcijuma

Kalcijum reaguje sa kiseonikom i gradi kalcijum – oksid, koji je poznatiji kao živi ili negašeni kreč.

2Ca + O₂ → 2CaO

Slika 6. Kalcijum - oksid

Na sličan način reaguju i ostali metali, gradeći metalne okside.

2Mg + O₂ → 2MgO magnezijum - oksid

4Na + O₂ → 2Na₂O natrijum - oksid

4K + O₂ → 2K₂O kalijum – oksid

Oksidi alkalnih i zemnoalkalnih metala jesu čvrste, jonske supstance bele boje. Većina ovih oksida reaguje sa vodom gradeći baze ili hidrokside. To su jedinjenja koja pored metala sadrže i hidroksidnu –OH grupu (uvek je jednovalentna) i boje crvenu lakmus hartiju u plavo.

CaO + H₂O → Ca(OH)₂  kalcijum – hidroksid (gašeni kreč)

MgO + H₂O → Mg(OH)₂ magnezijum - hidroksid

Na₂O + H₂O → 2NaOH natrijum – hidroksid (živa, ljuta, masna ili kaustična soda)

K₂O + H₂O → 2KOH  kalijum – hidroksid

Hidroksidi svih alkalnih i većine zemnoalkalnih metala nastaju u reakciji ovih metala sa vodom.

Ca + 2H₂O → Ca(OH)₂ + H₂

Mg + 2H₂O → Mg(OH)₂ + H₂

2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂

Slika 7. Reakcija kalcijuma sa vodom

U ovim reakcijama, alkalni metali su reaktivniji u odnosu na zemnoalkalne (setite se ogleda sa časa hemije), a kalcijum je reaktivniji od magnezijuma (kalcijum reaguje sa hladnom, a magnezijum sa vrućom vodom)  zato što na reaktivnost utiče udaljenost valentnih elektrona od atomskog jezgra. Što su elektroni udaljeniji od nukleusa, ono ih slabije privlači i lakše se otpuštaju.

Primena kalcijuma

Kalcijum – oksid  se koristi za dobijanje ostalih jedinjenja kalcijuma, u industriji stakla i papira. Može se dobiti žarenjem krečnjaka na oko 1000 ºC.

CaCO₃ → CaO + CO₂

Kalcijum – hidroksid se koristi za krečenje, pravljenje maltera, kao sredstvo za dezinfekciju,...

Ca(OH)₂ + CO₂ → CaCO₃ +H₂O

Gips je važna sirovina u građevinarstvu, vajarstvu, medicini i stomatologiji. 

Reakcija alkalnih metala sa vodom

Metali

Metali

Od ukupno 118 hemijskih elemenata, najbrojnija vrsta hemijskih elemenata u tablici PSE  jesu metali. Metali imaju karakteristična svojstva po kojima se znatno razlikuju od ostalih elemenata. Pojedini metali su ljudima poznati od davnina (po primeni i po osobinama), tako da su dve epohe u razvoju čovečanstva dobile naziv po metalima, gvozdeno i bronzano doba.

Slika 1. Periodni sistem elemenata

U prirodi se neki metali mogu pronaći u elemetarnom stanju, a to su Au, Cu, Hg, Ag i meteorsko Fe. Ostali metali su zastupljeni u obliku različitih jedinjenja, minerala ili ruda odakle se mogu dobiti odgovarajućim tehnološkim operacijama. Najzastupljeniji metal u Zemljinoj kori jeste aluminijum (nalazi se na trećem mestu posle kiseonika i silicijuma).

Slika 2.  Raprostranjenost elemenata u Zemljinoj kori

 Jedinjenja metala nalaze se i u živim bićima:

-          u telesnim tečnostima (joni Na i K)

-          u kostima čoveka (jon Ca)

-          u hemoglobinu (jon Fe)

-          u hlorofilu (jon Mg)

U odnosu na karakteristične zajedničke osobine i u odnosu na položaj u PSE, metali se mogu podeliti u grupe:

- Alkalni metali (Li, Na, K, Rb, Cs i Fr) Ia (1) grupa

Slika 2. Alkalni metali

- Zemnoalkalni metali (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) IIa (2) grupa

Slika 3. Zemnoalkalni metali 

- Prelazni metali od IIIb (3) do IIb (12) grupe ( izvedena serija lantanoida i aktinoida)

Fizička svojstva metala

-          Svi metali su pri normalnim uslovima čvrstog agregatnog stanja, izuzev žive koja je tečna (problem sa Ga sa temperaturom topljenja od 29,76 ⁰C)

Slika 4. Ga

Slika 5. Hg

-          Svi metali su srebrnastosive boje, izuzev zlata koje je žuto i bakra koji je crven

Slika 6. Cu

Slika 7. Au

-          Dobri su provodnici toplote i elektriciteta

Slika 8. Ag

-          Imaju karakterističan sjaj

Slika 9. Na

-          Neki metali poseduju magnetna svojstva (Fe, Co i Ni, trijada gvožđa)

Slika 10. Co

Slika 11. Fe

Slika 12. Ni

-          Razlikuju se po tvrdoći (alkalni i zemnoalkalni metali su toliko meki da se mogu seći nožem)

-          Karakteristično svojstvo većine metala je kovnost, savitljivost i rastegljivost

Hemijska svojstva metala

Metali se razlikuju i po reaktivnosti. Najreaktivniji metali se nalaze na početku PSE, a to su alkalni metali. Zbog svoje velike reaktivnosti, u prirodi se ne nalaze u slobodnom stanju. Reaktvnost metala se u grupi povećava, a duž periode se smanjuje. Sa nemetalima reaguju gradeći jonska jedinjenja. 

Slika 13. Kristalna rešetka NaCl

Slika 14. Reaktivnost metala

Od nemetala do kiselina

Od nemetala do kiselina

Iz dosadašnjih predavanja smo videli da je glavna hemijska karakteristika (osobina)  nemetala ta da grade kiseline.

Oksidacijom nemetala nastaje oksid (kiseli oksid ili anhidrid kiseline) koji reakcijom sa vodom gradi kiselinu. Prema hemijskom sastavu, sve kiseline se mogu podeliti na kiseonične (na primer H₂SO₄, sumporna kiselina, HNO₃, azotna kiselina…) i bezkiseonične (na primer HCl, hlorovodonična kiselina, H₂S, sumporvodonična kiselina….). Možemo uočiti da se molekul svake kiseline obavezno sastoji od odgovarajućeg broja atoma vodonika, atoma nemetala i u zavisnosti od činjenice da li je kiselina kiseonična ili bezkiseonična, od odgovarajućeg broja atoma kiseonika.

Naziv kiseline	Formula kiseline	Anhidrid
Hlorovodonična (hloridna)	HCl	/
Azotna (nitratna)	HNO3	N2O5
Azotasta (nitritna)	HNO2	N2O3
Sumporna (sulfatna)	H2SO4	SO3
Sumporasta (sulfitna)	H2SO3	SO2
Sumporvodonična (vodoniksulfidna)	H2S	/
Ugljena (karbonatna)	H2CO3	CO2

 *ukoliko nemetal gradi više kiselina, ona koja ima manji broj atoma kiseonika u molekulu se završava sufiksom -asta

Zajedničko svojstvo svih kiselina je da menjaju boju plave lakmus hartije u crvenu u prisustvu kiseline. Supstance koje menjaju boju u zavisnosnosti od kiselosti ili baznosti sredine se nazivaju indikatori. O indikatorima ćemo detaljnije govoriti u narednim poglavljima.

Slika 1. Dokazivanje kiseline pomoću plave lakmus hartije

Kako je danas poznat jako veliki broj različitih kiselina, one mogu biti tečne, a neke su čvrstog agregatnog stanja. 

Slika 2. Azotna kiselina

Slika 3. Hlorovodonična kiselina

Slika 4. Sumporna kiselina