Karakteristične reakcije nekih nemetala i njihovih spojeva

Vodik

Vodik je najzastupljeniji kemijski element u svemiru. Iako ima jedan valentni elektron poput alkalijskih metala, razlikuje se od njih većom energijom ionizacije. Također, iako mu nedostaje jedan elektron do stabilne konfiguracije plemenitog plina, baš kao što i halogenim elementima nedostaje jedan elektron također da postignu stabilnu elektronsku konfiguraciju, vodik ima manju elektronegativnost i elektronski afinitet u odnosu na halogene elemente.

U prirodi se javlja kao dvoatomna molekula (H₂). Bezbojan je, bez mirisa i okusa te ima najmanju gustoću među plinovima.

Kemijska reaktivnost

U laboratoriju se najčešće dobiva u Kippovu aparatu reakcijom metala (Zn, Mg) i razrijeđenih kiselina (HCl, H₂SO₄):

Zn(s) + 2HCl(aq) ⟶ ZnCl₂(aq) + H₂(g)

Zn(s) + H₂SO₄(aq) ⟶ ZnSO₄(aq) + H₂(g)

Može nastati i reakcijom metalnih hidrida i vode.

CaH₂(s) + 2H₂O(l) ⟶ Ca(OH)₂(aq) + H₂(g)

Također nastaje elektrolizom vode, pri čemu nastaju vodik i kisik u omjeru 2:1:

2H₂O(l) ⟶ 2H₂(g) + O₂(g)

Vodik se koristi za sintezu amonijaka i metanola, proizvodnju goriva, redukciju metalnih oksida, hidrogeniranje ulja te kao alternativni izvor energije.

Klor

Klor je halogeni element koji se zbog velike reaktivnosti ne nalazi u prirodi u elementarnom stanju, već u obliku soli, poput klorida alkalijskih i zemnoalkalijskih metala. Otrovan je žutozeleni plin oštrog mirisa.

Koristi se za dezinfekciju vode za piće i bazena.

Kemijska reaktivnost

U laboratoriju se dobiva reakcijom kalijeva permanganata i koncentrirane klorovodične kiseline:

2KMnO₄(s) + 16HCl(konc) ⟶ 5Cl₂(g) + 2MnCl₂(aq) + 2KCl(aq) + 8H₂O(l)

Jedan od najvažnijih spojeva klora je klorovodik (HCl(g)), otrovan plin koji se dimi na zraku zbog reakcije s vodom, pri čemu nastaje klorovodična kiselina (HCl(aq)), jaka kiselina, a soli koje nastaju iz klorovodične kiseline nazivaju se kloridi. Klorovodik nastaje sintezom vodika i klora:

H₂(g) + Cl₂(g) ⟶ 2HCl(g)

Kisik

Kisik se u prirodi nalazi u zraku kao dvoatomna molekula (O2) s volumnim udjelom 20,95 %. Bezbojan je, bez mirisa, ne gori, ali podržava gorenje. Također, u atmosferi se nalazi i ozon - alotropska modifikacija kisika - koji je građen kao troatomna molekula.

Kemijska reaktivnost

U laboratoriju se dobiva termalnom razgradnjom spojeva koji lako otpuštaju kisik, poput kalijeva permanganata i kalijeva klorata:

2KMnO₄(s) ⟶ K₂MnO₄(s) + MnO₂(s) + O₂(g)

2KClO₃(s) ⟶ 2KCl(s) + 3O₂(g)

Industrijski se kisik dobiva frakcijskom destilacijom zraka i elektrolizom vode.

Sumpor

Sumpor je kristalna, svjetložuta čvrsta tvar bez mirisa. U prirodi se nalazi u obliku elementarne tvari i u spojevima. Netopljiv je u vodi, ali topljiv u nepolarnim otapalima poput ugljikova disulfida i tetraklorugljika. Postoji u više kristalnih oblika, a najpoznatiji su rompski i monoklinski sumpor, građeni od S₈ molekula.

Sumpor gori plavičastim plamenom uz nastanak sumporova(IV) oksida (SO₂), otrovnog plina oštrog mirisa:

S(s) + O₂(g) ⟶ SO₂(g)

U vodi se otapa tek mali dio SO₂, tvoreći sumporastu kiselinu (H₂SO₃) – smjesu sumporova dioksida, oksionijevih iona, hidrogensulfitnih iona (HSO₃^-) i sulfitnih iona (SO₃^2-).

Oksidacijom sumporova(IV) oksida nastaje sumporov(VI) oksid (SO₃), koji s vodom daje sumpornu kiselinu (H₂SO₄):

2SO₂(g) + O₂(g) ⟶ 2SO₃(g)

SO₃(g) + H₂O(l) ⟶ H₂SO₄(aq)

H₂SO₄(aq) + 2H₂O(l) ⟶ 2H₃O⁺(aq) + SO₄²⁻(aq)

Sumporna kiselina je jaka, higroskopna kiselina čije se soli nazivaju sulfati.

Sumporovodik (H₂S(g)) je otrovan plin mirisa pokvarenih jaja, koji se otapa u vodi tvoreći sumporovodičnu kiselinu (H₂S(aq)). Koristi se za dokazivanje iona teških metala, npr. uvođenjem H₂S u otopinu olovova(II) acetata nastaje crni talog olovova(II) sulfida (PbS):

H₂S(g) + Pb²⁺(aq) + 2CH₃COO⁻(aq) ⟶ PbS(s) + 2CH₃COOH(aq)

Laboratorijski se sumporovodik dobiva u Kippovu aparatu reakcijom željezova(II) sulfida i klorovodične kiseline:

FeS(s) + 2HCl(aq) ⟶ H₂S(g) + FeCl₂(aq)

Dušik

Dušik (N₂) se u prirodi nalazi u elementarnom stanju kao sastavni dio zraka s volumnim udjelom 78,079 %. Bezbojan je plin, bez mirisa i okusa, ne gori i ne podržava gorenje. Slabo je reaktivan zbog jake trostruke kovalentne veze između atoma u dvoatomnoj molekuli.

Dušik je osnovni biogeni element, sudjeluje u izgradnji aminokiselina, proteina, nukleinskih kiselina i mnogih drugih organskih spojeva. Industrijski se dobiva frakcijskom destilacijom tekućeg zraka.

Amonijak (NH₃) bezbojan je plin oštrog mirisa, lakši od zraka. Molekule amonijaka su polarne, što omogućuje njegovu dobru topljivost u vodi, pri čemu dolazi i do kemijske reakcije:

NH₃(g) + H₂O(l) ⇄ NH₄⁺(aq) + OH⁻(aq)

Vodena otopina amonijaka je slabo lužnata.

Industrijski se amonijak dobiva Haber-Boschovim postupkom, sintezom iz dušika i vodika.

Dušična kiselina (HNO₃) je jaka monoprotonska kiselina i snažno oksidacijsko sredstvo.

U vodi disocira na oksonijeve ione i nitratne ione (NO₃^-):

HNO₃(l) + H₂O(l) ⟶ H₃O⁺(aq) + NO₃⁻(aq)

Dušična kiselina ima široku primjenu – koristi se u proizvodnji nitrata (soli dušične kiseline), u nitriranju organskih spojeva (eksplozivi poput trinitrotoluena (TNT) i nitroglicerina), u industriji boja i farmaceutskoj industriji te proizvodnji mineralnih gnojiva.

Ugljik

Ugljik je nemetal koji se u prirodi u elementarnom stanju javlja u malim količinama u obliku dijamanta i grafita. Velike količine ugljika nalaze se u karbonatima, poput vapnenca i dolomita, te u fosilnim gorivima (ugljen, nafta, zemni plin).

Ugljik se javlja u tri osnovne alotropske modifikacije: grafit (mekan, vodi struju, slojevita struktura), dijamant (najtvrđi prirodni materijal, ne vodi struju, tetraedarska struktura) i fuleren (molekulska struktura oblika kugle, cjevčice ili elipsoida)

Ugljikov monoksid je bezbojan, bez mirisa i vrlo otrovan plin. Ne otapa se značajno u vodi, gori plavičastim plamenom. Nastaje nepotpunim izgaranjem ugljika i fosilnih goriva:

2C(s) + O₂(g) ⟶ 2CO(g)

Ugljikov monoksid se veže na hemoglobin u krvi umjesto kisika, stvarajući karboksihemoglobin, što može uzrokovati trovanje i gušenje.

Ugljikov dioksid je bezbojan plin, bez mirisa, ne gori i ne podržava gorenje. Stalni je sastojak zraka s volumnim udjelom 0,04 %. Nije otrovan, ali u visokim koncentracijama može izazvati gušenje jer istiskuje kisik.

Nastaje potpunim izgaranjem fosilnih goriva uz dovoljno kisika:

CH₄(g) + 2O₂(g) ⟶ CO₂(g) + 2H₂O(l)

Također može nastati termalnom razgradnjom karbonata:

CaCO₃(s) ⟶ CaO(s) + CO₂(g)

U laboratoriju se dobiva reakcijom kalcijeva karbonata i klorovodične kiseline u Kippovu aparatu:

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

Ugljikov dioksid koristi se za hlađenje namirnica (suhi led sublimira pri –78,9°C), u proizvodnji gaziranih pića te u aparaturama za gašenje požara.

Povećana emisija CO2 u atmosferu doprinosi globalnom zagrijavanju, uzrokujući porast temperature, topljenje ledenjaka i podizanje razine mora.

Ugljik nakon vodika gradi više spojeva nego svi ostali elementi zajedno. To je moguće jer se ugljikovi atomi mogu međusobno povezivati jednostrukim, dvostrukim i trostrukim kovalentnim vezama, tvoreći dugačke lance i prstenove. Zbog toga, takvi se spojevi posebno izučavaju u organskoj kemiji.