14. предавање - Елементи 1б и 2б гр.

I-b - grupa bakra (11. GRUPA)
Simbol
Ime
Elektr.
konfig.
Atom. r
nm
Tt
oC
Tk
oC
Ienerg.
jon.-eV
Eo
V
d
g/cm3
Cu
bakar
(18Ar) 3d104s1
0,128
1083
2300
7,72
+0,52
8,9
Ag
srebro
(36Kr) 4d10 5s1
0,143
961
1950
7,57
+0,8
10,5
Au
zlato
(54Xe) 5d106s1
0,144
1063
2600
9,22
+1,68
19,3
Rg
rentgenijum (86Rn) 6d107s1
-
-
-
-
-
-
Rasprostranjenost (%) : Cu - 1∙10-4 ,
Ag - 1∙10-8 ,
Au ≈ 1∙10-9
(n-1)d10ns1
-
Svi imaju dekorativan izgled
- Odlikuju se velikom otpornošću prema koroziji
- u prirodi se nalaze i u elementarnom stanju
- koriste se od davnina za izradu novca i nakita
-3000. god. pre n.e. "bronzano doba“ (Cu, Sn)
 Sličnosti i razlike I-a i I-b grupe elemenata
 Obije grupe imaju po jedan e- u s-orbitali
• Alkalni elem. imaju ok.br.samo +1, dok I-b od +1 do +3(d-orbitale)
•
Različite hemijske osobine između a i b- podgrupe potiču od različite
strukture njihovih atoma
- kod I-a grupu je predzadnji sloj stabilan jer sadrži 8 e-.
 Alkalni metali vrlo lako odvajaju svoje periferne elektrone
- metali Cu, Ag i Au čine to veoma teško.
- elem. I-b grupe se veoma teško oksiduju (posebno Ag iAu),
- alkalnih metala lako podležu oksidaciji.
•
Alkalni metali burno razlažu vodu gradeći jake hidrokside
- elementi Ib grupe ne razlažu vodu i grade slabe hidrokside
(osim AgOH – jaka baza)
 Alkalni metali imaju manju Ej og Ib grupe.
 Hemijska reaktivnost Ib grupe opada sa porastom rednog
broja:
- Cu se direktno oksiduje sa O2,
- Ag se direktno oksiduje tek sa O3, a
-Au ne gradi oksid direktno.
• U prisustvu CO2
-bakar reaguje (po površini) ,
- srebro i zlato ne reaguju (plemeniti metali).
• Oksidacione kiseline
- rastvaraju Ag i Cu a
- Au se rastvara samo u “carskoj vodi”.
 Halogeni elementi direktno reaguju sa Ib grupom.
Soli bakra boje plamen zeleno
 Bakar
 To je: svjetlo-crveni metal, relativno mek, kovan ,dobro rastegljiv.
• Dobar provodnik toplote i elektriciteta (Ag- je najbolji pa Cu)
• Na vazduhu je postojan i presvuče se tankom skramom (Cu2O-crven)
• Bakar se lako rastvara u HNO3 a u HCl i H2SO4 u prisustvu kiseonika.
 Važna mu je primjena:
- industrija (provodnici, grijači, hladnjaci, kotlovi, posuđe.....)
- metalurgija- legure
- izradu novca (Al-bronza:Cu sa 4,5-5,5% Al)
 Najvažnije rude bakra su:
-Halkopirit: CuFeS2
- Kuprit: Cu2O
-Kovelin:
CuS
hidroksid-karbonatne rude
- Halkozin: Cu2S
-Azurit: Cu3 (OH)2 (CO3)2
-Bornit: Cu3FeS3
-Malahit: Cu2 (OH)2CO3
 Malahit je karbonatni mineral bakara:Cu2CO3(OH)2.
• Zelene je boje. Individualni kristali malahita su dosta rijetki.
• Malahit nastaje iz bakarnih ruda i često dolazi zajedno sa azuritom Cu3(CO3)2(OH)2
Jedinična ćelija
malahita
Malahit sa azuritom
Polirani malahit
Samorodni Cu
 PATINE
 U prisustvu CO2 na vlažnom vazduhu na površini Cu gradi se tanka
prevlaka zelenog baznog karbonata Cu(OH)2CuCO3 tzv patina.
 Postoje sljedeće patine:
•
atakamit: CuCl2·3Cu(OH)2, stvara se u prisustvu NaCl, H2O na
vazduhu.
• U prisustvu CO2 isti prelazi u malahit CuCO3·Cu(OH)2, (tamnozelen)
•
azurit: 2CuCO3·Cu(OH)2 (tamnoplav) (koristi se za boje i u
pirotehnici)
•
kuprit: Cu2O (crvenkaste boje) stvara se u atmosferi siromaš. sa CO2
•
fenorit: CuO (crne boje) stvara se u oksidacionoj atmosferi.
 Sastav patine mogu da čine : fosfati ili nitriti.
 Dobijanje
 1. Iz sulfidnih ruda
• Sulfidne rude se prže u prisustvu koksa i SiO2 pri čemu se gradi zgura u obliku
silikata FeSiO3 koja pliva po površini i odvaja se
• Reakcije:
4CuFeS2(s) + 11/2O2(g) → 2Cu2S + FeS (s) + Fe2O3(s) + SO2(g)
Fe2O3(s) + C(s) + SiO2(s) → 2FeSiO3(l) + CO(g)
• Poslije uklanjanja troske rastopljeni sulfidi (bakrenac) se oksiduju:
2FeS (l) + 3O2(g) + 2SiO2(s) → 2FeSiO3(l) + 2SO2(g)
• Poslije ponovnog uklanjanja troske teče reakcija :
2Cu2S(l) + 3O2(g) → 2Cu2O(l) + 2SO2(g)
Cu2S(l) + 2Cu2O(l) → 6Cu (l) + 2SO2(g)
 Dobijeni bakar se naziva tehnički ili blister (plikasti) bakar i
elektrolitičkim putem se prerađuje do čistog bakra.
 2. Iz karbonatnih ruda
Malahit:
Cu2(OH)2CO3 → 2 CuO + H2O + CO2
CuO + C → 2 Cu + CO
Za prozvodnju 1t
Cu potrebno
je120-150 t rude
A+ (sirovi Cu)
Cu (sirovi) → Cu2+ + 2 ē
Cu (sirovi) ↓
K-
(čist Cu)
Cu2+ + 2 ē → Cu čist)
Cu (čist) ↑
99,96 do 99,99%
Na dnu anodnog
prostora taloži se tzv.
anodni mulj koji
sadrži
plemenite
metale: Au, Ag ........
 Legure bakra
 Najpoznatije legure:
-mesing (Cu, Zn- 50-80 % Cu, 20-50 % Zn i nešto Pb i Sn )
-bronza (Cu, Sn) – legura poznata prije 3600 god. prije nove sre
- poznate su i bronze uz dodatak - Sb, Al, Pb, Si, P
-novo srebro- Cu, do 20%Ni i Zn, legura za nakit i novac
 Biološka uloga Cu:
• Cu je mikroelement (zajedno sa Mn, Mo, Zn, Co, Cr, B, Se, I i F)
• Fermenti koji sadrže Cu važni su za oksid.redukci. procese u ćelijama
• Cerebrokuperin – čuva rezerve kiseonika u mozgu
• U biljkama Cu pojačava fotosintezu i izmjenu ugljenih hidrata
 Mala količinaCu u zemljištu neophodna za rast i razvoj biljaka,
pa se dodaje u zemljište u obliku Ďubriva (CuSO4∙5H2O).
 Jedinjenja:
 Cu grdi jedinjenja sa oksidacinnim brojem +1 (kupro ) i +2 (kupri)
• U vodenim rastvorima poznat je samo Cu+2- jon
• Sa kiseonikom bakar gradi:
- Cu2O – bakar(I)-oksid, crvene boje
- CuO – bakar(II)-oksid, crni prah
U vodenim rastvorima Cu+-jon se
disproporcioniše:
2 Cu+ ⇄ Cu 2+ + Cu
Dobijanje oksida:
•CuNO3(s) → CuO(s) + 2NO2() + 1/2O2()
- direktnom sintezom iz elemenata
Cu2O
CuO
• 4 CuO ⇄ 2 Cu2O + O2 (~ 1000ºC)
Ili : 2CuOH(s) ⇄ Cu2O(s) + H2O
 Hidroksidi
- CuOH nije potvrĎeno postojanje(moguće da je žuti oblikCu2O)
- Cu(OH)2- plave boje teško rastvoran (Ks = 2,6·10 -10)
• Cu(I)-jedinjenja su slabo rastvorna u H2O(CuX, cijanid, tiocijanat)
 CuH – bakar(I)-hidrid, uz zagrevanje >105C dolazi do eksplozije
• Sa halogenim elem. gradi mono- i di-halogenide iuzuzev CuJ2
• Sa kiselinama (Cu ili soli)daju nitrate, karbinate,sulfide, fosfate.......
• Cu i grade komplekse sa krd.. brijem 2, 3 i 4 a Ag- 2 i 3
 Najvažnije mu je jedinjenje: -modra galica- CuSO4∙5H2O
- koristi se za proizvodnju drugih soli ,
- u poljoprivredi kao isekticid i fugicid (Cu 2+ - jon je
otrovan za niže organizme);
- smjesa CuSO4 i kreča (Bordoska čorba, vinova loza)
- zagrijavanjem nastaje bezvodni sulfat:
CuSO4∙5H2O ⇄ CuSO4 + 5H2O
plav
bijel
 Srebro
 Bjeli, meki, dobro rastegljiv, plemenit metal.
 Ag je najbolji provodnik toplote i elektriciteta.
• Rastvara se u razblaženoj HNO3.
 U prirodi se javlja:
- u elementarnom stanju,
-rudama npr. Ag2S (argentit) i
- pratilac je drugih metala.
• Rude srebra prate rude olova i bakra,
pa se srebro i dobija preradom ovih ruda.
 Srebro se dobija:
- po cijanidnom postupku:
1. Ag iz ruda sa NaCN prevodi u kompleks Ag(CN)22. odavde se dobija srebro redukcijom pomoću cinka
3. izdvojeno srebro se rafiniše elektrolitičkim postupkom.
 Čisto srebro se malo koristi zbog mekoće već obično legirano s
manjom ili većom količinom bakra.
•
Legure Ag se koriste za izradu raznih predmeta: nakita, novca,
posuđa, katalizator, ukrasa, zubnoj tehnici itd.
 Od jedinjenja gradi:
- okside Ag2O i AgO (srebro (I)- i (II)-oksid)
- sve halogenide (slabo su rastvorni u H2O-osim AgF)
- nitrate, karbonate, sulfate
- sulfide
- nitride Ag3N itd.
 Od soli praktičan značaj imaju:
- halogenidi za proizv.fotografskih filmova (razlažu se pod dejst.svj.)
- AgNO3-za proizvodnju drugih jedinjenja, medicini, proizv.ogledala
• Gradi komplekse posebno sa NH3 → [ Ag(NH3)2] +
 Zlato
 Au je plemeniti metal, mek, istegljiv i kovan, crvenkasto-žute boje.
• Ne rastvara se u K i B, a rastvara ga :
- “carska vodica”
- hlorna voda i rastvor KCN
- živa (pri čemu se gradi amalgam).
 Pored Ag i Cu najbolji je provodnik toplote i elektriciteta.
 Dobija se cijanidnim postupkom kao i Ag a iz zlatonosnih ruda
pomoću Hg (Hg se kasnije udaljava destilacijom).
 Gradi jedinjenja sa: oksidacionim brojem
=> +1 (auro-jedinjenja) i
=> +3 (auri-jedinjenja).
• Najstabilnije jedinjenje zlata je aurihlorovodonična kiselina
H[AuCl4]·4H2O
 Zlato se koristi kao meĎunarodni novčani etalon
Samorodno zlato
 Upotrebljava se za izradu:
- luksuznih predmeta,
- nakita,
- za izradu novca itd.
 Vrijednost predmeta od Au cjeni se prema ''finoći'' a izražava se u:
1. promilima Au u leguri(metrički sistem -1000 masen.djelo čisto Au).
2. karatima (masa zlata u 24 masena djela njegove legure).
• Prema tome čisto zlato se označava kao 24-karatno, a 14-karatno
zlato predstavlja leguru u kojoj imamo 14 djelova zlata, a 10 djelova
nekog drugog metala.
• Zlatni novac ima obično oko 22 karata.
• Legura od 78% Au i 22% Al je rubin crvene boje
• Legura od 75% Au , 20% Pd i 5% Ag je bijelo zlato(najčeš. je 14 i 18
karatno bjelo zlato)
• '' Bjelo zlato'' je i legura zlata koja se sastoji od 58,33 % Au, 17 %
Cu, 17 % Ni i 7,6 % Zn (tip 583) i upotrebljava se za izradu nakita
•
• Poznato je i ''crveno'' i ''zeleno'' zlato čija boja potiče od različitih
količina primesa: Cu, Ag i Zn a udio zlata je uvjek 58,33 %.
 Sastav legura zlata i njihova primjena
Metrički sitem
Broj karata
Namjena legure
1000
24
Čisto zlato
958
916
900
23
22
21,6
Vrijedne juvelirske legure
Britanska monetarna legura
MeĎunarodna monetarna legura
750
583
500
375
18
14
12
9
Legura za izradu nakita
Najviše korišt. legura za izradu nakita
Legura za izradu jeftinijeg nakita
Legura za proizvo. niskog kvaliteta
Oznake predmeti od- srebra: 750, 800, 875, 925 i 960
- platine : 950
- paladijuma : 500 i 850
II-b- grupa ( XII - grupa cinka)
Simbol
Ime
Elektr.
konfig.
Atom. r
nm
Tt
oC
Tk I-energ.
oC
jon.-eV
Eo
V
d
g/cm3
Zn
cink
(18Ar) 3d104s2
0,134 0,147
419
906
9,39
-o,76
7,14
Cd
kadmijum
(36Kr) 4d10 5s2
0,148 0,165
321
765
8,99
-0,40
8,65
Hg
živa
(54Xe) 5d106s2
0,150 – -38,9 357
0,173 (tm)
10,43
+0,85
13,6
Cn
kopenikium (86Rn) 6d107s2
-
-
-
-
Rasprostranjenost (%) : Zn – o,o1 ,
-
-
Cd - 3∙10-5 ,
Hg ≈ 6∙10-4
 Osobine grupa
 Srebrenasto - sivi metali, postojani na vazduhu.
 Zn i Cd lako reaguju sa kiselinama, Hg- je plemenit metal (Eo > 0)
•
Spadaju u teške metale, a osobine su im slične:
- i prelaznim
- i elementima glavnih grupa (popunjene d-orbitale)
• Reaktivnost im opada od Zn → Hg, Ej- raste a tt i tk opada
 Ovi elementi se ne ubrajaju u prelazne elemente:
- zato što ne koriste d-elektrone za stvaranje hemijskih veza
• U metalnoj vezi učestvuje manji broj elektrona te su tt i tk niske
(tt Hg = -39C, živa je jedini tečni metal)
 Sva tri elementa grade veliki broj kompleksna jedinjenja
sa svim ligandima
 Sličnosti 12.grupe sa II - a
 Uusled manjih atomskih poluprečnika, metalni karakter je slabije
izražen u odnosu na metalni karakter zemnoalkalnih metala
 s-elektroni su znatno stabilniji nego zemnoalkalnih metala pa su
im veće i Ej – ali i od svih elemenata u periodi
•
Za razliku od elemenata IIa-grupe ne razlažu vodu na sobnoj temp.
• Hidroksidi su znatno slabije baze i ne rastvaraju se u vodi
 Pošto u vezi učestvuju samo s-elektroni to je maksimalni oks.broj
+2, pa imaju analogije sa IIa-grupom (postoji sličnost je Zn i Cd
sa Be i Mg -bliski su im atomski kovalentni i jonski poluprečnici).
• Atomi 12.grupe mogu u gasovitom stanju da prime 1e-→Zn- ,Cd- , Hg(atomski poluprečnici 12.gr.< II a , mog da grade i :Zn2 ,Cd2 , Hg2)
 Zn i Cd u ovoj grupi imaju slične osobine
 Cink
 To je plavičasto-bjele b., amfoteran, red. sred., postoj.na vazdu.:
- na običnoj temperaturi je krt,
- na 100-150C je mek i rastegljiv (može se izvlačiti u žicu i
veoma tanki lim)
- na 200C ponovo postaje krt i može se smrviti u praha
- a na: – 19,5C je krt kao staklo
• Rastvaraju ga razblažene kiseline a takoĎe se rastvara i u alkalnim
hidroksidima gradeći cinkate.
Zn (s) + 2OH- + 2H2O → [ Zn(OH)4]2- + H2(g)
 Ima ga najviše u rudama:
- sfalerit ZnS ; - smitsonit ZnCO3
• U dodiru sa Fe pravi galv.element (Zn- je anoda pa se oksiduje –
princip katodne zaštita Fe)
 Dobija se iz ZnO redukcijom sa koksom ili elektrolizom ZnSO4
 Upotrebljava se u proizvodnji:
- legura (bronza, mesing)
- suvih baterija
- galvanizaciju metala i posuđa (zaštita - pocinčavanje)
- fungicida i pesticida
- cink- fosfatnog cementa (u zubnoj tehnici za plombe)
-za presvlačenje predmeta od gvožđa
-galvanskih elemenata ......
 Zn je jako redukciono sredstvo ( iz rastvora istiskuje Cu, Ca, Fe..)
 Spada u važne mikro-elemente:
- ulazi u sastav inzulina
- potpomaže rad fermenata (procesi hidrolize)
- suvišak Zn je nepoželjan
- nedostatak Zn u zemlji narušava rast bilj. proc. fotosint.
[ zemljištu se dodaje ZnSO4∙7H2O u smjesi sa (NH4)2HPO4 ]
 Jedinjenja
 Pri zagrijavanju lako reaguje sa: X, O i S
 ZnO je bjeli prah (nerastvoran u vodi) koristi se kao:
- mineralna boja pod imenom cinkovo bjelilo (''cinkvajs'')
- u medicini za proizvodnju ljekovitih masti
- u industriji gume kao punilac kaučuka.
 ZnCl2–spada u grupu najrastvornijih neorgans. jedinjenja u vodi
- u 100 g vode rastvara se 432 g na 25C a
- na 100C čak 615 g cink(II)-hlorida
- primjenjuje se pri lemljenju metala (skidanje oksidnog
sloja), impegraciju drveta itd.
 ZnSO47H2O – (bjela galica) koja se koristi:
- za dobijanje drugih jedinjenja
- kao so pri bojenju tekstila
- za dobijanje mineralne bjele boje
- za konzervisanje drveta, kože
- u galvanoplastici itd.
 ZnS – se primjenjuje kao:
- lijepa bjela boja (pomješan sa BaSO4 dolazi pod imenom litopon)
- zatim u elektronici (npr. ekran televizora je izgrađen od ZnS)
- fluoroscentni zastori itd.
 Zn(OH)2- amfoterni hidroksid
Zn(OH)2↓ + 2 H+ → Zn 2+ + 2 H2O
Zn(OH)2↓ + 2 OH‾ → Zn(OH)4 2Zn(OH)2↓ + 4 NH3 → Zn(NH3)4 2+ + 2 OH‾
tetraammincink(II)-jon
Zn(OH)2↓ + 4 CN‾ → Zn(CN)42- + 2 OH‾
tetracijanocinkat(II)-jon
 Kadmijum

Cd- je srebrenasto-bjeli, mek metal,
lako se rastvara u razblaženoj HNO3.
• Cd je manje podložan koroziji od Zn i ne rastvaraju ga baze.
Hemije ova dva elementa su slične
• U prirodi je pratilac ruda Zn, Cu, fosfatima(preko fosfatnih đubriva
može doću u zemljište), uglju..
 Dobija se zagrijavanjem Zn- ruda u gasovitom stanju ili
elektrolizom rastvora CdSO4
• Kadmijum veoma dobro apsorbuje neutrone (koriste se šipke za
kontrolu nuklearne reakcije)
 Koristi se za:
- izradu osovina nuklearnih reaktora
- alkalnih akumulatora
- legura (Ni-Cd)
- zaštitnih prevlaka itd.
 Oksidaci. broj Cd u jedinjenjima je +2 kao i kod Zn (a Hg : +1 i +2).
•
Gradi veliki broj jedinjenja sa O, S, X itd.
 On mjenja Zn u organizmu, što je uzrok povećanja krvnog pritiska
 Kadmijum spada među najotrovnije metale jer izaziva oštećenje
bubrega, štetno deluje na kosti itd.
•
Dim cigareta takođe sadrži Cd. Jedna kutija ima oko 1,5 µg Cd.
Živa
 Hg je: jedini tečan metal, srebrnasto-bjele boje, metalnog sjaja,
veliku d = 13,6 g/cm3; isparava (pare su veoma otrovne);
slabo provodi el. struju; Tm = - 39ºC, Tk = 357ºC;
- rastvara mnoge metale dajući legure, amalgame (tečni ili čvrsti)
• U prirodi se nalazi: - slobodna
- ruda cinabarit: HgS
Cinabarit
 Dobija se :
- prženjem u prisustvu kiseonika pri čemu nastaje SO2 i
Hg-pare koje se kondenzuju u hladnim cevima
HgS↓ + O2 → Hg↑ + SO2↑
- zagrijavanjem HgS sa Fe ili CaO
* čista Hg se dobija višestepenom destilacijom*
 Pare Hg su jednoatomne a sama para je izuzetno otrovna
• Rad sa živom je veoma opasan (pošto je lako isparljiva).
 Hg i jedinjenja se koriste :
- za proizv. eksploziva (detonatora), boja, kalomel elektroda,
- u medicino kao dezinfekciona sredstvo, farmaciji,
- u poljoprivredi kao fungicidi i bakteriocidi,
- impregnaciju drveta, proizvodnji papira,
- termometara, barometara;
- za dobijanje plemenitih metala.....
 Hg se ne rastvara u razblaže. HCl i H2SO4 ,postepeno u razb. HNO3
- dobro se rastvara u toploj konc. HNO3 i H2SO4 i carskoj vodi
• u suvišku Hg nastaju Hg(I)-jedinjenja i obrnuto:
-vruća, razblažena HNO3, uz višak žive, oksidiše živu do živa(I)-jedinjenja
6 Hg + 8 HNO3 → 3 Hg2(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O
- konc. HNO3, u prisustvu viška kiseline, oksidiše živu do živa(II)-jedinjenja
Hg + 4 HNO3 → Hg(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O
- vruća konc. H2SO4, uz višak žive, oksiduje živu do živa(I)
2 Hg + 2 H2SO4 → Hg2SO4 + SO2 + 2 H2O
- vruća konc. H2SO4, u prisustvu viška kiseline, oksiduje živu do živa(II)
Hg + 2 H2SO4 → HgSO4 + SO2 + 2 H2O
 Slično se ponaša i sa drugim ok.-red.sredstvima
- u prisustvu viška žive(II) redukcija ide do živa(I)-jedinjenja,
2 HgCl2 + SnCl2 → Hg2Cl2↓ + SnCl4
- u prisustvu viška redukcionog sredstva redukcija ide do elementarne žive:
HgCl2 + SnCl2 → Hg + SnCl4
 U rastvorima Hg-soli postoji ravnoteža disproporcionisanja:
Hg2 2+(aq)
⇄ Hg (l) + Hg 2+(aq)
 Hg rastvara metale i gradi tzv amalgame koji su na običnoj t :
- uz mali sadržaj drugog metal tečni
- kod većeg sadržaja metala plastični
• Metali u sastavu amalgama bitno ne mjenjeju svoja svojstva
• Amalgami Ag, Sn i Au primjenj. se u zubnoj tehnici kao plombe
(na običnoj temperaturi je plastičan a kasnije očvrsne)
• Pt i Fe ne gradi amalgam (transport žive vrši se u Fe cisternama)
 Jedinjenja
 Živa gradi niz jedinjenja i to:
- živa(I)-(merkuro)-jedinjenja (oks.broj +1) i
- živa(II)-(merkuri)-jedinjenja (oks.broj +2)
 U rastvorima Hg-soli postoji ravnoteža disproporcionisanja:
Hg2 2+ (aq) ⇄ Hg (l) + Hg 2+ (aq)
 Živa(I)-jedinjenja: Hg2 2+ ;
+Hg
― Hg+
Hg+
•
•
Hg2Cl2 –(živa(I)-hlorid) Cl―Hg―Hg― Cl
- Dobija se iz smješe HgCl2 i Hg i služi za kalomel elektrode
a u medicini kao sredstvo za čišćenje.
- ne rastvara se u vodi i većini kiselina (sem u HNO3conc.)
- U NH3 pocrni:nastaje Hg i HgNH2Cl – živa(II)-amidohlorid
+1
+2
0
Hg2Cl2 + 2 NH3 → HgNH2Cl + Hg + NH4Cl
• Hg2(NO3)2∙2H2O – dobro rastvorljivo u vodi
- još je rastvorani živa(I) –perhlorat
•
Nisu poznati sulfidi ,cijanidi i Hg(I)-oksid
 Živa(II) jedinjenja
• Živa(II)-oksid, HgO:
HgO (crveni):
HgO (žuti):
1.
2 Hg + O2 ⇄ 2 HgO
2.
2 Hg(NO3)2 → 2 HgO + 4 NO2 + O2
HgCl2 + 2 NaOH → HgO + 2 NaCl + H2O
HgO (žuti) → HgO (crveni)
HgO + 2 H+ → Hg2+ + H2O
• HgO– kovalentno jedinjenje; rastvara se u rastvorima halogenid-jona (sem F¯):
HgO + 4 I¯ + H2O ⇄ HgI42- + 2 OH¯
• Hg(OH)2 - ne postoje jer u baznoj sredini imamo raekciju:
Hg 2+ + OH- → HgO(s) + H2O
• HgS – živa(II)-sulfid je so koja ima najmanju vrijednost Ks
• Hg(II)-jedinje.kiseonič.kiseli.: Hg(NO3)2∙H2O, HgSO4∙H2O, Hg (ClO4)2∙6H2O
- jedinj. joskog tipa , dobro se rastvaraju u H2O
 Sa halogenidima daje:
- teško rastvorne (bromid i jodid)
- rastvorljive (fluorid i hlorid)
- HgCl2- bijela kristalna so, otrovana,
reaguje kiselo zbog hidrolize,
djelimično jonizuje, razblažen r. -antiseptik
Živa na temperaturama ispod –269C predstavlja
superprovodnik (otpor postaje veoma mali)
Biološki značaj:

Cink pripada grupi mikroelemenata, neophodan je za razvoj i rast
živog organizma (ulazi u sastav mnogih enzima – insulin).

Veće koncentracije Zn2+-jona deluju otrovno.

Soli kadmijuma su veoma otrovne.

Elementarna živa, njene pare i sve soli rastvorljive u vodi i
HCl su otrovne.

Jedinjenja Zn- i Hg koriste se u : farmakoterapiji, kozmetici
stomatologiji...)

Zn, Cd, Hg - zagađivači životne sredine (kumulativni otrovi)

Download Report