close

Вход

Log in using OpenID

12. предавање - Прелазни елементи - 3б

embedDownload
 III-b grupa (grupa skandijuma)
Simbol
Ime
Elektr.
konfig.
Atom. r
nm
Tt
oC
Tk
oC
I-energ.
jon.-eV
Eo
V
d
g/cm3
Sc
skandijum
(18Ar) 3d14s2
0,162
1539
2370
6,58
-2,08
3,0
Y
itrijum
(36Kr) 4d1 5s2
0,180
1509
2927
6,4o
-2,37
4,47
La
Ac
lantan
(54Xe) 5d16s2
0,187
920
3470
5,61
-2,52
6,17
aktijum
(86Rn) 6d17s2
-
1050
-
-
-
-
Rasprostranjenost (%) : Sc- 5∙10-4, Y- 3∙10-4, La- 2∙10-3, Ac- 6∙10-14
 srebrnasto-bjeli metali koji:
- na vazduhu se prevlače zaštitnim slojem oksida,
- sa kiseonika grade okside tipa M2O3,
- pokazuju najveću sličnost elementima glavnih grupa,
- bazičnost oksida raste u grupi
- tri elektrona učestvuje u hemij.vezi –ok. br. je +3
- Tt(Ac) > Tt (La)→uticaj lantanoida (lantan. kontr.)

veoma su rijetki u prirodi i nalaze se vezani.
- Sc-javlja se u lantanoidnim mineralima, nije koncentrisan
(monaciti, goldilinitu)
- Y- javlja se u gadolinitu i ksenotimu kao YPO4
- La – ima ga u monacitu (u zemlji ga ima više nego Pb)

Poslije lantana dolazi grupa od 14 elemenata - lantanoidi.
 Dobijaju se elektrolizom rastopa svojih hlorida, ali uvjek sadrže
primjese članova lantanoida.
• Reaguju sa halogenima, S, N i H a naročito pri zagrijavanju.
 Sa vodom lagano reaguju gradeći odgovarajuću bazu M(OH)3:
2M(s) + 6H2O
2M(OH)3 (s) + 3H2 (g)
- Baznost hidroksida raste od Sc La.
- Rastvvorljivost hidroksida raste od Sc La
(Ks Sc(OH)3=1.10-27 a La(OH)3 je 1.10-19 )
 Skandijum je:
- jedan od najrjeđih elemenata
- elementarni Sc reaguje intenzivno sa vodom
- daje kompleksna jedinje. sa F- :[ScF4]- , [ScF5]2- i [ScF6]3- Sc2O3 – je nešto bazičnoiji od Al2O3
- nerastvorljivi su : fluoridi, karbonati, oksalati i fosfat
 Itrijum:
- hidroksid i oksid imaju jača bazna svojstva od Sc
- sulfat Y je tri puta manje rastvorljiv od sulfata Sc
 Lantan:
- mekan metal, sive boje
- rijedak element
- burno reaguje na vazduhu
2La(s) + 3/2O2
La2O3(s), manje bazičan od CaO
 IV-b grupa (grupa titana)
Simb.
Ime
Elektr.
konfig.
Atom. r
nm
Tt
oC
Tk
oC
I-energ.
jon.-eV
Eo
V
d
g/cm3
Ti
titan
(18Ar) 3d24s2
0,147
1668
3260
6,9
-0,95
4,51
Zr
cirkonijum
(36Kr) 4d2 5s2
0,160
1852
3580
6,9
-1,53
6,49
Hf
Rf
hafnijum
(54Xe) 5d26s2
0,158
2222
5400
7,01
-1,68
13,1
-
-
-
-
-
-
radefordijum (86Rn) 6d27s2
Rasprostranjenost (%) : Ti – 0,6
Zr – 0,025
Hf – 4∙10-4
 Osnovna oksidac.. stanja u jedinjenjima su +2 i +4 (najvažn.- Ti i Zr).
• Na sobnoj temperaturi su postojani.
 Na visokim temperat. lako se jedine sa kiseonikom, halogenim el. itd.
• Oksidi MO2 : -titana- amfoteran, slabo rastvoran u K i B
-Zr i Hf imaju izražena bazna svojstva (rastvo. samo u HF)
• Hidroksidi – nisu iziolovani, uglavnom su to hidratisani oksidi
• Soli –zbog hidrolize i slabo izraženih baznih osbina slabo poznate
 Titan
 Srebrnasto-bjeli
metal, male gustine, -tvrd kao čelik ali je mnogo lakši
• Osnovne rude:
- ilmenit –FeTiO3 (koristi se za leguru fero-titan)
- rutil – TiO2
• Dobija se iz TiCl4
- redukcijom sa Mg na t= 800oC u struji argona
TiCl4(g ) + 2Mg(l) → Ti(s) + 2MgCl2(l)
- u reakciji mora biti višak Mg radi sljedećih reakcija:
3 TiCl4(g ) + Ti(s) → 4TiCl3(g )
2 TiCl3(g ) + Ti(s) → 3TiCl2(g )
 Upotrebljava se u metalurgiji za dobijanje legura sa gvožđem
- čak 0,1% Ti znatno povećava tvrdoću čelika i njegovu otpornost
na koroziju,
- ove legure se koriste u avioindustriji, za izradu raketa,
turbina, brodova itd.
• Uz zagrijavnje na vazduhu prelazi u
- titan(IV)-oksid (TiO2),
- sa halogenima u TiX4,
- sa N2 u TiN, a
- sa C u TiC
 TiO2 – amfoteran, javlja se u kristalnim formama:
- anatas,
- brukit i
- rutil.
•
TiO2- se upotrebljava :
- kao bijela boja (dobro pokrivanje),
- u kozmetici,
-keramici,
- kao nakit ...
 Sa NaOH gradi natrijum-titanat (U smeši sa barijumsulfatom se koristi kao bela boja (titansko belo).
• TiCl4 (titan(IV)-hlorid) – je tečnost koja se dobija prevođenjem hlora
preko usijanog koksa i TiO2. Sa H2O hidrolizuje do TiO2
.
•BaTiO3- piezoelektrična svojs.(električnu ener. → u mehaničku)
tetragonalna
krista. modifi.
 Cirkonijum
•
•
•
•
•
Rude :cirkon- ZrSiO4(ortosilikat), badeleit- ZrO2 (cirkonova zemlja)
Mekši je od Ti, veoma sličan Hf, lako reaguje sa C, O i N,
Zr- ne apsorbuje neutrone ( koristi se za nuklearne centrale)
Zr– se upotrebljava i za izradu aviona i podmornica.
Jedinjenja slična Ti, ZrO2- vatrostalne opeke i metal. lonce (tt =
2700oC).
 Hafnijum
•
•
•
•
•
Usljed lantano. kontrakcije atomski i jonski r- Zr i Hf su jednaki.
Hemijske osobine su im veoma slične pa su u prirodi nerazdvojni.
Grade uglavnom jedinjenja sa oks.br. +4 i kompleksna jedinjenja.
Oksid HfO2 pokazuje jače bazne osobine od ZrO2.
Hf–koristi se u nuklear. reaktorima kao kontrolne šipke, za legure...
 V-b grupa (grupa vanadijuma)
Simb.
Ime
Elektr.
konfig.
Atom. r
nm
Tt
oC
Tk
oC
I-energ.
jon.-eV
Eo
V
d
g/cm3
V
vandijum
(18Ar) 3d34s2
0,131
1900
3450
6,74
-1,2
6,1
Nb
niobijum
(36Kr) 4d45s1
0,142
2415
3300
6,96
-0,65
8,4
Ta
Db
tantal
(54Xe) 5d36s2
0,143
2996
5452
7,98
-0,81
16,6
dubnijum
(86Rn) 6d37s2
-
-
-
-
-
-
Rasprostranjenost (%) : V – 0.01 , Nb – 1,8∙10-3 Ta –1,7∙10-6
 Svi elementi su metali, otporni na koroziju
• Javljaju se u prirodi u obliku jedinjenja.
• Na sobnoj T jedino ih rastv. HF (V i HClO4, Nb i Ta ne rastv. ni zlatotop.)
• Metali tek taljenjem sa bazama daju vanadate, niobijate i tantalate
 Jedinjenja
 Grade jedinjenja sa oksidacionim brojem: +2, +3, +4 i +5.
• Ok.br. +2 i +3 su uglavnom vezani za V (oksidi, halogenidi)
• Oksidi sa manjim ok.br. su bazni a sa većim kiseli.
• Ok.br. +4:
V- halogenidi (F, Cl i Br), VO2-struk. rutila, komleksna jed.,
Nb, Ta – oksidi, halogenidi (MI4)
• Ok.br. +5:
• Najvažnija su jedinjenja elem. V-grupe sa ovim ok.br.
- sa halogenima grade: V-samo sa F ,ostali sa svim X (V i Nb još i
oksi-halogene MOX3 , X-F, Cl i Br)
- oksidi tipa :M2O5 (oksidi Nb i Ta imaju pretežno kiseo karakter )
Vanadijum
 Vanadijum je metal siv kao čelik, teško rastvoran,
• Rude - slfidne (V2S3 i V2S5),
- karnotit: kalijum-uranil-vanadat (KUO2 ∙VO4∙H2O)
• Vanadijum je:
- sličan Ti,
- reaktivan je na niskoj T (jedini se sa C, O2, N2)
 Dobija se redukcijom VO2 sa Al ili V2O5 sa Ca.
• Upotrebljljva se za:
-proizvodnju legura (čelicima poboljšava:
- elastičnost,
- žilavaost
-otpornost na udar,
- dadoje se legurama za magnete)
 Gradi okside: VO, V2O3-bazni, VO2 i V2O5-kiseli
• V2O5 je :
- najvažnije jedinjenje V
- od njega se dobijaju ostala jed.,
- upotrebljava se i kao katalizator.
- amfoternog je karaktera
• Zagrijavnjem V2O5 sa bazama dobijaju se vanadati- VO43•
Sa halogenima daje halogenide i oksi-halogenide
•
Od soli važna je rastvorljiv so vanadil-sulfat VOSO4
 Niobijum i tantal
 u prirodi se javlja zajedno
- odvajaju se jedan od drugoga frakcionom kristalizacijom
- radi se o metalima svjetlo-sive boje
- veoma su postojani i ne rastvaraju se u carskoj vodi
 Oba metala se primenjuju u industriji čelika
- Nb se koristi za antikorozivne čelike
- Ta-čelici se koriste za instrumente velike tvrdoće i otpr.
na koroziju (hemij. indust., hirurški instrum.),
- Ta se koristi kao ispravljč struje
 Nb- gradi stab. jed. sa ok. br. +5 (halogenidi,Nb2O5- rastv.
u bazama)
 Ta se upotrebljava umesto platine (Pt)
• Ta -se dobija iz kalijum-heptafluorotantalata (K2TaF7)
redukcijom sa Na ili elektrolizom
- prvi pokušaji bili su teški (pa su i ovi popokušaji po
elementu nazvani Tantalove muke)
 VI-b grupa (grupa hroma)
Simb.
Ime
Elektr.
konfig.
Atom. r
nm
Tt
oC
Tk
oC
I-energ.
jon.-eV
Eo
V
d
g/cm3
Cr
hrom
(18Ar) 3d54s1
0,127
1920
2665
6,76
-0,71
7,1
Mo
molibden
(36Kr) 4d55s1
0,139
2610
5560
7,10
-0,20
10,4
W
volfram
(54Xe) 5d46s2
0,139
3410
5930
7,98
-0,12
19,3
Sb
siborgijum
(86Rn) 6d47s2
-
-
-
-
-
-
Rasprostranjenost (%) : Cr – 0.03 , Mo – 0,001 , W = 6∙10-3
• Hemijsko ponašanje Mo i W je prilično slično.
• Grade jedinjenja sa različitim oks. brojevima od +2 do +6.
• Elementi u svojim periodama imaju najveće tt
- (W-je metal sa najvećom tt-3410)
• Posjeduju pasivna svojstva, iako na osnovu Eo to ne bi očekivali
 Hrom
 Hrom je srebrensto-bjeli i veoma tvrdi metal.
• Minerali: hromit- FeCr2O4 (struktura slič.spinelu FeO∙ Cr2O3)
• Rastvara se u razblaženoj HCl i H2SO4, a koncentrovane kiseline ga
pasiviziraju.
• Kao metal otporan je prema koroziji pa se koristi za presvlačenje
metala (hromiranje).
 Dobija se redukcijom Cr2O3 sa Al ili elektrolizom CrCl2.
• U metalurgiji je veoma važna legura sa Fe : fero hrom (40-60 % Cr).
- čelici sa < od 1% Cr imaju veliku tvrdoću i čvrstoću
- čelici do 30% Cr su nerđajući čelici
- Cr-Ni čelici su takođe nerđajući
• Važna su mu jedinjenja sa ok.br. +2, +3 i +4,
- Cr+2 – hromo i Cr+3 – hromi
- sa halogenim el. gradi halogenide (gradi i hidratis.– CrCl3∙6H2O)
- sa kiseonikom gradi: okside, hidrokside, kiseline i soli
- kompleksna jedinjenja sa H2O, Cl-, CN-, itd
 Oksidi:
- CrO- crne boje, ima bazna svojstva
- Cr2O3 – zelen, ima strukturu korunda
- nerastvoran u vodi, K i B,
- ima katalitičke osobine,
- koristi se kao mineralna boja,
- CrO3- crven, dobro rastvoran u vodi, anhidrid hromne k.
 Kiseline: hromatna – H2CrO4 , dihromatna- H2Cr2O7
- jaka su oksidacona sredstva ( opadaju od Cr→W)
- smješa 1:1 zasićenog vod. rast. CrO3 i konc. H2SO4 naziva
se hrom sumporna kiselina (veoma jako oks. sreds.)
- soli ovih kiselina su hromati i dihromati
 Hidroksidi- Cr(OH)2 –žute boje, čvrst, brzo se oksiduje do troval.
- Cr(OH)3- zelenkasto-siv, čvrst, amfoteran
 Soli hroma: nitrati, halogenidi, perhlorati, sulfati, acetati....
• U kompleksnim jedinjenjima:
K6Cr(CN)6 i W(CO)6 oks. stanje Cr i W je 0.
 Hrom(III) jedinjenja
Cr2O3 - amfoteran oksid
Cr2O3 + 3 K2S2O7 → Cr2(SO4)3 + 3 K2SO4 “kiseo katakter”
Cr2O3 + 2 NaOH → 2 NaCrO2 + H2O
- ponašanje
“bazan karakter”
u prisustvu oksidacionog sredstva:
Cr2O3 + 3 KNO3 + 4 NaOH → 2 Na2CrO4 + 3 KNO2 + 2 H2O
•Hrom(III)-hidroksid, Cr(OH)3
Cr 3+ + 3OHˉ ⇄ Cr(OH)3
•Hrom(III)-sulfat-Cr2(SO4)3 ;
zelenkasto-sive boje
Hromna stipsa-KCr(SO4)2∙12H2O
2 Cr(OH)3 + 3 H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 6 H2O
•CrCl3
CrCl3∙6H2O
(hidratna izomerija):
[Cr(H2O)6]Cl3
[Cr(H2O)5Cl]Cl2∙H2O
[Cr(H2O)4Cl2]Cl∙2H2O
- sivoljubičast
- svjetlozelen
- tamnozelen
 Hrom(VI)-jedinjenja

CrO42- ;
CrO3 ;
Cr2O72-
Hrom(VI)-oksid, CrO3 – crvene boje,
K2Cr2O7 + 2 H2SO4 conc. → 2 CrO3↓ + 2 KHSO4 + H2O
- dobro se
rastvara u vodi: CrO3 + H2O → H2CrO4
H2Cr2O7 – jake kiseline
H2CrO4;
CrO42Cr2O72Cr3O102Cr4O132-
(K2CrO4)
-
hromati
žuta boja
dihromati
naranđžasta
trihromati
crvena
tetrahromati jarko crvena
[CrnO3n+1]2polihromatni jon

2 CrO42- + 2 H+ ⇄ 2 HCrO4‾ ⇄ Cr2O72- + H2O
žuta boja
naranđžasta boja
CrO42- - slabo oksidaciono sredstvo u baznoj sredini
Cr2O72- - jalo oksidaciono sredstvo u kiseloj sredini

Dodatkom jake kiseline rastvoru koji sadrži CrO42-/ Cr2O72- jone
favorizuje se reakcija nastajanja dihromat-jona, Cr2O72-.

Dodatkom baze favorizuje se reakcija u lijevo, i raste
koncentracija hromat-jona, CrO42Ag+, Pb2+, Ba2+;
Cr2O72- + 2 Ba2+ + H2O → 2 BaCrO4↓ + 2 H+


 Molibden
U prirodi se nalazi kao minaral molibdenit- MoS
Molibden je:
- Sličan je W,
- nešto manje otporan od Cr
- otporn prema kiselinama i rastvaraju se u:
HNO3 ,
vrućoj konc. H2SO4 i
rastopu KNO3.
• Molibden se dobija:
- prženjem MoS2 iz koga nastaje MoO3
- iz nastalog MoO3 redukc. sa H2 dobij se prah Mo
- iz praha presovanjem i topljenjem dobija se metalni oblik
• Koristi se za dobijanje specijalnih vrsta čelika (tvrdi- rezni alati) .
• Najvažnij su mu jedinjenja sa ok. br. +6 i to MO3
- MO3–kao hidrat je žut, nerastvoran u vodi, amfoteran ,
- rastv. u bazama i nastaju molibdati MoO42-,
- služi za dobijanje drugih jedinjenja Mo
-MO3 -je anhidrid molibdenove k. (H2MoO4)
- gradi još i :MoO2 (mrk) i Mo2O5 (ljubičast)
- značajna so :(NH4)6Mo7O24 4H2O amonijum-heptamolibdattetrahidrat
• Volfram
• Sličan Mo, lako se rastvara u smjesi rastopa NaOH i NaNO3
• Prisutan je u rudama - šelitu (CaWO4) ,
- volframitu (Fe, Mn)WO4
-ferberit (FeWO4)
 Dobija se redukcijom sa H2 iz WO3, dobijeni prah se prevodu u žice:
1- mehaničkim zbijanjem u šipke uz povrem. zagrijav. na visokim T
2- mješanjem praha W sa ThO2 i lijepkom, pod visok. P izvlače niti
koje se sinteruju na T=2200-2400 oC
• Koristi se za izradi niti i za sijalice, specijalnih čelika za rezne alate.
 Oksidi: WO2 ,WO3 (svetlo-žut) –anhidrid volframove k. H2WO4
•
:
• Sva tri elementa grade dihalogenide (Mo i W- negrade fluoride).
• Mo-gradi i MoX3 ,
-tetrahalologenide grade samo sa Cl2,
-heksahalogenidi su MoF6 i WF6 i WBr6.
• W-bronze :jedinjenja sastava MxWO3 (M-Li, Na ili K ; X<1 )
- imaju metalni izgled, različitih boja (x=0,9 zlatnožuta, 0,6-crvena, o,3-ljubič.)
- dobari su provodnici struje
- nastaju u reakciji alkalnih volframata i W uz zagrijavanje
 Biološka aktivnost hroma i molibdena
 Cr -biogeni mikroelement, ima ga biljnim i životinjskim ćelijama
- Cr - ulazi u sastav nekih fermenata i bitan je kao faktor insulina
- Nedostatak Cr kod životinja dovodi do:
- smanjenja rasta i
- kraćeg života.
 Mo -jedini esencijalni element iz II i III- serije prelaznih elemen.
- ulazi u sastav enzima koji kod biljaka učestvuju u procesima
asimilacije azota iz neorganskih izvora
- enzimi koji sadrže molibden imaju uloga katalitičke
oksidacije aldehida u kiseline, učestvuju u procesu stvaranja
nekih proteina...
 VII - b grupa (grupa mangana)
Simb.
Ime
Elektr.
konfig.
Atom. r
nm
Tt
oC
Tk
oC
Ienerg.
jon.-eV
Eo
V
d
g/cm3
Mn
mangan
(18Ar) 3d54s2
0,126
1260 1900
7,43
-1,05
7,4
Tc
tehnecijum
(36Kr) 4d65s1
0,136
2150
7,28
+0,27
11,5
Re
Bh
renijum
(54Xe) 5d56s2
0,137
3170 5900
7,87
+0,25
20,5
borijum
(86Rn) 6d57s2
-
-
-
-
-
-
Rasprostranjenost (%) : Mn –o,o9 , Tc – 5∙10-16,
Re ≈ 1∙10-7
• Sva elementi spadaju u neplemenite metale
• Mn jedino reaguje sa razblaženim kiselinama
• Ok.brojevi u jedinjenjima:
Mn: +2; +3; +4; +6; +7
Tc:
+4 ; +7,
Re:
+3; +4; +5; +6; +7
(Mn 2+-jon)
• Grade okside :
-bazne- tipa MO i M2O3 (samo Mn)
- amfoterne okside- tipa MO2 (Mn, Tc, Re)
- okside tipa MO3 (samo Re);
MnO42- ; ReO42- kisele okside tipa M2O7 (Mn, Tc, Re)
• Kiseline: permanganova HMO4 → MO4‾ / HMnO4, HTcO4, HReO4/;
• HMnO4, HReO4
- jake kiseline (tipa perhloratne)
Cl2O7 → HClO4 => Mn2O7 → HMnO4 ; Re2O7 → HReO4
• Oksidaciona sposobnost opada u nizu:
MnO4‾ > TcO4‾ > ReO4‾
MnO4‾ + 8 H+ + 5e- ⇄ Mn2+ + 4 H2O
TcO4‾ + 4 H+ + 3 e- ⇄ TcO2↓ + 2 H2O
ReO4‾ + 4 H+ + 3 e- ⇄ ReO2↓ + 2 H2O
•Mangan
• To je sivo-bjeli metal, tvrd, teško rastvorlj. veoma krt (više od Fe) .
• Rastvara se u razblaž. HCl i HNO3, postojan na vazduhu (pasivizira se)
• Ne reaguje sa gasovitim H2 i O2, na povišenoj T reaguje sa S, N, X...
• Nalazi se u rudama:
- piroluzit-MnO2
- hausmanit-Mn3O4
-braunit-Mn2O3
- manganit-Mn2O3 H2O
- rodohrozit-MnCO3
• Dobija se elektrolizom rastvora MnSO4 ili redukcijom MnO2 sa Al
• Biogeni je element.
• Koristi se u metalurgiji za dobijanje specijalnih čelika:
- male količ. Mn uklanjaju iz rastaljenog čelika O i S
- ovi čelici se koriste za izradu: mlinova, kugli, valjaka, drobilice
- feromangan je legura dobijena taljenjem koksa sa rudama Mn i
Fe2O3 (>80% je Mn, a ako je % Mn od 5-20% ogledalasto gvožđ.)
• Jedinjenja:
- jedinjenja s nižim stepenima oksidacije - bazan i jonski karakter
- jedinjenja s višim stepenima oksidacije - kiseli i kovalentni karakter
- oksid stepena oksidacije +4 ima amfoteran karakter
- stabilnost oksidacionih stanja Mn opada od +2 do +3 i to:
+2; +4; +7; +6; +3
• Uslovi dobijanja jedinjenja :
- mangan(II)- i mangan(VII): dobijaju se u kiseloj sredini
- mangan(IV)-jedinjenja u neutralnoj ili slabo baznoj sredini
- mangan(VI)-jedinjenja samo u jako baznoj sredini
Oksidi
- MnO (mangan(II)-oksid) :
zelene boje, nerastvoran u vodi, upotrebljava se kao mineralna boja;
- Mn2O3 (mangan(III)-oksid) :
smeđe boje; ima slabo bazna svojstva
- Mn3O4(MnO Mn2O3) - oksid:
crvenomrki najstabilniji oksid mangana, dobija se jačim
zagrijavanjem Mn2O3
- MnO2 (mangan(IV) - oksid:
rude piroluzit– crne boje, anhidrid manganaste kiseline,
ima primjenu u industriji stakla, za baterija itd
- Mn2O7 (mangan(VII) - oksid)
uljasta tečnost, crveno-mrke boje i anhidrid je permanganatne k.
- MnO3 (mangan(VI)-oksid):
anhidrid manganove kiseline, oksid i kiselina nisu poznati
u slobodnom stanju - vrlo su nepostojani.
• Kiseline
- H2MnO3– manganasta kiselina (nestabilna), soli manganiti (CaMnO3);
- H2MnO4 – manganova kiselina, soli manganati (K2MnO4-zeleni);
- HMnO4– permanganova kiselina, soli permanganati (KMnO4-ljubičast)
• Kalijum-permanganat(KMnO4) –
- je najvažnije oksidaciono sredstvo
- svi oksidi mangana su važna oksidaciona sredstva
- KMnO4 se u medicini primenjuje i kao dezinfekciono sredstvo.
- u kiseloj sredini Mn se redukuje do +2, a u baznoj sredini do +4
• Mangan gradi jedinjenja i sa Cl, S, H2SO4
•Tehnecijum i Renijum
• Ova dva elementa imaju:
- slično hemijsko ponašanje
- grade slična jedinjenja
• Re i Te se koriste i kao katalizatori pri sintezama :
- u organskoj hemiji
-bezolovnog benzina
• Re–pripada najmanje rasprostranjenim elementima u Zemljinoj kori
- pratilac je ruda Mo
- ima visoku tt i tk
- otporan prema koroziji
• Re se dobija redukcijom KReO4 (kalijum-perrenat)
• Tc- služi kao izvor radfioaktivnog β-zračenja
• Te – se dobija iz fisionih produkata uranovog reaktora.
•
Biološki značaj mangana
• Mangan - mikroelement, neophodan za biljni i živi svijet
•
Biološki značaj imaju Mn(II) i Mn(III)- jedinjenja
•
Mn - ulaz ui sastav enzima ( imaju važnu ulogu u redoks-procesima superoksid-dismutaze, peroksidaze, katalaze...)
- utiče na rast kostiju, reguliše nivo glukoze u krvi, deluje protiv masne
degeneracije jetre, smanjuje nivo ukupnih lipida
- sadrže ga svi organi, a najviše jetra i kosti
- male količine Mn nalaze se u meso i mlijeku; veće količine prisutne su
u lišću povrća, a naročto je čaj bogat manganom
•
Nedostatak Mn u ljudskom organizmu dovodi do: poremećaja u formiranju
skeleta, nervnog rastrojstva, nekih kožnih oboljenja...
Povećane konc. Mn u organizmu izazivaju poremećaje psihičke prirode, halucinacije..
Mangan je veoma važan u procesima fotosinteze jer učestvuje u proces. razmjene O2
Author
Документ
Category
Без категории
Views
17
File Size
347 Кб
Tags
1/--pages
Пожаловаться на содержимое документа