Klasifikacija i rasprostranetost na elementite vo prirodata

Elemntite glavno mo`e da se podelat vo ~etiri grupi:

Metali-

ja so~inuvaat najgolemata grupa na elementite. Se odlikuvaat so dobra sprovodlivost na el. struja i toplina, kovanost i metalen sjaj. Site se vo cvrsta agregatna sostojba. Gradat metalni oksidi koi naj~esto se so bazen karakter.

Nemetalite

imaat sosema sprotivni svojstva od metalite. Tie se slabi sprovodnici na elektr. struja i toplina. Nemaat metalen sjaj, krti se i naj~esto se vo gasovita agregatna sostojba. Nemetalnite oksidi imaat kisel karakter.

Metaloidite

po svoite svojstva se nao|aat pome|u metalite i nemetalite. Tie imaat fizi~ki svojstva sli~ni na metalite, a hemiskite svojstva se skoro identi~ni na nemetalite.

Vodorod

Vo slobodna sostojba vo prirodata se sre}ava samo vo nezna~itelni koli~estva, glavno vo gornite sloevi na atmosferata. Vodorodot pripa|a na grupata t.n.

biogeni elementi

i e neophoden za `iviot svet.

Dobivawe na vodorod

. Postojat pove}e laboratoriski i industriski metodi. Poznat laboratoriski metod e reakcijata me|u razredena

H 2 SO 4 , HCl

, so nekoi metali kako

Zn, Fe

i

Al.

Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2

Ova reakcija se izveduva vo Kipov aparat. Isto taka se dobiva i pri zaemno dejstvo na nekoj alkalen ili zemnoalkalen metal so vodata.

2Na + 2H 2 O = 2NaOH + 2H 2

Ovaa reakcija pretstavuva laboratoriski na~in za dobivawe na vodorod. Reakcijata se vr{i na sobna tempperatura. Za razlika od

Na Fe

vodata pri visoka temperatura od 500  C . ja razlaga

3Fe + 4H 2 O = Fe 3 O 4 + 4H 2

Ovaa reakcija pretstavuva industriski proces za dobivawe na vodorod. Isto taka, industriska postapka za dobivawe na vodorod, e koga vodena parea se propu{ti niz v`aren koks na temperstura od okolu 1000  C:

C + H 2 O = CO + H 2

Ponatamu za da se oslobodi

H 2

od

CO ,

-

“ voden gas ”

vodeniot gas se me{a so vodena parea i vo prisustvo na katalizator

FeO H 2 + CO + H 2 O

 nastanuva slednava reakcija:

CO 2 + 2H 2

Poznat industriski metod za dobivawe na vodorod,. Reakcijata se odviva na temp. od 1000  C i vo prisustvo na katalizator.

CH 4 + H 2 O = CO + 3H 2

(voden gas),

Fizi~ki svojstva

. Vodorodot e gas bez boja, miris i vkus. Toj e najlesen gas, za 14,5 pati e polesen od vozduhot. Se pretvara vo te~na agregatna sostojba na temp. od -

253



C

, a na temperatura od

-259



C

se stvrdnuva.

Hemiski svojstva

. Atomite na vodorodot imaat sposobnost da go otpu{taat edinstveniot elektron i da se pretvoraat vo pozitivno naelektrizirani joni. Vo vid na negativen jon vodorodot gradi soedinenija so nekoi od najaktivnite metali:

K, Na, Ca

dr. Takvite soedinenija se narekuvaat hidridi na metali i

i se odlikuvaat so golema nestabilnost.

Vodorodna vrska

Vo atomska sostojba vodorodot e mnogu aktiven. Vodorodot gradi tri izotopi: obi~en vodorod (

hydrogenium

) ili protonium ( 1 1

H

), deuterium ( 1 2

D

) i tritium ( 1 3

T

).

Upotreba na vodorod

. Vo smesa so helium slu`i za polnewe na vozdu{ni balon. Se primenuva za dobivawe visoki temperaturi koi dostignuvaat duri i do 4000 

C

. Se upotrebuva za dobivawe na sinteti~ki amonjak i za dobivawe na ve{ta~ki azotni |ubriwa.

VODA

Vodata e najraspostraneto hemisko soedinenie vo prirodata. Zazema okolu 75% od povr{inata na Zemjata. Se javuva vo tri agregatni sostojbi. Isto taka e prisutna vo site rastitelni i `ivotinski organizmi.Prirodnata voda ne e hemiski ~ista. Sodr`i razni rastvoreni soli i gasovi, potoa cvrsti supstanci vo vid na ~esti~ki kako i razli~ni mikroorganizmi.

Fizi~ki svojstva

. Vodata pri obi~ni uslovi e bez boja, miris i vkus. Vrie na? Pri normalen pritisok? So namaluvawe na pritisokot se sni`uva i nejzinata temperatura na vriewe i obratno.

Molekulskata masa na vodata iznesuva 18, {to se odnesuva samo na nejzinata parea, a te~nata voda ima pogolema relativna molekulska masa od 18 zo{to?

Hemiski svojstva na vodata

od hemiskata formula se gleda deka vodata se sostoi od

2H 2 + O 2 = 2H 2 O

+ 572,4 KJ egzotermen proces I nejzinite molekuli se mnogu stabilni na obi~na temperatura.

Te{ka voda

e soedinenie na deuterium(izotop na vodorod) (

D

) so kislorodot,~ija formula e

D 2 O

.Te{kata voda se nao|a vo obi~nata, prirodna voda vo mnogu mali koli~estva. Se dobiva pri dolgotrajna elektroliza na golemi koli~estva voda. Rel.mol.masa na te{kata voda iznesuva 20.

Sedma grupa na periodniot sistem-podgrupa VIIa Halogeni elementi

Direktno se soedinuvaat me|u sebe. Ovie elementi se mnogu silni oksidacioni sredstva. Mnogu lesno se svrzuvaat so metalite, a najlesno so alkalnite i zemnoalkalnite metali:

2Na + Cl 2

Fluor

= 2NaCl

E raspostranet vo prirodata isklu~ivo vo vid na soedinenija i toa vo mnogu mali koli~estva. Poznati minerali na fluorot se

fluorit

(

CaF 2

) i

kriolit

(

Na 3 AlF 6

). Nekoi soedinenija na fluorot se nao|aat i vo `ivite i rastitelnite organizmi, vo koskite, zabite krvta, mozokot i dr. Se dobiva so elektroliza na

HF.

Najzna~ajno soedinenie na fluor e

H 2 F 2

reakcijata: koja se dobiva so

CaF 2 + H 2 SO 4 = H 2 F 2 + CaSO 4

Hlor

Vo prirodata e zastapen samo vo vid na soedinenija kako

NaCl

,

KCl, MgCl 2

,

CaCl 2

forma na

HCl

i i dr. Se nao|a vo `iviot i rastitelniot svet vo

NaCl

.

Poznat laboratoriski metod za negovo dobivawe e oksidacija na negovite soedinenija so

KMNO 4 : HCl + KMNO 4 = MnCl 2 + KCl + Cl 2 + H 2 O

Industriski metod za dobivawe hlor e so elektroliza na

NaCl

.

Hlorot se upotrebuva za dobivawe na hloridna kiselina i hlorna var. Se upotrebuva i kako sredstvo za belewe i dezinfekcija na vodata za piewe. Najzna~ajno soedinenie na hlorot e

HCl

. Poznat laboratoriski i industriski metod za negovo dobivawe e :

NaCl + H 2 SO 4 HCl = NaHSO 4 + HCl

e gas bez boja, so ostar i zadu{liv miris.

Brom

Bromot vo prirodata se nao|a samo vo vid na soedinenija. Se nao|a vo vid na soli vo morska voda i kako mineral

brom karnalit

. (

KBr .

MgBr 2 .

6H 2 O

). Se dobiva so rekacija na oksidacija so hlor i negovite soli:

MgBr 2 + Cl 2 = MgCl 2 + Br 2

Drug na~in za negovoto dobivawe e elektroliza na negovite soli. Najzna~ajno soedinenie e

HBr

bromovodorod

~ij voden rastvor pretstavuva bromovodorodna kiselina.

Jod

Se nao|a vo morska voda vo vid na negovite soedinenija. Vo elementarna sostojba se nao|a vo morskite algi, vo rastenijata,`ivotnite i vo ~ove~kiot organizam. Jod ima i vo mineralnite soli. Se nao|a vo

~ilskata {alitra

vo forma na

NaJO 3

.

Jodot spa|a vo grupata na

mikroelementi

koi se neophodni za `ivite organizmi. Vo medicinata se upotrebuva kako antisepti~no sredstvo. Najzna~ajno soedinenie na jodot e

HJ

jodovodorod, koj pretstavuva gas bez boja, e zadu{liv i lesno se rastvora vo voda. Vodeniot rastvor na

HJ

se narekuva jodidna kiselina.

Astatot

ne se nao|a vo prirodata, e radioaktiven element i se dobiva po ve{ta~ki pat.

[esta grupa na periodniot sistem-podgrupa VI a

Glavno svojstvo na ovie elementi e {to nivnite atomi imaat po {est elektroni vo nadvore{niot sloj, koe uslovuva da imaat nemetalen karakter.

Kislorod

E najraspostranetiot element vo prirodata. Go ima vo zemjinata kora, okeanite, i atmosferata okolu 49,85% masen udel). Vo slobodna sostojba se nao|a vo vozduhot okolu 20,95% maseni. Svrzan so vodata e sostaven del na mnogu karpi i minerali. Toj e najneophoden biogen element. Za laboratorisko dobivawe na kislorod naj~esto se primenuvaat supstanci koi se bogati so kislorod i koi pri zagrevawe lesno go osloboduvaat:

2KClO 3 = 2KCl + 3O 2

Industriski se dobiva od te~en vozduh i na niska temperatura ili so elektroliza na vodata. Te~niot vozduh se podlo`uva na

frakciona destilacija.

So frakciona destilacija na te~niot vozduh se oddeluva kislorodot od azotot vrz osnova na nivnite razli~ni temperaturi na vriewe.

Svojstva na kislorodot

Na obi~na temperatura i pritisok e bezboen gas miris i vkus. Na niski temperaturi kislorodot se pretvora vo te~na sostojba. Spa|a vo najreaktivnite elementi. U{te poaktiven e nascentniot ili atomskiot kislorod. Molekulite na obi~niot kislorod se dvoatomni, no toj vo prirodata se javuva i vo vid na molekuli koi se troatomni O 3 a toa e ozon. Ozonot e gas so sina boja, otroven e ako se vdi{uva podolgo vreme, makar i vo minimalni koli~estva.

Ozonot nastanuva pri elektri~no praznewe vo atmosferata, odnosno se sozdava pri grmotevica, pri oksidacija na nekoi organski supstanci i dr. Se dobiva od kislorod po pat na elektri~no praznewe vo aparati ozonatori.

3O 2



2O 3 – 284,5 KJ/mol

Zatoa ozonot e mnogu nestabilen, silno reaktiven i lesno preminuva vo molekulski kislorod. Ozonot e silno oksidaciono sredstvo, gi uni{tuva bakteriite i zatoa ponekoga{ se koristi za dezinfekcija na vodata.

Kislorodot reagira so site elementi osven so nekoi blagorodni gasovi i gradi oksidi.

Sulfur

E hemiski element koj vo prirodata se nao|a vo slobodna i vo svrzana sostojba, vo vid na minerali kako sulfidi:

pirit

(

FeS 2

),

galenit

(

PbS

),

sfalerit

(

ZnS

), i kako sulfati:

gips

(

CaSO 4 . 2H 2 O

). Vo elementarna sostojba go ima okolu vulkanskite oblasti. Sulfurot e biogen element, i sostaven del na `ivata kletka i na nekoi belkovini, go ima vo naftata vo kameniot jaglen i dr. Svojstva na sulfur na obi~na temperatura e cvrsta, krta supstanca so `olta boja.

Poznati se pove}e alotropski modifikacii na sulfurot, od koi najzna~ajni se: rombi~en, monoklini~en i amorfen sulfur. Molekulite na sulfurot na obi~na temperatura se sostojat od osum atomi.

Upotreba

Sulfurot se upotrebuva vo industrijata na guma (slu`i za dobivawe na kau~uk), za dobivawe na

SO 2

, sulfatna kiselina.

sulfitna kiselina i Sulfurvodorod (

H 2 S

) se nao|a vo vulkanskite gasovi i vo nekoi mineralni vodi. Vo prirodata nastanuva pri gniewe na soedinenijata koi sodr`at sulfur. karakteristi~en neprijaten miris.

H 2 S

e bezboen gas so Sulfur (

IV

) oksid ili sulfurdioksid (

SO 2

) e anhidrid na sulfitna kiselina (

H 2 SO 3

):

SO 2 + H 2 O H 2 SO 3

Sulfur (

IV

) oksid e bezboen zadu{liv gas so krakteristi~en ostar miris.

Sulfur (

VI

) oksid ili sulfurtrioksid (

SO 3

)

e anhidrid na sulfatna kiselina ( H 2 SO 4 ). Se dobiva so oksidacija na sulfur (

IV

) oksid so vozdu{en kislorod na temp. od 400 do 600  C vo prisustvo na katalizator:

2SO 2 + O 2



2SO 3

Sulfitnata (sulfuresta) kiselina (

H 2 SO 3

)

vo ~ista sostojba ne mo`e da se izolira. e mnogu nestabilna i Gradi dva tipa soli: sulfiti i hidrogensulfiti.

Sulfatna (sulfurna) kiselina

( H 2 SO 4

). Se dobiva so rastvorawe na sulfur (

VI

) oksid vo voda:

SO 3 + H 2 O



H 2 SO 4

Industriski sulfatnata kiselina se dobiva na dva na~ina: kontaktna i nitrozna postapka.

Koncentrirana sulfatna kiselina (98%), pretstavuva gusta, bezbojna, viskozna te~nost so specifi~na masa od 1.84 g/cm 3 . Vo voden rastvor se odnesuva kako silna kiselina, ima svojstvo da ja vrzuva vodata i zatoa se koristi kako silno dehidrataciono sredstvo., pri {to se osloboduva golemo koli~estvo toplina .

Zatoa

nikoga{ voda

ne smee da se dodava vo kiselina, tuku obratno.

Tiosulfatna kiselina (

H 2 S 2 O 3

)

razlo`uva spored ravenkata: e mnogu nestabilna i lesno se

H 2 S 2 O 3 = SO 2 + S + H 2

Pirosulfatna kiselina

(H 2 S 2 O 7 )

nastanuva so rastvorawe na sulfur (

VI

) oksid vo koncentrirana sulfatna kiselina:

H 2 SO 4 + SO 3



H 2 S 2 O 7

Petta grupa na periodniot sistem

–

podgrupa

V

a

Ovie elementi se javuvaat kako negativno trivalentni, koga gradat soedinenija so popozitivni metali i so vodorodot. Pri svrzuvawe so kislorod, sulfur i halogenite elementi odnosno so ponegativni elementi od sebe, se javuvaat kako pozitivno tri i petvalentni.

Azot

Vo prirodata se javuva vo elementarna i vo svrzana sostojba .Vo elementarna sostojba najmnogu go ima vo vozduhot, okolu 78,1% (volumenski). Vo soedinenija e zastapen vo vid na {alitra.

(NaNO 3 ).

Toj e edna od najzna~ajnite biogeni elementi. Za laboratoriski potrebi, azotot se dobiva so zagrevawe na voden rastvor.

Za laboratoriski potrebi, azotot se dobiva so zagrevawe na voden rastvor od amonium nitrit ( razlo`uva spored ravenkata:

NH 4 NO 2

) koj e nestabilen i se

NH 4 NO 2 = N 2 + 2H 2 O

Po industriski pat se dobiva so preveduvawe na vozduhot vo te~na agregatna sostojba.

Svojstva na azotot

. E bezboen gas, bez miris i vkus, ne gori i ne go podr`uva goreweto, ne e otroven. Na obi~na temperatura se odnesuva kako inertni gasovi, dodeka negovata reaktivnost se zgolemuva na visoki temperaturi. Se upotrebuva za dobivawe na amonjak i kalcium cianamid. Soedineijata na azot so metalite se narekuvaat

nitridi

.

Amonjakot

se javuva vo prirodata pri raspa|awe na azotni organski soedinenija, go ima vo vulkanskite gasovi, vo gasot za osvetluvawe vo `ivotnite vo krvta i urinata i dr. amonjakot e bezboen gas so karakteristi~en ostar miris. Lesno se rastvora vo voda. Negovata temperatura na vriewe iznesuva -33 

C

, a temperaturata na topewe e -77,7 

C

. Se koristi vo fabrikite za fri`ideri i drugi uredi za ladewe. Se upotrebuva vo industrujata za dobivawe amoniumovi soli, koi se poznati kako ve{ta~ki |ubriwa, za dobivawe na nitratna kiselina

HNO 3

i na nejzinite soli, koi isto taka nao|aat primena kako ve{ta~ki |ubriwa vo zemjodelstvoto. Golemata rastvorlivost na amonjakot vo vodata, se objasnuva so sozdavawe na vodorodni vrski so molekulite na vodata.

Za razlika od ostanatite elementi od ovaa grupa, azotot gradi pet oksidi, so oksidacioni broevi od +1 do +5.

Azot

(I)

oksid

ili

diazotmonoksid

(N 2 O)

e bezboen gas so slatkast vkus. Pretstavuva neutralen oksid. Vo medicinata se upotrebuva kako anestetik.

Azot

(II)

oksid

ili

azotmonoksid

(NO)

e neutralen oksid. E bezboen gas, koj e mnogu toksi~en.

Azot(III)

oksid

ili

diazottrioksid

(N 2 O 3 )

e anhidrid na nitritna kiselina.

Azot

(IV)

oksid

ili

azotdioksid

(NO 2 )

e gas so crvenokafena boja koj e mnogu otroven.

Azot

(V)

oksid

ili

diazotpentaoksid

(N 2 O 5 )

na obi~na temperatura pretstavuva cvrsta bezbojna supstanca. Anhidrid e na nitratna kiselina .

Nitritna (azotesta) kiselina (

NHO 2

)

e mnogu nestabilna i lesno se raspa|a vo nitratna kiselina

(

HNO 3

),

azot( II ) oksid i voda:

3HNO 2 = HNO 3 + 2NO + H 2 O

Nitratna (azotna) kiselina

(HNO3)

vo prirodata e zastapena vo vid na nejzinite soli, poznati kako nitrati. Najpoznata nejzina sol e

~ilska {alitra

( NaNO 3 ). Nitratna kiselina se dobiva od nejzinite soli pod dejstvo na koncentrirana sulfatna kiselina:

NaNO 3 + H 2 SO 4 = HNO 3 + NaHSO 4

Industriski na~in za nejzino dobivawe e so oksidacija na sinteti~ki amonjak. Nitratnata kiselina e bezbojna, lesno isparliva te~nost, mnogu lesno se rastvora vo voda. Pri zagrevawe se razlo`uva na:

4HNO 3 = 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O

Fosfor

Vo prirodata se nao|a vo forma na svoite soedinenija. Naj~esto se sre}ava vo vid na mineralot fosforit

Ca 3 (PO 4 ) 2

, kako i vo vid na razni tipovi na mineralot apatit. Soedineijata na fosfor vleguvaat vo sostav na rastitelnite i `ivotinskite organizmi. Se dobiva od negovite rudi i toa naj~esto od fosforit, koga }e se pome{a so pesok

(SiO 2

) i koks povisoka temperatura:

(C),

bez prisustvo na vozduh i na

Ca 3 (PO 4 ) 2 + 3SiO 2 + 5C = 3CaSiO 3 + 2P + 5CO

Fosforot se javuva vo pove}e alotropski modifikacii, od koi najzna~ajni se dve: crven i bel fosfor.

Beliot fosfor e bezbojna

, prili~no meka, kristalna struktura. Ne se rastvora vo voda, a e rastvorliv vo jaglerod( IV ) sulfid

CS

2 . Sveti vo temnina so zelena svetlina. Mnogu e nestabilen duri i na obi~na temperatura. Mnogu e otroven.

Crveniot fosfor

na vozduh e postojan na obi~na temperatura. Se upotrebuva vo industrijata za izrabotka na kibriti. Druga poznata alotropska modifikacija na fosforot e

crniot fosfor

.

Fosforot so metalite gradi soedinenia koi se narekuvaat fosfidi, so vodorodot fosfini, dodeka so kislorodot gradi oksidi.

Fosfor

(III

)

oksid ili

dvafosfotrioksid (

P 4 O 6

) nastanuva so sogoruvawe na fosfor pri nedovolen pristap na vozduh na obi~na temperatura.

P 4 + 3O 2 = P 4 O 6

Pretstavuva bela kristalna struktura. Mnogu e otroven. So voda gradi fosfitna kiselina

H 3 PO 3

.

Fosfor(

V

)

oksid ili

dvafosfopentaoksid (

P 4 O 10

) nastanuva pri sogoruvawe na fosfor vo vozduh ili kislorod, so osloboduvawe na golemo koli~estvo toplina:

P 4 + 5O 2 = P 4 O 10

Fosfor ( V ) oksidot e cvrsta, bela supstanca. Toj e mnogu silno dehidrataciono sredstvo. Kako silno higroskopsko sredstvo fosfor ( V ) oksidot se upotrebuva za otstranuvawe na vlagata od vozduhot i od nekoi drugi gasovi. Vo zavisnost od koli~estvoto na vrzanata voda i temperaturata na reakcijata, gradi tri kiselini:

P 4 O 10 + 2H 2 O = 4HPO 3 –

metafosfatna kiselina Ova kiselina reagira so edna molekula voda i preminuva vo ortofosfatna kiselina:

HPO 3 + H 2 O = H 3 PO 4

Pri zagreavawe na dve molekuli od ortofosfatna kiselina se dobiva pirofosfatna kiselina i se osloboduva edna molekula voda:

2H 3 PO 4 = H 4 P 2 O 7 + H 2 O

Poznati soedinenija na fosforot so halogenite elementi se

fosfor

(III)

hlorid

PCl 3

Se dobiva so reakcija na stopen fosfor so hlor

2P + 3Cl 2 = 2PCl 3

i fosfor ( V ) hlorid

PCl 5

se dobiva koga na

PCl 3

se deluva so hlor:

PCl 3 + Cl 2 = PCl 5

Arsen

Vo prirodata se nao|a vo svrzana sostojba, vo svoite minerali: arsenolit (

A 4 O 6

),

arsenopirit

(

FeAsS

),

realgar (

AsS 4

)

minimalni koli~estva se nao|a i vo `ivite }elii.

i dr. Vo Arsenot se dobiva so redukcija na arsenot so jaglen:

As 4 O 6 + 6C = 4As + 6CO

Se javuva vo dve alotropski modifikacii: `olt i siv arsen. Poznato soedinenie na arsen so vodorod e arsenovodorod ( AsH 3 ), poznat i kako arsin. Toj e bezboen i mnogu otroven gas so miris na luk.So kislorodot gradi dva oksida: arsen ( III ) oksid ( As 4 O 6 ) i arsen ( V ) oksid ( As 4 O 10 ).

Arsen (

vozduh:

III

) oksid (

As 4 O 6

)

se dobiva so zagrevawe na arsen na

As 4 + 3O 2 = As 4 O 6

Toj pretstavuva bela kristalna supstanca i mnogu e otroven. Negovo trivijalno ime e arsenik ili mi{omor.

Vo voda malku se rastvara i dava arsenitna kiselina.

(H 3 AsO 3 ): As 4 O 6 + 6H 2 O = 4H 3 AsO 3 Arsen(V) oksid (As 2 O 5

ili

As 4 O 10 )

e nestabilno soedinenie i pri zagrevawe se razlo`uva na arsen (III) oksid i kislorod:

As 4 O 10



As 4 O 6 + 2O 2

Toj pretstavuva bela staklovidna materija, koja lesno ja odzema vlagata od vozduhot i preminuva vo arsenatna kiselina

(H 3 AsO 3 )

.

Arsenitna (arsenesta) kiselina (H 3 AsO 3 ) na arsen ( III ) oksid so voda: se dobiva pri reakcija

As 4 O 6 + 6H 2 O = 4H 3 AsO 3

Taa e amorfen elektrolit. Nejzinite soli se narekuvaat arseniti. Arsenatna (arsenova) kiselina (H 3 AsO 4 ) rastvorawe na nejziniot anhidrid As 4 O 10 se dobiva so so voda:

As 4 O 10 + 6H 2 O = 4H 3 AsO 4

Spored hemiskite svojstva e sli~na na fosfatnata kiselina.Gradi soli koi se narekuvaat

arsenati

.

Nekoi arsenovi soedinenija se upotrebuvaat vo zemjodelstvoto, kako insekticidi. Nekoi se upotrebuvaat i vo medicinata. Poznato e deka arsenovite soedinenija se otrovni.

^etvrta grupa na periodniot sistem podgrupa IV a

Postojat zna~ajni razliki vo svojstvata na ovie elementi.

C

i

Si

se nemetali, kaj Ge nemetalniot karakter e poslabo izrazen, a se javuvaat i nekoi metalni svojstva, dodeka

Sn

i

Pb

se tipi~ni metali.

C

i

Si

gradat soedinenija so kovalentna vrska, dodeka ostanatite elementi imaat tendencija za gradba na pozitivni joni. .

Site elementi od ovaa grupa, so vodorodot gradat hidridi od tipot

XH

4 , ~ija stabilnost opa|a so porastot na nivniot reden broj. Najstabilen e

CH

4 . Zaradi sposobnosta na jaglerodnite atomi me|usebno da se vrzuvaat, jaglerodot gradi golem broj hidridi kako: alkani, alkeni, alkini i aromati~ni jaglevodorodi.

Jaglerod

Jaglerodot e eden od osnovnite ~etiri elementi na site `ivi organizmi. Vo elementarna sostojba vo prirodata e zastapen vo oblik na dve kristalni alotropski modifikacii:

dijamant

i

grafit.

Vo atmosferata se nao|a vo vid na gas, CO 2 . Se sre}ava vo oblik na karbonati kako:

varovnik, mermer

(CaCO3),

magnezi

t (MgCO 3 ),

dolomit

(CaCO 3 .

MgCO 3 )

siberit

(FeCO 3 ) i dr.

Dijamantot

kristalizira vo oblik na oktaedar, a vo kristalnata re{etka jaglerodnite atomi se povrzani megusebno so kovalentna vrska. Se odlikuva so golema cvrstina. Dijamantot e dobar sprovodnik na toplina, a prakti~no ne sproveduva el. struja. Toj e hemiski inerten element.

Druga kristalna modifikacija na jaglerodot e

grafitot

. Vo prirodata se nao|a vo mnogu pogolemi koli~estva, otkolku dijamantot, i e raspostranet na mnogu mesta vo svetot.

E temno siva supstanca, so metalen sjaj. Mnogu e mek i mo`e da se se~e so no`. E dobar sprovodnik na elektri~na struja i toplina. Poradi negovata golema elektrosprovodlivost i hemiska otpornost, nao|a {iroka primena.

Dijamantot

i

grafitot

se dve kristalni modifikacii na jaglerodot, koi imaat razli~ni fizi~ki i hemiski svojstva, zaradi {to i nivnite kristali imaat razli~na vnatre{na struktura. Jaglerodot se javuva i kako

amorfen jaglerod

, koj se sostoi od ~esti~ki so grafitna struktura, a sodr`i i drugi elementi vo razli~ni koli~estva. Poznati vidovi na amorfen jaglerod se: aktiven jaglen, koks, ~ad i dr. Na obi~na temperatura e inerten element, no na zgolemena temperatura toj stapuva vo reakcija so nekoi nemetali i metali. Na visoka temperatura se odnesuva kako silno

redukciono sredstvo .

Soedinenijata na jaglerodot so nemetalite i so metalite, koi se elektropozitivni od nego, se narekuvaat

karbidi

. So kislorodot gradi pove}e oksidi od koi pozna~ajni se:

C 3 O 2

,

CO

i

CO 2

. Jaglerod suboksidot e nestabilen dodeka drugite dva oksida se stabilni.

Jaglerod ( II ) oksid ili jagleromonoksid ( CO )

e neutralen oksid, koj vo voda slabo se rastvora. Nastanuva so sogoruvawe na jaglerod vo ograni~eno koli~estvo na vozduh. Toj e bezboen gas, bez miris, otroven e, i polesen od vozduhot.

Jaglerod ( IV ) oksid ili jaglerodioksid ( CO 2 )

vo vozduh se sre}ava okolu 0.03%. Prisuten e vo mnogu izvori na mineralna voda, vo vulkanskite mesta, a nastanuva i pri di{eweto.

Industriski se dobiva so `arewe na varovnik na temperatura od 800  C:

CaCO 3



CaO + CO 2

Laboratoriski se dobiva vo Kipov aparat koga na mermer (varovnik), se deluva so hloridna kiselina:

CaCO 3 + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O + CO 2

Na obi~na temperatura pretstavuva bezboen gas. Toj e bez miris ne e otroven no vo negovo prisustvo ~ovekot mo`e da se zagu{i, zaradi otsustvo na kislorod. So ladewe i pod pritisok mo`e da se pretvori vo te~na agregatna sostojba. So naglo isparuvawe te~niot agregatna sostojba

CO 2

, se pretvora vo cvrsta (-78.7

 C), t.n. “suv mraz” koj se upotrebuva kako sredstvo za ladewe.

Se upotrebuva za proizvodstvo na soda-voda i na gazirani osve`uva~ki pijalaci, za gasewe na po`ari, bidej}i ne gori i ne go podr`uva goreweto. Jaglerod ( VI ) e kisel oksid i e anhidrid na karbonatnata kiselina:

CO 2 + H 2 O



H 2 CO 3

Ramnote`ata vo ovaa reakcija e pomestena mnogu na levo, bidej}i samo 1% od rastvoreniot

CO 2

kiselina, a drugite 99% od

CO 2

reagira so vodata i dava se rastvoreni i se vo molekulska forma.

Karbonatna (jaglerodna) kiselina (H 2 CO 3

) e slaba dvobazna kiselina, koja e nestabilna i lesno se razlo`uva na

CO 2

i

H 2 O

.

Jaglerod (IV) sulfid ili jaglerodisulfid (CS 2 )

nastanuva pri direktna reakcija na jaglerod so sulfur na visoka temperatura:

C + 2S



CS 2

Toa e bezbojna, lesno isparliva toksi~na te~nost. Nejzinite parei vo smesa so vozduhot se eksplozivni. Vo voda e slabo rastvorliva. Se upotrebuva kako rastvoruva~ vo hemijata, a se upotrebuva i kako insekticidno sredstvo vo zemjodelstvoto.

Jaglerod (IV) hlorid ili jaglerodtetrahlorid ( CCl 4 )

pretstavuva bezbojna te~nost so prijaten miris. Se koristi kako dobar rastvoruva~ na mastite i maslata.

Cijanovodorod

(HCN

) e bezboen otroven gas so miris na gor~liv badem. Se rastvara vo voda i gradi cijanidna kiselina (

HCN

).

Ovaa kiselina e slab elektrolit. Gradi soli koi se narekuvaat cijanidi.

Cijanatna (cijanska) kiselina (HOCN)

e mnogu nestabilna i e slab elektrolit. Gradi soli cijanati.

Tiocijanatnata kiselina

( HSCN )

e poznata kako

tiocijanska

ili

rodanidna kiselina.

Taa spa|a vo grupata na silni elektroliti. Gradi soli tiocijanati ili rodanidi.

Silicium (Si)

Po kislorodot

Si

e najrasprostranet element vo prirodata. Se javuva samo vo oblik na svoite soedinenija i toa glavno vo forma na razni silikati. Sostaven del e na silikatnite karpi, vo vid na ortoklas (

K 2 Al 2 Si 6 O 6

),

.

2H 2 O

) kaolin (

H 4 Al 2 Si 2 O

) ili (

Al 2 O 3 .

2SiO 2

i dr. Vo mali koli~estva e zastapen i vo rastitelnite i vo `ivotinskite organizmi. Siliciumot vo elementarna sostojba se dobiva so redukcija na kvarcen pesok

( SiO 2 ),

temepratura: na visoka

SiO 2 + 2Mg = 2MgO + Si

Postojat dve alotropski modifikacii na silicium:

kristalen

i

amorfen

silicium. I dvete modifikacii imaat visoka temperautra na topewe, koja iznesuva 1420  C . Kristalniot silicium e so temnosiva boja, metalen sjaj i ima golema cvrstina. Toj slabo sprovoduva elek. struja, a mnogu dobro toplina. Amorfniot silicium e temnokafen prav koj ne sproveduva el. Struja. Na obi~na tmperatura Si e hemisko slabo reaktiven, a od negovite dve alotropski modifikacii, poaktiven e amorfniot Si . Na obi~na temperatura Si reagira samo so fluorot i gradi SiF 4 . Na visoka temperatura siliciumot se soedinuva so metalite i gradi soedinenija silicidi, vo koi se javuva kako negativno -4. So jaglerod gradi soedinenie silicium karbid (

SiC

), poznat pod imeto

karborundum

.

Soedinenijata na silicium so vodorod se narekuvaat silikovodorodi ili silani, koi po svojata struktura i nomenklatura se sli~ni so zasitenite jaglevodorodi.

Si

so kislorod go gradi soedinenieto silicium (

IV

) oksid. Najzna~ajna kristalna modifikacija na

SiO 2

e kvarc. Od SiO 2 se izveduvaat nekolku kiselini, koi se razlikuvaat edna od druga, po razli~noto koli~estvo voda, {to go sodr`at vo svojata molekul;a: H 2 SiO 3 - metasilikatna kiselina H 4 SiO 4 - ortosilikatna kiselina H 2 Si 2 O 5 - metadisilikatna kiselina H 6 Si 2 O 7 - ortodisilikatna kiselina

Metasilikatna kiselina (H 2 SiO 3

) ~esto se sre}ava kako silikatna kiselina. Taa ne se javuva vo monomolekulska forma tuku kako polimer

(H 2 SiO 3 )x

. E te{ko rastvorliva vo voda i dava kolidni rastvori, koi se narekuvaat hidrozoli, i kolidni talozi poznati pod imeto hidrogeli. Gradi soli metasilikati ili silikati.

Ortosilikatna (ortosiliciumova) kiselina

(

H 4 SiO 4

) ne e poznata vo slobodna sostojba, pove}e se poznati nejzinite soli ortosilikati. Taa lesno gubi voda i minuva vo metasilikatna kiselina.

Dimetasilikatna (dimetasiliciumova) kiselina

(

H 2 Si 2 O 5

) kako i ortosilikatnata kiselina ne e poznata vo slobodna sostojba, no poznati se nejzinite soli. Takov e na primer mineralot talk.

Ortodisilikatna (ortodisiliciumova) kiselina

(

H 6 Si 2 O 7

).

taka i ovaa kiselina ne e poznata vo slobodna sostojba, Isto me|utoa poznati se nejzinite soli, kako {to e na pr. skandium ortodisilikatot slo`eni silikati.

(

Sc 2 Si 2 O 7

). Prirodnite silikati se delat na prosti i

Elementi od I a podgrupa na periodniot sistem

Metalite od ovaa podgrupa se so kristalna struktura, so metalen sjaj i so meka konzistencija, taka {to mo`at da se se~at i so no`. Vrednostite za nivnata elektronegativnost se mnogu mali i nivnite atomi ne mo`at da primaat elektroni. Tie se mnogu reaktivni hemiski elementi i se vbrojuvaat vo grupata na mnogu silni redukcioni sredstva. Zaradi golemata hemiska aktivnost, tie vo prirodata se nao|aat isklu~ivo vo svrzana sostojba, vo vid na soedinenija.

Natrium

E alkalen metal, koj e dosta rasprostranet vo prirodata isklu~ivo vo forma na soedinenija, a ne vo slobodna sostojba. Toj e sostaven del na razni silikatni minerali, so ~ie raspa|awe i pretvorawe vo forma na rastvorlivi soli e prisuten vo ezerata, moriwata okeanite i toa vo najgolemi koli~estva vo vid na

NaCl

.

Vo forma na hlorid vo prirodata se sre}ava kako mineral halit ili kamenska sol, vo vid na rudni naslagi. Natriumot vo prirodata vo prirodata e zastapen i vo forma na

NaNO 3

, natrium karbonat

Na 2 CO 3

(

Na 2 SO 4 . 10H 2 O

), ~ilska {alitra i dr. Vo elementarna sostojba se dobniva so elektroliza na stopen

NaCl

ili

NaOH

.

Natriumot energi~no reagira so vodata, pri {to se dobiva natriumova baza i vodorod vo elementarna sostojba, i pri toa se osloboduva toplotna energija:

2Na + 2H2O = 2NaOH + H 2 + 171J

Natriumot na zgolemena temperatura reagira so vodorodot i se dobiva natium hidrid (

NaH

).

2Na + H 2 = 2NaH

Natrium oksid ( Na 2 O )

nastanuva pri sogoruvawe na natium vo vozduhot. Natrium oksid e bela cvrsta supstanca, koja energi~no reagira so vodata i dava natriumova baza:

Na 2 O + H 2 O = 2NaOH Natrium peroksid

(

Na 2 O 2

) nastanuva so sogoruvawe na natrium vo ~ist kislorod. Reakcijata e egzotermna i se osloboduva toplina:

2Na + O 2 = Na 2 O 2 + 519 J

Natrium peroksid e `oltenikav prav. Se upotrebuva kako silno oksidaciono sredstvo i kako sredstvo za belewe.

Natrium hidroksid

ili

natriumova baza (NaOH

) e edno od najzna~ajnite soedinenija na natriumot. Taa e edna od najsilnite bazi, koja vo voden rastvor se jonizira okolu 90%. Postojat pove}e laboratoriski na~ini za nejzino dobivawe na pr. koga na voda se deluva so elementaren natrium, so natrium oksid i so natrium peroksid.

Tehni~ki se dobiva so elektroliza na

NaCl

. Pri toa na katodata se oddeluva elementaren

Na

, a na anodata elementaren

Cl

. Drug tehni~ki metod za dobivawe na

NaOH

e pri dejstvo na kalciumova baza, poznata pod imeto varno mleko

Ca(OH) 2

, so natrium karbonat koj u{te se narekuva soda .

Na 2 CO 3

: Natrium hidroksid e bela, cvrsta, kristalna supstanca koja lesno se rastvora vo voda i pri toa se osloboduva golemo koli~estvo toplina. Mnogu e higroskopna i pri stoewe na vozduh lesno ja vpiva vlagata

kausti~na

i

CO 2

od vozduhot. Nejzinoto trivijalno ime e ili

kamena soda

.

Natrium hidroksidot e mnogu toksi~na supstanca. Se primenuva vo industrijata za hartija, sapuni, ve{ta~ka svila, celuloza i vo hemiskite laboratorii kako reagens.

Natrium hlorid (NaCl)

e poznata natriumova sol, koja vo prirodata, vo rastvorena sostojba e prisutna vo solenite ezera i moriwata a vo kristalna sostojba se sre}ava vo vid na mineralot

halit

. Se upotrebuva vo industrijata za dobivawe na holridna kiselina, elementaren hlor, natrium karbonat, natrium hidroksid i dr.

Natrium karbonat ( Na 2 CO 3 )

postoi vo vid na bezvoden Na 2 CO 3 poznat kako kalcinirana soda i kristalen natrium karbonat Na 2 CO 3 .

10H 2 O poznat kako

kristalna soda

. Se koristi za dobivawe na: natriumova baza, boraks, staklo, natrium nitrat i dr.

Natrium hidrogenkarbonat (NaHCO 3

) ili soda bikarbona e sitno kristalen bel prav, prakti~no nerastvorliv vo voda. Toj e sostaven del na pra{okot za pecivo.

Natrium sulfat (Na 2 SO 4

) se javuva kako bezvoden natrium sulfat (Na2SO4) i kristalen natrium sulfat (Na 2 SO 4 . 10H 2 O), koj e poznat pod ime “ Glauberova sol ” .

Vo prirodata se nao|a rastvorena vo nekoi ezera vo Kanada i Rusija. Se primenuva vo industrijata za proizvodstvo na: staklo, boja, tekstil i hartija.

Natrium tiosulfat (Na 2 S 2 O 3 . 5H 2 O)

se upotrebuva vo analiti~kata hemija kako reagens i vo tehnikata za izrabotka na fotografii.

Natrium nitrat (NaNO 3 )

vo prirodata se sre}ava kako mineral, poznat pod imeto “ ~ilska {alitra ” .

Se primenuva vo zemjodelstvoto kako mnogu zna~ajno azotno |ubre, a se primenuva i pri proizvodstvo na eksplozivi.

Kalium

Vo prirodata se naoga vo vid na negovite soli i toa glavno vo zemjinata kora, za razlika od natriumot, koj e zastapen vo golemi koli~estva vo morskata voda. Poznati minerali na kaliumot se:

silvin

( KCl ),

karnalit

( KCl . MgCl 2 minerali se upotrebuvaat kako ve{ta~ki |ubriwa.

.

6H 2 O ) i dr. Ovie Vo elementarna sostojba se dobiva so elektroliza na kalium hidroksid. Kalium e metal so srebrenobela boja i e polesen od vodata. Kako i natriumot toj reagira so vodata i dava

KOH

i

H 2

.

2K + 2H 2 O = 2KOH + H 2

Kalium hidrid ( KH) se dobiva pri reakcija na stopen kalium so voda. Toa e soedinenie vo koe vodorodot e negativno ednovalenten. Kaliumot so kislorodot gradi tri oksida: kalium oksid ( K 2 O ), kalium peroksid ( K 2 O 2 ) i kalium superoksid ( KO 2 ).

Kalium oksid (K 2 O)

nastanuva so oksidacija na kalium vo vozduhot. Toa e bela kristalna supstanca. Kalium oksidot burno reagira so vodata i se obrazuva kalium hidroksid, pri {to se osloboduva izvesno koli~estvo toplina.

K 2 O + H 2 O = 2KOH Kalium peroksid (K 2 O 2 )

nastanuva so sogoruvawe na kalium oksid vo prisustvo na kislorodot od vozduhot.

Kalium superoksid (KO 2 )

se dobiva so sogoruvawe na elementaren kalium vo struja na kislorod, ili vozduh:

K + O 2 = KO 2

Kalium superoksidot e `olta, cvrsta supstanca, koja pretstavuva silno oksidaciono sredstvo.

Kalium hidroksid ( KOH )

ili kaliumova baza se dobiva so elektroliza na kalium hlorid, po sli~na postapka kako i za natrium hidroksid. Toa e bela, kristalna supstanca, lesno rastvorliva vo voda, pri {to se osloboduva toplina. Se vbrojuva me|u najsilnite bazi. Toj e mnogu higroskopna supstanca. Se upotrebuva za dobivawe na meki kaliumovi sapuni.

Kalium hlorid ( KCl )

e edna od najzna~ajnite kaliumovi soli. Se primenuva vo zemjodelstvoto kako ve{ta~ko kaliumovo |ubre, za elektroliti~koto dobivawe na kalium hidroksid i za dobivawe na kaliumova {alitra ( KNO 3 ).

Kalium karbonat ( K 2 CO 3 )

e poznat pod imeto pota{a. Toj e osnoven del na pepelot od rastenijata. Se upotrebuva kako kaliumovo |ubre, kako i vo proizvodsrvoto na

kaliumovo te{ko toplivo staklo

. Ima sli~ni svojstva na natrium karbonat. Kalium karbonatot e otrovna supstanca.

Kalium sulfat (K 2 SO 4

) e bela, kristalna supstanca, te{ko rastvorliva vo voda. Se primenuva vo zemjodelstvoto kako ve{ta~ko |ubre, a isto taka i za proizvodstvo na kaliumova stipsa.

Kalium nitrat (KNO 3

) e poznat pod imeto

kaliumova {alitra

primenuva kako kombinirano kaliumovo i azotno ve{ta~ko . Se |ubre, a isto taka i za konzervirawe na meso.

Kalium permanganat (KMnO 4 )

se javuva vo vid na kristali so temno violetova boja. Toj e mnogu silno oksidaciono sredstvo. Razreden rastvor od kalium permanganat se upotrebuva kako dezinfekciono sredstvo.

Elementi od Ib pogrupa na periodniot sistem

Razlikata pome|u ovie elementi i alkalnite metali, e vo toa {to tie vo pretposledniot sloj sodr`at po 18 elektroni, dodeka alkalnite metali sodr`at po osum elektroni. Se vbrojuvaat vo grupata na polublagorodni ( Cu) i blagorodni ( Ag i Au ) metali.

Bakar

Vo prirodata vo slobodna sostojba se nao|a mnogu malku. No zatoa mnogu pove}e vo vid na negovite rudi:

malahit

( Cu(OH) 2 .

CuCO 3 ),

halkozin

( Cu 2 S),

kuprit

( Cu 2 O)

,

halkopirit

( CuFeS 2 ) i dr. Bakarnite soedinenija vo minimalni koli~estva se zastapeni vo rastitelnite i `ivotinskite organizmi i zatoa bakarot se vbrojuva vo grupata na mikroelementi.

Bakarot od oksidnite rudi se dobiva so `arewe vo visoki pe~ki, vo prisustvo na koks, ili od sulfidnite rudi, so oksidacija vo prisustvo na kislorod. Bakarot e metal so svetlocrvena boja, i e mnogu dobar sprovodnik na elektri~na struja i toplina. Relativno e mek, koven i plasti~en. Lesno se izvlekuva vo tenki liv~iwa. Hemiski ne e mnogu aktiven. Se rastvora vo koncentrirana sulfatna kiselina pri zagrevawe.

Cu + H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Toj mnogu lesno reagira so nitratna kiselina, bilo da e koncentrirana ili razredena.

3Cu + 8HNO 3 = 3Cu (NO 3 ) 2 + 4H 2 O + 2NO

Bakarot e postojan na suv vozduh. Se upotrebuva vo elektrotehnikata za izrabotka na elektrosprovodnici, vo ma{inogradbata za izrabotka na kotli i razni delovi od ma{ini.

Se upotrebuva za dobivawe na razni leguri (mesing, bronza i dr). Gradi soedinenija so oksidacionen broj +1 i soedinenija so oksidacionen broj +2.

Bakar ( I) oksid (Cu 2 O )

mineralot kuprit (Cu 2 O ).

vo prirodata e zastapen vo vid na Toj e bazen oksid. E nerastvorliv crven prav koj se upotrebuva kako crvena boja vo industrijata za staklo.

Bakar (II ) oksid ( CuO)

e bazen oksid, koj pretstavuva crn amorfen prav, nerastvorliv vo voda, a lesno rastvorliv vo kiselini, pri {to gradi soodvetni bakar (II ) soli:

CuO + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O

Se upotrebuva vo industrijata za boewe na glazuri i staklo vo sina ili zelena boja i kako oksidans vo organska hemija.

Bakar (II) hidroksid (Cu(OH) 2 se dobiva pri dejstvo na alkalni hidroksidi na rastvor od nekoja bakar (II ) sol, pri {to se oddeluva sin talog od Cu(OH) 2 :

CuSO 4 + 2NaOH = ↓Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4

Bakar( II) hlorid (CuCl 2

) se dobiva so rastvorawe na bakar (II) oksid vo hloridna kiselina i pri toa se dobivaat zeleni kristali vo forma na kristalohidrat

Bakar (II) sulfid (CuS)

(CuCl 2 . 2H 2 O).

se dobiva so voveduvawe na sulfuvodorod vo rastvor na nekoja bakarna sol, pri {to bakar (II) sulfidot se izdvojuva vo vid na crn talog:

CuSO 4 Bakar + H (II) 2 S = ↓CuS + H 2 sulfat pentahidrat SO 4 (CuSO 4 . 5H 2 O)

e najzna~ajna bakarna sol. Se dobiva so rastvorawe na bakar( II ) oksid vo sulfatna kiselina:

CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O

Se javuva vo vid na prosirni kristali so azurna boja. Trivijalnoto ime na ovaa sol e sin kamen ili modra galica . Na povisoki temperaturi go gubi vodata i preminuva vo anhidrid.

Elementi od II a podgrupa na periodniot sistem

Ovie elementi se poznati pod imeto zemnoalkalni metali. Atomite na zemnoalkalnite metali vo najvisokoto energetsko nivo imaat po dva s -elektroni: ns 2 . So svoite soedinenija se javuvaat kako pozitivno dvovalentni katjoni, i imaat oksidacionen broj +2. Ovie elementi se mnogu reaktivni zaradi toa vo prirodata ne se nao|aat vo slobodna sostojba, tuku vo forma na svoite soedinenija.

Magnezium

E hemiski element koj e dosta rasprostranet vo prirodata. Se sre}ava vo vid na svoite soedinenija, vo slednive rudi: Magnezit (

MgCO 3

), dolomit

(CaCO 3 . MgCO 3 )

i dr. Se nao|a vo morskata voda vo vid na magnezium hlorid ( MgCl 2 ) i magnezium sulfat (MgSO 4 ). E zna~aen biogen element i e sostaven del na `ivite }elii i hlorofilot.

Toj e srebrenobel metal, koj na povr{inata ima tenok sloj od magnezium oksid, koj go {titi od ponatamo{na oksidacija. E mnogu aktiven hemiski element. Ako se zapali na vozduh energi~no sogoruva so zaslepuva~ka, bleskava svetlina, bogata so ultravioletovi zraci. Pritoa magneziumot preminuva vo magnezium oksid spored slednava reakcija:

2Mg + O2 = 2MgO + 493,7 kJ/mol

Elementaren magnezium vo metalurgijata se upotrebuva za izrabotka na leguri. Mg gradi pove}e soedinenija, me|u koi pozna~ajni se:

MgO

se dobiva so sogoruvawe na magnezium vo prisustvo na vozduh, a isto taka i so zagrevawe na magnezium karbonat na visoka temperatura:

MgCO3



MgO + ↑CO 2

MgO pretstavuva bel prav, te{ko rastvorliv vo voda, a lesno rastvorliv vo kiselini. Vo medicinata se koristi kako antidot pri truewe so kiselini.

Magnezium hidroksid (Mg(OH) 2

e magneziumova baza koja se dobiva pri rastvorawe na magnezium oksid vo voda. Pritoa zaradi malata rastvorlivost na MgO se dobiva mnogu razreden rastvor. Drug na~in za negovo dobivawe e koga na rastvor od magneziumovi soli se dejstvuva so nekoja baza:

MgCl 2

MgO

+ 2NaOH = Mg(OH) 2 + 2NaCl

e amorfen, bel prav koj mnogu malku se rastvara vo voda. Vo medicinata se upotrebuva pri truewe so kiselini kako protivotrov (laksativ), vo vid na voden rastvor.

Magnezium hlorid ( MgCl 2 )

se nao|a vo morskata voda. Pretstavuva kristalna, silno higroskopska supstanca, mnogu lesno rastvorliva vo voda.

Magnezium karbonat ( MgCO 3 )

me|utoa ako vo vodata ima CO 2 magnezium bikarbonat: prakti~no e nerastvorliv vo voda se rastvara i preminuva vo

MgCO 3 + H 2 O + CO 2

Zaedno so Ca(HCO 3 ) 2

= Mg(HCO 3 ) 2

se naogaat vo prirodnite vodi kaj koi zaradi prisustvoto na ovie soli se javuva t.n. Preodna tvrdost na vodata.

Magnezium sulfat (MgSO 4 )

zaedno so kalcium sulfat u~estvuva vo sozdavaweto na postojana tvrdost na vodata. Vo forma na kristalohidrat MgSO 4 .

7H 2 O se narekuva gorska sol.

Se upotrebuva vo medicinata kako laksativ i kako antidot.

Kalcium

E ednen od najrasprostranite elementi vo prirodata vo forma na svoite soedinenija, i toa: varovnik, kalcit, mermer kreda gips i dr. Elementaren kalcium se dobiva so elektroliza na smesa od kalcium hlorid i ka;cium fluorid. E sjajen srebrenobel metal i po cvrstina e blizok so olovoto. Vo negovite soedinenija se javuva vo oksidaciona sostojba +2.

Kalcium hidrid ( CaH 2 )

se dobiva pri reakcija na vodorod so elementaren kalcium na zgolemena temperatura. CaS2 e bela kristalna struktura, koja burno reagira so vodata i pri toa se oddeluva elemntaren vodorod. Drugi pova`ni soedinenija na

Ca

se

CaN 2

kalcium nitrid, kalcium carbid

CaC 2

cijanamid CaCN 2 .

i kalcium

Kalcium oksid CaO

e poznat pod imeto

negasena var

. Se dobiva so zagrevawe na varovnik, na temp. Od 800 do 1000  C , spored slednava reakcija:

CaCO 3



CaO + ↑CO 2

CaO e bela cvrsta supstanca, koja se odlikuva so mnogu visoka temperatura na topewe. E higroskopska supstanca i so voda burno reagira pretvoraj}i se vo kalcium hidroksid, pri {to se osloboduvua golemo koli~estvo na toplina.

CaO + H 2 O = Ca(OH) 2 + 67KJ

CaO ima {iroka primena. Taka osven za dobivawe na kalcium hidroksid se koristi i vo industrijata za staklo, a isto taka kako ve{ta~ko gubre vo zemjodelstvoto.

Kalcium hidroksid

na CaO

Ca(OH) 2

ili gasena var se dobiva pri dejstvo vo voda. Kalcium hidroksid mnogu malku se rastvara vo voda i pri toa dobieniot voden rastvor varna voda, reagira mnogu bazno preminuva vo gusta bela masa.

Kalcium hlorid (CaCl 2 )

se naoga vo morskata voda i vo nekoi mineralni vodi. Lesno se rastvara vo voda. Se javuva kako kristalo hidrat CaCl 2 . 6H 2 O .

Bezvoden kalcium hlorid e mnogu higroskopna supstanca i se upotrebuva vo laboratoriite za su{ewe na razni hemiski supstanci.

Kalcium karbonat ( CaCO 3 )

se javuva vo mnogu mineralni formi. Vo voda e nerastvorliv. Me|utoa kalcium karbonatot mnogu lesno se rastvara vo voda koja vo sebe sodr`i rastvoren CO 2 .

toa se sozdava kalcium hidrogenkarbonat Ca(HCO 3 ) 2 , Imeno pri koj pretstavuva kisela sol, lesno rastvorliva vo voda: .

CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Ca(HCO 3 ) 2

Zaedno so magnezium hidrogen karbonat

Mg(HCO 3 ) 2

se soli koi ja uslovuvaat privremenata tvrdost na vodata. Postoi i t.n. postojana tvrdost na vodata. Pri~initeli na postojana na tvrdost na vodata se solite na kalcium sulfat

Kalcium sulfat (CaSO 4 ) CaSO 4

i

MgSO 4 .

se javuva kako bezvoden anhidrid (CaSO4) i kako gips

Super fosfat Ca(H 2

(CaSO 4

PO 4 ) 2 .

. 2H 2 O).

Slabo e rastvorliv vo voda.

H 2 O + 2CasO 4 . 2H 2 O

e ve{ta~ko gubre koe se dobiva koga mineralot fosforit se deluva so sulfatna kiselina.

Hlorna var

hipohlorit

Ca(ClO) 2 Ca(ClO) 2 + CaCl 2

pretstavuva smesa od kalcium i kalcium hlorid

CaCl 2 .

Se dobiva pri dejstvo na elementaren hlor so kalcium hidroksid. Se upotrebuva za dezinfekcija i belewe.

Elementi od II b podgrupa na periodniot sistem

Metalniot karakter na ovie elementi e poslabo izrazen od zemnoalkalnite metali. Tie pote{ko se oksidiraat od niv i gradat hidroksidi koi se zna~itelno poslabi bazi od hidroksidite na zemnoalkalnite metali. Spa|aat vo grupata na te{ki metali, dodeka oksidacioniot broj na

Zn

i

Cd

e +2 a na

Hg

+1 i +2.

Cink

Vo prirodata se nao|a vo forma na svoite soedinenija kako: smitsonit (

ZnCO 3

) i sfalerit (

Zns

).

Vo elementarna sostojba cinkot se dobiva so pr`ewe od negovite rudi. Cinkot e sivkasto bel metal, koj na vozduh poleka se oksidira. Toj e dobar sprovodnik na el. struja i toplina. Reagira so razredeni mineralni kiselini i pri toa se sozdava soodvetna sol i se osloboduva vodorod:

Zn + H2SO4 = ZnSO 4 +



H 2

Cinkot se rastvara i vo alkalni hidroksidi i gradi cinkatni soli. Ovie reakcii uka`uvaat na toa deka cinkot e amfoteren element.

Cinkot se upotrebuva za pravewe na leguri, kako {to se na pr.mesing, novo srebro itn. Bidej}i na vozduh na povr{ina od cinkot se sozdava tenok sloj od ZnO koj ne podlegnuva na oksidacija , se upotrebuva za pocinkuvawe. Cinkot e zna~aen mikroelement, koj vo mali koli~estva e zastapen vo rastitelnite i `ivotinskite organizmi

.

Cink (I) oskid (ZnO)

se dobiva so direktno soedinuvawe na cink so kislorod ili so zagrevawe na zink( II ) hidroksid

2Zn + O 2 = 2ZnO Zn(OH) 2 = ZnO + H2O

Cink ( II ) oksidot e bel prav, nerastvorliv vo voda, se upotrebuva kako mineralna bela boja poznata pod imeto

cinkovo belilo

ili “

cinkvajs ”

.

Vo medicinata se koristi vo oblik na cinkova mast, bidej}i deluva antisepti~ki.

Cink ( II ) hidroksid Zn(OH) 2

nastanuva so talo`ewe na cinkovi soli so alkalni bazi, pri {to se javuva vo vid na bela, piviesta masa.

Zn(OH) 2 Zn(OH) Zn(OH) 2 2

reagira so silni kiselini i silni bazi i gradi soodvetni soli i cinkati:

+ 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O + 2NaOH = Na 2



Zn(OH)



4

natrium tetrahidroksocinkat

(II

)

Cink( II ) hlorid ( ZNCl 2 )

kako kristalen

ZnCl 2

se javuva kako bezvoden cink

. 2H 2 O .

Bezvodniot

ZnCl 2 (II

) hlorid

(ZnCl 2

) i e mnogu higroskopen i se koristi kako sredstvo za dehidratacija.

Zink(

II

) sulfat (

ZnSO 4

) od koncentriran voden rastvor se talo`i vo vid na bezbojni kristali vo forma na

ZnSO 4 .

7H 2 O

, poznat pod imetobela galica. Se upotrebuva za dobivawe na bela maslena boja.

 

Elementi od IIIa podgrupa na periodniot sistem

Site elementi od ovaa podgrupa se izraziti metali. Isklu~ok e bor koj e nemetal. Ovie elementi spa|aat vo grupata na

p

-elementi. Vo soedinenijata se javuvaat vo oksidaciona sostojba +3, dodeka

Ga, In

i

Ta

gradat soedinenija so oksidaciona sostojba +1 i +2.

 

Bor

( Vo prirodata se nao|a isklu~ivo vo svrzana sostojba, vo oblik na svoite minerali, od koi najzna~ajni se: sasolin

H 3 BO 3

), boratna kiselina, boraks boracit (

2Mg 3 B 8 O 15 . MgCl 2

).

(

Na 2 B 4 O 7 . 10H 2 O

) i

Vo mali koli~estva e zastapen vo po~vata i vo nekoi rastenija. Borot e nemetal i se javuva vo amorfen i kristalen oblik . Na obi~na tempretura borot e inerten element, a na visoka temperatura reagira so metalite i gradi boridi na pr

Mg 3 B 2

. Pri obi~ni uslovi borot reagira. Pri obi~ni uslovi borot reagira so konc. Nitratna i sulfatna kiselina, koi go oksidiraat do boratna kiselina:

B + 3HNO 3 = H3BO3 + 3NO 2 2B + 3H 2 SO 4 = 2H 3 BO 3 + 3SO 2

Isto taka borot reagira i so koncentrirani alkalni bazi i se

.

osloboduva vodorod i sol na metaboratna kiselina:

2B + 2KOH + 2H 2 O = 2KBO 2 + 3H 2

  Bor(III) oksid (B 2 O 3 ) se dobiva so zagrevawe na bor so kislorod ili so dehidratacija na boratna kiselina na visoka temperatura (nad 500  C):

2H 3 BO 3 = B 2 O 3 + 3H 2 O

 Bor(III) oksid e anhidrid na boratna kiselina. Toj e mnogu higroskopna supstanca.

 Ortoboratna (borna) kiselina elektrolit. Pri zagrevawe na 100 preminuva na metaboratna kiselina mrsni pri dopir (H 3  BO 3 ) e mnogu slab C, gubi voda i (HBO 2 ).

Se javuva vo forma na lu{pesti, prosirni kristali so bela boja, koi se

Metaboratna (metaborna) kiselina ( HBO 2 )

nastanuva so zagrevawe na ortoboratna kiselina na 100 

C

. Gradi soli metaborati. Pri rastvorawe so voda stanuva metaboratna kiselina.

Tetraboratna (tetraborna) kiselina ( H 2 B 4 O 7

) ne e poznata. Popoznata e nejzinata natriumova sol, natrium tetraborat ili

boraks

. Ima {iroka primena vo industrijata za sapun, hartija i vo analiti~kata hemija, kako reagens.

Aluminium

Vedna{ po kislorodot i Si e najrasprostranet element vo prirodata. Se javuva vo pogolemi koli~estva vo forma na svoite soedinenija i toa vo oblik na aluminium silikati, minerali od grupata na felspat, kako

ortoklas

(

K 2 Al 2 Si 6 O 16

),

albit

(

Na 2 Al 2 Si 6 O 16

).

Proizvodi na raspa|aweto na aluminium silikatnite minerali se kaolin (

Al 2 O 3 .

2SiO 2 .

2H 2 O

) i drugi razni vidovi glina. Drugi poznati minerali na aluminiumot se: korund (

Al 2 O 3

), boksit (

Al 2 O 3 .

H 2 O

) i kriolit. Elementaren aluminium se dobiva so redukcija na mineralot boksit pod dejstvo na el. struja. Aluminiumot e srebrenobel metal, koj e dobar sprovodnik na el. struja i toplina. Toj e mnogu koven i lesno rastegliv metal. Pri stoewe na vozduh na povr{inata se sozdava tenok sloj od

Al 2 O 3

koj go {titi od ponatamo{na oksidacija.

Elementaren

Al

ima amfoterni svojstva. Reagira so kiselini i gradi soodvetni soli:

2Al + 6HCl = 2AlCl 3 +



3H 2

Isto taka reagira i so bazite gradej}i soli aluminati:

2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2



NaAl(OH) 4



+



3H 2

Natrium tetraoksoaluminat (

III

) Aluminiumot nao|a {iroka primena za pravewe razni leguri.

Aluminium (III ) oksid ( Al 2 O 3 )

vo prirodata se nao|a vo vid na mineralot korund, a mo`e da se dobie i so `arewe na

Al (OH) 3

:

2Al(OH) 3 = Al 2 O 3 + 3H 2 O

Na ovoj na~in dobieniot

Al 2 O 3

koj e nerastvorliv vo voda. pretstavuva bel, amorfen prav,

   Isto taka postoi i kristalen golema cvrstina, bliska so cvrstina na dijamantot, i zatoa se upotrebuva za se~ewe metali i staklo. Se javuva vo vid na bezbojni i oboeni kristali. Oboenite kristali se upotrebuvaat kako skapoceni kamewa: rubin(crven), smaragd(zelen), topas(`olt), ametist(violetov) i dr.

Al 2 O3

, koj se odlikuva so safir(sin),

Aluminium(III) hidroksid Al(OH)

na nekoja aluminiumova sol so amoniumova baza, vo vid na pivtiest talog (gel):

3

se dobiva pri reakcija

AlCl 3 + 3NH 4 OH = Al(OH) 3 +3NH 4 Cl



Al(OH) 3

bazi. e amfoterno soedinenie reagira i so kiselini i so

Aluminium( III ) hlorid (AlCl 3 )

slu`i kako katalizator vo organskite sintezi. Od voden rastvor kristalizira kako kristalohidrat

AlCl 3 .

6H 2 O

.

Aluminium( III ) sulfat ( Al 2 (SO 4 ) 3 )

se dobiva so rastvorawe na aluminium vo sulfatna kiselina. Kristalizira kako kristalohidrat so 18 mol voda:

Al 2 (SO 4 ) 3 .

18H 2 O

.

Se upotrebuva za pre~istuvawe na vodata od vodovodnata mre`a.



Elementi od

VIb

pogrupa na periodniot sistem

  Ovie elementi vo soedinenijata u~estvuvaat so elektronite od nadvore{niot elektronski kako i so elektronite od nepopolnetiot vnatre{en d -podsloj, pri {to vkupniot broj na elektroni iznesuva {est. Elementite od ovaa podgrupa gradat soedinenija so oksidacionen broj od +2 do +6. Za ovie elementi e karakteristi~na nivnata slaba hemiska aktivnost.

  

Hrom

E zna~aen mikroelement, zastapen vo rastitelniot i `iviot svet. Vo prirodata ne se naoga vo slobodna sostojba, tuku glavno vo vid na svoite soedinenija. Poznata negova ruda e hromit (

FeCr 2 O 4

).

E metal so srebrenest sjaj. Na obi~na temp.vozduh i vo voda e mnogu postojan, bidej}i na negovata povr{ina se sozdava tenok sloj od soodveten oksid, koj go {titi od korozija.

Od tie pri~ini elementarniot hrom se upotrebuva za oblo`uvawe na nekoi metali za da gi za{titi od korozija (hromirawe). Hromot vo soedinenijata se javuva vo oksidaciona sostojba: +2, +3, +5 i +6.

Hrom( II ) oksid ( CrO )

pretstavuva crn prav, nerastvorliv vo voda, a se rastvora vo razredena HCl i H 2 SO 4 .

Hrom( II ) hidroksid Cr(OH)2

e talog koj ima `olta boja. Drugi poznati soedinenija na hromot se

CrCl 2

, koj se dobiva so rastvorawe na hrom so hloridna kiselina, potoa

Cr 2 O 3

koj se dobiva so zagrevawe na hrom( III ) hidroksid, potoa

Cr(OH) 3

, koj se dobiva koga na hrom ( III ) soli se dejstvuva so bazi.



Hrom(III) sulfat (Cr 2 (SO 4 ) 3

e soedieneie koe od voden rastvor kristalizira vo vid na violetovi kristali, koi pri zagrevawe preminuvaat vo rastvor so zelena boja.



Hrom (VI) oksid (CrO

oboen rastvor.

3

) pretstavuva kisel oksid, koj kristalizira vo vid na zeleni kristali, preminuvaj}i vo `olto  Hromhata stipsa

(KCr(SO 4 ) 2 .

12H 2 O)

nao|a primena vo indistrijata za boewe i za {tavewe na ko`ata.



Hromatna(hromna) kiselina (H

se narekuvaat hromati.

2 CrO 4 )

se dobiva so rastvorawe na nejziniot anhidrid vo voda. Dodeka solite

Dihromatna (dihromna) kiselina ( H 2 Cr 2 O 7 )

ne se nao|a vo slobodna sostojba, me|utoa poznati se nejzinite soli dihromati, bihromati. Se vbrojuvaat vo silni oksidacioni sredstva. Poznat dihromat e kalium dihromat (

K 2 Cr 2 O 7 ),

se primenuva kako silen oksidans.

koj

Elementi od VII b pogrupa na periodniot sistem

Ovie elementi vo najvisokoto energetsko nivo imaat elektronska konfiguracija

d 5 ns 2

. Ovie elementi spa|aat vo grupata na preodni elementi. Se javuvaat vo slednive osidacioni sostojbi: +2, +3, +4, +6 i +7.

   

Mangan

Vo prirodata e zastapen isklu~ivo vo vrzana sostojba. Poznati negovi rudi se: piroluzit (MnO 2 ), haluzmanit (Mn 3 O 4 ) i dr. Se vbrojuva vo zna~ajni mikroelementi. Se javuva vo mnogu oksidaciski broevi no pove}eto se stabilni manganovi soedinenija so oksidaciona sostojba +2.

Mangan (II) oksid (MnO)

e prav so zelena boja, nerastvorliv vo voda, a lesno se rastvora vo kiselini.

Mangan (II) hidroksid Mn(OH)

rastvor od nekoja mangan (II) sol se dejstvuva so alkalni hidroksidi.

2

se dobiva koga na

Mangan (III ) oksid ( Mn 2 O 3

)

e prav so kafena boja. Toj e stabilen vo odnos na drugite manganovi soedinenija, koi isto taka se so oksidaciona sostojba +3, no za razlika od nego, tie se mnogu nestabilni.

Mangan ( IV ) oksid ( MnO 2 ) e najzna~aen oksid na manganot. Vo prirodata se nao|a kako ruda piroluzit.

Mangan(VII) oksid ( Mn 2 O 7 ) e silno oksidaciono sredstvo. Se rastvora vo voda i gradi permanganatna kiselina ( HMnO 4 ):

Mn 2 O 7 + H 2 O = 2HMnO 4

Elementi od VIIIb podgrupa na periodniot sistem

Ovie elementi se izraziti metali i gradat pozitivni joni. Kako preodni elementi imaat promenliv oksidacionen broj u~estvuvaat vo reakciite ne samo so s-elektronite od nadvore{niot sloj, tuku i so d -elektronite od pretposledniot elektronski sloj. Ovie elementi se sre}avaat i pod imeto “ metali od grupata na `elezoto ” .

@elezo

E eden od najrasprostranetite elementi vo prirodata. Se sre}ava vo vid na oksidni i sulfidni rudi; magnetit ( Fe 3 O 4 ), hematit( Fe 2 O 3 ), limonit ( Fe 2 O 3 .

H 2 O) , pirit ( FeS 2 ), hlakopirit ( CuFeS 2 ) i dr. E sostaven del na rastitelnite i `ivotinskite organizmi (hemoglobin vo krvta) i e zna~aen biogen element.

      Najmnogu go ima vo slezinata i vo xigerot. Vo soedinenijata se javuva kako +2,+3 @elezo(II) soedinenijata se nepostojani, se oksidiraat vo `elezo(III) soedinenija, koi se odnesuvaat kako redukcioni sredstva.

@elezo (II)oksid (FeO)

e crn prav nerastvorliv vo voda a rastvorliv vo kiselini, pri {to preminuva vo `elezo(II) soli.

@elezo(II) hidroksid (Fe(OH)

bel pivtiest talog, koga na rastvor od nekoja `elezo(II)sol, se dejstvuva so alkalni hidridi.

2

se dobiva vo forma na

@elezo(II) hlorid (FeCl 2 )

`elezo vo hloridna kiselina.

se dobiva so rastvorawe na

@elezo(II) sulfid (FeS)

`elezo i sulfur. Preststavuva crna supstanca, nerastvorliva vo voda se dobiva so zagrevawe na

Drugi zna~ajni soedinenija na Fe se :

FeSO 4

, se dobiva so rastvorawe na `elezo vo razredena sulfatna kiselina, potoa

Fe 2 O 3

kako mineral,

FeCl 3

voda,

Fe 2 (SO 4 ) 3

e sol koja lesno se rastvora vo se dobiva so rastvorawe na `elezo (III ) oksid vo sulfatna kiselina.

@elezo( II,III ) oksid ( Fe 3 O 4 ) se nao|a vo prirodata kako ruda magnetit., vo forma na crni okstaedarski kristali. Toj pretstavuva smesa od Fe(II ) i Fe(III ) oksid. @elezo( II ) jonite obrazuvaat razli~ni kompleksni soedinenija Najzna~ajno kompleksno soedinenie vo ~ija gradba vleguva Fe 2+ jonot e hemoglobinot . Kompleksnite soli koi gi gradi `elezoto se K 4 [Fe(CN) 6 ] i K 3 [Fe(CN) 6 ].

Kompleksni soedinenija

Pri svrzuvawe na elektroneutralni molekuli od dadeni soedinenija so elektroneutralni molekuli od drugi soedinenija, se dobivaat novi poslo`eni soedninenija, koi se narekuvaat

kompleksni soedinenija

:

AgCl + 2NH 3 = [Ag(NH 3 ) 2 ] Cl

diamin srebro ( I )( hlorid

Fe(CN) 2 + 4KCN = K 4 [Fe(CN) 6 ]

kalium heksacianoferat ( II )

CuSO 4 + 4NH 3 = [Cu(NH 3 ) 4 ]SO 4

tetraaminbakar( II ) sulfat

Kompleksnite soedinenija se takvi soedinenija vo koi se prisutni grupi od atomi, koi se povrzani vo pove}e ili pomalku stabilni edinici, vo cvrsta, te~na ili stopena sostojba.

Hemiskite vrski kaj kompleksnite soedinenija se od koordinativnata priroda. Bidej}i prv gi otkril Verner i zatoa se narekuvaat

Vernerovi soedinenija

ili

kompleksi

. Spored Vernerovata teorija, postojat dve grupi soedinenija, i toa soedinenija od

prv red

i soedinenija od

povisok red

.

Tie od prv red (obi~ni hemiski soedinenija) se sozdavaat so valentno svrzuvawe na atomite na elementite i atomskite grupi. Kaj soedinenijata od povisok red(kompleksni soedinenija) postojat dve valentnosti:

glavna

i

sporedna valentnost

.

Na pr. Vo

K 4 [Fe(CN) 6 ]

, `elezoto so svoite dve glavni valencii vrzuva dve cijanidni grupi, a so sporednite u{te ~etiri. Obele`uvaweto na glavnite valencii e so

polna linija

, a na sporednite so

isprekinata linija

:

Kompleksnite soedinenija se izgradeni od eden atom ili jon, koj ima centralna polo`ba i se narekuva

centralen atom

ili jon. Centralniot atom koj u{te se narekuva kompleksoobrazuva~ e naj~esto pozitivno naelektriziran jon, no mo`e da e i anjon ili pak elektroneutralen atom ili molekula. Centralniot atom privlekuva, odnosno koordinira okolu sebe pove}e molekuli ili joni, koi se narekuvaat

ligandi

ili

adendi

{to zna~i dodatoci).

Ligandite mo`at da bidat joni:

( F ), ( Cl ), ( S 2 ), ( CN ), ( SCN ) (NO + ), ( NO 2 ) ( NH 2 ), ( CO 3 2 ), ( S 2 O 3 2 ) ( H 2 O ), ( NO ),( CO )

i dr. ili molekuli kako Brojot na ligandit se narekuva koordinativen broj.

( NH 3 ),

Toj mo`e da ima vrednosti od 2 do 8, a naj~esto 4 ili 6. Ligandite so centralniot atom ja obrazuuvaat

vnatre{nata sfera

na kompleksot a jonite ili molekulite, koi se nadvor od srednata zagrada, ja pretstavuvaat nadvore{nata sfera na kompleksot.

Karakteristi~no svojstvo na metalite od VIII grupa i na nekoi metali od b podgrupite od I do VII grupa na periodniot sistem, kako i na drugi metali e da gradat kompleksni soedinenija.

Kompleksnite soedinenija se slo`eni soedinenija i pri formirawe na nivnite imiwa postojat odredeni pravila. Taka ako ligandide se kiselinski ostatoci toga{ imaeto na kiselinskata grupa se dodava sufiksot “ o ” : nitro (

NO2 -

, sulfato (

SO 4 2-

), cijano (

CN -

), hloro (

Cl -

), hidrokso (

OH -

), okso (

O 2 2-

) itn. A ako ligandide se neutralni molekuli, toga{ tie se imenuvaat kako akva

(H 2 O

), amin (

NH 3

), nitrozil (

NO 2

), karbonil (

CO

) itn. Koordinativniot broj se pi{uva so zborovi od gr~kata azbuka: di, tri, tetra, penta itn.

Ako vo kompleksnoto soedinenie, kompleksniot jon pretstavuva katjon, toga{ ~itaweto na negovoto ime zapo~nuva so ~itawe na koordinativniot broj, potoa  prodol`uva so ~itawe na ligandot i na centralniot atom so negovata valentnost, a na kraj se ~ita anjonot, koj pripa|a na nadvore{nata sfera:  

Cu[(NH

3

)

4

]SO

4

[Cr(H

2

O)

6

]Cl

3

tetraaminbakar ( heksaakvahrom(

III II

) sulfat ) hlorid ^itaweto na imiwata na kompleksnite soedinenija vo koi kompleksniot jon e anjon, zapo~nuva od nadvore{nata sfera, potoa koordinativniot broj, pa ligandot i na krajot, latinskoto ime na centralniot atom, koe zavr{uva na “at”, a negovata valentnost se pi{uva vo zagrada:  

K

3

[Fe(CN)]

6

K

2

[PtCl]

6

kalium heksacianoferat

(III)

kalium heksahloroplatinat

(IV)

Kaj poslo`enite kompleksi, izgradeni od dva ili pove}e ligandi, i od pove}e ~lenovi vo nadvore{nata sfera, imiwata se izveduvaat na sledniov na~in: Cr[(H 2 O) 4 Cl 2 ]Cl .

2H 2 O dihlorotetraakvahrom ( III ) hlorid dihidrat Oksidacioniot broj na kompleksniot jon, pretstavuva algebarski zbir na oksidacionite broevi na centralniot atom i ligandite.

Kompleksnite soedinenija i joni imaat prostorna konfiguracija, zaradi prostornoto rasporeduvawe na ligandite okolu centralniot jon-ligandot.

Kompleksniot amonium jon ( NH 4 ) + , pretstavuva pravilen tetraedar, dodeka kompleksniot anjon heksahloroplatinat ( IV ) ima forma na pravilen oktaedar

.

Postojat kompleksni soedinenija so kompleksen katjon, soedinenija so kompleksni anjoni i soedinenija neelektroliti., od koi najzna~ajni se helatite. Helatite se mnogu stabilni kompleksni soedinenija, koi pote{ko se rastvaraat vo voda, a polesno vo organski rastvoruva~i.

Soedinenieto bakar( II ) amino acetat ( CH 2 NH 2 COO) 2 Cu) ili bakar glikokolat e helat, vo koj bakarot e vrzan so kovalentna vrska so karboksilniot ostatok, a so koordinativnata vrska so amino grupite: Hemoglobinot i klorofilot, isto taka pretstavuvaat kompleksi, poznati pod imeto helati. Kaj kompleksnite soedinenija, kako centralni atomi, obi~no se javuvaat atomi na metali koi se odlikuvaat so golema jonizira~ka energija. Kaj ovie metalni joni ne se popolneti s,p i d orbitalite i za da gi popolnat, tie se vrzuvaat so drugi joni ili molekuli, koi se odlikuvaat so toa {to imaat slobodni elektronski parovi, atakvi se ligandite: [:C≡N:] -

[:N≡O:] + [:O - O:] 2-

Cijaniden jon nitrozil jon peroksiden jon

Vrzuvaweto na ligandite ovozmu`va sozdavawe slobodni s,p I d orbitali kajcntralniot atom I nivna hibridizacija. Na pr. K 4 [Fe(CN) 6 ] se sostoi od K joni I kompleksniot jon Fe(CN) 6 4 . Vo voj kompleksen jon, za centralniot Fe 2+ jon se vrzani {est CN joni.

Ottuka proizleguva deka Fe 2 + jonot vo svoite ~etiri 3 d -orbitali, ednata s -orbitala I vo trite 4 p -orbitali, mo`e da primi vkupno 12 elektroni i da se zdobie so stabilna elektronska konfiguracija na atomot na inertniot gas kriptonot: Vrskata megu Fe 2+ mehanizam.

jon i CN joni, pretstavuva donorsko-akceprotski