Kemija elementov glavnih skupin: VODIK Boris Čeh

Kemija elementov glavnih skupin: Vodik Boris Čeh 

1. Nastanek vodika in nahajališča na Zemlji 

2. Fizikalne in kemijske lastnosti 

3. Pridobivanje vodika 

4. Uporaba vodika 

Nastanek in nahajališča vodika 

Vodik je v vesolju daleč najbolj razširjen element. Ko se je po »Velikem poku« pred približno 

13 milijardami let zmes elementarnih delcev ohladila na dovolj nizko temperaturo, so se 

elektroni in protoni začeli paroma združevati v najenostavnejši obstojni skupek – atome 

vodika. Večina ga je v medzvezdnem prostoru, manjši delež pa se je polagoma kopičil v tako 

imenovanih protozvezdah, ki so se zaradi gravitacije sčasoma manjšale. Ko sta tlak in 

temperatura v notranjosti teh gmot iz vodika dosegla zaradi krčenja dovolj visoki vrednosti, je 

prišlo do jedrske reakcije (fuzije) – vodikova jedra so se začela združevati (zlivati) v 

naslednji, vodiku najbližji element helij. Tudi danes v notranjosti zvezd in tudi našega Sonca 

še vedno poteka jedrska fuzija. Nekaj manj kot 2 milijardinki sproščene energije na Soncu 

prestreže naš planet. Del te energije se porabi za fotosintezo, večina pa za ogrevanje vodnih 

mas in kopna. 

Na Zemlji prostega vodika ni. Vezan je v vodi (oceani, morja, reke in jezera, talne vode, 

vodna para v zraku), v mineralih v obliki OH skupin (npr. hidroksiapatit Ca5(PO4)3OH) ter v 

obliki hidratov (sadra CaSO4∙2H2O, karnalit KMgCl3∙6H2O). Znaten delež vodika najdemo 

tudi v rastlinskih in živalskih organizmih, vezanega v vodi in različnih organskih spojinah. 

Vodik je prvi izoliral angleški kemik Henry Cavendish leta 1766 z elektrolizo vode. Manj kot 

20 let kasneje (nekoliko pred Francosko revolucijo) so z vodikom začeli polniti balone – in 

polnijo jih še danes. Tik pred začetkom 20. stoletja pa vse tja do leta 1939 (pred začetkom 2. 

svetovne vojne) so nad Nemčijo ter med ZDA in Nemčijo jadrali ogromni podolgovati, z 

vodikom napolnjeni, tudi več kot 100 dolgi baloni »cepelini«, poimenovani po izumitelju 

grofu Zeppelinu. S preleti so prenehali po hudi nesreči leta 1939, ko se je med pristajanjem v 

ZDA vžgal in zgorel cepelin Hindenburg. 

Fizikalne in kemijske lastnosti 

Dva od treh izotopov vodika sta obstojna, tretji pa je nestabilen in razpada (t1/2 = 12,3 leto). 

Njihove mase, oznake, poimenovanja in deleži so podani v tabeli. 

Masa izotopa/(a.m.e.) Oznaka Ime 

1,0078 

2,0141 

3,0160 

1 H (H) vodik (tudi lahki vodik) 99,985% 

2 H (D) devterij (tudi težki vodik) 0,015% 

3 H (T) tritij 

Množinski delež v 

naravi 

1


Težko vodo, D2O, uporabljajo v jedrskih reaktorjih in za kemijske raziskave z metodo 

nuklearne magnetne resonance (NMR), pridobivajo pa jo na različne načine: 

– z destilacijo; lahka voda hitreje destilira, preostala voda vsebuje povečan delež težke 

vode 

– z elektrolizo; lahka voda se hitreje razkroji, preostala voda zato vsebuje povečan delež 

težke vode 

– z izmenjavo težkega vodika D z lahkim H med D2S/H2S (pri 30 °C) in D2O/H2O (pri 

130 °C). 

Elektronska konfiguracija H je 1s 1 . Atom lahko elektron odda ali pa sprejme še enega in tako 

zapolni 1. lupino. Vodik reagira z mnogimi elementi. Najraje z nekovinami, toda tudi s 

kovinami. Glede na to, v kakšni obliki je vezan vodik v spojinah, delimo spojine z vodikom 

na: 

– anionske hidride (H + e – H – ; nastane hidridni ion; elektronska konfiguracija 

je 1s 2 ) 

– kovalentne hidride 

– intersticijske kovinske hidride 

Ca(s) + H2(g) CaH2(s) 

Cl2(g) + H2(g) 2 HCl(g) 

H2(g) 

Pd(s) 

H2/Pd(s) 

Vodiki atomi so zelo majhni, zato se lahko umestijo v oktaedrske praznine med atome 

paladija, ki zasedajo kubično najgostejši sklad (Slika 1) Če privzamemo, da je z atomi vodika 

zasedenih 70% oktaedrskih mest, zlahka izračunamo, da se pri sobni temperaturi in tlaku 1 

bar lahko v 1 dm 3 paladiju absorbira tudi do 1000 L vodika. 

Slika 1 Majhni atomi H se zlahka zapolnijo oktaedrske praznine med atome paladija. 

2


Pridobivanje vodika 

Okrog 20% vodika je v plinski zmesi, ki nastaja pri segrevanju premoga v zaprtih posodah 

(premogov plin). Uporabljali so ga za ogrevanje, kuhanje in razsvetljavo v drugi polovico 19. 

in prvi polovici 20. stoletja. 

Podobno sestavo ima tudi vodni plin, ki nastane pri učinkovanju močno segrete vodne pare 

na razžarjen koks: 

C(s) + 2 H2O(l) CO2(g) + 2 H2(g) 

Danes pridobijo večino vodika z reakcijo med metanom in vodno paro: 

CH4(g) + 2 H2O(g) CO2(g) + 4 H2(g) 

Če vodik reagira s kisikom v gorivnih celicah, je izkoristek pri dobitku električne energije 

veliko večji kot če se energijo, sproščeno pri direktnem gorenju metana s kisikom, porabi za 

pripravo vodne pare za pogon turbin. Zato se v zadnjem desetletju ogromno vlaga v razvoj 

gorivnih celic, saj bi na ta način dosegli bistveno manjši izpust CO2 glede na enako količino 

energije, nastalo pri gorenju metana. Že pri 60% izkoristku gorivnih celic bi pridobili na isto 

količino nastalega CO2 približno 2-krat več energije. 

Slika 2 Količina sproščene toplote pri gorenju metana je enaka vsoti toplote, ki se 

porabi za nastanek vodika iz metana, in toplote, ki se sprosti pri gorenju vodika s 

kisikom (Hessov zakon) ; toda energijski izkoristek oksidacije vodika v gorivnih 

celicah je neprimerno večji kot od izkoristka toplote, ki se sprosti pri gorenju metana. 

Ponekod, kjer je električna energija dostopna po nizki ceni, vodik pridobivajo z elektrolizo 

vode: 

elektroliza 

H2O(l) 2 H2(g) + O2(g) 

Možni so tudi različni kemijski postopki, vendar je zato potrebno veliko energije: 

Na primer: 

750 °C 

CaBr2(s) + H2O(g) CaO(s) + 2 HBr(g) 

100 °C 

2 HBr(g) + Hg(s) H2(g) + HgBr2(s) 

3


50 °C 

HgBr2(s) + CaO(s) HgO(s) + CaBr2(s) 

500 °C 

HgO(s) Hg(l) + 1/2 O2(g) 

H2O(l) H2(g) + 1/2 O2(g) 

V laboratoriju so včasih manjše količine vodika pridobivali na različne načine; na primer z 

reakcijo: 

– kovine (Zn ali Mg) s kislino (Slika 3) 

Zn(s) + 2 HCl(aq) ZnCl2(aq) + H2(g) 

Slika 3: cink se v kislini lepo raztaplja; iz epruvete izhajajo mehurčki plinastega vodika. 

– kovine z alkalijskim hidroksidom 

2 Al(s) + 6 NaOH(aq) + 6 H2O(l) 2 Na3Al(OH)6(aq) + 3 H2(g) 

– kovine z vodo pri povišani temperaturi 

Mg(s) + 2 H2O(l) Mg(OH)2(aq) + H2(g) 

– kovinskih hidridom z vodo 

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

Kadar so v nekaterih organskih topilih nezaželeni sledovi vode, jo odstranijo z dodatkom 

CaH2. 

4


Uporaba vodika 

Večino vodika porabijo za sintezo amonijaka po postopku Haber-Bosch (glej 5A skupino). 

Vodik porabijo tudi za sintezo metanola. Okoli 20 milijonov ton letno ga pripravijo s 

heterogena katalizo reakcije vodika z ogljikovim monoksidom. Katalizator je zmes bakra, 

aluminija in cinkovega oksida: 

H 

H 

H 

C 

H 

C 

Cu/Al/ZnO 

2 H2(g) + CO(g) CH3OH(l) 

Pri industrijskih postopkih hidrogeniranja rastlinskih olj se vodik veže na dvojne vezi in 

nastanejo trdne masti (Slika 4) 

H H 

C 

H 

H 

C 

H 

H 

Slika 4 Vodikova atoma iz molekule H2 se vežeta na dvojno vez v verigi nenasičene 

maščobne kisline; tekoče olje se spremeni v trdno mast. 

Vodik je gotovo najučinkovitejše raketno gorivo. Edino pri reakciji aluminija s kisikom se na 

masno enoto reaktantov sprosti več energije (16 kJ/g) kot pa pri gorenju vodika v kisiku (14 

kJ/g). 

Nekatere drage kovine kot so na primer renij, rutenij, iridij in osmij pridobivajo z redukcijo 

njihovih spojin z vodikom. 

Zanimivo! 

V notranjosti zvezd poteka reakcija fuzije (zlivanja jeder) vodika po jedrski enačbi 

4 1 H 4 He + 2 e + 

Letno količino energije, ki jo človeštvo porabi (~4∙10 20 J), se v Soncu sproti približno v 1 

milijoninki sekunde. 

H 

H 

C 

H 

C 

H 

H 

C 

H 

H 

C 

H 

5

Kemija elementov glavnih skupin: skupina 1A, alkalijske kovine Boris Čeh 

1. Splošno in diagonalna podobnost 

2. Minerali in pridobivanje elementov 

3. Lastnosti in uporaba 

4. Pomembnejše spojine alkalijskih elementov 

5. Barve elementov 

Splošno in diagonalna podobnost 

Alkalijske kovine imajo elektronsko konfiguracijo ns 1 . Ko atomi M oddajo en elektron, ima 

preostali elektroni v nastalem kationu M + (stabilno) konfiguracijo žlahtnega plina. Prav zaradi 

enega samega valenčnega elektrona so alkalijske kovine tako zelo reaktivne. Zato v naravi 

prostih alkalijskih kovin ni; vse so vezane s spojinah. 

Za alkalijske kovine je značilno, da imajo nizka tališča in vrelišča, so zelo mehke, saj jih 

zlahka režemo z nožem. Nekoliko trši je edinole litij. Njihove kemijske in fizikalne lastnosti 

se in postopoma in pregledno spreminjajo po skupini navzdol. 

Elementi v isti skupini imajo zaradi enake elektronske konfiguracije podobne kemijske 

lastnosti. Toda za prve tri elemente 2. periode (Li, Be in B) je značilno, da so lastnosti in 

obnašanje nekaterih njihovih spojin mnogo bolj podobne obnašanju in lastnostim spojin 

elementov, ki ležijo v periodnem sistemu v naslednji, 3. periodi in v naslednji skupini, torej 

»po diagonali desno spodaj« (Mg, Al, Si), Temu pravimo diagonalna podobnost (Slika 1). Na 

primer Be(OH)2 je, podobno kot Al(OH)3, amfoteren, ostali hidroksidi elementov 2A skupine 

so bazični. Plinasti B2H6 ima, tako kot tudi plinasti SiH4, molekulsko zgradbo; oba se v stiku 

s kisikom vžgeta. AlH3 pa je trdna, ionsko zgrajena snov (oktaedri AlH6 so med seboj 

povezani preko vseh šestih oglišč). V molekulah organskih spojin so C atomi med seboj 

povezani s stabilnimi enojnimi (350 kJ/mol), dvojnimi (610 kJ/mol) in trojnimi kovalentnimi 

vezmi(840 kJ/mol); vez Si–Si pa je šibka (180 kJ/mol). Zato spojina Si2H6, ki ima enako 

zgradbo kot etan C2H6, na zraku takoj zgori v SiO2 in vodo. 

Slika 1 Diagonalna podobnost elementov Li-Mg, Be-Al in B-Si. 

6


Minerali in pridobivanje elementov 

Najbolj znani in razširjeni minerali, v katerih so vezane alkalijske kovine, so: 

LiAlSi2O6 spodumen 

NaCl sol, kuhinjska sol, kamena dol, morska sol, halit 

NaNO3 čilski soliter 

KCl silvin 

Na3AlF6 kriolit 

Na2B4O7∙10H2O boraks 

Na2CO3∙10H2O soda 

Na2SO4∙10H2O Glauberjeva sol 

Na in K sta biološko zelo pomembna elementa. V človeškem telesu je veliko Na + ionov v 

krvi, K + pa v notranjosti celic. Na precejšnje količine obeh elementov naletimo v zemeljski 

skorji (Na/K: 2,4%/2,6%) in v morski vodi (Na/K: 2,8%/0,8%). Kalija je v morski vodi 

opazno manj kot natrija zato, ker so ga iz vode povečini vezale rastline. 

Litij 

pridobivajo z reakcijo med sodo in spodumnom: 

Na2CO3 + 2 LiAlSi2O6 Li2CO3 + 2 NaAlSi2O6 

Li2CO3 se v vodi slabo topi (1,3 g/100 g vode) in se izloči skupaj z NaAlSi2O6. Zato v 

suspenzijo uvajajo CO2. Nastane zelo dobro topen LiHCO3. Netopen NaAlSi2O6 filtrirajo, 

raztopino LiHCO3 segrejejo, da se izloči Li2CO3, ki ga raztopijo v HCl. Nastali LiCl 

pomešajo z NaCl, mešanico raztalijo in talino elektrolizirajo: 

a) Li2CO3(s) + 2 CO2(g) + H2O(l) 2 LiHCO3(aq) 

b) 2 LiHCO3(aq) Li2CO3(s) + CO2(g) + H2O(l) 

c) Li2CO3(s) + 2 HCl(aq) 2 LiCl(aq) + CO2(aq) + H2O(l) 

d) 2 LiCl 2 Li(s) + Cl2(g) (skupaj s NaCl/elektroliza 600 °C) 

Kovinski litij se uporablja za izdelavo litijevih baterij. Izdelovanje takih baterij je tehnološko 

zahtevno, saj litij na zraku intenzivno reagira s kisikom, zračno vlago in celo z dušikom. 

Natrij 

pripravijo z elektrolizo taline NaCl. 

2 NaCl 2 Na(s) + Cl2(g) (elektroliza 800 °C) 

Kalij 

se z elektrolizo KCl ne pridobiva, ker se K raztaplja v tekočem KCl. Pridobivajo ga z 

redukcijo raztaljenega KCl s plinastim natrijem: 

Lastnost in uporaba 

KCl(l) + Na(g) K(g) + NaCl(l) 

7


Alkalijske kovine so zelo močni reducenti. Kovinske okside zlahka reducirajo do kovin. 

Oglejmo si nekaj tipičnih reakcij z natrijem: 

a) natrij reducira vodo do vodika (Slika 2) 

2 H2O(l) + Na(s) 2 NaOH(aq) + H2(g) 

Slika 2 Potem, ko košček Na (je lažji od vode) položimo na filtrirni papir, 

začne takoj reagirati z vodo. Zaradi sproščene toplote se natrij stali, vodik, ki 

pri reakciji nastaja, pa se vžge. Zaradi velike količine natrijevih atomov in 

ionov gori z rumeno obarvanim plamenom. Fenolftalein se v bazični raztopini 

NaOH obarva rdeče. 

b) natrij reducira titanov tetraklorid TiCl4 do titana 

TiCl4(l) + Na(s) Ti(s) + 4 NaCl(s) 

c) pri reakciji s tekočim amoniakom nastane modra raztopina; natrijev atom odda 

elektron, ki je solvatiran (obdan) z molekulami amonijaka (Slika 3): 

Na(s) + x NH3(l) Na + (solv) + e(NH3)x – 

Slika 3 Natrij v tekočem amonijaku disociira na Na + ione in elektrone, e – . Oboji 

so solvatirani – obdani s plaščem molekul amonijaka. Proti ionom Na + so v 

molekuli NH3 obrnjeni (usmerjeni) bolj elektronegativni atomi N (negativni 

del dipola), proti elektronom pa atomi H (pozitivni del dipola). 

d) pri reakciji z zmesjo svinca in kloroetana nastane svinčev tetraetil, Pb(C2H5)4: 

4 Na(s) + Pb(s) + 4 C2H5Cl(l) 4 NaCl(s) + Pb(C2H5)4(l). 

Pri reakciji alkalijskih kovin s kisikom ne nastanejo vedno oksidi: 

a) litij s kisikom reagira, tako kot bi pričakovali, v litijev oksid, Li2O 

8


2 Li(s) + O2(g) 2 Li2O(s) bele barve 

b) natrij pa se s kisikom raje veže v natrijev peroksid, Na2O2, in ne Na2O 

2 Na(s) + O2(g) 2 Na2O2(s) bledorumen 

c) kalij pa celo v kalijev superoksid, KO2 

2 K(s) + O2(g) 2 KO2(s) rumen 

Zelo zanimiva je reakcija KO2 z ogljikovim dioksidom in vodno paro. Pri reakciji se razvija 

kisik, zato se KO2 uporablja v zaščitnih maskah, ki jih imajo rudarji pri sebi v primeru nesreč, 

kakršne so zasutja jaškov ali eksplozije metana (jamskega plina). 

4 KO2(s) + 2 H2O(g) + 4 CO2(g) 4 KHCO3(s) + 3 O2(g) 

Vodna para in CO2, ki sta v izdihanem zraku, reagirata s KO2, kisik, ki se pri reakciji sprošča, 

se porablja pri dihanju. 

Pričakovali bi, da sta najmočnejša reducenta na dnu skupine, torej cezij in rubidij, toda 

presenetljivo je dejstvo, da je najmočnejši reducent litij. Kako to? Na Sliki 4 vidimo, da lahko 

proces D »nadomestimo« s tremi zaporednimi, toda med seboj ločenimi procesi (Hessov 

zakon). Procesa A in B sta pri litiju energijsko bolj potratna kot pri ostalih elementih; litijev 

atom je najmanjši, zato sta za sublimacijo (ΔHsubl) in za odstranitev elektrona (ionizacijska 

energija IE) potrebni znatno višji energiji kot pri ostalih elementih. Toda litijev ion, Li + , je 

precej manjši od drugih alkalijskih ionov, zato je entalpija hidratacije Li + tako velika, da je 

skupni seštevek vsega trojega (A, B in C) pri litiju najmanjši – prav zaradi tega je 

najučinkovitejši reducent. 

M(g) M + (g) + e - 

 

H subl 

B 

A C 

H skupno 

M(s) M + (aq) + e - 

D 

H hidr 

a) b) 

Slika 4 a) Ionizacijo in hidratacijo atoma alkalijske kovine M lahko ponazorimo z 

»vsoto« treh ločenih posameznih procesov; b) Energijski prispevki posameznih 

procesov pri alkalijskih kovinah. 

Pomembnejše spojine alkalijskih elementov 

E/(kJ/mol) 

 

 

Li 

H H subl hidr Hskupno Na K Rb Cs 

9


Z naskokom najpomembnejše so spojine natrija, med njimi sta daleč najbolj pomembna 

NaOH in Na2CO3. 

NaOH: večino (okrog 50 Mt/leto) ga pridobijo z elektrolizo vodne raztopine soli NaCl (Slika 

5). 

2 NaCl(aq) + H2O(l) NaOH(aq) + Cl2(g) 

Slika 5 Elektroliza raztopine soli, NaCl. Na anodi se izloča klor, na katodi pa vodik. 

Po končani elektrolizi vsebuje raztopina natrijev hidroksid, NaOH. 

Anoda: 2 Cl – (aq) → Cl2(g) + 2 e – 

Katoda: 2 Na + (aq) + 2 H2O(l) + 2 e – → 2 NaOH(aq) + H2(g) 

Največ NaOH se porabi za pridobivanje aluminija, mila in v papirni industriji za pripravo 

papirne mase. 

Na2CO3: večinoma ga pridobivajo po Solvayevem postopku. Ker je ena izmed bazičnih 

kemikalij, morajo biti izhodne surovine poceni in zlahka dostopne, vsebovati pa morajo 

natrijev in karbonatni ion. Taki surovini sta v naravi zelo razširjeni: to sta sol, NaCl, in 

apnenec, CaCO3. 

Postopek pridobivanja poteka preko več vmesnih faz, ki se med seboj prepletajo: 

a) s segrevanjem (kalciniranjem) apnenca dobijo ogljikov dioksid in kalcijev oksid 

(žgano apno) 

CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) 

b) amoniak in ogljikov dioksid raztapljajo v raztopini soli (slanica), nastane amonijev 

hidrogenkarbonat 

CO2(g) + NH3(g) + H2O(l) NH4HCO3(aq) 

10


c) NH4HCO3 reagirajo z NaCl. Ker je natrijev hidrogenkarbonat slabše topen od 

amonijevega, se ga iz koncentrirane raztopine izloči določena količina, ki jo 

odfiltrirajo 

NaCl(aq) + NH4HCO3(aq) NaHCO3(s) + NH4Cl(aq) 

d) hidrogenkarbonat odda pri segrevanju vodo in CO2, preostane soda, Na2CO3 

2 NaHCO3(s) Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g) 

e) iz žganega apna pripravijo gašeno apno 

CaO(s) + H2O(l) Ca(OH)2(aq) 

f) pri učinkovanju Ca(OH)2 na raztopino amonijevega klorida, NH4Cl se sprosti NH3, ki 

ga ponovno porabijo pri procesu, opisanem pod b) 

Ca(OH)2(aq) + 2 NH4Cl(aq) 2 NH3(aq) + CaCl2(aq) + 2 H2O(l) 

Stranski produkt proizvodnje sode je kalcijev klorid, CaCl2. 

Sodo pridobijo tudi s segrevanjem minerala trona, Na2CO3∙NaHCO3∙2H2O 

Napiši reakcijo nastanka sode s segrevanjem Na2CO3∙NaHCO3∙2H2O 

Sodo uporabljajo za pripravo navadnega stekla, pralnih praškov in za sintezo različnih 

kemikalij. 

NaHCO3 (soda bikarbona): je pomembna sestavina pecilnega praška (proizvodnja je 1 

Mt/leto); pri segrevanju ali pa pri reakciji s šibko kislino nastane CO2, zaradi česar kruh 

vzhaja. 

Napiši reakcijo nastanka CO2 iz NaHCO3. 

Na2SO4: pridobijo ga iz morske soli in žveplove kisline. 

2NaCl(s) + H2SO4(l) Na2SO4(s) + 2 HCl(g) 

Uporabljajo ga pri proizvodnji stekla, ker preprečuje nastajanje mehurčkov v raztaljeni 

stekleni masi. Pri barvanju tekstilij pa omogoča boljše oprijemanje barvil. 

NaNO3: velikanska nahajališča te spojine so v Peruju in Čilu (puščava Atakama), od tod tudi 

ime »čilski soliter«. Največ ga uporabljajo kot gnojilo, do konca 19. stoletja pa je bil to 

strateški material, saj je predstavljal najpomembnejšo surovino za pripravo dušikove kisline. 

2 NaNO3(s) + H2SO4(aq) Na2SO4(s) + 2 HNO3(aq) 

Dušikova kislina je namreč nujno potrebna za izdelavo gnojil, razstreliv, barvil, pa tudi 

zdravil. 

KNO3: nastane z učinkovanjem KCl na NaNO3 

Napiši reakcijo pridobivanja KNO3. 

11


Je sestavina smodnika (poleg žvepla in oglja), ki je bil v rabi vse do srede 19. stoletja, ko so 

ga nadomestila učinkovitejša eksploziva (nitroglicerin, TNT). KNO3 je primernejši od sicer 

cenejšega NaNO3 zato, ker ni higroskopen (ne veže vode). Pri eksploziji smodnika potečeta 

reakciji: 

4 KNO3(s) + 4 S(s) 2 K2SO4(s) + 2 N2(g) + 2 SO2(g) 

4 KNO3(s) + 5 C(s) 2 K2CO3(s) + 2 N2(g) + 3 CO2(g) 

Napiši in uredi reakcijo KNO3 z žveplom tako, da nastane poleg obeh plinov še kalijev 

sulfat(IV). 

Na5P3O10: natrijev katena-trifosfat je sestavina pralnega praška. V vodni raztopini trifosfat 

ionizira, anion P3O10 3– pa protolizira, zato je vodna raztopina bazična. 

P3O10 3– (aq) + H2O(l) HP3O10 2– (aq) + OH – (aq) 

Istočasno veže (kompleksira) Ca 2+ in Mg 2+ ione in na ta način mehča vodo. Uporaba 

trifosfata je okoljsko zelo problematična, saj predstavlja gnojilo za alge, ki se lahko pretirano 

razrastejo in porušijo ravnotežje v določenih vodnih ekosistemih. 

NaH: primeren za laboratorijsko uporabo, saj je zelo močan reducent. Pri reakciji z vodo ali 

alkoholi nastane vodik. 

Barve elementov 

NaH(s) + H2O(l) NaOH(aq) + H2(g) 

NaH(s) + C2H5OH(l) Na(OC2H5)(etanol) + H2(g) 

Za uspešen ognjemet morajo pirotehnična sredstva izpolnjevati dva pogoja: 

– primeren pok (smodnik) 

– bleščeče barve (različne spojine alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin) 

Smodnik in ognjemet sta na Kitajskim znana že več kot 1000 let. V Evropi so ga začeli 

uporabljati v 14. stoletju. 

Smodnik je pogosto sestavni del pirotehničnih izdelkov. Eden bistvenih kriterijev za oceno 

kvalitete takega izdelka je vizuelni učinek, ki nam ga pričara paleta različnih barv in barvnih 

odtenkov, ki jih opazimo takoj po eksploziji. Kot oksidant se najpogosteje uporabljata KClO3 

in KClO4. 

Za dosego barvnih učinkov primešajo zmesi smodnika in oksidantov še različne enostavne in 

poceni spojine. Barve, ki jih posamezni elementi oddajajo in spojine, ki te elemente vsebujejo, 

so navedene v spodnji tabeli. 

Mg ali Al bela, svetla 

NaNO3, Na3AlF6 rumena 

Ba(NO3)2 zelena 

Li2CO3 in SrCO3 rdečevijolična 

12


CaCl2 ali CaSO4∙xH2O oranžna 

CuCl modra 

SrCO3/CuCl purpurna 

13

Kemija elementov glavnih skupin: skupina 2A, zemeljskoalkalijske kovine Boris Čeh 

1. Splošno in minerali 

2. Pridobivanje, lastnosti in uporaba 

3. Kemija zemeljskoalkalijskih kovin 

4. Biološka pomembnost in barve elementov 

Splošno in minerali 

Elektronska konfiguracija atomov zemeljskoalkalijskih kovin je ns 2 . Da bi se kovine dokopale 

do elektronske konfiguracije najbližjega žlahtnega plina, morajo oddati oba valenčna 

elektrona. V primerjavi z alkalijskimi kovinami so sicer manj reaktivne, toda še vedno dovolj, 

da jih uvrščamo med kemijsko tipične kovine oziroma odlične reducente. Razen berilija, ki 

pogosto tvori kovalentne spojine, ima večina enostavnih spojin ostalih elementov ionsko 

zgradbo. 

Najbolj znani in razširjeni minerali so: 

Be3Al2Si6O18 beril 

MgCO3 

magnezit 

CaCO3 

kalcit, aragonit 

CaCO3∙MgCO3 dolomit 

CaSO4∙2H2O sadra 

CaF2 

jedavec ali fluorit 

Ca5(PO4)3X apatiti; X = F; fluoroapatit, X = OH, hidroksiapatit 

SrCO3 

stroncianit 

BaSO4 

barit ali težec 

Magnezija in kalcija je v zemeljski skorji razmeroma veliko, 2% in 3%. Oba elementa sta tudi 

nujno potrebna za normalno delovanje človeškega organizma. Vsi ostali elementi v tej skupini 

so strupeni. Največ kalcija najdemo v kosteh. Polovica magnezija je v kosteh, polovica v 

notranjosti celic. 

Kristali berila so prozorni (brezbarvni). Če je v berilu primešan le majhen delež ionov Al 3+ 

nadomeščen z ioni Cr 3+ , je mineral zelene barve. Imenujejo ga smaragd; primerno obrušenega 

prištevajo med najimenitnejše dragulje. 

Rudnina apnenec je pretežno iz CaCO3 in vsebuje različne primesi. V naravi je zelo razširjen, 

pri nas ga je največ na Krasu in v Alpah. 

Sadre je v naravi precej manj kot apnenca. V čisti obliki je znana pod imenom alabster. Je 

mehka in se je veliko uporablja pri kiparjenju in oblikovanju različnih okrasnih predmetov. 

Veliko izdelkov iz alabastra so že pred več tisoč leti pred našim štetjem izdelovali v Egiptu v 

obdobju vladavine faraonov. 

Če sadro segrevamo (kalciniramo), odda 75% (3/2) vezane vode – preostanek je gips, 

CaSO4∙1/2H2O, ki se ga uporablja v gradbeništvu. 

CaSO4∙2H2O CaSO4∙1/2H2O + 3/2 H2O 

14


Dolomit je mineral z enakima množinskima deležema kalcijevega in magnezijevega 

karbonata. 

Med zemeljskoalkalijskimi elementi sta pomembnejša dva, magnezij in deloma berilij. 

Pridobivanje, lastnosti in uporaba 

Berilij 

pridobijo z elektrolizo raztaljene zmesi BeCl2 in NaCl. 

Uporabljajo ga večino za proizvodnjo različnih zlitin. Zelo razširjena je uporaba zlitin bakra 

in berilija (od 0,5 do 3%); so razmeroma trde in mehansko in korozijsko precej odporne. Med 

obratovanjem se deli, narejeni iz takih zlitin, ne iskrijo, zato so primerne za izdelavo rudniških 

strojev (jamski plin). Berilij ima majhno atomsko jedro in slabo absorbira subatomske delce 

(nevtrone, protone), zato se uporablja za izdelavo okenc pri aparaturah, ki jih fiziki 

uporabljajo za zaznavanje delcev in meritve pri raznih jedrskih eksperimentih. 

Magnezij 

pridobivajo iz morske vode tako, da ga najprej oborijo z dodatkom raztopine Ca(OH)2. 

Mg 2+ (aq) + Ca(OH)2(aq) Mg(OH)2(s) + Ca 2+ (aq) 

Mg(OH)2 ločijo v usedalniku in ga nato reagirajo z raztopino klorovodikove kisline. 

Mg(OH)2(s) + 2 HCl(aq) MgCl2(aq) + 2 H2O(l) 

Raztopino MgCl2 koncentrirajo v uparjevalniku, izločeno sol posušijo. Pri elektrolizi MgCl2 

dobijo magnezij (Slika 1). 

MgCl2(l) Mg(s) + Cl2(g) (elektroliza) 

15


Slika 1 Shema industrijskega pridobivanja magnezija »od obarjanja iz morske vode 

do elektrolize«. 

Veliko magnezija se porabi za izdelavo različnih zlitin z Al, Mn, Si in Zn, ki se uporabljajo v 

letalski in vesoljski tehnologiji. Ker je magnezij veliko močnejši reducent od železa, je 

(žrtvovana anoda) primeren za preprečevanje korozije. Bloke magnezija pritrdijo na ladijske 

trupe in jih povežejo z jeklenim ladijskim ogrodjem. Ker je veliko boljši reducent kot železo, 

se raje raztaplja (oksidira) in tako preprečuje oksidacijo (rjavenje) železa. 

Kalcij in stroncij nimata kakšne posebne uporabe. 

Barij nameščajo v notranjost vakuumskih cevi, ker je zelo reaktiven in veže sledove kisika in 

dušika ter tako vzdržuje visok vakuum (nizek tlak). 

Vse tri elemente pridobijo tako, da z aluminijem reducirajo kovinske okside: 

3 MO(s) + 2 Al(s) Ml(s) + Al2O3(s) (M = Ca, Sr in Ba) 

Kemija zemeljskoalkalijskih kovin 

Berilij se po svojih lastnostih znatno razlikuje od ostalih elementov. Njegova površina je 

pokrita s tanko in kompaktno ter nereaktivno oksidno plastjo, ki ga ščiti pred nadaljnjo 

oksidacijo. Reakcija z vodo se začne šele, ko ga segrejemo nad 500 °C. 

S hladno vodo reagira magnezij počasi; plast nastalega Mg(OH)2 preprečuje nadaljnjo 

reakcijo. Pač pa magnezij reagira z vodno paro. 

Mg(s) + 2 H2O(l) Mg(OH)2(aq) + H2(g) 

Ostale kovine, kalcij, stroncij in barij, reagirajo z vodo burno. 

Ion Be 2+ je zelo majhen, zato je pri beriliju izražena tendenca po nastanku spojin s kovalentno 

vezjo in to celo z nekaterimi zelo elektronegativnimi elementi. 

Tudi z molekulami vode se berilij veže v zanimive zvrsti, v katerih je močno izražena 

donorsko-akceptorska koordinacijska vez. 

Be 2+ (aq) + 4 H2O(l) [Be(H2O)4] 2+ (aq) 

[Be(H2O)4] 2+ (aq) + H2O(l) [Be(H2O)3(OH)] + (aq) + H3O + (aq) 

2 [Be(H2O)3(OH)] + (aq) [(H2O)3Be–O–Be(H2O)3] 2+ (aq) + H2O(l) 

[Be(H2O)4] 2+ [Be(H2O)3(OH)] + [(H2O)3Be–O–Be(H2O)3] 2+ 

Slika 2 Modeli različnih zvrsti, nastalih v vodni raztopini po raztapljanju berilijevih 

soli. 

16


Be(OH)2 je amfoteren, reagira s kislinami (H3O + ) in bazami (OH – ) (glej diagonalo podobnost; 

amfoteren je tudi Al(OH)3). 

Halogenidi 

Be(OH)2(s) + 2 H3O + (aq) → Be 2+ (aq) + 4 H2O(l) 

Be(OH)2(s) + 2 OH(aq) – → Be(OH)4(aq) 2– 

V plinastem stanju sta molekuli BeF2 in BeCl2 linearni (sp-hibrid na Be atomih). Obe 

molekuli sta elektronsko deficitarni (okoli Be atoma je le kvartet in ne oktet). V trdnem stanju 

pa sta strukturi docela različni. BeF2 je spojina z deloma ionsko strukturo, podobno strukturi 

SiO2. Spojina CaF2 pa je ionska in se znatno razlikuje od strukture BeF2: v kubični osnovni 

celici tvorijo ioni Ca 2+ kubično najgostejši sklad, ioni F – pa zasedejo vsa tetraedrska mesta, ki 

ležijo na ¼ in ¾ vseh štirih prostorskih diagonal. Vsak Ca 2+ ion je obdan z 8 sosednjimi F – 

ioni na ogliščih kocke, F – ioni pa so obkroženi s 4 Ca 2+ ioni, razvrščenimi v ogliščih 

tetraedra. V BeCl2 so tetraedri [BeCl4] povezani preko oglišč v verige (sp 3 -hibrid na Be 

atomih), vezi Be–Cl so pretežno kovalentne. Verige so med seboj povezane z 

medmolekulskimi silami. 

Slika 3 Strukturi CaF2 (ionska) in BeCl2 (kovalentna in molekulska). 

Nastaja pri reakciji Be z ogljikom in klorom pri 700 °C. 

Karbonati in oksidi 

Be(s) + C(s) + Cl2(g) BeCl2(s) + CO(g) 

Karbonati in oksidi sodijo med najpomembnejše spojine zemeljskoalkalijskih kovin. Apnenca 

in dolomita je v zemeljski skorji približno 1/6. Sta glavni sestavini kraškega sveta in močno 

razširjeni po vsem svetu. 

17


Oksidi nastanejo z razkrojem karbonatov. 

MCO3(s) MO(s) + CO2(g) (M = Mg, Ca, Sr in Ba) 

Temperatura razkroja karbonata do oksida narašča po skupini navzdol. Oksidi so termično 

obstojni vse do temperature 3000 °C. 

BeO je inertna snov in z vodo ne reagira niti pri močno povišanih temperaturah. Vsi ostali 

oksidi z vodo reagirajo v hidrokside. 

MO(s) + H2O(l) M(OH)2(aq) (M = Mg, Ca, Sr in Ba) 

Med oksidi je najpomembnejši CaO (živo apno). Pripravijo ga z razkrojem apnenca pri 

temperaturah, višjih od 1000 °C. Pri reakciji z vodo (gašenje živega apna) nastane kalcijev 

hidroksid Ca(OH)2. V zmesi s peskom in vodo je odlično vezivo, ki je v gradbeništvu znano 

pod imenom malta. Na zraku Ca(OH)2 počasi reagira s CO2 Nastali karbonat poveže opečne 

ali kamnite zidake v trdno celoto. 

Ca(OH)2(s) + CO2(g) CaCO3(s) + H2O(l) 

Znano je, da deževnica apnenec raztaplja. V deževnih kapljicah se raztopi nekaj CO2. Kljub 

zelo nizkim koncentracijam raztopljenega CO2 v vodi poteče z apnencem reakcija 

CaCO3(s) + CO2(g) + H2O(l) Ca 2+ (aq) + 2 HCO3 – (aq). 

Reakcija je ravnotežna, potek v »levo ali desno« pa je odvisen od mnogih dejavnikov: 

temperature, koncentracije raztopljenega karbonata in deleža CO2 v zraku. Ob primernih 

pogojih poteka v kraških jamah reakcija v obratno smer; na stropih in na tleh se izločajo 

kristali kalcita, iz katerih se po daljšem času izoblikujejo stalaktiti in stalagmiti. 

Tudi pitna voda vsebuje nekaj raztopljenega magnezijevega in kalcijevega hidrogenkarbonata, 

ki se pri kuhanju izloči kot zmes obeh karbonatov. Trdemu preostanku ali usedlini, ki 

preostane po kuhanju ali izparevanju, pravimo vodni kamen ali kotlovec. S koncentracijo obeh 

hidrogenkarbonatov je opredeljena tim. trdoto vode. Trdota pitne vode je med 7 in 18 

nemškimi trdotnimi stopinjami (°N). 1 °N pomeni, da je v 1 litru vode raztopljeno 18 mg 

CaCO3 ali 15 mg MgCO3, seveda v obliki topnih hidrogenkarbonatov (za ponazoritev: če bi 

izpareli 1 m 3 vodovodne vode s trdoto 1 °N, bi lahko izločeni kotlovec stlačili v kocko, 

velikosti 2 cm). 

Mehčanje trde vode pomeni odstranjevanje Ca 2+ in Mg 2+ ionov. Glede na posmezne zahteve 

poteka mehčanje na različne načine: 

a) z dodatkom sode, Na2CO3, se izločita oba iona v obliki karbonatov 

b) v pralnih praških so kemikalije, ki vežejo Ca 2+ in Mg 2+ ione (npr. Na5P3O10) 

c) ionski izmenjevalci učinkovito odstranijo iz vode vse ione, poleg Ca 2+ in Mg 2+ tudi 

Na + , Cl – in ostale. 

Ionski izmenjevalci se prodajajo v obliki nekaj milimetrov velikih kroglic, ki so sestavljene iz 

organskih polimerov (Slika 4). 

(a) nasujemo jih v posodo in skoznje teče trda voda 

(b) notranjost kroglic je prepredena s številnimi mikroskopskimi kanalčki, na površini 

katerih so vezane negativno nabite skupine (npr. –SO3 – ), v njihovi bližini pa pozitivno 

nabiti kationi (npr. Na + ) 

(c) ko se trda voda pretaka po kanalčkih, Ca 2+ in Mg 2+ ioni izpodrivajo Na + ione 

(d) na dnu posode, napolnjene z izmenjevalcem, je v vodi le še NaHCO3, ki je odlično 

topen iz se pri izparevanju vode ne izloča. 

18


Na povsem enak način se lahko v naslednjem izmenjevalcu, ki je zaporedno vezan za tistim 

za izmenjavo Na + ionov, zamenja tudi HCO3 – ione s Cl – ioni. Voda po končanem mehčanju 

vsebuje NaCl, karbonati pa ostanejo vezani v obeh izmenjevalcih. Ko sta izmenjevalca 

izrabljena (nasičena), ju regenerirajo z dodatkom soli. 

Slika 4 Shema prikazuje izmenjavo delcev med pretakanjem trde vode skozi 

ionski izmenjevalec. 

Če pa hočemo iz vode izločiti vse anione in katione (demineralizirana voda), moramo vodo 

voditi skozi dvostolpni izmenjevalec; v enem se kationi zamenjajo s H3O + ioni, v drugem pa 

anioni z OH – ioni. 

Vodo lahko demineralizirajo tudi s tim. reverzno osmozo: pod visokim pritiskom (višjim od 

osmoznega) jo potiskajo skozi posebne membrane. Skoznjo prehajajo le molekule vode, 

hidratirani ioni pa zaradi svoje velikosti ne morejo skozi pore membrane. (slika) 

Ca, Sr in Ba zlahka reagirajo z vodikom v kovinskse hidride (Slika 5). Hidridi burno reagirajo 

z vodo in tudi alkoholi. Pri reakciji se razvija vodik, v raztopini pa ostane hidroksid (OH – ) ali 

alkoksid (OR – ) 

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

CaH2(s) + CH3OH(l) Ca(OCH3)2(met) + H2(g) 

Slika 5: pri segrevanju Ca v toku H2 v reakcijski cevi začne na površini kalcija 

nastajati CaH2. 

19


Biološko pomembni elementi 1A in 2A skupine in barve elementov 

Na + , K + , Ca 2+ in Mg 2+ ioni so v primernih količinah nujno potrebni za pravilno delovanje in 

regulacijo mnogih fizioloških in biokemijskih procesov v rastlinskih in živalskih organizmih. 

K + in Ca 2+ se nahajata pretežno v celicah, Na + pa izven celic, denimo v krvi. Mg 2+ je nujen za 

nastanek klorofila, v katerem poteka proces fotosinteze. Hidroksiapatit je glavna sestavina 

zob, mineralni del kosti pa je pretežno iz kalcijevega fosfata Ca3(PO4)2. 

Barve elementov 

Kadar kovinske soli (sulfati, kloridi, nitrati, acetati, fosfati) segrejemo na visoko temperaturo, 

oddajajo značilno svetlobo, ki se razlikuje od elementa do elementa. Pri visoki temperaturi je 

namreč na razpolago dovolj termične energije, da lahko elektroni prehajajo med različnimi 

energijskimi nivoji (podobno »preskakujejo« elektroni tudi med orbitami v Bohrovem modelu 

vodikovega atoma; glej. pgl. 6, 1. semester). Iz višjih energijskih nivojev »padajo« nazaj na 

nižje nivoje in pri tem oddajo svetlobne energijske kvante – fotone. Vsak foton ima značilno 

valovno dolžino, ki jo zaznamo kot barvo. Pri gorenju Mg nastaja obilo bele svetlobe, Ca 

oddaja opečno rdečo barvo, Sr rdečo, Ba pa zeleno (Slika 6). 

Slika 6 S stekleno palčko zajamemo nekaj kristalov katerekoli kalcijeve soli in jo 

postavimo v plamen gorilnika. Sol se segreje in začne oddajati karakteristično 

svetlobo opečno rdeče barve. Elektroni preidejo iz energijsko nižjih v energijsko višje 

nivoje, od koder se »vrnejo« nazaj na nižje nivoje; pri tem se izseva foton, ki ga 

zaznamo kot karakteristično opečno rdečo barvo. 

20

Kemija elementov glavnih skupin: skupina 3A Boris Čeh 

1. Splošno 

2. Minerali, pridobivanje in uporaba 

3. Kemija elementov in njihovih spojin 

a. spojine s kisikom 

b. spojine s halogeni 

c. spojine z vodikom 

Splošno 

Elektronska konfiguracija v atomih elementov 3A skupine je ns 2 np 1 . Elektronsko 

konfiguracijo žlahtnega plina lahko elementi te skupine dosežejo tako, da bodisi sprejmejo 5 

elektronov ali pa oddajo 3. Druga možnost je energijsko veliko bolj ugodna (za sprejem 5 

dodatnih elektronov v atom B je potrebno veliko več energije kot pa za oddajo 3 elektronov; 

glej IE, pgl. 8/1. sem.), zato so oksidacijska števila (OŠT) pri teh elementih +3 in nikoli –5. 

Toda bolj ko se bližamo dnu tabele, bolj postajajo stabilne tudi spojine, v katerih imajo 

elementi OŠT +1. To število je za 2 naboja manjše od števila +3; na trend zmanjševanja OŠT 

»za dva« bomo naleteli tudi v skupinah 4A, 5A, 6A in deloma tudi 7A). 

V tabeli so podana značilna oksidacijska števila elementov 3A skupine 

bor aluminij galij indij talij 

+3* +3 +3 +3 +3 

+1 +1 +1 

*z mastnim tiskom so označena stabilnejša oksid. št. 

Pri elementih B in Al velja omeniti diagonalno podobnost berilija z aluminijem (Be → Al že; 

glej 2A skup.) in bora s silicijem (B→ Si). 

(1) BeO in Al2O3 sta amfoterna oksida, B2O3 in SiO2 pa kisla 

(2) borati in silikati (spojine s kisikom) se odlikujejo po strukturni raznolikosti 

(3) BCl3 in SiCl4 reagirata z vodo burno, AlCl3 pa bolj počasi 

(4) hidridi (spojine z vodikom) bora in silicija so hlapni in na zraku vnetljivi, AlH3 pa ima 

ionsko zgradbo 

Seveda pa se kemija B v mnogočem razlikuje od kemije Al, saj imata elementa vendarle 

različno število valenčnih elektronov. 

Minerali, pridobivanje in uporaba 

Med bolj znane in razširjene minerale, ki vsebujejo bor, sodijo: Na2B4O7∙10H2O (boraks), 

Na2B4O7∙4H2O (kernit) in H3BO3 (sasolin). 

Letna proizvodnja bora znaša okoli 10 ton. Pridobivanje bora v čisti obliki je razmeroma 

zahteven tehnološki postopek. Najprej ga reducirajo z magnezijem: 

B2O3(s) + 3 Mg(s) 2 B(s) + 3 MgO(s) 

Za pripravo čistega bora sintetizirajo najprej BBr3, ki ga 

(1) bodisi razkrojijo pri visoki temperaturi na volframova žički 

21


BBr3(g) B + 3/2 Br2(g) 

(2) ali pa reducirajo z vodikom 

BBr3(g) + 3/2 H2(g) B + 3 HBr(g) 

Znanih je veliko alotropskih oblik (modifikacij) bora, vsem oblikam pa je skupno to, da so v 

kristalnih strukturah ikozaedri B12 povezani med seboj na različne načine (Slika 1). 

Ikozaeder (20 ploskev, 12 oglišč, 30 robov) ikozaeder B12 

Slika 1 V večini modifikacij je 12 atomov bora je povezano v ikozaeder. 

Zanimivo! 

Ikozaeder (konveksni polieder) je eden izmed simetričnih Platonovih geometrijskih teles, 

ki je omejeno z 20 simetrijsko enakovrednimi enakostraničnimi trikotniki (med 

Platonova telesa štejemo še tetraeder, oktaeder, kocko in dodekaeder). 

Ogljik ni primeren reducent za pridobivanje bora, ker pri reakciji bora z ogljikom nastane 

B4C, ki je izjemno trd. Uporabljajo ga tudi pri izdelavi neprebojnih jopičev in proizvodnji 

palic, ki služijo kot absorberji nevtronov v jedrskih reaktorjih. 

Po deležu med elementi v zemeljski skorji je aluminij na 3. mestu, takoj za kisikom in 

silicijem. Prav s tema dvema elementoma je vezan je v številnih mineralih, ki jim pravimo 

alumosilikati. Pri preperevanju alumosilikatov nastanejo sčasoma mešanice, ki jih opredelimo 

s skupno formulo Al2O3∙xH2O in jim pravimo boksiti. V boksitih so še številne primesi; 

največ je SiO2 in diželezovega trioksida, Fe2O3. 

Med procesom predelave boksita v glinico je treba ti dve primesi odstraniti. Za izločanje 

omenjenih primesi uporabljajo tako imenovani »Bayerjev mokri postopek«: 

(1) boksit najprej raztopijo v 30% NaOH pri 190 °C. Pri tem se železo izloči v obliki 

netopnega Fe(OH)3∙xH2O (poenostavljeno lahko pišemo tudi Fe(OH)3), ki se v ogromnih 

usedalnikih posede na dno; usedlina je znana pod imenom rdeče blato. 

(2) v preostalo raztopino, v kateri sta raztopljena NaAl(OH)4 in Na4SiO4, uvajajo ogljikov 

dioksid. 

2 NaAl(OH)4(aq) + CO2(g) → Al2O3(s) + Na2CO3(aq) + 4 H2O(l) 

22


Silicij ostane v topni obliki, aluminij pa se izloči kot Al2O3∙xH2O, ki ga predelajo v glinico 

(Al2O3). Glinici dodajo kriolit (Na3AlF6), da znižajo tališče in talino zmesi glinice in kriolita 

elektrolizirajo. (produkcija……?). Kisik, ki se pri elektrolizi sprošča, reagira z grafitnimi 

elektrodami, zato jih je potrebno pravočasno zamenjati. 

Največ aluminija se porabi v 

(1) gradbeništvu (okenski okvirji, vrata, aluminijaste letve itd.) 

(2) letalski industriji (zlitina Al, Si, Mg, Mn, Cu) DUR_Al 

Galij je zanimiv, ker je med elementi rekorder po velikosti temperaturnega območja, ko je v 

tekoči obliki (od 30 pa do 2204 °C). V zlitinah z drugimi elementi se uporablja v 

polprevodniških tehnologijah. Galijev arzenid (GaAs) je namreč veliko »hitrejši« 

polprevodnik od silicija, vendar je njegovo pridobivanje in čiščenje precej zahtevno in drago, 

zato ga v računalniški industriji uporabljajo le za posebne namene. 

Kemija elementov in njihovih spojin 

a) spojine s kisikom 

Bor je znan po tem, da s kisikom tvori številne strukturno zelo zanimive zvrsti, ki jim pravimo 

oks(id)oborati (ali krajše kar borati; Slika 2). 

BO3 3– B2O5 4– B3O6 3– 

Slika 2 Modeli nekateri oks(id)oboratov. 

B5O6(OH)4 – 

Nenavadna je zgradba boraksa (Slika 3), Na2B4O7∙10H2O: 4 atomi B in 4 atomi O oblikujejo 

osmerokotnik, vendar atomi v njem niso v ravnini. Dva B atoma na nasprotnih straneh 

osmerokotnika sta povezana še preko enega kisikovega atoma (»kisikov most«). Na vsakega 

izmed 4 atomov B je »navzven« vezana še po ena OH skupina. Z vezavo dveh atomov B 

preko kisikovega mostu dosežeta atoma oktet. 

(a) pogled »z vrha« (b) pogled »od strani« (c) pogled »z vrha« 

Slika 3: trije različni pogledi na model iona B4O5(OH) 4– . 

23


Kako zahtevno je lahko pravo sistematično poimenovanje zvrsti, ki imajo nekoliko 

neobičajno zgradbo, nam priča poimenovanje tetraboratnega(2–) iona; 1,3,5,7tetrahidroksido-1,3,5,7-tetraboril-2,4,6,8,9-pentaoksido-[08.1 

1,5 ]diciklo(2–) ion. V (c) je 

prikazana struktura kot povezava 2 tetraedrsko in 2 trikotno koordiniranih borovih 

atomov (2 atoma B sta obdana s 4 atomi O– tetraeder, 2 pa s 3 atomi O– trikotnik). 

Borova kislina, H3BO3, je šibka kislina (Ka =7∙10 –10 ). V vodnih raztopina protolizira: 

H 

B(OH)3(aq) + 2 H2O(l) (OH)4 – (aq) + H3O(aq) + 

O 

B 

H 

O O 

H 

Pri reakciji z vodo se borova kislina ne obnaša kot Brønstedova kislina, pač pa kot Lewisova, 

saj se elektronski par kisika v molekuli vode poveže s prosto orbitalo na atomu B (B ima v 

H3BO3 okrog sebe tri vezi, torej sekstet elektronov in ne oktet). Borova kislina ima plastovito 

strukturo. V plasti je vsaka molekula kisline povezana s 3 sosednjimi molekulami kisline 

preko 3 vodikovih vezi. Plasti pa so med seboj povezane z van der Waalsovimi silami. 

Slika 4 Model ene plasti v plastoviti zgradbi 

borove kisline; posamezna molekula H3BO3 je 

preko 3 vodikovih vezi povezna s tremi 

sosednjimi molekulami pod koti 120°. 

H 

Borova kislina odda pri segrevanju vodo in preide v borov oksid, B2O3. 

H 

H 

+ O 

O 

B 

O 

O 

O 

H 

H 

H 

O 

H 

+ 

+ 

+ + 

H 

H H 

2 B(OH)3(aq) B2O3(s) + 3 H2O(l) 

Veliko B2O3 se uporablja pri pridobivanju ognjeoodpornih stekel, iz katerih se izdeluje 

laboratorijska steklovina, pa tudi stekleni pribor, uporaben v gospodinjstvu. 

Pri reakciji H3BO3 z alkoholi nastenejo estri. Voda, ki se pri reakciji sprosti, se veže na 

H2SO4, ki jo dodamo zmesi borove kisline in alkohola 

H3BO3(s) + 3 C2H5OH(l) B(OCH2CH3)3(g) + 3 H2O 

Nastali estri so hlapni in gorijo s prelepim zelenim plamenom. Produkti so stabilni oksidi 

elementov B, O in H 

O 

H 

24


2 B(OCH2CH3)3(g) + 18 O2(g) B2O3(s) + 12 CO2(g) + 15 H2O(l) 

Slika 5 V porcelansko izparilnico damo borovo kislino, nanjo nalijemo nekaj 

mililitrov metanola in nekaj mililitrov koncentrirane žveplove kisline, vsebino 

premešamo in prižgemo s plamenom. Estri borove kisline (trietilbor) gorijo s 

prelepim zelenim plamenom. 

Vodne raztopine soli Al, Ga, In in Tl so kisle. Heksaakvaaluminijevi(3+) ioni reagirajo z vodo 

in nastane pentaakvahidroks(id)oaluminat(2+) in oksonijev ion 

[Al(H2O)6](aq) 3+ + 2 H2O(l) Al(H2O)5OH](aq) 2+ + H3O(aq) + 

Slika 5: v zvrsteh [Al(H2O)6] 3– in Al(H2O)5OH] 2+ so aluminijevi atomi obdani s 6 

Lewisovimi bazami (H2O in OH – ), razporejenimi v ogliščih oktaedra. 

Nekaterim vrstam papirja dodajajo aluminijeve soli, da jim povečajo gladkost in lesk. Toda 

tak papir začne sčasoma propadati prav zaradi hidrolize. Knjigam in dokumentom, tiskanim 

na takem papirju, se zaradi kislosti močno skrajša življenjska doba. 

Pri segrevanju Al(OH)3 nad 2000 °C nastane zelo trd in kompakten korund, ki ga uporabljajo 

za izdelavo različnih brusil. Če je v kristalu korunda majhen delež aluminijevih ionov 

zamenjanih s kromovimi ioni, Cr 3+ , je mineral obarvan rdeče (rubin). Če primesi drugih kovin 

obarvajo korund modro, so taki poldragi okrasni kamni safirji. 

b) spojine s halogeni 

Bor tvori spojine s halogeni, F, Cl, Br in I. BF3 je hlapen in pripravijo ga z reakcijo 

elementarnega bora s fluorom. 

2 B(s) 3 F2(g) 2 BF3(g) 

Ali pa z reakcijo borovega oksida z vodikovim fluoridom, HF. 

25


B2O3(s) + 6 HF(g) 2 BF3(g) + 3 H2O(l) 

Slika 6 Slika modela molekule BF3, sestavljenega iz »paličk in kroglic«. Na desni je 

zapisana strukturna formula, skupaj z vsemi valenčnimi elektronskimi pari (VlEP). 

Poleg BF3 je znanih je več različnih kloridov bora, ki so tekoči: B2Cl4, B4Cl4 in B8Cl8. 

Cl 

B 

Cl Cl B- Cl 

Slika 7 Slike modelov molekul BCl3 (zgradba je identična molekuli BF3) in B4Cl4. 

Zapisani sta tudi strukturni formule z vsemi valenčnimi elektronskimi pari. 

AlF3 je ionska spojina, ki se stali šele približno pri 1300 °C. Aluminijev klorid je tudi trden, 

pri temperaturah nad 190 °C pa je plinast. V trdnem AlCl3 je struktura podobna AlF3, 

tekočina in plin pa sta sestavljena iz molekul Al2Cl6 – dve molekuli AlCl3 se povežeta v dimer 

Al2Cl6 (dialuminijev heksaklorid; dimer je molekula, sestavljena iz dveh osnovnih enot – 

monomer). Aluminije klorid se pripravi na različne načine: 

(a) direktno iz elementov, 2 Al(s) + 3 Cl2(g) Al2Cl6(g) 2 AlCl3(s) 

(b) z reakcijo Al s plinastim HCl, 2 Al(s) + 6 HCl(g) 2 Al2Cl6(s) + 3 H2(g) 

(c) iz aluminijevega oksida, Al2O3(s) + 3 C(s) + 3 Cl2(g) Al2Cl6(s) + 3 CO(g) 

Al2Cl6 

- B- B 

Cl 

Cl Cl 

Al Al 

Cl 

Cl 

Cl 

Slika 8 Model in strukturna formula molekule Al2Cl6. Atoma Al sta v središčih 

tetraedrov iz Cl atomov. Dva tetraedra AlCl4 sta povezana preko skupnega roba. 

Spojine z vodikom – borani 

F 

B 

F F 

Cl 

Cl 

B - 

Cl 

26


Številne spojine bora in vodika so znane pod imenom borani. B in H imata skupaj premalo 

elektronov, da bi z njimi zapolnila vse vezi, s katerimi so atomi B in H povezani v molekule. 

Zato se nekatere vezi v boranih lahko razprostirajo preko več atomov, npr. preko treh. To so 

trojedrne vezi z dvema elektronoma. 

Slika 9 Shema ponazarja nastanek vezi v molekuli B2H6 s prekrivanjem 1s atomskih 

orbital H s sp 3 hibridnimi orbitalami B. 

a) 2 B atoma in 6 H atomov imajo skupno 2×3 + 6×1 = 12 velenčnih elektronov, to je 

12/2 = 6 valenčnih elektronskih parov (VlEP). 

b) skupno število vezi B––H je 8, za tolikšno število vezi bi potrebovali 8 VlEP– 

primanjkujejo torej 2 VlEP. 4 1s orbitale na 4 terminalnih (obrobnih, na zunanji 

strani) atomov H se prekrije z 2×2 = 4 hibridnimi orbitalami 2 B atomov. Vsaka 

izmed 1s orbital dveh H atomov, ki sta »vmes« med B atomoma (mostovna), pa se 

poveže z 2 preostalima hibridnima B atomoma. 

c) s prekrivanjem nastanejo 4 vezne orbitale C––H in 2 molekulski orbitali (MO), ki 

sta sestavljeni iz 3 orbital: hibridne orbitale na prvem B atomu + 1s orbitale na 

»vmesnem« H atomu + hibridne orbitale na drugem B atomu. 

d) nastane most B––H––B, v katerem sta vpeti 2 hibridni orbitali 2 B atomov in 1s 

orbitala atoma H v sredini med atomoma B; nastaneta 2 trojedrni MO B––H––B; v 

skladu s Paulijevim izključitvenim načelom za obe velja, da sta »zapolnjeni« z 2 

elektronoma, ki imata nasprotni spin. 

e) na sliki so prikazane 4 C––H (črna barva) in 2 B––H––B trojedrne vezi (rdeča barva). 

V skupini boranov je B2H6 najenostavnejša spojina. Bolj zapleteno zgradbo imajo borani s 

formulami B4H9, B4H10 itd. Vsi borani se na zraku spontano vžgejo, B2H6 celo eksplozivno. 

Gorijo z značilnim zelenim plamenom, produkt oksidacije je stabilen borov oksid, B2O3. 

Pri reakciji z vodo nastane vodik 

B2H6(g) + 3 O2(g) B2O3(s) + 3 H2O(l) 

B2H6(g) + 6 H2O(l) 6 H2(g) + B2O3(s) 

Pomembna spojini sta tudi NaBH4 (natrijev tetrahidridoborat) in LiAlH4 (litijev tetrahidridoaluminat). 

Uporabljata se kot reducenta v organski kemiji. 

27


1. Minerali, pridobivanje in uporaba 

2. Kemizem elementov in njihove spojine 

a. Spojine s kisikom 

b. Spojine s halogeni 

c. Spojine z vodikom 

Elektronska konfiguracija v atomih elementov 4A skupine je ns 2 np 2 . Atomi dosežejo oktet 

elektronov (konfiguracijo žlahtnega plina) tako, da oddajo ali sprejmejo 4 elektrone. Elementi 

»na vrhu« skupine imajo docela nekovinski karakter (C in Si), »na dnu« skupine pa imata 

kositer in še posebej svinec že močno izražene kovinske lastnosti. Oksidacijsko število C je 

skoraj izključno +4, ravno tako tudi pri Si in Ge. Pri Sn in Pb pa že naletimo na spojine, v 

katerih je OŠT (oksid. štev.) za 2 manjše, torej +2. Za Pb velja, da so spojne z OŠT +2 

obstojnejše od tistih z OŠT +4. 

V tabeli so podana značilna oksidacijska števila elementov 3A skupine 

ogljik silicij germanij kositer svinec 

+4* +4 +4 +4 +4 

Minerali, pridobivanje in uporaba 

+2 +2 

*z mastnim tiskom so označena stabilnejša oksidacijska števila (OŠT) 

Ogljik 

V zemeljski skorji je C veliko manj od Si, v vesolju pa približno 6-krat več. Večinoma je 

vezan v karbonatih (apnenec, CaCO3; dolomit, CaCO3∙MgCO3 in drugi). Drugače pa ogljik je 

temeljni element v neštetih preprostih in zapletenih spojinah, ki jih najdemo v vseh živih 

organizmih in ki so bile pripravljene v kemijskih laboratorijih. Poleg C in najpogosteje H 

lahko organske spojine vsebujejo še O, N, pa tudi S in halogene. C atomi se povezujejo med 

seboj in z drugimi atomi (O, N in S) v obroče in dolge verige, ki so lahko tudi razvejane. 

Zaradi vsega tega je znanih ogromno število organskih spojin. Energije vezi C s H, O, N in F 

so relativno visoke, zato so organske spojine stabilne. 

V naravi ga srečamo v dveh oblikah: grafitu in diamantu. Okoli leta 1990 pa so uspeli 

pripraviti kristale tretje modifikacije, fulerena, sestavljenega iz molekul C60, ki so po svoji 

obliki in povezavi med atomi podobni nogometni žogi, sešiti iz šesterokotnikov in 

peterokotnikov. 

Grafit in diamant se med seboj zelo razlikujeta. Grafit ima slojevito strukturo. Sestavljen je iz 

šesterokotnikov, med seboj povezanih v neskončne ravne plasti (satovje). V plasti je vsak C 

atom pod koti 120 o povezan s 3 sosednjimi atomi C s sigma (σ) kovalentno vezjo (atomi so v 

plasti povezani s σ skeletom ali ogrodjem). Vsak C atom ima še eno orbitalo, ki je usmerjena 

pravokotno na plast. Te orbitale so med seboj povezane v veliko število molekulskih orbital 

(MO), ki »se razprostirajo« preko celotne plasti. Četrtina elektronov iz vseh C atomov pa po 

28


parih (nasproten spin) zasedejo molekulske orbitale. Prav zaradi tega je grafit električno 

prevoden. Ker so plasti med seboj povezane s šibkimi van der Waalsovimi silami, prihaja pri 

mehanskih obremenitvah do medsebojnega zamika med plastmi (plasti drsijo). Zato se grafit 

pri visokih temperaturah uporablja kot mazivo. 

Tri plasti grafita & osnovna celica Osnovna celica & šesterokotniki v plasti 

Slika 1 Struktura grafita je plastovita, v plasteh so C atomi povezani s kovalentnimi 

in kovinskimi vezmi, plasti pa med seboj z van der Waalsovimi vezmi. 

Uporabni obliki grafita sta tudi oglje in saje. Oglje preostane kot trdni produkt po razgradnji 

lesa pri povišanih temperaturah in brez prisotnosti kisika. Aktivno oglje dobijo z 

učinkovanjem pregrete vodne pare na oglje pri temperaturah okrog 1000 °C. Saje nastajajo pri 

nepopolnem izgorevanju ogljikovodikov. Sestavljene so iz zelo majhni delcev (velikost od 

nekaj mikronov do nekaj deset mikronov; 1 mikron = 1 μ = 10 –6 m = 10 –3 mm). 

Diamant se po vseh lastnostih diametralno razlikuje od grafita. Vzrok temu je v notranjem 

ustroju kristala. Vsak atom C je povezan s 4 sosednjimi atomi C s σ kovalentnimi vezmi, med 

katerimi je tetraedrski kot 109,5°. 

Slika 2 Razporeditev atomov C v diamantu. Na desni je prikazanih 9 osnovnih celic 

diamanta. Vsak C atom je obdan s 4 sosednjimi atomi, ki so v ogliščih tetraedra. 

29


Med vsemi snovmi ima najvišji lomni količnik in najvišjo trdoto ter izmed vseh elementov pri 

sobni temperaturi daleč najvišjo toplotno prevodnost (približno 5-krat večjo od bakra). Zaradi 

izjemne trdote in odlične toplotne prevodnosti se uporablja za izdelavo brusilnih in rezalnih 

orodij. Ker je količina diamantov, pridobljenih v diamantnih rudnikih, premajhna, ga kakih 10 

t letno pridobijo tudi iz grafita pri visokih tlakih (do 100.000 bar) in visokih temperaturah (do 

1600 °C). Na različne načine obrušeni čisti diamanti se uporabljajo pri izdelavi nakita. V 

draguljarstvu se velikost diamantov meri v karatih, ki je masna enota (1 karat = 0,2000 g). 

Silicij 

Silicij je po vsebnosti v zemeljski skorji na 2. mestu, takoj za kisikom. S kisikom, aluminijem 

in mnogimi kovinami je kemijsko vezan v silikatih in alumosilikatih. Je sestavina gline, 

glinenih izdelkov, opeke, cementa; v elementarni obliki naletimo nanj v čipih in tranzistorjih. 

Pridobijo ga z redukcijo kremena, SiO2, z grafitom. 

SiO2(s) + 2 C(s) Si(s) + 2 CO(g) 

Tako pridobljen Si je nečist, zato ga klorirajo 

Si(s) + 2 Cl2(g) SiCl4(l) 

Tekoči SiCl4 reducirajo s čistim Mg ali Zn do Si. 

SiCl4(l) + 2 Mg(s) Si(s) + 2 MgCl2(s) 

MgCl2 se v vodi raztopi, silicij ostane. Pri čiščenju Si s tim. consko rafinacijo lahko dosežejo 

tudi 99,999999999% čistočo (1 atom nečistoč na 100 milijard atomov silicija). Čisti in 

dopiran silicij (dodane majhne količine elementov 3A in 5A skupine) uporabljajo za izdelavo 

čipov, tranzistorjev, pomnilnikov itd. 

Germanij, kositer in svinec 

Ti elementi so vezeni v različnih mineralih (kasiterit, SnO2; galenit, PbS). Podobno kot Sn 

pridobijo tudi Si z redukcijo kasiterita z ogljem. 

SnO2(s) + C(s) Sn(s) + CO2(g) 

Pb pripravijo s praženjem (oksidacijo) galenita do svinčevega(II) oksida, PbO 

ki ga reducirajo s koksom do Pb. 

2 PbS(s) + 3 O2(g) 2 PbO(s) + 2 SO2(g), 

2 PbO(s) + C(s) Pb(s) + CO2(g) 

Večino Sn porabijo za zelo tanke prevleke v pločevinkah. Okrog 2/3 Pb porabijo za izdelavo 

elektrod v svinčevih akumulatorjih (90% Pb in 10% Sb). 

30


Kemizem elementov in njihovih spojin 

Spojine s kisikom 

Ogljik in kisik tvorita dva pomembna oksida, ogljikov dioksid, CO2, in ogljikov (mono)oksid, 

CO. CO2 nastaja pri gorenju ogljika in organskih spojin, kadar je dovolj kisika, na primer 

C(s) + O2(g) CO2(g) 

2 C2H6(g) + 5 O2(g) 2 CO2(g) + 6 H2O(g) 

Če kisika pri gorenju primanjkuje, nastaja lahko v manjši količinah tudi CO. Oba plina sta 

brez barve in vonja. CO2 prištevamo med kisle okside (je anhidrid ogljikove kisline, soli so 

hidrogenkarbonati in karbonati), CO pa med nevtralne okside. CO2 ni strupen, saj nastaja pri 

zgorevanju hrane in ga izdihujemo. Če pa vdihavamo zrak, v katerem ga je od 1 do 20%, se 

zaradi prevelike količine vdihanega CO2 pH krvi zniža za nekaj desetink (zakisanje), kar je 

lahko smrtno nevarno, saj lahko po krajšem času izgubimo zavest (vinske kleti in veliki sodi, 

v katerih poteka vrenje mošta). 

Molekula CO2 je simetrična in linearna, zato nima dipolnega momenta. 

a) b) c) 

Slika 3 Različni modeli molekule CO2; a) kalotni model, b) model iz kroglic in 

paličk, c) Lewisova struktura oz. zapis molekule s simboli in pravo medsebojno 

lego atomov. 

CO izjemno strupen. Na železo, ki je v hemoglobinu in mioglobinu (v rdečih krvnih telescih), 

se veže veliko močneje kot O2, zato se z vdihavanjem CO količina razpoložljivega železa v 

hemoglobinu zmanjšuje. 

O 

V molekuli CO sta atoma povezana z močno trojno vezjo (Evezi = 1075 kJ/mol). 

HC 

a) b) c) 

Slika 5: a) in b) modela molekule CO; c) strukturna formula CO 

Znatne količine CO nastanejo pri reakciji CO2 s koksom 

CO2(g) + C(s) 2 CO(g) 

C O 

O + 

31


Reakcija je znana pod imenom Boudouardovo ravnotežje. Delež CO v plinski zmesi CO/CO2 

je odvisen od temperature in tlaka. Ravnotežje je izredno pomembno pri pridobivanju železa 

iz železovih rud v plavžu in pri ogljičenju železa. 

Slika 3 Diagram Boudouardovega ravnotežja; delež CO v odvisnosti od temperature 

pri tlaku 1 bar. 

CO uporabljajo tudi za pridobivanje izjemno čistega niklja, Ni (Mondov postopek). Ni tvori s 

CO plinasti nikljev tetrakarbonil (karbonili so spojine kovin s CO). 

Ni(s) + 4 CO(g) Ni(CO)4 (pri 50 °C) 

Ker reagira s CO samo Ni, na pa tudi primesi, dobijo z razkrojem karbonila pri povišani 

temperaturi zelo čist Ni. 

Ni(CO)4(g) Ni(s) + 4 CO(g) (pri 230 °C) 

SiO2 se po zgradbi povsem razlikuje od CO2, ki je molekulska spojina. V SiO2 so atomi Si 

obdani s štirimi atomi O, atomi O pa z dvema atomoma Si. Vezi Si––O so kovalentne. Znana 

je kopica kristalnih oblik silicijevega dioksida. Pomembnejše so tri modifikacije, vsaka od teh 

treh pa je v dveh različnih oblikah: 

α- in ß-kremen 

α- in ß-tridimit 

α- in ß-kristobalit. 

V naravi je najbolj razširjen kremen. V nekaterih nahajališčih so našli tudi več kot meter 

velike kristale (kamena strela). Ker je naravnega kremena premalo, ga pridobivajo umetno in 

sicer tako, da kremenčev pesek raztopijo v razredčenem NaOH pri temperaturi 400 °C in 

tlaku 1700 bar. Ko tako raztopino »cepijo« s kristali SiO2, začno iz raztopine rasti večji 

kristali. 

SiO2 s kislinami ne reagira, pač pa reagira s HF. 

32


SiO2(s) + 4 HF(l) SiF4(g) + 2 H2O(l) 

Pri povišanih temperaturah reagira tudi s sodo. 

SiO2(s) + 2 Na2CO3(s) Na4SiO4(s) + 2 CO2(g) 

Natrijev tetraoks(id)osilikat je dobro topen v vodi; koncentrirani raztopini pravimo vodno 

steklo. Če ga obdelamo s kislinami, pride do polikondenzacije in končno do trdnega produkta, 

ki ga lahko posušimo in dobimo porozen higroskopen prašek, imenovan silikagel. Stisnjen v 

kroglice se uporablja kot sušilno sredstvo, saj lahko iz zraka veže znatne količine vode. Če ga 

segrejemo nad 100 °C, silikagel vodo odda in je ponovno uporaben za sušenje. 

Silikati 

Med silikate in alumosilikate uvrščamo minerale, ki se odlikujejo po izjemni raznolikosti v 

notranji zgradbi. Tako kot za SiO2, je tudi za silikate značilno, da so atomi Si obdani s 4 atomi 

O, atomi O pa z dvema atomoma Si. Delimo jih glede na to, kako so med seboj povezani 

tetraedri SiO4 

(1) otočaste silikate, ki so lahko 

a. ortosilikati (samostojni tetraedri SiO4 4– ) 

i. fenakit, Be2SiO4 

ii. forsterit, Mg2SiO4 

iii. olivin, (Mg, Fe)2SiO4 

iv. granat, Ca3Al2(SiO4)3 

b. disilikati (dva tetraedra, povezana preko skupnega oglišča, Si2O7 6– ) 

i. barisilit, Pb8Mn(Si2O7)3 

c. ciklični trisilikati (trije tetraedri, povezani v trikotnik, Si3O9 6– ) 

i. α-volastonit, Ca3(Si3O9) 

ortosilikati, SiO4 4– disilikati, Si2O7 6– ciklični trisilikati, Si3O9 6– 

Slika 5 Zgradba otočastih silikatov. 

d. modeli cikličnih heksasilikatov (6 tetraedrov, povezanih v šeste-rokotnik, 

Si6O18 12– ) 

i. beril, Be3Al2Si6O18 

Slika 6 Model cikličnega heksasilikata. 

33


(2) silikate z neskončnimi polianioni 

a. enojne verige (pirokseni; tetra-edri so povezani v verigo preko skupnih oglišč, 

Si2O6 2– ) 

i. enstanit, MgSi2O6 

ii. spodumen, LiAl(Si2O6)2 

Slika 7 Model verižnega polisilikata, Si2O6 4– ; pirokseni (enojna veriga). 

b. dvojne verige (amfiboli; dve verigi sta povezani preko skupnih oglišč, Si4O11 6– ) 

i. tremolit, Ca2Mg5(Si4O11)2(OH,F)2 

Slika 8 Model verižnega polisilikata; amfiboli (dvojna veriga). 

c. plastoviti silikati (tetraedri SiO4 so povezani v plast preko 3 skupnih oglišč) 

i. talk, Mg3(Si2O5)(OH)2 

ii. kaolinit, Al2(Si2O5)(OH)4 

d. trodimenzionalni silikati so pravzaprav razne oblike SiO2 (že omenjeni 

kremen, tridimit itd.) 

e. če je del silicijevih atomov v silikatih zamenjanih z aluminijevimi, so take 

spojine alumosilikati. Ker je naboj aluminija +3, silicija pa +4, se prenizek 

naboj kompenziran z ustreznim številom pozitivnih kationov (npr. K + , Ca 2+ 

itd.) 

V glinencu K(AlSi3O8) je en Si atom nadomeščen z enim Al atomom. V grupi atomov 

Si4O8 je naboj 4×(+4) + 8×(–2) = 0, v grupi AlSi3O8 pa je 1×(+3) + 3×(+4) + 4×(–2) = 

–1. Negativni naboj –1 kompenzira pozitivni ion K + . Podobno je v anortitu, 

Ca2(Al2Si3O8)2. Naboj (Al2Si3O8) je –2, naboj Ca 2+ pa +2. V alumosilikatih je za 

34


pozitivne katione dovolj prostora v »votlinah« med tetraedri. Glinenci sčasoma 

preperijo in preidejo v kaolinit. 

2 KAlSi3O8(s) + CO2(g) + 2 H2O(l) → Al2(Si2O5)(OH)4(s) + 4 SiO2(s) + K2CO3(s) 

Plasti (Si2O5) so povezane z ioni Al 3+ ioni in OH – . Al 3+ ioni so obdani s 6 atomi O 

(oktaeder). 

Sintetičnim alumosilikatom pravimo zeoliti. Zgrajeni so iz tetraedrov SiO4 in oktaedrov AlO6, 

ki so med seboj povezani. Tak zeolit je npr. »Linde A«, Na12(Al12Si12O48)∙27H2O. V 

strukturi zeolitov so pogosto praznine, obdane s tetraedri SiO4 in oktaedri AlO6. Če so 

praznine dovolj prostorne, se vanje lahko »ujamejo« različno velike molekule. Če imajo 

molekule OH skupine, nastanejo H-vezi z atomi O, ki obdajajo tako praznino. Ker zeoliti 

vežejo molekule vode, so odlično sušilno sredstvo. Za ponovno uporabo je treba zeolit osušiti 

pri temperaturah nad 150 °C. 

Keramika 

Glina je zmes silikatov in alumosilikatov (kaolinit, montmorilonit). Je glavna surovina za 

izdelavo različnih keramičnih izdelkov. Surovina za izdelavo porcelana, ki je med 

keramičnimi materiali najbolj cenjen, je zmes iz ½ gline in kaolina, ¼ kremena in ¼ 

glinencev. Oblikovane izdelke je potrebno segrevati (sintrati) pri visokih temperaturah (nad 

1200 °C). 

Stekla 

Uvrščamo jih med amorfne podhlajene taline. Najcenejše in nezahtevne steklene izdelke 

oblikujejo iz vroče tekoče steklene mase, ki jo pripravijo s segrevanjem zmesi CaCO3 

(apnenec), Na2CO3 (soda) in SiO2 (kremen) nad 1200 °C. Za kvalitetnejša stekla in stekla za 

posebne namene so potrebni dodatki različnih oksidov, za svinčevo okrasno steklo PbO, za 

laboratorijska stekla, odporno na temperaturne spremembe, dodajajo B2O3 in Al2O3, za 

temnomodro obarvana stekla CoO. 

Cement je poglavitna surovina pri pripravi betona. Tudi cement je silikatni material, nastane 

pa pri segrevanju zmesi apnenca in različnih glin (lapor) pri temperaturah nad 1200 °C. V 

dotiku z vodo začnejo rasti kristali različnih hidratiranih silikatov, ki se med seboj prepletejo 

in sprimejo. 

Emajli in glazure 

SiO2 je tudi izhodna surovina za izdelavo emajlov, glazur in pigmentov. 

PbO uporabljajo za pripravo svinčevih stekel, za izdelavo elektrod v svinčevih akumulatorjih 

in izdelavo minija, Pb3O4, ki ga uporabljajo za premaze železnih in jeklenih izdelkov zaradi 

zaščite pred korozijo. V zadnjem času pa se uporaba svinčevih spojin zaradi strupenosti vse 

bolj opušča. Svinčev tetraetil, Pb(C2H5), so skorajda vse prejšnje stoletje uporabljali kot 

dodatek bencinu za preprečevanje »klenkanja« motorjev. Danes so namesto te strupene 

spojine v uporabi primerni, nestrupeni nadomestki. 

Spojine s halogeni 

Ogljik tvori s halogeni ogromno število spojin. Med temi so najbolj znani 

klorofluoroogljikovodiki. To so v bistvu zelo enostavne spojine, sestavljene iz 1 ali 2 C 

atomov, pa še Cl in F in H (freon-11 je CFCl3, freon-21 je CHCl2F, freon-22 je CHClF2). 

35


Imajo relativno visoko toplotno kapaciteto in niso strupeni, zato so jih v preteklosti 

uporabljali za odvajanje toplote v hladilnih napravah (hladilniki, zamrzovalniki, klima 

naprave). Okrog leta 1980 pa so ugotovili, da znižujejo vsebnost ozona v stratosferi. Zato je 

njihova uporaba z mednarodno konvencijo že dalj časa prepovedana. 

Pri reakciji klorometana s Si nastaneta trimetilklorosilan, (CH3)3SiCl, in dimetildiklorosilan, 

(CH3)2SiCl2. 

C 

H3 

H3C 

H3C 

Si O 

2 CH3Cl(g) + Si(s) (CH3)2SiCl2(l) 

Pri reakciji (CH3)3SiCl z vodo nastane trimetilsilanol, (CH3)3SiOH. 

(CH3)3SiCl(l) + H2O(l) (CH3)3SiOH(l) + HCl(g) 

Nastali (CH3)3SiOH lahko kondenzira v disiloksan po reakciji 

(CH3)3Si––O––H + H––O––Si(CH3)3 (CH3)3Si––O––Si(CH3)3 + H2O 

CH3 

H H O Si 

Si O Si 

CH3 

CH3 

C 

H3 

H3C 

H3C 

trimetilsilanol trimetilsilanol disiloksan 

CH3 

CH3 

CH3 

+ H2O Če poteče polikoncenzacija dvovalentnega alkohola, dimetilsilandiola, (CH3)2Si(OH)2, 

nastane polimer polidimetilsiloksan, ki je eden izmed silikonov 

CH3 

CH3 

CH3 

CH3 

CH3 

HO Si O H+ H O Si O H+ H O Si O H+ 

H O Si OH+ 

HO Si O H+ 

H + 

O 

CH3 

Si 

CH3 

O Si 

CH3 

CH3 

O Si 

CH3 

CH3 

CH3 

O Si 

GeCl4 in SnCl4 sta tekočini, ki z vodo burno reagirata. 

CH3 

CH3 

CH3 

CH3 

CH3 

O Si O 

CH3 

SiCl4(l) + 2 H2O(l) SiO2(s) + 4 HCl(g) 

H 

CH3 

CH3 

x H 2 O 

36


Spojine z vodikom 

Znanih je ogromno spojin ogljika in vodika, ogljikovodikov. Delimo jih v alifatske (alkani, 

alkeni, alkini), ciklične (cikloalkani, cikloalkeni) in aromatske (benzen in njegovi derivati). 

Spojine Si z vodikom so silani (imajo enako zgradbo kot alkani). Vezi Si–H in Si–Si sta 

veliko šibkejši kot vezi C–H in C–C, zato so silani zelo nestabilni in se na zraku spontano 

vžgejo. 

2 Si2H6(g) + 5 O2(g) 4 SiO2(s) + 6 H2O(l) 

Karborund, SiC, nastaja pri segrevanju zmesi kremena in koksa pri 2000 °C 

SiO2(s) + 3 C(s) SiC(s) + 2 CO(g) 

Je razmeroma trd in se ga veliko uporablja kot sredstvo za brušenje, dodajajo pa ga tudi jeklu, 

kadar je v jeklu potrebna določena vsebnost silicija in ogljika. 

Kalcijev cianamid, CaCN2, dobijo z učinkovanjem dušika na kalcijev karbid, CaC2, pri 1000 

°C 

CaC2(s) + N2(g) CaCN2(s) + C(s) 

Uporablja se ga kot gnojilo, ker nastaja pri reakciji z vodo in CO2 cianamid. 

CaCN2(s) + H2O(l) + CO2(g) CaCO3(s) + H2NCN(s) 

Pri reakciji metana z amoniakom pri 1200 °C in platinskem katalizatorju nastaja vodikov 

cianid, HCN 

CH4(g) + NH3(g) HCN(g) + 3 H2(g) 

HCN se uporablja za pripravo natrijevega cianida, NaCN, ta pa za izluževanje (raztapljanje) 

zlata. 

4 Au(s) + 8 CN – (aq) + 2 H2O(l) + O2(g) 4 [Au(CN)2] – (aq) + 4 OH – (aq) 

37


1. Minerali, pridobivanje, uporaba in lastnosti 


a. Spojine s vodikom 

b. Spojine s kisikom 

i. oksidi 

ii. kisline 

Elektronska konfiguracija v atomih elementov 5A skupine je ns 2 np 3 . Vse elemente v tej 

skupini uvrščamo med nekovine. Maksimalno oksidacijsko število je +5, pri elementih od P 

do Bi pa je opazen trend povečane stabilnosti spojin elementov z OŠT +3 v primerjavi s 

spojinami z OŠT +5. Pri dušikovih spojinah segajo OŠT vse od +5 (nitrati) pa do –3 

(amoniak). Torej: obstojnost spojin z maksimalnim oksidacijskim število pada po skupini 

navzdol. Spojine, v katerih je OŠT Bi +5, so izjemno močni oksidanti. 

dušik fosfor arzen antimon bizmut 

od +5 do –3 +5, +3, +1 +5 +5 +5 

+3* +3 +3 


Dušik je plin; v dvoatomni molekuli sta atoma povezana s trojno kovalentno vezjo. Vsi ostali 

elementi so trdni, atomi pa povezani s kovalentnimi vezmi. Le pri bizmutu zaznamo rahle 

kovinske značilnosti. 

Minerali, pridobivanje, uporaba in lastnosti 

Dušik 

Večina dušikovih okso spojin je dobro topna v vodi, zato so nahajališča dušikovih mineralov 

redka. V zelo suhih predelih Čila in Peruja so vendarle še velika nahajališča v vodi zelo dobro 

topnega natrijevega nitrata, NaNO3, imenovanega čilski soliter. Največ je dušika je v zraku 

78,1% (v atmosferi ga je okoli 5∙10 15 t). Je izjemno nereaktiven plin, saj sta v molekuli N2 

dušikova atoma povezana s trojno vezjo (E(N≡N) = 945 kJ/mol). Kljub temu pa na vlažnem 

zraku reagira z dvema elementoma, Li in Mg; z njima se spaja v nitride. 

Napiši reakcijo nastanka litijevega nitrida. 

3Mg(s) + N2(g) Mg3N2(s) 

Dušik pridobijo s frakcionirno destilacijo utekočinjenega zraka. Zaradi enostavne priprave in 

nizke cene je utekočinjen dušik (vrelišče je –196 °C) primeren za hlajenje magnetov, za 

shranjevanje raznih biološko pomembnih vzorcev, uporabljajo pa ga tudi v gradbeništvu za 

hlajenje pri betoniranju zahtevnejših konstrukcij (mostovi, predori) (hlajenje zaradi toplote, 

sproščene pri strjevanju cementa). Večino dušika se porabi za sintezo amoniaka. 

38


Fosfor 

Znanih je preko 200 fosforjevih mineralov. Za vse pa je značilno, da vsebujejo (orto)fosfatno 

skupino PO4 3– . Med najbolj razširjene minerale spadajo apatiti s formulo 3Ca3(PO4)2∙CaX2 

(X = F, OH ali Cl; zapišemo jih lahko tudi s formulo Ca5(PO4)3X). 

Pridobivajo ga z redukcijo fosfatnih mineralov z ogljikom. 

Ca3(PO4)2 (s) + 10 C(s) + 6 SiO2(s) P4(s) + 6 CaSiO3(s) + 10 CO(g) 

Znanih je več oblik fosforja: beli, rdeči, vijolični in več modifikacij tim. črnega fosforja. Beli 

fosfor je molekulska spojina, zgrajena iz tetraedričnih molekul P4. Pri segrevanju nad 300 °C 

nastane iz belega fosforja v odsotnosti kisika rdeči fosfor. Vezi v P4 se cepijo in tetraedri se 

med seboj povežejo v neurejeno tridimenzionalno, precej zapleteno strukturo. Pri visokih 

tlakih pa se rdeči fosfor spremeni v črnega. 

a) beli fosfor, P4 b) beli fosfor, P4 c) beli fosfor, P4 

Slika 1 a) in b) Modela molekule belega fosforja, P4. 4 atomi so povezani v tetraeder z 

enojnimi vezmi; c) strukturna formula P4 z vrisanimi neveznimi elektronskimi pari 

(NEP). 

Slika 2 Model, ki prikazuje povezovanje tetraedrov belega fosforja, v katerih se med 

segrevanjem vezi cepijo in tetraedri povezujejo v vse tri dimenzije. 

P 

H 

P 

P 

P 

H 

P 

P 

P 

P 

P 

P 

H 

P 

P 

H H H H 

a) b) 

Slika 3 a) Model, ki prikazuje plastovito zgradbo črnega fosforja; atomi P so na 

sosednje tri atome vezani s kovalentno vezjo, na vsakem atomu P je en NEP; b) 

strukturna formula dela plasti črnega fosforja. 

H 

H 

P H2 P 

P 

P 

P 

P 

P 

P 

P 

H 

P 

P 

P 

P 

P 

P 

P 

P 

H 

P 

P 

P 

P 

P 

P 

P 

P 

H 

P 

P 

P 

P 

P 

P 

P 

P 

H 

P 

P P 

P 

H 

P 

P 

H 

P 

P 

H 

H 

39


Večino belega fosforja sežgejo do P4O10, tega pa porabijo za pripravo čiste H3PO4 in 

fosfatov. 

Arzen, antimon in bizmut se v naravi večinoma nahajajo v obliki sulfidov (As2S3, Sb2S3). 


Med najpomembnejše spojine dušika in vodika uvrščamo amoniak, NH3, hidrazin, N2H4, in 

vodikov azid, HN3. 

Amoniak, NH3, je pri sobni temperaturi plin (Tal.: –78 °C; Vrel.: –33 °C). Molekula 

amoniaka ima piramidno zgradbo, na dušikovem atomu je prosti elektronski par, zato je 

amoniak Brønstedova in Lewisova baza. 

H 

H 

Slika 4 Iz modela molekule amoniaka je razvidno, da je ta plosko? piramidalna; b) 

pravokotno na osnovno ploskev je usmerjen NEP. 

Vodna raztopina amoniaka je slabo bazična 

NH3(aq) + H2O(l) NH4 + (aq) + OH – (aq) Kb = 1,8·10 –5 

Letna proizvodnja amoniaka je okrog 150 milijonov ton (prostornina poldrugega Bohinjskega 

jezera). Sintetizirajo ga direktno iz elementov po Haber-Boschovem postopku. 

N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) 

Za to reakcijo je značilno, da je pri nizkih temperaturah in tlaku 1 bar v ravnotežnem stanju 

veliko več NH3 kot pa H2 in N2. Toda pri nizkih temperaturah poteka reakcija odločno 

prepočasi. Pri višjih temperaturah poteka reakcija resda bistveno hitreje, toda ravnotežje je 

pomaknjeno povsem »na stran reaktantov«, kar pomeni, da amoniak razpada na H2 in N2. 

Izkoristek sinteze je zato pri povišanih temperaturah prenizek. Kemik Haber in tehnolog 

Bosch sta pri sintezi NH3 poskusila z visokimi tlaki in višjimi temperaturami. V skladu s 

LeChatelierjevim principom se namreč pri visokih tlakih ravnotežje reakcije pomakne v tisto 

smer, kje nastaja manjša količina snovi. Če pogledamo enačbo sinteze amoniaka, je na desni, 

torej na strani produkta NH3, manjša količina snovi (2 mol), večja pa je na strani reaktantov, 

H2 in N2 (skupno 1 + 3 = 4 mol). Pri visokih tlakih bo torej ravnotežje pomaknjeno v smeri 

nastanka NH3. Konstruirala sta reaktor, v katerem je lahko sinteza potekala pri tlakih do 200 

bar in temperaturah okrog 400 °C. Da bi reakcija lahko potekala še hitreje, so uporabili 

primeren katalizator, ki je zmes različnih spojin, Fe2O3, SiO2, Al2O3, KOH. Če povzamemo 

(1) pri povišani temperaturi se poveča hitrost reakcije, v reakcijski zmesi pa je malo NH3 

(2) če pri višji temperturi povečamo tlak (od 1 bara na 200 barov), je v zmesi precej NH3 

(3) če pri povišani temperaturi in visokem tlaku dodamo še katalizator, poteče reakcije še 

hitreje 

Največ amoniaka se porabi za pripravo umetnih gnojil. 

Hidrazin, N2H4, je kadeča tekočina (Tal.: 2 °C; Vrel.: 114 °C). 

Pridobijo jo po Raschingovem postopku z oksidacijo NH3 z natrijevim hipokloritom 

(kloratom(I)), NaClO. 

N 

H 

40


2 NH3(aq) + NaClO(aq) N2H4(aq) + NaCl(aq) + H2O(l) 

H H 

a) b) c) 

Slika 5 a) Model molekule hidrazina; b) na atomih N sta NEP; c) skupini NH2 sta 

nekoliko zasukani, tako da je odboj med veznima elektronskima paroma (VEP) 

zmanjšan. 

Ker imata oba dušika po en elektronski par, je hidrazin dvovalentna baza. Tako kot za 

dvovalentne kisline velja tudi za dvovalentne baze, da tvorijo dve vrste soli, npr. 

hidrazinijev(1+) klorid, N2H5Cl in hidrazinijev(2+) klorid, N2H6Cl2. N2H6 2+ Pri reakcijah s 

kislinami nastane najprej hidrazinijev(1+) ion, N2H5 + , če pa je kislina v prebitku, pa še 

hidrazinijev(2+) ion. 

N2H4(aq) + HCl(aq) N2H5 + (aq) + Cl – (aq) Kb = 8,5·10 –7 

N2H5 + (aq) + HCl(aq) N2H6 2+ (aq) + Cl – (aq) Kb = 8,4·10 –16 

N2H6 2+ ion je zelo močna kislina; v vodni raztopini poteče protoliza. 

N2H6 2+ (aq) + H2O(l) N2H5 + (aq) + H3O + (aq) 

N2H4 je dober reducent. S kisikom, raztopljenim v vodi, zlahka reagira. 

N2H4(aq) + O2(aq) N2(g) + 2 H2O(l) 

V jedrskih elektrarnah in termoelektrarnah se ga zato uporablja za odstranjevanja kisika iz 

vode. Kisik, primešan vodni pari, bi lahko povzročil korozijo materialov, iz katerih so 

izdelane turbine. Produkta oksidacije hidrazina sta N2 in voda; oba sta popolnoma inertna. 

Nekatere derivate hidrazina (npr. 1,1-dimetilhidrazin, (CH3)2N––NH2, uporabljajo kot 

raketno gorivo. Pri stiku z didušikovim tetraoskidom, N2O4, pride do samovžiga (hipergolični 

reaktanti). 

(CH3)2NNH2(l) + 2 N2O4(l) 2 CO2(g) + 3 N2(g) + 4 H2O(g) 

Vodikov azid, HN3, je tekočina (Tal.: –80 °C; Vrel.: –36 °C). Pravo stanje v molekuli lahko 

opišemo z dvema resonančnima strukturama; od tod je razvidno, da je ogrodje iz treh atomov 

dušika linearno, vezi N–N pa različno dolgi. 

N N 

a) b) 

+ 

N 

H 

H 

H 

N N 

N N + 

Slika 6 a) Model molekule HN3; b) Resonančni strukturni formuli, iz katerih je 

razvidno, da je red vezi med atomoma N »na desni« večja od 2; vez (1,13 Å) je zato 

krajša od tiste » na levi« (1,24 Å). 

H 

+ + 

H 

H 

H 

N + 

41


HN3 pridobivajo z oksidacijo N2H4 z dušikovo kislino. 

N2H4(aq) + HNO2(aq) HN3(aq) + 2 H2O(l) 

Bolj od HN3 so pomembne njegove soli, azidi. Azidni ion je linearen in simetričen (dolžina 

N–N vezi je 1,18 Å). Opišemo ga lahko s dvema resonančnimi strukturama. 

a) 

b) 

N + 

N + 

+ 

H 

H 

N N + 

+ 

N N H 

N 

+ 

N + 

2 + 

2 

H 

H 

H 

Slika 7 a) Model azidnega iona N3 – ; b) Strukturne formule resonančnih oblik. 

Azidi »težkih« kovin, kot npr. Pb(N3)2 in Hg(N3)2, so eksplozivne. NaN3 se uporablja v 

varnostnih blazinah. Pri udarcu (ob dovolj močnem trku avtomobila v oviro) se zelo hitro 

razkroji na Na in N2, ki v drobcu sekunde napolni blazino. 

2 NaN3(s) 2 Na(s) + 3 N2(g) 

Fosfani (tudi fosfini) so spojine fosforja in vodika. Omembe vredna sta fosfan, PH3, in 

difosfan, P2H4. Imata podobno zgradbo kot NH3 in N2H4, razlika je le v dolžinah vezi in kotih 

med njimi. Pri PH3 je dolžina vezi P––H 1,42 Å, kot H––P––H pa 92°, kar je precej manj kot 

pri NH3 (1,02 Å in108°). Nastanejo pri segrevanju belega fosforja v raztopinah alkalijskih ali 

zemeljskoalkalijskih baz. Fosfor disproporcionira in poleg fosfinov nastanejo še fosfinati in 

fosfonati. 

P4(s) + 4 OH – (aq) + 2 H2O(l) 2 PH3(g) + 2 HPO3 2– (aq) 

V stiku z zrakom se vžgejo. Če je na razpolago dovolj vlage, nastane fosforjeva kislina. 

Dušikovi oksidi 

2 P2H4(g) + 7 O2(g) + 2 H2O(l) 4 H3PO4(s) 

Znana je »cela kopica« dušikovih oksidov 

N2O didušikov oksid ali didušikov(I) oksid 

NO dušikov oksid ali dušikov(II) oksid 

N2O3 didušikov trioksid ali didušikov(III) oksid 

NO2 dušikov dioksid ali dušikov(IV) oksid 

N2O4 didušikov tetraoksid ali didušikov(IV) oksid 

N2O5 didušikov pentaoksid ali didušikov(V) oksid 

N2O (pogosti imeni sta tudi smejalni plin in oksidul) je linearna molekula in je izostrukturna 

(ima enako število valenčnih elektronov, 16, in linearno zgradbo) z zvrstmi kot so CO2, N3 – , 

NCO – , CN2 2– in NO2 + ). 

H 

+ 

N N + 

H 

O + 

H 

a) b) 

N + 

H 

Slika 8 a) Model molekule N2O; b) Resonančni strukturi molekule. 

H 

N + 

+ 

H 

O 

N 

42


Nastane pri segrevanju vodne raztopine amonijevega nitrata. 

NH4NO3(aq) N2O(g) + 2 H2O(l) 

Je edini med dušikovimi oksidi, ki ni strupen. Pomešan s kisikom se uporablja za anestezijo. 

Tako kot kisik je tudi N2O močan oksidant. Ker je tvorbena entalpija (ΔHtv° = 82 kJ/mol) 

pozitivna, se pri gorenju v N2O sproščajo večje količine toplote kot pa pri gorenju v O2 (pri 

gorenju 1 mol C v O2 se sprosti 394 kJ, pri N2O pa 558 kJ). Uporabljajo ga tudi kot potisni 

plin v dozah, napolnjenih s kremami, smetano ipd. Je tudi eden izmed toplogrednih plinov, 

vendar ga je v ozračju v primerjavi z drugimi toplogrednimi plini manj. 

Dušikov oksid, NO, je molekula, ki ima liho število valenčnih elektronov (11), zato je spojina 

paramagnetna. Nastane pri učinkovanju šibkejših reducentov na kovinske nitrate. 

KNO2(aq) + KI(aq) + H2SO4(aq) NO(g) + K2SO4(aq) + 1/2 I2(aq) + 

H2O(l) 

Nastaja tudi pri visokih temperaturah v motorjih z notranjim izgorevanjem. Na zraku se takoj 

oksidira v NO2. Nastaja in porablja se tudi pri bioloških procesih (po 2 do 3 sek. se porabi). 

N2(g) + O2(g) 2 NO(g) ΔHr° = –180 kJ 

Didušikov trioksid, N2O3, je planarna molekula, v kateri sta med seboj dušikova atoma 

povezana z nenavadno dolgo vezjo. 

a) b) 

Slika 9 a) Model molekule N2O3; b) Strukturna formula ene izmed možnih 

resonančnih oblik molekule. 

Če plinasti N2O3 ohlajamo, preide pri 3 °C v temnomodro tekočino. Nastane pri reakciji NO 

z NO2. 

NO(g) + NO2(g) N2O3(g) 

Je anhidrid dušikove kisline. Pri reakciji z raztopinami hidroksidov nastanejo nitriti. 

N2O3(g) + 2 NaOH(aq) 2 NaNO2(aq) + H2O(l) 

Dušikov dioksid, NO2, je plin rjave barve in, prav tako kot NO, paramagneten, saj ima liho 

število elektronov (17). Molekula je nelinearna 

O + 

H 

a) b) 

O 

N 

+ 

N + 

H 

O 

H 

O + 

+ + 

N 

N 

H H 

O O 

O + 

H 

43


Slika 10 a) Model molekule NO2; b) Strukturni formuli dveh resonančnih struktur 

molekule. 

Nastane pri oksidaciji NO s kisikom 

pa tudi pri termičnem razkroju nitratov. 

2 NO(g) + O2(g) 2 NO2(g), 

2 Pb(NO3)2(s) 2 PbO(s) + 2 NO2(g) + O2(g) 

Pri ohlajanju vse bolj in bolj dimerizira v N2O4. 

Didušikov tetraoksid, N2O4 je plin rjave barve. Molekula je simetrična in planarna. 

O 

O 

O H 

N + + 

H 

O 

N + + 

a) b) 

Slika 11 a) Model molekule N2O4; b) Ena izmed resonančnih struktur molekule z 

vrisanimi VlEP. 

Pri raztapljanju v vodi N2O4 disproporcionira v dušikovo in dušikasto kislino. 

Didušikov pentaoksid, N2O5, dobimo pri učinkovanju etrafosforjevega pentaoksida, P4O10, na 

dušikovo kislino. P4O10 je močno higroskopen, veže vodo in nastane fosforjeva kislina. 

O 

N + + 

N + + 

O + 

O H 

P4O10(s) + 12 HNO3(l) 4 H3PO4(s) + 6 N2O5(s) 

Je anhidrid dušikove(V) kisline. 

N2O5(s) + H2O(l) 2 HNO3(aq) 

a) b) 

Slika 12 a) Model molekule N2O5; b) Ena izmed resonančnih struktur molekule z 


Dušikove oks(id)okisline 

Pomembnejši sta dve kislini, dušikova kislina, HNO3, in dušikasta kislina, HNO2. 

Nekoč so jo pridobivali z učinkovanjem žveplove kisline na čilski soliter, NaNO3. 

O 

H 

HO 

O 

44


2 NaNO3(aq) + H2SO4(aq) 2 HNO3(aq) + Na2SO4(aq) 

Z destilacijo razredčenih vodnih raztopin so uspeli pridobiti bolj koncentrirane raztopine. Z 

zelo previdno destilacijo pa jo je možno dobiti tudi 100% HNO3. 

Danes jo pridobivajo s »katalitičnim sežigom amoniaka po Ostwaldu«: 

(1) NH3 z zračnim kisikom oksidirajo (sežgejo) do NO pri visokih temperaturah (do 800 

°C) na mrežastem katalizatorju iz platine 

4 NH3(g) + 5 O2(g) 4 NO(g) + 6 H2O(g) 

(2) NO se na zraku oksidira do NO2 

(3) NO2 pa pri reakciji z vodo disproporcionira do HNO3 in NO 

NO2(g) + H2O(l) HNO3(aq) + NO(g) 

(4) NO se ponovno oksidira do NO2 (nato glej točko (3)). 

Molekula dušikove kisline, HNO3, je planarna 

a) b) 

Slika 13 a) Model molekule HNO3; b) Ena izmed resonančnih struktur molekule z 


Je močna Brønstedova kislina in močan oksidant. V vodi popolnoma protolizira. 

HNO3(aq) + H2O(l) H3O + (aq) + NO3 – (aq) 

V koncentrirani dušikovi kislini (nad 60%) se raztapljajo tudi žlahtne kovine, npr. baker in 

srebro. 

3 Cu(s) + 8 HNO3(aq) 3 Cu(NO3)2(aq) + 2 NO(g) + 4 H2O(l) 

Koncentrirane vodne raztopine HNO3 in HCl v množinskem razmerju 1 : 3 (zlatotopka) 

raztapljajo celo zlato. 

2 Au(s) + 3 HNO3(aq) + 9 HCl(aq) 2 AuCl3(aq) + 3 NOCl(aq) + 6 H2O(l) 

Dušikasto kislino ni možno pridobiti v čistem stanju. V čisti obliki so znane njene soli, nitriti. 

Nastanejo pri raztapljanju N2O3 v vodnih raztopinah hidroksidov (glej N2O3). 

H 

O 

N + 

+ 

H 

O 

H 

O + 

45


Slika 14 a) Model 

molekule HNO2; b) 

resonančna struktura 

molekule z vrisanim 

VlEP. 

Fosforjevi oksidi 

P 

P 

P 

P 

O 

P - 

O 

P - 

P - 

O 

O O 

O 

a) b) 

Pomembnejša sta dva fosforjeva oksida: 

P4O6 tetrafosforjev heksaoksid tudi tetrafosforjev(III) oksid 

P4O10 tetrafosforjev dekaoksid tudi tetrafosforjev(V) oksid 

Strukture ste zdijo zapletene, vendar jih lažje opredelimo, če jih povežemo s strukturo samega 

belega fosforja, P4. V tetraedru P4 so 4 atomi P povezani v pravilen tetraeder. Tetraeder ima 4 

enakovredna oglišča in 6 enakovrednih stranic. Če nad 6 stranic namestimo 6 atomov O, 

dobimo zgradbo P4O6. Vsak izmed »kisikov nad stranico« je povezan z dvema sosednjima P 

atomoma, ki ju ta stranica v tetraedru povezuje. Če na vsak atom P v strukturi molekule P4O6 

dodamo še atom O (skupno 4) tako, da je dvojna vez P==O usmerjena vzdolž telesne višine, 

dobimo strukturo P4O(6+4), torej P4O10. 

a) b) c) 

Slika 15 Slike modelov molekul a) P4; b) P4O6; c) P4O10. 

P - 

O 

P 

O 

O 

P 0 

O 

O P O 

O 

a) b) c) 

O 

H 

O 

N 

O 

P 

H 

O + 

O 

46


P 

Slika 16 slike modelov molekul z vrisanimi simboli elementov in valenčnimi 

elektronskimi pari (VlEP): a) P4; b) P4O6; c) P4O10. 

P 

P 

P 

P 

O 

O 

O 

P 

O 

P 

O 

a) b) c) 

Slika 17 Slike modelov molekul z vrisanimi simboli elementov in valenčnimi 

elektronskimi pari (VlEP), pogled od zgoraj: a) P4; b) P4O6; c) P4O10. 

P4O6 nastane pri zgorevanju fosforja ob nezadostni količini kisika. Če je kisika dovolj, 

nastane P4O10. 

P4(s) + 3 O2(g) P4O6(g)…… + 2 O2(g) P4O10(g) 

Oba oksida sta higroskopna, če vežeta dovolj vlage, nastaneta fosfonska in fosforjeva kislina. 

Oks(id)okisline fosforja 

P4O6(s) + 6 H2O(l) → 4 H3PO3(s) 

P4O10(s) + 6 H2O(l) → 4 H3PO4(s) 

P 

O 

Vsem oks(id)okislinam je skupno, 

(1) da so atomi okoli centralnega atoma P porazdeljeni v ogliščih tetraedra 

(2) da je na vsak atom P vezan vsaj en atom O z dvojno vezjo, P==O 

(3) da je na vsak atom P vezana vsaj ena skupina O––H (P––O––H), ki lahko odda H + 

(4) da imajo nekatere kisline enega ali več atomov H, ki so vezani direktno na atom P (P– 

–H) 

(5) da se molekule kislin lahko povezujejo med seboj tako, da se izloči voda in so atomi P 

vezani preko »kisikovih mostov«, P––O––P 

(6) če se OH skupina, vezana na P, nadomesti s H, se oksidacijsko število P zmanjša za 2 

(+5 → +3 → +1) 

Med pomembnejše oks(id)okisline fosforja sodijo 

a) H3PO4 fosforjeva kislina, 

b) H3PO3 fosfonska kislina 

c) H3PO2 fosfinska kislina 

O 

P 

O 

O 

O 

O 

P 

O 

P 

O 

O 

P 

O 

O 

47


O 

H 

O 

O 

P 

H 

O 

H 

O 

H 

O 

a) b) c) 

Slika 18 Slike modelov strukturnih formul molekul a) H3PO4, b) H3PO3, c) H3PO2. 

Vse tri fosforjeve kisline imajo zaradi različnih razdalj P==O, P––O in P––H močno 

popačeno tetraedrično zgradbo (glej sliko 17). Vse tri so znane v čisti obliki, naprodaj pa so 

običajno 80-85% vodne raztopine H3PO4 ter 50% H3PO2. 

H3PO4 ni niti oksidant, niti reducent, H3PO3 je slab, H3PO2 pa razmeroma močan reducent. 

H3PO4 (PO(OH)3) 

uvrščamo med šibke kisline. Je trovalentna kislina in v vodnih raztopinah protolizira v treh 

stopnjah 

H3PO4(aq) + H2O(l) H3O + (aq) + H2PO4 – (aq) Ka1 = 7,5·10 –3 

H2PO4 – (aq) + H2O(l) H3O + (aq) + HPO4 2– (aq) Ka2 = 6,2·10 –8 

HPO4 2– (aq) + H2O(l) H3O + (aq) + PO4 3– (aq) Ka3 = 3,6·10 –13 , 

zato so znane tri vrste soli 

i) dihidrogenfosfati 

npr. KH2PO4, Ca(H2PO4)2, Al(H2PO4)3 

ii) hidrogenfosfati 

npr. KH2PO4, Ca(HPO4)2, Al2(HPO4)3 

iii) fosfati(V) ali tetraoks(id)ofosfati(V) ali terciarni fostati 

npr. K3PO4, Ca3(PO4)2, AlPO4 itd. 

O 

P 

H 

H 

O 

H 

H 

O 

P 

H 

48


Večino nečiste kisline porabijo za pripravo gnojil (superfosfat), nekaj pa tudi za 

odstranjevanje rje s kovinskih predmetov, manjši delež čiste kisline se porabi pa tudi v 

prehrambeni industriji. 

H3PO3 (PHO(OH)2) 

Je “samo” dvovalentna (dvobazna) kislina (Ka1 = 5,0·10 –2 , Ka1 = 2,0·10 –7 ). Eden izmed 

atomov H je vezan direktno na atom P in zato se v vodni raztopini ne odcepi. Soli so 

hidrogenfosfonati in fosfonati(III). Nastane pri reakciji PCl3 z vodo. 

PCl3(l) + 3 H2O(l) H3PO3(s) + 3 HCl(aq) 

H3PO2 (PH2O(OH)) 

Je le enobazna kislina, soli so fosfinati. Soli nastanejo pri reakciji belega fosforja z vročo 

koncentrirano raztopino alkalijskih ali zemeljskoalkalijskih hidroksidov. 

P4(s) + 3 KOH(aq) + 3 H2O(l) 3 KH2PO2(aq) + PH3(g) 

Toda tudi z oksidacijo PH3 z jodom. 

PH3(g) + 2 I2(aq) + 2 H2O(l) H3PO2 + 4 HI(aq) 

Polifosforjeve kisline 

Molekule fosforjeve kisline rade kondenzirajo v verige in obroče: 

I) če so tetaredri PO4 povezani v verige, je splošna formula kisline Hn+2PnO3n+1 

II) formule cikličnih polifosforjevih kislin je HnPnO3n ali krajše (HPO3)n. Poznamo jih 

pod skupnim imenom metafosforjeva kislina (npr. ciklo-trifosforjeva kislina). 

H 

O 

O 

O 

P 

P 

P 

H 

O 

O 

H 

O 

O 

H 

a) b) 

Slika 19 a) model verižne trifosforjeve kisline, H5P3O10; b) strukturna formula. 

Katena-rifosforjeva kislina (katena – verižna), H5P3O10, je 5-bazna kislina, zato pri reakciji z 

ustreznimi množinami kislin lahko tvori 5 vrst soli, ki se razlikujejo po številu atomov H v 

ionu (HnP3O10 (5–n)– (n = 0-5)). Če pri povišani temperaturi reagirata v trdni zmesi Na2HPO4 

in NaH2PO4 v množinskem razmerju 2 : 1, nastane natrijev trifosfat, Na5P3O10. 

2 Na2HPO4(s) + NaH2PO4(s) Na5P3O10(s) + 2 H2O(l) 

V kristalni stukturi te ionske soli so ioni P3O10 5– obdani z ioni Na + . Veriga P3O10 je tudi 

sestavni del DNK (deoksiribonukleinske kisline). 

O 

O 

O 

49 

H


Pri polikondenzaciji fosforjeve kisline nastanejo ciklične (ciklo-) polikisline kot npr. H3P3O9, 

H4P4O12, toda tudi H6P6O18 in celo H12P12O36. Bolj kot same kisline so znane njihove soli. 

ion P3O9 3– ; pogled z vrha« ion P3O9 3– ; pogled »od strani« 

H 

O 

O 

O 

H 

O 

P 

O 

P 

O 

O 

ion P3O9 3– ; pogled »od strani« 

ion P4O12 4– ; pogled z vrha« ion P4O12 4– ; pogled »od strani« 

Slika 20 slike modelov cikličnega tri- in tetrafosfata; v sredinin strukturna formula 

trifostafa. 

Uporaba fosfatov 

Na3PO4 (natrijev fosfat) je komponenta čistilnih praških. PO4 3– ion je relativno močna baza, 

ki v vodnih raztopinah protolizira. 

O 

P 

O 

H 

50


PO4 3– (aq) + H2O(l) HPO4 2– (aq) + OH – (aq) 

Raztopina je zaradi OH – ionov bazična. 

Na2HPO4 (natrijev hidrogenfosfat) se uporablja za pripravo puferskih raztopin. 

Ca(H2PO4)2 (kalcijev dihidrogenfosfat) je sestavina pecilnih praškov; reagira s NaHCO3, 

nastaja CO2, zaradi katerega testo vzhaja. 

Ca(H2PO4)2(aq) + 2 NaHCO3(aq) 

2 CO2(g) + CaHPO4(s) + Na2HPO4(s) + 2 H2O(l) 

Ca(H2PO4) je v vodi topen in je zato primeren za gnojenje. Je tudi bistvena sestavina gnojila 

»superfosfata«, ki nastane pri učinkovanju žveplove kisline na apatite. 

2 Ca5(PO4)3F(s) + 6 H2SO4(aq) 

3 Ca(H2PO4)2(s) + CaF2(s) + CaSO4(s) + 6 H2O(l) 

CaHPO4 (kalcijev hidrogenfosfat) se uporablja pri proizvodnji zobnih past. 

Na5P3O10 (natrijev katena-trifosfat)je sestavina pralnega praška. Vodo mehča tako, da veže 

nase Mg 2+ in Ca 2+ ione, poleg tega pa je tudi bazičen. 

P3O10 5– (aq) + H2O(l) HP3O10 4– (aq) + OH – (aq) 

Fosforejevim oksidom so strukturno sorodni tudi arzenovi in antimonovi oksidi, As4O6, 

Sb4O6 ter As4O10 in Sb4O10. Pri raztapljanju v vodi nastanejo raztopine kislin, ki pa so 

šibkejše od fosforjevih. 

As4O10(s) + 6 H2O(l) 4 H3AsO4(aq) Ka1 = 2,5·10 –4 

Spojine s halogeni (F, Cl, Br in I) 

Pri reakciji NH3 s fluorom nastaneta amonijev fluorid in dušikov trifluorid. 

4 NH3(g) + 3 F2(g) 3 NH4F(s) + NF3(g) 

Pri reakciji fosforja s klorom nastaneta fosforjeva klorida. 

2 P(s) + 3 Cl2(g) → 2 PCl3(l) 

Cl 

Cl 

P 

Cl 

51


a) b) 

Slika 21 a) Slika modela PCl3: ploska piramida s NEP na atomu P; b) Strukturna 

formula. 

Če PCl3 še naprej kloriramo (kloriranje je reakcija s klorom), nastane trden PCl5. 

PCl3(l) + Cl2(g) PCl5(s) 

a) b) 

Slika 22 a) Slika modela PCl5: tristrana bipiramida; b) Strukturna formula PCl5 

Pri reakciji fosforjevih kloridov z vodo nastaneta fosforasta in fosforjeva kislina. 

Umetna gnojila 

PCl3(l) + 3 H2O(l) H3PO3(aq) + 3 HCl(aq) 

PCl5(s) + 4 H2O(l) H3PO4(aq) + 5 HCl(aq) 

V 5A skupini sta od treh elementov, ki so poglavitna sestavina umetnih gnojil, dva: N in P. 

N gnojila: KNO3, Ca(NO3)2, NH4NO3 (eksploziven), (NH4)2SO4, NH4H2PO4 

P gnojila: Ca(H2PO4)2 v superfosfatu 

K gnojila: KCl, KMgCl3∙6H2O. 

Liebigov zakon minimuma pravi, da je rast rastlin najbolj odvisna od tistega elementa, ki ga je 

v gnojilu najmanj (ki ga najbolj primanjkuje). 

Cl 

Cl 

Cl 

P Cl 

Cl 

52

Kemija elementov glavnih skupin: skupina 6A , halkogeni Boris Čeh 

1. Minerali, nahajališča, pridobivanje in uporaba 


a. Spojine s vodikom 


c. Spojine s halogeni 

Elektronska konfiguracija v atomih elementov 6A skupine je ns 2 np 4 . Vsi elementi v 6A 

skupini so nekovine. Kisik je vselej dvovalenten, njegovo oksidacijsko število je večinoma – 

2, le v peroksidih je –1, v F2O pa +1. Ostali elementi od S do Te imajo maksimalno OŠT +6, 

Podobno kot pri 3A, 4A in 5A skupini je tudi tu opazen trend naraščanja obstojnosti spojin, v 

katerih je oksidacijsko število elementa »za 2 manjše« od maksimalnega, torej +4. Zelo 

stabilne so tudi spojine z ioni S 2– , Se 2– in Te 2– . 

kisik žveplo selen telur polonij 

–2 +6, +6, –2 +6 

+4, –2 +4* +4 

*z mastnim tiskom so označena stabilnejša oksidicajsla števila (OŠT) 

Minerali, nahajališča, pridobivanje in uporaba 

Kisik 

Kisik je v zemeljski skorji najbolj razširjen element. Njegov masni delež je nekaj manj kot 

50%, v spojinah je vezan praktično z vsemi elementi, najpogosteje v mineralih kot so silikati, 

alumosilikati, sulfati, toda tudi nitratih, oksidih in karbonatih. Veliko ga je tudi v ozračju, kjer 

se je nabiral kot produkt fotosinteze v rastlinah, in se se je v zadnjih 400 milijonih let njegov 

delež povzpel na današnjih 21,0% (makasimum je bil pri ~31%). Pridobivajo ga s 

frakcionirno destilacijo zraka (Tal.: –219 °C, modra tekočina, Vrel.: –183 °C). Tekoč je 

modre barve. 

Nekdaj so ga za eksperimentalno uporabo v laboratorijih pridobivali na različne načine: 

(1) s termičnim razkrojem KClO3: KClO3(s) KCl(s) + 3/2 O2(g) 

(2) s katalitičnim razkrojem H2O2: H2O2(aq) 1/2 O2(g) + H2O(l) 

(3) tudi s segrevanjem strupenega HgO: HgO(s) 1/2 O2(g + Hg(l) 

Poleg najbolj razširjene oblike, O2, je na višinah med 10 in 60 km v strafosferi porazdeljena 

tudi modifikacija ozon, O3, ki absorbira del ultravijoličnega sevanja. Je strupen, zaznamo ga 

že pri koncentracijah 0,01 ppm (1 ppm = 10 –6 ). Obema oblikama je skupno le to, da sta 

močna oksidanta. Molekula O3 je nelinearna. 

O O 

53


a) b) 

c) d) 

Slika 1 Model in strukturna formula O2 a) in b) ter O3 c) in d). 

Teorija valenčne vezi (VV) pojasni zgradbo in obstojnost molekule O2 z dvojno vezjo, ki 

povezuje oba atoma, na vsakem O atomu pa sta dva 

nevezna elektronska para (NEP). Toda (di)kisik je 

paramagneten, torej ima samske (nesparjene) 

elektrone. Tako obnašanje (paramagnetnost) kisika 

lahko pojsni le teorija molekulskih orbital (MO). Ko 

porazdelimo elektrone iz atomskih orbital O atomov 

v molekulske orbitale molekule O2 v skladu s 

Hundovim pravilom in Paulijevim izključitvenim 

načelom, ugotovimo, da sta polovično zasedeni dve 

antivezni (razvezni) MO orbitali – kar je razlog za 

paramagnetičnost spojine (slika 2). 

Žveplo 

Žveplo je večinoma vezano v sulfidih in sulfatih, 

nekaj malega ga je v kraterjih nekaterih vulkanov, 

ponekod (v ZDA) ga srečamo v večjih količinah 

tudi v ležiščih nekaj 100 metrov globoko pod 

površjem, od koder ga črpajo po tim. Frashovem 

postopku. Sistem treh cevi zavrtajo v ležišče žvepla. 

Po zunanji cevi vodijo pregreto vodo (170 °C), ki 

žveplo raztali. Skozi notranjo cev vodijo pri 

povišanem tlaku vroč zrak, ki raztaljeno žveplo 

potiska na površino skozi notranjo cev (slika 3). 

Največ žvepla pridobijo z oksidacijo vodikovega 

sulfida, ki je primešan v naravnem plinu. 

H2S(g) + 1/2 O2(g) S(s) + H2O(l) 

Slika 3 shema Frashovega postopka za »črpanje« 

podzemnih zalog elementarnega žvepla. 

Pomembnejši sta dve modifikaciji žvepla, 

ortorombsko (α) in monoklinsko (β). Žveplo se stali 

pri 119 °C v svetlorumeno židko tekočino. Pri 

segrevanju na višje temperature se obroči S8 cepijo 

v verige, ki se med seboj prepletajo, tako da postaja 

tekočina pri višjih temperaturah vse temnejše barve 

O 

O + 

O H 

O + + 

HO 

O 

Slika 2 MO diagram molekule O2. 

54


in vse bolj viskozna. Pri še višji temperaturi se krajše verige povežejo v daljše in žveplo se 

nenadoma strdi. Če žveplo še naprej segrevamo, postane spet tekoče, verige se ponovno 

začnejo cepiti, in če takega vlijemo na hitro v vodo, dobimo »plastično žveplo«. Pri visoki 

temperaturi je v pari znaten del žvepla v obliki molekul S2. 

Molekule S8 (ciklo-oktažveplo) niso planarne, pač pa S atomi opišejo nekakšno krono, zato 

pravimo žveplu tudi kronsko žveplo. Različne kristalne oblike žvepla S8 se med seboj 

razlikujejo le po medsebojni razporeditvi in medsebojni legi molekul v posamezni kristalni 

strukturi. Če so obroči S8 bolj gosto pakirani, je gostota takega žvepla višja. 

a) 

b) 

c) d) 

Slika 4 Na sliki so prikazani različni modeli molekule S8 v različnih orientacijah 

a) pogled na model molekule S8 »od strani«; model s paličkami in 

kroglicami 

b) pogled »od zgoraj«; kalotni model (s kroglicami) 

c) pogled »od zgoraj«; model s paličkami in kroglicami 

d) pogled »od strani«; model s paličkami in kroglicami 

e) strukturna formula »od strani«; zapis z vezmi in neveznimi 

elektronskimi pari (NEP). 

Selen je v manjših količinah primešan bakrovim, srebrovim, cinkovim in arzenovim rudam. 

Pri reakciji Ag2Se s sodo na zraku nastane najprej natrijev selenit. 

Ag2Se(s) + Na2CO3(s) + O2(g) Na2SeO3(s) + 2 Ag(s) + CO2(g) 

Po nakisanju selenit reducirajo s SO2 do rdečega elementarnega selena, Se8. 

H2SeO3(aq) + 2 SO2(g) + H2O(l) Se(s) + 2 H2SO4(aq) 

Pri temperaturah nad 60 °C preide v polprevodno sivo obliko, v kateri so verige (–Se–)n 

povezane med seboj z van der Waalsovimi silami. Siva oblika selena se uporablja v industriji 

polprevodnikov in pri izdelavi fotokopirnih strojev in laserskih tiskalnikov ter 

fotopomnoževalk. 

S 

S 

S 

S 

S 

e) 

S 

S 

S 

55



Znane so spojine kisika – oksidi – z vsemi elementi. Pri sobni temperaturi poteka reakcija O2 

z mnogimi elementi počasi. Najhitreje in najučinkoviteje poteka reakcija kisika s kovinami 

(Na, K, Ca, Fe, Zn, Al). Oksidacija nekaterih nekovin poteka le pri povišanih temperaturah 

(C, Si, B, Ge, S, rdeči fosfor) ali pa sploh ne poteče (F, Cl, Br, I). »Žlahtne kovine« (Au, Pt, 

Ir, Os) se s kisikom nerade spajajo. 

Okside delimo na 

(1) kisle, ki so nekovinski in mnogi od teh so tim. anhidridi kislin (N2O5, CO2, SO3) 

(2) bazične, ki so običajno kovinski in dajejo pri reakciji z vodo baze (Na2O, CaO) 

(3) amfoterne; ti lahko reagirajo s kislinami in z bazami (ZnO, Al2O3, BeO) 

(4) nevtralni (NO, N2O, CO) 

Kislost nekovinskih oksidov narašča po periodi od leve proti desni (slika 5) in po skupini od 

zgoraj navzdol in naraste pri oksidih z višjim oksidacijskim številom (As2O5 > As2O3). 

Bazičnost kovinskih oksidov narašča po skupini navzdol in po periodi od desne proti levi. 

Slika 5 Trendi naraščanja kislosti in bazičnosti oksidov glede na lego elementov v 

periodnem sistemu. 

Kisik je z vodikom vezan v dveh zelo pomembnih spojinah: vodi, H2O, in vodikovem 

peroksidu, H2O2 (znana je tudi spojina H2O3). 

Voda je gotovo najpomembnejša spojina. Med vsemi spojinami ima specifične lastnosti, 

zaradi katerih je lahko na Zemlji pred približno 3,7 milijarde let vzniknilo življenje (močna 

vodikova vez, zaradi katere je gostota ledu nižja od gostote vode in vrelišče ter tališče vode 

veliko višje kot pri analognih spojinah z elementi te skupine; glej 1. semester, pogl. 12). 

Morja in oceani s povprečno globino 4 km pokrivajo približno 70% zemeljske površine 

(2·10 18 t). 

Vodikov peroksid je zelo močan oksidant. Včasih so ga pridobival z reakcijo barijevega 

peroksida z žveplovo kislino. 

BaO2(s) + H2SO4(aq) BaSO4(s) + H2O2(aq) 

BaSO4 je netopen in so ga odstranili s filtracijo, s previdnim koncentriranjem preostale 

razredčene vodne raztopine pa so uspeli pridobiti bolj koncentrirane raztopine. H2O2 je znan 

tudi v čisti obliki, običajno pa je v prodaji 30% vodna raztopina. Danes ga pridobivajo z 

modernejšimi postopki. Antrakinon (2-etil-antracen-9,10-dion) in izopropanol (propan-2-ol) 

sta spojini, preko katerih poteka reakcija oksidacije H2 s O2 v H2O2. 

56


a) antrakinonski postopek: 

OH 

OH 

(b) izopropanolni postopek 

C 

H 3 

C 

H 3 

H 

O 

CH 2 CH 3 + O 2 

H 

O 

H 2 + + H 2 O 2 

+ O 2 

H 2 + 

C 

H 3 

C 

H 3 

H 

O 

CH 2 CH 3 

O + H 2 O 2 

V molekuli H2O2 sta dva kisika povezana med seboj (peroksidni most) z enojno vezjo. Oba O 

atoma imata po 2 NEP. 

O O 

Slika 6 a) Model in b) Strukturna formula H2O2. 

Vodne raztopine H2O2 so nekoliko kisle, kar pomeni, da v vodnih raztopinah H2O2 raje odda 

proton kot pa da ga sprejme. 

H2O2 se uporablja za dezinfekcijo vode, v medicini za razkuževanje ran, 80-98% pa celo kot 

raketno gorivo (torpeda). 

Kemija žvepla 

Atomi žvepla »se radi« povezujejo v verige tako v elementarnem žveplu kot tudi v spojinah. 


Vodikov sulfid, H2S, je spojina, ki lahko nastene direktno iz elementov pri približno 200 °C 

ali pa z učinkovanjem kislin na sulfide, recimo FeS. 

FeS(s) + 2 H3O + (aq) H2S(g) + Fe 2+ (aq) + 2 H2O(l) 

H 

57


Je strupen plin izjemno neprijetnega vonja (zaudarja po gnilih jajcih). Zaznamo ga že pri 

koncentracijah, večjih od 0,02 ppm (1 ppm = 10 –6 ). Je dober reducent; pri reakciji s SO2 

nastane žveplo. 

2 H2S(g) + SO2(g) 3 S(s) + 2 H2O(l) 

Slika 7 SO2 in H2S v stekleni cevi reagirata. Na notranjih stenah cevi se izločita žveplo 

in vodne kapljice. 

V vodi je H2S slabo topen; vodno raztopino imenujemo žveplovodikova kislina. Protolizira v 

dveh stopnjah. 

H2S(g) + H2O(l) H3O + (aq) + HS – (aq) Ka1 = 1,1·10 –7 

HS – (aq) + H2O(l) H3O + (aq) + S 2– (aq) Ka2 = 1,3·10 –13 

Če natrijev sulfid raztopimo v prebitnem žveplu, dobimo polisulfide. 

Na2S(aq) + (n–2) S(s) Na2Sn(s) 

Pri nakisanju polisulfidov nastanejo polisulfani, H2Sn, 

Na2Sn(aq) + 2 H3O + (aq) H2Sn(aq) + 2 Na + (aq) + 2 H2O(l), 

ki v bazičnih raztopinah razpadejo na H2S in žveplo. 

H 

S S 

S S 

a) b) 

Slika 8 H2S8; a) Model, b) Strukturna formula. 


Pomembni oksida žvepla sta žveplov dioksid, SO2, in žveplov trioksid,SO3. 

S 

S 

S 

S 

H 

58


SO2 nastane pri gorenju žvepla na zraku ali v kisiku. 

S8(s) + 8 O2(g) 8 SO2(g) 

Nastaja tudi pri praženju (segrevanju pri visokih temperaturah) sulfidnih mineralov na zraku. 

PbS(s) + O2(g) PbO(s) + SO2(g) 

Je plin zadušljivega in ostrega vonja in kiselkastega okusa. 

Molekula SO2 je nelinearna, njeno pravo podobo pa lahko opišemo z več resonančnimi 

strukturami 

S + 

O OH 

a) 

b) 

Slika 9 a) Model in b) Resonančne strukture SO2. 

Z močnejšimi oksidanti, kot je npr. permanganat, se SO2 oksidira v sulfatni anion, SO4 2–. 

2 MnO4 – (aq) + 5 SO3 2– (aq) + 6 H3O + (aq) 

2 Mn 2+ (aq) + 5 SO4 2– (aq) + 9 H2O(l) 

SO3 je znan v več različnih oblikah: v α-SO3 in β-SO3 so tetraedri SO4 povezani preko 

kisikovih mostov (skupnih oglišč) v verige. 

a) b) 

Slika 10 a) Model in b) Strukturna formula verižnega SO3 

γ-SO3 pa je ciklični trimer; tetraedri SO4 so povezane preko kisikovih mostov v obroč. 

S + 

HO 

O 

H 

O 

O 

O 

O 

S 

S 

O 

O 

O 

O 

S 

O 

O 

S 

O O + H 

O 

O 

S 

S 

O 

O 

O 

S 

O 

O 

O 

O 

H 

59


a) b) 

Slika 11: a) Model in b) Strukturna formula cikličnega trimera (SO3)3. 

SO3 molekula v plinu je planarna in trikotne oblike 

a) b) 

Slika 12 a) Model in b) Resonančne strukture molekule SO3 v plinu. 

Žveplove ok(si)do kisline 

Med precejšnjim številom žveplovih kislin so pomembnejše 

(1) H2SO4 (100%) žveplova kislina 

(2) H2SO3 (aq) žveplasta kislina 

(3) H2S2O7 (100%) dižveplova kislina 

(4) H2S2O3 (aq) tiožveplova kislina 

(5) H2SO5 (100%) peroksožveplova kislina 

(6) H2S2O8 (100%) peroksodižveplova kislina 

O 

S 

O O 

Nekatere izmed kislin se lahko pridobi v čisti obliki (100%), nekatere pa samo v vodnih 

raztopinah (aq). Neglede na to pa so znane soli vseh kislin, tudi tistih, ki se jih ne da pripraviti 

v čisti obliki. 

Žveplova kislina, H2SO4, ima tetraedrično zgradbo. Na S atom so vezani 4 atomi O, na 2 

atomih O pa še dva atoma H 

O 

O 

H 

O 

S 

O 

H 

O 

O 

H 

O 

S 

a) 

O 

H 

O 

O 

H 

H O 

S + 

O O 

O 

S 

O 

H 

1/2 

O 

O 

H 

H O 

S 

2+ 

O O 

O 

1/2 

H 

S 

H H 

1/2 

1/2 

O 

H 

60


b) c) 

Slika 13 a) Model H2SO4, HSO4 – in SO4 2– ; b) strukturne formule H2SO4, HSO4 – in 

SO4 2– ; c) Naboj 2– je enakomerno porazdeljen med vse štiri atome O. 

Žveplova kislina je dvoprotonska (dvovalentna). Protoliza v prvi stopnji poteče 100%, 

H2SO4(aq) + H2O(l) H3O + (aq) + HSO4 – (aq) Ka1 = ∞, 

HSO4 – (hidrogensulfatni ion) pa je šibka kislina. 

HSO4 – (aq) + H2O(l) H3O + (aq) + SO4 2– (a) Ka2 = 0,012 

Nekoč so jo pridobivali po tim. »stolpnem postopku«, ki ga je docela izpodrinil »kontaktni 

postopek«, pri katerem najprej oksidirajo SO2 s katalizatorjem V2O5 do SO3. 

2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g) 

Kljub temu, da je SO3 anhidrid žveplove kisline, reakcija z vodo poteka prepočasi, zato ga 

najprej raztopijo v H2SO4. 

SO3(g) + H2SO4(l) H2S2O7(s) 

Nastala dižveplova kislina pa reagira z vodo v H2SO4. 

H2S2O7(s) + H2O(l) 2 H2SO4(l) 

Iz 1 mol dižveplove kisline nastaneta 2 mol žveplove kisline. Polovica se porabi za 

raztapljanje SO3, druga polovico pa se loči kot končni porodukt. 

V prodaji je običajno 96% z gostoto 1,84 g/ml. Je izredno higroskopna, saj pri učinkovanju na 

sladkor popolnoma veže vodo, tako da ostane samo ogljik. 

C12H22O11(s) + 11 H2SO4(l) C(s) + 11 H2SO4∙H2O 

Pri stiku z vodo se sprosti veliko toplote, zato moramo posebej paziti, da med intenzivnim 

mešanjem vlivamo vedno H2SO4 v vodo in ne narobe. Če vlivamo vodo v kislino, se na 

površini kisline dodana voda tako zelo segreje, da pride do brizganja raztopine iz posode. 

Dižveplova kislina nastane pri reakciji žveplove kisline s SO3 (glej reakciji pridobivanja 

H2SO4 iz SO3). Tali se pri 36 °C, iz nje izhaja SO3, pravimo ji tudi »kadeča H2SO4« ali 

»oleum«. Bolj kot sama kislina so uporabne njene soli, HS2O7 – (hidrogendisulfati) in S2O7 2– 

(disulfati ali tudi pirosulfati) 

O 

O 

H 

S 

S 

O 

O 

S 

S 

O 

H 

a) 

O 

O 

H 

S 

S 

S 

S 

O H 

O 

O 

61


Slika 14 a) Model HS2O7 – in S2O7 2– ; b) Strukturne HS2O7 – in S2O7 2– 

Disulfati nastanejo s segrevanjem hidrogensulfatov. 

b) 

2 NaHSO4(s) Na2S2O7(s) + H2O(l) 

Žveplasta kislina, H2SO3, v čisti obliki ni znana. V vodnih raztopinah se molekule SO2 

hidratirajo in protolizirajo. 

SO2(aq) + x H2O(l) SO2∙xH2O = SO2(aq) 

SO2(aq) + 2 H2O(l) H3O + (aq) + HSO3 – (aq) Ka1 = 1,7∙10 –2 

HSO4 – (aq) + H2O(l) H3O + (aq) + SO4 2– (aq) Ka2 = 6,4∙10 –8 

V čisti obliki so znani hdrogensulfiti in sulfati. 

O 

O 

H 

S 

O 

H 

O 

O 

H 

S 

O 

a) 

H 

b) c) 

Slika 15 a) Model H2SO3 (ni znana v čisti obliki), HSO3 – in SO3 2– ; b) Strukturne 

formule H2SO3, HSO3 – in SO3 2– ; c) v ionu SO3 2– je naboj 2– porazdeljen enakomerno 

na vse tri atome O. 

Tiožveplova kislina, H2S2O3, v čisti obliki ni znana, pač pa so znane njene soli, npr. natrijev 

tiosulfat, Na2S2O3, ki se uporablja v analitski kemiji za določanje količine izločenega joda 

(kot indikator se pri titraciji uporablja raztopino škroba, škrobovico), nastane pri segrevanju 

suspenzije žvepla v raztopini natrijevega sulfita. 

KI∙I2(aq) + 2 Na2S2O3(aq) Na2S4O6(aq) + 2 NaI(aq) + KI(aq) 

S 

O 

O H 

O 

H 

2/3 

O 

O 

S + 

H H 

H 

2/3 

2/3 

O 

62


in pri razvijanju filmov, ker tvori z Ag + ioni stabilen kompleks [Ag(S2O3)2] 3– . 

8 Na2SO3(aq) + S8(s) 8 Na2S2O3(aq) 

Anion S2O3 2– je strukturno enak anionu SO4 2– , le da je eden izmed atomov O zamenjan z 

atomom S. 

O 

O 

H 

S 

S 

O 

H 

O 

O 

b) 

H 

a) 

S 

S 

O 

H 

O 

S 

S 

O H 

Slika 16 a) Model H2S2O3 (ni znana v čisti obliki), HS2O3 – in S2O3 2– ; b) Strukturne 

formule H2S2O3, HS2O3 – in S2O3 2– . 

Peroskožveplova, H2SO5, in peroksodižveplova kislina, H2S2O8, sta močna oksidanta. 

Struktura H2SO4 je podobna strukturi H2SO5 (––OH skupina zamenjana z ––O––OH skupino) 

a) b) 

Slika 17 H2SO5: a) Model in b) strukturne formula. 

O 

O 

H 

O 

S 

H 

O 

O 

H 

O 

63


struktura H2S2O7 pa H2S2O8 (mostovni O je nadomeščen z mostovno peroksidno skupino, –– 

O––O––) 

O 

H 

a) b) 

Slika 18 H2S2O7: a) model in b) strukturne formula. 

H2S2O8 nastane z oksidacijo H2SO4 z električnim tokom. Pri razredčenju z vodo nastane 

najprej peroksožveplova kislina. 

H2S2O8(s) + H2O(l) H2SO5(aq) + H2SO4(aq) 

Če raztopino H2SO5 še naprej razredčujemo z vodo, nastane vodikov peroksid. 

Spojine s halogeni 

H2SO5(aq) + H2O(l) H2O2(aq) + H2SO4(aq) 

Samo za ilustracijo omenimo, da tvori žveplo s fluorom kar 6 različnih spojin 

FSSF F––S––S––F dižveplov difluorid 

SSF2 S==S(––F)2 dižveplov difluorid 

SF2 F––S––F žveplov difluorid 

SF4 S(––F)4 žveplov tetrafluorid 

S2F10 (F––)5S––(––F)5 dižveplov dekafluorid 

SF6 S(––F)6 žveplov heksafluorid 

a) 

S 

F S 

S 

S 

F F 

F 

F 

F 

F 

S 

F 

F 

F 

O 

F 

S 

F 

O 

S 

F 

F 

O 

b) 

O 

c) 

O 

O 

S 

S 

F F 

F 

F 

F 

F 

S 

O 

H 

64


e) 

Slika 19 modeli in strukturne formule: 

a) dve obliki S2F2 

b) SF2 

c) SF4 

d) S2F10 

e) SF6. 

d) 

SF6 nastane pri reakciji žvepla s fluorom. 

F 

F 

F 

S 

F 

S8(s) + 6 F2(g) 8 SF6(g) 

Je zelo nereaktivna spojina, ki reagira z natrijem šele pri 600 °C. 

F 

F 

2 SF6(g) + 14 Na(s) Na2S(s) + 12 NaF(s) 

65

Kemija elementov glavnih skupin: skupina 7A , halogeni Boris Čeh 

1. Splošno 

2. Minerali, nahajališča, pridobivanje in uporaba 


a. Spojine z vodikom 


c. Spojine s halogeni 

Splošno 

Elektronska konfiguracija elementov 7A skupine je ns 2 np 5 . Elementi v tej skupini imajo 

najbolj izražen nekovinski karakter. Atomom halogenov manjka samo en elektron do 

elektronske konfiguracije žlahtnega plina, zato je njihovo oksidacijsko število –1. Ker je fluor 

med vsemi elementi najbolj elektronegativen, njegovo OŠT ne more biti nikoli višje, za ostale 

elemente pa velja, da imajo lahko tudi višja OŠT, običajno +1, +3, +5 in tudi +7 (tabela). 

fluor klor brom jod astat 

–1 –1 –1 –1 

+1, +3, +5, +7 +1, +3, +5, +7 +1, +3, +5, +7 


Za halogene velja, da se njihove fizikalne in 

kemijske lastnosti enakomerno spreminjajo 

od fluora do joda: 

(1) elektronegativnost in z njo 

oksidacijska sposobnost pada od F 

proti I 

(2) F2 in Cl2 sta pri sobni temperaturi 

plina, Br2 je tekoč, I2 pa trden 

(3) inteziteta barve narašča po skupini 

navzdol: F2 je bledorumen, Cl2 

rumenozelen, Br2 temnordeč, in I2 ko- F2 Cl2 Br2 I2 

-kovinsko vijoličen. 

Slika 1 Narisani so elementi fluor, klor 

brom in jod, zataljeni v ampulah. 

fluor klor brom jod 

Tališče/°C –220 –101 –7 114 

Vrelišče –188 –35 59 184 

66


H 

Elektronegativnost 

H 

C 

H 

H 

C 

fluor klor brom jod 

4.0 3.0 2.8 2.5 

Barva bledorumen rumenozelen temnordeč kov. vijoličen 

Red. pot./V +2,87 +1,36 +1,07 0,54 

Energija vezi/kJ 159 243 192 151 

Halogeni se z drugimi elementi vežejo v spojinah na različne načine: 

(1) kot samostojni ioni, X – 

(2) s kovalentno σ vezjo se povežejo z drugimi atomi v molekule in ione (npr. HF in 

ClO3 – ) 

(3) s kovalentno σ vezjo se povežejo hkrati z dvema sosednjima atomoma drugih 

elementov (tim. mostovni atom fluora) 

Minerali, nahajališča, pridobivanje in uporaba 

Halogeni so zelo reaktivni, zato so v naravi vselej vezani v spojinah. 

CaF2 jedavec ali fluorit 

NaCl sol, halit, kamena sol, kuhinjska sol 

KCl silvin 

KMgCl3∙6H2O karnalit 

Ca(IO3)2 lautarit (primešan je čilskemu solitru) 

Fluor, F2, je edini element, ki se ga ne da pridobiti s kemijsko reakcijo. Za njegov obstoj so 

vedeli že na začetku 19. stoletja, vendar ga vse do leta 1886 (Francoz Henry Moissan) niso 

znali izolirati. Pripravijo ga z elektrolizo taline zmesi KF in HF. Je izjemno reaktiven element, 

predvsem zato, ker je energija vezi F––F v molekuli fluora relativno nizka, energija vezi F z 

drugimi elementi pa visoka. 

Je znatno močnejši oksidant od O2; če usmerimo curek fluora na stiropor, se ta takoj vžge, pri 

stiku s kisikom pa se se stiropor vname šele pri krepko povišani temperaturi. 

Veliko ga uporabljajo pri procesu pridobivanja obogatenega urana (izotop 235 U) za potrebe 

jedrskih elektrarn, precejšnje količine pa tudi za pripravo teflona. Teflon je strukturno enak 

polietilenu, –(CH2)–, le da so atomi H nadomeščeni z atomi F, –(CF2)–. 

a) b) 

H 

F 

H 

F 

H 

F 

C 

C 

C 

C 

C 

C 

H 

F 

H 

F 

F 

H 

c) d) 

F 

F 

C 

C 

F 

F 

67


Slika 2 a) in b) Modela polietilena in teflona; c) in d) Strukturni formuli polietilena in 

teflona. 

Teflon je ena izmed redkih organskih polimerov, ki je stabilna tudi pri relativno visokih 

temperaturah (do 260 °C), predvsem zaradi visoke energije vezi C––F (440 kJ/mol), ki je 

višja od energije C––C (347 kJ/mol) in energije C––H (414 kJ/mol). Razkroj teflona se začne 

šele pri temperaturah, višjih od 400 °C. Uporablja se izdelavo tesnil in prevlek posameznih 

delov aparatur in strojev, ki so med obratovanjem izpostavljeni povišanim temperaturam in 

agresivnim kemikalijam (baze, kisline, oksidanti, reducenti). 

Klor pridobivajo z elektrolizo kuhinjske soli, NaCl. Na katodi poteka oksidacija Na + do Na 

na anodi pa oksidacija Cl – do Cl2, 

HO 

2 Na + (l) + 2 e – 2 Na(s), 

2 Cl – (l) Cl2(g) + 2 e – 

Čisti HCl nastaja tudi pri reakciji obeh elementov (gorenju vodika v kloru). 

Zanimiva je tudi reakcija pridobivanja Cl2 z 

oksidacijo HCl s O2 po že zdavnaj opuščenem 

Deaconovem postopku 

H2(g) + Cl2(g) 2 HCl(g) 

4 HCl(g) + O2(g) 2 Cl2(g) + 2 H2O(g) 

Brom pridobijo s kloriranjem koncentriranih 

raztopin (lužin) morske vode? 

Cl2(aq) + 2 Br – (aq) 2 Cl – (aq) + Br2(aq) 

Jod so nekoč pridobivali s kloriranjem pepela 

morskih alg (enaka reakcija kot pri pridobivanju 

broma), danes pa z redukcijo HIO3 s SO2 do HI, tega 

pa naprej zopet s HIO3 do I2. HIO3 preostane v 

matični lužnici pri predelavi čilskega solitra (glej 

mineral lautarit). Slika 3 Elektroliza taline NaCl. 

Vsi štirje elementi so strupeni, Cl2 pa so v prvi svetovni vojni uporabljali celo kot bojni strup. 

F, Cl in I so za sesalce biološko pomembni elementi. Fluor je vezan v spojinah, ki so sestavni 

del zobne sklenine (fluoroapatit), klor najdemo v krvi kot NaCl, 4 atomi joda pa so vezani v 

spojini tiroksin (slika), ki uravnava pravilno delovanje žleze ščitnice. 

I 

I 

O 

I 

I 

NH2 

COOH 

68


V vodi se halogeni slabo topijo. Raztopinam pravimo klorovica (Cl2(aq); 6 g/L), bromovica 

(Br2(aq)), jodovica (I2(aq); komaj 0,3 g/L). Pač pa se I2 izvrstno topi v raztopini kalijevega 

jodida, KI, s katerim nastane v vodi dobro topna spojina kalijev trijodid (KI3; sestavljen iz 

ionov K + in anionov I3 – ) (Slika: Cl2(aq), Br2(aq), I2(aq), KI3(aq), I2 v CCl4) 

Cl2(aq) Br2(aq) I2(aq) KI3(aq) I2(CCl4) 

Slika 5 Vodne raztopine halogenov: Cl2(aq) = klorovica; Br2(aq) = bromovica; 

I2(aq) = jodovica; KI3(aq) = I2, raztopljen v raztopini KI; I2(CCl4) = raztopina I2 v CCl4. 

Kemizem elementov in njihove spojine 

Spojine z vodikom (vodikovi halogenidi) 

HF je pri temperaturi, nižji od 20 °C še tekoč (Vrel. = 19,5 °C), ostali hidridi so plinasti. 

Pridobijo jih 

(1) z reakcijo elementov; H2(g) + X2(g) 2 HX(g) 

– F2 reagira s H2 pri sobni temperaturi eksplozivno tudi v temi 

– Cl2 reagira s H2 pri sobni temperaturi na svetlobi 

– za reakcijo Br2 in I2 z H2 je potreben katalizator 

(2) z učinkovanjem žveplove kisline na NaCl in CaF2 

2 NaCl(s) + H2SO4(l) 2 HCl(g) + Na2SO4(s) 

CaF2(s) + H2SO4(l) 2 HF(l) + CaSO4(s) 

(3) z reakcijo PX3 z vodo; 

PX3 + 3 H2O(l) 3 HX(g) + H3PO3(aq) 

Vsi vodikovi halogenidi se v vodi odlično topijo. HF se z vodo meša z vseh možnih razmerjih 

(vodikova vez). V 1 litru vode se pri sobni temperaturi raztopi približno 500 L HCl, 600 L 

HBr in 450 L HI. V prodaji so običajno 36% HCl, 50% HBr in 60% HI. 

Vodno raztopino HF uvrščamo med šibke kisline (Ka = 7,2∙10 –4 ), v precejšnji meri pa je v 

ravnotežju prisoten tudi ion HF2 – 

F – (aq) + HF(aq) HF2 – (aq) 

69



Oksidi halogenov 

Kljub temu, da tvorijo halogeni s kisikom kopico oksidov, ni niti enega mogoče pripraviti 

direktno iz elementov. 

F F2O * 

–1 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 

Cl Cl2O Cl2O4 ClO2 Cl2O6 Cl2O7 

Br Br2O Br2O5 

I I2O4 I2O5 

F2O (difluorov oksid) nastane pri uvajanju plinastega fluora v raztopino NaOH. 

*pomembnejši oksidi 

2 F2(g) + 2 NaOH(aq) F2O(g) + 2 NaF(aq) + H2O(g) 

F2O je močan oksidant, zato se pri reakciji s prebitnim NaOH sprošča kisik. 

2 F2O(g) + 4 NaOH(aq) 4 NaF(aq) + 2 H2O(l) + O2(g) 

Cl2O (diklorov oksid) je slabo obstojen rjavordeč plin, ki se razvije pri mešanju goste vodne 

suspenzije živosrebrovega oksida, HgO, in klorovice. 

HgO(s) + Cl2(aq) Cl2O(g) + HgO∙HgCl2(s) 

ClO2 (klorov dioksid) je paramagneten (1×7 + 2×6 = 17 elektronov), sprošča pa se pri 

učinkovanju koncentrirane H2SO4 na kalijev klorat, KClO3, ali pri reakciji KClO3 s SO2 ali z 

oksalno kislino, H2C2O4, oboje v prisotnosti H2SO4. 

2 KClO3(s) + SO2(g) + H2SO4(l) 2 ClO2(g) + 2 KHSO4(s) 

2 KClO3(s) + H2C2O4(g) + H2SO4(l) 

Ponekod ga uporabljajo za dezinfekcijo voda. 

2 ClO2(g) + 2 CO2(g) + K2SO4(s) + 2 H2O(l) 

Cl2O7 (diklorov heptaoksid) je anhidrid perklorove kisline, HClO4. Nastane pri reakciji med 

HClO4 in močno higroskopnim fosforjevim pentaoksidom, P2O5. 

6 HClO4(l) + P2O5(s) 3 Cl2O3(g) + 2 H3PO4(l) 

I2O5 (dijodov pentaoksid ali dijodov(V) oksid) je trdna snov, ki se uporablja za določanje 

količine CO, saj z njim kvantitativno reagira v CO2. 

70


I2O5(s) + 5 CO(g) I2(s) + 5 CO2(g) 

Izločeni jod se titrira z raztopino Na2S2O3 (antrijevega tiosulfata) znane koncentracije (glej 

tiožveplova kislina v 6A skupini). 

Po zgradbi so si oksidi na nek način podobni. Vsem je skupno to, da imajo okoli centralnega 

atoma halogena vedno 4 strukturne elektronske pare (SEP), torej je njihova osnovna zgradba 

tetraedrična. 

a) b) 

c) d) 

O 

O 

Cl + 

e) f) 

O 

O 

O 

Cl + 

O 

H H 

Slika 6 Slike modelov a) OCl2, c) ClO2, e) Cl2O7; strukturne formule molekul b) OCl2, 

d) ClO2, f) Cl2O7. 

Cl 

HO 

O 

Cl + 

Cl 

OH 

O 

71


Oks(id)okisline halogenov 

F 

Cl 

Br 

I 

+1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 

HClO 

hipoklorasta 

hipokloriti 

HClO2 

klorasta 

kloriti 

HClO3 

klorova 

klorati 

H 

O 

Cl 

HClO4 

perklorova 

perklorati 

+1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 

HBrO 

hipobromasta 

hipobromiti 

HIO 

hipojodasta 

hipojoditi 

HBrO2 

bromasta 

bromiti 

HIO2 

jodasta 

joditi 

HBrO3 

bromova 

bromati 

HIO3 

jodova 

jodati 

HBrO4 

perbromova 

perbromati 

H5IO6 

ortoperjodova 

ortoperjodati 

*pomembnejše oks(id)okisline 

HClO ni znana v čisti obliki, nastane pa pri uvajanju Cl2 v vodo (klorovica). Klor, Cl2, 

disproporcionira v HClO (Cl +1 )ion in HCl (Cl –1 ). 

Cl2(aq) + H2O(l) HClO(aq) + HCl(aq) 

Obstojne pa so soli te kisline, hipokloriti. Za dezinfekcijo se uporablja CaCl(ClO) (kalcijev 

hipoklorit-klorid); uvrščamo ga med močnejša dezinfekcijska sredstva. 

a) b) 

Slika 7 a) Model molekole HClO, ki pa ni obstojna; b) Strukturna formula molekule 

HClO. 

Z raztapljanjem ClO2 v v vodi dobimo vodno raztopino, ki je zmes kislin HClO2 in HClO3. 

ClO2(g) + H2O(l) HClO2(aq) + HClO3(aq) 

Pri uvajanju v raztopino hidroksidov pa ClO2 disproporcionira in dobimo zmes kloritov in 

kloratov. 

2 ClO2(g) + 2 NaOH(aq) NaClO2(aq) + NaClO3(aq) + H2O(l) 

72


Čiste klorite dobimo, če uvajamo ClO2 v raztopine hidroksidov, ki jim je primešan vodikov 

peroksid, ki reducira klorov(IV) oksid do kloritov 

2 NaOH(aq) + 2 ClO2(g) + H2O2(aq) 2 NaClO2(aq) + 2 H2O(l) + O2(g) 

H 

Slika 8 a) Model molekule HClO2, ki pa ni obstojna; b) Strukturna formula molekule 

HClO2. 

HClO3 je močan oksidant, v prodaji je 30%. Je nestabilna in se v prisotnosti organskih 

substanc lahko eksplozivno razkroji. 

Soli klorove kisline dobimo, če uvajamo klor v vročo raztopino hidroksidov 

3 Cl2(g) + 6 KOH(aq) 5 KCl(aq) + KClO3(aq) + 3 H2O(l) 

H 

O 

O 

Cl 

Cl + 

a) b) 

Slika 9 a) Model molekule HClO3; b) Strukturna formula molekule HClO3. 

HClO4 je izredno močna kislina, močnejša kot HNO3, HCl ali H2SO4 (uravnalni efekt; glej 

pgl. 17/1. semester). 

OH 

O 

O 

73


H 

O 

a) b) 

Cl + 

Slika 10 a) Model molekule HClO4; b) Strukturna formula molekule HClO4. 

Popolnoma disociira tudi v ocetni kislini, kisline HNO3, HCl ali H2SO4 pa ne. 

CH3COOH(l) + HClO4(ocet) CH3COOH2 + (ocet) + ClO4 – (ocet) 

Oznaka (ocet) pomeni podobno kot oznaka (aq); molekule HClO4 in ioni CH3COOH2 + ter 

ClO4 – so solvatirani (obdani) z molekulami topila, ki tokrat ni voda, pač pa CH3COOH (= ocet). 

O 

O 

Cl 

O 

O H 

+ 

Spojine z ostalimi elementi (halogenidi) 

H 

O 

O 

C 

CH3 

Znane so spojine halogenov z vsemi elementi. V grobem delimo halogenide na: 

(1) ionske 

(2) kovalentne. 

Ionski karakter spojin pada od F proti I in glede na kovino v periodnem sistemu pada od leve 

(najbolj tipične kovine) proti desni (vse manj tipične kovine). Če tvori kovina s halogenom 

(Cl, Br in I, ne pa tudi F) večje število spojih, sta v molekulah, kjer ima kovina maksimalno 

oksidacijsko število in zaradi tega tudi maksimalno število atomov halogena v molekuli, 

atoma kovine in halogena povezana s kovalentno vezjo. 

TiCl2, ki ima vsaj deloma ionsko zgradbo, je sestavljen iz plasti, v katerih so oktaedri TiCl6 

med seboj povezani s 6 od skupno 8 ploskev. Med plastmi delujejo šibke van der Waalsove 

sile (slika). Nasprotno pa je TiCl4 tipična molekulska spojina. 

O 

O 

Cl 

O H 

O 

+ 

O 

H 

H 

O 

O 

OH 

+ 

C 

H 

O 

CH3 

74


Slika 11 Struktura TiCl2 je plastovita; v plasti so oktaedri TiCl6 povezani preko 

skupnih plaskev. 

Medhalogenske (interhalogenske) spojine 

Ker se različni halogeni med seboj spajajo v različnih množinskih razmerjih, je znanih kar 

precejšnje število medhalogenskih spojin (med 15 in 20). Njihova uporabnost je omejena, so 

pa molekule spojin strukturno zelo zanimive. 

Če v posodo z jodom uvajamo plin klor, nastane najprej trdna rdeča snov jodov klorid, ICl 

I2(s) + Cl2(g) 2 ICl(s) 

ki s prebitnim klorom reagira do rumenega dijodovega heksaklorida, I2Cl6 

2 ICl(s) + 2 Cl2(g) I2Cl6(s) 

Znane so vse spojine XY (6), nato XY3 (ClF3, BrF3 in IF3), XY5 (ClF5, BrF5 i IF5) in XY7 

(samo IF7). 

Molekula IF5 ima obliko štiristrane piramide, IF7 pa obliko pentagonalne bipiramide. 

a) b) c) 

Slika 12 a) Atomi I in F na ogliščih kvadrata »še« ležijo v isti ravnini; b) Zaradi odboja 

med NEP in VEP (σ vezmi) med atomoma I in F se atomi F »pomaknejo« nekoliko 

navzgor – štiristrana piramida je zaradi tega rahlo deformirana; c) strukturna 

formula IF5 

F 

F 

F 

I 

F 

F 

75


a) b) 

Slika 13 a) Model molekule IF7; b) Stukturna formula molekule IF7: Atom I in 5 

atomov F so v ravnini peterokotnika. 

F 

F 

F 

F 

I 

F 

F 

F 

76

Kemija elementov glavnih skupin: skupina 6A, halkogenidi Boris Čeh 

1. Nahajališča, pridobivanje in uporaba 

2. Kemizem elementov in spojine ksenona s fluorom 

Atomi elementov 8A skupine imajo zapolnjeno valenčno lupino: ns 2 np 6 . To je razlog, da so 

nereaktivni. 

Prvi, ki je leta 1785 nevede odkril inertni plin argon, je bil angleški kemik in fizik Henry 

Cavendish. Potem ko je uspel iz zraka z električnim oblokom odstraniti kisik in dušik, mu je 

ostal mehurček plina, ki ni reagiral z nobeno snovjo. Izmeril mu je celo gostoto. Stoletje 

kasneje, 1894, je angleški kemik Rayleigh opazil, da je gostota dušika, ki ga je pridobil iz 

zraka, večja od gostote čistega dušika, pridobljenega iz amonijevega nitrita, NH4NO2. Ker 

razlike v gostotah ni znal pojasniti, je za pomoč zaprosil svoje kolege znanstvenike. Ramsay 

je poznal Cavendisheve raziskave in pravilno sklepal, da utegne biti v zraku majhen delež 

takrat še neznanega plina. Skupaj z Rayleighom sta iz zraka izolirala plin argon. V naslednjih 

petih letih je Ramsayu uspelo izolirati in identificirati še vse preostale žlahtne pline: helij 

(njegovo prisotnost na Soncu so posredno dokazali 

že 30 let pred tem), neon, kripton in ksenon. Za 

svoje uspešno delo je bil leta 1904 nagrajen z 

Nobelovo nagrado za kemijo. 

Največ utekočinjenega helija (3 K) se porabi za 

hlajenje močnih magnetov zato, ker pri 

temperaturah tik nad absolutno ničlo teče skozi 

navitje na magnetu zelo velik tok, ki omogoča 

doseganje zelo močnih magnetnih polj, v katerih je 

mogoče natančno merjenje nekaterih pomembnih 

pojavov (nuklearna magnetna resonanca) v kemiji 

in medicini. V zmesi s kisikom se uporablja tudi za 

anestezijo pri operacijah in za dihanje pri 

potapljanju. 

Med varjenjem predmetov iz nerjavnega jekla ali 

aluminija ščiti argon obe kovini pred oksidacijo z 

zračnim kisikom. Neon se uporablja tudi za 

polnjenje svetlobnih teles (rdeča svetloba). 

Reaktivni so tisti elementi, ki imajo bodisi nizko 

ionizacijsko energijo (alkalijske kovine) ali pa 

visoko elektronsko afiniteto (halogeni). Za žlahtne 

pline ne velja niti eno, niti drugo. He, Ne, Ar in Kr 

so popolnoma nereaktivni. Ionizacijska energija Xe Slika 1: na sončni svetlobi Xe in 

je vendarle »dovolj nizka«, da lahko pri sobni F2 reagirata do XeF2 

temperaturi reagira, toda le z najbolj reaktivnim 

elementom: fluorom. Presenetljivo je dejstvo, da poteče reakcija med Xe in F2 pri tlaku 1 bar 

in temperaturi 20 °C, če stekleno bučo, napolnjeno s primerno zmesjo obeh plinov, postavimo 

na sonce (fotokemična reakcija) 

77


Xe(g) + F2(g) XeF2(s) 

Na notranjih stenah buče se začnejo izločati kristali brezbarvnega ksenonovega difluorida, 

XeF2. 

Če reagira zmes obeh plinov pod »ostrejšimi« pogoji (višji tlaki in višje temperature), 

nastaneta še dve spojini, ksenonov tetrafluorid, XeF4, 

in ksenonov heksafluorid, XeF6. 

Xe(g) + 2 F2(g) XeF4(s) 

Xe(g) + 3 F2(g) XeF6(s) 

Obe spojini sta pri sobni temperaturi trdni in zelo reaktivni. Oksidacijska števila v teh 

spojinah so +2, +4 in +6. V spojinah s kisikom pa je OŠT ksenona lahko tudi +8, na primer v 

natrijevem heksaoks(id)oksenonatu(VIII) heksahidratu, Na4XeO6∙6H2O. 

helij neon kripton ksenon radon 

+2, +4, +6, +8 

XeF2 se uporablja za fluoriranje predvsem organskih spojin. 

Z risananje Lewisovih struktur in »teorijo o odboju med valenčnimi elektronskimi pari« 

zlahka napovemo obliko vseh treh ksenonovih fluoridov v plinastem stanju. 

XeF2: 

Število valenčnih elektronov (VlEl) = 1×8 + 2×7 = 22; število valenčnih elektronskih parov 

(VlEP) je 22/2 = 11. 

1) Najprej narišemo skelet molekule tako, da Xe atom umestimo med oba atoma F. 

2) Nato narišemo 2 σ vezi, ki povezujeta atom Xe s atomoma F; na razpolago ostane še 

11 – 2 = 9 VlEP. 

3) Potem na terminalne (zunanje) atome F razvrstimo toliko VlEP, da dobimo oktet. Ker 

pripada elektronski par v σ vezi tudi atomu F, so za dosego okteta (oktetno pravilo) na 

vsakem F atomu potrebni še 3 VlEP; preostane še 11 – 2 – (2×3) = 3 parov. 

4) Te razvrstimo okoli atoma Xe; F namreč spada v tisto periodo elementov (od B do F), 

za katero velja, da »imajo okrog sebe« lahko največ 8 elektronov (oktet), oziroma 

največ 4 VlEP. 

5) Ker je atom Xe »obkrožen« z 2 veznima elektronskima paroma (VEP) in 3 neveznimi 

elektronskimi pari (NEP), pomeni to skupno 5 strukturnih elektronskih parov (SEP), 

ki s svojo uravnoteženo lego opišejo tristrano (trigonalno) bipiramido, sestavljeno iz 6 

enakostraničnih trikotnikov. V bipiramidi sta enakovredna 2 vrhova bipiramide in 3 

oglišča v osnovni ploskvi. 

6) Dva F atoma lahko razporedimo v oglišča bipiramide na tri različne načine: 

a. oba F atoma lahko postavimo v oba vrhova bipiramide (a) 

b. oba F atoma lahko razvrstimo v 3 oglišča osnovne ploskve (b) 

c. en F atom je lahko v enem izmed obeh vrhov bipiramide, drugi pa v enem 

izmed oglišč osnovne ploskve (c). 

7) Najbolj verjetna se zdi tista struktura, v kateri bodo NEP (med njimi je namreč 

največji odboj) najbolj daleč vsaksebi – to pa je v strukturi (a), kjer so NEP v 

trikotniku razporejeni pod koti 120°. V obeh preostalih strukturah bi bili NEP pod koti 

90°. 

78


F Xe F F Xe F F Xe F 

1) + 2) 3) 4) 5) 

F 

Xe 

F 

F 

Xe 

Slika 2: načrtno risanje Lewisove strukture spojine XeF2 

F 

Xe 

6a) 6b) 6c) 

F 

F 

Xe 

79

Kemija elementov glavnih skupin: VODIK Boris Čeh

You also want an ePaper? Increase the reach of your titles

Delete template?

Save as template?