NEMETALI

To su kemijski elementi koji se u periodnom sustavu elemenata nalaze na desnoj strani i ima ih 16: vodik-H, ugljik-C, dušik-N, kisik-O, fluor-F, neon-Ne, fosfor-P, sumpor-S,klor-Cl, argon-Ar, brom-Br, kripton-Kr, jod-I, ksenon-Xe, astat-As i radon-Rn. Zajedno s metalima i polumetalima, nemetali su kemijska skupina elemenata obilježena po svojstvu ionizacije i spajajućih svojstava. To dolazi od toga što su jako elektronegativni tj. dobivaju više valentnih elektrona nego što ih daju.

Na običnoj temperaturi većina nemetala su plinovi, brom je tekućina, a čvrste tvari su ugljik, fosfor i sumpor. Takva agregatna stanja su posljedica „slabe“ kovalentne veze koja nastaje između atoma nemetala. Većina nemetala dolazi u elementarnom stanju kao molekule (H2, O2, N2, Cl2). Boja nemetala je različita: plinovi su uglavnom bezbojni, osim klora koji je žuto-zelen, brom je tamno smeđ, a čvrsti nemetali su različitih boja. Nemetali su izolatori, osim grafita koji je vodič. Većina nemetala se lako oksidira, a njihovi oksidi otapanjem u vodi daju kiseline. Najvažniji nemetali su: vodik, ugljik, dušik, fosfor, kisik, sumpor, halogeni elementi i plemeniti plinovi.

VODIK

Vodik je prvi kemijski element u nizu periodnog sustava elemenata, nosi simbol H: Atom mu se sastoji samo od protona i elektrona, što mu daje poseban položaj među elementima. Najrasprostranjeniji je element u svemiru, gdje u zvijezdama nuklearnim reakcijama fuzije iz atoma vodika nastaju atomi helija. Kako je masa atoma helija manja od mase četiriju atoma vodika, razlika masa pretvara se u energiju. Tako se na Suncu svake sekunde u energiju pretvara 4,6 milijuna tona materije. Na Zemlju dospijeva samo mali djelić te energije, ali o njemu ovisi cjelokupni život.

Otkriće vodika pripisuje se Henry-u Cavendish-u koji je 1766. Proizveo vodik i nazvao ga „zapaljivim zrakom“. Dobio ga je reakcijom užarenog željeza i vodene pare:

3Fe + 4H2O → Fe3O4+ H2

Također je 1781. dokazao da eksplozijom smjese vodika i kisika nastaje voda. Odatle vodiku ime hidrogen (grč. hydor- voda; genao- stvoriti). Ime hidrogen mu je dao Antoine Lavoisier.

Izotopi: Premda je vodik otkriven prije više od 200 godina, njegovi izotopi su otkriveni tek u prošlom stoljeću. Vodik je jedini element čiji izotopi imaju svoje kemijske simbole. Prirodna smjesa izotopa vodika sadrži obični vodik H, deutrij D i radioaktivni

1

tricij T. Izotopi su atomi istog elementa koji se međusobno razlikuju prema broju neutrona u jezgri.

Posljedica razlike u molarnim masama izotopa vodika su i njegova različita fizikalna svojstva u spojevima. Tako se obična i teška voda (H2O i D2O) razlikuju u svim fizikalnim svojstvima, npr. talište teške vode je pri +3,8 oC, a vrelište pri 101,4 oC. Gustoća teške vode je približno 10 % veća od gustoće obične vode. Stavimo li kocku leda teške vode u običnu vodu pri 0 oC, ona tone.

Svojstva vodika: Pri standardnom tlaku i temperaturi vodik je plin bez boje, mirisa i okusa, 14,4 puta lakši od zraka. Neotrovan je, nezagušljiv, slabo je topljiv u polarnim, a bolje u nepolarnim otapalima. Ohlađen na temperaturu vrelišta, kondenzira se u bezbojnu tekućinu koja je najlakša od svih tekućina. Zapaljen na zraku pri 560 oC, izgara gotovo nevidljivim plamenom u vodu.

2H2 + O2 → 2H2O

Na sobnoj temperaturi nije previše reaktivan, no pri višim temperaturama ulazi u niz reakcija. Otapa se u mnogim metalima kao što je platina. Pri sobnoj temperaturi bez katalizatora, reagira samo s fluorom i vanadijem u prahu. Razlog slaboj reaktivnosti molekularnog vodika pri sobnoj temperaturi je jednostruka kovalentna veza u molekuli. Ta veza je najjača od jednostrukih kovalentnih veza između dvaju istovrsnih atoma. Pri povišenoj temperaturi spaja se i s kisikom iz mnogih oksida, te tako djeluje kao redukcijsko sredstvo.

Vodik je slabo topljiv u vodi, a zbog lake zapaljivosti, s vodikom valja rukovati krajnje oprezno. Treba imati na umu da je svaka smjesa vodika i zraka u kojoj je volumni udio vodika od 18 do 60 % eksplozivna, a eksploziju može izazvati iskra. S jednog mjesta na drugo najsigurnije ga je prevoziti u čeličnim bocama pod tlakom od 200 bara. Prema elektronskoj konfiguraciji vodik bi pripadao u alkalijske elemente, koji reagiraju s vodom i pri tome daju baze. Ali, po kemijskom sastavu on je elektronegativan, tj. elektronegativnost mu je veća nego u alkalijskih metala, a puno manja nego u halogenih elemenata. U ionskim spojevima atom vodika prima elektron od atoma metala, gradeći hidride:

Na∙ + ∙H → [Na]+ + [:H]- → NaH

natrijev hidrid

Dobivanje vodika:

Laboratorijsko: Najčešće se dobiva onako kako ga je prvi put dobio Cavendish, tj. reakcijom užarenog metala i vodene pare, umjesto koje se često rabi razrijeđena sumporna kiselina.

Zn + 2H+→ Zn2+ + H2

2

Za razvijanje plinova u laboratoriju najpogodniji je Kipp-ov aparat, jer se reakcija u njemu može prekinuti i na taj način proizvesti samo potrebne količine plina.

Industrijsko: Otkrićem sinteze amonijaka iz elemenata dušika i vodika 1909. god. započinje proizvodnja golemih količina vodika reakcijom vodene pare i koksa ili vodene pare i zemnog plina (sastoji se od plina metana, CH4).

C + H2O → CO + H2 (smjesa plinova CO i H2 zove se vodeni plin)

Vodik i ugljikov monoksid nije prikladno razvijati kondenzacijom (prevođenje plina u tekućinu) jednog od njih, jer oba imaju vrlo niska vrelišta. Zato se ugljikov monoksid uklanja reakcijom s vodenom parom uz katalizator (tvar koja ubrzava kemijsku reakciju).

CO + H2O → CO2 + H2

Nastali ugljikov dioksid se lako uklanja hlađenjem jer na temperaturi od -78 oC očvrsne.

Jedna od najraširenijih i najjeftinijih metoda je piroliza ugljikovodika, primjerice etana:

C2H6 → C2H4 + H2

Kada je metan lako dostupan, koristi se njegova reakcija sa vodenom parom na 1100 oC:

CH4 + H2O → CO + 3H2

Znatne količine vodika dobivaju se kao nusprodukt pri elektrolizi vodene otopine natrijeva klorida tijekom proizvodnje klora.

Reakcije s vodikom: U reakciji vodika s nekim metalnim oksidima vodik je redukcijsko sredstvo. Te se reakcije provode pri visokoj temperaturi. Vodikom možemo reducirati i neke okside nemetala. Tako reakcijom vodika i dušikova (II) oksida nastaju dušik i vodena para:

2NO + 2H2 → N2 + H2O

Najreaktivniji metali su jaka redukcijska sredstva. Oni reagiraju s vodikom stvarajući ionske spojeve hidride. Vodik je u tim reakcijama oksidacijsko sredstvo.

Biološko djelovanje vodika: Vodik je esencijalni element za žive organizme. Ubrajamo ga među organogene elemente, tj. osnovne elemente koji izgrađuju biološki važne spojeve, primjerice ugljikohidrate, proteine, lipide, vitamine. Dva su bitna svojstva vodika koja određuju njegovu veliku važnost u biološkom svijetu:

1. Slična elektronegativnost vodika i ugljika uzrokuje malu polarnost veze ugljik-vodik, što je osnovni razlog stabilnosti organskih spojeva.

3

2. Veze dušik-vodik i kisik- vodik izrazito su polarne zbog toga što su i dušik i kisik atomi malog polumjera, a velike elektronegativnosti. Organske molekule s takvim polarnim vezama povezane su vodikovim vezama. Ta je veza ključna za postojanje i djelovanje mnogih biomolekula.

HALOGENI ELEMENTI

Svojstva halogenih elemenata: Elementi 17. (VIIA) skupine PSE-a: fluor, klor, brom, jod i astat su halogeni elementi. Naziv im potječe od grčkih riječi hals-sol i genao-stvoriti, jer se u prirodi pretežito nalaze u obliku soli. Vrlo su reaktivni i to je razlog da ih u prirodi nema u obliku elementarnih tvari, već samo u obliku spojeva. U elementarnom stanju halidni elektroni tvore dvoatomne molekule (halidni ioni su: fluoridni F-, kloridni Cl-, bromidni Br- i jodidni I-). Halogeni elementi su različitih boja, fluor je najreaktivniji:

F2 + 2HCl → 2HF + Cl2

Fluor i klor su vrlo otrovni plinovi, koji udisanjem izazivaju trovanje organizma. Smrt nastupa u roku od pola sata. Služe za oksidaciju drugih tvari. Elektronska konfiguracija zadnje ljuske atoma halogenih elemenata je ns2np5. Stoga oni s mnogim metalima grade ionske spojeve:

2K + Cl2 → 2K+ + 2Cl- → 2KCl

kalijev klorid

Na taj način atom halogenog elementa postaje halidni ion. S nemetalima halogeni elementi grade kovalentne spojeve, u kojima su atom nemetala i atom halogenog elementa povezani zajedničkim elektronskim parom:

H∙ + ∙F → H:F→ H-F →HF

Metalni halidi: Spojevi metala sa halogenim elementima nazivaju se metalni halidi. Ti spojevi se najviše proizvode reakcijom metala sa halogenovodičnom kiselinom ili s halogenim elementom. Od svih elemenata fluor je najveće elektronegativnosti, što je uzrokom da s metalima uglavnom stvara ionske spojeve, primjerice spoj aluminija s fluorom:

Al + 3/2F2 → Al3+ + 3F-→ AlF3

aluminijev fluorid

Aluminijev fluorid je u svim agregatnim stanjima ionski spoj, dok je aluminijev klorid ionski spoj samo u čvrstom agregatnom stanju.

Kovalentni halidi: Halogeni elementi s nemetalima grade kovalentne halide. Oni se mogu proizvesti izravnim spajanjem nemetala s halogenim elementom. U suvišku halogenog elementa nemetal se oksidira u više oksidacijsko stanje, a u suvišku

4

nemetala u niže oksidacijskog stanje. Primjerice fosforov (IV) klorid nastaje u suvišku klora, a fosforov (III) klorid nastaje u suvišku fosfora:

P4 + 10Cl2 → 4PCl5

P4 + 6Cl2 → 4PCl3

Većina kovalentnih halida burno reagira s vodom. Tako fosforov (V) klorid s vodom daje fosfornu kiselinu i plinoviti klorovodik, koji se odmah otapa u vodi dajući klorovodičnu kiselinu:

PCl5 + 4H2O→ H3PO4 + 5H+ + 5Cl-

Među molekulama kovalentnih halida djeluju slabe Van der Waals-ove sile. Zato su takvi halidi pretežito plinovi ili tekućine, niskog tališta i vrelišta. S porastom broja elektrona u molekuli jačaju i privlačne sile među molekulama, pa tališta i vrelišta kovalentnih halida povećanjem molarne mase rastu.

FLUOR

To je kemijski element koji u PSE nosi simbol F. Fluor je vrlo reaktivan- što je tipično za elemente njegove skupine, ali on je najžešći. Često ga nalazimo u pastama za zube. Otkriće fluora pripisuje se H. Moissan-u, koji ga je 1886. godine dobio elektrolizom razrijeđene otopine kalijevog hidrogen fluorida (KHF2) u fluorovodiku.

Svojstva fluora: Fluor je plin svjetlo žute boje, oštra i prodorna mirisa. Sastoji se od dvoatomnih molekula F2. Najelektronegativniji je element, stoga i najreaktivniji, te ima najjače oksidacijsko djelovanje. Spaja se s gotovo svim elementima. S vodikom se spaja i bez prisutnosti svjetla već na sobnoj temperaturi, pri čemu se zapali ili čak dolazi do eksplozije. Zbog velikog afiniteta fluora prema vodiku iz spojeva oduzima vodik. Fluor je izuzetno otrovan, a također i otopine fluorida. Fluor i njegovi spojevi izazivaju upale i teško izlječive rane na koži i sluznicama, posebno u očima i dišnim organima.

Dobivanje fluora: Dobiva se elektrolizom tekućeg fluorovodika, u kojemu je otopljen kiseli kalij fluorid KFx3HF. Tijekom elektrolize, kalijev fluorid se ionizira, a nastali fluoridni ion vodikovom vezom veže se za molekulu HF. Elementarni fluor se, zbog svoje velike elektronegativnosti može dobiti samo elektrolizom, pri čemu se fluoridni ion anodno oksidira. U industrijskoj proizvodnji fluora princip dobivanja je isti, samo se anode od nikla zamijene grafitnim, a katode se izrađuju od čelika:

F- + HF → HF2-

Na anodi dolazi do oksidacije fluoridnih iona pri čemu predaju elektrone i prelaze u F2:

5

2HF2- → 2HF +F2 +2e-

a na katodi dolazi do redukcije vodika:

2HF +2e- → H2 + 2F-

Spojevi fluora: Najvažniji su anorganski spojevi fluorovodik i fluoridi, te silikofluoridna kiselina i njezine soli, fluati. Vodena otopina fluora se zove fluoridna (fluorovodična) kiselina. Dobiva se djelovanjem sulfatne kiseline na fluorit i apsorpcijom razvijenih para u vodi. Služi za nagrizanje stakla i proizvodnju soli, fluorida, te za proizvodnju umjetnog kriolita.

KLOR

Klor je kemijski element koji u PSE nosi simbol Cl. Od svih halogenih elemenata najviše se primjenjuje klor. Rabi se kao sirovina u različitim tehnološkim procesima pri proizvodnji drugih spojeva (npr. u organskoj kemijskoj industriji za proizvodnju kloriranih organskih spojeva). Veliki potrošač klora je industrija papira, jer je klor dobro sredstvo za izbjeljivanje. Dezinfekcijsko djelovanje klora rabi se u pripravi pitke vode. Najčešće se nalazi u kloridima, kojih ima u morskoj vodi, isušenim slanim jezerima... Najvažniji minerali klora su halit-NaCl, silvin-KCl i kernalit. Klor je plin zelenkasto-žute boje, gustoće 2,5 puta veće od zraka, vrlo je otrovan.

Dobivanje klora:

Laboratorijsko: Klor se obično dobiva reakcijom klorovodične kiseline s oksidacijskim sredstvima čiji je redukcijski potencijal pozitivniji od klora, kao što su npr. Kalijev permanganat (KMnO4) i manganov dioksid (MnO2):

2KMnO4 + 16HCl (konc.) → 5Cl2 +2MnCl2 + 2KCl +8H2O

Klor reagira izravno s mnogim metalima i nemetalima, npr. s bakrom i fosforom. Otapanjem u vodi disproporcionira:

Cl2 + H2O → HCl +HClO

Takva otopina se zove klorna voda i istiskuje elementarni brom i jod iz otopina bromida i jodida. Elektrolizom taline ili vodene otopine NaCl na anodi se razvija klor:

2Cl- → Cl2 +2e-

Klorovodik i kloridi: Klorovodik je otrovan, lako zapaljiv i bezbojan plin. Dimi se u dodiru sa vlažnim zrakom jer s vlagom reagira i stvara kapljice klorovodične kiseline. Iz tog razloga djeluje nadražujuće na sluznicu, a slično djeluje i na oči.

Industrijski se klorovodik može dobiti izgaranjem vodika u struji klora:

6

H2 +Cl2 → 2HCl

Laboratorijski se klorovodik proizvodi reakcijom kuhinjske soli i koncentrirane sulfatne kiseline. Soli klorovodične kiseline, kloridi, primjenjuju se u različite svrhe, a osobito natrijev klorid ili kuhinjska sol, NaCl.

BROM

Brom je kemijski element koji u PSE nosi simbol Br. Elementarni brom je tamnocrvene boje i uz živu je jedini element koji je pri sobnoj temperaturi u tekućem stanju. Dok je živa po svojstvima metal, brom je nemetal. Brom proizvodi otrovne pare koje imaju prodoran miris, ime mu dolazi od grčke riječi bromos što znači smrad.

Otkrio ga je francuski kemičar Antoine- Jerone Balard 1826. godine. Topljiv je u vodi i ima gustoću para 5,5. Nadražljiv je za oči, grlo i nos, a udisanje broma izaziva teško disanje, gubitak svijesti, trajne posljedice u obliku oštećenja pluća. Tekući brom izaziva opekline na koži. Primjenjuje se u organskoj kemijskoj i farmaceutskoj industriji, fotografskoj i vojnoj industriji, te za izbjeljivanje u tekstilnoj industriji.

JOD

Jod je kemijski element simbola I. Ime mu dolazi od grčke riječi ioeides za ljubičastu boju zbog karakteristične boje njegovih para. Karakteristična je mirisa, lako sublimira, slabo se otapa u vodi, ali se dobro otapa u alkoholu.

Otkrio ga je Bernard Courtios 1811. godine. Izaziva opekline na koži, nadražuje donje dišne putove, izaziva bol u grlu, težinu u prsima, edem pluća, a gutanje joda izaziva oštećenje bubrega i smrt. Primjenjuje se u organskoj i farmaceutskoj industriji, te u medicini kao antiseptik.

BIOLOŠKO DJELOVANJE HALIDNIH IONA

Fluoridni ioni, F - , sprječavaju kvarenje zubi (zubni karijes). Unošenje viška fluoridnih iona štetno je za zdravlje jer fluoridni ioni uzrokuju bolesne promjene u kostima i kemijski se vežu s kalcijevim ionima, prisutnim u krvi:

Ca+2 + 2F- → CaF2

Smanjena koncentracija kalcijevih iona u krvi uzrokuje bolno grčenje mišića, oslabljeno disanje i nepravilan rad srca.

7

Kloridni ioni, Cl - , se unose u organizam pretežito uporabom kuhinjske soli. Premda kloridni ioni ne sudjeluju izravno u biokemijskim procesima, oni u stanicama i tjelesnim tekućinama imaju vitalnu ulogu u održavanju ionske ravnoteže, osobito ravnoteže natrijevih i kalcijevih iona.

Bromidni ioni, Br - , su bitni za djelovanje nekih enzima, a kalijev bromid se upotrebljava kao sedativ i kao sredstvo protiv grčenja uzrokovanog epilepsijom.

Jodidni ioni, I - , su osobito bitni za nastajanje dvaju hormona u našem tijelu, a to su tiroksin i trijodotionin. Ovi hormoni su bitni za rast, regulaciju mjena tvari i održavanje muških i ženskih reprodukcijskih funkcija. Nedostatak jodidnih iona može uzrokovati gušavost i bolesno stanje žlijezde štitnjače (hipotireozu). Da bi se nadoknadio manjak jodidnih iona u prehrani, jodira se kuhinjska sol, odn. kuhinjskoj se soli dodaje kalijev jodid.

HALKOGENI ELEMENTI

Svojstva halkogenih elemenata: To su elementi 16. (VIA) skupine periodnog sustava kemijskih elemenata. Naziv im potječe od grčkih riječi halkos- ruda i genao- stvoriti, jer su u Zemljinoj kori najviše zastupljeni u obliku ruda. To su dva nemetala: kisik i sumpor, zatim polumetali: selen i telur, te radioaktivni metal polonij. Elektronska konfiguracija zadnje ljuske atoma halkogenih elemenata je ns2np4 pa oni u elementarnom stanju, osim polonija, tvore dvoatomne i višeatomne molekule, što ovisi o veličini atoma. Molekula kisika je dvoatomna, O2, a postoji i modifikacija kisika, ozon, O3, čija je molekula troatomna. Sumpor gradi dvoatomnu molekulu tek pri temperaturi višoj od 600 0C. Pri sobnoj temperaturi, sumpor tvori stabilnu prstenastu molekulu, S8, selen lančanu molekulu Sen, dok su molekule telura vjerojatno isključivo lančane, Ten. Zbog male molekule samo su kisik i ozon plinovi pri sobnoj temperaturi, dok su ostali elementi čvrste tvari.

Halkogeni elementi grade ionske i kovalentne spojeve. U spojevima s alkalijskim i zemnoalkalijskim metalima atomi halkogenih elemenata postižu stabilnu oktetnu konfiguraciju primanjem dvaju elektrona. Npr. izgaranjem magnezija u kisiku nastaje magnezijev oksid, ionski spoj kristalne strukture:

2Mg + O2 → 2Mg+2 + 2O-2 → 2MgO

magnezijev oksid

S prijelaznim elementima halkogeni elementi grade i ionske i kovalentne spojeve. U spojevima s nemetalima atomi halkogenih elemenata stvaraju zajedničke elektronske parove. Npr. u molekuli sumporvodika atom sumpora je povezan s dva atoma vodika zajedničkim elektronskim parovima.

8

H2 + S → H- S- H → H2S

sumporvodik

Zahvaljujući malom atomskom poumjeru, atom kisika s atomom nemetala sličnog polumjera može stvarati više zajedničkih elektronskih parova gradeći višestruku kovalentnu vezu. Tako su u molekuli ugljikova (II) oksida, CO, kisik i ugljik povezani trostrukom kovalentnom vezom, a u molekuli ugljikova (IV) oksida, CO2, dvostrukom kovalentnom vezom:

:C ≡ O: O ═ C ═ O

ugljikov (II) oksid ugljikov (IV) oksid

Halkogeni elementi su slabe reaktivnosti. Osim u spojevima sulfidima i oksidima, kisik i sumpor u prirodi nalazimo i u elementarnom stanju.

KISIK

Kisik je kemijski element koji u periodnom sustavu elemenata nosi simbol O. Kisik je na sobnoj temperaturi bezbojan plin i zbog čvrste dvostruke veze u molekuli kisik nije reaktivan pri sobnoj temperaturi, Vrlo je reaktivan na povišenoj temperaturi. Nema mirisa ni okusa. Teži je od zraka, ne gori, ali podržava gorenje, kemijski vrlo reaktivan. Javlja se u molekularnom obliku kao spoj dva atoma kisika, (kad se molekula obilježava sa O2) i kao spoj tri atoma kisika, (kad se molekula obilježava sa O3). Molekula O3 se zove ozon i ključni je dio Zemljine atmosfere. U Zemljinu atmosferu elementarni je kisik dospio kao proizvod fotosinteze. Fotosinteza je proces u kojem zelene biljke apsorbiraju Sunčevu energiju i rabe je za proizvodnju ugljikohidrata, pri čemu nastaje i kisik:

6CO2 + 6H2O → C6H12O6 + 6O2

ugljikohidrat (glukoza)

Dobivanje kisika: Za laboratorijske potrebe kisik se najčešće dobiva zagrijavanjem klorata pri čemu se kao katalizatori koriste oksidi MnO2 i Fe2O3 ili usitnjeni NaCl:

2KClO3 → 2KCl + 3O2

Kalijev klorat je opasna eksplozivna tvar. Umjesto klorata može se zagrijavati barijev peroksid na temperaturi od 750 0C.

Za industrijsko dobivanje kisika koriste se dvije metode: elektroliza vode i frakcijska destilacija ukapljenog (tekućeg) zraka. Elektrolizom vode, pored kisika dobiva se i vrlo čisti vodik. Postupkom frakcijske destilacije zraka, pored kisika dobiva se i dušik,

9

a katkad i plemeniti plinovi, prisutni u sastavu zraka. Frakcijska destilacija je postupak razdvajanja dvaju ili više tekućina iz njihove smjese, a temelji se na njihovim različitim vrelištima. Npr. vrelište dušika je pri -196 0C,dok je vrelište kisika pri -183 0C. Proces ukapljivanja se vrši kontinuirano tako da se stlačeni zrak hladi kada se ispušta iz prostora s većim tlakom u prostor u kojem je tlak manji. Temperatura plina pada zbog toga što se ekspanzijom plina troši energija na svladavanje privlačnih sila koje vladaju između molekula plina. Ponavljanjem tog postupka zrak se toliko ohladi da prijeđe u tekuće stanje. Postrojenje za proizvodnju ukapljenog zraka sastoji se iz kompresora, hladila i posude u kojoj se plin ekspandira. Tekući zrak je plavkasta tekućina koja vrije pri -194 0C, a rabi se za postizanje niskih temperatura. Plinoviti kisik se transportira u čeličnim bocama pod tlakom od 150 bara. Čisti kisik je opasan plin, jer se u njemu tvari lakše oksidiraju i bolje gore nego u zraku.

Uporaba kisika: Velike količine čistog kisika rabe se pri proizvodnji čelika, za postizanje visoke temperature pri autogenom rezanju i zavarivanju, pri proizvodnji i obradi stakla, u organskoj kemiji za pripravu spojeva, kao oksidacijsko sredstvo u raketama... Kisik se u medicini rabi u uređajima za umjetno disanje pri trovanju otrovnim plinovima, za liječenje nekih plućnih bolesti, pri teškim operativnim zahvatima... Duže udisanje kisika je štetno.

Ozon: To je alotropska modifikacija kisika, bezbojan plin, karakteristična mirisa. U molekuli ozona ne postoji dvostruka veza, nego jedan elektronski par istodobno okružuje jezgre sva tri atoma. Prema tome, u molekuli ozona postoje delokalizirani elektroni. Ozona ima najviše u stratosferskom sloju atmosfere na visini od 20-25 km. U stratosferi nastaje iz elementarnog kisika. Apsorbira ultraljubičasto zračenje koje dolazi sa Sunca i čije je djelovanje štetno za žive organizme. Razna tehnološka dostignuća (npr. mlazni zrakoplovi), kao i uporaba novih organskih tvari, uzrokovali su smanjenje koncentracije ozona. Posljedica toga su stvaranje ozonskih rupa. Osim u stratosferi, ozon nastaje i u nižim slojevima atmosfere, u troposferi, kao posljedica onečišćenja zraka.

Uporaba ozona: Ozon je, poslije fluora najjače oksidacijsko sredstvo. Oksidira sve metale osim zlata i platine. Služi za sterilizaciju vode, operacijskih, kino i sportskih dvorana, zatim u farmaceutskoj, kozmetičkoj, tiskarskoj industriji, te u industriji papira, tekstila i umjetnih materijala. Rabi se i za dezinfekciju pitke vode i prostorija i uklanjanje neugodnih mirisa. Ozon se najjednostavnije proizvodi propuštanjem kisika kroz jako električno polje.

10

SPOJEVI KISIKA

Najbrojniji spojevi kisika s drugim elementom, osim s fluorom, su oksidi, u kojima je oksidacijski broj kisika -2. Oksidi su ionski ili kovalentni spojevi. U peroksidima oksidacijski broj kisika je -1, npr. u vodikovu peroksidu, H2O2. U kristalnoj rešetci superoksida nalaze se anioni O2

-. Budući da anion O2- ima nepravilan broj valentnih

elektrona (13), superoksidi su nestabilni spojevi i postoje samo u čvrstom stanju.

4 KO2 + 2H2O → 4KOH + 3O2

2KOH + CO2 → K2CO3 + H2O

Voda: To je spoj koji je prisutan u svakom organizmu i nužan je za život živih bića. Voda je reaktant, ali i produkt u mnogim reakcijama. Reagira s nekim metalima i nemetalima, kao i s njihovim oksidima. Iako je voda dobro otapalo za mnoge soli, samo s nekim i reagira. Voda ima osobinu da lako otapa mnoge tvari, pa tako, u svom kružnom toku u prirodi, voda otapa dio tvari s kojima se susretne bez obzira na to da li su te tvari krute, tekuće ili plinovite. Voda koja ima male količine otopljenih tvari naziva se meka voda, a voda koja sadrži veće količine otopljenih minerala naziva se tvrda voda. Zauzima posebno mjesto među spojevima kisika. Molekule vode dipolnog su značaja i međusobno su povezane vodikovom vezom.

Zahvaljujući vodikovoj vezi, voda je na sobnoj temperaturi u tekućem agregatnom stanju. Plin bi bila kada bi njene molekule bile povezane Van der Waalsovim silama, pa bi život bio nemoguć. Kako je gustoća vode najveća na 40C, led je lakši od vode i pliva na vodi. Kao polarni spoj voda je dobro otapalo za mnoge polarne tvari. Prirodna voda sadrži otopljeni ugljikov (IV) oksid te stoga otapa i teško topljive karbonatne stijene:

CaCO3 + CO2 + H2O → Ca2+ + 2HCO3-

Mineralne vode su one vode koje sadržavaju 1 g otopljenih tvari u litri vode. Kuhanjem tvrde vode iz otopine izlazi otopljeni ugljikov dioksid, koji se slabije otapa u vodi pri povišenoj temperaturi. Stoga se iz otopine izlučuje kalcijev karbonat (kamenac):

Ca2+ + 2HCO3- → CaCO3 + CO2 + H2O

U industriji i domaćinstvu, zagrijavanjem vodovodne vode se na stjenke posude u kojoj se zagrijava voda, talože netopljivi karbonati. Zbog slabijeg prijenosa topline kroz nastali sloj kalcijeva karbonata, materijal posude se pregrijava, što slabi njegova mehanička svojstva. To je posebno opasno u industriji gdje se rabe visokotlačni parni kotlovi, s visokim tlakom vodene pare.

Omekšavanje vode je postupak u kojem se uklanjaju ioni koji uzrokuju tvrdoću vode. To su kalcijevi i magnezijevi ioni, koji se u obliku soli: hidrogenkarbonata, sulfata i silikata nalaze u tvrdoj vodi.

11

Reakcije s vodom: Atom vodika u vodi ima najviši mogući oksidacijski broj +1, pa se atom vodika u molekuli vode može samo reducirati. Atom kisika u vodi ima najmanji mogući oksidacijski broj -2, što znači da se atom kisika može samo oksidirati. Redukcijski potencijal obje reakcije ovisi od pH otopine. Redukcijsko djelovanje vode u tekućem agregatnom stanju, pri kojem nastaje plinoviti kisik, znatno je slabije. Samo najjača oksidacijska sredstva, primjerice plinoviti fluor, mogu oksidirati kisik iz vode.

SUMPOR

Sumpor je kemijski element koji u periodnom sustavu elemenata nosi simbol S. Kristali su mu žute boje, a najčešće se pojavljuje kao sulfat i sulfid, te kao prirodni sumpor. Mirisom podsjeća na šibice, lagan je i mekan. Gori plavim plamenom pri čemu nastaje sumporov dioksid (SO2). Zapaljen izgara na zraku uz nastajanje sumporova dioksida:

S + O2 → SO2

Na povišenim temperaturama tvori spojeve s klorom, ugljikom, željezo i drugim elementima. Podzemne naslage sumpora se tale vodenom parom zagrijanom na 1600C te se pumpama izvlače na površinu, gdje se otopljeni sumpor skladišti u drvene sanduke i nakon hlađenja transportira dalje. Ovaj način proizvodnje sumpora naziva se Fraschov postupak.

Uporaba sumpora: Sumpor se najviše upotrebljava kao jedna od sirovina za fosfatna gnojiva, no osim toga ima široku primjenu u industriji, posebice za proizvodnju baruta, automobilskih guma, šibica, boja, lijekova, insekticida i fungicida. Spojevi sumpora, aminokiseline cistein i metionin su od životne važnosti u ljudskom metabolizmu, gdje služe u biokemijskim reakcijama.

Spojevi sumpora: Industrijskim izgaranjem ugljena i petroleja stvara se sumporov dioksid, koji u atmosferi reagira s kisikom i vodenom parom te tvori sumpornu kiselinu (H2SO4).

Sumporvodik, H2S je vrlo otrovan plin, mirisa na povarena jaja, a dobiva se djelovanjem kiseline na sulfide:

FeS + 2H+ → Fe2+ + H2S

Vodena otopina sumporvodika je slaba kiselina. Njezine soli su sulfidi. Prema topljivosti u vodi, sulfidi se međusobno vrlo razlikuju. Najtopljiviji su alkalijski sulfidi, a među sulfide najslabije topljivosti pripada živin (II) sulfid, HgS.

Sumporov (IV) oksid je plin neugodna, bockava mirisa. Otrovan je. Dobro je topljiv u vodi, no najveći je dio fizički otopljen u obliku molekule SO2. Vodena otopina sumporova oksida reagira slabo kiselo:

SO2 + H2O → H+ + HSO3-

12

Soli sulfitne kiseline, sulfiti i hidrogensulfiti imaju važnu industrijsku primjenu. Tako se kalcijev hidrogensulfit rabi u industriji papira za otapanje lignina, tvari koja povezuje celulozna vlakna. Pripravlja se uvođenjem sumporova dioksida u vapneno mlijeko:

2SO2 + Ca(OH)2 → Ca(HSO3)2

S pomoću natrijeva sulfita lako se uklanja kisik otopljen u vodi:

2SO3- + O2 → 2SO4

- ,

pa se taj spoj rabi kada treba spriječiti oksidaciju nekih sastojaka u otopini kisikom iz zraka.

Sumporna kiselina:

Ubrajamo je među najjače anorganske kiseline. Osim kiselinskog djelovanja, sumporna kiselina ima oksidirajuće djelovanje. Koncentrirana sumporna kiselina je jako dehidratacijsko sredstvo jer vrlo snažno veže vodu. Prilikom priprave razrijeđene otopine sumporne kiseline nikada se ne smije ulijevati voda u kiselinu, zato što se reakcijom sumporne kiseline s vodom, oslobađa velika količina topline. Ulije li se malo vode u kiselinu, voda pliva na površini kiseline. Ulijeva li se u vodu, sumporna kiselina kao tekućina veće gustoće odmah potone na dno. Oksidacijom sumporova (IV) oksida dobiva se sumporov (VI) oksid:

2SO2 + O2 → 2SO3

Reakcija oksidacije sumporova (IV) oksida je egzotermna i reverzibilna, pa je povoljno reakciju provesti na nižoj temperaturi jer se na višoj temperaturi ravnoteža pomiče na stranu reaktanta tj. sumporov (VI) oksid se raspada. Pri niskim temperaturama brzina reakcije je premala. Da bi se brzina reakcije povećala, reakcija se provodi u prisutnosti katalizatora. Djelovanje katalizatora na reakcijsku smjesu ovisi o više činitelja, među kojima važno mjesto zauzima prisutnost nečistoća.

Biološko djelovanje halkogenih elemenata:

Biološki je najvažniji kisik. Najveći dio kisika potječe iz vode, no kisik je sastavni dio mnogobrojnih organskih molekula. Elementarni kisik iz zraka ima važnu ulogu u procesu disanja. Sumpor je važan element jer se nalazi u dvije važne aminokiseline koje grade bjelančevine. Za normalno djelovanje našeg organizma potrebne su vrlo male količine selena. On je sastavni dio nekih biokemijskih važnih molekula.

13

DUŠIKOVA SKUPINA NEMETALA

Osobine: Elementi dušikove skupine elemenata nisu reaktivni. S drugim elementima grade ionske i kovalentne spojeve. Elektronska konfiguracija zadnje ljuske njihovih atoma je ns2np3.

DUŠIK

To je plin koji s plinovitim kisikom gradi Zemljinu atmosferu, bez boje, mirisa i okusa. Ne gori i ne podržava gorenje, slabo je reaktivan. Dušik nalazimo u prirodi u elementarnom stanju, dok ostale elemente nalazimo u spojevima.

Industrijski postupak dobivanja čistog, elementarnog dušika zasniva se na frakcijskoj destilaciji tekućeg zraka. Plinoviti dušik se transportira u čeličnim bocama pri tlaku od 200 bara. Najveće količine dušika iz zraka troše se za proizvodnju amonijaka, NH3. To je osnovna sirovina u proizvodnji dušičnih umjetnih gnojiva. Pripada najvažnijim proizvodima anorganske kemijske industrije. Proizvodi se iz elementarnih plinova duška i vodika:

N2 + 3H2 → 2NH3

Vodik i dušik (reaktanti), te amonijak (produkt) su plinovi. Amonijak je otrovan plin neugodna mirisa, koji se osjeća u zraku pri volumnom udjelu od 20 do 50 ppm. Rabi se kao rashladno sredstvo u uređajima za hlađenje velikih hladnjača jer amonijak za isparavanje troši mnogo topline koju oduzima iz okoline. Odlično se otapa u vodi, a nastala vodena otopina djeluje slabo lužnato jer vrlo mali dio otopljenog amonijaka reagira s vodom. Zapaljen amonijak gori na zraku uz nastajanje dušika. Amonijev klorid, NH4CL, amonijeva je sol. Njegova vodena otopina je zbog hidrolize amonijevog iona slabo kisela pa se rabila u kućanstvu za čišćenje:

NH4+ + H2O → NH3 + H3O+

Zagrijavanjem se amonijev klorid, kao i većina amonijevih soli, raspada. Njegovim raspadanjem nastaju amonijak i klorovodik.

Dušikovi oksidi: Od dušikovih oksida najpoznatija su tri: didušikov monoksid, N2O; dušikov monoksid, NO i dušikov dioksid, NO2. Didušikov monoksid djeluje na živčani sustav pa se za manje operacije rabi kao anestetik. Dušikov monoksid je bezbojan, vrlo otrovan plin.

Dušična kiselina: to je vrlo jaka kiselina i snažno oksidacijsko sredstvo. Koristi se u za proizvodnju umjetnih gnojiva, eksploziva, u organskoj kemijskoj industriji. Soli dušične kiseline zovu se nitrati. Najvažnija sol dušične kiseline je amonijev nitrat, NH4NO3. Nitrati su, poput dušične kiseline, jaka oksidacijska sredstva.

14

FOSFOR

U prirodi se pojavljuje isključivo u spojevima. Najpoznatiji su kalcijev fosfat, Ca3(PO4)2

i pentakalcijev hidroksid trifosfat, Ca5(PO4)3(OH), kojeg nalazimo u kostima. Ime je dobio po fosforescenciji, pojavi da isijava slabo svijetlo, jer se oksidira s kisikom iz zraka. Fosfor se javlja u tri alotropske modifikacije kao: bijeli, crveni i crni fosfor. Bijeli je fosfor vrlo reaktivna tvar koja se polagano oksidira na zraku. Dobro se otapa u organskim otapalima. Usitnjeni bijeli fosfor se spontano zapali na zraku. Zbog svoje reaktivnosti bijeli fosfor se čuva pod vodom. Jak je otrov. Crveni fosfor je stabilnija alotropska modifikacija. Pripravlja se grijanjem bijelog fosfora, bez prisutnosti zraka. Nije otrovan i rabi se za proizvodnju šibica.

Najznačajnija kiselina fosfora je fosforna kiselina, H3PO4. Slaba je kiselina i za razliku od dušične kiseline nema oksidirajuće djelovanje. Pripravlja se otapanjem fosforova (V) oksida u vodi, a fosforov (V) oksid se pripravlja spaljivanjem bijelog fosfora:

P4 + 5O2 → P4O10

P4O10 + 6H2O → 4H3PO4

Ako nije potrebna kiselina velike čistoće, fosforna kiselina se pripravlja djelovanjem sumporne kiseline na fosforit:

Ca3(PO4)2 + H2SO4 → 2H3PO4 + CaSO4

Koncentrirana vodena otopina fosforne kiseline je sirupasta tekućina. Rabi se i u pripravi osvježavajućih pića. Najveće količine fosforne kiseline i njenih soli, fosfata, koriste se za proizvodnju umjetnih gnojiva.

Biološko djelovanje: Dušik je esencijalan element i sastojak je bjelančevina i nukleinskih kiselina. Maseni udio dušika u ljudskom tijelu iznosi 3 %, a u organizam se mora unositi hranom u obliku organskih spojeva. Biljke organske spojeve s dušikom izgrađuju same koristeći za to anorganske spojeve dušika: nitrate i amonijeve soli iz tla. Fosfor je također esencijalan element koji se u ljudski organizam unosi biljnom i životinjskom hranom. Biljkama je fosfor neophodan za izgradnju nukleoproteina i nukleinskih kiselina. Biljke ga crpe iz tla u obliku kalcijevih fosfata. Nedostatak fosfora dovodi do zaostajanja u rastu biljke.

15

UGLJIKOVA SKUPINA NEMETALA

UGLJIK

To je kemijski element koji u PSE nosi simbol C. U prirodi se ugljik pojavljuje kao elementarna tvar i u obliku svojih spojeva. Dvije alotropske modifikacije ugljika: dijamant i grafit prikazujemo formulom Cn, a fuleren C60.

U dijamantu se svaki atom ugljika povezuje s četiri susjedna atoma kovalentnim vezama koje su prostorno usmjerene prema uglovima tetraedra i zatvaraju međusobni kut od 109,5 0. Proziran je, vrlo tvrd i skup mineral. Ne provodi električnu struju. U grafitu vezivnu strukturu čine 3 elektrona u sp2 orbitalama i 1 elektron u p orbitali. Grafit je mekana, sivo-crna, lomljiva tvar, masna opipa. Grafit provodi električnu struju.Kristali grafita sastoje se od slojeva, a u svakom sloju atomi su poredani u šesteročlane prstene. Fuleren je zatvorene strukture koja je napravljena od peteročlanih i šesteročlanih prstena, a ponekad i sedmeročlanih prstena. Najpoznatiji i najstabilniji fuleren je bakminsterfuleren, C60, čija struktura podsjeća na nogometnu loptu. Fulereni su ime dobili po poznatom američkom arhitektu Buckminsteru Fulleru (1895.- 1983.).

2s orbitala energijski se malo razlikuje od 2p orbitale. Dovede li se ugljikovu atomu energija, može jedan elektron iz 2s orbitale prijeći u praznu 2p orbitalu. Tako se atom ugljika dovodi u pobuđeno stanje u kojem ima 4 nesparena elektrona, s kojima može ostvariti 4 kovalentne veze s 4 vodikova atoma.

Uporaba ugljika: Grafit se koristi za proizvodnju olovaka, u strojarstvu kao mazivo za ležajeve i ključanice, u nuklearnoj industriji za izgradnju nuklearnih reaktora, itd. Ljepši primjerci dijamanta upotrebljavaju se za izradu skupocjenog nakita, a oni manje lijepi za izradu alata za rezanje, bušenje, brušenje i poliranje. Ugljikom najbogatije vrste ugljena su antracit i kameni ugljen. Suhom destilacijom, tj. zagrijavanjem kamenog ugljena bez prisutnosti zraka, dobiva se rasvjetni plin i mnogi drugi organski proizvodi. Ostatak je ugljik koji se naziva koks, a rabi se u metalurgiji za dobivanje željeza. Smeđi ugljen je slabije kvalitete. Toj vrsti pripada i lignit, smeđi ugljen u kojem se jasno vidi struktura drveta. Ugljen se može dobiti i grijanjem drva bez prisutnosti zraka. To je drveni ugljen koji gori gotovo bez plamena, a nakon izgaranja ostaje vrlo malo pepela. Zagrijavanjem životinjskih kostiju bez pristupa zraka nastaje koštani aktivni ugljen. Ima veliku površinu i stoga veliku moć adsorpcije raznih tvari. Zato se rabi u prehrambenoj i kemijskoj industriji za uklanjanje mirisa, boja i raznih nečistoća, te u pripravi vode za piće. Aktivni je ugljen poznati domaći lijek protiv crijevnih tegoba. Značajan proizvod ugljika je čađa, koja se pripravlja nepotpunim izgaranjem ugljikovodika. Čađa se rabi u industriji gume. Novi materijali na bazi ugljika su ugljikova vlakna koja imaju iznimna mehanička svojstva, lagana su, a rabe se u kompozitnim materijalima. To su materijali budućnosti, a iz njih se već danas izrađuju ne samo predmeti kao što su teniski reketi i ribički štapovi, već i zrakoplovi.

16

Ugljikov (II) oksid je vrlo otrovan plin, bez boje, mirisa i okusa. Nastaje nepotpunim izgaranjem ugljika:

2C + O2 → 2CO

Velika otrovnost zasniva se na njegovoj velikoj sposobnosti vezanja na hemoglobin u krvi, koja je 260 puta veća od kisikove:

CO + HemO2 → O2 + HemCO

oksihemoglobin karboksihemoglobin

Nastali karboksihemoglobin, stabilniji je od oksihemoglobina, što onemogućuje vezanje kisika na hemoglobin. Ugljikov monoksid je redukcijsko sredstvo. Zato se rabi za dobivanje metala. Zapaljen na zraku gori, a reagira i s mnogim drugim elementima.

Ugljikov (IV) oksid nastaje potpunim izgaranjem ugljika. Plin je bez boje, mirisa, koji ne gori, ali i ne podržava gorenje. Velike količine ugljikova dioksida nastaju alkoholnim vrenjem iz tvari bogatih škrobom. Kako je ugljikov dioksid teži od zraka, istiskuje zrak iz prostorije. Nalazimo ga otopljenog pod malim predtlakom u osvježavajućim pićima, kiselim vodama, pivu, itd. Ugljikov dioksid se pri atmosferskom tlaku i temperaturi od 78, 5 0C neposredno provodi iz plinovitog u čvrsto agregatno stanje. Čvrstim ugljikovim dioksidom, koji se još naziva suhi led, postižu se niže temperature nego ledom. Idealno je sredstvo za gašenje požara. U laboratoriju se pripravlja u Kippovom aparatu, djelovanjem klorovodične kiseline na fino usitnjeni mramor. Dobro se otapa u vodi. U vodi je otopljen u obliku molekula. U reakciji s vodom nastaje ugljična kiselina:

CO2 + H2O → H2CO3

Ugljična je kiselina slaba kiselina koja tvori dvije vrste soli, hidrogenkarbonate s ionima HCO3

- i karbonate s ionima CO32-. Osim po topljivosti u vodi karbonati se

razlikuju i po ponašanju pri zagrijavanju. Najvažniji karbonati koje nalazimo u prirodi su kalcijev karbonat, kojeg najviše ima u vapnencu i dolomitu. Navedeni karbonati su slabo topljivi u vodi, no ako voda sadrži otopljeni ugljikov dioksid, oni se otapaju:

CaCO3 + CO2 + H2O → Ca2+ + 2HCO3-

17

PLEMENITI PLINOVI

Svojstva plemenitih plinova

Kemijski elementi nulte skupine nazivaju se još i plemenitim plinovima, dok su se ranije nazivali inertnim plinovima jer se zbog nedostatka dokaza, smatralo da ne grade spojeve. Otuda potječe naziv same skupine. U kemijskoj se literaturi ova skupina sve češće naziva XVIII. skupinom. U ovu skupinu elemenata spadaju: helij, neon, argon, kripton, ksenon i radon. Ovi su se elementi počeli koristiti tek 1910. godine kada je otkriveno da električna struja pri prolasku kroz njih daje obojenu svjetlost. Do te godine imali su samo teoretski značaj. Zajednička je oznaka elektronske konfiguracije ove skupine ns2np6 8s izuzetkom helija čija je konfiguracija ns2) s popunjenim valentnim orbitalama.

Uporaba plemenitih plinova

Zbog vrlo stabilne konfiguracije, plemeniti plinovi ne mogu primiti nijedan elektron, a da se ne počne popunjavati nova elektronska razina. Popunjene elektronske orbitale ne daju mogućnost međusobnog spajanja atoma ovih elemenata, te su u svim agregatnim stanjima monoatomni. Plemeniti plinovi imaju vrlo visoke vrijednosti energije ionizacije tako da teško mogu otpustiti elektron. Među atomima postoje samo Van der Waalsove privlačne sile koje rastu s porastom atomskog broja, a s njima i talište i vrelište. Nemaju miris i okus, a u vodi su slabo topljivi. Zagušljivi su. Ulaze u sastav atmosfere. Dobivaju se frakcijskom destilacijom zraka i prirodnog plina.

Helij

Helij je na običnoj temperaturi plin bez boje, mirisa i okusa, kemijski indiferentan, od svih plinova najteže se može prevesti u tekućinu. Helij se koristi za punjene balona. ''Helijev zrak'' daje se roniocima, jer se helij manje otapa u krvi od dušika, ima manji narkotički učinak, te se ronioci brže mogu dizati prema površini. Tekući helij služi za ispitivanje tvari pri vrlo niskim temperaturama. Dobiva se uglavnom iz zemnog plina koji je bogat ovim elementom. Dobiva se također frakcijskom destilacijom tekućeg zraka. Isporučuje se u plinovitom i tekućem stanju. Upotrebljava se svugdje gdje je potrebna inertna atmosfera, a također i za punjenje zračnih brodova (cepelina). Plemeniti se plinovi koriste i u laserskoj tehnici. Njihovi spojevi imaju primjenu kao njihovi gusti spremnici, te kao snažni oksidanti.

Neon

Neon se koristi za punjenje reklamnih svjetlećih cijevi. Ako pri smanjenom tlaku dođe do električnog pražnjenja kroz neon, javlja se narančasto-ljubičasta svjetlost. Dodavanjem živine pare i argona boja se mijenja do tamnoplave i zelene.

18

Argon

Argon je jednoatoman plin bez boje i mirisa. Industrijska proizvodnja argona, kao i ostalih plemenitih plinova, vrši se ukapljivanjem i frakcijskom destilacijom. Argon se koristi za punjenje žarulja, kao i za zavarivanje u tehnici jer daje inertnu atmosferu. Koristi se i za punjenje svjetlećih cijevi.

Kripton i ksenon

Kripton se, kao i ostali plemeniti plinovi (izuzevši radon), može dobiti ukapljivanjem i frakcijskom destilacijom zraka ili selektivnom adsorpcijom na aktivnom ugljenu. Pri frakcijskoj destilaciji zraka kripton, zajedno sa ksenonom zaostaje u frakciji bogatoj kisikom, koja se odvodi u posebnu kolonu i odvaja od kisika. Pri tome se dobije sirova smjesa kriptona i ksenona, koja se koncentrira do udjela od 95%. Kisik se kemijskim putem ukloni, npr. spaljivanjem u struji vodika, a zaostali tragovi elementa uklanjaju se prevođenjem smjese plinova preko zagrijanog bakrenog praha. Kripton je jednoatoman plin bez boje, mirisa i okusa, nije toksičan, a hlađenjem kristalizira u obliku bijelih kristala. Nema široku uporabu zbog visoke cijene, a koristi se za punjenje niskotlačnih svjetlećih tijela (posebno fluorescentnih cijevi), za posebne vrste bljeskalica te za punjenje žarulja sa žarnom niti visoke efikasnosti i trajnosti. Kako toplinska vodljivost plina opada s porastom atomske mase, kripton, u smjesi s argonom ili ksenonom, može bitno produžiti vijek žarulje ili povećati svjetlosnu efikasnost. Kripton i ksenon se koriste i kao laserski mediji u specijalnim plinskim laserima. Koriste se i za punjenje žarulja.

Radon

Radon je 1900. godine otkrio Friedrich Ernst Dorm (Njemačka). Nastaje raspadom radija-226, pa je po njemu dobio ime. To je jednoatomni plin bez boje i mirisa, oko 8 puta gušći od zraka pri sobnoj temperaturi. Radioaktivan je, jako toksičan i kancerogen ako se udiše. Svi izotopi radona su radioaktivni. Zbog svoje stabilne elektronske konfiguracije radon je kemijski inertan, ne gori i daje mali broj spojeva. Radon je, uz plutonij, vjerojatno najrjeđi element na Zemlji. Ponekad se koristi u bolnicama za liječenje raka. Zbog kratkog vremena poluraspada izotopa, radon se obično laboratorijski priprema neposredno prije uporabe. Kondenzira se hlađenjem, a plinoviti vodik i kisik se uklone crpkom. Također se koristi kao element za praćenje zračnih masa, za detekciju geoloških pukotina, itd.

19