42199128-Kemija-skripta

PRIPR

EME

Zagreb, 2006.

KEMIJA 1

PRIPREMILA

KATA MILIĆ

provided by www.perpetuum-lab.com.hr

Nakladnik

PRIPREME , Zagreb, 1. Ferenščica 45

tel.: (01) 24 50 904, 24 52 809, 091 51 36 794

Skripta služi isključivo za internu uporabu na tečajevima koji se, u okviru PRIPREMA , održavaju kao pripreme za polaganje razredbenog ispita na svim fakultetima na kojima se piše razredbeni test iz kemije. Zabranjeno je kopiranje i prodavanje ovog materijala ili njegovih dijelova.


1 Pripreme za razredbene ispite

TVARI

Tvari su materijali od kojih je izgrađen svijet koji nas okružuje, a prepoznaju se po njihovim znakovitim svojstvima. Izvori tvari su zemlja, voda, zrak i biljke. Reakcija fotosinteze: klorofil

2 2 6 12 6 2 2sunčevo svjetlo6CO 12H O C H O 6O 6H O+ ⎯⎯⎯⎯⎯→ + +

Podjela tvari: 1) smjese - homogene - heterogene 2) čiste tvari - spojevi – različiti atomi - elementi – istovrsni atomi - metali

- nemetali Rasprostranjenost elemenata: - u Zemljinoj kori: 2O – 46.6 %, Si – 27.7 %, Al – 8.1 %, Fe – 5 %, Ca – 3.6 % - na planetu Zemlja: Fe – 34 %, 2O – 29.5 %, Si – 15.2 %, Mg – 12.7 %, Ni – 2 % - u svemiru: 2H – 60.4 %, He – 36.6% Prijelaz agregatnih stanja: Metode razdvajanja tvari: - filtracija, destilacija, ekstrakcija, kromatografija, sublimacija, dekantacija. sublimacija: 2 2I (s) I (g)∆⎯⎯→ - promjena agregatnog stanja!!!

4 3NH Cl(s) NH (g) HCl(g) - promjena kemijske veze, nastaju novi spojevi!!!ionski spoj molekulski spojevi

∆⎯⎯→ +

Struktura tvari određuje se difrakcijom rendgenskih zraka (rendgenska kristalografija) ili x-zraka. Atomi i molekule Građu atoma otkrio je E. Rutherford (1871-1937). Otkrio je α, β, γ čestice. α - čestice – pozitivno nabijene čestice, jezgra helija 4 2

2 He + . Emisijom α čestica atomski broj Z smanji se za 2, a maseni broj A za 4. 238 4 2 23492 2 88U He Th torij+− → −

β - čestice su negativno nabijene čestice odnosno elektroni e− . Emisijom β čestica nastaju izobari tj. čestice različitog atomskog broja, a istog masenog broja. β čestice nastaju raspadom neutrona, n0 prema jednadžbi:

s gltaljenje

kristal.

isparav.

kond.

sublimacija

desublimacija

H > 0 endoterman proces = troši se toplina

H < 0 egzoterman proces = osloba a toplina

đ seili ukapljivanje



ATOMJEZGRA

neutroni - N( ) - odreduje izotope elemenata0n

protoni - N( ) - odreduje vrstu atomap+

OMOTACe− unutarnjih ljusaka

e− vanjske valentne ljuske - odreduju kemijska svojstva elemenata

0 14 146 7

(e ) (e )n p , primjer C Nβ β+

− −→ + − → - izobari

234 23490 91Th e Pa (protaktnij) izobari−− → −

Emisijom e− uvijek se povećava Z za 1, a masa A ostaje ista, znači uvijek nastaju izobari. γ - čestice su elektromagnetski valovi, neutralne čestice ne ioniziraju, ali posjeduju znatno veću prodornost. SUBATOMSKE ČESTICE: 0p , e , n+ − NUKLEONI: 0p , n+ ELEMENTARNI NABOJ: [ ]19e 1.602 10 C kulon−= ⋅

Toliki je pozitivni naboj na p+ i toliki negativni naboj na e− . 14 10

41410

Promjer jezgre 10 10(atom) 10( jezgra) 10Promjer atoma (elektronski omotač) 10

− −

−−

⎫⎪ = =⎬⎪⎭

m mdd mm

Promjer jezgre je 10 000 puta manji od promjera atoma. Svaki atom je definiran atomskim brojem Z i masenim brojem A. AZ

0

X (p ) (e )

(n ) (p )

Z N N

A N N

+ −

+

= =

= +

2713

0

Al (p ) (e) 13

(n ) 27 13 14

Z N N

N A Z

+= = =

= − = − =

Ukupan broj nukleona je 27 tj A. Ukupan broj elementarnih čestica je A + Z = 27 + 13 = 40 MASA ATOMA – smještena u jezgri: 99.95 % mase atoma, masa e− je zanemariva prema masi nukleona. Masa atoma određuje se pomoću MASENOG SPEKTROGRAFA, danas se zove SPEKTROMETAR MASE. Značajke elementarnih čestica

Elementarna čestica

Znak čestice Masa čestice (apsolutna)

Relativna masa m/ um

Naboj čestice Q/C

Nabojni broj

QZe

=

proton p+ 271, 673 10 kg−⋅ 1 191, 602 10−+ ⋅ +1

elektron e− 319,109 10 kg−⋅ 0 ili 11836

191, 602 10−− ⋅ –1

neutron 0n 271,675 10 kg−⋅ 1 0 0 Z) Izračunaj količinu elektriciteta što ga ima sulfidni ion 2S − . Z = 2 19 192 ( 1,602 10 ) 3, 204 10Q Z e C C− −= ⋅ = ⋅ − ⋅ = − ⋅ ZAPAMTI (VAŽNO)

ATOMOMOTAČ

JEZGRA

e– vanjske valentne ljuske – određuju kemijska svojstva elemenata e– unutarnjih ljusaka protoni – N(p+) – određuje vrstu atoma neutroni – N(n0) – određuje izotope atoma



Atomi su električki neutralni. Veličina atoma - najmanji atom vodik: d (H) = 74,6 pm, 12 101 10 10pm m cm− −= = - najveći atom cezij: d(Cs) ~ 300 pm masa atoma - am :

masa molekule - fm : , ff r u r

u

mm M m M

m= ⋅ =

NUKLIDI – atomi određenog sastava jezgre. Mogu biti IZOTOPI i IZOBARI. Izotopi (često se zovu nuklidi) Izotopi su atomi istog elementa koji imaju jednak broj p+ (Z), a različiti broj 0n (A). Primjer su izotopi vodika – polinuklidni element. - obični vodik, procij 1

1H - stabilan, jedini atom koji nema neutron - nalazi se u 2H O , ima ga ~ 99 % - teški vodik, deuterij 2

1H ili 21D - stabilan, nalazi se u teškoj vodi 2D O

- superteški vodik, tricij - 31H (ili 3

1T ) – nestabilan, tj radioaktivan, zato se sintetizira iz deuterija: 2 2 3 1

1 1 1 1H H H H+ → + Polinuklidni elementi – imaju više izotopa Mononuklidni elementi - imaju jedan izotop (samo dvadesetak elemenata) Na, Al, F, P, Be Radioaktivni elementi, npr tricij, znači da mu se jezgra spontano raspada. Izotopi imaju - isto: (p ), (e )N N+ − , atomski broj i kemijska svojstva. - različito: 0(n )N , maseni broj i različita fizikalna svojstva. Vodik gradi iste spojeve ali različita su fizikalna svojstva tih spojeva, npr 2 2H O i D O . Izobari Izobari su atomi koji imaju isti maseni broj A, a različiti atomski broj Z. Primjer 124 124 124

50 52 54Sn Te Xe - izobari Izobari imaju različita fizikalna i kemijska svojstva. Z) Kako se zovu atomi a) 39 40K i K , b) 40 40Ca i K

a) 39 4019 19K i K - izotopi

b) 40 4019 20K i Ca - izobari

Z) Silicij ima 3 izotopa. Podaci su u tablici. rA izotopa Maseni udio izotopa / % 27,977 92,23 = 0,9223 28,976 4,67 = 0,0467 29,974 3,10 = 0,0310

Izračunaj prosječnu rA silicija.

09.28)Si(A974,290310,0976.280467,0977,279223,0)Si(A

AWAWAW)Si(A

r

r

3r32r21r1r

=⋅+⋅+⋅=

++=

Z) Klor ima 2 stabilna izotopa 35Cl i 37Cl . Izračunaj maseni udio izotopa klora, ako je rA (Cl) 35, 45= (prosječni PSE).

12

27 24

1, ,12

1,6605 10 1,6605 10

aa r u r u a

u

u

mm A m A m m Cm

m kg g− −

= ⋅ = =

= ⋅ = ⋅



1 2 1 2 1 21 ili 1 ili % % 100%+ = + = + =W W X X X X 1 21 brojevni udio= −W W

1 2

1 1 2 2

2 1 2 2

2 2

2

2

1

1( )

35, 45 (1 )35, 45 35 35 372 0, 45

0, 225 22,5%1 0, 225 0, 775 77,5%

+ == +

= − += − +

== == − = =

r r r

r r

W WA Cl W A W A

W A W AW W

WWW

ELEKTRONSKI OMOTAČ ATOMA Vjerojatnost nalaženja e− oko jezgre prikazuje se u tzv. elektronskim oblakom koji nije svugdje jednake gustoće. Bohrov model atoma: Elektroni u elektronskom omotaču nemaju jednak sadržaj energije. Raspoređeni su u sedam ljusaka ili energetskih razina - oznake: n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 ili K, L, M, N, O, P, Q U stacionarnom stanju atom ne apsorbira niti ne emitira energiju. Najmanja količina energije koju e− apsorbira je kvant energije ili kvant zračenja.

νλ

= ⋅ = ⋅cE h h

Kad se −e vraća iz pobuđenog u stacionarno stanje emitira energiju točno određene valne duljine linijskog spektra. Linijski spektar (bojenje plamena) znakovit je za svaku tvar jer mu je izvor u atomima. Kod linijskog spektra vide se pojedinačno jasno obojane crte. Kontinuirani spektar je spektar duginih boja, takav spektar daju sve užarene čvrste tvari, on nije znakovit za pojedinu tvar (linijski spektar) Linijski spektar je kvalitativna metoda dokazivanja elemenata: npr – Na – žut, Ca – crven, Cs –plav, Ba – zelen … podljuske: s p d f orbitale: s p d f ili grafički Orbitale u istoj podljusci nemaju isti sadržaj E. Maksimalan broj −e u jednoj orbitali je 2 ↑↓ , suprotnog ili antiparalelnog spina (vrtnja) - apsorpcija i emisija energije zbiva se samo pri prijelazu −e s jedne energetske ravnine na drugu. Broj orbitala: s – jedna p – tri x y zp , p , p

jezgra e− e−

osnovno ili stacionarno stanje

pobudeno stanjeE raste prema vanjskoj ljusci

8(10 )− s

E – energija zračenja h = Planckova konst. = 346,626 10−⋅ ⋅J s ν = frekvencija c = brzina svjetlosti λ = valna duljina



d – pet f – sedam P) Koliko u jednoj p, d, f orbitali može biti e− ? U jednoj p, d, f orbitali može biti 2 e− antiparalelnog spina. Građa ljusaka i redosljed popunjavanja orbitala – pravilo dijagonale Maksimalan broj e− u jednoj ljusci je 22n , n = broj ljusaka. To vrijedi do n = 4.

2

2

2

2

2

n 1 2 n 2 e

n 2 2 2 8e

n 3 2 3 18e

n 4 2 4 32 e

n 5 2 5 50 e ne mogu se e rasporediti!!!

−

−

−

−

− −

= ⇒ =

= ⇒ ⋅ =

= ⇒ ⋅ =

= ⇒ ⋅ =

= ⇒ ⋅ = −

Elektronska konfiguracija – raspored e− po ljuskama i orbitalama. Z) Na oba načina prikaži e.k. a) H, b) He, c) N, d) O, e) Fe, f) 2Fe + g) 3Fe + h) Cu e) Cl−

a) 1

1

sH n 1 1s= ↑ b) 2

sHe n 1= ↑↓

⇒ Stabilnije stanje je ako je s – orbitala popunjena, takav element ima veću iE (energiju ionizacije)

(He) (H)>i iE E c) -Hundovo pravilo – maks. broj nesparenih e− u p, d, f orbitali [ ]2 2 31s 2s 2 p He d) [ ]2 2 41s 2s 2 p He ⇒ Stabilnije stanje je ako je u p orbitali 3e− nesparen, takav element ima veću iE od elemenata čije p – orbitale imaju 4e− .

i iE (N) E (O)>

n = 1 s

n = 2

n = 3

n = 4

n = 5

n = 6

n = 7

s p

s p d

s p d f

s p d f

s p d

s p

7

psN n 2

n 1

= ↑↓ ↑ ↑ ↑

= ↑↓

8O

n 1

↑↓ ↑↓ ↑ ↑

= ↑↓



e) [ ]2 2 6 2 6 2 61s 2s 2 p 3s 3p 4s 3d Ar f) g) h) Od pravila dijagonale odstupaju i Cr, Ag, Au koji imaju u s orbitali jedan elektron! i) [ ]2 2 6 2 6

17 Cl 1s 2s 2 p 3s 3p Ar−

Cl− i Ar su izoelektronske čestice tj. čestice koje imaju isti broj e− [18 e− ]. Z) Koje od sljedećih čestica su izoelektronske s +Na : K, 2 3 2Mg , Al , F , O , Br+ + − − − , Ag ? Izoelektronske s +Na : 2 3 2Mg , Al , F , O+ + − − . Z) Koliko nesparenih e− u d – orbitali ima a) Fe b) Ti c) Ni d) Mn

a) Fe – 4 nesparena e− b) Ti – 8 nesparena e− c) Ni – 2 nesparena e− d) Mn – 5 nesparenih e−

Z) Elektronska konfiguracija kloridnog iona 17Cl− je:

a) 2 2 6 2 51s 2s 2 p 3s 3p b) 2 2 6 2 51s 2s 2 p 3s 3p

Z) Koliki je broj e− u jednoj p – orbitali: a) 8 b) 4 c) 2 d) 6 PERIODNI SUSTAV ELEMENATA (PSE) Elementi u suvremenom PSE poredani su prema porastu atomskog broja Z (protonski broj). - 18 grupa – elementi iste grupe slična kemijska svojstva – periodički se ponavljaju - 7 perioda – elementi iste periode imaju isti broj ljusaka Periodičnost fizikalnih svojstava: d – promjer atoma [pm]

iE – energija ionizacije [ 1−K J mol ]

aE – afinitet prema e− [ 1−K J mol ] Elektronegativnost je realan broj (jedinica elektronegativnosti jednaka je jedan).

26 Fe s p d

n 4n 3n 2n 1

= ↑↓

= ↑↓ ↑↓↑↓↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑

= ↑↓ ↑↓↑↓↑↓

= ↑↓

[ ]

[ ]

2 2 2 6 2 6 626

3 2 2 6 2 6 526

3 2

Fe 1s 2s 2 p 3s 3p 3d Ar

Pazi! Prvo se prazni 4s, a iza toga 3d.

Fe 1s 2s 2 p 3s 3p 3d Ar

Stabilnije stanje Fe nego Fe (manji broj e )

+

+

+ + −

⎫⎪⎪⎬⎪⎪⎭

2 2 6 2 6 1 1029

2 2 6 2 6 2 9

Cu 1s 2s 2 p 3s 3p 4s 3d stabilnije stanje

1s 2s 2 p 3s 3p 4s 3d nestabilnije stanje

−

−



a) Promjer atoma

G

P PADARASTE

raste privlačna sila

pada privlačna sila

b) Energija ionizacije – energija koju valja dovesti atomu ili pozitivno nabijenom ionu u

plinovitom stanju za udaljavanje e− . Proces je uvijek endoterman, ∆H > 0.

iE su veće za atome sa sparenim s-elektronima ili s tri nesparena p-elektrona u valentnoj ljusci, jer su takve konfiguracije energetski povoljnije (manje Ei).

c) Elektronski afinitet – definiran je prirastom energije (oslobodi se) u procesu u kojem se

slobodnom atomu ili pozitivnom ionu dovede e− u plinovitom stanju. Proces je egzoterman ∆H < 0.

Z) Pomoću jednadžbi prikaži nastajanje oksidnog iona 2O − .

1

2 1

2 1

O (g) e O (g) 141

O (g) e O (g) 844

O (g) 2e O (g) 703

I H K J mol

II H K J mol

H K J mol

− − −

− − − −

− − −

⎫+ → ∆ = − ⎪ +⎬+ → ∆ = + ⎪⎭

+ → ∆ = +

Z) Na temelju promjene entalpije zaključi koji atom ima najveći afinitet prema e− . a) 1F(g) e F (g) , 333H K J mol− − −+ → ∆ = −

1Cl(g) e Cl (g) , 348H K J mol− − −+ → ∆ = − c) 1Br(g) Br (g) , 324e H K J mol− − −+ → ∆ = − d) 1I(g) e I (g) , 2H K J mol− − −+ → ∆ = −

G

P RASTE

PADA

He

1s2

Najve a c Ei

Cs Najmanja Ei

!

!

Mg(g) - e Mg (g)+ IEi...Mg (g) - e Mg (g) IIEi...+ 2+

-

- } IIEi > IEi

Be

B}Ei (Be) > Ei (B)

N

O}Ei (N) > Ei(O)

s p s p

G

P RASTE

PADA

FCl

Prema Hessovom zakonu ukupna entalpija jednaka je zbroju svih entalpija po koracima.

b) ⇒ Najveći afinitet jer je oslobođeno najviše energije (najveća |∆H|)

Klor ima najveći afinitet zbog toga što u odnosu na fluor ima veći promjer, rjeđi elektronski oblak i lakše primi e– do okteta!



d) Elektronegativnost – mjera za silu (sposbnost) kojom atom privlači e− od atoma s kojim se kemijski spaja.

G

P RASTE

PADA

F

Cs

4,0 najelektronegativniji element

0,7 najelektropozitivniji element

⇒ metali – imaju malu iE , aE i elektronegativnost. ⇒ nemetali – imaju veliku: iE , aE i elektronegativnost. ⇒ metali – reducensi – najači reducens litij. ⇒ nemetali – oksidansi – najjači oksidans 2F .

2 2 2 2 2F O Cl N Br S> > > > > - šest najelektronegativnijih elemenata – jaki oksidansi. Z) Kako se mijenja polumjer atoma

a) Na, P, Cl b) O, F, N

Z) Koji će atom jače privlačiti zajednički elektronski par? a) Si i O b) C iH c) As i Cl d) Cl i Sn Z) Svrstaj sljedeće veze od najkraće do najdulje: Cl – Cu, Br – Br, F – Cl, Cl – O, H - F VEZE IZMEĐU ATOMA I MOLEKULA Vrste kemijske veze: kovalentna, ionska, metalna ⇒ Kemijske veze nastaju kao posljedica elektrostatskog privlačenja – elektrostatske su

prirode - privlačenje Kovalentna veza nemetal + nemetal → molekule (molekulski kristali). Kovalentna veza nastaje između nemetala. Oktet se postiže stvaranjem zajedničkih elektronskih parova. Produkti su molekule (molekulski kristali). Jednostruka kovalentna veza Lewisovi simboli Najčvršća jednostruka kovalentna veza jer je najkraća, 74 pm, a to je u molekuli 2H . Cijepanje kemijske veze uvijek je endoterman proces. Dvostruka kovalentna veza

- rezonantna struktura molekule kisika – bolje prikazuje paramagnetična svojstva kisika. Molekula kisika je paramagnetična jer ima nesparene e− .

+ i

O Onepodjeljeni elektronski parovi

2 elektronska para (podjeljena)

O O

H H+ H H, H H, H2



Paramagnetične tvari – mogu postati magnetične u magnetskom polju. Dijamagnetične tvari se ne mogu namagnetizirati. Feromagnetične tvari – trajni magneti – Fe, Co, Ni. Trostruka kovalentna veza Valencija atoma se određuje prema broju zajedničkih elektronskih parova. Z) Prikaži strukture molekula pomoću Lewisovih simbola: 2Cl , 2 6C H , 2 4C H , 2 2C H , 2CO ,

2CS , 4CH , 2H O , 3NH , HCl, NHC, 2 4N O . Z) U kojoj molekuli je kovalentna veza najčvršća? a) 2H b) 4CH c) HCl d) NaCl 2N USMJERENOST KOVALENTNE VEZE Kovalentna veza strogo je usmjerena u prostoru. Ostale veze nisu usmjerene. Valentni kut ovisi o: broju atoma u molekuli, broju podjeljenih i nepodjeljenih elektronskih parova, veličini centralnog atoma. Nepodjeljeni elektronski parovi se jače odbijaju od zajedničkih elektronskih parova. ODSTUPANJE OD PRAVILA OKTETA

2BeCl molekula! Oktet nema Be. Oblik – linearan, α = 180°. ⇒ 2BeCl je molekula a ne ionski spoj jer je Be dosta elektronegativan i ima relativno veliku

iE .

N N

zajednicki elektronski parovi

Cl Cl C CHH

HHHH

C C HH

CS S

CH HH

H OHH

NH HH

ClH H C N

N NO

O

O

O

C C

H

H

H

H

e) [ ]N N

4CH

C

H

HH H Oblik: tetraedar Valentni kut: 109,5°

3NH

N

HH H

Oblik: krnja piramida Valentni kut: ~ 107,3° (1080)

2H O

O

H H

Oblik: svinut (V - oblik) Valentni kut: 104,5°

Cl Be Cl

CO O



ionski spoj > 1,8 (ili 1,9) > kovalentni spoj Ionski spojevi imaju razliku u elektronegativnosti veću od 1.8. Fosfor ima d – orbitale, zato može stvoriti više od 4 zajednička el. para. Sumpor kao i fosfor može storiti više od 4 zajednička el. para jer ima d – orbitale. Samo elementi koji imaju d – orbitale mogu stvoriti više od 4 zajednička el. para.

2NO ⇒ - odstupanje od okteta Polarnost molekula – nastaje kao posljedica razlike u elektronegativnosti atoma koji se međusobno spajaju i strukture (oblika) molekule. Mjera polarnosti molekule je njen dipolni moment µ koji se definira izrazom µ = q l gdje je l razmak između dva točkasta električna naboja +q i –q. Jedinica za dipolni moment je C m. Kod nepolarnih molekula je dipolni moment jednak nuli jer je razmak između naboja jednak nuli tj. težište pozitivnog i

3BCl

BClCl

Cl= 120°

3AlCl

AlClCl

Cl= 120°

Planarna molekula – svi atomi leže u istoj ravnini – nije polarna. Oblik - trokut

3

1.41.6 3.0

AlCl molekula!−

3AlF ionski spoj razlika u elektronegativnosti 2.4

1.6 4.0 odnosno veća od 1.82.4

− −

2SnCl

SnClCl

α = 120°

SnClCl

α = 120°

2SnCl - plin – molekula oblik molekule - V

5PCl

P

Cl

Cl

ClCl

Cl

⇒ Pet el. parova oko centralnog atoma razmješta se u prostoru tako da čine trigonsku bipiramidu.

1

2

12090

αα

= °= °

Oblik – trigonska piramida 4SF - oblik trigonske bipiramide – pamti!

3PCl

PCl ClCl

1 2 90α α= = ° Oblik – oktaedar ⇒ Šest el. parova oko centralnog atoma (c.a.) tvori oktaedar.

6SF

S

F

F

F

F

F

F 1α

2α

Krnja piramida (kao 3NH )107α = °

NO

O



negativnog naboja se nalazi u istoj točki. Naprimjer, molekula vodika H2 (H H) je nepolarna jer je građena od atoma jednake elektronegativnosti (el. par je točno na sredini između protona!). Navedimo još nekoliko primjera nepolarnih molekula:

OO nepolarna

OCO nepolarna jer je simetricna!

U drugu ruku molekula HCl (crtež) je polarna! Očito, ona je građena od atoma različite elektronegativnosti. Zajednički elektronski par pomaknut je (bliže) prema elektronegativnijem atomu - nije na sredini! DIPOLNI MOMENT: µ > 0 – veći od nule kod dipola ⇒ Nepolarne su sve molekule građene od atoma iste elektronegativnosti ili ako su simetrične

2 2 2 2 2 2 2 6 2 4 2 2 2 2H , O , N , Cl , Br , I , C H , C H , C H , CO , CS . Dipoli su sve molekule građene od atoma različite elektronegativnosti: 2 3H O HF NH> > - (najpolarnija voda), svi alkoholi su dipoli zbog -OH skupine.

VODIKOVA VEZA (most) Vodikova veza je veza koja nastaje između atoma vodika i jednog jako elektronegativnog atoma druge molekule (F, O, N, Cl). Vodikova veza je elektrostatske prirode (slaba privlačna sila). Molekule koje imaju vodikovu vezu imaju POVIŠENO VRELIŠTE. Vodikove veze mogu povezivati (asocirati) iste ili različite molekule.

SCS nepolarna - simetricna (linearna).

nepolarna - simetricnaCH

H

H

H

H C C H

H C CHHH

nepolarna - simetricna

nepolarna - simetricna

⎫⎪⎪⎪⎪⎪⎬⎪⎪⎪⎪⎪⎭

Svi ugljikovodici sunepolarni spojevi!

2 4N H

nepolarna - simetricnaN N

H H

H H

hidrazin

H Clδ + δ −

OO

O+ ozon je dipol

OH H δ +

2δ −

δ +

DIPOL (najpolarnije otapalo)

NH HH δ +

δ +δ +DIPOL

3δ-

H3 2CH CH O− −

3CH O−

δ +

δ −

H δ +

δ −

dipol

⎫⎪⎪⎪⎪⎬⎪⎪⎪⎪⎭

dipol

svi alkoholisu dipoli



Z) Vodikovim vezama prikaži asocijaciju: a) 2 molekule vode b) 2 molekule amonijaka c) molekule vode i etanola i označi vodikove veze. a) b) a) i b) – vodikove veze između molekula c) ⇒ U ledu su sve molekule povezane vodikovim vezama. Pri zagrijavanju treba savladati

vodikove veze. Zbog vodikovih veza voda ima visoko vrelište i javlja se ANOMALIJA VODE. Također s POVEĆANJEM TLAKA SNIZUJE SE TALIŠTE JER PUCAJU vodikove veze.

KOVALENTNI I VAN DER WAALSOV POLUMJER Van der Waalsov polumjer je često znatno dulji od kovalentnog polumjera, Privlačne sile između molekula su međumolekulske ili van der Waalsove. ZA POLARNE MOLEKULE, TRAJNE DIPOLE ( 2H O , 3NH , alkohol) govorimo o van der Waalsovim silama. Londonove sile su van der Waalsove sile koje se javljaju između trenutačnih i induciranih dipola tj. između molekula koje su nepolarne, npr 2 2 2 2F , CL , Br , I ,

2 2 2H , CO , O itd. Van der Waalsove i Londonove sile su elektrostatske prirode. ⇒ Poredak jakosti:

kovalentna veza > vodikova veza > van der Waalsova sila jakost vodikove veze je svega 5 – 10% kovalentne veze

OH H δ +δ + O

H

H

duljina v. v.

NH HH δ +

δ +δ +N H

H

H

duljina v.v.

H

3 2CH CH O− −

δ +

δ −

OH

H

duljina v.v.

kovalentnipolumjer

van der Waalsov polumjer

A

A

kovalentnipromjer

van der Waalsov promjer

Kovalentna veza je jača što je duljina manja, a energija veze veća



⇒ Privlačne sile određuju agregatno stanje tvari, a isto tako i brzinu kemijske reakcije,

vrelište i talište tvari. Sve privlačne sile između čestica su ELEKTROSTATSKE PRIRODE.

Razmisli i odgovori: Z-1) Dva nesparena e− u d – podljusci ima atom s atomskim brojem: a) 29 b) 12 c) 21 d) 28 e) 14

100

0

-100

-200

t C/°

2 3 4 5 perioda

HF

HIHCl HBr3NH

2H O

4CH 4SiH3PH

2H S

3AsH

2H Se

4GeH

2H Te3SbH

4SnH

-33

19.5

Vrelište raznih spojeva vodika (na apscisi je perioda ili Mr) Više vrijednosti vrelišta fluorovodika, vode i amonijaka od ostalih hidrida iste grupe upućuju na to da između njihovih molekula djeluju vodikove veze. Kad ne bi bilo vodikovih veza, voda bi, na primjer, pri standardnim uvjetima bila plin (vidi crtkanu liniju), pa oceani, rijeke i jezera ne bi postojali, a kiša ne bi padala.

-273-240-200-160-120

-80-40

04080

120160200

1 2 3 4 5 periodaili M

t C/°

r Grafički prikaz ovisnosti vrelišta plemenitih plinova i halogenih elemenata o relativnoj atomskoj odnosno molekulskoj masi.

Vrelišta halogenih elemenanta i plemenitih plinova Element tv/°C

2

2

2

2

F (g)Cl (g)Br (g)I (g)

-187,0-34,658,78183,0

Element tv/°CHe(g)Ne(g)A(g)Kr(g)Xe(g)

-268,9-246,0-185,2152,3108,1

Jakost privlačne sile između čestica

+ -

ion - ion

+ - +ion - dipol

dipol - dipol

vodikova vezadipol - inducirani dipol

inducirani dipol

- inducirani dipol

+ --+

+ - + -

+ - -+ 2 2CO i CO

2 2H O i CO

3 2 2 3CH OH i H O, H O, NH

[ ]2 2 6Na , H O, Na (aq) ili Na(H O) ++ +

Na , Cl+ -

O = C = O



Z-2) Izoelektronske čestice s K+ su: He, Cl− , 2Mg + , 3Al + , 2O − , S Z-3) Elementi prve skupine PSE:

a) grade amfoterne spojeve b) njihovi atomi imaju relativno malu iE c) njihovi atomi imaju relativno veliku iE d) njihovi atomi imaju veliki afinitet prema iE

Z-4) Najvišu prvu iE ima: a) 11s b) 21s c) 2 11s 2s d) 2 2 11s 2s 2 p Z-5) Pravilo okreta za centralni (središnji) atom nije zadovoljen u: a) 3NH b) 2CO c) 3BF d) 2H S d) 3CH OH− e) 2SiO Z-6) Koji od navedenih iona ima najmanji radijus? a) 3Al + , b) 2Mg + , c) Na+ Z-7) Koja molekula nema dipolno svojstvo: 2H O , 2CO , 2SO , 3CH OH Z-8) Isključivo nepolarne molekule pokazuje niz: a) 2 2HCl, H , CO b) 2 2CO , NO, BeF c) 2 2 4CO , N , CCl d) 4 2CCl , BeF , HCl Z-9) Poredaj sljedeće spojeve po jakosti vodikove veze: 3 3 3SbH , PH , AsH Z-10) Najveće vrelište ima: a) HI b) 2H O c) HBr d) HF e) HCl Z-11) U kojoj od navedenih molekula nema dvostruke kovalentne veze? a) 2SO b) 2CO c) 2 4C H d) 3CHCl e) 2 2 2C H Cl Z-12) Linearna molekula nije: a) 2CO b) 2BeF c) 2 2C H d) 2H S Z-13) Vodikova veza:

a) je kovalentna veza između vodika i halogenih elemenata b) spaja molekule metala c) spaja molekule metanola d) je kovalentna veza u molekuli vodika.

Z-14) Vodikova veza može nastati između molekula a) 4CH i 4CH b) 2H i 2H c) 2H O i 3NH d) 2H O i 3CH OH Z-15) U kojem je od navedenih parova najmanja razlika u veličini radijusa: a) Li i Cl+ − b) Li i Br+ − c) Li i Br d) Li i Cl Z-16) Usporedi vrelište:

a) halogenih elemenata b) plemenitih plinovi c) hidrida (spojevi s vodikom) 14, 15, 16 i 17 grupe PSE. (svaku grupu posebno a ne

međusobno). Napiši formule navedenih hidrida i imenuj ih. Z-17) Prikaži strukturu: fosfina 3PH , arsina 3AsH , stibina 3SbH , bizmutina 3BiH i amonijaka 3NH .



Z-18) Prikaži strukturu: metana 4CH , silana 4SiH , germana 4GeH , stanana 4SnH , i plumban 4PbH . Z-19) Prikaži asocijaciju 5 molekula HF. Z-20) Poredaj ione F− , Br− , Cl− , I− prema porastu njihovih redukcijskih svojstava. [ F− < Cl− < Br− < I− ] Z-21) Točna tvrdnja je

a) kisik je elektronegativniji od sumpora b) 2SO je ionski spoj c) molekule 2CO su polarne d) ugljik je elektronegativniji od klora e) u kemijskoj reakciji gustoća el. oblaka ostaje nepromjenjena

Z-22) Koji od navedenih spojeva je nemoguć: 2OF , 6SF , 2FO , 6S F , SCl2, SCl6? Z-23) U kojem paru čestice imaju najsličnija kemijska svojstva: a) K i Na+ + b) Na i Mg c) 16 17O i O Z-24) Koji od nizova pokazuje jačanje oksidativnih sposobnosti halogenih elemenata: a) F > Cl > Br > I b) I > Br > Cl > F c) F > Br > Cl > I d) I > Cl > Br > F Z-25) Koja od sljedećih vrsta sadrži 27 p+ i 24 e− : a) Al b) 3Co − c) 3Cr + d) 3Co + Z-26) Skup elemenata koji su najskloniji stvaranju kationa s jediničnim nabojem su:

a) alkalozemni (zemnoalkalijski) metali b) elementi d – bloka c) alkalijski metali d) halogeni

Z-27) Ako u pojedinoj grupi PSE raste atomski broj tada

a) raste atomski radijus b) raste iE c) raste elektronegativnost d) smanjuje se ionski radijus

Z-28) Vodikova veza postoji među molekulama: a) etanola b) benzena c) etil-acetata e) n-pentanona Z-29) Četiri atoma klora piše se ovako: a) 24Cl b) 4Cl c) 4Cl − d) 22Cl Z-30) Građu trostrane piramide ima: a) 2BeCl b) 3BF c) 3H O+ d) 2H O - točan odgovor je c.

HF

H FH

FH F

HF

140°

3H O+

H

OH H

+



H 0,037

H 0,0208

H

−

+

Li 0,152

Li 0,068+

Na 0,186

Na 0,097+

K 0,227

K 0,133+

Rb 0,248

Rb 0,147+

Cs 0,265

Cs 0,167+

Fr

Fr 0,180+

2

Be 0,111

Be 0,035+

2

Mg 0,160

Mg 0,066+

2

Ca 0,197

Ca 0,099+

2

Sr 0,215

Sr 0,112+

2

Ba 0,217

Ba 0,134+

2

Ra

Ra 0,134+

B 0,080

3

Al 0,143

Al 0,051+

3

Ga 0,122

Ga 0,062+

3

In 0,163

In 0,081+

3

Tl 0,170

Tl 0,147

Tl 0,095

+

+

4

C 0,077

C 0,260−

Si 0,118

Ge 0,123

2

Sn 0,141

Sn 0,093+

2

Pb 0,175

Pb 0,120+ 3

Bi 0,155

Bi 0,096+

3

Sb 0,145

Sb 0,076+

As 0,125

3

P 0,110

P 0,212−

3

N 0,074

N 0,171+ 2

O 0,074

O 0,140−

2

S 0,103

S 0,184−

2

Se 0,116

Se 0,191−

2

Te 0,143

Te 0,218−

Po 0,118

F 0,071

F 0,136−

Cl 0,099

Cl 0,181−

Br 0,114

Br 0,196−

I 0,133

I 0,220−

He 0,050

Ne 0,065

Ar 0,095

Kr 0,110

Xe 0,130

Rn 0,145

3

Sc 0,161

Sc 0,081+

3

Y 0,178

Y 0,092+

3

La 0,187

La 0,114+

3

Ac 0,188

Ac 0,118+

2

Ti 0,145

Ti 0,080+

Zr 0,159

Hf 0,156

2

3

V 0,131

V 0,088

V 0,074

+

+

Nb 0,143

Ta 0,143

2

3

Cr 0,125

Cr 0,083

Cr 0,063

+

+

2

3

Mn 0,137

Mn 0,080

Mn 0,066

+

+

2

3

Fe 0,124

Fe 0,074

Fe 0,064

+

+

2

3

Co 0,125

Co 0,072

Co 0,063

+

+ 2

Zn 0,133

Zn 0,074+2

Cu 0,128

Cu 0,096

Cu 0,072

+

+2

Ni 0,125

Ni 0,069+

Mo 0,136 Tc 0,135 Ru 0,133

3

Rh 0,135

Rh 0,068+

W 0,137 Re 0,137 Os 0,137 Ir 0,1362

Hg 0,150

Hg 0,110+3

Au 0,144

Au 0,137

Au 0,085

+

+2

Pt 0,139

Pt 0,080+

2

Pd 0,138

Pd 0,080+

Ag 0,145

Ag 0,126+ 2

Cd 0,149

Cd 0,097+

d - prijelazni elementi

f - unutrašnji prijelazni elementi

1

2 13 14 15 16 17

18

3 4 5 6 7 8 9 10 11 12



IONSKA VEZA Metal + nemetal → ionski spoj (ionski kristal) formulska jedinka metal otpušta elektrone – reducens (najjači Li) nemetal prima elektrone – oksidans (najjači 2F ) Nastajanje ionske veze uvijek egzoterman proces. K , Cl i Ar+ − su IZOELEKTRONSKE čestice – isti broj elektrona. KATION UVIJEK MANJI od NEUTRALNOG ATOMA. ANION UVIJEK VEĆI od NEUTRALNOG ATOMA. Z) Usporedi veličinu (promjer) K , Cl , Ar+ − . Ar < K+ < Cl− - sve čestice imaju tri ljuske ⇒ Ako je broj ljusaka isti najmanji je neutralni atom, zatim kation a najveći je anion (vidi tablicu str. 16.). Z) U kojem spoju se nalazi: a) samo ionska b) ionska i kovalentna c) samo kovalentna veza? 2 2 3 2 3 4 2 3 2BeCl , Li O, NaCl, AlCl , K CO , NH Cl, CO , CH COONa, CaCl , KCl, 3 4CH COONH .

a) 2 2NaCl, CaCl , KCl, Li O b) 4 3 3 4NH Cl, CH COONa, CH COONH c) 2 2 3CO , BeCl , AlCl

P) Između kojih skupina najlakše dolazi do stvaranja kemijske veze? [alkalijskih i halogenih elemenata] Z) Napiši elektronsku konfiguraciju 2 3Cu , Mn , Mn+ + + . Z) Ionskom vezom povezani su svi atomi u spojevima

a) natrijev oksid b) natrijev hidroksid c) olovni (IV) klorid d) silicijev tetrajodid e) olovni (II) klorid f) germanijev (IV) klorid

⇒ Za razliku od kovalentne veze pri kojoj je gustoća elektronskog oblaka između vezanih

atoma velika, u ionskoj vezi gustoća elektronskog oblaka između nastalih iona je mala.

ClK + K® + + Cl[ ]nabojni broj iona= valencija

[ ]Ar [ ]Arkation anion

-e

N

H

H

H H

⎡ ⎤⎢ ⎥⎢ ⎥⎢ ⎥⎢ ⎥⎣ ⎦

+

Cl



završetaktaljenjapocetak

taljenja

t/°C

t s/

t/°C

t s/

Dijagram taljenja amfoterne tvari (staklo)

talištet = konst

METALNA VEZA Veza između metala je metalna veza. Vezivanjem atoma metala atomi se ioniziraju te nastaju pozitivni ioni i delokalizirani elektroni koji čine elektronski oblak. Delokalizirani elektroni provode električnu struju i toplinu. Elektroni i ioni se privlače i tako se drži kristal zajedno. Ionizacijom nastaju elektroni koji zauzimaju valentnu vrpcu, a vodljiva je vrpca prazna. Kod metala su te dvije vrpce blizu, gotovo da se dodiruju, zato metali uvijek provode struju bez obzira na agregatno stanje. Metali su vodiči prvog reda. Energetska barijera ∆E kod izolatora je velika pa elektron nemože proći iz valentne u vodljivu vrpcu. Kod poluvodiča ∆E nije velika pa elektron može proći iz valentne u vodljivu vrpcu. Poluvodiči n – tipa nastaju tako da se Si (silicij) donira sa elementima 15 grupe PSE. Struju prenose elektroni (n = negativan). Poluvodiči p tipa nastaju tako da se Si donira sa elementiam 13 grupe PSE. Struju prenose pozitivne šupljine (p = pozitivan). KRISTALI Kristal je pravilno geometrijsko tijelo, pravilne unutarnje građe, omeđeno ravnim međusobno okomito i koso položenim plohama. Kristalna struktura može se odrediti pomoću dijagrama taljenja koji izgleda ovako: t = konst jer se sva toplina troši na razaranje kristalne rešetke. Amfoterne tvari = tvari koje nemaju pravilnu unutarnju građu.

VODLJIVAVRPCA

VALENTNAVRPCA

METALI

VODLJIVAVRPCA

VALENTNAVRPCA

VODLJIVAVRPCA

VALENTNAVRPCA

POLUVODICI[Si, Ge]

E∆E∆

IZOLATORI- dijamant- staklo- guma - plastika

= energetska barijera

završetaktaljenjapocetak

taljenja

t/°C

t s/

t/°C

t s/

Dijagram taljenja amfoterne tvari (staklo)

talištet = konst



Čistoća tvari također se može pratiti pomoću dijagrama taljenja Krivulja taljenja: A – čista tvar B – onečišćena tvar i smjesa KRISTALNI SUSTAVI: kubični, tetragonski trigonski heksagonski, rompski, monoklinski, triklinski. ELEMENTI SIMETRIJE: ravnina simetrije, os simetrije , centar simetrije. KRISTALOGRAFSKE OSI: a, b, c. Svi kristalni sustavi imaju 3 osi, a heksagonski 4 - a, b, c, d. ELEMENTARNA ĆELIJA KRISTALNE REŠETKE – najmanji dio s kojim se slaganjem u tri smjera u prostoru može izgraditi čitav kristal. Kubični sustav ima 3 tipa elementarnih ćelija:

a) jednostavna: 1N(A) 8 18

= = atom

b) volumno centrirana (prostorno): 1N(A) 8 1 28

= + = atoma

c) plošno centrirana: N(A): 1 1N(A) 8 6 48 2

= + = atoma

Heksagonski sustav ima: 1 1N(A) 12 2 3 66 2

= + + = atoma

VRSTE KRISTALA I NJIHOVA FIZIKALNA SVOJSTVA Fizikalna svojstva ovise o načinu slaganja atoma, molekula ili iona u kristalu. Međutim svojstva tvari ne ovise samo o vrsti elementarne ćelije već ovise i o prirodi kemijske veze kao i o silama koje se javljaju unutar kristala. Kristali se dijele na: ionske, molekulske, atomske te kristale metala. IONSKI KRISTALI - građevni elementi – ioni koji kristaliziraju u gustim slagalinama. Primjer: NaCl – plošno centrirana elementarna ćelija. Svaki Na+ okružen sa 6 Cl− i obrnuto. Koordinacijski broj (K. B.) NaCl je 6. CsCl – koordinacijski broj je 8. Volumno centrirana ćelija (veći atom Cs – veći koordinacijski broj). SVOJSTVA IONSKIH KRISTALA - kalavost – pri udaru se lome u smjeru određene ravne plohe - vodljivost – ne provode struju u čvrstom stanju, kao taline i vodene otopine su elektroliti

(vodiči drugog reda) - čvrstoća, tvrdoća, talište – vrlo visoke zbog jakih privlačnih sila

t C/°t = konst.

A

B

krajtaljenjapocetak

taljenja

t s/



Privlačna sila između iona ovisi o: veličini naboja iona (upravno proporcionalno) i razmakuizmeđu iona (obrnuto proporcionalno). Sila se određuje prema Coulombovom zakonu [Kulon].

2( )( )+ −

=Q QF k

r

Z) Usporedi talište: a) NaCl i KCl b) MgO i BaO

a) 1 1 1 1

(Na Cl) ( K Cl)3g2g 3g 2gt tt t

+ − + −> Talište NaCl je veće jer je umnožak naboja iona isti a razmak

između iona u NaCl manji.

b) 2 2 2 2

( MgO ) ( BaO )t tt t+ − + −

> Talište veće u MgO isto kao i kod primjera a). Z) Usporedi talište: a) 2 2CaCl i MgCl b) NaF i MgO c) 2 3Al O i MgO d) 2 2BeCl iCaCl . Z) Ioni okruženi molekulama vode zovu se ……………… ioni, a proces ………………. . Ako otapalo nije voda proces se naziva ………………, a takvi ioni zovu se ……………… Nadopuni. ATOMSKI KRISTALI - gradivi elementi – atomi - dijamant, grafit, (fuleren 60C alotropska modifikacija). Alotropija – pojava da se ista tvar javlja u više strukturnih oblika. Veze između atoma – KOVALENTNA Dijamant – svojstva: - tvrd – najtvrđi mineral - proziran - krt - ne provodi el. struju – nema slobodnih elektrona - provodi toplinu (najbolji vodič topline) Oblik tetraedar - visoko talište i vrelište. Grafit – svojstva: - mekan - metalnog sjaja - vodič topline i električne struje (ima slobodne elektrone) - visoko talište - sublimira t > 3600°C Oblik – stvara šesterokute – slojevi povezani slabim van der Waalsovim silama Slojevi grafita povezani su slabim van der Waalsovim silama, zato se vrlo lako troši pri pisanju grafitnom olovkom. Fuleren – vrlo sličan dijamantu, vrlo tvrd Postaje supravodljiv (vodič bez otpora) ako mu se doda malo K, Rb ili Cs. Z) Elementarna ćelija dijamanta sadrži koliko atoma: a) 4, b) 6, c) 8 Rješenje: N(C) = 8 (1/8) + 6 (1/2) + 4 = 8.

F – privlačna silak – konstanta±Q - naboj ionar – razmak između iona

Ce−

C

C C

e−

CCC

CC e−e−e−e− e− =120°C

α



Z) Entalpija stvaranja dijamanata je 2 kJ mol, a entalpija stvaranja grafita je 0 1kJ mol− . Koji od dvije alotropske modifikacije je stabilniji? Odgovor: Stabilnija alotropska modifikacija je grafit jer ima manji sadržaj energije. Z) Usporedi entropiju (mjeru za nered) dijamanta i grafita. Entropija grafita je veća jer ima delokalizirane elektrone. Čađa – amforni oblik ugljika – nema pravilnu unutarnju građu. MOLEKULSKI KRISTALI Molekulski kristali su: - molekule: 2 2 2 2 8 4 2Cl , H , HCl , H O, S , P , I (s) - sublimira, CO2(s) suhi led + plemeniti

plinovi (He, Ne, Ar, Kr, Xe). Svojstva – mekani, netopljivi ili slabo topljivi u vodi, a slabo topljivi u organskim otapalima, ne provode el. struju – nemaju slobodnih iona i elektrona. Nisko talište i vrelište zbog slabih privlačnih sila između molekula zbog čega neke tvari npr. 2I , 8S , CO2(s) - sublimiraju. Privlačna sila ovisi o: 1) veličini i masi molekule – proporcionalno 2) udaljenosti između čestica – obrnuto proporcionalno, tj. van der Waalsova sila je jača što

su čestice bliže. 3) polarnosti molekule odnosno o mogućnosti deformacije elektronskog oblaka kod

induciranih dipola. ⇒ Važno kod određivanja tališta molekulskih kristala uzeti u obzir točke 1, 2 i 3. Z) Usporedi tv (temperatura vrelišta) dušika 2N i ugljičnog monoksida CO.

2

28 28(N ) (CO)r r

v v

M Mt t

= =<

1. 2(N ) (CO)=r rM M 2. veličina – gotovo da nema razlike (vrlo mala) 3. polarnost: 2N - nepolarna, COδ δ+ − dipol Zaključak: veća tv je kod CO. Z) Svrstaj po porastu vrelišta:

a) Ar, He, Ne, Xe, b) 2 2 2 2I , Cl , Br , F

a) b) Na str. 3 vidi grafove: ovisnost vrelišta o rM - molekulski kristali. Z) Pomoću jednadžbe prikaži sublimaciju: a) 2I b) 2CO

0

2 2

78 C2 2

2

a) I (s) I (g)moguć reverzibilan proces!

b) CO (s) CO (g) CO (g) kristalizira u plošno centriranoj ćeliji kao NaCl

−

→ ⎫⎪⎬

⎯⎯⎯→ ⎪⎭→

Između molekula 2I , kao i molekula 2CO - koje su inducirani dipoli djeluju slabe Londonove sile, koje se ubrajaju u van der Waalsove sile.

Z) Koje čestice nastaju sublimacijom 2I , a koje sublimacijom 4NH Cl ?

He, Ne, Ar, Xe

rastevt⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯→

−

2 2 2 2

raste

F , Cl , Br , Ig l s

vt⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯→



KRISTALI METALA - građevni elementi su njihovi atomi odnosno ioni i izdvojeni elektroni. Sila što drži kristalnu rešetku privlačenje je iona i delokaliziranih elektrona. Kristaliziraju: - heksagonski sustav: Be, Mg, Zn - kubični sustav – ćelije: jednostavna, plošno centrirana i volumno (prostorno) centrirana Plošno centrirane kristaliziraju: Ca, Ni, Pt, Cu, Ag, Au. Volumno centrirane kristaliziraju – alkalijski metali. Udaljenost između središta najbližih iona:

a) Plošno centrirana kocka: 2 , duljina brida2

ad a= =

b) Volumno centrirana kocka: 32

ad =

Z) Kristalna struktura Li je volumno centrirana kocka. Duljina brida je 351 pm. Izračunaj udaljenost između središta najbližih atoma.

3 351 3 303.622 2

ad pm= = =

Z) Srebro klistalizira u plošno centriranoj kocki. Duljina brida je 409 pm. Izračuanj udaljenost između najbližih atoma. Z) Alotropske modifikacije

a) su posljedica određene kristalne strukture b) proizlaze iz svojstva kemijskih elemenata c) ovise o izotropnom sastavu elementarnih tvari

Svojstva metalnih kristala: metalnog su sjaja, netopljivi u otapalima, topljivi samo u tekućim metalima, metalna veza, pretežno visoko talište i vrelište, dobri vodiči struje i topline, mogu se kovati, legirati. Z) Najteži metal je: a) željezo b) olovo c) osmij (Os) Z) Tvrđi metal je a) natrij b) magnezij Magnezij je tvrđi jer u kemijskoj vezi sudjeluju 2 valentna elektrona. POLIMORFIJA Polimorfija je pojava (vrsta alotropije) u kojoj se ista tvar pojavljuje u više kristalnih oblika pri promjeni vanjskog p i t. Fizikalna svojstva – različita. Polimorfija se odnosi na SPOJEVE. Alotropija se odnosi na ELEMENTARNE TVARI. Polimorfija se može očitovati: 1) Kristalnoj strukturi – npr. 3CaCO - kalcit (čist i proziran, zove se dvolomac) – trigonski s. - aragonit – rompski sustav 2) Polimorfija se može temeljiti i na promjeni kemijske veze. Npr.

13Sn Snmetalna siva modifikacija - kovalentna vezamodifikacija

t C= °⎯⎯⎯⎯→

Na niskim t taj prijelaz je brži, ta se pojava zove KOSITRENA KUGA. 3) Polimorfija se može očitovati kroz promjenu boje.



0127 C2 2HgI HgI

crven žut(tetragonski) (rompski)

⎯⎯⎯→←⎯⎯⎯

2SiO - molekula, kovalentna veza javlja se u prirodi u 3 polimorfna oblika, čija stabilnost ovisi

o tlaku i temperaturi i koji prelaze lako jedan u drugi. Kremen, kvarc tridimit kristobalit Z) Razvrstaj sljedeće kristale na: a) ionske b) atomske c) metalne d) molekulske 2CO (s) , Na, 2SiO , dijamant, He, 2H , NaCl, 3KNO , 3AlH , 8S , HCl(g), Hg, Mg, CaO, 2BeCl , 2BeH , 3AlCl . P) Metamorfna stijena je: a) granit b) dolomit ( 33 MgCOCaCO × ) c) lapor d) mramor e) sadra Metamorfna stijena je mramor. Granit je eruptivna stijena. Z) Navedi agregatno stanje halogenih elemenata kod sobne temperature. Z) Ako se pomješaju led i NaCl dolazi do sniženja temperature. Toplina se troši na: a) disocijaciju vode b) hidrolizu soli c) oksidaciju kloridnih iona d) stvaranje kloridne kiseline e) rušenje kristalne rešetke leda Točno je e). Z) U zatvorenom spremniku se nalazi smjesa leda i vode. Dodatkom male količine topline u taj spremnik i dalje ostaje smjesa vode i leda. a) temperatura sustava će narasti b) tlak pare će pasti c) tlak pare će narasti d) tlak pare ostaje konstantan. Točno je c). Z) U kakvom su odnosu polumjeri atoma joda (I) i jodidnog atoma ( I− ): a) r (I) < r ( I− ) b) r (I) = r ( I− ) c) r (I) > r ( I− ) Z) Zaokruži dvije točne tvrdnje: a) Cl e Cl− −+ → b) Na e Na− +− → , ∆H < 0 c) za endotermne procese ∆H > 0 d) 2 2H O(l) H O(g)→ , ∆H < 0 Z) Izmjerena je temperatura vrelišta vode tv = 80°C. Vrelište je izmjereno u: a) Splitu b) Mount Everestu c) depresija Quatara d) Zagrebu OSNOVE KEMIJSKOG RAČUNA 1. Izračunaj masu atoma: a) zlata i b) 5 atoma sumpora!

a) b) 2. Izračunaj maseni udio kisika u 4 2FeSO 7H O⋅ - zelena galica.

4 24 2

(O) 11 (O)(O, FeSO 7H O)

(FeSO 7H O) (Fe) (S) 11 (O) 14 (H)r r

r r r r r

M Aw

M A A A A⋅ = = =

⋅ + + +

27

27

(Au) 197 1, 6605 10

(Au) 327,12 10ili (Au) 197

a r u

a

a

a u

m A m

m kg

m kgm m

−

−

= ⋅

= ⋅ ⋅

= ⋅= ⋅

27

27

5 (S) 5 (S)

5 32 1,6605 10

265,68 10 160

a r u

u

m A m

kg

kgm

−

−

= ⋅ ⋅

= ⋅ ⋅ ⋅

= ⋅= ⋅



11,16 176 0, 6334 63,34%55,85 32 11 16 14 1 277,85

= = = =+ + ⋅ ⋅ ⋅

3. Izračuanj maseni udio vode u 2 4 2Na SO 10 H O⋅ (glauberova sol).

2

2 2 4 22 4 2

10 (H O) 10,18 180(H O, Na SO 10H O)(Na SO 10H O) 2 23 32 14 16 20 1 322

0.5590 55.90%

r

r

MwM

⋅ = = =⋅ ⋅ + + ⋅ + ⋅

= =

Z) Izračunaj maseni udio svih atoma u: a) 2 3 2Na SO 10 H O⋅ b) 4 2CaSO 2 H O⋅ . Navedi nazive svih soli. 4. Izračunaj masu molekule: a) 3SO b) 2Cl a) b) 5. Izračunaj brojnost molekula 2CO u 200 g uzorka.

(Molarna masa M za molekule ili formulske jedinke jednaka je 1rM M g mol−= )

2

23

23 1 2022 2 1

2

(CO ) 200(CO ) ?

(CO ) 200 10(CO ) (CO ) 6,022 10 4,55 10(CO ) 44

m gN

m gN n L L molM g mol

−−

−

==

⋅= ⋅ = ⋅ = ⋅ ⋅ = ⋅

6. Izračunaj brojnost aluminija u uzorku mase 250 g aluminija! (Za atome je molarna masa jednaka 1

rM A g mol−= )

323 1 23

1

(Al) 250

(Al) 250 10(Al) (Al) 6,022 10 55,76 10(Al) 27

m g

m gN n L L molM g mol

−−

−

=

⋅= ⋅ = ⋅ = ⋅ ⋅ = ⋅

7. Za uzorak sumpornog (VI) oksida mase 100 g izračunaj: a) množinu b) volumen pri s. u. [standardni uvjeti su: t = 0°C, p = 101325 Pa] c) brojnost molekula 3SO d) množinu kisika e) brojnost atoma kisika f) brojnost molekula kisika

3(SO ) 100m g= a)

a) 3(SO ) ?n = b) 0

3(SO ) ?V = b) c) 3(SO ) ?N = d) (O) ?n = c) e) (O) ?N = f) d)

[ ]3

27

27

(SO )

(S) 3 (O)

(32 48) 1, 6605 10

132,84 10 ili 80

f r u

r r u

u

m M m

A A m

kg

kgm

−

−

= ⋅

= + ⋅

= + ⋅ ⋅

= ⋅= ⋅

2 2

27

27

(Cl ) (Cl )

5 32 1, 6605 10

265, 68 10 ili 160

f r u

u

m M m

kg

kgm

−

−

= ⋅

= ⋅ ⋅ ⋅

= ⋅= ⋅

33 1

3

(SO ) 100(SO ) 1, 25(SO ) 80

m gn molM g mol−

= = =

0 0 3 1 33(SO ) 1, 25 22, 4 28mV n V mol dm mol dm−= ⋅ = ⋅ =

23 1 233(SO ) 1,25 6,022 10 7,53 10N n L mol mol−= ⋅ = ⋅ ⋅ = ⋅

3(O) 3 (SO ) 3 1,25 3,75n n mol mol= ⋅ = ⋅ =



e) f) ⇒ Množina i brojnost nepoznate tvari može se izračunati preko odnosa množina ili brojnosti.

Vrijedi: N (A) : N (B) : N (C) = n (A) : n (B) : n (C) ↓

n (A) ⋅ L : n (B) ⋅ L : n (C) ⋅ L = n (A) : n (B) : n (C) ⇒ Odnos brojnosti i množina je isti. 8. 0,2 mola CuO sadrži: a) 2330,11 10⋅ jedinki b) 231, 2044 10⋅ c) 231, 2044 10−⋅ 23 1 23(CuO) 0, 2 6, 022 10 1, 2044 10N n L mol mol−= ⋅ = ⋅ ⋅ = ⋅ 9. U vodi je otopljeno 5,34 g soli formule 2 4M SO (M = metal). Ako toj otopini dodamo otopinu 2BaCl (u suvišku) istaložit će se 4,66 g 4BaSO . Odredi rA metala M.

2 4

4

(M SO ) 5,34(BaSO ) 4, 66(M) ?r

m gm gA

==

=

10. U kojoj množini bromovodika ima isti broj molekula kao u 1,8 g vode.

2

2

2

2

21

2

(H O) 1,8(HBr) (H O)

(HBr) (H O)(HBr) (H O)

(H O) 1,8(HBr) 0,1(H O) 18

m gN NL n L nn n

m gn molM g mol−

==

⋅ = ⋅=

= = =

11. Koliko atoma Fe ima jedna molekula hemoglobina čiji je 6700rM = ako je maseni udio Fe u molekuli 0,333%.

(hem) 67000

(Fe) 0,333% 0, 00333rM

W=

= =

23 1 23

323 23

3

(O) (O) 3,75 6, 022 10 22.59 10(O) 3ili

(SO ) 1

(O) 3 (SO ) 3 7,53 10 22.59 10

N n L mol molN

N

N N

−= ⋅ = ⋅ ⋅ = ⋅

=

= ⋅ = ⋅ ⋅ = ⋅

2 223 1 23

2

2

2

(O ) (O )

(O ) 1,875 6, 022 10 11, 29 10(O) 2

(O ) 11 1(O ) (O) 3, 75 1,8752 2

N n L

N mol moln

n

n n mol mol

−

= ⋅

= ⋅ ⋅ = ⋅

=

= = ⋅ =

[ ]Rb7.854.267164322

4,26701997,0

34.5)SOM(

01997,0)BaSO()SOM(11

)BaSO()SOM(

01997,03.23366.4

)BaSO()BaSO()BaSO(

2MClBaSOBaClSOM

142

442

4

42

14

44

4242

==⋅++⋅

===

==

=

===

+→+

−

−

xx

gmolmolg

nmM

molnnnn

molgmol

gMmn

⇒ brojnost je ista ako su iste množine



(Fe) ?(Fe) (Fe)

(Fe,hem)(hem) (hem)

(Fe) 55,850,0033367000

(Fe) 3,99 ~ 4 atoma

r r

r r

NM N A

WM M

N

N

=⋅

= =

⋅=

=

12. 0,1 mol helija sadrži ukupno: a) 236,022 10⋅ neutrona b) 226,022 10⋅ protona c) 233, 01 10⋅ protona d) 231, 20 10⋅ neutrona

23 1 22

0

0 22 23

(He) 0,1

(He) 0,1 6, 022 10 6, 022 10 atoma!

(n ) 2(atom He) 1

(n ) 2 (He atom) 2 6, 022 10 1, 2 10 neutrona

n mol

N n L mol mol

NN

N N

−

=

= ⋅ = ⋅ ⋅ = ⋅

=

= ⋅ − = ⋅ ⋅ = ⋅

13. Množina 30,5cm olova je 3( (Pb) 11,5 )g cmρ −= : a) 9,16 mol b) 5,65 mol c) 1,16 mol d) 0,027 mol

3

3

3 3

1

(Pb) 0,5

(Pb) 11,5

(Pb) 0,5 11,5 5, 755,75(Pb) 0, 0277

207, 2

V cm

g cm

m V cm g cm gmn molM g mol

ρ

ρ

−

−

−

=

=

= ⋅ = ⋅ =

= = =

14. Kolika je masa 2 4 3Al (SO ) koji sadrži Avogadrov broj 3+Al iona.

3+ 23

3+

2 4 31

(Al ) 6, 022 10 iona

(Al ) 1Al (SO )

0,5 (2 27 3 32 12 16) 171

N

n molm n M

mol g mol g−

= ⋅

== ⋅ =

= ⋅ + ⋅ + ⋅ =

15. Jedan mol glukoze sadrži: a) jednu molekulu 6 12 6C H O b) 23

6 12 66, 022 10 C H Og⋅ c) 236, 022 10 C atomag⋅ d) 23

6 12 66,022 10 molekula C H O⋅ Točno je d) – jedan mol bilo koje tvari sadrži 236,022 10⋅ čestica – Avogadro! ODREĐIVANJE FORMULE SPOJA (EMPIRIJSKE I MOLEKULSKE) Empirijska formula prikazuje najmanji odnos broja atoma elemenata u molekuli ili formulskoj jedinici. Molekulska formula prikazuje stvarni odnos broja atoma elemenata u spoju. 1. Kemijskom analizom ustanovljeno je da u nekom fosforovom oksidu maseni udio fosfora

je 0,4364. rM spoja je 283,88. Odredi molekulsku formulu spoja.

x y

u 100 g(P) 0, 4364 43,64% (P) 43, 64(O) 1 0, 4364 0,5636 56,36% (O) 56,36

(P O ) 283,88r

W m gW m gM

= = ⎯⎯⎯⎯⎯→ == − = = → =

=

42

+

0

He

(p ) (e ) 2

(n ) 4 2 2

u jednom atomu

N N

N

−= =

= − =

↓

3+

2 4 3

2 4 3

(Al ) 2(Al (SO ) ) 1

1(Al (SO ) ) 1 0,52

nn

n mol mol

=

= ⋅ =



Prvo izračunati množinu elemenata:

1

1

43, 64(P) 1, 407731

56,36(O) 3,522516

gmn molM g mol

gmn molM g mol

−

−

= = =

= = =

Vrijedi: N (A) : N (B) : N (C) = n (A) : n (B) : n (C) N (P) : N (O) = n (P) : n (O) = 1,4077 mol : 3,5225 mol / : 1,4077 (najmanji) = 1 : 2,5 / ⋅ 2 (ako je broj polovičan množi se sa dva da se dobiju = 2 : 5 cijeli brojevi) Empirijska formula: 2 5P O . Budući da je zadan rM odrediti:

2 5

283,88 283,88 283,88 283,88 1,999 ~ 2(P O ) 2 (P) 5 (O) 2 31 5 16 142

relativna masa empirijske formule

r

r r r r

ME E A A

= = = = =+ ⋅ + ⋅

↑

Molekulska formula: 2 5 2 4 10(P O ) P O= ⋅ 2. Zagrijavanjem 0,05 mol hidrantne soli 4 2CaSO XH O⋅ ispari sva voda. Pri tome se masa soli smanji za 1,802 g. Koliko molekula vode sadrži formulska jedinka te hidrantne soli:

4 2

2

(CaSO XH O) 0, 05(H O) 1,802

?f

n molm gM

⋅ ==

=

Formula spoja: 4 2CaSO 2H O⋅ - gips ili sadra. 3. 0,0266 mola kiseline formule 3HXO ima masu 2,246 g. Odredi (X)rA .

3

3

(HXO ) 0, 0266(HXO ) 2, 246(X) ?r

n molm gA

=

=

=

Formula kiseline: 3HClO - kloratna kiselina – oksokiselina klora. 4. Spaljivanjem 0,1 mol nekog ugljikovodika (CH) nastaje 0,2 mol 2CO i 0,3 mol vode. Odredi empirijsku formulu.

2 2 2

2

2

CH+O CO +H O(CO ) 0, 2(H O) 0,3

n moln mol

→==

2

(C) 1(CO ) 1n

n= - ovaj odnos pri sagorjevanju CH vrijedi uvijek!

2(C) (CO ) 0, 2n c mol= =

12

)OH()H(

2=

nn

- ovaj odnos vrijedi uvijek pri sagorjevanju CH (ugljikovodik)

2(H) 2 (H O) 2 0,3 0,6n n mol mol= ⋅ = ⋅ =

2 1

4 2 2 4 2 2

1,802(H O) 0,118

(CaSO XH O) : (H O) (CaSO XH O) : (H O) 0, 05 : 0,1 / :0,05 1 : 2

gmn molM g mol

N N n nmol mol

−= = =

⋅ = ⋅==

3

3

2, 246(HXO ) 84, 4360, 0266

(HXO ) (H) (X) 3 (O)84, 436 1 (X) 48

(X) 35, 45

r r r r

r

r

mMn

M A A AA

A

= = =

= = + +

= + +=



(C) : (H) (C) : (H)

0, 2 : 0, 6 / : 0, 2 1:3

N N n nmol mol

===

Empirijska formula: 3CH . 5. Jedan organski spoj ima empirijsku formulu CHO, ima rM = 232. Točna fE je:

a) 3 3 3C H O b) 8 8 8C H O c) 5 5 5C H O d) 6 6 6C H O e) 2 2 2C H O

a) (CHO) 232 8(CHO) 29

r

r

ME

= = otkuda sljijedi da je b) točan odgovor!

6. Jedan organski spoj ima fE CH, a rM je 104. Koja mu je molekula formula?

8 8 8

CH

(CH) 104104 813

Molekulska formula : (CH) C H

f

r

r

f

E

MME

=

=

= =

=

7. U nekoj aminokiselini (AK.) maseni udio joda je 0,586. poznato je da se 2 mol joda nalazi u 1 mol AK. Izračunaj M (AK).

1

(I) 0,586(I) 2(AK) 1

(I) (I) (I)(I, AK)(AK) (AK) (AK)

2 (I)0,586

1 (AK)2 126,90,586

(AK)2 126,9(AK) 433,1050,586

r

wn moln mol

m n Mwm n Mmol A

mol M

M

M g mol−

==

=⋅

= =⋅

⋅=

⋅⋅

=

⋅= =

8. Zagrijavanjem 2,78 4 2FeSO X H O⋅ masa se smanjila 1,26 zbog isparavanja vode. Koja je formula spoja?

4 2

2

4

2 1

4 1

(FeSO X H O) 2, 78(H O) 1, 26(FeSO ) (2, 78 1, 26) 1,52

1, 26(H O) 0, 0718

1,52(FeSO ) 0,01151,85

m gmm g g

n molg mol

gn molg mol

−

−

⋅ ==

= − =

= =

= =

9. 2,2 g nekog monohidroksilnog alkohola daje 280 3cm vodika (s.u.) u reakciji s Na. odredi molekulsku formulu spoja.

0 3 32

(R-OH) 2, 2

(H ) 280 0, 280

m g

V cm dm

=

= = =

4 2 4 2(FeSO ) : (H O) (FeSO ) : (H O) 0,01 : 0,07 / : 0, 01 1: 7

N N n nmol mol

===



230

2 0 3 1

2

1

2R OH 2Na 2R ONa H

0, 280(H ) 0, 012522, 4

(H ) 1(R OH) 2(R OH) 2 0, 0125 0, 025

2, 2(R OH) 880, 025

m

dmVn molV dm mol

nnn mol mol

gmM g moln mol

−

−

− + → − +

= = =

=−− = ⋅ =

− = = =

Formula alkohola: 2 1 5 11Cn H -OH je C - OH penatanol - AMILNI ALKOHOLn H+ − 10. Empirijska formula nekog CH je 2CH . Gustoća ispitivanog CH je 14 puta veća od gustoće vodika pri istim uvjetima. rM danog CH je: a) 4CH b) 3 8C H c) 3 6C H d) 2 4C H e) 2 6C H

2 2

(CH)(CH) Gustoće i se jednako odnose!(H ) (H )

(CH)141 2 1

(CH) 2 14(CH) 28

rr

r

r

r

r

MM

MM

MM

ρρ

= ⇒

=⋅= ⋅=

11. Iz 0,4469 mol soli 2 4Na SO . 2X H O zagrijavanjem ispari sva voda. Smanjenje mase je 7,05 g. Odredi fE spoja. 12. Analizom uzorka 2ZnCl mase 0,1356 g dobiveno je 0,5448 g cinka. Ako je rA masa klora 35,45, koliki je rA cinka?

1 2

2(ZnCl ) 1,1356(Zn) 0,5448(Cl) 0,5908

n nm gm gm g

==

==

13. Molarna masa zraka je 129 g mol− , gustoća para fosfora prema gustoći zraka je 4,28. Koliko atoma gradi jednu molekulu fosfora?

1(zrak) 29(P) 4, 28 4, 28

(zrak) 1

M g molρ

ρ

−=

= =

14. Uzorak 0,89 g lužine elementa alkalijskih metala otopljeno je u vodi i volumen nadopunjen na 100 ml. Za potpunu neutralizaciju tako priređene otopine utrošeno je 44,4 ml HCl konc. 30,5 mol dm− . Izračunaj molarnu masu lužine.

3

(MOH)(aq) 0,89(MOH)(aq) 100

(HCl) 44, 4 44, 4 10

m gV ml

V ml −

==

= = ⋅

Formula CH je: 2 4C H - ETEN

2

(Cl) (Zn)(Cl ) (Zn)

(Zn) 2 (Cl)(Zn)

(Cl)0,5448 35, 45 2(Zn) 65,38

0,5908

r r

rr

r

m mM M

m AA

mgA

g

=

⋅=

⋅ ⋅= =

1

1

(P) (P)(zrak) (zrak)

(P)4, 28

294, 28 29(P) 4

31

r

MM

N A g molg mol

N

ρρ

−

−

=

⋅ ⋅=

⋅= =



[ ]

3

3 3

HCl

1

(HCl) 0,5 /

0,5 0, 0440, 0222

(MOH) (HCl) 0, 02220,89(MOH) 40,09 NaOH

0,0222

C mol dmn C V

n mol dm dmn moln n mol

gmM g moln mol

−

−

−

== ⋅

= ⋅=

= =

= = =

STEHIOMETRIJA KEMIJSKIH REAKCIJA Stehiometrija kemijskih reakcija proučava odnose množina reaktanata i produkata. Vrijedi: N (A) : N (B) : N (C) = n (A) : n (B) : n (C) 1. Kolika je masa kalcijeva klorida potrebnog da se u reakciji sa srebrovim nitratom nastaje 12.4 g srebrova klorida. 1. Uvijek napisati jednadžbu i izjednačiti: CaCl2(aq) + 2AgNO3(aq) → Ca(NO3)2 + 2AgCl(s) 3AgNO – reagens za dokazivanje halogenida → nastaje bijeli sirasti talog – taložne reakcije! Poznato: m (AgCl) = 12,4 g m ( 2CaCl ) = ? 2. Naći množinu poznate tvari, zatim usporediti množine poznate i nepoznate tvari .

1

2

2

2

(AgCl) 12, 412, 4(AgCl) 0,086

143,3(CaCl ) 1(AgCl) 2

1 1(CaCl ) (AgCl) 0, 086 0, 0432 2

(CaCl ) 0, 043 110,9 4,77

mgmn mol

M g molnn

n n mol mol

m n M mol g mol g

−

=

= = =

=

= = ⋅ =

= ⋅ = ⋅ =

ili kraće:

2

2

2

2

12

(AgCl) 2(CaCl ) 1

1(CaCl ) (AgCl)2

(CaCl ) 1 0, 043(CaCl ) 2

1(CaCl ) 0, 043 110,9 4,772

nn

n n

mmol

M

m mol g mol g−

=

= ⋅

= ⋅

= ⋅ ⋅ =

2. Izračuanj masu 2 3Al O koji nastaje žarenjem 500 g 3Al(OH) .

2 3

3

2 2 3 2

(Al O ) ?(Al(OH) ) 500

2Al(OH) Al O 3H O

mm g

=

=∆⎯⎯→ +

- stehiometrijski koeficjent 2CaCl - stehiometrijski koefcijent AgCl



3 1

2 3

3

2 3

2 3

500(Al(OH) ) 6, 4178

(Al O ) 1(Al(OH) ) 2

1(Al O ) 6, 41 3, 2052

(Al O ) 3, 205 102 326,91

gmn molM g mol

nn

n mol mol

m n M mol g g

−= = =

=

= ⋅ =

= ⋅ = ⋅ =

3. 30 g HgO grije se dok se ne razvije 223, 4 10⋅ molekula kisika. Kolika je masa neraspadnutog HgO na kraju reakcije?

222

2

22

2 23

2

(HgO) 30

(O ) 3, 4 10(HgO) ? neraspadnutog

2HgO 2Hg O30(HgO) 0,1385 - U REAKCIJI

216, 6

3, 4 10(O ) 0, 05656, 022 10

(HgO) 2(O ) 1

(HgO) 2 0, 0565 0,113 - RASPADNUTOG HgO!

m g

Nm

gmn molM g

Nn molL

nn

n mol mol

=

= ⋅=∆⎯⎯→ +

= = =

⋅= = =

⋅

=

= ⋅ =

1

(HgO) 0,1385 0,113 0,0255 - NERASPADNUT

(HgO) 0, 0255 216, 6 5,52Neraspadnutog HgO je 5,52 .

n mol mol

m n m mol g mol gg

−

= − =

= ⋅ = ⋅ =

4. Grijanjem se 3NaNO raspada djelomice na 2O i 2NaNO . Grijanjem 4,25 g 3NaNO masa se smanji za 0,65 g. Izračunaj broj formuliranih jedinki neraspadnutog 3NaNO .

3

2

3

3 2 2

3 1

2 1

3

2

3

(NaNO ) 4, 25(O ) 0,65(NaNO ) ? neraspadnutog

2NaNO 2NaNO O4, 25(NaNO ) 0,05 U REAKCIJI

850,65(O ) 0, 2

32(NaNO ) 2

(O ) 1(NaNO ) 2 0, 02 0, 04 RASPALO SE

NERASPADN

m gm gN

gmn molM g mol

gmn molM g mol

nn

n mol

−

−

=

==∆⎯⎯→ +

= = = −

= = =

=

= ⋅ = −

31

322 1 22

3

UTOG: (NaNO ) 0, 05 0, 04 0, 01

(NaNO ) 0,01 85 8,5

(NaNO ) 0,1 6, 022 10 6, 022 10

n mol mol mol

m n M mol g mol g

N n L mol mol

−

−

= − =

= ⋅ = ⋅ =

= ⋅ = ⋅ ⋅ = ⋅

5. Reakcijom 10 g NaCl i 5 g 3AgNO nastaje AgCl i 3NaNO . Izračunaj:



a) mjerodavan i reaktant u suvišku b) množinu reaktanta u suvišku – neiskorištenog c) masu AgCl koja nastaje reakcijom

m(NaCl) = 10 g m(AgCl) = 5 g

a) mjerodavan / suvišku – reaktant b) n (reaktanta) = ? neiskorištenog c) m (AgCl) = ?

3 3NaCl AgNO AgCl NaNO+ → +

1

3 1

3

3

10a) (NaCl) 0,172 REAKTANT U SUVIŠKU58

5 (AgNO ) 0,029 MJERODAVAN REAKTNANT169,9 prema tom računamo ostalo

(AgNO ) 1 (NaCl) 1

(NaNO ) (NaCl) 0, 029

gmn molM g mol

gn molg mol

nn

n n mol

−

−

= = = −

= = − −

=

= =

b) SUVIŠAK NaCl: ( ) (0,172 0, 029) 0,143n NaCl mol mol= − =

3

31

c) (AgCl) ?(AgCl) 1

(AgNO ) 1 (AgCl) (AgNO ) 0, 029

(AgCl) 0, 029 143,35 4,157

mn

nn n mol

m n M mol g mol g−

=

=

= =

= ⋅ = ⋅ =

6. Izračunaj volumen zraka potrebnog za izgaranje 1280 g 4CH (s.u.).

40

4 2 2 2

2

4 1

2

4

20 0 3 1 3

20

22 0

0

(CH ) 1280

(zrak) ?CH 2O CO +2H O

(O ) 21% 0, 211280(CH ) 80

16(O ) 2

(CH ) 1(O ) 2 80 160

(O ) 160 22, 4 3584

(O )(O ) volumni dio

(zrak)

(zra

m

m g

V

gn molg mol

nnn mol mol

V n V mol dm mol dm

VV

V

ϕ

ϕ ϕ

−

−

=

=+ →

= =

= =

=

= ⋅ =

= ⋅ = ⋅ =

= =

3

0 3 3

3584k)0, 21

(zrak) 17066 67 170, 6667

dm

V dm m

=

= ⋅ =

7. Reakcijom amonijaka i nitratne kiseline dobije se umjetno gnojivo 4 3NH NO . Izračunaj masu 4 3NH NO koja se može dobiti iz 21m 3NH (s.u.) uz 80% iskorištenje.

4 3

0 3 33

0 0 3 33 3

(NH NO )?

(NH ) 1 1000

Uz 80 % iskorištenje: (NH ) (NH ) 1000 0,8 800

m

V m dm

V V dm dmη

= = =

↑= ⋅ = ⋅ =

faktor iskorištenja



3 3 4 30 3

33 0 3 1

4 3

3

4 3 31

4 3

NH +HNO NH NO

(NH ) 800(NH ) 35,7122, 4

(NH NO ) 1(NH ) 1

(NH NO ) (NH ) 35, 71

(NH NO ) 35,71 80 2856,8 2,8568

m

V dmn molV dm mol

nn

n n mol

m n m mol g mol g kg

−

−

→

= = =

=

= =

= ⋅ = ⋅ = =

8. Koliko se grama 1,2 – dibrompropena dobije iz 21 g propena?

3 6

(dibrompropena) ?(C H ) 21

mm g

==

3 6 1

3 6 2

3 6

3 6 2 3 61

3 6 2

21(C H ) 0,542

(C H Br ) 1(C H ) 1

(C H Br ) (C H ) 0,5

(C H Br ) 0,5 201,8 100,9

gmn molM g mol

nn

n n mol

n n M mol g mol g

−

−

= = =

=

= =

= ⋅ = ⋅ =

9. Otapanjem 3 mola 4 10P O u vodi broj nastalih molekula 3 4H PO je: a) 12 b) 6 c) 247, 2 10⋅ d) 243, 6 10⋅ e) 2318 10⋅

4 10 2 3 4

3 423 1 24

3 4

3P O 18H O 12H PO(H PO ) ?

(H PO ) 12 6,022 10 7, 2 10 molekula

N

N n L mol mol−

+ →

=

= ⋅ = ⋅ ⋅ = ⋅

10. Koliko je mola klora potrebno za dobivanje 0,5 mol heksaklorakloheksana iz benzena?

6 6 2 6 6 6

6 6 6

2

6 6 6

2

C H 3Cl C H Cl(C H Cl ) 0,5

(Cl ) 3(C H Cl ) 1(Cl ) 3 0,5 1,5

n moln

nn mol mol

+ →

=

=

= ⋅ =

11. 0,5 g nepoznate dvoprotonske kiseline razrjeđeno je vodom do ukupnog volumena 50 ml. Za potpunu neutralizaciju priređene otopine kiseline utrošeno je 22,2 ml otopine NaOH, konc. 0,5 3mol dm− . Izračunaj relativnu molekulsku masu kiseline. a) 180,18 b) 45,05 c) 90,09 d) 135,14 e) 450

23

23

3

2 2 2

2

2

(H X) 0,5

(H X)(aq)=50 0, 0050

(NaOH) 22, 2 0, 0222

(NaOH) 0,5H X NaOH Na X 2H O

(NaOH) 2(H X) 1

(NaOH) 2 (H X)

m g

V ml dm

V ml dmn

C mol dm

nn

n n

=

=

= =

=

+ → +

=

= ⋅

3 2 2 3 2CH CH CH +Br CH CH CH− = → − −

Br Br



3 32

2

12

1 1 1(H X) (NaOH) (NaOH) 0,5 0, 02222 2 2

(H X) 0, 005550,5(H X) 90,09

0, 00555

n n C V mol dm dm

n molgmM g mol

n mol

−

−

= ⋅ = ⋅ ⋅ = ⋅ ⋅

=

= = =

12. Izračunaj volumen 2H pri s. u. koji će se razviti u reakciji 15 g Na s vodom.

02

2 2

1

(Na) 15

(H ) ?2Na+2H O 2NaOH H

15(Na) 0,6523

m g

V

gmnM g mol−

=

=→ +

= = =

13. Gustoća NaOH je 2,130 3g cm− . Odredi molarni volumen NaOH. 14. Kolika je masa klornog praskavca koja sadrži dva mola molekula vodika i klora. [Klorni praskavac 2 2H : Cl 1:1= ] 15. Pomješano je 7,3 g HCl i 4,25 g 3NH . Koji je to spoj i koliko ga nastaje? Kojeg plina i koliko ga ima u suvišku ? 16. Odvagali ste 3,2 g Cu i 5,2 g Zn. Cink je bio u granulama, a bakar u obliku tankog lima. Zagrijali ste jakim plamenom da se metali rastale. Pustite da se ohlade. Koja je empirijska formula legure koju ste dobili? [R: 5 8Cu Zn ]

1,8:55/62,1:1

048,0:/078,0:048,0)Zn(:)Cu()Zn(:)Cu(

078,037,65

2,5)Zn(

049,035,66

2,3)Cu(

1

1

=⋅=

==

===

===

−

−

molmolnnNN

molgmol

gMmn

molgmol

gMmn

Formula nastale legure je: 5 8Cu Zn - INTERMETALNI SPOJ - spojevi u kojima su dva ili više metala vezani metalnom vezom, nastaju taljenjem u određenom omjeru komponenata. FORMULE Kemijski račun:

24

0

0

, , 1, 6605 10

,

far r u

u u

m

mmA M m g

m m

m N VnM L V

−= = = ⋅

= = =

Empirijske formule i stehiometrija kemijske reakcije:

23

0 3 1

6, 022 10

22, 4s.u.: 0

za plin 101325

m

L mol

V dm molt Cp Pa

−

= ⋅

=

= ° ⎫⎬= ⎭

2

2

0 0 3 12

0 32

(H ) 1(Na) 2

1(H ) 0,55 0,3252

(H ) 0,325 22, 4

(H ) 7, 28m

nn

n mol mol

V n V dm mol

V dm

−

=

= ⋅ =

= ⋅ = ⋅

=

m

MV

ρ = - gustoća za čvrste tvari (NaOH…)



N (A) : N (B) : N (C) : … = n (A) : n (B) : n (C) : … Udjeli:

a) maseni udio: [ ]%ili1)spoj(

)X()spoj(

)X()smjese(

)X()X(MM

MM

mmW

r

r ===

b) volumni udio: (x)(x)(otopina)V

Vρ =

c) (A)(A)(A) (x) ...

nXn n

=+ +

A B 1X X+ = Koncentracije:

a) masena koncentracija: 33

(x)(x) ili (otopina)m g g dm

V dmγ −⎡ ⎤= ⋅⎢ ⎥⎣ ⎦

W c Mγ ρ= ⋅ = ⋅

b) množinska koncentracija: 3(x)(x)(otopina)

nc mol dmV

−⎡ ⎤= ⎣ ⎦

WcM Mγ ρ ⋅

= =

Molalnost:

1(x)(x)(otapalo)nb mol kg

m−⎡ ⎤= ⎣ ⎦

Masu otopljene tvari možemo izraziti na različite načine: m = ρ V = ρ w V = γ V = n M = c M V = w m(otopine) Razrjeđivanje otopina: n1 = n2 → c1V1 = c2V2 m1 = m2 → γ1 V1 = γ2 V2 → w1 γ1 V1 = w2 γ2 V2 Miješanje otopina: n1 + n2 = n3 m1 + m2 = m3 V1 + V2 = V3 Koligativna svojstva:

00

0 00

0

(tvar)

p p Xnp p p

n n

=

= → <+

0n je množina otapala

A B 1X X+ = Koligativna svojstva su: povišenje vrelišta, sniženje ledišta i osmotski tlak.

Raoultov zakon 0p = tlak pare čistog otapala p = tlak pare otopine X0 = množinski udio otapala

povišenje vrelištasniženje ledišta

opća plinska jednadžba

b

k

T f K bT f K b

p v n R T

∆ = ⋅ ⋅ −

∆ = ⋅ ⋅ −

⋅ = ⋅ ⋅ −



3 1 1 3 1 1

π :

π

π

ili π

π ,

π

8,314 8314

V f n R T Vnf R TV

f c R TmV R TMm RT mV M V

RTM

R Pa m mol K Pa dm mol K

ρ

ρ

− − − −

⋅ = ⋅ ⋅ ⋅

= ⋅ ⋅ ⋅

= ⋅ ⋅ ⋅

⋅ = ⋅ ⋅

⎛ ⎞= ⋅ =⎜ ⎟⎝ ⎠

= ⋅

= =

Plinovi: 1. Boyle – Mariotteov zakon 2. Gay – Lussacov zakon 3. Charlesov zakon

1

2

2

1

2211

ili

.)(

pp

VV

konstTVpVp

=

== .)(

2

1

2

1 konstpTT

VV

== 1 1

2 2

p Tp T

= (V = konst.)

Ako se mijenjaju sve tri veličine, odnos između njih prikazuje opća plinska jednadžba:

[ ] [ ] [ ]3 3 1 18,314

p V n R T

p Pa V m n mol R Pa m mol K T K− −

⋅ = ⋅ ⋅

⎡ ⎤ ⎡ ⎤⋅ = ⋅ ⋅⎣ ⎦ ⎣ ⎦

Za dva stanja plina vrijedi:

1 1 2 2

1 2

p V p VT T

= , 1

2

2

1

2

1

2

1

TT

pp

MM

⋅⋅=ρρ

Termokemija:

000

000r

000

∆ST∆H∆G :termoke.zak.prvi

SS∆S :entropije prom.

H∆n∆H ∆H :entalpije prom.

−=

−=

=−=

RP

RP HH

Kristali: Razmak između središta najbližih atoma (prvi susjedi) jednak je:

22

ad = - za plošno centriranu elementarnu ćeliju

32

aD = - za prostorno (volumno) centriranu elementarnu ćeliju

gdje je a = duljina brida elementarne ćelije. Gustoća kristala:

Za atomarne kristale: 3 3

(A) (A) (A) (A)(A) r u

N M N A mm n M LV V a a

ρ = = = =

Za složene strukture (npr. CO2, NaCl, MgO, ...): 3 3

(AB)(AB) (AB)(AB) r u

N Mm n M N M mLV V a a

ρ = = = =

f = faktor koji pokazuje na koliko iona disocira spoj (elektrolit) f = 1 za neelektrolite

+

2+2

NaCl Na Cl , 2

CaCl Ca 2Cl , 3

f

f

−

−

→ + =

→ + =

bK - ebulioskopska konstanta

kK - krioskopska konstanta π - osmotski tlak ∆T = ∆t

1 21 2

1 2

n nm mM M

=

=

Faradayevi zakoni:

1 1 1

( )

1

1 96500 96500 26,8

Q I t N e eQ n Z FI t n Z FF L e

F C mol As mol Ahmol

−

− − −

= ⋅ = ⋅= ⋅ ⋅

⋅ = ⋅ ⋅= ⋅

= = =

Serij. spojeni elektroli.: 1 2

1 1 2 2

Q Qn Z n Z

==


PRIPR

EME

Zagreb, 2006.

KEMIJA 2

PRIPREMILA

KATA MILIĆ


Nakladnik


tel.: (01) 24 50 904, 24 52 809, 091 51 36 794




Tvar 1

f H

kJmol−

∆ °1

f G

kJmol−

∆ ° 1 1

mSJmol K− −

°Tvar

1f H

kJmol−

∆ °1

f G

kJmol−

∆ ° 1 1

mSJmol K− −

°

Ag(s) 0,00 0,00 42,75 2CuBr (s) -141,4 - - AgBr(s) -99,5 -93,68 107,1 CuO(s) -155 -127 43,5 AgCl(s) -127,0 -109,7 96,11 2Cu O(s) -166,7 -146,4 101

2Ag O(s) -30,6 -10,8 121,7 CuS(s) -48,5 -49,0 66,5

2Ag S(s) -31,8 -40,3 145,6 2Cu S(s) -79,5 -86,2 121 Al(s) 0,00 0,00 28,32 Fe(s) 0,00 0,00 27,2

3AlBr (s) -526,3 -505,0 184 FeO(s) -266,0 -283,5 58,8

3AlCl (s) -695,4 -636,8 167 2Fe(OH) (s) -568,2 -483,5 79

3AlF (s) -1300 -1230 96 2 3Fe O (s) -822,2 -741,0 90,0

2 3Al O (s) -1669,8 -1576,4 51,00 HBr(g) -36,23 -53,22 198,5 Ar(g) 0,00 0,00 154,7 HCl(g) -92,30 -95,27 186,7

3BF (g) -1100 -1093 254,0 HF(g) -268,61 -270,7 173,5 Ba(s) 0,00 0,00 67 HI(g) 25,94 1,3 206,3

3BaCO (s) -1219 -1139 112 3HNO (l) -173,2 -79,9 155,6

2BaCl (s) -860,06 -810,9 126 2H (g) 0,00 0,00 130,6

2Ba(OH) (s) -946,4 - - 2H O(g) -241,79 -228,6 188,7

4BaSO (s) -1465 -1353 132 2H O(l) -285,4 -237,2 69,96

2Br (s) 30,7 3,1 245,3 2 2H O (l) -187,6 -118,0 -

2Br (l) 0,00 0,00 152,3 2H S(g) -17,51 -33,02 250,6 C(s, dijamant) 1,9 2,9 2,43 2 4H SO (l) -811,3 - - C(s, grafit) 0,00 0,00 5,69 Hg 0,00 0,00 76,0

2CaC (s) -60,0 -65,0 70 2HgBr (s) -169 -162 -

2CaCl (s) -795,8 -750,2 114 2HgCl (s) -230 -176,6 -

3CaCO (s) 1206,9 1228,8 92,9 HgO -91,0 -59,0 70,0 CaO(s) -635,5 -604,2 40 2I (s) 0,00 0,00 116,7

2Ca(OH) (s) -986,59 896,76 76,1 2I (g) 62,26 19,4 260,6

4CCl (l) -679,9 635,1 262,3 KBr(s) -392,2 -379,2 96,44

4CH (g) -74,85 -50,79 186,2 KCl(s) -435,9 -408,3 82,68

3CH OH(l) -238,6 -166,23 126,8 KF(s) -562,8 -533,13 66,57 CO(g) -110,5 -137,3 197,9 2 3K CO (s) -1146,1 - -

2CO (g) -393,5 -394,4 213,6 KOH(s) -425,85 - -

2 2C H (g) 226,7 209,2 200,8 LiOH(s) -487,23 -433,9 50

2 4C H (g) 52,28 68,12 219,8 2MgBr (s) -517,6 - -

2 6C H (g) -84,67 -32,89 229,5 3MgCO (s) -1113 -1029 65,7

2 5C H OH(l) -277,7 -174,76 160,7 MgO(s) -601,83 -569,57 27

3CH COOH(l) -487,0 -392,4 159,8 MnO(s) -385 -363 60,2

3 8C H (g) -103,8 -23,49 269,9 2MnO (s) -520,9 -466,1 53,1 n- 4 10C H (g) -124,7 - - NaBr(s) -359,9 - - n- 5 12C H (l) 173,1 - - NaCl(s) -411,0 -384,0 72,4

6 6C H (l) 49,03 124,5 172,8 2 3Na CO (s) -1131 -1048 136

2Cl (g) 0,00 0,00888 223,06 NaF(s) -569,0 -541,0 58,6 Cu(s) 0,00 0,00 33,30 NaI(s) -288,0 - - CuBr(s) -105,1 -99,62 91,6 NaOH(s) -426,7 - -



Tvar 1f H

kJmol−

∆ ° 1

f G

kJmol−

∆ ° 1 1

mSJmol K− −

°Tvar 1

f H

kJmol−

∆ °1

f G

kJmol−

∆ ° 1 1

mSJmol K− −

°

2 4Na SO (s) -1384,5 -1266,8 149,5 5PCl (g) -398,9 -324,6 353

3NH (g) -46,19 -16,64 192,5 3PH (g) 9,25 18,2 210

4NH Cl(s) -315,4 -203,9 94,6 4 6P O (s) -1640,1 - -

4 3NH NO (s) -365,1 - - 4 10P O (s) -2940,1 -2675,1 228,9 NO(g) 90,37 86,69 210,6 2SO (g) -296,9 -300,4 248,5

2NO (g) 33,8 51,84 240,5 3SO (g) -395,2 -370,4 256,2

2N (g) 0,00 0,00 191,5 4SiH (g) -61,9 -39 204

2 4N H (l) 51,0 - - 2SiO (s) -859,4 -805,0 41,84

2N O(g) 81,55 103,6 220,0 4SiCl (g) -609,6 -569,9 331

2 4N O (g) 10,8 98,3 304,3 2SnCl (s) -350 - -

2 4N O (l) -19,7 - - 4SnCl (l) -545,2 -474,2 259

2O (g) 0,00 0,00 205,0 SnO(s) -286 -257 56,5

3O (g) 142 163,4 238 4SnCl (l) -545,2 -474,2 259

3PbCO (s) -700,0 -626,3 131 SnO(s) -286 -257 56,5 PbO(s) -217,9 -188,5 69,5 2SnO (s) -580,7 -519,7 52,3

2PbO (s) -276,6 -219,8 76,6 2ZnCl (s) -415,9 369,3 108 PbS(s) -100,4 -98,7 91,2 ZnO(s) -348,0 318,2 43,9

3PCl (g) -306,4 -286,3 311,7 ZnS(s) -202.9 -198, 57,7

TERMOKEMIJA Termokemija – dio fizikalne kemije koja proučava promjenu toplinske energije pri kemijskim reakcijama. Entalpija (H) – mjera za sadržaj unutarnje energije.

0H∆ - razlika entalpija 0 0 0

p RH H H∆ = − , p = produkt, R = reaktant Apsolutna entalpija se ne može odrediti, samo ∆H. Termokemijske jednadžbe – navedeno agregatno stanje tvari, t, p, i promjena entalpije.

6 12 6 2 2 2C H O (s) 6O (g) 6CO (g) 6H O(l)+ → + , 12816rH kJ mol−∆ = − - entalpija izgaranja, ∆H < 0, egzoterman proces (oslobađa se toplina).

2 2H O(s) H O(l)→ , l 1s 6H kJ mol−∆ = , -entalpija taljenja ∆H > 0, endoterman proces (troši se

toplina). Entalpija elementarne tvari je NULA. Standardno stanje tvari pri određenoj temperaturi:

- Kemijski čista tvar u čvrstom ili tekućem stanju je u standardnom stanju ako je to najstabilnije stanje pri p = 101325 Pa [1 bar]

- Plin je u standardnom stanju ako je njegov tlak 101325 Pa, t = 0°C. - Otopljena tvar u otopini bit će u standardnom stanju ako je njena koncentracija

31mol dm− MOLNA ENTALPIJA STVARANJA: ∆ fH je reakcijska entalpija u kojoj nastaje 1 mol tvari iz elementarnih tvari.

Npr: 2 2 21H (g) O (g) H O(l)2

+ → , 0∆ <fH - entalpija stvaranja

2 2 22H (g) O (g) 2H O(l)+ → , 0∆ <rH - reakcijska entalpija Prvi zakon termodinamike ili zakon o očuvanju količine energije: Energija se ne može uništiti, može samo promjeniti oblik.



Hessov zakon – jedan od načina iskazivanja zakona o očuvanju energije: ukupna entalpija jednaka je zbroju svih entalpija po koracima, ili ukupna entalpija ne ovisi o putu kojim reaktanti prelaze u produkte nego o entalpiji produkata i reaktanata. Karakteristično za svaku kemijsku reakciju je cijepanje kemijske veze – endoterman proces i nastajanje novih veza – to je egzoterman proces. Entropija – mjera za nered

0S - apsolutna entropija 0∆S - promjena entropije, 0 0 0∆ = −p RS S S

Kod svih spontanih procesa entropija raste. Te promjene uvjek prati disperzija energije. Drugi zakon termodinamike – entropija raste kod svih spontanih reakcija, ili entropija svemira je beskonačna. Treći zakon termodinamike – entropija savršenog kristala je NULA kod apsolutne nule. (T = 0 ili t = -273.15°. Temperatura apsolutne nule ne može se postići eksperimentalno). Entropija elementarne tvari NIJE NULA. Entropija ovisi o:

- broju čestica: N↑, S↑

- agregatno stanje: -raste

→ →s l g

s

- tlak: p↑, S↓ - temperatura t↑, S↑ - složenost (građa) čestica S(CO,g) < S( 2CO g)

Ako je: ∆S > 0 – RASTE entropija, ∆S < 0 – PADA entropija Gibbsova slobodna energija – energija koja se može pretvoriti u korisni rad. 0 0 0∆ = ∆ − ∆G H T S Z) Usporedi stabilnost dijamanta i grafita ako je: ∆ fH (dijamant) = 2 kJ mol, ∆ fH (grafit) = 0 1kJ mol− . STABILNIJA alotropska modifikacija je GRAFIT jer je sadržaj energije MANJI (manji sadržaj energije veća stabilnost). Z) Usporedi ENTROPIJU dijamanta i grafita. Veća entropija je kod grafita, ima delokalizirane −e . Z) Izračunaj utrošenu toplinu za proizvodnju 500g 2CaC . 2CaO(s) 3C(s) CaC (s) CO(g)+ → +

-635.5 0 -59.4 -110.5 1kJ mol−⎡ ⎤⎣ ⎦ su vrijednosti iz tablice!

( )0 1 1 1 159.4 110.5 635.5 3 0r H kJ mol kJ mol kJ mol kJ mol− − − −⎡ ⎤ ⎡ ⎤∆ = − + − − − + ⋅⎣ ⎦⎣ ⎦

0 1 1 1169 635.5 465.5r H kJ mol kJ mol kJ mol− − −∆ = − + = - endoterman proces Za proizvodnju 500g:

0 0

11

500 465.5 3631.1064.1

rH n Hg kJ mol kJ

g mol−

−

∆ = ⋅ ∆ =

= ⋅ =

C

C

CCC

dijamant CCC

C

CC

Cgrafit

e-

Ca O(s) 3C(s)+

2CaC (s) CO(g)+

3631.10 KJHmol

∆ =

H



Z) Izračunaj r H∆ za: 4 4CuSO (aq) Zn(s) ZnSO (aq) Cu(s)+ → + 0 2e 1(Cu ) 64.8f H kJ mol−∆ =

0 2e 1(Zn ) 153.9f H kJ mol−∆ = −

1 1 1153.9 64.8 89.1p RH H H kJ mol kJ mol kJ mol− − −∆ = − = − = Napomena: grafovi su ENTALPIJSKI DIJAGRAMI REAKCIJA Z) Bez uporabe tablica odredi predznak ∆S za procese a) 2O (g) 2O(g),→ ∆S > 0 b) 2 2 3N (g) 3H (g) 2NH (g)+ → , ∆S < 0 c) 2 2C(s) H O(g) CO(g) H (g)+ → + , ∆S > 0 d) 2 2Br (l) Br (g)→ , ∆S > 0 e) 2 2N (g,10 ) N (g,1 )bar bar→ , ∆S > 0 f) dijamant grafitC C→ , ∆S > 0

g) desalinizacija morske vode, ∆S < 0 h) 33 3AgNO (s) AgNO (aq) 1c mol dm−→ = , ∆S >0.

Z) Toplina oslobođena (∆H < 0) izgaranjem etina pri t = 25°C, p = 101 kPa je 1299,54 1kJ mol− . Odredi entalpiju stvaranja etina. Napomena: ako je oslobođena entalpija ∆H < 0 (predznak minus), a ako je utrošena entalpija ∆H > 0 (plus predznak) ∆H – stvaranja, nastaje 1mol!!!

0 1

2 2 2 2 25C H (g)+ O (g) 2CO (g)+H O(l) 1299.542

? 0 393.5 285.84

r H kJ mol−→ ∆ = −

− −

2 2(C H ) ?fH∆ =

0 0 0r p RH H H∆ = −

1 1 12 2

51299.54 2 (393.5 ) ( 285.84) (C H ) 02fkJ mol kJmol kJ mol H− − − ⎡ ⎤− = ⋅ + − − ∆ + ⋅⎢ ⎥⎣ ⎦

0 1 1 12 2(C H ) 1299.54 787 285.84f H kJ mol kJ mol kJ mol− − −∆ = − −

12 2(C H ) 226.7f H kJ mol−∆ =

Napomena: entalpija je pozitivna, znači da je stvaranje 2 2C H teško postići zbog trostruke veze koja je reaktivna. (Za eten je također endotermno, a etan egzoterman proces) Z) Na temelju jednadžbi: 2 2C(s,grafit) + H O(g) CO(g) + H (g), 131.3H kJ→ ∆ = 2 2 2C(s,grafit) + 2H O(g) CO (g) + 2H (g), 90H kJ→ ∆ = izračunaj ∆H za reakciju 22CO(g) C(s, grafit)+CO (g)→

190 2 131.3 172.6

p RH H H

H kJ kJ kJ mol−

∆ = −

∆ = − ⋅ = −

Napomena: podaci za ∆H iz prve dvije jednadžbe, a ne iz tablica u knjizi. Z) Odredi predznak entalpije stvaranja: a) 2 6C H ∆H < 0 – stabilan spoj zbog: , σ - veza b) 2 4C H ∆H > 0 c) 2 2C H ∆H > 0

C C

– jer su nestabilni zbog reaktivnosti i π veza nestabilna.

C C C C

H4CuSO (aq) Zn(s)+

4CuSO (aq) Zn(s)+

H 89.1kJ∆ =



Z) Izračunaj entalpiju otapanja NaCl ako je za razaranje kristalne rešetke utrošeno 1788 kJ mol− , a pri hidrataciji oslobođeno 1784 kJ mol− . Važno: za razaranje kristalne rešetke je ∆H > 0, entalpija hidratacije ∆H < 0. Hessov zakon: 1 1 1

1 2 788 ( 784 ) 4H H H kJ mol kJ mol kJ mol− − −∆ = + = + − = Z) Na temelju sljedećih informacija:

12 2

12 2

12 2

2 2

S(s) + O (g) SO (g) 297

S(g) + O (g) SO (g)) 576

Nađi entalpiju prijelaza krutog u plinoviti sumpor!Rješenje zadatka:

S(s) + O (g) SO (g) 297

SO (g) S(g) + O (g) 576

H kJ mol

H kJ mol

H kJ mol

H kJ mol

−

−

−

−

⎫→ ∆ = − ⎪ +⎬→ ∆ = − ⎪⎭

→ ∆ = −

→ ∆ = + 1

S(s) S(g)

⎫⎪ +⎬⎪⎭

→

Hess: 1 11 2 ( 297 576) 279− −∆ = + = − + =g

sH H H kJ mol kJ mol Z) Izračunaj prirast Gibbsove energije pri nastajanju plinovitog klorovodika iz vodika i klora pri t = 25°C.

2 2H (g)+Cl (g) 2HCl(g)

0 0 92130 223 186,7

→−

0 0 0 1 12 92 184− −∆ = − = − ⋅ = −p RH H H kJ mol kJ mol

( )0 0 0 1 1 1 1

1 1 1 1

1 1

2 186, 7 130 223

373, 4 353

20, 4

− − − −

− − − −

− −

⎡ ⎤∆ = − = ⋅ − + =⎣ ⎦= − =

=

p RS S S J mol K J mol K

J mol K J mol K

J mol K

0 0 0

1 1 1

1 1

1 1

1

184 298,15 20, 4

184 6082, 26

184 6, 08226

190, 08

− − −

− −

− −

−

∆ = ∆ − ∆

∆ = − − ⋅

∆ = − −

∆ = − −

∆ = −

G H T S

G kJ mol K J mol K

G kJ mol J mol

G kJ mol kJ mol

G kJ mol

Z) Koja od sljedećih tvari ima molnu entalpiju jednaku nuli?

a) 2N (g) 0→ ∆ =fH na 25°C

b) 2Cl (l) (na t = 25°C je plin) c) NaCl (nije elementarna tvar pa fH∆ nije jednaka nuli!) d) 2N (l) (na t = 25°C je plin pa fH∆ nije jednaka nuli!) e) Fe(l) (na t = 25°C je u čvrstom stanju pa fH∆ nije jednaka nuli!) f) Fe(s) → ∆ fH = 0 g) ( )N g - (nije molekula pa fH∆ nije jednaka nuli!)

OSNOVNA SVOJSTVA TEKUĆINA Tvari se u prirodi nalaze u tri agregatna stanja: s, l, g. Agregatno stanje ovisi o PRIVLAČNIM SILAMA između čestica pri određenoj t i p. Privlačne sile između molekula su uvijek elektrostatske prirode.



Vrste međudjelovanja između čestica Jakost međumolekulskih djelovanja ima IZRAVAN odraz na vrijednost tv i tt, jer raskidanje jačih veza zahtjeva veću energiju. FIZIKALNA SVOJSTVA TEKUĆINA Osnovna svojstva tekućina su: gustoća, viskoznost, napetost površine.

GUSTOĆA homogene tekućine - ρ, mV

ρ = ⇒ omjer mase i volumena. Gustoća ovisi o

t i 0t obrnuto proporcionalno. Masa i volumen su ekstenzivna svojstva a gustoća intezivno svojstvo tekućina. GUSTOĆA se mjeri AREOMETROM (direktna metoda)koji nije jako precizan, ili se može mjeriti pomoću PIKNOMETRA (indirektna metoda). ANOMALIJA vode - voda je kod +4°C najgušća, druge tekućine imaju najveću gustoću pri TEMPERATURI TALJENJA. Anomalija vode je posljedica vodikove veze.

Tip međudjelovanja Jakost međudjelovanja

+ -

ion - ion

+ - +ion - dipol

dipol - dipol

vodikova vezadipol - inducirani dipol

inducirani dipol

- inducirani dipol

400 do 4000 kJ mol/

40 do 600 /kJ mol

5 do 25 kJ mol/

10 do 40 kJ mol/

2 do 10 kJ mol/

0,05 do 40kJ mol/

+ --+

+ - + -

+ - -+

HO

HO O

δ +

δ −δ +

δ −

Privlačenje s induciranim dipolom

Vrelišta halogenih elemenata i plemenitih plinova Element tv C/°

2F (g)

2Cl (g)

2Br (l)2I (s)

-187,0-34,658,78

183,0He(g)Ne(g)Ar(g)Kr(g)Xe(g)

-268,9-246,0-185,2-152,3-108,1

100

0

-100

-200

t C/°

2 3 4 5 perioda

HF

HlHCl HBr3NH

2H O

4CH 4SiH3PH

2H S

3AsH

2H Se

4GeH

2H Te3SbH

4SnH

Vrelište raznih spojeva vodika. Više vrijednosti vrelišta fluorovodika, vode i amonijaka od ostalih hidrida iste grupe upućuju na to da između njihovih molekula djeluju vodikove veze. Kad ne bi bilo vodikovih veza, voda bi, na primjer, pri standardnim uvjetima bila plin (vidi crtkanu liniju), pa oceani, rijeke i jezera ne bi postojali, a kiša ne bi padala.



VISKOZNOST - mjera za unutarnje trenje između čestica. Izražava se KOEFICIJENTOM VISKOZNOSTI η (eta). [Pa s – jedinica je (Paskal)·(sekunda)]. VISKOZNOST ovisi o: t – obrnuto proporcionalno i o građi molekule. Ravne molekule lakše teku, dok se razgranate mogu “zamrsiti”. Viskoznost se mjeri OSTWALDOVIM VISKOZIMETROM. TEKUĆINE KOJE LAKO TEKU SU FLUIDNE (npr. voda). FLUIDNOST I VISKOZNOST SU U OBRNUTOM OMJERU.

FLUIDNOST 1ϕη

=

Viskozna tvar je npr. med ili različite smole. Viskoznost se smanjuje s povećanjem temperature. NAPETOST POVRŠINE – sila koja djeluje na jediničnu dužinu u površinskom sloju tekućine.

Označava se sa σ [sigma] σ =FL

. Zbog površinske napetosti kukac hoda po površini vode ili

čelična igla čiji je 37.8 g cmρ −= pliva na vodi čiji je 31 g cmρ −= . MJERI SE STALAGMOMETROM. Na površinsku napetost može se utjecati (smanjiti) pomoću POVRŠINSKI AKTIVNIH TVARI, a to su deterdženti (tensidi), alkohol. Djelovanje je posljedica građe deterdženata (tvari) i masne kiseline. ili hidrofilna glava = - COO− karboksilna skupina okrenuta prema vodi hidrofoban rep = - 3SO− sullfonska skupina ugljikovodični lanac – okrenut prema zraku ili nečistoći pri pranju rublja Osim s površinski aktivnim tvarima napetost površine može se smanjiti povećanjem temperature. Površinska napetost 2H O je visoka zbog vodikovih veza, i uvijek je veća od površinske napetosti organskih tvari (aceton, benzon…). Napetost ovisi i o KONCENTRACIJI tvari – povećava se s porastom količine tvari (morska voda). Z) Napetost površine ovisi o: temperaturi, koncentraciji, prirodi tvari s kojom tekućina graniči, a također ovisi o dodatku površinski aktivne tvari. Tvari koje povećavaju napetost površine zovu se POVRŠINSKI INAKTIVNE TVARI, a to su: otopine šećera, soli, kiselina. VRELIŠTE ILI TEMPERATURA vrenja (tv) je temperatura pri kojoj se tlak pare tekućine izjednači s atmosferskim tlakom (1 bar) odnosno s tlakom iznad tekućine. Ako je p = 1 bar vrelište se zove NORMALNIM VRELIŠTEM. VRELIŠTE ovisi o TLAKU p. Što je tlak pare veći vrelište je niže. Tekuće organske tvari uglavnom imaju VISOKI TLAK PARE, zbog čega imaju nisko vrelište, npr. ETERI, KETONI (ACETON). TLAK PARE ČISTOG OTAPALA UVIJEK JE VEĆI NEGO TLAK PARE OTOPINE (OTAPALO + OTOPLJENA TVAR). Ekstenzivno svojstvo tvari ovisi o veličini uzorka (masa, volumen). Intezivno svojstvo tvari ne ovisi o veličini uzorka tvari (gustoća, boja, električna vodljivost, prozirnost, ...) FAZNI ILI RAVNOTEŽNI DIJAGRAM VODE Fazni dijagram pokazuje promjenu agregatnog stanja vode u odnosu na p i t.

3SO−

COO



T = trajna točka – sve tri FAZE U RAVNOTEŽI K – kritična točka (iznad 100°C) - točka iznad koje nema isparavanja, a voda i vodena para SE NE RAZLIKUJU. Voda ima: - 3 krivulje – faze u ravnoteži - 3 faze (s, l, g) – homogene - 1 TROJNA temperatura sve tri faze

u ravnoteži - 1 KOMPONENTA tj. isti kemijski

sastav u sve tri faze - 1 – KRITIČNU TOČKU Krivulja taljenja nagnunta je u lijevo, to znači da povećanjem tlaka talište se smanjuje zbog pucanja vodikovih veza. Ostale tvari krivulje taljenja imaju nagnute u desno, a kod vode je to posljedica ANOMALIJE VODE (vodikove veze). SUMPOR IMA TRI TROJNE TOČKE . OSTALE FAZE: - staklo – amorfna tvar pothlađena tekućina - plazma – jezgre atoma, oduzeti −e na visokoj temperaturi - tekući kristali – djelomično čvrsto, a djelomično tekućina P) Postoji li sustav koji ima jednu fazu, a dvije komponente. Odgovor: Da. Primjeri su: a) voda + etanol b) actena kiselina + voda (ocat) c) legura cinka i bakra – MJED – Zn/Cu čvrsta otopina CINKA U BAKRU. P) Izmjereno je vrelište vode vt = 80°C. Gdje je moglo biti izvršeno to mjerenje:

a) Zagreb b) Split c) Ciudad Mexico d) depresija Qatara e Mount Everest – jer je najniži p [Pa] Talište, tt - temperatura pri kojoj čvrsta tvar prelazi u tekuće stanje pri tlaku 101,3 kPa Normalno vrelište, vt - temperatura pri kojoj tvar prelazi u plinovito stanje pri tlaku 101,3 kPa. Vrelište je temperatura kod koje je tlak para tekućine jednak tlaku iznad tekućine. P) Kakav mora biti vanjski tlak da bi ledište vode bilo manje od 0°C ? a) p = 101 kPa b) p < 101 kPa b p > 101 kPa ISKAZIVANJE SASTAVA OTOPINA Formule su u skripti za prvi razred na 34. srtanici! KOLIGATIVNA SVOJSTVA OTOPINA Koligativna svojstva su svojstva razrjeđenih otopina koje ovise o broju čestica otopljene tvari, a ne ovise o vrsti tvari. Koligativna svojstva su: - povišenje vrelišta - sniženje ledišta - osmotski tlak

krivulja sublimacije

610.6

273.16t C= 0.01°

T

K

krivulja isparavanja

krivulja taljenjap Pa[ ]

E FA

BCD

GH

F

T K[ ]

led

voda

vodenapara



Z) Osmotski tlak vodene otopine koja sadrži 31 −mol dm NaCl u odnosu na osmotski tlak vodene otopine saharoze jednake koncentracije je:

a) dvostruko veći b) dvostruko manji c) jednak d) deset puta veći

Z) Kolika je masa šećera ( 342=rM ) koju treba dodati u 4 kg vode da bi se otopina smrznula na t = -3.72 °C , 11.86 −=KK K mol kg t = -3.72 °C 342=rM 0 ( 3.72) 3.72∆ = − − ° = °t C C m ( 2H O ) = 4 kg ∆T = ∆t = 3.72 K 11.86 −=KK K mol kg KT f K b∆ = ⋅ ⋅

1

1

(šećer)3423.72 1 1.86

4

mg molK K mol kg

kg

−−= ⋅ ⋅

3.72 342 4(šećer) 2736 2.7361.86

gm g kg⋅ ⋅= = =

Z) Talište čistog Ag je 961 °C, 134.5 −=KK K kg mol .Odredi talište legure bakra i srebra ako je maseni udio bakra u leguri 0,2. ω (Cu) = 0,2 (u 100 g) ⇒ m(Cu) = 20 g m(Ag) = 80 g = 0.08 kg 134.5 −=KK K kg mol ( ) 961= °tt Ag C ili ( ) (961 273.15) 1234.15= + =tT Ag K K

∆ = ⋅ ⋅KT f K b

1

1

2063.551 34.5

0.08

gg molT K kg mol

kg

−−∆ = ⋅

∆T = 135.72 K ( / ) 1098.43=tT Cu Ag K ili ( / ) 825.28= °tt Cu Ag C

(ot.tvar)(otopljena tvar)

(otapalo)⋅

=⋅ ∆

fK mM

m t ili

(ot.tvar)(otopljena tvar)

(otapalo)⋅

=⋅ ∆

bK mM

m t

Vrijednosti za bK i fK očitamo iz tablice!



OSMOTSKI TLAK Osmoza je prolazak molekula otapala kroz polupropusnu membranu iz prostora manje koncentracije otopine prema prostoru veće koncentracije do njihova izjednačenja. Pri tome se čestice otopljene tvari sudaraju s membranom i uzrokuju nastajanju tlaka. To je osmotski tlak, koji ovisi o koncentraciji otopljene tvari u otopini. Zadaci za vježbu Z-9.1. Topljivost kalijeva nitrata u vodi pri različitim temperaturama je :

a) 31,6 g pri t = 20°C b) 85,5 g pri t = 50°C c) 202 g pri t = 90°C Je li prema navedenim podatcima, energija kristalne rešetke veća ili manja od energije hidratacije? Objasni odgovor!

Z-9.2. Iz dijagrama topljivosti nekih soli u vodi očitaj:

a) topljivost amonijeva klorida pri temperaturama 0°C i 40°C, b) prema očitanim vrijednostima zaključi je li proces otapanja amonijeva klorida

egzoterman ili endoterman, c) kako se mijenja topljivost natrijeva klorida s povišenjem temperature, d) kakav je proces otapanja natrijeva nitrata s obzirom na povećanje temperature? Je li

entalpija pozitivna ili negativna? Obrazloži odgovor! Z-9.3. Neka otopina ima 50 ppm iona žive 2Hg + u 50 kg vodene otopine. Izračunaj masu iona 2Hg + u toj otopini! Dobivenu vrijednost izrazi u mikrogramima (µg) po kilogramu otopine Z-9.4. U litri vode ima 163, 6 10⋅ iona Ag+ . Izračunaj maseni udio srebrovih iona u toj vodi (pretpostavimo da je gustoća vode 31 /g cm ) Z-9.5. 6,0 g kuhinjske soli otopljeno je u 250 mL vode. Izračunaj maseni udio kuhinjske soli u toj

Molalne konstante sniženja ledišta, fK , i povišenja vrelišta, bK za neka otapala

Otapalo Ledište, /°t C 1/fK K mol kg− Vrelište, /°t C 1/bK K mol kg−

voda 0 1,86 100 0,512

benzen 5,5 5,12 80,15 2,53

aceton -94 8 56 1,71

kamfor 178,4 40 - -

vrijeme

Semipermeabilna(polupropusna)membrana

PRIJE OSMOZE NAKON OSMOZE

Osmotski tlak

2H Ocista voda

otopina šecera

cista voda

otopina šecera

razrijedena



otopini 32( (H O) 1 / )ρ = g cm .

Z-9.6. Gustoća natrijeve lužine je 1,2192 3/g cm . Maseni udio natrijeva hidroksida je 0,20. Izračunaj:

a) masenu koncentraciju b) množinsku koncentraciju!

Z-9.7. Otopina kalijeva permanganata dobivena je otapanjem 12g ove soli u vodi i razrijeđena do 3500cm otopine. Kolika je množinska koncentracija kalijeva permanganata? Z-9.8. Za neku reakciju utrošeno je 15mL otopine dušične kiseline množinske koncentracije 30, 2 /mol dm . Za istu reakciju utroši se 37,5 mL dušične kiseline nepoznate koncentracije. Kolika je nepoznata koncentracija? Z-9.9. Koliki su volumeni koncentrirane sumporne kiseline, gustoće 1,84 g/cm i masenog udjela 0,96, potrebni za pripravu:

a) 31,5 dm razrijeđene kiseline, 32 4(H SO ) 3, 0 /=c mol dm

Z-9.27. Tlak pare čistog otapala A jest 1,6 bara. Dodatkom tvari B tlak pare snizi se na 1,0 bar. Izračunaj množinski udio komponente B u otopini! Z-9.28. Tlak pare čiste vode pri t = 25°C jest 0,0313 bar. Tlak pare otopine koja se dobije miješanjem 5,4 g neke tvari s 90,0 g vode jest 0,0307 bar. Kolika je molarna masa otopljene tvari? Z-9.29. Na temperaturi t = 60°C tlak pare vode je 0,1966 bar. Koliki je tlak pare otopine koja sadrži 102,6 g saharoze na 1080 g vode? Z-9.30. Neka otopina sadrži 9,0 g nekog neelektrolita u 125 g vode. Ledište otopine je –0,744°C. Izračunaj molarnu masu neelektrolita! Z-9.31. Otopina koja sadrži 1,54 g neke tvari otopljene u 100 g benzena ima vrelište 80,353°C. Kolika je molarna masa otopljene tvari? Z-9.32. Izračunaj molarnu masu nekog ugljikovodika, ako je 3,75 g tog ugljikovodika otopljeno u 95,0 g acetona! Otopina ima vrelište 56,50°C. Z-9.33. Koliki je osmotski tlak vodene otopine u kojoj je otopljeno 4,0 g saharoze ( 12 22 11C H O ) u 230 mL otopine? Temperatura otopine je 10°C. Z-9.34. Koliki je osmotski tlak vodene otopine množinske koncentracije 0,5 mol/L pri temperaturi 17°C? Z-9.35. Izračunaj osmotski tlak otopine koja ima 18 g karbamida 2 2(CO(NH ) ) u 250 mL otopine pri temperaturi 24°C! Z-9.36. Osmotski tlak krvi jest 57,65 10 Pa⋅ pri t = 37°C.Izračunaj masu glukoze u 1 litri otopine koja će imati isti osmotski tlak kao krv, pri istoj temperaturi! Z-9.37. 3,0 g nekog neelektrolita otopi se u 500 mL otopine. Izmjeren je osmotski tlak čija je vrijednost 226,97 kPa pri t = 0°C. Kolika je molarna masa neelektrolita? Z-9.38. Vodena otopina sadrži 36, 75 /g dm neke nepoznate tvari. Izmjeren je osmotski tlak otopine pri t = 0°C. On iznosi 46 10⋅ Pa . Izračunaj molarnu masu nepoznate tvari!



Rješenja zadataka: 9.1. Energija kristalne rešetke veća je od energije hidratacije, proces otapanja je endoterman, topljivost se povećava s povišenjem temperature. 9.2. a) 29 g/100 g 2H O pri t = 0°C 47 g/100 g 2H O pri t = 40°C

b) proces otapanja amonijeva klorida je endoterman c) vrlo malo ovisi o temperaturi, pa se povišenjem temperature topljivost neznatno

povećava d) topljivost natrijeva nitrata jako ovisi o temperaturi, r 0H∆ > jer sustav pri otapanju

dobiva energiju iz okolice tj. obogaćuje se energijom. 9.3. 2+ 4(Hg ) 5 10 µ= ⋅m g 9.4. + 9(Ag ) 6, 45 10−= ⋅w 9.5. w(NaCl) = 2% 9.6. a) 3(NaOH) 0, 244 /γ = g cm b) 3(NaOH) 6,1 /=c mol dm 9.7. 3

4(KMnO ) 0,15 /=c mol dm 9.8. 3

3(HNO ) 0,08 /=c mol dm 9.9. a) 3249, 7=V cm 9.27. x(B) = 0,375 9.28. M = 55,78 g/mol 9.29. Π(otopina) = 0,1956 bar 9.30. M = 180 g/mol 9.31. M = 191,9 g/mol 9.32. M = 134,9 g/mol 9.33. Π = 122,76 kPa 9.34. Π = 12,1 kPa 9.35. Π = 32,96 10 kPa⋅ 9.36. 6 12 6(C H O ) 534,27m g= 9.37. M = 60 g/mol 9.38. M = 255,79 g/mol



KEMIJSKA KINETIKA Kemijska kinetika je dio fizikalne kemije koja proučava brzinu i mehanizam kemijske reakcije i ovisnost brzine o raznim faktorima (čimbenici). Brzina kemijske reakcije je promjena koncentracije u jedinici vremena, podjeljenog sa stehiometrijskim koeficjentom ν [ni], koji je NEGATIVAN za reaktante (smanjuje se koncentracija), a POZITIVAN za produkte (povećava se koncentracija). Npr. raspad jodovodika: 2 22HI(g) H (g) I (g)→ +

2 2(H ) (I )1 (HI)2

c ccrt t t

∆ ∆∆= − = =

∆ ∆ ∆

FAKTORI KOJI UTJEČU NA BRZINU KEMIJSKE REAKCIJE - temperatura – čestice dobivaju veću kE , više sudara, odnosno više uspješnih sudara zbog

veće energije aE čestica - koncentracija – veća koncentracija više uspješnih sudara, veća brzina - tlak – za plinove – veći broj uspješnih sudara, veća brzina - agregatno stanje tvari i ukupna površina – najbrža je reakcija u plinovima, najsporija u

čvrstom agregatnom stanju. - građa molekula – najpogodniji su (najbrže reagiraju) mali kuglični ioni zbog jakog

elektrostatskog privlačenja. a) Na Cl NaCl+ −+ → → ion-ion – najbrža reakcija b) 2 2 2 3H O SO H SO+ → → dipol-dipol c) 2 2 2 3H O CO H CO+ → → dipol-inducirani dipol – najsporija reakcija

- katalizator – ubrzava kemijsku reakciju, smanjuje aE

aE - energija koja dovodi do produkta, a nešto je veća od energetske barijere INHIBITORI ILI NEGATIVNI KATALIZATORI – povećavaju aE , usporavaju reakciju

aE - bez katalizatora 'aE - sa katalizatorom

BRZINA KEMIJSKE REAKCIJE NAJVEĆA JE NA POČETKU, A ODREĐENA JE NAJSPORIJIM KORAKOM U REAKCIJI. Brzina kemijske reakcije određuje se samo eksperimentalno. Katalizatori podjednako ubrzavaju reakciju u oba smjera. Sadržaj energije reaktanata i produkata je isti, samo se katalizatorom smanjuje aktivacijska energija reakcije Ea. Heterogena kataliza – katalizator i reaktanti nisu u istoj fazi. Homogena kataliza – katalizator i reaktanti su u istoj fazi. Mala količina katalizatora može sudjelovati u reakciji s velikom količinom reaktanata. Katalizatori sudjeluju u kemijskoj reakciji, ali iz nje izlaza nepromjenjeni. RAVNOTEŽA U KEMIJSKIM REAKCIJAMA A B C D+ +

1 1 A Br k C C= ⋅ - početna reakcija, brzina na početku najveća

2 2 C Dr k C C= ⋅ - povratna reakcija k – konstanta brzine reakcije, OVISI o temperaturi, a ne ovisi o koncentraciji tvari koje reagiraju. U početku je najveća brzina i koncentracija polaznih tvari. U tijeku reakcije brzina se smanjuje i povećava se koncentracija produkata, znači 1r se smanjuje, a 2r se povećava. U jednom trenutku brzine se izjednače tj. 1 2r r= , tada je sustav u stanju DINAMIČKE RAVNOTEŽE, a količine reaktanata i produkata se NE MIJENJAJU. Slijedi:

1 2r r=

E

A+B

ABaE

aE

'



1 2 2:A B C D A Bk C C k C C k C C⋅ = ⋅ ⋅ ⋅

1

2

C Dc

A B

C Ck Kk C C

⋅= =

⋅

cK - koncentracijska konstanta ili konstanta ravnoteže koja ovisi o koncentraciji Za jednadžbu: aA bB cC dD+ +

[ ] [ ][ ] [ ]

ili

ili za plinove

c dc d

C Ca b a b

p

C DcC cDK KcA cB A B

K

⋅= =

⋅

Uglata zagrada znači ravnotežu množinske koncentracije c. Ako je 1CK > reakcija teče u smjeru produkta. Ako je 1CK < reakcija teče u smjeru reaktanta. ZAKON O DJELOVANJU MASE ili Guldberg-Waageov zakon: Omjer umnožaka množinske koncentracije produkata i reaktanata je konstantan uz stalnu temperaturu. Faktori koji utječu na ravnotežu: - tlak, p (ako je Vprodukti ≠ Vreaktanti) - temperatura, t - koncentracija, c Sinteza 3NH po Haber - Boschu: 2 2 33H (g) N (g) 2NH (g)+ , ∆H < 0

[ ][ ] [ ]

23

32 2

NH

H Nili

c

p

K

K

= 4 mV 2 mV 3 1molarni volumenmV dm mol−⎡ ⎤− ⎣ ⎦

Za sintezu 3NH pogoduje: p viši jer m4V daje m2V (smanjuje se mV ), t niža jer je egzoterman proces. Z) Ako se za jednadžbu: 2 2 33H (g) N (g) 2NH (g)+ , ∆H < 0

a) snizi tlak – ravnoteža ide u lijevo b) poveća temperatura – ravnoteža ide u lijevo (raspada se 3NH ) c) poveća koncentracija 2H - ravnoteža ide u desno d) doda sumpor – sumpor ne utječe na ravnotežu (ne sudjeluje u reakciji) e) doda plemeniti plin He – He ne utječe na ravnotežu f) doda katalizator – katalizator ne utječe na ravnotežu, samo može ubrzati reakciju.

Z) Utječe li tlak (povećanje ili smanjenje) na položaj kemijske ravnoteže: 2 2H (g) Cl (g) 2HCl(g)+ , ∆H < 0 Promjena tlaka ne utječe na položaj ravnoteže jer je volumen reaktanata i produkata isti (V1 = V2). Le Chatelier [Le Šatelje] – proučavao faktore koji utječu na položaj ravnoteže i definirao je zakon poznat pod imenom PRINCIP NAJMANJEG NASILJA koji glasi: Ako na sustav u ravnoteži djeluje vanjski utjecaj (p, t, c) ravnoteža će se pomicati tako da se taj vanjski utjecaj smanji. Z) Koliko puta će se povećati brzina kemijske reakcije 22A B A B+ , ako se koncentracija tvari A poveća 3 puta?

[ ] [ ][ ] [ ]

2

23

r k A B

r k A B

=

= Brzina će se povećati 9 puta.



Z) Koliko puta će se povećati brzina kemijske reakcije 2 2 33 ( ) ( ) 2 ( )H g N g NH g+ ako se tlak vodika poveća 3 puta?

[ ] [ ][ ] [ ]

[ ] [ ]

32 2

32 2

32 2

3

27

r k H N

r k H N

r k H N

=

=

=

Brzina će se povećati 27 puta. Z) Brzina kemijske reakcije najveća je:

a) na početku b) pošto je postignuta ravnoteža c) negdje između

Z) Ravnoteža se može uspostaviti u:

a) otvorenom sustavu b) zatvorenom sustavu c) i otvorenom i zatvorenom sustavu

KISELINE I BAZE Tri teorije kiselina i baza (oksidi metala i hidroksidi) I) ARRHENIUS: kiseline su sve tvari koje u vodenoj otopini povećavaju koncentraciju

3H O+ (oksonijev ili hidronijev) ion ili H+ (vodikov ion ili proton) Baze su sve tvari koje u vodenoj otopini povećavaju koncentraciju OH− (hidroksidni ion) - elektrolitička disocijacija kiseline Kod disocijacije kiseline uvijek dolazi do protolize. PROTOLIZA – prijelaz protona H+ sa jedne molekule na drugu.

2NaOH(s) H O(l) Na (aq) OH (aq)+ −+ → + II) BRÖNSTED – kiseline su sve tvari koje mogu dati proton H+ [proton-donori], a baze

su sve tvari koje mogu primiti proton [proton-akceptori]

OH− - najača Brönstedova baza 2H O - može biti proton-donor i proton-akceptor, znači da je to AMFOTERAN ILI

AMFIPROTONSKI OKSID. Općenito:

Z) U jednadžbi: 3 2 4NH (g) H O(g) NH (aq) OH (aq)+ −+ + označi konjugirane parove.

Kod plinova: povećanje tlaka proizvodi isti efekt kao i povećanje koncentracije reaktanata u otopini.

2 3HCl(aq) H O(l) H O Cl (aq)+ −+ → +H+

protonira vodu

1 1 2 2K B K B+ +

konj. par II

konj. par I

2 2 3H O(l) H O(l) H O (aq) OH (aq)−+ +2 2 3H O(l) H O(l) H O (aq) OH (aq)+ −+ +

I konjugirani parII konj. par

bazakonjugirana kis. baza (proton-akceptor)

kiselina(proton-donor)

konjugirana



Z) Prikaži strukturu a) 3H O+ b) 4NH+ a) b) trostrana piramida (oblik) kut 110° tetraedar (oblik) sve tri veze jednake duljine-106 pm. III) LEWIS – kiseline su sve tvari koje mogu primiti elektronski par [elektron-akceptori].

Baze su sve tvari koje mogu dati elektronski par [elektron-donori] Znači nisu potrebni ni vodikovi ioni ( H+ ), ni hidroksidni ioni ( OH− ) da bi neka tvar bila kiselina ili baza. NAJVAŽNIJE ANORGANSKE (MINERALNE) KISELINE PODJELA KISELINA PREMA JAKOSTI Mjera za jakost kiseline je stupanj disocijacije α.. Vrijednost 0 do 1ili 0 do 100%.

+H

HA

cbroj ioniziranih molekulaukupan broj molekula c

α = =

+H

HA

cc

α = , HA - općenito kiselina

Jake kiseline α = 1

OHH H

+

HH H

+

NH

BF

F

F

+ N

H

H

H BF

F

F

N

H

H

H

kiselina baza soldonorska veza(koordinativno kovalentna veza)

HF FLUOROVODICNA FLUORIDIHCl KLOROVODICNA KLORIDIHBr BROMOVODICNA BROMIDIHl JODOVODICNA JODIDI

3HNO2HNO

HCNHCNSHCIO

2HCIO3HCIO4HCIO

2 4H SO2 3H SO2H S2 2 3H S O2 2 7H S O2 3H CO3 4H PO3 3H PO

NITRATINITRITICIJANIDITIOCIJANIDIHIPOKLORITIKLORITIKLORATIPERKLORATISULFATI I HIDROGEN SULFATISULFITI I HIDROGEN SULFITISULFIDI I HIDROGEN SULFIDITIOSULFATI

KARBONATI I HIDROGEN KARBONATIFOSFATI, DIHIDROGENFOSFATIi HIDROGENFOSFATI

DUŠICNADUŠIKASTACIJANOVODICNATIOCIJANOVODICNAHIPOKLORASTAKLORASTAKLORNAPERKLORNASUMPORNASUMPORASTASUMPOROVODICNATIOSUMPORNAPIROSUMPORNA (OLEUM)UGLJICNAFOSFORNAFOSFORASTA

OKSOKISELINE

KLORA

TRIPROTONSKEDIPROTONSKA KISELINA - SOLI: HIDROGENFOSFITI FOSFITI

MONOPROTONSKE

DIPROTONSKE



IONIZACIJA (DISOCIJACIJA) KISELINA

2 2 3 2HNO (aq) H O(l) H O (aq) NO (aq)+ + −+ → + Kiselina uvijek disocira na 3H O+ + kiselinski ostatak.

[ ]

+ -3 2

2

H O NOK

HNOa

⎡ ⎤ ⎡ ⎤⎣ ⎦ ⎣ ⎦=

Broj atoma vodika određuje u koliko stupnjeva disocira kiselina.

2 4 2 3 4I H SO (aq) H O(l) H O (aq) HSO (aq)+ −+ + - hidrogen sulfatni ion 2

4 2 3 4II HSO (aq) H O(l) H O (aq) SO (aq)− + + −+ + - sulfatni ion

22 4 2 3 4H SO (aq) 2H O(l) 2H O (aq) SO (aq)+ + −+ + - sumarna jednadžba

4HSO− - je amfoteran ion jer može dati proton, a može i primiti proton.

4 2 4

24

HSO H H SO (konjugirana kiselina)

H

SO (konjugirana baza)

− +

+

−

+ →

↓ −

Svi anioni koji imaju proton mogu biti proton donori (kiseline) i proton akceptori. Svaki negativni ion može biti baza. Kiseline su elektroliti – zbog slobodnih hidratiziranih iona. DOBIVANJE KISELINA 1. Otapanje halogenovodika u vodi 2HX(g) H O(l) HX(aq)+ → - općenito, x = F, Cl, Br, I 2HF(g) H O(l) HF(aq)+ → 2HCl(g) H O(l) HCl(aq)+ → 2. Otapanje oksida nemetala u vodi tj. anhidrida kiselina 2 2 2 3SO (g) H O(l) H SO+ →

3HNO

2HNO

2 4H SO

2H S2 3H CO

3CH COOH

2(COOH)HF

3 4H PO2 3H SO

HCl

HBr

JAKE KISELINE

SREDNJE JAKE KISELINE

SLABE KISELINE

PORAST JAKOSTI

KISELINE

najjaca kiselinaHClO4HI

HCN



4 10 2 3 4

3 2 2 2

P O (s) 6H O(l) 4H PO (aq)SO (g) H O(l) H SO (aq)

+ →

+ →

2 5 2 3

2 7 2 4

N O (g) + H O 2 HNOCl O + H O 2 HClO

− →→

3. Otapanje 2H S(g) u vodi: 2 2 2H S(g) H O(l) H S(l)(aq)+ → LUŽINE Lužine su vodene otopine hidroksida.

[ ]2NaOH(s) H O(l) Na (aq) OH (aq) NaOH(aq)+ −+ → + hidroksid lužina Topljivi hidroksidi: 2 4KOH, NaOH,RbOH,CsOH,Ca(OH) , NH OH - OH− daje lužnati karakter, masan opip, nagriza kožu i sluzokožu. PODJELA LUŽINA PREMA JAKOSTI

Mjera za lužnatost: OH

BOH

CC

α−

= , BOH – lužina (općenito)

DISOCIJACIJA (IONIZACIJA) LUŽINA

2NaOH(s) H O(l) NaOH(aq) Na (aq) OH (aq)+ −⎡ ⎤+ → +⎣ ⎦

Lužine su elektroliti – zbog slobodnih hidratiziranih iona = vodiči drugog reda Općenito: 2BOH(s) H O(l) B (aq) OH (aq)+ −+ → + DOBIVANJE HIDROKSIDA 1. Metal (I i II PSE) + 2H O(l) → hidroksid + 2H (g)

2 22Na(s) H O(l) 2NaOH(aq) H (g)+ → + 2. Metalni hidrid + 2H O(l) → hidroksid + 2H (g)

2 2

2 2 2 2

NaH(s) H O(l) NaOH(aq) H (g)burna reakcija

CaH (s) H O(l) Ca(OH) (aq) H (g)+ → + ⎫

⎬+ → + ⎭

3. Oksid metala + 2H O(l) → hidroksid 2 2CaO(s) H O(l) Ca(OH) (aq)+ → 4. Peroksid + 2H O(l) → hidroksid + 2O (g)

ANHIDRIDI – tvari koje u reakciji s vodom daju KISELINE ili LUŽINE

U vodenoj otopini, kod slabih lužina, koncentracija hidroksi nih iona je od0. 000 001 do 0.0001 mol/l. Kod jakih lužina koncentracija hidroksi nih iona je izme 0.001 i 1 mol/l. s

šetku šetka se ruši odnosno disocira. Hidroksidi 2. skupine (kalcijev i barijev hidroksid) su vrlo slabo topljivi obzirom da je sva otopljena koli žine

dd

đu Hidroksidi 1. kupine kristaliziraju, a njihovu kristalnu re čine ioni. Otapanjem u vodi kristalna re

čina potpuno disocirana (jake su lu ).

JAKE LUŽINE

CsOHRbOHKOHNaOHLiOHBa(OH)Sr(OH)Ca(OH)

2

23

p or a

s t ja

kost

i lu ž

ine

SLABE LUŽINE

NH (aq) ili 4NH OHMg(OH)Al(OH)3, Fe(OH) 2 Cu(OH) 2,



2 2 2 22Na O (s) 2H O(l) 4NaOH(aq) O (g)+ → + 5. Superoksid + 2H O(l) → hidroksid + 2O (g) 2 2 24KO (s) 2H O(l) 4KOH(aq) 3O (g)+ → + 6. Elektroliza vodene otopine soli I, II skupine PSE, kao i Al soli.

2NaCl(s) H O(l) Na (aq) Cl (aq)+ −+ → +

Ne reagira, umjesto na katodise reduciraju molekule vode.

Na+

K(-) A(+)

2 2

2

2 2 2

K( ) 2H O(l) 2e H 2OH

A( ) 2Cl 2e Cl

2H O(l) 2Cl H 2OH Cl

− −

− −

− −

⎫− + → + ⎪ +⎬+ − → ⎪⎭

+ → + +

Produkti elektrolize NaCl(aq) su: 2 2H ,Cl , NaOH 7. Amonijak + 2H O(l) → amonijeva lužina 3 2 4NH (g) H O(l) NH OH(aq)+ → INDAKATORI – tvari koje mijenjaju boju ovisno o pH otopine. INDIKATOR KISELINA LUŽINA lakmus crven plav metiloranž(kiselina) crven(neionizirani oblik) žut (narančast, ionizirana sol) fenolftalein bezbojan ljubičast univerzalni indikator crven ljubičast(plav) pH vrijednost može se točno odrediti pH-metrom pH vrijednost – mjera za kiselost i lužnatost

+ +

- -

3 pHH H

3 pOHOH OH

pH log 10ANTILOGARITAM od pH i pOH

pOH log 10

c mol dm c

c mol dm c

− −

− −

⎫= − ⇒ = ⎪⎬

= − ⇒ = ⎪⎭

pH + pOH = 14 Grafički odnos pH i +Hc pH-skala prikazan je na crtežu:

Ako je: H OH pH = 7c c+ −= ⇒ neutralno

H OH pH < 7c c+ −> ⇒ kiselo

-H OH pH > 7c c+ < ⇒ lužnato IONSKI PRODUKT VODE

2 2 2H O(l) H O(l) H O (g) OH (aq)+ −+ +

3

7 3H O OH 10+ −

− −= =c c mol dm

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6 10-7 10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 10-13 10-14100

pH

cH+ mol dm-3,

10-7

OH-maxH+

max

raste kiselost raste bazičnost

cH+ >10-7 cH+ < 10-7



[ ]

+3

22

H O OH

H OcK

−⎡ ⎤ ⎡ ⎤⎣ ⎦ ⎣ ⎦=

[ ]2 +2 3H O H O OH−⎡ ⎤ ⎡ ⎤= =⎣ ⎦ ⎣ ⎦c wK K - konstanta vode ili ionski produkt vode

7 3 7 3 14 2 610 10 1 10− − − − − −= ⋅ = ⋅wK mol dm mol dm mol dm kod t = 25°C 2 6

-15

-14

-14

temperatura °C

0 1,14 10

15 4,50 10

25 1 10

37

wK mol dm−

⋅

⋅

⋅-14

-14

-14

2,39 10

40 2,92 10

60 9,61 10

⋅

⋅

⋅

Z) Koliki je pH otopine u kojoj je koncentracija OH− 3 30,2 10− −⋅ mol dm ? pH = ?

3 3OH

3OH

3 3 3

0, 2 10

pOH log

pOH log 0, 2 10

pOH (log 0, 2 ( 3log10)

pOH ( 0, 69 3)

pOH 3 0, 69 3, 69pH pOH=14pH=14 3,69=10,30

−

−

− −

− −

− − − −

−

−

−

= ⋅

= −

= − ⋅

= − + −

= − − −

= + =+

−

c mol dm

c mol dm

mol dm mol dm

Z) Ako je koncentracija otopine natrijevog hidroksida 30,001 −mol dm , pH te otopine je:

a) 3 b 11 c) -3 d) 10

3 3 3NOOH

3OH

3 3 3

3

0,001 10

pOH log

pOH log10

pOH log10

pOH 3pH pOH=14pH=14 3=11

−

− − −

−

− − −

−

−

= =

= −

= −

= −

=+

−

c mol dm mol dm

c mol dm

mol dm mol dm

Z) pH neke kiseline je 2,7. Koliki je H+c te otopine? pH=2,7

3H

pHH

2,7H

3 3H

pH log

10 - antilogaritam

10

1,99 10

+

+

+

+

−

−

−

− −

= −

=

=

= ⋅

c mol dm

c

c

c mol dm

Z) pH vodene otopine NaOH je: a) 3 b) 1 c) 6 d) 7 e 10

Kw - određuje se eksperimentalno



Z) Koliki je pH vodene otopine 2 4H SO koncentracije 0,005 3moldm− pH=?

2 4

3H SO 0,005c mol dm−=

3H

2 3 3

pH log

pH log10pH 2

+−

− − −

= −

= −=

c mol dm

mol dm mol dm

Z) Koncentracija kalcijeve lužine je 0,005 3−mol dm . Izračunaj pH.

3OH

2 3 3

pOH log

pOH log10pOH 2pH+pOH 14pH=14 2=12

−−

− − − −

= −

= −=

==−

c mol dm

mol dm mol dm

Z) Koliki je pH otopine 2 4H SO čija je koncentracija 0,001 3−mol dm Z) Koncentracija H+ iona je 1,66 3−mol dm . Koliki je pH te otopine? Z) Ako je stupanj dispcijacije karbonatne kiseline 17% za prvi stupanj disocijacije kiseline čija je množinska koncentracija 0,1 3−mol dm . Izračunaj kolika je koncentracijska konstanta. 2 3 3H CO H HCO+ −+ - I stupanj α - 17% = 0,17

2 3H COc 30,1 −= mol dm

3

2 33 3

3

3 3

H HCO

H CO

0,017 0,0170,1

2,89 10

+ −

− −

−

− −

⎡ ⎤ ⎡ ⎤⎣ ⎦ ⎣ ⎦=

⋅=

= ⋅

c

c

c

K

mol dm mol dmKmol dm

K mol dm

Z) pH otopine NaOH koncentracije 0,0001 3−mol dm je: a) 4 b) 10 c) 11 d) 3 pH = ?

33

NaOH4 3

NaOHOH3

OH

NaOH H HCO Istupanj

0,0001 pOH=4

10 pH+pOH=14

pOH log

c mol dm

c c mol dm

c mol dm

−

−

+ −

−

− −

−

+

=

= =

= −4 3 3

pH=14-4=10

pOH log 10 pH=10mol dm mol dm− − −= −

Z) pH otopine NaOH koncentracije 0,0001 3−mol dm je: a) 4 b) 10 c) 11 d) 3 pH = ?

3

3NaOH

4 3NaOHOH

NaOH H HCO I stupanj

0, 0001

10−

+ −

−

− −

+

=

= =

c mol dm

c c mol dm

22 4 4H SO 2H SO+ −→ +

2 4

H

H SO

21

+

=c

c pazi na odnos!!!

H+ =c2 4H SO2 ⋅c 3 32 0, 005 0, 01− −= ⋅ =mol dm mol dm

2Ca(OH) (s) 2H O⎯⎯⎯→ 2Ca (aq) 2OH+ −+

2

(OH )

Ca(OH)

21

−

=c

c pazi na odnos!!!

OH 2− = ⋅c2Ca(OH)c 3 32 0,005 0,01− −= ⋅ =mol dm mol dm

2 3

3

H

H CO

H3

3H

3H HCO

0,170,1

0,017

0,017

α+

+

+

+ −

−

−

−

=

=

=

⇒ = =

cc

cmol dm

c mol dm

c c mol dm



3OH

4 3 3

pOH log

pOH log 10pOH=4 pH+pOH=14 pH=14-4=10 pH=10

−−

− − −

= −

= −

c mol dm

mol dm mol dm

ODREĐIVANJE KONCENTRACIJA OTOPINA KISELINA I BAZA Titracija jake baze jakom kiselinom Titracije slabe kiseline jakom bazom Slika prikazuje krivulju titranja slabe kiseline, kao što je octena kiselina, jakom bazom. U početku se pH otopine mijenja polagano i otopina je kisela. U blizini točke ekvivalencije pH otopine se naglo mijenja u područiju od oko pH 7 do 10. Točka ekvivalencije ne nalazi se pri pH = 7, već pri pH od oko 8,5. To znači da valja odabrati takav indikator koji prikazuje promjenu boje u tom područiju pH, a to je fenolftalein. Hidroliza:

3 2 3CH COO (aq) H O(l) CH COOH(aq) OH (aq)− −+ → +

Da bi se odredila koncentracija otopine neke baze, obično se postupa tako da se pripremi otopina kiseline točno poznate koncentracije. Otopina kiseline ulije se u biretu, usku graduiranu cijev s pipcem. Točno poznati volumen, npr. 20 mL otopine baze nepoznate koncentracije ulije se u Erlenmeyerovu tikvicu. U otopinu baze doda se nekoliko kapi otopine indikatora. Kiselina iz birete dodaje se kap po kap u otopinu baze. Kad se pokaže promjena boje indikatora, odčita se volumen utrošene kiseline. Na osnovi takvog mjerenja izračuna se koncentracija otopine baze. Postupak se zove titracija (franc. titrer)

otopinajake bazei indikatora

bireta

otopinajakekiseline

Pribor za titraciju

Tijekom titracije mijenja se pH otopine. Krivulja koja pokazuje promjenu pH otopine tijekom titracije 25 mL otopine natrij-hidroksda, c(NaOH) = 0,1 mol/L, s otopinom kloridne kiseline c(HCl)= 0,1 mol/L

7

14

pH

V mL(otop. HCl)/10 20 30 40

podrucije pH u kojem metiloranz mijenja boju

tocka ekvivalencije

podrucije pH u kojem fenolftalein mijenja boju

0

Krivulja pokazuje kako se mijenja pH otopine tijekom titracije jake kiseline bazom. Pri neutralizaciji jakih kiselina jakom lužinom može se koristiti bilo koji indikator.



Titracija slabe baze jakom kiselinom Slika prikazuje krivulju titracije slabe baze, kao što je amonijak, jakom kiselinom. Zbog reakcije hidrolize točka ekvivalencije se ne nalazi pri pH 7, već pri pH oko 5. Zato pri titraciji slabe baze jakom kiselinom valja odabrati takav indikator koji pokazuje prijelaz boje u kiselom. Takav je indikator metiloranž. Hidroliza:

4 2 3 3NH (aq) H O(l) NH H O (aq)+ ++ → + SOLI Soli su spojevi metala ili amonijevog iona 4NH+ i kiselinskog ostatka. Sve soli su IONSKI SPOJEVI. METODE DOBIVANJA SOLI 1) NEUTRALIZACIJA: KISELINA + LUŽINA → SOL + VODA 2 4 2 4 2H SO (aq) 2NaOH Na SO 2H O+ → + 2) IZRAVNA SINTEZA: METAL + NEMETAL → SOL 2 2Zn(s) Cl (g) ZnCl (s)+ → 3) METAL + KISELINA → SOL + 2H (g) 2 2Zn(s) 2HCl(aq) ZnCl (aq) H (g)+ → + - jednostruka izmjena iona 4) METALNI OKSID + KISELINA → SOL + 2H O(l) - NEUTRALIZACIJA!!! 2 4 4 2CaO(s) H SO (aq) CaSO (s) H O(l)+ → + (jer nastaje sol + 2H O ) 5) OKSID NEMETALA + LUŽINA → SOL + 2H O(l) - NEUTRALIZACIJA! 2 2 3 2CO 2NaOH(aq) Na CO (aq) H O(l)+ → + 6) 1 2 3 4SOL SOL SOL SOL+ → +

Cjeline Hidroliza soli i Puferske otopine nalaze se na 35. stranici! se isprčava zbog ove iznimke.

7

14

pH

V mL(otop. HCl)/10 20 30 40

tocka ekvivalencije

podrucije pH u kojem fenolftalein mijenja boju

0

pufer

Krivulja titracije otopine slabe kiseline jakom bazom.

7

14

pH

V mL(otop. HCl)/10 20 30 400

tocka ekvivalencije

pufer

podrucije pH u kojem metiloranz mijenja boju

Krivulja titracije otopine slabe baze jakom kiselinom



3 3

3

AgNO (aq) NaCl(aq) AgCl(s) NaNO (aq) - dvostruka izmjena iona

AgNO je reagens za dokazivanje klora (halogenida), nastaje bijeli sirasti talog ili koloid AgCl , netopljiv u vodi, hidrofoban.

+ → +

2 4 2 4Na SO (aq) BaCl (aq) BaSO (s) 2NaCl(aq)

reagens za bijeli teško topljivi talog dokazivanje sulfata, nastaje bijeli teško topljivi talog

+ → +

↓ ↓

3 4 3 4FeCl (aq) 3NH SCN(aq) Fe(SCN) (aq) 3NH Cl(aq)+ + Amonijev tiocijanat (rodanid) je reagens za dokazivanje Fe3+. Nastaje crvena otopina Fe(SCN)3 Disocijacija soli za dokazivanje 3Fe+ , nastaje 3Fe(SCN) - crven ↓ Soli disociraju na ION METALA ili 4NH+ i KISELINSKI OSTATAK. Soli topljive u vodi su elektroliti.

22 4 2 4

4 2 4

3 2 3

Na SO H O(l) 2Na (aq) SO (aq)

NH Cl(s) H O(l) NH (aq) Cl (aq)

AgNO (s) H O(l) Ag (aq) NO (aq)

+ −

+ −

+ −

+ → +

+ → +

+ + → +

REDOKS JEDNADŽBE U metalanim hidridima (spojevima metala s vodikom) oksidacijski broj vodika je –I.

Primjerice: I I I

2 3Na H,Ca H ,AIH .− − −

Oksidacijski broj kisika u spojevima je –II. Primjerice: II II II II

32 2 4 3H O,H SO HN O ,SO .− − − −

U peroksisima kisik je oksidacijskog broja –I.Primjerice: I

2 2Na O−

. U superoksidima je III

− :

I I II I III II II

2 2 2K O ,RbO , O F− − −

+ + − - kisik može imati oksidacijski broj +2 jer je F jako elektronegativan.

Oksidacijski broj jednostavnog iona jednak je nabojnom broju iona, pa ćemo ih dalje pisati samo s nabojnim brojem. Primjerice: 3 3Al ,Cr .+ + Algebarska suma oksidacijskih brojeva u molekuli je jednaka nuli . Ovo pravilo omogućuje određivanje nepoznatog oksidacijskog broja. Primjerice u molekuli sumporne kiseline ( 2 4H SO ) znamo oksidacijske brojeve vodika i kisika, ali ne znamo oksidacijski broj sumpora. Možemo ga izračunati na sljedeći način (u računu ćemo rimske brojke zamjeniti arapskima):

I II

2 4H SO2( 1) 4( 2) 0( 2) ( 8) 0

( 8) ( 2) 6

x

xx

x

−

+ + − + =+ + − + == + + − = +

Oksidacijski broj sumpora u sumpornoj kiselini jest VI. Algebarska suma oksidacijskih brojeva u višeatomnom ionu jednaka je nabojnom broju iona(označuje se prvo broj zatim naboj). Primjerice, u amonijevu ionu ( 4NH+ ) tražimo oksidacijski broj dušika:



I

4N H4( 1) 1( 1) ( 4) 3

x

xx

+

+ + = += + + − = −

Oksidacijski broj dušika u amonijevom ionu je –III. Atomi metala uvijek su redukcijska sredstva (reducensi) jer pri spajanju s drugima vrstama atoma (u ionskim spojevima) otpuštaju elektrone. Neke vrste atoma metala i nemetala mogu imati različite oksidacijske brojeve, primjerice:

II III II VI IVFe i Fe, S , S, S .

−

Ako se neka vrsta atoma nalazi u spoju u kojem ima najmanji oksidacijski broj, tada je taj atom samo redukcijsko sredstvo – jer može samo otpuštati elektrone. Ako pak atom ima najveći oksidacijski broj u nekom spoju, tada je on samo oksidacijsko sredstvo, tj. može samo primati elektrone. A što je s atomima između ta dva stanja? Atomi elemenata u spojevima u kojima imaju oksidacijski broj između najniže i najviše vrijednosti, mogu biti i oksidacijska i redukcijska sredstva (mogu i primati i otpuštati elektrone). Njihovo ponašanje ovisit će o tvari s kojom reagiraju. Ako je tvar jači oksidans, tada su oni redukcijska sredsva, i obrnuto. U organskim spojevima oksidacijski broj ugljika određuje se za svaki ugljik ne uzimajući u obzir vezu sa susjednim ugljik-atomom.

IV I III I III I III I II I II I III I III II II 1

4 3 3 3 2 3C H , C H C H , C H C H O H, C H C O O H− − − − − − − + − − +

− − − − ⇒ Redoks reakcije uvijek su vezane za izmjenu elektrona. Z) Koja od sljedećih jednadžbi je redoks?

a) I V II I I I I I V II

3 3Ag NO (aq) K I (aq) Ag I (s) K NO (aq)− − −

+ → + - nije redoks, nema promjene oksidacijskog broja

b) 0 0 II II

2Mg(s) O (g) 2Mg O(s)−

+ → - redoks – zbog promjene oksidacijskog broja

c) II I II II

2 22Ba O (s) Ba O(s) O (g)− + −

→ + - peroksid se raspada na oksid i 2O . d) 2 2 4 2 4 2 4 4 2 25H O (aq) 2KMnO (aq) 3H SO (aq) K SO (aq) 2MnSO (aq) 8H O(l) 5O (g)+ + → + + + e) 2 2 2 22H S(g) 3O (g) 2SO (g) 2H O(l)+ → +

Z) Riješi redoks jednadžbe:

a) 3 3 2 2Cu HNO (razrj.) Cu(NO ) NO H O+ → + + b) 3 3 2 2 2Cu HNO (konc.) Cu(NO ) NO H O+ → + + c) 2Cl NaOH NaCl NaOCl+ → + d) 2 2 4 2 4 4 2 4 2 2H O KMnO H SO MnSO K SO H O O+ + → + + + e) 2 2 2 4 2 4 2 2H O KI H SO K SO H O I+ + → + + f) 4 3 3 4 2 2P HNO (konc.) H PO NO H O+ → + + g) 4 2 4 4 2 4 4 3 4 2 2FeSO H SO (konc.) KMnO K SO MnSO Fe (SO ) H O+ + → + + +

Z) - kisela otopina Ionski oblik: 2 3

2 7 2 22K Cr O H Cl K Cl Cr 3Cl Cl H O+ − + − + − + −+ + + → + + + + +

I VI II I I I I III I 0 I II

2 2 7 3 2 2K Cr O H Cl K Cl Cr Cl Cl H O− − − − −

+ → + + +

3e−+ redukcija=oksidans

oksidacija=reducense



Parcijalne jednadžbe:

22 3

2 7 2

22 3

2 7 2

2 32 7 2 2

O : 2Cl 2e Cl 3

R : Cr O 6e 14H 2Cr 7H O

6Cl 6e 3Cl

Cr O 6e 14H 2Cr 7H O

6Cl Cr O 14H 3Cl 2Cr 7H O

− −

− − + +

− −

− − + +

− − + +

− → ⋅

+ + → +

⎫− → ⎪ +⎬+ + → + ⎪⎭

+ + → + +

uravnotežena jednadžba: 2 2 7 3 2 2K Cr O 14HCl 2KCl 2CrCl 3Cl 7H O−+ → + + + Z) - disproporcioniranje – isti atom oksidira i reducira

2 3 2

2

2 3 2

2

2 3 2

2 3 2

O : Br 10e 12OH 2BrO 6H O

R : Br 2e 2Br 5

Br 10e 12OH 2BrO 6H O

5Br 10e 10Br

6Br 12OH 2BrO 10Br 6H O : 2

3Br 6OH BrO 5Br 3H O

− − −

− −

− − −

− −

− − −

− − −

− + → +

+ → ⋅

⎫− + → + ⎪ +⎬+ → ⎪⎭

+ → + +

+ → + +

PRAVILA ZA REDOKS kisela otopina

+2+

2

O : ----------- + H O ----------- + H

R : ----------- + H ----------- + H O

→

→

lužnata otopina

2

2

O : ----------- + OH ----------- + H O

R : ----------- + H O ----------- + OH

−

−

→

→

ELEKTROKEMIJA ELEKTROLIZA Elektroliza je proces rastavljanja tvari pomoću električne struje. Elektroliza vode – zbog slabe vodljivosti u vodu se dodaje tvar koja povećava vodljivost ( 2 3 2 4 3 2 4Na CO , H SO , KNO , Na SO ) – a ne sudjeluje u procesu elektrolize. To su soli čiji je kation iz I, II skupine i složeni anion ili kiselina složenog aniona.

2 2

2 2

2 22 2

2 2

2 2 2

K : 2H O 2e H 2OH 2 na katodi uvijek REDUKCIJA

A : 2H O 4e O 4H na anodi uvijek OKSIDACIJA

4H O 4e 2H 4OH6H O 4H O

2H O 4e O 4H

2H O 2H Opraskavac

− −

− +

− −

− +

− + → + ⋅ −

+ − → + −

⎫+ → + ⎪ +⎬− → + ⎪⎭→ +

1 II0 II I V

2 3Br O H Br Br O− − −−

− −+ → +e−+5e−

redukcijaoksidacija,

,



Elektroliza vodene otopine soli

2NaCl(s) H O(l) Na (aq) Cl (aq) K( ) A(+)

+ −+ → +−

2 2

2

2 2 2

2 2 2

K : 2H O 2e H 2OH

A : 2Cl 2e Cl

2H O 2Cl H Cl 2OH2H O 2NaCl H Cl 2

− −

−

− −

⎫− + → + ⎪ +⎬+ − → ⎪⎭

+ → + ++ → + +

2

2 2CuCl (s) H O(l) Cu (aq) 2Cl (aq)K( ) A( )

+ −+ → +− +

2

2

22

K : Cu 2e Cu

A : 2Cl 2e Cl

Cu 2Cl Cu Cl

+ −

− −

+ −

⎫− + → ⎪ +⎬+ − → ⎪⎭

+ → +

2

2 4 2 4

2 2

2 2

2 22 2

2 2

2 2 2 2

Na SO (s) H O(l) 2Na SOK( ) A( )

K : 2H O 2e H 2OH 2

A : 2H O 4e O 4H

4H O 4e 2H 4OH6H O 4H O

2H O 4e O 4H

2H O 2H O Produkti su isti kao kod elektrolize H O

+ −

− −

− +

− −

− +

+ → +− +

− + → + ⋅

+ − → +

⎫+ → + ⎪ +⎬− → + ⎪⎭→ + →

Elektroliza taline soli

2

2

2

KCl K ClK( ) A( )

K : K e K 2

A : 2Cl 2e Cl

2K 2e 2K

2Cl 2e Cl

2K 2Cl 2K Cl

∆ + −

+ −

− −

+ −

− −

+ −

⎯⎯→ +− +

− + → ⋅

+ − →

⎫+ → ⎪ +⎬− → ⎪⎭

+ → +

Elektroliza kiseline

22 4 4

2

2 2

2

2 2

2 2 2

H SO (aq) 2H (aq) SO (aq)

K : 2H 2e H 2

A : 2H O 4e O 4H

4H 4e 2H

2H O 4e O 4H

2H O 2H O

+ −

+ −

− +

+ −

− +

→ +

− + → ⋅

+ − → +

⎫+ → ⎪ +⎬− → + ⎪⎭→ +

2

2

2 2

HCl(aq) H Cl

K : 2H 2e H

A : 2Cl 2e Cl

2H 2Cl H Cl

+ −

+ −

− −

+ −

→ +

⎫− + → ⎪ +⎬+ − → ⎪⎭

+ → +

⇒ Metali I, II, Al i neki drugi elementi čiji je 0E manji od –0,83V ne izlučuju se na katodi, umjesto njih na katodi se reduciraju molekule vode! (vodik) Produkti: 2 2H ,Cl , NaOH.

⇒ Složeni anion ne sudjeluje u elektrolizi, umjesto njega na anodi se oksidiraju molekule 2H O .



Elektroliza lužine 2

2 2

2 2

2 2

2 2

2 2 2

NaOH(aq) H O(l) Na (aq) OH (aq)

K : 2H O 2e H 2OH 2

A : 4OH 4e O 2H O

4H O 4e 2H 4OH

4OH 4e O 2H O

2H O 2H O

+ −

− −

− −

− −

− −

+ → +

− + → + ⋅

+ − → +

⎫+ → + ⎪ +⎬− → + ⎪⎭

→ +

Z) Koji od sljedećih spojeva se ne može dodati pri elektrolizi 2H O : NaCl, 2 4Na SO , HCl, 2 4H SO , 2CuCl . FARADAYEVI ZAKONI (formule na str. 34.) Faradayevi zakoni proučavaju kvantitativne odnose izlučenih tvari na elektrodama. Prvi Faradayev zakon – masa izlučene tvari proporcionalna je količini elektriciteta koja prođe kroz elektrolizer. Drugi Faradayev zakon – jednake količine elektriciteta izlučuju množine tvari koje su obrnuto proporcionalne sa brojem elektrona. Z) Otopina aluminijeva sulfata podvrgnuta je elektrolizi strujom jakosti 3A tijekom 2 sata. Kolike su mase izlučenih elementarnih tvari na elektrodama? I = 3A t = 2h m( 2H ) = ? m( 2O ) = ? Izlučene elementarne tvari su: 2H i 2O . Zadaci za vježbu: Z 1. Zbog čega je vodena otopina srebrova nitrata ( 3AgNO ) elektrolit, a vodena otopina glukoze neelektrolit? Z 2. a) Napiši jednadžbe disocijacije sljedećih soli u vodi: kalijeva nitrata, magnezijeva nitrata, bakrova(II) nitrata. b) Od navedenih soli izdvoji onu iz koje se elektrolizom dobije metal na katodi! Z 3. Jednadžbama prikaži elektrolizu talina: a) aluminijeva klorida, b) bakrova(II) klorida! Z 4. Koji su produkti elektrolize vodenih otopina soli u zadatku 3?

3 22 4 3 2 4

2 2

2 2

2 2

2 2

2 2 2

Al (SO ) H O(l) 2Al 3SO

K : 2H O 2e H 2OH 2

A : 2H O 4e O 4H

4H O 4e 2H 4OH

2H O 4e O 4H

2H O 2H O

+ −

− −

− +

− −

− +

+ → +

− + → + ⋅

+ − → +

⎫+ → + ⎪⎬

− → + ⎪⎭→ +

Q = I⋅t Q = n⋅Z⋅F I⋅t = n⋅Z⋅F

12

21

2 1

(H )3 2 2 26,8

(H )

3 2 2(H ) 0, 22382 26,8

−

−

−

⋅ = ⋅ ⋅

⋅ ⋅= =

⋅

mA h Ah mol

M

g molm gmol

22

1

2 1

2

(O )(O )

3 2 32(O )4 26,8

(O ) 1, 791

−

−

⋅ ⋅=

⋅⋅ ⋅

=⋅

=

I t Mm

Z FA h g molm

molm g

Paziti koje se tvari ne mogu izlučiti iz vodene otopine!!!



Z 5. Koje će tvari izlučivati na elektrodama pri elektrolizi vodenih otopina: a) barijeva klorida, b) barijeva nitrata? Z 6. Izračunaj vrijeme potrebno da vodičem proteče množina elektriciteta 49 Ah, ako je jakost struje 6 A! Z 7. Koliko se atoma kalija i molekula klora izluči elektrolizom taline kalijeva klorida strujom jakosti 2,9 A u vremenu od 15 sati? Z 8. Kolika je množina elektriciteta potrebna da bi se elektrolizom razložilo 650 g vode? Z 9. Kolika je masa bakra koji se izluči iz otopine bakrova(II) klorida strujom 4,0 A u vremenu od 3 h? Z 10. Množina elektriciteta 482,5 C elektrolizom izluči 163,5 mg cinka. Kolika je molarna masa cinka? Z 11. Elektroliza taline natrijeva klorida proizvodi se strujom jakosti 44, 0 10⋅ A . Kolike su mase natrija i klora koji se izluče u vremenu od 20 sati. Z 12. Iz otopine cinkova nitrata potrebno je proizvesti 750 mg cinka. Kolika je količina elektriciteta potrebna za redukciju cinkova iona, ako je iskorištenje struje 90%? Z 13. Kolika je jakost struje koja prolazi kroz otopinu koja sadrži ione dvovalentnog nikla, ako se u vremenu od 2,5 sati na katodi izluči 80 g nikla? Z 14. Dva serijski spojena elektrolizera sadrže otopine srebrova nitrata i kromova(III) klorida. U prvom elektrolizeru izlučilo se 862,4 g srebra. Izračunaj: a) masu kroma koji se izluči na katodi, b) jakost struje ako je vrijeme elektrolize 15 minuta! Z 15. Dva elektrolizera serijski su spojena. U jednome je metalni nitrat dvovalentnog metala, a u drugome metalni nitrat trovalentnog metala. U prvom elektrolizeruizluči se 0,05 mola metala ( 2M + ), u drugom 1,716 g metala ( 3M + ). Kolika je molarna masa trovalentnog metala? Z 16. a) Izračunaj masu bakra koja se izluči iz otopine bakrova(II) sulfata množinske koncentracije 32 /mol dm , volumena 250 3cm . Utrošena množina elektriciteta za elektrolizu jest 85000 C . b) Koliko je iona bakra ( 2+Cu ) ostalo u otopini? Z 17. Kroz otopinu željezova(III) klorida protekla je množina elektriciteta od 11,2 Ah. Izračunaj: a) masu izlučenog željeza, b) volumen razvijenog klora pri tlaku 720 mbar i temperaturi 28°C! Z 18. Elektrolizom otopine metalnog klorida trovalentnog metala razvije se 5,9 3dm klora s.u. Odredi molarnu masu metala ako je masa izlučenog metala 10,2 g! Z 19. Strujom jakosti 0,4 A u vremenu od 20 minuta provodimo elektrolizu vodene otopine kalijeva klorida. Volumen otopine je 250 mL. Izračunaj: a) volumene vodika i klora koji se razviju na elektrodama pri s.u., b) množinsku koncentraciju OH− iona po završetku elektrolize!



Rješenja zadataka: 1. U vodenoj otopini glukoze nalaze se molekule, a u otopini srebrova nitrata srebrovi ioni i nitratni ioni.

2. a) 3 3

23 2 3

23 2 3

KNO (s) K (aq) NO (aq)

Mg(NO ) (s) Mg (aq) 2NO (aq)

Cu(NO ) (s) Cu (aq) 2NO (aq)

+ −

+ −

+ −

+

+

+

b) 3 2Cu(NO )

3. a)

33

3

2

32

AlCl (s) Al 3Cl

K : 2Al 6e 2Al

A : 6Cl 3Cl 6e

2Al 6Cl 2Al 3Cl

∆ + −

+ −

− −

+ −

⎯⎯→ +

⎫− + → ⎪ −⎬+ → + ⎪⎭

+ → +

b)

22

2

2

2∆2

ClCuCl2Cu

___________________________e2ClCl2:

Cue2Cu :

Cl2Cu )(CuCl

+→+

−⎪⎭

⎪⎬⎫

+→+

→+−

+⎯→⎯

−+

−−

−+

−+

A

K

s

4. a) 2H i 2Cl

b) Cu i 2Cl 5. 2K :H− , 2A :O+ 6. a) 2 2K :H , A :Cl− +

b) 2 2K :H , A :Cl− + 7. t = 8,17 h 8. N(K) = 239, 77 10⋅ , N( 2Cl ) = 234,89 10⋅ 9. Q = 66,97 10⋅ C 10. m(Cu) = 14,3 g 11. M(Zn) = 65,4 g/mol 12. m(Na) = 687 kg, m( 2Cl ) = 1059,7 kg 13. 0,683=pQ Ah 14. I = 29,28 A 15. a) m(Cr) = 138,5 mg

b) I = 0,86 A 16. M( 3M + ) = 51,48 g/mol



17. a) n( 2Cu + ) = n( 4CuSO ) = 0,5 mol, n( −e ) = 2⋅n( 2Cu + ) = 1 mol, m(Cu) = 27,99 g b) množina reduciranog bakra: n = 0,44 mol; broj iona bakra koji ostaju u otopini: N( 2Cu + ) = 3,6 ⋅ 2210

18. a) m(Fe) = 7,78 g b) V( 2Cu + ) = 7,3 3dm 19. M( 3M + ) = 58,09 g/mol 20 a) 0 0 3

2 2(H ) (Cl ) 50,1= =V V cm b) 2 3(OH ) 2, 0 10 /− −= ⋅c mol dm

GALVANSKI ČLANCI – elektrokemijski izvori struje Galvaski članak je uređaj koji kemijsku energiju pretvara u električnu. Proces je SPONTAN. Galvanski članak se sastoji od dvije elektrode (polučlanak) i elektrolitskog ključa (most). Elektrodu galvanskog članka čini metal uronjen u otopinu svojih iona (elektrolit – vodič II reda). POZITIVNI POL je KATODA na kojoj se odvija redukcija. NEGATIVNI POL je ANODA na kojoj se odvija oksidacija, ODNOSNO SAMA ANODA SE OKSIDIRA (IZVOR JE e− ). TO JE METAL KOJI IMA NEGATIVNIJI 0E . (Kod elektrolize OKSIDIRA ANION!!!) REDUKCIJSKI ELEKTRODNI POTENCIJAL (elektrokemijski red elemenata ili voltin niz) Elektrodni potencijal - 0E , određuje se prema standardnoj vodikovoj elektrodi (S.V.E.) čiji je

0E = 0 pri svim temperaturama 02(H / 2H ) 0E + = - oznaka za standdardnu vodikovu

elektrodu. ↑ ↑ reducirani oksidirani oblik oblik ⇒ Što je 0E negativniji to je tvar jači reducens ⇒ Što je 0E pozitivniji to je tvar jači oksidans Voltin niz sa vrijednostima je na str. 32. i 33. DANIELLOV ČLANAK (+) POL 4Cu/CuSO , 3

4(CuSO ) 1c mol dm−= (-) POL 4Zn/ZnSO , 3

4(ZnSO ) 1c mol dm−= Elektrolitski ključ je “U” cijev napunjena elektrolitom - 3 2 4KNO , Na SO . Shema: Redoks: Element negativnijeg 0E (Zn) istiskuje element čiji je 0E (Cu) pozitivniji. Napon:

4 4Zn | ZnSO || C uS O | C u +

2 2Z n | Z n | | C u | C u+ + +

2

2

2 2

( ) A : Zn 2e Zn

( ) K : Cu 2e Cu

Zn Cu Zn Cu

− +

+ −

+ +

⎫− − → ⎪ +⎬+ + → ⎪⎭

+ → +

0 2

0 2

ANODA : (Cu / Cu) 0,337podatci iz voltinog niza

KATODA : (Zn / Zn) 0, 76p = pozitivann = negativan

E V

E V

+

+

⎫= ⎪⎬

= − ⎪⎭ [ ]0,337 ( 0,76)

1, 097

p n

k a

U E E

E E EU VU V

= −

= −

= − −

=



⇒ Napon galvanskog članka ne može biti negativan. 0E mogu biti pozitivni ili negativni u odnosu na s. v. Z) Galvanski članak građen je od a) +Ag|Ag i 2+Cu|Cu b) 2+Pb|Pb i 2+Zn|Zn c) 2+Mg|Mg i 2+Sn|Sn

- napiši shemu - izračunaj napon - napiši redoks

a) +Ag|Ag i 2+Cu|Cu shema: 2+ +( ) Cu|Cu ||Ag |Ag (+)− napon: 0,80 0,337 0, 463p nU E E V V V= − = − = redoks: Standardni redukcijski elektrodni potencijali

Oksidrani oblik Reducirani oblik E0, [V] Li e+ −+ Li(s) -3,045

K e+ −+ K(s) -2,925

Na e+ −+ Na(s) -2,714 2Mg 2e+ −+ Mg(s) -2,363

3Al 3e+ −+ Al(s) -1,66 2Mn 2e+ −+ Mn(s) -1,180

24 2SO H O 2e− −+ + 2

3SO 2OH− −+ -0,93

22H O 2e−+ 2H 2OH−+ -0,83 2Zn 2e+ −+ Zn(s) -0,76 3Cr 3e+ −+ Cr(s) -0,744 2Fe 2e+ −+ Fe(s) -0,440 2Cd 2e+ −+ Cd(s) -0,403

4PbSO (s) 2e−+ 24Pb(s) SO −+ -0,350

2Ni 2e+ −+ Ni(s) -0,250 2Sn 2e+ −+ Sn(s) -0,136 2Pb 2e+ −+ Pb(s) -0,126

2H 2e+ −+ 2H (g) 0,000 2Cu 2e+ −+ Cu+ +0,153 4Sn 2e+ −+ 2Sn + +0,154 2Cu 2e+ −+ Cu(s) +0,337

2 21 O H O 2e2

−+ + 2OH− +0,401

2I (s) 2e−+ 2I− +0,536 3Fe e+ −+ 2Fe + +0,771

2

2

2

(A) Cu 2e Cu

(K) Ag e Ag 2

Cu 2e Cu

2Ag 2e 2Ag

Cu 2Ag Cu 2Ag

− +

+ − +

− +

+ − +

+ +

− →

+ → ⋅

− →

+ →

+ → +

⎫⎪⎪⎪⎪⎬⎪⎪⎪⎪⎭

Ne mogu se izlučiti iz vodene

otopine zbog negativnijeg

0E od 0,83V−



2Hg 2e+ −+ 2Hg(l) +0,798

Ag e+ −+ Ag(s) +0,799

2 2HO H O 2e− −+ + 3OH− +0,88

2Br (l) 2e−+ 2Br− +1,065

3IO 6H 5e− + −+ + 2 21 I (s) 3H O2

+ +1,196

2O (g) 4H 4e+ −+ + 22H O +1,229 2

2 7Cr O 14H 6e− + −+ + 322Cr 7H O+ + +1,33

2Cl (g) 2e−+ 2Cl− +1,36

3BrO 6H 6e− + −+ + 2Br 3H O− + +1,44

2PbO (s) 4H 4e+ −+ + 22Pb 2H O+ +1,455

3ClO 6H 5e− + −+ + 2 21 Cl (g) 3H O2

+ +1,47

3Au 3e+ −+ Au(s) +1,50

4MnO 8H 5e− + −+ + 22Mn 4H O+ + +1,51

3BrO 6H 5e− + −+ + 2 21 Br (l) 3H O2

+ +1,52

4MnO 4H 3e− + −+ + 2 2MnO (s) 2H O+ +1,695

2 2H O 2H 2e+ −+ + 22H O +1,77

2F (g) 2e−+ 2F− +3,06 REAKCIJE ISTISKIVANJA Iz položaja elemenata u Voltinom nizu može se zaključiti kako se ODVIJA KEMIJSKA REAKCIJA, KOJI PROCESI MOGU TEĆI SPONTANO. (treba znati) ⇒ JAČI REDUCENS ISTISKUJE SLABIJI IZ SPOJA JAČI OKSIDANS ISTISKUJE SLABIJI IZ SPOJA JAČA KISELINA ISTISKUJE SLABIJU JAČA LUŽINA ISTISKUJE SLABIJU Z) Dovrši jednadžbe: -0,76V +0,337V

a) 4 4Zn CuSO ZnSO Cu+ → + - jači reducens ISTISKUJE slabiji iz njegove soli. b) Cu + 4ZnSO →/ nema reakcije, element čiji je 0E pozitivniji ne može istisnuti

element čiji je 0E negativniji! c) 2 2F 2KCl Cl 2KF+ → + - jači oksidans ISTISKUJE slabiji d) 2Cl KF+ →/ nema reakcije, slabiji oksidans ne može istisnuti jači!

e) 2 F2 + 2 H2O → O2 + 4 HF (zbog ove reakcije fluor je jedini halogeni element koji se ne može dobiti elektrolizom vode jer oksidira kisik) ⇒ Oksidacijsko djelovanje halogenih elemenata raste: 2 2 2 2I Br Cl F< < < Z) Dovrši jednadžbe:

a) 2 2Cl 2I I 2Cl− −+ → + b) 2I F−+ → c) 6 5C H ONa HCl− + d) 6 5C H ONa HCl− + e) 3 2 4 4 2 2

2 3

CaCO H SO CaSO H O COH CO

+ → + + - jača kiselina istiskuje slabiju!!!

f) 4 2 2 3 22NH Cl Ca(OH) CaCl 2NH 2H O+ → + + - jača lužina istiskuje slabiju!!!



LECLANCHEOV ČLANAK (džepna baterija, suhi članak) Primarni izvor struje, znači da se ne može puniti – IREVERZIBILAN DIJELOVI: (–) POL: čašica od cinka (+) POL: grafit (C) obložen smjesom 2MnO + čađa + 4NH Cl (solmijak) - elektrolit: 4 2NH Cl ZnCl vrlo malo vode+ + Redoks: 2+Zn-2e Zn→ - oksidacija

4 22MnO H O 2e MnO(OH) 2OH−+ + → + - redukcija Nastali produkti reagiraju prema jednadžbi:

[ ]24 3 2 2 2Zn 2OH 2NH 2Cl Zn(NH ) Cl 2H O+ − + −+ + + → +

UKUPNA reakcija može se prikazati pomoću jednadžbe [ ]2 4 3 2 2Zn 2MnO 2NH Cl 2MnO(OH) Zn(NH ) Cl+ + → +

P) Može li se džepna baterija napuniti? Zašto? P) pH otopine koja “curi” iz džepne baterije je kiseo. Zašto? Odgovor: pH je manji od 7 zbog hidrolize 4NH Cl .

24 4

H ONH Cl NH OH H+⎯⎯⎯→ + - pH < 7 zbog hidrolize.

OLOVNI AKOMULATOR Sekundarni izvor može se nekoliko puta puniti i prazniti (reverzibilan izvor) DIJELOVI: (–) POL: Pb – spužvasto (+) POL: 2PbO - na rešetki od slitine Pb/Sb (Sb = antimon) - elektrolit razrijeđena 2 4H SO 33-39% Pri radu se troši 2 4H SO i nastaje bijeli teško topljivi talog 4PbSO . Taj se proces zove sulfatizacija. Mjerenjem gustoće 2 4H SO može se odrediti je li akumulator pun ili prazan. Gustoća se mjeri AREOMETROM. Pun akumulator: 3

2 4(H SO ) 1, 25 1,30ρ −= − g cm Prazan akumulator: 3

2 4(H SO ) 1,15ρ −= g cm Punjenje i pražnjenje olovnog akomulatora može se prikazati jednadžbom:

2 2 4 4 2Pb PbO 2H SO 2PbSo 2H O bijeli teško topljivi talog

+ + +

Shema Pb – akomulatora:

2 2

2 4 2Pb | Pb H SO Pb | PbO+ + + Z) Napon jednog članka olovnog akomulatora je 2 V. Veći napon može se postići

a) serijskim povezivanjem više članaka b) povećanjem koncentracije 2 4H SO c) punjenjem akomulatora

Z) Elektrode u Pb-akomulatoru građene su od: a) Pb i Pb b) Pb i 2PbO c) 2PbO i 2PbO VAŽNO JE ZNATI: 1. Pri punjenju spaja se (+) pol akomulatora na (+) pol istosmjernog izvora struje. 2. Akomulator se smije doljevati DESTILIRANOM 2H O 3. STAJANJEM se akomulator PRAZNI



Hidroliza soli Hidroliza je reakcija kationa slabe lužine (ili aniona slabe kiseline) s vodom ili reakcija u kojoj sudjeluju molekule vode. Do hidrolize dolazi kad su soli nastale od kiselina i lužina različite jakosti. Imamo sljedeće slučajeve: 10 NaCl(s) + H2O(ℓ) → Na+(aq) + Cl–(aq)

Uočimo: Atom natrija Na u molekuli NaCl “dolazi” iz jake lužine NaOH. Atom klora “dolazi” iz jake kiseline HCl. Otopina NaCl je neutralna tj. pH(NaCl) = 7 zato što je ta sol nastala od jake kiseline i jake lužine. Ioni Na+ i Cl– ne reagiraju s vodom a to znači da u ovom slučaju nema hidrolize.

20 NaCN(s) + H2O(ℓ) → Na+(aq) + CN– (aq)

Uočimo: Atom natrija Na u molekuli NaCN “dolazi” iz jake lužine NaOH. Grupa –CN “dolazi” iz slabe kiseline HCN. Dobivena otopina je lužnata tj. pH(NaCN) > 7. Tako je sa svim otopinama soli koje su nastale od jake lužine i slabe kiseline. Ion CN– reagira s molekulama vode što se opisuje sljedećom jednadžbom hidrolize: CN– + H2O → HCN + OH–

30 (NH4)2SO4(s) + H2O(ℓ) → 2NH4

+(aq) + SO42–(aq)

Uočimo: Amonijev ion u amonijevu sulfatu “dolazi” iz slabe lužine NH4OH. Sulfatni ion “dolazi” iz jake kiseline H2SO4. Dobivena otopina je kisela tj. pH((NH4)2SO4) < 7. Tako je sa svim otopinama soli koje su nastale od slabe lužine i jake kiseline. Amonijev ion NH4

+ reagira s molekulama vode što se opisuje sljedećom jednadžbom hidrolize: NH4

+ + H2O → NH4OH + H+ Amonijev etanoat ima molekulu oblika CH3COONH4. U vodenoj otopini ova molekula disocira na sljedeći način:

CH3COONH4 ⎯⎯ →⎯ OH2 CH3COO– + NH4+

Valja uočiti da je dobivena vodena otopina neutralna tj. pH = 7. Puferske otopine Općenito, puferi su smjese slabih kiselina i njihovih soli (kiseli pufer) ili slabih lužina i njihovih soli (lužnati pufer). Primjer kiselog pufera je acetatni pufer CH3COOH + CH3COONa. Primjer lužnatog pufera je amonijakalni pufer NH4OH + NH4Cl. Djelovanje pufera temelji se na pomaku ravnoteže prema slabo disociranoj kiselini ili lužini. U krvnoj plazmi nalazi se H2CO3 i HCO3

– (karbonatni pufer). U staničnoj tekućini djeluju fosfatni puferi a to su smjese HPO4

2– i H2PO4–.

Z. Puferska otopina je vodena otopina: a) HCl i NaCl b) H2SO4 i NH4HSO4 c) HNO3 i Zn(NO3)2 d) H2CO3 i NaHCO3 O. Točan odgovor je d) zato što samo u tom, od navedenih slučajeva, imamo smjesu slabe kiseline i njene soli (pogledati definiciju kiselog pufera).


PRIPR

EME

Zagreb, 2006.

KEMIJA 3

PRIPREMILA

KATA MILIĆ


Nakladnik


tel.: (01) 24 50 904, 24 52 809, 091 51 36 794




Periodičnost kemijskih svojstava Elementi u istoj grupi PSE imaju slična kemijska svojstva jer imaju ISTI BROJ elektrona u vanjskoj (valentnoj) ljusci. Elementi u PSE poredani su prema porastu atomskog broja – Z (protonski broj). METALI su na lijevoj strani PSE - REDUCENSI, najjači je Li. NEMETALI su na desnoj strani PSE – OKSIDANSI, najjači je F2. METALOIDI ili POLUMETALI su između metala i nemetala. METALNA SVOJSTVA su jače izražena u grupi s porastom atomskog broja – JAČI REDUCENSI. METALNA SVOJSTVA SE SMANJUJU u PERIODI od lijeva prema desno. NAJLAKŠE REAGIRAJU alkalijski metali s halogenim elementima pri čemu nastaju HALOGENIDI (HALIDI). SPOJEVI s i p bloka s vodikom – HIDRIDI VRSTA KEMIJSKE VEZE – IONSKA I KOVALENTNA IONSKA VEZA – između vodika, alkalijskih i zemnoalkalijskih metala osim Li, Be, Mg, tj. LiH, MgH2 i BeH2 su MOLEKULE. HIDRIDNI ION H: − je PROTON-AKCEPTOR: −+→+ OHHOHH 22

- HIDRIDI METALA su BAZIČNOG KARAKTERA jer otapanjem u H2O daju LUŽINE:

)g(H)aq(NaOHOH)s(NaH 22 +→+ KOVALENTNA VEZA – stvaraju svi ostali elementi s vodikom BeH2, MgH2, AlH3, GaH3, InH3, TIH3 – su POLIMERNE KOVALENTNE MOLEKULE. B2H6 je DIMER. KEMIJSKA SVOJSTVA HIDRIDA

• BAZIČNI: akceptorproton

)aq(OH)aq(NH)l(OH)g(NH 423

−+⇔+ −+

• KISELI: donorproton

)aq(Cl)aq(OH)l(OH)g(HCl 32

−+⇔+ −+

• AMFOTERNI: 2 2 3( ) ( ) ( ) ( )H O l H O l H O aq OH aq

proton donori proton akceptor

+ −+ ⇔ +−

−

VODA JE PROTON-DONOR I PROTON-AKCEPTOR tj. IMA AMFOTERNA SVOJSTVA (VODA JE AMFIPROTONSKI SPOJ).

• NEUTRALNI: )l(OH)g(CH 24 + NEMA REAKCIJE – voda je dipol a ugljikovodici (SVI) su nepolarni (svi ugljikovodici)

Dipol – trajni dipol Nepolaran – inducirani dipol SPOJEVI ELEMENATA s i p BLOKA S KISIKOM – OKSIDI VRSTA KEMIJSKE VEZE – IONSKA I KOVALENTNA IONSKA VEZA – nastaje između alkalijskih i zemnoalkalijskih metala s KISIKOM, osim BeO koji je AMFOTERAN. IONSKI OKSIDI IMAJU BAZIČAN KARAKTER, jer otapanjem u vodi daju LUŽINE (ANHIDRIDI):

)aq()OH(Ca)l(OH)s(CaO 22 →+ IONSKA VEZA: In2O3, TI2O3 KOVALENTNA VEZA – nastaje između KISIKA i B (B2O3) – 13. grupa PSE, KISIKA i C, Si, Ge, (CO2, SiO2, GeO2) – 14. grupa PSE, zatim KISIKA i elemenata iz 15. grupe PSE (N2O5, P4O10, As2O5, Sb2O5, Bi2O5), zatim KISIKA i 16. grupe PSE (SO3, SeO3, TeO3, PoO3) i KISIKA i 17. grupe PSE (OF2, Cl2O7, Br2O7, I2O7, At2O7).



SVOJSTVA OKSIDA

• BAZIČNI – ionska veza – BAZIČNI KARAKTER

• KISELI – kovalentna veza – KISELI KARAKTER

• AMFOTERNI – KOVALENTNA/IONSKA: BeO, Al2O3, Ga2O3, SnO, PbO (SnO i PbO – ionska veza). Sn je amfoteran.

Ako element ima promjenjivu valenciju kod manje valencije prevladava IONSKA veza, a kod više KOVALENTNA veza. AMFOTERNI OKSIDI REAGIRAJU S KISELINAMA I LUŽINAMA. AMFOTERNI OKSID JE I ZnO!

• NEUTRALNI – NE REAGIRAJU NI S KISELINAMA NI S LUŽINAMA NI S VODOM – CO, NO, N2O

OKSIDACIJSKI BROJ KISIKA U OKSIDIMA JE –II, OSIM U F2O GDJE JE II (FO2 NE POSTOJI).

SPOJEVI ELEMENATA s i p BLOKA S KLOROM – KLORIDI VRSTA KEMIJSKE VEZE – IONSKA I KOVALENTNA IONSKA VEZA – KLOR s alkalijskim i zemnoalkalijskim metalima osim BeCl2 – molekula: Cl – Be – Cl , molekulski kristal. KOVALENTNA VEZA – KLOR s elementima p-bloka, S RAZLIČITIM UDJELOM IONSKE VEZE, npr. AlCl3 – ionska/kovalentna. OKSIDACIJSKI BROJ U KLORIDIMA JE UVIJEK –I IONSKI KLORIDI U VODI DISOCIRAJU, A OTOPINA JE NEUTRALNA, NEMA HIDROLIZE:

)aq(Cl2)aq(Mg)s(MgCl

)aq(Cl)aq(Na)s(NaCl2OH

2

OH

2

2

−+

−+

+⎯⎯ →⎯

+⎯⎯ →⎯

KOVALENTNI KLORIDI u vodi HIDROLIZIRAJU i daju KISELE OTOPINE:

7ph,H3)OH(AlOH3Al

)aq(Cl3)aq(Al)s(AlCl

323

3OH3

2

<+→+

+⎯⎯ →⎯++

−+

Dijagonalna sličnost: Li i Mg Be i Al B i Si ALKALIJSKI METALI – ns1, n = 2 - 7, n = broj ljusaka Gustoća je manja nego kod vode; D(K)=0.86 gcm-3, D(Na)=0.97 gcm-3 Li, Na, K, Rb, Cs, Fr raste reaktivnost Li je najjači reducens a Fr je radioaktivan. SVI IMAJU MALU: Ei, Ea, ELEKTRONEGATIVNOST. TALIŠTE – NISKO, NAJVIŠE tt ima LITIJ – talište pada u grupi GUSTOĆA – MALA, Laki metali D<5 gcm-3, najmanji D ima Li - D(Li)=0.53 gcm-3 Ei – najveća Ei je kod Litija a NAJMANJA kod Cezija TVRDOĆA – VRLO MALA – najveću tvrdoću ima LITIJ REAKCIJA S VODOM: Li – spora, Rb i Cs s vodom EKSPLODIRA! KRISTALIZIRAJU U KUBIČNOM SUSTAVU.



ELEMENTARNA ĆELIJA – VOLUMNOCENTRIRANA KOCKA: 21818)A(N =+= ATOMA

BROJ ATOMA JE DVA: ČUVAJU SE: U PETROLEJU, OSIM Cs koji se čuva u VAKUUMU. OKSIDACIJSKI BROJ UVIJEK JE POZITIVAN I. NEMA IH ELEMENTARNIH U PRIRODI – zbog reaktivnosti. DOBIVANJE – ELEKTROLIZOM TALINE NJIHOVIH SOLI (KLORIDA). MINERALI:

• KCl SILVIN • KCl · MgCl2 · 6H2O KARNALIT • KAlSi3O8 ORTOKLAS • NaCl HALIT ILI KAMENA SOL • NaNO3 ČILSKA SALITRA • Na3AlF6 KRIOLIT • Na2B4O7 · 10H2O BORAKS

BOJE PLAMEN: Na – žuto, Cs – plavo, kad e- emitira apsorbiranu energiju! GORENJE ALKALIJSKIH METALA: daju okside Li2O, perokside Na2O2 i superokside KO2, RbO2, CsO2 HIDROKSIDI – kristalne HIGROSKOPNE TVARI (vežu vlagu), jako nagrizaju kožu, dobro topljivi u vodi – SVI osim LITIJEVA i daju jake LUŽINE, 1≈α .

OTAPANJE HIDROKSIDA: lužinahidroksid

)aq(OH)aq(M)l(OH)s(MOH 2−+ +→+

DOBIVANJE LUŽINA:

1. )g(H)aq(NaOH2)l(OH2)s(Na2:Hlužinavodametal 222 +→++→+ 2. )aq(LiOH2)l(OH)s(OLi:lužinaOHoksidilnmeta 222 →+→+ 3. )g(O)aq(NaOH4)l(OH2)s(ONa2:OlužinaOHperoksid 222222 +→++→+ 4. )g(O3)aq(KOH4)l(OH2)s(KO4:OlužinaOHeroksidsup 22222 +→++→+ 5. )g(H)aq(NaOH)l(OH)s(NaH:HlužinaOHmetalahidrid 2222 +→++→+ 6. elektroliza vodene otopine halogenida osim FLUORIDA, zbog reakcije HF4OOH2F2 222 +→+ , jači

oksidans istiskuje slabiji! PRODUKTI ELEKTROLIZE: H2, X2, lužina. (X2 = halogeni element) 7. OHNH)l(OH)g(NH 423 →+

REAKTIVNOST – alkalijski metali reagiraju s:

• halogenim elementima X2, nastaju halogenidi – IONSKI. )s(MX2)g(X)s(M2 2 →+ - TOPLJIVI u H2O kao i druge soli.

−X halogenidni ion • s vodikom, nastaju HIDRIDI – HIDRIDI METALA SU IONSKI SPOJEVI – JAKI REDUCENSI.

)s(MH2)g(H)s(M2 2 →+

:[ ]−H hidridni ion • s dušikom reagira SAMO LITIJ dijagonalno sličan sa magnezijem – Mg3N2 – magnezijev nitrid

IONSKINITRIDlitijev)s(NLi2)g(N)s(Li6 32 −−→+ −3N:

: :: nitridni ion U PRIRODI IMA NAJVIŠE NATRIJEVIH I KALIJEVIH HALOGENIDA.

.. .......



Regeneracija N

H3

NATRIJ – Na – 3s1 – elektronska konfiguracija zadnje (valentne) ljuske Vrlo mekan, čuva se u petroleju zbog velike reaktivnosti. Nakon rezanja nož se spali u plamenu ili se pere u etanolu jer nastaje natrijev etoksid:

0H,HONaHC2OHHC2Na2 25252 <∆+→+ . GORENJE: peroksidnatrijev)g(ONa)g(O)s(Na2 222 −→+ REAKCIJA S H2O: toplina)g(H)aq(NaOH2)l(OH2)s(Na2 22 ++→+ DOBIVANJE NATRIJA – elektrolizom TALINE NaCl uz dodatak CaCl2 (60%) pri čemu se tt(NaCl) snizi na oko 600oC. Tt(NaCl) = 801oC. Zadatak: Prikaži elektrolizu taline NaCl. Koji su produkti elektrolize? SPOJEVI NATRIJA: NaCl, NaOH, Na2CO3, NaHCO3, NaH. NaCl Bijela čvrsta tvar, dobro topljiva u vodi, proces je malo endoterman što znači da je entalpija kristalne rešetke VEĆA od entalpije hidratacije. Ako je obrnuto proces otapanja soli je EGZOTERMAN PROCES. Vodena otopina je neutralna. Elementarna ćelija: PLOŠNOCENTRIRANA, N(NaCl)=4 DOBIVANJE NaCl:

• sinteza: 0H,)s(NaCl2)g(Cl)s(Na2 2 <∆→+ • iz morske vode i kopanjem iz rudnika

NaOH Bijela čvrsta tvar, higroskopna (KAUSTIČNA SODA)

Reakcija NaOH na zraku: )s(NaHCO)g(CO)s(NaOH

iliOH)s(CONa)g(CO)s(NaOH2

32

2322

→++→+

pH od Na2CO3 i NaHCO3 je veći od 7. LUŽNATIJA je i bolje topljiva u vodi Na2CO3 nego NaHCO3:

22 3 2 3

3 2 3

3

2Na CO H O Na CO

NaHCO H O Na HCO

smanjujelužnatost H CO

+ −

+ −

+ −

+ → +

+ → +

→ +

↑

DOBIVANJE Na2CO3 (SODA) – SOLVAYEV POSTUPAK

)aq(HCO)aq(NH)aq(Cl)aq(Na)l(OH)g(NH)g(CO)aq(Cl)aq(Na 34232−+−+−+ +++→++++

HLAĐENJEM prvo iskristalizira NaHCO3, najslabije topljivu sol.

ŽARENJEM !!!otrovnasoda

)g(COOH)s(CONa)s(NaHCO2 22323

−++⎯→⎯∆

Proces se može prikazati reverzibilno, tako se dobiva NaHCO3: RBONATHIDROGENKANATRIJEViliBIKARBONASODA)s(NaHCO2)g(CO)l(OH)s(CONa 32232 −→++

REGENERACIJA amonijaka, potreban za dobivanje sode, iz NH4Cl, reciklira se: !slabijuistiskujebazajača)l(OH)aq(CaCl)g(NH2)OH(Caili)s(CaO)aq(ClNH 22324 −++→+

Zadatak Prikaži strukturu:

1. oksidnog iona – O2- -II

, [ ] −2O

2. peroksidnog iona - -I −2

2O , [ ] −− 2OO

3. superoksidnog iona - 21

−

−2O , [ ]−− OO

.. .............



SUPEROKSIDI SU PARAMAGNETIČNE TVARI (prisutnost magneta izaziva magnetičnost) JER IMAJU JEDAN NESPARENI ELEKTRON. Zadatak Elektrolizom NaCl(aq) (odaberi točan odgovor):

1. na katodi se izluči Na 2. na katodi se reduciraju molekule vode 3. na anodi se izluči kisik

Zadatak Koji su produkti termičke disocijacije:

1. NaHCO3: )g(CO)g(OH)s(CONa)s(NaHCO2 22323 ++⎯→⎯∆

2. ∆

2 3 2 3 2 2Na CO : Na CO (s) Na O(s) + CO (g),⎯⎯→ o

t 2 3t (Na CO ) = 851 C. Na2CO3 JE TERMIČKI NAJSTABILNIJI KARBONAT, termički se raspada tek pri 1800oC!!! tt(Na2CO3)=851oC. SVI karbonati termičkom disocijacijom daju CO2 i OKSID METALA.

Zadatak Natrijev hidrid može se dobiti sintezom:

0H,)s(NaH2)g(H)s(Na2 2 <∆→+ kristalizira u PLOŠNO CENTRIRANOJ ĆELIJI (kao NaCl). Koliki mu je broj formulskih jedinki? Što nastaje otapanjem u vodi? Jednadžba. Zadatak U 500 ml otopine otopljeno je 2 g NaOH. 100 ml te otopine razrjeđeno je s 900 ml destilirane vode. Koliki je pH te otopine:

1. 4 2. 6 3. 8 4. 10 5. 12

Zadatak Dovršite jednadžbe:

1. →+ 2CONaOH 2. →+ HClCOCs 32 3. →+ OHK 2 4. →+ OHRbO 22

5. →++ OHCOKO 222 6. →+ OHNaH 2

Zadatak Izračunaj masu kristalne sode (Na2CO3 · 10H2O) potrebne za pripremu 0.5 m3 10% vodene otopine gustoće D = 1.04 gcm–3 . Zadatak Na temelju podataka energije kristalnih rešetki odredi koji halogenid ima najniže talište:

1. NaCl – 780 KJmol–1 2. KBr – KJmol–1 3. NaBr – 734 KJmol–1 4. KI – 644 KJmol–1 [ ]d



ZEMNOALKALIJSKI METALI – ns2, n = 2 - 7 Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra (radioaktivan) najrasprostranjeniji u prirodi (3.4 %) – u mineralima LAKI METALI KAO I ALKALIJSKI metali. TALIŠTE: najniže Mg, najviše Be GUSTOĆA: LAKI METALI, D < 5 gcm–3 VRELIŠTE: NAJVIŠE Be, 2970OC Ei:

• PRVA – najmanja kod Ba, najveća kod Be • DRUGA – najmanja kod Ba, najveća kod Be

TVRDOĆA: najtvrđi Be, tvrđi od alkalijskih jer u metalnoj vezi sudjeluju 2e- REAKCIJA S H2O: Be – nema reakcije, Ba – reagira BURNO. NEMA IH ELEMENTARNIH U PRIRODI zbog velike reaktivnosti kao i alkalijski metali. Pretežno se nalaze u obliku NETOPLJIVIH SILIKATA, KARBONATA, SULFATA I FOSFATA. BOJE PLAMEN – Ca – crveno, Ba – zeleno, Sr i Ra – crveno MINERALI:

• BERIL 3BeO · Al2O3 · 6SiO2 (Be3Al2Si6O18) – zelen (smaragd) • MAGNEZIT MgCO3 • DOLOMIT CaCO3 · MgCO3 • KARNALIT KCl · MgCl2 · 6H2O • VAPNENAC CaCO3 • FOSFORIT Ca3(PO)4

• 5 4 3

5 4 3

5 4 3

( )APATIT ( )

( )

Ca Cl PO klorapatitCa F PO fluorapatitCa OH PO hidroksiapatit

−⎧⎪ −⎨⎪ −⎩

• GIPS (SADRA) CaSO4 · 2H2O • ALABASTER ista formula kao i za gips, zrnata strukturam bijele boje • FLUORIT CaF2 • KLORIT CaCl2 • CELESTIN SrSO4 • ANHIDRIT CaSO4 • BARIT BaSO4 • VITERIT BaCO3

KRISTALNI SUSTAVI:

• Be i Mg – HEKSAGONSKI, atoma63212

6112)A(N =++=

• Ca i Sr – kubični sustav, plošnocentrirana elementarna ćelija • Ba – kubični sustav, volumnocentrirana elementarna ćelija

Zbog različitih kristalnih sustava gustoća im je različita. BERILIJ I njegovi spojevi su IZRAZITO OTROVNI. BARIJEVI SPOJEVI topljivi u vodi također su otrovni. ZEMNOALKALIJSKI METALI kao i alkalijski istiskuju VODIK IZ VODE pri čemu nastaje LUŽINA i VODIK.

)g(H)aq(OH2)aq(CaOH2)s(Ca

0H,)g(H)aq(OH2)aq(M)l(OH2)s(M

22

2

22

2

++→+

<∆++→+−+

−+

VAPNENA VODA – vodena otopina Ca(OH)2 masenog udjela 0.13%. NA ZRAKU ZEMNOALKALIJSKI metali se OKSIDIRAJU – nastaje zaštitni sloj oksida zbog čega su STABILNIJI OD ALKALIJSKIH METALA, JEDINO na zraku BARIJ DAJE PEROKSID (IZNIMKA) BaO2 .



raste topljivost

GORENJE na zraku:

čađa)s(C)s(MgO2)g(CO2Mg(s)0H,)s(NMg)g(N)s(Mg3

0H,)s(MgO)g(O)s(Mg2

2

232

2

−+→+<∆→+

<∆→+dijagonalna sličnost s Li koji reagira na isti način

Produkti gorenja Mg na zraku su: MgO, Mg3N2 i C (čađa). SVI zemnoalkalijski metali OSIM Be daju NITRIDE, kod ALKALIJSKIH SAMO Li (Li3N). OKSIDI zemnoalkalijskih metala otapanjem u H2O daju LUŽINE:

hidroksidaotopinavodenaLUŽINAOHHIDROKSID)aq()OH(M)l(OH)s()OH(M

)s()OH(M)l(OH)s(MO

2

222

22

=→+

→+→+

MgO s vodom reagira VRLO SPORO, CaO reagira brže. Pitanje Kako se mijenja topljivost:

1. hidroksida 2. sulfata

2

2

2

2

2

)OH(Ba)OH(Sr)OH(Ca)OH(Mg

)OH(Be

DOBIVANJE ZEMNOALKALIJSKIH METALA SVI SE DOBIVAJU ELEKTROLIZOM TALINE SVOJIH (HALOGENIDA) SOLI OSIM Be koji se dobiva REDUKCIJOM s Mg (zbog kovalentne veze u spojevima):

)s(MgF)s(Be)l(Mg)s(BeF 22 +→+ Zadatak Prikaži elektrolizu taline kalcijeva klorida. Koji su produkti? UPORABA – Be, Mg, Ca za legiranje; Mg i Ca su biogeni elementi. KALCIJ SPOJEVI – CaCO3 – kao KALCIT (heksagonski sustav) i ARAGONIT (rompski sustav) – polimorfni oblici. CaCO3 – NETOPLJIV U H2O, topljiv u H2O koja sadrži CO2 – kisela.

−+

<∆→++

32

23223

HCO,CaSADRŽIVODATVRDA

0H,)aq()HCO(Ca)g(CO)l(OH)s(CaCO

ZAGRIJAVANJEM TVRDE VODE TALOŽI se CaCO3 – KAMENAC:

0H,)l(OH)g(CO)s(CaCO)aq()HCO(Ca 22323 >∆++⎯→⎯∆ Na isti način nastaju: SIGE (stalaktiti i stalagmiti). TERMIČKA DISOCIJACIJA: CaCO3(s) ∆⎯⎯→ CaO(s) + CO2(g), CaO(s) je živo vapno.

CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2, H < 0∆ Ca(OH)2 je gašeno vapno.

Raste topljivost jer je Be2+ najmanji, ima najveću energiju hidratacije zbog čega topljivost raste

!NEOTROVANvodiunetopljivBaSOSrSOCaSO

topljivdobroMgSOtopljivdobroBeSO

4

4

4

4

4

−



Gašeno vapno nastaje miješanjem ŽIVOG VAPNA i H2O i koristi se za dobivanje ŽBUKE. ŽBUKA JE SMJESA PIJESKA, VODE I GAŠENOG VAPNA. OČVRŠĆAVANJE ŽBUKE: OHCaCOCO)OH(Ca 2322 +→+ Ista je reakcija između gašenog vapna i produkata disanja (CO2 i H2O). GIPS - CaSO4 · 2H2O – netopljiv u H2O

kristalna voda kalcijev sulfat dihidrat

Grijanjem gips gubi 43 KRISTALNE VODE i prelazi u PEČENI GIPS:

OH5.1OH5.0CaSOOH2CaSO 22424Co130

+⋅⎯⎯⎯ →⎯⋅ ⎯⎯⎯ ⎯← prirodni gips pečeni gips KALCIJEV HIDRID – CaH2 – dobiva se sintezom:

0H,)s(CaH)g(H)s(Ca 22 <∆→+ CaH2 – jak reducens IONSKI SPOJ pa s H2O burno reagira, daje lužina + H2:

)g(H)aq()OH(Ca)l(OH2)s(CaH 2222 +→+ TEHNIČKI VAŽNI METALI ŽELJEZO – Fe – valentna ljuska 4s23d6, vanjska ljuska 4s2 Fe je NAJRAPROSTRANJENIJI od svih metala na Zemlji, a u Zemljinoj kori po masenom udjelu je iza aluminija. BIOGENI je element u sastavu hemoglobina. ELEMENTARNO SAMO KAO METEORNO (IZ SVEMIRA) i TELURNO (VULKANSKO). U PRIRODI se nalazi najčešće u OKSIDNIM, KARBONATNIM, SULFIDNIM I SILIKATNIM RUDAMA. RUDE ŽELJEZA:

• HEMATIT Fe2O3 – oksidna ruda • LIMONIT Fe2O3·H2O – oksidna ruda • MAGNETIT Fe3O4 (FeO·Fe2O3) – oksidna ruda • SIDERIT FeCO3 – karbonatna ruda • PIRIT FeS2 – sulfidna ruda

PROIZVODNJA ŽELJEZA Fe se proizvodi REDUKCIJOM OKSIDNIH RUDA KOKSOM (C) u VISOKOJ PEĆI. SIROVINE:

• ruda hematit ili limonit • talionički dodaci – reagiraju s primjesama i stvaraju trosku (jalovina) • koks kao gorivo odnosno reducens

TALIONIČKI DODACI mogu biti KISELI SiO2 – kremeni pijesak ili silicijev dioksid dodaje se ako je ruda bazična tj. Ako sadrži CaCO3 ili MgCO3. Ako je ruda kisela tj. Ako sadrži SiO2 ili SILIKATE dodaju se bazični dodaci tj. CaCO3 ili MgCO3. U KEMIJSKOJ REAKCIJI SUDJELUJU SVE NEČISTOĆE (jalovina) PRISUTNE U SIROVINI. PROCES U VISOKOJ PEĆI može se prikazati jednadžbama:

željezosirovo)g(CO3)l(Fe2)g(CO3)s(OFe

0H,)g(CO2)s(C)g(CO!REDUCENSISUCOiC0H,)g(CO)g(O)s(C

232

2

22

+→+>∆→+

⇒<∆→+



U gornjim dijelovima peći CO disproporcionira u CO2 i C : 2CO(g) C(s) CO (g)2

0 +2+

+2

DISPROPORCIONIRANJE u kojem ISTI atom OKSIDIRA i REDUCIRA. FINO RASPRŠENI ugljik C veže se u SPOJ CEMENTIT Fe3C. GROTLENI PLINOVI – vruća smjesa plinova 200oC, izlazi na VRHU PEĆI: N2, CO, CO2, H2 . BRZIM HLAĐENJEM nastaje BIJELO SIROVO ŽELJEZO – za dobivanje ČELIKA. SPORIM HLAĐENJEM nastaje SIVO SIROVO ŽELJEZO – za lijevanje jer je KRTO. SIROVO Fe sadrži: Mn, Si, S, P, C oko 4%. FIZIKALNA SVOJSTVA ŽELJEZA Srebrnobijeli metal, kovak, feromagnetičan (kao Co i Ni), trajni magnet. Kristalna struktura mijenja se s promjenom temperature:

ćelija.cvolumnoćelija.cplošnoćelija.cvolumno)Fe()Fe()fe(

Co1401Co907

δ⎯⎯⎯ ⎯←γ⎯⎯⎯ ⎯←α ⎯⎯⎯ →⎯⎯⎯⎯ →⎯

tt(Fe) = 1535oC

[ ] [ ] [ ]Ard3Ard3Ars4d3

FeeFee2Fe5626

32 +−+− →−→−

Fe3+ stabilnija od Fe2+ jer su orbitale d-polupopunjene. Fe2+ u vodenoj otopini lako oksidira u Fe3+ uz jake oksidanse u kiselom, prema jednadžbi:

OH8MnSO2SOK)SO(Fe5SOH8KMnO2FeSO10 24423424244 +++→++ Fe3+(aq) – ŽUĆKASTE BOJE Fe2+(aq) – ZELENKASTE BOJE KEMIJSKA SVOJSTVA ŽELJEZA ČISTO Fe POSTOJANO je na SUHOM ZRAKU i U VODI U KOJOJ NEMA OTOPLJENOG O2 (oksidans). NA VLAŽNOM zraku lako korodira i stvara HRĐU Fe2O3·XH2O – sloj koji je POROZAN, MEKAN, LAKO SE LJUŠTI, ŽUTO DO SMEĐE BOJE, KOROZIJSKI PRODUKT KOJI nema zaštitnu ulogu. ZBOG negativnog EO Fe je kemijski vrlo reaktivan i JAKO JE REDUKCIJSKO SREDSTVO. Istiskuje H2 IZ KISELINE:

2 2

2 2

2 4 4 2

Fe(s)+2HCl(raz.) FeCl (aq)+H (g)Fe(s)+2HCl(konc.) FeCl (aq)+H (g)Fe(s)+H SO (raz.) FeSO (aq)+H (g)

→→→

}2 4

2 4 2 4

3

( ) ( .) .( .) ( ) !!! ( .)

( ) ( .

Fe s H SO konc NEMA REAKCIJE nastaje ZASTITNI OKSIDNI SLOJ koji SE NE OTAPA U KISELINIH SO konc OKSIDANS jaki slijedi PASIVIZACIJA ZELJEZA ZATO SE H SO konc mozeprevoziti u celicnim spremnicima

Fe s HNO raz

+

+ 2 4

3 2 4

) ( .)( ) ( .) ( .)

PASIVIZIRA kao i s H SO koncFe s HNO konc PASIVIZIRAkao i s H SO konc+

Fe se zbog poboljšanja FIZIKALNIH I KEMIJSKIH svojstava LEGIRA. Fe sa ŽIVOM NE STVARA legure. Živa jedino sa željezom ne stvara legure (slitine). Legure ŽIVE zovu se AMALGAMI (Ag/Hg – PLOMBA za zube). ČELIK – slitina Fe sa 0.05 do max. 1.7% C (obični čelik). SLITINE – su ČVRSTE OTOPINE DVAJU ILI VIŠE METALA. OSIM metala slitine mogu sadržavati i nemetale npr. C ili P. LEGIRANI ČELICI – SADRŽE VIŠE OD 5% Ni, Mn, Si, Cr. BAKAR – Cu – 4s13d10 stabilnija od 4s23d9 Metal crvenkaste boje, poslije Ag najbolji vodič elektriciteta, visoke toplinske vodljivosti. Prijelazni metal kao i željezo. ELEMENTARNOG U PRIRODI ima vrlo malo. Javlja se kao smjesa DVA IZOTOPA 63Cu i 65Cu. RUDE BAKRA:

• HALKOPIRIT CuFeS2 • HALKOZIN Cu2S • KUPRIT Cu2O • MALAHIT Cu(OH)2·CuCO3 ili Cu2(OH)2CO3



PROIZVODNJA BAKRA Cu se može dobiti REDUKCIJOM OKSIDNIH ILI SULFIDNIH RUDA. Iz oksidnih RUDA Cu se proizvodi REDUKCIJOM pomoću koksa pri visokoj temperaturi: bakarsiroviCuCOCuOCu2 −+→+ IZ HALKOPIRITA – ruda se prži na zraku, a pojednostavljeni proces se može prikazati jednadžbama:

BAKARSIROVICu6SOOCu2SCuSO2OCu2O3CuS2

SO8OFe2FeS4CuS4O11CuFeS8

222

2222

232222

+→++→+

+++→+

SIROVI Cu sadrži oko 5% nečistoće Fe, Zn, Pb, As, Ag, Au, Si i drugih. ČISTI Cu dobiva se ELEKTROLIZOM sirovog Cu. ELEKTROLIT je VRUĆA KISELA OTOPINA bakrovog(II) sulfata.

2( ) 2AnodaCu sirovi e Cu− +⊕ − → 2 2 ( )KatodaCu e Cu čist+ −+ → Pri elektrolizi Fe, Zn i Cu se OKSIDIRAJU U Fe2+, Zn2+, Cu2+ i odlaze u ELEKTROLIT. Ag i Au se ne oksidiraju (zbog EO-pozitivan) i ostaju u ANODNOM MULJU. Na katodi se od nastalih iona prvi reducira Cu2+ (zbog pozitivnijeg EO) – jači reducensi Fe, Zn ostaju u otopini u obliku Fe2+, Zn2+. ⇒ PRI ELEKTROLIZI NA KATODI SE UVIJEK IZLUČI SLABIJI REDUCENS A NA ANODI SE UVIJEK IZLUČI SLABIJI OKSIDANS. Zadatak U katodnom prostoru nalaze se Cu2+ i Ag+, a u anodnom - -Cl i F . Što će se izlučiti na: a) katodi, b) anodi (napisati jednadžbe!) FIZIKALNA SVOJSTVA BAKRA Crvenkast metal, mekan, žilav i rastezljiv. KRISTALIZIRA U PLOŠNOCENTRIRANOJ ĆELIJI. 3gcm9.8)Cu( −=ρ KEMIJSKA SVOJSTVA BAKRA

[ ] [ ] [ ]Ard3Ard3Ars4d3

CueCueCu910110

2+−+− →−→−

Cu može biti jednovalentno Cu+ i dvovalentno Cu2+. Cu2+ stabilniji od Cu+. Cu+ disproporcionira: ( ) ( ) ( )sCuaqCuaqCu2 2 +→ ++ Zagrijavanjem Cu IZNAD 600OC nastaje CRNI PRAH CuO, a na NIŽOJ temperaturi nastaje CRVENI Cu2O. CuO je korozijski produkt koji ŠTITI BAKAR od KOROZIJE – PASIVIZIRA BAKAR. CuO – bazičan: ( ) ( ) ( ) ( ) cijaneutralizalOH3aqCuaqOH2sCuO 2

23 −+→+ ++

Dodatkom lužine gornjoj otopini taloži se MODRI Cu(OH)2

( ) ( ) ( ) ( )( ) ( )[ ]

planaran - kompleks -ion akrov(II)tetraaminbOH2NHCu3NH4OHCu

sOHCuaqOH2aqCu2

432

22

−+

−+

+→+

→+

+2Cu

3NH

NH3

NH3

3NH



METAL čiji je E0 negativniji od E0 bakra ISTISKUJE BAKAR iz njegovih SOLI:

V77.0V337.0FeCuFeCu

reakcije nema FeSOCuCuFeSOCuSOFeCuZnSOCuSOZn

reakcije nemaZnSOCuCuFeOCuOFe

2234

44

44

4

+++→+⇒

++→++→+

++→+

+++

modra galica se ne može držati u Fe spremniku zbog ove reakcije

KISELINE KOJE NEMAJU OKSIDIRAJUĆE DJELOVANJE (HCl(konc) i HCl(razrij.) i H2SO4(razrij.)) NE OTAPAJU Cu!

reakcije nema .)razrij(SOHCureakcije nema .)konc(HClCureakcije nema .)razrij(HClCu

42+++

Cu REAGIRA S KISELINAMA koje imaju OKSIDACIJSKO DJELOVANJE tj. Kiseline koje osim vodika sadrže i element koji bakar može REDUCIRATI:

( ) ( ) ( ) ( )( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( )( ) ( ) ( ) ( ) ( )

3 3 22

3 3 2 22

2 4 4 2 2

3 ( ) 8 ( .) 3 2 4

4 . 2 2

2 . 2

Cu s HNO razrij Cu NO aq NO g H O l

Cu s HNO konc Cu NO aq NO g H O l

Cu s H SO konc CuSO aq SO g H O l∆

+ → + +

+ → + +

+ ⎯⎯→ + +

DOBIVANJE modre galice: ( ) ( )

OKSIDANSlOH2CuSO2O.)razrij(SOH2sCu2 24242 →++

LEGURE BAKRA: MJED ILI mesing – je ČVRSTA OTOPINA CINKA (do 39%) u BAKRU (nije bakra u cinku, bakra ima više – otapalo). Lako se obrađuje, provodi el. struju i toplinu, otporna na koroziju. Na mjednim kvakama nema bakterija. BRONCA – legura bakra i kositra (Sn), uz dodatak P, Si, Al. Ima veliku tvrdoću, čvrstoću i otpornost na koroziju. ALUMINIJ – Al – 3s23p1 Al je najrasprostranjeniji metal u zemljinoj kori, otkriven početkom 19.st. FIZIKALNA SVOJSTVA ALUMINIJA – srebrnobijeli metal, sjajan, male tvrdoće, )metallaki(gcm7.2 3−=ρ , vrlo čvrst i jako rastezljiv. Dobar vodič el. struje i topline. Kristalizira u plošnocentriranoj kocki. Otporan na koroziju jer se pasivizira slojem oksida: pasiviziraOAl2O3Al4 322 −→+ KEMIJSKA SVOJSTVA ALUMINIJA – Kako mu je EO mnogo negativniji od EO vodika istiskuje H2 iz kiseline. Reakcije s kiselinama:

3 2

3

3

2 4

2 6 2 3( .) nema reakcije pasivizira Al stvaranjem oksidnog sloja netopljivog u oksidirajućim kiselinama( .) nema reakcije (isto tako)( .) n

Al HCl AlCl HAl HNO razrijAl HNO koncAl H SO konc

+ → ++++

( )2 4 2 4 23

ema reakcije (isto tako)2 3 ( .) 3Al H SO razrij Al SO H+ → +



Reakcije s lužinama – reagira s lužinama dajući ALUMINATE i vodik:

( )[ ]aluminatnatrijev

H3OHAlNa2OH6NaOH2Al2 242 +→++

Reakcije Al2O3 i Al(OH)3 s kiselinama i lužinama:

( )[ ]( )[ ]

kompleks planarni at(II)oksoalumin tetrahidrnatrijev kompleks, anionskiOHAlNa2OH3NaOH2OAl

oktaedar - klorid III)luminijev(heksaakvaa kompleks, kationskiClOHAl2OH9HCl6OAl

4232

362232

−→++

−→++

AMFOTERNOST – Al, Al2O3 i Al(OH)3 reagiraju s KISELINAMA i LUŽINAMA pa zato kažemo da imaju amfoterna svojstva. SA KISELINAMA NASTAJE KOMPLEKSNI KATION ( )[ ] oktaedarOHAl 3

62 −+ .

SA LUŽINAMA NASTAJE KOMPLEKSNI ANION ( )[ ] planaranOHAl 4 −− . Al LAKO REAGIRA S NEMETALIMA: Cl2, Br2, I2, O2, S, H2, N2.

3323

32

32

NH)OH(AlOH3AlNu vodi topljivnitrid, aluminijevAlN2N3Al2

AlBr2Br3Al2

+→+−→+

→+

DOBIVANJE ALUMINIJA NEMA ALUMINIJA ELEMENTARNOG U PRIRODI. RUDE:

• BOKSIT - OXHOAl 232 ⋅ BOKSIT JE SMJESA MINERALA BEMITA AlO(OH) i HIDRARGILITA Al(OH)3. Boksit sadrži i primjese minerala željeza, silicija, titanija i drugih. Crvenosmeđa boja potječe od OHOFe 232 ⋅ - hidratizirani oksid.

Obrada boksita s NaOH:

( ) ( )[ ]

( )[ ]

( )[ ]( ) ( ) ( ) ( )( )

GLINICA OH3OAlOHAl2

aqNaOHsOHAlaqOHAlNa

bemitaluminat natrijevOHAlNaOHNaOHAlO(OH)

thidrargilialuminat natrijevOHAlNaNaOHOHAl

232žarenje,

3

3cijakristaliza hlaðenje,

4

42

4kPa700,C120

3O

+⎯⎯⎯ →⎯

+⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯ →⎯

−→++

−⎯⎯⎯⎯⎯ →⎯+

∆

ELEKTROLIZA GLINICE – Al2O3 Zbog visoke tt glinice (2050OC) glinici se dodaje kriolit Na3AlF6, da se snizi talište taljevine. Ako je maseni udio Al2O3 5-7% talište smjese snizi se na 950OC. ANODA i KATODA su od GRAFITA – C

( ) 3 22 3

22

2 3

2 4 / 3

Al O s Al O

A O e O

∆ + −

− −

⎯⎯→ +

⊕ − → ⋅

3 3 / 4K Al e Al+ −+ → ⋅ 2

23

2 32

6 12 3

4 12 46 4 3 4

O e O

Al e AlO Al O Al sirovi Al

− −

+ −

− +

− →

+ →

+ → + −



Reakcija anode i kisika (anoda se troši). ( ) ( ) ( )gCO3gOsC3 22 →+

ČISTI Al čistoće 99.99% dobiva se elektroliznom rafinacijom pri čemu se dobije RAFINAL. PRIMJENA Al Al je JAKI REDUCENS i koristi se za dobivanje metala, proces se zove ALUMINOTERMIJA:

0H,OAl2Mn3MnO3Al4 322 <∆+→+ Al se koristi u domaćinstvu, graditeljstvu, strojarstvu. Zadatak TERMIT je smjesa PRAHOVA Al i Fe2O3. Koristi se za zavarivanje tramvajskih pruga. Zagrijavanjem smjese Al izgara u Al2O3. Jednadžba: ( ) ( ) ( ) 0H,sFe2)s(OAlsOFesAl2 3232 <∆+→+ Na čemu se temelji ova reakcija? LEGURE Al:

• MAGNALIJ 10-30% Mg • DURALUMINIJ Cu 2.5-5.5%

Mg 0.5-2% Mn 0.5-1.2% Si 0.2-1% KORUND – Al2O3 mineral, nastaje dehidratacijom boksita. DRAGO kamenje na bazi korunda: rubin crveni, safir plavi, topaz žuti, smaragd zeleni, ametist ljubičasti. ELOKSACIJA – elektrolitičko nanošenje oksida na Al i legure aluminija u svrhu zaštite od korozije.To je ANODNA OKSIDACIJA. Elektrolit je H2SO4(aq). Jednadžba eloksacije: 322 OAl2O3Al4 →+ VODIK – H2 – 1s1 Vodik se proučava posebno jer se po svojstvima razlikuje od ostalih elemenata. Od alkalijskih metala vodik ima veću Ei i elektronegativnost a od halogenih elemenata manju Ea i elektronegativnost. NAJRASPROSTRANJENIJI je element u svemiru. Ima ga malo slobodnog, ali je najzastupljeniji element u mnogobrojnim spojevima – HIDRIDIMA. Vodik je organogeni element uz C, O, N. IZOTOPI VODIKA Procij H1

1 - jedini atom koji nema neutron u jezgri, ima ga %85.99≈ .

Deuterij H21 - ili D2

1 ima ga u teškoj vodi D2O, ima ga 0.015%.

Tricij H31 - ili T3

1 RADIOAKTIVAN, nema ga u prirodi, sintetizira se.

Iz deuterija: γβα+→+ ,,HHHH 11

31

21

21 .

Procij i deuterij grade vodu različitih FIZIKALNIH SVOJSTAVA. FIZIKALNA I KEMIJSKA SVOJSTVA VODIKA

Vodik je plin bez boje, okusa, mirisa, neotrovan, lakši od zraka 14.5 puta: ( )( )

( )( ) 5.14

229

HMrzrakMr

Hzrak

22===

ρρ

Dvoatomna molekula H2. Duljina veze H-H je 74 pm. Vodik ima najčvršću jednostruku kovalentnu vezu jer je to najkraća kovalentna veza. Za njezino kidanje potrebno je utrošiti 436 KJmol-1: ( ) ( )gH2gH2 → . Atomni (nascentni) vodik je mnogo REAKTIVNIJI od molekule H2.

)g(OH2)g(O)g(H2 222 →+ - reakcija je vrlo spora. Na poveišenoj temperaturi reagiraju eksplozivno (prasak).



DOBIVANJE VODIKA A Laboratorijska metoda

1. U KIPPOVOM aparatu: )g(H)aq(ZnCl)aq(HCl2)s(Zn 22 +→+ U Kippovom aparatu mogu se dobiti CO2 i H2S.

plinotrovanvrlo)g(SH)aq(FeCl)aq(HCl2)s(FeS)g(CO)l(OH)aq(CaCl)aq(HCl2)s(CaCO

22

2223

−+→+++→+

2. Elektroliza: kiselina, lužina, vode, vodenih otopina soli čiji je kation iz I, II grupe PSE, Al, Mn, i drugi metali čiji je EO manji od –0.83V.

B Industrijsko dobivanje

1. Elektroliza vode 2. Iz vode redukcijom s koksom C: otrovanvrloCOHOHC 22 −+→+

3. Katalitičkim raspadom ugljikovodika: 24 H2CCH +⎯→⎯∆

4. Nepotpuno spaljivanje ugljikovodika: 2kat

2104 H5CO4O2HC +⎯→⎯+ VODIK KAO REDUCENS: UPORABA H2 Za sintezu NH3 i CH4 za hidrogeniranje ulja i drugih organskih spojeva, kao gorivo, za punjenje balona jer ima malu masu 14.5 puta lakša od zraka. ⇒ Radioaktivne čestice:

čestice−α - jezgra helija +242 H

čestice−β - elektroni iz jezgre jer se neutron raspada na proton, elektron i neutrino: neutrinoepn0 ++→ −+ čestice−γ - elektromagnetsko zračenje vrlo kratkih valnih duljina

NEUTRINO – subatomska čestica bez električnog naboja i veoma male mase, manje od stotog dijela mase elektrona. Nastaje pri β raspadu. HALOGENI ELEMENTI – ns2np5, n = 2 - 6 F, Cl, Br, I, At (radioaktivan) NEMA IH ELEMENTARNIH U PRIRODI zbog izrazite reaktivnosti. ELEMENTARNI SU DVOATOMNE MOLEKULE: X2, F2, Cl2, Br2, I2 – nepolarne između kojih djeluju slabe Van der Waalsove (Londonove sile). Inducirani su dipoli. Zbog slabih privlačnih sila imaju različito agregatno stanje: F2 i Cl2 – plin, Br2 – tekućina, I2 – čvrsto, imaju nisko talište i vrelište, molekulski su kristali. Halogeni imaju NAJVEĆI Ea prema e-, najveću elektronegativnost imamo kod F, najveću Ea kod klora, NAJREAKTIVNIJI su nemetali, SKUPINA NAJSLIČNIJIH NEMETALA. REAKTIVNOST: F2, Cl2, Br2, I2 Raste reaktivnost HALIDI – spojevi s halogenim elementima ili HALOGENIDI. F2 – NAJJAČI OKSIDANS. Halogeni elementi spajaju se međusobno kao i sa svim elementima OSIM He, Ne, Ar. F2 reagira sa Kr i Xe [ ]6422 XF,XeF,XeF,KrF . TALIŠTE raste od F2 do I2. Vrelište raste od F2 do I2. vidi stranicu 13. Gustoća raste od F2 do I2. Koeficijent elektronegativnosti raste od joda do fluora (4.0). EO raste od joda do fluora. Oksidacijski broj –1. Svi osim fluora mogu imati oksid. broj: I, III, V, VII. RASPROSTRANJENOST – najrasprostranjeniji je KLOR.

)g(OH)s(Cu)g(H)s(CuO 22 +→++2 -2 0 +10 -2



MINERALI HALOGENIH ELEMENATA: • HALIT NaCl • SILVIN KCl • KARNALIT KCl·MgCl2·6H2O • KRIOLIT Na3AlF6 • FLUORIT CaF2 • KLORIT CaCl2 • APATIT Ca5Cl(PO4)3, Ca5F(PO4)3

KLOR Biogeni element (npr. HCl u želucu). NEMA ga slobodnog u prirodi kao ni ostalih elemenata. FIZIKALNA SVOJSTVA KLORA Plin žuto zelene bojem gustoće 2.5 puta veće od zraka, oštar bockajući miris, vrlo otrovan, nadražuje sluznicu dišnih organa. Volumni udio 0.1% klora nakon nekoliko udisaja može biti smrtonosan. KEMIJSKA SVOJSTVA KLORA Reagira sa svim metalima i nemetalima OSIM s plemenitim plinovima, dušikom i ugljikom.

a) Sa metalima: 2

2 2

2 ( ) ( ) 2 ( )( ) ( ) ( )

Na s Cl g NaCl sCu s Cl g CuCl s

+ →⎧⎨ + →⎩

b) Sa nemetalima: 2 5 2

2 3

2 ( ) 5 ( ) 2 u suvišku Cl2 ( ) ( ) 2 u suvišku P

P s Cl g PClP s Cl g PCl

+ → −⎧⎨ + → −⎩

c) Sa vodom: 2 2( ) ( ) ( ) nestabilno, raspada seCl g H O l HCl aq HOCl+ → + − HOCl HCl O nascentni kisik, uništava mikroorganizme pa se koristi za sterilizaciju→ + −

d) Sa lužinama:

2 2

2 2

2

( ) 2 ( ) ( ) ( ) ( ) natrijev hipoklorit - VARIKINA - izbjeljivanjeNaOCl NaCl O

( ) ( ) ( ) ( ) ( )( ) (

Cl g NaOH aq NaCl aq NaOCl aq H O l

Cl g KOH aq KCl aq KOCl g H O lCl g Ca O

+ → + +

→ ++ → + ++ 2 2) ( ) ( ) ( )

KLORNO VAPNO (KREC) - dezinfekcijsko sredstvoH aq CaCl OCl H O l

⎧⎪⎪⎪⎪⎨⎪⎪ → +⎪⎪⎩

2CaCl(OCl) + CO2(g) + H2O(l) → CaCO3(s) + CaCl2(aq) + 2HOCl(aq) HOCl → HCl + O dezinficira površine koje su zagađene e) Sa vodikom:

slabiji! istiskuje oksidans jaci)g(Cl2OH2)aq(HCl4)g(O 222 −+→+ SPOJEVI KLORA KLOROVODIČNA (SOLNA) KISELINA – HCl(aq) Nastaje:

a) otapanjem: )aq(Cl)aq(OH)l(OH)g(HCl 32−+ +→+

b) iz NaCl(sol): slabiju istiskuje kiselina jačaHCl2SONaSOHNaCl2 4242 −+→+ REAGENS za dokazivanje klorida (i svih halogena) je AgNO3.

koloid - talogsirasti bijeli )s(AgCl)aq(Cl)aq(Agili)aq(NaNO)s(AgCl)aq(NaCl)aq(AgNO 33 →++→+ −+

0H),g(HCl2)g(Cl)g(H 22 <∆→+1 : 1

KLORNI PRASKAVAC



OH8)aq(KCl2)aq(MnCl2)g(Cl5)s(KMnO2.)konc(HCl16 2224 +++→++7 +2

HALOGENOVODICI: - PLINOVI topljivi u vodi (dipoli) daju kiselinu: HF, HCl, HBr, HI

)aq(XOH)l(OH)g(HX 32−+ +→+

Najviše vrelište ima HF(g), (tv=19.5OC) zbog vodikove veze

FH H H H

F F F

140o

DOBIVANJE KLORA

1. Laboratorijski iz spojeva koji sadrže klor, HCl(konc.) uz jake oksidanse. a) U kiselom se mangan iz +7 reducira u +2:

b) kamen suri ilipiroluzit

)g(Cl)l(OH2)aq(MnCl)s(MnO.)konc(HCl4 2222 ++→+

2. Industrijsko dobivanje klora elektrolizom vodenih otopina i taline klorida. SVI HALOGENI ELEMENTI mogu se dobiti elektrolizom vodenih otopina halogenida osim FLUORA jer on OKSIDIRA KISIK IZ VODE:

HF nastajanje)g(HF2)s(CaSO.)razrij(SOH)s(CaFbocici. plasticnoju nego staklenoju čuvati može ne HF se pa staklo (jetka) nagriza HF)l(OH2)s(SiF)s(SiO4HF(g)

slabiji istiskuje oksidans jaci)g(HF4)g(O)l(OH2)g(F2

4422

242

222

−+→+−+→+

−+→+

OKSOKISELINE KLORA:

• HClO +1 -2+1 hipoklorasta JAKOST KISELINE RASTE S PORASTOM BROJA ATOMA KISIKA!

• HClO2 +1 +3 -2

klorasta

• HClO3 -2+5+1

klorna

• HClO4 +7+1 -2

perklorna Oksidacijski broj klora: -1, +1, +3, +5, +7 (FLUOR SAMO –1). REAKTIVNOST HALOGENIH ELEMENATA Jači oksidans istiskuje slabiji:

reakcije nema FCl

reakcija nepovratnaClF2Cl2F

2

22−

−−

+

−+→+

F2 je najjači oksidans zato postoji kao −F a ne kao F+. Zadatak Industrijski se Cl2 može dobiti katalitičkom oksidacijom HCl s O2 (Deakonov postupak):

0H),g(Cl2)g(OH2)g(O)g(HCl4 222 <∆+⎯→⎯+←

. Najviše klora može se dobiti (odaberi točan odgovor): a) visoka t i visoki p b) visoka t i niski p c) niska t i visoki p d) niska t i visoki p

Zadatak I2 se može dobiti prema jednadžbi:

)l(OH2)aq(MnSO)aq(NaHSO2)s(I)s(MnO.)raz(SOH3)s(NaI2 2442242 +++→++ Odredi oksidans i reducens!

HX(g)+δ −δ

F2 Cl2 Br2 I2 ISTISKUJE

NE ISTISKUJE



Primjer Jodna tinktura je:

a) otopina joda u vodi (W(I2)=1%) b) otopina joda u alkoholu (W(I2)=1%)

Primjer Perklorna kiselina nastat će otapanjem u vodi:

a) Cl2O7 b) Cl2

HALKOGENI ELEMENTI ns2np4, n = 2 - 6 O, S, Se, Te, Po NEMETALI POLUMETALI

(radioaktivan)

TALIŠTE, VRELIŠTE I GUSTOĆA rastu s porastom atomskog broja. KOEFICIJENT ELEKTRONEGATIVNOSTI – smanjuje se s porastom atomskog broja. GRAĐA MOLEKULE: O2, S8, najčešće Se8, lanci Ten OKSIDACIJSKI BROJ:

• O: +2 oksidi, -1 peroksidi, 21

− superoksidi, +2 u

• S, Se, Te: -2, +2, +4, +6

-2 +6+1 -2H2S, SCl2, SO2, SO3

+2 -1 +4 -2

MEĐUSOBNA SLIČNOST MANJA nego kod halogenih elemenata (najsličniji). HIDRIDI – svi grade spojeve s vodikom: H2O, H2S, H2Se, H2Te. Voda ima najveće vrelište zbog vodikovih veza. Topljivi su u vodi jer su DIPOLI i tvore KISELINE. Kiselost raste porastom atomskog broja, H2Te – najjača. KISIK – O – 2s22p4 Po rasprostranjenosti TREĆI u svemiru iza H2 i He, DRUGI je u atmosferi a PRVI u Zemljinoj kori. VOLUMNI udio u zraku je 21%. FIZIKALNA SVOJSTVA KISIKA Plin bez boje, okusa i mirisa, teži od zraka. Ne gori, podržava gorenje, sniženjem temperature može se UKAPLJITI pa čak i prijeći u čvrsto stanje, pri čemu postaje plavičasto obojen. U čvrstom stanju tvori JEDNOSTAVNU KUBIČNU REŠETKU kao P i Mn. TOPLJIVOST – u vodi slabo topljiv (nepolaran). Topljivost kisika kao i većine plinova egzoterman je proces – topljivost bolja u hladnijoj vodi, a topljivost se POVEĆAVA povećanjem tlaka p. Topljivost plinova je proporcionalna tlaku plina iznad otopine – Henryev zakon. Molekula O2, O O , paramagnetična (ima nesparene −e ). DOBIVANJE KISIKA

I. Laboratorijsko dobivanje: 1. Iz spojeva bogatih kisikom:

)g(O)l(Hg2)s(HgO2

)g(O)l(OH2)aq(OH2

)g(O)s(BaO2)s(BaO2

)g(O)s(KNO2)s(KNO2

)g(O3)s(KCl2)s(2KClO

manganat kalijev )g(O)s(MnO)s(MnOK)s(KMnO2

2

22MnO

22

22

223

2MnO,

3

22424

2

2

+⎯→⎯

+⎯⎯ →⎯

+⎯→⎯

+⎯→⎯

+⎯⎯⎯ →⎯

++⎯→⎯

∆

∆

∆

∆

∆

2. Elektroliza vode uz dodatak elektrolita koji ne sudjeluju u elektrolizi: KNO3, Na2SO4, H2SO4, Na2CO3.

II. Industrijsko dobivanje kisika: 1. Elektroliza: H2O, vodenih otopina soli čiji je anion složen, lužina, kiselina čiji je anion složen. 2. Frakciona destilacija zraka Lindeovim postupkom.

2OF+2 -1



KEMIJSKA SVOJSTVA KISIKA Zbog velike reaktivnosti reagira s većinom metala i nemetala, daje OKSIDE.

)s(OFe2)g(O3)s(Fe4)g(SO)g(O)s(S

322

22

→+→+

S nemetalima kisik daje KISELE OKSIDE, a sa metalima BAZIČNE OKSIDE, PEROKSIDE I SUPEROKSIDE. KISIK JE VRLO JAK OKSIDANS, na tome se temelji njegova uporaba.

2232 ClOOF >>> - poredak oksidacijskih svojstava. OZON – O3 – troatomna molekula kisika. O2 i O3 su ALOTROPSKE MODIFIKACIJE KISIKA. REZONANTNE STRUKTURE:

OO

O

+

-

OO

O

+

-

117o OO

Oili

rezonantni hibrid O2 – nepolarna, O3 – dipol jer ima FORMALNI NABOJ. O3 – postoje delokalizirani −e . O3 je plavkasti plin, karakteristična, prodorna mirisa, u tekućem stanju je tamnomodre boje. U tekućem i čvrstom stanju je EKSPLOZIVAN, JAČI JE OKSIDANS OD KISIKA, pa je štetan za ljudsko zdravlje. U vodi je slabo topljiv, poslije FLUORA je najjači oksidans. DOBIVANJE O3 Laboratorijska metoda:

1. U ozonizatoru: 2

2 3

O (g) 2O(g) H 02O (g) 2O(g) 2O (g) H 0

,,

←⎯⎯→ ∆ >

+ → ∆ <

2. 2KMnO4 + H2SO4(konc) → K2SO4 + Mn2O7 + H2O Mn2O7 → 2MnO2 + O3

VODIKOV PEROKSID – H2O2 Ima kiseli karakter i disocira u 2 stupnja. To je bezbojna tekućina koja se s vodom miješa u svim omjerima.

+1 -1IONIRANJEDISPROPORC0H),g(O)l(OH)aq(OH2 22

MnO22

2 −<∆+⎯⎯ →⎯+1 -2 0

Iz ove reakcije može se zaključiti da je H2O OKSIDANS I REDUCENS.

oksidans reducens)g(O5)l(OH8)aq(MnSO2)aq(SOK.)razrij(SOH3)aq(KMnO2)aq(OH5

reducens oksidans)l(OH2)aq(SOK)s(I.)razrij(SOH)aq(KI2)aq(OH

2244242422

24224222

+++→++

++→++

H2O2 je jak stanični otrov. Razgrašuje ga enzim KATALIZA kojeg ima u jetri. Uporaba: za izbjeljivanje i u medicini za dezinfekciju, a može se koristiti i kao raketno gorivo. Zadatak Koji od spojeva su peroksidi: BaO, BaO2, H2O2, Na2O2, Na2O, RbO2, CsO2? Zadatak Cinkov oksid je amfoteran. Napiši jednadžbe koje pokazuju to svojstvo.

[ ] −−

++

→++

+→+2

42

22

)OH(ZnOHOH2ZnO

OHZnH2ZnO

Zadatak Koji su produkti elektrolize: H2SO4 (razrij.), Na2CO3(aq), HCl(aq), KOH(aq)?



SUMPOR – S – 3s23p4 Sumpor je krutina, svjetložute boje. Netopljiv u H2O i C2H5OH a topljiv u nepolarnim otapalima CCl4 i CS2, C6H5 – CH3 – toluen. STRUKTURA – prstenasta, S atomi povezani jednostrukom kovalentnom vezom. Ima oko 30 alotropskih modifikacija, na sobnoj temperaturi su stabilne ROMPSKA I MONOKLINSKA. ROMPSKI S MONOKLINSKI S uz temperaturu 95,5oC Ako se S zagrije do tv i naglo ohladi nastaje manje postojana plastična modifikacija ili AMORFNI S (bez oblika). UPORABA – medicina, proizvodnja H2SO4, proizvodnja žigica, vulkanizacija gume, proizvodnja CS2, organske boje. SPOJEVI SUMPORA S je kemijski reaktivan element, ali manje od kisika. Na povišenoj temp. reagira izravno s mnogim metalima pri čemu nastaju SULFIDI, u kojima je oksidacijski broj sumpora –2. Sumpor može imati oksidacijski broj –2, +2 (u SF2, dipol sličan H2O), +4, +6 jer S ima d-orbitale. Struktura H2S:

SH 2+1 -2

+δ

−δ2

SH H

+δ

H2S – plin, vrlo otrovan, neugodna mirisa (trula jaja), bezbojan. Dobiva se u Kippovom aparatu. Topljiv u H2O:

)aq(SH)l(OH)g(SH 222 →+ - slaba sumporovodična kiselina. Daje dvije vrste soli: sulfide i hidrogensulfide ( NaHS,SNa2 ). H2S je REAGENS u ANALITIČKOJ KEMIJI jer s ionima teških metala daje karakteristično obojene NETOPLJIVE SULFIDE, TALOGE.

talogcrni ),s(PbS)aq(S)aq(Pb

talogcrni ),s(SAg)aq(S)aq(Ag2

talogbijeli ),s(ZnS)aq(S)aq(Zn

taloginarandžast ),s(SSb)aq(S3)aq(2Sb

talogžuti ),s(CdS)aq(S)aq(Cd

talogcrni ),s(HgS)aq(S)aq(Hg

222

2

2232

23

22

22

→+

→+

→+

→+

→+

→+

−+

−+

−+

−+

−+

−+

MINERALI SUMPORA:

• PIRIT FeS2 • SFALERIT ZnS • HALKOPIRIT CuFeS2 • GALENIT PbS • CINABARIT HgS • SADRA CaSO4·2H2O

OKSIDI SUMPORA – KISELI – SO2 i SO3 SO2 – plin pri sobnoj temp., bezbojan, oštra i neugodna mirisa. Struktura:

S

O

+

-

S S

O

O

O O

O

REZONANTNI HIBRIDili

SO2 je dipol, topljiv u vodi: )aq(SOHOHSO 3222 →+ . SO2 je uzročnik kiselih kiša. SO3 – lako hlapljiva tekućina koja ne temp. nižoj od 16.8OC prelazi u duge, ledu slične kristale. Može nastati oksidacijom SO2:

C8.44)SO(t,0H),g(SO)g(O)g(SO o3v322 =<∆→+



S

--

OO O

O++

HH

Struktura:

SO

++

O O- -

S ++

O O

O

-

-

S

++

O

O

O -

-

SO3 je nepolaran i slabo topiv u vodi.

)aq(SOH)l(OH)g(SO 4223 →+ SO3 uzrokuje kisele kiše. SUMPORNA KISELINA – H2SO4 H2SO4 je najvažniji spoj sumpora a i najvažnija kiselina. H2SO4 – uljasta tekućina, bezbojna, gusta, vrlo higroskopna. H2SO4 – konc. Slabo ionizira, dodatkom H2O ionizacija se povećava. RAZRJEĐIVANJE H2SO4: KUV a ne VUK, 0H <∆ . PROIZVODNJA H2SO4 Proizvodi se U TRI FAZE – KONTAKTNI POSTUPAK

1. dobivanje SO2: )g(SO)g(O)s(S 22 →+ )g(SO8)s(OFe2)g(O11)s(FeS4 23222 +→+

2. Katalitička oksidacija SO2 u SO3: 0H),g(SO2)g(O)g(SO2 3

PtiliOV22

52 <∆⎯⎯⎯⎯ →⎯+ 3. Apsorpcija SO3 u H2SO4(konc):

)l(OSH)konc(SOH)g(SO 722423 →+ - PIROSULFATNA ili OLEUM (DIMEĆA kiselina) Da bi se dobila 98% H2SO4 pirosulfatna kiselina se razrjeđuje:

422722 SOH2OHOSH →+ SVOJSTVA H2SO4: 1. RAZRIJEĐENA SUMPORNA KISELINA H2SO4(raz) djeluje kao kiselina. Razrijeđena H2SO4 reagira samo sa metalim čiji je EO negativniji od vodika – ISTISKIVANJE VODIKA.

)g(H)aq(FeSO)razr(SOH)s(Fe 2442 +→+ 2. KONCENTRIRANA SUMPORNA KISELINA

• oksidacijsko svojstvo: Vruća H2SO4(konc) je OKSIDANS i reagira s metalima pozitivnog EO osim Pt i Au

)konc(SOHAl 42+

OH2)g(SO)aq(CuSO)konc(SOH2)s(Cu 22442 ++→++6 +4

)konc(SOH)s(Zn)konc(SOH)s(Ag

42

42

++

• dehidratacijsko djelovanje: )(pougljeni irakarbrbonizsecer a secera iz OHoduzimaSOH,OH11C12)s(OHC 2422

)konc(SOH112212

42 +⎯⎯⎯⎯ →⎯ • higroskopnost:

42SOH konc. veže vodu na sebe pa se koristi kao sredstvo za sušenje u eksikatorima. DOKAZIVANJE SULFATNIH IONA:

REAGENS BaCl2 : )aq(HCl2)s(BaSO)aq(BaCl)aq(SOH

)aq(NaCl2)s(BaSO)aq(SONa)aq(BaClTALOG topljivi teškobijeli )s(BaSO)aq(SO)aq(Ba

4242

4422

424

2

+→++→+

→+ −+



UPORABA H2SO4 Za dobivanje umjetnih gnojiva, boja, pigmenta, sapuna, deterdženata, lijekova, plastičnih masa, metalurgija, eksplozivi, boje za tekstil, insekticidi, elektrolit u Pb-akumulatoru. Zadatak H2SO4(konc) ostala je otvorena na zraku. Nakon izvjesnog vremena (odaberi točan odgovor):

a) volumen kiseline se smanjio b) volumen kiseline se povećao c) volumen kiseline ostaje isti d) ništa nije točno

kiselina umpornaperoksodis OSHkiselina osumpornaperoksomon SOH

822

52⇒

Zadatak Napiši hidride halkogenih elemenata. Koji hidrid ima najviše vrelište, zašto? Zadatak Prikaži disocijaciju vodikovog peroksida. Daj naziv kiselinskim ostacima. Zadatak Odredi oksidacijski broj S u sljedećim molekulama: SCl2, S8, SO3, H2S. SO2. Koji od spojeva može biti samo oksidans ili samo reducens, a koji oboje? Zadatak U kojoj reakciji H2SO4 djeluje kao oksidans a u kojoj kao dehidratacijsko sredstvo? a) OHCOCaSOCaCOSOH 224342 ++→+

b) OH6C6OHC 2SOH

612642 +⎯⎯⎯ →⎯

c) OH2SOCuSOCuSOH2 22442 ++→+ DUŠIKOVA SKUPINA ELEMENATA – ns2np3, n = 2 - 6 N, P – nemetali As, Sb – polumetali Bi – metal, krt, relativno slaba vodljivost ukazuje na njegovu djelomičnu kovalentnu prirodu NEKA FIZIKALNA I KEMIJSKA SVOJSTVA DUŠIKOVE SKUPINE Pri sobnoj temperaturi jedino je N2 plin, N N: : Ostali elementi grade višeatomne molekule i imaju više ALOTROPSKIH MODIFIKACIJA. Fosfor i nemetalne modifikacije As i Sb tvore četveroatomne molekule tetraedarske strukture: bijeli fosfor P4, žuti arsen As4. antimon Sb4. TALIŠTE – najniže N2, najviše Sb, As – sublimira VRELIŠTE – najniže N2, najviše Sb, As – sublimira (638OC) GUSTOĆA – najmanja N2, najviša Bi KOEFICIJENT EL. – najviši dušik (3.0), Sb i Bi isto 2.0

OKSIDACJSKI BROJ: n –3, +1, +2, +3, +4, +5, 31

− u HN3 (AZIDNA KISELINA)

OSTALI ELEMENTI: -3, +3, +5 IMAJU 3 NESPARENA −e u p-orbitalama TE MOGU PRIMITI −e3 nastaju −3N i −3P ili otpustiti −e3 i nastaju +3Sb i

+3B . ZA ELEMENTE 15 grupe PSE karakteristična je KOVALENTNA VEZA. HIDRIDI:

• NH3 – amonijak • PH3 – fosfin • AsH3 – arsin • SbH3 – stibin • BiH3 – bizmutin



Na sobnoj temperaturi svi su PLINOVI. Otrovni su svi osim NH3. Oblik molekule – KRNJA piramida. Najviše vrelište ima NH3 – vodikove veze. OKSIDI: Stvaraju okside: KISELE – N, P, As, Sb i BAZIČNE – bizmut Bi2O3 SPOJEVI S HALOGENIM ELEMENTIMA:

• NBr3 • PCl3 • PCl5 • AsF5 • SbCl5

DUŠIK – N – 2s22p3 BIOGENI ELEMENT. ELEMENTARAN – u zraku ga ima njaviše, %78=ϕ volumni udio, %51.75)N(w 2 = maseni udio MINERAL – NaNO3 – čilska salitra FIZIKALNA I KEMIJSKA SVOJSTVA DUŠIKA N2 je plin, bez boje, mirisa, NE gori, NE podržava gorenje ni disanje. Slabo topljiv u vodi, ne reagira s vodom, nepolarna molekula, daje molekulske kristale. KEMIJSKA REAKTIVNOST – Elementaran N2 je izrazito KEMIJSKI NEAKTIVAN zbog velike stabilnosti N2 molekule. DOBIVANJE N2

1. LABORATORIJSKO DOBIVANJE N2

Iz amonijeva NITRITA: ⎪⎩

⎪⎨⎧

+⎯→⎯

+→+

OH2)g(N)s(NONH

)s(NaCl)s(NONH)zas(ClNH)zas(NaNO

22∆

24

2442

2. INDUSTRIJSKO DOBIVANJE N2 FRAKCIONOM DESTILACIJOM ZRAKA KAO I O2

AMONIJAK – NH3 Uz H2SO4 najvažniji produkt kemijske industrije. Dobiva se po HABER-BOSCHOVOM POSTUPKU – KATALITIČKA sinteza iz SINTEZNIH PLINOVA H2 i N2, 3:1 Industrijski:

[ ][ ][ ]

ZDM,HN

NHK,0H),g(NH2)g(N)g(H3 322

23

p322 =<∆⎯→⎯+←

Uvjeti: t = 550OC, p = 150-400 bar, katalizator Fe + Al2O3 (Al2O3 je PROMOTOR – pomaže katalitički proces) NH3 se vrlo lako ukapljuje jer je dipol, t = – 330C. Zbog toga se u procesu sinteze vrlo lako odvaja od plinova H2 i N2. Laboratorijsko dobivanje NH3 Iz NH4Cl :

( ) )g(OH)s(CaCl)g(NH2OHCaili)s(CaO)s(ClNH2 22324 ++→+ JAČA BAZA ISTISKUJE SLABIJU IZ NJEZINE SOLI. Ili: OHNaClNH)s(NaOH)s(ClNH 234 ++→+ NH3 je bezbojan plin, oštra mirisa, eksplozivan, izrazito dobro topljiv u H2O jer je dipol:

SLICNOOTAPA SLICNO ,OHNHOHNH 423 →+



AMONIJEVE SOLI Uglavnom kao mineralno gnojivo.

( )

3 4 4 3

3 3 4 3

3 2 4 4 42

NH (g)+HCl(aq) NH Cl(s), sublimacija: NH Cl(s) NH (g) + HCl(g) -nastaje novi spojNH (g) + HNO (aq) NH NO (s)2NH (g) + H SO (aq) NH SO (s)

∆↔ ⎯⎯→→

→

NH3 je REDUKCIJSKO SREDSTVO. Na visokoj temperaturi može REDUCIRATI neke metalne okside do elemenata:

)l(OH3)g(N)s(Cu3)g(NH2)s(CuO3 223 ++→++2 -2+1-2 -3 +1 0 0

DUŠIČNA KISELINA – HNO3

Uz NH3 najvažniji spoj dušika. Jaka je kiselina, jaki oksidans, zbog čega pasivizira neke metale, jer stvara zaštitni sloj oksida.

( )( )

3

3

3 3 22

3 3 2 22

3

3

Fe + HNO (konc) nema reakcijeFe + HNO (raz) nema reakcije3Cu(s) + 8HNO (raz.) 3Cu NO + 2NO(g) + 4H O(l)

Cu(s) + 4HNO (raz.) Cu NO + 2NO (g) + 2H O(l)

Al + HNO (konc) nema reakcijeAl + HNO (raz.) nema re

→

→

3 3 2 2

3 3 2

3

3

akcijeAg + HNO (konc.) AgNO + NO + H O - riješi redoksAg + HNO (raz.) AgNO + NO + H O - riješi redoksZn + HNO (konc.) nema reakcijeZn+HNO (raz.) nema reakcije

→→

HNO3 reagira sa SVIM metalima osim Au, Pt, Ir, Rh. Au se otapa u zlatotopci (ili carska vodica):

OH2NOHAuClHNOHCl4Au 243 ++→++ HNO3(konc.) osim metala oksidira i NEMETALE npr. S i P:

)l(OH4)g(NO20)aq(POH4.)konc(HNO20)s(P)l(OH2)g(NO6)aq(SOH.)konc(HNO6)s(S

224334

22423

++→+++→+

SOLI HNO3 su NITRATI, također djeluju kao OKSIDANSI.

BARUTCRNISKNCO3C3SKNO2

oksidansreducensSKNI3HNO6.)raz(HNO8KI6

2223

22233

++→++

+++→+

KNO3 je OKSIDANS, odnosno izvor O2: 2222

223

ON2OK2KNO4

OKNO2KNO2

++⎯→⎯

+⎯→⎯∆

∆

DOBIVANJE HNO3 Ostwaldov postupak. Proces se odvija u 3 faze:

1. oksidacija NH3: 0kat. Pt-Ra mrežica, 900 C

3 2 24NH + 5O 4NO + 6H O, ∆H<0⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯→ 2. oksidacija NO u NO2: 0H),g(NO2ONO2 22 <∆→+ 3. reakcija NO2 s H2O: 0H),sereciklira(NOHNO2OHNO3 322 <∆+→+

Čista HNO3 (w = 100%) – bezbojna tekućina, tv = 830C, neugodna mirisa. Na zraku se pri sobnoj temperaturi pod utjecajem RASPADA.

)g(OOH2)g(NO4HNO4 2223 ++→ , zbog nastalog NO2 oboji se žutosmeđe i zove se DIMEĆA DUŠIČNA KISELINA.



NITRIFICIRANJE – Specifične vrste bakterija oksidiraju amonijeve soli u nitrite, tja se proces zove NITRIFIKACIJA. Prelaženje −

2NO i −3NO redukcijom u N2 koji se ponovno vraća u zrak zove se DENITRIFIKACIJA, zbiva se u tlu.

UPORABA HNO3 Dobivanje nitrata, nitriranje organskih spojeva npr. TNT i nitroglicerin, u industriji boja, mineralnih gnojiva i farmaceutskoj industriji. OSTALI VAŽNI SPOJEVI DUŠIKA OKSIDI DUŠIKA - NxOy

• N2O – rabi se kao anestetik, u malim količinama izaziva smijeh • NO • N2O3 • NO2 • N2O4 • N2O5 – anhidrid dušične kiseline: 3252 HNO2OHON →+

Svi oksidi dušika su OTROVNI. Najmanje otrovan je N2O AZIDNA KISELINA

31−

HN3 -1

, azidni ion −3N NNN ==: : ::

(Dušikovodična kiselina) FOSFOR – P – 3s23p3 P je jedini element 15 skupine PSE kojeg u prirodi NEMA elementarnog, nalazi se u stijenama u sastavu mnogih minerala. MINERALI:

• FOSFORIT ( )243 POCa • KLORAPATIT ( )345 POClCa • FLUORAPATIT ( )345 POPCa • HIDROKSIAPATIT ( )345 POOHCa

DOBIVANJE FOSFORA P se dobiva iz fosforita redukcijom sa koksom uz SiO2 na 1300-1450OC.

( ) )g(PCO10CaSiO6C10SiO6POCa2 432243 ++⎯→⎯++ ∆ NEKA FIZIKALNA I KEMIJSKA SVOJSTVA FOSFORA Pri sobnoj temperaturi je KRUTA TVAR. Pojavljuje se u TRI ALOTROPSKE MODIFIKACIJE: BIJELI, CRVENI I CRNI FOSFOR. BIJELI FOSFOR – P4- oblik pravilnog tetraedra. Ne otapa se u vodi i čuva e u destiliranoj vodi zbog velike reaktivnosti. Svjetluca u mraku jer postupno oksidira. To je FOSFORESCENCIJA. P je jak OTROV, latentna doza je 0.05 g. Fosforescencija se koristi za dokazivanje tragova fosfora. CRVENI FOSFOR - ( )n4P - polimerna, lančana molekula, sastavljena od P4. To je prah svjetlocrvene ili tamnoljubičaste boje. Manje reaktivan od bijelog fosfora, nije otrovan, ne otapa se u CS2, ne fosforescira. Dobiva se zagrijavanjem bijelog fosfora na 260OC. Rabi se za proizvodnju žigica. CRNI FOSFOR – nastaje zagrijavanjem bijelog fosfora bez prisustva zraka ali pri visokoj temperaturi. Složenija je POLIMERNA MOLEKULA od crvenog (UMREŽENI POLIMER). Postojan samo pri visokom tlaku. Nije otrovan. GORENJE BIJELOG FOSFORA:

)s(OP)g(O5)s(P 10424 →+ - pazi na agregatno stanje!!!

104OP ¸je kao snijeg bijela pahuljasta tvar, vrlo higroskopna, zato stvara gustu maglu. Zbog higroskopnosti koristi se za sušenje plinova. Reakcija P4O10 s H2O:

)aq(POH4)l(OH6)s(OP 432104 →+ O

HP

H

HO

OO+-

:

::: :

::

::



H3PO4 je srednje jaka kiselina, nije otrovna, bez boje, okusa i mirisa, kristalna tvar, miješa se s H2O u svim omjerima. SOLI:

• −42POH dihidrogenfosfatni ion, ( )242POHCa - topljiv u vodi

• −24HPO hidrogenfosfatni ion, 4CaHPO - topljiv u vodi

• −34PO fosfatni ion, 24 )PO(Ca - NETOPLJIV u vodi

Upotreba – za obradu metalnih površina (korozija), za zakiseljavanje bezalkoholnih pića npr. Coca-Cole i neke piva. FOSFORNA MINERALNA GNOJIVA Fosfor, dušik i kalij spadaju u biogene elemente, potrebne za razvoj biljke.

TRIPLEKSili TSUPERFOSFA TROSTRUKI)POH(Ca3POH4)PO(CaTSUPERFOSFA

OH2CaSO2)POH(CaOH4SOH2)PO(Ca

24243243

24242242243

−→+

⋅+→++

TRIPLEKS je kvalitetnije gnojivo od superfosfata jer ne sadrži netopljivi gips OH2CaSO 24 ⋅ . BIOGENI ELEMENTI: Na, K, Ca, Mg, Fe, Co, Zn, Mo, Cu, Mn, Si, F, Mo, N, O, S, P. MINERALNO GNOJIVO NPK iskazuje maseni omjer N:P2O5:K2O. Taj se omjer zove FORMULACIJA GNOJIVA. Zakon minimuma ili Liebigovo pravilo glasi: «Razvoj biljaka ovisi o elementu kojeg u tlu ima najmanje.» UGLJIKOVA SKUPINA ELEMENATA – ns2np2, n=2-6 C – nemetal, ima ga u prirodi elementarnog Si, Ge – polumetal (poluvodič), nema ih elementarnih u prirodi Sn, Pb – metali, ima ih u prirodi elementarnih Najveći oksidacijski broj +4 a najmanji –4. FIZIKALNA SVOJSTVA ELEMENATA UGLJIKOVE SKUPINE TALIŠTE – grafit sublimira >3600OC, najmanje talište Sn, dijamant 3550OC VRELIŠTE – grafit 3642OC, najmanje vrelište ima Pb GUSTOĆA – grafit 2.26 gcm-3, najmanja gustoća kod Si 2.33 gcm-3, najveća gustoća 11.35 gcm-3 KOEFICIJENT ELEKTRONEGATIVNOSTI – najelektronegativniji C 2.5, najelektropozitivniji Ge 1.8

vodljiva vrpca (prazna)E∆ - energetska barijera

valentna vrpca (popunjena) (i z o l a t o r) UGLJIK – C – 2s22p2 ALOTROPSKE MODIFIKACIJE dijamant, grafit, fuleren te amorfni ugljik (nije alotropska modifikacija). Dijamant je metastabilna modifikacija koja spontano i vrlo polagano prelazi u stabilnu modifikaciju grafit. Dakle grafit je stabilniji od dijamanta ali je veća ENTROPIJA (nered) u grafitu jer ima delokalizirane elektrone. DIJAMANT – tetraedar, nema slobodnih −e , izolator, najtvrđi prirodni mineral, najveća toplinska vodljivost, visoko talište i vrelište, netopljiv u svim otapalima, 3gcm51.3 −=ρ . Kristalizira u plošnocentrirnoj elementarnoj ćeliji (ima 8 atoma ugljika) GRAFIT – slojevita struktura međusobno sastavljenih pravilnih šesterokuta, slojeve povezuju slabe Van der Waalsove sile, sivo srebrne pa do crne boje, mekan, dobar vodič topline i struje, pri visokim temperaturama i atmosferskom tlaku sublimira, topljiv u metalima, 3gcm26.2 −=ρ FULEREN – C60, sastoji se od 12 peterokuta i 20 šesterokuta. Sličniji je dijamantu (izolator, izrazito tvrd). Ako mu se doda malo K, Rb ili Cs postaje supravodljiv (vodič bez otpora).



SPOJEVI UGLJIKA CO – ugljikov monoksid:

+δ −δCO OC ≡ ::

nastaje nepotpunom oksidacijom (gorenje): 0H,CO2OC2 2 <∆→+

CO je vrlo otrovan plin, bez boje i mirisa, lakši od zraka, slabo topljiv u vodi, neutralni oksid (ne reagira s H2O), gori 22 CO2OCO2 →+ . KORISTI SE KAO REDUCENS u metalurgiji za dobivanje metala iz oksidnih ruda:

pećvisokaCCOCO2 2 −+→ . Dobiva se u smjesi s drugim plinovima kao generatorski i vodeni plin:

plinvodeniHCOOHC

plinkigeneratorskarzN4CO2ON4C2

22

222

+→+

+→++

→ vodeni i generatorski plin su gorivo!!!

CO gori: 22 CO2OCO2 →+ CO2 – ugljikov dioksid

CO2 OCO == :: : :

- linearna, nepolarna molekula, inducirani dipol CO2 – DOBIVANJE

1. SODA + HCl: 2232 COOHNaCl2HCl2CONa ++→+ 2. U Kippovom aparatu: 2223 COOHCaClHCl2CaCO ++→+

3. Termička disocijacija karbonata:

0

0

0

10003 2

18002 3 2 2

4693 2

CaCO CaO + CO

Na CO Na O + CO

MgCO MgO + CO

C

C

C

≈

≈

≈

⎧ ⎯⎯⎯⎯→⎪⎪ ⎯⎯⎯⎯→⎨⎪

⎯⎯⎯⎯→⎪⎩

DOKAZIVANJE CO2:

( )( ) 32

2322

CaCO od se zamuti i (0.03%) voda vapnenaje )aq(OHCa)l(OH)s(CaCO)g(CO)aq(OHCa +→+

SVOJSTVO CO2 CO2 je plin bez boje i mirisa, NE GORI, NE podržava gorenje. Teži je od zraka, ubraja se u zagušljivce. Koristi se za gašenje požara. CO2(s) je SUHI LED )s(CO)g(CO 2

C6.572

O⎯⎯⎯ →←− . Koristi se za čuvanje namirnica. CO2 je dobro

topljiv, ali kemijski slabo reagira, otopina je kisela: kiselinaslabaCOHOHCO 3222 −→+

3112

23323

3713322

moldm1064K COOHOHHCO

moldm1013K HCOOHOHCO−−−+−

−−−+

⋅⋅=+++

⋅⋅=+→+

H2CO3 daje dvije vrste SOLI: hidrogenkarbonate KHCO3 i karbonate K2CO3. Otopine soli su slabo bazične. Termička disocijacija: 22323 COOHCONaNaHCO2 ++⎯→⎯∆ Nasuprot hidrogenkarbonatima svi su karbonati osim alkalijskih SLABO TOPLJIVI U VODI. K2CO3 se zove POTAŠA. KARBIDI Spojevi ugljika s metalima i polumetalima koji imaju MANJU elektronegativnost, tako da C uvijek ima negativan

oksidacijski broj. Najvažniji su: CaC2 [ ] −+ ≡ 22 CCCa : :

Dobivanje CaC2:

COCaCC3CaO 2C30002000 O

+⎯⎯⎯⎯⎯ →⎯+ − CaC2 je ionski spoj, zbog nečistoće sive boje.

)etin(HC)OH(CaOH2CaC 22222 +→+



SILICIJEV KARBID – SiC – KARBORUND SiC je kovalentni karbid. Zbog nečistoća obojen zeleno, žuto, plavo ili crveno. Dobivanje SiC:

pijesakkremeniSiOCO2SiCC3SiO

2

C200019002

O

−+⎯⎯⎯⎯⎯ →⎯+ −

SiC ima izvanredna kemijska i fizikalna svojstva, mehanička, toplinska i električna. Ima veliku tvrdoću, gotovo kao dijamant. Koristi se za brušenje, poliranje i čišćenje površina čvrstih metala, vatrostalni je materijal. SILICIJ – Si U prirodi se NE NALAZI U ELEMENTARNOM stanju već u obliku SiO2 i mnogobrojnih silikata. RASPROSTRANJENOST – u zemljinoj kori odmah iza kisika (25.7%) Čisti silicij ima dijamantnu strukturu. Dobivanje Si:

CO2SiC2SiO2 +→+ Silicij ne reagira s kiselinama a sa lužinama tvori SILIKATE oslobađajući H2:

2322 H2SiONaOHNaOHSi +→++ SiO2 se u prirodi javlja u 20-ak različitih kristalnih i amorfnih modifikacija. Najpoznatiji je KREMEN ili KVARC.

2C1710C1470C870 SiOTALJEVINATKRISTOBALITRIDIMITKREMEN

OOO⎯⎯⎯ →⎯⎯⎯⎯ →⎯⎯⎯ →⎯

Gorenavedeni procesi od kremena do taljevine su također reverzibilni. OPAL – amorfna modifikacija SiO2 koja sadrži 3-21% vode. DIJATOMEJSKA ZEMLJA – tvar nastala od amorfnog SiO2 iz ljuštura dijatomeja (alge kremenjašice). KREMEN – tvrd, krt, vrlo visokog tališta. Otporan na djelovanje svih kiselina osim HF:

OH2SiFSiOHF4 242 +→+ pa se stoga HF čuva u plastičnim bocama. SILIKATI Soli silicijskih kiselina. Izgrađuju gotovo 90% Zemljine kore.

silikatnatrijevOH)l(OSiNaNaOH2SiO2

silikatnatrijevOH)l(SiONaNaOH2SiO

25222

2322

+→+

+→+

Nastali slikati topljivi su u H2O za razliku od ostalih koji nisu topljivi u vodi, a njihovu vodenu otopinu nazivamo VODENO STAKLO. Reakcijom otopine vodenog stakla i HCl nastaje ortosilicijska kiselina:

kiselinajskaortosiliciSiOHNaCl2SiOHOHHCl2SiONa

44

44232

−+→++

HIDRIDI 14 grupe PSE:

• metan CH4 • silan SiH4 • german GeH4 • stanan SnH4 • plumban PbH4

Ovo su tetraedarske molekule, tetraedarske strukture. Najveće vrelište ima PbH4. Ugljik s nemetalima uvijek stvara kovalentnu vezu. Si – poluvodički element (kao i germanij Ge – otrovan) Poluvodiči n-tipa – Si doniran s elementima 15 grupe PSE. Poluvodiči p-tipa – Si doniran s elementima 13 grupe PSE. Zadatak Dovrši jednadžbe:

1. !slabijuistiskujekiselinajaca)g(CO)l(OH)aq(Ca)COOCH()aq(COOHCH2)s(CaCO 222333 −++→+ 2. jacu! istisnuti može ne kiselina slabijajer tecene reakcijaCOHCa)COOCH( 3223 + 3. jacu istisnuti može ne kiselina slabijajer tecene reakcija COHCaSO 324 + 4. slabijuistiskujekiselinajacaCOOH)s(CaSO)aq(SOH)s(CaCO 224423 −++→+



Djelovanje kiselina na pojedine metale: Cu Fe Mg Al Ag Zn HCl ne reagira H2 H2 H2 ne reagira H2 HNO3 (konc) NO2 / ne reagira NO2 / HNO3 (aq) NO / ne reagira NO / H2SO4 (konc) SO2 / / ne reagira / / H2SO4 (raz) H2O H2 H2 H2 / H2 NaOH / [ ]42 )OH(AlH + H2O / / H2 / / /

Primjer Topljivost magnezij-hidroksida u vodi iznosi 0,009 g/L. Koliki je produkt topljivosti magnezij-hidroksida u vodi. Rješenje: Ravnotežu između krutog magnezij-hidroksida i otopine možemo prikazati jednadžbom:

( ) )aq(OH2)aq(Mg)s(OHMg 22

−+ +→ Molarna masa magnezij-hidroksida je 58,3 g/mol. Koncentracija zasićene otopine magnezij-hidroksida jest: c=0,009 g L-1/5,83 g mol-1=1,54·10-4 mol L-1 Koncentracija OH- iona u otopini je dva puta veća od koncentracije Mg2+ iona, pa se za produkt topljivosti magnezij-hidroskida dobiva:

Kpt= [ ] [ ] ( )( ) 33112141422 Lmol1046,1Lmol1008,3Lmol1054,1OHMg −−−−−−−+ ⋅=⋅⋅= RAZMISLI I ODGOVORI:

1. Pozitivni pol galvanskog članka je: a) Anoda b) katoda

2. Točno napisana shema galvanskog članka je: a) −+ ++ Ag/Ag//Pb/Pb 2

b) +− ++ Ag/Ag//Pb/Pb 2

c) +− ++ Ag/Ag//Pb/Pb 2

3. Spontani procesi su: a) 22 ClI2Cl2I +→+ −− b) 22 ClKF2KCL2F +→+ c) OHNHNaClNaOHClNH 234 ++→+ d) FeCuSOCuFeSO 44 +→+

4. S vodom neće reagirati: a) C2H2 b) CO c) CO2 d) O2 e) N2O5 f) Cl2O7 g) N2O

5. Amfoterni karakter nema: a) KH b) SO3 c) Al2O3 d) ZnO e) H2O

6. Termičkom disocijacijom NaHCO3 nastaje: a) Na2O b) 2232 COOHCONa ++ c) Na+H2O+CO2



7. Metalni hidridi su: a) oksidansi b) reducensi

8. Paramagnetičnost je posljedica: a) jednog ili dva nesparena e– b) sparenih e–

9. Svi halogeni elementi mogu se dobiti elektrolizom vodenih otopina halogenida osim: a) Br2 b) Cl2 c) I2 d) F2

10. Gorenjem magnezija na zraku mogu nastati: a) MgO i Mg3N2 b) MgO i C c) MgO, Mg3N2 i C (čađa)

11. Termičkom disocijacijom karbonata nastaju: a) oksid metala + C + kisik b) metal + ugljik + kisik c) oksid metala + ugljični dioksid d) ništa nije točno

12. Svi hidridi alkalijskih metala imaju: a) ionsku vezu b) kovalentnu vezu c) ionsku svi osim litija

13. Svi zemnoalkalijski metali dobivaju se elektrolizom taline osim: a) Mg b) Be c) Ba d) Ca

14. Entalpija otapanja soli ovisi o entalpiji: a) kristalne rešetke b) hidratacije c) kristalne rešetke i hidratacije

15. Topljivija sol je: a) NaHCO3 b) Na2CO3

16. Legure su: a) spojevi dva ili više metala b) smjese dva ili više metala čija se svojstva bitno razlikuju od svojstava čistih tvari

17. U vodi nije topljiva sol: a) CH3COONH4 b) Na2S c) ZnSO4 d) MnS

18. Koji se oksid može dalje oksidirati: a) CO2 b) CO c) H2O d) NO



19. Dobar reducens nije: a) CO2 b) CO c) NH3 d) H2

20. Napon galvanskog članka Zn/Zn2+ i Ni/Ni2+ je: a) –1.01 V b) –0.76 V c) 1.01 V d) –0.26 V e) 0.51 V

21. Pri radu Leklanceovog članka grafitni štapić se: a) troši b) ne troši

22. Proces stvaranja PbSO4 u olovnom akumulatoru zove se ____________________________.

23. Nakon rezanja natrija nožić se pere: a) vodom b) etanolom jer nastaje natrijev etoksid koji nije opasan (CH3CH2ONa)

24. Superoksidni ion je: a) −2

2O b) O2– c) −

2O

25. Redoks reakcija nije: a) 22 HZnClHClZn +→+ b) NaCl2)s(BaSOSONaBaCl 4422 +→+ c) OH2ClMnClHCl4MnO 2222 ++→+

26. Olovni šećer je: a) olovni acetat b) olovni karbonat

27. Formula minija je: a) Pb3O4 b) Pb(N3)2

28. Talište čistog srebra (otapalo) je 961OC. Kk(Ag)=34,5 K kg/mol. Odredi talište legure bakra (otopljena tvar) i srebra ako je maseni udio bakra u leguri 0,2. [ ]K1098T,C28.825t o

t ==

29. Za neutralizaciju kiseline najefikasniji je: a) Na2CO3 b) CH3OH c) NH4Cl

30. U reverzibilnoj reakciji −←

− +⎯→⎯+ OHHCNOHCN 2 . Bronstedova baza je:

a) OH,CN 2−

b) −OH,OH2

c) −− OH,CN d) HCN,OH2

31. Konjugirana baza za −4HSO anion je:

a) −24SO

b) H2SO4 c) +OH3



32. Pri s.u. 1015 molekula nekog plina zauzima volumen: a) 3,78x10-20 dm3 b) 0,00373 m3 c) 22,4 m3 d) 1 m3

33. Zaokruži ispravnu tvrdnju. Brzina kemijske reakcije: a) ne ovisi o kinetičkoj energiji čestica koje reagiraju b) obrnuto je proporcionalna temperaturi na kojoj se reakcija izvodi c) ne ovisi o koncentraciji tvari koje reagiraju d) proporcionalna je promjeni koncentracije reaktanata i produkata u jedinici vremena

34. Koji je tip međudjelovanja između čestica: a) CH4 i CH4 b) H2O i CH3OH c) CO2 i H2O d) Li+ i H2O

35. Izračunaj maseni udio aluminija u Al2O3!

36. Najviše vrelište ima: a) HI b) H2O c) HBr d) HCl

37. Peroksid pokazuje formula: a) Na2O b) BaO2 c) KO2 d) MgO

38. Otopina slabih kiselina: a) sadrži nedisocirane molekule te kiseline b) sastoji se samo od iona c) ne provodi električnu struju d) ne reagira s lužinama

39. Reakcijom KO2 s vodom nastaje: a) voda + vodik b) lužina + vodik c) lužina + kisik

40. U jednom od navedenih spojeva postoji ionska i kovalentna veza: a) Li2O b) CH3COONa c) CHCl3 d) AlCl3

41. Lužnato će zbog hidrolize djelovati otopine sljedećeg para soli: a) CH3COONa i HCOONa b) NH4Cl i NH4NO3 c) Na2SO4 i NaClO4

42. Puferska otopina je vodena otopina: a) HCl i NaCl b) H2SO4 i (NH4)2SO4 c) NH4OH i NH4Cl

43. Plemeniti plinovi imaju svojstva: a) ionskih b) molekulskih c) atomskih kristala d) ništa navedeno nije točno



44. Koji od nizova pokazuje jačanje oksidativnih svojstava halogenih elemenata: a) F > Cl > Br > I b) I > Br > Cl > F c) F > Br > Cl > I d) I > C > Br > F

45. pH vodene otopine soli je 8. Konc. H3O+ u otopini iznosi: a) 1,10–8 mol dm-3 b) 1,10–6 mol dm-3 c) 1,106 mol dm-3

46. U 500 ml neke otopine otopljeno je 2 g NaOH. 100 mL te otopine razrijeđeno je sa 900 ml vode. Koliki je pH nastale otopine? a) 4 b) 6 c) 8 d) 10 e) 12

47. Kolika je koncentracija H3O+ u svježoj otopini limunova soka ako je izmjereno da je pH te otopine 2,8. (1.58·10-3 mol dm-3)

48. Ako je stupanj disocijacije H2CO3 17% za prvi stupanj disocijacije kiseline čija je množinska koncentracija 0,1 mol

dm-3. Izračunaj Kc. (2.89·10-3 mol dm-3)

49. 0,131 mol željeza zagrijavanjem reagira sa 6,30 g sumpornog praha. Ef = ? (Empirijska formula)

50. Masa uzorka hidratne soli Na2CO3 x XH2O iznosi 5,72 g. Zagrijavanjem soli masa se smanji za 3,6 g. Kako glasi empirijska formula spoja? (Na2CO3 · 10H2O)

51. Tlo sa pH manjim od 5,5 može se učiniti manje kiselim dodatkom:

a) Mg(OH)2 b) Ca3(PO)2 c) NH4Cl

52. Koliko je pH vodene otopine H2SO4 koncentracije 0,005 mol/dm3? (pH = 2)

53. Izračunaj konc. H3O+ u destiliranoj vodi pri t = 370C! (Kw = 2.39·10–14 mol2 dm-6 kod t = 370C) Zadatak: Učenik je trebao odrediti pH vrijednost određenog broja otopina. Svoja mjerenja je prikazao u sljedećoj tablici:

OTOPINA A B C D E F G pH 3 4 7 5 8 9 6

Miješanjem kojih otopina se može dobiti nova otopina koja ima pH jednak pH(C) = 9? a) A + B b) D + E c) E + F d) A + B + D e) B + D + G

Zadatak: Koja od navedenih kiselina jače disocira: a) H3PO4, Ka = 37.5 10−⋅ b) H2SO3, Ka = 21.58 10−⋅



STRUKTURNE FORMULE NEKIH ČESTICA

a) N2O, N O: :::N

b) N2O4,

N: :: :

: :

: :

+O O

O O

- -

: :

N+

c) P2O5, P

: ::

:O

O :

:::

: O

O:

O P

d) N2O5, N O N+ +

: ::

:

O

O :

:::

:

O

O:

-

e) O3,

O: 117o O

ODipol

IliO

OO

Rezonantni hibrid

f) N3, azidni ion od HN3 – azidna kiselina : :: :[ ]−NNN

g) −22S - disulfidni ion,

: ::[ ] −2SS: :

:

h) −22O peroksidni ion,

:: :

:::[ ] −2OO i) NO, N O: :.

j) −2O - superoksidni ion,

: : :[ ]−OO :: .

k) NO2, N.

:

O ::

::O


PRIPR

EME

Zagreb, 2006.

KEMIJA 4

PRIPREMILA

KATA MILIĆ


Nakladnik


tel.: (01) 24 50 904, 24 52 809, 091 51 36 794



Pripreme za razredbene ispite 1

ORGANSKA KEMIJA (kemija ugljikovih spojeva) Svi organski spojevi sadrže C – otuda naziv kemija ugljikovih spojeva. C-atomi se povezuju u LANČASTE (ACIKLIČKE ILI ALIFATSKE) i PRSTENASTE (CIKLIČKE). UGLJIKOVODICI (CH) C – četverovalentan u svim organskim spojevima. Pregledna podjela ugljikovodika:

UGLJIKOVODICI

CIKLIČKI(PRSTENASTI)

ALKANI(PARAFINI)

ALKENI(OLEFINI)

ALKINI(ACETILENI)

CIKLOALKANI(CIKLOPARAFINI)

CIKLOALKENI(CIKLOOLEFINI)

ARENI

ACIKLIČKI(ALIFATSKI)

NEZASIĆENIZASIĆENI

C C C C C C

ZASIĆENI NEZASIĆENI

ALKANI (PARAFINI)

Opća formula homolognog niza CnH2n+2, n = broj C atoma. HIBRIDIZACIJA sp3, sigma veza - σ - vrlo čvrsta kovalentna veza. DULJINA C-C iznosi 154 pm=0.154 nm. HOMOLOGNI NIZ: spojevi sličnih kemijskih svojstava koji se međusobno razlikuju za METILENSKU SKUPINU

−− 2CH . FORMULE: empirijske, molekularne, strukturne, kondenzirane strukturne, Newmanove projekcijske formule, VEZNE CRTICE. VALENTNI KUT u alkana je 109.5o. OBLIK MOLEKULE: TETRAEDAR. KONFORMACIJE alkana: različiti oblici molekula koje su posljedica ROTACIJE oko jednostruke kovalentne veze. Najstabilniji oblik zove se KONFORMER. STRUKTURNI ILI KONSTITUCIJSKI IZOMERI: spojevi ISTE molekulske ali različite strukturne formule.

Broj C-atoma Broj izomera CH4 metan 1 C2H6 etan 1

C3H8 propan 1 C4H10 butan 2 C5H12 pentan 3 C6H14 heksan 5 C7H16 heptan 9 C8H18 oktan 18 C9H20 nonan 35 C10H22 dekan 75

C20H42 eikosan 366319

skupina metilenska je CH2 −−



Izomeri:

a) butana: • 3 2 2 3CH -CH -CH -CH , tv = - 0.5 0C, n-butan ili butan,

•

3 3CH -CH-CH

3CH , tv = - 11.6 0C, i - butan, razgranat je pa je Van der Waalsova sila slabija, b) pentana:

• 3 2 2 2 3CH -CH -CH -CH -CH , n-pentan , tv = 36 0C,

323 CHCHCHCH −−−

3CH

2o sekundarni 1o primarni

3o tercijarni , i-pentan, tv=28oC,

3CH C3CH

3CH

3CH4o kvartarni , neopentan, tv=10oC,

Razgranati ugljikovodici uvijek imaju NIŽE tv od ravnih sa istim brojem C atoma, zbog slabijih Van der Waalsovih sila. Ugljikovodici su NEPOLARNI spojevi. ALKILI - CnH2n+1 U imenu imaju nastavak –il. CH3– metil CH3CH2– etil CH3CH2CH2– propil

CH3-CH-CH3 2o

i-propil ili sec-propil CH3–CH2–CH2–CH2– butil

CH3–CH–CH2–CH3– 2o

sec-butil

2CHCH3–CH–CH3

i-butil (od i-butana)

CH3–C– 3CH

3CH3o terc-butil (ili ( ) CCH 33

CH3CH2CH2CH2CH2- pentil 1o je primarni C atom, vezan s jednim C-atomom 2o je sekundarni C atom, vezan s dva C-atoma 3o je tercijarni C atom, vezan s tri C-atoma 4o je kvartarni C atom, vezan je s četiri C-atoma



NOMENKLATURA (NAZIVLJE) – prema IUPAC CH3–CH2 Cl CH2–CH3

CH2––C––––CH–CH3

3CH

12

345

67

1. Najdulji lanac ima 7 C-atoma. 2. Osnovni naziv alkana je HEPTAN. 3. Supstituenti metil i klor. 4. Položaj: na 4. C-atomu klor, na 3. i 4. C-atomu dvije metilne skupine. 5. Poredati supstituente po abecedi. Ime alkana: 4-klor-3,4-dimetilheptan. Ovakav postupak vrijedi uz potrebna proširenja i za ostale skupine organskih spojeva. FIZIKALNA SVOJSTVA ALKANA: -ovise o broju C-atoma -agregatno stanje: C1 - 4 plinovi C5 - 16 tekućine C17 – C20 čvrsto -talište tt i vrelište tv nerazgranatih alkana je VIŠE od razgranatih alkana istog broja C-atoma zbog jače privlačne Van der Waalsove sile -NEPOLARNE su 0=µ -NETOPLJIVI u H2O (dipol 0µ > ) i ne miješa se sa H2O KEMIJSKA SVOJSTVA ALKANA: Nereaktivni, teško stupaju u kemijsku reakciju, nemaju funkcionalnu skupinu, funkcionalne skupine su jedino vodikovi atomi.

A. SUPSTITUCIJA: sumarno: HClClCHClCH 3

iliUV24 +⎯⎯⎯ →⎯+ ∆ , ∆H < 0

klormetan (plin) -mogu nastati i CH2Cl2 diklormetan ili metilenklorid, CHCl3 – triklormetan (KLOROFORM), CC4 tetraklormetan CH2Cl2, CHCl3, CCl4 – TEKUĆINE, lako hlapljive! MEHANIZAM – SLOBODNIH RADIKALA Kloriranje CH4 – 3 stupnja:

1. inicijacija – HOMOLITIČKO CIJEPANJE Cl2, nastaju slobodni radikali ⋅+⋅⎯→⎯ ν ClClCl:Cl h slobodni radikali klora

2. lančana reakcija - 4 3

3 2 3

metilni radikalCHCH Cl CH HCl

Cl CH Cl Cl+ ⋅ → ⋅+ −⎧

⎨ ⋅ + → + ⋅⎩

3. završetak (determinacija) - 2

3 3

3 3 3 3

Cl Cl ClCH Cl CH ClCH CH CH CH

⋅+ ⋅ →⎧⎪ ⋅+ ⋅→⎨⎪ ⋅+ ⋅→ −⎩

HOMOLITIČKO CIJEPANJE (HOMOLIZA) – proces u kojem se cijepa kovalentna veza i svaki atom dobiva 1e-, nastaju SLOBODNI RADIKALI, nestabilne (reaktivne) čestice.

⋅+⋅→ BAB:A slobodni radikali HETEROLITIČKO CIJEPANJE (HETEROLIZA) – nastaju ioni.

−+ +→ BAB:A kation i anion



*- *+

C X

Polarna veza

B. GORENJE ALKANA – OKSIDACIJA

a) potpuno: produkti CO2 i H2O

12

)OH(n)H(n

11

)CO(n)C(nOH10CO8O13HC2

2

2222104

=

=⇒+→+ovaj odnos množina uvijek vrijedi

C. PIROLIZA – termička disocijacija bez kisika PRODUKTI: elementarne tvari C i H2

24 H2CCH +⎯→⎯∆ D. KREKIRANJE – produkti su ugljikovodici niže Mr.

168188kat,t,p

3416 HCHCHC +⎯⎯ →⎯

alkan ⎯⎯ →⎯ kat,t,p alkan+alken DOBIVANJE ALKANA

1. Iz prirodnih izvora 2. Frakciona destilacija nafte – razdvajanje na temelju različitog tv

Zadatak Spojevi 2-metilheptan, 2,2-dimetliheksan, 2,2,4-trimetilpentan jesu IZOMERI:

a) heksana b) heptana c) oktana d) nonana

Zadatak Koliko se izomernih monoklorbutana može dobiti kloriranjem 2-metilbutana pri t=300OC: a) jedan b) dva c) tri d) četiri e) pet

HALOGENALKANI (ALKILHALOGENIDI) Alkilhalogenidi su spojevi koji sadrže: jedan ili više atoma halogenih elemenata, kovalentno vezani na atom C. Opća formula: + -R Xδ δ− R – alkil X – izlazna skupina; X = F, Cl, Br, I Oblik – tetraedar. Hibridizacija sp3. NAZIVLJE ALKILHALOGENIDA

ClCH3 − - klormetan – plin, ili metil-klorid FCH3 − - fluormetan – plin, ili metilfluorid

ClCHCHCHCHBr 2222 −−−−− - 1-brom-4-klorbutan CHCl3 – triklormetan ili KLOROFORM, lakohlapljiva tekućina CH2Cl2 – diklormetan ili metilen-klorid, lakohlapljiva tekućina CCl4 – tetraklormetan, lakohlapljiva tekućina FIZIKALNA SVOJSTVA ALKILHALOGENIDA Većinom bezbojne tekućine, ρ veći od ρ vode. S vodom se ne miješaju. Što je više halogena zapaljivost je manja. Dobro otapaju organske spojeve. KEMIJSKA SVOJSTVA ALKILHALOGENIDA Za razliku od alkana koji teško reagiraju alkilhalogenidi LAKO reagiraju s različitim reagensima. MEHANIZAM – NUKLEOFILNA SUSPSTITUCIJA Reakcije se zbivaju sa nukleofilom. NUKLEOFILI – reagensi bogati s e-: NH3, H2O ili negativno nabijene čestice: −−−−− OH,I,B,F,Cl , dvostruka veza ima svojstvo nukleofila.



ELEKTROFILI – reagensi siromašni s e-: BeCl2, AlCl3 (odstupanje od okteta) ili pozitivno nabijeni ioni: H+, Br+ (bromonijev ion), Cl+ (kloronijev ion), NO2

+ (nitronijev ion), Fe3+, Cu2+, Zn2+... OSNOVNE VRSTE REAKCIJA:

-NUKLEOFILNA SUPSTITUCIJA (ZAMJENA) -ELIMINACIJA (IZDVAJANJE)

1. NUKLEOFILNA SUPSTITUCIJA (nukleofil zamjenjuje izlaznu skupinu)

Reakcije s: a) metalnim hidroksidima → ALKOHOLI

NaBrOHCHCHNaOHBrCHCH 2323 +−−→+−−++ - -

b) vodom → ALKOHOLI (najlakše na tercijarnim)

C

3CH

3CH 3CH

Cl+ H2O C

3CH

3CH 3CH

OH+HCl

ili (CH3)3C-Cl c) alkoksidima → ETERI

CH3 – CH2 – ONa + CH3CH2 – I → CH3 – CH2 – O – CH2 – CH2 – CH3+ NaI natrijev etoksid (alkoksid)

d) amonijakom → AMINI CH3 – CH2 – Cl + NH3 → CH3 – CH2 – NH2 + HCl (CH3 – CH2 – NH2 se zove etilamin)

e) cijanidima → NITRILI R C N: CH3 – CH2 – CH2 – CH2 –Br + NaCN → CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – CN butilcijanid

2. ELIMINACIJSKE REAKCIJE ALKILHALOGENIDA Produkti su alkeni. Reagensi su isti kao kod supstitucije, isti su i UVJETI. Reakcije s:

a) hidroksidima

OH+NaCl+CH=CH-CHNaOH+Cl-CH-CH-CH 223223 →αβ + -

Nukleofil napada vodikov atom u β -položaju (susjedni C-atom) i spaja se s VODIKOM. Izlazna skupina veže se s elektrofilom.

b) alkoksidima


Br

α ββ

+ CH3 – CH2 – OK → CH3 – CH2 – CH = CH2 Kalijev etoksid + KBr + CH3 – CH = CH – CH3 smjesa produkata + CH3CH2 – OH

CIKLOALKANI (CIKLOPARAFINI) Opća formula: CnH2n Nazivlje cikloalkana:

2CH

2CH 2CH , , α =60O, ciklopropan – planarna molekula (jedini)

2CH

2CH2CH

2CH, , α =90O, ciklobutan



2CH

2CH 2CH

2CH2CH , , α = 108O, ciklopentan

2CH

2CH

2CH2CH

2CH

2CH

, , α = 109.5O, cikloheksan 3322 CH)CH(CH −

1

2

3

3CH 3-metil-1-pentilcikloheksan

cikloheksilcikloheksan KONFORMACIJE CIKLOALKANA – KONFORMACIJSKI STEREOIZOMERI Različiti oblici molekula zovu se konformacije. Konformacije cikloheksana: STOLIČASTA ili SEDLASTA – STABILNIJA i KONFORMACIJE ČAMCA ILI KOLIJEVKASTA KONFORMACIJA. Mogu prelaziti jedna u drugu. FIZIKALNA SVOJSTVA CIKLOALKANA – slična svojstvima alkana. Vrelište raste porastom Mr, kao i o obliku molekule. Talište ovisi o OBLIKU molekule tj. o mogućnosti boljeg ili lošijeg slaganja. Bolje slaganje, više talište. Vrelišta i tališta cikloalkana VIŠA su od vrelišta i tališta alkana sa istim brojem ugljikovih atoma. KEMIJSKA SVOJSTVA CIKLOALKANA Neki članovi I TO CIKLOPROPAN I CIKLOBUTAN ZBOG VELIKE NAPETOSTI, zbog nepovoljnog kuta podliježu ADICIJI reakcijama koje su karakteristične za alkane.

2CH

2CH 2CH + Br2 → BrCHCHCHBr 222 −−−− 1,2-dibrompropan ADICIJA zbog nepovoljnog kuta, karakteristično za ciklopropan i ciklobutan

2CH

2CH2CH

2CH+H2 ⎯⎯ →⎯ ∆,Pt CH3CH2CH2CH3 butan

OSTALI cikloalkani pokazuju reakcije supstitucije i gorenje.



DOBIVANJE CIKLOALKANA

a) iz benzena hidrogeniziranjem

+ 3H2 , 200 ,35oPt C bar←⎯⎯⎯⎯⎯→ cikloheksan Reakcija može biti reverzibilna, dehidrogenacijom iz cikloheksana može se dobiti benzen.

b) iz dihalogenalkana (eliminacija) Cl – CH2CH2CH2Cl + Zn ⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯ →⎯ C250,NaI,OHHC,OH o

522 + ZnCl2 ciklopropan je ANESTETIK



ALKENI (OLEFINI) Opća formula CnH2n (kao kod cikloalkana) Cikloalkani i alkeni s istim brojem C-atoma su IZOMERI. DULJINA C=C je 134 pm=0.134 nm (kraća od jednostruke).

C=C

120

PLANARNA molekula HIBRIDIZACIJA sp2, sadrži F i B vezu (slabija od F). Valentni kut je 120O. ROTACIJA OKO DVOSTRUKE VEZE NIJE MOGUĆA (PUCA). NAZIVLJE ALKENA NASTAVAK –EN doda se na korijen ugljikovodika.

eten C2H4, CH2=CH2, C=C

H H

H H

propen, CH2=CH – CH3, C3H6

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

1,3,5,7,9-ciklodekapentaen Buten, C4H8, CH2=CH – CH2 – CH3 1-buten CH3 – CH=CH – CH3 2-buten IZOMERI BUTENA!!!

3CHCCH −=

3CH2-metilpropen (metilpropen)

STEREOIZOMETRIJA ALKENA Stereoizomeri su spojevi s istim slijedom kovalentno vezanih atoma, a različitim rasporedom tih atoma. Stereoizomeri su CIS i TRANS izomeri – RAZLIKUJU SE PO FIZIKALNIM SVOJSTVIMA. Zadatak Prikaži stereoizomere 2-butena!

C=CH H

3CH 3CH

cis-2-buten, tt= -139OC, tv= 3.7OC

C=CH

H

3CH

3CH

trans-2-buten, tt= -106 OC, tv= 0.9 OC CIS – položaj – prioritetne skupine na istoj strani ravnine TRANS – položaj – prioritetne skupine na različitoj strani ravnine

C=CH

3CH 3CH

32CHCH

12

3

4 trans-3-metil-2-penten

C=CH 3CH

3CH 32CHCH

cis-3-metil-2-penten (prioritetne skupine CH3 i CH2CH3 na istoj strani ravnine – veći Mr) AKO JE DVOSTRUKA VEZA NA KRAJU LANCA ALKEN NEMA stereoizomere npr. 1-buten, 1-heksen. DIENI – alkeni s 2 dvostruke veze

22 CHCHCHCH −−=1 2 3 4

1,3-butadien 22 CHCHCCH =−=

3CH 2-metil-1,3-butadien (IZOPREN)



TRIENI – alkeni s 3 dvostruke veze

3CHCHCHCHCHCHCHCH −=−=−=−1 2 3 4 5 6 7 8

2,4,6-oktatrien POLIENI – alkeni s više dvostrukih veza, različitog rasporeda C=C=C KUMULIRANE dvostruke veze – SPOJEVI SE ZOVU KUMULENI ILI ALENI

CC

CC

CC

KONJUGIRANE VEZE (IZMJENIČNE)

CC C

CC CC

IZOLIRANE VEZE FIZIKALNA SVOJSTVA ALKENA Prva tri člana ove skupine na sobnoj temperaturi su plinovi. Tv i tt RASTU s porastom broja C-atoma (Mr). DOBIVANJE ALKENA – u labolatoriju najčešće eliminacijom

a) eliminacija vode iz alkohola OHCHCHOHCHCH 222

.)konc(SOH23

42 +=⎯⎯⎯⎯⎯ →⎯− Etanol b) eliminacija iz alkilhalogenida pomoću baze

3223 CHCHCHCHCH −−−−

Br + KOH 3 2 3 2- - -CH CH CH CH CH KBr H O→ = + + c) eliminacija iz alkilhalogenida s Zn – reducens


Br Br +Zn 233 ZnBrCHCHCHCH +−=−⎯→⎯∆ KEMIJSKA SVOJSTVA ALKENA VRLO REAKTIVNI ZBOG SLABE B VEZE. Dvostruka veza ima svojstvo nukleofila. REAGENSI: HALOGENOOVODICI HX, halogeni elementi X2, alken, ozon O3, HNO3, H2SO4, voda, KMnO4 – oksdans. H2 – reducens. PROCES – ELEKTROFILNA ADICIJA – puca B veza. ADICIJA – elektrofilna

a) halogeniranje X2 (X = F, Cl, Br)

CH2=CH2 + Br Br+ -

→

2CH 2CH

Br Br Ljubičasto bezbojno TEST REAKCIJA – bromiranjem se može dokazati postojanje dvostruke veze – promjena boje otopine. b) adicija halogenovodika HX – prema Markovnikovu pravilu – VODIK ide tamo gdje ga ima više.

23 CHCHCH =−+ -

+ H+ -

Br →

33 CHCHCH −−

Br SUMARNO! MEHANIZAM: Proces teče u dva stupnja, nastaje KARBOKATION tj. čestica koja na ugljiku ima pozitivan naboj.

23 CHCHCH =−+ -

+ H+ -

Br → 33 CHCHCH −−+

+ −Br →

33 CHCHCH −−

Br KARBOKATION – kratkoživuća čestica – INTERMEDIJER NE MOŽE nastati 1-brompropan. c) hidratacija (hidroksiliranje)

CH2=CH2 + HOH+ -

⎯⎯⎯⎯⎯ →⎯ .)konc(SOH 42 OHCHCH 23 , moguć reverzibilan proces Etanol



d) polimerizacija – adicija alkena, katalizator R-O-O-R ditercbutil-peroksid

n CH2= CH2 ⎯⎯⎯⎯⎯ →⎯ −−− t,pROOR n22 )CHCH( − (– CH2 – CH2 – je mer) eten, monomer polietilen (PE), polimer e) oksidacija uz KMnO4 1. u neutralnom i lužnatom nastaju alkoholi dioli

3 CH2=CH2+2KMnO4 +4H2O ⎯⎯ →⎯ C0o 3

2CH2CH

OH OH +2MnO2+2KOH Bayerov test 1,2-etandiol Reakcija s bromnom vodom i Baeyerovim testom služi za razlikovanje alkena i alkina od alkana koji NE DAJU POZITIVAN TEST. 2. u kiselom nastaju kiseline

COOHCH2KMnOCHCHCHCH 3OH

4333⎯⎯ →⎯+−=−

+

, octena kiselina f) hidrogeniranje

3223Pd,NiiliPt

2223 CHCHCHCHHCHCHCHCH ⎯⎯⎯⎯ →⎯+=−− g) ozonoliza – produkti su aldehidi ili aldehidi i ketoni

CH3CH=CH2 + O3 →

3CH CH

OO

O

2CH

⎯⎯⎯⎯⎯ →⎯+OH,OH/Zn 32

CCH 3

O

H +

Propen etanal metanal aldehidi

3CH23 CHCCH =−

+O3 →

3CH COO

O

2CH

3CH +O3 ⎯⎯⎯⎯⎯ →⎯+OH,OH/Zn 32

CCH 3 −O

3CH+

CH −O

H keton-aceton metanal-aldehid

Zadatak Polimerizacija vinilklorida CH2=CH–Cl (CH2=CH– VINIL) Zadatak Koji od 2 spoja ima cis i trans izomere:

a) 2-klor-2-buten b) 2-klor-1-buten

Zadatak Razvrstaj sljedeće čestice na E, Nu i O ako čestice nisu ni E ni Nu: Cl+, Fe3+, CH4, BeCl2, AlCl3, H2O, NH3, −Cl , Br+, CH2=CH2, NO2

+, −Br , −Cl .

Zadatak Ozonoliza:

323 CHCHCCHCH −=−−

3CH. Naziv produkta!

ALKINI (ACETILENI) Opća formula CnH2n-2 HIBRIDIZACIJA – sp, σ i dvije B veze. CC ≡ duljina 121 pm=0.121 nm. OBLIK MOLEKULE linearan, valentni kut 180O. NAZIVLJE ALKINA Etin C2H2. HCCH −≡− , CHCH ≡ - gorivo u autogenom zavarivanju (acetilen). Propin C3H4. CHCCH3 ≡−

Butin C4H6. CHCCHCH 23 ≡−−

4 3 2 1

1-butin IZOMERI BUTINA 33 CHCCCH −≡− 2-butin

CHCCHCHC ≡−−≡

322 CHCHCH −−

5 4 3 2 1

3-propil-1,4-pentadien

65

3

1

4

2

4,5-dimetil-2-heksin

C H _ O

H



FIZIKALNA SVOJSTVA ALKINA Talište, vrelište i gustoća nerazgranatih alkina SU VIŠA nego kod alkana i alkana istog broja C-atoma. Tv raste porastom Mr. Etin (C2H2), propin (C3H4) i butin (C4H6) su PLINOVI. KEMIJSKA SVOJSTVA ALKINA VRLO REAKTIVNI. Mogu vezati dvije molekule reagensa. Proces teče u DVA STUPNJA. REAKCIJE:

– ADICIJA NA TROSTRUKU VEZU – SUPSTITUCIJA vodika djelovanjem jakih baza, nastaju ACETILIDI

1. ADICIJA – kao i za alkene a) adicija halogenovodika – prema Markovnikovom pravilu

→+≡− HBr2CHCCH3

33 CHCCH −−

Br

Br 2,2-dimetilpropan MEHANIZAM:

I. stupanj CHCCH 3 ≡−+ -

+ H+ -

Br →+

23 CHCCH =− + -

Br →

23 CHCCH =−

Br

II. stupanj

+ -23 CHCCH =−

Br + H+ -

Br →

+

Br

33 CHCHCH −−

+ -

Br →

33 CHCCH −−

Br

Br b) hidrogeniranje – BITAN izbor KATALIZATORA!!

I. Pt – uvijek nastaje alkan CHCH ≡ +2H2 ⎯→⎯Pt

33 CHCH − II. Ni – nastaje smjesa alkana i alkena

CHCH ≡ +H2 ⎯⎯⎯ →⎯ C150,Ni O CH2=CH2 SMJESA!!!

CH2=CH2+ H2 ⎯⎯⎯ →⎯ C150,Ni O CH3–CH3 III. Pd – djelomično inaktiviran s Pb-soli, adicija teče do ALKENA

CHCH ≡ + H2 ⎯⎯⎯⎯ →⎯ −solPb/Pd CH2=CH2 ⇒ Ako nema Pb-soli i ako je vodik u SUVIŠKU reakcija teče do ALKANA.

32 CHCHCHCHCCH −=−−≡123456

+ 322223Pd

2 CHCHCHCHCHCH(suvišak)H3 −−−−−⎯→⎯ 4-heksen-1-in

222 CHCHCHCCH =−−≡5 4 3 2 1

+H2 ⎯⎯⎯⎯ →⎯ −solPb/Pd

1

222 CHCHCHCHCH =−−=2 3 4 5

1-penten-4-in 1,4-pentadien Zadatak: Daj naziv:

a)

−≡− CCCH 3

b) CHCCHCHCHCH 222 ≡−−−=

Zadatak: Napiši formule: a) 3-penten-1-in b) 1-penten-4-in

2. SUPSTITUCIJA → nastaju acetilidi ACETILIDI – ionski spojevi – nastaju supstitucijom vodika metalom. TROSTRUKA veza mora biti na kraju lanca. Eksplozivni su. a) reakcija s Tollensovim reagensom

( )[ ] OHNH2AgCCCHOHNHAgCHCCH 233233 ++−≡−→+≡− srebrov propinid – talog



b) reakcija s metalnim amidima (derivati NH3) 323223 NHNaCCCHCHNaNHCHCCHCH +−≡−−→+≡−−

natrijev butinid ( )[ ]OHNHAgCHCCCH 2333 +−≡− nema reakcije, nema vodika!

( )3 3 222 4 2CH CH Ag NH OH Ag C C Ag NH H O⎡ ⎤≡ + → − ≡ − + +⎣ ⎦

srebrov etinid – žuti vrlo eksplozivni talog – komarac može izazvati eksploziju

Ag2C2 – ionski spoj!!! DOBIVANJE ETINA IZ CaCO3 23 OCaOCaCO +⎯→⎯∆

COCaCC3CaO 2 +→+ , CaC2 ima svojstvo soli [ ] −+ ≡ 22 :CC:Ca 22222 )OH(CaHCOH2CaC +→+ ALKINI se mogu dobiti eliminacijom iz dibromalkana sa rastaljenim KOH, koji služi kao baza.

RCHCHR −−−

BrBr + OH2KBr2RCCRKOH2 2++−≡−⎯→⎯∆ Entalpija stvaranja: )fH : C2H6 - )H < 0 C2H4 - )H > 0 C2H2 - )H > 0 ARENI (AROMATSKI UGLJIKOVODICI) Areni – nezasićeni ugljikovodici koji su po kemijskom sastavu BITNO drugačiji od drugih dosada obrađenih nezasićenih ugljikovodika. Aromatičnost znači stabilnost – posljedica delokaliziranih B-elektrona. PREDSTAVNIK BENZEN C6H6.

Struktura (Kekule): ↔ ili Duljina veze C–C iznosi 140 pm = 0.140 nm. KUT je 120O. HIBRIDIZACIJA sp2. PLANARNA MOLEKULA BENZEN je bezbojna tekućina, ne miješa se s vodom jer je kao i svi ugljiokovodici nepolaran. VRELIŠTE – niže od 100OC (80OC), manje gustoće od vode, gori svijetlećim čađavim plamenom. Pare C6H6 su vrlo EKSPLOZIVNE, 1.5% do 8%. NAZIVLJE ARENA

C6H6 benzen

C6H5 fenil 3CH

metilbenzen, toluen – trivijalno 2CH

benzil, C6H5–CH2–



32 CHCH −3CH

1

2

1-etil-2-metilbenzen 3CH

3CH

1,2-dimetilbenzen ili o-dimetilbenzen ili o-KSILEN

3CH

3CH

1,3-dimetilbenzen ili m-dimetilbenzen ili m-KSILEN IZOMERI 3CH

3CH 1,4-dimetilbenzen ili p-dimetilbenzen ili p-KSILEN

difenil (bifenil) ili fenilbenzen 1,2 – orto položaj 1,3 – meta položaj 1,4 – para položaj Zadatak Prikaži izomere: m i p-krezol!

3CHOH

2-hidroksitoluen ili o-krezol Cl

Cl

1,2-diklorbenzen 2NO

nitrobenzen 2CHCH =

vinilbenzen, fenileten, etenilbenzen, stiren – trivijalno; 2CH CH= − vinil (radikal)

OHCH 2 −

benzilni alkohol ili fenilmetanol



KONDENZIRANE BENZENSKE JEZGRE

naftalen, C10H8

antracen, C14H10 IZOMERI

fenantren, C14H10 ),1(OH α

1-hidroksinaftalen ili "-hidroksinaftalen ili "-naftol ),2(OH β

2-hidroksinaftalen ili $- hidroksinaftalen ili $-naftol Benzen i njegovi derivati su otrovni pa čak i kancerogeni. FIZIKALNA SVOJSTVA ARENA Svi aromati su slabo topljivi u vodi – NEPOLARNI. Lakši su od vode, vrelišta rastu dosta pravilno s porastom Mr. Talište ovisi o simetriji molekule, tj. simetrične molekule bolje se slažu u kristal pa su im vrelišta VIŠA. PLANARNE SU MOLEKULE. KEMIJSKA SVOJSTVA ARENA Reagiraju s različitim REAGENSIMA uz katalizator. Uloga katalizatora je da sa reagensom stvori elektrofil.

1. ELEKTROFILNA SUPSTITUCIJA a) halogeniranje:

+ Br2 ⎯⎯ →⎯ 3FeBr

Br

+ HBr ⇒ FeCl3 je katalizator za kloriranje brombenzen

b) nitriranje:

+ HONO2 ⎯⎯⎯ →⎯ 42SOH

2NO

+ H2O nitrobenzen

c) sulfoniranje:

+ SO3 ⎯⎯⎯ →⎯ 42SOH

HSO 3

elektrofil benzensulfonska kiselina – vrlo jaka kiselina



d) alkiliranje ili FRIEDEL-CRAFTSOVE REAKCIJE:

+ CH3CH2Cl ⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯ →⎯ )hidrolizezbogbezvodan(AlCl3

32CHCH

+HCl etilbenzen

2. REAKCIJE ADICIJE – moguće samo uz povišeni tlak i temperaturu a) hidrogeniranje:

+ 3H2 0, 200 , 40Pt C bar⎯⎯⎯⎯⎯⎯→ cikloheksan

b) kloriranje:

+ 3Cl2 ⎯→⎯ νh

Cl

H

Cl H

Cl

Cl

ClCl

H

H

H

H

heksaklorcikloheksan (Linden) DOBIVANJE STIRENA (VINILBENZEN)

+CH2=CH2 ⎯⎯ →⎯ 3AlCl

32CHCH

⎯⎯⎯⎯⎯ →⎯ OK,CrO,OFe 2332

2CHCH =

STIREN ili vinilbenzen POLIMERIZACIJA STIRENA

n

2CHCH =

⎯⎯ →⎯ kat,t,v n

2CH CH- - -[ ]n

POLISTIREN (PS) Zadatak Dovrši jednadžbe:

a)

3CH

+ Cl2 ⎯→⎯ νh

2CH Cl

+ HCl

(klormetil) benzen benzilni klorid

b)

3CH

⎯⎯⎯ →⎯ 4KMnO

COOH

benzojeva kiselina; oksidacijom toluena sa KMnO4 nastaje benzojeva kiselina



2δ¯

δ+

δ+

δ+ δ+

2,OH β

β - naftol

OH1

2

2 - fenilfenol

I Z O M E R I

⇒ ORJENTACIJA DRUGOG SUPSTITUENTA U o- i p-: položaj orjentiraju: -OH alkoksidni -OR karboksilatni ion R–COO- R - alkil Ar - aril X - halogen U m- položaj orjentiraju: - NO2 - COOH - SO3H - CN FENOLI - OHHC 56 − - KARBOLNA KISELINA, Aromatski spojevi u kojima je hidroksidna skupina vezana direktno na benzenski prsten.

O

H

::

FENOL – dipol, stvaraju vodikove veze.

Jednovalentni fenoli imaju 1 – OH Dvovalentni fenoli imaju 2 – OH Podjela glede broja – OH skupina. Viševalentni fenoli imaju više – OH NAZIVLJE FENOLA

X-supstituent

Položaj o

Položaj mPoložaj p

OH

O

HH

::FUNKCIONALNA SKUPINA – OH,HIDROKSILNA SKUPINA.

OH

OH

1,2 – dihidroksibenzen (pirokatehol ili katehol)

1,OH α

α - naftol

OH

OH 1,3 – dihidroksibenzen (rezorcin)

NO2

OH

2NO

2NO

1

2

35

6

4

2,4,6 – trinitrofenol (PIKRINSKA KISELINA)

OH

OH 1,4 – dihidroksibenzen (hidrokinon)



OHC 56 − ::

: -

OH

2NO

NO2

OH

2NO

2NO

ONa

FIZIKALNA SVOJSTVA FENOLA Fenol je čvrsta kristalična tvar, talište 43O C, vrelište 120O C visoko zbog vodikovih veza. POLARNIJI od alkohola. Otrovan, djeluje baktericidno, slabo topljiv u hladnoj vodi, bolje topljiv u toploj, higroskopan (veže vlagu)

O

H::

H

H

O::

Vodikova veza

KEMIJSKA SVOJSTVA FENOLA FENOLI imaju kiseli karakter (kiseline), otpuštaju proton (Brönsted!). Jače kiseline od alkohola. U vodi disociraju dajući fenoksidni ion i H+.

Fenoksidni ion je Baza prema Brönstedu – proton – akceptor 1. Reakcije s NaOH

⇒+−→+− OHONaHCNaOHOHHC 25656 Fenol ima svojstvo BAZE ⇒+−→+− NaClOHHCHClONaHC 5656 jača kiselina istiskuje slabiju

2. Reakcije s HNO3

⎯⎯⎯⎯ →⎯+ )konc(SOH2

42HONO +

⎯⎯⎯⎯ →⎯+ )konc(SOH2

42HONO3 3. Reakcije s metalima (Na i K) 2 + 2Na → 2 + H2

⇒ FENOLI MOGU REAGIRATI KAO KISELINE (1) I KAO BAZE (2) znači da su AMFOTERNI.

++→+− OHOHOHHC 3256

OHOH

2NO

Fenol ima svojstvo BAZE

OH

AMFOTERNI karakter FENOLA Jer reagira s kiselinama i bazama

OH

Trinitrofenol ili Pikrinska kiselina



ONa

HSO3 ONa

ONa OH

2δ¯

δ+ δ+

O

HH

::

δ- δ+

O

H

::

+δ

R

Alkilcikloalkil

+δ

DOBIVANJE FENOLA a) iz KLORBENZENA + 2NaOH ⎯⎯⎯⎯⎯ →⎯ C330,taljenje O

+ NaCl + H2O b) iz benzensulfonske kiseline + 2NaOH ⎯⎯⎯⎯⎯ →⎯ C330,taljenje O

+ NaHSO3 + H2O + H+ → + Na+

ALKOHOLI Opća formula R-OH – DIPOL, VODIKOVE VEZE DERIVATI VODE – OH hidrofobni dio hidrofilni dio ALKOHOLI SU AMFIPATSKE MOLEKULE tj., molekule koje imaju hidrofilni i hidrofobni dio FUNKCIONALNA SKUPINA – OH hidroksilna skupina, kao kod FENOLA, ali drugačijih svojstava

Cl

natrijev fenoksid (sol, pH>7)

Jača kiselina istiskuje slabiju (fenol)

fenol

DIPOL, STVARA VODIKOVE VEZE



33 CHCHCH −−

OH

3 2 1

1-butanol

2-butanol (sec-butilni alkohol) 2-metil-2-propanol (terc-butilni alkohol)

2-metil-1-propanol (izo-butilni alkohol)

22 CHCHCH −−

OH OH OH

NAZIVLJE ALKOHOLA NASTAVAK: - OL za jednu –OH, -DIOL za dvije –OH, TRIOL za tri –OH skupine. CH3–OH – metanol (metilni alkohol) CH3–CH2–OH – etanol ili C2H5OH ili C2H6O (etilni alkohol) CH3–CH2–CH2–OH – 1-propanol – 2-propanol

OHCHCHCHCH 2223 −−−−4 3 2 1


OH

4 3 2 1

33 CHCCH −−3CH

OH OHCHCHCH 23 −−−

3CH BUTANOL IMA ČETIRI IZOMERA

OH2O

OHCH 2

cikloheksanol fenilmetanol ciklopentanol ili benzilni alkohol CH3-CH2-CH=CH-CH2-OH CH3-CH2-CH2-CH2-CH2-OH 2-penten-1-OL C5H11-OH pentanol ili AMILNI alkohol otrovna uljasta tekućina, koja postoji u više izomernih oblika služi kao otapalo za masti i smole PODJELA ALKOHOLA

a) prema broju OH - jednovalentni - imaju 1 –OH CH3OH – metanol - dvovalentni – imaju 2 –OH – 1,2 – etandiol (etilenglikol ili glikol-antifriz) - trovalentni imaju 3 –OH – 1,2,3 – propantriol (glicerol) Glicerol – gusta ljepljiva tekućina - zbog vrlo jakoh vodikovih veza. Stvara 3 vodikove veze.

izomeri

IZOMERI BUTANOLA

OH

22 CHCH −

OH OH

22 CHCHCH −−

OH OH OH

OH OH OH

22 CHCHCH −−

3CH O

H

::

+δ

−δ

O

::

3CHH

Duljina vodikove veze



OHCHCH 23 −−

:

H

b) prema položaju –OH

- primarni alkoholi –OH vezana na primarni C atom

- sekundarni alkoholi –OH vezana na sekundarni C atom

- tercijarni alkoholi –OH vezana na tercijarni C atom

(CH3)3C-OH

FIZIKALNA SVOJSTVA ALKOHOLA VODIKOVE veze između molekula alkohola imaju za posljedicu POVIŠENO talište i vrelište u odnosu na CH i alkilhalogenide sličnog Mr. MIJEŠAJU se s vodom. NIŽI alkoholi (do 4 C atoma) mješaju se u svim omjerima s H2O. Povečanjem broja C atoma topljivost u vodi i miješanje se smanjuje. KEMIJSKA SVOJSTVA ALKOHOLA Reakcije sa:

1. metalima → ALKOKSIDI + H2 2CH3CH2-OH + 2Na → 2CH3CH2-ONa + H2 natrijev etoksid – lužnata svojstva – zbog hidrolize CH3CH2-ONa + H2O → CH3CH2OH + NaOH – hidroliza 2C2H5OH + Ca → (C2H5O)2Ca + H2 kalcijev etoksid

2. metalnim hidridima → ALKOKSIDI + H2 CH3CH2-OH + NaH → CH3CH2-Ona + H2 djeluje kao kiselina baza

3. S HIDROKSIDIMA NE REAGIRAJU !!

4. s jakim kiselinama (HBr, HI) → ALKALHALOGENIDI + H2O (nastaje supstitucija –OH)

CH3CH2-OH + HBr → + Br- → CH3CH2-Br + H2O djeluje kao baza kiselina OKSONIJEV ION (protonirani kisik)

OHCH3 −

1O

OHCHCH 23 −

O1

33 CHCHCH −−

OH2O

3CH

33 CHCCH −−

OH3O



CCH3 −O

H

+δ

−δ

OHCH3 −+δ−δ

H+

OHCH3 −+δ−δ

+ H+

323 CHCHCCH −−−

=

O+ OHCH3 −

+δ−δ H+

OHCH3 −+δ−δ

5. reakcije s aldehidima → poluacetal → acetal + H2O

6. reakcije s ketonima → poluketal → ketal + H2O

δ-

δ+

7. oksidacija primarnih alkohola → ALDEHIDI (s jakim oksidansima u KISELOM). Oksidacijom aldehida nastaju karboksilne kiseline. Općenito: R-CH2-OH

OKSIDANSI: KMnO4, CrO3, K2Cr2O7, H2O2, O2 u KISELOM REDUCENSI: mješoviti metalni hidridi: LiAlH4, NaBH4 8. oksidacija sekundarnih alkohola → KETONI

Općenito:

⇒ Ketoni su slabije reaktivni od aldehida i oksidiraju u KARBOKSILNE KISELINE tek s jakim oksidansima, npr. u lužnatoj otopini s KMnO4 ili s vrućom HNO3(konc). Pri tome se veza cijepa i nastaju dvije karboksilne kiseline.

9. DEHIDRATACIJA → ALKENI

CH3CH2OH CH2= CH2 + H2O moguć reverzibilan proces! ⇒ ALKOHOLI KAO I FENOLI MOGU REAGIRATI KAO KISELINE I KAO BAZE, AMFOTERNI SU.

DOBIVANJE ALKOHOLA

1. adicija vode na alkene

CH2= CH2 + H2O CH3CH2OH moguć reverzibilan proces, nastaju alkeni

H+

33 OCHCCH −−

OH

H

−δ +δ

+3OCH

33 OCHCCH −−H

+ H2O

poluacetal 1-etoksietanol

1,1-dimetoksietan acetal

33 OCHCCH −−

OH−δ +δ

32CHCH

1 2

3 4

+

33 OCHCCH −−

32CHCH

1 2

3 4

3OCH

+ H2O

2-metoksi-2-butanol poluketal

2,2-dimetoksibutan ketal

oksidacija

redukcija

O

HCR −

oksidacija

redukcija

O

OHCR −

aldehid karboksilna kiselina

RCHR −−

OH RCR −−

O

3223 CHCHCCHCH −−−−

O

oksidacija

redukcija keton

→OKSIDANSI I REDUCENSI ISTI KAO ZA PRIMARNE ALKOHOLE

HNO3(konc),∆

H2SO4(konc)

CH3CH2COOH + CH3COOH propanska kis. etanska kis.

H2SO4(konc)



funkcionalna skupina

2. Alkoholno vrenje šečera (fermentacija)

C6H12O6 ⎯⎯⎯⎯⎯ →⎯ gljivicekvaščvaš 2C2H5OH + 2CO2

3. sinteza, npr. CH3OH

CO + 2H2 ⎯⎯⎯ →⎯ t,p.,kat CH3OH

4. Iz alkilhalogenida s lužinama ili hidrolizom

CH3CH2Cl + KOH → CH3CH2OH + KCl

5. Oksidacija alkena s KMnO4 u lužnatom → DIOLI

CH2= CH2 + KMnO4 ⎯⎯⎯ →⎯ OH,C0 2O

Zadatak: Topljivost alkohola u vodi:

a) raste porastom broja C atoma b) pada porastom broja C atoma Odaberi točan odgovor.

Zadatak: Alkoholi i fenoli imaju:

a) samo kiseli karakter b) samo lužnati karakter c) amfoterni karakter

ETERI Opća fromula R–O–R Nepolarni, međusobno ne stvaraju vodikove veze. Nisko talište i vrelište, s vodom se ne miješaju. Dobro je otopalo za mnoge nepolarne tvari, npr. I2, para etera lako explodiraju. Eteri imaju visok tlak pare i nisko vrelište. Vrelište etera je niže od vrelišta H2O i alkohola sličnog Mr. Derivati su vode. Eteri s H2O mogu stvoriti vodikovu vezu.

3CHC

3CH3CH

OHC

3CH

3CH

3CH

Cl

glukoza

+ H2O → + HCl

22 CHCH −

OH OH

+ MnO2 + KOH

2δ¯

δ+ δ+

O

HH

::O ::

R R1 2

R1 = R2 simetrični eter R1 ≠ R2 asimetrični eter

R je: alkil aril cikloalkil



COH3

3OCH

→

→

NAZIVLJE ETERA 1. SUPSTITUCIJSKO ime 2. RADIKALSKO ime

3223 CHCHCHOCH −−−1 2 3

3223 CHCHCHOCH −−−1 2 3

supstituent temeljna struktura metil propil 1-metoksipropan metil-propil-eter CH3–OH–CH3 CH3–O–CH2–CH2–CH3 dimetil-eter – PLIN !!! dietil-eter ili ETER, tv=35OC (Et2O) ili metoksimetan etoksietan

etil-fenil-eter fenil-metil-eter ili ANISOL 1,4-dimetoksibenzen (eter) fenil-ciklopropil-eter metil-ciklopentil-eter CIKLIČKI ETERI – u tim eterima kisik je heteroatom u prstenu. Koriste se obična (trivijalna) imena. dobivanje tetrohidrofurana: HOCH2CH2CH2CH2OH ⎯⎯⎯⎯⎯ →⎯ −∆ OH,,SOH 242 tetrahidrofuran (trivijalno) 2-metiltetrahidrofuran KEMIJSKA SVOJSTVA ETERA KEMIJSKI SU SLABO REAKTIVNI spojevi. Reagiraju samo s JAKIM kiselinama HBr i HI, a u tim se reakcijama ponašaju kao SLABE ORGANSKE LEWISOWE BAZE – slobodni el. par – proton-akceptor CH3CH2–O–CH2CH3 + Na NE REAGIRA CH3CH2–O–CH2CH3 + NaOH NE REAGIRA

32CHCH

O

3CHO ⇒ VINIL RADIKAL CH2 - CH -

O O3CH

O

3CHO

O

1,2-butandiol



3223 CHCHOCHCH −−

:

H

OKCHCH 23 −-

-

-

33 CHCHCH −−

OH

δ-

δ+

C=O

120O

CO

H

O

HCH −

→+ 42SOH + HSO4 – NEMA RAEKCIJE

LEWISOVA BAZA OKSONIJEV ION – protonirani atom kisika H2SO4 ne cijela etersku vezu, nego samo protonira atom kisika i nastaje OKSONIJEV ION. CH3CH2–O–CH2CH3 + HBr ⎯→⎯∆ CH3CH2–Br + CH3CH2–OH ili HI DOBIVANJE ETERA

1. ALKIL-HALOGENID + ALKOKSID → ETER

2. DEHIDRACIJA ALKOHOLA u prisutnosti kiseline

2CH3CH2–OH ⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯ →⎯ −∆ OH,,SOH 2)konc(42 CH3CH2–O– CH2CH3 ⇒ ETERI I ALKOHOLI S ISTIM BROJEM C atoma su IZOMERI CH3CH2CH2–OH, , CH3–O–CH2CH3, mol. for. C3H8O 1-propanol etil-metil-eter IZOMERI 2-propanol CH3CH2CH2CH2–OH, CH3CH2–O–CH2CH3, mol. for. Je C4H10O 1-butanol dietil-eter (ETER) ALDEHIDI Opća formula:

C

O

HR

DIPOL, stvaraju vodikove veze. alkil, aril vodik – H – za metanaldehid Funkcionalna skupina karbonilna skupina – planarna, odnosno - ALDO skupina HIBRIDIZACIJA karbonilne skupine sp2 Vodikove veze SLABIJE nego kod alkohola, pa su od alkohola hlapljiviji, a niži tv (isti broj C atoma) PRIVLAČNE sile su VEĆE nego kod ugljikovodika, VEĆI tv, TOPLJIVIJI u H2O, alkoholu zbog vodikove veze → DIPO-DIPOL NAZIVLJE ALDEHIDA nastavak – AL metanal ili FORMALDEHID (trivijalno), tv= -92OC, tt= -21OC Metanal je PLIN, 40% vodena otopina je FORMALIN.

3223 CHCHOCHCH −− ::

+

3CH I-

→

CH3–O–CH2CH3 + KI



α

CO

H

O

Br

1

2

3

4

5

6

CO

HR

+7

3CH3 CO

OH

+3

3CH CO

H

O

HCH −

etanol metanol

3CH CO

H

23CHCH CO

H

CO

H ⇒ KARBALDEHID – nastavak ako je grupa vezana na PRSTEN.

DOBIVANJE ALDEHIDA

1. OKSIDACIJA primarnih alkohola R–CH2–OH aldehid karboksilna kiselina ALKOTEST: 3CH3CH2–OH + 2K2Cr2O7 + 8H2SO4 → + 2Cr2(SO4)3 + 11H2O + 2K2SO4 Žuta otopina K2Cr2O7 redukcijom kroma iz +7 u +3 postaje zelena.

2. OZONOLIZA alkena

CH3–CH=CH2 + O3 → ⎯⎯⎯⎯⎯ →⎯ 422 SOH,OH,Zn +

etanal ili acetaldehid

CHCH = CO

H

propanal propenal (AKROLEIN-OTROV)

fenilmetanal ili benzenkarbaldehid

CO

H

OKSO!

6-brom-2-oksocikloheksan-KARBALDEHID

oksidacija

redukcija

oksidacija

redukcijaC

O

OHR

zelena otopinažuta otopina

3CH CHOO

O

2CH



nije po MARKOVNIKU

23CHCH CO

HPROPENOL propanol ENOLNI oblik KETO oblik TAUTOMERI

– H2, ∆, Cu

CO

OHR

O

HCH −

OHCH2 −

δ- δ+

3CH

OMgI

CHCH3 −

3CH

CHCH3 −

OH

MgOHI2+ - -

δ- δ+ δ-

δ+ C

O

HR

2-propanol

3. ADICIJA vode na ALKINE uz Hg-soli / KISELA OTOPINA

CH3–C ≡ CH + HOH ⎯⎯⎯⎯⎯ →⎯ 424 SOH,HgSO CH3–CH=CH–OH ⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯ →⎯ ja tautomerienolna-keto KETO-ENOLNA TAUTOMERIJA – prijelaz vodika sa –OH u lanac i nastajanje KETO oblika. KETO oblik STABILNIJI od ENOLNOG oblika.

4. Dehidrogacija primarnih alkohola

R–CH2–OH

KEMIJSKA SVOJSTVA ALDEHIDA

1. Aldehidi se lako oksidiraju u kiseline i djeluju kao REDUCENSI.

[ ]⎯→⎯ O [ ]⎯→⎯ O NEMA REAKCIJA !!!

2. Reakcija s alkoholima → poluacetali → acetali + H2O (vidjeti stranicu 21. točka 5. reakcija alkohola i aldehida)

3. S mješanim metalnim hidridima [LiAlH3 i NaBH4] → ALKOHOLI

+ LiAlH4 ⎯⎯⎯⎯⎯ →⎯+OH.2,eter.1 3 fenilmetanol ili benzilni alkohol

4. Reakcije s ORGANOMETALNIM SPOJEVIMA → SEKUNDARNI ALKOHOLI

ORGANOMETALNI SPOJEVI – spojevi R – M – X (metal direktno na C atomu) M = Mg, Zn, Hg X = F, Cl, Br, I Ako M = Mg – organometalni spojevi zovu se GRIGNARDOVI SPOJEVI: R – Mg – X - FORMULA CH3–Mg–I - grignardov spoj – metilmagnezijev jodid

⇒ Veza ugljik – metal je KOVALENTNA + CH3–Mg–I ⎯⎯→⎯eter ⎯⎯ →⎯

+OH3 +

CO

HR

moguć reverzibilni proces

C=OR

R

CO

H

α

kovalentna veza

etanol grignardov spoj



CO

HR

3CH CO

OH

CO

HR

+2

3CH CO

OH

+1 -2)s(OCu 2

56HC CO

H

3CH

COOH

RCR −−

O+δ

−δ

SINTEZA grignardovih spojeva u ETERU (osjetljiv na vlagu) – iz alkilhalogenida: CH3–I + Mg ⎯⎯→⎯eter CH3–Mg–I PRIPREMA se prije reakcije JER SE STAJANJEM RASPADA. DOKAZIVANJE ALDEHIDA

1. TOLLENSOV REAGENS – Aldehidi reduciraju +Ag u Ag. Aldehidi su reducensi

+ 2[Ag(NH3)2]OH → + 2Ag0 + 4NH3 + H2O test srebrnog zrcala

2. Fehlingov reagens

+ →+ −+ OH4Cu2 2 + + H2O

Aldehidi reduciraju Tollensov reagens i Fehlingov reagens. Zadatak: Benzaldehid C6H5–CHO dobiva se industrijski. Točan odgovor je:

a) Oksidacijom toluena s kisikom iz zraka

C6H5–CH3 + O2 ⎯⎯⎯⎯⎯⎯ →⎯ C500,OM,UO O302 + H2O

b) Oksidacijom toluena s KMnO4:

⎯⎯⎯⎯⎯ →⎯ ∆ OH,,KMnO 24 S KMnO4 – jači oksidans od O2 oksidira u KISELINU.

Zadatak: Analizom su nađeni maseni udjeli elemenata: ω(C)=54.55%, ω(H)=9.09%, ω(O)=36.36%. Koji je to spoj? KETONI Opća formula

reducens oksidans srebrno zrcalo

reducens oksidans crveni talog – dokaz pozitivne reakcije

benzojeva k.

– DIPOL C=OR

R 120O

R1 = R2 R1 ≠ R2

alkil aril



C O

α

3CH323 CHCHCCH =−

+ O3 → ⎯⎯⎯⎯⎯ →⎯ 422 SOH,OH/Zn33 CHCCH −−

O

3CH C

O

H

3CH3CH COO

O

2CH

3CH

33 CHCCHCH −=−

OH

4 3 2 1

keto-enolna tautomerija

2-buten-2-ol tautomeri 2-butanon KETO-ENOLNI OBLIK KETO OBLIK

stabilniji od ENOLNOG

HIBRIDIZACIJA sp2, KARBONILNA SKUPINA – planarna Polarnost na karbonilnoj skupini uzrokuje elektrostatsko privlačenje među molekulama i stoga tv i tt KETONA u usporedbi s alkanima slične Mr je VIŠE. Topljivost – u vodi su dosta dobro topljivi jer su dipoli kao i aldehidi, jer s H2O stvaraju vodikove veze. Vodikove veze aldehida i ketona s vodom su slabije nego između alkohola i vode. NAZIVLJE Nastavak – ON Označiti položaj KETO SKUPINE

33 CHCCH −−

O

DOBIVANJE KETONA

1. oksidacija sec. alkohola:

⎯⎯⎯⎯⎯ →⎯ 42722 SOH,OCrK

2. ozonoliza alkena:

+

3. adicija vode na alkine uz HgSO4 / H2SO4

⎯⎯⎯⎯⎯ →⎯+−≡− 424 SOH,HgSO233 OHCHCCCH

323 CHCHCCHCH −−−

3CH

5 4 3 2 1O

propanON dimetil-keton, aceton (trivijalno) 2-metil-3-pentanon

ili etil-izopropil-keton

O

ciklopentanon

322 CHCHCHC −

O4321

1-fenil-1-butanon fenil-propil-keton

O

cikloheksanon

3CH

O

2-metilcikloheksanon

3CHC −

O

fenil-metil-keton acetofenon

322223 CHCHCHCHCCHCH −

O1 2 3 4 5 6 7

3-heptanon

223 C C H C HCH C HCHO

Br

3CH

2-brom-1-fenil-5-metil-3-heksanon

33 CHCCH −−

OH

33 CHCCH −−

O

ozonid propanon etanal

323 CHCCHCH −−−

O



-H2, ∆, Cu

O

ClCCH3 −

etanoil-klorid

3CHC −

O1

2

1-fenil-1-etanon fenil-metil-keton

⎯⎯⎯⎯⎯ →⎯ )bezvodni(AlCl3

33 CHCCH −−

O

→

33 CHCCH −−

O

→

33 CHCCH −−

O

+ CH3OH

H3O+

H3O+

⎯⎯⎯⎯⎯⎯ →⎯+OH.2,NaBH.1 34

H

OH

4. dehidrogenacija sekundarnih alkohola

5. AROMATSKI KETONI opće formule dobivaju se ACILIRANJEM aromatskih ugljikovodika.

+ + HCl

CH3–CO – ACILNA SKUPINA KEMIJSKA SVOJSTVA KETONA

1. Ketoni ne reduciraju Tollens i Fehling

+ [Ag(NH3)2]OH

+ −+ + OHCu 2

2. ADICIJA alkohola na ketone

alkohol + keton → poluketal → ketal + H2O δ-

δ+ δ- δ+

3. Reakcija s metalnim hidridima → alkoholi (SEKUNDARNI)

33 CHCCH −− 2-propanol

RCHR −−

OHRCR −−

Omoguć reverzibilni proces, hidrogenizacija ketona !

RCAr −−

O

ACILNA SKUPINA

33 CHCCH −−

OH

3OCH 2-metoksi-2-propanolpoluketal

+ CH3OH 33 CHCCH −−

3OCH

3OCH

2,2-dimetoksipropan KETAL

33 CHCCH −−

O

+ H2O



−δ

+δ

323 CHCCHCH −−−

O

−δ +δ

MgBrCH3 − 323 CHCCHCH −−−

OMgBr

3CH⎯⎯→⎯eter

⎯⎯ →⎯+OH3

⎯⎯ →⎯+OH3

OH

3CH

323 CHCHCCH =−

O

⎯⎯⎯ →⎯ ∆+ ,OH3

O

OCR −

H

CO

OR

H

O

OH

C R

Vodikova veza

Vodikova veza

4. Reakcije s grignardovim spojevima → TERC. ALKOHOLI

+ 33 CHCCH −− + MgOHBr ⇒ KETONI + grignardov reagens → TERC. ALKOHOL S VEĆIM BROJEM C atoma ⇒ ALDEHID + grignardov reagens → SEC. ALKOHOL S VEĆIM BROJEM C atoma ⇒ KETONI OKSIDIRAJU U KARBOKSILNE KIS. TEK JAKIM OKSIDANSOM, npr. Lužnata otopina KMnO4 ili vrućom HNO3(konc). Nastaju 2 karboksilne kiseline (NEREAKTIVNIJI OD ALDEHIDA). 2CH3–COOH Zadatak: Točne tvrdnje su:

1. Formaldehid je plin 2. Etanal nastaje oksidacijom etanola 3. Vodena otopina formaldehida zove se FORMALIN 4. Ketoni reduciraju Tollens i Fehling-ov reagens 5. Etanal je isto što i aceton.

KARBOKSILNE KISELINE I NJIHOVI DERIVATI Opća formula:

δ-

δ+ ili R – COOH, δ-

R je: alkil aril vodikov atom H kod metanske kiseline H–COOH cikloalkil δ- δ- δ+ δ+ δ+

δ+

δ- δ-

FUNKCIONALNA SKUPINA ili –COOH, –CO2H

HOCR −−−

O

Reaktivne veze

Karboksilne kis. STVARAJU DVIJE vodikove veze. Zato 100% octena k. Na 16.5OC prelazi u čvrsto stanje i zove se LEDENA OCTENA K. (ESENCIJA)

O

OC−

H



DERIVATI KARBOKSILNIH KISELINA – opće formule

O

OCR −

H izlazna skupina NAZIVLJE KARBOKSILNIH KISELINA I NJIHOVIH DERIVATA

1. KISELINE – NASTAVAK – SKA ili KARBOKSILNA kod cikličkih spojeva

CR −O

X

CR −O

O

O

CR −

CR −O

O R

CR −O

2NH

KISELINSKI HALOGENIDI (acil-halogenidi X=F, Cl, Br, I) ANHIDRID KARBOKSILNE KISELINE ESTER KARBOKSILNE KISELINE AMID KARBOKSILNE KISELINE

O

OHCH−

metanska (mravlja)

O

OHCCH3−

etanska (octena)

CH3CH2COOHpropanska (propionska)

CH3CH2CH2COOH butanska (maslačna)

COOHCHCHCH 23 −4 3 2 1

3CH 2-metilbutanska

COOH

benzenKARBOKSILNA (benzojeva)

COOH

OH1

2

2-hidroksibenzen-karboksilna (SALICILNA)

COOH

cikloheksanKARBOKSILNA

COOH1

2 COOH

1,2-benzendikarboksilna (ftalna)

COOH

COOH 1,4-benzendikarboksilna (tereftalna)



2. ESTERI

3. AMIDI – nastavak AMID i KARBOKSAMID za prstenaste.

HOOCCOOH – etanskodikiselina – OKSALNA K.ČVRSTO STANJE, topljiva u H2O soli – OKSALATI (COO)2Ca – netopljiv u vodi

HOOCCH2COOH – propanskadikiselina (MALONSKA)

COOHCHCH3 −−OH

2-hidroksipropanska (MLIJEČNA – optički aktivna)

COOHCHCHHOOC −−−

OH OH

1 2 3 4

2,3-dihidroksibutanskadikiselina (VINSKA K. – soli - TARTARATI)

COOHCHCHCHHOOC 2 −−−−

COOH

OH , C6H8O7 LIMUNSKA KISELINA – čvrsta tvar topljiva u vodi, soli - CITRATI

33 OCHCCH −−

O il.1

oat.2 metil-etanoat

O

OC

322 CHCHCH

il.1

oat.2 propil-benzoat

3223 CHOCCHCHCH −−−

O

metil-butanoat

COOH

3CHCO −−

O

acetilsalieilna kiselina – ASPIRINto je ESER i KISELINA

CCH3 −O

2NH etanamid (Primarni amid)

CCHCH 2 −=O

2NH

3 2 1

2-propenamid (AKRILAMID)

O

2NHC

cikloheksan-karboksamid

22 NHCNH −−

O

karbamid (diamid) ili UREA

NHCCH3 −−

3CH

O

N-metiletanamid supstituent na dušiku (Sekundarni amid)

33 CHNCCH −−−O

3CH N, N - dimetiletamid (Tercijarni amid)

O

2NHC

denzenkarboksamid



CH − HC −

O

O O

CH −O

C

CCH3 −O

C

CO

Cl

NH 2 2NH

C

O

OHHO

C

O

4. ANHIDRIDI kao i ACIL-HALOGENIDI SE NE NALAZE U PRIRODI JER SU STABILNI JEDINO U BEZVODNOM STANJU. ANHIDRID etanske kiseline (ACETANHIDRID) ANHIDRID METANSKE kiseline (anhidrid mravlje kiseline) 5. ACIL-HALOGENIDI – NASTAVAK –OIL metanOIL klorid etanoil klorid benzoil klorid FIZIKALNA SVOJSTVA KARBOKSILNIH KISELINA I NJIHOVIH DERIVATA

1. KARBOKSILNE KISELINE Karboksilne kiseline imaju više tv (zbog dvije vodikove veze) od alkohola slične Mr. Karboksilne kiseline s manjim brojem C-atoma tekućine su oštra mirisa, često neugodna, dok su kiseline s više od 10 C-atoma KRUTE TVARI, mirisa slabijeg intenziteta. PRVE SU DOBRO TOPLJIVE u vodi (dipoli), vežu se vodikovim vezama. Kiseline s duljim lancem NETOPLJIVE su u vodi jer se smanjuje utjecaj polarnog karaktera karboksilne skupine. R–COOH, COOH hidrofobni dio hidrofilni dio Karboksilne kiseline su AMFIPATSKE MOLEKULE – imaju hidrofilni i hidrofobni dio.

2. ESTERI NEMAJU POLARNIH SKUPINA Pošto nemaju polarnih skupina to su hlapljivi spojevi ugodnog mirisa u voću i cvijeću. Esteri su NEUTRALNE TEKUĆINE, SLABO TOPLJIVE u vodi jer su NEPOLARNI, ne miješaju se s vodom. DOBRO TOPLJIVI U ORGANSKIM SPOJEVIMA (etanol, eter, CHCl3 – kloroform). Imaju znatno niža vrelišta od odgovarajućih karboksilnih kiselina, jer ne mogu tvoriti VODIKOVE VEZE.

3. AMIDI NEUTRALNE KRUTE TVARI pri sobnoj temperaturi SVI OSIM FORMAMIDA KOJI JE TEKUĆINA. Imaju visoko talište i VRELIŠTE JER SE VEŽU S TRI VODIKOVE VEZE. TOPLJIVI SU U VODI zbog stvaranja vodikovih veza. Najznačajniji amid točnije diamid je KARBAMID (UREA), čvrsta tvar. DOBIVANJE KARBAMIDA:

(od H2CO3 ) 1. Karbamid nastaje reakcijom CO2 i NH3: )l(OH)s(CONHNH)g(CO)g(NH2 22223 +→+

CCH3 − 3CHC −

O

O

O



CO =

2NH

2NH2. ⎯→⎯∆OCNNH4 → Dobivanje uree iz vodene otopine amonijeva cijanata.

Tablica: Mirisi nekih estera Ester Miris metil-butanoat jabuka etil-butanoat ananas izopentil-etanoat banana benzil-etanoat jasmin izobutil-metanoat malina pentil-butanoat breskva etil-dekanoat grožđe etil-metanoat rum Tablica: Fizikalna svojstva nekih karboksilnih kiselina i njihovih derivata Spoj Struktura Vrelište/OC Talište/OC mravlja kiselina HCOOH 101 8,4 octena kiselina CH3COOH 118 16,6 propionska kiselina CH3CH2COOH 141 -22 maslačna kiselina CH3(CH2)2COOH 163 -8 valerijanska kiselina CH3(CH2)3COOH 187 -34,5 kapronska kiselina CH3(CH2)4COOH 208 -3,9 benzojeva kiselina C6H5COOH 249 122 oksalna kiselina HOOCCOOH raspad 189 malonska kiselina HOOCCH2COOH raspad 136 jantarna kiselina HOOC(CH3)2COOH 235 185 acetil-klorid CH3COCl 52 -112 acetanhidrid CH3COOCOCH3 140 -73 etil-acetat CH3COOCH2CH3 77 -84 etil-benzoat C6H5COOCH2CH3 213 -37 acetamid CH3CONH2 221 82 benzamid C6H5CONH2 290 130 Tablica: pKa vrijednosti nekih karboksilnih kiselina Naziv kiseline Struktura pKa mravlja kiselina HCOOH 3,77 octena kiselina CH3COOH 4,76 propionska kiselina CH3CH2COOH 4,88 maslačna kiselina CH3(CH2)2COOH 4,82 valerijanska kiselina CH3(CH2)3COOH 4,81 kapronska kiselina CH3(CH2)4COOH 4,85 mliječna kiselina CH3CH(OH)COOH 3,87 oksalna kiselina HOOCCOOH 1,46/4,40 monokloroctena kiselina CH2ClCOOH 2,81 dikloroctena kiselina CHCl2COOH 1,30 trikloroctena kiselina CCl2COOH 0,89



OCR−

O

O

OCR −

H

Reaktivne veze

O

OCR −

H

O

OCR −

::: -

karboksilni ion

O

OCR −

O

O

CR −

:::

O

O

CR −Ili

Tablica: Izlazne skupine (Z) -OH kod karboksilnih kiselina -OR kod estera -NH2 kod amida kod anhidrida -X kod acil-halogenida

[ ][ ][ ]

354a

a

aa

3a

moldm1010K

54pKKlogpK

RCOOHOHRCOOK

−−−

+

−=

−=−=

KEMIJSKA SVOJSTVA KARBOKSILNIH KISELINA Disocijacija u vodi – KISELOST k. k. + H2O ⎯→⎯

← + H3O+

[ ][ ][ ]RCOOH

OHRCOOK 3a

+−

=

slovo a označava acid = kiselinu; pKa = – logKa REZONANTNE STRUKTURE K.K.: Zadatak. Kiselina A ima Ka = 10–4 , a kiselina B ima Ka = 10–2 moldm–3. Koliki je pKa tih kiselina? Koja je kiselina jača? Kiselina A: Ka=10–4 moldm–3, pKa = – log10–4 moldm–3/ moldm–3, pKa = 4 Kiselina B: Ka=10–2 moldm-3, pKa = – log10–2 moldm–3/ moldm–3, pKa = 2 Jača je kiselina B jer ima manji pKa, a veći Ka. SOLI KARBOKSILNIH KISELINA Dobivanje soli: Reakcije karboksilnih kiselina:

1. METAL + K.K → SOL + H2



O

O HC

benzojeva kiselina

O

O NaC

natrijev benzoat (sol)

COOCOO

Ca( )

33 CHCOCCH −−−−

O O

3OCHC −

O

metil-benzoat (ester)

MgBr

cikloheksil magnezijev bromid

OMgBrC −

O

acetat) (natrijev etanOAT natrijev HCOONaCH2Na2COOHCH2 233 +→+

2. HIDROKSID + K.K → SOL + H2O (NEUTRALIZACIJA)

formijat) (kalcijevmetanoat kalcijev OHCa)HCOO()OH(CaHCOOH2 222 +→+

3. METALNI OKSID + K.K → SOL+H2O (NEUTRALIZACIJA) OHMg)COOCH(MgOCOOHCH2 2233 +→+

+ NaOH → + H2O, pH > 7 ++ +→+ NaCOOHHCHCOONaHC 5656 -jača kiselina istiskuje slabiju SOLI K.K. SU TOPLJIVE U VODI. (COO)2Ca ili - KALCIJEV OKSALAT – NETOPLJIV U VODI (BUBREŽNI KAMENAC) DOBIVANJE KARBOKSILNIH KISELINA

1. HIDROLIZA derivata k.k.:

kloridpropanoilHClCOOHCHCHOHCOClCHCH 23

H223 +⎯→⎯+

+

COOHCH2OH 3

H2 ⎯→⎯+

+

⎯⎯ →⎯

+OH3 OHCH3+

NaClCOOHCHCHCHHCOONaCHCHCH2

NHCOONaCHCHCH2CONHCHCHCH

223223

3223OH,NaOH

22232

+→+

+⎯⎯⎯⎯ →⎯+

Jača baza istiskuje slabiju.

butanska (maslačna) 2. OKSIDACIJA primarnih alkohola i aldehida (KMnO4, K2Cr2O7, CrO3 / H2SO4)

COOHCHCHOCHOHCHCH 3OH,SOHCrO

3OH,SOHCrO

2324232423 ⎯⎯⎯⎯⎯⎯ →⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯ →⎯

etanal etanska kiselina 3. ADICIJA ORGANOMETALNIH spojeva na CO2

+ O=C=O → ⎯⎯ →⎯

+OH3

4. BIOKEMIJSKA OKSIDACIJA ETANOLA, OCTENO-KISELO VRENJE [ ] COOHCHOHCHCH 3

enzimO23 ⎯⎯⎯ →⎯−

COOHHidrolizom estera u kiselom nastaju kiselina i alkohol.

COOH



OH

OCCH3 − 3CHHO −

OH 2

)konc(SOH 42 esterifikacija

hidroliza ili saponifikacija

33 CHOCCH −−−

O

metil-etanoat (metil-acetat) ester

)konc(SOH 42

22 NOOCH −−

2NOOCH −−

22 NOOCH −− gliceril-trinitrat = ester – gusta, uljasta otrovna tekućina(nitroglicerin (eksplozivan)

)konc(SOH 42

COOH

OH

salicilna kiselina je fenol i kisel.

CC H3 −O

O

O

CCH 3 −

anhidrid octene kiseline

COOH

3CHCO −−

O

acetilsalicilna kiselina ili ASPIRIN je ESTER I KISELINA

COOCOO

Ca( )

O

OCH−

H

+3

-2

-2 +1

[ ]OH)NH(Ag2 23+1

2Ag0

srebrno zrcalo

2CO+4

ESTERI + H2O H2SO4(konc) u reakciji služi kao dehidratacijsko sredstvo i katalizator. ESTERI mineralnih kiselina OHNOOCHCH 2223 +−− etil-nitrat = ester + 3HONO2 + 3H2O + ⎯⎯ →⎯ ∆+ ,H + CH3COOH Salcilna kiselina je FENOL I KISELINA. U ovoj reakciji kao FENOL pa se esterificira anhidridom. Zadatak Prikaži reakcije:

a) oksalna kiselina + Ca(OH)2: HOOCCOOH + Ca(OH)2 → + H2O, (COO)2Ca – kalcijev oksalat netopljiv u vodi

(bubrežni kamenac) b) zagrijavanje oksalne kiseline:

HOOCCOOH ⎯⎯⎯ →⎯ −∆ bar86, HCOOH + CO2 c) ugljični monoksid + NaOH

CO + NaOH → HCOONa HCOONa + H2SO4 → HCOOH + NaHSO4 – jača kiselina istiskuje slabiju

d) dobivanje CO iz HCOOH pomoću H2SO4(konc.) HCOOH ⎯⎯⎯⎯⎯ →⎯ .)konc(SOH 42 CO + H2O, H2SO4(konc.) – dehidratacijsko sredstvo

e)

+ → + + 2H2O + 4NH3

MRAVLJA KISELINA razlikuje se od ostalih jer joj je karbonilna skupina vezana na vodikov atom, a ne za C-atom kao u ostalim karboksilnim kiselinama pa se ponaša KAO ALDEHID. Mravlja kiselina ima svojstvo KISELINA i ANHIDRIDA reducira Tollensov reagens.

f) 2CH3COOH + CaCO3 → (CH3COO)2Ca + CO2 + H2O g) CaSO4 + CH3COOH, nema reakcije jer slabija kiselina ne može istisnuti jaču iz njene soli

OHCHCH 23 2HONO

OH 2

OHCH 2 −

OHCH −

OHCH 2 −




O OCCH3

O

2NH

O

CCCHCHCHCH 2223 CCHCHCH 223

O

3OCH

O

ClCCH 3 −

CCH3

O

2NH

12 RCOCH −−−

O

22 RCOCH −−−

O

32 RCOCH −−−

O

TRIACILGLICEROL triglicerid ESTER

OHCH 2

OHCH

OHCH 2

glicerol

R1-COOH R2-COOH R3-COOH karboksilne k.

Zadatak Octena kiselina ima maseni udio 0.09, a može se smatrati da je gustoća octa 1gcm–3. Izračunaj množ. konc. octene kiseline u octu.

c(CH3COOH)= 31

3moldm5.1

gmol60gdm100009.0

Mw

M−

−

−

=⋅

=⋅ρ

=γ

Zadatak Dovrši reakciju: a) acetanhidrid + NH3:

+ NH3 → + CH3COOH

b) pentanoil klorid + CH3OH:

+ CH3OH → + HCl

c) etanoil klorid + NH3:

+ NH3 → + HCl Zadatak ClCH2COOH kloroctena, Cl2CHCOOH dikloroctena, ClCCOOH trikloroctena, CH3COOH octena. Koja kiselina je:

a) najjača b) najslabija? Odgovor: CH3COOH<ClCH2COOH<Cl2CHCOOH<ClCCOH SUPSTITUIRANE KISELINE SU JAČE OD OSNOVNIH KISELINA

Primjer CH3COONH4 je:

a) amonijev etanoat (acetat) b) amonijev etilat Odaberi točan odgovor!

MASTI, ULJA I VOSKOVI Masti i ulja su esteri viših masnih kiselina (više od 12 C-atoma) i trovalentnog alkohola glicerola. Voskovi su esteri VIŠIH masnih kiselina i viših alkohola (više od 4 C-atoma). VIŠE MASNE KISELINE, opća formula CnH2n+1COOH, ako je jedna –COOH. MIRISTINSKA K. (TETRADEKANSKA) C14, C13H27COOH PALMITINSKA K. (HEKSADEKANSKA) C16, C15H31COOH ZASIĆENE, PRETEŽNO U MASTIMA STEARINSKA K. (OKTADEKANSKA) C18, C17H35COOH OLEINSKA K. (cis-9-oktadecenska) C18, C17H33COOH NEZASIĆENE LINOLNA ILI LINOLEINSKA K. (cis-9-cis-12-oktadekadienska) C18, C17H31COOH PRETEŽNO U LINOLENSKA K. (cis-9-cis-12-cis-15-oktadekatrienska) C18, C17H29COOH ULJIMA AGREGATNO STANJE: ZASIĆENE-ČVRSTO, NEZASIĆENE-TEKUĆE +

+OH3



RCOCH 2 −−−

O

RCOCH 2 −−−

ORCOCH −−−

O

OHCH 2

OHCH

OHCH 2

glicerol

OH2

JODNI BROJ prikazuje masu joda utrošenog u reakciji ADICIJE za 100 g masti ili ulja, KVANTITATIVNI TEST na nezasićenost masti i ulja. HIDROLIZOM MASTI (ULJA) u KISELOM NASTAJE GLICEROL I VIŠE MASNE KISELINE. HIDROLIZA u LUŽNATOM → glicerol + soli viših masnih kiselina tj. SAPUNI (natrijevi-tvrdi, kalijevi-meki) SAPUNI SU SOLI VIŠIH MASNIH KISELINA. + 3NaOH ⎯⎯ →⎯ OH2 + 3R-COONa (sapun) DISOCIJACIJA SAPUNA U VODI

COONaHC 3517 +− + NaCOOHC 3517 , pH > 7, zbog hidrolize natrijev stearat (sapun)

−− +→+ OHCOOHHCOHCOOHC 351723517 , pH > 7, zbog hidrolize SAPUN U TVRDOJ VODI – SE TALOŽI (SOL1+SOL2 → SOL3+SOL4)

(talog)SOLNETOPLJIVAvodatvrdapjene)nema((aq)2NaCa(s)COO)H(C(aq)CaCOONaHC 23517

23517

++ +→+



δδδ

N

H HH

δ3:

NHR

R

:

RN −R

R

:

3CH

3CHN −3CH

trimetilamin ili N,N-dimetilmetanamin, miris ribe

N

3CH3CH

3CH

3CH

+

Br-

kvarterna amonijeva sol izvodi se od tercijarnih amina

SAPUN U KISELOJ OTOPINI – NE MOŽE UKLONITI NEČISTOĆE

KISELINAMASNA NETOPLJIVANaCOOHHCHCOONaHC 35173517

++ +→+

Zadatak: Poredaj spojeve prema porastu tališta: CH3COOH, CH3COONa, CH3-CH3, CH3CH2OH. Odgovor: CH3-CH3< CH3CH2OH< CH3COOH< CH3COONa – najviše tt ima ionski kristal, a najmnje

nepolarni ugljikovodici. K. k. zbog druge vodikove veze imaju vće tt od alkohola. AMINI Organski spojevi koji se smatraju derivatima amonijaka NH3. NH3 je baza pa su i amini BAZE, zbog slobodnog el. para na N (dušiku). PODJELA AMINA PRIMARNI AMINI: NH3 R-NH2 CH3-NH2 metilamin – PLIN! (etanamin), miris NH3 SEKUNDARNI AMINI: TERCIJARNI AMINI: KVARTERNE AMONIJEVE SOLI R = alkil – alifatski amini R = aril – aromatski amini STRUKTURA AMINA – KRNJA PIRAMIDA kao NH3 ALIFATSKI AMINI JAČE SU BAZE OD NH3. AROMATSKI AMINI SLABIJE SU BAZE OD NH3.

3CH

3CHNH

:

dimetilamin ili N-metilmetanamin, miris ribe (CH3)2NH



21

222 NHCHCHHO −−

2NH

2NH

2NH

N

N

323 CHCHCHCH

2NH

3 2 1

3CHNH −

N

Zadatak Poredaj prema porastu bazičnih svojstava: NaOH, NH3, C6H5NH2, CH3-NH2! Odgovor: C6H5NH2 < NH3 < CH3-NH2 < NaOH RASTE BAZIČNOST! NAZIVLJE AMINA CH3NH2 etilamim (metanamin) 1-metilpropanamin N-metilcikloheksanamin ili cikloheksilmetilamin 2-aminoetanol anilin (benzenamin) "-naftilamin $-naftilamin PIROL (heterociklički spoj) KINOLIN (heterociklički spoj) PIRIDIN (heterociklički spoj)



NH

NN =

PIPERIDIN AZOBENZEN (ŽUT) FIZIKALNA SVOJSTVA AMINA Amini nižih Mr TEKUĆINE su dosta neugodna mirisa. Sličan NH3 ili mirisu ribe. DOBRO su TOPLJIVI u H2O jer slično alkoholima prave vodikove veze s molekulama H2O. Amini imaju NIŽA vrelišta od sličnih alkohola, zbog slabih vodikovih veza. Tablica: Vrelišta i tališta nekih amina Naziv spoja Struktura tt/OC tv/ OC metilamin CH3NH2 -93 -6,5 etilamin CH3 CH2NH2 -81 16,6 propilamin CH3 CH2 CH2NH2 -81 48 butilamin CH3 (CH2)3NH2 -49 78 dimetilamin (CH3)2NH2 -93 7 dietilamin (CH3 CH2)2NH -48 56 trimetilamin (CH3)3N -117 3 trietilamin (CH3 CH2)3N -114 89 anilin -6 43 piridin -42 35 Truljenjem mesa nastaju kao produkti razgradnje proteina otrovni diamini vrlo neugodna mirisa: kadaverin (1,5-pentadiamin, H2NCH2 CH2 CH2 CH2 CH2NH2) i putrescin (1,4-butandiamin, H2NCH2 CH2 CH2 CH2NH2).

H

H

:NCHCH 23 − H OH

:

:

2NH

N



BrNHCHCH 323 −-

etilamonijev bromid

BrNH 4-

2NO

nitrobenzen

ClNH 4+ -

anilijev klorid

2NH

anilin

NCCH 2 ≡−

fenilacetonitril (2-feniletanonitril)

222 NHCHCH12

2-feniletanamin

CCH3 −O

OH

CCH3 −O

323 CHCHONH −-

etilamonijev etanoat (acetat) - SOL

O

ClCCHCH 23 −

propanoil-klorid

3NHCH

OCCHCH 23 −

N-metilpropanamid

33 CHOCCH −−−

O

metil-etanoat (ester)

33 CHNHCCH −−−

O

N-metiletanamid


O O

anhidrid etanske kiseline

PRIPRAVA AMINA 1. Reakcijom alkilhalogenida s NH3:

223323 NHCHCHNHBrCHCH −→+ ili po stupnjevima:

→+ 323 NHBrCHCH

+→+− 2233323 NHCHCHNHBrNHCHCH NH3 – mora biti u suvišku da ne nastane dimetilamin i trimetilamin.

2. Redukcijom nitrospojeva s H2:

⎯⎯⎯⎯ →⎯ OH,HCl/Sn 2 ⎯⎯ →⎯NaOH + NaCl + H2O

3. Reakcijom nitrila s H2 uz KATALIZATOR (adicija na trostruku vezu):

+ 2H2 ⎯⎯ →⎯ ∆,Ni KEMIJSKA SVOJSTVA AMINA

1. Reakcije s kiselinama, jer su amini baze, nastaju SOLI.

223 NHCHCH + ⎯→⎯←

2. REAKCIJE S DERIVATIMA KARBOKSILNIH KISELINA, nastaju AMIDI. S ACIL-KLORIDIMA, ESTERIMA I ANHIDRIDIMA K.K. AMINI DAJU AMIDE kao produkte. CH3NH2 + → + HCl metanamin CH3NH2 + → + CH3OH (etanol) CH3NH2 + → + CH3COOH (etanska k.)

ALKALOIDI – amini u prirodi Organski spojevi bazičnih svojstava koji sadrže dušikove atime. Tu skupinu spojeva zovemo zajedničkim imenom ALKALOIDI. U prirodi uglavnom nastaju iz aminokiselina. Većinom su otrovni spojevi, gorkog okusa, s izrazito farmakološkim učinkom pa se koriste u medicini, ali se i nažalost često zloupotrebljavaju. Najpoznatiji su: KOFEIN, NIKOTIN, MORFIN, KOKAIN.

33 CHNHCCH −−−

O

N-metiletanamid



COOHCHR −−

2NH

α

COOHCHR

2NH:

−−− COOCHR+

3NH

−−− COOCHR+

3NH

H+

OH-

−−− COOCHR+

3NH OH-

H+

COOHCHH −−

2NH

*

2NHCOOHCCH 3 −−

H

3CH 2NH

HCOOHCCHCH3 −−− *

AMINOKISELINE Aminokiseline prirodni spojevi koji sadrže dvije funkcionalne skupine u molekuli. To su KARBOKSILNA –COOH i AMINOSKUPINA –NH2. -COOH daje KISELI KARAKTER AMINOKISELINE SU AMFOTERNI -NH2 daje BAZIČNI KARAKTER SPOJEVI OPĆA FORMULA "-AMINOKISELINA; " znači da je NH2 vezana na C-atom neposredno uz –COOH. R predstavlja PROMJENJIVI DIO (polarna, nepolarna, bazična ili kisela skupina) U vodenoj otopini aminokiseline se nalaze u obliku dipolnog iona ili zwitter iona ili UNUTARNJE SOLI.

⎯⎯ →⎯ OH2 DIPOLNI ION, ZWITTER ION, UNUTARNJA SOL – U NEUTRALNIM VODENIM OTOPINAMA

U KISELOM (ima svojstvo baze): KATIONSKI OBLIK U KISELINI U LUŽNATOM (ima svojstvo kiseline): + H2O ANIONSKI OBLIK U BAZIČNOJ SREDINI pH vrijednost pri kojoj je aminokiselina u obliku DIPOLNOG IONA zove se IZOELEKTRIČNA TOČKA. Karakteristična je za svaku aminokiselinu. 20 aminokiselina ima vitalnu ulogu, 10 ESENCIJALNIH (bitnih) i 10 NEESENCIJALNIH – organizam ih može sintetizirati (nebine). FIZIKALNA SVOJSTVA AMINOKISELINA A.K. su bezbojne kristalne krutine VISOKIH TALIŠTA od 186-344oC. Visoka tt je posljedica polarnih ionskih osobina unutarnjih soli. TOPLJIVOST RAZLIČITA i ovisi o strukturi R. PROLIN, TREONIN, CISTEIN I LIZIN DOBRO TOPLJIVI, HISTIDIN, TRIPTOFAN, ASPARAGINSKA KISELINA I GLUTAMINSKA KISELINA VRLO SLABO. TOPLJIVOST SE POVEĆAVA DODATKOM KISELINE ILI BAZE jer tada poprimaju kationski ili anionski oblik. NETOPLJIVE SU U NEPOLARNIM ORGANSKIM OTAPALIMA. Najvažnije aminokiseline:

a) skupina R je nepolarna: glicin (Gly) alanin (Ala) valin (Val)

COOHCHR

3NH

−−− COOCHR

2NH



*

2NH

H

3CH

COOHCCHCHCH 23 −−−−

2NH

H

3CH

COOHCCCHCH 23 −−−−

H*

2NH

H

COOHCCHCHSCH 223 −−−−− *

2NH

H

COOHCCH2 −− *

H

H

2CH

2CH

2CH

N

COOH*

*

2NH

HCOOHCCHCNH 22 −−−−

O

leucin (Leu) izoleucin (Ile) metionin (Met) fenilalanin (Phe) triptofan (Trp) prolin (Pro)

b) skupina R je polarna, ali neionizirana: asparagin (Asn) glutamin (Gln) serin (Ser) treonin (Thr)

2NH

H

HN

COOHCCH 2 −− *

*

2NH

HO

COOHCCHCHCNH 222 −−−−−

*

2NHCOOHCCHHO 2 −−−

H

* COOHCCHCH 3 −−−

2NH

H

OH



*

2NH

HCOOHCCHHOOC 2 −−−

*H

COOHCCHHS 2 −−−

2NH

*

2NH

H

COOHCCH 2 −−HO

H

2NHCOOHCCHCHCHCHNH 22222 −−−−−− *

H

2NHCOOHCCHCHCHNHCNH 2222 −−−−−−−

NH*

2NH

H

H

COOHCCH 2 −−

N

N

*

c) skupina R je kisela: asparaginska kiselina (Asp) glutamin (Gln) cistein (Cy) tirozin (Tyr)

d) skupina R je bazična: lizin (Lys) arginin (Arg) histidin (His) KEMIJSKA SVOJSTVA AMINOKISELINA Kemijskim reakcijama nastaju životno važni spojevi PEPTIDI i PROTEINI. DOKAZIVANJE aminokiselina – NINHIDRINSKA reakcija – nastaje ljubičasto obojenje – služi za KVALITATIVNO i KVANTITATIVNO ODREĐIVANJE amino kiselina. NASTAJANJE PEPTIDA PEPTIDI SU AMIDI.

*

2NH

H

COOHCCHCHHOOC 22 −−−−



3CHCCHNH 22 −− COOHCHNH −−−

O

OH H

OH 2

−−− NC

O

H

Peptidna veza je planarna!

−−− NCO

H

−−−−−−−−−− NCCHNCCHNCCHNH 2

1R 2R 3RO O

H H H

O

2NH2NH2NH

COOHCHRCOOHCHRCOOHCHR 221 −−+−−+−−

Podjela PEPTIDA: DIPEPTIDI (2 A.K.), OLIGOPEPTIDI (3-10 A.K.), POLIPEPTIDI (11-100 A.K.) Iz dvije aminokiseline alanin i glicin mogu nastati 2 različita dipeptida, npr. glicil-alanin i alanil-glicin, dakle, bitan je poredak ili SEKVENCIJA AMINOKISELINA. ili PROTEINI ILI BJELANČEVINE Proteini sadrže više od 100 AK. Proteini su PRIRODNI POLIMERI vrlo velikog Mr (104 do 106). HIDROLIZOM s NEKOM JAKOM KISELINOM ILI BAZOM RAZGRAĐUJU SE NA SVOJE SASTAVNE DIJELOVE – AMINOKISELINE. HIDROLIZA H+ ILI (OH-, H2O) VELIKU RAZLIČITOST PROTEINA UVJETUJE:

1. RAZLIČIT AMINOKISELINSKI SASTAV U PROTEINIMA (VRSTA A.K.) 2. RAZLIČIT BROJ AMINOKISELINA U PROTEINIMA 3. RAZLIČIT SLIJED ILI POREDAK (SEKVENCIJA) U PROTEINU

PRIMARNA STRUKTURA PROTEINA – je slijed A.K. u PROTEINU, npr. Gly-Ala ili Ala-Gly. SEKUNDARNA STRUKTURA PROTEINA – međusobni prostorni razmještaj A.K. u nekom području polipeptidnog ili proteinskog lanca. Predložene su 2 sekundarne strukture: "-UZVOJNICA ili "-heliks i $-nabrani list. TERCIJARNA STRUKTURA PROTEINA – Oblik proteina koji nastaje višestrukim savijanjem pri čemu molekula poprima kuglast oblik karakterističan za globularne (kuglaste) proteine, mioglobin. Unutar strukture mogu nastati vodikove veze između različitih dijelova "-uzvojnice kao i disulfidne veze (kovalentne veze) - mioglobin KVARTERNA STRUKTURA samo za proteine koji imaju više podjedinica - hemoglobin PODJELA PROTEINA: JEDNOSTRANI I SLOŽENI ili KONJUGIRANI. JEDNOSTAVNI – izgrađeni od aminokiselina povezanih peptidnom vezom, dijele se na:

kondenzacija

hidroliza

COOHCHNCCHNH 22 −−−−−

N-terminalna aminokiselina

O

H

PEPTIDNA ili AMIDNA veza

3CH

C-terminalna aminokiselina glicil-alanin (Gly-Ala) - dipeptid

zbog rotacije oko jednostruke kovalentne veze, PEPTIDNA VEZA SE MOŽE PRIKAZATI NA DVA NAČINA

+ H2O



• ALBUMINI – topljivi u vodi • GLOBULINI – netopljivi u vodi

SLOŽENI PROTEINI – hidrolizom daju aminokiseline i spojeve neproteinske prirode, zovu se PROSTETIČNA SKUPINA. Složeni proteini dijele se na glikoproteine – proteini vezani na molekule ugljikohidrata, kromoproteine – proteini vezani na molekule spojeva nekih metala, npr. Mg, Fe, Cu, Mn i dr. Primjer kromoproteina je HEMOGLOBIN građen od četiri HEM-skupine (prostetična skupina), četiri atoma željeza i četiri polipeptidna lanca od kojih su dva i dva jednaki. HEM sadrži Fe2+ vezane za četiri atoma dušika. MIOGLOBIN – kromoprotein – nalazi se u tkivu mišića. BIURET REAKCIJA je TEST REAKCIJA na spojeve s PEPTIDNOM VEZOM. Bjelančevine s ionima Cu2+ u lužnatom OH- daje karakteristično crvenoljubičasto obojenje. KSANTOPROTEINSKA REAKCIJA – test reakcija sa HNO3(konc.) nastaje ŽUTI TALOG (za peptidnu vezu). NINHIDRINSKA REAKCIJA – test reakcija S NINHIDRINOM DAJE LJUBIČASTO OBOJENJE (za aminokiseline). ENZIMI Enzimi su biokatalizatori koji katalitički djeluju na SVE PROCESE u stanici a sudjeluju u izmjeni energije između stanice i njezine okoline. NASTAVAK ZA ENZIME –AZA, npr. LAKTAZA – enzim za probavu mliječnog šećera. Nazivlje enzima – naziv dobivaju prema zadacima koje obavljaju ili prema supstratu (molekuli) na koju djeluje.

Naziv enzima

Reakcije koje kataliziraju

LIAZE ELIMINACIJA OKSIDOREDUKTAZE REDOKS-REAKCIJE HIDROLAZE HIDROLIZA SINTAZE SINTEZA TRANSFERAZE PRIJENOS FUNKCIONALNIH SKUPINA UREAZA RAZGRADNJA UREE IZOMERAZE IZOMERIZACIJA PROTEAZE HIDROLIZA PROTEINA LAKTAZA HIDROLIZA MLIJEČNOG ŠEĆERA KATALAZA RAZGRADNJA VODIKOVA PEROKSIDA H2O2

GRAĐA ENZIMA ENZIMI SU PROTEINI (VITAMINI NISU PROTEINI) Svaka molekula enzima ima jedan dio koji je sposoban vezati molekule supstrata, taj dio se naziva AKTIVNO MJESTO. AKTIVNO MJESTO IZGRAĐENO JE OD AMINOKISELINA. ENZIMI I SUPSTRAT PRIVLAČE SE ZBOG SVOJIH POLARNIH ILI IONSKIH SKUPINA. SUPSTRAT je vrsta molekule na koju djeluje enzim. JEDAN ENZIM katalizira samo jednu reakciju ili nekoliko srodnih reakcija. Enzim snižava energiju aktivacije. DJELOVANJE ENZIMA – JEDNADŽBA! ENZIM + SUPSTRAT → KOMPLEKS ENZIM-SUPSTRAT → ENZIM + PRODUKT ili E + S → ES → E + P ENZIMI DJELUJU KAO KLJUČ I BRAVA! Na aktivnost ENZIMA UTJEČE: temperatura, pH, koncentracija enzima i supstrata i drugo. -ako je temperatura viša aktivnost je viša, ali ne smije biti previsoko, jer se DENATURIRAJU, pri nižim temperaturama se aktivnost smanjuje. -mora biti određeni pH, karakterističan za svaki enzim -zračenje kratkih valnih duljina – UV, rendgensko, (-zračenje, smanjuje koncentraciju enzima



-INHIBITORI – male molekule ili ioni, ometaju aktivnost enzima; inhibitori mogu biti IREVERZIBILNI i REVERZIBILNI. -IREVERZIBILNI INHIBITORI – vrlo često se vežu kovalentno (čvrsto) na aktivno mjesto, npr. nervni otrovi. -REVERZIBILNI INHIBITORI – se vežu slabim vezama na aktivno mjesto enzima, zovu se konkurentni ili kompeticijski inhibitori; neki inhibitori se vežu bilo gdje na enzim i zovu se nekonkurentni ili nekompeticijski inhibitori. -AKTIVATORI – aktiviraju jedan ili više enzima. To mogu biti IONI METALA Na+, K+, Ca2+, Zn2+, Fe2+. Oni na neke enzime mogu djelovati kao aktivatori a ne neke kao inhibitori. AKTIVATORI su i KOENZIMI – neproteinski spojevi, primjerice neki VITAMINI. AKTIVATORI MOGU BITI: IONI METALA - Na+, K+, Ca2+, Zn2+, Fe2+ ili KOENZIMI – neki vitamini. VITAMINI NISU PROTEINI! Vitamini su organski spojevi većinom složenog sustava koji se nalaze u hrani u malim količinama.



m2n )OH(C2:1

UGLJIKOHIDRATI Opća formula za većinu ugljikohidrata je: Nastaju fotosintezom: ( ) OHXOCHOHXCOX 2n2

svjetlost,klorofil22 +⎯⎯⎯⎯⎯ →⎯+

Proces se sastoji od niza pojedinačnih reakcija kojima upravljaju biokatalizatori enzimi. PODJELA ugljikohidrata: MONOSAHARIDI – sadrže jedan šećer OLIGOSAHARIDI – sadrže 2 – 10 molekula monosaharida POLISAHARIDI – sadrže više od 10 molekula monosaharida NOMENKLATURA UGLJIKOHIRATA Prema IUPAC vrlo složena pa se koriste trivijalna imena.

1. glede FUNKCIONALNE skupine: 2. glede broja C atoma:

MONOSAHARIDI Formula: C6H12O6

Glukoza – C6H12O6 – DEKSTROZA jer zakreće ravninu polarizirane svjetlosti u desno, oznaka ,⊕ u smjeru kazaljke na satu. GLUKOZA je ALDO–HEKSOZA GLUKOZA ima 4 SIMETRIČNA (ANOMERNA ili KIRALNA) C atoma. Broj STEREOIZOMERA je 2n, n = broj KIRALNIH C atoma, to znači da glukoza ima 24 = 16 stereoizomera, od kojih su stabilni: glukoza, manoza i galaktoza.

ALDOZE nastavak KETOZE –OZE

TRIOZE – gliceroldehid i dihidroksiketon TETROZE PENTOZE – riboza i deoksiriboza HEKSOZE – glukoza, fruktoza, galaktoza

CO

H

COH

CHOHCHOH

CHOHCHOH

OHCH 2

*

*

*

*

glukoza ili pentahidroksiheksanal

HCHO −−OHCH −−

OHCH 2

OHCH −−OHCH −−

COH

*

*

*

*

D–(+)–glukoza (D–aldoheksoza)

*

*

*

*

COH

OHCH 2

H OHHO H

H OHH OH

Fisherova projekcijska formula

na desnoj strani


OHCH 2

OHCH −−

COH

HCHO −−

galaktoza


OHCH 2

OHCH −−

COH

OHCH −−

glukoza

HCHO −−

OHCH 2

OHCH −−

COH

OHCH −−

HCHO −−

manoza



Od 16 stereoizomera može nastati 8 parova ENANTIOMERA, tj. spojeva koji se odnose kao predmet i slika u ogledalu (lijeva i desna ruka, lijeva i desna cipela). STEREOIZOMERI koji nisu ENANTIOMERI, a pojavljuje se kod spojeva s dva ili više asimetrično supstituiranih ugljikovih atoma zovu se DIJASTEREOIZOMERI. ⇒ Enantiomeri imaju ista FIZIKALNA SVOJSTVA, osim zakretanja ravnine polarizirane svjetlosti. DIJASTEREOIZOMERI – imaju SVA FIZIKALNA SVOJSTVA RAZLIČITA. FRUKTOZA – C6H12O6 – LEVULOZA jer ZAKREĆE ravninu polarizirane svjetlosti u lijevo, oznaka – , tj. Suprotno od smjera kazaljke na satu . FRUKTOZA je KETOHEKSOZA Fruktoza ima 3 kiralna C atoma, znači ima 23 = 8 STEREOIZOMERA, od kojih može nastati 4 para ENANTIOMERA. Stabilni izomeri su: FRUKTOZA i SORBOZA

STEREOIZOMERI MONOSAHARIDA Vrste stereoizomera: ENANTIOMERI koji su zrcalne slike i DIJASTEREOIZOMERI koji nisu zrcalne slike. Svi monosaharidi osim KETOTRIOZE su KIRALNI, tj. imaju jedan ili više asimetričnih C atoma. KIRALNI C atomi UZROKUJU ZAKRETANJE RAVNINE POLARIZACIJE SVJETLOSTI.

RELATIVNA KONFIGURACIJA U kemiji ugljikohidrata i aminokiselina još uvijek se rabi stari način obilježavanja KONFIGURACIJE KIRALNIH SPOJEVA ZNAKOVIMA D, L (desno, lijevo) umjesto novog R i S.

OC

CHOH*

*

*

OHCH2 −OC =

OHCH2

CHOHCHOH

fruktoza ili pentahidroksi-2-heksanon D(-)-FRUKTOZA

*OHCH −−

OHCH2 −OC =HCHO −−

OHCH −−

OHCH2

*

*

FRUKTOZA

OHCH2 −OC =

*

*

*

HO HH OHH OH

OHCH 2

Desno!

OHCH −−

OHCH2 −OC =HCHO −−

OHCH −−

OHCH2 FRUKTOZA D-(-) fruktoza

OHCH −−

OHCH 2 −OC =

HCHO −−

OHCH −−OHCH 2

SORBOZA

OHCH2 −OC =OHCH2

dihidroksi aceton



RELATIVNA KONFIGURACIJA – uspoređivanje konfiguracije s konfiguracijom GLICERALDEHIDA. D ili R konfiguracija znači da se –OH koja se nalazi na PREDZADNJEM C atomu nalazi na DESNOJ strani kao kod D – gliceraldehida s kojim se uspoređuje. Svi su takvi spojevi iz D – serije. L ili S konfiguracija znači da je –OH na liejvoj strani. ⇒ oznake D, L (R, S) označavaju položaj –OH na predzadnjem C atomu. Oznake (+) i (-) pokazuju smjer zakretanja polarizirane svjetlosti. (+) u smjeru kazaljeke na satu. (-) u smjeru suprotnom od kazaljake na satu.

CIKLIČKE STRUKTURE MONOSAHARIDA U vodenoj otopini –OH skupina vezana na C-5 i aldehidna skupina –CHO reagiraju, tj. –OH skupina se adira na aldehidnu i nastaje ciklički stabilnija konfiguracija glukoze koja se zove CIKLIČKI POLUACETAL, šesteročlani heterociklički prsten, sedlaste konfiguracije. Ovako nastaje novi asimetrično supstituirani C atom, tj. ANOMERNI C atom koji može imati dvije različite konfiguracije, dva stereoizomera α– i β–D–glukozu koje se razlikuju po fizikalnim svojstvima. α– konfiguracija – POLUACETALNA –OH ISPOD ravnine β– konfiguracija – POLUACETALNA –OH IZNAD ravnine

FRUKTOZA – HAWORTOVE formule Ciklička stabilnija struktura nastaje u vodenoj otopini adicijom –OH na C-5 i KETO skupine na C-2. Tako nastaje POLUKETALNI (POLUACETALNI) oblik. Taj C atom je ANOMERNI C atom.

*

*

*

*

COH

OHCH 2

H OHHO H

H OHH OH

*

*

*

HO HH OHH OH

D=desno

D - (+) glukoza L - (-) glukoze nema u prirodi!

COH

H OHOHCH2

D=desno

D - gliceraldehid

*HO HH OHH OH

OHCH 2

D=desno

OHCH2 −C = O

D – (-) fruktoza

(CIKLIČKI POLUACETALI) (CIKLIČKI POLUKETALI)

OHCH 2O

H

HO

OHH

OH H

OH

H1*

β–D–glukoza β–D–glukopiranoza

OHCH2O

H

HO OH

H

OH H

OH

H1*

α–D–glukoza α–D–glukopiranoza

≠

1* znači ANOMERNI (asimetrični) C atom HAWORTOVE PROJEKCIJSKE FORMULE Šećeri koji sadrže šesteročlani prsten zovu se PIRANOZE – prema PIRANU

OPIRAN

OHCH 2

OOHCH 2

OHH OH

HOH

H2*

1

α–D–fruktoza α–D–fruktofuranoza

OHCH 2

O

OHCH 2

OH

H HO

HOH

H2*

1

β–D–fruktoza β–D–fruktofuranoza

2* ANOMERNI C atom FURANOZA prema FURANU

O

FURAN


Hrvoje

Note

R - rectus (lat. za desno) S - siniste (lijevo)


glukoza fruktoza

OLIGOSAHARIDI – 2-10 MONOSAHARIDA (jedinica) C12H22O11 – formula disaharida DISAHARIDI – ugljikohidrati koji nastaju kondenzacijom dviju molekula šećera, uz izdvajanje jedne molekule vode. Disaharidi su GLIKOZIDI, a molekule šećera povezane su GLIKOZIDNOM VEZOM (–C–O–C–) kao alkilne skupine u eterima.

1. SAHAROZA – C12H22O11 (konzumni šećer) Saharoza je građena od: GLUKOZE i FRUKTOZE GLIKOZIDNA VEZA: (α1 – β2) – glikozidna veza Hidrolizom saharoze u kiselom dobiva se smjesa jednake količine glukoze i fruktoze koja se zove INVERTNI šećer.

61266126H

2112212 OHCOHCOHOHC +⎯→⎯++

INVERZIJA – promjena smjera zakretanja ravnine polarizirane svjetlosti, dobivena smjesa zove se INVERTNI ŠEĆER

OHCH 2

O

H

OH

H

OH H

OH

1

23

4

5

O2

OHCH 2

O

OHCH 2

H

H OH

HOH

1

3 4

5

6

6

vezaglikozidna)21( β−α

MUTAROTACIJA – PROMJENA SPECIFIČNOG ZAKRETANJA KUTA SVJETLOSTI Ona je posljedica prelaženja α–D–glukoze u β–D–glukozu preko aldehidnog oblika i obrnuto. Npr.: vodena otopina α–D–glukoze kut mijenja od +112O na +53O. β–D–glukoze kut zakretanja je od +19OC do +53OC.

SVI ŠEĆERI koji imaju slobodnu hidroksilnu skupinu na anomernom C atomu jesu REDUCIRAJUĆI ŠEĆERI. Saharoza je NEREDUCIRAJUĆI šećer, jer nema slobodnu hidroksilnu –OH skupinu na anomernom C atomu, ne pokazuje mutaratacije.

2. LAKTOZA – C12H22O11, mliječni šećer – građena je od: GLUKOZE i GALAKTOZE. Veza između glukoze i galaktoze je β(1-4) – glikozidna veza LAKTOZA je REDUCIRAJUĆI ŠEĆER.

3. MALTOZA – C12H22O11 – građena je od DVIJE GLUKOZE, povezane α(1-4) – glikozidnom vezom. MALTOZA je REDUCIRAJUĆI ŠEĆER.

4. CELOBIOZA – C12H22O11 – građena je od DVIJE GLUKOZE, povezane β(1-4) – glikozidnom vezom Celobioza nastaje hidrolizom celuloze – REDUCIRAJUĆI JE ŠEĆER.

saharoza – zakreće ravninu svjetlosti udesno!

INVERTNI ŠEĆER – zakreće ravninu polarizirane svjetlosti ulijevo!



PENTOZE – RIBOZE i 2–DEOKSIRIBOZA REAKCIJE MONOSAHARIDA Glukoza i ostali monosaharidi daju uobičajene reakcije za hidroksilnu i karboksilnu skupinu, koje smo upoznali kod reakcija aldehida i ketona. ALDOZE REDUCIRAJU Tollensov reagens – POZITIVAN TEST – istaloži se srebro i Fehling, pri čemu nastaje crveni talog Cu2O. ⇒ s blagim oksidansima aldoze se oksidiraju u određene kiseline ⇒ s jakim oksidansima, npr. HNO3, aldoze oksidiraju u DIKARBOKSILNE KISELINE. ⇒ ALDOZE i KETOZE mogu se reducirati u GLICITOLE (alkoholi) uz reducens NaBH4. Važan glicitol je alkohol SORBITOL – važan za sintezu C vitaminakoji se može dobiti REDUKCIJOM GLUKOZE.

OHCH 2

OHCH −−OHCH −−OHCH −−

COH

D – RIBOZA (ALDOPENTOZA) (u RNA)

OHCH 2

OHCH −−OHCH −−HCH −−

COH

2–DEOKSI–D–RIBOZA (u DNA)

OHCH 2

COH

H C OH

H C OH

HO C HH C OH

D – glukoza

OHCH 2

COHO

H C OH

H C OH

HO C HH C OH

GLUKONSKA KISELINA

⎯⎯⎯ →⎯ OH,Br 22

C

OHO

H C OH

H C OH

HO C HH C OH

C

OHO GLUKARNA KISELINA

OHCH 2

COH

H C OH

H C OH

HO C HH C OH

D – glukoza

⎯⎯ →⎯ 3HNO



⇒ redukcijom ketonske karbonilne skupine nastaje SEKUNDARNA ALKOHOLNA SKUPINA. ⇒ FRUKTOZA REDUCIRA Tollens i Fehling u lužnatom, iako je ketoza jer prelazi u D – glukozu i D – manozu.

OHCH 2

COH

H C OH

H C OH

HO C HH C OH

D – glukoza

⎯⎯⎯⎯ →⎯ OH,NaBH 24

OHCH2

OHCH 2

H C OH

H C OH

HO C HH C OH

SORBITOL

OHCH 2

OHCH 2

C = O

H C OH

HO C HH C OH

FRUKTOZA

⎯⎯⎯ →⎯ 4NaBH

OHCH 2

OHCH 2

H C OH

HO C HH C OH

H C OH

D – SORBITOL

OHCH 2

OHCH2

H C OH

HO C HHO C H

H C OH

D – MANITOL

OHCH 2

OHCH 2

C = O

H C OH

HO C HH C OH

FRUKTOZA

COH

OHCH 2

H C OHHO C H

H C OHH C OH

COH

OHCH2

HO C HH C OHH C OH

HO C H

OH

OH

D – glukoza D – manoza



+ 4NH3 + 2H2O +

⇒ ALDOZE REDUCIRAJU Tollens i Fehling POLISAHARIDI ŠKROB, CELULOZA i GLIKOGEN (ANIMALNI ŠKROB) Fromula – (C6H10O6)n ŠKROB – REZERVNI POLISAHARID – građen od molekula glukoze ŠKROB se sastoji od 2 različite strukture: AMILOZE i AMILOPEKTINA AMILOZA (20%) – UZVOJNICA, nerazgranati polimer, netopljiv u vodi, sladak.

Molekule glukoze vezane α(1-4) – glikozidnom vezom.

AMILOPEKTIN (80%) – razgranati polimer, topljiv u vodi, nije sladak. Molekule glukoze vezane α(1-4) – glikozidnom vezom i α(1-6) – glikozidna veza, na mjestu grananja. CELULOZA – GRADIVI POLISAHARID – građena od glukoze Molekule glukoze povezane su β(1-4) – glikozidnom vezom, u paralelne lance međusobno povezane vodikovom vezom koja daje čvrstoću. GLIKOGEN – REZERVNI POLISAHARID – sličan amilopektinu, više razgranat. Molekule glukoze međusobno povezane α(1-4) – glikozidnom vezom, pobočni lanci α(1-6) – glikozidnom vezom. REAGENS za dokazivanje škroba je LUGOLOV REAGENS, tj. smjesa I2 + KI. U reakciji nastaje plavo obojenje.

(adsorpcija I2 na površini) RACEMIČNA SMJESA ili RACEMAT (R, S) – optički je INAKTIVAN. Oznaka (±), (R, S) ili (D, S) npr.

(S)-2-butanol. Racemična smjesa sastoji se od jednakih količina R- i S- enantiomera i optički je INAKTIVNA.

COH

OHCH2

HO C HH C OHH C OH

HO C H

D – MANOZA (reducens)

[ ]OH)NH(Ag2 23

+1

OKSIDANS TOLLENS

+

→ Ag20

COHO

OHCH2

HO C HH C OHH C OH

HO C H

D – manonska kiselina

ŠKROB D - glukoza CELULOZA⎯⎯⎯⎯ ⎯←HIDROLIZA⎯⎯⎯⎯ →⎯HIDROLIZA



SAŽETAK HIDROLIZA HIDROLIZA

GALAKTOZA GLUKOZA FRUKTOZA

ALDOHEKSOZE KETOHEKSOZE

najvažniji predstavniciHEKSOZE, C6H12O6

MONOSAHARIDI

POLISAHARIDI (C6H12O6)n

DISAHARIDI C12H22O11

nereducirani šećeri

reducirani šećeri

biljnog podrijetla

životinjskog podrijetla

SAHAROZA

LAKTOZA MALTOZAŠKROB CELULOZA GLIKOGEN

strukturni ugljikohidrati

pričuvni ugljikohidrati

Crtež iz Organske kemije - Profil



NUKLEINSKE KISELINE Nukleinske kiseline su makromolekule ili biopolimeri (kao proteini i polisaharidi). Nukleinske kiseline su POLIESTERI. Esterificira se H3PO4 i jedan od dva šećera riboza ili 2-deoksiriboza –OH u koju se uključuje jedna od pet baza PURINSKIH ili PIRIMIDINSKIH. Sve su nukleinske kiseline polimeri građeni od FOSFATA P , monosaharida (šećer) i baze. Lanac je građen ovako: Ili se lanac može prikazati: NUKLEOTID = osnovna strukturna jedinica nukleinske kiseline. NUKLEOTID čine: fosfat, baza i šećer Šećeri koji ulaze u sastav nukleinskih kiselina RIBOZA, C5H10O5 Riboza ulazi u sastav RNA 2 – DEOKSI – D – RIBOZA, C5H10O4 2 – DEOKSI – D – RIBOZA ulazi u sastav DNA

FOSFAT MONOSAHARID

BAZA

FOSFAT

NUKLEOTID

F Z

B

F Z

B

P = FOSFAT Z = ŠEĆER B = BAZA

OHCH 2

COH

H OHH OHH OHH OHH OH

2HOCHO

HH H

OHOH

H

OH

OHCH 2

COH

H HH OHH OHH OHH OH

2HOCHO

HH H

HOH

H

OH

NUKLEOZID

MONOSAHARID

BAZA



BAZE: Purinske: ADENIN (A) i GUANIN (G) Pirimidinske: CITOZIN (C), TIMIN (T), URACIL (U) RNA – NEMA TIMINA (T), AUGC – baze u RNA DNA – NEMA URACILA (U), ATGC – baze u DNA NUKLEOZID – se sastoji od BAZE i ŠEĆERA. Nukleotidi su fosfatidni esteri nukleotida. Timin i Adenin povezuju se s dvije vodikove veze, Citozin i Guanin s tri vodikove veze. (Odnos A : T = 1 : 1, G : C = 1 : 1) Hidrolizom nukleinskih kiselina nastaju tri vrste produkata: monosaharid, baza i fosfat. OZNAČAVANJE APSOLUTNE KONFIGURACIJE ENANTIOMERA Konfiguracija – respored atoma ili atomskih grupa u prostoru. Pravila za određivanje apsolutne konfiguracije, npr. 2–butanol– 1. Na KIRALNOM (asimetričnom) C atomu odredi se prioritet grupa.

1. –OH 2. –CH2CH3 3. –CH3 4. –H

Prioritet se gleda prema Z atoma koji je na asimetričnom C atomu. Akiralni C atom je atom koji je simetričan. 2. Molekula se promatra kroz središnji C atom u smjeru atoma koji je označen br. 4. (najmanji prioriter) Grupe 1,2,3 poredane su u smjeru kazaljke na satu zato je oznaka enantiomera R. (od lat. rectus = desno) ⇒ ENANTIOMERI imaju ista fiz. svojstva: tv, tt, ρ, indeks loma, itd. Razlikuju se po zakretanju ravnine polarizirane svjetlosti. Grupe 1,2,3 poredane su suprotno od smjera kazaljke na satu, enantiomer će dobiti oznaku S. (od lat. sinister = lijevo)

*323 CHCHCHCH −−−

OH

Asimetrični C-atom

atomski broj

3CH

H C

32CHCHOH

PROMATRAČ4

1 2

3

(R)-2-butanol

I enantiomer

3CH

H C

32CHCH

OH

PROMATRAČ4

1

2

3

(S)-2-butanol

II enantiomer



Zadatak: Koji su spojevi prikazani strukturama a), b), c), d) enantiomeri, a koji su identični? a) b) c) d)

3

C

3CH

ClOHH

12

4

R

C

Cl1

2

3

4

HO3CH H

S

3CH

C

1 2

3

4

OHClH

S

SH

OH

4

1C

3CH2

3

Cl

Enantiomeri: a i b, a i c, a i d Identični: b, c i d


Documents

42199128-Kemija-skripta