Grafički fakultet

Sveučilišta u Zagrebu

Izv. prof. dr. sc. Željka Barbarić-Mikočević

Izv. prof. dr. sc. Mirela Rožić

Dr. sc. Ivana Plazonić

Akademska godina 2014./15.

Fizičke veličine su mjerljiva svojstva fizičkih objekata, zbivanja ili stanja (npr. masa, duljina,

množina ili količina tvari, termodinamička temperatura, duljina, maseni udjel itd.). Fizičke veličine

imaju svoja imena (nazive) i znakove (simbole). Simboli fizičkih veličina pišu se kosim slovima

(kurziv ili italic).

Međunarodni sustav (SI) jedinica temelji se na sljedećim osnovnim veličinama i jedinicama:

Fizička veličina Jedinica

Ime Znak Ime Znak

duljina l metar m

masa m kilogram kg

vrijeme t sekunda s

električna struja I ampere A

termodinamička

temperatura

T

kelvin

K

množina n mol mol

intenzitet svjetlosti IV candela cd

Izvedene veličine i jedinice definirane su odnosima osnovnih veličina i jedinica. Najčešće

korištene izvedene veličine prikazane su u sljedećoj tablici:

Fizička veličine Ime Znak jedinice Definicija

sila njutn N kg m s-2

tlak paskal Pa kg m-1

s-2

energija džul J kg m2 s

-2

snaga vat W kg m2 s

-3

električni naboj kulon C As

Neke jedinice koje nisu u okviru SI, ali su iznimno dopuštene ili se često susreću u praksi prikazuje

sljedeća tablica:

Fizička veličina Jedinica

Vrijednost u SI jed. Ime Znak Ime Znak

duljina l ångström Å 10-10

m

obujam V litra L 10-10

m3

masa m tona t 103 kg

mu u.a.m. u 1,66 × 10-27

kg

tlak p bar bar 105 Pa

Opće fizičke konstante su izvedene fizičke veličine koje u okviru dogovornog sustava imaju

konstantnu (stalnu) brojčanu vrijednost.

Konstanta Znak Vrijednost

Avogadrova NA 6,023 × 1023

mol-1

Boltzmanova k 1,38 × 10-23

JK-1

Planckova h 6,626 ×10-34

Js

Faradayeva F 9,6485 × 104 Cmol

-1

Opća plinska R 8,314 Jmol-1

K-1

Brojčane vrijednosti fizičkih veličina kreću se unutar više redova veličine. Kako bi se

pojednostavnilo pisanje vrlo velikih i vrlo malih brojčanih vrijednosti fizičkih veličina, preporučuju

se sljedeći prefiksi koji dolaze ispred jedinice neke fizičke veličine (masnim slovima označene su

one koje se najčešće susreću u praksi):

Faktor Ime Znak

1024

jota Y

1021

zeta Z

1018

eksa E

1015

peta P

1012

tera T

109 giga G

106 mega M

103 kilo k

102 hekto h

101 deka da

100 - -

10-1

deci d

10-2

centi c

10-3

mili m

10-6

mikro μ

10-9

nano n

10-12

piko p

10-15

femto f

10-18

ato a

10-21

zepto z

10-23

jokto y

Gustoća neke tvari, pri danoj temperaturi, definira se kao masa te tvari u jedinici

volumena:

gustoća = masa / volumen

U međunarodnom sustavu mjernih jedinica gustoća se izražava u kilogramima po metru

kubičnom (kg m-3

). U tablicama nalazimo gustoće tvari izražene u različitim jedinicama, npr. g

mL-1

, g cm-3

, g dm-3

, kg dm-3

. Pri tome se mijenjaju samo mjerni brojevi gustoće, ovisno o

jedinicama mase i volumena. Gustoća tvari ovisi o temperaturi, tako da svaki podatak za gustoću

mora sadržavati još i napomenu pri kojoj je temperaturi ta gustoća tvari izmjerena. Općenito,

gustoća tvari se smanjuje kad se temperatura povisi, a raste kada se ona snižava. Izuzetak je voda

koja ima najveću gustoću pri 3.98°C.Na toj temperaturi njezina gustoća iznosi 1 g cm-3

. Iznad i

ispod te temperature gustoća vode je manja od 1 g cm-3.

Gustoću tekućina u laboratoriju određujemo pomoću piknometra ili pomoću areometra.

Areometrom se određuje gustoća tekućina i sa točnošću 0,001 g cm-3

. Za vrlo točno određivanje

gustoće tekućina upotrebljavaju se piknometri.

Piknometar Areometar

Areometar je instrument kojim se brzo određuje gustoća tekućina. Konstrukcija areometra je

zasnovana na zakonima ravnoteže u hidrostatici. Areometar je s obje strane zataljena staklena cijev,

koja je u donjem dijelu (rezervoar areometra) proširena. U tom dijelu je olovna sačma, koja

omogućava da areometar vertikalno lebdi u tekućini. Skala za očitavanje gustoće nalazi se u

gornjem suženom dijelu (vrat) areometra. Stavljanjem areometra u tekućinu, dolazi do

uspostavljanja ravnoteže između težine areometra i visine tekućine, koja je proporcionalna gustoći.

U zavisnosti od gustoće tekućine areometar tone do različite dubine. Što je gustoća veća areometar

manje tone, i obratno. Čitanje gustoće se vrši tako što se na skali areometra čita oznaka koja se

poklapa sa nivoom tekućine. Pritom areometar daje najtočniju vrijednost kada se mjerenje vrši na

temperaturi koja je označena na njegovoj skali. Skala areometra obično je baždarena za sobnu

temperaturu. Temperatura je označena na svakom areometru.

U otopinama elektrolita, kao što su kiseline, baze i soli, nalaze se električki nabijene čestice

tih tvari ili ioni. Kažemo da u otopinama dolazi do disocijacije. Tvari koje disociraju u većoj mjeri

zovemo jakim elektrolitima, a one koje slabo disociraju slabim elektrolitima. Otopine jakih

elektrolita dobro provode električnu struju, a otopine slabih elektrolita slabo. Jaki su elektroliti,

npr., sulfatna kiselina, nitratna kiselina i većina soli, a slabi su elektroliti, npr., octena kiselina,

amonijev hidroksid, cijanidna kiselina.

Čista je voda također disocirana. Proces disocijacije vode prikazuje se jednadžbom:

H2O → H+ + OH

-

Umnožak koncentracija iona H+ i OH

- u vodi (Kw), naziva se ionski produkt vode koji pri 25

oC

iznosi Kw = 10-14

mol2 dm

-6.

[H+] × [OH

-] = Kw = 10

-14 mol

2 dm

-6

Kako voda ionizira na jednak broj H+ iona i OH

- iona, iz ovoga proizlazi da pri 25

oC u potpuno

čistoj vodi, koncentracija H+ i OH

- iona iznosi 10

-7 mol dm

-3:

[H+] = [OH

-] = 10

-7 mol dm

-3.

Poveća li se u vodenoj otopini koncentracija H+ iona dodatkom neke kiseline, smanjit će se

koncentracija OH- iona

i to tako da produkt koncentracija H

+i OH

- iona opet bude 10

-14 mol

2 dm

-6.

Otopina se isto ponaša ako se u nju doda lužina; povećava se koncentracija OH- iona, a smanjuje

koncentracija H+ iona. Produkt njihovih koncentracija je stalan i pri 25

oC iznosi 10

-14 mol

2 dm

-6.

Kada je u otopini koncentracija H+ iona jednaka koncentraciji OH

- iona, otopina je

neutralna. Kisele su one otopine u kojima je koncentracija H+ iona veća od koncentracije OH

- iona,

a lužnate su one otopine kod kojih je koncentracija H+ iona manja od koncentracije OH

- iona.

Znači:

NEUTRALNA OTOPINA: [H+] = [OH

-] = 10

-7 mol dm

-3

KISELA OTOPINA: [H+] > 10

-7 mol dm

-3; [OH

-] < 10

-7 mol dm

-3

LUŽNATA OTOPINA: [H+] < 10

-7 mol dm

-3 ; [OH

-] > 10

-7 mol dm

-3

Prema tome, koncentracija H+ iona služi kao mjera za kiselost ili lužnatost otopina. Da se

pojednostavi izražavanje koncentracije vodikovih iona, danski kemičar Sorensen, predložio je da se

koncentracija H+ iona izražava tzv. vodikovim eksponentom (pH) kojeg je definirao izrazom:

pH = -log[ H+ ].

pH je bezdimenzijska veličina.

Grafički prikaz:

Analogno pH, može se koncentracija hidroksidnog iona izražavati veličinom pOH:

pOH = - log ([OH-] / mol dm

-3)

Logaritmiranjem izraza za ionski produkt vode dobiva se relacija: pH + pOH = 14

Određivanje pH vodenih otopina izvodi se kolorimetrijski ili elektrokemijski:

Kolorimetrijsko odredivanje pH nije osobito točno, ali se u praksi upotrebljava zbog

jednostavnosti i mogućnosti brzog određivanja. Za kolorimetrijsko određivanje pH služe indikator

papiri ili indikatorske otopine.

Indikatori su tvari koje stupaju u vidljivu kemijsku reakciju s otopinom kojoj se želi odrediti

koncentracija H+ - iona. Naime, indikator unutar određenog pH – područja mijenja boju. Postupak s

indikator papirom je najjednostavniji, ali služi samo za približnu orijentaciju jer pogreška i pri

najtočnijem radu iznosi oko 0.5 - 1 pH jedinicu.

KISELA OTOPINA:

pH < 7

NEUTRALNA OTOPINA:

pH = 7

LUŽNATA OTOPINA:

pH > 7

jako kiselo

slabo kiselo slabo lužnato

jako lužnato

Od indikator papira spomenut ćemo:

• crveni i plavi lakmus papir pomoću kojih se može lako vidjeti da li je otopina kisela,

neutralna li lužnata. Ako je otopina kisela, plavi će lakmus papir pocrveniti, a crveni ne mijenja

boju. U lužnatoj otopini plavi lakmus papir ne mijenja boju, a crveni poplavi i konačno, u

neutralnoj otopini i crveni i plavi lakmus papir ostaju nepromijenjeni.

• univerzalni indikator papir ; mjerno mu područje iznosi od 0 do 14 pH jedinica. Uz papir

nalazi se obojena skala pomoću koje se može očitati pH vrijednost.

Određivanje kiselosti ili bazičnosti supstance na osnovu obojenosti lakmus-papira

JAKE KISELINE SLABE KISELINE

naziv formula naziv formula

Klorovodična kiselina Borna kiselina

Bromovodična kiselina Octena kiselina

Jodovodična kiselina Fosforna kiselina

Perklorna kiselina Ugljična kiselina

Dušična kiselina Sumporovodična

kiselina

Sumporna kiselina Sumporasta kiselina

Indikatori za kiseline:

Naziv baze Formula

Natrijev hidroksid

Kalijev hidroksid

Kalcijev hidroksid

Vodena otopina amonijaka

Indikatori za lužine:

Elektrokemijsko određivanje pH brzo je i točno, ali je za takvo određivanje potreban pH-metar,

tj. voltmetar, kalibriran na pH, kojim se pH određuje mjerenjem elektromotorne sile u ćeliji između

indikatorske (radne) i referentne elektrode. Kao radna elektroda koristi se staklena elektroda, a kao

referentna elektroda zasićena kalomel elektroda.

Mnoge kemijske reakcije osjetljive su na promjenu pH vrijednosti. One teku dobro samo

ako se odvijaju u sredini u kojoj je pH konstantan. Konstantnost pH može se postići dodatkom

pufera. Puferi su smjese slabih kiselina i njihovih soli ili slabih lužina i njihovih soli, a imaju

svojstvo da održavaju konstantan pH otopine. Oni neznatno mijenjaju pH kada se razrjeđuju

vodom, a razmjerno malo mijenjaju pH ako im se doda jaka kiselina ili jaka lužina, uz uvjet da

pufera ima više od dodane kiseline ili lužine.

Najjednostavniji puferi jesu:

• acetatni - koji je smjesa CH3COOH i CH3COONa

• amonijakalni - koji je smjesa NH4OH i NH4Cl.

1. Acetatni pufer je smjesa octene kiseline, CH3COOH i natrijeva acetata, CH3COONa.

Dodatkom neke jake kiseline, npr. HCl, aktivna komponenta biti će natrijev acetat, točnije acetatni

ioni, a reakcija će se odvijati prema jednadžbi:

CH3COO- + Na

+ + H

+ + Cl

- ↔ CH3COOH + Na

+ + Cl

-

ili u skraćenom obliku:

CH3COO- + H

+ ↔ CH3COOH

Reakcijom se slobodni acetatni ioni pufera vežu sa slobodnim vodikovim ionima dodane jake

kiseline, pri čemu nastaje slabo ionizirana octena kiselina. Na ovaj se način iz otopine uklanja sav

višak dodanih vodikovih iona, odnosno smanjuje se koncentracija vodikovih iona. Djelovanje

pufera traje dok se ne utroše raspoliživi acetatni ioni prisutnog pufera. Svaki daljnji dodatak jake

kiseline znatno će povećati koncentraciju vodikovih iona, odnosno kiselost otopine.

Dodatkom neke jake baze, npr. NaOH, aktivna komponenta pufera biti će octena kiselina. Reakcija

se odvija prema jednadžbi:

CH3COOH + Na+ + OH

- ↔ CH3COO

- + Na

+ + H2O

ili u skraćenom obliku:

CH3COOH + OH- ↔ CH3COO

- + H2O

Odvija se reakcija neutralizacije između dodane jake baze i slabe octenom kiselinom pufera koja se

postepeno ionizira tijekom reakcije neutralizacije iz razloga što se narušava ravnoteža ionizacije.

Djelovanje pufera traje dok se tijekom neutralizacije ne potroši sva octena kiselina. Dodatkom i

najmanje količine jake baze znatno će povećati pH vrijednosti otopine.

2. Amonijev pufer je smjesa amonijeve lužine, NH4OH i amonijeva klorida, NH4Cl.

Dodatkom neke jake kiseline, npr. HCl, odvija se reakcija neutralizacije:

NH4OH + H+ + Cl

- ↔ NH4

+ + Cl

- + H2O

ili skraćeno:

NH4OH + H+ ↔ NH4

+ + H2O

Slaba amonijeva baza postepenom ionizacijom tijekom neutralizacije oslobađa potrebne

hidroksilne anione koji neutraliziraju vodikove katione jake kloridne kiseline. Pufer se protivi

povećanju kiselosti otopine, odnosno smanjenju pH vrijednosti.

Dodatkom jake baze, npr. NaOH, ulogu aktivne komponente puferaima amonijev klorid,

tj.amonijevi kationi, NH4+:

NH4+ + Cl

-+ Na

+ + OH

-↔ NH4OH

+ Na

+ + Cl

-

Reakcijom nastaje slabo ionizirana amonijeva baza, NH4OH i zbog uklanjanja iz otopine

hidroksilnih iona dodane jake baze ne dolazi do povećanja alkalnosti otopine, odnosno povećanja

pH vrijednosti.

Ako se otopini neke jake kiseline dodaje otopina jake baze, u otopini se koncentracija H+

iona smanjuje, dok se koncentracija OH- iona povećava. Dodana lužina uklanja iz otopine H

+ ione

reakcijom neutralizacije, koju u najjednostavnijem obliku pišemo:

H+ + OH

- → H2O.

Međusobnom reakcijom otopina kiselina i baza nastaju otopine soli, jer kation baze i anion kiseline

ne sudjeluju u reakciji neutralizacije.

NaOH + HCl → Na+ + OH

- + H

+ + Cl

- → Na

+ + Cl

- + H2O

Hidroliza je reakcija suprotna neutralizaciji. Otapanjem u vodi soli mijenjaju neutralnu

reakciju vode. Otopine soli mogu reagirati neutralno, kiselo ili bazno, ovisno o tome da li sol sadrži

anion slabe kiseline ili slabe baze. Naime, anioni slabe kiseline, odnosno kationi slabe baze

reagiraju s molekulama vode, pri čemu nastaju molekule slabe kiseline, odnosno slabe baze i

oslobađaju se H+ ioni ili OH

- ioni. Reakcije između soli i vode mogu se promatrati kroz četiri

osnovna slučaja:

1. Hidroliza soli, nastale neutralizacijom jake kiseline i slabe baze

NH4NO3 + H2O ↔ NH4+ + NO3

- + H

+ + OH

- ↔ NH4OH + H

+ + NO3

-

disocijacija hidroliza

kation slabe baze

2. Hidroliza soli, nastale neutralizacijom slabe kiseline i jake baze

KCN + H2O ↔ K+ + CN

- + H

+ + OH

- ↔ HCN + K

+ + OH

-

disocijacija hidroliza

anion slabe kiseline

3. Hidroliza soli nastale neutralizacijom slabe kiseline i slabe baze

(oba iona podložna su hidrolizi)

CH3COONH4 + H2O ↔ CH3COO- + NH4

+ + H

+ + OH

- ↔ CH3COOH + NH4OH

disocijacija hidroliza

anion slabe kise kation slabe baze

4. Hidroliza soli, nastale neutralizacijom jake kiseline i jake baze

(ne dolazi do reakcije s ionima vode)

NaCl + H2O↔ Na+ + Cl

- + H

+ + OH

- ↔ Na

+ + Cl

- + H

+ + OH

-

disocijacija hidroliza

kation jake baze anion jake kiseline

Princip volumetrije sastoji se u mjerenju volumena otopine reagensa točno poznate

koncentracije (standardna otopina) koji je utrošen za kvantitativnu reakciju s ispitivanom tvari.

Količina ispitivane tvari računa se iz izmjerenog volumena standardne otopine, zbog čega se

analiza zove volumetrija. Standardna otopina dodaje se iz birete, a supstancija koja se određuje

titrira se. Stoga se taj postupak naziva titracija. Da je reakcija završena, tj. da je dodana

ekvivalentna količina reagensa, pokazuju indikatori. Prva suvišno dodana kap standardne otopine u

momentu završetka reakcije (tzv. točka završetka reakcije ) reagira s dodanim indikatorom tako da

u otopini nastane promjena boje. Metode neutralizacije osnivaju se na reakcijama neutralizacije,

kiselina bazama, ili baza kiselinama, npr.,

HCl + NaOH →NaCl + H2O

H2SO4 + 2 KOH→ K2SO4 + 2 H2O

Reakcija se odvija samo između iona H+ i OH

- pri čemu se stvara slabo disocirana voda pa osnovna

jednadžba neutralizacije glasi:

H+ + OH

- → H2O.

Metoda neutralizacije služi za kvantitativno volumetrijsko određivanje kiselina i baza.

Volumetrijsko određivanje vrši se na sljedeće način: točno određeni volumen ispitivane otopine

otpipetira se u Erlenmayerovu tikvicu, doda se nekoliko kapi indikatora i smjesa se titrira

standardnom otopinom.

Pipetiranje tekućine

Standardna otopina dodaje se iz birete tako dugo dok njena količina bude ekvivalentna

količini tražene tvari u ispitivanoj otopini, tj. dok reakcija između reagensa i titrirane tvari bude

završena.

Za vrijeme titracije jednom rukom pomoću pipca regulira se brzina istjecanja otopine iz birete, a

drugom se otopina stalno miješa kružnim okretanjem tikvice. Brzina dodavanja otopine počinje se

usporavati čim se oko kapi dodane otopine jasno vidi promjena boje indikatora. Nakon završene

titracije na bireti se očita volumen utrošene standardne otopine i pomoću njega računa

koncentracija ispitivane otopine odnosno količina tvari koja se određuje.

Titracija je proces za određivanje volumena otopina koji je potreban za reakciju (za

neutralizaciju) s količinom druge tvari.

Npr. Titriranje otopine klorovodične kiseline, HCl, otopinom natrijeve lužine, NaOH.

Koncentracija NaOH je poznata, a koncentraciju HCl morate odrediti. Vodikov ion iz kiseline

reagira s hidroksid-ionom iz lužine u omjeru 1:1 i daju vodu prema reakciji:

H+(aq) + Cl

–(aq) + Na

+(aq) +OH

–(aq)→ H2O(l) + Na

+(aq) + Cl

–(aq)

Kada otopinu HCl titriramo s otopinom NaOH, pH kisele otopine u početku je nizak. Kako

dodajemo lužinu, pH se mijenja postepeno, do približno točke ekvivalencije, kada se pomiješaju

ekvivalentne količine kiseline i lužine. U blizini točke ekvivalencije pH raste veoma brzo, kako je

prikazano na grafu.

Graf titracije NaOH – HCl

Poslije točke ekvivalencije promjene pH su opet postepene prema većim vrijednostima, do

potpunog mirovanja s dodatkom lužine. Prema volumenu utrošenog NaOH odrediti ćete

koncentraciju HCl.

Acidimetrija je volumetrijska metoda određivanja neke lužine titracijom sa standardnom

otopinom kiseline. Kao standardna otopina najčešće se upotrebljava otopina kloridne kiseline

koncentracije 0.1 M. Jednadžba titracije:

NaOH + HCl → NaCl + H2O

točka ekvivalencije: n (NaOH) = n (HCl)

c(NaOH) V(NaOH)=c(HCl) V(HCl)

c(NaOH)/moldm-3

= c(HCl) V(HCl) / V(NaOH)

Alkalimetrija je metoda određivanja neke kiseline sa standardnom otopinom lužine.

Standardna otopina u alkalimetriji je najčešce otopina natrij-hidroksida koncentracije 0.1 M.

Jednadžba titracije glasi:

H2SO4 + 2 NaOH→Na2SO4 + 2 H2O

točka ekvivalencije: 2n(H2SO4)=n(NaOH)

2 c(H2SO4) V(H2SO4) = c(NaOH) V(NaOH)

c(H2SO4)/moldm-3

= c(NaOH) V(NaOH) / 2 V(H2SO4)

Sustavi u kojima su moguće reakcije oksidacije i redukcije moraju imati dva sredstva, jedno

oksidacijsko,a drugo redukcijsko. Reakcije oksidacije i redukcije povezane su prijenosom

elektrona. Ako se promatra, npr., reakcija klora s kalijem:

2 K + Cl2 → 2 K+

+ 2 Cl-,

vidi se da su prije reakcije oba elementa imala naboj nula. Poslije završetka reakcije atomi

elemenata prelaze u ione. Ion kalija ima pozitivan naboj ,a ion klora negativan. Proces u kojem neki

atom otpušta jedan ili više elektrona i pri tome gubi naboj naziva se oksidacija. Suprotan proces

primanja elektrona naziva se redukcija. Procese oksidacije i redukcije prikazuje se parcijalnim

jednadžbama:

K - e- ↔ K

+ oksidacija

Cl2 + 2e-↔ 2 Cl

- redukcija

Radi jednostavnijeg razmatranja redoks reakcija uveden je pojam oksidacijskog broja.

Porast oksidacijskog broja nekog elementa pokazuje da je došlo do oksidacije tog elementa, a

smanjivanje oksidacijskog broja pokazuje da je došlo do redukcije. Promjenu oksidacijskog broja

određuje broj elektrona koji su u tijeku reakcije prešli s atoma jednog elementa na atome drugoga.

Iz toga slijedi da je kod ionskih spojeva oksidacijski broj jednak naboju koji je element primio ili

izgubio. Npr., oksidacijski broj kalija u kalij-kloridu jednak je +1, a klora -1.

Kod spojeva s kovalentnom vezom, oksidacijski broj treba pripisati svakom elementu na

osnovi dogovorenih pravila:

1) Oksidacijski broj svih elemenata u elementarnom stanju je nula (0),

2) Oksidacijski broj vodika u spojevima je (+1), osim u hidridima metala, gdje je

oksidacijski broj vodika (-1),

3) Oksidacijski broj kisika u spojevima je (-2), osim u peroksidima, kod kojih je oksidacijski

broj kisika (-1),

4) Suma svih oksidacijskih brojeva elemenata, koji se nalaze u spoju mora biti jednaka

nuli,

5) Suma svih oksidacijskih brojeva elemenata u ionima mora biti jednaka naboju iona.

Ona tvar koja se u procesu redoks reakcije oksidira (otpušta elektrone), zove se reducens, a

ona tvar koja se reducira (prima elektrone) zove se oksidans. Jednadžbe oksidacije i redukcije

moraju se tako postaviti da broj elektrona što ih daje reducens bude jednak broju elektrona što ih

prima oksidans. Prilikom redoks-procesa može se mijenjati broj koordiniranih kisikovih atoma oko

atoma koji mijenja svoj stupanj oksidacije. Broj koordiniranih kisikovih atoma raste s porastom

stupnja oksidacije, odnosno smanjuje se opadanjem stupnja oksidacije centralnog atoma. Potrebne

kisikove atome mogu dati (kod procesa oksidacije) ili primiti (kod procesa redukcije) molekule,

odnosno ioni vode (kao glavnog otapala u kome se odvijaju kemijske reakcije).

Općenito vrijedi:

(a) u kiseloj otopini je akceptor kisikova iona vodikov ion (H+), a donor kisikova iona molekula

H2O:

2H+ + O

2-→ H2O

(b) u lužnatoj otopini je akceptor kisikova iona molekula H2O, a donor je ion OH-:

H2O + O2-

→ 2OH-

Primjer br 1. Proces oksidacije srebro(II)sulfida koncentriranom nitratnom kiselinom:

Ag2S + HNO3 → AgNO3 + NO2 + S + H2O

Potrebno je odrediti koeficijente tako da najprije odredimo oksidacijske brojeve svih elemenata koji

sudjeluju u kemijskoj reakciji:

(+1) (-2) (+1)(+5)(-2) (+1) (+5)(-2) (+4) (-2) (0) (+1) (-2)

Ag2S + HNO3 → AgNO3 + NO2 + S + H2O

Vidimo da se mijenjaju samo oksidacijski brojevi sumpora i dušika. Možemo napisati jednadžbu

redukcije nitrat-iona u NO2, koja se događa u kiseloj sredini, što znači da u reakciji sudjeluju H+

ioni:

(+5) (+4)

NO3-

+ 2 H+

+ e-→ NO2 + H2O

NO3-

ion (oksidacijsko sredstvo) prima jedan elektron uz otpuštanje jednog kisikovog iona kojeg

primaju dva vodikova iona (akceptori) uz nastajanje jedne molekule vode.

Jednadžba oksidacije sulfid-iona:

(-2) (0)

S2-

- 2e- → S

Kako bismo ispunili uvjet da broj elektrona što ih daje reducens mora biti jednak broju elektrona

što ih prima oksidans, jednadžbu redukcije nitrat-iona moramo pomnožiti sa 2. Zatim se obje

jednadžbe zbroje :

S2-

- 2 e-→S

NO3-

+ 2H+

+ e-→ NO2 + H2O / 2

S2-

+ 2NO3-

+ 4H+- 2 e

- + 2 e

- → S + 2NO2 + 2H2O

Elektroni koji sudjeluju u reakciji u konačnoj jednadžbi se ne pišu, pa zadana jednadžba, pisana u

ionskom obliku, glasi:

S2-

+ 2 NO3-

+ 4 H+→ S + 2 NO2 + 2 H2O

Jednadžba zadovoljava jer ostali ioni nisu ni sudjelovali u kemijskoj reakciji. Jednadžba pisana u

molekulskom obliku, glasi:

Ag2S + 4 HNO3 → 2 AgNO3 + 2 NO2 + S + 2 H2O

Primjer br 2. U kiseloj otopini možemo ion Mn2+

oksidirati olovo(IV)oksidom, PbO2, u

permanganat-ion MnO4-

. Rastavimo taj redoks-proces najprije na proces oksidacije i proces

redukcije. Oksidacijski broj mangana u ionu Mn2+

jest +2, a u ionu MnO4-

je +7. Dakle ion Mn2+

kada se oksidira u ion MnO4-

, otpušta 5 elektrona uz vezanje 4 kisikova atoma:

(+2) (+7)

Mn2+

+ 4 H2O - 5e-→MnO

4- + 8 H

+

Elektrone prima atom olova (jedan atom olova prima dva elektrona) s oksidacijskim brojem +4 i

reducira se u ion Pb2+

s oksidacijskim brojem +2 uz otpuštanje dva kisikova iona :

(+4) (+2)

PbO2 + 4H+ + 2e

-→Pb

2+ + 2 H2O

Da uravnotežimo te dvije jednadžbe s obzirom na broj izmjenjivih elektrona, moramo prvu

pomnožiti s 2 a drugu s 5:

2 Mn2+

+ 8 H2O - 10e-→2 MnO

4- + 16 H

+

5 PbO2 + 20 H+ + 10e

-→5 Pb

2+ + 10 H2O

2 Mn2+

+ 5 PbO2 + 4 H+→2 MnO

4- + 5 Pb

2+ + 2 H2O

Broj atoma: lijevo 2 Mn, 5 Pb, 10 O, 4 H ; desno 2 Mn, 5 Pb, 10 O, 4 H

Primjer br. 3. U lužnatoj otopini tiosulfat-ioni (S2O32-

) mogu se oksidirati hipoklorit-ionom u sulfat-

ione. Oksidacijom u sulfat-ione povisuje se stupanj oksidacije atoma sumpora za +4, tj. atom

sumpora otpušta 4 elektrona. Medutim, tiosulfat-ion sadrži, dva atoma sumpora koji zajedno

otpuštaju 8 elektrona. Prema tome, za oksidaciju tiosulfat-iona potrebna su dva sulfat-iona; po

jedan atom sumpora u svakom sulfat-ionu prima 4 elektrona-ukupno 8. Za oksidaciju jednog

tiosulfat-iona u dva sulfat-iona potrebno je, da jedan tiosulfat-ion primi 5 atoma kisika koje mu

daju 10 iona OH-.

(+2) (+6)

S2O32-

+ 10 OH- - 8e

-→2 SO4

2- + 5 H2O

Hipoklorit-ion reducira se u klorid-ion, pri čemu se oksidacijski broj smanji za +2, tj. hipoklorit-ion

prima 2 elektrona. Da bi se reducirao u klorid-ione mora otpustiti jedan ion kisika kojeg u lužnatoj

otopini prima (akceptor) molekula vode, prilikom čega nastaju dva OH- iona:

(+1) (-1)

ClO- + H2O + 2e

-→Cl

- + 2 OH

-

Da bi se uravnotežile jednadžbe (jednak broj otpuštenih i primljenih elektrona), druga se množi sa

4. Konačna jednadžba glasi:

S2O32-

+ 4 ClO- + 2 OH

-→ O4

2- + 4 Cl

- + H2O

Grana kemije koja proučava brzine kemijskih reakcija zove se kemijska kinetika.

Eksperimentalno je ustanovljeno da brzina reakcije ovisi o različitim faktorima. Tako, npr., brzina

reakcije ovisi o kemijskoj prirodi reaktanata i o njihovoj momentalnoj koncentraciji. Nadalje,

brzina reakcije bitno ovisi o temperaturi na kojoj se reakcija izvodi, o vrsti otapala o pH vrijednosti

medija, kao i o dodatku stranih tvari koje mogu djelovati kao katalizatori (ubrzavaju reakciju) ili

kao inhibitori (usporavaju reakciju).

Molekule, atomi i ioni mogu međusobno reagirati samo ako dođu u dodir, tj. ako se sudare.

Dakle, brzina reakcije svakako mora ovisiti o broju sudara reagirajućih čestica u jedinici vremena.

Sudarom reagiraju samo one čestice koje posjeduju energiju jednaku ili veću od minimalne energije

koja je potrebna da sudarom dođe do reakcije (energija aktivacije). Kako brzina reakcije ovisi o

broju uspješnih sudara čestica znači da brzina reakcije ovisi o koncentraciji reaktanata.

Odnos brzine reakcije i koncentracije reaktanata našli su prvi C.M.Guldberg i P.Wage i formulirali

ga kao Zakon o djelovanju masa: Brzina kemijske reakcije proporcionalna je aktivnim masama

reagirajućih tvari. Pod aktivnom masom razumijeva se koncentracija onih reaktanata koji određuju

brzinu reakcije.

Ako se uzmimo općenito reakcija u kojoj m molekula reaktanta A i n molekula reaktanta B, daju o

molekula produkta C i p molekula produkta D:

m A + n B→ o C + p D.

Prema Zakonu o djelovanju masa, brzina te reakcije u bilo kojem vremenu njezina napredovanja

proporcionalna je momentalnim koncentracijama reaktanata A i B:

v = k mA nB ,

v je brzina promjene koncentracije reaktanata koja se s vremenom smanjuje jer se smanjuje

koncentracija reaktanata

k je konstanta brzine reakcije kod određene temperature, koja je mjerilo promjene

koncentracije reaktanata s vremenom i sklonosti reakcije između reaktanata A i B. Ako tvari

imaju veliku sklonost da reagiraju, konstanta brzine reakcije je velika, jer je i promjena

koncentracije reaktanata u tom slučaju velika.

S porastom temperature raste brzina molekula. Kako, pak, s porastom brzine molekula raste

broj sudara između molekula, onda s porastom temperature raste i brzina reakcije. Eksperimentalno

je nađeno da se pri porastu temperature za 10oC brzina reakcije udvostruči pa čak i utrostruči.

Ovako veliko povećanje brzine reakcije nije uzrokovano samo porastom brzine čestica. Odlučujuću

ulogu ima energija aktivacije. Naime, s porastom temperature, sve veći broj čestica posjeduje onu

minimalnu energiju koja je potrebna da mogu međusobno reagirati-energiju aktivacije. Drugim

riječima, s porastom temperature znatno raste odnos aktiviranih molekula prema ukupnom broju

molekula ,a time znatno raste broj uspješnih sudara, odnosno brzina kemijske reakcije.

Kad se jedna tvar jednoliko raspodijeli u drugoj tvari, dobije se disperzni sistem. Usitnjena

tvar naziva se disperzna faza, a tvar u kojoj je ona raspodijeljena disperzno sredstvo. Kod nekih

sistema (otopina) uobičajeno je da se disperzno sredstvo naziva otapalo, a disperzna tvar otopljena

tvar.

U ovisnosti o veličini čestica disperzne faze svi disperzni sistemi mogu se dijeliti na: grubo-

dispezne sisteme, koloidno-disperzne sisteme i molekularno-disperzne sisteme (prave otopine).

Koloidni sistemi su takvi disperzni sistemi kod kojih je promjer čestica disperzne faze u

intervalu od otprilike 1 do 200 nm. Ako su čestice manje od 1 nm u promjeru imamo prave otopine,

ako su veće od 200 nm grubo disperzne sisteme (suspenzije).

Čestice koloida mogu biti ili velike molekule (1-200 nm; npr., bjelančevine, polisaharidi) ili

mogu biti agregati (nakupine) mnogo manjih molekula, veličine 1-200 nm.

Poznavanje ponašanja i svojstava koloidnih sistema neobično je važno jer su ti sistemi usko

vezani za živa bića. Vrlo je česta hrana, koloidni sistem, npr. mlijeko, puding, maslac, majoneza i

dr.

Kapljica mlijeka pod mikroskopom pokazuje da je mlijeko

koloid kapljica mliječne masti i vode

S druge strane, u samom organizmu gotovo su svi stanični sokovi u koloidnom obliku. Ali

ne samo to, i sprej, magla, dim, prašina, mnoge boje i polimerni materijali, lijekovi i kozmetička

sredstva dolaze u obliku koloidnih disperzija.

Kod različitih koloidnih sistema mogu disperzno sredstvo i disperzna faza biti u sva tri

agregatna stanja. Mi ćemo upoznati samo one u kojima je disperzna faza čvrsta, a disperzno

sredstvo tekuće. Takvi koloidni sistemi nazivaju se koloidne otopine ili solovi.

Tablica 1. Tipovi koloidnih sistema.

Koloidne otopine onih tvari čije čestice imaju veličinu od 1 do 200 nm nastaju direktnim

miješanjem tvari s otapalom, a koloidne otopine ostalih tvari mogu se dobiti ili metodom disperzije

ili metodom kondenzacije.

Metodama disperzije se usitnjavanjem velikih čestica dobiju čestice koloidnih dimenzija.

Metode mogu biti fizikalne ili kemijske. U fizikalnu metodu spada npr. usitnjavanje čestica u

koloidnom mlinu gdje se dobiju čestice koloidnih dimenzija mljevenjem grubih čestica. Ako se

tako samljevena tvar pomiješa s disperznim sredstvom, dobije se koloidna otopina dotične tvari. Na

taj se način pripremaju koloidne čestice različitih anorganskih boja.

Peptizacija spada u kemijske metode dobivanja koloidnih otopina. Peptizacijom već stvoreni talog

koloidnih čestica, djelovanjem disperznog sredstva ili iona koji se u njemu nalaze prelazi u

koloidnu otopinu. Sastoji se u cijepanju većih čestica na manje čestice koloidnih dimenzija.

Metode kondenzacije rade na principu sakupljanja malih molekulski ili ionski dispergiranih

čestica u veće čestice koloidnih dimenzija. Iz pravih otopina možemo dobiti koloide naglim

smanjivanjem topljivosti neke tvari u danom otapalu ili upotrebom podesnih kemijskih reakcija

(taloženja, redukcije, oksidacije, hidrolize, raspada itd.).

Jedno od svojstava, po kojem se koloidne otopine razlikuju od pravih otopina jest Tyndallov

efekt, tj. rasipanje svjetla u svim smjerovima. Prolazom kroz koloidne sisteme svjetlost se raspršuje

na površini koloidnih čestica zbog ogiba i refleksije.

Tynallov efekt

To raspršivanje svjetlosti lako pratimo ako koloidni sistem promatramo u smjeru koji je

okomit na smjer širenja svjetlosti. Vidimo svijetli trag, a pojava se naziva Tyndall-ov fenomen. Tu

pojavu vjerojatno poznaje svatko tko je promatrao zrake svjetlosti dok u tankom snopu prolaze kroz

tamnu sobu. U tom snopu vidimo svjetlucanje pojedinih čestica prašine koje su koloidnih

dimenzija. Nasuprot koloidnim sistemima prave su otopine optički prazne. Pri prolasku kroz njih

zraka svjetlosti se ne vidi jer su čestice u otopini presitne da bi mogle izazvati disperziju vidljive

svjetlosti.

Koloidne čestice prolaze kroz obični filter-papir, a od pravih otopina možemo ih odijeliti

pomoću ultrafiltracije jer ne prolaze kroz ultra-filtar. Koloidne čestice su električki nabijene, ali za

razliku od elektrolita sve čestice istog koloida nabijene su istoimenim pozitivnim ili negativnim

nabojem. Pozitivni solovi su: solovi Fe(OH)3, Al2O3, Fe2O3. Negativni su solovi: Au, Ag, Pt, S,

As2S3, Sb2S3.

Koloidne otopine provode električnu struju pri čemu se za razliku od otopina elektrolita sve

koloidne čestice kreću prema istoj elektrodi na kojoj se neutraliziraju i talože. Ova pojava naziva se

elektroforeza ili elektroliza koloida.

Nabijenost koloidnih čestica istoimenim elektricitetom glavni je razlog relativne stabilnosti

koloidnih solova. Zbog istoimenog naboja čestice se međusobno odbijaju tako da se ne mogu

skupiti u veće agregate i onda taložiti.Koagulacija koloida je pojava udruživanja koloidnih čestica u

veće nakupine, pri čemu dolazi do taloženja koloida. Želimo li neki sol istaložiti, moramo povećati

dimenzije čestica disperzne faze. To možemo postići tako da mu oduzmemo ili smanjimo električni

naboj. Koagulacija koloida može se postići dodavanjem nekog elektrolita ili koloida suprotnog

naboja. Kod koagulacija dodavanjem elektrolita, koloidne čestice privlače iz otopina dodanog

elektrolita suprotno nabijene ione, zbog čega njihov naboj iščezava ili se smanjuje i dolazi do

skupljanja manjih čestica u veće, koje se talože:

Pri taloženju koloida dodatkom drugog koloida suprotnog naboja doći će do međusobnog taloženja

i jednog i drugog koloida.

Vježba br. 1 Datum__________________

Ime i prezime_______________________________

Aparatura i pribor Kemikalije (otopine kojima je potrebno izmjeriti gustoću)

Areometar

Menzura od 250 ml

H2SO4 (c = 0,1 mol L-1)

H2SO4 (c = 1,5 mol L-1)

H2SO4 (c = 2,0 mol L-1)

C2H5OH (w = 0,20)

C2H5OH (w = 0,60)

C2H5OH (w = 0,96)

1. POSTUPAK

Pomoću areometra izmjeri gustoće zadanim otopinama. Otopinu iz bočice prenesi u

menzuru i polako uroni areometar tako da ne udari o dno menzure. Areometar mora plivati

(ne smije se pridržavati rukama) u sredini menzure i ne smije dodirivati stijenke i dno

menzure. Ako areometar ne pliva dodaj još otopine. Kad se umiri, očitajte gustoću

tekućine na mjestu gdje površina tekućine presijeca skalu. Na areometru se u trenutku

zauzimanja ravnotežnog položaja primjećuju dvije granice: donja i gornja. Ispravnu

vrijednost gustoće pokazuje donja granica meniskusa koja se nalazi u istom nivou kao i

otopina u menzuri. Nakon očitanja gustoće otopinu VRATI u bocu, areometar operi i obriši

te postupak ponovi sa slijedećom otopinom.

UPOZORENJE:

KONCENTRACIJE SULFATNE KISELINE VRLO SU VISOKE ZBOG ČEGA

STUDENTI MORAJU BITI PAŽLJIVI PRILIKOM RADA!

PO ZAVRŠETKU MJERENJA OTOPINU VRATITI U BOCU!

AREOMETAR UVIJEK MORA BITI POLOŽEN NA STOL

2. Rezultati.

c(H2SO4), moldm-3 0.1 1.5 2.0

(H2SO4), gcm-3

w(C2H5OH) 0,20 0,60 0,96

(C2H5OH), gcm-3

Vrijednosti gustoće očitane na skali su u g/cm3 pa ih pretvorite u kg/m3!

(H2SO4) __________ g cm-3 = _________ kg m-3

__________ g cm-3 = _________ kg m-3

__________ g cm-3 = _________ kg m-3

(C2H5OH) __________ g cm-3 = _________ kg m-3

__________ g cm-3 = _________ kg m-3

__________ g cm-3 = _________ kg m-3

3. Grafički prikaži ovisnost izmjerenih gustoća o koncentracijama otopina.

Preračunavanje jedinica 1. Koncentraciju γ = 25,6 g/L izrazite u jedinicama:

a) g/cm3

b) kg/L c) mg/mL

d) μg/cm3

2. Koncentraciju c = 0,125 mol/dm3

izrazite u jedinicama:

a) mmol/dm3

b) mol/cm3

c) mmol/mL d) μmol/L

e) μmol/cm3

f) μmol/μL

3. Gustoću ρ = 1,3 kg/dm3

iskažite u jedinicama:

a) g/cm3

b) g/L

c) kg/m3

d) kg/mL

4. Gustoću 2,35 kg m-3

iskažite u mg cm-3

, množinsku koncentraciju 0,025 mol dm-3

u

mol m-3

.

Pitanja za kolokvij:

Što je gustoća, definicija i jedinica?

Princip mjerenja gustoće.

Opiši areometar.

Objasni rezultat.

Ovjera rezultata vježbe: ______________; Datum ovjere: ___/___/0

Kolokvij: _________________; Datum kolokvija: ___/___/0

Vježba br.2. Datum: _________________

Ime i prezime__________________________________

Aparatura i pribor Kemikalije:

Laboratorijske čaše od 50 ml (3 kom) od 100 ml (1 kom)

Pipete – trbušasta od 5 ml graduirana od 5 ml trbušasta od 10 ml graduirana od 10 ml

Menzura od 100 ml, (1 kom) Univerzalni indikator papir Kapalice (2 kom), satno staklo (1 kom), stakleni štapić (1 kom)

0.1 M HCl 0.1 M NaOH 1.0 M CH3COOH 1.0 M CH3COONa 0.1 M FeCl3 0.1 M CuSO4 0.1 M Na2CO3 0.1 M NaCl destilirana voda

Postupak a) pufer

U tri čiste čaše od 50 ml stavi po 30 ml destilirane vode. U jednoj čaši ostavi samo

vodu, u drugu dodaj (pipetom) 5 ml 0.1 M HCl i u treću 5 ml 0.1 M NaOH. Pomoću

univerzalnog indikator papira izmjeri pH vrijednost otopina u svakoj čaši (mali komadić

indikator papira otrgni iz kutije, stavi na satno stakalce, staklenim štapićem kapni kap

otopine, nakon pola minute boju indikator papira usporedi s bojom na skali na kutiji i

očitaj pH-vrijednost otopine).

U čistu i dobro izapranu čašu od 100 ml ulij 45 ml 1.0 M CH3COOH i 45 ml 1.0 M

CH3COONa. Izmjeri pH dobivenog acetatnog pufera. Pufer (po 30 ml) razdijeli u tri

čiste čaše od 50 ml. U prvu dodaj 5 ml 0.1 M HCl, u drugu 5 ml 0.1 m NaOH, a u treću

30 ml destilirane vode. Izmjeri pH vrijednost dobivenih otopina.

b) hidroliza soli

Pomoću univerzalnog indikator papira izmjeri pH zadanih otopina soli: FeCl3, CuSO4,

Na2CO3, i NaCl. Za svaku sol napiši jednadžbu hidrolize.

Poslije svakog mjerenja otopinu vrati u bocu.

4. Rezultati

otopina pH

destilirana voda.

dest. voda + HCl

dest. voda + NaOH

pufer

pufer + HCl

pufer + NaOH

pufer + H2O

Jednadžbe hidrolize

FeCl3 FeCl3 + 3H2O ↔

CuSO4 CuSO4 + 2 H2O ↔

Na2CO3 Na2CO3 + 2 H2O ↔

NaCl NaCl + H2O ↔

CH3COONH4 CH3COONH4 + H2O ↔

Al2(SO4)3 Al2(SO4)3 + 6H2O ↔

K2CO3 K2CO3 + 2 H2O ↔

Pitanja za kolokvij:

Što je pH vrijednost otopine?

Kako se mjeri pH vrijednost?

Napiši dvije kiseline i dvije lužine (njihove kemijske formule i nazive).

Koje su pH vrijednosti kiselina, a koje lužina?

Što su indikatori, koji su indikatori za kiseline, a koji za lužine?

Objasni jednadžbe hidrolize zadanih soli.

Što je pufer?

Kako se mijenja pH vrijednost acetatnog pufera s dodatkom kiseline, lužine ili vode?

Ovjera rezultata vježbe: ______________; Datum ovjere: ___/___/0

Kolokvij: _________________; Datum kolokvija: ___/___/0

Vježba br.3. Datum:___________

Ime i prezime_________________________________

Aparatura i pribor:

2 birete od 50 ml 2 Erlenmayer tikvice (250 ml) Pipete - trbušasta od 10 ml

- graduirana od 10 ml

Kemikalije:

0.1 M HCl 0.1 M NaOH otopina NaOH nepoznate koncentracije otopina H2SO4 nepoznate koncentracije indikator fenolftalein

POSTUPAK

1. ACIDIMETRIJA je volumetrijska metoda određivanja koncentracije neke lužine

titracijom sa standardnom otopinom kiseline. Kao standardna otopina najčešće se

upotrebljava otopina kloridne kiseline koncentracije 0.1 mol L-1.

10 ml otopine NaOH nepoznate koncentracije odpipetiraj u Erlenmayer tikvicu. Dodaj 1-2

kapi indikatora fenolftaleina i titriraj standardnom otopinom ( 0.1 M HCl). Titracija je

završena kad prva suvišna kap HCl promijeni crvenu boju otopine u bezbojnu. Izračunaj

koncentraciju otopine NaOH u točci ekvivalencije.

Jednadžba titracije: NaOH + HCl → NaCl + H2O

točka ekvivalencije:

NaOH

HClHClNaOH

V

VCmolLC

1,

2. ALKALIMETRIJA je metoda određivanja koncentracije neke kiseline sa

standardnom otopinom lužine. Standardna otopina u alkalimetriji je najčešće

otopina natrij-hidroksida koncentracije 0.1 mol L-1.

10 ml otopine H2SO4 nepoznate koncentracije odpipetiraj u Erlenmayerovu tikvicu. Dodaj

1-2 kapi indikatora fenolftaleina i titriraj standardnom otopinom ( 0.1 M NaOH). Titracija je

završena kad prva suvišna kap lužine promijeni bezbojnu boju otopine u crvenu. Izračunaj

koncentraciju otopine H2SO4 u točci ekvivalencije.

Jednadžba titracije glasi: H2SO4 + 2 NaOH→Na2SO4 + 2 H2O

točka ekvivalencije

42

42 .2, 1

SOH

NaOHNaOH

SOHV

VCmolLC

Zadatak

1. Koliko grama fosfatne kiseline i kalcij-hidroksida treba uzeti za pripravu 100 g kalcij-

fosfata?

Pitanja za kolokvij:

Što su alkalimetrija i acidimetrija?

Što je točka ekvivalencije?

Zašto se upotrebljava indikator?

Što je titracija i kako se provodi?

Što je neutralizacija i napiši jedan primjer?

Ovjera rezultata vježbe: ______________; Datum ovjere: ___/___/0

Kolokvij: _________________; Datum kolokvija: ___/___/0

Vježba br.4 Datum:___________

Ime i prezime_________________________________

1. Aparatura i pribor

Stalak s 10 epruveta

2 kapalice

2. Kemikalije

1. 0.01 M H2C2O4

2. 2.0 M H2SO4

3. 0.02 M KMnO4

4. 0.002 M Na2SO3

5. 2.0 M NaOH

6. 0.02 M FeSO4

7. 0.005 M K2Cr2O7

8. 1.0 M KJ

9. 0.01 M Na2S2O3

10. 0.1 M J2

3. Postupak

1. U epruvetu stavi 3-4 kapi 0.01 M H2C2O4 i 1-2 kapi 2.0 M H2SO4. Dodaj 1 kap 0.02 M

KMnO4 i otopinu u epruveti zagrij u vodenoj kupelji. Kakva je promjena boje? Riješi

redoks reakciju.

2. U epruvetu stavi 3-4 kapi 0.02 M FeSO4 i 1-2 kapi 2.0 M H2SO4. Dodaj 1 kap 0.02 M

KMnO4. Kakva je promjena boje? Riješi redoks reakciju.

3. U epruvetu stavi 3-4 kapi 0.002 M Na2SO3 i 1-2 kapi 2.0 M NaOH. Dodaj 1 kap 0.02 M

KMnO4. Kakva je promjena boje? Riješi redoks reakciju.

4. U epruvetu stavi 3-4 kapi 0.005 M K2Cr2O7 i 1-2 kapi 2.0 M H2SO4. Dodaj 1 kap 1.0 M

KJ. Kakva je promjena boje? Riješi redoks reakciju.

5. U epruvetu stavi 3-4 kapi 0.01 M Na2S2O3 i 1 kap 0.1 M J2. Kakva je promjena boje?

Riješi redoks reakciju.

5. Rezultati

1. MnO4- + H+ + C2O4

2- → Mn2+ + CO2 + H2O

( ) ( )

2. KMnO4 + H2SO4 + FeSO4 → Fe2(SO4)3 + K2SO4 + MnSO4 + H2O

( ) ( )

3. KMnO4 + NaOH + Na2SO3 → Na2MnO4 + K2SO4 + H2O

( ) ( )

4. J- + Cr2O72- + H+→ Cr3+ + J2 + H2O

( ) ( )

5. S2O3 2-

+ J2 → J- + S4O6 2-

( ) ( )

Napomena: U zagrade upiši boju reaktanta/produkta reakcije!

Zadatak

1. Odredi oksidacijske brojeve za slijedeće primjere:

N2 N2O NO NO2– NO2 NO3

–

Cl– Cl2 ClO– ClO2 ClO2– ClO3

– ClO4–

CO H2C2O4 C2O42– CO2 CO3

2–

P4 H3PO4 PO43–

H2S HS– S2– S6 SO2 SO3– SO3 S2O3

2– SO42–

MnO2 KMnO4 MnO4– K2CrO4 CrO4

2– K2Cr2O7 Cr2O72–

Pitanja za kolokvij:

Definiraj redoks reakcije.

Što je oksidacija, a što redukcija?

Što je oksidans (oksidirajuće sredstvo)?

Što je reducens (reducirajuće sredstvo)?

Definiraj oksidacijski broj.

Koja su pravila za određivanje oksidacijskog broja?

Ovjera rezultata vježbe: _________________ Datum ovjere: ___/___/0

Kolokvij: _____________________ Datum kolokvija: ___/___/0

Vježba br. 5 Datum:_________________

Ime i prezime__________________________________

1.Aparatura i pribor

1. Stalak s 10 epruveta

2. 3 pipete graduirane od 2 ml

1 pipeta graduirama od 10 ml

3. Plamenik, tronog, azbestna mrežica, laboratorijska čaša od 250 ml

4. Termometar

5. Menzura, 10 ml

2. Kemikalije

3. 0.1 M H2SO4

3. 1.0 M H2SO4

3. 0.2 M Na2S2O3

3. Postupak

VAŽNO! Da bi pokusi uspjeli sve epruvete i pipete moraju biti dobro oprane!

Reakcija izlučivanja koloidnog sumpora iz natrij-tiosulfata utjecajem sulfatne kiseline:

Na2S2O3 + H2SO4 → S + SO2 + Na2SO4 + H2O

a) Utjecaj koncentracije Na2S2O3

U tri epruvete stavi redom: u prvu -2 ml 0.2 M Na2S2O3 i 4 ml vode,

u drugu- 4 ml 0.2 M Na2S2O3 i 2 ml vode,

u treću- 6 ml 0.2 M Na2S2O3.

U prvu epruvetu dodaj 2 ml 0.1 M H2SO4 (iz menzure). Nakon nekog vremena pojavi

se bijelo zamućenje od koloidno izlučenog sumpora. Izmijeri vrijeme koje je potrebno

da se reakcija privede kraju (vrijeme koje je potrebno da se otopina toliko zamuti da se

ne vidi vidljiva podloga).

U drugu epruvetu stavi isto 2 ml 0.1 M H2SO4. Zabilježi vrijeme zamućenja.

U treću epruvetu stavi isto 2 ml 0.1 M H2SO4. Zabilježi vrijeme zamućenja.

b) Utjecaj koncentracije H2SO4 (pH) Sve ponovi kao pod a), ali umjesto 0.1 M H2SO4 upotrijebi 1.0 M H2SO4.

c) Utjecaj temperature 1. U jednu epruvetu stavi 2 ml 0.2 M Na2S2O3 i 4 ml vode. U drugu epruvetu stavi 2 ml

0.1 M H2SO4. Epruvete zagrij u vodenoj kupelji na 30oC te ih zagrijane pomiješaj.

2. Izmjeri vrijeme do zamućenja.

4. Rezultati.

Utjecaj koncentracije Na2S2O3

Epruveta br. V Na2S2O3 /ml V H2O/ ml V 0,1 M H2SO4/ ml t/ sek

1. 2.0 4.0 2.0

2. 4.0 2.0 2.0

3. 6.0 0.0 2.0

Utjecaj koncentracije H2SO4 (pH)

Epruveta br. V Na2S2O3 /ml V H2O/ ml V 1,0 M H2SO4/ ml t/ sek

1. 2.0 4.0 2.0

2. 4.0 2.0 2.0

3. 6.0 0.0 2.0

Utjecaj temperature

Epruveta br. V Na2S2O3 /ml V H2O/ ml V 0,1 M H2SO4/ ml t (na 30 oC)/ sek

1. 2.0 4.0 2.0

Pitanja za kolokvij:

Što je kemijska kinetika?

Što je energija aktivacije?

Koji čimbenici utječu na brzinu kemijske reakcije?

Što su katalizatori?

Što su inhibitori?

Kakva je ovisnost između koncentracije reaktanata i brzine kemijske reakcije?

Definiraj napredne (polazne) i povratne reakcije.

Ovjera rezultata vježbe: _________________ Datum ovjere: ___/___/0

Kolokvij: _____________________ Datum kolokvija: ___/___/0

Vježba br. 6 Datum:_____________

Ime i prezime__________________________________

1. Aparatura i pribor 2. Kemikalije

Stalak s 5 epruveta Stakleni lijevak, stakleni štapić Pipete: trbušasta od 5ml (2 kom) graduirane od 10 ml (2 kom) Filter papir

0.1 M FeCl3 0.5 M NaOH 0.1 M HCl 0.2 M Na2S2O3

3. Postupak

Dobivanje koloidne otopine sumpora reakcijom raspada natrij-tiosulfata i HCl

U epruvetu stavi 5 ml 0.2 M Na2S2O3 i 2 ml 0.1 M HCl. Promućkaj.

Dobivenu koloidnu otopinu sumpora profiltriraj u čistu epruvetu.

Što se dešava tijekom filtracije ove koloidne otopine sumpora?

Dobivanje koagulata Fe (III) - hidroksida

U čistu epruvetu pomiješaj 5 ml 0.1 M FeCl3 sa 5 ml 0.5 M NaOH. Dobivenu otopinu

filtriraj u drugu epruvetu.

Dio dobivenog koagulata staklenim štapićem prenesi u čistu epruvetu i dodaj 5 ml

0.1 M HCl.

Dobivenu koloidnu otopinu Fe (III)-hidroksida filtriraj u čistu epruvetu.

Što se dešava tijekom ovih filtracija?

Pitanja za kolokvij:

Što su koloidi?

Nabrojite svojstva koloida.

Kako ste radili pokuse i koja ste svojstva koloida dokazali u ovim pokusima?

Što je to disperzna faza?

Što je to disperzno sredstvo?

Što je to Tyndallov fenomen?

Nabroji barem dva koloidna sustava.

Što je emulzija i navedite primjer.

Ovjera rezultata vježbe: _________________ Datum ovjere: ___/___/0

Kolokvij: _____________________ Datum kolokvija: ___/___/0