1

8.1. Nemetali, oksidi nemetala i kiseline

8.1.1 Fizička svojstva nemetala

Nemetali su hemijski elementi koji se u tablici periodnog sistema elemenata nalaze sa desne strane, izuzev vodonika koji se nalazi u gornjem levom uglu.

Na sobnoj temperaturi mogu biti u sva tri agregatna stanja:

gasovitom - vodonik, kiseonik, hlor, azot, fluor tečnom – brom ( brom je jedini tečni nematal) čvrstom - ugljenik, fosfor, sumpor, jod

Nemetali se mogu razlikovati po boji npr. sumpor je žute boje, jod je ljubičast, kiseonik bezbojan, fosfor može biti beo ili crven.Pojedini nemetali (hlor i brom) imaju oštar, neprijatan miris i ne smeju se udisati jer su štetni po zdravlje ljudi.

Nemetali se različito ponašaju prilikom zagrevanja. Jod sublimuje tj. prelazi direktno iz čvrstog u gasovito agregatno stanje.

Beli fosfor se spontano pali na vazduhu:

P4 + 5O2 → 2P2O5

Crveni fosfor se pali prilikom zagrevanja. Nastaje bela gusta magla, fosfor(V)-oksid.

4P + 5O2 → 2P2O5

Zajedničko svojstvo nemetala je da ne provode elektricitet, izuzev oblika ugljenika, grafita, koji je dobar provodnik elektriciteta.

Nemetali su slabo rastvorni u vodi.

Osnovno svojstvo nemetala je da grade kiseline

2

8.1.2. Vodonik

Vodonik je najlakši hemijski element. Redni broj mu je 1, kao i maseni broj. Jezgro atoma vodonika sadrži jedan proton, a u elektronskom omotaču se nalazi jedan elektron. Vodonik je jedini element koji nema neutrone. Atoma izgleda ovako:

Nalazi se u Ia (1) grupi u Periodnom sistemu elemenata.

U prirodi je veoma zastupljen u višim slojevima atmosfere (Sunce, zvezde) pa je to najrasprostranjeniji elelment u svemiru. U našoj okolini se nalazi samo u vidu jedinjenja od kojih treba istaći vodu, amonijak, proteine, ugljene hidrate...

U elementarnom stanju vodonik postoji kao dvoatomni molekul (H2). Atomi vodonika su povezani jednostrukom, nepolarnom, kovalentnom vezom.

Vodonik se laboratorijski dobija reakcijom između nekih metala i kiselina npr. reakcijom između cinka i hlorovodonične kiseline nastaje so, cink-hlorid i vodonik.

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2

Vodonik je gas, bez boje, ukusa i mirisa, praktično se ne rastvara u vodi jer su mu molekuli nepolarni. Gori svetlo plavim plamenom i pri tome se jedini sa kiseonikom gradeći vodu.

Ako se smeša vodonika i kiseonika u zapreminskom odnosu 2:1 (praskavi gas) zapali čuje se prasak jer je ta smeša eksplozivna.

3

8.1.3. Kiseonik

Kiseonik je veoma rasprostranjen hemijski elemenat. U slobodnom stanju ga ima u vazduhu, a sastojak je i mnogih jedinjenja, npr. vode, oksida, proteina...

U atomu kiseonika se nalazi po 8 protona, neutrona i elektrona. Atom kiseonika izgleda ovako:

Kiseonik se nalazi u VIa (16) grupi Periodnog sistema elelmenata. U elementarnom stanju postoji kao dvoatomni (O2) i troatomni molekul (O3 - ozon).

U dvoatomnom molekulu kiseonika, atomi su povezani dvostukom kovalentnom vezom.

Kiseonik se laboratorijski dobija zagrevanjem kalijum-permanganata. Prisustvo kiseonika se može dokazati unošenjem užarenog drvceta. Ono će se u prisustvu kiseonika razbuktati jer kiseonik potpomaže gorenje.

Kiseonik je gas bez boje, ukusa i mirisa.

Oksidacija je reakcija kiseonika sa drugim elementima. Jedinjenja koja nastaju nazivaju se oksidi. U oksidima je kiseonik uvek dvovalentan, a drugi elemenat može imati valencu od I do VIII.

Primeri formula oksida su:

kalijum-oksid - K2O (kalijum je jednovalentan)

magnezijum-oksid - MgO (magnezijum je dvovalentan)

4

gvožđe(III)-oksid - Fe2O3 (gvožđe je trovalentno)

ugljenik(IV)-oksid -CO2 (ugljenik je četvorovalentan)

azot(V)-oksid-N2O5 (azot je petovalentan)

sumpor(VI)-oksid- SO3 (sumpor je šestovalentan)

hlor(VII)-oksid - Cl2O7 (hlor je sedvovalentan)

Oksidacija može biti brza (burna) i spora (tiha).

Gvožđe se stajanjem na vazduhu oksiduje tj. reaguje sa kiseonikom gradeći rđu koja je po hemijskom sastavu Fe2O3. Ovo je primer spore oksidacije.

8.1.4. Sumpor

Sumpor je elemenat VIa (16.) grupe Periodnog sistema elemenata. Sadrži po 16 protona, neutrona i elektrona. Raspored elektrona po energetskim nivoima je: K=2, L=8, M=6

Sumpor je žute boje, čvrstog agregatnog stanja, ne rastvara se u vodi. Molekul sumpora sadrži 8 atoma. Postoje dve alotropske modifikacije sumpora: rombični i monoklinični sumpor.

Jedinjenja:

1. Oksidi:

SO2 - sumpor(IV)-oksid - ovaj zagušljiv, bezbojan gas nastaje paljem sumpora :

S + O2 → SO2

Koristi se za dezinfekciju buradi za vino i beljenje tkanina.

Sumpor (IV)-oksid je anhidrid sumporaste kiseline, tj. u reakciji sa vodom gradi sumporastu kiselinu: SO2 + H2O → H2SO3

5

SO3 - sumpor(VI)-oksid - nastaje sagorevanjem sumpor(IV)-oksida:

2SO2 + O2 → 2SO3

Ovaj gas u reakciji sa vodom gradi sumpornu kiselinu.

SO3 + H2O → H2SO4

2. Kiseline:

H2SO3 - sumporasta kiselina (sulfitna)

H2SO4 - sumporna kiselina (sulfatna)

Značajna jedinjenja sumpora su i soli sumporaste i sumporne kiseline.

Primena:

Sumpor se upotrebljava u proizvidnji guma, šibica, boja i baruta. Sumporna kiselina se upotrebljava u proizvodnji veštačkih đubriva, boja, lekova, akumulatora i eksploziva.

8.1.5. Azot

Azot je element Va (15.) grupe Periodnog sistema elemenata. U jezgru sadrži po 7 protona i neutrona, a u elektronskom omotaču se nalazi 7 elektrona (raspored po energetskim nivoima je: K=2, L=5)

Azot se u slobodnom stanju nalazi u vazduhu. Biogeni je elemenat, ulazi u sastav nukleinskih kiselina i proteina.

To je gas bez boje, ukusa i mirisa, slabo se rastvara u vodi, inertan je tj. slabo je reaktivan su atomi u molekulu povezani jakom trostrukom vezom.

Jedinjenja:

1. Oksidi:

N2O -azot(I)-oksid

NO -azot(II)-oksid

6

N2O3 -azot(III)-oksid

NO2 -azot(IV)-oksid

N2O5 -azot(V)-oksid - ovaj oksid je anhidridid azotne kiseline:

N2O5 + H2O → 2HNO3

2. Azotna (nitratna) kiselina, HNO3

3. Amonijak, NH3

- bezbojan gas, oštrog mirisa, dobro se rastvara u vodi, nastaje reakcijom između azota i vodonika pri određenim uslovima:

N2 + 3H2→ 2NH3

Primena:

Azot se koristi za konzervisanje hrane. Amonijak se koristi za dobijanje plastike i eksploziva. Azotna kiselina se upotrebljava za proizvodnju eksploziva.

8.1.6. Ugljenik

Ugljenik je elemenat IVa (14.) grupe Perodnog sistema elemenata. Atom sadrži po 6 protona, neutrona i elektrona (raspored elektrona po energetskim nivoima je: K=2, L=4).

Ugljenik je veoma rasprostranjen u prirodi. Ulazi u sastav biljnog i životinjskog sveta, nafte, stena, minerala...

Osobine:

Poznate su tri kristalna oblika ugljenika:

Grafit - crne je boje, mekan i provodi elektricitet

7

Dijamant - bezbojan je, tvrd i ne provodi elektricitet Fuleren -C60

Amorfni oblici ugljenika su: čađ, koks, aktivni i drveni ugalj. Za čvrstu supstancu kažemo da je amorfna ako njene čestice nisu uređene kao kod kristala. Primjeri amorfnih tijela su staklo, gelovi, tanki filmovi i nanostrukturni materijali. Amorfne supstance imaju određenu uređenost čestica samo na kraćim rastojanjima, ali ne postoji uređenost u cijelom prostoru

Jedinjenja:

1. Oksidi

CO - ugljenik(II)-oksid (ugljen-monoksid) - gas bez boje, ukusa i mirisa, veoma je otrovan, nastaje nepotpunim sagorevanjem benzina i ostalih organskih jedinjenja

2C + O2 → 2CO

CO2 -ugljenik(IV)-oksid (ugljen-dioksid)- gas bez boje i mirisa, teži je od vazduha, ne potpomaže gorenje te se koristi za gašenje požara. Nastaje potpunim sagorevanjem ugljenika ili sagorevanjem ugljenik(II)-oksida.

C + O2 → CO2 2CO + O2 → 2CO2

Ugljenik(IV)-oksid je glavni reaktant u procesu fotosinteze. On nastaje sagorevanjem fosilnih goriva i disanjem živih bića. Biljke uzimaju ovaj gas iz vazduha i u njima, pod dejstvom Sunčeve svetlosti dolazi do procesa fotosinteze u kojem biljke stvaraju jednostavne ugljene hidrate i kiseonik.

2. Ugljena (karbonatna) kiselina, H2CO3

nastaje reakcijom između ugljenik(IV)-oksida i vode.

CO2 + H2O → H2CO3

Primena:

Grafit se upotrebljava za izradu olovaka i elektroda, a od dijamanata se izrađuje nakit. Aktivni ugalj se koristi za prečišćavanje vode i vazduha.

8.1.7 Kiseline

Kiseline su jedinjenja koja nastaju reakcijom između kiselih oksida (tj. anhidrida kiselina) i vode, i u svom sastavu uvek imaju vodonik.

U tabeli su date formule kiselina, njihovih anhidrida kao i jednačine dobijanja tih kiselina:

8

formula kiseline naziv kiseline anhidrid kiseline jednačina dobijanja kiseline

H2CO3 ugljena CO2 CO2 + H2O → H2CO3

H2SO3 sumporasta SO2 SO2 + H2O → H2SO3

H2SO4 sumporna SO3 SO3 + H2O → H2SO4

HNO3 azotna N2O5 N2O5 + H2O → 2HNO3

H3PO4 fosforna P2O5 P2O5 + 3H2O → 2H3PO4

Indikatori su supstance koje menjaju boju u kiseloj i baznoj sredini. Metil-oranž je u kiseloj sredini crven, a fenolftalein je bezbojan. Lakmus papir menja boju u kiseloj sredini u crveno.

Kiseline mogu biti kiseonične (one sadrže kiseonik npr: sumporna) i beskiseonične (one ne sadrže kiseonik npr: hlorovodonična kiselina HCl)

Beskiseonične kiseline se dobijaju direktnom sintezom elemenata npr:

H2 + Cl2 → 2HCl

8.2. Metali, oksidi metala i hidroksidi (baze)

8.2.1. Fizička svojstva metala

Metali zauzimaju veći deo Periodnog sistema elemenata.

U prirodi se nalaze u vidu jedinjenja i veoma su rasprostranjeni u Zemljinoj kori u vidu stena, ruda i minerala. Neki elementi su neophodni za dobro funkcionisanje čovekovog organizma,

9

npr. gvožđe je sastojak hemoglobina u krvi i neophodan je za prenos kiseonika putem krvi, kalcijum u vidu jedinjenja izgrađuje kosti i daje im neophodnu čvrstinu... Malobrojni su metali koji se u prirodi mogu naći u slobodnom stanju npr. zlato, srebro i bakar.

Svi metali su u čvrstom agregatnom stanju izuzev žive koja je tečna.

Metali dobro provode elektricitet i toplotu.

Svi metali su sive boje izuzev bakra, koji je crven, i zlata koje je žuto.

Na osnovu položaja u Periodnom sistemu elelmenata metali se dele na:

alkalne metale - elementi Ia (1) grupe zemnoalkalne - elelmenti IIa (2) grupe prelazne - metali iz b grupa (od 3 do 12) ostale metale - Al, Ga, In, Tl, Sn, Pb, Bi, Po

8.2.2. Kalcijum i ostali izraziti metali

Kalcijum je element 2. (IIa) grupe Periodnog sistema koju čine zemnoalkalni metali. Elementi ove grupe su uvek dvovalentni u jedinjenjima, sive su boje, dobro provode toplotu i elektricitet i manje su reaktivni od elemenata Ia (1) grupe koju čine alkalni metali.

Alkalni metali u reakciji sa vodom daju hidrokside koji se dobro rastvaraju u vodi, odnosno alkalije.

Jednačina reakcije je: 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

10

Reakcija kalcijuma sa vodom je burna, ali manje u odnosu na reakciju natrijuma sa vodom. Jednačina ove reakcije je:

Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2↑

Magnezijum reaguje sa vodom tek pri zagrevanju.

Mg + 2H2O → Mg(OH)2 + H2↑

Alkalni metali reaguju burnije jer otpuštaju jedan, a zemnoalkalni metali dva valentna elektrona. Na reaktivnost utiče i udaljenost valentnog elektrona od jezgra atoma. Kalcijum je reaktivniji od magnezijuma jer su njegovi valentni elektroni udaljeniji od jezgra i ono ih slabije privlači.

Hidroksidi alkalnih i većine zemnoalkalnih metala se mogu dobiti reakcijom oksida tih metala sa vodom, npr:

CaO + H2O → Ca(OH)2

8.2.3. Gvožđe, aluminijum, bakar

Crna metalurgija je deo industrije koji se bavi proizvodnjom gvožđa dok se proizvodnjom svih ostalih metala bavi obojena metalurgija.

Metali su dobri provodnici toplote i elektriciteta (toplotna provodljivost: Al<Fe<Cu; provodljivost elektriciteta: Fe< Al<Cu). Ovi metali se razlikuju i po gustini: Al<Fe<Cu.

Gvožđe je sive boje, mekan i krt metal, poseduje magnetna svojstva.

Aluminijumje mekan, lak metal, srebrnastosive boje.

Bakar je crvene boje, mekan je i veoma dobro provodi toplotu i elektricitet.

Jedinjenja gvožđa:

1. oksidi - FeO, Fe2O3

2. hidroksidi - Fe(OH)2, Fe(OH)3

Jedinjenja aluminijuma:

1. oksid – Al2O3; dobija se oksidacijom aluminijuma 4Al+3O2→2Al2O3

2. hidroksid – Al(OH)3 ;

zagrevanjem se razlaže na aluminijum-oksid i vodu 2Al(OH)3→ Al2O3 + 3H2O

Jedinjenja bakra:

1. oksidi - Cu2O, CuO

11

2. plavi kamen – CuSO4∙5 H2O

Oksidi gvožđa, bakra i aluminijuma su slabo rastvorni u vodi i ne mogu sa njom da grade hidrokside.

Hidroksidi gvožđa, bakra i aluminijuma se slabo rastvaraju u vodi.

Primena gvožđa: ne koristi se čisto gvožđe jer je krto. Čelik se koristi za iradu alata, metalnih konstrukcija, mostova...

Primena aluminijuma: izrada folija, automobila, aviona...

Primena aluminijum-oksida (mineral korund): izrada nakita (rubin, safir)

Primena bakra: izrada posuda, novca, nakita.

8.2.4. Legure

Legure su smeše koje se dobijaju mešanjem jednog metala sa jednim ilil više drugih elemenata.

Najznačajnije legure su:

čelik - legura gvožđa i ugljenika (do 1,7% C)

bronza - legura bakra i kalaja

mesing - legura bakra i cink

duraluminijum- legura aluminijuma sa bakrom, magnezijumom, manganom, silicijumom ili gvožđem.

8.2.5. Hidroksidi

Hidroksidi su jedinjenja koja sadrže hidroksidnu grupu -OH. Ona je uvek jednovalentna tako da opšta formula hidroksida glasi

M(OH)n gde je M oznaka za metal, a n je valenca tog metala.

Anhidridi hidroksida (bazni oksidi) su oksidi metala koji u reakciji sa vodom grade hidrokside (baze).

Baznost rastvora se može dokazati pomoću indikatora. Fenolftalein je ljubičast, metil-oranž je žut, a crveni lakmus papir postaje plav u baznoj sredini.

12

8.3. Soli

8.3.1. Imenovanje soli i sastavljanje formula soli Sa solima se često susrećemo u svakodnevnom životu npr. kuhinjska so, soda bikarbona, plavi kamen...

Soli su jonska jedinjenja koja su izgrađena od katjona metala i anjona kiselinskog ostatka.

Kiselinski ostatak se dobija oduzimanjem atoma vodonika u molekulu kiseline i on je onoliko valentan koliko ima atoma vodonika.

formula kiseline kiselinski ostatak valenca

HCl Cl I

HNO3 NO3 I

H2SO4 SO4 II

H3PO4 PO4 III

U sledećoj tabeli su date formule i nazivi najznačajnijih kiselina, jon kiselinskog ostatka i naziv njihovih soli.

formula kiseline naziv kiseline jon kiselinskog ostatka naziv soli

HCl hlorovodonična (hloridna) Cl− hloridi

HNO2 azotasta (nitritna) NO2− nitriti

HNO3 azotna(nitratna) NO3− nitrati

H2SO3 sumporasta (sulfitna) SO32− sulfiti

H2SO4 sumporna (sulfatna) SO42− sulfati

H2CO3 ugljena(karbonatna) CO32− karbonati

H3PO4 fosforna (fosfatna) PO43− fosfati

Pri sastavljanju formula soli mora se voditi računa o valencama metala i kiselinskog ostatka.

13

Pri sastavljanju formula soli mora se voditi računa o valencama metala i kiselinskog ostatka.

npr.

I I II I

NaCl - natrijum-hlorid CaCl2 - kalcijum-hlorid

I I I I III

Mg(NO3)2 - magnezijum-nitrat Na3PO4 - natrijum-fosfat

III II II II

Al2(SO4)3 - aluminijum-sulfit CaSO4 - kalcijum-sulfat

Ukoliko metal može imati više valenci onda se mora naglasiti valenca metala u nazivu soli.

npr.

II I III I

FeCl2 - gvožđe(II)-hlorid FeCl3 - gvožđe(III)-hlorid

8.3.2. Dobijanje soli

Soli se mogu dobiti na više načina. Najčešće se soli mogu dobiti na sledeći način:

1. neutralizacijom - reakcijom između kiseline i baze

kiselina + baza → so + voda

npr.

HCl + NaOH → NaCl + H2O

2H3PO4 + 3Ca(OH)2 → Ca3(PO4)2 + 6H2O

Reakcija neutralizacije može biti potpuna i nepotpuna. Npr. pri reakciji sumporne kiseline i natrijum-hidroksida mogu nastati dve soli, natrijum-hidrogensulfat ili natrijum-sulfat što zavisi od toga da li dolazi do potpune ili nepotpune zamene atoma vodonika sa jonima natrijuma.

nepotpuna neutralizacija - jedan atom vodonika (koji ulazi u sastav kiseline) je zamenjen jonom natrijuma i nastaje so natrijum-hidrogensulfat

14

H2SO4 + NaOH → NaHSO4 + H2O

potpuna neutralizacija - oba atoma vodonika iz kiseline su zamenjena jonima natrijuma i nastaje so natrijum-sulfat

H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O

2. reakcijom između pojedinih metala i kiseline

metal + kiselina → so + vodonik

npr.

Ca + 2HCl → CaCl2 + H2

Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2

Neki metali npr. bakar, srebro i zlato ne reaguju sa razblaženim rastvorima kiselina.

3. reakcijom između oksida metala i kiseline

oksid metala + kiselina → so + voda

npr.

Na2O + 2HCl → 2NaCl + H2O

CaO + H2SO4 → CaSO4 + H2O

4. reakcijom između oksida nemetala i baze

oksid nemetala + baza → so + voda

U ovoj jednačini nastaje so kiseline koja nastaje kada oksid nemetala reaguje sa vodom. U tabeli je dat prikaz oksida i jednačine reakcija ovih oksida sa vodom.

oksid jednačina dobijanja kiseline

CO2 CO2 + H2O → H2CO3

SO2 SO2 + H2O → H2SO3

SO3 SO3 + H2O → H2SO4

N2O5 N2O5 + H2O → 2HNO3

P2O5 P2O5 + 3H2O → 2H3PO4

npr. reakcijom između ugljenik(IV)-oksida i natrijum-hidroksida nastaje so ugljene kiseline - natrijum-karbonat

15

CO2 + 2NaOH → Na2CO3 + H2O

reakcijom između sumpor(VI)-oksida i kalijum-hidroksida nastaje so sumporne kiseline - kalijum-sulfat

SO3 + 2KOH → K2SO4 + H2O

5. direktnom sintezom elemenata

metal + nemetal → so

npr.

2Na + Cl2 → 2NaCl

8.3.3. Svojstva i primena soli

Soli su kristalne supstance visoke temperature topljenja. To su jonska jedinjenja koja se sastoje od katjona metala i anjona kiselinskog ostatka. Soli mogu biti različitih boja. Većina soli se rastvara u vodi i one daju vode ukus, a neke i tvrdoću (karbonari i hidrogenkarbonati magnezijuma i kalcijuma).

Hemijske reakcije soli su brojne. Najznačajnije su sledeće reakcije:

1. reakcija soli sa kiselinom

npr. karbonati reaguju sa hlorovodoničnom, sumpornom i azotnom kiselinom gradeći odgovarajuću so, ugljenik(IV)-oksid i vodu

Jednačina hemijske reakcije je: Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + CO2 + H2O

2. reakcija soli sa bazom

npr. soli aluminijuma, gvožđa i bakra reaguju sa bazama alkalnih i zemnoalkalnih metala. Na ovaj način se mogu dobiti hidroksidi metala koji ne mogu nastati reakcijom njihovih oksida sa vodom.

npr.

CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2 + Na2SO4

FeSO4 + 2NaOH → Fe(OH)2 + Na2SO4

Fe2(SO4)3 + 6NaOH → 2Fe(OH)3 + 3Na2SO4

3. reakcija soli sa metalom

U reakciji nekih soli i metala dolazi do zamene jona metala iz soli sa metalom koji reaguje

npr.

16

Zn + FeSO4 → ZnSO4 + Fe

4. reakcija dvostruke izmene

dve soli mogu reagovati međusobno ukoliko pri toj reakciji nastaje slabo rastvorna so tj. talog. Pri ovoj reakciji joni metala menjaju mesta.

npr.

AgNO3 + NaCl → AgCl ↓+ NaNO3

8.4. Elektrolitička disocijacija kiselina, hidroksida i soli

8.4.1. Elektrolitička disocijacija

Elektrolitička disocijacija je razlaganje jedinjenjenja (sa jonskom i polarnom kovalentnom vezom) na jone, pod dejstvom polarnih molekula vode.

Supstance čiji vodeni rastvori provode elektricitet nazivaju se elektroliti (npr. hlorovodonična kiselina, kuhinjska so, natrijum-hidroksid).

Neelektroliti su supstance čiji vodeni rastvori ne provode elektricitet (npr. alkohol, šećer).

Kiseline su jedinjenja koja u vodi disosuju na pozitivne jone vodonika i negativne jone kiselinskog ostatka.

HCl → H+ + Cl-

H2SO4 →2H+ + SO42-

H3PO4 →3H+ + PO43-

Hidroksidi (baze) su jedinjenja koja u vodenom rastvoru kao negativne jone sadrže hidroksidne jone.

NaOH → Na+ + OH-

Ca(OH)2 → Ca2+ + 2OH-

Amonijak u vodenom rastvoru takođe sadrži hidroksidne jone.

NH3 + H2O → NH4+ + OH-

Pri rastvaranju soli u vodi dolazi do elektrolitičke disocijacije soli. Nastali vodeni rastvori sadrže katjone metala i anjone kiselinskog ostatka.

Na2SO4 → 2Na+ + SO42-

Mg(NO3)2→ Mg2+ + 2NO3-

17

NH4Cl → NH4+ + Cl-

Elektroliti mogu biti jaki i slabi. Jaki ekektroliti u vodi disosuju skoro potpuno na jone, npr.

HCl, HNO3, H2SO4,NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2

Slabi elektroliti su supstance u čijim vodenim rastvorima ima malo jona, npr.

H2CO3, H2SO3, Fe(OH)2.

8.4.2. Mera kiselosti rastvora - pH vrednost

Rastvori mogu biti kiseli, neutralni, bazni.

Kiselost (baznost) rastvora se izražava pH vrednošću.

pH-skala najčešće ima opseg 14 jedinica.

Ako je pH < 7 rastvor je kiseo

pH = 7 rastvor je neutralan

pH > 7 rastvor je bazan.

Kiselost odnosno baznost rastvora se može odrediti pomoću kiselinsko-baznih indikatora. To su supstance koje menjaju boju u zavisnosti od pH vrednosti rastvora.

U kiseloj sredini plavi lakmus papir postaje crven, metil-oranž je crvene boje, a fenolftalein je bezbojan.

U baznoj sredini crveni lakmus papir postaje plav, metil-oranž je žut, a fenolftalein je ljubičast.

18

8.5. Ugljovodonici

8.5.1. Uvod u organsku hemiju

U okviru neorganske hemije smo proučavali pojedina jedinjenja ugljenika tj. njegove okside, ugljenu kiselinu i njene soli, karbonate.

Organska hemija proučava sva ostala jedinjenja ugljenika. Tako ćemo u ovoj i narednim temama izučavati alkane, alkohole, karboksilne kiseline, masti i ulja, ugljene hidrate, proteine i još neke klase organskih jedinjenja.

U sastav organskih jedinjenja ulaze ugljenik i vodonik, a mogu da sadrže i atome nekolicine drugih elemenata (npr. kiseonika, azota, sumpora).

Ugljenik je uvek četvorovalentan. Na narednim slikama vidimo da svaki atom ugljenika gradi četiri kovalentne veze.

Veza između dva atoma ugljenika može biti jednostruka, dvostruka ili trostruka.

Ugljenikovi atomi mogu biti povezani u otvorene i zatvorene nizove. Na narednim slikama je prikazano kako 6 atoma ugljenika mog biti povezana u otvoren niz i zatvoren niz (prsten).

Otvoreni nizovi mogu biti nerazgranati i razgranati.

isobutan

19

8.5.2. Ugljovodonici - podela i fizička svojstva

8.5.3. Zasićeni ugljovodonici – alkani

Zasićeni aciklični ugljovodonici, alkani su se još nazivali i parafini zbog izrazite hemijske inertnosti.

Opšta formula alkana je CnH2n+2.

Prvih deset alkana s nazivima su:

Niz jedinjenja kod kog se svaki clan razlikuje za po jednu -CH2- grupu zove se homologi niz. Sva jedinjenja u nizu imaju slicne hemijske osobine (podležu slicnim reakcijama...). Prva cetiri alkana su gasovita, alkani od cetiri da jedanaest ugljenikovih atoma su tecni, a preko 11 su čvrsti. U vodi su netopivi, ali se tope dobro u organskim rastvaracima. Po pravilu tacka kljucanja "normalnog" alakana uvek je viša od tacki kljucanja njegovih izomera.

20

Nomenklatura alkana

Za davanje imena izomerima alkana koristi se medunarodna, Ženevska nomenklatura. Za osnovu se uzima najduži ugljenikov lanac, a smeštaj bocnih lanaca (koji dobijaju ime po radikalu) se oznacava brojevima.

2,2,4-trimetilheksan

Posotoje dva niza homologa cikloalkana. Kod prvog se za -CH2- grupu povecava prsten.

Opšta formula cikloalkana je CnH2n i podudara se sa opstom formulom alkena. Izvor cikloalkana je nafta.

21

22

8.5.4. Nezasićeni ugljovodonici - alkeni i alkini

ALKENI

su nezasićeni ugljovodonici koji sadrže jednu dvostruku vezu

opšta formula je CnH2n

nastavak: EN

imenovanje alkena: važe ista pravila kao i za alkane, a pored toga mora i da se obeleži položaj dvostruke veze u molekulu. Obeležavanje ugljenikovih atoma u osnovnom nizu počinje sa onog

npr:

1 2 3 4 1 2 3 4

CH2 ═ CH ─ CH2─ CH3 CH3 ─ CH ═ CH ─ CH3

1- buten 2- buten

izomeri koji se razlikuju po položaju dvostruke veze ( IZOMERIJA POLOŽAJA)

1 2 3 4 5

CH2 ═ CH ─ CH2 ─ CH─ CH3 → 4- metil -1- penten

│

CH3

1. Imenovati sledeće alkene:

a) b)

CH3 ─ CH ═ C─ CH2─ CH3 CH3 ─ CH2 ─ CH2 ─ CH ═ CH ─ CH3

23

│

CH3

3-metil-2-penten 2-heksen

2. Napisati racionalne strukturne formule sledećih alkena:

a) 2- metil- 2-buten b) 1-penten

ALKINI

su nezasićeni ugljovodonici koji sadrže jednu trostruku vezu

opšta formula je CnH2n - 2

nastavak: IN

Imenovanje alkina: važe ista pravila kao i za alkane, a pored toga mora i da se obeleži položaj trostruke veze u molekulu. Obeležavanje ugljenikovih atoma u osnovnom nizu počinje sa onog kraja niza kome je bliža trostruka veza.

npr:

1 2 3 4 1 2 3 4

CH ≡ C ─ CH2─ CH3 CH3 ─ C ≡ C ─ CH3

1- butin 2- butin

izomeri koji se razlikuju po položaju trostruke veze ( IZOMERIJA POLOŽAJA)

1 2 3 4 5

CH3 ─ C ≡ C ─ CH─ CH3 → 4- metil -2- pentin

│

CH3

1. Imenovati sledeće alkine

a) b)

CH3 ─ C ≡ C─ CH ─ CH2 ─ CH3 CH ≡ C ─ CH ─ CH3

│ │

CH3 CH3

24

odgovor: 4 - metil - 2-heksen 3 - metil - 1 - buten

2. Napisati racionalne strukturne formule sledećih alkina:

a) 4- metil- 1-heksin b) 3- metil - 1- pentin

CH ≡ C ─ CH2 ─ CH ─ CH2 ─ CH3 CH ≡ C ─ CH ─ CH2 ─ CH3

│ │

CH3 CH3

8.5.5. Hemijska svojstva ugljovodonika

1. Reakcija sagorevanja

Pri reakciji sagorevanja, ugljovodonici reaguju sa kiseonikom i nastaju ugljenik(IV)-oksid i voda.

npr. CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O

2. Reakcija supstitucije (zamene)

Tipična je reakcija za alkane. Oni reaguju sa halogenim elementima (Cl2, Br2) u prisustvu svetlosti i tada dolazi do zamene atoma vodonika iz alkana sa atomom halogenog elementa.

npr. CH4 + Cl2 → CH3Cl + HCl

hlormetan (metil-hlorid)

Reakcija supstitucije se vrši dok se svi atomi vodonika ne zamenu atomima halogenog elementa.

CH3Cl + Cl2 → CH2Cl2 + HCl dihlormetan (metilen-hlorid)

CH2Cl2 + Cl2 → CHCl3 + HCl trihlormetan (hloroform)

CHCl3 + Cl2 → CCl4 + HCl tetrahlormetan (ugljen-tetrahlorid)

3. Reakcija adicije na nezasićene ugljovodonike

25

Nezasićeni ugljovodonici su reaktivniji od zasićenih. Alkeni reaguju sa vodonikom, uz prisustvo katalizatora, gradeći alkane. Pri reakciji adicije se raskida dvostruka veza alkena i adiraju se tj. dodaju atomi vodonika.

katalizator

CH2= CH2 + H2 → CH3−CH3

eten etan

CH2= CH2 + Cl2 → CH2−CH2

| |

Cl Cl

1,2-dihloretan

Adicija vodonika na molekul alkina može biti delimična i potpuna.

Delimičnom adicijom se adira jedan molekul vodonika na molekul alkina i nastaje alken.

CH ≡ CH + H2 → CH2= CH2

etin eten

Adicijom dva molekula vodonika na molekul alkina nastaje alkan (potpuna adicija).

CH ≡ CH + 2H2 → CH3−CH3

etin etan

8.5.6. Aromatični ugljovodonici. Benzen

Aromatični ugljovodonici (areni) su nezasićena ciklična jedinjenja.

Najjednostavniji aromatični ugljovodonik je benzen, C6H6.

26

Benzen sadrži 6 atoma ugljenika koji su povezani u šestočlani prsten. Za svaki atom ugljenika je vezan po jedan atom vodonika. Pri pisanju formule benzena, naizmenično se postavljaju dvostruke veze, iako to nije potpuno tačno. Elektroni iz dvostrukih veza pripadaju svim atomima ugljenika.

8.6. Ugljovodonici s kiseonikom

8.6.1. Alkoholi

Alkoholi su organska jedinjenja koja sadrže hidroksilnu grupu (-OH grupu).

Prvi član homologog niza alkohola je metanol (metil-alkohol).

Drugi član homologog niza je etanol (etil-alkohol).

Sledeći je propanol. Ako se hidroksilna grupa nalazi na prvom ugljenikovom atomu, onda je to 1-propanol. Ako je hidroksilna grupa na drugom ugljenikovom atomu, onda je to 2-propanol.

Svi gore navedeni alkoholi imaju po jednu hidroksilnu grupu i spadaju u monohidroksilne alkohole. Alkoholi koji imaju dve ili više hidroksilnih grupa spadaju u grupu polihidroksilnih alkohola, npr. glicerol. Glicerol ima veliku primenu u proizvodnji sapuna, krema i ostalih kozmetičkih proizvoda.

27

Monohidroksilni alkoholi se, prema položaju OH grupe, mogu podeliti na primarne, sekundarne i tercijarne. Kod primarnih alkohola, hidroksilna grupa je vezana za ugljenikov atom koji je vezan samo za još jedan ugljenikov atom, npr. etanol i 1-propanol su primarni alkoholi. Kod sekundarnog alkohola je OH grupa vezana za ugljenikov atom koji je vezan još za dva ugljenikova atoma, npr. 2-propanol je sekundarni alkohol.

Kod tercijarnog alkohola je hidroksilna grupa vezana za ugljenikov atom koji je vezan još za 3 ugljenikova atoma, npr. 2-metil-2-propanol.

Alkohol sa kojim se u svakodnevnom životu najviše susrećemo je etanol. Sastojak je svih alkoholnih pića, a ima primenu i u medicini tj. pri dezinfekciji rana. Etanol se dobija alkoholnim vrenjem šećera.

Etanol se meša sa vodom u svim odnosima, a ne rastvara se u hloroformu. Sa porastom broja ugljenikovih atoma, rastvorljivost alkohola u vodi se smanjuje (npr. butanol se slabije rastvara u vodi od etanola). Polihidroksilni alkohol se bolje rastvara u vodi od monohidroksilnog alkohola sa istim brojem ugljenikovih atoma (npr. glicerol se bolje rastvara od propanola).

Etanol gori svetloplavim plamenom.

Pri sagorevanju etanola, kao i svih ostalih alkohola, nastaju uglenik (IV)-oksid i voda.

CH3-CH2-OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O

Etanol se oksiduje u prisustvu blagih oksidacionih sredstava, npr. kalijum-dihromat, u kiseloj sredini do etanala koji se potom dalje oksiduje do etanske kiseline.