Upload
vitez525
View
529
Download
31
Embed Size (px)
DESCRIPTION
Kemija na maturi.
Citation preview
KEMIJA SKRIPTA ZA DRŽAVNU MATURU
izradila:
Kristina Kučanda,
PMF–Kemijski odsjek,
Preddiplomski studij kemije,
1. godina 2010/11.
Autor:
Kristina Kučanda,
PMF–Kemijski odsjek,
Preddiplomski studij kemije,
1. godina 2010/11.
prema:
Ispitni katalog
za državnu maturu
u šk. god. 2010/2011.,
Kemija,
NCVVO
www.ncvvo.hr
Objavljeno na: www.drzavna–matura.com
Kontakt : info@drzavna–matura.com
Skripta se može koristiti samo za individualne potrebe korisnika uz poštivanje svih autorskih i
vlasničkih prava. Zabranjeno je mijenjati, distribuirati, prodavati, licencirati ili koristiti sadržaj
u komercijalne ili bilo koje druge svrhe bez dozvole autora. Skripta se koristi na vlastitu
odgovornost i autori se ne mogu smatrati odgovornima za bilo kakvu štetu koja na bilo koji
način može nastati korištenjem.
Zagreb, 2011.
Sadržaj
Uvod ...........................................................................................................................................1
Napomena uz 1. izdanje ..............................................................................................................1
1 ELEKTRONSKA KONFIGURACIJA I PERIODIČNOST SVOJSTAVA ELEMENATA......................2
i. elektronska konfiguracija ............................................................................................2
ii. atomski polumjer, energija ionizacije, elektronski afinitet, elektronegativnost............4
iii. ostala fizikalna i kemijska svojstva...............................................................................5
Zadaci .........................................................................................................................................6
Rješenja ......................................................................................................................................7
iv. izoelektronske čestice .................................................................................................7
Zadaci .........................................................................................................................................7
Rješenja ......................................................................................................................................7
*Zadaci .......................................................................................................................................8
*Rješenja ....................................................................................................................................8
2 VRSTE KEMIJSKIH REAKCIJA .............................................................................................9
Zadaci .......................................................................................................................................11
Rješenja ....................................................................................................................................13
3 REDOKSI ........................................................................................................................14
Zadaci .......................................................................................................................................19
Rješenja ....................................................................................................................................19
4 ELEKTROKEMIJA ............................................................................................................21
Zadaci .......................................................................................................................................23
Rješenja ....................................................................................................................................25
5 BRZINA REAKCIJE I RAVNOTEŽA.....................................................................................26
i. brzina kemijske reakcije ............................................................................................26
ii. kemijska ravnoteža ...................................................................................................29
Primjeri zadataka s grafovima ...................................................................................................30
Zadaci .......................................................................................................................................35
Rješenja ....................................................................................................................................37
6 KISELINE, BAZE I SOLI.....................................................................................................38
Zadaci .......................................................................................................................................40
Rješenja ....................................................................................................................................41
7 VRSTE I JAKOST KEMIJSKIH VEZA ...................................................................................42
Zadaci .......................................................................................................................................44
Rješenja ....................................................................................................................................46
8 VSEPR teorija.................................................................................................................47
Kako nacrtati prostornu strukturu? ...........................................................................................50
Zadaci .......................................................................................................................................51
Rješenja ....................................................................................................................................52
9 KRISTALNE STRUKTURE..................................................................................................53
Zadaci .......................................................................................................................................58
Rješenja ....................................................................................................................................59
10 RAČUNANJE U KEMIJI: MJERNE JEDINICE, VELIČINE I FORMULE ....................................60
i. pretvaranje mjernih jedinica .....................................................................................60
ii. veličine koje je potrebno poznavati...........................................................................61
iii. bitne formule............................................................................................................63
Primjer pametnog baratanja formulama ...................................................................................67
Primjeri za Hessov zakon...........................................................................................................68
Primjer određivanja empirijske formule ....................................................................................70
Razrjeđivanje otopina ...............................................................................................................70
Miješanje kiseline i lužine..........................................................................................................71
*Mjerodavni reaktant, suvišak ..................................................................................................72
Zadaci .......................................................................................................................................73
Rješenja ....................................................................................................................................83
11 VRSTE KEMIJSKIH FORMULA I IZOMERI..........................................................................85
Zadaci .......................................................................................................................................90
Rješenja ....................................................................................................................................91
12 ORGANSKA KEMIJA I BIOKEMIJA....................................................................................92
i. Najvažnije vrste organskih spojeva............................................................................92
ii. Važnije organske reakcije..........................................................................................95
iii. Osnove osnova biokemije .......................................................................................101
DODATAK 1: RAZNE BOJE I PROMJENE BOJA ......................................................................104
DODATAK 2: KEMIJSKE FORMULE I NAZIVI..........................................................................107
DODATAK 3: KEMIJSKE FORMULE I SVOJSTVA TVARI IZ SVAKODNEVNE UPOTREBE ............109
DODATAK 4: TOPLJIVOST....................................................................................................111
i. pravo otapanje........................................................................................................111
ii. "otapanje" koje zapravo znači kemijsku reakciju .....................................................112
DODATAK 5: SVOJSTVA, PODJELA I ODVAJANJE TVARI........................................................114
i. disperzni sustavi......................................................................................................116
DODATNI ZADACI PONUĐENIH ODGOVORA .......................................................................119
Zahvale ...................................................................................................................................121
drzavna-matura.com 1
Uvod
Namjena je ove skripte obuhvatiti najbitnije točke gradiva na koje treba obratiti pozornost pri pripremi za državnu maturu iz kemije, nudeći tehnike za lakše pamćenje i razumijevanje te upozoravajući na česte greške. Pretpostavljeno je da je korisnik imao nastavu kemije u osnovnoj i sve 4 godine srednje škole te stoga barata osnovnim pojmovima. Ova skripta NIJE namijenjena da posluži kao jedini izvor za učenje za maturu, osobito ne maturantima koji nisu imali prikladnu nastavu kemije u srednjoj školi, nego kao nadopuna srednjoškolskim udžbenicima i drugim sredstvima. Sve stavke koje obuhvaća sadržane su u Ispitnom katalogu, ali NE obuhvaća sve stavke iz Ispitnog kataloga jer ih je zbog njegove opsežnosti i još uvijek prisutnih nejasnoća nemoguće u ovim okvirima obuhvatiti, premda obuhvaća ili dotiče većinu. U većini skripte (osim dodatka Razne boje i promjene boja u kojem ilustrira sadržaj) boja teksta upućuje na težinu gradiva: zelenom je označeno osnovno gradivo koje bi svi trebali bar donekle poznavati za pozitivnu ocjenu, narančastom ono nešto naprednije (za više ocjene), a tamnocrvenom najnaprednije gradivo (za one koji žele znati više – nije vjerojatno, premda nije ni posve isključeno, da će se takvo gradivo pojaviti na maturi).
Napomena uz 1. izdanje
U odnosu na predizdanje, skripta je nadopunjena poglavljima Brzna reakcije i ravnoteža, Vrste kemijskih formula i izomeri, Organska kemija i biokemija te dodacima 4: Topljivost i 5: Svojstva, podjela i odvajanje tvari, a poglavlje Elektrokemija premješteno je odmah iza poglavlja Redoksi. Također su dodani originalni zadaci ponuđenih odgovora, dodatni primjeri u poglavlju Računanje u kemiji i slike u poglavlju Kristalne strukture te ispravljene neke greške i napravljene još neke manje preinake. Ova se verzija može smatrati prvom dovršenom, no još neki detalji nedostaju i nadam se da ću ju imati prilike još dorađivati. Uz ovo izdanje skripte posebno su objavljeni i Obrazložena rješenja zadataka s nacionalnih ispita i državnih matura 2007–2010. te Dodatak za prijemni ispit na Medicinskom fakultetu u Zagrebu.
autorica
drzavna-matura.com 2
1 ELEKTRONSKA KONFIGURACIJA I PERIODIČNOST SVOJSTAVA
ELEMENATA
periodni sustav koji se dobije s ispitom:
– ima: simbole elemenata, redne brojeve, relativne atomske mase
– nema: nazive elemenata, nazive blokova, perioda i skupina, pomoćne oznake za
odčitavanje elektronske konfuguracije, podjelu na metale i nemetale, oksidacijske
brojeve...
i. elektronska konfiguracija
– treba znati samo za elemente prve 4 periode:
4p
3p
2p
3d
4s
3s
2s
1s
drzavna-matura.com 3
npr. H = 1s1
He = 1s2
Li = 1s2 2s1 = [He] 2s1
B = 1s2 2s2 2p1 = [He] 2s2 2p1
Ne = 1s2 2s2 2p6 = [He] 2s2 2p6
Sc = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 = [Ar] 4s2 3d1
Zn = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 = [Ar] 4s2 3d10
Kr = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 = [Ar] 4s2 3d10 4p6
– iznimke:
Cr = [Ar] 4s1 3d5
Cu = [Ar] 4s1 3d10
(neki smatraju da je pravilnije prvo pisati 3d a onda 4s elektrone, oba redoslijeda bi trebala biti prihvatljiva)
– i za njihove ione:
kationi od elektronske konfiguracije atoma oduzima se odgovarajući broj zadnje dodanih
elektrona
npr. Li+ = 1s2 ( = [He] )
Ca2+ = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 ( = [Ar] )
Al3+ = 1s2 2s2 2p6 ( = [Ne] )
anioni elektronskoj konfiguraciji atoma dodaje se odgovarajući broj sljedećih elektrona
npr. H– = 1s2 ( = [He] )
O2– = 1s2 2s2 2p6 ( = [Ne] )
drzavna-matura.com 4
P3– = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 ( = [Ar] )
općenito, elementi najlakše (najčešće) tvore ione čija je elektronska konfiguracija jednaka
elektronskoj konfiguraciji po rednom broju najbližeg plemenitog plina
– kationi prijelaznih elemenata: prvo odlaze 4s, a tek onda 3d elektroni
Fe = [Ar] 4s2 3d6
Fe2+ = [Ar] 3d6
Fe3+ = [Ar] 3d5
Cu = [Ar] 4s1 3d10
Cu+ = [Ar] 3d10
Cu2+ = [Ar] 3d9
ii. atomski polumjer, energija ionizacije, elektronski afinitet, elektronegativnost
(razmatramo prvenstveno s i p elemente bez plemenitih plinova, d (prijelazne metale) i f (lantanoide i
aktinoide) elemente ignoriramo)
energija ionizacije: energija potrebna za izbijanje elektrona iz atoma (u plinovitom stanju; to
je prva energija ionizacije, a druga, treća itd. = energija potrebna za izbijanje sljedećeg
elektrona iz kationa)
X(g) X+(g) + e–, ΔE = Ei
što je manja, atom lakše tvori katione
elektronski afinitet: energija potrebna za izbijanje elektrona iz jednovalentnog aniona (u
plinovitom stanju; = – energija koja se oslobodi kad atom primi elektron)
energija ionizacije, elektronski afinitet, elektronegativnost
atomski polumjer
drzavna-matura.com 5
X–(g) X(g) + e–, ΔE = Eea
što je veći, atom lakše tvori anione
elektronegativnost: veličina ovisna o energiji ionizacije i elektronskom afinitetu koja
pokazuje relativnu (u odnosu na ostale elemente) težnju da atom tvori anione ili katione (što
je veća, lakše tvori anione, što je manja, lakše tvori katione) odnosno ima negativan ili
pozitivan oksidacijski broj u spojevima (vidi Redoksi); što je veća razlika elektronegativnosti
između elemenata u vezi, veza je polarnija odnosno više ionskog karaktera; plemenitim
plinovima ne određuje se elektronegativnost jer ne tvore spojeve ili ih ne tvore dovoljno –
dakle elektronegativnost pokazuje koliko atom "voli" elektrone tj. koliko ih jako privlači k
sebi
*atomski polumjer, energija ionizacije i elektronski afinitet ne mijenjaju se kroz periodni sustav posve pravilno
– najvažnije iznimke: elementi borove i kisikove skupine imaju manju prvu energiju ionizacije od prethodećih
elemenata berilijeve odnosno dušikove skupine jer se njihovom ionizacijom izbija jedini p elektron vanjske
ljuske odnosno ostaju 3 nesparena p elektrona (polupopunjene p orbitale); elementi berilijeve i dušikove
skupine imaju osobito nizak elektronski afinitet jer imaju popunjene valentne s orbitale odnosno
polupopunjene valentne p orbitale, p–elementi 2. periode imaju manji elektronski afinitet od elemenata ravno
ispod sebe jer su njihovi atomi vrlo mali pa "redovni" elektroni jače odbijaju dodatni elektron, dakle najveći
elektronski afinitet u periodnom sustavu ima klor a ne fluor
iii. ostala fizikalna i kemijska svojstva
(f elemente ignoriramo)
tvorenje aniona, nemetalna svojstva i reaktivnost nemetala, kiselost oksida, kovalentni karakter oksida, hidrida i halogenida
tvorenje kationa, metalna svojstva i reaktivnost metala, bazičnost oksida, ionski karakter oksida, hidrida i halogenida
gustoća, tališta, vrelišta
drzavna-matura.com 6
Zadaci
1. Koji od navedenih elemenata ima elektronsku konfiguraciju vanjske ljuske s2p4? A. Ca B. Cr C. Ge D. Se
2. Koji od navedenih elemenata je najelektronegativniji? A. Br B. N C. O D. S
3. Koje svojstvo se u periodnom sustavu smanjuje slijeva nadesno i povećava odozgo prema dolje?
A. polumjer atoma B. elektronegativnost C. energija ionizacije D. talište
4. Koji od navedenih atoma ima najmanju prvu energiju ionizacije? A. Na B. K C. Mg D. Ca
5. Kojim su redom atomi P, S, As ispravno poredani prema rastućem polumjeru? A. P, S, As B. As, S, P C. S, P, As D. P, As, S
6. Oksid kojeg od navedenih elemenata je najviše ionski? A. Al B. B C. C D. Si
7. Koji od navedenih atoma ima najveći atomski polumjer? A. Li B. K C. As D. Br
8. Koji je točni redoslijed kad se atomi Li, Be, B, Na poredaju po porastu atomskog polumjera?
A. Li, Be, B, Na B. Li, Na, B, Be C. Na, Li, Be, B D. B, Be, Li, Na
drzavna-matura.com 7
Rješenja
1. D 2. C 3. A 4. B 5. C 6. A 7. B 8. D
iv. izoelektronske čestice
– čestice koje imaju isti broj elektrona (NE u jezgri nego u elektronskom omotaču)
– atomi – neutralni (broj elektrona = broj protona)
– kationi – pozitivno nabijeni ioni (broj elektrona < broj protona) Xn+
– anioni – negativno nabijeni ioni (broj elektrona > broj protona) Xn–
– najčešće je atom plemenitog plina (najstabilnija elektronska konfiguracija, popunjena
vanjska (valentna) ljuska) izoelektronski s nekoliko aniona i kationa (nastalih iz atoma koji se
nalaze do tri mjesta ispred odnosno iza njega u periodnom sustavu – uvijek gledati u
periodni sustav elemenata kad se rješavaju zadaci s izoelektronskim česticama!)
– kationi su uvijek manji od izoelektronskih atoma (protoni iz jezgre jače privlače manji broj
elektrona), što je veći nabojni broj kationa, to mu je polumjer manji
– anioni su uvijek veći od izoelektronskih atoma (protoni iz jezgre slabije privlače veći broj
elektrona), što je veći nabojni broj aniona, to mu je polumjer veći
Zadaci
1. Prekriži česticu koja nije izoelektronska s ostalima, a izoelektronske čestice poredaj po
veličini od najmanje prema najvećoj: Ar, Ca2+, Cl–, K+, P3–, S2–, Sc3+, Zn2+.
2. Koje su od navedenih čestica izoelektronske: a) O– F; b) Fe2+ K; c) S– Br; d) Mg+
Na ? Stavi znak nejednakosti u kvadratić između njih (i samo između njih) da označiš odnos
veličina njihovih polumjera.
Rješenja
1. Zn2+; Sc3+, Ca2+, K+, Ar, Cl–, S2–, P3–
drzavna-matura.com 8
2. a) O– F; d) Mg+ Na
– izoelektronske mogu biti i čestice koje se sastoje od više atoma (molekule i višeatomni ioni)
– gleda se zbroj elektrona atoma od kojih se čestica sastoji minus nabojni broj (uzimajući u
obzir predznak nabojnog broja!); njihove odnose veličina teže je predvidjeti, ali uglavnom
vrijedi isto pravilo
*Zadaci
1. Koja od navedenih čestica je izoelektronska s NO2+? a) N2O; b) NO2–; c) NH2
–; d) SO2
2. Poveži molekule s izoelektronskim ionima.
a) CH4
b) C2H6
c) CO2
d) N2O4
e) N2
__ N2H62+
__ C2O42–
__ NH4+
__ C22–
__ NO2+
*Rješenja
1. a
2. b, d, a, e, c
drzavna-matura.com 9
2 VRSTE KEMIJSKIH REAKCIJA
1. po promjeni energije (u termodinamici)
– egzotermne – u njima se oslobađa energija, produkti imaju nižu energiju od
reaktanata, reakcijska entalpija je negativna
npr. gorenje metana (zemnog plina):
CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(g), ΔH°r = –890 kJ/mol
– endotermne – u njima se "troši" (veže) energija, produkti imaju višu energiju od
reaktanata, reakcijska entalpija je pozitivna
npr. žarenje modre galice:
CuSO4×5H2O(s) CuSO4(s) + 5H2O, ΔH°r = 80 kJ/mol
*većina rekacija za koje je potrebna povišena temperatura su endotermne, ali ne sve, mnoge
samo imaju veliku energiju aktivacije (energija potrebna da reakcija započne ≠ promjena
energije u reakciji)!
2. po stupnju ravnoteže
– nepovratne – "idu do kraja", u stanju ravnoteže u reakcijskoj smjesi je prisutna
zanemariva količina reaktanata, ravnoteža je pomaknuta daleko prema produktima
(konstanta ravnoteže veća od 100), pišu se s "normalnom" strelicom →
npr. gorenje magnezija: Mg(s) + ½O2(g) MgO(s)
– povratne – u stanju ravnoteže u reakcijskoj smjesi je prisutna znatna količina i
produkata i reaktanata (konstanta ravnoteže između 0,01 i 100*), promjenom uvjeta
(temperatura, tlak) može se znatno utjecati na omjer prisutnih produkata i
reaktanata, pišu se s povratnom strelicom ili
npr. dimerizacija dušikova(IV) oksida: 2NO2(g) N2O4(g)
*=konstanta ravnoteže manja od 0,01 značila bi da je nepovratna reakcija u
suprotnom smjeru nego što je napisana tj. da se reakcija u smjeru kako je napisana ne
odvija
3. po složenosti reaktanata i produkata
– sinteza – od jednostavnijih tvari nastaju složenije
npr. sinteza nitrobenzena
drzavna-matura.com 10
sinteza amonijeva klorida
NH3(g) + HCl(g) NH4Cl(s)
– analiza – složenije tvari se rastavljaju na jednostavnije
– piroliza – povišenom temperaturom bez prisutnosti kisika
npr. termički raspad kalcijeva karbonata:
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)
(Δ je oznaka za žarenje, umjesto toga se može pisati i +ΔT za povišenje
temperature)
– hidroliza – uz pomoć vode
npr. hidroliza estera:
hidroliza soli slabih kiselina ili baza – anion slabe kiseline ili kation slabe baze
reagira s vodom tako da nastane ta kiselina ili baza te hidroksilni anion ili
oksonijev kation (vidi u poglavlju Kiseline, baze i soli)
CH3COO– + H2O CH3COOH + OH– (npr. iz CH3COONa)
Fe3+ + 2H2O Fe(OH)2+ + H3O+ (npr. iz FeCl3)
– fotoliza – djelovanjem svjetlosti
npr. fotoliza srebrova klorida
AgCl(s) ½Cl2(g) + Ag(s)
(hν = energija kvanta svjetlosnog zračenja (ν = frekvencija, h = Planckova
konstanta 6,62×10–34 Js))
– elektroliza – djelovanjem električne struje
npr. elektroliza vode:
2H2O(l) 2H2(g) + O2(g)
elektroliza taline natrijeva klorida:
drzavna-matura.com 11
NaCl(l) Na(l) + ½Cl2(g)
4. po smjeru putovanja elektrona (redoks–reakcije)
– oksidacija – otpuštanje elektrona – povećanje oksidacijskog broja
– redukcija – primanje elektrona – smanjenje oksidacijskog broja
*u svakoj redoks reakciji odvijaju se jednako i oksidacija i redukcija!, za svaku posebno
moguće je napisati samo jednadžbu polurekacije koja sadrži elektrone
*naravno, nisu sve postojeće reakcije redoks–reakcije, ne dolazi u svim kemijskim reakcijama
do promjene oksidacijskog broja
vidi poglavlje Redoksi
5. po promjeni zasićenosti (organske reakcije)
– eliminacija – smanjenje zasićenosti (povećanje nezasićenosti) – oduzimanjem
atoma nastaje dvostruka ili trostruka veza
– adicija – povećanje zasićenosti – dodavanjem atoma na trostruku ili dvostruku vezu
nastaje dvostruka ili jednostruka
– supstitucija – jedan atom se zamjenjuje drugim, pri čemu se ne mijenja zasićenost
6. kiselo–bazne reakcije = neutralizacija
vidi poglavlje Kiseline, baze i soli
Zadaci
1. U kojoj od navedenih reakcija dolazi do promjena oksidacijskog broja?
A. H2SO4 + 2NH3 → (NH4)2SO4
B. H2SO4 + Na2CO3 → Na2SO4 + H2O + CO2
drzavna-matura.com 12
C. 2K2CrO4 + H2SO4 → K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O
D. 2H2SO4 + Cu → CuSO4 + 2H2O + SO2
2. U kojoj od navedenih reakcija se krom reducira?
A. CrO3 CrOF3
B. Cr3+ Cr(OH)4–
C. 2CrO42– Cr2O7
2–
D. Cr3+ CrO42–
3. Koja od navedenih promjena je oksidacija?
A. VO3– VO2
+
B. CrO2– CrO4
2–
C. SO3 SO42–
D. NO3– NO2
–
4. Reakcija u kojoj karboksilna kiselina reagira s alkoholom i nastaje organski spoj i voda
zove se:
A. esterifikacija
B. hidroliza
C. neutralizacija
D. saponifikacija
5. Koji od navedenih procesa su egzotermni?
I. gorenje etana
II. oduzimanje kristalne vode barijevom kloridu dihidratu
A. samo I.
B. samo II.
C. i I. i II.
D. ni I. ni II.
6. Izravna sinteza klorbenzena iz benzena (uz FeCl3 kao katalizator) je:
A. adicija
B. eliminacija
C. supstitucija
D. redukcija
drzavna-matura.com 13
Rješenja
1. D
2. A
3. B
4. A
5. A
6. C
drzavna-matura.com 14
3 REDOKSI
= redukcijsko–oksidacijske reakcije reakcije u kojima se mijenja oksidacijski broj (=reakcije
u kojima dolazi do izmjene elektrona među atomima)
nisu sve kemijske reakcije redoksi! one koje nisu (u kojima se nijednoj tvari ne mijenja
oksidacijski broj, npr. kiselo–bazne reakcije), izjednačavamo "običnim" "brojanjem atoma"
– oksidacijski broj (obično se označava rimskom brojkom, ali ne bi smjelo biti greška označiti
"običnom") – može se zamisliti kao nabojni broj koji bi taj atom imao kad bi sve njegove veze
bile ionske
– elementarne tvari: 0
– kisik u spojevima: većinom –II (osim u: peroksidima –I, superoksidima –1/2, F2O II)
– vodik u spojevima: većinom I, osim u hidridima metala (I. i II. skupine) –I
– zbroj svih oksidacijskih brojeva u molekuli = 0
– zbroj svih oksidacijskih brojeva u ionu = nabojni broj tog iona npr. alkalijski
metali I, zemnoalkalijski II, aluminij III (i u kovalentnim spojevima), halogenidi –I, ali
isto naravno vrijedi i za višeatomne ione
*najopćenitije pravilo: svakom elementu se za svaku vezu s elektronegativnijim elementom
dodaje 1 u oksidacijski broj, a za svaku vezu s manje elektronegativnim oduzima 1 (za vezu s
istim elementom se ne dodaje ni ne oduzima), npr. ugljik u HCOOH (mravlja kiselina) ima
oksidacijski broj 2 jer je vezan s dvije veze s jednim kisikom i još jednom vezom s drugim
kisikom, dakle s ukupno 3 veze s kisikom koji je elektronegativniji, a jednom vezom s
vodikom koji je manje elektronegativan – može se pamtiti da elektronegativniji element (vidi
definiciju elektronegativnosti) dobiva elektrone koji su negativni pa postaje negativniji dakle
dobiva minus u oksidacijski broj
( fluor kao najelektronegativniji element u svim spojevima ima oksidacijski broj –I)
Oksidacija Otpuštanje elektrona (Na Na+ + e–),
Redukcija pRimanje elektrona (Na+ + e– Na)
oksidacija je povećanje oksidacijskog broja (a redukcija smanjenje)
pri redoks–reakciji uvijek se događa i oksidacija i redukcija (ukupni porast oksidacijskog broja
nečega jednak je ukupnom smanjenju oksidacijskog broja nečeg drugog), jednadžbe samo
oksidacije ili samo redukcije sadrže elektrone i nazivaju se jednadžbe polureakcija
drzavna-matura.com 15
oksidans (oksidacijsko sredstvo) – da bi oksidirao nešto drugo, reducira se
reducens (redukcijsko sredstvo) – da bi reducirao nešto drugo, oksidira se
Kako izjednačiti redoks?
Prvo odrediti kojim se sve elementima mijenja oksidacijski broj (ako se smanjuje
redukcija, ako povećava oksidacija) i za koliko (ako nije odmah vidljivo koji su to, odrediti
oksidacijske brojeve svih atoma s obje strane jednadžbe). Prema tome napisati jednadžbe
polureakcija (oksidacije i redukcije). U jednadžbama polureakcija:
1. način gledanja: prvo izjednačiti broj istih atoma s jedne i s druge strane strelice, zatim
izjednačiti naboje elektronima: zbroj svih naboja s jedne strane (polu)reakcije je uvijek
jednak zbroju svih naboja s druge strane (polu)reakcije – u svakoj polureakciji sudjeluje
onoliko elektrona koliko je potrebno da se to postigne
2. način gledanja: prvo dodati elektrone, a onda izjednačiti brojeve istih atoma: broj
elektrona u polureakciji jednak je promjeni oksidacijskog broja (promjena oksidacijskog broja
jednog atoma × koliko ima takvih atoma)
(ponekad je zgodniji jedan način, ponekad drugi, ali sve se može riješiti pomoću bilo kojeg pa
je dovoljno shvatiti i uvježbati jedan)
Zatim pomnožiti jednadžbe polureakcija tako da se u oksidaciji otpusti onoliko elektrona
koliko se u redukciji primi te ih zbrojiti (pri čemu se elektroni "pokrate"). Te po potrebi spojiti
ione u odgovarajuće tvari, eventualno dodajući ione koji su prisutni u početnoj jednadžbi a
ne sudjeluju u polureakcijama.
Na kraju uvijek provjeriti da u konačnoj jednadžbi ima jednako svih istih atoma s obje strane i
da je zbroj naboja s obje strane isti (najčešće, ali ne nužno, 0).
Primjer (korak po korak):
Al + Cl2 AlCl3
0 0 III –I
Al + Cl2 AlCl3
O: Al Al3+
R: Cl2 Cl–
+3 –1
drzavna-matura.com 16
O: Al Al3+
R: Cl2 2Cl–
O: Al Al3+ + e–
R: Cl2 + e– 2Cl–
O: Al Al3+ + 3e– /×2
R: Cl2 + 2e– 2Cl– /×3
O: 2Al 2Al3+ + 6e–
R: 3Cl2 + 6e– 6Cl–
2Al + 3Cl2 2Al3+ + 6Cl–
2Al + 3Cl2 2AlCl3
Nakon što se uvježba, obično se sve piše samo kao:
Al + Cl2 AlCl3
O: Al Al3+ + 3e– /×2
R: Cl2 + 2e– 2Cl– /×3
2Al + 3Cl2 2Al3+ + 6Cl–
2Al + 3Cl2 2AlCl3
Redoksi u kiselim ili lužnatim vodenim otopinama
– redoksi u kiselom (u jednadžbi je prisutna kiselina ili kisela sol): nikad se u jednadžbi
(polu)reakcije ne može naći OH– (lužnato!) nego samo H2O i H+ – H+ se uglavnom stavlja na
istu stranu gdje su elektroni jer je pozitivan, a voda onda u pravilu na suprotnu stranu)
ili možemo gledati ovako: 1 atom kisika izjednačujemo dodatkom 1 molekule vode na stranu
nedostatka kisika, a zatim da izjednačimo dodane H iz vode dodajemo 2H+ iona na suprotnu
stranu
– redoksi u lužnatom (u jednadžbi je prisutna lužina ili lužnata sol): nikad se u jednadžbi
(polu)reakcije ne može naći H+ (kiselo!) nego samo H2O i OH– – OH– se uglavnom stavlja na
suprotnu stranu od elektrona jer je negativan, vodu se uvijek može dodati s one strane gdje
nedostaje kisika ili vodika, ponekad je potrebno malo kombiniranja
ili možemo gledati ovako: 1 atom vodika izjednačujemo dodatkom 1 vode na stranu
nedostatka vodika te dodatkom 1 hidroksidne skupine (OH–) na suprotnu stranu; 1 atom
kisika izjednačujemo dodatkom 2 hidroksidne skupine na stranu nedostatka kisika i
dodatkom 1 molekule vode na stranu s viškom kisika
drzavna-matura.com 17
Primjer u kiselom:
K2Cr2O7 + HBr CrBr3 + Br2 + H2O + KBr
O: 2Br– Br2 + 2e– /×3
R: Cr2O72– + 6e– + 14H+ 2Cr3+ + 7H2O
Cr2O72– + 6Br– + 14H+ 2Cr3+ + 3Br2 + 7H2O
K2Cr2O7 + 14HBr 2CrBr3 + 3Br2 + 7H2O + 2KBr
Primjer u lužnatom:
NaNO3 + NaOH + Zn NH3 + Na2ZnO2 + H2O
O: Zn + 4OH– ZnO22– + 2H2O + 2e– /×4
R: NO3– + 8e– + 6H2O NH3 + 9OH–
4Zn + 7OH– + NO3– 4ZnO2
2– + 2H2O + NH3
4Zn + 7NaOH + NaNO3 4Na2ZnO2 + 2H2O + NH3
(za maturu nije potrebno znati predvidjeti produkte redoks–reakcija, osim onih
najjednostavnijih tj. poznatih i/ili uz pomoć, nego samo izjednačiti)
– redoksi s vodikovim peroksidom (može se i oksidirati i reducirati, i u kiselom i u lužnatom)
H+
O: H2O2 O2 + 2H+ + 2e–
R: H2O2 + 2e– + 2H+ 2H2O
OH–
O: 4HO2– 3O2 + 4e– + 2H2O
R: HO2– + H2O + 2e– 3OH–
– disproporcioniranje – ista tvar se i oksidira i reducira
P4 + OH– PH3 + H2PO2–
O: P4 + 8OH– 4H2PO2– + 4e– /×3
R: P4 + 12e– + 12H2O 4PH3 + 12OH–
4P4 + 12OH– + 12H2O 4PH3 + 12H2PO2–
P4 + 3OH– + 3H2O PH3 + 3H2PO2–
– sinproporcioniranje – ista tvar je i produkt oksidacije i produkt redukcije
IO3– + I– + H+ I2
O: 2IO3– + 12H+ 10e– + I2 + 6H2O
drzavna-matura.com 18
R: 2I– 2e– + I2 /×5
2IO3– + 12H+ + 10I– 6I2 + 6H2O
IO3– + 6H+ + 5I– 3I2 + 3H2O
– "složeni" redoksi – više tvari se oksidira ili se više tvari reducira – ukupan broj elektrona koji
sudjeluje u redukcijama mora biti jednak ukupnom broju elektrona koji sudjeluje u
oksidacijama
CrI3 + KOH + Cl2 K2CrO4 + KIO4 + KCl + H2O + KI
O: Cr3+ + 8OH– CrO42– + 3e– + 4H2O /×2
O: I– + 8OH– IO4– + 8e– + 4H2O
R: Cl2 + 2e– 2Cl– /×7
2Cr3+ + 24OH– + I– + 7Cl2 2CrO42– + IO4
– + 14Cl– + 12H2O
2CrI3 + 24KOH + 7Cl2 2K2CrO4 + KIO4 + 14KCl + 12H2O + 5KI
Primjeri – još neke neizjednačene polureakcije (u izjednačenoj jednadžbi trebaju biti
elektroni) koje se često pojavljuju, za izjednačiti za vježbu:
Oksidansi – polureakcije redukcije:
(kalijev) permanganat u kiselom: MnO4– + H+ + e– Mn2+ + H2O
(kalijev) permanganat u lužnatom: MnO4– + H2O + e– MnO2 + OH–
dikromat u kiselom: Cr2O72– + H+ + e– Cr3+ + H2O
u lužnatom je kromat*: CrO42– + H2O + e– Cr(OH)4
–** + OH–
* = reakcija prijelaza dikromata u kromat je Cr2O72– + 2OH– 2CrO4
2– + H2O odnosno
kromata u dikromat 2CrO42– + 2H+ Cr2O7
2– + H2O (to naravno nisu redoksi, oksidacijski
broj kroma ostaje isti)
** = krom je amfoteran (kao aluminij)
ClO4–, ClO3
–, ClO2–, ClO–, Cl2 najčešće svi idu skroz u Cl– (analogno i s bromom i jodom, u
pravilu u lužnatom)
koncentrirana HNO3(aq): NO3– + e– + H+ NO2 + H2O
razrijeđena HNO3(aq) u većini slučajeva: NO3– + e– + H+ NO + H2O
Reducensi – polureakcije oksidacije:
oksalna kiselina: C2H2O4 CO2 + H+ + e–
oksalat (anion – ne može biti kiselina!) u lužnatom: C2O42– CO2 + e–
(većina čestih i jednostavnijih oksidacija su one trivijalne – metala u kation)
drzavna-matura.com 19
Zadaci
1. Kad se jednadžba __ClO3– + __I– + __H+ __Cl– + __I2 + __H2O izjednači, koliki je
odnos koeficijenata H+/I2? A. 2/1 B. 3/1 C. 6/1 D. neki drugi
2. Kad se jednadžba MnO4– + NO2
– + H+ Mn2+ + NO3– + H2O izjednači najmanjim
cjelobrojnim koeficijentima, koji je koeficijent ispred H+? A. 1 B. 6 C. 8 D. 16
3. _Sn2+(aq) + _NO3–(aq) + _H+(aq) _Sn4+(aq) + _NO(g) + _H2O(l)
Koliki je koeficijent uz H+(aq) kad se jednadžba izjednači najmanjim cjelobrojnim
koeficijentima?
A. 2 B. 4 C. 6 D. 8
4. ClO3– + Br– Cl2 + Br2
1) Što je redukcijsko sredstvo? A. ClO3
– B. Br– C. Cl2 D. Br2
2) Kad se jednadžba reakcije izjednači, u kojem su međusobnom omjeru koeficijenti Br–/ClO3
–? A. 1/1 B. 2/1 C. 3/1 D. 5/1
5. __ S2– + __ H2O __SO2 + __H+ + __e– Koliki je koeficijent ispred H+ kad se jednadžba polureakcije izjednači najmanjim
cjelobrojnim koeficijentima?
A. 2 B. 4 C. 6 D. 8
Rješenja
1. A 2. B
drzavna-matura.com 20
3. D 4. 1) B, 2) D 5. B
drzavna-matura.com 21
4 ELEKTROKEMIJA
sve reakcije u elektroliznim i galvanskim člancima su redoks–reakcije
Katoda Redukcija, Anoda Oksidacija (uvijek – i u elektrolizi i u galvanskim člancima!)
u elektrolizi (u galvanskim člancima je obrnuto! vidi dalje): kationi putuju prema katodi
(pozitivni su pa trebaju primiti elektrone katoda je negativna elektroda pa privlači
pozitivne katione), anioni prema anodi (negativni su pa trebaju otpustiti elektrone anoda
je pozitivna elektroda pa privlači negativne anione)
elektroliza vode:
A(+): 2H2O → O2 + 4e– + 4H+
K(–): 2H2O + 2e– → H2 + 2OH– /×2
6H2O → 2H2 + O2 + 4OH– + 4H+
2H2O(l) → 2H2(g) + O2(g)
pri elektrolizi vodene otopine kiseline (npr. H2SO4) ili lužine (npr. NaOH) ne mogu nastati
"suprotni" ioni (OH– u kiselom, H+ u lužnatom), nego umjesto toga na toj elektrodi reagira
"vodeni" dio kiseline ili lužine:
za kiselinu: K: 2H+ + 2e– H2
za lužinu: A: 4OH– O2 + 4e– + 2H2O
(druga polureakcija i ukupna reakcija su iste kao za elektrolizu vode)
elektroliza vodenih otopina kationa alkalijskih i zemnoalkalijskih metala (i aluminija) i
složenih (višeatomskih) aniona je zapravo elektroliza vode – na onoj elektrodi na kojoj bi se
pri elektrolizi taline iste tvari izlučivala tvar koja potječe iz nekog od tih iona, umjesto toga se
izlučuje vodik (katoda) odnosno kisik (anoda)
primjeri:
elektroliza vodene otopine: produkti na katodi produkti na anodi
Na2SO4(aq) H2, OH– O2, H+
AlCl3(aq) H2, OH– Cl2(g)
Cu(NO3)2(aq) Cu(s) O2, H+
zato treba uvijek paziti za elektrolizu, osobito halogenida (npr. NaCl, KI, AlBr3...), radi li se o
talini ili o vodenoj otopini!
4H2O
drzavna-matura.com 22
standardni redukcijski potencijal (E°) – znači da je određen za reakciju redukcije – što je
pozitivniji, redukcija je spontanija (ako je pozitivan, redukcija je spontanija od redukcije
vodika, što znači događa se u vodenoj otopini, a ako je negativan, redukcija se ne događa u
vodenoj otopini nego se umjesto toga reducira vodik (elektroliza vode!)); za oksidaciju
(reakciju u obrnutom smjeru) mu treba obrnuti predznak
Voltin niz ( = elektrokemijski niz = niz standardnih redukcijskih potencijala metala):
–
kationi alkalijskih metala (od donjih – najreaktivnijih – prema gornjima)
–||– zemnoalkalijskih metala –||–
–||– aluminija i nekih prijelaznih metala (cink, kadmij, krom...)
0 (H+)
kationi "poluplemenitih" i "plemenitih" metala (redom najvažniji primjeri): Cu2+, Ag+, Pd2+,
Pt2+, Au3+
+
reaktivniji metali se "bolje osjećaju" u "izreagiranom" (ionskom) obliku, a manje reaktivni u
metalnom – reaktivniji metal (s manjim redukcijskim potencijalom) "istiskuje" manje
reaktivan (s većim redukcijskim potencijalom) iz otopine njegovih iona (npr. ako se bakrena
žica stavi u otopinu srebrova nitrata, na žici se izlučuju "pahuljice" srebra, a otopina poplavi
od Cu2+ iona) – pri čemu zbog kretanja elektrona nastaje električna struja ako se uzme po
komad oba metala i povežu vodičem (metalna žica) i elektrolitskim mostom (otopinom ili
gelom koji provode električnu struju jer sadrže ione) da se zatvori strujni krug (to je galvanski
članak)
procesi u galvanskim člancima su obrnuti od procesa u elektrolizi: u elektrolizi električna
struja daje energiju za nespontane procese (E° negativan), a u galvanskim člancima spontani
procesi (E° pozitivan) uzrokuju električnu struju – i elektrode su obrnute nego u elektrolizi:
katoda je pozitivna, anoda je negativna – elektroni putuju kroz žicu (vodič I. reda) od anode
(gdje nastaju oksidacijom) do katode (gdje su potrebni za redukciju), a kroz elektrolitski most
(vodič II. reda) anioni putuju u suprotnom smjeru da bi obje otopine ostale neutralne
prikazi galvanskog članka (na primjeru Daniellijevog članka):
– jednadžbe polureakcija:
A(–): Zn(s) 2e– + Zn2+(aq)
K(+): Cu2+(aq) + 2e– Cu(s)
drzavna-matura.com 23
– zbirna jednadžba reakcije:
Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s)
– shematski prikaz:
Zn(s)|Zn2+(aq)||Cu2+(aq)|Cu(s)
(piše se slijeva nadesno redom kako putuju elektroni, dakle od onog što se oksidira preko
onog u što se oksidira preko onog što se reducira do onog u što se reducira; jednostruke crte
označavaju granice između elektroda i otopine a dvostruka elektrolitski most)
– skica (crtež):
V = voltmetar; ako je umjesto V izvor električne struje ( ), onda je to elektrolizni
članak i smjerovi kretanja e– i aniona te naboji elektroda su obrnuti, sve ostalo jednako
(za računanje u elektrokemiji pogledati Mjerne jedinice, veličine i formule – c–VII. i XIII.)
Zadaci
1. Tijekom elektrolize taline soli, kationi se kreću prema
A. anodi i reduciraju
B. anodi i oksidiraju
C. katodi i reduciraju
D. katodi i oksidiraju
2. Koja reakcija se zbiva na katodi tijekom elektrolize vodene otopine KCl?
A. K+(aq) + e– K(s)
B. 2H2O(l) + 2e– H2(g) + 2OH–(aq)
C. 2Cl–(aq) Cl2(g) + 2e–
D. 2H2O(l) O2(g) + 4H+(aq) + 4e–
drzavna-matura.com 24
3. Točna/e tvrdnja/e o galvanskim člancima je(su):
1) oksidacija se odvija na anodi
2) elektroni se kreću od katode prema anodi
A. samo 1
B. samo 2
C. i 1 i 2
D. ni 1 ni 2
4. U elektrokemijskim člancima katoda je uvijek elektroda na kojoj:
A. se odvija oksidacija.
B. se odvija redukcija.
C. nastaju pozitivni ioni.
D. nastaju negativni ioni.
5. Na broj molova metala izlučenog tijekom elektrolize utječe sve navedeno OSIM:
A. jakost struje
B. vremensko trajanje elektrolize
C. naboj iona
D. molarna masa
6. Tijekom elektrolize razrijeđene vodene otopine sumporne kiseline, što nastaje na
anodi?
A. vodik
B. sumporovodik
C. kisik
D. sumporov dioksid
7. Koji od navedenih metala je najreaktivniji?
A. srebro
B. olovo
C. željezo
D. cezij
8. Provodi se elektroliza vodene otopine NaI koncentracije 1.0 mol/dm3 s dodatkom
fenolftaleina i škroba.
A. Napiši jednadžbe polureakcija na:
i. anodi
drzavna-matura.com 25
ii. katodi
B. Opiši što se može opaziti (vizualno) uz:
i. anodu
ii. katodu
C. Ako struja od 0.200 A protječe kroz 25.0 mL otopine 90.0 minuta, izračunaj
množinu svakog nastalog produkta.
9. Galvanski članak temelji se na polureakcijama:
Cr3+ + 3e– Cr E˚ = –0.744 V
Ni2+ + 2e– Ni E˚ = –0.236 V
A. Napiši i izjednači jednadžbu ukupne reakcije koja se odvija u tom članku.
B. Izračunaj standardni potencijal članka.
C. Kojoj se elektrodi tijekom rada članka povećava masa i zašto?
Rješenja
1. C
2. B
3. A
4. B
5. D
6. C
7. D
8. a) i. 2I– I2 + 2e–; ii. 2H2O + 2e– H2 + 2OH–
b) i. plavo obojenje (zbog reakcije joda sa škrobom); ii. ružičasto obojenje
(fenolftalein zbog nastanka OH–), mjehurići pina (H2)
c) n(I2) = 5.6×10–3 mol, n(H2) = 5.6×10–3 mol, n(OH–) = 1.12×10–2 mol
9. a) 3Ni2+(aq) + 2Cr(s) 2Cr3+(aq) + 3Ni(s); b) 0.508 V; c) katodi, jer se na njoj izlučuje
metalni nikal
drzavna-matura.com 26
5 BRZINA REAKCIJE I RAVNOTEŽA
i. brzina kemijske reakcije
– brzina kemijske reakcije po određenom reaktantu ili produktu = promjena koncentracije
tog reaktanata ili produkta / vrijeme
– da bi se dobila "univerzalna" brzina reakcije bez obzira po kojem reaktantu ili produktu ju
određujemo, dijeli se stehiometrijskim koeficijentom tog reaktanta ili produkta (za bolje
razumijevanje zašto vidi Mjerodavni reaktant, suvišak u poglavlju Računanje u kemiji), pri
čemu su stehiometrijski koeficijenti reaktanata negativni (jer se u reakciji troše pa se njihova
koncentracija smanjuje tj. promjena koncentracije je negativna) jer je brzina uvijek pozitivna,
pišemo (ν je grčko slovo ni, najuobičajenija (iako zbog sličnosti s v vrlo nespretna) oznaka za
stehiometrijski koeficijent):
– čimbenici koji utječu na brzinu kemijske reakcije:
– temperatura – brzina svih reakcija (i endotermnih i egzotermnih – to nema veze s
tim!) povećava se porastom temperature jer pri većoj temperaturi čestice imaju veću
kinetičku energiju pa se brže gibaju (i stoga češće sudaraju i veći dio čestica koje se
sudare imaju dovoljnu kinetičku energiju koja služi kao energija aktivacije za reakciju),
i to za većinu reakcija vrlo brzo (pri temperaturama blizu sobne udvostručuje svakih
10ak °C)
– koncentracija reaktanata – što je veća, čestice reaktanata imaju veće šanse za
međusobne sudare (a do reakcija dolazi samo kad se čestice sudare) pa se brzina svih
reakcija povećava porastom koncentracije bilo kojeg reaktanta ili reaktanata u otopini
ili plinovitom stanju odnosno tlaka plina
– veličina površine na kojoj se zbivaju heterogene kemijske reakcije – što su čestice
sitnije, veći dio njihove površine može doći u dodir s česticama drugih reaktanata pa
je reakcija brža – npr. vapnenac u prahu reagira s klorovodičnom kiselinom puno brže
nego grumen vapnenca, željezna vuna hrđa brže nego čavao, hrana se brže probavlja
ako ju bolje prožvačemo
drzavna-matura.com 27
dakle: brzina reakcije raste ili pada isto kao i temperatura, koncentracija reaktanata (i
tlak ako su plinovi) i usitnjenost čestica (znači obrnuto nego veličina čestica)
– katalizator – tvar koja ubrzava kemijsku reakciju, a sama izlazi iz reakcije u istom
kemijskom (ne nužno i fizikalnom – može se npr. usitniti) obliku u kojem je u nju i ušla
(nije baš dobro reći "tvar koja ubrzava kemijsku reakciju a sama u njoj ne sudjeluje"
jer većina katalizatora reagiraju s reaktantom/ima, no zatim ponovo reagiraju tako da
se vrate u početni oblik) – ubrzavanje kemijske reakcije naziva se kataliza
– enzim – biokatalizator – katalizator u biološkim sustavima (živim
organizmima) – po kemijskoj građi najčešće protein – bez enzima ne bi bilo
života jer bi se reakcije u stanicama odvijale puno presporo
– inhibitor – obrnuto nego katalizator – usporava kemijsku reakciju a sam
izlazi iz reakcije u istom kemijskom obliku u kojem je ušao
katalizator omogućuje odvijanje reakcije s manjom energijom aktivacije
(energija koju pravilno orijentirane čestice koje se sudare moraju imati da bi
došlo do reakcije), a u prisutnosti inhibitora energija aktivacije je veća
Energijski (entalpijski) dijagram za reakciju sa i bez katalizatora obično se crta ovako (za
egzotermnu reakciju):
odnosno ovako (za endotermnu reakciju):
drzavna-matura.com 28
(zelenkasto je označena reakcija bez katalizatora, a crvenkasto s katalizatorom; Ea je energija
aktivacije)
iako bi u većini slučajeva preciznije bilo crtati nešto ovakvo, jer katalizator najčešće smanjuje
energiju aktivacije tako da "razdvaja" reakciju u nekoliko reakcijskih koraka (npr.: katalizator
se veže uz reaktant, nastali kompleks se veže uz drugi reaktant, među reaktantima vezanim
uz katalizator odvije se sada energetski povoljnija reakcija, produkt se odvoji od katalizatora
koji se time vraća u početno stanje) od kojih svaki ima nižu energiju aktivacije od
nekatalizirane reakcije (energija aktivacije katalizirane reakcije jednaka je energiji aktivacije
onog koraka za koji je ta energija najveća):
drzavna-matura.com 29
ii. kemijska ravnoteža
– ravnotežno stanje – stanje dinamičke ravnoteže – stanje u kojem se reakcija (reaktanti
produkti) i povratna reakcija (produkti reaktanti) odvijaju istom brzinom pa se čini kao da
se reakcija ne odvija tj. koncentracije reaktanata i produkata se ne mijenjaju opazivo u
vremenu (dakle NE stanje u kojem je brzina reakcije 0 niti stanje u kojem nema reakcije niti
stanje u kojem je reakcija završila...)
– konstanta ravnoteže = umnožak koncentracija produkata u ravnotežnom stanju
potenciranih na odgovarajuće stehiometrijske koeficijente / umnožak koncentracija
reaktanata u ravnotežnom stanju potenciranih na odgovarajuće stehiometrijske koeficijente
(odnosno jednostavno umnožak ravnotežnih koncentracija svih tvari u reakciji potenciranih
na njihove stehiometrijske koeficijente ako vodimo računa da su stehiometrijski koeficijenti
reaktanata negativni)
aA + bB + ... xX + yY + ...
(ravnotežne koncentracije se najpravilnije pišu kao simbol tvari u uglatim zagradama,
ali ne bi smjelo biti greška ni pisati "normalno" c(X) itd.)
– za tvari u plinovitom stanju umjesto ravnotežnih koncentracija mogu biti ravnotežni
tlakovi (ili parcijalni tlakovi: parcijalni tlak = tlak te tvari / ukupni tlak smjese), računa
se isto
– ako nije drukčije navedeno, konstanta ravnoteže ima mjernu jedinicu –
koncentracije odnosno tlakove treba uvrštavati skupa s njihovim mjernim jedinicama!
– Le Chatelierov princip – utjecaj dodavanja ili odvođenja reaktanta ili produkta na
ravnotežne koncentracije reaktanata i produkata
drzavna-matura.com 30
– konstanta ravnoteže je KONSTANTA tako da se koncentracije uvijek mijenjaju tako
da konstanta ravnoteže ostane KONSTANTNA tj. ISTA: dodavanje reaktanta ili
odvođenje produkta uzrokuje povećanje ravnotežnih koncentracija (ostalih)
produkata tj. smanjenje ravnotežnih koncentracija (ostalih) reaktanata (kažemo:
ravnoteža se pomiče prema produktima), smanjenje koncentracije reaktanta ili
dodavanje produkta uzrokuje smanjenje ravnotežnih koncentracija (ostalih)
produkata tj. povećanje ravnotežnih koncentracija (ostalih) reaktanata (kažemo:
ravnoteža se pomiče prema reaktantima)
– ostali utjecaji na položaj ravnoteže:
– tlak – povećanjem tlaka ravnoteža se pomiče prema onoj strani na kojoj ima manje
plinovitih čestica, a smanjenjem tlaka obrnuto (jer plinovi teže zauzeti što veći
volumen, a tlak ih u tome sprečava)
– temperatura – povećanjem temperature ravnoteža se pomiče u onom smjeru u
kojem je reakcija endotermna (u endotermnim reakcijama se "troši" tj. veže energija),
dakle povećanjem temperature ravnoteža endotermne reakcije (ΔrH>0) pomiče se
prema produktima a egzotermne (ΔrH<0) prema reaktantima, a smanjenjem
temperature naravno obrnuto
Primjeri zadataka s grafovima
drzavna-matura.com 31
– tvari čija se koncentracija s vremenom smanjuje su reaktanti (ovdje A i C), a tvari čija se
koncentracija povećava produkti (ovdje B i D)
– kao "kraj reakcije" tj. ravnotežno stanje uzimamo tamo gdje se koncentracije reaktanata i
produkata više vidljivo ne mijenjaju – krivulje postaju približno vodoravne
– najmanju promjenu koncentracije (razlika koncentracije u ravnotežnom stanju i početne
koncentracije) uzmemo kao "mjernu jedinicu" s kojom ćemo uspoređivati ostale – ako nije
drukčije zadano, neka taj reaktant ili produkt (ovdje reaktant C) ima stehiometrijski
koeficijent 1 – ostali reaktanti i produkti imaju stehiometrijske koeficijente onoliko koliko
puta je promjena njihove koncentracije veća od te najmanje promjene (ako ne bi bile
cjelobrojne, množimo cijelu jednadžbu tako da budu, a ako možemo jednadžbu podijeliti
tako da i dalje svi stehiometrijski koeficijenti budu cjelobrojni, dijelimo ju) – dakle u ovom
slučaju jednadžba reakcije je: 3A + C 3B + D (u ovom slučaju nije nužno pisati strelicu za
povratnu reakciju jer na početku nije prisutna opaziva količina produkata niti na kraju
reaktanata, ali ne bi trebalo ni škoditi)
drzavna-matura.com 32
– mjerodavni reaktant je tvar koja se potrošila – A, a u suvišku su svi preostali reaktanti – B
– za napisati jednadžbu postupamo isto kao u 10. 1. – paziti da se računa PROMJENA
koncentracije (a ne početna koncentracija) jer su ovdje u ravnoteži prisutne i znatne
koncentracije reaktanata A i B – dakle:
(4–2) A + (3–1) B (4–0) C
2A + 2B 4C / ÷2 (u zadacima s ravnotežom uvijek "pokratiti" jednadžbu na
najmanje cjelobrojne koeficijente!)
A + B 2C
drzavna-matura.com 33
– napišemo izraz za konstantu ravnoteže prema jednadžbi te uvrstimo RAVNOTEŽNE (na
"kraju reakcije" – tamo gdje su krivulje vodoravne) koncentracije svih tvari:
2A B
drzavna-matura.com 34
2A 4B A 2B
drzavna-matura.com 35
2A + B 3C
Zadaci
7. Reakcija 2H2O2(aq) 2H2O(l) + O2(g) je egzotermna i MnO2(s) joj je katalizator. Što od navedenog će povećati brzinu te reakcije? 1) povišenje temperature
2) povećanje reakcijske površine MnO2(s)
A. samo 1 B. samo 2 C. i 1 i 2 D. ni 1 ni 2
8. Za reakciju 2CCl4(g) + O2(g) 2COCl2(g) + 2Cl2(g) ispravan izraz za konstantu ravnoteže Kc je:
A.
B.
drzavna-matura.com 36
C.
D.
9. Za reakciju 2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g), ∆H˚ < 0, koja promjena/e će povećati udio SO3(g) in ravnotežnoj smjesi? 1) povećanje tlaka
2) povećanje temperature
3) dodatak katalizatora
A. samo 1 B. samo 3 C. samo 1 i 2 D. 1, 2 i 3
10. U ravnotežnom stanju: A. Sve reakcije prestaju. B. Reakcija je završena (prisutni su samo produkti). C. Brzine napredne i povratne reakcije su jednake. D. Količina prisutnih produkata je jednaka količini prisutnih reaktanata.
11. Većina enzima su po kemijskoj građi: A. ugljikohidrati B. lipidi C. nukleinske kiseline D. proteini
12. Na brzinu nepovratne kemijske reakcije može utjecati sve navedeno OSIM: A. dodatak katalizatora B. uklanjanje produkata C. povećanje temperature D. smanjenje koncentracije reaktanata
13. Katalizator ubrzava kemijsku reakciju tako što: A. pomiče ravnotežu. B. povećava energiju aktivacije. C. smanjuje reakcijsku entalpiju. D. omogućava drugi (energetski povoljniji) reakcijski put. E. povećava prosječnu kinetičku energiju reaktanata F. povećava broj sudara između reaktanata G. smanjuje energetsku razliku između reaktanata i produkata
14. Kad se 100 mL HCl koncentracije 1.0 mol/dm3 doda komadiću CaCO3 mase 2.0 g, CO2 se oslobađa određenom brzinom. Koja od promjena u tom eksperimentu NEĆE povećati brzinu oslobađanja CO2?
A. dodavanje 100 mL HCl koncentracije 2.0 mol/dm3 a ne 1.0 mol/dm3 B. zagrijavanje 100 mL HCl koncentracije 1.0 mol/dm3 prije dodavanja na CaCO3 C. usitnjavanje CaCO3 u prah prije dodavanja 100 mL HCl koncentracije 1.0
mol/dm3 D. dodavanje 150 mL HCl koncentracije 1.0 mol/dm3 a ne 100 mL
drzavna-matura.com 37
Rješenja
7. C 8. D 9. A 10. C 11. D (napomena: manji broj enzima su RNA) 12. B 13. D 14. D
drzavna-matura.com 38
6 KISELINE, BAZE I SOLI
– Arrheniusova teorija:
kiseline – u vodenoj otopini povećavaju koncentraciju H+ (vodikovih kationa tj.
protona; = H3O+ oksonijevih) iona – sadrže H u svojoj formuli, npr. H3PO4(aq)
lužine – u vodenoj otopini (aq) povećavaju koncentraciju OH– (hidroksidnih) iona –
sadrže OH u svojoj formuli, npr. Ca(OH)2(aq)
hidroksidi – tvari koje sadrže hidroksidne OH– ione – uglavnom sve što ima OH u
svojoj formuli a ne spada u organske tvari, točnije sve ionske tvari koje sadrže OH
baze – tvari koje kad bi bile u vodenoj otopini, bile bi lužine (čak i ako nisu stvarno
topljive u vodi), npr. Ca(OH)2(s) – razlika između lužine i baze (u ovoj teoriji) je samo
to što lužine moraju biti u aq, a baze su u bilo kojem stanju (kiseline se također
odnose na sva stanja) – baze ne sadrže nužno OH (npr. NH3 je baza, vidi dalje)
( lužine < hidroksidi < baze )
– Brønsted–Lowryeva teorija:
kiseline – daju H+
baze – primaju H+
reakcija između kiseline i baze: H+ prelazi s čestice kiseline na česticu baze – iz kiseline
nastaje konjugirana baza, a iz baze konjugirana kiselina
HSO4–(aq) + PO4
3–(aq) SO42–(aq) + HPO4
2–(aq)
najčešće je jedna od tih čestica voda:
HNO3(aq) + H2O(l) NO3–(aq) + H3O+(aq)
NH3(aq) + H2O(aq) NH4+(aq) + OH–(aq)
spontano uvijek iz jače kiseline i jače baze nastaje slabija kiselina i slabija baza – pH se
približava neutralnom, zato se to naziva neutralizacija
KB KK K B
KK KB B K
konjugirana kiselina
konjugirana baza baza kiselina
drzavna-matura.com 39
– jake kiseline: halogenovodične (HI, HBr, HCl, NE HF), HNO3, H2SO4, HClO4
– jake baze: hidroksidi alkalijskih metala (najčešće: NaOH, KOH), hidroksidi zemnoalkalijskih
metala (najčešće Ca(OH)2)
– sve ostalo što ima H ili OH (a da nije organski spoj – karboksilne kiseline imaju OH ali su,
očito, kiseline!, a ugljikovodici u "normalnim" kiselo–baznim reakcijama uopće ne reagiraju)
smatrajte slabim kiselinama/bazama (amonijak i amini su također baze makar nemaju OH)
pH vrijednost = logaritam koncentracije H+ pomnožen s –1 (da bude u svim "normalnim"
slučajevima pozitivan) što ima više H+, pH je manji
manji pH = kiselije
pH < 7 kiseline
pH > 7 lužine
pH vodenih otopina soli: sol slabe kiseline i jake baze = bazična, sol jake kiseline i slabe baze
= kisela (ono što je jače prevladava ), sol jake kiseline i jake baze = neutralna ("poništavaju
se"), sol slabe kiseline i slabe baze = ovisi koja je jača (čiji pK je dalji od 7 – kiseline imaju pK
manji od 7, a baze veći)
– kad se piše hidroliza soli, piše se za svaki ion koji potječe iz slabe kiseline ili slabe baze –
hidrolizom aniona iz slabe kiseline nastaje ta kiselina i OH–, a kationa iz slabe baze ta baza i
H+ (vidi u poglavlju Vrste kemijskih reakcija – hidroliza)
– kiseli oksidi – njihovim otapanjem u vodi nastaju kiseline – oksidi nemetala: CO2, P2O5,
N2O5, SO2, SO3 (središnji element je uvijek jednakovalentan (jednak oksidacijski broj) u
oksidu i odgovarajućoj kiselini)
– bazični oksidi – njihovim otapanjem u vodi nastaju lužine (ili bi nastajale da su topljivi) –
oksidi metala: MgO, CaO, BaO, FeO, Fe2O3...
– amfoterne tvari: mogu biti kiseline ili baze, ovisno s kojim tvarima reagiraju, dakle reagiraju
u kiselo–baznim reakcijama i s uobičajenim kiselinama i s uobičajenim bazama – npr. H2O,
Al(OH)3 (i Al i Al2O3), Zn(OH)2, Cr(OH)3
2Al(s) + 6HCl(aq) 2AlCl3(aq) + 3H2(g)
2Al(s) + 2NaOH(aq) + 6H2O(l) 2Na[Al(OH)4] + 3H2(g)
kiselo–bazne reakcije
1. kiselina + baza sol + voda = neutralizacija
KOH(aq) + HCl(aq) KCl(aq) + H2O(l)
drzavna-matura.com 40
zapravo se reakcija odvija samo između H+ i OH– iona, a ostali se samo formalno
prerasporede (u stvarnosti se ni ne prerasporede jer nisu u kristalnoj rešetci nego u vodenoj
otopini pa su ionako izmiješani), pa se svaka neutralizacija može pisati:
H+(aq) + OH–(aq) H2O(l)
npr. K+(aq) + OH–(aq) + H+(aq) + Cl–(aq) H2O(l) + K+(aq) + Cl–(aq)
(osim ako nastaje netopljiva sol:
Ba2+(aq) + 2OH–(aq) + 2H+(aq) + SO42–(aq) BaSO4(s) + 2H2O(l) )
2. kiselina + bazični oksid sol + voda
2HNO3(aq) + Ag2O(s) 2AgNO3(aq) + H2O(l)
3. kiseli oksid + baza sol + voda
CO2(g) + Ca(OH)2(aq) CaCO3(s) + H2O(l)
osim kiselo–baznim reakcijama, soli se mogu dobiti i redoks–reakcijama:
1. metal + nemetal sol(s) 2Fe(s) + 3Cl2(g) 2FeCl3(s)
2. metal + kiselina sol(aq ako je topljiva, s ako je netopljiva) + vodik Mg(s) + 2HBr(aq) MgBr2(aq) + H2(g)
i reakcijama dvostruke izmjene – od dvije topljive soli unakrsnom izmjenom iona nastaje
jedna topljiva i jedna netopljiva
AgNO3(aq) + KCl(aq) AgCl(s) + KNO3(aq)
– kiselo–bazni indikator = tvar koja poprima različitu boju pri pH iznad odnosno ispod
određene vrijednosti ("jedne boje je u kiselom, druge u lužnatom") – složena slaba organska
kiselina ili baza čiji konjugirani oblik ima različitu boju
– promjene boja indikatora dane su u dodatku Razne boje i promjene boja
– ostale forumule, primjeri i zadaci za računanje dane su u poglavlju Mjerne jedinice, veličine
i formule
Zadaci
1. Otapanjem koje od navedenih tvari u vodi nastaje kisela otopina? A. CO2 B. Ar C. NH3 D. CH4
2. Od otopina navedenih soli iste koncentracije, koja je najviše lužnata? A. KNO3
drzavna-matura.com 41
B. MgCl2 C. NH4Cl D. NaNO2
3. Među otopinama navedenih oksida jednake koncentracije, koja je najkiselija? A. BaO B. BaO2 C. SO2 D. SO3
4. Reakcije dihidrogenfosfatnog iona u vodi: H2PO4
–(aq) + H2O(l) HPO42–(aq) + H3O+(aq), K = 6.2 × 10–8
H2PO4–(aq) + H2O(l) H3PO4(aq) + OH–(aq), K = 1.6 × 10–7
Koja je konjugirana baza H2PO4–?
A. HPO42–(aq)
B. H2O(l) C. OH–(aq) D. H3PO4(aq)
5. Vodena otopina koje od navedenih soli je najkiselija? A. NaCl B. NaNO2 C. NH4Cl D. NH4NO2
6. Među vodenim otopinama navedenih soli koncentracije 0.10 mol/dm3, koja je najkiselija?
A. NH4C2H4O2 B. NaCN C. KNO3 D. AlCl3
7. Vodena otopina koje od navedenih soli (koncentracije 1.0 mol/dm3) ima pH manji od 7?
A. NaCl B. NH4Br C. KF D. NaO2CCH3
Rješenja
1. A 2. D 3. D 4. A 5. C 6. D 7. B
drzavna-matura.com 42
7 VRSTE I JAKOST KEMIJSKIH VEZA
– osnovne vrste veza među atomima: ionska, kovalentna, metalna
– kovalentna veza može biti nepolarna (posve nepolarna veza je samo među istovrsnim
atomima, ali i veze među atomima koji se malo razlikuju po elektronegativnosti imaju
svojstva nepolarnih veza, npr. C–H) i polarna (među atomima koji se više razlikuju po
elektronegativnosti)
– polarna veza ≠ polarna molekula!
– polarne molekule su one koje imaju polarne veze koje nisu centralno simetrično
raspoređene (ne "poništavaju" se naboji) – npr. CH3Cl je polarna molekula, a polarna
bi bila i CBrClFI, ali CCl4 nije iako sadrži 4 polarne C–Cl veze jer su one u prostoru
simetrično raspoređene (tetraedar), CO je polarna molekula a CO2 nije; H2O i NH3 su
polarne jer su oko središnjeg atoma osim atoma vodika raspoređeni i slobodni
elektronski parovi pa raspored nije simetričan (a analogno tome i SO2, ali XeF4 je
nepolarna jer su i elektronski parovi simetrični...); sve dvoatomne molekule osim onih
elementarnih tvari su očito polarne
– kovalentni spoj = spoj koji sadrži samo kovalentne veze
– ionski spoj ≠ spoj koji sadrži samo ionske veze!
– višeatomni ioni (NH4+, OH–, SO4
2–, PO43–, Cr2O7
2–, CH3COO–...) unutar sebe su
povezani kovalentnim vezama, a s drugim ionima ionskom vezom – npr. NH4ClO4 se
sastoji od NH4+ i ClO4
– iona te jedna formulska jedinka sadrži jednu ionsku i 11
kovalentnih veza (4 N–H, 3 Cl=O i 1 Cl–O)
– metalna veza je veza isključivo među atomima metala – istovrsnim ili raznovrsnim (legure)
– ionsku vezu tvore atomi koji se međusobno jako razlikuju po elektronegativnosti (tipično
metal–nemetal međusobno jako udaljeni u periodnom sustavu), a kovalentnu istovrsni atomi
i atomi koji se međusobno manje razlikuju po elektronegativnosti (tipično dva nemetala ili
nemetal–elektronegativni metal) – granica između ionskih i kovalentnih spojeva nije čvrsta
(što je razlika elektronegativnosti veća spoj je više ionski, potpuno kovalentne su samo
molekule elementarnih tvari, a potpuno ionski spojevi ne postoje), svrstavaju se po
svojstvima, orijentacijskom približnom granicom može se smatrati razlika elektronegativnosti
1,9
– najvažnije razlike u svojstvima većine spojeva
drzavna-matura.com 43
kovalentni ionski metali
tališta (i vrelišta) niska visoka velik raspon, uglavnom viša
nego kovalentni a niža nego
ionski
električna vodljivost slaba dobra u talinama i
vodenim otopinama
dobra
topljivost u vodi (i
polarnim otapalima)
slaba za molekule koje
nisu jako polarne
uglavnom dobra praktički nikakva
(kemijska reakcija ≠
otapanje)
topljivost u nepolarnim
otapalima (npr.
kloroform)
uglavnom dobra uglavnom slaba praktički nikakva
(kemijska reakcija ≠
otapanje)
– jakost ionske veze može se predvidjeti po formuli
gdje je k konstanta proporcionalnosti, q1 i q2 naboji iona a r minimalni razmak među njima
(zbroj njihovih polumjera), dakle ionska veza je jača među manjim ionima većeg naboja (npr.
jača je u MgO nego u NaCl, u NaCl nego u KI... utjecaj naboja je značajniji nego utjecaj
polumjera) – što je ionska veza jača, to su tališta spojeva viša
– jakost kovalentne veze: također su kraće veze (manji zbroj polumjera) jače; trostruke veze
su jače (i kraće) od dvostrukih a dvostruke od jednostrukih
– tališta i vrelišta kovalentnih spojeva NE ovise o jakosti kovalentne veze nego o jakosti
međumolekulskih privlačenja (koja ovise o polarnosti) i masi molekula – viša tališta i vrelišta
imaju polarniji spojevi i spojevi veće molarne mase
– kovalentna veza je usmjerena u prostoru, a ionska i metalna nisu
– ionski kristali = kristali ionskih spojeva
– kovalentni kristali ≠ kristali kovalentnih spojeva
– u kovalentnim kristalima je vrlo velik broj atoma međusobno povezan kovalentnim
vezama – vrlo velika tvrdoća, visoka tališta – primjeri kovalentnih kristala su
malobrojni, najpoznatiji je dijamant (i grafit se najčešće tu ubraja, ali nije tipičan
kovalentni kristal jer ima slojeve slobodnih elektrona (kao u metalima, zato dobro
vodi električnu struju) među slojevima kovalentno vezanih atoma)
drzavna-matura.com 44
– kristali većine kovalentnih spojeva (i plemenitih plinova) nazivaju se molekulski i na
okupu ih drže međumolekulska privlačenja (molekule nisu međusobno povezane
kovalentnim vezama!) – mala tvrdoća, niska tališta (često sublimiraju, npr. jod)
– osnovne vrste međumolekulskih interakcija (nisu prave veze! jer su mnogo slabije):
vodikova veza, van der Waalsove sile, Londonove sile
– vodikova veza – najjače međumolekulsko privlačenje, između atoma vodika
vezanog uz jako elektronegativni atom (O, N ili F) i drugog atoma vodika – među
istovrsnim (npr. H2O, NH3, HF zato imaju viša vrelišta nego što bi se očekivalo prema
analognim H2S, PH3, HCl; po dvije molekule karboksilnih kiselina se međusobno
povezuju u dimere) ili raznovrsnim molekulama (npr. CH3CH2OH–H2O zbog čega se
etanol jako dobro miješa s vodom, NH3–H2O zbog čega je amonijak jako topljiv u
vodi...) ili među različitim dijelovima iste molekule (prvenstveno duže organske
molekule s više funkcionalnih skupina, kao što su proteini; parovi nukleotida u DNA
međusobno su povezani vodikovim vezama)
– van der Waalsove sile (dipol–dipol interakcije) – među polarnim molekulama
– Londonove sile (inducirani dipol–inducirani dipol interakcije) – vrlo slaba privlačenja
među nepolarnim molekulama (i atomima plemenitih plinova) – kad ih ne bi bilo,
elementarni nemetali i nepolarne molekule mogli bi biti samo u plinovitom stanju
Zadaci
1. U kojem nizu čestica su sve veze unutar njih kovalentne?
A. BCl3, SiCl4, PCl3
B. NH4Br, N2H4, HBr
C. I2, H2S, NaI
D. Al, O3, As4
2. Veza između kojeg od navedenih parova atoma ima najizraženiji ionski karakter?
A. Al–As
B. Al–N
C. Al–Se
D. Al–O
3. Koja od navedenih dvoatomnih molekula sadrži najkraću vezu?
drzavna-matura.com 45
A. N2
B. O2
C. F2
D. S2
4. Koja od navedenih čestica sadrži samo kovalentne veze?
A. H2SO4
B. NH4NO3
C. NaOCl
D. K2CrO4
5. Koji je točan redoslijed kad se molekule N2, O2, F2 poredaju po porastu jačine veze?
A. N2, O2, F2
B. N2, F2, O2
C. O2, N2, F2
D. F2, O2, N2
6. Sve navedeno su osobine većine ionskih tvari u čvrstom stanju OSIM:
A. visoka električna vodljivost
B. visoko talište
C. topljivost u vodi
D. netopljivost u organskim otapalima
7. Na slici, koje veze su vodikove veze?
A. samo 1
B. samo 2
C. 1 i 3
D. 1, 2 i 3
8. Sva od navedenih svojstava tekućina povećavaju se porastom jakosti
međumolekulskih sila, OSIM:
A. vrelište
B. entalpija isparavanja
drzavna-matura.com 46
C. tlak para
D. viskoznost
Rješenja
1. A
2. D
3. A
4. A
5. D
6. A
7. B
8. C
drzavna-matura.com 47
8 VSEPR teorija
– raspored kovalentno vezanih atoma u prostoru opisuje se pomoću VSEPR teorije (teorija
odbijanja elektronskih parova valentne ljuske)
– osnovni raspored u prostoru ovisi o tome koliko je "stvari" vezano uz središnji atom (pri
čemu je jedna "stvar" jedan atom (bez obzira je li veza jednostruka ili višestruka) ili jedan
elektronski par ili jedan nespareni elektron) – "stvari" se raspoređuju tako da budu što
udaljenije jedna od druge (zamisliti kako bi se rasporedio takav broj jednakih balona
zavezanih skupa)
iza ravnine papira
ispred ravnine papira
u ravnini papira
broj "stvari" prostorni oblik
1 linearna
2 linearna
3 planarna
4 tetraedar
drzavna-matura.com 48
5 trostrana bipiramida
6 oktaedar
– ako je jedna ili više "stvari" elektronski par (ili nespareni elektron), za oblik koji u prostoru
zauzimaju ostale "stvari" (atomi) postoji određeni naziv, pa se svi mogući rasporedi oko
jednog središnjeg atoma mogu prikazati (najbitnije strukture su uokvirene, a one koje
nemaju praktično značenje precrtane, dani su jednostavni primjeri za sve za koje postoje):
broj
"stvari"
od toga el.
parova (ili
nesparenih
elektrona)
0 1 2 3 4
1
linearna
H2
H – H
He
He:
2
linearna
BeCl2
linearna
–CN
–C N:
drzavna-matura.com 49
3
planarna
BCl3
planarna
kutna
SO2
linearna
NO
4
tetraedar
CH4
trostrana
piramida
NH3
planarna
kutna
H2O
linearna
HCl
Ar
5
trostrana
bipiramida
PCl5
oblik
ljuljačke
SF4
T–oblik
ClF3
linearna
XeF2
linearna
6
oktaedar
SF6
kvadratna
piramida
ClF5
planarna
kvadratna
XeF4
T–oblik
linearna
drzavna-matura.com 50
– VSEPR teorija kaže da se međusobno najjače odbijaju slobodni elektronski parovi, a
najslabije vezni elektronski parovi – zbog toga se nevezni elektroni (slobodni elektronski
parovi i nespareni elektroni) najprije smještaju u međusobno što udaljenije položaje (vidi
npr. planarni kvadratni oblik), također iz istog razloga su kutevi među neveznim elektronima
te između neveznog elektrona i vezanog atoma malo veći od onih danih u prvoj tablici, a kao
posljedica toga su kutevi među atomima vezanim uz atom koji ima i nevezne elektrone malo
manji od onih danih u prvoj tablici – točne kuteve nije moguće samim time jednostavno
predvidjeti, ali npr. za molekule koje potječu iz tetraedra oni su približno (ne treba znati
brojke, nego poredak i uočiti da te razlike nisu osobito velike ali ni zanemarive):
Kako nacrtati prostornu strukturu?
npr. HSO4–
– napisati Lewisovom simbolikom (pripisati svakom atomu njegov broj "točkica" tj. valentnih
elektrona, smisleno povezati atome u molekulu (vodik je jednovalentan!, ugljik gotovo uvijek
četverovalentan, središnji atom je najčešće onaj koji je jedini takav i/ili onaj najvećeg
atomskog broja), dodati određeni broj elektrona anionu odnosno oduzeti kationu)
O
H O S O
O
drzavna-matura.com 51
– odrediti koliko je "stvari" oko svakog atoma i koliko je od toga veza a koliko neveznih
(parova) elektrona (osim za vodik jer za nj postoji samo jedna mogućnost), i prema tome
odrediti prostorni raspored...
– S okružuju 4 veze tetraedar
– lijevi O dvije veze i dva nevezna para kao u molekuli vode, planarna kutna
– ostali O imaju po jednu vezu i dva ili tri nevezna para – ako je samo jedna veza,
raspored može biti samo linearan
... i što jasnije ga nacrtati raznim vrstama crtica
Zadaci
1. Prema VSEPR teoriji, kod koje čestice se svi njeni atomi nalaze u istoj ravnini?
1) CH3+
2) CH3–
A. samo 1
B. samo 2
C. i 1 i 2
D. ni 1 ni 2
2. Koja od navedenih čestica ima isti prostorni oblik kao NH3?
A. SO32–
B. CO32–
C. NO3–
D. SO3
3. Kad tvori kovalentne veze, koji od navedenih atoma može imati više od 8 valentnih
elektrona?
drzavna-matura.com 52
A. H
B. N
C. F
D. Cl
4. U kojoj od navedenih čestica središnji atom nije okružen s točno 8 valentnih
elektrona?
A. BF4–
B. NCl3
C. PCl4+
D. SF4
5. Koja tvrdnja je točna za najstabilniju Lewisovu strukturu CS2?
A. Nema neveznih parova valentnih elektrona.
B. Sve veze su dvostruke.
C. Središnji atom nema oktet valentnih elektrona.
D. Središnji atom je S.
6. Napiši Lewisove i prostorne formule za:
A. ClF3
B. ClF2+
C. ClF4–
Rješenja
1. A
2. A
3. D
4. D
5. B
6. prostorne (Lewisove mogu biti iste, samo zadnja s običnim crticama):
, ,
drzavna-matura.com 53
9 KRISTALNE STRUKTURE
preporuka: ne učiti napamet formule i brojeve, nego razumjeti i pamtiti izgled jedinične
ćelije (ionako ju treba znati nacrtati)
oznake: r = polumjer atoma, a = duljina brida jedinične ćelije, d = a = plošna dijagonala
kocke, D = a = prostorna dijagonala kocke, V = volumen jedinične ćelije, Va = volumen
jednog atoma
volumen kugle: Va = 4/3r3π (volumen atoma računa se prema volumenu kugle)
Z = broj atoma u jednoj ćeliji
gustoća:
(Ar = relativna atomska masa, u = unificirana atomska jedinica mase, NA = Avogadrova
konstanta, M = molarna masa)
udio prostora koji zauzimaju atomi (Ks = koeficijent slaganja):
udio prazinina = 1 – udio prostora koji zauzimaju atomi
KB = koordinacijski broj (broj atoma kojima je atom okružen)
1) temeljni tipovi kristalnih struktura izgrađenih od istovrsnih atoma
a) kubična kristalna rešetka
volumen kocke: V = a3
i. jednostavna (primitivna)
drzavna-matura.com 54
središta atoma nalaze se na
vrhovima kocke, može se smatrati
da se susjedni atomi "dotiču" na
bridovima kocke pa je: a = 2r
svaki atom dijeli 8 susjednih ćelija pa
je: Z = 1/8 × 8 = 1
svaki atom "dotiče" 6 atoma pa je:
KB = 6
ii. prostorno (volumno) centrirana
središta atoma nalaze se na
vrhovima kocke i u središtu
kocke, susjedni atomi se
"dotiču" na prostornoj
dijagonali pa je: 4r = D = a
a = 4r/
drzavna-matura.com 55
svaki atom na vrhovima dijeli 8
susjednih ćelija, a atom u sredini
pripada jednoj ćeliji pa je: Z =
1/8 × 8 + 1 = 2
svaki atom "dotiče" 8 atoma pa
je: KB = 8
(vidi atom u sredini okružen s 8
atoma na vrhovima kocke)
iii. plošno centrirana
središta atoma nalaze se na
vrhovima kocke i u središtima
strana kocke, susjedni atomi se
"dotiču" na plošnoj dijagonali pa
je: 4r = d = a a = 4r/
=2 r
drzavna-matura.com 56
svaki atom na vrhovima dijeli 8
susjednih ćelija, a atom u sredini
plohe pripada dvjema ćelijama
pa je:
Z = 1/8 × 8 + 6 × 1/2 = 4
svaki atom "dotiče" 12 atoma (4
u istoj ravnini, 4 gore i 4 dolje) pa
je:
KB = 12
b) heksagonska kristalna rešetka
volumen heksagonske prizme: V = B×c = 6a2 /4 × c = a2c /2
drzavna-matura.com 57
susjedni atomi se "dotiču" na bridu baze prizme
pa je: a = 2r
jednaka gustoća slaganja kao i kod plošno
centrirane kubične, svaki atom "dotiče" 6 atoma
u istoj ravnini, 3 gore i 3 dolje pa je : KB = 12
Z = 2×1/2 + 2×6×1/6 + 3 = 6
– plošno centrirana kubična i heksagonska kristalna rešetka se nazivaju "guste" jer imaju
najveći (jednaki) koeficijent slaganja (najveći koordinacijski broj, također)
2) temeljni tipovi struktura binarnih spojeva – kubična kristalna rešetka (V = a3)
A = anion, K = kation anion i anion odnosno kation i kation se u kristalnoj rešetki
međusobno ne "dotiču" (istovrsni naboji se odbijaju) nego se uvijek "dotiču" anion i kation
(naboji različitog predznaka se privlače)
Z = broj formulskih jedinki u jednoj ćeliji
– struktura CsCl
kad su anion i kation približno jednake veličine,
rešetka se sastoji od dviju primitivnih rešetaka
"uguranih" jednu u drugu tako da su ioni jedne u
središtima ćelija druge; anion i kation se "dotiču"
na prostornoj dijagonali
D = a = 2r(A) + 2r(K)
Z = 1 = 1A + 1K
KB = 8
drzavna-matura.com 58
– struktura NaCl
kad je kation znatno manji od aniona, rešetka se
sastoji od dviju plošno centriranih rešetaka
"uguranih" jednu u drugu tako da su ioni jedne
između iona druge; anion i kation se "dotiču" na
bridu
a = 2r(A) + 2r(K)
Z = 4 = 4A + 4K
KB = 6
Zadaci
1. Radioaktivni metal polonij kristalizira po tipu primitivne kubične strukture. Polumjer
atoma Po je 190 pm. Izračunaj:
a. duljinu brida elementarne ćelije;
b. gustoću polonija.
2. Kristalna struktura molibdena je karakterizirana volumno centriranom kockom.
Polumjer atoma Mo je 136 pm. Izračunaj:
drzavna-matura.com 59
a. duljinu brida elementarne ćelije;
b. gustoću molibdena;
c. udio praznog prostora u kristalu molibdena.
3. Eksperimentalno je ustanovljeno: gustoća nikla je 8.9 g/cm3, polumjer atoma nikla
0.125 nm, a duljina brida kubične kristalne rešetke nikla 0.353 nm. Odredi tip kubične
kristalne rešetke nikla (jednostavna, plošno centrirana, volumno centrirana).
4. Kristalna struktura kobalta opisana je gustom heksagonskom slagalinom. Duljina
stranice baze elementarne ćelije kobalta iznosi 250,1 pm, a gustoća 8,85 g/cm3. Koliki
je osni omjer c/a?
5. Srebrov klorid, AgCl, kristalizira po tipu rešetke NaCl. Gustoća AgCl je 5,57 g cm–3.
Izračunaj:
a) duljinu brida elementarne ćelije AgCl
b) najmanju udaljenost između središta iona Ag+ i Cl–.
6. Talijev(I) klorid, TlCl, kristalizira po tipu rešetke CsCl. Najmanja udaljenost između
središta Tl+ i Cl– iona je 333 pm. Izračunaj:
a) duljinu brida ćelije TlCl;
b) gustoću talijevog(I)klorida izraženu u g cm–3.
Rješenja
1. a) 380 pm, b) 6.32 g/cm3
2. a) 314 pm, b) 10.3 g/cm3, c) 32%
3. Z = 4 plošno centrirana
4. 1.63
5. a) 555 pm, b) 278 pm
6. a) 384 pm, b) 7,03 g cm–3
drzavna-matura.com 60
10 RAČUNANJE U KEMIJI: MJERNE JEDINICE, VELIČINE I FORMULE
i. pretvaranje mjernih jedinica
(način pretvaranja mjernih jedinica koji se uglavnom ne uči u našim školama, a mnogima bi
mogao biti jednostavniji (ista stvar, malo drukčiji pristup))
– mjerne jedinice pri računanju možemo tretirati isto kao nepoznanice u jednadžbi (i jedno i
drugo su slova ) – možemo ih množiti, potencirati i dijeliti (kratiti), a zbrajati i oduzimati
možemo samo iste s istima
npr. 1.000 kg + 1 g = 1000 g + 1 g = 1001 g
1.00 mol + 1.00 L ne možemo zbrojiti, nego ih treba pomoću ostalih podataka u
zadatku prvo pretvoriti, npr. ako se radi o plinu 1.00 mol + 1.00 L / 22,4 Lmol–1 = 1.00
mol + 0.04 mol = 1.04 mol
– za pretvaranje mjernih jedinica možemo napisati definicijsku jednakost, npr.
1 min = 60 s
1 pm = 10–12 m
iz koje možemo napraviti razlomke
kojima (jer su jednaki 1) možemo bilo što množiti, množimo tako da se odgovarajuće jedinice
pokrate:
isto možemo postupati i sa složenim jedinicama:
1)
1 km = 1000 m, 1 h = 3600 s
drzavna-matura.com 61
2)
1 kg = 103 g, 1 m3 = 106 cm3
mogu se napisati i jednakosti kao što su
1 mol = 6.022 ∙ 1023 (čestica)
1 mol H2O = 18.02 g H2O
1 mol plina = 22.4 L plina (korišteno u jednom od početnih primjera)
...
i pomoću njih provesti čitavi računi, ali većinom je preporučljivije računati s veličinama a
brojeve i pripadajuće jedinice uvrstiti tek u konačni izraz jer je tako manje pisanja – uvijek s
brojevima uvrštavati i mjerne jedinice (a ne ih napisati tek uz rezultat, što se onda često i
zaboravi, a na tome se gube bodovi!) – to je najbolja kontrola za moguće zabune!
ii. veličine koje je potrebno poznavati
temeljne SI veličine jedinice
duljina (l) metar (m)
masa (m) kilogram (kg)
vrijeme (t) sekunda (s)
jakost električne struje (I) amper (A)
temperatura (T) stupanj (K)
količina tvari (n) mol (mol)
ostale veličine jedinice
drzavna-matura.com 62
površina (S) m2
volumen (V) m3
gustoća (ρ) kg/ m3 (ili češće g/ cm3)
tlak (p) paskal Pa = kg/ m s2
naboj (q) kulon C = As
napon ili električni potencijal (U ili E) volt V = kg m2 / A s3
energija, toplina, entalpija ili rad (E, Q, H, W) džul J = kg m2/ s2 = Pa m3
relativna atomska masa (Ar)
relativna molekulska masa (Mr)
molarna masa (M) g/ mol
molarni volumen plina (Vm) L/ mol
maseni udio (w)
množinski udio (x)
volumni udio (φ)
množinska koncentracija (c) mol/ dm3
masena koncentracija (γ) g/dm3
molalnost (b) mol/ kg
prefiks oznaka red veličine
piko p 10–12
nano n 10–9
mikro μ 10–6
mili m 10–3
centi c 10–2
deci d 10–1
deka da 101
hekto h 102
kilo k 103
mega M 106
drzavna-matura.com 63
iii. bitne formule
(uz ispit su dane konstante i periodni sustav, ali ne i formule, ali pametnom upotrebom broj
formula koje se mora pamtiti može biti vrlo mali)
I. opća plinska jednadžba (opća jednadžba stanja idealnog plina)
nije potrebno pamtiti plinske zakone, oni se svi lako mogu izvesti iz opće plinske jednadžbe
tj. sve što se može izračunati pomoću njih može se i pomoću opće plinske jednadžbe
iz opće plinske jednadžbe i izraza za množinsku koncentraciju lako se može izvesti izraz za
osmotski tlak (p=icRT) pa ni njega nije potrebno posebno pamtiti (samo uočiti da je bitan i
faktor disocijacije i kao i za ostala koligativna svojstva)
paziti da je J (dio mjerne jedinice za R) = Pa m3, a koncentracija je obično zadana u mol/dm3
odnosno volumen u dm3 ili cm3 pa treba pretvoriti jedinice! (također tlak može biti zadan u
kPa ili hPa)
II. odnos množine i drugih veličina
(zadnji izraz je izveden iz izraza za množinsku koncentraciju pa ga nije potrebno tu pamtiti)
III. gustoća
IV. množinska i masena koncentracija
c=množinska koncentracija, n=množina otopljene tvari, V=volumen otopine
γ=masena koncentracija, m=masa otopljene tvari, V=volumen otopine (ne pobrkati s
formulom za gustoću! koja je motopine/ Votopine)
V. molalnost
drzavna-matura.com 64
motapala≠motopine osim za vrlo razrijeđene otopine u kojima je masa otopljene tvari zanemarivo
mala (najčešće najmanje 103 puta manja od mase otapala)
– paziti na grame/kilograme!
VI. sniženje tališta i povišenje vrelišta
i=faktor disocijacije (broj čestica koje u otopini nastaju disocijacijom 1 čestice otopljene tvari,
za molekulske tvari je jednak 1 a za jednostavne ionske tvari je jednak broju iona od kojih se
forumulska jedinka sastoji)
b=molalnost
K=Kf=krioskopska konstanta za sniženje tališta
K=Kb=ebulioskopska konstanta za povišenje vrelišta
(formule su potpuno iste, samo treba znati da se ΔT od tališta oduzima a vrelištu dodaje)
VII. Faradayevi zakoni elektrolize
prvi Faradayev zakon elektrolize
q=naboj, I=jakost električne struje, t=vrijeme
z=broj elektrona u jednadžbi polureakcije u kojoj nastaje 1 čestica tvari čija se množina
uvrštava
n=množina
F=Faradayeva konstanta (zgodno je znati da je F=NA∙e umnožak Avogadrove konstante i
elementarnog naboja e=1.602∙10–19 C, po čemu formula postaje logična: ukupni preneseni
naboj = naboj jednog elektrona × broj elektrona koji sudjeluju u reakciji)
drugi Faradayev zakon elektrolize: ako se elektroliza provodi u dva ili više serijski spojenih
elektrolizera, množine tvari izlučene na elektrodama istom množinom elektriciteta odnose
se obrnuto proporcionalno broju izmijenjenih elektrona u reakcijama:
drzavna-matura.com 65
(može se izvesti iz prvog zakona)
VIII. iskorištenje
(umjesto množine može i masa ili volumen i sl.)
IX. udjeli – maseni, množinski i volumni
za volumni (φ) i množinski (x) udio je potpuno isto samo umjesto masa volumeni (V)
odnosno množine (n)
X. reakcijska entalpija = entalpija stvaranja produkata – entalpija stvaranja reaktanata
ovo se čak ni ne mora nazvati formulom jer je logično ako se "nestajanje" reaktanata shvati
kao njihovo od–stvaranje (suprotan proces od stvaranje) pa se zato mijenja predznak
njihovih entalpija
paziti na množenje entalpije stvaranja svake tvari sa stehiometrijskim koeficijentom (to je
broj koji piše ispred čestice u jednadžbi) te tvari u jednadžbi rekacije za koju se računa
entalpija! (entalpije stvaranja su zadane za 1 mol tvari (što se vidi jer je jedinica kJ/mol), ako
ne piše drukčije)
Hessov zakon (izračunavanje reakcijske entalpije iz reakcijskih entalpija drugih reakcija):
jednadžbe reakcija mogu se tretirati kao matematičke jednadžbe – množiti i dijeliti
brojevima tako da se pomnoži ili podijeli svaki stehiometrijski koeficijent u jednadžbi, ako se
množi ili dijeli negativnim brojem reaktanti i produkti se međusobno zamijene; namjestiti
tako da se pri zbrajanju zadanih jednadžbi pokrate sve tvari osim onih koje su u jednadžbi za
koju treba izračunati entalpiju (iste tvari koje se pri zbrajanju jednadžbi nalaze sa suprotnih
strana strelice se krate odnosno oduzimaju); pomnožiti sve reakcijske entalpije istim
brojevima kojima su pomnožene odgovarajuće jednadžbe te i njih zbrojiti; najpreglednije je
sve pisati u "tablicu"
jednadžba 1 \ × A reakcijska entalpija za jednadžbu 1 \ × A
+ jednadžba 2 \ × B reakcijska entalpija za jednadžbu 2 \ × B
jednadžba za koju treba izračunati entalpiju reakcijska entalpija za jednadžbu za koju
treba izračunati entalpiju
drzavna-matura.com 66
(A i B su cijeli brojevi ili razlomci, pozitivni ili negativni)
paziti na agregatna stanja (pisati ih), ista tvar u različitom agregatnom stanju u termokemiji
nije ista! (postoje reakcijske entalpije taljenja, isparavanja itd. a standardne entalpije se
odnose na standardna stanja tj. stanja u kojima su tvari pri "normalnim" (sobnim) uvjetima)
XI. pH vrijednost je logaritam ravnotežne koncentracije vodikovih iona pomnožen s –1
paziti da se uvrštava koncentracija H+ u mol/dm3 a ne s nekom drugom mjernom jedinicom
obrat (izračunavanje koncentracije H+ iz pH): [H+] = 10–pH mol/dm3 (treba pamtiti samo u
slučaju apsolutnog nepoznavanja logaritama iz matematike, ali u tom slučaju je bolje poraditi
na matematici)
– isto tako i pOH i pK (p znači logaritam pomnožen s –1)
Kw je ionski produkt vode = konstanta ravnoteže za reakciju H+ + OH– H2O pomnožena s
[H2O]
XII. konstanta ravnoteže (po koncentraciji tvari u ravnotežnom stanju)
aA + bB + ... xX + yY + ...
A, B, ... su reaktanti, X, Y, ... produkti u jednadžbi, a, b, ..., x, y, ... njihovi stehiometrijski
koeficijenti – formula je logična jer je Kc veća što u ravnoteži ima više produkata, a manja što
ima više reaktanata
svakako pisati mjerne jedinice uz koncentracije jer koncentracijska konstanta ima svoju
jedinicu!
XIII. razlika potencijala (galvanskog članka)
drzavna-matura.com 67
logika: E je standardni redukcijski potencijal, dakle napisan je za redukciju, pa ostaje istog
predznaka za reaktant koji se u reakciji reducira (prima elektrone), a mijenja predznak za
reaktant koji se oksidira (otpušta elektrone)
ako se traži moguća reakcija, E mora biti pozitivno tj. što veće za što bolju reakciju!
XIV. masa atoma (ili molekule) = relativna atomska (ili molekulska) masa × unificirana
atomska jedinica mase
Primjer pametnog baratanja formulama
izračunavanje molalnosti (b) vodene otopine određene tvari iz poznate množinske
koncentracije (c) i gustoće (ρ) te otopine
– pogleda se postoji li još neki "skriveni" zadani podatak: poznato je o kojoj se tvari radi,
dakle mogu se iz periodnog sustava očitati relativne atomske mase i izračunati molarna masa
tvari, M (a može se, dakako, izračunati i molarna masa vode, ali to nam u ovom slučaju nije
potrebno)
– zapišu se formule za sve što je poznato:
(tvar = otopljena tvar, da bi bilo kraće, za c se podrazumijeva da je koncentracija otopljene
tvari u otopini)
(uokvireno je samo da se lakše vidi što je u tim formulama poznato)
– zapiše se formula za ono što je nepoznato:
– gleda se što se u formuli za nepoznato može zamijeniti izrazom iz formule za poznato, ili uz
malo zdravorazumske logike preobličiti tako da se može zamijeniti, i ponavlja taj postupak,
drzavna-matura.com 68
uz matematičko sređivanje izraza (kraćenje, rješavanje dvojnih razlomaka), dok se ne dođe
do konačnog izraza u kojem je sve što treba uvrstiti poznato:
(obično ima više mogućnosti za redoslijed zamjena i sve su ispravne dokle god daju smislen
konačni izraz)
(paziti što se odnosi na otapalo a što na otopinu, što na sastojak a što na smjesu i sl.)
– u konačni izraz uvrste se brojevi s mjernim jedinicama (uz po potrebi odgovarajuće
pretvaranje) – ako je nešto krivo, vjerojatno će se vidjeti po tome što se jedinice neće dobro
pokratiti – i izračuna
– bez panike: možda izgleda teško, ali uz malo vježbe nije preteško, a jednom kad se uvježba
ovakav tip izvođenja i dobro poznaju sve osnovne formule (s razumijevanjem što koje slovo u
njima znači!), može se pomoću njih izračunati jako puno tipova zadataka, a nije vjerojatno da
će išta biti osjetno teže od ovog primjera
Primjeri za Hessov zakon
1. Iz reakcijskih entalpija za reakcije:
C(s) + O2(g) CO2(g) ΔrH1 = –393 kJ mol–1
CO(g) + 1/2O2(g) CO2(g) ΔrH2 = –283 kJ mol–1
izračunamo reakcijsku entalpiju za reakciju:
C(s) + 1/2O2(g) CO(g)
drzavna-matura.com 69
C(s) + O2(g) CO2(g) –393 kJ mol–1
+ CO(g) + 1/2O2(g) CO2(g) \ × (–1) –283 kJ mol–1 \ × (–1)
C(s) + 1/2O2(g) CO(g) ?
C(s) + O2(g) CO2(g) –393 kJ mol–1
+ CO2(g) CO(g) + 1/2O2(g) 283 kJ mol–1
C(s) + 1/2O2(g) CO(g) –110 kJ mol–1
2. Na temelju poznatih entalpija izgaranja benzena (–3267,6 kJ/mol), cikloheksana (–3919,6
kJ/mol) i vodika (–285,8 kJ/mol) treba odrediti entalpiju potpunog hidrogeniranja benzena.
I. napišemo i izjednačimo jednadžbe zadanih i tražene reakcije:
C6H6(l) + 15/2O2(g) 6CO2(g) + 3H2O(l) –3267,6 kJ/mol
C6H12(l) + 9O2(g) 6CO2(g) + 6H2O(l) –3919,6 kJ/mol
H2(g) + 1/2O2(g) H2O(l) –285,8 kJ/mol
C6H6(l) + 3H2(g) C6H12(l) ?
*entalpija izgaranja (ili čega god) neke tvari odnosi se na 1 mol te tvari pa jednadžbu pišemo
tako da stehiometrijski koeficijent te tvari bude 1 (pa makar neke druge tvari onda imale
necjelobrojne stehiometrijske koeficijente)
**agregatna stanja jesu bitna (u termokemijskoj jednadžbi ista tvar u različitom stanju nije
ista tvar!), ali ako među zadanim entalpijama nema entalpija promjena agregatnih stanja,
eventualna pogreška (npr. da nismo znali da su benzen i cikloheksan u tekućem stanju nego
smo ih naveli u krutom, ili da smo se odlučili za sve u plinovitom, što je pri stvarnoj
temperaturi odvijanja reakcije vjerojatnije) neće utjecati na konačni rezultat dokle god je
odabir agregatnog stanja za istu tvar isti u svim jednadžbama
II. kombiniramo množenje jednadžbi malim brojevima (u pravilu cijelim – pozitivnim i
negativnim!) kako bismo njihovim zbrajanjem dobili traženu jednadžbu, a onda s reakcijskim
entalpijama učinimo isto što smo učinili s pripadajućim jednadžbama:
C6H6(l) + 15/2O2(g) 6CO2(g) + 3H2O(l) –3267,6 kJ/mol
6CO2(g) + 6H2O(l) C6H12(l) + 9O2(g) (zamjena
reaktanti↔produkti)
–3919,6 kJ/mol ×(–1)
+ 3H2(g) + 3/2O2(g) 3H2O(l) (množenje s 3) –285,8 kJ/mol ×3
C6H6(l) + 3H2(g) C6H12(l) –205,4 kJ/mol
drzavna-matura.com 70
Primjer određivanja empirijske formule
Maseni udio ugljika u spoju je 14.29%, kisika 57.14%, vodika 1.190%, a ostalo je natrij.
Odredi empirijsku formulu spoja.
– izračunamo maseni udio "ostalog": w(Na) = 100% – 14.29% – 57.14% – 1.19% = 27.38%
– empirijska formula pokazuje najmanji odnos brojnosti različitih atoma a ne njihovih masa
pa treba masene udjele "prevesti" na množine, to je najlakše učiniti tako da se zamisli uzorak
od 100 g – u njemu ima onoliko grama svakog elementa koliki je postotak njegov maseni
udio (m(sastojak)=w(sastojak)×m(ukupno)) – dijeljenjem s molarnom masom (n=m/M)
elementa izračuna se množina svakog elementa i one se postave u međusobni omjer:
– podijeli se svaki član omjera s najmanjim članom (u ovom slučaju s 1.181)
– ako se dobiju lijepi cijeli brojevi ili ovako nešto vrlo slično cijelim brojevima (ne moraju biti
točno cijeli brojevi! jer je moguće da su sastavljači zadatka koristili molarne mase na drukčiji
broj znamenaka, pogreške zbog zaokruživanja i sl.), super, ako ne, množe se svi članovi istim
cijelim brojem tako da se dobiju najmanji mogući cijeli brojevi (koeficijenti u empirijskoj
formuli su uvijek najmanji mogući cijeli brojevi)
– i napokon:
C : O : H : Na = 1 : 3 : 1 : 1
empirijska formula: CO3HNa = (presložimo u smisleni redoslijed) = NaHCO3
Razrjeđivanje otopina kiseline (ili lužine ili nekog iona) vodom
– budući da se dodaje samo čista voda, u kojoj nema kiseline, konačna otopina sadrži
jednaku množinu kiseline kao i početna otopina pa možemo pisati (kroz cijeli primjer indeks
1 se odnosi na početnu, a 2 na konačnu otopinu):
– upotrijebimo formulu za vezu množine i množinske koncentracije: pa je:
– konačni volumen je zbroj početnog volumena i volumena dodane vode pa je:
drzavna-matura.com 71
iz čega se može dobiti bilo početna koncentracija, bilo konačna koncentracija, bilo početni
volumen, bilo volumen vode koji je potrebno dodati (odnosno iz toga konačni volumen),
ovisno što se traži a što je zadano (za kombiniranje s masenom koncentracijom i drugim
veličinama vidi Primjer pametnog baratanja formulama)
Miješanje kiseline i lužine
Pomiješa se 50 mL sumporne kiseline koncentracije 0.10 mol/dm3 i 170 mL natrijeve lužine
koncentracije 0.03 mol/dm3. Koliki je pH dobivene otopine?
– napisati jednadžbu kemijske reakcije
H2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + 2H2O
– iz jednadžbe odčitati odnose množina kiseline i lužine koje međusobno reagiraju (omjer
stehiometrijskih koeficijenata)
– izračunati množine iz zadanih veličina
– pogledati što se u reakciji posve potroši, a čega preostaje
sa 0.0050 mol H2SO4 bi reagiralo 2 × 0.0050 mol = 0.010 mol NaOH više nego što ima,
znači sav NaOH reagira
s 0.0051 mol NaOH bi reagiralo 1/2 × 0.0051 mol = 0.0026 mol H2SO4 preostaje 0.0050
mol – 0.0026 mol = 0.0024 mol H2SO4
– izračunati ukupni volumen!
V = V(NaOH) + V(H2SO4) = 50 mL + 170 mL = 220 mL = 0.220 dm3
– izračunati koncentraciju preostalih H+ ili OH– iona (množina preostale kiseline ili lužine ×
broj H+ ili OH– iz jedne molekule kiseline ili lužine / ukupni volumen)
drzavna-matura.com 72
– iz toga izračunati pH ili pOH, a onda iz pH + pOH = 14 po potrebi i ono drugo
pH=–log(0.022)=1.6
*napomena: postupak vrijedi samo ako je završna c(H+) ili c(OH–) koja se dobije veća od
otprilike 10–5 mol/dm3 i ako su koncentracije kiseline i lužine dovoljno male da se može
zanemariti volumen vode nastale neutralizacijom, ali takvi bi na ovoj razini trebali biti svi
zadaci
*Mjerodavni reaktant, suvišak
Često u reakcijskoj smjesi nemamo točno onoliko svakog reaktanta koliko je potrebno da u
potpunosti prijeđu u produkte, nego se samo jedan reaktant sav potroši, a ostalih nešto
preostane nakon završene reakcije. Taj reaktant koji sav reagira te kad se on potroši reakcija
prestaje zovemo mjerodavni reaktant, a za ostale reaktante, kojih preostane, kažemo da su u
suvišku. Pogrešno tj. preneodređeno je reći da je mjerodavni reaktant "onaj kojeg ima
najmanje" jer se ne troši pri svakoj reakciji jednako svakog reaktanta, nego onoliko čestica
reaktanta koliki je njegov stehiometrijski koeficijent. Najlakše tj. najsistematičnije možemo
odrediti mjerodavni reaktant tako da za svaki reaktant kojem možemo izračunati množinu
podijelimo tu množinu s njegovim stehiometrijskim koeficijentom kako bismo izračunali
"množinu reakcija" (množina je pojam koji se ne mora odnositi samo na konkretne stvari: 1
mol "nečega" znači 6,022×1023 "nečega", a to "nešto" mogu jednako biti atomi ugljika,
molekule vode, mali zeleni ili kemijske reakcije npr. nastajanja natrijeva klorida iz elemenata)
koje se mogu odviti dok se on sav ne potroši. Onaj reaktant za koji je ta množina najmanja
prvi će se potrošiti – taj je mjerodavni reaktant. Onda iz tako dobivene množine reakcija koje
se doista i odviju možemo izračunati, množenjem s njihovim stehiometrijskim koeficijentima,
množine svih ostalih reaktanata koje reagiraju (potroše se). Oduzmemo li tu potrošenu
množinu nekog reaktanta od njegove početne množine, dobit ćemo množinu koja preostaje
(ne reagira) tj. suvišak. Također, iz množine reakcija možemo izračunati, množenjem
njegovim stehiometrijskim koeficijentom, množinu svakog produkta koja nastane.
Naprimjer, za reakciju:
2KMnO4(aq) + 5C2H2O4(aq) + 3H2SO4(aq) 2MnSO4(aq) + 10CO2(g) + 8H2O(l) + K2SO4(aq)
drzavna-matura.com 73
(za pitanje kako je izjednačena ta jednadžba, pogledajte poglavlje Redoksi)
ako je u početku prisutno 8 mol KMnO4 i 10 mol C2H2O4 (te veliki suvišak H2SO4), množina
reakcija koja bi se odvila dok se potroši sav KMnO4 je 8 mol / 2 = 4 mol, a dok se potroši sav
C2H2O4 je 10 mol / 5 = 2 mol, dakle zaključujemo da je C2H2O4 mjerodavni reaktant te se
doista odvije 2 mola reakcija. Pri tome se potroši 2 mol × 2 = 4 mol KMnO4 te preostane
suvišak od 8 mol – 4 mol = 4 mol KMnO4. Pri tome također nastane 2 mol × 10 = 20 mol CO2,
16 mol H2O itd.
Zadaci
1. Ako se zagrijavanjem iz 1.50 g H2C2O4×2H2O istjera sva kristalna voda, koliko
bezvodne H2C2O4 preostane?
A. 0.34 g
B. 0.92 g
C. 1.07 g
D. 1.50 g
2. Koliko ima atoma vodika u 3.4 g C12H22O11?
A. 6.0×1023
B. 1.3×1023
C. 3.8×1022
D. 6.0×1021
3. Koliko je mililitara HCl koncentracije 8.00 mol/dm3 potrebno za pripremu 150 mL HCl
koncentracije 1.60 mol/dm3?
A. 30.0 mL
B. 24.0 mL
C. 18.8 mL
D. 12.0 mL
4. Analizom je ustanovljeno da je maseni udio magnezija u spoju 21.8%, fosfora 27.7%, a
ostalo je kisik. Koja je empirijska formula tog spoja?
A. MgPO2
B. MgPO3
C. Mg2P2O7
drzavna-matura.com 74
D. Mg3P2O8
5. Amonijak se dobiva prema sljedećoj jednadžbi: N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) Ako se kad
0.5 mol N2 reagira s 0.5 mol H2 dobije 0.25 mol NH3, koliko je iskorištenje reakcije?
A. 75%
B. 50%
C. 33%
D. 25%
6. Koja je standardna entalpija stvaranja MgO(s) ako se dok pri standardnim uvjetima
gorenjem magnezija nastane 20.15 g MgO(s) oslobodi 300.9 kJ energije?
A. –601.8 kJ∙mol–1
B. –300.9 kJ∙mol–1
C. +300.9 kJ∙mol–1
D. +601.8 kJ∙mol–1
7. Koliki je pH otopine KOH koncentracije 0.025 mol/dm3?
A. 1.60
B. 3.69
C. 10.31
D. 12.40
8. Razlika potencijala članka na slici pri standardnim uvjetima je:
A. 0.28 V
B. 0.76 V
C. 1.32 V
D. 2.36 V
drzavna-matura.com 75
9. Oksid mangana sadrži 2.29 g mangana po gramu kisika. Koja je empirijska formula tog
oksida?
A. MnO
B. MnO2
C. Mn2O3
D. MnO3
10. Koji je razlomak jednak masenom udjelu dušika u amonijevom dihidrogenfosfatu?
A. 14 / 115
B. 28 / 115
C. 28 / 132
D. 14 / 210
11. Etanol gori u suvišku kisika, pri čemu nastaje ugljikov dioksid i voda prema sljedećoj
izjednačenoj jednadžbi:
C2H5OH(g) + 3O2(g) 2CO2(g) + 3H2O(g)
Koja od ponuđenih vrijednosti je najbliža volumenu CO2(g) koji nastaje izgaranjem
0.25 mol C2H5OH(g) pri 200K i 105Pa?
A. 5 L
B. 8 L
C. 10 L
D. 15 L
12. Koliki je ukupni broj atoma u 1.0 g HOOC(CH2)4COOH?
A. 20
B. 4.1×1021
C. 8.2×1022
D. 7.2×1024
13. Oksalna kiselina, H2C2O4, reagira s permanganatnim ionom prema sljedećoj
izjednačenoj jednadžbi:
5H2C2O4(aq) + 2MnO4–(aq) + 6H+(aq) 2Mn2+(aq) + 10CO2(g) + 8H2O(l)
Koliko je mililitara otopine KMnO4 koncentracije 0.0154 mol/dm3 potrebno za
reakciju s 25.0 mL otopine H2C2O4 koncentracije 0.0208 mol/dm3?
A. 13.5 mL
B. 18.5 mL
drzavna-matura.com 76
C. 33.8 mL
D. 84.4 mL
14. Prema reakciji
2N2H4(l) + N2O4(l) 3N2(g) + 4H2O(g) ΔH = –1078 kJ
koliko se energije oslobodi tijekom nastanka 140 g N2(g)?
A. 1078 kJ
B. 1797 kJ
C. 3234 kJ
D. 5390 kJ
15. Prema podacima u tablici izračunaj E0 za reakciju
Ga(s) + 3Tl+(aq) 3Tl(s) + Ga3+(aq)
A. 0.479 V
B. 0.193 V
C. –0.193 V
D. –0.479 V
16. Komad metalnog nikla uronjen je u otopinu koja sadrži Pb2+(aq) (c=1.0 mol/dm3) i
Cd2+(aq) (c=1.0 mol/dm3). Prema standardnim redukcijskim potencijalima u tablici,
odvijat će se koja/e reakcija/e?
1) Ni(s) + Pb2+(aq) Pb(s) + Ni2+(aq)
2) Ni(s) + Cd2+(aq) Cd(s) + Ni2+(aq)
A. samo 1
B. samo 2
C. i 1 i 2
D. ni 1 ni 2
17. Maseni udio dušika u (N2H5)2SO4 je:
A. 10.8 %
drzavna-matura.com 77
B. 17.3 %
C. 34.5 %
D. 51.2 %
18. Koliko ima molekula ozona u 3.20 g O3?
A. 4.0 × 1022
B. 6.0 × 1022
C. 1.2 × 1023
D. 6.0 × 1023
19. Silicijev karbid, SiC, dobiva se zagrijavanjem SiO2 i C na visoke temperature, prema
jednadžbi:
SiO2 (s) + 3C(s) SiC(s) + 2CO(g)
Koliko bi se najviše grama SiC moglo dobiti iz 2.00 g SiO2 i 2.00 g C?
A. 1.33
B. 2.26
C. 3.59
D. 4.00
20. Iz 7.66 g hidratiziranog natrijevog sulfata, Na2SO4 × xH2O, dobije se 4.06 g bezvodnog
Na2SO4. Koliko iznosi x?
A. 0.2
B. 3.6
C. 5
D. 7
21. Srebro reagira s nitratnom kiselinom prema jednadžbi:
3Ag(s) + 4HNO3(aq) 3AgNO3 (aq) + NO(g) + 2H2O(l)
Koliki volumen HNO3(aq) koncentracije 1.15 mol/dm3 je potreban za reakciju s 0.784
g srebra?
A. 4.74 mL
B. 6.32 mL
C. 8.43 mL
D. 25.3 mL
22. Pripremljene su vodene otopine navedenih tvari koncentracije 0.15 mol/dm3. Koja od
njih ima najviše vrelište?
drzavna-matura.com 78
A. CaCl2
B. NaBr
C. CuSO4
D. CH3OH
23. Za reakciju 2CCl4(g) + O2(g) 2COCl2(g) + 2Cl2(g) ispravan izraz za konstantu
ravnoteže Kc je:
A.
B.
C.
D.
24. Pet kuglica metala ima ukupnu masu 1.25 g i ukupni volumen 0.278 mL. Kolika je
gustoća metala (g/mL)?
A. 0.348
B. 0.900
C. 4.50
D. 22.5
25. Za elektrokemijski članak s reakcijom Cu2+(aq) + M(s) Cu(s) + M2+(aq) je E˚ = 0.75
V. Standardni redukcijski potencijal za Cu2+(aq) je 0.34 V. Koliki je standardni
redukcijski potencijal za M2+(aq)?
A. 1.09 V
B. 0.410 V
C. –0.410 V
D. –1.09 V
26. Vodene otopine AgNO3, Cu(NO3)2 i Au(NO3)3 koncentracija 0.1 mol/dm3
elektrolizirane su u aparaturi na slici, tako da ista struja protječe kroz svaku otopinu.
drzavna-matura.com 79
Ako se izluči 0.1 mol bakra, koliko se izluči srebra i zlata?
A. 0.10 mol Ag, 0.10 mol Au
B. 0.05 mol Ag, 0.075 mol Au
C. 0.05 mol Ag, 0.15 mol Au
D. 0.20 mol Ag, 0.067 mol Au
27. Koji volumen tekućine A ima istu masu kao 80.0 cm3 tekućine B, ako je gustoća
tekućine A 0.660 g/cm3, a tekućine B 1.59 g/cm3?
A. 40.0 cm3
B. 97.0 cm3
C. 160 cm3
D. 193 cm3
28. Koliko ima molekula vode u 0.10 g modre galice (CuSO4×5H2O)?
A. 1.2 × 1021
B. 2.4 × 1021
C. 2.4 × 1022
D. 1.2 × 1023
29. Mg(OH)2 je magnezijevo mlijeko koje se koristi za neutralizaciju suviška želučane
kiseline (HCl). Koliko se molova želučane kiseline može neutralizirati s 1.00 g
Mg(OH)2?
A. 0.0171
B. 0.0343
C. 0.686
D. 1.25
30. Za neutralizaciju 25.00 mL H2SO4(aq) koncentracije 0.1050 mol/dm3 utrošeno je 17.23
mL NaOH(aq) nepoznate koncentracije. Koja je koncentracija NaOH(aq)?
A. 0.07617 mol/dm3
drzavna-matura.com 80
B. 0.1447 mol/dm3
C. 0.1524 mol/dm3
D. 0.3047 mol/dm3
31. Kolika je masa jedne molekule vode u gramima?
A. 18
B. 1.1 × 10–21
C. 3.0 × 10–23
D. 1.7 × 10–24
32. Prirodni talij sastoji se od dva stabilna izotopa, Tl–203 and Tl–205 (atomske mase:
203.0 odnosno 205.0) i ima prosječnu atomsku masu 204.4. Koliki je udio Tl–205?
A. 14.0 %
B. 30.0 %
C. 50.0 %
D. 70.0 %
33. 2N2O4 + N2H4 6NO + 2H2O
Kolika je maksimalna masa NO (u gramima) koja se može dobiti iz 15.5 g N2H4 i 4.68
g N2H4?
A. 4.38
B. 5.04
C. 15.2
D. 26
34. Koliki volumen H2SO4 (c=0.108 mol/dm3) je potreban za neutralizaciju 25.0 mL KOH
(c=0.145 mol/dm3)?
A. 16.8 mL
B. 33.6 mL
C. 37.2 mL
D. 67.1 mL
drzavna-matura.com 81
35.
1) Prema standardnim redukcijskim potencijalima u tablici, standardni potencijal
članka (E˚) za reakciju Zn(s) + 2Tl+(aq) Zn2+(aq) + 2Tl(s) je:
A. 0.427 V
B. 0.091 V
C. –0.091 V
D. –0.427 V
2) Prema standardnim redukcijskim potencijalima u tablici, koja reakcija/e je(su)
spontana/e?
I. Cr2+(aq) + Fe3+(aq) Cr3+(aq) + Fe2+(aq)
II. Cu2+(aq) + Fe2+(aq) Cu+(aq) + Fe3+(aq)
A. samo I.
B. samo II.
C. i I. i II.
D. ni I. ni II.
36. C3H8 + 5O2 3CO2 + 4H2O
Kolika je ukupna masa (u gramima) produkata izgaranja 2.20 g propana u suvišku
kisika?
A. 2.20
B. 3.60
C. 6.60
D. 10.2
37. Koliki volumen (u mL) koncentrirane sumporne kiseline (c=18.0 mol/dm3) je potreban
za pripremu 2.50 L otopine koncentracije 1.00 mol/dm3?
A. 7.20
B. 14.4
C. 69.4
drzavna-matura.com 82
D. 139
38. Formulska jedinka berila sadrži 3 atoma berilija. Maseni udio berila u beriliju je
5.03%. Molarna masa berila je:
A. 950 g/mol
B. 537 g/mol
C. 270 g/mol
D. 179 g/mol
39. 100 mL otopine kalcijeva nitrata koncentracije 0.250 mol/dm3 pomiješano je s 400 mL
dušične kiseline koncentracije 0.100 mol/dm3. Kolika je koncentracija nitratnih iona
u dobivenoj smjesi?
A. 0.180 mol/dm3
B. 0.130 mol/dm3
C. 0.0800 mol/dm3
D. 0.0500 mol/dm3
40. Prema jednadžbi: N2O3(g) + 6H2(g) 2NH3(g) + 3H2O(g)
koliko molova NH3(g) može nastati reakcijom 0.22 mol N2O3(g) i 0.87 mol H2(g)?
A. 0.29 mol
B. 0.44 mol
C. 0.73 mol
D. 1.1 mol
41. Elektroliza vode: 2H2O(l) 2H2(g) + O2(g)
Koliko molova H2(g) može nastati prolaskom 4.8×1021 elektrona?
A. 2.00×10–3
B. 4.0×10–3
C. 8.0×10–3
D. 1.6×10–2
42. Standardna entalpija stvaranja NH3(g) je –46.1 kJ/mol. Izračunaj ∆H˚ za reakciju:
2NH3(g) N2(g) + 3H2(g)
A. –92.2 kJ
B. –46.1 kJ
C. 46.1 kJ
D. 92.2 kJ
drzavna-matura.com 83
43. Prema podacima u tablici, izračunaj promjenu entalpije za raspad natrijevog
hidrogenkarbonata (u kJ po molu CO2):
2 NaHCO3(s) Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g)
A. 129.2
B. –818.5
C. –1766.2
D. –3661.6
Rješenja
1. C
2. B
3. A
4. C
5. A
6. A
7. D
8. A
9. C
10. A
11. B
12. C
13. B
14. B
15. B
16. A
17. C
18. A
19. A
drzavna-matura.com 84
20. D
21. C
22. A
23. D
24. C
25. C
26. D
27. D
28. A
29. B
30. D
31. C
32. D
33. C
34. A
35. 1) A, 2) A
36. D
37. D
38. B
39. A
40. A
41. B
42. D
43. A
drzavna-matura.com 85
11 VRSTE KEMIJSKIH FORMULA I IZOMERI
– empirijska formula – pokazuje najmanji međusobni omjer atoma u nekom kemijskom
spoju – ne može se "skratiti" (podijeliti nekim brojem da broj svake vrste atoma u formuli još
bude cijeli)
– molekulska formula – pokazuje broj atoma međusobno povezanih u molekulu – ponekad
se može "skratiti" u empirijsku formulu
– formule ionskih spojeva su empirijske (jer su po definiciji formulske jedinke najmanji
cjelobrojni omjeri brojnosti različitih atoma u kristalima) (uz rijetke iznimke koje sadrže ione
čija molekulska formula nije jednaka empirijskoj, kao što su peroksidi, jer oni sadrže O22– ion,
npr. Na2O2), empirijska formula se razlikuje od molekulske najčešće kod organskih tvari (zbog
svojstva ugljika da se povezuje u vrlo raznolike, često dugačke lance) ali i kod nekih
anorganskih molekula (npr. fosforov(V) okisid ima molekulsku formulu P4O10 a empirijsku
P2O5, vodikov peroksid ima molekulsku formulu H2O2 a empirijsku HO, hidrazin ima
molekulsku formulu N2H4 a empirijsku NH2)
– više molekulskih formula može biti ekvivalentno jednoj empirijskoj formuli – npr.
empirijsku formulu CH2O imaju spojevi molekulske formule CH2O, C2H4O2, C3H6O3...
– sažeta (kondenzirana) strukturna formula – pokazuje raspored atoma u molekuli, ali tako
da ne prikaže one veze koje se po pravilima vezivanja podrazumijevaju (jednostruke) i da se
može napisati u jednom redu
– strukturna formula – pokazuje raspored atoma u molekuli tako da pokaže sve atome i sve
veze među njima, ali kao da je molekula u ravnini papira (dvodimenzionalna), ne vodeći
računa o prostornom rasporedu veza oko svakog atoma
– Lewisova strukturna formula – strukturna formula koja osim veza pokazuje i nevezne
parove valentnih elektrona (i pojedinačne valentne elektrone ako ih ima) – u pravilu ako se
traži napisati strukturnu formulu ne škodi napisati Lewisovu strukturnu formulu
– najvažnije pravilo za pisanje strukturnih formula organskih spojeva: UGLJIK JE
ČETVEROVALENTAN – IZ SVAKOG ATOMA UGLJIKA MORAJU VODITI 4 CRTICE! (naravno ako
nema naboj ni nevezne elektrone...)
– formula s veznim crticama – koristi se za brži i pregledniji prikaz većih organskih molekula,
atomi ugljika su na krajevima crtica i uglovima među njima (jednostruke crtice su
jednostruke veze, dvostruke crtice dvostruke veze, trostruke crtice trostruke veze, kao i u
drzavna-matura.com 86
ostalim strukturnim formulama), podrazumijeva se da je za svaki atom ugljika vezano onoliko
atoma vodika koliko nedostaje da bi ugljik bio četverovalentan (ali atomi vodika vezani uz
ostale atome se crtaju!), a svi atomi koji nisu ugljik ni vodik vezan za ugljik prikazuju se
svojim simbolima
– prostorna formula – prikazuje prostorni raspored atoma u tri dimenzije
veza između atoma koji bi se nalazili u ravnini papira
veza prema atomu koji bi se nalazio iza papira
veza prema atomu koji bi se nalazio ispred papira
Primjeri:
empirijska molekulska sažeta strukturna
strukturna Lewisova strukturna
veznim crticama
prostorno
CHO C2H2O2 CHOCHO
(planarna molekula)
CHCl C2H2Cl2 CH2=CCl2 CHCl=CHCl (strukturni izomeri)
(geometrijski izomeri)
(planarne molekule)
CH2 C3H6 H2C=CHCH3
(strukturni izomeri)
drzavna-matura.com 87
*=geometrijski izomeri također spadaju u dijastereomere
– strukturni izomeri – imaju istu molekulsku, a različitu strukturnu formulu (isti broj različitih
atoma u molekuli, a različit raspored atoma i veza) – imaju različita fizikalna i kemijska
svojstva (mogu pripadati i posve različitim vrstama spojeva)
npr. CH3–O–CH3 (dimetil–eter) i CH3CH2OH (etanol)
CH3–CH2–CH=CH2 (but–1–en) i CH3–CH=CH–CH3 (but–2–en)
– stereoizomeri – imaju istu molekulsku i strukturnu formulu, a različit prostorni raspored
atoma (prostornu formulu)
– geometrijski izomeri – cis/trans ili Z/E – različite skupine (ili skupine različitog
prioriteta) se nalaze na istoj ili na različitim stranama dvostruke veze
cis–1,2–dikloreten
trans–1,2–dikloreten
(za Z i E vidi dolje CIP–pravila)
– optički izomeri – 4 različite skupine su vezane uz 1 atom ugljika različitim
redoslijedom, tako da se nikakvim okretanjem molekule ne mogu preklopiti – na
svakom atomu ugljika za koji su vezane 4 različite skupine ( = asimetrično
supstituirani ugljikov atom = kiralni C atom = kiralni centar) može se odrediti
konfiguracija: R ili S pomoću CIP–pravila (vidi dalje)
IZOMERI
STRUKTURNI STEREOIZOMERI
GEOMETRIJSKI IZOMERI* OPTIČKI IZOMERI
ENANTIOMERI DIJASTEREOMERI
drzavna-matura.com 88
– enantiomeri – optički izomeri koji se odnose kao predmet i zrcalna slika –na
svakom kiralnom C jedan ima suprotnu konfiguraciju nego drugi na
odgovarajućem kiralnom C (ako je u jednom S u drugom je R i obrnuto)
(kao što vidite 4. prioritet ne mora biti H, premda najčešće jest)
(D i L je drukčiji tip oznaka koji se koristi u biokemiji, prvenstveno za šećere i aminokiseline
D šećer ima OH skupinu najdalju od aldehidne ili ketonske skupine desno, a L lijevo)
– dijastereomeri – optički izomeri koji se ne odnose kao predmet i zrcalna slika
– mogući samo ako u molekuli postoje najmanje 2 kiralna C – imaju suprotnu
konfiguraciju najmanje na jednom kiralnom C, ali također najmanje na jednom
imaju istu
– CIP–pravila (prema ljudima koji su ih osmislili: Cahn, Ingold, Prelog) – određivanje Z/E
odnosno R/S konfiguracija (geometrijskih i optičkih izomera) – prema prioritetima: veći
prioritet (tj. manji redni broj) = veća atomska masa – ako 2 direktno vezana atoma imaju
jednaku, gledaju se sljedeći atomi vezani uz njih i tako koliko god treba dok se ne naiđe na
drzavna-matura.com 89
razliku; dvostruka ili trostruka veza računaju se kao dvije odnosno tri jednostruke
primjeri:
a) oko asimetrično supstituiranog C atoma (taj atom se obično ne piše nego se
podrazumijeva da je na sjecištu crta, no ne bi smjelo biti greška ako se napiše) ako
brojimo u smjeru kazaljke na satu 1, 2, 3 naziva se R–konfiguracija, a ako u suprotnom
smjeru onda S–konfiguracija
po koracima:
a. prepoznati da se radi o asimetrično supstituiranom C (vezane 4 različite skupine)
b. dodijeliti tim skupinama prioritete prema CIP pravilima
c. rotirati molekulu tako da skupina zadnjeg prioriteta (broj 4) bude okrenuta "od tebe"
(prema iza papira)
d. odrediti ide li 1, 2, 3 u smjeru kazaljke na satu (R) ili obrnuto (S)
b) oko dvostruke veze – među svake dvije skupine vezane uz isti C određuje se koja ima veći
prioritet, a zatim ako se skupine istog prioriteta nalaze s iste strane (iznad ili ispod dvostruke
veze) konfiguracija se zove Z (njem. zusammen), a ako su sa suprotnih strana zove se E (njem.
entgegen) (Z je analogno cis a E trans – to "pravilo iste skupine" ovako je poopćeno u
"pravilo isti prioriteti")
drzavna-matura.com 90
(sad se vrati na enantiomeri da vidiš zašto je to potrebno – te oznake su uvedene dogovorno
kako bi se razlikovali pojedini enantiomeri i dijastereomeri, a to je potrebno jer se
enantiomeri razlikuju po jednom fizikalnom svojstvu: zakretanju ravnine polarizirane
svjetlosti te po reakcijama s drugim takvim molekulama, što je osobito važno za biokemijske
reakcije – enzimi, a dijastereomeri se često razlikuju i po drugim kemijskim i fizikalnim
svojstvima)
ako je potrebno napisati drugi enantiomer (npr. imamo S a hoćemo R) ili dijastereomer,
samo se zamijene dvije skupine na istom kiralnom C (za enantiomer se to napravi na svim
kiralnim C, za dijastereomer samo na nekom)
Zadaci
1. Koliko je mogućih izomera s molekulskom formulom C5H12? A. 1 B. 2 C. 3 D. 5
2. Koliko različitih strukturnih izomera postoji za diklorpropan, C3H6Cl2? A. 4 B. 5 C. 6 D. ništa od navedenog
3. Za sve navedene molekulske formule moguće je napisati stabilnu organsku strukturu, OSIM:
A. CH2O B. CH2O2 C. CH3O D. CH4O
4. Koji od navedenih spojeva su izomeri? 1) CH3CH2OCH3
drzavna-matura.com 91
2) CH3CH2OCH2CH3
3) CH3CH2CH2OH
4) CH2=CHOCH3
A. 1 i 3 B. 1 i 2 C. 2 i 3 D. 1 i 4
5. Izomer 1–butanola je: A. 1–propanol B. butanon C. 1–klorobutan D. dietil eter
6. Koliko je mogućih izomera dibromobenzena (C6H4Br2)? A. 1 B. 2 C. 3 D. 4
7. Koji od navedenih spojeva može postojati kao dva ili više geometrijskih izomera? A. 1,1–dikloroetan B. 1,1–dikloroeten C. 1,2–dikloroetan D. 1,2–dikloroeten
Rješenja
1. C 2. A 3. C 4. A 5. D 6. C 7. D
drzavna-matura.com 92
12 ORGANSKA KEMIJA I BIOKEMIJA
i. Najvažnije vrste organskih spojeva
primjeri naziv skupine tvorba naziva spoja
opća formula/ karakteristična skupina
sustavni naziv formula
alkani –an CnH2n+2 propan CH3CH2CH3 cikloalkani** ciklo–...–
an CnH2n* ciklopropan
alkeni –en CnH2n*
propen CH2=CHCH3
alkini –in CnH2n–2* –CΞC–
propin HCΞCCH3
benzen
naftalen
areni (aromatski ugljikovodici)
sadrže benzenski prsten
antracen
1–klorpropan CH2ClCH2CH3
2–jodpropan CH3CHICH3
3–brompropin HCΞCCH2Br
1,2–dikloretan CH2ClCH2Cl
1,1,1–tribrometan
CBr3CH3
halogen–ugljikovodici odnosno organski halogenidi (npr. halogen-alkani)
fluor–, klor–, brom–, jod–
R–X, X = F, Cl, Br ili I (atomom halogenog elementa zamijenjen je atom vodika)
tetrafluormetan CF4 etanol CH3CH2OH propan–2–ol
alkoholi –ol R–OH
etan–1,2–diol = glikol
HOCH2CH2OH
drzavna-matura.com 93
propan–1,2,3–triol = glicerol
fenol
fenoli –fenol sadrže alkoholnu OH skupinu direktno*** vezanu uz benzenski prsten
4–klor–1–metilfenol
dietileter (ili etoksietan)
eteri alkil–alkil–eter ili alkoksi–alkan
R–O–R'
etil–metil–eter ili metoksietan
aldehidi –al
etanal
ketoni –on
propanon
karboksilne kiseline
–anska kiselina
etanska kiselina
soli karb. kiselina
–oat sadrže karboksilatni anion
natrijev etanoat
drzavna-matura.com 94
esteri alikl–alkanoat (1. dio iz alkohola, 2. iz kiseline)
metil–etanoat
etanamid
amidi –amid
odnosno
N,N–etil–metilpropanamid
metilamin CH3NH2 amini –amin R–NH2 odnosno
trietilamin
R = bilo kakav smisleni ostatak organskog spoja, R', R'' itd. mogu biti različiti ili isti
za navedene spojeve češće su u upotrebi nesustavna imena, redom: acetaldehid, aceton,
octena kiselina, natrijev acetat, metil–acetat, acetilamid
*određivanje broja dvostrukih ili trostrukih veza ili prstenova u spoju koji sadrži samo ugljik,
vodik, kisik (kisik za ovo ništa ne znači) i halogene elemente: od broja atoma H u alkanu s tim
brojem atoma C oduzeti (broj H + broj halogenih) u promatranom spoju, dobiveni broj
podijeliti s 2 (jer za svaku dvostruku vezu ili prsten ima 2 H manje), tako dobiveni broj je broj
dvostrukih veza, ili broj trostrukih veza*2 (svaka trostruka vrijedi kao dvije dvostruke), ili broj
prstenova, ili bilo kakva kombinacija (broj dvostrukih veza + 2*broj trostrukih veza + broj
prstenova) mora dati taj broj, npr. spoj molekulske formule C8H8Cl2O može imati 4
dvostruke veze ILI 2 trostruke ILI 4 prstena ILI 2 dvostruke i 1 trostruku ILI 2 dvostruke i 2
prstena ILI 2 prstena i 1 trostruku ILI 3 dvostruke i 1 prsten ILI 1 dvostruku, 1 trostruku i 1
prsten ILI ...
**može i cikloalkeni, ali prstenovi ciklalkina morali bi biti ogromni jer trostruka veza teži
linearnom rasporedu
drzavna-matura.com 95
*** ovo nije fenol! nego benzilni alkohol koji ima potpuno alkoholna svojstva
ii. Važnije organske reakcije
– gorenje – većina organskih spojeva lako su zapaljivi, gorenjem bilo kojeg organskog spoja
koji sadrži samo ugljik i vodik ili samo ugljik, vodik i kisik uz dovoljan pristup kisika (što
uključuje normalno gorenje na zraku) nastaje ugljikov dioksid i voda, uz nedovoljan pristup
kisika nastaje ugljikov monoksid i voda ili čađa (ugljik) i voda
npr. C2H5OH + 3O2 2CO2 + 3H2O
C2H5OH + 2O2 2CO + 3H2O
C2H5OH + O2 2C + 3H2O
(što je manje kisika na raspolaganju, manje je kisika u jednadžbi i nastaje ugljični produkt s
manje kisika)
– halogeniranje alkana – supstitucija – zamjena jednog atoma vodika atomom halogenog
elementa (klora ili broma) – na svjetlosti (klor i brom su obojeni pa dobro apsorbiraju
svjetlosnu energiju, hν (ni) je oznaka za energiju jednog fotona) ili uz povišenu temperaturu
npr. CH4 + Cl2 CH3Cl + HCl
CH3CH3 + Br2 CH3CH2Br + HBr
(reakcija se može i nastaviti, dok se svi atomi vodika ne zamijene halogenim)
– halogeniranje alkena i alkina – adicija (potpuno različita stvar od halogeniranja alkana) –
atomi halogenog elementa (broma ili klora) vežu se na ugljikove atome vezane dvostrukom
ili trostrukom vezom
npr. CH2=CH2 + Br2 CH2BrCH2Br
HCΞCH + 2Br2 CHBr2CHBr2
(takve reakcije s bromom koriste se za dokazivanje alkena/alkina jer je brom smeđe boje pa
se pri reakciji otopina broma obezboji)
analogno se halogeniraju i tročlani i četveročlani alkanski prstenovi (cikloalkani) – "puca"
prsten jer je nestabilan zbog premalih kuteva između C atoma i nastaju lančasti
drzavna-matura.com 96
halogenoalkani
npr. + Cl2 CH2ClCH2CH2Cl
+ Br2 CH2BrCH2CH2CH2Br
– hidrogeniranje alkena i alkina – adicija vodika na dvostruku (ili trostruku) vezu, uz
katalizator plemeniti metal (Pt, Pd ili Ni, svejedno je koji), pri povišenom tlaku i temperaturi
npr. CH2=CH2 + H2 CH3CH3
HCΞCH + 2H2 CH3CH3
hidrogeniranjem alkina uz tzv. zatrovani katalizator = paladij s olovnom soli, nastaju alkeni
(reakcija ne ide skroz do alkana)
npr. HCΞCH + H2 CH2=CH2
analogno se hidrogeniraju i tročlani i četveročlani alkanski prstenovi (cikloalkani) – "puca"
prsten jer je nestabilan zbog premalih kuteva između C atoma i nastaju lančasti alkani
npr. + H2 CH3CH2CH3
+ H2 CH3CH2CH2CH3
– hidrohalogeniranje i hidratacija alkena
– Markovnikovo pravilo: vodik se veže na onaj C na kojem već ima više vodika
(zapravo bi formalno točnije bilo reći da se ono što nije vodik veže tamo gdje ima
manje vodika, no u teoriju iza toga (reakcijski mehanizam) nije ovdje potrebno ulaziti,
a za primjenu pravila je, dakako, na ovoj razini svejedno)
– hidrohalogeniranje – adicija halogenovodika
npr. CH3CH=CH2 + HBr CH3CHBrCH3 (a ne, odnosno samo u zanemarivoj količini,
CH3CH2CH2Br)
– hidratacija – adicija vode
npr. CH3CH=CH2 + H2O CH3CH(OH)CH3 (a ne, odnosno samo u zanemarivoj
količini, CH3CH2CH2OH)
drzavna-matura.com 97
– reakcije na benzenski prsten – elektrofilna supstitucija – jedan atom vodika (odnosno H+)
zamjenjuje se "česticom siromašnom elektronima" (što je pogodno jer je benzenski prsten
bogat elektronima)
(benzenski prsten može se pojednostavljeno pisati ovako s kružićem, no treba uvijek imati na
umu rezonantne strukture koje to predstavlja, a naravno i sve atome vodika)
a) klor ili brom (X2) uz katalizator FeX3 ili AlX3
npr. + Br2
b) klorougljikovodik ili bromougljikovodik (RX) uz katalizator FeX3 ili AlX3
npr. + CH3CH2Cl
c) nitriranje (NO2+ koji nastaje iz koncentrirane HNO3 uz katalizator koncentriranu H2SO4)
d) sulfoniranje (HSO3+ koji nastaje iz SO3 uz katalizator koncentriranu H2SO4)
drzavna-matura.com 98
*nastali nitrobenzen i benzensulfonska kiselina strukturno izgledaju:
– nastajanje alkoksida – reakcija alkohola s reaktivnim metalima, prvenstveno alkalijskim,
analogna reakciji vode (alkohol mora biti bezvodni jer će inače reagirati voda jer je
reaktivnija)
npr. 2CH3CH2CH2OH + 2Na 2CH3CH2CH2ONa + H2
fenoli tako reagiraju i s hidroksidima alkalijskih metala jer su jače kiseline (konjugirana baza
im je stabilizirana rezonancijom u benzenskom prstenu)
– dehidratacija alkohola uz H2SO4 i zagrijavanje – ovisno o temperaturi nastaje pretežno
(simetrični) eter ili alken (ili prevladava povratna reakcija hidratacije u alkohol)
npr. 2CH3CH2OH CH3CH2OCH2CH3 + H2O ili CH3CH2OH CH2=CH2 + H2O
– nastajanje (nesimetričnih) etera – reakcija halogenalkana (jod, brom, klor) i alkoksida
npr. CH3CH2CH2Br + CH3OK CH3CH2CH2OCH3 + KBr
– oksidacija–redukcija alkoholi–aldehidi(ketoni)–karboksilne kiseline i natrag (treba znati i
izjednačavati kao redokse!)
– najčešće oksidacija s bikromatom (npr. K2Cr2O7), CrO3 ili kalijevim permanganatom –
primarni alkoholi preko aldehida do karboksilnih kiselina (reakcija se može zaustaviti na
aldehidima ali teško), a sekundarni alkoholi do ketona (ne mogu u karboksilne kiseline jer
nemaju više H koji bi otpustili kako bi se C mogao oksidirati, iz istog razloga tercijarni alkoholi
uopće tako ne reagiraju)
a redukcija adicijom vodika na dvostruku vezu u aldehidima i ketonima analogno kao u
alkenima ili (osobito karboksilne kiseline) s NaBH4 ili LiAlH4 (ili eventualno drugim hidridima
drzavna-matura.com 99
metala)
npr.
– oksidacija ketona koncentriranom HNO3 (vrlo jako oksidacijsko sredstvo – cijepa se C–C
veza)
npr.
– nastajanje derivata karboksilnih kiselina:
– neutralizacija – s hidroksidima nastaju soli (isto kao što reagiraju i anorganske
kiseline)
npr. CH3COOH + NaOH CH3COONa + H2O
– esterifikacija – iz alkohola i karboksilne kiseline nastaje ester i voda, najčešće se
odvija uz katalizator koncentriranu sumpornu kiselinu (katalizator za tu reakciju je
bilo koja anorganska kiselina no sumporna je posebno pogodna jer je i
dehidratacijsko sredstvo, higroskopna pa veže vodu i tako pomiče ravnotežu prema
produktima)
npr. CH3OH + CH3COOH CH3COOCH3 + H2O
drzavna-matura.com 100
– dobivanje amida – reakcija s amonijakom ili (primarnim ili sekundarnim) aminom
npr. CH3COOH + NH3 CH3CONH2 + H2O
CH3COOH + NH(CH3)2 CH3CON(CH3)2 + H2O
– hidroliza derivata karboksilnih kiselina – s vodom, anorganskom kiselinom ili lužinom –
nastaju karboksilne kiseline (u kiselom ili neutralnom) ili (u lužnatom) njihovi anioni/soli, te
ono iz čega bi odgovarajući derivat bio nastao (esteri – alkohol, amidi – amin ili amonijak)
npr.
– saponifikacija – hidroliza triglicerida (masti ili ulja) pomoću lužine na tri formulske
jedinke sapuna (soli više masne kiseline = karboksilne kiseline s velikim brojem
(otprilike 10–20, u prirodi uvijek parno) C atoma – iste ili različite) i trovalentni
alkohol glicerol
npr.
drzavna-matura.com 101
– reakcije amina – temelje se na tome što su bazični, analogne reakcijama amonijaka
– s organskim kiselinama dobivanje amida (vidi gore)
– s anorganskim kiselinama tvore soli
npr.
iii. Osnove osnova biokemije
– masti i ulja = trigliceridi = esteri glicerola i tri iste ili različite više masne kiseline (više
nezasićenih ulje – tekuće, više zasićenih mast – kruta) – vidi ranije saponifikacija
– šećeri
– monosaharidi – polihidroksialdehidi ili polihidroksiketoni, ali u vodenim otopinama
ponajviše u cikličkom obliku
– glukoza (u acikličkom obliku aldehid)
– fruktoza (u acikličkom obliku keton)
GLI
CERO
L
1. MASNA KISELINA
2. MASNA KISELINA
3. MASNA KISELINA
drzavna-matura.com 102
– disaharidi
– saharoza = glukoza + fruktoza
–polisaharidi (škrob, celuloza = polimeri glukoze)
–škrob
– celuloza
– aminokiseline i proteini
– aminokiseline – organske molekule koje sadrže i karboksilnu i amino skupinu
(vezane na isti C atom)
– proteini – polimeri aminokiselina međusobno povezanih peptidnom vezom =
amidnom vezom između karboksilne skupine jedne i amino skupine druge
aminokiseline (peptidna veza u proteinima razlikuje se od „obične“ amidne po tome
drzavna-matura.com 103
što ne podliježe hidrolizi – dakle nećemo se „rastopiti“ u vodi – zapravo joj je
hidroliza nemjerljivo spora, zato se proteini u biološkim sustavima mogu hidrolizirati
djelovanjem enzima)
(na slici su peptidne veze označene žuto)
drzavna-matura.com 104
DODATAK 1: RAZNE BOJE I PROMJENE BOJA
– boje plamena (plamen boje kationi metala iz soli, a ne sami metali!)
Li+ crveno
Na+ žuto
K+ ljubičasto
Ca2+ narančastocrveno
Rb+ crveno
Sr2+ tamnocrveno
Cs+ plavo
Ba2+ zeleno
Cu2+ zeleno
– boje elementarnih tvari u standardnom stanju (osim plinova)
Cu crvenosmeđi, Au žuto, ostali metali (i polumetali) ssiivvii
Br2(l) smeđi, I2(s) tamnoljubičast/crn (u vodenoj otopini smeđi)
S žut
P bijeli, crveni ili crni (alotropske modifikacije)
C crn (grafit) ili (dijamant) (ili tamnocrven do tamnoljubičast (fulereni))
– obojeni anioni u vodenim otopinama
MnO4– ljubičasto/ružičasto
Cr2O72– narančasto
CrO42– žuto
– obojeni kationi prijelaznih metala u vodenim otopinama
Cr3+ zeleno
Mn2+ blijedoružičasto (*pri manjim koncentracijama često toliko blijedo da se ne vidi
pa se otopine mogu zamijeniti za neobojene, zato se pri nekim reakcijama kaže da se
KMnO4(aq) obezboji)
Fe3+ žuto
Fe2+ zeleno
Co2+ ružičasto
Ni2+ zeleno
Cu2+ plavo
drzavna-matura.com 105
– obojeni talozi (netopljivi spojevi) (osim onih koji poprimaju boju prema kationu ili anionu
koji sadrže)
AgCl bijelo, AgBr svijetložuto, AgI žuto
PbCl2 bijelo, PbBr2 bijelo, PbI2 jako žuto
HgI2 jako narančastocrveno
– obojeni plinovi (ostali bitni plinovi su bezbojni)
Cl2 žutozelen
NO2 crvenosmeđi
*Br2 smeđi
*I2 ljubičast
*=nisu plinovi pri standardnim uvjetima, ali postaju plinovi pri relativno malo povišenoj
temperaturi
– promjene boja kao dokaz prisutnosti određenih organskih spojeva
– nezasićeni spojevi (alkeni, alkini) bromnu vodu (smeđa) i otopinu kalijevog
permanganata (ljubičasta)
– Fehlingov ili Trommerov reagens: lužnata otopina Cu2+ iona (plavo) + aldehid ili
reducirajući šećer (npr. glukoza, fruktoza) talog Cu2O (crvenosmeđi)
– Tollensov reagens: lužnata otopina AgNO3 i amonijaka + aldehid ili reducirajući
šećer (npr. glukoza, fruktoza) ssrreebbrrnnoo zzrrccaalloo
– biuret reakcija: lužnata otopina Cu2+ iona (plavo) + bjelančevine (polipeptidi)
ljubičasto
– ksantoproteinska reakcija: bjelančevine (koje sadrže aromatske aminokiseline) +
koncentrirana HNO3 žuto
– pH indikatori
– metiloranž: crven u kiselom, narančast u neutralnom, žut u lužnatom
– fenolftalein: ružičast u lužnatom
– bromtimolplavo: žuto u kiselom, zeleno u neutralnom, plavo u lužnatom
– ekstrakt crvenog kupusa: crven u kiselom, ljubičast u neutralnom, plav pa zelen pa
žut u lužnatom
– univerzalni indikator: crven pa narančast u kiselom, žut u neutralnom, zelen pa plav
u lužnatom
– lakmus: plavi pocrveni u kiselom, crveni poplavi u lužnatom
drzavna-matura.com 106
drzavna-matura.com 107
DODATAK 2: KEMIJSKE FORMULE I NAZIVI
Kiseline i anioni/soli (osjenčane su jake kiseline)
a) kiseline koje ne sadrže kisik
kiselina službeni
naziv
hrvatski naziv anion naziv
iona
naziv
soli
službeni
naziv
hrvatski naziv naziv iona naziv soli
HF fluoridna fluorovodična F– fluoridni fluorid
HCl kloridna klorovodična Cl– kloridni klorid
HBr bromidna bromovodična Br– bromidni bromid
HI jodidna jodovodična I– jodidni jodid
halogenidna halogenovodična halogenidni halogenid
H2S sulfidna sumporovodična S2– sulfidni sulfid (S nije halogeni element, ali naziv se daje po istom principu)
(npr. HCl(g) u plinovitom tj. čistom stanju = klorovodik, HCl(aq) u vodenoj otopini = klorovodična kiselina)
b) kiseline koje sadrže kisik (oksokiseline)
od najmanjeg do najvećeg oksidacijskog broja središnjeg elementa
kiselina službeni
naziv
hrvatski
naziv
anion naziv iona naziv soli službeni
naziv
hrvatski
naziv
naziv
iona
naziv soli
HClO hipokloritna hipoklorasta ClO– hipokloritni hipoklorit hipo...itna hipo...asta hipo...itni hipo...it
HClO2 kloritna klorasta ClO2– kloritni klorit
H2SO3 sulfitna sumporasta SO32– sulfitni sulfit
HNO2 nitritna dušikasta NO2– nitritni nitrit
–itna –asta –itni –it
HClO3 kloratna klorna ClO3– kloratni klorat
HNO3 dušična nitratna NO3– nitratni nitrat
H2SO4 sulfatna sumporna SO42– sulfatni sulfat
H2CO3* karbonatna ugljična CO32– karbonatni karbonat
H3PO4 fosfatna fosforna PO43– fosfatni fosfat
–atna –na –atni –at
HClO4 perkloratna perklorna ClO4– perkloratni perklorat per...atna per...na per...atni per...at
*=zapravo ne postoji ugljična kiselina, postoje samo njene soli
anion s jednim H hidrogen... (HPO42– hidrogenfosfat, HSO4
– hidrogensulfat, HCO3– hidrogenkarbonat, HSO3
–
hidrogensulfit)
anion s dva H dihidrogen... (H2PO4– dihidrogenfosfat)
Baze i kationi (osjenčani su dobro topivi hidroksidi koji daju jake lužine)
baza (hidroksid) kation naziv kationa,
hidroksida, soli ili iona
LiOH Li+ litijev
NaOH Na+ natrijev
KOH K+ kalijev
alkalijskih metala = M+
Be(OH)2 Be2+ berilijev
Mg(OH)2 Mg2+ magnezijev
Ca(OH)2 Ca2+ kalcijev
zemnoalkalijskih metala = M2+
drzavna-matura.com 108
Sr(OH)2 Sr2+ stroncijev
Ba(OH)2 Ba2+ barijev
Al(OH)3 Al3+ aluminijev aluminij je u 3. skupini u periodnom sustavu
Fe2+ željezov(II)
Fe3+ željezov(III)
Cr3+ kromov(III)
Mn2+ manganov(II)
Co2+ kobaltov(II)
Ni2+ niklov(II)
Cu2+ bakrov(II)
Cu+ bakrov(I)
Zn2+ cinkov*
Ag+ srebrov*
Hg2+ živin(II)
prijelaznih metala uglavnom 2+, nije velika
zabluda pamtiti da su 2+ svi osim Cr3+ i Ag+
(jedina (uobičajena) mogućnost za te metale)
te Fe3+ i Cu+ (uz Fe2+ i Cu2+), * = za Zn2+ i Ag+ nije
nužno pisati cinkov(II) i srebrov(I) jer su samo
te valencije moguće ali nije ni greška
Hg22+ živin(I) "složeni kation"
NH4OH* NH4+ amonijev također složeni kation, ne potječe od metala
nego od amonijaka, *= NH4OH zapravo ne postoji
nego je riječ o vodenoj otopini amonijaka NH3(aq)
Alkani/ugljikovodične osnove naziva organskih spojeva
broj C atoma naziv
1 metan
2 etan
3 propan
4 butan
5 pentan
6 heksan
7 heptan
8 oktan
9 nonan
10 dekan
drzavna-matura.com 109
DODATAK 3: KEMIJSKE FORMULE I SVOJSTVA TVARI IZ
SVAKODNEVNE UPOTREBE
soda bikarbona = natrijev hidrogenkarbonat NaHCO3 slabo lužnata sol
soda = natrijev karbonat Na2CO3 (*kristalna soda = natrijev karbonat dekahidrat
Na2CO3×10H2O) jako lužnata sol
kaustična soda = natrijev hidroksid NaOH jaka lužina
kuhinjska sol = natrijev klorid NaCl
solna kiselina = klorovodična kiselina HCl jaka kiselina
živo vapno = kalcijev oksid CaO bazični oksid
gašeno vapno = kalcijev hidroksid Ca(OH)2 jaka baza/lužina (slabo do umjereno topljiv)
vapnenac, mramor = kalcijev karbonat CaCO3 (*kreda = smjesa CaCO3 i CaSO4)
modra galica = bakrov(II) sulfat pentahidrat CuSO4×5H2O hidratna sol, dobro topljiva,
kisela
zelena galica = željezov(II) sulfat heptahidrat FeSO4×7H2O hidratna sol, dobro topljiva (*ali
u otopinama Fe2+ brzo prelazi u Fe3+), kisela
bordoška juha = smjesa modre galice i gašenog vapna
kiselina iz akumulatora = sumporna kiselina H2SO4 jaka kiselina, oksidans, higroskopna
(dehidratacijsko djelovanje – oduzima vodu)
"peroksid" = vodikov peroksid H2O2 jaki oksidans (*ali može biti i reducens)
jodna tinktura = vodena otopina joda I2(aq)
zemni plin = pretežno metan CH4 zapaljiv plin
plin u kućanstvu = smjesa propana CH3CH2CH3 i butana CH3CH2CH2CH3 zapaljiv plin
kloroform = triklormetan CHCl3
"alkohol" (i onaj u pićima i onaj za čišćenje/dezinfekciju) = etanol CH3CH2OH
glicerol = propan–1,2,3–triol CH2OH–CHOH–CH2OH
"eter" = dietileter CH3CH2OCH2CH3
formalin = vodena otopina formaldehida, formaldehid = metanal HCHO
aceton = propanon CH3OCH3
octena kiselina = etanska kiselina CH3COOH slaba kiselina
drzavna-matura.com 110
benzin = smjesa ugljikovodika (prvenstveno lančastih alkana, ne pobrkati s benzEnom koji je
aromatski ugljikovodik)
masti i ulja = esteri glicerola i tri (iste ili različite; zasićene masti, barem jedna nezasićena
ulja) više masne kiseline
sapuni = natrijeve ili kalijeve soli viših masnih kiselina (kalcijeve i magnezijeve su netopljive,
zato sapuni ne peru dobro u tvrdoj vodi)
kuhinjski šećer = saharoza (C12H22O11)
med = ponajviše smjesa glukoze i fruktoze (C6H12O6)
drzavna-matura.com 111
DODATAK 4: TOPLJIVOST
i. pravo otapanje
– najopćenitije, "slično se otapa u sličnom": nepolarne tvari su topljivije u nepolarnim
otapalima (prvenstveno organska otapala kao što je CCl4, C6H14), a polarne i ionske u
polarnim otapalima od kojih je najvažnija voda
– među organskim spojevima s polarnim skupinama (prvenstveno onima koje mogu
tvoriti vodikove veze), kao što su alkoholi i karboksilne kiseline, u vodi su topljiviji oni
s manje C atoma (zadovoljavajuće topljivi su oni s otprilike do 4–5 C), jer što je duži
ugljikovodični lanac, njegova nepolarnost sve više "dominira" u svojstvima molekule,
a u nepolarnim otapalima je naravno obrnuto
– među organskim spojevima s polarnim skupinama, oni s razgranatim
ugljikovodičnim lancima manje su topljivi u vodi jer polarna skupina prostorno teže
dolazi u interakciju (tvori vodikove veze) s vodom
– neke nepolarne tvari (najvažniji primjeri I2 i O2) nezanemarivo su topljive i u vodi, ali
u organskim otapalima su znatno topljivije
– nisu sve ionske tvari topljive u vodi (niti netopljive u organskim otapalima), pravila
za određivanje topljivosti prvenstveno soli u vodi slijede
Osnovne smjernice topljivosti kiselina, baza i soli u vodi
– kiseline – topljive
– baze (hidroksidi) – topljiv NH4OH, hidroksidi alkalijskih metala i zemnoalkalijskih osim Be
(topljivost raste u skupini prema dolje: Mg(OH)2 slabo topljiv, Ca(OH)2 umjereno), ostali
netopljivi
– soli
– najvažnije netopljive soli su: BaSO4, AgCl, PbCl2, CaCO3, a detaljne smjernice slijede:
– topljive sve koje sadrže katione alkalijskih metala ili NH4+
– topljive sve koje sadrže anione NO3–, CH3OO–, ClO3
–, ClO4–
– topljivi svi kloridi (analnogno i većina bromida i jodida) osim: AgCl (analogno i AgBr,
AgI), Hg2Cl2, PbCl2
– topljivi svi fluoridi osim zemnoalkalijskih metala i PbF2
drzavna-matura.com 112
– topljivi svi sulfati osim: BaSO4, PbSO4, HgSO4 (CaSO4, SrSO4, Ag2SO4 umjereno
topljivi)
– netopljivi svi sulfidi osim alkalijskih i zemnoalkalijskih metala i NH4+
– netopljivi svi karbonati i fosfati osim alkalijskih metala i NH4+
– topljivost soli povećava se porastom temperature ako je otapanje endotermno (pozitivna
entalpija otapanja = entalpija hidratacije brojčano manja od entalpije kristalne rešetke), a
smanjuje porastom temperature ako je egzotermno (obrnuto: negativna entalpija otapanja =
entalpija hidratacije brojčano veća od entalpije kristalne rešetke) – vidi ravnotežu
– topljivost soli manja je u otopinama u kojima je već prisutan neki ion te soli (vidi
ravnotežu), a i općenito je topljivost manja u otopini u kojoj je već nešto otopljeno
– topljivost plinova smanjuje se porastom temperature, povećava se porastom tlaka
ii. "otapanje" koje zapravo znači kemijsku reakciju
– "otapanje" alkalijskih metala i zemnoalkalijskih osim Be u vodi (Mg samo u vrućoj): nastaje
lužina i vodik, npr. Ca(s) + 2H2O(l) Ca2+(aq) + 2OH–(aq) + H2(g)
– hidridi i oksidi tih metala isto se "otapaju" u vodi na analogan način – iz hidrida
nastaje više vodika (jer sadrže dodatni vodik), a iz oksida nastaje samo lužina (bez
vodika, jer sadrže dodatni kisik pa nema "viška" vodika):
CaH2(s) + 2H2O(l) Ca2+(aq) + 2OH–(aq) + 2H2(g)
CaO(s) + H2O(l) Ca2+(aq) + 2OH–(aq)
– "otapanje" metala u neoksidirajućim kiselinama – svi koji imaju negativan standardni
redukcijski potencijal tj. nalaze se "iznad" vodika ("standardne vodikove elektrode") u
Voltinom nizu = alkalijski i zemnoalkalijski metali, aluminij te neki prijelazni metali (najvažniji
Zn, Cd, Cr): nastaje kation metala i vodik, npr. Zn(s) + 2H+(aq) Zn2+(aq) + H2(g)
– "otapanje" oksida tih metala u kiselinama: nastaje kation metala i voda,
npr. Li2O(s) + 2H+(aq) 2Li+(aq) + H2O(l)
– "otapanje" metala (gotovo svih koji ne reagiraju s neoksidirajućim kiselinama) u
oksidirajućim kiselinama (HNO3, koncentrirana H2SO4, HClO4): nastaje kation metala i
(najčešće) plin u kojem je oksidacijski broj središnjeg elementa iz kiseline niži nego u kiselini
(koncentrirana HNO3 NO2, razrijeđena HNO3 najčešće NO, H2SO4 SO2, HClO4
najčešće Cl2) i voda
drzavna-matura.com 113
npr. Cu(s) + 2H2SO4(konc.) CuSO4(aq) + SO2(g) + 2H2O(l)
– "otapanje" amfoternih metala (Al, Cr, Zn), njihovih oksida i hidroksida u lužinama:
2Al(s) + 2OH–(aq) + 6H2O(l) 2[Al(OH)4]–(aq) + 3H2(g)
Al2O3(s) + 2OH–(aq) + 3H2O(l) 2[Al(OH)4]–(aq)
Al(OH)3(s) + OH–(aq) [Al(OH)4]–(aq)
(alkalijski i zemnoalkalijski metali se u lužinama otapaju isto kao u vodi, samo slabije, jer se
zbog već početne prisutnosti OH– ravnoteža pomiče prema reaktantima)
drzavna-matura.com 114
DODATAK 5: SVOJSTVA, PODJELA I ODVAJANJE TVARI
fizikalna svojstva
– agregacijsko (agregatno) stanje – čvrsto (s), tekuće (l), plinovito (g)
– promjene agregatnih stanja
(preuzeto s weba e–škole fizike, umjesto smrzavanje možda je bolje reći očvršćivanje, a
umjesto depozicija može se reći i resublimacija)
– tvrdoća
– magnetičnost – prirodno su magnetični neki metali: Fe, Co, Ni
– vrelište
– talište
– gustoća
– optička aktivnost (zakretanje ravnine polarizirane svjetlosti – vidi enantiomeri u poglavlju
Vrste kemijskih formula i izomeri, to je jedino fizikalno svojstvo po kojem se enantiomeri
razlikuju)
– električna vodljivost – električnu struju dobro vode svi metali, grafit, vodene otopine i
taline svih ionskih tvari (soli); poluvodiči (npr. polumetali) bolje vode električnu struju pri
višoj temperaturi
– toplinska vodljivost
kemijska svojstva
– reaktivnost s drugim tvarima, npr. zapaljivost, reakcija s vodom
drzavna-matura.com 115
podjela tvari
– sastojci u smjesi zadržavaju većinu svojih svojstava, a elementi u spoju ne zadržavaju
svojstva elementarnih tvari
– isti spoj sadrži uvijek iste udjele elemenata, a udjeli sastojaka u smjesi mogu varirati
– heterogene smjese imaju pomalo različit sastav i svojstva u svojim različitim dijelovima,
njihovi se sastojci mogu razlikovati golim okom, povećalom ili (svjetlosnim) mikroskopom
– homogene smjese imaju u svojim različitim dijelovima jednoličan sastav i svojstva, sastojci
im se ne mogu razlikovati
– za kemijski spoj može se napisati kemijska formula
– elementarna tvar sastoji se od atoma samo jednog elementa
fizikalni postupci odvajanja tvari iz smjese
– iz heterogene smjese:
taloženje (sedimentacija) – pričeka se da se krute čestice slegnu na dno tekućine (uvjet: da
imaju znatno veću gustoću od tekućine; može i ako imaju znatno manju pa se skupe na
površini no to je onda drugi postupak) dakle čine talog, i zatim dekantacija (odlijevanje
tekućine iznad taloga) i/ili filtracija (propuštanje kroz filtar – papir, gazu... – kroz čije pore
tekućina prolazi, a talog ne može proći) – npr. smjesa pijeska i vode
– iz homogene smjese:
TVARI
SMJESE ČISTE TVARI
HETEROGENE
juha
ELEMENTARNE
TVARI
grafit
KEMIJSKI
SPOJEVI
destilirana voda
HOMOGENE
vodovodna voda
drzavna-matura.com 116
prekristalizacija – ako se topljivost otopljene tvari u tom otapalu znatno mijenja promjenom
temperature, smjesa se dovede na temperaturu na kojoj je topljivost što manja, pri tome se
izlučuju kristali otopljene tvari, koji se onda odvajaju filtracijom – npr. prekristalizacijom se
može dobiti KNO3 iz vodene otopine koja sadrži K+, Na+, Cl– i NO3– ione jer je pri niskoj
temperaturi topljivost KNO3 puno manja od topljivosti bilo koje druge soli koja može nastati
kombinacijom tih iona
destilacija – ako se vrelišta sastojaka smjese dovoljno razlikuju, zagrijavanjem se ispari tvar
koja ima najniže vrelište (odnosno više tvari redom po vrelištu – frakcijska destilacija) te se
kondenzira u hladnijem dijelu aparature (jer se ne želi izgubiti ni tu tvar), a ostale preostaju u
početnoj smjesi – npr. iz morske vode ili vodene otopine modre galice ili čega god može se
izdvojiti destilirana voda, a otopljene soli preostaju u krutom stanju
sublimacija – ako zagrijavanjem neki sastojak sublimira (npr. jod, naftalen, sumpor... u
pravilu molekulski kristali jer su među česticama u njima najslabije privlačne sile), u
plinovitom stanju izlazi iz smjese (te se hlađenjem može resublimirati u drugom dijelu
aparature) (*na isti način mogu se odvojiti i tvari koje se zagrijavanjem reverzibilno
raspadaju na plinove, npr. amonijev klorid, no to dakako nije sublimacija)
ekstrakcija – ako je otopljena tvar znatno topljivija u nekom drugom otapalu (npr. jod u
nepolarnom organskom otapalu kao što je heksan nego u vodi) koje se s prvotnim otapalom
ne miješa, dodatkom tog drugog otapala otopini te mućkanjem (u lijevku za odjeljivanje) veći
dio te tvari prelazi u to drugo otapalo
kromatografija – na temelju različite brzine kretanja različitih čestica nošenih otapalom po
nekoj krutoj fazi (ovisi o razlici u jakosti vezanja čestica na otapalo i na krutu fazu) – npr.
kromatografija na papiru, na kredi, na tankom sloju silikagela, u stupcu silikagela, plinska
(inertni plin je „otapalo“ za druge plinove) (kromatografija je češće analitička tehnika tj.
razdvajaju se vrlo male količine tvari kako bi im se mogao ustanoviti identitet, no može se
provoditi i „na veliko“) – npr. napravite točku nevodootpornim flomasterom neke od
neosnovnih boja na papirnatoj maramici oko 1 cm od ruba i uronite taj rub u vodu
i. disperzni sustavi
= sustavi u kojima je tvar jednakomjerno raspršena u drugoj tvari
– disperzna faza – tvar koje ima manje (u otopinama otopljena tvar), koja je raspršena u
drugoj tvari
drzavna-matura.com 117
– disperzno sredstvo – tvar koje ima više (u otopinama otapalo)
(dogovorno možemo reći i drukčije, npr. 96–postotna otopina etanola sadrži 96% etanola i
4% vode; ako je samo jedna od tvari tekućina, uobičajeno je reći da je ona otapalo bez obzira
koliko je ima)
vrsta disperznog sustava promjer čestica disperzne
faze
vrsta smjese
otopina < 1 nm homogena
koloidni sustav 1 nm – 200 nm na granici, u pravilu se
smatraju homogenim
grubo disperzni sustav
(suspenzija)
> 200 nm heterogena
– otopine
– nezasićena – u otopini je prisutno manje otopljene tvari nego što joj je maksimalna
topljivost pri tim uvjetima (prvenstveno temperaturi), dakle može se još otopiti
– zasićena – u otopini je prisutno točno jednako otopljene tvari kolika joj je
maksimalna topljivost pri tim uvjetima (prvenstveno temperaturi), otopina je u
stanju dinamičke ravnoteže (jednakom se brzinom odvija otapanje i kristalizacija pa
se efektivno ne može otopiti još te tvari)
– prezasićena – u otopini je prisutno više otopljene tvari nego što joj je maksimalna
topljivost pri tim uvjetima (prvenstveno temperaturi), takva otopina nastaje
pažljivom promjenom temperature otopine zasićene na temperaturi na kojoj je
topljivost veća; dodatkom male količine otopljene tvari ili bilo čega drugog, ili
mućkanjem, potresanjem, bilo kakvim fizičkim uznemiravanjem, iz prezasićene
otopine u pravilu dolazi do nagle kristalizacije (zato kažemo da je prezasićena
otopina nestabilna)
– koloidni sustavi
– Tyndallov fenomen – pojava raspršenja svjetlosti na česticama koloidnih dimenzija
(npr. sunčeva svjetlost na prašini u zraku)
– tipovi koloidnih sustava:
drzavna-matura.com 118
disperzna faza u disperznom sredstvu
ime sustava primjeri
tekućina u plinu aerosol magla (voda u zraku), lak za kosu, dezodoran
čvrsta tvar u plinu aerosol dim (čađa u zraku) plin u tekućini pjena sapunica (zrak u vodi
u kojoj je otopljen sapun), šlag
tekućina u tekućini emulzija majoneza (ulje u vodi), mlijeko
čvrsta tvar u tekućini sol, gel želatina plin u čvrstoj tvari čvrsta pjena plovučac tekućina u čvrstoj tvari čvrsta emulzija maslac (ulje u masti) čvrsta tvar u čvrstoj tvari čvrsti sol, gel obojeno staklo
koligativna svojstva – svojstva otopina koja ovise samo o broju čestica otopljene tvari
(promjena svojstva u odnosu na čisto otapalo proporcionalna je broju čestica otopljene
tvari), a ne i o vrsti (kemijskom identitetu) tih čestica (ali ovise o kemijskom identitetu
otapala!): promjena tlaka pare*, sniženje ledišta, povišenje vrelišta, osmotski tlak – za
računanje s njima vidi poglavlje Računanje u kemiji
*Raoultov zakon: tlak pare otapala iznad otopine jednak je umnošku množinskog udjela
otapala i tlaka pare čistog otapala (za „idealne otopine“, tj. prvenstveno u pravilu sve
otopine u kojima je samo otapalo tekućina, a otopljene tvari krutine koje kemijski ne
reagiraju s otapalom)
drzavna-matura.com 119
DODATNI ZADACI PONUĐENIH ODGOVORA
1. Ako je za reakciju 2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g) standardna reakcijska entalpija ΔrH°=–198,4 kJ mol–1,
kolika je standardna reakcijska entalpija za reakciju SO3(g) SO2(g) + ½ O2(g)?
A. 198,4 kJ mol–1; B. –99,2 kJ mol–1; C. 99,2 kJ mol–1; D. 396,8 kJ mol–1
2. Koja od navedenih soli je pri sobnoj temperaturi najmanje topljiva u vodi?
A. NH4NO3; B. CaCO3; C. ZnSO4; D. CH3COONa
3. Koji od navedenih metala ne reagira s bromovodičnom kiselinom?
A. Zn; B. Mg; C. Al; D. Ag
4. Koji od navedenih atoma ima najveću elektronegativnost?
A. N; B. B; C. C; D. P
5. Koliki je prosječni oksidacijski broj sumpora u S2O42–?
A. 2; B. 3; C. 4; D. 5
6. Za reakciju 3H2(g) + N2(g) 2NH3(g), ΔrH°<0, povišenjem temperature:
A. reakcija se ubrzava i u ravnoteži je prisutno više produkta;
B. reakcija se ubrzava i u ravnoteži je prisutno više reaktanata;
C. reakcija se usporava i u ravnoteži je prisutno više produkta ;
D. reakcija se usporava i u ravnoteži je prisutno više reaktanata
7. Topljivost srebrova klorida u otopini srebrova nitrata, u odnosu na čistu vodu, je:
A. manja; B. veća; C. jednaka; D. manja, jednaka ili veća ovisno o temperaturi
8. U dobro zatvorenoj posudi nalazi se 3 mol vodika i 2 mol kisika. Električnom iskrom, bez otvaranja
posude, izazvana je reakcija: 2H2(g) + O2(g) 2H2O(l). Nakon hlađenja na sobnu temperaturu u
posudi su prisutni plinovi:
A. 1 mol H2(g), 1 mol O2(g), 2 mol H2O(g) ; B. 0.5 mol O2(g), 3 mol H2O(g);
C. 1 mol H2(g), 1 mol O2(g); D. 0.5 mol O2(g)
9. Jednadžba polureakcije oksidacije klora u lužnatoj otopini je:
Cl2(g) + 4OH–(aq) 2ClO–(aq) + 2H2O(l) + xe–. Koliki je x?
A. 1; B. 2; C. 3; D. 4
10. Energija ionizacije litija je 520 kJ/mol. Koliko je energije potrebno za izbijanje jednog elektrona iz
elektronskog omotača jednog atoma litija? (NA = 6.022 × 1023 mol–1)
A. 520 J / NA; B. 520 J × NA; C. 520 000 J / NA; D. 520 000 J × NA
11. Najjača od navedenih kiselina je:
A. HBrO; B. HBrO2; C. HBrO3; D. HBrO4
12. Reakcijom komadića bakra s razrijeđenom dušičnom kiselinom oslobađa se bezbojni plin:
A. H2; B. O2; C. NO; D. NO2
drzavna-matura.com 120
13. Sol koja sadrži katione alkalijskog metala četvrte periode i njima izoelektronske anione je:
A. KCl; B. NaF; C. NaCl; D. CaCl2
14. Struktura dihidrogencitratnog aniona je:
Struktura njegove Brønsted–Lowryjeve konjugirane baze je:
A. ; B. ;
C. ; D.
15. Koja od navedenih čestica nije bazična?
A. CH3NH2; B. (CH3)2NH; C. (CH3)3N; D. (CH3)4N+
RJEŠENJA: 1. C; 2. B; 3. D; 4. A; 5. B; 6. B; 7. A; 8. D; 9. B; 10. C; 11. D; 12. C; 13. A; 14. B; 15. D
drzavna-matura.com 121
Zahvale
Snježani Liber, prof. savjetnik, I. gimnazija Zagreb, na pregledu skripte i sugestijama
dr. sc. Krunoslavu Užareviću, viši asist., Kemijski odsjek Prirodoslovno–matematičkog
fakulteta u Zagrebu, na ustupljenim materijalima (slike i zadaci u poglavlju Kristalne
strukture, dijelovi teorije o redoksima)
dr. sc. Višnji Vrdoljak, izv. prof., Kemijski odsjek Prirodoslovno–matematičkog
fakulteta u Zagrebu, na ustupljenim materijalima (slike u poglavlju Elektronska
konfiguracija i periodičnost svojstava elemenata te u poglavlju Kristalne strukture)
posvećeno profesorici Heleni Pavlović (I. gimnazija Zagreb) koja me naučila najveći dio
onog što sam znala za svoju maturu i još puno više, te "mojim pokusnim kunićima"
maturantima I. gimnazije Zagreb 2011.
autorica