Kemija - Skripta Copy

PRIPR

EME

Zagreb, 2006.

KEMIJA 1

PRIPREMILA

KATA MILI!

provided by www.perpetuum-lab.com.hr

Nakladnik

PRIPREME , Zagreb, 1. Ferenšþica 45

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

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


��1�� Pripreme za razredbene ispite

TVARI

Tvari su materijali od kojih je izgraÿen svijet koji nas okružuje, a prepoznaju se po njihovim

znakovitim svojstvima. Izvori tvari su zemlja, voda, zrak i biljke.

Reakcija fotosinteze: klorofil

2 2 6 12 6 2 2sunþevo svjetlo6CO 12H O C H O 6O 6H O� ��o � �

Podjela tvari:

1) smjese - homogene

- heterogene

2) þiste tvari - spojevi – razliþiti atomi

- elementi – istovrsni atomi

- metali

- nemetali

Rasprostranjenost elemenata:

- u Zemljinoj kori: 2

O – 46.6 %, Si – 27.7 %, Al – 8.1 %, Fe – 5 %, Ca – 3.6 %

- na planetu Zemlja: Fe – 34 %, 2

O – 29.5 %, Si – 15.2 %, Mg – 12.7 %, Ni – 2 %

- u svemiru: 2

H – 60.4 %, He – 36.6%

Prijelaz agregatnih stanja:

Metode razdvajanja tvari:

- filtracija, destilacija, ekstrakcija, kromatografija, sublimacija, dekantacija.

sublimacija: 2 2

I (s) I (g)'��o - promjena agregatnog stanja!!!

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

ionski spoj molekulski spojevi

'��o �

Struktura tvari odreÿuje se difrakcijom rendgenskih zraka (rendgenska kristalografija) ili x-

zraka.

Atomi i molekule Graÿu atoma otkrio je E. Rutherford (1871-1937). Otkrio je D, E, J þestice.

D - þestice – pozitivno nabijene þestice, jezgra helija 4 2

2He

�.

Emisijom D þestica atomski broj Z smanji se za 2, a maseni broj A za 4.

238 4 2 234

92 2 88U He Th torij

�� o �

E - þestice su negativno nabijene þestice odnosno elektroni e�

.

Emisijom E þestica nastaju izobari tj. þestice razliþitog atomskog broja, a istog masenog broja.

E þestice nastaju raspadom neutrona, n0 prema jednadžbi:

s gltaljenje

kristal.

isparav.

kond.

sublimacija

desublimacija

H > 0 endoterman proces = troši se toplina

H < 0 egzoterman proces = osloba a

toplina

ÿ se

ili ukapljivanje



ATOM

JEZGRAneutroni - N( ) - odreduje izotope elemenata

0n

protoni - N( ) - odreduje vrstu atomap�

OMOTACe�

unutarnjih ljusaka

e�

vanjske valentne ljuske - odreduju kemijska

svojstva elemenata

0 14 14

6 7

(e ) (e )

n p , primjer C NE E��

o � � o - izobari

234 234

90 91Th e Pa (protaktnij) izobari

�� o �

Emisijom e�

uvijek se poveüava Z za 1, a masa A ostaje ista, znaþi uvijek nastaju izobari.

J - þestice su elektromagnetski valovi, neutralne þestice ne ioniziraju, ali posjeduju znatno veüu

prodornost.

SUBATOMSKE ýESTICE: 0

p , e , n� �

NUKLEONI: 0

p , n�

ELEMENTARNI NABOJ: > @19e 1.602 10 C kulon

� �

Toliki je pozitivni naboj na p�

i toliki negativni naboj na e�

.

14 10

4

1410

Promjer jezgre 10 10(atom)10

( jezgra) 10Promjer atoma (elektronski omotaþ) 10

� �

��

½° ¾°¿

m md

d mm

Promjer jezgre je 10 000 puta manji od promjera atoma. Svaki atom je definiran atomskim

brojem Z i masenim brojem A.

A

Z

0

X (p ) (e )

(n ) (p )

Z N N

A N N

� �

�

�

27

13

0

Al (p ) (e) 13

(n ) 27 13 14

Z N N

N A Z

�

� �

Ukupan broj nukleona je 27 tj A.

Ukupan broj elementarnih þestica je A + Z = 27 + 13 = 40

MASA ATOMA – smještena u jezgri: 99.95 % mase atoma, masa e�

je zanemariva prema

masi nukleona. Masa atoma odreÿuje se pomoüu MASENOG SPEKTROGRAFA, danas se zove

SPEKTROMETAR MASE.

Znaþajke elementarnih þestica

Elementarna

þestica

Znak þestice Masa þestice

(apsolutna)

Relativna masa

m/ um

Naboj þestice

Q/C

Nabojni broj

Q

Ze

proton p�

27

1, 673 10 kg�� 1 191, 602 10

�� +1

elektron e�

31

9,109 10 kg�� 0 ili

1

1836

191, 602 10

�� –1

neutron 0

n 27

1,675 10 kg�� 1 0 0

Z) Izraþunaj koliþinu elektriciteta što ga ima sulfidni ion 2

S�

.

Z = 2

19 19

2 ( 1,602 10 ) 3, 204 10Q Z e C C� � � � � � � �

ZAPAMTI (VAŽNO)

ATOM

OMOTAý

JEZGRA

e–

vanjske valentne ljuske – odreÿuju kemijska

svojstva elemenata

e– unutarnjih ljusaka

protoni – N(p+) – odreÿuje vrstu atoma

neutroni – N(n0) – odreÿuje izotope atoma



Atomi su elektriþki neutralni.

Veliþina atoma

- najmanji atom vodik: d (H) = 74,6 pm, 12 10

1 10 10pm m cm� �

- najveüi atom cezij: d(Cs) ~ 300 pm

masa atoma - am :

masa molekule - fm : ,f

f r u r

u

mm M m M

m �

NUKLIDI – atomi odreÿenog sastava jezgre. Mogu biti IZOTOPI i IZOBARI.

Izotopi (þesto se zovu nuklidi)

Izotopi su atomi istog elementa koji imaju jednak broj p�

(Z), a razliþiti broj 0

n (A).

Primjer su izotopi vodika – polinuklidni element.

- obiþni vodik, procij 1

1H - stabilan, jedini atom koji nema neutron

- nalazi se u 2

H O , ima ga ~ 99 %

- teški vodik, deuterij 2

1H ili

2

1D - stabilan, nalazi se u teškoj vodi

2D O

- superteški vodik, tricij - 3

1H (ili

3

1T ) – nestabilan, tj radioaktivan, zato se sintetizira iz

deuterija: 2 2 3 1

1 1 1 1H H H H� o �

Polinuklidni elementi – imaju više izotopa

Mononuklidni elementi - imaju jedan izotop (samo dvadesetak elemenata) Na, Al, F, P, Be

Radioaktivni elementi, npr tricij, znaþi da mu se jezgra spontano raspada.

Izotopi imaju - isto: (p ), (e )N N� �, atomski broj i kemijska svojstva.

- razliþito: 0

(n )N , maseni broj i razliþita fizikalna svojstva.

Vodik gradi iste spojeve ali razliþita su fizikalna svojstva tih spojeva, npr 2 2

H O i D O .

Izobari

Izobari su atomi koji imaju isti maseni broj A, a razliþiti atomski broj Z.

Primjer 124 124 124

50 52 54Sn Te Xe - izobari

Izobari imaju razliþita fizikalna i kemijska svojstva.

Z) Kako se zovu atomi a)39 40

K i K , b)40 40

Ca i K

a) 39 40

19 19K i K - izotopi

b) 40 40

19 20K i Ca - izobari

Z) Silicij ima 3 izotopa. Podaci su u tablici.

r

A izotopa Maseni udio izotopa / %

27,977 92,23 = 0,9223

28,976 4,67 = 0,0467

29,974 3,10 = 0,0310

Izraþunaj prosjeþnu r

A silicija.

09.28)Si(A

974,290310,0976.280467,0977,279223,0)Si(A

AWAWAW)Si(A

r

r

3r32r21r1r

��

��

Z) Klor ima 2 stabilna izotopa 35

Cl i 37

Cl . Izraþunaj maseni udio izotopa klora, ako je

r

A (Cl) 35, 45 (prosjeþni PSE).

12

27 24

1, ,

12

1,6605 10 1,6605 10

aa r u r u a

u

u

mm A m A m m C

m

m kg g� �

�

� �



1 2 1 2 1 21 ili 1 ili % % 100%� � � W W X X X X

1 2

1 brojevni udio �W W

1 2

1 1 2 2

2 1 2 2

2 2

2

2

1

1

( )

35, 45 (1 )

35, 45 35 35 37

2 0, 45

0, 225 22,5%

1 0, 225 0, 775 77,5%

� � � � � �

�

r r r

r r

W W

A Cl W A W A

W A W A

W W

W

W

W

ELEKTRONSKI OMOTAý ATOMA

Vjerojatnost nalaženja e�

oko jezgre prikazuje se u tzv. elektronskim oblakom koji nije

svugdje jednake gustoüe.

Bohrov model atoma:

Elektroni u elektronskom omotaþu nemaju jednak sadržaj energije.

Rasporeÿeni su u sedam ljusaka ili energetskih razina

- oznake: n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 ili K, L, M, N, O, P, Q

U stacionarnom stanju atom ne apsorbira niti ne emitira energiju.

Najmanja koliþina energije koju e�

apsorbira je kvant energije ili kvant zraþenja.

QO

� �c

E h h

Kad se �e vraüa iz pobuÿenog u stacionarno stanje emitira energiju toþno odreÿene valne

duljine linijskog spektra. Linijski spektar (bojenje plamena) znakovit je za svaku tvar jer mu je

izvor u atomima. Kod linijskog spektra vide se pojedinaþno jasno obojane crte.

Kontinuirani spektar je spektar duginih boja, takav spektar daju sve užarene þvrste tvari, on

nije znakovit za pojedinu tvar (linijski spektar)

Linijski spektar je kvalitativna metoda dokazivanja elemenata: npr – Na – žut, Ca – crven, Cs –

plav, Ba – zelen …

podljuske: s p d f

orbitale: s p d f ili grafiþki � Orbitale u istoj podljusci nemaju isti sadržaj E. Maksimalan broj

�e u jednoj orbitali je 2 np ,

suprotnog ili antiparalelnog spina (vrtnja)

- apsorpcija i emisija energije zbiva se samo pri prijelazu �e s jedne energetske ravnine na

drugu.

Broj orbitala: s – jedna

p – tri x y z

p , p , p

jezgrae�

e�

osnovno ili

stacionarno stanje

pobudeno stanje

E raste prema vanjskoj ljusci

8(10 )

� s

E – energija zraþenja

h = Planckova konst. = 34

6,626 10�� J s

Q = frekvencija

c = brzina svjetlosti

O = valna duljina



d – pet

f – sedam

P) Koliko u jednoj p, d, f orbitali može biti e�

?

U jednoj p, d, f orbitali može biti 2 e�

antiparalelnog spina.

Graÿa ljusaka i redosljed popunjavanja orbitala – pravilo dijagonale

Maksimalan broj e�

u jednoj ljusci je 2

2n , n = broj ljusaka. To vrijedi do n = 4.

2

2

2

2

2

n 1 2 n 2 e

n 2 2 2 8e

n 3 2 3 18e

n 4 2 4 32 e

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

�

�

�

�

� �

�

� �

� �

� �

� � �

Elektronska konfiguracija – raspored e�

po ljuskama i orbitalama.

Z) Na oba naþina prikaži e.k. a) H, b) He, c) N, d) O, e) Fe, f) 2

Fe�

g) 3

Fe�

h) Cu

e) Cl�

a)

1

1

s

H n 1 1s n b) 2

s

He n 1 np

� Stabilnije stanje je ako je s – orbitala popunjena, takav element ima veüu iE (energiju

ionizacije)

(He) (H)!i iE E

c) -Hundovo pravilo – maks. broj nesparenih e�

u p, d, f orbitali

> @2 2 31s 2s 2 p He

d)

> @2 2 41s 2s 2 p He

� Stabilnije stanje je ako je u p orbitali 3e�

nesparen, takav element ima veüu iE od

elemenata þije p – orbitale imaju 4e�

.

i iE (N) E (O)!

n = 1 s

n = 2

n = 3

n = 4

n = 5

n = 6

n = 7

s p

s p d

s p d f

s p d f

s p d

s p

7

ps

N n 2

n 1

np n n n

np

8O

n 1

np np n n

np



e)

> @2 2 6 2 6 2 61s 2s 2 p 3s 3p 4s 3d Ar

f)

g)

h)

Od pravila dijagonale odstupaju i Cr, Ag, Au koji imaju u s orbitali jedan elektron!

i) > @2 2 6 2 6

17Cl 1s 2s 2 p 3s 3p Ar

�

Cl�

i Ar su izoelektronske þestice tj. þestice koje imaju isti broj e�

[18 e�

].

Z) Koje od sljedeüih þestica su izoelektronske s +

Na : K, 2 3 2

Mg , Al , F , O , Br� � � � �

, Ag ?

Izoelektronske s +

Na : 2 3 2

Mg , Al , F , O� � � �

.

Z) Koliko nesparenih e�

u d – orbitali ima a) Fe b) Ti c) Ni d) Mn

a) Fe – 4 nesparena e�

b) Ti – 8 nesparena e�

c) Ni – 2 nesparena e�

d) Mn – 5 nesparenih e�

Z) Elektronska konfiguracija kloridnog iona 17

Cl�

je:

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

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

Z) Koliki je broj e�

u jednoj p – orbitali: a) 8 b) 4 c) 2 d) 6

PERIODNI SUSTAV ELEMENATA (PSE)

Elementi u suvremenom PSE poredani su prema porastu atomskog broja Z (protonski broj).

- 18 grupa – elementi iste grupe sliþna kemijska svojstva – periodiþki se ponavljaju

- 7 perioda – elementi iste periode imaju isti broj ljusaka

Periodiþnost fizikalnih svojstava:

d – promjer atoma [pm]

iE – energija ionizacije [1�K J mol ]

aE – afinitet prema e�

[1�K J mol ]

Elektronegativnost je realan broj (jedinica elektronegativnosti jednaka je jedan).

26Fe s p d

n 4

n 3

n 2

n 1

np

np npnpnp np n n n n

np npnpnp

np

> @

> @

2 2 2 6 2 6 6

26

3 2 2 6 2 6 5

26

3 2

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

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

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

Stabilnije stanje Fe nego Fe (manji broj e )

�

�

� � �

½°°¾°°¿

2 2 6 2 6 1 10

29

2 2 6 2 6 2 9

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

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

�

�



a) Promjer atoma

G

P PADARASTE

raste privlaþna sila

pada privlaþna sila

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

plinovitom stanju za udaljavanje e�

. Proces je uvijek endoterman, 'H > 0.

iE su veüe za atome sa sparenim s-elektronima ili s tri nesparena p-elektrona u valentnoj

ljusci, jer su takve konfiguracije energetski povoljnije (manje Ei).

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

slobodnom atomu ili pozitivnom ionu dovede e�

u plinovitom stanju. Proces je

egzoterman 'H < 0.

Z) Pomoüu jednadžbi prikaži nastajanje oksidnog iona 2

O�

.

1

2 1

2 1

O (g) e O (g) 141

O (g) e O (g) 844

O (g) 2e O (g) 703

I H K J mol

II H K J mol

H K J mol

� � �

� � � �

� � �

½� o ' � ° �¾� o ' � °¿� o ' �

Z) Na temelju promjene entalpije zakljuþi koji atom ima najveüi afinitet prema e�

.

a) 1

F(g) e F (g) , 333H K J mol� � �� o ' �

1

Cl(g) e Cl (g) , 348H K J mol� � �� o ' �

c) 1

Br(g) Br (g) , 324e H K J mol� � �� o ' �

d) 1

I(g) e I (g) , 2H K J mol� � �� o ' �

G

P RASTE

PADA

He

1s2

Najve a c Ei

Cs Najmanja Ei

!

!

Mg(g) - e Mg (g)+

IEi...

Mg (g) - e Mg (g) IIEi...

+ 2+

-

- } IIEi> IEi

Be

B}Ei (Be) > Ei (B)

N

O}Ei (N) > Ei(O)

s p s p

G

P RASTE

PADA

F

Cl

Prema Hessovom zakonu

ukupna entalpija jednaka je

zbroju svih entalpija po

koracima.

b) � Najveüi afinitet jer je osloboÿeno

najviše energije (najveüa |'H|)

Klor ima najveüi afinitet zbog toga što u odnosu

na fluor ima veüi promjer, rjeÿi elektronski oblak

i lakše primi e– do okteta!



d) Elektronegativnost – mjera za silu (sposbnost) kojom atom privlaþi e�

od atoma s kojim

se kemijski spaja.

G

P RASTE

PADA

F

Cs

4,0 najelektronegativniji element

0,7 najelektropozitivniji element

� metali – imaju malu iE , aE i elektronegativnost.

� nemetali – imaju veliku: iE , aE i elektronegativnost.

� metali – reducensi – najaþi reducens litij.

� nemetali – oksidansi – najjaþi oksidans 2

F .

2 2 2 2 2F O Cl N Br S! ! ! ! ! - šest najelektronegativnijih elemenata – jaki oksidansi.

Z) Kako se mijenja polumjer atoma

a) Na, P, Cl

b) O, F, N

Z) Koji üe atom jaþe privlaþiti zajedniþki elektronski par?

a) Si i O b) C iH c) As i Cl d) Cl i Sn

Z) Svrstaj sljedeüe veze od najkraüe do najdulje:

Cl – Cu, Br – Br, F – Cl, Cl – O, H - F

VEZE IZMEĈU ATOMA I MOLEKULA

Vrste kemijske veze: kovalentna, ionska, metalna

� Kemijske veze nastaju kao posljedica elektrostatskog privlaþenja – elektrostatske su

prirode - privlaþenje

Kovalentna veza

nemetal + nemetal o molekule (molekulski kristali).

Kovalentna veza nastaje izmeÿu nemetala. Oktet se postiže stvaranjem zajedniþkih

elektronskih parova. Produkti su molekule (molekulski kristali).

Jednostruka kovalentna veza

Lewisovi simboli

Najþvršüa jednostruka kovalentna veza jer je najkraüa, 74 pm, a to je u molekuli 2

H .

Cijepanje kemijske veze uvijek je endoterman proces.

Dvostruka kovalentna veza

- rezonantna struktura molekule kisika – bolje prikazuje paramagnetiþna

svojstva kisika. Molekula kisika je paramagnetiþna jer ima nesparene e�

.

+ i

O Onepodjeljeni elektronski

parovi

2 elektronska para (podjeljena)

O O

H H+ H H, H H, H2



Paramagnetiþne tvari – mogu postati magnetiþne u magnetskom polju.

Dijamagnetiþne tvari se ne mogu namagnetizirati.

Feromagnetiþne tvari – trajni magneti – Fe, Co, Ni.

Trostruka kovalentna veza

Valencija atoma se odreÿuje prema broju zajedniþkih elektronskih parova.

Z) Prikaži strukture molekula pomoüu Lewisovih simbola: 2

Cl , 2 6

C H , 2 4

C H , 2 2

C H , 2

CO ,

2CS ,

4CH ,

2H O ,

3NH , HCl, NHC,

2 4N O .

Z) U kojoj molekuli je kovalentna veza najþvršüa?

a) 2

H b) 4

CH c) HCl d) NaCl 2

N

USMJERENOST KOVALENTNE VEZE

Kovalentna veza strogo je usmjerena u prostoru. Ostale veze nisu usmjerene.

Valentni kut ovisi o: broju atoma u molekuli, broju podjeljenih i nepodjeljenih elektronskih

parova, veliþini centralnog atoma. Nepodjeljeni elektronski parovi se jaþe odbijaju od

zajedniþkih elektronskih parova.

ODSTUPANJE OD PRAVILA OKTETA

2BeCl molekula! Oktet nema Be.

Oblik – linearan, D = 180°.

� 2

BeCl je molekula a ne ionski spoj jer je Be dosta elektronegativan i ima relativno veliku

iE .

N N

zajednicki elektronski parovi

Cl ClC C

HH

HH

HH

C C HH

CS S

CH H

H

H

OH

H

NH H

H

ClH H C N

N N

O

O

O

O

C C

H

H

H

H

e) [ ]N N

4CH

C

H

HH H

Oblik: tetraedar

Valentni kut: 109,5°

3

NH

N

HH H

Oblik: krnja piramida

Valentni kut: ~ 107,3°

(1080)

2

H O

O

H H

Oblik: svinut (V - oblik)

Valentni kut: 104,5°

Cl Be Cl

CO O



ionski spoj > 1,8 (ili 1,9) > kovalentni spoj

Ionski spojevi imaju razliku u elektronegativnosti veüu od 1.8.

Fosfor ima d – orbitale, zato može stvoriti više od 4 zajedniþka el. para.

Sumpor kao i fosfor može storiti više od 4 zajedniþka el. para jer ima d – orbitale.

Samo elementi koji imaju d – orbitale mogu stvoriti više od 4 zajedniþka el. para.

2NO � - odstupanje od okteta

Polarnost molekula – nastaje kao posljedica razlike u elektronegativnosti atoma koji se

meÿusobno spajaju i strukture (oblika) molekule. Mjera polarnosti molekule je njen dipolni

moment P koji se definira izrazom P = q l gdje je l razmak izmeÿu dva toþkasta elektriþna

naboja +q i –q. Jedinica za dipolni moment je C m. Kod nepolarnih molekula je dipolni

moment jednak nuli jer je razmak izmeÿu naboja jednak nuli tj. težište pozitivnog i

3

BCl

B

ClCl

Cl= 120°

3AlCl

Al

ClCl

Cl= 120°

Planarna molekula – svi atomi leže u istoj ravnini – nije

polarna.

Oblik - trokut

3

1.4

1.6 3.0

AlCl molekula!�

��

3AlF ionski spoj razlika u elektronegativnosti 2.4

1.6 4.0 odnosno veüa od 1.8

2.4

� �

��

2SnCl

Sn

ClCl

D = 120°

Sn

ClCl

D = 120°

2

SnCl - plin – molekula

oblik molekule - V

5PCl

P

Cl

Cl

Cl

Cl

Cl

� Pet el. parova oko centralnog atoma razmješta se u prostoru tako da

þine trigonsku bipiramidu.

1

2

120

90

DD

q q

Oblik – trigonska piramida

4SF - oblik trigonske bipiramide – pamti!

3

PCl

P

Cl ClCl

1 2

90D D q

Oblik – oktaedar

� Šest el. parova oko centralnog atoma (c.a.) tvori oktaedar.

6

SF

S

F

F

F

F

F

F 1D

2D

Krnja piramida (kao 3

NH )

107D q

N

O

O



negativnog naboja se nalazi u istoj toþki. Naprimjer, molekula vodika H2 (H H) je nepolarna

jer je graÿena od atoma jednake elektronegativnosti (el. par je toþno na sredini izmeÿu

protona!). Navedimo još nekoliko primjera nepolarnih molekula:

OO nepolarna

OCO nepolarna jer je simetricna!

U drugu ruku molekula HCl (crtež) je polarna! Oþito, ona je graÿena od atoma

razliþite elektronegativnosti. Zajedniþki elektronski par pomaknut je

(bliže) prema elektronegativnijem atomu - nije na sredini!

DIPOLNI MOMENT: P > 0 – veüi od nule kod dipola

� Nepolarne su sve molekule graÿene od atoma iste elektronegativnosti ili ako su simetriþne

2 2 2 2 2 2 2 6 2 4 2 2 2 2H , O , N , Cl , Br , I , C H , C H , C H , CO , CS .

Dipoli su sve molekule graÿene od atoma razliþite elektronegativnosti: 2 3

H O HF NH! ! -

(najpolarnija voda), svi alkoholi su dipoli zbog -OH skupine.

VODIKOVA VEZA (most)

Vodikova veza je veza koja nastaje izmeÿu atoma vodika i jednog jako elektronegativnog

atoma druge molekule (F, O, N, Cl).

Vodikova veza je elektrostatske prirode (slaba privlaþna sila).

Molekule koje imaju vodikovu vezu imaju POVIŠENO VRELIŠTE. Vodikove veze mogu

povezivati (asocirati) iste ili razliþite molekule.

SCS nepolarna - simetricna (linearna).

nepolarna - simetricnaCH

H

H

H

H C C H

HC C

H

HH

nepolarna - simetricna

nepolarna - simetricna

½°°°°°¾°°°°°¿

Svi ugljikovodici su

nepolarni spojevi!

2 4

N H

nepolarna - simetricnaN N

H H

H H

hidrazin

H Cl

G � G �

O

O

O+

ozon je dipol

O

H H G �

2G �

G �

DIPOL (najpolarnije otapalo)

N

H HH G �

G �G �DIPOL

3G-

H

3 2CH CH O� �

3CH O�

G �

G �

H G �

G �

dipol

½°°°°¾°°°°¿

dipol

svi alkoholi

su dipoli



Z) Vodikovim vezama prikaži asocijaciju: a) 2 molekule vode b) 2 molekule amonijaka

c) molekule vode i etanola i oznaþi vodikove veze.

a) b)

a) i b) – vodikove veze izmeÿu molekula

c)

� U ledu su sve molekule povezane vodikovim vezama. Pri zagrijavanju treba savladati

vodikove veze. Zbog vodikovih veza voda ima visoko vrelište i javlja se ANOMALIJA

VODE. Takoÿer s POVEûANJEM TLAKA SNIZUJE SE TALIŠTE JER PUCAJU

vodikove veze.

KOVALENTNI I VAN DER WAALSOV POLUMJER

Van der Waalsov polumjer je þesto znatno dulji od kovalentnog polumjera,

Privlaþne sile izmeÿu molekula su meÿumolekulske ili van der Waalsove.

ZA POLARNE MOLEKULE, TRAJNE DIPOLE (2

H O ,3

NH , alkohol) govorimo o van der

Waalsovim silama. Londonove sile su van der Waalsove sile koje se javljaju izmeÿu

trenutaþnih i induciranih dipola tj. izmeÿu molekula koje su nepolarne, npr 2 2 2 2

F , CL , Br , I ,

2 2 2H , CO , O itd.

Van der Waalsove i Londonove sile su elektrostatske prirode.

� Poredak jakosti:

kovalentna veza > vodikova veza > van der Waalsova sila

jakost vodikove veze je svega 5 – 10% kovalentne veze

O

H H G �G � O

H

H

duljina v. v.

N

H HH G �

G �G �N H

H

H

duljina v.v.

H

3 2CH CH O� �

G �

G �

O

H

H

duljina v.v.

kovalentni

polumjer

van der Waalsov polumjer

A

A

kovalentni

promjer

van der

Waalsov

promjer

Kovalentna veza je jaþa što je duljina

manja, a energija veze veüa



� Privlaþne sile odreÿuju agregatno stanje tvari, a isto tako i brzinu kemijske reakcije,

vrelište i talište tvari. Sve privlaþne sile izmeÿu þestica su ELEKTROSTATSKE

PRIRODE.

Razmisli i odgovori:

Z-1) Dva nesparena e�

u d – podljusci ima atom s atomskim brojem:

a) 29 b) 12 c) 21 d) 28 e) 14

100

0

-100

-200

t C/°

2 3 4 5 perioda

HF

HIHClHBr

3NH

2H O

4CH 4

SiH

3PH

2H S

3AsH

2H Se

4GeH

2H Te

3SbH

4SnH

-33

19.5

Vrelište raznih spojeva vodika (na apscisi je

perioda ili Mr)

Više vrijednosti vrelišta fluorovodika, vode i

amonijaka od ostalih hidrida iste grupe

upuüuju na to da izmeÿu njihovih molekula

djeluju vodikove veze. Kad ne bi bilo

vodikovih veza, voda bi, na primjer, pri

standardnim uvjetima bila plin (vidi crtkanu

liniju), pa oceani, rijeke i jezera ne bi

postojali, a kiša ne bi padala.

-273

-240

-200

-160

-120

-80

-40

0

40

80

120

160

200

1 2 3 4 5 perioda

ili M

t C/°

r

Grafiþki prikaz ovisnosti vrelišta

plemenitih plinova i halogenih elemenata o

relativnoj atomskoj odnosno molekulskoj

masi.

Vrelišta halogenih elemenanta i plemenitih plinova

Element tv/°C

2

2

2

2

F (g)

Cl (g)

Br (g)

I (g)

-187,0

-34,6

58,78

183,0

Element tv/°C

He(g)

Ne(g)

A(g)

Kr(g)

Xe(g)

-268,9

-246,0

-185,2

152,3

108,1

Jakost privlaþne sile izmeÿu þestica

+ -

ion - ion

+ - +

ion - dipol

dipol - dipol

vodikova veza

dipol - inducirani dipol

inducirani

dipol

- inducirani

dipol

+ --+

+ - + -

+ - -+ 2 2CO i CO

2 2H O i CO

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

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

++ +

Na , Cl+ -

O = C = O



Z-2) Izoelektronske þestice s K�

su: He, Cl�

, 2

Mg�

, 3

Al�

, 2

O�

, S

Z-3) Elementi prve skupine PSE:

a) grade amfoterne spojeve

b) njihovi atomi imaju relativno malu iE

c) njihovi atomi imaju relativno veliku iE

d) njihovi atomi imaju veliki afinitet prema iE

Z-4) Najvišu prvu iE ima:

a) 1

1s b) 2

1s c) 2 1

1s 2s d) 2 2 1

1s 2s 2 p

Z-5) Pravilo okreta za centralni (središnji) atom nije zadovoljen u:

a) 3

NH b) 2

CO c) 3

BF d) 2

H S d) 3

CH OH� e) 2

SiO

Z-6) Koji od navedenih iona ima najmanji radijus?

a) 3

Al�

, b) 2

Mg�

, c) Na�

Z-7) Koja molekula nema dipolno svojstvo: 2

H O , 2

CO , 2

SO , 3

CH OH

Z-8) Iskljuþivo nepolarne molekule pokazuje niz:

a) 2 2

HCl, H , CO b) 2 2

CO , NO, BeF c) 2 2 4

CO , N , CCl d) 4 2

CCl , BeF , HCl

Z-9) Poredaj sljedeüe spojeve po jakosti vodikove veze: 3 3 3

SbH , PH , AsH

Z-10) Najveüe vrelište ima: a) HI b) 2

H O c) HBr d) HF e) HCl

Z-11) U kojoj od navedenih molekula nema dvostruke kovalentne veze?

a) 2

SO b) 2

CO c) 2 4

C H d) 3

CHCl e) 2 2 2

C H Cl

Z-12) Linearna molekula nije:

a) 2

CO b) 2

BeF c) 2 2

C H d) 2

H S

Z-13) Vodikova veza:

a) je kovalentna veza izmeÿu vodika i halogenih elemenata

b) spaja molekule metala

c) spaja molekule metanola

d) je kovalentna veza u molekuli vodika.

Z-14) Vodikova veza može nastati izmeÿu molekula

a) 4

CH i 4

CH b) 2

H i 2

H c) 2

H O i 3

NH d) 2

H O i 3

CH OH

Z-15) U kojem je od navedenih parova najmanja razlika u veliþini radijusa:

a) Li i Cl� �

b) Li i Br� �

c) Li i Br d) Li i Cl

Z-16) Usporedi vrelište:

a) halogenih elemenata

b) plemenitih plinovi

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

meÿusobno). Napiši formule navedenih hidrida i imenuj ih.

Z-17) Prikaži strukturu: fosfina 3

PH , arsina 3

AsH , stibina 3

SbH , bizmutina 3

BiH i

amonijaka 3

NH .



Z-18) Prikaži strukturu: metana 4

CH , silana 4

SiH , germana 4

GeH , stanana 4

SnH , i plumban

4

PbH .

Z-19) Prikaži asocijaciju 5 molekula HF.

Z-20) Poredaj ione F�

, Br�

, Cl�

, I�

prema porastu njihovih redukcijskih svojstava.

[ F�

< Cl�

< Br�

< I�

]

Z-21) Toþna tvrdnja je

a) kisik je elektronegativniji od sumpora

b) 2

SO je ionski spoj

c) molekule 2

CO su polarne

d) ugljik je elektronegativniji od klora

e) u kemijskoj reakciji gustoüa el. oblaka ostaje nepromjenjena

Z-22) Koji od navedenih spojeva je nemoguü:2

OF , 6

SF , 2

FO , 6

S F , SCl2, SCl6?

Z-23) U kojem paru þestice imaju najsliþnija kemijska svojstva:

a) K i Na� �

b) Na i Mg c) 16 17

O i O

Z-24) Koji od nizova pokazuje jaþanje oksidativnih sposobnosti halogenih elemenata:

a) F > Cl > Br > I b) I > Br > Cl > F c) F > Br > Cl > I d) I > Cl > Br > F

Z-25) Koja od sljedeüih vrsta sadrži 27 p�

i 24 e�

: a) Al b) 3

Co�

c) 3

Cr�

d) 3

Co�

Z-26) Skup elemenata koji su najskloniji stvaranju kationa s jediniþnim nabojem su:

a) alkalozemni (zemnoalkalijski) metali

b) elementi d – bloka

c) alkalijski metali

d) halogeni

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

a) raste atomski radijus

b) raste iE

c) raste elektronegativnost

d) smanjuje se ionski radijus

Z-28) Vodikova veza postoji meÿu molekulama: a) etanola b) benzena c) etil-acetata

e) n-pentanona

Z-29) ýetiri atoma klora piše se ovako:

a) 2

4Cl b) 4Cl c) 4

Cl�

d) 2

2Cl

Z-30) Graÿu trostrane piramide ima: a) 2

BeCl b) 3

BF c) 3

H O�

d) 2

H O

- toþan odgovor je c.

HF

HF

HF

HF

HF

140°

3H O

�

H

O

H H

+



H 0,037

H 0,0208

H

�

�

Li 0,152

Li 0,068�

Na 0,186

Na 0,097�

K 0,227

K 0,133�

Rb 0,248

Rb 0,147�

Cs 0,265

Cs 0,167�

Fr

Fr 0,180�

2

Be 0,111

Be 0,035�

2

Mg 0,160

Mg 0,066�

2

Ca 0,197

Ca 0,099�

2

Sr 0,215

Sr 0,112�

2

Ba 0,217

Ba 0,134�

2

Ra

Ra 0,134�

B 0,080

3

Al 0,143

Al 0,051�

3

Ga 0,122

Ga 0,062�

3

In 0,163

In 0,081�

3

Tl 0,170

Tl 0,147

Tl 0,095

�

�

4

C 0,077

C 0,260�

Si 0,118

Ge 0,123

2

Sn 0,141

Sn 0,093�

2

Pb 0,175

Pb 0,120� 3

Bi 0,155

Bi 0,096�

3

Sb 0,145

Sb 0,076�

As 0,125

3

P 0,110

P 0,212�

3

N 0,074

N 0,171� 2

O 0,074

O 0,140�

2

S 0,103

S 0,184�

2

Se 0,116

Se 0,191�

2

Te 0,143

Te 0,218�

Po 0,118

F 0,071

F 0,136�

Cl 0,099

Cl 0,181�

Br 0,114

Br 0,196�

I 0,133

I 0,220�

He 0,050

Ne 0,065

Ar 0,095

Kr 0,110

Xe 0,130

Rn 0,145

3

Sc 0,161

Sc 0,081�

3

Y 0,178

Y 0,092�

3

La 0,187

La 0,114�

3

Ac 0,188

Ac 0,118�

2

Ti 0,145

Ti 0,080�

Zr 0,159

Hf 0,156

2

3

V 0,131

V 0,088

V 0,074

�

�

Nb 0,143

Ta 0,143

2

3

Cr 0,125

Cr 0,083

Cr 0,063

�

�

2

3

Mn 0,137

Mn 0,080

Mn 0,066

�

�

2

3

Fe 0,124

Fe 0,074

Fe 0,064

�

�

2

3

Co 0,125

Co 0,072

Co 0,063

�

� 2

Zn 0,133

Zn 0,074�2

Cu 0,128

Cu 0,096

Cu 0,072

�

�2

Ni 0,125

Ni 0,069�

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

3

Rh 0,135

Rh 0,068�

W 0,137 Re 0,137 Os 0,137 Ir 0,136

2

Hg 0,150

Hg 0,110�3

Au 0,144

Au 0,137

Au 0,085

�

�2

Pt 0,139

Pt 0,080�

2

Pd 0,138

Pd 0,080�

Ag 0,145

Ag 0,126� 2

Cd 0,149

Cd 0,097�

d - prijelazni elementi

f - unutrašnji prijelazni elementi

1

2 13 14 15 16 17

18

3 4 5 6 7 8 9 10 11 12



IONSKA VEZA

Metal + nemetal o ionski spoj (ionski kristal)

formulska jedinka

metal otpušta elektrone – reducens (najjaþi Li)

nemetal prima elektrone – oksidans (najjaþi 2

F )

Nastajanje ionske veze uvijek egzoterman proces.

K , Cl i Ar� �

su IZOELEKTRONSKE þestice – isti broj elektrona.

KATION UVIJEK MANJI od NEUTRALNOG ATOMA.

ANION UVIJEK VEûI od NEUTRALNOG ATOMA.

Z) Usporedi veliþinu (promjer) K , Cl , Ar� �

.

Ar < K�

< Cl�

- sve þestice imaju tri ljuske

� Ako je broj ljusaka isti najmanji je neutralni atom, zatim kation a najveüi je anion (vidi

tablicu str. 16.).

Z) U kojem spoju se nalazi: a) samo ionska b) ionska i kovalentna c) samo kovalentna veza?

2 2 3 2 3 4 2 3 2

BeCl , Li O, NaCl, AlCl , K CO , NH Cl, CO , CH COONa, CaCl , KCl,

3 4

CH COONH .

a) 2 2

NaCl, CaCl , KCl, Li O

b) 4 3 3 4

NH Cl, CH COONa, CH COONH

c) 2 2 3

CO , BeCl , AlCl

P) Izmeÿu kojih skupina najlakše dolazi do stvaranja kemijske veze? [alkalijskih i halogenih

elemenata]

Z) Napiši elektronsku konfiguraciju 2 3

Cu , Mn , Mn� � �

.

Z) Ionskom vezom povezani su svi atomi u spojevima

a) natrijev oksid

b) natrijev hidroksid

c) olovni (IV) klorid

d) silicijev tetrajodid

e) olovni (II) klorid

f) germanijev (IV) klorid

� Za razliku od kovalentne veze pri kojoj je gustoüa elektronskog oblaka izmeÿu vezanih

atoma velika, u ionskoj vezi gustoüa elektronskog oblaka izmeÿu nastalih iona je mala.

ClK + K®+

+ Cl[ ]nabojni broj iona

= valencija

[ ]Ar [ ]Ar

kation anion

-e

N

H

H

H H

ª º« »« »« »« »¬ ¼

+

Cl



završetak

taljenjapocetak

taljenja

t/°C

t s/

t/°C

t s/

Dijagram taljenja amfoterne

tvari (staklo)

talište

t = konst

METALNA VEZA

Veza izmeÿu metala je metalna veza.

Vezivanjem atoma metala atomi se ioniziraju te nastaju pozitivni ioni i delokalizirani elektroni

koji þine elektronski oblak. Delokalizirani elektroni provode elektriþnu struju i toplinu.

Elektroni i ioni se privlaþe i tako se drži kristal zajedno.

Ionizacijom nastaju elektroni koji zauzimaju valentnu vrpcu, a vodljiva je vrpca prazna. Kod

metala su te dvije vrpce blizu, gotovo da se dodiruju, zato metali uvijek provode struju bez

obzira na agregatno stanje. Metali su vodiþi prvog reda.

Energetska barijera 'E kod izolatora je velika pa elektron nemože proüi iz valentne u vodljivu

vrpcu. Kod poluvodiþa 'E nije velika pa elektron može proüi iz valentne u vodljivu vrpcu.

Poluvodiþi n – tipa nastaju tako da se Si (silicij) donira sa elementima 15 grupe PSE. Struju

prenose elektroni (n = negativan).

Poluvodiþi p tipa nastaju tako da se Si donira sa elementiam 13 grupe PSE. Struju prenose

pozitivne šupljine (p = pozitivan).

KRISTALI

Kristal je pravilno geometrijsko tijelo, pravilne unutarnje graÿe, omeÿeno ravnim meÿusobno

okomito i koso položenim plohama.

Kristalna struktura može se odrediti pomoüu dijagrama taljenja koji izgleda ovako:

t = konst jer se sva toplina troši na razaranje kristalne rešetke.

Amfoterne tvari = tvari koje nemaju pravilnu unutarnju graÿu.

VODLJIVA

VRPCA

VALENTNA

VRPCA

METALI

VODLJIVA

VRPCA

VALENTNA

VRPCA

VODLJIVA

VRPCA

VALENTNA

VRPCA

POLUVODICI

[Si, Ge]

E'E'

IZOLATORI

- dijamant

- staklo

- guma

- plastika

= energetska

barijera

završetak

taljenjapocetak

taljenja

t/°C

t s/

t/°C

t s/

Dijagram taljenja amfoterne

tvari (staklo)

talište

t = konst



ýistoüa tvari takoÿer se može pratiti pomoüu dijagrama taljenja

Krivulja taljenja: A – þista tvar

B – oneþišüena tvar i smjesa

KRISTALNI SUSTAVI: kubiþni, tetragonski trigonski heksagonski, rompski, monoklinski,

triklinski.

ELEMENTI SIMETRIJE: ravnina simetrije, os simetrije , centar simetrije.

KRISTALOGRAFSKE OSI: a, b, c. Svi kristalni sustavi imaju 3 osi, a heksagonski 4 - a, b, c,

d.

ELEMENTARNA ûELIJA KRISTALNE REŠETKE – najmanji dio s kojim se slaganjem u tri

smjera u prostoru može izgraditi þitav kristal.

Kubiþni sustav ima 3 tipa elementarnih üelija:

a) jednostavna: 1

N(A) 8 18

atom

b) volumno centrirana (prostorno): 1

N(A) 8 1 28

� atoma

c) plošno centrirana: N(A): 1 1

N(A) 8 6 48 2

� atoma

Heksagonski sustav ima: 1 1

N(A) 12 2 3 66 2

� � atoma

VRSTE KRISTALA I NJIHOVA FIZIKALNA SVOJSTVA

Fizikalna svojstva ovise o naþinu slaganja atoma, molekula ili iona u kristalu.

Meÿutim svojstva tvari ne ovise samo o vrsti elementarne üelije veü ovise i o prirodi kemijske

veze kao i o silama koje se javljaju unutar kristala. Kristali se dijele na: ionske, molekulske,

atomske te kristale metala.

IONSKI KRISTALI

- graÿevni elementi – ioni koji kristaliziraju u gustim slagalinama.

Primjer: NaCl – plošno centrirana elementarna üelija. Svaki Na�

okružen sa 6 Cl�

i obrnuto.

Koordinacijski broj (K. B.) NaCl je 6.

CsCl – koordinacijski broj je 8. Volumno centrirana üelija (veüi atom Cs – veüi koordinacijski

broj).

SVOJSTVA IONSKIH KRISTALA

- kalavost – pri udaru se lome u smjeru odreÿene ravne plohe

- vodljivost – ne provode struju u þvrstom stanju, kao taline i vodene otopine su elektroliti

(vodiþi drugog reda)

- þvrstoüa, tvrdoüa, talište – vrlo visoke zbog jakih privlaþnih sila

t C/°

t = konst.A

B

kraj

taljenjapocetak

taljenja

t s/



Privlaþna sila izmeÿu iona ovisi o: veliþini naboja iona (upravno proporcionalno) i razmaku

izmeÿu iona (obrnuto proporcionalno). Sila se odreÿuje prema Coulombovom zakonu [Kulon].

2

( )( )� �

Q QF k

r

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

a) 1 1 1 1

(Na Cl) ( K Cl)3g2g 3g 2g

t tt t� � � �

! Talište NaCl je veüe jer je umnožak naboja iona isti a razmak

izmeÿu iona u NaCl manji.

b) 2 2 2 2

( MgO ) ( BaO )t tt t� � � �

! Talište veüe u MgO isto kao i kod primjera a).

Z) Usporedi talište: a) 2 2

CaCl i MgCl b) NaF i MgO c) 2 3

Al O i MgO d) 2 2

BeCl iCaCl .

Z) Ioni okruženi molekulama vode zovu se ……………… ioni, a proces ………………. .

Ako otapalo nije voda proces se naziva ………………, a takvi ioni zovu se ………………

Nadopuni.

ATOMSKI KRISTALI

- gradivi elementi – atomi

- dijamant, grafit, (fuleren 60

C alotropska modifikacija). Alotropija – pojava da se ista tvar

javlja u više strukturnih oblika.

Veze izmeÿu atoma – KOVALENTNA

Dijamant – svojstva:

- tvrd – najtvrÿi mineral

- proziran

- krt

- ne provodi el. struju – nema slobodnih elektrona

- provodi toplinu (najbolji vodiþ topline)

Oblik tetraedar - visoko talište i vrelište.

Grafit – svojstva:

- mekan

- metalnog sjaja

- vodiþ topline i elektriþne struje (ima slobodne elektrone)

- visoko talište

- sublimira t > 3600°C

Oblik – stvara šesterokute – slojevi povezani slabim van der Waalsovim silama

Slojevi grafita povezani su slabim van der Waalsovim silama, zato se vrlo lako troši pri pisanju

grafitnom olovkom.

Fuleren – vrlo sliþan dijamantu, vrlo tvrd

Postaje supravodljiv (vodiþ bez otpora) ako mu se doda malo K, Rb ili Cs.

Z) Elementarna üelija dijamanta sadrži koliko atoma: a) 4, b) 6, c) 8

Rješenje: N(C) = 8 (1/8) + 6 (1/2) + 4 = 8.

F – privlaþna sila

k – konstanta

rQ - naboj iona

r – razmak izmeÿu iona

C

e�

C

C C

e�

CC

C

CC e

�e�e

�e�

e� =120°C

D



Z) Entalpija stvaranja dijamanata je 2 kJ mol, a entalpija stvaranja grafita je 0 1kJ mol� . Koji

od dvije alotropske modifikacije je stabilniji? Odgovor: Stabilnija alotropska modifikacija je

grafit jer ima manji sadržaj energije.

Z) Usporedi entropiju (mjeru za nered) dijamanta i grafita.

Entropija grafita je veüa jer ima delokalizirane elektrone.

ýaÿa – amforni oblik ugljika – nema pravilnu unutarnju graÿu.

MOLEKULSKI KRISTALI

Molekulski kristali su:

- molekule: 2 2 2 2 8 4 2

Cl , H , HCl , H O, S , P , I (s) - sublimira, CO2(s) suhi led + plemeniti

plinovi (He, Ne, Ar, Kr, Xe).

Svojstva – mekani, netopljivi ili slabo topljivi u vodi, a slabo topljivi u organskim otapalima,

ne provode el. struju – nemaju slobodnih iona i elektrona. Nisko talište i vrelište zbog slabih

privlaþnih sila izmeÿu molekula zbog þega neke tvari npr. 2

I , 8

S , CO2(s) - sublimiraju.

Privlaþna sila ovisi o:

1) veliþini i masi molekule – proporcionalno

2) udaljenosti izmeÿu þestica – obrnuto proporcionalno, tj. van der Waalsova sila je jaþa što

su þestice bliže.

3) polarnosti molekule odnosno o moguünosti deformacije elektronskog oblaka kod

induciranih dipola.

� Važno kod odreÿivanja tališta molekulskih kristala uzeti u obzir toþke 1, 2 i 3.

Z) Usporedi tv (temperatura vrelišta) dušika 2

N i ugljiþnog monoksida CO.

2

28 28

(N ) (CO)r r

v v

M Mt t

�

1. 2

(N ) (CO) r rM M

2. veliþina – gotovo da nema razlike (vrlo mala)

3. polarnost: 2

N - nepolarna, COG G� �

dipol

Zakljuþak: veüa tv je kod CO.

Z) Svrstaj po porastu vrelišta:

a) Ar, He, Ne, Xe,

b) 2 2 2 2

I , Cl , Br , F

a) b)

Na str. 3 vidi grafove: ovisnost vrelišta o rM - molekulski kristali.

Z) Pomoüu jednadžbe prikaži sublimaciju: a) 2

I b) 2

CO

0

2 2

78 C

2 2

2

a) I (s) I (g)

moguü reverzibilan proces!

b) CO (s) CO (g)

CO (g) kristalizira u plošno centriranoj üeliji kao NaCl

�

o ½°¾

��o °¿o

Izmeÿu molekula 2

I , kao i molekula 2

CO - koje su inducirani dipoli djeluju slabe

Londonove sile, koje se ubrajaju u van der Waalsove sile.

Z) Koje þestice nastaju sublimacijom 2

I , a koje sublimacijom 4

NH Cl ?

He, Ne, Ar, Xe

rastevt

��o�

NN2 2 2 2

raste

F , Cl , Br , I

g l s

vt

��o��



KRISTALI METALA

- graÿevni elementi su njihovi atomi odnosno ioni i izdvojeni elektroni.

Sila što drži kristalnu rešetku privlaþenje je iona i delokaliziranih elektrona.

Kristaliziraju:

- heksagonski sustav: Be, Mg, Zn

- kubiþni sustav – üelije: jednostavna, plošno centrirana i volumno (prostorno) centrirana

Plošno centrirane kristaliziraju: Ca, Ni, Pt, Cu, Ag, Au.

Volumno centrirane kristaliziraju – alkalijski metali.

Udaljenost izmeÿu središta najbližih iona:

a) Plošno centrirana kocka: 2

, duljina brida2

ad a

b) Volumno centrirana kocka: 3

2

ad

Z) Kristalna struktura Li je volumno centrirana kocka. Duljina brida je 351 pm. Izraþunaj

udaljenost izmeÿu središta najbližih atoma.

3 351 3

303.622 2

ad pm

Z) Srebro klistalizira u plošno centriranoj kocki. Duljina brida je 409 pm. Izraþuanj udaljenost

izmeÿu najbližih atoma.

Z) Alotropske modifikacije

a) su posljedica odreÿene kristalne strukture

b) proizlaze iz svojstva kemijskih elemenata

c) ovise o izotropnom sastavu elementarnih tvari

Svojstva metalnih kristala: metalnog su sjaja, netopljivi u otapalima, topljivi samo u tekuüim

metalima, metalna veza, pretežno visoko talište i vrelište, dobri vodiþi struje i topline, mogu se

kovati, legirati.

Z) Najteži metal je: a) željezo b) olovo c) osmij (Os)

Z) Tvrÿi metal je a) natrij b) magnezij

Magnezij je tvrÿi jer u kemijskoj vezi sudjeluju 2 valentna elektrona.

POLIMORFIJA

Polimorfija je pojava (vrsta alotropije) u kojoj se ista tvar pojavljuje u više kristalnih oblika pri

promjeni vanjskog p i t. Fizikalna svojstva – razliþita.

Polimorfija se odnosi na SPOJEVE.

Alotropija se odnosi na ELEMENTARNE TVARI.

Polimorfija se može oþitovati:

1) Kristalnoj strukturi – npr. 3

CaCO - kalcit (þist i proziran, zove se dvolomac) – trigonski s.

- aragonit – rompski sustav

2) Polimorfija se može temeljiti i na promjeni kemijske veze. Npr.

13Sn Sn

metalna siva modifikacija - kovalentna veza

modifikacija

t C q��o

Na niskim t taj prijelaz je brži, ta se pojava zove KOSITRENA KUGA.

3) Polimorfija se može oþitovati kroz promjenu boje.



0127 C

2 2HgI HgI

crven žut

(tetragonski) (rompski)

��om��

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

o tlaku i temperaturi i koji prelaze lako jedan u drugi.

Kremen, kvarc R tridimit R kristobalit

Z) Razvrstaj sljedeüe kristale na: a) ionske b) atomske c) metalne d) molekulske

2

CO (s) , Na, 2

SiO , dijamant, He, 2

H , NaCl, 3

KNO , 3

AlH , 8

S , HCl(g), Hg, Mg, CaO,

2

BeCl , 2

BeH , 3

AlCl .

P) Metamorfna stijena je: a) granit b) dolomit (33

MgCOCaCO u ) c) lapor d) mramor

e) sadra

Metamorfna stijena je mramor. Granit je eruptivna stijena.

Z) Navedi agregatno stanje halogenih elemenata kod sobne temperature.

Z) Ako se pomješaju led i NaCl dolazi do sniženja temperature. Toplina se troši na:

a) disocijaciju vode b) hidrolizu soli c) oksidaciju kloridnih iona d) stvaranje kloridne

kiseline e) rušenje kristalne rešetke leda

Toþno je e).

Z) U zatvorenom spremniku se nalazi smjesa leda i vode. Dodatkom male koliþine topline u taj

spremnik i dalje ostaje smjesa vode i leda.

a) temperatura sustava üe narasti b) tlak pare üe pasti c) tlak pare üe narasti d) tlak

pare ostaje konstantan.

Toþno je c).

Z) U kakvom su odnosu polumjeri atoma joda (I) i jodidnog atoma ( I�

):

a) r (I) < r ( I�

) b) r (I) = r ( I�

) c) r (I) > r ( I�

)

Z) Zaokruži dvije toþne tvrdnje:

a) Cl e Cl� �� o b) Na e Na

� �� o , 'H < 0 c) za endotermne procese 'H > 0

d) 2 2

H O(l) H O(g)o , 'H < 0

Z) Izmjerena je temperatura vrelišta vode tv = 80°C. Vrelište je izmjereno u:

a) Splitu b) Mount Everestu c) depresija Quatara d) Zagrebu

OSNOVE KEMIJSKOG RAýUNA

1. Izraþunaj masu atoma: a) zlata i b) 5 atoma sumpora!

a) b)

2. Izraþunaj maseni udio kisika u 4 2

FeSO 7H O� - zelena galica.

4 2

4 2

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

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

r r

r r r r r

M Aw

M A A A A�

� � � �

27

27

(Au) 197 1, 6605 10

(Au) 327,12 10

ili (Au) 197

a r u

a

a

a u

m A m

m kg

m kg

m m

�

�

�

� �

� �

27

27

5 (S) 5 (S)

5 32 1,6605 10

265,68 10

160

a r u

u

m A m

kg

kg

m

�

�

� �

� � �

� �



11,16 176

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

� � � � �

3. Izraþuanj maseni udio vode u 2 4 2

Na SO 10 H O� (glauberova sol).

2

2 2 4 2

2 4 2

10 (H O) 10,18 180(H O, Na SO 10H O)

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

0.5590 55.90%

r

r

Mw

M�

� � � � � � �

Z) Izraþunaj maseni udio svih atoma u: a) 2 3 2

Na SO 10 H O� b) 4 2

CaSO 2 H O� . Navedi

nazive svih soli.

4. Izraþunaj masu molekule: a) 3

SO b) 2

Cl

a) b)

5. Izraþunaj brojnost molekula 2

CO u 200 g uzorka.

(Molarna masa M za molekule ili formulske jedinke jednaka je 1

rM M g mol� )

2

2

323 1 202

2 2 12

(CO ) 200

(CO ) ?

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

(CO ) 44

m g

N

m gN n L L mol

M g mol

��

�

� � � � � �

6. Izraþunaj brojnost aluminija u uzorku mase 250 g aluminija!

(Za atome je molarna masa jednaka 1

rM A g mol� )

323 1 23

1

(Al) 250

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

(Al) 27

m g

m gN n L L mol

M g mol

��

�

� � � � � �

7. Za uzorak sumpornog (VI) oksida mase 100 g izraþunaj:

a) množinu

b) volumen pri s. u. [standardni uvjeti su: t = 0°C, p = 101325 Pa]

c) brojnost molekula 3

SO

d) množinu kisika

e) brojnost atoma kisika

f) brojnost molekula kisika

3

(SO ) 100m g a)

a) 3

(SO ) ?n

b) 0

3(SO ) ?V b)

c) 3

(SO ) ?N

d) (O) ?n c)

e) (O) ?N

f) d)

> @3

27

27

(SO )

(S) 3 (O)

(32 48) 1, 6605 10

132,84 10

ili 80

f r u

r r u

u

m M m

A A m

kg

kg

m

�

�

�

� �

� � �

� �

2 2

27

27

(Cl ) (Cl )

5 32 1, 6605 10

265, 68 10

ili 160

f r u

u

m M m

kg

kg

m

�

�

�

� � �

� �

3

3 13

(SO ) 100(SO ) 1, 25

(SO ) 80

m gn mol

M g mol�

0 0 3 1 3

3(SO ) 1, 25 22, 4 28mV n V mol dm mol dm� � �

23 1 23

3(SO ) 1,25 6,022 10 7,53 10N n L mol mol� � � � �

3(O) 3 (SO ) 3 1,25 3,75n n mol mol � �



e)

f)

� Množina i brojnost nepoznate tvari može se izraþunati preko odnosa množina ili brojnosti.

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

p

n (A) � L : n (B) � L : n (C) � L = n (A) : n (B) : n (C)

� Odnos brojnosti i množina je isti.

8. 0,2 mola CuO sadrži:

a) 23

30,11 10� jedinki b) 23

1, 2044 10� c) 23

1, 2044 10��

23 1 23

(CuO) 0, 2 6, 022 10 1, 2044 10N n L mol mol� � � � �

9. U vodi je otopljeno 5,34 g soli formule 2 4

M SO (M = metal). Ako toj otopini dodamo

otopinu 2

BaCl (u suvišku) istaložit üe se 4,66 g 4

BaSO . Odredi rA metala M.

2 4

4

(M SO ) 5,34

(BaSO ) 4, 66

(M) ?r

m g

m g

A

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

2

2

2

2

2

12

(H O) 1,8

(HBr) (H O)

(HBr) (H O)

(HBr) (H O)

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

(H O) 18

m g

N N

L n L n

n n

m gn mol

M g mol�

� �

11. Koliko atoma Fe ima jedna molekula hemoglobina þiji je 6700rM ako je maseni udio

Fe u molekuli 0,333%.

(hem) 67000

(Fe) 0,333% 0, 00333

rM

W

23 1 23

3

23 23

3

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

(O) 3ili

(SO ) 1

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

N n L mol mol

N

N

N N

� � � � �

� � � �

2 2

23 1 23

2

2

2

(O ) (O )

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

(O) 2

(O ) 1

1 1(O ) (O) 3, 75 1,875

2 2

N n L

N mol mol

n

n

n n mol mol

�

�

� � �

�

> @Rb7.85

4.267164322

4,26701997,0

34.5)SOM(

01997,0)BaSO()SOM(

1

1

)BaSO(

)SOM(

01997,03.233

66.4

)BaSO(

)BaSO()BaSO(

2MClBaSOBaClSOM

1

42

442

4

42

1

4

4

4

4242

��

�o�

�

�

x

x

gmolmol

g

n

mM

molnn

n

n

molgmol

g

M

mn

� brojnost je ista ako su iste množine



(Fe) ?

(Fe) (Fe)(Fe,hem)

(hem) (hem)

(Fe) 55,850,00333

67000

(Fe) 3,99 ~ 4 atoma

r r

r r

N

M N AW

M M

N

N

�

�

12. 0,1 mol helija sadrži ukupno: a) 23

6,022 10� neutrona b) 22

6,022 10� protona

c) 23

3, 01 10� protona d) 23

1, 20 10� neutrona

23 1 22

0

0 22 23

(He) 0,1

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

(n ) 2

(atom He) 1

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

n mol

N n L mol mol

N

N

N N

�

� � � �

� � � � �

13. Množina 3

0,5cm olova je 3

( (Pb) 11,5 )g cmU � :

a) 9,16 mol b) 5,65 mol c) 1,16 mol d) 0,027 mol

3

3

3 3

1

(Pb) 0,5

(Pb) 11,5

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

5,75(Pb) 0, 0277

207, 2

V cm

g cm

m V cm g cm g

mn mol

M g mol

U

U

�

�

�

� �

14. Kolika je masa 2 4 3

Al (SO ) koji sadrži Avogadrov broj 3+

Al iona.

3+ 23

3+

2 4 3

1

(Al ) 6, 022 10 iona

(Al ) 1

Al (SO )

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

N

n mol

m n M

mol g mol g�

�

�

� � � � �

15. Jedan mol glukoze sadrži: a) jednu molekulu 6 12 6

C H O b) 23

6 12 66, 022 10 C H Og�

c) 23

6, 022 10 C atomag� d) 23

6 12 66,022 10 molekula C H O�

Toþno je d) – jedan mol bilo koje tvari sadrži 23

6,022 10� þestica – Avogadro!

ODREĈIVANJE FORMULE SPOJA

(EMPIRIJSKE I MOLEKULSKE)

Empirijska formula prikazuje najmanji odnos broja atoma elemenata u molekuli ili formulskoj

jedinici.

Molekulska formula prikazuje stvarni odnos broja atoma elemenata u spoju.

1. Kemijskom analizom ustanovljeno je da u nekom fosforovom oksidu maseni udio fosfora

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

x y

u 100 g(P) 0, 4364 43,64% (P) 43, 64

(O) 1 0, 4364 0,5636 56,36% (O) 56,36

(P O ) 283,88r

W m g

W m g

M

��o � o

4

2

+

0

He

(p ) (e ) 2

(n ) 4 2 2

u jednom atomu

N N

N

�

�

p

3+

2 4 3

2 4 3

(Al ) 2

(Al (SO ) ) 1

1(Al (SO ) ) 1 0,5

2

n

n

n mol mol

�



Prvo izraþunati množinu elemenata:

1

1

43, 64(P) 1, 4077

31

56,36(O) 3,5225

16

gmn mol

M g mol

gmn mol

M g mol

�

�


N (P) : N (O) = n (P) : n (O)

= 1,4077 mol : 3,5225 mol / : 1,4077 (najmanji)

= 1 : 2,5 / � 2 (ako je broj poloviþan množi se sa dva da se dobiju

= 2 : 5 cijeli brojevi)

Empirijska formula: 2 5

P O .

Buduüi da je zadan rM odrediti:

2 5

283,88 283,88 283,88 283,881,999 ~ 2

(P O ) 2 (P) 5 (O) 2 31 5 16 142

relativna masa empirijske formule

r

r r r r

M

E E A A

� � � �

n

Molekulska formula: 2 5 2 4 10

(P O ) P O �

2. Zagrijavanjem 0,05 mol hidrantne soli 4 2

CaSO XH O� ispari sva voda. Pri tome se masa

soli smanji za 1,802 g. Koliko molekula vode sadrži formulska jedinka te hidrantne soli:

4 2

2

(CaSO XH O) 0, 05

(H O) 1,802

?f

n mol

m g

M

�

Formula spoja: 4 2

CaSO 2H O� - gips ili sadra.

3. 0,0266 mola kiseline formule 3

HXO ima masu 2,246 g. Odredi (X)rA .

3

3

(HXO ) 0, 0266

(HXO ) 2, 246

(X) ?r

n mol

m g

A

Formula kiseline: 3

HClO - kloratna kiselina – oksokiselina klora.

4. Spaljivanjem 0,1 mol nekog ugljikovodika (CH) nastaje 0,2 mol 2

CO i 0,3 mol vode. Odredi

empirijsku formulu.

2 2 2

2

2

CH+O CO +H O

(CO ) 0, 2

(H O) 0,3

n mol

n mol

o

2

(C) 1

(CO ) 1

n

n - ovaj odnos pri sagorjevanju CH vrijedi uvijek!

2

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

1

2

)OH(

)H(

2

n

n - ovaj odnos vrijedi uvijek pri sagorjevanju CH (ugljikovodik)

2

(H) 2 (H O) 2 0,3 0,6n n mol mol � �

2 1

4 2 2 4 2 2

1,802(H O) 0,1

18

(CaSO XH O) : (H O) (CaSO XH O) : (H O)

0, 05 : 0,1 / :0,05

1 : 2

gmn mol

M g mol

N N n n

mol mol

�

� �

3

3

2, 246(HXO ) 84, 436

0, 0266

(HXO ) (H) (X) 3 (O)

84, 436 1 (X) 48

(X) 35, 45

r r r r

r

r

mM

n

M A A A

A

A

� �

� �



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

0, 2 : 0, 6 / : 0, 2

1:3

N N n n

mol mol

Empirijska formula: 3

CH .

5. Jedan organski spoj ima empirijsku formulu CHO, ima rM = 232. Toþna fE je:

a) 3 3 3

C H O b) 8 8 8

C H O c) 5 5 5

C H O d) 6 6 6

C H O e) 2 2 2

C H O

a) (CHO) 232

8(CHO) 29

r

r

M

E otkuda sljijedi da je b) toþan odgovor!

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

8 8 8

CH

(CH) 104

1048

13

Molekulska formula : (CH) C H

f

r

r

f

E

M

M

E

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

1 mol AK. Izraþunaj M (AK).

1

(I) 0,586

(I) 2

(AK) 1

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

(AK) (AK) (AK)

2 (I)0,586

1 (AK)

2 126,90,586

(AK)

2 126,9(AK) 433,105

0,586

r

w

n mol

n mol

m n Mw

m n M

mol A

mol M

M

M g mol�

�

�

�

��

�

8. Zagrijavanjem 2,78 4 2

FeSO X H O� masa se smanjila 1,26 zbog isparavanja vode. Koja je

formula spoja?

4 2

2

4

2 1

4 1

(FeSO X H O) 2, 78

(H O) 1, 26

(FeSO ) (2, 78 1, 26) 1,52

1, 26(H O) 0, 07

18

1,52(FeSO ) 0,01

151,85

m g

m

m g g

n molg mol

gn mol

g mol

�

�

� �

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

molekulsku formulu spoja.

0 3 3

2

(R-OH) 2, 2

(H ) 280 0, 280

m g

V cm dm

4 2 4 2(FeSO ) : (H O) (FeSO ) : (H O)

0,01 : 0,07 / : 0, 01

1: 7

N N n n

mol mol



2

30

2 0 3 1

2

1

2R OH 2Na 2R ONa H

0, 280(H ) 0, 0125

22, 4

(H ) 1

(R OH) 2

(R OH) 2 0, 0125 0, 025

2, 2(R OH) 88

0, 025

m

dmVn mol

V dm mol

n

n

n mol mol

gmM g mol

n mol

�

�

� � o � �

��

�

Formula alkohola: 2 1 5 11

Cn H -OH je C - OH penatanol - AMILNI ALKOHOLn H� �

10. Empirijska formula nekog CH je 2

CH . Gustoüa ispitivanog CH je 14 puta veüa od gustoüe

vodika pri istim uvjetima. rM danog CH je:

a) 4

CH b) 3 8

C H c) 3 6

C H d) 2 4

C H e) 2 6

C H

2 2

(CH)(CH) Gustoüe i se jednako odnose!

(H ) (H )

(CH)14

1 2 1

(CH) 2 14

(CH) 28

rr

r

r

r

r

MM

M

M

M

M

UU

�

� �

11. Iz 0,4469 mol soli 2 4

Na SO . 2

X H O zagrijavanjem ispari sva voda. Smanjenje mase je

7,05 g. Odredi fE spoja.

12. Analizom uzorka 2

ZnCl mase 0,1356 g dobiveno je 0,5448 g cinka. Ako je rA masa klora

35,45, koliki je rA cinka?

1 2

2(ZnCl ) 1,1356

(Zn) 0,5448

(Cl) 0,5908

n n

m g

m g

m g

13. Molarna masa zraka je 1

29 g mol� , gustoüa para fosfora prema gustoüi zraka je 4,28.

Koliko atoma gradi jednu molekulu fosfora?

1(zrak) 29

(P) 4, 284, 28

(zrak) 1

M g mol

UU

�

14. Uzorak 0,89 g lužine elementa alkalijskih metala otopljeno je u vodi i volumen nadopunjen

na 100 ml. Za potpunu neutralizaciju tako prireÿene otopine utrošeno je 44,4 ml HCl konc.

3

0,5 mol dm�. Izraþunaj molarnu masu lužine.

3

(MOH)(aq) 0,89

(MOH)(aq) 100

(HCl) 44, 4 44, 4 10

m g

V ml

V ml �

�

Formula CH je: 2 4

C H - ETEN

2

(Cl) (Zn)

(Cl ) (Zn)

(Zn) 2 (Cl)(Zn)

(Cl)

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

0,5908

r r

rr

r

m m

M M

m AA

m

gA

g

�

� �

1

1

(P) (P)

(zrak) (zrak)

(P)4, 28

29

4, 28 29(P) 4

31

r

M

M

N A g mol

g mol

N

UU

�

�

� �

�



> @

3

3 3

HCl

1

(HCl) 0,5 /

0,5 0, 044

0, 0222

(MOH) (HCl) 0, 0222

0,89(MOH) 40,09 NaOH

0,0222

C mol dm

n C V

n mol dm dm

n mol

n n mol

gmM g mol

n mol

�

�

�

�

�

STEHIOMETRIJA KEMIJSKIH REAKCIJA

Stehiometrija kemijskih reakcija prouþava odnose množina reaktanata i produkata.


1. Kolika je masa kalcijeva klorida potrebnog da se u reakciji sa srebrovim nitratom nastaje

12.4 g srebrova klorida.

1. Uvijek napisati jednadžbu i izjednaþiti: CaCl2(aq) + 2AgNO3(aq) ĺ Ca(NO3)2 + 2AgCl(s)

3

AgNO – reagens za dokazivanje halogenida o nastaje bijeli sirasti talog – taložne

reakcije!

Poznato:

m (AgCl) = 12,4 g

m (2

CaCl ) = ?

2. Naüi množinu poznate tvari, zatim usporediti množine poznate i nepoznate tvari .

1

2

2

2

(AgCl) 12, 4

12, 4(AgCl) 0,086

143,3

(CaCl ) 1

(AgCl) 2

1 1(CaCl ) (AgCl) 0, 086 0, 043

2 2

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

m

gmn mol

M g mol

n

n

n n mol mol

m n M mol g mol g

�

�

� �

ili kraüe:

2

2

2

2

1

2

(AgCl) 2

(CaCl ) 1

1(CaCl ) (AgCl)

2

(CaCl ) 10, 043

(CaCl ) 2

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

2

n

n

n n

mmol

M

m mol g mol g�

�

�

� �

2. Izraþuanj masu 2 3

Al O koji nastaje žarenjem 500 g 3

Al(OH) .

2 3

3

2 2 3 2

(Al O ) ?

(Al(OH) ) 500

2Al(OH) Al O 3H O

m

m g

'��o �

- stehiometrijski koeficjent 2

CaCl

- stehiometrijski koefcijent AgCl



3 1

2 3

3

2 3

2 3

500(Al(OH) ) 6, 41

78

(Al O ) 1

(Al(OH) ) 2

1(Al O ) 6, 41 3, 205

2

(Al O ) 3, 205 102 326,91

gmn mol

M g mol

n

n

n mol mol

m n M mol g g

�

�

� �

3. 30 g HgO grije se dok se ne razvije 22

3, 4 10� molekula kisika. Kolika je masa

neraspadnutog HgO na kraju reakcije?

22

2

2

22

2 23

2

(HgO) 30

(O ) 3, 4 10

(HgO) ? neraspadnutog

2HgO 2Hg O

30(HgO) 0,1385 - U REAKCIJI

216, 6

3, 4 10(O ) 0, 0565

6, 022 10

(HgO) 2

(O ) 1

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

m g

N

m

gmn mol

M g

Nn mol

L

n

n

n mol mol

� '��o �

�

�

�

1

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

(HgO) 0, 0255 216, 6 5,52

Neraspadnutog HgO je 5,52 .

n mol mol

m n m mol g mol g

g

�

�

� �

4. Grijanjem se 3

NaNO raspada djelomice na 2

O i 2

NaNO . Grijanjem 4,25 g 3

NaNO masa

se smanji za 0,65 g. Izraþunaj broj formuliranih jedinki neraspadnutog 3

NaNO .

3

2

3

3 2 2

3 1

2 1

3

2

3

(NaNO ) 4, 25

(O ) 0,65

(NaNO ) ? neraspadnutog

2NaNO 2NaNO O

4, 25(NaNO ) 0,05 U REAKCIJI

85

0,65(O ) 0, 2

32

(NaNO ) 2

(O ) 1

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

NERASPADN

m g

m g

N

gmn mol

M g mol

gmn mol

M g mol

n

n

n mol

�

�

'��o �

�

� �

3

1

3

22 1 22

3

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

(NaNO ) 0,01 85 8,5

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

n mol mol mol

m n M mol g mol g

N n L mol mol

�

�

�

� �

� � � �

5. Reakcijom 10 g NaCl i 5 g 3

AgNO nastaje AgCl i 3

NaNO . Izraþunaj:



a) mjerodavan i reaktant u suvišku

b) množinu reaktanta u suvišku – neiskorištenog

c) masu AgCl koja nastaje reakcijom

m(NaCl) = 10 g

m(AgCl) = 5 g

a) mjerodavan / suvišku – reaktant

b) n (reaktanta) = ? neiskorištenog

c) m (AgCl) = ?

3 3

NaCl AgNO AgCl NaNO� o �

1

3 1

3

3

10a) (NaCl) 0,172 REAKTANT U SUVIŠKU

58

5 (AgNO ) 0,029 MJERODAVAN REAKTNANT

169,9 prema tom raþunamo ostalo

(AgNO ) 1

(NaCl) 1

(NaNO ) (NaCl) 0, 029

gmn mol

M g mol

gn mol

g mol

n

n

n n mol

�

�

�

� �

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

3

3

1

c) (AgCl) ?

(AgCl) 1

(AgNO ) 1

(AgCl) (AgNO ) 0, 029

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

m

n

n

n n mol

m n M mol g mol g�

� �

6. Izraþunaj volumen zraka potrebnog za izgaranje 1280 g 4

CH (s.u.).

4

0

4 2 2 2

2

4 1

2

4

2

0 0 3 1 3

2

0

2

2 0

0

(CH ) 1280

(zrak) ?

CH 2O CO +2H O

(O ) 21% 0, 21

1280(CH ) 80

16

(O ) 2

(CH ) 1

(O ) 2 80 160

(O ) 160 22, 4 3584

(O )(O ) volumni dio

(zrak)

(zra

m

m g

V

gn mol

g mol

n

n

n mol mol

V n V mol dm mol dm

V

V

V

M

M M

�

�

� o

�

� �

3

0 3 3

3584k)

0, 21

(zrak) 17066 67 170, 6667

dm

V dm m

�

7. Reakcijom amonijaka i nitratne kiseline dobije se umjetno gnojivo4 3

NH NO . Izraþunaj

masu 4 3

NH NO koja se može dobiti iz 2

1m3

NH (s.u.) uz 80% iskorištenje.

4 3

0 3 3

3

0 0 3 3

3 3

(NH NO )?

(NH ) 1 1000

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

m

V m dm

V V dm dmK

n � �

faktor iskorištenja



3 3 4 3

0 3

3

3 0 3 1

4 3

3

4 3 3

1

4 3

NH +HNO NH NO

(NH ) 800(NH ) 35,71

22, 4

(NH NO ) 1

(NH ) 1

(NH NO ) (NH ) 35, 71

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

m

V dmn mol

V dm mol

n

n

n n mol

m n m mol g mol g kg

�

�

o

� �

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

3 6

(dibrompropena) ?

(C H ) 21

m

m g

3 6 1

3 6 2

3 6

3 6 2 3 6

1

3 6 2

21(C H ) 0,5

42

(C H Br ) 1

(C H ) 1

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

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

gmn mol

M g mol

n

n

n n mol

n n M mol g mol g

�

�

� �

9. Otapanjem 3 mola 4 10

P O u vodi broj nastalih molekula 3 4

H PO je:

a) 12 b) 6 c) 24

7, 2 10� d) 24

3, 6 10� e) 23

18 10�

4 10 2 3 4

3 4

23 1 24

3 4

3P O 18H O 12H PO

(H PO ) ?

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

N

N n L mol mol�

� o

� � � �

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

6 6 2 6 6 6

6 6 6

2

6 6 6

2

C H 3Cl C H Cl

(C H Cl ) 0,5

(Cl ) 3

(C H Cl ) 1

(Cl ) 3 0,5 1,5

n mol

n

n

n mol mol

� o

�

11. 0,5 g nepoznate dvoprotonske kiseline razrjeÿeno je vodom do ukupnog volumena 50 ml. Za potpunu neutralizaciju prireÿene otopine kiseline utrošeno je 22,2 ml otopine NaOH,

konc. 0,5 3mol dm�. Izraþunaj relativnu molekulsku masu kiseline.

a) 180,18 b) 45,05 c) 90,09 d) 135,14 e) 450

2

3

2

3

3

2 2 2

2

2

(H X) 0,5

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

(NaOH) 22, 2 0, 0222

(NaOH) 0,5

H X NaOH Na X 2H O

(NaOH) 2

(H X) 1

(NaOH) 2 (H X)

m g

V ml dm

V ml dmn

C mol dm

n

n

n n

� o �

�

3 2 2 3 2CH CH CH +Br CH CH CH� o � �

Br Br



3 3

2

2

1

2

1 1 1(H X) (NaOH) (NaOH) 0,5 0, 0222

2 2 2

(H X) 0, 00555

0,5(H X) 90,09

0, 00555

n n C V mol dm dm

n mol

gmM g mol

n mol

�

�

� � � � �

12. Izraþunaj volumen 2

H pri s. u. koji üe se razviti u reakciji 15 g Na s vodom.

0

2

2 2

1

(Na) 15

(H ) ?

2Na+2H O 2NaOH H

15(Na) 0,65

23

m g

V

gmn

M g mol�

o �

13. Gustoüa NaOH je 2,1303g cm�

. Odredi molarni volumen NaOH.

14. Kolika je masa klornog praskavca koja sadrži dva mola molekula vodika i klora. [Klorni

praskavac 2 2

H : Cl 1:1 ]

15. Pomješano je 7,3 g HCl i 4,25 g 3

NH . Koji je to spoj i koliko ga nastaje? Kojeg plina i

koliko ga ima u suvišku ?

16. Odvagali ste 3,2 g Cu i 5,2 g Zn. Cink je bio u granulama, a bakar u obliku tankog lima.

Zagrijali ste jakim plamenom da se metali rastale. Pustite da se ohlade. Koja je empirijska

formula legure koju ste dobili? [R: 5 8

Cu Zn ]

1,8:5

5/62,1:1

048,0:/078,0:048,0

)Zn(:)Cu()Zn(:)Cu(

078,037,65

2,5)Zn(

049,035,66

2,3)Cu(

1

1

�

�

�

molmol

nnNN

molgmol

g

M

mn

molgmol

g

M

mn

Formula nastale legure je: 5 8

Cu Zn - INTERMETALNI SPOJ - spojevi u kojima su dva ili

više metala vezani metalnom vezom, nastaju taljenjem u odreÿenom omjeru komponenata.

FORMULE

Kemijski raþun:

24

0

0

, , 1, 6605 10

,

far r u

u u

m

mmA M m g

m m

m N Vn

M L V

� �

Empirijske formule i stehiometrija kemijske reakcije:

23

0 3 1

6, 022 10

22, 4

s.u.: 0za plin

101325

m

L mol

V dm mol

t C

p Pa

�

�

q ½¾ ¿

2

2

0 0 3 1

2

0 3

2

(H ) 1

(Na) 2

1(H ) 0,55 0,325

2

(H ) 0,325 22, 4

(H ) 7, 28

m

n

n

n mol mol

V n V dm mol

V dm

�

�

� �

m

M

VU - gustoüa za þvrste tvari (NaOH…)



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

Udjeli:

a) maseni udio: > @%ili1)spoj(

)X(

)spoj(

)X(

)smjese(

)X()X(

M

M

M

M

m

mW

r

r

b) volumni udio: (x)

(x)(otopina)

V

VU

c) (A)(A)

(A) (x) ...

nX

n n

� �

A B1X X�

Koncentracije:

a) masena koncentracija: 3

3

(x)(x) ili

(otopina)

m gg dm

V dmJ �ª º �« »¬ ¼

W c MJ U � �

b) množinska koncentracija: 3(x)

(x)(otopina)

nc mol dm

V

�ª º ¬ ¼

W

cM M

J U �

Molalnost:

1(x)(x)

(otapalo)

nb mol kg

m

�ª º ¬ ¼

Masu otopljene tvari možemo izraziti na razliþite naþine:

m = U V

= U w V = J V = n M = c M V = w m(otopine)

Razrjeÿivanje otopina:

n1 = n2 ĺ c1V1 = c2V2

m1 = m2 ĺ J1 V1 = J2 V2 ĺ w1 J1 V1 = w2 J2 V2

Miješanje otopina:

n1 + n2 = n3

m1 + m2 = m3

V1 + V2 = V3

Koligativna svojstva:

0

0

0 00

0

(tvar)

p p X

np p p

n n

o ��

0n je množina otapala

A B1X X�

Koligativna svojstva su: povišenje vrelišta, sniženje ledišta i osmotski tlak.

Raoultov zakon 0p = tlak pare þistog otapala

p = tlak pare otopine

X0 = množinski udio otapala

povišenje vrelišta

sniženje ledišta

opüa plinska jednadžba

b

k

T f K b

T f K b

p v n R T

' � � �

' � � �

� � � �



3 1 1 3 1 1

ʌ :

ʌ

ʌ

ili ʌ

ʌ ,

ʌ

8,314 8314

V f n R T V

nf R T

V

f c R T

mV R T

M

m RT m

V M V

RT

M

R Pa m mol K Pa dm mol K

U

U

� � � �

� � � �

� � �

� � �

� � �

§ · � ¨ ¸© ¹

�

Plinovi:

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

1

2

2

1

2211

ili

.)(

p

p

V

V

konstTVpVp

.)(

2

1

2

1 konstpT

T

V

V

1 1

2 2

p T

p T (V = konst.)

Ako se mijenjaju sve tri veliþine, odnos izmeÿu njih prikazuje opüa plinska jednadžba:

> @ > @ > @3 3 1 18,314

p V n R T

p Pa V m n mol R Pa m mol K T K� �

� � �

ª º ª º� � �¬ ¼ ¬ ¼

Za dva stanja plina vrijedi:

1 1 2 2

1 2

p V p V

T T ,

1

2

2

1

2

1

2

1

T

T

p

p

M

M��

UU

Termokemija:

000

000

r

000

ǻSTǻHǻG :termoke.zak.prvi

SSǻS :entropije prom.

HǻnǻH

ǻH :entalpije prom.

�

�

�

RP

RP HH

Kristali:

Razmak izmeÿu središta najbližih atoma (prvi susjedi) jednak je:

2

2

ad - za plošno centriranu elementarnu üeliju

3

2

aD - za prostorno (volumno) centriranu elementarnu üeliju

gdje je a = duljina brida elementarne üelije.

Gustoüa kristala:

Za atomarne kristale: 3 3

(A)(A)

(A) (A)(A)

r u

NM

N A mm n M LV V a a

U

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

(AB)

(AB) (AB)(AB)

r u

NM

m n M N M mLV V a a

U

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

f = 1 za neelektrolite

+

2+

2

NaCl Na Cl , 2

CaCl Ca 2Cl , 3

f

f

�

�

o �

o �

bK - ebulioskopska konstanta

kK - krioskopska konstanta

S - osmotski tlak

'T = 't

1 2

1 2

1 2

n nm m

M M

Faradayevi zakoni:

1 1 1

( )

1

1 96500 96500 26,8

Q I t N e e

Q n Z F

I t n Z F

F L e

F C mol As mol Ahmol

�

� � �

� � � ��

Serij. spojeni elektroli.:

1 2

1 1 2 2

Q Q

n Z n Z


PRIPR

EME

Zagreb, 2006.

KEMIJA 2

PRIPREMILA

KATA MILI!


Nakladnik


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




Tvar 1

f H

kJmol�' q

1

f G

kJmol�' q

1 1

mSJmol K� �

qTvar

1

f H

kJmol�' q

1

f G

kJmol�' q

1 1

mSJmol K� �

q

Ag(s) 0,00 0,00 42,75 2

CuBr (s) -141,4 - -

AgBr(s) -99,5 -93,68 107,1 CuO(s) -155 -127 43,5

AgCl(s) -127,0 -109,7 96,11 2Cu O(s) -166,7 -146,4 101

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

2Ag S(s) -31,8 -40,3 145,6 2Cu S(s) -79,5 -86,2 121

Al(s) 0,00 0,00 28,32 Fe(s) 0,00 0,00 27,2

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

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

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

2 3Al O (s) -1669,8 -1576,4 51,00 HBr(g) -36,23 -53,22 198,5

Ar(g) 0,00 0,00 154,7 HCl(g) -92,30 -95,27 186,7

3BF (g) -1100 -1093 254,0 HF(g) -268,61 -270,7 173,5

Ba(s) 0,00 0,00 67 HI(g) 25,94 1,3 206,3

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

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

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

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

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

2Br (l) 0,00 0,00 152,3 2H S(g) -17,51 -33,02 250,6

C(s, dijamant) 1,9 2,9 2,43 2 4H SO (l) -811,3 - -

C(s, grafit) 0,00 0,00 5,69 Hg 0,00 0,00 76,0

2CaC (s) -60,0 -65,0 70 2

HgBr (s) -169 -162 -

2CaCl (s) -795,8 -750,2 114 2

HgCl (s) -230 -176,6 -

3CaCO (s) 1206,9 1228,8 92,9 HgO -91,0 -59,0 70,0

CaO(s) -635,5 -604,2 40 2I (s) 0,00 0,00 116,7

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

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

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

3CH OH(l) -238,6 -166,23 126,8 KF(s) -562,8 -533,13 66,57

CO(g) -110,5 -137,3 197,9 2 3K CO (s) -1146,1 - -

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

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

2 4C H (g) 52,28 68,12 219,8 2

MgBr (s) -517,6 - -

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

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

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

3 8C H (g) -103,8 -23,49 269,9 2

MnO (s) -520,9 -466,1 53,1

n- 4 10C H (g) -124,7 - - NaBr(s) -359,9 - -

n- 5 12C H (l) 173,1 - - NaCl(s) -411,0 -384,0 72,4

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

2Cl (g) 0,00 0,00888 223,06 NaF(s) -569,0 -541,0 58,6

Cu(s) 0,00 0,00 33,30 NaI(s) -288,0 - -

CuBr(s) -105,1 -99,62 91,6 NaOH(s) -426,7 - -



Tvar 1

f H

kJmol�' q

1

f G

kJmol�' q

1 1

mSJmol K� �

qTvar

1

f H

kJmol�' q

1

f G

kJmol�' q

1 1

mSJmol K� �

q

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

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

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

4 3NH NO (s) -365,1 - - 4 10P O (s) -2940,1 -2675,1 228,9

NO(g) 90,37 86,69 210,6 2SO (g) -296,9 -300,4 248,5

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

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

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

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

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

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

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

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

3PbCO (s) -700,0 -626,3 131 SnO(s) -286 -257 56,5

PbO(s) -217,9 -188,5 69,5 2SnO (s) -580,7 -519,7 52,3

2PbO (s) -276,6 -219,8 76,6 2ZnCl (s) -415,9 369,3 108

PbS(s) -100,4 -98,7 91,2 ZnO(s) -348,0 318,2 43,9

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

TERMOKEMIJA

Termokemija – dio fizikalne kemije koja prouþava promjenu toplinske energije pri kemijskim

reakcijama. Entalpija (H) – mjera za sadržaj unutarnje energije. 0H' - razlika entalpija 0 0 0

p RH H H' � , p = produkt, R = reaktant

Apsolutna entalpija se ne može odrediti, samo 'H.

Termokemijske jednadžbe – navedeno agregatno stanje tvari, t, p, i promjena entalpije.

6 12 6 2 2 2C H O (s) 6O (g) 6CO (g) 6H O(l)� o � , 1

2816rH kJ mol�' � - entalpija izgaranja,

'H < 0, egzoterman proces (oslobaÿa se toplina).

2 2H O(s) H O(l)o , l 1

s 6H kJ mol�' , -entalpija taljenja 'H > 0, endoterman proces (troši se

toplina).

Entalpija elementarne tvari je NULA.

Standardno stanje tvari pri odreÿenoj temperaturi:

- Kemijski þista tvar u þvrstom ili tekuüem stanju je u standardnom stanju ako je to

najstabilnije stanje pri p = 101325 Pa >1 bar@ - Plin je u standardnom stanju ako je njegov tlak 101325 Pa, t = 0qC.

- Otopljena tvar u otopini bit üe u standardnom stanju ako je njena koncentracija 3

1mol dm�

MOLNA ENTALPIJA STVARANJA: ' fH je reakcijska entalpija u kojoj nastaje 1 mol tvari

iz elementarnih tvari.

Npr: 2 2 2

1H (g) O (g) H O(l)

2� o , 0' �fH - entalpija stvaranja

2 2 22H (g) O (g) 2H O(l)� o , 0' �rH - reakcijska entalpija

Prvi zakon termodinamike ili zakon o oþuvanju koliþine energije:

Energija se ne može uništiti, može samo promjeniti oblik.



Hessov zakon – jedan od naþina iskazivanja zakona o oþuvanju energije: ukupna entalpija

jednaka je zbroju svih entalpija po koracima, ili ukupna entalpija ne ovisi o putu kojim

reaktanti prelaze u produkte nego o entalpiji produkata i reaktanata.

Karakteristiþno za svaku kemijsku reakciju je cijepanje kemijske veze – endoterman proces i

nastajanje novih veza – to je egzoterman proces.

Entropija – mjera za nered 0S - apsolutna entropija

0'S - promjena entropije, 0 0 0' �p RS S S

Kod svih spontanih procesa entropija raste. Te promjene uvjek prati disperzija energije.

Drugi zakon termodinamike – entropija raste kod svih spontanih reakcija, ili entropija svemira

je beskonaþna.

Treüi zakon termodinamike – entropija savršenog kristala je NULA kod apsolutne nule. (T = 0 ili t = -273.15q. Temperatura apsolutne nule ne može se postiüi eksperimentalno).

Entropija elementarne tvari NIJE NULA.

Entropija ovisi o:

- broju þestica: Nn, Sn

- agregatno stanje: -raste

o oJJJJJJJJJJJGs l g

s

- tlak: pn, Sp

- temperatura tn, Sn

- složenost (graÿa) þestica S(CO,g) < S( 2CO g)

Ako je: 'S > 0 – RASTE entropija, 'S < 0 – PADA entropija

Gibbsova slobodna energija – energija koja se može pretvoriti u korisni rad.

0 0 0' ' � 'G H T S

Z) Usporedi stabilnost dijamanta i grafita ako je:

' fH (dijamant) = 2 kJ mol, ' fH (grafit) = 01kJ mol� .

STABILNIJA alotropska modifikacija je GRAFIT jer je sadržaj energije MANJI (manji

sadržaj energije veüa stabilnost).

Z) Usporedi ENTROPIJU dijamanta i grafita.

Veüa entropija je kod grafita, ima delokalizirane �e .

Z) Izraþunaj utrošenu toplinu za proizvodnju 500g 2CaC .

2CaO(s) 3C(s) CaC (s) CO(g)� o �

-635.5 0 -59.4 -110.5 1kJ mol�ª º¬ ¼ su vrijednosti iz tablice!

� �0 1 1 1 159.4 110.5 635.5 3 0r H kJ mol kJ mol kJ mol kJ mol� � � �ª º ª º' � � � � � � �¬ ¼¬ ¼

0 1 1 1

169 635.5 465.5r H kJ mol kJ mol kJ mol� � �' � � - endoterman proces

Za proizvodnju 500g:

0 0

1

1

500465.5 3631.10

64.1

rH n Hg kJ mol kJ

g mol�

�

' � '

�

C

C

C

CC

dijamantCC

C

C

C

C

Cgrafit

e-

Ca O(s) 3C(s)�

2CaC (s) CO(g)�

3631.10KJHmol

'

H



Z) Izraþunaj r H' za: 4 4CuSO (aq) Zn(s) ZnSO (aq) Cu(s)� o �

0 2e 1(Cu ) 64.8f H kJ mol�'

0 2e 1(Zn ) 153.9f H kJ mol�' �

1 1 1

153.9 64.8 89.1p RH H H kJ mol kJ mol kJ mol� � �' � �

Napomena: grafovi su ENTALPIJSKI

DIJAGRAMI REAKCIJA

Z) Bez uporabe tablica odredi predznak 'S za procese

a) 2O (g) 2O(g),o 'S > 0 b) 2 2 3N (g) 3H (g) 2NH (g)� o , 'S < 0

c) 2 2C(s) H O(g) CO(g) H (g)� o � , 'S > 0 d) 2 2

Br (l) Br (g)o , 'S > 0

e) 2 2N (g,10 ) N (g,1 )bar baro , 'S > 0 f) dijamant grafit

C Co , 'S > 0

g) desalinizacija morske vode, 'S < 0 h) 3

3 3AgNO (s) AgNO (aq) 1c mol dm�o , 'S >0.

Z) Toplina osloboÿena ('H < 0) izgaranjem etina pri t = 25qC, p = 101 kPa je

1299,541kJ mol� .

Odredi entalpiju stvaranja etina.

Napomena: ako je osloboÿena entalpija 'H < 0 (predznak minus), a ako je utrošena

entalpija 'H > 0 (plus predznak)

'H – stvaranja, nastaje 1mol!!!

0 1

2 2 2 2 2

5C H (g)+ O (g) 2CO (g)+H O(l) 1299.54

2

? 0 393.5 285.84

r H kJ mol�o ' �

� �

2 2

(C H ) ?fH'

0 0 0

r p RH H H' �

1 1 1

2 2

51299.54 2 (393.5 ) ( 285.84) (C H ) 0

2fkJ mol kJmol kJ mol H� � � ª º� � � � � ' � �« »¬ ¼

0 1 1 1

2 2(C H ) 1299.54 787 285.84f H kJ mol kJ mol kJ mol� � �' � �

1

2 2(C H ) 226.7f H kJ mol�'

Napomena: entalpija je pozitivna, znaþi da je stvaranje 2 2C H teško postiüi zbog trostruke

veze koja je reaktivna. (Za eten je takoÿer endotermno, a etan egzoterman proces)

Z) Na temelju jednadžbi:

2 2C(s,grafit) + H O(g) CO(g) + H (g), 131.3H kJo '

2 2 2C(s,grafit) + 2H O(g) CO (g) + 2H (g), 90H kJo '

izraþunaj 'H za reakciju 22CO(g) C(s, grafit)+CO (g)o

1

90 2 131.3 172.6

p RH H H

H kJ kJ kJ mol�' �

' � � �

Napomena: podaci za 'H iz prve dvije jednadžbe, a ne iz tablica u knjizi.

Z) Odredi predznak entalpije stvaranja:

a) 2 6C H 'H < 0 – stabilan spoj zbog: , V - veza

b) 2 4C H 'H > 0

c) 2 2C H 'H > 0

C C

– jer su nestabilni zbog reaktivnosti i

S veza nestabilna.

C C C C

H4

CuSO (aq) Zn(s)�

4CuSO (aq) Zn(s)�

H 89.1kJ'



Z) Izraþunaj entalpiju otapanja NaCl ako je za razaranje kristalne rešetke utrošeno

1

788 kJ mol� , a pri hidrataciji osloboÿeno 1

784 kJ mol� . Važno: za razaranje kristalne

rešetke je 'H > 0, entalpija hidratacije 'H < 0.

Hessov zakon:

1 1 1

1 2 788 ( 784 ) 4H H H kJ mol kJ mol kJ mol� � �' � � �

Z) Na temelju sljedeüih informacija:

1

2 2

1

2 2

1

2 2

2 2

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

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

Naÿi entalpiju prijelaza krutog u plinoviti sumpor!

Rješenje zadatka:

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

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

H kJ mol

H kJ mol

H kJ mol

H kJ mol

�

�

�

�

½o ' � ° �¾o ' � °¿

o ' �

o ' � 1

S(s) S(g)

½° �¾°¿

o

Hess: 1 1

1 2 ( 297 576) 279� �' � � � g

sH H H kJ mol kJ mol

Z) Izraþunaj prirast Gibbsove energije pri nastajanju plinovitog klorovodika iz vodika i klora

pri t = 25qC.

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

0 0 92

130 223 186,7

o�

0 0 0 1 1

2 92 184� �' � � � �p RH H H kJ mol kJ mol

� �0 0 0 1 1 1 1

1 1 1 1

1 1

2 186, 7 130 223

373, 4 353

20, 4

� � � �

� � � �

� �

ª º' � � � � ¬ ¼ �

p RS S S J mol K J mol K

J mol K J mol K

J mol K

0 0 0

1 1 1

1 1

1 1

1

184 298,15 20, 4

184 6082, 26

184 6, 08226

190, 08

� � �

� �

� �

�

' ' � '

' � � �

' � �

' � �

' �

G H T S

G kJ mol K J mol K

G kJ mol J mol

G kJ mol kJ mol

G kJ mol

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

a) 2

N (g) 0o ' fH na 25qC

b) 2Cl (l) (na t = 25qC je plin)

c) NaCl (nije elementarna tvar pa fH' nije jednaka nuli!)

d) 2N (l) (na t = 25qC je plin pa fH' nije jednaka nuli!)

e) Fe(l) (na t = 25qC je u þvrstom stanju pa fH' nije jednaka nuli!)

f) Fe(s) o ' fH = 0

g) ( )N g - (nije molekula pa fH' nije jednaka nuli!)

OSNOVNA SVOJSTVA TEKUûINA Tvari se u prirodi nalaze u tri agregatna stanja: s, l, g. Agregatno stanje ovisi o PRIVLAýNIM

SILAMA izmeÿu þestica pri odreÿenoj t i p. Privlaþne sile izmeÿu molekula su uvijek

elektrostatske prirode.



Vrste meÿudjelovanja izmeÿu þestica

Jakost meÿumolekulskih djelovanja ima IZRAVAN

odraz na vrijednost tv i tt, jer raskidanje jaþih veza

zahtjeva veüu energiju.

FIZIKALNA SVOJSTVA TEKUûINA

Osnovna svojstva tekuüina su: gustoüa, viskoznost, napetost površine.

GUSTOûA homogene tekuüine - U, mV

U � omjer mase i volumena. Gustoüa ovisi o

t i 0t obrnuto proporcionalno. Masa i volumen su ekstenzivna svojstva a gustoüa

intezivno svojstvo tekuüina. GUSTOûA se mjeri AREOMETROM (direktna metoda)

koji nije jako precizan, ili se može mjeriti pomoüu PIKNOMETRA (indirektna

metoda).

ANOMALIJA vode - voda je kod +4qC najgušüa, druge tekuüine imaju najveüu gustoüu pri

TEMPERATURI TALJENJA. Anomalija vode je posljedica vodikove veze.

Tip meÿudjelovanja Jakost meÿudjelovanja

+ -

ion - ion

+ - +

ion - dipol

dipol - dipol

vodikova veza

dipol - inducirani dipol

inducirani

dipol

- inducirani

dipol

400 do 4000 kJ mol/

40 do 600 /kJ mol

5 do 25 kJ mol/

10 do 40 kJ mol/

2 do 10 kJ mol/

0,05 do 40kJ mol/

+ --+

+ - + -

+ - -+

H

O

H

O O

G �

G �G �

G �

Privlaþenje s induciranim dipolom

Vrelišta halogenih elemenata

i plemenitih plinova

Element tv C/°

2F (g)

2Cl (g)

2Br (l)

2I (s)

-187,0

-34,6

58,78

183,0

He(g)

Ne(g)

Ar(g)

Kr(g)

Xe(g)

-268,9

-246,0

-185,2

-152,3

-108,1

100

0

-100

-200

t C/°

2 3 4 5 perioda

HF

HlHCl HBr

3NH

2H O

4CH 4

SiH

3PH

2H S

3AsH

2H Se

4GeH

2H Te

3SbH

4SnH

Vrelište raznih spojeva vodika. Više vrijednosti

vrelišta fluorovodika, vode i amonijaka od

ostalih hidrida iste grupe upuüuju na to da

izmeÿu njihovih molekula djeluju vodikove

veze. Kad ne bi bilo vodikovih veza, voda bi, na

primjer, pri standardnim uvjetima bila plin (vidi

crtkanu liniju), pa oceani, rijeke i jezera ne bi

postojali, a kiša ne bi padala.



VISKOZNOST - mjera za unutarnje trenje izmeÿu þestica. Izražava se KOEFICIJENTOM

VISKOZNOSTI K (eta). [Pa s – jedinica je (Paskal)·(sekunda)]. VISKOZNOST ovisi o: t –

obrnuto proporcionalno i o graÿi molekule. Ravne molekule lakše teku, dok se razgranate

mogu “zamrsiti”. Viskoznost se mjeri OSTWALDOVIM VISKOZIMETROM. TEKUûINE

KOJE LAKO TEKU SU FLUIDNE (npr. voda). FLUIDNOST I VISKOZNOST SU U

OBRNUTOM OMJERU.

FLUIDNOST 1MK

Viskozna tvar je npr. med ili razliþite smole. Viskoznost se smanjuje s poveüanjem

temperature.

NAPETOST POVRŠINE – sila koja djeluje na jediniþnu dužinu u površinskom sloju tekuüine.

Oznaþava se sa V [sigma] V FL

. Zbog površinske napetosti kukac hoda po površini vode ili

þeliþna igla þiji je 3

7.8 g cmU � pliva na vodi þiji je 3

1 g cmU � .

MJERI SE STALAGMOMETROM.

Na površinsku napetost može se utjecati (smanjiti) pomoüu POVRŠINSKI AKTIVNIH

TVARI, a to su deterdženti (tensidi), alkohol. Djelovanje je posljedica graÿe deterdženata

(tvari) i masne kiseline.

ili

hidrofilna glava = - COO�

karboksilna skupina

okrenuta prema vodi

hidrofoban rep = - 3SO�

sullfonska skupina

ugljikovodiþni lanac – okrenut prema zraku ili neþistoüi pri pranju rublja

Osim s površinski aktivnim tvarima napetost površine može se smanjiti poveüanjem

temperature.

Površinska napetost 2

H O je visoka zbog vodikovih veza, i uvijek je veüa od površinske

napetosti organskih tvari (aceton, benzon…). Napetost ovisi i o KONCENTRACIJI tvari –

poveüava se s porastom koliþine tvari (morska voda).

Z) Napetost površine ovisi o: temperaturi, koncentraciji, prirodi tvari s kojom tekuüina graniþi, a takoÿer ovisi o dodatku površinski aktivne tvari.

Tvari koje poveüavaju napetost površine zovu se POVRŠINSKI INAKTIVNE TVARI, a to su:

otopine šeüera, soli, kiselina.

VRELIŠTE ILI TEMPERATURA vrenja (tv) je temperatura pri kojoj se tlak pare tekuüine

izjednaþi s atmosferskim tlakom (1 bar) odnosno s tlakom iznad tekuüine. Ako je p = 1 bar

vrelište se zove NORMALNIM VRELIŠTEM.

VRELIŠTE ovisi o TLAKU p. Što je tlak pare veüi vrelište je niže.

Tekuüe organske tvari uglavnom imaju VISOKI TLAK PARE, zbog þega imaju nisko vrelište,

npr. ETERI, KETONI (ACETON).

TLAK PARE ýISTOG OTAPALA UVIJEK JE VEûI NEGO TLAK PARE OTOPINE

(OTAPALO + OTOPLJENA TVAR).

Ekstenzivno svojstvo tvari ovisi o veliþini uzorka (masa, volumen).

Intezivno svojstvo tvari ne ovisi o veliþini uzorka tvari (gustoüa, boja, elektriþna vodljivost,

prozirnost, ...)

FAZNI ILI RAVNOTEŽNI DIJAGRAM VODE

Fazni dijagram pokazuje promjenu agregatnog stanja vode u odnosu na p i t.

3

SO�

COO



T = trajna toþka – sve tri FAZE U

RAVNOTEŽI

K – kritiþna toþka (iznad 100°C) - toþka

iznad koje nema isparavanja, a voda i

vodena para SE NE RAZLIKUJU.

Voda ima:

- 3 krivulje – faze u ravnoteži

- 3 faze (s, l, g) – homogene

- 1 TROJNA temperatura sve tri faze

u ravnoteži

- 1 KOMPONENTA tj. isti kemijski

sastav u sve tri faze

- 1 – KRITIýNU TOýKU

Krivulja taljenja nagnunta je u lijevo, to

znaþi da poveüanjem tlaka talište se

smanjuje zbog pucanja vodikovih veza.

Ostale tvari krivulje taljenja imaju

nagnute u desno, a kod vode je to

posljedica ANOMALIJE VODE (vodikove veze).

SUMPOR IMA TRI TROJNE TOýKE .

OSTALE FAZE:

- staklo – amorfna tvar pothlaÿena tekuüina

- plazma – jezgre atoma, oduzeti �e na visokoj temperaturi

- tekuüi kristali – djelomiþno þvrsto, a djelomiþno tekuüina

P) Postoji li sustav koji ima jednu fazu, a dvije komponente. Odgovor: Da. Primjeri su:

a) voda + etanol b) actena kiselina + voda (ocat) c) legura cinka i bakra – MJED – Zn/Cu

þvrsta otopina CINKA U BAKRU.

P) Izmjereno je vrelište vode vt = 80°C. Gdje je moglo biti izvršeno to mjerenje:

a) Zagreb b) Split c) Ciudad Mexico d) depresija Qatara e Mount Everest – jer je

najniži p [Pa]

Talište, tt - temperatura pri kojoj þvrsta tvar prelazi u tekuüe stanje pri tlaku 101,3 kPa

Normalno vrelište, vt - temperatura pri kojoj tvar prelazi u plinovito stanje pri tlaku 101,3 kPa.

Vrelište je temperatura kod koje je tlak para tekuüine jednak tlaku iznad tekuüine.

P) Kakav mora biti vanjski tlak da bi ledište vode bilo manje od 0°C ?

a) p = 101 kPa b) p < 101 kPa b p > 101 kPa

ISKAZIVANJE SASTAVA OTOPINA

Formule su u skripti za prvi razred na 34. srtanici!

KOLIGATIVNA SVOJSTVA OTOPINA

Koligativna svojstva su svojstva razrjeÿenih otopina koje ovise o broju þestica otopljene tvari,

a ne ovise o vrsti tvari.

Koligativna svojstva su:

- povišenje vrelišta

- sniženje ledišta

- osmotski tlak

krivulja

sublimacije

610.6

273.16

t C= 0.01°

T

K

krivulja

isparavanjakrivulja

taljenjap Pa[ ]

E FA

BCD

GH

F

T K[ ]

led

voda

vodena

para



Z) Osmotski tlak vodene otopine koja sadrži 3

1�mol dm NaCl u odnosu na osmotski tlak

vodene otopine saharoze jednake koncentracije je:

a) dvostruko veüi b) dvostruko manji

c) jednak

d) deset puta veüi

Z) Kolika je masa šeüera ( 342 rM ) koju treba dodati u 4 kg vode da bi se otopina smrznula

na t = -3.72 °C , 1

1.86� KK K mol kg

t = -3.72 °C 342 rM 0 ( 3.72) 3.72' � � q qt C C

m ( 2H O ) = 4 kg 'T = 't = 3.72 K

11.86

� KK K mol kg

KT f K b' � �

1

1

(šeüer)

3423.72 1 1.86

4

mg molK K mol kg

kg

��

3.72 342 4

(šeüer) 2736 2.7361.86

gm g kg� �

Z) Talište þistog Ag je 961 °C, 1

34.5� KK K kg mol .Odredi talište legure bakra i srebra ako

je maseni udio bakra u leguri 0,2.

Z (Cu) = 0,2 (u 100 g) � m(Cu) = 20 g

m(Ag) = 80 g = 0.08 kg 1

34.5� KK K kg mol

( ) 961 qtt Ag C ili ( ) (961 273.15) 1234.15 � tT Ag K K

' � �KT f K b

1

1

20

63.551 34.5

0.08

gg molT K kg mol

kg

��' �

'T = 135.72 K ( / ) 1098.43 tT Cu Ag K ili ( / ) 825.28 qtt Cu Ag C

(ot.tvar)(otopljena tvar)

(otapalo)

�

� 'fK m

Mm t

ili

(ot.tvar)(otopljena tvar)

(otapalo)

�

� 'bK m

Mm t

Vrijednosti za bK i fK oþitamo iz tablice!



OSMOTSKI TLAK

Osmoza je prolazak molekula otapala kroz polupropusnu membranu iz prostora manje

koncentracije otopine prema prostoru veüe koncentracije do njihova izjednaþenja. Pri tome se

þestice otopljene tvari sudaraju s membranom i uzrokuju nastajanju tlaka. To je osmotski tlak,

koji ovisi o koncentraciji otopljene tvari u otopini.

Zadaci za vježbu

Z-9.1. Topljivost kalijeva nitrata u vodi pri razliþitim temperaturama je :

a) 31,6 g pri t = 20°C

b) 85,5 g pri t = 50°C

c) 202 g pri t = 90°C

Je li prema navedenim podatcima, energija kristalne rešetke veüa ili manja od energije

hidratacije? Objasni odgovor!

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

a) topljivost amonijeva klorida pri temperaturama 0°C i 40°C,

b) prema oþitanim vrijednostima zakljuþi je li proces otapanja amonijeva klorida

egzoterman ili endoterman,

c) kako se mijenja topljivost natrijeva klorida s povišenjem temperature,

d) kakav je proces otapanja natrijeva nitrata s obzirom na poveüanje temperature? Je li

entalpija pozitivna ili negativna? Obrazloži odgovor!

Z-9.3. Neka otopina ima 50 ppm iona žive 2

Hg�

u 50 kg vodene otopine. Izraþunaj masu iona

2

Hg�

u toj otopini! Dobivenu vrijednost izrazi u mikrogramima (Pg) po kilogramu

otopine

Z-9.4. U litri vode ima 16

3, 6 10� iona Ag�

. Izraþunaj maseni udio srebrovih iona u toj vodi

(pretpostavimo da je gustoüa vode 3

1 /g cm )

Z-9.5. 6,0 g kuhinjske soli otopljeno je u 250 mL vode. Izraþunaj maseni udio kuhinjske soli u toj

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

Otapalo Ledište, /°t C 1/fK K mol kg�

Vrelište, /°t C 1/bK K mol kg�

voda 0 1,86 100 0,512

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

aceton -94 8 56 1,71

kamfor 178,4 40 - -

vrijeme

Semipermeabilna

(polupropusna)

membrana

PRIJE OSMOZE NAKON OSMOZE

Osmotski

tlak

2H O

cista voda

otopina

šecera

cista voda

otopina

šecera

razrijedena



otopini 3

2( (H O) 1 / )U g cm .

Z-9.6. Gustoüa natrijeve lužine je 1,21923

/g cm . Maseni udio natrijeva hidroksida je 0,20.

Izraþunaj:

a) masenu koncentraciju

b) množinsku koncentraciju!

Z-9.7. Otopina kalijeva permanganata dobivena je otapanjem 12g ove soli u vodi i razrijeÿena

do 3

500cm otopine. Kolika je množinska koncentracija kalijeva permanganata?

Z-9.8. Za neku reakciju utrošeno je 15mL otopine dušiþne kiseline množinske koncentracije 3

0, 2 /mol dm . Za istu reakciju utroši se 37,5 mL dušiþne kiseline nepoznate

koncentracije. Kolika je nepoznata koncentracija?

Z-9.9. Koliki su volumeni koncentrirane sumporne kiseline, gustoüe 1,84 g/cm i masenog

udjela 0,96, potrebni za pripravu:

a) 31,5 dm razrijeÿene kiseline,

3

2 4(H SO ) 3, 0 / c mol dm

Z-9.27. Tlak pare þistog otapala A jest 1,6 bara. Dodatkom tvari B tlak pare snizi se na 1,0 bar.

Izraþunaj množinski udio komponente B u otopini!

Z-9.28. Tlak pare þiste vode pri t = 25°C jest 0,0313 bar. Tlak pare otopine koja se dobije

miješanjem 5,4 g neke tvari s 90,0 g vode jest 0,0307 bar. Kolika je molarna masa

otopljene tvari?

Z-9.29. Na temperaturi t = 60°C tlak pare vode je 0,1966 bar. Koliki je tlak pare otopine koja

sadrži 102,6 g saharoze na 1080 g vode?

Z-9.30. Neka otopina sadrži 9,0 g nekog neelektrolita u 125 g vode. Ledište otopine je

–0,744°C. Izraþunaj molarnu masu neelektrolita!

Z-9.31. Otopina koja sadrži 1,54 g neke tvari otopljene u 100 g benzena ima vrelište 80,353°C.

Kolika je molarna masa otopljene tvari?

Z-9.32. Izraþunaj molarnu masu nekog ugljikovodika, ako je 3,75 g tog ugljikovodika

otopljeno u 95,0 g acetona! Otopina ima vrelište 56,50°C.

Z-9.33. Koliki je osmotski tlak vodene otopine u kojoj je otopljeno 4,0 g saharoze

(12 22 11C H O ) u 230 mL otopine? Temperatura otopine je 10°C.

Z-9.34. Koliki je osmotski tlak vodene otopine množinske koncentracije 0,5 mol/L pri

temperaturi 17°C?

Z-9.35. Izraþunaj osmotski tlak otopine koja ima 18 g karbamida 2 2(CO(NH ) ) u 250 mL

otopine pri temperaturi 24°C!

Z-9.36. Osmotski tlak krvi jest 5

7,65 10 Pa� pri t = 37°C.Izraþunaj masu glukoze u 1 litri

otopine koja üe imati isti osmotski tlak kao krv, pri istoj temperaturi!

Z-9.37. 3,0 g nekog neelektrolita otopi se u 500 mL otopine. Izmjeren je osmotski tlak þija je

vrijednost 226,97 kPa pri t = 0°C. Kolika je molarna masa neelektrolita?

Z-9.38. Vodena otopina sadrži 3

6, 75 /g dm neke nepoznate tvari. Izmjeren je osmotski tlak

otopine pri t = 0°C. On iznosi 4

6 10� Pa . Izraþunaj molarnu masu nepoznate tvari!



Rješenja zadataka:

9.1. Energija kristalne rešetke veüa je od energije hidratacije, proces otapanja je endoterman,

topljivost se poveüava s povišenjem temperature.

9.2. a) 29 g/100 g 2H O pri t = 0°C

47 g/100 g 2H O pri t = 40°C

b) proces otapanja amonijeva klorida je endoterman

c) vrlo malo ovisi o temperaturi, pa se povišenjem temperature topljivost neznatno

poveüava

d) topljivost natrijeva nitrata jako ovisi o temperaturi, r 0H' ! jer sustav pri otapanju

dobiva energiju iz okolice tj. obogaüuje se energijom.

9.3. 2+ 4

(Hg ) 5 10 P �m g

9.4. + 9

(Ag ) 6, 45 10� �w

9.5. w(NaCl) = 2%

9.6. a) 3

(NaOH) 0, 244 /J g cm

b) 3

(NaOH) 6,1 / c mol dm

9.7. 3

4(KMnO ) 0,15 / c mol dm

9.8. 3

3(HNO ) 0,08 / c mol dm

9.9. a) 3

249, 7 V cm

9.27. x(B) = 0,375

9.28. M = 55,78 g/mol 9.29. 3(otopina) = 0,1956 bar 9.30. M = 180 g/mol

9.31. M = 191,9 g/mol

9.32. M = 134,9 g/mol

9.33. 3 = 122,76 kPa

9.34. 3 = 12,1 kPa

9.35. 3 =3

2,96 10 kPa�

9.36. 6 12 6(C H O ) 534,27m g

9.37. M = 60 g/mol

9.38. M = 255,79 g/mol



KEMIJSKA KINETIKA

Kemijska kinetika je dio fizikalne kemije koja prouþava brzinu i mehanizam kemijske reakcije

i ovisnost brzine o raznim faktorima (þimbenici). Brzina kemijske reakcije je promjena

koncentracije u jedinici vremena, podjeljenog sa stehiometrijskim koeficjentom Q [ni], koji je

NEGATIVAN za reaktante (smanjuje se koncentracija), a POZITIVAN za produkte (poveüava

se koncentracija).

Npr. raspad jodovodika: 2 22HI(g) H (g) I (g)o �

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

2

c ccrt t t

' '' �

' ' '

FAKTORI KOJI UTJEýU NA BRZINU KEMIJSKE REAKCIJE

- temperatura – þestice dobivaju veüu kE , više sudara, odnosno više uspješnih sudara zbog

veüe energije aE þestica

- koncentracija – veüa koncentracija više uspješnih sudara, veüa brzina

- tlak – za plinove – veüi broj uspješnih sudara, veüa brzina

- agregatno stanje tvari i ukupna površina – najbrža je reakcija u plinovima, najsporija u

þvrstom agregatnom stanju.

- graÿa molekula – najpogodniji su (najbrže reagiraju) mali kugliþni ioni zbog jakog

elektrostatskog privlaþenja.

a) Na Cl NaCl� �� o o ion-ion – najbrža reakcija

b) 2 2 2 3

H O SO H SO� o o dipol-dipol

c) 2 2 2 3H O CO H CO� o o dipol-inducirani dipol – najsporija reakcija

- katalizator – ubrzava kemijsku reakciju, smanjuje aE

aE - energija koja dovodi do produkta, a nešto je veüa od energetske barijere

INHIBITORI ILI NEGATIVNI KATALIZATORI – poveüavaju aE , usporavaju reakciju

aE - bez katalizatora

'

aE - sa katalizatorom

BRZINA KEMIJSKE REAKCIJE NAJVEûA JE NA

POýETKU, A ODREĈENA JE NAJSPORIJIM KORAKOM U

REAKCIJI.

Brzina kemijske reakcije odreÿuje se samo eksperimentalno.

Katalizatori podjednako ubrzavaju reakciju u oba smjera. Sadržaj energije reaktanata i

produkata je isti, samo se katalizatorom smanjuje aktivacijska energija reakcije Ea.

Heterogena kataliza – katalizator i reaktanti nisu u istoj fazi.

Homogena kataliza – katalizator i reaktanti su u istoj fazi.

Mala koliþina katalizatora može sudjelovati u reakciji s velikom koliþinom reaktanata.

Katalizatori sudjeluju u kemijskoj reakciji, ali iz nje izlaza nepromjenjeni.

RAVNOTEŽA U KEMIJSKIM REAKCIJAMA

A B C D� �R

1 1 A Br k C C � - poþetna reakcija, brzina na poþetku najveüa

2 2 C Dr k C C � - povratna reakcija

k – konstanta brzine reakcije, OVISI o temperaturi, a ne ovisi o koncentraciji tvari koje

reagiraju.

U poþetku je najveüa brzina i koncentracija polaznih tvari. U tijeku reakcije brzina se smanjuje

i poveüava se koncentracija produkata, znaþi 1r se smanjuje, a 2r se poveüava. U jednom

trenutku brzine se izjednaþe tj. 1 2r r , tada je sustav u stanju DINAMIýKE RAVNOTEŽE, a

koliþine reaktanata i produkata se NE MIJENJAJU. Slijedi:

1 2r r

E

A+B

ABaE

aE

'



1 2 2:A B C D A Bk C C k C C k C C� � � �

1

2

C Dc

A B

C Ck Kk C C

�

�

cK - koncentracijska konstanta ili konstanta ravnoteže koja ovisi o koncentraciji

Za jednadžbu: aA bB cC dD� �R

> @ > @> @ > @

ili

ili za plinove

c dc d

C Ca b a b

p

C DcC cDK KcA cB A B

K

�

�

Uglata zagrada znaþi ravnotežu množinske koncentracije c.

Ako je 1CK ! reakcija teþe u smjeru produkta.

Ako je 1CK � reakcija teþe u smjeru reaktanta.

ZAKON O DJELOVANJU MASE ili Guldberg-Waageov zakon:

Omjer umnožaka množinske koncentracije produkata i reaktanata je konstantan uz stalnu

temperaturu.

Faktori koji utjeþu na ravnotežu:

- tlak, p (ako je Vprodukti z Vreaktanti) - temperatura, t - koncentracija, c

Sinteza 3NH po Haber - Boschu: 2 2 3

3H (g) N (g) 2NH (g)� R , 'H < 0

> @> @ > @

2

3

3

2 2

NH

H N

ili

c

p

K

K

4 mV 2 mV

3 1molarni volumenmV dm mol�ª º� ¬ ¼

Za sintezu 3NH pogoduje: p viši jer m

4V daje m2V (smanjuje se m

V ),

t niža jer je egzoterman proces.

Z) Ako se za jednadžbu: 2 2 3

3H (g) N (g) 2NH (g)� R , 'H < 0 a) snizi tlak – ravnoteža ide u lijevo

b) poveüa temperatura – ravnoteža ide u lijevo (raspada se 3NH )

c) poveüa koncentracija 2

H - ravnoteža ide u desno

d) doda sumpor – sumpor ne utjeþe na ravnotežu (ne sudjeluje u reakciji)

e) doda plemeniti plin He – He ne utjeþe na ravnotežu

f) doda katalizator – katalizator ne utjeþe na ravnotežu, samo može ubrzati reakciju.

Z) Utjeþe li tlak (poveüanje ili smanjenje) na položaj kemijske ravnoteže:

2 2H (g) Cl (g) 2HCl(g)� R , 'H < 0

Promjena tlaka ne utjeþe na položaj ravnoteže jer je volumen reaktanata i produkata isti (V1

= V2).

Le Chatelier [Le Šatelje] – prouþavao faktore koji utjeþu na položaj ravnoteže i definirao je

zakon poznat pod imenom PRINCIP NAJMANJEG NASILJA koji glasi:

Ako na sustav u ravnoteži djeluje vanjski utjecaj (p, t, c) ravnoteža üe se pomicati tako da se taj

vanjski utjecaj smanji.

Z) Koliko puta üe se poveüati brzina kemijske reakcije 22A B A B� R , ako se koncentracija

tvari A poveüa 3 puta?

> @ > @> @ > @

2

23

r k A B

r k A B

Brzina üe se poveüati 9 puta.



Z) Koliko puta üe se poveüati brzina kemijske reakcije 2 2 33 ( ) ( ) 2 ( )H g N g NH g� R ako se

tlak vodika poveüa 3 puta?

> @ > @> @ > @> @ > @

3

2 2

3

2 2

3

2 2

3

27

r k H N

r k H N

r k H N

Brzina üe se poveüati 27 puta.

Z) Brzina kemijske reakcije najveüa je:

a) na poþetku

b) pošto je postignuta ravnoteža

c) negdje izmeÿu

Z) Ravnoteža se može uspostaviti u:

a) otvorenom sustavu

b) zatvorenom sustavu

c) i otvorenom i zatvorenom sustavu

KISELINE I BAZE

Tri teorije kiselina i baza (oksidi metala i hidroksidi)

I) ARRHENIUS: kiseline su sve tvari koje u vodenoj otopini poveüavaju koncentraciju

3H O�

(oksonijev ili hidronijev) ion ili H�

(vodikov ion ili proton)

Baze su sve tvari koje u vodenoj otopini poveüavaju koncentraciju OH�

(hidroksidni

ion)

- elektrolitiþka disocijacija kiseline

Kod disocijacije kiseline uvijek dolazi do protolize.

PROTOLIZA – prijelaz protona H�

sa jedne molekule na drugu.

2NaOH(s) H O(l) Na (aq) OH (aq)� �� o �

II) BRÖNSTED – kiseline su sve tvari koje mogu dati proton H�

[proton-donori], a baze

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

OH�

- najaþa Brönstedova baza

2H O - može biti proton-donor i proton-akceptor, znaþi da je to AMFOTERAN ILI

AMFIPROTONSKI OKSID.

Opüenito:

Z) U jednadžbi: 3 2 4NH (g) H O(g) NH (aq) OH (aq)� �� R oznaþi konjugirane parove.

Kod plinova:

poveüanje tlaka proizvodi isti efekt kao i

poveüanje koncentracije reaktanata u otopini.

2 3HCl(aq) H O(l) H O Cl (aq)� �� o �

H�

protonira vodu

1 1 2 2K B K B� �

konj. par II

konj. par I

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

�� 2 2 3

H O(l) H O(l) H O (aq) OH (aq)� ��

I konjugirani parII konj. par

baza

konjugirana kis. baza (proton-akceptor)

kiselina

(proton-donor)

konjugirana



Z) Prikaži strukturu a) 3H O�

b) 4NH�

a) b)

trostrana piramida (oblik)

kut 110° tetraedar (oblik)

sve tri veze jednake duljine-106 pm.

III) LEWIS – kiseline su sve tvari koje mogu primiti elektronski par [elektron-akceptori].

Baze su sve tvari koje mogu dati elektronski par [elektron-donori]

Znaþi nisu potrebni ni vodikovi ioni ( H�

), ni hidroksidni ioni ( OH�

) da bi neka tvar

bila kiselina ili baza.

NAJVAŽNIJE ANORGANSKE (MINERALNE) KISELINE

PODJELA KISELINA PREMA JAKOSTI

Mjera za jakost kiseline je stupanj disocijacije D..

Vrijednost 0 do 1ili 0 do 100%.

+H

HA

cbroj ioniziranih molekula

ukupan broj molekula cD

+H

HA

c

cD , HA - opüenito kiselina

Jake kiseline D = 1

O

HH H

+

HH H

+

N

H

BF

F

F

+ N

H

H

H BF

F

F

N

H

H

H

kiselina baza sol

donorska veza

(koordinativno kovalentna veza)

HF FLUOROVODICNA FLUORIDI

HCl KLOROVODICNA KLORIDI

HBr BROMOVODICNA BROMIDI

Hl JODOVODICNA JODIDI

3HNO

2HNO

HCN

HCNS

HCIO

2HCIO

3HCIO

4HCIO

2 4H SO

2 3H SO

2H S

2 2 3H S O

2 2 7H S O

2 3H CO

3 4H PO

3 3H PO

NITRATI

NITRITI

CIJANIDI

TIOCIJANIDI

HIPOKLORITI

KLORITI

KLORATI

PERKLORATI

SULFATI I HIDROGEN SULFATI

SULFITI I HIDROGEN SULFITI

SULFIDI I HIDROGEN SULFIDI

TIOSULFATI

KARBONATI I HIDROGEN KARBONATI

FOSFATI, DIHIDROGENFOSFATI

i HIDROGENFOSFATI

DUŠICNA

DUŠIKASTA

CIJANOVODICNA

TIOCIJANOVODICNA

HIPOKLORASTA

KLORASTA

KLORNA

PERKLORNA

SUMPORNA

SUMPORASTA

SUMPOROVODICNA

TIOSUMPORNA

PIROSUMPORNA (OLEUM)

UGLJICNA

FOSFORNA

FOSFORASTA

O

K

S

O

K

I

S

E

L

I

N

E

K

L

O

R

A

TRIPROTONSKE

DIPROTONSKA KISELINA - SOLI: HIDROGENFOSFITI

FOSFITI

MONOPROTONSKE

DIPROTONSKE



IONIZACIJA (DISOCIJACIJA) KISELINA

2 2 3 2HNO (aq) H O(l) H O (aq) NO (aq)� � �� o � Kiselina uvijek disocira na 3H O

�+ kiselinski

ostatak.

> @

+ -

3 2

2

H O NOK

HNOa

ª º ª º¬ ¼ ¬ ¼

Broj atoma vodika odreÿuje u koliko stupnjeva disocira kiselina.

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

2

4 2 3 4II HSO (aq) H O(l) H O (aq) SO (aq)� � � �� R - sulfatni ion

2

2 4 2 3 4H SO (aq) 2H O(l) 2H O (aq) SO (aq)� � �� R - sumarna jednadžba

4HSO�

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

4 2 4

2

4

HSO H H SO (konjugirana kiselina)

H

SO (konjugirana baza)

� �

�

�

� o

p�

Svi anioni koji imaju proton mogu biti proton donori (kiseline) i proton akceptori.

Svaki negativni ion može biti baza.

Kiseline su elektroliti – zbog slobodnih hidratiziranih iona.

DOBIVANJE KISELINA

1. Otapanje halogenovodika u vodi

2HX(g) H O(l) HX(aq)� o - opüenito, x = F, Cl, Br, I

2

HF(g) H O(l) HF(aq)� o

2HCl(g) H O(l) HCl(aq)� o

2. Otapanje oksida nemetala u vodi tj. anhidrida kiselina

2 2 2 3SO (g) H O(l) H SO� o

3HNO

2HNO

2 4H SO

2H S

2 3H CO3CH COOH

2(COOH)

HF3 4H PO

2 3H SO

HCl

HBr

JAKE KISELINE

SREDNJE JAKE KISELINE

SLABE KISELINE

P

O

R

A

S

T

J

A

K

O

S

T

I

K

I

S

E

L

I

N

E

najjaca kiselinaHClO4

HI

HCN



4 10 2 3 4

3 2 2 2

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

SO (g) H O(l) H SO (aq)

� o

� o

2 5 2 3

2 7 2 4

N O (g) + H O 2 HNO

Cl O + H O 2 HClO

� oo

3. Otapanje 2H S(g) u vodi: 2 2 2H S(g) H O(l) H S(l)(aq)� o

LUŽINE

Lužine su vodene otopine hidroksida.

> @2NaOH(s) H O(l) Na (aq) OH (aq) NaOH(aq)� �� o �

hidroksid lužina

Topljivi hidroksidi: 2 4KOH, NaOH,RbOH,CsOH,Ca(OH) , NH OH

- OH�

daje lužnati karakter, masan opip, nagriza kožu i sluzokožu.

PODJELA LUŽINA PREMA JAKOSTI

Mjera za lužnatost: OH

BOH

C

CD

�

, BOH – lužina (opüenito)

DISOCIJACIJA (IONIZACIJA) LUŽINA

2NaOH(s) H O(l) NaOH(aq) Na (aq) OH (aq)

� �ª º� o �¬ ¼

Lužine su elektroliti – zbog slobodnih hidratiziranih iona = vodiþi drugog reda

Opüenito: 2BOH(s) H O(l) B (aq) OH (aq)� �� o �

DOBIVANJE HIDROKSIDA

1. Metal (I i II PSE) + 2H O(l) o hidroksid + 2H (g)

2 22Na(s) H O(l) 2NaOH(aq) H (g)� o �

2. Metalni hidrid + 2H O(l) o hidroksid + 2H (g)

2 2

2 2 2 2

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

CaH (s) H O(l) Ca(OH) (aq) H (g)

� o � ½¾� o � ¿

3. Oksid metala + 2H O(l) o hidroksid

2 2CaO(s) H O(l) Ca(OH) (aq)� o

4. Peroksid + 2H O(l) o hidroksid + 2O (g)

ANHIDRIDI – tvari koje u reakciji s

vodom daju KISELINE ili LUŽINE

U vodenoj otopini, kod slabih lužina, koncentracija hidroksi nih iona je od

0. 000 001 do 0.0001 mol/l. Kod jakih lužina koncentracija hidroksi nih iona

je izme 0.001 i 1 mol/l. s

šetku šetka se ruši odnosno disocira.

Hidroksidi 2. skupine (kalcijev i barijev hidroksid) su vrlo slabo topljivi obzirom

da je sva otopljena koli žine

d

d

ÿu Hidroksidi 1. kupine kristaliziraju, a njihovu kristalnu

re þine ioni. Otapanjem u vodi kristalna re

þina potpuno disocirana (jake su lu ).

JAKE LUŽINE

CsOH

RbOH

KOH

NaOH

LiOH

Ba(OH)

Sr(OH)

Ca(OH)2

2

3

p or a

s t ja

kosti

lužin

e

SLABE LUŽINE

NH (aq) ili 4NH OHMg(OH)

Al(OH)3, Fe(OH) 2 Cu(OH) 2

,



2 2 2 2

2Na O (s) 2H O(l) 4NaOH(aq) O (g)� o �

5. Superoksid + 2H O(l)ohidroksid + 2

O (g)

2 2 24KO (s) 2H O(l) 4KOH(aq) 3O (g)� o �

6. Elektroliza vodene otopine soli I, II skupine PSE, kao i Al soli.

2NaCl(s) H O(l) Na (aq) Cl (aq)

� �� o �

Ne reagira, umjesto na katodi

se reduciraju molekule vode.

Na�

K(-) A(+)

2 2

2

2 2 2

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

A( ) 2Cl 2e Cl

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

� �

� �

� �

½� � o � ° �¾� � o °¿

� o � �

Produkti elektrolize NaCl(aq) su: 2 2H ,Cl , NaOH

7. Amonijak + 2H O(l) o amonijeva lužina

3 2 4NH (g) H O(l) NH OH(aq)� o

INDAKATORI – tvari koje mijenjaju boju ovisno o pH otopine.

INDIKATOR KISELINA LUŽINA

lakmus crven plav

metiloranž(kiselina) crven(neionizirani oblik) žut (naranþast, ionizirana sol)

fenolftalein bezbojan ljubiþast

univerzalni indikator crven ljubiþast(plav)

pH vrijednost može se toþno odrediti pH-metrom

pH vrijednost – mjera za kiselost i lužnatost

+ +

- -

3 pH

H H

3 pOH

OH OH

pH log 10ANTILOGARITAM od pH i pOH

pOH log 10

c mol dm c

c mol dm c

� �

� �

½ � � °¾

� � °¿

pH + pOH = 14

Grafiþki odnos pH i +H

c pH-skala prikazan je na crtežu:

Ako je: H OH

pH = 7c c� � � neutralno

H OH

pH < 7c c� �! � kiselo

-H OH

pH > 7c c� � � lužnato

IONSKI PRODUKT VODE

2 2 2H O(l) H O(l) H O (g) OH (aq)� �� R

3

7 3

H O OH10� �

� � c c mol dm

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

10-1

10-2

10-3

10-4

10-5

10-6

10-7

10-8

10-9

10-10

10-11

10-12

10-13

10-14

100

pH

cH+ mol dm-3,

10-7

OH-max

H+max

raste kiselost raste baziþnost

cH

+ >10-7 c

H+ < 10-7



> @

+

3

2

2

H O OH

H OcK

�ª º ª º¬ ¼ ¬ ¼

> @2 +

2 3H O H O OH�ª º ª º ¬ ¼ ¬ ¼c wK K - konstanta vode ili ionski produkt vode

7 3 7 3 14 2 610 10 1 10

� � � � � � � �wK mol dm mol dm mol dm kod t = 25°C 2 6

-15

-14

-14

temperatura °C

0 1,14 10

15 4,50 10

25 1 10

37

wK mol dm�

�

�

�-14

-14

-14

2,39 10

40 2,92 10

60 9,61 10

�

�

�

Z) Koliki je pH otopine u kojoj je koncentracija OH�

3 3

0,2 10� �� mol dm ?

pH = ?

3 3

OH

3

OH

3 3 3

0, 2 10

pOH log

pOH log 0, 2 10

pOH (log 0, 2 ( 3log10)

pOH ( 0, 69 3)

pOH 3 0, 69 3, 69

pH pOH=14

pH=14 3,69=10,30

�

�

� �

� �

� � � �

�

�

�

�

�

� �

� � �

� � �

� �

�

c mol dm

c mol dm

mol dm mol dm

Z) Ako je koncentracija otopine natrijevog hidroksida 3

0,001�mol dm , pH te otopine je:

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

3 3 3

NOOH

3

OH

3 3 3

3

0,001 10

pOH log

pOH log10

pOH log10

pOH 3

pH pOH=14

pH=14 3=11

�

� � �

�

� � �

�

�

�

�

�

�

�

c mol dm mol dm

c mol dm

mol dm mol dm

Z) pH neke kiseline je 2,7. Koliki je H

�c te otopine?

pH=2,7

3

H

pH

H

2,7

H

3 3

H

pH log

10 - antilogaritam

10

1,99 10

�

�

�

�

�

�

�

� �

�

�

c mol dm

c

c

c mol dm

Z) pH vodene otopine NaOH je:

a) 3 b) 1 c) 6 d) 7 e 10

Kw - odreÿuje se eksperimentalno



Z) Koliki je pH vodene otopine 2 4H SO koncentracije 0,0053

moldm�

pH=?

2 4

3

H SO 0,005c mol dm�

3

H

2 3 3

pH log

pH log10

pH 2

��

� � �

�

�

c mol dm

mol dm mol dm

Z) Koncentracija kalcijeve lužine je 0,0053�mol dm . Izraþunaj pH.

3

OH

2 3 3

pOH log

pOH log10

pOH 2

pH+pOH 14

pH=14 2=12

��

� � � �

�

�

�

c mol dm

mol dm mol dm

Z) Koliki je pH otopine 2 4H SO þija je koncentracija 0,0013�mol dm

Z) Koncentracija H�

iona je 1,663�mol dm . Koliki je pH te otopine?

Z) Ako je stupanj dispcijacije karbonatne kiseline 17% za prvi stupanj disocijacije kiseline þija

je množinska koncentracija 0,13�mol dm . Izraþunaj kolika je koncentracijska konstanta.

2 3 3H CO H HCO� ��R - I stupanj

D - 17% = 0,17

2 3

H COc 3

0,1� mol dm

3

2 3

3 3

3

3 3

H HCO

H CO

0,017 0,017

0,1

2,89 10

� �

� �

�

� �

ª º ª º¬ ¼ ¬ ¼

�

�

c

c

c

K

mol dm mol dmKmol dm

K mol dm

Z) pH otopine NaOH koncentracije 0,00013�mol dm je: a) 4 b) 10 c) 11 d) 3

pH = ?

3

3

NaOH

4 3

NaOHOH

3

OH

NaOH H HCO Istupanj

0,0001 pOH=4

10 pH+pOH=14

pOH log

c mol dm

c c mol dm

c mol dm

�

�

� �

�

� �

�

�

�

R

4 3 3

pH=14-4=10

pOH log 10 pH=10mol dm mol dm� � � �

Z) pH otopine NaOH koncentracije 0,00013�mol dm je: a) 4 b) 10 c) 11 d) 3

pH = ?

3

3

NaOH

4 3

NaOHOH

NaOH H HCO I stupanj

0, 0001

10�

� �

�

� �

�

R

c mol dm

c c mol dm

2

2 4 4H SO 2H SO� �o �

2 4

H

H SO

2

1

�

c

c pazi na odnos!!!

H� c

2 4H SO

2 �c 3 32 0, 005 0, 01

� � � mol dm mol dm

2Ca(OH) (s) 2

H O��o 2Ca (aq) 2OH

� ��

2

(OH )

Ca(OH)

2

1

�

c

c pazi na odnos!!!

OH2� �c

2Ca(OH)

c 3 32 0,005 0,01

� � � mol dm mol dm

2 3

3

H

H CO

H

3

3

H

3

H HCO

0,170,1

0,017

0,017

D�

�

�

� �

�

�

�

�

cc

cmol dm

c mol dm

c c mol dm



3

OH

4 3 3

pOH log

pOH log 10

pOH=4

pH+pOH=14

pH=14-4=10

pH=10

��

� � �

�

�

c mol dm

mol dm mol dm

ODREĈIVANJE KONCENTRACIJA OTOPINA KISELINA I BAZA

Titracija jake baze jakom kiselinom

Titracije slabe kiseline jakom bazom

Slika prikazuje krivulju titranja slabe kiseline, kao što je octena kiselina, jakom bazom. U

poþetku se pH otopine mijenja polagano i otopina je kisela. U blizini toþke ekvivalencije pH

otopine se naglo mijenja u podruþiju od oko pH 7 do 10. Toþka ekvivalencije ne nalazi se pri

pH = 7, veü pri pH od oko 8,5. To znaþi da valja odabrati takav indikator koji prikazuje

promjenu boje u tom podruþiju pH, a to je fenolftalein.

Hidroliza:

3 2 3CH COO (aq) H O(l) CH COOH(aq) OH (aq)� �� o �

Da bi se odredila koncentracija otopine neke baze, obiþno se

postupa tako da se pripremi otopina kiseline toþno poznate

koncentracije. Otopina kiseline ulije se u biretu, usku graduiranu

cijev s pipcem. Toþno poznati volumen, npr. 20 mL otopine baze

nepoznate koncentracije ulije se u Erlenmeyerovu tikvicu. U

otopinu baze doda se nekoliko kapi otopine indikatora. Kiselina iz

birete dodaje se kap po kap u otopinu baze. Kad se pokaže

promjena boje indikatora, odþita se volumen utrošene kiseline. Na

osnovi takvog mjerenja izraþuna se koncentracija otopine baze.

Postupak se zove titracija (franc. titrer)

otopina

jake baze

i indikatora

bireta

otopina

jake

kiseline

Pribor za titraciju

Tijekom titracije mijenja se pH otopine. Krivulja koja pokazuje

promjenu pH otopine tijekom titracije 25 mL otopine natrij-

hidroksda, c(NaOH) = 0,1 mol/L, s otopinom kloridne kiseline

c(HCl)= 0,1 mol/L

7

14

pH

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

podrucije pH u kojem

metiloranz mijenja boju

tocka ekvivalencije


fenolftalein mijenja boju

0

Krivulja pokazuje kako se mijenja pH otopine tijekom titracije jake

kiseline bazom. Pri neutralizaciji jakih kiselina jakom lužinom

može se koristiti bilo koji indikator.



Titracija slabe baze jakom kiselinom

Slika prikazuje krivulju titracije slabe baze, kao što je amonijak, jakom kiselinom. Zbog

reakcije hidrolize toþka ekvivalencije se ne nalazi pri pH 7, veü pri pH oko 5. Zato pri titraciji

slabe baze jakom kiselinom valja odabrati takav indikator koji pokazuje prijelaz boje u

kiselom. Takav je indikator metiloranž.

Hidroliza:

4 2 3 3NH (aq) H O(l) NH H O (aq)� �� o �

SOLI

Soli su spojevi metala ili amonijevog iona 4NH�

i kiselinskog ostatka. Sve soli su IONSKI

SPOJEVI.

METODE DOBIVANJA SOLI

1) NEUTRALIZACIJA: KISELINA + LUŽINA o SOL + VODA

2 4 2 4 2H SO (aq) 2NaOH Na SO 2H O� o �

2) IZRAVNA SINTEZA: METAL + NEMETAL o SOL

2 2Zn(s) Cl (g) ZnCl (s)� o

3) METAL + KISELINA o SOL + 2H (g)

2 2Zn(s) 2HCl(aq) ZnCl (aq) H (g)� o � - jednostruka izmjena iona

4) METALNI OKSID + KISELINA o SOL + 2H O(l) - NEUTRALIZACIJA!!!

2 4 4 2CaO(s) H SO (aq) CaSO (s) H O(l)� o � (jer nastaje sol + 2

H O )

5) OKSID NEMETALA + LUŽINA o SOL + 2H O(l) - NEUTRALIZACIJA!

2 2 3 2

CO 2NaOH(aq) Na CO (aq) H O(l)� o �

6) 1 2 3 4SOL SOL SOL SOL� o �

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

7

14

pH

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

tocka ekvivalencije


fenolftalein mijenja boju

0

pufer

Krivulja titracije otopine slabe kiseline jakom bazom.

7

14

pH

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

tocka ekvivalencije

pufer


metiloranz mijenja boju

Krivulja titracije otopine slabe baze jakom kiselinom



3 3

3

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

AgNO je reagens za dokazivanje klora (halogenida), nastaje bijeli sirasti

talog ili koloid AgCl , netopljiv u vodi, hidrofoban.

� o �

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

reagens za bijeli teško topljivi talog

dokazivanje sulfata, nastaje bijeli teško topljivi talog

� o �

p p

3 4 3 4FeCl (aq) 3NH SCN(aq) Fe(SCN) (aq) 3NH Cl(aq)� �R

Amonijev tiocijanat (rodanid) je reagens za dokazivanje Fe3+

. Nastaje crvena otopina Fe(SCN)3

Disocijacija soli za dokazivanje 3Fe�

, nastaje 3

Fe(SCN) - crven

Ļ

Soli disociraju na ION METALA ili 4NH�

i KISELINSKI OSTATAK. Soli topljive u vodi su

elektroliti. 2

2 4 2 4

4 2 4

3 2 3

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

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

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

� �

� �

� �

� o �

� o �

� � o �

REDOKS JEDNADŽBE

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

Primjerice: I I I

2 3Na H,Ca H ,AIH .� � �

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

32 2 4 3H O,H SO HN O ,SO .� � � �

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

2 2Na O�

. U superoksidima je I

II� :

I I I

I I III II II

2 2 2K O ,RbO , O F

� � ��

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

Oksidacijski broj jednostavnog iona jednak je nabojnom broju iona, pa üemo ih dalje pisati

samo s nabojnim brojem.

Primjerice: 3 3

Al ,Cr .� �

Algebarska suma oksidacijskih brojeva u molekuli je jednaka nuli . Ovo pravilo omoguüuje

odreÿivanje nepoznatog oksidacijskog broja. Primjerice u molekuli sumporne kiseline

( 2 4H SO ) znamo oksidacijske brojeve vodika i kisika, ali ne znamo oksidacijski broj sumpora.

Možemo ga izraþunati na sljedeüi naþin (u raþunu üemo rimske brojke zamjeniti arapskima): I II

2 4H SO

2( 1) 4( 2) 0

( 2) ( 8) 0

( 8) ( 2) 6

x

xx

x

�

� � � � � � � � � � � �

Oksidacijski broj sumpora u sumpornoj kiselini jest VI.

Algebarska suma oksidacijskih brojeva u višeatomnom ionu jednaka je nabojnom broju iona

(oznaþuje se prvo broj zatim naboj). Primjerice, u amonijevu ionu ( 4NH�

) tražimo oksidacijski

broj dušika:



I

4N H

4( 1) 1

( 1) ( 4) 3

x

xx

�

� � � � � � �

Oksidacijski broj dušika u amonijevom ionu je –III.

Atomi metala uvijek su redukcijska sredstva (reducensi) jer pri spajanju s drugima vrstama

atoma (u ionskim spojevima) otpuštaju elektrone.

Neke vrste atoma metala i nemetala mogu imati razliþite oksidacijske brojeve, primjerice: II III II VI IV

Fe i Fe, S , S, S .�

Ako se neka vrsta atoma nalazi u spoju u kojem ima najmanji oksidacijski broj, tada je taj atom

samo redukcijsko sredstvo – jer može samo otpuštati elektrone. Ako pak atom ima najveüi oksidacijski broj u nekom spoju, tada je on samo oksidacijsko sredstvo, tj. može samo primati

elektrone. A što je s atomima izmeÿu ta dva stanja?

Atomi elemenata u spojevima u kojima imaju oksidacijski broj izmeÿu najniže i najviše

vrijednosti, mogu biti i oksidacijska i redukcijska sredstva (mogu i primati i otpuštati

elektrone). Njihovo ponašanje ovisit üe o tvari s kojom reagiraju. Ako je tvar jaþi oksidans,

tada su oni redukcijska sredsva, i obrnuto. U organskim spojevima oksidacijski broj ugljika

odreÿuje se za svaki ugljik ne uzimajuüi u obzir vezu sa susjednim ugljik-atomom. IV I III I III I III I II I II I III I III II II 1

4 3 3 3 2 3C H , C H C H , C H C H O H, C H C O O H� � � � � � � � � � �

� � � �

� Redoks reakcije uvijek su vezane za izmjenu elektrona.

Z) Koja od sljedeüih jednadžbi je redoks?

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

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

� o � - nije redoks, nema promjene

oksidacijskog broja

b) 0 0 II II

2Mg(s) O (g) 2Mg O(s)�

� o - redoks – zbog promjene oksidacijskog broja

c) II I II II

2 22Ba O (s) Ba O(s) O (g)� � �

o � - peroksid se raspada na oksid i 2O .

d) 2 2 4 2 4 2 4 4 2 25H O (aq) 2KMnO (aq) 3H SO (aq) K SO (aq) 2MnSO (aq) 8H O(l) 5O (g)� � o � � �

e) 2 2 2 22H S(g) 3O (g) 2SO (g) 2H O(l)� o �

Z) Riješi redoks jednadžbe:

a) 3 3 2 2Cu HNO (razrj.) Cu(NO ) NO H O� o � �

b) 3 3 2 2 2Cu HNO (konc.) Cu(NO ) NO H O� o � �

c) 2Cl NaOH NaCl NaOCl� o �

d) 2 2 4 2 4 4 2 4 2 2H O KMnO H SO MnSO K SO H O O� � o � � �

e) 2 2 2 4 2 4 2 2H O KI H SO K SO H O I� � o � �

f) 4 3 3 4 2 2P HNO (konc.) H PO NO H O� o � �

g) 4 2 4 4 2 4 4 3 4 2 2FeSO H SO (konc.) KMnO K SO MnSO Fe (SO ) H O� � o � � �

Z) - kisela otopina

Ionski oblik:

2 3

2 7 2 22K Cr O H Cl K Cl Cr 3Cl Cl H O� � � � � � � �� o � � � � �

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

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

� � � � �� o � � �

3e�� redukcija=oksidans

oksidacija=reducense



Parcijalne jednadžbe:

2

2 3

2 7 2

2

2 3

2 7 2

2 3

2 7 2 2

O : 2Cl 2e Cl 3

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

6Cl 6e 3Cl

Cr O 6e 14H 2Cr 7H O

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

� �

� � � �

� �

� � � �

� � � �

� o �

� � o �

½� o °�¾� � o � °¿

� � o � �

uravnotežena jednadžba:

2 2 7 3 2 2K Cr O 14HCl 2KCl 2CrCl 3Cl 7H O�� o � � �

Z) - disproporcioniranje – isti atom oksidira i reducira

2 3 2

2

2 3 2

2

2 3 2

2 3 2

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

R : Br 2e 2Br 5

Br 10e 12OH 2BrO 6H O

5Br 10e 10Br

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

3Br 6OH BrO 5Br 3H O

� � �

� �

� � �

� �

� � �

� � �

� � o �

� o �

½� � o � °�¾� o °¿

� o � �

� o � �

PRAVILA ZA REDOKS

kisela otopina +

2

+

2

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

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

o

o

lužnata otopina

2

2

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

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

�

�

o

o

ELEKTROKEMIJA

ELEKTROLIZA

Elektroliza je proces rastavljanja tvari pomoüu elektriþne struje.

Elektroliza vode – zbog slabe vodljivosti u vodu se dodaje tvar koja poveüava vodljivost

( 2 3 2 4 3 2 4Na CO , H SO , KNO , Na SO ) – a ne sudjeluje u procesu elektrolize. To su soli þiji je

kation iz I, II skupine i složeni anion ili kiselina složenog aniona.

2 2

2 2

2 2

2 2

2 2

2 2 2

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

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

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

2H O 4e O 4H

2H O 2H O

praskavac

� �

� �

� �

� �

� � o � � �

� � o � �

½� o � °�¾� o � °¿o ��

1 II0 II I V

2 3Br O H Br Br O

� � �� o �

e��

5e�redukcija

oksidacija,

,



Elektroliza vodene otopine soli

2NaCl(s) H O(l) Na (aq) Cl (aq)

K( ) A(+)

� �� o ��

2 2

2

2 2 2

2 2 2

K : 2H O 2e H 2OH

A : 2Cl 2e Cl

2H O 2Cl H Cl 2OH

2H O 2NaCl H Cl 2

� �

�

� �

½� � o � ° �¾� � o °¿

� o � �� o � �

2

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

K( ) A( )

� �� o ��

2

2

2

2

K : Cu 2e Cu

A : 2Cl 2e Cl

Cu 2Cl Cu Cl

� �

� �

� �

½� � o °�¾� � o °¿

� o �

2

2 4 2 4

2 2

2 2

2 2

2 2

2 2

2 2 2 2

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

K( ) A( )

K : 2H O 2e H 2OH 2

A : 2H O 4e O 4H

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

2H O 4e O 4H

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

� �

� �

� �

� �

� �

� o ��

� � o � �

� � o �

½� o � °�¾� o � °¿o � o

Elektroliza taline soli

2

2

2

KCl K Cl

K( ) A( )

K : K e K 2

A : 2Cl 2e Cl

2K 2e 2K

2Cl 2e Cl

2K 2Cl 2K Cl

' � �

� �

� �

� �

� �

� �

��o ��

� � o �

� � o

½� o ° �¾� o °¿

� o �

Elektroliza kiseline 2

2 4 4

2

2 2

2

2 2

2 2 2

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

K : 2H 2e H 2

A : 2H O 4e O 4H

4H 4e 2H

2H O 4e O 4H

2H O 2H O

� �

� �

� �

� �

� �

o �

� � o �

� � o �

½� o ° �¾� o � °¿o �

2

2

2 2

HCl(aq) H Cl

K : 2H 2e H

A : 2Cl 2e Cl

2H 2Cl H Cl

� �

� �

� �

� �

o �

½� � o ° �¾� � o °¿

� o �

� Metali I, II, Al i neki drugi elementi þiji je 0E

manji od –0,83V ne izluþuju se na katodi,

umjesto njih na katodi se reduciraju molekule

vode! (vodik)

Produkti: 2 2H ,Cl , NaOH.

� Složeni anion ne sudjeluje u elektrolizi,

umjesto njega na anodi se oksidiraju

molekule 2H O .



Elektroliza lužine

2

2 2

2 2

2 2

2 2

2 2 2

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

K : 2H O 2e H 2OH 2

A : 4OH 4e O 2H O

4H O 4e 2H 4OH

4OH 4e O 2H O

2H O 2H O

� �

� �

� �

� �

� �

� o �

� � o � �

� � o �

½� o � ° �¾� o � °¿

o �

Z) Koji od sljedeüih spojeva se ne može dodati pri elektrolizi 2H O : NaCl, 2 4Na SO , HCl,

2 4H SO , 2CuCl .

FARADAYEVI ZAKONI (formule na str. 34.)

Faradayevi zakoni prouþavaju kvantitativne odnose izluþenih tvari na elektrodama.

Prvi Faradayev zakon – masa izluþene tvari proporcionalna je koliþini elektriciteta koja proÿe

kroz elektrolizer.

Drugi Faradayev zakon – jednake koliþine elektriciteta izluþuju množine tvari koje su obrnuto

proporcionalne sa brojem elektrona.

Z) Otopina aluminijeva sulfata podvrgnuta je elektrolizi strujom jakosti 3A tijekom 2 sata.

Kolike su mase izluþenih elementarnih tvari na elektrodama?

I = 3A

t = 2h

m( 2H ) = ?

m( 2O ) = ?

Izluþene elementarne tvari su: 2H i 2O .

Zadaci za vježbu:

Z 1. Zbog þega je vodena otopina srebrova nitrata ( 3AgNO ) elektrolit, a vodena otopina

glukoze neelektrolit?

Z 2. a) Napiši jednadžbe disocijacije sljedeüih soli u vodi: kalijeva nitrata, magnezijeva

nitrata, bakrova(II) nitrata.

b) Od navedenih soli izdvoji onu iz koje se elektrolizom dobije metal na katodi!

Z 3. Jednadžbama prikaži elektrolizu talina: a) aluminijeva klorida, b) bakrova(II) klorida!

Z 4. Koji su produkti elektrolize vodenih otopina soli u zadatku 3?

3 2

2 4 3 2 4

2 2

2 2

2 2

2 2

2 2 2

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

K : 2H O 2e H 2OH 2

A : 2H O 4e O 4H

4H O 4e 2H 4OH

2H O 4e O 4H

2H O 2H O

� �

� �

� �

� �

� �

� o �

� � o � �

� � o �

½� o � °¾

� o � °¿o �

Q = I�t Q = n�Z�F

I�t = n�Z�F

12

2

1

2 1

(H )3 2 2 26,8

(H )

3 2 2(H ) 0, 2238

2 26,8

�

�

�

� � �

� �

�

mA h Ah mol

M

g molm gmol

2

2

1

2 1

2

(O )(O )

3 2 32(O )

4 26,8

(O ) 1, 791

�

�

� �

��

�

I t Mm

Z FA h g molm

molm g

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



Z 5. Koje üe tvari izluþivati na elektrodama pri elektrolizi vodenih otopina: a) barijeva klorida,

b) barijeva nitrata?

Z 6. Izraþunaj vrijeme potrebno da vodiþem proteþe množina elektriciteta 49 Ah, ako je jakost

struje 6 A!

Z 7. Koliko se atoma kalija i molekula klora izluþi elektrolizom taline kalijeva klorida strujom

jakosti 2,9 A u vremenu od 15 sati?

Z 8. Kolika je množina elektriciteta potrebna da bi se elektrolizom razložilo 650 g vode?

Z 9. Kolika je masa bakra koji se izluþi iz otopine bakrova(II) klorida strujom 4,0 A u vremenu

od 3 h?

Z 10. Množina elektriciteta 482,5 C elektrolizom izluþi 163,5 mg cinka. Kolika je molarna

masa cinka?

Z 11. Elektroliza taline natrijeva klorida proizvodi se strujom jakosti 4

4, 0 10� A . Kolike su

mase natrija i klora koji se izluþe u vremenu od 20 sati.

Z 12. Iz otopine cinkova nitrata potrebno je proizvesti 750 mg cinka. Kolika je koliþina

elektriciteta potrebna za redukciju cinkova iona, ako je iskorištenje struje 90%?

Z 13. Kolika je jakost struje koja prolazi kroz otopinu koja sadrži ione dvovalentnog nikla, ako

se u vremenu od 2,5 sati na katodi izluþi 80 g nikla?

Z 14. Dva serijski spojena elektrolizera sadrže otopine srebrova nitrata i kromova(III) klorida.

U prvom elektrolizeru izluþilo se 862,4 g srebra. Izraþunaj:

a) masu kroma koji se izluþi na katodi,

b) jakost struje ako je vrijeme elektrolize 15 minuta!

Z 15. Dva elektrolizera serijski su spojena. U jednome je metalni nitrat dvovalentnog metala, a

u drugome metalni nitrat trovalentnog metala. U prvom elektrolizeruizluþi se 0,05 mola metala

(2

M�

), u drugom 1,716 g metala (3

M�

). Kolika je molarna masa trovalentnog metala?

Z 16. a) Izraþunaj masu bakra koja se izluþi iz otopine bakrova(II) sulfata množinske

koncentracije 3

2 /mol dm , volumena 250 3cm . Utrošena množina elektriciteta za

elektrolizu jest 85000 C .

b) Koliko je iona bakra (2�Cu ) ostalo u otopini?

Z 17. Kroz otopinu željezova(III) klorida protekla je množina elektriciteta od 11,2 Ah.

Izraþunaj:

a) masu izluþenog željeza,

b) volumen razvijenog klora pri tlaku 720 mbar i temperaturi 28°C!

Z 18. Elektrolizom otopine metalnog klorida trovalentnog metala razvije se 5,9 3dm klora s.u.

Odredi molarnu masu metala ako je masa izluþenog metala 10,2 g!

Z 19. Strujom jakosti 0,4 A u vremenu od 20 minuta provodimo elektrolizu vodene otopine

kalijeva klorida. Volumen otopine je 250 mL. Izraþunaj:

a) volumene vodika i klora koji se razviju na elektrodama pri s.u.,

b) množinsku koncentraciju OH�

iona po završetku elektrolize!



Rješenja zadataka:

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

nitratni ioni.

2. a)

3 3

2

3 2 3

2

3 2 3

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

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

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

� �

� �

� �

�

�

�

R

R

R

b) 3 2Cu(NO )

3. a)

3

3

3

2

3

2

AlCl (s) Al 3Cl

K : 2Al 6e 2Al

A : 6Cl 3Cl 6e

2Al 6Cl 2Al 3Cl

' � �

� �

� �

� �

��o �

½� � o ° �¾� o � °¿

� o �

b)

22

2

2

2ǻ2

ClCuCl2Cu

___________________________

e2ClCl2:

Cue2Cu :

Cl2Cu )(CuCl

�o�

�°¿

°¾½

�o�

o��

��o�

��

��

��

��

A

K

s

4. a) 2H i 2Cl

b) Cu i 2Cl

5. 2K :H� , 2A :O�

6. a) 2 2K :H , A :Cl� �

b) 2 2K :H , A :Cl� �

7. t = 8,17 h

8. N(K) = 23

9, 77 10� , N(2

Cl ) = 23

4,89 10�

9. Q = 6

6,97 10� C

10. m(Cu) = 14,3 g

11. M(Zn) = 65,4 g/mol 12. m(Na) = 687 kg, m( 2

Cl ) = 1059,7 kg

13. 0,683 pQ Ah

14. I = 29,28 A

15. a) m(Cr) = 138,5 mg

b) I = 0,86 A

16. M(3

M�

) = 51,48 g/mol



17. a) n(2

Cu�

) = n( 4CuSO ) = 0,5 mol, n(�e ) = 2�n(

2Cu

�) = 1 mol, m(Cu) = 27,99 g

b) množina reduciranog bakra: n = 0,44 mol; broj iona bakra koji ostaju u otopini:

N(2

Cu�

) = 3,6 � 2210

18. a) m(Fe) = 7,78 g

b) V(2

Cu�

) = 7,33dm

19. M(3

M�

) = 58,09 g/mol

20 a) 0 0 3

2 2(H ) (Cl ) 50,1 V V cm

b) 2 3(OH ) 2, 0 10 /

� � �c mol dm

GALVANSKI ýLANCI – elektrokemijski izvori struje

Galvaski þlanak je ureÿaj koji kemijsku energiju pretvara u elektriþnu. Proces je SPONTAN.

Galvanski þlanak se sastoji od dvije elektrode (poluþlanak) i elektrolitskog kljuþa (most).

Elektrodu galvanskog þlanka þini metal uronjen u otopinu svojih iona (elektrolit – vodiþ II

reda).

POZITIVNI POL je KATODA na kojoj se odvija redukcija.

NEGATIVNI POL je ANODA na kojoj se odvija oksidacija, ODNOSNO SAMA ANODA SE

OKSIDIRA (IZVOR JE e�

). TO JE METAL KOJI IMA NEGATIVNIJI 0E .

(Kod elektrolize OKSIDIRA ANION!!!)

REDUKCIJSKI ELEKTRODNI POTENCIJAL (elektrokemijski red elemenata ili voltin niz)

Elektrodni potencijal - 0E , odreÿuje se prema standardnoj vodikovoj elektrodi (S.V.E.) þiji je

0E = 0 pri svim temperaturama 0

2(H / 2H ) 0E � - oznaka za standdardnu vodikovu

elektrodu. n n

reducirani oksidirani

oblik oblik

� Što je 0E negativniji to je tvar jaþi reducens

� Što je 0E pozitivniji to je tvar jaþi oksidans

Voltin niz sa vrijednostima je na str. 32. i 33.

DANIELLOV ýLANAK

(+) POL 4Cu/CuSO , 3

4(CuSO ) 1c mol dm�

(-) POL 4Zn/ZnSO , 3

4(ZnSO ) 1c mol dm�

Elektrolitski kljuþ je “U” cijev napunjena elektrolitom - 3 2 4KNO , Na SO .

Shema: Redoks:

Element negativnijeg 0E (Zn) istiskuje element þiji je

0E (Cu) pozitivniji.

Napon:

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

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

� � +

2

2

2 2

( ) A : Zn 2e Zn

( ) K : Cu 2e Cu

Zn Cu Zn Cu

� �

� �

� �

½� � o ° �¾� � o °¿� o �

0 2

0 2

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

KATODA : (Zn / Zn) 0, 76

p = pozitivan

n = negativan

E V

E V

�

�

½ °¾

� °¿ > @0,337 ( 0,76)

1, 097

p n

k a

U E E

E E EU VU V

�

�

� �



� Napon galvanskog þlanka ne može biti negativan. 0E mogu biti pozitivni ili negativni u

odnosu na s. v.

Z) Galvanski þlanak graÿen je od a) +

Ag|Ag i 2+

Cu|Cu

b) 2+

Pb|Pb i 2+

Zn|Zn c) 2+

Mg|Mg i 2+

Sn|Sn

- napiši shemu

- izraþunaj napon

- napiši redoks

a) +

Ag|Ag i 2+

Cu|Cu

shema: 2+ +

( ) Cu|Cu ||Ag |Ag (+)�

napon: 0,80 0,337 0, 463p nU E E V V V � �

redoks:

Standardni redukcijski elektrodni potencijali

Oksidrani oblik Reducirani oblik E0, [V]

Li e� �� R Li(s) -3,045

K e� �� R K(s) -2,925

Na e� �� R Na(s) -2,714

2Mg 2e

� �� R Mg(s) -2,363

3Al 3e

� �� R Al(s) -1,66

2Mn 2e

� �� R Mn(s) -1,180

2

4 2SO H O 2e� �� R

2

3SO 2OH� �� -0,93

22H O 2e�� R 2H 2OH

�� -0,83

2Zn 2e

� �� R Zn(s) -0,76

3Cr 3e

� �� R Cr(s) -0,744

2Fe 2e

� �� R Fe(s) -0,440

2Cd 2e

� �� R Cd(s) -0,403

4PbSO (s) 2e�� R

2

4Pb(s) SO�� -0,350

2Ni 2e

� �� R Ni(s) -0,250

2Sn 2e

� �� R Sn(s) -0,136

2Pb 2e

� �� R Pb(s) -0,126

2H 2e� �� R

2H (g) 0,000

2Cu 2e

� �� R Cu�

+0,153

4Sn 2e

� �� R 2

Sn�

+0,154

2Cu 2e

� �� R Cu(s) +0,337

2 2

1O H O 2e

2

�� R 2OH

� +0,401

2I (s) 2e�� R 2I

� +0,536

3Fe e

� �� R 2

Fe�

+0,771

2

2

2

(A) Cu 2e Cu

(K) Ag e Ag 2

Cu 2e Cu

2Ag 2e 2Ag

Cu 2Ag Cu 2Ag

� �

� � �

� �

� � �

� �

� o

� o �

� o

� o

� o �

½°°°°¾°°°°¿

Ne mogu se

izluþiti iz

vodene

otopine zbog

negativnijeg 0

E od

0,83V�



2Hg 2e

� �� R 2Hg(l) +0,798

Ag e� �� R Ag(s) +0,799

2 2HO H O 2e� �� R 3OH

� +0,88

2Br (l) 2e�� R 2Br

� +1,065

3IO 6H 5e� � �� R 2 2

1I (s) 3H O

2�

+1,196

2O (g) 4H 4e� �� R 22H O +1,229

2

2 7Cr O 14H 6e� � �� R

3

22Cr 7H O� � +1,33

2Cl (g) 2e�� R 2Cl

� +1,36

3BrO 6H 6e� � �� R 2Br 3H O

� � +1,44

2PbO (s) 4H 4e� �� R

2

2Pb 2H O�

+1,455

3ClO 6H 5e� � �� R 2 2

1Cl (g) 3H O

2�

+1,47

3Au 3e

� �� R Au(s) +1,50

4MnO 8H 5e� � �� R

2

2Mn 4H O� � +1,51

3BrO 6H 5e� � �� R 2 2

1Br (l) 3H O

2�

+1,52

4MnO 4H 3e� � �� R

2 2MnO (s) 2H O� +1,695

2 2H O 2H 2e� �� R

22H O +1,77

2F (g) 2e�� R 2F

� +3,06

REAKCIJE ISTISKIVANJA

Iz položaja elemenata u Voltinom nizu može se zakljuþiti kako se ODVIJA KEMIJSKA

REAKCIJA, KOJI PROCESI MOGU TEûI SPONTANO. (treba znati) � JAýI REDUCENS ISTISKUJE SLABIJI IZ SPOJA

JAýI OKSIDANS ISTISKUJE SLABIJI IZ SPOJA

JAýA KISELINA ISTISKUJE SLABIJU

JAýA LUŽINA ISTISKUJE SLABIJU

Z) Dovrši jednadžbe:

-0,76V +0,337V a)

4 4Zn CuSO ZnSO Cu� o � - jaþi reducens ISTISKUJE slabiji iz njegove soli.

b) Cu + 4

ZnSO o� nema reakcije, element þiji je 0

E pozitivniji ne može istisnuti

element þiji je 0

E negativniji!

c) 2 2F 2KCl Cl 2KF� o � - jaþi oksidans ISTISKUJE slabiji

d) 2Cl KF� o� nema reakcije, slabiji oksidans ne može istisnuti jaþi! e) 2 F2 + 2 H2O ĺ O2 + 4 HF (zbog ove reakcije fluor je jedini halogeni element koji se ne može dobiti

elektrolizom vode jer oksidira kisik)

� Oksidacijsko djelovanje halogenih elemenata raste: 2 2 2 2

I Br Cl F� � �

Z) Dovrši jednadžbe:

a) 2 2Cl 2I I 2Cl� �� o � b) 2I F

�� o

c) 6 5C H ONa HCl� � d) 6 5C H ONa HCl� �

e) 3 2 4 4 2 2

2 3

CaCO H SO CaSO H O CO

H CO

� o � �� - jaþa kiselina istiskuje slabiju!!!

f) 4 2 2 3 22NH Cl Ca(OH) CaCl 2NH 2H O� o � � - jaþa lužina istiskuje slabiju!!!



LECLANCHEOV ýLANAK (džepna baterija, suhi þlanak)

Primarni izvor struje, znaþi da se ne može puniti – IREVERZIBILAN

DIJELOVI:

(–) POL: þašica od cinka

(+) POL: grafit (C) obložen smjesom 2MnO + þaÿa + 4NH Cl (solmijak)

- elektrolit: 4 2

NH Cl ZnCl vrlo malo vode� �

Redoks: 2+

Zn-2e Zno - oksidacija

4 22MnO H O 2e MnO(OH) 2OH�� o � - redukcija

Nastali produkti reagiraju prema jednadžbi:

> @2

4 3 2 2 2Zn 2OH 2NH 2Cl Zn(NH ) Cl 2H O� � � �� o �

UKUPNA reakcija može se prikazati pomoüu jednadžbe

> @2 4 3 2 2Zn 2MnO 2NH Cl 2MnO(OH) Zn(NH ) Cl� � o �

P) Može li se džepna baterija napuniti? Zašto?

P) pH otopine koja “curi” iz džepne baterije je kiseo. Zašto?

Odgovor: pH je manji od 7 zbog hidrolize 4

NH Cl .

24 4

H ONH Cl NH OH H

��o � - pH < 7 zbog hidrolize.

OLOVNI AKOMULATOR

Sekundarni izvor može se nekoliko puta puniti i prazniti (reverzibilan izvor)

DIJELOVI:

(–) POL: Pb – spužvasto

(+) POL: 2PbO - na rešetki od slitine Pb/Sb (Sb = antimon)

- elektrolit razrijeÿena 2 4

H SO 33-39%

Pri radu se troši 2 4H SO i nastaje bijeli teško topljivi talog 4PbSO . Taj se proces zove

sulfatizacija. Mjerenjem gustoüe 2 4H SO može se odrediti je li akumulator pun ili prazan.

Gustoüa se mjeri AREOMETROM.

Pun akumulator: 3

2 4(H SO ) 1, 25 1,30U � � g cm

Prazan akumulator: 3

2 4(H SO ) 1,15U � g cm

Punjenje i pražnjenje olovnog akomulatora može se prikazati jednadžbom:

2 2 4 4 2Pb PbO 2H SO 2PbSo 2H O

bijeli teško topljivi talog

� � �R

Shema Pb – akomulatora:

2 2

2 4 2Pb | Pb H SO Pb | PbO� �

+

Z) Napon jednog þlanka olovnog akomulatora je 2 V. Veüi napon može se postiüi a) serijskim povezivanjem više þlanaka

b) poveüanjem koncentracije 2 4H SO

c) punjenjem akomulatora

Z) Elektrode u Pb-akomulatoru graÿene su od:

a) Pb i Pb b) Pb i 2PbO c) 2PbO i 2PbO

VAŽNO JE ZNATI:

1. Pri punjenju spaja se (+) pol akomulatora na (+) pol istosmjernog izvora struje.

2. Akomulator se smije doljevati DESTILIRANOM 2H O

3. STAJANJEM se akomulator PRAZNI



Hidroliza soli Hidroliza je reakcija kationa slabe lužine (ili aniona slabe kiseline) s vodom ili reakcija u kojoj

sudjeluju molekule vode. Do hidrolize dolazi kad su soli nastale od kiselina i lužina razliþite

jakosti. Imamo sljedeüe sluþajeve:

10 NaCl(s) + H2O(Ɛ) ĺ Na

+(aq) + Cl

–(aq)

Uoþimo: Atom natrija Na u molekuli NaCl “dolazi” iz jake lužine NaOH. Atom klora

“dolazi” iz jake kiseline HCl.

Otopina NaCl je neutralna tj. pH(NaCl) = 7 zato što je ta sol nastala od jake kiseline i

jake lužine. Ioni Na+ i Cl

– ne reagiraju s vodom a to znaþi da u ovom sluþaju nema

hidrolize.

20 NaCN(s) + H2O(Ɛ) ĺ Na

+(aq) + CN

– (aq)

Uoþimo: Atom natrija Na u molekuli NaCN “dolazi” iz jake lužine NaOH. Grupa –CN

“dolazi” iz slabe kiseline HCN.

Dobivena otopina je lužnata tj. pH(NaCN) > 7. Tako je sa svim otopinama soli koje su

nastale od jake lužine i slabe kiseline. Ion CN– reagira s molekulama vode što se opisuje

sljedeüom jednadžbom hidrolize: CN– + H2O ĺ HCN + OH–

30 (NH4)2SO4(s) + H2O(Ɛ) ĺ 2NH4

+(aq) + SO4

2–(aq)

Uoþimo: Amonijev ion u amonijevu sulfatu “dolazi” iz slabe lužine NH4OH. Sulfatni

ion “dolazi” iz jake kiseline H2SO4.

Dobivena otopina je kisela tj. pH((NH4)2SO4) < 7. Tako je sa svim otopinama soli koje

su nastale od slabe lužine i jake kiseline. Amonijev ion NH4+ reagira s molekulama

vode što se opisuje sljedeüom jednadžbom hidrolize: NH4

+ + H2O ĺ NH4OH + H+ Amonijev etanoat ima molekulu oblika CH3COONH4. U vodenoj otopini ova molekula disocira

na sljedeüi naþin:

CH3COONH4 �� o� OH2 CH3COO

– + NH4

+

Valja uoþiti da je dobivena vodena otopina neutralna tj. pH = 7.

Puferske otopine

Opüenito, puferi su smjese slabih kiselina i njihovih soli (kiseli pufer) ili slabih lužina i

njihovih soli (lužnati pufer).

Primjer kiselog pufera je acetatni pufer CH3COOH + CH3COONa.

Primjer lužnatog pufera je amonijakalni pufer NH4OH + NH4Cl.

Djelovanje pufera temelji se na pomaku ravnoteže prema slabo disociranoj kiselini ili lužini. U

krvnoj plazmi nalazi se H2CO3 i HCO3– (karbonatni pufer). U staniþnoj tekuüini djeluju fosfatni

puferi a to su smjese HPO42–

i H2PO4–.

Z. Puferska otopina je vodena otopina:

a) HCl i NaCl b) H2SO4 i NH4HSO4 c) HNO3 i Zn(NO3)2 d) H2CO3 i NaHCO3

O. Toþan odgovor je d) zato što samo u tom, od navedenih sluþajeva, imamo smjesu slabe

kiseline i njene soli (pogledati definiciju kiselog pufera).


PRIPR

EME

Zagreb, 2006.

KEMIJA 3

PRIPREMILA

KATA MILI!


Nakladnik


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




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

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

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

x BAZIýNI: akceptorproton

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

��

x KISELI: donorproton

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

��

x AMFOTERNI: 2 2 3( ) ( ) ( ) ( )H O l H O l H O aq OH aqproton donori proton akceptor

� ��

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

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

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

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



SVOJSTVA OKSIDA

x BAZIýNI – ionska veza – BAZIýNI KARAKTER

x KISELI – kovalentna veza – KISELI KARAKTER

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

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

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

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

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

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

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

2

OH

2

2

��

��

�� o�

�� o�

KOVALENTNI KLORIDI u vodi HIDROLIZIRAJU i daju KISELE OTOPINE:

7ph,H3)OH(AlOH3Al

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

323

3OH3

2

��o�

�� o��

��

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



ELEMENTARNA ûELIJA – VOLUMNOCENTRIRANA KOCKA: 21818)A(N � ATOMA

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

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

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

OTAPANJE HIDROKSIDA: lužinahidroksid

)aq(OH)aq(M)l(OH)s(MOH 2�� o�

DOBIVANJE LUŽINA:

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

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

REAKTIVNOST – alkalijski metali reagiraju s:

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

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

)s(MH2)g(H)s(M2 2 o�

:> @�H hidridni ion x s dušikom reagira SAMO LITIJ dijagonalno sliþan sa magnezijem – Mg3N2 – magnezijev nitrid

IONSKINITRIDlitijev)s(NLi2)g(N)s(Li6 32 ��o� �3N:

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

.. .......



Regeneracija N

H3

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

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

x sinteza: 0H,)s(NaCl2)g(Cl)s(Na2 2 �'o� x iz morske vode i kopanjem iz rudnika

NaOH Bijela þvrsta tvar, higroskopna (KAUSTIýNA SODA)

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

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

32

2322

o��o�

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

22 3 2 3

3 2 3

3

2Na CO H O Na CO

NaHCO H O Na HCO

smanjujelužnatost H CO

� �

� �

� �

� o �

� o �

o �

n

DOBIVANJE Na2CO3 (SODA) – SOLVAYEV POSTUPAK

)aq(HCO)aq(NH)aq(Cl)aq(Na)l(OH)g(NH)g(CO)aq(Cl)aq(Na 34232�� o��

HLAĈENJEM prvo iskristalizira NaHCO3, najslabije topljivu sol.

ŽARENJEM !!!otrovnasoda

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

��o�'

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

REGENERACIJA amonijaka, potreban za dobivanje sode, iz NH4Cl, reciklira se: !slabijuistiskujebazajaþa)l(OH)aq(CaCl)g(NH2)OH(Caili)s(CaO)aq(ClNH 22324 ��o�

Zadatak Prikaži strukturu:

1. oksidnog iona – O2- -II

, > @ �2O

2. peroksidnog iona - -I �2

2O , > @ �� 2OO

3. superoksidnog iona - 21

�

�2O , > @��OO

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



SUPEROKSIDI SU PARAMAGNETIýNE TVARI (prisutnost magneta izaziva magnetiþnost) JER IMAJU JEDAN NESPARENI ELEKTRON. Zadatak Elektrolizom NaCl(aq) (odaberi toþan odgovor):

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

Zadatak Koji su produkti termiþke disocijacije:

1. NaHCO3: )g(CO)g(OH)s(CONa)s(NaHCO2 22323 ��o�'

2. ǻ

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

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

Zadatak Natrijev hidrid može se dobiti sintezom:

0H,)s(NaH2)g(H)s(Na2 2 �'o� kristalizira u PLOŠNO CENTRIRANOJ ûELIJI (kao NaCl). Koliki mu je broj formulskih jedinki? Što nastaje otapanjem u vodi? Jednadžba. Zadatak U 500 ml otopine otopljeno je 2 g NaOH. 100 ml te otopine razrjeÿeno je s 900 ml destilirane vode. Koliki je pH te otopine:

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

Zadatak Dovršite jednadžbe:

1. o� 2CONaOH 2. o� HClCOCs 32 3. o� OHK 2 4. o� OHRbO 22

5. o�� OHCOKO 222 6. o� OHNaH 2

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

1. NaCl – 780 KJmol–1 2. KBr – KJmol–1 3. NaBr – 734 KJmol–1 4. KI – 644 KJmol–1 > @d



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

x PRVA – najmanja kod Ba, najveüa kod Be x DRUGA – najmanja kod Ba, najveüa kod Be

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

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

x 5 4 3

5 4 3

5 4 3

( )APATIT ( )

( )

Ca Cl PO klorapatitCa F PO fluorapatitCa OH PO hidroksiapatit

�° �®° �¯

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

KRISTALNI SUSTAVI:

x Be i Mg – HEKSAGONSKI, atoma63212

6112)A(N ��

x Ca i Sr – kubiþni sustav, plošnocentrirana elementarna üelija x Ba – kubiþni sustav, volumnocentrirana elementarna üelija

Zbog razliþitih kristalnih sustava gustoüa im je razliþita. BERILIJ I njegovi spojevi su IZRAZITO OTROVNI. BARIJEVI SPOJEVI topljivi u vodi takoÿer su otrovni. ZEMNOALKALIJSKI METALI kao i alkalijski istiskuju VODIK IZ VODE pri þemu nastaje LUŽINA i VODIK.

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

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

22

2

22

2

��o�

�'��o��

��

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



raste topljivost

GORENJE na zraku:

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

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

2

232

2

��o��'o�

�'o�dijagonalna sliþnost s Li koji reagira na isti naþin

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

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

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

2

222

22

o�

o�o�

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

1. hidroksida 2. sulfata

2

2

2

2

2

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

)OH(Be

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

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

��

�'o��

32

23223

HCO,CaSADRŽIVODATVRDA

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

ZAGRIJAVANJEM TVRDE VODE TALOŽI se CaCO3 – KAMENAC:

0H,)l(OH)g(CO)s(CaCO)aq()HCO(Ca 22323 !'��o�' Na isti naþin nastaju: SIGE (stalaktiti i stalagmiti). TERMIýKA DISOCIJACIJA: CaCO3(s) '��o CaO(s) + CO2(g), CaO(s) je živo vapno.

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

Raste topljivost jer je Be2+ najmanji, ima najveüu energiju hidratacije zbog þega topljivost raste

!NEOTROVANvodiunetopljivBaSOSrSOCaSO

topljivdobroMgSOtopljivdobroBeSO

4

4

4

4

4

�



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

kristalna voda kalcijev sulfat dihidrat

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

OH5.1OH5.0CaSOOH2CaSO 22424Co130

�� o�� m prirodni gips peþeni gips KALCIJEV HIDRID – CaH2 – dobiva se sintezom:

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

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

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

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

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

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

željezosirovo)g(CO3)l(Fe2)g(CO3)s(OFe

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

232

2

22

�o�!'o��'o�



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

0 +2+

+2

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

üelija.cvolumnoüelija.cplošnoüelija.cvolumno)Fe()Fe()fe(

Co1401Co907

G�� mJ�� mD �� o�� o�

tt(Fe) = 1535oC

> @ > @ > @Ard3Ard3Ars4d3

FeeFee2Fe5626

32 �� o�o�

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

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

2 2

2 2

2 4 4 2

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

ooo

}2 4

2 4 2 4

3

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

( ) ( .

Fe s H SO konc NEMAREAKCIJE nastaje ZASTITNI OKSIDNI SLOJ koji SE NEOTAPA U KISELINIH SO konc OKSIDANS jaki slijedi PASIVIZACIJA ZELJEZA ZATO SE H SO konc mozeprevoziti u celicnim spremnicima

Fe s HNO raz

+

+ 2 4

3 2 4

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

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

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

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



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

BAKARSIROVICu6SOOCu2SCuSO2OCu2O3CuS2

SO8OFe2FeS4CuS4O11CuFeS8

222

2222

232222

�o��o�

��o�

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

2( ) 2AnodaCu sirovi e Cu� �� o 2 2 ( )KatodaCu e Cu þist� �� o

Pri elektrolizi Fe, Zn i Cu se OKSIDIRAJU U Fe2+, Zn2+, Cu2+ i odlaze u ELEKTROLIT. Ag i Au se ne oksidiraju (zbog EO-pozitivan) i ostaju u ANODNOM MULJU. Na katodi se od nastalih iona prvi reducira Cu2+ (zbog pozitivnijeg EO) – jaþi reducensi Fe, Zn ostaju u otopini u obliku Fe2+, Zn2+. � PRI ELEKTROLIZI NA KATODI SE UVIJEK IZLUýI SLABIJI REDUCENS A NA ANODI SE UVIJEK IZLUýI SLABIJI OKSIDANS. Zadatak U katodnom prostoru nalaze se Cu2+ i Ag+, a u anodnom - -Cl i F . Što üe se izluþiti na: a) katodi, b) anodi (napisati jednadžbe!) FIZIKALNA SVOJSTVA BAKRA

Crvenkast metal, mekan, žilav i rastezljiv. KRISTALIZIRA U PLOŠNOCENTRIRANOJ ûELIJI. 3gcm9.8)Cu( � U KEMIJSKA SVOJSTVA BAKRA

> @ > @ > @Ard3Ard3Ars4d3

CueCueCu910110

2�� o�o�

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

23 ��o� ��

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

� � � � � � � �� > @

planaran - kompleks -ion akrov(II)tetraaminbOH2NHCu3NH4OHCu

sOHCuaqOH2aqCu2

432

22

��

��

�o�

o�

�2Cu

3NH

NH3

NH3

3NH



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

V77.0V337.0FeCuFeCu

reakcije nema FeSOCuCuFeSOCuSOFeCuZnSOCuSOZn

reakcije nemaZnSOCuCuFeOCuOFe

2234

44

44

4

��o��

��o��o�

��o�

��

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

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

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

42��

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

� � � � � � � ��

3 3 22

3 3 2 22

2 4 4 2 2

3 ( ) 8 ( .) 3 2 4

4 . 2 2

2 . 2

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

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

Cu s H SO konc CuSO aq SO g H O l'

� o � �

� o � �

� ��o � �

DOBIVANJE modre galice: � � � �

OKSIDANSlOH2CuSO2O.)razrij(SOH2sCu2 24242 o��

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

3 2

3

3

2 4

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

Al HCl AlCl HAl HNO razrijAl HNO koncAl H SO konc

� o ��

� �2 4 2 4 23

ema reakcije (isto tako)2 3 ( .) 3Al H SO razrij Al SO H� o �



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

� �> @aluminatnatrijev

H3OHAlNa2OH6NaOH2Al2 242 �o��

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

� �> @� �> @

kompleks planarni at(II)oksoalumin tetrahidrnatrijev kompleks, anionskiOHAlNa2OH3NaOH2OAl

oktaedar - klorid III)luminijev(heksaakvaa kompleks, kationskiClOHAl2OH9HCl6OAl

4232

362232

�o��

�o��

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

62 �� .

SA LUŽINAMA NASTAJE KOMPLEKSNI ANION � �> @ planaranOHAl 4 �� . Al LAKO REAGIRA S NEMETALIMA: Cl2, Br2, I2, O2, S, H2, N2.

3323

32

32

NH)OH(AlOH3AlNu vodi topljivnitrid, aluminijevAlN2N3Al2

AlBr2Br3Al2

�o��o�

o�

DOBIVANJE ALUMINIJA NEMA ALUMINIJA ELEMENTARNOG U PRIRODI. RUDE:

x BOKSIT - OXHOAl 232 � BOKSIT JE SMJESA MINERALA BEMITA AlO(OH) i HIDRARGILITA Al(OH)3. Boksit sadrži i primjese minerala željeza, silicija, titanija i drugih. Crvenosmeÿa boja potjeþe od OHOFe 232 � - hidratizirani oksid.

Obrada boksita s NaOH:

� � � �> @

� �> @

� �> @� � � � � � � ��

GLINICA OH3OAlOHAl2

aqNaOHsOHAlaqOHAlNa

bemitaluminat natrijevOHAlNaOHNaOHAlO(OH)

thidrargilialuminat natrijevOHAlNaNaOHOHAl

232žarenje,

3

3cijakristaliza hlaðenje,

4

42

4kPa700,C120

3O

�� o�

�� o�

�o��

�� o��

'

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

� � 3 22 3

22

2 3

2 4 / 3

Al O s Al O

A O e O

' � �

� �

��o �

� � o �

3 3 / 4K Al e Al� �� o � 2

23

2 32

6 12 3

4 12 46 4 3 4

O e O

Al e Al

O Al O Al sirovi Al

� �

� �

� �

� o

� o

� o � �



Reakcija anode i kisika (anoda se troši). � � � � � �gCO3gOsC3 22 o�

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

0H,OAl2Mn3MnO3Al4 322 �'�o� Al se koristi u domaüinstvu, graditeljstvu, strojarstvu. Zadatak TERMIT je smjesa PRAHOVA Al i Fe2O3. Koristi se za zavarivanje tramvajskih pruga. Zagrijavanjem smjese Al izgara u Al2O3. Jednadžba: � � � � � � 0H,sFe2)s(OAlsOFesAl2 3232 �'�o� Na þemu se temelji ova reakcija? LEGURE Al:

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

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

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

Deuterij H21 - ili D2

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

Tricij H31 - ili T3

1 RADIOAKTIVAN, nema ga u prirodi, sintetizira se.

Iz deuterija: JED�o� ,,HHHH 11

31

21

21 .

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

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

� �� 5.14

229

HMrzrakMr

Hzrak

22

UU

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

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



DOBIVANJE VODIKA A Laboratorijska metoda

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

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

22

2223

��o��o�

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

B Industrijsko dobivanje

1. Elektroliza vode 2. Iz vode redukcijom s koksom C: otrovanvrloCOHOHC 22 ��o�

3. Katalitiþkim raspadom ugljikovodika: 24 H2CCH ��o�'

4. Nepotpuno spaljivanje ugljikovodika: 2kat

2104 H5CO4O2HC ��o�� VODIK KAO REDUCENS: UPORABA H2

Za sintezu NH3 i CH4 za hidrogeniranje ulja i drugih organskih spojeva, kao gorivo, za punjenje balona jer ima malu masu 14.5 puta lakša od zraka. � Radioaktivne þestice:

þestice�D - jezgra helija �242 H

þestice�E - elektroni iz jezgre jer se neutron raspada na proton, elektron i neutrino: neutrinoepn0 ��o �� þestice�J - elektromagnetsko zraþenje vrlo kratkih valnih duljina

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

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



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

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

a) Sa metalima: 2

2 2

2 ( ) ( ) 2 ( )( ) ( ) ( )Na s Cl g NaCl sCu s Cl g CuCl s

� o® � o¯

b) Sa nemetalima: 2 5 2

2 3

2 ( ) 5 ( ) 2 u suvišku Cl2 ( ) ( ) 2 u suvišku PP s Cl g PClP s Cl g PCl

� o �® � o �¯

c) Sa vodom: 2 2( ) ( ) ( ) nestabilno, raspada seCl g H O l HCl aq HOCl� o � � HOCl HCl O nascentni kisik, uništava mikroorganizme pa se koristi za sterilizacijuo � �

d) Sa lužinama:

2 2

2 2

2

( ) 2 ( ) ( ) ( ) ( ) natrijev hipoklorit - VARIKINA - izbjeljivanjeNaOCl NaCl O

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

Cl g NaOH aq NaCl aq NaOCl aq H O l

Cl g KOH aq KCl aq KOCl g H O lCl g Ca O

� o � �

o �� o � �� 2 2) ( ) ( ) ( )

KLORNO VAPNO (KREC) - dezinfekcijsko sredstvoH aq CaCl OCl H O l

°°°°®°° o �°°̄

2CaCl(OCl) + CO2(g) + H2O(l) ĺ CaCO3(s) + CaCl2(aq) + 2HOCl(aq) HOCl ĺ HCl + O dezinficira površine koje su zagaÿene e) Sa vodikom:

slabiji! istiskuje oksidans jaci)g(Cl2OH2)aq(HCl4)g(O 222 ��o� SPOJEVI KLORA KLOROVODIýNA (SOLNA) KISELINA – HCl(aq) Nastaje:

a) otapanjem: )aq(Cl)aq(OH)l(OH)g(HCl 32�� o�

b) iz NaCl(sol): slabiju istiskuje kiselina jaþaHCl2SONaSOHNaCl2 4242 ��o� REAGENS za dokazivanje klorida (i svih halogena) je AgNO3.

koloid - talogsirasti bijeli )s(AgCl)aq(Cl)aq(Agili)aq(NaNO)s(AgCl)aq(NaCl)aq(AgNO 33 o��o� ��

0H),g(HCl2)g(Cl)g(H 22 �'o�1 : 1

KLORNI PRASKAVAC



OH8)aq(KCl2)aq(MnCl2)g(Cl5)s(KMnO2.)konc(HCl16 2224 ��o�+7 +2

HALOGENOVODICI: - PLINOVI topljivi u vodi (dipoli) daju kiselinu: HF, HCl, HBr, HI

)aq(XOH)l(OH)g(HX 32�� o�

Najviše vrelište ima HF(g), (tv=19.5OC) zbog vodikove veze

FH H H H

F F F

140o

DOBIVANJE KLORA

1. Laboratorijski iz spojeva koji sadrže klor, HCl(konc.) uz jake oksidanse. a) U kiselom se mangan iz +7 reducira u +2:

b) kamen suri ilipiroluzit

)g(Cl)l(OH2)aq(MnCl)s(MnO.)konc(HCl4 2222 ��o�

2. Industrijsko dobivanje klora elektrolizom vodenih otopina i taline klorida. SVI HALOGENI ELEMENTI mogu se dobiti elektrolizom vodenih otopina halogenida osim FLUORA jer on OKSIDIRA KISIK IZ VODE:

HF nastajanje)g(HF2)s(CaSO.)razrij(SOH)s(CaFbocici. plasticnoju nego staklenoju þuvati može ne HF se pa staklo (jetka) nagriza HF)l(OH2)s(SiF)s(SiO4HF(g)

slabiji istiskuje oksidans jaci)g(HF4)g(O)l(OH2)g(F2

4422

242

222

��o��o�

��o�

OKSOKISELINE KLORA:

x HClO +1 -2+1 hipoklorasta JAKOST KISELINE RASTE S PORASTOM BROJA ATOMA KISIKA!

x HClO2 +1 +3 -2

klorasta

x HClO3 -2+5+1

klorna

x HClO4 +7+1 -2

perklorna Oksidacijski broj klora: -1, +1, +3, +5, +7 (FLUOR SAMO –1). REAKTIVNOST HALOGENIH ELEMENATA Jaþi oksidans istiskuje slabiji:

reakcije nema FCl

reakcija nepovratnaClF2Cl2F

2

22�

��

�

��o�

F2 je najjaþi oksidans zato postoji kao �F a ne kao F+. Zadatak Industrijski se Cl2 može dobiti katalitiþkom oksidacijom HCl s O2 (Deakonov postupak):

0H),g(Cl2)g(OH2)g(O)g(HCl4 222 �'��o��m

. Najviše klora može se dobiti (odaberi toþan odgovor): a) visoka t i visoki p b) visoka t i niski p c) niska t i visoki p d) niska t i visoki p

Zadatak I2 se može dobiti prema jednadžbi:

)l(OH2)aq(MnSO)aq(NaHSO2)s(I)s(MnO.)raz(SOH3)s(NaI2 2442242 ��o�� Odredi oksidans i reducens!

HX(g)�G �G

F2 Cl2 Br2 I2 ISTISKUJE

NE ISTISKUJE



Primjer Jodna tinktura je:

a) otopina joda u vodi (W(I2)=1%) b) otopina joda u alkoholu (W(I2)=1%)

Primjer Perklorna kiselina nastat üe otapanjem u vodi:

a) Cl2O7 b) Cl2

HALKOGENI ELEMENTI ns2np4, n = 2 - 6 O, S, Se, Te, Po NEMETALI POLUMETALI

(radioaktivan)

TALIŠTE, VRELIŠTE I GUSTOûA rastu s porastom atomskog broja. KOEFICIJENT ELEKTRONEGATIVNOSTI – smanjuje se s porastom atomskog broja. GRAĈA MOLEKULE: O2, S8, najþešüe Se8, lanci Ten OKSIDACIJSKI BROJ:

x O: +2 oksidi, -1 peroksidi, 21

� superoksidi, +2 u

x S, Se, Te: -2, +2, +4, +6

-2 +6+1 -2H2S, SCl2, SO2, SO3

+2 -1 +4 -2

MEĈUSOBNA SLIýNOST MANJA nego kod halogenih elemenata (najsliþniji). HIDRIDI – svi grade spojeve s vodikom: H2O, H2S, H2Se, H2Te. Voda ima najveüe vrelište zbog vodikovih veza. Topljivi su u vodi jer su DIPOLI i tvore KISELINE. Kiselost raste porastom atomskog broja, H2Te – najjaþa. KISIK – O – 2s22p4 Po rasprostranjenosti TREûI u svemiru iza H2 i He, DRUGI je u atmosferi a PRVI u Zemljinoj kori. VOLUMNI udio u zraku je 21%. FIZIKALNA SVOJSTVA KISIKA Plin bez boje, okusa i mirisa, teži od zraka. Ne gori, podržava gorenje, sniženjem temperature može se UKAPLJITI pa þak i prijeüi u þvrsto stanje, pri þemu postaje plaviþasto obojen. U þvrstom stanju tvori JEDNOSTAVNU KUBIýNU REŠETKU kao P i Mn. TOPLJIVOST – u vodi slabo topljiv (nepolaran). Topljivost kisika kao i veüine plinova egzoterman je proces – topljivost bolja u hladnijoj vodi, a topljivost se POVEûAVA poveüanjem tlaka p. Topljivost plinova je proporcionalna tlaku plina iznad otopine – Henryev zakon. Molekula O2, O O , paramagnetiþna (ima nesparene �e ). DOBIVANJE KISIKA

I. Laboratorijsko dobivanje: 1. Iz spojeva bogatih kisikom:

)g(O)l(Hg2)s(HgO2

)g(O)l(OH2)aq(OH2

)g(O)s(BaO2)s(BaO2

)g(O)s(KNO2)s(KNO2

)g(O3)s(KCl2)s(2KClO

manganat kalijev )g(O)s(MnO)s(MnOK)s(KMnO2

2

22MnO

22

22

223

2MnO,

3

22424

2

2

��o�

�� o�

��o�

��o�

�� o�

��o�

'

'

'

'

'

2. Elektroliza vode uz dodatak elektrolita koji ne sudjeluju u elektrolizi: KNO3, Na2SO4, H2SO4, Na2CO3.

II. Industrijsko dobivanje kisika: 1. Elektroliza: H2O, vodenih otopina soli þiji je anion složen, lužina, kiselina þiji je anion složen. 2. Frakciona destilacija zraka Lindeovim postupkom.

2OF+2 -1



KEMIJSKA SVOJSTVA KISIKA Zbog velike reaktivnosti reagira s veüinom metala i nemetala, daje OKSIDE.

)s(OFe2)g(O3)s(Fe4)g(SO)g(O)s(S

322

22

o�o�

S nemetalima kisik daje KISELE OKSIDE, a sa metalima BAZIýNE OKSIDE, PEROKSIDE I SUPEROKSIDE. KISIK JE VRLO JAK OKSIDANS, na tome se temelji njegova uporaba.

2232 ClOOF !!! - poredak oksidacijskih svojstava. OZON – O3 – troatomna molekula kisika. O2 i O3 su ALOTROPSKE MODIFIKACIJE KISIKA. REZONANTNE STRUKTURE:

OO

O

+

-

OO

O

+

-

117o OO

Oili

rezonantni hibrid O2 – nepolarna, O3 – dipol jer ima FORMALNI NABOJ. O3 – postoje delokalizirani �e . O3 je plavkasti plin, karakteristiþna, prodorna mirisa, u tekuüem stanju je tamnomodre boje. U tekuüem i þvrstom stanju je EKSPLOZIVAN, JAýI JE OKSIDANS OD KISIKA, pa je štetan za ljudsko zdravlje. U vodi je slabo topljiv, poslije FLUORA je najjaþi oksidans. DOBIVANJE O3 Laboratorijska metoda:

1. U ozonizatoru: 2

2 3

O (g) 2O(g) H 02O (g) 2O(g) 2O (g) H 0

,,

m��o ' !

� o ' �

2. 2KMnO4 + H2SO4(konc) o K2SO4 + Mn2O7 + H2O Mn2O7 o 2MnO2 + O3

VODIKOV PEROKSID – H2O2 Ima kiseli karakter i disocira u 2 stupnja. To je bezbojna tekuüina koja se s vodom miješa u svim omjerima.

+1 -1IONIRANJEDISPROPORC0H),g(O)l(OH)aq(OH2 22

MnO22

2 ��'�� o�+1 -2 0

Iz ove reakcije može se zakljuþiti da je H2O OKSIDANS I REDUCENS.

oksidans reducens)g(O5)l(OH8)aq(MnSO2)aq(SOK.)razrij(SOH3)aq(KMnO2)aq(OH5

reducens oksidans)l(OH2)aq(SOK)s(I.)razrij(SOH)aq(KI2)aq(OH

2244242422

24224222

��o��

��o��

H2O2 je jak staniþni otrov. Razgrašuje ga enzim KATALIZA kojeg ima u jetri. Uporaba: za izbjeljivanje i u medicini za dezinfekciju, a može se koristiti i kao raketno gorivo. Zadatak Koji od spojeva su peroksidi: BaO, BaO2, H2O2, Na2O2, Na2O, RbO2, CsO2? Zadatak Cinkov oksid je amfoteran. Napiši jednadžbe koje pokazuju to svojstvo.

> @ ��

��

o��

�o�2

42

22

)OH(ZnOHOH2ZnO

OHZnH2ZnO

Zadatak Koji su produkti elektrolize: H2SO4 (razrij.), Na2CO3(aq), HCl(aq), KOH(aq)?



SUMPOR – S – 3s23p4 Sumpor je krutina, svjetložute boje. Netopljiv u H2O i C2H5OH a topljiv u nepolarnim otapalima CCl4 i CS2, C6H5 – CH3 – toluen. STRUKTURA – prstenasta, S atomi povezani jednostrukom kovalentnom vezom. Ima oko 30 alotropskih modifikacija, na sobnoj temperaturi su stabilne ROMPSKA I MONOKLINSKA. ROMPSKI S MONOKLINSKI S uz temperaturu 95,5oC Ako se S zagrije do tv i naglo ohladi nastaje manje postojana plastiþna modifikacija ili AMORFNI S (bez oblika). UPORABA – medicina, proizvodnja H2SO4, proizvodnja žigica, vulkanizacija gume, proizvodnja CS2, organske boje. SPOJEVI SUMPORA S je kemijski reaktivan element, ali manje od kisika. Na povišenoj temp. reagira izravno s mnogim metalima pri þemu nastaju SULFIDI, u kojima je oksidacijski broj sumpora –2. Sumpor može imati oksidacijski broj –2, +2 (u SF2, dipol sliþan H2O), +4, +6 jer S ima d-orbitale. Struktura H2S:

SH 2+1 -2

�G

�G2

SH H

�G

H2S – plin, vrlo otrovan, neugodna mirisa (trula jaja), bezbojan. Dobiva se u Kippovom aparatu. Topljiv u H2O:

)aq(SH)l(OH)g(SH 222 o� - slaba sumporovodiþna kiselina. Daje dvije vrste soli: sulfide i hidrogensulfide ( NaHS,SNa2 ). H2S je REAGENS u ANALITIýKOJ KEMIJI jer s ionima teških metala daje karakteristiþno obojene NETOPLJIVE SULFIDE, TALOGE.

talogcrni ),s(PbS)aq(S)aq(Pb

talogcrni ),s(SAg)aq(S)aq(Ag2

talogbijeli ),s(ZnS)aq(S)aq(Zn

taloginarandžast ),s(SSb)aq(S3)aq(2Sb

talogžuti ),s(CdS)aq(S)aq(Cd

talogcrni ),s(HgS)aq(S)aq(Hg

222

2

2232

23

22

22

o�

o�

o�

o�

o�

o�

��

��

��

��

��

��

MINERALI SUMPORA:

x PIRIT FeS2 x SFALERIT ZnS x HALKOPIRIT CuFeS2 x GALENIT PbS x CINABARIT HgS x SADRA CaSO4·2H2O

OKSIDI SUMPORA – KISELI – SO2 i SO3 SO2 – plin pri sobnoj temp., bezbojan, oštra i neugodna mirisa. Struktura:

S

O

+

-

S S

O

O

O O

O

REZONANTNI HIBRIDili

SO2 je dipol, topljiv u vodi: )aq(SOHOHSO 3222 o� . SO2 je uzroþnik kiselih kiša. SO3 – lako hlapljiva tekuüina koja ne temp. nižoj od 16.8OC prelazi u duge, ledu sliþne kristale. Može nastati oksidacijom SO2:

C8.44)SO(t,0H),g(SO)g(O)g(SO o3v322 �'o�



S

--

OO O

O++

HH

Struktura:

SO

++

O O- -

S ++

O O

O

-

-

S

++

O

O

O -

-

SO3 je nepolaran i slabo topiv u vodi.

)aq(SOH)l(OH)g(SO 4223 o� SO3 uzrokuje kisele kiše. SUMPORNA KISELINA – H2SO4 H2SO4 je najvažniji spoj sumpora a i najvažnija kiselina. H2SO4 – uljasta tekuüina, bezbojna, gusta, vrlo higroskopna. H2SO4 – konc. Slabo ionizira, dodatkom H2O ionizacija se poveüava. RAZRJEĈIVANJE H2SO4: KUV a ne VUK, 0H �' . PROIZVODNJA H2SO4 Proizvodi se U TRI FAZE – KONTAKTNI POSTUPAK

1. dobivanje SO2: )g(SO)g(O)s(S 22 o� )g(SO8)s(OFe2)g(O11)s(FeS4 23222 �o�

2. Katalitiþka oksidacija SO2 u SO3: 0H),g(SO2)g(O)g(SO2 3

PtiliOV22

52 �'�� o�� 3. Apsorpcija SO3 u H2SO4(konc):

)l(OSH)konc(SOH)g(SO 722423 o� - PIROSULFATNA ili OLEUM (DIMEûA kiselina) Da bi se dobila 98% H2SO4 pirosulfatna kiselina se razrjeÿuje:

422722 SOH2OHOSH o� SVOJSTVA H2SO4: 1. RAZRIJEĈENA SUMPORNA KISELINA H2SO4(raz) djeluje kao kiselina. Razrijeÿena H2SO4 reagira samo sa metalim þiji je EO negativniji od vodika – ISTISKIVANJE VODIKA.

)g(H)aq(FeSO)razr(SOH)s(Fe 2442 �o� 2. KONCENTRIRANA SUMPORNA KISELINA

x oksidacijsko svojstvo: Vruüa H2SO4(konc) je OKSIDANS i reagira s metalima pozitivnog EO osim Pt i Au

)konc(SOHAl 42�

OH2)g(SO)aq(CuSO)konc(SOH2)s(Cu 22442 ��o�+6 +4

)konc(SOH)s(Zn)konc(SOH)s(Ag

42

42

��

x dehidratacijsko djelovanje: )(pougljeni irakarbrbonizsecer a secera iz OHoduzimaSOH,OH11C12)s(OHC 2422

)konc(SOH112212

42 �� o� x higroskopnost:

42SOH konc. veže vodu na sebe pa se koristi kao sredstvo za sušenje u eksikatorima. DOKAZIVANJE SULFATNIH IONA:

REAGENS BaCl2 : )aq(HCl2)s(BaSO)aq(BaCl)aq(SOH

)aq(NaCl2)s(BaSO)aq(SONa)aq(BaClTALOG topljivi teškobijeli )s(BaSO)aq(SO)aq(Ba

4242

4422

424

2

�o��o�

o� ��



UPORABA H2SO4 Za dobivanje umjetnih gnojiva, boja, pigmenta, sapuna, deterdženata, lijekova, plastiþnih masa, metalurgija, eksplozivi, boje za tekstil, insekticidi, elektrolit u Pb-akumulatoru. Zadatak H2SO4(konc) ostala je otvorena na zraku. Nakon izvjesnog vremena (odaberi toþan odgovor):

a) volumen kiseline se smanjio b) volumen kiseline se poveüao c) volumen kiseline ostaje isti d) ništa nije toþno

kiselina umpornaperoksodis OSHkiselina osumpornaperoksomon SOH

822

52�

Zadatak Napiši hidride halkogenih elemenata. Koji hidrid ima najviše vrelište, zašto? Zadatak Prikaži disocijaciju vodikovog peroksida. Daj naziv kiselinskim ostacima. Zadatak Odredi oksidacijski broj S u sljedeüim molekulama: SCl2, S8, SO3, H2S. SO2. Koji od spojeva može biti samo oksidans ili samo reducens, a koji oboje? Zadatak U kojoj reakciji H2SO4 djeluje kao oksidans a u kojoj kao dehidratacijsko sredstvo? a) OHCOCaSOCaCOSOH 224342 ��o�

b) OH6C6OHC 2SOH

612642 �� o�

c) OH2SOCuSOCuSOH2 22442 ��o� DUŠIKOVA SKUPINA ELEMENATA – ns2np3, n = 2 - 6 N, P – nemetali As, Sb – polumetali Bi – metal, krt, relativno slaba vodljivost ukazuje na njegovu djelomiþnu kovalentnu prirodu NEKA FIZIKALNA I KEMIJSKA SVOJSTVA DUŠIKOVE SKUPINE Pri sobnoj temperaturi jedino je N2 plin, N N: : Ostali elementi grade višeatomne molekule i imaju više ALOTROPSKIH MODIFIKACIJA. Fosfor i nemetalne modifikacije As i Sb tvore þetveroatomne molekule tetraedarske strukture: bijeli fosfor P4, žuti arsen As4. antimon Sb4. TALIŠTE – najniže N2, najviše Sb, As – sublimira VRELIŠTE – najniže N2, najviše Sb, As – sublimira (638OC) GUSTOûA – najmanja N2, najviša Bi KOEFICIJENT EL. – najviši dušik (3.0), Sb i Bi isto 2.0

OKSIDACJSKI BROJ: n –3, +1, +2, +3, +4, +5, 31

� u HN3 (AZIDNA KISELINA)

OSTALI ELEMENTI: -3, +3, +5 IMAJU 3 NESPARENA �e u p-orbitalama TE MOGU PRIMITI �e3 nastaju �3N i �3P ili otpustiti �e3 i nastaju �3Sb i

�3B . ZA ELEMENTE 15 grupe PSE karakteristiþna je KOVALENTNA VEZA. HIDRIDI:

x NH3 – amonijak x PH3 – fosfin x AsH3 – arsin x SbH3 – stibin x BiH3 – bizmutin



Na sobnoj temperaturi svi su PLINOVI. Otrovni su svi osim NH3. Oblik molekule – KRNJA piramida. Najviše vrelište ima NH3 – vodikove veze. OKSIDI: Stvaraju okside: KISELE – N, P, As, Sb i BAZIýNE – bizmut Bi2O3 SPOJEVI S HALOGENIM ELEMENTIMA:

x NBr3 x PCl3 x PCl5 x AsF5 x SbCl5

DUŠIK – N – 2s22p3 BIOGENI ELEMENT. ELEMENTARAN – u zraku ga ima njaviše, %78 M volumni udio, %51.75)N(w 2 maseni udio MINERAL – NaNO3 – þilska salitra FIZIKALNA I KEMIJSKA SVOJSTVA DUŠIKA N2 je plin, bez boje, mirisa, NE gori, NE podržava gorenje ni disanje. Slabo topljiv u vodi, ne reagira s vodom, nepolarna molekula, daje molekulske kristale. KEMIJSKA REAKTIVNOST – Elementaran N2 je izrazito KEMIJSKI NEAKTIVAN zbog velike stabilnosti N2 molekule. DOBIVANJE N2

1. LABORATORIJSKO DOBIVANJE N2

Iz amonijeva NITRITA: °̄°®

��o�

�o�

OH2)g(N)s(NONH

)s(NaCl)s(NONH)zas(ClNH)zas(NaNO

22ǻ

24

2442

2. INDUSTRIJSKO DOBIVANJE N2 FRAKCIONOM DESTILACIJOM ZRAKA KAO I O2

AMONIJAK – NH3 Uz H2SO4 najvažniji produkt kemijske industrije. Dobiva se po HABER-BOSCHOVOM POSTUPKU – KATALITIýKA sinteza iz SINTEZNIH PLINOVA H2 i N2, 3:1 Industrijski:

> @> @> @

ZDM,HN

NHK,0H),g(NH2)g(N)g(H3 322

23

p322 �'�o��m

Uvjeti: t = 550OC, p = 150-400 bar, katalizator Fe + Al2O3 (Al2O3 je PROMOTOR – pomaže katalitiþki proces) NH3 se vrlo lako ukapljuje jer je dipol, t = – 330C. Zbog toga se u procesu sinteze vrlo lako odvaja od plinova H2 i N2. Laboratorijsko dobivanje NH3 Iz NH4Cl :

� � )g(OH)s(CaCl)g(NH2OHCaili)s(CaO)s(ClNH2 22324 ��o� JAýA BAZA ISTISKUJE SLABIJU IZ NJEZINE SOLI. Ili: OHNaClNH)s(NaOH)s(ClNH 234 ��o� NH3 je bezbojan plin, oštra mirisa, eksplozivan, izrazito dobro topljiv u H2O jer je dipol:

SLICNOOTAPA SLICNO ,OHNHOHNH 423 o�



AMONIJEVE SOLI Uglavnom kao mineralno gnojivo.

� �

3 4 4 3

3 3 4 3

3 2 4 4 42

NH (g)+HCl(aq) NH Cl(s), sublimacija: NH Cl(s) NH (g) + HCl(g) -nastaje novi spojNH (g) + HNO (aq) NH NO (s)2NH (g) + H SO (aq) NH SO (s)

'l ��oo

o

NH3 je REDUKCIJSKO SREDSTVO. Na visokoj temperaturi može REDUCIRATI neke metalne okside do elemenata:

)l(OH3)g(N)s(Cu3)g(NH2)s(CuO3 223 ��o�+2 -2+1-2 -3 +1 0 0

DUŠIýNA KISELINA – HNO3

Uz NH3 najvažniji spoj dušika. Jaka je kiselina, jaki oksidans, zbog þega pasivizira neke metale, jer stvara zaštitni sloj oksida.

� ��

3

3

3 3 22

3 3 2 22

3

3

Fe + HNO (konc) nema reakcijeFe + HNO (raz) nema reakcije3Cu(s) + 8HNO (raz.) 3Cu NO + 2NO(g) + 4H O(l)

Cu(s) + 4HNO (raz.) Cu NO + 2NO (g) + 2H O(l)

Al + HNO (konc) nema reakcijeAl + HNO (raz.) nema re

o

o

3 3 2 2

3 3 2

3

3

akcijeAg + HNO (konc.) AgNO + NO + H O - riješi redoksAg + HNO (raz.) AgNO + NO + H O - riješi redoksZn + HNO (konc.) nema reakcijeZn+HNO (raz.) nema reakcije

oo

HNO3 reagira sa SVIM metalima osim Au, Pt, Ir, Rh. Au se otapa u zlatotopci (ili carska vodica):

OH2NOHAuClHNOHCl4Au 243 ��o�� HNO3(konc.) osim metala oksidira i NEMETALE npr. S i P:

)l(OH4)g(NO20)aq(POH4.)konc(HNO20)s(P)l(OH2)g(NO6)aq(SOH.)konc(HNO6)s(S

224334

22423

��o��o�

SOLI HNO3 su NITRATI, takoÿer djeluju kao OKSIDANSI.

BARUTCRNISKNCO3C3SKNO2

oksidansreducensSKNI3HNO6.)raz(HNO8KI6

2223

22233

��o��

��o�

KNO3 je OKSIDANS, odnosno izvor O2: 2222

223

ON2OK2KNO4

OKNO2KNO2

��o�

��o�'

'

DOBIVANJE HNO3 Ostwaldov postupak. Proces se odvija u 3 faze:

1. oksidacija NH3: 0kat. Pt-Ra mrežica, 900 C

3 2 24NH + 5O 4NO + 6H O, ǻH<0��o 2. oksidacija NO u NO2: 0H),g(NO2ONO2 22 �'o� 3. reakcija NO2 s H2O: 0H),sereciklira(NOHNO2OHNO3 322 �'�o�

ýista HNO3 (w = 100%) – bezbojna tekuüina, tv = 830C, neugodna mirisa. Na zraku se pri sobnoj temperaturi pod utjecajem RASPADA.

)g(OOH2)g(NO4HNO4 2223 ��o , zbog nastalog NO2 oboji se žutosmeÿe i zove se DIMEûA DUŠIýNA KISELINA.



NITRIFICIRANJE – Specifiþne vrste bakterija oksidiraju amonijeve soli u nitrite, tja se proces zove NITRIFIKACIJA. Prelaženje �

2NO i �3NO redukcijom u N2 koji se ponovno vraüa u zrak zove se DENITRIFIKACIJA, zbiva se u tlu.

UPORABA HNO3 Dobivanje nitrata, nitriranje organskih spojeva npr. TNT i nitroglicerin, u industriji boja, mineralnih gnojiva i farmaceutskoj industriji. OSTALI VAŽNI SPOJEVI DUŠIKA OKSIDI DUŠIKA - NxOy

x N2O – rabi se kao anestetik, u malim koliþinama izaziva smijeh x NO x N2O3 x NO2 x N2O4 x N2O5 – anhidrid dušiþne kiseline: 3252 HNO2OHON o�

Svi oksidi dušika su OTROVNI. Najmanje otrovan je N2O AZIDNA KISELINA

31�

HN3 -1

, azidni ion �3N NNN : : ::

(Dušikovodiþna kiselina) FOSFOR – P – 3s23p3 P je jedini element 15 skupine PSE kojeg u prirodi NEMA elementarnog, nalazi se u stijenama u sastavu mnogih minerala. MINERALI:

x FOSFORIT � �243 POCa x KLORAPATIT � �345 POClCa x FLUORAPATIT � �345 POPCa x HIDROKSIAPATIT � �345 POOHCa

DOBIVANJE FOSFORA P se dobiva iz fosforita redukcijom sa koksom uz SiO2 na 1300-1450OC.

� � )g(PCO10CaSiO6C10SiO6POCa2 432243 ��o�� ' NEKA FIZIKALNA I KEMIJSKA SVOJSTVA FOSFORA Pri sobnoj temperaturi je KRUTA TVAR. Pojavljuje se u TRI ALOTROPSKE MODIFIKACIJE: BIJELI, CRVENI I CRNI FOSFOR. BIJELI FOSFOR – P4- oblik pravilnog tetraedra. Ne otapa se u vodi i þuva e u destiliranoj vodi zbog velike reaktivnosti. Svjetluca u mraku jer postupno oksidira. To je FOSFORESCENCIJA. P je jak OTROV, latentna doza je 0.05 g. Fosforescencija se koristi za dokazivanje tragova fosfora. CRVENI FOSFOR - � �n4P - polimerna, lanþana molekula, sastavljena od P4. To je prah svjetlocrvene ili tamnoljubiþaste boje. Manje reaktivan od bijelog fosfora, nije otrovan, ne otapa se u CS2, ne fosforescira. Dobiva se zagrijavanjem bijelog fosfora na 260OC. Rabi se za proizvodnju žigica. CRNI FOSFOR – nastaje zagrijavanjem bijelog fosfora bez prisustva zraka ali pri visokoj temperaturi. Složenija je POLIMERNA MOLEKULA od crvenog (UMREŽENI POLIMER). Postojan samo pri visokom tlaku. Nije otrovan. GORENJE BIJELOG FOSFORA:

)s(OP)g(O5)s(P 10424 o� - pazi na agregatno stanje!!!

104OP ¸je kao snijeg bijela pahuljasta tvar, vrlo higroskopna, zato stvara gustu maglu. Zbog higroskopnosti koristi se za sušenje plinova. Reakcija P4O10 s H2O:

)aq(POH4)l(OH6)s(OP 432104 o� O

HP

H

HO

OO+-

:

::: :

::

::



H3PO4 je srednje jaka kiselina, nije otrovna, bez boje, okusa i mirisa, kristalna tvar, miješa se s H2O u svim omjerima. SOLI:

x �42POH dihidrogenfosfatni ion, � �242POHCa - topljiv u vodi

x �24HPO hidrogenfosfatni ion, 4CaHPO - topljiv u vodi

x �34PO fosfatni ion, 24 )PO(Ca - NETOPLJIV u vodi

Upotreba – za obradu metalnih površina (korozija), za zakiseljavanje bezalkoholnih piüa npr. Coca-Cole i neke piva. FOSFORNA MINERALNA GNOJIVA Fosfor, dušik i kalij spadaju u biogene elemente, potrebne za razvoj biljke.

TRIPLEKSili TSUPERFOSFA TROSTRUKI)POH(Ca3POH4)PO(CaTSUPERFOSFA

OH2CaSO2)POH(CaOH4SOH2)PO(Ca

24243243

24242242243

�o�

��o��

TRIPLEKS je kvalitetnije gnojivo od superfosfata jer ne sadrži netopljivi gips OH2CaSO 24 � . BIOGENI ELEMENTI: Na, K, Ca, Mg, Fe, Co, Zn, Mo, Cu, Mn, Si, F, Mo, N, O, S, P. MINERALNO GNOJIVO NPK iskazuje maseni omjer N:P2O5:K2O. Taj se omjer zove FORMULACIJA GNOJIVA. Zakon minimuma ili Liebigovo pravilo glasi: «Razvoj biljaka ovisi o elementu kojeg u tlu ima najmanje.» UGLJIKOVA SKUPINA ELEMENATA – ns2np2, n=2-6 C – nemetal, ima ga u prirodi elementarnog Si, Ge – polumetal (poluvodiþ), nema ih elementarnih u prirodi Sn, Pb – metali, ima ih u prirodi elementarnih Najveüi oksidacijski broj +4 a najmanji –4. FIZIKALNA SVOJSTVA ELEMENATA UGLJIKOVE SKUPINE TALIŠTE – grafit sublimira >3600OC, najmanje talište Sn, dijamant 3550OC VRELIŠTE – grafit 3642OC, najmanje vrelište ima Pb GUSTOûA – grafit 2.26 gcm-3, najmanja gustoüa kod Si 2.33 gcm-3, najveüa gustoüa 11.35 gcm-3 KOEFICIJENT ELEKTRONEGATIVNOSTI – najelektronegativniji C 2.5, najelektropozitivniji Ge 1.8

vodljiva vrpca (prazna)E' - energetska barijera

valentna vrpca (popunjena) (i z o l a t o r) UGLJIK – C – 2s22p2 ALOTROPSKE MODIFIKACIJE dijamant, grafit, fuleren te amorfni ugljik (nije alotropska modifikacija). Dijamant je metastabilna modifikacija koja spontano i vrlo polagano prelazi u stabilnu modifikaciju grafit. Dakle grafit je stabilniji od dijamanta ali je veüa ENTROPIJA (nered) u grafitu jer ima delokalizirane elektrone. DIJAMANT – tetraedar, nema slobodnih �e , izolator, najtvrÿi prirodni mineral, najveüa toplinska vodljivost, visoko talište i vrelište, netopljiv u svim otapalima, 3gcm51.3 � U . Kristalizira u plošnocentrirnoj elementarnoj üeliji (ima 8 atoma ugljika) GRAFIT – slojevita struktura meÿusobno sastavljenih pravilnih šesterokuta, slojeve povezuju slabe Van der Waalsove sile, sivo srebrne pa do crne boje, mekan, dobar vodiþ topline i struje, pri visokim temperaturama i atmosferskom tlaku sublimira, topljiv u metalima, 3gcm26.2 � U FULEREN – C60, sastoji se od 12 peterokuta i 20 šesterokuta. Sliþniji je dijamantu (izolator, izrazito tvrd). Ako mu se doda malo K, Rb ili Cs postaje supravodljiv (vodiþ bez otpora).



SPOJEVI UGLJIKA CO – ugljikov monoksid: �G �G

CO OC { :: nastaje nepotpunom oksidacijom (gorenje):

0H,CO2OC2 2 �'o� CO je vrlo otrovan plin, bez boje i mirisa, lakši od zraka, slabo topljiv u vodi, neutralni oksid (ne reagira s H2O), gori

22 CO2OCO2 o� . KORISTI SE KAO REDUCENS u metalurgiji za dobivanje metala iz oksidnih ruda: peüvisokaCCOCO2 2 ��o . Dobiva se u smjesi s drugim plinovima kao generatorski i vodeni plin:

plinvodeniHCOOHC

plinkigeneratorskarzN4CO2ON4C2

22

222

�o�

�o��

o vodeni i generatorski plin su gorivo!!!

CO gori: 22 CO2OCO2 o� CO2 – ugljikov dioksid

CO2 OCO :: : :

- linearna, nepolarna molekula, inducirani dipol CO2 – DOBIVANJE

1. SODA + HCl: 2232 COOHNaCl2HCl2CONa ��o� 2. U Kippovom aparatu: 2223 COOHCaClHCl2CaCO ��o�

3. Termiþka disocijacija karbonata:

0

0

0

10003 2

18002 3 2 2

4693 2

CaCO CaO + CO

Na CO Na O + CO

MgCO MgO + CO

C

C

C

|

|

|

��o°° ��o®°

��o°̄

DOKAZIVANJE CO2:

� �� 32

2322

CaCO od se zamuti i (0.03%) voda vapnenaje )aq(OHCa)l(OH)s(CaCO)g(CO)aq(OHCa �o�

SVOJSTVO CO2 CO2 je plin bez boje i mirisa, NE GORI, NE podržava gorenje. Teži je od zraka, ubraja se u zagušljivce. Koristi se za gašenje požara. CO2(s) je SUHI LED )s(CO)g(CO 2

C6.572

O�� om� . Koristi se za þuvanje namirnica. CO2 je dobro

topljiv, ali kemijski slabo reagira, otopina je kisela: kiselinaslabaCOHOHCO 3222 �o�

3112

23323

3713322

moldm1064K COOHOHHCO

moldm1013K HCOOHOHCO��

��

��

�� o�

H2CO3 daje dvije vrste SOLI: hidrogenkarbonate KHCO3 i karbonate K2CO3. Otopine soli su slabo baziþne. Termiþka disocijacija: 22323 COOHCONaNaHCO2 ��o�' Nasuprot hidrogenkarbonatima svi su karbonati osim alkalijskih SLABO TOPLJIVI U VODI. K2CO3 se zove POTAŠA. KARBIDI Spojevi ugljika s metalima i polumetalima koji imaju MANJU elektronegativnost, tako da C uvijek ima negativan

oksidacijski broj. Najvažniji su: CaC2 > @ �� { 22 CCCa : :

Dobivanje CaC2:

COCaCC3CaO 2C30002000 O

�� o�� CaC2 je ionski spoj, zbog neþistoüe sive boje.

)etin(HC)OH(CaOH2CaC 22222 �o�



SILICIJEV KARBID – SiC – KARBORUND SiC je kovalentni karbid. Zbog neþistoüa obojen zeleno, žuto, plavo ili crveno. Dobivanje SiC:

pijesakkremeniSiOCO2SiCC3SiO

2

C200019002

O

�� o��

SiC ima izvanredna kemijska i fizikalna svojstva, mehaniþka, toplinska i elektriþna. Ima veliku tvrdoüu, gotovo kao dijamant. Koristi se za brušenje, poliranje i þišüenje površina þvrstih metala, vatrostalni je materijal. SILICIJ – Si U prirodi se NE NALAZI U ELEMENTARNOM stanju veü u obliku SiO2 i mnogobrojnih silikata. RASPROSTRANJENOST – u zemljinoj kori odmah iza kisika (25.7%) ýisti silicij ima dijamantnu strukturu. Dobivanje Si:

CO2SiC2SiO2 �o� Silicij ne reagira s kiselinama a sa lužinama tvori SILIKATE oslobaÿajuüi H2:

2322 H2SiONaOHNaOHSi �o�� SiO2 se u prirodi javlja u 20-ak razliþitih kristalnih i amorfnih modifikacija. Najpoznatiji je KREMEN ili KVARC.

2C1710C1470C870 SiOTALJEVINATKRISTOBALITRIDIMITKREMEN

OOO�� o�� o�� o�

Gorenavedeni procesi od kremena do taljevine su takoÿer reverzibilni. OPAL – amorfna modifikacija SiO2 koja sadrži 3-21% vode. DIJATOMEJSKA ZEMLJA – tvar nastala od amorfnog SiO2 iz ljuštura dijatomeja (alge kremenjašice). KREMEN – tvrd, krt, vrlo visokog tališta. Otporan na djelovanje svih kiselina osim HF:

OH2SiFSiOHF4 242 �o� pa se stoga HF þuva u plastiþnim bocama. SILIKATI Soli silicijskih kiselina. Izgraÿuju gotovo 90% Zemljine kore.

silikatnatrijevOH)l(OSiNaNaOH2SiO2

silikatnatrijevOH)l(SiONaNaOH2SiO

25222

2322

�o�

�o�

Nastali slikati topljivi su u H2O za razliku od ostalih koji nisu topljivi u vodi, a njihovu vodenu otopinu nazivamo VODENO STAKLO. Reakcijom otopine vodenog stakla i HCl nastaje ortosilicijska kiselina:

kiselinajskaortosiliciSiOHNaCl2SiOHOHHCl2SiONa

44

44232

��o��

HIDRIDI 14 grupe PSE:

x metan CH4 x silan SiH4 x german GeH4 x stanan SnH4 x plumban PbH4

Ovo su tetraedarske molekule, tetraedarske strukture. Najveüe vrelište ima PbH4. Ugljik s nemetalima uvijek stvara kovalentnu vezu. Si – poluvodiþki element (kao i germanij Ge – otrovan) Poluvodiþi n-tipa – Si doniran s elementima 15 grupe PSE. Poluvodiþi p-tipa – Si doniran s elementima 13 grupe PSE. Zadatak Dovrši jednadžbe:

1. !slabijuistiskujekiselinajaca)g(CO)l(OH)aq(Ca)COOCH()aq(COOHCH2)s(CaCO 222333 ��o� 2. jacu! istisnuti može ne kiselina slabijajer tecene reakcijaCOHCa)COOCH( 3223 � 3. jacu istisnuti može ne kiselina slabijajer tecene reakcija COHCaSO 324 � 4. slabijuistiskujekiselinajacaCOOH)s(CaSO)aq(SOH)s(CaCO 224423 ��o�



Djelovanje kiselina na pojedine metale: Cu Fe Mg Al Ag Zn HCl ne reagira H2 H2 H2 ne reagira H2 HNO3 (konc) NO2 / ne reagira NO2 / HNO3 (aq) NO / ne reagira NO / H2SO4 (konc) SO2 / / ne reagira / / H2SO4 (raz) H2O H2 H2 H2 / H2 NaOH / > @42 )OH(AlH � H2O / / H2 / / /

Primjer Topljivost magnezij-hidroksida u vodi iznosi 0,009 g/L. Koliki je produkt topljivosti magnezij-hidroksida u vodi. Rješenje: Ravnotežu izmeÿu krutog magnezij-hidroksida i otopine možemo prikazati jednadžbom:

� � )aq(OH2)aq(Mg)s(OHMg 22

�� o Molarna masa magnezij-hidroksida je 58,3 g/mol. Koncentracija zasiüene otopine magnezij-hidroksida jest: c=0,009 g L-1/5,83 g mol-1=1,54·10-4 mol L-1 Koncentracija OH- iona u otopini je dva puta veüa od koncentracije Mg2+ iona, pa se za produkt topljivosti magnezij-hidroskida dobiva:

Kpt= > @ > @ � �� 33112141422 Lmol1046,1Lmol1008,3Lmol1054,1OHMg �� RAZMISLI I ODGOVORI:

1. Pozitivni pol galvanskog þlanka je: a) Anoda b) katoda

2. Toþno napisana shema galvanskog þlanka je: a) �� Ag/Ag//Pb/Pb 2

b) �� Ag/Ag//Pb/Pb 2

c) �� Ag/Ag//Pb/Pb 2

3. Spontani procesi su: a) 22 ClI2Cl2I �o� �� b) 22 ClKF2KCL2F �o� c) OHNHNaClNaOHClNH 234 ��o� d) FeCuSOCuFeSO 44 �o�

4. S vodom neüe reagirati: a) C2H2 b) CO c) CO2 d) O2 e) N2O5 f) Cl2O7 g) N2O

5. Amfoterni karakter nema: a) KH b) SO3 c) Al2O3 d) ZnO e) H2O

6. Termiþkom disocijacijom NaHCO3 nastaje: a) Na2O b) 2232 COOHCONa �� c) Na+H2O+CO2



7. Metalni hidridi su: a) oksidansi b) reducensi

8. Paramagnetiþnost je posljedica: a) jednog ili dva nesparena e– b) sparenih e–

9. Svi halogeni elementi mogu se dobiti elektrolizom vodenih otopina halogenida osim: a) Br2 b) Cl2 c) I2 d) F2

10. Gorenjem magnezija na zraku mogu nastati: a) MgO i Mg3N2 b) MgO i C c) MgO, Mg3N2 i C (þaÿa)

11. Termiþkom disocijacijom karbonata nastaju: a) oksid metala + C + kisik b) metal + ugljik + kisik c) oksid metala + ugljiþni dioksid d) ništa nije toþno

12. Svi hidridi alkalijskih metala imaju: a) ionsku vezu b) kovalentnu vezu c) ionsku svi osim litija

13. Svi zemnoalkalijski metali dobivaju se elektrolizom taline osim: a) Mg b) Be c) Ba d) Ca

14. Entalpija otapanja soli ovisi o entalpiji: a) kristalne rešetke b) hidratacije c) kristalne rešetke i hidratacije

15. Topljivija sol je: a) NaHCO3 b) Na2CO3

16. Legure su: a) spojevi dva ili više metala b) smjese dva ili više metala þija se svojstva bitno razlikuju od svojstava þistih tvari

17. U vodi nije topljiva sol: a) CH3COONH4 b) Na2S c) ZnSO4 d) MnS

18. Koji se oksid može dalje oksidirati: a) CO2 b) CO c) H2O d) NO



19. Dobar reducens nije: a) CO2 b) CO c) NH3 d) H2

20. Napon galvanskog þlanka Zn/Zn2+ i Ni/Ni2+ je: a) –1.01 V b) –0.76 V c) 1.01 V d) –0.26 V e) 0.51 V

21. Pri radu Leklanceovog þlanka grafitni štapiü se: a) troši b) ne troši

22. Proces stvaranja PbSO4 u olovnom akumulatoru zove se ____________________________.

23. Nakon rezanja natrija nožiü se pere: a) vodom b) etanolom jer nastaje natrijev etoksid koji nije opasan (CH3CH2ONa)

24. Superoksidni ion je: a) �2

2O b) O2– c) �

2O

25. Redoks reakcija nije: a) 22 HZnClHClZn �o� b) NaCl2)s(BaSOSONaBaCl 4422 �o� c) OH2ClMnClHCl4MnO 2222 ��o�

26. Olovni šeüer je: a) olovni acetat b) olovni karbonat

27. Formula minija je: a) Pb3O4 b) Pb(N3)2

28. Talište þistog srebra (otapalo) je 961OC. Kk(Ag)=34,5 K kg/mol. Odredi talište legure bakra (otopljena tvar) i srebra ako je maseni udio bakra u leguri 0,2. > @K1098T,C28.825t o

t

29. Za neutralizaciju kiseline najefikasniji je: a) Na2CO3 b) CH3OH c) NH4Cl

30. U reverzibilnoj reakciji �m

� ��o�� OHHCNOHCN 2 . Bronstedova baza je:

a) OH,CN 2�

b) �OH,OH2

c) �� OH,CN d) HCN,OH2

31. Konjugirana baza za �4HSO anion je:

a) �24SO

b) H2SO4 c) �OH3



32. Pri s.u. 1015 molekula nekog plina zauzima volumen: a) 3,78x10-20 dm3 b) 0,00373 m3 c) 22,4 m3 d) 1 m3

33. Zaokruži ispravnu tvrdnju. Brzina kemijske reakcije: a) ne ovisi o kinetiþkoj energiji þestica koje reagiraju b) obrnuto je proporcionalna temperaturi na kojoj se reakcija izvodi c) ne ovisi o koncentraciji tvari koje reagiraju d) proporcionalna je promjeni koncentracije reaktanata i produkata u jedinici vremena

34. Koji je tip meÿudjelovanja izmeÿu þestica: a) CH4 i CH4 b) H2O i CH3OH c) CO2 i H2O d) Li+ i H2O

35. Izraþunaj maseni udio aluminija u Al2O3!

36. Najviše vrelište ima: a) HI b) H2O c) HBr d) HCl

37. Peroksid pokazuje formula: a) Na2O b) BaO2 c) KO2 d) MgO

38. Otopina slabih kiselina: a) sadrži nedisocirane molekule te kiseline b) sastoji se samo od iona c) ne provodi elektriþnu struju d) ne reagira s lužinama

39. Reakcijom KO2 s vodom nastaje: a) voda + vodik b) lužina + vodik c) lužina + kisik

40. U jednom od navedenih spojeva postoji ionska i kovalentna veza: a) Li2O b) CH3COONa c) CHCl3 d) AlCl3

41. Lužnato üe zbog hidrolize djelovati otopine sljedeüeg para soli: a) CH3COONa i HCOONa b) NH4Cl i NH4NO3 c) Na2SO4 i NaClO4

42. Puferska otopina je vodena otopina: a) HCl i NaCl b) H2SO4 i (NH4)2SO4 c) NH4OH i NH4Cl

43. Plemeniti plinovi imaju svojstva: a) ionskih b) molekulskih c) atomskih kristala d) ništa navedeno nije toþno



44. Koji od nizova pokazuje jaþanje oksidativnih svojstava halogenih elemenata: a) F > Cl > Br > I b) I > Br > Cl > F c) F > Br > Cl > I d) I > C > Br > F

45. pH vodene otopine soli je 8. Konc. H3O+ u otopini iznosi: a) 1,10–8 mol dm-3 b) 1,10–6 mol dm-3 c) 1,106 mol dm-3

46. U 500 ml neke otopine otopljeno je 2 g NaOH. 100 mL te otopine razrijeÿeno je sa 900 ml vode. Koliki je pH nastale otopine? a) 4 b) 6 c) 8 d) 10 e) 12

47. Kolika je koncentracija H3O+ u svježoj otopini limunova soka ako je izmjereno da je pH te otopine 2,8. (1.58·10-3 mol dm-3)

48. Ako je stupanj disocijacije H2CO3 17% za prvi stupanj disocijacije kiseline þija je množinska koncentracija 0,1 mol

dm-3. Izraþunaj Kc. (2.89·10-3 mol dm-3)

49. 0,131 mol željeza zagrijavanjem reagira sa 6,30 g sumpornog praha. Ef = ? (Empirijska formula)

50. Masa uzorka hidratne soli Na2CO3 x XH2O iznosi 5,72 g. Zagrijavanjem soli masa se smanji za 3,6 g. Kako glasi empirijska formula spoja? (Na2CO3 · 10H2O)

51. Tlo sa pH manjim od 5,5 može se uþiniti manje kiselim dodatkom:

a) Mg(OH)2 b) Ca3(PO)2 c) NH4Cl

52. Koliko je pH vodene otopine H2SO4 koncentracije 0,005 mol/dm3? (pH = 2)

53. Izraþunaj konc. H3O+ u destiliranoj vodi pri t = 370C! (Kw = 2.39·10–14 mol2 dm-6 kod t = 370C) Zadatak: Uþenik je trebao odrediti pH vrijednost odreÿenog broja otopina. Svoja mjerenja je prikazao u sljedeüoj tablici:

OTOPINA A B C D E F G pH 3 4 7 5 8 9 6

Miješanjem kojih otopina se može dobiti nova otopina koja ima pH jednak pH(C) = 9? a) A + B b) D + E c) E + F d) A + B + D e) B + D + G

Zadatak: Koja od navedenih kiselina jaþe disocira: a) H3PO4, Ka = 37.5 10�� b) H2SO3, Ka = 21.58 10��



STRUKTURNE FORMULE NEKIH ýESTICA

a) N2O, N O: :::N

b) N2O4,

N: :: :

: :

: :

+O O

O O

- -

: :

N+

c) P2O5, P

: ::

:O

O :

:::

: O

O:

O P

d) N2O5, N O N+ +

: ::

:

O

O :

:::

:

O

O:

-

e) O3,

O: 117o O

ODipol

IliO

OO

Rezonantni hibrid

f) N3, azidni ion od HN3 – azidna kiselina : :: :> @�NNN

g) �22S - disulfidni ion,

: ::> @ �2SS: :

:

h) �22O peroksidni ion,

:: :

:::> @ �2OO i) NO, N O: :.

j) �2O - superoksidni ion,

: : :> @�OO :: .

k) NO2, N.

:

O ::

::O


PRIPR

EME

Zagreb, 2006.

KEMIJA 4

PRIPREMILA

KATA MILI!


Nakladnik


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



��Pripreme za razredbene ispite 1

ORGANSKA KEMIJA (kemija ugljikovih spojeva) Svi organski spojevi sadrže C – otuda naziv kemija ugljikovih spojeva. C-atomi se povezuju u LANýASTE (ACIKLIýKE ILI ALIFATSKE) i PRSTENASTE (CIKLIýKE). UGLJIKOVODICI (CH) C – þetverovalentan u svim organskim spojevima. Pregledna podjela ugljikovodika:

UGLJIKOVODICI

CIKLIýKI(PRSTENASTI)

ALKANI(PARAFINI)

ALKENI(OLEFINI)

ALKINI(ACETILENI)

CIKLOALKANI(CIKLOPARAFINI)

CIKLOALKENI(CIKLOOLEFINI)

ARENI

ACIKLIýKI(ALIFATSKI)

NEZASIûENIZASIûENI

C C C C C C

ZASIûENI NEZASIûENI

ALKANI (PARAFINI)

Opüa formula homolognog niza CnH2n+2, n = broj C atoma. HIBRIDIZACIJA sp3, sigma veza - V - vrlo þvrsta kovalentna veza. DULJINA C-C iznosi 154 pm=0.154 nm. HOMOLOGNI NIZ: spojevi sliþnih kemijskih svojstava koji se meÿusobno razlikuju za METILENSKU SKUPINU

�� 2CH . FORMULE: empirijske, molekularne, strukturne, kondenzirane strukturne, Newmanove projekcijske formule, VEZNE CRTICE. VALENTNI KUT u alkana je 109.5o. OBLIK MOLEKULE: TETRAEDAR. KONFORMACIJE alkana: razliþiti oblici molekula koje su posljedica ROTACIJE oko jednostruke kovalentne veze. Najstabilniji oblik zove se KONFORMER. STRUKTURNI ILI KONSTITUCIJSKI IZOMERI: spojevi ISTE molekulske ali razliþite strukturne formule.

Broj C-atoma Broj izomera CH4 metan 1 C2H6 etan 1

C3H8 propan 1 C4H10 butan 2 C5H12 pentan 3 C6H14 heksan 5 C7H16 heptan 9 C8H18 oktan 18 C9H20 nonan 35 C10H22 dekan 75

C20H42 eikosan 366319

skupina metilenska je CH2 ��



Izomeri:

a) butana: x 3 2 2 3CH -CH -CH -CH , tv = - 0.5 0C, n-butan ili butan,

x

3 3CH -CH-CH

3CH, tv = - 11.6 0C, i - butan, razgranat je pa je Van der Waalsova sila slabija,

b) pentana: x 3 2 2 2 3CH -CH -CH -CH -CH , n-pentan , tv = 36 0C,

323 CHCHCHCH ��

3CH

2o sekundarni 1o primarni

3o tercijarni , i-pentan, tv=28oC,

3CH C3CH

3CH

3CH4o kvartarni , neopentan, tv=10oC,

Razgranati ugljikovodici uvijek imaju NIŽE tv od ravnih sa istim brojem C atoma, zbog slabijih Van der Waalsovih sila. Ugljikovodici su NEPOLARNI spojevi. ALKILI - CnH2n+1 U imenu imaju nastavak –il. CH3– metil CH3CH2– etil CH3CH2CH2– propil

CH3-CH-CH3 2o

i-propil ili sec-propil CH3–CH2–CH2–CH2– butil

CH3–CH–CH2–CH3– 2o

sec-butil

2CH

CH3–CH–CH3

i-butil (od i-butana)

CH3–C– 3CH

3CH3o terc-butil (ili � � CCH 33

CH3CH2CH2CH2CH2- pentil 1o je primarni C atom, vezan s jednim C-atomom 2o je sekundarni C atom, vezan s dva C-atoma 3o je tercijarni C atom, vezan s tri C-atoma 4o je kvartarni C atom, vezan je s þetiri C-atoma



NOMENKLATURA (NAZIVLJE) – prema IUPAC CH3–CH2 Cl CH2–CH3

CH2––C––––CH–CH3

3CH

12

345

67

1. Najdulji lanac ima 7 C-atoma. 2. Osnovni naziv alkana je HEPTAN. 3. Supstituenti metil i klor. 4. Položaj: na 4. C-atomu klor, na 3. i 4. C-atomu dvije metilne skupine. 5. Poredati supstituente po abecedi. Ime alkana: 4-klor-3,4-dimetilheptan. Ovakav postupak vrijedi uz potrebna proširenja i za ostale skupine organskih spojeva. FIZIKALNA SVOJSTVA ALKANA: -ovise o broju C-atoma -agregatno stanje: C1 - 4 plinovi C5 - 16 tekuüine C17 – C20 þvrsto -talište tt i vrelište tv nerazgranatih alkana je VIŠE od razgranatih alkana istog broja C-atoma zbog jaþe privlaþne Van der Waalsove sile -NEPOLARNE su 0 P

-NETOPLJIVI u H2O (dipol 0P ! ) i ne miješa se sa H2O KEMIJSKA SVOJSTVA ALKANA: Nereaktivni, teško stupaju u kemijsku reakciju, nemaju funkcionalnu skupinu, funkcionalne skupine su jedino vodikovi atomi.

A. SUPSTITUCIJA:

sumarno: HClClCHClCH 3iliUV

24 �� o�� ' , 'H < 0 klormetan (plin) -mogu nastati i CH2Cl2 diklormetan ili metilenklorid, CHCl3 – triklormetan (KLOROFORM), CC4 tetraklormetan CH2Cl2, CHCl3, CCl4 – TEKUûINE, lako hlapljive! MEHANIZAM – SLOBODNIH RADIKALA Kloriranje CH4 – 3 stupnja:

1. inicijacija – HOMOLITIýKO CIJEPANJE Cl2, nastaju slobodni radikali

��o� Q ClClCl:Cl h slobodni radikali klora

2. lanþana reakcija - 4 3

3 2 3

metilni radikal

CH

CH Cl CH HClCl CH Cl Cl

� �o �� ® �� o � �¯

3. završetak (determinacija) - 2

3 3

3 3 3 3

Cl Cl ClCH Cl CH ClCH CH CH CH

�� o° �� o®° �� o �¯

HOMOLITIýKO CIJEPANJE (HOMOLIZA) – proces u kojem se cijepa kovalentna veza i svaki atom dobiva 1e-, nastaju SLOBODNI RADIKALI, nestabilne (reaktivne) þestice.

��o BAB:A slobodni radikali HETEROLITIýKO CIJEPANJE (HETEROLIZA) – nastaju ioni.

�� o BAB:A kation i anion



- +

C X

Polarna veza

B. GORENJE ALKANA – OKSIDACIJA

a) potpuno: produkti CO2 i H2O

12

)OH(n)H(n

11

)CO(n)C(n

OH10CO8O13HC2

2

2222104

��o�ovaj odnos množina uvijek vrijedi

C. PIROLIZA – termiþka disocijacija bez kisika PRODUKTI: elementarne tvari C i H2

24 H2CCH ��o�' D. KREKIRANJE – produkti su ugljikovodici niže Mr.

168188kat,t,p

3416 HCHCHC �� o�

alkan �� o� kat,t,p alkan+alken DOBIVANJE ALKANA

1. Iz prirodnih izvora 2. Frakciona destilacija nafte – razdvajanje na temelju razliþitog tv

Zadatak Spojevi 2-metilheptan, 2,2-dimetliheksan, 2,2,4-trimetilpentan jesu IZOMERI:

a) heksana b) heptana c) oktana d) nonana

Zadatak Koliko se izomernih monoklorbutana može dobiti kloriranjem 2-metilbutana pri t=300OC: a) jedan b) dva c) tri d) þetiri e) pet

HALOGENALKANI (ALKILHALOGENIDI) Alkilhalogenidi su spojevi koji sadrže: jedan ili više atoma halogenih elemenata, kovalentno vezani na atom C. Opüa formula: + -R XG G� R – alkil X – izlazna skupina; X = F, Cl, Br, I Oblik – tetraedar. Hibridizacija sp3. NAZIVLJE ALKILHALOGENIDA

ClCH3 � - klormetan – plin, ili metil-klorid

FCH3 � - fluormetan – plin, ili metilfluorid

ClCHCHCHCHBr 2222 �� - 1-brom-4-klorbutan CHCl3 – triklormetan ili KLOROFORM, lakohlapljiva tekuüina CH2Cl2 – diklormetan ili metilen-klorid, lakohlapljiva tekuüina CCl4 – tetraklormetan, lakohlapljiva tekuüina FIZIKALNA SVOJSTVA ALKILHALOGENIDA Veüinom bezbojne tekuüine, U veüi od U vode. S vodom se ne miješaju. Što je više halogena zapaljivost je manja. Dobro otapaju organske spojeve. KEMIJSKA SVOJSTVA ALKILHALOGENIDA Za razliku od alkana koji teško reagiraju alkilhalogenidi LAKO reagiraju s razliþitim reagensima. MEHANIZAM – NUKLEOFILNA SUSPSTITUCIJA Reakcije se zbivaju sa nukleofilom.

NUKLEOFILI – reagensi bogati s e-: NH3, H2O ili negativno nabijene þestice: �� OH,I,B,F,Cl , dvostruka veza ima svojstvo nukleofila.



ELEKTROFILI – reagensi siromašni s e-: BeCl2, AlCl3 (odstupanje od okteta) ili pozitivno nabijeni ioni: H+, Br+ (bromonijev ion), Cl+ (kloronijev ion), NO2

+ (nitronijev ion), Fe3+, Cu2+, Zn2+... OSNOVNE VRSTE REAKCIJA:

-NUKLEOFILNA SUPSTITUCIJA (ZAMJENA) -ELIMINACIJA (IZDVAJANJE)

1. NUKLEOFILNA SUPSTITUCIJA (nukleofil zamjenjuje izlaznu skupinu)

Reakcije s: a) metalnim hidroksidimao ALKOHOLI

NaBrOHCHCHNaOHBrCHCH 2323 ��o��++ - -

b) vodomo ALKOHOLI (najlakše na tercijarnim)

C

3CH

3CH 3CH

Cl

+ H2O C

3CH

3CH 3CH

OH

+HCl

ili (CH3)3C-Cl c) alkoksidimao ETERI

CH3 – CH2 – ONa + CH3CH2 – Io CH3 – CH2 – O – CH2 – CH2 – CH3+ NaI natrijev etoksid (alkoksid)

d) amonijakomo AMINI CH3 – CH2 – Cl + NH3o CH3 – CH2 – NH2 + HCl (CH3 – CH2 – NH2 se zove etilamin)

e) cijanidimao NITRILI R C N: CH3 – CH2 – CH2 – CH2 –Br + NaCNo CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – CN butilcijanid

2. ELIMINACIJSKE REAKCIJE ALKILHALOGENIDA Produkti su alkeni. Reagensi su isti kao kod supstitucije, isti su i UVJETI. Reakcije s:

a) hidroksidima

OH+NaCl+CH=CH-CHNaOH+Cl-CH-CH-CH 223223 oDE + -

Nukleofil napada vodikov atom u E -položaju (susjedni C-atom) i spaja se s VODIKOM. Izlazna skupina veže se s elektrofilom.

b) alkoksidima

323 CHCHCHCH ��

Br

D EE

+ CH3 – CH2 – OK o CH3 – CH2 – CH = CH2 Kalijev etoksid + KBr + CH3 – CH = CH – CH3 smjesa produkata + CH3CH2 – OH

CIKLOALKANI (CIKLOPARAFINI) Opüa formula: CnH2n Nazivlje cikloalkana:

2CH

2CH 2CH, , D =60O, ciklopropan – planarna molekula (jedini)

2CH

2CH2CH

2CH, , D =90O, ciklobutan



2CH

2CH 2CH

2CH2CH , , D = 108O, ciklopentan

2CH

2CH

2CH2CH

2CH

2CH

, , D = 109.5O, cikloheksan

3322 CH)CH(CH �1

2

3

3CH 3-metil-1-pentilcikloheksan

cikloheksilcikloheksan KONFORMACIJE CIKLOALKANA – KONFORMACIJSKI STEREOIZOMERI Razliþiti oblici molekula zovu se konformacije. Konformacije cikloheksana: STOLIýASTA ili SEDLASTA – STABILNIJA i KONFORMACIJE ýAMCA ILI KOLIJEVKASTA KONFORMACIJA. Mogu prelaziti jedna u drugu. FIZIKALNA SVOJSTVA CIKLOALKANA – sliþna svojstvima alkana. Vrelište raste porastom Mr, kao i o obliku molekule. Talište ovisi o OBLIKU molekule tj. o moguünosti boljeg ili lošijeg slaganja. Bolje slaganje, više talište. Vrelišta i tališta cikloalkana VIŠA su od vrelišta i tališta alkana sa istim brojem ugljikovih atoma. KEMIJSKA SVOJSTVA CIKLOALKANA Neki þlanovi I TO CIKLOPROPAN I CIKLOBUTAN ZBOG VELIKE NAPETOSTI, zbog nepovoljnog kuta podliježu ADICIJI reakcijama koje su karakteristiþne za alkane.

2CH

2CH 2CH+ Br2 o BrCHCHCHBr 222 �� 1,2-dibrompropan ADICIJA zbog nepovoljnog kuta,

karakteristiþno za ciklopropan i ciklobutan

2CH

2CH2CH

2CH+H2 �� o� ',Pt CH3CH2CH2CH3 butan

OSTALI cikloalkani pokazuju reakcije supstitucije i gorenje.



DOBIVANJE CIKLOALKANA

a) iz benzena hidrogeniziranjem

+ 3H2 , 200 ,35oPt C barm��o cikloheksan

Reakcija može biti reverzibilna, dehidrogenacijom iz cikloheksana može se dobiti benzen.

b) iz dihalogenalkana (eliminacija)

Cl – CH2CH2CH2Cl + Zn �� o� C250,NaI,OHHC,OH o522 + ZnCl2 ciklopropan je ANESTETIK


��8��Pripreme za razredbene ispite

ALKENI (OLEFINI) Opüa formula CnH2n (kao kod cikloalkana) Cikloalkani i alkeni s istim brojem C-atoma su IZOMERI. DULJINA C=C je 134 pm=0.134 nm (kraüa od jednostruke).

C=C

120

PLANARNA molekula HIBRIDIZACIJA sp2, sadrži ) i % vezu (slabija od )). Valentni kut je 120O. ROTACIJA OKO DVOSTRUKE VEZE NIJE MOGUûA (PUCA). NAZIVLJE ALKENA NASTAVAK –EN doda se na korijen ugljikovodika.

eten C2H4, CH2=CH2, C=C

H H

H H

propen, CH2=CH – CH3, C3H6

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

1,3,5,7,9-ciklodekapentaen Buten, C4H8, CH2=CH – CH2 – CH3 1-buten CH3 – CH=CH – CH3 2-buten IZOMERI BUTENA!!!

3CHCCH �

3CH2-metilpropen (metilpropen)

STEREOIZOMETRIJA ALKENA Stereoizomeri su spojevi s istim slijedom kovalentno vezanih atoma, a razliþitim rasporedom tih atoma. Stereoizomeri su CIS i TRANS izomeri – RAZLIKUJU SE PO FIZIKALNIM SVOJSTVIMA. Zadatak Prikaži stereoizomere 2-butena!

C=CH H

3CH 3CH

cis-2-buten, tt= -139OC, tv= 3.7OC

C=CH

H

3CH

3CH

trans-2-buten, tt= -106 OC, tv= 0.9 OC CIS – položaj – prioritetne skupine na istoj strani ravnine TRANS – položaj – prioritetne skupine na razliþitoj strani ravnine

C=CH

3CH 3CH

32CHCH

12

3

4 trans-3-metil-2-penten

C=CH 3CH

3CH 32CHCH

cis-3-metil-2-penten (prioritetne skupine CH3 i CH2CH3 na istoj strani ravnine – veüi Mr) AKO JE DVOSTRUKA VEZA NA KRAJU LANCA ALKEN NEMA stereoizomere npr. 1-buten, 1-heksen. DIENI – alkeni s 2 dvostruke veze

22 CHCHCHCH �� 1 2 3 4

1,3-butadien 22 CHCHCCH �

3CH 2-metil-1,3-butadien (IZOPREN)



TRIENI – alkeni s 3 dvostruke veze

3CHCHCHCHCHCHCHCH � � � �1 2 3 4 5 6 7 8

2,4,6-oktatrien POLIENI – alkeni s više dvostrukih veza, razliþitog rasporeda C=C=C KUMULIRANE dvostruke veze – SPOJEVI SE ZOVU KUMULENI ILI ALENI

CC

CC

CC

KONJUGIRANE VEZE (IZMJENIýNE)

CC C

CC CC

IZOLIRANE VEZE FIZIKALNA SVOJSTVA ALKENA Prva tri þlana ove skupine na sobnoj temperaturi su plinovi. Tv i tt RASTU s porastom broja C-atoma (Mr). DOBIVANJE ALKENA – u labolatoriju najþešüe eliminacijom

a) eliminacija vode iz alkohola OHCHCHOHCHCH 222

.)konc(SOH23

42 � �� o�� Etanol b) eliminacija iz alkilhalogenida pomoüu baze

3223 CHCHCHCHCH ��

Br + KOH 3 2 3 2- - -CH CH CH CH CH KBr H Oo � � c) eliminacija iz alkilhalogenida s Zn – reducens

33 CHCHCHCH ��

Br Br +Zn 233 ZnBrCHCHCHCH �� o�' KEMIJSKA SVOJSTVA ALKENA VRLO REAKTIVNI ZBOG SLABE % VEZE. Dvostruka veza ima svojstvo nukleofila. REAGENSI: HALOGENOOVODICI HX, halogeni elementi X2, alken, ozon O3, HNO3, H2SO4, voda, KMnO4 – oksdans. H2 – reducens. PROCES – ELEKTROFILNA ADICIJA – puca % veza. ADICIJA – elektrofilna

a) halogeniranje X2 (X = F, Cl, Br)

CH2=CH2 + Br Br+ -

o

2CH 2CH

Br Br Ljubiþasto bezbojno TEST REAKCIJA – bromiranjem se može dokazati postojanje dvostruke veze – promjena boje otopine. b) adicija halogenovodika HX – prema Markovnikovu pravilu – VODIK ide tamo gdje ga ima više.

23 CHCHCH �+ -

+ H+ -

Br o

33 CHCHCH ��

Br SUMARNO! MEHANIZAM: Proces teþe u dva stupnja, nastaje KARBOKATION tj. þestica koja na ugljiku ima pozitivan naboj.

23 CHCHCH �+ -

+ H+ -

Br o 33 CHCHCH ��+

+ �Br o

33 CHCHCH ��

Br KARBOKATION – kratkoživuüa þestica – INTERMEDIJER NE MOŽE nastati 1-brompropan. c) hidratacija (hidroksiliranje)

CH2=CH2 + HOH+ -

�� o� .)konc(SOH 42 OHCHCH 23 , moguü reverzibilan proces Etanol



d) polimerizacija – adicija alkena, katalizator R-O-O-R ditercbutil-peroksid

n CH2= CH2 �� o� �� t,pROOR n22 )CHCH( � (– CH2 – CH2 – je mer) eten, monomer polietilen (PE), polimer e) oksidacija uz KMnO4 1. u neutralnom i lužnatom nastaju alkoholi dioli

3 CH2=CH2+2KMnO4 +4H2O ��o� C0o 3

2CH2CH

OH OH +2MnO2+2KOH Bayerov test 1,2-etandiol Reakcija s bromnom vodom i Baeyerovim testom služi za razlikovanje alkena i alkina od alkana koji NE DAJU POZITIVAN TEST. 2. u kiselom nastaju kiseline

COOHCH2KMnOCHCHCHCH 3OH

4333�� o��

�

, octena kiselina f) hidrogeniranje

3223Pd,NiiliPt

2223 CHCHCHCHHCHCHCHCH �� o�� g) ozonoliza – produkti su aldehidi ili aldehidi i ketoni

CH3CH=CH2 + O3o

3CH CH

OO

O

2CH

�� o��OH,OH/Zn 32

CCH 3 �O

H +

Propen etanal metanal aldehidi

3CH23 CHCCH �

+O3 o

3CH COO

O

2CH

3CH +O3 �� o��OH,OH/Zn 32

CCH 3 �O

3CH+

CH �O

H keton-aceton metanal-aldehid

Zadatak Polimerizacija vinilklorida CH2=CH–Cl (CH2=CH– VINIL) Zadatak Koji od 2 spoja ima cis i trans izomere:

a) 2-klor-2-buten b) 2-klor-1-buten

Zadatak Razvrstaj sljedeüe þestice na E, Nu i O ako þestice nisu ni E ni Nu: Cl+, Fe3+, CH4, BeCl2, AlCl3, H2O, NH3, �Cl , Br+, CH2=CH2, NO2

+, �Br , �Cl .

Zadatak Ozonoliza:

323 CHCHCCHCH � ��

3CH. Naziv produkta!

ALKINI (ACETILENI) Opüa formula CnH2n-2 HIBRIDIZACIJA – sp, V i dvije % veze. CC { duljina 121 pm=0.121 nm. OBLIK MOLEKULE linearan, valentni kut 180O. NAZIVLJE ALKINA Etin C2H2. HCCH �{� , CHCH { - gorivo u autogenom zavarivanju (acetilen). Propin C3H4. CHCCH3 {�

Butin C4H6. CHCCHCH 23 {��

4 3 2 1

1-butin IZOMERI BUTINA 33 CHCCCH �{� 2-butin

CHCCHCHC {��{

322 CHCHCH ��

5 4 3 2 1

3-propil-1,4-pentadien

65

3

1

4

2

4,5-dimetil-2-heksin

C HB O

H



FIZIKALNA SVOJSTVA ALKINA Talište, vrelište i gustoüa nerazgranatih alkina SU VIŠA nego kod alkana i alkana istog broja C-atoma. Tv raste porastom Mr. Etin (C2H2), propin (C3H4) i butin (C4H6) su PLINOVI. KEMIJSKA SVOJSTVA ALKINA VRLO REAKTIVNI. Mogu vezati dvije molekule reagensa. Proces teþe u DVA STUPNJA. REAKCIJE:

– ADICIJA NA TROSTRUKU VEZU – SUPSTITUCIJA vodika djelovanjem jakih baza, nastaju ACETILIDI

1. ADICIJA – kao i za alkene a) adicija halogenovodika – prema Markovnikovom pravilu

o�{� HBr2CHCCH3

33 CHCCH ��

Br

Br 2,2-dimetilpropan MEHANIZAM:

I. stupanj CHCCH 3 {�+ -

+ H+ -

Br o+

23 CHCCH � + -

Br o

23 CHCCH �

Br

II. stupanj

+ -23 CHCCH �

Br + H+ -

Br o

+

Br

33 CHCHCH ��

+ -

Br o

33 CHCCH ��

Br

Br b) hidrogeniranje – BITAN izbor KATALIZATORA!!

I. Pt – uvijek nastaje alkan CHCH { +2H2 �o�Pt

33 CHCH � II. Ni – nastaje smjesa alkana i alkena

CHCH { +H2 �� o� C150,Ni O CH2=CH2 SMJESA!!!

CH2=CH2+ H2 �� o� C150,Ni O CH3–CH3 III. Pd – djelomiþno inaktiviran s Pb-soli, adicija teþe do ALKENA

CHCH { + H2 �� o� �solPb/Pd CH2=CH2 � Ako nema Pb-soli i ako je vodik u SUVIŠKU reakcija teþe do ALKANA.

32 CHCHCHCHCCH � ��{123456

+ 322223Pd

2 CHCHCHCHCHCH(suvišak)H3 ��o� 4-heksen-1-in

222 CHCHCHCCH ��{5 4 3 2 1

+H2 �� o� �solPb/Pd

1

222 CHCHCHCHCH �� 2 3 4 5

1-penten-4-in 1,4-pentadien Zadatak: Daj naziv:

a)

�{� CCCH 3

b) CHCCHCHCHCH 222 {��

Zadatak: Napiši formule: a) 3-penten-1-in b) 1-penten-4-in

2. SUPSTITUCIJA ĺ nastaju acetilidi ACETILIDI – ionski spojevi – nastaju supstitucijom vodika metalom. TROSTRUKA veza mora biti na kraju lanca. Eksplozivni su. a) reakcija s Tollensovim reagensom

� �> @ OHNH2AgCCCHOHNHAgCHCCH 233233 ��{�o�{� srebrov propinid – talog



b) reakcija s metalnim amidima (derivati NH3) 323223 NHNaCCCHCHNaNHCHCCHCH ��{��o�{��

natrijev butinid � �> @OHNHAgCHCCCH 2333 ��{� nema reakcije, nema vodika!

� �3 3 222 4 2CH CH Ag NH OH Ag C C Ag NH H Oª º{ � o � { � � �¬ ¼

srebrov etinid – žuti vrlo eksplozivni talog – komarac može izazvati eksploziju

Ag2C2 – ionski spoj!!! DOBIVANJE ETINA IZ CaCO3 23 OCaOCaCO ��o�'

COCaCC3CaO 2 �o� , CaC2 ima svojstvo soli > @ �� { 22 :CC:Ca 22222 )OH(CaHCOH2CaC �o� ALKINI se mogu dobiti eliminacijom iz dibromalkana sa rastaljenim KOH, koji služi kao baza.

RCHCHR ��

BrBr + OH2KBr2RCCRKOH2 2��{��o�' Entalpija stvaranja: �fH : C2H6 - �H < 0 C2H4 - �H > 0 C2H2 - �H > 0 ARENI (AROMATSKI UGLJIKOVODICI) Areni – nezasiüeni ugljikovodici koji su po kemijskom sastavu BITNO drugaþiji od drugih dosada obraÿenih nezasiüenih ugljikovodika. Aromatiþnost znaþi stabilnost – posljedica delokaliziranih %-elektrona. PREDSTAVNIK BENZEN C6H6.

Struktura (Kekule): l ili Duljina veze C–C iznosi 140 pm = 0.140 nm. KUT je 120O. HIBRIDIZACIJA sp2. PLANARNA MOLEKULA BENZEN je bezbojna tekuüina, ne miješa se s vodom jer je kao i svi ugljiokovodici nepolaran. VRELIŠTE – niže od 100OC (80OC), manje gustoüe od vode, gori svijetleüim þaÿavim plamenom. Pare C6H6 su vrlo EKSPLOZIVNE, 1.5% do 8%. NAZIVLJE ARENA

C6H6 benzen

C6H5 fenil 3CH

metilbenzen, toluen – trivijalno 2CH

benzil, C6H5–CH2–



32 CHCH �3CH

1

2

1-etil-2-metilbenzen 3CH

3CH

1,2-dimetilbenzen ili o-dimetilbenzen ili o-KSILEN

3CH

3CH

1,3-dimetilbenzen ili m-dimetilbenzen ili m-KSILEN IZOMERI 3CH

3CH 1,4-dimetilbenzen ili p-dimetilbenzen ili p-KSILEN

difenil (bifenil) ili fenilbenzen 1,2 – orto položaj 1,3 – meta položaj 1,4 – para položaj Zadatak Prikaži izomere: m i p-krezol!

3CHOH

2-hidroksitoluen ili o-krezol Cl

Cl

1,2-diklorbenzen 2NO

nitrobenzen 2CHCH

vinilbenzen, fenileten, etenilbenzen, stiren – trivijalno; 2CH CH � vinil (radikal)

OHCH 2 �

benzilni alkohol ili fenilmetanol



KONDENZIRANE BENZENSKE JEZGRE

naftalen, C10H8

antracen, C14H10 IZOMERI

fenantren, C14H10 ),1(OH D

1-hidroksinaftalen ili �-hidroksinaftalen ili �-naftol ),2(OH E

2-hidroksinaftalen ili �- hidroksinaftalen ili �-naftol Benzen i njegovi derivati su otrovni pa þak i kancerogeni. FIZIKALNA SVOJSTVA ARENA Svi aromati su slabo topljivi u vodi – NEPOLARNI. Lakši su od vode, vrelišta rastu dosta pravilno s porastom Mr. Talište ovisi o simetriji molekule, tj. simetriþne molekule bolje se slažu u kristal pa su im vrelišta VIŠA. PLANARNE SU MOLEKULE. KEMIJSKA SVOJSTVA ARENA Reagiraju s razliþitim REAGENSIMA uz katalizator. Uloga katalizatora je da sa reagensom stvori elektrofil.

1. ELEKTROFILNA SUPSTITUCIJA a) halogeniranje:

+ Br2 �� o� 3FeBr

Br

+ HBr � FeCl3 je katalizator za kloriranje brombenzen

b) nitriranje:

+ HONO2 �� o� 42SOH

2NO

+ H2O nitrobenzen

c) sulfoniranje:

+ SO3 �� o� 42SOH

HSO 3

elektrofil benzensulfonska kiselina – vrlo jaka kiselina



d) alkiliranje ili FRIEDEL-CRAFTSOVE REAKCIJE:

+ CH3CH2Cl �� o� )hidrolizezbogbezvodan(AlCl3

32CHCH

+HCl etilbenzen

2. REAKCIJE ADICIJE – moguüe samo uz povišeni tlak i temperaturu a) hidrogeniranje:

+ 3H2 0, 200 , 40Pt C bar��o cikloheksan

b) kloriranje:

+ 3Cl2 �o� Qh

Cl

H

Cl H

Cl

Cl

ClCl

H

H

H

H

heksaklorcikloheksan (Linden) DOBIVANJE STIRENA (VINILBENZEN)

+CH2=CH2 �� o� 3AlCl

32CHCH

�� o� OK,CrO,OFe 2332

2CHCH

STIREN ili vinilbenzen POLIMERIZACIJA STIRENA

n

2CHCH

�� o� kat,t,v n

2CH CH- - -> @n

POLISTIREN (PS) Zadatak Dovrši jednadžbe:

a)

3CH

+ Cl2 �o� Qh

2CH Cl

+ HCl

(klormetil) benzen benzilni klorid

b)

3CH

�� o� 4KMnO

COOH

benzojeva kiselina; oksidacijom toluena sa KMnO4 nastaje benzojeva kiselina



2į¯

į+

į+

į+ į+

2,OHE

ȕ - naftol

OH1

2

2 - fenilfenol

I Z O M E R I

� ORJENTACIJA DRUGOG SUPSTITUENTA U o- i p-: položaj orjentiraju: -OH alkoksidni -OR karboksilatni ion R–COO- R - alkil Ar - aril X - halogen U m- položaj orjentiraju: - NO2 - COOH - SO3H - CN FENOLI - OHHC 56 � - KARBOLNA KISELINA, Aromatski spojevi u kojima je hidroksidna skupina vezana direktno na benzenski prsten.

O

H

::

FENOL – dipol, stvaraju vodikove veze.

Jednovalentni fenoli imaju 1 – OH Dvovalentni fenoli imaju 2 – OH Podjela glede broja – OH skupina. Viševalentni fenoli imaju više – OH NAZIVLJE FENOLA

X-supstituent

Položaj o

Položaj mPoložaj p

OH

O

HH

::FUNKCIONALNA SKUPINA – OH,HIDROKSILNA SKUPINA.

OH

OH

1,2 – dihidroksibenzen (pirokatehol ili katehol)

1,OHD

Į - naftol

OH

OH 1,3 – dihidroksibenzen (rezorcin)

NO2

OH

2NO

2NO

1

2

35

6

4

2,4,6 – trinitrofenol (PIKRINSKA KISELINA)

OH

OH 1,4 – dihidroksibenzen (hidrokinon)



OHC 56 � ::

: -

OH

2NO

NO2

OH

2NO

2NO

ONa

FIZIKALNA SVOJSTVA FENOLA Fenol je þvrsta kristaliþna tvar, talište 43O C, vrelište 120O C visoko zbog vodikovih veza. POLARNIJI od alkohola. Otrovan, djeluje baktericidno, slabo topljiv u hladnoj vodi, bolje topljiv u toploj, higroskopan (veže vlagu)

O

H::

H

H

O::

Vodikova veza

KEMIJSKA SVOJSTVA FENOLA FENOLI imaju kiseli karakter (kiseline), otpuštaju proton (Brönsted!). Jaþe kiseline od alkohola. U vodi disociraju dajuüi fenoksidni ion i H+.

Fenoksidni ion je Baza prema Brönstedu – proton – akceptor 1. Reakcije s NaOH

��o�� OHONaHCNaOHOHHC 25656 Fenol ima svojstvo BAZE ��o�� NaClOHHCHClONaHC 5656 jaþa kiselina istiskuje slabiju

2. Reakcije s HNO3

�� o�� )konc(SOH2

42HONO +

�� o�� )konc(SOH2

42HONO3 3. Reakcije s metalima (Na i K) 2 + 2Na o 2 + H2

� FENOLI MOGU REAGIRATI KAO KISELINE (1) I KAO BAZE (2) znaþi da su AMFOTERNI.

��o�� OHOHOHHC 3256

OHOH

2NO

Fenol ima svojstvo BAZE

OH

AMFOTERNI karakter FENOLA Jer reagira s kiselinama i bazama

OH

Trinitrofenol ili Pikrinska kiselina



ONa

HSO3 ONa

ONa OH

2į¯

į+ į+

O

HH

::

į- į+

O

H

::

�G

R

Alkilcikloalkil

�G

DOBIVANJE FENOLA a) iz KLORBENZENA + 2NaOH �� o� C330,taljenje O

+ NaCl + H2O b) iz benzensulfonske kiseline + 2NaOH �� o� C330,taljenje O

+ NaHSO3 + H2O + H+ o + Na+

ALKOHOLI Opüa formula R-OH – DIPOL, VODIKOVE VEZE DERIVATI VODE – OH hidrofobni dio hidrofilni dio ALKOHOLI SU AMFIPATSKE MOLEKULE tj., molekule koje imaju hidrofilni i hidrofobni dio FUNKCIONALNA SKUPINA – OH hidroksilna skupina, kao kod FENOLA, ali drugaþijih svojstava

Cl

natrijev fenoksid (sol, pH>7)

Jaþa kiselina istiskuje slabiju (fenol)

fenol

DIPOL, STVARA VODIKOVE VEZE



33 CHCHCH ��

OH

3 2 1

1-butanol

2-butanol (sec-butilni alkohol) 2-metil-2-propanol (terc-butilni alkohol)

2-metil-1-propanol (izo-butilni alkohol)

22 CHCHCH ��

OH OH OH

NAZIVLJE ALKOHOLA NASTAVAK: - OL za jednu –OH, -DIOL za dvije –OH, TRIOL za tri –OH skupine. CH3–OH – metanol (metilni alkohol) CH3–CH2–OH – etanol ili C2H5OH ili C2H6O (etilni alkohol) CH3–CH2–CH2–OH – 1-propanol – 2-propanol

OHCHCHCHCH 2223 ��4 3 2 1

323 CHCHCHCH ��

OH

4 3 2 1

33 CHCCH ��3CH

OH OHCHCHCH 23 ��

3CH BUTANOL IMA ýETIRI IZOMERA

OH2O

OHCH 2

cikloheksanol fenilmetanol ciklopentanol ili benzilni alkohol CH3-CH2-CH=CH-CH2-OH CH3-CH2-CH2-CH2-CH2-OH 2-penten-1-OL C5H11-OH pentanol ili AMILNI alkohol otrovna uljasta tekuüina, koja postoji u više izomernih oblika služi kao otapalo za masti i smole PODJELA ALKOHOLA

a) prema broju OH - jednovalentni - imaju 1 –OH CH3OH – metanol - dvovalentni – imaju 2 –OH – 1,2 – etandiol (etilenglikol ili glikol-antifriz) - trovalentni imaju 3 –OH – 1,2,3 – propantriol (glicerol) Glicerol – gusta ljepljiva tekuüina - zbog vrlo jakoh vodikovih veza. Stvara 3 vodikove veze.

izomeri

IZOMERI BUTANOLA

OH

22 CHCH �

OH OH

22 CHCHCH ��

OH OH OH

OH OH OH

22 CHCHCH ��

3CH O

H

::

�G

�G

O

::

3CHH

Duljina vodikove veze



OHCHCH 23 ��

:

H

b) prema položaju –OH

- primarni alkoholi –OH vezana na primarni C atom

- sekundarni alkoholi –OH vezana na sekundarni C atom

- tercijarni alkoholi –OH vezana na tercijarni C atom

(CH3)3C-OH

FIZIKALNA SVOJSTVA ALKOHOLA VODIKOVE veze izmeÿu molekula alkohola imaju za posljedicu POVIŠENO talište i vrelište u odnosu na CH i alkilhalogenide sliþnog Mr. MIJEŠAJU se s vodom. NIŽI alkoholi (do 4 C atoma) mješaju se u svim omjerima s H2O. Poveþanjem broja C atoma topljivost u vodi i miješanje se smanjuje. KEMIJSKA SVOJSTVA ALKOHOLA Reakcije sa:

1. metalima o ALKOKSIDI + H2 2CH3CH2-OH + 2Nao 2CH3CH2-ONa + H2 natrijev etoksid – lužnata svojstva – zbog hidrolize CH3CH2-ONa + H2Oo CH3CH2OH + NaOH – hidroliza 2C2H5OH + Cao (C2H5O)2Ca + H2 kalcijev etoksid

2. metalnim hidridima o ALKOKSIDI + H2 CH3CH2-OH + NaHo CH3CH2-Ona + H2 djeluje kao kiselina baza

3. S HIDROKSIDIMA NE REAGIRAJU !!

4. s jakim kiselinama (HBr, HI) o ALKALHALOGENIDI + H2O (nastaje supstitucija –OH)

CH3CH2-OH + HBro + Br-o CH3CH2-Br + H2O djeluje kao baza kiselina OKSONIJEV ION (protonirani kisik)

OHCH3 �

1O

OHCHCH 23 �

O1

33 CHCHCH ��

OH2O

3CH

33 CHCCH ��

OH3O



CCH3 �O

H

�G

�G

OHCH3 ��G�G

H+

OHCH3 ��G�G

+ H+

323 CHCHCCH ��

=

O+ OHCH3 �

�G�G H+

OHCH3 ��G�G

5. reakcije s aldehidimao poluacetalo acetal + H2O

6. reakcije s ketonimao poluketalo ketal + H2O

į-

į+

7. oksidacija primarnih alkoholao ALDEHIDI (s jakim oksidansima u KISELOM). Oksidacijom aldehida nastaju karboksilne kiseline. Opüenito: R-CH2-OH

OKSIDANSI: KMnO4, CrO3, K2Cr2O7, H2O2, O2 u KISELOM REDUCENSI: mješoviti metalni hidridi: LiAlH4, NaBH4 8. oksidacija sekundarnih alkoholao KETONI

Opüenito:

� Ketoni su slabije reaktivni od aldehida i oksidiraju u KARBOKSILNE KISELINE tek s jakim oksidansima, npr. u lužnatoj otopini s KMnO4 ili s vruüom HNO3(konc). Pri tome se veza cijepa i nastaju dvije karboksilne kiseline.

9. DEHIDRATACIJAo ALKENI

CH3CH2OH CH2= CH2 + H2O moguü reverzibilan proces! � ALKOHOLI KAO I FENOLI MOGU REAGIRATI KAO KISELINE I KAO BAZE, AMFOTERNI SU.

DOBIVANJE ALKOHOLA

1. adicija vode na alkene

CH2= CH2 + H2O CH3CH2OH moguü reverzibilan proces, nastaju alkeni

H+

33 OCHCCH ��

OH

H

�G �G

+3OCH

33 OCHCCH ��H

+ H2O

poluacetal 1-etoksietanol

1,1-dimetoksietan acetal

33 OCHCCH ��

OH�G �G

32CHCH

1 2

3 4

+

33 OCHCCH ��

32CHCH

1 2

3 4

3OCH

+ H2O

2-metoksi-2-butanol poluketal

2,2-dimetoksibutan ketal

oksidacija

redukcija

O

HCR �

oksidacija

redukcija

O

OHCR �

aldehid karboksilna kiselina

RCHR ��

OH RCR ��

O

3223 CHCHCCHCH ��

O

oksidacija

redukcija keton

oOKSIDANSI I REDUCENSI ISTI KAO ZA PRIMARNE ALKOHOLE

HNO3(konc),ǻ

H2SO4(konc)

CH3CH2COOH + CH3COOH propanska kis. etanska kis.

H2SO4(konc)



funkcionalna skupina

2. Alkoholno vrenje šeþera (fermentacija)

C6H12O6 �� o� gljivicekvašþvaš 2C2H5OH + 2CO2

3. sinteza, npr. CH3OH

CO + 2H2 �� o� t,p.,kat CH3OH

4. Iz alkilhalogenida s lužinama ili hidrolizom

CH3CH2Cl + KOH o CH3CH2OH + KCl

5. Oksidacija alkena s KMnO4 u lužnatom o DIOLI

CH2= CH2 + KMnO4 �� o� OH,C0 2O

Zadatak: Topljivost alkohola u vodi:

a) raste porastom broja C atoma b) pada porastom broja C atoma Odaberi toþan odgovor.

Zadatak: Alkoholi i fenoli imaju:

a) samo kiseli karakter b) samo lužnati karakter c) amfoterni karakter

ETERI Opüa fromula R–O–R Nepolarni, meÿusobno ne stvaraju vodikove veze. Nisko talište i vrelište, s vodom se ne miješaju. Dobro je otopalo za mnoge nepolarne tvari, npr. I2, para etera lako explodiraju. Eteri imaju visok tlak pare i nisko vrelište. Vrelište etera je niže od vrelišta H2O i alkohola sliþnog Mr. Derivati su vode. Eteri s H2O mogu stvoriti vodikovu vezu.

3CHC

3CH3CH

OHC

3CH

3CH

3CH

Cl

glukoza

+ H2Oo + HCl

22 CHCH �

OH OH

+ MnO2 + KOH

2į¯

į+ į+

O

HH

::O ::

R R1 2

R1 = R2 simetriþni eter R1 � R2 asimetriþni eter

R je: alkil aril cikloalkil



COH3

3OCH

o

o

NAZIVLJE ETERA 1. SUPSTITUCIJSKO ime 2. RADIKALSKO ime

3223 CHCHCHOCH ��1 2 3

3223 CHCHCHOCH ��1 2 3

supstituent temeljna struktura metil propil 1-metoksipropan metil-propil-eter CH3–OH–CH3 CH3–O–CH2–CH2–CH3 dimetil-eter – PLIN !!! dietil-eter ili ETER, tv=35OC (Et2O) ili metoksimetan etoksietan

etil-fenil-eter fenil-metil-eter ili ANISOL 1,4-dimetoksibenzen (eter) fenil-ciklopropil-eter metil-ciklopentil-eter CIKLIýKI ETERI – u tim eterima kisik je heteroatom u prstenu. Koriste se obiþna (trivijalna) imena. dobivanje tetrohidrofurana: HOCH2CH2CH2CH2OH �� o� �' OH,,SOH 242 tetrahidrofuran (trivijalno) 2-metiltetrahidrofuran KEMIJSKA SVOJSTVA ETERA KEMIJSKI SU SLABO REAKTIVNI spojevi. Reagiraju samo s JAKIM kiselinama HBr i HI, a u tim se reakcijama ponašaju kao SLABE ORGANSKE LEWISOWE BAZE – slobodni el. par – proton-akceptor CH3CH2–O–CH2CH3 + Na NE REAGIRA CH3CH2–O–CH2CH3 + NaOH NE REAGIRA

32CHCH

O

3CHO � VINIL RADIKAL CH2 - CH -

O O3CH

O

3CHO

O

1,2-butandiol



3223 CHCHOCHCH ��

:

H

OKCHCH 23 �-

-

-

33 CHCHCH ��

OH

į-

į+

C=O

120O

CO

H

O

HCH �

o� 42SOH + HSO4 – NEMA RAEKCIJE

LEWISOVA BAZA OKSONIJEV ION – protonirani atom kisika H2SO4 ne cijela etersku vezu, nego samo protonira atom kisika i nastaje OKSONIJEV ION. CH3CH2–O–CH2CH3 + HBr �o�' CH3CH2–Br + CH3CH2–OH ili HI DOBIVANJE ETERA

1. ALKIL-HALOGENID + ALKOKSIDo ETER

2. DEHIDRACIJA ALKOHOLA u prisutnosti kiseline

2CH3CH2–OH �� o� �' OH,,SOH 2)konc(42 CH3CH2–O– CH2CH3 � ETERI I ALKOHOLI S ISTIM BROJEM C atoma su IZOMERI CH3CH2CH2–OH, , CH3–O–CH2CH3, mol. for. C3H8O 1-propanol etil-metil-eter IZOMERI 2-propanol CH3CH2CH2CH2–OH, CH3CH2–O–CH2CH3, mol. for. Je C4H10O 1-butanol dietil-eter (ETER) ALDEHIDI Opüa formula:

C

O

HR

DIPOL, stvaraju vodikove veze. alkil, aril vodik – H – za metanaldehid Funkcionalna skupina karbonilna skupina – planarna, odnosno - ALDO skupina HIBRIDIZACIJA karbonilne skupine sp2 Vodikove veze SLABIJE nego kod alkohola, pa su od alkohola hlapljiviji, a niži tv (isti broj C atoma) PRIVLAýNE sile su VEûE nego kod ugljikovodika, VEûI tv, TOPLJIVIJI u H2O, alkoholu zbog vodikove vezeo DIPO-DIPOL NAZIVLJE ALDEHIDA nastavak – AL metanal ili FORMALDEHID (trivijalno), tv= -92OC, tt= -21OC Metanal je PLIN, 40% vodena otopina je FORMALIN.

3223 CHCHOCHCH �� ::

+

3CH I-

o

CH3–O–CH2CH3 + KI



Į

CO

H

O

Br

1

2

3

4

5

6

CO

HR

+7

3CH3 CO

OH

+3

3CH CO

H

O

HCH �

etanol metanol

3CH CO

H

23CHCH CO

H

CO

H � KARBALDEHID – nastavak ako je grupa vezana na PRSTEN.

DOBIVANJE ALDEHIDA

1. OKSIDACIJA primarnih alkohola R–CH2–OH aldehid karboksilna kiselina ALKOTEST: 3CH3CH2–OH + 2K2Cr2O7 + 8H2SO4o + 2Cr2(SO4)3 + 11H2O + 2K2SO4 Žuta otopina K2Cr2O7 redukcijom kroma iz +7 u +3 postaje zelena.

2. OZONOLIZA alkena

CH3–CH=CH2 + O3o �� o� 422 SOH,OH,Zn +

etanal ili acetaldehid

CHCH CO

H

propanal propenal (AKROLEIN-OTROV)

fenilmetanal ili benzenkarbaldehid

CO

H

OKSO!

6-brom-2-oksocikloheksan-KARBALDEHID

oksidacija

redukcija

oksidacija

redukcijaC

O

OHR

zelena otopinažuta otopina

3CH CHOO

O

2CH



nije po MARKOVNIKU

23CHCH CO

HPROPENOL propanol ENOLNI oblik KETO oblik TAUTOMERI

– H2, ǻ, Cu

CO

OHR

O

HCH �

OHCH2 �

į- į+

3CH

OMgI

CHCH3 �

3CH

CHCH3 �

OH

MgOHI2+ - -

į- į+ į-

į+ C

O

HR

2-propanol

3. ADICIJA vode na ALKINE uz Hg-soli / KISELA OTOPINA

CH3–C {CH + HOH �� o� 424 SOH,HgSO CH3–CH=CH–OH �� o� ja tautomerienolna-keto KETO-ENOLNA TAUTOMERIJA – prijelaz vodika sa –OH u lanac i nastajanje KETO oblika. KETO oblik STABILNIJI od ENOLNOG oblika.

4. Dehidrogacija primarnih alkohola

R–CH2–OH

KEMIJSKA SVOJSTVA ALDEHIDA

1. Aldehidi se lako oksidiraju u kiseline i djeluju kao REDUCENSI.

> @�o�O > @�o�O NEMA REAKCIJA !!!

2. Reakcija s alkoholima o poluacetali o acetali + H2O (vidjeti stranicu 21. toþka 5. reakcija alkohola i aldehida)

3. S mješanim metalnim hidridima [LiAlH3 i NaBH4] o ALKOHOLI

+ LiAlH4 �� o��OH.2,eter.1 3 fenilmetanol ili benzilni alkohol

4. Reakcije s ORGANOMETALNIM SPOJEVIMAo SEKUNDARNI ALKOHOLI

ORGANOMETALNI SPOJEVI – spojevi R – M – X (metal direktno na C atomu) M = Mg, Zn, Hg X = F, Cl, Br, I Ako M = Mg – organometalni spojevi zovu se GRIGNARDOVI SPOJEVI: R – Mg – X - FORMULA CH3–Mg–I - grignardov spoj – metilmagnezijev jodid

� Veza ugljik – metal je KOVALENTNA + CH3–Mg–I ��o�eter �� o�

�OH3 +

CO

HR

moguü reverzibilni proces

C=OR

R

CO

H

D

kovalentna veza

etanol grignardov spoj



CO

HR

3CH CO

OH

CO

HR

+2

3CH CO

OH

+1 -2)s(OCu 2

56HC CO

H

3CH

COOH

RCR ��

O�G

�G

SINTEZA grignardovih spojeva u ETERU (osjetljiv na vlagu) – iz alkilhalogenida: CH3–I + Mg ��o�eter CH3–Mg–I PRIPREMA se prije reakcije JER SE STAJANJEM RASPADA. DOKAZIVANJE ALDEHIDA

1. TOLLENSOV REAGENS – Aldehidi reduciraju �Ag u Ag. Aldehidi su reducensi

+ 2[Ag(NH3)2]OHo + 2Ag0 + 4NH3 + H2O test srebrnog zrcala

2. Fehlingov reagens

+ o� �� OH4Cu2 2 + + H2O

Aldehidi reduciraju Tollensov reagens i Fehlingov reagens. Zadatak: Benzaldehid C6H5–CHO dobiva se industrijski. Toþan odgovor je:

a) Oksidacijom toluena s kisikom iz zraka

C6H5–CH3 + O2 �� o� C500,OM,UO O302 + H2O

b) Oksidacijom toluena s KMnO4:

�� o� ' OH,,KMnO 24 S KMnO4 – jaþi oksidans od O2 oksidira u KISELINU.

Zadatak: Analizom su naÿeni maseni udjeli elemenata: Ȧ(C)=54.55%, Ȧ(H)=9.09%, Ȧ(O)=36.36%. Koji je to spoj? KETONI Opüa formula

reducens oksidans srebrno zrcalo

reducens oksidans crveni talog – dokaz pozitivne reakcije

benzojeva k.

– DIPOL C=OR

R 120O

R1 = R2 R1 z R2

alkil aril



C O

Į

3CH323 CHCHCCH �

+ O3o �� o� 422 SOH,OH/Zn33 CHCCH ��

O

3CH C

O

H

3CH3CH COO

O

2CH

3CH

33 CHCCHCH � �

OH

4 3 2 1

keto-enolna tautomerija

2-buten-2-ol tautomeri 2-butanon KETO-ENOLNI OBLIK KETO OBLIK

stabilniji od ENOLNOG

HIBRIDIZACIJA sp2, KARBONILNA SKUPINA – planarna Polarnost na karbonilnoj skupini uzrokuje elektrostatsko privlaþenje meÿu molekulama i stoga tv i tt KETONA u usporedbi s alkanima sliþne Mr je VIŠE. Topljivost – u vodi su dosta dobro topljivi jer su dipoli kao i aldehidi, jer s H2O stvaraju vodikove veze. Vodikove veze aldehida i ketona s vodom su slabije nego izmeÿu alkohola i vode. NAZIVLJE Nastavak – ON Oznaþiti položaj KETO SKUPINE

33 CHCCH ��

O

DOBIVANJE KETONA

1. oksidacija sec. alkohola:

�� o� 42722 SOH,OCrK

2. ozonoliza alkena:

+

3. adicija vode na alkine uz HgSO4 / H2SO4

�� o��{� 424 SOH,HgSO233 OHCHCCCH

323 CHCHCCHCH ��

3CH

5 4 3 2 1O

propanON dimetil-keton, aceton (trivijalno) 2-metil-3-pentanon

ili etil-izopropil-keton

O

ciklopentanon

322 CHCHCHC �

O4321

1-fenil-1-butanon fenil-propil-keton

O

cikloheksanon

3CH

O

2-metilcikloheksanon

3CHC�

O

fenil-metil-keton acetofenon

322223 CHCHCHCHCCHCH �

O1 2 3 4 5 6 7

3-heptanon

223 C C H C HCH C HCHO

Br

3CH

2-brom-1-fenil-5-metil-3-heksanon

33 CHCCH ��

OH

33 CHCCH ��

O

ozonid propanon etanal

323 CHCCHCH ��

O



-H2, ǻ, Cu

O

ClCCH3 �

etanoil-klorid

3CHC�

O1

2

1-fenil-1-etanon fenil-metil-keton

�� o� )bezvodni(AlCl3

33 CHCCH ��

O

o

33 CHCCH ��

O

o

33 CHCCH ��

O

+ CH3OH

H3O+

H3O+

�� o��OH.2,NaBH.1 34

H

OH

4. dehidrogenacija sekundarnih alkohola

5. AROMATSKI KETONI opüe formule dobivaju se ACILIRANJEM aromatskih ugljikovodika.

+ + HCl

CH3–CO – ACILNA SKUPINA KEMIJSKA SVOJSTVA KETONA

1. Ketoni ne reduciraju Tollens i Fehling

+ [Ag(NH3)2]OH

+ �� OHCu 2

2. ADICIJA alkohola na ketone

alkohol + ketono poluketalo ketal + H2O į-

į+ į- į+

3. Reakcija s metalnim hidridimao alkoholi (SEKUNDARNI)

33 CHCCH �� 2-propanol

RCHR ��

OHRCR ��

Omoguü reverzibilni proces, hidrogenizacija ketona !

RCAr ��

O

ACILNA SKUPINA

33 CHCCH ��

OH

3OCH 2-metoksi-2-propanolpoluketal

+ CH3OH 33 CHCCH ��

3OCH

3OCH

2,2-dimetoksipropan KETAL

33 CHCCH ��

O

+ H2O



�G

�G

323 CHCCHCH ��

O

�G �G

MgBrCH3 � 323 CHCCHCH ��

OMgBr

3CH��o�eter

�� o��OH3

�� o��OH3

OH

3CH

323 CHCHCCH �

O

�� o� '� ,OH3

O

OCR �

H

CO

OR

H

O

OH

C R

Vodikova veza

Vodikova veza

4. Reakcije s grignardovim spojevimao TERC. ALKOHOLI

+ 33 CHCCH �� + MgOHBr � KETONI + grignardov reagenso TERC. ALKOHOL S VEûIM BROJEM C atoma � ALDEHID + grignardov reagenso SEC. ALKOHOL S VEûIM BROJEM C atoma � KETONI OKSIDIRAJU U KARBOKSILNE KIS. TEK JAKIM OKSIDANSOM, npr. Lužnata otopina KMnO4 ili vruüom HNO3(konc). Nastaju 2 karboksilne kiseline (NEREAKTIVNIJI OD ALDEHIDA). 2CH3–COOH Zadatak: Toþne tvrdnje su:

1. Formaldehid je plin 2. Etanal nastaje oksidacijom etanola 3. Vodena otopina formaldehida zove se FORMALIN 4. Ketoni reduciraju Tollens i Fehling-ov reagens 5. Etanal je isto što i aceton.

KARBOKSILNE KISELINE I NJIHOVI DERIVATI Opüa formula:

į-

į+ ili R – COOH, į-

R je: alkil aril vodikov atom H kod metanske kiseline H–COOH cikloalkil į- į- į+ į+ į+

į+

į- į-

FUNKCIONALNA SKUPINA ili –COOH, –CO2H

HOCR ��

O

Reaktivne veze

Karboksilne kis. STVARAJU DVIJE vodikove veze. Zato 100% octena k. Na 16.5OC prelazi u þvrsto stanje i zove se LEDENA OCTENA K. (ESENCIJA)

O

OC�

H



DERIVATI KARBOKSILNIH KISELINA – opüe formule

O

OCR �

H izlazna skupina NAZIVLJE KARBOKSILNIH KISELINA I NJIHOVIH DERIVATA

1. KISELINE – NASTAVAK – SKA ili KARBOKSILNA kod cikliþkih spojeva

CR �O

X

CR �O

O

O

CR �

CR �O

O R

CR �O

2NH

KISELINSKI HALOGENIDI (acil-halogenidi X=F, Cl, Br, I) ANHIDRID KARBOKSILNE KISELINE ESTER KARBOKSILNE KISELINE AMID KARBOKSILNE KISELINE

O

OHCH�

metanska (mravlja)

O

OHCCH3�

etanska (octena)

CH3CH2COOHpropanska (propionska)

CH3CH2CH2COOH butanska (maslaþna)

COOHCHCHCH 23 �4 3 2 1

3CH 2-metilbutanska

COOH

benzenKARBOKSILNA (benzojeva)

COOH

OH1

2

2-hidroksibenzen-karboksilna (SALICILNA)

COOH

cikloheksanKARBOKSILNA

COOH1

2 COOH

1,2-benzendikarboksilna (ftalna)

COOH

COOH 1,4-benzendikarboksilna (tereftalna)



2. ESTERI

3. AMIDI – nastavak AMID i KARBOKSAMID za prstenaste.

HOOCCOOH – etanskodikiselina – OKSALNA K.ýVRSTO STANJE, topljiva u H2O soli – OKSALATI (COO)2Ca – netopljiv u vodi

HOOCCH2COOH – propanskadikiselina (MALONSKA)

COOHCHCH3 ��OH

2-hidroksipropanska (MLIJEýNA – optiþki aktivna)

COOHCHCHHOOC ��

OH OH

1 2 3 4

2,3-dihidroksibutanskadikiselina (VINSKA K. – soli - TARTARATI)

COOHCHCHCHHOOC 2 ��

COOH

OH , C6H8O7 LIMUNSKA KISELINA – þvrsta tvar topljiva u vodi, soli - CITRATI

33 OCHCCH ��

O il.1

oat.2 metil-etanoat

O

OC

322 CHCHCH

il.1

oat.2 propil-benzoat

3223 CHOCCHCHCH ��

O

metil-butanoat

COOH

3CHCO ��

O

acetilsalieilna kiselina – ASPIRINto je ESER i KISELINA

CCH3 �O

2NH etanamid (Primarni amid)

CCHCH 2 � O

2NH

3 2 1

2-propenamid (AKRILAMID)

O

2NHC

cikloheksan-karboksamid

22 NHCNH ��

O

karbamid (diamid) ili UREA

NHCCH3 ��

3CH

O

N-metiletanamid supstituent na dušiku (Sekundarni amid)

33 CHNCCH ��O

3CH N, N - dimetiletamid (Tercijarni amid)

O

2NHC

denzenkarboksamid



CH � HC�

O

O O

CH �O

C

CCH3 �O

C

CO

Cl

NH 2 2NH

C

O

OHHO

C

O

4. ANHIDRIDI kao i ACIL-HALOGENIDI SE NE NALAZE U PRIRODI JER SU STABILNI JEDINO U BEZVODNOM STANJU. ANHIDRID etanske kiseline (ACETANHIDRID) ANHIDRID METANSKE kiseline (anhidrid mravlje kiseline) 5. ACIL-HALOGENIDI – NASTAVAK –OIL metanOIL klorid etanoil klorid benzoil klorid FIZIKALNA SVOJSTVA KARBOKSILNIH KISELINA I NJIHOVIH DERIVATA

1. KARBOKSILNE KISELINE Karboksilne kiseline imaju više tv (zbog dvije vodikove veze) od alkohola sliþne Mr. Karboksilne kiseline s manjim brojem C-atoma tekuüine su oštra mirisa, þesto neugodna, dok su kiseline s više od 10 C-atoma KRUTE TVARI, mirisa slabijeg intenziteta. PRVE SU DOBRO TOPLJIVE u vodi (dipoli), vežu se vodikovim vezama. Kiseline s duljim lancem NETOPLJIVE su u vodi jer se smanjuje utjecaj polarnog karaktera karboksilne skupine. R–COOH, COOH hidrofobni dio hidrofilni dio Karboksilne kiseline su AMFIPATSKE MOLEKULE – imaju hidrofilni i hidrofobni dio.

2. ESTERI NEMAJU POLARNIH SKUPINA Pošto nemaju polarnih skupina to su hlapljivi spojevi ugodnog mirisa u voüu i cvijeüu. Esteri su NEUTRALNE TEKUûINE, SLABO TOPLJIVE u vodi jer su NEPOLARNI, ne miješaju se s vodom. DOBRO TOPLJIVI U ORGANSKIM SPOJEVIMA (etanol, eter, CHCl3 – kloroform). Imaju znatno niža vrelišta od odgovarajuüih karboksilnih kiselina, jer ne mogu tvoriti VODIKOVE VEZE.

3. AMIDI NEUTRALNE KRUTE TVARI pri sobnoj temperaturi SVI OSIM FORMAMIDA KOJI JE TEKUûINA. Imaju visoko talište i VRELIŠTE JER SE VEŽU S TRI VODIKOVE VEZE. TOPLJIVI SU U VODI zbog stvaranja vodikovih veza. Najznaþajniji amid toþnije diamid je KARBAMID (UREA), þvrsta tvar. DOBIVANJE KARBAMIDA:

(od H2CO3 ) 1. Karbamid nastaje reakcijom CO2 i NH3: )l(OH)s(CONHNH)g(CO)g(NH2 22223 �o�

CCH3 � 3CHC �

O

O

O



CO

2NH

2NH2. �o�'OCNNH4 o Dobivanje uree iz vodene otopine amonijeva cijanata.

Tablica: Mirisi nekih estera Ester Miris metil-butanoat jabuka etil-butanoat ananas izopentil-etanoat banana benzil-etanoat jasmin izobutil-metanoat malina pentil-butanoat breskva etil-dekanoat grožÿe etil-metanoat rum Tablica: Fizikalna svojstva nekih karboksilnih kiselina i njihovih derivata Spoj Struktura Vrelište/OC Talište/OC mravlja kiselina HCOOH 101 8,4 octena kiselina CH3COOH 118 16,6 propionska kiselina CH3CH2COOH 141 -22 maslaþna kiselina CH3(CH2)2COOH 163 -8 valerijanska kiselina CH3(CH2)3COOH 187 -34,5 kapronska kiselina CH3(CH2)4COOH 208 -3,9 benzojeva kiselina C6H5COOH 249 122 oksalna kiselina HOOCCOOH raspad 189 malonska kiselina HOOCCH2COOH raspad 136 jantarna kiselina HOOC(CH3)2COOH 235 185 acetil-klorid CH3COCl 52 -112 acetanhidrid CH3COOCOCH3 140 -73 etil-acetat CH3COOCH2CH3 77 -84 etil-benzoat C6H5COOCH2CH3 213 -37 acetamid CH3CONH2 221 82 benzamid C6H5CONH2 290 130 Tablica: pKa vrijednosti nekih karboksilnih kiselina Naziv kiseline Struktura pKa mravlja kiselina HCOOH 3,77 octena kiselina CH3COOH 4,76 propionska kiselina CH3CH2COOH 4,88 maslaþna kiselina CH3(CH2)2COOH 4,82 valerijanska kiselina CH3(CH2)3COOH 4,81 kapronska kiselina CH3(CH2)4COOH 4,85 mlijeþna kiselina CH3CH(OH)COOH 3,87 oksalna kiselina HOOCCOOH 1,46/4,40 monokloroctena kiselina CH2ClCOOH 2,81 dikloroctena kiselina CHCl2COOH 1,30 trikloroctena kiselina CCl2COOH 0,89



OCR�

O

O

OCR �

H

Reaktivne veze

O

OCR �

H

O

OCR �

::: -

karboksilni ion

O

OCR �

O

O

CR �

:::

O

O

CR �Ili

Tablica: Izlazne skupine (Z) -OH kod karboksilnih kiselina -OR kod estera -NH2 kod amida kod anhidrida -X kod acil-halogenida

> @> @> @

354a

a

aa

3a

moldm1010K

54pKKlogpK

RCOOHOHRCOOK

��

�

�

� �

KEMIJSKA SVOJSTVA KARBOKSILNIH KISELINA Disocijacija u vodi – KISELOST k. k. + H2O �o�

m + H3O+

> @> @> @RCOOH

OHRCOOK 3a

��

slovo a oznaþava acid = kiselinu; pKa = – logKa REZONANTNE STRUKTURE K.K.: Zadatak. Kiselina A ima Ka = 10–4 , a kiselina B ima Ka = 10–2 moldm–3. Koliki je pKa tih kiselina? Koja je kiselina jaþa? Kiselina A: Ka=10–4 moldm–3, pKa = – log10–4 moldm–3/ moldm–3, pKa = 4 Kiselina B: Ka=10–2 moldm-3, pKa = – log10–2 moldm–3/ moldm–3, pKa = 2 Jaþa je kiselina B jer ima manji pKa, a veüi Ka. SOLI KARBOKSILNIH KISELINA Dobivanje soli: Reakcije karboksilnih kiselina:

1. METAL + K.K o SOL + H2



O

O HC

benzojeva kiselina

O

O NaC

natrijev benzoat (sol)

COOCOO

Ca( )

33 CHCOCCH ��

O O

3OCHC �

O

metil-benzoat (ester)

MgBr

cikloheksil magnezijev bromid

OMgBrC�

O

acetat) (natrijev etanOAT natrijev HCOONaCH2Na2COOHCH2 233 �o�

2. HIDROKSID + K.Ko SOL + H2O (NEUTRALIZACIJA)

formijat) (kalcijevmetanoat kalcijev OHCa)HCOO()OH(CaHCOOH2 222 �o�

3. METALNI OKSID + K.Ko SOL+H2O (NEUTRALIZACIJA) OHMg)COOCH(MgOCOOHCH2 2233 �o�

+ NaOHo + H2O, pH > 7 �� o� NaCOOHHCHCOONaHC 5656 -jaþa kiselina istiskuje slabiju SOLI K.K. SU TOPLJIVE U VODI. (COO)2Ca ili - KALCIJEV OKSALAT – NETOPLJIV U VODI (BUBREŽNI KAMENAC) DOBIVANJE KARBOKSILNIH KISELINA

1. HIDROLIZA derivata k.k.:

kloridpropanoilHClCOOHCHCHOHCOClCHCH 23

H223 ��o��

�

COOHCH2OH 3

H2 �o��

�

�� o�

�OH3 OHCH3�

NaClCOOHCHCHCHHCOONaCHCHCH2

NHCOONaCHCHCH2CONHCHCHCH

223223

3223OH,NaOH

22232

�o�

�� o��

Jaþa baza istiskuje slabiju.

butanska (maslaþna) 2. OKSIDACIJA primarnih alkohola i aldehida (KMnO4, K2Cr2O7, CrO3 / H2SO4)

COOHCHCHOCHOHCHCH 3OH,SOHCrO

3OH,SOHCrO

2324232423 �� o�� o�

etanal etanska kiselina 3. ADICIJA ORGANOMETALNIH spojeva na CO2

+ O=C=Oo �� o�

�OH3

4. BIOKEMIJSKA OKSIDACIJA ETANOLA, OCTENO-KISELO VRENJE > @ COOHCHOHCHCH 3

enzimO23 �� o��

COOHHidrolizom estera u kiselom nastaju kiselina i alkohol.

COOH



OH

OCCH3 � 3CHHO �

OH 2

)konc(SOH 42 esterifikacija

hidroliza ili saponifikacija

33 CHOCCH ��

O

metil-etanoat (metil-acetat) ester

)konc(SOH 42

22 NOOCH ��

2NOOCH ��

22 NOOCH �� gliceril-trinitrat = ester – gusta, uljasta otrovna tekuüina(nitroglicerin (eksplozivan)

)konc(SOH 42

COOH

OH

salicilna kiselina je fenol i kisel.

CC H3 �O

O

O

CCH 3 �

anhidrid octene kiseline

COOH

3CHCO ��

O

acetilsalicilna kiselina ili ASPIRIN je ESTER I KISELINA

COOCOO

Ca( )

O

OCH�

H

+3

-2

-2 +1

> @OH)NH(Ag2 23+1

2Ag0

srebrno zrcalo

2CO+4

ESTERI + H2O H2SO4(konc) u reakciji služi kao dehidratacijsko sredstvo i katalizator. ESTERI mineralnih kiselina OHNOOCHCH 2223 �� etil-nitrat = ester + 3HONO2 + 3H2O + �� o� '� ,H + CH3COOH Salcilna kiselina je FENOL I KISELINA. U ovoj reakciji kao FENOL pa se esterificira anhidridom. Zadatak Prikaži reakcije:

a) oksalna kiselina + Ca(OH)2: HOOCCOOH + Ca(OH)2o + H2O, (COO)2Ca – kalcijev oksalat netopljiv u vodi

(bubrežni kamenac) b) zagrijavanje oksalne kiseline:

HOOCCOOH �� o� �' bar86, HCOOH + CO2 c) ugljiþni monoksid + NaOH

CO + NaOHo HCOONa HCOONa + H2SO4o HCOOH + NaHSO4 – jaþa kiselina istiskuje slabiju

d) dobivanje CO iz HCOOH pomoüu H2SO4(konc.) HCOOH �� o� .)konc(SOH 42 CO + H2O, H2SO4(konc.) – dehidratacijsko sredstvo

e)

+ o + + 2H2O + 4NH3

MRAVLJA KISELINA razlikuje se od ostalih jer joj je karbonilna skupina vezana na vodikov atom, a ne za C-atom kao u ostalim karboksilnim kiselinama pa se ponaša KAO ALDEHID. Mravlja kiselina ima svojstvo KISELINA i ANHIDRIDA reducira Tollensov reagens.

f) 2CH3COOH + CaCO3o (CH3COO)2Ca + CO2 + H2O g) CaSO4 + CH3COOH, nema reakcije jer slabija kiselina ne može istisnuti jaþu iz njene soli

OHCHCH 23 2HONO

OH 2

OHCH 2 �

OHCH �

OHCH 2 �



33 CHCOCCH ��

O OCCH3 �

O

2NH

O

CCCHCHCHCH 2223 CCHCHCH 223

O

3OCH

O

ClCCH 3 �

CCH3 �

O

2NH

12 RCOCH ��

O

22 RCOCH ��

O

32 RCOCH ��

O

TRIACILGLICEROL triglicerid ESTER

OHCH 2 �

OHCH �

OHCH 2 �

glicerol

R1-COOH R2-COOH R3-COOH karboksilne k.

Zadatak Octena kiselina ima maseni udio 0.09, a može se smatrati da je gustoüa octa 1gcm–3. Izraþunaj množ. konc. octene kiseline u octu.

c(CH3COOH)= 31

3moldm5.1

gmol60gdm100009.0

Mw

M�

�

�

�

�U

J

Zadatak Dovrši reakciju: a) acetanhidrid + NH3:

+ NH3o + CH3COOH

b) pentanoil klorid + CH3OH:

+ CH3OHo + HCl

c) etanoil klorid + NH3:

+ NH3o + HCl Zadatak ClCH2COOH kloroctena, Cl2CHCOOH dikloroctena, ClCCOOH trikloroctena, CH3COOH octena. Koja kiselina je:

a) najjaþa b) najslabija? Odgovor: CH3COOH<ClCH2COOH<Cl2CHCOOH<ClCCOH SUPSTITUIRANE KISELINE SU JAýE OD OSNOVNIH KISELINA

Primjer CH3COONH4 je:

a) amonijev etanoat (acetat) b) amonijev etilat Odaberi toþan odgovor!

MASTI, ULJA I VOSKOVI Masti i ulja su esteri viših masnih kiselina (više od 12 C-atoma) i trovalentnog alkohola glicerola. Voskovi su esteri VIŠIH masnih kiselina i viših alkohola (više od 4 C-atoma). VIŠE MASNE KISELINE, opüa formula CnH2n+1COOH, ako je jedna –COOH. MIRISTINSKA K. (TETRADEKANSKA) C14, C13H27COOH PALMITINSKA K. (HEKSADEKANSKA) C16, C15H31COOH ZASIûENE, PRETEŽNO U MASTIMA STEARINSKA K. (OKTADEKANSKA) C18, C17H35COOH OLEINSKA K. (cis-9-oktadecenska) C18, C17H33COOH NEZASIûENE LINOLNA ILI LINOLEINSKA K. (cis-9-cis-12-oktadekadienska) C18, C17H31COOH PRETEŽNO U LINOLENSKA K. (cis-9-cis-12-cis-15-oktadekatrienska) C18, C17H29COOH ULJIMA AGREGATNO STANJE: ZASIûENE-ýVRSTO, NEZASIûENE-TEKUûE +

�OH3



RCOCH 2 ��

O

RCOCH 2 ��

ORCOCH ��

O

OHCH 2 �

OHCH �

OHCH 2 �

glicerol

OH2

JODNI BROJ prikazuje masu joda utrošenog u reakciji ADICIJE za 100 g masti ili ulja, KVANTITATIVNI TEST na nezasiüenost masti i ulja. HIDROLIZOM MASTI (ULJA) u KISELOM NASTAJE GLICEROL I VIŠE MASNE KISELINE. HIDROLIZA u LUŽNATOMo glicerol + soli viših masnih kiselina tj. SAPUNI (natrijevi-tvrdi, kalijevi-meki) SAPUNI SU SOLI VIŠIH MASNIH KISELINA. + 3NaOH �� o� OH2 + 3R-COONa (sapun) DISOCIJACIJA SAPUNA U VODI

COONaHC 3517 �� NaCOOHC 3517 , pH > 7, zbog hidrolize natrijev stearat (sapun)

�� o� OHCOOHHCOHCOOHC 351723517 , pH > 7, zbog hidrolize SAPUN U TVRDOJ VODI – SE TALOŽI (SOL1+SOL2o SOL3+SOL4)

(talog)SOLNETOPLJIVAvodatvrdapjene)nema((aq)2NaCa(s)COO)H(C(aq)CaCOONaHC 23517

23517

�� o�



GGG

N

H HH

G3:

NHR

R

:

RN �R

R

:

3CH

3CHN �3CH

trimetilamin ili N,N-dimetilmetanamin, miris ribe

N

3CH3CH

3CH

3CH

+

Br-

kvarterna amonijeva sol izvodi se od tercijarnih amina

SAPUN U KISELOJ OTOPINI – NE MOŽE UKLONITI NEýISTOûE

KISELINAMASNA NETOPLJIVANaCOOHHCHCOONaHC 35173517

�� o�

Zadatak: Poredaj spojeve prema porastu tališta: CH3COOH, CH3COONa, CH3-CH3, CH3CH2OH. Odgovor: CH3-CH3< CH3CH2OH< CH3COOH< CH3COONa – najviše tt ima ionski kristal, a najmnje

nepolarni ugljikovodici. K. k. zbog druge vodikove veze imaju vüe tt od alkohola. AMINI Organski spojevi koji se smatraju derivatima amonijaka NH3. NH3 je baza pa su i amini BAZE, zbog slobodnog el. para na N (dušiku). PODJELA AMINA PRIMARNI AMINI: NH3 R-NH2 CH3-NH2 metilamin – PLIN! (etanamin), miris NH3 SEKUNDARNI AMINI: TERCIJARNI AMINI: KVARTERNE AMONIJEVE SOLI R = alkil – alifatski amini R = aril – aromatski amini STRUKTURA AMINA – KRNJA PIRAMIDA kao NH3 ALIFATSKI AMINI JAýE SU BAZE OD NH3. AROMATSKI AMINI SLABIJE SU BAZE OD NH3.

3CH

3CHNH

:

dimetilamin ili N-metilmetanamin, miris ribe (CH3)2NH



21

222 NHCHCHHO ��

2NH

2NH

2NH

N

N

323 CHCHCHCH

2NH

3 2 1

3CHNH �

N

Zadatak Poredaj prema porastu baziþnih svojstava: NaOH, NH3, C6H5NH2, CH3-NH2! Odgovor: C6H5NH2 < NH3 < CH3-NH2 < NaOH RASTE BAZIýNOST! NAZIVLJE AMINA CH3NH2 etilamim (metanamin) 1-metilpropanamin N-metilcikloheksanamin ili cikloheksilmetilamin 2-aminoetanol anilin (benzenamin) �-naftilamin �-naftilamin PIROL (heterocikliþki spoj) KINOLIN (heterocikliþki spoj) PIRIDIN (heterocikliþki spoj)



NH

NN

PIPERIDIN AZOBENZEN (ŽUT) FIZIKALNA SVOJSTVA AMINA Amini nižih Mr TEKUûINE su dosta neugodna mirisa. Sliþan NH3 ili mirisu ribe. DOBRO su TOPLJIVI u H2O jer sliþno alkoholima prave vodikove veze s molekulama H2O. Amini imaju NIŽA vrelišta od sliþnih alkohola, zbog slabih vodikovih veza. Tablica: Vrelišta i tališta nekih amina Naziv spoja Struktura tt/OC tv/ OC metilamin CH3NH2 -93 -6,5 etilamin CH3 CH2NH2 -81 16,6 propilamin CH3 CH2 CH2NH2 -81 48 butilamin CH3 (CH2)3NH2 -49 78 dimetilamin (CH3)2NH2 -93 7 dietilamin (CH3 CH2)2NH -48 56 trimetilamin (CH3)3N -117 3 trietilamin (CH3 CH2)3N -114 89 anilin -6 43 piridin -42 35 Truljenjem mesa nastaju kao produkti razgradnje proteina otrovni diamini vrlo neugodna mirisa: kadaverin (1,5-pentadiamin, H2NCH2 CH2 CH2 CH2 CH2NH2) i putrescin (1,4-butandiamin, H2NCH2 CH2 CH2 CH2NH2).

H

H

:NCHCH 23 � H OH

:

:

2NH

N



BrNHCHCH 323 �-

etilamonijev bromid

BrNH 4-

2NO

nitrobenzen

ClNH 4+ -

anilijev klorid

2NH

anilin

NCCH 2 {�

fenilacetonitril (2-feniletanonitril)

222 NHCHCH12

2-feniletanamin

CCH3 �O

OH

CCH3 �O

323 CHCHONH �-

etilamonijev etanoat (acetat) - SOL

O

ClCCHCH 23 �

propanoil-klorid

3NHCH

OCCHCH 23 �

N-metilpropanamid

33 CHOCCH ��

O

metil-etanoat (ester)

33 CHNHCCH ��

O

N-metiletanamid

33 CHCOCCH ��

O O

anhidrid etanske kiseline

PRIPRAVA AMINA 1. Reakcijom alkilhalogenida s NH3:

223323 NHCHCHNHBrCHCH �o� ili po stupnjevima:

o� 323 NHBrCHCH

�o�� 2233323 NHCHCHNHBrNHCHCH NH3 – mora biti u suvišku da ne nastane dimetilamin i trimetilamin.

2. Redukcijom nitrospojeva s H2:

�� o� OH,HCl/Sn 2 �� o�NaOH + NaCl + H2O

3. Reakcijom nitrila s H2 uz KATALIZATOR (adicija na trostruku vezu):

+ 2H2 �� o� ',Ni KEMIJSKA SVOJSTVA AMINA

1. Reakcije s kiselinama, jer su amini baze, nastaju SOLI.

223 NHCHCH + �o�m

2. REAKCIJE S DERIVATIMA KARBOKSILNIH KISELINA, nastaju AMIDI. S ACIL-KLORIDIMA, ESTERIMA I ANHIDRIDIMA K.K. AMINI DAJU AMIDE kao produkte. CH3NH2 + o + HCl metanamin CH3NH2 + o + CH3OH (etanol) CH3NH2 + o + CH3COOH (etanska k.)

ALKALOIDI – amini u prirodi Organski spojevi baziþnih svojstava koji sadrže dušikove atime. Tu skupinu spojeva zovemo zajedniþkim imenom ALKALOIDI. U prirodi uglavnom nastaju iz aminokiselina. Veüinom su otrovni spojevi, gorkog okusa, s izrazito farmakološkim uþinkom pa se koriste u medicini, ali se i nažalost þesto zloupotrebljavaju. Najpoznatiji su: KOFEIN, NIKOTIN, MORFIN, KOKAIN.

33 CHNHCCH ��

O

N-metiletanamid



COOHCHR ��

2NH

D

COOHCHR ��

2NH:

�� COOCHR�

3NH

�� COOCHR�

3NH

H+

OH-

�� COOCHR�

3NH OH-

H+

COOHCHH ��

2NH

*

2NHCOOHCCH 3 ��

H

3CH 2NH

HCOOHCCHCH3 �� *

AMINOKISELINE Aminokiseline prirodni spojevi koji sadrže dvije funkcionalne skupine u molekuli. To su KARBOKSILNA –COOH i AMINOSKUPINA –NH2. -COOH daje KISELI KARAKTER AMINOKISELINE SU AMFOTERNI -NH2 daje BAZIýNI KARAKTER SPOJEVI OPûA FORMULA �-AMINOKISELINA; � znaþi da je NH2 vezana na C-atom neposredno uz –COOH. R predstavlja PROMJENJIVI DIO (polarna, nepolarna, baziþna ili kisela skupina) U vodenoj otopini aminokiseline se nalaze u obliku dipolnog iona ili zwitter iona ili UNUTARNJE SOLI.

�� o� OH2 DIPOLNI ION, ZWITTER ION, UNUTARNJA SOL – U NEUTRALNIM VODENIM OTOPINAMA

U KISELOM (ima svojstvo baze): KATIONSKI OBLIK U KISELINI U LUŽNATOM (ima svojstvo kiseline): + H2O ANIONSKI OBLIK U BAZIýNOJ SREDINI pH vrijednost pri kojoj je aminokiselina u obliku DIPOLNOG IONA zove se IZOELEKTRIýNA TOýKA. Karakteristiþna je za svaku aminokiselinu. 20 aminokiselina ima vitalnu ulogu, 10 ESENCIJALNIH (bitnih) i 10 NEESENCIJALNIH – organizam ih može sintetizirati (nebine). FIZIKALNA SVOJSTVA AMINOKISELINA A.K. su bezbojne kristalne krutine VISOKIH TALIŠTA od 186-344oC. Visoka tt je posljedica polarnih ionskih osobina unutarnjih soli. TOPLJIVOST RAZLIýITA i ovisi o strukturi R. PROLIN, TREONIN, CISTEIN I LIZIN DOBRO TOPLJIVI, HISTIDIN, TRIPTOFAN, ASPARAGINSKA KISELINA I GLUTAMINSKA KISELINA VRLO SLABO. TOPLJIVOST SE POVEûAVA DODATKOM KISELINE ILI BAZE jer tada poprimaju kationski ili anionski oblik. NETOPLJIVE SU U NEPOLARNIM ORGANSKIM OTAPALIMA. Najvažnije aminokiseline:

a) skupina R je nepolarna: glicin (Gly) alanin (Ala) valin (Val)

COOHCHR ��

3NH

�� COOCHR

2NH



*

2NH

H

3CH

COOHCCHCHCH 23 ��

2NH

H

3CH

COOHCCCHCH 23 ��

H*

2NH

H

COOHCCHCHSCH 223 �� *

2NH

H

COOHCCH2 �� *

H

H

2CH

2CH

2CH

N

COOH*

*

2NH

HCOOHCCHCNH 22 ��

O

leucin (Leu) izoleucin (Ile) metionin (Met) fenilalanin (Phe) triptofan (Trp) prolin (Pro)

b) skupina R je polarna, ali neionizirana: asparagin (Asn) glutamin (Gln) serin (Ser) treonin (Thr)

2NH

H

HN

COOHCCH 2 �� *

*

2NH

HO

COOHCCHCHCNH 222 ��

*

2NHCOOHCCHHO 2 ��

H

* COOHCCHCH 3 ��

2NH

H

OH



*

2NH

HCOOHCCHHOOC 2 ��

*H

COOHCCHHS 2 ��

2NH

*

2NH

H

COOHCCH 2 ��HO

H

2NHCOOHCCHCHCHCHNH 22222 �� *

H

2NHCOOHCCHCHCHNHCNH 2222 ��

NH*

2NH

H

H

COOHCCH 2 ��

N

N

*

c) skupina R je kisela: asparaginska kiselina (Asp) glutamin (Gln) cistein (Cy) tirozin (Tyr)

d) skupina R je baziþna: lizin (Lys) arginin (Arg) histidin (His) KEMIJSKA SVOJSTVA AMINOKISELINA Kemijskim reakcijama nastaju životno važni spojevi PEPTIDI i PROTEINI. DOKAZIVANJE aminokiselina – NINHIDRINSKA reakcija – nastaje ljubiþasto obojenje – služi za KVALITATIVNO i KVANTITATIVNO ODREĈIVANJE amino kiselina. NASTAJANJE PEPTIDA PEPTIDI SU AMIDI.

*

2NH

H

COOHCCHCHHOOC 22 ��



3CHCCHNH 22 �� COOHCHNH ��

O

OH H

OH 2

�� NC

O

H

Peptidna veza je planarna!

�� NCO

H

�� NCCHNCCHNCCHNH 2

1R 2R 3RO O

H H H

O

2NH2NH2NH

COOHCHRCOOHCHRCOOHCHR 221 ��

Podjela PEPTIDA: DIPEPTIDI (2 A.K.), OLIGOPEPTIDI (3-10 A.K.), POLIPEPTIDI (11-100 A.K.) Iz dvije aminokiseline alanin i glicin mogu nastati 2 razliþita dipeptida, npr. glicil-alanin i alanil-glicin, dakle, bitan je poredak ili SEKVENCIJA AMINOKISELINA. ili PROTEINI ILI BJELANýEVINE Proteini sadrže više od 100 AK. Proteini su PRIRODNI POLIMERI vrlo velikog Mr (104 do 106). HIDROLIZOM s NEKOM JAKOM KISELINOM ILI BAZOM RAZGRAĈUJU SE NA SVOJE SASTAVNE DIJELOVE – AMINOKISELINE. HIDROLIZA H+ ILI (OH-, H2O) VELIKU RAZLIýITOST PROTEINA UVJETUJE:

1. RAZLIýIT AMINOKISELINSKI SASTAV U PROTEINIMA (VRSTA A.K.) 2. RAZLIýIT BROJ AMINOKISELINA U PROTEINIMA 3. RAZLIýIT SLIJED ILI POREDAK (SEKVENCIJA) U PROTEINU

PRIMARNA STRUKTURA PROTEINA – je slijed A.K. u PROTEINU, npr. Gly-Ala ili Ala-Gly. SEKUNDARNA STRUKTURA PROTEINA – meÿusobni prostorni razmještaj A.K. u nekom podruþju polipeptidnog ili proteinskog lanca. Predložene su 2 sekundarne strukture: �-UZVOJNICA ili �-heliks i �-nabrani list. TERCIJARNA STRUKTURA PROTEINA – Oblik proteina koji nastaje višestrukim savijanjem pri þemu molekula poprima kuglast oblik karakteristiþan za globularne (kuglaste) proteine, mioglobin. Unutar strukture mogu nastati vodikove veze izmeÿu razliþitih dijelova �-uzvojnice kao i disulfidne veze (kovalentne veze) - mioglobin KVARTERNA STRUKTURA samo za proteine koji imaju više podjedinica - hemoglobin PODJELA PROTEINA: JEDNOSTRANI I SLOŽENI ili KONJUGIRANI. JEDNOSTAVNI – izgraÿeni od aminokiselina povezanih peptidnom vezom, dijele se na:

kondenzacija

hidroliza

COOHCHNCCHNH 22 ��

N-terminalna aminokiselina

O

H

PEPTIDNA ili AMIDNA veza

3CH

C-terminalna aminokiselina glicil-alanin (Gly-Ala) - dipeptid

zbog rotacije oko jednostruke kovalentne veze, PEPTIDNA VEZA SE MOŽE PRIKAZATI NA DVA NAýINA

+ H2O



x ALBUMINI – topljivi u vodi x GLOBULINI – netopljivi u vodi

SLOŽENI PROTEINI – hidrolizom daju aminokiseline i spojeve neproteinske prirode, zovu se PROSTETIýNA SKUPINA. Složeni proteini dijele se na glikoproteine – proteini vezani na molekule ugljikohidrata, kromoproteine – proteini vezani na molekule spojeva nekih metala, npr. Mg, Fe, Cu, Mn i dr. Primjer kromoproteina je HEMOGLOBIN graÿen od þetiri HEM-skupine (prostetiþna skupina), þetiri atoma željeza i þetiri polipeptidna lanca od kojih su dva i dva jednaki. HEM sadrži Fe2+ vezane za þetiri atoma dušika. MIOGLOBIN – kromoprotein – nalazi se u tkivu mišiüa. BIURET REAKCIJA je TEST REAKCIJA na spojeve s PEPTIDNOM VEZOM. Bjelanþevine s ionima Cu2+ u lužnatom OH- daje karakteristiþno crvenoljubiþasto obojenje. KSANTOPROTEINSKA REAKCIJA – test reakcija sa HNO3(konc.) nastaje ŽUTI TALOG (za peptidnu vezu). NINHIDRINSKA REAKCIJA – test reakcija S NINHIDRINOM DAJE LJUBIýASTO OBOJENJE (za aminokiseline). ENZIMI Enzimi su biokatalizatori koji katalitiþki djeluju na SVE PROCESE u stanici a sudjeluju u izmjeni energije izmeÿu stanice i njezine okoline. NASTAVAK ZA ENZIME –AZA, npr. LAKTAZA – enzim za probavu mlijeþnog šeüera. Nazivlje enzima – naziv dobivaju prema zadacima koje obavljaju ili prema supstratu (molekuli) na koju djeluje.

Naziv enzima

Reakcije koje kataliziraju

LIAZE ELIMINACIJA OKSIDOREDUKTAZE REDOKS-REAKCIJE HIDROLAZE HIDROLIZA SINTAZE SINTEZA TRANSFERAZE PRIJENOS FUNKCIONALNIH SKUPINA UREAZA RAZGRADNJA UREE IZOMERAZE IZOMERIZACIJA PROTEAZE HIDROLIZA PROTEINA LAKTAZA HIDROLIZA MLIJEýNOG ŠEûERA KATALAZA RAZGRADNJA VODIKOVA PEROKSIDA H2O2

GRAĈA ENZIMA ENZIMI SU PROTEINI (VITAMINI NISU PROTEINI) Svaka molekula enzima ima jedan dio koji je sposoban vezati molekule supstrata, taj dio se naziva AKTIVNO MJESTO. AKTIVNO MJESTO IZGRAĈENO JE OD AMINOKISELINA. ENZIMI I SUPSTRAT PRIVLAýE SE ZBOG SVOJIH POLARNIH ILI IONSKIH SKUPINA. SUPSTRAT je vrsta molekule na koju djeluje enzim. JEDAN ENZIM katalizira samo jednu reakciju ili nekoliko srodnih reakcija. Enzim snižava energiju aktivacije. DJELOVANJE ENZIMA – JEDNADŽBA! ENZIM + SUPSTRAT o KOMPLEKS ENZIM-SUPSTRAT o ENZIM + PRODUKT ili E + S o ES o E + P ENZIMI DJELUJU KAO KLJUý I BRAVA! Na aktivnost ENZIMA UTJEýE: temperatura, pH, koncentracija enzima i supstrata i drugo. -ako je temperatura viša aktivnost je viša, ali ne smije biti previsoko, jer se DENATURIRAJU, pri nižim temperaturama se aktivnost smanjuje. -mora biti odreÿeni pH, karakteristiþan za svaki enzim -zraþenje kratkih valnih duljina – UV, rendgensko, �-zraþenje, smanjuje koncentraciju enzima



-INHIBITORI – male molekule ili ioni, ometaju aktivnost enzima; inhibitori mogu biti IREVERZIBILNI i REVERZIBILNI. -IREVERZIBILNI INHIBITORI – vrlo þesto se vežu kovalentno (þvrsto) na aktivno mjesto, npr. nervni otrovi. -REVERZIBILNI INHIBITORI – se vežu slabim vezama na aktivno mjesto enzima, zovu se konkurentni ili kompeticijski inhibitori; neki inhibitori se vežu bilo gdje na enzim i zovu se nekonkurentni ili nekompeticijski inhibitori. -AKTIVATORI – aktiviraju jedan ili više enzima. To mogu biti IONI METALA Na+, K+, Ca2+, Zn2+, Fe2+. Oni na neke enzime mogu djelovati kao aktivatori a ne neke kao inhibitori. AKTIVATORI su i KOENZIMI – neproteinski spojevi, primjerice neki VITAMINI. AKTIVATORI MOGU BITI: IONI METALA - Na+, K+, Ca2+, Zn2+, Fe2+ ili KOENZIMI – neki vitamini. VITAMINI NISU PROTEINI! Vitamini su organski spojevi veüinom složenog sustava koji se nalaze u hrani u malim koliþinama.



m2n )OH(C2:1

UGLJIKOHIDRATI Opüa formula za veüinu ugljikohidrata je: Nastaju fotosintezom: � � OHXOCHOHXCOX 2n2

svjetlost,klorofil22 �� o��

Proces se sastoji od niza pojedinaþnih reakcija kojima upravljaju biokatalizatori enzimi. PODJELA ugljikohidrata: MONOSAHARIDI – sadrže jedan šeüer OLIGOSAHARIDI – sadrže 2 – 10 molekula monosaharida POLISAHARIDI – sadrže više od 10 molekula monosaharida NOMENKLATURA UGLJIKOHIRATA Prema IUPAC vrlo složena pa se koriste trivijalna imena.

1. glede FUNKCIONALNE skupine: 2. glede broja C atoma:

MONOSAHARIDI Formula: C6H12O6

Glukoza – C6H12O6 – DEKSTROZA jer zakreüe ravninu polarizirane svjetlosti u desno, oznaka ,� u smjeru kazaljke na satu. GLUKOZA je ALDO–HEKSOZA GLUKOZA ima 4 SIMETRIýNA (ANOMERNA ili KIRALNA) C atoma. Broj STEREOIZOMERA je 2n, n = broj KIRALNIH C atoma, to znaþi da glukoza ima 24 = 16 stereoizomera, od kojih su stabilni: glukoza, manoza i galaktoza.

ALDOZE nastavak KETOZE –OZE

TRIOZE – gliceroldehid i dihidroksiketon TETROZE PENTOZE – riboza i deoksiriboza HEKSOZE – glukoza, fruktoza, galaktoza

CO

H

COH

CHOHCHOH

CHOHCHOH

OHCH 2

*

*

*

*

glukoza ili pentahidroksiheksanal

HCHO ��OHCH ��

OHCH 2

OHCH ��OHCH ��

COH

*

*

*

*

D–(+)–glukoza (D–aldoheksoza)

*

*

*

*

COH

OHCH 2

H OHHO H

H OHH OH

Fisherova projekcijska formula

na desnoj strani


OHCH 2

OHCH ��

COH

HCHO ��

galaktoza


OHCH 2

OHCH ��

COH

OHCH ��

glukoza

HCHO ��

OHCH 2

OHCH ��

COH

OHCH ��

HCHO ��

manoza



Od 16 stereoizomera može nastati 8 parova ENANTIOMERA, tj. spojeva koji se odnose kao predmet i slika u ogledalu (lijeva i desna ruka, lijeva i desna cipela). STEREOIZOMERI koji nisu ENANTIOMERI, a pojavljuje se kod spojeva s dva ili više asimetriþno supstituiranih ugljikovih atoma zovu se DIJASTEREOIZOMERI. � Enantiomeri imaju ista FIZIKALNA SVOJSTVA, osim zakretanja ravnine polarizirane svjetlosti. DIJASTEREOIZOMERI – imaju SVA FIZIKALNA SVOJSTVA RAZLIýITA. FRUKTOZA – C6H12O6 – LEVULOZA jer ZAKREûE ravninu polarizirane svjetlosti u lijevo, oznaka – , tj. Suprotno od smjera kazaljke na satu . FRUKTOZA je KETOHEKSOZA Fruktoza ima 3 kiralna C atoma, znaþi ima 23 = 8 STEREOIZOMERA, od kojih može nastati 4 para ENANTIOMERA. Stabilni izomeri su: FRUKTOZA i SORBOZA

STEREOIZOMERI MONOSAHARIDA Vrste stereoizomera: ENANTIOMERI koji su zrcalne slike i DIJASTEREOIZOMERI koji nisu zrcalne slike. Svi monosaharidi osim KETOTRIOZE su KIRALNI, tj. imaju jedan ili više asimetriþnih C atoma. KIRALNI C atomi UZROKUJU ZAKRETANJE RAVNINE POLARIZACIJE SVJETLOSTI.

RELATIVNA KONFIGURACIJA U kemiji ugljikohidrata i aminokiselina još uvijek se rabi stari naþin obilježavanja KONFIGURACIJE KIRALNIH SPOJEVA ZNAKOVIMA D, L (desno, lijevo) umjesto novog R i S.

OC

CHOH*

*

*

OHCH2 �OC

OHCH2

CHOHCHOH

fruktoza ili pentahidroksi-2-heksanon D(-)-FRUKTOZA

*OHCH ��

OHCH2 �OC HCHO ��

OHCH ��

OHCH2

*

*

FRUKTOZA

OHCH2 �OC

*

*

*

HO HH OHH OH

OHCH 2

Desno!

OHCH ��

OHCH2 �OC HCHO ��

OHCH ��

OHCH2 FRUKTOZA D-(-) fruktoza

OHCH ��

OHCH 2 �OC

HCHO ��

OHCH ��OHCH 2

SORBOZA

OHCH2 �OC OHCH2

dihidroksi aceton



RELATIVNA KONFIGURACIJA – usporeÿivanje konfiguracije s konfiguracijom GLICERALDEHIDA. D ili R konfiguracija znaþi da se –OH koja se nalazi na PREDZADNJEM C atomu nalazi na DESNOJ strani kao kod D – gliceraldehida s kojim se usporeÿuje. Svi su takvi spojevi iz D – serije. L ili S konfiguracija znaþi da je –OH na liejvoj strani. � oznake D, L (R, S) oznaþavaju položaj –OH na predzadnjem C atomu. Oznake (+) i (-) pokazuju smjer zakretanja polarizirane svjetlosti. (+) u smjeru kazaljeke na satu. (-) u smjeru suprotnom od kazaljake na satu.

CIKLIýKE STRUKTURE MONOSAHARIDA U vodenoj otopini –OH skupina vezana na C-5 i aldehidna skupina –CHO reagiraju, tj. –OH skupina se adira na aldehidnu i nastaje cikliþki stabilnija konfiguracija glukoze koja se zove CIKLIýKI POLUACETAL, šesteroþlani heterocikliþki prsten, sedlaste konfiguracije. Ovako nastaje novi asimetriþno supstituirani C atom, tj. ANOMERNI C atom koji može imati dvije razliþite konfiguracije, dva stereoizomera Į– i ȕ–D–glukozu koje se razlikuju po fizikalnim svojstvima. Į– konfiguracija – POLUACETALNA –OH ISPOD ravnine ȕ– konfiguracija – POLUACETALNA –OH IZNAD ravnine

FRUKTOZA – HAWORTOVE formule Cikliþka stabilnija struktura nastaje u vodenoj otopini adicijom –OH na C-5 i KETO skupine na C-2. Tako nastaje POLUKETALNI (POLUACETALNI) oblik. Taj C atom je ANOMERNI C atom.

*

*

*

*

COH

OHCH 2

H OHHO H

H OHH OH

*

*

*

HO HH OHH OH

D=desno

D - (+) glukoza L - (-) glukoze nema u prirodi!

COH

H OHOHCH2

D=desno

D - gliceraldehid

*HO HH OHH OH

OHCH 2

D=desno

OHCH2 �C = O

D – (-) fruktoza

(CIKLIýKI POLUACETALI) (CIKLIýKI POLUKETALI)

OHCH 2O

H

HO

OHH

OH H

OH

H1*

ȕ–D–glukoza ȕ–D–glukopiranoza

OHCH2O

H

HO OH

H

OH H

OH

H1*

Į–D–glukoza Į–D–glukopiranoza

�

1* znaþi ANOMERNI (asimetriþni) C atom HAWORTOVE PROJEKCIJSKE FORMULE Šeüeri koji sadrže šesteroþlani prsten zovu se PIRANOZE – prema PIRANU

OPIRAN

OHCH 2

OOHCH 2

OHH OH

HOH

H2*

1

Į–D–fruktoza Į–D–fruktofuranoza

OHCH 2

O

OHCH 2

OH

H HO

HOH

H2*

1

ȕ–D–fruktoza ȕ–D–fruktofuranoza

2* ANOMERNI C atom FURANOZA prema FURANU

O

FURAN


Hrvoje

R - rectus (lat. za desno) S - siniste (lijevo)


glukoza fruktoza

OLIGOSAHARIDI – 2-10 MONOSAHARIDA (jedinica) C12H22O11 – formula disaharida DISAHARIDI – ugljikohidrati koji nastaju kondenzacijom dviju molekula šeüera, uz izdvajanje jedne molekule vode. Disaharidi su GLIKOZIDI, a molekule šeüera povezane su GLIKOZIDNOM VEZOM (–C–O–C–) kao alkilne skupine u eterima.

1. SAHAROZA – C12H22O11 (konzumni šeüer) Saharoza je graÿena od: GLUKOZE i FRUKTOZE GLIKOZIDNA VEZA: (Į1 – ȕ2) – glikozidna veza Hidrolizom saharoze u kiselom dobiva se smjesa jednake koliþine glukoze i fruktoze koja se zove INVERTNI šeüer.

61266126H

2112212 OHCOHCOHOHC ��o��

INVERZIJA – promjena smjera zakretanja ravnine polarizirane svjetlosti, dobivena smjesa zove se INVERTNI ŠEûER

OHCH 2

O

H

OH

H

OH H

OH

1

23

4

5

O2

OHCH 2

O

OHCH 2

H

H OH

HOH

1

3 4

5

6

6

vezaglikozidna)21( E�D

MUTAROTACIJA – PROMJENA SPECIFIýNOG ZAKRETANJA KUTA SVJETLOSTI Ona je posljedica prelaženja Į–D–glukoze u ȕ–D–glukozu preko aldehidnog oblika i obrnuto. Npr.: vodena otopina Į–D–glukoze kut mijenja od +112O na +53O. ȕ–D–glukoze kut zakretanja je od +19OC do +53OC.

SVI ŠEûERI koji imaju slobodnu hidroksilnu skupinu na anomernom C atomu jesu REDUCIRAJUûI ŠEûERI. Saharoza je NEREDUCIRAJUûI šeüer, jer nema slobodnu hidroksilnu –OH skupinu na anomernom C atomu, ne pokazuje mutaratacije.

2. LAKTOZA – C12H22O11, mlijeþni šeüer – graÿena je od: GLUKOZE i GALAKTOZE. Veza izmeÿu glukoze i galaktoze je ȕ(1-4) – glikozidna veza LAKTOZA je REDUCIRAJUûI ŠEûER.

3. MALTOZA – C12H22O11 – graÿena je od DVIJE GLUKOZE, povezane Į(1-4) – glikozidnom vezom. MALTOZA je REDUCIRAJUûI ŠEûER.

4. CELOBIOZA – C12H22O11 – graÿena je od DVIJE GLUKOZE, povezane ȕ(1-4) – glikozidnom vezom Celobioza nastaje hidrolizom celuloze – REDUCIRAJUûI JE ŠEûER.

saharoza – zakreüe ravninu svjetlosti udesno!

INVERTNI ŠEûER – zakreüe ravninu polarizirane svjetlosti ulijevo!



PENTOZE – RIBOZE i 2–DEOKSIRIBOZA REAKCIJE MONOSAHARIDA Glukoza i ostali monosaharidi daju uobiþajene reakcije za hidroksilnu i karboksilnu skupinu, koje smo upoznali kod reakcija aldehida i ketona. ALDOZE REDUCIRAJU Tollensov reagens – POZITIVAN TEST – istaloži se srebro i Fehling, pri þemu nastaje crveni talog Cu2O. � s blagim oksidansima aldoze se oksidiraju u odreÿene kiseline � s jakim oksidansima, npr. HNO3, aldoze oksidiraju u DIKARBOKSILNE KISELINE. � ALDOZE i KETOZE mogu se reducirati u GLICITOLE (alkoholi) uz reducens NaBH4. Važan glicitol je alkohol SORBITOL – važan za sintezu C vitaminakoji se može dobiti REDUKCIJOM GLUKOZE.

OHCH 2

OHCH ��OHCH ��OHCH ��

COH

D – RIBOZA (ALDOPENTOZA) (u RNA)

OHCH 2

OHCH ��OHCH ��HCH ��

COH

2–DEOKSI–D–RIBOZA (u DNA)

OHCH 2

COH

H C OH

H C OH

HO C HH C OH

D – glukoza

OHCH 2

COHO

H C OH

H C OH

HO C HH C OH

GLUKONSKA KISELINA

�� o� OH,Br 22

C

OHO

H C OH

H C OH

HO C HH C OH

C

OHO GLUKARNA KISELINA

OHCH 2

COH

H C OH

H C OH

HO C HH C OH

D – glukoza

�� o� 3HNO



� redukcijom ketonske karbonilne skupine nastaje SEKUNDARNA ALKOHOLNA SKUPINA. � FRUKTOZA REDUCIRA Tollens i Fehling u lužnatom, iako je ketoza jer prelazi u D – glukozu i D – manozu.

OHCH 2

COH

H C OH

H C OH

HO C HH C OH

D – glukoza

�� o� OH,NaBH 24

OHCH2

OHCH 2

H C OH

H C OH

HO C HH C OH

SORBITOL

OHCH 2

OHCH 2

C = O

H C OH

HO C HH C OH

FRUKTOZA

�� o� 4NaBH

OHCH 2

OHCH 2

H C OH

HO C HH C OH

H C OH

D – SORBITOL

OHCH 2

OHCH2

H C OH

HO C HHO C H

H C OH

D – MANITOL

OHCH 2

OHCH 2

C = O

H C OH

HO C HH C OH

FRUKTOZA

COH

OHCH 2

H C OHHO C H

H C OHH C OH

COH

OHCH2

HO C HH C OHH C OH

HO C H

OH

OH

D – glukoza D – manoza



+ 4NH3 + 2H2O +

� ALDOZE REDUCIRAJU Tollens i Fehling POLISAHARIDI ŠKROB, CELULOZA i GLIKOGEN (ANIMALNI ŠKROB) Fromula – (C6H10O6)n ŠKROB – REZERVNI POLISAHARID – graÿen od molekula glukoze ŠKROB se sastoji od 2 razliþite strukture: AMILOZE i AMILOPEKTINA AMILOZA (20%) – UZVOJNICA, nerazgranati polimer, netopljiv u vodi, sladak.

Molekule glukoze vezane Į(1-4) – glikozidnom vezom.

AMILOPEKTIN (80%) – razgranati polimer, topljiv u vodi, nije sladak. Molekule glukoze vezane Į(1-4) – glikozidnom vezom i Į(1-6) – glikozidna veza, na mjestu grananja. CELULOZA – GRADIVI POLISAHARID – graÿena od glukoze Molekule glukoze povezane su ȕ(1-4) – glikozidnom vezom, u paralelne lance meÿusobno povezane vodikovom vezom koja daje þvrstoüu. GLIKOGEN – REZERVNI POLISAHARID – sliþan amilopektinu, više razgranat. Molekule glukoze meÿusobno povezane Į(1-4) – glikozidnom vezom, poboþni lanci Į(1-6) – glikozidnom vezom. REAGENS za dokazivanje škroba je LUGOLOV REAGENS, tj. smjesa I2 + KI. U reakciji nastaje plavo obojenje.

(adsorpcija I2 na površini) RACEMIýNA SMJESA ili RACEMAT (R, S) – optiþki je INAKTIVAN. Oznaka (±), (R, S) ili (D, S) npr.

(S)-2-butanol. Racemiþna smjesa sastoji se od jednakih koliþina R- i S- enantiomera i optiþki je INAKTIVNA.

COH

OHCH2

HO C HH C OHH C OH

HO C H

D – MANOZA (reducens)

> @OH)NH(Ag2 23

+1

OKSIDANS TOLLENS

+

o Ag20

COHO

OHCH2

HO C HH C OHH C OH

HO C H

D – manonska kiselina

ŠKROB D - glukoza CELULOZA�� mHIDROLIZA�� o�HIDROLIZA



SAŽETAK HIDROLIZA HIDROLIZA

GALAKTOZA GLUKOZA FRUKTOZA

ALDOHEKSOZE KETOHEKSOZE

najvažniji predstavniciHEKSOZE, C6H12O6

MONOSAHARIDI

POLISAHARIDI (C6H12O6)n

DISAHARIDI C12H22O11

nereducirani šeüeri

reducirani šeüeri

biljnog podrijetla

životinjskog podrijetla

SAHAROZA

LAKTOZA MALTOZAŠKROB CELULOZA GLIKOGEN

strukturni ugljikohidrati

priþuvni ugljikohidrati

Crtež iz Organske kemije - Profil



NUKLEINSKE KISELINE Nukleinske kiseline su makromolekule ili biopolimeri (kao proteini i polisaharidi). Nukleinske kiseline su POLIESTERI. Esterificira se H3PO4 i jedan od dva šeüera riboza ili 2-deoksiriboza –OH u koju se ukljuþuje jedna od pet baza PURINSKIH ili PIRIMIDINSKIH. Sve su nukleinske kiseline polimeri graÿeni od FOSFATA P , monosaharida (šeüer) i baze. Lanac je graÿen ovako: Ili se lanac može prikazati: NUKLEOTID = osnovna strukturna jedinica nukleinske kiseline. NUKLEOTID þine: fosfat, baza i šeüer Šeüeri koji ulaze u sastav nukleinskih kiselina RIBOZA, C5H10O5 Riboza ulazi u sastav RNA 2 – DEOKSI – D – RIBOZA, C5H10O4 2 – DEOKSI – D – RIBOZA ulazi u sastav DNA

FOSFAT MONOSAHARID

BAZA

FOSFAT

NUKLEOTID

F Z

B

F Z

B

P = FOSFAT Z = ŠEûER B = BAZA

OHCH 2

COH

H OHH OHH OHH OHH OH

2HOCHO

HH H

OHOH

H

OH

OHCH 2

COH

H HH OHH OHH OHH OH

2HOCHO

HH H

HOH

H

OH

NUKLEOZID

MONOSAHARID

BAZA



BAZE: Purinske: ADENIN (A) i GUANIN (G) Pirimidinske: CITOZIN (C), TIMIN (T), URACIL (U) RNA – NEMA TIMINA (T), AUGC – baze u RNA DNA – NEMA URACILA (U), ATGC – baze u DNA NUKLEOZID – se sastoji od BAZE i ŠEûERA. Nukleotidi su fosfatidni esteri nukleotida. Timin i Adenin povezuju se s dvije vodikove veze, Citozin i Guanin s tri vodikove veze. (Odnos A : T = 1 : 1, G : C = 1 : 1) Hidrolizom nukleinskih kiselina nastaju tri vrste produkata: monosaharid, baza i fosfat. OZNAýAVANJE APSOLUTNE KONFIGURACIJE ENANTIOMERA Konfiguracija – respored atoma ili atomskih grupa u prostoru. Pravila za odreÿivanje apsolutne konfiguracije, npr. 2–butanol– 1. Na KIRALNOM (asimetriþnom) C atomu odredi se prioritet grupa.

1. –OH 2. –CH2CH3 3. –CH3 4. –H

Prioritet se gleda prema Z atoma koji je na asimetriþnom C atomu. Akiralni C atom je atom koji je simetriþan. 2. Molekula se promatra kroz središnji C atom u smjeru atoma koji je oznaþen br. 4. (najmanji prioriter) Grupe 1,2,3 poredane su u smjeru kazaljke na satu zato je oznaka enantiomera R. (od lat. rectus = desno) � ENANTIOMERI imaju ista fiz. svojstva: tv, tt, ȡ, indeks loma, itd. Razlikuju se po zakretanju ravnine polarizirane svjetlosti. Grupe 1,2,3 poredane su suprotno od smjera kazaljke na satu, enantiomer üe dobiti oznaku S. (od lat. sinister = lijevo)

*323 CHCHCHCH ��

OH

Asimetriþni C-atom

atomski broj

3CH

H C

32CHCHOH

PROMATRAý4

1 2

3

(R)-2-butanol

I enantiomer

3CH

H C

32CHCH

OH

PROMATRAý4

1

2

3

(S)-2-butanol

II enantiomer



Zadatak: Koji su spojevi prikazani strukturama a), b), c), d) enantiomeri, a koji su identiþni? a) b) c) d)

3

C

3CH

ClOHH

12

4

R

C

Cl1

2

3

4

HO3CH H

S

3CH

C

1 2

3

4

OHClH

S

SH

OH

4

1C

3CH2

3

Cl

Enantiomeri: a i b, a i c, a i d Identiþni: b, c i d


Documents

Kemija - Skripta Copy