1. Kako nastaje jonska veza? Prikažite na primeru.

Da bi se ostvarila jonska veza između atoma, jedan atom mora preći u pozitivno naelektrisan jon(katjon) otpuštanjem određenog broja elektrona, a drugi atom mora preći u negativno naelektrisan jon(anjon) primanjem tih elektrona. Energija koju treba dovesti prvom atomu da bi otpustio elektron je energija jonizacije (Ei), i što je manja Ei to taj atom lakše otpušta elektron. Ei je definisana procesom:A A+ + e- (Ei1 )A + A2+ + e- (Ei2) itd.odnosno:A A2+ + 2e- (Ei1 + Ei2)

Energija koju drugi atom oslobodi usled vezivanja atoma određena je kao afinitet prema elektronu (Ea), i on je veći što lakše atom vezuje jon. A + e- A- (Ea1)A- +e- A2- (Ea2) itd.odnosno:A + 2e- A2- (Ea1 + Ea2)

S obzirom da najmanju Ei imaju elementi IA i IIA grupe (tipični metali, sem Be), a najveće Ea elementi VIIA i kiseonik iz VIA grupe (tipični nemetali), jasno je da će ovi elementi međusobno graditi jedinjenja sa tipično jonskom vezom. I mnogi drugi metali mogu davati jone, odn. davati jedinjenja u kojima je kao hemijska veza zastupljena jonska veza, ali njihovu jonsku vezu ipak treba smatrati kao jonsku vezu sa parcijalnim karakterom kovalentne veze. Udeo kov. veze će zavisiti od Ei metala i Ea nemetala. Broj elektrona koji se razmenjuju u jonskoj vezi zavisi od broja valentnih elektrona. Broj elektrona koji prvi atom otpušta ne može biti veći od broja valentnih elektrona, a broj elektrona koji drugi atom prima je ograničen brojem nepopunjenih orbitala u valentnoj ljusci tog atoma.Pr 1:Na(1s2 2s2 2p6 3s1)Cl(1s2 2s2 2p6 3s1 3p5) Atom Na će otpustiti elektron iz 3s orbitale čime postiže stabilnu elektrosku konfiguraciju plemenitog gasa neona i postaje pozitino naelektrisan jon-katjon;

Na(1s2 2s2 2p6 3s1) Na+(1s2 2s2 2p6 ) + e-

Elektron koji je otpustio atom Na, prima atom hlora(uz oslobađanje energije) u svoju delimično popunjenu 3p orbital čime postiže stabilnu eletronsku konfiguraciju plemenitog gasa argona, i postaje negativno naelektrisan jon-anjon:Cl(1s2 2s2 2p6 3s1 3p5) + e- Cl- (1s2 2s2 2p6 3s1 3p6) Zbog različitog nelektrisanja ova dva jona Na+ i Cl- se privlače jakom elektrostatičkom silom koju nazivamo jonskom vezom, što možemo prikazati formulom: Na+Cl-

Kako povezani katjon i anjon čine sva suprtona električna pola, jonska veza se jop naziva heteropolarna veza. Atom koji otpušta elektron nazivamo electron-donorom, a atom koji prima electron nazivamo electron akceptorom. Dakle, u navedenom primeru, e. donor je Na, a e. akceptor je Cl. Na + Cl [ Na ]+ + [ Cl ]- (stavi elektrone)

1

Pr2:Ca(1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2)F( 1s2 2s2 2p5)Kako se u 4p orbitali nalaze 2 elektrona, atom Ca otpustiti ta dva elektrona(utrošena energija jonizacije je Ei1 + Ei2) i postati pozitno naelektrisan jon sa stabilno e. konfiguracijom plemenitog gasa argona:Ca(1s2 2s2 2p6 3s23p6 4s2) Ca2+(1s2 2s2 2p6 3s23p6) + 2e-

Ova dva elektrona može primiti fluor. Međutim, u delimično popunjenu 2p orbital može statu samo još jedan elektron da bi fluor postigao stabilnu elektronsku konfiguraciju plemenitog gasa neona: F( 1s2 2s2 2p5) +e- F-( 1s2 2s2 2p6)stoga su za primanje kalcijumovih 2 jona potrebna dva atoma fluora, od za jona kalcijuma Ca + potebna su dva fluoridna jona F- . F-Ca2+F-

F + Ca+ F [ F ]- [ Ca ]2+ [ F ]-

Vidimo da broj naelektrisanja jona određuje njegovu valencu, koju u ovom slučaju nazivamo jonskom valencom, Dakle, u navedenim primerima Na je pozitivno monovalntan, a Ca pozitivno divalentan, dok su Cl i F negativno monovalentni. Atomi se međusobno povezuju jonskom vezom da bi postigli stablinije energetsko stanje. Npr sistem u kojem je NaCl je stabilniji od sistema u kojem su nevezani joni Na+ i Cl-. To se vidi iz sledećeg: ako saberemo Ei (Ei>0, E potrebna za jonizovanje atoma Cl), sa Ea (Ea<0, E koje sistem oslobodi usled jonizovanja jona Cl), sa potencijalnom energijom Ep (Ep<0, E koju sisetm oslobodi usled nastajanja jonskog para), dobijamo promenu energije reakcije koja je manja od 0. To znači da je sistem oslobodio energiju i prešao u energetski stabilnije stanje. Jedinjenja koja nastaju jonskom vezom su najčešće kristalne strukture. S obzirom da se atomi u kristalu jako električno privlače, kristali su prilično tvrdi i sa viskoim tačkama topljenja i ključanja. Rastvori i rastopi tih kristala sadrže slobodne nosioce naleketrisanja (jone) pa su dobri provodnici električne struje.

2

2.Definišite brzinu hemijske reakcije.

Brzina hemijske jednačina izražava količinu reaktanata koja se troši u jedinici vremena, ili količinu proizvoda koji nastaje u jedinici vremena.

A+B C+D

Koncentracija reaktanata opada sa vremenom t. Koncentracija se smanji za –ΔC=C2-C1 za vremenski period Δt =t2-t1 , iz čega sledi---prosečna brzina hemijske reakcije za vremenski period t će biti :

v =C2−C1t 2−t 1

=-ΔCΔt

Dakle, brzina hemijske reakcije je jednaka promeni koncentracije u jedinici vremena. Znak minus označava da koncentracija reaktanata sa vremenom opada. Za beskonačno mali vremenski period brzina hemijske reakcije je

jednaka: v= - dCd t

Brzina hemijske reakcije se može definisati i u odnosu na promenu koncentracije, takođe za beskonačno mali

vremenski period: v= dCd t

pozitivan predznak označava da se koncentracija proizvoda vremenom povećava.

Međutim, ova definicija je zastarela. Prema IUPACU navedeni izrazi ne predstavljaju brzinu hemijske reakcije, već brzinu nestanka reaktanata/ brzinu nastanka proizvoda.

U opštem slučaju, brzina nestanka reaktanata i brzina nastanka proizvoda mogu se prikazati: aA+ bB cC+ dD

v= - 1a

d [A ]d t

= - 1b

d [B]d t

= 1c

d [C ]d t

= 1d

d [D ]d t

Brzina hemijske reakcije zavisi od: prirode reaktanata,koncentracije reaktanata temperature, katalizatora, zračenja, dodirne površine, pritiska(ako se reakcija odvija između gasnih faza), prostornog(sternog) faktora.

3

3.Definišite pojmove:

a) atom-Prema Daltonovoj teoriji atom je veoma sitna čestica materije koja se ne može dalje deliti pri hemijskim reakcijama. Otkrića elektrona, protona i neutrona, pokazala su da je atom sastavljen od još sitnijih čestica, tj da ima svoju strukturu. Atom je sastavljen od jezgra i elektronskog omotača. Jezgro je pozitivno naelektrisano jer se u njemu nalaze pozitivno naelektrisane čestice – protoni i elektroneutralne čestice – neutroni. Elektronski omotač sastavljen je od negativno naelektrisaneih elektrona, čije je naelektrisanje po apsolutnoj vrednosti jednako naelektrisanju protona.

Broj protona, odn elektrona u atomu dat je rednim brojem – Z, a broj neutrona i protona masenim brojem – A. Hemijske osobine atoma određuje broj protona u njemu (redni broj), a masu broj protona i broj neutrona.

Atom kao celina je neutralan jer sadrži isti broj elektrona i protona. Atom postaje naelektrisan tako što primi ili otpusti jedan ili više elektrona i postaje jon.Hemijske osobine atoma ne zavise od broja neutrona, pa postoje atomi istog elementa sa različitim brojem neutrona – izotopi. Atomska jezgra sa nepovoljnim odnosom broja protona i broja neutrona su nestabilna i putem radioaktivnog raspada prelaze u stabilnije stanje. Osim navedenih elementarnih čestica postoji čitav niz drugih koje ulaze u sastav atoma kao što su: pozitroni, neutrino itd...Elektroni u atomu su raspoređeni u elektronske nivoe. Složeniji atomi imaju veći broj elektronskih nivoa. Broj nivoa u atomu ne može preći sedam.U prvom elektronskom nivou atom može imati najviše dva elektrona. U poslednjem, sedmom elektronskom nivou, atom može imati najviše 8 elektrona. Poslednji elektronski nivo se naziva valentni elektronski nivo i ukoliko ima 8 elektrona dostiže tzv. stabilnu elektronsku konfiguraciju. Ova konfiguracija može da se postigne i u jedinjenima prilikom obrazovanja tzv. zajedničkog elektronskog para u kovalentnoj vezi. Proton i neutron su približno iste mase, dok je masa elektrona 1837 puta manja od mase protona, iz čega proizilazi da je sva masa atoma skoncentrisana u jezgru. Veličina(zapremina) atoma je definisana veličinom,odn. zapreminom njegovog elektronskog omotača, dok je zapremina jezgra zanemarljivo mala u odnosu na zapreminu atoma kao celine. Postoje različiti modeli atoma koji uglavnom pokušavaju da objasne strukturu elektronskog omotača, tj kako su raspoređeni elektroni oko jezgra atoma. Prema Radefordov modelu elektroni se kreću oko jezgra poput planeta oko Sunca, čime se ne može objasniti stabilnost atoma i linijski atomski spektri. Prema Borovom modelu elektroni se oko jezgra kreću po tačno određenim putanjama (dopuštene orbite) i prilikom toga ne emituju energiju. Kvantno mehaničke interpretacije ovog modela dalje će pokazati da ne možemo govoriti o tačno definisanim putanjama po kojima se elektron kreće, jer ne možemo istovremeno precizno odrediti i položaj i brzinu nekog mikro objeta (Hajnzenbergova relacija nedoređenosti). Dakle možemo govoriti samo o verovatnoći nalaženja elektrona u prostoru oko jezgra, pa se u modelu atoma izbacuju određene putanje elektrona i zamenjuju se prostornom verovatnoćom pronalaženja elektrona oko jezgra (elektronski oblak različite gustine).

4

b) molekul

je najmanja čestica elementarne supstance ili jedinjenja koja ima ista svojstva kao ta elementarna supstanca ili jedinjenje. Tako je kod elementarnih supstanci molekul izgrađen od istih atoma tog elementa (npr O2 i O3) a kod hemijskih jedinjenja izgrađen je od određenog broja više različitih atoma. Odnos elemenata koji grade jedinjenje, izražava se empirijskom formulom. Na primer, vodu grade vodonik i kiseonik u odnosu 2:1, H2O, a etil alkohol, ugljenik, vodonik i kiseonik u odnosu 2:6:1, C2H6O. Ovaj odnos ne mora uvek da određuje jedinstveni molekul - dimetil etar ima isti odnos kao etanol, na primer. Molekuli koji se sastoje od istih atoma ali u različitom rasporedu se zovu izomeri.Hemijska ili molekulska formula određuje tačnije redosled atoma koji grade molekul pa je formula etanola CH3CH2OH a dimetiletra CH3OCH3. Za predstavljanje složenijih molekula gde atomi mogu biti različito raspoređeni u prostoru koriste se strukturne formule. Molekulska masa je zbir masa atoma koji čine molekul, i poput atomske, izražava se u atomskim jedinicama mase (atomska jedinica mase = 1/12 mase izotopa 12C).

c) element

je najjednostavnija forma materije koja se sastoji iz istovrsnih atoma, tj iz atoma istog atomskog broja. To su čiste supstance koje se hemijskim postupcima ne mogu razložiti na jednostavnije čiste supstance. Poznato je oko 118 hemijskih elemenata, od kojih je oko 91 pronađen u prirodi i zastupljenost različitih elemenata u prirodi je različita (npr u zemljinoj kori i atmosferi najzastupljeniji su O2 i Si). Svakom hemijskom elementu odgovara latinsko ime i hemijski simbol, koji je počteno i eventualno još neko slovo latinskog imena elementa. Elementi obuhvataju metale, nemetale i metaloide.Kako su se menjala saznanja o strukturi atima, menjala se i definicija hemijskog elementa. Tako je po Daltonu hemijski element vrsta materije izgrađena iz samo jedne vrste atoma. Daljim otkrićem čestične strukture atoma, hemijski element se definiše kao skup svih atoma sa istim naelektrisanjem jezgra, ili kao smesa nuklida (nuklid je čestica određenog atomskog (Z) i masenog broja (A), tj odr broja protona i neutrona u jezgru) istog atomskog broja. Dakle jedan isti element može imati više različitih izotopa, koji se razlikuju isti atomski ali različiti maseni broj, tj različit broj neutrona u jezgru.

d) Jedinjenje

je čista supstanca koja se sastoji iz više različitih elemenata. Postoje dva kriterijuma da je neka supstanca hemijsko jedinjenje: neka supstanca je hem jedinjenje ako se može nekom hemijskom reakcijom razložiti na dve ili više različitih čistih supstanci; ako dve ili više različitih čistih supstanci reaguju t ako da daju novu supstancu, ta supstanca je hemijsko jedinjenje. Stalnog su i određenog hemijskog sastava kao i drugih određenih i stalnih svojstava. Ta svojstva možemo podeliti na fizička svojstva, koja su konstantne osobine čiste supstance uz tačno određene spoljašnje uslove i agregatno stanje (tačka topljenja i ključanja, gustina, tvrdoća, kristalna struktura, rastvorljivost, električna i toplotna provodljivost, itd.) i hemijska svojstva (specifične reakcije u koje data čista supstanca stupa, sa kojim reaktantnima reaguje, koje proizvode reakcije daje, isl.). Na primer kuhinjska so (NaCl) je uvek istog hemijskog sastava (isti elementarni sastav i isti maseni udeo tih elemenata) bez obzira na to da li je fino smrvljena ili u obliku kamene soli, ili kojim je hemijskim postupkom dobijena. Elektrolizom vodenog rastopa NaCl ovo jedinjenje razgrađuje se na metalni Na i gas Cl2, tj na elementarne supstance iz kojih je postalo. Pri određenoj temperaturi uvek ima istu rastvorljivost, ima određenu gustinu, određenu kristalnu strukturu, određenu tačku topljenja….

5

4.Definišite osnovne hemijske zakone sjedinjavanja po masi i po zapremini.

a) Zakon o održanju mase : (Lavoazijev zakon)

Tokom hemijske reakcije ukupna masa svih supstance se ne menja tj. ukupna masa pre i posle hemijske reakcije se ne menja. Zato se ovaj zakon naziva zakon o održanju mase. Kako se masa supstance ne menja tokom reakcije ona se ovaj zakon može definisati i ovako: Tokom hemijske reakcije materija se ne može niti uništiti niti stvorit, zbog čega se ovaj zakon još naziva i zakon o neuništivosti mase. Međutim, danas znamo da se hemijske reakcije odvijaju uz apsorpciju ili emisiju različitih oblika energije. Materija se može javiti u dva oblika- u obliku supstance i u obliku energije. Ova dva oblika materije se mogu pretvarati jedan u drugi, to je dato Ajnštajnovom teorijom relativiteta: E=mc2 , odn. m=E/c2 (c-brzina svetlosti) Odavde proizilazi da se ipak jedan deo mase menja pri hemijskoj reakciji zbog apsorpcije ili, češće, emisije različitih oblika energije, pre svega toplotne.

b) Zakon stalnih masenih odnosa(zakon o stalnosti sastava):

Ako dva elementa daju određeno jedinjenje oni se jedine u stalnom odnosu masa, koje stoje u odnosu malih celih brojeva. Dakle, hemijska jedinjenja su stalnog hemijskog sastava, zbog čega se ovaj zakon još naziva i zakon konstantnog sastava jedinjenja.

Npr: U vodi, vodonik i kiseonik su sjedinjeni u masenom odnosu H:O= 1:8. U slučaju kada mase vodonika i kiseonika stoje u odnosu H:O= 1:8, jediniće se bez ostatka, dajući nakon reakcije samo vodu- 1g vodonika+8g kiseonika= 9g vode; u reakciji 5g vodonika + 40 g kiseonika = 45g vode; pri razlaganju 18g vode dobiće se 2g vodonika i 16g kiseonika. Međutim, pri reakciji 2g vodonika i 8g kiseonika dobiće se 9g vode,a 1g kiseonika ostaje u višku, jer nije bilo dovoljno kiseonika da sa njim reaguje.Ipak, postoji mali broj jedinjenja koja nemaju stalan hemijski sastav(neki oksidi,sulfidi) i ona se nazivaju bertolidi. Većina hemijskih jedinjenja ima stalan hemijski sastav i takva jedinjenja se nazivaju daltonidi.

c) Zakon umnoženih masenih odnosa( zakon umnoženih proporcija):

Ako dva elementa međusobno grade dva ili više jedinjenja, onda se stalna masa jednog elementa jedini sa različitom masom drugog elementa, a te različite mase drugog elementa stoje u odnosu malih celih brojeva.Npr: Vodonik i kiseonik grade vodu, H2O, i vodonik-peroksid, H2O2 u kojima su sjedinjeni u masenom odnosu H:O=1:8, odnosno H:O=1:16. Odavde vidimo da je u ovim jedinjenjima masa vodonika(1) stalna, a masa kiseonika koja se jedini sa ovom masom vodonika se menja, ali ove promenljive mase kiseonika(8,16) stoje u odnosu malih celih brojeva- 1:2.

d) Zakon ekvivalentnih masa(zakon recipročnih proporcija) :

Mase dva elementa koje reaguju sa nekim trećim elementom iste mase, reaguju i međusobno u tim istim masenim odnosima.

Npr: 1g vodonika reaguje sa 3g ugljenika dajući metan(H:C=1:3),a sa 8g kiseonika u vodu(1:8). Prema tome, 3g ugljenika mora reagovati sa 8 g kiseonika dajući ugljen-dioksid.

6

e) Bojlov zakon:

Pri konstantnoj temperaturi, za istu količinu gasa, proizvod pritiska i zapremine je konstantan.

p*V= const.

Na konstantnoj temperaturi promena pritiska je obrnuto proporcionalna promeni zapremine gasa:

P=const .V

vrednost konstante zavisi od temperature i količine gasa

f) Charlov zakon:

Na stalnom pritisku, za istu količinu gasa, pri povećanju temperature za 1oC zapremina gasa se poveća za 1/273,15 deo prvobitne zepremine.

V= V0+ V 0273,15

*t

= V 0273,15

(273,15+ t)

V0 –zapremina na 0 oC; t-temperatura po Celzijusovoj skali. Kako izraz 273,15+ t= T predstavlja temperaturu po Kelvinovoj skali, a V0/273,15 ima konstantnu vrednost, sledi: V= cont.* T ; Odnosno: Pri konstantnom pritisku, za istu količinu gasa, promena zapremine direktno je proporcionalna promeni temperature.

VT

= const. Konstanta zavisi od pritiska i količine gasa.

g) Daltonov zakon parcijalnih pritisaka:

Pritisаk koji vrši gаsnа smeša jednаk je zbiru pritisаkа koji bi vršio svаki od njih аko bi sаm zаuzimаo ukupnu zаpreminu. P= P1+P2+P2+....+Pn . U osnovi ovo znаči dа svаki gаs u mešаvini deluje nezаvisno od drugih gаsovа. Pritisаk svаkog gаsа u mešаvini nаzivаmo pаrcijаlni pritisаk, а njegovа visinа zаvisi od količine tog gаsа i ukupnog pritiska.

Pаrcijаlni pritisаk, pojedinаčno svаkog gаsа u mešаvini može se izrаčunаti pomoću formule;

A=a*P/100

A - delimični pritisаk; а - procenаt gаsа u mešаvini;P- аpsolutni pritisаk gаsne mešаvine

Tako se pritisak vazduha sastoji od stvarnog pristiska vazduha povećanog za pritisak vodenih para u njemu. Isto važi za svaki gas koji se nalazi iznad neke tečnosti. Dakle, ako želimo da izmerimo pritisak vazduha, prvo moramo od ukupnog pritiska gasne smeše oduzeti pritisak pare( koji zavisi od temperature)

7

h) Gej-Lisakov zakon:

Zapremine gasova koji reaguju, merene pri istom pritisku i temperaturi, stoje u odnosu malih celih brojeva, kako međusobno, tako i prema zapreminama nastalih gasovitih proizvoda. Otkrićem zakona stalih zapreminskih odnosa, koji se temelji na postulatu Daltonove teorije atoma da se atomi međusobno jedine u odnosu malih celih brojeva, zaključuje se da mora postojati jednostavan odnos između broja atoma prisutnih u gasovima iste zapremine pri jednakim uslovima(isti P iT). Dalton je smatrao da iste zapremine različitih gasova sadrže isti broj atoma. Npr: vodonik i hlor reaguju u zapreminskom odnosu H:Cl=1:1, dajući dve zapremine hlorovodonika: 1 dm3 vodonika+ 1 dm3 hlora=2 dm3 hlorovodonika. Kako iste zapremine različitih gasova sadrže isti broj atoma: N atoma vodonika+ N atoma hlora= 2N čestica hlorovodonika. Skraćivanjem sa N dobijamo: 1 atom vodonika+ 1 atom hlora= 2 čestice hlorovodonika. S obzirom da svaka čestica hlorovodonika sadrži po 1 atom vodonika i hlora, jasno je da se druga čestica hlorovodonika može dobiti samo ako se atomi vodonika i hlora ppodele, što je nemoguće, odn. u suprotnosti sa prvim postulatom Daltonove teorije atoma(atom je najsitnija čestica svakog elementa koja je dalje nedeljiva). Ovaj zakon je objasnio Avogadro, svojom molekulskom hipotezom. Avogadro je smatrao da kod gasovitih elemenata najsitnije čestice nisu atomi već dvoatomske čestice, koje su kasnije nazvane molekulima.

i) Avogadrov zakon:

Na temelju pretpostavke o postojanju molekula, Avogadro postavlja hipotezu: Iste zapremine različitih gasova pod istim uslovima(isti P iT) sadrže isti broj molekula. Međutim, s otkrićem plemenitih gasova, ovaj zakon je pravilnije definisati na sledeći način: iste zapremine različitih gasova pod istim uslovima sadrže isti broj izgrađivačkih čestica. Naime, kod nekih gasova (npr. H2,N2,O2, halogeni elementi itd.) najsitnija čestica je dvoatomni molekul, dok je kod plemenitih gasova najsitnija čestica atom. Primenom Avogadrovog zakona može se objasniti Gej-Lisakov zakon stalih zapreminskih odnosa. Npr:

1 dm3 vodonika+ 1 dm3 hlora=2 dm3 hlorovodonika; ako iste zapremine sadrže isti broj molekula, to znači: N molekula vodonika+ N molekula hlora= 2N molekula hlorovodonika. Ako skratimo sa N, dobijamo: 1 molekul vodonika+1 molekul hlora= 2 molekula hlorovodonika. Kako molekuli vodonika ii hlora sadrže po dva atoma, očigledno je da se deobom molekula vodonika(H2) i hlora(Cl2), što je moguće i jednostavno, dobijaju po dva atoma koji zatim daju dva molekula HCl. Iz ovog zakona proizašlo je nekoliko fundamentalnih činjenica:

1. Mol (odnosno jedinica za količinu supstance) definiše se kao ona količina supstance koja sadrži isti broj izgrađivačkih čestica(atoma, molekula, jona…) kao i 12g ugljenikovog izotopa12C. Ovaj broj čestica u 1 molu bilo koje supstance naziva se Avogadrov broj (Na = 6.012 * 1023).

2. Molarna zapremina, odnosno zapremina jednog mola gasa, pri normalnim uslovima (T=273,15K, P=101,315kP) iznosi 22,4dm3. Osnovna realcija u hemiji: 1 mol=NA(6,023*1023)=22,4dm3=M(g) gde je M molekulska masa izražena u gramima. Možemo reći da je 1 mol neke gasovite supstance isto što i 6,023*1023 čestica,odn. isto što i 22,4 dm3(na normalnim uslovima) odn. isto što i onoliko grama kolika je relativna atomska ili molekulska masa.

8

5. Definišite jednačinu stanja idealnog gasa i Van der Valsovu jednačinu stanja realnog gasa:

Idealni:

Na osnovu Avogadrovog zakona znamo da je pri istim uslovima(isti P iT) zapremina gasa proporcionalna količini gasa. Ako količinu gasa izrazimo brojem molova(n) sledi da je: V=const.*n

Uzevši u obzir Bojl-Mariotov, Šarl-Gej-Lisakov i Avogadrov zakon, vidimo da je zapremina idealnog gasa određena pritiskom, temperaturom i količnimom gasa(n) odn. zapremina gasa je direktno proporcionalna broju molova i temperature,a obrnuto proporcionalna pritisku pod kojim se gas nalazi:

V= const .∗n∗T

P

P*V=const.*n*T

Ako konstantu označimo sa R dobijamo: P*V=n*R*T –jednačina stanja idealnog gasaR-univerzalna gasna konstanta; može se izračunati na sledeći način. Ako je n=1 mol gasa,T= 273,12 K, i P=101,312kPa, što znači da su normalni uslovi, na osnovu Avogadrovog zakona znamo da je pod tim uslovima zapremina gasa V=22,4dm3. Prema tome:

R= P∗Vn∗T

=8,314Pa*m3*mol-1*K-1

Ako broj molov izrazimo kao N=m/M, gde je m masa gasa, a M molarna masa gasa, j.s.i.g. možemo napisati i u

sledećem obliku: P*V= mM

*R*T

Realni:

U realnom gasu svaki molekul ima (iako veoma malu) određenu zapreminu. Ukupna zapremina svih molekula gasa, Vm, iznosi: Vm= b*n; b-konstanta, n- broj molova gasa. U jednačini stanja idealnog gasa( PV=nRT) V predstavlja zapreminu raspoloživu za kretanje molekula gasa. U realnom gasu ta zapremina je umanjena za zapreminu samih molekula gasa(Vm) odn, raspoloživa zapremina u gasu iznosi: V-b*n. Pošto je pritisak gasa, pritisak koje vrše čestice gasa na zidove suda u kome se gas nalazi, proizilazi da je u realnom gasu pritisak umanjen zbog privlačnih međumolekulskih sila. Privlačna sila je srazmerna broju molekula koji udaraju u zidove suda i broju molekula koji deluju na njih. Oba broja molekula su srazmerna gustini gasa, ρ, pa je sila koja umanjuje pritisak molekula gasa na zidove suda proporcionalna ρ2 .

F=a* ρ2 a-konstanta

Pošto je gustina gasa srazmerna količini gasa u jedinici zapremine:

ρ =nV

sledi F=a*(nV

)2

Izmereni pritisak treba uvećati za ukupan iznos privlačnih sila između molekula. Ako u jednačinu stanja idealnog gasa unesemo ove ispravke za pritisak i zapreminu, kod realnih gasova dobijamo:

[P+a*(nV

)2 ]*( V-B*n)=n*R*T- van der Valsova jednačina stanja realnog gasa

9

6. Šta je energija jonizacije?

Energija jonizacije predstavlja minimum energije koji treba dovesti atomu u gasnoj fazi da bi se od njega odvojio elektron na beskonačnu udaljenost. Razlikujemo prvu Ei (za odvajanje prvog, najslabije vezanog valentnog elektrona), drugu Ei (za idvajanje drugog elektrona od dobijenog katjona), treću Ei, itd. Nakon odvajanja prvog elektrona, atom postaje pozitivno naelektrisan, veći je broj protna u jezgru u odnosu na broj elektrona, te je za odvajanje drugog elektrona potrebano više energije (Ei2>Ei1). Prva energija jonizacije raste sa porastom rednog broja u periodi, jer raste i broj elektrona koji popunjavaju valentni energetski nivo. Stoga se ovi elektroni i jezgro jače privlače, opada rastojanje elektrona u valentnom sloju od jezgra, i teže je odvojiti valenti elektron od atoma, tj potrebno je uložiti veću energiju jonizacije (dolazi do odstupanja od ovog pravila za neke elemente IIIA i VIA grupe – npr za N i O). Sa povećanjem rednog broja u istoj grupi, opada prva energija jonizacije, jer se povećavaju dimenzije atoma, pa i rastojanje valentnih elektrona od jezgra. Ujedno, povećava se i broj protona u jezgru, dakle i efektivno naeletrisanje jezgra, koje jače privlači unutrašnje elektrone, te oni efikasnije zasenjuju naelektrisanje jezgra. Poseldica je da valentne elektrone jezgro slabije privlači, pa je potrebanma i manja energija jonizacija za njihovo odvajanje od atoma. Najmanju Ei imaju el IA grupe, a najveću plemeniti gasovi.

7. Šta je elektronski afinitet?Afinitet prema elektronu određuje energija koja se oslobađa ili vezuje kada jedan atom nekog elementa (u gasovitom stanju) veže elektron i postane negativno naelektrisan jon. Ako je ova energija negativna, proces je spontan, tj sistem usled vezivanja elektrona oslobađa energiju. Ako je ova energija pozitivna, proces nije spontan (sistemu mora da se dovodi energija). Što je veći elektronski afinitet (čija je vrednost negativna) nekog atoma to on ima veću sposobnost da veže elektron. Takav element sadrži praznu orbitalu u koju dati elektron može da se smesti, a koja je pod jakim uticajem efektivnog naelektrisanja jezgra. Stoga Ea raste sa porastom rednog broja u periodi a opda sa porastom rednog broja u grupi. Sa porastom rednog broja u periodi raste efektivno naelektrisanje jezgra, ali ne raste broj unutrašnjih elektrona koji bi mogli zasenčiti naelektrisanje jezgra. Sa porastom rednog broja u grupi raste rastojanje valentnih orbitala od jezgra, a raste broj elektrona, koji mogu da odbijaju elektron koji treba da se veže. Najveći Ea imaju elementi VIIA grupe.

8. Definišite modele atoma: Raderfordov

Raderfordov model atoma ili planetarni model atoma je model atoma prema kojem se atom svakog hemijskog elementa u neutralnom stanju sastoji od pozitivno naelektrisanog atomskog jezgra u kom je skoncentrisana gotovo sva masa atoma i određenog broja elektrona koji se okreću oko jezgra i čine omotač atoma. Prema Radefordov modelu elektroni se kreću oko jezgra poput planeta oko Sunca, čime se ne može objasniti stabilnost atoma i linijski atomski spektri. Prema Borovom modelu elektroni se oko jezgra kreću po tačno određenim putanjama (dopuštene orbite) i prilikom toga ne emituju energiju. Kvantno mehaničke interpretacije ovog modela dalje će pokazati da ne možemo govoriti o tačno definisanim putanjama po kojima se elektron kreće, jer ne možemo istovremeno precizno odrediti i položaj i brzinu nekog mikro objekta (Hajnzenbergova relacija nedoređenosti). Dakle možemo govoriti samo o verovatnoći nalaženja elektrona u prostoru oko jezgra, pa se u modelu atoma izbacuju određene putanje elektrona i zamenjuju se prostornom verovatnoćom pronalaženja elektrona oko jezgra (elektronski oblak različite gustine).

10

Borov:

Radefordov model nije mogao da objasni stabilnost atoma, jer po ovom modelu elektron koji kruži oko jezgra mora emitovati elektromagnetno zračenje, neprekidno bi gubio energiju, približavao bi se jezgru i ‘’pao’’ bi na njega. Stabilnost atoma, kao i zašto su atomski spektri linijski objasniće Borov model. Zasniva se na Plankovoj kvantnoj teoriji i Anštajnovoj jednačini fotoelektričnog efekta, tj na tome da svetlost frekfencije ν neka materija može apsorbovati/emitovati samo u kvantima energije h*ν.

Prema prvom postulatu Borovog modela, atom se može naći u stanjima pri kojima ne emituje energiju (stacinorana stanja). Elektron se može okretati oko jezgra po tačno određenim putanjama (dopuštene orbite) i pri tome ne emtiuje energiju. Svakoj od tih putanja odgovara tačno određena vrednost energije elektrona i po energiji najmanja putanja odgovara osnovnom stanju atoma. Po drugom postulatu atom absorbuje/emituje energiju samo prilikom prelaska sa jedne dopuštene putanje na drugu. Absorbovana/emitovana energija mora biti jednaka razlici energija dopuštenih orbita između kojih se dešava elektronski prelaz. Ako atom apsorbuje foton energije E = h*ν i prelazi sa orbite energije E1 na orbitu više enrgije E2 , mora da važi E2 – E1 = h*ν. Prilikom vraćanja sa putanje E2 na putanju E1 elektron emituje energiju iste frekvence ν koju je i apsorbivao. Stabilnost atoma Bor je objasnio time da je Kulonova privlačna sila između jezgra i elektrona jednaka centripetalnoj sili koja deluje na elektron. Iz ove jednakosti izračunao je radijuse orbita energetskih nivoa koji su dopušteni za kretanje elektrona. Radijusi orbita (r) određeni su glavnim kvantim brojem n (n = 1,2,3,...,ni, praktično od 1 do 7) i stoje u odnosu: r1:r2:r3...:rn = n1

2:n22:n3

2...:nn. Izračunao je i brzinu kretanja elektrona kao i energije stacionarnih stanja vodonikovog atoma. Dakle putanje elektrona određenu su brojem n (npr kod H atoma za osnovno stanje n = 1, za prvo pobuđeno stanje n = 2, itd) i sa porastom broja n raste energija koju elektron ima na datoj dopuštenoj orbiti. Po trećem postulatu elektronski prelaz može se u atomu vodonika desiti između bilo koja dva energetska nivoa. Zato se spektar vodonika sastoji iz više spektralnih linija, gde svakoj liniji odogovara neki energetski prelaz u atomu.

Nedostatk ovog modela je što nije mogao da objasni zašto se linije u atomskim spektrima cepaju na više bliskih linija, pa će model biti dopunjen time da se energetski nivo ne sastoje iz samo jedne moguće kružne putanje, već i iz određenog broja eliptičnih putanja (orbitala) – tj energetski nivoi se cepaju na podnivoe (Zoemrfeld). Nedostatak ove teroije jeste i njena nedoslednost: pretpostavljaju se kvantna stanja atoma pri kojima se ne emituje zračenje iako se elektron kreće po kružnoj putanji, što klasičnim zakonima elektrodinamike nije moguće. Sa druge strane, kretanje elektrona Bor objašnjava zakonima klasične mehanike. Činjenice koje su u ovom modelu date samo u formi postulata moćiće da objasne tek zakoni kvantne mehanike.

9. Izotopi?Izotopi su atomi čije jezgro sadrži isti broj protona (imaju isti atomski broj Z) ali različiti broj neutrona (različit im je maseni broj A). Dakle to su atomi jednog te istog elementa koji se razlikuju po masi. Na primer vodonik ima tri izotopa: protijum (1H, 1 p) deutreijum (2H, 1 p i 1 n) i tricijum (3H, 1 p i 2 n). U neutralnom atomu, broj elektrona je jednak broju protona. Stoga, izotopi datog elementa takođe imaju i isti broj elektrona i istu elektronsku strukturu. Kako su hemijske osobine u najvećoj meri određene njegovom elektronskom strukturom, izotopi imaju skoro identične hemijske osobine. Glavni izuzetak je, da, usled većih masa, teži izotopi imaju tendenciju da reaguju nešto sporije od lakših izotopa. Ovaj "efekat mase", ili izotopski efekat je najizraženiji za protijum (1H) i deuterijum (uobičajen naziv za 2H), jer deuterijum ima duplo veću masu od protiuma. Kod težih elemenata je relativna razlika u masi mnogo manja, pa je efekat mase obično zanemarljiv.

11

10.Primena izotopa?

Izotopskom analizom određuje se izotopski sastav nekog uzorka (udeo rzl izotopa određenog elementa). U biološkim uzorcima, varijacija u sastavu O, C i N izotopa se najčešće javlja, i na osnovu te varijacije može se odrediti geografsko poreklo datog uzorka. Izotopi mnogih elemenata su nestabilni i podležu radioaktivnom raspadu. Ovi izotopi mogu se primeniti u praćenju toka hemijske rakcije (radiaktivni indikatori), jer isto hemijski reaguju i kao neradioaktivni izotop. Na primer, napravi se smesa molekula koji su neobeleženi (sa stabilnim izotopom, npr 12C u karboksilnoj grupi) i koji su obeleženi (sa radiaktivnim izotopom, npr 14C u karboksilnoj grupi) i prati se radioaktivni signal kao i položaj radioaktivnog obeleživača u različitim stupnjevima neke reakcije (za ovo može da se koristi i stabila izotop, samo se onda njeovo prisustvo u rzl produktima reakcije detektuje npr masenom spektroskopijom)... itd...

11. Koncentracija rastvora:Procentna koncentracija rastvora se izražava brojem grama rastvorene supstance u 100g rastvora. Npr. 8%-tni vodeni rastvor NaCl sadrži 8g NaCla u 100 gr rastvora, odn. 100g 8%-tnog rastvora sadrži 8gr NaCl i 92g vode.Takođe se sreće i zapreminska procentna koncentracija, tj koncentracija izražena broj cm3 rastvorene supstance u 100 cm3 rastvora. Ovaj način procentne koncentracije se sreće kada su u rastvoru dve tečne supstance,npr kod određivanja koncentracije alkohola u vodi(kod alkoholnih pića,promili).Molarna(količinska) koncentracija supstance se izražava brojem molova rastvorene supstance u 1dm3 rastvora, odn. brojem molova rastvorene supstance u jedinici zapremine: C=n/V[mol/dm3]; n- broj molova rastvorene supstance; V-zapremina rastvora u dm3.

Molalna koncentracija supstance se izražava brojem molova rastvorene supstance u 1kg rastvarača, odn. brojem molova rastvorene supstance u jedinici mase rastvarača: Cm=n/m [mol/kg]; n-broj molova rastvorene supstance; m- masa rastvarača izražena u kilogramima.

Masena koncentracija supstance se izražava brojem grama rastvorene supstance u 1dm3 rastvora, odnosno brojem grama rastvorene supstance u jedinici zapremine C=m/V; m-masa rastvorka u gr; V-zapremina rastvora dm3.

Maseni udeo(masena frakcija) se izražava odnosom mase date supstance i mase rastvora w=m1/m; w-maseni udeo supstance mase m1 a m je masa rastvora. Množenjem masenog udela sa 100 dobija se procentna koncentracija supstance.

Zapreminski udeo(zapreminska frakcija) se koristi ukoliko su u rastvoru dve tečne supstance, umesto masenog udela. Izražava odnosom zapremine date supstance i ukupne zapremine rastvora.

Molski udeo(molska frakcja) se izražava odnosom broja molova date supstance i ukupnog broja molova svih supstance u rastvoru. χ= nrastvorka/ nrastvora

12

12. Rastvorljivost

Rastvorljivost se definiše kao broj grama supstance koja se rastvara u 100g rastvarača, na određenoj temperature. Do rastvaranja dve supstance dolazi samo kada su međumolekulske sile privlačenja između čestica rastvarača i čestica supstance koja se rastvara jače od privlačnih sila između čestica rastvarača, a takođe, i jače od privlačnih sila između čestica supstance koja se rastvara.Rastvorljivost bilo koje supstance u tečnom rastvaraču zavisi od: prirode supstance, prirode rastvarača, temperature, a kod gasova i od parcijalnog pritiska gasa iznad rastvora. Po pravilu, polarne supstance se rastvaraju u polarnim rastvaračima, i obrnuto, nepolarni u nepolarnim. Rastvorljivost tečnih i čvrstih supstance u tečnim rastvaračima se povećava sa porastom temperature, dok se rastvorljivost gasova smanjuje povećnjem temperature, ali se rastvorljivost gasa u tečnosti povećava povećanjem pritiska

13. Šta je pH, kako se definiše i kako se meri?

pH vrednost je mera aktivnosti vodonikovih jona (H+) u rastvoru i na taj način određuje da li je dati rastvor kiselog ili baznog karaktera. pH vrednost predstavlja negativan dekadni logaritam koncentracije H+ jona izražene brojem mola H+ jona po jedinici zapremine(1dm3) rastvora. Na isti način se definiše i pOH vrednost, odnosno negativnim logaritmom koncentracije OH- jona.

pH= -log[H+]

pOH=-log[OH-]

Ipak, danas su pH i pOH definisane preko aktiviteta jona:

pH=-logaH+

pOH= -logaOH-

Kako je jonski proizvod vode jednak proizvodu koncentracije H+ i OH- jona

Kw=[H+]*[OH-]=1*10-14, logaritmovanjem ovog izraza sa negativniim predznakom, dobijamo: -logKw=-log{[H+][OH-]}, odnosno pKw=pH +pOH=14

Iz navedenog izraza vidimo da se vrednost pH i pOH kreće u granicama od 0-14, i na osnovu ove pH skale možemo reći da je neutralna sredina pH=7 odn. pOH=7; kisela sredina pH<7 odn. pOH>7; bazna sredina pH>7 odn. pOH<7

Ipak, pH vrednost može biti manja od 0, odnosno pOH veća od 14 ukoliko je aktivitet H+ jona veći od 1mol/dm3, kao što je slučaj kod rastvora jakih elektrolita čije su koncentracije veće od 1mol/dm3.

Npr: Ako je aktivitet H+ jona u rastvoru sulfatne kiseline 2 mol/dm3 tada je pH rastvora: pH=-log2=-0,3; u ovom slučaju pOH=14 –pH= 14,3.U slučaju da je aktivitet OH- jona u rastvoru 2 mol/dm3 u rastvoru neke jake beze, npr. NaOH, tada je pOH vrednost ovog rastvora: pOH=-log2=-0,3; a pH istog rastvora je pH=14-pOH=14,3.

Takođe treba naglasiti da pri koncentracijama elektrolita većim od 0,01 mol/dm3 pH vrednost treba računati kao termodinamičku veličinu definisanu preko aktiviteta H+ jona na osnovu izraza pH=-logaH+

pH vrednost se može meriti na više različitih načina:

-pomoću lakmusa

acido-bazni indikatori(npr. metal oranž je u kiseloj sredini crvene boje, a u baznoj sredini žute boje

ph metar 13

14. Arenijusova teorija kiselina i baza.

Po Arenijusovom teoriji, kiseline su supstance koje disocijacijom u vodenom rastvoru od pozitivnih jona daju isključivo H+ jone(odnosno H3O+) Npr: HCl H+ + Cl-

Međutim natrijumbisulfat po ovoj teoriji nije kiselina, zato što disocijacijom pored H+ jona, daje i Na+ jona: NaHSO4 H+ +Na+ +SO4

2- pa po ovoj teoriji pripada kiselim solima.

Važno je naglasiti da po Arenijusovoj teoriji elektrolitičke disocijacije H+ ne predstavlja proton već hiratisani proton- hidronijum jon, H3O+, dobijen vezivanjem H+ jona(protona) za molekul vode: 2H2O ⇌ H3O+ + OH-

Prisustvo H3O+ jona u rastvoru možemo dokazati pomoću lakmusa, koji u kiseloj sredini menja boju iz plave u crvenu.Po Arenijusu, baze su one supstance koje disocijacijom u vodenom rastvoru od negativno naelektrisanih jona daju isključivo OH- jone. Npr: NaOH Na+ +OH- Međutim, bazni magnezijum-hlorid po ovoj teoriji nije baza zato što disocijacimo u vodenom rastvoru, pored negativno naelektisanih OH- jona daje i Cl- jone: Mg(OH)Cl Mg2+ + OH- +Cl- pa po ovoj teoriji pripada baznim solima. U slučaju baza, lakmus menja boju iz crvene u plavu.Jačina kiselina i baza je određena koncentracijom hidratisanih H+, odnosno OH- jona, zbog čega se jako kiseline i jake baze ubrajaju u jake elektrolite.Po ovoj teoriji, reakcija između kiseline i baze, odnosno reakcija neutralizacije, je u stvari rekacija između hidratisanih H+ i OH- jona: H3O+ + OH- ⇌ 2H2OReakcijom neutraliacije između kiselina i baza, nastaje so: HCl + NaOH NaCl + H2O

Glavni nedostatak teorije je bio što ona isključuje mogućnost postojanja pozitivno ili negativno naelektrisanih jedinjenja kao kiselina/baza. Takođe postoje supstance koje ispoljavaju bilo bazni, bilo kiseli karakter iako ne sadrže nijednu od funkcionalnih grupa koje je Arenijus označio kao nosiocima kiselosti odn. baznosti. Primer za to je amonijak, koji se ponaša bazno:

NH3 + HCl → NH4Cl

Bazni karakter vodenog rastvora NH3 Arenijusova teorija objašnjava reakcijom monijaka sa vodom pri čemu se dobija amonijum-hidroksid koji disocijacijom od negativno naelektrisanih jona daje OH- jone, karakterističe za vodene rastvore ostalih baza: NH3 + H2O NH4OH⇌ NH4

+ +OH-

Međutim, utvrđeno je da u vodenom rastvoru amonijaka ne postoje molekuli amonijum-hidroksida, već molekuli amonijaka i amonijum jon(NH4+) i OH- joni, pto znači da se reakcija odvija:NH3 + H2O⇌ NH4

+ +OH-

15. Protolitička teorija kiselina i baza

14

Po protolitičkoj teoriji, kiseline su sve one molekulske i jonske vrste koje daju proton(donori protona H +) a baze sve one molekulske i jonske vrste koje taj proton mogu primiti(akceptori protona). Dakle, po ovoj teoriji, kiseline mogu biti oni molekuli i joni koji imaju vodonikov atom koji mogu dati kao proton H+,ali oni mogu biti kiseline samo ako su u istom rastvoru prisutni molekuli ili joni koji taj proton mogu primiti, odnosno imati ulogu baze. Supstance koje mogu imati ulogu i baze i kiseline nazivamo amfolitima.Npr voda će biti acceptor ili donor protona u zavisnosti od toga da li je jača ili slabija kiselina od supstance sa kojom reaguje:U vodenom rastvoru HCl-a, voda je baza(acceptor protona) zato što je slabija kiselina od HCl: HCl+ H2O H⇌ 3O+ +Cl-

Međutim, u slučaju vodenog rastvora amonijaka, amonijak je baza zato što je voda jača kiselina od amonijaka: NH3 + H2O NH⇌ 4

+ + OH-

U direktnoj reakciji vode sa amonijakom, voda je donor H+ jona, odnosno kiselina, dok je amonijak akceptor protona, odnosno baza. U povratnoj reakciji OH- je acceptor protona i predstavlja konjugovanu bazu H2O kao kiseline, dok je NH4

+ donor H+ jona i on predstavlja konjugovanu kiselinu NH3 kao baze. Kiselinsko-bazne reakcije se po ovoj teoriji svode na prenos protona sa kiseline na bazu, zbog čega se nazivaju protolitičke reakcije, a same kiseline i baze protolitima,

Jačina kiseline se meri lakoćom otpuštanja protona, a jačina baze lakoćom primanja protona.Što je jača neka kiselina, odn. što lakše otpušta H+ to je njena konjugovana baza slabija, odnosno imam manju težnju da primi proton.

16. Od čega zavisi, i kako, brzina hemijske reakcije?Brzina hemijske reakcije zavisi od:

a) prirode reaktanata: Brzina hemijske reakcije zavisi pre svega od prirode reaktanata, mada ne postoji uopšteno kvantitativno merilo ove zavisnosti. Jonske reakcije u kojima nema promene oksidacionih stanja reaktanata odvijaju se veoma brzo:

Ba2+ + SO42- BaSO4 ; Ag+ + Cl- AgCl

Jonske reakcije u kojima dolazi do promene oksidacionih stanja reaktanata odvijaju se veoma sporo: S2O3

2- + 2H+ SO2+S+H2O - mešanje tiosulfata i neke jake kiselineAko opiljke gvožđa prelijemo rastvorom hlorovodonične kiseline doći će do laganog izdvajanja vodonika: Fe + 2HCl FeCl2 + H2 ; ukoliko umesto gvožda upotrebimo granulu cinka doći će do mnogo bržeg izdvajanja vodonika. Ako upotrebimo komadić bakra, do izdvajanja vodonika uopšte ne dolazi. Dakle, iz navedenog vidimo da brzina hemijske reakcije takođe zavisi i od redoks-potrencijala navedenih metala, a isto tako od jačine upotrebljene kiseline kao elektrolita. Heterogene reakcije( reakcije koje se odvijaju na granicama faza, najmanji dve) su obično sporije u odnosu na homogene reakcije(reakcije koje se odvijaju u jednoj fazi).

b) koncentracije: Brzina hemijske reakcije uvek zavisi od trenutne koncentracije reaktanta. Povećenjem koncentracije reaktanata, povećavamo i broj njihovih čestica u jedinici zapremine, a time povećavamo

15

verovatnoću efikasnih, uspešnih sudara, koji su preduslov za odvijanje hemijske reakcije. Što je više efikasnih sudara, to će brzina hemijske reakcije biti veća. Koncentracija reaktanata vremenom opada, Tako se menja i brzina hemijske reakcije- na početku reakcije brzina je najveća( kao i koncentracija reaktanata), a kako reakcija teče, smanjuje se koncentracija reaktanata, ujdeno i brzina hemijske reakcije. Odnos između brzine hemijske reakcije i koncentracije reaktanata formulisan je u ZAKON O DEJSTVU MASA, po kome je brzina hemijske reakcije upravno proporcionalna proizvodu koncentracija supstance koje reaguju. Za reakciju: aA+ bB cC+ dD, brzina hemijske reakcije je: =k*[A]𝓿 a*[B]b

a,b-stehiometrijski koeficijenti; k-konstanta brzine hemijske reakcijeZa ireverzibilnu reakciju: H2 + O2 2H2O brzina hemijske reakcije je =k*[H𝓿 2]2[O2]Za reverzibilnu reakciju: N2 + 3H2 2NH3 , možemo govoriti o dve reakcije- direktnoj reakciji između azota i vodonika, i povratnoj reakciji raspadanja amonijaka na polazne supstance. Tada je: =k*[N]𝓿[H2]3

=k*[NH𝓿 3]2

Ukoliko su koncentracije reaktanata [A]=[B]=1 mol/dm3 tada je =k𝓿Konstanta brzine hemijske reakcije(k) je karakteristika svake hemijske reakcije, ne zavisi od koncentracije reaktanata, već od temperature i , u mnogim slučajevima, od sredine u kojoj se hemijska reakcija odvija. Iz izraza =k vidi se da je brzina reakcije veća, što je veća vrednost 𝓿konstante brzine hemijske reakcije.Većina hemijskih reakcija su složeni procesi id a bi napisali izraz za brzinu hemijske reakcije neophodno je da poznajemo mehanizam reakcije, odn. sve međureakcije. Ukupna brzina hemijske reakcije zavisi od najsporijeg stupnja reakcije:Npr, za reakciju 2NO + 2H2 N2 + 2H2O brzina bi trebala da bude- =k*[NO]𝓿 2[H2]2 ali,ovaj process se odvija u dva stupnja:I ) 2NO + H2 N2 + H2O2 – sporoII) H2O2 + H2 2H2O -brzoKako najsporiji proces diktira ukupnu brzinu hemijske reakcije, sledi da je brzina reakcije: 𝓿 =k*[NO] 2 [H 2]U kinetičkim ispitivanjima, reakcije se dele prema molekularnosti i redu reakcije.Molekularnost reakcije predstavlja broj molekula koji učestvuju u reakciji. Npr. u navedenoj reakciji redukcije azot(II)- oksida, molekularnost je četiri (reaguju 2 molekula NO i 2 molekula H2). Red reakcije je zbir eksponenata u izrazu za brzinu hemijske reakcije : 𝓿=k*[A]a*[B]b za supstancu A eksponent je a, a za supstance B eksponent je b, što znači da je ukupan red reakcije =a+b. U navedenoj reakciji redukcije azot(II)- oksida red reakcije je: red reakcije= 2+1=3. Shodno izrazu za brzinu najsporije hemijske reakcije koja određuje ukupnu brzinu hemijske reakcije 𝓿 =k*[NO] 2 [H 2] , ova reakcija je drugog reda u odnosu na NO, a prvog reda u odnosu na H2. Ukupno, reakcija redukcije NO sa H2 je trećeg stepena.

c) pritiska: Prema Bojl- Mariotovom zakonu, ukoliko se reakcija odvija u gasnoj fazi na konstantnoj temperaturi, povećanjem pritiska smanjuje se zapremina gasa. Smanjenjem zapremine, povećava se koncentracija. Kako je brzina hemijske reakcije direktno proporcionalna proizvodu koncentracija reaktanata. Npr. ako povećamo pritisak dva puta, bez promene temperature, zapremina će se 2 puta smanjiti, dok će se molarna koncentracija supstanci povećati 2 puta(zapremina i pritisak u prema Bojl- Mariotovm zakonu obrnuto proporcionalni, p=const/V).Koliko puta će se brzina povećati zavisi od vrste reakcije, odn. izraza za brzinu hemijske reakcije.

d) površine: Reakciona površina ima značaja samo kod reakcija koje se odvijaju između dve faze(heterogena reakcija). Reakcije koje se odvijaju na površini koja deli dve faze obično su spore reakcije. Kako reaktanti mogu međusobno reagovati samo ako su u dodiru, odnosno ako dolazi do sudara njihovih čestica, jasno je da će brzina reakcije između dve faze odvijati brže ako je dodirna površina veća.

16

Rastvaranjem reaktanata u odgovarajućim rastvaračima maksimalno povećavamo njihovu površinu, odn. mogućnost međusobnog kontakta, jer ih prevodimo u molekulsko, odn. jonsko disperzni sistem. Zbog toga su reakcije u rastvorima reaktanata mnogo brže nego ako su reaktanti pomešani u čvrstom stanju. Površina čvrste supstance raste sa porastom stepena usitnjenost(disperznosti). Zato se smanjenjem dimenzija makroskopskih čestica čvrste supstance(zbog porasta površine između različitih faza) može povećati brzina hemijske reakcije.Npr: Ukoliko želimo da enzimi iz krompira deluju na vodonik-peroksid kako bi se on razdvojio na vodu i kiseonik, brzina reakcije će biti veća ukoliko krompir što više usitnimo. H2O2 2H2O + O2 Zatim, reakcija između komadića gvožđa i vodenog rastvora jake kiseline(npr HCl) se odvija sporo Fe + 2H+ Fe2+ + H2 , ali ukoliko uzmemo gvožđe u prahu, reakcija se odvija mnogo brže. Takođe, apsorpica SO3 u vodi će ići brže ukoliko gas propuštamo kroz tečnost u vidu što sitnijih mehurića SO3+ H2O H2SO4

e) zračenje: U mnogim reakcijama, molekuli se mogu aktivirati dovođenjem odn. apsorpcijom različitog oblika elektromagnetno zračenja, najčešće vidljive UV i IC svetlosti. Ajnštajn je utvrdio da jedaan kvant apsorbovane svetlosti molekul pretvara u aktivni molekul, samo ako je energija tog kvanta svetlosti jednaka ili veća od energije aktivacije. Ovakve reakcije se nazivaju fotohemijske reakcije. Primer fotohemijske reakcije: H2+ Cl2 2HCl ako se ova reakcija odvija u mraku veoma je spora. Međutim, ako smešu hlora i vodonika izložimo svetlosti, ona se odvija veoma brzo, čak i eksplozivno. Naime, apsorbovana svetlost obezbeđuje dovoljnu količinu energije da bi se homolitički rakinula Cl-CL veza, pri čemu nastaju slobodni atomi hlora koju su veoma reaktivni. Ovaj proces se naziva iniciranje. Cl2 2Cl; dobijeni atomi hlora reaguju sa molekulom vodonika: Cl(g)+ H2(g) HCl(g)+ H(g) a dobijeni slobodni atom vodonika reaguje sa molekulom hlora H(g) +Cl2(g) HCl(g) + Cl(g) obezbeđujući slobodan atom hlora za reakciju sa vodonikom, kao što je prethodno navedeno. Reakcija se odvija dalje, dajući lanac navedenih reakcija, stoga se i naziva lančana reakcija. Pri sudarima u smeši vodonika i hlora, pored sudara moleulai slobodnih atoma, može doći do sudara slobodnih atoma vodonika i hlora, kao i njihovih atoma međusobno(sad one tri reakcije), u kom slučaju dolazi do prekida lančane reakcije. Kako je za ovu reakciju potreban samo jedan kvant svetlosti, možemo govoriti o fotokatalizi. Važnije fotohemijske reakcije su: građenje ozona:

O2 2O

O2+ O O3 Stvaranje glukoze iz vode i ugljen-dioksida(fotosinteza) 6H2O+ 6CO2 C6H12O6 +O2 U fotografiji se koristi AgBr koji se pod uticajem svetlosti razlaže: AgBr Ag + Br i tada na fotopapiru ili filmu zaostaje srebro formirajući lik fotografisanog predmeta.

f) katalizatori: Katalizatori su hemijske supstance koje se dodaju reakcionom sistemu da bi ubrzali hemijsku reakciju(kataliza).

Jedna supstance može biti katalizator samo za određenu reakciju. Ovu osobinu katalizatora često nazivamo sprecifičnost. Tako je npr. azot(II)-oksid katalizator za reakciju oksidacije sumpor(IV)- oksida u sumpor(VI)-oksid kod industrijskog dobijanja sumprone kiseline. SO2 + O2 SO3; SO3 + H2O H2SO4 .Bez prisustva azot(II)-oksida ova reakcija oksidacije je veoma spora. Katalizator može ubrzati samo onu reakciju koja je inače moguća, odnosno odvija se sama od sebe, samo što se bez katalizatora odvija veoma sporo. Katalizatori učestvuju u hemijskoj reakciji, ali gledajući početno i krajnje stanje oni iz nje izlaze nepromenjeni. A+B+K AB+K reaktanti+katalizator proizvodi + katalizatorZa ubrzavanje hemijske reakcije potrebno je uzeti male količine katalizatora. Teorijski, možemo uzeti jedan molekul katalizatora, jer nakon stvaranja proizvoda reakcije katalizator ostaje nepromenjen i

17

sposoban je da ponovo ubrza reakciju reaktanata. Taj molekul može katalizovati rekaciju beskonačno dugo ukoliko ne dođe do neutralisanja njegove katalitičke aktivnosti delovanjem inhibitora.Katalizator ubrzava hemijsku reakciju, ali ne menja položaj hemijske ravnoteže. To znači da katalizator jednako ubrzava i polaznu i povratnu reakciju, odn. ubrzava proces da što pre dođe do hemijske ravnoteže, tako da na taj način ne može uticati na položaj ravnoteže kod reverzibilnih hemijskih reakcija.Postoje hemijske reakcije u kojima jedan od proizvoda ima ulogu katalizatora, odn. reakcija sama sebe katalizuje i u tom slučaju govorimo o autokatalizi. Npr. reakcija oksidacije oksalata permanganatom: 5C2O4

2- + 2MnO4- + 16H+ 2Mn2+ + 10 CO2 + 8H2O, reakcijom nastali Mn2+ jon katalizuje redoks-proces.

Katalizator ubrzava hemijsku reakciju zbog toga što reaguje sa reaktantima dajući aktivirani kompleks ili prelazno stanje koje ima nižu energiju aktivacije nego aktivirani kompleks nekatalizovane reakcije. A+B+K ⇌ ABK# C+D+K

Dakle, katalizator snižava energiju aktivacije koja je neophodna da bi se reakcija odigrala.Sada veći broj molekula ima dovoljnu energiju da pređe energetsku barijeru i nagradi aktivirani kompleks koji će se zatim raspasti na produkte i na katalizator.( ABK# C+D+K)

Razlikujemo tri tipa katalize:Homogena - reakciona smeša reaktanata i katalizatora obrazuje jednu fazu(uglavnom gasovitu, ređe tečnu). Npr. oksidacija SO2 u prisustvu NO je homogena kataliza zato što su SO2 i O2 gasovi, kao i NO kao katalizator. Takođe, reakcija osksidacije vodenog rastvora oksalata vodenim rastvorom permanganate je homogena kataliza.Makroheterogena kataliza - kod makroheterogene katalize, katalizator je uglavnom čvrsta faza, dok su reaktanti u gasovitoj ili tečnoj fazi. U slučaju makroheterogene katalize, kao katalizatori se uglavnom koriste neograganska jedinjenja. Kako je katalizator najčešće čvrsta faza, njegova aktivnost u velikoj meri zavisi od površine, jer se samo reakcija odvija na njegovoj površini, odnosno dodirnoj površini katalizatora i reaktanata.Zbog toga se kod ovog oblika katalize u industriji void da računa da se pre uvođenja u reakciju dobije katalizator što veće površine.Npr: industrijsko dobijanje amonijaka iz vodonika i azota(gasovi) u prisustvu katalizatora, smeše Fe2O3 i Al2O3 je heterogena kataliza.Mikroheterogena kataliza - pod ovom katalizom podrazumevamo reakcije katalisane biološkim katalizatorima- enzimima(fermentima). Enzimi su po hemijskom sastavu složeni protein koji pored navedenih osobina katalizatora, poseduju in eke karakteristične osobine: Velika katalitička aktivnost- za bilo koju reakciju katalisanu enzimom potrebna je mnogo manja količina enzima kao katalizatora nego negog klasičnog katalizatora.Velika specifičnost- enzimi se odlikuju velikom specifičnošću koju nazivamo stereospecifičnost. Kod katalitičke reakcije sa klasičnim katalizatorima, ge postoji mogućnost građenja dva ili više izomera, uvek se dobije smeša izomera, dok se u pristustvu enzima uvek dobija jedan isomer. Npr. pri sintetisanju aminokiselina u laboratoriji, uvek se dobija smeša L i D-izomera, a u prirodi,tj organizmu, zbog stereospecifničnosti enzima koji učestvuje u reakciji sinteze aminokiselina dobija se jedan izomer – L-izomer. U svim živim organizmima, svaka reakcij je katalisana odgovarajućim enzimom.

g) temperature: Iz kinetičke teorije gasova znamo da je temperatura mera srednje kitetičke energije molekula, a odatle i njihove srednje brzine(napiši formulu) S porastom temperature raste brzina molekula. Kako s porastom temperature raste brzina molekula, raste i broj sudara između molekula, onda s porastom tempertature raste i brzina hemijske reakcije. Eksperimentalno je utvrđeno da se pri porastu temperature za 10oC brzina reakcije poveća 2-3 puta.Ovako veliko povećanje brzine sa ovako malih porastom temperature nije uzrokovano samo porastom broja sudara,odnosno porastom brzine molekula. Odlučujuću ulogu pri uticanju temperature na brzinu hemijske reakcije ima energija aktivacije. Naime, s porastom temperature, tj. dovođenjem energije, sve veći broj molekula poseduje minimalnu energiju koja im je potrebna da mogu međusobno reagovati- energiju aktvicije. Dakle, sa porastom temperature znatno raste broj aktiviranih molekula u odnosu na ukupan broj molekula, a

18

time znatno raste broj uspešnih sudara, odn. brzina hemijske reakcije. Pojam uspešnog sudara, a time i brzinu hemijske reakcije, tumači teorija prelaznog stanja ili aktiviranog kompleksa, koja se temelji na teoriji sudara, koja je izvedena iz kinetičke teorije gasova. Naime, u reakciji, A2 +B22AB, prilikom sudara molekula A2 i B2 najpre nastje aktivirani kompleks A2B2

# Aktiviran kompleks se može raspasti na početne molekule A2 i B2 ili se može raspasti na produkte reakcije, na 2 molekula AB. Reakciju sa aktiviranim kompleksom u prelaznom stanju možemo prikazati: A2 +B2 A2B2

# 2AB. Pre međusobnog sudara, molekuli A2 i B2 su međusobno prostorno udaljene tako da ne deluju jedna na drugu. U tom slučaju je potencijalna energija sistema jednaka zbiru potencijalnih energija molekula A2 i B2. Međutim, kada se molekuli A2 i B2 međusobno sudare odbojne sile između njihovih elektronskih oblaka znatno porastu. Time raste potencijalna energija, i kada nastane prelazni kompleks A2B2

#, potencijalna energija dostiže svoju maksimalnu vrednost. Na kraju reakcije, prelazni kompleks se raspadne na dva molekula AB. Njihovim međusobnim udaljavanjem smanjuje se potencijalna energija sistema.

Razlika u potencijalnoj energiji između početnog stanja(A2+B2) i aktiviranog kompleksa(A2B2# ) je energija

aktivacije, koja se mora dovesti molekulima A2 i B2 da bi mogli međusobno da reaguju.Energiju aktivacije molekuli stiču pretvaranjem svoje kinetičke energije u potencijalnu energiju.Ukoliko molekuli ne poseduju dovoljno veliku kinetičku energiju, njihovim sudarom će doći do njenog pretvaranja u potencijalnu energiju, ali pri tome neće nastati aktivirani kopleks, zato što ne poseduju dovoljnu energiju da pređu energetsku barijeru. Ako molekuli A2 i B2 imaju dovoljnu kinetičku energiju koja se može prevesti u potencijalnu energiju, a koja odgovara potencijalnoj energiji aktiviranog kompleksa odn. vrhu energetske barijere, one nagrađuju aktivirani kompleks(prelaze vrh energentske barijere) i tada nastaju molekuli AB(proizvodi reakcije). Dakle, dovođenjem energije u obliku toplote(povećanjem temperature) u sistem, veći broj molekula će imati dovoljnu energiju da pređe energetsku barijeru u sekundi, što znači, povećanjem temperature se povećava brzina hemijske reakcije. Brzina hemijske reakcije određena je brojem čestica aktiviranog kompleksa koji se u sekundi raspadnu na proizvode reakcije odn. brzina hemijske reakcije je određena brzinom raspada aktiviranog kompleksa. Što je veća energija aktivacije odn, što je veća energetska barijera, to manji broj molekula može preći energetsku barijeru u sekundi i nagratiti aktivirani kompleks, i reakcija je sporija. Ako je ukupna potencijalna energija reaktanata A2 i B2 veća od ukupne potencijalne energije proizvoda reakcije, pri reakciji će se ovaj višak energije oslobađati u obliku toplotne energije, entalpija sistema se smanjuje , ΔH je negativna i tada je reakcija egzotermna. U obrnutom slučaju, kada je ukupna potencijalna energija proizvoda reakcije veća od ukupne potencijalne energija reaktanata, entalpija sistema se povećava, ΔH je pozitivna i reakcija je endotermna. Ako je reakcija reverzibilna, ukoliko je direktna reakcija egzotermna, povratna reakcija je endotermna i obrnuto.Zavisnost brzine hemijske reakcije od temperatura data je preko konstante brzine hemijske reakcije čija vrednost zavisi od temperature. Ovu zavisnost je eksperimentalno potvrdio Arenijus i dao je u obliku: k=A*eEa/RT. A-predeksponencijalni faktor; Ea-energija aktivacije(J*mol-1);T-temperatura(K);R-univerzalna gasna konstanta(R=8,314J/K*mol)Na osnovu Arenijusove jednačine može se zaključiti da vrednost konstante brzine raste eksponencijalno sa porastom temperature. Energija aktivacije se određuje eksperimentalno određujući k pri različitim temperaturama.Ako logaritmujemo izraz k=A*eEa/RT dobijamo izraz logk=logA – Ea/2,303*R*T. Ukoliko je zavisnost logk od 1/T prava linija, nagib prave predstavlja – Ea/2,303R. Ukoliko nije prava onda se ispitivana reakcija odvija u dva ili više međuprocesa od koji svaki ima svoju energiju aktivacije.

19

17. Kako nastaje kovalentna veza?Kovalentna veza nastaje formiranjem zajedničkih elektronskih parova.Prema Luisovom pravilu okteta kovalentna veza nastaje iz težnje atoma da međusobno povezani postignu stabilnu elektronsku konfiguraciju plemenitog gasa, odn. oktet. Zbog toga atom ne predaje svoje elektrone drugom atomu već svaki od njih daje po jedan elektron(ili više) i oni nagrađuju jedan(ili više) elektronski par. Taj zajednički elektronski par, koji pripada i jednom i drugom atomu, nalazi se između ta dva atoma i povezuje ih tj. čine kvalentnu vezu između njih. Luisovo oktetno pravilo se zasniva na težnji atoma da broj elektronskih parova oko atoma bude jednak broju njegovih valentnih orbitala, npr. za H je 1( 1 s-orbitala); s/p elemente je 4( jedna s-orbitala i 3 p-orbitale) itd.Spajanje atoma kovalentnom vezom možemo šematski prikazati Luisovim simbolima, npr.. spajanje dva atoma vodonika u molekul: Dakle, svako jezgro kontroliše oba elektrona zajedničkog elektronskog para, pa svaki atom u molekulu vodonika ima elektronsku kofiguraciju helijuma.Elektronska konfiguraicja atoma hlora je 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5. Ako se dva atoma hlora povežu zajedničkim elektronskim parom, onda svaki atom u molekulu hlora postiže stabilnu elektronsku konfiguraciju argona, odn. oktet.NastajanjeCO2 iz 1 atoma ugljenika i 2 atoma kiseonika možemo prikazati:Da bi se postigao oktet atoma C i H u molekulu CO2, moraju nastati 2 zajednička elektronska para između atoma ugljenika i kiseonika.Dakle, svaki zajednički elektonski par čini jednu kovalenciju. Iz navedenih primera vidimo da su vodonik i hlor monokovalentni jer se između atoma formira samo jedan zajednički elektronski par; kiseonik je dikovalentan jer gradi dva elektronska para. Oktetno pravilo omogućava predstavljanje Luisovih struktura molekula, i u većini slučajeva Luisova struktura molekula se predstavlja u tri koraka:1.Treba odrediti koliko valentnih elektrona svaki atom učesnik unosi u molekul.Svaki atom pri građenju molekula učestvuje sa svojim valentnim elektronima. Npr. kiseonik učestvuje sa svojim jednim valentnim elektronom, a kiseonik sa svih 6 valentnih elektrona. Negativno naelektriasanje nekog atoma u strukturi molekula znači da taj atom ima jedan elektron više, a pozitivno naelektrisanje jedan elektron manje u osnosu na osnovnu elektronku konfiguraciju tog atoma.2.Napisati hemijske simbole atoma na način koji pokazuje kako su međusobno povezani.U većini slučajeva znamo kako su atomi povezani u molekulu; najčešće ih pišemo po porastu elektronegativnosti odn za centralni atom molekula uzimamo atom manje elektronegativnosti.3.Raspodeliti elektronske parove, tako da prvo jedan elektronski par bude između dva atoma, a onda preostale elektrone kao elektronske parove raspoređujemo u obliku višestrukih veza ili slobodnih elektronskiih parova(koji ne učestvuju u formiranju veze), tako da svi atomi u molekulu imaju po 8 elektrona. Svaki elektronski par u vezi se predstavlja jednom crtom. U mnogim slučajevima pri pisanju Luisovih struktura molekula treba pojedinim atomima označiti formalno naelektrisanje. Formalno naelektrisanje se izračunava na sledeći način: FN=(broj valentnih elektrona)-(broj slobodnih elektrona)-1/2 elektrona u vezama. Ukoliko možemo napisati veći broj Luisovih struktura za jedan molekul, odabraćemo onu koja je najniže energije, odn onu sa najmanjim brojem formalnih naelektrisanja na atomima u molekulu. Npr:

18. Koje su karakteristike kovalentnih jedinjenja?Kovalentna jedinjenja sastoje je od molekula koji imaju određenu strukturu i geometrijski oblik zbog jačine kovalentne veze. Zbog toga atomi u molekulima ne mogu izaći iz molekula niti promeniti svoj položaj u molekulu, a da se pritom molekul ne raspadne. Atomi u molekulima su povezani jakim kovalentnim vezama, dok su međumolekulske sile između molekula slabe. Zbog slabih međumolekulskih sila molekuli se mogu lako razdvojiti(dovođenjem energije). Zato su takve supstance najčešće gasovi i tečnosti, ili čvrste supstance(molekulske kristalne rešetke) koje lako sublimuju, i imaju nisku tačku topljenja i ključanja. Međutim postoje kovalentne supstance koje imaju veoma visku tačku topljenja i ključanja, kao npr. dijamant(C) i kremen(SiO2). Atomi ovih supstanci su međusobno povezani jakim kovalentnim vezama i

20

čine atomsku kristalnu rešetku. Takođe, zbog veoma jakih kov. veza ove supstance poseduju veliku tvrdoću. Jedinjenja sa kov. vezom se najčešće teško rastvaraju u vodi. Rastvorljivost nekih kovalentnih jedinjenja(npr. NH3,HCl) se objašnjava njihovom reakcijom sa vodom, odn formiranjem vodoničnih veza. Kovalentna jedinjenja u tečnom i čvrstom stanju slabo ili nikako ne provode električnu struju.

19. Kako nastaje koordinativna veza?Koordinativna veza nastaje po donorsko-akceptorskom mehanizmu.Prilikom građenja koor. veze oba elektrona zajedničkog elektronskog para potiču od jednog atoma(atom donor e. para) dok drugi atom za građenje veze koristi jednu svoju praznu orbitalu(atom akceptor). Nakon što se nagradi, koordinativna veza se ni počemu ne razlikuje od klasične kov. veze. Građenjem koordinativne veze omogućen je nastanak kompleksnih jedinjenja. Kompleksni molekul ili jon se sastoji iz centralnog jona ili atoma metala(najčešće prelazni metal d-bloka) za koji su koordinativnom vezom vezani ligandi. Ligandi su monoatomni ili poliatomni molekuli ili joni koji sadrže bar jedan atom na kome se nalazi slobodan elektronski par. Prilikom građenja koordinativne veze sa graditeljem kompleksa ligand će biti donor elektronskog para. Određeni atom koji je donor elektronskog para naziva se ligator.Graditelj kompleksa je pri formiranju koordinativne veze sa ligandima akceptor elektronskog para. Graditelj kompleksa za građenje koordinativne veze koristi prazne atomske orbitale valentnog ili višeg energetskog nivoa. Kompleksi atoma ili jona prelaznih metala d-bloka su stabilniji od onih koje grade joni alkalnih i zemnoalkalnih metala. Ovo je posledica stabilizacije sistema usled cepanja d-podnivoa jonova prelaznih metala delovanjem ligandnog polja. Kovalentna veza u kompleksima ima delimičan jonski karakter( zato što se centri pozitivnog i negativnog naelektrisanja ne preklapaju).

21

20. Čiste supstance:su vrsta homogene materije. Stalnog su i određenog hemijskog sastava kao i drugih određenih i stalnih svojstava. Ta svojstva možemo podeliti na fizička svojstva, koja su konstantne osobine čiste supstance uz tačno određene spoljašnje uslove i agregatno stanje (tačka topljenja i ključanja, gustina, tvrdoća, kristalna struktura, rastvorljivost, električna i toplotna provodljivost, itd. Svojstva koja se mogu uočiti i izmeriti bez promene hemijskog sastava supstance) i hemijska svojstva (specifične reakcije u koje data čista supstanca stupa, sa kojim reaktantnima reaguje, koje proizvode reakcije daje, isl. Predstavljaju osobinu supstance da se hemijski promeni i da pređe u neku drugu supstancu). Na primer kuhinjska so (NaCl) je uvek istog hemijskog sastava (isti elementarni sastav i isti maseni udeo tih elemenata) bez obzira na to da li je fino smrvljena ili u obliku kamene soli, ili kojim je hemijskim postupkom dobijena. Stupa u određene hemijske reakcije, npr u rekaciji sa AgNO3 daje AgCl koji se izdvaja kao talog. Pri određenoj temperaturi uvek ima istu rastvorljivost, ima određenu gustinu, određenu kristalnu strukturu, određenu tačku topljenja, itd. Čiste supstance se dalje mogu podeliti na elemente (ne mogu se hemijskim metodama razložiti na jednostavnije čiste supstance) i jedinjenja (mogu da se razlože hemijskim reakcijama na dva ili više elemenata).

Pridev čist znači da se u toj supstanci nečistoće (tj neke druge supstance) prisutne u zanemarljivo maloj količini, tj da one ne utiču na fizička i hemijska svojstva čiste supstance. Dakle u potpunosti čiste supstance teorijski ne postoje, već postoje supsatnce različitog stepena čistoće.

Čiste supstance se mogu izdvojiti iz homogenih ili heterogenih smeša postupcima frakcionisanja, gde se iz smeše uzastopno odvajaju delovi, frakcije, sve dok se ne odvoji frakcija koja je stalnog i određenog hemijskog sastava, tj frakcija koja je čista supstance.

21.Relativna atomska masa?je broj koji pokazuje koliko je puta prosečna masa atoma nekog elementa veća od 1/12 mase atoma ugljnikovog izotopa 12C (u njihovom nuklearnom i elektronskom osnovnom stanju). Ar = ma

*/ma(12C)/12. Ovde je prosečna atomska masa (ma

*) masa nekog elementa koja se izračunava na osnovu mase svakog izotopa tog elementa i njegove zastupljenosti u prirodi. Dakle realtivna atomska masa za neki element je suma proizvoda zastupljnosti (u %) i relativne atomske mase svakog od izotopa tog elementa. Relativna atomska masa izražena u gramima predstavlja masu jednog mola, tj skupine Avogadrvog broja (Na = 6.023 * 1023) atoma datog elementa. Dakle iz količnika Ar i Na možemo odrediti prosečnu masu pojedinačnog atoma datog elementa.

12C nije jedini standard koji je korišćen za izračunavanja ArAr se može odrediti na više različitih načina, npr Dulong-Petitiovim pravilom, po kojem je molarni toplotni

kapacitet(Cm) tj. odnos toplote prema količini elementarne supstance i temperaturnom prirastu na sobnoj temperature konstantan: Cm=C/n ≈ 26J /Kmol , gde je C toplotni kapacitet za datu supstance(može se eksperimentalno odrediti). Kako je specifični toplotni kapacitet c=C/m, (C=c*m), zamenom dobijamo da je Cm=c*mn

=cM≈ 26 J/Kmol, odn. molarna masa(M) približno je jednaka M≈26J /Kmol

c . Kako je M/g*mol-1 =Ar dobijamo

da je relativna atomska masa Ar=26J /gK

c22.Relativna molekulska masa?

je broj koji pokazuje koliko je puta prosečna masa nekog molekula (tj formulske jedinke tog molekula) veća od 1/12 mase atoma ugljnikovog izotopa 12C (u njihovom nuklearnom i elektronskom osnovnom stanju).

Mr = mf*/ma(12C)/12. Ipak, Mr se uglavnom određuje kao zbir relativnih atomskih masa svih atoma

prisutnih u molekulu. Npr Mr od H2O je Mr(H2O) = 2*Ar(H) + Ar(O). Postoji više različitih metoda za određivanje relativnih atomskih masa. Neke se zasnivaju na određivanju

relativne gustine gasa ispitivane supstance, gde je relativna gustina gasa odnos gustine gasa čiju Ar (ili Mr) treba odrediti i gustine gasa nekog standarda. Za iste zapremine gasova te gustine odnose se kao mase gasova. Po Avogadrovom zakonu, iste zapremine gasova sadrže istu količinu supstance, pa se ove jedna kazpremine odnose kao molarne mase gasova. Dakle iz eksperimentalno određene relativne gustine i poznate molarne mase

22

standardnog gasa moguće je odrediti molarnu masu ispitivanog gasa, a ona je ništa drugo do Ar ili Mr u jedinici g/mol.

23. Vodonična veza

Vodonična veza je veza koja nastaje između molekula u kojima je atom vodonika vezan za atom veće relativne elektronegativnosti(npr. H2O,H2O2,NH3, alkoholi, org. i neorg. kiseline i baze itd). Veza između dva različita atoma je polarnija što je veća razlika u njihovoj elektronegativnosti(sposobnosti da atom privuče zajednički elektronski par). Ovakvi molekuli se nazivaju diploni molekuli ukoliko poseduju dipolni momenat, odnosno ukoliko su centri njihovog pozitivnog i negativnog naelektrisanja prostorno udaljeni. Dipolni molekuli imaju sposobnost uzajamnog elektrostatičkog privlačenja, odn. među njima se javljau van der Valsove privlačne sile. Te privlačne sile su veće što je veća polarizovanost veze između molekula.. Jedinjenja koja sadrže kovalentno vezan vodonik za nemetal velike elektronegativnosti, kao pozitivan kraj dipola sadrže upravo vodonik. U molekulu fluorovodonika H-F veza je izuzetno polarna usled velike razlike u elektronegativnosti ova dva atoma. Kako je fluor daleko elektronegativniji od vodonika, elektronski par i H-F veze je pomeren ka jezgru atoma fluora. Elektronski oblak u molekulu fluorovodonika je najvećim delom na atomu fluora, stvarajući na njemu trajno negativan pol, dok je atom vodonika vezan kao goli proton(bez svog elektronskog oblaka) i na njemu je trajno pozitivan pol. Zbog toga je molekul fluorovodonika izrazito polaran molekul, sa viskom dipolnim momentom, pa negativan pol molekula(fluor) svojim električnim poljem privlači pozitivan pol drugog HF molekula(vodonik) usled čega nastaje jaka dipol-dipol veza koja se naziva vodonična veza. Vodonična veza nije hemijska veza već dipol-dipol privlačenje. Ona je jača od van der Valsove veze, ali je slabija od jonske i kovalentne veze( jaka je kao 1/10 σ- veze, a oko 2 puta je duža od σ- veze). Zbog prisustva vodonične veze između molekula HF dolazi do asosovanja ili polimerizovanja tj. vezivanja u veće molekulske vrste: H2F2, H3F3,H4F4,H5F5,H6F6. Vodonična veza se prikazuje na sledeći način: H-F----H-F(isprekidanim linijama). Razlikujemo intermolekulsku vodoničnu vezu, koja se javlja između dva molekula, i intramolekulsku koja se javlja unutar jednog te istog molekula. Od jačine vodonične veze zavise fizičko- hemijske osobine jedinjenja koja sadrže ovu vezu ( tačka ključanja i tačka topljenja, rastvorljivost,gustina,velika moć rastvaranja soli). Npr. Vodonik-sulfid je jedinjenje sa velikom molekulskom masom M(H2S)=34 i očekivano je da ima višu tačku topljenja i ključanja u odnosu na vodu koja ima manju molekulsku masu M(H2O)=18, i koja se topi na 0oC a ključa na 100oC. Međutim, H-O veza je polarnija od H-S kovalentne veze pa je samim tim vodonična veza između molekula vode jača nego vodonična veza između molekula vodonik-sulfida. Zbog toga je voda na sobnoj temperaturi tečnost, a vodnik sulfid gas. Imajuću i vidu da voda ključa na 100oC, očigledno je da je za raskidanje vodoničnih veza između molekula vode potrebno uložiti veliku količinu energije da bi se voda prevela u vodenu paru.Jedinjenjima sa jakom vodoničnom vezom, među njima i vodi, nepravilno se menja gustina sa promenom temperature. Voda ima najveću gustinu na 4oC, a ispod i iznad te temperature njena gustina opada. Zbog toga je led lakši od vode. Naime, led zbgo prisustva vodonične veze između molekula ima veoma pravilnu strukturu, zbog toga što vodonična veza uslovljava pravilan raspored molekula u prostoru zbog čega se javljaju praznine u kristalnoj rešetki, a samim tim se gustina leda smanjuje u odnosu na gustinu vode na 4oC. Zahvaljujuči ovoj osobini vode, omogućen je život svim akvatičnim organizmima na temperaturama ispod 0oC zato što led, koji ima manju gustinu od vode, isplivava na površinu, a s obzirom da je loš provodnik toplote služi kao dobar izolator i sprečava zaleđivanje dubljih slojeva vode. Vodonična veza ima veliki značaj u prirodi, pre svega kod formiranja polimernih lanaca kao što su proteini i polisaharidi, npr vodonična veza uslovljava fibrilarnu ili globularnu strukturu proteina. Takoše, vodonična veza definiše i strukturu kristalne rešetke: tetraedarsku strukturu leda, dimernu strukturu organskih kiselina, lisnatu strukturu H3BO3 itd. Najjaču vodničnu vezu poseduje HF2

- jon u kristalnoj rešetki KHF2 [F---H---F]- Važno je napomenuti da se vodonična veza javlja i između različitih polarnih molekula od kojih jedan sadrži slobodan elektronski par; tako se rastvorljivost amonijaka u vodi objašnjava postojanjem vodonične veze između molekula H2O i NH3.

23

24. Puferi

Puferi ili regulatori su smeše slabe kiseline i soli te kiseline sa jokom bazom, ili smeše slabe baze i soli te baze sa jakom kiselinom, koji imaju sposobnost odupiranja promeni pH vrednosti pri dodatku male količine jaki kiseline ili baze. Pri dodatku malih količina jake kiseline iz pufera reaguje bazna komponenta, a pri dodatku malih količina jake baze iz pufera reaguje kisela komponenta. Na taj način promena pH je neznatna. Npr. acetatni pufer se sastoji od smeše rastvora slabe CH3COOH(donor protona) i nekog acetata, npr. CH3COONa(akceptor protona). Disocijaciju sirćetne kao slabog elektrolita, i natrijum-acetata kao jakog elektrolita možemo prikazati na sledeći način:

CH3COOH⇌ CH3COO- + H+

CH3COONaCH3COO- + Na+

Dodatkom HCla(koncentacije 0.001mol/dm3) u 1 dm3 u acetatni puffer,a da pri tome koncentracije CH3COOH i CH3COONa budu veće, pH dobijenog rastvora neće se značajno promeniti. Pri dodatku HCl kao jakog elektrolita, njeni H+ joni će se trošiti u reakciji sa acetatnim jonima(akceptori protona) iz natrijum-acetata, što možemo prikazati reakcijama:

u molekulskom obliku: CH3COONa + HCl CH3COOH + NaCl

ili jonskom: CH3COO- + H+ ⇌CH3COOH

Odavde vidimo da nastaje mala količina slabe sirćetne kiseline koja zbog slabe disocijacije daje malo uvećanu koncentraciju H+ jona, a time i veoma malu promenu pH vrednosti koja je zanemarljiva.

Dodatkom NaOH u acetatni pufer, a da pri tom koncentracije sirćetne i natrijum-acetata budu veće, OH- joni iz NaOH reaguju sa H+ jonima nastalih disocijacijom CH3COOH, što možemo prikazati reakcijama:

u molekulskom: CH3COOH + NaOH CH3COONa + H2O

ili jonskom: H+ +OH- H2O

Iz navedenih reakcija vidimo da je utrošena mala količina sirćetne kiseline pri čemu se koncentracija H+ jona veoma malo smanjila odn. pH rastvora se zanemarljivo povećala.

Kao drugi primer možemo uzeti amonijačni pufer koji se sastoji od vodenog rastvora slabe baze amonijaka(NH3, akceptor protona) i njegove konjugovane kiseline NH4

+ (donor protona) odn. neke amonijumove soli npr. NH4Cl. I kod ovog pufera dodatkom malih količina jake kiseline ili baze ne dolazi do značajnije promene pH. Npr. dodatkom malih količina HCl, njeni H+ joni će ragovati sa bazom NH3 iz ovog pufera, što se može prikazati reakcijom:

u molekulskom: HCl+NH3 NH4Cl

u jonskom: H+ + NH3 NH4

a pri dodatku malih količina NaOH, OH- joni će se trošiti u reakciji sa NH4+ jonima kao donorima protona, što

možemo prikazati reakcijama:

u molekulskom: NH4Cl+NaOH NH3+ NaCl+H2O

u jonskom: OH- + NH4+ NH3 + H2O

Pored ova dva najznačajnija pufera(acetatni i amonijačni) potrebno je istaći i fosftani i karbonatni pufer.

24

Fosfatni pufer predstvlja smešu primarnog(dihidrogen) fosfata i sekundarnog(hidrogen) fosfata. Kao primarni i sekundarni fosfati se uzimaju natrijumove(NaH2PO4/ Na2HPO4) ili kalijumove soli(KH2PO4/K2HPO4). U ovom puferu ulogu slabe kiseline(donora protona) pri dodatku neke jake baze imaju H2PO4

- joni iz primarnog(dihidrogen) fosfata,a ulogu njene konjugovane baze (akceptora protona) pri dodatku neke jake kiseline imaju HPO4

2- joni iz sekundarnog(hidrogen) fosfata. Fosfatni pufer ima izuzetno važnu funkciju u prirodi kao glavni pufer u tečnosti ćelija živih organizama.

Karbonatni pufer je smeša bikarbonata(hidrogen karbonata) i karbonata. Kao bikarbonati i karbonati se uzimaju bikarbonati i karbonati natrijuma(NaHCO3/Na2CO3) ili kalijuma(KHCO3/K2CO3). Ulogu slabe kiseline(donor protona) imaju HCO3

- joni iz bikarbonata pri dodatku neke jake baze, a ulogu konjugovanih baza(akceptor protona) pri dodatku neke jake kiseline imaju CO3

2- joni iz karbonata.

Takođe treba istaći i bikarbonatni pufer koji je smeša natrijum-hidrogenkarbonata i ugljen-dioksida, praktično ugljene kiseline H2CO3(CO2+H2O), kao glavni pufer u krvi. Ovaj pufer nema većeg praktičnog značaja zbog promenljive rastvorljivosti CO2 u vodi u zavisnosti od temperature, zbog čega je teško održavati njegovu stalnu koncentraciju u rastvoru.

Računanje pH vrednosti pufera je prilično jednostavno. Napr. uzmemo acetatni pufer, smešu CH3COOH i CH3COONa koji disosuju na sledeći način:

CH3COOH⇌ CH3COO- + H+

CH3COONaCH3COO- + Na+

Dakle, vidimo da je disocijacija sirćetne kiseline ravnotežan proces čija konstanta disocijacije iznosi :

Ka=¿¿

U praksi nam je sastav pufera poznat, odnosno poznate su nam koncentracije kiseline i konjugovane baze(soli) koje označavamo kao Ck i Cs. U izrazu za konstantu disocijacije [CH3COOH] predstavlja ravnotežnu koncentraaciju sirćetne kiseline koja je jednaka:

[CH3COOH]= Ck –Cd , gde Cd predstavlja koncentraciju disosovane sirćetne kiseline. U istom izrazu [CH3COO-] predstavlja koncentraciju acetatnog jona koja je jednaka zbiru koncentracija ovih jona nastalih disocijacijom kiseline i soli:

[CH3COO-]=Ciz soli +Cd, gde je Ciz soli predstavlja koncentraciju acetatnog jona koji potiče od disocijacije natrijum-acetata, i brojno je jednaka koncentraciji same soli Cs; a Cd koncentraciju acetanog jona koji je nastao disocijaciom sirćetneodn, jednaka je koncentraciji njenog disosovanog dela, s obzirom da jedan molekul kiseline disocijacijom daje jedan acetatni jon. Prema tome, navedeni uzraz dobija oblik [CH3COO-]=Cs+Cd. Zamenom ovih izraza u izraz za konstantu disocijacije dobijamo da je: Ka=¿¿ (Ka=¿¿)

Kako je disocijacija sirćetne kiseline mala, dodatkom natrijum-acetata u rastvor sirćetne kiseline, njena disocijacija je dodatno smanjena, iz čega sledi da je Cd mali broj u odnosu na Cs i Ck, pa ga možemo zanemariti: Ka=¿¿

25

[H+]=Ka*CkCs

- Henderson-Haselbahova jednačina, koja nam služi za direktno izračunavanje pH vrednosti pufera.

Logaritmovanjem(sa negativnim predznakom) ovog izraza dobijamo:pH=pKa + log CsCk

Kada je Ck=Cs, odn. kada su koncentacije soli i kiseline u puferu jednake sledi: [H+]=Ka odn pH=pKa+log1(log1=0) pH=pKa i tada takav rastvor ima najbolje puferske osobine, najefikasnije se suprotstavlja promeni pH rastvora pri dodavnju malih količina jakih kiselina ili baza.

Na isti način se može izračunati koncentracija OH- jona, tj pOH vrednost pufera koji se sastoje od slabe baze i njene soli:

[OH-]=Kb*CbCs

; logaritmovanjem sa negativnim predznakom dobijamo : pOH=pKb+log CsCb

Kada je Cb=Cs tada je pOH=pKb+log1 odn. pOH=pKb

Efikasnost suprotstavljanja promeni pH vrednosti puferskog rastvora pri dodavanju rastvora jakih kis. ili baza definiše se njegovim kapacitetom. Kapacitet pufera se definiše kao broj molova jake kiseline ili baze koji je potrebno dodati u 1dm3 rastvora pufera da bi se njegov pH promenio za jedinicu. Što je veći kapacitet pufera u njegov rastvor se može dodati veća količina bilo jake kis. bilo jake baze a da se njegov pH bitno ne promeni, odn pufer je efikasnij. Kao što smo naveli, pufer ima najveći kapacitet kada je Ck=Cs odn. kada je Cb= Cs. To znači, pufer će se najefikasnije suprotstavljati promeni pH vredosti u oblasti: pH=pKa±1(ako je pufer smeša slabe kiseline i njene soli) odn. pOH=pKb±1(ako je pufer smeša slabe baze i njene soli).

25. Jonski proizvod vode

Čista voda je veoma slab provodnik električne struje, zbog toga što u čistoj void postoji veoma mali broj jona. Prisustvo jona u čistoj vodi se objašnjava veoma malom jonizacijom(disocijacijom) vode koja se po Arenijusovoj teoriji elektrolitičke disocijacije može prikazati na sledeći način: H2O ⇌H+ +OH- , dok se po protolitičkoj teoriji prisustvo jona objašnjava autoprotolizom vode(po ovoj teoriji voda je tipičan amfolit): H2O + H2O⇌H3O+ + OH- . Kako pod koncentracijom H+ jona podrazumevamo koncentraciju hidronijum jona, konstanta ravnoteže je: Kc=[H+][OH-]/[H2O] dok je termodinami;ka konstanta K0=aH+*aOH-/aH2O Kako su koncentracije H+ i OH- jona u čistoj vodi veoma male, proizilazi da su njihovi aktiviteti jednaki njihovim koncentracijama, zbog čega je stehiometrijska konstanta disocijacije vode praktično jednaka termodinamičkoj konstanti.Vrednost konstante disocijacije vode iznosi Kc=1,8*10-16 na 25oC, i kao svaka konstanta ravnoteže zavisi samo od temperature. Kako je koncentracija vode konstantna i iznosi [H2O]=CH2O=55,56 mol/dm3, preuređivanjem izraza za konstantu ravnoteže dobijamo: Kc*[H2O]=[H+][OH-] a kako su Kc i [H2O] konstante, njihov proizvod je takođe konstanta koja se označava sa Kw i naziva se stehiometrijski jonski proizvod vode Kw=[H+][OH-] . Stehiometrijski jonski proizvod zavisi od temperature jer konstanta disocijacije vode zavisi od temperature, ali takođe zavisi od jonske jačine rastvora. Zbog toga je potrebno koristiti termodinamički jonski proizvod vode: Kw

0=a+H*a-

OH kao veličinu koja zavisi samo od temperature. Zamenom vrednosti za Kc i [H2O] dobijamo brojnu vrednost jonskog proizvoda vode na 25oC: Kw=1,8*10-16 * 55,56 mol/dm3 =1*10-14 mol/dm3 odn. [H+][OH-]=1*10-14 mol/dm3 . Koncentracije H+ i OH- jona su

određene izrazom : [H+]= K w¿¿

; [OH-]= K w¿¿

Kako voda disocijacijom daje podjednak broj H+ i OH- jona sledi da je

njihova koncenracija(na 25oC) jednaka i iznosi: [H+]=[OH-]=1*10-7 mol/dm3 , zbog čega kažemo da je voda, kao i svaki vodeni rastvor koji sadrži podjednake koncentracije H+ i OH- jona, neutralna. Ako je koncentracija H+ jona veća od 1*10-7 mol/dm3 (odn. koncentracija [OH-] manja od 1*10-7 mol/dm3 )tada je rastvor kiseo, a ako je koncentracija H+ jona manja od 1*10-7 mol/dm3 (odn. koncentracija [OH-] ve’a od 1*10-7 mol/dm3 )tada je rastvor bazan. Koncentracija vodoničnih jona služi kao merilo kiselosti i baznosti rastvora. U praktičnom radu se srećemo sa malih koncentracijama vodoničnik ili hidroksilnih jona, pa je njihova upotreba za određivanje kiselosti odn. baznosti veoma nepraktična. Zato se te koncentracije izražavaju preko negativnog dekadnog logaritma koncentracije

26

vodoničnih odn hidroksilnih jona: pH=-log[H+] odn pOH=-log[OH-] gde je koncentracija izražena brojem molova po jedinici zapremine. Logaritmovanjem jonskog proizvoda vode: -log Kw=-log[H+]+log[OH-] p Kw =pH+pOH=14. Neutralna pH=pOH=7, kisela pH<7 pOH>7, bazna pH>7 pOH<7

26. Jaki i slabi elektroliti

Uopšteno, pod elektrolitima podrazumevamo supstance čiji vodeni rastvori provode električnu struju. U elektrolite spadaju kiseline, baze i soli. Ovu osobinu k,b i s, objašnjava Arenijusova teorija elektrolitičke disocijacije.Arenijus je smatrao da molekuli k,b i s pod uticajem vode disosuju na pozitivne i negativne jone, i zbog postojanja slobodnih jona u rastvoru takav rastvor može provoditi električnu struju. Danas znamo da slobodni hidratisani joni u vodi mogu postojati iz dva razloga:

1.Rastvori jonskih jedinjenja. Većina soli u čvrstom stanju je u jonskom obliku tj u kristalu postoje međusobno odvojeni pozitivni i negatini joni. Pod uticajem vode kao polarnog rastvarača joni prelaze u rastvor i u rastvoru se nalaze kao slobodni hidratisani joni sposobni da provode električnu struju. Zbog postojanja međusobno razdvojenih jona u ovim jedinjenjima i njihovi rastopi provode električnu struju.

2.Rastvori polarnih jedinjenja. Mnoga jedinjenja u čistom stanju ne provode el. struju ali nakon njihovog rastvaranja u vodi, njihov rastvor provodi električnu struju. Ova pojava se objašnjava pojavom jona u rastvoru, odn. disocijacijom polarnog molekula pod uticajem vode kao izrazito polarnog rastvarača..

Da bi mogli da poredimo elektrolite na bazi njihove provodljivosti(recipročna vrednost otpora uzorka dužine 1cm i poprečnog preseka 1cm2 ) Kolrauš je definisao molarnu provodljivost(Λ) elektrolita, koja se za jone označava kao λ :

Λ=χC

gde je χ provodljivost elektrolita koncentracije C, odn λ=χCj

gde je Cj koncentracija jona. Svaki prisutan jon u

rastvoru elektrolita učestvuje približno jednako u provođenju struje kroz rastvor, id a je zbog toga molarna provodljivost elektrolita Λ jednaka zbiru molarnih provodljivosti katjona λk i anjona λa uzimajući u obzir i broj jona na koje dati elektrolit disosuje. Ako neki elektrolit opšte formule AaBb u potpunosti disosuje: AaBb aAz+ + bBz- sledi da je molarna provodljivost elektrolita AaBb jednaka: Λ(AaBb)=aλ(Az+ ) + bλ(Bz-) Npr. za kalijum-hlorid molarna provodljivost je: Λ(KCl)= λ(K+ ) + λ(Cl-). Merenjem provodljivosti elektrolita može se odrediti jonski sastav elektrolita. Razlikujemo dve vrste elektrolita – jake i slabe. Jaki elektroliti su elektrolit koji dobro provode električnu struju, tj. potpuno disosuju u vodenom rastvoru, dok su slabi elektroliti delimično disosovani u vodi i slabo provode električnu struju.

27.Luisova teorija kiselina

Po Luisovoj teoriji kiseline su supstance(molekuli ili joni) koji primaju elektronski par(akceptori elektrona), a baze su supstance(molekuli ili joni) koji taj isti elektronski par daju(donori elektrona). Dakle, po ovoj teoriji kiselina može biti bilo koji molekul ili jon deficitiran u elektronima, a baza molekul ili jon koji ima jedan ili više elektronskih parova koji može dati kiselini pri čemu se gradi zajednički elektronski par(koordinativni način formiranja kovalentne veze). Luisove kiseline mogu biti:

27

1.Proton—po Luisu proton je kiselina zato što je deficitiran u elektronima i može primiti elektronski par od bilo koje supstance koja ima Slobodan elektronski par. Npr. H+ + H2O H3O+ ; H + +NH3 NH4

+ ;H + + Cl HCl Iz poslednje reakcije zaključujemo das u klasične kiseline(HCl,HNO3…..) u stvari Luisovi adukti protona sa odgovarajućim anjonima odn. da kiseli karakter ovim jedinjenjima daje prisustvo elektronski nezasićenog H+

2.Katjoni metala – Joni metala sadrže prazne s,p,d orbitale što znači das u elektronski nezasićeni. Ove orbitale se mogu popuniti elektronskim parovima od mnogih molekula i jona. Prema tome, po ovoj teoriji ti joni metala su kiseline. Npr1: Cu2+ jon lako reaguje sa NH3 kao donorom elektronskog para, slobodnog elektronskog para na azotovom atomu, odakle sledi da je po ovoj teoriji Cu2+ jon kiselina, a molekul NH3 baza: Cu2+ + 4 NH3

[Cu(NH3)4]2+

Pr2:Voda, kao donor elektronskog para, jednog od slobodnih elektronskih parova na atomu kiseonika, je baza, a Cu2+ jon je kiselina zato što prima taj elektronski par od vode: Cu2+ + 4 OH2 [Cu(H2O)4]2+ Da je voda hemijski vezana za bakar(II) jon vidi se po tome što je bakar(II) jon bezbojan a tetraakvabakar(II) jon plave boje.

3.Molekuli u čijem sastavu se nalazi element sa nepopunjenim elektronskim oktetom.

U ovu grupu jedinjenja koja se ponašaju kao tipične Luisove kiseline spadaju elementi IIIa grupe PSE. Npr. bor-trifluorid BF3 sadrži atom bora koji u poslednjem energetskom nivou sadrži 6 elektrona, po tri iz B-F veze. Kako je boru potrebno 8 el. odnosno još 2 elek. da bi postigao stabilnu elektronsku konfiguraciju najbližeg plemenitog gasa primiće elektronski par od bilo kod atoma iz nekog molekula ili jona koji ima slobodan elektronski par, npr od F- jona: BF3 + F- [BF4]-

Ili npr. aluminijum-hlorid će takođe biti Luisova kiselina u reakciji: AlCl3+ Cl- [AlCl4]-

Al(OH)3 kao i drugi amfoterni hidroksidi, je kiselina u reakciji: Al(OH)3 + OH- [Al(OH)4]-

4. Molekul ili joni koji preraspodelom elektrona može prihvatiti dodatne elektrone. U ovu grupu tipičnih Luisovih kiselina spadaju svi kiseli oksidi. Npr. CO2, kao kiselina, acceptor elektronskog para, reaguje sa OH- jonom:

5.Molekul ili jon koji može primiti dodatne elektrone proširivanjem okteta u valentnom sloju. U ovu grupu Luisovih kiselina spade veći broj jedinjenja elemenata III periode s obzirom da ovi elementi mogu prihvatiti dodatne elektrone u prazne d-orbitale istog energetskog nivoa, a često i u prazne s,p i d orbitale višeg energetskog nivoa. Npr: silicijum(IV)-fluorid je kiselina u reakciji sa fluoridnim jonom; SiF4 + 2 F- [SiF6]2-

Elektronska konfiguracija Si je: [Ne]3s2 3p2 što znači da je Si u SiF4 sp3 hibridizovn, a da 3d orbitale ostaju prazne i ne učestvuju u formiranju kov. veza. Pri reakciji sa F- kao bazom(donorom e. para), dolazi do naknadne sp3d2 hibridizacije atoma silicijuma iz SiF4 odn. dve dodatne prazne 3d orbitale silicijuma prihvataju dva elektronska para od F- jona pri čemu se stvara [SiF6]2- jon.

Jačina Luisovih kiselina:

U opštoj kiselinsko-baznoj reakciji po Luisovoj teoriji: A + B A –B(kompleks/adukt) jačina kiseline A se može izraziti preko konstante ravnoteže ove reakcije i promene Gibsove slobodne energije:

K=[AB ]

[ A ] [B] ΔG=-RTlnK

Možemo izabrati jednu bazu B i poređati kiseline na osnovu vrednosti K ili pK(pK=-logK) i obrnuto. Važno je napomenuti da različit izbor referentne baze ili kiseline daje različitu skalu jačina kiselina i baza. Ako je referentna

28

kiselina H+ sledi da je konstata ravnoteže K jedanaka K=1Ka

gde je Ka konstanta disocijacije kiseline. Na vrednost

ΔG( a time i na jačini baza i kiselina) po ovoj teoriji utiču:

1.Jačina koordinativno-kovalentne veze između A i B u kompleksu A-B

2.Reorganizacija supstituenata na kiselini ili na bazi koja treba da izvrši da bi se omogućilo formiranje kompleksa A-B

3.Sterne interakcije između supstituenata na kiselini i bazi, kao i na formiranom kompleksu A-B

4. Solvatacija kiseline,baze i formiranog kompleksa A-B u rastvoru.

28. Uticaj promene temperature na ravnotežu

Kod svih hemijskih reakcija dolazi do energetskih promena. Reakcije kod kojih se oslobađa toplota nazivamo egzotermnim reakcijama, a one reakcije kod kojih se toplota apsorbuje nazivano endotermnim reakcijama. Kod egzotermnih reakcija entalipja(sadržaj toplote) sistema opada tj. promena entalpije je negativna, ΔH<0. Kod endotermnih reakcija entalpija sistema raste i promena entalpije je pozitivna, ΔH>0. Ukoliko je neka reakcija reverzibilna, ako je direktna reakcija egzotermna povratna će biti endotermna, i obrnuto:

A+ B C+D

Ukoliko se temperatura sistema poveća, prema la Šatelijeovom princip, ravnoteža će se pomeriti u smeru u kojem se apsorbuje toplota tj. u smeru endotermne reakcije. Pri smanjenu temperature sistema ravnoteža će se pomeriti u smeru u kojem se oslobađa toplota tj. u smeru egzotermne reakcije. Dakle, pri viskokim temperaturama preovladavaju endotermne reakcije, a pri niskim egzotermne. Npr. reakcija stvaranja amonijaka(direktna reakcija): 3H2(g) + N2(g) ⇌ 2NH3(g) ΔH=-92kJ/mol je egzoterman process, što znači da ovaj sistem u ravnoteži treba hladiti, smanjiti temperaturu da bi se ravnoteža pomerila u smeru većeg prinosa tj. veće koncentracije amonijaka.

29. Van der Valsove sile

Dipolni molekuli su molekuli koji poseduju stalni dipolni momenat. Parcijalni jonski karakter veze između molekula ne mora nužno izazvati dipolni momenat molekula. Molekul ima dipolni momenat samo kada su centri pozitivnog i negativnog naelektrisanja prostorno udaljeni. Npr: kod molekula azot-trifluorida NF3 , tri fluorova atoma se nalaze prostorno na jednoj stani atoma azota. Pošto svaki od tri fluorova atoma jače vezuje elektronski par nego atom azota, e središte negativnog naelektrisanja je bliže fluorovim atomima dok je središte pozitivnog naelektrisanja na strani atoma azota. Dakle, pošto su središta suprotnih naelektrisanja prostorno odvojena, molekulNF3 ima dipolni momenat odn. u ovom slučaju delimični jonska karakter veze N-F uzrokuje dipolni momenat.Međutim, molekul CF4

(ugljenik-tetrafluorid) takođe ima delimičan jonski karakter(zbog jačine vezivanja e. para od strane F) veze ali ona ne indukuje stvaranje dipolnog momenta zato što su molekuli fluora simetrično raspoređeni u prostoru oko atoma ugljenika(tetraedarski raspored) tako da se središte pozitivnog naelektrisanja poklapa sa središtem negativnog naelektrisanja molekula.

29

Dipolni molekuli, kao i joni, poseduju stalno spoljašnje električno polje, ali mnogo slabije od električnog polja jona. Međutim ono je dovoljno jako da zbog njega dolazi do međusobnog privlačenja dipolnih molekula koje se naziva DIPOL- DIPOL privlačenje. Jačina provlačenja između dipola zavisi od jačine polarizacije kovalentne veze. Što je veća vrednost dipolnog momenta veće je privlačenje molekula i obrnuto. Ovo međumolekulsko privlačenje je uzrok povećane tačke ključanja i topljenja jedinjenja sa stalnim dipolnim momentum u odnosu na jedinjenja slična(po masi) između čijih molekula ne postoji dipol-dipol privlačenje. Zbog dipolnog momenta dipolni molekuli mogu privlačiti i druge dipolne molecule kao i pozitivno i negativno naelektrisane jone što uzrokuje tzv. JON-DIPOL privlačenje, i mogu se sa njima povezivati JON-DIPOL veza. Ova vrsta privlačenja između polarnih molekula različitih jedinjenja je uzrok dobre rastvorljivosti polarnih i jonskih supstance u polarnim rastvaračima. Visko pozitivno i negativno naelektrisani joni, kada se nađu u okolini nekih nepolarnih molekula, mogu izazvati stvaranje dipola, pa se ti molekuli nazivaju indukovani dipoli. Joni izazivaju dipol deformacijom elektronske strukture nepolarnih molekula i time nastaje JON-INDUKOVANI DIPOL privlačenje između, jelte jona i indukovanog dipola. Takođe, polarni molekulli sa izrazito polarnom kovalentnom vezom tj. visokim dipolnim momentum mogu polarizovati neki inače nepolarni molekul (pa se taj molekul naziva indukovani dipol) i izazvati međumolekulsko privlačenje DIPOL-INDUKOVANI DIPOL privlačenje. Indukovani dipolni momenat je veći što su elektroni u polarizovanom molekulu dalji od središta pozitivnog naelektrisanja. Jedanod najvažnijjih dipolnih molekula jeste molekul H2O koji zbog visoke vrednosti dipolnog momenta i visoke dielektrične konstante ima visoku tačku tačku ključanja(100oC) i izvrstan je rastvarač polarnih supstanci(zbog jon-dipol privlačenja). Dipolne privlačne sile među molekulima se nazivaju van der Valsove sile,a veze koje mogu nastati usled toga privlačenja- van der Valsove veze.

30.Indikatori

Kiselinsko-bazni indikatori su po hemijskom sastavu slabe organske kiseline, odn. baze, čija boja zavisi od pH vrednosti rastvora. Ukoliko je indikator u jednom pH intervalu bezbojan,a u drugom pH intervalu obojen, takav indikator nazivamo jednobojnim indikatorom. U većini slučajeva, indikatori su u jednom pH intervalu jedne boje, a u drugom pH intervalu druge boje i takve indikatore nazivamo dvobojnim indikatorima. Promena boje indikatora u zavisnosti od pH vrednosti se zasniva na tome što molekulski oblik indikatora(kiseli oblik) je jedne boje(ili bezbojan) a njena konjugovana baza je druge boje(ili je bezbojna) što možemo prikazati opštom jednačinom disocijacije indikatora u vodenom rastvoru:

HIn(boja1)⇌ H+ +In- (boja 2)

Iz ove reakcije se vidi da se ravnotežna koncentracija pri disocijaciji indikatora kao slabe kiseline može pomerati u smeru direktne ili povratne reakcije promenom koncentracije H+ jona. Ukoliko je koncentracija H+ jona velika(pH mali, kisela sredina) ravnoteža disocijacije će se pomeriti u smeru povratne reakcije, što znači da će u tom rastvoru indikator biti uglavnom u svom molekulskom HIn obliku što rastvoru daje jednu boju. Kod niskih koncentracija H+ jona(visok pH, bazna sredina) ravnoteža je pomerena u smeru direktne reakcije, što znači da će indikator u tom rastvoru postojati u obliku konjugovane baze, u svom jonskom obliku In-, što rastvoru daje drugu boju. Npr. metal-oranž je u kiseloj sredini( u svom molekulskom obliku HIn) crvene boje, a u baznoj sredini( u jonskom obliku In-) žut. Takođe, fenol-ftalein je u kiseloj sredini bezbojan, dok je u baznoj sredini crveno-ljubičast.

Iz navedenog izraza za disocijaciju indikatora sledi da je konstanta disocijacije: Ki=¿¿ odakle je [H+]=Ki*[HIn ]¿¿

Logaritmovanjem ovog izraza sa negativnim predznakom dobijamo :

30

pH=pKi+log¿¿ iz ovog izraza jasno se vidi zavisnost koncentracije indikatora u molekulskom i jonskom obliku od pH rastvora. Kada je indikator u podjednakim količinama u molekulskom i u jonskom obliku, tj u odnosu 1:1 tada je pH=pKi i u ovom slučaju rastvor ima mešavinu boja molekulskog oblika HIn i jonskog oblika In-.

S obzirom da je jako teško uočiti promenu kada je[HIn]=[In-], ljudsko oko može primetiti promenu boje kada je koncentracija jednog oblika indikatora 10 puta veće od koncentracije drugog oblika, tj kada je pH=pKi±1

Promena boje indikatora nije oštra, već se vrši u intervalu od oko 2 pH jedinice. Kod većine kiselinsko-baznih indikatora interval boje koji se može zapaziti se kreće od oko 1,2 do 1,8 pH jedinica. Kiselinsko-bazni indikatori imaju veliku primenu u praksi, naročito u volumetriji prilikom određivanje tačke ekvivalencije, odn. završne tačke titracije kiseline sa bazama i obrnuto. Takođe, indikatori se veoma često koriste u približnom odrešivanju pH vrednosti rastvora.

31. . Konstanta disocijacije kiselina i baza

U opštem slučaju disocijaciju elektrolita možemo prikazati jednačinom:

Kc⇌K+ + A- konstanta ove ravnoteže je: Kc=¿¿

Gde je KC konstanta disocijacije elektrolita KA, a [K+] [A-]i [ KA ] molarne koncentracija odgovarajućih molekulskih i

jonskih vrsta u nastaloj ravnoteži. Termodinamička konstanta disocijacije je : K0=a¿¿

Konstanta disocijacije zavisi od temperature, i merilo je jačine elektrolita. Što je veća Kc elektrolit je jači, i obrnuto.

U slučaju idealnih rastvora jakih elektrolita, elektrolita koji su u potpunosti disosovani na jone, konstanta disocijacije nema smisla, jer je ravnotežna koncentracija nedisosovanog dela elektrolita [ KA ] jednaka nuli.

Za razliku od jakih elektrolita(jakih kiselina i baza), koji potpuno disosuju, u rastvorima slabih elektrolita postoji ravnoteža između nedisosovanog dela elektrolita(slabe kiseline ili baze) i odgovarajućih jona.

Ako disocijaciju neke slabe kiseline prikažemo sledećom reakcijom:

HA + H2O⇌ H3O+ +A- konstanta ravnoteže ove reakcije je: Kc=¿¿

Kako je koncentracija vode,[H2O], u razblaženim rastvorima praktično konstantna proizilazi da je proizvod Kc

*[H2O] konstantan i označava se sa Ka. Dakle

Kc *[H2O] =¿¿= Ka Ka –konstanta disocijacije kiseline

Kako je koncentracija hidronijum jona [H3O+] jednaka koncentraciji protona[H+] jednačinu disocijacije možemo zapisati: HA ⇌ H+ +A- a konstantu disocijacije možemo zapisati: Ka=¿¿

termodinamička konstanta disocijacije je: K0=a¿¿

Npr. disocijacija slabe sirćetne kiseline se može prikazati sledećom jednačinom:

CH3COOH+ H2O⇌ CH3COO- + H3O+

konstanta ove ravnoteže je;

Ka=¿¿ odn Ka=¿¿

Konstanta disocijacije zavisi samo od temperature, i merilo je jačine elektrolita. Što je manja vrednost konstante disocijacije elektrolit je slabiji i obrnuto.

31

Prema vrednosti konstante disocijacije kiseline delimo na:

1.vrlo slabe kiseline, čija je vrednost konstante disocijacije Ka≤1*10-7

2. slabe kiseline, čija je vrednost konstante disocijacije ≤1*10-7 Ka≤1*10-2

3. jake kiseline, čija je vrednost konstante disocijacije ≤1*10-2 Ka≤1*103

4. vrlo jake kiseline, čija je vrednost konstante disocijacije Ka>1*103

Za razliku od monoprotičnih kiselina koje disosuju u jednom stepenu jer imaju jedan vodonikov atom koji se može zameniti metalom, odn. jedan vodonikov atom koji mogu dati bazi u obliku protona H+, poliprotične kiseline disosuju u više stepena, zavisno od broja H atoma koje mogu dati bazi u obliku protona H+. Svaki od ovih stepena predstavlja određenu ravnotežu koja ima svoju konstantu disocijacije.

Npr. dvoprotična sumporasta kiselina disosuje:

H2SO3 ⇌ H+ + HSO3- konstanta disocijacije je Ka=¿¿=1,7*10-2

Međutim HSO3- može disosovati dalje: HSO3

- ⇌ H+ + SO32- konstanta ove disocijacije je: Ka=¿¿=6,2*10-8

Umanjena vrednost druge konstante u odnosu na prvu konstantu se objašnjava težim odvajanjem pozirivno naelektrisane čestice, kao što je proton H+ od već negativno naeletkriane čestice, u ovom slučaju SO3

2- jon. Uopšteno, parcijalne konstante disocijacije poliprotičnih kiselina opadaju približno 105 puta.

U slučaju fosfatne kiseline, kao troprotične kiseline govorimo o tri konstante disocijacije s obzirom da postoje tri ravnoteže u rastvoru:

H3PO4⇌ H+ +H2PO4-

H2PO4-⇌ H+ +HPO4

2-

HPO42-⇌ H+ +PO4

3-

U vodenim rastvorima baza opšta reakcija disocijacije se može prikazati ravnotežnom reakcijom:

B+ H2O⇌ BH+ +OH-

konstanta disocijacije baze : Kb=¿¿ Kb zavisi samo od temperature i merilo je jačine baze. Što je vrednost konstante veća baza je jača i obrnuto.

Npr. disocijacija amonijaka se može predstaviti:

NH3 + H2O⇌NH4+ + OH-

32

konstanta disocijacije je: Kb=¿¿

Iz jonskog proizvoda vode znamo da je [OH-]= K w¿¿

i ukoliko ovu vrednost unesemo u izraz za konstantu

disocijacije dobijamo:

Kb=¿¿*Kw

Konjugovana kiselina BH+ od baze B disoduje na sledeći način:

BH+⇌H+ +B čija je konstanta disocijacije : Ka=¿¿

Iz navedenog vidimo da je konstanta baze jednaka:

Kb=KwKa

gde je Ka konstanta disocijacije konjugovane kiseline BH+ od baze B. Ovaj izraz pokazuje jasnu

međusobnu zavisnost kiselinskobaznog para. Što je baza jača (veća vrednost Kb) njena konjugovana kiselina je slabija(manja vrednost Ka) i obrnuto.

Jačinu elektrolita možemo definisati i prema stepenu disocijacije(α). Stepen disocijacije označava onaj deo molekula nekog elektrolita koji je disosovan na jone. Kod potpune disocijacije α=1.

Npr. disocijacija sirćetne kao slabog elektrolita:

CH3COOH ⇌ CH3COO- + H+ čija je konstanta disocijacije Ka=¿¿

Kako je koncentracija jona u rastvoru elektrolita jednaka Cj=n*α*C n-broj jona čiju konc. tražimo i koji nastaje disocijacijom jednog molekula elektrolita; α- stepen disocijacije; C-početna koncentracija elektrolita od koga taj jon potiče. U ravnotežnoj reakciji disocijacije sirćetne kis. nastaje acetatni CH3COO- joni i H+ joni ( pod kojima podrazumevamo H3O+ jone) čija je koncentracija jednaka : [H+]=nαC; [CH3COOH-]= nαC. Kako disocijacijom jednog molekula CH3COOH nastaje jedan CH3COO- jon i jedan H+ jon tj za oba jona n=1 sledi da je koncentracija ovih jona jednaka: [H+]=nαC=1αC=αC; [CH3COO-]= nαC=1*αC=αC

Ravnotežna koncentracija sirćetne kiseline [CH3COOH] jednaka je razlici početne koncentracija kiseline C i koncentracija koja je disosovala na jone Cd. Cd je jednaka koncentracija H+ jona odn CH3COO- jona (iz konst. disocijacije se vidi da jedan mol sirćetne daje po 1 mol ovih jona) a koncentraciju αC ovih jona mora da da αC sirćetne. Prema tome: [CH3COOH]=C-Cd=C-αC

Zamenom ovih izraza u izraz za konst. dis. sirćetne dobijamo izraz : Ka=¿¿= (αC )(αC )C−αC

odn. Ka=a2∗C2C(1−α )

skraćivanjem sa C dobijamo izraz Ka=a2∗C1−α

koji se naziva Ostvaldov zakon razblaženja. Iz ovog izraza(koji

povezuje konst. disocijacije, stepen disocijacije i konc. elektrolita) vidi se direktna proporcionalnost stepena disocijacije i konstante disocijacije. Što je stepen dis. veći veća konst. disocijacije a samim tim i jačina elektrolita je veća, i obrnuto.

32. Konstanta hemijske ravnoteže

33

Po svojoj prirodi sve hemijske reakcije mogu biti povratne(reverzibilne) ili nepovratne(ireverzibilne). Iako je teorijski svaka hemijska reakcija reverzibilna, za reakcije sa veoma visokom vrednošću konstante ravnoteže, odn. sa malim koncentracijama reaktanata kažemo da su konačne ili ireverzibilne.Kod takvih reakcija brzina reakcije između reaktanata(direktna) je veoma velika, dok je reakcija između produkata(povratna) veoma spora. Reverzibilne reakcije su reakcije koje se odvijaju u dva smera: aA+ bB cC +dD

Reaktanti međusobno reaguju dajući proizvode reakcije(direktna reakcija), a istovremeno proizvodi reakcije međusobno reaguju dajući reaktante(povratna reakcija). Kako je brzina hemijske reakcije direktno proporcionalna proizvodu koncentracija reagujućih supstanci, brzina direktne reakcije s vremenom se smanjuje jer opada koncentracija reaktanata, dok se brzina povratne reakcije s vremenom povećava, jer raste koncentracija proizvoda reakcije. Onog trenutka kada se te dve brzine izjednače nastupa hemijska ravnoteža. Dakle, uslov hemijske ravnoteže je 𝓿 =𝓿

𝓿=k1[A]a[B]b

𝓿=k2[C]c[D]d

u ravnotežnom stanju je k1[A]a[B]b= k2[C]c[D]d odn. K1k 2

=[C ] c [ D ] d[ A ]a [ B ]b

S obzirom da su k1 i k2 konstante(brzine

reakcije), i njihov količnik je konstantan i označava se sa K. Dakle, K=[C ] c [ D ] d[ A ]a [ B ]b

ovaj izraz je takođe poznat pod

imenom zakon o delovnju masa odn. zakon hemijske ravnoteže. Konstanta K se naziva kontanta hemijske ravnoteže i njena vrednost određuje položaj ravnoteže. Što je veća K brzina direktne reakcije je veća tj. ravnoteža je pomerena u smeru direktne reakcije, a što je manja K to je brzina povratne reakcije veća tj. ravnoteža je pomerena u smeru povratne reakcije. K zavisi samo od temperature.

U trenutku kada nastupi hemijska ravnoteža, reakcija je završena ukoliko ne dođe do promene uslova pod kojima se reakcija odvija. Međutim, unutar sistema, i direktna i povratna reakcija se neprekidno odigravaju, ali istom brzinom. Hemijska ravnoteža je dinamička ravnoteža koja reaguje, pomera se u smeru direktne ili povratne reakcije i na najmanju promenu spoljašnjih uslova koji na nju utiču. Stanje hemijske ravnoteže odgovara minimumu potencijalne energije sistema.

Hemijske ravnoteže se mogu javiti u homogenom ili heterogenom sistemu. Homogen sistem se sastoji samo od jedne faze. U reakcijama između gasova konstanta ravnoteže se može izraziti preko parcijalnih pritisaka gasova koji su u ravnoteži, zato što je koncentracija direktno proporcionalna parcijalnom pritisku.

U homegenim sistemima kao pto su rastvori konstanata se kod idealnih rastvora obeležava sa Kc. Kod realni rastvora konstanta ravnoteže je izraženo preko termodinamičke konstante ravnoteže, i kako koncentracije u realnim rastvorima nisu jednake stehiometrijskim koeficijentima, koriguje se vrednost za koeficijent f i tada je aktivitet supstance jednak a=f*C a termodinamička konstanta:

Heterogeni sistemi se sastoje od više faza. Koncentracija(parcijalni pritisak) čvrste ili tečne supstance na konstantnoj temperaturi je konstanta koja je u reakcionom sistemu obuhvaćena zajedno sa konstantom ravnoteže. Izraz za konstantu ravnoteže ne sadrži supstance koje su u reakcionom sistemu prisutne kao čvrsta ili tečna faza.

33. . Ravnoteža u homogenom sistemu:

34

Homogeni sistem je sistem koji se sastoji od jedne faze. Stoga u ravnoteže u homogenom sistemu spadaju ravnoteže u gasovitim sistemima i ravnoteže u rastvorima.

Ravnoteža u gasovitom sistemu:

U gasoovitom sistemu, koncentracije reaktanata možemo zameniti parcijalnim pritiscima gasova koji reaguju. Imajući to u vidu, za reakciju aA+bB ⇌ cC+dD jednačina hemijske ravnoteže glasi:

Kp= PcC * Pd

D /PaA*Pb

B

Konstanta Kp zavisi od temperature i pritiska.

Ukoliko povećamo parcijalni pritisak(koncentraciju) nekog od reaktanata, povećava se parcijalni pritisak(koncentracija) proizvoda rekcije tj. ravnoteža se pomera u desno. Povećanjem parcijalnog pritiska(koncentracije) jednog od proizvoda reakcije, povećava se parcijalni pritisak(konc.) reaktanata tj. ravnoteža se pomera u levo. Smanjenjem parcijalnog pritiska(konc.) nekog od proizvoda njihovim odvođenjem iz reakcione smeše smanjuje se parcijalni pritisak reaktanata(njihovim spajanjem u proizvode reakcije) tj. ravnoteža se pomera u desno. Promenom ukupnog pritiska reakcione smeše ravnoteža se pomera samo kada se rakcijom menja broj molekula. Prema le Šatelijeovom principu, povećanje ukupnog pritiska reakcionog sistema koji se nalazi u ravnoteži uzrokuje pomeranje ravnoteže u pravcu smanjenja broja molekula(manje zapremine,manjeg pritiska) u sistemu i obrnuto, smanjenje pritiska sistema koji se nalazi u ravnoteži uzrokuje pomeranje ravnoteže u cilju povećanja broja molekula(veće zapremine,većeg pritiska) u sistemu.

Ravnoteža u tečnostima:

Za neku opštu jednačinu hemijske reakcije aA+bB⇌ cC+ dD izraz za konstantu ravnoteže je; Kc=[C]c*[D]d/[A]a*[B]b

Sama konstanta ravnoteže ne zavisi od promene koncentracije jer ona predstavlja količnik konstanti brzina direktne i povratne reakcije koje takođe ne zavise od koncentracije. Povećanje bilo koje od supstance pomeriće ravnotežu u smeru trošenja supstance, dok ponovo ne dođe do uspostavljanja dinamičke ravnoteže. Na povećanje koncentracije nekog od rekatanata sistem će odreagovati pomeranjem ravnoteže u smeru direktne reakcije. Isto tako, na smanjenje koncentracije nekog od proizvoda reakcije sistem će odreagovati pomeranjem ravnoteže u smeru direktne reakcije. Smanjenjem koncentracije nekog od reaktanata ili povećanjem koncentracije nekog od proizvoda ravnoteža će se pomeriti u smeru povratne reakcije.

34. Ravnoteža u heterogenim sistemima

Heterogeni sistemi se sastoje od više faza. Koncentracija(parcijalni pritisak) čvrste ili tečne supstance na konstantnoj temperaturi je konstanta koja je u reakcionom sistemu obuhvaćena zajedno sa konstantom ravnoteže. Izraz za konstantu ravnoteže ne sadrži supstance koje su u reakcionom sistemu prisutne kao čvrsta ili tečna faza.

Sistem čvrsto-gasovito:

35

Kao primer ravnoteže u reakcionom sitemu čvrsto-gasovito možemo uzeti reakcionu ravnotežu koje se uspostavlja u zatvorenom prostoru između kalcijum-karbonata, kalcijum-oksida i ugljen-dioksida pri žarenju krečnjaka(kreča?): CaCo3(s)⇌CaO(s) + CO2(g) Kako su CaCo3 i CaO prisutni kao čvrste faze, izraz za konstantu ravnoteže glasi: Kp=PCO2 Pri konstantnoj temperaturi, pritisak CO2 je konstantan. Ukoliko smanjimo pritisak odvođenjem CO2 iz reakcionog sistema, ravnoteža se mora pomeriti u smeru direktne reakcije da bi se uspostavio ravnotežni pritisak.

Sistem čvrsto-tečno:

Ovakav sistem čini čvrsta supstanca koja je u ravnoteži sa svojim zasićenim rastvorom. Ravnotežu rastvaranja, odn. taloženja soli možemo prikazati opštom jednačinom: K+A-

(s)⇌ K+(aq) + A-

(aq)

Konstanta te ravnoteže je: Ks=[B+][A-] Dakle, proizvod koncentracija katjona i anjona neke soli u njenom zasićenom rastvoru je konstantan i naziva se proizvod rastvorljivosti.

Ukoliko imamo so sastava KmAn : KmAn⇌ mKn+ + nAm- ; njen proizvod rastvorljivosti je : Ks=[Bn+]m[Am+]n-

Kako koncentracija jona neke soli u njenom rastvoru zavisi od njene rastvorljivost, samim tim i proizvod rastvorljivosti zavisi od njene rastvorljivosti; što je neka so rastvorljivija, njen proizvod rastvorljivosti je veći i obrnuto.

Ukoliko se razblaživanjem( povećanjem zapremine) rastvora smanji koncentracija jona soli ravnoteža se pomera u smeru direktne reakcije kako bi se ponovo uspostavila vrednost proizvoda rastvorljivosti tj. so se rastvara. Obrnuto, ukoliko povećamo koncentraciju jona soli smanjenjem zapremine rastvora(uparavanjem) ravnoteža se pomera u smeru povratne rekacije tj. so se taloži.

Proizvod rastvorljivosti je važan za izračunavanje rastvorljivosti neke soli u prisustvu drugih soli koje imaju isti katjon ili anjon kao ta so, kao i u prisustvu raznih soli. Uopšteno u vodi su rastvorljivi:

1. nitrati, acetati i hlorati, izuzev srebro-acetata koji je slabije rastvorljiv2. hloridi, izuzev AgCl,Hg2Cl,PbCl2,CuCl,TlCl3. sulfati, izuzev PbSO4, BaSO4, SrSO4, CaSO4, Hg2SO4 i AgSO4

4. karbonati i fosfati natrijuma, kalijuma i azota( svi ostali su nerastvorni)5. sulfidi alkalnih i zemnoalkalnih metala( svi ostali nerastvorni)6. sve obične soli Na,K,N. Kalijum-perhlorat je slabije rastvoran.

Sistem tečno-gasovito:

Rastvor gasa u tečnostima. Gas se u tečnosti rastvara sve dok se ne uspostavi ravnoteža između gasa nad rastvorom i u rastvoru.

Npr. SO3(g) +H2O(l) ⇌ H2SO4(aq) K=[H 2SO 4]

[SO 3] odn, ukoliko koncentraciju gasa zamenimo njegovim parcijalnim

pritiskom K=[H 2SO 4]PSO3

Ukoliko povećamo parcijalni pritisak gasa nad rastvorom u kom se taj gas rastvara povećaće se i koncentracija supstance H2SO4 u rastvoru.

Sistem tečno-tečno:

36

Ukoliko se neka supstanca rastvara u dve tečnosti koje se međusobno ne mešaju, ona se raspodeli u te dve faze i

uspostavlja se ravnoteža: A(faza1) ⇌A(faza2) konstanta ravnoteže data je izrazom: K=[ A ] faza2[ A ] faza1

Ovaj odnos se naziva Nernstov zakon raspodele, koji kaže da je odnos koncentracija supstance koja je raspodeljena između dve faze pri određenoj temperaturi stalan. Konstanta ravnoteže se naziva koeficijent raspodele. Nernstov zakon važi samo ukoliko je molekulsko stanje rastvorene supstance u obe faze isto.

Npr. mućkanjem vodenog rastvora joda u hloroformu, jod će se raspodeliti između vode i hloroforma tako da će njegova koncentracija u hloroformu biti 250 puta veća nego u vodi. Dakle, koeficijent raspodele joda u sistemu

voda-hloroform je 250 tj. [ I 2 ]hloroform

[ I 2 ] voda=250 Ukoliko nakon mućkanja izdvojimo hloroformski sloj, i vodeni

rastvor joda ponovo mućamo sa svežim hloroformom, opet će se uspostaviti ravnoteža, tj opet će koncentracija joda u sloju hloroforma biti 250 puta veća nego u sloju vode.

35. Hemijska veza

Prosti molekuli su male grupe atoma u kojima je svaki atom povezan sa određenim brojem drugih atoma vezama koje nazivamo hemijskim vezama. Veze između atoma imaju određene karakteristične osobine, kao što su pre svega dužina i jačina. Međusobnim spajanjem atoma istog elementa nastaju molekuli tog elementa(H2 npr), a spajanjem atoma različitih elemenata nastaju hemijska jedinjenja tačno određenog i stalnog sastava. Dakle, međusobno se spaja tačno određeni broj atoma elemenata. Svojstvo atoma da se jedini sa određenim brojem atoma nekog drugog elementa naziva se valenca. Ako se atom ne spaja sa više od jednog atoma nekog drugog elementa on je monovalentan (tj valenca mu je 1), dok se valenca drugih elemenata može definisati brojem monovelantnih atoma sa kojima se vezuju. Npr vodonik je monovalentan. U vodi kiseonik se povezuje sa dva atoma H, dakle u vodi kiseonik je dvovalentan. Jedan isti element u različitim jedinjenjima može imati različitu valencu, tj može biti multivalentan (npr N ima različitu valencu u različitm oksidima – u N2O je jednovalentan, u NO dvovalentan, itdElektroni atoma se dele u dve grupe: valentni elektroni, koji učestvuju u hemijskoj vezi i služe za vezivanje atoma, i unutrašnji elektroni koji ne učestvuju u hemijskoj vezi tj. oni zadržavaju svoju konfiguraciju u svim jedinjenjima datog elementa.Valencu atoma elementa, a time i njegova hemijska svojstva određuje elektronska konfiguracija elementa tj broj valentnih elektrona (elektroni poslednjeg energetskog nivoa). Atomi se međusobno spajaju zato što spojeni čine energetski stabilniji sistem. Pri građenju jedinjenja atomi elemenata razmenjuju svoje valentne elektrone pri čemu se(uglavnom) postiže stabilna elektronska konfiguracija najbližeg plemenitog gasa, tj. elektronska konfiguracija sa osam elektrona u poslednjem energetskom nivou ns2 np6. Razmena valentnih elektrona se može vršiti tako da:

1. nastanu pozitivni i negativni joni, koji se međusobnim privlačenjem(uz oslobađanje potencijalne energije) povezuju jonskom vezom

2. se nagrade jedan ili više zajedničkih elektronskih parova i da se atomi povežu kovalentnom vezom

Kod jonske veze jedan atom potpuno gubi jedan ili više elektrona pri čemu postaje katjon, a drugi atom prima jedan ili više elektrona od prvog atoma i postaje anjon. Kod kovalentne veze zajednički elektronski par može biti bliže jezgru jednog atoma, atoma koji je elektronegativniji, što dovodi do polarizacije kovalentne veze i parcijalnog razdvajanja naelektrisanja unutar molekula, odn. stvaranje trajnog dipola To znači da ne postoji oštra granica između kovalentne i jonske veze, već postoji kontinuirani prelaz. Drugim rečima, veza između atoma je i jonske i kovalentne prirode. Ukoliko je razlika u koeficijentu elektronegativnosti elemenata manja od 1,9 vezu između elemenata nazivamo kovalentnom vezom sa parcijalnim jonskim karakterom, a ukoliko je razlika u koeficijentu elektronegativnosi veća od 1.9 govorimo o jonskoj vezi sa parcijalnim kovalentnim karakterom. Koja će od navedenih veza nastati zavisi od elektronske konfiguracije elemenata koji se jedine tj od energetskog stanja valentnih elektrona koje se ogleda u energiji jonizacije odn elektronskom afinitetu atoma.

37

38