PITANJA ZA IZBORNI PREDMET: HEMIJA

1. Izomerija alkana i alkenaAlkaniOni spadaju u aciklične zasićene ugljovodonike.Sadrže prostu (jednostruku) vezu. Tj. imaju sp3 hibridizaciju. Jedina jedinjenja bez funkcionalne grupe, zato su slabo reaktivna.Opšta formula je CnH2n+2.Prvi u homologom nizu je metan, zatim etan itd., svi oni se razlikuju za CH2 grupu koja se zove metilenska grupa. Odnosno alakani tim putem čine jedan homologi niz ili seriju u kojoj je svaki pojedini član, jedan homolog. Ovaj homologi niz je sastavljen od normalnih ili linearnih alkanam jer ugljenikovi atomi grade jedan neprekidan lanac ili niz.*Ukoliko alkan sadrži od 1-4 C atoma onda su to gasovi, ukoliko sadrži od 5-17 C atoma onda su to tečnosti i ako sadži više od 17 C atoma onda su u čvrstom stanju.

Razlike u strukturi mogu postojati takođe zbog načina na koji su atomi međusobno povezani u molekulu. Tj. moguće je strukturne formule napisati na dva načina . Npr. kod butana i izobutana. Jer u ovom slučaju izobutan predstavlja izmer. (Grč. isos znači jednak i meros znači dio, tj. oni koji imaju slične dijelove.)Izobutan spada u račvaste alkane.*Alkani sa tri i manje C atoma nemaju izomere.*Nastavak za alkane je –an (što se vidi iz tablice).*Ugljenikovi atomi osnovnog niza obilježavaju se brojevima, i to sa onog kraja koji je bliži račvi, tj bočnom nizu.*Imena račvi dodaju se abecednim redom kao prefiksi.

AlkeniOni spadaju u aciklične nezasićene ugljovodonike. Sadrže dvostruku vezu, tj. imaju sp2 hibridizaciju.Strukturna formula je CnH2n.Alkeni se ponekad nazivaju i olefini zbog „olefiant gasa“, starog naziva za etilen (CH2=CH2).Imena alkena izvedena su od alakana, zamjenom nastavka –an sa –en.Položaj dvogube veze se može odrediti stavljanjem broja ispred određenog jedinjinja. Oni

1

takođe imaju izmoere, izuzev etena i propena, koji nemaju strukturne izomere.

*Kao što formule pokazuju, dva izomera sa linearnom strukturom razlikuju se samo po položaju dvogube veze, i oni se nazivaju položajni izomeri.*Dve alkil grupe mogu biti sa istih strana ili sa suprotnih. I tada se govori o cis (ako su sa istih strana) i trans (ako su sa različitih) izomeriji tj. geometrijskoj izomeriji.Kod alkena ako sadrže od 1-4 C atoma su gasovite supstance, ako sadrže od 5-15 C atoma onda su tečnog agregatnog stanja a ako sadrže više od 15 onda su čvrstog agregatnog stanja.

2. Hemijske osobine alkena Alkeni su hemijski aktivni spojevi zbog specifične strukture kovalentne veze.Ona se satoji od slabe pi-veze i čvrste sigma-veze. Pri reakciji, pi-veza se kida te se na nju vežu atomi (ili grupe atoma) drugog reaktanta, a sigma-veza ostaje u vidu jednostruke kovalentne veze.Alkeni reaguju sa:1) vodonikom,

2) halogenim elementima,

3) halogenovodonicima,

4) cijanovodonikom,

5) vodom,

6) hipohlorastom kiselinom,

7) koncentrovanom sumpornom kiselinom,

8) ozonom,...

2

*Alkeni lako adiraju vodonik u prisustvu katalizatora (platina, nikl ili paladijum) na običnoj temperaturi i pretvaraju se u alkane.

Adicija HBr na alkene nije uvek jednaka čak ni kad se vrši pod istim uslovima. Na primjer, pri adiciji HBr na alil-bromid mogu se dobiti dva proizvoda, (što je prikazano na slici iznad.) (Upotrebljeno Markovnikovljevo pravilo.)

Reakcija adicije sulfatne kiseline na propen.

Reakcija adicije vode na propen.

Adicija halogena (Br2) na propen.

Reakcije oksidacije etena

Reakcija propena sa oksidacionim sredstvima.

Reakcija alkena sa fluorom, gdje grade eksplozivnu smješu. (Danas nema primjenu ni u industriji ni u teoriji.

3

3.PODJELA ALKOHOLA

Alkoholi prema načinu vezivanja ugljenikovih atoma dijele se na alifatične i aromatične. Aromatični alkoholi su jedinjenja sa benzenovim prstenom i -OH grupom, kod kojih hidroksilna grupa nije neposredno vezana za benzenovo jezgro već je od prstena razdvojena najmanje jednom metilenskom grupom. . Alifatični alkoholi se još nazivaju masni sastje se od velikog broja C atoma. Ugljenikovi atomi kod ove grupe alkohola mogu biti u nizu ili račvasti ili u nearomatičnim prstenovima. Prema broju hidroksilnih grupa, alkoholi su podijeljeni na monohidrosilne i polihidroksilne. Monohidroksilni alkoholi u svom sastavu imaju jednu –OH grupu. U zavisnosti od toga za koji je atom vezana –OH grupa alkoholi se dijele na primarne, sekundarne i tercijarne. Ako je ugljenikov atom za koji je vezana hidroksilna grupa vezan samo za jedan C-atom, alkohol je primaram, ako je C-atom koji nosi hidroksilnu grupu vezan za dva druga C-atoma, alkohol je sekundaran, a ako je –oh grupa vezana za C-atom koji je direktno vezana za još tri C-atoma, alkohol je tercijarni. Polihidroksilni alkoholi su jedinjenja koji sadrže više hidroksilnih grupa vezanih za različite ugljenikove atome. Prema broju –OH koje imaju u svom sastavu dijele se na dihidroksilne ili dioli, trohidroksilni ili tioli, tetrahidroksilne, pentahidroksilne, heksahidroksilne itd.

4. Heterociklicna jedinjenja

Jedinjenja kod kojih su tri ili vise ugljenikovih atoma vezani u zatvoreni prsten nazivaju se ciklična jedinjenja. Ukoliko pored ugljenikovih atomau prstenu postoje i neki drugi atomi, odnosno heteroatomi, tada takva jedinjenja nazivamo heterociklična jedinjenja. Takva jedinjenja najčešće kao heteroatom sadrže azot, kiseonik i sumpor. Heterociklična jedinjenja se mogu podijeliti na osnovu njihove strukture. Mogu biti heterociklična jedinjenja sa jednim heteroatomom i heterociklična jedinjenja sa dva ili više heteroatoma.

Nomenklatura heterocikličnih jedinjenja

-Trivijalna imena

-Hantzsch-Widman-ova

-Supstituciona

Trivijalna imena

Heteroprstenovi imaju svoja trivijalna imena koja su se zadržala i još uvijek se upotrebljavaju. Oko 60 trivijalnih imena prihvaćeno od strane IUPAC-a. Trivijalna imena ne daju strukturne informacije.

Hantzsch-Widman-ova nomenklatura koristi se za ciklična jedinjenja do 10 atoma.

Supstituciona nomenklatura koristi karbocikličnu nomenklaturu uz prefiks za heteroatom.

Heterociklični sistemi sa jednim heteroatomom su: tiofen, piridin, pirol, furan, izohinolin i hinolin.

Heterociklicni sistemi sa dva i više heteroatoma su: tiazol, imidazol, uracil, timin i citozin.

4

5. DERIVATI KARBOKSILNIH KISELINA

Derivati karboksilnih kiselina su jedinjenja koja daju karboksilne kiseline u reakciji sa vodom a to su: halogenidi kiselina, anhidridi, estri, amidi i nitrili. Za sve derivate je karakteristično da sadrže acil- grupu. Umjesto –OH grupe kod derivata karboksilnih kiselina vezana je neka atomska grupa ili atom. Glavna reakcija svih acil-derivata karboksilnih kiselina je nukleofilna supstitucija na acilnom ugljenikovom atomu. U ovoj rekaciji Cl se zamjenjuje –OH grupom iz vode.

Acil-halogenidi se dobijaju iz karboksilnih kiselina dejstvom fosforhalogenida. To su tečnosti veoma oštrog mirisa koji se dime na vazduhu jer reaguju sa vlagom i oslobađa se HCl. Glavni predstavnik je fosgen.

Anhidridi karboksilnih kiselina imaju strukturu molekula dvije karboksilne kiseline iz koje je izdvojena jedna molekula vode. One se najčešće dobijaju ih hlorida kiselina i soli. Predstavnik je anhidrid etanske (sirćetne) kiseline, poznat kao acet-anhidrid.

Estri su veoma prijatnog mirisa i do njih uglavnom potiče aromatičan miris voća i cvjeća. Estri se dobijaju u reakciji alkohola sa karboksilnim kiselinama, acil-hloridima ili anhidridima kiselina. Glavne reakcije na estrima jeste hidroliza estara, amonoliza estara transesterifikacija.

Amidi su monoacilni derivati amonijaka i mogu biti primarni, sekundarni ili tercijarni u zavisnosti od broja alkil- ili aril-grupa koje su vezane za atom azota. Dobijaju se najčešće iz derivata karboksilnih kiselina i amonijaka ili pirolizom amonijumovih soli.

6. ESTRI(MASTI I ULJA)

ESTRI: estri su u hemiji organske supstance u kojima organska grupa zamjenjuje jedan ili više atoma vodonika u hidroksilnoj grupi. Kod estera hidroksilna grupa reaguje sa karboksilnom grupom i nastaje nova grupa koja se naziva esterska -COO-. Najpoznatiji esteri su karboksilni esteri. Većina prostih estara niske molekulske mase su tečnosti vrlo prijatnog mirisa, od kojih uglavnom potiče aromatičan miris voća i cvijeća.Dobijanje estara:Najveći broj estara se dobija reakcijom alkohola(ili fenola) sa karboksilnim kiselinama, acil-hloridima ili anhidridima kiselina.

MASTI I ULJA: masti i ulja su trigliceridi, tj. „triestri glicerola i viših karboksilnih kiselina“, obično sa 12-18 C-atoma. Razlika između masti i ulja je u tome što su na sobnoj temperaturi masti čvrste, a ulja tečna.Većima triglicerida u životinja su masti, a biljkama su ulja, zbog čega se često kaže životinjska mast (svinjska mast, goveđa mast) i biljna ulja(kukuruzna ulja, suncokretovo ulje). Karboksilne kiseline koje postaju hidrolizom masti ili ulja, nazivaju se masne kiseline. Tri najčešće masne kiseline u prirodi su:

• palmitinska (16 C-atoma),

5

• stearinska (18 C-atoma)

• oleinska (18 C-atoma).

Palmitinska i stearinska kiselina su zasićene, a oleinska nezasićena masna kiselina. Zasićene masne kiseline sadrže samo jednostruke veze, dok nezasićene mase kiseline sadrže jednu ili više dvostrukih veza.Masti se obično dobijaju iz životinjskog tkiva topljenjem ili presovanjem. Ulja koja se nalaze u sjemenu ili plodovima raznih biljaka dobijaju se presovanjem, cijeđenjem ili esterifikacijom pomoću odgovarajućih organskih rastvarača. Dužim stajanjem masti i ulja se razlažu, pod uticajem mikroorganizama, vazduha ili svjetlosti, na glicerol i slobodne masne kiseline, kao i na oksidacione proizvode koji su neprijatnog mirisa i ukusa („užegla“ mast)

7. REAKCIJE NA ALDEHIDE I KETONE(MONOSAHARIDI)

1. Nuklefilna adicija: Obuhvata adiciju nekog nukleofila na π- vezu karbonilne grupe. Elektronski par iz nekog nukleofila (:Nu-) napada elektrofilni karbonilni ugljenikov atom. Pri tome se dvostruka veza C=O raskida i jedan elektronski par te veze prelazi na kiseonikov atom pri čemu nastaje intermedijalni anjon. Protonovanjem nastalog anjona dobija se neutralni adicioni proizvod:

2. Redukcija aldehida i ketona (adicija vodonika): redukcijom aldehida nastaju primarni alkoholi, a redukcijom ketona nastaju sekundarni alkoholi.

3. Reakcije oksidacije: oksidacijom aldehidi daju monokarboksilne kiseline sa istim brojem ugljenikovih atoma, a ketoni se razlažu:

Oksidacija aldehida: Tolensova reakcija (reakcija srebrnog ogledala). Aldehidi se mogu oksidovati blagim oksidacionim sredstvima kao što su joni metala (Ag+ Cu2+). Ovu reakciju ne daju ketoni:

6

Felingova reakcija: Felingov reagens sadrži Cu2+. Aldehid se oksidiše do karboksilne kiseline a Cu2+ se redukuje i daje Cu2O(s).

4. Adicija HCN: Adicijom HCN produžava se ugljenični niz za još jedan C atom:

5. Adicija alkohola: Nastajanje poluacetala i acetala:

6. ALDOLNA KONDENZACIJA (Aldolna adicija – primer nukleofilne adicije). Odigrava se u baznoj sredini, učestvuju samo aldehidi koji sadrže bar jedan H atom u α položaju. Jedan molekul aldehida se adira na karbonilnu grupu drugog molekula, nastaju aldoli:

7. Kanicarova reakcija: karakteristična je za aromatične aldehide i formaldehid, tj. one aldehide koji nemaju vodonik na α ugljenikovom atomu. U ovoj bimolekulskoj reakciji jedan molekul aldehida se oksiduje do odgovarajuće kiseline a drugi redukuje do alkohola.

7

8. PODJELA KARBOKSILNIH KISELINA(AMINOKISELINE I MASNE KISELINE)

Karboksilne kiseline su organske kiseline opće formule R-COOH, pri čemu je R- Alkil, a -

COOH karboksilna skupinakarakteristična za sve karboksilne kiseline.

Karboksilne kiseline mogu biti mono-, di- i poli-karboksilne kiseline ovisno o broju -COOH skupina

a dijele se na zasićene,nezasićene i aromatske. No karboksilne kiseline su općenito slabe

kiseline iako imaju oštar i neugodan miris.

Imenovanje karboksilnih kiselina

Karboksilne kiseline se imenuju tako da se ispred nastavka -ska kiselina doda ime alkana ovisno

o broju ugljikovih atoma. Tako će na primjer kiselina s tri C atoma po alkanu propanu biti

imenovana propanska kiselina iako je njeno puno češće korišteno ime propionska ili mliječna

kiselina (jer ju nalazimo u mlijeku)

. Najpoznatije karboksilne kiseline

Karboksilnih kiselina ima mnogo. Najjednostavniji niz karboksilnih kiselina gradi se prema

homolognom nizu alkana. Kao primjer, prve četiri (po broju atoma ugljika) su:

1C - metanska kiselina (mravlja kiselina) sažeta strukturna formula (ssf): HCOOH,

nalazimo ju u žalcu pčele i kod mrava.

2C - etanska kiselina (octena kiselina) ssf: CH3COOH, nalazimo ju u octu.

3C - propanska kiselina (propionska ili mliječna kiselina) ssf: CH3CH2COOH, nalazimo ju

u mlijeku.

4C - butanska kiselina (maslačna kiselina) ssf: CH3CH2CH2COOH, nalazimo ju u

užeglom maslacu ili ljudskom znoju.

Isto vrijedi i za izomere. Npr. iz izobutana se gradi odgovarajuća izobutanska kiselina.

CH3-CH-CH3 CH3-CH-CH3

| -> |

8

CH3 COOH

izobutan izobutanska kiselina

Pri tome treba imati u vidu da je struktura karboksilne skupine -COOH u stvari:

-C=O

|

OH

Fizičke osobine karboksilnih kiselina:

Karboksilne kiseline imaju više tačke ključanja od drugih tipova jedinjenja sličnih molskih masa

zbog građenja vodoničnih veza .

Masne kiseline su karboksilne kiseline, često s dugim nerazgranatim tijelom (lancem), a mogu

biti zasićene ili nezasićene. Velika većina prirodnih masnih kiselina ima parni brojugljikovih atoma

zato što se u biosintezu uključuje acetil-koenzim A koji pridonosi sa skupinom od dva atoma

ugljika.

Industrijskim, masne se kiseline proizvode hidrolizom estera koji se povezuju s mastima ili

biološkim uljima (oboje su, zapravo, trigliceridi) uklanjanjem alkohola glicerola.

Masne kiseline pripadaju skupini uljnih hemikalija.

Zasićene masne kiseline se nazivaju tako jer ne sadrže dvostruke (kovalentne) veze ili druge

funkcionalne skupine u molekularnom lancu. Sam pojam "zasićen" se odnosi na vodik koji se u

maksimalnom mogućem broju veže na ugljikove atome u lancu (osim kod karboksilne skupine -

COOH). Drugim riječima, zato što je ugljik 4-valentan, na svaki atom ugljika vežu se druga dva

atoma ugljika i po dva atoma vodika, osim na drugom kraju lanca masne kiseline gdje je

karboksilna skupina -COOH (a taj se kraj lanca naziva omega - ω) i gdje se vežu tri atoma vodika

(CH3-).

Nezasićene masne kiseline su kiseline oblika sličnog zasićenim, osim što kod njih postoji jedna

ili više alkenskih funkcijskih skupina unutar lanca gdje svaki alken zamjenjuje jednostruku

ugljikovu vezu " -CH2-CH2-" u dijelu lanca s dvostrukom vezom "-CH=CH-" (a to znači da je jedan

atom ugljika dvostruko povezan s drugim atomom).

Takve dvostruke veze mogu biti formirane u cis ili trans konfiguraciji.

9. AMINI

Amini pripadaju skupini organskih spojeva i imaju najmanje jedan ili više dušikovih atoma u

molekuli.  Amini se smatraju derivatom amonijaka i strukturalno mu sliče, jedan ili više vodikovih

9

atoma zamijenjeno je sa jednom ili više alkilnih ili arilnih organskih skupina. Slični aminima

su amidi no oni su derivati karboksilnih kiselina i imaju karbonilnu skupinu vezanu na amino

skupinu, npr.: RC(O)NR2. Amidi i amini imaju različitu strukturu i svojstva, stoga je razlika u

nazivu važna.

Amini su centralni spoj jednih od životno najvažnijih kemijskih spojeva - amino kiselina.

Dušik je trovalentan i stvara tri kovalentne veze, kao u NH3. Ako se u amonijaku jedan ili više

vodika zamijeni s alkilnim ostatkom nastaju primarni (RNH2), sekundarni (R2NH) i tercijarni

(R3N) amini. Naziv amina dobije se tako da se nastavak amin doda nazivu ugljikovodika koji čini

glavni dio molekule (metanamin CH3NH2) ili se doda nazivu pripadajuće alkilne skupine na koju

je amino skupina vezana (dimetilamin (CH3)2NH).

CH3CH2NH2 etanamin (etilamin)

Amini su dobro topljivi u vodi, jer prave vodikove veze s vodom. Amini su nešto jače baze od

amonijaka (NH3). Amonijak je dobro topljiv u vodi. Bazična priroda vodene otopine NH3 može se

prikazati slijedećom ravnotežom:

NH3 (aq) + H2O → NH4+ + OH-

Nespareni elektronski par privlači elektrofilne čestice poput jona vodika. Stabilne soli

(hidrokloridi) nastaju reakcijom amina s jakim kiselinama:

CH3NH2 + HCl → CH3NH3+ Cl- metilamin hidroklorid

Aromatski amini (arilamini) su spojevi s –NH2 skupinom na aromatskom prstenu kao u anilinu. U

vodenim otopinama arilamini su slabije baze od alkilamina zbog delokalizacije slobodnog

elektronskog para atoma. Atom može biti i sastavna komponenta cikličke strukture kao u piridinu.

10. ELEKTRONSKA KONFIGURACIJA

Elektronska konfiguracija elementa je raspored elektrona koji pripadaju atomu datog elementa na njegovim elektronskim orbitalama. Građa elektronskih omotača atoma sažeto prikazuje tako što se napišu jedan pored drugog simboli onih orbitala u atomu koje sadrže elektrone, i to po redoslijedu njihovih rastućih energija. Broj elektrona u orbitalama označava se kao desni gornji indeks. Dobijeni izraz naziva se elektronska konfiguracija atoma datog elementa. Energetski nivoi ili ljuske u kojima se mogu nalaziti elektroni u atomu označavamo brojevima od 1-7 ili slovima: K, L, M, N, O, P, Q. Redoslijed popunjavanja orbitala: 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5p6 | 6s2 4f14 5d10 6p6 | 7s2 5f14 6d10 7p6.

10

Kod elemenata IA i IIA grupe, elektronima se popunjavaju S-orbitale u najvišem elektronskom nivou, stoga se ti elementi nazivaju S-elementi. TRI PRAVILA ODREĐUJU RASPORED ELEKTRONA U ATOMIMA

1) Paulijev princip isključivosti – ne mogu postojati dva elektrona u jednom atomu sa sva četiri ista kvantna broja.

2) Princip popunjavanja: prvo se popunjavaju atomske orbite najniže, tj. niže energije.

3) Hund‘ovo pravilo – najstabilniji aranžman elektrona u podljsci je onaj sa najvećim brojem uparenih spinova.

11. KVANTNI BROJEVI

Elektronski nivoi atoma u osnovnom stanju obilježavaju se vrijednostima glavnog kvantnog broja n=1,2,3,4,5,6,7. Glavni kvantni broj (n) je jedan od 4 kvantna broja koji karakteriše energiju u atomu, njegovu energiju u atomu i njegovu udaljenost od jezgra. Svakoj vrijednosti n odgovara određeni nivo energije elektrona i određena prosječna udaljenost elektrona od jezgra. Ako je npr: n=1, elektron se nalazi na najnižem energetskom nivou, tj. posjeduje najmanju energiju i kreće se najbliže jezgru.

12. JONSKA VEZA (AlCl3, CaO, Na2O)

Veze između atoma drže molekul kao cjelinu. Privlačne sile između datih atoma u molekulu su jake, pa se zbog toga grade veze između atoma. U kvalitativnom smislu hemičari to utvrđuju tako što se u toku procesa građenja veze mjeri količina oslobođene energije-toplote (suprotno tome, za raskidanje iste veze potrebno je dovesti istu količinu energije).

Luis i Kosel su 1916. godine pretpostavili da postoje dva osnovna tipa hemijskih veza: jonska i kovalentna veza.

Jonska veza nastaje prelazom jednog ili više elektrona sa jednog atoma na drugi, gradeći jone kao što je slučaj sa neorganskim solima.

13. KOVALENTNA VEZA(H2O, HCl, CO2)

Kovalentna veza nastaje dijeljenjem para elektrona (prosta veza) ili parova elektrona (dvoguba ili troguba veza) između dva atoma.

U oba slučaja, prilikom prelaza elektrona (jonska veza) ili dijeljenja elektrona (kovalentna veza) atomi u tim procesima postižu stabilnu elektronsku konfiguraciju plemenitog gasa. Takva konfiguracija obično znači da se u spoljašnjem sloju nalazi osam elektrona (oktetno pravilo), što odgovara elektronskoj konfiguraciji plemenitih gasova, koji su hemijski krajnje inertni (u određenim slučajevima atomi u vezanom stanju mogu imati dva elektrona kao plemeniti gas helijum). Tako, na primjer natrijum (Na), koji je relativan metal, reaguje burno sa reaktivnim gasom hlorom, gradeći stabilno jonsko jedinjenje natrijum-hlorid. Slično, natrijum reaguje sa fluorom (F), bromom (Br) ili jodom (J) dajući odgovarajuće soli i reakcijama koje su tipične i za druge alkalne metale, kao što su litijum (Li) ili kalijum (K). Za elemente koji se nalaze oko sredine periodnog sistema elemenata, kao što je ugljenik koji ima

11

četiri valenciona elektrona, građenje jonskih veza nije povoljan proces, jer bi takvi elementi morali da prime ili otpuste veći broj elektrona uz utrošak znatne količine energije. U takvim slučajevima dolazi do kovalentnog građenja veza kada elementi dijele elektrone. Pomoću Luisovih formula, koje su korisne jer vrlo lako možemo izbrojati valencione elektrone.

Luisove formule kovalentnih jedinjenja

Dva atoma mogu dijeliti dva para elektrona ili čak tri para; ovakve višestruke veze nazivaju se dvogubim ili dvostrukim, odnosno trogubim ili trostrukim.

14, VODONIČNA VEZA

Vodonična veza (H-veza) je vrsta slabe hemijske veze zasnovane na elektrostatičkom privlačenju između atoma vodonika i nekog nukleofilnog atoma koji sadrži slobodne elektronske parove. Ova veza je moguća kada je vodonik povezan kovalentnom vezom sa atomom velike elektronegativnosti (npr. kiseonik, fluor, azot).Vodonična veza javlja se u jedinjenjima vodonika sa izrazito elektronegativnim nematalima (H2O, HF). Ova jedinjenja jako su polarizovana. Negativni dipol jednog molekula privlači atom

vodonika, odnosno pozitivni dipol drugog molekula.Vodonične veze označavaju se isprekidanim crticama.

Posledice ovakvog vezivanja jesu da se neke supstance nlaze u agegatnom stanju u kom to ne bismo očekivali usled smanjene pokretljivosti molekula. Vodoničnom vezom objašanjava se i anomalija

vode, odnosno veća gustina u tečnom nego u čvrstom stanju, gde molekule na okupu drže samo znatno slabije Wan der Wallsove sile (interakcije). Bez ovih osobina vode ne bi bilo ni života na zemlji!Osnovna razlika između vodonične, Wan der Wallsove i kovalentne i jonske veze jeste u njenoj jačini. Jačina veze izražava se u kJ/mol. Ona je dakle ekvavilentna količini energija potrebnjoj da se veze raskinu u jednom molu supstance. Jačina kovalentne i jonske veze kreće se u interlvalu od nekoliko stotina kJ/mol, vodonična veza je znatno slabija (30-55 kJ/mol), ali je ipak prilično jača od Wan der Wallsove interakcije (oko 5 kJ/mol).

Wan der Wallsova veza (interakcija) -U ostalim polarnim jedinjenjima javljaju se slabe Wan der Wallsove interakcije između polarnih i nepolarnih delova molekula. One su pojedinačno vrlo slabe, ali njihov broj je veoma veliki pa mogu imati znatan uticaj na fizičke osobine jedinjenja.

15. KOLIČINA SUPSTANCE, MASA, VOLUMEN, AVOGARDOVA KONSTANTA(STEHIOMETRIJSKA IZRAČUNAVANJA)

Relativna atomska masa Ar je broj koji pokazuje koliko puta je masa atoma nekog elementa veca od 1/12 mase atoma ugljenikovog izotopa C12. Relativne atomaske mase nisu cijeli brojevim sto je posljedica postojanja izotopa. Jedinicna masa je jednaka masi jednog protona. Relativna atomska mada elemenata je neimenovan broj (broj bez jedinice), jer se dobija poredjenjem istih fizickih velicina.

27* 0,00000000000000000000000167g

12

Primjer: Ar(Al)= ---------------------------------------------------------= 27

0,0000000000000000000000167g

Za relativnu atomsku masu aluminijuma dobijen je neimenovan cijeli broj, taj broj je cijel zato sto u prirodi postoji samo jedan stabilan izotop aluminijum masenog broja A=27. U prirodi su rijetki elementi cija je relativna atomska masa cijeli broj.

Relativna molekulska masa Mr, supstance jeste broj koji pokazuje koliko puta je masa njenog molekula veca od 1/12 mase atoma ugljenikovog izotopa C12. Relativna molekulska masa supstance izracunava se sabiranjem relativnih stomskih masa svih atoma u tom molekulu.

Primjer: Mr (CH4)= Ar(C) + 4*Ar(H)= 12 + 4*1 = 16

Broj cestica odredjuje fizicka velicina koja se naziva kolicina supstance. Oznaka za ovu velicinu je n. Jedinica za kolicinu supstancije je mol, a oznaka je mol.

Jedan mol je kolicina supstance koja sadrzi onoliko cestica koliko ima u 12g uglenikovog izotopa C12. Ovaj broj iznosi 6-1023 i naziva se Avogardov broj.

Avogadrova konstanta predstavlja broj neke supstance (atoma, molekula, jona) ili broj elementarnih cestica (protoni, neutroni, elektroni) u jednom molu supstance.

Na=N / n

Na = 6,023*1023 1/mol

Kolicina neke supstance (n) izrazava se odnosom mase te supstance i njene molarne mase:

n= m / M (mol)

Masa Avogardovog broja cestica (jedan mol) brojcano odgovara relativnoj atomskoj masi kada je supstanca u elementarnom stanju , odnosno relativnoj molekulskoj masi za jedinjenje i molekule elemenata. Ova masa je molarna masa (M). Mjerna jedinica za molarnu masu je g/mol.

Molarna masa (M) je fizicka velicina koja se definise kao odnos mase ciste supstance (m) i kolicine te supstance (n).

M= m / n (g/mol)

Molarna zapremina (Vm) supstance definise se kao odnos zapremine te supstance (V) i njene kolicine (n).

Vm= V / n (dm3/mol)

STP- standardna temperatura pritiska

P=101; t=25° C Vm= 22,4 dm3/mol

16. DISPERZNI SISTEMI I RASTVORI

13

Disperzni sistemi se dobijaju tako što se fino usitnjene čestice jedne supstance ravnomjerno raspodjele između čestica druge supstance. Supstanca koja se raspodjeljuje naziva se disperzna faza, a supstanca u kojoj se disperzna faza raspodjeljuje-disperzno sredstvo.

Prema veličini čestice disperzne faze, disperzni sistemi diijele se na:

1.Grubo disperzne - čestice disperzne faze su veće od 100 nm, i čestice se vide golim okom. Grubo disperzni sistemi su nestabilni – čestice disperzne faze se izdvajaju u vidu taloga ili isplivaju na površinu. Dijelimo ih na: -suspenzije (čestice se vide kao talog) i

-emulzije (čestice se vide na površini).

2.Koloidno disperzne – veličina čestica disperzne faze kreće se od 1 nm do 100 nm. Ovi sistemi ne pokazuju bitne promjene pri stajanju, a čestice se ne mogu vidjeti golim okom ni običnim mikroskopom. Dijele se na osnovu toga koliko vole ili ne vole vodu na: -hidrofilne i -hidrofobne.

3.Molekulsko disperzne – veličina čestice disperzne faze (molekula ili jona) manja je od 1 nm. Ovakvi sistemi su homogeni i stabilni i nazivaju se rastvori.

Svaki rastvori sastoje se od dve komponente: rastvarača i rastvorene supstance. Kao rastvarač najviše se koristi voda, koja dobro rastvara mnoge čvrste, tečne i gasovite supstance. Rastvarač je ona komponenta koje ima najviše, ili se nalazi u istom agregatnom stanju kao i rastvor. Rastvori mogu biti u čvrstom, tečnom i gasovitom agregatnom stanju. Primjer čvrstih rastvora je zlato za nakit, koje predstavlja rastvor srebra u zlatu. Primjer tečnih rastvora su vodeni rastvori različitih soli u vodi. Čist vazduh je primjer gasovitog rastvora kiseonika, argona i nekih drugih gasova u azotu.

Rastvorljivost predstavlja sposobnost da odgovarajuća količina rastvarača u određenom intervalu vremena rastvori odgovarajuću količinu rastvorene supstance. Na osnovu toga dijelimo ih na: zasićene, nezasićene i prezasićene.

17. KONCENTRACIJA(c, y, b, w) (STEHIOMETRIJSKA IZRAČUNAVANJA)

Maseni udio je brojčana vrijednost, koja predstavlja odnos mase rastvorene supstance i mase rastvora. Maseni udio se označava grčkim slovom omega (ὠ), a jednak je

Maseni udio ima vrijednost od 0-1. Množenjem masenog udjela sa 100 dobije se procentni sadržaj rastvora.

Količinska koncentracija, označava se ’’c’’, kao simbol često se koristi i uglasta zagrada.

Količinska koncentracija predstavlja odnos količine rastvorene supstance (n) i zapremine rastvora (V).

14

SI-jedinica je mol/m3. Laboratorijski rad, međutim, najčešće zahtjeva pogodniju jedinicu-decimalnu jedinicu, mol/dm3.

Molalnost rastorene supstance, označava se sa ’’b’’.

Definiše se kao odnos količine te supstance i mase rastvarača.

SI-jedinica molalnosti je mol/kg.

Masena koncentracija, označava se sa ’’Ү’’. Prestavlja odnos mase supstance (m) i zapremine te supstance (V).

SI-jedinica je g/dm3.

18. ELEKTROLITIČKA DISOCIJACIJA

Teoriju elektrolitičke disocijacije (kao i teoriju o kiselinama i bazama) postavio je Sevante Arenijus 1887. godine.

Metali kao što su bakar, aluminijum i gvožđe su dobri provodnici struje. Osim njih struju dobro provode i vodeni rastvori kiselina, baza i soli, kao i sama voda. Supstance čiji vodeni rastvori dobro provode struju nazivaju se elektroliti, a one čiji rastvori ne provode nazivaju se neelektroliti (npr. šećer). Elektorliti mogu biti slabi i jaki. Slabi imaju manje jona-slabo provode struju, a jaki-imaju više jona-bolje provode struju. Obična voda jonizuje, ali je slab elektrolit, dok destilovana voda uopste ne jonizuje.

15

Razlaganje elektrolita u vodenom rastvoru na pozitivne i negativne jone naziva se elektrolitička disocijacija i kažemo da elektroliti disosuju.

Po arenijusovoj teoriji kiseline su supstance koje u vodenom rastvoru disociraju na pozitivne hidronijum jone i negativne jone kiselinskog ostatka. Dok su baze supstance koje u vodenom rastvoru disociraju i kao negativne jone daju jone hidroksilne – OH - grupe i pozitivne jone metala. Disocijacijom soli nastaju pozitivni joni metala (katjoni) i negativni joni kiselinskog ostatka (anjoni).

Primjeri disocijacije kiselina:

HCl + H2O → H30+ + Cl-

H2S + 2H20 → 2H3O+ + S2-

H2SO3 + 2H2O → 2H3O+ + SO32-

H2SO4 + 2H20 → 2H3O+ + SO42-

H2CO3 + 2H2O → 2H30+ + CO32-

H3PO4 + 3H2O → 3H3O+ + PO43-

HNO3 + H2O → H30+ + NO3-

Primjeri dosocijacije baza:

NaOH → Na+ + OH-

KOH → K+ + OH-

LiOH → Li+ + OH-

Mg(OH)2 → Mg2+ + 2OH-

Ca(OH)2 → Ca2+ + 2OH-

Al(OH)3 → Al3+ + 3OH-

Primjeri disocijacije soli:

NaCl → Na+ + Cl-

Na2CO3 → 2Na+ + CO32-

K2SO3 → 2K+ + SO32-

Na3PO4 → 3Na+ + PO43-

Ca3(PO4)2 → 3Ca2+ + 2(PO4)3-

Mg(NO3)2 → Mg2+ + 2(NO3)-

16

Na2S → 2Na+ + S2

Stepen disocijacije

Stepen disocijacije(α)predstavlja odnos broja disosovanih molekula, nekog hemijskog jedinjenja, i ukupnog broja molekula tog jedinjenja.

Npr:

α = __300_ = 0,42 * 100 = 42%

700

Stepen disocijacije može da ima vrijednost od 0-1 (0-100%).

α = 0 - neelektroliti

α = 0-1 - elektroliti

α = 0-03 – slabi elektroliti

Podela elektrolita prema stepenu disocijacije:a) jaki α > 70%

b) umereno jaki 30% < α < 70%

c) slabi α < 30%

Faktori koji utiču na stepen disocijacije su:

Priroda elektrolita Prirda rastvarača Temperatura Koncentracije rastvora

19. KONSTANTA RAVNOTEŽE

Kod reverzibilnih ili povratnih reakcija uz polaznu reakciju se dešava i povratna reakcija. Ukupnu reakciju možemo uopšteno prikazati sledećom jednoačinom.

17

To jest, a molekula reaktanta A i b molekula reaktanta B daju reakcijom c molekula produkta C i d molekula produkta D. Faktori koji utiču na brzinu hemijske reakcije su pritisak, zapremina i temperatura. Brzina polazne reakcije s vremenom se smanjuje jer opada koncentracija reaktanata. Brzina povratne reakcije s vremenom raste, jer raste koncentracija produkata reakcije. Onoga trenutka kada su te dvije brzine jednake, reakcija se više ne odvija, tj. nstupa dinamička ravnoteža. Tada kažemo da se reaktanti i produkti nalaze u hemijskoj ravnoteži.

20. KONSTANTA DISOCIJACIJE

Konstanta disocijacije je specifični tip konstatne ravnoteže koja mjeri sklonost supstance da se reverzibilno odvoji (disocira) u manje komponente. Primjeri disocijacije su razdvajanje hemijskog kompleksa u molekularne komponente i razdvajanje soli u jonske komponente. Konstanta disocijacije se obilježava sa Kd i recipročne je vrijednosti konstante asocijacije.

Opsta reakcija: u kojoj se kompleks AxBy razdvaja u x A i y B , te se

konstanta disocijacije definiše kao ..

Što je konstanta disocijacije veća, to je više molekula disociralo.

Izraz disocijacija upotrebljava se i za reakcije jonizacije kiselina i baza u vodi. Na primjer, reakcija

HCN + H2O = H2O+ + CN-

često se piše kao disocijacija kiselina na jone HCN = H+ + CN- .

Konstanta ravnoteže za ovakvu reakciju naziva se konstanta disocijacije kiseline (Ka).

Ka = [H+]·[CN-] / [HCN]

Koncentracija vode [H2O] toliko je velika da se može smatrati konstantnom. Slično tome, može se i jonizacija baze u vodi napisati kao NH3 = NH4+ + OH-

21. KISELINE

Kiselina je jedna od osnovnih kategorija hemijskih jedinjenja. Kiseline su jedinjenja koja u vodi isključivo diososuju na pozitive jone vodonika i negativne jone kiselinskog ostatka.

Po Arenijusovoj definiciji

Kiselina je svako jedinjenje, koje unošenjem u vodeni rastvor povećava

koncentraciju   jona.

Automatski baza je svako jedinjenje, koje povećava koncentraciju   jona.

18

Po protolitičkoj teoriji kiselina je svako jedinjenje koje je u uslovima date reakcije donor jona vodonika  .

Reakcija neutralizacije, odnosno kiseline i baze, izgleda ovako:

Jedinjenje HA je kiselina a B baza. Jon   je novo nastala baza (takozvana konjugovana

baza kiseline HA), a   nova kiselina (tzv. konjugovana kiselina baze B). Usled reakcije kiselina sa bazom uglavnom nastaju soli.

Hemijska jedinjenja (sa izuzetkom nekoliko veoma jakih kiselina i baza) mogu u zavisnosti od uslova da vrše funkciju kiselina i baza - takva jedinjenja nose naziv amfoterna jedinjenja (amfoternost).

Drugu opštiju definiciju kiselina dao je Gilbert Njuton Luis

Kiselina je jedinjenje, koje je akceptor (primalac) elektronskog para, (tako da je baza

donor elektronskog para).

Ova definicija obuhvata i klasične kiseline jer se odvajanje vodonikovog jona od molekula zasniva na prekidanju veze sa vodonikom.

Ova definicija obuhvata i hemijska jedinjenja, koja se ponašaju kao kiseline, jer imaju veliki deficit elektrona, iako u svojoj strukturi nemaju atome vodonika (npr aluminijum(III) hlorid ).

Jačina kiseline je odraz njene sposobnosti ili tendencije da otpusti proton. Jaka kiselina se potpuno jonizuje u vodi; drugim rečima, jedan mol jake kiseline HA se rastvara u vodi dajući jedan mol H+ i jedan mol konjugovane baze, A−. U kontrastu s tim slaba kiselina podleže parcijalnoj disocijaciji, te se formira se ekvilibrijum kiseline i njene konjugovane baze u rastvoru.

Slabe kiseline su: sve organske, HCN, H3BO3, H2SO3, H2CO3, HNO2, H2PHO3...Jake kiseline su: H2SO4, HClO4, HClO3, HClO2, HClO, HNO3, HCl, HBr, HJ, HF.

22.Baze

Baza (lužina) je jedna od osnovnih kategorija hemijski jedinjenja. Po klasičnoj, jonskoj teoriji Arenijusa baza je hemijsko jedinjenje, koje u vodenom rastvoru, usled disocijacije izdvajanjem jona OH−, povećava njihovu koncentraciju a smanjuje koncentraciju H+ jona (povećava pH rastvora). Arenijusove baze su rastvorljive u vodi i ovi rastvori uvek imaju pH veći od 7.

Po protolitičkoj teoriji, baza je svako hemijsko jedinjenje koje je akceptor (primalac) katjona vodonika ( ), tj. protona, u uslovima date reakcije.

Npr. u reakciji:19

jedinjenje HA je kiselina, a jedinjenje B baza.

Hemijska jedinjenja (sa izuzetkom nekoliko veoma jakih kiselina i baza) mogu u zavisnosti od uslova da vrše ulogu kiseline ili baze – ovakva jedinjenja se zovu amfoterna jedinjenja.

Najnoviju i najprihvaćeniju opštu definiciju baze dao je Luis: „Baza je jedinjenje, koje je donor (davalac) elektronskog para u uslovima date hemijske reakcije“.

Slabe baze su: Fe(OH)3, Zn(OH)2, Sn(OH)2, Al(OH)3,Cu(OH)2..Jake baze su: NaOH, KOH, LiOH, CsOH, RbOH, Ca(OH)2, Mg(OH)2.

23. OKSIDI

Oksid je opšti naziv za svako neorgansko hemijsko jedinjenje, u kome se javlja hemijska veza između kiseonika i nekog drugog elementa.Oksidi su hemijski spojevi kiseonika sa drugim elementima, a grade ih svi elementi osim plemenitih gasova.Osobine: Većina je oksida stabilna prema visokim temperaturama. Nastaju kao produkti oksidacije drugih minerala, a javljaju se iu stenama vulkanskog porekla. Privredni su jedna od najznačajnijih grupa minerala jer uglavnom tvore rude iz kojih se dobijaju metali.Oksidi čine veliki deo Zemljine kore i mnogi su od njih važni minerali, npr: hematit(Fe2O3) , magnetit (FeO x Fe2O3), rutil(TiO2), kasiterit (SnO2), kremen(SiO2), korund (Al2O3), itd .Prema broju kiseonikovih atoma razlikuju se: monoksidom (npr. ZnO), dioksidi (CO2), trioksidi (SO3),itd.Od svih spojeva na Zemlji su najrašireniji oksidi, a mogu se svrstati prema nekim principima, npr prema strukturi ili nekim od hemijskih svojstava. Uobičajeno je razvrstavanje prema kiselo-baznim svojstvima u četiri grupe: kiseli, neutralni, bazični i amfoterni oksidi.Kiseli oksidi su oksidi koji sa vodom daju kisele reakcije, otapaju se u baznim rastvorima ili ih direktno neutrališu, a tipični predstavnici su oksidi nemetala, npr SO3 i NO2.Neutralni oksidi koji ne reaguju sa vodom, ne rastvaraju se u kiselinama niti u baznim rastvorima niti ih neutrališu (npr. CO, N2O, NO).Bazični oksidi (ili bazni oksidi) koji sa vodom daju alkalnu reakciju, otapaju se u kiselinama ili ih direktno neutrališu, a tipični predstavnici su oksidi alkalnih i zemnoalkalnih metala, npr Na2O i BaO.Bazični oksidi većine metala veoma su slabo rastvorljivi u vodi, stoga se njihovi hidroksidi pripravljaju dodatkom baze rastvoru metalnog jona, pri čemu se taloži takođe teško rastvorljivi hidroksid. Amfoterni oksidi koji se, u zavisnosti od uslova, mogu rastvarati u kiselinama i u bazama, te mogu neutralisati i kiseline i baze, a tipični predstavnici su oksidi amfoternih elemenata su, npr cinkov oksid, i Al2O3.Oksidi imaju međusobno veoma različite hemijske i fizičke osobine, koje zavise od elektronegativnosti elementa koji se jedini sa kiseonikom: od skoro nereaktivnih čvrstih supstancija sa veoma visokim temperaturama topljenja (npr. oksid volframa), preko umereno reaktivnih tečnosti (npr. voda), do veoma reaktivnih gasova (npr. azot suboksid).

Oksidi takođe mogu imati i osobine koje idu od kiselih do baznih. Tako postoje:• kiseli oksidi- npr. ugljen dioksid ili sumpor(VI)-oksid, koji reaguju sa bazama i vodom

20

• oksidi sa kiselim osobinama - npr. silicijum oksid, reaguju sa jakim bazama ali ne i sa vodom• bazni oksidi- npr. oksidi metala IA i IIA grupe, reaguju sa kiselinama i vodom• oksidi sa baznim osobinama - npr. mangan monoksid ili hrom monoksid, reaguju sa kiselinama ali ne i sa vodom• amfoterni oksidi - npr. aluminijum-oksid, ne reaguju sa vodom ali reaguju i sa kiselinama i sa bazama• neutralni oksidi- npr. ugljen monoksid, ne reaguju sa vodom, kiselinama ni bazama.•Davanje imena• Postoji nekoliko načina građenja imena oksida, od kojih je većina ostala samo kao navika ili u istoriji.• Trenutno, u skladu sa nomenklaturom IUPACa, imena oksida se grade po opštem šablonu imenovanja prostih neorganskih jedinjenja. Za okside ovaj šablon izgleda:•ime_elementa(njegov oksidacioni broj)- oksid•Na primer sumpor(IV)-oksid.• U slučaju, kada dati element gradi samo jedan poznati oksid, oksidacioni broj hemijskog elementa ne mora da se navodi.• Ova nomenklatura se trenutno koristi u naučnim krugovima.• Mnogi oksidi imaju nazive koji uopšte nisu davani po nomenklaturi već su od davnina ukorenjeni u narodu. Na primer: voda je oksid vodonika, kalcijum(II)-oksid je poznat pod nazivom negašeni kreč.Važniji oksidi

U najpoznatije okside ubrajaju se:

H2O - oksid vodonika, poznat kao voda

N2O - azot suboksid poznat kao veseli gas

SO2 - sumpor dioksid (ispravno: sumpor(IV) oksid) - prisutan u dimu

CO - ugljen monoksid (ispravno: ugljenik(II) oksid) - toksičan gas u malim količinama prisutan u dimu

CO2 - ugljen dioksid (pravilno: ugljenik(IV) oksid) - prisutan u vazduhu

MgO - magnezijum-oksid

CaO - kalcijum-oksid - ili negašeni kreč

TiO2 - titanijum(IV)-oksid

SiO2 - pesak (pravilno: silicijum(IV)-oksid)

Cr2O3 - hrom(III)-oksid

CrO3 - hrom(VI)-oksid

24. NEUTRALIZACIJA I HIDROLIZA

21

Neutralizacija je hemijska reakcija, u opštem slučaju, između kiseline i baze u kojoj se formiraju so i voda. Reakcija je jonskog tipa, egzotermna je i jedna od najvažnijih reakcija u neorganskoj hemiji.

Neutralizacija se uglavnom odvija u rastvoru supstanci gde su one disosovane na jone. U najopštijem slučaju reakcija se svodi na sledeće:

kiselina + baza → so + voda

H2SO4(aq) + 2NaOH(aq) → Na2SO4(aq) + 2H2O(l)

Reakcija je moguća, i do nje dolazi, zato što se kao proizvod reakcije stvara slabo disosujuća supstanca (slab elektrolit) - voda.

Drugačije prikazano, jasno je da se reakcija svodi na kombinovanje katjona vodonika i hidroksidnih anjona do vode.

2H+ + SO42- + 2Na+ + 2OH- → 2Na+ + SO42- + 2H2O

Osim opšteg slučaja, reakcije neutralizacije se odvijaju i između sledećih kombinacija jedinjenja:

anhidrid kiseline + baza → so + voda

anhidrid baze + kiselina → so + voda

Neutralizacija ne mora biti potpuna, već i delimična, pri čemu nastaju kisele/bazne soli:

H2SO4(aq) + NaOH(aq) → NaHSO4(aq) + H2O(l)

HCl(aq) + Mg(OH)2(aq) → Mg(OH)Cl(aq) + H2O(l)

Reakcija neutralizacije bitna je i u analitičkoj hemiji gde je posebno mesto našla u kiselobaznoj titraciji koja se koristi za određivanje kvantitativnih osobina rastvora poznate kiseline/baze. U rastvor koji se ispituje dodaje se indikator kiselosti, koji u zavisnosti od pH sredine menja boju. Zatim se pristupa titrisanju do neutralizacije rastvora (utvrđuje se prema boji koja potiče od indikatora), merenju utroška titranta a rezultat se dobija jednostavnim stehiometrijskim proporcijama.

Hidroliza je hemijska reakcija koja se zasniva na raspadu molekula hemijskih jedinjenja na dva manja fragmenta pod uticajem kontakta sa vodom ili vodenom parom. U posebnom slučaju hidrolize soli to je reakcija jona sa vodom (uglavnom se stvara kisela ili bazna sredina).

Obično se reakcija hidrolize odvija po opštem šablonu:

A-B + H2O → A-H + B-OH

mada postoji mogućnost i za složenije mehanizme te reakcije, npr.

22

A-B + 2 H2O → A-OH + B-OH + H2

koje se odigravaju u gasovitoj fazi pri visokim temperaturama, ili u uslovima elektrolize

Hidroliza je suprotan proces od hidrolitičke kondenzacije - tj. reakcije spajanja dva ili više molekula sa izdvajanjem molekula vode.[1]

Mnoge reakcije hidrolize su povratne, pri čemu smer reakcije zavisi od njenih uslova:

Npr. hidroliza estara:

RCOOR' + H2O → RCOOH + R'OH

zahteva dodavanje određene količine vode u reakcioni sistem; ukoliko nema dovoljno vode nastaje reakcija kondenzacije tek nastale kiseline (RCOOH) i alkohola(OH), koja je u stvari ista kao i prethodna samo suprotnog smera[1]:

RCOOH + R'OH → RCOOR' + H2O

Reakcija hidrolize nije isto što i Elektrolitička disocijacija.

Disocijacija se zasniva na raspadu molekula pod dejstvom rastvarača (rastvarač može biti i voda) ali bez građenja kovalentnih veza sa njim, dok se hidratacija zasniva na stvaranju kompleksnih jedinjenja sa vodom vezanih vodoničnom vezom

25. JONSKI PRODUKT VODE

Jonski produkt vode je konstanta proizašla iz izraza za konstantu ravnoteže reakcije:

2H2O →← H3O+ + OH-

Kw = [H+][OH-]

Koncentracija vode je konstantna (55 moldm-3) i ne mijenja se tokom reakcije.

Pri 25 °C ionski produkt vode iznosi:

Kw = 1.0×10-14 mol2dm-6 = (Ka)(Kb)

26. pH VRIJEDNOST

pH vrednost je mjera aktivnosti vodonikovih jona (H+) u rastvoru i na taj način određuje da li je dati rastvor kiselog ili baznog karaktera.

Formula za računanje vrednosti je:

pH=-log(H+)

23

[H+] označava aktivnost H+ jona (ili preciznije napisano [H3O+], ekvivalent vodonikovih jona, izmerenih u jedinici molarnosti, odnosno broj vodonikovih jona u jednom molu jedne litre datog rastvora.

Kiselost, bazičnost i neutralnost rastvora na osnovu pH.Čista voda ima pH vrijednost 7.00, pa kažemo da je čista voda i bilo koji rastvor koji ima pH = 7.0 neutralan . Ako rastvor ima vrijednost pH<7.00, rastvor je kiseo. Ako rastvor ima vrijednost pH>7.00, rastvor je bazičan. Mjerenje pH Najtačnija i najpreciznija metoda mjerenja pH je pomoću pH-metra. Za manje precizno mjerenje može se koristiti indikatorski papir. Kiselinsko-bazni indikatori su intenzivno obojene slabe organske kiseline ili baze koje prilikom primanja ili otpuštanja protona (iona H+) mijenjaju boju.

pH indikator je hemijsko jedinjenje koje se dodaje u malim količinama u rastvor da bi se pH vrednost rastvora (kiselost ili baznost) mogla vizuelno odrediti. pH indikator je hemijski detektor hidronijum jona (H3O+) ili vodonikovih jona (H+) u Arenijusovom modelu. Normalno, indikator uzrokuje promenu boje rastvora u zavisnosti od pH vrednosti.Lakmus-papir je vrsta indikatorskog papira koja se upotrebljava kao kiselo-bazni indikator, u kiselom je plavi lakmus-papir crven, a u bazičnome je crveni lakmus-papir plav. Metil oranž Metil oranž je kiselo-bazni indikator, u kiselom je crven, u bazičnom žut.

27. SASTAVLJANJE OKSIDOREDUKCIONIH JEDINJENJA

Oksido-redukcione reakcije karakteriše proces primanja i otpuštanja elektrona.

Oksidacija je otpuštanje elektrona pri čemu se oksidacioni broj povećava.

Redukcija je primanje elektrona pri čemu se oksidaocioni broj smanjuje.

Da bi moglo da dođe do hemijske reakcije oksidoredukcije, neophodno je da se čestice razlikuju u elektronegativnosti. Čestica koja je manje elektronegativna predaje elektronegativnoj čestici u potpunosti, ili samo dijelom, jedan ili više elektrona. Pri tome se među njima uspostavlja hemijska veza(jonska ili kovalentna). Treba uočiti da, bez obzira na to da li se elektron u potpunosti predaje ili ne, u reakciji oksido-redukcije može učestvovati najmanje jedan cio elektron.

28. ENTALPIJA I ENTROPIJA

Entalpiju (H) uveo je J.W. Gibbs 1902. kao toplotnu funkciju stanja

H = U + pV

gdje je U unutrašnja energija sastava, p je pritisak, a V volumen. U hemijskim reakcijama koje se odvijaju u atmosferi pritisak ostaje konstantan i entalpija reakcije (ΔH) jednaka je

ΔH = ΔU + pΔV

Za egzotermne reakcije ΔH je negativan.

24

Entropija (S) je termodinamička funkcija koja govori o iskoristivosti toplotne energije. Promjena entropije nekog sastava ovisi samo o početnom i konačnom stanju sastava i definirana je izrazom

ΔS = ΔQ x T

Ako je sastav izoliran, njegova se entropija neće mijenjati kada se odvija reverzibilni proces, dok će rasti ako se odvija ireverzibilan (nepovratljiv) proces. Ireverzibilnost procesa mjeri se entropijom.

Najveću entropiju imaju plinovi a najmanju kristali. Prema tome, entropija se može smatrati mjerom za nered u nekom sastavu.

Pri apsolutnoj nuli u savršenom kristalu entropija je jednaka nuli.

29. PUFERI

Puferi su rastvori slabih kiselina i njima konjugovanih baza ili odgovarajućih soli ili rastvori slabih baza i njima konjugovanih kiselina.

HCN-slaba kiselina NH4OH-slaba baza

CN-konjugovana baza NH4+-konjugovana kiselina

KCN-kiseli pufer NH4Cl- bazni pufer

30. ELEKTROLIZA

Elektroliza je razlaganje hemijskog spoja pod uticajem električne struje.

I=jačina struje (amper)

Q=količina naelektrisanja(kulon)

T=vrijeme(sekunda)

I=Q/T

Q=T*I

T=Q/I

U toku procesa elektrolize na elektrodama se dešavaju procesi oksidacije i redukcije.

Zakone elektrolize postavio je Faradej.

Prvi zakon:

Količina supstance koja se pri elektrolizi izluči na elektrodama proporcionalna je količini naelektrisanja koje je prošlo kroz elektrolite.

25

Drugi zakon:

Jednake količine naelektrisanja izlučuju različite supstance u omjeru njihovih ekvivalentnih masa.

Količinu naelektrisanja što nosi 1mol e- nazivamo Faradejevom konstantom (F).

F=Na * e-

F=6.023*1023*1.602*10-19C

F=96490=96500C

Q=n*F (količina naelektrisanja koja prođe)

31. NAPONSKI NIZ METALA

Elektrohemijski (naponski) niz metala predstavlja niz metala poredjanih po vrijednosti standardnih elektrodnih potencijala. Standardni elektrodni potencijal se odredjuje u odnosu na vodonik koji ima vrijednost 0. Što je potencijal veći to je oksidaciona sposobnost za primanje elektrona veća. Hemijske vrste koje se nalaze lijevo od vodonika mogu da redukuju vodonikove jone (protone) do elementarnog vodonika, dok hemijske vrste koje se nalaze desno od vodnika to ne mogu. Naponski niz predstavlja niz metala poredjanih po rastućoj vrijednosti standardnih elektrodnih potencijala.K, Na, Ca, Mg, Al, Zn, Ce, Fe, Cd, Ni, Sn, Pb, H, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au niz metala..

Standardni redukcioni potencijali omogćavaju da se predvidi smijer reakcije. Standardni reduckioni potencijal se označava sa Eo, a jedinica je v(volt).Što je Eo vrijednost veća od nule, jača je oskidaciona sposobnost i veća je mogućnost primanja elektrona. Što je Eo vrijednost manja od nule, jača je redukciona sposobnost, odnosno sposobnost za otpuštanje elektrona je velika.

Naponski niz je sastavljen po osobini redukovanja, zato i vodonik pripada naponskom nizu metala jer ima redukcione osobine.

32. OSMOTSKI PRITISAK

-Osmoza predstavlja difuziju molekula rastvarača kroz polupropustljivu membranu koja propušta molekule rastvarača, ali ne propušta molekule rastvorene supstance. Osmoza se javlja kad su koncentracije rastvora sa dvije strane membrane različite. Pošto polupropustljiva membrana propušta samo molekule rastvarača, ali ne i molekule rastvorene supstance, dolazi do difuzije rastvarača kroz membranu tj. molekuli rastvarača prolaze kroz membranu kako bi se izjednačile koncentracije sa obje strane membrane. Molekuli rastvarača se kreću iz sredine sa manjom koncentracijom (hipotoničan rastvor) u sredinu sa većom koncentracijom rastvorenih supstanci (hipertoničan rastvor).Pri difuziji molekula rastvarača kroz membranu dolazi do porasta nivoa tečnosti na jednoj strani membrane i smanjenja nivoa tečnosti na drugoj strani. Porast nivoa tečnosti na jednoj strani stvara hidrostatički pritisak koji se suprostavlja osmozi tj. osmotskom pritisku koji

26

djeluje na membranu. Kada se ova dva pritiska izjednače doći će do upostave ravnoteže i proces difuzije će se završiti tj. neće više doći do podizanja nivoa tečnosti.

[ Pa] [bar]

R=8,314 J/K • mol (Ridbergova konstanta)

33.JONSKE REAKCIJE( HEMIJSKE REAKCIJE)

- Hemijska reakcija predstavlja trajne promjene u strukturi polaznih supstanci (reaktanata) i nastajanje novih supstanci (reakcionih proizvoda) koji se po sastavu i svojstvu razlikuju od polaznih supstanci.Hemijske reakcije mogu biti: 1. Nepovratne ( konačne ili ireverzibilne) i 2. Povratne ( reverzibilne).Nepovratne reakcije teku u jednom smeru. Odvijaju se sve dok koncentracija jednog od reaktanata ne dostigne nulu.Povratne reakcije teku u oba smera. Većina hemijskih reakcija je povratna.-Jonske reakcije su reakcije koje se dešavaju između jona ili jona i nedisosovanih vrsta (talozi, gasovi, nedisosovani molekuli) u rastvorima (najčešče vodenim). Svi jaki elektroliti pišu se u obliku jona a slabi elektroliti, neelektroliti, gasovi i talozi kao molekuli, odnosno kao nejonizovane vrste.

27