· Web viewZahvaljujući dvostrukoj vezi alkeni su hemijski reaktivniji od alkana. Dvostruka veza kod alkena određuje njihovo hemijsko ponašanje. Kod adicionih reakcija koje su

UNIVERZITET U NOVOM SADUFAKULTET TEHNIČKIH NAUKA

dr Maja Turk Sekulić, vanredni profesor

dr Jelena Radonić, vanredni profesor

dr Mirjana Vojinović-Miloradov, profesor emeritus

dr Maja Đogo, asistent

RADNA SVESKAHEMIJSKI PRINCIPI U INŽENJERSTVU ZAŠTITE ŽIVOTNE

SREDINE

Odsek: Inženjerstvo zaštite životne sredine

Novi Sad, februar 2018.

Radna sveska – Hemijski principi u IZŽS

Prva vežba

ORGANSKA HEMIJA

Organska hemija je hemija ugljenika i njegovih jedinjenja. Osim ugljenika i vodonika u sastav organskih molekula mogu biti uključeni i drugi elementi, a najčešće su to azot, sumpor, kiseonik, halogeni elementi itd. Obilje organskih jedinjenja nastaje tako što se atomi ugljenika spajaju među sobom u kompleksne prostorne strukture koje na sebi mogu da nose atome vodonika i druge nabrojane elemente. Ovom obilju doprinosi činjenica da se ugljenikovi atomi mogu spajati međusobno, a i sa drugim atomima i to ne samo prostim vezama (jednostrukim ili zasićenim) nego i dvostrukim i trostrukim vezama (nezasićenim).

Broj organskih jedinjenja se povećava zahvaljujući činjenici da mogu postojati jedinjenja istog sastava ali sa različitim rasporedom atoma u prostoru. Takvi molekuli se nazivaju izomerima. Posledica različitog prostornog rasporeda se ogleda u različitim fizičkim osobinama i različitom hemijskom ponašanju.

Podela organskih jedinjenja na osnovu strukture ugljeničnog skeleta:

Sam ugljovodonični skelet je prilično nereaktivan. Reaktivnost organskih molekula zavisi od prisustva funkcionalnih grupa.

Funkcionalna grupa je strukturna karakteristika molekula organskog jedinjenja koja mu određuje hemijsko ponašanje i mesto u klasifikacionoj šemi. To može biti atom (npr. atom halogena kod alkil-halogenida), atomska grupa (npr. hidroksilna grupa kod alkohola) ili dvostruka odnosno trostruka veza (npr. kod alkena odnosno alkina). Kada se podela organskih jedinjenja vrši na osnovu funkcionalnih

2

Organska jedinjenja

Aciklična (alifatična) sa otvorenim nizom C atoma Ciklična (prstenasta) sa zatvorenim

nizom C atoma

Sa zasićenim vezama

Sa nezasićenim vezama Karbociklična, sa

prstenovima izgrađenim samo

od C-atoma

Heterociklična, sa hetero-atomima u

prstenovima

Aliciklična Aromatična


grupa, onda se sav ostali deo organskog molekula (radikal)-sačinjen od ugljeničnog skeleta za koji je vezana funkcionalna grupa, označava simbolom R.

Pregled nekih tipova jedinjena sa najvažnijim funkcionalnim grupama

Tip jedinjenja Strukturna formulaKarakteristična

funkcionalna grupa

Alkoholi

Amini

Aldehidi

Ketoni

Estri

Etri

Karboksilne kiseline

3


ALKANI

Alkani ili alifatični ugljovodonici (parafini) su ugljovodonici kod kojih su ugljenikovi atomi u molekulu među sobom povezani prostom (jednostrukom) vezom, dok su ostale veze zasićene atomima vodonika. Alkani se zbog toga često nazivaju i zasićeni ugljovodonici.

Formula Naziv Alkil grupa (R-) Naziv alkil grupe

CH4 metan CH3- metil-

CH3CH3 etan CH3CH2- etil-

CH3CH2CH3 propan CH3CH2CH2- propil-

CH3CH2CH2CH3 n-butan CH3CH2CH2CH2- butil-

CH3(CH2)3CH3 n-pentan CH3(CH2)3CH2- pentil-

CH3(CH2)4CH3 n-heksan CH3(CH2)4CH2- heksil-

Možemo zapaziti da se etan od metana razlikuje za jednu -CH2- grupu. Za isto toliko razlikuju se propan od etana i butan od propana. Grupa jedinjenja sličnih po strukturi, koja se međusobno razlikuju za jednu ili više CH2 grupa, čini homologni niz. Na osnovu formula članova homolognog niza alkana opšta bruto-formula svih alkana je:

Nomenklatura alkana:

Usled postojanja velikog broja postojećih organskih jedinjenja izgrađen je “hemijski jezik” sa takvim pravilima da se tačno može opisati struktura svakog organskog jedinjenja, a samim tim i njegovo mesto u klasifikacionom sistemu. Ovaj sistem klasifikacije i davanja naziva organskim jedinjenjima naziva se “IUPAC-ova nomenklatura”, (IUPAC- International Union of Pure and Applied Chemistry).

Kako bi se olakšalo davanje naziva komplikovanim jedinjenjima, ugljovodonična grupa koja ima jedan vodonikov atom manje od kompletnog alkana naziva se alkil-grupa. Specifični naziv ugljovodonične grupe ima isti koren kao i odgovarajući alkan, s tim što se na mesto završetka –an stavlja sufiks –il. Tako se CH3- naziva metil-grupom, itd. Položaj alkil grupe u odnosu na osnovni ugljenični lanac, ako se radi o komplikovanijem alkanu označava se rednim brojem.

4

CnH2n+2


Postoji još nekoliko pravila za primenu IUPAC-ove nomenklature :

Najpre se odredi najduži neprekidni lanac ugljenika (bez obzira na pravac pružanja), i svakom C atomu u nizu pripiše se redni broj.

Ako jedinjenje sadrži u molekulu funkcionalnu grupu, brojanje C atoma počinje od onog C atoma koji nosi tu funkcionalnu grupu, ili od onog kraja ugljeničnog lanca kojem je ta grupa najbliža.

Ako u molekulu ne postoji takva funkcionalna grupa od koje obavezno počinje brojanje, ugljenikovi atomi dobijaju brojeve na taj način da supstituenti vodonika budu označeni što manjim brojem.

Naziv svakog supstituenta se daje kao prefiks, uz odgovarajući redni broj C-atoma za koji je supstituent vezan.

Fizička svojstva alkana

Različite klase ugljovodonika se malo razlikuju po fizičkim osobinama.

Agregatna stanja svih ugljovodonika:

o gasoviti ( 5 C atoma),

o tečni (5 – 17 C atoma)

o čvrsti (17 C atoma)

Gustina svih ugljovodonika je manja od gustine vode.

Ugljovodonici se slabo rastvaraju u vodi ili drugim polarnim rastvaračima, dok se dobro rastvaraju jedni u drugima, kao i u drugim nepolarnim rastvaračima, na primer u etru ili ugljen-tetrahloridu.

Karakteristične hemijske reakcije alkana

U poređenju sa ostalim ugljovodonicima, pa i mnogim drugim organskim jedinjenjima, alkani su malo reaktivni, tj. veoma su stabilni. Zbog toga imamo svega dva tipa važnih hemijskih reakcija kojima podležu alkani :

reakcije sagorevanja: CH4 + 2O2 CO2 + 2 H2O + E

reakcije supstitucije: CH4 + Cl2 HCl + CH3Cl

Rasprostranjenost alkana u prirodi i primena

Alkani se u znatnijoj količini mogu naći u Zemljinoj kori, sirovoj nafti i prirodnom gasu. Alkani imaju veliku primenu u savremenom svetu, i to pre svega kao izvor energije motora sa unutrašnijm sagorevanjem i u energetskim centralama na tečna ili gasovita goriva.

5


ALKENI

Alkeni (olefini) su ugljovodonici sa otvorenim lancem ugljenika, koji u svom molekulu imaju najmanje dva atoma ugljenika međusobno vezana dvostrukom vezom. Ovi ugljovodonici se zovu i nezasićeni, jer dvostruka veza može da se “zasiti” (reakcijom adicije) sa još dva vodonikova atoma. Budući da ukupno imaju dva atoma vodonika manje nego alkani sa jednakim brojem C-atoma, opšta formula alkena je:

Naziv Formule

eten

propen

1-buten

2-metil-1-propen

2-penten

Nomenklatura alkena

Nazivi alkena završavaju se sufiksom –en. Položaj dvostruke veze označava se rednim brojem onog C atoma koji nosi manji broj.

Karakteristične hemijske reakcije alkena

Zahvaljujući dvostrukoj vezi alkeni su hemijski reaktivniji od alkana. Dvostruka veza kod alkena određuje njihovo hemijsko ponašanje. Kod adicionih reakcija koje su karakteristične za jedinjenja sa nezasićenim vezama prvo dolazi do raskidanja jedne veze a zatim do adicije.

reakcije sagorevanja: H2C = CH2 + 3O2 2CO2 +2 H2O + E

reakcije adicije: H2C = CH2+ X-Y XH2C-CH2Y

Rasprostranjenost alkena u prirodi i primena

U prirodi se ne mogu naći veće količine alkena. Značajna su sirovina u hemijskoj industriji.

6

CnH2n


ALKINI

Alkini su ugljovodonici koji u svome molekulu imaju najmanje dva atoma ugljenika međusobno povezana trostrukom vezom i spadaju u grupu nezasićenih ugljovodonika. Ova veza može da se zasiti reakcijom adicije, kao i dvostruka veza. Imaju četiri vodonikova atoma manje nego alkani sa jednakim brojem C atoma, pa je opšta formula:

Nomenklatura alkina

Nazivi ovih jedinjenja se završavaju nastavkom –in. Položaj trostruke veze označava se rednim brojem onog C atoma koji nosi manji broj.

Naziv Formule

etin

propin

1-butin

2-butin

1-pentin

2-pentin

3-metil-1-butin

Karakteristične hemijske reakcije alkina

Hemijska reaktivnost alkina je veća od hemijske reaktivnosti alkena. Hemijska reaktivnost ugljovodonika raste sa povećanjem nezasićenosti, tj. prisustvom dvostruke i trostruke veze.

reakcije sagorevanja: 2 C2H2 +5 O2 4 CO2 + 2 H2O + E

reakcije adicije (adicija vodonika na etin)

7

CnH2n-2


U prisustvu specijalnih katalizatora (Pd) vodonik se lako adira na trostruku vezu etina i daje nezasićeni eten. Ako se upotrebi veća količina vodonika i neki drugi katalizator (Pt) obrazuje se zasićeni etan:

HCCH + H2 H2C=CH2 H3C-CH3

CIKLOALKANI

Cikloalkani (cikloparafini) su alkani kod kojih su ugljenikovi atomi u molekulu među sobom vezani prostom vezom, tako da dva kraja lanca među sobom spojena obrazuju manje ili veće prstenove.

Zbog zatvaranja prstena ova jedinjenja imaju u molekulu dva vodonikova atoma manje nego alkani sa otvorenim lancem. Zato se članovi homolognog niza cikloalkana mogu predstaviti opštom formulom:

Nomenklatura cikloalkana

Kao osnov za naziv cikloalkana služi ime alkana sa jednakim brojem C atoma ispred kojeg se stavi prefiks ciklo-.

Naziv Formula

ciklopropan

ciklobutan

ciklopentan

8

CnH2n

Pd H2/Pt


cikloheksan

cikloheptan

ciklooktan

Karakteristične hemijske reakcije cikloalkana

Ne postoji značajna razlika u hemijskom ponašanju između zasićenih ugljovodonika sa otvorenim lancima, alkana i zasićenih cikličnih ugljovodonika, sem kada su u pitanju jako mali prstenovi. Što je veći broj ugljenikovih atoma u cikloalkanu, on je sličniji po osobinama alkanu sa otvorenim lancem koji ima jednak broj C atoma u molekulu.

9


Ime i prezime studenta

_____________________________________________________

Datum _____________

Rezultati rada:

10


11


Overa asistenta___________________________

Druga vežba

ORGANSKA HEMIJA II

AROMATIČNA JEDINJENJA

Aromatična jedinjenja su nezasićena ciklična jedinjenja. Najprostiji član kategorije aromatičnih ugljovodonika je benzen, supstanca koja je hemičarima bila poznata još od 1825. godine, ali tačna struktura ovog molekula je utvrđena tek kasnije.

Prvu strukturnu formulu benzena predložio je August Kekule 1865. godine. Prema ovoj formuli, struktura benzena je šestougaonik na čijem se svakom temenu nalazi po jedna CH-grupa. Pošto u ovakvom prikazu, šest ugljenikovih valentnih veza (fali po jedna na svaki ugljenik, a ugljenika je ukupno šest) ostaju nepopunjene, Kekule je pretpostavio da su one spojene u tri dvogube veze koje osciluju između položaja I i II, pri čemu je svaki par atoma vezan čas dvogubom, a čas prostom vezom.

Usled izraženog mirisa, mnogi derivati benzena zovu se aromatična jedinjenja. Kad god je benzenovo jezgro nacrtano sa tri dvostruke crte treba imati na umu da to predstavlja jednu od dve rezonantne strukture. Alternativno, benzen se crta i kao pravilni šestougao sa upisanim krugom:

Fizičke osobine aromatičnih jedinjenja

Benzen i niži članovi homolognog niza su bezbojne tečnosti, karakterističnog mirisa, zapaljive, a kada se zapale gore veoma čađavim plamenom. Ovo je karakteristično i za sva druga aromatična jedinjenja. Čađ nastaje prilkom sagorevanja zbog relativno visokog procenta ugljenika koji ova jedinjenja sadrže, tako da ugljenik nije u stanju da u potpunosti sagori do svojih gasovitih oksida. Viši članovi homolognog niza su čvrste supstance.

Nomenklatura

Mnogi monosupstituisani benzeni imenuju se jednostavno dodajući naziv supstituenta kao prefiks reči benzen.

Primeri:

fluorbenzen

nitrobenzen

12


etilbenzen

metilbenzen (toluen)

Kod disupstituisanih benzena moguća su tri različita rasporeda. Označavaju se prefiksima 1,2- (orto-, ili o-) kod susednih supstituenata, 1,3- (meta-, ili m-) i kod 1,4- (para-, ili p-) kod 1,4-disupstituisanih derivata. Supstituenti se navode po abecednom redu.

Orto (o) Meta (m) Para (p)

Primeri:

1,2- dibrombenzen (orto-benzen, o-benzen)

1,3-dibrom-benzen (meta-benzen, m-benzen)

1,4-dibrombenzen (para-benzen, p-benzen)

1-brom-4-nitrobenzen

1,2 –dimetil-benzen (o-ksilen)

13


ALKOHOLI

Alkoholi su organska jedinjenja koja u molekulu imaju hidroksilnu, –OH grupu, direktno vezanu za ugljenik ugljovodoničnog ostatka, pa je njihova opšta formula:

Ako je ugljenikov atom koji nosi hidroksilnu grupu u direktnoj vezi sa jednim ugljenikovim atomom, alkohol se zove primarni. Ako je C atom koji nosi hidroksilnu grupu vezan za dva druga C atoma, alkohol je sekundarni. Ako se međutim, hidroksilna grupa nalazi na C atomu čije su sve tri preostale veze poslužile za povezivanje sa tri C atoma, alkohol je tercijarni:

Alkoholi se mogu podeliti i prema broju hidroksilnih grupa:

monohidroksilni ( jedna hidroksilna grupa)

polihidroksilni (više hidroksilnih grupa u molekulu)

Nomenklatura alkohola

Važniji alkoholi dobijaju nazive tako što se ispred reči alkohol stavi naziv alkil grupe za koju je vezana OH grupa (metil-alkohol CH3OH, etil-alkohol CH3CH2OH).

Po IUPAC nomenklaturi davanje naziva alkoholima bazira se na pravilima:

Izabere se najduži niz ugljenikovih atoma u kome je za jedan (ili više) uglenikov atom vezana OH grupa, a za osnovu alkohola uzima se naziv ugljovodonika koji odgovara tom nizu i uzima se sufiks –OL.

Brojem ispred naziva se označi mesto OH grupe, pri čemu brojanje počinje sa one strane niza koji je bliži mestu gde se nalazi OH grupa.

Alkoholi sa račvastim nizom se posmatraju kao derivati alkohola sa normalnim osnovnim nizom. Ispred naziva osnovnog alkohola se stave nazivi bočnih grupa, obeležavajući mesto svake bočne grupe u nizu brojem koji se stavlja ispred naziva svake pojedinačne alkil grupe i od nje se odvajaju crtom.

14

R-OH


Primeri:

metanol

etanol

2-propanol

2-propen-1-ol

3-penten-2-ol

2-metil-1-propanol

2-etil-2-heksanol

4-hlor-1-butanol

3,5-dimetil-3-heptanol

3-butin-1-ol

2-propin-1-ol

metan-diol

1,3-propan-diol

1,2,3-propan-triol

15


Fizičke osobine monohidroksilnih alkohola

Monohidroksilni alkoholi su bezbojne supstance, tečne supstance ukoliko imaju manje od 12 C atoma ili čvrste supstance. Oni na početku homolognog niza imaju karakterističan “alkoholni” miris. Hidroksilna grupa u alkoholima daje polarni karakter ovim molekulima i omogućava njihovo mešanje sa vodom (rastvorljivost se smanjuje sa povećanjem broja C atoma i molekulske mase).

Najvažniji predstavnici monohidroksilnih alkohola

Metanol je prvi član homolognog niza alkohola koji se u industriji najčešće koristi kao rastvarač za boje, lakove i ulja i za proizvodnju metanala (formaldehida). Metanol je otrovan, tako da unet u organizam u manjim količinama izaziva slepilo, a u većim i smrt.

Etanol je drugi član homolognog niza i u tehničke svrhe se najčešće koristi kao rastvarač, gorivo i sirovina za proizvodnju raznih hemikalija (etanal, sirćetna kiselina). Naročito je poznata upotreba etanola u industriji alkoholnih pića. Etanol za pravljenje alkoholnih pića dobija se vrenjem šećera, voćnih sokova ili skroba. Razna alkoholna pića sadrže i različite koncentracije alkohola: pivo oko 3%, vino 10 -13%, a žestoka pića i do 45 %.

Najvažniji predstavnici polihidroksilnih alkohola

Polihidroksilni alkoholi su organska jedinjenja u čijem molekulu su dva ili više atoma vodonika zamenjeni hidroksilnom grupom (nikada na istom ugljeniku). Tako, supstitucijom dva vodonikova atoma u molekulu etana nastaje glikol, a supsitucijom tri vodonikova atoma od propana nastaje glicerol:

Etilen-glikol se dobija iz etilena i snižava tačku mržnjenja vode i zato se koristi kao »anti-freeze« u automobilskim rashladnim sistemima.

Glicerol ima veliku primenu u industriji smola i premaza, za omekšavanje celofana, kozmetičkoj i farmaceutskoj industriji, kao i u industriji eksploziva.

FENOLI

Fenoli su aromatična jedinjenja kod kojih je hidroksilna grupa direktno vezana za ugljenikov atom u aromatičnom jezgro (aromatičnom prstenu). Opšta formula im je:

gde Ar predstavlja ostatak nekog aromatičnog jedinjenja i naziva se aril-ostatak.

16

Ar-OH


Primeri:

fenol

1,2-benzen-diol

o-krezol (2-metil-fenol)

m-krezol

p-krezol

m-nitrofenol

4,6-dibrom-2-metil-fenol

salicilna kiselina

Primena fenola

Fenol se koristi u proizvodnji plastičnih masa. Derivati salicilne kiseline su polazne supstance za proizvodnju nekih sintetičkih boja u organskoj hemiji, kao i za sintezu aspirina.

ETRI

Ako se u molekulu vode oba vodonika zamene sa po jednim ugljovodoničnim ostatkom, radikalom, nastaju etri. Oni u svom molekulu imaju atom kiseonika na koji su vezana dva radikala. Etri su alkoksi i ariloksi- derivati ugljovodonika opšte formule

gde R (R′) može biti alifatična, aliciklična i aromatična grupa. Karakteristična funkcionalna grupa je –O-.

17

R-O-R


Naziv etar potiče od grčkog izraza (aither-vazduh) i treba da ukaže na veliku isparljivost, što je tipično za ovu vrstu jedinjenja. Izraz etar je ime jednog određenog jedinjenja (dietil-etra), ali u isto vreme je i ime klase ovih jedinjenja.

Nomenklatura etara

Nazivi etara se izvode na tri načina. Najjednostavnije i najčešće se koristi navođenje imena alkil- i aril- ostatka pre reči etar. U slučaju prostih etara (obe grupe su jednake, simetrični etri) ispred imena ugljovodoničnog ostatka doda se prefiks di- (dietiletar). Po IUPAC nomenklaturi etri se posmatraju kao derivati ugljovodonika kod kojih je H atom zamenjen grupom RO- (alkoksi grupa), ArO- (ariloksi grupa). Npr., CH3O- metoksi grupa, CH3CH2O-etoksi grupa itd.

Primeri:

dimetil etar

dietil etar (etil etar)

metiletil etar

etil-propil etar

difenil etar

1-metoksi-propan etar

1-etoksi-propan-etar

3-metoksi-heksan etar

Primena etara

Jedinjenja ove klase se najčešće koriste kao rastvarači za masti, ulja, voskove, smole, boje, lakove i ugljovodonike. Pošto se ne mešaju sa vodom koriste se kao rastvarači za ekstrakciju pojedinih nepolarnih komponenata. Pare nekih specifičnih etara toksične su za insekte i koriste se kao insekticidi. Neki etri dodaju se i kao plastifikatori u plastične mase.

18



_____________________________________________________

Datum _____________

Rezultati rada:

Overa asistenta___________________________

19


Treća vežba

ORGANSKA HEMIJA III

ALDEHIDI I KETONI

Ako se na jednu od dve preostale veze na karbonilnom ugljeniku veže vodonik a na drugu ugljovodonični ostatak, R (alkil grupa), nastaje jedinjenje koje se naziva aldehid. Opšta formula aldehida je _________________, a karakteristična funkcionalna grupa ________________.

Ako se za svaku od dve preostale veze veže po jedna alkil grupa (R i R ) nastaje jedinjenje koje se naziva keton. Opšta formula ketona je _________________, a karakteristična funkcionalna grupa ________________.

Aldehidi i ketoni su dve klase međusobno vrlo sličnih jedinjenja. Obe klase ovih jedinjenja imaju karbonilnu grupu, za koju je karakteristično određeno ponašanje.

Kod najprostijeg aldehida, metanala (formaldehida), za karbonilni C atom su vezana dva H atoma i on se može predstaviti formulom:

Sledeći član u homolognom nizu aldehida je etanal (acetaldehid). Za karbonilni C atom s jedne strane je vezan atom vodonika a sa druge metil grupa:

Kada se sa obe strane karbonilnog ugljenika nalazi po jedna metil grupa tada je u pitanju jedinjenje koje se naziva propanon (aceton). Aceton je najprostiji keton:

Nomenklatura aldehida

Aldehidi po IUPAC nomenklaturi dobijaju naziv tako što se na naziv ugljovodonika sa istim brojem ugljenikovih, C atoma doda sufiks –AL. Numerisanje započinje od karbonilnog ugljenika, koji se obeležava kao broj 1, odabirajući najduži neprekinuti niz ugljenikovih atoma koji obuhvata samu aldehidnu grupu. Pojedini aldehidi imaju i trivijalne nazive koji se izvode iz latinskog naziva kiseline koja se dobija oksidacijom tog aldehida i dodaje se sufiks –aldehid.

Primeri:

metanal (formaldehid)

etanal (acet-aldehid)

20


3-metil-butanal

2-etil-pentanal

3-hidroksi-butanal

2-butenal

2-metil-2-butenal

3-metil-2-pentenal

2-propinal

etandial

Nomenklatura ketona

Ketoni po IUPAC nomenklaturi dobijaju naziv tako što se na naziv ugljovodonika sa istim brojem ugljenikovih, C atoma doda sufiks –ON, pri čemu se niz u kome se nalazi keto grupa smatra glavnim nizom. Keto grupa se ne može nalaziti na krajevima niza već samo unutar pa se njen položaj označava brojem, pri čemu se broji u onom smeru u kom je taj broj najmanji mogući. Prisustvo više keto grupa označava se sufiksima –dion, -trion, itd.

Primeri:

2-propanon (propanon, aceton)

3-pentanon (dietil-keton)

5-metil-3-heptanon

4-hlor-6-metil-2-heptanon

4-hidroksi-4-metil-2-pentanon

3,3-dimetil-2-butanon

21


2,3-butan-dion

2,4-pentan-dion

Primena aldehida i ketona

Izvesni aldehidi i ketoni su važni za industrijsku sintezu. Oni se u industriji upotrebljavaju kao rastvarači, kao hemijski intermedijeri, za proizvodnju parfema, i dr. Metanal služi kao dezinfekciono sredstvo, koristi se u industriji eksploziva i plastičnih masa.

KARBOKSILNE KISELINE

Karboksilne (karbonske) kiseline nastaju kada umesto atoma vodonika u molekul aldehida dođe hidroksilna grupa. Opšta formula karboksilnih kiselina je _________________, a karakteristična funkcionalna grupa ________________.

Nomenklatura karboksilnih kiselina

Nazive karboksilnih kiselina uređuje IUPAC nomenklatura, međutim trivijalna imena najvećeg broja ovih jedinjenja su se toliko ustalila da se uglavnom ona i koriste. Trivijalni nazivi su izvedeni na osnovu porekla i veoma retko govore o strukturi samih kiselina: mravlja kiselina (pojačava neprijatnost ujeda mrava), valerijanska kiselina (nađena u korenu biljke valerijane) itd.

Prema IUPAC nomenklaturi, nazivi kiselina se izvode iz naziva ugljovodonika s istim brojem C-atoma u najdužem neprekinutom nizu, koji obuhvata karboksilnu grupu, dodajući mu nastavak –ska kiselina. Brojno označavanje započinje tako da se ugljenik karboksilne grupe obeležava brojem 1. Ako su za karboksilnu grupu vezani radikali alifatičnih ugljovodonika, radi se o homolognom nizu alifatičnih karboksilnih kiselina. Od aromatičnih ugljovodonika može se izvesti homologni niz aromatičnih karboksilnih kiselina. Ako u jednom molekulu ima više karboksilnih grupa u pitanju je polikarboksilna kiselina.

Dikarboksilne kiseline (kiseline koje se sastoje iz dve karboksilne grupe), pored trivijalnih naziva, imaju i druge nazive (sistematske) koje dobijaju na 2 načina:

1. Nazivu ugljovodonika doda se reč dikiselina.

2. Imenu ugljovodonika iz kog se izvodi ostatak vezan za karboksilne grupe, doda se nastavak -dikarboksilna kiselina.

22


IUPAC naziv Obični nazivi Formula Naziv soli

metanska mravlja formijat

etanska sirćetna acetat

butanska buterna butirat

benzenkarboksilna benzoeva benzoat

etan-dikiselina oksalna oksalat

1,4-benzen-dikarboksilna

tereftalna tereftalat

2-hidroksi-propanska

mlečna laktat

Molekulski ostatak R-CO- bilo koje karboksilne kiseline nosi opšti naziv acil ostatak.

Hemijsko ponašanje karboksilnih kiselina

Karboksilne kiseline imaju jače izraženu kiselost nego organske supstance koje u molekulu imaju samo OH grupu (alkoholi i fenoli). Vodonik iz karboksilne grupe je znatno mobilniji (tj. znatno lakše se odvaja kao proton) nego vodonik iz hidroksilne grupe vezane za C atom.

Elektronegativni kiseonik privlači bliže svome jezgru zajednički par elektrona koji čine vezu O-H u hidroksilnoj grupi. Zbog toga ta veza slabi i H+ se lako odvaja, tj kiselina disosuje:

RCOOH + H2O RCOO- + H3O+

23


Etanska (sirćetna) kiselina je najvažnija od svih karboksilnih kiselina. Velike količine se koriste kao razblaženi vodeni rastvori, pod nazivom sirće. Sirće se dobija oksidacijom etanola pomoću vazduha. Osim za sinteze upotrebljava se kao sredstvo za konzerviranje namirnica.

Vežba

3-metil-butanska kiselina

3-metil-2-etil-pentanska kiselina

2-propenska kiselina (akrilna kiselina)

Propan-dikiselina (malonska kiselina)

Butan-dikiselina (ćilibarna kiselina)

3-brom-pentanska kiselina

2,3-dihlor-butanska kiselina

ESTRI

Estri su organska jedinjenja koja nastaju procesom esterifikacije. Esterifikacija je hemijska reakcija koja se javlja između karboksilnih kiselina (RCOOH) i alkohola (R’OH). Reakcija se odvija u kiseloj sredini i prilikom procesa se izdvaja voda:

Opšta formula estara je:

gde su R i R ugljovodonični radikali, a karakteristična funkcionalna grupa ________________.

24

R-CO-O-R


Nomenklatura estara

Ime estra je sastavljeno od dve reči. Prva reč potiče od alkohola a druga od kiseline koji su ušli u sastav estra. Primer: estar metanola i sirćetne kiseline, metil-acetat koji nastaje esterifikacijom prema sledećoj jednačini:

Primeri:

metil-metanoat (metil-formijat)

etil-etanoat (etil-acetat)

etil-propinoat (etil-propinat)

butil-etanoat (butil-acetat)

butil-butanoat (butil-butirat)

Primena estara

Estri manjih molekulskih masa koriste se uglavnom kao rastvarači i razređivači za boje, lakove i premaze. Isparljivi estri koji imaju karakteristične mirise koriste se u proizvodnji veštačkih mirisa, parfema i u kozmetici. Reakcijom esterifikacije dobijaju se plastične mase poznate pod opštim nazivom poliestri.

AMINI

Amini su organska jedinjenja koja sadrže azot. Ova jedinjenja su nastala na taj način što je jedan vodonikov atom u molekulu amonijaka zamenjen alkil grupom (alifatični amini) ili aril grupom (aromatični amini).

Ako je u molekulu amonijaka zamenjen samo jedan atom vodonika, amin je primaran, ako su zamenjena dva onda je sekundaran, a ako su zamenjena alkil grupom sva tri vodonikova atoma amin je tercijaran. Ako se četiri atoma vodonika iz NH4OH zamene alkil grupama, dobijeni derivati se nazivaju kvaternarna amonijum jedinjenja.

Opšta formula primarnih amina je _________________, sekundarnih______________,a tercijarnih

________________.

25


Grupa NH2 koja se nalazi u sastavu primarnih amina naziva se amino grupom.

Nomenklatura amina

Nazivi amina mogu se izvesti na nekoliko načina, u zavisnosti od vrste i složenosti njihovih molekula. Primarni amini dobijaju imena tako što se imenu alkil- ili aril- grupe doda reč amin ili tako što se amin tretira kao amino-derivat odgovarajućeg ugljovodonika. Simetrični sekundarni i tercijarni amini imenuju se tako što se ispred imena alkil- ili aril- grupe doda prefiks koji označava njihov broj i doda reč amin. Nesimetrični sekundarni i tercijarni amini se imenuju kao N-supstituisani derivati primarnih amina. Aromatični amini obično se označavaju kao derivati najjednostavnijeg aromatičnog amina, anilina.

Primena amina

Jedan od najznačajnijih amina – anilin koristi se u industriji gume, industriji boja i lakova, u farmaceutskoj industriji kao i u industriji fotografskih hemikalija i eksploziva.

Primeri:

metanamin (metil-amin)

dimetil-amin (N-metilmetanamin)

trimetil-amin (N,N-dimetilmetanamin)

etil-amin

2-propanamin

2-metil-2-propanamin

2-amino-butan

3-amino-4-metil-heptan

N,N-dimetil-1-propanamin

amino-benzen (anilin)

26



_____________________________________________________

Datum _____________

Rezultati rada:

Overa asistenta___________________________

27


Četvrta vežba

TERMOHEMIJA

Termohemija je deo fizičke hemije i hemijske termodinamike koja se bavi promenama energije pri hemijskim reakcijama, toplotnim kapacitetima supstanci i drugim sličnim pojavama. Svaka hemijska reakcija je praćena energetskim promenama, koje se manifestuju oslobađanjem toplote, svetlosnim i radioaktivnim zračenjem.

Unutrašnja energija (U) sistema je funkcija stanja sistema koja obuhvata sve oblike energije tog sistema. Prilikom određivanja unutrašnje energije jednog sistema, definišu se samo početna i krajnja stanja.

Termodinamika uopšte operiše sa pojmom sistem, što ustvari predstavlja skup tela koja su fizički ili misaono izdvojena iz okružujuće sredine. Reakcioni sistemi mogu biti:

1. izolovani sistemi - nema razmene supstance i energije sistema sa okolinom

2. zatvoreni sistemi - postoji samo razmena E sa okolinom

3. otvoreni sistemi - postoji razmena E i supstance sa okolinom

Termodinamički parametri sistema su: količina supstance, pritisak, temperatura, zapremina i energija.

Prvi zakon termodinamike - Energija je neuništiva, može se samo transformisati iz jednog oblika u drugi. Toplota i rad su oblici energije koji se putem prirodnog procesa slobodno prenose preko granica između sistema i njegove okoline.

Svi oblici energije se mogu prevesti u toplotnu, potpuno bez ostataka, a toplotna se nikada ne može potpuno prevesti u ostale vidove energije.

U opštem slučaju promena unutrašnje energije sistema (U) definiše se na sledeće načine:

U = Q – W, Q - toplota

W = p V, W - rad

Q = U + W

Procesi se mogu odigravati pri:

1. konstantnoj temperaturi – izotermski

2. konstantnom pritisku – izobarski

3. konstantnoj zapremini – izohorski

Entalpija (H) je termin koji se upotrebljava da ukaže da svaka supstanca sadrži određenu količinu energije. Količina oslobođene ili vezane toplote u toku hemijske reakcije, koja se odvija pri stalnom pritisku (p=const), se izražava pomoću razlike u entalpiji (toplotnom sadržaju), H sistema, posle i pre reakcije. Promena entalpije sistema H je razlika u toplotnom sadržaju proizvoda i reaktanata. Merna jedinica entalpije je kJ/mol.

28


H =

Qp = n H

Promena entalpije reakcije: Hro = Hf o proizvoda - Hf o reaktanata

Ho - entalpija pri konst. temperaturi 298 K (25oC)

Hro - entalpija hemijske reakcije pri standardnim uslovima

Hf0 - entalpija stvaranja jedinjenja

Hf°(hemijski elemenat) = 0

Hr<0 - Unutrašnja energija sistema se smanjuje i sistem oslobađa toplotu - egzotermna reakcija

H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O (g) ; Hr = -242 KJ mol-1

Energetski profil egzotermne reakcije

Hr>0 - Sistem prima toplotu, unutrašnja energija sistema se povećava - endotermna reakcija.

1/2 N2 (g) + 1/2 O2 (g) NO (g) ; Hr = + 90,4 KJ mol-1

Energetski profil endotermne reakcije

29


Hesov zakon - Promena količine toplote u datoj hemijskoj reakciji je stalna i ne zavisi od načina i puta kojim se reakcija odvija, već zavisi od prirode i fizičkog stanja reaktanata i produkata reakcije.

Kod složenih rekcija, koje se odigravaju u nekoliko stupnjeva, entalpija je jednaka algebarskom zbiru entalpija pojedinačnih reakcija.

Hro složena reakcija = Hro pojedinačnih stupnjeva reakcije

Toplotni kapacitet sistema je količina toplote potrebna da povisi temperaturu datog sistema za 1 K.

1 K = 1oC C = Q/T

pri konst. p i V Qp = Cp T

Cv = Cp= = Cp = (J/K)

C - toplotni kapacitet

Cv - toplotni kapacitet pri V = const.

Cp - toplotni kapacitet pri p = const.

Specifična toplota supstance - količina toplote potrebna da povisi temperaturu 1 g supstance za 1 K (1oC) (za H2O(298 K) = 4186 J/K kg, odnosno 4,186 kJ/kg K). Za 1 mol vode (18 g) = 4186 J/K 18 10-3 kg = 75,3 J/Kmol.

Drugi zakon termodinamike govori da li je neka reakcija spontana ili ne. Spontani procesi se mogu odigravati kada sistem sa višeg energetskog nivoa prelazi na niži energetski nivo, pri čemu može da vrši koristan rad.

Spontanost reakcije između ostalog može da se odredi poznavanjem dva faktora. Jedan od njih je promena energije sistema (promena entalpije), a drugi promena uređenosti sistema (promena entropije). Ponekad ova dva faktora deluju u istom smeru, a ponekad i suprotno, pa krajnji rezultat njihovog delovanja zavisi od njihovih međusobnih veličina. Procesi koji su spontani u jednom smeru nisu pod istim uslovima spontani u suprotnom smeru.

Mera neuređenosti sistema je termodinamička funkcija stanja koja se naziva entropijom - S. Entropija 1 mola supstance pri standardnom pritisku i temperaturi od 298 K naziva se standardnom molarnom entropijom - So.

Standardna molarna entropija je uvek veća od 0, tj. ima pozitivnu vrednost, a promena entropije (S) može biti S > 0 , S < 0 , S 0. Apsolutna vrednost entropije bilo koje supstance iskazuje se u J/K mol.

1. Najvišu entropiju imaju gasovi, nešto manju tečne supstance i najmanju čvrste supstance.

2. Sadržaj entropije zavisi i od molarne mase. Među supstancama istog agregatnog stanja veću entropiju ima supstanca koja sadrži veći broj atoma u molekulu.

3. Entropija zavisi i od kretanja unutar molekula (rotaciono, vibraciono, translaciono).

30


Sistemi koji su neuređeniji su stabilniji.

S>0 Sistem teži ka neuređenosti

S<0 Sistem teži ka uređenosti

Gibsova energija je termodinamička funkcija stanja sistema čija se promena koristi kao kriterijum za procenu mogućnosti spontanog odigravanja reakcije. Ona povezuje entalpiju i entropiju i to je onaj deo energije koji sistem može da iskoristi za rad.

G = H – T S G = H – T S

Kriterijumi spontanosti:

G<0 - reakcija je spontana (spontano se odigravaju samo one reakcije pri kojima se smanjuje slobodna energija sistema)

G>0 - nespontani procesi (dovođenje energije)

G 0 - sistem je u dinamičkoj ravnoteži

Pri niskim temperaturama, izraz TS je male vrednosti pa smer reakcije određuje H.

Pri visokim temperaturama vrednost izraza TS je velika i ona određuje smer reakcije.

Promena entalpije i entropije određuje smer samo u definisanim uslovima, pravi pokazatelj za odvijanje hemijske reakcije je promena slobodne energije (G).

G H S

- - - reakcija spontana na svim temperaturama

- + - reakcija spontana na niskim temperaturama

- + + reakcija spontana na visokim temperaturama

+ + - reakcija nije moguća

Gfo - standardna slobodna energija stvaranja jedinjenja. Po konvenciji Gfo je nula za stvaranje elemenata u njihovom najstabilnijem stanju.

Gfo (O2) = 0, Gfo (Cgrafit) = 0

Gr = Gf proizvoda _ Gf reaktanata

31


ZADACI ZA VEŽBANJE

1. Na osnovu toplote nastajanja gasovitog ugljen-dioksida (Hfo(CO2(g)) = - 393,5 kJ/mol) i termohemijske

jednačine:

C(grafit) + 2 N2O(g) CO2(g) + 2 N2(g)

Hr o = - 557,5 kJ/mol. Izračunati toplotu nastajanja N2O(g).

2. Odrediti standardnu promenu entalpije Hro reakcije sagorevanja metana:

CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(g)

ako su entalpije nastajanja CO2 (g), H2O (g) i CH4 (g): Hfo(CO2) = -393,5kJ/mol, Hf

o(H2O) = - 241,8 kJ/mol, Hf

o(CH4) = - 74,9 kJ/mol.

3. Odrediti standardnu promenu entalpije Hro reakcije termičke disocijacije amonijum-hlorida:

NH4Cl(s) NH3(g) + HCl(g)

ako su date standardne entalpije formiranja jedinjenja NH4Cl(s), NH3(g) i HCl(g): Hf0 (NH4Cl) = -315,6kJ/mol,

Hf 0 (NH3) = - 46,0 kJ/mol, Hf

0 (HCl) = - 92,5 kJ/mol.

4. Da li je reakcija rastvaranja hlorovodonika u vodi egzotermna ili endotermna i kolika je toplota rastvaranja hlorovodonika? Reakciju rastvaranja HCl u vodi možemo prikazati sledećom jednačinom:

HCl(g) + aq HCl(aq).

Entalpija stvaranja HCl(g) jednaka Hf0 = - 92,3 kJ mol-1, a od HCl(aq) je Hf

0 = - 167,2 kJ mol-1.

5. Izračunati energiju koju kao toplotu treba dodati da bi se podigla temperatura 14,4 kg vode sa 18oC na 60oC, pri konstantnom pritisku uz pretpostavku da ne dolazi do odavanja toplote okolini. U datom temperaturnom opsegu: Cp(H2O)=4186 J/Kkg.

6. Izračunati količinu toplote koja je potrebna da bi se, pri konstantnom pritisku, podigla temperatura 125 mol vode sa 20oC na 60oC, uz pretpostavku da ne dolazi do odavanja toplote okolini. U datom temperaturnom opsegu: Cp(H2O)= 75,3 J/Kmol.

7. U svakom od navedenih parova označiti koja će supstanca imati veću apsolutnu entropiju.

1. a)1 mol Ar(g) na 25 K; b) 1 mol Ar g) na 25˚C

2. a)1 mol H2O(g) na 8˚C; b) 1 mol H2O(l) na 8˚C

3. a)1 mol HCl(g) na 25˚C; b) 1 mol CCl4(g) na 25˚C

32


8. Za svaku od navedenih reakcija označiti da li je promena entropije sistema pozitivna ili negativna:

a) H2O(l) H2O(g)

b) CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)

c) N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)

d) N2(g) + O2(g) 2 NO(g)

e) Ag+(aq) + Cl-

(aq) AgCl(s)

33


Ime i prezime studenta ______________________________________________________

Datum _____________

Rezultati rada:

34


Overa asistenta_____________________________

35


Peta i šesta vežba

M E T O D E N E U T R A L I Z A C I J E

KISELINE I BAZE

Kiseline

Kiseline su jedinjenja koja u vodenom rastvoru disosuju na pozitivne jone vodonika i negativne jone kiselinskog ostatka (anjon). Vodonični joni nastali disocijacijom su vrlo nestabilni i sa molekulima vode odmah grade stabilnije hidronijum jone H3O+. Zato se može reći da su kiseline jedinjenja koja u vodenom rastvoru disocijacijom daju jone vodonika (H+), odnosno hidronijum-jone (H3O+) i kiselinski ostatak (anjon).

HbA + bH2O bH3O+ + Ab-

Pojednostavljen način pisanja elektrolitičke disocijacije:

HbA bH+ + Ab-

Ukoliko je indeks n jednak jedinici to su takozvane monoprotonske (monobazne) kiseline (HCl, HNO3, HCN i dr).

U rastvoru jakih monoprotonskih kiselina, koncentracija H+ jona jednaka je koncentraciji kiseline, pošto je takva kiselina u potpunosti disosovana.

Ukoliko je indeks n veći od jedan onda se radi o poliprotonskim (polibaznim) kiselinama (H 2SO4, H2S, H3PO4 i dr). U ovom slučaju disocijacija se odvija sa postepenim izdvajanjem vodoničnih jona – postepena disocijacija, koja je često u prvom stupnju nepovratna reakcija, a u sledećim stupnjevima, povratna reakcija:

H2SO4 + H2O H3O+ + HSO4-

HSO4- + H2O H3O+ + SO4

2-

Koncentracija H+ jona u rastvorima slabih kiselina se izračunava pomoću izraza:

H+ = cb

gde je

c - koncentracija slabe kiseline u mol/dm3

- stepen elektrolitičke disocijacije

b - broj jona H+ nastalih disocijacijom jednog molekula slabe kiseline

Ka - konstanta disocijacije slabe kiseline

36


Stepen elektrolitičke disocijacije

Stepen elektrolitičke disocijacije, , je odnos broja disosovanih molekula i ukupnog broja molekula. Izražava se u procentima ili decimalnim brojem i predstavlja kvantitativno merilo jačine elektrolita, a menja se sa promenom koncentracije elektrolita.

Stepen elektrolitičke disocijacije zavisi od: prirode rastvorene supstance, prirode rastvarača, koncentracije rastvora i temperature.

Na osnovu vrednosti stepena elektrolitičke disocijacije, kiseline se mogu podeliti prema jačini:

Jake kiseline - potpuna disocijacija: = 100% - HCl, HNO3, HClO4, H2SO4.

Slabe kiseline - slaba disocijacija: 1% - HCN, CH3COOH, H2S, H2CO3, H3BO3.

Srednje jake kiseline: delimična disocijacija: 1% - H3PO4, H2C2O4, H2SO3.

Konstanta disocijacije

Jaki elektroliti su praktično potpuno disosovani na jone, pa prema tome za njih ne postoji konstanta disocijacije.

Slabi elektroliti su u vodenom rastvoru samo delom disosovani. Joni nastali disocijacijom su u ravnoteži sa nedisosovanim molekulima. Kada se brzina disocijacije elektrolita izjednači sa brzinom nastajanja molekula iz jona uspostavlja se dinamička ravnoteža procesa elektrolitičke disocijacije, koja je definisana konstantom disocijacije.

Konstanta disocijacije je stalna veličina za određenu temperaturu i predstavlja merilo jačine elektrolita. Primenom zakona o dejstvu masa dobija se konstanta disocijacije kiseline Ka:

Ka =

Ka je konstanta disocijacije kiseline i definiše jačinu kiseline: što je Ka veća i kiselina je jača. Slabom kiselinom se smatra kiselina sa Ka 10-4.

Baze

Baze su elektroliti čiji su molekuli građeni od atoma metala (ili atomskih grupa sličnih metalima) i hidroksidnih grupa (OH-). Baze su jedinjenja koja u vodenom rastvoru disocijacijom daju hidroksidne jone (OH-) i pozitivne jone (katjone).

B(OH)b Bb+ + bOH-

Jačina baza, odnosno sposobnost disocijacije u vodenim rastvorima opada sa brojem hidroksidnih grupa u molekulu, pa su najjače baze alkalnih metala, kod kojih je indeks n jednak jedinici (monohidroksidne baze) potpuno disosovane:

37


NaOH Na++ OH-

KOH K++ OH-

U rastvoru jakih monohidroksidnih baza koncentracija OH - jona jednaka je koncentraciji baze, pošto je takva baza u potpunosti disosovana.

Ukoliko je indeks n veći od jedan onda se radi o polihidroksidnim (polikiselim) bazama (Ca(OH) 2, Fe(OH)3 i dr). Hidroksidi zemnoalkalnih metala (metali II grupe PSE) su jake baze jer su u prvom stupnju disocijacije potpuno disosovani:

Ca(OH)2 Ca2++ 2OH-

Ostale polikisele baze su uglavnom slabi elektroliti, disosuju postepeno, a svaki stupanj disocijacije se zato predstavlja kao povratan proces:

Cu(OH)2 Cu2++ OH-

Fe(OH)3 Fe3++ OH-

Koncentracija OH- jona u rastvorima slabih baza se izračunava pomoću izraza:

OH- = cb

gde je:

c - koncentracija slabe baze u mol/dm3

- stepen elektrolitičke disocijacije

b - broj jona OH- nastalih disocijacijom jednog molekula slabe baze

Iz poznate konstante disocijacije i koncentracije slabe baze može se izračunati koncentracija OH - jona prema izrazu:

Kb - konstanta disocijacije slabe baze

Konstanta disocijacije

Primenom zakona o dejstvu masa dobija se:

Kb =

Kb je konstanta disocijacije baze i ona je karakteristična za svaku bazu. Što je Kb manja, baza je slabija.

JONSKI PROIZVOD VODE I pH VREDNOST

38


Voda je amfoternog karaktera i spada u najslabije elektrolite. Slab je elektrolit, disocijacijom daje hidronijum- i hidroksidni jon.

H2O H+ + OH-

Konstanta disocijacije (jonizacije) čiste vode pri temperaturi od 298 K je:

H+ OH-

Kd (H2O) = = 1,8 10-16 mol/dm3

H2O

To znači da se H+ jon i OH- vrlo čvrsto drže. Kad vodeni rastvor sadrži H+ jone pomešane sa OH- jonima, ove dve vrste jona se jedine čineći molekule vode. Ovaj proces se naziva neutralizacija, jer H + joni i OH-

joni neutrališu jedni druge.

Pošto je koncentracija nejonizovanih molekula vode, H2O, konstantna vrednost, proizvod jona vodonika i hidroksidnih jona u 1 dm3 vode može da se izračuna. Masa 1 dm3 vode na 250C iznosi približno 1000 g, a broj molova je 55,5. Proizvod jona vode jednak je proizvodu koncentracije nejonizovanih molekula i konstante jonizacije (disocijacije) vode:

Kd(H2O) H2O = H+ OH-

Jonski proizvod vode se označava sa Kw, a brojna vrednost je:

H+ OH- = 55,4 1,8 10-16 = 1 10-14 mol/dm3.

Koncentracija H+ jona u čistoj vodi jednaka je koncentraciji OH- jona i iznosi:

H+ = OH- = = 1 10-7 mol/dm3

Pošto su ove koncentracije jednake, voda reaguje neutralno. Neutralan je i svaki vodeni rastvor koji sadrži iste koncentracije H3O+ (H+) i OH- jona.

Jonski proizvod vode, Kw je konstantan na datoj temperaturi i koristi se za izračunavanje nepoznate koncentracije vodonikovog jona ili hidroksidnog jona:

H+ = ili

OH- =

Sörensen je početkom 20 veka predložio da se stepen kiselosti u vodenom rastvoru označava negativnim dekadnim logaritmom koncentracije vodonikovih jona - pH (potentio hydrogenii).

pH = - log H+ i pOH = - log OH-, odakle sledi:

H+ = 10-pH i OH- = 10-pOH

Tako se jonski proizvod vode može izraziti u obliku:

39


pKw = pH + pOH = 14

Neutralni rastvor je, prema tome, onaj rastvor kod koga su molske koncentracije H + i OH- jednake; kiseli rastvor ima veću koncentraciju H+ jona od koncentracije OH- jona, a bazni obrnuto:

Neutralni rastvor H+ = OH-; pH = pOH = 7

Kiseli rastvor H+ > OH-; pH 7 a pOH 7

Bazni rastvor H+ < OH-; pH 7 a pOH 7.

Indikatori

Supstance koje menjaju boju rastvora dodatkom kiseline ili baze nazivaju se indikatori. To su slabe organske kiseline (kiseli indikatori) ili slabe organske baze (bazni indikatori) ili soli ovih kiselina ili baza čiji nedisosovani molekuli imaju jednu boju, a anjoni drugu. Koja će boja doći do izražaja u nekom rastvoru zavisi od relativnih koncentracija tih čestica. Promena boje indikatora zavisi od koncentracije vodonikovih ili hidroksidnih jona.

Za određivanje kiselo-baznih osobina rastvora najčešće se koriste indikatori, npr. lakmus, metil-oranž, fenolftalein, kao i univerzalni indikatori.

IndikatorBoja

Kisela sredina Bazna sredina

Lakmus crven plav

Metil-oranž crven žut

Fenolftalein bezbojan crveno-ljubičast

Za približno određivanje pH vrednosti postoji "univerzalna indikatorska hartija" koja je natopljena rastvorom koji sadrži smešu više indikatora, a pored nje je priložena skala boja na kojoj je označeno koja pH vrednost odgovara kojoj boji. Upoređivanjem boje dobijene na ovoj hartiji sa bojom koja se nalazi na priloženoj skali, može približno da se odredi pH vrednost nekog kiselog ili baznog rastvora.

40


Slika 1. Izgled i ponašanje lakmus hartije

Za precizno određivanje pH vrednosti nekog rastvora upotrebljavaju se aparati koji se nazivaju pehametri.

NEUTRALIZACIJA I HIDROLIZA

Dejstvom baza na kiseline i obratno, kiselina na baze nastaju soli. Pri građenju soli uzajamnom reakcijom kiselina i baza uvek se izdvaja voda. Taj proces se naziva NEUTRALIZACIJA.

Reakcija jednakih količina jake baze i jake kiseline (hlorovodonična kiselina i natrijum-hidroksid)

Pri reakciji ekvivalentnih količina jakih kiselina i baza dolazi do reakcije neutralizacije (pH = 7), rastvor reaguje neutralno: HCl H+ + Cl-

NaOH Na+ + OH-

Na+ + OH- + H+ + Cl- H2O + Na+ + Cl-

41

Crvena lakmus hartija sa kapljicom baze

Plava lakmus hartija sa kapljicom kiseline


Reakcija slabe kiseline i jake baze (reakcija neutralizacije između sirćetne kiseline i natrijum-

hidroksida)

NaOH Na+ + OH-

CH3COOH CH3COO- + H+

Na+ + OH- + CH3COOH CH3COONa + H2O

Acetatni jon iz soli natrijum-acetata (CH3COO-) spaja se sa vodonikovim jonom iz vode, u slabo disosovanu sirćetnu kiselinu i uspostavlja se ravnoteža:

CH3COONa + H2O CH3COOH + Na+ + OH-

Posle neutralizacije u rastvoru se nalazi veća koncentracija OH - nego H+ jona pa rastvor reaguje bazno (pH 7).

Reakcija slabe baze i jake kiseline (reakcija neutralizacije amonijum-hidroksida i hlorovodoni čne kiseline)

Amonijum-hidroksid je slaba baza koji disocijacijom daje sledeće jone, pri čemu je ravnoteža pomerena na levo:

NH4OH NH4+ + OH-

HCl H+ + Cl-

H+ + Cl- + NH4OH NH4Cl + H2O

Amonijačni jon iz amonijum-hlorida (NH4+) spaja se sa hidroksidnim jonom iz vode, u slabo disosovan

amonijum-hidroksid i uspostavlja se ravnoteža:

NH4Cl + H2O NH4OH + H+ + Cl-

Nakon procesa neutralizacije koncentracija H+ jona veća je od koncentracije OH- jona pa rastvor reaguje kiselo (pH<7).

Iz oba slučaja može se primetiti da su anjon slabe kiseline, odnosno katjon slabe baze, nakon procesa neutralizacije vezivanjem jona vode (H+, OH-) doveli do ponovnog uspostavljanja jonskog proizvoda vode. Zato se ta reakcija između vode i anjona slabe kiseline odnosno katjona slabe baze, naziva HIDROLIZA.

Budući da neutralizacijom nastaju odgovarajuće soli, očito je da će i rastvaranjem samih soli slabe kiseline i jake baze, odnosno jake kiselina i slabe baze, u vodenom rastvoru doći do hidrolize. U prvom slučaju rastvor reaguje bazno a u drugom kiselo. Zato se hidroliza smatra procesom suprotnim neutralizaciji. Dok neutralizacijom nastaju so i voda, hidrolizom nastaju kiselina i baza:

42


ZADACI ZA VEŽBANJE

1. Izračunati pOH vrednost rastvora jakog elektrolita (azotne kiseline) čija je koncentracija c (HNO 3)=10-3

mol/dm3.

2. Izračunati koncentraciju vodonikovih i hidroksidnih jona u rastvoru cijanovodonične kiseline, ako je pOH = 8,3.

3. Izračunati koncentraciju hidroksidnih jona i pOH rastvora koji u 180 cm3 sadrži 5,2 g Fe(OH)3, a stepen disocijacije je 0,8%.

4. Koliko je dm3 rastvora c (NaOH)=0,1 mol/dm3 potrebno za potpunu neutralizaciju 4 cm3 rastvora sumporne kiseline c(H2SO4)=0,1 mol/dm3? Samostalno napisati hemijsku reakciju neutralizacije.

5. Koliko je dm3 rastvora c (NH4OH)=0,3 mol/dm3 potrebno za neutralizaciju 3 dm3 rastvora hlorovodonične kiseline c(HCl)=0,8 mol/dm3? Samostalno napisati hemijsku reakciju neutralizacije.

6. Koliko je grama fosforne kiseline, potrebno za potpunu neutralizaciju 8 dm3 bakar(II)-hidroksida, koncentracije 0,5 mol/dm3? Samostalno napisati hemijsku reakciju neutralizacije.

7. Koliko se grama bakar(II)-hidroksida dobija hidrolizom 125 g bakar-sulfata? Samostalno napisati hemijsku reakciju hidrolize bakar-sulfata.

43

kiselina + baza so + vodaneutralizacija

hidroliza


44


45


EKSPERIMENTALNI DEO

OGLED 1. HIDROLIZA SOLI

Napisati hemijske reakcije hidrolize sledećih soli i odrediti pH vrednost rastvora nakon procesa hidrolize: natrijum-hlorid, natrijum-karbonat, natrijum-tiosulfat, natrijum-sulfit.

OGLED 2. TAČKA TITRACIJE

Odrediti zapreminu rastvora HCl, c 0,1 mol/dm3, titracijom pomoću rastvora NaOH iste koncentracije. Titraciju vršiti uz indikator fenolftalein, koji je u kiseloj sredini bezbojan, a u baznoj sredini obojen crveno. Napisati hemijsku reakciju koja se odvija pri procesu titracije

U erlenmajer sipati HCl, biretu napuniti do nultog podeoka NaOH. Titraciono sredstvo polako, u kapima dodavati u HCl, dok se rastvor ne oboji, što predstavlja završnu tačku titracije.

46


OGLED 3. ISPITIVANJE PH SREDINE RASTVORA SOLI NAKON HIDROLIZE

Na sahatno staklo odmeriti malu količinu rastvora Na2CO3, staklenim štapićem preneti kap rastvora na univerzalnu indikatorsku hartiju i odrediti pH vrednost. Ogled ponoviti sa CuSO4 i NaCl

OGLED 4. ISPITIVANJE KISELO-BAZNIH OSOBINA RASTVORA

U jednu epruvetu sipati oko 2cm3, rastvora HCl (c=0.1 mol/dm3), a u drugu oko 2cm3 rastvora CH3COOH(c=0.1 mol/dm3). Staklenim štapićem preneti kap rastvora iz svake epruvete na univerzalnu indikatorsku hartiju i odrediti pH vrednost. Nakon toga u svaku epruvetu dodati po kap rastvora indikatora metil – oranža i uporediti boje. Zabeležiti zapažanja i objasniti. Izračunati pH vrednost rastvora HCl.

47


OGLED 5. HIROLIZA RAZLIČITIH TIPOVA SOLI

U četiri epruvete sipati po 1cm3 vode, a zatim redom dodati na vrh špatulice četiri različite soli.

a) so jake baze i jake kiseline (npr. NaCl)

b) so jake baze i slabe kiseline (npr. K2CO3)

c) so slabe baze i jake kiseline (npr. NH4Cl)

d) so slabe baze i slabe kiseline (npr. CH3COONH4)

Staklenim štapićem naneti po jednu kap pripremljenih rastvora na crvenu i plavu lakmus hartiju i zabeležiti kako reaguju rastvori ovih soli.

Za rastvore navedenih soli odrediti karakter sredine, napisati reakcije neutralizacije, nastanak odgovarajuće soli i reakciju hidrolize soli.

Izvesti zaključke i napisati jednačine reakcija koje se odvijaju u ispitanim rastvorima.

48



______________________________________________________

Datum _____________

Rezultati rada:

Overa asistenta_____________________________

49


Sedma i osma vežba

K V A L I T A T I V N A A N A L I Z A

Zadatak kvalitativne analize je da odredi iz kojih se elemenata i grupa elemenata sastoji neko jedinjenje ili neka smeša. Metode kvalitativne analize su se razvijale na osnovu zapažanja pojava nastalih pri karakterističnim hemijskim reakcijama pojedinih jona. Metoda za dokazivanje jona se sastoji u dodavanju nekog poznatog reagensa rastvoru nepoznate supstance. Na osnovu pojava, s jedne strane, koje se javljaju pri datim hemijskim reakcijama, kao na primer, taloženje, obojenje, razvijanje gasa i dobrog poznavanja hemijskih reakcija različitih jona s druge strane, može se identifikovati nepoznati jon.

Međutim, kod dokazivanja pojedinih jona u vodenom rastvoru vrlo često smetaju drugi joni koji su takođe prisutni u rastvoru. Razlog tome je što su specifični reagensi, tj. reagensi koji reaguju samo sa jednim jonom malobrojni. U najvećem broju slučajeva služimo se reagensima koji reaguju sa više različitih jona. Iz tog razloga, jon koji želimo dokazati moramo prethodno odvojiti od ostalih jona i na taj način odstraniti smetnje.

Klasične metode sistematske kvalitativne analize obuvataju odvajanje kao i identifikaciju sastojaka nepoznate smeše. Obično se prvo ispituju katjoni, jer prisustvo izvesnih katjona isključuje prisustvo pojedinih anjona. Sem toga, katjoni se ispituju sistematski, dok za anjone ne postoji neki utvrđen tok rada, već je tu analitičar manje više upućen na ličnu dovitljivost.

U sistematskoj analizi katjoni su podeljeni u grupe na osnovu sličnih taložnih reakcija sa grupnim reagensom.

Grupni reagens predstavlja rastvor nekog jedinjenja koji sa svim jonima odgovarajuće grupe gradi karakteristična slabo rastvorna jedinjenja.

Primenom grupnog reagensa katjoni određene grupe se talože, dok ostali katjoni ostaju u rastvoru. Pozitivna reakcija sa grupnim reagensom ukazuje na prisustvo nekog jona iz te grupe, a ujedno jone iz date grupe odvaja od ostalih jona. Negativna reakcija dokazuje da nijedan jon iz te grupe nije prisutan u uzorku u koncentraciji većoj od granične koncentracije za datu reakciju.

Kada su katjoni određene grupe primenom grupnog reagensa u vidu taloga odvojeni od katjona ostalih grupa, pristupa se dokazivanju jona u okviru date grupe primenom karakterističnih dokaznih reakcija.

Sistematizacija katjona

Katjone delimo u pet analitičkih grupa. U okviru sistematske kvalitativne analize katjona, kao grupni reagensi se upotrebljavaju: razblažena hlorovodonična kiselina za prvu analitičku grupu katjona, vodonik-sulfid za drugu grupu, amonijum-sulfid za treću grupu katjona i amonijum-karbonat za četvrtu grupu katjona. Pomoću ovih reagenasa vrši se odvajanje katjona u pet analitičkih grupa. Analitičke grupe se razlikuju od grupa periodnog sistema. Katjoni iste analitičke grupe pripadaju kao elementi različitim grupama periodnog sistema.

50


U tabeli 1. je prikazana sistematizacija katjona u pet analitičkih grupa zasnovana na različitim rastvorljivostima njihovih hlorida, sulfida, hidroksida, odnosno karbonata.

Tabela 1. Sistematizacija katjona

GRUPA GRUPNI REAGENS JONI FORMULA TALOGA OSOBINE

I razblažena HCl Ag+, Pb2+, Hg22+ AgCl, PbCl2, Hg2Cl2

Hloridi nerastvorni u razblaženoj HCl

IIH2S u prisustvu razblažene HCl

II a:

Hg2+, Pb2+, Bi3+, Bi5+, Cu2+, Cd2+

HgS, PbS, Bi2S3, Bi2S5, CuS, CdS

Sulfidi su nerastvorni u razblaženoj HClII b:

As3+, As5+, Sb3+, Sb5+, Sn2+, Sn4+

As2S3, As2S5, Sb2S3, Sb2S5, SnS, SnS2

III(NH4)2S u prisustvu NH4Cl i NH4OH

III a:

Al3+, Cr3+, Fe3+, Mn2+

Al(OH)3, Cr(OH)3, Fe(OH)3, Mn(OH)

Sa (NH4)2S u prisustvu NH4OH i NH4Cl se talože kao hidroksidi

III b:

Ni2+, Co2+, Zn2+NiS, CoS, ZnS

IV(NH4)2CO3 u prisustvu NH4OH i NH3

Ba2+, Sr2+, Ca2+ BaCO3, CaCO3, SrCO3

U prisustvu NH4OH, NH3 sa (NH4)2CO3 se talože kao karbonati

VNema poseban grupni reagens

Mg2+, K+, Na+, Li+, NH4+ Nalaze se u

rastvoru

Katjoni V grupe se ne talože ni sa jednim grupnim reagensom

51


U jednoj istoj analitičkoj grupi se nalaze oni katjoni čija jedinjenja sa datim grupnim reagensom imaju sličnu rastvorljivost.

Rastvorljivost jedinjenja zavisi od prirode valentne veze. Jedinjenja jonskog tipa su rastvorljivija od kovalentnih. Prema tome, rastvorljivost jedinjenja zavisi od prečnika i od oksidacionog stanja datog katjona, jer su to najvažniji faktori koji određuju tip valentne veze. Uglavnom katjoni sa velikim prečnikom i nižim oksidacionim brojem imaju težnju ka građenju jonskih jedinjenja, dok katjoni sa malim prečnikom i većim oksidacionim brojem grade pretežno kovalentna jedinjenja.

Reakcije katjona

KATJONI I ANALITIČKE GRUPE

1. Živa : Hg22+ + 2 Cl- Hg2Cl2 (talog bele boje)

2. Srebro : Ag+ + Cl- AgCl (talog bele boje)

3. Olovo : Pb2+ + 2 Cl- PbCl2 (talog bele boje)

KATJONI II ANALITIČKE GRUPE

1. Živa : Hg2+ + 2 J- HgJ2 (talog crvene boje)

2. Olovo : Pb2+ + 2 J- PbJ2 (talog žute boje)

3. Bizmut : Bi3+ + 3J- BiJ3 (talog crne boje)

4. Bakar : 2Cu2+ + Fe(CN)64- Cu2Fe(CN)6 (talog crvenkasto smeđe boje)

5. Kadmijum : Cd2+ + H2S CdS + 2 H+(boja taloga se menja od žute do narandžaste boje u zavisnosti od koncentracije vodonikovih jona)

6. Arsen : 2 As3+ +3 H2S As2S3 + 6 H+ (talog žute boje)

AsO43- + 3 Ag+ Ag3AsO4 (talog crveno-smeđe boje)

7. Antimon : 2 Sb3+ + 3 H2S Sb2S3 + 6 H+ (talog narandžaste boje)

2 Sb5+ +5 H2S Sb2S5 + 10 H+ (talog narandžasto-crvene boje)

8. Kalaj : Sn2+ + H2S SnS + 2 H+ (talog smeđe boje)

Sn4+ +2 H2S SnS2 + 4 H+ (talog žute boje)

52


KATJONI III ANALITIČKE GRUPE

1. Aluminijum : hidroksidi aluminijuma su amfoternog karaktera:

a. Al(OH)3 + OH- AlO2- + 2 H2O

b. Al(OH)3 + H+ Al3+ + 3 H2O

2. Cink :

a. U reakciji sa K4Fe(CN)6 dobija se talog bele boje:

2 Zn2+ + Fe(CN)64- Zn2Fe(CN)6

b. U reakciji sa K3Fe(CN)6 dobija se talog narandžaste boje:

3 Zn2+ + 2 Fe(CN)63- Zn3Fe(CN)62,

3. Hrom : Pb2+ + CrO42- PbCrO4 (talog žute boje)

2 Ag+ + Cr2O72- Ag2Cr2O7 (talog crveno smeđe boje)

4. Mangan : dodatkom kalijumcijanida dobija se talog mangancijanida, Mn(CN)2, koji je rastvoran u velikom višku reagensa kao kompleksni jon. Rastvor kompleksa je mrke boje:

Mn(CN)2 + 4 CN- Mn(CN)64-,

5. Gvožđe :

3K+ + Fe(CN)63- + Fe2+ KFeFe(CN)6 + 2K+ (talog tamno plave boje)

4K+ + Fe(CN)64- + Fe3+ KFeFe(CN)6 + 3 K+ (talog berlinsko plave boje)

6. Kobalt : Čvrst amonijum-tiocijanat ili njegov zasićen rastvor daje sa kobaltnim rastvorom u sloju alkohola intenzivno plavu boju usled stvaranja kompleksnog jona:

Co2+ + 4 SCN- Co(SCN)42-

7. Nikl : Ispitivanom rastvoru se dodaje amonijak do slabo bazne reakcije, zatim nekoliko kapi dimetil-glioksima. Talog je intenzivno crvene boje.

KATJONI IV ANALITIČKE GRUPE

1. Kalcijum : Ca2+ + CO32- CaCO3 (beo talog)

2. Barijum : Ba2+ + CrO42- BaCrO4 (žut kristalan talog)

3. Stroncijum : Sr2+ + SO42- SrSO4 (beo kristalan talog).

KATJONI V ANALITIČKE GRUPE

1. Kalijum:. Kalijumova jedinjenja, na primer KCl, pri zagrevanju lako isparavaju i daju plamenu karakterističnu ljubičastu boju

53


2. Natrijum : Natrijumova jedinjenja u plamenu daju intenzivnu žutu boju.

3. Amonijum jon : Neke amonijumove soli delimično isparavaju već na sobnoj temperaturi, kao na primer amonijumkarbonat i pri tome se oseća jak miris amonijaka:

(NH4)2CO3 2 NH3 + CO2 + H2O

4. Magnezijum: natrijum-hidrogenfosfat taloži magnezijum u prisustvu amonijumove soli i amonijaka kao magnezijum-amonijumfosfat:

Mg2+ + HPO42- + NH3 MgNH4PO4 Talog je beo i kristalan.

Sistematizacija anjona

Slično katjonima i anjoni odnosno odgovarajuće kiseline se dele u analitičke grupe, jer u okviru jedne grupe, lakše mogu biti identifikovani. Sistematizacija anjona se vrši na osnovu njihovog ponašanja prema rastvoru srebro-nitratata i barijum-hlorida. Prema proizvodu rastvorljivosti jedinjenja srebra i barijuma, razlikujemo 6 analitičkih grupa. U tabeli 2 je prikazana sistematizacija anjona prema ovom kriterijumu.

Tabela 2. Sistematizacija anjona

GRUPA ANJONIRastvorljivost Ag+ soli Rastvorljivost Ba2+ soli

u H2O u HNO3 u H2O u HNO3

ICl-, Br-, J-, CN-,S2-, SCN- nerastvorne nerastvorne rastvorne rastvorne

IINO2

-, OCN-, CH3COO-

malo rastvorne

rastvorne rastvorne rastvorne

IIIPO4

3-, BO33-, SO3

2-, CO3

2-, C2O42-, S2O3

2-, IO3

-, BrO3-, C4H4O6

2-

nerastvorne rastvorne nerastvorne rastvorne

IV NO3-, ClO3

-, ClO4- rastvorne rastvorne rastvorne rastvorne

V SO42-, F- rastvorne rastvorne nerastvorne nerastvorne

VI SiO32-, SiO4

4- nakon uparavanja i žarenja prelaze u silicijum-oksid

54


Reakcija anjona

I GRUPA ANJONA

1. Hloridni jon : Ag+ + Cl- AgCl (belo obojen talog)

2. Bromidni jon : Ag+ + Br- AgBr (bledo-žućkasto obojen talog)

3. Jodidni jon : Ag+ + I- AgI (žuto obojen talog, siraste konzistencije)

4. Cijanidni jon : Dodatkom srebro-nitrata rastvoru kalijum-cijanida stvara se u prvom momentu beo talog srebro-cijanida koji se uz mućkanje brzo rastvar sve dotle dok ima viška cijanidnog jona: Ag+ + CN- AgCN

AgCN + CN- Ag(CN)2-

Kada je dodato toliko srebro-nitrata da se sva količina cijanida nalazi koordinativno vezana u kompleksnom jonu srebra, dalji dodatak srebro-nitrata prouzrokuje taloženje srebro-cijanida:

Ag(CN)2- + Ag+ 2 AgCN

II GRUPA ANJONA

1. Nitritni jon : sa kalijum-permanganatom kao jakim oksidacionim sredstvom u kiseloj sredini oksidiše se azotasta kiselina do azotne pri čemu se rastvor kalijum-permanganata obezbojava:

2 MnO4- + 5 HNO2 + H+ 2 Mn2+ + 5 NO3

- + 3 H2O

2. Sulfidni jon : sa srebro-nitratom daje talog crne boje:

2 Ag+ + S2- Ag2S

3. Acetatni anjon : etil-alkohol u prisustvu koncentrovane sumporne kiseline kao dehidratacionog sredstva gradi, uz zagrevanje, etil-estar sirćetne kiseline čiji miris podseća na voće.

III GRUPA ANJONA

1. Sulfitni anjon : sa jakim redukcionim sredstvima, na primer sa vodonik-sulfidom, u kiseloj sredini sumporasta kiselina deluje kao oksidaciono sredstvo, pri čemu nastaje elementarni sumpor, talog žućkasto-bele boje.

H2SO3 + 2 H2S 3 H2O + 3 S

2. Jodatni jon : sa srebro-nitratom daje sirast talog bele boje:

Ag+ + JO3- AgJO3

3. Karbonatni jon : sumporna kiselina, razblažena i koncentrovana, razlaže karbonate uz izdvajanje mehurića - ugljenik (IV)-oksida:

CO32- + 2 H+ CO2 + H2O

55


4. Oksalatni jon : sa kalcijum-hloridom u neutralnoj ili alkalnoj sredini pri zagrevanju daje beo, kristalan talog kalcijum-oksalata:

Ca2+ +C2O42- CaC2O4

5. Tartaratni anjon : koncentrovana sumporna kiselinom pri zagrevanju razlaže sve tartarate. Usled ugljenisanja ostatak postaje crno obojen i pri tome se javlja karakterističan miris na pržen šećer.

IV GRUPA ANJONA

1. Hidrogenfosfatni jon : sa srebro-nitratom daje srebro-fosfat, talog žute boje:

2 HPO42- + 3 Ag+ Ag3PO4 + H2PO4

-

2. Tiosulfatni jon : rastvor joda se obezbojava dodatkom tiosulfata:

J2 + 2 S2O32- 2 J- + S4O6

2-

Na osnovu ove reakcije rastvro natrijumtiosulfata služi kao standardni rastvor redukcionog sredstva u jodometriji.

V GRUPA ANJONA

1. Nitratni jon : sa vodonik-sulfidom u jako kiseloj sredini redukuje se nitrat do azot (II)-oksida i pri tome se izdvaja elementarni sumpor:

3 H2S + 2 NO3- +2 H+ 2 NO + 3 S + 4 H2O

2. Hloratni jon : Pri razlaganju hlorne kiseline nastaje hlor(IV)-oksid, ekspolzivno jedinjenje:

3 ClO3- + 2 H+ ClO4

- + 2 ClO2 + H2O, a zatim se hlor(IV)-oksid razlaže:

2 ClO2 Cl2 + 2 O2

Zbog toga se soli hlorne kiseline, hlorati, upotrebljavaju pri pravljenju eksploziva.

VI GRUPA ANJONA

1. Sulfatni jon : sa barijum-hloridom u već jako razblaženim rastvroima daje talog barijum-sulfata bele boje:

Ba2+ + SO42- BaSO4

56



______________________________________________________

Datum _____________

Rezultati rada:

57


Overa asistenta______________________________

58


Deveta vežba

K V A N T I T A T I V N A A N A L I Z A

Zadatak kvantitativne analize je određivanje sadržaja poznate supstance (jona, elementa ili jedinjenja), koji ulazi u sastav ispitivanog materijala. Određivanje se zasniva na merenju neke hemijske ili fizičke osobine ispitivane supstance, koja zavisi od njene količine. U zavisnosti od načina određivanja količine poznate supstance u nekom uzorku, metode kvantitativne analize se dele na hemijske, fizičke, instrumentalne (fizičko-hemijske), biološke i senzorne.

U osnovi hemijskih metoda analize je hemijska reakcija između ispitivane supstance pogodnog reagensa. Kvantitativna hemijska analiza obuhvata:

Gravimetrijsku analizu (merenje mase taloga koji sadrži ispitivanu supstancu)

Volumetrijsku analizu (merenje zapremine, tj. volumena rastvora utrošenog u reakciji sa ispitivanom supstancom)

Poseban tip kvantitativne hemijske analize je analiza gasova koja se zasniva na merenju mase ili zapremine gasa nastalog/potrošenog u odgovarajućoj hemijskoj reakciji.

GRAVIMETRIJA

OSNOVI GRAVIMERTIJE

U gravimetrijskoj analizi se određivana supstanca, (jon, elemenat ili jedinjenje), izdvaja taloženjem u obliku slabo rastvornog jedinjenja poznatog hemijskog sastava. Iz mase teško rastvornog jedinjenja može se stehijometrijskim proračunom odrediti količina određivane supstance.

Za uspešno izvođenje gravimetrijske analize, pored teorijskog znanja, potrebno je poznavati tehniku rada i koristiti odgovarajuće laboratorijsko posuđe. Takođe, neophodna je preciznost, pažljivost i strpljenje u radu.

Redosled operacija u gravimetrijskoj analizi je sledeći:

1. taloženje

2. ceđenje (filtriranje) i ispiranje

3. sušenje i žarenje

4. merenje

5. izračunavanje rezultata.

59


Taloženje

Prilikom taloženja ispitivana supstanca se iz rastvora u reakciji sa taložnim reagensom, mora prevesti u jedinjenje, koje je po mogućstvu vrlo slabo rastvorljivo. Samo u takvom slučaju se supstanca može kvantitativno tj. skoro potpuno istaložiti, a samim tim i što tačnije odrediti njena količina.

Eksperimentalno se operacija taloženja izvodi u staklenim čašama. Taloženje se uglavnom izvodi iz razblaženih rastvora, na povišenoj temperaturi, dodavanjem taložnog reagensa postepeno u kapima, niz zidove čaše uz stalno mešanje staklenim štapićem. Da bi taloženje bilo kvantitativno, taložno sredstvo se uvek dodaje u malom višku, čime se rastvorljivost taloga smanjuje.

Kod nekih gravimetrijskih analiza pri operaciji taloženja stvaraju se želatinozni ili sirasti talozi, koji adsorbuju strane jone. Da bi se to izbeglo, taloženje se izvodi u prisustvu nekog elektrolita.

Ceđenje i ispiranje taloga

Za odvajanje taloga od rastvora u gravimetrijskoj analizi, kao cedilo se koristi kvantitativna filtar hartija, stakleni ili porcelanski filtar lončić.

Ukoliko se talog nakon ceđenja i ispiranja žari, onda se talog od rastvora odvaja pomoću kvantitativne filtar hartije ili porcelanskog filtar lončića, a ako se talog posle ceđenja i ispiranja samo suši, za ceđenje se koristi stakleni filtar lončić.

Sušenje i žarenje taloga

Oceđen i ispran talog se na kraju, sušenjem ili žarenjem mora prevesti u jedinjenje stalnog i poznatog hemijskog sastava.

Analitičke vage

Vage služe za merenje mase tela. Jedinica za masu po Međunarodnom sistemu jedinica (SI) je kilogram (kg). Analitičar se u praksi služi manjim delovima kilograma: gram (g), miligram (mg) i mikrogram (μg).

Najvažnije karakteristike vaga su:

maksimalno dozvoljeno opterćenje

apsolutna i relativna greška merenja

odstupanje pojedinačnih merenja

osetljivost

vrednost jednog podeoka skale

tačnost očitavanja skale

brzina merenja (br. merenja koji se može obaviti u jedinici vremena)

60


EKSPERIMENTALNI DEO

OGLED 1: ODREĐIVANJE HLORIDA ARGENTOMETRIJSKOM TITRACIJOM

Sipati u čašu 50ml vode iz vodovoda. Dodati 1ml K2CrO4. Titrisati standardnim rastvorom AgNO3

(0.0141N) do ružičasto-žute završne tačke titracije. Titraciju izvršiti i sa slepom probm (destilovana voda, 100 ml).

pH :

mg Cl- / l = (( a – b) N 35.45 1000) / V∙ ∙ ∙a – zapremina AgNO3 utrošena za uzorak, ml

b – zapremina AgNO3 utrošena za slepu probu, ml

V – zapremina uzorka, ml

N – normalitet standardnog rastvora AgNO3

mg Cl- / l =

61


OGLED 2: TALOŽNE REAKCIJE

U jednu epruvetu sipati oko 1ml rastvora KI a u drugu vodu iz vodovoda. U obe epruvete dodati rastvor AgNO3.

Uporediti boje taloga u obe epruvete. Napisati reakciju između KI i AgNO3 u jonskom i molekulskom obliku.


U epruvetu sipati rastvor ZnSO4 i dodavati kap po kap rastvor NaOH.

Zabeležiti boju taloga i napisati reakciju u molekulskom obliku.

Dobijenu tečnost izmućkati sa talogom i jednu polovinu preručiti u drugu epruvetu. U jednu epruvetu dodati rastvor HCl a u drugu rastvor NaOH (u višku).

Da li je došlo do rastvaranja taloga u epruvetama?

Zabeležiti reakcije u molekulskom obliku.

Koje je amfoterno jedinjenje u ovim reakcijama?

62



U epruvetu sipati rastvor BaCl2 i dodati razblaženu H2SO4.

Zabeležiti boju taloga i napisati reakcije u jonskom i molekulskom obliku.

U času sipati oko 20cm3 2 rastvora gvožđe(III)-hlorida i dodati istu zapreminu destilovane vode. Uz stalno mešanje staklenim štapićem, istaložiti sav FeOH3 koristeći natrijum - hidroksid. Rastvor NaOH dodavati polako uz zidove čase preko staklenog štapića, sve dok se izdvaja talog.

Zabeleziti boju taloga i napisati reakciju.

63


VOLUMETRIJA

Volumetrija (volumetrijska analiza, titrimetrijska analiza) je metoda kvantitativne hemijske analize kod koje se meri zapremina reagensa potrebnog za potpunu hemijsku reakciju sa određivanom supstancom. Rastvor određivane (analizirane) supstance se priprema ili rastvaranjem izmerene mase uzorka ili se odvaga rastvori u određenoj zapremini rastvarača.

Rastvor reagensa poznate koncentracije se postepeno dodaje u rastvor analizirane supstance dok se ne doda količina reagensa koja je ekvivalentna količini analizirane supstance. Sadržaj analiziranog uzorka se izračunava preciznim merenjem dodate zapremine reagensa poznate koncentracije. Rastvor reagensa poznate koncentracije se naziva STANDARDNI RASTVOR. Postupak dodavanja standardnog rastvora u rastvor ispitivane supstance je TITRACIJA i ona je osnovna operacija u volumetriji.

U trenutku kada su izjednačene količine supstance standardnog rastvora reagensa i analizirane supstance, postignuta je TEORIJSKA TAČKA TITRACIJE (promena koju je moguće registrovati).

KLASIFIKACIJA VOLUMETRIJSKIH ANALIZA

Metode neutralizacije (vodonikovi joni kiseline i hidroksidni joni baze reaguju uz stvaranje molekula vode). Metodom neutralizacije mogu se odrediti i soli koje u vodenom rastvoru hidrolizuju, pri čemu nastaju vodonikovi, odnosno hidroksidni joni.

acidimetrija - određivanje kiseline standardnim rastvorom baze

alkalimetrija - određivanje baze standardnim rastvorom kiseline

Metode precipitacije - određivanja su zasnovana na jonskim reakcijama pri kojima nastaje talog. Na primer, reakcija između rastvora srebro nitrata i rastvora halogenida služi za titrimetrijsko određivanje srebra.

Metode kompleksometrije - određivanje se zasniva na reakciji kompleksirajućeg agensa koji reaguje sa metalnim katjonom uz stavranje stabilnog kompleksa.

Metode redoks reakcije - ove titracije obuhvataju reakcije oksido-redukcije.

POREĐENJE VOLUMETRIJE I GRAVIMERIJE

Gravimetrijska analiza je najpreciznija kvantitativna hemijska metoda analize. Široko je primenjiva, jer se svaki elemenat (uz retke izuzetke) može prevesti u slabo rastvorno jedinjenje i u tom obliku određivati gravimetrijski. Međutim, ozbiljan nedostatak gravimetrijske analize je što je dugotrajna. Retko su rezultati gotovi posle nekoliko časova, a mnogo češće tek sledećeg dana.

U tom pogledu je volumetrija u velikoj prednosti, jer je brza. Umesto dugih operacija taloženja, filtriranja, ispiranja, žarenja praznog i lončića sa talogom, kod volumetrije postoji samo jedna operacija, a to je titracija koja oduzima samo nekoliko minuta.

64


Suštinska razlika između gravimetrije i volumetrije je što se kod volumetrtijske analize reagens ne dodaje u višku, kao kod gravimetrije, nego u količini koja je ekvivalentna određivanoj supstanci. Volumetrijska određivanja su uglavnom manje precizna od gravimertijskih, jer je merenje na analitičkoj vagi preciznije od očitavanja zapremine na graduisanim i kalibrisanim sudovima. Međutim, praksom i odgovarajućim radom, pomenute razlike mogu se u znatnoj meri prevazići. Brže volumetrijske metode se koriste kada god je to moguće, ali treba imati u vidu brojne zahteve koje određena hemijska reakcija mora zadovoljiti da bi poslužila kao osnova za titraciju.

65


EKSPERIMENTALNI DEO

OGLED 1.

Odmeriti oko 0,2 g dehidratizovanog Na2CO3 u erlenmajer i razblažiti ga sa destilovanom vodom do oko 50-60cm3. Dodati u erlenmajer metiloranž i titrisati sa HCl.

Odrediti koncentraciju hlorovodonične kiseline. Uraditi tri probe, za utrošak uzimati srednju vrednost.

N HCl odmereni grami531000utrošak HCl

OGLED 2.

Odmeriti 20cm3 NaOH u erlenmajer, dodati metiloranž i titrisati sa 0,1moldm3 HCl do prelaza boje iz žute u oranž.

Odrediti koncentraciju rastvora NaOH.

66



______________________________________________________

Datum _____________

Rezultati rada:

Overa asistenta______________________________

67


Deseta vežba

VODONIK

Vodonik (hidrogenium) je najobilniji element kosmosa, ulazi u sastav najvećeg broja jedinjenja. Iako je vodonik jedan od najrasprostranjenijih elemenata, u Zemljinoj kori je zastupljen sa svega 0,97%.

Zbog karakteristične elektronske konfiguracije vodonik nema određen položaj u PSE, nalazi se u prvoj periodi, kao član IA i VIIA grupe.

H 1s1

U IA grupu se svrstava iz razloga što u jedinoj, ujedno i poslednjoj s-orbitali ima samo jedan elektron (kao alkalni metali), a u VIIA jer mu sa druge strane nedostaje samo jedan elektron do stabilne elektronske konfiguracije najbližeg plemenitog gasa (kao halogenim elementima).

Prema fizičko-hemijskim svojstvima vodonik ne pripada ni jednoj od ovih grupa, što se može videti iz Tabele 1. Vodonik ima znatno veću energiju jonizacije i elektronegativnost od alkalnih metala i na taj način ne otpušta lako e-, što je osnovna karakteristika atoma elemenata I grupe PSE.

Sa druge strane, elektronegativnost mu je manja od elektronegativnosti halogenih elemenata, te se ni primanje e- ne može smatrati karakteristikom vodonika.

Opisano ponašanje vodonika potvrđuje i vrednost redoks-potencijala, koji se nalazi između redoks-potencijala alkalnih metala i halogenih elemenata.

Specifična svojstva vodonika delimično su rezultat i male dimenzije njegovog atoma. Svi navedeni razlozi uzrok su zasebnog proučavanja vodonika u odnosu na sve ostale elemente PSE.

Kovalentni

radijus, [nm]

Jonski

radijus, H-, [nm]

Energija jonizacije, [kJ/mol]

Koeficijent elektronegativnosti

TK

[oC]

TT

[oC]

Redoks potencijal,

[V]

Energija veze H2,

[kJ/mol]

0.037 0.154 1312 2.1 -252.8 -259.0 0.0 436.0

Tabela 1. Fizička svojstva vodonika

Slika 1. Jonizacija atoma vodonika

68


Dobijanje vodonika

U laboratoriji, vodonik se najčešće dobija redoks reakcijama između rastvora neke kiseline (HCl ili H2SO4) i metala (Fe ili Zn), koji imaju takvu vrednost redoks potencijala da reakcija ne teče ni suviše brzo, ni suviše sporo:

2HCl + Zn→ZnCl2 + H2

Industrijski, postoji više metoda za dobijanje vodonika:

1. Piroliza (kreking) ugljovodonika

2. Redukcija vodene pare pomoću ugljenika, tj. oksidacija ugljenika sa vodonikom iz vodene pare

3. Elektroliza

Slika 2. Laboratorijsko dobijanje vodonika

Svojstva vodonika

Vodonik je na običnoj temperaturi gas bez boje, mirisa i ukusa. Vodonik je najlakši gas koji postoji, lakši je i od vazduha zbog čega je ranije upotrebljivan za punjenje vazdušnih balona. On je i u čvrstom i tečnom stanju lakši od ostalih supstanci. Mala gustina vodonika uslovljava njegovu veliku pokretljivost.

Rastvorljivost vodonika u vodi je izuzetno mala, dok se u alkoholu četiri puta jače rastvara. Interesantno je svojstvo vodonika da se u nekim metalima rastvara u ogromnim količinama, što otežava rad sa njim u metalnim aparatima pri visokim temperaturama.

Vodonik je najbolji provodnik toplote od svih gasova, a može da se javi u tri oksidaciona stanja:

+1 - pozitivan oksdacioni broj vodonik ima u jedinjenjima sa elementima veće elektronegativnosti (kiseonik, sumpor, fosfor, azot, halogeni elementi),

-1 – negativan oksidacioni broj vodonik ima u jedinjenjima sa elementima manje elektronegativnosti (svi metali) i tada nastaju hidridi,

0 – kada se nalazi slobodan, u obliku atoma ili molekula, H2.

69


Jedanaesta vežba

ELEMENTI IA GRUPE PERIODNOG SISTEMA

Ovoj grupi elemenata pripadaju alkalni metali: litijum (Li), natrijum (Na), kalijum (K), rubidijum (Rb), cezijum (Cs) i francijum (Fr). U poslednjem energetskom nivou, atomi svih elemenata ove grupe imaju u s orbitali po jedan elektron. Naziv “alkalni” koristi se takođe i za druge supstance koje imaju izražen bazni karakter. Opšta elektronska konfiguracija poslednjeg energetskog nivoa alkalnih metala je:

ns1 , n=2-7

Vrednost oksidacionog broja atoma alkalnih metala u jedinjenjima jonskog karaktera je +1 usled čega grade jednovalentne bezbojne katjone.

Slika 1. Položaj alkalnih metala u PSE

Svi elementi IA grupe izraziti su metali, sa vrlo jakim redukcionim osobinama. Prema fizičko-hemijskim svojstvima alkalni metali predstavljaju grupu međusobno najsličnijih elemenata u čitavom PSE.

U elementarnom stanju atomi elemenata povezani su slabom metalnom vezom i grade kristalnu rešetku. Pošto je u metalnoj vezi angažovan samo jedan elektron, ona je slaba, a metali su meki (mogu se seći nožem), sa niskom TT i malom gustinom. Čuvaju se u petroleumu, veoma su reaktivni, zbog čega se u prirodi nalaze isključivo u obliku jedinjenja. Dobijaju se najčešće elektrolizom rastopa njihovih hlorida.

Simbolelementa

Gustina, [g/cm3]

Energija jonizacije I,

[eV]

Energijajonizacije II, [eV]


TK

[oC]TT

[oC]

Li 0.53 5.32 75.6 1.0 1347 181

Na 0.97 5.14 47.3 0.9 883 97.8

K 0.86 4.34 31.6 0.8 774 63.7

Rb 1.53 4.18 27.3 0.8 688 38.9

70


Cs 1.87 3.89 25.1 0.7 678 28.4

Tabela 2. Fizička svojstva alkalnih metala

Reakcije elementarnih metala

Sa vodom 2M(s) + 2H2O → 2M+ + 2OH- + H2(g), ∆H<0

Sa vodonikom 2M(s) + H2 → 2MH, jonski hidrid

Sa halogenim elementima 2M(s) + X2 (halogen) → 2MX, halogenid

Sa kiseonikom

4M(s) + O2 → 2M2O, oksidi

2M(s) + O2 → M2O2, peroksidi

M(s) + O2 → MO2, superoksidi

Reakcije hidroksida sa vodom MOH(s) + H2O(l) → M+(aq) + OH-(aq) + H2O(l)

Reakcije oksida sa vodom M2O(s) + H2O → 2M+ + 2OH-

Reakcije peroksida sa vodom M2O2(s) + 2H2O → 2M+ + 2OH- + H2O2

Reakcije superoksida sa vodom 2MO2(s) + 2H2O → 2M+ + 2OH- + H2O2 + O2(g)

Tabela 3. Hemijska svojstva – karakteristični hemizmi alkalnih metala

ZADACI ZA VEŽBANJE

1. Koliko grama kalijum-peroksida treba upotrebiti u reakciji sa vodom kako bi se dobilo 3,4 g vodonik-peroksida?

2. Koliko grama joda treba upotrebiti u reakciji sa litijumom kako bi se dobilo 14,3 g litijum-jodida?

3. Koliko g vodonik-peroksida, pri normalnim uslovima, nastaje pri sjedinjavanju natrijum-peroksida sa 1,8 g vode?

4. Koliko dm3 kiseonika, pri normalnim uslovima, nastaje pri sjedinjavanju 15,2 g kalijum-superoksida sa vodom?

5. Koliko grama magnezijum-superoksida nastaje prilikom sjedinjavanja 15,5 g magnezijuma sa kiseonikom?

71


6. Vodonik se laboratorijski obično dobija reakcijom između cinka i razblažene hlorovodonične kiseline. Koliko grama cinka treba da izreaguje sa kiselinom da bi se dobilo 5 dm3 vodonika (pri n.u.)?

7. Izračunati da li se pri reakciji 1 g litijuma i 1 g kalijuma sa vodom oslobađa ista zapremina vodonika.

8. Odrediti oksidacione brojeve vodonika:

NH3 LiH HF CaH2 HF2- BH4

- NH4+

72


73


EKSPERIMENTALNI DEO

OGLED 1. DOBIJANJE I SVOJSTVA VODONIKA

U kraću epruvetu sipati 2 cm3 razblažene hlorovodonične kiseline i dodati dve granule metalnog cinka. Kada počne izdvajanje gasa, sačekati koji trenutak i zatim epruvetu zapušiti gumenim zapušačem kroz koji je provučena cevčica u vidu kapilare.

OTVOR EPRUVETE OKRENUTI OD SEBE VODEĆI RAČUNA DA NE PRSNE ILI DA ZAPUŠAČ NE IZLETI!

Pažljivo šibicom upaliti gas koji izlazi kroz kapilaru, oslušnuti i posmatrati sagorevanje gasa. Napisati jednačine hemijske reakcije.

OGLED 2. RASTVARANJE ALKALNIH METALA U VODI

a. U veću laboratorijsku čašu sipati vode do polovine njene zapremine i dodati nekoliko kapi indikatora fenolftaleina. Iz boce u kojoj se čuva natrijum pod petroleumom PAŽLJIVO suvom pincetom izvaditi komadić natrijuma i staviti ga na suvu porcelansku pločicu obloženu filter papirom. Suvim nožićem iseći komadić natrijuma veličine zrna soje, a ostatak natrijuma odmah vratiti u bocu sa petroleumom.

Odsečen komad natrijuma PAŽLJIVO ubaciti u čašu sa vodom. Čašu ODMAH pokriti sahatnim staklom i posmatrati promenu boje rastvora, gas koji se razvija i eventualno plamen na površini vode. Napisati jednačinu hemijske reakcije.

74


b. Ogled ponoviti VRLO PAŽLJIVO sa komadićem kalijuma iste veličine. Izvesti zaključak o hemijskoj reaktivnosti ova dva alkalna metala i napisati jednačinu hemijske reakcije.

OGLED 3. TOPLOTNI EFEKAT RASTVARANJA ALKALNIH HIDROKSIDA

U epruvetu sipati oko 5 cm3 vode, dodati 5 do 6 granula natrijum-hidroksida i promućkati. Obratiti pažnju na promenu temperature rastvora i izvesti zaključak o toplotnom efektu rastvaranja alkalnih metala.

OGLED 4. DOBIJANJE TEŠKO RASTVORNIH SOLI ALKALNIH METALA

U epruvetu sipati malo rastvora kalijum-nitrata i tome pažljivo dodati malo rastvora perhlorne kiseline. Posmatrati izdvajanje taloga. Napisati jednačinu hemijske reakcije.

75



______________________________________________________

Datum _____________

Rezultati rada:

Overa asistenta___________________________

76


Dvanaesta vežba

ELEMENTI IIA GRUPE PERIODNOG SISTEMA

Ovoj grupi elemenata pripadaju zemnoalkalni metali: berilijum (Be), magnezijum (Mg), kalcijum (Ca), stroncijum (Sr), barijum (Ba) i radijum (Ra). U poslednjem energetskom nivou, atomi elemenata ove grupe u s orbitali imaju po dva elektrona, zbog čega je vrednost oksidacionog broja atoma zemnoalkalnih metala u jedinjenjima jonskog karaktera je +2.

Naziv “zemnoalkalni” potiče od starih hemičara, koji su sve nemetalne supstance, nerastvorne u vodi i stabilne pri zagrevanju, nazivali ˝zemlje˝, a ˝zemlje˝ nekih od ovih elemenata (CaO i MgO) alkalno reaguju. Opšta elektronska konfiguracija poslednjeg energetskog nivoa zemnoalkalnih metala je:

ns2, n=2 - 7

Slika 1. Položaj zemnoalkalnih metala u PSE

U elementarnom stanju atomi ovih elemenata povezani su slabom metalnom vezom (osim berilijuma) u kojoj su maksimalno angažovana dva elektrona. Usled male gustine spadaju u lake metale. Elementi ove grupe relativno su meki, metalnog sjaja, mogu da se izvlače u žice (osim Be), kovni su, dobro provode toplotu i elektricitet. Zemnoalkalni metali su reaktivni i reaktivnost im raste u grupi sa porastom atomskog broja. Ovi elementi su jaka redukciona sredstva, na šta ukazuju i velike vrednosti redoks-potencijala.

Berilijum se po svojim osobinama razlikuje od ostalih elemenata grupe i pokazuje osobine slične aluminijumu – amfoternog su karaktera i berilijum i aluminijum, a njihovi oksidi i hidroksidi takođe reaguju sa alkalnim hidroksidima. Za elemente II grupe PSE karakteristično je da grade slabo rastvorna jedinjenja (hidrokside, sulfate i karbonate). Bazni karakter oksida i hidroksida zemnoalkalnih metala raste sa porastom atomskog broja u grupi, a istim trendom se menja i rastvorljivost oksida i hidroksida na sobnoj temperaturi.

Zemnoalkalni metali se industrijski dobijaju elektrolizom rastopa soli ili hidroksida i redukcijom njihovih oksida pomoću aluminijuma.

Elementi IIA grupe u prirodi su, zbog svoje velike reaktivnosti, rasprostranjeni samo u svojim jedinjenjima (solima). Jedini industrijski značajan mineral ovog tipa jeste beril, Be 3Al2Si6O18, iz koga se

77


dobija berilijum. Ostali elementi i njihova jedinjenja dobijaju se iz karbonata i sulfata. Negašeni kreč, CaO i gašeni kreč, Ca(OH)2 značajni su materijali u građevinarstvu. Idustrijski proizveden gips, CaSO4

. 2H2O ima široku primenu. Potrebno je naglasiti da su jedinjenja berilijuma i barijuma otrovna.

Najvažnij minerali elemenata II grupe PSE jesu: magnezit MgCO3, krečnjak CaCO3, dolomit MgCO3 . CaCO3, viterit BaCO3, gips CaSO4

. 2H2O, cerusit SrSO4, barit BaSO4.

Simbol

elementa

Gustina, [g/cm3]

Energija jonizacije I, [eV]

Energija jonizacije II, [eV]

Energija jonizacije III, [eV]


TK

[oC]

TT

[oC]

Be 1.86 9.32 18.2 153.9 1.5 2500 1287

Mg 1.74 7.65 15.0 80.1 1.2 1105 649

Ca 1.55 6.11 11.9 50.9 1.0 1494 839

Sr 2.6 5.70 11.0 43.6 1.0 1381 768

Ba 3.6 5.21 10.0 37.3 0.9 1850 727

Ra 5.6 5.28 10.1 34.2 0.9 1700 700

Tabela 1. Fizička svojstva zemnoalkalnih metala


Sa vodomM(s) + 2H2O → M(OH)2 + H2(g)

(Be slabo reaguje, Mg sporo)

Sa vodonikom M(s) + H2 → MH2, jonski hidrid

Sa halogenim elementima M(s) + X2 (halogen) → MX2 (halogenid)

Sa kiseonikom 2M(s) + O2 → 2MO, oksid

Sa azotom 3M(s) + N2 → M3N2

Reakcije hidroksida sa vodom M(OH)2(s) + H2O(l) → M2+(aq) + 2OH-(aq) + H2O(l)

Tabela 2. Hemijska svojstva – karakteristični hemizmi zemnoalkalnih metala

ZADACI ZA VEŽBANJE

1. Koliko miligrama kalcijum-nitrida nastaje pri sjedinjavanju 5 dm3 azota sa kalcijumom?

2. Izračunati koliko je grama magnezijuma potrebno za dobijanje 500 g magnezijum-jodida.

3. U 1 kg vode rastvoreno je 200 g kalcijum-hidroksida. Izračunati koliki je maseni udeo kalcijum-hidroksida u rastvoru.

78


4. Izračunati koliko je grama magnezijum-hidroksida i vode potrebno za pripremanje 250 g rastvora, masenog udela 10% (10% rastvor).

5. Koliko g stroncijum-oksida nastaje pri sjedinjavanju 10,5 dm3 kiseonika sa stroncijumom?

6. Na koliko cm3 treba razblažiti 10 dm3 rastvora MgCl2, c=8.1 mol/dm3 da bi se dobio rastvor koncentracije 0.04 mol/dm3?

7. Na koliko cm3 treba razblažiti 20 dm3 rastvora CaCl2, c=6.3 mol/dm3 da bi se dobio rastvor koncentracije 0.09 mol/dm3?

79


80


EKSPERIMENTALNI DEO

OGLED 1. RASTVARANJE MAGNEZIJUMA U VODI

U epruvetu sipati malo magnezijuma u prahu, preliti sa oko 1 cm3 vode i dodati jednu do dve kapi fenolftaleina. Epruvetu pažljivo zagrejati. Posmatrati rastvaranje magnezijuma u vodi. Napisati jednačinu hemijske reakcije. Ogled ponoviti sa komadićem trake magnezijuma.

Uporediti sa prethodnom reakcijom. Da li postoji razlika u brzini reakcija?

OGLED 2. DOBIJANJE I OSOBINE HIDROKSIDA ZEMNOALKALNIH METALA

U četiri epruvete sipati po 2 cm3 rastvora natrijum-hidroksida, i nakon toga u prvu sipati 1 cm3 rastvora soli magnezijuma, u drugu rastvora soli kalcijuma, u treću rastvora soli stroncijuma i u četvrtu rastvora soli barijuma. Uočiti razliku u količini izdvojenog taloga. Napisati jednačine hemijskih reakcija.

81


OGLED 3. DOBIJANJE TEŠKO RASTVORNIH SOLI ZEMNOALKALNIH METALA

a. U tri epruvete sipati po 2 cm3 rastvora natrijum-karbonata, a zatim u prvu sipati oko 1 cm3 rastvora soli magnezijuma, u drugu rastvora soli kalcijuma, u treću rastvora soli barijuma. Uočiti izdvajanje taloga i napisati jednačine hemijskih reakcija.

b. Ogled ponoviti sa rastvorom natrijum-sulfata umesto rastvora natrijum-karbonata. Napisati jednačine hemijskih reakcija.

82



______________________________________________________

Datum _____________

Rezultati rada:

Overa asistenta___________________________

83


Trinaesta vežba

ELEMENTI IIIA GRUPE PERIODNOG SISTEMA

Ovoj grupi elemenata pripadaju: bor (B), aluminijum (Al), galijum (Ga), indijum (In) i talijum (Tl). U poslednjem energetskom nivou, atomi elemenata ove grupe imaju 3 e-. Opšta elektronska konfiguracija poslednjeg energetskog nivoa elemenata III grupe PSE je :

ns2 np1

Na osnovu elektronske konfiguracije, svi elementi IIIa grupe PSE mogu da grade jedinjenja sa oksidacionim brojevima +1 i +3, a bor i sa negativnim oksidacionim brojevima (boride). Jedinjenja u kojima elementi ove grupe imaju oksidacioni broj +3, kod bora su kovalentna, a kod ostalih elemenata imaju udeo kovalentnog karaktera.

Slika 1. Položaj elemenata IIIA grupe u PSE

Bor se svrstava u metaloide, dok su svi ostali članovi grupe po izgledu tipični metali, pokazuju metalna svojstva. Metalna svojstva elemenata ove grupe se razlikuju od metala I i IIA grupe PSE, kao i od prelaznih metala, zbog nepravilnosti koje se javljaju u kristalnim rešetkama elemenata IIIA grupe.

Prema rasprostranjenosti u prirodi, aluminijum se nalazi na trećem mestu, odmah posle kiseonika i silicijuma, dok je najzastupljeniji od svih metala u Zemljinoj kori. Galijum je takođe u prirodi relativno raširen, ali u manjim koncentracijama. U Zemljinoj kori, ima ga pet puta više nego bora, a trideset puta više nego žive. Ostali elementi grupe, u Zemljinoj kori nalaze se u malim koncentracijama.

Slika 2. Deset najzastuljenijih elemenata (po masi) u (a) Zemljinoj kori i (b) u ljudskom organizmu

84


U prirodi bor se nalazi isključivo vezan sa kiseonikom, najčešće u obliku poliborata, na primer – boraksa, Na2[B4O5(OH)4].8H2O. Najveće količine aluminijuma, u prirodi se nalaze u obliku različitih aluminosilikata, iz kojih se nažalost još uvek ne može dobiti čist aluminijum. Aluminijum se nalazi takođe u obliku boksita, AlOx(OH)3-2x (0<x<1) i korunda, α –Al2O3. Galijum, indijum i talijum zastupljeni su u prirodi kao primese u različitim rudama.

Kao elementarnu supstancu bor je vrlo teško dobiti u čistom stanju, a polazi se od boraksa. Dobija se crn, amorfni prah. Za industrijsko dobijanje aluminijuma koristi se isključivo ruda boksit. Galijum se dobija pri preradi cinka, ređe aluminijuma; indijum pri preradi ruda cinka i olova, a talijum pri preradi kadmijuma i olova.

Simbol

elementaEnergija

jonizacije I, [eV]

Energija jonizacije II,

[eV]

Energija jonizacije III,

[eV]


TK

[oC]

TT

[oC]

B 8.30 25.2 37.9 2.0 3658 2300

Al 5.99 18.8 28.4 1.5 2467 660

Ga 6.0 20.5 30.7 1.6 2403 29.8

In 5.79 18.9 28.0 1.7 2080 157

Tl 6.11 20.4 29.8 1.8 1457 304

Tabela 1. Fizička svojstva elemenata III grupe priodnog sistema


Sa azotom 2M + N2 → 2MN, (B, Al)

Sa sumporom 2M + 3S → M2S3

Izuzetak: 2Tl + S →Tl2S

Sa halogenim elementima 2M + 3X2 (halogen) → 2MX3, halogenid

Reakcije hidroksida sa vodom M(OH)3 + H2O → M3+ + 3OH- + H2O, (Al, Ga)

M(OH)3 + H2O → [M(OH)4]- + H+

Tabela 2. Hemijska svojstva – karakteristični hemizmi elemenata IIIA grupe

85


BOR

Bor je veoma redak i neobičan hemijski elemenat, čiji maseni udeo u Zemljinoj kori iznosi tek negde oko 0.0003%. Vrlo je tvrd, sa visokom tačkom topljenja, male gustine i slebe električne provodljivosti.

Slika 3. Položaj bora u PSE

Elementarni bor koristi se pri proizvodnji specijalnih čelika, legura obojenih metala i u nuklearnoj tehnici za apsorpciju neutrona. Oksid bora, B2O3, zajedno sa oksidom aluminijuma, AI3O3 koristi se za izradu teško topljivih stakala (laboratorijsko posuđe). Industrijski značajno jedinjenje bora je boraks, Na2[B4O5(OH)4]. 8H2O, koji se koristi u industriji stakla, emajla, sredstava za zaštitu od požara, itd.

ALUMINIJUM

Aluminijum se u prirodi nikada ne pojavljuje kao elementarna supstanca. Mekan je, sjajan, srebrno-beo metal. Ima malu težinu i gustinu, 2.7g/cm3. Čvrst je i jako rastegljiv. Dobro provodi toplotu i električnu struju (poseduje 60% provodljivosti bakra). Lako se izvlači u tanku žicu, valja u lim ili tanku foliju, mrvi u prah. Otporan je na koroziju. Sa mnogim metalima, lako formira legure. Zbog izuzetnih osobina ima široku primenu, kako u elementarnom stanju, tako i u obliku legura.

Usled zaštitnog oksidnog sloja koji formira u elementarnom stanju, aluminijum ima plemenit karakter. Ne reaguje sa kiseonikom iz vazduha, vodom, azotnom kiselinom. Sa druge strane, velika mana aluminijuma, koja ograničava njegovu upotrebu, jeste teško zavarivanje, upravo zbog datog oksidnog sloja koji formira. I lemljenje aluminijuma je vrlo teško, iz istog razloga.

Aluminijum ima osobinu da oksidima metala oduzima kiseonik uz oslobađanje toplote. Taj proces se naziva aluminotermija. Zbog toga se aluminijum koristi za dobijanje čistih metala iz njihovih oksida:

8Al + 3Fe3O4 → 4Al2O3 + 9Fe,

Aluminijum je amfoteran elemenat. Rastvara se i u bazama i u kiselinama (izuzev onih čiji anjon ima oksidaciona svojstva).

2Al(s) + 2OH- + 6H2O → 2[Al(OH)4]- + 3H2(g)

86


Oksid aluminijuma, AI2O3 je amfoteran, kao i njegov hidroksid, Al(OH)3.

Al(OH)3 + OH- → [Al(OH)4]-

Al(OH)3 + 3H+→ Al3+ + 3H2O

OSTALI ELEMENTI

Ostali elementi IIIa grupe PSE imaju manji značaj. Galijum je sjajan, beli i mekan metal. Galijum se koristi u industriji poluprovodnika (Ga, Al), kao i indijum. Indijum je sivkastobeli metal, mekan poput voska. Indijum se koristi za proizvodnju legura sa niskim tačkama topljenja. Talijum je po izgledu dosta sličan olovu, ali je vrla mekan i lako se seče nožem. Talijum i njegova jedinjenja su otrovni, pa imaju malu primenu.

ZADACI ZA VEŽBANJE

1. Poznato je da se procesom aluminotermije mogu dobiti čisti metali iz njihovih oksida. Izračunati koliko je grama aluminijuma potrebno za dobijanje 13,9 g gvožđa.

2. Izračunati koliko se mg hroma dobija iz 27g aluminijuma, u procesu aluminotermije:

Cr2O3 + 2Al → Al2O3 + 2Cr

4. Koliko je cm3 hlora potrebno za dobijanje 221 g indijum-hlorida?

5. Izračunati broj molova i broj čestica 38 g aluminijum-nitrida.

6. Izračunati broj molova i broj atoma aluminijuma 550 mg aluminijum-sulfida.

87


88


EKSPERIMENTALNI DEO

OGLED 1. DOBIJANJE ORTOBORATNE KISELINE I NJENE OSOBINE

U epruvetu sipati oko 2 cm3 ZASIĆENOG toplog rastvora boraksa i zakiseliti ga PAŽLJIVIM dodavanjem koncentrovane sumporne kiseline (uz indikator). Rastvor hladiti pod mlazom vode i protrljati zidove suda staklenim štapićem. Posmatrati izdvajanje kristala. Napisati jednačinu reakcije.

OGLED 2. OSOBINE BORAKSA

a. Vodeni rastvor boraksa ispitati crvenom i plavom lakmus hartijom. Napisati jednačinu reakcije.

b. Na vrh “oprane“ platinske igle staviti kristalić boraksa i uneti u oksidacioni deo plamena gasne grejalice. Posmatrati formiranje providne perlice. Napisati jednačinu reakcije.

c. Perlicu umočiti u rastvor hrom (III)-soli i uneti plamen. Uočiti promenu boje. Ogled se može ponoviti sa drugim obojenim rastvorima soli prelaznih elemenata.

89


OGLED 3. RASTVARANJE ALUMINIJUMA U KISELINAMA

U tri epruvete ubaciti komadić aluminijuma, zatim u prvu sipati malo rastvora hlorovodonične kiseline, u drugu malo rastvora razblažene sumporne kiseline i u treću malo rastvora razblažene azotne kiseline. Po potrebi zagrejati. Posmatrati rastvaranje aluminijuma. Napisati jednačine reakcija.

OGLED 4. RASTVARANJE ALUMINIJUMA U ALKALNOM HIDROKSIDU

U epruvetu ubaciti komadić aluminijuma, preliti ga rastvorom natrijum-hidroksida i po potrebi zagrejati. Zabeležiti uočenu promenu i napisati jednačinu reakcije.

OGLED 5. OSOBINE ALUMINIJUM-HIDROKSIDA

U epruvetu sipati oko 3 cm3 rastvora soli aluminijuma i polako (kap po kap) dodavati rastvor amonijaka sve dok se stvara talog. Sadržaj epruvete promućkati i podeliti na dva dela. Jednom delu dodati rastvor hlorovodonične kiseline, a drugom delu rastvor natrijum-hidroksida. Zabeležiti uočene promene i napisati jednačine reakcija.

90


OGLED 6. HIDROLIZA SOLI ALUMINIJUMA

a. Vodeni rastvor soli aluminijuma ispitati crvenom i plavom lakmus hartijom. Napisati jednačinu reakcije.

b. Rastvoru soli aluminijuma polako dodavati rastvor natrijum-hidroksida dok se nastali talog ne rastvori. Tako dobijenom rastvoru dodati rastvor ili čvrst amonijum-hlorid i smešu zagrejati. Zabeležiti uočenu promenu i napisati jednačinu reakcije.

c. Rastvoru soli aluminijuma dodati rastvor amonijum-sulfida i blago zagrejati. Talog odvojiti dekantovanjem od rastvora i podeliti ga u dve epruvete. U jednu dodati rastvor hlorovodonične kiseline, a u drugu rastvor natrijum-hidroksida. Posmatrati rastvaranje taloga i dokazati da nastali talog nije aluminijum-sulfid. Napisati jednačine reakcija.

91



______________________________________________________

Datum _____________

Rezultati rada:

Overa asistenta___________________________

92


Literatura:

Z. Đukin, Hemija u mašinstvu,Beograd, 1971.

L. Manro, Hemija u tehnici, Beograd, 1968.

P. Đurđević, M. Đuran, M. Obradović, Opšta i neorganska hemija, Kragujevac, 1997.

M. Dragojević, M. Popović, S. Stević, V. Šćepanović, Opšta hemija, Beograd, 1994.

I. Filipović, S. Lipanović, Opća i anorganska kemija, Zagreb, 1983.

Lj. Kolarov, E. Lončar, M. Ačanski, Kvantitativna hemijska analiza, Novi Sad, 1996.

S. Jovanović, M. Jovanović, Osnovi kvalitativne hemijske analize, Beograd, 1961.

K. Peter, C. Vollhardt, N. Schore, Organska hemija, Beograd, 2004.

93


94

Documents

· Web viewZahvaljujući dvostrukoj vezi alkeni su hemijski reaktivniji od alkana. Dvostruka veza kod alkena određuje njihovo hemijsko ponašanje. Kod adicionih reakcija koje su