Opća kemija - skripta za gimnazije

8/11/2019 Opa kemija - skripta za gimnazije

1/108

OPAKEMIJA

skripta za gimnazije

1. i 2. razred

Eduard Otarija

S Marka Marulia Slatina


2/108

2

KEMIJA

skripta za gimnazije

Izradio: Eduard Otarija

Pregledala: Anica Krpai, dipl. ing. kemijske tehnologije

Srednja kola Marka Marulia Slatina

1. izdanje, 2013.

Skripta pisana 2012. 2013. koristei sljedee udbenike:

Habu, Tomai:Opa kemija 1 (Profil, 3. izdanje, 2009.) Habu, Strievi, Liber: Opa kemija 2 (Profil, 2. izdanje, 2008.) Pavlovi, Kovaevi:Kemija 2 (Alfa, 1. izdanje, 2010.)

No copyright infringement intended. Free knowledge for everyone!

Skripta je namjenjena svim gimnazijalcima i onima koji se takvima osjeaju. :)Sadraj skripte usklaen je snastavnim programom kemije za gimnazije te Ispitnim katalogom2012./2013.Zabranjeno je prein aivanje skripte i profitiranje od nje.Trokovi smiju nastati iskljuivo od kopiranja. Eventualne pogreke slobodnoprijavite na e ad au aa ar ad a.ao as at aa ar aiajaa as a@agam aa aiala.acao am.Navedenalicencija vrijediza svedijelove skriptekoji ve nisupod nekom drugom licencijom.

Licencija: CC BY-NC-ND 3.0 (slobodno kopiranje navoenje autora neprofitabilno bez preinaivanja)


3/108

3

Sadraj

A. Opa kemija I. Tvari ..................................................... 4

II. Graa atoma ...................................... 8

III. Periodni sustav elemenata ....... 14

IV. Kemijske veze ................................ 16

V. Kristali .............................................. 27

VI. Kemijski raun .............................. 35

VII. Stehiometrija ................................. 40VIII. Osnove termokemije ................... 46

IX. Tekuine i plinovi ........................ 54

X. Otopine i koloidni sustavi ......... 58

XI. Kemijska kinetika ........................ 67

XII. Kemijska ravnotea ..................... 72

XIII. Kiseline, baze i soli ...................... 77

XIV.

Redoks reakcije ........................... 93XV. Osnove elektrokemije ................ 97

B. DodaciI. Periodni sustav elemenata........... 105

II. Kemijsko posue i lab. pribor ..... 106

III. Osnovne fiz. veliine i jedinice ... 107


4/108

4

A. Opa kemija I. Tvari

Kemija je znanost o tvarima i njihovim promjenama.

Tvar je sve to ima masu i zauzima prostor. Prepoznaje se prema svojim karakteristinim svojstvima.

Kemijske promjene su promjene u kojima od jedne ili vie tvari nastaju nove tvari.

Mineralne tvari su prirodni sastojci Zemljine kore. Rude su vane sirovine za dobivanje metala.

Primjer : Glavni izvori prirodnih bogatstava ugljen (ugljik + vodik + kisik + duik + sumpor) nafta (vidi sliku 1.1 ) voda (97,2% ukupne vode u morima i oceanima) zrak (78% duika + 21% kisika + 1% ostalih plinova)

Smjese tvari

Homogene smjese su smjese koje u svakom djeliu imajuisti sastav i ista svojstva.

Primjeri : ocat, vodena otopina eera, zrak, more...

Heterogene smjese su smjese u kojima se golim okom mogu vidjeti estice njihovih sastojaka.

Primjeri : zemlja, praina u zraku,vodovodna voda...

Razdvajanje smjesa :

a)

Filtracija je odvajanje tekuine od taloga pomoufiltara . Kroz pore filtera prolazi filtrat .b) Destilacija je odvajanje otapala od vrste tvari. (vidi sliku 1.2 )Pri zagrijavanju otapalo postaje isto (destilat ), a u tikvici ostaje otopljena tvar .Frakcijska destilacija je odvajanje tekuih smjesa temeljem njihova razliitog vrelita.

c) Kromatografija je odvajanje istih tvari iz homogenih tekuina ili smjesa plinova. Pojedini sastojci smjese ( pokretna faza ) putuju razliitom brzinom po nosau (nepokretnojfazi ) i tako se odijele. To nazivamo razvijanjem kromatograma .Plinska kromatografija je razvajanje plinskih smjesa.

d) Ekstrakcija je odvajanje sastojaka smjese temeljem razliite topljivosti sastojaka u otapalimakoja se ne mijeaju.

e)

Hlapljenje je prirodno isparavanje tekuina. f) Kristalizacija je nastajanje kristala izluivanjem otopljenih tvari (hlaenjem zasienih otopina ).


5/108

5

Slika 1.1 (Prerada i uporaba nafte u rafinerijama)

Slika 1.2 (Destilacija)

iste tvari su homogene, graene od istovrsnih ili raznovrsnih atoma.

Primjeri : H2O, CO2, O2, S8, P4...

Elementarne tvari graene su od istovrsnih atoma. One se ne mogu rastaviti na jednostavnije tvari.

Primjeri : O2, S8, P4...

Kemijski element je skup svih atoma s istim protonskim brojem.


6/108

6

Agregacijska stanja tvari

Tvari se u prirodi nalaze u tri agregacijska stanja vrstom (s), tekuem (l) i plinovitom (g).

Stanje u kojem e se tvari nalaziti ovisi oprivlanim silama izmeu estica .Tvari prelaze izmeu razliitih stanja pod odreenim uvjetima. (vidi sliku 1.3 )

Nestlaivost tekuina je svojstvo u kojem se poveanjem tlaka ne mijenja volumen tekuine.

Tlak plina rezultat je neprekidnog udaranja estica plina o stijenke posude.

Talite ili temperatura taljenja (t t ) je temperatura u kojoj tvar prelazi iz krutog u tekue stanje.

Vrelite ili temperatura vrenja (t v) je temperatura u kojoj tvar prelazi iz tekueg u plinovito stanje.

Slika 1.3 (Prijelazi izmeu stanja)


7/108

7

Kemijske promjene

Kemijske promjene su promjene u kojima dolazi do pregrupiranja kemijskih veza.

Fotoliza je razgradnja tvari pod utjecajem svjetlosti, a elektroliza pod utjecajem elektrine struje.

Kemijska analiza je kemijska reakcija rastavljanja neke iste tvari na dvije ili vie novihtvari.Kemijska sinteza je kemijska reakcija u kojoj od dvije ili vie istih tvari nastaje neka nova ista tvar.

Reverzibilna reakcija moe napredovati i u smjeru produkata i u smjeru reaktanata. Primjer : H+(aq) + NH 3(aq) NH4+(aq)

Ireverzibilna reakcija ne moe napredovati u suprotnom smjeru. Primjer : Mg(s) + 2HCl(aq) MgCl2(aq) + H 2(g)

Endotermna reakcija je reakcija pri kojoj sustav postaje bogatiji energijom koju dobiva iz okoline.Egzotermna reakcija je reakcija pri kojoj se toplina oslobaa.

Zakoni ouvanja mase i naboja :Ukupna masa i naboj reaktanata jednaki su ukupnoj masi i naboju produkata.

VRSTO (s) TEKUE (l) PLINOVITO (g)

smanjivanje stupnja ureenosti strukture

smanjivanje gustoe tvari

udaljenosti izmeu esticavrstih tvari su male, a

ureenost strukture velika

izmeu estica u tekuiniudaljenost je neto vea, aureenost strukture manja

udaljenost izmeu esticaplinovitih tvari je velika i

nemaju ureenu strukturu

estice samo titraju okosredinjeg poloaja ne

naputajui karakteristinugeometrijsku strukturu

estice se relativno slobodnogibaju i mijenjaju poloaj

poloaj estica brzo se mijenjau svim smjerovima u prostoru

stalan oblik i stalan volumen poprimaju oblik posude ukojoj se nalazeposuda bilo kojeg oblika

potpuno je ispunjena plinom

nestlaive su nestlaive su volumen ovisi o tlaku itemperaturi


8/108

8

II. Graa atoma

Graa, definicija i masa atoma

Atom je stabilna i neutralna estica koja se sastoji od pozitivne jezgre i negativnog elektronskogomotaa.

Jezgra se sastoji od nukleona :

1. protoni stabilna subatom ska estica masa: m(p +) = 1,673 10 -27 kg naboj: Q(p +) = +1,602 10 -19 C nabojni broj: z (p +) = 1+

2. neutroni masa: m(n 0) = 1,675 10 -27 kg m(p+) naboj: Q(n 0) = 0 nabojni broj: z (n 0) = 0

Elektronski omota sastoji se od elektrona:

masa: m(e -) = 9,109 10 -31 kg naboj: Q(e -) = -1,602 10 -19 C nabojni broj: z (e -) = 1-

Nabojni broj ( z ): = Elementarni naboj je najmanji mogui naboj:e = 1,602 10 -19 C

Protonski broj ( Z ): = p+ = e Nukleonski broj ( A): = p+ + n0

X

Atomska jezgra Elektronski omota

Promjer ( r ) 10 -14 m 10 -10 m

Masa ( m ) 99,95% mase atoma zanemariva

estica neutron (n 0) proton (p +) elektron (e -)

Naboj ( Q) bez naboja +1,602 10 -19 C -1,602 10 -19 C

Nabojni broj ( z ) 0 1+ 1-

Masa estice (m ) 1,675 10 -27 kg 1,673 10 -27 kg 9,109 10 -31 kg


9/108

9

Izotopi i izobari

Svi izotopi kemijskog elementa imaju jednak broj protona, ali razliit broj neutrona.

Primjer : Izotopi vodika su:

procij (obian vodik): H11

deuterij ( teki vodik): H12

tricij ( superteki vodik): H13

Nuklidi su atomi odreenog sastava jezgre. Postojemononuklidni i polinuklidni elementi.

Izobari su atomi razliitog protonskog broja Z s jednakim nukleonskim brojem A.

Atomska jedinica mase (u = mu = Da): = 112 ( )12 = 1,6605 10 27 kg

Relativna atomska masa : r X = a(X)

[m a... masa atoma]

Primjer : Izraunaj relativnu atomsku masu natrija ako je masa atoma natrija 38,175 10 -27 kg.

Izradak:

ma(Na) = 38,175 10 -27 kgAr(Na) = ?

r Na = aNa

u=

38,175 10 27 kg1,6605 10 27 kg

= ,

Maseni spektograf odreuje tone mase atoma. (Princip rada: nakon izbijanja elektrona ubrzajuesticu u elektrinom polju koja se onda na tono odreenim mjestima otklanja.)

Primjer :


10/108

10

Spektri

Spektar je niz boja. Kontinuirani spektar nastaje disperzijom idealne bijele svjetlosti koja sadrifotone svih valnih duljina vidljive svjetlosti. ( vidi sliku 2.1 )

Kontinuirani spektar nije specifian za pojedinu tvar.

Slika 2.1 (Dio kontinuiranog spektra elektromagnetskog zraenja)

Pare metala ili zagrijani plinovi pod visokim naponom emitiraju razliito obojenu svjetlost. Ako takvusvjetlost propustimo kroz staklenu prizmu, dobivamo linijski spektar . On je specifian zapojedinu tvar.


11/108

11

Kvantna teorija i Bohrov model atoma

Kvant energije ili kvant zraenja je najmanji iznos energije koje tijelo moe emitirati ili apsorbirati.

= [E ... energija zraenja] [h... Planckova konstanta]

= [... frekvencija zraenja] [ ... valna duljina]

c = 3 10 8 m s -1 h = 6,62 10 -34 J s

Energetske razine (ljuske ) su skupovi elektrona bliskog sadraja energije u atomu. O znaavamo ihslovima od K do Q ili brojevima od 1 do 7. ( vidi sliku 2.2 )

Slika 2.2 (Oznaavanje energetskih razina u atomu)

Raspored elektrona u atomu odreuje seBohrovim modelom atoma . (vidi sliku 2.3 )

Slika 2.3 (Bohrov model atoma; n oznaava broj ljuske)

Atom u stacionarnom stanju ne apsorbira i ne emitira energiju. Dovoenjem energije atom prelazi upobueno stacionarno stanje .

Apsorpcija i emisija energije zbivaju se samo pri prijelazu elektrona iz jednog stacionarnog stanja udrugo.


12/108

12

Elektronski omota i elektronska konfiguracija atoma

Elektroni se u atomu nalaze u tzv. elektronskom oblaku .

Najvei broj elektrona u odreenoj ljusci je2 n 2 .

Unutar ljusaka elektroni se rasporeuju uorbitale koje oznaavamo slovimas, p, d i f .

Shematski prikaz raspodjele elektronskih ljusaka i orbitala u atomu:

7(Q)

6(P)

5(O)

4(N)

3(M)

2(L)

1(K)

s p d f

Svaka ljuska ima odreeni broj orbitala, a one se popunjujuprema pravilu dijagonala. ( vidi sliku 2.4 )

U svakoj se orbitali m oe nalaziti ili jedan elektron ili dva elektrona suprotnoga spina. Spin elektrona je vrtnja elektrona oko vlastite osi. ( vidi sliku 2.5 )

Hundovo pravilo : Pri popunjavanju istovrsnih orbitala nastojimo odrati to vei broj nesparenihelektrona.

U vanjskoj ljusci moemo crtati samos- i p- orbitale jer je najvei broj valentnih elektrona osam.

Slika 2.4 (Redoslijed popunjavanja orbitala)


13/108

13

Slika 2.5 (Spin elektrona)

Elektronsku konfiguraciju piemo:

Elektronsku konfiguraciju shematski prikazujemo:

Konfiguraciju moemo pisati i kao konfiguraciju zadnjeg plemenitog plina uzvalentnu ljusku atoma.

Konfiguracija s osam elektrona u vanjskoj (valentnoj) ljusci je najstabilnija . Nju nazivamo oktet.

Primjeri : a) 1H: 1s 2

b) 10 Ne: 1s 22s 22p 6 = [Ne]

b) 11 Na: 1s 22s 22p 63s 1 = [Ne] 3s 1

Primjer : Elektronska konfiguracija atoma kalcija:

s p d

= 1s 22s 22p 63s 23p 64s 2


14/108

14

III. Periodni sustav elemenata

Periodni sustav elemenata (PSE ) odraava grau atoma i njegovu elektronsku konfiguraciju.

Uz element je u njemu naznaena njegovarelativna atomska masa ( Ar ).

Sastav PSE-a :

7 perioda 18 skupina metali, polumetali i nemetali

Atomi elemenata iste glavne skupine imaju jednaku elektronsku konfiguraciju valentne ljuske.Atomi elemenata koji se nalaze u istoj periodi imaju jednak broj ljusaka.

On odgovara broju ljuske. Svojstva elemenata u skupini su slina, dok se mijenjaju du jedne periode.

Svaki element nekom bloku u PSE- u koji imaju tono odreenu valentnu konfiguraciju. (vidi sliku 3.1 )

Podjela glavnih skupina :

1. Alkalijski metali ( s vodom ine jake luine)2. Zemnoalkalijski metali ( esti sastojci Zemljine kore; s vodom ine jake luine)

13. Borova skupina elemenata14. Ugljikova skupina elemenata

15. Duikova skupina elemenata 16. Halkogeni elementi (ulaze u sastav ruda)17. Halogeni elementi (s metalima tvore soli)18. Plemeniti plinovi (ne spajaju se s drugim elementima pri standardnim uvjetima)

Lantanoidi i aktinoidi su elementi f-bloka, dok su prijelazni metali elementi d-bloka.

Slika 3.1 (Podjela elemenata prema blokovima u PSE-u)


15/108

15

Periodinost svojstava elemenata

Atomski polumjer smanjuje se u periodi i poveava kroz skupinu porastom protonskog broja.

Energija ionizacije je energija koju je potrebno dovesti atomu ili ionu u plinovitom stanju zaudaljavanje jednog elektrona. Ona se poveava u periodi i smanjuje kroz skupinu porastomprotonskog broja. Najmanje energije ionizacije imaju atomi metala pa tako lako tvore pozitivneione.

Afinitet prema elektronu je sposobnost atomada primi neki otputeni elektron. On se poveava uperiodi i smanjuje kroz skupinu porastom protonskog broja. Najvei afinitet prema elektronuimaju nemetali .

Elektronegativnost je sposobnost atoma u molekuli da privlai elektrone. Koeficijentelektronegativnosti je brojani izraz elektronegativnosti. Ona raste u periodi i smanjuje sekroz skupinu.

Slika 3.2 (Periodinost svojstava elemenata)


16/108

16

IV. Kemijske veze

Veze se u kemiji uglavnom stvaraju tako da koriste to manje energije.Atomi se meusobno veu zato to nastoje postii stabilno stanje, a ono je najeeoktet ili dublet , tj.

elektronska konfiguracija najbliega plemenitog plina.

Veze mogu biti meuatomske ili meumolekulske .

Meuatomske veze:kovalentna , ionska, metalna.

Meumolekulskesile: van der Waalsove sile i vodikova veza.

G. N. Lewis objasnio je princip nastajanja kemijskih veza. U svojoj je tablici prikazao sve atomesimbolima i tokicama koje predstavljaju valentne elektrone . (vidi sliku 4.1)

Slika 4.1 (Lewisova teorija)


17/108

17

Kovalentna veza

Kovalentna veza je nastaje pri spajanju atoma nemetala preko zajednikih elektronskih parova.

Ona je strogo usmjerena u prostoru i posljedica odbojnih sila z ajednikih i nepodijeljenih elektronskihparova.

Jednostruka kovalentna veza je veza u kojoj su atomi povezani jednim zajednikim elektronskimparom.

Primjer : Spajanje atoma vodika u molekulu

Primjer : Spajanje atoma klora u molekulu

Primjer : Spajanje atoma vodika i duika u molekulu amonijaka

Dvostruka i trostruka kovalentna veza su veze u kojima su atomi povezani dvjema, odnosno trimazajednikim elektronskim parovima.

Primjer : Spajanje atoma kisika u molekulu

Primjer : Spajanje atoma duika u molekulu


18/108

18

linearna molekula planarna molekula

Slika 4.2 (esti oblici molekula)

Slika 4.3 (Prikaz kovalentnog i meumolekulnog van der Waalsovog polumjera)

Odstupanje od pravila okteta: Neki kovalentni spojevi ne moraju potovati pravilo okteta zbog vlastitegrae. Takvi spojevi su BeCl2, BCl3, PCl5, SF6.

O 2 O 2

2 r kovalentni 2 r Waalsov


19/108

19

VSEPR je teorija kojom se objanjava graa sloenijih molekula.

Slika 4.4 (Pregled teorije VSEPR)


20/108

20

Elektronegativnost atoma

Elektronegativnost je sposobnost atoma u molekuli da privlai elektrone. Ona raste u periodi ismanjuje se kroz skupinu.

Koeficijent elektronegativnosti je brojani izraz elektronegativnosti. Linus Pauling je uveo tablicunjihovih vrijednosti.

Polarna molekula (dipol ) je molekula u kojoj razlika u elektronegativnosti izmeu atoma uzrokuje

razdvajanje teita naboja pa ta molekula onda ima dva pola. Ti se mali naboji oznaavajuslovom i predznakom naboja. ( vidi sliku 4.5 )

Slika 4.5 (Prikaz dipolne molekule klorovodika)


21/108

21

Elektrini dipolni moment ( ) je mjera za polarnost. Javlja se samo u molekulama graenim odraznovrsnih atoma.

= e... elektrini naboj l ... udaljenost teita pozitivnog i negativnog naboja

Polarnost molekule uvjetuje i njezin oblik .

Primjer : Pregled svojstava jedne nepolarne molekule (CO 2) i jedne polarne (H 2O)


22/108

22

Van der Waalsove sile

Van der Waalsove sile su privlane sile izmeupolarnih molekula . One su elektrostatske prirode.

Slika 4.7 (Shematski prikaz privlaenja polarnih molekula)

S obzirom na to da se raspodjela naboja u tim dipol dipol vezama stalno mijenja pod utjecajemstalnog gibanja elektrona u atomu i molekuli, inducira se i trenutani dipol koji tad uzrokujenastajanje induciranih dipola (Londonovih sila) u susjednim nepolarnim atomima imolekulama.

Dakle, ako se u interakciji nau nepolarna i polarna molekula, dipolna e deformirati oblak nepolarnepa e izmeu njih nastati vezadipol inducirani dipol . Veze mogu posto jati izmeu dipola, iona iinduciranih dipola.

Primjer : U vodi bogatoj klorom voda je dipol i time inducira trenutani dipol u dotadnepolarnome kloru pa je veza izmeu vode i kloradipol inducirani dipol .

Jakost van der Waalsovih sila ovisi:

1. o veliini molekula proporcionalno2. o udaljenosti izmeu estica obrnuto proporcionalno3. o mogunosti deformacije elektronskog oblaka

I van der Waalsove i Londonove veoma su slabe sile.


23/108

23

Vodikova veza

Vodikova veza je veza elektrostatske prirode izmeu dvijudipolnih molekula u kojima je vodik vezanna neki izrazito elektronegativan element.

Jaa je od van der Waalsove sile, ali slabija od kovalentne i ionske. Ona ponekad nastaje izmeuraznovrsnih, jako polarnih molekula, recimo alkohola i vode.

Spojevi meu ijim molekulama postoje vodikove veze imaju mnogo via talita i vrelita od oekivanih.

Vodikova veza u vodi djeluje izmeu izrazito elektronegativnog kisika s atomima vodika iz okruujuihmolekula vode. ( vidi sliku 4.8 )

Slika 4.8 (Vodikova veza oznaena trima tokicama izmeu molekula vode)

Anomalija vode je pojava pri kojoj je gustoa vode najvea na+4C (1 g cm-3) umjesto na 0C, buduida sve ostale tekuine imaju najveu gustou pri temperaturitaljenja . To se dogaa zato to sumolekule vode u ledu, za razliku od tekueg agregacijskog stanja, pravilno rasporeene uprostoru. Tada je kisik okruen s etiri atoma vodika dva kovaletnom vezom i dva vodikovom.Dovoenjem topline postupno se kidaju vodikove veze pa se molekule vode mogu gue sloiti, itako sve do +4C kada do izraaja dolazi termiko gibanje molekula pa se gustoa opet smanjuje. Zato led pliva na vodi.

Ionska veza

Ionska veza nastaje spajanjem atoma metala s atomima nemetala. Pri nastajanju takve veze elektronpotpuno prelazi s jednog atoma na drugi pa nastaju ioni , a ne zajedniki elektronski parovi.

Ionski spojevi su oni spojevi kojima je razlika vrijednosti koeficijenata elektronegativnosti atoma uvezi vea od 1,9.

Ioni se kod ionske veze privlaeelektrostatskim silama.

Ionska veza nije prostorno usmjerena.

Metali imaju malu energiju ionizacije pa lako odbacuju elektrone time nastaju kationi (pozitivni ioni).


24/108

24

Koliko elektrona atom otpusti, toliki mu je pozitivan naboj.

Primjeri :

Nemetali imaju veliku energiju ionizacije i velik afinitet prema elektronu pa lako primaju elektrone time nastaju anioni (negativni ioni).

Koliko elektrona atom primi, toliki mu je negativni naboj.

Primjeri :

Polumjer kationa uvijek je manji od polumjera njegovog atoma zato to je broj ljusaka manji, a brojprotona vei pa jezgra jae privlai elektrone.

Polumjer aniona uvijek je vei od polumjera njegovog atoma zato to je broj ljusaka vei, a brojprotona manji pa jezgra slabije privlai elektrone.

Polumjeri kationa i aniona nazivaju se ionskim polumjerima (r i).

Izoelektronske estice su estice s jednakim brojem elektrona.

Primjeri :


25/108

25

Nastajanje ionske veze moemo prikazati Lewisovim oznakama . Broj otputenih i primljenihelektrona mora biti jednak.

Primjer : Sinteza natrijevog klorida

Atom moe otpustiti elektrone samo onda kad postoje drugi atomi koji e te elektrone primiti.

Oksidacija je proces o tputanja elektrona. Redukcija je proces primanja elektrona.

Procesi u kojima dolazi do prijenosa elektrona nazivaju se redukcijsko-oksidacijskim procesima , ilikrae redoks-procesima .

Primjer :

Formula ionskog spoja nije molekula spoja, veformulska jedinka spoja . Ona prikazuje najmanjiomjer aniona i kationa u nekom spoju.

Coulombov zakon vrijedi za jake elektrostatske privlane sile.

= 1 22 F ... sila privlaenja Q1, Q 2... naboji iona r ... zbroj ionskih polumjera


26/108

26

Metalna veza

Metalna veza je veza izmeu atoma metala. Onanije prostorno usmjerena.

Po itavom metalu raspodijeljeni su valentni elektroni pa su kationi metala vezanidelokaliziranimelektronskim oblakom .

Preklapanjem velikog broja atomskih orbitala nastaju molekulske orbitale. One se energetski malorazlikuju pa inevrpcu ili zonu .

Postoje valentna vrpca i vodljiva vrpca . U valentnoj vrpci nalaze se valentni elektroni, dok je vodljivavrpca prazna, tj. elektroni se konstantno gibaju iz jedne vrpce u drugu.

to je manja energetska barijera ( E ... udaljenost izmeu valentne i vodljive vrpce), elektroni lake prelaze izmeu vrpca.

Izolatori su tvari koje ne provode elektrinu struju,p oluvodii je slabo provode, a vodii odlino.

Vodljivost poluvodia ovisi o prisutnosti drugih atoma u strukturi (poluvodii s neistoama ), kao i otemperaturi.

Slika 4.9 (Shematski prikaz metalne veze)

Slika 4.10 (Usporedba energetskih barijera ( E ) izmeu valentne ivodljive vrpce za:a) metale, b) poluvodie ic) izolatore)


27/108

27

V. Kristali

Kristali i kristalni sustavi

vrste tvari mogu bitiamorfne ili kristalne .

Amorfne tvari nemaju pravilnu unutarnju grau i ne smatraju se pravim vrstim tvarima, veveomapothlaenim tekuinama. Nemaju odreeno talite, ve se pri zagrijavanju mekaju.

Kristal je geometrijsko tijelo pravilne unutarnje grae omeeno plohama s tono odreenim talitem.

Za kristale su vanikutovi meu plohama i bridovima.

Za kristale bitne su tri komponente simetrije : ravnina, os i centar.

Slika 5.1 (Krivulja zagrijavanja krute tvari)


28/108

28

Prostornom kristalnom reetkom prikazujemo pravilan raspored graevnih elemenata u kristalu.

Najmanji dio koji se periodiki ponavlja u reetki zove seelementarna elija kristalne reetke .

Nizanjem elementarnih elija u prostoru nastaje kristal.

Kristali se dijele na sedam kristalnih sustava :

kubini sustav tetragonski sustav heksagonski sustav

rompski sustav trigonski sustav monoklinski sustav triklinski sustav

U kubinom sustavu postoje tri vrste elementarnih elija:

jednostavnaelementarna elija

prostorno centriranaelementarna elija

plono centrirana elementarna elija


29/108

29

Vrste kristala

a) Ionski kristali

Ionski kristali izgraeni su od iona.

Koordinacijski broj je broj iona suprotnoga naboja koji se u ionskom kristalu nalaze okosredinjeg iona.

Primjer : Modeli ionske reetke NaCl i iona okruenih ionima suprotnih naboja

Oksidacijski broj i natrijevog i klorovog iona u NaCl je est (oktaedar).

Slika 5.2

Omjer polumjera kationa i aniona odreuje vrstu kristalne reetke.

Prema Coulombovom zakonu ionska reetka jeveoma jaka sloevina.

Zbog jakih privlanih sila meu ionima, talita i vrelita tvari najee suvisoka.

Elektroliti: Ionske tvari kao taline i vodene otopine provode struju, a u kristalnom stanju(c) ne.

Pri otapanju iona u vodi oni se okruuju molekulama vode hidratiziraju .

Kalavost je svojstvo ionskih kristala kod kojih se oni, djelovanjem mehanike sile, lomesmjerom odreene plohe.

Slika 5.3 (Kalavost ionskog kristala)


30/108

30

b) Kovalentni (atomski) kristali

Kovalentni kristali izgraeni su odatoma.

Alotropija je pojava da se isti kemijski element javlja u viestrukturnih oblika.

Najpoznatije su alotropske modifikacije ugljika dijamant ( vidi sliku 5.4 ) i grafit ( 5.5 ).

Slika 5.4 (Struktura dijamanta) Slika 5.5 (Struktura grafita)

U kristalu dijamanta svaki je atom ugljika povezan jakim i jednakim kovalentnim vezamas etiri susjedna atoma ugljika. Zato je dijamant najtvra tvar, najbolji elektriniizolator, teko taljiv.

U kristalu ugljika atomi su vezani kovalentnim vezama tvorei ravne slojeve atoma.Unutar sloja svaki je atom vezan s tri susjedna atoma koji se povezuju u prstenove

poput pelinjeg saa. Od etiri valentna elektrona jedan jedelokaliziran i provodielektrinu struju.

c) Molekulski kristali

Molekulski kristali izgraeni su odmolekula.

Izmeu molekula u kristalu djeluju slabevan der Waalsove sile .

Najpoznatiji primjeri molekulskih kristala su supravodljivi fuleren C60 (nema elektriniotpor), kao i sumpor (S 8), fosfor (P 4) i ugljikov(IV) oksid (CO 2). (vidi sliku 5.6 )

C60 S8 P4 CO2 Slika 5.6


31/108

31

d) Kristali metala

Kristali metala uglavnom su guste slagaline.

Najee su toprostorno centrirana kocka , plono centrirana kocka i heksagon .

1. Prostorno centrirana kocka

Slika 5.7

U njoj se nalazi 1 + 8 18

= atoma.

Imaju je metali 1., 5. i 6. skupine + Ba, Ra, Fe.

Primjer :

18 atoma1 atom


32/108

32

2. Plono centrirana kocka

Slika 5.8

U njoj se nalazi 6 12

+ 8 18

= atoma.

Imaju je metali 10. i 11. skupine + Ca, Sr, Al, Pb.

Primjer :

18 atoma

12 atoma


33/108

33

3. Heksagonska slagalina

Slika 5.9

Imaju je metali 3., 4. i 12. skupine + Co.

Polimorfija

Polimorfija je pojava da se isti kemijski spoj javlja u viekristalnih oblika.

Primjer : Kalcijev karbonat, CaCO3, ovisno o uvjetima koji vladaju pri procesu kristalizacije,moe se javiti kao kalcit (trigonska modifikacija) ili kao aragonit (rompska

modifikacija). ( vidi sliku 5.10 )

Kalcit Aragonit

Slika 5.10 (Usporedba kalcita i aragonita)


34/108

34

Pregled cjeline o kristalima


35/108

35

VI. Kemijski raun

Znaajne znamenke

Svi brojevi razliiti od nule znaajne su znamenke.

Nula je znaajna znamenka kad je zadnji broj iza decimalnog zareza i kad se nalazi izmeu drugihbrojeva.

Primjeri :

Broj Broj znaajnih znamenki 849 371,2 32002 40,15 21,8150 5

Pri zbrajanju i oduzimanju broj decimalnih mjesta ovisi o broju u raunu s najmanje decimalnih mjesta.

Pri mnoenju i dijeljenju broj znaajnih znamenki odreuje broj s najmanje znaajnih znamenki.

Primjeri :

Raunska operacija 8,93 + 5, 2 = 14, 1 135, 2 24,76 = 110, 4 2,15 4,504 = 9,82 6,85 : 112,04 = 0,0 611

Masa molekule i relativna molekulska masa

r (XY) =f (XY) = r (X) + r (Y) Primjer :

M r( XY )... relativna molekulska masam f ( XY )... masa molekule


36/108

36

Mnoina tvari n [mol]

U reakcijama sudjeluje velik broj jedinki pa s tim brojevima ne moemo raunati. Zato je dogovoreno dakoliinu tvari iskazujemomnoinom .

Mol je mnoina uzorka koji sadri onoliko jedinki koliko ima atoma u 0,012 kg ugljika-12.

A = = 6,022 1023 mol 1 N A... Avogadrova konstanta (stara oznaka je L)

Jedan mol nekih jedinki sadri Avogadrov broj tih jedinki.

Mnoina tvari ovisi samo o broju jedinki u uzorku.

X =(X)

A n... mnoina tvari [mol]

Primjer :


37/108

37

Molarna masaM [g mol -1 ]

Molarnom masom povezujemo masu i mnoinu tvari.Nju raunamo iz relativne atomske, odnosno relativne molekulske mase.

X = r X g mol 1 XY = r XY g mol 1

X =(X)(X)

Primjeri :

Primjer :


38/108

38

Molarni volumenV m [dm 3]

Avogadrov zakon : Plinovi jednakih volumena pri istoj temperaturi i tlaku sadre jednak broj estica,prema tome i jednake mnoine.

Standardni molarni volumen vrijedi pri standardnim uvjetima:

m0 =

0 (plin)(plin ) = 22,4 dm

3 mol 1 pri 101,3 kPa i 0 C

=

0 (plin)

m0

Primjer :

Primjer :


39/108

39


40/108

40

VII. Stehiometrija

Kvalitativno i kvantitativno znaenje jednadbe

Jednadba: 2 H 2 + O2 2 H 2O

Kvalitativno znaenje: vodik + kisik voda

Kvantitativno znaenje: 2 mola vodika + 1 mol kisika 2 mola vode

Stehiometrijski broj tvari u jednadbi odgovara mnoini te tvari.

Maseni i brojevni udio

Maseni udio, w nekog sastojka u smjesi ili otopini jednak je omjeru mase tog sastojka i ukupne masesvih sastojaka smjese ili otopine.

=(sastojak )

(smjesa ) za spoj: A =

(A)

(A x B)= r

(A)

r (A x B)

Brojevni udio , x

=(sastojak )

(smjesa )

Odreivanje empirijske i molekulske formule

Empirijska formula prikazuje vrstu i najmanji omjer broja atoma u molekuli ili formulskoj jedinkikemijskog spoja.

Primjer : Glukoza C 6H12 O6 ima empirijsku formulu CH 2O.

Molekulska formula prikazuje vrstu i broj atoma kemijskih elemenata u molekuli.

Primjer : Glukoza C 6H12 O6 ima molekulsku formulu C 6H12 O6.


41/108


42/108

42

Primjer :

Stehiometrija kemijskih reakcija

Stehiometrija kemijskih reakcija prouava odnose mnoina reakcijskih sastojaka.

Glavna tajna stehiometrije jest prikazivanje svih rauna mnoinama. To radimo da saznamo i ostalepotrebne vrijednosti budui da ih mnoine tvari povezuju. Klju su tri formule i dvije konstante.

Primjer :


43/108

43


44/108

44

Primjer :


45/108

45


46/108

46

VIII. Osnove termokemije

U svim kemijskim reakcijama energija se troi ili oslobaa .

Termokemija je grana kemije koja prouava promjene energije pri kemijskim reakcijama.

Kemijska termodinamika prouava promjene energije pri kemijskim reakcijama, spontanostkemijskim reakcija i kemijsku ravnoteu.

Prvi zakon termodinamike glasi: koliina energije u svemiru je stalna .

Kalorimetrija je eksperimentalna metoda mjerenja prijenosa energije kao topline.

Svemir je sustav s okolinom.

U termodinamici razlikujemo:

sustav (sve ono to se prouava) okolinu (sve izvan sustava)

Sustav moe biti:

otvoren (izmjenjuje s okolinom i tvari i energiju, npr. iva stanica) zatvoren (izmenjuje s okolinom samo energiju, ne i tvari) izoliran (ne izmjenjuje s okolinom ni tvar ni energiju)

Oblici izmjene energije izmeu sustava i okoline su:

toplina , Q = [J] rad , W = [J]

Ekstenzivne veliine ovise o koliini tvari (npr. masa, volumen), a intenzivne ne (npr. temp. , gustoa).

Slika 8.1 (Vrste sustava)


47/108

47

Unutarnja energija , U nekog sustava moemo promijeniti samodovoenjem topline ili vrenjemrada nad sustavom . Ona je stalna .

= + = konst.

Toplinski kapacitet , C je omjer izmijenjene topline i promjene temperature. Da bi se povisilatemperatura nekog sustava, potrebna je toplina. Toplinski kapacitet je ekstenzivna veliina.

= = [J K1 ] Q... izmijenjena toplina T ... promjena temperature

Specifini toplinski kapacitet , c je toplinski kapacitet bitan za neke tvari. Intenzivna je veliina.

= = [J K 1 kg1 ] m... masa tvari

Izmijenjena toplina , Q rauna se pomou specifinog toplinskogkapaciteta, temperature i mase tvari.

= = => =

Specifini toplinski kapacitet , C m bitan je za mnoinu tvari.Intenzivna je veliina.

m = = [J K 1 mol 1 ] n... mnoina tvari

Termodinamika temperatura , T izraava se u kelvinima [K]. Intenzivna je veliina.

K = C + 273,15

=

Entalpija i promjena entalpije

Entalpija , H je promjena topline pri stalnom tlaku. Ekstenzivno je svojstvo i funkcija stanja .

Funkcije stanja su svojstva sustava koja osvime samo o trenutnom stanju i neovisno je o nainu kako jedo njega dolo, tj. bitno nam je samo poetno i konano stanje.

Dakle, kojim god putem doemo od istih reaktanata do istih produkata, rH e biti jednaka. = [kJ mol 1 ]


48/108

48

Reakcijska entalpija , rH je entalpija neke kemijske reakcije, tj. izmijenjena toplina u kemijskojreakciji.

Standardna reakcijska entalpija , rH 0 je entalpija kemijske reakcije koja se odvija pri stand. stanju.

Pri standardnim uvjetima tlak je standardan (1 bar = 10 5 Pa), a temperatura nije vana (esto 25C).

Normalni uvjeti ne koriste se ba pri entalpiji. Tada je tlak normalan (1 atm = 101,3 kPa), a temp. 0C.

Primjer : Jednadba reakcije natrija s vodom i entalpijski dijagramreakcije

Standardna entalpija nastajanja spojeva , f H 0 je promjena topline pri nastajanju spojeva izelemenata.

Za stvaranje spojeva iz elemenata, prema dogovoru je f H 0 = 0 kJ mol -1.

Oznake za stanja reaktanata i produkata:

g plinovito stanje l tekue stanje s vrsto stanje cr kristalno stanje sln otopina aq vodena otopina


49/108


50/108

50

Vrste reakcijskih entalpija

1. Standardna entalpija nastajanja spoja, f H 0

promjena entalpije pri stvaranju jedne jedinke spoja iz stabilnih elemenata

Hessov zakon: Promjena entalpije ukupne reakcije je zbroj promjena entalpija pojedinih koraka nakoj e se ta reakcija moe rastaviti.

= ( )

tj. za + + vrijedi r 0 = f 0 C + f 0 D f 0 A + f 0 B

Primjer :a X Y, r 0 Y = 35 kJ mol 1 a X Z, r 0 Z = +90 kJ mol 1 0 Y Z = ?

r 0 Y Z = r 0 Z r 0 Y = +90 kJ mol 1 (35 kJ mol 1 ) r 0 Y Z = 125 kJ mol 1

Primjer :


51/108

51

2. Standardna entalpija sagorijevanja, cH 0

promjena entalpije pri izgaranju neke tvari

Uvijek je negativna zato to su sve reakcije sagorijevanja egzotermne.

3. Standardna entalpija fazne promjene

promjena entalpije pri faznim prijelazima, tj. izmeu agregacijskih stanja tvari

Isparavanje: vap H 0 Sublimacija: sub H 0 Taljenje: fusH 0

4. Standardna entalpija veze, bH 0

mjera za jakost kovalentne veze izmeu atoma u molekulama

Zbroj svih entalpija veza u nekoj reakciji daje standardnu reakcijsku entalpiju.

4. Standardna entalpija otapanja, ot H 0

toplina koja se troi ili oslobaa pri otapanju tvari


52/108

52

Primjer :


53/108

53

Entropija i Gibbsova energija

Prirodni su procesi spontani, tee tome da se odvijaju u jednom smjeru. Npr. voda tee sama od sebenizbrdo, toplina se prenosi s toplijeg na hladnije tijelo, plinovi struje iz podruja visokog tlaka upodruje niskoga, ljudi stare... to sprjeava prirodne procese da teku u suprotnome smjeru?Jedan je odgovor tenja tvari da prijee u stanje nie energije, ali na tu spontanost promjeneutjee i entropija. Entropija , S [J K-1] je mjera za nered sustava koji tei postii maksimalanstupanj nereda u danim uvjetima.

Openito: =

Gibbsova energija je funkcija stanja, poput entalpije i entropije: G = H T S

Promjenu Gibbsove energije sustava koristimo za predvianje spontanosti procesa:

G < 0 spontani procesi

G > 0 nespontani procesi

G = 0 stanje ravnotee

Slika 8.2 (Spontani procesi zbivaju se bez utroka rada)


54/108

54

IX. Tekuine i plinovi

Osnovna svojstva tekuina

Tekuine su iste tvari koje su pri sobnoj temperaturi u tekuem agregacijskom stanju.

One poprimaju oblik posude u kojoj se nalaze i nestlaive su.

Osnovna svojstva tekuina ovise o privlanim silama izmeu molekula .

Gustoa, neke tvari je omjer mase i volumena te tvari pri odreenoj temperaturi. Ona se znatnomijenja porastom temperature, i to obrnuto proporcionalno. Standardna mjerna jedinica zagustou je [kg m-3], ali u kemiji se najee rabi [g cm-3].

=

Viskoznost , je pojava unutarnjeg trenja meu slojevima u tekuini koja se giba i trenja tekuine sastijenkama posude. Npr. med je, za razliku od vode, iznimno viskozna tekuina. Mjerna jedinicaje [Pa s].

Povrinska napetost , je energija potrebna da bi se poveala povrina tekuine koja nastoji uvuimolekule na povrini tekuine u nju samu i tako smanjiti povrinu tekuine. to su jaameudjelovanja izmeu estica tekuine (tzv. kohezijske sile), tekuina ima veu povrinskunapetost. Povienjem temperature napet ost se smanjuje. Mjerna jedinica je [N m -1]. (vidi sliku9.1)

Slika 9.1 (Smjer djelovanja sila izmeu molekula tekuine i pojava povrinske napetosti)


55/108

55

Tvari koje imaju sposobnost smanjenja povrinske napetosti zovu setenzidi ili surfaktanti , odnosnopovrinski aktivne tvari. To su sapuni i detergenti.

Prema grai su amfipatske molekule , odnosno molekule koje se mogu otapati i u vodi i u mastima iuljima zato to posjeduju hidrofilni (polarni, najee ionski) te hidrofobni (nepolarni,

najee ugljikovodini lanac dobro topljiv u mastima i uljima) dio molekule. (vidi sliku 9.2 )

Slika 9.2 (Struktura detergenta, C 12 H25 NaO4S)

Faza i fazna promjena

Faza je homogeni dio nekog heterogenog sustava. Ona je odijeljena nekom granicom od drugih dijelovatog sustava te ima jedinstvena kemijska i fizikalna svojstva.

Dinamika ravnotea stanje je kod kojega je brzina isparavanja jednaka brzini kondenzacije. Moe se

uspostaviti samo u zatvorenom sustavu.

Talite

Temperatura pri kojoj tvar prelazi iz krutog u tekue agregacijsko stanje nazivamo talite . Tadasu vrsta i tekua faza u ravnotei. Ono ovisi obrnuto proporcionalno o vanjskom tlaku te proporcionalno o jaini veza izmeu estica .

Slika 9.3 (Tvar A je ista jer pri taljenju ne dolazi do povienja temperature. Tvar B oito je smjesa tvari jer nema definirano talite.)


56/108

56

Vrelite

Sve tekuine neprestano isparavaju pri svim temperaturama. Ako se nalazi uzatvorenomspremniku, kao posljedica isparavanja uvijek e se nalaziti iznad tekuine odreeni brojestica u plinovitom stanju zato to meusobnim sudarima dobivaju dovoljnu kinetiku

energiju da savladaju privlane sile koje ih meusobno veu. S vremenom iznad tekuinepostoji odreeni broj estica koji ine tlak para tekuine. (vidi sliku 9.4 )

Slika 9.4 (Zagrijavanje molekula vode)

Tlak para tekuine je parcijalni tlak pare iznad tekuine u trenutku uspostave dinamikeravnotee pri danoj temperaturi u nekom zatvorenom sustavu. ( vidi sliku 9.5 )

Tekuine s velikim tlakom pare hlapljive su. Temperatura pri kojoj se tlak para tekuineizjednaava s vanjskim naziva sevrelite . Ono ovisi proporcionalno o temperaturi.

Slika 9.5 (U tikvici A mali broj estica naputa tekuu fazu i ponovno se kondenzira. U tikvici B uspostavljena je dinamika ravnotea izmeu tekue i plinovite faze

te je jednak broj estica koje se kondenziraju natrag u tekuinu.)


57/108

57

Fazni dijagram tvari

Fazni dijagrami prikazuju pri kojim je uvjetima tlaka i temperature pojedina faza najstabilnija.

Toka u kojoj se sastaju krivulje ravnotea izmeu pojedinih faza naziva setrojna toka (T ).

Slika 9.6 (Shematski prikaz faznog dijagrama vode)

Dinamika ravnotea vode i vodene pare postoji sve do temperature od 374,15 C. Tlak vodene pare tadiznosi 22 100 kPa. Iznad tih uvjeta postoji samo para. Ta se temperatura naziva kritinatemperatura vode, a taj se tlak naziva kritini tlak vode. Kritina temperatura i tlakkarakteristini su za svaku tvar.

Jednadba stanja idealnog plina

Idealni plin je plin ije estice imaju ukupno zanemarivo malen vlastiti obujam. Pri standardnimuvjetima, veina realnih plinova ponaa se kao idealni plin.

Jednadba stanja idealnog plina kombinacija je tri plinska zakona: Boyle Mariotteovog, Charlesovog iGayLussacovog, i glasi:

p V = n R T

p... tlak V ... obujam n... mnoina tvari plina R... opa plinska konstanta T ... temperatura

R = 8,314 J K -1 mol -1


58/108

58

X. Otopine i koloidni sustavi

Disperzni sustavi

Disperzni sustavi su sustavi u kojima je otopljena tvar ( dispergirana faza ) jednakomjerno rasprena(dispergirana ) u otapalu ( disperznom sredstvu ).

I dispergirana faza i disperzno sredstvo mogu postojati u sva tri agregacijska stanja.

Slino je topljivo u slinome; pri tome se misli na polarnost tekuina. Tako su polarne tvari topljive upolarnim otapalima, a nepolarne u nepolarnim.

Zasiena otopina nastaje kad vie nije mogue otopiti tvar u zadanom volumenu. Kristalizacija je priprava zasiene otopine i zatim njezino hlaenje.

Vrste disperznih sustava:

a) prave otopine : r( estica faze ) < 1 nm; primjer: otopina solib) koloidni sustavi : r( estica faze ) = 1 200 nm; primjeri: mlijeko, majoneza, krvc) grubo disperzni sustavi ( suspenzije ): r( estica faze ) > 200 nm; primjer: smjesa pijeska i vode

Prave su otopine jednofazni sustavi , a koloidni sustavi i suspenzije viefazni .

Veliina estica dispergirane faze utjee na svojstva disperznih sustava.

Tyndallov fenomen je pojava pri kojoj trag svjetla nije vidljiv u pravim, ve samo u koloidnimotopinama. Nju pokazuju samo koloidne otopine jer jedino estice koloidnih dimenzija rasprujusvjetlost i ponaaju se kao mali izvori svjetlosti.

Slika 10.1 (Tyndallov fenomen. U lijevoj ai nalazi se koloidna, a u desnoj prava otopina)


59/108

59

Otapanje vrstih tvari

Solvatacija je okruivanje estica disperzne faze molekulama otapala.

Hidratacija je vrsta solvatacije u kojem je otapalo voda.

Disocijacija je proces oslobaanja iona iz kristalne reetke djelovanjem polarnog otapala.

Ako otopimo ionske kristale natrijeva klorida u vodi, ona e okruiti ione tog kristala. Pozitivni polarnidio molekula vode usmjerit e se prema negativno nabijenim ionima (Cl-), a negativni premapozitivno nabijenim ionima (Na +). Tako vodom okrueni ioni nazivaju sehidratizirani ioni .Privlaenja u takvoj otopini suion dipol . (vidi sliku 10.2 )

To prikazujemo jednadbom disocijacije: NaCl s H2 O

Na+ aq + Cl (aq)

Slika 10.2 (Otapanje NaCl u H 2O i hidratacija iona)

Iskazivanje sastava otopina

Maseni udio : (X) = (X)(otopina )

Mnoinski udio : (X) = (X)(otopina )

Volumni udio : (X) = (X)(otopina )

Masena koncentracija : (X) = (X)(otopina )

= [g dm 3 ] ili X = X (otopina)

Mnoinska koncentracija : X = [X] = (X)(otopina )

= [mol dm 3 ] ili X = [X] = (X)(X)

Molalnost : (X) = (X)( )

= [mol kg 1 ]

(Obratite pozornost na to da se u nazivniku formule za molalnost nalazi masa otapala , a ne otopine!)

Koncentracije ovise o temperaturi, a udjeli i molalnost ne.

% = 10 -2 = 10-3 ppm = 10 -6 ppb = 10 -9


60/108

60

Koligativna svojstva otopina

Koligativna svojstva otopina ne ovise o vrsti tvari, ve o broju estica otopljene tvari.

a) Osmotski tlak otopine

Ako u posudu stavimo svoje otopine razliitih koncentracija (ili isto otapalo i otopinu)meusobno odijeljene polupropusnom membranom, doi e do prelaska molekula vode izmanje koncentrirane otopine u koncentriraniju, i tako sve dok se koncentracije otopina neizjednae. Ta se pojava nazivaosmoza .

Osmotski tlak je tlak koji e zaustaviti prodiranje molekula vode u koncentriraniju otopinu.

= i c R T

Van't Hoffov koeficijent rauna se pomou broja iona na koji elektrolit disocira (v ) i stupanjdisocijacije elektrolita ( ):

i = [1 + ( v 1) ]

Npr. za natrijev fosfat (Na 3PO4), koji disocira na etiri iona (3 Na+ i PO43-), v je 4.Ako je u pitanju neelektrolit, v je 1.

Primjer :

... osmotski tlaki... van't Hoffovkoeficijent c

... mno. konc. R... opa plinskakonst.T ... termodin.temperatura

R = 8,314 J K -1 mol -1


61/108


62/108

62

c) Talite otopine

T = i K f b

T ... povienje vrelita i... van't Hoffov

koeficijent K f ... krioskopska konstanta b... molalnost

Krioskopska konstanta (molalna konstanta povienja talita),K f , za vodu iznosi 1,86 K kgmol -1. To znai da se otapanjem 1 mola bilo koje tvari, koja ne disocira, u 1 kg vode, vreliteotopine povisi za 1,86 K (ili 1,86 C) u odnosu na vrelite vode.

Primjer :

Topljivost tvari

Zasiene otopine sadre najveu moguu masu otopljene tvari pri odreenoj temperaturi. Topljivost je definirana sastavom zasiene otopine, a najee se iskazuje najveom moguom masom

otopljene tvari u 100 g otapala pri odreenoj temperaturi.

Ako je otapanje endotermno, topljivost je proporcionalna s porastom temperature.

Ako je otapanje egzotermno , topljivost je obrnuto proporcionalna s porastom temperature.

Topljivost plinova ovisi o temperaturi i tlaku.

Za plinove slabo topljive u vodi vrijedi Henryjev zakon : Topljivost plina pri odreenoj temperaturiproporcionalna je tlaku plina iznad otopine.


63/108

63

Ovisnost topljivosti o temperaturi prikazuje se krivuljom topljivosti . (vidi sliku 10.5 )

Slika 10.5 (Krivulje topljivosti nekih tvari)

Energijske promjene pri otapanju

Procesi otapanja mogu biti egzotermni ili endotermni .

Otapanje veine soli u vodi jeendotermno, tj. temperatura sustava manja je od temperature vode prijeotapanja jer se toplina u procesu vee.

Primjeri:

CaCl2 sH2 O

Ca2+ aq + 2Cl aq , ot < 0

KNO3 sH2 O

K+ aq + NO 3 aq , ot > 0

Iznos entalpije otapanja ovisi o odnosu entalpije kristalne ree tke (energije potrebne za razaranjekristalne reetke; troi energiju) i entalpije hidratacije (oslobaa energiju). (vidi sliku 10.4 )


64/108

64

Slika 10.4 (Entalpijski dijagram otapanja neke iste tvari)

Priprema otopine odreene koncentracije

Mnoina tvari koju otapamo pri razrjeivanjune mijenja se.

n1 = n 2 c1 V 1 = c 2 V 2

Primjer : Izraunajte volumen koncentrirane sumporne kiseline, V 1, mnoinskekoncentracije c1 = 18 mol dm -3 potreban za pripremu otopine mnoinskekoncentracije c 2 = 1 mol dm -3 i volumena 100 mL.

c1 = 18 mol dm -3 c 2 = 1 mol dm -3 V 2 = 100 mL = 0,1 L = 0,1 dm -3 V 1 = ?

c1 V 1 = c2 V 2 / : c1

1 =2 2

1= 1 mol dm

3 0,1 dm 3

18 mol dm 3= 0,00556 dm 3 = 5,56 mL


65/108

65

Koloidni sustavi

1) Vrste koloidnih sustava

dispergirana faza

plin tekuina vrsta tvar

disperznosredstvo

plin nema (sve su plinskesmjese homogene )

aerosol(magla )

aerosol(dim )

tekuina pjena(lag )emulzija(mlijeko )

sl/gel( elatina )

vrsta tvar vrsta pjena (stiropor )vrsta emulzija

(maslac )vrsti sl/gel

(obojeno staklo )

Najvaniji su sustavi emulzija i sl/gel.

Razlika izmeu sla i gela jest sloboda gibanja estica dispergirane faze. U slu se te estice relativnoslobodno gibaju, dok u gelu nastaje mreasta struktura tih estica u koju je uklopljeno mnogoestica disperznog sredstva.

2) Svojstva koloidnih sustava

Znaajne su pojave koje se zbivaju nadodirnoj povrini izmeu faze i sredstva. Ondje dolazi doadsorpcije , tj. vezanja komponenata sredstva na povrinu faze.

Iako su koloidne estice manje od estica u grubo disperznim sustavima, njihova ukupna povrinamnogo je vea za istu koliinu tvari nego ondje zbogveeg stupnja disperzije . Za odravanjetakve povrine potrebna je i vea energija pa bismo oekivalikoaguliranje (zgrunjavanje).

Ipak, koloidi su relativno stabilni zato to su estice disperzne faze disperzirane u oblikukoloidnihmicela nakupine malih iona ili molekula koloidnih dimenzija. ( vidi sliku 10.3 ) One se neudruju, ve odbijaju zbogionskog ili hidratnog ovoja na svojoj povrini. Vezanjem iona nekogelektrolita ili samim suvikom odreenih iona micele dobivaju elektrini naboj.Sve su koloidnemicele jednog sustava istog naboja pa dolazi do odbijanja susjednih estica i stabiliziranjakoloidne otopine.

Podjela micela:

a) hidrofilne (na povrini adsorbiraju vodu) b) hidrofobne (na povrini adsorbiraju pozitivne ili negativne ione iz disp. sredstva).


66/108

66

Koloidne estice od iona iz elektrolita odvajaju se polupropusnim membranama postupkom dijalize .Kroz polupropusnu membranu ioni prolaze u vodu, a koloidne estice ne.

Slika 10.3 (Koloidne micele)

U nekim koloidnim otopinama koloidne estice imaju vlastiti naboj, koji je posljedica ionizacije u samimmolekulama (npr. aminokiseli ne i proteini). Ti meusobno slini spojevi mogu se odvojitielektroforezom jer djelovanjem istosmjerne struje koloidne estice istoga naboja putuju premasuprotno nabijenoj elektrodi. Temeljem razliite brzine putovanja mogu se identificirati pojedinikoloidi.

Dijalizom se koloidne estice odvajaju od iona iz elektrolita pomoupolupropusnih membrana. Kroznju ioni prolaze u vodu, a koloidne estice ne. Dijaliza ima primjenu u medicini gdje se krv(koloid) proiava od tetnih tvari ako bubrezi ne rade pravilno, a takav se proces nazivahemodijaliza .

Kiseljenje mlijeka primjer je koagulacije koloida . Tijekom kiseljenja (fermentacije laktoze u mlijenukiselinu) nastaju ioni koji neutraliziraju naboj na povrini estica u mlijeku i time omoguujukoagulaciju.

Primjer : Priprava sola srebrova klorida (koagulacija) NaCl(aq) + AgNO 3(aq) AgCl(s) + NaNO3(aq)

Dvije su osnovne metode priprave koloidnih otopina :

a) disperzija (smanjivanje veliine estica grupo disperznih sustava), b) kondenzacija (okrupnjivanje estica prave otopine molekula i iona).

Peptizatori su tvari koje omoguavaju prelazak iz taloga ili grubo disperznog sustava u koloidni.


67/108

67

XI. Kemijska kinetika

Kemijska kinetika jest kemijska disciplina koja izuava brzine kemijskih reakcija,faktore koji na njuutjeu i mehanizme kemijskih reakcija.

Elementarna reakcija je reakcija koja se zbiva u jednom koraku.

Mehanizam reakcije je slijed svih elementarnih koraka izmeu atoma/molekula koji zajedno ineukupnu reakciju.

Do pretvorbe reaktanata u produkte dolazi uslijed pregrupacija atoma zbog kidanja postojeih inastajanja novih kemijskih veza.

Prema teoriji sudara , da bi dolo do uspjenog sudara estica, moraju se zadovoljiti dva uvjeta: 1. estice pri sudaru moraju biti pravilno orijentirane, 2. moraju imati minimalnu energiju aktivacije.

Slika 11.1 (Pravilan i nepravilan sudar estica joda i vodika pri nastajanju jodovodika)

Energija aktivacije , E a jest minimalna koliina kinetike energije potrebna za nastajanje aktivacijskogkompleksa. Ona je ka rakteristina za svaku reakciju iobrnuto je proporcionalna brzini reakcije.

Ne gibaju se sve estice u nekoj tvari istom brzinom zato i postoji razliita kinetika energija estica.

Pri sudaru estica A2 i B2 kratkotrajno nastaje aktivacijski kompleks u kojem dolazi do pregrupacijeveza, nakon ega mogu nastati nove estice AB. (vidi sliku 10.2 )

Slika 11.2 (Energijski profili: a) egzotermne reakcije, b) endotermne reakcije)


68/108


69/108

69

Koncentracija reaktanata kao faktor brzine kemijske reakcije

Zakon brzine reakcije je izraz koji povezuje brzinu reakcije s koncentracijom reaktanata. Zaelementarnu reakciju a A + bB c C + d D zakon reakcije ima oblik:

= [A] [B]

Konstanta k [s -1] je konstanta brzine reakcije .

Primjer :


70/108

70

Katalizator kao faktor brzine kemijske reakcije

Primjenom katalizatora smanjuje se energija aktivacije te vei broj molekula ima potrebnu energijuaktivacije i broj uspjenih sudara je vei pa je vea i brzina reakcije. Katalizator ne moe ubrzatireakciju koja termodinamiki nije mogua.

Shematski: A + B ABA + K AKAK + B AB + K

Slika 11.4 (Energijski profil reakcije bez katalizatora i s njim)

Kataliza moe biti:

a) homogena (reaktanti i katalizator u istom su agregacijskom stanju),b) heterogena (reakcija se zbiva na povrini katalizatora, obino metala ili oksida).

Razliiti katalizatori mogu s istim reaktantima dati razliite produkte. Tako i oni sudjeluju u reakciji.

Katalizatorski otrovi su tvari koje sprjeavaju katalizatore da ubrzaju reakciju.

Inhibitori su tvari koje usporavaju kemijske reakcije.

Autokataliza je reakcija u kojoj nastali produkt djeluje kao katalizator.

U ivim organizmima ulogu katalizatora obavljajuenzimi (enzimska kataliza).


71/108

71

Ostali faktori brzine kemijske reakcije

Agregacijsko stanje

Agregacijsko stanje reaktanata jedan je od faktora koji utjee na brzinu reakcije.

Povrina reaktanata

Nije svejedno hoemo li rabiti npr. eljeznu vunu ili eljezni avli zato to u tom sluaju vuna ima veupovrinu pa je mogunost uspjenih sudara znatno poveana. Stoga su i reakcije u otopinamapuno bre nego ako su reaktanti u vrstom stanju.

Temperatura

Brzina reakcije raste s porastom temperature jer se dovoenjem topline poveava kinetika energija.

Energija aktivacije ne mijenja se s temperaturom zato to jeE a obiljeje svake pojedinereakcije.

Primjer :

Vrsta estica

Openito, ionske su reakcije bre od molekulskih pa je jedan odfaktora brzine i vrsta estica.

Pri 25 C u vodenoj otopini dolazi do reakcije neutralizacije opisane jednadbom: H3O+(aq) + OH -(aq) 2H2O(l)

Koeficijent brzine za ovu reakciju je veoma velik: k = 1,4 10 11 mol dm -3 s -1 .

Koja tvrdnja je ispravna?

a) Povienje temperature ne utjee na brzinu ove reakcije. b) Energija aktivacije ove reakcije ne ovisi o koncentraciji oksonijevih i hidroksidnih iona u

otopini.c) Brzina ove reakcije ne ovisi o koncentraciji oksonijevih i hidroksidnih iona u otopini.d) Promjena temperature utjecat e na koeficijent brzine reakcije, ali ne i na energiju aktivacije.e) Niti jedna od gornjih tvrdnji nije ispravna.

Ispravan odgovor je d). Energija aktivacije, E a, za danu reakciju je konstantna vrijednost i nijefunkcija temperature. Promjena temperature moe stoga utjecati samo na vrijednost koeficijentabrzine, k , odnosno vei broj estica u reakciji imat e energiju veu odE a, pa e biti i vei brojuspjenih sudara. Iz vrijednosti koeficijenta brzine reakcije ne moemo zakljuiti kolika jevrijednost energije aktivacije.


72/108

72

XII. Kemijska ravnotea

Povratna ili reverzibilna reakcija napreduje u oba smjera. One se zbivaju sve dok ne nastupiravnoteno stanje.

Ravnoteno stanje nastupa k ad se brzine unapredne i unazadne reakcije izjednae. Moe seuspostaviti samo u zatvorenom sustavu.

=

Reakcija ne prestaje kad se uspostavi ravnotea, samo nema mjerljivih (makroskopskih) promjenareaktanata i produkata. Koliko nastane molekula produkata, toliko ih se i razgradi pa nam se inida se vie nita ne zbiva. Zato takvo stanje nazivamodinamikom ravnoteom .

Oznake pri prikazivanju dinamike ravnotee:

reakcija u oba smjera: ravnotea: unapredna reakcija: unazadna reakcija:

Slika 12.1 (Na poetku prisutan je samo NO2. Uspostavom ravnotee koncentracije N2O4 i NO2 nemijenjaju se. Crta oznaena crvenom bojom ukazuje nam da je koncentracija NO2 u jedinici vremena

dvostruko vea od koncentracije N2O4, to je u skladu i sa stehiometrijom jednadbe)


73/108

73

Konstanta ravnotee kemijske reakcije

Konstanta ravnotee kemijske reakcije jest izraz kojim se opisuje sastav kemijske smjese u stanjuravnotee. Ona je konstanta za neku reakciju pri odreenoj temperaturi.

Primjer :

Zakon o djelovanju masa (Guldberg-Waageov zakon ) za neku opu kemijsku reakciju:

aA + bB cC + d D

c =[C] [D][A] [B]

U reakciji H 2(g) + I 2(g) 2HI(g) brzinu polazne reakcije izmeu vodika i joda oznaimo sav , njihove koncentracije sa [H 2] i [l 2], a konstantu proporcionalnosti sa k 1 pa je brzinapolazne reakcije:

v 1 = k 1 [H2] [I2] (1)

a brzina povratne reakcije koju oznaavamo sav 2 je:v 2 = k 2 [HI] [HI] = k 2 [HI] 2 (2)

U poetku je koncentracija vodika i joda (reaktanata) najvea, pa je i brzinav 1 maksimalna, dok je koncentracija jodovodika 0, pa je i brzina v 2 jednaka nuli. S vremenombrzina v 2 raste, pa raste i koncentracija jodovodika (produkta), a koncentracija vodika ijoda smanjuje se. Poslije odreenog vremena brzine reakcije u oba smjera izjednae se,to znai da je uspostavljenakemijska ravnotea .

v 1 = v 2 (3)k 1 [H2] [I2] = k 2 [HI] 2 (4)

Postignuta ravnotea je dinamika , to znai da polazna i povratna reakcija i daljenapreduju, ali jednakim brzinama.Ako se jednadba (4) podijeli s konstantomk 2 i s umnokom koncentracija reaktanata,[H2][I 2] dobiva se jednadba (5) u kojoj je:

1

2=

[HI] 2

H2 I2 (5)

Koncentracijski omjer na desnoj strani jednadbe jednak je omjeru dviju konstantiproporcionalnosti 1

2 , to znai da je i njegova vrijednost konstantna.

c =[HI] 2

H2 I2 (6)

Tu konstantu nazivamo koncentracijska konstanta ravnotee , K c. Ovisi samo o temp.

Ako je vrijednost konstante vea od 1, pomak ravnotee je prema produktima, to znaida je koncentracija produkata pri ravnotei vea od koncentracije reaktanata; i obrnuto.


74/108

74

Primjer :

Primjer :


75/108

75

Za opis ravnotee u plinovitim reakcijskim sustavima esto se umjesto ravnotenih koncentracija raberavnoteni parcijalni tlakovi . Prema opoj plinskoj jednadbi ( p = c R T ), tlak jeproporcionalan koncentraciji tvari u plinovitom stanju.

Primjer : 2NO2(g) N2O4(g), p =(N 2 O4 )(NO 2 )

Faktori koji utjeu na pomak ravnotee

Le Chantelierovo naelo : Ako se promijeni jedan od uvjeta pri kojima se sustav nalazi u stanjukemijske ravnotee, pomak ravnotee bit e u smjeru one reakcije koja tei da se suprotstavi tojpromjeni i da se uspostave prethodni uvjeti.

1) Koncentracija

Poveanjem koncentracije reaktanata ili uklanjanjem produkata iz reakcijske smjese, poloaj

ravnotee pomie se u smjeru stvaranja produkata . Pomak ravnotee u smjeru reaktanata unekoj reakcijskoj smjesi postie se suprotnim djelovanjem.


76/108

76

2) Temperatura

U egzotermnim reakcijama ravnotea se snienjem temperature pomie u smjerunastajanja produkata , a povienjem temperature u smjeru nastajanja reaktanata.

U endotermnim reakcijama ravnotea je pri vioj temperaturi pomaknuta u smjerunastajanja produkata , a pri nioj temperaturiu smjeru nastajanja reaktanata.

U obje vrste reakcija promjenom temperature dolazi do promjene vrijednosti konstanteravnotee , K c.

3) Tlak

Tlak ima utjecaj samo u reakcijskoj smjesi plinova , i to kad mnoina reaktanatanije jednakamnoini produkata.

Katalizatori u reverzibilnim reakcijama ubrzavaju reakcije i u jednom i u drugom smjeru da seravnotea bre uspostavi, ali ne utjeu na pomak ravnotee.

Primjer :


77/108

77

XIII. Kiseline, baze i soli

Kiselo-bazne teorije

1. Arrheniusova teorija (teorija elektrolitike disocijacije)

Kiseline su spojevi koji u vodi poveavaju koncentracijuoksonijevih iona, H3O+.

Baze su spojevi koji u vodi poveavaju koncentracijuhidroksidnih iona , OH -.

Slika 13.1 (Kalotni model i struktura oksonijevog iona )

Slika 13.2 (Kalotni model i struktura hidroksidnog iona )

Kiseline prema Arrheniusu

Oksokiseline : sadre barem jednu hidroksilnu skupinu (O-H)

Halogenovodine kiseline : kiseline ope formuleHX Bilo da je rije o disocijaciji okso- ili halogenovodinih kiselina, uvijek pri tome nastaje ion H+ koji

se odmah kovalentno vee za molekulu vode putem nepodijeljenog elektronskog parakisika i tako nastaje oksonijev ion , H3O+, koji uzrokuje kiselost vodene sredine.

Kovalentna veza izmeu vodikai kisika koja pritom nastaje jest donorsko-akceptorska ilikoordinacijska veza .

Kiselina disocira na onoliko stupnjeva koliko ima atoma vodika. Tako razliiti ioni koji nastaju unekoliko stupnjeva disocijacije imaju svoja imena prema broju atoma vodika (H 2PO4-,

dihidrogenfosfatni; HSO 3-, hidrogensulfatni). Razlikujemo monoprotonske (npr. HCl),diprotonske (npr. H 2SO4) i triprotonske kiseline (npr. H 3PO4).


78/108

78

Jednadbe disocijacije diprotonske sumporne kiseline:

1. stupanj disocijacije: H 2SO4(aq) + H 2O(l) H3O+(aq) + HSO 4-(aq) hidrogensulfatni ion 2. stupanj disocijacije: HSO 4-(aq) + H 2O(l) H3O+(aq) + SO 42-(aq) sulfatni ion

ili: : H2SO4(aq) 2H +(aq) + SO 42-(aq)

Na slian nain disociraju i ostale kiseline. Uz oksonijev ion nastaju ioni koji se uobiajenonazivaju kiselinskim ostatkom .

Ako vodu izostavimo iz same jednadbe kao meuprodukt, jednadbe moemo pisati i ovako:

1. stupanj disocijacije: H 3PO4(aq) H+(aq) + H 2PO4-(aq) dihidrogenfosfatni ion2. stupanj disocijacije: H 2PO4-(aq) H+(aq) + HPO 42-(aq) hidrogenfosfatni ion3. stupanj disocijacije: HPO 42-(aq) H+(aq) + PO 43-(aq) fosfatni ion

ili: : H3PO4(aq) 3H +(aq) + PO 43-(aq)

Soli kiselina nazivamo prema arhainom nazivu u zagradi (npr. Na 2SO3 natrijev sulf it ).

Najznaajnije kiseline UgljikH2CO3 ugljina (karbonatna) Duik HNO 2 duikasta (nitr it na)HNO 3 duina (nitrat na)FosforH3PO 2 hipofosforasta (hipofosf it na)H3PO 3 fosforasta (fosf it na)H3PO 4 ortofosforna (fosf at na)SumporH2S sumporovodina (sulf id na)H2SO3 sumporasta (sulf it na)H2SO4 sumporna (sulf at na)H2SO5 peroksomonosumporna (peroksomonosulf at na)FluorHF fluorovodina (fluorid na)Klor

HCl klorovodina (klorid na)HClO hipoklorasta (hipoklor it na)HClO 2 klorasta (klor it na)HClO 3 klorna (klor at na)HClO 4 perklorna (perklor at na)JodHI jodovodina (jodid na)HIO hipojodasta (hipojod it na)HIO 3 jodna (jod at na)


79/108

79

Slika 13.3 (Lewisove strukture nekih uobiajenih kiselina)

Oksokiseline nazivamo prema oksidacijskom stanju sredinjeg atoma nemetala:

hipo i it najnie oksidacijsko stanje (npr. HClO)

it sljedee vie oksidacijsko stanje (npr. HClO2)

at sljedee vieoksidacijsko stanje (npr. HClO 3)

per i at najvie mogue oksidacijsko stanje (npr. HClO4)

Baze prema Arrheniusu

Hidroksidi otapanjem u vodi disociraju na hidroksidni i metalni ion (ili na hidroksidni iamonijev, NH 4+).

NaOH(s) Na +(aq) + OH -(aq)

Amonijev ion nastaje otapanjem amonijaka, NH 3, u vodi.

NH3(g) + H 2O(l) NH4+(aq) + OH -(aq)

Luine su vodene otopine dobro topljivih hidroksida (koji u vodi potpuno disociraju).

2. Brnsted -Lowryjeva teorija (teorija protolitike disocijacije)

Brnsted -Lowryjeva kiselina je tvar koja sadri vodik i otputa ga kao ion H +.Brnsted -Lowryjeva baza je tvar koja ima nepodijeljeni elektronski par na koji prima ion H +.


80/108

80

baza + H + kiselina kiselina donor protonabaza akceptor protona

Pri tome nastaju konjugirani kiselo-bazni parovi . Ako je kiselina jaka, njena konjugirana baza jeslaba, i obratno.

Slika 13.4 (U reakciji otapanja klorovodika HCl je kiselina, a njezin je konjugirani par Cl -.Drugi kiselo-bazni konjugirani par jest H 2O i H3O+)

Slika 13.5 (U reakciji otapanja amonijaka u vodi, jedan konjugirani par ine NH3 i ion NH 4+,a drugi OH - i H2O)


81/108

81

U svakoj kiselo-baznoj Brnsted-Lowryjevoj reakciji ravnotea je pomaknuta u smjeru prijenosaiona H + na jau bazu.

Za razliku od Arrheniusove teorije, u Brnsted -Lowryjevoj teoriji kisela ili bazna svojstva moguse pripisivati i ionima, a ne samo molekulama.

Amfoliti su tvari koja imaju amfoterna svojstva, tj. i kisela i bazna, ovisno o tome s kojom tvaristupaju u reakciju. Tako je voda baza u reakciji otapanja klorovodika, i kiselina u reakcijiotapanja amonijaka.

Brnsted-Lowryjeva teorija sveobuhvatnija je od Arrheniusove zato to su sve kiseline i bazeprema Arrheniusu ujedno i Brnsted-Lowryjeve .

3. Lewisova teorija

Lewisova kiselina je tvar koja se moe vezati na nepodijeljeni elektronski par. Lewisova baza je tvar koja ima nepodijeljeni elektronski par.

Lewisova baza donor elektronaLewisova kiselina akceptor elektrona

Lewisova teorija sveobuhvatnija je od Brnsted-Lowryjeve, a time i od Arrheniusove teorije.

BF3(g) + NH 3(g) BF3NH3(g)

Slika 13.6 ( Atom duika u molekuli amonijaka posjeduje nepodijeljeni elektronski par. NH3 jeLewisova baza, a BF 3 je Lewisova kiselina)


82/108

82

Konstante ravnotee pri disocijaciji kiselina i baza

Primjenom Guldberg-Waageova zakona na reakcije disocijacije kiselina i baza dolazimo do konstantidisocijacije koje oznaavamo kaoK a (eng. acid kiselina) i K b (eng. base baza).

Konstante disocijacije kiselina i baza mjera su njihove jakosti . to je vie disocirana, tim je jaa, a tada injezina konstanta disocijacije poprima viu vrijednost.

Jednadba disocijacije hipotetske kiseline HA dana je s:

HA(aq) + H 2O(l) A-(aq) + H 3O+(aq)

Izraz za konstantu ravnotee te jednadbe je:

c =H3 O+ A

HA [H 2 O]

Umnoak konstante ravnotee,K c, i mnoinske koncentracije vode (koja je konstanta u vodenimotopinama) daje konstantu disocijacije kiseline , K a:

K a = K c [H2O]

a =

H3 O+ A

HA Kratkoe radi, pri pisanju reakcija disocijacije kiselina, voda se esto isputa pa jednadbu

disocijacije moemo skraeno napisati kao:

HA(aq) A -(aq) + H +(aq)

Iako ion H + ne postoji u otopini (ve oksonijevi ioni, H3O+), za kemiare je to skraeni zapis zaH3O+. Tada izraz za konstantu disocijacije kiseline HA poprima oblik:

a=

H+ A

HA

Primjerice, za disocijaciju octene kiseline:

CH3COOH(aq) CH3COO-(aq) + H +(aq)

konstanta disocijacije prikazana je izrazom:

a =H+ CH3 COO

CH3 COOH= 1,8 10 5 mol dm 3 pri 25 C


83/108

83

Slino vrijedi i za jednadbe disocijacije baza:

MOH(aq) M +(aq) + OH -(aq)(M predstavlja metal, budui da su otopine metalnih hidroksida luine)

Konstanta disocijacije baze jednaka je:

b =M+ OH

MOH

Promotrimo primjer vodene otopine amonijaka koja ima bazina svojstva pa je nazivamoamonijeva luina:

NH3(aq) + H 2O(l) NH4+(aq) + OH -(aq)

b =NH 4

+OH

NH 3= 1,79 10 5 mol dm 3 pri 25 C.

Vrijedi:

Poliprotonske kiseline koje disociraju u vie stupnjeva imaju i vie konstanti disocijacije kojeoznaavamo sK a1 , K a2 , K a3 itd.

H3PO4(aq) H +(aq) + H 2PO4-(aq), K a1 = 1,1 10 -2 mol dm -3

H2PO4-(aq) H +(aq) + HPO 42-(aq), K a2 = 1,2 10 -7 mol dm -3

HPO42-(aq) H +(aq) + PO 43-(aq), K a3 = 1,8 10 -12 mol dm -3

Za sumarnu jednadbu H3PO4(aq) 3H +(aq) + PO 43-(aq), vrijedi:

K a = K a1 K a2 K a3

Osim konstantom disocijacije, jakost neke kiseline ili baze izraavamo istupnjem disocijacije , .

Za amonijevu luinu formula stupnja disocijacije glasi:

=[OH ]

0 (NH 3 )

c0(NH 3)... poetna koncentracija amonijaka

K a 103 10 9 veoma jake kiseline10 -2 < K a < 10 3 jake kiseline

10 -7 < K a < 10 -2 slabe kiseline

K a < 10 -7 veoma slabe kiseline


84/108

84

Ionski produkt vode

U vodi se nalazi mali broj oksonijevih i hidroksidnih iona iz reakcije autoprotolize vode :

H2O(l) + H 2O(l) H3O+(aq) + OH -(aq)

+ +

Konstanta ravnotee te reakcije naziva seionski produkt vode :

c =H3 O+ [OH ]

[H 2 O]2 = 3,3 10

18

w = H3 O+ OH = 1,0 10 14 mol 2 dm 6 pri 25 C

Iz toga slijedi: [H3O+] = [OH -] = 1,0 10 -7 mol dm -3 (za istu vodu)

Dakle, u istoj vodi postoji izvjesna, ali veoma mala koncentracija oksonijevih i hidroksidnihiona koja je jednaka i iznosi 1,0 10 -7 mol dm -3 .

Vrijednost pH

Vrijednost pH je negativni logaritam brojevne vrijednosti mnoinskekoncentracije iona H 3O+. Ona namgovori je li otopina lunata ili kiselina. to je pH vei, otopina je lunatija, i obratno.

pH = log H3 O+

mol dm 3

pH + pOH = 14

Primjer : Koncentracija iona H 3O+ u nekoj je otopini 10 -3 mol dm -3 pri 25 C. Izraunaj za tu otopinu: a) vrijednost pHb) vrijednost pOHc) c(OH -).

Izradak :

a) pH = log [H 3 O+ ]

mol dm 3= log 110

3 mol dm 3

mol dm 3

pH = log 10 3 = 3log 10 = 3 1 = 3b) pOH = 14 pH = 14 3 = 11c) c(OH -) = 10 -11 mol dm -3


85/108

85

Primjer :

Primjer :

Slika 13.7 (Prikaz vrijednosti pH nekih svakodnevnih tvari)

KISELO [H3O+] > [OH -] pH < pOH

NEUTRALNO [H3O+] = [OH -] pH = pOH

BAZINO (lunato) [H3O+] < [OH -] pH > pOH

Izraunaj vrijednost pH otopine ako je mnoinska koncentracija oksonijevih iona 5,4 10 -9 mol dm -3 .

c(H 3O+) = 5,4 10 -9 mol dm -3 pH = ?

Izradak :

pH = log [H 3 O+ ]

mol dm 3= log 5,410

9 mol dm 3

mol dm 3

pH = log5,4 10 9 = 8,27 = 8,27

Ako je vrijednost pH otopine 5,8, izraunaj:a) c(H+), b) pOH, c) c(OH -).

Izradak :c(H+) = 10 -pH mol dm -3

a) c(H+) = 10 -5,8 mol dm -3

c(H+) = 1,5 10 -6 mol dm -3

b) pOH = 14 pH = 14 5,8pOH = 8,2

c) c(OH -) = 10 -8,2 mol dm -3 c(OH -) = 6,3 10 -9 mol dm -3


86/108


87/108

87

Kiselo-bazni indikatori

Kiselo-bazni indikatori su slabe organske kiseline i baze koje slue za dokazivanje kiselina i baza.Njihov kiseli ili bazini oblik poprima razliite boje ili je bezbojan.

HIn H+ + In - HIn... kiseli oblik indikatora In -... bazini oblik indikatora

indikator

boja koju otopina poprima

u kiseloj sredini u neutralnoj sredini u lunatoj sredini

metiloran crvena uta uta

metilno crvenilo crvena uta uta

fenolftalein bezbojan bezbojan ruiastoljubiasta

timolftalein bezbojan bezbojan ljubiasta

sok crvenog kupusa crvena bezbojan zelena / uta

Kiselo-bazne reakcije

Neutralizacija je brza, ionska, egzotermna reakcija izmeu kiselina i baza.

Produkti neutralizacije u vodenoj otopini jesu odgovarajue soli i voda. Kristalnu strukturu soli inekationi iz baza i anioni iz kiselina.

Ako reagiraju jednake mnoine oksonijevih i hidroksidnih iona, dolo je dopotpune neutralizacije .

U sluajevima kada ne dolazi do potpune neutralizacije, ona se odvija sve dok postoji dovoljnakoncentracija mjerodavnog reaktanta . On se odreuje tako da se brojevna vrijednost mnoinesvakog reaktanta podijeli s njegovim stehiometrijskim koeficijentom pa je mjerodavni reaktantonaj koji pri tom raunanju dobije najmanju vrijednost. Prema njemu odreujemoreagiranemnoine ostalih reaktanta od njegove poetne koncentracije pa oduzimanjem njihove reagiranemnoine od poetne dobivamo suviak . Tada se u otopini nalaze molekule vode, soli te,naravno, odreeni broj disociranih molekula reaktanta koji nije u popunosti reagirao te on idalje daje ione H + ili OH- koji uzrokuju kiselost ili lunatost otopine.


88/108

88

Primjer :

reag (H2 SO4 )(NaOH)

=12

reag H2 SO4 =12 NaOH =

12 NaOH V(NaOH)

H+ = 2 suviak(H

2SO

4)

(otopina) = 2 0,008 mol

0,04 dm 3 + 0,02dm 3

pH = log[H+ ]

mol dm 3= log

0,2667 mol dm 3

mol dm 3

Odredi vrijednost pH otopine nastale reagiranjem 40 mL natrijeve luine mnoinskekoncentracije 0,1 mol dm 3 s 20 mL sumporne kiseline mnoinske koncentracije 0,50 moldm -3 .

V (NaOH) = 40 mL = 0,04 dm 3

c(NaOH) = 0,1 mol dm-3

V (H 2SO4) = 20 mL = 0,02 dm 3 c(H 2SO4) = 0,50 mol dm -3

Izradak :

2NaOH + H 2SO4 Na2SO4 + 2H 2O

NaOH: 0,1 / 2 = 0,05H2SO4: 0,50 / 1 = 0,5

Mjerodavni reaktant je NaOH, to znai da e on potpuno reagirati dok e jedan dio

sumporne kiseline ostati u suviku, nereagiran. Prema mnoini natrijeve luine sadmoemo izraunati i mnoinureagirane sumporne kiseline.

n reag (H 2SO4) = 0,002 mol

Ako oduzmemo mnoinu izreagirane sumporne kiseline od njezine poetne mnoine,dobivamo njezinu mnoinu u suviku.

nsuviak(H 2SO4) = n(H 2SO4) - n reag (H 2SO4) = c(H 2SO4) V (H 2SO4) - n reag (H 2SO4)nsuviak(H 2SO4) = 0,008 mol

Budui da je H2SO4 jaka kiselina, ona potpuno disocira u vodi pa moemo izraunatikoncentraciju oksonijevih iona u nastaloj otopini bez konstante disocijacije kiseline.

H2SO4(aq) 2H +(aq) + SO 42-(aq)

[H+] = 2 csuviak(H 2SO4)

[H+] = 0,2667 mol dm -3

Sada moemo izraunati i vrijednost pH nastale otopine.

pH = 0,57


89/108

89

Titracija jake kiseline jakom bazom

Reakcijama neutralizacije postupkom titracije mogu se odrediti nepoznate vrijednostikoncentracija kiselina i baza.

Volumetrija (titrimetrija ) je metoda kvantitativne kemijske analize koja kao osnovu zamjerenje uzima volumen otopine poznate koncentracije utroen za kvantitativnureakciju neutralizacije s ispitivanom tvari nepoznate koncentracije.

Primjerice, pomou pipete odmjeri se u Erlenmayerovu tikvicu 100 mL klorovodine kiseline idoda se 2 kapi metilorana ili fenolftaleina. Iz birete se polako kapanjem dodajenatrijeva luina poznate koncentracije. Pri tome se tikvica lagano potresa i okree da sekiselina i luina dobro izmijeaju. Titracija je zavrena kada se promijeni boja indikatora.Tada se oita volumen utroene luine i izrauna nepoznata koncentracija klorovodinekiseline prema izrazu: c(HCl) V (HCl) = c(NaOH) V (NaOH)

Primjer :


90/108

90

Soli

Soli su jedna od najvanijih skupina anorganske kemije veoma rasprostanjena u prirodi. To su ionskispojevi.

Veina se minerala u prirodi nalazi u obliku soli:karbonati, silikati, kloridi, sulfati... Te su soli u vodigotovo netopljive. Mnoge druge sliku topljive su i nalazimo ih u morima, oceanima i rijekama.Najpoznatija je kuhinjska sol (kamena ili morska sol), koja je prema kemijskom sastavu natrijevklorid (NaCl).

Talita su im openitoveoma visoka. U vrstom su stanju izolatori, doku njihovim talinama i vodenimotopinama pokretljivi ioni provode elektrinu struju. Veina je soli u vodi dobro topljiva.

Topljivost soli

Konstanta produkta topljivosti , K sp jest konstanta ravnotee koja prikazuje odnos koncentracija ionau zasienoj otopini.

Umnoak koncentracija pojedinih iona u otopini (gdje je svaka vrijednost koncentracije potenciranasvojim stehiometrijskim koeficijentom) naziva se ionski produkt .

Primjer :

Reakcije dobivanja soli

1. Redoks reakcijea) Izravnom sintezom iz elemenata

metal + nemetal sol2Na(s) + Cl 2(g) 2NaCl(s)

b) Reakcijom metala i kiseline

metal + kiselina sol + vodikMg(s) + 2HCl(aq) MgCl2 (aq) + H 2(g)

Ag2CrO 4(aq) 2Ag+(aq) +CrO 4

2-(aq)

[Ag+

]2

[CrO42-

] = ionski produkt K sp = [Ag

+]2 [CrO42-] otopina je zasiena

K sp < [Ag+]2 [CrO42-] otopina je pre zasiena

K sp > [Ag+]2 [CrO42-] otopina je ne zasiena


91/108

91

2. Reakcije metateze

a) Neutralizacija

Reakcijom kiselina i baza nastaju sol odgovarajue kiseline i voda.

baza + kiselina sol + vodaNaOH(aq) + HCl(aq) NaCl(aq) + H 2O(l)

baza + anhidrid kiseline sol + voda2NaOH(aq) + SO 3(aq) Na 2SO4(aq) + H 2O(l)

anhidrid baze + kiselina sol + vodaNa 2O(s) + H 2SO4(aq) Na 2SO4(aq) + H 2O(l)

anhidrid baze + anhidrid kiseline solNa 2O(s) + SO 3(aq) Na 2SO4(s)

b) Reakcija dvostruke izmjene iona

Mijeanjem otopina dviju soli mogue je dobiti dvije nove soli razliito topljive u vodi.

sol 1 + sol 2 sol 3 + sol 4AgNO3(aq) + NaCl(aq) AgCl(s ) + NaNO 3(aq)

odnosno: Ag +(aq) + NO 3-(aq) + Na +(aq) + Cl -(aq) AgCl(s) + Na +(aq) + NO3

-(aq)

c) Jaa kiselina istiskuje slabiju iz njezine soli

Klorovodina kiselina jaa je od sumporovodine od koje je nastala sol Na 2S.

kiselina 1 + sol 1 sol 2 + kiselina 22HCl(aq) + Na 2S(s) 2NaCl(aq) + H 2S(aq)

d) Djelovanjem jake baze na sol slabe baze

Djelovanjem neke jake baze na sol koja sadri kation neke slabe baze ili amonijev katiion

dolazi do taloenja tih kationa metala u obliku njihovih teko topljivih soli.

baza 1 + sol 1 sol 2 + sol 3AlCl3(aq) + 3NaOH(aq) Al(OH)3(s ) + 3NaCl(aq)

Reakcije metateze ( metatetike reakcije) sve su reakcije koje nisu redoks reakcije.

Anhidridi (gr. anhydror = bez vode) su oksidi koji otapanjem u vodi s njom daju kiseline ili luine.

Anhidridi kiselina su kovalentni oksidi (CO 2, SO3, P4O10 ...) koji reagiranjem s vodom daju oksokiseline.Anhidridi baza su ionski oksidi (Na 2O, K2O, CaO...) koji reagiranjem s vodom daju luine.


92/108


93/108


94/108

94

Primjer :

Pravila za rjeavanje jednadbi red oks reakcija

1. Ispisati oksidacijske brojeve reaktantima i produktima.

2. Ustanoviti koje tvari disociraju te to se oksidiralo, a to reduciralo.

3. Napisati parc ijalne jednadbe oksidacije i redukcije. Za svaku parcijalnu jednadbu odrediti brojprimljenih, odnosno otputenih elektrona.

4. Izjednaiti parcijalne jednadbe.

a. Kisela sredina : Ako imamo viak kisika na jednoj strani jednadbe, na drugu dodajemoonoliko molekula vode koliki je taj viak kisika, a na suprotnu stranu dodajemodvostruko vie iona H+.

b. Lunata sredina : Na stranu na kojoj je viak vodika dodajemo onoliko iona OH- koliki jetaj viak, a na suprotnu dodajemo isto toliko molekula H 2O. Na stranu na kojoj je viakkisika dodajemo onoliko molekula H 2O koliki je taj viak, a suprotnu stranu jednadbedodajemo dvostruko vi e iona OH-.

c. Izjednaiti broj primljenih i otputenih elektrona tako da svaku jednadbu pomnoimokoeficijentom te broj elektrona svedemo na najmanji zajedniki viekratnik.

5. Zbrojiti parcijalne jednadbe.

6. Odrediti stehiometrijske koeficijente jednadbe redoks reakcije.


95/108


96/108

96


97/108


98/108


99/108


100/108

100

Voltin niz je elektrokemijski niz elemenata sastavljen od vrijednosti standardnih elektrodnihpotencijala drugih elektroda i pomou njega raunamo napon bilo kojeg galvanskog lanka.

E 0(Zn 2+/Zn) = 0,76 VE 0(Cu 2+/Cu) = +0,34 V

E 0l = E 0katoda E 0anoda E 0l = E 0(Cu 2+/Cu) E 0(Zn 2+/Zn)E 0l = 0,34 V (0,76 V)E 0l = 1,10 V

Kiseline koje djeluju oksidirajue su: HCl(aq), HCl(konc.), H2SO4(aq)Kiseline koje ne djeluju oksidirajue su: HNO3(aq), HNO 3(konc.), H 2SO4(vrua, konc.)

Vrijedi :

1. Metali negativnog elektrodnog potencijala reagiraju samo s kiselinama koje ne djelujuoksidirajue.

Primjer: Ca(s) + H 2SO4(aq) CaSO4(aq) + H 2(g)Ca(s) + H2SO4(vrua, konc.) nema reakcije

2. Metali pozitivnog elektrodnog potencijala reagiraju samo s kiselinama koje djelujuoksidirajue.

Primjer: Cu(s) + HNO 3(aq) Cu(NO 3)2(aq) + NO(g) + H 2O(l) (zbog manjka kisika) Cu(s) + HNO 3(konc.) Cu(NO 3)2(aq) + NO 2(g) + H 2O(l) (zbog vika kisika) Cu(s) + HCl(aq) nema reakcijeCu(s) + HCl(konc.) nema reakcije

Baterije

Leclanchov [Luklanv] lanak jest danas najee rabljena baterija (galvanski lanak). Redoksreakcija koja se u njemu zbiva nepovratna je pa se baterija mora zamijeniti novom kad se istroi.

Napon baterije sastavljene od vie lanaka spojenih u seriju jednak je zbroju pojedinanih naponalanaka.

2MnO 2(s) + 2NH 4+(aq) + Zn(s) Mn2O3(s) + 2NH 3(aq) + Zn2 +(aq) + H 2O(l)

Slika 15.3 (Leclanchov lanak)


101/108

101

Elektroliza

Elektroliza je proces koji nastaje kad elektrina struja prolazi kroz talinu neke soliili vodenu otopinusoli, kiselina ili luina, odnosno proces rastavljanja sloenih tvari na jednostavnije pomouelektrine struje (elektrina energija kemijska energija ).

Provodi se u elektroliznom lanku koji se sastoji od posude s elektrolitom u koju su uronjene dvijeelektrode spojene na izvor istosmjerne struje.

Kod elektroliznih je lanakakatoda - pol , a anoda + pol! To je tako zato to kationi putuju premanegativnoj elektrodi i obratno.

Pravila elektrolize

1. Kad je mogue vie reakcija na elektrodama pri elektrolizi, zbiva se ona za koju je potrebnomanje energije.

2. Pri elektrolizi vodenih otopina elektrolita, na katodi e se dobivati vodik redukcijom molekulavode ako su u vodenoj otopini prisutni ioni alkalijskih ili zemnoalkalijskih metala ili Al 3+ioni.

3. Ako su u vodenoj otopini elektrolita prisutni sloeni anioni (npr. SO42-, NO3-, CO32-), za njihovuoksidaciju treba puno energije i umjesto njih oksidiraju se molekule vode.

Razlikujemo elektrolizu:a) talina elektrolita,b) vodene otopine elektrolita.

Primjer : Elektroliza taline natrijevog klorida

Primjer : Elektroliza vodene otopine natrijevog klorida

elektrolit: NaCl(s) Na+ (l) + Cl -(l)

katoda ( , redukcija): Na + + e - Naanoda (+, oksidacija): Cl - 12Cl + e -

: Na+ (l) + Cl -(l) el.

Na(s) + 12Cl

: 2Na + (l) + 2Cl -(l) el.

2Na(s) + Cl 2

elektrolit: NaCl(s)H2 O

Na+ (aq) + Cl -(aq)K (): 2H 2O + 2e - H2(g) + 2OH -

A (+): 2Cl - Cl2 + 2e -

: 2H2O(l) + 2Cl -(aq) el.

H2(g) + Cl 2(g) + 2OH -(aq)

: 2H2O(l) + 2NaCl(aq) el. H2(g) + Cl 2 + 2NaOH(aq)

Slika 15.4 (Elektroliza talinenatrijevog

Documents

Opća kemija - skripta za gimnazije