HEMIJA KAO NAUKA

Hemija je eksperimentalna nauka koja se temelji na naučnom metodu istraživanja. Naučni metod istraživanja uključuje:

a) opažanje prirodnih pojavab) klacificiranje podatakac) logično zaključivanjed) izvođenje pažljivo odabranih i pripremljenih

eksperimenatae) postavljanje hipoteze kojom se objašnjavaju pojave if) iskazivanje rezultata istraživanja matematičkim

izrazom ili prirodnim zakonom.

Hemičar, kao i svaki drugi naučnik, provodi eksperimente zato da bi uočene promjene ponovio u laboratoriji pod strogo kontrolisanim uslovima.

1

KLASIFIKACIJA SUPSTANCI (TVARI)

Promjena agregatnog stanja supstance je fizička promjena. Pri fizičkim promjenama ne nastaju nove supstance niti se mijenja sastav posmatranih supstanci.

Supstance se mogu klasificirati na mnogo načina, na primjer, na čiste supstance i smjese. Čiste supstance imaju definisan i stalan hemijski sastav, dok se sastav smjese može mijenjati. Čisti natrijum hlorid, NaCl, koji se koristi u laboratorijama ima uvijek isti hemijski sastav, 39,3% natrijuma i 60,7% hlora. Kuhinjska so, koja se koristi u domaćinstvu, nije čisti natrijum hlorid. To je smjesa više soli, a udio NaCl je najveći i dostiže vrijednost do 98%.

Smjese mogu imati različit hemijski sastav, a mogu biti homogene i heterogene.

Homogene smjese ili supstance homogenog sastava, imaju u čitavoj svojoj zapremini isti hemijski sastav. Na primjer, ako uzmemo u čašu morske vode, u svakom djeliću morske vode, nalazi se jednaka količina rastvorenih soli.

Heterogene smjese ili supstance heterogenog sastava, sastoje se od međusobno odvojenih čestica različitih homogenih supstanci.

Čiste supstance dijelimo na hemijske elemente i spojeve. Hemijski elementi su jednostavne supstance, koje se nikakvim hemijskim postupkom ne mogu rastaviti na jednostavnije supstance. Od hemijskih elemenata načinjene su sve supstance.

Spojevi su čiste supstance nastale međusobnim spajanjem dva ili više različitih hemijskih elemenata. Maseni udio pojedinih elemenata u hemijskom jedinjenju je stalan. Npr. u vodi imamo 11,11% hidrogena i 88,89% oksigena.

Fizička svojstva čistih supstanci su: gustoća, tačka topljenja i ključanja, rastvorljivost u vodi, kao i druga svojstva koja su uvijek ista.

Svojstva hemijskih spojeva bitno se razlikuju od svojstava hemijskih elemenata od kojih su pojedini spojevi nastali. Natrijum hlorid, kuhinjska so, je bezopasna supstanca kojom svakodnevno solimo hranu. Natrijum je, međutim, vrlo reaktivan metal, koji u dodiru sa vodom burno reaguje pri čemu nastaje hidrogen i natrijum hidroksid, koji je jaka baza. Hlor je

2

žutozeleni, vrlo otrovan gas koji razara sluzokožu organa za disanje. Trovanja natrijum hidroksidom ili hlorom su smrtonosna. U narednoj tabeli su date osnovne razlike između smjesa i spojeva.

SmjesaSpojevi

Može se rastaviti fizičkim postupkom

Ne može se rastaviti fizičkim postupkom

Sastav smjese je promjenjiv Sastav spojeva je stalanSvojstva smjese su mješavina svojstava komponenata iz kojih je smjesa nastala

Svojstva spojeva se razlikuju od svojstava komponenata iz kojih je nastalo jedinjenje.

3

OSNOVNI HEMIJSKI ZAKONI

Zakon o održanju mase: Lavoisier-ov zakon (Lavoazje) – 1784. godine

˝Ukupna masa svih supstanci koje sudjeluju u hemijskoj reakciji ne mijenja se tokom reakcije.˝

Kao primjer ćemo uzeti reakciju fosfora sa oksigenom:Ako se u stakleni balon stavi komadić fosfora, balon zatvori

i izvaga (npr. 500 g), a potom fosfor zapali, zagrijavanjem balona pojaviće se bijeli dim fosfor-pentoksida. Masa zatvorenog balona nakon reakcije je ostala ista (500 g).

Zakon stalnih omjera masa: (Proust Joseph) – Prustov zakon – 1799. godine

˝Jedan određeni spoj uvijek sadrži iste elemente međusobno sjedinjene u stalnim težinskim odnosima.˝

Karbon dioksid sadrži elemente karbon i oksigen. Molekula karbon dioksida se sastoji od jednog atoma karbona i dva atoma oksigena. Karbon i oksigen u karbondioksidu su međusobno sjedinjeni u masenom odnosu 12 : 32 ili 3 : 8 , tj. svaka 3 g karbona vežu za sebe 8 g oksigena.

Zakon umnoženih odnosa – Dalton-ov zakon (1808. godine):

˝Kada dva elementa međusobnim spajanjem grade više spojeva, onda sa jednom određenom količinom jednog elementa se jedine različite količine drugog elementa, koje se međusobno odnose kao mali cijeli brojevi.˝

Na primjer karbon i oksigen čine dva spoja. U jednom je maseni odnos karbona i oksigena 1 : 1,33, a u drugom 1 : 2,66 (CO i CO2 ). Mase oksigena koje se spajaju sa masama karbona u ova dva spoja odnose se kao mali cijeli brojevi, jer je:1,33: 2,66=1:2.

4

Zakon stalnih zapeminskih odnosa – Gay-Lusac-ov zakon (Gej-Lisak) – 1809. godine

˝Pri istoj temperaturi i pritisku zapremine gasova koji međusobno reaguju, ili nastaju hemijskom reakcijom, odnose se kao mali cijeli brojevi.˝

Gay-Lussac je ustanovio da se pri nastajanju vode uvijek spaja jedan zapreminski dio oksigena sa dva zapreminska dijela hidrogena. Eksperimente je nastavio sa drugim gasovima pa je ustanovio da se jedan zapreminski dio hlorovodonika spaja sa tačno jednim dijelom amonijaka; dva zapreminska dijela karbonmonoksida spajaju sa jednim zapreminskim dijelom oksigena, itd.

Avogadrov zakon – 1811. godine

˝U jednakim zapreminama raznih gasova, pri istoj temperaturi i istom pritisku, nalazi se jednak broj molekula.˝

Jedan mol, bilo kojeg gasa, sadrži 6,02×1023 molekula, a pri temperaturi od 273,15 K (0oC) i standardnom pritisku od 101325 Pa, zauzima zapreminu od 22,4 dm3. Ta zapremina se naziva molarnom zapreminom gasa i označava se sa Vm

o.

5

SIMBOLI ELEMENATA I FORMULE SPOJEVA

U hemiji se koriste sistemi znakova i simbola kojima se bilježe i opisuju hemijske promjene. Simboli elemenata se sastoje od prvog ili prvog i nekog od narednih slova latinskog naziva elementa.

Njih je predložio švedski hemičar Jons Jakob Berzelius (1779-1848).

Simbol ili formula Ime ili značenjeO Jedan atom oksigena2O Dva atoma oksigenaO2 Molekula oksigena sastavljena od dva atoma oksigena2O2 Dvije molekule oksigena3O Tri atoma oksigenaO3 Molekula ozona sastavljena od tri atoma oksigena

H2OMolekula vode sastavljena od dva atoma hidrogena i jednog atoma oksigena

2H2O Dvije molekule vode

NH3Molekula amonijaka sastavljena od jednog atoma nitrogena i tri atoma hidrogena

CH4Molekula metana sastavljena od jednog atoma karbona i četiri atoma hidrogena

C6H12O6Molekula glukoze sastavljena od šest atoma karbona, 12 atoma hidrogena i šest atoma oksigena

Neki elementi se pojavljuju u obliku dvoatomnih molekula. Takvi su hidrogen, oksigen, nitrogen, hlor itd., a njihove molekule se prikazuju hemijskim formulama: H2, O2, N2, Cl2 (čita se: ha-dva, o-dva, en-dva, ce-el-dva itd). Oksigen se javlja i kao ˝ozon˝, čije se molekule sastoje od tri atoma oksigena, pa mu je odgovarajuća formula O3. Fizička i hemijska svojstva oksigena O2

i ozona, O3, su različita.Kod elementarnog karbona, željeza, natrijuma, silicijuma

nastaju složene strukture koje uključuju veliki broj istovrsnih atoma. Zato sve metale, metaloide i karbon kad su u elementarnom stanju obilježavamo samo simbolom elementa.

Molekula karbon dioksida sastoji se od jednog atoma karbona i dva atoma oksigena pa je odgovarajuća hemijska formula CO2. Formule pišemo tako da navedemo broj atoma koji čine jednu molekulu.

6

Da bi se opisala neka hemijska reakcija i sastavila njezina jednačina, upotrebljavaju se simboli atoma, odnosno formule molekula i formulskih jedinki koje učestvuju u reakciji.

Pri proučavanju hemijskih reakcija često je važno znati agregatno stanje supstance koja učestvuje ili nastaje u hemijskoj reakciji. Čvrsto stanje supstance u hemijskoj reakciji označava se sa (s), što potiče od latinskog solidus = krut ili čvrst. Tekuće stanje supstance označava se sa (ℓ), a potiče od latinskog liquidos = tekući. Gasovito stanje supstance označava se sa (g) što potiče od riječi gas = plin. Reaktanti u vodenom rastvoru označavaju se sa (aq), što potiče od latinskog aqua = voda.

7

GRAĐA ATOMA

Postojalo je više modela građe atoma, u zavisnosti od vremena i od uslova za njegova istraživanja.

Kako je nauka dobijala sve više zamaha, tako se i spoznaja o atomu produbljavala i prevazilazila prethodne modele građe atoma, tj. one su zastarijevale.

8

1804. godina – Dalton: atom je nedjeljiv

1897. godina – Tomson: atom se sastoji od pozitivnih i negativnih međusobno povezanih djelića.

1913. godine – Bor i Rederford: građa atoma je slična Sunčevom sistemu: elektroni se kreću oko jezgra planetarnim putanjama.

1924. godine - De Brolji: elektroni imaju talasna svojstva. Različitih su energija, raspoređuju se po različitim energetskim nivoima oko jezgra atoma.

1932. godine – Jezgro atoma je sastavljeno od protona i neutrona.

1969. godine – Struktura jezgra je složenija nego u prethodnom modelu.

9

Atom je najmanja količina nekog elementa. Atome zamišljamo kao veoma sitne loptice prečnika stomilionitog dijela centimetra.

Čestica od kojih je izgrađen atom ima više vrsta, a osnovne su: proton, elektron i neutron.

Proton (p+) je pozitivno naelektrisana čestica. Nosi jedinicu pozitivnog elektriciteta (+1). Masa protona približno je jednaka masi atoma hidrogena.

Elektron (e-) je negativno naelektrisana čestica. Nosi jedinicu negativnog naelektrisanja. Masa elektrona je blizu 2000 puta manja od mase protona.

Neutron (no) je neutralna (nenaelektrisana) čestica. Masa neutrona je približno jednaka masi protona.

Svaki atom se sastoji od dva dijela. To su jezgro i elektronski omotač.

Atomsko jezgro zamišljamo kao lopticu. Smješteno je u središtu atoma. Naelektrisano je pozitivno, a izgrađeno je od protona i neutrona. Protoni i neutroni neprekidno trepere u jezgru.

Elektronski omotač takođe ima oblik lopte koja je mnogo veća od jezgra. Naelektrisan je negativnim elektricitetom. Omotač čine elektroni. Elektroni u omotaču raspoređeni su u slojevima ili ljuskama. Svaki sloj može da primi određeni broj elektrona. Elektroni u omotaču se kreću oko jezgra. Oni istovremeno trepere prema jezgru i od njega, tj. naizmjenično približavaju jezgru i udaljavaju se od njega pri obilasku jezgra.

Pošto je atomsko jezgro naelektrisano pozitivno, a elektroni negativno, oni se međusobno privlače. I pored toga elektroni ne padaju u jezgro, jer se brzo kreću i time se odupiru privlačnoj sili jezgra. Elektroni se stalno kreću oko jezgra na određenim udaljenostima, tako da čestice atoma ostaju na okupu sve dok na atom ne djeluje neka energija spolja.

Elektroni koji su na približno istoj udaljenosti od jezgra čine jedan elektronski sloj ili ljusku.

Atom može imati jednu ili više ljusaka. Jednu ljusku imaju atomi prve periode PSE - hidrogen i helijum, a drugi elementi imaju toliko ljusaka koji je broj periode u kojoj su smješteni. Elektronske ljuske se obilježavaju, počevši od atomskog jezgra pa dalje brojevima od 1 do 7 ili slovima K, L, M, N, O, P, Q.

Elektronska ljuska može da sadrži samo ograničen broj elektrona:

z = 2 × n2

10

z - broj elektronan – redni broj ljuske

Svaki elektron u atomu ima izvjesnu potencijalnu i kinetičku energiju, a ona je veća što je elektron dalje od atomskog jezgra. Svi elektroni jedne ljuske imaju približno istu energiju, stoga se elektronske ljuske nazivaju i energetski nivoi. Najmanju energiju imaju elektroni K ljuske.

Elektroni jedne ljuske se ipak međusobno razlikuju po količini energije koju posjeduju. Na osnovu toga se elektroni jedne ljuske dijele na podljuske.

Elektroni u atomu osciliraju prema atomskom jezgru i od njega u svim pravcima brzinom od oko 2000 km/s. Stoga se elektron skoro istovremeno nalazi svuda oko atomskog jezgra gradeći elektronski oblak. Dio prostora oko atomskog jezgra u kojem je gustoća oblaka jednog elektrona najveća zove se orbitala.

Elektron se obrće i oko svoje osovine. To kretanje zove se spin elektrona.

Kvantni brojevi

Da bi se moglo opisati energetsko stanje svakog pojedinog elektrona u atomu, uvedene su oznake nazvane kvantni brojevi. Četiri su kvantna broja:

n – glavni kvantni brojℓ – sporedni ili orbitalni kvantni brojm – magnetni kvantni brojs – spinski kvantni broj

Kvantni broj

Označava Moguće vrijednosti

nPribližnu količinu energije u određenom energetskom nivou (ljusci)

n = 1 2 3 4 5 6 7 ljuska K L M N O P Q

ℓEnergiju elektrona u datoj podljusci i oblik orbitale

L= 0 do n-l 0 1 2 3 podljuska s p d f

mOrjentaciju elektrona u prostoru pod uticajem magnetnog polja

M= +ℓ do –ℓ

sSmjer obrtanja elektrona oko svoje osovine

S= + ½ i - ½

11

Dva elektrona u atomu koji imaju isti glavni kvantni broj (pripadaju jednoj ljusci), isti sporedni kvantni broj (pripadaju istoj podljusci) i isti magnetni kvantni broj (pripadaju istoj orbitali) razlikuju se samo po spinskom kvantnom broju – jedan se okreće u smjeru okretanja kazaljke na satu (s = - 1/2 ), a drugi obrnuto (s = +1/2 ).

Paulijev princip

U jednom atomu ne mogu dva elektrona imati četiri kvantna broja iste vrijednosti.

Podljuske

Od broja mogućih kombinacija četiri kvantna broja, zavisi broj elektrona u jednoj ljusci. Od broja mogućih kombinacija kvantnih brojeva ℓ, m i s zavisi broj elektrona u podljusci i to je:

Podljuska s p d fBroj elektrona 2 6 10 14

Orbitala

U jednoj podljusci istu vrijednost magnetnog kvantnog broja mogu imati samo dva elektrona. Ta dva elektrona čine jednu orbitalu. Prema tome, svaka podljuska ima određeni broj orbitala:

Podljuska s p d fBroj orbitala 1 3 5 7

Ako su u orbitali dva elektrona, oni su suprotnih spinova i grade jedan elektronski par – dublet.

Svaka s-orbitala ima oblik lopte, a njen poluprečnik zavisi od glavnog kvantnog broja.

12

Svaka p-orbitala ima oblik elipsoida suženog u sredini, a sve tri su orjentisane okomito jedna na drugu.

Oblici d i f orbitala su složenijeg oblika.Atomi ostalih elemenata su složenije građe. U jezgru imaju

veći broj protona, a u omotaču isto toliko elektrona.Osim protona u jezgru su i neutroni. Na primjer, atom

nitrogena ima u jezgru 7 protona i 7 neutrona, a u omotaču 7 elektrona. Prva dva elektrona su u sloju bliže jezgru, a ostalih pet elektrona se kreću u sloju koji je na većoj udaljenosti od jezgra.

Atom oksigena ima u jezgru 8 protona i 8 neutrona, a u omotaču oko jezgra kruže 8 elektrona. U prvom sloju se kreću dva elektrona, a u drugom sloju šest elektrona.

Elektroni su i u atomima ostalih elemenata takođe raspoređeni po slojevima ili ljuskama. U atomu može biti najviše

13

7 elektronskih slojeva. Elektronski slojevi označavaju se brojevima od 1 do 7.

Razmotrimo građu atoma metala natrijuma i nemetala hlora. Atom natrijuma u jezgru ima 11 protona i najčešće 12 neutrona, a u elektronskom omotaču se nalazi 11 elektrona raspoređenih u tri sloja. U prvom sloju su dva elektrona, u drugom je 8 elektrona, a u trećem sloju je jedan elektron. Atom hlora u jezgru ima 17 protona i najčešće 18 neutrona, a u elektronskom omotaču 17 elektrona raspoređenih u tri sloja. U prvom sloju su dva elektrona, u drugom 8, a u trećem 7 elektrona.

Za hemijske promjene najvažniji su elektroni iz spoljašnjeg sloja.

Osnovna razlika među atomima raznih elemenata je u tome što u jezgru sadrže različit broj protona. Broj protona u atomu naziva se atomski broj elementa, tako na primjer atomski broj hidrogena je 1, nitrogena 7, oksigena 8 itd.

Svaki hemijski element je izgrađen od svojih atoma. Tako, na primjer, komad sumpora, čestica praha sumpora ili bilo koja količina sumpora izgrađena je od atoma sumpora.

Istovrsni atomi, tj. atomi jednog određenog elementa imaju isti broj protona u atomskom jezgru, a takođe i isti broj elektrona u elektronskom omotaču, što znači da imaju isti atomski broj. Na primjer, svi atomi hidrogena imaju u jezgru jedan proton, a u omotaču jedan elektron, prema tome atomski broj hidrogena je 1; svi atomi nitrogena u jezgru imaju 7 protona, a u omotaču 7 elektrona, prema tome atomski broj nitrogena je 7; svi atomi željeza u jezgru imaju 26 protona, a u omotaču 26 elektrona, pa je atomski broj željeza 26.

Svi atomi jednog hemijskog elementa imaju ista hemijska svojstva, jer imaju istu građu atoma.

Hemijski element je skup istovrsnih atoma, tj. atoma koji u atomskom jezgru imaju jednak broj protona, a u omotaču jednak broj elektrona.

14

Elektronska konfiguracija

Podjelu elektrona u nekom atomu po ljuskama, podljuskama i orbitalama zovemo elektronskom konfiguracijom. Na primjer, elektronska konfiguracija hidrogena je 1s1 (čitaj: jedan es jedan), helijuma 1s2 (jedan es dva), litijuma 1s2 2s1 (jedan es dva, dva es jedan), karbona 1s2 2s2 2p2, itd.

Elektroni se u p-, d- i f-orbitalama razmještaju tako da broj nesparenih elektrona bude maksimalan (prvo se popunjavaju elektroni u orbitalama sa istim spinom – nespareni, pa tek onda se popunjavaju orbitale elektronima sa suprotnim spinom). Na primjer, elektronska konfiguracija nitrogena često se prikazuje ovako:

ljuske orbitale simbol i redni broj s p

7N 2

1

Elektronske konfiguracije atoma odgovorne su za sličnost hemijskih svojstava elemenata koji pripadaju istoj grupi u periodnom sistemu elemenata. Periodni sistem elemenata je odraz elektronske konfiguracije atoma.

U jednom atomu ne mogu postojati dva jednaka elektrona sa svim jednakim kvantnim brojevima. Oni se moraju razlikovati bar u jednom kvantnom broju, prema broju ljuske koju zauzimaju, vrsti podljuske, orbitali unutar podljuske ili spinu.

Svaka orbitala može primiti samo dva, odnosno par elektrona. Elektroni koji zauzimaju istu orbitalu moraju imati suprotan spin.

Elementi 1. grupe, odnosno alkalni metali, imaju u posljednjoj ljusci po jedan elektron. Jednaka elektronska konfiguracija posljednje ljuske određuje sličnost tih elemenata. Svi su oni mekani metali, niske tačke topljenja, lahko se oksidiraju na zraku, a s vodom reaguju burno.

Za hemičare je važno poznavanje samo konfiguracije vanjske ljuske, jer u hemijskim reakcijama sudjeluju samo elektroni vanjske ili valentne ljuske.

15

↑↓ ↑ ↑ ↑

↑↓

Konfiguracija valentne ljuske elemenata glavnih grupa može se očitati iz periodnog sistema.

Atomi svih elemenata 2. grupe, tzv. zemnoalkalnih metala, imaju u posljednjoj ljusci dva elektrona i zato imaju slična svojstva. S vodom reaguju manje burno od alkalnih metala, ali takođe istiskuju hidrogen i grade baze.

Sličnost hemijskih svojstava, koja je uvjetovana jednakom elektronskom konfiguracijom posljednje ljuske, mogla bi se pokazati i na elementima ostalih grupa. Vrlo su karakteristična svojstva elemenata 18. grupe, helijuma, neona, argona, kriptona, ksenona i radona. Ti se elementi, plemeniti gasovi, pri uobičajenim uslovima ne spajaju međusobno, ni sa drugim elementima. Tu osobinu uslovljava neobično stabilna elektronska konfiguracija posljednje ljuske koja sadrži 8 elektrona, osim helijuma, koji jedini ima dva elektrona u posljednjoj ljusci.

Nova perioda u periodnom sistemu započinje kada se počne popunjavati nova ljuska. Prema tome, pojedina perioda sadrži elemente s jednakim brojem ljusaka.

Prva ljuska može da primi samo dva elektrona, pa i ta perioda sadrži samo dva elementa, hidrogen i helijum. Druga ljuska može primiti 8 elektrona, pa druga perioda sadrži 8 elementa i završava se plemenitim gasom, neonom.

Prema redoslijedu popunjavanja ljuski i podljuski slijedi da se u trećoj ljusci najprije popuni 3s- i 3p-podljuska, a zatim slijedi popunjavanje 4s-podljuske. Zato treća perioda takođe sadrži 8 elemenata.

Nakon što se popuni 4s-podljuska (kalijum i kalcijum) slijedi popunjavanje 3d-podljuske, koja može da primi 10 elektrona. Sljedećih 10 elemenata ima svaki po jedan d-elektron više. Elementi s djelimično popunjenim d-podljuskama nazivaju se prelazni elementi. Pošto se 3d-podljuska ispuni slijedi popunjavanje 4p-podljuske, koja prima 6 elektrona, pa prema tome četvrta perioda sadrži 18 elemenata.

Peta perioda takođe sadrži 18 elemenata, jer nakon popunjavanja 5s-podljuske, slijedi popunjavanje 4d- i 5p-podljuske.

U šestoj periodi nalaze se elementi u čijim se atomima, pošto se popuni 6s-podljuska, popunjava 4f-podljuska koja prima 14 elektrona, a zatim 5d-podljuska, i napokon, 6p-podljuska.

16

Šesta perioda sadrži 32 elementa. Tih 14 elemenata viška u odnosu na prethodnu periodu zovemo lantanoidima.

Sedma perioda nije potpuno popunjena elementima. Nakon francijuma i radijuma slijedi 14 elemenata, tzv. aktinoida, u čijim se atomima popunjava 5f-podljuska. Iza aktinoida slijede elementi kod kojih se ispunjava 6d-podljuska. Prema tome, sedma perioda bi mogla sadržavati 32 elementa, tj. elemente sa atomskim brojevima od 87 do 118, kad bi oni bili poznati.

Redoslijed popunjavanja elektrona po orbitalama.

17

Valencija

Atomi elemenata se hemijskom vezom međusobno spajaju u veće skupine atoma – molekule. Pri nastanku određene molekule nekog spoja uvijek se spaja tačno određeni broj atoma jednog elementa sa tačno određenim brojem atoma drugog elementa.

Osobinu atoma da se spaja sa tačno određenim brojem atoma drugog elementa zovemo valencijom.

Valencija atoma nekog elementa zavisi, uglavnom, od broja elektrona u njegovoj spoljnjoj ljusci. Zato se elektroni vanjske ljuske zovu valentni elektroni.

Brojna vrijednost valencije može biti 0 do 8, a zavisi od toga koliko elektrona atom predaje drugim atomima, prima od drugih atoma ili ulaže u zajedničke orbitale.

Pri nastanku molekule HCl, spajaju se jedan atom hidrogena i jedan atom hlora; pri nastanku molekule vode, H2O, spajaju se dva atoma hidrogena i jedan atom oksigena; pri nastajanju molekule amonijaka, NH3, spajaju se tri atoma hidrogena i jedan atom nitrogena, itd.

Elementi čiji atomi mogu da se vezuju samo sa jednim atomom drugog elementa zovemo jednovalentnim, pa kažemo da je hidrogen jednovalentan element.

Atomi drugih metala mogu vezivati jedan ili više jednovalentnih atoma. U molekuli HCl se atom hlora spaja sa jednim atomom hidrogena pa je, prema tome, takođe jednovalentan; atom oksigena u molekuli vode spaja se sa dva atoma hidrogena pa je dvovalentan; atom nitrogena je u molekuli amonijaka trovalentan, itd.

18

Oksidacioni broj

Oksidacioni broj nekog atoma u jedinjenju pokazuje koliko je elektrona taj atom angažovao u hemijskoj vezi.

Oksidacioni broj može biti pozitivan, negativan i 0.Pozitivan oksidacioni broj ima atom koji je otpustio

elektrone, a negativan oksidacioni broj ima atom koji prima elektrone. U kovalentnim jedinjenjima predznak oksidacionog broja određuje se po tome da li je elektronski par više privučen jednom ili drugom atomu. Kod natrijum hlorida oksidacioni broj natrijuma je (+1), a hlora (-1)(natrijum je predao elektron, a hlor primio); kod vode je oksidacioni broj hidrogena (+1), a oksigena (-2) (elektronski parovi više su privučeni atomu oksigena).

Za lakše određivanje oksidacionih brojeva u različitim jedinjenjima služimo se sljedećim pravilima:

oksidacioni broj atoma u elementarnom stanju je (0); oksidacioni broj oksigena je uvijek (-2) (izuzev kod

peroksida); oksidacioni broj hidrogena je uvijek (+1) (izuzev u

hidridima); zbir oksidacionih brojeva u neutralnoj molekuli mora

biti nula, a u nekom jonu mora odgovarati naboju tog jona.

Oksidacioni broj se piše iznad simbola datog elementa, a predznak (+) ili (-) se stavlja ispred cifre.

JedinjenjeFormula sa

oksidacionim brojem

JedinjenjeFormula sa

oksidacionim brojem

hidrogen 0

H2

Sulfatna kiselina +1 +6 –2

H2SO4

hlor 0

Cl2

Kalijum permanganat

+1 +7 –2

KMnO4

bakar 0

CuFosfatna kiselina +1 +5 –2

H3PO4

Aluminijum oksid

+3 –2

Al2O3

Nitrat jon +5 – 2

NO3-

Sumpor dioksid +4 –2

SO2

Amonijum jon -3 +1

NH4+

19

Izotopi

Poznato nam je da se u jezgru atoma, pored protona, nalaze i neutralne (nenaelektrisane) čestice – neutroni.

Razne vrste atoma jednog istog elementa zovu se izotopi (izos = isti i topos = mjesto).

Izotopi jednog elementa imaju u atomskom jezgru jednak broj protona, a različit broj neutrona. Pošto imaju isti broj protona u atomskom jezgru, izotopi imaju i isto mjesto u periodnom sistemu elemenata. Dokazano je da hidrogen ima tri vrste atoma – tri izotopa:

protijum deuterijum tritijum

U atomskom jezgru svakog izotopa hidrogena nalazi se jedan proton.

Zbir protona i neutrona koji se nalaze u jezgru nekog atoma naziva se maseni broj. Znak za maseni broj je A.

U atomu teškog hidrogena (deuterijum) se nalazi jedan proton i jedan neutron. Njegov maseni broj je A=2.

U atomu super teškog hidrogena (tritijum) nalazi se jedan proton i dva neutrona. Maseni broj mu je A=3. Dakle, izotopi jednog elementa se međusobno razlikuju po masi.

Oksigen, takođe, ima tri izotopa. Svi imaju po 8 protona u atomskom jezgru:

Obični oksigen ima 8 neutrona. Drugi izotop ima 9, a treći ima 10 neutrona u jezgru.

Većina elemenata ima po nekoliko izotopa.

20

KISELINE, BAZE (LUŽINE) I SOLI

KISELINE

Kiseline su spojevi u čijoj molekuli se nalazi jedan ili više hidrogenovih atoma koji se mogu zamijeniti atomima metala. Kiselog su okusa. U vodenom rastvoru kiseline lakmus postaje crven.

Dio molekule kiseline bez nekih ili svih hidrogenovih atoma zove se kiselinski ostatak.

Naziv kiseline

Formula Kiselinski ostatak

Hloridna (solna) HCl Cl- hloridNitratna HNO3 NO3

- nitrat

Sulfatna H2SO4HSO4

- hidrogensulfatSO4

2- sulfat

Karbonatna H2CO3HCO3

- hidrogenkarbonat;CO3

2- karbonat

Fosfatna H3PO4

H2PO4- dihidrogenfosfat;

HPO42- hidrogenfosfat

PO43- fosfat

Dobivanje kiselina

Reakcija Jednačina reakcijeOksid nemetala sa vodom SO3 + H2O H2SO4

Nemetal sa hidrogenom Cl2 + H2 2HClIstiskivanje kiseline iz njene soli jačom kiselinom

CH3COONa + HCl CH3COOH + NaCl

Istiskivanje kiseline iz njene soli teže isparljivom kiselinom

2NaNO3 + H2SO4 2HNO3 + Na2SO4

21

BAZE (LUŽINE)

Baze su hidroksidi metala koji su rastvorljivi u vodi. Hidroksidi su supstance u čijoj molekuli se nalazi jedna ili više hidroksilnih grupa (OH-).

Baze FormulaNatrijum hidroksid NaOHKalijum hidroksid KOHKalcijum hidroksid Ca(OH)2

Barijum hidroksid Ba(OH)2

Amonijum hidroksid NH4OH

Dobivanje hidroksida

Reakcija Jednačina reakcijeMetal sa vodom 2K + 2H2O 2KOH + H2

Oksid metala sa vodom CaO + H2O Ca(OH)2

Istiskivanjem baze iz njene soli jačom bazom

NH4Cl + NaOH NH4OH + NaCl

SOLI

Soli su spojevi metala sa kiselinskim ostatkom.

Dobivanje soli

Reakcija Jednačina reakcijeMetal sa kiselinom Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2

Neutralizacija (kiselina sa bazom)

HCl + NaOH NaCl + H2O

Oksid metala sa kiselinom CuO + H2SO4 CuSO4 + H2OOksid metala sa oksidom nemetala

CaO + SiO2 CaSiO3

Baza sa oksidom nemetala Ca(OH)2 + CO2 CaCO3 + H2OMetal sa nemetalom Fe + S FeSZamjena jednog metala u soli drugim

Fe + CuSO4 FeSO4 + Cu

22

Razmjena (uzajamna reakcija dvaju soli)

2KI + Pb(NO3)2 PbI2 + 2KNO3

Naziv soli

So dobiva ime po metalu i kiselini koji su ušli u sastav njene molekule.

Kiselina Formula Naziv soli Primjeri

Hloridna HCl hloridiNaCl; MgCl2; AlCl3; NH4Cl; SnCl4

Nitratna HNO3 nitrati KNO3; Ca(NO3)2; NH4NO3

Hidrogensulfidna H2S sulfidi K2S; CaS; As2S3; (NH4)2SSulfatna H2SO4 sulfati Na2SO4; MgSO4; Al2(SO4)3

Karbonatna H2CO3 karbonati K2CO3; (NH4)2CO3; CaCO3

Fosfatna H3PO4 fosfati Na3PO4; Ca3(PO4)2; AlPO4

Vrste soli

Vrsta soli Kako nastaju Primjeri

normalne

Zamjenom svih zamjenjivih hidrogenovih atoma u molekuli kiseline atomima metala

Na2CO3; CaSO4; Mg3(PO4)2

kiseleAko se ne zamijene svi zamjenjivi hidrogenovi atomi atomima metala

NaHCO3; NH4HSO4; NaH2PO4

bazne

Ako se sve hidroksilne grupe u molekuli baze ne zamijene kiselinskim ostatkom

Ca(OH)Cl; Pb(OH)NO3; Al(OH)SO4

dvostrukeKada se iz rastvora iskristališu dvije soli u vidu zajedničkih kristala

KAl(SO4)2; NH4Fe(SO4)2

23

TEORIJE KISELINA I BAZA

Postoje tri teorije kiselina i baza:

1. Arrhenius-ova teorija kaže da su kiseline elektroliti koji pri disocijaciji u vodenim rastvorima kao pozitivne jone isključivo daju jone hidrogena, H+:

HCl H+ + Cl-

Baze su elektroliti koji pri disocijaciji u vodenom rastvoru kao negativne jone daju isključivo hidroksidne jone, OH-, na primjer:

NaOH Na+ + OH-

Međutim, u vodenim rastvorima ne postoje slobodni H+ joni (protoni) već se oni javljaju u hidratisanom obliku kao hidronijum joni, H3O+.

2. Brensted-Lorijeva teorija (Brønsted i Lowry) tvrdi da su kiseline supstance koje otpuštaju protone (donori protona), a baze su supstance koje primaju protone (akceptori protona).Otpuštanjem protona kiselina prelazi u bazu.

Kiselina Baza ProtonH2O OH- + H+

HCl Cl- + H+

NH4+ NH3 + H+

HSO4- SO4

2- + H+

Par kiselina-baza zove se konjugovani (spregnuti) par. Vodi kao kiselini odgovara baza OH-, hidrogenhloridu, baza Cl-, amonijum jonu, baza NH3; hidrogensulfatnom jonu baza SO4

2-. Svakoj kiselini odgovara baza koja nastaje otpuštanjem protona sa kiseline i to je njena konjugovana baza.

3. Luisova teorija (Lewis)Baza je supstanca koja raspolaže jednim slobodnim elektronskim parom i može ga podijeliti sa drugom supstancom.

24

Kiselina je supstanca koja može primiti elektronski par od druge supstance:

H2O: + H+ H3O+

Baza kiselina

:NH3 + H+ NH4+

baza kiselina

25

HEMIJSKE JEDNAČINE

Hemijska jednačina je hemijski izraz koji predstavlja neku hemijsku reakciju. Hemijska jednačina ima dva dijela (lijevu i desnu stranu) povezana strelicom.

Da bismo sastavili hemijsku jednačinu neke hemijske reakcije moramo znati koje supstance stupaju u hemijsku reakciju, a koje nastaju kao produkt te reakcije.

Na primjer, natrijum hlorid stupa u reakciju sa sulfatnom kiselinom, a nastaju natrijum sulfat i hidrogen hlorid.

Na lijevoj strani pišemo formule supstanci koje stupaju u hemijsku reakciju, a na desnoj strani pišemo formule supstanci koje nastaju tom reakcijom:

NaCl + H2SO4 Na2SO4 + HCl

Znamo da se broj atoma pri hemijskoj reakciji ne mijenja. Stoga, u pravilno postavljenoj hemijskoj jednačini, broj atoma svakog elementa napisan na lijevoj i desnoj strani mora biti isti. Da bismo to postigli treba da postavimo koeficijente. U ovom primjeru se vidi da u molekuli natrijum sulfata (supstanca koja nastaje hemijskom reakcijom) imamo dva atoma natrijuma. Pošto atomi natrijuma potiču iz natrijum hlorida, u ovoj reakciji moraju učestvovati najmanje dvije molekule natrijum hlorida. Zato na lijevoj strani jednačine, ispred formule natrijum hlorida, stavljamo koeficijent 2. Od hlora, koji se nalazi u dvije molekule natrijum hlorida nastaju dvije molekule hidrogen hlorida. To zahtijeva da na desnoj strani jednačine, ispred formule hidrogen hlorida, stavimo koeficijent 2.

Pravilno napisana jednačina ove hemijske reakcije je:

2NaCl + H2SO4 Na2SO4 + 2HCl

26

Čitanje hemijske jednačine

Gornju hemijsku jednačinu možemo čitati ovako: u reakciju stupaju natrijum hlorid i sulfatna kiselina, pa nastaju natrijum sulfat i hidrogen hlorid. Dvije molekule natrijum hlorida reaguju sa jednom molekulom sulfatne kiseline, pa nastaju jedna molekula natrijum sulfata i dvije molekule hidrogen hlorida. Reagovanjem 2 mola natrijum hlorida sa 1 molom sulfatne kiseline nastaje 1 mol natrijum sulfata i 2 mola hidrogen hlorida. Reagovanjem 117 g natrijum hlorida sa 98 g sulfatne kiseline nastaje 142 g natrijum sulfata i 73 g hidrogen hlorida.

RELATIVNE ATOMSKE I MOLEKULSKE MASE

Relativna atomska masa

Svaki atom ima određenu masu. Masa atoma je približno jednaka zbiru masa protona i neutrona u njegovom jezgru. Masa elektrona u elektronskom omotaču je tako mala da se može zanemariti.

Ako masu atoma iskažemo u gramima dobijemo vrlo mali broj, sa mnogo decimalnih mjesta. Tako mali brojevi nisu pogodni za razna izračunavanja u hemiji. Radi lakšeg računanja, hemičari i fizičari su za atomsku jedinicu mase uzeli 1/12 mase atoma karbona, čija je atomska masa 12. Ta jedinica se zove unificirana atomska jedinica mase, a označava se slovom u.

u = 1/12 mase atoma 12C.

27

Relativna atomska masa elementa je masa atoma nekog elementa iskazana u atomskim jedinicama mase (u). Znak za relativnu atomsku masu je Ar.

Relativna atomska masa se izračunava prema sljedećem obrascu:

Na primjer, relativna atomska masa hidrogena je:

Izračunata vrijednost relativne atomske mase za hidrogen je neimenovan broj.

Relativna atomska masa pokazuje koliko puta je masa jednog elementa veća od 1/12 mase atoma 12C.

Relativne atomske mase svih elemenata su navedene u periodnom sistemu elemenata.

Relativna molekulska masa

Znamo da se molekula sastoji od atoma. Stoga je masa neke molekule jednaka zbiru masa atoma koji se nalaze u toj molekuli.

Relativna molekulska masa je masa molekula izražena u unificiranim atomskim jedinicama masa.Relativna molekulska masa je jednaka zbiru relativnih atomskih masa atoma koji se nalaze u toj molekuli.Relativna atomska masa pokazuje koliko puta je masa jedne molekule neke supstance veća od 1/12 mase atoma 12C. Znak za relativnu molekulsku masu je Mr.Na primjer, relativna molekulska masa vode je jednaka zbiru relativnih atomskih masa dva atoma hidrogena i jednog atoma oksigena:

Ar (H) = 1Ar (O) = 16Mr (H2O) = 2×1 + 16 = 18

Znači da je masa molekule vode 18 puta veća od 1/12 mase atoma 12C.

28

MOL

Mol je jedinica za količinu supstance i obilježava se sa mol.

Mol je ona količina supstance koja sadrži isti toliki broj molekula te supstance koliko atoma ima u 12 g 12C.Taj broj je 6,022 × 1023 i zove se Avogadrov broj. Znači, jedan mol sadrži Avogadrov broj molekula. Ako govorimo o molu elementa u atomima onda mol tog elementa sadrži Avogadrov broj atoma.

Molarna masa neke supstance je masa jednog mola te supstance. Izražava se u gramima po molu (g/mol). Znak za molarnu masu je M. Molarna masa je brojčano jednaka relativnoj molekulskoj masi:

M = Mr g/mol.

Za elemente u atomima:

M = Ar g/mol.

Izračunavanje relativne molekulske mase

Podaci za relativne molekulske mase nalaze se u periodnom sistemu elemenata.

Primjer: Izračunati relativnu molekulsku masu sulfatne kiseline, H2SO4.

Traži se Mr(H2SO4).Poznato je Ar(H) = 1

Ar(S) = 32 Ar(O) = 16

Izračunavanje:Mr(H2SO4) = Ar(H) ×2 + Ar(S) + Ar(O) ×4

= 1×2 + 32 + 16 × 4Mr(H2SO4) = 98

29

Primjer: Izračunati molarnu masu oksigena u atomskom stanju.

M = Ar g/mol Poznato Ar(O) = 16 Traži se MO

MO = Ar(O) × g/mol MO = 16 g/mol

Molarna masa oksigena koji se nalazi u atomskom stanju je 16 g/mol.

Primjer: Izračunati molarnu masu oksigena u molekularnom stanju.

M = Mr g/mol Ar(O) = 16 Mr(O2) = Ar(O) × 2 = 16 × 2 = 32 M(O2) = Mr(O2) × g/mol = 32 g/mol.

Molarna masa oksigena O2 koji je u molekularnom stanju je 32 g/mol.

Količina supstance

Količinu supstance (n) u molovima možemo izračunati ako znamo masu supstance (m) u gramima i molarnu masu te supstance (M) u g/mol:

, gdje je

n – količina supstance u molovimam – masa supstance u gramimaM – molarna masa supstance u g/mol.

Primjer: Koliko mola elementa aluminijuma se nalazi u 135 grama aluminijuma?

MAl = Ar(Al) × g/molMAl = 27 g/mol

Molarna masa aluminijuma je 27 g/mol.

30

Količina aluminijuma:

U 135 g aluminijuma nalazi se 5 mola aluminijuma.

Primjer: Kolika je molarna masa kalijum hlorida, KCl?

M = Mr g/molMr(KCl) = Ar(K) + Ar(Cl) = 39 + 35,3 = 74,5Mr(KCl) = 74,5M (KCl) = 74,5 g/mol.Molarna masa kalijum hlorida je 74,5 g/mol.

Primjer: Koja količina natrijum hidroksida, NaOH, se nalazi u 100 g natrijum hidroksida?

Mr(NaOH) = Ar(Na) + Ar(O) + Ar (H) = 23 + 16 + 1 = 40M(NaOH) = Mr × g/mol = 40 g/mol.Količina je:

U 100 g natrijum hidroksida nalazi se 2,5 mola natrijum hidroksida.

31

PROCENTNI SASTAV I ODREĐIVANJE FORMULE SPOJEVA

Da bi se odredila formula hemijskog spoja treba znati odnos količina pojedinih elemenata u spoju. Na primjer, analizom je utvrđeno da u natrijum oksidu udio natrijuma iznosi 74,2%, a oksigena 25,8%. To znači da u 100 g ispitivanog natrijum oksida ima 74,2 g natrijuma i 25,8 g oksigena. Iz ovog možemo izračunati količine natrijuma i oksigena tako da mase natrijuma i oksigena podijelimo pripadajućim molarnim masama:

Kako jednake količine bilo koje supstance sadrže jednak broj čestica slijedi da atomi natrijuma i oksigena u ispitivanom uzorku oksida su vezani u odnosu 3,226 : 1,612. To znači da bi formula spoja mogla da se piše Na3,226O1,612. Ovakav način nije uobičajen pa se dijeljenjem sa najmanjim članom, dakle sa 1,612 , taj odnos prevodi u cijele brojeve:

Slijedi da je formula ispitivanog natrijum oksida Na2O, jer na 2 atoma natrijuma dolazi 1 atom oksigena.

EMPIRIJSKA I MOLEKULSKA FORMULA SPOJEVI

Rezultati analize nisu uvijek dovoljni da se odredi prava hemijska formula spoja, odnosno broj pojedinih atoma u molekuli. To je zato što analiza daje samo odnos broja atoma, ali ne i njihov broj u molekuli. Tako je za jedan gas koji se sastoji od karbona i hidrogena hemijskom analizom nađeno da je maseni udio karbona u spoju 85,7%, a hidrogena 14,3%. Njihov odnos je:

32

Ovo daje formulu ispitivanog spoja CH2. Ta formula pokazuje vrstu i najmanji odnos broja atoma od kojih je sastavljen spoj i naziva se empirijska formula. Na osnovu empirijske formule ne može se odgovoriti koliko atoma karbona i hidrogena gradi molekulu. Može se pretpostaviti niz molekula sa istim odnosom atoma: CH2, C2H4, C3H6, C4H8, C5H10 itd. Da bi se doznala molekulska formula spoja treba odrediti relativnu molekulsku masu ispitivanog karbohidrogena. Nađeno je da ona iznosi 28, što znači da je molekulska formula C2H4.

IZRAČUNAVANJA NA OSNOVU JEDNAČINE HEMIJSKE REAKCIJE

Na osnovu jednačine hemijske reakcije mogu se izračunati mase reaktanata koje učestvuju u reakciji i mase produkata koje nastaju reakcijom. Da bi se izračunala masa, na primjer sumpor dioksida, koja nastaje izgaranjem 100 g sumpora treba napisati jednačinu reakcije:

S(s) + O2(g) SO2(g)

Prvo treba izračunati količinu sumpora u 100 g sumpora:

Prema tome, uzorak sumpora mase 100 g odgovara količini sumpora od 3,125 mol. Iz jednačine za gorenje sumpora se vidi da mora nastati jednaka količina sumpor dioksida (reaguju i nastaju u odnosu 1:1):

33

n(S) = n(SO2)

Masa nastalog sumpor dioksida izračunava se iz proizvoda količine sumpor dioksida i njegove molarne mase:

m(SO2) = n(SO2) × M(SO2) = 3,125 mol × 64 g/mol = 200 g.

Dakle, gorenjem 100 g sumpora nastaje 200 g sumpor dioksida.

IZRAČUNAVANJE SASTAVA SMJESE

U hemijskoj praksi uobičajeno je više načina izražavanja sastava smjese. To su:

Maseni udio, ω:

ωB - maseni udio otopljene supstancemA – masa otapala mB – masa otopljene supstance.

Ako se maseni udio, ω, pomnoži sa 100 dobije se maseni procenat.

Zbir masenih udjela otapala i otopljene supstance je 1, ili u procentima 100%:

ωA + ωB = 1 ili ωA(%) + ωB(%) = 100%

Maseni udio je bezdimenzionalan broj.

Zapreminski udio, φ:

34

φB – zapreminski udio otopljene supstanceVA – zapremina otapalaVB – zapremina otopljene supstance.

Zapreminski udio, φ, pomnožen sa 100 daje zapreminski procenat. Zbir zapreminskih udjela otapala i otopljene supstance je 1, ili u procentima 100%:

φA+φB = 1 ili φA(%) + φB(%) = 100%

Zapreminski udio je bezdimenzinalan broj.

Količinski udio, x

xB – količinski udio rastvorene supstance nA – količina rastvarača nB – količina rastvorene supstance.

Količinski udio pomnožen sa 100 daje molski procenat. Zbir količinskih udjela otapala i otopljene supstance je 1:

xA + xB=1 ili xA(%) + xB(%) = 100%.

Količinski udio nema dimenzije.

Masena koncentracija, B

γB – masena koncentracija otopljene supstancemB – masa otopljene supstanceV – zapremina otopine.

Masena koncentracija ima jedinicu, po SI-sistemu, kg m-3. Koriste se i manje jedinice: kg dm-3, g dm-3 , g cm-3 itd.

Gustina rastvora, ρ

35

ρ – gustina otopinem – masa otopineV – zapremina otopine.

Jedinica za gustinu otopine je ista kao kod masene koncentracije (kg m-3, kg dm-3, g dm-3 , g cm-3), ali je razlika u definisanju mase.

Količinska koncentracija, cB

cB – količinska koncentracija nB – količina otopljene supstance V – zapremina otopine.

Jedinica za količinsku koncentraciju, po SI-sistemu je mol m-3. Manje jedinice su mol dm-3, mol cm-3, mmol dm-3, ...

Molalitet, bB

bB – molalitet otopinenB – količina otopljene supstancemA – masa otapala.

Jedinica za molalitet, b, je mol kg-1, i ona se najčešće koristi.

Sastav smjese se najčešće izražava tzv. količinskom koncentracijom ili, kako se kraće kaže, koncentracijom.

Oznaka A se odnosi na otapalo, a oznaka B na otopljenu supstancu. Veličina bez indeksa se odnosi na rastvor.

Primjer: Pripremiti 500cm3 otopine NaOH koncentracije c(NaOH) = 0,1 moldm-3.

Rješenje:Potrebna količina NaOH računa se prema relaciji:

n(NaOH) = c(NaOH) × V(NaOH) = 0,1 moldm-3 × 0,5 dm3 = 0,05 mol.

36

Kako je molarna masa M(NaOH) = 40 g/mol, masa koju treba izvagati se računa preko:

m(NaOH) = n(NaOH) × M(NaOH) = 0,05mol × 40 g/mol = 2 gdakle, treba izvagati 2 g NaOH i otopiti u vodi da

zapremina bude 500 cm3 i koncentracija NaOH će biti 0,1 mol dm-3.

RAZRJEĐIVANJE OTOPINE

Pri razrjeđivanju, otopini se smanjuje koncentracija. Količina otopljene supstance ostaje ista. Koncentracija otopljene supstance prije razrjeđenja data je izrazom:

.

Koncentracija otopine poslije razrjeđenja će biti:

.

Kako se tokom razrjeđenja količina otopljene supstance ne mijenja dobije se:

n1 = n2

odnosnoc1 V1 = c2 V2.

Pridržavajući se ovog pravila, može se izračunati potrebna zapremina do koje treba razrijediti otopinu neke koncentracije da bi se dobila otopina zadane koncentracije. Pri tom, koncentracija otopine može biti izražena i kao masena koncentracija, , pa isto tako vrijedi:

V1 1 = V2 2

Veza između količinske i masene koncentracije neke otopljene supstance je:

cB – količinska koncentracija B – masena koncentracija

37

MB – molarna masa otopljene supstance

GASNI ZAKONI

Poznato je da gasovi nemaju određenu zapreminu i oblik. Zapremina gasa zavisi od zapremine posude u kojoj je gas, a oblik je određen oblikom posude. Engleski naučnik Robert Boyle (1626-1691) prvi je tačno mjerio odnos zapremine gasa i pritiska. On je 1660. godine pronašao da za uzetu količinu gasa, pri konstantnoj temperaturi, proizvod pritiska, P, i zapremine, V, je konstantna vrijednost:

P × V = const.

Istu zakonitost je 1677. godine neovisno pronašao francuski naučnik E. Mariotte (1620 – 1684). Boyle-Mariotteov zakon često se piše u obliku:

P1 V1 = P2 V2

gdje je V1 zapremina uzete količine gasa pri pritisku P1, a V2

zapremina istog gasa pri pritisku P2. Ako se povisi temperatura gasa, njegova zapremina, pri

istom pritisku se povećava. Promjenu zapremine i temperature gasa pri konstantnom pritisku proučavali su francuski naučnici J.A. Charles i J.L. Gay-Lussac. Charles je 1878. godine objavio da se pri istom porastu temperature zapremine različitih gasova povećavaju za isti odnos. Godine 1802. Gay-Lussac je odredio porast zapremine kad se gas zagrije za 1°C. Na osnovu Gay-Lussac-ovog mjerenja dobijeno je da za stalnu količinu gasa važi:

Taj zakon se obično piše u obliku:

gdje je V1 zapremina neke količine gasa pri temperaturi T1, a V2

zapremina iste količine gasa pri temperaturi T2.Temperatura se mora izražavati kao apsolutna ili

termodinamička temperatura u kelvinima, K. Veza između

38

Celzijusove temperature, t, i termodinamičke ili apsolutne, T, je:

t/°C = T/K - 273,15

Gay-Lussac je takođe pronašao da je pri zagrijavanju određene količine gasa u posudi stalne zapremine, odnos pritiska i apsolutne temperature gasa konstantan:

sva tri zakona, Boyle-Mariottov i oba Gay-Lussac-ova zakona mogu se izraziti jednom jednačinom:

očito je da su zapremina, pritisak i temperatura gasa međusobno povezani.

Za standardne vrijednosti pritiska i temperature (STP) uzeti su: za pritisak P=101325 Pa, a za standardnu temperaturu T=273,15 K (0°C).

Jedan mol bilo koje supstance sadrži Avogadrov broj čestica. Prema tome, i mol bilo kojeg gasa mora imati jednaku zapreminu pri istom pritisku i istoj temperaturi. Mjerenjem je utvrđeno:Jedan mol bilo kojeg gasa pri standardnim uslovima zauzima zapreminu od 22,4 dm3 (litara). Pošto jedan mol bilo kojeg gasa zauzima zapreminu od 22,4 ℓ, i ima 6,022×1023 molekula ili atoma, to je analogno da zapreminu od 22,4 ℓ pri standarnim uslovima zauzimaju 6,022 × 1023

molekula.Zapremina, koju zauzima 1mol bilo kojeg gasa pri STP, zove se molarna zapremina gasa i označava se znakom .

Količina supstance može se, na osnovu ovoga, dati kao:

; ;

Vo – zapremina gasa pri STP- molarna zapremina gasa pri STP

N – broj molekula (atoma) gasaNA – Avogadrov broj

39

m – masa gasaM – molarna masa gasa.

JEDNAČINA STANJA IDEALNOG GASA

Čestice idealnog gasa su zamišljene tačke, čija je zapremina toliko mala da se može zanemariti i među kojima nema nikakvih privlačnih sila.Ako se u jednačinu za stanje gasa:

uvrste podaci za pritisak i zapreminu koju zauzima gas na STP dobije se:

i ta vrijednost se obilježava sa R i zove se univerzalna gasna konstanta.

Za n molova gasa jednačina glasi:

ili uobičajeno: PV = nRT.Količina gasa se može izraziti i preko odnosa mase gasa i njegove molarne mase pa je:

Ova se jednačina zove opšta jednačina stanja idealnog gasa. Ona strogo vrijedi samo za tzv. idealne gasove, kakvih u prirodi nema.

Primjer: Otapanjem 0,325 g aluminijuma u hloridnoj kiselini razvilo se 432,97 cm3 suhog hidrogena pri 100 kPa i 20°C. Kolika je molarna masa aluminijuma?

40

Na osnovu jednačine hemijske reakcije otapanja aluminijuma u kiselini:

2 Al(s) + 6 HCl(aq) 2 AlCl3(aq) + 3 H2(g)

vidimo da otapanjem 2 mola aluminijuma u hloridnoj kiselini nastaje 3 mola hidrogena:

odavde je

pritisak se mora uvrstiti u paskalima, Pa, a temperatura u kelvinima, K. Količinu hidrogena možemo naći iz podataka za gasno stanje:

iz izraza slijedi da je:

molarna masa aluminijuma je 27 g/mol.

PERIODNI SISTEM ELEMENATA

Prva poznata klasifikacija hemijskih elemenata potiče iz sredine XIX vijeka. Tada su svi elementi bili podijeljeni na dvije grupe – metale i nemetale. Ovakva klasifikacija hemijskih elemenata bila je veoma gruba i nesavršena zato što je između pojedinih metala, kao i među nemetalima postojala znatna razlika. Osim toga, utvrđeno je da neki elementi imaju svojstva i metala i nemetala.

41

Ruski naučnik D. I. Mendeljejev je 1869. godine došao na ideju da poreda 63 do tada poznata elementa u jedan red prema rastućim atomskim masama. Elemente je numerisao prema redoslijedu po kome ih je redao, a broj koji je svaki element dobio nazvao je redni broj.

Posmatrajući elemente u ovom dugom nizu, Mendeljejev je primijetio da se one pravilno i periodično mijenjaju: poslije određenog broja elemenata slijedio je element sličnih svojstava. Ovu pravilnost koja predstavlja periodni zakon, Mendeljejev je formulisao ovako: Svojstva hemijskih elemenata nalaze se u periodičnoj zavisnosti od njihovih atomskih masa.

On je iz dobijenog niza izdvojio elemente sličnih svojstava i stavljao ih jedan ispod drugog.

Svaki element u periodnom sistemu predstavljen je hemijskim simbolom, atomskim (rednim) brojem i relativnom atomskom masom. Elementi su u periodnom sistemu poredani po rastućim atomskim brojevima. Horizontalni redovi elemenata zovu se periode, a vertikalni grupe.

PERIODE

Periodni sistem elemenata se sastoji od 7 perioda. Prva perioda sadrži 2 elementa, a druga i treća po 8. One su male periode. Četvrta i peta perioda sadrže po 18 elemenata, a šesta 32 elementa. Ove tri periode su velike periode. Sedma perioda nije završena. Jezgra atoma elemenata sedme periode nisu stabilna i spontano se raspadaju. Hemijska svojstva elemenata u pojedinim periodama postepeno se mijenjaju: na početku perioda nalaze se izraziti metali, čiji oksidi sa vodom grade jake baze. Idući u desno, u pravcu porasta atomskih brojeva, opada metalni, a raste nemetalni karakter elemenata. U sredini perioda nalaze se elementi koji imaju svojstva i metala i nemetala (tzv. metaloidi). Njihovi hidroksidi imaju amfoterni karakter i otapaju se i u kiselinama i u bazama. Na kraju perioda nalaze se izraziti nemetali, čiji oksidi sa vodom grade kiseline. Sve periode, osim sedme, završavaju se plemenitim (inertnim) gasom.

Postepena promjena svojstava elemenata u periodama objašnjava se promjenom broja elektrona u najvišem energetskom nivou njihovih atoma. Tako, atom natrijuma, najizrazitijeg metala u trećoj periodi, sadrži u najvišem nivou 1 elektron. Atom natrijuma u hemijskim reakcijama lahko otpušta svoj valentni

42

elektron, pri čemu postiže stabilnu elektronsku konfiguraciju najbližeg plemenitog gasa – neona. Gubitkom jednog elektrona atom natrijuma prelazi u pozitivno naelektrisani jon – katjon.

Magnezijum ima, u najvišem energetskom nivou, 2 elektrona koja teže otpušta, pa su mu metalna svojstva nešto slabije izražena nego kod natrijuma. Oksid magnezijuma sa vodom gradi slabiju bazu nego oksid natrijuma.

Atom aluminijuma, u zadnjoj ljusci, ima 3 elektrona. Kod aluminijuma su metalna svojstva još slabije izražena, tako da je njegov oksid praktično netopiv u vodi, a hidroksid, koji se može dobiti posrednim putem, spada u amfoterne hidrokside.

Atom naizrazitijeg nemetala u ovoj periodi – hlora sadrži u najvišem nivou 7 elektrona. Do okteta (tj. do 8 elektrona) nedostaje mu samo 1 elektron, koji on pri hemijskim reakcijama lahko vezuje prelazeći u negativno naelektrisani jon – anjon.

Unutar šeste periode, koja uključuje 32 elementa, iza lantana dolazi posebna grupa od 14 elemenata po hemijskim svojstvima ˝nalik lantanu˝, pa se zovu lantanoidi.

I sedma perioda, iza aktinijuma, uključuje grupu od 14 elemenata ˝nalik aktinijumu˝, koji se nazivaju aktinoidi. Lantanoidi i aktinoidi se redovno, iz čisto grafičkih razloga, izdvajaju na dno tablice periodnog sistema elemenata.

Najviši energetski nivo u atomu plemenitog gasa potpuno je popunjen elektronima, tako da ovaj element ne pokazuje nikakvu reaktivnost. Svojstva elemenata se periodično mijenjaju sa porastom atomskog broja jer se periodično mijenja broj elektrona u najvišem energetskom nivou njihovih atoma.

GRUPE

Vertikalne kolone elemenata u periodnom sistemu nazivaju se grupe. Periodni sistem se sastoji od 9 grupa elemenata. Prvih 7 grupa podijeljeno je na dvije podgrupe (A i B) u kojima se nalaze srodni elementi. Atomi elemenata koji se nalaze u istoj grupi periodnog sistema sadrže u najvišem energetskom nivou isti broj elektrona: atomi elemenata prve grupe po jedan elektron; druge grupe po dva; treće grupe po tri itd.

43

Atomi elemenata nulte grupe (plemeniti gasovi), imaju popunjen najviši energetski nivo sa maksimalnim brojem od 2 elektrona (atom helijuma), odnosno 8 elektrona (atomi ostalih plemenitih gasova).

Elementi sličnih svojstava koji se nalaze u istoj grupi periodnog sistema sadrže u najvišem energetskom nivou isti broj elektrona.

Grupe, prema preporuci Međunarodne unije za čistu i primijenjenu hemiju, IUPAC, označavaju se brojevima od 1 do 18.

Pojedine grupe elemenata imaju zasebne nazive. Tako se elementi 1. grupe zovu alkalni metali. To su: Li, Na, K, Rb, Cs i Fr, a naziv su dobili po tome što čine jake baze (alkalije). Elementi 2. grupe, Be, Mg, Ca, Sr, Ba i Ra, zovu se zemnoalkalni metali, jer su to metali koji ulaze u sastav zemlje. Elementi od 3. do 11. grupe su prelazni metali. Za elemente 12. grupe kažemo da su cinkova, a 13. grupe borova grupa elemenata, prema prvom elementu u grupi. Po istom principu 14. i 15. grupa su karbonova i nitrogenova. Elemente 16. grupe zovemo halkogeni elementi, a 17. grupe su halogeni, jer oni sa metalima grade soli (hals = so i genesis = rod). Posljednju, 18. grupu, čine inertni ili plemeniti gasovi.

PERIODIČNOST SVOJSTAVA ELEMENATA

44

Osim hemijskih svojstava periodički se mijenjaju i mnoga fizikalna svojstva elemenata, na primjer, radijus atoma, energija jonizacije i dr. i većina tih svojstava zavisi o elektronskoj konfiguraciji.

Unutar jedne periode atomski radijus se smanjuje s lijeva na desno. Atomi iste periode imaju isti broj ljusaka. S porastom atomskog broja raste naboj jezgra, pa jezgro jače privlači elektrone i radijus atoma se smanjuje.

Unutar jedne grupe atomski radijus raste odozgo prema dolje , zato što se porastom atomskog broja unutar jedne grupe povećava broj ljuski, a time i atomski radijus.

Jonski radijus je uvijek različit od atomskog. Radijus katjona je uvijek manji od radijusa pripadajućeg atoma, zato što u omotaču imamo manji broj elektrona i jezgro jače privlači elektrone i smanjuje radijus. Ako atom u reakciji sa atomom drugog elementa primi jedan ili više elektrona nastaje negativno naelektrisani jon ili anjon. U elektronskom omotaču imamo veći broj elektrona, pa se elektroni jače odbijaju čime se zapremina elektronskog oblaka povećava. Zato je radijus anjona uvijek veći od radijusa pripadajućeg atoma.

45

Energija jonizacije je energija koju je potrebno dovesti da se elektron otrgne od atoma u gasovitom stanju pri čemu nastaje jon u gasnom stanju s jednim pozitivnim nabojem:

M(g) M (g) + e-

Energija jonizacije atoma unutar iste grupe smanjuje se odozgo prema dolje zbog porasta radijusa atoma. Energija jonizacije atoma raste unutar iste periode s lijeva na desno zbog smanjenja atomskog radijusa.

Atomi nemetala, koji imaju veliku energiju jonizacije pokazuju afinitet prema elektronima, odnosno tendenciju primanja elektrona.

Unutar pojedine periode afinitet prema elektronima raste s porastom atomskog broja elementa. Atomi halogenih elemenata imaju najveći afinitet prema elektronu, a atomi alkalnih metala najmanji.

Energija jonizacije i afinitet prema elektronu dva su posebna kriterijuma koja karakteriziraju metalna, odnosno nemetalna svojstva elemenata. Zajednički kriterijum, a koji zavisi od energije jonizacije i afinitetu prema elektronu, je elektronegativnost.

Elektronegativnost je sposobnost atoma nekog elementa da oduzme elektrone atomu drugog elementa s kojim se hemijski vezuje. Elektronegativnost raste s lijeva na desno i odozdo prema gore u periodnom sistemu.

Najčešće se koristi skala elektronegativnosti koju je predložio Linus Pauling (1901-1994.). Elektronegativnost svakog pojedinog elementa u toj skali obilježava se bezdimenzionalnim brojem, od 0,7 za najelektropozitivniji element cezijum, Cs, do 4,0 za najelektronegativniji element fluor, F. To znači da cezijum najlakše otpusti jedan elektron, a fluor će taj elektron vezati najjačom silom. Elektronegativnost svih ostalih elemenata leži unutar ovih krajnjih vrijednosti.

46

Metali dobro provode električnu struju i toplotu. Metaloidi ili polumetali su slabi provodnici dok su nemetali tipični izolatori.

HEMIJSKE VEZE

47

U prirodi su rijetki elementi koji se nalaze kao potpuno slobodni atomi. To su jedino plemeniti gasovi. Oni u najvišem energetskom nivou imaju maksimalan broj elektrona – 2 (helijum) ili 8 elektrona. Ovom ˝stanju˝ teže i svi ostali elementi i atomi. Postoje dva osnovna tipa hemijske veze: kovalentna i jonska veza.

KOVALENTNA VEZA

Kovalentnom vezom se međusobno vezuju atomi nemetala. Atom hidrogena ne može se u prirodi naći slobodan. On u svojoj valentnoj ljusci ima jedan elektron. Pošto svi hemijski elementi teže da postignu stabilan dublet ili oktet, to se dva atoma hidrogena udružuju međusobno i grade stabilnu strukturu atoma helijuma. Oba elektrona pripadaju i jednom i drugom atomu. Nazivaju se zajednički elektronski par. Ova veza se naziva kovalentna veza. Atomi povezani kovalentnom vezom čine stabilne molekule.

Stvaranje molekula hidrogena može se, skraćeno prikazati, na sljedeći način:

Na osnovu molekulske formule hlora vidimo da je on dvoatomarna molekula. Kako se između atoma hlora stvara kovalentna veza? Atom hlora, u posljednjem energetskom nivou, ima 7 valentnih elektrona. Da bi postigao stabilan oktet, atom

48

hlora gradi jedan zajednički elektronski par sa drugim atomom hlora:

Zajednički elektronski par je ravnomjerno raspoređen između oba jezgra atoma u molekuli hlora.

Osim molekulske formule, za prikazivanje molekula elemenata i spojeva možemo koristiti elektronske formule. Tako skraćeni prikaz molekule hidrogena H:H predstavlja elektronsku formulu. Ako zajednički elektronski par označimo crtom, dobije se strukturna formula molekule hidrogena, H-H. Strukturne formule pokazuju i kako su atomi u molekuli međusobno povezani.

Molekula vode sastoji se od jednog atoma oksigena i dva atoma hidrogena. Atom oksigena ima u spoljašnjoj ljusci 6 elektrona, od kojih su dva nesparena ili usamljena. Pri nastajanju molekule vode, jedan nespareni elektron atoma oksigena sparuje se sa elektronom jednog atoma hidrogena. Tako nastaje zajednički elektronski par koji je zajednički za atom oksigena i atom hidrogena. Drugi nespareni elektron atoma oksigena takođe gradi zajednički elektronski par sa elektronom drugog atoma hidrogena. Prema tome, atom oksigena gradi dva zajednička elektronska para sa dva atoma hidrogena, pa tako nastaje molekula vode:

Molekula vode se pravilno prikazuje šematski:

jer je ugao između veza 104,5°.

49

U reakciji dobijanja hidrogenfluorida učestvuju molekule hidrogena i fluora. Molekule hidrogena imaju stabilan dublet, a u molekuli fluora imaju stabilan oktet. Međutim, oni međusobno reaguju i stvaraju još stabilnije jedinjenje, HF:

U molekuli hidrogenfluorida je sila, kojom atom fluora privlači zajednički elektronski par, veća od sile kojom atom hidrogena privlači taj par. Zato je zajednički elektronski par bliži jezgru atoma fluora nego jezgru atoma hidrogena. Na jednoj strani molekule hidrogenfluorida nalazi se više negativnog naelektrisanja, a na drugoj višak pozitivnog. To znači da u molekuli postoje dva pola, odnosno dipol. Ovakva veza je polarna kovalentna veza.

δ+ δ-H – F

Pošto smo rekli da je u molekuli hidrogena i fluora naelektrisanje ravnomjerno raspoređeno između oba jezgra, u tim molekulama kovalentna veza je nepolarna.

Prema broju zajedničkih elektronskih parova kovalentna veza može biti jednostruka (H2, Cl2, HCl), dvostruka (O2) i trostruka (:N≡N:, N2).

JONSKA VEZA

Jonskom vezom se međusobno povezuju atomi metala sa atomima nemetala.

Kada se spaja atom metala sa atomom nemetala, tada jedan ili više elektrona iz spoljašnjeg sloja atoma metala prelaze u spoljašnji sloj atoma nemetala. Atom hlora kada dođe u dodir sa atomom natrijuma privlači i prima valentni elektron natrijuma kako bi postigao oktet elektrona. S druge strane, stabilan oktet elektrona atom natrijuma postiže otpuštanjem jednog elektrona, jer u L ljusci ima 8 elektrona. Potpunim prelaskom elektrona sa

50

atoma natrijuma (metala) na atom hlora (nemetala) dobijaju se naelektrisane čestice – joni. Atom natrijuma postaje pozitivno naelektrisan jon – katjon, a atom hlora negativno naelektrisan jon – anjon.

Između nastalih jona djeluju elektrostatičke sile privlačenja. Ostvarena veza između natrijuma i hlora, odnosno izrazitog metala i izrazitog nemetala, naziva se jonska veza.

Joni natrijuma i hlora su u prostoru pravilno raspoređeni i grade kristalnu strukturu:

Može se uočiti da se oko jednog jona (pogledaj jon u centru kocke) natrijuma nalaze 6 jona hlora i obrnuto – oko jednog jona hlora 6 jona natrijuma.

U reakciji izrazitih metala (IA i IIA grupa) i nemetala (VIIA grupa) stvara se jonska veza tako što atomi metala otpuštaju elektrone koje primaju atomi nemetala.

Kako se određuje valencija elemenata u jedinjenjima sa jonskom vezom? Budući da jonska veza nastaje između atoma metala i nemetala, valencija metala je jednaka broju otpuštenih elektrona, a valencija nemetala broju primljenih elektrona. Tako, u natrijum hloridu valencija natrijuma i hlora je jedan, a u magnezijum hloridu valencija magnezijuma je dva, a hlora jedan.

Pošto su joni naelektrisane čestice, često se govori o pozitivnoj i negativnoj valenciji elemenata, odnosno o

51

elektrovalenciji. Tako se za magnezijum može reći da je u magnezijum hloridu pozitivno dvovalentan. U istom spoju hlor je negativno jednovalentan.

HIDROGENOVA VEZA

Djelimično pozitivno naelektrisani atomi hidrogena u molekuli vode, koje možemo posmatrati kao protone, veoma su malih dimenzija i u omotaču nemaju elektrona. Zahvaljujući tome oni, za razliku od drugih katjona, jako privlače negativno naelektrisane čestice, ne pokazujući pri tome nikakvo odbijanje između elektronskih omotača. Tako oni snažno privlače negativno naelektrisane krajeve dvije susjedne molekule vode i vezuju se za slobodne elektronske parove na atomima oksigena, formirajući između molekula tzv. hidrogenove mostove. Ovakva veza nastala posredstvom hidrogenovih atoma zove se hidrogenova veza.

Svaka molekula vode ima dva slobodna elektronska para na oksigenovom atomu i dva atoma hidrogena, te može obrazovati četiri hidrogenove veze sa četiri susjedne molekule vode.

S obzirom na to da molekula vode ima oblik tetraedra, možemo zamisliti da je za svaki rogalj vezana hidrogenovom vezom po jedna molekula vode. Utvrđeno je da i tečna voda ima, u izvjesnoj mjeri, izraženu tetraedarsku strukturu.

Hidrogenova veza se ne javlja samo kod molekula vode već i između drugih molekula u kojima je hidrogenov atom vezan za atom velike elektronegativnosti (atom fluora, oksigena ili nitrogena).

52

Hidrogenova veza je slabija od jonske i kovalentne veze, ali je ipak dovoljno jaka da izazove asocijaciju (povezivanje) molekula, što ima za posljedicu anormalno visoku tačku ključanja takvih supstanci.

Formiranje hidrogenovih veza između molekula bitno utiče na mnoga fizička svojstva supstanci: tačke ključanja i topljenja spojevi rastu; mijenja se topivost; raste gustina i viskozitet, itd.

Hidrogenova veza ima veliki značaj u živim organizmima, pošto omogućuje formiranje određenih molekulskih struktura nekih biološki važnih spojevi, kao što su bjelančevine i nukleinske kiseline. Tako, npr. u dvojnoj spirali DNK – jednoj od najvažnijih molekula u živim organizmima koja upravlja procesom biosinteze bjelančevina u ćelijama – veza između dva molekulska lanca koji formiraju dvojnu spiralu ostvaruje se pomoću hidrogenove veze.

METALNA VEZA

Metali su međusobno povezani vezom koja je vrlo bliska kovalentnoj vezi. U metalnoj vezi (npr. kod litijuma) svaki atom je okružen sa 8 susjednih atoma i svoj jedini elektron valentne ljuske mora podijeliti sa 8 susjednih atoma. Ti elektroni mogu nesmetano da prelaze iz valentne u vodljivu vrpcu i to je osnovni razlog što metali dobro provode električnu struju.

Više od 2/3 elemenata su metali. Većina metala ima kristalnu strukturu koja se može opisati kao najgušće slagane kuglice jednake veličine. Najčešće se slažu kao kubične i heksagonske strukture. U kubičnoj strukturi svaki je treći sloj

53

identičan s prvim, a u heksagonskoj svaki drugi. Strukturu heksagona imaju, npr. Mg, Sc, Ti, Zr, Co, Zn i Cd.

Kubičnu strukturu, koja se može opisati kao prostorno centrirana kocka, imaju, npr. Li, Na, K, Rb, Cs, Ba, V, Cr, Mo, W i Fe.

Metalima je svojstveno da su dobri provodnici toplote i elektriciteta. Većina metala se može kovati, valjati u limove ili izvlačiti u žice. I takva svojstva metala proizilaze iz neusmjerenih kovalentnih veza u njihovim kristalima. Većina metala ima visoku tačku topljenja što govori da su veze među atomima vrlo jake.

Legure

Legure nastaju zamjenom atoma u kristalnoj strukturi atomima drugog metala. Legure su smjese ili čvrsti rastvori jednog metala u drugom. Legiranjem se bitno mijenjaju mehanička svojstva metala. Na primjer, aluminijum je mekan i od njega se ne mogu praviti nikakve konstrukcije, ali ako se legira sa bakrom, magnezijumom, silicijumom, manganom i drugim, dobiju se različite vrste duraluminijuma, koji se koriste za izradu aviona jer su te legure čvrste i lagane. Legiranjem se mijenjaju i hemijska svojstva metala, kao npr. otpornost na koroziju. Legiranjem željeza sa niklom i hromom dobiju se legure otporne na koroziju, tzv. nehrđajući čelik.

KOMPLEKSNI JONI I MOLEKULE

Do sada smo govorili o stvaranju kovalentne veze tako što dva atoma daju svoje nesparene elektrone i tako grade zajednički elektronski par. Međutim, kovalentne veze mogu nastati i tako da zajednički elektronski par potiče samo od jednog atoma u kovalentnoj vezi. Da bi neki atom mogao biti donor mora imati jedan nepodijeljeni par elektrona u valentnoj vezi. Akceptor mora imati praznu orbitalu u valentnoj ljusci. Akceptor para elektrona može biti katjon metala, atom prelaznog metala ili bilo koji atom u molekuli.

Molekula vode ima dva nepodijeljena elektronska para. Te parove elektrona molekula vode može podijeliti sa atomom kome je potreban par elektrona da bi kompletirao valentnu ljusku.

54

Proton, H+, ima praznu 1s-orbitalu koju može popuniti tako što prima par elektrona od oksigena iz molekule vode:

Tako nastaje nova čestica H3O+, oksonijum jon. Pozitivno naelektrisanje raspodijeljeno je na čitav jon. Proton se tako stabilizira jer koordinira molekulu vode. I joni metala mogu biti koordinirani od strane molekula vode.

Joni građeni poput [Ca(H2O)6]2+ i [Fe(CN)6]3- zovemo kompleksnim jonima. Vidimo da to mogu biti kompleksni katjoni i anjoni ali i neutralne molekule. Formule kompleksnih jona ili molekula pišu se u uglastim zagradama.

Joni ili neutralne molekule koje doniraju nepodijeljeni par elektrona u prazne orbitale jona ili atoma metala zovu se ligandi. Ligandi su, npr. F-, Cl-, S2-, CN-, OH- ili neutralne molekule kao H2O, NH3, NO, CO i mnoge druge.

S koliko će atoma, odnosno jona biti okružen pojedini atom ili jon prelaznog metala zavisi o broju praznih orbitala u valentnoj ljusci atoma ili jona prelaznog metala i jačine liganda. Broj atoma iz liganada vezanih za centralni metalni jon u nekom kompleksu naziva se koordinacioni broj. Najčešći koordinacioni brojevi su 4, 6 i 8.

Ligandi, koji vezu metal-ligand ostvaruju pomoću samo jednog elektronskog para, nazivamo monodentatni. Postoje ligandi koji vezu metal-ligand ostvaruju pomoću dva, tri ili više elektronskih parova. To su bidentatni, tridentatni itd. Najznačajniji polidentatni ligand je EDTA (etilendiamintetraacetatna kiselina).

Mnogi prirodni spojevi, od kojih zavisi čitav svijet, su kompleksni spojevi. Hlorofil je kompleksni spoj sa atomom magnezijuma, a hemoglobin sa atomom željeza u središtu

55

porfirinskog prstena. Vitamin B12 je takođe kompleksno jedinjenje, a sadrži atom kobalta.

Jonizacijom kompleksnih spojeva ligandi se ne odvajaju od centralnog jona zato što su to dosta jake veze:

K4[Fe(CN)6] 4K+ + [Fe(CN)6]4-

Za razliku od dvostrukih soli koje jonizuju na sastavne jone:

KAl(SO4)2 K+ + Al3+ + 2 SO42-

DISPERZNI SISTEMI

Razlikujemo heterogene i homogene smjese. Heterogene smjese su one u kojima okom, lupom ili

optičkim mikroskopom možemo uočiti sastojke smjese. Homogene smjese imaju u svakom svom dijelu isti

hemijski sastav i ista fizička svojstva. Takve homogene smjese zovemo prave otopine.

Heterogene smjese i prave otopine su dva krajnja slučaja. Između njih ima čitav niz prelaza. Smjese koje prema veličini čestica čine prelaz između heterogenih smjesa i pravih otopina zovu se koloidne otopine ili koloidno disperzni sistemi. Teško je postaviti granice između pravih i koloidnih otopina. Prave otopine sadrže molekule ili jone. Koloidne otopine sadrže čvrste ili tečne čestice čija se veličina kreće između 10-9 do 10-7 m. Međutim, molekule nekih supstanci su tako velike da u otopini pokazuju svojstvo koloidno dispergovanih čestica.

U svakoj otopini razlikujemo otapalo (rastvarač) i otopljenu tvar (rastvorenu supstancu). Pod otapalom se podrazumijeva najčešće neka tečnost. To ne mora biti uvijek slučaj jer se i u čvrstim supstancama mogu otapati gasovi, tečnosti ili druge čvrste supstance. To su tzv. čvrste otopine. Neke se tečnosti međusobno miješaju u svakom omjeru, pa se postavlja pitanje šta je otapalo, a šta otopljena supstanca. Pod otapalom se u tom slučaju podrazumijeva ona supstanca koje ima više.

OTAPANJE ČVRSTIH SUPSTANCI U TEČNOSTIMA

56

Kada se čvrsta supstanca nađe u nekom otapalu, molekule otapala udaraju po površini čvrste supstance. U tim sudarima otkidaju se pojedine molekule. To je spontan proces. Na primjer, kada se kristal neke soli nađe u polarnom otapalu (voda), molekule vode uz površinu kristala orjentišu se tako da se svojim pozitivnim polom naslone na negativni pol molekule i obrnuto. Zbog toga privlačne sile između polarnih molekula u kristalu oslabe. Molekule vode ˝izvlače˝ polarne molekule (ili jone) sa površine kristala. Za ˝rušenje˝ kristalne strukture potrebno je utrošiti energiju, koja se zove energijom kristalne rešetke. To je endoterman proces (endos = unutra, thermos = topao).

U otopini svaka se molekula ili jon okružuje molekulama otapala. Pri tom nastaje jedna vrsta hemijskog spoja između otopljenih čestica i molekula otapala. Taj proces se odvija uz oslobađanje toplote. To je egzoterman proces (exo = vani). Kaže se da je došlo do solvatacije molekula ili jona (solvere = razvezati). Kad je otapalo voda kaže se da je došlo do hidratacije.

57

Energija koja se oslobodi pri ovom procesu zove se energija solvatacije (hidratacije).

Ako je za rušenje kristalne strukture utrošeno više toplote nego je dobijeno solvatacijom čestica u otopini promjena će biti endotermna. Obrnuto, ako se solvatacijom dobije više toplote nego se utroši za rušenje kristalne strukture promjena će biti egzotermna.

Pri otapanju, npr. amonijum hlorida ili kalijum hlorida otopina se hladi (endoterman proces), a pri otapanju natrijum karbonata ili natrijum hidroksida otopina se ugrije (egzoterman proces).

Istovremeno sa procesom otapanja, u otopinama se odigrava i suprotan proces. Otopljene supstance dolaze u blizinu još neotopljenih kristala i, usljed privlačnih sila kristalne rešetke, vraćaju se na površinu kristala. Proces suprotan rastvaranju zove se kristalizacija.

Kada se u jedinici vremena, na određenoj temperaturi, otopi isti broj molekula koliko se i iskristališe, tada se otopljena supstanca nalazi u ravnoteži sa svojim neotopljenim kristalima – otopina je zasićena.

Ako otopina sadrži više otopljene supstance u istoj zapremini nego što odgovara zasićenoj otopini na određenoj temperaturi, nastaje prezasićena otopina. Laganim hlađenjem zasićene otopine može da nastane prezasićena otopina. Prezasićene otopine su nestabilne, miješanjem ili ubacivanjem kristalića prelaze u ravnotežno stanje, postaju zasićene.

Nezasićene otopine sadrže manje otopljene supstance u istoj zapremini nego što odgovara zasićenoj otopini na određenoj temperaturi. Najveći broj hemijskih reakcija se odigrava uz korištenje nezasićenih otopina.

Pojam nezasićen – zasićen ne smije se poistovijetiti sa pojmom razblažen – koncentrovan, jer nezasićene otopine su često koncentrovane i obrnuto, zasićene otopine mogu da sadrže sasvim malo otopljene supstance.

Maseni odnos otopljene supstance i otapala određen je topivošću supstance u otapalu pri određenoj temperaturi.

Topivost čvrste supstance u određenom otapalu zavisi od temperature. Kod većine čvrstih supstanci topivost raste sa porastom temperature, ali neke se bolje otapaju na nižoj temperaturi. Kod gasova važi suprotno pravilo: gasovi se bolje otapaju pri nižim temperaturama.

58

Promjena topivosti čvrstih supstanci sa promjenom temperature grafički se prikazuje pomoću krivih topivosti. Poznavanjem topivosti soli na različitim temperaturama omogućava izračunavanje koncentracije zasićene otopine pri određenoj temperaturi kao i mase soli koja će se iskristalisati pri hlađenju otopine. Na osnovu krivih topivosti može se sagledati i redoslijed kojim će se supstance kristalisati iz otopine, pri određenim uslovima, što se koristi za uklanjanje nečistoća iz supstanci višestrukom prekristalizacijom, kao u procesu dobijanja nekih soli.

59

OTOPINE ELEKTROLITA

Pojave provođenja električne struje kroz vodene otopine i rastope soli bile su poznate još početkom XIX vijeka. Supstance koje u vidu rastopa ili vodenih otopina provode električnu struju posredstvom jona nazivaju se elektrolitima.

Molekulske rastvore još zovemo rastvorima neelektrolita jer ne provode električnu struju.

ELEKTROLITIČKA DISOCIJACIJA

Nastajanje jona objasnio je Arrhenius (Arenijus) 1887. godine teorijom elektrolitičke disocijacije. Prema njegovoj teoriji, elektroliti pri otapanju u vodi spontano disociraju (joniziraju) na pozitivno i negativno naelektrisane jone.

Kvantitativna mjera za disocijaciju elektrolita je stepen disocijacije, , koji se definiše kao odnos između broja disociranih molekula, Ndis, i ukupnog broja molekula, Nuk,koji je unijet u otopinu:

znači, stepen disocijacije pokazuje koji dio, od ukupnog broja otopljenih molekula, disocira na jone. Kada su sve molekule disocirale na jone je jednak 1 ili 100% (NaCl, NaClO4), a kada nema disocijacije, = 0 ili 0%. To su granične vrijednosti stepena disocijacije među kojima se nalaze svi elektroliti.

Stepen disocijacije zavisi od prirode elektrolita, prirode otapala, temperature i koncentracije otopine. Sa porastom razblaženja otopine, raste vrijednost stepena disocijacije.

Stepen disocijacije elektrolita eksperimentalno se određuje mjerenjem električne provodljivosti otopina.

60

JAKI I SLABI ELEKTROLITI

Vodene otopine amonijum hlorida, NH4Cl i natrijum hlorida, NaCl pokazuju intenzivnu elektroprovodljivost. Te soli su jaki elektroliti.

Amonijačna i otopina sirćetne kiseline pokazuju slabu elektroprovodljivost, to su slabi elektroliti.

Na osnovu mjerenja električne provodljivosti različitih elektrolita došlo je do zaključka da se elektroliti dijele na dvije grupe:

- slabe elektrolite, čiji je stepen disocijacije < 3% u 0,1 mol dm-3 otopini, i

- jake elektrolite, čiji je stepen disocijacije > 30% u 0,1 mol dm-3 otopini.

Jaki elektroliti su najčešće spojevi sa jonskom vezom (soli). Sa promjenom koncentracije jakih elektrolita, stepen disocijacije se malo mijenja, vrijednost mu je bliska jedinici.

Slabi elektroliti su supstance koje sadrže kovalentnu vezu sa djelimično jonskim karakterom. Što je veći jonski karakter veze u molekuli, to lakše dolazi do disocijacije. Sa promjenom koncentracije, razblaženjem otopina slabih elektrolita, stepen disocijacije se izrazito mijenja, postaje veći i suprotno tome, pri većim koncentracijama približava se nuli.

Jačina elektrolita zavisi i od prirode otapala. Tako je sirćetna kiselina znatno jači elektrolit u tečnom amonijaku nego u vodenoj otopini.

KONSTANTA DISOCIJACIJE

Disocijaciju jakih elektrolita smatramo nepovratnim procesom, dok se pri disocijaciji slabih elektrolita javlja i suprotan proces, dolazi do asocijacije, nastaju molekule sve dok ne dođe do dinamičke ravnoteže molekulskog i jonskog oblika. Primjenom Zakona o djelovanju masa možemo napisati izraz za konstantu ravnoteže koja se u ovom slučaju naziva konstantom disocijacije, Kc:

AB A+ + B-

61

u uglastim zagradama date su ravnotežne koncentracije izražene u moldm-3.

Ukoliko je konstanta disocijacije veća elektrolit je jači. Tako je, npr. Kc (HCl) = 103 mol dm-3; Kc (CH3COOH) 10-5 mol dm-3 ; Kc (H2O) 10-16 mol dm-3.

Ako količinsku koncentraciju izrazimo sa c (mol dm-3), tada je:

[A+] = [B-] = c i[AB] = c – c

te se zamjenom ovih vrijednosti u jednačini za konstantu disocijacije dobija:

Jednačina povezuje konstantu i stepen disocijacije, a ilustruje Ostvaldov zakon (W. Ostwald) razblaženja: pri razblaženju otopine raste stepen disocijacije, a smanjuje se koncentracija otopine jer je njihov proizvod konstanta, Kc.

Ostvaldov zakon važi samo za otopine slabih elektrolita.

Primjer 1: Izračunati konstantu disocijacije otopine nitritne kiseline koncentracije c = 0,05 moldm-3 i stepena disocijacije = 0,089.

Rješenje: HNO2 H+ + NO2-

Primjer 2: Izračunati stepen disocijacije borne kiseline, H3BO3, u otopini koncentracije c = 0,1moldm-3; Kc = 5,8×10-10.Rješenje:

H3BO3 H+ + H2BO3-

62

pošto je Kc mala vrijednost, tj. očekuje se da je mala vrijednost onda izraz u imeniku možemo pisati kao: 1- 1. Izraz za Kc

dobija oblik:Kc = c 2,

Odakle dobijamo:

TAČKA MRŽNJENJA I TAČKA KLJUČANJA OTOPINE

Kada se tečnost ostavi da stoji na zraku ona će polahko sama od sebe isparavati. U gasno stanje mogu preći one molekule, koje se nalaze na površini tečnosti, i to u onom trenutku kada sudarima sa drugim molekulama dobije dovoljno kinetičke energije da mogu savladati privlačne sile okolnih molekula. Kaže se da tečnost pokazuje pritisak para. Pritisak para tečnosti zavisi od temperature i uvijek raste sa porastom temeprature. Kada pritisak para postane jednak atomosferskom pritisku tečnost počne da ključa. Tačka ključanja neke tečnosti je ona temperatura pri kojoj je pritisak para te tečnosti jednak atmosferskom. Pri standardnom pritisku, tačka ključanja čiste vode je 100°C (373,15 K).

Ako se u vodi otope neke soli dolazi do sniženja pritiska para otopine u odnosu na čistu vodu na istoj temperaturi. Zato otopinu, na primjer kuhinjske soli, treba zagrijati na višu temepraturu da bi pritisak para bio jednak atomosferskom pritisku, tj. da proključa.

Ako neku tečnost hladimo smanjuje se njen pritisak para. Kad tečnost dovoljno ohladimo ona će se u jednom trenutku početi zamrzavati, tj. pritisak para supstance u tečnom stanju jednak je pritisku para te supstance u čvrstom stanju. Tačka mržnjenja je ona temperatura pri kojoj je pritisak para neke supstance u čvrstom i tečnom stanju jednak.

Tačka mržnjenja čiste vode pri standardnom pritisku je 0°C (273,15K).

63

Ako se napravi otopina neke supstance u vodi takva otopina će mrznuti na nižoj temperaturi. Ova pojava ima praktičnu primjenu kod posipanja puteva kristalima soli da se snizi tačka mržnjenja vode, da se ne stvaraju poledice na putevima.

OSMOZA I OSMOTSKI PRITISAK

Osmoza je prolaženje otapala kroz polupropusnu membranu iz otopine manje koncentracije u otopinu veće koncentracije. Kroz polupropusnu membranu neke molekule mogu prolaziti, a neke ne. Između osmotskog pritiska i koncentracije otopine postoji sljedeći odnos:

= cRT – osmotski pritisakc – količinska koncentracijaR – gasna konstanta

T – termodinamička temperatura. Otapalo prolazi kroz polupropusnu membranu sve dok se

koncentracije otopina s obje strane membrane ne izjednače ili dok se hidrostatički pritisak ne izjednači sa osmotskim pritiskom. Ako se hidrostatički pritisak poveća toliko da postane veći od osmotskog, otapalo će prolaziti kroz polupropusnu membranu iz otopine veće koncentracije u otopinu manje koncentracije. To je reverzna osmoza i primjenjuje se za dobijanje pitke vode iz morske vode.

Osmotski pritisak ima važnu ulogu za biljke i životinje. Na primjer, membrane eritrocita su polupropusne. Ako se eritrociti stave u čistu vodu, onda voda prolazi kroz membranu i ulazi u eritrocite,

64

pri čemu eritrociti bubre. Kako se membrane ne mogubeskonačno rastezati one pucaju i eritrociti propadaju. Obrnuto, ako je osmotski pritisak veći od osmotskog pritiska u eritrocitima oni gube vodu i opet propadaju. Zato otopine koji se daju intravenoznom infuzijom, ili koji se primjenjuju pri dijalizi moraju imati isti osmotski pritisak kao i ćelijska tečnost. Kada dvije otopine imaju isti osmotski pritisak za njih se kaže da su izotonične. Otopina u kojoj je maseni udio NaCl-a 0,9% ili glukoze 5,3%, izotonična je sa ćelijskom tečnošću u ljudskom organizmu.

65

KOLOIDNE OTOPINE

Koloidno disperznim sistemima su nazvani oni sistemi u kojima je veličina čestica disperzne faze 1nm do 100 nm. Prema agregatnom stanju disperznog sredstva i disperzne faze postoje razne kombinacije koloidno-disperznih sistema:

Disperzno sredstvo

Disperzna faza Naziv sistema Primjer

gasTečnostČvrsta supstanca

aerosol MaglaDim

tečnostGasTečnostČvrsta supstanca

PjenaEmulzijaSol, gel

SapunicaMlijekoŽelatin

Čvrsta supstanca

GasTečnostČvrsta supstanca

Čvrsta pjenaČvrsta emulzijaČvrsti sol, gel

PlutaPuterObojeno staklo

Koloidne otopine se od pravih (molekulskih) otopina razlikuju, po tzv. Faradej-Tindalovom efektu – rasipaju svjetlosne zrake u svim smjerovima, te se svjetlosni zrak koji prolazi kroz koloidnu otopinu vidi kao difuzna svjetlost, ako se posmatra sa strane.

Stabilnost koloidnih čestica potiče od njihovog električnog naboja i omotača koji ih okružuje. U zavisnosti od vrste omotača razlikujemo hidrofobne (ili uopšteno liofobne) koloide koji se ne obavijaju molekulama vode ili otapala i hidrofilne (liofilne) koloide koji su obavijeni molekulama vode ili otapala.

66

Adsorpcijom istovrsnih jona iz otopine koloidne čestice se naelektrišu istovrsnim nabojem, grade se koloidni joni.

Na adsorbovane jone vezuju se suprotno naelektrisani joni i čine dufuzni sloj koloidne čestice, te na površini čvrste faze se formira dvostruki sloj. Jezgro, monomolekulski sloj i difuzni sloj čine micelu koloidne čestice.

Zbog uzajamnog djelovanja koloidnih jona, sol stanje je veoma stabilno. Naboj sola možemo utvrditi provođenjem jednosmjerne struje kroz rastvor – tzv. elektroforezom, jer se koloidni joni kreću ka suprotno naelektrisanoj elektrodi. Elektroforezom se mogu odvajati raznovrsno naelektrisani solovi.

Ukoliko želimo da istaložimo koloidnu otopinu, moramo odstraniti njegov naboj, što se čini dodatkom elektrolita (soli) koji sadrži, u dovoljnoj koncentraciji, suprotno naelektrisane jone.

koloidni jon + suprotno naelektrisan jon koagulat

Nastali talog naziva se koagulat, a sam proces koagulacijom, jer se pri tome ne razara struktura koloidne čestice, već se gradi amorfan talog.

Koagulat je stabilan dok je u otopini prisutan elektrolit. Ako koagulat – talog ispiramo vodom, elektrolit se uklanja, a talog ponovo prelazi u koloidnu otopinu. Ovaj proces nazivamo peptizacijom.

Koloidne otopine se dobivaju disperzijom grubo disperznih sistema u koloidnim mlinovima, peptizacijom koagulata ili kondenzacijom.

ENERGETSKE PROMJENE U HEMIJSKIM REAKCIJAMA

Pri hemijskim reakcijama energija se ili oslobađa ili troši. Otuda govorimo o egzotermnim i endotermnim reakcijama. Energetske efekte hemijskih reakcija proučava termohemija.

67

Sami podaci koji se dobiju o energetskim efektima koriste se za izračunavanje energije međuatomskih i međumolekularnih veza; za objašnjenje građe; reakcionih sposobnosti supstanci; za određivanje smjera hemijske reakcije i za izračunavanje energetskog bilansa tehnoloških procesa.

Reakciju između hidrogena i oksigena na temperaturi 25°C i atmosferskom pritisku od 101325 kPa možemo prikazati i termohemijskim jednačinama:

H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) rH = -242 kJ/mol iliH2(g) + ½ O2(g) → H2O(ℓ) rH = -286 kJ/mol

Formule u jednačini označavaju supstance, znaci u zagradama se odnose na agregatna stanja i pišemo ih zbog toga što energetski efekat hemijske reakcije zavisi i od agregatnog stanja. Reakcione toplote rH izražava se u kJ/mol (kilodžul po molu) i odnosi se na 1 mol proizvoda.

Ako je toplotni sadržaj reaktanata veći od toplotnog sadržaja proizvoda, tada se oslobađa toplota – reakcija je egzotermna. Kod egzotermnih reakcija smanjuje se toplotni sadržaj sistema, promjena reakcione toplote ima negativan predznak, rH < 0.

Ako je toplotni sadržaj proizvoda reakcije veći od toplotnog sadržaja reaktanata, toplota se apsorbuje – reakcija je endotermna. Kod endotermnih reakcija raste toplotni sadržaj sistema, te promjena reakcione toplote ima pozitivan predznak, rH > 0.

Hemijske reakcije i hemijski procesi najčešće se izvode ili pri stalnom pritisku (npr. u otvorenim posudama) ili pri stalnoj zapremini (npr. u autoklavima). Kad nekom fizičko-hemijskom sistemu dovedemo izvjesnu količinu toplote, Q, ona će se utrošiti na povećanje unutrašnje energije, U, čitavog sistema. Uopšte, dovedena toplota će se utrošiti na promjenu unutrašnje energije sistema U i na rad, W protiv spoljašnjih sila:

Q = U – W W = - PV

Kada se reakcija odvija pri stalnom pritisku (što je u hemiji najčešći slučaj) količinu toplote označavamo sa Qp.

68

Simbolom Qv označavamo utrošak toplote pri stalnoj zapremini. Radi jasnijeg uočavanja razlike između Qv i Qp uveden je pojam entalpije, H, koji predstavlja ukupni energetski sadržaj sistema. H onda označava ukupnu promjenu energije sistema – dU – W. Otuda slijedi da je dH = Qp, a dU = Qv.

Toplotni efekti hemijskih reakcija mogu se odrediti eksperimentalnim putem ali i čisto teorijski na osnovu termohemijskih izračunavanja.

Da bi se energetski efekti reakcije mogli određivati definisani su sljedeći standardni uslovi: količina supstance 1 mol, pritisak 101325 Pa, temperatura je 25°C (298,15K). Standardni toplotni efekti označavaju se sa rHo

298 (rUo298).

Uobičajeno je da se upotrebljava i pojam reakciona toplota tj. entalpija reakcije.

Entalpija reakcije je razlika između entalpije produkata i entalpije reaktanata:

H = H(produkti) – H(reaktanti)

Po dogovoru entalpije svih elementarnih supstanci uzetih pri standardnim uslovima ( P = 101325 Pa; T = 298,15 K) jednake su nuli.

Toplota koja se oslobodi ili veže pri konstantnom pritisku kad iz elemenata nastane 1 mol nekog spoja jednaka je entalpiji stvaranja spoja, rHo.

Entropija

U najvećem broju hemijskih reakcija istovremeno se odigravaju najmanje dva procesa: promjena energije i promjena uređenosti sistema, tj. promjena međusobnog položaja čestica. Sve čestice u prirodi (molekule, atomi, joni) teže haotičnom kretanju iz stanja veće u stanje manje uređenosti.

Fizička veličina kojom mjerimo neuređenost sistema naziva se entropija i najčešće se obilježava sa S. U praksi se ne može odrediti apsolutna vrijednost entropije već samo njena promjena, S.

Entropija raste pri prelasku iz stanja manje u stanje veće neuređenosti i obratno, opada pri prelasku iz stanja veće u stanje manje neuređenosti.

69

Pri prelasku tečnosti u gasovito stanje entropija raste; pri otapanju kristalne supstance takođe i slično.

Pri kondenzaciji i kristalizaciji entropija se smanjuje.

BRZINA HEMIJSKE REAKCIJE

70

Da bi se izvršila neka hemijska reakcija potrebno je određeno vrijeme. Neke hemijske reakcije idu vrlo brzo, dok druge pod istim uslovima teku sporo.

Brzina hemijske reakcije je promjena koncentracije reagujućih supstanci u jedinici vremena.

Prvi uslov da dođe do hemijske reakcije među nekim supstancama je da njihove molekule, atomi ili joni dođu u međusobni dodir – da se sudare. Ali svaki sudar čestica ne dovodi do hemijske reakcije. Pri nekim sudarima dolazi samo do međusobnog odbijanja čestica. Hemijsku reakciju izazivaju samo sudari onih čestica koje posjeduju određenu količinu energije. Energija koju treba da posjeduju čestice reagujućih supstanci da bi pri njihovom sudaru došlo do hemijske reakcije zove se energija aktivacije.

Od broja uspješnih sudara čestica u sekundi zavisi brzina hemijske reakcije.

Na brzinu hemijske reakcije utiče više faktora, a najvažniji su: priroda reagujućih supstanci, koncentracija reagujućih supstanci, temperatura i katalizatori.

Brzina hemijske reakcije zavisi dosta od prirode reagujućih supstanci. Vrijedi pravilo da su vrlo brze sve reakcije između jona u otopinama elektrolita.

Uticaj koncentracije na brzinu hemijske reakcije objašnjava Zakon o djelovanju masa kojeg su otkrili Guldberg i Waage 1867. godine: Brzina hemijske reakcije na određenoj temperaturi upravo je proporcionalna proizvodu koncentracija reagujućih supstanci.

71

Uzmimo da reaguje supstanca A sa molekulama supstance B i nastaju molekule C i D:

A + B C + D

Po Zakonu o djelovanju masa brzina je proporcionalna koncentracijama supstanci A i B:

v = k[A][B]

v je brzina reakcije, k je konstanta brzine reakcije između supstanci A i B, a uglasta zagrada označava koncentraciju izraženu u moldm-3.

Eksperimentalno je utvrđeno (van`t Hoff, 1884. godina) da brzina hemijske reakcije dvostruko ili višestruko raste pri porastu temperature za 10°C.

Supstance koje utiču na brzinu hemijske reakcije zovu se katalizatori, a djelovanje katalizatora zove se kataliza.

Pri hemijskoj reakciji katalizator se ne troši i ostaje hemijski neizmijenjen. Katalizator koji povećava brzinu hemijske reakcije zove se pozitivni katalizator, a onaj koji je usporava zove se negativni katalizator ili inhibitor.

Kataliza može biti homogena i heterogena. Homogena kataliza je kada su katalizator i reagujuće supstance u istom agregatnom stanju (gasovi ili otopine). Heterogena je kada je katalizator u čvrstom agregatnom stanju, a reagujuće supstance gasovi ili supstance u otopini.

Djelovanje katalizatora se sastoji, uglavnom, u tome da on stupa u međureakciju sa reagujućim supstancama i time snižava energiju aktivacije određene hemijske reakcije, usljed čega ona brže teče.

Ulogu katalizatora u živim organizmima igraju složena organska spojevi - enzimi. Svaki enzim ubrzava samo određenu reakciju u organizmu.

HEMIJSKA RAVNOTEŽA

72

Hemijska reakcija u kojoj supstance koje su nastale tom reakcijom reaguju međusobno tako da ponovo grade polazne supstance zove se povratna hemijska reakcija.

Većina hemijskih reakcija su povratne. Ako reakcijom supstanci A i B nastaju supstance C i D i obrnuto, jednačina te povratne reakcije se piše:

A+B C+D.

U početku imamo A i B, i odvija se reakcija u desno. Pri tome se smanjuje koncentracija A i B, a time i opada brzina reakcije. Stvaranjem molekula C i D počinje da se odvija i reakcija među njima. Brzina ove reakcije postepeno raste do neke određene vrijednosti.

Kada se izjednače brzine ove dvije hemijske reakcije koje teku u suprotnim smjerovima, nastaje hemijska ravnoteža u datom sistemu. To je dinamička ravnoteža, tj. obje reakcije se i dalje odvijaju, ali se ne mijenja koncentracija reagujućih supstanci.

Svaka povratna hemijska reakcija ima svoju vrijednost konstante ravnoteže. Konstanta ravnoteže je broj dobiven dijeljenjem proizvoda koncentracija produkata reakcije sa proizvodom koncentracija polaznih supstanci, nakon uspostavljanja ravnoteže:

Povratna hemijska reakcija je, npr. sinteza amonijaka:

N2 + 3H2 2NH3

A konstanta ravnoteže ove reakcije je:

Zakon o djelovanju masa može se primijeniti na sve povratne reakcije.

73

LE ŠATELJEOV PRINCIP

Faktori koji utiču na hemijsku ravnotežu nekog sistema su: koncentracija supstanci koje učestvuju u hemijskoj reakciji, temperatura i pritisak. Ako se ne mijenja ni jedan od ovih faktora, ravnoteža će trajati neograničeno dugo. Izmjenom bilo kojeg od ovih faktora ravnoteža se remeti. Objašnjenje ove promjene sistema daje Le Šateljeov (Le Chatelier) princip, koji se može iskazati ovako: Ako se sistemu promijeni jedan od faktora koji utiče na hemijsku ravnotežu, doći će do usmjeravanja hemijske reakcije u sistemu tako da se suzbije uticaj ove promjene.

Ako se, npr. kod sinteze amonijaka:

N2 + 3H2 2NH3

Poveća koncentracija nitrogena i hidrogena sistem se suprotstavlja toj promjeni tako što će reakcija sinteze amonijaka teći brže nego reakcija njegovog razlaganja.

74

PROIZVOD TOPIVOSTI

Na osnovu Zakona o djelovanju masa može se objasniti i pojava građenja taloga pri nekim jonskim reakcijama. Na primjer, zašto dolazi do taloženja srebro hlorida, AgCl, čim se u otopinu bilo kojeg hlorida doda otopina srebro nitrata, AgNO3?

Srebro hlorid je so koja se slabo otapa u vodi. U 1dm3

vode otapa se samo 1,5 × 10-5 g AgCl, ali se može uzeti da su sve molekule otopljenog srebro hlorida u njegovoj zasićenoj otopini jonizovane na jone:

AgCl Ag+ + Cl-

Prema tome, koncentracije jona Ag+ i Cl- su ograničene topivošću srebro hlorida.

Proizvod koncentracija jona teško topive soli u njenoj zasićenoj otopini naziva se proizvod topivosti (Ksp).

Na primjer, proizvod topivosti srebro hlorida je:

Ksp(AgCl) = [Ag+] [Cl-] = 1,21 × 10-12 mol2 dm-6.

Kada u otopini imamo Ag+ i Cl- jone i ako je proizvod njihovih koncentracija veći od proizvoda topivosti srebro hlorida višak jona se odmah spaja u molekule AgCl i gradi se talog. Ako se u zasićenoj otopini teško topive soli smanji koncentracija njenih jona, dolazi do otapanja taloga, jer jonizuju nove molekule.

PROTOLITIČKA RAVNOTEŽA U VODI

Hemijske reakcije najčešće se odigravaju u vodenoj sredini.

JONIZACIJA VODE

Na osnovu mjerenja električne provodljivosti vode utvrđeno je da i najčistija voda u maloj mjeri proizvodi električnu struju što se objašnjava neznatnom jonizacijom molekula vode na hidronijum i hidroksidne jone autoprotolitičkom reakcijom:

75

H2O + H2O H3O+ + OH-

kiselina 1 baza 2 kiselina 2 baza 1

Ako se na ovu reakciju primijeni Zakon o djelovanju masa konstanta ravnoteže može da se prikaže jednačinom:

Koncentracija vode [H2O]2 se smatra konstantnom zbog slabe jonizacije, te proizvod ove dvije konstante daje novu konstantu:

Kc × [H2O]2 = Kw

Kw = [H3O+] × [OH-]

Nova konstanta naziva se jonski produkt vode, Kw. Jonski produkt vode zavisi od temperature i ima veću vrijednost pri višim temperaturama. Vrijednost Kw na 25°C iznosi

Kw =1×10-14 mol2dm-6. On je konstantna vrijednost bez obzira da li se radi o neutralnoj, kiseloj ili baznoj sredini.

Ako se čistoj vodi doda kiseline, povećaće se koncentracija H+ jona. Usljed toga se smanjuje koncentracija OH-

jona, jer se grade molekule vode. Obrnuto, ako se vodi doda baze, poveća se koncentracija OH- jona, a smanjuje se koncentracija H+

jona.Primjer: Izračunati koncentraciju OH- jona u vodenoj

otopini u komoj je koncentracija H3O+ jona 1 × 10-3 moldm-3.Rješenje:Iz Kw = [H3O+] [OH-] dobijamo:

Stepen bazičnosti i stepen kiselosti neke otopine može se kvantitativno izraziti koncentracijom hidrogenovih jona:

76

Neutralna otopina [H+] = [OH-] = 1×10-7

Kisela otopina [H+] > 1×10-7

Bazična otopina [H+] < 1×10-7

Za jednostavnije izračunavanje kiselosti ili bazičnosti otopine koristi tzv. hidrogenski eksponent, pH (pe-ha), koji predstavlja negativni logaritam koncentracije hidrogenovih jona:

pH = - log [H3O+]

Na primjer, ako je [H3O+] = 1×10-4 onda je:

pH = - log 1×10-4 = 4

Analogno izražavanju pH, koncentraciju OH- jona izražavamo jednačinom:

pOH = - log [OH-].

Logaritamski izraz za jonski produkt vode je:

pH + pOH = pKw = 14pH + pOH = 14.

Vrijednost pH može biti od 0 do 14:

Neutralna otopina pH = 7Kisela otopina pH < 7Bazična otopina pH > 7.

Tačna vrijednost za pH određuje se pehametrom, a približna vrijednost indikatorima.

77

Šema pehametra

Indikatori

Indikatori su supstance čija se boja mijenja u zavisnosti od koncentracije hidrogenovih jona. To su najčešće otopine slabih organskih kiselina ili baza. Oni se primjenjuju u obliku otopina ili listića i ukazuju na karakter sredine. Najviše se primjenjuju: lakmus, metiloranž i fenolftalein.

Indikator U kiseloj srediniU baznoj sredini

U neutralnoj sredini

lakmus crven plav ljubičastmetiloranž crven žut narandžastfenolftalein bezbojan crven kao

malinabezbojan

ELEKTROHEMIJA

HEMIJSKI IZVORI ELEKTRIČNE STRUJE

78

Ako uronimo metal u vodenu otopinu njegovih jona, nastaće redoks sistem.

M(s) Mn+(aq) + ne-

Pri otapanju, sa površine metala joni prelaze u otopinu, te na površini metala ostaje višak elektrona. Istovremeno se odvija i suprotan proces: joni iz otopine se izdvajaju na metalu. Poslije izvjesnog vremena uspostavlja se ravnoteža između brzine otapanja i taloženja metalnih jona. Koji će proces biti izražen, zavisi od prirode metala. Ako je proces otapanja metala jače izražen:

Zn(s) Zn2+(aq) + 2e-

Površina metala se naelektriše negativno, u odnosu na otopinu, metal je jače redukciono sredstvo, a njegovi joni slabije oksidaciono sredstvo. Ako je jače izražena redukcija jona:

Cu2+(aq) + 2e- Cu(s)

Površina metala se naelektriše pozitivno u odnosu na otopinu, metal je slabije redukciono sredstvo, a njegovi joni jače oksidaciono sredstvo.

Slika : Danijelov galvanski element.

Metal uronjen u otopinu elektrolita (svojih soli) predstavlja jedan redoks-sistem, koji nazivamo elektrodom ili poluelementom (polućelijom). Potencijal koji se uspostavlja

79

između metala i otopine naziva se elektrodni potencijal ili redoks-potencijal, E. Vrijednost elektrodnog potencijala zavisi od prirode metala, koncentracije jona metala u otopini i temperature. Potencijal između elektrode i otopine ne može se mjeriti, već se mjeri razlika u potencijalima između dvije različite elektrode.

Sistem sa dvije elektrode (poluelementa) naziva se galvanski element.

Razlika potencijala između elektroda galvanskog elementa naziva se elektromotorna sila, EMF.

EMF = E1 - E2

Potencijal pozitivnije elektrode (E1) piše se kao prvi da bi razlika između njega i potencijala negativnije elektrode (E2) bila pozitivan broj. Mjeri se voltmetrom i izražava se u voltima, V.

Potencijal elektrode određuje se tako što se ona veže sa standardnom hidrogenovom elektrodom za čiji je potencijal uzeto da je jednak nuli. Ona je izgrađena od platinirane platine (sunđeraste) na koju se dovodi gasoviti hidrogen pod pritiskom od 101325 Pa, pri temperaturi od 25°C, a koja je uronjena u otopinu kiseline u kome je c(H+) = 1 moldm-3.

Standardni elektrodni potencijal pojedinih redoks sistema može biti pozitivan ili negativan u odnosu na potencijal standardne hidrogenove elektrode. Ako poredamo metale prema veličini njegovog potencijala, dobićemo naponski niz metala, jer ukoliko je potencijal negativniji, utoliko je redukciona sposobnost metala veća, i obrnuto, ukoliko je potencijal pozitivniji, redukciona moć slabi.

80

Standardna hidrogenovaelektroda

Na osnovu vrijednosti elektrodnih redoks potencijala može se kvantitativno odrediti pod kojim uslovima će se odvijati neka redoks.reakcija kao i smjer reakcije.

Kada se elektrode galvanskog elementa spoje provodnikom dolazi do pretvaranja hemijske energije u električnu.

Na negativnoj elektrodi – anodi (Zn) vrši se oksidacija, a na pozitivnoj elektrodi – katodi (Cu) redukcija, tako da se elektroni kreću id cinka ka bakru.

Otopine se povezuju solnim mostom koji omogućava kretanje jona.

Galvanski element se označava sa:

- Zn(s) | Zn2+ (aq) || Cu2+ (aq) | Cu (s) +

Dvije crte označavaju solni most. Uobičajeno je da se sa desne strane piše pozitivnija elektroda.

ELEKTROLIZA

Elektroliza je hemijsko razlaganje elektrolita pomoću električne struje. U otopinama elektrolita i rastopima joni se haotično kreću. Dovođenjem električne struje sistemu preko elektroda, pod dejstvom električnog polja, dolazi do usmjerenog kretanja jona prema suprotno naelektrisanim elektrodama. Pozitivni joni se redukuju na negativnoj elektrodi (katodi), a istovremeno se negativni joni oksiduju na pozitivnoj elektrodi (anodi). Stoga pozitivne jone zovemo katjonima, a negativne anjonima.

Proces elektrolize je obrnut proces onome što se spontano dešava u galvanskom elementu. Sada se električna energija pretvara u hemijsku.

Elektrolizom HCl-a dešavaju se sljedeći procesi:

Katoda: 2H+ + 2e H2 redukcijaAnoda: 2Cl- - 2e Cl2 oksidacija.

81

Na katodi se izdvaja hidrogen, a na anodi hlor.Kod elektrolize je važna konstanta F, Faradejeva

konstanta. Ona predstavlja naelektrisanje 1 mola elektrona, tj. 96500 C/mol.

FARADEJEVI ZAKONI

I zakon: Količina supstance dobijene elektrolizom je direktno proporcionalna jačini struje koja protiče kroz elektrolit i vremenu njegovog proticanja (količini elektriciteta).

II zakon: Količine raznih supstanci dobijenih strujom iste jačine i za isto vrijeme međusobno se odnose kao M/z.M – molarna masaz – broj izmijenjenih elektrona.

Elektrolitički procesi imaju značajnu tehnološku primjenu. Koriste se za dobijanje i prečišćavanje metala, dobijanje gasova, raznih neorganskih i organskih supstanci, koriste se takođe i za zaštitu i uljepšavanje metala.

PRIRODNA RADIOAKTIVNOST

Francuski fizičar Bekerel je 1896. godine načinio otkriće koje je značilo veliku revoluciju u nauci. On se duže vrijeme bavio izučavanjem pojave fluorescencije. Kada bi osvijetlio izvjesne supstance sunčevim, ultraljubičastim ili rentgenskim zracima one bi počele da fluoresciraju (svjetlucaju). Čim bi se osvjetljavanje supstanci prekinulo, fluorescencija bi prestala. Bekerel je ispitao fluorescenciju uranovih soli: stavio je uzorak uranove soli na fotografsku ploču i kasnije je ploču razvio i vidio je da je uranova so spontano emitovala zrake (bez osvjetljenja) i stvarala zatamnjenje na ploči.

Kasnije su Marija i Pjer Kiri, iz rude koja zrači, izolovali novi hemijski element i nazvali ga polonijum, u čast Poljske, domovine Marije Kiri.

Kasnije su izdvojili još jedan element koji je najjače zračio – radijum. Marija Kiri je pojavu spontanog emitovanja

82

zračenja od strane nekih elemenata nazvala radioaktivnošću, a hemijske elemente koji posjeduju to svojstvo – radioaktivnim elementima.

Radioaktivni zraci imaju niz neobičnih svojstava: veoma su prodorni i prolaze kroz hartiju i tanke listove metala; izazivaju zatamnjenje fotografske ploče; jonizuju vazduh; razaraju žive ćelije itd.

Propuštanjem radioaktivnih zraka kroz električno polje dokazano je da su oni sastavljeni od tri vrste zraka: jedan njihov dio je skretao ka negativno naelektrisanoj ploči – zraci su nazvani – zracima; drugi dio zračenja je jače skretao ka pozitivno naelektrisanoj ploči ( – zraci), dok je treći dio prolazio kroz električno polje bez skretanja ( – zraci).

Engleski fizičar Ernest Rederford je utvrdio da – zraci predstavljaju mlaz naelektrisanih materijalnih čestica – jona helijuma čija je relativna molekulska masa 4, a sadrže dvije elementarne jedinice pozitivnog naelektrisanja.

Bekerel je dokazao da su – zraci elektroni istovjetni sa katodnim zracima, kao i sa elektronima koji se oslobađaju iz metala pri fotoelektričnom efektu.

– zraci su elektromagnetski zraci velike energije i prodornosti.

Rederford i Sodi su 1903. godine dali teorijsko objašnjenje radioaktivnih pojava. Prema njihovom tumačenju, atomi radioaktivnih elemenata su nestabilni i spontano se raspadaju, dajući atome drugih elemenata. Ovaj proces praćen je emitovanjem radioaktivnih zraka.

83

VRSTE HEMIJSKIH REAKCIJA

OKSIDO – REDUKCIONE REAKCIJE

Oksido redukcione reakcije karakteriše proces primanja i otpuštanja elektrona. Da bi došlo do hemijske reakcije oksido-redukcije neophodno je da se čestice (atomske vrste) razlikuju u elektronegativnosti. Čestica koja je manje elektronegativna predaje elektronegativnijoj čestici u potpunosti, ili samo dijelom (pomjeranje elektronskog oblaka) jedan ili više elektrona.

Iako je oksidoredukcija jedinstven proces primopredaje elektrona, možemo govoriti posebno o oksidaciji i posebno o redukciji. Na primjer:

Mg + ½ O2 MgO

84

Magnezijum se otpuštanjem elektrona oksidovao, dok se oksigen primanjem elektrona redukovao. Oksidacioni broj elementa koji se oksiduje se povećava, a elementa koji se redukuje se smanjuje.

Oksidacija je proces otpuštanja elektrona, a redukcija je proces primanja elektrona. Kod nastanka kovalentnih spojeva broj naznačenih elektrona odnosi se samo na broj elektrona koji učestvuju u reakciji oksido-redukcije pomjerajući se od manje elektronegativnog ka elektronegativnijem elementu (atomu).

Primjer reakcije oksidacije Primjer reakcije redukcije Nao Na+ + e Na+ + e Nao

Fe2+ Fe3+ + e Fe3+ + e Fe2+

2Cl- + 2e + 2e

2Cl-

Sve ove reakcije su polureakcije jedinstvenog ravnotežnog oksido-redukcionog procesa:

redukcija oksidacija Nao Na+ + e Cl2

o + 2e 2Cl- oksidacija redukcija

ili u opštem slučaju:oksidacija

redukovani oblik oksidovani oblik + ne- redukcija

Atomske, jonske i molekulske vrste koje u reakcijama oksido-redukcije predaju elektrone nazivamo redukcionim sredstvima. Suprotno tome, vrste koje primaju elektrone nazivamo oksidacionim sredstvima. U samoj reakciji oksido-redukcije, redukciono sredstvo, predajući elektrone, se oksiduje, a oksidaciono sredstvo, primajući elektrone, se redukuje, što znači da istovremeno reaguju dva redoks para pri čemu broj predanih i primljenih elektrona mora da bude isti. Tako, na primjer:

2Nao 2Na+ + 2e oksidacijaCl2 + 2e 2Cl - redukcija

85

2Nao + Cl2o 2Na+1 Cl-1 oksido-redukciona

reakcija

Neka supstanca je jače oksidaciono sredstvo ukoliko lakše prima elektrone. Redukciono sredstvo je utoliko jače ukoliko lakše prima elektrone.

REAKCIJE NEUTRALIZACIJE

Kada se pomiješaju otopine kiselina i baza kao produkti neutralizacije nastaju so i voda:

NaOH(aq) + HCl(aq) NaCl(aq) + H2O(ℓ)ili uopšte H3O+(aq) + OH-(aq) 2H2O(ℓ)

Soli nastale neutralizacijom jake kiseline jakom bazom su neutralne, ne pokazuju ni svojstva kiselina ni baza. Soli, nastale reakcijom slabe kiseline i jake baze, slabe baze i jake kiseline ili slabe kiseline i slabe baze hidroliziraju, tj. reaguju sa vodom i odvija se reakcija u suprotnom smjeru:

NaHCO3 + H2O NaOH + H2CO3

Vodena otopina sode bikarbone, NaHCO3, pokazuje bazna svojstva jer hidrolizom nastaju NaOH i H2CO3 i jači je uticaj (koncentracija) OH- jona iz NaOH.

Primjer: Koliko treba odvagati čvrstog NaOH da se neutralizira 0,5 mola sulfatne kiseline?Rješenje: Najprije napišemo jednačinu reakcije:

2NaOH + H2SO4 Na2SO4 + 2 H2O

Iz napisane i izbalansirane jednačine vidimo da je odnos količina NaOH i H2SO4:

n(NaOH) = 2 × n(H2SO4)n(NaOH) = 2 × 0,5 mol = 1 mol

86

iz slijedi

m(NaOH) = n(NaOH) × M(NaOH)m(NaOH) = 1 mol × 40 g/molm(NaOH) = 40 g.Znači, treba izvagati 40 g čvrstog NaOH da bi došlo do

potpune neutralizacije 0,5 mola sulfatne kiseline.

REAKCIJE RAZLAGANJA

Neke supstance se pri zagrijavanju razlažu na jednostavnije supstance. Za reakcije razlaganja je karakteristično da ne dolazi do promjene oksidacionog stanja. Zagrijavanjem, npr. magnezijum karbonata dobije se magnezijum oksid i karbon dioksid:

MgCO3(s) MgO(s) + CO2(g)Žarenjem hidroksida zemnoalkalnih i prelaznih metala

dobije se oksid i voda:2 Fe(OH)3(s) Fe2O3(s) + 3 H2O(g).Karbonatna kiselina je nestabilna i raspada se na karbon

dioksid i vodu:H2CO3(aq) H2O(ℓ) + CO2(g)

REAKCIJE TALOŽENJA

Ako pomiješamo bistre otopine natrijum sulfata, Na2SO4 i barijum hlorida, BaCl2, nastaje bijeli talog barijum sulfata, BaSO4:

Na2SO4(aq) + BaCl2(aq) BaSO4(s) + 2 NaCl(aq)

Uopšte, reakcije taloženja se pišu tako da se navode samo joni koji sudjeluju u reakciji i daju netopiv talog:

Ba2+(aq) + SO42-(aq) BaSO4(s)

Netopiv talog, odnosno čvrste supstance koje sudjeluju u hemijskoj reakciji označavaju se znakom (s) iza formule spojevi.

Pretežno netopivi spojevi

87

Svi hidroksidi osim hidroksida alkalnih metala, te Ba(OH)2, Sr(OH)2, Ca(OH)2

Svi karbonati osim karbonata alkalnih metala i NH4+

Svi fosfati osim fosfata alkalnih metala i NH4+

Svi sulfidi osim sulfida alkalnih metala, NH4+, Ca2+, Sr2+, Ba2+

Pretežno topivi spojevi Svi nitrati (soli nitratne kiseline) Svi acetati (soli acetatne kiseline, CH3COOH) Svi hloridi, bromidi i jodidi, osim Ag+, Hg2

2+ i Pb2+

Svi sulfati osim SrSO4, BaSO4 i PbSO4

Sve soli alkalnih metala i amonijum jona osim NaSb(OH)6, K2PtCl6, K3Co(NO2)6, (NH4)2PtCl6, (NH4)3Co(NO2)6.

ANALITIČKA HEMIJA

KVALITATIVNA HEMIJSKA ANALIZA

DOKAZIVANJE KATJONA

Kvalitativnom hemijskom analizom određujemo od kojih elemenata se sastoji neki spoj.

Katjoni se dijele u pet grupa u odnosu na topivost prema određenom reagensu:

- u prvu grupu spadaju katjoni koji se talože hlorovodoničnom kiselinom, a to su Ag+, Pb2+ i Hg2

2+

- u drugu grupu spadaju katjoni koji se talože sa hidrogensulfidom, H2S u kiseloj sredini. U ovu grupu spadaju: Hg2+, Pb2+, Cu2+, Cd2+, Bi3+, As3+, As5+, Sb3+, Sb5+, Sn2+, Sn4+.

- Katjoni treće grupe se talože amonijum sulfidom (NH4)2S u amonijačnoj sredini: Fe3+, Al3+, Mn2+, Zn2+, Co2+, Ni2+.

- U četvrtu grupu spadaju katjoni koji se talože s amonijum karbonatom (NH4)2CO3. To su Ca2+, Sr2+ i Ba2+.

- Katjoni pete grupe nemaju zajedničkog grupnog reagensa pa se zato ispituju pojedinačno. To su: Na+, K+, Mg2+ i NH4

+.

Analitička grupa

Grupni reagens

KatjoniOblik u kojem se katjoni talože grupnim reagensom

88

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

II

H2S/kis Hg2+, (Pb2+), Bi3+, Cu2+, Cd2+, As3+, As5+, Sb3+, Sb5+, Sn2+, Sn4+

HgS, (PbS), Bi2S3, CuS, CdS, As2S3, As2S5, Sb2S3, Sb2S5, SnS, SnS2

III(NH4)2S Co2+, Ni2+, Al3+,

Cr3+, Fe3+, Fe2+, Mn2+, Zn2+

CoS, NiS, Al(OH)3, Cr(OH)3, Fe2S3, FeS, MnS, ZnS

IV(NH4)2CO3 Ca2+, Sr2+, Ba2+ CaCO3, SrCO3,

BaCO3

VNema grupnog reagensa

Mg2+, Li+, K+, Na+, NH4

+

Pored reakcije katjona sa grupnim reagensima

postoje i specifične reakcije kojim se može još preciznije odrediti katjon.

I grupa

Srebro, Ag

AgNO3 + HCl AgCl(s) + HNO3

Nastaje bijeli sirast talog AgCl koji se otapa u amonijaku.

2 AgNO3 + K2CrO4 Ag2CrO4(s) + 2 KNO3

crvenosmeđi talog

Olovo, Pb

Pb(NO3)2 + 2 HCl PbCl2(s) + 2 HNO3

Nastaje bijeli talog PbCl2 koji se otapa zagrijavanjem.

Živa, Hg

Postoje dva jona žive: Hg22+ i Hg2+.

Hg2(NO3)2 + 2 HCl Hg2Cl2(s) + 2 HNO3

Nastaje bijeli talog živa(I) hlorida, koji se zove i kalomel.

II grupa

89

Živa, Hg (Hg 2+ )

HgCl2 + H2S HgS(s) + 2 HCl

Reakcijom sa H2S u kiseloj sredini nastaje crni talog živa(II) sulfida.

HgCl2 + 2 KI HgI2(s) + 2 KNO3

HgI2(s) + 2 KI K2[HgI4](s)Nastalo kompleksno jedinjenje kalijum-tetrajodomerkurat u otopini KOH daje Nesslerov reagens.

III grupa

Željezo, Fe

2 FeCl3 + 3 (NH4)2S Fe2S3(s) + 6 NH4ClReakcijom sa (NH4)2S u amonijakalnoj sredini nastaje crni talog željezo(III) sulfida.4 FeCl3 + 3 K4[Fe(CN)6] Fe4[Fe(CN)6]3(s) + 12 KClNastali talog je intenzivno plave boje ˝berlinsko plavo˝ i zove se željezo(III)heksacijanoferat(II).

IV grupa

Kalcijum, Ca

CaCl2 + (NH4)2CO3 CaCO3(s) + 2 NH4ClNastaje bijeli talog kalcijum karbonata, CaCO3, koji se rastvara u razblaženim kiselinama, pa čak i u sirćetnoj kiselini.

Barijum, Ba

BaCl2 + (NH4)2CO3 BaCO3(s) + 2 NH4ClNastaje bijeli amorfni talog koji se otapa u mineralnim kiselinama.

BaCl2 + H2SO4 BaSO4(s) + 2 HClbijeli talog

90

V grupaKatjoni V grupe se dokazuju pojedinačno

taložnim reakcijama ili suhim putem (bojenjem plamena).Bojenje plamena – soli nekih elemenata se mogu

dokazati i metodom bojenja plamena:Natrijumove soli boje plamen intenzivno žutoKalijumove soli boje plamen ljubičastoLitijumove soli boje plamen karmincrvenoBarijumove soli boje plamen žutozelenoKalcijumove soli boje plamen ciglacrveno.

DOKAZIVANJE ANJONA

Uobičajeno je da se anjoni dokazuju pojedinačno u uzorku, mada imaju razne klasifikacije kod dokazivanja.

Hlorid-jon, Cl -

NaCl + AgNO3 AgCl(s) + NaNO3

bijeli sirast talog2NaCl + Pb(NO3)2 PbCl2(s) + 2NaNO3

bijeli talog

Sulfid jon, S 2-

Na2S + 2AgNO3 Ag2S(s) + 2NaNO3

crni talog

Karbonat jon, CO32-

Na2CO3 + 2AgNO3 Ag2CO3(s) + 2NaNO3

Nastaje bijeli talog koji zagrijavanjem prelazi u crvenosmeđi talog srebro oksida.

Sulfat jon, SO42-

Na2SO4 + BaCl2 BaSO4(s) + 2 NaCl bijeli talog

91

Na2SO4 + Pb(CH3COO)2 PbSO4(s) + 2CH3COONa

bijeli talog

Nitrat jon, NO3-

Nitratni jon sa difenilaminom gradi tamno-plavo obojenje.

KVANTITATIVNA HEMIJSKA ANALIZA

Kvantitativna hemijska analiza ima zadatak da odredi količinu ispitivane supstance ili elementa koji su zastupljeni u složenom sistemu.

Prema metodu određivanja razlikujemo sljedeće kvantitativne metode: volumetrija ili zapreminska analiza, gravimetrija ili težinska analiza i fizičko-hemijske metode.

GRAVIMETRIJA

Gravimetrija je metoda kvantitativne hemijske analize u kojoj se količina ispitivane supstance određuje mjerenjem njene mase. Pri gravimetrijskom određivanju treba voditi računa o sljedećim uslovima:

- ispitivana supstanca se mora iz otopina kvantitativno istaložiti, to znači da mora imati što manji proizvod topivosti

- talog ne smije biti higroskopan (upijati vlagu), ne smije mijenjati hemijski sastav, ni svoju masu

- talog po mogućnosti treba da bude kristalan, što krupniji da bi se lakše i brže odfiltrirao

- talog poslije žarenja, odnosno sušenja mora da ima strogo određen hemijski sastav.

92

Kompletna gravimetrijska analiza sastoji se iz sljedećih operacija :priprema srednje probe, odmjeravanje probe, otpanje, odvajanje sastojaka koji smetaju, taloženje komponenti koje se određuju, filtriranje taloga, sagorijevanje filter papira i žarenje taloga, mjerenje taloga i izračunavanje rezultata.

VOLUMETRIJA

Volumetrija se zasniva na određivanju količine ispitivane supstance preko zapremine poznate koncentracije reagensa utrošene za reakciju sa tom supstancom.

Mjerenjem zapremine utrošenog reagensa određuje se sadržaj ili ˝titar˝ supstance u ispitivanom uzorku. Ova tehnika je vrlo jednostavna i relativno brza. Moraju se ispoštovati sljedeći uslovi:

- reakcija mora biti brza i da teče u jednom smjeru - kraj reakcije između dva reagensa (završna tačka titracije ili ekvivalentna tačka) mora se tačno odrediti. Kraj titracije se određuje korištenjem indikatora koji promjenom neke svoje osobine (promjena boje, stvaranje taloga itd.) ukazuje na promjenu karaktera sredine - otopina iz koje se određuje koncentracija ispitivane supstance ne smije sadržavati druge supstance koje bi reagovale sa reagensom.

Prema reakciji koja se odvija prilikom titracije metode u volumetriji se mogu podijeliti na:

- metode neutralizacije (alkalimetrija i acidimetrija) - metode taloženja, a najvažnija je argentometrija

- metode oksidoredukcije (permanganometrija, jodometrija itd.)

- metode obrazovanja kompleksa

Reagens koji se koristi za određivanje količine ispitivane supstance mora imati poznatu koncentraciju. Takve otopine se zovu standardne otopine.

FIZIČKO – HEMIJSKE METODE

Kod fizičko-hemijskih metoda određivanje se svodi na mjerenje fizičko-hemijskih osobina, kao što su boja,

93

tačka topljenja ili ključanja, indeks prelamanja svjetlosti, ugao zakretanja polarizovane svjetlosti, spektar apsorpcije ili emisije.

Kolorimetrijska analiza se zasniva na mjerenju količine bijele svjetlosti koju apsorbuje otopina obojene supstance. Količina apsorbovane svjetlosti je proporcionalna koncentraciji obojene supstance. Mjerenje se vrši pomoću aparata kolorimetra. Spektrofotometrija se zasniva na mjerenju količine monohromatske svjetlosti (svjetlost tačno određene talasne dužine) koju apsorbuje otopina obojene supstance. Apsorpcioni spektar se mjeri instrumentima koji se nazivaju spektrofotometri.

Refraktometrija je metoda određivanja indeksa loma svjetlosti. Različite supstance imaju karakterističan indeks loma jer se svjetlost različitim brzinama kreće kroz njih. Instrument koji se koristi za određivanje indeksa loma zove se refraktometar.

Polarimetrija je metoda kojom se određuje koncentracija optički aktivnih supstanci. Optički aktivne supstance imaju asimetričnu građu molekula ili kristala i zakreću ravan polarizovane svjetlosti u desno ili lijevo za određeni ugao.

Ugao zakretanja polarizovane svjetlosti mjeri se instrumentom polarimetrom.

HROMATOGRAFIJA

Hromatografija je metoda koja služi za odvajanje komponenti, te kvakitativno i kvantitativno određivanje komponenti u smjesi. Princip hromatografskog određivanja se sastoji u tome sa se smjesa otopljena u pogodnom otapalu (mobilna faza) prevodi preko stacionarne (nepokretne) faze. Pri tome se ispitivani spojevi različito raspodjeljuju između stacionarne i mobilne faze. Prema fizičko-hemijskim procesima do kojih dolazi u toku odjeljivanja, hromatografske metode dijelimo na:

adsorpcijsku hromatografiju podionu hromatografiju hromatografija na tankom sloju.

Hromatografija na papiru

94

Kod hromatografije na papiru stacionarna faza je specijalna vrsta filter-papira ( hromatografski papir ).

Preko papira prelazi otapalo s ispitivanim uzorkom. Zbog kapilarnih sila otapalo difundira u papir i sa sobom povlači čiste komponente. Komponente se kreću različitim brzinama i one se odvajaju.

Mjesto na koje se nanosi uzorak nazivamo startna linija, a udaljenost do koje je stiglo otapalo je front otapala.

Količnik udaljenosti fronta supstance do startne linije i fronta otapala nazivamo Rf-vrijednošću. Ta vrijednost je data izrazom:

gdje je: d1 – udaljenost fronta komponente od startne linije,d – udaljenost fronta otapala od startne linije.Vrijednosti za Rf mogu biti od 0 do 1 i na osnovu te

vrijednosti, za određeno otapalo, identificira se komponenta.Kod tankoslojne hromatografije se koristi isti princip kao

kod papirne hromatografije, samo što je umjesto papira staklena ploča, na koji je nanesen tanak sloj silikagela, kao stacionarna faza. Kao adsorbens, osim silikagela, koriste se: aluminijum

95

oksid, kaolin, kalcijum oksid itd. Od otapala se najviše koriste: aceton, voda, hloroform, petroleter itd.

ANORGANSKA HEMIJA

Hidrogen (vodonik, vodik), H

Hidrogen je prvi u nizu elemenata u periodnom sistemu. Njegov atom može da sadrži samo jedan proton i jedan elektron. Međutim, uz proton, u jezgru se mogu naći još jedan neutron ili još dva neutrona, pa prema tome imamo tri izotopa hidrogena:

Protijum H Deuterijum D Tritijum T

Hidrogen nema određen položaj u periodnom sistemu elemenata, možemo ga svrstati u IA i VIIA grupu. Međutim prema svojim osobinama ne pripada ni jednoj od ovih grupa. On nema osobinu da lahko otpušta elektrone, što je osnovna osobina elemenata IA grupe, niti izraženu osobinu primanja elektrona, koju imaju elementi VIIA grupe. Zbog svega toga, najzgodnije je hidrogen proučavati posebno, i ne vezati ga za bilo koju grupu u periodnom sistemu.

Hidrogen je izrazito najrasprostranjeniji element u svemiru. Tako su zvijezde, pa i Sunce sastavljene uglavnom od hidrogena (oko 90%). Elementarni hidrogen nalazi se u najvišim slojevima atmosfere i u vulkanskim gasovima.

Hidrogen je gas bez boje, mirisa i okusa. Lakši je od vazduha. Gori plavičastim plamenom. Ima veliki afinitet prema oksigenu. Može da ga oduzima oksidu, pa je zbog toga dobro redukciono sredstvo. Dobija se elektrolizom vode, suhom destilacijom kamenog uglja itd. Ima široku primjenu zahvaljujući svojim osobinama. Tako se upotrebljava za sintezu amonijaka, hidrogen hlorida, za razne organske sinteze, itd. Upotrebljava se kao redukciono sredstvo pri dobijanju rijetkih metala iz njihovih oksida, te za hidriranje ulja, dobivanje vještačkih benzina itd.

96

Voda

Od cjelokupne zemljine površine, oko 71% nalazi se pod vodom. Ona ulazi u sastav svih biljnih i životinjskih organizama. Voda je hemijsko jedinjenje hidrogena i oksigena u zapreminskom odnosu 2:1.

Dio molekule gdje se nalazi atom oksigena ima negativan naboj, a dio molekule gdje su skoncentrisani atomi hidrogena ima pozitivan naboj. Zbog toga kažemo da je molekula vode polarna.

Čista voda je na običnoj temperaturi tečnost bez mirisa i okusa. Zbog polarnosti svojih molekula, ima veliku moć otapanja drugih supstanci. Tako, prirodna voda nije nikada potpuno čista. Obično sadrži manju ili veću količinu otopljenih minerala koje je otopila na svom putu kroz zemlju. To su najčešće Ca (HCO3)2, Mg (HCO3)2, CaSO4, CaCl2, MgSO4, MgCl2. Oni vodi za piće daju ugodan ukus. Međutim, ovakva voda nije pogodna za napajanje parnih kotlova i za industriju, i naziva se tvrda voda.

Tvrdoću vode daju otopljene soli kalcijuma i magnezijuma, koje je potrebno iz vode ukloniti.

Prirodna voda, iz koje su uklonjene soli kalcijuma i magnezijuma naziva se mehka voda, a proces uklanjanja tih soli naziva se omekšavanje vode.

97

IA GRUPA - ALKALNI METALI

Naziv elementa

litijum natrijum kalijum rubidijum cezijum francijum

Hemijski simbol

Li Na K Rb Cs Fr

Atomski broj 3 11 19 37 55 87Relativna atomska masa

6,93 22,99 31,10 85,47 132,90 (223)

Tačka topljenja (°C)

186 97,5 62,3 38,5 28,5

Tačka ključanja (°C)

1336 880 760 700 670

Metalne osobine

rastu

Bazne osobine hidroksida

rastu

Oksidacioni broj elementa u spojevima

(+1) (+)1 (+1) (+1) (+1)

Francijum je radioaktivni element sa kratkim poluvremenom raspada. Njegove osobine nisu ispitane.

Porastom poluprečnika atoma valentni elektron sve više se udaljava od atomskog jezgra i njega atom sve lakše otpušta uz utrošak sve manje energije jonizacije. Stoga, porastom atomskog broja (i poluprečnika atoma), idući od litijuma do cezijuma, rastu metalna svojstva (elektropozitivnost), raste reaktivnost prema elektronegativnim elementima, rastu bazne osobine oksida i hidroksida, a raste i redukciono djelovanje alkalnih metala. Cezijum je naizrazitiji metal.

S porastom atomskog broja opada tačka topljenja i tačka ključanja. I to se objašnjava time što se valentni elektron sve više udaljava od jezgra. Alkalni metali su male tvrdoće, mogu se rezati nožem, imaju malu gustinu.

U svim spojevima alkalni metali imaju oksidacioni broj (+1), jer njihov atom može da otpusti samo jedan elektron.

98

Za jonizaciju alkalnih metala tj. za izbacivanje elektrona iz njihovih atoma potrebna je vrlo mala energija. Dovoljna je energija vidljive svjetlosti. Ako se osvijetli čista površina alkalnog metala, iz njega izlijeću elektroni. Zbog toga se alkalni metali, naročito cezijum, primjenjuju za izradu fotoćelija.

Alkalni metali dobro provode električnu struju i na svježem presjeku pokazuju metalni sjaj.

Hemijske osobine metala su jače izražene kod alkalnih metala nego kod drugih. Njihovi oksidi grade najjače baze. Alkalni metali lahko reaguju s vodom istiskujući hidrogen iz vode gradeći hidrokside. Zbog svoje velike reaktivnosti alkalni metali se ne mogu naći u prirodi u elementarnom stanju, nego samo u obliku spojeva. Pošto na alkalne metale djeluje vlaga iz vazduha, oni se moraju čuvati u petroleumu.

Natrijum, Na

Natrijum je jedan od najrasprostranjenijih elemenata u prirodi. U zemljinoj kori ga ima oko 2,6%. Najvažniji natrijumov spoj je natrijum hlorid, NaCl. Natrijum se nalazi i u organizmima čovjeka, životinja i biljaka, gdje ima važnu ulogu. Dobiva se elektrolizom stopljenog natrijum hlorida.

Natrijum je metal bijel kao srebro. Mekan je i može se sjeći nožem. Gustina mu je 0,97 g/cm3. na svježem presjeku je sjajan, ali brzo potamni. Pošto se lahko mijenja na vazduhu, mora se čuvati u pertoleumu. Burno reaguje s vodom:

2 Na + 2 H2O 2 NaOH + H2

Natrijum je tipičan metal. U spoljašnjoj ljusci njegovog atoma (M-ljuska) nalazi se samo jedan elektron, i on ga lahko otpušta i zato ima dobra redukciona svojstva.

Kao metal, natrijum se u metalurgiji gotovo i ne koristi. Našao je primjenu u tehnici rasvjete. Sijalice sa natrijumovom parom daju jaku žutu svjetlost, koja bolje od obične svjetlosti prodire kroz prašinu i maglu.

Natrijum hlorid, NaCl

Natrijum hlorid ili kuhinjska so se nalazi u ogromnim količinama u morskoj vodi – prosječno 2,7%. Može se

99

dobiti i kopanjem iz zemlje u područjima gdje je nekad bilo more.

Kuhinjska so se dobiva: Isparavanjem morske vode Rudarskim kopanjem kamene soli Otapanjem soli u vodi i isparavanjem

te otopine.

Čisti natrijum hlorid je bezbojna čvrsta supstanca. Kristališe u obliku kocke. Topi se na 801°C, a ključa na 1440°C. U vodi se relativno dobro otapa. Ako je čist nije higroskopan, ne upija vlagu iz vazduha. Ali, ako sadrži magnezijumove soli onda se čitav sadržaj kuhinjske soli ovlaži.

Najvažnija primjena je u domaćinstvu, kao dodatak hrani. Čovjeku je potrebno 5 – 10 kg kuhinjske soli godišnje.

Natrijum hidroksid, NaOH

Natrijum hidroksid se dobiva na dva načina:-elektrolizom vodene otopine natrijum hlorida, -kaustifikacijom natrijum karbonata gašenimkrečom.

Pri elektrolizi, na katodi se izdvaja hidrogen, a na anodi hlor. U otopini ostaju Na+ i OH- joni. Natrijum hidroksid se iz elektrolizera odvodi u uređaj za uparavanje gdje se dobije čvrsti NaOH.

Kaustifikacija se sastoji u tome da se otopina natrijum karbonata, Na2CO3, zagrijava sa gašenim krečom, Ca(OH)2. Odvija se reakcija:

Na2CO3 + Ca(OH)2 CaCO3 + 2NaOH

Dobijeni natrijum hidroksid se zove kaustična soda, živa ili kamena soda.

Natrijum hidroksid je bijela čvrsta supstanca. Lahko se otapa u vodi uz oslobađanje toplote. Dobro se otapa i u alkoholu. Natrijum hidroksid je jaka baza. U rastopljenom stanju nagriza staklo, porcelan, platinu, aluminijum, a željezo i nikl su prema njemu otporni. Jako nagriza kožu. Otrovan je.

100

Natrijum karbonat, Na2CO3

Proizvodi se po Solvejevom (Solvay) postupku. U zasićenu otopinu natrijum hlorida, zagrijanom do 60°C, uvodi se amonijak, NH3, pod pritiskom, a zatim, karbon (IV)-oksid, CO2:

NaCl + H2O + NH3 + CO2 NaHCO3 + NH4Cl

Natrijum hidrogen karbonat, kao teško topiv, pada na dno i filtracijom se odvoji i žari na 300°C i time se stvara natrijum karbonat uz izdvajanje vode i karbon(IV)-oksida:

2 NaHCO3 Na2CO3 + H2O + CO2

Soda dobijena ovim postupkom zove se amonijačna soda, jer u procesu dobijanja učestvuje amonijak. Bezvodna soda, Na2CO3, zove se kalcinirana soda, jer je dobijena kalcinacijom (žarenjem). Ako se kalcinirana soda otopi u vodi pa iz otopine iskristališe sa vodom, zove se kristalna soda, Na2CO3 × 10H2O.

Natrijum karbonat je bijela kristalna supstanca koja se u vodi teško otapa, a vodena otopina djeluje alkalno. Primjenjuje se u industriji stakla, sapuna, papira, boja itd.

Kalijum, K

U zemljinoj kori ima oko 2,4% kalijuma. Nalazi se u prirodi samo u obliku spojeva. Kalijum u obliku kalijum hlorida, KCl, nalazi se u morskoj vodi, ali oko 30 puta manje nego NaCl.

Kalijum se nalazi u svakoj ćeliji ljudskog, životinjskog i biljnog organizma, gdje ima vežnu ulogu.

Kalijum je se dobija elektrolizom stopljenog kalijum hlorida ili kalijum hidroksida. Kalijum je srebrnasto-bijeli metal, mekan poput voska. Gustina mu je 0,86 g/cm3. topi se na 62,3°C. Aktivniji je od natrijuma. Burno reaguje s vodom. Soli kalijuma boje plamen ljubičasto.

101

Najveći potrošač kalijumovih spojevi je poljoprivreda. Za proizvodnju vještačkih đubriva troši se oko 90% cjelokupne proizvodnje kalijumovih soli.

Kalijum hlorid, KCl

To je bijela supstanca, lahko topiva u vodi. Dobiva se, uglavnom, iz minerala karnalita, KCl×MgCl2×6H2O i silvinita, NaCl×KCl. Odvaja se od drugih soli na osnovu topivosti. Glavni dio kalijum hlorida se koristi za proizvodnju vještačkih đubriva.

Kalijum hidroksid, KOH

Kalijum hidroksid je bijela čvrsta supstanca, topiva u vodi. Vodena otopina reaguje jako bazno. To je jača baza od NaOH. Nagriza kožu i stvara opekotine. Otrovan je. Dobiva se elektrolizom otopine kalijum hlorida. Primjenjuje se za proizvodnju mekanih kalijumovih sapuna i za dobijanje kalijum karbonata.

Kalijum karbonat, K2CO3

Kalijum karbonat (potaša) je bijela supstanca, lahko topiva u vodi. Vodena otopina djeluje bazno.

Dobiva se na nekoliko načina, od kojih je najjednostavniji, uvođenje karbon(IV)-oksida u otopinu kalijum hidroksida:

2KOH + CO2 K2CO3 + H2O

Potaša se može dobiti i isparavanjem iz pepela drveta. Kalijum karbonat se primjenjuje za proizvodnju kalijumovog stakla i mekanih sapuna.

102

IIA GRUPA – ZEMNOALKALNI METALI

Naziv elementaberilijum magnezijum kalcijum

stroncijum

barijumRadiju

mHemijski simbol elementa

Be Mg Ca Sr Ba Ra

Atomski broj 4 12 20 38 56 88Relativna atomska masa

9,01 24,32 40,08 87,63 137,36226,0

5Tačka topljenja (°C)

1280 650 810 800 850 960

Tačka ključanja (°C)

2970 1100 1439 1366 1737 1737

Metalne osobine -elektropozitivnost

rastu

Reaktivnost prema elektronegativnim elementima

rastu

Bazne osobine oksida i hidroksida

rastu

Oksidacioni broj elementa u spojevima

(+2) (+2) (+2) (+2) (+2)(+2

)

Od berilijuma do radijuma raste poluprečnik atoma. Hemijska aktivnost i metalni karakter rastu s porastom poluprečnika atoma, jer se valentni elektroni sve više udaljavaju od jezgra pa ih atom lakše otpušta, uz utrošak sve manje energije jonizacije.

Zbog malog poluprečnika atoma hemijska aktivnost i metalni karakter berilijuma su slabo izraženi. Berilijum je postojan na vazduhu, a ostali su nepostojani. Berilijum hidroksid je amfoteran (ima i bazna i kisela svojstva), a hidroksidi ostalih elemenata su jake baze. Berilijum gradi, za razliku od ostalih elemenata ove grupe, spojeve sa kovalentnom vezom što je karakteristika za nemetale.

U svim svojim spojevima elementi ove vrste su pozitivno dvovalentni, jer njihov atom otpušta dva elektrona. Svi reaguju sa vodom istiskujući hidrogen i gradeći hidrokside:

Ca + 2 H2O Ca(OH)2 + H2

103

Oksidi svih elemenata IIA grupe reaguju sa vodom gradeći baze. Hemijska aktivnost ovih elemenata je manja nego kodelemenata IA grupe, jer im je poluprečnik atoma manji i zbog toga energija jonizacije veća. Svi elementi ove grupe spadaju u lahke metale. Zbog svoje hemijske aktivnosti ovi elementi se ne nalaze slobodni u prirodi.

Magnezijum, Mg

Magnezijum je jedan od najrasprostranjenijih elemenata u prirodi. U građi zemljine kore učestvuje sa 1,9%. Javlja se samo u spojevima, i to kao karbonat, silikat, hlorid i sulfat.

U biljnom svijetu magnezijum ima važnu ulogu. On je sastojak biljnog zelenila (hlorofila). Kao biogeni element, magnezijum se nalazi i u organizmima čovjeka i životinja.

Magnezijum se dobija elektrolizom stopljenog bezvodnog magnezijum hlorida, MgCl2.

Magnezijum je srebrnasto-bijeli metal. Mekan je i plastičan. Lahko se kuje, lijeva, valja i izvlači u žice. Spada u lahke metale, gustina mu je 1,74 g/cm3. Dobar je provodnik elektriciteta. Vrlo je postojan na vazduhu na sobnoj temperaturi jer se brzo prekrije tankim slojem oksida i karbonata. U obliku trake ili praha, na višoj temperaturi, gori blještavim bijelim plamenom uz oslobađanje velike količine toplote. Zbog toga se upotrebljava kao izvor svjetlosti u fotografisanju.

Sa hladnom vodom reaguje vrlo sporo. Baze ga ne nagrizaju. Sa nekim metalima, a naročito aluminijumom, magnezijum gradi vrijedne legure. Najvažnije legure magnezijuma su ˝elektron-metali˝. To su legure koje u svom sastavu imaju preko 90% Mg, sa malim dodatkom Al, Zn, Mn, Cu, Si. To su legure otporne prema alkalijama. Magnezijumove legure imaju primjenu u industriji automobila, aviona, brodova itd.

Magnezijum oksid, MgO

To je bijeli prah. Primjenjuje se u građevinarstvu kao vezivo. Dobiva se žarenjem magnezita, MgCO3:

104

MgCO3 → MgO + CO2

Ako se magnezit žari na oko 1700°C dobije se oksid koji se ne veže sa vodom i vatrostalan je (topi se na 2800°C). Od ovog oksida izgrađuje se visoko-vatrostalno kamenje kojim se oblažu vatrostalne peći.

Magnezijum oksid ima primjenu u medicini, kao sredstvo za neutralisanje kiselina.

Magnezijum sulfat, MgSO4

Bezvodni magnezijum sulfat je bijeli prah. Može se dobiti otapanjem magnezijum karbonata u sulfatnoj kiselini, uz zagrijavanje:

MgCO3 + H2SO4 → MgSO4 + H2O + CO2

Gorka so (MgSO4×7H2O) se primjenjuje u medicini, kao purgativ (sredstvo za čišćenje), a ima primjenu i u industriji papira, kože i tekstila.

Kalcijum, Ca

Kalcijum je vrlo rasprostranjen u prirodi. Po količini nalazi se na petom mjestu među elementima (3,4%). Nalazi se samo u obliku spojeva – minerala. Kalcijumovih spojevi ima u svakom zemljištu i u svakoj prirodnoj vodi.

Kalcijum u obliku raznih spojeva ulazi u sastav biljnih i životinjskih organizama. U životinjskom organizmu kalcijum se najviše nagomilava u kostima i zubima, u obliku fosfata i karbonata. U obliku jona Ca2+ nalazi se u krvi, gdje pored ostalog, ima ulogu da ubrzava zgrušavanje krvi na vazduhu. Čovjek treba u svoj organizam da dnevno unese, preko hrane, oko 0,5 g.

Kalcijum se dobija elektrolizom stopljenog kalcijum hlorida.

Kalcijum je, na svježem presjeku, srebrnasto-bijeli metal. Mekan je kao olovo. Gustina mu je 1,55 g/cm3. Sa vodom reaguje burno već na sobnoj temperaturi. Metalni kalcijum je snažno redukciono sredstvo. U svojim spojevima ima oksidacioni broj (+2).

105

Kalcijum oksid, CaO

Dobija se žarenjem kamena krečnjaka, na temperaturi oko 1000°C:

CaCO3→ CaO + CO2

Kalcijum oksid (živi kreč) je bijela amorfna supstanca. Burno reaguje s vodom gradeći kalcijum hidroksid (gašeni kreč):

CaO + H2O → Ca(OH)2 + toplota

Kalcijum karbonat, CaCO3

To je normalna so karbonatne kiseline. u prirodi se nalazi u obliku praznih minerala: krečnjak, kalcit, mramor, kreda, bigar.

Krečnjak je osnovni materijal u građevinarstvu. Kalcijum karbonata ima u kostima životinja, ljuskama ptičijih jaja i dr. Ima ga u svim prirodnim vodama i utiče na tvrdoću vode.

IIIA GRUPA

Naziv elementa

bor aluminijum galijum indijum Talijum

Hemijski simbol elementa

B Al Ga In Tl

Atomski broj

5 13 31 49 81

Relativna atomska masa

10,81 26,98 69,72 114,82 204,37

Tačka topljenja (°C)

2300 658 29,8 155 304

Tačka ključanja (°C)

2550 2300 2000 1450 1460

Metalne osobine

rastu

Bazne osobine oksida i hidroksida

rastu

Oksidacioni (+3) (+3) (+3), (+3), (+1),

106

broj elementa u spojevima

(+2) (+1) (+3)

Od bora do talijuma raste poluprečnik atoma, dakle, smanjuje se energija jonizacije i rastu metalna svojstva i bazičnost njihovih oksida i hidroksida.

Bor ima osobine metala i nemetala. Gradi kovalentne spojeve, dok ostali elementi ove grupe grade jonska spojevi. Oksid i hidroksid bora su kiseli. Hidroksid bora B(OH)3

je borna kiselina.Oksidi i hidroksidi aluminijuma, galijuma i

indijuma su amfoterni, dok su kod talijuma jako bazni.Bor i aluminijum su lahki metali, a ostali su teški.

Bor i aluminijum su rasprostranjeni u prirodi, dok su ostali rijetki elementi.

Aluminijum, Al

Aluminijum čini 7,5% zemljine kore. U prirodi ga nema slobodnog već dolazi u obliku spojevi – minerala. Najvažniji mineral je boksit, Al2O3×H2O. To je i glavna ruda odakle se dobija.

Aluminijum se dobija elektrolizom glinice, Al2O3. Aluminijum je metal bijel kao srebro. Spada u

grupu lahkih metala – gustina mu je 2,7 g/cm3. Uz to je čvrst i jako rastegljiv. Lahko se izvlači u žice i tanke listove (folije). Spada u vrlo dobre provodnike toplote i elektriciteta. Sa mnogim metalima gradi legure.

Aluminijum lahko otpušta tri elektrona iz spoljne ljuske svog atoma i nastaje Al3+, i djeluje kao jako redukciono sredstvo. Aluminijum je na vazduhu vrlo postojan, zbog toga što se na površini stvara tanak sloj aluminijum oksida koji čvrsto prijanja i štiti metal od dalje korozije. Aluminijum je postojan u vodi.

Najvažnija primjena aluminijuma je u industriji automobila, aviona i brodova, gdje se koristi u obliku legura. Primjenjuje se za električne vodove, a u domaćinstvu za pakovanje hrane i dr.

Gotovo polovina proizvodnje aluminijuma se prerađuje u aluminijumske legure, koje su lagane, čvršće, lahko se obrađuju i hemijski su otporne. Najvažnije legure su: magnalijum

107

(Al + 10-30% Mg), duraluminijum (94% Al + Cu, Mg, Mn, Si) i dr.

Aluminijum oksid, Al2O3

U prirodi se nalazi kao mineral korund. Po tvrdoći dolazi odmah iza dijamanta. Upotrebljava se za izradu brusova, oštračkih tocila itd. Korund se javlja u obliku providnih kristala različitih boja. Ako je korund nastao onečišćenjem od kobalta plav je i zove se safir, onečišćen tragovima hroma crven je i zove se rubin. Kao takvikristali, najviše se koriste kao drago kamenje, za izradu nakita.

Aluminijum sulfat, Al2(SO4)3×18H2O

Aluminijum sulfat je bezbojna kristalna supstanca. Iz vodenih otpina kristalizira sa 18 molekula vode. Primjenjuje se u industriji papira kao ljepilo, u industriji tekstila kao močilo za vezivanje boje na tkaninu, za štavljenje kože. Kada se pomiješaju otopine Al2(SO4)3 i K2SO4 iskristališe dvostruka so koja se zove stipsa ili alaun, KAl(SO4)2×12H2O. Stipse ima više vrsta, a sve su dvostruke soli nastale od sulfata nekog jednovalentnog metala (Li, Na, K, Rb) i sulfata nekog trovalentnog metala (Al, Cr, Fe).

108

IVA GRUPA

Naziv elementa karbon silicijum germanijum kalaj OlovoHemijski simbol elementa C Si Ge Sn Pb

Atomski broj 6 14 32 50 82Relativna atomska masa 12,01 28,09 72,59 118,69 207,19

Gustina (g/cm3) 2,25 2,33 5,35 7,28 11,34

Boja metalnosiva tamnosiva sivobijela srebrnobijelaplavkasto

bijelaTačka topljenja(°C) 3500 1423 938,5 232 327,43

Tačka ključanja (°C) 4200 2630 2690 2730 1750

Osobine metala opadaju

Reaktivnost prema elektronegativnim elementima

rastu

Oksidacioni brojevi

(-4) (+2) (+4)

(-4) (+2) (+4)

(+2) (+4) (+2) (+4) (+2)(+4)

Svi elementi IVA grupe imaju u posljednjoj ljusci po 4 elektrona, i to dva sparena u s-orbitali i 2 nesparena u dvije p-orbitale.

Osobine elemenata ove grupe, idući od karbona prema olovu, bitno se mijenjaju. Prvi član je najlakši, nemetal čiji oksid ima izrazito kiseli karakter. Silicijum i germanijum čine prelaz između nemetala i metala, čiji oksidi imaju manje izražena kisela svojstva. Kalaj i olovo su metali i njihovi oksidi imaju izražena bazna svojstva.

Karbon, C

Karbon (ugljenik, ugljik) nalazi se u prirodi kao elementaran ili u obliku spojeva. Kao elementaran nalazi se u dva oblika: u kristalnom (dijamant, grafit) i amorfnom (razni prirodni ugljevi).

109

U vezanom obliku karbon se nalazi u vazduhu, u obliku CO2, u stijenama kao kalcijum karbonat i magnezijum karbonat.

Kristalne forme karbona: dijamant i grafit razlikuju se u kristalnoj strukturi. Kažemo da su to alotropske modifikacije karbona. Zbog razlike u strukturi razlikuju se i svojstva. U strukturi dijamanta atomi su tetraedarski povezani sa 4 druga atoma. To uslovljava veliku tvrdoću (najtvrđi mineral) i visoku tačku topljenja (3500°C). Dijamant ne provodi struju. Upotrebljava se za izradu ležišta osovina preciznih instrumenata, za rezanje stakla, za izradu nakita.

Struktura grafita je slojevita. Slojevi su međusobno povezani slabim privlačnim silama. Mekan je. Dobar je provodnik električne struje i toplote.

Karbon gradi veliki broj spojeva. Posebna grana hemije bavi se proučavanjem spojeva karbona – organska hemija.

U anorganskoj hemiji se izučava mali broj spojevi karbona.

Može imati oksidacioni broj (-4), (+2) i (+4).

Karbon(II)-oksid, CO

U prirodi ga nema slobodnog. Nastaje nepotpunim sagorijevanjem karbona, bez dovoljno pristupa oksigena iz vazduha. Nepoželjan je sastojak pri sagorijevanju jer je otrovan gas i zagađuje okolinu.

110

Karbon(II)-oksid je gas bez boje, mirisa i okusa. Vrlo je otrovan, jer sa hemoglobinom iz krvi daje stabilan spoj koji se teško razlaže. Djeluje smrtonosno ako ga u vazduhu ima 0,20%. Kao protivotrov kod trovanja ljudi sa CO upotrebljava se često vazduh ili čisti oksigen.

Karbon(IV)-oksid, CO2

U prirodi se nalazi u slobodnom stanju u vazduhu 0,03%. Oslobađa se prilikom izviranja nekih mineralnih voda. Biljke ga koriste za fotosintezu. Ne gori i ne podržava gorenje. Lahko prelazi u tečno stanje. Prilikom isparavanja tog CO2 dolazi do naglog hlađenja neisparenog dijela, pa se on pretvara u čvrsto stanje. Takav CO2 je ˝suhi led˝ i upotrebljava se za gašenje požara.

Silicijum, Si

Silicijum je, poslije oksigena, najrasprostranjeniji element u zemlji. Silicijuma u prirodi nema u slobodnom stanju. Vrlo čist silicijum se upotrebljava za izradu poluprovodničkih elemenata, koji se koriste u tranzistorima. Industrijski se najviše proizvodi legura željeza i silicijuma poznata pod nazivom – ferosilicijum.

Silicijum(IV)-oksid, SiO2

U prirodi se javlja u kristalnom i amorfnom obliku. U kristalnom stanju u prirodi se može naći u više oblika, od kojih je najrasprostranjeniji kvarc. On je najčešće bezbojan, ako je ljubičast tada se zove ametist, mrke boje čađavac.

Amorfni silicijum(IV)-oksid se rjeđe javlja u prirodi. Ukoliko sadrži vodu naziva se opal. Ako je nastao raspadanjem skeleta sitnih morskih životinja tada se naziva infuzorijska zemlja. Porozna je pa se upotrebljava za dobijanje dinamita (natapa se nitroglicerinom). Važan je sastojak stakla.

111

Olovo, Pb

Olovo se u prirodi nalazi u svojim rudama. Olovo je metal plavičasto-bijele boje, sjajan je na svježem presjeku. Mehak je i može se nožem rezati. Relativna gustina mu je 11,34 , pa spada u teške metale. Ima nisku tačku topljenja. Olovne soli su otrovne. I neznatne količine olova ako se zadrže duže vrijeme u organizmu mogu izazvati smrt.

Upotrebljava se za olovne akumulatore, za oblaganje kablova, za limove, folije, trake itd.

Osim elementarnog olova široku primjenu imaju i njegovi spojevi. Olovo(IV)-tetraetan, [Pb(C2H5)4] dodaje se visokooktanskim benzinima kao antidetonator, radi ravnomjernijeg sagorijevanja u cilindru motora.

VA GRUPA

Naziv elementa nitrogen fosfor arsen antimon BizmutHemijski simbol elementa N P As Sb Bi

Atomski broj 7 15 33 51 83Relativna atomska masa 14 30,97 74,92 121,75 208,98

Agregatno stanje na 0°C gasovito čvrsto čvrsto čvrsto Čvrsto

boja bezbojan bijeli sivi siviCrvenkasto-bijele

Tačka topljenja (°C) -210,5 44,1 877 630 271

Tačka ključanja (°C) -195,8 280,16

Sublimira633,16

1635 1570

Osobine metalaopadaju

Reaktivnost prema elektronegativnim elementima

rastu

Oksidacioni brojevi u spojevima

(-3) (+1) (+2) (+3) (+4) (+5)

(-3) (+1) (+3) (+4) (+5)

(-3) (+3) (+4) (+5)

(-3) (+3) (+4) (+5)

(-3) (+3) (+5)

112

Elementi VA grupe imaju u posljednjoj ljusci po 5 elektrona, i to dva sparena u s-orbitali i 3 nesparena u p-orbitali. Zajednička elektronska konfiguracija posljednje ljuske atoma elemenata ove grupe je 1s2 4p3.

Osobine elemenata ove grupe, od nitrogena do bizmuta, bitno se mijenjaju. Dok su nitrogen i fosfor izraziti nemetali i grade samo kisele okside, dotle arsen i antimon grade amfoterne okside, a bizmut ima metalni karakter.

Povećanje metalnog karaktera sa povećanjem atomskog broja, potiče od povećanja atomskog radijusa, elektroni se lakše odvajaju.

Pošto u p-orbitali postoje 3 nesparena elektrona, kada stupaju u hemijsku reakciju svoju zadnju ljusku popunjavaju do stabilnog okteta. U spojevima tog tipa, elementi VA grupe imaju oksidacioni broj (-3). Međutim, elementi VA grupe mogu da otpuštaju elektrone, naročito pri spajanju sa oksigenom i tada imaju pozitivan oksidacioni broj.

Nitrogen je u elementarnom stanju dvoatomni gas, N2. Fosfor, arsen i antimon su čvrste supstance i nalaze se u elementarnom stanju, kao molekule sa po 4 atoma: P4, As4, Sb4. Bizmut postoji samo kao metal.

Nitrogen, N

Nitrogen (azot, dušik) se u prirodi nalazi i kao elementaran i u obliku spojeva. Kao elementaran nalazi se u vazduhu zastupljen sa 78%. Od spojeva najvažniji su nitrati, i to natrijum nitrat (čilska šalitra). Bitan je sastojak bjelančevina koje izgrađuju biljne i životinjske organizme.

Nitrogen je gas bez boje, mirisa i okusa. Gradi više vrsta spojeva sa oksigenom pri čemu mu se oksidacioni broj mijenja od (+1) do (+5).

Najveća količina nitrogena troši se za proizvodnju amonijaka. Od amonijaka i nitratne kiseline dobijaju se vještačka đubriva, eksplozivi itd.

Nitratna kiselina, HNO3

Čista nitratna kiselina je bezbojna tečnost, karakterističnog oštrog mirisa, relativne gustine 1,5. Koncentrovana HNO3 se na vazduhu puši, pa je zovu još i pušljiva

113

ili dimeća. To je ustvari NO2 koji reaguje sa vodenom parom iz vazduha i gradi maglu. Nitratna kiselina je jako oksidaciono sredstvo. Spada u red vrlo jakih kiselina. Razara sve metale, izuzev zlata, platine i nekih platinskih metala. Razblažena nitratna kiselina otapa Al, Fe i Cr, a koncentrovana ih ne otapa. Djelovanjem koncentrovane HNO3 na površini metala se stvara oksid u tankom sloju koji štiti metal od daljnjeg otapanja.

Fosfor, P

Fosfor je u prirodi više rasprostranjen od nitrogena, ali ga zbog njegove reaktivnosti nema slobodnog u prirodi. Na vazduhu se oksiduje burno uz pojavu svjetlucanja. U prirodi se nalazi u obliku fosfata. Nalazi se u sastavu kostiju kičmenjaka i u sastavu bjelančevina. Zbog toga kažemo da je on biogeni element.

Fosfor se javlja u više alotropskih modifikacija, od kojih su najvažnija bijela i crvena modifikacija. Tek dobiveni bijeli fosfor stajanjem na vazduhu požuti. Zapali se već na 34°C i sagorijeva intenzivnim plamenom gradeći fosfor(V)-oksid, P2O5.

Na vazduhu, u mraku svjetluca, jer se oksiduje i ispod temperature paljenja. Zbog svoje reaktivnosti bijeli fosfor se čuva pod vodom. Crveni fosfor se dobiva zagrijavanjem bijelog fosfora na temperaturi od 260 do 300°C u komorama bez prisustva vazduha. Nije otrovan i stabilniji je od bijelog. Upotrebljava se za izradu fosfornih bronzi i šibica.

Fosfatna kiselina, H3PO4

Čista, 100% fosfatna kiselina je bijela čvrsta supstanca bez mirisa, kiselog okusa. Topi se na 42,3°C, a sa vodom se miješa u svakom omjeru. U trgovini dolazi kao sirupast koncentrovana otopina sa 83-90% H3PO4.

Upotrebljava se u industriji lijekova, za izradu vještačkih đubriva, za porcelanski kit, za zubne plombe, za čišćenje željeznih predmeta od hrđe.

U prirodi su fosfati jako rasprostranjeni i to kalcijum fosfat. Upotrebljava se kao fosfatno đubrivo.

114

VIA GRUPA

Naziv elementa

oksigen sumpor selen telur Polonijum

Hemijski simbol elementa

O S Se Te Po

Atomski broj 8 16 34 52 84Relativna atomska masa

16 32,37 78,96 127,61 210

Agregatno stanje na 0°C

gas čvrsto čvrsto čvrsto Čvrsto

Tačka topljenja (°C)

-218,7 112,8 220 452 252

Tačka ključanja (°C)

-183 444,6 688 1390 962

boja bezbojan žut

Crven (metal)

Siv (nemetalni)

Metalno bijelMrk

(nemetal)

Siv

Osobine nemetala

opadaju

Reaktivnost prema elektronegativnim elementima

rastu

Oksidacioni brojevi elemenata u spojevima

(-2) (-2)(+4)(+6) (-2)(+4)(+6) (-2) (+4) (+6)

(-2)(+4)(+6)

Elementi ove grupe imaju 6 elektrona u vanjskoj ljusci, od kojih su dva nesparena u dvije p-orbitale.

p

s

Njihovi atomi mogu postići stabilnu elektronsku konfiguraciju na sljedeće načine:

115

-primanjem 2 elektrona od atoma metala gradeći pri tome jonsku vezu:

R + 2e E2-

-stvaranjem kovalentne veze sa atomima gdje u kovalentnoj vezi učestvuju dva nesparena elektrona:

. . . ..E : + 2H. H : E : H . . . .

Spojevi ovog tipa su H2S, H2O, H2Se, H2Te.-rasparivanjem jednog elektronskog para u p-

orbitali i formiranje jedne d-orbitale nastaju 4 nesparena elektrona. Njihovim sparivanjem sa četiri elektrona, od atoma drugih elemenata, glavni elementi šeste grupe dobijaju oksidacioni broj (+4):

d p ↑↓ ↑ ↑s ↑↓

Spojevi ovog tipa su SO2, TeO2, SeO2.-rasparivanjem elektronskog para iz s-orbitale

posljednje ljuske i formiranjem još jedne d-orbitale nastaje šest nesparenih elektrona. Njihovim sparivanjem sa šest elektrona od atoma drugih elemenata – ovi elementi dobivaju oksidacioni broj (+6).

Spojevi ovog tipa su: SO3, SeO3, TeO3.

d ↑ ↑p ↑ ↑ ↑s ↑

Oksigen i sumpor su tipični nemetali. Selen i telur čine prelaz iz nemetala u metale, dok je polonijum tipični metal.

116

Oksigen (kiseonik, kisik), O

Oksigen je najrasprostranjeniji element na Zemlji. Velike količine oksigena se nalaze u atmosferi u slobodnom stanju (21%). Još veće količine oksigena sadrže razni spojevi, od kojih su najvažniji karbonati, silikati, oksidi itd.

Oksigen se nalazi u VIA grupi i drugoj periodi, pa ima sljedeću elektronsku konfiguraciju:

1s2 2s2 2p4

Molekula O2 je vrlo stabilna, zbog čega ima toliko slobodnog oksigena u vazduhu.

Oksigen je gas bez boje, mirisa i okusa. Ne gori ali potpomaže gorenje. Pokazuje težnju da se spaja sa gotovo svim elementima. Spajanje elemenata sa oksigenom naziva se oksidacija, a nastali spoj – oksid. Obrnut proces je oduzimanje oksigena od raznih oksida, a naziva se redukcija.

Oksigen je neophodan za disanje. Koristi se u medicini. Sa acetilenom daje visoke temperature (do 3000°C) pri autogenom zavarivanju.

Ozon, O3

Ozon je druga alotropska modifikacija oksigena. Izgrađen je od 3 atoma oksigena. Stvara se u višim slojevima atmosfere. Štiti Zemlju od opasnog dejstva ultravioletnih zraka.

Ozon se upotrebljava za obogaćivanje vazduha oksigenom, u prostorijama u kojima boravi mnogo ljudi (kino-sale, pozorišta itd.).

Sumpor, S

117

Sumpor se u prirodi nalazi slobodan i u obliku svojih spojeva, a najviše kao sulfidi i sulfati.

Sumpor je čvrsta žuta supstanca bez mirisa i ukusa, neznatne tvrdoće. Javlja se u više alotropskih modifikacija: rompski, monoklinski i plastični sumpor.

Najveće količine sumpora se troše za dobivanje sulfatne kiseline, za vulkanizaciju kaučuka (dobivanje gume), za suzbijanje štetočina u poljoprivredi, u industriji šibica itd.

Sulfatna kiselina, H2SO4

Jedna je od najvažnijih proizvoda bazne hemijske industrije. Upotrebljava se za dobijanje vještačkih đubriva, boja, eksploziva, za rafinaciju naftnih derivata, za izradu akumulatora, za elektrolizu bakra itd.

Čista koncentrovana sulfatna kiselina je bezbojna uljasta tečnost, relativne gustine 1,83. Mrzne na 10,4°C, a ključa na 338°C, uz oslobađanje SO3. Spada u jake dvobazne kiseline. Gradi dvije vrste soli, hidrogensulfate i sulfate. Koncentrovana sulfatna kiselina je jako oksidaciono sredstvo. Uz to je i jako dehidrataciono sredstvo. Organskim supstancama oduzima vodu i ugljeniše ih.

VIIA GRUPA

118

Naziv elementa

fluor hlor brom Jod

Hemijski simbol elementa

F Cl Br I

Atomski broj

9 17 35 53

Relativna atomska masa

19 35,45 79,91 126,90

Agregatno stanje na 0°C

gas gas tečnost Čvrst

Boja blijedožut žutozelen smeđecrven tamnoljubičast

Tačka topljenja (°C)

-223 -102,4 -7,3 113,7

Tačka ključanja (°C)

-187,9 -34 58,8 184,5

Reaktivnost prema hidrogenu i metalima

opada

Reaktivnost prema oksigenu

raste

Osobine metala

opadaju

Oksidacioni brojevi u spojevima

(-1) (+1)(+3)(+4)(+5)(+7) (-1) (+1)(+5) (-1) (+1)(+4)(+5)(+7)(-1)

U ovoj tablici nisu dati podaci za astat, jer njegove osobine nisu ispitane. Astat je radioaktivni element sa kratkim poluvremenom raspada.

Porastom atomskog broja pravilno se mijenjaju sve fizičke osobine halogena: - mijenja se agregatno stanje od gasovitog prema čvrstom

- boja postaje sve tamnija- raste gustina

119

- raste tačka topljenja- raste tačka ključanja- svi halogeni imaju oštar miris- svi halogeni su otrovni.

Halogeni se slabo otapaju u vodi, a mnogo bolje u organskim otapalima: alkoholu, hloroformu i karbondisulfidu. Svi su tipični nemetali. Hemijski su veoma aktivni. Lahko stupaju u reakciju sa gotovo svim elementima. Stoga se ne nalaze slobodni u prirodi.

Reaktivnost prema hidrogenu i prema metalima opada idući od fluora do joda. Stoga, pomoću hlora možemo istisnuti brom iz njegovih soli. Uopšte, kod halogena važi pravilo da halogeni koji su iznad u periodnom sistemu mogu istisnuti one ispod iz njihovih soli. To su izrazito elektronegativni elementi, stoga sa metalima grade jonske spojeve. Djeluju kao jaka oksidaciona sredstva.

Hlor, Cl

Hemijski je vrlo aktivan element, pa se u prirodi ne nalazi slobodan nego u obliku svojih spojevi.

Hlor je gas žutozelene boje, oštrog mirisa i otrovan je. Teži je od vazduha 2,5 puta. Dobro se otapa u vodi. Otopina hlora u vodi zove se hlorna voda. Primjenjuje se kao oksidaciono sredstvo, za bijeljenje celuloze, papira, tekstila.

Primjenjuje se za dezinfekciju vode za piće i u bazenima za plivanje. Kada dođe u dodir sa vodom, hlor iz vode oslobađa nascentni oksigen (monoatomarni) koji ubija sve patogene bakterije u vodi.

Hloridna kiselina, HCl

Hloridna kiselina je otopina hidrogen-hlorida u vodi. To je jaka kiselina. U razblaženoj otopini je gotovo potpuno u obliku jona:

HCl + H2O → H3O+ + Cl-

U hloridnoj kiselini se svi metali rastvaraju uz oslobađanje hidrogena, osim žive, srebra, zlata, platine i platini sličnih metala. Smjesa od 3 zapreminska dijela koncentrovane

120

HCl i jednog dijela koncentrovane HNO3 rastvara plemenite metale – zato se zove carska vodica ili zlatotopka.

Perhloratna kiselina, HClO4

Perhloratna kiselina je najjača anorganska kiselina. Kada je bezvodna eksplozivna je. Djeluje oksidaciono. Na koži uzrokuje teške rane.

Od soli perhloratne kiseline – perhlorata, praktično su važni: kalijum perhlorat, KClO4 i natrijum perhlorat, NaClO4. Natrijum perhlorat je jak biljni otrov koji potpuno uništava korov.

Brom, Br

Brom se u prirodi nalazi samo u obliku spojeva. Manje je reaktivan od hlora. Pri sobnoj temperaturi je mrkocrvena tečnost. Neprijatnog je mirisa. Brom nagriza kožu. Pare broma su otrovne. Ako se udišu nadražuju sluznicu nosa i grla i prouzrokuju upalu. Primjenjuje se u farmaceutskoj industriji za proizvodnju lijekova.

U obliku srebro bromida, AgBr, primjenjuje se za izradu fotografske emulzije koja se nanosi na film i fotografski papir.

Jod, I

Jod je od svih halogena najmanje rasprostranjen. U organizmu čovjeka jod je neophodan. Manjak joda može izazvati teške smetnje u organizmu. Ako se ishranom i unošenjem vode u organizam ne unesu dovoljne količine joda, dolazi do povećanja štitne žlijezde – javlja se gušavost.

Na sobnoj temperaturi je čvrsta supstanca u tamnosivim ljuskama metalnog sjaja. Slabo se otapa u vodi. Dobro se otapa u organskim otapalima. Otopina joda u alkoholu (10%) zove se jodna tinktura. Jod je jako dezinfekciono sredstvo. Ubija bakterije i gljivice i tako sprječava njihov razvoj. Važan antiseptik je i jedinjenje joda, jodoform, CHI3.

Srebro jodid, AgI, se stavlja u fotografske emulzije.

121

ELEMENTI NULTE GRUPE

U nultu ili devetu grupu elemenata u periodnom sistemu spadaju inertni (plemeniti gasovi): helijum (He), neon (Ne), argon (Ar), kripton (Kr), ksenon (Xe) i radon (Rn).

Naziv elementa

helijum neon argon kripton ksenon Radon

Hemijski simbol elementa He Ne Ar Kr Xe Rn

Atomski broj 2 10 18 36 54 86Relativna atomska masa

4,003 20,18 39,95 83,80 131,30 222

Tačka topljenja (°C)

-272,2 -248,7 -189,2 -157 -112 -71

Tačka ključanja (°C)

-268,9 -245,9 -185,7 -152,9 -107,1 -61,8

Oksidacioni broj

0 0 0 0 0 0

Inertni gasovi se industrijski dobivaju frakcionom destilacijom tečnog vazduha.

Svi elementi nulte grupe su gasovi bez boje, mirisa i ukusa. Atomi su im slobodni, tj. ne povezuju se u dvoatomarne molekule.

Pod običnim uslovima elementi nulte grupe ne grade spojeve sa drugim elementima. Ovi elementi su inertni i zbog toga što njihovi atomi imaju popunjenu i stabilnu spoljašnju elektronsku ljusku.

Helijum se upotrebljava za punjenje balona, jer je lagan i nezapaljiv. Zbog njegove male topivosti u krvi, helijum se miješa sa oksigenom u odnosu 21% oksigena i 79% helijuma. Ta smjesa se zove ˝helijumov vazduh˝ i upotrebljava se, umjesto vazduha, u ronilačkim aparatima koji omogućavaju roniocima disanje na velikim dubinama. Tako se sprječava tzv. ronilačka bolest.

Zbog svoje hemijske inertnosti, plemeniti gasovi se upotrebljavaju za punjenje sijalica. Važna upotreba je za svjetleće reklame. Staklene cijevi se ispune plemenitim gasovima. Kada se

122

kroz te gasove propušta električna struja dobiju se svjetlosti određenih boja: helijum daje boju slonove kosti, neon crvenu, argon plavu, kripton blijedožutu, ksenon svijetloplavu boju. Miješanjem dvaju ili više gasova i upotrebom cijevi obojenog stakla postiže se bogat izbor svjetlosti vrlo prijatnih boja.

IB GRUPA

Naziv elementa bakar srebro ZlatoHemijski simbol elementa

Cu Ag Au

Atomski broj 29 47 79Relativna atomska masa

63,54 107,87 196,97

Tačka topljenja (°C) 1083 960,5 1063Tačka ključanja (°C) 2350 2200 2950Oksidacioni brojevi elemenata u spojevima

(+1) (+2) (+1) (+1) (+3)

U prirodi se mogu naći slobodni, jer su hemijski slabo aktivni. U redu aktivnosti, alkalni metali su na samom početku, dok su bakar, srebro i zlato na posljednjem mjestu. Sa oksigenom se spaja, pod običnim uslovima, samo bakar. Srebro i zlato su plemeniti metali. Mogu se naći u prirodi u elementarnom stanju.

Bakar je crvenkast, relativno mekan metal, lahko se kuje, valja i presuje. Poslije srebra je najbolji provodnik elektriciteta. Bakar je stabilan na čistom vazduhu, ali dužim stajanjem na vazduhu prevuče se zelenom patinom. Najvažniji spoj mu je bakar(II)-sulfat – modra galica.

Srebro i zlato se koriste za izradu nakita.

IIB GRUPA

123

Naziv elementa cink kadmijum ŽivaHemijski simbol elementa Zn Cd HgAtomski broj 30 48 80Relativna atomska masa 65,37 112,40 200,59Tačka topljenja (°C) 419 321 -38,9Tačka ključanja (°C) 906 765 367Oksidacioni brojevi elemenata u spojevima

(+2) (+2) (+1) (+2)

Postojani su na vazduhu. Njihovi hidroksidi su slabe baze.Cink je plavkastobijeli metal, niske tačke topljenja i loših

mehaničkih osobina. Iako je neplemenit, otporan je prema uticaju atmosfere. Upotrebljava se za pocinčavanje željeznog lima ili žica. Sastavni je dio legura.

Kadmijum je srebrnastobijeli metal, male tvrdoće i niske tačke topljenja. Koristi se za proizvodnju legura, koje imaju nisku tačku topljenja, kao i za proizvodnju akumulatora.

Živa je srebrnastobijeli metal, na sobnoj temperaturi, jedini tečni metal. Otapa se samo u oksidirajućim kiselinama. Posebna osobina žive je da otapa mnoge metale. Pri tome nastaju legure elemenata sa živom , koje zovemo amalgami.

Živa je izuzetno otrovna. Iako je na sobnoj temperaturi malo isparljiva, moramo je, zbog otrovnosti, dobro čuvati u zatvorenoj posudi. Upotrebljava se za punjenje mjernih instrumenata (termometara, barometara), u elektrotehnici, u stomatologiji itd.

IIIB GRUPA

Ovi elementi su metali (skandijum, Sc, itrijum, Y, lantan, La i 14 lantanoida, aktinijum, Ac i 14 aktinoida).

Oksidi imaju bazne osobine, a bazičnost raste od skandijuma do aktinijuma. U prirodi još nije nađen element prometijum – atomski broj 61.

U tehnici se, najčešće, primjenjuje smjesa prvih 6 elemenata ove grupe (ceritna zemlja). Najveća količina ceritnih metala se troši za proizvodnju kremena.

124

Svi aktinoidi su radioaktivni. Samo prvih 5 aktinoida nađeno je u prirodi, u sasvim malim količinama. Ostali su proizvedeni vještački.

IVB GRUPA

Naziv elementa titan cirkonijum HafnijumHemijski simbol elementa

Ti Zr Hf

Atomski broj 22 40 72Relativna atomska masa

47,90 91,22 178,49

Tačka topljenja (°C) 1668 1852 2222Tačka ključanja (°C) 3260 3580 5400

Cirkonijum i hafnijum su po hemijskim osobinama veoma

slični elementi i razlikuju se od titana. U spojevima im je, najčešće, oksidaciono stanje (+4).

VB GRUPA

Naziv elementa vanadijum niobijum TantalHemijski simbol elementa

V Nb Ta

Atomski broj 23 41 73Relativna atomska masa

50,94 92,90 180,95

Agregatno stanje čvrst čvrst čvrstTačka topljenja (°C) 1890 2415 2990Tačka ključanja (°C) 3450 5100 6100

To su izraziti metali, posjeduju veliku otpornost prema koroziji. Niobijum i tantal su veoma slični. Imaju visoke tačke topljenja.

Čisti vanadijum je sličan čeliku; vrlo je tvrd; da se dobro polirati. Otporan je na hemikalije, vazduh i vodu. Upotrebljava se uglavnom kao dodatak čelicima za specijalne namjene. Takvi čelici su čvrsti, žilavi, otporni na udar i savijanje.

125

VIB GRUPA

Naziv elementa hrom molibden VolframHemijski simbol elementa

Cr Mo W

Atomski broj 24 42 74Relativna atomska masa 51,99 95,94 183,85Agregatno stanje čvrst čvrst ČvrstTačka topljenja (°C) 1920 2650 3410Tačka ključanja (°C) 2665 5500 5900

Zajedničke osobine ovih elemenata su da su to metali sivobijele boje, visokih tački topljenja i ključanja. Grade spojeve u kojima mogu imati oksidacione brojeve (+2), (+4), (+5), (+6).

Hrom je metal srebrnobijele boje sa plavičastom nijansom. Jedan je od najtvrđih metala. Otporan je prema kiselinama, posebno prema koncentrovanoj HNO3. Upotrebljava se za prevlačenje površine metala (hromiranje), radi zaštite od korozije i zbog ljepšeg izgleda. Najviše se koristi za legiranje čelika.

Volfram se koristi za proizvodnju specijalnih čelika, koji se dalje koriste za izradu reznih alata. Zbog visoke tačke topljenja upotrebljava se za izradu niti u električnim sijalicama.

VIIB GRUPA

Naziv elementa mangan tehnecij renijumHemijski simbol elementa

Mn Te Re

Atomski broj 25 43 75Relativna atomska masa

54,94 99 186,2

Tačka topljenja (°C) 1260 2150 3170Tačka ključanja (°C) 1900 - 5900

Oksidacioni brojevi elemenata u spojevima

(+1) (+2) (+3) (+4) (+5) (+6) (+7)

(+4) (+6) (+7)

(+1) (+2) (+3) (+4) (+5) (+6) (+7)

Svi ovi elementi imaju promjenjivi oksidacioni broj, a najstabilniji je (+7).

126

Mangan spada u teške metale, jako rasprostranjen u prirodi i dolazi odmah iza željeza. Po izgledu je sličan željezu, ali je tvrđi i krtiji. Zrcalno željezo je legura koja sadrži 15 - 20% mangana. Odlikuje se izuzetno velikom tvrdoćom i otpornošću na koroziju i trošenje, pa se koristi tamo gdje se traže ove osobine: za izradu kugli za mlinove, čeljusti za drobilice, željezničke šine i dr.

Kalijum permanganat, KMnO4

To je najvažnija so permanganatne kiseline. To su tamnoljubičasti kristali koji se otapaju u vodi. Vrlo je jako oksidaciono sredstvo. Njegovo oksidaciono svojstvo zavisi od sredine u kojoj se nalazi. Razblažena otopina se koristi kao antiseptik, hipermangan.

ELEMENTI VIII GRUPE

Trijada željeza

Elemente VIII grupe periodnog sistema možemo podijeliti u dvije cjeline, a to su trijada željeza i platinski metali. Podjela na ovaj način je izvršena zbog toga što je sličnost elemenata u vodoravnom nizu mnogo veća od sličnosti u vertikalnom. Platinski metali se razlikuju od metala trijade željeza po hemijskim i fizičkim osobinama.

Trijadu željeza čine željezo (Fe), kobalt (Co) i nikl (Ni). Svi su metali i svi imaju osobinu feromagnetizma (magnetno polje ih jako privlači, a magnetizam trajno zadržavaju i kad polje prestane djelovati).

Željezo, Fe

127

Željezo je tehnički najvažniji metal. U prirodi je vrlo rasprostranjen i čini 5% zemljine kore. Veoma je značajan biogeni element, jer ulazi u sastav biljnih i životinjskih organizama. Čovjek u svom organizmu sadrži 3 – 3,5 g željeza, a oko ¾ od toga nalazi se u krvi kao sastojak crvene boje – hemoglobin.

Željezo je neplemenit metal, jer se na vlažnom vazduhu spaja sa oksigenom i vodom gradeći prvo oksid pa onda hidroksid (korozija željeza, hrđanje). Velike količine željeza se koriste za izradu čelika. Željezo ima spojeve u kojima je oksidacioni broj (+2) i (+3). Željezo(II)-soli su manje stabilne, pa se brzo oksiduju u željezo(III)-soli.

Jedno od najvažnijih spojeva je željezo(II)-sulfat, koji iz vodenih otopina kristalizira sa 7 molekula vode – poznato pod imenom zelena galica.

Kobalt, Co

Kobalt se u prirodi nalazi pomiješan sa bakrom i niklom. Velike količine kobalta se koriste za bojenje emajla, koji se nanosi na metalno kuhinjsko posuđe (plava boja), i za bojenje stakla (kobaltno staklo). Kobalt gradi veliki broj spojeva sa oksidacionim brojevima (+2), (+3) i(+4).

Kobalt hlorid, CoCl2, je praškasta supstanca svijetloplave boje. Lahko se otapa u vodi i boji je ružičasto.

Nikl, Ni

To je sjajan metal bijele boje. Poliranjem mu se sjaj može pojačati. Slabo provodi električnu struju i toplotu. Upotrebljava se za izradu raznih legura, od kojih se prave kovani novac, pribor za jelo itd. Zbog otpornosti na vazduh i zbog svoje lijepe boje nanosi se na površinu drugih metala, radi zaštite od korozije, a i zbog lijepog izgleda. To se obično vrši galvanizacijom (niklovanje).

128

Platinski metali

Elementi druge trijade VIII grupe – rutenijum (Ru), rodijum (Rh) i paladijum (Pd), te elementi treće trijade – osmijum (Os), iridijum (Ir) i platina (Pt) u prirodi se često nalaze zajedno i neke fizičke osobine su im iste. Platinske metale možemo podijeliti u dvije grupe: elementi II trijade, Ru, Rh i Pd, gustoće oko 12 g/cm3, nazivaju se lahki platinski metali i osmijum, iridijum i platina nazivaju se teški platinski metali, jer im gustoća iznosi oko 22 g/cm3.

Elementi platinske grupe su metali sivobijele boje i visoke tačke topljenja. Svi imaju manju ili veću sposobnost da apsorbuju (okluduju) hidrogen ili oksigen i da ih aktiviraju. Zbog toga se upotrebljavaju kao katalizatori pri raznim sintezama.

Otporni su na djelovanje kiselina i baza.

129

OSOBINE ORGANSKIH SPOJEVA

Organski spojevi nastaju po istim zakonima koji važe i za anorganske spojeve . Znači, da nema neke oštre granice između njih. Specifične osobine po kojima se organski spojevi razlikuju od anorganskih su:

U svim organskim spojevima nalazi se karbon (ugljik).

U molekulama organskih spojeva skoro sve veze među atomima su kovalentne.

Organski spojevi su većinom lahko isparljive tečnosti ili supstance sa niskom tačkom topljenja i ključanja.

Većina organskih spojeva se ne otapa u vodi jer su im molekule nepolarne strukture.

Nisu elektroliti, osim malog broja izuzetaka. Hemijske reakcije između organskih spojeva su

uglavnom spore, jer u njima učestvuju molekule, za razliku od anorganskih spojeva kod kojih su reakcije jonske.

Prema fizičkim i hemijskim uticajima organski spojevi su osjetljiviji od anorganskih. Većina se može lahko oksidirati. Pri zagrijavanju se razlažu. Mogu da gore.

Organski spojevi izgrađeni su od malog broja elemenata. Pored karbona to su najčešće hidrogen, oksigen, nitrogen, zatim sumpor, fosfor i halogeni elementi.

Osobine atoma karbona

Organska hemija je hemija karbonovih spojeva. Danas je poznato oko 10.000.000 različitih organskih spojeva. Tako veliki broj karbonovih spojeva je moguć zahvaljujući posebnim osobinama atoma karbona.

U periodnom sistemu elemenata karbon zauzima posebno mjesto. Na vrhu je IVA grupe i u sredini periode između litija i neona. Karbon ima atomski broj 6 ( 6C ). Znači, da se u njegovom

130

atomskom jezgru nalazi 6 protona, a u elektronskom omotaču 6 elektrona, 2 u K- ljusci i 4 u L-ljusci.

Elektroni valentne L-ljuske raspoređeni su tako da su dva elektrona u s-orbitali i po jedan elektron u dvije p-orbitale. Elektronska konfiguracija atoma karbona u osnovnom stanju je 1s2

2s2 2p2. Ali pri nastajanju karbonovih zasićenih spojeva u čijim molekulama se C atomi povezuju međusobno ili sa atomima hidrogena jednostrukim -vezama, atom karbona može, prema Paulingovoj teoriji, apsorbovati kvant energije (od 401,7 kJ/mol) pri čemu jedan elektron iz 2s-orbitale prelazi u energetski višu slobodnu 2p orbitalu. Tada su sva četiri elektrona nesparena. Pri tome dolazi do miješanja (hibridizacije) s-orbitale sa tri p-orbitale pri čemu nastaju četiri energetski jednake hibridne orbitale. Ova hibridizacija označava se sa sp3 jer potiče od jednog elektrona iz s-orbitale i 3 elektrona iz p-orbitala. U tom pobuđenom (ekscitiranom) stanju atom karbona može da gradi četiri jednako čvrste kovalentne veze koje su usmjerene iz središta tetraedra, gdje se nalazi jezgro C atoma, prema njegovim uglovima, zatvarajući međusobno ugao od 109,5o.

Tako čeonim preklapanjem četiri 2sp3 hibridnih orbitala karbona sa 1s-orbitalama atoma hidrogena nastaju četiri energetski ekvivalentne jednostruke, sigma () veze u molekuli CH4.

131

sp2-hibridizacija

Atomske orbitale pobuđenog atoma karbona mogu se hibridizirati i tako da dođe do miješanja jedne 2s- i dvije 2p-orbitale pri čemu dolazi do drugačije raspodjele apsorbirane energije od 401,7 kJ/mol. Pri tome dolazi do tzv. sp2-hibridizacije pri čemu se formiraju tri energetski ekvivalentne 2sp2-hibridne orbitale koje leže u istoj ravni pod uglom od 120o. Nehibridizirana treća 2p orbitala je okomita na ravan sp2-hibridnih orbitala.

132

Stvaranje etena (etilena)

Pri formiranju molekule etena ( CH2=CH2 ) svaki C atom gradi po tri - veze. Jedna -veza uspostavlja se između C atoma čeonim preklapanjem sp2-hibridnih orbitala. Ostale dvije -veze nastaju čeonim preklapanjem sp2-hibridnih orbitala karbona i s-orbitala hidrogena.

Nehibridizirane p-orbitale bočnim preklapanjem formiraju -vezu. Pri tom nastaje dvostruka veza koja se sastoji od jedne i jedne veze.

sp-hibridizacija

Kod atoma karbona u pobuđenom stanju može doći do miješanja jedne 2s i jedne 2p orbitale, pri čemu nastaju energetski jednake dvije 2sp-hibridne orbitale, koje zatvaraju ugao od 180o. Dvije nehibridizirane 2p orbitale rasprostiru se okomito na pravac što ga čine 2sp-hibridne orbitale atoma karbona. Atom karbona u ovako ekscitiranom stanju može da gradi dvije i dvije veze.

133

Tako pri nastajanju molekule etina (HC ≡ CH) uspostavlja se veza između dva C atoma, čeonim preklapanjem 2sp-2sp-hibridnih orbitala i dvije veze čeonim preklapanjem 2sp hibridnih orbitala atom karbona i 1s orbitala atoma hidrogena. Preostale po dvije nehibridizirane 2p orbitale bočnim preklapanjem formiraju dvije veze između C atoma. Na taj način između C atoma formira se trostruka veza koja se sastoji od jedne i dvije - veze.

veza slabija je od veze. Zato su organski spojevi sa dvostrukim i trostrukim vezama jako reaktivni. To su nezasićeni organski spojevi.

134

Atomi karbona mogu da se povezuju : PrimjeriSa atomima elektronegativnih elemenata (nemetala)

Karbondisulfid, CS2 , S=C=S

Sa atomima elektropozitivnih elemenata (metalima)

Kalcijum-karbid, CaC2 ,

Ca

CC

Međusobno Etan, C2H6 , H3C-CH3

Atomi karbona mogu biti povezani u obliku lanaca ili u obliku ciklusa (prstena). Prema tome, organski spojevi se dijele na lančane i ciklične.

U molekulama lančanih (acikličnih ili alifatskih) spojeva C atomi povezani su u obliku lanaca.

CC

CC

CC

C CC

CC

CC

C

C

normalni lanac

razgranati lanac

Kod cikličnih spojeva atomi karbona su povezani u cikluse koji mogu sadržavati 3, 4, 5 ili 6 C atoma. Takvi spojevi nazivaju se karbociklični spojevi.

135

C C

C C

C C

C CC

C

C

C

C

CC

C

CC

C

C

C

C

CC

Ako se pored atoma karbona u ciklusu nalazi i atom nekog drugog elementa (O,N,S) govorimo o heterocikličnim spojevima.

CHHC

HC

S

CH

HC

HC

N

CH

CH

HC

CHHC

HC

O

CH

furan piridin tiofen

136

Način pisanja formula

U organskoj hemiji primjenjuje se više načina pisanja formula.

Vrsta formule

Šta pokazujePrimjeri

Etanol dimetiletar

Molekulska

Koji elementi i koliko atoma svakog elementa ulazi u sastav molekule spoja

C2H6O C2H6O

Racionalna

Iz kojih atomskih grupa se sastoji molekula određenog spoja

H3C-CH2-OH H3C-O-CH3

StrukturnaKako su atomi međusobno povezani u molekuli datog spoja

C C O H

H

H

H

H

H

C OH

H

H

C H

H

H

Opšta

Šta je zajedničko u molekulama grupe sličnih spojeva

CnH2n+1 OH zasićeni monohidroksilni alkoholi

CnH2n+2O etri

Prostorna

Kako su atomi u molekuli određenog spoja raspoređeni u prostoru

H

C

HH

H

109,5º Tetraedarska struktura

Hemijske reakcije organskih spojeva

Hemijske reakcije organskih spojeva su u većini slučajeva molekulske reakcije i odvijaju se sporo.Možemo ih podijeliti na:

1. Reakcije supstitucije u kojima se atom ili grupe atoma u molekuli organskog spoja zamijeni (supstituira) nekim drugim atomom ili atomskom grupom. Na primjer:

H3C-CH3 + Cl2 → H3C-CH2Cl + HCl etan hloretan

137

2. Reakcije eliminacije u kojima dolazi do izdvajanja manjih molekula iz organskog spoja, pri čemu iz jedne molekule reaktanta nastaju dvije molekule produkata

H2C-CH2 H2C=CH2 + H2O etanol eten

3. Reakcije adicije daju spojevi sa -vezama. Pri ovim reakcijama raskida se veza i dolazi do vezivanja atoma ili atomskih grupa.

H2C=CH2 + Br2 → Br-CH2-CH2-Br eten dibrometan

Da bi došlo do hemijske reakcije između molekula s kovalentnim vezama potrebno je veze u molekulama reaktanata pokidati da bi se formirale veze u molekulama produkata. Taj proces zahtijeva dovođenje energije. Energija koja je potrebna da se raskine kovalentna veza između dva atoma naziva se energija veze. Izražava se u kJ/mol.

Kidanje veze može biti homolitičko pri čemu svakom atomu ostaje po jedan elektron iz zajedničkog elektronskog para. Tako nastaju slobodni radikali

Cl : Cl Cl • + Cl •

Slobodni radikali su bogati energijom i lahko reaguju s drugim molekulama ili slobodnim radikalima.

Pri heterolitičkom kidanju kovalentne veze zajednički elektronski par ostaje na elektronegativnijem atomu i pri tome nastaju joni

H : Cl H+ + Cl-

138

Energija hemijske veze

Energija fotona

veza kJ/molTalasna dužina,

() (nm)Boja

Energija (kJ/mol)

Cl-Cl 242 350 Ultraljubičasta 341C-H 412 400 Ljubičasta 299C-Cl 331 450 Plava 266H-Cl 431 500 Plavozelena 239H-H 436 550 Zelena 217

600 Žuta 199650 Narandžasta 184700 Crvena 171750 Tamnocrvena 159800 Infracrvena 149

139

KARBOHIDROGENI (UGLJIKOVODICI)

Karbohidrogeni su organski spojevi karbona i hidrogena. Prema strukturi njihovih molekula mogu se podijeliti na:

H2C CH

CH3HC C CH3

CH3-CH2-CH3

KARBOHIDROGENI

alifatski aromatski

alkenialkani alkini

benzenpropen propin

propan

cikloheksan

sadrze samo C - C veze

sadrze najmanje jednu C=C vezu C C

sadrze benzenov prsten

cikloalkanialkani sotvorenimlancem

(sadrze najmanjejednu vezu)

Alkani

Alkani ili parafini su lančani zasićeni karbohidrogeni. U njihovim molekulama veze između atoma karbona su jednostruke veze.Opšta formula im je CnH2n+2. Alkani su slični spojevi, međusobno se razlikuju za metilensku -CH2 grupu pa čine homologni niz:

140

Ime alkanaAgregatno stanje na

sobnoj temp.

Molekulska formula

Racionalna formulaTačka

ključanja (°C)

metan gas CH4 CH4 -162etan gas C2H6 CH3-CH3 -89propan gas C3H8 CH3-CH2-CH3 -42butan gas C4H10 CH3(CH2)2CH3 +0,5pentan tečnost C5H12 CH3(CH2)3CH3 36heksan tečnost C6H14 CH3(CH2)4CH3 69heptan tečnost C7H16 CH3(CH2)5CH3 98oktan tečnost C8H18 CH3(CH2)6CH3 126nonan tečnost C9H20 CH3(CH2)7CH3 151dekan tečnost C10H22 CH3(CH2)8CH3 174

Fizičke osobine alkana

Povećanjem broja C atoma u molekuli mijenjaju se i fizičke osobine alkana, raste tačka topljenja, tačka ključanja, gustina i viskozitet.

Na sobnoj temperaturi prva četiri člana homolognog niza su gasovi, oni sa 5 – 17 C atoma u molekuli su tečnosti, dok su čvrste supstance alkani s 18 i više C atoma u molekuli. Alkani su nepolarne supstance i ne otapaju se u vodi, već samo u nepolarnim organskim otapalima.

Izomerija

Izomeri su spojevi iste molekulske formule, ali različitih osobina. Dakle oni se razlikuju po svojoj strukturi, tj. po rasporedu atoma i atomskih grupa u molekuli. Postoje dva osnovna tipa izomerije:

1. strukturna izomerija2. stereoizomerija

Strukturni izomeri imaju istu molekulsku formulu, ali se razlikuju po strukturi.

Stereoizomeri imaju iste i molekulske i strukturne formule ali različitu konformaciju, tj. različit raspored atoma ili atomskih grupa u prostoru.

141

Kod alkana izomerija potiče od različitog rasporeda atoma karbona u lancu (strukturna izomerija).

Oni stereoizomeri koji pri sobnoj temperaturi lahko prelaze jedni u druge rotacijom oko veze zovu se konformacijski izomeri.

Prva tri člana homolognog niza, metan, etan i propan imaju samo jednu strukturnu formulu.Butan ima dva izomera: C4H10

C C C C

H

H

H

H

H

H

H

H

H

C C C

HH

H

H

HCHH

H

HHH

normalni butan( n-butan) izobutan

(i-butan)Povećanjem broja C atoma u molekuli alkana broj izomera

naglo raste.

Broj C atoma u alkanu

4 5 6 7 8 9 10 15 20 30

Broj izomera 2 3 5 9 18 35 75 4347 366319 4,1×109

Razgranati karbohidrogeni ključaju na nižim temperaturama od svojih izomera sa ravnim lancem.

Prikazivanje formula

Strogo uzevši, u formulama organskih spojeva svaku bi kovalentnu vezu trebalo prikazati crticom koja simbolizuje elektronski par.

Za alkane su svojstvene četiri veze usmjerene iz središta tetraedra prema njegovim uglovima, npr.

142

H

C

HH

H

H

C

H

HH

H

C

CH

H H

HH

C CH

H

H H

metan etan propan

Ovakav način prikazivanja prostorne strukture molekula naziva se klinastim formulama. Veze koje leže u ravni prikazane su linijama iste debljine. Puni klin predstavlja vezu iznad ravni, a isprekidana linija vezu ispred ravni papira.

Za složenije organske spojeve pogodnije su projekcijske formule (Fischerove projekcijske formule prema njemačkom hemičaru Emilu Fischeru).

C C C C

H

H

H

H

H

H

H

H

H

HC C C

H

H

H

H

H

H

H

HC C H

H

H

H

H

H

etan propan n-butan

U organskoj hemiji općenito se pokazalo opravdanim prikazivati grupe zasićene H sa:

C

H

H

H CH3

C

H

H

CH2

C H CH

metil grupa

metilenska grupa

metinska grupa

143

CH4 CH3-CH3 CH3-CH2-CH3 CH3-CH2-CH2-CH3

metan etan propan n-butan

H3C

CH

CH2

H2C

CH2

CH

CH2

CH3

CH3 CH3

Često se formule još i dalje pojednostavljuju pa lanac karbohidrogena možemo prikazati sistemom izlomljenih crta na uglovima kojih treba zamisliti atom C i onoliko atoma H koliko je potrebno da bi atom karbona bio četverovalentan.

12

34

56

78

2,6-dimetiloktan

Kod cikličnih spojeva vrijedi isto. Uobičajeno je skraćeno pisanje. Dvostruke, – veze, označene su uvijek dvostrukom crtom

ciklopentan cikloheksan cikloheksen

144

CH2OH

retinol (vitamin A)

Grupe koje se u toku reakcije ne mijenjaju, jer ne stupaju u hemijsku reakciju, često se obilježavaju sa R, što znači ostatak ili radikal.

Nomenklatura alkana

Pored tzv. trivijalnih naziva, koja su data na osnovu porijekla ili osobine organskog spoja, danas je u upotrebi nomenklatura koju je predložila Međunarodna unija za čistu i primijenjenu hemiju (IUPAC, International Union of Pure and Applied Chemistry).

Prema IUPAC-u imena alkana dobivaju se tako da se na korijen grčkog broja, koji označava broj C atoma u najdužem lancu, doda nastavak -an. Da bi se mogle lakše razlikovati strukture karbonovih spojeva, C atomi se u lancu numerišu:

145

H3C CH2

CH

CH2

C CH2

CH2

CH3

CH3

CH2CH3CH3

II IIIIV

1 2 3 4 5 6 7 8

I

SUPSTITUENTI

II II II I

Osim toga, atom karbona dobiva i naziv prema tome sa koliko drugih C atoma je povezan:

primarni C atom (I) - vezan samo za 1 C atomsekundarni C atom (II) - vezan sa 2 C atomatercijarni C atom (III) - vezan sa 3 C atomakvarterni C atom (IV) - vezan sa 4 C atoma

Radikali

Radikal alkana je jednovalentna atomska grupa koja ostane kada se iz njihove molekule oduzme jedan H atom.Ovi radikali zovu se alkili. Skraćeni znak za alkil je R.

Alkani Radikali (alkili)metan CH4 metil CH3 -etan CH3-CH3 etil CH3 - CH2 - (-C2H5)propan CH3-CH2-CH3 propil CH3-CH2-CH2 - (-C3H7)butan CH3-(CH2)2-CH3 butil CH3-(CH2)2CH2 - (C4H9)pentan CH3(CH2)3CH3 pentil CH3-(CH2)3-CH2 - (-C5H11)općenito alkil R -

Radikal ne može dugo samostalno da postoji, već se brzo spaja sa drugim radikalom ili atomom.

146

Dobivanje alkana

Alkani se dobivaju iz prirodnog gasa, nafte i suhom destilacijom uglja i drveta.

Hemijska svojstva alkana

Alkani su pod običnim uvjetima otporni na djelovanje različitih reagenasa: kiselina, baza, oksidacionih i redukcionih sredstava, pa su zato dobili naziv parafini (grč. para = protiv + lat. affinitas = rad).Ipak se i na alkanima mogu vršiti neke hemijske promjene.

1. Supstitucija atoma hidrogenaAtomi hidrogena u molekuli alkana mogu se zamijeniti atomima halogenih elemenata, najlakše hlorom i bromom. Tako nastaju halogeni derivati alkana – alkilhalogenidi.Na primjer, ako se metan pomiješa sa hlorom, pa se smjesa osvijetli ultravioletnom svjetlošću, H atomi metana će se postepeno zamijeniti atomima hlora: CH4 + Cl2 CH3Cl + HCl hlormetanCH3Cl + Cl2 CH2Cl2 + HCl dihlormetan CH2Cl2 + Cl2 CHCl3 + HCl trihlormetanCHCl3 + Cl2 CCl4 + HCl tetrahlormetan

Na sličan način mogu se dobiti halogeni derivati i drugih alkana.Od metanovih halogenih derivata važni su:

Formula Ime Agregatno stanje Upotreba

CHCl3 hloroform bezbojna tečnostotapalo masti, ulja, lakova, smola, sredstvo za narkozu

CHBr3 bromoform bezbojna tečnostza sintezu sredstava za

umirenje i uspavljivanje

CHI3 jodoform žuti prahantiseptičko sredstvo za

posipanje rana

CCl4 tetrahlormetan bezbojna tečnostotapalo masti, ulja, boja, lakova, za gašenje manjih

požara

147

2. OksidacijaAlkani su zapaljivi. Pri gorenju (veoma burna

oksidacija) prelaze u CO2 i H2O. Procesi su egzotermni, pri čemu se oslobađaju velike količine toplote.

C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O propan

Djelomičnom katalitičkom oksidacijom alkana mogu se dobiti masne kiseline.

C3H8 + O2 CH3-CH2-COOH + H2O

3. Krekovanje

Kreking proces je cijepanje veze C-C (engl. to crack = rascijepiti). Iako je veza između C atoma u alkanima veoma čvrsta, može se cijepati ako se alkani zagrijavaju bez prisustva vazduha uz povećani pritisak. Pri tome iz molekula alkana sa većim brojem C atoma nastaje više molekula sa manjim brojem atoma karbona. Na primjer: CH3-CH2-CH2-CH2 CH3-CH3 + CH2 = CH2

butan etan eten

Metan, CH4

Metan je gas bez boje i mirisa. Glavni je sastojak zemnog gasa. Nastaje pri anaerobnom truljenju celuloze u močvarama i rudnicima uglja. Može se dobiti pri suhoj destilaciji uglja i drveta. Smjesa metana sa vazduhom je zapaljiva i eksplozivna.

CH4(g) + 2 O2(g) → 2 H2O(g) + CO2(g) H = - 802 kJ/mol

Zbog velike toplote izgaranja metan se u smjesi sa drugim alkanima u zemnom gasu koristi kao gorivo za

148

domaćinstva i industriju. Veći značaj ima kao sirovina za industriju.

Procesom pirolize (grč.pyr = vatra + lysis = razgradnja) na visokim temperaturama bez prisustva zraka metan se razlaže na karbon (čađ) i hidrogen.

CH4(g) → 2 H2(g) + C(s) H = + 75kJ/mol

Čađ se koristi za proizvodnju automobilskih guma.

Etan, C2H4

Sastavni dio zemnog gasa. Procesom krekovanja daje eten koji je glavna sirovina za proizvodnju plastičnih masa.

CH3-CH3 H2C = CH2 + H2

etan eten

Nafta

Nafta je tečna mješavina ogromnog broja različitih spojeva. Glavni sastojci nafte su karbohidrogeni – alkani, cikloalkani i aromatski karbohidrogeni. Pored ovih spojeva u nafti se nalaze i organski spojevi koji sadrže sumpor, nitrogen i oksigen.

Nafta je osnovna sirovina za široko područje organske hemijske industrije koja se naziva petrohemija. Od nafte, odnosno

149

njenih derivata dobivaju se sintetička vlakna, plastika, deterdženti, lijekovi, boje i mnoštvo drugih proizvoda.

Prerada nafte

Prerada nafte sastoji se iz tri glavne faze:1. Čišćenje nafte od vode, pijeska i ostalih nečistoća.2. Frakciona destilacija nafte.3. Prerada destilacijom dobivenih derivata.

Čišćenje nafte

Kada se, bušenjem, izvadi iz zemlje nafta teče u bazene u kojima se, kao specifično lakša, izdvaja u gornji sloj. U donjem sloju ostaju voda i mulj. Poslije čišćenja, obično već na samom naftonosnom polju, iz nafte se odstranjuju gasovi: metan, etan, propan i butan, koji se upotrebljavaju kao gorivo.

Nakon toga nafta se otprema u rafineriju na dalju preradu (automobilskim ili željezničkim cisternama, tankerima ili naftovodima)

Frakciona destilacija

U rafineriji nafta se frakciono destilira, odnosno rastavlja se na frakcije ili grupe spojeva koji ključaju u određenim temperaturnim intervalima.

Destilacija se izvodi kontinuirano. Nafta se uvodi u destilacijsku peć gdje se zagrijava na 400°C, a zatim se pod pritiskom ubrizgava u kolonu za frakcioniranje. Kolona sadrži niz horizontalnih šupljikavih pregrada, tzv. tavana.

Tačka ključanja °C

Sastav (broj C atoma)

Frakcija Upotreba

0 – 30 C1 – C4 gas-gorivo u domaćinstvu i industriji

150

30 – 70 C5 – C7 petroleter

-otapalo -pirolizom daje eten, propen i etin od kojih se proizvode plastične mase

70 – 150 C6 – C9 benzin motorno gorivo160 – 250 C10 – C16 petrolej gorivo za mlazne avione250 – 350 C16 – C20 plinsko ulje gorivo za dezel motore300 – 350 C20 – C25 teško ulje sredstvo za podmazivanje

iznad 350 više od C25 ostatakdaljom vakuumskom destilacijom dobivaju se vazelin, parafin, mazut, asfalt

Najvažniji produkt prerade nafte je benzin. Na benzinsku frakciju otpada svega 15-20% od ukupnih proizvoda destilacije nafte, što ne može zadovoljiti potrebe za ovim motornim gorivom. Stoga se manje vrijedne frakcije nafte, tačke ključanja iznad 200°C podvrgavaju procesu krekovanja. Pod pritiskom i na temperaturi od 300-600°C, uz katalizator, velike molekule karbohidrogena cijepaju se na manje, pa nastaju karbohidrogeni benzinske frakcije. Krekovanjem se količina benzina iz nafte povećava do 60%. Ovim postupkom, osim zasićenih, dobivaju se i nezasićeni, ciklični i aromatski karbohidrogeni, koji imaju visoki oktanski broj, što utiče na povećanje kvaliteta benzina.

Alkeni

Alkeni ili olefini su nezasićeni karbohidrogeni koji u svojoj molekuli sadrže bar jednu dvostruku > C = C < vezu.

Opšta formula alkena je CnH2n.

Imena alkena tvore se tako da se korijenu imena alkana sa istim brojem C atoma umjesto nastavka -an doda nastavak -en.

H3C-CH3 H2C=CH2

etan eten

Prema IUPAC-ovoj nomenklaturi položaj dvostruke veze (-veze) određuje se tako da se brojevima označe C atomi u najdužem lancu koji sadrži vezu ali tako da C atomi dvostruke veze dobiju najmanji broj.

151

CH

CH

CH

H3C CH3

CH3

CH

CH

CH3H3C C CH2H3C

CH2

CH3

53 141 21 32 4

3

2

42-buten 4-metil-2-penten

2-metil-1-buten

Homologni niz alkena

ImeMolekulska

formulaRacionalna formula

Tačka ključanja (°C)

eten (etilen)

C2H4 H2C=CH2 -104

propen (propilen)

C3H6 H2C=CH-CH3 -47

1-buten (butilen)

C4H8 H2C=CH-CH2-CH3 -6

1-penten (pentilen)

C5H10 H2C=CH-CH2-CH2-CH3 30

1-heksen (heksilen)

C6H12 H2C=CH-CH2-CH2-CH2-CH3 64

Dobivanje alkena

Alkeni se industrijski dobivaju krekovanjem nafte. Manje količine alkena dobivaju se procesima:

1. Dehidratacije (oduzimanja vode) odgovarajućih alkohola uz prisustvo koncentrovane H2SO4 .

H2C CH2C CH

H

H

H

OH

H

H2SO4

+ H2O

etanol eten

2. Dehidrogenhalogenizacije (oduzimanja hidrogen-halogenida) iz alkil halogenida uz prisustvo jake baze

152

C CH

H

H

CH3

Br

H

H2C CH

CH3+ KOH + H2OKBr +

2-brompropan 1-propen

Osobine alkena

Prva tri člana homolognog niza na sobnoj temperaturi su gasovi, alkeni sa 4 – 15 C atoma u molekuli su tečnosti, dok su ostali čvrste supstance.

Alkeni su nepolarne supstance, ne otapaju se u vodi, već u nepolarnim organskim otapalima.

Izomerija alkena

Prva dva člana homolognog niza nemaju izomere. Kod viših članova izomerija potiče:

1. od različitih oblika lanca

H2C C CH3

CH3

1H2C C

H

2CH2

3CH3

2-metilpropen (C4H8)

1-buten (C4H8)

1 2 3 4

2. od različitog položaja veze u molekuli:

1 2 3 4 1 2 3 4

H2C=CH-CH2-CH3 CH3-CH=CH-CH3

1-buten 2-buten

3. od položaja atoma i atomskih grupa u odnosu na dvostruku vezu. To je geometrijska ili cis-trans izomerija:

153

C

C

H3C H

HH3C

C

C

H3C H

CH3H

1

trans 2-butencis 2-buten

12

433

2

4

( Ttopljenja = 139°C) (Ttopljenja = 106°C) ( Tključanja = 4°C) (Tključanja = 1°C)

Kod cis izomera isti atomi ili atomske grupe (u ovom slučaju H i CH3) se nalaze na istoj strani dvostruke veze, a kod trans izomera na suprotnim stranama.

Struktura alkena

Kod alkena atomi karbona su sp2-hibridizirani, pri čemu nastale sp2-hibridne orbitale leže u jednoj ravni i zatvaraju ugao od 120°. Preostale nehibridizirane p-orbitale leže okomito na ravan hibridnih orbitala. Hibridne sp2-orbitale učestvuju u formiranju jedne veze C-C i četiri veze C-H u molekuli etena. Bočnim preklapanjem nehibridiziranih p-orbitala stvara se između C atoma dvostruka -veza. (Pogledati sliku kod sp2-hibridizacije).

Hemijska svojstva

Za nezasićene karbohidrogene karakteristične su reakcije adicije i polimerizacije.

1. Adicija (pripajanje) je hemijska reakcija pri kojoj novi atomi ili atomske grupe ulaze u sastav molekula nezasićenog spoja. U dvostrukoj vezi između dva C atoma kida se -veza. Na taj način oba C atoma dobivaju po jedan slobodan elektron preko koga mogu da grade veze sa drugim atomima.

a) Adicija hidrogena (hidrogeniranje)Alkeni adiraju hidrogen i prelaze u alkane.

H2C=CH2 + H2 CH3-CH3

154

eten etan

b) Adicija halogena (halogeniranje)

H2C=CH2 + Br2 → Br-CH2-CH2-Br eten dibrometan

Ova reakcija služi za kvalitativno dokazivanje nezasićenih spojeva ( veze između dva karbonova atoma). Usljed adicije broma na vezu gubi se njegova crveno-smeđa boja.

c) Adicija hidrogenhalogenida

1 2 3 1 2 3H2C=CH-CH3 + HBr → CH3-CH-CH3

│ Br propen 2-brompropan

Hidrogen iz hidrogenhalogenida adira se na onaj C atom dvostruke veze na koji je vezano više atoma hidrogena (C atom obilježen sa 1).

2. Polimerizacija

Najvažnija reakcija alkena je reakcija polimerizacije, pri kojoj se molekule alkena međusobno povezuju u krupnije molekule (makromolekule), a istog procentnog sastava:

n CH2=CH2 -(-CH2-CH2-)n-

eten polieten (PE) (etilen) (polietilen)

Polazna supstanca zove se monomer, a supstanca koja nastaje zove se polimer. Nastajanje polimerne molekule temelji se na pretvaranju dvostruke veze u molekulama etena u jednostruke veze u molekulama polietilena.

Značajnu grupu industrijski važnih polimera čine polimeri koji nastaju polimerizacijom etena (etilena) ili supstituiranih etena.

155

Plastične mase se odlikuju nizom korisnih fizičkih i hemijskih svojstava:

lahko se oblikuju lahko se boje lahko se peru male su specifične težine odlični su toplotni i električni izolatori insekti ih ne napadaju otporni su prema vazduhu, vodi i hemikalijama

Plastične mase danas sve više zamjenjuju metale, drvo, vunu, razne prirodne smole i ljepila. Pošto su hemijski vrlo otporne plastične mase se veoma teško razgrađuju. To svakako danas predstavlja veliki ekološki problem.

Guma

Osnovna sirovina za dobivanje gume je kaučuk, koji spada u grupu prirodnih polimera. Izoliran je iz mliječnog soka drveta kaučukovca. Prirodni kaučuk predstavlja, ustvari adicijski polimer izoprena (2-metil-1,3-butadiena).

H2C C CH

CH2

CH3

C C

H2C

H

CH2

H3C

C C

H2C

H

CH2

H3C

C C

H2C

H

CH2

H3C

1 2 3 4

2-metil-1,3-dutadien(izopren)

n

prirodna guma

Prirodna guma je na toplome mehka i ljepljiva, a na hladnome krhka.

156

Zagrijavanjem prirodne gume sa sumporom stvaraju se sulfidne i disulfidne poprečne veze između poliizoprenskih lanaca što nastalom produktu daje elastičnost. Ovaj proces naziva se vulkanizacija.

3. Oksidacija alkena

Alkeni se lakše oksidiraju od alkana. Potpunom oksidacijom (gorenjem) nastaje CO2 i H2O.

H2C = CH2 + 3 O2 → 2 CO2 + H2O

Eten (etilen) H2C=CH2

Eten je predstavnik alkena. Nastaje pri suhoj destilaciji organskih spojeva. Nalazi se u koksnom gasu i smjesi gasova nastalih krekovanjem nafte. Može se dobiti iz etanola procesom dehidratacije.

H2C CH2

OHH

H2C CH2

- H2O

etanol eten

Upotreba

Upotreba etena je višestruka. Eten je jedna od polaznih sirovina u petrohemijskoj industriji, proizvodnji lijekova i polimera.

Sljedeća šema pokazuje koji se produkti mogu dobiti adicijom različitih spojeva na eten.

157

Dieni

Dieni su karbohidrogeni koji u molekuli imaju dvije dvostruke veze.

Najvažniji su butadien i 2-metil-butadien (izopren).

H2C C CH

CH2

CH3

1 2 3 4

2-metil-1,3-dutadien(izopren)

H2C=CH-CH=CH2 1 2 3 4

1,3-butadien

Nazivi radikala kod alkena:

- CH2- metilenCH2=CH- vinilCH2=CH-CH2- alil

Alkini

Alkini ili acetileni su nezasićeni karbohidrogeni koji u molekuli sadrže barem jednu trostruku vezu između dva C atoma (-C ≡ C-). Trostruka veza sastoji se od jedne i dvije veze

158

Opšta formula alkina je CnH2n-2

Homologni niz alkina

ImeMolekulska

formulaRacionalna formula

Tačka ključanja

(°C)etin (acetilen) C2H2 HC ≡ CH -84propin (alilen, metilacetilen)

C3H4 HC ≡ C-CH3 -27,5

1-butin (krotilen, etilacetilen)

C4H6 HC ≡ C-CH2-CH3 18

1-pentin (propilacetilen)

C5H8 HC ≡ C-CH2-CH2-CH3 40

Osobine alkina

Po fizičkim osobinama alkini su slični alkenima. Prva tri člana su gasovi, sljedećih 11 su tečnosti, a viši članovi su čvrste supstance. Ne otapaju se u vodi i drugim polarnim otapalima. Otapaju se jedan u drugom i u nepolarnim organskim otapalima.

Hemijska svojstva

1. Alkini, kao i alkeni, podliježu lahko reakcijama adicije. Mogu adirati hidrogen, halogene elemente, hidrogen-halogenide, vodu i druge atomske grupe. Adicija se uglavnom odvija u dvije faze: u prvoj fazi nastaju derivati alkena, a u drugoj fazi derivati alkana.

a) Adicija hidrogena (hidrogenacija)

HC ≡ CH H2C=CH2 H3C-CH3

etin eten etan

159

b) Adicija halogena

HC ≡ CH HC=CH CHCl2-CHCl2

│ │ Cl Cl etin dihloreten tetrahloretan

c) Adicija hidrogenhalogenida

HC ≡ CH + HCl H2C=CHCl → polivinil etin vinil hlorid (plastična masa)

d) Adicija vode

H3C

H

C

O

etin etanal

HC CH + H2OH2SO4 H2C C H

OH

2. Hidrogen vezan na C atom trostruke veze je mnogo kiseliji od hidrogena u alkanima. Ako se na etin djeluje jakom bazom taj se hidrogen lahko otcjepljuje kao proton (prema Brönstedovoj teoriji kiseline su donori protona). Pri tome nastaju acetilidi ili karbidi.

2Ag(NH3)2NO3 + HC ≡ CH → Ag-C ≡ C-Ag + 2NH4NO3 + 2NH3

srebreni acetilid (Ag-karbid)

Acetilidi su jonski spojevi. Struktura Ag2C2 sastoji se od Ag+ jona i acetilid-jona, C2

2-, koji sadrže trostruku vezu. Suhi Ag2C2 je eksplozivan.Djelovanjem jakih kiselina acetilidi se razaraju.

Nomenklatura alkina

160

Prema IUPAC-ovim pravilima alkini u imenu dobivaju nastavak -in, koji označava prisustvo trostruke veze između C atoma. Osnova imena za alkine uzima se najduži lanac atoma karbona, koji sadrži trostruku vezu. C atom trostruke veze obilježava se najmanjim mogućim brojem.

HC C CHC

H2H2C

H3C

CH3

123

45

3-etil-1-pentin

Ako najduži lanac C atoma sadrži dvije, tri ili više trostrukih veza u imenu se dodaje nastavak -diin (dvije trostruke veze), -triin (tri trostruke veze) itd. 1 2 3 4 5 HC ≡ C-CH2-C ≡ CH

1,4-pentadiin

Ako glavni lanac sadrži dvostruku i trostruku vezu ime takvog nezasićenog karbohidrogena dobiva nastavak:

-en in ←oznaka trostruke veze ↑ oznaka dvostruke veze

Dvostruka veza dobiva niži broj u imenu.

5 4 3 2 1HC ≡ C-CH2-CH=CH2

1-penten-4-in

Etin (acetilen) C2H2

Predstavnik alkina je etin. Dobiva se:1. Katalitičkom dehidrogenacijom karbohidrogena u

procesima krekovanja

H2C=CH2 HC ≡ CH + H2

eten etin

161

2. ili katalitičkom oksidacijom CH4 pri visokim temperaturama

4 CH4 + O2 HC ≡ CH + 2 CO + 7 H2

3. Početkom XX stoljeća osnovna sirovina za dobivanje etina bio je kalcijev karbid, CaC2.

CaC2 + 2 H2O → Ca(OH)2 + HC ≡ CH kalcijev etin

karbid

Ovaj postupak dobivanja etina postaće ponovo aktuelan kada se rezerve nafte iscrpe.

Etin je bezbojan gas. Ako je čist, nema mirisa. Dobro se otapa u acetonu. U smjesi sa vazduhom etin je eksplozivan. Gori svijetlim plamenom. Pri potpunom sagorijevanju, u atmosferi oksigena, razvija se temperatura do 3000°C, pa se etin koristi za autogeno zavarivanje i rezanje metala. Transportuje se u čeličnim bocama pod pritiskom, otopljen u acetonu. Etin je veoma važna polazna supstanca u hemijskoj industriji, služi za dobivanje mnogih važnih organskih spojeva, od sirćetne kiseline pa do spojeva za proizvodnju sintetskog kaučuka.

CIKLOALKANI

162

Cikloalkani su karbohidrogeni u čijim molekulama su C atomi međusobno povezani u prsten -vezama.

Opšta formula im je CnH2n.Ime dobivaju tako da se nerazgranatom alkanu dodaje

prefiks ciklo.

ciklopropan ciklobutan ciklopentan cikloheksan

Položaj nekog supstituenta vezanog na prsten obilježava se najmanjim mogućim brojem.

H3C

CH3

H3C 1

2

3

4

5

61

2

3

6

5

4

1,2,-dimetilcikloheksan( pravilno )

1,6-dimetilcikloheksan( nepravilno )

H3C

Dobivanje

Ciklopentan i cikloheksan se nalaze u nekim vrstama nafte. Stoga su ovi karbohidrogeni dobili naziv nafteni.

Cikloalkani se mogu dobiti sintetski iz dihalogenih derivata alkana djelovanjem elementarnog Na.

163

H2C

H2C

CH2Br

CH2Br

CH2 H2C

H2C

CH2

CH2

CH2

+ 2 Na + 2 NaBr

1,5-dibrompentan ciklopentan

Osobine

Po fizičkim i hemijskim osobinama slični su alkanima. Ciklopropan i ciklobutan su gasovi, a ostali su tečnosti. Nepolarni su i ne otapaju se u vodi. Lakši su od vode.

Konformacija cikloalkana

U molekulama cikloalkana atomi karbona su sp3-hibridizirani. Znamo da su sp3-hibridne orbitale usmjerene iz središta tetraedra prema njegovim uglovima i da međusobno zatvaraju ugao od 109,5°.

Povezivanjem atoma karbona u prsten dolazi do savijanja sp3-hibridnih orbitala i do smanjivanja njihovog međusobnog ugla što dovodi do napetosti prstena i smanjenja energije veze, što molekulu čini reaktivnijom, a time i nestabilnijom.Konfiguracijski oblik neke molekule cikloalkana određen je energijskim minimumom, koji proističe iz što boljeg preklapanja elektronskih oblaka, što manjeg odstupanja od tetraedarskog ugla i što veće međusobne udaljenosti atoma hidrogena ili supstituenata na prstenu. Slijedeći ove kriterije molekula cikloheksana može u prostoru zauzeti dva oblika: oblik stolice i oblik čamca (kolijevke). U oba konformacijska oblika ugao između C atoma iznosi 109,5°.

Međutim, veća međusobna udaljenost atoma hidrogena kod konformacije stolice smanjuje potencijalnu energiju za 29 kJ/molu u odnosu na konformaciju čamca, tako da je oblik stolice stabilniji. Rotacijom oko veza, tj. izvrtanjem molekule, cikloheksan može da prelazi iz jednog oblika u drugi.

164

Mjerenja su pokazala da su u čistom cikloheksanu konformacija stolice i konformacija čamca zastupljene u omjeru 10000 : 1.

Općenito u organskim molekulama preferiran je onaj konformacijski oblik kod kojeg su supstituenti na najvećoj mogućoj međusobnoj udaljenosti.

165

AROMATSKI KARBOHIDROGENI

Aromatski karbohidrogeni čine posebnu grupu nezasićenih cikličnih i policikličnih karbohidrogena. Po hemijskim svojstvima veoma se razlikuju od običnih alkena.Prvi aromatski karbohidrogeni izolirani su iz aromatičnih smola, pa su po tome dobili ime aromatski spojevi.

Benzen (benzol), C6H6

Benzen je predstavnik aromatskih karbohidrogena.

Struktura benzena

Struktura benzena predstavlja jedan od najinteresantnijih problema u organskoj hemiji. Kada je izoliran iz katrana kamenog uglja, ustanovljeno je da njegovom sastavu odgovara formula C6H6, ali je bilo veoma teško postaviti njegovu strukturnu formulu. Prvu strukturnu formulu predložio je 1865. godine Fridrih August Kekúle, a 1872. g. pretpostavio je da u molekuli benzena, tri dvostruke i tri jednostruke veze, veoma lahko i brzo mijenjaju svoja mjesta.

C

CC

C

CCH

H

H

H

H

HC

CC

C

CC H

H

H

H

H

H

Kekúleova formula benzena

Prema savremenoj elektronskoj teoriji benzen posjeduje planarnu heksagonalnu strukturu ili prsten u kojoj je šest atoma karbona smješteno na međusobnoj udaljenosti od 139 pm ( dužina veze C-C u benzenu). Svaki atom karbona u molekuli benzena je sp2-hibridiziran. Tri sp2-hibridne orbitale leže u jednoj ravni pod uglom od 120°, a četvrta nehibridizirana p-orbitala je okomita na

166

njih. Preko hibridnih orbitala svaki C atom gradi tri veze: dvije sa susjednim C atomima, a jednu sa H atomom. Uglovi tih veza iznose 120°.

C

C

C C

C

H

120º 120º

Preostalih 6 elektrona u nehibridiziranim p-orbitalama među C atomima grade veze. Prema tome, atomi karbona u molekuli benzena međusobno su povezani sa šest i tri veze.

167

Elektroni veze su lokalizovani, tj. kreću se u blizini određenog atomskog jezgra. Radi toga je veza čvrsta. Elektroni veze su mobilni, lahko se premještaju (osciluju), tako da ne pripadaju samo jednom C atomu nego i susjednim atomima karbona.

Zato veze nisu fiksne. Prema tome, mogući su razni rasporedi elektrona u molekuli, tako da se benzen može predstaviti sa obje Kekúleove formule. Stvarna struktura benzena zapravo, predstavlja rezonantni hibrid (međustanje) tih dvaju struktura što se može predstaviti ovako:

Da bi se označilo da su elektroni veze potpuno delokalizirani i da je gustina elektronskih oblaka ista oko svih C atoma u molekuli benzena, umjesto dvostrukih veza upisuje se kružnica.

Rezultat delokalizacije elektrona dvostruke veze je da je struktura benzena energetski stabilnija i da su veze čvrste.

U prilog tome govori činjenica da je entalpija hidrogenacije (redukcije) benzena za 151 kJ/molu manja nego što bi se to očekivalo.

168

+ H2

Ni H = - 119 kJ/mol

cikloheksen cikloheksan

Ako bi benzen smatrali cikloheksatrienom onda bi se u procesu redukcije jednog mola benzena trebala osloboditi trostruko veća količina entalpije.

ΔHteoretski = 3×(-119 kJ/mol) = -357 kJ/mol

Eksperimentalno je ustanovljeno da promjena entalpije pri redukciji benzena do cikloheksana iznosi H = -206 kJ/mol

+ 3 H2katalizator

cikloheksanbenzen

H = - 206 kJ/mol

Razlika između teoretski izračunate i eksperimentalno dobivene količine energije od –151 kJ/mol naziva se energija rezonancije.

H teoretski – H eksperimentalno = Hrezonancije

-357 – (-206) = -357 + 206 = -151 kJ/mol

Ova energija utroši se na stabilizaciju strukture benzena. Zato je benzen slabo reaktivan spoj.

Dobivanje

Najvažniji prirodni izvor aromatskih karbohidrogena je ugljen. Oni se dobivaju iz katrana kamenog uglja frakcionom destilacijom. Sam benzen može se dobiti sintezom iz acetilena:

169

CH

CHHC

CH

CHHC

HC

HCCH

CH

CH

HC

+

acetilen benzen

Fizičke osobine

Benzen je bezbojna tečnost karakterističnog jakog mirisa, praktično ne topiv u vodi, ali otapa mnoge organske spojeve. Zapaljiv je i gori čađavim plamenom, zbog velikog procenta karbona. Benzen i njegove pare veoma su toksični.

Nomenklatura aromatskih spojeva

Supstitucijom jednog ili više H atoma benzenovog ciklusa različitim atomima ili atomskim grupama dobivaju se mnogi derivati benzena. Prema IUPAC-ovoj nomenklaturi imena ovih spojeva tvore se tako da se imenu supstituenta dodaje nastavak benzen. Veliki broj derivata posjeduje trivijalna imena.

CH3 NH2OHCH3

CH3

HC CH2

metilbenzen(toluen)

1,2-dimetilbenzen(o-ksilen)

vinilbenzen(stiren)

hidroksibenzen(fenol)

aminobenzen(anilin)

Radikal koji se odvodi od benzena eliminacijom jednog H atoma naziva se fenil radikal, - C6H5 .

170

HC

HCCH

CH

C

HC

fenil grupa

Veoma često se susreće i benzil radikal, C6H5CH2-, koji se odvodi od toluena (metilbenzena)

H2C

benzil grupa

Ako je na benzenovom ciklusu supstituirano dva ili više supstituenata potrebno je odrediti njihov međusobni položaj. Kod disupstituiranih derivata benzena moguća su tri izomera:

CH3

CH3

CH3

CH3

CH3

CH3

(o) orto položaj (m) meta položaj (p) para položaj 1,2-dimetilbenzen 1,3-dimetilbenzen 1,4-dimetilbenzen o-dimetilbenzen m-dimetilbenzen p-dimetilbenzen o-ksilen m-ksilen p-ksilen

171

Hemijska svojstva

Benzen i drugi aromatski spojevi pokazuju reakcije supstitucije i adicije

1) Među supstitucionim reakcijama najčešće su elektrofilne supstitucije, tj. one koje se odvijaju pod djelovanjem elektrofilnog agensa. Za benzen su to reakcije:

a) halogeniranja

H Cl

+ Cl2 + HCl FeCl3

benzen hlorbenzen

b) nitriranja

H NO2

+ HNO3H2SO4

+ H2O

benzen nitrobenzen

c) sulfoniranje

H SO3H

+ konc. H2SO4 + H2O

benzen benzensulfonskakiselina

d) alkiliranje (Fridel-Craftsova reakcija)

H

+ CH3CH2I

CH2CH3AlCl3+ HI

benzen etilbenzen

172

Friedel-Craftsovom reakcijom stvara se nova karbon-karbon veza između benzena i alkilne grupe.Pri procesima elektrofilne supstitucije dobivaju se monosupstitucioni derivati benzena.

2) Reakcije adicijeAromatski karbohidrogeni teže podliježu reakcijama adicije za šta su potrebni posebni uvjeti.

a) Adicija hidrogena (hidrogenacija)

+ 3H2200ºC/Ni

400 bara

benzen cikloheksan

b) Adicija halogena

Cl

Cl

Cl

Cl

Cl

ClUV

benzen heksahlorcikloheksan

-izoomer heksahlorcikloheksana, poznat pod imenom lindan. Koristi se kao insekticid.

Homolozi benzena

Homolozi benzena su jedinjenja u čijoj molekuli je na benzenov prsten vezan jedan ili više radikala nekog karbohidrogena. Ti radikali nazivaju se često bočnim lancem. Na primjer:

173

Ime Formulametilbenzen (toluen) C6H5-CH3

dimetilbenzen (ksilen) C6H4-(CH3)2

trimetilbenzen (metitilen) C6H3-(CH3)3

Dobivanje

Homolozi benzena, kao i sam benzen, dobivaju se frakcionom destilacijom katrana nastalog koksovanjem kamenog uglja.

Osobine

Homolozi benzena po fizičkim osobinama slični su benzenu.

1) Za razliku od benzena, mogu se lakše oksidirati. Oksidaciji podliježe isključivo bočni lanac, koji se pretvara u karboksilnu grupu, -COOH.

CH3 COOH

CH3

CH2CH2CH3

COOH

COOH

O

O

toluen benzoeva kiselina

metil-propilbenzen ftalna kiselina

a)

b)

2) Supstitucija H atoma može se vršiti u benzenovom prstenu i u bočnom lancu.

174

CH3 CH2Cl

+ HCl+ Cl2

toluen benzilhlorid

Najvažniji homolozi benzena su toluen i ksilen.Toluen je bezbojna tečnost. Služi za proizvodnju eksploziva trinitrotoluena (TNT ili trotil).

CH3 CH3

NO2

NO2

O2N

+ 3 HNO3 + 3H2O

toluen 2,4,6-trinitrotoluen(TNT)

Toluen se upotrebljava i kao otapalo, za sintezu boja, benzoeve kiseline.

Ksilen (dimetilbenzen)

Ksilen je bezbojna tečnost. Predstavlja smjesu o-, m- i p- ksilena. Upotrebljava se kao otapalo i za sintezu raznih organskih spojeva.

Kondenzirani aromatski karbohidrogeni

Kondenzirani aromatski karbohidrogeni sadrže dva ili više benzenovih prstenova povezanih (kondenziranih) preko zajedni-čkih parova atoma karbona.Predstavnici su naftalen, antracen i fenantren.

175

naftalen antracen fenantren

Sva tri se nalaze u katranu kamenog uglja. To su čvrste supstance. Služe kao polazne supstance za sintezu boja.

Naftalen je bijela supstanca karakterističnog mirisa. Ima sposobnost da sublimira i koristi se protiv moljaca.Antracen i fenantren predstavljaju strukturne izomere.

Potpuno hidrirani fenantrenski prsten kondenziran sa ciklopentanom naziva se steran.

steran

Steranski prsten ulazi u sastav biološki veoma aktivnih steroidnih spojeva: sterola, hormona, glikozida, provitamina i dr.

Poznati su i drugi aromatski karbohidrogeni sa više kondenziranih benzenovih prstenova. Mnogi od njih pokazuju kancerogena svojstva. Takvo svojstvo pokazuje benzpiren.Nalazi se u katranu kamenog uglja, u dimu cigareta, u gasovima nastalim pri sagorijevanju goriva u automobilima.

176

benzpiren

177

ORGANSKI SPOJEVI S OKSIGENOM

Mnogi organski spojevi sadrže oksigen, nitrogen i sumpor vezane na atome karbona. Ti atomi određuju hemijska svojstva pojedinog spoja pa ih nazivamo funkcionalnim grupama. Funkcionalne grupe su reaktivni dio molekule organskog spoja. Preostali dio molekule je slabo reaktivan i predstavlja radikal, R. Sve organske spojeve, u principu, možemo smatrati derivatima karbohidrogena kod kojih je jedan ili više atoma hidrogena zamijenjeno nekom funkcionalnom grupom.

Radi lakšeg proučavanja, organski spojevi, najčešće su podijeljeni prema funkcionalnim grupama. Prema tome, razlikujemo jednovalentne, dvovalentne i trovalentne funkcionalne grupe.

X ( F, Cl, Br, I )

OH

R X

R OH

O

C

O R1 O R2

O

C H

O

C HR

O

C R2R1

O

C OH

O

C OHR

O

C O

O

C OR1 R2

NH2 R NH2

TIP SPOJA FUNKCIONALNA GRUPA OPSTA FORMULA

alkilhalogenid

alkohol

eter

aldehid

keton

karboksilna kiselina

ester

amin

178

Alkoholi

Alkoholi su hidroksilni derivati karbohidrogena. U molekuli alkohola –OH grupa direktno je vezana na sp3-hibridizirani atom karbona.

Podjela alkohola

1. Prema broju –OH grupa u molekuli, alkoholi se mogu podijeliti na:

a) monohidroksilne alkohole – sa jednom –OH grupom

CH3 - OH, CH3-CH2-OH metanol etanol

b) dihidroksilne alkohole – sa dvije –OH grupe

H2C OH

H2C OH

etilen glikol

c) polihidroksilne alkohole – sa više –OH grupa

H2C

HC

H2C

OH

OH

OH

glicerol

2. Prema položaju –OH grupe alkoholi se dijele na:a) primarne alkohole – OH grupa vezana je na

primarni atom karbona

179

R C OH

H

H

H3C CH2

CH2

CH2OH

primarni butanol

b) sekundarne alkohole – OH grupa vezana je na sekundarni C atom

R1 C OH

R2

H

CH2

HC OH

CH3

H3C

sekundarni butanol

c) tercijarne alkohole – OH grupa vezana je na tercijarni C atom

H3C C OH

CH3

CH3

R1 C OH

R2

R3tercijarni butanol

Karakteristične atomske grupe za:

CH2OH

CHOH

COH

primarne alkohole

sekundarne alkohole

tercijarne alkohole

180

3. Prema tipu hemijskih veza između atoma karbona u molekuli alkohola, dijele se na

zasićene alkohole nezasićene alkohole

4. Prema tome da li su derivati lančanih ili cikličnih karbohidrogena dijele se na

alifatske alkohole aromatske alkohole

Nomenklatura

Prema IUPAC-ovoj nomenklaturi ime alkohola se dobije da se imenu karbohidrogena sa najdužim lancem C atoma u kojem je vezana –OH grupa doda nastavak (sufiks) –ol . Atomi karbona u najdužem lancu numerišu se tako da C atom na koji je vezana –OH grupa nosi najmanji mogući broj.Naziv alkohola može se dobiti i tako da se nazivu radikala doda riječ alkohol.

H3C CH2

HC CH2OH

CH3

H3CHC C

H2

CH

OH

CH2

CH3

CH3

1

2

34 5

2-metil-1-butanol

3 4 61

2

4-metil-2-heksanol2-metil-butil alkohol 4-metil-sekundarni heksil alkohol

Ukoliko se u molekuli nalazi više –OH grupa ime takvog alkohola dobije se da se imenu odgovarajućeg karbohidrogena doda nastavak

- diol (za dvohidroksilne alkohole) - triol (za trohidroksilne alkohole)- tetraol (za četverohidroksilne alkohole) itd.

181

H2C

CH

CH

H2C OH

OH

OH

OH

H2C

HC

H2C

OH

OH

OHH2C OH

H2C OH

propantrioletandiol butantetraol

Zasićeni monohidroksilni alkoholi

Opšta formula CnH2n-1OH

Homologni niz

ImeMolekulska

formula Racionalna formulaTačka

ključanja (°C)

Metanol (metil-alkohol) CH3OH CH3-OH 65Etanol (etil-alkohol) C2H5OH CH3-CH2-OH 781-propanol (n-propil-alkohol) C3H7OH CH3-CH2-CH2-OH 971-butanol (n-butil-alkohol) C4H9OH CH3-(CH2)2CH2OH 1171-pentanol (n-pentil-alkohol) C5H11OH CH3-(CH2)3-CH2OH 138

Dobivanje

1) Iz prirodnih sirovina (voće, žitarice, krompir, drvo) alkoholnim vrenjem:

C6H12O6 CH3CH2OH + 2CO2

glukoza etanol

2) Hidrolizom alkil halogenida:

CH3CH2Br + HOH → CH3CH2OH + HBr brometan etanol (etilbromid)

3) Adicijom vode (hidratacijom) na nezasićene karbo-hidrogene:

182

H2C = CH2 + HOH → CH3CH2OH eten etanol

Izomerija

Izomerija kod alkohola može poticati od oblika lanca i od položaja –OH grupe:

a) Izomerija uzrokovana oblikom lanca C atoma:

H3CHC CH2OH

CH3

H3C CH2

CH2

CH2OH

izobutilalkohol(2-metil-1-propanol)

123

normalni butilalkohol(1-butanol)

14 23

Oba alkohola su primarni alkoholi.

b) Izomerija uzrokovana položajem –OH grupe u molekuli:

H3C CH2

HC CH3

OH

H3C C OH

CH3

CH3

1

2

41

2

3

tercijarni butilalkohol(2-metil-2-propanol)

3

sekundarni butilalkohol(2-butanol)

Osobine alkohola

Alkoholi su bezbojne supstance. Prva tri člana homolognog niza su lahko pokretljive tečnosti. Alkoholi sa 4 – 11 atoma karbona u molekuli su uljaste tečnosti, dok su viši članovi čvrste supstance.

Tačka ključanja alkohola je znatno viša nego kod drugih organskih spojeva sa istim brojem C atoma u molekuli. Etanol ključa na 78oC, dok je tačka ključanja dimetiletera –24oC.

183

Oksigen iz –OH grupe je elektronegativniji od hidrogena i karbona i zato jače privlači zajedničke elektronske parove kovalentne veze. Tako se na atomu oksigena javlja mali višak negativnog naboja, dok se na H atomu i C atomu javlja mali višak pozitivnog naboja.

C O

HH

H

H

U tečnom stanju molekule alkohola povezuju se hidrogenovim vezama gradeći asocijate.

C O

HH

H

H

C

O

HH

HH

C

O

HH H

H

CO

H H

H

H

Svaka –OH grupa može da gradi tri hidrogenove veze, jednu preko hidrogena i dvije preko oksigena. To je bitna razlika od molekula vode koje mogu da grade četiri hidrogenove veze, dvije preko hidrogena i dvije preko oksigena. Zato je tačka ključanja etanola niža od tačke ključanja vode.

184

HO

H H3CH2CO

H H3CO

CH3

voda etanol dimetileter

M = 18 g/mol M = 46 g/mol M = 46 g/mol Tključanja = 100°C Tključanja = 78°C Tključanja = - 24°C(polarna molekula) (polarna molekula) (nepolarna molekula)

Zbog svoje polarnosti niži alkoholi se dobro otapaju u vodi. Metanol, etanol i 1-propanol miješaju se sa vodom u svim omjerima. Povećanjem lanca atoma karbona u molekuli alkohola opada njihova topivost u vodi.

Hemijske osobine

Alkoholi su hemijski vrlo reaktivni spojevi. Od njih se mogu dobiti mnoga važna jedinjenja. U tome je veliki značaj ove grupe spojeva.

1. Alkoholi su, slično vodi, neutralni spojevi – u njima indikator ne mijenja boju.

2. Reakcija sa metalimaHidrogen iz –OH grupe alkohola može se zamijeniti metalom pri čemu nastaju alkoksidi.

2 CH3CH2O-H + 2 Na → 2 CH3CH2O-Na + H2

etanol natrijev etoksid

Za razliku od alkohola, alkoksidi su baznog karaktera.

3. EsterifikacijaAlkoholi reaguju sa kiselinama (organskim i anorganskim) pri čemu nastaju spojevi koji se zovu esteri.

a) CH3CH2OH + HOOCCH3 CH3CH2OCOCH3 + H2O etanol sirćetna kiselina etilacetat (acetatna kiselina)

b) CH3CH2OH + HO-NO2 CH3CH2O-NO2 + H2O etanol nitratna kiselina etilnitrat

185

4. Dehidratacija – oduzimanje vodea) Ako se reakcija izvodi na višim temperaturama

(iznad 140°C) iz svake molekule alkohola izdvaja se voda i nastaju alkeni.

H2C CH2C CH

H

H

H

OH

H

H2SO4

+ H2O

etanol eten

b) Na nižim temperaturama nastaje eter. Iz dvije molekule alkohola izdvaja se jedna molekula vode.

H3CH2C

O

H3CH2C

+ H2O

CH3CH2OH

CH3CH2OH

H2SO4

etanol dietileter

5. Oksidacija alkohola (dehidrogenacija)Zavisno o tipu alkohola mogu nastati različiti produkti. Kao oksidaciono sredstvo u laboratoriji najčešće se koristi K2Cr2O7 i konc. H2SO4.

a) Oksidacijom primarnih alkohola nastaju aldehidi, koji daljom oksidacijom daju karboksilne kiseline.

H3C C OH

H

H

- 2HH3C

H

C

O

H3C

OH

C

O

karboksilna kiselinaaldehid

O

primarni alkohol

186

Na ovoj reakciji zasniva se alko test.

K2Cr2O7 + H2SO4 → H2Cr2O7 + K2SO4

H2Cr2O7 → 2CrO3 + H2O

2CrO3 → Cr2O3 + 3O zelen

Oslobođeni atomski oksigen oksiduje etanol do etanala.

b) Oksidacijom sekundarnih alkohola nastaju ketoni.

H3C C CH3

H

OH

H3C C

O

CH3

sekundarni alkohol(2-propanol)

keton(propanon)

- 2H

c) Tercijarni alkoholi ne podliježu oksidaciji pri ovim uvjetima.

6. Alkoholi gore uz oslobađanje velike količine toplote.

CH3CH2OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O etanol

Metanol, (metilalkohol) CH3OH

Dobivanje

Nekada se dobivao suhom destilacijom drveta. Danas se dobiva sintezom iz CO i H2 pri povišenoj temperaturi i pritisku uz prisustvo katalizatora (400°C i 200 bara)

CO + H2 CH3OH

CO i H2 dobivaju se kao nusprodukti tokom prerade nafte.

187

Osobine

Metanol je bezbojna tečnost dobro topiva u vodi. Otapa mnoge organske supstance. Gori plavičastim plamenom. Veoma je otrovan, vrlo male količine mogu izazvati sljepilo. Smrt može nastupiti već unošenjem oko 30 ml metanola. Metanol se u jetri oksidira do metanala koji uzrokuje koagulaciju protoplazme.

CH3OH

H

C

O

HO

metanol

metanal

Upotreba

Metanol u savremenoj industrijskoj proizvodnji zauzima najvažnije mjesto u odnosu na druge alkohole. Upotrebljava se kao otapalo u proizvodnji lakova, za proizvodnju formaldehida (metanala), plastičnih masa, anilinskih boja, za denaturisanje alkohola za gorenje. Nestašica nafte u budućnosti daje velike potencijale metanolu dobivenom iz ugljena, kao potencijalne sirovine za sintezu karbohidrogena i drugih organskih spojeva.

Etanol (etilalkohol), CH3CH2OH

Dobivanje

1. Alkoholnim vrenjem:

C6H12O6 2 CH3CH2OH + 2 CO2

glukoza etanol

2. Industrijski se dobiva hidratacijom etena (adicijom vode na eten)

H2C=CH2 + H2O → CH3CH2OH eten etanol

188

Destilacijom može se dobiti najviše 96% rastvor etanola. Upotrebom dehidratacionih sredstava može se dobiti 100% etanol (apsolutni etanol).

Osobine

Etanol je bezbojna tečnost topiva u vodi. Otapanjem u vodi dolazi do kontrakcije (smanjenja) volumena.

Goriplavičastim plamenom. U razumnim količinama je neotrovan i koristi se za proizvodnju alkoholnih pića. U jetri se oksidira do etanala (acet-aldehida), koji daljom oksidacijom prelazi u sirćetnu kiselinu, koja je normalan produkt metabolizma i nije otrovna.

Upotreba

Etanol ima višestruku primjenu. Najvece količine etanola troše se za proizvodnju alkoholnih pića. Takođe, koristi se kao organsko otapalo, kao polazna sirovina za proizvodnju sintetičkog kaučuka, eksploziva, sirćetne kiseline, lijekova, kozmetičkih sredstava, kao gorivo (u Brazilu se npr. dodaje benzinu).

Polihidroksilni alkoholi

Od polihidroksilnih alkohola najveći praktični značaj imaju dvohidroksilni alkohol etilen glikol i trohidroksilni alkohol glicerol.

Etilen glikol

H2C OH

H2C OH

Dobiva se iz etena

189

CH2

CH2

+ Cl2CH2Cl

CH2Cl

+ NaOH CH2OH

CH2OH+ 2 NaCl

2

eten dihloretan etilenglikol

To je bezbojna gusta tečnost slatkog okusa. Otapa se u vodi. 55% vodena otopina etilenglikola mrzne na –40°C, pa se zimi koristi kao antifriz – sredstvo za sprečavanje smrzavanja vode u hladnjacima automobilskih motora.

Glicerol

H2C

HC

H2C

OH

OH

OH

Dobivanje

1. Dobiva se kao nusprodukt pri proizvodnji sapuna.2. Sintezom iz nezasićenog aldehida akroleina

H2C

HC

H2C

OH

OH

OH

C

O

HCH

CH2

glicerolakrolein

+ H2O2

C

O

HCHOH

CH2OH

+ H2

gliceraldehid

Glicerol je bezbojna sirupasta tečnost, slatkog okusa. Otapa se u vodi.Koristi se u proizvodnji eksploziva nitroglicerina

(dinamita), ali i za proizvodnju lijekova koji djeluju na širenje srčanih krvnih sudova (vazodilatatori).Glicerol se koristi i za proizvodnju kozmetičkih preparata i boja.

190

Fenoli

Fenoli su hidroksilni derivati benzena, u kojima je jedna ili više –OH grupa direktno vezana na atome karbona benzenovog prstena.

OH OH

OH

OH

OHhidroksi benzen

(fenol)(karbolna kiselina)

o-dihidroksi benzen(pirokatehol)

m-dihidroksibenzen(rezorcinol)

OH

OH

OH

OH

OH

p-dihidroksibenzen(hidrohinon)

1,2,3-trihidroksibenzen(pirogalol)

Dobivanje

Nekada su se fenoli dobivali iz katrana kamenog uglja. Danas se dobivaju sintetskim putem npr. zagrijavanjem hlorbenzena sa razblaženom otopinom natrij hidroksida:

191

Cl OH

+ NaOH + NaCl

hlorbenzen fenol

Osobine fenola

Po nekim svojim karakteristikama fenoli su slični alkoholima, sa kiselinama grade estere, a sa alkoholima etere.

Bitna razlika između fenola i alkohola je u tome što su fenoli reaktivniji u reakcijama supstitucije atoma hidrogena iz –OH grupe atomom metala. Fenoli s jakim bazama daju fenokside, dok alkoholi daju alkokside samo sa elementarnim alkalnim metalima.

OH ONa

NaOH+ + H2O

fenol natrijev fenoksid(so)

Ova reakcija pokazuje da se fenol ponaša kao kiselina.Usljed delokalizacije -elektrona benzenovog prstena elektronski oblak na atomu oksigena više je pomjeren prema jezgri benzena što uslovljava stvaranje pozitivnog naboja na atomu oksigena i olakšava otcjepljenje protona (H+ jona) –OH grupe.

O H:

192

-OH grupa vezana na C atom benzenovog prstena aktivira jezgro, tako da se reakcije elektrofilne supstitucije mnogo lakše i brže odvijaju na fenolu nego na benzenu:

1) Fenol sa bromom bez upotrebe katalizatora daje tribromfenol

OH OH

Br

Br

Br

+ 3 Br2 + 3 HBr

fenol

2,4,6-tribromfenol

2) Za razliku od benzena fenol reaguje već sa razblaženom otopinom HNO3 dajući smjesu o-, m- i p- nitrofenola.

OH OH

NO2

OH

NO2

OH

NO2

+ razbl. HNO3 + +

fenol o-nitrofenol55%

m-nitrofenol<1% p-nitrofenol

45%

3) Ako se upotrijebi koncentrovana HNO3 dobije se 2,4,6-trinitrofenol – (pikrinska kiselina).

OH

NO2

NO2

O2N

2,4,6-trinitrofenol(pikrinska kiselina

193

Fenol (karbolna kiselina) C6H5-OH

Predstavnik ove grupe spojeva, po kome su dobili ime, je fenol. To je bezbojna kristalna supstanca koja na vazduhu poprimi crvenu boju. U vodi se otapa i vodena otopina reaguje kiselo. Zato se fenol naziva i karbolna kiselina. 5-6% vodena otopina djeluje antiseptično, ali zbog velike toksičnosti ne koristi se u medicini.

Metilfenol (krezol), C6H4(OH)CH3

Homolog fenola je krezol, hidroksi toluen. Poznata su tri izomera: o-, m- i p-krezol.

CH3

OH

CH3

OH

CH3

OH

o-krezol m-krezol p-krezol

Zbog prisustva –CH3 grupe u molekuli, krezoli su manje toksični. Upotrebljavaju se kao jaka dezinficijentna sredstva. Emulzija krezola i sapuna naziva se lizol – jak dezinficijens. Krezoli imaju primjenu u industriji boja, lijekova, insekticida i dr.

194

ALDEHIDI I KETONI

Aldehidi i ketoni su organski spojevi koji sadrže karbonilnu grupu, >C=O.

Aldehidi imaju najmanje jedan atom hidrogena vezan za karbon karbonilne grupe, dok su kod ketona za taj C atom vezana dva atoma karbona. Mogu se predstaviti opštim formulama

H

C

O

; CHO

aldehidna grupa

R

H

C

O

R CHO;

aldehid

C O CO C O

R2

R1

CO

R2

R1;

;

keto grupa keton

Zbog sličnosti koje im daje karbonilna grupa aldehidi i ketoni proučavaju se zajedno.

Nomenklatura

Prema IUPAC-ovoj nomenklaturi aldehidi dobivaju ime da se nazivu najdužeg lanca karbohidrogena koji nosi aldehidnu grupu doda nastavak -al.Aldehidna grupa nalazi se na kraju lanca i njen C atom obilježava se brojem 1.

195

CH2

H

C

O

CH2

H3C CH

H

C

OHCC

H2

1234

butanal

CH2

CH2

CH3

CH3

H3C12

3

4

5

6

2-metil-3-etilheksanal

Za ime ketona dodaje se nastavak –on.

CH2

H3C

O

C CH3

1234

2-butanon

HCH3C

O

C CH2

123

4CH3

CH2

CH3

5

6

4-metil-3-heksanon

Aldehidi mogu dobiti ime prema nazivu kiselina koje nastaju njihovom oksidacijom. Korijenu imena kiseline dodaje se nastavak –aldehid.

H

H

C

OO

H

OH

C

O

metanal formijatna kiselina formaldehid

H3C

H

C

OO

H3C

OH

C

O

etanal acetatna kiselina (acetaldehid)

Ketoni mogu dobiti ime tako da se nazivu alkil-grupa dodaje riječ keton.

196

H3C C

O

CH2

C

O

H3C2

CH33 1

CH3

1234

2-propanon(dimetil keton)

2-butanon(metiletil keton)

Dobivanje

1) Aldehidi se dobivaju oksidacijom (dehidrogenacijom) primarnih alkohola,

H3C

H

C

O

H3C C OH

H

H

O

- 2H+ H2O

primarni alkohol aldehid

2) a ketoni oksidacijom sekundarnih alkohola

H3C C CH3

H

OH

H3C C

O

+O

- 2HCH3 H2O

sekundarni alkohol keton

Homologni niz aldehida

Ime Racionalna formula Tačka ključanja (°C)metanal (formaldehid) H-CHO - 21etanal (acetaldehid) CH3CHO 20propanal (propionaldehid) CH3-CH2-CHO 49butanal (butiraldehid) CH3-CH2-CH2-CHO 76pentanal (valeraldehid) CH3-(CH2)3-CHO 102

197

Homologni niz ketona

Ime Racionalna formula Tačka ključanja (°C)propanon (dimetilketon) CH3-CO-CH3 562-butanon (metil-etil keton) CH3-CO-CH2-CH3 803-pentanon (dietil keton) CH3-CH2-CO-CH2-CH3 101

Fizičke osobine

Sam formaldehid je gas neugodnog mirisa. Viši članovi su neutralne tečnosti i karakterističnog oštrog mirisa. Zbog nemogućnosti međusobnog povezivanja hidrogenovim vezama imaju niže tačke ključanja i u vodi su slabije topivi od odgovarajućih alkohola. Aldehidi sa 15 i više C atoma u molekuli su čvrste supstance.

Hemijska svojstva

Hemijska svojstva aldehida i ketona određena su karbonilnom grupom. Radi različite elektronegativnosti atoma karbona i atoma oksigena dvostruka veza karbonilne grupe je polarizovana.

C O-+

Na taj način podložna je napadu i elektrofilnih i nukleofilnih reagenasa.

C O + -

elektrofilni reagensnukleofilni reagens

Za aldehide i ketone karakteristične su reakcije:

1. adicije2. supstitucije3. oksidacije

198

1. Reakcije adicije a) Adicija hidrogena

Adicijom hidrogena (hidrogeniranjem; redukcijom) aldehidi daju primarne, a ketoni sekundarne alkohole:

R

H

C

O

R CH2OH+ 2H

aldehid primarni alkohol

R1 C

O

R1 C R2

H

OH

+ 2HR2

keton sekundarni alkohol

b) Adicija alkoholaAdicijom alkohola na aldehide i ketone uz prisustvo kiselina kao katalizatora, nastaju poluacetali

Poluacetali dalje reaguju sa alkoholom dajući acetale.

199

Nastali acetal sadrži dvije –O-R2 grupe vezane na isti atom karbona i ove grupe ne ponašaju se kao eteri.Dok su eteri veoma otporni na djelovanje reagenasa, acetali pod djelovanjem vodenih otopina kiselina lahko hidrolizuju u aldehide, odnosno ketone. U baznoj sredini acetali su postojani.

c) Aldolna kondenzacijaU prisustvu baza većina aldehida i ketona pretvara se u dimere:

H3C

H

C

O

C

H

C

O

H

H

H

CH2

H

C

O

CH

H3C

OHbaza

+1234

3-hidroksibutanal(aldol)

Reakcija je reverzibilna i obično se dobiva ravnotežna smjesa dimera (aldola) i polaznog aldehida ili ketona. Na principu aldolne kondenzacije u živim organizmima vrši se izgradnja monosaharida sa većim brojem C atoma.

2) Reakcije supstitucije

Atom oksigena karbonilne grupe može se zamijeniti različitim atomskim grupama. Među reakcijama supstitucije najvažnije su one sa primarnim aminima, pri kojima se atom oksigena karbonilne grupe zamjenjuje sa atomom nitrogena.

C O

R2

R1

C N

R2

C N

R2

R1

N R3H

H

R3

HR1

OH

R3

-H2O+

imino spojketon primarni amin

3) Reakcije oksidacije

Djelovanjem blagih oksidacionih sredstava, Fehlingov reagens, amonijačna otopina srebrenog nitrata, aldehidi se oksiduju u kiseline. Ovi reagensi ne djeluju na ketone.

200

Ketoni se mogu oksidirati samo pod djelovanjem jakih oksidanasa.

a) Fehlingova reakcija

Fehlingov reagens dobiva se miješanjem istih zapremina otopine Fehlinga I (CuSO4 × 5H2O) i Fehlinga II (kalijum natrijum tartarat i KOH)Stvaranje Fehlingovog reagensa:

CuSO4 + 2 KOH Cu(OH)2 + K2SO4

COONa

CH

CH

COOK

OH

OH

COONa

CH

CH

COOK

O

OCu

+ Cu(OH)2+ 2H2O

kalijum-natrijumtartarat

Fehlingov reagens

COONa

CH

CH

COOK

O

OCu R

H

C

O

COONa

CH

CH2H2O

COOK

Cu2O

OH

OH+ + +RCOOH+

2 2

crvenitalog

Aldehid se oksidira do kiseline, a Cu2+ joni redukuju se u crveni talog, bakar (I) oksida, Cu2O.

b) Reakcija srebrnog ogledalaAldehidi redukuju amonijačnu otopinu srebrenog nitrata, a pri tome se sami oksiduju do karboksilne kiseline.

R

H

C

O

2 Ag(NH3)2 OH + +2 Ag R-COONH4+ +3 NH3 H2O

Na ovom hemijskom procesu zasniva se proizvodnja ogledala.

4) Keto-enolna tautomerijaAldehidi i ketoni koji imaju atom hidrogena vezan na -C atom (prvi C atom do karbonilne grupe) javljaju se u dva

201

izomerna oblika, keto i enolnom obliku, koji se nalaze u ravnoteži.

H3C CH2

C

O

C

O

CH3

C

H

H

H3C C C

CH3

OH

H

H3C

2-butanon

keto oblik enolni oblik

Premještanje hidrogena sa - atoma karbona na oksigen karbonilne grupe naziva se enolizacija ili keto-enolna tautomerija. Kod većine jednostavnih aldehida i ketona stabilniji je keto oblik.

Metanal (formaldehid) H-CHO

Metanal je gas oštrog mirisa, koji nadražuje disajne organe. Lahko se otapa u vodi. 35-40% vodena otopina naziva se formalin. Veoma je otrovan. Izaziva koagulaciju proteina i pokazuje jako baktericidno djelovanje pa se koristi za čuvanje bioloških preparata. Dobiva se katalitičkom oksidacijom metanola.

H

H

C

O

2 CH3OH + O2katalizator

2 + 2 H2O

metanol metanal

Metanal se lahko polimerizira, pri čemu nastaje polimer koji se naziva para formaldehid.

202

H

H

C

O

HOH2CO

CH2

OCH2

OCH2 ..... CH2OHn

formaldehid paraformaldehid

Polimerizacijom formaldehid sa fenolom nastaju formaldehidne smole, od kojih se dobiva čitav niz plastičnih masa poznatih pod imenom fenoplasti ili bakelitne mase.

Etanal (acetaldehid) CH3CHO

Etanal je lahko isparljiva bezbojna tečnost neprijatnog mirisa. U vodi se dobro otapa. U prisustvu malih količina H2SO4

polimerizira se, prelazi u trimer – paraaldehid.

H3C

H

C

OC

OC

O

CO CH3

H

H

H3C

H CH3

3H2SO4

etanal

paraaldehid

Polimerizacija se odvija preko oksigena, pa se nastali polimeri lahko depolimerizuju.

Akrolein, CH2=CH-CHO

Akrolein je nezasićeni aldehid. Nastaje dehidratacijom glicerola, pri termičkoj razgradnji masti prilikom prejakog prženja hrane. Ima oštar neprijatan miris i peče za oči.

203

H2C

HC

H2C

OH

OH

OH

C

O

HCH

CH2

2- H2O

glicerol akrolein

Eterična ulja sadrže aromatske aldehide koji im daju karakterističan prijatan miris.

HC

O

H

C

OH

CO

OCH3

OH

HC CH

3-fenilpropenal( u cimetu)

vanilin(u vaniliji)

benzaldehid(u ulju badema)

Ketoni se razlikuju od aldehida po tome što ne djeluju redukujuće i ne polimerizuju se.

Propanon (dimetil keton, aceton) CH3COOCH3

Aceton je najvažniji predstavnik ketona. Dobiva se oksidacijom 2-propanola sa oksigenom iz zraka na višim temperaturama.

H3C C CH3

H

OH

H3C C

O

++ O2 CH3 H2O2

300ºC

2-propanol propanon hidrogen peroksid

Aceton je bezbojna lahko zapaljiva tečnost karakterističnog mirisa, topiva u vodi. Odlično je otapalo mnogih organskih spojeva. Upotrebljava se u proizvodnji bezdimnog baruta,

204

vještačke svile, služi za sintezu hloroforma, jodoforma i drugih farmaceutskih preparata, za dobivanje raznih mirisa, za proizvodnju suzavca i dr.

Jodoformska reakcija

Jodoformska reakcija koristi se za dokazivanje acetona u otopinama

CH3-CO-CH3 + 3 I2 → CI3COCH3 + 3 HI aceton trijodaceton

CI3COCH3 + NaOH → CHI3 + CH3COONa jodoform natrijum acetat

205

KARBOKSILNE KISELINE

Karboksilne kiseline su organski spojevi koji sadrže karboksilnu grupu –COOH. Mogu se predstaviti opštom formulom:

R

OH

C

O

RCOOH; RCO2H;

Karboksilna grupa, koja određuje hemijska svojstva ovih spojeva, sastoji se od dvije grupe: karbonilne >C=O i hidroksilne –OH

R

OH

C

O

Nomenklatura

Prema IUPAC-ovoj nomenklaturi karboksilne kiseline dobivaju naziv tako da se imenu karbohidrogena sa istim brojem C atoma doda nastavak –kiselina, a od osnove imena odvaja se crticom.

H-COOH CH3-COOH CH2=CH-COOH metan-kiselina etan-kiselina propen-kiselina (mravlja kiselina) (sirćetna kiselina) (akrilna kiselina)

COOH

benzenkarboksilna-kiselina (benzoeva kiselina)

206

Ako kiselina sadrži dvije ili više karboksilnih grupa imenu se dodaje nastavak – dikarboksilna kiselina, -trikarboksilna kiselina, -tetrakarboksilna itd.

COOH

COOH

COOH

CH2

COOH

COOH

C

C

H OH

COOH

H OH

1

etandikarboksilnakiselina

(oksalna kiselina)

2

3

4

propandikarboksilnakiselina

(malonska kiselina)

2,3-dihidroksibutandikarboksilnakiselina

(vinska kiselina)

Danas su još uvijek u upotrebi i trivijalna imena kiselina, koja uglavnom označavaju mjesto njihovog nalaženja. Tako je mravlja kiselina prisutna u crvenim mravima, sirćetna kiselina u sirćetu, gdje nastaje bakterijskom oksidacijom etanola, limunska kiselina u limunu, vinska kiselina u vinu itd.

Obilježavanje atoma karbona u molekuli karboksilnih kiselina

Atomi karbona mogu se obilježavati brojevima, C atom karboksilne grupe obilježava se sa 1. Međutim atomi karbona mogu se obilježavati i grčkim slovima: , , , ....itd. U tom slučaju C atom karboksilne grupe se ne obilježava. Ovakav način se primjenjuje kod upotrebe trivijalnih imena.

207

H3CHC COOH

OH

H3CHC COOH

NH2

123 123

-hidroksipropionska kiselina( 2-hidroksipropan-kiselina)

(mlijecna kiselina)

-aminopropionska kiselina( 2-aminopropan-kiselina)

(alanin)

Podjela karboksilnih kiselina

1) Prema broju karboksilnih grupa u molekuli dijele se na:

a) monokarboksilne (CH3-COOH, sirćetna kiselina)

b) dikarboksilne (oksalna kiselina)

COOH

COOH

c) polikarboksilne kiseline (limunska kiselina)

CH2COOH

C

CH2COOH

HO COOH

2) Prema tipu veza među C atomima u molekuli dijele se na:

a) zasićene (sve veze između atoma karbona su -veze) CH3-CH2-CH2-COOH,

buterna kiselinab) nezasićene (između atoma karbona

prisutna je jedna ili više dvostrukih veza) CH2=CH-COOH, akrilna kiselina

3) Prema vrsti radikala mogu se podijeliti na: a) alifatske CH3-CH2-COOH propionska kiselina

208

b) aromatske

COOH

benzoeva kiselina

Ukoliko se u molekuli kiseline, pored –COOH grupe, nalazi i neka druga funkcionalna grupa takve kiseline nazivamo supstituirane karboksilne kiseline.

4) Prema vrsti te funkcionalne grupe kiseline dijelimo na:

a) oksi kiseline (oksi ili hidroksi grupa, -OH) CH3-CH-COOH

|OH

-hidroksipropionska kiselina (mliječna kiselina)

b) amino kiseline (amino grupa, -NH2) CH3-CH-COOH |

NH2

-aminopropionska kiselina (alanin)

Osobine karboksilnih kiselina

Karboksilne kiseline su topivije u vodi od odgovarajućih alkohola, zbog mogućnosti stvaranja većeg broja hidrogenovih veza sa molekulama vode.

Povećanjem nepolarnog dijela molekule, radikala R, topivost se smanjuje. Hidrogenove veze uspostavljaju se i među

209

molekulama karboksilnih kiselina. Zato one imaju znatno višu tačku ključanja i tačku topljenja od odgovarajućih alkohola.

Hemijska svojstva

Karboksilna grupa sastoji se od karbonilne, >C=O i hidroksilne grupe, -OH.

U hemijskim reakcijama reaguje samo -OH grupa, dok karbonilna grupa samo povećava njenu reaktivnost.

1) Najkarakterističnija reakcija karboksilnih kiselina je njihova jonizacija:

R

OH

C

O

R

O-

C

O

+ H3O++ H2O

Lahkoća kojom se vrši jonizacija može se pripisati uticaju dvaju faktora:

a) usljed polarizacije dvostruke veze karbonilne grupe dolazi do induktivnog pomjeranja elektrona duž veza C–OH i O–H odvlačeći elektrone od hidrogenova atoma.

H

C

O

O

R

Zbog toga se djelovanjem dobrih akceptora protona, vode ili baza, ovaj H+ jon lahko otcjepljuje. U nepolarnim otapalima, jonizacija karboksilnih kiselina je zanemarljiva.

b) Anjon koji nastaje odvajanjem H+ jona je rezonancioni hibrid dvaju rezonantnih struktura.

210

R

O

C

O

R

O

C

O:

::

:-

-

Delokalizacija elektrona stabilizira nastali anjon i on zbog toga lakše nastaje.

2) Nesupstituirane karboksilne kiseline su slabe kiseline, koje s jakim bazama daju stabilne soli.

H3C

OH

C

O

H3C

ONa

C

O

+ NaOH + H2O

acetatna kiselina natrijum acetat

3) Esterifikacija

Karboksilne kiseline sa alkoholima grade estere:

H3C

OH

C

O

HO C2H5 H3C

O

C

O

C2H5acetatna kiselina

+ + H2O

etil ester acetatne kiseline(etilacetat)

U reakciju stupa –OH grupa karboksilne grupe i H atom alkoholne grupe gradeći vodu. Proces je reverzibilan. Hidrolizom estera nastaju karboksilna kiselina i alkohol.

Esteri karboksilnih kiselina su veoma prijatnog mirisa. Od njih potiče miris cvijeća i voća.

4) Oduzimanjem vode (dehidratacijom) iz dvije molekule nastaje anhidrid kiseline.

211

H3C

OH

H3C

OH

C

O

C

O

H3C

O

C

O

anhidrid acetatne kiseline

CH3C

+

acetatna kiselina

H2O

Proces je reverzibilan. Djelovanjem vode ponovo se oslobađa kiselina.

5) Hidroksilna grupa (-OH) iz karboksilne grupe može se supstituirati (zamijeniti) atomom hlora ili amino-grupom (-NH2), pri čemu nastaju hloridi i amidi kiselina.

a) Kiselinski hloridi ili acil-hloridi nastaju u reakciji sa fosfor pentahloridom

H3C

OH

C

O

H3C

Cl

C

O

acetatna kiselina

+ PCl5 + +POCl3 HCl

acetil hlorid

b) Acetil hloridi sa amonijakom daju amide

H3C

Cl

C

O

H3C

NH2

C

O

+ 2 NH3 + NH4Cl

acetil hlorid acetamid

Amidi su najmanje reaktivni derivati karboksilnih kiselina.Dio molekule karboksilne kiseline bez –OH grupe zove

se acil grupa ili acilni ostatak.

212

H

OH

C

O

H

O-

C

O

kiselina

mravlja kiselina

acil grupa

formil

H3C

OH

C

O

H3C

O-

C

O

acetilacetatna kiselina

Zasićene monokarboksilne kiseline (masne kiseline)

Ove kiseline su derivati alkana sa jednom karboksilnom grupom. Nazivaju se i masne kiseline, jer su one sa većim brojem atoma karbona prisutne u mastima (palmitinska kiselina, CH3(CH2)14COOH i stearinska kiselina, CH3(CH2)16COOH).

Homologni niz

Ime po IUPAC-u

Trivijalno ime Formula SoliAcil

grupametan-kiselina

mravlja kiselina

H-COOH formijati formil

etan-kiselinasirćetna kiselina

CH3COOH acetati acetil

propan kiselina

propionska kiselina

CH3CH2COOH propionati propionil

butan-kiselina

buterna kiselina

CH3(CH2)2COOH butirati butil

heksa-dekan-kiselina

palmitinska kiselina

CH3(CH2)14COOH palmitati palmitil

okta-dekan-kiselina

stearinska kiselina

CH3(CH2)16COOH stearati stearil

213

Metan-kiselina (mravlja kiselina) H-COOH

Razlikuje se od ostalih karboksilnih kiselina što nema alkil grupu vezanu na C atom karbonilne grupe. U njenoj molekuli možemo reći da se nalazi i karboksilna i aldehidna grupa.

H

OH

C

O

HO

H

C

O

ili

Stoga se ponaša i kao kiselina i kao aldehid.

Djeluje redukciono:

HO

H

C

O

HO

OH

C

O

+

mravlja kiselina karbonatna kiselina

Ag2O + 2 Ag

Mravlja kiselina nalazi se u crvenim mravima, u koprivi, znoju.To je bezbojna tečnost oštrog mirisa, na koži izaziva plikove. Miješa se sa vodom. Pokazuje antiseptičko djelovanje.Dobiva se iz CO i NaOH CO + NaOH HCOONa H-COOH + NaHSO4

Pri zagrijavanju sa koncentrovanom H2SO4 razlaže se na

CO i H2OH-COOH CO + H2O

Mravlja kiselina je jača kiselina od ostalih masnih kiselina. Soli joj se zovu formijati (metanati).

214

Etan-kiselina (sirćetna kiselina) CH3COOH

U prirodi je vrlo rasprostranjena kako u biljnom tako i u životinjskom svijetu, slobodna i u obliku estera sa raznim alkoholima. To je jedina kiselina koja je od davnina poznata kao vinsko sirće. (lat. acetum = sirće)

Dobivanje

1) Enzimatskom oksidacijom razblaženog etanola (vino, mošt)

CH3-CH2OH + O2 → CH3-COOH + H2O etanol sirćetna kiselina

2) Katalitičkom oksidacijom etena

H2C CH2 H3C

H

C

O

H3C

OH

C

O

katalizatorkatalizator

eten etanal etan-kiselina

O O

Osobine

Sirćetna kiselina je bezbojna tečnost oštrog mirisa. 100% naziva ledena sirćetna jer mrzne na +16oC. Veoma je otrovna, nagriza sluzokožu usta, jednjaka i želuca, a na koži izaziva opekotine.Sirćetna kiselina je slaba kiselina. Njene soli su acetati (etanati).

Upotreba

3-5% vodena otopina (sirće) upotrebljava se kao začin i za konzerviranje povrća. Upotrebljava se za proizvodnju lijekova, boja, mirisa, nezapaljivih filmskih traka, celofana, insekticida.Više masne kiseline su kiseline sa većim brojem atoma karbona u molekuli. Najvažnije su palmitinska, CH3(CH2)14COOH i stearinska kiselina, CH3(CH2)16COOH. To su čvrste supstance,

215

netopive u vodi. U obliku estera ulaze u sastav masti i ulja i voskova.

Nezasićene alifatske monokarboksilne kiseline

Ove kiseline u radikalu R sadrže jednu ili više -veza između atoma karbona. Najjednostavnija je propen-kiselina (akrilna kiselina) CH2=CH-COOH.

To je bezbojna tečnost, oštrog mirisa. U obliku estera koristi se za proizvodnju poliakrilata, koji se primjenjuju u stomatoprotetici i hirurgo-protetici.

Važne su nezasićene više masne kiseline koje ulaze u sastav masti i ulja.Poznate su oleinska kiselina (sa 1 dvostrukom vezom između atoma karbona), linolna (sa dvije dvostruke veze), linolenska kiselina (sa tri dvostruke veze). Sve nezasićene masne kiseline izuzev akrilne javljaju se u dva izomerna oblika: cis i trans izomer. Nezasićene više masne kiseline koje ulaze u sastav masti i ulja su cis izomeri.

Zasićene dikarboksilne kiseline

To su kristalne supstance manje ili više topive u vodi. Sadrže dvije karboksilne grupe u molekuli. Jače su od monokarboksilnih kiselina. Mogu da grade kisele i neutralne soli. Među ove kiseline spadaju: oksalna, malonska, ćilibarna, adipinska i dr.

216

COOH

COOH

COOH

CH2

COOH

COOH

CH2

CH2

COOHoksalna kiselina malonska kiselina jantarna kiselina

Najjednostavnija dikarboksilna kiselina je oksalna kiselina (etan-dikarboksilna kiselina)

COOH |

COOH

U prirodi je veoma rasprostranjena u biljkama u obliku svojih soli kalcijum i kalijum oksalata. Nalazi se u špinatu, blitvi, grožđu, paradajzu i dr.

U životinjskim organizmima oksalna kiselina nalazi se u obliku kalcijevog oksalata, koji se izlučuju u obliku kristala. Oni mogu biti uzročnik stvaranja bubrežnih i mokraćnih kamenaca. Oksalna kiselina je čvrsta kristalna supstanca topiva u vodi. Veoma je otrovna. Zagrijavanjem se razlaže na CO2 i mravlju kiselinu:

COOH| CO2 + H-COOHCOOH

oksalna kiselina mravlja kiselina

Ovaj proces naziva se dekarboksilacija (gubi se CO2 iz molekule kiseline).

Supstituirane alifatske karboksilne kiseline

Među supstituiranim karboksilnim kiselinama značajno mjesto zauzimaju oksi (hidroksi) i amino karboksilne kiseline.

Oksi karboksilne kiseline

217

Oksi karboksilne kiseline u svojoj molekuli imaju dvije funkcionalne grupe: karboksilnu i hidroksilnu grupu - COOH

- OH.

Zato pokazuju osobine i kiselina i alkohola. Važne oksi kiseline su:

CH2COOH

C

CH2COOH

HO COOHH3C

HC COOH

OH

COOH

C

C

H OH

COOH

H OH

mlijecna kiselina vinska kiselina limunska kiselina

Mliječna kiselina (-hidroksipropan-kiselina) CH3-CH-COOH | OH

Nalazi se u kiselom mlijeku i siru, gdje nastaje vrenjem mliječnog šećera laktoze, koje izaziva specifična vrsta bakterija. Kod životinja i ljudi stvara se u mišićima razgradnjom glikogena (životinjskog rezervnog polisaharida) pri kontrakciji mišića. Oslobođena energija neophodna je za normalan rad mišića. Pri mirovanju dio mliječne kiseline ponovo se pretvara u glikogen, a ostatak se oksiduje do CO2 i H2O.

H3CHC COOH

OH

mlijecna kiselina

+ 3 O2 3 CO2 + 3 H2O

Veća koncentracija mliječne kiseline u mišićima izaziva bol i grčeve. Mliječna kiselina je uzrok nastanka zubnog kvara (karijesa). Nastaje razgradnjom karbohidrata (šećera) iz hrane uz pomoć bakterija.

218

Mliječna kiselina je gusta bezbojna tečnost, bez mirisa. U vodi se lahko otapa. Djeluje baktericidno pa se koristi za konzerviranje hrane.

Njene soli nazivaju se laktati.

Optička izomerija

Otopine nekih organskih spojeva sposobne su da skreću ravan polarizovane svjetlosti, koja se kroz njih propusti. Ovakvo svojstvo naziva se optička aktivnost, a spojevi koji pokazuju tu sposobnost nazivaju se optički aktivni spojevi. Optička aktivnost je veoma rasprostranjena u organskoj hemiji i ima veliki biološki značaj. Mnoga, biološki važna jedinjenja, su optički aktivna, npr. proteini, karbohidrati, enzimi i dr.

Ugao za koji optički aktivna supstanca skreće ravan polarizacije naziva se uglom skretanja i obilježava se sa .

Poznato je da obična svjetlost predstavlja elektromagnetne talase koji se kreću u mnoštvu ravni koje su okomite na pravac prostiranja svjetlosti, a kod polarizovane svjetlosti, samo u jednoj ravni, koja je takođe, okomita na pravac prostiranja svjetlosti.

Polarizovana svjetlost nastaje propuštanjem obične svjetlosti kroz tzv. Nikolovu prizmu (prizma načinjena od kristala islandskog (CaCO3) kristala.

Kada polarizovana svjetlost prođe kroz optički aktivan spoj doći će do skretanja ravni polarizovane svjetlosti za izvjestan ugao. Veličina tog ugla zavisi od prirode supstance, njene koncentracije, temperature i talasne dužine svjetlosti i naziva se specifična rotacija.

219

Optički aktivni spojevi javljaju se uvijek u dva stereoizomerna oblika, koja imaju istu molekulsku formulu, istu specifičnu rotaciju, a razlikuju se samo po pravcu skretanja. Jedan izomer skreće ravan polarizovane svjetlosti u desno, što se označava sa (+), a drugi za isti ugao u lijevo, što se označava sa (-). Takva dva izomera nazivaju se optički antipodi ili enantiomeri. Smjesa istih količina enentiomera naziva se racemat. Racemat je optički neaktivan. Optička aktivnost uslovljena je asimetričnom građom molekule, a ona najčešće potiče usljed prisustva bar jednog asimetričnog (hiralnog) C atoma.

C atom je hiralan ako za sebe veže četiri različita atoma ili atomske grupe. U molekuli mliječne kiseline asimetričan je -C atom, jer su na njega vezani različiti atomi i atomske grupe:-CH3, -H, -OH, -COOH.

H3C C COOH

OH

H

Prema tome, mliječna kiselina ima dva prostorna izomera ili optička antipoda koji se odnose kao predmet i njegov lik u ogledalu.

CH3

C

COOH

HHO

CH3

C

COOH

OHH

D(-)-mlijecna kiselina L(+)-mlijecna kiselina

220

Prostorni raspored atoma i atomskih grupe oko hiralnog C atoma, tj. konfiguracija označava se simbolima D i L (D- konfiguracija označava položaj –OH grupe desno, dok je kod L-konfiguracije –OH grupa lijevo).

Ovi simboli označavaju samo konfiguraciju izomera i nemaju veze sa smjerom skretanja ravni polarizovane svjetlosti. Tako D-mliječna kiselina skreće ravan polarizovane svjetlosti u lijevo (-), a L-mliječna kiselina za isti ugao u desno (+).

Optički izomeri potpuno su identični po svojim fizičkim i hemijskim osobinama, ali pokazuju različita biološka svojstva, jer različitom brzinom reaguju sa hiralnim spojevima, npr. enzimima.

Aromatske karboksilne kiseline

Aromatske karboksilne kiseline su spojevi kod kojih je –COOH grupa vezana za C atom benzenovog prstena ili za atom karbona u bočnom lancu. Među aromatske karboksilne kiseline spadaju: benzoeva, salicilna i ftalna kiselina:

COOH COOH

OH COOH

COOH

CH2COOH

benzoevakiselina

salicilnakiselina

ftalnakiselina

fenil-sircetna kiselina

Karboksilna grupa kod fenil-sirćetne kiseline vezana je na C atom bočnog lanca.

Aromatske kiseline imaju osobine slične alifatskim kiselinama: sa bazama grade soli, sa alkoholima estere, mogu da grade anhidride i kiselinske hloride.

Benzoeva kiselina, C6H5-COOH

221

U prirodi dolazi u raznim smolama i balzamima odakle je još u 18-tom stoljeću dobivena sublimacijom. Dobiva se oksidacijom toluena, benzaldehida ili benzilalkohola.

CH3 COOH

O

toluen benzoeva kiselina

Benzoeva kiselina je bijela kristalna supstanca slabo topiva u vodi. Djeluje antiseptično, kao i njene soli koje se nazivaju benzoati.

Natrijumbenzoat upotrebljava se za konzerviranje hrane.

Salicilna kiselina (o-hidroksibenzoeva kiselina),C6H4(OH)COOH

Nalazi se u kori i lišću vrbe.To je bezbojna kristalna supstanca, igličastih kristala.

Slabo se otapa u vodi. Zagrijavanjem gubi CO2 i prelazi u fenol.

COOH

OH OHzagrijavanje

+ CO2

salicilna kiselina fenol

Jača je kiselina od benzoeve kiseline. Sa bazama gradi soli koje se zovu salicilati. Pokazuje antiseptično djelovanje i sprečava razvoj bakterija. Upotrebljava se u proizvodnji lijekova, boja i mirisa. Poznati derivat salicilne kiseline je acetilsalicilna kiselina ili aspirin, koji pokazuje izvanredno antipiretičko (snižava tjelesnu temperaturu) i analgetsko djelovanje (smanjuje bol).

222

Aspirin se dobiva djelovanjem anhidrida acetatne kiseline na salicilnu kiselinu, pri čemu se esterificira fenolska, -OH, grupa.

COOH

OH

COOH

OCOCH3

salicilna kiselina

+ (CH3CO)2O + CH3COOH

anhidridacetatne kiseline aspirin

acetatnakiselina

Ftalna kiselina

Od aromatskih dikarboksilnih kiselina značajna je ftalna kiselina.

COOH

COOH

ftalna kiselina

Karboksilne grupe su u orto položaju. Dobiva se oksidacijom naftalena:

COOH

COOH

O

90ºC + 2 CO2 + H2O

naftalen ftalna kiselina

To je bijela kristalna supstanca. Zagrijavanjem gubi vodu i prelazi u anhidrid.

223

COOH

COOH

O

C

O

C

O

ftalna kiselinaanhidrid

ftalne kiseline

+ H2Ozagrijavanje

Anhidrid ftalne kiseline sa fenolima daje kiselinsko-bazni indikator fenoftalein. Koristi se za proizvodnju boja, plastičnih masa itd.

SPOJEVI SA NITROGENOM

AMINI

Amini se mogu smatrati supstitucionim derivatima amonijaka, koji nastaju zamjenom jednog ili više atoma hidrogena alkil ili aril radikalom. Zato ih dijelimo na alifatske (alkil radikal) i aromatske (aril radikal) amine. Zavisno od toga koliko je H atoma u amonijaku zamijenjeno radikalom amini se dijele na: primarne, sekundarne, tercijarne amine i kvarterne amonijeve soli.

N R4R1

R2

R3

NR1

R2

R3

NR1

R2

H

NR1

H

H

NH

H

H

:+::::

amonijak primarniamin

sekundarniamin

tercijarniamin

kvarternaamonijeva so

X -

Prema tome funkcionalne grupe za pomenute vrste amina su:

224

N

NH

NH2

N+

za primarne amine

za sekundarne amine

za tercijarne amine

za kvarterne amonijeve spojeve

Nomenklatura

Amini dobivaju ime tako da se imenu radikala dodaje nastavak – amin. Primarni amini mogu dobiti ime i tako da se ispred imena karbohidrogena dodaje riječ – amino.

H3C NH2 H3C CH2

N CH3

H

H3C N

CH3

CH3

H3C N

CH3

CH3

CH2CH3

+

Cl-

metilamin

metil-etil-amin trimetilamin

trimetil-etil-amonijum hlorid

Kod aromatskih amina dopušta se upotreba i trivijalnih imena.

NH2 HN CH3 H2C N

CH3

CH3

fenilamin(primarni amin)

(anilin)

fenil-metilamin(sekundarni amin)

(N-metilanilin)

benzil-dimetilamin(tercijarni amin)

225

Kada je amino grupa supstituent u nekoj molekuli koja sadrži prioritetniju funkcionalnu grupu od amino grupe odgovarajući amin dobiva prefiks amino -. Na primjer:

COOH

NH2

H2N CH2

CH2OH12

2-aminoetanol

p-aminobenzoeva kiselina

Prioritetna funkcionalna grupa

grupasufiks

(nastavak)prefiks

- COOH - kiselina- CHO - al okso ->C=O - on okso -- OH - ol hidroksi -- NH2 - amin amino -- SH - tiol merkapto -

Posebnu grupu amina predstavljaju ciklični amini koji se nazivaju heterociklusi sa nitrogenom. Oni dobivaju trivijalna imena:

N

H

N

HN

pirol pirolidin piridin

226

Dobivanje amina

1) alifatski amini nastaju reakcijom amonijaka sa alkilhalogenidima pri čemu se dobije smjesa primarnih, sekundarnih,tercijarnih amina i kvarternih amonijevih soli:

10CH3Br + 4NH3 → CH3NH2 + (CH3)2NH + (CH3)3N + [(CH3)4N]+Br- + 9HBr

2) aromatski amini mogu se dobiti redukcijom aromatskih nitrospojeva:

NO2 NH2

redukcija

nitrobenzen anilin

Fizičke osobine

Niži alifatski amini su gasovi ili tečnosti karakterističnog mirisa na amonijak ili ribu. Amini su polarni spojevi. Otapaju se u vodi. Zbog polarnosti molekula sposobni su da grade hidrogenove veze.

S povećanjem molekularne mase smanjuje se polarni karakter amino grupe, a time i njihova topivost u vodi. Viši amini su vrlo neprijatnog mirisa.

Hemijske osobine

Glavna osobina amina je njihova bazičnost. Amini su organske baze. Alifatski amini su jače baze od aromatskih amina.

Amini reaguju sa kiselinama gradeći soli:

227

H3C N

H

H

H3C N H

H

H

H Cl: +

+

Cl -

metilamin metil-amonijum hlorid

Nitrogen iz amina svojim slobodnim elektronskim parom koordinativno veže za sebe proton, H+ jon, iz kiseline i nastaje metil-amonijev jednovalentni katjon.

H3C N H

H

H

+

Amini su baze i prema Brönsted-ovoj teoriji (baze su akceptori protona) i prema Lewis-ovoj teoriji (baze su donori slobodnog elektronskog para).

Anilin

Najvažniji aromatski amin je anilin. Dobiva se redukcijom benzena. Anilin je jača baza od ostalih aromatskih amina. Kao i alifatski amini sa kiselinama gradi soli.

NH2

H Cl

NH3

+

+

Cl -

..

Anilin je bezbojna tečnost slabog mirisa. Na vazduhu potamni. Veoma je otrovan. Jako snižava tjelesnu temperaturu.

228

Anilin je osnovna supstanca za proizvodnju velikog broja boja, tzv. anilinske boje. Upotrebljava se za proizvodnju lijekova (antipiretika, analgetika, anestetika), plastičnih masa i dr.

AMINOKISELINE

Aminokiseline spadaju u supstituirane karboksilne kiseline. U svojoj molekuli pored –COOH grupe sadrže i amino grupu, -NH2.

U prirodi su rasprostranjene u biljnom i životinjskom svijetu, gdje imaju veliki fiziološki značaj. Ulaze u sastav peptida, polipeptina i proteina. Iz prirodnih produkata izolirano je oko 200 različitih aminokiselina. Međutim, u izgradnji molekula proteina učestvuje svega njih dvadesetak. To su tzv. proteinske aminokiseline. Mogu se predstaviti opštom formulom:

R

C

COOH

HH2N

-C atom je hiralan

L--aminokiselina

Iz formule se vidi da su to -aminokarboksilne kiseline lijevog reda. Zbog prisustva kisele, -COOH, i bazne, -NH2, grupe aminokiseline u čvrstom stanju i u neutralnim otopinama egzistiraju u obliku tzv. ˝unutrašnjih soli˝. Karboksilna grupa je jonizovana (-COO-), a amino grupa protonizirana(-NH3

+).

R

C

COO

HH3N

-

+

dvopolni(zwitterion)

Ova dvopolna struktura poznata je pod nazivom dvopolni jon (˝zwitterion˝). Sama molekula aminokiseline djeluje neutralno.

229

Aminokiseline međusobno se razlikuju po strukturi radikala R ili bočnog lanca.

Bočni lanac ima uticaj kako na ponašanje slobodnih aminokiselina, tako i na strukturu i osobine peptida i proteina u čiji sastav ulaze. Iz tih razloga proteinske aminokiseline, prema strukturi radikala R, mogu se podijeliti u 4 grupe:

1) aminokiseline sa nepolarnim hidrofobnim radikalom

2) aminokiseline koje u bočnom lancu sadrže polarne nejonizovane grupe: -OH, -SH, amidna

3) kisele aminokiseline koje u bočnom lancu sadrže, pri fiziološkoj pH-vrijednosti, jonizovanu karboksilnu grupu

4) bazne aminokiseline, koje u bočnom lancu sadrže, pri fiziološkoj pH-vrijednosti, protonizirane amino grupe.

230

231

232

233

Fizičke osobine

Proteinske aminokiseline su kristalne bezbojne supstance, visoke tačke topljenja. Pri topljenju se raspadaju. Skoro sve su topive u vodi. Optički su aktivne, izuzev glicina (-aminosirćetna kiselina) koji nema hiralni (asimetrični) C atom.

Hemijske osobine

Aminokiseline u svom molekulu sadrže baznu amino grupu (-NH2) i kiselu karboksilnu grupu (-COOH). Zato mogu da reaguju i sa kiselinama (kao baze) i sa bazama (kao kiseline) gradeći soli.

1) prema tome aminokiseline su amfoterni spojevi

H Cl H2NHC COOH

R

H3NHC COOH

R

Cl -++..

reaguje kao baza

a)

kvarterna amonijeva so

H2NHC COOH

R

H2NHC COONa

R

b)+NaOH+ H2O

reaguje kao kiselina natrijeva so

c) aminokiseline su vrlo osjetljive na promjenu pH-vrijednosti otopine u kojoj se nalaze

R

C

COOH

HH3N

R

C

COO

HH3N

R

C

COO

HH2NOH-+

-

(I) aminokiselinski katjon

+

dvopolni(zwitterion)

-

H+

OH-

H+

(II) aminokarboksilni anjon

Pri nižim pH-vrijednostima (kisela sredina) karboksilna grupa je nejonizovana (-COOH), dok je amino grupa protonizirana (-NH3) uglavnom i aminokiseline egzistira u obliku aminokiselinskog katjona (I).

Pri pH-vrijednostima višim od izoelektrične tačke (bazna sredina) karboksilna grupa je jonizovana (-COO-) i aminokiselina egzistira u obliku aminokarboksilnog anjona (II).

234

Ona pH-vrijednost pri kojoj se određena aminokiselina pretežno nalazi u obliku dvopolnih jona naziva se izoelektrična tačka i ona je karakteristična za svaku pojedinu aminokiselinu.

U izoelektričnoj tački pored dvopolnih jona postoje i male ali iste količine aminokiselinkog katjona (I) i aminokarboksilnog anjona (II), tako da je ukupan naboj po molekuli aminokiseline jednak 0. Zato se u izoelektričnoj tački aminokiseline najlakše talože, što se može iskoristiti za njihovu izolaciju i određivanje.

Svojstvo aminokiselina da pri određenoj pH-vrijednosti poprimaju pozitivni ili negativni električni naboj omogućava njihovo razdvajanje elektroforezom, što se koristi u kliničkim biohemijskim laboratorijama u dijagnostičke svrhe.

Aminokiseline pokazuju osobine amina i osobine karboksilnih kiselina.

2) Aminokiseline kao i primarni amini, reaguju sa nitritnom kiselinom, HNO2 uz izdvajanje elementarnog nitrogena:

HOOC-CH-NH2 + HO-NO → R-CH-COOH + N2 + H2O | | R OH amino kiselina nitritna -oksi kiselina

kiselina

Iz zapremine oslobođenog nitrogena može se kvantitativno odrediti količina aminokiseline u reakcionoj smjesi.

3) -aminokiseline reaguju sa ninhidrinom i daju intenzivno plavoljubičastu boju:

ninhidrin plavoljubičasto obojeni anjon

Ninhidrinska reakcija je vrlo osjetljiva i koristi se za kolorimetrijsko određivanje koncentracije -aminokiselina u otopinama.

235

4) Stvaranje peptida

Karakteristična osobina aminokiselina je da se njihove molekule mogu međusobno povezivati gradeći molekule složenijih spojeva peptida, polipeptida i proteina.

Amino grupa jedne molekule reaguje sa karboksilnom grupom druge molekule uz izdvajanje vode, a ostaci kiselina međusobno se povezuju peptidnom vezom, -CO-NH-.

H2NHC C

CH3

O

OH N CH2

COOHH

H

H2NHC C

CH3

O

N CH2

COOH

H

H2O-+

glicin alanil-glicin(dipeptid)

alanin

Peptidi dobivaju ime kombinacijom imena pojedinih aminokiselina, ali tako da je prva u lancu ona koja ima slobodnu NH3 grupu (N-termalna aminokiselina), a posljednja ona koja ima slobodnu –COOH grupu (C-termalna aminokiselina).

Zavisno od broja aminokiselinskih ostataka peptidi se mogu podijeliti na: oligopeptide (od 2-10 aminokiselinskih ostataka) i polipeptide (više od 10 aminokiselinskih ostataka).

Peptidi i polipeptidi imaju važnu biološku funkciju.

236

PROTEINI

Međusobnim povezivanjem polipeptidnih lanaca nastaju još složenije molekule koje mogu da sadrže od 100 do 1000 aminokiselinskih ostataka. Takve spojeve nazivamo proteinima.

Proteini su sastavni dio svake žive ćelije. Izgrađuju mišiće, ulaze u sastav tjelesnih tečnosti (krvi) gdje imaju važnu transportnu ulogu, ulaze u sastav enzima (biokatalizatora) i dr.

Struktura proteinske molekule veoma je složena. Razlikujemo četiri novoa strukture proteina:

primarna struktura ili sekvenca sekundarna struktura tercijarna struktura i kvarterna struktura.

1) primarnu strukturu ili sekvencu određuje broj aminokiselina i njihov redoslijed povezivanja. Sekvenca se može predstaviti na sljedeći način: Sekvenca je genetski određena.

2) sekundarna strukturaDugi polipeptidni lanci u prostoru mogu biti različito raspoređeni. Raspored polipeptidnih lanaca u prostoru naziva se konformacija lanca.

Pojam konformacije lanca obuhvata tzv. sekundarnu i tercijarnu strukturu.

Pod sekundarnom strukturom podrazumijeva se prostorni raspo-red samog peptidnog lanca, tj. atoma peptidne veze, ne obazirući se na radikale R.

237

sekvenca

Iz slike vidi se da peptidna veza leži u jednoj fiksnoj ravni, u kojoj su hidrogen -NH grupe i oksigen >CO grupe u trans položaju. Zbog mogućnosti rotacije oko veza može doći do uvijanja ili nabiranja samog peptidnog lanca.

Nabiranje ne nastaje slučajno, već kao posljedica djelovanja sila koje povezuju različite odsječke peptidnog lanca. Hidrogenove veze su najčešće odgovorne za izgradnju sekundarne strukture.

Hidrogenove veze mogu se uspostaviti između susjednih peptidnih veza i tada govorimo o nabranoj ili faltastoj strukturi. Radikali R postavljeni su okomito na ravan u kojoj je lanac nabran.

nabrana struktura

238

Ako se hidrogenove veze uspostavljaju između udaljenijih peptidnih veza nastaje -zavojnica ili -heliks.

Hidrogenove veze stvaraju se između pojedinih navoja što -zavojnici daje posebnu stabilnost. Svaki navoj sadrži 3,6 aminokiselinskih ostataka. Energija stvaranja hidrogenove veze, NH- - - -O=C, iznosi samo 10% energije kovalentne veze, C-C. Budući da se u proteinskoj molekuli uspostavlja veliki broj hidrogenovih veza, oslobađaju se znatne količine energije što uzrokuje stabilizaciju proteinske strukture.

Radikali R usmjereni su prema vani što omogućava njihovu međusobnu interakciju ili interakciju sa otapalom.

3) Određeni raspored u prostoru uvjetovan je, između ostalog, i djelovanjem bočnih lanaca (radikala R). Pod tercijarnom strukturom proteina podrazumijeva se prostorni raspored svih atoma polipeptidnog lanca, pa prema tome i bočnih aminokiselinskih ostataka. Polipeptidni lanci ili njihovi dijelovi mogu se međusobno povezivati preko bočnih lanaca. Najvažniji tipovi veza koji se uspostavljaju između dijelova polipeptidnih lanaca su: hidrogenove veze, disulfidne veze, jonske privlačne sile i hidrofobne veze.

239

- heliks

1) elektrostatsko privlačenje;(2) hidrogenove veze; (3) hidrofobne interakcije; (4) disulfidne veze

a) Hidrogenove veze uspostavljaju se između peptidnih veza, ali i između polarnih grupa u bočnom lancu:

NH2

C

O

OH ,

b) Najvažnije veze između radikala R polipeptidnih lanaca su kovalentne disulfidne veze koje nastaju oksidacijom (dehidrogenacijom) tiolnih –SH grupa cisteina.

H2C

C

COO

HH2N

SH H2C

C

COO

HH2N

-

+

-

2

CH2

C

COO

HH2N

-

+

S

+

S

- 2H

+ 2H

L-cistein L-cistin

c) Jonska privlačenja moguća su između pozitivno naelektrisanih grupa u bočnom lancu lizina i arginina i negativnih –COO- grupa u bočnim lancima asparaginske i glutaminske kiseline.

d) Hidrofobne veze nastaju jakim približavanjem ostataka valina, leucina, i-leucina i fenilalanina pri čemu dolazi do istiskivanja molekula vode iz tog područja.

4) Kvarterna struktura označava agregaciju više polipeptidnih lanaca u definiranu molekulu

a) Polipeptidni lanci mogu se međusobno povezivati u dugačke niti gradeći molekule vlaknaste

240

strukture. Takve molekule su netopive u vodi i odlikuju se velikom čvrstoćom. Za takve proteine kažemo da su fibrilarne strukture. Fibrilarni proteini služe kao glavni strukturni materijal životinjskih tkiva. Tako kolagen ulazi u sastav kostiju, hrskavice, kože, kose i noktiju.

b) Polipeptidni lanci mogu se međusobno povezivati gradeći zbijene kompaktne molekule klupčaste strukture. Za takve proteine kažemo da su globularne strukture. Kod globularnih proteina polarne grupe nalaze se isključivo na površini molekule što omogućava njihovu interakciju s molekulama, zato su ovi proteini topivi u vodi. Globularni proteini su proteini životnih funkcija. Tu spadaju mnogi hormoni, enzimi, imunoproteini, hemoglobin (važan za transport oksigena iz pluća u ćelije tkiva), toksini i mnogi drugi važni proteini.

241

Hemoglobin

Podjela proteina

Proteini se mogu podijeliti u tri glavne grupe:

1) Skleroproteini (fibrilarni proteini) Kolagen Keratin

2) Sferoproteini (globularni proteini)

Proteini krvne plazme Proteini bjelanceta Najveći broj enzima

3) Proteidi (složeni proteini; pored proteinskog dijela sadrže i neku neproteinsku grupu – prostatičku grupu)

Nukleoproteidi (glavni sastojci ćelijskog jedra). Kao prostatičku grupu sadrže nukleinske kiseline.

242

Glikoproteidi, sadrže karbohidrate. Izgrađuju ćelijske membrane.

Fosfoproteidi, sadrže fosfatnu grupu – kazein u mlijeku

Metaloproteidi, kao prostatičku grupu sadrže metalokomplekse. To su hromoproteini. Prostatička grupa je obojena (grčki, chromo=boja). Tu spada hemoglobin.

Lipoproteidi; (slabim Van der Waalsovim silama vezani su za lipide). Izgrađuju ćelijske membrane.

Osobine

Proteini su makromolekule. Ako su topivi u vodi grade koloidne otopine, jer su im molekule koloidnih dimenzija. Optički su aktivni spojevi. Imaju amfoterni karakter i imaju važnu ulogu pufer sistema u tjelesnim tečnostima.

H2N P COO - H+

OH -H3N P COOH

+

kiseli oblik bazni oblik

Prisustvo proteina u nekim prirodnim supstancama (npr. jajetu) dokazuje se specifičnim reakcijama. Dijele se u dvije grupe:

1) taložne reakcije2) bojene reakcije

1) Taložne reakcije

a) zagrijavanjem proteini koaguliraju – talože se b) talože se i pod djelovanjem otopina soli teških

metala (Pb, Hg, Cu i Fe)c) talože se pod djelovanjem kiselina, npr. HNO3

2) Bojene reakcije

a) Biuretska reakcija,

243

Rastvor bakar(II)sulfata u baznoj sredini sa proteinima daje helatni kompleks ljubičaste boje. Reakcija je karakteristična za sve spojeve koji u svojoj molekuli sadrže peptidnu vezu.

Enzimi

Posebnu grupu globularnih proteina čine enzimi. To su biokatalizatori koji regulišu hemijske procese u živim organizmima. Supstanca na koju enzim djeluje naziva se supstrat. Kao i ostali proteini i enzimi imaju veliku masu pa su i dimenzije njihovih molekula u poređenju s molekulama supstrata veoma velike. Reakcija koju enzim katalizira vrši se na određenom mjestu proteinske molekule koji se naziva aktivni centar. Aktivni centar nije fiksan sistem. Njegov oblik se modificira, kada se na njega vezuje supstrat, tako da on postaje komplementaran po obliku i naboju sa supstratom.

Enzimi posjeduju sve karakteristike hemijskih katalizatora ali su od njih mnogo efikasniji. Znatno više smanjuju energiju aktivacije od hemijskih katalizatora, mijenjajući mehanizam same reakcije. Enzimi mijenjaju prirodu aktiviranog kompleksa i na taj način utiču na povećanje brzine hemijske reakcije.

244

Prvo se stvara kompleks enzim – supstrat (E-S), a zatim u samoj reakciji kompleks enzim produkt (E-P), koji se zatim razlaže na enzim i produkt.

E + S → E-S → E-P → E + P enzim supstrat kompleks kompleks enzim produkt

Oslobođeni enzim može ponovo ući u reakciju sa supstratom. Enzimi pokazuju veliku specifičnost. Djelovanje im je ograničeno na mali broj srodnih reakcija.

Nazivi enzima dobivaju se prema supstratu na koji djeluje, dodavanjem nastavka – aza, npr. ureaza (enzim koji djeluje na ureu); lipaza (djeluje na određene lipide).

Pošto određeni supstrati mogu da reaguju sa više enzima na različite načine, usvojeno je pravilo da se enzimi dijele prema tipu reakcija koje kataliziraju.

Mogu se podijeliti u 6 grupa.

Grupa enzima Tip katalizirane reakcijeoksidoreduktaze redoks reakcijetransferaze prenos funkcionalnih grupahidrolaze hidrolizaizomeraze izomeracijaligaze stvaranje hemijske veze

liazeadicija na vezu ili eliminaciju uz stvaranje veze

245

KARBOHIDRATI

Karbohidrati su grupa karbonovih spojeva koji najčešće sadrže hidrogen i oksigen u odnosu 2 : 1, kao u vodi. Zato se mnogi karbohidrati mogu predstaviti opštom formulom

Cn(H2O)n

U prirodi su veoma rasprostranjeni i u velikim količinama. Imaju biološku važnost. Nalaze se u svakoj ćeliji. Karbohidrati su prirodni produkti. Nastaju procesom fotosinteze u zelenim biljkama, od CO2 i H2O, pod uticajem sunčeve svjetlosti i hlorofila.

Fotosinteza karbohidrata je veoma složen proces koji obuhvata niz hemijskih reakcija, a jedna od mogućih je:

6 CO2 + 6 H2O C6H12O6 + 6 O2

U karbohidrate ubrajaju se spojevi koji se, na prvi pogled,

po svojim fizičkim osobinama međusobno jako razlikuju. Dovoljno je podsjetiti da u ovu grupu spojeva spada šećer koji se dobro otapa u vodi i vrlo je sladak, ali i celuloza koja niti je slatka niti je u vodi topiva.

Karbohidrati su polifunkcionalne molekule jer sadrže različite funkcionalne grupe, kao što su aldehidna, keto, primarne i sekundarne alkoholne grupe.

Podjela

246

Monosaharidi su osnovna gradivna jedinica svih karbohidrata. Pri hidrolizi se ne cijepaju.Oligosaharidi sadrže 2 – 10 monosaharidnih jedinica. Hidrolizom se cijepaju na monosaharide.Polisaharidi sadrže veliki broj monosaharida. Hidrolizom daju veliki broj monosaharida.

Monosaharidi

Monosaharidi su polihidroksilni aldehidi ili polihidroksilni ketoni. U svojoj molekuli sadrže dvije ili više alkoholnih grupa –OH i jednu aldehidnu –CHO ili keto >C=O grupu.Zato se dijele na:

H

C

O

(CHOH)4HOH2C1) aldoze, npr.

(CHOH)3HOH2C C CH2OH

O

2) ketoze, npr.

Prema broju atoma karbona u molekuli dijele se na:1) trioze (sadrže 3 C atoma)2) tetroze (sadrže 4 C atoma)3) pentoze (sadrže 5 C atoma)4) heksoze (sadrže 6 C atoma) itd.

Osobine

Monosaharidi su bezbojne kristalne supstance. Lahko se otapaju u vodi. Optički su aktivni, jer u njihovim molekulama nalazi se jedan ili više hiralnih (asimetričnih) C atoma.

Najjednostavniji monosaharid iz grupe aldoza je gliceraldehid.

Molekula gliceraldehida ima jedan hiralni (asimetrični) C atom pa se javlja u dva stereoizomera, dva enentiomera.

247

C

O

HC

CH2OH

H OH

C

O

HC

CH2OH

HO H

D(+) gliceraldehid L(-) gliceraldehid

Prema dogovoru, svi šećeri, koji na pretposljednjem atomu karbona imaju istu konfiguraciju kao i D-gliceraldehid pripadaju D-redu.

Pri pisanju formula hiralni C atomi i atomi hidrogena vezani na njih se izostavljaju.

C

O

HOH

CH2OH

OH

C

O

HOH

OH

CH2OH

OH

C

O

HOH

OH

CH2OH

OH

HO

C

O

H

CH2OH

OH

D-riboza( D-pentoza)

D- gliceraldehid( D-trioza)

D-eritroza(D-tetroza)

D-glukoza ( D-heksoza

ALDOZE

CH2OH

CH2OH

OH

CH2OH

OH

CH2OH

OH

CH2OH

OH

CH2OH

OH

HO

C O

C O

C O

CH2OH

CH2OH

C O

dihidroksiaceton D-eritruloza D-fruktozaD-ribuloza

KETOZE

248

Aldehidi i ketoni vrlo lahko reaguju sa alkoholima dajući poluacetale. Pošto se u istoj molekuli nalazi hidroksilna i karbonilna grupa, monosaharidi grade ciklične poluacetale. Za pentoze i heksoze ciklični poluacetali su termodinamički povoljniji.

Nastali poluacetali predstavljaju peteročlane ili šesteročlane heterocikluse sa oksigenom. Prema osnovnim spojevima furana i pirana odgovarajući oblici monosaharida nazivaju se furanoze i piranoze.

Stvaranjem cikličnih poluacetala C atom karbonilne grupe postaje hiralan i tako se dobivaju dva nova izomerna oblika koje nazivamo anomeri (grčki ano=gornji, iznad). -izomer (kod koga je poluacetalna –OH grupa na desnoj strani i -izomer sa poluacetalnom –OH grupom na lijevoj).

Pored tzv. Fischerovih projekcija, ciklične strukture monosaharida se češće predstavljaju tzv. Haworthovim (Hejvortovim) formulama.

249

-OH grupe, koje se u Fischerovim projekcijskim formulama nalaze s desne strane, u Haworthovim formulama su ispod ravni prstena, a one s lijeve strane su iznad ravni prstena. U vodenim otopinama ovi oblici su u međusobnoj ravnoteži i mogu prelaziti jedan u drugi preko otvorenog lanca. Ova pojava naziva se mutarotacija.

Svježe pripremljena otopina -D-glukopiranoze ima specifični ugao zakretanja +113° i on se postepeno smanjuje do 52,5°. Svježe pripremljena otopina -D-glukopiranoze pokazuje specifični ugao zakretanja od +19°, koji se vremenom povećava i kada dostigne vrijednost od 52,5° više se ne mijenja.

Ovo pokazuje da su i -glukopiranoze u ravnoteži. I to u ravnoteži se nalazi 36% -izomera i 64% -izomera, dok je aldehidni oblik prisutan u vrlo maloj koncentraciji.

Hemijska svojstva

U hemijskom pogledu, monosaharidi imaju osobine alkohola i aldehida (aldoze), odnosno ketona (ketoze).

1) Oksidacijom daju kiseline:a) Oksidacijom blagim oksidacionim sredstvima

(Fehlingovim reagensom, amonijačnom otopinom srebro nitrata) oksidira se aldehidna grupa i pri tome nastaju onske kiseline.

250

C

O

HOH

OH

CH2OH

OH

HO

COOH

OH

OH

CH2OH

OH

HO

D-glukoza

O

D-glukonska kiselina

b) Enzimatskom oksidacijom može da se oksidira samo primarna alkoholna grupa pri čemu nastaju uronske kiseline.

C

O

HOH

OH

CH2OH

OH

HO

C

O

HOH

OH

COOH

OH

HOO

D-glukoza

D-glukuronska kiselina

c) Jaki oksidansi, kao što je HNO3, oksidiraju –CHO i –CH2OH grupu i pri tome nastaju šećerne kiseline

251

C

O

HOH

OH

CH2OH

OH

HO

COOH

OH

OH

COOH

OH

HO

D-glukoza

O

secerna kiselina

2) Katalitičkom redukcijom monosaharida nastaju polihidroksilni alkoholi

C

O

HOH

OH

CH2OH

OH

HO

CH2OH

OH

OH

CH2OH

OH

HO

D-glukoza

H

sorbitol

Sorbitol je jako rasprostranjen u prirodi i nalazi se u raznom voću. Upotrebljava se kao zamjena za šećer. Njegova slatkoća iznosi oko 60% slatkoće običnog šećera. Koristi se za zaslađivanje slatkiša, guma za žvakanje i drugih proizvoda koji ne smiju sadržavati šećer – proizvodi za dijabetičare.

252

3) Stvaranje glikozida

Poluacetali u reakciji s alkoholima daju acetale, spojeve koji sadrže dvije eterske grupe na istom C atomu.

Ciklični acetali koji se odvode od monosaharida nazivaju se glikozidi, a veza između poluacetalnog karbona i –OR grupe naziva se glikozidna veza.

O

OH O

OH

OH

CH2OH

R

glikozidna veza

Glikozidi su u vodenim otopinama stabilni kao i drugi acetali. Ne pokazuju mutarotaciju i ne mogu preći u aldehidnu ili keto formu. Zato ne pokazuju reakcije na aldehide i ketone. Djelovanjem jakih kiselina i enzima hidroliziraju na monosaharid i alkohol. Najvažnije pentoze su riboza i deoksiriboza koje ulaze u

sastav nukleinskih kiselina. Riboza je sastavni dio ribonukleinskih, a deoksiriboza, deoksiribonukleinskih kiselina. Među heksozama najvažnije su glukoza i fruktoza.

Glukoza se naziva još grožđanim šećerom. Nalazi se u svim organizmima, slobodna ili u raznim disaharidima i polisaharidima. Slobodne glukoze ima u voću, medu, krvi (od 3,5 – 6,1 g/l) i urinu. Dobiva se hidrolizom škroba, glikogena i celuloze. Glukoza je bijela kristalna supstanca slatkog okusa (grčki, glikos = sladak). Dobro se otapa u vodi.

Djelovanjem fermenta zimaze u procesu alkoholnog vrenja glukoza se razlaže do etanola.

C6H12O6 2 C2H5OH + 2 CO2

U ćelijama tkiva glukoza se potpuno razlaže do CO2 i H2O

253

C6H12O6 (s) + 6 O2 (g) → 6 CO2 (g) + 6 H2O(ℓ) H = -2816kJ/mol

Energija koja se oslobađa pri ovom procesu troši se za kontrakciju mišića, aktivan transport i biosintezu molekula.

Glukoza se u organizam unosi putem hrane u obliku šećera i škroba. Višak glukoze u jetri se pretvara u glikogen, koji se kao rezervni polisaharid deponuje u jetri i mišićima.

Fruktoza (voćni šećer) nalazi se u voću i medu. Zakreće ravan polarizovane svjetlosti u lijevo. Slađa je od šećera.

Disaharidi

Među oligosaharidima najvažniji su disaharidi. Nastaju iz dvije molekule monosaharida, najčešće heksoza, izdvajanjem jedne molekule vode i vezivanjem preko oksigena (glikozidna veza). Razlikujemo dva načina međusobnog povezivanja monosaharida: maltozni i trehalozni tip.

1) Kod maltoznog tipa glikozidna veza ostvaruje se između poluacetalne –OH grupe jednog monosaharida i bilo koje alkoholne grupe drugog monosaharida. Najčešće je to –OH grupa na četvrtom atomu karbona.Ovakav tip veze javlja se kod maltoze, celebioze i laktoze. Kod maltoze dvije molekule -glukoze, (-D-glukopiranoze) povezuju se -glikozidnom vezom u položaju 1-4. Maltoza glukozo (1,4)-D-glukoza Kod celebioze na isti način se povezuju dvije molekule -glukoze (-D-glukopiranoze).Kod laktoze na isti način (1,4) povezane su -galaktoza (-D-galaktopiranoza) i -glukoza (-D-glukopiranoza).Kod maltoznog tipa poluacetalna grupa drugog monosaharida ostaje slobodna. Zato disaharidi maltoznog tipa pokazuju redukcione osobine, pojavu mutarotacije i daju reakcije na monosaharide.Maltoza i celebioza su biljni produkti. Laktoza je životinjski šećer. Nalazi se u mlijeku sisara i zove se

254

još mliječni šećer. Tako majčino mlijeko sadrži od 5-8% laktoze, a kravlje 4-6%.

4. Trehalozni tip veze ostvaren je kod disaharida trehaloze i saharoze. Kod ovog tipa veze monosaharidi se povezuju preko svojih poluacetalnih –OH grupa. Zato su disaharidi ovog tipa nereducirajući šećeri, ne pokazuju pojavu mutarotacije i ne daju reakcije na monosaharide.Zavisno od konfiguracije vezujućih monosaharida ( ili -oblik) vezivanje može biti:

-; - i - oblika.

Saharoza je disaharid trehaloznog tipa, u kome se -glukoza (-D-glukopiranoza) i -fruktoza (-D-fruktofuranoza) povezani preko svojih poluacetalnih –OH grupa u položaju 1,2 i to --oblika.

Saharoza je biljni šećer. Dobro se otapa u vodi. Slatkog je okusa. Koristi se za ishranu.

Polisaharidi

Polisaharidi su visokomolekularna jedinjenja, koja se sastoje od velikog broja monosaharidnih jedinica povezanih glikozidnom vezom. Po fizičkim i hemijskim osobinama bitno se razlikuju od monosaharida i oligosaharida. Netopivi su u vodi, ne

255

kristaliziraju, nemaju sladak okus i ne pokazuju redukciona svojstva.

Polisaharidi su veoma rasprostranjeni u biljnom i životinjskom svijetu. Prema funkciji koju vrše u živim organizmima dijelimo ih na:

1) Rezervne polisaharideŽivim organizmima služe kao materijal za izgradnju novih supstanci i dobivanja potrebnih količina energije. Tu spadaju škrob i glikogen. Škrob je rezervni polisaharid biljaka, a glikogen životinjskih organizama.

2) Skeletne polisaharide, koji služe kao materijal za izgradnju čvrstih dijelova sa velikom otpornošću, ali sa malom ili nikakvom biološkom aktivnosti. Polisaharid ovog tipa je celuloza.

Polisaharidi potpunom hidrolizom najčešće daju samo jedan jedini monosaharid. Škrob, celuloza i glikogen izgrađeni su iz glukoze kao osnovne gradivne jedinice. Škrob i glikogen izgrađeni su iz -D-glukoze (-D-glukopiranoze), dok celulozu izgrađuje -D glukoza (-D-glukopiranoza).

Škrob

Škrob je, poslije celuloze, najrasprostranjeniji karbohidrat. On je rezervni polisaharid biljaka. Nastaje u zelenim dijelovima biljke procesom fotosinteze. Deponuje se u korijenu, krtolama i sjemenkama. Škrob je smjesa polisaharida amiloze (20%) i amilopektina (80%). Unutrašnjost škrobnog zrnca izgrađena je od amiloze, a opna od amilopektina.

Amiloza je nerazgranati polisaharid izgrađen od velikog broja (oko 4000) -D-glukoze (-D-glukopiranoze) međusobno povezanih 1,4-glikozidnim vezama. Enzimatskom hidrolizom daje disaharid maltozu. Ima oblik -zavojnice. Sa jodom daje karakteristično ljubičasto obojenje koje potiče od ugradnje molekula I2 u središnji prostor zavojnice, što uzrokuje jaku apsorpciju određenih talasnih dužina svjetlosti.

Amilopektin ima razgranatu strukturu koji sadrži dvije vrste glikozidnih veza: 1,4)-glikozidnom vezom povezane su molekule D-glukoze u polimerne lance, ali na svakih 24-30

256

monomernih jedinica lanca se grana i to (1,6)-glikozidnom vezom.

Grananje sprečava stvaranje -zavojnice i zato amilopektin sa jodom daje blijedocrveni kompleks.

Osobine i upotreba škroba

Škrob je bijeli prah. Sastoji se od zrnaca, koja su kod svake biljke drugačijeg oblika. Rastvara se u vodi gradeći ljepak. Kuhanjem sa razblaženim kiselinama škrob hidrolizuje. Konačni produkt hidrolize je D-glukoza (-D-glukopiranoza).

Škrob dekstrin maltoza glukoza

Dekstrin je smjesa maltoze, D-glukoze i razgranatih oligosaharida. Zbog lahke probavljivosti dodaje se dječijoj hrani. Škrob se upotrebljava kao hrana, zatim za proizvodnju alkohola, glukoze i dr.

Glikogen Glikogen je rezervni polisaharid životinja. Nalazi se u mišićima i jetri. Struktura mu je slična amilopektinu, ali su mu nizovi kraći, sadrže 12-20 jedinica D-glukoze i više je razgranat. Glikogen ima važnu ulogu u regulaciji sadržaja šećera u krvi.

Celuloza

Celuloza je gradivni polisaharid biljaka. Izgrađuje membrane svih biljnih ćelija. Celuloza je najrasprostranjenija organska supstanca. U drvetu je oko 50% celuloze. Najčistija celuloza nalazi se u dlačicama pamuka – (oko 90%). Molekule celuloze imaju oblik dugih nerazgranatih lanaca, u kojima je međusobno povezano oko 2000-3000 molekula -D-glukoze (-D-glukopiranoze) (1,4)-glikozidnom vezom. Celulozna vlakna su nitaste građe i predstavljaju snopove paralelnih polisaharidnih lanaca međusobno povezanih hidrogenovim vezama između –OH grupa susjednih lanaca. Ovakva građa daje celulozi dobra mehanička svojstva. Celuloza nema biološku vrijednost. Ljudi i

257

životinje ne posjeduju enzime koji bi hidrolizirali -glikozidnu vezu.

Međutim mnoge bakterije imaju -glikozidaze koje su sposobne da hidroliziraju celulozu do disaharida celebioze i dalje do glukoze. Takve bakterije u svom probavnom traktu posjeduju termiti, pa je drvo osnovna hrana ovih mrava.

Osobine i upotreba celuloze

Čista celuloza je bijela, čvrsta, vlaknasta supstanca, bez ukusa i mirisa. Ne otapa se u vodi.

Celuloza služi za proizvodnju papira, tkanina, konca, užadi. Hemijskom preradom celuloze dobiva se alkohol, vještačka svila, eksplozivi, filmske trake itd.

Celuloza reaguje sa organskim i neorganskim kiselinama dajući estere. Esteri celuloze sa HNO3 zovu se nitroceluloza. Ona je lahko zapaljiva. Koristi se za pravljenje bezdimnog baruta.

Acetilceluloza (ester celuloze sa sirćetnom kiselinom) je teško zapaljiva. Koristi se za proizvodnju avionskih lakova, filmskih traka, nelomljivog stakla, acetatne svile i dr.

258

LIPIDI

Lipidi obuhvataju veliki broj po strukturi različitih spojeva, rasprostranjenih kako u biljnom tako i u životinjskom svijetu. Lipidi imaju važnu biološku ulogu. Iako imaju dva puta veću energetsku vrijednost od karbohidrata i proteina služe kao izvor energije tek pri teškom fizičkom naporu ili gladovanju. Imaju važnu ulogu u strukturi ćelijskih membrana. Slabo provode toplotu i na taj način štite žive organizme od hladnoće. 10% ukupne težine čovjeka otpada na lipide. Lipidi se ne otapaju u vodi. Topivi su u organskim nepolarnim otapalima: eteru, benzenu, tetrahlormetanu i dr.

Lipidi se dijele na jednostavne i složene lipide.

1) Jednostavni lipidi su esteri alkohola (najčešće glicerola, miricilalkohola i sterola) i viših masnih kiselina.

Kiseline koje ulaze u sastav jednostavnih lipida su monokarboksilne, nerazgranatog lanca i parnog broja atoma karbona (od 16 do 20). Ako su nezasićene onda su to uvijek cis-izomeri. To su:

palmitinska, CH3(CH2)14-COOH stearinska, CH3(CH2)16-COOH oleinska, CH3-(CH2)7-CH=CH-(CH2)7-COOH linolna, CH3(CH2)4-CH=CH-CH2-CH=CH-(CH2)7-COOH linolenska, CH3-CH2-CH=CH-CH2-CH=CH-CH2-CH=CH-(CH2)7-COOH

Kao alkoholna komponenta može doći glicerol, miricilalkohol ili holesterol. U zavisnosti od vrste alkohola jednostavni lipidi dijele se na:1) Masti i ulja – trigliceroli (trohidroksilni alkohol

glicerol)2) Voskovi (viši monohidroksilni alkoholi, npr.

miricilalkohol, CH3-(CH2)28-CH2-OH3) Steridi (steroidni alkohol holesterol)

259

Složeni lipidi mogu da sadrže ostatke fosfatne ili sulfatne kiseline, glukozu ili protein i dijelimo ih na:

fosfolipide sulfolipide glikolipide lipoproteine

Masti i ulja, trigliceroli

Najveću grupu lipida čine masti i ulja, odnosno trigliceroli. Prirodne masti i ulja su smjesa različitih triglicerola. Mogu se predstaviti opštom formulom:

H2C

HC

H2C

OCOR3

OCOR1

OCOR2

Osobine masti i ulja

Trigliceroli u čijem su sastavu pretežno zastupljene zasićene više masne kiseline su čvrsti, a oni sa većom količinom nezasićenih kiselina su, na sobnoj temperaturi, tečni. Zovu se ulja. Masti kopnenih životinja sadrže 40-50% zasićenih masnih kiselina. Biljna ulja ih sadrže ispod 20%. Čisti trigliceroli su bez boje, mirisa i okusa. Ne otapaju se u vodi. Lakši su od vode i plivaju. Otapaju se u nepolarnim organskim otapalima (eter, benzen, hloroform i dr.).

U hemijskom pogledu masti su neaktivni spojevi. Najvažnija hemijska primjena masti je hidroliza.

1) Hidrolitičkom razgradnjom triglicerola nastaju više masne kiseline i trohidroksilni alkohol glicerol:

260

H2C

HC

H2C

OCO(CH2)16CH3

OCO(CH2)14CH3

OCO(CH2)14CH3

H2C

HC

H2C

OH

OH

OH+ 3 H2O

CH3(CH2)16COOH

CH3(CH2)14COOH2

+palmitinska kiselina

stearinska kiselinagliceroldipalmitostearat

Nomenklatura triglicerola izvodi se prema nazivu kiselina koje ulaze u njihov sastav.

U živim organizmima vrši se enzimatska hidroliza pod djelovanjem enzima lipaze. Višak masti deponuje se u tzv. masna tkiva.

2) Trigliceroli koji sadrže nezasićene više masne kiseline pokazuju reakcije adicije.

a) Adicija hidrogena

Hidrogenacijom ulja dobije se čvrsta mast. Hidrogen se adira na dvostruke veze u radikalu nezasićenih kiselina tako da nastaju zasićene kiseline. To se postiže provođenjem hidrogena pod pritiskom kroz ulje kojem je dodat nikl u prahu kao katalizator

b) Adicija halogena (Br ili I) je veoma važna reakcija jer se iz količine adiranog halogena može odrediti broj dvostrukih veza u mastima i uljima. Važan parametar u određivanju kvalitete masti i ulja je jodni broj koji predstavlja broj mg I2 koji se adira na 1 g masti. Što je jodni broj veći, veća je zastupljenost nezasićenih kiselina i mast je podložnija kvarenju.

3) Oksidacija masti i ulja

Užeglost masti je pojava praćena neprijatnim mirisom i okusom, a posljedica je dva procesa:

a) hidrolize masti i ulja koju uzrokuju bakterije i mikroorganizmi i

b) oksidacije oksigenom iz vazduha.

261

Hidrolizom masti i ulja nastaju slobodne masne kiseline koje imaju neprijatan miris. Oksidacija masti dovodi do pucanja dvostrukih veza pri čemu se prvo stvaraju peroksidi, a zatim aldehidi i na kraju kiseline sa manjim brojem C atoma. Što je broj atoma karbona u molekuli nastalih kiselina manji, to je miris neprijatniji. I nastali aldehidi imaju neprijatan miris. Ovi procesi se ubrzavaju djelovanjem svjetlosti, toplote i vlage.

Pretjeranim zagrijavanjem masti i ulja (predugim prženjem hrane na visokim temperaturama) dolazi do razgradnje masti na glicerol i masne kiseline.

Dehidratacijom glicerola nastaje nezasićeni aldehid, akrolein. Akrolein je lahko isparljiva tečnost neugodnog i oštrog mirisa i grize za oči. Jak je suzavac. Veoma je otrovan. On je uzrok neprijatnom mirisu para koje se javljaju kod pregrijavanja masti.

H2C

HC

H2C

OH

OH

OH

C

O

HCH

CH2

2- H2O

glicerol akrolein

zagrijavanje

4) Saponifikacija masti i ulja

Ako se hidroliza triglicerola vrši pod djelovanjem alkalnih baza uz zagrijavanje nastaje glicerol i soli viših masnih kiselina poznate pod imenom sapuni.

H2C

HC

H2C

OCO(CH2)16CH3

OCO(CH2)16CH3

OCO(CH2)16CH3

H2C

HC

H2C

OH

OH

OH3NaOH zagrijavanje

glicerol

CH3(CH2)16COONa

tristearat

3++

natrijev stearat(natrijev sapun)

Sapuni su natrijeve i kalijeve soli viših masnih kiselina. Natrijevi sapuni su tvrdi, dok su kalijevi sapuni mekani.

262

Kada je saponifikacija završena, vrši se ˝isoljavanje˝ odnosno taloženje dodatkom natrijum hlorida. Nakon što sapun ispliva na površinu odvaja se od glicerola i vode.

Osobine

Sapun se u vodi otapaju dajući koloidnu otopinu koja pjeni kada se promućka. Usljed hidrolize otopina sapuna djeluje bazno, jer je sapun so jake baze i vrlo slabe kiseline.

CH3(CH2)16COONa + HOH CH3-(CH2)16-COOH + Na+ + OH-

natrijum stearat stearinska kiselina natrijum hidroksid (sapun)

Molekula sapuna sastoji se iz hidrofobnog (nepolarnog) nerazgranatog karbovodoničnog lanca (rep) i hidrofilnog (polarnog) karboksilnog, -COO- anjona (glava). U vodenim otopinama molekule sapuna okreću se svojim hidrofilnim dijelovima (glavom) prema vodi dok nepolarni dio molekule (rep) usmjeravaju prema masnoćama.

263

Rastvor sapuna kvasi masne mrlje na tijelu ili tkanini koja se pere i kida ih u sitne čestice, koje se zatim adsorbuju na pjeni sapunice, tj. na koloidnim česticama sapuna i odlaze s pjenom pri ispiranju vodom. Kažemo da su sapuni površinski aktivne supstance. U tvrdoj vodi koja sadrži jone kalcija, Ca2+, i magnezijuma, Mg2+, ne može se prati sapunom, nema pjene, jer Ca2+ i Mg2+ joni grade s anjonima kiselina nerastvorljive soli koje padaju kao talog.

2 CH3(CH2)16COONa + Ca2+ → [CH3(CH2)16COO]2Ca + 2 Na+

talog

264

Voskovi

Voskovi su esteri zasićenih viših masnih kiselina i viših monohidroksilnih alkohola. U prirodi su veoma rasprostranjeni, kako u biljnom tako i u životinjskom svijetu. Osnovna uloga im je da organizam štite od vlage. Nalaze se na listovima i plodovima biljaka, u krznu životinja, perju ptica, na tijelu kukaca. Pčele od voska grade i svoje saće.

Esterska veza kod voskova je mnogo čvršća nego kod triglicerola pa su zbog toga voskovi mnogo otporniji prema saponifikaciji. Nalaze široku primjenu u kozmetičkoj industriji.

Pčelinji vosak

CH3(CH2)14CO-O-CH2(CH2)28CH3

↑ ↑ ostatak palmitinske ostatak miricil alkohola kiseline

Lanolin je prečišćena mast ovčije vune, koja sadrži preko 50 različitih estera. Esteri sadrže razgranate lance karbohidrogena, koje ne susrećemo kod lipida. Ima osobinu da stvara polučvrste stabilne emulzije koje sadrže i do 80% vlage. Zato se mnogo koristi u kozmetici za njegu kože.

Steroidi

Steroidi su produkti biljnog i životinjskog porijekla. U svojoj molekuli sadrže sistem od 4 kondenzirana prstena koja nazivamo steran.

steran

A B

C D

265

U grupu sterida spadaju veoma važni spojevi kao što su holesterol, žučne kiseline, steroidni hormoni, provitamini D-vitamina i dr.

Holesterol

Holesterol je najrašireniji steroid. Nalazi se u gotovo svim ćelijama životinjskih organizama, gdje dolazi kao slobodan ili esterski vezan. Sastavni je dio ćelijskih membrana. Nalazi se u mozgu, nervnom tkivu, zidovima krvnih sudova, žuči itd. Holesterol je polazna supstanca u biosintezi žučnih kiselina i steroidnih hormona. Žučni kamen je izgrađen isključivo iz holesterola.

Holesterol je netopiv u vodi i u krvnoj plazmi se transportuje u obliku kompleksa sa proteinima – lipoproteina.

Fosfolipidi

Fosfolipidi su složeni lipidi. To su diesteri fosfatne kiseline. S jedne strane fosfatna kiselina je esterificirana esterom glicerola, diacil glicerolom, a s druge strane aminoalkoholom holinom. U sastav fosfolipida najčešće ulaze palmitinska, stearinska i oleinska kiselina.

Najvažniji su lecitini (holin-fosfogliceroli).

266

H2C

HC

H2C

O

OR1

OR2

P O

O

- O

H2C

H2C N CH3

CH3

H3C

diacilglicerol

+

ostatak fosfatne kiseline

holin

L E C I T I N

Kao što se iz strukture vidi fosfolipidi su dipolarne molekule. Slično sapunima i deterdžentima mogu emulgirati masti. Npr. lecitini izolirani iz soje koriste se kao emulgatori za čokoladu, margarin, majonezu, kao i u farmaceutskoj industriji.

U vodenim otopinama fosfolipidi spontano grade lipidni dvosloj, u kojem se polarni dijelovi molekula okreću prema vodi, a nepolarni dijelovi jedni prema drugim.

267

Ova osobina fosfolipida je od izuzetnog značaja za izgradnju bioloških membrana. Biološke membrane su zapravo, dvosloj izgrađen od fosfolipida, glikolipida, proteina i holesterola. Takav dvosloj je dovoljno čvrst da djeluje kao membrana koja je nepropusna za jone i polarne molekule, ali je propustljiva za molekule vode.

Ukoliko fosfolipidi sadrže samo zasićene više masne kiseline, onda je membrana na tom mjestu više kruta. Ako sadrže nezasićene masne kiseline membrana je elastičnija i omogućava lakšu razmjenu supstanci.

268

HETEROCIKLIČNI SPOJEVI

Heterociklusi su spojevi čije molekule u svom prstenu, pored atoma karbona, sadrže jedan ili više atoma drugog elementa (heteroatom). Heteroatomi su najčešće atomi O, S i N.

U heterociklusu heteroatom obilježava se sa 1.Najvažniji heterociklični spojevi su sa peteročlanim i

šesteročlanim prstenom. Dobivaju trivijalna imena.

1) Peteročlani heterociklusi sa jednim heteroatomom:

SO N

H

.. ..1 1

12 2 2

3 3 34 4 4

5 5 5

furan tiofen pirol

2) Peteročlani heterociklusi sa dva heteroatoma:

N

N

NN

O

H

.. ..1

1 1

2 22

3 3 34 4 4

5 5 5

S

imidazol oksazol tiazol

Ako se u heterociklusu nalazi više heteroatoma onda se numerisanje vrši ovim redom O, S, N.

269

3) Šesteročlani heterociklusi s jednim i dva heteroatoma:

N N

N

O.. ....

1 11

22 2

3 33

4 44

5 55

6 6 6

piran piridin pirimidin

4) Važnu grupu čine tzv. kondenzirani heterociklički spojevi, koji se sastoje od dva heterociklusa ili benzena i heterociklusa međusobom povezana preko zajedničkog para atoma karbona:

N

N

N N

N

H H

..

indol(kondenzirani benzen i pirol)

purin(kondenzirani pirimidin i imidazol)

: - označava slobodne elektronske parove na heteroatomu koji su sposobni da učestvuju u stvaranju koordinativno kovalentne veze. Na taj način ti heteroatomi pokazuju bazna svojstva (prema Lewis-u baze su donori slobodnog elektronskog para u procesu formiranja koordinativno-kovalentne veze).

Svi heterociklični spojevi imaju osobine aromatskih karbohidrogena. Reaguju pretežno supstitucijom.

Heterociklični spojevi su u prirodi veoma rasprostranjeni u biljnim i životinjskim organizmima (hemoglobin, hlorofil, biljne i životinjske boje, alkaloidi, nukleotidi, nukleinske kiseline, amino kiseline, biogeni amini, neki proteini i dr.).

270

NUKLEINSKE KISELINE

Među važne prirodne polimere, osim polisaharida i polipeptida, spadaju i polinukleotidi ili nukleinske kiseline.

Polisaharidi i polipeptidi su gradivni materijal živih organizama i ujedno materijal koji obavlja važne životne funkcije. Nukleinske kiseline međutim sadrže podatke o tome kako taj materijal treba biti izgrađen i kako treba funkcionirati.

Nukleinske kiseline danas se smatraju ključnim molekulama života jer sadrže genetske informacije. Nukleinske kiseline po svojoj strukturi su polinukleotidi. Osnovna monomerna jedinica je dakle nukleotid.

Nukleotid je izgrađen od jedne heterocikličke baze, karbohidrata i fosfatne kiseline.

Kao heterociklička baza dolaze pirimidinske i purinske baze.

Kao karbohidrat dolaze monosaharidi iz grupe aldopen-toza: D-riboza i D- 2-deoksiriboza.

Monosaharid je sa bazom povezan -glikozidnom vezom preko N (-N-glikozidna veza). Takve spojeve nazivamo nukleo-zidima. Nukleozidi imaju trivijalna imena, koja se izvode od imena baze. Kod purinskih nukleozida imena se završavaju nastavkom –ozin, adenozin, guanozin, a kod pirimidinskih nastavkom –idin, npr. uridin, timidin, citidin. Nukleotidi su fosfatni esteri nukleozida. Osobito su važni 5´-fosfatni esteri.

271

Među nukleotidima poseban značaj ima adenozinotrifosfat (ATP)

272

ATP je važan prenosilac fosfata u mnogim enzimatskim procesima.

Hidrolizom ATP → ADP → AMP oslobađaju se znatne količine energije koja se može upotrijebiti za obavljanje korisnog rada (kontrakcija mišića, aktivni transport biosinteza). Zato je ATP glavni izvor energije u biološkim sistemima.

Povezivanjem velikog broja nukleotida nastaju nukleinske kiseline. Povezivanje se vrši preko fosfodiesterskih veza u položajima 3´- 5´.

Prema vrsti monosaharida razlikujemo deoksiribo-nukleinske kiseline, DNA (šećerna komponenta je deoksiriboza) i ribonukleinske kiseline, RNA (sadrže ribozu).

Ovoj čisto hemijskoj podjeli nukleinskih kiselina na DNA i RNA, odgovara biološki različita funkcija. DNA je genetički

273

materijal, ima ulogu prenošenja genetske informacije sa roditelja na potomke.

RNA neposredno sudjeluje i kontrolira biosintezu proteina.

Nukleinske kiseline su velike molekule s relativnom molekularnom masom oko 109. Njihove molekule mogu se vidjeti pod elektronskim mikroskopom.

Primarna struktura DNA

Nukleinske kiseline su linearne makromolekule. Kao i proteini i nukleinske kiseline posjeduju primarnu, sekundarnu i tercijarnu strukturu.

Primarna struktura DNA je sekvenca nukleozida, odnosno sekvenca baza, jer se nukleozidi razlikuju samo prema bazama. Redoslijed baza u sekvenci čita se od 5´ kraja prema 3´ kraju.

U toj sekvenci pohranjena je informacija koju nosi molekula DNA.Primarne strukture DNA i RNA se razlikuju: po sastavu šećerne komponente: DNA sadrže D-2-deoksi-

ribozu, a RNA D-ribozu pored adenina, guanina i citozina koji ulaze u sastav i DNA i

RNA; kao četvrtu bazu DNA sadrži timin, a RNA uracil.

Sekundarna struktura DNA

Sekundarna struktura definirana je načinom povezivanja baza između polinukleotidnih lanaca.

DNA ima izgled dvostruke zavojnice (dvostrukog heliksa).

Polipeptidni lanci su polarni i antiparalelni (suprotnih smjerova), tj. jedan lanac prostire se u smjeru 5´ → 3´, a drugi ima smjer 3´ → 5´ (oni su slični dvjema jednosmjernim paralelnim ulicama kod kojih se saobraćaj odvija u suprotnim smjerovima). Purinske i pirimidinske baze su smještene u

274

unutrašnjost dvostruke zavojnice dok se šećeri i fosfatne grupe nalaze s vanjskih strana zavojnice.

Dva se polinukleotidna lanca povezuju međusobom hidrogenovim vezama između purinskih i pirimidinskih baza.Visina navoja iznosi 3,4 nm i unutar svakog navoja postoji 10 nukleotida. Poslije svakog navoja ista struktura se ponavlja. Promjer dvostruke zavojnice je 2 nm. Povezivanje je specifično i zasnovano je na uspostavljanju hidrogenovih veza između adenina (A) iz jednog polinukleotidnog lanca i timina (T) drugog polinukleotidnog lanca, odnosno guanina (G) jednog lanca i citozina (C) drugog lanca. Između adenina i timina uspostavljaju se dvije hidrogenove veze, dok guanin i citozin povezuju tri hidrogenove veze.

275

Redoslijed baza (sekvenca) polinukleotidnog lanca nije ničim ograničen, ali sekvenca jednog lanca uvijek određuje sekvencu drugog polinukleotidnog lanca. Zato kažemo da su baze komplementarne.

Replikacija DNA

Replikacija ili udvostručavanje je veoma složen proces. Započinje s ˝roditeljskom˝molekulom DNA. Dvostruka zavojnica se otvara i odvajaju se dva polinukleotidna lanca. Sekvenca baza svakog pojedinog lanca određuje komplementarne baze lanca koji se sintetizira. Tom sintezom nastaju dvije nove DNA zavojnice od kojih svaka sadrži jedan polinukleotidni lanac starog materijala i jedan novosintetizirani lanac.

Otvaranje roditeljske DNA i sinteza nove DNA dešava se gotovo istovremeno. Mjesto istovremenog otvaranja i sinteze zove se replikacijska viljuška. U replikacijskoj viljušci oba lanca roditeljske DNA služe kao kalupi za sintezu nove DNA potomka.

Molekule DNA sadrže informacije potrebne za sintezu brojnih molekula proteina. Svaki protein koji se sintetizira mora imati tačno određenu sekvencu aminokiselina. Ta sekvenca zapisana je u DNA kao redoslijed purinskih i pirimidinskih baza.

276

DNA ne učestvuje direktno u sintezi proteina koja se uglavnom odvija na ribosomima u citoplazmi (DNA se nalazi u ćelijskom jezgru).

Prvi korak u sintezi proteina je sinteza informacijske RNA, m-RNA (engl. messenger RNA).

m-RNA se sintetizira po principu komplementarnosti baza. Budući da se ovdje ˝prepisuje˝ informacija DNA u genetsku šifru (redoslijed baza) RNA, ovaj proces naziva se transkripcija. Prema tome genetsku poruku o redoslijedu aminokiselina u citoplazmu prenosi mRNA. Informacija za svaku aminokiselinu sadržana je u kodonu, koji se sastoji od po tri baze.

Kod biosinteze proteina mora se sekvenca baza u mRNA, prema genetskom kodeksu, prevesti u sekvencu aminokiselina. Ključnu ulogu u ˝prevođenju˝ (engl. translation) imaju transportne RNA, t-RNA. Treba naglasiti da svakoj aminokiselini u sintezi proteina odgovara određena t-RNA. Možemo reći da t-RNA služe kao adapteri za prevođenje informacije koja se nalazi u sekvenci mRNA u specifične

277

aminokiseline. Postoji bar 20 t-RNA molekula u svakoj ćeliji, od kojih bar jedna odgovara svakoj od 20 aminokiselina, koje su potrebne za biosintezu proteina.

Mada se svaka specifična t-RNA razlikuje od drugih po svojoj sekvenci baza, molekule t-RNA imaju dosta zajedničkog. Primarna struktura, tj. sekvenca nukleotida omogućava znatno uvijanje i komplementarnost među lancima zbog čega se formira značajna sekundarna struktura koja može da liči na list djeteline.

Srednja petlja lista djeteline sadrži antikodon koji je komplementaran kodonu karakterističnom za određenu aminokiselinu.

Na ribozomima, molekuli m-RNA i t-RNA međusobno reaguju da bi u specifičan molekul proteina prenijeli informaciju prepisanu iz gena (geni su dijelovi DNA-molekule).

278

Promjene u informaciji DNA nazivaju se mutacije. S hemijskog aspekta to su promjene redoslijeda nukleotida u DNA molekuli. Promjena redoslijeda baza u DNA rezultira promjenom komplementarnog redoslijeda baza u m-RNA, što uzrokuje promjenu neke amino kiseline u lancu sintetiziranog proteina. Ovo svakako može izazvati ozbiljne posljedice. Npr. anemija srpastih ćelija je nasljedna bolest, a uzrokovana je promjenom samo jedne baze u DNA što izaziva promjene u sekvenci -lanca hemoglobina.

U poziciji 6 umjesto glutaminske kiseline ugrađuje se valin.

Hb Val – His – Leu- Thr – Pro – Glu – Glu – Lys –

Hb S Val – His – Leu- Thr – Pro – Val – Glu – Lys -

Česti uzrok mutacije može biti UV-zračenje i različite toksične supstance, naročito one s kancerogenim djelovanjem.

279

T E S T O V I

280

Dopunite rečenice:

1. Ukupna masa supstanci se ______ __________ tokom hemijske reakcije.

2. U jednakim zapreminama raznih gasova, pri istoj temperaturi i istom pritisku, nalazi se ________ broj molekula.

3. Dio molekule kiseline bez nekih ili svih hidrogenovih atoma zove se _________ _____________.

4. _________________ je osobina atoma da se spaja sa tačno određenim brojem atoma drugog elementa.

5. Metali uglavnom imaju _______________ oksidacione brojeve.

6. Alkalni metali su ________________ reducenti.

7. Kretanje elektrona oko svoje ose je ________________.

8. Masa elektrona je ____________ od mase protona.

9. Zbir __________ i __________ je atomska masa.

10. Deuterijum i tritijum su ______________ atoma hidrogena.

11. ______________ hemijske reakcije je promjena koncentracije reagujućih supstanci u jedinici vremena.

12. Energija koju treba da posjeduju reagujuće supstance da bi pri sudaru došlo do reakcije je ____________ _________________.

13. Supstance koje ubrzavaju hemijsku reakciju su ______________, a koje usporavaju _________________.

14. Kataliza može biti _____________ i ________________.

281

15. Proizvod koncentracija jona teško topive soli u njenom zasićenoj otopini naziva se ____________ ______________.

16. Količina čestice kod koloidnih otopina kreće se od _______ do _________m.

17. Horizontalni redovi u periodnom sistemu elemenata zovu se _____________, a vertikalni _________________.

18. Sa porastom atomskog broja unutar jedne iste periode atomski radijus se ____________, a unutar jedne grupe se __________________.

19. _________________ je sposobnost atoma nekog elementa da oduzme elektrone atomu drugog elementa s kojim se hemijski vezuje.

20. Podjelu elektrona u nekom atomu po ljuskama, podljuskama i orbitalama zovemo ______________ _______________.

21. Elementi IA grupe zovu se _________________ metali.

22. Elementi IIA grupe zovu se _________________ metali.

23. Elementi nulte grupe su hemijski ________________.

24. Jonskom vezom se međusobno povezuju atomi _____________ sa atomima ______________.

25. Katjoni su __________________ naelektrisani joni.

26. Legure su ___________________ dva ili više metala.

27. Pri endotermnim reakcijama toplota se ____________________.

28. Stepen disocijacije ima vrijednost od _________ do __________.

29. Metiloranž je u kiseloj sredini ___________ boje, a u baznoj ____________.

282

30. Oksonijum jon je ____________.

31. _______________ su joni ili neutralne molekule koje doniraju nepodijeljeni par elektrona u prazne orbitale jona ili atoma metala.

32. Broj liganada vezanih za centralni atom metala zove se ______________ ________________.

33. – čestice su ___________ ___________ _______________.

34. – čestice su ___________ _____________.

35. Jonski produkt vode iznosi __________________.

36. Metali i nemetali međusobno grade _______________ spojeve, a nemetali međusobno _______________ spojeve.

37. Vodena otopina sode bikarbone reaguje ________________.

38. Grupni reagens za katjone III grupe je __________________.

39. Soli barijuma boje plamen ___________________.

40. Alkalni metali imaju __________________ energiju jonizacije.

41. Veza u molekuli amonijaka je ____________________.

42. Pri reakciji kiselina i baza nastaju ____________ i ______________.

43. Oksidi metala sa vodom grade ______________, a oksidi nemetala _____________.

44. Dijamant je ___________ __________ karbona.

45. Atom natrijuma u reakciji sa atomom hlora ______________ elektron.

283

46. Amonijum hidroksid je _____________ baza.

47. Elektroni koji su dalje od jezgra _________________ se otpuštaju.

48. Atomski broj je broj _________________ u jezgru.

49. NaHSO4 spada u ________________ soli.

50. Redukcija je ____________________ atomskog naboja.

51. Atom karbona u molekuli metana je ___________ hibridiziran.

52. sp2-hibridne orbitale među sobom zatvaraju ugao od ________.

53. Preklapanjem hibridnih orbitala nastaju ____________ veze.

54. sp3 hibridne orbitale ____________ su ekvivalentne.

55. Trostruka veza sastoji se od _________ i _________ veza.

56. Miješanjem jedne 2s i ____________ 2p orbitale atoma karbona nastaju četiri sp3 hibridne orbitale.

57. Heterocikličnim cijepanjem kovalentne veze nastaju ____________.

58. Slobodni radikali nastaju ________________ cijepanjem kovalentne veze.

59. Reaktivno mjesto organskog spoja naziva se _________ ____________.

60. >CH-OH je funkcionalna grupa ____________ alkohola.

61. Etilenglikol je ____________ alkohol.

62. Buten je _____________ karbohidrogen.

284

63. Imena ________________ završavaju na –al.

64. Oksidacijom sekundarnih alkohola nastaju ________________.

65. Hidrolizom etera nastaju __________________.

66. Akrolein je _______________ aldehid.

67. Radikal –CH3 naziva se ___________ grupa.

68. Cis i trans buten su _______________ izomeri.

69. Adicijom ________________ na eten nastaje etilbromid.

70. Atom karbona u molekuli benzena su ________________ hibridizirani.

71. U molekuli 1,4-dihidroksibenzena –OH grupe su u ___________ položaju.

72. –C6H5 naziva se ______________ radikal.

73. Prema IUPAC-ovoj nomenklaturi aceton je ___________________.

74. C6H5CH2- naziva se ________________ radikal.

75. Fenantren je strukturni izomer __________________.

76. Oksidacijom 2-propanola nastaje ___________________.

77. Na sobnoj temperaturi metanal je ________________.

78. Poluacetali su produkti reakcije aldehida i _________________.

79. Dehidratacijom ________________ nastaje akrolein.

285

80. -hidroksipropan kiselina ima trivijalni naziv ______________ ___________.

81. Formijati su ________________ mravlje kiseline.

82. Enantiomeri su _________________ izomeri.

83. Optički aktivna supstanca sadrži ______________ C atom.

84.Karboksilne grupe ftalne kiseline su u ____________ položaju.

85. Amini su organske ___________________.

86. Pirol je peteročlani heterociklus sa _________________.

87. Oligosaharidi sadrže najviše ______________ monosaharida.

88. Aldoza sa najmanjim brojem C atoma zove se ________________.

89. Hidrolizom saharoze nastaje ______________ i ______________.

90. Molekule glukoze u celebiozi povezani su _____________

tipom glikozidne veze.

91. Glikozidna veza u molekuli saharoze je ________________ tipa.

92. Glikogen je ________________ polisaharid životinjskih, a škrob biljnih organizama.

93. Škrob sadrži 20% ____________ i 80% ________________.

94. pH-vrijednost pri kojoj su aminokiseline u obliku dvopolnih jona zove se ___________ _____________.

95. Veza između aminokiselina u polipeptidima zove se ______________ veza.

286

96. Četiri nivoa strukture molekule susrećemo kod ___________________.

97. U vodi su topivi ______________ proteini.

98. Oktapeptid sadrži _________________ aminokiselinskih ostataka.

99. Sekvenca je _________________ struktura proteina.

100. Sekundarna struktura DNA predstavljena je _______________ ___________.

Zaokružite tačnu tvrdnju

1. Koja je tvrdnja tačna:a) Ukupna masa tokom reakcije se mijenjab) Ukupna masa tokom reakcije se ne mijenjac) Reakcije se odvijaju samo u gasovitom

agregatnom stanjud) Hemijski elementi su složene supstance

2. Zapremina 1 mola gasa pri STP je:a) 5,6 ℓb) 11,2 ℓc) 22,4 ℓd) 33,6 ℓ

3. Jedan mol helijuma, pri normalnim uslovima, ima:a) 22,4 molekulab) Avogadrov broj molekulac) Avogadrov broj atomad) Jedan atom

4. Hemijski simbol je oznaka za:a) hemijski spoj

287

b) oksidaciono stanjec) elektronegativnostd) hemijski element

5. Kiseline:a) jonizacijom daju OH- joneb) su samo anorganskog porijekla c) jonizacijom daju H+ joned) uopšte ne joniziraju

6. Baze su:a) hidroksidi metalab) hidroksidi nemetalac) samo jake bazed) otopine koje boje lakmus crveno

7. Soli:a) ne jonizirajub) su gasovic) su slatkog ukusad) nastaju pri reakciji neutralizacije

8. Joni elemenata IA grupe imaju oksidacioni broj:a) (-1)b) (+1)c) (+2)d) (+4)

9. NaOH i H2SO4 reaguju u odnosu:a) 1 : 2b) 2 : 1c) 1 : 1d) 2 : 3

10. Proton:a) je elektroneutralanb) se nalazi u omotačuc) je elektronegativand) je elektropozitivan

11. Elektron je:

288

a) lakši od protonab) teži od atomac) elektroneutraland) smješten u atomskom jezgru

12. s-orbitala ima oblik:a) kockeb) elipsoidac) lopted) kristala

13. U jezgru atoma hidrogena:a) ima 1 elektronb) ima 1 protonc) nema protonad) ima 2 protona

14. p-podljuska može da primi:a) 2 elektronab) 6 elektronac) 10 elektronad) 14 elektrona

15. Orbitala može da primi:a) 2 elektronab) 6 elektronac) 10 elektronad) 14 elektrona

16. Atom oksigena ima:a) 8 elektronab) 16 protonac) nema neutronad) 32 g

17. Atomski broj je:a) broj neutrona u jezgru b) broj protona u omotačuc) broj protona i neutronad) broj protona u jezgru

18. Svi izotopi jednog elementa:

289

a) imaju isti atomski brojb) su radioaktivnic) imaju istu atomsku masud) imaju isti broj neutrona

19. Atomska masa nitrogena je a) 14b) 14 g/molc) 28d) 28 g/mol

20. Brzina hemijske reakcije:a) je pređeni put u jedinici vremenab) ne zavisi od temperaturec) je promjena koncentracije reaktanata u jedinici

vremenad) je nevažna u hemijskoj reakciji

21. Katalizator:a) mijenja pravac odvijanja hemijske reakcijeb) je uvijek u gasovitom stanjuc) usporava hemijsku reakcijud) ubrzava hemijsku reakciju

22. Jedinica za količinsku koncentraciju je:a) mol m–3

b) mol kg–1

c) kg m-3

d) Pa m-2

23. Elementi u PSE su poredani:a) po abecednom redub) po porastu atomskog brojac) po broju elektrona u K-ljuscid) bez ikakvog reda

24. Periodni sistem ima:a) 24 grupe

290

b) 63 elementac) 7 periodad) sve elemente istih osobina

25. Što je elektron dalje od jezgra:a) to se lakše otkidab) to on postaje težic) to se jače veže za atomd) to ima veću energiju jonizacije

26. Najizrazitiji metali su elementi:a) IA grupeb) IIA grupec) Nulte gruped) VIII grupe

27. Atomi zemnoalkalnih metala imaju u zadnjoj ljusci:a) 1 elektronb) 2 elektronac) 8 elektronad) nemaju elektrona

28. Na+ jon u zadnjoj ljusci ima:a) 1 elektronb) 2 elektrona c) 8 elektronad) 10 elektrona

29. Hidrogenova veza nastaje:a) između 2 atoma hidrogenab) između molekula hidrogenac) između atoma hidrogena i elementa koji ima

slobodan elektronski pard) između dva atoma metala

30. Legure:a) su spojevi 2 metala b) su spojevi metala i nemetalac) su gasovid) su smjese 2 ili više metala

31. Elektroliti:a) provode električnu struju

291

b) ne provode električnu strujuc) imaju, uglavnom, mali stepen disocijacijed) disocijacijom daju samo molekule

32. Stepen disocijacije ima vrijednost:a) od 1 do 100b) + ∞c) od 0 do 1d) od 0 do 10

33. Kisela sredina je kod:a) pH = 0b) pH = 7c) pH > 7d) pH = 14

34. Ako je koncentracija [OH-] jona 10-10 mol dm-3 onda je:a) kisela sredinab) neutralna sredinac) bazna sredinad) slabo bazna sredina

35. Metiloranž je u baznoj sredini:a) plavb) crvenc) žutd) zelen

-čestice su:a) ubrzani elektronib) usporeni neutronic) elektroneutralne česticed) jezgra atoma helijuma

37. Pri egzotermnim procesima:a) se dovodi toplota sistemub) se oslobađa toplota iz sistemac) nema energetskih promjenad) sistem se hladi

38. Oksidacija je proces:

292

a) primanja elektrona b) smanjenja oksidacionog brojac) otpuštanja elektronad) sinteze spoja

39. Neutralizacija je proces između:a) soli i vodeb) dvije solic) slabih i jakih kiselinad) kiselina i baza

40. Grupni reagens za katjone IV grupe je:a) HClb) (NH4)2Sc) (NH4)2CO3

d) nema grupnog reagensa

41. Natrijum hlorid sa srebro nitratom:a) daje bijeli talogb) daje crni talogc) ne gradi talogd) daje kompleksnu so

42. Elementi IA grupe su:a) jaki oksidansib) jaki reducentic) lako se redukujud) teško se oksiduju

43. Od berilijuma do radijuma:a) opada poluprečnik atomab) metalne osobine opadajuc) teže se otpuštaju elektronid) rastu bazne osobine hidroksida

44. Elementi IIIA grupe:a) su izraziti metali

293

b) su izraziti nemetalic) imaju u zadnjoj ljusci 3 atomad) su hemijski reaktivni

45. Grafit:a) je veoma tvrdb) je izolatorc) alotropska modifikacija silicijumad) provodi struju

46. Nitrogen:a) je otrovan gasb) ima oksidaciono stanje (-4)c) je sastojak bjelančevinad) se ne koristi u industriji

47. Sulfatna kiselina:a) je slaba kiselinab) je čvrsta supstancac) ne daje nikakve solid) je jako dehidrataciono sredstvo

48. Elementi VIIA grupe su:a) izraziti metalib) hemijski reaktivni c) hemijski inertnid) svi radioaktivni

49. Elementi nulte grupe:a) su hemijski inertni b) grade veliki broj spojeva c) su zapaljivi gasovid) nemaju popunjenu zadnju elektronsku ljusku

50. Prelazni elementi:a) su svi nemetalib) su gasovic) popunjavaju d-ljuskud) ne grade spojeve

51. Funkcionalne grupe koje sadrže jednu dvostruku vezu su:

294

a) fenolnab) alkoholnac) karboksilnad) amino

52. Zasićeni karbohidrogeni su:a) toluenb) etenc) ciklopentand) cikloheksen

53. Heksoza je:a) 2-deoksiribozab) maltozac) ribozad) galaktoza

veza je:a) jonska b) kovalentna c) vodikovad) donorska

55. Između dva atoma karbona u etenu obrazuju se:a) dvije vezeb) dvije veze c) jedna i jedna veza d) jedna veza

56. Masti i ulja su:a) triglicerolib) acetali c) enolid) fenoli

57. Funkcionalni derivati karboksilnih kiselina su:a) eterib) ketoni

295

c) esterid) fenoli

58. Salicilna kiselina je:a) viša masna kiselina b) alifatska kiselinac) fenolska kiselinad) sastavni dio masti

59. Primarni amin je:a) dietilaminb) anilinc) amonijakd) trimetilamin

60. Heterociklička baza nukleinskih kiselina je:a) anilinb) adeninc) aldehidd) alanin

61. Alifatski amini su:a) amfoternib) kiselic) baznid) neutralni

62. Enzimi su:a) promotorib) inhibitoric) male molekuled) proteinske strukture

63. Aminokiseline su:a) dipeptidib) amfoterni spojevic) nitroderivati benzenad) nepolarne supstance

64. Alanil-glicin je:a) aminokiselina

296

b) dipeptidc) proteind) aldehid

65. H2N-CH2-COOH je:a) alaninb) lizinc) glicerold) aminosirćetna kiselina

66. Oksidacijom aldehida nastaju:a) alkoholib) ketonic) acetalid) kiseline

67. Amino grupu imaju:a) timinb) uracilc) adenind) purin

68. Hibridne orbitalea) su prostorno usmjereneb) su nestabilnec) grade vezed) nastaju između dva atoma hidrogena

69. Organski spojevi najčešće reaguju u:a) obliku jonab) molekulac) elektronad) neutrona

70. Etan podliježe reakcijama:a) adicijeb) supstitucije

297

c) polimerizacijed) dekarboksilacije

71. Fruktoza je:a) aldopentozab) aldoheksozac) triozad) ketoheksoza

72. Pirol je:a) peteročlani heterociklus sa Ob) šesteročlani heterociklus sa Nc) zasićeni heterociklusd) peteročlani heterociklus sa N

73. Fenol reaguje sa:a) Fehlingovim reagensomb) NaOHc) benzenomd) NaCl

74. Sapuni su:a) soli aminokiselinab) soli lizinac) fenolatid) površinski aktivne supstance

75. Saharoza je:a) trisaharidb) građena iz dvije molekule fruktozec) reducirajući šećer d) disaharid treheloznog tipa

76. 2-deoksiriboza je:a) aldopentozab) ulazi u sastav RNAc) ketofuranozad) na drugom C atomu ima OH grupu

77. L--aminokiseline:a) su nepolarni spojevi

298

b) grade proteinec) grade polisaharided) nemaju hiralni C atom

78. Hiralni atom karbona:a) ima na sve četiri veze iste atomeb) ima na sve četiri veze različite atomec) gradi dvostruke vezed) grade veze

79. Benzen je:a) cikloheksatrienb) cikloheksenc) cikloheksand) zasićeni alkan

80. R-O-R predstavlja opštu formulu:a) esterab) peroksidac) eterad) anhidrida

81. Benzen lahko daje reakcije:a) adicijeb) oksidacijec) polimerizacijed) supstitucije

82. CH3-CH-COOH je:

NH2a) valinb) -amino kiselinac) sekundarni amind) -amino kiselina

83. -heliks predstavlja:a) sekundarnu strukturu proteinab) sekundarnu strukturu polisaharidac) tercijarnu strukturu proteina

299

d) sekvencu proteina

84. Salicilna kiselina je:a) p-hidroksibenzoeva kiselinab) o-hidroksibenzoeva kiselinac) p-aminobenzoeva kiselinad) aspirin

85. Purinske baze:a) ulaze u sastav proteinab) grade polisaharidec) ulaze u sastav nukleotidad) sadrže piridin

86. Amfoterni spojevi su:a) alkoholib) fenolic) ketonid) aminokiseline

87. Oksidacijom nezasićenih kiselina nastaju:a) enolib) fenolic) peroksidid) oksidi

88. CnH2n+2 predstavlja opštu formulu:a) alkenab) alkanac) alkinad) cikloalkana

89. Strukturnu izomeriju susrećemo kod:a) metana b) propanac) butanad) etana

CH3

90. Prema IUPAC-ovoj nomenklaturi CH3-C-CH-CH3

║ a) 3-metil-2-butanon O

300

b) 2-metil-3-butanonc) metil-izopropil ketond) 2-butanol

91. Diol je:a) propenolb) etanolc) etilenglikold) glicerol

92. Orto ksilen je prema IUPAC-ovoj nomenklaturi:a) 1,2-dimetilbenzenb) 1,3-dimetilbenzenc) 1,4-dimetilbenzend) 1,5-dimetilbenzen

93. Prvi član homolognog niza alkina je:a) metanb) etanc) etend) etin

94. Masti su:a) topive u vodib) topive u hloroformuc) eterid) steridi

95. Zagrijavanjem proteini:a) enolizirajub) koagulirajuc) rastvaraju sed) daju koloidne otopine

96. Etanol ključa na višoj temperaturi od:a) dietileterab) vodec) vodene otopine glukoze

301

d) vodene otopine saharoze

97. Holesterol je:a) kiselinab) derivat steranac) bazad) derivat viših masnih kiselina

98. Disaharid maltoznog tipa je:a) reducirajući šećerb) saharozac) celulozad) galaktoza

99. Peptidna veza nastaje između:a) karboksilne grupe i amonijakab) karbonilne i alkoholne grupec) karboksilne i alkoholne gruped) karboksilne i amino grupe

100. C6H5-COOH predstavlja:a) molekulsku formulub) racionalnu formuluc) strukturnu formulud) konformacijsku formulu

Dopuniti ili završite jednačine hemijske reakcije

1. AgNO3 + ___________ → AgCl + KNO3

302

2. Pb(NO3)2 + __________ → PbS + HNO3

3. + (NH4)2S → ZnS + (NH4)2SO4

4. NaOH + H2SO4 →

5. H2 + → HCl

6. H2CO3 + → Na2CO3 + H2O

7. + HCl → Hg2Cl2 + HNO3

8. + HCl → CaCl2 + H2O + CO2

9. 2Cl- → Cl2 +

10. K4[Fe(CN)6] → 4K+ + 11. KAl(SO4)2 → K+ +

12. AgNO3 + → Ag2CrO4 + KNO3

13. FeCl3 + K4[Fe(CN)6] → + KCl

14. BaCl2 + Na2SO4 →

15. KBr + Cl2 →

16. KCl + Br2 →

17. AsCl3 + H2S →

18. + → NH4OH + HCl

19. Na + H2O →

20. P4 + O2 →

21. Ca + HCl →

303

Završite jednačinu hemijske reakcije i dajte ime nastalom produktu, prema IUPAC-u

H3C CH

CH2OH

CH3

+1) O

H3C CH

OH

CH3

+2) O

CH3CH

CH

H3C3) + Cl2

H2C CH

CH3 + HBr4)

5) 6 CO2(g) + 6 H2O(l) H = 2816 kJ/mol

H3C CH2

CH2Br6) + H2O

CH3CH

CH

7) H3C + H2O

8) HCOOH + HOCH2CH3H2SO4

9) CH3CH2OH + HOCH3H2SO4

10) CH3CH2CH2OH140ºC

304

11) CH3CH2CH2OH + O + O

H2C

HC

H2C

OH

OH

OH12) + O

H2C

HC

H2C

OH

OH

OH

+ O13)

14) CH3 (CH2)14COOH + NaOH

15) CH3-NH2 + HCl

RHC COO -

NH3

16)

+

+ NaOH

H2NHC COOH

CH2SH

17) +2 O

H3CHC COO -

NH3

18)

+

+ HCl

19) CO + 2 H2 katalizator

grijanje

305

C

CH3

CH3CH2

H3C

OH

20)H2SO4

grijanje

CH2OH

OH

OH OH

o21) H3PO4+

H3C

H

C

O

22) + H3C

H

C

OOH -

H3C C

O

CH2

CH3 HO CH323) +

H3C C O

OH

CH2

CH3

CH3

+ HO CH324)

25)+ Cl2

306

Dajte naziv spoja prema IUPAC-ovoj nomenklaturi

CH

CH3

CH3 .CH2

H3C

CH

CH3

CH

CH3 .CH

H3C

1)

2)

H3C CH

COOH .

H2C CH3

CH2

CH2

CH2OH .CH2

H3C

3)

4)

H3C C CH2OH .

CH3

CH3

5)

307

H3C C CH2

CH3

OH

CH3 .

H3CHC C

H2OH

6)

CH2

7) CH3 .

C CH3C CH

C CH3C CH3

CH3 .

CH3

8)

9)

H2C CH

CH2

CH

CH2 .

Cl

Cl

10)

11)

308

COOH

OH

NH2

OH

NO2

NO2 .O2N

12)

13)

H .

C

O

H3CHC COOH .

NH2

H3CHC

CH3

14)

15)

309

H2C

HC

H2C

OCO(CH2)14CH3 .

OCO(CH2)16CH3

OCO(CH2)16CH316)

OH

OH

17)

.

CH

CH3HC

HCH3C

OH

CH3

OH

CH

CH2OH

CH2

CH2

H3C CH2

19) CH3

18)

.

CH

CH3

CH

CH

H3C CH2

CH2

CH3 CH2CH3

CH320)

.

310

CH3

COOH

OCOCH3

21)

22)

.

COOCH2CH3

OH

23)

.

C C2H5

O

OH

Br

Br

Br

24)

25)

.

311

Riješite sljedeće numeričke zadatke

1. Napisati elektronsku konfiguraciju jona.

2. Napisati elektronsku konfiguraciju jona.

3. Koliki je pH otopine NaOH koncentracije 10-2 moldm-3?

4.. Koliki je pH, pOH, [H+] i [OH-] jona u otopini HCl koncentracije 10-4 moldm-3?

5. Ako je pOH neke otpine 5, kolika je [H+] jona?

6. Spoj sastavljen od hidrogena i nitrogena (82,4% nitrogena) ima relativnu molekulsku masu 17. Koja je formula tog spoja?

7. Koja je empirijska formula karbonhidrogena koji sadrži 75% karbona?

8. Koliko treba odvagati čvrstog natrijum hidroksida da se neutralizira 0,1 mol hloridne kiseline?

9. Koliki je osmotski pritisak, pri 0°C, kada u 1 dm3 otopine ima otopljeno 9 g natrijum hlorida?

10. Koliko treba uzeti kalijum hidroksida, u reakciji sa sulfatnom kiselinom, da bi se dobilo 50 g kalijum sulfata?

11. Koliko cm3 otopine HCl koncentracije 0,15 moldm-3 treba uzeti da bi se potpuno neutraliziralo 10 cm3 NaOH koncentracije 0,1 moldm-3?

12. Ako se 10 cm3 HCl, čiji je pH = 2, razblaži do 1 dm3, koji se pH dobije?

312

13. Kolika je količinska koncentracija otopine NaOH ako mu je masena koncentracija 10 g dm-3?

14. Koliki bi bio osmotski pritisak vodene otopine glukoze, na 37°C, ako bismo otopili 0,5 mola u 2,5 dm3 otopine?

15. Kolika je koncentracija i masena koncentracija otopine H2SO4, ako je za neutralizaciju 10 cm3 te otopine potrebno 20cm3 NaOH, koncentracije 0,1 mol dm-3?

16. Koliko cm3 vode treba dodati na 50 cm3 otopine glukoze masene koncentracije 2 gdm-3 da bismo dobili otopinu čija je koncentracija 0,002 moldm-3?

17. Kolika je koncentracija 20% hloridne kiseline čija je gustina 1,1 gcm-3?

18. Koliko grama Na2CO3 treba odvagati da bi se napravio 1 dm3 otopine koncentracije 0,2 moldm-3?

19. Koliko H+ i OH- jona ima u 100 cm3 otopine koja pokazuje pH=9?

20. Koliko je procentna vodena otopina srebro nitrata koja ima molalitet od 0,5 molkg-1?

21. Kada otopimo 16 g neke supstance u 200 cm3 otopine dobije se koncentracija 0,1 moldm-3. Kolika je molarna masa otopljene supstance?

22. Kolika je masena koncentracija otopine HNO3 koja ima pH=5?

23. Koliki je maseni udio kalijum nitrata u otopini koja sadrži 20g kalijum nitrata u 200 cm3 otopine, gustine 1,1 g cm-3?

24. Koliko je procentna otopina NaOH ako je za neutralizaciju 80g te otopine utrošeno 100 cm3 otopine hloridne kiseline koncentracije 1 moldm-3?

313

25. Koliki će biti pH otopine ako u 100 cm3 otopine stavimo 20 g NaOH i 20 g HCl?

26. Koju zapreminu, pri STP, zauzima 7 g nitrogena?

27. Koliko molekula oksigena ima u 10 dm3, pri STP?

28. Koja zapremina hidrogena, pri STP, se dobije kada 1 g natrijuma ubacimo u vodu?

29. Koliko litara suhog hidrogena, pri 27°C i 100 kPa, se dobije reakcijom 54 g aluminijuma sa hloridnom kiselinom?

314

R J E Š E NJ A

Dopunite rečenice:

1. ...ne mijenja...2. ...isti...3. ...kiselinski ostatak.4. Valencija...5. ...pozitivne...6. ...jaki...7. ...spin.8. ...manja...9. ...protona...neutrona...10. ...izotopi...11. Brzina...12. ...aktivaciona energija.13. ...katalizatori...inhibitori.14. ...homogena...heterogena.15. ...proizvod topivosti.16. ...10-9...10-7...17. ...periode...grupe.18. ...smanjuje...povećava.19. Elektronegativnost...20. ...elektronska

konfiguracija.21. ...alkalni...22. ...zemnoalkalni...23. ...inertni.24. ...metala...nemetala.25. ...pozitivno...26. ...smjese...27. ...apsorbuje.28. ...0...1.29. ...crven...žut.

30. ...H3O+.31. Ligandi...32. ...koordinacioni broj.33. ...jezgra atoma helijuma.34. ...ubrzani elektroni.35. ...1×10-14mol2dm-6.36. ...jonske...kovalentne...37. ...bazno.38. ...(NH4)2S.39. ...zeleno.40. ...malu...41. ...kovalentne.42. ...soli...voda.43. ...baze...kiseline.44. ...alotropska

modifikacija...45. ...otpušta...46. ...slaba...47. ...lakše...48. ...protona...49. ...kisele...50. ...smanjenje...51. ...sp3...52. ...120°.53. ......54. ...energetski...55. ...jedne...dvije...56. ...tri...57. ...joni.58. ...homolitičkim...

315

59. ...funkcionalna grupa.60. ...sekundarnih...61. ...dvohidroksilni...62. ...nezasićeni...63. ...aldehida...64. ...ketoni.65. ...alkoholi.66. ...nezasićeni...67. ...metil...68. ...geometrijski...69. ...HBr...70. ...sp2...71. ...para...72. ...fenil...73. ...propanon.74. ...benzil...75. ...antracena.76. ...propanon (aceton).77. ...gas.78. ...alkohola.79. ...glicerola...80. ...mliječna kiselina.

81. ...soli...82. ...optički...83. ...hiralni (asimetrični)...84. ...orto...85. ...baze.86. ...nitrogenom (N).87. ...10...88. ...gliceraldehid.89. ...glukoza...fruktoza.90. ...maltoznim...91. ...trehaloznog...92. ...rezervni...93. ...amiloze...amilopektina.94. ...izoelektrična tačka.95. ...peptidna...96. ...proteina.97. ...globularni...98. ...8...99. ...primarna...100. ...dvostrukom

zavojnicom.

Zaokružite tačnu tvrdnju

1. b2. c3. c4. d5. c6. a7. d8. b9. b10. d11. a

12. c13. b14. b15. a16. a17. d18. a19. b20. c21. d22. a

23. b24. c25. a26. a27. b28. c29. c30. d31. a32. c33. a

316

34. a35. c36. d37. b38. c39. d40. c41. a42. b43. d44. c45. d46. c47. d48. b49. a50. c51. c52. c53. d54. b55. c56. a

57. c58. c59. b60. b61. c62. d63. b64. b65. d66. d67. c68. a69. b70. b71. d72. d73. b74. d75. d76. a77. b78. b79. a

80. c81. d82. b83. a84. b85. c86. d87. c88. b89. c90. a91. c92. a93. d94. b95. b96. a97. b98. a99. d100. b

317

Dopunite ili završite jednačinu hemijske reakcije

1. + KCl2. +H2S3. ZnSO4

4. 2 + → Na2SO4 + 2H2O5. + Cl2 → 26. + 2NaOH → 27. Hg2(NO3)2 + 2 → + 28. CaCO3 + 2 →9. → + 2e10. → +[Fe(CN)6]4-

11. → + Al3+ + 2SO42-

12. 2 + K2CrO4 → + 213. 4 + 3 → Fe4[Fe(CN)6]3 + 1214. → BaSO4 + 2NaCl 15. 2 + → 2KCl + Br2

16. ne odvija se17. 2 + 3 → As2S3 + 6HCl18. NH4Cl + H2O →19. 2 + 2 → 2NaOH + H2

20. + 5 → 2P2O5

21. + 2 → CaCl2 + H2

Završite jednačinu hemijske reakcije i dajte ime nastalom produktu, prema IUPAC-u

318

H3C CH

CH3

H

C

O

H3C C

O

CH3

H3CHC

HC

Cl

CH3

Cl

+ H2O

2-metilpropanal

1)

+2) H2O

3)

2,3-dihlorbutan

propanon

.

H3CHC CH3

Br

4)

2-brompropan

5) C6H12O6 (s) + 6 O2 (g)

glukoza

.

6) H3C CH2

CH2OH + HBr

1-propanol

.

319

H3CHC C

H2OH

CH3

2-butanol

7)

.

H3C CH

CH2

8) HCO-O-CH2-CH3 + H2O

etil formijat

9) CH3-CH2-O-CH3 + H2O

10)

metietileter

+ H2O .

1-propen

H

C

O

CH2

H3C11)

propan kiselina

CH3-CH2-COOH

propanal

CH2OH

CH2OH

12) C O + H2O

dihidroksipropanon

.

320

C

O

HCHOH

CH2OH

+ H2O

dihidroksipropanal

13)

14)

natrijev palmitat

CH3-(CH2)14-COONa + H2O .

H3C NH3

RHC COONa

NH2

15) Cl -

+ H2O16)

metil amonijumhlorid

natrijeva so -aminokiseline

+

.

cistin

17)

H2C

CH

COOH

H2N

CH2

CH

COOH

H2N

SS

+ H2O .

321

H3CHC COOH

NH3+

18)Cl -

alanil-amonijumhlorid

19)CH3OH

metanol

.

H3C CH

C CH3

CH3

H2C

OH

OH OH

oO P OH

OH

O

20) + H2O

2-metil-2-buten

21) + H2O

ribozo-5-fosfat

.

CH2

H

C

OHCH3C

OH

22)

3-hidroksibutanal

.

322

H3C C CH2

O

OH

CH3

H3C C O

O

CH2

CH3

CH3

CH3

O CH3

23)

poluacetal

24) + H2O

Cl

Cl

acetal

25)

o-dihlorcikloheksan

.

Dajte naziv spoja prema IUPAC-ovoj nomenklaturi

1. 2-metilbutan2. 4-metil-2-penten3. 2-metilbutan kiselina 4. 1-pentanol 5. 2,2-dimetilpropanol 6. 2-metil-2-butanol 7. 2-pentanol 8. 2-butin9. 4-metil-2-pentin

323

10. 1,4-pentadien11. m-dihlorbenzen12. 2-hidroksi-4-aminobenzoeva kiselina (p-amino salicilna kiselina)13. 2,4,6-trinitrofenol14. 2-aminopropan kiselina (-aminopropan kiselina)15. 2-metil propanal16. distearopalmitat17. 1,4-cikloheksadiol18. 3-metil-2,4-pentadiol19. 2-etil-1-pentanol20. 2,3-dimetil-4-etil-heptan21. metilciklopentan22. acetil salicilna kiselina23. etilester salicilne kiseline24. etil-fenil-keton25. 2,4,6-tribromfenol

Numerički zadaci

1. 1s2 2s2 2p6

2. 1s2 2s2 2p6

3. pH = 124. pH = 4; pOH = 10; [H+] = 10-4; [OH-] = 10-10

5. [H+]=10-9

6. NH3

7. CH4

8. 4 g9. 349188 Pa10. 32,2 g11. 6,67 cm3

12. 413. 0,25 moldm-3

14. 515468 Pa15. 0,1 moldm-3; 9,8 gdm-3

16. 61 cm3

17. 6,03 moldm-3

18. 21,2 g

324

19. NH+ = 6,022 × 1013; NOH- = 6,022 × 1017

20. 7,8%21. 800 g mol-1

22. 6,3×10-4 g dm-3

23. 9,1%24. 5%25. pH = 0,3226. 5,6 dm3

27. 2,69×1023

28. 487 cm3

29. 74,8 dm3

325

LITERATURA

Udžbenici

1. Milan Sikirica, Hemija za I razred srednje škole, I.P. ˝Sarajevo – Publishing˝, Sarajevo, 1998.

2. Jasmina Hadžimurtezić, Hemija za II razred gimnazije, Ministarstvo obrazovanja, nauke, kulture i sporta, Sarajevo, 1996. Godine

3. Milan Sikirica, Hemija za III razred srednje škole, I.P. ˝Sarajevo – Publishing˝, Sarajevo, 1998.

4. Milan Sikirica, Hemija za IV razred srednje škole, I.P. ˝Sarajevo – Publishing˝, Sarajevo, 1998.

5. S. Biščević, Repetitorij iz hemije za učenike srednjih škola, Zavod za izdavanje udžbenika, Sarajevo, 1972.

6. S. Biščević, A. Papo, E. Lihić, Neorganska hemija sa analitičkom hemijom, ˝Svjetlost˝ Sarajevo, 1990.

7. V. V. Sviridov, G. I. Vasiljeva, A. R. Ulazova, L. I. Mališevskaja, Zbirka pitanja i odgovora iz neorganske hemije, Naučna knjiga, Beograd, 1971.

Knjige

1. J. I. Kroschwitz, M. Winokur, Chemistry (second edition), Mc. Graw – Hill, I.nc., 1990.

2. Zubay, Biochemistry (third edition, vol. 1), Wm. C. Brown Publishers, 1993.

3. T. Mc. Kee, J. R. Mc. Kee, Biochemistry, Wm. C. Brown Publishers, 1996.

326

S A D R Ž A J

HEMIJA KAO NAUKA 1

KLASIFIKACIJA SUPSTANCI (TVARI) 2

OSNOVNI HEMIJSKI ZAKONI 4

SIMBOLI ELEMENATA I FORMULE SPOJEVA 6

GRAĐA ATOMA 8

KISELINE, BAZE (LUŽINE) I SOLI 20Teorije kiselina i baza 23

HEMIJSKE JEDNAČINE 25

RELATIVNE ATOMSKE I MOLEKULSKE MASE 26

MOL 28

GASNI ZAKONI 37

PERIODNI SISTEM ELEMENATA 41

HEMIJSKE VEZE 47

DISPERZNI SISTEMI 55

ENERGETSKE PROMJENE U HEMIJSKIM REAKCIJAMA 66BRZINA HEMIJSKE REAKCIJE 70

HEMIJSKA RAVNOTEŽA 72

ELEKTROHEMIJA 78

327

PRIRODNA RADIOAKTIVNOST 82

VRSTE HEMIJSKIH REAKCIJA 84

ANALITIČKA HEMIJA 88 Kvalitativna hemijska analiza 88 Kvantitativna hemijska analiza 92

ANORGANSKA HEMIJA 96 Hidrogen (vodonik, hidrogen), H 96 Voda 97 IA grupa - alkalni metali 98 IIA grupa – zemnoalkalni metali 103 IIIA grupa 106 IVA grupa 109 VA grupa 112 VIA grupa 115 VIIA grupa 119 Elementi nulte grupe 122 IB grupa 123 IIB grupa 124 IIIB grupa 124 IVB grupa 125 VB grupa 125 VIB grupa 126 VIIB grupa 126 Elementi VIII grupe 127

OSOBINE ORGANSKIH SPOJEVA 130Osobine atoma karbona 130sp3- hibridizacija 130sp2 – hidridizacija 132sp – hibridizacija 133Način pisanja formula 137Hemijske reakcije organskih spojeva 137

KARBOHIDROGENI 140Alkani 140Alkeni 151Alkini 158Cikloalkani 163

328

Aromatski karbohidrogeni 166 ORGANSKI SPOJEVI S OKSIGENOM 178

Alkoholi 179Fenoli 191Aldehidi i ketoni 195Karboksilne kiseline 206

ORGANSKI SPOJEVI S NITROGENOM 224Amini 224Aminokiseline 228

PROTEINI 236Struktura proteina 236Enzimi 243

KARBOHIDRATI 245Monosaharidi 246Disaharidi 253Polisaharidi 254

LIPIDI 258Trigliceroli 259Voskovi 264Steridi 264Fosfolipidi 265

HETEROCIKLIČNI SPOJEVI 268

NUKLEINSKE KISELINE 270

TESTOVI 279Dopunite rečenice 280Zaokružite tačnu tvrdnju 286Završite ili dopunite jednačine hemijske reakcije 302Završite jednačinu hemijske reakcije i dajte ime nastalom produktu, prema IUPAC-u 303Dajte naziv spoja prema IUPAC-ovoj nomenklaturi 306Numerički zadaci 312

RJEŠENJA 314LITERATURA 325

329