5.Voda, reakcije u vodenim rastvorima i stehiometrija rastvora

5.1. Voda

Glosarij

1. Fizičko - hemijske osobine - Voda posjeduje više karakterističnih osobina. Npr. pri ambijentalnoj temperaturi dio njene mase je tečan, dio u gasovitom stanju. To je posljedica hidrogenskih veza, koje osiguravaju tečno agregatno stanje na ovim temperaturama. Očvršćavanjem na nižim temperaturama voda prelazi u led, i za razliku od većine drugih supstanci ima gustinu manju od one za tečno stanje, što je opet posljedica hidrogenskih veza

2. Hemijske osobine – Voda reguje sa većim brojem supstanci, u molekulskom ili atomarnom obliku. Reaguje sa metalnim oksidima i stvara baze. Reaguje sa oksidima nemetala i stvara kiseline. Također stvara hidrate – asocijacije sa drugim molekulima.

3. Rastvori – smjese dvije ili više supstanci, od kojih se ona prisutna u većoj količini naziva rastvarač, a ona u manjoj rastvorena supstanca. Prema veličini čestica rastvorene supstance mogu biti: pravi rastvori, koloidi i heterogeni rastvori.

Fizičko-hemijske osobine

Da se razumiju osobine vode treba poći od heksagonalne strukture leda ili leda I, najčešće i najbolje proučene forme leda.

U molekuli vode svaki atom oksigena ostvaruje 4 hidrogenske veze ( osim molekula na površini), dvije „dajuće“ i dvije „prihvatajuće“, tako da 6 atoma oksigena stvaraju prsten.

O

OHH

H

H

H

H

O

O

H

H

.

O

H

H

primajuca

dajuca

primajuca

dajuca

. .

. .

Uspostavljanje sve 4 hidrogenske veze je ključno za formiranje čvrste faze. Hidrogenske veze, O - - - H –- O, su nešto savijene, tako da ugao veze u molekuli H – O – H nije više oko 105o, nego je bliži vrijednosti 109,5o (idealni ugao za tetradarsku formu).

Pošto svaki atom oksigena stvara samo 4 hidrogenske veze, na mikroskali u kristalu, stvoren je veliki kanalski prostor, čije prisustvo omogućuje promjenu strukture povećanjem pritisaka. Također, prelaskom u tečnu vodu, ovakva struktura, sve dok postoji ( područje temperatura 0 – 3,98oC) omogućuju „ubacivanje“ manjih aglomeracija molekula ili slobodnih, monomernih molekula u ove prostore, što opet tečnoj vodi daje veću gustinu od one za led. Promjenom pritisaka i temperature dobiju se vrlo različite forme čvrste vode. Međutim takvi uslovi se rijetko javljaju u oblasti prerade hrane. Važno je uočiti da struktura vode posjeduje određenu fleksibilnost i da se ona može iskazati u interakciji sa komponentama hrane (biomolekulima).

Hemijske osobine vode

Molekul vode je izuzetno stabilan: čak na 1600oC veoma mali procenat (oko 2%) molekula se termalno razgrađuje. Međutim, ona je hemijski veoma reaktivna.

1. Kao nukleofil (privlači pozitivno nabijene čestice), voda reaguje zahvaljujući postojanju dva sparena para elektrona na oksigenu – prisjetimo se tetraedarske građe molekule. Npr:

Proton (H+) iz vode prelazi na sparen elektronski par nitrogena. Istodobno ovo je prumjer reagovanja vode kao kiseline.

2. Sa izrazitim metalima (alkalijkim metalima i nekim zemnoalkalijskim) voda burno reaguje pri čemu se izdvaja elementarni hidrogen:

Sa metalima manje izraženih metalnih svojstava ova reakcija ide samo na povišenoj temperaturi:

3. Sa oksidima metala stvara hidrokside, npr:

4. Sa oksidima nemetala stvara kiseline:

Voda se može pojaviti kao sastavni dio kristala nekih soli – ulazi u sastav kristalne rešetke, odnosno sastavni dio je molekule supstance. Npr.

Zagrijavanjem voda se može izdvojiti.

6.1. Osobine vodenih rastvora

Glosarij

1. Rastvor – smjesa rastvarača i jedne ili više rastvorenih supstanci. Mogu biti homogeni i heterogeni.

2. Rastvarač – komponenta rastvora prisutna u najvećoj količine

3. Rastvorena supstanca – supstanca rastvorena u rastvaraču

4. Elektrolit – supstanca čiji vodeni rastvor provodi struju

5. Jak elektrolit – supstanca koja potpuno disocira u vodi

6. Slab elektrolit – supstanca koja ograničeno disocira u vodi

Rastvori

Prema podjeli materije (shema 6.1) rastvori su smjese:

promjenestanja

materije

gas

tecnost

cvrsto

homogene(rastvori)

heterogene

SMJESE

MATERIJA

SUPSTANCErazdvajanja

JEDINJENJA ELEMENTIHemijske metode

razdvajanja

Fizicke metode

Shema 6.1.: Podjela materije

Rastvori mogu biti homogene smjese, kada su pojedinačne komponente rastvora izmješane uniformno do nivoa molekula. U heterogenim smjesama pojedine komponente, iako izmješane, leže u izdvojenim dijelovima i mogu se uočiti mikroskopom. Kod heterogenih rastvora velike čestice rastvorene supstance se jednostavno istalože, ili mjehurići zraka izlaze van rastvora, ovisno o osobinama rastvorene supstance.

Pravi rastvor je homogena smjesa rastvorene supstance i rastvarača. Pravi rastvori mogu biti bezbojni ( rastvor šrćera ili soli u vodi) i obojeni (rastvor kalij dikromata, K2Cr2O7, ili kalij permanganata ,KMnO4, u vodi).

Posebna vrsta heterogenih rastvora su ultraheterogeni ili koloidni rastvori, u kojima je veličina rastvorenih čestica u rasponu 1 - 100µm. Ako se dobijaju usitnjavanjem obično čestice odgovaraju ovoj veličini. Međutim, prirodni koloidi, kao što su rastvori proteina ili polisaharidi u vodi, mogu imati značajno veće dimenzije, čak 1000 µm. Ovi rastvori se ponašaju kao koloidni, a ne kao heterogeni rastvori. Osnovna osobina koloidnih rastvora je da su zamućeni (rasipanje svjetlosti na krupnim česticama rastvora), te da vremenom „stare“ – prelaze u heterogene rastvore (dolazi do pojave taloga).

Neki rastvori mogu biti vrlo složene smjese. Npr. krv je pravi rastvor u odnosu na rastvor malih molekula (iona, šećera, aminokiselina) ali je koloidan kada se misli na prisustvo proteina, odnosno heterogen u odnosu na prisustvo ćelija – crvenih krvnih zrnaca.

U biologiji i primjenjenoj biologiji najznačajniji su vodeni rastvori, rastvori u kojima je voda rastvarač.

Rastvori elektrolita

Jedna od najznačajnijih osobina vodenih rastvora je činjenica da neki od njih provode električnu struju. Nosioci električne struje u rastvorima su ioni – električki nabijene čestice. Ako su ioni

pozitivno nabijeni to su kationi ( ). Ako su ioni negativno

nabijeni to su anioni: . Supstance koje u vodi daju ione

nazivaju se elektroliti. Po prirodi to su soli, kiseline i baze (npr. NaCl, H2SO4, KOH). Supstance koje ne daju ione su neelektroliti. To su oksidi, šećeri i sl. (CaO, C6H12O6, C12H22O11).

Jonska i kovalentna jedinjenja u vodi

Prisjetimo se da je so, NaCl, građena iz iona Na+ i Cl-, koji se međusobno drže elektrostatistkim silama privlačenja. Kada se so stavi u vodu, svaki ion se izdvaja iz čvrste strukture kristala i širi u rastvor. Odnosno, jedinjenja nastala ionskom hemijskom vezom (ionska jedinjenja) se tokom rastvaranja dijele na ione - disociraju. Na osnovu imena supstance možemo predvidjeti vrstu nastalih iona u rastvoru: disocijacijom natrij sulfata nastaju ioni natrija, Na+, i ioni sulfata, SO42-. Studenti bi trebali naučiti formule i naboj uobičajenih iona (Tabela 6.1)

Tabela 6.1.: Najčešći kationi, formule i naboj

Naboj Formula Ime Formula Ime

1+ H+ Ion hidrogena NH4+ Amonij

Li+ Ion litija Cu+ Bakar(I) ili kupro ion

Na+ Ion natrija Pb+ Olovo(I) ili plumbo ion

K+ Ion kalija Hg22+ Živa(I) ili merkuro ion

Ag+ Ion srebra

2+ Mg2+ Ion magnezija Co2+ Kobalt(II)

Ca2+ Ion kalcija Cu2+ Bakar(II) ili kupri ion

Sr2+ Ion stroncija Fe2+ Željezo(II) ili fero ion

Ba2+ Ion barija Mn2+ Mangan(II)

Zn2+ Ion cinka Hg2+ Živa(II) ili merkuri ion

Cd2+ Ion kadmija Ni2+ Nikl(II)

Pb2+ Olovo(II) ili plumbi ion

Sn2+ Kalaj(II) ili stano ion

3+ Al3+ Ion aluminija Cr3+ Krom(III)

Fe3+ Željezo(III) ili feri ion

Tabela 6.2.: Najčešći anioni, formule i naboj

Naboj Formula Ime Formula Ime

1- H- Hidrid ion CH3COO- Acetat ion

F- Fluorid ion ClO4- Perhlorat ion

Cl- Hlorid NO3- Nitrat ion

Br- Bromid ion NO2- Nitrit ion

I- Iodid ion MnO4- Permanganat ion

CN- Cijanid ion O22- Peroksid ion

OH- Hidroksid ion

2- O2- Oksid ion CO32- Karbonat ion

S2- Sulfid ion CrO42- Kromat ion

Cr2O72- Perkromat ion

SO42- Sulfat ion

3- N3- Nitrid ion PO43- Fosfat ion

Kada se molekularno jedinjenje rastvara u vodi ono najčešće ostaje nepromjenjeno – pojedinačne molekule se šire rastvorom. Zbog toga su većina molekularnih jedinjenja neelektroliti. Iz svakodnevnice to su šećer ili etanol (alkohol). Međutim, postoje i primjeri molekulskih

jedinjenja koja disociraju. Takvo jedinjenje je HCl, hloridna (solna) kiselina, koja disocira na ione hidrogena i ione hlorida:

Jaki i slabi elektroliti

Na osnovu količine iona koji nastaju disocijacijom elektrolita, elektroliti se dijele na jake i slabe. Jaki elektroliti su oni koji u rastvoru postoje kao ioni, ili gotovo ioni. Slabi elektroliti su oni koji u rastvoru postoje uglavnom u obliku nedisociranih molekula, odnosno daju vrlo malu količinu slobodnih iona.

Kada slab elektrolit, kao što je sirćetna (acetatna) kiselina, jonizira u vodi, reakciju pišemo na slijedeći način:

Dvostruka strelica pokazuje da je reakcija značajna u oba pravca: i sa lijeva na desno i sa desna u lijevo. U bilo kom trenutku određen broj molekula CH3COOH je disocirao u ione H+ i CH3COO-. Istovremeno dio iona H+ i CH3COO- se rekombinuje u molekule CH3COOH. Ravnoteža između ova dva suprotna procesa određuje relativan broj molekula i iona u rastvoru. Ova ravnoteža stvara stanje hemijske ravnoteže. Hemijska ravnoteža pokazuje da je relativan broj svakog tipa iona i molekula u reakciji konstantan tokom vremena. Uslovi i način kako pojedine supstance postižu stanje hemijske ravnoteže ovisi o prirodi svakog slabog elektrolita i o tome će se govoriti kasnije.

Supstance

neelektroliti elektroliti

slabi elektroliti jaki elektroliti

Treba zapamtiti da općenito vrijedi:

Jaki elektroliti su: jake kiseline, jake baze i ionske soli dobro topive u vodi

Slabi elektroliti su: slabe kiseline, slabe baze, ionske soli slabo topive u vodi

6.2. Reakcije taloženja

Glosarij

1. Taložna reakcija - Reakcija u kojoj se pojavljuje talog teško topive soli

2. Topivost – na određenoj temperaturi predstavlja količinu supstance koja se može otopiti (rastvoriti) u datoj količini rastvarača. Obično se izražava gramima supstance na 100 ml rastvarača.

3. Reakcije izmjene – reakcije u kojima reaktanti pri prelasku u produkte izmjenjuju ione.

4. Jonske jednačine – jednačine koje prikazuju samo reakciju između iona koji reaguju. Dobiju se pisanjem izbalansirane molekulske, ionske i čiste ionske reakcije

Taložne reakcije

Ako se nakon miješanja reagencija pojavi talog na dnu posude, govorimo o taložnim reakcijama. Npr. vodeni rastvori dobro topive soli olovo nitrata, Pb(NO3)2, i kalij iodida, KI, su bezbojne prozirne tečnosti. Kada se pomiješaju javlja se žuti talog novonastale soli, koja nije topiva u vodi:

Drugi produkt reakcije, kalij nitrat, KNO3 je dobro topiv u vodi i ostaje u rastvoru.

Da se predvidi pojava taloga, moraju se znati neka opća pravila o topivosti uobičajenih ionskih jedinjenja.

Topivost ionskih jedinjenja

Smatra se da su netopive supstance koje se tope u količini manjoj od 0,01 mol/dm3 na 25oC. Nema jednostavnih pravila kojima bismo na osnovu fizičkih osobina zaključivali o topivosti

supstanci. Međutim, postoje iskustvena pravila, prikazana u Tabeli 6.2. Znači da ako se radi o nitratima – solima koje sadrže nitrat, NO3

-, one će biti topive u vodi, bez izuzetaka. Hloridi, soli koje sadrže hloridni ion, Cl-, su također dobro topive soli, s tim da su hloridi srebra, Ag+,jednovalentne žive, Hg2

2+, i olova, Pb2+, teško topive soli i pojavit će se kao talog.

Tabela 6.2.1: Topiva ionska jedinjenja

ion izuzetci

Jedinjenja koja sadrže: NO3- nema

CH3COO- nema

Cl- Jedinjenja Ag+, Hg22+, Pb2+

Br- Jedinjenja Ag+, Hg22+, Pb2+

I- Jedinjenja Ag+, Hg22+, Pb2+

SO42- Jedinjenja Sr2+, Ba2+, Hg2

2+, Pb2+

Na isti način govorimo o netopivim ili teško topivim solima, prikazanim u Tabeli 6.2.2. Sulfidi, soli koje sadrže sulfidni ion, S2-, su uglavnom netopivi, sa izuzetkom soli amonija, NH4

+, alkalijskih kationa, Ca2+, Sr2+ i Ba2+, koje su dobro topive i neće stvarati taloge.

Tabela 6.2.2.Netopiva ionska jedinjenja

ion izuzetci

Jedinjenja koja sadrže S2- Jedinjenja amonija, NH4+, alkalijski kationi,

Ca2+, Sr2+ i Ba2+

CO32- Jedinjenja amonija, NH4

+, alkalijski kationi

PO43- Jedinjenja amonija, NH4

+, alkalijski kationi

OH- Jedinjenja amonija, NH4+, alkalijski kationi,

Ca2+, Sr2+ i Ba2+

Da predvidimo pojavu taloga kada se pomiješaju vodeni rastvori jakih elektrolita (dobro topivih soli), mora se:

1. Uočiti o kojim se reaktantima - ionima radi;

2. Razmotriti moguće kombinacije aniona i kationa; i

3. Na osnovu tabela 6.2.1. i 6.2.2. odrediti da li će nastala kombinacija iona biti ili ne topiva.

Npr. pomješaju se vodeni rastvori jakih elektrolita: magnezij nitrata, Mg(NO3)2, i natrij hidroksida, NaOH. Obadva rastvora će sadržavati ione, jer disociraju:

odnosno

Iz Tabele 6.2.2. nalazimo da su hidrokisdi teško topivi, a naš magnezij, Mg2+ ne spada u izuzetke. Znači nastat će teško topivi Mg(OH)2. Soli natrija, Na+, su dobro topive. To znači da neće nastati NaNO3, nego će ioni Na+ i NO3

- ostati u rastvoru:

Reakcije izmjene

U prethodnom primjeru je vidljivo da je reakcija išla u smjeru razmjene iona: magnezij je nitrat zamijenio hidroksidom, a natrij hidroksid sa nitratom, s tim da su ispoštovane vrijednosti naboja. Reakcije u kojima se pozitivni i negativni ioni razmjenjuju nazivaju se reakcije izmjene. Reakcije izmjene podrazumijevaju slijedeće korake:

1. Na osnovu hemijskih formula reaktanata odrediti koji su ioni prisutni;

2. Napisati hemijske formule produkata, kombinacijom kationa jednog reaktanta sa anionom drugog, i obratno;

3. Balansirati jednačinu.

Jonske jednačine

Na osnovu prepoznavanja iona i mogućnosti stvaranja produkata hemijske jednačine, moguće je tačno odrediti o kakvoj se promjeni radi. Postupak je slijedeći:

Npr. na raspolaganju su vodeni rastvori jakih elektrolita: olovnog nitrata, Pb(NO3)2, i natrij sulfida, Na2S.

1. Najprije pišemo izbalansiranu molekulsku jednačinu:

2. Pišemo ionsku jednačinu, prevodeći molekule jakih elektrolita u ione, sem teško topivih soli koje ostaju u molekulskoj formi:

Jedina teško topiva supstanca je olovni sulfide, PbS. Ostali produkti su u ionskoj formi.

3. Sa lijeve i desne strane jednačine nalazimo iste ione, koji nisu ušli u talog. To su ioni „posmatrači“ – oni ne učestvuju u hemijskoj reakciji. Reakcija se dešava između iona olova, Pb2+, i iona sulfida, S2-.Pišemo „čistu ionsku reakciju“:

Na ovaj način se prepoznaje da u reakciji olovnog nitrata, Pb(NO3)2, i natrij sulfida, Na2S, ustvari reaguju ioni olova, Pb2+, i ioni sulfida, S2-. Ioni natrija, Na+ i nitrata, NO3

- su ioni posmatrači koji ne učestvuju u reakciji. Umjesto njih bi mogli biti prisutni također neki drugi ioni posmatrači, soli dobro topive u vodi, npr. olovo acetat, Pb(CH3COO)2 i kalij sulfid, K2S. Reakcija bi bila ista.

Ovakav način pisanja se može primjeniti i na kombinaciju elektrolita i neelektrolite(teško topivih soli).

6.3. Kiselinsko-bazne reakcije

Glosarij

1.Kiseline – supstance koje u vodenom rastvoru disociraju na ione hidrogena, H+, i kiselinski ostatak

2. Baze – supstance koje reaguju sa H+ ionom (prihvataju H+ ion). U vodi baze stvaraju hidroksidni ion, OH-

3. Jake i slabe kiseline i baze - Kiseline i baze koje su jaki elektroliti, su jake kiseline i baze

4. Reakcije neutralizacije – reakcija kiseline i baze pri čemu nastaje voda i so.

5. Kiselinsko-bazne reakcije uz formiranje gasa – reakcije jakih kiselina sa solima nastalim reakcijom slabih kiselina i jakih baza, npr. sa sulfidima i karbonatima, pri čemu nastaju gasoviti proizvodi reakcije.

Kiseline

Kiseline su supstance koje u vodenim rastvorima ioniziraju (disociraju na ione) i daju H+ ione. Pošto se atom hidrogena sastoji iz jednog protona u jezgri i jednog elektrona u omotaču jezgre, praktično se radi samo o protonu, H+

(aq). Zbog toga se kiseline obično nazivaju proton donori.

Kao i svaki drugi kation, proton je okružen molekulima vode (elektrostatske inetrakcije), kažemo da je solvatisan. Solvatacija je elektrostatska interakcija iona ili polarne molekule i rastvarača. U slučaju vodenihh rastvora, kada je voda rastvarač, govori se o hidrataciji.

Ovisno o prirodi, kiseline mogu dati jedan ili više protona. Npr. HCl, CH3COOH i HNO3 su monoprotonske kiseline jer daju jedan mol H+ iona po molu kiseline:

One koje oslobađaju dva mola, su diprotonske, npr:

Važno je uočiti da ionizacija diprotonskih kiselina uvijek ide u dva koraka. U slučaju sulfatne kiseline, H2SO4, prvi stepen ionizacije odgovara jakoj kiselini. Drugi mđutim, odgovara slaboj kiselini. Po pravilu, prvi stupanj predstavlja veći stepen ionizacije od narednog.

Triprotonske kiseline su one koje oslobađaju tri mola protona po molu kiseline. Za njih su karakteristična tri stupnja ionizacije. Npr. fosfatna kiselina, H3PO4:

Baze

Baze su supstance koje prihvataju H+ ion. Kada se rastvore u vodi, one stvaraju hidroksidni ion, OH-. Najčešća ionska hidroksidna jedinjenja su: natrij hidroksid, NaOH, kalij hidroksid, KOH, i kalcij hidroksid, Ca(OH)2. Rastvoreni u vodi oni daju hidroksidni ion i ion metala, kation:

Baza ne mora u svojoj formuli sadržavati hidroksidni ion. Takav je npr. vrlo česta baza, amonijak, NH3. Međutim, u vodi oni prihvataju proton iz molekule vode, i oslobađaju karakteristični, hidroksidni ion:

Jake i slabe kiseline i baze

Kiseline i baze koje su jaki elektroliti, su jake kiseline i baze. One kiseline koje su slabi elektroliti (oslobađaju malu količinu iona) su slabe kiseline i baze. Ako reakcija ovi o količini H+ iona, onda su jake kiseline reaktivnije od slabih. U većini slučajeva reaktivnost ovisi i o kationu i o anionu.

Mali je broj jakih kiselina i baza (Tabela 6.3)

Tabela 6.3. : jake kiseline i jake baze

Jake kiseline

1. HCl hidrohloridna, hloridna ili solna kiselina

2. HBr hidrobromidna ili bromidna kiselina

3. HI, hidrojodidna ili jodidna kiselina

4. HClO4, perhlorna ili perhloratna kiselina

5. HClO3, hlorna ili hloratna kiselinaž

6. HNO3 azotna ili nitratna kiselina

7. H2SO4 sumporna ili sulfatna kiselina

Jake baze

1. Hidroksidi metala I grupe PSE (natrij, kalij, rubidij, cezij hidroksidi)

2. Hidroksidi metala II grupe PSE (kalcij, stroncij, barij hidroksid)

Većina kiselina i baza su slabe kiseline i baze.

Generalno se elektrolitičko ponašanje topivih ionskih i molekulskih jedinjenja može prikazati na slijedeći način:

Jedinjenje Jaki elektroliti Slabi elektroliti Neelektroliti

Ionsko sva ne Ne

molekulsko Jake kiseline Slabe kiseline

Slabe baze

Sva druga jedinjenja

Reakcije neutralizacije

Kiseline i baze se međusobno značajno razlikuju: kiseline imaju kiseo oksu, baze bljuta. Kiseline boje lakmus papir u crveno, baze u plavo. Hemijski te razlike su još i veće. Mešutim, ako ih pomiješamo dolazi do uzajamne reakcije koje uvijek rezultauju stvaranjem vode. Zbog toga su nazvane reakcije neutralizacije. Uz vodu nastaje jedinjenje koje nema niti osobine kiseline niti baze. To su soli. Npr:

Pošto su HCl, NaOH i NaCl jaki elektroliti, jednačinu možemo napisati i kao ionsku:

Odnosno, kao čistu ionsku jednačinu:

Čista ionska reakcija sumira suštinu reakcija neutralizacije – nastaje voda.

Uz vodu, ovisno o elektrolitičkim osobinama reaktanata mogu nastati i drugi proizvodi, pa se reakcije neutralizacije dijele na:

1. Reakcija jake kiseline i jake baze (prethodni primjer)

2. Reakcije jake kiseline i slabe baze, npr:

Čista ionska reakcija pokazuje da reaguju molekule amonij hidroksida i ioni H+, nastaje voda i ion amonija, NH4

+

3. Reakcije slabe kiseline i jake baze, npr:

Čista ionska jednačina pokazuje da reaguju molekul kiseline i ion hidroksid, te nastaju voda i acetatni anion

4. Reakcija slabe kiseline i slabe baze, npr:

Konkretna reakcija će ovisiti o prisutnim koncentracijama i uslovima izvođenja reakcije.

Kiselinsko-bazne reakcije uz formiranje gasa

Neke soli jakih baza i slabih kiselina mogu reagovati sa jakim kiselinama i pri tome davati gasovite produkte. U laboratoriji su to najčešće sulfidi i karbonati alkalijskih metala. Npr. reakcija sa natrij sulfidom, Na2S :

Reakcijom protona i sulfidnih iona nastaje gas, male topivosti u vodi, koji napušta posudu.

Karbonati i hidrogenkarbonati (bikarbonati) reaguju sa kiselinama i izdvajaju gasoviti karbon dioksid, CO2:

Nastala karbonatna kiselina je nestabilna i razgrađuje se:

Slično reaguju i bikarbonati:

Razgradnja karbonatne kiseline praćena je pojavom mjehurića gasa, koji napuštaju posudu.

6.4. Oksido-redukcijske reakcije

Glosarij

1. Oksido-redukcijeske reakcije ili redoks reakcije – razmjena elektrona između reagujućih supstanci

2. Oksidacija – gubitak elektrona ili povećanje pozitivnog naboja (smanjenje negativnog naboja)

3. Redukcija – primanje elektrona ili povećanje negativnog naboja (smanjenje pozitivnog naboja)

Oksido-redukcijeske reakcije ili redoks reakcije

Kada atom, ion ili molekul tokom reakcije poveća pozitivan naboj (tj. gubi elektrone) kaže se da je oksidovan. Sam proces gubitka elektrona naziva se oksidacija. Suprotno, ako atom, ion ili mokul tokom promjene prima elektrone (povećava negativan naboj) kaže se da je redukovan. Sam proces primanja elektrona naziva se redukcija. Ova dva procesa su međusobno uslovljena, jer elektroni ne postoje samostalno u rastvoru: koliko neka supstanca otpušta elektrona, toliko ih druga supstanca prima. Ako ne postoji redukcija, neće potojati ni oksidacija. Zato se često o ovom tipu hemijske promjene govori kao o redoks reakcijama.

Oksidacijski broj

Atomi i molekule su električki neutralne supstance. Drugim riječima, ako sadrže nabijene čestice onda broj pozitivnih mora biti jednak broju negativnih čestica (naboja). U atomu broj elektrona mora biti jednak broju protona. U molekuli broj čestica koje nose pozitivan naboj mora biti jednak broju čestica čiji je ukupni naboj negativan i jednak broju pozitivnih.

U skladu s ovim, svakom atomu u molekuli se pripisuje naboj koji bi odgovarao monoatomarsnom ionu. Ovaj naboj je označen kao oksidacijski broj. Očito da se radi o

hipotetičkom naboju, koji podrazumijeva potpuno razdvajanje elektrona (gubitak molekule). Međutim, postupak je koristan jer nam omogućuje lakši praćenje toka elektrona u redoks reakcijama.

Za određivanje oksidacijskog broja koriste se slijedeća pravila:

1. za supstancu u elementarnoj formi, oksidacijski broj je 0;

2. za monoatomarne ione, oksidacijski broj je jednak naboju iona;

3. za nemetale se koristi prisustvo „standarda“, supstance stalnog oksidacijskog broja. To su

a. svi alkalijski metali su uvijek 1+

b. svi zemnoalaklijski metali su uvije 2+

c. fluor je uvije 1-

4. oksigen je gotovo uvijek 2-, sa izuzetkom peroksida (koji se odvode od H2O2) u kojima je 1-, kao i u spoju sa fluorom, kada je 2+;

5. hidrogen je gotovo uvijek 1+, sa izuzetkom hidrida, u kojima je 1-.

6. Suma svih oksidacijskih brojeva u neutralnoj molekuli je jednaka 0.

7. Suma svih oksidacijskih brojeva u višeatomarnom ionu, jednaka je naboju iona.

Primjeri

1. Odredi oksidacijske brojeve za slijedeće hemijske specije:

Odgovor:

a) Elementarne supstance Fe i N2 imaju oksidacijski broj 0, tj

b) Molekule, neutralne čestice: metali i H atomi su nosioci pozitivnog naboja. Nemetali su nosioci negativnog naboja. Ukupan broj pozitivnih mora biti jednak ukupnom broju negativnih naboja:

Najprije određujemo naboj poznatih čestica:

, tj (1+)+(4∙(2-))=7-

Mangan, Mn, mora biti 7+, da molekul bude neutralan

CaCl2

jer je (2+)+(2∙(1-))= 0

c) Višeatomarni ioni,

, jer je [(5+)+(3∙(2-)]= 1-

, jer je [(7+)+(4∙(2-)]= 1-

Oksidacija metala kiselinama i soilma – reakcije zamjene

Veliki je broj redoks reakcija. Česte takve reakcije su reakcije metala sa kiselinama ili metalnim solima. One imaju slijedeći opći oblik:

Gdje je A metal, B drugi metal a X kiselinski ostatak. Npr:

Reakcije su nazvane reakcijama zamjene jer se ion iz rastvora zamjenjuje drugim, procesom oksidacije.

Mnogi metali daju ovakve reakcije u reakcijama sa kiselinama, pri čemu nastaje so ili se izdvaja hidrogen. Redoks proces je slijedeći:

Oksidacijski broj magnezija, Mg, se promijenio iz 0 u 2+.Znači da je izgubio 2 elektron – oksidovao se. H+ ion iz kiseline je smanjio svoj pozitivan naboj, iz 1+ je prešao u 0. On je perio elektron – redukovao se. Naboj hlorida, Cl- se nije mijenjao tokom reakcije. Razmjena elektrona je išla između magnezija i hidrogena:

Broj razmjenjenih elektrona mora biti jednak: dva otpuštena = dva primljena elektrona.

Metali mogu biti oksidovani i vodenim rastvorima različitih soli. Npr oksidacija iona Fe2+ niklom 2+ nitratom:

Oksidacija elementarnog željeza u ione željeza, Fe2+, praćena je redukcijom iona nikla, Ni2+, u elementarni nikl.

Serija aktiviteta ili naponski niz metala

Možemo li predvidjeti da li će neka kiselina ili so oksidirati metal ili ne? Lakoća kojom se neki metal oksiduje varira: ioni Cu2+ oksiduju cink, Zn, ali ne i srebro. Lista metala poredanih prema lakoći kojom se oksiduju nazvana se serija aktiviteta

Tabela 6.4: Serija aktiviteta metala u vodenim rastvorima

Metal Reakcija oksidacije

Litij, Li

Kalij, K

Barij, Ba

Kalcij, Ca

Natrij, Na

Magnezij, Mg

Aluminij, Al

Mangan, Mn

Cink, Zn

Krom, Cr

Kobalt, Co

Nikl, Ni

Kalaj, Sn

Olobo, Pb

Hidrogen, H2

Bakar, Cu

Srebro, Ag

Živa, Hg

Platina, Pt

Zlato, Au

Hidrogen je također uključen u tabelu jer se u vodenim rastvorima ponaša kao kation. Metali na vrhu tabele su najaktivniji – najlakše otpuštaju elektrone. Na dnu tabele se nalaze plemeniti metali – metali koji se najteže oksidiraju.

Tabela je izuzetno korisna jer pokazuje da se bilo koji metal sa liste može oksidirati metalom ispod njega na listi (npr. Cu sa Ag+ ionima)

6.5. Koncentracije rastvora

Glosarij

1. Koncentracija- odnos količina rastvorene supstance i rastvaraća

2. Molaritet ili količinska koncentracija – odnos broja molova i volumena rastvora u dm3.

Koncentracija

Koncentracija označava količinu rastvorene komponente u određenoj količini rastvarača. Količinska koncentracija ili molaritet (M) predstavlja odnos između molova rastvorene supstance i volumena rastvora u dm3:

Ako je rastvoren 1 mol supstance u 1 dm3, to je koncentracija mol/dm3.

Primjer

1. Izračunaj koncentraciju rastvora ako je 0,2 mol supstance rastvoreno u 250 ml rastvora.

2. 25,03 g srebro nitrata se rastvara u odmjernoj tikvici od 500 ml. Nakon potpunog rastvaranja tikvica je dopunjena do crte. Kolika je koncentracija?

Najprije je potrebno odrediti o kojoj količini (broj molova) AgNO3 se radi:

Potom računamo koncentraciju:

3. Koliko je potrebno izvagati kalij permanganata, KMnO4, za odmjernu tikvicu od 250 ml da se dobije rastvor koncentracije 0,15 mol/dm3?

Poznata je koncentracija i volumen. Najprije izračunamo broj molova supstance, a iz nje potrebnu masu:

6.6. Titracije

Glosarij

1. Titracija - miješanje rastvora nepoznate koncentracije sa rastvorom poznate

koncentracije

2. Indikator - supstance koje promjenom neke karakteristične osobine (najčešće boje)

indiciraju kraj hemijske reakcije.

3.

Titracija

Da se odredi koncentracija nekog rastvora, a onda količina rastvorene supstance, često se koristi titracija. Titracija podrazumijeva miješanje poznatih volumena rastvora nepoznate koncentracije sa rastvorom poznate koncentracije (standardni rastvor), kako bi se na osnovu izvedene hemijske reakcije utvrdila količina nepoznate supstance. Osnov može biti reakcija taloženja, kiselinsko-bazne reakcije ili redoks reakcije. Kraj reakcije mora biti određen vrlo pažljivo, za što obično služe indikatori. Indikatori su supstance koje promjenom neke karakteristične osobine (najčešće boje) indiciraju kraj hemijske reakcije.

Za izvođenje titracije potrebno je imati posebno, hemijsko posuđe: erlenmajerice, čaše, pipete, stalak, birete, menzure i sl., kako bi se mogao što tačnije odmjeriti volumen.

Primjer: kiselinsko – bazna titracija HCl sa NaOH

U ovoj titraciji određuje se koncentracija ili količina kiseline (baze) pažljivim dodavanjem rastvora baze (kiseline) poznate koncentracije, jer se polazi od jednakosti

Za određivanje kraja reakcije koriste se kiselinsko-bazni indikatori, supstance koje mijenjaju boju ovisno o tome da li se nalaze u kiselom ili baznom mediju. Takav indikator je fenoftalein, bezbojna supstanca u kiseloj sredini, a lila u baznoj sredini.

Na raspolaganju je 150 ml rastvora HCl, nepoznate koncentracije. Rastvoru se dodaje standardni rastvor NaOH, tačno poznate koncentracija (0,1 mol/dm3) uz prisustvo fenoftaleina, kao indikatora. Utrošeno je 14,85 ml.

Izračunavanje je slijedeće:

Napisati hemijsku jednačinu, sve reaktante i sve produkte, te je pravilno izbalansirati

Supstance reaguju u odnosu 1 : 1, tj.

Osnovno volumetrijsko posuđe

erlenmajericacasa lijevak

menzura

bireta na stalku

pipete

6.7.Suspenzije, koloidi, emulzije

Glosarij

1. Disperzni sistem – sistemi u kojima je jedna (ili više supstanci) dispergovana u formi

malih čestica (razmuljana) u drugoj supstanci (rastvaraču).

2. Suspenzije – Suspenzije predstavljaju disperzije u kojima se dispergovana supstanca ne rastvara u rastvaraču. Suspenzije se mogu jednostavno razdvojiti filtriranjem.

3. Rastvori – smjese dvije ili više supstanci, od kojih se ona prisutna u većoj količini naziva rastvarač, a ona u manjoj rastvorena supstanca. Prema veličini čestica rastvorene supstance mogu biti: pravi rastvori, koloidi i heterogeni rastvori.

4. Emulzije – smjese dvije tečnosti koje se međusobno ne miješaju.

Disperzni sistemi

Disperzni sistemi podrazumijevaju rastvore u kojima je veličina čestica veća od onih u pravim rastvorima (< 1 nm), iako su teorijski i pravi rastvori disperzni sistemi. U skladu sa podjelom u oblasti rastvora (rastvarač i rastvorena supstanca) i u ovoj oblasti se razlikuju disperzno sredstvo (rastvarač) i disperziona faza ( rastvorena supstanca)

Suspenzije i koloidi

Najvažnije osobine suspenzija su:

1. građene od čestica supstanci koje nisu topive u rastvaraču

2. Pošto su čestice jako usitnjene i nerastvorne, suspenzije su zamućene

3. Suspenzije su heterogeni rastvori

4. Veličina čestica je takva da one ne prolaze standardne filtre i membrane (0,45 µm)

Koloidni rastvori su suspenzije čija je veličina čestica u granicama 5 – 1000 nm. Koloidne čestice mogu biti agregati atoma, molekula, iona ili samo jedna gigantska molekula. Mnogi prirodni makromolekuli stvaraju koloidne rastvore (proteini, DNK, RNK). Tri su osnovne osobine kolida:

- Velika površina: pošto se radi o vrlo malim česticama, njihova ukupna špovršina ( broj čestica x površina svake od njih) je vrlo velika. Zbog toga koloidi pokazuju sposobnost adsorpcije (vezivanje na površinu; ad latinski „na“)

- Naboj čestica: koliodne čestice same po sebi nose naboj, ili iz rastvora selektrivno adsorbuju ione (u skladu sa Kulonovim silama). Pošto koloidne čestice nose naboj, one se međusobno odbijaju, što ne dozvoljava agregaciju čestica i taloženje (iako imaju masu koja uslovljava taloženje)

- Rasipanje svjetla na česticama što ih čini mutnim. Iako se radi o malim česticama, one su dovoljno velike da na njima dolazi do rasipanja talasa vidljive svjetlosti

Koloidi topivi u vodi su hidrofilni a oni koji nosu, hidrofobni.

Emulzije

Smjesa dvije tekućine koje se ne miješaju naziva se emulzija. Najčešće emulzije su smjese vode i ulja (masti). Mlijeko je emulzija: u vodi su raspršene kapljice mliječne masti. Emulzije nastaju snažnim mućkanjem vode i masti.Pri tome nastaju trenutačne emulzije. Naime, nakon mućkanja i stajanja par sekundi, smjesa se podijeli u dva sloja tekućina koje se ne miješaju: ulje i vodu. Da se dobije trajna emulzija, potrebno je dodati posebne supstance – emulzifikatore. Najpoznatiji prirodni emulzifikatori su lecitini, supstance složene građe . Npr trajna emulzija je majoneza: rastvor ulja u vodi, u kome se nalazi žutanjak jajeta, koji je najveći izvor lecitina u prirodi.