KEMIJA SKRIPTA ZA DRŽAVNU MATURU
Kristina Kučanda
Autor:
prema:
Kristina Kučanda,
Ispitni katalog
[email protected]
za državnu maturu u šk. god. 2011/2012., Kemija, NCVVO www.ncvvo.hr
Objavljeno na: www.drzavna–matura.com
Kontakt : info@drzavna–matura.com
Skripta se može koristiti samo za individualne potrebe korisnika uz poštivanje svih autorskih i vlasničkih prava. Zabranjeno je mijenjati, distribuirati, prodavati, licencirati ili koristiti sadržaj u komercijalne ili bilo koje druge svrhe bez dozvole autora. Skripta se koristi na vlastitu odgovornost i autori se ne mogu smatrati odgovornima za bilo kakvu štetu koja na bilo koji način može nastati korištenjem.
Zagreb, 2012.
2
Sadržaj 1.
2.
Kemijske strukture (atomi i molekule) ............................................................................... 7 1.1.
Osnovna građa atoma i molekule ................................................................................ 7
1.2.
Atomski i maseni broj .................................................................................................. 8
1.3.
Nuklid, izotop, izobar i kemijski element .................................................................... 9
1.4.
Elektronska struktura atoma i atomski spektri ........................................................... 9
1.5.
Periodni sustav elemenata ........................................................................................ 12
1.6.
Elektronska konfiguracija .......................................................................................... 13
1.7.
Polumjeri atoma ........................................................................................................ 15
1.8.
Periodičnost atomskih svojstava ............................................................................... 17
1.9.
Periodičnost fizikalnih i kemijskih svojstava .............................................................. 20
1.10.
Izoelektronske čestice i njihova veličina ................................................................ 20
1.11.
Vrste kemijskih veza............................................................................................... 22
1.12.
Međumolekulske interakcije.................................................................................. 26
1.13.
Utjecaj temperature na kemijske veze i međumolekulske interakcije .................. 26
1.14.
Lewisova simbolika ................................................................................................ 27
1.15.
Pravilo okteta i odstupanja .................................................................................... 27
1.16.
VSEPR teorija .......................................................................................................... 27
1.17.
Kako nacrtati prostornu strukturu? ....................................................................... 32
1.18.
Vrste kemijskih formula i izomeri (u organskoj kemiji) ......................................... 33
1.19.
Najvažnije vrste organskih spojeva ........................................................................ 41
1.20.
Shematske strukture važnih biomolekula.............................................................. 45
Kemijske reakcije .............................................................................................................. 49 2.1.
Kemijska reakcija ....................................................................................................... 49
2.2.
Vrste kemijskih reakcija ............................................................................................. 49
2.3.
Važnije organske reakcije .......................................................................................... 54 3
2.4.
Dokazne reakcije (analitičke probe) .......................................................................... 61
2.5.
Brzina kemijske reakcije ............................................................................................ 63
2.6.
Kemijska ravnoteža .................................................................................................... 65
2.7.
Kiseline, baze i soli ..................................................................................................... 69
a. Arrheniusova teorija .................................................................................................. 69 b.
Brønsted–Lowryeva teorija .................................................................................... 70
c. Kiselo–bazne reakcije ................................................................................................ 72 d.
Kiselo–bazni indikatori ........................................................................................... 73
2.8.
Redoksi....................................................................................................................... 75
2.9.
Elektrokemija – elektrolizni i galvanski članci ........................................................... 82
2.10. 3.
4.
Korozija................................................................................................................... 90
Računanje u kemiji ........................................................................................................... 93 3.1.
"Zaokruživanje".......................................................................................................... 93
3.2.
Pretvaranje mjernih jedinica ..................................................................................... 94
3.3.
Veličine koje je potrebno poznavati .......................................................................... 95
3.4.
Bitne formule ............................................................................................................. 97
Kemijski sustavi (tvari) .................................................................................................... 129 4.1.
Podjela tvari po složenosti ....................................................................................... 129
4.2.
Temeljni fizikalni postupci odvajanja tvari iz smjesa ............................................... 129
4.3.
Temeljna fizikalna svojstva ...................................................................................... 131
4.4.
Fizikalna svojstva ionskih tvari i električna svojstva njihovih taljevina ili otopina .. 133
4.5.
Kristalne strukture ................................................................................................... 133
4.6.
Disperzni sustavi ...................................................................................................... 145
4.7.
Koligativna svojstva ................................................................................................. 146
4.8.
Topljivost ................................................................................................................. 147
4.9.
Procesi tijekom otapanja ......................................................................................... 147 4
4.10.
Utjecaji na topljivost ............................................................................................ 148
4.11.
Otopine ................................................................................................................ 148
4.12.
"Pravila" topljivosti .............................................................................................. 149
a. "Otapanje" koje zapravo znači kemijsku reakciju ................................................... 150 4.13.
Kemijska namjena tvari iz svakodnevne uporabe i uobičajenih laboratorijskih
kemikalija............................................................................................................................ 152 a. Tvari iz svakodnevne upotrebe ................................................................................ 152 b.
Uobičajene laboratorijske kemikalije................................................................... 153
c. Kemijske formule i nazivi ......................................................................................... 153 d.
Još neke obojene tvari ......................................................................................... 155
4.14.
Opasnosti i mjere sigurnosti pri radu s kemikalijama .......................................... 157
Dodatni savjeti maturantima ................................................................................................. 158
5
Uvod Ovo 3. izdanje Skripte za državnu maturu iz Kemije, za šk. god. 2012/13., znatno preinačeno i nadopunjeno u odnosu na prethodno, prvo je u kojem sam nastojala obuhvatiti sve stavke Ispitnog kataloga (za šk. god. 2011/12.)1. Skripta je prvenstveno namijenjena za ponavljanje i sistematizaciju gradiva učenicima gimnazija koji su imali nastavu kemije sve 4 godine te NE preporučam ostalima da se njome služe kao jedinim izvorom za maturu (nikakva skripta ne može zamijeniti udžbenike). Pokušala sam skriptu učiniti čitljivom uz pretpostavku poznavanja samo osnovnoškolske kemije i fizike te matematike za osnovnu razinu mature plus logaritama, ali ne znam koliko sam u tome uspjela. Naglasak je na naprednijem gradivu koje nije (dovoljno detaljno) obrađeno u udžbenicima, a osnovne koncepte dala sam što sažetije. Za pripremanje za maturu nakon prolaska kroz skriptu preporučam rješavanje zadataka s prošlih matura uz pomoć Obrazloženih rješenja zadataka s nacionalnih ispita i državnih matura koja su također objavljena na www.drzavna–matura.com i kojima sam također autorica. Molim da sve uočene greške, nejasnoće i primjedbe oko skripte ili rješenja zadataka javite na
[email protected] kako biste dobili razjašnjenja i kako bi sljedeća verzija skripte bila bolja.
Upute za snalaženje u skripti: Boja teksta upućuje na težinu gradiva: zelenom je označeno osnovno gradivo koje bi svi trebali bar donekle poznavati za dovoljan ili dobar uspjeh na maturi, narančastom je označeno nešto naprednije gradivo (za više ocjene), a tamnocrvenom najnaprednije gradivo (za one koji žele znati više – nije vjerojatno, premda nije ni posve isključeno, da će se takvo gradivo pojaviti na maturi); ljubičastom je označeno gradivo koje se ne bi smjelo pojaviti na maturi, ali može olakšati
razumijevanje gradiva za maturu i/ili pomoći onima koji žele znati više.
Oznake: Zadatak čije rješenje je dano odmah nakon njega ili nakon tog bloka zadataka Primjer Poveznica s gradivom obrađenim drugdje u skripti 1
Bilo bi besmisleno strogo se držati redoslijeda u ispitnom katalogu jer ne slijedi nijednu logiku učenja i previše razdvaja povezana gradiva, pa sam odabrala osnovni redoslijed "od jednostavnog prema složenijem" tj. od atoma i molekula preko kemijskih reakcija do složenijih struktura tvari (kristala, otopina).
6
1. Kemijske strukture (atomi i molekule) 1.1.
Osnovna građa atoma i molekule
atom = jezgra (čine ju elementarne čestice nukleoni = protoni i neutroni pozitivno nabijena, većina mase a zanemariv dio volumena atoma) + elektronski omotač (prostor oko jezgre po kojem se velikom brzinom gibaju elektroni negativno nabijen, većina volumena2 a zanemariv dio mase atoma) Elementarne čestice ili subatomske čestice3: čestica
masa
naboj
proton
1,673×10–27 kg
+1,602×10–19 C
neutron
1,675×10–27 kg
0
elektron
9,109×10–31 kg
–1,602×10–19 C
Elementarni naboj e je apsolutna vrijednost naboja jednog protona odnosno jednog elektrona (naboj protona i elektrona je istog iznosa, a suprotnog predznaka). Atom je električki neutralan – sadrži jednak broj pozitivno i negativno nabijenih elementarnih čestica pa mu je naboj 0. Otpuštanjem elektrona iz atoma nastaje kation čiji pozitivan nabojni broj pokazuje koliko elektrona imaju manjka u odnosu na odgovarajući atom, a kad atom primi elektron(e) nastaje anion čiji negativan nabojni broj pokazuje koliko elektrona ima viška u odnosu na odgovarajući atom. Pri tome se broj protona i neutrona ne mijenja. Npr.: kation
atom
anion
H+
H
H–
1 p+
1 p+
1 p+
0 n0
0 n0
0 n0
0 e– nabojni broj +1
– 1 elektron
1 e– nabojni broj 0
+ 1 elektron
2 e– nabojni broj –1
Radijus jezgre je otprilike (reda veličine) 10–15 m, a radijus atoma 10–10 m. Ne treba znati ove niti bilo koje druge takve brojke napamet, sve koje su potrebne dobiju se uz ispit u popisu konstanti na onoliko znamenaka na koliko ih treba koristiti. 2
3
7
kation
atom
anion
P
P3–
15 p+
15 p+
16 n0
16 n0
15 e–
+ 3 elektrona
nabojni broj 0 Mn2+
Mn
25 p+
25 p+
30 n0
30 n0
23 e–
– 2 elektrona
nabojni broj +2
18 e– nabojni broj –3
25 e– nabojni broj 0
Molekula je električni neutralan spoj više atoma (istih ili različitih). Višeatomni anioni i kationi odnose se prema molekulama isto kao jednoatomni anioni i kationi prema atomima, npr. O22– (peroksidni anion) ima 2 elektrona više nego O2 (molekula kisika).
1.2.
Atomski i maseni broj
Pojedini atom (nuklid, vidi dalje) označava se:
Z = atomski (protonski, redni) broj = broj protona u jezgri A = nukleonski (maseni) broj = broj protona + broj neutrona neutronski broj = broj neutrona u jezgri = A – Z Npr.:
Z = 27, A = 59 N(p+) = 27, N(n0) = 59 – 27 = 32, N(e–) = 27
8
1.3.
Nuklid, izotop, izobar i kemijski element
Nuklid je skup svih atoma koji imaju isti broj i protona i neutrona u jezgri, npr. svi ne skupa s njima i
ali
i
Izotopi su atomi istog kemijskog elementa (dakle imaju isti broj protona u jezgri) a različitog broja neutrona u jezgri pa time i različitog masenog broja, npr.
,
i
Izobari su atomi različitih kemijskih elemenata (dakle imaju različit broj protona u jezgri) a istog masenog broja, npr.
i
Kemijski element je skup svih atoma (izotopa) koji imaju isti broj protona u jezgri.
1.4.
Elektronska struktura atoma i atomski spektri
Bohrov model atoma: elektroni kruže oko jezgre po određenim putanjama (vrlo velikima u odnosu na veličinu jezgre), koje je Bohr pojednostavljeno zamislio kao kružnice – elektron na određenoj putanji ima određenu energiju i može apsorbirati (primiti) samo točno toliko energije koliko mu je potrebno za prelazak u putanju većeg polumjera (ili potpuno napuštanje atoma, što odgovara prelasku u putanju beskonačnog polumjera – to je onda energija ionizacije), a pri povratku u putanju manjeg polumjera emitira (otpušta) jednako toliko energije. Bohrov model najbolje opisuje atom vodika, koji ima samo jedan elektron (jer ne uzima u obzir međusobno odbijanje više elektrona). Normalno (većinu vremena, bez vanjskih utjecaja) atom se nalazi u osnovnom stanju – elektroni u putanjama što manjeg polumjera tako da imaju što manju energiju.
9
elektron
n=1 n=2 n=3 jezgra n=4 Prirodni broj n je redni broj orbitale, orbitale manjeg n su manjeg polumjera, za atome s više elektrona n je broj ljuske (za vanjske tj. valentne elektrone jednak broju periode u kojoj se taj atom nalazi u periodnom sustavu). Kad je atom izložen energiji tj. elektromagnetskom zračenju (npr. vidljiva svjetlost, infracrveno ili ultraljubičasto zračenje – infra– znači da ima manju energiju od crvene svjetlosti, a ultra– da ima veću energiju od ljubičaste), elektron može primiti točno određeni iznos energije, umnožak Planckove konstante (h = 6,626×10–34 J s) i frekvencije (često se označava s malim grčkim slovom ni, ν, označit ću ovdje ipak s f radi jasnoće, da se ne brka s brzinom v) tog zračenja (frekvencija = brzina svjetlosti / valna duljina, f = c/λ, što se može izvesti iz definicijske formule frekvencije f = 1/T i opće formule za brzinu v = s/t pri čemu je valna duljina λ put prijeđen tijekom jednog perioda T), dakle ΔE = hf = hc/λ (brzina
svjetlosti c = 3 × 108 m/s), to što prima energiju znači da je promjena energije pozitivna, pri čemu prelazi u putanju većeg polumjera tj. većeg n (za vodikov atom ΔE = hcRH(1/npočetno2 – 1/nkonačno2; Rydbergova konstanta RH = 1,097×107 m–1) (ne mora nužno u odmah sljedeći)
10
hf ΔE>0
a nakon toga (u gotovo nezamislivo kratkom vremenu) vraća se u putanju manjeg polumjera tj. manje energije, pri čemu otpušta (emitira) energiju, sve se računa jednako samo promjena energije tada naravno mora biti negativna ( promjena energije elektrona po predznaku je analogna, naravno, s promjenom energije sustava za endotermnu odnosno egzotermnu reakciju), ta valna duljina pojavljuje se u emisijskom spektru atoma odnosno u nekim slučajevima može se i vidjeti da emitira svjetlost te boje (bojenje plamena kationima), a jednaka je odgovarajućoj valnoj duljini u apsorpcijskom spektru (jer su promjene energije jednake).
hf ΔE<0
I apsorpcijski i emisijski atomski spektri dobivaju se tako da se tvar prvo zagrije na vrlo visoku temperaturu pod niskim tlakom da se atomizira – rastavi na pojedinačne atome (i/ili ione) u plinovitom stanju (jer bi se inače dobili spektri tvari u cjelini, molekula itd., koji su složeniji). Kontinuirani spektar bijele svjetlosti: 11
(brojke su valne duljine u nanometrima, ne treba ih učiti napamet ali zgodno je orijentacijski znati da je vidljiva svjetlost valne duljine otprilike od 400 (ljubičasta) do 700 (crvena) nm)
Za razliku od kontinuiranog spektra, atomski spektri su linijski, "isprekidani" jer se u njima pojavljuju ili nedostaju samo neke valne duljine. Apsorpcijski spektar (propuštanjem kontinuiranog spektra bijele svjetlosti kroz atomizirani uzorak iz njega se uklanjaju valne duljine koje atomi apsorbiraju) izgleda npr. ovako:
Emisijski spektar (kad samo atomizirani uzorak na još višoj temperaturi služi kao izvor svjetlosti) izgleda npr. ovako:
Valne duljine koje nedostaju u apsorpcijskom spektru (crne linije) su one koje se pojavljuju u emisijskom (obojene linije)!
1.5.
Periodni sustav elemenata
Periodni sustav je tablica u koju su logično (redom po porastu atomskog broja, a u stupce po sličnosti kemijskih svojstava koja proizlaze iz elektronske konfiguracije) poredani svi kemijski elementi. To je osnovni kemičarev "rekvizit" i pri rješavanju velike većine kemijskih zadataka nužno je gledati u periodni sustav te se iz njega jako puno može pročitati o elementima pa i njihovim spojevima, stoga se s njime treba jako dobro upoznati i uvijek ga pri rješavanju zadataka imati pri ruci. Periodni sustav koji se dobije s ispitom:
12
– ima: simbole elemenata, redne brojeve, relativne atomske mase – nema: nazive elemenata, nazive blokova, perioda i skupina, pomoćne oznake za odčitavanje elektronske konfuguracije, podjelu na metale i nemetale, oksidacijske brojeve...
1.6.
Elektronska konfiguracija
Elektronska konfiguracija je raspored elektrona po energetskim razinama u atomu (orbitala se može zamisliti kao "putanja" elektrona s određenom energijom u gibanju oko jezgre, odnosno nešto je bolja predodžba dio prostora u blizini jezgre u kojem taj elektron provodi najviše svog vremena). Za atom ili jednoatomni ion u osnovnom stanju (u kojem svi elektroni imaju svoju najnižu moguću energiju), ne previsokog atomskog broja, elektronska konfiguracija može se odčitati iz periodnog sustava. Treba ju znati odčitati iz periodnog sustava samo za elemente prve 4 periode:
13
s
1s
d
p
2s
2p
3s
3p
4s 3d
4p
(na slici su dane pomoćne oznake za odčitavanje el. konfiguracije koje periodni sustav na ispitu nema!) Npr.: H = 1s1 He = 1s2 Li = 1s2 2s1 = [He] 2s1 B = 1s2 2s2 2p1 = [He] 2s2 2p1 Ne = 1s2 2s2 2p6 = [He] 2s2 2p6 Sc = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 = [Ar] 4s2 3d1 Zn = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 = [Ar] 4s2 3d10 Kr = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 = [Ar] 4s2 3d10 4p6 Iznimke (pogodnije su elektronske konfiguracije s polupopunjenim odnosno popunjenim d–orbitalama): Cr = [Ar] 4s1 3d5 (a ne [Ar] 4s2 3d4) Cu = [Ar] 4s1 3d10 (a ne [Ar] 4s2 3d9)
Neki smatraju da je pravilnije prvo pisati 3d a onda 4s elektrone, oba redoslijeda bi trebala biti prihvatljiva.
...i za njihove ione: 14
kationi od elektronske konfiguracije atoma oduzima se odgovarajući broj zadnje dodanih elektrona Npr.: Li+ = 1s2 ( = [He] ) Ca2+ = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 ( = [Ar] ) Al3+ = 1s2 2s2 2p6 ( = [Ne] ) anioni elektronskoj konfiguraciji atoma dodaje se odgovarajući broj sljedećih elektrona Npr.: H– = 1s2 ( = [He] ) O2– = 1s2 2s2 2p6 ( = [Ne] ) P3– = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 ( = [Ar] ) Općenito, elementi najlakše (najčešće) tvore ione čija je elektronska konfiguracija jednaka elektronskoj konfiguraciji po rednom broju najbližeg plemenitog plina. Kationi prijelaznih elemenata: prvo odlaze 4s, a tek onda 3d elektroni. Npr.: Fe = [Ar] 4s2 3d6
Cu = [Ar] 4s1 3d10
Fe2+ = [Ar] 3d6
Cu+ = [Ar] 3d10
Fe3+ = [Ar] 3d5
Cu2+ = [Ar] 3d9
Zadatak: Koji od navedenih elemenata ima elektronsku konfiguraciju vanjske ljuske s 2p4? a. Ca b. Cr c. Ge d. Se Rješenje: d Dodatno obrazloženje: Vanjsku ljusku čine samo elektroni u orbitalama s najvećim brojem, npr. u ovom slučaju 4s2 4p4. Valentnu ljusku čine samo elektroni koji mogu sudjelovati u kemijskoj vezi (prvenstveno postati dio podijeljenog elektronskog para koji čini kovalentnu vezu) – najčešće su to upravo elektroni vanjske ljuske (kod prijelaznih elemenata mogu biti i d–elektroni).
1.7.
Polumjeri atoma
Atomski polumjer je udaljenost od jezgre do "kraja" elektronskog omotača (elektronski omotač nema čvrste granice nego je to područje u kojem se elektroni gibaju tj. u kojem je najvjerojatnije da se nalaze svi elektroni koji "pripadaju" tom atomu, obično se uzima 15
vjerojatnost 90%) atoma određenog elementa samog po sebi ("pojedinačnog atoma u plinovitom stanju"). Na taj polumjer se misli kad se uspoređuju polumjeri pomoću periodnog sustava ( vidi 1.8.). Ne može se izmjeriti, osim (uglavnom kod metala) iz podataka za kristalne rešetke ( vidi Kristalne strukture mogu se mjeriti samo udaljenosti među jezgrama, a ne udaljenost od jezgre do kraja elektronskog omotača), ili se procjenjuje i izračunava iz ostalih polumjera i drugih podataka (komplicirano). Ionski polumjer je udaljenost od jezgre do "kraja" elektronskog omotača za anion ili kation. Često se može odrediti iz podataka za kristalne rešetke ionskih spojeva ( vidi Kristalne strukture). Kovalentni polumjer je polovica udaljenosti između jezgara dvaju (istovrsnih) atoma međusobno povezanih kovalentnom vezom. Van der Waalsov polumjer je polovica udaljenosti između jezgara dvaju (istovrsnih) atoma koji su si najbliže moguće ("u dodiru") a da nisu međusobno povezani kovalentnom vezom – uvijek je dulji od kovalentnog polumjera. Npr. za klor:
Cl2
Cl
Cl2
r(atomski)
2r(van der Waalsov) 2r(kovalentni)
Cl–
r(ionski)
16
1.8.
Periodičnost atomskih svojstava energija ionizacije, elektronski afinitet, elektronegativnost
atomski polumjer
(razmatramo prvenstveno s i p elemente bez plemenitih plinova, d (prijelazne metale) i f (lantanoide i aktinoide) elemente ignoriramo) Znakovi se trebaju shvatiti kao "crescendo" i "decrescendo" u glazbi odnosno "manje" i "veće" u matematici – gdje je vrh, u tom smjeru je to svojstvo najmanje, a gdje je otvoreni kraj, u tom smjeru je najveće.
Energija ionizacije je energija potrebna za izbacivanje elektrona iz atoma (u plinovitom stanju). Što je energija ionizacije manja, atom lakše tvori katione (jer to znači da je za nastajanje kationa potrebno manje energije). X(g) X+(g) + e–, ΔE = Ei To je prva energija ionizacije, a druga, treća itd. je energija potrebna za izbacivanje sljedećeg elektrona iz kationa. Tamo gdje je razlika između dviju susjednih energija ionizacije istog elementa osobito velika (za red veličine), počinje nova ljuska, npr. ako je 3. energija ionizacije 10 puta veća od druge, atom ima 2 valentna elektrona.
Elektronski afinitet je energija potrebna za izbacivanje elektrona iz jednovalentnog aniona (u plinovitom stanju; = – energija koja se oslobodi kad atom primi elektron). Što je elektronski afinitet veći, atom lakše tvori anione (jer to znači da se pri nastajanju aniona oslobodi veća energija). X–(g) X(g) + e–, ΔE = Eea
17
Elektronegativnost je veličina ovisna o energiji ionizacije i elektronskom afinitetu koja pokazuje relativnu (u odnosu na ostale elemente) težnju da atom tvori anione ili katione (što je veća, lakše tvori anione, što je manja, lakše tvori katione) odnosno ima negativan ili pozitivan oksidacijski broj u spojevima ( vidi Redoksi). Što je veća razlika elektronegativnosti između elemenata u vezi, veza je polarnija odnosno više ionskog karaktera. Dakle, elektronegativnost pokazuje koliko atom "voli" elektrone tj. koliko ih jako privlači k sebi. Plemenitim plinovima ne određuje se elektronegativnost jer ne tvore spojeve ili ih ne tvore dovoljno.
Najjednostavnije je zapamtiti da je cezij (dolje lijevo) najveći a fluor (gore desno) najmanji (zapravo su vodik i helij još manji jer imaju elektrone samo u jednoj ljuski) te se polumjer mijenja u skladu s tim, a ostala svojstva (energija ionizacije, elektronski afinitet, elektronegativnost) obrnuto (ili zapamtiti analogno za elektronegativnost pa iz toga izvoditi ostalo).
Atomski polumjer, energija ionizacije i elektronski afinitet ne mijenjaju se kroz periodni sustav posve pravilno – najvažnije iznimke: elementi borove i kisikove skupine imaju manju prvu energiju ionizacije od prethodećih elemenata berilijeve odnosno dušikove skupine jer se njihovom ionizacijom izbija jedini p elektron vanjske ljuske odnosno ostaju 3 nesparena p elektrona (polupopunjene p orbitale); elementi berilijeve i dušikove skupine imaju osobito nizak elektronski afinitet jer imaju popunjene valentne s orbitale odnosno polupopunjene valentne p orbitale, p–elementi 2. periode imaju manji elektronski afinitet od elemenata ravno ispod sebe jer su njihovi atomi vrlo mali pa "redovni" elektroni jače odbijaju dodatni elektron, dakle najveći elektronski afinitet u periodnom sustavu ima klor a ne fluor. Zadaci: 1. Koji od navedenih elemenata je najelektronegativniji? a. Br b. N c. O d. S 2. Koje svojstvo se u periodnom sustavu smanjuje slijeva nadesno i povećava odozgo prema dolje? a. polumjer atoma b. elektronegativnost 18
c. energija ionizacije d. talište 3. Koji od navedenih atoma ima najmanju prvu energiju ionizacije? a. Na b. K c. Mg d. Ca 4. Kojem od navedenih elemenata druge periode odgovara navedenih prvih šest energija ionizacije (u eV)? Ei1 Ei2 Ei3 Ei4 Ei5 Ei6 11
24
48
64
392
490
a. B b. C c. N d. O e. F 5. Kojim su redom atomi P, S, As ispravno poredani prema rastućem polumjeru? a. P, S, As b. As, S, P c. S, P, As d. P, As, S 6. Koji od navedenih atoma ima najveći atomski polumjer? a. Li b. K c. As d. Br 7. Koji je točni redoslijed kad se atomi Li, Be, B, Na poredaju po porastu atomskog polumjera? a. Li, Be, B, Na b. Li, Na, B, Be c. Na, Li, Be, B d. B, Be, Li, Na Rješenja: 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7.
C A B B C B D
19
1.9.
Periodičnost fizikalnih i kemijskih svojstava tvorenje aniona, nemetalna svojstva i reaktivnost nemetala, kiselost oksida, kovalentni karakter oksida, hidrida i halogenida gustoća, tališta, vrelišta
tvorenje kationa, metalna svojstva i reaktivnost metala, bazičnost oksida, ionski karakter oksida, hidrida i halogenida
(f elemente ignoriramo, plemenite plinove ignoriramo za kemijska svojstva, vodik je poseban slučaj) Znakovi se trebaju shvatiti kao "crescendo" i "decrescendo" u glazbi odnosno "manje" i "veće" u matematici – gdje je vrh, u tom smjeru je to svojstvo najmanje, a gdje je otvoreni kraj, u tom smjeru je najveće.
Sva ta svojstva proizlaze iz osnovnih svojstava atoma (polumjera i elektronegativnosti), koja proizlaze iz broja elementarnih čestica i elektronske konfiguracije. Zadatak: Oksid kojeg od navedenih elemenata je najviše ionski? a. Al b. B c. C d. Si Rješenje: a
1.10.
Izoelektronske čestice i njihova veličina
Izoelektronske čestice su čestice koje imaju isti broj elektrona (NE u jezgri nego u elektronskom omotaču): – atomi – neutralni (broj elektrona = broj protona) – kationi – pozitivno nabijeni ioni (broj elektrona < broj protona) X n+ – anioni – negativno nabijeni ioni (broj elektrona > broj protona) X n– Najčešće je atom plemenitog plina (najstabilnija elektronska konfiguracija, popunjena vanjska (valentna) ljuska) izoelektronski s nekoliko aniona i kationa (nastalih iz atoma koji se
20
nalaze do tri mjesta ispred odnosno iza njega u periodnom sustavu – uvijek gledati u periodni sustav elemenata kad se rješavaju zadaci s izoelektronskim česticama!) Kationi su uvijek manji (i to znatno manji) od izoelektronskih atoma (protoni iz jezgre jače privlače manji broj elektrona), što je veći nabojni broj kationa, to mu je polumjer manji. Anioni su uvijek veći (i to znatno veći) od izoelektronskih atoma (protoni iz jezgre slabije privlače veći broj elektrona), što je veći nabojni broj aniona, to mu je polumjer veći. Dakle generalno, što više elektrona (osobito u odnosu na broj protona), to je čestica veća! Izoelektronske mogu biti i čestice koje se sastoje od više atoma (molekule i višeatomni ioni) – gleda se zbroj elektrona atoma od kojih se čestica sastoji minus nabojni broj (uzimajući u obzir predznak nabojnog broja!); njihove odnose veličina teže je predvidjeti, ali uglavnom vrijedi isto pravilo. Takve izoelektronske čestice uvijek imaju isti prostorni oblik. Sol koja sadrži katione alkalijskog metala četvrte periode i njima izoelektronske anione je: A. KCl;
B. NaF;
C. NaCl;
D. CaCl2
Rješenje: A
Zadaci 1. Prekriži česticu koja nije izoelektronska s ostalima, a izoelektronske čestice poredaj po veličini od najmanje prema najvećoj: Ar, Ca2+, Cl–, K+, P3–, S2–, Sc3+, Zn2+. 2. Koje su od navedenih čestica izoelektronske: a) O– F; b) Fe2+ K; c) S– Br; d) Mg+ Na ? Stavi znak nejednakosti u kvadratić između njih (i samo između njih) da označiš odnos veličina njihovih polumjera. 3. Koja od navedenih čestica je izoelektronska s NO2+? a) N2O; b) NO2–; c) NH2–; d) SO2 4. Poveži molekule s izoelektronskim ionima. a) CH4
__ N2H62+
b) C2H6
__ C2O42–
c) CO2
__ NH4+
d) N2O4
__ C22–
e) N2
__ NO2+
Rješenja 1. Zn2+; Sc3+, Ca2+, K+, Ar, Cl–, S2–, P3– 21
2. a) O–
F; d) Mg+
Na
3. a 4. b, d, a, e, c
1.11.
Vrste kemijskih veza
Osnovne vrste kemijskih veza su: ionska, kovalentna i metalna veza. Kovalentna veza je veza koja nastaje dijeljenjem elektronskog para među dva atoma (bez obzira kojem su atomu „originalno pripadali“ – najčešće svakom po jedan – elektroni pripadaju oba povezana atoma istovremeno). Može biti jednostruka (jedan podijeljeni elektronski par) ili višestruka (dvostruka ili trostruka 2 ili 3 podijeljena elektronska para između ista dva atoma). Kovalentna veza može biti nepolarna (posve nepolarna veza je samo među istovrsnim atomima, ali i veze među atomima koji se malo razlikuju po elektronegativnosti imaju svojstva nepolarnih veza, npr. C–H) i polarna (među atomima koji se više razlikuju po elektronegativnosti). polarna veza ≠ polarna molekula! Polarne molekule su one koje imaju polarne veze koje nisu centralno simetrično raspoređene (ne "poništavaju" se naboji) – npr. CH3Cl je polarna molekula, a polarna bi bila i CBrClFI, ali CCl4 nije iako sadrži 4 polarne C–Cl veze jer su one u prostoru simetrično raspoređene (tetraedar), CO je polarna molekula a CO2 nije; H2O i NH3 su polarne jer su oko središnjeg atoma osim atoma vodika raspoređeni i slobodni elektronski parovi pa raspored nije simetričan (a analogno tome i SO2, ali XeF4 je nepolarna jer je u njoj raspored atoma simetričan unatoč nepodijeljenim elektronskim parovima...). Sve dvoatomne molekule osim onih elementarnih tvari su očito polarne. Polarna veza može se prikazati kao vektor–strelica (u smjeru te veze u prostoru, orijentacije od elektronegativnijeg prema manje elektronegativnom atomu ili obrnuto, samo je bitno da se uvijek uzima isto, i duljine proporcionalne duljini veze). Tako se najjednostavnije i najpouzdanije može odrediti polarnost molekule – molekula je nepolarna ako je zbroj svih takvih vektora u njoj 0 tj. ako se njihovim slaganjem (početak jednog na kraj prethodnog) u 3D prostoru (bez rotacije) na kraju opet dođe u početnu točku („međusobno se poništavaju“), a inače je polarna. kovalentni spoj = spoj koji sadrži samo kovalentne veze 22
ionski spoj ≠ spoj koji sadrži samo ionske veze! – višeatomni ioni ( NH4+, OH–, SO42–, PO43–, Cr2O72–, CH3COO–...) unutar sebe su povezani kovalentnim vezama, a s drugim ionima ionskom vezom – npr. NH4ClO4 se sastoji od NH4+ i ClO4– iona te jedna formulska jedinka sadrži jednu ionsku i 11 kovalentnih veza (4 N–H, 3 Cl=O i 1 Cl–O) Ionska veza je ona u kojoj elektron(i) u potpunosti prelazi s jednog atoma na drugi, pri čemu nastaju anioni i kationi. Ionsku vezu tvore atomi koji se međusobno jako razlikuju po elektronegativnosti (tipično metal–nemetal međusobno jako udaljeni u periodnom sustavu), a kovalentnu istovrsni atomi i atomi koji se međusobno manje razlikuju po elektronegativnosti (tipično dva nemetala ili nemetal–elektronegativni metal). Granica između ionskih i kovalentnih spojeva nije čvrsta (što je razlika elektronegativnosti veća spoj je više ionski, potpuno kovalentne su samo molekule elementarnih tvari, a potpuno ionski spojevi ne postoje), svrstavaju se po svojstvima, orijentacijskom približnom granicom može se smatrati razlika elektronegativnosti 1,9 ali ne smije se u nju previše pouzdati Metalna veza je veza isključivo među atomima metala – istovrsnim ili raznovrsnim (legure). Može se opisati tako što su (vanjski, valentni) elektroni delokalizirani – slobodno se kreću po cijelom komadu (kristalu) metala (zato metali dobro vode električnu struju, koja je usmjereno kretanje tih elektrona, dok se bez protoka električne struje kreću nasumično). Najvažnije razlike u svojstvima većine spojeva: tališta (i vrelišta)
kovalentni niska
ionski visoka
električna vodljivost
slaba
topljivost u vodi (i polarnim otapalima)
slaba za molekule koje nisu jako polarne uglavnom dobra
dobra u talinama i vodenim otopinama uglavnom dobra
topljivost u uglavnom slaba nepolarnim otapalima (npr. kloroform) Jakost ionske veze može se predvidjeti po formuli
metali velik raspon, uglavnom viša nego kovalentni a niža nego ionski dobra praktički nikakva (kemijska reakcija ≠ otapanje) praktički nikakva (kemijska reakcija ≠ otapanje)
23
gdje je k konstanta proporcionalnosti, q1 i q2 naboji iona a r minimalni razmak među njima (zbroj njihovih polumjera), dakle ionska veza je jača među manjim ionima većeg naboja ( npr. jača je u MgO nego u NaCl, u NaCl nego u KI... utjecaj naboja je značajniji nego utjecaj polumjera) – što je ionska veza jača, to su tališta spojeva viša. Jakost kovalentne veze: također su kraće veze (manji zbroj polumjera) jače; trostruke veze su jače (i kraće) od dvostrukih, a dvostruke od jednostrukih (ali dvostruka veza nije dvostruko niti trostruka trostruko jača od jednostruke između istih atoma, nego nešto manje). Tališta i vrelišta kovalentnih spojeva NE ovise o jakosti kovalentne veze nego o jakosti međumolekulskih privlačenja (koja ovise o polarnosti) i masi molekula – viša tališta i vrelišta imaju polarniji spojevi i spojevi veće molarne mase. Kovalentna veza je usmjerena u prostoru, a ionska i metalna nisu. ionski kristali = kristali ionskih spojeva kovalentni kristali ≠ kristali kovalentnih spojeva – u kovalentnim kristalima je vrlo velik broj atoma međusobno povezan kovalentnim vezama – vrlo velika tvrdoća, visoka tališta – primjeri kovalentnih kristala su malobrojni, najpoznatiji je dijamant (i grafit se najčešće tu ubraja, ali nije tipičan kovalentni kristal jer ima slojeve slobodnih elektrona (kao u metalima, zato dobro vodi električnu struju) među slojevima kovalentno vezanih atoma) – kristali većine kovalentnih spojeva (i plemenitih plinova premda su oni pojedinačni atomi a ne molekule) nazivaju se molekulski i na okupu ih drže međumolekulska privlačenja (molekule nisu međusobno povezane kovalentnim vezama!) – mala tvrdoća, niska tališta (često sublimiraju, npr. jod) Zadaci 1. U kojem nizu čestica su sve veze unutar njih kovalentne? A. BCl3, SiCl4, PCl3 B. NH4Br, N2H4, HBr C. I2, H2S, NaI D. Al, O3, As4 2. Veza između kojeg od navedenih parova atoma ima najizraženiji ionski karakter? A. Al–As 24
B. Al–N C. Al–Se D. Al–O 3. Koja od navedenih dvoatomnih molekula sadrži najkraću vezu? A. N2 B. O2 C. F2 D. S2 4.
Koja od navedenih čestica sadrži samo kovalentne veze? A. H2SO4 B. NH4NO3 C. NaOCl D. K2CrO4
5.
Koji je točan redoslijed kad se molekule N2, O2, F2 poredaju po porastu jačine veze? A. N2, O2, F2 B. N2, F2, O2 C. O2, N2, F2 D. F2, O2, N2
6.
Sve navedeno su osobine većine ionskih tvari u čvrstom stanju OSIM: A. visoka električna vodljivost B. visoko talište C. topljivost u vodi D. netopljivost u organskim otapalima
Rješenja 1. A 2. D 3. A 4. A 5. D 6. A
25
1.12.
Međumolekulske interakcije
Osnovne vrste međumolekulskih (dakle među nenabijenim česticama) interakcija (nisu prave veze! jer su mnogo slabije): vodikova veza, van der Waalsove sile, Londonove sile. Vodikova veza je najjače međumolekulsko privlačenje, između atoma vodika vezanog uz jako elektronegativni atom (F, O ili N) i drugog jako elektronegativnog atoma (F, O ili N) koji ima nevezni elektronski par. Vodikovom vezom povezuju se istovrsne ( npr. H2O, NH3, HF zato imaju viša vrelišta nego što bi se očekivalo prema analognim H2S, PH3, HCl; po dvije molekule karboksilnih kiselina se međusobno povezuju u dimere) ili raznovrsne molekule ( npr. CH3CH2OH–H2O zbog čega se etanol jako dobro miješa s vodom, NH3–H2O zbog čega je amonijak jako topljiv u vodi...) ili različiti dijelovi iste molekule ( prvenstveno duže organske molekule s više funkcionalnih skupina, kao što su proteini; parovi nukleotida u DNA međusobno su povezani vodikovim vezama). Službeno se označava s tri točkice ... (i sva 3 atoma koji u njoj sudjeluju – elektronegativni atom – vodik – elektronegativni atom – u pravilu trebaju biti na istom pravcu), ali prihvatljivo je i bilo kako s točkicama ili isprekidanim crticama. Van der Waalsove sile su nevezne interakcije među nenabijenim česticama slabije od vodikovih veza, prvenstveno se misli na privlačenja među polarnim molekulama (dipol– dipol interakcije). Londonove sile (inducirani dipol–inducirani dipol interakcije) podvrsta su van der Waalsovih sila: vrlo slaba privlačenja među nepolarnim molekulama (i atomima plemenitih plinova). Kad ih ne bi bilo, elementarni nemetali i nepolarne molekulske tvari mogli bi biti samo u plinovitom stanju.
1.13. Utjecaj temperature na kemijske veze i međumolekulske interakcije Međumolekulske interakcije porastom temperature slabe jer se molekule sve brže kreću (temperatura je mjera za kinetičku energiju čestica, o kojoj izravno ovisi njihova brzina) te su si međusobno udaljenije (termičko širenje) i stoga slabije djeluju jedna na drugu. Kemijske
26
veze također pri višim temperaturama sve lakše pucaju jer čestice dobivaju sve više energije za njihovo prekidanje.
1.14.
Lewisova simbolika
Lewisova simbolika je uobičajeni način prikazivanja kemijskih elemenata i spojeva (atomi, veze, nevezni vanjski elektroni) na papiru. Simbol elementa (iz periodnog sustava) znači jezgru atoma i unutrašnje elektrone (sve osim valentnih elektrona, što su u pravilu elektroni vanjske ljuske). Točkice znače nevezne (nepodijeljene) elektrone vanjske ljuske – jedna točka . pojedinačni elektron, a dvije : elektronski par. Crtice znače vezne elektrone. Jedna crtica – je jednostruka veza, dvije crtice = dvostruka, a tri Ξ trostruku.
1.15.
Pravilo okteta i odstupanja
„Pravilo okteta“: atomi najčešće tvoreći bilo ione bilo kovalentne veze teže imati 8 valentnih elektrona (nepodijeljeni + podijeljeni) što se naziva oktet (osim prva 3 – H, He, Li koji teže imati 2 = dublet) jer tako imaju posve popunjenu valentnu ljusku što je energetski najpogodnije (najstabilnije). Svi drugi slučajevi su odstupanja od pravila okteta, najčešća su: Be u kovalentnim spojevima teži imati 4 elektrona (npr. u BeCl2), B teži imati 6 elektrona (npr. u BCl3), N može imati neparan broj valentnih elektrona (npr. u NO ih ima 7). Elementi 2. periode ne mogu odstupati prema većem broju od 8 tj. "imati prošireni oktet" („premali su da bi se oko njih naguralo toliko drugih atoma“, točnije za tzv. prošireni oktet elektroni moraju ući u d–orbitale neke od već postojećih ljusaka, a "najmanje" (s najnižom energijom) d–orbitale su 3d), nemetali (i neki prijelazni metali) 3. i kasnijih perioda u kovalentnim vezama mogu imati 10 ili 12 elektrona, npr. P u PCl5, S u SF6...
1.16.
VSEPR teorija
Raspored kovalentno vezanih atoma u prostoru opisuje se pomoću VSEPR teorije (teorija odbijanja elektronskih parova valentne ljuske). Osnovni raspored u prostoru ovisi o tome koliko je "stvari" vezano uz središnji atom (pri čemu je jedna "stvar" jedan atom (bez obzira je li veza jednostruka ili višestruka) ili jedan 27
elektronski par ili jedan nespareni elektron) – "stvari" se raspoređuju tako da budu što udaljenije jedna od druge – zgodno je zamisliti kako bi se rasporedio takav broj jednakih balona zavezanih skupa, ako zanemarimo gravitaciju:
Također preporučam učenje o prostornim strukturama pratiti izradom modela molekula, najjednostavnije od plastelina i čačkalica. Kemijske veze u prostornim formulama crtaju se: iza ravnine papira ispred ravnine papira u ravnini papira broj "stvari"
prostorni oblik
1
linearna
2
linearna
28
3
planarna
4
tetraedar
5
trostrana bipiramida
6
oktaedar
Ako je jedna ili više "stvari" elektronski par (ili nespareni elektron), za oblik koji u prostoru zauzimaju ostale "stvari" (atomi) postoji određeni naziv, pa se svi mogući rasporedi oko jednog središnjeg atoma mogu prikazati (najbitnije strukture su uokvirene, a one koje nemaju praktično značenje precrtane, dani su jednostavni primjeri za sve za koje postoje –
29
nastojte ne učiti strukture napamet nego razumjeti kako ti rasporedi nastaju iz gore navedenih osnovnih rasporeda zamjenom nekih atoma elektronskim parovima) : broj
od toga el.
"stvari"
parova (ili
0
1
2
3
4
nesparenih elektrona)
1 linearna H2
He
H–H
He:
linearna
linearna
BeCl2
–CN
2
–C ̅N: 3
planarna
planarna
BCl3
kutna SO2
linearna NO
4
tetraedar
trostrana
CH4
piramida
NH3
planarna
linearna
kutna
HCl
Ar
H2O
30
broj
od toga el.
"stvari"
parova (ili
0
1
2
3
4
trostrana
oblik
T–oblik
linearna
linearna
ljuljačke
ClF3
XeF2
nesparenih elektrona)
5
bipiramida
PCl5
SF4
6
linearna
oktaedar
kvadratna
planarna
SF6
piramida
kvadratna
ClF5
XeF4
T–oblik
VSEPR teorija kaže da se međusobno najjače odbijaju slobodni elektronski parovi, a najslabije vezni elektronski parovi. Zbog toga se nevezni elektroni (slobodni elektronski parovi i nespareni elektroni) najprije smještaju u položaje međusobno što udaljenije i što udaljenije od ostalih "stvari" (vidi npr. planarni kvadratni oblik). Iz istog razloga su kutevi među neveznim elektronima te između neveznog elektrona i vezanog atoma malo veći od onih danih u prvoj tablici, a kao posljedica toga su kutevi među atomima vezanim uz atom koji ima i nevezne elektrone malo manji od onih danih u prvoj tablici. Točne kuteve nije moguće samim time jednostavno predvidjeti, ali npr. za molekule koje potječu iz tetraedra oni su približno (ne treba znati brojke, nego poredak i uočiti da te razlike nisu osobito velike ali ni zanemarive):
31
1.17.
Kako nacrtati prostornu strukturu?
npr. HSO4– Napisati Lewisovom simbolikom: -
pripisati svakom atomu njegov broj "točkica" tj. valentnih elektrona
-
smisleno povezati atome u molekulu (vodik je jednovalentan4!, ugljik gotovo uvijek četverovalentan, središnji atom je najčešće onaj koji je jedini takav i/ili onaj najvećeg atomskog broja), anion ili kation (dodati odnosno oduzeti onoliko elektrona koliki je nabojni broj!) O
H
O
S
O
O
+ 1e–
4
Valencija u kovalentnom spoju je broj kemijskih veza koje atom tvori (pri čemu se dvostruka veza računa kao dvije veze itd.).
32
Odrediti koliko je "stvari" oko svakog atoma i koliko je od toga veza a koliko neveznih (parova) elektrona (osim za vodik jer za nj postoji samo jedna mogućnost), i prema tome odrediti prostorni raspored: – S okružuju 4 veze tetraedar – lijevi O dvije veze i dva nevezna para kao u molekuli vode, planarna kutna – ostali O imaju po jednu vezu i dva ili tri nevezna para – ako je samo jedna veza, raspored može biti samo linearan ... i što jasnije ga nacrtati raznim vrstama crtica
1.18.
Vrste kemijskih formula i izomeri (u organskoj kemiji)
Empirijska formula pokazuje najmanji (cjelobrojni) međusobni omjer atoma u nekom kemijskom spoju – ne može se "skratiti" (podijeliti nekim brojem da broj svake vrste atoma u formuli još bude cijeli). Molekulska formula pokazuje broj atoma međusobno povezanih u molekulu – ponekad se može "skratiti" u empirijsku formulu. Formule ionskih spojeva su empirijske (jer su po definiciji formulske jedinke najmanji cjelobrojni omjeri brojnosti različitih atoma u kristalima) (uz rijetke iznimke koje sadrže ione čija molekulska formula nije jednaka empirijskoj, kao što su peroksidi, jer oni sadrže O22– ion, npr. Na2O2). Empirijska formula se razlikuje od molekulske najčešće kod organskih tvari (zbog svojstva ugljika da se povezuje u vrlo raznolike, često dugačke lance), ali i kod nekih anorganskih molekula ( npr. fosforov(V) okisid ima molekulsku formulu P4O10 a empirijsku P2O5, vodikov peroksid ima molekulsku formulu H2O2 a empirijsku HO, hidrazin ima molekulsku formulu N2H4 a empirijsku NH2). Više molekulskih formula može biti ekvivalentno jednoj empirijskoj formuli – npr. empirijsku formulu CH2O imaju spojevi molekulske formule CH2O, C2H4O2, C3H6O3... Sažeta (kondenzirana) strukturna formula pokazuje raspored atoma u molekuli, ali tako da ne prikaže one veze koje se po pravilima vezivanja podrazumijevaju (jednostruke) i da se (ako je ikako moguće) može napisati u jednom redu. 33
Strukturna formula pokazuje raspored atoma u molekuli tako da pokaže sve atome i sve veze među njima, ali kao da je molekula u ravnini papira (dvodimenzionalna), ne vodeći računa o prostornom rasporedu veza oko svakog atoma. Lewisova strukturna formula je strukturna formula koja osim veza pokazuje i nevezne parove valentnih elektrona (i pojedinačne valentne elektrone ako ih ima) – u pravilu ako se traži napisati strukturnu formulu ne škodi napisati Lewisovu strukturnu formulu (naravno točno). Najvažnije pravilo za pisanje strukturnih formula organskih spojeva: UGLJIK JE ČETVEROVALENTAN – IZ SVAKOG ATOMA UGLJIKA MORAJU VODITI 4 CRTICE! (naravno ako nema naboj ni nevezne elektrone...) Formula s veznim crticama koristi se za brži i pregledniji prikaz većih organskih molekula. Atomi ugljika su na krajevima crtica i uglovima među njima. Jednostruke crtice su jednostruke veze, dvostruke crtice dvostruke veze, trostruke crtice trostruke veze, kao i u ostalim strukturnim formulama. Podrazumijeva se da je za svaki atom ugljika vezano onoliko atoma vodika koliko nedostaje da bi ugljik bio četverovalentan (ali atomi vodika vezani uz ostale atome se crtaju!), a svi atomi koji nisu ugljik ni vodik vezan za ugljik prikazuju se svojim simbolima kao u strukturnoj ili Lewisovoj strukturnoj formuli. Prostorna formula prikazuje prostorni raspored atoma u tri dimenzije veza između atoma koji bi se nalazili u ravnini papira veza prema atomu koji bi se nalazio iza papira veza prema atomu koji bi se nalazio ispred papira
Primjeri: empirijska
molekulska sažeta strukturna
CHO
C2H2O2
strukturna
Lewisova strukturna
veznim crticama
prostorno
CHOCHO (planarna molekula)
CHCl
C2H2Cl2
CH2=CCl2 CHCl=CHCl (strukturni izomeri)
34
empirijska
molekulska sažeta strukturna
strukturna
Lewisova strukturna
veznim crticama
(geometrijski izomeri)
CH2
C3H6
prostorno
(planarne molekule)
H2C=CHCH3
(strukturni izomeri)
IZOMERI STEREOIZOMERI
STRUKTURNI IZOMERI GEOMETRIJSKI IZOMERI*
OPTIČKI IZOMERI
ENANTIOMERI
DIJASTEREOMERI
*geometrijski izomeri također spadaju u dijastereomere Strukturni izomeri imaju istu molekulsku, a različitu strukturnu formulu (isti broj različitih atoma u molekuli, a različit raspored atoma i veza). Imaju različita fizikalna i kemijska svojstva (mogu pripadati i posve različitim vrstama spojeva). npr. CH3–O–CH3 (dimetil–eter) i CH3CH2OH (etanol); CH3–CH2–CH=CH2 (but–1–en) i CH3–CH=CH–CH3 (but–2–en) Stereoizomeri imaju istu molekulsku i (sažetu) strukturnu formulu, a različit prostorni raspored atoma (prostornu formulu) Geometrijski izomeri – cis/trans ili Z/E – različite skupine (ili skupine različitog prioriteta) nalaze se na istoj ili na različitim stranama dvostruke veze 35
cis–1,2–dikloreten trans–1,2–dikloreten (za Z i E vidi dolje CIP–pravila) Optički izomeri – 4 različite skupine su vezane uz 1 atom ugljika različitim redoslijedom, tako da se nikakvim okretanjem molekule ne mogu preklopiti – na svakom atomu ugljika za koji su vezane 4 različite skupine ( = asimetrično supstituirani ugljikov atom = kiralni C atom = kiralni centar) može se odrediti apsolutna konfiguracija: R ili S pomoću CIP–pravila Enantiomeri – optički izomeri koji se odnose kao predmet i zrcalna slika –na svakom kiralnom C jedan ima suprotnu konfiguraciju nego drugi na odgovarajućem kiralnom C (ako je u jednom S u drugom je R i obrnuto) 1
2
1 4 3
4 3
2
(kao što vidite 4. prioritet ne mora biti H, premda najčešće jest)
(D i L je drukčiji tip oznaka koji se koristi u biokemiji (nije apsolutna nego relativna konfiguracija), prvenstveno za šećere i aminokiseline D šećer ima OH skupinu najdalju od aldehidne ili ketonske skupine desno, a L lijevo; ovakav način prikazivanja naziva se Fischerova projekcijska formula) Dijastereomeri – optički izomeri koji se ne odnose kao predmet i zrcalna slika – mogući samo ako u molekuli postoje najmanje 2 kiralna C – imaju suprotnu konfiguraciju najmanje na jednom kiralnom C, ali također najmanje na jednom imaju istu 36
ako spoj ima n asimetrično supstituiranih ugljikovih atoma, optičkih izomera s tom strukturnom formulom ima 2n, npr. za ovdje prikazanu lančastu formu glukoze/galaktoze/... ima ih 24 = 16 (uključujući navedene, naravno) CIP–pravila (prema ljudima koji su ih osmislili: Cahn, Ingold, Prelog) – određivanje Z/E odnosno R/S konfiguracija (geometrijskih i optičkih izomera) – prema prioritetima: veći prioritet (tj. manji redni broj) = veća atomska masa – ako 2 direktno vezana atoma imaju jednaku, gledaju se sljedeći atomi vezani uz njih i tako koliko god treba dok se ne naiđe na razliku; dvostruka ili trostruka veza računaju se kao dvije odnosno tri jednostruke primjeri: a) oko asimetrično supstituiranog C atoma (taj atom se obično ne piše nego se podrazumijeva da je na sjecištu crta, no ne bi smjelo biti greška ako se napiše) ako brojimo u smjeru kazaljke na satu 1, 2, 3 naziva se R–konfiguracija (lat. rectus), a ako u suprotnom smjeru onda S–konfiguracija (lat. sinister)
po koracima: a. prepoznati da se radi o asimetrično supstituiranom C (vezane 4 različite skupine) b. dodijeliti tim skupinama prioritete prema CIP pravilima c. rotirati molekulu tako da skupina zadnjeg prioriteta (broj 4) bude okrenuta "od tebe" (prema iza papira) 37
d. odrediti ide li 1, 2, 3 u smjeru kazaljke na satu (R) ili obrnuto (S)
b) oko dvostruke veze – među svake dvije skupine vezane uz isti C određuje se koja ima veći prioritet, a zatim ako se skupine istog prioriteta nalaze s iste strane (iznad ili ispod dvostruke veze) konfiguracija se zove Z (njem. zusammen), a ako su sa suprotnih strana zove se E (njem. entgegen) (Z je analogno cis a E trans – to "pravilo iste skupine" ovako je poopćeno u "pravilo isti prioriteti")
Te oznake su uvedene dogovorno kako bi se razlikovali pojedini enantiomeri i dijastereomeri, a to je potrebno jer se enantiomeri razlikuju po jednom fizikalnom svojstvu: zakretanju ravnine polarizirane svjetlosti (za koliki ju kut jedan zakreće u desno, za toliki ju drugi zakreće u lijevo, ali to desno–lijevo nema veze s R–S) te po reakcijama s drugim takvim (kiralnim) molekulama, što je osobito važno za biokemijske reakcije (enzimi su u pravilu molekule s puno kiralnih centara), a dijastereomeri se često razlikuju i po drugim kemijskim i fizikalnim svojstvima. Ako je potrebno napisati drugi enantiomer (npr. imamo S a hoćemo R) ili dijastereomer, samo se zamijene dvije skupine na istom kiralnom C (za enantiomer se to napravi na svim kiralnim C, za dijastereomer samo na nekom).
38
Zadaci 1. Koliko je mogućih izomera s molekulskom formulom C5H12? A. 1 B. 2 C. 3 D. 5 2. Koliko različitih strukturnih izomera postoji za diklorpropan, C 3H6Cl2? A. 4 B. 5 C. 6 D. ništa od navedenog 3. Za sve navedene molekulske formule moguće je napisati stabilnu organsku strukturu, OSIM: A. CH2O B. CH2O2 C. CH3O D. CH4O 4. Koji od navedenih spojeva su izomeri? 1) CH3CH2OCH3 2) CH3CH2OCH2CH3 3) CH3CH2CH2OH 4) CH2=CHOCH3
5.
6.
A. 1 i 3 B. 1 i 2 C. 2 i 3 D. 1 i 4 Izomer 1–butanola je: A. 1–propanol B. butanon C. 1–klorobutan D. dietil eter Koliko je mogućih izomera dibromobenzena (C6H4Br2)? A. 1 B. 2 C. 3 D. 4
7. Koliko različitih oblika (strukturnih i geometrijskih izomera) može imati spoj molekulske formule C3H5Br? A. 1 39
B. 2 C. 3 D. 4 E. 5 Koji od navedenih spojeva može postojati kao dva ili više geometrijskih izomera? A. 1,1–dikloroetan B. 1,1–dikloroeten C. 1,2–dikloroetan D. 1,2–dikloroeten Koliko asimetrično supstituiranih atoma ugljika ima u svakom od sljedećih spojeva?
8.
9.
a)
b)
c)
Rješenja 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9.
C A C A D C E D a) 1; b) 2; c) 5
40
Strukturni izomer spoja na slici je:
A.
B.
C.
D.
Rješenje: B
1.19.
Najvažnije vrste organskih spojeva
naziv skupine
tvorba naziva spoja –an ciklo–...– an
opća formula/ karakteristična skupina CnH2n+2 CnH2n*
primjeri sustavni naziv propan ciklopropan
CH3CH2CH3
alkeni
–en
CnH2n*
propen
CH2=CHCH3
alkini
–in
CnH2n–2* –CΞC– sadrže benzenski prsten
propin
HCΞCCH3
alkani cikloalkani**
areni (aromatski ugljikovodici)
formula
benzen naftalen
41
naziv skupine
tvorba naziva spoja
opća formula/ karakteristična skupina
primjeri sustavni naziv
formula
antracen
halogen– ugljikovodici odnosno organski halogenidi (npr. halogen– alkani) alkoholi
fenoli
eteri
fluor–, klor–, brom–, jod–
–ol
–fenol
alkil– alkil–eter ili alkoksi– alkan
R–X, X = F, Cl, Br ili I (atomom halogenog elementa zamijenjen je atom vodika)
R–OH
1–klorpropan
CH2ClCH2CH3
2–jodpropan
CH3CHICH3
3–brompropin
HCΞCCH2Br
1,2–dikloretan
CH2ClCH2Cl
1,1,1–tribrometan
CBr3CH3
tetrafluormetan
CF4
etanol propan–2–ol
CH3CH2OH
etan–1,2–diol = glikol propan–1,2,3–triol = glicerol
HOCH2CH2OH
sadrže alkoholnu OH skupinu direktno*** vezanu uz benzenski prsten
fenol
R–O–R'
dietileter (ili etoksietan)
4–klor–1– metilfenol
etil–metil–eter ili metoksietan
42
naziv skupine
aldehidi
tvorba naziva spoja –al
ketoni
–on
propanon
karboksilne kiseline
–anska kiselina
etanska kiselina
soli karb. kiselina
–oat
esteri
alikl– alkanoat (1. dio iz alkohola, 2. iz kiseline) –amid
amidi
opća formula/ karakteristična skupina
primjeri sustavni naziv
formula
etanal
sadrže karboksilatni anion
natrijev etanoat
metil–etanoat
etanamid
odnosno
N,N–etil– metilpropanamid
43
naziv skupine
amini
tvorba naziva spoja –amin
opća formula/ karakteristična skupina R–NH2 odnosno
primjeri sustavni naziv
formula
metilamin
CH3NH2
trietilamin
R = bilo kakav smisleni ostatak organskog spoja, R', R'' itd. mogu biti različiti ili isti za navedene spojeve češće su u upotrebi nesustavna imena, redom: acetaldehid, aceton, octena kiselina, natrijev acetat, metil–acetat, acetilamid, ali vjerojatnije će vas tražiti napisati sustavna *određivanje broja dvostrukih ili trostrukih veza ili prstenova u spoju koji sadrži samo ugljik, vodik, kisik (kisik za ovo ništa ne znači) i halogene elemente: od broja atoma H u alkanu s tim brojem atoma C oduzeti (broj H + broj halogenih) u promatranom spoju, dobiveni broj podijeliti s 2 (jer za svaku dvostruku vezu ili prsten ima 2 H manje), tako dobiveni broj je broj dvostrukih veza, ili broj trostrukih veza*2 (svaka trostruka vrijedi kao dvije dvostruke), ili broj prstenova, ili bilo kakva kombinacija (broj dvostrukih veza + 2*broj trostrukih veza + broj prstenova) mora dati taj broj, npr. spoj molekulske formule C8H8Cl2O može imati 4 dvostruke veze ILI 2 trostruke ILI 4 prstena ILI 2 dvostruke i 1 trostruku ILI 2 dvostruke i 2 prstena ILI 2 prstena i 1 trostruku ILI 3 dvostruke i 1 prsten ILI 1 dvostruku, 1 trostruku i 1 prsten ILI ... **može i cikloalkeni od peteročlanog prstena nadalje, ali prstenovi ciklalkina morali bi biti ogromni jer trostruka veza teži linearnom rasporedu
***
ovo nije fenol! nego benzilni alkohol koji ima potpuno alkoholna
svojstva
Zadatak: Imenuj sljedeće spojeve:
a. 44
b.
c.
d.
e.
Rješenje:
f. a. 2–etil–3,4–dimetilpentan b. 3–etilheksan c. 2–metil–3,4–dietilheptan d. 3–metilpenta–1,4–dien e. 3–fenilpenta–1–en (3–fenilpenten) f. 1–etil–2,5–dinitrobenzen
1.20.
Shematske strukture važnih biomolekula
Masti i ulja = trigliceridi = esteri glicerola i tri iste ili različite više masne kiseline (više nezasićenih ulje – tekuće, više zasićenih mast – čvrsta) – vidi saponifikacija pod Važnije organske reakcije
45
GLICEROL
1. MASNA KISELINA
2. MASNA KISELINA
3. MASNA KISELINA
Šećeri – monosaharidi – polihidroksialdehidi ili polihidroksiketoni, ali u vodenim otopinama ponajviše u cikličkom obliku – glukoza (u acikličkom obliku aldehid)
– fruktoza (u acikličkom obliku keton)
– disaharidi – saharoza = glukoza + fruktoza
–polisaharidi (škrob, celuloza = polimeri glukoze) –škrob
46
– celuloza
Aminokiseline i proteini Aminokiseline su male organske molekule koje sadrže i karboksilnu i amino skupinu (kod prirodnih aminokiselina te su skupine vezane na isti C atom, takve se nazivaju α– aminokiseline). U prirodi ih postoji oko 20.
Proteini (bjelančevine) su polimeri aminokiselina međusobno povezanih peptidnom vezom = amidnom vezom između karboksilne skupine jedne i amino skupine druge aminokiseline (nastaje uz izdvajanje H2O = OH iz COOH i H iz NH2) (peptidna veza u proteinima razlikuje se od „obične“ amidne po tome što ne podliježe hidrolizi – dakle nećemo se „rastopiti“ u vodi – zapravo joj je hidroliza nemjerljivo spora, zato se proteini u biološkim sustavima mogu hidrolizirati djelovanjem enzima koji tu reakciju ubrzavaju).
47
(na slici su peptidne veze označene žuto)
Peptidna veza je: A. C=C ; B. NH–CO ; C. CO–OH ; D. C–Cl Rješenje: B
48
2. Kemijske reakcije 2.1. Kemijska reakcija Kemijska reakcija ili kemijska promjena je bilo koja promjena u kojoj dolazi do preraspodjele (kidanja i/ili nastanka) kemijskih veza. Zapisujemo ju kemijskom jednadžbom: aA + bB + ... xX + yY + ... npr. 2Na(s) + Cl2(g) 2NaCl(s) Kvalitativno značenje: iz natrija (u čvrstom stanju) i klora (u plinovitom stanju) nastaje natrijev klorid (u čvrstom stanju). Kvantitativno značenje: iz dva atoma natrija i jedne molekule klora nastaju dvije formulske jedinke natrijeva klorida; iz dva mola natrija i jednog mola klora nastaju dva mola natrijeva klorida.
2.2. Vrste kemijskih reakcija Po promjeni energije (u termodinamici, termokemiji) – egzotermne – u njima se oslobađa energija, produkti imaju nižu energiju od reaktanata, reakcijska entalpija je negativna npr. gorenje metana (zemnog plina): CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(g), Δ rH° = –890 kJ/mol H
CH4(g) + 2O2(g) Δ rH° < 0
CO2(g) + 2H2O(g) reakcijska koordinata
– endotermne – u njima se "troši" (veže) energija, produkti imaju višu energiju od reaktanata, reakcijska entalpija je pozitivna npr. žarenje modre galice: CuSO4×5H2O(s) CuSO4(s) + 5H2O(g), Δ rH° = 80 kJ/mol
49
CuSO4(s) + 5H2O(g)
H CuSO4×5H2O(s)
Δ rH° > 0
reakcijska koordinata *većina rekacija za koje je potrebna povišena temperatura su endotermne, ali ne sve, mnoge samo imaju veliku energiju aktivacije (energija potrebna da reakcija započne ≠ promjena energije u reakciji)! **ovako napisana jednadžba s označenim agregatnim stanjima i navedenom reakcijskom entalpijom naziva se termokemijska jednadžba Po stupnju ravnoteže – nepovratne – "idu do kraja", u stanju ravnoteže u reakcijskoj smjesi je prisutna zanemariva količina reaktanata, ravnoteža je pomaknuta daleko prema produktima (obično se uzima da je to kad je konstanta ravnoteže veća od 100 ili 1000), pišu se s "normalnom" strelicom → npr. gorenje magnezija: Mg(s) + ½O2(g) MgO(s) – povratne – u stanju ravnoteže u reakcijskoj smjesi je prisutna znatna količina i produkata i reaktanata (obično konstanta ravnoteže između 0,01 i 100*), promjenom uvjeta (temperatura, tlak) može se znatno utjecati na omjer prisutnih produkata i reaktanata, pišu se s povratnim strelicama npr. dimerizacija dušikova(IV) oksida: 2NO2(g)
ili
N2O4(g)
* = konstanta ravnoteže manja od 0,01 značila bi da je nepovratna reakcija u suprotnom smjeru nego što je napisana tj. da se reakcija u smjeru kako je napisana ne odvija Po složenosti reaktanata i produkata – sinteza – od jednostavnijih tvari nastaju složenije npr. sinteza nitrobenzena
50
sinteza amonijeva klorida NH3(g) + HCl(g) NH4Cl(s) – analiza – složenije tvari se rastavljaju na jednostavnije – piroliza – povišenom temperaturom bez prisutnosti kisika npr. termički raspad kalcijeva karbonata: CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) (Δ je oznaka za žarenje, umjesto toga se može pisati i +ΔT ili T↗ za povišenje temperature) – hidroliza – uz pomoć vode npr. hidroliza estera:
hidroliza soli slabih kiselina ili baza – anion slabe kiseline ili kation slabe baze reagira s vodom tako da nastane ta kiselina ili baza te hidroksilni anion ili oksonijev kation ( vidi Kiseline, baze i soli) CH3COO– + H2O CH3COOH + OH– (npr. iz CH3COONa) Fe3+ + 2H2O Fe(OH)2+ + H3O+ (npr. iz FeCl3) – fotoliza – djelovanjem svjetlosti npr. fotoliza srebrova klorida AgCl(s) → ½Cl2(g) + Ag(s) hν = energija kvanta svjetlosnog zračenja (ν = frekvencija, h = Planckova konstanta 6,626×10–34 Js) – elektroliza – djelovanjem električne struje npr. elektroliza vode: 2H2O(l) 2H2(g) + O2(g) elektroliza taline natrijeva klorida: NaCl(l) Na(l) + ½Cl2(g) Po smjeru putovanja elektrona (redoks–reakcije) – oksidacija – otpuštanje elektrona – povećanje oksidacijskog broja
51
– redukcija – primanje elektrona – smanjenje oksidacijskog broja U svakoj redoks–reakciji odvijaju se jednako i oksidacija i redukcija (jednako elektrona se otpusti u oksidaciji koliko se primi u redukciji). Za oksidaciju ili redukciju posebno moguće je napisati samo jednadžbu polurekacije koja sadrži elektrone. Naravno, nisu sve postojeće reakcije redoks–reakcije, ne dolazi u svim kemijskim reakcijama do promjene oksidacijskog broja ( vidi Redoksi). Po promjeni zasićenosti (organske reakcije) – eliminacija – smanjenje zasićenosti (povećanje nezasićenosti) – oduzimanjem atoma nastaje dvostruka ili trostruka veza
– adicija – povećanje zasićenosti – dodavanjem atoma na trostruku ili dvostruku vezu nastaje dvostruka ili jednostruka
– supstitucija – jedan atom se zamjenjuje drugim, pri čemu se ne mijenja zasićenost
Kiselo–bazne reakcije = neutralizacija vidi Kiseline, baze i soli Zadaci 1. Koji element se oksidira pri pirolizi natrijeva hidrogenkarbonata? A. natrij B. vodik C. kisik D. ugljik E. nijedan 52
2. U kojoj od navedenih reakcija dolazi do promjena oksidacijskog broja? A. H2SO4 + 2NH3 → (NH4)2SO4 B. H2SO4 + Na2CO3 → Na2SO4 + H2O + CO2 C. 2K2CrO4 + H2SO4 → K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O D. 2H2SO4 + Cu → CuSO4 + 2H2O + SO2 3. U kojoj od navedenih reakcija se krom reducira? A. CrO3 CrOF3 B. Cr3+ Cr(OH)4– C. 2CrO42– Cr2O72– D. Cr3+ CrO42– 4. Koja od navedenih promjena je oksidacija? A. VO3– VO2+ B. CrO2– CrO42– C. SO3 SO42– D. NO3– NO2– 5.
Reakcija u kojoj karboksilna kiselina reagira s alkoholom i nastaje organski spoj i voda zove se: A. esterifikacija B. hidroliza C. neutralizacija D. saponifikacija
6.
Koji od navedenih procesa su egzotermni? I. gorenje etana II. oduzimanje kristalne vode barijevom kloridu dihidratu A. samo I. B. samo II. C. i I. i II. D. ni I. ni II.
7. Izravna sinteza klorbenzena iz benzena (uz FeCl3 kao katalizator) je: A. adicija B. eliminacija C. supstitucija 53
D. redukcija Rješenja 1. E 2. D 3. A 4. B 5. A 6. A 7. C
2.3. Važnije organske reakcije – gorenje – većina organskih spojeva lako su zapaljivi, gorenjem bilo kojeg organskog spoja koji sadrži samo ugljik i vodik ili samo ugljik, vodik i kisik uz dovoljan pristup kisika (što uključuje normalno gorenje na zraku) nastaje ugljikov dioksid i voda, uz nedovoljan pristup kisika nastaje ugljikov monoksid i voda ili čađa (ugljik) i voda npr. C2H5OH + 3O2 2CO2 + 3H2O C2H5OH + 2O2 2CO + 3H2O C2H5OH + O2 2C + 3H2O (što je manje kisika na raspolaganju, manje je kisika u jednadžbi i nastaje ugljični produkt s manje kisika) – halogeniranje alkana – supstitucija – zamjena jednog atoma vodika atomom halogenog elementa (klora ili broma) – na svjetlosti (klor i brom su obojeni pa dobro apsorbiraju svjetlosnu energiju, hν (ni) je oznaka za energiju jednog fotona) ili uz povišenu temperaturu npr. CH4 + Cl2 → CH3Cl + HCl CH3CH3 + Br2 → CH3CH2Br + HBr (reakcija se može i nastaviti, dok se svi atomi vodika ne zamijene halogenim) – halogeniranje alkena i alkina – adicija (potpuno različita stvar od halogeniranja alkana) – atomi halogenog elementa (broma ili klora) vežu se na ugljikove atome vezane dvostrukom ili trostrukom vezom npr. CH2=CH2 + Br2 CH2BrCH2Br HCΞCH + 2Br2 CHBr2CHBr2 54
(takve reakcije s bromom koriste se za dokazivanje alkena/alkina jer je brom smeđe boje pa se pri reakciji otopina broma obezboji) analogno se halogeniraju i tročlani i četveročlani alkanski prstenovi (cikloalkani) – "puca" prsten jer je nestabilan zbog premalih kuteva između C atoma i nastaju lančasti halogenoalkani (s po jednim halogenom na krajevima lanca) npr.
+ Cl2 CH2ClCH2CH2Cl
+ Br2 CH2BrCH2CH2CH2Br – hidrogeniranje alkena i alkina – adicija vodika na dvostruku (ili trostruku) vezu, uz katalizator plemeniti metal (Pt, Pd ili Ni, svejedno je koji), pri povišenom tlaku i temperaturi npr. CH2=CH2 + H2 → CH3CH3 HCΞCH + 2H2 → CH3CH3 hidrogeniranjem alkina uz tzv. zatrovani katalizator = paladij s olovnom soli, nastaju alkeni (reakcija ne ide skroz do alkana) npr. HCΞCH + H2 →
CH2=CH2
analogno se hidrogeniraju i tročlani i četveročlani alkanski prstenovi (cikloalkani) – "puca" prsten jer je nestabilan zbog premalih kuteva između C atoma i nastaju lančasti alkani npr.
+ H2 → CH3CH2CH3
+ H2 → CH3CH2CH2CH3 – hidrohalogeniranje i hidratacija alkena – Markovnikovo pravilo: vodik se veže na onaj C na kojem već ima više vodika (zapravo bi formalno točnije bilo reći da se ono što nije vodik veže tamo gdje ima manje vodika, no u teoriju iza toga (reakcijski mehanizam) nije ovdje potrebno ulaziti, a za primjenu pravila je, dakako, na ovoj razini svejedno) – hidrohalogeniranje – adicija halogenovodika npr. CH3CH=CH2 + HBr CH3CHBrCH3 (a ne, odnosno samo u zanemarivoj količini, CH3CH2CH2Br) – hidratacija – adicija vode 55
npr. CH3CH=CH2 + H2O →
CH3CH(OH)CH3 (a ne, odnosno samo u zanemarivoj
količini, CH3CH2CH2OH) – reakcije na benzenski prsten – elektrofilna supstitucija – jedan atom vodika (odnosno H+) zamjenjuje se "česticom siromašnom elektronima" (što je pogodno jer je benzenski prsten bogat elektronima) (benzenski prsten može se pojednostavljeno pisati ovako s kružićem, no treba uvijek imati na umu rezonantne strukture koje to predstavlja, a naravno i sve atome vodika) a) klor ili brom (X2) uz katalizator FeX3 ili AlX3
npr.
+ Br2 →
b) klorougljikovodik ili bromougljikovodik (RX) uz katalizator FeX3 ili AlX3
npr.
+ CH3CH2Cl →
c) nitriranje (NO2+ koji nastaje iz koncentrirane HNO3 uz katalizator koncentriranu H2SO4)
d) sulfoniranje (HSO3+ koji nastaje iz SO3 uz katalizator koncentriranu H2SO4)
56
*nastali nitrobenzen i benzensulfonska kiselina strukturno izgledaju:
– nastajanje alkoksida – reakcija alkohola s reaktivnim metalima, prvenstveno alkalijskim, analogna reakciji vode (alkohol mora biti bezvodni jer će inače reagirati voda jer je reaktivnija) npr. 2CH3CH2CH2OH + 2Na 2CH3CH2CH2ONa + H2 fenoli tako reagiraju i s hidroksidima alkalijskih metala jer su jače kiseline (konjugirana baza im je stabilizirana rezonancijom u benzenskom prstenu) – dehidratacija alkohola uz H2SO4 i zagrijavanje – ovisno o temperaturi nastaje pretežno (simetrični) eter ili alken (ili prevladava povratna reakcija hidratacije u alkohol) npr. 2CH3CH2OH → ili CH3CH2OH →
CH3CH2OCH2CH3 + H2O
CH2=CH2 + H2O
– nastajanje (nesimetričnih) etera – reakcija halogenalkana (jod, brom, klor) i alkoksida npr. CH3CH2CH2Br + CH3OK CH3CH2CH2OCH3 + KBr – oksidacija–redukcija alkoholi–aldehidi(ketoni)–karboksilne kiseline i natrag (treba znati i izjednačavati kao redokse!) – najčešće oksidacija s bikromatom (npr. K2Cr2O7), CrO3 ili kalijevim permanganatom – primarni alkoholi preko aldehida do karboksilnih kiselina (reakcija se može zaustaviti na aldehidima ali teško), a sekundarni alkoholi do ketona (ne mogu u karboksilne kiseline jer nemaju više H koji bi otpustili kako bi se C mogao oksidirati, iz istog razloga tercijarni alkoholi uopće tako ne reagiraju) a redukcija adicijom vodika na dvostruku C=O vezu analogno kao na C=C u alkenima ili s 57
NaBH4 ili LiAlH4 (ili eventualno drugim hidridima metala)
npr.
– oksidacija ketona koncentriranom HNO3 (vrlo jako oksidacijsko sredstvo – cijepa se C–C veza)
npr. – nastajanje derivata karboksilnih kiselina – neutralizacija – s hidroksidima nastaju soli (isto kao što reagiraju i anorganske kiseline) npr. CH3COOH + NaOH CH3COONa + H2O – esterifikacija – iz alkohola i karboksilne kiseline nastaje ester i voda, najčešće se odvija uz katalizator koncentriranu sumpornu kiselinu (katalizator za tu reakciju je bilo koja jaka ili umjereno jaka anorganska kiselina, no sumporna je posebno pogodna jer je i dehidratacijsko sredstvo, higroskopna pa veže vodu i tako pomiče ravnotežu prema produktima) →
npr. CH3OH + CH3COOH ←
CH3COOCH3 + H2O
– dobivanje amida – reakcija s amonijakom ili (primarnim ili sekundarnim) aminom 58
npr. CH3COOH + NH3 CH3CONH2 + H2O CH3COOH + NH(CH3)2 CH3CON(CH3)2 + H2O – hidroliza derivata karboksilnih kiselina – s vodom, anorganskom kiselinom ili lužinom – nastaju karboksilne kiseline (u kiselom ili neutralnom) ili (u lužnatom) njihovi anioni/soli, te ono iz čega bi odgovarajući derivat bio nastao (esteri – alkohol, amidi – amin ili amonijak)
npr.
– saponifikacija5 – hidroliza triglicerida (masti ili ulja) pomoću lužine na tri formulske jedinke sapuna (soli više masne kiseline = karboksilne kiseline s velikim brojem (otprilike 10–20, u prirodi uvijek parno) C atoma – iste ili različite) i trovalentni alkohol glicerol
npr.
– reakcije amina – temelje se na tome što su bazični (slabe baze hidroliza u vodenim otopinama!), analogne reakcijama amonijaka 5
Saponifikacijom se često naziva i općenito svaka hidroliza estera bazom (lužinom).
59
– s organskim kiselinama dobivanje amida ( vidi maloprije pod nastajanje derivata karboksilnih kiselina) – s anorganskim kiselinama tvore soli
npr.
Zadatak Napiši formulama s veznim crticama organske produkte reakcija:
g.
h.
Rješenja:
i.
g.
h. 60
i.
2.4. Dokazne reakcije (analitičke probe) Boje plamena (plamen boje kationi metala iz soli uneseni u vrlo topli plamen, a ne sami metali! za objašnjenje kako do toga dolazi vidi Elektronska struktura atoma i atomski spektri) Li+ crveno Na+ žuto K+ ljubičasto Ca2+ narančastocrveno Rb+ crveno Sr2+ tamnocrveno Cs+ plavo Ba2+ zeleno Cu2+ zeleno
Taloženje metalnih halogenida – dokazivanje bilo halogenidnih iona (npr. s AgNO3(aq)) bilo metalnih iona (npr. s NaCl(aq)) halogenid srebra bijela boja
AgCl AgBr
žuta
AgI
dobra topljivost u NH3(aq) netopljiv
PbCl2 bijeli, PbBr2 bijeli, PbI2 jako žut HgI2 jako narančastocrven
61
Taloženje karbonata i sulfata zemnoalkalijskih metala SO42– (npr. iz Na2SO4(aq))
CO32– (npr. iz Na2CO3(aq))
Mg2+
ne nastaje talog
MgCO3(s)
Ca2+
CaSO4(s), djelomično topljiv
CaCO3(s)
(nastaje manje taloga) Sr2+
SrSO4(s)
SrCO3(s)
Ba2+
BaSO4(s)
BaCO3(s)
Svi navedeni talozi su bijeli (u pravilu samo prijelazni metali tj. metali d–bloka daju obojene spojeve). Karbonati su topljivi u jakoj kiselini uz oslobađanje mjehurića plina (nastaje slaba ugljična kiselina koja se odmah raspada na ugljikov dioksid i vodu) MCO3(s) + 2H+(aq) CO2(g) + H2O(l) + M2+(aq) a sulfati nisu topljivi u jakoj kiselini jer je sulfatna kiselina jaka kiselina (kiselo–bazne reakcije idu u smjeru nastajanja slabije kiseline i baze).
Dokazne reakcije za organske spojeve – nezasićeni spojevi (alkeni, alkini)
bromnu vodu (otopina broma u vodi, smeđa)
ili otopinu kalijevog permanganata (ljubičasta) – Fehlingov ili Trommerov reagens: lužnata otopina Cu2+ iona (plavo, najčešće [Cu(NH3)4]2+ tamnoplavo) + aldehid ili reducirajući šećer (npr. glukoza, fruktoza) talog Cu2O (crvenosmeđi) – Tollensov reagens: lužnata otopina AgNO3 i amonijaka (bezbojna) + aldehid ili reducirajući šećer (npr. glukoza, fruktoza) srebrno zrcalo (izlučivanje Ag(s) po stijenkama epruvete) – biuret reakcija: lužnata otopina Cu2+ iona (plavo) + bjelančevine (polipeptidi) ljubičasto – ksantoproteinska reakcija: bjelančevine (koje sadrže aromatske aminokiseline) + koncentrirana HNO3 žuto
62
2.5. Brzina kemijske reakcije brzina kemijske reakcije po određenom reaktantu ili produktu = promjena koncentracije tog reaktanata ili produkta / vrijeme Da bi se dobila "univerzalna" brzina reakcije bez obzira po kojem reaktantu ili produktu ju određujemo, dijeli se stehiometrijskim koeficijentom tog reaktanta ili produkta (jer stehiometrijski koeficijent znači broj čestica koje reagiraju ili nastaju u jednoj reakciji, vidi Mjerodavni reaktant, suvišak u poglavlju Računanje u kemiji), pri čemu su stehiometrijski koeficijenti reaktanata negativni (jer se u reakciji troše pa se njihova koncentracija smanjuje tj. promjena koncentracije je negativna) pa je brzina uvijek pozitivna, pišemo (ν je grčko slovo ni, najuobičajenija (iako zbog sličnosti s oznakom za brzinu v vrlo nespretna) oznaka za stehiometrijski koeficijent): Δ Δ Čimbenici koji utječu na brzinu kemijske reakcije: – temperatura – brzina svih reakcija (i endotermnih i egzotermnih – ovo nema veze s tim!) povećava se porastom temperature jer pri većoj temperaturi čestice imaju veću kinetičku energiju pa se brže gibaju (i stoga češće sudaraju i veći dio čestica koje se sudare imaju dovoljnu kinetičku energiju koja služi kao energija aktivacije za reakciju), i to za većinu reakcija vrlo brzo (pri temperaturama blizu sobne udvostručuje svakih 10ak °C) – koncentracija reaktanata – što je veća, čestice reaktanata imaju veće šanse za međusobne sudare (a do reakcija dolazi samo kad se čestice sudare) pa se brzina svih reakcija povećava porastom koncentracije bilo kojeg reaktanta ili reaktanata u otopini ili plinovitom stanju odnosno tlaka plina – veličina površine na kojoj se zbivaju heterogene6 kemijske reakcije – što su čestice sitnije, veći dio njihove površine može doći u dodir s česticama drugih reaktanata pa je reakcija brža – npr. vapnenac u prahu reagira s klorovodičnom kiselinom puno brže nego grumen vapnenca, željezna vuna hrđa brže nego čavao, hrana se brže probavlja ako ju bolje prožvačemo dakle: brzina reakcije raste ili pada isto kao i temperatura, koncentracija reaktanata (i tlak ako su plinovi) i usitnjenost čestica (znači obrnuto nego veličina čestica) 6
Heterogene reakcije su one u kojima nisu svi reaktanti u istom agregatnom stanju (fazi). Veličina dodirne površine prvenstveno je bitna pri reakcijama u kojima je barem jedan reaktant u čvrstom stanju.
63
– katalizator – tvar koja ubrzava kemijsku reakciju, a sama izlazi iz reakcije u istom kemijskom (ne nužno i fizikalnom – može se npr. usitniti) obliku u kojem je u nju i ušla (nije baš dobro reći "tvar koja ubrzava kemijsku reakciju a sama u njoj ne sudjeluje" jer većina katalizatora reagiraju s reaktantom/ima, no zatim ponovo reagiraju tako da se vrate u početni oblik) – to ubrzavanje kemijske reakcije promjenom reakcijskog mehanizma u onaj s manjom energijom aktivacije naziva se kataliza – enzim – biokatalizator – katalizator u biološkim sustavima (živim organizmima) – po kemijskoj građi najčešće protein – bez enzima ne bi bilo života jer bi se reakcije u stanicama odvijale puno presporo – inhibitor – obrnuto nego katalizator – usporava kemijsku reakciju a sam izlazi iz reakcije u istom kemijskom obliku u kojem je ušao katalizator omogućuje odvijanje reakcije s manjom energijom aktivacije (energija koju pravilno orijentirane čestice koje se sudare moraju imati da bi došlo do reakcije), a u prisutnosti inhibitora energija aktivacije je veća Energijski (entalpijski) dijagram za reakciju sa i bez katalizatora obično se crta ovako (za egzotermnu reakciju):
odnosno ovako (za endotermnu reakciju):
64
(zelenkasto je označena reakcija bez katalizatora, a crvenkasto s katalizatorom; Ea je energija aktivacije) iako bi u većini slučajeva preciznije bilo crtati nešto ovakvo, jer katalizator najčešće smanjuje energiju aktivacije tako da "razdvaja" reakciju u nekoliko reakcijskih koraka (npr.: katalizator se veže uz reaktant, nastali kompleks se veže uz drugi reaktant, među reaktantima vezanim uz katalizator odvije se sada energetski povoljnija reakcija, produkt se odvoji od katalizatora koji se time vraća u početno stanje) od kojih svaki ima nižu energiju aktivacije od nekatalizirane reakcije (energija aktivacije katalizirane reakcije jednaka je energiji aktivacije onog koraka za koji je ta energija najveća):
2.6. Kemijska ravnoteža Ravnotežno stanje tj. stanje dinamičke ravnoteže je stanje u kojem se reakcija (reaktanti produkti) i povratna reakcija (produkti reaktanti) odvijaju istom brzinom (v = v) pa se čini kao da se reakcija ne odvija tj. koncentracije reaktanata i produkata ne mijenjaju se opazivo u vremenu (dakle NE stanje u kojem je brzina reakcije 0 niti stanje u kojem nema reakcije niti stanje u kojem je reakcija završila...). (Koncentracijska) konstanta ravnoteže = umnožak koncentracija produkata u ravnotežnom stanju potenciranih na odgovarajuće stehiometrijske koeficijente / umnožak koncentracija reaktanata u ravnotežnom stanju potenciranih na odgovarajuće stehiometrijske koeficijente 65
(odnosno jednostavno umnožak ravnotežnih koncentracija svih tvari u reakciji potenciranih na njihove stehiometrijske koeficijente ako vodimo računa da su stehiometrijski koeficijenti reaktanata negativni) aA + bB + ...
xX + yY + ...
(ravnotežne koncentracije se obično pišu kao simbol tvari u uglatim zagradama, ali u redu je i pisati "normalno" c(X) itd.) – za tvari u plinovitom stanju umjesto ravnotežnih koncentracija mogu biti ravnotežni tlakovi (ili parcijalni tlakovi: parcijalni tlak = tlak te tvari / ukupni tlak smjese), računa se isto, ali ako su sve tvari u plinovitom stanju i izražene ravnotežnim tlakovima konstanta se označava Kp i naziva tlačna konstanta ravnoteže – čvrste tvari i otapalo ne utječu na ravnotežu, njihove koncentracije nije potrebno uvrštavati u heterogenoj ravnoteži (ravnoteži u kojoj sudjeluju tvari u različitim agregatnim stanjima) – ako nije drukčije navedeno, konstanta ravnoteže ima mjernu jedinicu – koncentracije odnosno tlakove treba uvrštavati skupa s njihovim mjernim jedinicama! Le Chatelierov princip: svaki utjecaj na ravnotežni sustav izaziva pomak ravnoteže u smjeru da se taj utjecaj što više smanji 1) utjecaj dodavanja ili odvođenja reaktanta ili produkta na ravnotežne koncentracije reaktanata i produkata: konstanta ravnoteže je KONSTANTA (pri istoj temperaturi uvijek ista) pa se koncentracije uvijek mijenjaju tako da konstanta ravnoteže ostane KONSTANTNA tj. ISTA: dodavanje reaktanta ili odvođenje produkta uzrokuje povećanje ravnotežnih koncentracija (ostalih) produkata tj. smanjenje ravnotežnih koncentracija (ostalih) reaktanata (kažemo: ravnoteža se pomiče prema produktima ili "u desno"), smanjenje koncentracije reaktanta ili dodavanje produkta uzrokuje smanjenje ravnotežnih koncentracija (ostalih) produkata tj. povećanje ravnotežnih koncentracija (ostalih) reaktanata (kažemo: ravnoteža se pomiče prema reaktantima ili "u lijevo") 2) ostali utjecaji na položaj ravnoteže: – tlak – povećanjem tlaka ravnoteža se pomiče prema onoj strani na kojoj ima manje plinovitih čestica, a smanjenjem tlaka obrnuto (jer plinovi teže zauzeti što veći volumen, a tlak ih u tome sprečava) 66
– temperatura – povećanjem temperature ravnoteža se pomiče u onom smjeru u kojem je reakcija endotermna (u endotermnim reakcijama se "troši" tj. veže energija), dakle povećanjem temperature ravnoteža endotermne reakcije (ΔrH>0) pomiče se prema produktima a egzotermne (ΔrH<0) prema reaktantima, a smanjenjem temperature obrnuto
Zadaci 1. Reakcija 2H2O2(aq) 2H2O(l) + O2(g) je egzotermna i MnO2(s) joj je katalizator. Što od navedenog će povećati brzinu te reakcije? 1) povišenje temperature 2) povećanje reakcijske površine MnO2(s) A. samo 1 B. samo 2 C. i 1 i 2 D. ni 1 ni 2 2. Za reakciju 2CCl4(g) + O2(g) 2COCl2(g) + 2Cl2(g) ispravan izraz za konstantu ravnoteže Kc je: A. B. C. D. 3. Za reakciju 2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g), ∆H˚ < 0, koja promjena/e će povećati udio SO3(g) in ravnotežnoj smjesi? 1) povećanje tlaka 2) povećanje temperature 3) dodatak katalizatora A. samo 1 B. samo 3 C. samo 1 i 2 D. 1, 2 i 3 4. U ravnotežnom stanju: A. Sve reakcije prestaju. B. Reakcija je završena (prisutni su samo produkti). C. Brzine napredne i povratne reakcije su jednake. D. Količina prisutnih produkata je jednaka količini prisutnih reaktanata. 5. Većina enzima su po kemijskoj građi: A. ugljikohidrati B. lipidi C. nukleinske kiseline 67
6.
7.
8.
9.
D. proteini Na brzinu nepovratne kemijske reakcije može utjecati sve navedeno OSIM: A. dodatak katalizatora B. uklanjanje produkata C. povećanje temperature D. smanjenje koncentracije reaktanata Katalizator ubrzava kemijsku reakciju tako što: A. pomiče ravnotežu. B. povećava energiju aktivacije. C. smanjuje reakcijsku entalpiju. D. omogućava drugi (energetski povoljniji) reakcijski put. E. povećava prosječnu kinetičku energiju reaktanata. F. povećava broj sudara između reaktanata. G. smanjuje energetsku razliku između reaktanata i produkata. Što od navedenog (2 odgovora) nema utjecaj na kemijsku ravnotežu pri reakciji pirolize CaCO3? A. promjena temperature B. promjena tlaka C. dodatak katalizatora D. odvođenje CO2 E. upotreba veće početne količine vapnenca Kad se 100 mL HCl koncentracije 1,0 mol/dm3 doda komadiću CaCO3 mase 2,0 g, CO2 se oslobađa određenom brzinom. Koja od promjena u tom eksperimentu NEĆE povećati brzinu oslobađanja CO2? A. dodavanje 100 mL HCl koncentracije 2,0 mol/dm3 a ne 1,0 mol/dm3 B. zagrijavanje 100 mL HCl koncentracije 1,0 mol/dm3 prije dodavanja na CaCO3 C. usitnjavanje CaCO3 u prah prije dodavanja 100 mL HCl koncentracije 1,0 mol/dm3 D. dodavanje 150 mL HCl koncentracije 1,0 mol/dm3 a ne 100 mL
Rješenja 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9.
C D A C D (napomena: za enzim nije nužan uvjet da bude protein, manji broj enzima su RNA) B D C, E D
Za reakciju 3H2(g) + N2(g) 2NH3(g), ΔrH°<0, povišenjem temperature: A. reakcija se ubrzava i u ravnoteži je prisutno više produkta; B. reakcija se ubrzava i u ravnoteži je prisutno više reaktanata; 68
C. reakcija se usporava i u ravnoteži je prisutno više produkta ; D. reakcija se usporava i u ravnoteži je prisutno više reaktanata Rješenje: B Topljivost srebrova klorida u otopini srebrova nitrata, u odnosu na čistu vodu, je: A. manja;
B. veća;
C. jednaka;
D. manja, jednaka ili veća ovisno o
temperaturi Rješenje: A
2.7. Kiseline, baze i soli a. Arrheniusova teorija Kiseline – u vodenoj otopini povećavaju koncentraciju H+ (vodikovih kationa tj. protona ili hidrona7; = H3O+ oksonijevih8) iona – sadrže H u svojoj formuli, npr. H3PO4(aq) Lužine – u vodenoj otopini (aq) povećavaju koncentraciju OH– (hidroksidnih) iona – sadrže OH u svojoj formuli, npr. KOH(aq) Hidroksidi – tvari koje sadrže hidroksidne OH– ione – uglavnom sve što ima OH u svojoj formuli a ne spada u organske tvari, točnije sve ionske tvari koje sadrže OH Baze – tvari koje kad bi bile u vodenoj otopini, bile bi lužine (čak i ako nisu stvarno topljive u vodi), npr. Ca(OH)2(s) – razlika između lužine i baze (u ovoj teoriji) je samo to što lužine moraju biti u aq, a baze su u bilo kojem stanju (kiseline se također odnose na sva stanja, ali u praktičnom smislu Arrheniusove kiseline uvijek su aq) – baze ne sadrže nužno OH (npr. NH3 je baza)
7
Proton je samo vodikov izotop 1H+ a pojam hidron obuhvaća katione svih vodikovih izotopa, ali uobičajeno je govoriti proton kad god nije ključno naglasiti tu razliku. 8 + + H ne mogu postojati sami za sebe nego su u vodenim otopinama uvijek spojeni s H 2O u H3O (a + zapravo obično s više molekula vode u npr. H9O4 ), ali često ih je praktičnije promatrati same.
69
baze NH3, CH3NH2... hidroksidi (OH) Bi(OH)3(s), Cd(OH)2(s)... lužine (aq) NaOH, KOH...; Ca(OH)2...
b. Brønsted–Lowryeva teorija kiseline – daju H+ ("proton–donor") baze – primaju H+ ("proton–akceptor") reakcija između kiseline i baze: H+ prelazi s čestice kiseline na česticu baze – iz kiseline nastaje konjugirana baza, a iz baze konjugirana kiselina (dakle konjugirana baza ima u sebi jedan H+ manje, konjugirana kiselina ima u sebi jedan H+ više)
HSO4–(aq) + PO43–(aq) SO42–(aq) + HPO42–(aq)
kiselina
baza
konjugirana baza
konjugirana kiselina
Najčešće je jedna od tih čestica voda: HNO3(aq) + H2O(l) NO3–(aq) + H3O+(aq) K
B
KB
KK
NH3(aq) + H2O(aq) NH4+(aq) + OH–(aq) B
K
KK
KB
Spontano uvijek iz jače kiseline i jače baze nastaje slabija kiselina i slabija baza – pH se približava neutralnom (7), zato se ta reakcija između kiseline i baze naziva neutralizacija. 70
Jake kiseline: halogenovodične (HI, HBr, HCl, NE i HF), HNO3, H2SO4, HClO4 Jake baze: hidroksidi alkalijskih metala (najčešće: NaOH, KOH), hidroksidi zemnoalkalijskih metala (najčešće Ca(OH)2) Sve ostalo što ima H ili OH (a da nije organski spoj – karboksilne kiseline imaju OH ali su, očito, kiseline!, a ugljikovodici u "normalnim" kiselo–baznim reakcijama uopće ne reagiraju jer je C–H veza prejaka) smatrajte slabim kiselinama/bazama (amonijak i amini su također baze makar nemaju OH). pH vrijednost = logaritam množinske koncentracije H+ (u mol/dm3) pomnožen s –1 (da bude u svim "normalnim" slučajevima pozitivan) što ima više H+, pH je manji, dakle manji pH = kiselije (a veći pH = lužnatije/bazičnije) pH < 7 kiseline pH > 7 lužine pH vodenih otopina soli: sol slabe kiseline i jake baze = bazična, sol jake kiseline i slabe baze = kisela (ono što je jače prevladava ), sol jake kiseline i jake baze = neutralna ("poništavaju se"), sol slabe kiseline i slabe baze = ovisi koja je jača (čiji pKa je dalji od 7 – kiseline imaju pKa manji od 7, a baze veći, pri čemu je Ka konstanta ravnoteže za disocijaciju kiseline tj. reakciju HA H+ + A–), no zapravo do odstupanja pH od neutralnog dolazi zbog hidrolize iona koji potječu iz slabih kiselina ili baza. Kad se piše hidroliza soli, piše se za svaki ion koji potječe iz slabe kiseline ili slabe baze – hidrolizom aniona iz slabe kiseline nastaje ta kiselina i OH–, a kationa iz slabe baze ta baza i H+. npr. CH3COONa je sol slabe kiseline CH3COOH i jake baze NaOH CH3COONa(aq) CH3COO–(aq) + Na+(aq) (disocijacija – potpuna reakcija) CH3COO–(aq) + H2O(l) CH3COOH(aq) + OH–(aq) (hidroliza – ravnotežna reakcija) FeCl3 je sol jake kiseline HCl i slabe baze Fe(OH)3 FeCl3(aq) Fe3+(aq) + 3Cl–(aq) (disocijacija – potpuna reakcija) Fe3+(aq) + 2H2O(l) Fe(OH)2+(aq) + H3O+(l) (hidroliza – ravnotežna reakcija) Kiseli oksidi – njihovim otapanjem u vodi nastaju kiseline = većina oksida nemetala: CO2, P2O5, N2O5, SO2, SO3. Središnji element je uvijek jednakovalentan (jednak oksidacijski broj) u oksidu i odgovarajućoj kiselini.
71
Bazični oksidi – njihovim otapanjem u vodi nastaju lužine = oksidi metala: MgO, CaO, BaO, FeO, Fe2O3... Neutralni oksidi ( npr. CO) tj. neutralne tvari općenito ne otapaju se primjetno u vodi ili su njihove vodene otopine neutralne. Amfoterne tvari: mogu biti kiseline ili baze, ovisno s kojim tvarima reagiraju, dakle reagiraju u kiselo–baznim reakcijama i s uobičajenim kiselinama i s uobičajenim bazama – npr. H2O, Al(OH)3 (i Al i Al2O3), Zn(OH)2(i Zn i ZnO), Cr(OH)3 (i Cr i Cr2O3)... Amfoterni metali, oksidi i hidroksidi netopljivi su u vodi pri pH≈7, a "otapaju se" i pri višem i pri nižem pH: 2Al(s) + 6HCl(aq) 2AlCl3(aq) + 3H2(g) 2Al(s) + 2NaOH(aq) + 6H2O(l) 2Na[Al(OH)4] + 3H2(g) 1. Struktura dihidrogencitratnog aniona je:
Struktura njegove Brønsted–Lowryjeve konjugirane baze je:
A.
; B.
C.
; D.
;
2. Koja od navedenih čestica nije bazična? A. CH3NH2;
B. (CH3)2NH; C. (CH3)3N;
D. (CH3)4N+
Rješenja: 1. B; 2. D
c. Kiselo–bazne reakcije 1. kiselina + baza sol + voda = neutralizacija KOH(aq) + HCl(aq) KCl(aq) + H2O(l) 72
zapravo se reakcija odvija samo između H+ i OH– iona, a ostali se samo formalno prerasporede (u stvarnosti se ni ne prerasporede jer nisu u kristalnoj rešetci nego u vodenoj otopini pa su ionako izmiješani), pa se svaka neutralizacija može pisati: H+(aq) + OH–(aq) H2O(l) npr. K+(aq) + OH–(aq) + H+(aq) + Cl–(aq) H2O(l) + K+(aq) + Cl–(aq) osim ako nastaje netopljiva sol: Ba2+(aq) + 2OH–(aq) + 2H+(aq) + SO42–(aq) BaSO4(s) + 2H2O(l) 2. kiselina + bazični oksid sol + voda 2HNO3(aq) + Ag2O(s) 2AgNO3(aq) + H2O(l) 3. kiseli oksid + baza sol + voda CO2(g) + Ca(OH)2(aq) CaCO3(s) + H2O(l) Osim kiselo–baznim reakcijama, soli se mogu dobiti i redoks–reakcijama: 1. metal + nemetal sol(s) 2Fe(s) + 3Cl2(g) 2FeCl3(s) 2. metal + kiselina sol(aq ako je topljiva, s ako je netopljiva) + vodik Mg(s) + 2HBr(aq) MgBr2(aq) + H2(g) i reakcijama dvostruke izmjene – od dvije topljive soli unakrsnom izmjenom iona nastaje jedna topljiva i jedna netopljiva AgNO3(aq) + KCl(aq) AgCl(s) + KNO3(aq) d. Kiselo–bazni indikatori Kiselo–bazni indikator ili pH–indikator je tvar koja poprima različitu boju pri pH iznad odnosno ispod određene vrijednosti ("jedne boje je u kiselom, druge u lužnatom") – složena slaba (da je jaka, previše bi i sama utjecala na pH) organska kiselina ili baza čiji konjugirani oblik ima različitu boju. Promjene boja kiselo–baznih indikatora: – metiloranž: crven u kiselom, narančast u neutralnom, žut u lužnatom – fenolftalein:
ružičast u lužnatom
– bromtimolplavo: žuto u kiselom, zeleno u neutralnom, plavo u lužnatom – ekstrakt crvenog kupusa: crven u kiselom, ljubičast u neutralnom, plav pa zelen pa žut u lužnatom – univerzalni indikator: crven pa narančast u kiselom, žut u neutralnom, zelen pa plav u lužnatom 73
– lakmus: plavi pocrveni u kiselom, crveni poplavi u lužnatom ostale forumule, primjeri i zadaci za računanje dani su u poglavlju Računanje u kemiji
Zadaci 1. Otapanjem koje od navedenih tvari u vodi nastaje kisela otopina? A. CO2 B. Ar C. NH3 D. CH4 2. Od otopina navedenih soli iste koncentracije, koja je najviše lužnata? A. KNO3 B. MgCl2 C. NH4Cl D. NaNO2 3. Među otopinama navedenih oksida jednake koncentracije, koja je najkiselija? A. BaO B. BaO2 C. SO2 D. SO3 4. Reakcije dihidrogenfosfatnog iona u vodi: H2PO4–(aq) + H2O(l) HPO42–(aq) + H3O+(aq), K = 6.2 × 10–8 H2PO4–(aq) + H2O(l) H3PO4(aq) + OH–(aq), K = 1.6 × 10–7 Koja je konjugirana baza H2PO4–? A. HPO42–(aq) B. H2O(l) C. OH–(aq) D. H3PO4(aq) 5. Vodena otopina koje od navedenih soli je najkiselija? A. NaCl B. NaNO2 C. NH4Cl D. NH4NO2 6. Među vodenim otopinama navedenih soli koncentracije 0,10 mol/dm3, koja je najkiselija? A. NH4C2H4O2 B. NaCN C. KNO3 D. AlCl3 7. Vodena otopina koje od navedenih soli (koncentracije 1,0 mol/dm3) ima pH manji od 7? A. NaCl B. NH4Br C. KF D. NaO2CCH3 74
Rješenja 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7.
A D D A C D B
2.8. Redoksi = redoks–reakcije = redukcijsko–oksidacijske reakcije reakcije u kojima se mijenja oksidacijski broj ( = reakcije u kojima dolazi do izmjene elektrona među atomima) Nisu sve kemijske reakcije redoksi! One koje nisu (u kojima se nijednoj tvari ne mijenja oksidacijski broj, npr. kiselo–bazne reakcije, vidi Kiselo–bazne reakcije pod Kiseline, baze i soli), izjednačavamo "običnim" "brojanjem atoma". Oksidacijski broj (obično se označava rimskom brojkom9, ali ne bi smjelo biti greška označiti "običnom") može se zamisliti kao nabojni broj koji bi taj atom imao kad bi sve njegove veze bile ionske. Oksidacijski broj iznosi za: – elementarne tvari: 0 – kisik u spojevima: većinom –II (osim u: peroksidima –I, superoksidima –1/2, F2O II) – vodik u spojevima: većinom I, osim u hidridima metala (I. i II. skupine) –I Zbroj svih oksidacijskih brojeva u molekuli = 0 Zbroj svih oksidacijskih brojeva u ionu = nabojni broj tog iona npr. alkalijski metali I, zemnoalkalijski II, aluminij III (i u kovalentnim spojevima), halogenidi –I, ali isto vrijedi i za višeatomne ione Najopćenitije pravilo: svakom elementu se za svaki elektron manjka i svaku vezu s elektronegativnijim elementom dodaje 1 u oksidacijski broj, a za svaki elektron viška i svaku vezu s manje elektronegativnim elementom oduzima 1 (za vezu s istim elementom se ne dodaje ni ne oduzima), npr. ugljik u HCOOH (mravlja kiselina) ima oksidacijski broj 2 jer je vezan s dvije veze s jednim kisikom i još jednom vezom s drugim kisikom, dakle s ukupno
9
Problem kod označavanja rimskom brojkom je što Rimljani nisu imali nulu, pa se smatra da bi u tom slučaju "nula" trebalo pisati riječima, što smatram ružnim i nepraktičnim.
75
3 veze s kisikom koji je elektronegativniji, a jednom vezom s vodikom koji je manje elektronegativan. Može se pamtiti da elektronegativniji element ( vidi definiciju elektronegativnosti pod Periodičnost atomskih svojstava) dobiva elektrone koji su negativni pa postaje negativniji dakle dobiva minus u oksidacijski broj (jedan minus za svaki elektron). Fluor kao najelektronegativniji element u svim spojevima ima oksidacijski broj –I. Koliki je prosječni oksidacijski broj sumpora u S2O42–? A. 2;
B. 3;
C. 4;
D. 5
Rješenje: B
Oksidacija Otpuštanje elektrona (Na Na+ + e–), Redukcija pRimanje elektrona (Na+ + e– Na) Oksidacija je povećanje oksidacijskog broja (a redukcija smanjenje). Pri redoks–reakciji uvijek se događa i oksidacija i redukcija (ukupni porast oksidacijskog broja nečega jednak je ukupnom smanjenju oksidacijskog broja nečeg drugog), jednadžbe samo oksidacije ili samo redukcije sadrže elektrone i nazivaju se jednadžbe polureakcija. oksidans (oksidacijsko sredstvo) – da bi oksidirao nešto drugo, reducira se reducens (redukcijsko sredstvo) – da bi reducirao nešto drugo, oksidira se
Kako izjednačiti redoks? Prvo odrediti kojim se sve elementima mijenja oksidacijski broj (ako se smanjuje redukcija, ako povećava oksidacija) i za koliko (ako nije odmah vidljivo koji su to, odrediti oksidacijske brojeve svih atoma s obje strane jednadžbe). Prema tome napisati jednadžbe polureakcija (oksidacije i redukcije), pri čemu se ionske tvari (samo one topive u vodi ako je riječ o redoksu u vodenoj otopini) rastave na ione i u polureakciji piše samo onaj ion koji sadrži atom koji mijenja oksidacijski broj. U svaku jednadžbu polureakcije prvo dodati odgovarajući broj elektrona (promjena oksidacijskog broja jednog atoma × koliko ima takvih atoma), zatim po potrebi dodavanjem nabijenih čestica (najčešće H+ ili OH–) izjednačiti naboje (zbroj svih naboja s jedne strane strelice (polu)reakcije je uvijek jednak zbroju svih naboja s druge strane strelice (polu)reakcije). Provjeriti jesu li time izjednačeni svi atomi (da
76
u polureakciji ima jednako atoma istog elementa s jedne i s druge strane strelice), ako nisu dodati odgovarajući broj neutralnih čestica (najčešće H2O) da budu izjednačeni. Kad su jednadžbe polureakcija izjednačene, pomnožiti ih tako da se u oksidaciji otpusti onoliko elektrona koliko se u redukciji primi te ih zbrojiti (pri čemu se elektroni "pokrate"). Konačno po potrebi spojiti ione u odgovarajuće tvari, eventualno dodajući ione koji su prisutni u početnoj jednadžbi, a ne sudjeluju u polureakcijama. Na kraju uvijek provjeriti da u konačnoj jednadžbi ima jednako svih istih atoma s obje strane i da je zbroj naboja s obje strane isti (najčešće, ali ne nužno, 0).
Primjer (korak po korak): Al + Cl2 AlCl3 –1
+3 0
0
III –I
Al + Cl2 AlCl3 O: Al Al3+ R: Cl2 Cl– O: Al Al3+ R: Cl2 2Cl– O: Al Al3+ + e– R: Cl2 + e– 2Cl– O: Al Al3+ + 3e–
/×2
R: Cl2 + 2e– 2Cl–
/×3
O: 2Al 2Al3+ + 6e– R: 3Cl2 + 6e– 6Cl– 2Al + 3Cl2 2Al3+ + 6Cl– 2Al + 3Cl2 2AlCl3 Nakon što se uvježba, obično se sve piše samo kao: Al + Cl2 AlCl3 O: Al Al3+ + 3e–
/×2
R: Cl2 + 2e– 2Cl–
/×3
2Al + 3Cl2 2Al3+ + 6Cl– 77
2Al + 3Cl2 2AlCl3
Redoksi u kiselim ili lužnatim vodenim otopinama Redoksi u kiselom (u jednadžbi je prisutna kiselina ili kisela sol): nikad se u jednadžbi (polu)reakcije ne može naći OH– (lužnato!) nego samo H2O i H+ – H+ se uglavnom stavlja na istu stranu gdje su elektroni jer je pozitivan, a voda onda u pravilu na suprotnu stranu. Ili možemo gledati ovako: 1 atom kisika izjednačujemo dodatkom 1 molekule vode na stranu nedostatka kisika, a zatim da izjednačimo dodane H iz vode dodajemo 2H+ iona na suprotnu stranu. Redoksi u lužnatom (u jednadžbi je prisutna lužina ili lužnata sol): nikad se u jednadžbi (polu)reakcije ne može naći H+ (kiselo!) nego samo H2O i OH– – OH– se uglavnom stavlja na suprotnu stranu od elektrona jer je negativan, vodu se uvijek može dodati s one strane gdje nedostaje kisika ili vodika, ponekad je potrebno malo kombiniranja. Ili možemo gledati ovako: 1 atom vodika izjednačujemo dodatkom 1 vode na stranu nedostatka vodika te dodatkom 1 hidroksidne skupine (OH–) na suprotnu stranu; 1 atom kisika izjednačujemo dodatkom 2 hidroksidne skupine na stranu nedostatka kisika i dodatkom 1 molekule vode na stranu s viškom kisika. Primjer u kiselom: –3 IV
+1 –I
III
0
K2Cr2O7 + HBr CrBr3 + Br2 + H2O + KBr O: Br– Br2 Br– 2e– + Br2 2Br– 2e– + Br2 R: Cr2O72– Cr3+ Cr2O72– + 2e– 2Cr3+ Cr2O72– + 2e– + 14H+ 2Cr3+ Cr2O72– + 2e– + 14H+ 2Cr3+ + 7H2O O: 2Br– Br2 + 2e–
/×3
R: Cr2O72– + 6e– + 14H+ 2Cr3+ + 7H2O Cr2O72– + 6Br– + 14H+ 2Cr3+ + 3Br2 + 7H2O 78
K2Cr2O7 + 14HBr 2CrBr3 + 3Br2 + 7H2O + 2KBr
Primjer u lužnatom: +2
–8 V
0
–III
II
NaNO3 + NaOH + Zn NH3 + Na2ZnO2 + H2O O: Zn ZnO22– Zn 2e– + ZnO22– Zn + 4OH– 2e– + ZnO22– Zn + 4OH– 2e– + ZnO22– + 2H2O R: NO3– NH3 NO3– + 8e– NH3 NO3– + 8e– NH3 + 9OH– NO3– + 8e– + 6H2O NH3 + 9OH– O: Zn + 4OH– 2e– + ZnO22– + 2H2O /×4 R: NO3– + 8e– + 6H2O NH3 + 9OH– 4Zn + 7OH– + NO3– 4ZnO22– + 2H2O + NH3 4Zn + 7NaOH + NaNO3 4Na2ZnO2 + 2H2O + NH3 Za maturu nije potrebno znati predvidjeti produkte redoks–reakcija, osim onih najjednostavnijih tj. poznatih i/ili uz pomoć, nego samo izjednačiti.
Redoksi s vodikovim peroksidom (može se i oksidirati i reducirati, i u kiselom i u lužnatom): H+ O: H2O2 O2 + 2H+ + 2e– R: H2O2 + 2e– + 2H+ 2H2O OH– O: 4HO2– 3O2 + 4e– + 2H2O R: HO2– + H2O + 2e– 3OH– Disproporcioniranje – ista tvar se i oksidira i reducira: P4 + OH– PH3 + H2PO2– 79
O: P4 + 8OH– 4H2PO2– + 4e–
/×3
R: P4 + 12e– + 12H2O 4PH3 + 12OH– 4P4 + 12OH– + 12H2O 4PH3 + 12H2PO2– P4 + 3OH– + 3H2O PH3 + 3H2PO2– Sinproporcioniranje – ista tvar je i produkt oksidacije i produkt redukcije: IO3– + I– + H+ I2 O: 2IO3– + 12H+ 10e– + I2 + 6H2O R: 2I– 2e– + I2 /×5 2IO3– + 12H+ + 10I– 6I2 + 6H2O IO3– + 6H+ + 5I– 3I2 + 3H2O "Složeni" redoksi – više tvari se oksidira ili se više tvari reducira – ukupan broj elektrona koji sudjeluje u redukcijama mora biti jednak ukupnom broju elektrona koji sudjeluje u oksidacijama: CrI3 + KOH + Cl2 K2CrO4 + KIO4 + KCl + H2O + KI O: Cr3+ + 8OH– CrO42– + 3e– + 4H2O /×2 O: I– + 8OH– IO4– + 8e– + 4H2O R: Cl2 + 2e– 2Cl– /×7 2Cr3+ + 24OH– + I– + 7Cl2 2CrO42– + IO4– + 14Cl– + 12H2O 2CrI3 + 24KOH + 7Cl2 2K2CrO4 + KIO4 + 14KCl + 12H2O + 5KI
Primjeri – još neke neizjednačene polureakcije (u izjednačenoj jednadžbi trebaju biti elektroni) koje se često pojavljuju, za izjednačiti za vježbu: Oksidansi – polureakcije redukcije: (kalijev) permanganat u kiselom: MnO4– + H+ + e– Mn2+ + H2O (kalijev) permanganat u lužnatom: MnO4– + H2O + e– MnO2 + OH– dikromat u kiselom: Cr2O72– + H+ + e– Cr3+ + H2O u lužnatom je kromat*: CrO42– + H2O + e– Cr(OH)4–** + OH– * = reakcija prijelaza dikromata u kromat je Cr2O72– + 2OH– 2CrO42– + H2O odnosno kromata u dikromat 2CrO42– + 2H+ Cr2O72– + H2O (to naravno nisu redoksi, oksidacijski broj kroma ostaje isti) ** = krom je amfoteran (kao aluminij, Cr(OH)4– je analogan Al(OH)4–)
80
ClO4–, ClO3–, ClO2–, ClO–, Cl2 najčešće svi idu skroz u Cl– (analogno i s bromom i jodom, u pravilu u lužnatom) koncentrirana HNO3(aq): NO3– + e– + H+ NO2 + H2O razrijeđena HNO3(aq) u većini slučajeva: NO3– + e– + H+ NO + H2O Reducensi – polureakcije oksidacije: oksalna kiselina: C2H2O4 CO2 + H+ + e– oksalat (anion – u lužnatom ne može biti kiselina!) u lužnatom: C2O42– CO2 + e– (većina čestih i jednostavnijih oksidacija su one trivijalne – metala u kation)
Zadaci 1. Koji element se oksidira u reakciji etena i vodene otopine kalijevog permanganata? A. ugljik B. vodik C. kalij D. mangan E. kisik 2. Ispravno je napisana jednadžba: A. 2MnO4– + H2O2 + 6H+ 2Mn2+ + 3O2 + 4H2O B. 2MnO4– + 3H2O2 + 6H+ 2Mn2+ + 4O2 + 6H2O C. 2MnO4– + 5H2O2 + 6H+ 2Mn2+ + 5O2 + 8H2O D. 2MnO4– + 7H2O2 + 6H+ 2Mn2+ + 6O2 + 10H2O E. sve od navedenih 3. Kad se jednadžba __ClO3– + __I– + __H+ __Cl– + __I2 + __H2O izjednači, koliki je odnos koeficijenata H+/I2? A. 2/1 B. 3/1 C. 6/1 D. neki drugi 4. Kad se jednadžba MnO4– + NO2– + H+ Mn2+ + NO3– + H2O izjednači najmanjim cjelobrojnim koeficijentima, koji je koeficijent ispred H+? A. 1 B. 6 C. 8 D. 16 2+ 5. _Sn (aq) + _NO3–(aq) + _H+(aq) _Sn4+(aq) + _NO(g) + _H2O(l) Koliki je koeficijent uz H+(aq) kad se jednadžba izjednači najmanjim cjelobrojnim koeficijentima? A. 2 B. 4 C. 6 D. 8 6. ClO3– + Br– Cl2 + Br2 81
1) Što je redukcijsko sredstvo? A. ClO3– B. Br– C. Cl2 D. Br2 2) Kad se jednadžba reakcije izjednači, u kojem su međusobnom omjeru koeficijenti Br–/ClO3–? A. 1/1 B. 2/1 C. 3/1 D. 5/1 __ S2– + __ H2O __SO2 + __H+ + __e– Koliki je koeficijent ispred H+ kad se jednadžba polureakcije izjednači najmanjim
7.
cjelobrojnim koeficijentima? A. B. C. D.
2 4 6 8
Rješenja 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7.
A C A B D 1) B, 2) D B
Jednadžba polureakcije oksidacije klora u lužnatoj otopini je: Cl2(g) + 4OH–(aq) 2ClO–(aq) + 2H2O(l) + xe–. Koliki je x? A. 1;
B. 2;
C. 3;
D. 4
Rješenje: B
2.9. Elektrokemija – elektrolizni i galvanski članci Sve glavne reakcije u elektroliznim i galvanskim člancima su redoks–reakcije. Galvanski članak je uređaj u kojem se kemijska energija iz spontane redoks–reakcije pretvara u električnu tako što elektroni oslobođeni u oksidaciji putuju kroz metalni vodič do mjesta gdje se vežu u redukciji (elektroni u gibanju čine električnu struju). Elektrolizni članak je, obrnuto,
82
uređaj u kojem se električna energija pretvara u kemijsku tako što se električnom strujom dovode elektroni i energija za nespontanu (dakle samu po sebi nemoguću) redoks–reakciju. vodič I. reda – u njemu električnu struju predstavlja gibanje elektrona = metal (ili polumetal) vodič II. reda – u njemu električnu struju predstavlja gibanje iona = elektrolit (otopina, gel ili talina) inertna elektroda = elektroda čija čvrsta faza ne sudjeluje u elektrokemijskoj reakciji, npr. grafit ili platina
Katoda je elektroda na kojoj se odvija Redukcija, Anoda je elektroda na kojoj se odvija Oksidacija (uvijek – i u elektrolizi i u galvanskim člancima!) U elektrolizi u otopini elektrolita kationi putuju prema katodi (pozitivni su pa trebaju primiti elektrone katoda je negativna elektroda pa privlači pozitivne katione), anioni prema anodi (negativni su pa trebaju otpustiti elektrone anoda je pozitivna elektroda pa privlači negativne anione). U galvanskim člancima je obrnuto: katoda je pozitivna, a anoda negativna elektroda.
Elektroliza vode: A(+): 2H2O → O2 + 4e– + 4H+ K(–): 2H2O + 2e– → H2 + 2OH– /×2 6H2O → 2H2 + O2 + 4OH– + 4H+ 4H2O 2H2O(l) → 2H2(g) + O2(g) Pri elektrolizi vodene otopine kiseline ( npr. H2SO4) ili lužine ( npr. NaOH) ne mogu nastati "suprotni" ioni (OH– u kiselom, H+ u lužnatom), nego umjesto toga na toj elektrodi reagira "vodeni" dio kiseline ili lužine: za kiselinu: K: 2H+ + 2e– H2 za lužinu: A: 4OH– O2 + 4e– + 2H2O (druga polureakcija i ukupna reakcija iste su kao za elektrolizu vode) Elektroliza vodenih otopina kationa alkalijskih i zemnoalkalijskih metala i aluminija te složenih (višeatomskih) aniona je zapravo elektroliza vode – na onoj elektrodi na kojoj bi se
83
pri elektrolizi taline iste tvari izlučivala tvar koja potječe iz nekog od tih iona, umjesto toga se izlučuje vodik (katoda) odnosno kisik (anoda). Primjeri: elektroliza vodene otopine:
produkti na katodi
produkti na anodi
Na2SO4(aq)
H2, OH–
O2, H+
AlCl3(aq)
H2, OH–
Cl2(g)
Cu(NO3)2(aq)
Cu(s)
O2, H+
Zato treba uvijek paziti za elektrolizu, osobito halogenida ( npr. NaCl, KI, AlBr3... na anodi se izlučuju odgovarajući halogeni, osim F2), radi li se o talini ili o vodenoj otopini! Iz taline se na katodi izlučuje odgovarajući metal, a iz vodene otopine vodik i OH –. Standardni redukcijski potencijal (E°) – znači da je određen za reakciju redukcije – što je pozitivniji, redukcija je spontanija (približno: ako je pozitivan, redukcija je spontanija od redukcije H+ u vodik, što znači događa se u vodenoj otopini, a ako je negativan, redukcija se ne događa u vodenoj otopini nego se umjesto toga odvija katodna reakcija iz elektrolize vode); za oksidaciju (reakciju u obrnutom smjeru) treba mu obrnuti predznak. Standardni redukcijski potencijal je napon koji bi se pri standardnim uvjetima (tlak 101325 Pa odnosno po novijem standardu 105 Pa, temperatura 25°C tj. 298,15 K) mogao izmjeriti u galvanskom članku kojem je katoda (na katodi se odvija redukcija!) polučlanak kojem pripada taj potencijal, a anoda standardna vodikova elektroda (polučlanak H2|H+ tj. „spužvasta platina“ zasićena vodikom uronjena u vodenu otopinu jake kiseline, točna oznaka te elektrode je: Pt(s)|H2(g)|H+(aq)) te su koncentracije obiju otopina standardne (1 mol/dm3).
Voltin niz ( = elektrokemijski niz = niz standardnih redukcijskih potencijala metala): – E° raste
kationi alkalijskih metala (od donjih – najreaktivnijih – prema gornjima) –||– zemnoalkalijskih metala –||– –||– aluminija i nekih prijelaznih metala (cink, kadmij, krom...) 0 (H+) kationi "poluplemenitih" i "plemenitih" metala (redom najvažniji primjeri): Cu2+, Ag+, Pd2+, Pt2+, Au3+ + 84
Reaktivniji metali se "bolje osjećaju" u "izreagiranom" (ionskom) obliku, a manje reaktivni u metalnom – reaktivniji metal (s manjim redukcijskim potencijalom) "istiskuje" manje reaktivan (s većim redukcijskim potencijalom) iz otopine njegovih iona, npr. ako se bakrena žica stavi u otopinu srebrova nitrata, na žici se izlučuju "pahuljice" srebra, a otopina poplavi od Cu2+ iona: Cu(s) + 2Ag+(aq) Cu2+(aq) + 2Ag(s)
pri čemu zbog kretanja elektrona nastaje električna struja ako se uzme po komad oba metala, urone u otopine svojih iona i povežu vodičem (metalna žica) i elektrolitskim mostom (otopinom ili gelom koji provode električnu struju jer sadrže ione) da se zatvori strujni krug to je galvanski članak. Potencijal članka je E°(članak) = E°(katoda) – E°(anoda) (potencijali se zbrajaju, ali onom na anodi se mijenja predznak jer se na anodi odvija oksidacija tj. reakcija u obrnutom smjeru nego redukcija). Vidi Računanje u kemiji. Procesi u galvanskim člancima obrnuti su od procesa u elektrolizi: u elektrolizi električna struja daje energiju za nespontane procese (E°(članak) negativan), a u galvanskim člancima spontani procesi (E°(članak) pozitivan) uzrokuju električnu struju – i elektrode su obrnute nego u elektrolizi: katoda je pozitivna, anoda je negativna – elektroni putuju kroz žicu (vodič I. reda) od anode (gdje nastaju oksidacijom) do katode (gdje su potrebni za redukciju), a kroz elektrolitski (elektrolitni) most (vodič II. reda) anioni (ne nužno isti kao u elektrolitu) putuju u suprotnom smjeru da bi obje otopine ostale neutralne (ovdje "anioni putuju prema anodi, kationi prema katodi" vrijedi za elektrolitski most). Prikazi galvanskog članka ( na primjeru Daniellijevog članka): – jednadžbe polureakcija: A(–): Zn(s) 2e– + Zn2+(aq) K(+): Cu2+(aq) + 2e– Cu(s) 85
– zbirna jednadžba reakcije: Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s) – shematski prikaz (dijagram): Zn(s)|Zn2+(aq)||Cu2+(aq)|Cu(s) (piše se slijeva nadesno redom kako putuju elektroni, dakle od onog što se oksidira preko onog u što se oksidira preko onog što se reducira do onog u što se reducira; jednostruke crte označavaju granice između elektroda i otopine ("granice faza") a dvostruka elektrolitski most) – skica (crtež):
ili detaljnije (složenije):
"anioni putuju prema anodi, kationi prema katodi"
u stvarnosti to obično izgleda ovako nekako: 86
V = voltmetar; ako je umjesto V izvor električne struje (
), onda je to elektrolizni
članak i smjerovi kretanja e– i aniona te naboji elektroda su obrnuti, elektroliznom članku ne treba elektrolitski most nego su obje elektrode u istoj otopini
Neki uobičajeni galvanski članci: Daniellijev članak (Cu–Zn, vidi gore) Leclanchéov članak ("obične baterije" od 1,5 V) "suhi članak" – ne sadrži tekućinu (nego gel) katoda: grafitni štapić obavijen smjesom čvrstog MnO2 i čađe (C) elektrolit: gel – smjesa NH4Cl, ZnCl2 i želatine ili škroba anoda: Zn reakcije: A(–): Zn(s) Zn2+(gel) + 2e– K(+): 2MnO2(s) + 2NH4+(gel) + 2e– Mn2O3(s) + H2O(gel) + 2NH3(gel) Alkalna baterija = ista reakcija kao u Leclanchéovom članku ali kao elektrolit ima otopinu (KOH(konc.)): A(–): Zn(s) Zn2+(aq) + 2e– K(+): 2MnO2(s) + 2e– + H2O(l) Mn2O3(s) + 2OH–(aq) Litijeve baterije = anoda je litij (u litijevim baterijama ne smije biti vode!), a katoda može biti MnO2 ili razne druge tvari 87
Akumulatori = reverzibilni galvanski članci (mogu se i prazniti i puniti) Olovni akumulator Pb(s) + SO42–(aq)
PbSO4(s) + 2e–
PbO2(s) + e– + 4H+(aq) + SO42–(aq) Pb(s) + PbO2(s) + 2H2SO4(aq)
PbSO4(s) + 2H2O(l)
→ ←
2PbSO4(s) + 2H2O(l)
Nikal–kadmijev akumulator ("alkalni akumulator" – elektrolit: KOH(aq)) Cd(s) + 2OH–(aq) Ni(OH)3(s) + e–
Cd(OH)2(s) + 2e– Ni(OH)2(s) + OH–(aq)
Cd(s) + 2Ni(OH)3(s)
→ ←
Cd(OH)2(s) + 2Ni(OH)2(s)
Gorivni članci = galvanski članci u kojima se električna energija dobiva oksidacijom goriva koje se stalno dovodi izvana Gorivni članak vodik–kisik (elektrolit: KOH(aq), gorivo: H2(g)) A(–): 2H2(g) + 4OH–(aq) 4H2O(l) + 4e– K(+): O2(g) + 2H2O(l) + 4e– 4OH–(aq) ukupno: 2H2(g) + O2(g) 2H2O(l) Zadaci 1. Tijekom elektrolize taline soli, kationi se kreću prema A. anodi i reduciraju B. anodi i oksidiraju C. katodi i reduciraju D. katodi i oksidiraju 2. Koja reakcija se zbiva na katodi tijekom elektrolize vodene otopine KCl? A. K+(aq) + e– K(s) B. 2H2O(l) + 2e– H2(g) + 2OH–(aq) C. 2Cl–(aq) Cl2(g) + 2e– D. 2H2O(l) O2(g) + 4H+(aq) + 4e– 3. Točna/e tvrdnja/e o galvanskim člancima je(su): 1) oksidacija se odvija na anodi 88
2) elektroni se kreću od katode prema anodi A. samo 1 B. samo 2 C. i 1 i 2 D. ni 1 ni 2 4. U elektrokemijskim člancima katoda je uvijek elektroda na kojoj: A. se odvija oksidacija. B. se odvija redukcija. C. nastaju pozitivni ioni. D. nastaju negativni ioni. 5.
Tijekom elektrolize razrijeđene vodene otopine sumporne kiseline, što nastaje na anodi? A. vodik B. sumporovodik C. kisik D. sumporov dioksid
6.
Koji od navedenih metala je najreaktivniji? A. srebro B. olovo C. željezo D. cezij
7. Provodi se elektroliza vodene otopine NaI koncentracije 1,0 mol/dm3 s dodatkom fenolftaleina i škroba. A. Napiši jednadžbe polureakcija na: i. anodi ii. katodi B. Opiši što se može opaziti (vizualno) uz: i. anodu ii. katodu 8. Galvanski članak temelji se na polureakcijama: Cr3+ + 3e– Cr E˚ = –0,744 V Ni2+ + 2e– Ni E˚ = –0,236 V 89
A. Napiši i izjednači jednadžbu ukupne reakcije koja se odvija u tom članku. B. Izračunaj standardni potencijal članka. C. Kojoj se elektrodi tijekom rada članka povećava masa i zašto?
Rješenja 1. C 2. B 3. A 4. B 5. C 6. D 7. a) i. 2I–(aq) I2(aq) + 2e–; ii. 2H2O(l) + 2e– H2(g) + 2OH–(aq) b) i. plavo obojenje (zbog reakcije joda i jodidnih iona sa škrobom); ii. ružičasto obojenje (fenolftalein zbog nastanka OH–), mjehurići pina (H2) 8. a) 3Ni2+(aq) + 2Cr(s) 2Cr3+(aq) + 3Ni(s); b) 0,508 V; c) katodi, jer se na njoj izlučuje metalni nikal
2.10. Korozija Korozija je propadanje metala zbog elektrokemijskog procesa (redoks–reakcije). Metali to su podložniji koroziji što imaju niži standardni redukcijski potencijal (što su reaktivniji) (osim nekih na kojima nastane povezani sloj nereaktivnih, nepropusnih oksida, kao što je Al2O3, koji sprečava daljnju koroziju), a nisu joj podložni samo tzv. plemeniti metali (Au, Pt). Najčešće se misli na koroziju željeza = hrđanje, koja se odvija kad su uz željezo prisutni voda i kisik (željezo posve pod vodom u kojoj nema otopljenog kisika ne bi korodiralo, kao ni željezo na posve suhom zraku), brže u kiseloj otopini (H+ su katalizator, a katalizator mogu biti i drugi ioni, npr. Cl– pa je korozija brža u morskoj vodi, no korozija željeza ubrzava se i u lužnatom jer nastaju željezovi hidroksidi koji prelaze u okside), jedan dio istog komada željeza služi kao anoda (troši se) a drugi kao katoda (taloži se hrđa):
90
ukupno: 2Fe(s) + O2(g) + 4H+(aq) 2Fe2+(aq) + 2H2O(l) /×2 + zatim 4Fe2+(aq) + O2(g) + (4+2x)H2O(l) 2Fe2O3∙xH2O(s) + 8H+(aq) dakle ukupno: 4Fe(s) + 3O2(g) + 2xH2O(l) 2Fe2O3∙xH2O(s) Hrđa je hidratni željezov(III) oksid s raznolikim brojem (x) molekula vode. Korozija je također i nastajanje zelene prevlake CuCO3 na bakrenim spomenicima, crne prevlake Ag2S na srebrnom posuđu... Zaštita od korozije: – prevlačenje tankim slojem drugog metala (galvanizacija) – ako taj metal ima veći standardni redukcijski potencijal, sporije korodira, no ako se takav zaštitni sloj ošteti, korozija se ubrzava jer nastaje galvanski članak, npr. u limenkama željezo presvučeno kositrom: Fe(s) + Sn2+(aq) Fe2+(aq) + Sn(s) – stvaranje zaštitnog oksidnog sloja na površini (eloksiranje) – prvenstveno za aluminij – presvlačenje nepropusnom prevlakom od neke tvari koja nije metal i ne korodira, npr. boje, plastika – fizički se sprečava pristup vodi i zraku i drugim tvarima koje mogu izazvati koroziju – katodna zaštita – metal se namjerno dovede u kontakt s metalom koji ima manji standardni redukcijski potencijal pa korodira umjesto njega – postaje anoda u galvanskom članku, a metal koji se štiti postaje katoda, npr. Fe se štiti pomoću Mg: 91
92
3. Računanje u kemiji 3.1.
"Zaokruživanje"
Na maturi iz kemije iskazivanje rezultata nije se do sada gledalo osobito strogo, ali dobro ga je savladati jer spada u osnove znanstvene kulture: konačne rezultate nije lijepo ni praktično pisati "s onoliko znamenaka koliko kalkulator izbaci", a nema ni smisla jer rezultat ne može biti "točniji" od podataka s kojima se počelo računati, dakle najgrublje bi pravilo bilo da rezultat nikako ne smije imati više znamenaka nego podatak zadan na najviše znamenaka, a u većini slučajeva najbolje je da rezultat nema više znamenaka nego podatak zadan na najmanje znamenaka (ne računajući podatke koji su matematički egzaktni brojevi: npr. kad množimo relativnu atomsku masu s 2 jer imamo dvoatomnu molekulu, znamo da je taj 2 točno 2 na beskonačno mnogo znamenaka). Preciznije, spomenute znamenke koje se uzimaju u obzir su pri množenju i dijeljenju su tzv. značajne znamenke – sve znamenke osim nula na početku decimalnog broja kojima ne prethodi nijedna znamenika koja nije nula ( npr. 0,0045 ima 2 značajne znamenke) i nula na kraju cijelog broja iza kojih ne slijedi nijedna znamenka koja nije 0 (npr. broj 1000 ima samo jednu značajnu znamenku, 1010 ih ima 3; 1,000 ih ima 4, a 1000,0 ih ima 5). To je tako jer se svi brojevi mogu zapisati u tzv. znanstvenom zapisu tj. kao umnožak broja s jednoznamenkastim cjelobrojnim dijelom i potencije broja 10 pa završne nule u cijelom broju možemo pisati samo "da se zna koliko je broj velik", a nule iza decimalnog zareza ne bismo pisali ako ne želimo naglasiti da je na tom mjestu baš nula ( npr. 1450 = 1,45 × 103, ali 1450,0 = 1,4500 × 103). Pri zbrajanju i oduzimanju gledaju se tzv. decimale – znamenke iza decimalnog zareza: zbroj ili razlika treba imati onoliko decimala koliko ih ima onaj član zbrajanja ili oduzimanja koji ih ima najmanje, npr. 89,33 – 1,2 = 88,1 a ne 88,13 jer ne možemo znati bi li iza 2 u 1,2 bila 0 ili neka druga znamenka (manja od 5). "Zaokruživanje" zadnje znamenke koju zapisujemo pri odbacivanju suvišnih znamenaka: ako je prva znamenka koju odbacujemo 0, 1, 2, 3 ili 4, zadnja znamenka koju zadržavamo ostaje ista ( npr. 1,623 1,6 ); ako je prva znamenka koju odbacujemo 5, 6, 7, 8 ili 9, zadnja znamenka koju zadržavamo povećava se za 1 ( npr. 1,683 1,7 ) (prema strožoj konvenciji, ako je 5 jedina znamenka koju odbacujemo, zadnja znamenka koju zadržavamo ostaje ista ako je parna a povećava se za 1 ako je neparna, tzv. zaokruživanje na parnu, npr. 1,45 1,4 ali 1,75 1,8) 93
Ako se ne provodi cijeli postupak u kalkulatoru odjednom nego zapisuju međurezultati, dobro ih je pisati na jednu–dvije znamenke više kako ne bi zbog previše zaokruživanja konačni rezultat bio netočniji.
3.2.
Pretvaranje mjernih jedinica
(način pretvaranja mjernih jedinica koji se uglavnom ne uči u našim školama, a mnogima bi mogao biti jednostavniji (ista stvar, malo drukčiji pristup)) Mjerne jedinice pri računanju možemo tretirati isto kao nepoznanice u jednadžbi (i jedno i drugo su slova ) – možemo ih množiti, potencirati i dijeliti (kratiti), a zbrajati i oduzimati možemo samo iste s istima npr. 1,000 kg + 1 g = 1000 g + 1 g = 1001 g 1,00 mol + 1,00 L ne možemo zbrojiti (kruške i jabuke ), nego ih treba pomoću ostalih podataka u zadatku prvo pretvoriti, npr. ako se radi o idealnom plinu pri standardnim uvjetima 1,00 mol + 1,00 L / 22,4 Lmol–1 = 1,00 mol + 0,04 mol = 1,04 mol Za pretvaranje mjernih jedinica možemo napisati definicijsku jednakost, npr. 1 min = 60 s 1 pm = 10–12 m iz koje možemo napraviti razlomke
kojima (jer su jednaki 1) možemo bilo što množiti, množimo tako da se odgovarajuće jedinice pokrate:
Isto možemo postupati i sa složenim jedinicama: 1) 1 km = 1000 m, 1 h = 3600 s 94
2) 1 kg = 103 g, 1 m3 = 106 cm3
Mogu se napisati i jednakosti kao što su 1 mol = 6,022 ∙ 1023 (čestica) 1 mol H2O = 18,02 g H2O 1 mol plina = 22,4 L plina (korišteno u jednom od početnih primjera) ... i pomoću njih provesti čitavi računi, ali većinom je preporučljivije računati s veličinama a brojeve i pripadajuće jedinice uvrstiti tek u konačni izraz jer je tako manje pisanja i računanja. Uvijek treba s brojevima uvrštavati i mjerne jedinice (a ne ih napisati tek uz konačni rezultat, što se onda često i zaboravi ili se zbog toga zaboravi pretvoriti mjerna jedinica, a na tome se gube bodovi!) – to je najbolja kontrola za moguće zabune!
Posebne mjerne jedinice: elektronvolt: 1 eV = 1,6 × 10–19 J (brojčano kao elementarni naboj = naboj protona ili elektrona, ali u džulima jer je jedinica za energiju) = naboj elektrona × 1 volt angstrem: 1 Å = 10–10 m (red veličine atomskih polumjera) atmosfera: 1 atm = 101325 Pa (standardni tlak) bar: 1 bar = 105 Pa (standardni tlak po novijim standardima)
3.3.
Veličine koje je potrebno poznavati
temeljne SI veličine
jedinice
duljina (l)
metar (m)
masa (m)
kilogram (kg)
95
vrijeme (t)
sekunda (s)
jakost električne struje (I)
amper (A)
temperatura (T)
stupanj (K)
količina tvari (n)
mol (mol)
ostale (izvedene) veličine
jedinice
površina (S)
m2
volumen (V)
m3
gustoća (ρ)
kg/ m3 (ili češće g/ cm3)
tlak (p)
paskal Pa = kg/ m s2
naboj (q)
kulon C = As
napon ili električni potencijal (U ili E)
volt V = kg m2 / A s3
energija, toplina, entalpija ili rad (E, Q, H, W)
džul J = kg m2/ s2 = Pa m3 = V C
relativna atomska masa (Ar) relativna molekulska masa (Mr) molarna masa (M)
g/ mol
molarni volumen plina (Vm)
dm3/ mol
maseni udio (w) množinski udio (x) volumni udio (φ) množinska koncentracija (c)
mol/ dm3
masena koncentracija (γ)
g/dm3
molalnost (b)
mol/ kg
prefiks
oznaka
red veličine
piko
p
10–12
nano
n
10–9
mikro
μ
10–6
mili
m
10–3
centi
c
10–2
deci
d
10–1 96
deka
da
101
hekto
h
102
kilo
k
103
mega
M
106
Ekstenzivne veličine – ovise o tome na kojem se i kolikom dijelu uzorka vrši mjerenje: množina, masa, volumen, naboj... Intenzivne veličine – ne ovise o tome na kojem se i kolikom dijelu uzorka vrši mjerenje (dokle god je dovoljno velik da se mjerenje može izvršiti): temperatura, tlak, napon, gustoća (veličina dobivena dijeljenjem dvije ekstenzivne je intenzivna; još jedan važan primjer: entalpija u kJ je ekstenzivna, a entalpija u kJ/mol intenzivna jer je podijeljena s množinom reakcija)...
3.4.
Bitne formule
(uz ispit su dane konstante i periodni sustav, ali ne i formule, ali pametnom upotrebom broj formula/postupaka računanja koje se mora pamtiti može biti vrlo mali) I.
odčitavanje relativne atomske mase iz periodnog sustava i izračunavanje relativne molekulske mase; molarna masa
Relativna atomska masa (Ar) kemijskog elementa je (najčešće decimalni) broj koji piše u periodnom sustavu ispod simbola elementa, najčešće (ali ne uvijek) približno jednak masenom broju najzastupljenijeg izotopa tog elementa. Relativna molekulska masa (Mr) kemijskog spoja je zbroj relativnih atomskih masa svih elemenata u molekuli ili formulskoj jedinki tog spoja, npr. Mr(CHCl3) = Ar(C) + Ar(H) + 3Ar(Cl), Mr(CuSO4×5H2O) = Ar(Cu) + Ar(S) + 9Ar(O) + 10Ar(H). Molarna masa je relativna atomska ili molekulska masa s mjernom jedinicom g/mol, npr.: Ar(Cu) = 63,5 M(Cu) = 63,5 g/mol. II.
masa atoma, molekule ili formulske jedinke
Masa čestice jednaka je njenoj relativnoj atomskoj ili molekulskoj masi pomnoženoj s unificiranom atomskom jedinicom mase (daltonom, atomskom masenom konstantom), 1,66 × 10–27 kg, npr. Ar(Fe) = 55,8 ma(Fe) = 55,8 × 1,66 × 10–27 kg.
97
Kolika je masa jedne molekule vode u gramima? A. 18 B. 1.1 × 10–21 C. 3.0 × 10–23 D. 1.7 × 10–24 Rješenje: C
III.
odnos množine i drugih veličina
(n = množina, N = broj čestica, NA = Avogadrova konstanta = 6,022 × 1023 mol–1, m = masa, M = molarna masa = relativna atomska ili molekulska masa ali s mjernom jedinicom g/mol, V = volumen plina, Vm = molarni volumen plina = pri standardnim uvjetima 22,4 dm3/mol (ako nisu standardni uvjeti, onda se množina plina računa iz opće plinske jednadžbe, vidi dalje), c = množinska koncentracija, V = volumen otopine) (zadnji izraz je izveden iz izraza za množinsku koncentraciju pa ga nije potrebno tu pamtiti)
Koliko ima molekula ozona u 3,20 g O3? E. 4,0 × 1022 F. 6,0 × 1022 G. 1,2 × 1023 H. 6,0 × 1023 Rješenje: A
Koliko ima atoma vodika u 3,4 g C12H22O11? I. 6,0×1023 J. 1,3×1023 K. 3,8×1022 L. 6,0×1021 Rješenje: B
98
Koliki je ukupni broj atoma u 1,0 g HOOC(CH2)4COOH? A. 20 B. 4,1×1021 C. 8,2×1022 D. 7,2×1024 Rješenje: C
Koliko ima molekula vode u 0,10 g modre galice (CuSO4×5H2O)? A. 1,2 × 1021 B. 2,4 × 1021 C. 2,4 × 1022 D. 1,2 × 1023 Rješenje: A
IV.
stehiometrijski omjer množina
Množine tvari koje reagiraju odnosno nastaju u kemijskoj reakciji odnose se isto kao njihovi stehiometrijski koeficijenti u kemijskoj jednadžbi. aA + bB + ...
xX + yY + ...
n(A) / n(B) = a/b; n(A) / n(X) = a/x; n(B) / n(Y) = b/y; itd.
Oksalna kiselina, H2C2O4, reagira s permanganatnim ionom prema sljedećoj izjednačenoj jednadžbi: 5 H2C2O4(aq) + 2 MnO4–(aq) + 6 H+(aq) 2 Mn2+(aq) + 10 CO2(g) + 8 H2O(l) Koliko je mililitara otopine KMnO4 koncentracije 0,0154 mol/dm3 potrebno za reakciju s 25,0 mL otopine H2C2O4 koncentracije 0,0208 mol/dm3? A. 13,5 mL B. 18,5 mL C. 33,8 mL D. 84,4 mL Rješenje: B
Srebro reagira s nitratnom kiselinom prema jednadžbi: 99
3Ag(s) + 4HNO3(aq) 3AgNO3(aq) + NO(g) + 2H2O(l) Koliki volumen HNO3(aq) koncentracije 1,15 mol/dm3 je potreban za reakciju s 0,784 g srebra? A. 4,74 mL B. 6,32 mL C. 8,43 mL D. 25,3 mL Rješenje: C Mg(OH)2 je magnezijevo mlijeko koje se koristi za neutralizaciju suviška želučane kiseline (HCl). Koliko se molova želučane kiseline može neutralizirati s 1,00 g Mg(OH)2? A. 0,0171 B. 0,0343 C. 0,686 D. 1,25 Rješenje: B Za neutralizaciju 25,00 mL H2SO4(aq) koncentracije 0,1050 mol/dm3 utrošeno je 17,23 mL NaOH(aq) nepoznate koncentracije. Koja je koncentracija NaOH(aq)? A. 0,07617 mol/dm3 B. 0,1447 mol/dm3 C. 0,1524 mol/dm3 D. 0,3047 mol/dm3 Rješenje: D Koliki volumen H2SO4 (c=0,108 mol/dm3) je potreban za neutralizaciju 25,0 mL KOH (c=0,145 mol/dm3)? A. 16.8 mL B. 33.6 mL C. 37.2 mL D. 67.1 mL Rješenje: A 100
C3H8 + 5O2 3CO2 + 4H2O Kolika je ukupna masa (u gramima) produkata izgaranja 2,20 g propana u suvišku kisika? A. 2,20 B. 3,60 C. 6,60 D. 10,2 Rješenje: D
V.
opća plinska jednadžba (opća jednadžba stanja idealnog plina)
(p = tlak, V = volumen, n = množina, R = opća plinska konstanta = 8,314 Pa m3 K–1 mol–1, T = temperatura u kelvinima) Nije potrebno pamtiti plinske zakone, oni se svi lako mogu izvesti iz opće plinske jednadžbe (točnije ona je izvedena iz njih) tj. sve što se može izračunati pomoću njih može se i pomoću opće plinske jednadžbe. Iz opće plinske jednadžbe i izraza za množinsku koncentraciju lako se može izvesti izraz za osmotski tlak ( p = icRT ) pa ni njega nije potrebno posebno pamtiti (samo uočiti da je bitan i faktor disocijacije i kao i za ostala koligativna svojstva). Pazite da je J (dio mjerne jedinice za R) = Pa m3, a koncentracija je obično zadana u mol/dm3 odnosno volumen u dm3 ili cm3 pa treba pretvoriti jedinice! (također tlak može biti zadan u kPa ili hPa)
Etanol gori u suvišku kisika, pri čemu nastaje ugljikov dioksid i voda prema sljedećoj izjednačenoj jednadžbi: C2H5OH(g) + 3 O2(g) 2 CO2(g) + 3 H2O(g) Koja od ponuđenih vrijednosti je najbliža volumenu CO2(g) koji nastaje izgaranjem 0,25 mol C2H5OH(g) pri 200 K i 105 Pa? A. 5 L B. 8 L C. 10 L D. 15 L 101
Rješenje: B
VI.
gustoća
(ρ = gustoća, m = masa, V = volumen)
Pet kuglica metala ima ukupnu masu 1,25 g i ukupni volumen 0,278 mL. Kolika je gustoća metala (g/mL)? A. 0,348 B. 0,900 C. 4,50 D. 22,5 Rješenje: C Koji volumen tekućine A ima istu masu kao 80,0 cm3 tekućine B, ako je gustoća tekućine A 0,660 g/cm3, a tekućine B 1,59 g/cm3? A. 40,0 cm3 B. 97,0 cm3 C. 160 cm3 D. 193 cm3 Rješenje: D
VII.
množinska i masena koncentracija
(c = množinska koncentracija, n = množina otopljene tvari, V = volumen otopine)
(γ = masena koncentracija, m = masa otopljene tvari, V = volumen otopine) Ne pobrkati s formulom za gustoću! koja je u slučaju otopina ρ = motopine/ Votopine VIII.
molalnost
102
motapala ≠ motopine osim za vrlo razrijeđene otopine u kojima je masa otopljene tvari zanemarivo mala (najčešće 100, 1000 ili više puta manja od mase otapala) Paziti na grame/kilograme! (molalnost se najčešće izražava u mol kg–1, a masa otapala u gramima) IX.
sniženje tališta i povišenje vrelišta
i = faktor disocijacije (van't Hoffov faktor) (broj čestica koje u otopini nastaju disocijacijom 1 čestice otopljene tvari, za molekulske tvari je jednak 1 a za jednostavne ionske tvari je jednak broju iona od kojih se forumulska jedinka sastoji) b = molalnost K = Kf = krioskopska konstanta za sniženje tališta K = Kb = ebulioskopska konstanta za povišenje vrelišta (formule su potpuno iste, samo treba znati da se promjena temperature ΔT od tališta oduzima a vrelištu dodaje) ΔT je isto u kelvinima i celzijevim stupnjevima jer je 1 K = 1 °C (te dvije temperaturne skale razlikuju se samo po položaju nule, a ne i po veličini stupnja) Pripremljene su vodene otopine navedenih tvari koncentracije 0,15 mol/dm3. Koja od njih ima najviše vrelište? A. CaCl2 B. NaBr C. CuSO4 D. CH3OH Rješenje: A
X.
Faradayevi zakoni elektrolize
prvi Faradayev zakon elektrolize
q = naboj, I = jakost električne struje, t = vrijeme
103
z = broj elektrona u jednadžbi polureakcije u kojoj nastaje (ili reagira) 1 čestica tvari čija se množina n uvrštava n = množina F = Faradayeva konstanta = 9,65 ∙ 104 C mol−1 (zgodno je znati da je F = NA∙e umnožak Avogadrove konstante i elementarnog naboja e = 1,602∙10–19 C, čime formula postaje logična: ukupni preneseni naboj = naboj jednog elektrona × broj elektrona koji sudjeluju u reakciji) kulon je ampersekunda (1 C = 1 A s) drugi Faradayev zakon elektrolize: ako se elektroliza provodi u dva ili više serijski spojenih elektrolizera, množine tvari izlučene na elektrodama istom množinom elektriciteta odnose se obrnuto proporcionalno broju izmijenjenih elektrona u reakcijama:
(može se izvesti iz prvog zakona uzimajući u obzir da je ukupni broj elektrona koji protječu kroz sve serijski spojene elektrolizere jednak) Vodene otopine AgNO3, Cu(NO3)2 i Au(NO3)3 koncentracija 0,10 mol/dm3 elektrolizirane su u aparaturi na slici, tako da ista struja protječe kroz svaku otopinu.
Ako se izluči 0,10 mol bakra, koliko se izluči srebra i zlata? A. 0,10 mol Ag, 0,10 mol Au B. 0,05 mol Ag, 0,075 mol Au C. 0,05 mol Ag, 0,15 mol Au D. 0,20 mol Ag, 0,067 mol Au Rješenje: D 104
XI.
iskorištenje
Umjesto množine može i masa ili volumen i sl., samo bitno da je ista veličina i za dobiveno i za maksimalno jer iskorištenje nema mjernu jedinicu, i naravno mora se odnositi na istu tvari. Iskorištenje se može izraziti kao broj između 0 i 1 ili kao postotak između 0 i 100%.
XII.
udjeli – maseni, množinski i volumni
Za volumni (φ) i množinski (x) udio potpuno je isto, samo umjesto masa volumeni (V) odnosno množine (n). Maseni udjeli elemenata u spoju računaju se preko relativnih atomskih masa (maseni udio elementa u spoju = relativna atomska masa × broj atoma tog elementa u spoju / relativna molekulska masa), jer su mase atoma relativne mase pomnožene s unificiranom atomskom jedinicom mase pa se unificirane atomske jedinice mase u izrazu za maseni udio pokrate. omjer (također maseni, množinski ili volumni) = masa jednog sastojka : masa drugog sastojka
U kojem je od navedenih spojeva najveći maseni udio dušika? A. kalijev nitrat B. barijev nitrat C. aluminijev nitrat D. litijev nitrat E. natrijev nitrat Rješenje: D Maseni udio dušika u (N2H5)2SO4 je: A. 10,8 % B. 17,3 % C. 34,5 % D. 51,2 %
105
Rješenje: C
Koji je razlomak jednak masenom udjelu dušika u amonijevom dihidrogenfosfatu? A. 14 / 115 B. 28 / 115 C. 28 / 132 D. 14 / 210 Rješenje: A
Ako se zagrijavanjem iz 1,50 g H2C2O4 × 2H2O istjera sva kristalna voda, koliko bezvodne H2C2O4 preostane? A. 0,34 g B. 0,92 g C. 1,07 g D. 1,50 g Rješenje: C
Koliko molekula vode sadrži formulska jedinka hidratiziranog kalcijeva nitrata u kojem je maseni udio vode 30,5 %? A. 1 B. 2 C. 3 D. 4 E. 5 Rješenje: D Iz 7,66 g hidratiziranog natrijevog sulfata, Na2SO4 × xH2O, dobije se 4,06 g bezvodnog Na2SO4. Koliko iznosi x? A. 0,2 B. 3,6 C. 5 D. 7 Rješenje: D
106
Formulska jedinka berila sadrži 3 atoma berilija. Maseni udio berilija u berilu je 5,03%. Molarna masa berila je: A. 950 g/mol B. 537 g/mol C. 270 g/mol D. 179 g/mol Rješenje: B
XIII.
reakcijska entalpija = entalpija stvaranja produkata – entalpija stvaranja reaktanata
"Nestajanje" reaktanata može se shvatiti kao njihovo od–stvaranje (suprotan proces od stvaranja) pa se zato mijenja predznak njihovih entalpija. Paziti na množenje entalpije stvaranja svake tvari sa stehiometrijskim koeficijentom (to je broj koji piše ispred čestice u jednadžbi) te tvari u jednadžbi rekacije za koju se računa entalpija! Entalpije stvaranja zadane su za 1 mol tvari (što se vidi jer je jedinica kJ/mol) tj. 1 mol reakcija u kojima je stehiometrijski koeficijent te tvari 1, ako ne piše drukčije. Reakcijska entalpija zadana je za 1 mol te reakcije kako je napisana tj. za onoliko molova neke tvari koliki joj je stehiometrijski koeficijent u toj jednadžbi.
Prema podacima u tablici, izračunaj promjenu entalpije za raspad natrijevog hidrogenkarbonata (u kJ po molu CO2): 2 NaHCO3(s) Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g)
A. 129,2 B. –818,5 C. –1766,2 D. –3661,6 Rješenje: A
Koja je standardna entalpija stvaranja MgO(s) ako se dok pri standardnim uvjetima gorenjem magnezija nastane 20,15 g MgO(s) oslobodi 300,9 kJ energije? 107
A. –601,8 kJ·mol–1 B. –300,9 kJ·mol–1 C. +300,9 kJ·mol–1 D. +601,8 kJ·mol–1 Rješenje: A
Prema reakciji 2 N2H4(l) + N2O4(l) 3 N2(g) + 4 H2O(g)
ΔH = –1078 kJ/mol
koliko se energije oslobodi tijekom nastanka 140 g N2(g)? A. 1078 kJ B. 1797 kJ C. 3234 kJ D. 5390 kJ Rješenje: B Obrazloženje: energija koja se oslobodi = apsolutna vrijednost promjene energije pri jednoj reakciji (odnosno po molu reakcija jer je izražena u kJ/mol) puta koliko se takvih reakcija odvije (broj molova reakcija). Energija koja se oslobodi znači negativnu promjenu energije (egzotermna reakcija), a energija koja je potrebna pozitivnu (endotermna).
Hessov zakon (izračunavanje reakcijske entalpije iz reakcijskih entalpija drugih reakcija): Jednadžbe reakcija mogu se tretirati kao matematičke jednadžbe. Mogu se množiti i dijeliti brojevima tako da se istim brojem pomnoži ili podijeli svaki stehiometrijski koeficijent u jednadžbi. Ako se množi ili dijeli negativnim brojem reaktanti i produkti se međusobno zamijene. Jednadžbe se mogu zbrajati tako da je stehiometrijski koeficijent neke tvari u zbrojenoj jednadžbi jednak zbroju stehiometrijskih koeficijenata te tvari u jednadžbama koje zbrajamo. Iste tvari koje se pri zbrajanju jednadžbi nalaze sa suprotnih strana strelice se krate odnosno stehiometrijski koeficijenti se oduzimaju. Ideja računanja s Hessovim zakonom je namjestiti tako da se pri zbrajanju zadanih jednadžbi pokrate sve tvari osim onih koje su u jednadžbi za koju treba izračunati entalpiju, a onda pomnožiti sve reakcijske entalpije istim brojevima 108
kojima su pomnožene odgovarajuće jednadžbe te i njih zbrojiti. Najpreglednije je sve pisati u "tablicu" jednadžba 1
\×A
reakcijska entalpija za jednadžbu 1
\×A
+ jednadžba 2
\×B
reakcijska entalpija za jednadžbu 2
\×B
jednadžba za koju treba izračunati entalpiju
reakcijska entalpija za jednadžbu za koju treba izračunati entalpiju
A i B su cijeli brojevi ili razlomci, pozitivni ili negativni. Treba paziti na agregatna stanja (pisati ih), ista tvar u različitom agregatnom stanju u termokemiji nije ista! (postoje reakcijske entalpije taljenja, isparavanja itd., a standardne entalpije se odnose na standardna stanja tj. stanja u kojima su tvari pri "normalnim" (sobnim) uvjetima)
Primjeri za Hessov zakon 1. Iz reakcijskih entalpija za reakcije: C(s) + O2(g)
ΔrH1 = –393 kJ mol–1
CO2(g)
CO(g) + 1/2O2(g)
CO2(g)
ΔrH2 = –283 kJ mol–1
izračunamo reakcijsku entalpiju za reakciju: C(s) + 1/2O2(g)
C(s) + O2(g)
CO(g)
+ CO(g) + 1/2O2(g) C(s) + 1/2O2(g)
CO2(g) CO(g)
\ × (–1)
–283 kJ mol–1
–393 kJ mol–1
CO(g) + 1/2O2(g)
283 kJ mol–1
C(s) + 1/2O2(g)
CO(g)
\ × (–1)
?
CO2(g)
C(s) + O2(g) + CO2(g)
–393 kJ mol–1
CO2(g)
–110 kJ mol–1
2. Na temelju poznatih entalpija izgaranja benzena (–3267,6 kJ/mol), cikloheksana (– 3919,6 kJ/mol) i vodika (–285,8 kJ/mol) treba odrediti entalpiju potpunog hidrogeniranja benzena. I. napišemo i izjednačimo jednadžbe zadanih i tražene reakcije:
109
C6H6(l) + 15/2O2(g) 6CO2(g) + 3H2O(l)
–3267,6 kJ/mol
C6H12(l) + 9O2(g) 6CO2(g) + 6H2O(l)
–3919,6 kJ/mol
H2(g) + 1/2O2(g) H2O(l)
–285,8 kJ/mol
C6H6(l) + 3H2(g) C6H12(l)
?
*entalpija izgaranja (ili čega god, ako nije drukčije navedeno) neke tvari odnosi se na 1 mol te tvari pa jednadžbu pišemo tako da stehiometrijski koeficijent te tvari bude 1 (pa makar neke druge tvari onda imale necjelobrojne stehiometrijske koeficijente) **agregatna stanja jesu bitna (u termokemijskoj jednadžbi ista tvar u različitom stanju nije ista tvar!), ali ako među zadanim entalpijama nema entalpija promjena agregatnih stanja, eventualna pogreška (npr. da nismo znali da su benzen i cikloheksan u tekućem stanju nego smo ih naveli u čvrstom, ili da smo se odlučili za sve u plinovitom, što je pri stvarnoj temperaturi odvijanja reakcije vjerojatnije) neće utjecati na konačni rezultat dokle god je odabir agregatnog stanja za istu tvar isti u svim jednadžbama II. kombiniramo množenje jednadžbi malim brojevima (u pravilu cijelim – pozitivnim i negativnim!) kako bismo njihovim zbrajanjem dobili traženu jednadžbu, a onda s reakcijskim entalpijama učinimo isto što smo učinili s pripadajućim jednadžbama: C6H6(l) + 15/2O2(g) 6CO2(g) + 3H2O(l)
–3267,6 kJ/mol
6CO2(g) + 6H2O(l) C6H12(l) + 9O2(g)
–3919,6 kJ/mol
×(–1)
3H2(g) + 3/2O2(g) 3H2O(l) (množenje s 3)
–285,8 kJ/mol
×3
C6H6(l) + 3H2(g) C6H12(l)
–205,4 kJ/mol
(zamjena reaktanti↔produkti) +
Ako je za reakciju 2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g) standardna reakcijska entalpija ΔrH°=–198,4 kJ mol–1, kolika je standardna reakcijska entalpija za reakciju SO3(g) SO2(g) + ½ O2(g)? A. 198,4 kJ mol–1;
B. –99,2 kJ mol–1;
C. 99,2 kJ mol–1;
D. 396,8 kJ mol–1
Rješenje: C
Standardna entalpija stvaranja NH3(g) je –46,1 kJ/mol. Izračunaj ∆H˚ za reakciju: 2NH3(g) N2(g) + 3H2(g) A. –92,2 kJ B. –46,1 kJ 110
C. 46,1 kJ D. 92,2 kJ Rješenje: D
XIV.
pH vrijednost je logaritam ravnotežne koncentracije vodikovih iona pomnožen s –1
[X] u svim formulama za računanje znači množinska koncentracija tvari X, isto kao c(X), s tim da se [X] obično koristi samo za ravnotežne koncentracije paziti da se uvrštava koncentracija H+ u mol/dm3 a ne s nekom drugom mjernom jedinicom (strogo gledano formula zapravo glasi pH = –log([H+]/(mol dm–3)) jer se ne može računati logaritam mjerne jedinice pa se prije uvrštavanja u logaritam mora dijeliti s mjernom jedinicom, a nije svejedno kojom je mjernom jedinicom iskazano) obrat (izračunavanje koncentracije H+ iz pH): [H+] = 10–pH mol/dm3 (treba pamtiti samo u slučaju apsolutnog nepoznavanja logaritama iz matematike, ali u tom slučaju je bolje poraditi na matematici, poznavanje toliko matematike preporučljivo je na svim fakultetima koji traže kemiju na maturi) Isto tako i pOH i pK (p općenito znači dekadski logaritam pomnožen s –1)
Kw je ionski produkt vode = konstanta ravnoteže za reakciju H+ + OH–
H2O
pomnožena s [H2O] (zapravo, [H2O] se ne uzima u izraz jer je voda otapalo kojeg najčešće ima jako puno pa se može smatrati čistom tvari, a čistim tekućim ili čvrstim tvarima u konstantu ravnoteže ne uzima se koncentracija nego množinski udio koji je 1) Koliki je pH otopine KOH koncentracije 0,025 mol/dm3? A. 1,60 B. 3,69 C. 10,31 D. 12,40 Rješenje: D
XV.
koncentracijska konstanta ravnoteže 111
aA + bB + ...
xX + yY + ...
A, B, ... su reaktanti, X, Y, ... produkti u jednadžbi, a, b, ..., x, y, ... njihovi stehiometrijski koeficijenti – formula je logična jer je Kc veća što u ravnoteži ima više produkata, a manja što ima više reaktanata svakako pisati mjerne jedinice uz koncentracije jer koncentracijska konstanta ima svoju jedinicu! U izraz za koncentracijsku konstantu ulaze samo otopljene tvari (ne otapalo) u otopini (aq) i plinovi (g). Tlačna konstanta ravnoteže (za reakcije u plinovitom stanju) – potpuno analogno koncentracijskoj, samo umjesto koncentracija tlakovi plinova, dakle bilo bi: aA(g) + bB(g) + ... xX(g) + yY(g) + ...
U izraz za tlačnu konstantu ravnoteže ulaze samo plinovi (g). XVI.
razlika potencijala (galvanskog članka)
logika: E je standardni redukcijski potencijal, dakle napisan je za redukciju, pa ostaje istog predznaka za reaktant koji se u reakciji reducira (prima elektrone), a mijenja predznak za reaktant koji se oksidira (otpušta elektrone) jer je ta oksidacija ista reakcija u obrnutom smjeru (kad gledamo reakciju u drugom smjeru, množimo s –1, isto kao i entalpiju, vidi Hessov zakon) Ako se traži moguća reakcija, E mora biti pozitivno tj. što veće za što bolju reakciju! (u galvanskom članku ili "običnom" redoksu; u elektrolizi može biti negativno jer se elektroliza postiže dovođenjem dodatne razlike potencijala) Vidi Elektrokemija.
Razlika potencijala članka na slici pri standardnim uvjetima je:
112
A. 0,28 V B. 0,76 V C. 1,32 V D. 2,36 V Rješenje: A Prema podacima u tablici izračunaj E0 za reakciju Ga(s) + 3Tl+(aq) 3Tl(s) + Ga3+(aq)
A. 0,479 V B. 0,193 V C. –0,193 V D. –0,479 V Rješenje: B Za elektrokemijski članak s reakcijom Cu2+(aq) + M(s) Cu(s) + M2+(aq) je E˚ = 0,75 V. Standardni redukcijski potencijal za Cu2+(aq) je 0,34 V. Koliki je standardni redukcijski potencijal za M2+(aq)? A. 1,09 V B. 0,410 V C. –0,410 V D. –1,09 V Rješenje: C 113
Komad metalnog nikla uronjen je u otopinu koja sadrži Pb2+(aq) (c=1,0 mol/dm3) i Cd2+(aq) (c=1,0 mol/dm3). Prema standardnim redukcijskim potencijalima u tablici, odvijat će se koja/e reakcija/e? 1) Ni(s) + Pb2+(aq) Pb(s) + Ni2+(aq) 2) Ni(s) + Cd2+(aq) Cd(s) + Ni2+(aq)
A. samo 1 B. samo 2 C. i 1 i 2 D. ni 1 ni 2 Rješenje: A
1) Prema standardnim redukcijskim potencijalima u tablici, standardni potencijal članka (E˚) za reakciju Zn(s) + 2Tl+(aq) Zn2+(aq) + 2Tl(s) je: E. 0,427 V F. 0,091 V G. –0,091 V H. –0,427 V 2) Prema standardnim redukcijskim potencijalima u tablici, koja reakcija/e je(su) spontana/e? I. Cr2+(aq) + Fe3+(aq) Cr3+(aq) + Fe2+(aq) II. Cu2+(aq) + Fe2+(aq) Cu+(aq) + Fe3+(aq) A. samo I. B. samo II. 114
C. i I. i II. D. ni I. ni II. Rješenje: 1) A; 2) A
Upotreba formula Kako bi se što više smanjio broj formula za pamćenje, formule je potrebno znati "preokretati" (npr. ρ = m/V m = ρV) i međusobno kombinirati, po mogućnosti bez potrebe da se uvijek što prije uvrste brojevi i izračunaju međurezultati (manje međurezultata znači manju mogućnost pogreške pri prepisivanju brojki i zaokruživanju, naravno račun bez međurezultata nije uvijek moguć, što osim o vještini učenika ovisi i o mogućnostima kalkulatora i samom zadatku). Primjer: izračunavanje molalnosti (b) vodene otopine određene tvari iz poznate množinske koncentracije (c) i gustoće (ρ) te otopine – pogleda se postoji li još neki "skriveni" zadani podatak: poznato je o kojoj se tvari radi, dakle mogu se iz periodnog sustava očitati relativne atomske mase i izračunati molarna masa tvari, M (a može se, dakako, izračunati i molarna masa vode, ali to nam u ovom slučaju nije potrebno) – zapišu se formule za sve što je poznato: (tvar = otopljena tvar, da bi bilo kraće, za c se podrazumijeva da je koncentracija otopljene tvari u otopini; bitno je pisati što se što odnosi na što u zagradama ili subskriptu jer treba paziti što se odnosi na otapalo a što na otopinu, što na sastojak a što na smjesu i sl.)
(uokvireno je što je u tim formulama poznato) – zapiše se formula za ono što je nepoznato:
– gleda se što se u formuli za nepoznato može zamijeniti izrazom iz formule za poznato, ili uz malo zdravorazumske logike preobličiti tako da se može zamijeniti (npr. m(otopina) = m(otapalo) + m(tvar), ako otopina sadrži samo tu jednu otopljenu tvar), i ponavlja taj postupak, uz matematičko sređivanje izraza (kraćenje, rješavanje dvojnih razlomaka), dok se ne dođe do konačnog izraza u kojem je sve što treba uvrstiti poznato: 115
(obično ima više mogućnosti za redoslijed zamjena i sve su ispravne dokle god daju smislen konačni izraz) – u konačni izraz uvrste se brojevi s mjernim jedinicama (uz po potrebi odgovarajuće pretvaranje) – ako je nešto krivo, vjerojatno će se vidjeti po tome što se jedinice neće dobro pokratiti – i izračuna – bez panike: možda izgleda teško, ali uz malo vježbe nije preteško, a jednom kad se uvježba ovakav tip izvođenja i dobro poznaju sve osnovne formule (s razumijevanjem što koje slovo u njima znači!), može se pomoću njih izračunati jako puno tipova zadataka, a nije vjerojatno da će išta biti osjetno teže od ovog primjera
Koliki mora biti najmanji maseni udio kalijeva hidroksida u vodenoj otopini mase 1 kg koja se može upotrijebiti za potpunu neutralizaciju 3,57 mola dušične kiseline? A. 5% B. 10% C. 15% D. 20% E. 25% Rješenje: D
Određivanje empirijske formule – primjer Maseni udio ugljika u spoju je 14,29%, kisika 57,14%, vodika 1,190%, a ostalo je natrij. Odredi empirijsku formulu spoja. – izračunamo maseni udio "ostalog": w(Na) = 100% – 14.29% – 57.14% – 1.19% = 27.38%
116
– empirijska formula pokazuje najmanji odnos brojnosti različitih atoma a ne njihovih masa pa treba masene udjele "prevesti" na množine, to je najlakše učiniti tako da se zamisli uzorak od 100 g – u njemu ima onoliko grama svakog elementa koliki je postotak njegov maseni udio (m(sastojak)=w(sastojak)×m(ukupno)) – dijeljenjem s molarnom masom (n=m/M) elementa izračuna se množina svakog elementa i one se postave u međusobni omjer:
– podijeli se svaki član omjera s najmanjim članom (u ovom slučaju s 1,181)
– ako se dobiju lijepi cijeli brojevi ili ovako nešto vrlo slično cijelim brojevima (ne moraju biti točno cijeli brojevi! jer je moguće da su sastavljači zadatka koristili molarne mase na drukčiji broj znamenaka, pogreške zbog zaokruživanja i sl.), gotovo je; ako ne, množe se svi članovi istim cijelim brojem tako da se dobiju najmanji mogući cijeli brojevi (koeficijenti u empirijskoj formuli su uvijek najmanji mogući cijeli brojevi) – i napokon: C : O : H : Na = 1 : 3 : 1 : 1 empirijska formula: CO3HNa = (presložimo u smisleni redoslijed) = NaHCO3 Analizom je ustanovljeno da je maseni udio magnezija u spoju 21,8%, fosfora 27,7%, a ostalo je kisik. Koja je empirijska formula tog spoja? A. MgPO2 B. MgPO3 C. Mg2P2O7 D. Mg3P2O8 Rješenje: C Oksid mangana sadrži 2,29 g mangana po gramu kisika. Koja je empirijska formula tog oksida? A. MnO B. MnO2 C. Mn2O3 117
D. MnO3 Rješenje: C
Razrjeđivanje otopina kiseline (ili lužine ili nekog iona) vodom Budući da se dodaje samo čista voda, u kojoj nema kiseline, konačna otopina sadrži jednaku množinu kiseline kao i početna otopina pa možemo pisati (kroz cijeli primjer indeks 1 se odnosi na početnu, a 2 na konačnu otopinu):
Upotrijebimo formulu za vezu množine i množinske koncentracije
pa je:
Konačni volumen je zbroj početnog volumena i volumena dodane vode pa je:
iz čega se može dobiti bilo početna koncentracija, bilo konačna koncentracija, bilo početni volumen, bilo volumen vode koji je potrebno dodati (odnosno iz toga konačni volumen), ovisno što se traži a što je zadano (za kombiniranje s masenom koncentracijom i drugim veličinama vidi Upotreba formula) Koliko je mililitara HCl koncentracije 8,00 mol/dm3 potrebno za pripremu 150 mL HCl koncentracije 1,60 mol/dm3? A. 30,0 mL B. 24,0 mL C. 18,8 mL D. 12,0 mL Rješenje: A Koliki volumen (u mL) koncentrirane sumporne kiseline (c=18,0 mol/dm3) je potreban za pripremu 2,50 L otopine koncentracije 1,00 mol/dm3? A. 7,20 B. 14,4 C. 69,4 D. 139 Rješenje: D 118
Miješanje kiseline i lužine Pomiješa se 50 mL sumporne kiseline koncentracije 0,10 mol/dm3 i 170 mL natrijeve lužine koncentracije 0,03 mol/dm3. Koliki je pH dobivene otopine? – napisati jednadžbu kemijske reakcije H2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + 2H2O – iz jednadžbe odčitati odnose množina kiseline i lužine koje međusobno reagiraju (omjer stehiometrijskih koeficijenata)
– izračunati množine iz zadanih veličina
– pogledati što se u reakciji posve potroši, a čega preostaje (odredi se mjerodavni reaktant i suvišak, vidi dalje) sa 0,0050 mol H2SO4 reagiralo bi 2 × 0,0050 mol = 0,010 mol NaOH više nego što ima, znači sav NaOH reagira s 0,0051 mol NaOH reagiralo bi 1/2 × 0,0051 mol = 0,0026 mol H2SO4 preostaje 0,0050 mol – 0,0026 mol = 0,0024 mol H2SO4 – izračunati ukupni volumen! V = V(NaOH) + V(H2SO4) = 50 mL + 170 mL = 220 mL = 0,220 dm3 – izračunati koncentraciju preostalih H+ ili OH– iona (množina preostale kiseline ili lužine × broj H+ ili OH– iz jedne molekule kiseline ili lužine / ukupni volumen)
– iz toga izračunati pH ili pOH, a onda iz pH + pOH = 14 po potrebi i ono drugo pH = –log(0,022) = 1,6 *napomena: postupak vrijedi samo ako je završna c(H+) ili c(OH–) koja se dobije veća od otprilike 10–5 mol/dm3 i ako su koncentracije kiseline i lužine dovoljno male da se može zanemariti volumen vode nastale neutralizacijom, ali takvi bi na ovoj razini trebali biti svi zadaci 119
100 mL otopine kalcijeva nitrata koncentracije 0,250 mol/dm3 pomiješano je s 400 mL dušične kiseline koncentracije 0,100 mol/dm3. Kolika je koncentracija nitratnih iona u dobivenoj smjesi? A. 0,180 mol/dm3 B. 0,130 mol/dm3 C. 0,0800 mol/dm3 D. 0,0500 mol/dm3 Rješenje: A
Mjerodavni reaktant, suvišak Često u reakcijskoj smjesi nemamo točno onoliko svakog reaktanta koliko je potrebno da u potpunosti prijeđu u produkte, nego se samo jedan reaktant sav potroši, a ostalih nešto preostane nakon završene reakcije. Taj reaktant koji sav reagira te kad se on potroši reakcija prestaje zovemo mjerodavni reaktant, a za ostale reaktante, kojih preostane, kažemo da su u suvišku. Pogrešno tj. preneodređeno je reći da je mjerodavni reaktant "onaj kojeg ima najmanje" jer se ne troši pri svakoj reakciji jednako svakog reaktanta, nego onoliko čestica reaktanta koliki je njegov stehiometrijski koeficijent. Najlakše tj. najsistematičnije možemo odrediti mjerodavni reaktant tako da za svaki reaktant kojem možemo izračunati množinu podijelimo tu množinu s njegovim stehiometrijskim koeficijentom kako bismo izračunali "množinu reakcija"10 (množina je pojam koji se ne mora odnositi samo na konkretne stvari: 1 mol "nečega" znači 6,022×1023 "nečega", a to "nešto" mogu jednako biti atomi ugljika, molekule vode, mali zeleni ili kemijske reakcije npr. nastajanja formulske jedinke natrijeva klorida iz elemenata) koje se mogu odviti dok se on sav ne potroši. Onaj reaktant za koji je ta množina najmanja prvi će se potrošiti – taj je mjerodavni reaktant. Onda iz tako dobivene množine reakcija koje se doista i odviju možemo izračunati, množenjem s njihovim stehiometrijskim koeficijentima, množine svih ostalih reaktanata koje reagiraju (potroše se). Oduzmemo li tu potrošenu množinu nekog reaktanta od njegove početne množine, dobit ćemo množinu koja preostaje (ne
10
Neki od vas na fakultetima će se s tim pojmom susresti pod nazivom doseg kemijske reakcije.
120
reagira) tj. suvišak. Također, iz množine reakcija možemo izračunati, množenjem njegovim stehiometrijskim koeficijentom, množinu svakog produkta koja nastane. Naprimjer, za reakciju: 2KMnO4(aq) + 5C2H2O4(aq) + 3H2SO4(aq) 2MnSO4(aq) + 10CO2(g) + 8H2O(l) + K2SO4(aq) (za pitanje kako je izjednačena ta jednadžba, vidi Redoksi) Ako je u početku prisutno 8 mol KMnO4 i 10 mol C2H2O4 te veliki suvišak H2SO4, množina reakcija koja bi se odvila dok se potroši sav KMnO4 je 8 mol / 2 = 4 mol, a dok se potroši sav C2H2O4 je 10 mol / 5 = 2 mol, dakle zaključujemo da je C2H2O4 mjerodavni reaktant te se doista odvije 2 mola reakcija. Pri tome se potroši 2 mol × 2 = 4 mol KMnO4 te preostane suvišak od 8 mol – 4 mol = 4 mol KMnO4. Pri tome također nastane 2 mol × 10 = 20 mol CO2, 16 mol H2O, 4 mol MnSO4, 2 mol K2SO4. Prema jednadžbi: N2O3(g) + 6H2(g) 2NH3(g) + 3H2O(g) koliko molova NH3(g) može nastati reakcijom 0,22 mol N2O3(g) i 0,87 mol H2(g)? A. 0,29 mol B. 0,44 mol C. 0,73 mol D. 1,1 mol Rješenje: A
Silicijev karbid, SiC, dobiva se zagrijavanjem SiO2 i C na visoke temperature, prema jednadžbi: SiO2 (s) + 3C(s) SiC(s) + 2CO(g) Koliko bi se najviše grama SiC moglo dobiti iz 2,00 g SiO2 i 2,00 g C? A. 1,33 B. 2,26 C. 3,59 D. 4,00 Rješenje: A
121
U dobro zatvorenoj posudi nalazi se 3 mol vodika i 2 mol kisika. Električnom iskrom, bez otvaranja posude, izazvana je reakcija: 2H2(g) + O2(g) 2H2O(l). Nakon hlađenja na sobnu temperaturu u posudi su prisutni plinovi: A. 1 mol H2(g), 1 mol O2(g), 2 mol H2O(g) ; C. 1 mol H2(g), 1 mol O2(g);
B. 0,5 mol O2(g), 3 mol H2O(g); D. 0,5 mol O2(g)
Rješenje: D
Amonijak se dobiva prema sljedećoj jednadžbi: N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) Ako se kad 0,5 mol N2 reagira s 0,5 mol H2 dobije 0,25 mol NH3, koliko je iskorištenje reakcije? A. 75% B. 50% C. 33% D. 25% Rješenje: A
2N2O4 + N2H4 6NO + 2H2O Kolika je maksimalna masa NO (u gramima) koja se može dobiti iz 15,5 g N2H4 i 4,68 g N2H4? A. 4,38 B. 5,04 C. 15,2 D. 26 Rješenje: C
Stupanj disocijacije (oprez, jedno od najnaprednijih gradiva sadržanih u Ispitnom katalogu, nije nužno sadržano u udžbenicima) Stupanj disocijacije, α, je broj koji pokazuje koliki je dio od ukupne količine elektrolita (elektrolit je tvar koja provodi električnu struju pomoću iona, dakle kiselina, baza ili sol) u otopini disociran (disociran u kontekstu otopina znači prisutan u obliku iona a ne neutralnih molekula).
122
α = množina disociranih čestica / ukupna množina otopljenog elektrolita = ravnotežna koncentracija disociranih čestica / koncentracija otopine elektrolita Dakle formulom:
(ovo je opća formula za stupanj disocijacije jednoprotonske kiseline, analogno vrijedi i za ostale elektrolite α = [ion]/c0(spoj) ) Npr. za metansku (mravlju) kiselinu:
Za jake kiseline i baze, α ≈ 1 (koncentracija disocirane čestice približno je jednaka ukupnoj koncentraciji tog elektrolita), zato kažemo da su potpuno disocirane. Za slabe kiseline i baze te soli najčešće se pri računjanju koristi veza stupnja disocijacije i konstante ravnoteže za reakciju disocijacije. Primjer: Treba odrediti stupanj disocijacije octene kiseline, CH3COOH, u vodenoj otopini koja bi se dobila miješanjem 6,00 g "ledene" (100%–tne) octene kiseline s vodom tako da je konačni volumen otopine 1,00 L, ako je pri toj temperaturi konstanta disocijacije octene kiseline Kc = 1,75 × 10–5 mol dm–3. Rješenje primjera: Koncentracija octene kiseline (c0(CH3COOH), može se pisati samo c0 radi kratkoće) je:
(u ovom primjeru strogo pazim na broj znamenaka, otud tolike nule) Jednadžba disocijacije je: CH3COOH(aq)
CH3COO–(aq) + H+(aq)
pa je prema tome izraz za konstantu disocijacije:
Ravnotežna koncentracija disocirane octene kiseline je ravnotežna koncentracija njenih aniona koji nastaju tom disocijacijom, [CH3COO–]. Ravnotežne koncentracije [CH3COO–] i [H+] su jednake (disocijacijom svake molekule CH3COOH koja disocira nastaje po jedan CH3COO– i po jedan H+, ni jedni ni drugi nemaju u ovom zadatku otkud drugdje doći niti ikamo drugamo otići) pa umjesto [CH3COO–][H+] možemo pisati [CH3COO–]2. Zbroj koncentracija disocirane i nedisocirane octene kiseline je njena ukupna ("početna", "nazivna") 123
koncentracija tj. c0 = [CH3COO–] + [CH3COOH] (jer je sva kiselina ili disocirana ili nedisocirana), dakle [CH3COOH] = c0 – [CH3COO–]. Kad se to uvrsti u izraz za Kc dobije se:
A izraz za stupanj disocijacije je:
Što zajedno čini dvije jedandžbe s dvije nepoznanice jer je c0 i Kc poznato a nepoznato je α (koji želimo dobiti) i [CH3COO–] (koji nam zapravo ne treba osim možda kao međurezultat). Stoga je najlakše da iz druge jednadžbe izrazimo [CH3COO–] = αc0 i uvrstimo u prvu koja time postaje:
Što se "sredi" u kvadratnu jednadžbu s jednom nepoznanicom α:
√
čija su rješenja (prema
, ako netko još ima matematičkih problema s
kvadratnim jednadžbama): √
No stupanj disocijacije mora biti pozitivan (između 0 i 1) pa dolazi u obzir samo pozitivno rješenje, dakle: √
(to je naravno i općenita konačna formula za ovaj tip zadataka, ali preporuča se razumjeti i znati ponoviti postupak odnosno na bilo koji točan način povezati Kc i α, a ne pamtiti ovu formulu) Uočite da stupanj disocijacije, za razliku od konstante disocijacije, ovisi i o početnoj koncentraciji c0 (npr. da se isti volumen otopine pripremi od 12 g a ne 6 g octene kiseline, α ne bi bio isti). Znači, kad se uvrste brojevi (sve je u mol dm–3 i pokrati se pa jedinice neću pisati, premda preporučam da ih radije uvijek pišete): √
124
(budući da je stupanj disocijacije između 0 i 1, često se izražava kao postotak, naravno može se i ostaviti kao broj) Budući da se u ovakve zadatke često upliće i pH, izračunajmo još i pH te otopine. Za to možemo iskoristiti spomenutu činjenicu da je [H+] = [CH3COO–], a [CH3COO–] dobijemo iz [CH3COO–] = αc0 = 0,0131 × 0,100 mol dm–3 = 0,00131 mol dm–3 te je pH = –log([H+]/(mol dm–3)) = –log 0,00131 = 2,88 (pH jake kiseline iste koncentracije bio bi –log 0,1 = 1, iz čega opet vidimo da je jaka kiselina znatno kiselija – sadrži znatno više H+ – nego slaba kiselina iste koncentracije). Za vježbu probajte iz pH i početne koncentracije c0 doći do konstante disocijacije Kc. 1. zadatak: Treba izračunati stupanj disocijacije magnezijevog sulfata u otopini koncentracije 0,01 mol dm–3 pri temperaturi pri kojoj je konstanta ravnoteže te disocijacije 6,3 × 10–3 mol dm–3. Rješenje 1. zadatka: α = 0,54 2. zadatak: Stupanj disocijacije za reakciju LaSO4+
La3+ + SO42– pri 25°C u otopini s
ukupnom koncentracijom c0(LaSO4+) = 0,01 mol dm–3 iznosi 27 %. Treba izračunati konstantu ravnoteže za tu reakciju disocijacije u toj otopini pri toj temperaturi. Rješenje 2. zadatka: Kc = 10–3 mol dm–3 *Napomena (krajnje je malo vjerojatno da će se tražiti na maturi, ali pojavljuje se na fakultetima, a u srednjoškolskoj nastavi kemije ponekad se miješaju stupanj i faktor disocijacije): Veza između stupnja disocijacije (α) i faktora disocijacije (i) pri računanju koligativnih svojstava: i = 1 + (v – 1)α, pri čemu je v broj iona koji nastaju potpunom disocijacijom jedne čestice, npr. za Na2SO4 v = 3 (nastaju 2 Na+ i 1 SO42–), gotovo uvijek se računa za tvari za koje je v = 2 pa se formula može pojednostaviti u i = 1 + α. Stupanj disocijacije poseban je slučaj pojma stupanj reakcije, koji se definira kao broj (odnosno množina, koncentracija, parcijalni tlak... jer je sve to proporcionalno) čestica koje su reagirale podijeljen s početnim brojem (ili sl.) odgovarajućih čestica, npr. za reakciju N2O4(g)
2NO2(g) stupanj reakcije je N(raspadnuti N2O4) / N(početni N2O4) = 1/2N(NO2) /
[N(N2O4) + 1/2N(NO2)] (umjesto N može i n, c, p, V... samo bitno da je ista veličina za sve članove izraza) jer raspadom svake čestice N2O4 nastaju dvije čestice NO2 pa je broj raspadnutih N2O4 jednak polovici nastalih NO2.
125
Red reakcije (također je riječ o izrazito naprednijem gradivu koje se ne nalazi često u srednjoškolskim udžbenicima i strogo uzevši red reakcije nije u ispitnom katalogu, ali ambicioznijima bi moglo biti lakše riješiti neke zadatke ako razumiju što je red reakcije) Brzina reakcije za većinu kemijskih reakcija u početnom trenutku reakcije proporcionalna je početnim koncentracijama nekih sudionika rekacije potenciranima na neke potencije, tj.:
v = brzina reakcije ν(A) = stehiometrijski koeficijent nekog reaktanta (ili produkta) A Δc(A) = promjena koncentracije tog istog reaktanta (ili produkta) u vremenu Δt k = konstanta ("koeficijent brzine reakcije", različita za svaku reakciju) c0(A), c0(B)... = početne koncentracije reaktanata (ili čak nekih drugih tvari, kao što su katalizatori, ali u pravilu ne produkata), često će se u izrazu umjesto toga vidjeti [A] itd. što inače označava ravnotežne koncentracije, tako se piše radi kratkoće, ali ovaj izraz vrijedi za koncentracije u bilo kojem trenutku reakcije, dakle i početne i ravnotežne i sve između m, n... NISU nužno jednaki stehiometrijskim koeficijentima a, b... osim ako je riječ o tzv. elementarnim reakcijama koje se doista odvijaju samo tako da se te čestice sudare ili jedna čestica bez sudara s drugim česticama raspadne na više njih – većina kemijskih reakcija odvija se po složenijim mehanizmima Red reakcije po nekoj tvari A (u odnosu na tvar A, s obzirom na tvar A) je potencija m na koju je c0(A) u tom izrazu potencirano. Ukupni red reakcije je zbroj svih takvih potencija m + n + ... Brzina reakcije nultog reda ne ovisi o koncentraciji nijedne od tvari koje sudjeluju u reakciji, nego je konstantna (uvijek ista): v = k (tj. v = kc00(A), a bilo koji broj potenciran na nultu potenciju je 0). Takve kemijske reakcije su rijetke, no radioaktivni raspad je uvijek nultog reda (zato je i "vrijeme poluraspada" tj. vrijeme polureakcije ili poluvrijeme reakcije = vrijeme potrebno da se količina radioaktivnog elementa smanji na polovicu, isto bez obzira na veličinu početnog uzorka radioaktivne tvari). Brzina reakcije prvog reda proporcionalna je koncentraciji: v = kc0(A). Brzina reakcije ukupno drugog reda proporcinalna je kvadratu koncentracije jedne tvari v = kc02(A) (tada je drugog reda i po toj tvari) ili umnošku početnih koncentracija dviju tvari v = kc0(A)c0(B) (tada je prvog reda po svakoj od tih tvari) itd. U nekim složenijim slučajevima red reakcije ne mora biti cijeli broj. Svaki trenutak reakcije može se proglasiti "početnim" pa je brzina reakcije na isti način proporcionalna koncentracijama tih tvari u bilo kojem trenutku. 126
Zadaci: 1. Reakcija je drugog reda u odnosu na reaktant A. Kako će se promijeniti početna brzina reakcije ako se uzme dvostruko veća početna koncentracija reaktanta A i dvostruko manja početna koncentracija reaktanta B? A. povećat će se 2 puta B. povećat će se 4 puta C. ostat će ista D. smanjit će se 4 puta 2. Brzina reakcije za neku reakciju ovisi o koncentracijama tvari C i D prema formuli: v = kc0(C)c0(D). Kako će se promijeniti početna brzina reakcije ako se uzme dvostruko veća početna koncentracija tvari C i trostruko veća početna koncentracija tvari D? A. povećat će se 2 puta B. povećat će se 3 puta C. povećat će se 5 puta D. povećat će se 6 puta Rješenja: 1. B 2. D
Red reakcije (i koeficijent brzine reakcije) često se eksperimentalno određuje tako da se mjeri početna brzina reakcije pri različitim početnim koncentracijama reaktanata. Primjer: Eksperimentalno je ustanovljeno da brzina neke reakcije ovisi samo o koncentracijama reaktanata E i F te da su brzine reakcija u eksperimentima 1, 2 i 3 (koji su se odvijali na istoj temperaturi i ostalim uvjetima) s danim početnim koncentracijama E i F: c0(E) / (mol dm–3) c0( F) / (mol dm–3) v / (mol dm–3 s–1) –2 –2 1 2,7 × 10 2,7 × 10 4,8 × 106 2 2,7 × 10–2 5,4 × 10–2 9,6 × 106 –2 –2 3 5,4 × 10 2,7 × 10 9,6 × 106 Treba odrediti "zakon brzine reakcije" tj. izraz za ovisnost v o c0(E) i c0(F), dakle redove reakcije u odnosu na E i F i koeficijent brzine reakcije. Ako brzina reakcije ovisi samo o koncentracijama E i F, možemo pisati v = kc0m(E)c0n(F). Gledamo po čemu se pojedini eksperimenti razlikuju. U eksperimentu 2 u odnosu na eksperiment 1 udvostručena je c0(F) (a c0(E) je ista) te se i brzina reakcije udvostručila, stoga možemo zaključiti da je brzina reakcije izravno proporcionalna c0(F), tj. n = 1, dakle v = kc0m(E)c0(F). Isto tako, u eksperimentu 3 u odnosu na eksperiment 1 udvostručena je c0(E) i brzina reakcije se također udvostručila, dakle i m = 1 pa je v = kc0(E)c0(F), reakcija je 1. reda u odnosu na E i u odnosu na F, a ukupno 2. reda. Preostaje samo odrediti konstantu (koeficijent brzine) k, što možemo iz podataka iz bilo kojeg od ova tri eksperimenta (mora se 127
iz svakog dobiti jednako), k = v / (c0(E)c0(F)), npr. iz eksperimenta 1, k = 4,8 × 106 mol dm–3 s–1 / (2,7 × 10–2 mol dm–3 × 2,7 × 10–2 mol dm–3) = 6,6 × 109 dm3 mol–1 s–1, dakle v = 6,6 × 109 dm3 mol–1 s–1 c0(E)c0(F). Iz toga, naravno, možemo izračunati početnu brzinu rekacije pri bilo kojim početnim koncentracijama E i F, npr. za c0(E) = 1,3 × 10–2 mol dm–3 i c0(F) = 9,2 × 10–3 mol dm–3, brzina reakcije je v = 6,6 × 109 dm3 mol–1 s–1 × 1,3 × 10–2 mol dm–3 × 9,2 × 10–3 mol dm–3 = 7,9 × 105 mol dm–3 s–1. Treba još jednom napomenuti da se red reakcije općenito izravno tiče samo brzine reakcije, NE i ravnoteže. Jedino, za spomenute elementarne reakcije vrijedi: ako je v1 brzina napredne (reaktantiprodukti) a v–1 brzina povratne (produktireaktanti) reakcije odnosno k1 koeficijent brzine napredne a k–1 koeficijent brzine povratne reakcije, ako je jednadžba reakcije aA + bB + ... xX + yY +... , brzine su v1 = k1[A]a[B]b..., v–1 = k–1[X]x[Y]y..., a u ravnotežnom stanju je uvijek v1 = v–1 (definicija ravnoteže je da se povratna i napredna reakcija odvijaju istom brzinom!) dakle za elementarne reakcije u ravnoteži k1[A]a[B]b... = k– 1[X]
x
[Y]y... , iz čega slijedi da je za takve reakcije (tj. one u kojima se sve potencije u izrazima
za brzine napredne i povratne reakcije podudaraju sa stehiometrijskim koeficijentima pripadajućih reaktanata u jednadžbi) konstanta ravnoteže Kc = [X]x[Y]y.../([A]a[B]b...) = k1 / k– 1.
128
4. Kemijski sustavi (tvari) 4.1. Podjela tvari po složenosti TVARI
SMJESE
ČISTE TVARI fizikalni postupci KEMIJSKI
kemijske reakcije
ELEMENTARNE
HETEROGENE
HOMOGENE
SPOJEVI
juha
vodovodna
TVARI
destilirana
grafit
voda
voda Sastojci u smjesi zadržavaju većinu svojih svojstava, a elementi u spoju ne zadržavaju svojstva elementarnih tvari. Isti spoj sadrži uvijek iste udjele elemenata, a udjeli sastojaka u smjesi mogu varirati. Za kemijski spoj može se napisati kemijska formula, a za smjesu ne. Heterogene smjese imaju pomalo različit sastav i svojstva u svojim različitim dijelovima, njihovi se sastojci mogu razlikovati golim okom, povećalom ili (svjetlosnim) mikroskopom. Homogene smjese imaju u svojim različitim dijelovima jednoličan sastav i svojstva, sastojci im se ne mogu vizualno razlikovati. Elementarna tvar sastoji se od atoma samo jednog elementa.
4.2. Temeljni fizikalni postupci odvajanja tvari iz smjesa Iz heterogene smjese: Taloženje pričeka se da se čvrste čestice slegnu na dno tekućine (uvjet: da imaju znatno veću gustoću od tekućine i da su dovoljno velike) dakle čine talog, i zatim dekantacija (odlijevanje tekućine iznad taloga) i/ili filtracija (propuštanje kroz filtar – papir, gazu... – kroz čije pore tekućina prolazi, a talog ne može proći) – npr. smjesa pijeska i vode Iz homogene smjese: 129
Prekristalizacija – smjesa se otopi u otapalu u kojem se topljivost tvari koju želimo izdvojiti znatno mijenja promjenom temperature (najčešće raste porastom temperature), zatim se otopina dovede na temperaturu na kojoj je topljivost što manja, pri tome se izlučuju kristali otopljene tvari, koji se onda odvajaju filtracijom – npr. prekristalizacijom se može dobiti KNO3 iz vodene otopine koja sadrži K+, Na+, Cl– i NO3– ione jer je pri niskoj temperaturi topljivost KNO3 puno manja od topljivosti bilo koje druge soli koja može nastati kombinacijom tih iona Destilacija – ako se vrelišta sastojaka smjese dovoljno razlikuju, zagrijavanjem se ispari tvar koja ima najniže vrelište (odnosno više tvari redom po vrelištu – frakcijska destilacija) te se kondenzira u hladnijem dijelu aparature (jer se ne želi izgubiti ni tu tvar), a ostale preostaju u početnoj smjesi – npr. iz morske vode ili vodene otopine modre galice tj. vodene otopine gotovo bilo kakvih soli može se izdvojiti destilirana voda, a otopljene soli preostaju u čvrstom stanju Sublimacija – ako zagrijavanjem neki sastojak sublimira ( npr. jod, naftalen, sumpor... u pravilu molekulski kristali jer su među česticama u njima najslabije privlačne sile), u plinovitom stanju izlazi iz smjese (te se hlađenjem može resublimirati, kondenzirati u drugom dijelu aparature) (*na isti način mogu se odvojiti i tvari koje se zagrijavanjem reverzibilno raspadaju na plinove, npr. amonijev klorid, no to dakako nije sublimacija) Ekstrakcija (izmućkivanje) – ako je otopljena tvar znatno topljivija u nekom drugom otapalu ( npr. jod u nepolarnom organskom otapalu kao što je heksan ili eter nego u vodi) koje se s prvotnim otapalom ne miješa, dodatkom tog drugog otapala otopini te mućkanjem (u lijevku za odjeljivanje) veći dio te tvari prelazi u to drugo otapalo Kromatografija – na temelju različite brzine kretanja različitih čestica nošenih otapalom po nekoj čvrstoj fazi (ovisi o razlici u jakosti vezanja čestica na otapalo i na čvrstu fazu) – npr. kromatografija na papiru, na kredi, na tankom sloju silikagela, u stupcu silikagela, plinska (inertni plin je „otapalo“ za druge plinove) (kromatografija je češće analitička tehnika tj. razdvajaju se vrlo male količine tvari kako bi im se mogao ustanoviti identitet, no može se provoditi i „na veliko“) – dobila je ime jer su tako prvo razdvajane obojene tvari (biljni pigmenti), no mogu se razdvajati i neobojene tvari koje se onda učine vidljivima kemijskom reakcijom (npr. s I2 ili H2SO4), zagrijavanjem, pod UV svjetlom i sl. – npr. napravite točku nevodootpornim flomasterom, najbolje neke od neosnovnih boja na papirnatoj maramici
130
oko 1 cm od ruba i uronite taj rub u vodu (bez da točka bude uronjena) te ostavite nekoliko minuta
4.3. Temeljna fizikalna svojstva Agregacijsko (agregatno) stanje stanje
čvrsto (s)11
tekuće (l)
plinovito (g)
čestični opis
čestice su si međusobno
čestice su si
čestice su si
vrlo blizu (malo je
međusobno udaljenije,
međusobno vrlo
praznog prostora među
nepravilnije
udaljene, posve
njima), pravilno
raspoređene (manje
nepravilno
poredane (kaže se da je
uređena struktura),
raspoređene, slobodno
struktura uređena), ne
gibaju se slobodnije,
se gibaju, privlačne sile
gibaju se slobodno
privlačne sile su slabije
su vrlo slabe
stalan volumen, ali ne i
nestalan oblik i
oblik (poprima oblik
volumen (ispunjava sav
posude)
raspoloživi prostor)
(samo malo titraju oko ravnotežnih položaja), privlačne sile među njima su jake opaziva svojstva
stalan oblik i volumen
Promjene agregacijskih stanja
11
s = solid, l = liquid, g = gas
131
KONDENZACIJA
SUBLIMACIJA
entalpija sustava
plin (g)
KONDENZACIJA ISPARAVANJE
tekućina (l) TALJENJE
čvrsta tvar (s)
OČVRŠĆIVANJE
Četvrtim agregatnim stanjem, plazmom tj. ioniziranim plinom (smjesa kationa i elektrona u plinovitom stanju) za čiji je nastanak potrebna još puno veća energija (postoji samo na vrlo visokim temperaturama), kemija se rijetko bavi. Čvrsto stanje često se naziva kruto, ali kemičari i fizičari dogovorili su se da je to pogrešno jer se naziv kruto u fizici koristi za čvrsto tijelo koje nije elastično. Plinovi i tekućine zajednički se nazivaju fluidi, a tekućine i čvrste tvari zajednički se nazivaju kondenzirane faze (zato je kondenzacija promjena plina bilo u tekuće bilo u čvrsto). "Faza" je pojam koji je sličan agregatnom stanju, ali razlikuje i još neka stanja, od kojih je najvažnije "otopljena tvar u otopini" ((aq) ako je otapalo voda, (slv) ili (sol) inače). Kristalizacija je naziv za promjenu u čvrsto stanje koji se napušta jer nemaju sve čvrste tvari jasnu kristalnu strukturu te se češće koristi kao naziv za oslobađanje kristalnih čvrstih tvari iz otopine (obrnuti proces od otapanja). Promjena iz plinovitog u čvrsto (obrnuto od sublimacije) naziva se i resublimacija.
Vrelište je temperatura na kojoj tvar prelazi iz tekućeg u plinovito stanje (ili obrnuto), pri kojoj je tlak para tekućine jednak vanjskom (atmosferskom) tlaku. Talište je temperatura na kojoj tvar prelazi iz čvrstog u tekuće stanje (ili obrnuto). Tvrdoća Kovalentni kristali su najtvrđi (dijamant; SiO2 = kvarc), zatim ionski, molekulski kristali su najmanje tvrdoće; tvrdoća metala može biti vrlo raznolika. 132
Magnetičnost Prirodno su magnetični (feromagnetični) neki metali: Fe, Co, Ni Gustoća gustoća = masa/volumen Optička aktivnost je zakretanje ravnine polarizirane svjetlosti, svojstvo samo svih kiralnih tvari (molekula) – vidi enantiomeri pod Vrste kemijskih formula i izomeri, to je jedino fizikalno svojstvo po kojem se enantiomeri razlikuju Električna vodljivost
Električnu struju dobro vode sve tvari u kojima se nabijene čestice mogu slobodno gibati: metali i grafit (gibaju se elektroni), vodene otopine i taline svih ionskih tvari (soli) (gibaju se anioni i kationi); poluvodiči (npr. polumetali) bolje vode električnu struju pri višoj temperaturi Toplinska vodljivost
4.4. Fizikalna svojstva ionskih tvari i električna svojstva njihovih taljevina ili otopina Većina ionskih tvari imaju visoko talište (ili temperaturu sublimacije ili raspada), više nego većina molekulskih tvari, jer među ionima djeluju jake elektrostatske privlačne sile, a isto tako i visoko vrelište. Ionski kristali imaju veliku tvrdoću i dobru kalavost (pravilno lomljenje po kristalnim plohama pri udarcu). Većina ionskih tvari dobro je topiva u vodi (jer je pogodno da polarne molekule vode okružuju – hidratiziraju – ione, koji su nabijene čestice). U čvrstom stanju ne provode električnu struju, ali vodene otopine i taline ionskih tvari dobro provode električnu struju gibanjem iona, zato se takve vodene otopine i taline nazivaju elektroliti.
4.5. Kristalne strukture Kristali su čvrste tvari koje imaju pravilnu unutrašnju građu – odredivi raspored atoma koji se beskonačno12 periodično ponavlja u tri dimenzije. Taj raspored zove se kristalna rešetka. Posljedica takve strukture najčešće je vanjski oblik geometrijskog tijela omeđenog ravnim 12
Kristali, naravno, nisu beskonačni, ali budući da su atomi jako mali i kristali se sastoje od jako puno atoma, iz perspektive jednog atoma kristal se čini praktički beskonačan.
133
plohama. Čvrste tvari koje nemaju takvu pravilnu unutrašnju građu zovu se amorfne tvari ( npr. staklo, guma). Jedinična ćelija je najmanji13 djelić kristala čijim se ponavljanjem (slaganjem puno jediničnih ćelija jednu uz drugu) u tri dimenzije može složiti cijeli kristal (kristalna rešetka).
Općenite oznake i formule za računanje s (kubičnim) jediničnim ćelijama (prvenstveno se traži povezivanje gustoće s osobinama jedinične ćelije; preporučam ne učiti napamet formule i brojke, nego s razumijevanjem naučiti kako ih izvesti iz izgleda jediničnih ćelija, koje ionako treba i znati nacrtati – preporučam i da si ih dok učite probate napraviti od plastelina): r = polumjer atoma a = duljina brida jedinične ćelije d = a√ = plošna dijagonala kocke (formula se može izvesti pomoću Pitagorinog poučka za pravokutni trokut koji d čini s bridovima a) D = a√ = prostorna dijagonala kocke (formula se može izvesti pomoću Pitagorinog poučka za pravokutni trokut koji D čini s plošnom dijagonalom d i bridom a) V = volumen jedinične ćelije Va = volumen jednog atoma volumen kocke (kubične jedinične ćelije): V = a3 volumen kugle: Va = (4/3) r3π (volumen atoma računa se prema volumenu kugle) Z = broj atoma u jednoj ćeliji gustoća:
(Ar = relativna atomska masa, u = unificirana atomska jedinica mase, NA = Avogadrova konstanta, M = molarna masa) udio prostora koji zauzimaju atomi (Ks = koeficijent slaganja):
udio prazinina = 1 – udio prostora koji zauzimaju atomi 13
Često se radi praktičnosti za promatranje i računanje ne bira baš najmanja moguća jedinična ćelija, nego najmanja koju je zgodno vizualizirati. Mogućih odabira jedinične ćelije obično ima beskonačno, bira se najpraktičniji, obično omeđen jezgrama atoma.
134
KB = koordinacijski broj (broj atoma kojima je atom okružen)
Beskonačno periodično ponavljanje atoma u jednoj dimenziji: ...
...
jedna od mogućih
jedinična ćelija može se uzeti i ovako, itd.,
jediničnih ćelija (u
naravno kako god ju uzmemo mora joj
1D dužina duljine
pripadati isti broj atoma
2r, pripada joj 2 × ½ = 1 atom) (crne točke su položaji jezgara atoma (naravno neusporedivo veće nego što bi jezgre u ovom mjerilu bile), veći krugovi su „granice“ elektronskog oblaka radijusa (udaljenost između jezgara)/2 radi jasnoće – treba imati na umu da elektronski oblak nije omeđen čvrstim granicama, samo ga tako lakše prikazujemo i radi jednostavnosti baratamo s atomima kao kuglicama) U dvije dimenzije atomi se mogu složiti ovako:
najzgodnija jedinična ćelija u 2D je površina omeđena prikazanim spojnicama jezgara, pripada joj 4 × ¼ = 1 atom Ili ovako (gušći raspored – ostaje manje praznog prostora, što je najčešće pogodnije):
135
jediničnoj ćeliji pripada 2 × 1/3 + 2 × 1/6 = 1 atom, kao i u prošlom slučaju, ali zauzima manju površinu (površina kvadrata = a2, površina romba = a2 sinα, sinα je uvijek <1, α je bilo koji od unutrašnjih kuteva romba) pa se u isti prostor može smjestiti više atoma i zato je raspored gušći U tri dimenzije – temeljni tipovi kristalnih struktura izgrađenih od istovrsnih atoma: Raspored u kojem se slojevi poput prvog prikazanog 2D rasporeda slažu točno jedan iznad drugoga (jezgra nad jezgru) je jednostavna (primitivna) kubična kristalna rešetka. Jedinična ćelija joj je kocka u čijim su vrhovima jezgre atoma.
(na prvom prikazu atomi su prikazani sa svojim cijelim atomskim radijusom (koji je jednak polovici udaljenosti između najbližih jezgara), „dodiruju se“ na bridovima kocke, a na drugom prikazu prikazan je samo mali dio prostora oko jezgara – prikazi su istoznačni, koristi se onaj na kojem je za tu svrhu lakše vidjeti) Jediničnoj ćeliji pripada samo ono što se nalazi unutar kocke (atomi su presječeni plohama kocke kao što su u 2D presječeni dužinama):
Ručno se jedinična ćelija crta ovako: 136
Tlocrt baze jedinične ćelije:
iz čega se vidi da je a = 2r (atomi se „dotiču“ na bridovima kocke) Svaki atom je podijeljen između 8 susjednih jediničnih ćelija odnosno jednoj jediničnoj ćeliji pripada 1/8 svakog atoma:
pa je Z = 1/8 × 8 = 1 jediničnoj ćeliji pripada 1 cijeli atom
Svaki atom „dotiče“ 6 drugih atoma pa je KB = 6
Koliko atoma sadrži jedinična ćelija na slici? (atomi su na svim uglovima, dva atoma na nasuprotnim plohama i četiri atoma na bridovima jedinične ćelije)
137
A. 2;
B. 3;
C. 4;
D. 7
Rješenje: B
Radioaktivni metal polonij kristalizira po tipu primitivne kubične strukture. Polumjer atoma Po je 190 pm. Izračunaj: a. duljinu brida elementarne ćelije; b. gustoću polonija. Rješenje: a. 380 pm, b. 6,32 g/cm3
Raspored u kojem se slojevi poput prvog prikazanog 2D rasporeda slažu jezgra nad prazninu pa jezgre trećeg sloja nad jezgre prvog sloja je prostorno (volumno) centrirana kubična kristalna rešetka. Jedinična ćelija joj je kocka kojoj se jezgre atoma nalaze u svim vrhovima i u sredini.
Atomi se „dotiču“ na prostornoj dijagonali 138
pa je 4r = D = a√ Svaki atom na vrhovima podijenjen je između 8 susjednih ćelija (svakoj pripada 1/8 tog atoma), a atom u sredini cijeli pripada jednoj ćeliji pa je
Svaki atom "dotiče" 8 atoma (promotri atom na sredini jedinične ćelije – „dotiče“ po prostornim dijagonalama onih preostalih 8 na vrhovima) pa je KB = 8
Zadatak: Kristalna struktura molibdena je karakterizirana volumno centriranom kockom. Polumjer atoma Mo je 136 pm. Izračunaj: a. duljinu brida elementarne ćelije; b. gustoću molibdena; c. udio praznog prostora u kristalu molibdena. Rješenje: a. 314 pm, b. 10,3 g/cm3, c. 32%
Raspored u kojem se slojevi poput drugog prikazanog 2D rasporeda slažu jezgra nad prazninu pa jezgre trećeg sloja nad jezgre prvog sloja je heksagonska kristalna rešetka. Najmanja jedinična ćelija joj je uspravna četverostrana prizma čija je baza romb, ali često se radi jednostavnosti za jediničnu ćeliju uzima uspravna šesterostrana (heksagonska) prizma koja se sastoji od tri susjedne takve četverostrane prizme. 139
Volumen heksagonske prizme: V = B×c = 6a2 √ /4 × c = a2c√ /2 Susjedni atomi se "dotiču" na bridu baze prizme pa je a = 2r Duljina brida c može se izračunati: jednaka je dvostrukoj visini tetraedra (vidi sliku) u čijim su vrhovima jezgre tri susjedna atoma na bazi i onog iznad njih, visinu tetraedra može se izračunati Pitagorinim poučkom ako znamo da njen početak dijeli visinu jednakostraničnog trokuta koji je baza tetraedra 1 (dio kod brida) : 2 (dio kod vrha), ali to nadilazi okvire mature.
Svaki atom "dotiče" 6 atoma u istoj ravnini, 3 iznad i 3 ispod pa je: KB = 12 U jediničnoj ćeliji (heksagonskoj prizmi) nalazi se 6 atoma (pola od svakog na sredini baze + šestina od svakog na vrhu + 3 cijela u sredini prizme): 140
Z = 2×1/2 + 2×6×1/6 + 3 = 6 Zadatak: Kristalna struktura kobalta opisana je gustom heksagonskom slagalinom. Duljina stranice baze elementarne ćelije kobalta iznosi 250,1 pm, a gustoća 8,85 g/cm3. Koliki je osni omjer c/a? Rješenje: 1.63
Raspored u kojem se slojevi poput drugog prikazanog 2D rasporeda slažu jezgra nad prazninu pa jezgre trećeg sloja nad praznine i prvog i drugog sloja (vidi sliku) a = prvi sloj atoma b = drugi sloj atoma c = treći sloj atoma
je plošno centrirana kubična kristalna rešetka. Jedinična ćelija joj je kocka kojoj se jezgre atoma nalaze na svim vrhovima i na središtima svih ploha (sjecištima plošnih dijagonala) (ako slažete 3D model prema gornjoj slici, da bi se vidjela kubična struktura model treba zarotirati).
141
Susjedni atomi se "dotiču" na plošnoj dijagonali pa je: 4r = d = a√
Svaki atom na vrhovima podijeljen je između 8 susjednih ćelija, a atom u sredini plohe pripada dvjema ćelijama pa je:
Svaki atom "dotiče" 12 atoma (4 u istoj ravnini, 4 gore i 4 dolje) pa je KB = 12
Plošno centrirana kubična i heksagonska kristalna rešetka nazivaju se "guste" jer imaju najveći (jednaki) koeficijent slaganja (najveći i jednaki koordinacijski broj, također). Zadatak: Srebro kristalizira u plošno centriranoj kubičnoj rešetki. a. Koliko se atoma nalazi u jediničnoj ćeliji plošno centrirane kubične rešetke? b. Ako je gustoća srebra 10,5 g/cm3, kolika je duljina stranice jedinične ćelije? c. Koliki je polumjer atoma srebra? Rješenje: a. 4; b. 409 pm; c. 145 pm Zadatak: Eksperimentalno je ustanovljeno: gustoća nikla je 8,9 g/cm3, polumjer atoma nikla 0,125 nm, a duljina brida kubične kristalne rešetke nikla 0,353 nm. Odredi tip kubične kristalne rešetke nikla (jednostavna, plošno centrirana, volumno centrirana). 142
Rješenje: Z = 4 plošno centrirana Temeljni tipovi struktura binarnih spojeva – kubična kristalna rešetka (V = a3) Binarni ionski spojevi su spojevi čije se formulske jedinke sastoje od po jednog kationa i aniona (naboj kationa jednak je naboju aniona). A = anion, K = kation anion i anion odnosno kation i kation se u kristalnoj rešetki međusobno ne "dotiču" (istovrsni naboji se odbijaju) nego se uvijek "dotiču" anion i kation (naboji različitog predznaka se privlače) Z = broj formulskih jedinki u jednoj ćeliji struktura CsCl
Kad su anion i kation približno jednake veličine, rešetka se sastoji od dviju primitivnih rešetaka "uguranih" jednu u drugu tako da su ioni jedne u središtima ćelija druge; anion i kation se "dotiču" na prostornoj dijagonali. D = a√ = 2r(A) + 2r(K) Z = 1 = 1A + 1K KB = 8
Zadatak: Talijev(I) klorid, TlCl, kristalizira po tipu rešetke CsCl. Najmanja udaljenost između središta Tl+ i Cl– iona je 333 pm. Izračunaj: a. duljinu brida ćelije TlCl; b. gustoću talijevog(I) klorida izraženu u g cm–3. Rješenje: a. 384 pm; b. 7,03 g cm–3
struktura NaCl 143
Kad je kation znatno manji od aniona, rešetka se sastoji od dviju plošno centriranih rešetaka "uguranih" jednu u drugu tako da su ioni jedne između iona druge; anion i kation "dotiču" se na bridu. a = 2r(A) + 2r(K) Z = 4 = 4A + 4K KB = 6 Zadatak: Srebrov klorid, AgCl, kristalizira po tipu rešetke NaCl. Gustoća AgCl je 5,57 g cm –3. Izračunaj: a. duljinu brida elementarne ćelije AgCl b. najmanju udaljenost između središta iona Ag+ i Cl–. Rješenje: a. 555 pm, b. 278 pm
144
KRISTALNE STRUKTURE
OD ISTOVRSNIH ATOMA (METALI)
BINARNI IONSKI SPOJEVI
A≈K CsCl
A>>K NaCl
D =2r(A) + 2r(K)
a = 2r(A) + 2r(K)
(guste)
JEDNOSTAVNA
PROSTORNO
PLOŠNO
HEKSAGONSKA
a = 2r
CENTRIRANA
CENTRIRANA
a = 2r
D = 4r
d = 4r
KUBIČNE
4.6. Disperzni sustavi = sustavi u kojima je tvar jednakomjerno raspršena u drugoj tvari – disperzna faza – tvar koje ima manje (u otopinama otopljena tvar), koja je raspršena u drugoj tvari 145
– disperzno sredstvo – tvar koje ima više (u otopinama otapalo) (dogovorno možemo reći i drukčije, npr. 96–postotna otopina etanola sadrži 96% etanola i 4% vode tj. uobičajeno je reći da je voda otapalo bez obzira koliko je ima; ako je samo jedna od tvari tekućina, uobičajeno je reći da je ona otapalo bez obzira koliko je ima) vrsta disperznog sustava otopina koloidni sustav
promjer čestica disperzne faze < 1 nm 1 nm – 200 nm
> 200 nm
grubo disperzni sustav (suspenzija) Koloidni sustavi
vrsta smjese homogena na granici ("mikroheterogena"), u pravilu se smatraju homogenim heterogena
Posebna svojstva koloidnih sustava uzrokovana su veličinom čestica disperzne faze, po kojoj su oni između heterogenih i homogenih smjesa. Jedno od tih svojstava je Tyndallov fenomen – pojava raspršenja svjetlosti na česticama koloidnih dimenzija (npr. sunčeva svjetlost na prašini u zraku). Tipovi koloidnih sustava: ime sustava
primjeri
tekućina
u disperznom sredstvu u plinu
aerosol
čvrsta tvar
u plinu
aerosol
plin
u tekućini
pjena
tekućina
u tekućini
emulzija
čvrsta tvar plin tekućina čvrsta tvar
u tekućini u čvrstoj tvari u čvrstoj tvari u čvrstoj tvari
sol, gel čvrsta pjena čvrsta emulzija čvrsti sol, gel
magla (voda u zraku), lak za kosu, dezodoran dim (čađa u zraku), prašina u zraku sapunica (zrak u vodi u kojoj je otopljen sapun), šlag majoneza (ulje u vodi), mlijeko želatina plovučac, stiropor maslac (ulje u masti) obojeno staklo, čelik
disperzna faza
4.7. Koligativna svojstva Koligativna svojstva su svojstva otopina koja ovise samo o broju čestica otopljene tvari (promjena svojstva u odnosu na čisto otapalo proporcionalna je broju čestica otopljene tvari), a ne i o vrsti (kemijskom identitetu) tih čestica (ali ovise o kemijskom identitetu 146
otapala!): promjena tlaka pare*, sniženje ledišta (tališta), povišenje vrelišta, osmotski tlak – za računanje s potonja tri vidi poglavlje Računanje u kemiji *Raoultov zakon: tlak pare otapala iznad otopine jednak je umnošku množinskog udjela otapala i tlaka pare čistog otapala pri istim uvjetima (za „idealne otopine“, tj. prvenstveno u pravilu sve otopine u kojima je samo otapalo tekućina, a otopljene tvari čvrste tvari koje kemijski ne reagiraju s otapalom te je množinski udio otapala velik)
4.8. Topljivost Topljivost je količina neke tvari (najčešće čvrste, ali može i plina ili druge tekućine) koja se može otopiti u odnosu na količinu otapala (tekućine14 u kojoj se otapa), najčešće se iskazuje u gramima tvari koja se može otopiti u 100 g otapala, ili maksimalnim masenim, množinskim ili volumnim udjelom ili omjerom, masenom ili množinskom koncentracijom, ili molalnošću ( vidi Računanje u kemiji, dobro je znati uz poznatu gustoću otopine preračunavati između tih veličina). Topljivost se može iskazivati i produktom topljivosti Ksp = konstanta ravnoteže za reakciju prelaska čvrste tvari u ione u otopini, npr. AgCl(s) Ag+(aq) + Cl–(aq), Ksp = [Ag+][Cl–]
4.9. Procesi tijekom otapanja 1) razaranje kristalne rešetke – endotermno – potrebna je energija za razaranje kemijskih veza koje drže kristalnu rešetku na okupu (entalpija kristalne rešetke > 0 ) 2) solvatacija (hidratacija ako je otapalo voda) – egzotermna – molekule otapala okružuju čestice otopljene tvari, uspostavljanjem interakcija između otapala i otopljene tvari oslobađa se energija (entalpija solvatacije (hidratacije) < 0 )
14
možemo razmatrati i čvrste i plinovite otopine, ali nije potrebno
147
kationi (g) + anioni (g) ENTALPIJA
entalpija sustava
ENTALPIJA
HIDRATACIJE
KRISTALNE REŠETKE kationi (aq) + anioni (aq) ionska tvar (s)
ENTALPIJA OTAPANJA
entalpijski dijagram za endotermno otapanje ionske tvari u vodi (za egzotermno je entalpija otapanja negativna, kationi (aq) + anioni (aq) imaju manju entalpiju nego ionska tvar (s) pa su niže na dijagramu)
4.10. Utjecaji na topljivost Topljivost soli povećava se porastom temperature ako je otapanje endotermno (pozitivna entalpija otapanja = entalpija hidratacije brojčano manja od entalpije kristalne rešetke), a smanjuje porastom temperature ako je egzotermno (obrnuto: negativna entalpija otapanja = entalpija hidratacije brojčano veća od entalpije kristalne rešetke) ( vidi Kemijska ravnoteža) Topljivost soli manja je u otopinama u kojima je već prisutan neki ion te soli ( vidi Kemijska ravnoteža), a i općenito je topljivost manja u otopini u kojoj je već nešto otopljeno. Topljivost plinova smanjuje se porastom temperature, povećava se porastom tlaka.
4.11. Otopine Prema količini neke otopljene tvari u odnosu na topljivost te tvari otopina može biti: Nezasićena – u otopini je prisutno manje otopljene tvari nego što joj je maksimalna topljivost pri tim uvjetima (prvenstveno temperaturi), dakle može se još otopiti. Zasićena – u otopini je prisutno točno onoliko otopljene tvari kolika joj je maksimalna topljivost pri tim uvjetima (prvenstveno temperaturi), otopina je u stanju dinamičke 148
ravnoteže (jednakom se brzinom odvija otapanje i kristalizacija pa se efektivno ne može otopiti još te tvari). Prezasićena – u otopini je prisutno više otopljene tvari nego što joj je maksimalna topljivost pri tim uvjetima (prvenstveno temperaturi), takva otopina nastaje pažljivom promjenom temperature otopine zasićene na temperaturi na kojoj je topljivost veća; dodatkom male količine otopljene tvari ili bilo čega drugog, ili mućkanjem, potresanjem, bilo kakvim fizičkim uznemiravanjem, iz prezasićene otopine u pravilu dolazi do nagle kristalizacije (zato kažemo da je prezasićena otopina nestabilna).
4.12. "Pravila" topljivosti Najopćenitije, "slično se otapa u sličnom": nepolarne tvari su topljivije u nepolarnim otapalima (prvenstveno organska otapala kao što je CCl4, C6H14, CH3CH2OCH2CH3), a polarne i ionske u polarnim otapalima od kojih je najvažnija voda (i etanol). Među organskim spojevima s polarnim skupinama (prvenstveno onima koje mogu tvoriti vodikove veze), kao što su alkoholi i karboksilne kiseline, u vodi su topljiviji oni s manje C atoma (zadovoljavajuće topljivi su oni s otprilike do 4–5 C), jer što je duži ugljikovodični lanac, njegova nepolarnost sve više "dominira" u svojstvima molekule, a u nepolarnim otapalima je naravno obrnuto. Među organskim spojevima s polarnim skupinama, oni s razgranatim ugljikovodičnim lancima manje su topljivi u vodi jer polarna skupina prostorno teže dolazi u interakciju (tvori vodikove veze) s vodom. Neke nepolarne tvari ( najvažniji primjeri I2 – zbog velikog radijusa I, velike molekule lakše postaju trenutačni i inducirani dipoli pa uspostavljaju s vodom znatne Londonove sile, i O2 – jer ta molekula zapravo ima nesparene elektrone) nezanemarivo su topljive i u vodi, ali u organskim otapalima su znatno topljivije. Nisu sve ionske tvari topljive u vodi (niti netopljive u organskim otapalima), npr. oksidi su u pravilu netopljivi u vodi ako s njom kemijski ne reagiraju jer su privlačne sile među ionima u njima prejake (O2– je mali ion velikog naboja). Kiseline su topljive u vodi (prema Brønsted–Lowryjevoj definiciji kiselina u odnosu na vodu nema smisla govoriti o kiselinama koje nisu bar djelomično topljive u vodi).
149
Hidroksidi: topljiv NH4OH 15, hidroksidi alkalijskih metala i zemnoalkalijskih osim Be (topljivost raste u skupini prema dolje: Mg(OH)2 slabo topljiv, Ca(OH)2 umjereno), ostali netopljivi Soli: Najvažnije netopljive soli su: BaSO4, AgCl, PbCl2, CaCO3. Topljive su: sve koje sadrže katione alkalijskih metala ili NH4+ sve koje sadrže anione NO3–, CH3OO–, ClO3–, ClO4– svi kloridi (analnogno i većina bromida i jodida) osim: AgCl (analogno i AgBr, AgI), Hg2Cl2, PbCl2 svi fluoridi osim zemnoalkalijskih metala i PbF2 svi sulfati osim: BaSO4, PbSO4, HgSO4 (CaSO4, SrSO4, Ag2SO4 umjereno topljivi) Netopljivi su: svi sulfidi osim alkalijskih i zemnoalkalijskih metala i NH4+ svi karbonati i fosfati osim alkalijskih metala i NH4+ Koja od navedenih soli je pri sobnoj temperaturi najmanje topljiva u vodi? A. NH4NO3;
B. CaCO3;
C. ZnSO4;
D. CH3COONa
Rješenje: B U nepolarnom otapalu (s kojim nijedan od navedenih spojeva kemijski ne reagira, postojalo takvo otapalo u stvarnosti ili ne) najbolje se otapa: A. IF5 ;
B. BrF5 ;
C. ClF5
Rješenje: C
a. "Otapanje" koje zapravo znači kemijsku reakciju "Otapanje" alkalijskih metala i zemnoalkalijskih osim Be u vodi (Mg samo u vrućoj): nastaje lužina i vodik, npr. Ca(s) + 2H2O(l) Ca2+(aq) + 2OH–(aq) + H2(g) Hidridi i oksidi tih metala isto se "otapaju" u vodi na analogan način – iz hidrida nastaje više vodika (jer sadrže dodatni vodik), a iz oksida nastaje samo lužina (bez vodika, jer sadrže dodatni kisik pa nema "viška" vodika):
15
točnije o njemu ni nema smisla govoriti osim u otopini
150
CaH2(s) + 2H2O(l) Ca2+(aq) + 2OH–(aq) + 2H2(g) CaO(s) + H2O(l) Ca2+(aq) + 2OH–(aq) "Otapanje" metala u neoksidirajućim kiselinama – "otapaju" se svi koji imaju negativan standardni redukcijski potencijal tj. nalaze se "iznad" vodika ("standardne vodikove elektrode") u Voltinom nizu ( vidi Elektrokemija) = alkalijski i zemnoalkalijski metali, aluminij te neki prijelazni metali (najvažniji Zn, Cd, Cr): nastaje kation metala i vodik, npr. Zn(s) + 2H+(aq) Zn2+(aq) + H2(g) "Otapanje" oksida tih metala u kiselinama: nastaje kation metala i voda, npr. Li2O(s) + 2H+(aq) 2Li+(aq) + H2O(l) "Otapanje" metala (gotovo svih koji ne reagiraju s neoksidirajućim kiselinama) u oksidirajućim kiselinama (HNO3, koncentrirana H2SO4, HClO4): nastaje kation metala i (najčešće) plin u kojem je oksidacijski broj središnjeg elementa iz kiseline niži nego u kiselini (koncentrirana HNO3 NO2, razrijeđena HNO3 najčešće NO, H2SO4 SO2, HClO4 najčešće Cl2) i voda npr. Cu(s) + 2H2SO4(konc.) CuSO4(aq) + SO2(g) + 2H2O(l) "Otapanje" amfoternih metala (Al, Cr, Zn), njihovih oksida i hidroksida u lužinama: 2Al(s) + 2OH–(aq) + 6H2O(l) 2[Al(OH)4]–(aq) + 3H2(g) Al2O3(s) + 2OH–(aq) + 3H2O(l) 2[Al(OH)4]–(aq) Al(OH)3(s) + OH–(aq) [Al(OH)4]–(aq) (alkalijski i zemnoalkalijski metali se u lužinama otapaju isto kao u vodi, samo slabije, jer se zbog već početne prisutnosti OH– ravnoteža pomiče prema reaktantima)
151
4.13. Kemijska namjena tvari iz svakodnevne uporabe i uobičajenih laboratorijskih kemikalija a. Tvari iz svakodnevne upotrebe soda bikarbona = natrijev hidrogenkarbonat NaHCO3 slabo lužnata sol soda = natrijev karbonat Na2CO3 (kristalna soda = natrijev karbonat dekahidrat Na2CO3 × 10 H2O) jako lužnata sol kaustična soda = natrijev hidroksid NaOH jaka lužina kuhinjska sol = natrijev klorid NaCl solna kiselina; želudčana kiselina = klorovodična kiselina HCl jaka kiselina živo vapno = kalcijev oksid CaO bazični oksid gašeno vapno, vapnena voda = kalcijev hidroksid Ca(OH)2 jaka baza/lužina (slabo do umjereno topljiv), uvođenjem CO2 zamuti se od izlučenog CaCO3 vapnenac, mramor = kalcijev karbonat CaCO3 (kreda = smjesa CaCO3 i CaSO4) modra galica = bakrov(II) sulfat pentahidrat CuSO4×5H2O hidratna sol, dobro topljiva, kisela zelena galica = željezov(II) sulfat heptahidrat FeSO4 × 7 H2O hidratna sol, dobro topljiva (ali u otopinama Fe2+ brzo prelazi u Fe3+), kisela bordoška juha = smjesa modre galice i gašenog vapna kiselina iz akumulatora = sumporna kiselina H2SO4 jaka kiselina, oksidans, higroskopna (dehidratacijsko djelovanje – oduzima vodu) "peroksid" = vodikov peroksid H2O2 jaki oksidans (*ali može biti i reducens) jodna tinktura = vodena otopina joda I2(aq) zemni plin = pretežno metan CH4 zapaljiv plin plin u kućanstvu = smjesa propana CH3CH2CH3 i butana CH3CH2CH2CH3 zapaljiv plin "alkohol" (i onaj u pićima i onaj za čišćenje/dezinfekciju) = etanol CH3CH2OH glicerol = propan–1,2,3–triol CH2OH–CHOH–CH2OH „glikol“ (etilen–glikol) = etan–1,2–ol CH2OH–CH2OH formalin = vodena otopina formaldehida, formaldehid = metanal HCHO aceton = propanon CH3COCH3 keton, slabo polarno organsko otapalo
152
ocat = octena kiselina (razrijeđena vodena otopina) = etanska kiselina CH3COOH slaba kiselina benzin = smjesa ugljikovodika (prvenstveno lančastih alkana, ne pobrkati s benzEnom koji je aromatski ugljikovodik) masti i ulja = esteri glicerola i tri (iste ili različite; zasićene masti, barem jedna nezasićena ulja) više masne kiseline sapuni = natrijeve ili kalijeve soli viših masnih kiselina (kalcijeve i magnezijeve su netopljive, zato sapuni ne peru dobro u tvrdoj vodi) kuhinjski šećer = saharoza (C12H22O11) med = ponajviše smjesa glukoze i fruktoze (C6H12O6) limunska kiselina čvrsta kristalna tvar, jedna od jačih uobičajenih organskih kiselina (triprotonska kiselina) b. Uobičajene laboratorijske kemikalije (osim već navedenih u prethodnom popisu) srebrov nitrat AgNO3 kloroform = triklormetan CHCl3 "eter" = dietileter CH3CH2OCH2CH3, nepolarno (vrlo slabo polarno) otapalo anilin = aminobenzen, aromatski amin (slaba organska baza) ... c. Kemijske formule i nazivi
Kiseline i anioni/soli (podcrtane su jake kiseline) a) kiseline koje ne sadrže kisik kiselina
hrvatski naziv
anion
HF
službeni naziv fluoridna
fluorovodična
F–
HCl
kloridna
klorovodična
Cl– –
naziv iona fluoridni
naziv soli fluorid
kloridni
klorid
HBr
bromidna
bromovodična
Br
bromidni
bromid
HI
jodidna
jodovodična
I–
jodidni
jodid
sulfidni
sulfid
H2S
sulfidna
sumporovodična
2–
S
službeni naziv
hrvatski naziv
naziv iona
naziv soli
halogenidna
halogenovodična
halogenidni
halogenid
(S nije halogeni element, ali naziv se daje po istom principu)
(npr. HCl(g) u plinovitom tj. čistom stanju = klorovodik, HCl(aq) u vodenoj otopini = klorovodična kiselina)
153
b) kiseline koje sadrže kisik (oksokiseline) od najmanjeg do najvećeg oksidacijskog broja središnjeg elementa kiselina HClO HClO2 H2SO3* HNO2 HClO3 HNO3
službeni naziv hipokloritna kloritna sulfitna nitritna kloratna dušična
H2SO4 H2CO3*
sulfatna karbonatna
hrvatski naziv hipoklorasta
anion
naziv iona
naziv soli
ClO
hipokloritni
hipoklorit
klorasta
– ClO2
kloritni
klorit
sumporasta
2– SO3
sulfitni
sulfit
dušikasta
– NO2
nitritni
nitrit
–
–
klorna
ClO3
kloratni
klorat
nitratna
– NO3
nitratni
nitrat
sumporna
2– SO4
sulfatni
sulfat
ugljična
2– CO3
karbonatni
karbonat
fosfatni
fosfat
perkloratni
perklorat
H3PO4
fosfatna
fosforna
3– PO4
HClO4
perkloratna
perklorna
ClO4
–
službeni naziv hipo...itna
hrvatski naziv hipo...asta
naziv iona
naziv soli
hipo...itni
hipo...it
–itna
–asta
–itni
–it
–atna
–na
–atni
–at
per...atna
per...na
per...atni
per...at
* = zapravo ne postoji ugljična ni sumporasta kiselina, postoje samo njihove soli i anioni u vodenim otopinama, ugljičnom ili sumporastom kiselinom smatra se vodena otopina CO2 odnosno SO2 premda ne sadrži molekule H2CO3 odnosno H2SO3 2–
–
–
anion s jednim H hidrogen... (HPO4 hidrogenfosfat, HSO4 hidrogensulfat, HCO3 hidrogenkarbonat, HSO3
–
hidrogensulfit) –
anion s dva H dihidrogen... (H2PO4 dihidrogenfosfat)
Baze i kationi (podcrtani su dobro i dovoljno topivi hidroksidi koji daju jake lužine) baza (hidroksid)
kation
naziv kationa, hidroksida, soli ili iona
+
LiOH
Li
NaOH
Na
KOH
litijev
+
+
K
Be
Mg(OH)2
Mg
Sr(OH)2 Ba(OH)2 Al(OH)3
natrijev kalijev
2+
Be(OH)2
Ca(OH)2
+
alkalijskih metala = M
2+
Ca
2+
2+
Sr
Ba
2+
berilijev
zemnoalkalijskih metala = M
2+
magnezijev kalcijev stroncijev barijev
3+
aluminijev
aluminij je u 3. skupini u periodnom sustavu
2+
željezov(II)
prijelaznih metala uglavnom 2+, nije velika
3+
željezov(III)
zabluda pamtiti da su 2+ svi osim Cr i Ag
3+
kromov(III)
(jedina (uobičajena) mogućnost za te metale)
2+
manganov(II)
te Fe i Cu (uz Fe i Cu ), * = za Zn i Ag
2+
kobaltov(II)
nije nužno pisati cinkov(II) i srebrov(I) jer
2+
niklov(II)
su samo te valencije moguće ali nije ni
2+
Cu
bakrov(II)
greška
Cu+
bakrov(I)
Al
Fe Fe Cr
Mn Co Ni
3+
3+
+
2+
2+
+
2+
+
154
2+
cinkov*
+
srebrov*
Zn
Ag
2+
Hg
2+
Hg2 NH4OH*
NH4
+
živin(II) živin(I)
"složeni kation"
amonijev
također složeni kation, ne potječe od metala nego od amonijaka, * = NH4OH zapravo ne postoji nego je riječ o vodenoj otopini amonijaka NH3(aq)
Alkani/ugljikovodične osnove naziva organskih spojeva broj C atoma
naziv alkana naziv skupine
1
metan
metil–
2
etan
etil–
3
propan
propil–
4
butan
butil–
5
pentan
pentil–
6
heksan
heksil–
7
heptan
heptil–
8
oktan
oktil–
9
nonan
nonil–
10
dekan
decil–
d. Još neke obojene tvari Boje elementarnih tvari u standardnom stanju (osim plinova): Cu crvenosmeđi, Au žuto, ostali metali (i polumetali) sivi Br2(l) smeđi, I2(s) tamnoljubičast/crn (u vodenoj otopini smeđi) S žut P bijeli, crveni ili crni (alotropske modifikacije) C crn (grafit) ili
(dijamant) (ili tamnocrven do tamnoljubičast (fulereni))
Obojeni plinovi (ostali bitni plinovi su bezbojni): Cl2 žutozelen NO2 crvenosmeđi 155
*Br2 smeđi *I2 ljubičast *=nisu plinovi pri standardnim uvjetima, ali postaju plinovi pri relativno malo povišenoj temperaturi Obojeni anioni u vodenim otopinama: MnO4– ljubičasto/ružičasto Cr2O72– narančasto CrO42– žuto Obojeni kationi prijelaznih metala u vodenim otopinama (obično su i krute soli koje sadrže samo taj kation te boje): Cr3+ zeleno Mn2+ blijedoružičasto (*pri manjim koncentracijama često toliko blijedo da se ne vidi pa se otopine mogu zamijeniti za neobojene, zato se pri nekim reakcijama kaže da se KMnO4(aq) obezboji) Fe3+ žuto Fe2+ zeleno Co2+ ružičasto (*nevodene otopine i bezvodne soli tamnoplavo) Ni2+ zeleno Cu2+ plavo (*zeleno ako otopina sadrži Cl–, tamnoplavo ako sadrži NH3)
156
4.14. Opasnosti i mjere sigurnosti pri radu s kemikalijama Znakovi opasnosti simbol
značenje OTROVNO (ili kumulativni otrov / kancerogen)
ŠTETNO / NADRAŽUJUĆE
neki uobičajeni proizvodi gdje se može naći otrov za štakore
sredstva za čišćenje (npr. solna kiselina za uklanjanje kamenca), izbjeljivač za strojno pranje rublja
KOROZIVNO (NAGRIZAJUĆE) = u dodiru s organskim (npr. ljudska koža) i anogranskim tvarima, oštećuje ih EKSPLOZIVNO
OKSIDIRAJUĆE = jak oksidans koji jako egzotermno reagira s mnogim tvarima ZAPALJIVO
dezodorani, lak za kosu i drugi proizvodi u spreju (zapaljivi su potisni plinovi)
OPASNO ZA OKOLIŠ (žive organizme, ozonski omotač...)
sredstva protiv komaraca, žohara i sl.
RADIOAKTIVNO (nije uobičajen znak u kemijskom laboratoriju a osobito ne u svakodnevnom životu)
157
Dodatni savjeti maturantima (vrijede prvenstveno ali ne i isključivo za kemiju) "Prazne stranice" su list za koncept, dokle god na njima ne piše "prazne stranice koje moraju ostati prazne" i dokle god nije dan pravi list za koncept. Klupa nije list za koncept. Ako ne znate riješiti dio zadatka koji nosi više bodova, pokušajte ga riješiti barem djelomično (npr. napisati i izjednačiti samo jednu jednadžbu polurekacije u redoksu), možda dobijete dio bodova. Na zadacima ponuđenih odgovora, dokle god se za netočne odgovore ne dijele negativni bodovi, ako ne znate, pogađajte, nemojte nijedan zadatak u tom dijelu ostaviti neriješen (ili još gore neprepisan na list za odgovore!). U 2. dijelu ispita, ako ne znate riješiti neki od podzadataka pa stoga ne možete napisati rješenje nekog od drugih podzadataka koji se nastavlja na njegovo rješenje, riješite taj drugi podzadatak općom formulom ili izmišljenim podatkom umjesto onog koji niste znali dobiti i sl., ako u skladu s tim riješite točno imate velike šanse dobiti bodove za taj drugi podzadatak. Ako ne razumijete samo dio teksta zadatka, pokušajte riješiti zadatak kao da tog dijela teksta nema. Imate dovoljno vremena za napisati sve što znate ako doista znate, ali nemate vremena za gubljenje, a osobito ne za paničarenje da nećete imati vremena. Dok učite, usredotočite se prvo na pravila, a tek nakon što ste ih savladali, ako ostane vremena i volje, na iznimke. Znam da vam to već izlazi na uši, ali upozorit ću ipak još jednom: krenite učiti na vrijeme (a ne par dana pred ispit), tako da pred ispit možete samo ponoviti. I – matura nije šala, ali nije ni smak svijeta, samo učite!
Ako je to doista fakultet za vas, uz dovoljan uloženi trud možete vi to (a ako nije, onda i bolje da ne uspijete). Sretno!
158
Zahvale
Snježani Liber, prof. savjetnik, I. gimnazija Zagreb, na pregledu predizdanja skripte i sugestijama
dr. sc. Krunoslavu Užareviću, viši asist., Kemijski odsjek Prirodoslovno–matematičkog fakulteta u Zagrebu, na ustupljenim materijalima (slike i zadaci u poglavlju Kristalne strukture, dijelovi teorije o redoksima, slike u poglavlju VSEPR teorija)
dr. sc. Višnji Vrdoljak, izv. prof., Kemijski odsjek Prirodoslovno–matematičkog fakulteta u Zagrebu, na ustupljenim materijalima (slike u poglavljima Elektronska konfiguracija, Elektrokemija i Kristalne strukture)
Posvećeno profesorici Heleni Pavlović (I. gimnazija Zagreb) koja me naučila najveći dio onog što sam znala za svoju maturu i još puno više, te "mojim pokusnim kunićima" maturantima I. gimnazije Zagreb 2011. i svim ostalim "mojim" učenicima, svima koji su me ikad ikako učili kemiju i svima koji su mi na razne načine pomogli i pomažu mi.
O autorici Svoju državnu maturu položila sam 2010. g. (u prvoj generaciji) s odličnim uspjehom iz tri obavezna (na višoj razini) i tri izborna (kemija, fizika, biologija) predmeta, te upisala Preddiplomski studij Kemije na Prirodoslovno–matematičkom fakultetu u Zagrebu. Na državnoj maturi iz kemije postigla sam najbolji i maksimalan rezultat. Tijekom srednje škole uspješno sam sudjelovala na državnim natjecanjima iz kemije (dva treća, prvo i drugo mjesto) i drugih predmeta (hrvatskog i latinskog jezika, matematike i biologije) te Međunarodnoj kemijskoj olimpijadi 2009. i 2010. (srebrna medalja). Od 2009. g. aktivno doprinosim Forumu www.drzavna–matura.com, na kojem se mogu naći i drugi moji materijali za državnu maturu, kao što je dio skripte iz biologije te mnogi riješeni zadaci i drugi zapisi na Forumu. Pod istim nadimkom može me se naći i na www.forum.hr, uglavnom na podforumu Kutak za školarce i studente (gdje sam moderatorica) te osobito temi Kemija– pomoć. U svojoj nekadašnjoj gimnaziji (I. gimnazija Zagreb) održavala sam pripreme za državnu maturu iz kemije 2011. g. te od šk. god. 2011/12. dodatnu nastavu za učenike 1. do 3. razreda. Uz dvije godine svog studija (u roku i s izvrsnim uspjehom), odslušala sam predmete Pedagogiju i Didaktiku iz programa nastavničkog studija Kemije te tri predmeta iz programa studija Molekularne biologije. Kristina Kučanda, Zagreb, 2012.
159
