Kemija (Drzavna-matura. com)

KEMIJA SKRIPTA ZA DRŽAVNU MATURU

izradila: Kristina Kučanda, PMF–Kemijski odsjek, Preddiplomski studij kemije, 1. godina 2010/11.

Autor:

prema:

Kristina Kučanda,

Ispitni katalog

PMF–Kemijski odsjek,

za državnu maturu

Preddiplomski studij kemije,

u šk. god. 2010/2011.,

1. godina 2010/11.

Kemija,

[email protected]

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, 2011.

Sadržaj Uvod ...........................................................................................................................................1 Napomena uz 1. izdanje ..............................................................................................................1

1

ELEKTRONSKA KONFIGURACIJA I PERIODIČNOST SVOJSTAVA ELEMENATA......................2 i.

elektronska konfiguracija ............................................................................................2

ii.

atomski polumjer, energija ionizacije, elektronski afinitet, elektronegativnost............4

iii.

ostala fizikalna i kemijska svojstva...............................................................................5

Zadaci .........................................................................................................................................6 Rješenja ......................................................................................................................................7

iv.

izoelektronske čestice .................................................................................................7

Zadaci .........................................................................................................................................7 Rješenja ......................................................................................................................................7 *Zadaci .......................................................................................................................................8 *Rješenja ....................................................................................................................................8

2

VRSTE KEMIJSKIH REAKCIJA .............................................................................................9 Zadaci .......................................................................................................................................11 Rješenja ....................................................................................................................................13

3

REDOKSI ........................................................................................................................14 Zadaci .......................................................................................................................................19 Rješenja ....................................................................................................................................19

4

ELEKTROKEMIJA ............................................................................................................21 Zadaci .......................................................................................................................................23 Rješenja ....................................................................................................................................25

5

BRZINA REAKCIJE I RAVNOTEŽA .....................................................................................26 i.

brzina kemijske reakcije ............................................................................................26

ii.

kemijska ravnoteža ...................................................................................................29 Primjeri zadataka s grafovima ...................................................................................................30 Zadaci .......................................................................................................................................35 Rješenja ....................................................................................................................................37

6

KISELINE, BAZE I SOLI.....................................................................................................38 Zadaci .......................................................................................................................................40 Rješenja ....................................................................................................................................41

7

VRSTE I JAKOST KEMIJSKIH VEZA ...................................................................................42 Zadaci .......................................................................................................................................44 Rješenja ....................................................................................................................................46

8

VSEPR teorija.................................................................................................................47 Kako nacrtati prostornu strukturu? ...........................................................................................50 Zadaci .......................................................................................................................................51 Rješenja ....................................................................................................................................52

9

KRISTALNE STRUKTURE..................................................................................................53 Zadaci .......................................................................................................................................58 Rješenja ....................................................................................................................................59

10 RAČUNANJE U KEMIJI: MJERNE JEDINICE, VELIČINE I FORMULE ....................................60 i.

pretvaranje mjernih jedinica .....................................................................................60

ii.

veličine koje je potrebno poznavati...........................................................................61

iii.

bitne formule............................................................................................................63

Primjer pametnog baratanja formulama ...................................................................................67 Primjeri za Hessov zakon ...........................................................................................................68 Primjer određivanja empirijske formule ....................................................................................70 Razrjeđivanje otopina ...............................................................................................................70 Miješanje kiseline i lužine..........................................................................................................71 *Mjerodavni reaktant, suvišak ..................................................................................................72 Zadaci .......................................................................................................................................73 Rješenja ....................................................................................................................................83

11 VRSTE KEMIJSKIH FORMULA I IZOMERI..........................................................................85 Zadaci .......................................................................................................................................90 Rješenja ....................................................................................................................................91

12 ORGANSKA KEMIJA I BIOKEMIJA....................................................................................92 i.

Najvažnije vrste organskih spojeva............................................................................92

ii.

Važnije organske reakcije..........................................................................................95

iii.

Osnove osnova biokemije .......................................................................................101

DODATAK 1: RAZNE BOJE I PROMJENE BOJA ......................................................................104 DODATAK 2: KEMIJSKE FORMULE I NAZIVI..........................................................................107 DODATAK 3: KEMIJSKE FORMULE I SVOJSTVA TVARI IZ SVAKODNEVNE UPOTREBE ............109 DODATAK 4: TOPLJIVOST ....................................................................................................111 i.

pravo otapanje........................................................................................................111

ii.

"otapanje" koje zapravo znači kemijsku reakciju .....................................................112

DODATAK 5: SVOJSTVA, PODJELA I ODVAJANJE TVARI........................................................114 i.

disperzni sustavi......................................................................................................116

DODATNI ZADACI PONUĐENIH ODGOVORA .......................................................................119 Zahvale ...................................................................................................................................121

drzavna-matura.com

1

Uvod Namjena je ove skripte obuhvatiti najbitnije točke gradiva na koje treba obratiti pozornost pri pripremi za državnu maturu iz kemije, nudeći tehnike za lakše pamćenje i razumijevanje te upozoravajući na česte greške. Pretpostavljeno je da je korisnik imao nastavu kemije u osnovnoj i sve 4 godine srednje škole te stoga barata osnovnim pojmovima. Ova skripta NIJE namijenjena da posluži kao jedini izvor za učenje za maturu, osobito ne maturantima koji nisu imali prikladnu nastavu kemije u srednjoj školi, nego kao nadopuna srednjoškolskim udžbenicima i drugim sredstvima. Sve stavke koje obuhvaća sadržane su u Ispitnom katalogu, ali NE obuhvaća sve stavke iz Ispitnog kataloga jer ih je zbog njegove opsežnosti i još uvijek prisutnih nejasnoća nemoguće u ovim okvirima obuhvatiti, premda obuhvaća ili dotiče većinu. U većini skripte (osim dodatka Razne boje i promjene boja u kojem ilustrira sadržaj) boja teksta upućuje na težinu gradiva: zelenom je označeno osnovno gradivo koje bi svi trebali bar donekle poznavati za pozitivnu ocjenu, narančastom ono nešto naprednije (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).

Napomena uz 1. izdanje U odnosu na predizdanje, skripta je nadopunjena poglavljima Brzna reakcije i ravnoteža, Vrste kemijskih formula i izomeri, Organska kemija i biokemija te dodacima 4: Topljivost i 5: Svojstva, podjela i odvajanje tvari, a poglavlje Elektrokemija premješteno je odmah iza poglavlja Redoksi. Također su dodani originalni zadaci ponuđenih odgovora, dodatni primjeri u poglavlju Računanje u kemiji i slike u poglavlju Kristalne strukture te ispravljene neke greške i napravljene još neke manje preinake. Ova se verzija može smatrati prvom dovršenom, no još neki detalji nedostaju i nadam se da ću ju imati prilike još dorađivati. Uz ovo izdanje skripte posebno su objavljeni i Obrazložena rješenja zadataka s nacionalnih ispita i državnih matura 2007–2010. te Dodatak za prijemni ispit na Medicinskom fakultetu u Zagrebu.

autorica

2

drzavna-matura.com

1 ELEKTRONSKA KONFIGURACIJA I PERIODIČNOST SVOJSTAVA ELEMENATA periodni sustav koji se dobije s ispitom:

– 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...

i.

elektronska konfiguracija

– treba znati samo za elemente prve 4 periode: 1s 2s

2p

3s

3p

4s 3d

4p

drzavna-matura.com

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: Cr = [Ar] 4s1 3d5 Cu = [Ar] 4s1 3d10

(neki smatraju da je pravilnije prvo pisati 3d a onda 4s elektrone, oba redoslijeda bi trebala biti prihvatljiva)

– i za njihove ione: 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] )

3

4

drzavna-matura.com

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 Fe = [Ar] 4s2 3d6

Cu = [Ar] 4s1 3d10

Fe2+ = [Ar] 3d6

Cu+ = [Ar] 3d10

Fe3+ = [Ar] 3d5

Cu2+ = [Ar] 3d9

ii.

atomski polumjer, energija ionizacije, elektronski afinitet, elektronegativnost 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)

energija ionizacije: energija potrebna za izbijanje elektrona iz atoma (u plinovitom stanju; to je prva energija ionizacije, a druga, treća itd. = energija potrebna za izbijanje sljedećeg elektrona iz kationa) X(g)  X+(g) + e–, ΔE = Ei  što je manja, atom lakše tvori katione elektronski afinitet: energija potrebna za izbijanje elektrona iz jednovalentnog aniona (u plinovitom stanju; = – energija koja se oslobodi kad atom primi elektron)

5

drzavna-matura.com

X–(g)  X(g) + e–, ΔE = Eea  što je veći, atom lakše tvori anione elektronegativnost: 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; plemenitim plinovima ne određuje se elektronegativnost jer ne tvore spojeve ili ih ne tvore dovoljno – dakle elektronegativnost pokazuje koliko atom "voli" elektrone tj. koliko ih jako privlači k sebi *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

iii.

ostala fizikalna i kemijska svojstva tvorenje aniona, nemetalna svojstva i reaktivnost nemetala, kiselost oksida, kovalentni karakter oksida, hidrida i halogenida

tvorenje kationa, metalna svojstva i reaktivnost metala, bazičnost oksida, ionski karakter oksida, hidrida i halogenida (f elemente ignoriramo)

gustoća, tališta, vrelišta

drzavna-matura.com

Zadaci 1. Koji od navedenih elemenata ima elektronsku konfiguraciju vanjske ljuske s2p4? A. Ca B. Cr C. Ge D. Se 2. Koji od navedenih elemenata je najelektronegativniji? A. Br B. N C. O D. S 3. Koje svojstvo se u periodnom sustavu smanjuje slijeva nadesno i povećava odozgo prema dolje? A. polumjer atoma B. elektronegativnost C. energija ionizacije D. talište 4. Koji od navedenih atoma ima najmanju prvu energiju ionizacije? A. Na B. K C. Mg D. Ca 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. Oksid kojeg od navedenih elemenata je najviše ionski? A. Al B. B C. C D. Si 7. Koji od navedenih atoma ima najveći atomski polumjer? A. Li B. K C. As D. Br 8. 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

6

drzavna-matura.com

7

Rješenja 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8.

iv.

D C A B C A B D

izoelektronske čestice

– 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) Xn+ – anioni – negativno nabijeni ioni (broj elektrona > broj protona) Xn– – najčešće je atom plemenitog plina (najstabilnija elektronska konfiguracija, popunjena vanjska (valentna) ljuska) izoelektronski s nekoliko aniona i kationa (nastalih iz atoma koji se 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 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 od izoelektronskih atoma (protoni iz jezgre slabije privlače veći broj elektrona), što je veći nabojni broj aniona, to mu je polumjer veći

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.

Rješenja 1. Zn2+; Sc3+, Ca2+, K+, Ar, Cl–, S2–, P3–

8

drzavna-matura.com

2. a) O–

F; d) Mg+

Na

– 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

*Zadaci 1. Koja od navedenih čestica je izoelektronska s NO2+? a) N2O; b) NO2–; c) NH2–; d) SO2 2. Poveži molekule s izoelektronskim ionima. a) CH4

__ N2H62+

b) C2H6

__ C2O42–

c) CO2

__ NH4+

d) N2O4

__ C22–

e) N2

__ NO2+

*Rješenja 1. a 2. b, d, a, e, c

9

drzavna-matura.com

2 VRSTE KEMIJSKIH REAKCIJA 1. po promjeni energije (u termodinamici) – 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), ΔH°r = –890 kJ/mol – 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, ΔH°r = 80 kJ/mol *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)! 2. po stupnju ravnoteže – nepovratne – "idu do kraja", u stanju ravnoteže u reakcijskoj smjesi je prisutna zanemariva količina reaktanata, ravnoteža je pomaknuta daleko prema produktima (konstanta ravnoteže veća od 100), 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 (konstanta ravnoteže između 0,01 i 100*), promjenom uvjeta (temperatura, tlak) može se znatno utjecati na omjer prisutnih produkata i reaktanata, pišu se s povratnom strelicom

ili

npr. dimerizacija dušikova(IV) oksida: 2NO2(g)

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 3. po složenosti reaktanata i produkata – sinteza – od jednostavnijih tvari nastaju složenije npr. sinteza nitrobenzena

10

drzavna-matura.com

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 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 u poglavlju 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 6,62×10–34 Js)) – elektroliza – djelovanjem električne struje npr. elektroliza vode: 2H2O(l)  2H2(g) + O2(g) elektroliza taline natrijeva klorida:

drzavna-matura.com

11

NaCl(l)  Na(l) + ½Cl2(g) 4. po smjeru putovanja elektrona (redoks–reakcije) – oksidacija – otpuštanje elektrona – povećanje oksidacijskog broja

– redukcija – primanje elektrona – smanjenje oksidacijskog broja

*u svakoj redoks reakciji odvijaju se jednako i oksidacija i redukcija!, za svaku 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 poglavlje Redoksi 5. 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

6. kiselo–bazne reakcije = neutralizacija vidi poglavlje Kiseline, baze i soli Zadaci 1. U kojoj od navedenih reakcija dolazi do promjena oksidacijskog broja? A. H2SO4 + 2NH3 → (NH4)2SO4 B. H2SO4 + Na2CO3 → Na2SO4 + H2O + CO2

drzavna-matura.com

12

C. 2K2CrO4 + H2SO4 → K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O D. 2H2SO4 + Cu → CuSO4 + 2H2O + SO2 2. U kojoj od navedenih reakcija se krom reducira? A. CrO3  CrOF3 B. Cr3+  Cr(OH)4– C. 2CrO42–  Cr2O72– D. Cr3+  CrO42– 3. Koja od navedenih promjena je oksidacija? A. VO3–  VO2+ B. CrO2–  CrO42– C. SO3  SO42– D. NO3–  NO2– 4. Reakcija u kojoj karboksilna kiselina reagira s alkoholom i nastaje organski spoj i voda zove se: A. esterifikacija B. hidroliza C. neutralizacija D. saponifikacija 5. 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. 6. Izravna sinteza klorbenzena iz benzena (uz FeCl3 kao katalizator) je: A. adicija B. eliminacija C. supstitucija D. redukcija

drzavna-matura.com

Rješenja 1. D 2. A 3. B 4. A 5. A 6. C

13

drzavna-matura.com

14

3 REDOKSI = 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), izjednačavamo "običnim" "brojanjem atoma" – oksidacijski broj (obično se označava rimskom brojkom, 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 – 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 naravno vrijedi i za višeatomne ione *najopćenitije pravilo: svakom elementu se za svaku vezu s elektronegativnijim elementom dodaje 1 u oksidacijski broj, a za svaku vezu s manje elektronegativnim 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 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) dobiva elektrone koji su negativni pa postaje negativniji dakle dobiva minus u oksidacijski broj ( fluor kao najelektronegativniji element u svim spojevima ima oksidacijski broj –I) 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

drzavna-matura.com

15

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). U jednadžbama polureakcija: 1. način gledanja: prvo izjednačiti broj istih atoma s jedne i s druge strane strelice, zatim izjednačiti naboje elektronima: zbroj svih naboja s jedne strane (polu)reakcije je uvijek jednak zbroju svih naboja s druge strane (polu)reakcije – u svakoj polureakciji sudjeluje onoliko elektrona koliko je potrebno da se to postigne 2. način gledanja: prvo dodati elektrone, a onda izjednačiti brojeve istih atoma: broj elektrona u polureakciji jednak je promjeni oksidacijskog broja (promjena oksidacijskog broja jednog atoma × koliko ima takvih atoma) (ponekad je zgodniji jedan način, ponekad drugi, ali sve se može riješiti pomoću bilo kojeg pa je dovoljno shvatiti i uvježbati jedan) Zatim pomnožiti jednadžbe polureakcija tako da se u oksidaciji otpusti onoliko elektrona koliko se u redukciji primi te ih zbrojiti (pri čemu se elektroni "pokrate"). Te 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–

16

drzavna-matura.com

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– 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

17

drzavna-matura.com

Primjer u kiselom: K2Cr2O7 + HBr  CrBr3 + Br2 + H2O + KBr O: 2Br–  Br2 + 2e–

/×3

R: Cr2O72– + 6e– + 14H+  2Cr3+ + 7H2O Cr2O72– + 6Br– + 14H+ 2Cr3+ + 3Br2 + 7H2O K2Cr2O7 + 14HBr  2CrBr3 + 3Br2 + 7H2O + 2KBr Primjer u lužnatom: NaNO3 + NaOH + Zn  NH3 + Na2ZnO2 + H2O O: Zn + 4OH–  ZnO22– + 2H2O + 2e– /×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– 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

drzavna-matura.com

18

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) 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 – ne može biti kiselina!) u lužnatom: C2O42–  CO2 + e– (većina čestih i jednostavnijih oksidacija su one trivijalne – metala u kation)

drzavna-matura.com

Zadaci 1. 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 2. 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 3. _Sn2+(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 – 4. ClO3 + Br–  Cl2 + Br2 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 2– 5. __ S + __ H2O  __SO2 + __H+ + __e– Koliki je koeficijent ispred H+ kad se jednadžba polureakcije izjednači najmanjim cjelobrojnim koeficijentima? A. B. C. D.

Rješenja 1. A 2. B

2 4 6 8

19

drzavna-matura.com

3. D 4. 1) B, 2) D 5. B

20

21

drzavna-matura.com

4 ELEKTROKEMIJA sve reakcije u elektroliznim i galvanskim člancima su redoks–reakcije Katoda Redukcija, Anoda Oksidacija (uvijek – i u elektrolizi i u galvanskim člancima!) u elektrolizi (u galvanskim člancima je obrnuto! vidi dalje): 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) 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 su iste kao za elektrolizu vode) elektroliza vodenih otopina kationa alkalijskih i zemnoalkalijskih metala (i aluminija) i složenih (višeatomskih) aniona je zapravo elektroliza vode – na onoj elektrodi na kojoj bi se 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...), radi li se o talini ili o vodenoj otopini!

22

drzavna-matura.com

standardni redukcijski potencijal (E°) – znači da je određen za reakciju redukcije – što je pozitivniji, redukcija je spontanija (ako je pozitivan, redukcija je spontanija od redukcije vodika, što znači događa se u vodenoj otopini, a ako je negativan, redukcija se ne događa u vodenoj otopini nego se umjesto toga reducira vodik (elektroliza vode!)); za oksidaciju (reakciju u obrnutom smjeru) mu treba obrnuti predznak Voltin niz ( = elektrokemijski niz = niz standardnih redukcijskih potencijala metala): – 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+ + 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) – pri čemu zbog kretanja elektrona nastaje električna struja ako se uzme po komad oba metala 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) procesi u galvanskim člancima su obrnuti od procesa u elektrolizi: u elektrolizi električna struja daje energiju za nespontane procese (E° negativan), a u galvanskim člancima spontani procesi (E° 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 most (vodič II. reda) anioni putuju u suprotnom smjeru da bi obje otopine ostale neutralne prikazi galvanskog članka (na primjeru Daniellijevog članka): – jednadžbe polureakcija: A(–): Zn(s)  2e– + Zn2+(aq) K(+): Cu2+(aq) + 2e–  Cu(s)

23

drzavna-matura.com

– zbirna jednadžba reakcije: Zn(s) + Cu2+(aq)  Zn2+(aq) + Cu(s) – shematski prikaz: 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 a dvostruka elektrolitski most) – skica (crtež):

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, sve ostalo jednako

(za računanje u elektrokemiji pogledati Mjerne jedinice, veličine i formule – c–VII. i XIII.)

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–

drzavna-matura.com

3. Točna/e tvrdnja/e o galvanskim člancima je(su): 1) oksidacija se odvija na anodi 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. Na broj molova metala izlučenog tijekom elektrolize utječe sve navedeno OSIM: A. jakost struje B. vremensko trajanje elektrolize C. naboj iona D. molarna masa 6. Tijekom elektrolize razrijeđene vodene otopine sumporne kiseline, što nastaje na anodi? A. vodik B. sumporovodik C. kisik D. sumporov dioksid 7. Koji od navedenih metala je najreaktivniji? A. srebro B. olovo C. željezo D. cezij 8. Provodi se elektroliza vodene otopine NaI koncentracije 1.0 mol/dm3 s dodatkom fenolftaleina i škroba. A. Napiši jednadžbe polureakcija na: i. anodi

24

drzavna-matura.com

25

ii. katodi B. Opiši što se može opaziti (vizualno) uz: i. anodu ii. katodu C. Ako struja od 0.200 A protječe kroz 25.0 mL otopine 90.0 minuta, izračunaj množinu svakog nastalog produkta. 9. Galvanski članak temelji se na polureakcijama: Cr3+ + 3e–  Cr E˚ = –0.744 V Ni2+ + 2e–  Ni E˚ = –0.236 V 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. D 6. C 7. D 8. a) i. 2I–  I2 + 2e–; ii. 2H2O + 2e–  H2 + 2OH– b) i. plavo obojenje (zbog reakcije joda sa škrobom); ii. ružičasto obojenje (fenolftalein zbog nastanka OH–), mjehurići pina (H2) c) n(I2) = 5.6×10–3 mol, n(H2) = 5.6×10–3 mol, n(OH–) = 1.12×10–2 mol 9. a) 3Ni2+(aq) + 2Cr(s)  2Cr3+(aq) + 3Ni(s); b) 0.508 V; c) katodi, jer se na njoj izlučuje metalni nikal

drzavna-matura.com

26

5 BRZINA REAKCIJE I RAVNOTEŽA i.

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 (za bolje razumijevanje zašto 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) jer je brzina uvijek pozitivna, pišemo (ν je grčko slovo ni, najuobičajenija (iako zbog sličnosti s v vrlo nespretna) oznaka za stehiometrijski koeficijent):

– čimbenici koji utječu na brzinu kemijske reakcije: – temperatura – brzina svih reakcija (i endotermnih i egzotermnih – to 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 heterogene 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

drzavna-matura.com

27

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) – 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) – ubrzavanje kemijske reakcije 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):

drzavna-matura.com

28

(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):

29

drzavna-matura.com

ii.

kemijska ravnoteža

– ravnotežno stanje – stanje dinamičke ravnoteže – stanje u kojem se reakcija (reaktanti  produkti) i povratna reakcija (produkti  reaktanti) odvijaju istom brzinom pa se čini kao da se reakcija ne odvija tj. koncentracije reaktanata i produkata se ne mijenjaju 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...)

– konstanta ravnoteže = umnožak koncentracija produkata u ravnotežnom stanju potenciranih na odgovarajuće stehiometrijske koeficijente / umnožak koncentracija reaktanata u ravnotežnom stanju potenciranih na odgovarajuće stehiometrijske koeficijente (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 najpravilnije pišu kao simbol tvari u uglatim zagradama, ali ne bi smjelo biti greška ni 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 – ako nije drukčije navedeno, konstanta ravnoteže ima mjernu jedinicu – koncentracije odnosno tlakove treba uvrštavati skupa s njihovim mjernim jedinicama! – Le Chatelierov princip – utjecaj dodavanja ili odvođenja reaktanta ili produkta na ravnotežne koncentracije reaktanata i produkata

drzavna-matura.com

30

– konstanta ravnoteže je KONSTANTA tako da 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), smanjenje koncentracije reaktanta ili dodavanje produkta uzrokuje smanjenje ravnotežnih koncentracija (ostalih) produkata tj. povećanje ravnotežnih koncentracija (ostalih) reaktanata (kažemo: ravnoteža se pomiče prema reaktantima) – 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) – 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 naravno obrnuto

Primjeri zadataka s grafovima

drzavna-matura.com

31

– tvari čija se koncentracija s vremenom smanjuje su reaktanti (ovdje A i C), a tvari čija se koncentracija povećava produkti (ovdje B i D) – kao "kraj reakcije" tj. ravnotežno stanje uzimamo tamo gdje se koncentracije reaktanata i produkata više vidljivo ne mijenjaju – krivulje postaju približno vodoravne – najmanju promjenu koncentracije (razlika koncentracije u ravnotežnom stanju i početne koncentracije) uzmemo kao "mjernu jedinicu" s kojom ćemo uspoređivati ostale – ako nije drukčije zadano, neka taj reaktant ili produkt (ovdje reaktant C) ima stehiometrijski koeficijent 1 – ostali reaktanti i produkti imaju stehiometrijske koeficijente onoliko koliko puta je promjena njihove koncentracije veća od te najmanje promjene (ako ne bi bile cjelobrojne, množimo cijelu jednadžbu tako da budu, a ako možemo jednadžbu podijeliti tako da i dalje svi stehiometrijski koeficijenti budu cjelobrojni, dijelimo ju) – dakle u ovom slučaju jednadžba reakcije je: 3A + C  3B + D (u ovom slučaju nije nužno pisati strelicu za povratnu reakciju jer na početku nije prisutna opaziva količina produkata niti na kraju reaktanata, ali ne bi trebalo ni škoditi)

drzavna-matura.com

– mjerodavni reaktant je tvar koja se potrošila – A, a u suvišku su svi preostali reaktanti – B

– za napisati jednadžbu postupamo isto kao u 10. 1. – paziti da se računa PROMJENA koncentracije (a ne početna koncentracija) jer su ovdje u ravnoteži prisutne i znatne koncentracije reaktanata A i B – dakle: (4–2) A + (3–1) B  (4–0) C 2A + 2B  4C / ÷2 (u zadacima s ravnotežom uvijek "pokratiti" jednadžbu na najmanje cjelobrojne koeficijente!) A + B  2C

32

drzavna-matura.com

– napišemo izraz za konstantu ravnoteže prema jednadžbi te uvrstimo RAVNOTEŽNE (na "kraju reakcije" – tamo gdje su krivulje vodoravne) koncentracije svih tvari:

2A  B

33

drzavna-matura.com

2A  4B  A  2B

34

drzavna-matura.com

35

2A + B  3C

Zadaci 7. 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 8. Za reakciju 2CCl4(g) + O2(g)  2COCl2(g) + 2Cl2(g) ispravan izraz za konstantu ravnoteže Kc je: A. B.

drzavna-matura.com

36

C. D. 9. 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 10. 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. 11. Većina enzima su po kemijskoj građi: A. ugljikohidrati B. lipidi C. nukleinske kiseline D. proteini 12. Na brzinu nepovratne kemijske reakcije može utjecati sve navedeno OSIM: A. dodatak katalizatora B. uklanjanje produkata C. povećanje temperature D. smanjenje koncentracije reaktanata 13. 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 14. 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

drzavna-matura.com

Rješenja 7. C 8. D 9. A 10. C 11. D (napomena: manji broj enzima su RNA) 12. B 13. D 14. D

37

38

drzavna-matura.com

6 KISELINE, BAZE I SOLI – Arrheniusova teorija: kiseline – u vodenoj otopini povećavaju koncentraciju H+ (vodikovih kationa tj. protona; = H3O+ oksonijevih) 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. Ca(OH)2(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) – baze ne sadrže nužno OH (npr. NH3 je baza, vidi dalje) ( lužine < hidroksidi < baze ) – Brønsted–Lowryeva teorija: kiseline – daju H+ baze – primaju H+ reakcija između kiseline i baze: H+ prelazi s čestice kiseline na česticu baze – iz kiseline nastaje konjugirana baza, a iz baze konjugirana kiselina 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) B

K

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, zato se to naziva neutralizacija

drzavna-matura.com

39

– jake kiseline: halogenovodične (HI, HBr, HCl, NE 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) smatrajte slabim kiselinama/bazama (amonijak i amini su također baze makar nemaju OH) pH vrijednost = logaritam koncentracije H+ pomnožen s –1 (da bude u svim "normalnim" slučajevima pozitivan)  što ima više H+, pH je manji manji pH = kiselije 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 pK je dalji od 7 – kiseline imaju pK manji od 7, a baze veći) – 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+ (vidi u poglavlju Vrste kemijskih reakcija – hidroliza) – kiseli oksidi – njihovim otapanjem u vodi nastaju kiseline – oksidi nemetala: CO2, P2O5, N2O5, SO2, SO3 (središnji element je uvijek jednakovalentan (jednak oksidacijski broj) u oksidu i odgovarajućoj kiselini) – bazični oksidi – njihovim otapanjem u vodi nastaju lužine (ili bi nastajale da su topljivi) – oksidi metala: MgO, CaO, BaO, FeO, Fe2O3... – 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, Cr(OH)3 2Al(s) + 6HCl(aq)  2AlCl3(aq) + 3H2(g) 2Al(s) + 2NaOH(aq) + 6H2O(l)  2Na[Al(OH)4] + 3H2(g) kiselo–bazne reakcije 1. kiselina + baza  sol + voda = neutralizacija KOH(aq) + HCl(aq)  KCl(aq) + H2O(l)

drzavna-matura.com

40

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) – kiselo–bazni indikator = tvar koja poprima različitu boju pri pH iznad odnosno ispod određene vrijednosti ("jedne boje je u kiselom, druge u lužnatom") – složena slaba organska kiselina ili baza čiji konjugirani oblik ima različitu boju – promjene boja indikatora dane su u dodatku Razne boje i promjene boja – ostale forumule, primjeri i zadaci za računanje dane su u poglavlju Mjerne jedinice, veličine i formule

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

drzavna-matura.com

41

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

Rješenja 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7.

A D D A C D B

drzavna-matura.com

42

7 VRSTE I JAKOST KEMIJSKIH VEZA – osnovne vrste veza među atomima: ionska, kovalentna, metalna – 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 su i elektronski parovi simetrični...); sve dvoatomne molekule osim onih elementarnih tvari su očito polarne – kovalentni spoj = spoj koji sadrži samo kovalentne veze – 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) – metalna veza je veza isključivo među atomima metala – istovrsnim ili raznovrsnim (legure) – 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 – najvažnije razlike u svojstvima većine spojeva

43

drzavna-matura.com

tališta (i vrelišta)

kovalentni

ionski

metali

niska

visoka

velik raspon, uglavnom viša nego kovalentni a niža nego ionski

električna vodljivost

slaba

dobra u talinama i

dobra

vodenim otopinama topljivost u vodi (i

slaba za molekule koje

polarnim otapalima)

nisu jako polarne

uglavnom dobra

praktički nikakva (kemijska reakcija ≠ otapanje)

topljivost u nepolarnim

uglavnom dobra

uglavnom slaba

praktički nikakva

otapalima (npr.

(kemijska reakcija ≠

kloroform)

otapanje)

– jakost ionske veze može se predvidjeti po formuli

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 – 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)

drzavna-matura.com

44

– kristali većine kovalentnih spojeva (i plemenitih plinova) nazivaju se molekulski i na okupu ih drže međumolekulska privlačenja (molekule nisu međusobno povezane kovalentnim vezama!) – mala tvrdoća, niska tališta (često sublimiraju, npr. jod) – osnovne vrste međumolekulskih interakcija (nisu prave veze! jer su mnogo slabije): vodikova veza, van der Waalsove sile, Londonove sile – vodikova veza – najjače međumolekulsko privlačenje, između atoma vodika vezanog uz jako elektronegativni atom (O, N ili F) i drugog atoma vodika – među istovrsnim (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 raznovrsnim molekulama (npr. CH3CH2OH–H2O zbog čega se etanol jako dobro miješa s vodom, NH3–H2O zbog čega je amonijak jako topljiv u vodi...) ili među različitim dijelovima iste molekule (prvenstveno duže organske molekule s više funkcionalnih skupina, kao što su proteini; parovi nukleotida u DNA međusobno su povezani vodikovim vezama) – van der Waalsove sile (dipol–dipol interakcije) – među polarnim molekulama – Londonove sile (inducirani dipol–inducirani dipol interakcije) – vrlo slaba privlačenja među nepolarnim molekulama (i atomima plemenitih plinova) – kad ih ne bi bilo, elementarni nemetali i nepolarne molekule mogli bi biti samo u plinovitom stanju

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 B. Al–N C. Al–Se D. Al–O 3. Koja od navedenih dvoatomnih molekula sadrži najkraću vezu?

drzavna-matura.com

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 7. Na slici, koje veze su vodikove veze?

A. samo 1 B. samo 2 C. 1 i 3 D. 1, 2 i 3 8. Sva od navedenih svojstava tekućina povećavaju se porastom jakosti međumolekulskih sila, OSIM: A. vrelište B. entalpija isparavanja

45

drzavna-matura.com

C. tlak para D. viskoznost

Rješenja 1. A 2. D 3. A 4. A 5. D 6. A 7. B 8. C

46

drzavna-matura.com

8 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 elektronski par ili jedan nespareni elektron) – "stvari" se raspoređuju tako da budu što udaljenije jedna od druge (zamisliti kako bi se rasporedio takav broj jednakih balona zavezanih skupa) iza ravnine papira ispred ravnine papira u ravnini papira broj "stvari"

prostorni oblik

1

linearna

2

linearna

3

planarna

4

tetraedar

47

48

drzavna-matura.com 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): broj

od toga el.

"stvari"

parova (ili

0

1

nesparenih elektrona)

1 linearna H2

He

H–H

He:

linearna

linearna

BeCl2

–CN

2

–C N:

2

3

4

49

drzavna-matura.com

3

planarna

planarna

BCl3

kutna SO2

linearna NO

4

tetraedar

trostrana

CH4

piramida

NH3

planarna

linearna

kutna

HCl

Ar

H2O

5

trostrana bipiramida

PCl5

oblik

T–oblik

linearna

ljuljačke

ClF3

XeF2

linearna

SF4

6

linearna

oktaedar

kvadratna

planarna

SF6

piramida

kvadratna

ClF5

XeF4

T–oblik

50

drzavna-matura.com

– 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 međusobno što udaljenije položaje (vidi npr. planarni kvadratni oblik), također 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):

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 jednovalentan!, ugljik gotovo uvijek četverovalentan, središnji atom je najčešće onaj koji je jedini takav i/ili onaj najvećeg atomskog broja), dodati određeni broj elektrona anionu odnosno oduzeti kationu) O

H

O

S

O

O

drzavna-matura.com

– 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

Zadaci 1. Prema VSEPR teoriji, kod koje čestice se svi njeni atomi nalaze u istoj ravnini? 1) CH3+ 2) CH3– A. samo 1 B. samo 2 C. i 1 i 2 D. ni 1 ni 2 2. Koja od navedenih čestica ima isti prostorni oblik kao NH3? A. SO32– B. CO32– C. NO3– D. SO3 3. Kad tvori kovalentne veze, koji od navedenih atoma može imati više od 8 valentnih elektrona?

51

52

drzavna-matura.com

A. H B. N C. F D. Cl 4. U kojoj od navedenih čestica središnji atom nije okružen s točno 8 valentnih elektrona? A. BF4– B. NCl3 C. PCl4+ D. SF4 5. Koja tvrdnja je točna za najstabilniju Lewisovu strukturu CS2? A. Nema neveznih parova valentnih elektrona. B. Sve veze su dvostruke. C. Središnji atom nema oktet valentnih elektrona. D. Središnji atom je S. 6. Napiši Lewisove i prostorne formule za: A. ClF3 B. ClF2+ C. ClF4–

Rješenja 1. A 2. A 3. D 4. D 5. B 6. prostorne (Lewisove mogu biti iste, samo zadnja s običnim crticama):

,

,

53

drzavna-matura.com

9 KRISTALNE STRUKTURE preporuka: ne učiti napamet formule i brojeve, nego razumjeti i pamtiti izgled jedinične ćelije (ionako ju treba znati nacrtati)

oznake: r = polumjer atoma, a = duljina brida jedinične ćelije, d = a kocke, D = a

= plošna dijagonala

= prostorna dijagonala kocke, V = volumen jedinične ćelije, Va = volumen

jednog atoma volumen kugle: Va = 4/3r3π (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 KB = koordinacijski broj (broj atoma kojima je atom okružen)

1) temeljni tipovi kristalnih struktura izgrađenih od istovrsnih atoma a) kubična kristalna rešetka volumen kocke: V = a3 i. jednostavna (primitivna)

54

drzavna-matura.com središta atoma nalaze se na vrhovima kocke, može se smatrati da se susjedni atomi "dotiču" na bridovima kocke pa je: a = 2r

svaki atom dijeli 8 susjednih ćelija pa je: Z = 1/8 × 8 = 1

svaki atom "dotiče" 6 atoma pa je: KB = 6

ii. prostorno (volumno) centrirana središta atoma nalaze se na vrhovima kocke i u središtu kocke, susjedni atomi se "dotiču" na prostornoj dijagonali pa je: 4r = D = a a = 4r/



55

drzavna-matura.com

svaki atom na vrhovima dijeli 8 susjednih ćelija, a atom u sredini pripada jednoj ćeliji pa je: Z = 1/8 × 8 + 1 = 2

svaki atom "dotiče" 8 atoma pa je: KB = 8 (vidi atom u sredini okružen s 8 atoma na vrhovima kocke)

iii. plošno centrirana središta atoma nalaze se na vrhovima kocke i u središtima strana kocke, susjedni atomi se "dotiču" na plošnoj dijagonali pa je: 4r = d = a

=2

r

 a = 4r/

56

drzavna-matura.com

svaki atom na vrhovima dijeli 8 susjednih ćelija, a atom u sredini plohe pripada dvjema ćelijama pa je: Z = 1/8 × 8 + 6 × 1/2 = 4

svaki atom "dotiče" 12 atoma (4 u istoj ravnini, 4 gore i 4 dolje) pa je: KB = 12

b) heksagonska kristalna rešetka volumen heksagonske prizme: V = B×c = 6a2

/4 × c = a2c

/2

57

drzavna-matura.com

susjedni atomi se "dotiču" na bridu baze prizme pa je: a = 2r jednaka gustoća slaganja kao i kod plošno centrirane kubične, svaki atom "dotiče" 6 atoma u istoj ravnini, 3 gore i 3 dolje pa je : KB = 12 Z = 2×1/2 + 2×6×1/6 + 3 = 6

– plošno centrirana kubična i heksagonska kristalna rešetka se nazivaju "guste" jer imaju najveći (jednaki) koeficijent slaganja (najveći koordinacijski broj, također) 2) temeljni tipovi struktura binarnih spojeva – kubična kristalna rešetka (V = a3) 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

58

drzavna-matura.com

– struktura NaCl 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 se "dotiču" na bridu a = 2r(A) + 2r(K)

Z = 4 = 4A + 4K KB = 6

Zadaci 1. Radioaktivni metal polonij kristalizira po tipu primitivne kubične strukture. Polumjer atoma Po je 190 pm. Izračunaj: a. duljinu brida elementarne ćelije; b. gustoću polonija. 2. Kristalna struktura molibdena je karakterizirana volumno centriranom kockom. Polumjer atoma Mo je 136 pm. Izračunaj:

drzavna-matura.com

59

a. duljinu brida elementarne ćelije; b. gustoću molibdena; c. udio praznog prostora u kristalu molibdena. 3. 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). 4. 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? 5. 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–. 6. 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.

Rješenja 1. a) 380 pm, b) 6.32 g/cm3 2. a) 314 pm, b) 10.3 g/cm3, c) 32% 3. Z = 4  plošno centrirana 4. 1.63 5. a) 555 pm, b) 278 pm 6. a) 384 pm, b) 7,03 g cm–3

drzavna-matura.com

60

10 RAČUNANJE U KEMIJI: MJERNE JEDINICE, VELIČINE I FORMULE i.

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, nego ih treba pomoću ostalih podataka u zadatku prvo pretvoriti, npr. ako se radi o plinu 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

61

drzavna-matura.com

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 – uvijek s brojevima uvrštavati i mjerne jedinice (a ne ih napisati tek uz rezultat, što se onda često i zaboravi, a na tome se gube bodovi!) – to je najbolja kontrola za moguće zabune!

ii.

veličine koje je potrebno poznavati

temeljne SI veličine

jedinice

duljina (l)

metar (m)

masa (m)

kilogram (kg)

vrijeme (t)

sekunda (s)

jakost električne struje (I)

amper (A)

temperatura (T)

stupanj (K)

količina tvari (n)

mol (mol)

ostale veličine

jedinice

62

drzavna-matura.com

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

relativna atomska masa (Ar) relativna molekulska masa (Mr) molarna masa (M)

g/ mol

molarni volumen plina (Vm)

L/ 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

deka

da

101

hekto

h

102

kilo

k

103

mega

M

106

63

drzavna-matura.com

iii.

bitne formule

(uz ispit su dane konstante i periodni sustav, ali ne i formule, ali pametnom upotrebom broj formula koje se mora pamtiti može biti vrlo mali) I.

opća plinska jednadžba (opća jednadžba stanja idealnog plina)

nije potrebno pamtiti plinske zakone, oni se svi lako mogu izvesti iz opće plinske jednadžbe 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) paziti 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) II.

odnos množine i drugih veličina

(zadnji izraz je izveden iz izraza za množinsku koncentraciju pa ga nije potrebno tu pamtiti) III.

gustoća

IV.

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 motopine/ Votopine) V.

molalnost

drzavna-matura.com

64

motapala≠motopine osim za vrlo razrijeđene otopine u kojima je masa otopljene tvari zanemarivo mala (najčešće najmanje 103 puta manja od mase otapala) – paziti na grame/kilograme! VI.

sniženje tališta i povišenje vrelišta

i=faktor disocijacije (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 ΔT od tališta oduzima a vrelištu dodaje) VII.

Faradayevi zakoni elektrolize

prvi Faradayev zakon elektrolize

q=naboj, I=jakost električne struje, t=vrijeme z=broj elektrona u jednadžbi polureakcije u kojoj nastaje 1 čestica tvari čija se množina uvrštava n=množina F=Faradayeva konstanta (zgodno je znati da je F=NA∙e  umnožak Avogadrove konstante i elementarnog naboja e=1.602∙10–19 C, po čemu formula postaje logična: ukupni preneseni naboj = naboj jednog elektrona × broj elektrona koji sudjeluju u reakciji) 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:

65

drzavna-matura.com

(može se izvesti iz prvog zakona) VIII.

iskorištenje

(umjesto množine može i masa ili volumen i sl.) IX.

udjeli – maseni, množinski i volumni

za volumni (φ) i množinski (x) udio je potpuno isto samo umjesto masa volumeni (V) odnosno množine (n) X.

reakcijska entalpija = entalpija stvaranja produkata – entalpija stvaranja reaktanata

ovo se čak ni ne mora nazvati formulom jer je logično ako se "nestajanje" reaktanata shvati kao njihovo od–stvaranje (suprotan proces od stvaranje) 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 su zadane za 1 mol tvari (što se vidi jer je jedinica kJ/mol), ako ne piše drukčije) Hessov zakon (izračunavanje reakcijske entalpije iz reakcijskih entalpija drugih reakcija): jednadžbe reakcija mogu se tretirati kao matematičke jednadžbe – množiti i dijeliti brojevima tako da se pomnoži ili podijeli svaki stehiometrijski koeficijent u jednadžbi, ako se množi ili dijeli negativnim brojem reaktanti i produkti se međusobno zamijene; namjestiti tako da se pri zbrajanju zadanih jednadžbi pokrate sve tvari osim onih koje su u jednadžbi za koju treba izračunati entalpiju (iste tvari koje se pri zbrajanju jednadžbi nalaze sa suprotnih strana strelice se krate odnosno oduzimaju); pomnožiti sve reakcijske entalpije istim brojevima 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

drzavna-matura.com

66

(A i B su cijeli brojevi ili razlomci, pozitivni ili negativni) 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) XI.

pH vrijednost je logaritam ravnotežne koncentracije vodikovih iona pomnožen s –1

paziti da se uvrštava koncentracija H+ u mol/dm3 a ne s nekom drugom mjernom jedinicom 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) – isto tako i pOH i pK (p znači logaritam pomnožen s –1)

Kw je ionski produkt vode = konstanta ravnoteže za reakciju H+ + OH–  H2O pomnožena s [H2O] XII.

konstanta ravnoteže (po koncentraciji tvari u ravnotežnom stanju)

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! XIII.

razlika potencijala (galvanskog članka)

drzavna-matura.com

67

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) ako se traži moguća reakcija, E mora biti pozitivno tj. što veće za što bolju reakciju! XIV.

masa atoma (ili molekule) = relativna atomska (ili molekulska) masa × unificirana atomska jedinica mase

Primjer pametnog baratanja formulama 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)

(uokvireno je samo da se lakše vidi 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, i ponavlja taj postupak,

68

drzavna-matura.com

uz matematičko sređivanje izraza (kraćenje, rješavanje dvojnih razlomaka), dok se ne dođe do konačnog izraza u kojem je sve što treba uvrstiti poznato:

(obično ima više mogućnosti za redoslijed zamjena i sve su ispravne dokle god daju smislen konačni izraz) (paziti što se odnosi na otapalo a što na otopinu, što na sastojak a što na smjesu i sl.) – 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 

Primjeri za Hessov zakon 1. Iz reakcijskih entalpija za reakcije: C(s) + O2(g)

CO2(g)

CO(g) + 1/2O2(g)

ΔrH1 = –393 kJ mol–1

CO2(g)

ΔrH2 = –283 kJ mol–1

izračunamo reakcijsku entalpiju za reakciju: C(s) + 1/2O2(g)

CO(g)

69

drzavna-matura.com C(s) + O2(g)

+ CO(g) + 1/2O2(g) C(s) + 1/2O2(g)

C(s) + O2(g) + CO2(g)

–393 kJ mol–1

CO2(g) CO2(g)

–283 kJ mol–1

\ × (–1)

CO(g)

?

–393 kJ mol–1

CO2(g)

283 kJ mol–1

CO(g) + 1/2O2(g)

C(s) + 1/2O2(g)

\ × (–1)

–110 kJ mol–1

CO(g)

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: 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) 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 krutom, 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) (zamjena

–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

reaktanti↔produkti) +

70

drzavna-matura.com

Primjer određivanja empirijske formule 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% – 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.), super, 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

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:

drzavna-matura.com

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 Primjer pametnog baratanja formulama)

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 sa 0.0050 mol H2SO4 bi reagiralo 2 × 0.0050 mol = 0.010 mol NaOH  više nego što ima, znači sav NaOH reagira s 0.0051 mol NaOH bi reagiralo 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)

71

drzavna-matura.com

72

– 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

*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" (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 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 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)

drzavna-matura.com

73

(za pitanje kako je izjednačena ta jednadžba, pogledajte poglavlje 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 itd.

Zadaci 1. 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 2. Koliko ima atoma vodika u 3.4 g C12H22O11? A. 6.0×1023 B. 1.3×1023 C. 3.8×1022 D. 6.0×1021 3. 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 4. 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

drzavna-matura.com

74

D. Mg3P2O8 5. 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% 6. 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? A. –601.8 kJ∙mol–1 B. –300.9 kJ∙mol–1 C. +300.9 kJ∙mol–1 D. +601.8 kJ∙mol–1 7. Koliki je pH otopine KOH koncentracije 0.025 mol/dm3? A. 1.60 B. 3.69 C. 10.31 D. 12.40 8. Razlika potencijala članka na slici pri standardnim uvjetima je:

A. 0.28 V B. 0.76 V C. 1.32 V D. 2.36 V

drzavna-matura.com

75

9. Oksid mangana sadrži 2.29 g mangana po gramu kisika. Koja je empirijska formula tog oksida? A. MnO B. MnO2 C. Mn2O3 D. MnO3 10. Koji je razlomak jednak masenom udjelu dušika u amonijevom dihidrogenfosfatu? A. 14 / 115 B. 28 / 115 C. 28 / 132 D. 14 / 210 11. Etanol gori u suvišku kisika, pri čemu nastaje ugljikov dioksid i voda prema sljedećoj izjednačenoj jednadžbi: C2H5OH(g) + 3O2(g)  2CO2(g) + 3H2O(g) Koja od ponuđenih vrijednosti je najbliža volumenu CO2(g) koji nastaje izgaranjem 0.25 mol C2H5OH(g) pri 200K i 105Pa? A. 5 L B. 8 L C. 10 L D. 15 L 12. 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 13. Oksalna kiselina, H2C2O4, reagira s permanganatnim ionom prema sljedećoj izjednačenoj jednadžbi: 5H2C2O4(aq) + 2MnO4–(aq) + 6H+(aq)  2Mn2+(aq) + 10CO2(g) + 8H2O(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

76

drzavna-matura.com

C. 33.8 mL D. 84.4 mL 14. Prema reakciji 2N2H4(l) + N2O4(l)  3N2(g) + 4H2O(g)

ΔH = –1078 kJ

koliko se energije oslobodi tijekom nastanka 140 g N2(g)? A. 1078 kJ B. 1797 kJ C. 3234 kJ D. 5390 kJ 15. 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 16. 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 17. Maseni udio dušika u (N2H5)2SO4 je: A. 10.8 %

drzavna-matura.com

77

B. 17.3 % C. 34.5 % D. 51.2 % 18. Koliko ima molekula ozona u 3.20 g O3? A. 4.0 × 1022 B. 6.0 × 1022 C. 1.2 × 1023 D. 6.0 × 1023 19. 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 20. 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 21. Srebro reagira s nitratnom kiselinom prema jednadžbi: 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 22. Pripremljene su vodene otopine navedenih tvari koncentracije 0.15 mol/dm3. Koja od njih ima najviše vrelište?

drzavna-matura.com

78

A. CaCl2 B. NaBr C. CuSO4 D. CH3OH 23. Za reakciju 2CCl4(g) + O2(g)  2COCl2(g) + 2Cl2(g) ispravan izraz za konstantu ravnoteže Kc je: A. B. C. D. 24. 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 25. 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 26. Vodene otopine AgNO3, Cu(NO3)2 i Au(NO3)3 koncentracija 0.1 mol/dm3 elektrolizirane su u aparaturi na slici, tako da ista struja protječe kroz svaku otopinu.

drzavna-matura.com

79

Ako se izluči 0.1 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 27. 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 28. 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 29. 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 30. 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

drzavna-matura.com

80

B. 0.1447 mol/dm3 C. 0.1524 mol/dm3 D. 0.3047 mol/dm3 31. 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 32. Prirodni talij sastoji se od dva stabilna izotopa, Tl–203 and Tl–205 (atomske mase: 203.0 odnosno 205.0) i ima prosječnu atomsku masu 204.4. Koliki je udio Tl–205? A. 14.0 % B. 30.0 % C. 50.0 % D. 70.0 % 33. 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 34. 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

drzavna-matura.com

81

35.

1) Prema standardnim redukcijskim potencijalima u tablici, standardni potencijal članka (E˚) za reakciju Zn(s) + 2Tl+(aq)  Zn2+(aq) + 2Tl(s) je: A. 0.427 V B. 0.091 V C. –0.091 V D. –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. C. i I. i II. D. ni I. ni II. 36. 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 37. 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

drzavna-matura.com

82

D. 139 38. Formulska jedinka berila sadrži 3 atoma berilija. Maseni udio berila u beriliju je 5.03%. Molarna masa berila je: A. 950 g/mol B. 537 g/mol C. 270 g/mol D. 179 g/mol 39. 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 40. 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 41. Elektroliza vode: 2H2O(l)  2H2(g) + O2(g) Koliko molova H2(g) može nastati prolaskom 4.8×1021 elektrona? A. 2.00×10–3 B. 4.0×10–3 C. 8.0×10–3 D. 1.6×10–2 42. 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 C. 46.1 kJ D. 92.2 kJ

drzavna-matura.com

43. 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

Rješenja 1. C 2. B 3. A 4. C 5. A 6. A 7. D 8. A 9. C 10. A 11. B 12. C 13. B 14. B 15. B 16. A 17. C 18. A 19. A

83

drzavna-matura.com

20. D 21. C 22. A 23. D 24. C 25. C 26. D 27. D 28. A 29. B 30. D 31. C 32. D 33. C 34. A 35. 1) A, 2) A 36. D 37. D 38. B 39. A 40. A 41. B 42. D 43. A

84

drzavna-matura.com

85

11 VRSTE KEMIJSKIH FORMULA I IZOMERI – empirijska formula – pokazuje najmanji 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 može napisati u jednom redu – 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 – 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 – 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

86

drzavna-matura.com

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 – 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)

(geometrijski izomeri)

CH2

C3H6

H2C=CHCH3

(strukturni izomeri)

(planarne molekule)

87

drzavna-matura.com

IZOMERI STEREOIZOMERI

STRUKTURNI 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 strukturnu formulu, a različit prostorni raspored atoma (prostornu formulu) – geometrijski izomeri – cis/trans ili Z/E – različite skupine (ili skupine različitog prioriteta) se nalaze na istoj ili na različitim stranama dvostruke veze

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 konfiguracija: R ili S pomoću CIP–pravila (vidi dalje)

drzavna-matura.com

88

– 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)

(kao što vidite 4. prioritet ne mora biti H, premda najčešće jest)

(D i L je drukčiji tip oznaka koji se koristi u biokemiji, prvenstveno za šećere i aminokiseline  D šećer ima OH skupinu najdalju od aldehidne ili ketonske skupine desno, a L lijevo) – 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

– 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

drzavna-matura.com

89

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, a ako u suprotnom smjeru onda S–konfiguracija

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) 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")

drzavna-matura.com

90

(sad se vrati na enantiomeri da vidiš zašto je to potrebno – 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 te po reakcijama s drugim takvim molekulama, što je osobito važno za biokemijske reakcije – enzimi, 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) 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, C3H6Cl2? 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

drzavna-matura.com

2) CH3CH2OCH2CH3 3) CH3CH2CH2OH 4) CH2=CHOCH3 A. 1 i 3 B. 1 i 2 C. 2 i 3 D. 1 i 4 5. Izomer 1–butanola je: A. 1–propanol B. butanon C. 1–klorobutan D. dietil eter 6. Koliko je mogućih izomera dibromobenzena (C6H4Br2)? A. 1 B. 2 C. 3 D. 4 7. 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

Rješenja 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7.

C A C A D C D

91

92

drzavna-matura.com

12 ORGANSKA KEMIJA I BIOKEMIJA i.

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 antracen

halogen– ugljikovodici odnosno organski halogenidi (npr. halogenalkani)

fluor–, klor–, brom–, jod–

alkoholi

–ol

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 tetrafluormetan etanol propan–2–ol

CBr3CH3

etan–1,2–diol = glikol

HOCH2CH2OH

CF4 CH3CH2OH

93

drzavna-matura.com

propan–1,2,3– triol = glicerol

fenoli

eteri

–fenol

alkil– alkil–eter ili alkoksi– alkan

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

aldehidi

–al

etanal

ketoni

–on

propanon

karboksilne kiseline

–anska kiselina

etanska kiselina

soli karb. kiselina

–oat

sadrže karboksilatni anion

natrijev etanoat

94

drzavna-matura.com

esteri

amidi

amini

alikl– alkanoat (1. dio iz alkohola, 2. iz kiseline) –amid

–amin

metil–etanoat

etanamid

odnosno

N,N–etil– metilpropanamid

R–NH2 odnosno

metilamin trietilamin

CH3NH2

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 *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, ali prstenovi ciklalkina morali bi biti ogromni jer trostruka veza teži linearnom rasporedu

drzavna-matura.com

***

ii.

95

ovo nije fenol! nego benzilni alkohol koji ima potpuno alkoholna svojstva

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 (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

96

drzavna-matura.com

halogenoalkani + Cl2  CH2ClCH2CH2Cl

npr.

+ 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 HCΞCH + 2H2

CH3CH3

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

+ H2

CH3CH2CH3

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 npr. CH3CH=CH2 + H2O količini, CH3CH2CH2OH)

CH3CH(OH)CH3 (a ne, odnosno samo u zanemarivoj

drzavna-matura.com

97

– 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)

98

drzavna-matura.com

*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

CH3CH2OCH2CH3 + H2O ili CH3CH2OH

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 vezu u aldehidima i ketonima analogno kao u alkenima ili (osobito karboksilne kiseline) s NaBH4 ili LiAlH4 (ili eventualno drugim hidridima

99

drzavna-matura.com

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 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

drzavna-matura.com

100

– dobivanje amida – reakcija s amonijakom ili (primarnim ili sekundarnim) aminom 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.

– saponifikacija – 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.

drzavna-matura.com

101

– reakcije amina – temelje se na tome što su bazični, analogne reakcijama amonijaka – s organskim kiselinama dobivanje amida (vidi gore) – s anorganskim kiselinama tvore soli

npr.

iii.

Osnove osnova biokemije

– masti i ulja = trigliceridi = esteri glicerola i tri iste ili različite više masne kiseline (više nezasićenih  ulje – tekuće, više zasićenih  mast – kruta) – vidi ranije saponifikacija

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)

drzavna-matura.com

102

– disaharidi – saharoza = glukoza + fruktoza

–polisaharidi (škrob, celuloza = polimeri glukoze) –škrob

– celuloza

– aminokiseline i proteini – aminokiseline – organske molekule koje sadrže i karboksilnu i amino skupinu (vezane na isti C atom)

– proteini – polimeri aminokiselina međusobno povezanih peptidnom vezom = amidnom vezom između karboksilne skupine jedne i amino skupine druge aminokiseline (peptidna veza u proteinima razlikuje se od „obične“ amidne po tome

drzavna-matura.com

103

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)

(na slici su peptidne veze označene žuto)

104

drzavna-matura.com

DODATAK 1: RAZNE BOJE I PROMJENE BOJA – boje plamena (plamen boje kationi metala iz soli, a ne sami metali!) Li+ crveno Na+ žuto K+ ljubičasto Ca2+ narančastocrveno Rb+ crveno Sr2+ tamnocrveno Cs+ plavo Ba2+ zeleno Cu2+ zeleno – 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 anioni u vodenim otopinama MnO4– ljubičasto/ružičasto Cr2O72– narančasto CrO42– žuto – obojeni kationi prijelaznih metala u vodenim otopinama 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 Ni2+ zeleno Cu2+ plavo

105

drzavna-matura.com

– obojeni talozi (netopljivi spojevi) (osim onih koji poprimaju boju prema kationu ili anionu koji sadrže) AgCl bijelo, AgBr svijetložuto, AgI žuto PbCl2 bijelo, PbBr2 bijelo, PbI2 jako žuto HgI2 jako narančastocrveno – obojeni plinovi (ostali bitni plinovi su bezbojni) Cl2 žutozelen NO2 crvenosmeđi *Br2 smeđi *I2 ljubičast *=nisu plinovi pri standardnim uvjetima, ali postaju plinovi pri relativno malo povišenoj temperaturi – promjene boja kao dokaz prisutnosti određenih organskih spojeva – nezasićeni spojevi (alkeni, alkini)

bromnu vodu (smeđa) i otopinu kalijevog

permanganata (ljubičasta) – Fehlingov ili Trommerov reagens: lužnata otopina Cu2+ iona (plavo) + aldehid ili reducirajući šećer (npr. glukoza, fruktoza)  talog Cu2O (crvenosmeđi) – Tollensov reagens: lužnata otopina AgNO3 i amonijaka + aldehid ili reducirajući šećer (npr. glukoza, fruktoza)  srebrno zrcalo – biuret reakcija: lužnata otopina Cu2+ iona (plavo) + bjelančevine (polipeptidi)  ljubičasto – ksantoproteinska reakcija: bjelančevine (koje sadrže aromatske aminokiseline) + koncentrirana HNO3  žuto – pH indikatori – 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 – lakmus: plavi pocrveni u kiselom, crveni poplavi u lužnatom

drzavna-matura.com

106

107

drzavna-matura.com

DODATAK 2: KEMIJSKE FORMULE I NAZIVI Kiseline i anioni/soli (osjenčane su jake kiseline) a) kiseline koje ne sadrže kisik kiselina

službeni

hrvatski naziv

anion

naziv HF HCl

fluoridna

fluorovodična

kloridna

klorovodična

–

F

Cl

naziv

fluorid

kloridni

klorid

–

bromidni

bromid

jodidni

jodid

sulfidni

sulfid

bromovodična

Br

HI

jodidna

jodovodična

I

sumporovodična

službeni

soli

fluoridni

bromidna

sulfidna

naziv

iona

–

HBr

H2S

naziv

– 2–

S

halogenidna

hrvatski naziv

naziv iona

naziv soli

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)

b) kiseline koje sadrže kisik (oksokiseline) od najmanjeg do najvećeg oksidacijskog broja središnjeg elementa kiselina

HClO HClO2

službeni

hrvatski

naziv

naziv

hipokloritna

hipoklorasta

kloritna

klorasta

anion

–

ClO

hipokloritni

hipoklorit

kloritni

klorit

2–

sulfitni

sulfit

–

nitritni

nitrit

–

kloratni

klorat

–

nitratni

nitrat

2–

sulfatni

sulfat

ClO2

sulfitna

sumporasta

SO3

HNO2

nitritna

dušikasta

NO2

HNO3

kloratna

klorna

dušična

nitratna

naziv soli

–

H2SO3

HClO3

naziv iona

ClO3 NO3

H2SO4

sulfatna

sumporna

SO4

H2CO3*

karbonatna

ugljična

CO3

2–

karbonatni

karbonat

PO4

3–

fosfatni

fosfat

perkloratni

perklorat

H3PO4 HClO4

fosfatna

fosforna

perkloratna

perklorna

ClO4

–

službeni

hrvatski

naziv

naziv soli

naziv

naziv

iona

hipo...itna

hipo...asta

hipo...itni

hipo...it

–itna

–asta

–itni

–it

–atna

–na

–atni

–at

per...atna

per...na

per...atni

per...at

*=zapravo ne postoji ugljična kiselina, postoje samo njene soli

anion s jednim H  hidrogen... (HPO42– hidrogenfosfat, HSO4– hidrogensulfat, HCO3– hidrogenkarbonat, HSO3– hidrogensulfit) anion s dva H  dihidrogen... (H2PO4– dihidrogenfosfat)

Baze i kationi (osjenčani su dobro topivi hidroksidi koji daju jake lužine) baza (hidroksid)

kation

naziv kationa, hidroksida, soli ili iona

+

LiOH

Li

litijev

NaOH

Na

KOH

K

+

+

natrijev kalijev

2+

Be(OH)2

Be

Mg(OH)2

Mg

Ca(OH)2

+

alkalijskih metala = M

2+

2+

Ca

berilijev magnezijev kalcijev

2+

zemnoalkalijskih metala = M

108

drzavna-matura.com 2+

Sr(OH)2

Sr

Ba(OH)2

Ba

Al(OH)3

stroncijev

2+

aluminijev

aluminij je u 3. skupini u periodnom sustavu

Fe

2+

željezov(II)

prijelaznih metala  uglavnom 2+, nije velika

Fe

3+

željezov(III)

zabluda pamtiti da su 2+ svi osim Cr i Ag

3+

kromov(III)

(jedina (uobičajena) mogućnost za te metale)

manganov(II)

te Fe i Cu (uz Fe i Cu ), * = za Zn i Ag nije

2+

kobaltov(II)

nužno pisati cinkov(II) i srebrov(I) jer su samo

2+

niklov(II)

te valencije moguće ali nije ni greška

Cu

2+

bakrov(II)

Cu

+

bakrov(I)

2+

cinkov*

+

srebrov*

2+

živin(II)

Al

Cr

Mn

2+

Co Ni

Zn

Ag

Hg

2+ Hg2

NH4OH*

barijev

3+

NH4

+

3+

3+

+

2+

2+

2+

+

+

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

1

metan

2

etan

3

propan

4

butan

5

pentan

6

heksan

7

heptan

8

oktan

9

nonan

10

dekan

drzavna-matura.com

109

DODATAK 3: KEMIJSKE FORMULE I SVOJSTVA TVARI IZ SVAKODNEVNE UPOTREBE soda bikarbona = natrijev hidrogenkarbonat NaHCO3  slabo lužnata sol soda = natrijev karbonat Na2CO3 (*kristalna soda = natrijev karbonat dekahidrat Na2CO3×10H2O)  jako lužnata sol kaustična soda = natrijev hidroksid NaOH  jaka lužina kuhinjska sol = natrijev klorid NaCl solna kiselina = klorovodična kiselina HCl  jaka kiselina živo vapno = kalcijev oksid CaO  bazični oksid gašeno vapno = kalcijev hidroksid Ca(OH)2  jaka baza/lužina (slabo do umjereno topljiv) 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 FeSO4×7H2O  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 kloroform = triklormetan CHCl3 "alkohol" (i onaj u pićima i onaj za čišćenje/dezinfekciju) = etanol CH3CH2OH glicerol = propan–1,2,3–triol CH2OH–CHOH–CH2OH "eter" = dietileter CH3CH2OCH2CH3 formalin = vodena otopina formaldehida, formaldehid = metanal HCHO aceton = propanon CH3OCH3 octena kiselina = etanska kiselina CH3COOH  slaba kiselina

drzavna-matura.com

110

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)

drzavna-matura.com

111

DODATAK 4: TOPLJIVOST i.

pravo otapanje

– najopćenitije, "slično se otapa u sličnom": nepolarne tvari su topljivije u nepolarnim otapalima (prvenstveno organska otapala kao što je CCl4, C6H14), a polarne i ionske u polarnim otapalima od kojih je najvažnija voda – 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 i O2) 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), pravila za određivanje topljivosti prvenstveno soli u vodi slijede

Osnovne smjernice topljivosti kiselina, baza i soli u vodi – kiseline – topljive – baze (hidroksidi) – topljiv NH4OH, 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, a detaljne smjernice slijede: – topljive sve koje sadrže katione alkalijskih metala ili NH4+ – topljive sve koje sadrže anione NO3–, CH3OO–, ClO3–, ClO4– – topljivi svi kloridi (analnogno i većina bromida i jodida) osim: AgCl (analogno i AgBr, AgI), Hg2Cl2, PbCl2 – topljivi svi fluoridi osim zemnoalkalijskih metala i PbF2

drzavna-matura.com

112

– topljivi svi sulfati osim: BaSO4, PbSO4, HgSO4 (CaSO4, SrSO4, Ag2SO4 umjereno topljivi) – netopljivi svi sulfidi osim alkalijskih i zemnoalkalijskih metala i NH4+ – netopljivi svi karbonati i fosfati osim alkalijskih metala i NH4+ – 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 ravnotežu – topljivost soli manja je u otopinama u kojima je već prisutan neki ion te soli (vidi ravnotežu), a i općenito je topljivost manja u otopini u kojoj je već nešto otopljeno – topljivost plinova smanjuje se porastom temperature, povećava se porastom tlaka

ii.

"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): CaH2(s) + 2H2O(l)  Ca2+(aq) + 2OH–(aq) + 2H2(g) CaO(s) + H2O(l)  Ca2+(aq) + 2OH–(aq) – "otapanje" metala u neoksidirajućim kiselinama – svi koji imaju negativan standardni redukcijski potencijal tj. nalaze se "iznad" vodika ("standardne vodikove elektrode") u Voltinom nizu = 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

drzavna-matura.com

113

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)

drzavna-matura.com

114

DODATAK 5: SVOJSTVA, PODJELA I ODVAJANJE TVARI fizikalna svojstva – agregacijsko (agregatno) stanje – čvrsto (s), tekuće (l), plinovito (g) – promjene agregatnih stanja

(preuzeto s weba e–škole fizike, umjesto smrzavanje možda je bolje reći očvršćivanje, a umjesto depozicija može se reći i resublimacija) – tvrdoća – magnetičnost – prirodno su magnetični neki metali: Fe, Co, Ni – vrelište – talište – gustoća – optička aktivnost (zakretanje ravnine polarizirane svjetlosti – vidi enantiomeri u poglavlju Vrste kemijskih formula i izomeri, to je jedino fizikalno svojstvo po kojem se enantiomeri razlikuju) – električna vodljivost – električnu struju dobro vode svi metali, grafit, vodene otopine i taline svih ionskih tvari (soli); poluvodiči (npr. polumetali) bolje vode električnu struju pri višoj temperaturi – toplinska vodljivost

kemijska svojstva – reaktivnost s drugim tvarima, npr. zapaljivost, reakcija s vodom

115

drzavna-matura.com

podjela tvari

TVARI

SMJESE

ČISTE TVARI

HETEROGENE

HOMOGENE

KEMIJSKI

ELEMENTARNE

juha

vodovodna voda

SPOJEVI

TVARI

destilirana voda

grafit

– 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 – 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 razlikovati – za kemijski spoj može se napisati kemijska formula – elementarna tvar sastoji se od atoma samo jednog elementa

fizikalni postupci odvajanja tvari iz smjese – iz heterogene smjese: taloženje (sedimentacija) – pričeka se da se krute čestice slegnu na dno tekućine (uvjet: da imaju znatno veću gustoću od tekućine; može i ako imaju znatno manju pa se skupe na površini no to je onda drugi postupak) 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:

drzavna-matura.com

116

prekristalizacija – ako se topljivost otopljene tvari u tom otapalu znatno mijenja promjenom temperature, smjesa se 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 ili čega god može se izdvojiti destilirana voda, a otopljene soli preostaju u krutom 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 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 – ako je otopljena tvar znatno topljivija u nekom drugom otapalu (npr. jod u nepolarnom organskom otapalu kao što je heksan 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 krutoj fazi (ovisi o razlici u jakosti vezanja čestica na otapalo i na krutu 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“) – npr. napravite točku nevodootpornim flomasterom neke od neosnovnih boja na papirnatoj maramici oko 1 cm od ruba i uronite taj rub u vodu

i.

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

117

drzavna-matura.com

– 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; ako je samo jedna od tvari tekućina, uobičajeno je reći da je ona otapalo bez obzira koliko je ima)

vrsta disperznog sustava

promjer čestica disperzne

vrsta smjese

faze otopina

< 1 nm

homogena

koloidni sustav

1 nm – 200 nm

na granici, u pravilu se smatraju homogenim

grubo disperzni sustav

> 200 nm

heterogena

(suspenzija)

– otopine – 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 jednako otopljene tvari kolika joj je maksimalna topljivost pri tim uvjetima (prvenstveno temperaturi), otopina je u stanju dinamičke 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) – koloidni sustavi – Tyndallov fenomen – pojava raspršenja svjetlosti na česticama koloidnih dimenzija (npr. sunčeva svjetlost na prašini u zraku) – tipovi koloidnih sustava:

118

drzavna-matura.com

disperzna faza

ime sustava

primjeri

tekućina

u disperznom sredstvu u plinu

aerosol

čvrsta tvar plin

u plinu u tekućini

aerosol 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) sapunica (zrak u vodi u kojoj je otopljen sapun), šlag majoneza (ulje u vodi), mlijeko želatina plovučac maslac (ulje u masti) obojeno staklo

koligativna svojstva – 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 otapala!): promjena tlaka pare*, sniženje ledišta, povišenje vrelišta, osmotski tlak – za računanje s njima vidi poglavlje Računanje u kemiji *Raoultov zakon: tlak pare otapala iznad otopine jednak je umnošku množinskog udjela otapala i tlaka pare čistog otapala (za „idealne otopine“, tj. prvenstveno u pravilu sve otopine u kojima je samo otapalo tekućina, a otopljene tvari krutine koje kemijski ne reagiraju s otapalom)

119

drzavna-matura.com

DODATNI ZADACI PONUĐENIH ODGOVORA 1. 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

2. Koja od navedenih soli je pri sobnoj temperaturi najmanje topljiva u vodi? A. NH4NO3;

B. CaCO3;

C. ZnSO4;

D. CH3COONa

3. Koji od navedenih metala ne reagira s bromovodičnom kiselinom? A. Zn; B. Mg; C. Al;

D. Ag

4. Koji od navedenih atoma ima najveću elektronegativnost? A. N;

B. B;

C. C;

D. P

5. Koliki je prosječni oksidacijski broj sumpora u S2O42–? A. 2;

B. 3;

C. 4;

D. 5

6. 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; C. reakcija se usporava i u ravnoteži je prisutno više produkta ; D. reakcija se usporava i u ravnoteži je prisutno više reaktanata 7. 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

8. 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)

9. 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

10. Energija ionizacije litija je 520 kJ/mol. Koliko je energije potrebno za izbijanje jednog elektrona iz elektronskog omotača jednog atoma litija? (NA = 6.022 × 1023 mol–1) A. 520 J / NA;

B. 520 J × NA;

C. 520 000 J / NA;

D. 520 000 J × NA

11. Najjača od navedenih kiselina je: A. HBrO;

B. HBrO2;

C. HBrO3;

D. HBrO4

12. Reakcijom komadića bakra s razrijeđenom dušičnom kiselinom oslobađa se bezbojni plin: A. H2; B. O2; C. NO; D. NO2

120

drzavna-matura.com 13. Sol koja sadrži katione alkalijskog metala četvrte periode i njima izoelektronske anione je: A. KCl;

B. NaF;

C. NaCl;

D. CaCl2

14. Struktura dihidrogencitratnog aniona je:

Struktura njegove Brønsted–Lowryjeve konjugirane baze je:

A.

; B.

C.

; D.

;

15. Koja od navedenih čestica nije bazična? A. CH3NH2;

B. (CH3)2NH;

C. (CH3)3N;

D. (CH3)4N+

RJEŠENJA: 1. C; 2. B; 3. D; 4. A; 5. B; 6. B; 7. A; 8. D; 9. B; 10. C; 11. D; 12. C; 13. A; 14. B; 15. D

121

drzavna-matura.com

Zahvale  Snježani Liber, prof. savjetnik, I. gimnazija Zagreb, na pregledu 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)  dr. sc. Višnji Vrdoljak, izv. prof., Kemijski odsjek Prirodoslovno–matematičkog fakulteta u Zagrebu, na ustupljenim materijalima (slike u poglavlju Elektronska konfiguracija i periodičnost svojstava elemenata te u poglavlju 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.

autorica