KEMIJA SKRIPTA ZA DRŽAVNU MATURU
izradila:
Kristina Kučana , PMF-Kemijski odsjek, Preddiplomski studij kemije, 1. godina 2010/11.
Autor:
Kristina Kučana, PMF-Kemijski odsjek, Preddiplomski studij kemije, 1. godina 2010/11.
[email protected]
Objavljeno na: www.drzavna-matura.com
prema: Ispitni katalog
za ržavnu maturu u šk. go. 2010./2011., Kemija, NCVVO
Kontakt :
[email protected] [email protected] om
Skripta se može koristiti samo za iniviualne potrebe korisnika uz poš tivanje svih autorskih i vlasničkih prava. Zabranjeno je mijenjati, istribuirati, proavati, licencirati ili koristiti saržaj 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 k akvu štetu koja na bilo koji
način može nastati korištenjem. Zagreb, 2010.
Autor:
Kristina Kučana, PMF-Kemijski odsjek, Preddiplomski studij kemije, 1. godina 2010/11.
[email protected]
Objavljeno na: www.drzavna-matura.com
prema: Ispitni katalog
za ržavnu maturu u šk. go. 2010./2011., Kemija, NCVVO
Kontakt :
[email protected] [email protected] om
Skripta se može koristiti samo za iniviualne potrebe korisnika uz poš tivanje svih autorskih i vlasničkih prava. Zabranjeno je mijenjati, istribuirati, proavati, licencirati ili koristiti saržaj 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 k akvu štetu koja na bilo koji
način može nastati korištenjem. Zagreb, 2010.
Saržaj Uvod ............................................................. ................................................................................................................................... ................................................................................... ............. 1 Napomena uz "predizdanje" ........................................................................................................... ........................................................................................................... 1
ELEKTRONSKA ELEKTRONSKA KONFIGURACIJA KONFIGURACIJA I PERIODIČNOST SVOJSTAVA ELEMENATA ...................... 2
1 i.
elektronska konfiguracija ......................................................... ................................................................................ ...................................... ............... 2
ii.
atomski polumjer, energija ionizacije, elektronski afinitet, elektronegativnost elektronegativnost ........... 4
iii.
ostala fizikalna i kemijska svojstva ............................................... ...................................................................... .................................. ........... 5
Zadaci ........................................................... .............................................................................................................................. ................................................................................... ................ 6
Rješenja .................................................................... ......................................................................................................................................... ....................................................................... .. 7 iv.
izoelektronske čestice ............................................ .................................................................. ............................................ .................................. ............ 7
Zadaci ........................................................... .............................................................................................................................. ................................................................................... ................ 7
Rješenja .................................................................... ......................................................................................................................................... ....................................................................... .. 8 Zadaci*............................................................................................................................. Zadaci*.......................................................... ................................................................................... ................ 8 ....................................................................................................................................... ....................................................................... .. 8 Rješenja* ..................................................................
2
VRSTE KEMIJSKIH REAKCIJA ....................................................... .............................................................................. ......................................... .................. 9 Zadaci ........................................................... .............................................................................................................................. ................................................................................. .............. 11
Rješenja .................................................................... ......................................................................................................................................... ..................................................................... 1 3 3
REDOKSI ............................................ .................................................................. ............................................ ............................................. .................................... ............. 14 Zadaci ........................................................... .............................................................................................................................. ................................................................................. .............. 18
Rješenja .................................................................... ......................................................................................................................................... ..................................................................... 1 8 4
KISELINE, BAZE I SOLI ......................................................... ............................................................................... ............................................. ......................... .. 20 Zadaci ........................................................... .............................................................................................................................. ................................................................................. .............. 22
Rješenja .................................................................... ......................................................................................................................................... ..................................................................... 2 3 5
VRSTE I JAKOST KEMIJSKIH VEZA .................................... .......................................................... ............................................. ............................ ..... 25 Zadaci ........................................................... .............................................................................................................................. ................................................................................. .............. 27
Rješenja .................................................................... ......................................................................................................................................... ..................................................................... 2 9 6
VSEPR teorija............................................ ................................................................... ............................................. ............................................. ............................ ..... 30 Kako nacrtati prostornu pr ostornu strukturu? ........................................................... ............................................................................................... .................................... 33 Zadaci ........................................................... .............................................................................................................................. ................................................................................. .............. 34
Rješenja .................................................................... ......................................................................................................................................... ..................................................................... 3 5 7
KRISTALNE STRUKTURE........................................... ................................................................. ............................................ .................................... .............. 37 Zadaci ........................................................... .............................................................................................................................. ................................................................................. .............. 40
Rješenja .................................................................... ......................................................................................................................................... ..................................................................... 4 1 8
ELEKTROKEMIJA ........................................... ................................................................. ............................................ ............................................. ......................... .. 42 Zadaci ........................................................... .............................................................................................................................. ................................................................................. .............. 44
Rješenja .................................................................... ......................................................................................................................................... ..................................................................... 4 6
RAČUNANJE U KEMIJI: MJERNE JEDINICE, VELIČINE I FORMULE ..................................... ..................................... 48 48
9 i.
pretvaranje mjernih jedinica ......................................... ............................................................... ............................................. ......................... .. 48
ii.
veličine koje je potrebno pozn avati ......................................... ............................................................... .................................... .............. 49
iii.
bitne formule........................................... ................................................................. ............................................ ............................................. ......................... .. 51
Primjer pametnog baratanja formulama ...................................................................................... 55 Primjer za Hessov zakon ....................................................................................... ................................................................................................................ ......................... 56
Primjer oređivanja empirijske formule .............................................................. ....................................................................................... ......................... 57 57 Razrjeđivanje otopina......................................................... .................................................................................................................... ........................................................... 57 57 .............................................................................................................. ............................................... 5 8 Miješanje kiseline i lužine ............................................................... Zadaci ........................................................... .............................................................................................................................. ................................................................................. .............. 59
Rješenja .................................................................... ......................................................................................................................................... ..................................................................... 6 9 DODATAK 1: RAZNE BOJE I PROMJENE BOJA ........................................... .................................................................. ................................ ......... 72 DODATAK 2: KEMIJSKE FORMULE I NAZIVI ................................... ......................................................... ........................................... ..................... 75 DODATAK 3: KEMIJSKE K EMIJSKE FORMULE I SVOJSTVA TVARI IZ SVAKODNEVNE UPOTREBE .............. .............. 77 Zahvale ..................................................................... .......................................................................................................................................... ..................................................................... 79
1
drzavna-matura.com
Uvod
Namjena ove skripte je obuhvatiti najbitnije točke graiva na koje treba obratiti pozornost pri pripremi za ržavnu maturu iz kemije, nuedi tehnike za lakše pamdenje i razumijevanje te upozoravajudi na česte greške. Ova skripta NIJE namijenjena a posluži kao jedini izvor za učenje za maturu, osobito ne maturantima koji nisu imali prikladnu nastavu kemije u srenjoj školi, nego kao naopuna srenjoškolskim užbenicima i rugim srestvima. Sve stavke koje obuhvada saržane su u Ispitnom katalogu, ali NE obuhvada sve stavke iz Ispitnog kataloga jer ih je zbog njegove opsežnosti i još uvijek prisutnih nejasnoda nemogude u ovim okvirima obuhvatiti. U vedini skripte (osim dodatka Razne boje i promjene boja u kojem ilustrira saržaj) boja teksta upuduje na težin u gradiva: zelenom je označeno osnovno gradivo koje bi svi trebali bar donekle poznavati za pozitivnu ocjenu, narančastom ono nešto naprenije (za više ocjene), a tamnocrvenom najnaprenije graivo (za one koji žele znati više – nije vjerojatno, premda nij e ni posve isključeno, a de se t akvo gradivo pojaviti na maturi).
Napomena uz "predizdanje"
Ova jelomično ovršena skripta ne saržava neke planirane dijelove, prvenstveno gradivo 4. razreda. Namjera mi je obraditi ga do proljetnih praznika 2011. i objaviti u novom izdanju skripte.
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, per ioa i skupina, pomodne oznake za očitavanje elektronske konfuguracije, pojelu na metale i nemetale, oksiacijske brojeve...
i.
elektronska konfiguracija
– treba znati samo za elemente prve 4 periode: 1s 2s
2p
3s
3p
4s 3d
4p
3
drzavna-matura.com
npr. H = 1s He = 1s
1
2
2
1
2
2
Li = 1s 2s = [He] 2s
1
1
2
1
B = 1s 2s 2p = [He] 2s 2p 2
2
6
2
6
Ne = 1s 2s 2p = [He] 2s 2p 2
2
6
2
6
2
1
2
1
2
2
6
2
6
2
10
= [Ar] 4s 3d
2
2
6
2
6
2
10
4p = [Ar] 4s 3d 4p
Sc = 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d = [Ar] 4s 3d Zn = 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d Kr = 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d
2
6
10
2
10
6
– iznimke: 1
5
Cr = [Ar] 4s 3d 1
Cu = [Ar] 4s 3d
10
(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 konfiguracij e atoma ouzima se ogovarajudi broj zanje oanih elektrona +
2
npr. Li = 1s ( = [He] ) 2+
2
2
6
2
6
Ca = 1s 2s 2p 3s 3p ( = [Ar] ) 3+
2
2
6
Al = 1s 2s 2p ( = [Ne] ) anioni elektronskoj konfiguraciji atoma oaje se ogovarajudi broj sljeedih elektrona –
2
npr. H = 1s ( = [He] )
4
drzavna-matura.com
O – = 1s 2s 2p ( = [Ne] ) 2
2
2
6
3 –
2
2
6
2
6
P = 1s 2s 2p 3s 3p ( = [Ar] )
opdenito, elementi najlakše (najčešde) tvore ione čija je elektronska konfiguracija jenaka elektronskoj konfiguraciji po renom broju najbližeg plemenitog plina
– kationi prijelaznih elemenata: prvo odlaze 4s, a tek onda 3d elektroni 2
Fe = [Ar] 4s 3d
6
1
Cu = [Ar] 4s 3d
2+
6
Cu = [Ar] 3d
3+
5
Cu = [Ar] 3d
Fe = [Ar] 3d Fe = [Ar] 3d
ii.
+
10
2+
9
10
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 ionizacij e, a ruga, treda it. = energija potrebna za izbijanje sljeedeg elektrona iz kationa) +
–
X(g) X (g) + e , ΔE = Ei
što je manja, atom lakše tvori katione
5
drzavna-matura.com
elektronski afinitet: energija potrebna za izbijanje elektrona iz jednovalentnog aniona (u plinovitom stanju; = – energija koja se oslobodi kad atom primi elektron) –
–
X (g) X(g) + e , ΔE = Eea
što je vedi, atom lakše tvori anione
elektronegativnost: veličina ovisna o energiji ionizacije i elektronskom afinitetu koja pokazuje relativnu (u odnosu na osta le elemente) težnju a atom tvori anione ili katione (što
je veda, lakše tvori anione, što je manja, lakše tvori katione) onosno ima negativan ili pozitivan oksidacijski broj u spojevima ; što je veda razlika elektronegativnosti između elemenata u vezi, ve za je polarnija onosno više ionskog karaktera; plemenitim plinovima ne
oređuje se elektronegativnost jer ne tvore spojeve ili ih ne tvore ovoljno *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 o prethoedih elemenata berilijeve onosno ušikove skupine jer se njihovom ionizacijom izbija jeini p elektron vanjske ljuske odnosno ostaju 3 nesparena p elektrona (polupopunjene p orbitale); elementi berilijeve i ušikove 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
ispo sebe jer su njihovi atomi vrlo mali pa "reovni" elektroni jače obijaju oatni elektron, akle najvedi 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 oksia, ionski karakter oksida, hidrida i halogenida (f elemente ignoriramo)
gustoda, tališta, vrelišta
6
drzavna-matura.com
Zadaci 2 4
1. Koji od navedenih elemenata ima elektronsku konfiguraciju vanjske ljuske s p ? 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 povedava 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 reom atomi P, S, As ispravno poreani prema rastudem polumjeru? A. P, S, As B. As, S, P C. S, P, As D. P, As, S 6. Oksi kojeg o naveenih elemenata je najviše ionski? A. Al B. B C. C D. Si 7. Koji o naveenih atoma ima najvedi atomski polumjer? A. Li B. K C. As D. Br 8. Koji je točni reoslije ka se atomi Li, Be, B, Na poreaju po porastu atomskog polumjera? A. Li, Be, B, Na B. Li, Na, B, Be C. Na, Li, Be, B D. B, Be, Li, Na
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) X n+ – anioni – negativno nabijeni ioni (broj elektrona > broj protona) X n – – najčešde 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
perioni sustav elemenata ka se rješavaju zaaci s izoelektronskim česticama!) – kationi su uvijek manji od izoelektronskih atoma (protoni iz jezgre jače privlače manji broj elektrona), što je vedi nabojni broj kationa, to mu je polumjer manji – anioni su uvijek vedi o izoelektronskih atoma (protoni iz jezgre slabije privlače vedi broj elektrona), što je vedi nabojni broj aniona, to mu je polumjer vedi
Zadaci
1. Prekriži česticu koja nije izoelektronska s ostalima, a izoelektronske čestice poreaj po veličini o najmanje prema najvedoj: Ar, Ca 2+, Cl –, K+, P3 –, S2 –, Sc3+, Zn2+. 2. Koje su o naveenih čestica izoelektronske: a) O – F; b) Fe2+ K; c) S – Br; d) Mg+ Na ? Stavi znak nejenakosti u kvaratid između njih (i samo između njih) a označiš onos veličina njihovih polumjera.
8
drzavna-matura.com
Rješenja 2+
3+
2+
+
–
+
Na
2 –
1. Zn ; Sc , Ca , K , Ar, Cl , S , P –
2. a) O
F; d) Mg
3 –
– izoelektronske mogu biti i čestice koje se sastoje o više atoma (molekule i višeatomni ioni) – glea se zbroj elektrona atoma o kojih se čestica sastoji minus nabojni broj (uzimajudi u obzir preznak nabojnog broja!); njihove onose veličina teže je previje ti, ali uglavnom vrijedi isto pravilo
Zadaci*
1. Koja o naveenih čestica je izoelektronska s NO 2+? a) N2O; b) NO2 –; c) NH2 –; d) SO2 2. Poveži molekule s izoelektronskim ionima. 2+
a) CH4
__ N 2H6
b) C2H6
__ C2O4
c) CO2
__ NH4
d) N2O4
__ C2
e) N2
__ NO2
Rješenja* 1. a 2. b, d, a, e, c
2 –
+
2 – +
9
drzavna-matura.com
2 VRSTE KEMIJSKIH REAKCIJA 1. po promjeni energije (u termodinamici)
– egzotermne – u njima se oslobađa energija, proukti imaju nižu energiju o 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, proukti imaju višu energiju o reaktanata, reakcijska entalpija je pozitivna npr. žarenje modre galice:
CuSO4×5H2O(s) CuSO4(s) + 5H2O, ΔH°r = 80 kJ/mol
*vedina rekacija za koje je potrebna povišena temperatura su enotermne, ali ne sve, mnoge samo imaju veliku energiju aktivacije (energija potrebna a reakcija započne ≠ promjena energije u reakciji)!
2. po stupnju ravnoteže
– nepovratne – "idu o kraja", u stanju ravnoteže u reakcijskoj smjesi je prisutna zanemariva količina reaktanata, ravnoteža je pomaknuta aleko prema prouktima (konstanta ravnoteže veda o 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 proukata i reaktanata, p išu se s povratnom strelicom
ili
npr. imerizacija ušikova(IV) oksia: 2NO2(g)
N2O4(g)
3. po složenosti reaktanata i proukata
– sinteza – o jenostavnijih 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 jenostavnije – piroliza – povišenom temperaturom bez prisutnosti kisika npr. termički raspad kalcijeva karbonata:
CaCO3(s)
CaO(s) + CO 2(g)
(Δ je oznaka za žarenje, umjesto toga se može pisati i +ΔT za povišenje temperature)
– hidroliza – uz pomod voe 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) 3+
Fe + 2H2O Fe(OH)
2+
+
+ H3O (npr. iz FeCl 3)
– 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 – jelovanjem električne struje npr. elektroliza vode: 2H2O(l) 2H2(g) + O2(g)
drzavna-matura.com
11
elektroliza taline natrijeva klorida: NaCl(l) Na(l) + ½Cl 2(g)
4. po smjeru putovanja elektrona (redoks –reakcije)
– oksidacija – otpuštanje elektrona – povedanje oksiacijskog broja
– redukcija – primanje elektrona – smanjenje oksidacijskog broja
*u svakoj redoks reakciji odvijaju se jednako i oksidacija i redukcija!, za svaku posebno
mogude je napisati samo jenažbu polurekacije koja sarži elektrone *naravno, nisu sve postojede reakcije reoks–reakcije, ne dolazi u svim kemijskim reakcijama do promjene oksidacijskog broja vidi poglavlje Redoksi
5. po promjeni zasidenosti (organske reakcije)
– eliminacija – smanjenje zasidenosti (povedanje nezasidenosti) – oduzimanjem atoma nastaje dvostruka ili trostruka veza
– adicija – povedanje zasidenosti – dodavanjem atoma na trostruku ili dvostruku vezu nastaje dvostruka ili jednostruka
– supstitucija – jean atom se zamjenjuje rugim, pri čemu se ne mijenja zasidenost
6. kiselo –bazne reakcije = neutralizacija vidi poglavlje Kiseline, baze i soli
Zadaci 1. U kojoj od navedenih reakcija dolazi do promjena oksidacijskog broja?
12
drzavna-matura.com
A. H2SO4 + 2NH3 → (NH4)2SO4 B. H2SO4 + Na2CO3 → Na2SO4 + H2O + CO2 C. 2K2CrO4 + H2SO4 → K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O D. 2H2SO4 + Cu → CuSO 4 + 2H2O + SO2 2. U kojoj od navedenih reakcija se krom reducira? A. CrO3 CrOF3 3+ B. Cr Cr(OH)4 –
–
–
2 2 C. 2CrO4 Cr2O7 3+ 2 D. Cr CrO4 –
3. Koja od navedenih promjena je oksidacija? –
+ A. VO3 VO2
B. CrO2 – CrO4 – 2
2 –
C. SO3 SO4 –
–
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 FeCl 3 kao katalizator) je: A. adicija B. eliminacija C. supstitucija
drzavna-matura.com
D. redukcija
Rješenja 1. D 2. A 3. B 4. A 5. A 6. C
13
14
drzavna-matura.com
3 REDOKSI = redukcijsko –oksidacijske reakcije reakcije u kojima se mijenja oksidacijski broj nisu sve kemijske reakcije redoksi! one koje nisu (u kojima se nijednoj tvari ne mijenja
oksidacijski broj) , izjenačavamo "običnim" "brojanjem atoma"
– oksiacijski broj (obično se označava rimskom brojkom, ali ne bi smjelo biti greška označiti "običnom") – elementarne tvari: 0 – kisik: vedinom –II (osim u: peroksidima –I, superoksidima –1/2, F2O II) – vodik: vedinom 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 *najopdenitije 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 jenom vezom s rugim kisikom, dakle s ukupno 3 veze s kisikom koji je elektronegativniji, a jednom vezom s vodikom koji je manje elektronegativan
Oksidacija Otpuštanje elektrona (Na Na + e –), +
Redukcija pRimanje elektrona (Na + e – Na) +
oksidacija je povedanje oksidacijskog broja (a redukcija smanjenje) pri redoks –reakciji uvijek se ogađa i oksiacija i reukcija (ukupni porast oksiacijskog broja
nečega jenak je ukupnom smanjenju oksiacijskog broja nečeg rugog), jenažbe samo oksidacije ili samo reukcije sarže elektrone i nazivaju se jenažbe polureakcija
oksidans (oksidacijsko sredstvo) – a bi oksiirao nešto rugo, reducira se reducens (redukcijsko sredstvo) – a bi reucirao nešto rugo, oksidira se
Kako izjenačiti reoks? Prvo odrediti kojim se sve elementima mijenja oksidacijski broj (ako se smanjuje
reukcija, ako povedava oksidacija) i za koliko (ako nije odmah vidljivo, odrediti
15
drzavna-matura.com
oksiacijske brojeve svih atoma s obje strane jenažbe). Prema tome napisati jenažbe polureakci ja (oksiacije i reukcije). U jenažbama polureakcija :
1. način gleanja: prvo izjenačiti broj istih atoma s jene i s ruge strane strelice, zatim izjenačiti 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 gleanja: prvo oati elektrone, a ona izjenačiti brojeve istih atoma: broj elektrona u polureakciji jednak je promjeni oksidacijskog broja (promjena oksidacijskog broja
jenog atoma × koliko ima takvih atoma) (poneka je zgoniji jean način, poneka rugi, ali sve se može riješiti pomodu bilo kojeg pa je ovoljno shvatiti i uvježbati jean) Zatim pomnožiti jenažbe polureakcija tako da se u oksidaciji otpusti onoliko elektrona koliko se u reukciji primi te ih zbrojiti (pri čemu se elektroni "pokrate"). Te po potrebi spojiti ione u ogovarajude tvari, eventualno oajudi ione koji su prisutni u početnoj jenažbi a ne sudjeluju u polureakcijama.
Na kraju uvijek provjeriti a u konačnoj jenažbi ima jenako svih istih atoma s obje strane i a je zbroj naboja s obje strane isti (najčešde, ali ne nužno, 0).
Primjer (korak po korak): Al + Cl2 AlCl3
–1
+3 0
0
III –I
Al + Cl2 AlCl3 O: Al Al
3+
–
R: Cl2 Cl O: Al Al
3+
R: Cl2 2Cl – O: Al Al
3+
–
+e
R: Cl2 + e – 2Cl – O: Al Al
3+
–
+ 3e
/×2
16
drzavna-matura.com
R: Cl2 + 2e – 2Cl –
/×3 –
3+
O: 2Al 2Al + 6e –
–
R: 3Cl2 + 6e 6Cl
2Al + 3Cl2 2Al + 6Cl – 3+
2Al + 3Cl2 2AlCl3 Nakon što se uvježba, obično se sve piše samo kao: Al + Cl2 AlCl3 O: Al Al
3+
–
+ 3e
R: Cl2 + 2e – 2Cl –
/×2 /×3 –
3+
2Al + 3Cl2 2Al + 6Cl 2Al + 3Cl2 2AlCl3
Reoksi u kiselim ili lužnatim voenim otopinama – redoksi u kiselom (prisutna je kiselina ili kis ela sol): nika se u jenažbi (polu)reakcije ne može nadi OH – (lužnato!) nego samo H 2O i H+ (H+ se stavlja na istu stranu gdje su elektroni) – reoksi u lužnatom (prisutna je lužina ili lužnata sol): nika se u jenažbi (polu)reakcije ne može nadi H+ (kiselo!) nego samo H 2O i OH – (OH – se stavlja na suprotnu stranu od elektrona) (vodu se uvijek može oati s one strane gje neostaje kisika ili voika, poneka je potrebno malo kombiniranja) Primjer u kiselom: K2Cr2O7 + HBr CrBr3 + Br2 + H2O + KBr O: 2Br – Br2 + 2e – 2 –
–
/×3 +
3+
R: Cr2O7 + 6e + 14H 2Cr + 7H2O –
–
2 + 3+ Cr2O7 + 6Br + 14H 2Cr + 3Br2 + 7H2O
K2Cr2O7 + 14HBr 2CrBr3 + 3Br2 + 7H2O + 2KBr
Primjer u lužnatom: NaNO3 + NaOH + Zn NH3 + Na2ZnO2 + H2O O: Zn + 4OH – ZnO2 – + 2H2O + 2e – /×4 2
–
–
–
R: NO3 + 8e + 6H2O NH3 + 9OH
4Zn + 7OH – + NO3 – 4ZnO2 – + 2H2O + NH3 2
4Zn + 7NaOH + NaNO 3 4Na2ZnO2 + 2H2O + NH 3
17
drzavna-matura.com
– reoksi s voikovim peroksiom (može se i oksiirati i reucirati, 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 –
–
R: 2I 2e + I2 /×5 2IO3 – + 12H + 10I – 6I2 + 6H2O +
–
–
+
IO3 + 6H + 5I 3I2 + 3H2O
– "složeni" reoksi – više tvari se oksiira ili se više tvari reucira – ukupan broj elektrona koji sudjeluje u redukcijama mora biti jednak ukupnom broju elektrona koji sudjeluje u oksidacijama CrI3 + KOH + Cl 2 K2CrO4 + KIO4 + KCl + H 2O + KI –
–
–
3+ 2 O: Cr + 8OH CrO4 + 3e + 4H2O /×2
–
–
–
–
O: I + 8OH IO4 + 8e + 4H2O R: Cl2 + 2e – 2Cl – /×7 3+
–
–
2 –
–
–
2Cr + 24OH + I + 7Cl2 2CrO4 + IO4 + 14Cl + 12H2O 2CrI3 + 24KOH + 7Cl 2 2K2CrO4 + KIO4 + 14KCl + 12H2O + 5KI
18
drzavna-matura.com
Zadaci 1. Ka se jenažba __ClO 3 – + __I – + __H __Cl – + __I2 + __H2O izjenači, koliki je + odnos koeficijenata H /I2? A. 2/1 B. 3/1 C. 6/1 D. neki drugi + 2+ – – – 2. Ka se jenažba MnO 4 + NO2 + H Mn + NO3 + H2O izjenači najmanjim + cjelobrojnim koeficijentima, koji je koeficijent ispred H ? A. 1 B. 6 C. 8 D. 16 2+ + 4+ 3. _Sn (aq) + _NO 3 –(aq) + _H (aq) _Sn (aq) + _NO(g) + _H 2O(l) + Koliki je koeficijent uz H (aq) ka se jenažba izjenači najmanjim cjelobrojnim +
koeficijentima? A. 2 B. 4 C. 6 D. 8 – – 4. ClO3 + Br Cl2 + Br2 1) Što je reukcijsko srestvo? – A. ClO3 – B. Br C. Cl2 D. Br2 2) Ka se jenažba reakcije izjenači, 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 ka se jenažba polureakcije izjenači najmanjim cjelobrojnim koeficijentima? A. B. C. D.
Rješenja 1. A 2. B
2 4 6 8
drzavna-matura.com
3. D 4. 1) B, 2) D 5. B
19
20
drzavna-matura.com
4 KISELINE, BAZE I SOLI – Arrheniusova teorija: +
kiseline – u voenoj otopini povedavaju koncentraciju H (vodikovih kationa tj. +
protona; = H3O oksonijevih) iona – sarže H u svojoj formuli, npr. H3PO4(aq)
lužine – u vodenoj otopini (aq) povedavaju koncentraciju OH – (hidroksidnih) iona – sarže OH u svojoj formuli , npr. Ca(OH)2(aq) –
hidroksidi – tvari koje sarže hiroksine OH ione – sve što ima OH u svojoj formuli a ne spada u organske tvari 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 sarže nužno OH (npr. NH3 je baza, vidi dalje)
( lužine < hiroksii < baze ) – Brønste–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) + PO4 –(aq) SO4 –(aq) + HPO4 –(aq) 3
kiselina
baza
2
2
konjugirana baza
konjugirana kiselina
najčešde je jena o tih čestica voa: –
+
HNO3(aq) + H2O(l) NO3 (aq) + H3O (aq) K
B
KB
KK +
–
NH3(aq) + H2O(aq) NH4 (aq) + OH (aq) B
K
KK
KB
– jake kiseline: halogenovoične (HI, HBr, HCl , NE HF), HNO3, H2SO4, HClO4
21
drzavna-matura.com
– jake baze: hiroksii alkalijskih metala (najčešde: NaOH, KOH), hiroksii zemnoalkalijskih metala (najčešde Ca(OH) 2)
– sve ostalo što ima H ili OH (a da nije organski spoj – karboksilne kiseline imaju OH ali su, očito, kiseline!, a ugljikovoici u "normalnim" kiselo–baznim reakcijama uopde 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 s oli: sol slabe kiseline i jake baze = bazična, sol jake kiseline i slabe baze
= kisela (ono što je jače prevlaava ), sol jake kiseline i jake baze = neutralna ("poništavaju se"), sol slabe kiseline i slabe baze = ovisi koja je jača (čiji pK je alji o 7 – kiseline imaju pK
manji o 7, a baze vedi ) – ka se piše hiroliza 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: CO 2, P2O5, N2O5, SO2, SO3 (sreišnji element je uvijek jenakovalentan (jenak oksiacijski broj) u oksiu i ogovarajudoj kiselini)
– bazični oksii – njihovim otapanjem u voi nastaju lužine (ili bi nastajale a su topljivi) – oksidi metala: MgO, CaO, BaO, FeO, Fe 2O3...
– 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 Al 2O3), Zn(OH)2, Cr(OH)3 2Al(s) + 6HCl(aq) 2AlCl3(aq) + 3H 2(g) 2Al(s) + 2NaOH(aq) + 6H 2O(l) 2Na[Al(OH)4] + 3H2(g) kiselo –bazne reakcije 1. kiselina + baza sol + voda = neutralizacija KOH(aq) + HCl(aq) KCl(aq) + H 2O(l)
22
drzavna-matura.com
zapravo se reakcija ovija samo između H + i OH – iona, a ostali se samo formalno prerasporee (u stvarnosti se ni ne prerasporee jer nisu u kristalnoj rešetci nego u voe noj 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: Ba (aq) + 2OH –(aq) + 2H (aq) + SO 4 –(aq) BaSO4(s) + 2H2O(l) ) 2+
+
2
2. kiselina + bazični oksi sol + voda 2HNO3(aq) + Ag2O(s) 2AgNO3(aq) + H 2O(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) + KNO 3(aq)
– kiselo –bazni inikator = tvar koja poprima različitu boju pri pH izna onosno ispo oređene vrijenosti ("jene boje je u kiselom, ruge 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 zaaci za računanje ane su u poglavlju Mjerne jeinice, veličine i formule
Zadaci 1. Otapanjem koje od navedenih tvari u vodi nastaje kisela otopina? A. CO2 B. Ar C. NH3 D. CH4 2. O otopina naveenih soli iste koncentracije, koja je najviše lužnata?
23
drzavna-matura.com
A. B. C. D.
KNO3 MgCl2 NH4Cl NaNO2
3. Među otopinama naveenih oksia jenake koncentracije, koja je najkiselija? A. BaO B. BaO2 C. SO2 D. SO3 4. Reakcije dihidrogenfosfatnog iona u vodi: 2 – + – –8 H2PO4 (aq) + H2O(l) HPO4 (aq) + H3O (aq), K = 6.2 × 10 –
–
–7
H2PO4 (aq) + H2O(l) H3PO4(aq) + OH (aq), K = 1.6 × 10 –
Koja je konjugirana baza H 2PO4 ? 2 –
A. HPO4 (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 3 6. Među voenim otopinama naveenih soli koncentracije 0.10 mol/m , koja je najkiselija? A. NH4C2H4O2 B. NaCN C. KNO3 D. AlCl3 3 7. Vodena otopina koje od navedenih soli (koncentracije 1.0 mol/dm ) 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
24
25
drzavna-matura.com
5 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 sarži 4 polarne C–Cl veze jer su one u prostoru
simetrično raspoređene (tetraear), CO je polarna molekula a CO 2 nije; H2O i NH3 su polarne jer su oko sreišnjeg atoma osim atoma voika raspoređeni i sloboni elektronski parovi pa raspore nije simetričan (a analogno tome i SO 2, ali XeF4 je nepolarna jer su i elektronski parovi simetrični...) ; sve dvoatomne molekule osim onih elementarnih tvari su očito polarne – kovalentni spoj = spoj koji sarži samo kovalentne veze – ionski spoj ≠ spoj koji sarži 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 jena formulska jeinka sarži jenu 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 ualjeni u perionom sustavu), a kovalentnu istovrsni atomi
i atomi koji se međusobno manje razlikuju po elektronegativnosti (tipično va nemetala ili nemetal –elektronegativni metal) – granica između ionskih i kovalentnih spojeva nije čvrsta
(što je razlika elektronegativnosti veda spoj je više ionski, potpuno kovalentne su samo molekule elementarnih tvari, a potpuno ionski spojevi ne postoje), svrstavaju se po svojstvima, ori jentacijskom približnom granicom može se smatrati razlika elektronegativnosti 1,9
26
drzavna-matura.com
– najvažnije razlike u svojstvima vedine spojeva
tališta (i vrelišta)
kovalentni
ionski
metali
niska
visoka
velik raspon, uglavnom viša nego kovalentni a niža nego ionski
električna voljivost
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 previjeti po formuli
gdje je k konstanta proporcionalnosti, q 1 i q2 naboji iona a r minimalni razmak među njima (zbroj njihovih polumjera), dakle ionska veza je jača među manjim ionima vedeg 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: t akođer su krade veze (manji zbroj polumjera) jače; trostruke veze su jače (i krade) o vostrukih a vostruke o jenostrukih – 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 vede 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 tvroda, visoka tališta – primjeri kovalentnih kristala su malobrojni, najpoznatiji je dijamant (i grafit se najčešde tu ubraja, ali nije tipičan kovalentni kristal jer ima slojeve slobodnih elektrona (kao u metalima, zato dobro
voi električnu struju) među slojevima kovalentno vezanih atoma)
drzavna-matura.com
27
– kristali vedine kovalentnih spojeva (i plemenitih plinova) nazivaju se molekulski i na okupu ih rže međumolekulska privlačenja (molekule nisu međusobno povezane kovalentnim vezama!) – mala tvroda, niska tališta (često sublimiraju, npr. jo)
– 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 voika vezanog uz jako elektronegativni atom (O, N ili F) i drugog atoma vodika – između istovrsnim (npr. H2O, NH3, HF zato imaju viša vrelišta nego što bi se očekivalo prema analognim H2S, PH3, HCl; po vije molekule karboksilnih kiselina se međusobno povezuju u dimere) ili raznovrsnim molekulama (npr. CH 3CH2OH –H2O zbog čega se
etanol jako obro miješa s voom, NH 3 –H2O zbog čega je amonijak jako topljiv u vodi...) ili među različitim ijelovima iste molekule (prvenstveno uže organske
molekule s više funkcionalnih skupina, kao što su proteini; parovi nukleotia u DNA međusobno su povezani voikovim 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 stanj u
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 o naveenih parova atoma ima najizraženiji ionski karakter? A. Al –As B. Al –N C. Al –Se D. Al –O 3. Koja od naved enih voatomnih molekula sarži najkradu vezu?
drzavna-matura.com
A. N2 B. O2 C. F2 D. S2 4. Koja o naveenih čestica sarži samo kovalentne veze? A. H2SO4 B. NH4NO3 C. NaOCl D. K2CrO4 5. Koji je točan reoslije ka se molekule N 2, O2, F2 poreaju 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 vedine ionskih tvari u čvrstom stanju OSIM: A. visoka električna voljivost 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 o naveenih svojstava tekudina povedavaju se porastom jakosti
međumolekulskih sila, OSIM: A. vrelište
28
drzavna-matura.com
B. entalpija isparavanja C. tlak para D. viskoznost
Rješenja 1. A 2. D 3. A 4. A 5. D 6. A 7. B 8. C
29
drzavna-matura.com
6 VSEPR teorija – raspore kovalentno vezanih atoma u prostoru opisuje se pomodu VSEP R teorije (teorija odbijanja elektronskih parova valentne ljuske)
– osnovni raspore u prostoru ovisi o tome koliko je "stvari" vezano uz sreišnji atom (pri čemu je jena "stvar" jean atom (bez obzira je li veza jenostruka ili višestruka) ili jean elektronski par ili jedan nespareni elektron) – "stvari" se raspoređuju tako a buu 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
30
31
drzavna-matura.com
5
trostrana bipiramida
6
oktaedar
– ako je jena ili više "stvari" elektronski par (ili nespareni elektron), za oblik koji u prostoru zauzimaju ostale "stvari" (atomi) postoji oređeni naziv, pa se svi mogudi rasporei oko jenog sreišnjeg atoma mogu prikazati (najbitnije strukture su uokvirene, a one koje nemaju praktično značenje prec rtane, 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
32
drzavna-matura.com
3
planarna
planarna
BCl3
kutna
linearna NO
SO2
4
tetraedar CH4
trostrana piramida
NH3
planarna
linearna
kutna
HCl
Ar
H2O
5 lin trostrana bipiramida
PCl5
oblik
T –oblik
linearna
ljuljačke
ClF3
XeF2
SF4
earna
33
drzavna-matura.com
6
linearna
oktaedar
kvadratna
planarna
SF6
piramida
kvadratna
ClF5
XeF4
T –oblik
– VSEPR teorija kaže a se međusobno najjače obijaju sloboni elektronski parovi, a najslabije vezni elektronski parovi – zbog toga se nevezni elektroni (slobodni elektronski
parovi i nespareni elektroni) najprije smještaju u međusobno što ualjenije položaje (vii npr. planarni kvaratni oblik), također iz istog razloga su kutevi među nevezni m elektronima te između neveznog elektrona i vezanog atoma malo vedi o onih anih u prvoj tablici, a kao posljeica toga su kutevi među atomima vezanim uz atom koji ima i nevezne elektrone malo manji od onih danih u prvoj tablici – točne kuteve nije mogud e samim time jednostavno
previjeti, ali npr. za molekule koje potječu iz tetraera oni su približno (ne treba znati brojke, nego poreak i uočiti a 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, sreišnji atom je najčešde onaj koji je jeini takav i/ili onaj najvedeg atomskog broja), oati oređeni broj elektrona anionu onosno ouzeti kationu) O
H
O
S
O
34
drzavna-matura.com
O
– odrediti koliko je "stvari" oko svakog atoma i koliko je od toga veza a koliko neveznih (parova) elektrona (osim za vodik jer za nj posto ji samo jena mogudnost), 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, raspore može biti samo linearan ... i što jasnije ga nacrtati raznim vrstama crtica
Zadaci 1. Prema VSEPR teoriji, ko 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 o naveenih česti ca ima isti prostorni oblik kao NH 3?
drzavna-matura.com
A. SO3 – 2
2 –
B. CO3
–
C. NO3 D. SO3
3. Ka tvori kovalentne veze, koji o naveenih atoma može imati više o 8 valentnih elektrona? A. H B. N C. F D. Cl 4. U kojoj o naveenih čestica sreišnji atom nije okružen s točno 8 valentnih elektrona? –
A. BF4
B. NCl3 +
C. PCl4 D. SF4
5. Koja tvrnja je točna za najstabilniju Lewisovu strukturu CS 2? A. Nema neveznih parova valentnih elektrona. B. Sve veze su dvostruke. C. Sreišnji atom nema oktet valentnih elektrona. D. Sreišnji 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
35
36
drzavna-matura.com
5. B 6. prostorne (Lewisove mogu biti iste, samo zanja s običnim crticama):
,
,
37
drzavna-matura.com
7 KRISTALNE STRUKTURE preporuka: ne učiti napamet formule i brojeve, nego razumjeti i pamtiti izgle jeinične delije (ionako ju treba znati nacrt ati)
oznake: r = polumjer atoma, a = uljina bria jeinične delije, = a kocke, D = a
= plošna ijagonala
= prostorna ijagonala kocke, V = volumen jeinične delije, V a = volumen
jednog atoma 3
volumen kugle: Va = 4/3r π (volumen atoma računa se prema volumenu kugle)
Z = broj atoma u jenoj deliji gustoda:
(Ar = relativna atomska masa, u = unificirana atomska jedinica mase, N A = Avogadrova konstanta, M = molarna masa) udio prostora koji zauzimaju atomi (Ks = koeficijent slaganja):
udio prazinina = 1 – udio prostora koji zauzimaju atomi
KB = koorinacijski broj (broj atoma kojima je atom okružen)
1) temeljni tipovi kristalnih struktura izgrađenih o istovrsnih atoma a) kubična kristalna rešetka volumen kocke: V = a
3
i. jednostavna (primitivna)
38
drzavna-matura.com
sreišta atoma nalaze se na vrhovima kocke, može se smatrati da se susjedni atomi
"otiču" na briovima kocke pa je: a = 2r
svaki atom ijeli 8 susjenih delija pa je: Z = 1/8 × 8 = 1
svaki atom "otiče" 6 atoma pa je: KB = 6
ii. prostorno (volumno) centrirana
sreišta atoma nalaze se na vrhovima kocke i u sreištu kocke, susjedni atomi se
"otiču" na prostornoj dijagonali pa je: 4r = D = a a = 4r/
svaki atom na vrhovima dijeli
8 susjenih delija, a atom u sreini pripaa jenoj deliji pa je: Z = 1/8 × 8 + 1 = 2
svaki atom "otiče" 8 atoma pa je: KB = 8
iii. plošno centrirana
sreišta atoma nalaze se na vrhovima kocke i u
sreištima strana kocke, susjeni atomi se "otiču" na plošnoj ijagonali pa je: 4r = d = a
=2
a = 4r/
r
svaki atom na vrhovima
ijeli 8 susjenih delija, a atom u sredini plohe
pripaa vjema delijama pa je:
39
drzavna-matura.com
Z = 1/8 × 8 + 6 × 1/2 = 4
svaki atom "otiče" 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 = 6a 2
/4 × c = a2c
/2
susjeni atomi se "otiču" na briu baze prizme pa je: a = 2r
jenaka gustoda slaganja kao i ko plošno centrirane kubične, svaki atom "otiče" 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 najvedi (jenaki) koeficijent slaganja (najvedi koorinacijski broj, također) 3
2) temeljni tipovi struktura binarnih spojeva – kubična kristalna rešetka (V = a ) A = anion, K = kation anion i anion onosno kation i kation se u kristalnoj rešetki
međusobno ne "otiču" (istovrsni naboji se obijaju) nego se uvijek "otiču" anion i kation (naboji različitog preznaka se privlače) Z = broj formulskih jeinki u jenoj deliji – struktura CsCl
40
drzavna-matura.com
ka su anion i kation približno jenake veličine, rešetka se sastoji o viju primitivnih rešetaka "uguranih" jednu u drugu tako da su ioni jedne u
sreištima delija ruge; anion i kation se "otiču" na prostornoj dijagonali D=a
= 2r(A) + 2r(K)
Z = 1 = 1A + 1K KB = 8
– struktura NaCl ka je kation znatno manji o aniona, rešetka se sastoji o viju plošno centriranih rešetaka "uguranih" jednu u drugu tako da su ioni jedne
između iona ruge; anion i kation se "otiču" na bridu a = 2r(A) + 2r(K)
Z = 4 = 4A + 4K KB = 6
Zadaci 1. Radioaktivni metal polonij kristalizira po tipu primitiv ne kubične strukture. Polumjer
atoma Po je 190 pm. Izračunaj: a. uljinu bria elementarne delije; b. gustodu polonija. 2. Kristalna struktura molibdena je karakterizirana volumno centriranom kockom.
Polumjer atoma Mo je 136 pm. Izračunaj: a. duljinu brida elementarne delije; b. gustodu molibena; c. udio praznog prostora u kristalu molibdena.
41
drzavna-matura.com
3
3. Eksperimentalno je ustanovljeno: gustoda nikla je 8.9 g/cm , polumjer atoma nikla
0.125 nm, a uljina bria kubične kristalne rešetke nikla 0.353 nm. Orei tip kubične kristalne rešetke nikla (jenostavna, plošno centrirana, volumno centrirana). 4. Kristalna struktura kobalta opisana je gustom heksagonskom slagalinom. Duljina
stranice baze elementarne delije kobalta iznosi 250,1 pm, a gustoda 8,85 g/cm 3. Koliki je osni omjer c/a? 5. Srebrov klori, AgCl, kristalizira po tipu rešetke NaCl. Gustoda AgCl je 5,57 g cm – . 3
Izračunaj: a) uljinu bria elementarne delije AgCl b) najmanju ualjenost između sreišta iona Ag + i Cl –. 6. Talijev(I) klorid , TlCl, kristalizira po tipu rešetke CsCl. Najmanja udaljenost između
sreišta Tl+ i Cl – iona je 333 pm. Izračunaj: a) uljinu bria delije TlCl; –3
b) gustodu talijevog(I)kloria izraženu u g cm .
Rješenja 1. a) 380 pm, b) 6.32 g/cm
3 3
2. a) 314 pm, b) 10.3 g/cm , c) 32% 3. Z = 4 plošno centrirana 4. 1.63 5. a) 555 pm, b) 278 pm –3
6. a) 384 pm, b) 7,03 g cm
42
drzavna-matura.com
8 ELEKTROKEMIJA sve reakcije u elektroliznim i galvanskim člancima su reoks– reakcije Katoda Redukcija Anoda Oksidacija (uvijek – i u elektrolizi i u galvanskim člancima!) u elektrolizi: 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
+
–
–
–): 2H2O + 2e → H2 + 2OH /×2 K( – –
6H2O → 2H2 + O2 + 4OH + 4H
+
4H2O 2H2O(l) → 2H2(g) + O2(g) pri elektrolizi vodene otopine kiseline (npr. H 2SO4) ili lužine (npr. NaOH) ne mogu nastati –
+
"suprotni" ioni (OH u kiselom, H u lužnatom), nego umjest o toga na toj elektrodi reagira
"voeni" io 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 voe – na onoj elektrodi na kojoj bi se pri elektrolizi taline iste tvari izlučivala tvar koja potječe iz nekog o tih iona, umjesto u mjesto toga se izlučuje voik (katoa) odnosno kisik (anoda) primjeri: elektroliza vodene otopine:
produkti na katodi
Na2SO4(aq)
H2, OH
AlCl3(aq) Cu(NO3)2(aq)
produkti na anodi
–
O2, H
H2, OH
–
Cl2(g)
Cu(s)
O2, H
+
+
zato treba uvijek paziti za elektrolizu, osobito halogenida (npr. NaCl, KI, AlBr 3...), radi li se o talini ili o vodenoj otopini!
43
drzavna-matura.com
standardni redukcijski potencijal (E °) – znači a je oređen za reakciju reukcije – što je pozitivniji, redukcija je spontanija (ako je pozitivan, redukcija je spontanija od redukcije
voika, što znači ogađa se u voenoj otopini, a ako je negativan, reukcija se ne ogađa u vodenoj otopini nego se umjesto toga reducira vodik (elektroliza vode!)); za oksidaciju (reakciju u obrnutom smjeru) mu treba obrnuti predznak Voltin niz ( = elektrokemijski elektrokemijski niz = niz standardnih redukcijskih potencijala metala): metala):
– kationi alkalijskih metala (od donjih – najreaktivnijih – prema gornjima) zemnoalkalijskih ih metala –|| – –|| – zemnoalkalijsk
–|| – aluminija i nekih prijelaznih metala (cink, kadmij, krom...) +
0 (H ) 2+
+
2+
kationi "poluplemenitih" i "plemenitih" metala (reom najvažniji primjeri): Cu , Ag , Pd , 2+
3+
Pt , Au +
reaktivniji metali se "bolje osjedaju" u "izreagiranom" (ionskom) obliku, a manje reaktivni u metalnom – reaktivniji metal (s manjim redukcijskim potencijalom) "istiskuje" manje
reaktivan (s vedim reukcijskim potencijalom) iz otopine njegovih iona (npr. ako se bakrena žica stavi u otopinu srebrova nitrata, na žici se izlučuju "pahuljice" srebra, a otopina poplavi 2+
od Cu iona) – pri čemu zbog kretanja elektrona nastaje električna struja ako se uzme po
koma oba metala i povežu voičem (metalna žica) i elektrolitskim mostom (otopinom ili gelom koji provoe električnu struju jer sarže ione) a se zatvori strujni krug (to je galvanski članak) procesi u galvanskim člancima su obrnuti o 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 (voič I. rea) od anode (gdje nastaju oksidacijom) do katode (gdje su potrebni za redukciju), a kroz elektrolitsk elektrolitskii most
(voič II. rea) anioni putuju u suprotnom smjeru da bi obje otopine ostale neutralne prikazi galvanskog članka (na primjeru Daniellijevog članka): – jenažbe – jenažbe polureakcija polureakcija:: –
2+
–): Zn(s) 2e + Zn (aq) A( –
44
drzavna-matura.com
K(+): Cu (aq) + 2e – Cu(s) 2+
– zbirna jenažba reakcije: 2+
2+
Zn(s) + Cu (aq) Zn (aq) + Cu(s)
– shematski prikaz: 2+
2+
Zn(s)|Zn (aq)||Cu (aq)|Cu(s)
(piše se slijeva naesno reom kako putuju elektroni, akle o onog što se oksiira preko onog u što se oksiira preko onog što se reucira o onog u što se reucira; jenostruke crte označavaju granice između elektroa i otopine a vostruka e lektrolitski most) – skica (crtež):
V = voltmetar; ako je umjesto u mjesto V izvor električne struje (
), onda je to elektrolizni
članak i smjerovi kretanja e – i aniona te naboji elektroda su obrnuti, sve ostalo jednako
VII.. i XIII. XIII.)) (za računanje u elektrokemiji elektrokemiji pogleati Mjerne jeinice, veličine i formule – formule – c –VII
Zadaci 1. Tijekom elektrolize taline soli, kationi se kredu 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)
45
drzavna-matura.com
C. 2Cl –(aq) Cl2(g) + 2e – +
–
D. 2H2O(l) O2(g) + 4H (aq) + 4e
3. Točna/e tvrnja/e o galvanskim člancima je(su): 1) oksidacija se odvija na anodi
2) elektroni se kredu o katoe prema anoi A. samo 1 B. samo 2 C. i 1 i 2 D. ni 1 ni 2 4. U elektrokemijskim člancima katoa je uvijek elektroa 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 naveeno OSIM: A. jakost struje B. vremensko trajanje elektrolize C. naboj iona D. molarna masa 6. Tijekom elektrolize razrijeđene voene 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
46
drzavna-matura.com
3
8. Provodi se elektroliza vodene otopine NaI koncentracije 1.0 mol/dm s dodatkom
fenolftaleina i škroba. A. Napiši jenažbe polureakcija na: i. anodi ii. katodi B. Opiši što se može opaziti (vizualno) uz: i. anodu ii. katodu C. Ako struja o 0.200 A protječe kroz 25.0 mL otopine 90.0 minuta, izračunaj
množinu svakog nastalog proukta. 9. Galvanski članak temelji se na polureakcijama: Cr + 3e – Cr E˚ = –0.744 V 3+
Ni
2+
–
+ 2e Ni E˚ = –0.236 V
A. Napiši i izjenači jenažbu ukupne reakcije koja se ovija u tom članku. B. Izračunaj stanarni potencijal članka. C. Kojoj se elektroi tijekom raa članka povedava 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 joa sa škrobom); ii. ružičasto obojenje –
(fenolftalein zbog nastanka OH ), mjehuridi pina (H2) c) n(I2) = 5.6×10 – mol, n(H2) = 5.6×10 – mol, n(OH –) = 1.12×10 – mol 3
3
2
2+ 3+ 9. a) 3Ni (aq) + 2Cr(s) 2Cr (aq) + 3Ni(s); b) 0.508 V; c) katoi, jer se na njoj izlučuje
metalni nikal
drzavna-matura.com
47
48
drzavna-matura.com
9 RAČUNANJE U KEMIJI: MJERNE JEDINICE, VELIČINE I FORMULE i.
pretvaranje mjernih jedinica
(način pretvaranja mjernih jeinica koji se uglavnom ne uči u našim školama, a mnogima bi
mogao biti jenostavniji (ista stvar, malo rukčiji pristup) ) – mjerne jeinice pri računanju možemo tretirati isto kao nepoznanice u jenažbi (i jeno i drugo su slova ) – možemo ih množiti, potencirati i ijeliti (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 pomodu ostalih poataka u –1
zadatku prvo pretvoriti, npr. ako se radi o plinu 1.00 mol + 1.00 L / 22,4 Lmol
= 1.00
mol + 0.04 mol = 1.04 mol
– za pretvaranje mjernih jeinica možemo napisati efinicijsku jenakost, npr. 1 min = 60 s 1 pm = 10 – m 12
iz koje možemo napraviti razlomke
kojima (jer su jenaki 1) možemo bilo što množiti, množimo tako a se ogovarajude jeinice pokrate:
isto možemo postupati i sa složenim jeinicama: 1) 1 km = 1000 m, 1 h = 3600 s
49
drzavna-matura.com
2) 3
3
6
3
1 kg = 10 g, 1 m = 10 cm
mogu se napisati i jenakosti kao što su 23
1 mol = 6.022 ∙ 10 (čestica) 1 mol H2O = 18.02 g H2O
1 mol plina = 22.4 L plina (korišteno u jenom o početnih primjera) ...
i pomodu njih provesti čitavi računi, ali vedinom je preporučljivije računati s veličinama a brojeve i pripaajude jeinice uvrstiti tek u konačni izraz jer je tak o manje pisanja – uvijek s brojevima uvrštavati i mjerne jeinice (a ne ih napisati tek uz rezultat, što se ona često i zaboravi, a na tome se gube bodovi!) – to je najbolja kontrola za mogude 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
50
drzavna-matura.com
2
površina (S)
m
volumen (V)
m
gustoda (ρ)
kg/ m (ili češde g/ cm )
tlak (p)
paskal Pa = kg/ m s
naboj (q)
kulon C = As
napon ili električni potencijal (U ili E)
volt V = kg m / A s
energija, toplina, entalpija ili rad (E, Q, H, W)
žul J = kg m2/ s2 = Pa m3
3 3
3
2
relativna atomska masa (Ar) relativna molekulska masa (Mr) molarna masa (M)
g/ mol
molarni volumen plina (V m)
L/ mol
maseni udio (w)
množinski uio (x) volumni uio (φ) množinska koncentracija (c)
mol/ dm
masena koncentracija (γ)
g/dm
molalnost (b)
mol/ kg
3
prefiks
oznaka
re veličine
piko
p
10
nano
n
10
mikro
μ
10 –
mili
m
10 –
centi
c
10 –
deci
d
10 –
deka
da
10
1
hekto
h
10
2
kilo
k
10
3
mega
M
10
6
–12 –9 6 3 2 1
3
2
3
51
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.
opda plinska jenažba (opda jenažba stanja iealnog plina)
nije potrebno pamtiti plinske zakone, oni se svi lako mogu izvesti iz opde plinske jenažbe tj. sve što se može izračunati pomodu njih može se i pomodu opde plinske jenažbe iz opde plinske jenažbe i izraza za množinsku koncentraciju lako se može izvesti izraz za osmotski tlak (p=icRT) pa ni njega nije potrebno posebno pamtiti (samo uočiti a je bitan i faktor disocijacije i kao i za ostala koligativna svojstva) 3
3 paziti da je J (dio mjerne jedinice za R) = Pa m , a koncentracija je obično zaana u mol/m 3
3
odnosno volumen u dm ili cm pa treba pretvoriti jeinice! (također tlak može biti zaan u kPa ili hPa)
II.
onos množine i rugih veličina
(zanji izraz je izveen iz izraza za množinsku koncentraciju pa ga nije potrebno tu pamtiti) III.
gustoda
IV.
množinska i masena koncentracija
c=množinska koncentracija, n=množina otopljene tvari, V=volumen otopine
γ=masena koncentracija, m=masa otopljene t vari, V=volumen otopine (ne pobrkati s formulom za gustodu! koja je motopine/ Votopine) V.
molalnost
drzavna-matura.com
52
motapala≠motopine osim za vrlo razrijeđene otopine u kojima je masa otopljene tvari zanemarivo
mala (najčešde najmanje 10 3 puta manja od mase otapala) – paziti na grame/kilograme! VI.
sniženje tališta i povišenje vrelišta
i=faktor isocijacije (broj čestica koje u otopini nastaju isocijacijom 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 a se ΔT o tališta ouzima a vrelištu oaje) VII.
Faradayevi zakoni elektrolize
prvi Faradayev zakon elektrolize
q=naboj, I=jakost električne struje, t=vrijeme z=broj elektrona u jenažbi polureakcije u kojoj nastaje 1 čestica tvari čija se množina uvrštava n=množina F=Faradayeva konstanta (zgodno je znati da je F=N A∙e umnožak Avogarove konstante i
elementarnog naboja e=1.602∙10 –19 C, po čemu formula postaje logična: ukupni preneseni naboj = naboj jenog elektrona × broj elektrona koji sujeluju u reakciji) drugi Faradayev zakon elektrolize : ako se elektroliza provodi u va ili više serijski spojenih
elektrolizera, množine tvari izlučene na elektroama istom množinom elektriciteta onose se obrnuto proporcionalno broju izmijenjenih elektrona u reakcijama:
53
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) uio je potpuno isto samo umjesto masa volumeni (V)
onosno 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 ste hiometrijskim koeficijentom (to je broj koji piše ispre čestice u jenažbi) te tvari u jenažbi rekacije za koju se računa entalpija! (entalpije stvaranja su zaane za 1 mol tvari (što se vii jer je jeinica kJ /mol), ako ne piše rukčije) Hessov zakon (izračunavanje reakcijske entalpije iz reakcijskih entalpija rugih reakcija):
jenažbe reakcija mogu se tretirati kao matematičke jenažbe – množiti i ijeliti brojevima tako a se pomnoži ili poijeli svaki stehiometrijski koeficijent u jenažbi, ako se množi ili ijeli negativnim brojem reaktanti i proukti se međusobno zamijene; namjestiti tako a se pri zbrajanju zaanih jenažbi pokrate sve tvari osim onih koje su u jenažbi za koju treba izračunati entalpiju (iste tvari koje se pri zbrajanju jenažbi nalaze sa suprotnih strana strelice se krate onosno ouzimaju); pomnožiti sve reakcijske entalpije istim brojevima kojima su pomnožene ogovarajude jenažbe te i njih zbrojiti; najpreglenije je sve pisati u "tablicu"
jenažba 1
\×A
reakcijska entalpija za jenažbu 1
\×A
+ jenažba 2
\×B
reakcijska entalpija za jenažbu 2
\×B
jenažba za koju treba izračunati entalpiju
reakcijska entalpija za jenažbu za koju treba izračunati entalpiju
54
drzavna-matura.com
(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 vrijenost je logaritam ravnotežne koncentracije voikovih iona pomnožen s –1
paziti a 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 poraiti 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, ... proukti u jenažbi, a, b, ..., x, y, ... njihovi steh iometrijski koeficijenti – formula je logična jer je K c veda što u ravnoteži ima više proukata, a manja što
ima više reaktanata svakako pisati mjerne jedinice uz koncentracije jer koncentracijska konstanta ima svoju jedinicu!
XIII.
razlika potencijala (galvanskog članka)
logika: E je standardni redukcijski potencijal, dakle napisan je za redukciju, pa ostaje istog predznaka za reaktant koji se u reakciji reducira (prima elektrone), a mijenja predznak za
reaktant koji se oksiira (otpušta elektrone)
drzavna-matura.com
55
ako se traži moguda reakcija, E mora biti pozitivno tj. što vede 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) voene otopine oređene tvari iz poznate množinske koncentracije (c) i gustode (ρ) te otopine – poglea se postoji li još neki "skriveni" zaani poatak : poznato je o kojoj se tvari radi, akle mogu se iz perionog sustava očitati relativne atomske mase i izraču nati molarna masa tvari, M (a može se, akako, izračunati i molarna masa voe, ali to nam u ovom slučaju nije potrebno)
– zapišu se formule za sve što je poznato: (tvar = otopljena tvar, a bi bilo krade, za c se porazumijeva a je koncentracija otopljene tvari u otopini)
(uokvireno je samo a se lakše vii što je u tim formulama poznato) – zapiše se formula za ono što je nepoznato:
– glea se što se u formuli za nepoznato može zamijeniti izrazom iz formule za poznato , ili uz malo zdravorazumske logike preobličiti tako a se može zamijeniti, i ponavlja taj postupak,
uz matematičko sređivanje izraza (kradenje, rješavanje vojnih razlomaka), ok se ne ođe o konačnog izraza u kojem je sve što treba uvrstiti poznato :
56
drzavna-matura.com
(obično ima više mogudnosti za reoslijed zamjena i sve su ispravne dokle god daju smislen konačni izraz) (paziti što se onosi na otapalo a što na otopinu, što na sastojak a što na smjesu i sl.) – u konačni izraz uvrste se brojevi s mjernim jeinicama (uz po potrebi ogovarajude pretvaranje) – ako je nešto krivo, vjerojatno de se vijeti po tome što se jeinice nede obro pokratiti – i izračuna
– bez panike: moža izglea teško, ali uz malo vježbe nije preteško, a jenom ka se uvježba ovakav tip izvođenja i obro poznaju sve osnovne formule (s razumijevanjem što koje slovo u njima znači!), može se pomodu njih izračunati jako puno tipova zaataka, a nije vjerojatno a de išta biti osjetno teže o ovog primjera
Primjer za Hessov zakon Iz reakcijskih entalpija za reakcije: C(s) + O 2(g)
ΔrH1 = –393 kJ mol –1
CO2(g)
CO(g) + 1/2O2(g)
CO2(g)
ΔrH2 = –283 kJ mol –1
izračunamo reakcijsku entalpiju za reakciju: C(s) + 1/2O 2(g)
C(s) + O 2(g)
CO(g)
–393 kJ mol –1
CO2(g)
+ CO(g) + 1/2O2(g)
CO2(g)
\ × (–1)
–283 kJ mol –1
\ × (–1)
57
drzavna-matura.com
C(s) + 1/2O2(g)
C(s) + O 2(g) + CO2(g)
CO(g)
?
–393 kJ mol –1
CO2(g)
–1
CO(g) + 1/2O2(g)
C(s) + 1/2O2(g)
283 kJ mol
–110 kJ mol –1
CO(g)
Primjer oređivanja 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 "pre vesti" na množine, to je najlakše učiniti tako a se zamisli uzorak od 100 g – u njemu ima onoliko grama svakog elementa koliki je postotak njegov maseni
uio (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 :
– poijeli se svaki član omjera s najmanjim članom (u ovom slučaju s 1.181)
– ako se obiju lijepi cijeli brojevi ili ovako nešto vrlo slično cijelim brojevima (ne moraju biti točno cijeli brojevi! jer je mogude a su sastavljači zaatka koristili molarne mase na rukčiji broj znamenaka, pogreške zbog zaokruživanja i sl.), super, ako ne, množe se svi članovi istim cijelim brojem tako a se obiju najmanji mogudi cijeli brojevi (koeficijenti u empirijskoj formuli su uvijek najmanji mogudi cijeli brojevi) – i napokon: C : O : H : Na = 1 : 3 : 1 : 1 empirijska formula: CO 3HNa = (presložimo u smisleni reoslije) = NaHCO 3
Razrjeđivanje otopina kiseline (ili lužine ili nekog iona) voom
58
drzavna-matura.com
– buudi a se oaje samo čista voa, u kojoj nema kiseline, konačna otopina sarži jenaku množinu kiseline kao i početna otopina pa možemo pisati (kroz cijeli primjer ineks 1 se onosi 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 oane voe pa je:
iz čega se može obiti bilo početna koncentracija, bilo konačna koncentracija, bilo početni volumen, bilo volumen vode koji je potr ebno oati (onosno iz toga konačni volumen),
ovisno što se traži a što je zaano (za kombiniranje s masenom koncentracijom i rugim veličinama vii Primjer pametnog baratanja formulama )
Miješanje kiseline i lužine Pomiješa se 50 mL sumporne kiseline koncentracije 0.10 mol/m 3 i 170 mL natrijeve lužine 3
koncentracije 0.03 mol/dm . Koliki je pH dobivene otopine?
– napisati jenažbu kemijske reakcije H2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + 2H2O
– iz jenažbe očitati onose množina kiseline i lužine koje međusobno reagiraju (omjer stehiometrijskih koeficijenata)
– izračunati množine iz zaanih veličina
– pogleati što se u reakciji posve potroši, a čega preostaje
59
drzavna-matura.com
sa 0.0050 mol H2SO4 bi reagiralo 2 × 0.0050 mo l = 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(H 2SO4) = 50 mL + 170 mL = 220 mL = 0.220 dm
3
– izračunati koncentraciju preostalih H + ili OH – iona (množina preostale kiseline ili lužine × –
+ broj H ili OH iz jene molekule kiseline ili lužine / ukupni volumen)
– iz toga izračunati pH ili pOH, a ona iz pH + pOH = 14 po potrebi i ono drugo pH= –log(0.022)=1.6
*napomena: postupak vrijei samo ako je završna c(H +) ili c(OH –) koja se obije veda o –5
otprilike 10
3
mol/dm i ako su koncentracije kiseline i lužine ovoljno male a se može
zanemariti volumen vode nastale neutralizacijom, ali takvi bi na ovoj razini trebali biti svi zadaci
Zadaci 1. Ako se zagrijavanjem iz 1.50 g H 2C2O4×2H2O 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? 23
A. 6.0×10
23
B. 1.3×10
22
C. 3.8×10
21
D. 6.0×10
3
3. Koliko je mililitara HCl koncentracije 8.00 mol/dm potrebno za pripremu 150 mL HCl 3
koncentracije 1.60 mol/dm ?
60
drzavna-matura.com
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 D. Mg3P2O8 5. Amonijak se obiva prema sljeedoj jenažbi: N 2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) Ako se kad 0.5 mol N2 reagira s 0.5 mol H 2 dobije 0.25 mol NH 3, 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? –1
A. –601.8 kJ∙mol
B. –300.9 kJ∙mol –
1
–1
C. +300.9 kJ∙mol
D. +601.8 kJ∙mol –
1 3
7. Koliki je pH otopine KOH koncentracije 0.025 mol/dm ? A. 1.60 B. 3.69 C. 10.31 D. 12.40 8. Razlika potencijala članka na slici pri stanarnim uvjetima je:
61
drzavna-matura.com
A. 0.28 V B. 0.76 V C. 1.32 V D. 2.36 V 9. Oksi mangana sarži 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 jenak masenom ujelu ušika u amonijevom ihirogenfosfatu? A. 14 / 115 B. 28 / 115 C. 28 / 132 D. 14 / 210 11. Etanol gori u suvišku kisika, pri čemu nastaje ugljikov ioksi i voa prema sljeedoj
izjenačenoj jenažbi: C2H5OH(g) + 3O2(g) 2CO2(g) + 3H2O(g)
Koja o ponuđenih vrijenosti je najbliža volumenu CO 2(g) koji nastaje izgaranjem 5
0.25 mol C2H5OH(g) pri 200K i 10 Pa? A. 5 L B. 8 L C. 10 L D. 15 L
62
drzavna-matura.com
12. Koliki je ukupni broj atoma u 1.0 g HOOC(CH 2)4COOH? A. 20 21
B. 4.1×10
22
C. 8.2×10
24
D. 7.2×10
13. Oksalna kiselina, H 2C2O4, reagira s permanganatnim ionom prema sljeedoj
izjenačenoj jenažbi: –
+
2+
5H2C2O4(aq) + 2MnO4 (aq) + 6H (aq) 2Mn (aq) + 10CO2(g) + 8H 2O(l) 3
Koliko je mililitara otopine KMnO 4 koncentracije 0.0154 mol/dm potrebno za 3
reakciju s 25.0 mL otopine H 2C2O4 koncentracije 0.0208 mol/dm ? A. 13.5 mL B. 18.5 mL 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 N 2(g)? A. 1078 kJ B. 1797 kJ C. 3234 kJ D. 5390 kJ 0
15. Prema poacima u tablici izračunaj E za reakciju +
3+
Ga(s) + 3Tl (aq) 3Tl(s) + Ga (aq)
A. 0.479 V B. 0.193 V C. –0.193 V D. –0.479 V
63
drzavna-matura.com
2+
3
16. Koma metalnog nikla uronjen je u otopinu koja sarži Pb (aq) (c=1.0 mol/dm ) i 2+
3
Cd (aq) (c=1.0 mol/dm ). Prema standardnim redukcijskim potencijalima u tablici,
ovijat de se koja/e reakcija/e? 2+
2+
2+
2+
1) Ni(s) + Pb (aq) Pb(s) + Ni (aq) 2) Ni(s) + Cd (aq) Cd(s) + Ni (aq)
A. samo 1 B. samo 2 C. i 1 i 2 D. ni 1 ni 2 17. Maseni uio ušika u (N 2H5)2SO4 je: A. 10.8 % B. 17.3 % C. 34.5 % D. 51.2 % 18. Koliko ima molekula ozona u 3.20 g O3? A. 4.0 × 10
22 22
B. 6.0 × 10 C. 1.2 × 10
23
D. 6.0 × 10
23
19. Silicijev karbid, SiC, dobiva se zagrijavanjem SiO 2 i C na visoke temperature, prema
jenažbi: SiO2 (s) + 3C(s) SiC(s) + 2CO(g)
Koliko bi se najviše grama SiC moglo obiti iz 2.00 g SiO2 i 2.00 g C? A. 1.33 B. 2.26 C. 3.59 D. 4.00
64
drzavna-matura.com
20. Iz 7.66 g hidratiziranog natrijevog sulfata, Na 2SO4 × 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 jenažbi: 3Ag(s) + 4HNO3(aq) 3AgNO3 (aq) + NO(g) + 2H 2O(l) 3
Koliki volumen HNO3(aq) koncentracije 1.15 mol/dm 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 3
22. Pripremljene su vodene otopine navedenih tvari koncentracije 0.15 mol/dm . Koja od
njih ima najviše vrelište? A. CaCl2 B. NaBr C. CuSO4 D. CH3OH 23. Za reakciju 2CCl 4(g) + O2(g) 2COCl2(g) + 2Cl 2(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. K olika je
gustoda metala (g/mL)?
65
drzavna-matura.com
A. 0.348 B. 0.900 C. 4.50 D. 22.5 2+
2+
25. Za elektrokemijski članak s reakcijom Cu (aq) + M(s) Cu(s) + M (aq) je E˚ = 0.75 2+
V. Standardni redukcijski potencijal za Cu (aq) je 0.34 V. Koliki je standardni 2+
redukcijski potencijal za M (aq)? A. 1.09 V B. 0.410 V C. –0.410 V D. –1.09 V 26. Vodene otopine AgNO 3, Cu(NO3)2 i Au(NO3)3 koncentracija 0.1 mol/dm
3
elektrolizirane su u aparaturi na slici, tako a ista struja protječe kroz svaku otopinu.
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 3
27. Koji volumen tekudine A ima istu masu kao 80.0 cm tekudine B, ako je gustoda
tekudine A 0.660 g/cm3, a tekudine B 1.59 g/cm 3? 3
A. 40.0 cm
3
B. 97.0 cm C. 160 cm
3
D. 193 cm
3
28. Koliko ima molekula vode u 0.10 g modre galice (CuSO 4×5H2O)?
66
drzavna-matura.com
A. 1.2 × 10
21
B. 2.4 × 10
21
C. 2.4 × 10
22
D. 1.2 × 10
23
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 3
30. Za neutralizaciju 25.00 mL H 2SO4(aq) koncentracije 0.1050 mol/dm utrošeno je 17.23 mL NaOH(aq) nepoznate koncentracije. Koja je koncentracija NaOH(aq)? 3
A. 0.07617 mol/dm 3
B. 0.1447 mol/dm
3
C. 0.1524 mol/dm
3
D. 0.3047 mol/dm
31. Kolika je masa jedne molekule vode u gramima? A. 18 B. 1.1 × 10 –
21
–23
C. 3.0 × 10
D. 1.7 × 10 –
24
32. Prirodni talij sastoji se od dva stabilna izotopa, Tl –203 and Tl –205 (atomske mase:
203.0 onosno 205.0) i ima prosječnu atomsku masu 204.4. Koliki je uio 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 obiti iz 15.5 g N 2H4 i 4.68 g N2H4?
67
drzavna-matura.com
A. 4.38 B. 5.04 C. 15.2 D. 26 3
34. Koliki volumen H2SO4 (c=0.108 mol/dm ) je potreban za neutralizaciju 25.0 mL KOH 3
(c=0.145 mol/dm )? A. 16.8 mL B. 33.6 mL C. 37.2 mL D. 67.1 mL 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? 2+
3+
3+
2+
I. Cr (aq) + Fe (aq) Cr (aq) + Fe (aq) 2+
2+
+
3+
II. Cu (aq) + Fe (aq) Cu (aq) + Fe (aq) A. samo I. B. samo II. C. i I. i II. D. ni I. ni II.
68
drzavna-matura.com
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 3
37. Koliki volumen (u mL) koncentrirane sumporne kiseline (c=18.0 mol/dm ) je potreban 3
za pripremu 2.50 L otopine koncentracije 1.00 mol/dm ? A. 7.20 B. 14.4 C. 69.4 D. 139 38. Formulska jeinka berila sarži 3 atoma berilija. Maseni uio 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 3
39. 100 mL otopine kalcijeva nitrata koncentracije 0.250 mol/dm pomiješano je s 400 mL
ušične kiseline koncentracije 0.100 mol/m 3. Kolika je koncentracija nitratnih iona u dobivenoj smjesi? 3
A. 0.180 mol/dm
3
B. 0.130 mol/dm
3
C. 0.0800 mol/dm
3
D. 0.0500 mol/dm
40. Prema jenažbi: N2O3(g) + 6H2(g) 2NH3(g) + 3H2O(g) koliko molova NH3(g) može nastati reakcijom 0.22 mol N 2O3(g) i 0.87 mol H2(g)? A. 0.29 mol B. 0.44 mol C. 0.73 mol
69
drzavna-matura.com
D. 1.1 mol 41. Elektroliza vode: 2H 2O(l) 2H2(g) + O 2(g) Koliko molova H2(g) može nastati prolaskom 4.8×10
21
elektrona?
A. 2.00×10 –
3
–3
B. 4.0×10
–3
C. 8.0×10
D. 1.6×10 –
2
42. Standardna entalpija stvaranja NH 3(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 43. Prema poacima u tablici, izračunaj promjenu entalpije za raspa natrijevog hidrogenkarbonata (u kJ po molu CO 2): 2 NaHCO3(s) Na2CO3(s) + H2O(g) + CO 2(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
drzavna-matura.com
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 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
70
drzavna-matura.com
38. B 39. A 40. A 41. B 42. D 43. A
71
72
drzavna-matura.com
DODATAK 1: RAZNE BOJE I PROMJENE BOJA – boje plamena +
Li crveno +
Na žuto +
K ljubičasto 2+
Ca narančastocrveno +
Rb crveno 2+
Sr tamnocrveno +
Cs plavo 2+
Ba zeleno 2+
Cu zeleno +
Ag narančasto
– 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 voenoj 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 2 –
Cr2O7 narančasto 2 –
CrO4 žuto
– obojeni kationi prijelaznih metala u vodenim otopinama 3+
Cr zeleno 2+
Mn blijeoružičasto 3+
Fe žuto 2+
Fe zeleno 2+
Co ružičasto Ni
2+ 2+
zeleno
Cu plavo
73
drzavna-matura.com
– obojeni talozi (netopljivi spojevi) (osim onih koji poprimaju boju prema kationu ili anionu koji sarže) 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 stanarnim uvjetima, ali postaju plinovi pri relativno malo poviš enoj temperaturi
– promjene boja kao okaz prisutnosti oređenih organskih spojeva – nezasideni spojevi (alkeni, alkini)
bromnu vou (smeđa) i otopinu kalijevog
permanganata (ljubičasta) – Fehlingov ili Trommerov reagens: lužnata otopina Cu2+ iona (plavo) + aldehid ili reucirajudi šeder (glukoza ili fruktoza)
talog Cu2O (crvenosmeđi)
– Tollensov reagens: lužnata otopina AgNO 3 i amonijaka + aldehid ili reucirajudi šeder (glukoza ili fruktoza) srebrno zrcalo – biuret reakcija: lužnata otopina Cu2+ iona (plavo) + bjelančevine (polipeptii) ljubičasto – ksantoproteinska reakcija: bjelančevine (koje sarže aromatske aminokiseline) + koncentrirana HNO 3 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
drzavna-matura.com
– lakmus: plavi pocrveni u kiselom, crveni poplavi u lužnatom
74
75
drzavna-matura.com
DODATAK 2: KEMIJSKE FORMULE I NAZIVI Kiseline i anioni/soli (osjenčane su jake kiseline) a) kiseline koje ne sarže kisik kiselina
službeni
hrvatski naziv
anion
naziv HF HCl
fluorovoična
fluoridna
klorovoična
kloridna
–
F
naziv
naziv
službeni
iona
soli
naziv
fluoridni
fluorid
–
kloridni
klorid
–
Cl
halogenidna
HBr
bromidna
bromovoična
Br
bromidni
bromid
HI
jodidna
joovoična
I
–
jodidni
jodid
H2S
sulfidna
sumporovoična
S
sulfidni
sulfid
2 –
hrvatski naziv
naziv iona
naziv soli
halogenovoična
halogenidni
halogenid
(S nije halogeni element, ali naziv se daje po istom principu)
(npr. HCl(g) u plinovitom tj. čistom stanju = klorovoik, HCl(aq) u voenoj otopini = klorovoična kiselina)
b) kiseline koje sarže kisik (oksokiseline) o najmanjeg o najvedeg oksiacijskog broja sreišnjeg elementa službeni
hrvatski
naziv
naziv
HClO
hipokloritna
hipoklorasta
ClO
HClO2
kloritna
klorasta
ClO2
H2SO3
sulfitna
sumporasta
SO3
kiselina
anion
– –
2 –
naziv iona
naziv soli
hipokloritni
hipoklorit
kloritni
klorit
sulfitni
sulfit
–
nitritni
nitrit
–
kloratni
klorat
–
HNO2
nitritna
ušikasta
NO2
HClO3
kloratna
klorna
ClO3
HNO3
ušična
nitratna
NO3
nitratni
nitrat
sulfatni
sulfat
karbonatni
karbonat
fosfatni
fosfat
perkloratni
perklorat
H2SO4
sulfatna
sumporna
2 – SO4
H2CO3*
karbonatna
ugljična
CO3
H3PO4
fosfatna
fosforna
PO4
HClO4
perkloratna
perklorna
ClO4
2 –
3 –
–
službeni
hrvatski
naziv
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
naziv soli
*=zapravo ne postoji ugljična kiselina, postoje samo njene soli 2 –
–
–
–
anion s jednim H hidrogen... (HPO4 hidrogenfosfat, HSO4 hidrogensulfat, HCO3 hidrogenkarbonat, HSO3 hidrogensulfit) –
anion s dva H dihidrogen... (H2PO4 dihidrogenfosfat)
Baze i kationi (osjenčani su obro topivi hiroksii koji aju jake lužine ) baza (hidroksid)
kation
LiOH
Li
NaOH
Na
KOH
K
Be(OH)2
Be
Mg(OH) 2
Mg
Ca(OH)2
Ca
+
naziv hidroksida ili iona litijev
+
+
+
alkalijskih metala = M
natrijev kalijev
2+ 2+
2+
berilijev magnezijev kalcijev
2+
zemnoalkalijskih metala = M
76
drzavna-matura.com
2+
Sr(OH)2
Sr
Ba(OH)2
Ba
Al(OH)3
Al
stroncijev
2+
3+
aluminijev
aluminij je u 3. skupini u periodnom sustavu
2+
željezov(II)
prijelaznih metala uglavnom 2+, nije velika
3+
željezov(III)
zabluda pamtiti da su 2+ svi osim Cr
3+
kromov(III)
(jedina (uobičajena) mogudnost za te metale)
manganov(II)
te Fe i Cu (uz Fe i Cu ), * = za Zn i Ag nije
kobaltov(II)
nužno pisati cinkov(II) i srebrov(I) jer su samo
2+
niklov(II)
te valencije mogude ali nije ni greška
2+
bakrov(II)
+
bakrov(I)
2+
cinkov*
+
srebrov*
2+
živin(II)
Fe Fe Cr
2+
Mn
2+
Co Ni
Cu Cu Zn
Ag
Hg
3+
+
2+
3+
2+
+
i Ag
2+
+
2+
živin(I)
"složeni kation"
+
amonijev
ne potječe o metala nego o amonijaka, *=
Hg2 NH4OH*
barijev
NH4
NH4OH zapravo ne postoji nego je riječ o voenoj otopini amonijaka NH3(aq)
Alkani/ugljikovoične 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
77
drzavna-matura.com
DODATAK 3: KEMIJSKE FORMULE I SVOJSTVA TVARI IZ SVAKODNEVNE UPOTREBE soda bikarbona = natrijev hidrogenkarbonat NaHCO 3 slabo lužnata sol soda = natrijev karbonat Na 2CO3 (*kristalna soda = natrijev karbonat dekahidrat Na2CO3×10H2O) jako lužnata sol
kaustična soa = natrijev hiroksi NaOH jaka lužina kuhinjska sol = natrijev klorid NaCl
solna kiselina = klorovoična kiselina HCl jaka kiselina živo vapno = kalcijev oksi CaO bazični oksi gašeno vapno = kalcijev hiroksi Ca(OH) 2 jaka baza/lužina (slabo o umjereno topljiv) vapnenac, mramor = kalcijev karbonat CaCO 3 (*kreda = smjesa CaCO 3 i CaSO4) modra galica = bakrov(II) sulfat pentahidrat CuSO 4×5H2O hidratna sol, dobro topljiva, kisela
zelena galica = željezov(II) sulfat heptahirat FeSO 4×7H2O hidratna sol, dobro topljiva (*ali u otopinama Fe
2+
3+
brzo prelazi u Fe ), kisela
boroška juha = smjesa more galice i gašenog vapna kiselina iz akumulatora = sumporna kiselina H 2SO4 jaka kiselina, oksidans, higroskopna (dehidratacijsko djelovanje – oduzima vodu) "peroksid" = vodikov peroksid H 2O2 jaki oksidans (*ali može biti i reucens) jodna tinktura = vodena otopina joda I 2(aq)
zemni plin = pretežno metan CH 4 zapaljiv plin plin u kudanstvu = smjesa propana CH3CH2CH3 i butana CH 3CH2CH2CH3 zapaljiv plin kloroform = triklormetan CHCl 3 "alkohol" (i onaj u pidima i onaj za čišdenje/ezinfekciju) = etanol CH 2CH3OH glicerol = propan –1,2,3 –triol CH2OH –CHOH –CH2OH "eter" = dietileter CH 3CH2OCH2CH3 formalin = vodena otopina formaldehida, formaldehid = metanal HCHO aceton = propanon CH 3OCH3 octena kiselina = etanska kiselina CH 3COOH slaba kiselina
drzavna-matura.com
78
benzin = smjesa ugljikovoika (prvenstveno lančastih alkana, ne pobrkati s benz Enom koji je aromatski ugljikovodik) masti i ulja = esteri glicerola i tri (iste ili različite; zasidene masti, barem jena nezasidena ulja) više masne kiseline
sapuni = natrijeve ili kalijeve soli viših masnih kiselina
kuhinjski šeder = saharoza (C 12H22O11)