KEMIJA SKRIPTA ZA DRŽAVNU MATURU izradila: Kristina Kučanda, PMF–Kemijski odsjek, Preddiplomski studij kemije, 1. god ina 2010/11.
Autor: Kristina Kučanda, PMF–Kemijski odsjek, Preddiplomski studij kemije, 1. godina 2010/11.
[email protected] prema: Ispitni katalog za državnu maturu u šk. god. 2010/2011., Kemija, NCVVO www.nc vvo.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, l icencirati ili koristiti sadržaj u komercijalne ili bilo koje druge svrhe bez dozv ole autora. Skripta se koristi na vlastitu odgovornost i autori se ne mogu smatr ati odgovornima za bilo kakvu štetu koja na bilo koji način može nastati korištenjem. Zagreb, 2011.
Sadržaj Uvod ........................................................................... ................................................................1 Napomena uz 1. izdanje ....................................................................... .......................................1 1 i. ii. ELEKTRONSKA KONFIGURACIJA I PERIODIČNOST SVOJSTAVA ELEMENATA...................... 2 elektronska konfiguracija .................................................... ........................................2 atomski polumjer, energija ionizacije, elektronski afinitet, elektronegativnost............4 ostala fizikalna i kemijs ka svojstva..................................................................... ..........5 iii. 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 i. ii. BRZINA REAKCIJE I RAVNOTEŽA ...................................................... ...............................26 brzina kemijske reakcije ..................... .......................................................................26 kemijs ka 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. ii. iii. pretvaranje mjernih jedinica ......................... ............................................................60 veličine koje je po trebno poznavati................................................................ ...........61 bitne formule..................................................... .......................................................63 Primjer pametnog baratanja formulama ........................................... ........................................67 Primjeri za Hessov zakon ............ ................................................................................ ...............68 Primjer određivanja empirijske formule ......................... ...........................................................70 Razrjeđivanje otopin a .............................................................................. .................................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. ii. Najvažnije vrste organskih spojeva.... ........................................................................92 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: KEM IJSKE FORMULE I SVOJSTVA TVARI IZ SVAKODNEVNE UPOTREBE ............109 DODATAK 4 : TOPLJIVOST ................................................................... .................................111 i. ii. pravo otapanje...................... ................................................................................ ..111 "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 obra titi pozornost pri pripremi za državnu maturu iz kemije, nudeći tehnike za lakše pamćenj e 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 osnovn im pojmovima. Ova skripta NIJE namijenjena da posluži kao jedini izvor za učenje za maturu, osobito ne maturantima koji nisu imali prikladnu nastavu kemije u srednj oj školi, nego kao nadopuna srednjoškolskim udžbenicima i drugim sredstvima. Sve stavk e koje obuhvaća sadržane su u Ispitnom katalogu, ali NE obuhvaća sve stavke iz Ispitno g 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 dod atka Razne boje i promjene boja u kojem ilustrira sadržaj) boja teksta upućuje na teži nu gradiva: zelenom je označeno osnovno gradivo koje bi svi trebali bar donekle po znavati za pozitivnu ocjenu, narančastom ono nešto naprednije (za više ocjene), a tamn ocrvenom 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 poglavlji ma 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 dod ani originalni zadaci ponuđenih odgovora, dodatni primjeri u poglavlju Računanje u k emiji i slike u poglavlju Kristalne strukture te ispravljene neke greške i napravl jene 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 skr ipte posebno su objavljeni i Obrazložena rješenja zadataka s nacionalnih ispita i drža vnih matura 2007–2010. te Dodatak za prijemni ispit na Medicinskom fakultetu u Zag rebu. autorica
drzavna-matura.com 2 1 ELEKTRONSKA KONFIGURACIJA I PERIODIČNOST SVOJSTAVA ELEMENATA periodni sustav koji se dobije s ispitom: – ima: simbole elemenata, redne brojeve, relativne atomske mase – nema: nazive eleme nata, nazive blokova, perioda i skupina, pomoćne oznake za odčitavanje elektronske k onfuguracije, podjelu na metale i nemetale, oksidacijske brojeve... i. elektronska konfiguracija – treba znati samo za elemente prve 4 periode: 1s 2s 3s 4s 3d 4p 2p 3p
drzavna-matura.com 3 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 redoslij eda bi trebala biti prihvatljiva) – i za njihove ione: kationi od elektronske konfiguracije atoma oduzima se odgovar ajući broj zadnje dodanih elektrona npr. Li+ = 1s2 ( = [He] ) Ca2+ = 1s2 2s2 2p6 3 s2 3p6 ( = [Ar] ) Al3+ = 1s2 2s2 2p6 ( = [Ne] ) anioni elektronskoj konfiguracij i atoma dodaje se odgovarajući broj sljedećih elektrona npr. H– = 1s2 ( = [He] ) O2– = 1 s2 2s2 2p6 ( = [Ne] )
drzavna-matura.com 4
P3– = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 ( = [Ar] ) općenito, elementi najlakše (najčešće) tvore ione čija j elektronska konfiguracija jednaka elektronskoj konfiguraciji po rednom broju na jbližeg plemenitog plina – kationi prijelaznih elemenata: prvo odlaze 4s, a tek onda 3d elektroni Fe = [Ar] 4s2 3d6 Fe2+ = [Ar] 3d6 Fe3+ = [Ar] 3d5 Cu = [Ar] 4s1 3d10 Cu+ = [Ar] 3d10 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 met ale) i f (lantanoide i aktinoide) elemente ignoriramo) energija ionizacije: energija potrebna za izbijanje elektrona iz atoma (u plinov itom stanju; to je prva energija ionizacije, a druga, treća itd. = energija potreb na za izbijanje sljedećeg elektrona iz kationa) X(g) X+(g) + e–, ΔE = Ei što je manja, a tom lakše tvori katione elektronski afinitet: energija potrebna za izbijanje elekt rona iz jednovalentnog aniona (u plinovitom stanju; = – energija koja se oslobodi kad atom primi elektron)
drzavna-matura.com 5
X–(g) X(g) + e–, ΔE = Eea što je veći, atom lakše tvori anione elektronegativnost: veliči isna o energiji ionizacije i elektronskom afinitetu koja pokazuje relativnu (u o dnosu na ostale elemente) težnju da atom tvori anione ili katione (što je veća, lakše tv ori anione, što je manja, lakše tvori katione) odnosno ima negativan ili pozitivan o ksidacijski broj u spojevima (vidi Redoksi); što je veća razlika elektronegativnosti između elemenata u vezi, veza je polarnija odnosno više ionskog karaktera; plemenit im plinovima ne određuje se elektronegativnost jer ne tvore spojeve ili ih ne tvor e dovoljno – dakle elektronegativnost pokazuje koliko atom "voli" elektrone tj. ko liko ih jako privlači k sebi *atomski polumjer, energija ionizacije i elektronski afinitet ne mijenjaju se kr oz periodni sustav posve pravilno – najvažnije iznimke: elementi borove i kisikove s kupine imaju manju prvu energiju ionizacije od prethodećih elemenata berilijeve od nosno dušikove skupine jer se njihovom ionizacijom izbija jedini p elektron vanjsk e ljuske odnosno ostaju 3 nesparena p elektrona (polupopunjene p orbitale); elem enti berilijeve i dušikove skupine imaju osobito nizak elektronski afinitet jer im aju popunjene valentne s orbitale odnosno polupopunjene valentne p orbitale, p–ele menti 2. periode imaju manji elektronski afinitet od elemenata ravno ispod sebe jer su njihovi atomi vrlo mali pa "redovni" elektroni jače odbijaju dodatni elektr on, 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, kov alentni 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 6 Zadaci 1. Koji od navedenih elemenata ima elektronsku konfiguraciju vanjske ljus ke s2p4? A. Ca B. Cr C. Ge D. Se 2. Koji od navedenih elemenata je najelektroneg ativniji? 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. elektronegativ nost C. energija ionizacije D. talište 4. Koji od navedenih atoma ima najmanju prv u energiju ionizacije? A. Na B. K C. Mg D. Ca 5. Kojim su redom atomi P, S, As i spravno 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 ato mskog 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. D C A B C A B D iv. izoelektronske čestice – čestice koje imaju isti broj elektrona (NE u jezgri nego u elektronskom omotaču) – ato mi – neutralni (broj elektrona = broj protona) – kationi – pozitivno nabijeni ioni (br oj elektrona < broj protona) Xn+ – anioni – negativno nabijeni ioni (broj elektrona > broj protona) Xn– – najčešće je atom plemenitog plina (najstabilnija elektronska konfigu racija, 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 z adaci s izoelektronskim česticama!) – kationi su uvijek manji od izoelektronskih ato ma (protoni iz jezgre jače privlače manji broj elektrona), što je veći nabojni broj kati ona, to mu je polumjer manji – anioni su uvijek veći od izoelektronskih atoma (proto ni 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 česti ce 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 odno s veličina njihovih polumjera. Rješenja 1. Zn2+; Sc3+, Ca2+, K+, Ar, Cl–, S2–, P3–
drzavna-matura.com 8 Na 2. a) O– F; d) Mg+ – izoelektronske mogu biti i čestice koje se sastoje od više atoma (molekule i višeatomn i ioni) – gleda se zbroj elektrona atoma od kojih se čestica sastoji minus nabojni b roj (uzimajući u obzir predznak nabojnog broja!); njihove odnose veličina teže je pred vidjeti, ali uglavnom vrijedi isto pravilo *Zadaci 1. Koja od navedenih čestica je izoelektronska s NO2+? a) N2O; b) NO2–; c) N H2–; d) SO2 2. Poveži molekule s izoelektronskim ionima. a) CH4 b) C2H6 c) CO2 d) N2 O4 e) N2 *Rješenja 1. a 2. b, d, a, e, c __ N2H62+ __ C2O42– __ NH4+ __ C22– __ NO2+
drzavna-matura.com 9 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 reaktan ata, reakcijska entalpija je pozitivna npr. žarenje modre galice: CuSO4×5H2O(s) CuSO 4(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 za nemariva količina reaktanata, ravnoteža je pomaknuta daleko prema produktima (konsta nta 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 zna tna količina i produkata i reaktanata (konstanta ravnoteže između 0,01 i 100*), promje nom uvjeta (temperatura, tlak) može se znatno utjecati na omjer prisutnih produkat a i reaktanata, pišu se s povratnom strelicom ili N2O4(g) npr. dimerizacija dušikova(IV) oksida: 2NO2(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 odvij a 3. po složenosti reaktanata i produkata – sinteza – od jednostavnijih tvari nastaju složenije npr. sinteza nitrobenzena
drzavna-matura.com 10 sinteza amonijeva klorida NH3(g) + HCl(g) NH4Cl(s) – analiza – složenije tvari se rast avljaju na jednostavnije – piroliza – povišenom temperaturom bez prisutnosti kisika np r. 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) – hidro liza – uz pomoć vode npr. hidroliza estera: hidroliza soli slabih kiselina ili baza – anion slabe kiseline ili kation slabe ba ze 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 – djelo vanjem svjetlosti npr. fotoliza srebrova klorida AgCl(s) ½Cl2(g) + Ag(s) (hν = e ergija kva ta svjetlos og zračenja (ν = frekve cija, h = Pla ckova ko sta ta 6 ,62×10–34 Js)) – elektroliza – djelova jem 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) – oksidacij a – otpuštanje elektrona – povećanje oksidacijskog broja – redukcija – primanje elektrona – smanjenje oksidacijskog broja *u svakoj redoks reakciji odvijaju se jednako i oksidacija i redukcija!, za svak u posebno moguće je napisati samo jednadžbu polurekacije koja sadrži elektrone *naravn o, nisu sve postojeće reakcije redoks–reakcije, ne dolazi u svim kemijskim reakcijam a do promjene oksidacijskog broja vidi poglavlje Redoksi 5. po promjeni zasićenost i (organske reakcije) – eliminacija – smanjenje zasićenosti (povećanje nezasićenosti) – oduz imanjem atoma nastaje dvostruka ili trostruka veza – adicija – povećanje zasićenosti – dodavanjem atoma na trostruku ili dvostruku vezu nasta je 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 Zad aci 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. 2C rO42– Cr2O72– D. Cr3+ CrO42– 3. Koja od navedenih promjena je oksidacija? A. VO3– VO2+ . CrO2– CrO42– C. SO3 SO42– D. NO3– NO2– 4. Reakcija u kojoj karboksilna kiselina reagi s alkoholom i nastaje organski spoj i voda zove se: A. esterifikacija B. hidroli za C. neutralizacija D. saponifikacija 5. Koji od navedenih procesa su egzotermn i? 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 klorbenzen a iz benzena (uz FeCl3 kao katalizator) je: A. adicija B. eliminacija C. supstit ucija D. redukcija
drzavna-matura.com 13 Rješenja 1. D 2. A 3. B 4. A 5. A 6. C
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 r eakcije redoksi! one koje nisu (u kojima se nijednoj tvari ne mijenja oksidacijs ki broj, npr. kiselo–bazne reakcije), izjednačavamo "običnim" "brojanjem atoma" – oksida cijski 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 njegov e veze bile ionske – elementarne tvari: 0 – kisik u spojevima: većinom –II (osim u: pero ksidima –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 – zbro j svih oksidacijskih brojeva u ionu = nabojni broj tog iona npr. alkalijski meta li I, zemnoalkalijski II, aluminij III (i u kovalentnim spojevima), halogenidi –I, ali isto naravno vrijedi i za višeatomne ione *najopćenitije pravilo: svakom elemen tu 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 oksidac ijski broj 2 jer je vezan s dvije veze s jednim kisikom i još jednom vezom s drugi m kisikom, dakle s ukupno 3 veze s kisikom koji je elektronegativniji, a jednom vezom s vodikom koji je manje elektronegativan – može se pamtiti da elektronegativni ji element (vidi definiciju elektronegativnosti) dobiva elektrone koji su negati vni pa postaje negativniji dakle dobiva minus u oksidacijski broj ( fluor kao naj elektronegativniji element u svim spojevima ima oksidacijski broj –I) Oksidacija O tpuštanje elektrona (Na Na+ + e–), Redukcija pRimanje elektrona (Na+ + e– Na) oksidaci ja je povećanje oksidacijskog broja (a redukcija smanjenje) pri redoks–reakciji uvij ek se događa i oksidacija i redukcija (ukupni porast oksidacijskog broja nečega jedn ak 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 oksidacijsk i 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 stran e jednadžbe). Prema tome napisati jednadžbe polureakcija (oksidacije i redukcije). U jednadžbama polureakcija: 1. način gledanja: prvo izjednačiti broj istih atoma s jedn e i s druge strane strelice, zatim izjednačiti naboje elektronima: zbroj svih nabo ja s jedne strane (polu)reakcije je uvijek jednak zbroju svih naboja s druge str ane (polu)reakcije – u svakoj polureakciji sudjeluje onoliko elektrona koliko je p otrebno da se to postigne 2. način gledanja: prvo dodati elektrone, a onda izjednači ti brojeve istih atoma: broj elektrona u polureakciji jednak je promjeni oksidac ijskog broja (promjena oksidacijskog broja jednog atoma × koliko ima takvih atoma) (ponekad je zgodniji jedan način, ponekad drugi, ali sve se može riješiti pomoću bilo k ojeg pa je dovoljno shvatiti i uvježbati jedan) Zatim pomnožiti jednadžbe polureakcija tako da se u oksidaciji otpusti onoliko elektrona koliko se u redukciji primi t e ih zbrojiti (pri čemu se elektroni "pokrate"). Te po potrebi spojiti ione u odgo varajuće tvari, eventualno dodajući ione koji su prisutni u početnoj jednadžbi a ne sudj eluju u polureakcijama. Na kraju uvijek provjeriti da u konačnoj jednadžbi ima jedna ko svih istih atoma s obje strane i da je zbroj naboja s obje strane isti (najčešće, a li ne nužno, 0). Primjer (korak po korak): Al + Cl2 Al + Cl2
AlCl3 O: Al
Al3+ R: Cl2
AlCl3 +3 0 0 –1 III –I Cl–
drzavna-matura.com 16
O: Al Al3+ R: Cl2 2Cl– O: Al Al3+ + e– R: Cl2 + e– 2Cl– O: Al Al3+ + 3e– R: Cl2 + 2 2Al 2Al3+ + 6e– R: 3Cl2 + 6e– 6Cl– 2Al + 3Cl2 2Al3+ + 6Cl– 2Al + 3Cl2 2AlCl3 Nakon št uvježba, obično se sve piše samo kao: Al + Cl2 AlCl3 O: Al Al3+ + 3e– R: Cl2 + 2e– 2Cl– /×2 /×3 2Al + 3Cl2
2Al3+ + 6Cl– 2Al + 3Cl2
2AlCl3
Redoksi u kiselim ili lužnatim vodenim otopinama – redoksi u kiselom (u jednadžbi je p risutna 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 elektro ni 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 k isika, a zatim da izjednačimo dodane H iz vode dodajemo 2H+ iona na suprotnu stran u – redoksi u lužnatom (u jednadžbi je prisutna lužina ili lužnata sol): nikad se u jednadžb i (polu)reakcije ne može naći H+ (kiselo!) nego samo H2O i OH– – OH– se uglavnom stavlja n a 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 i li možemo gledati ovako: 1 atom vodika izjednačujemo dodatkom 1 vode na stranu nedos tatka vodika te dodatkom 1 hidroksidne skupine (OH–) na suprotnu stranu; 1 atom ki sika izjednačujemo dodatkom 2 hidroksidne skupine na stranu nedostatka kisika i do datkom 1 molekule vode na stranu s viškom kisika
drzavna-matura.com 17
Primjer u kiselom: K2Cr2O7 + HBr CrBr3 + Br2 + H2O + KBr O: 2Br– Br2 + 2e– /×3 R: Cr2O 72– + 6e– + 14H+ 2Cr3+ + 7H2O Cr2O72– + 6Br– + 14H+ 2Cr3+ + 3Br2 + 7H2O K2Cr2O7 + 14HBr CrBr3 + 3Br2 + 7H2O + 2KBr Primjer u lužnatom: NaNO3 + NaOH + Zn NH3 + Na2ZnO2 + H 2O O: Zn + 4OH– ZnO22– + 2H2O + 2e– /×4 R: NO3– + 8e– + 6H2O NH3 + 9OH– 4Zn + 7OH– + NO3– 2H2O + NH3 4Zn + 7NaOH + NaNO3 4Na2ZnO2 + 2H2O + NH3 (za maturu nije potrebno zn ati 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– + 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 + 12 + 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 – "slože – više tvari se oksidira ili se više tvari reducira – ukupan broj elektrona koji sudjel uje u redukcijama mora biti jednak ukupnom broju elektrona koji sudjeluje u oksi dacijama 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 + 14Cl– + 12H2O 2CrI3 + 24KOH + 7Cl2 2K2CrO4 + KIO4 + 14KCl + 12H2O + 5KI
Primjeri – još neke neizjednačene polureakcije (u izjednačenoj jednadžbi trebaju biti elek troni) koje se često pojavljuju, za izjednačiti za vježbu: Oksidansi – polureakcije redu kcije: (kalijev) permanganat u kiselom: MnO4– + H+ + e– Mn2+ + H2O (kalijev) permang anat u lužnatom: MnO4– + H2O + e– MnO2 + OH– dikromat u kiselom: Cr2O72– + H+ + e– Cr3+ + O u lužnatom je kromat*: CrO42– + H2O + e– Cr(OH)4–** + OH– * = reakcija prijelaza dikroma ta u kromat je Cr2O72– + 2OH– 2CrO42– + H2O odnosno kromata u dikromat 2CrO42– + 2H+ Cr2 O72– + H2O (to naravno nisu redoksi, oksidacijski broj kroma ostaje isti) ** = kro m je amfoteran (kao aluminij) ClO4–, ClO3–, ClO2–, ClO–, Cl2 najčešće svi idu skroz u Cl– ( gno i s bromom i jodom, u pravilu u lužnatom) koncentrirana HNO3(aq): NO3– + e– + H+ N O2 + H2O razrijeđena HNO3(aq) u većini slučajeva: NO3– + e– + H+ NO + H2O Reducensi – polur akcije oksidacije: oksalna kiselina: C2H2O4 CO2 + H+ + e– oksalat (anion – ne može bit i kiselina!) u lužnatom: C2O42– CO2 + e– (većina čestih i jednostavnijih oksidacija su one trivijalne – metala u kation)
drzavna-matura.com 19 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, ko ji je koeficijent ispred H+? A. 1 B. 6 C. 8 D. 16 3. _Sn2+(aq) + _NO3–(aq) + _H+(a q) _Sn4+(aq) + _NO(g) + _H2O(l) Koliki je koeficijent uz H+(aq) kad se jednadžba i zjednači najmanjim cjelobrojnim koeficijentima? A. 2 B. 4 C. 6 D. 8 – 4. ClO3 + Br– Cl 2 + Br2 1) Što je redukcijsko sredstvo? A. ClO3– B. Br– C. Cl2 D. Br2 2) Kad se jednadžb a 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. 2 4 6 8 Rješenja 1. A 2. B
drzavna-matura.com 20 3. D 4. 1) B, 2) D 5. B
drzavna-matura.com 21
4 ELEKTROKEMIJA sve reakcije u elektroliznim i galvanskim člancima su redoks–reakcije Katoda Redukci ja, Anoda Oksidacija (uvijek – i u elektrolizi i u galvanskim člancima!) u elektroli zi (u galvanskim člancima je obrnuto! vidi dalje): kationi putuju prema katodi (po zitivni su pa trebaju primiti elektrone katoda je negativna elektroda pa privlači pozitivne katione), anioni prema anodi (negativni su pa trebaju otpustiti elektr one 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 (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 um jesto 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 reakcij a su iste kao za elektrolizu vode) elektroliza vodenih otopina kationa alkalijsk ih i zemnoalkalijskih metala (i aluminija) i složenih (višeatomskih) aniona je zapra vo 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 vod ik (katoda) odnosno kisik (anoda) primjeri: elektroliza vodene otopine: Na2SO4(aq) AlCl3(aq) Cu(NO3)2(aq) produkti na katodi H2, OH– H2, OH– Cu(s) produkti na anodi O2, H+ Cl2(g) O2, H+ zato treba uvijek paziti za elektrolizu, osobito halogenida (npr. NaCl, KI, AlBr 3...), radi li se o talini ili o vodenoj otopini!
drzavna-matura.com 22 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, redukc ija se ne događa u vodenoj otopini nego se umjesto toga reducira vodik (elektroliz a vode!)); za oksidaciju (reakciju u obrnutom smjeru) mu treba obrnuti predznak Voltin niz ( = elektrokemijski niz = niz standardnih redukcijskih potencijala me tala): – kationi alkalijskih metala (od donjih – najreaktivnijih – prema gornjima) –||– ze mnoalkalijskih metala –||– –||– aluminija i nekih prijelaznih metala (cink, kadmij, krom ...) 0 (H+) kationi "poluplemenitih" i "plemenitih" metala (redom najvažniji primj eri): Cu2+, Ag+, Pd2+, Pt2+, Au3+ + reaktivniji metali se "bolje osjećaju" u "izre agiranom" (ionskom) obliku, a manje reaktivni u metalnom – reaktivniji metal (s ma njim redukcijskim potencijalom) "istiskuje" manje reaktivan (s većim redukcijskim potencijalom) iz otopine njegovih iona (npr. ako se bakrena žica stavi u otopinu s rebrova nitrata, na žici se izlučuju "pahuljice" srebra, a otopina poplavi od Cu2+ i ona) – 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 gelo m 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 k atode (gdje su potrebni za redukciju), a kroz elektrolitski most (vodič II. reda) anioni putuju u suprotnom smjeru da bi obje otopine ostale neutralne prikazi gal vanskog članka (na primjeru Daniellijevog članka): – jednadžbe polureakcija: A(–): Zn(s) 2 e– + Zn2+(aq) K(+): Cu2+(aq) + 2e– Cu(s)
drzavna-matura.com 23 – 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 otop ine 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 je dnako (za računanje u elektrokemiji pogledati Mjerne jedinice, veličine i formule – c–VII. i X III.) Zadaci 1. Tijekom elektrolize taline soli, kationi se kreću prema A. anodi i reduc iraju B. anodi i oksidiraju C. katodi i reduciraju D. katodi i oksidiraju 2. Koj a 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) +(aq) + 4e–
O2(g)
drzavna-matura.com 24 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 od vija oksidacija. B. se odvija redukcija. C. nastaju pozitivni ioni. D. nastaju n egativni ioni. 5. Na broj molova metala izlučenog tijekom elektrolize utječe sve nav edeno OSIM: A. jakost struje B. vremensko trajanje elektrolize C. naboj iona D. molarna masa 6. Tijekom elektrolize razrijeđene vodene otopine sumporne kiseline, št o nastaje na anodi? A. vodik B. sumporovodik C. kisik D. sumporov dioksid 7. Koj i 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
drzavna-matura.com 25
ii. katodi B. Opiši što se može opaziti (vizualno) uz: i. anodu ii. katodu C. Ako stru ja od 0.200 A protječe kroz 25.0 mL otopine 90.0 minuta, izračunaj množinu svakog nast alog produkta. 9. Galvanski članak temelji se na polureakcijama: Cr3+ + 3e– Cr E˚ = –0.7 44 V Ni2+ + 2e– Ni E˚ = –0.236 V A. Napiši i izjednači jednadžbu ukupne reakcije koja se od ija u tom članku. B. Izračunaj standardni potencijal članka. C. Kojoj se elektrodi tij ekom 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 + 2 OH– b) i. plavo obojenje (zbog reakcije joda sa škrobom); ii. ružičasto obojenje (fenolf talein 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) k atodi, 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 koncentrac ije tog reaktanata ili produkta / vrijeme – da bi se dobila "univerzalna" brzina r eakcije bez obzira po kojem reaktantu ili produktu ju određujemo, dijeli se stehio metrijskim koeficijentom tog reaktanta ili produkta (za bolje razumijevanje zašto vidi Mjerodavni reaktant, suvišak u poglavlju Računanje u kemiji), pri čemu su stehiom etrijski koeficijenti reaktanata negativni (jer se u reakciji troše pa se njihova koncentracija smanjuje tj. promjena koncentracije je negativna) jer je brzina uv ijek 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 stog a češće sudaraju i veći dio čestica koje se sudare imaju dovoljnu kinetičku energiju koja sl uži kao energija aktivacije za reakciju), i to za većinu reakcija vrlo brzo (pri tem peraturama 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 pli na – veličina površine na kojoj se zbivaju heterogene kemijske reakcije – što su čestice sit nije, veći dio njihove površine može doći u dodir s česticama drugih reaktanata pa je reak cija brža – npr. vapnenac u prahu reagira s klorovodičnom kiselinom puno brže nego grume n vapnenca, željezna vuna hrđa brže nego čavao, hrana se brže probavlja ako ju bolje prožvače o
drzavna-matura.com 27 dakle: brzina reakcije raste ili pada isto kao i temperatura, koncentracija reak tanata (i tlak ako su plinovi) i usitnjenost čestica (znači obrnuto nego veličina čestic a) – 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 nj u i ušla (nije baš dobro reći "tvar koja ubrzava kemijsku reakciju a sama u njoj ne su djeluje" jer većina katalizatora reagiraju s reaktantom/ima, no zatim ponovo reagi raju tako da se vrate u početni oblik) – ubrzavanje kemijske reakcije naziva se kata liza – enzim – biokatalizator – katalizator u biološkim sustavima (živim organizmima) – po k emijskoj građi najčešće protein – bez enzima ne bi bilo života jer bi se reakcije u stanicam a odvijale puno presporo – inhibitor – obrnuto nego katalizator – usporava kemijsku re akciju a sam izlazi iz reakcije u istom kemijskom obliku u kojem je ušao katalizat or omogućuje odvijanje reakcije s manjom energijom aktivacije (energija koju pravi lno orijentirane čestice koje se sudare moraju imati da bi došlo do reakcije), a u p risutnosti inhibitora energija aktivacije je veća Energijski (entalpijski) dijagra m 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; E a je energija aktivacije) iako bi u većini slučajeva preciznije bilo crtati nešto ovak vo, jer katalizator najčešće smanjuje energiju aktivacije tako da "razdvaja" reakciju u nekoliko reakcijskih koraka (npr.: katalizator se veže uz reaktant, nastali komp leks se veže uz drugi reaktant, među reaktantima vezanim uz katalizator odvije se sa da energetski povoljnija reakcija, produkt se odvoji od katalizatora koji se tim e vraća u početno stanje) od kojih svaki ima nižu energiju aktivacije od nekataliziran e reakcije (energija aktivacije katalizirane reakcije jednaka je energiji aktiva cije onog koraka za koji je ta energija najveća):
drzavna-matura.com 29 ii. kemijska ravnoteža – ravnotežno stanje – stanje dinamičke ravnoteže – stanje u kojem se reakcija (reaktanti dukti) i povratna reakcija (produkti reaktanti) odvijaju istom brzinom pa se čini kao da se reakcija ne odvija tj. koncentracije reaktanata i produkata se ne mije njaju opazivo u vremenu (dakle NE stanje u kojem je brzina reakcije 0 niti stanj e u kojem nema reakcije niti stanje u kojem je reakcija završila...) – konstanta ravnoteže = umnožak koncentracija produkata u ravnotežnom stanju potencirani h na odgovarajuće stehiometrijske koeficijente / umnožak koncentracija reaktanata u ravnotežnom stanju potenciranih na odgovarajuće stehiometrijske koeficijente (odnosn o jednostavno umnožak ravnotežnih koncentracija svih tvari u reakciji potenciranih n a njihove stehiometrijske koeficijente ako vodimo računa da su stehiometrijski koe ficijenti 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 plinovit om stanju umjesto ravnotežnih koncentracija mogu biti ravnotežni tlakovi (ili parcij alni tlakovi: parcijalni tlak = tlak te tvari / ukupni tlak smjese), računa se ist o – ako nije drukčije navedeno, konstanta ravnoteže ima mjernu jedinicu – koncentracije odnosno tlakove treba uvrštavati skupa s njihovim mjernim jedinicama! – Le Chatelier ov princip – utjecaj dodavanja ili odvođenja reaktanta ili produkta na ravnotežne konc entracije reaktanata i produkata
pr
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 p rodukta uzrokuje povećanje ravnotežnih koncentracija (ostalih) produkata tj. smanjen je ravnotežnih koncentracija (ostalih) reaktanata (kažemo: ravnoteža se pomiče prema pro duktima), smanjenje koncentracije reaktanta ili dodavanje produkta uzrokuje sman jenje ravnotežnih koncentracija (ostalih) produkata tj. povećanje ravnotežnih koncentr acija (ostalih) reaktanata (kažemo: ravnoteža se pomiče prema reaktantima) – ostali utje caji 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 zau zeti što veći volumen, a tlak ih u tome sprečava) – temperatura – povećanjem temperature rav noteža se pomiče u onom smjeru u kojem je reakcija endotermna (u endotermnim reakcij ama se "troši" tj. veže energija), dakle povećanjem temperature ravnoteža endotermne rea kcije (ΔrH>0) pomiče se prema produktima a egzotermne (ΔrH 7 lužine pH vodenih otopina soli: sol slabe kiseline i jake baze = bazična, sol jake kiseline i slabe baze = kisela (on o 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 – kise line imaju pK manji od 7, a baze veći) – kad se piše hidroliza soli, piše se za svaki io n koji potječe iz slabe kiseline ili slabe baze – hidrolizom aniona iz slabe kiselin e nastaje ta kiselina i OH–, a kationa iz slabe baze ta baza i H+ (vidi u poglavlj u Vrste kemijskih reakcija – hidroliza) – kiseli oksidi – njihovim otapanjem u vodi na staju kiseline – oksidi nemetala: CO2, P2O5, N2O5, SO2, SO3 (središnji element je uv ijek jednakovalentan (jednak oksidacijski broj) u oksidu i odgovarajućoj kiselini) – bazični oksidi – njihovim otapanjem u vodi nastaju lužine (ili bi nastajale da su top ljivi) – oksidi metala: MgO, CaO, BaO, FeO, Fe2O3... – amfoterne tvari: mogu biti ki seline 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 A l i Al2O3), Zn(OH)2, Cr(OH)3 2Al(s) + 6HCl(aq) 2AlCl3(aq) + 3H2(g) 2Al(s) + 2NaO H(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 prer asporede (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 t opljiva, s ako je netopljiva) + vodik Mg(s) + 2HBr(aq) MgBr2(aq) + H2(g) i reakc ijama dvostruke izmjene – od dvije topljive soli unakrsnom izmjenom iona nastaje j edna topljiva i jedna netopljiva AgNO3(aq) + KCl(aq) AgCl(s) + KNO3(aq) – kiselo–baz ni indikator = tvar koja poprima različitu boju pri pH iznad odnosno ispod određene vrijednosti ("jedne boje je u kiselom, druge u lužnatom") – složena slaba organska kis elina ili baza čiji konjugirani oblik ima različitu boju – promjene boja indikatora da ne 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. CO 2 B. Ar C. NH3 D. CH4 2. Od otopina navedenih soli iste koncentracije, koja je n ajviše lužnata? A. KNO3
drzavna-matura.com 41 B. MgCl2 C. NH4Cl D. NaNO2 3. Među otopinama navedenih oksida jednake koncentracij e, koja je najkiselija? A. BaO B. BaO2 C. SO2 D. SO3 4. Reakcije dihidrogenfosfa tnog iona u vodi: H2PO4–(aq) + H2O(l) HPO42–(aq) + H3O+(aq), K = 6.2 × 10–8 H2PO4–(aq) + H 2O(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 najki selija? A. NaCl B. NaNO2 C. NH4Cl D. NH4NO2 6. Među vodenim otopinama navedenih so li 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) i ma 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 bi ti 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 mol ekula a CO2 nije; H2O i NH3 su polarne jer su oko središnjeg atoma osim atoma vodi ka 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 vez e! – višeatomni ioni (NH4+, OH–, SO42–, PO43–, Cr2O72–, CH3COO–...) unutar sebe su povezani k valentnim 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 sust avu), a kovalentnu istovrsni atomi i atomi koji se međusobno manje razlikuju po el ektronegativnosti (tipično dva nemetala ili nemetal–elektronegativni metal) – granica između ionskih i kovalentnih spojeva nije čvrsta (što je razlika elektronegativnosti v eća spoj je više ionski, potpuno kovalentne su samo molekule elementarnih tvari, a p otpuno ionski spojevi ne postoje), svrstavaju se po svojstvima, orijentacijskom približnom granicom može se smatrati razlika elektronegativnosti 1,9 – najvažnije razlik e u svojstvima većine spojeva
drzavna-matura.com 43 kovalentni ionski visoka metali velik raspon, uglavnom viša nego kovalentni a niža nego ionski tališta (i vrelišta) niska električna vodljivost topljivost u vodi (i polarnim otapalima) slaba slaba za molekule koje nisu jako polarne dobra u talinama i vodenim otopinama uglavnom dobra dobra praktički nikakva (kemijska reakcija ≠ otapanje) topljivost u nepolarnim otapalima (npr. kloroform) uglavnom dobra uglavnom slaba praktički nikakva (kemijska reakcija ≠ 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 veće g naboja (npr. jača je u MgO nego u NaCl, u NaCl nego u KI... utjecaj naboja je zn ačajniji nego utjecaj polumjera) – što je ionska veza jača, to su tališta spojeva viša – jako t 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 kovalentn ih spojeva NE ovise o jakosti kovalentne veze nego o jakosti međumolekulskih privl ačenja (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 io nska i metalna nisu – ionski kristali = kristali ionskih spojeva – kovalentni krista li ≠ kristali kovalentnih spojeva – u kovalentnim kristalima je vrlo velik broj atom a međusobno povezan kovalentnim vezama – vrlo velika tvrdoća, visoka tališta – primjeri ko valentnih kristala su malobrojni, najpoznatiji je dijamant (i grafit se najčešće tu ub raja, ali nije tipičan kovalentni kristal jer ima slojeve slobodnih elektrona (kao u metalima, zato dobro vodi električnu struju) među slojevima kovalentno vezanih at oma)
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 kovalent nim vezama!) – mala tvrdoća, niska tališta (često sublimiraju, npr. jod) – osnovne vrste m eđumolekulskih interakcija (nisu prave veze! jer su mnogo slabije): vodikova veza, van der Waalsove sile, Londonove sile – vodikova veza – najjače međumolekulsko privlačenj e, 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 čeg a se etanol jako dobro miješa s vodom, NH3–H2O zbog čega je amonijak jako topljiv u vo di...) ili među različitim dijelovima iste molekule (prvenstveno duže organske molekul e 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) – ka d 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 n avedenih 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 45 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, F 2 D. F2, O2, N2 6. Sve navedeno su osobine većine ionskih tvari u čvrstom stanju OSI M: A. visoka električna vodljivost B. visoko talište C. topljivost u vodi D. netoplj ivost 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 po većavaju se porastom jakosti međumolekulskih sila, OSIM: A. vrelište B. entalpija ispa ravanja
drzavna-matura.com 46 C. tlak para D. viskoznost Rješenja 1. A 2. D 3. A 4. A 5. D 6. A 7. B 8. C
drzavna-matura.com 47 8 VSEPR teorija – raspored kovalentno vezanih atoma u prostoru opisuje se pomoću VSEPR teorije (teor ija odbijanja elektronskih parova valentne ljuske) – osnovni raspored u prostoru o visi o tome koliko je "stvari" vezano uz središnji atom (pri čemu je jedna "stvar" j edan atom (bez obzira je li veza jednostruka ili višestruka) ili jedan elektronski par ili jedan nespareni elektron) – "stvari" se raspoređuju tako da budu što udaljeni je jedna od druge (zamisliti kako bi se rasporedio takav broj jednakih balona za vezanih skupa) iza ravnine papira ispred ravnine papira u ravnini papira broj "stvari" 1 prostorni oblik linearna 2 linearna 3 planarna 4 tetraedar
drzavna-matura.com 5 trostrana bipiramida 48 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 sv i mogući rasporedi oko jednog središnjeg atoma mogu prikazati (najbitnije strukture su uokvirene, a one koje nemaju praktično značenje precrtane, dani su jednostavni pr imjeri za sve za koje postoje): broj "stvari" od toga el. parova (ili nesparenih elektrona) 0 1 2 3 4 1 linearna H2 H–H 2 linearna BeCl2 linearna –CN –C N: He He:
drzavna-matura.com 49 3 planarna BCl3 planarna kutna SO2 linearna NO 4 tetraedar CH4 trostrana piramida planarna kutna H2O linearna HCl Ar NH3 5 trostrana bipiramida oblik ljuljačke SF4 T–oblik ClF3 linearna XeF2 linearna PCl5 6 linearna oktaedar SF6 kvadratna piramida planarna kvadratna T–oblik ClF5 XeF4
drzavna-matura.com 50 – VSEPR teorija kaže da se međusobno najjače odbijaju slobodni elektronski parovi, a naj slabije vezni elektronski parovi – zbog toga se nevezni elektroni (slobodni elektr onski parovi i nespareni elektroni) najprije smještaju u međusobno što udaljenije položa je (vidi npr. planarni kvadratni oblik), također iz istog razloga su kutevi među nev eznim elektronima te između neveznog elektrona i vezanog atoma malo veći od onih dan ih u prvoj tablici, a kao posljedica toga su kutevi među atomima vezanim uz atom k oji 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 razl ike nisu osobito velike ali ni zanemarive): Kako nacrtati prostornu strukturu? npr. HSO4– – napisati Lewisovom simbolikom (pripi sati 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 51 – odrediti koliko je "stvari" oko svakog atoma i koliko je od toga veza a koliko n eveznih (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 bi ti 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 na vedenih čestica ima isti prostorni oblik kao NH3? A. SO32– B. CO32– C. NO3– D. SO3 3. Ka d tvori kovalentne veze, koji od navedenih atoma može imati više od 8 valentnih elek trona?
drzavna-matura.com 52 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 elektron a. 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 zadn ja s običnim crticama): , ,
drzavna-matura.com 53 9 KRISTALNE STRUKTURE preporuka: ne učiti napamet formule i brojeve, nego razumjeti i pamtiti izgled jed inične ćelije (ionako ju treba znati nacrtati) oznake: r = polumjer atoma, a = duljina brida jedinične ćelije, d = a kocke, D = a j ednog atoma = plošna dijagonala = prostorna dijagonala kocke, V = volumen jedinične ćelije, Va = volumen volumen kugle: Va = 4/3r3π (volume atoma računa se prema volumenu kugle) Z = broj a toma u jednoj ćeliji gustoća: (Ar = relativna atomska masa, u = unificirana atomska jedinica mase, NA = Avogad rova konstanta, M = molarna masa) udio prostora koji zauzimaju atomi (Ks = koefi cijent 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 kr istalna rešetka volumen kocke: V = a3 i. jednostavna (primitivna)
drzavna-matura.com središta atoma nalaze se na vrhovima kocke, može se smatrati da s e susjedni atomi "dotiču" na bridovima kocke pa je: a = 2r 54 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 "do tiču" na prostornoj dijagonali pa je: 4r = D = a a = 4r/
drzavna-matura.com 55 svaki atom na vrhovima dijeli 8 susjednih ćelija, a atom u sredini pripada jednoj će liji 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 ato mi se "dotiču" na plošnoj dijagonali pa je: 4r = d = a a = 4r/ =2 r
drzavna-matura.com 56 svaki atom na vrhovima dijeli 8 susjednih ćelija, a atom u sredini plohe pripada d vjema 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 = a2 c /2
drzavna-matura.com 57 susjedni atomi se "dotiču" na bridu baze prizme pa je: a = 2r jednaka gustoća slagan ja 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 imaj u najveći (jednaki) koeficijent slaganja (najveći koordinacijski broj, također) 2) tem eljni 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 – s truktura CsCl kad su anion i kation približno jednake veličine, rešetka se sastoji od dviju primitiv nih 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
drzavna-matura.com 58 – 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 struk ture. Polumjer atoma Po je 190 pm. Izračunaj: a. duljinu brida elementarne ćelije; b . gustoću polonija. 2. Kristalna struktura molibdena je karakterizirana volumno ce ntriranom 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/c m3, 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, v olumno centrirana). 4. Kristalna struktura kobalta opisana je gustom heksagonsko m 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, kristalizir a po tipu rešetke NaCl. Gustoća AgCl je 5,57 g cm–3. Izračunaj: a) duljinu brida element arne ćelije AgCl b) najmanju udaljenost između središta iona Ag+ i Cl–. 6. Talijev(I) kl orid, 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)k lorida 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 b i mogao biti jednostavniji (ista stvar, malo drukčiji pristup)) – mjerne jedinice pr i računanju možemo tretirati isto kao nepoznanice u jednadžbi (i jedno i drugo su slov a ) – 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 pretvorit i, 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 jedinic e pokrate: isto možemo postupati i sa složenim jedinicama: 1) 1 km = 1000 m, 1 h = 3600 s
drzavna-matura.com 61 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 b ojeve 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 jedinice temeljne SI veličine duljina (l) masa (m) vrijeme (t) jakost električne struje (I) temperatura (T) količi na tvari (n) metar (m) kilogram (kg) sekunda (s) amper (A) stupanj (K) mol (mol) ostale veličine jedinice
drzavna-matura.com 62 m2 m3 kg/ m3 (ili češće g/ cm3) paskal Pa = kg/ m s2 kulon C = As volt V = kg m2 / A s3 džul J = kg m2/ s2 = Pa m3 površina (S) volumen (V) gustoća (ρ) tlak (p) naboj (q) napon ili elektični potencijal (U ili E) energija, toplina, entalpija ili rad (E, Q, H, W) relativna atomska ma sa (Ar) relativna molekulska masa (Mr) molarna masa (M) molarni volumen plina (V m) maseni udio (w) množinski udio (x) volumni udio (φ) množinska koncentacija (c) mas ena koncentacija (γ) molalnost (b)
/ mol L/ mol mol/ dm3 /dm3 mol/ k peiks oznaka
ed veličine piko nano mikro mili centi deci deka hekto kilo mega p n μ m c d da h k M 10–12 10–9 10–6 10–3 10–2 10–1 101 102 103 106
drzavna-matura.com 63 iii. bitne formule (uz ispit su dane konstante i periodni sustav, ali ne i formule, ali pametnom up otrebom broj formula koje se mora pamtiti može biti vrlo mali) I. opća plinska jedna džba (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 pće 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 j e 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/dm 3 odnosno volumen u dm3 ili cm3 pa treba pretvoriti jedinice! (također tlak može bit i 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 koncentacija, m=masa otopljene tvai, V=volumen otopine (ne pobkati s omulom za ustoću! 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/kil ograme! VI. sniženje tališta i povišenje vrelišta i=faktor disocijacije (broj čestica koje u otopini nastaju disocijacijom 1 čestice o topljene 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=krio skopska 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 dod aje) VII. Faradayevi zakoni elektrolize prvi Faradayev zakon elektrolize q=naboj, I=jakost električne struje, t=vrijeme z=broj elektrona u jednadžbi polureak cije u kojoj nastaje 1 čestica tvari čija se množina uvrštava n=množina F=Faradayeva konst anta (zgodno je znati da je F=NA∙e umnožak Avogadrove konstante i elementarnog naboj a e=1.602∙10–19 C, po čemu formula postaje logična: ukupni preneseni naboj = naboj jedno g elektrona × broj elektrona koji sudjeluju u reakciji) drugi Faradayev zakon elek trolize: 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:
drzavna-matura.com 65 (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) o dnosno množine (n) X. eakcijska entalpija = entalpija stvaanja podukata – entalpi ja stvaanja eaktanata 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 t vari u jednadžbi rekacije za koju se računa entalpija! (entalpije stvaranja su zadan e za 1 mol tvari (što se vidi jer je jedinica kJ/mol), ako ne piše drukčije) Hessov za kon (izračunavanje reakcijske entalpije iz reakcijskih entalpija drugih reakcija): jednadžbe reakcija mogu se tretirati kao matematičke jednadžbe – množiti i dijeliti broje vima 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 oni h koje su u jednadžbi za koju treba izračunati entalpiju (iste tvari koje se pri zbr ajanju jednadžbi nalaze sa suprotnih strana strelice se krate odnosno oduzimaju); pomnožiti sve reakcijske entalpije istim brojevima kojima su pomnožene odgovarajuće je dnadžbe te i njih zbrojiti; najpreglednije je sve pisati u "tablicu" jednadžba 1 + jednadžba 2 jednadžba za koju treba izračunati entalpiju \×A \×B reakcijska en talpija za jednadžbu 1 reakcijska entalpija za jednadžbu 2 \×A \×B 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 agrega tna stanja (pisati ih), ista tvar u različitom agregatnom stanju u termokemiji nij e ista! (postoje reakcijske entalpije taljenja, isparavanja itd. a standardne en talpije se odnose na standardna stanja tj. stanja u kojima su tvari pri "normaln im" (sobnim) uvjetima) XI. pH vrijednost je logaritam ravnotežne koncentracije vod ikovih iona pomnožen s –1 paziti da se uvrštava koncentracija H+ u mol/dm3 a ne s nekom drugom mjernom jedin icom obrat (izračunavanje koncentracije H+ iz pH): [H+] = 10–pH mol/dm3 (treba pamti ti samo u slučaju apsolutnog nepoznavanja logaritama iz matematike, ali u tom slučaj u 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) xX + yY + ... aA + bB + ... A, B, ... su reaktanti, X, Y, ... produkti u jednadžbi, a, b, ..., x, y, ... njiho vi 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 koncen tracije jer koncentracijska konstanta ima svoju jedinicu! XIII. razlika potencij ala (galvanskog članka)
drzavna-matura.com 67 logika: E je standardni redukcijski potencijal, dakle napisan je za redukciju, p a ostaje istog predznaka za reaktant koji se u reakciji reducira (prima elektron e), 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 at oma (ili molekule) = relativna atomska (ili molekulska) masa × unificirana atomska jedinica mase Primjer pametnog baratanja formulama izračunavanje molalnosti (b) vodene otopine o dređene tvari iz poznate množinske koncentracije (c) i gustoće (ρ) te otopine – poleda se postoji li još neki "skiveni" zadani podatak: poznato je o kojoj se tvai adi, dakle mou se iz peiodno sustava očitati relativne atomske mase i izračunati molar na masa tvari, M (a može se, dakako, izračunati i molarna masa vode, ali to nam u ov om slučaju nije potrebno) – zapišu se formule za sve što je poznato: (tvar = otopljena t var, 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 ponavl ja taj postupak,
drzavna-matura.com 68 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 smi slen 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 alo vježbe nije preteško, a jednom kad se uvježba ovakav tip izvođenja i dobro poznaju s ve 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) C O2(g) ΔrH1 = –393 kJ mol–1 ΔrH2 = –283 kJ mol–1 CO(g) + 1/2O2(g) CO2(g) izračunamo reakcijsku entalpiju za reakciju: C(s) + 1/2O2(g) CO(g)
drzavna-matura.com C(s) + O2(g) CO2(g) CO2(g) CO(g) \ × (–1) –393 kJ mol–1 –283 kJ mol–1 ? 69 + CO(g) + 1/2O2(g) C(s) + 1/2O2(g) \ × (–1) C(s) + O2(g) + CO2(g) CO2(g) CO(g) + 1/2O2(g) CO(g) –393 kJ mol–1 283 kJ mol–1 –110 kJ mol–1 C(s) + 1/2O2(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 hidrogen iranja benzena. I. napišemo i izjednačimo jednadžbe zadanih i tražene reakcije: C6H6(l) + 15/2O2(g) 6CO2(g) + 3H2O(l) C6H12(l) + 9O2(g) 6CO2(g) + 6H2O(l) H2(g) + 1/2O2(g) H2O(l) C6H6(l) + 3H2(g) C6H12(l) –3267,6 kJ/mol –3919,6 kJ/mol –285,8 kJ/mo l ? *entalpija izgaranja (ili čega god) neke tvari odnosi se na 1 mol te tvari pa jedn adžbu pišemo tako da stehiometrijski koeficijent te tvari bude 1 (pa makar neke drug e tvari onda imale necjelobrojne stehiometrijske koeficijente) **agregatna stanj a jesu bitna (u termokemijskoj jednadžbi ista tvar u različitom stanju nije ista tva r!), ali ako među zadanim entalpijama nema entalpija promjena agregatnih stanja, e ventualna 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 rezul tat dokle god je odabir agregatnog stanja za istu tvar isti u svim jednadžbama II. kombiniramo množenje jednadžbi malim brojevima (u pravilu cijelim – pozitivnim i nega tivnim!) kako bismo njihovim zbrajanjem dobili traženu jednadžbu, a onda s reakcijsk im entalpijama učinimo isto što smo učinili s pripadajućim jednadžbama: C6H6(l) + 15/2O2(g) 6CO2(g) + 3H2O(l) 6CO2(g) + 6H2O(l) C6H12(l) + 9O2(g) (zamje na reaktanti↔produkti) + 3H2(g) + 3/2O2(g) 3H2O(l) (množenje s 3) C6H6(l) + 3H2(g) C 6H12(l) –285,8 kJ/mol –205,4 kJ/mol ×3 –3267,6 kJ/mol –3919,6 kJ/mol ×(–1)
drzavna-matura.com 70 Primjer određivanja empirijske formule Maseni udio ugljika u spoju je 14.29%, kisi ka 57.14%, vodika 1.190%, a ostalo je natrij. Odredi empirijsku formulu spoja. – i zračunamo maseni udio "ostalog": w(Na) = 100% – 14.29% – 57.14% – 1.19% = 27.38% – empirij ska 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 zamisl i uzorak od 100 g – u njemu ima onoliko grama svakog elementa koliki je postotak n jegov 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 omj er: – 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 (n e 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, ak o ne, množe se svi članovi istim cijelim brojem tako da se dobiju najmanji mogući cije li brojevi (koeficijenti u empirijskoj formuli su uvijek najmanji mogući cijeli br ojevi) – i napokon: C : O : H : Na = 1 : 3 : 1 : 1 empirijska formula: CO3HNa = (p resložimo u smisleni redoslijed) = NaHCO3 Razrjeđivanje otopina kiseline (ili lužine ili nekog iona) vodom – budući da se dodaje s amo čista voda, u kojoj nema kiseline, konačna otopina sadrži jednaku množinu kiseline k ao i početna otopina pa možemo pisati (kroz cijeli primjer indeks 1 se odnosi na počet nu, 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 71 iz čega se može dobiti bilo početna koncentracija, bilo konačna koncentracija, bilo početn i volumen, bilo volumen vode koji je potrebno dodati (odnosno iz toga konačni volu men), 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 o topine? – napisati jednadžbu kemijske reakcije H2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + 2H2O – iz jednadžb e odčitati odnose množina kiseline i lužine koje međusobno reagiraju (omjer stehiometrij skih koeficijenata) – izračunati množine iz zadanih veličina – pogledati što se u reakciji posve potroši, a čega preostaje sa 0.0050 mol H2SO4 bi rea giralo 2 × 0.0050 mol = 0.010 mol NaOH više nego što ima, znači sav NaOH reagira s 0.005 1 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) = 5 0 mL + 170 mL = 220 mL = 0.220 dm3 – izračunati koncentraciju preostalih H+ ili OH– io na (množina preostale kiseline ili lužine × broj H+ ili OH– iz jedne molekule kiseline i li lužine / ukupni volumen)
drzavna-matura.com 72 – iz toga izračunati pH ili pOH, a onda iz pH + pOH = 14 po potrebi i ono drugo pH=–lo g(0.022)=1.6 *napomena: postupak vrijedi samo ako je završna c(H+) ili c(OH–) koja s e dobije veća od otprilike 10–5 mol/dm3 i ako su koncentracije kiseline i lužine dovol jno 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 r eaktanta 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 reaktan t, a za ostale reaktante, kojih preostane, kažemo da su u suvišku. Pogrešno tj. preneo dređeno je reći da je mjerodavni reaktant "onaj kojeg ima najmanje" jer se ne troši pr i 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 podijeli mo 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, mole kule vode, mali zeleni ili kemijske reakcije npr. nastajanja natrijeva klorida i z elemenata) koje se mogu odviti dok se on sav ne potroši. Onaj reaktant za koji j e ta množina najmanja prvi će se potrošiti – taj je mjerodavni reaktant. Onda iz tako do bivene množine reakcija koje se doista i odviju možemo izračunati, množenjem s njihovim stehiometrijskim koeficijentima, množine svih ostalih reaktanata koje reagiraju (p otroše se). Oduzmemo li tu potrošenu množinu nekog reaktanta od njegove početne množine, d obit ćemo množinu koja preostaje (ne reagira) tj. suvišak. Također, iz množine reakcija može mo izračunati, množenjem njegovim stehiometrijskim koeficijentom, množinu svakog produ kta 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 reakc ija koja bi se odvila dok se potroši sav KMnO4 je 8 mol / 2 = 4 mol, a dok se potr oši sav C2H2O4 je 10 mol / 5 = 2 mol, dakle zaključujemo da je C2H2O4 mjerodavni rea ktant te se doista odvije 2 mola reakcija. Pri tome se potroši 2 mol × 2 = 4 mol KMn O4 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, k oliko bezvodne H2C2O4 preostane? A. 0.34 g B. 0.92 g C. 1.07 g D. 1.50 g 2. Koli ko 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 m L 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) A ko se kad 0.5 mol N2 reagira s 0.5 mol H2 dobije 0.25 mol NH3, koliko je iskorište nje reakcije? A. 75% B. 50% C. 33% D. 25% 6. Koja je standardna entalpija stvara nja 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 +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 uvj etima 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 v oda 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 mo l 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. Oksa lna kiselina, H2C2O4, reagira s permanganatnim ionom prema sljedećoj izjednačenoj je dnadžbi: 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
drzavna-matura.com 76 C. 33.8 mL D. 84.4 mL 14. Prema reakciji 2N2H4(l) + N2O4(l) 078 kJ
3N2(g) + 4H2O(g) ΔH = –1
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 sta ndardnim 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 za grijavanjem 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) + 4HNO 3(aq) 3AgNO3 (aq) + NO(g) + 2H2O(l) Koliki volumen HNO3(aq) koncentracije 1.15 m ol/dm3 je potreban za reakciju s 0.784 g srebra? A. 4.74 mL B. 6.32 mL C. 8.43 m L 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 m etala 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 m ol 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 j e 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 mli jeko koje se koristi za neutralizaciju suviška želučane kiseline (HCl). Koliko se molo va želučane kiseline može neutralizirati s 1.00 g Mg(OH)2? A. 0.0171 B. 0.0343 C. 0.68 6 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 m olekule vode u gramima? A. 18 B. 1.1 × 10–21 C. 3.0 × 10–23 D. 1.7 × 10–24 32. Prirodni tali j 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. 1 5.2 D. 26 34. Koliki volumen H2SO4 (c=0.108 mol/dm3) je potreban za neutralizaci ju 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) I I. 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) prod ukata izgaranja 2.20 g propana u suvišku kisika? A. 2.20 B. 3.60 C. 6.60 D. 10.2 3 7. Koliki volumen (u mL) koncentrirane sumporne kiseline (c=18.0 mol/dm3) je pot reban 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/mo l 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 koncent racija 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) + 3H 2O(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. 2.0 0×10–3 B. 4.0×10–3 C. 8.0×10–3 D. 1.6×10–2 42. Standardna entalpija stvaranja NH3(g) je –46.1 ol. 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 83 43. Prema podacima u tablici, izračunaj promjenu entalpije za raspad natrijevog hi drogenkarbonata (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
drzavna-matura.com 84 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
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 formul i još bude cijeli) – molekulska formula – pokazuje broj atoma međusobno povezanih u mole kulu – ponekad se može "skratiti" u empirijsku formulu – formule ionskih spojeva su em pirijske (jer su po definiciji formulske jedinke najmanji cjelobrojni omjeri bro jnosti različitih atoma u kristalima) (uz rijetke iznimke koje sadrže ione čija moleku lska formula nije jednaka empirijskoj, kao što su peroksidi, jer oni sadrže O22– ion, npr. Na2O2), empirijska formula se razlikuje od molekulske najčešće kod organskih tvar i (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 empirijs ku HO, hidrazin ima molekulsku formulu N2H4 a empirijsku NH2) – više molekulskih for mula može biti ekvivalentno jednoj empirijskoj formuli – npr. empirijsku formulu CH2 O imaju spojevi molekulske formule CH2O, C2H4O2, C3H6O3... – sažeta (kondenzirana) s trukturna formula – pokazuje raspored atoma u molekuli, ali tako da ne prikaže one v eze koje se po pravilima vezivanja podrazumijevaju (jednostruke) i da se može napi sati 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 (dv odimenzionalna), ne vodeći računa o prostornom rasporedu veza oko svakog atoma – Lewis ova strukturna formula – strukturna formula koja osim veza pokazuje i nevezne paro ve 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 ČETVE ROVALENTAN – IZ SVAKOG ATOMA UGLJIKA MORAJU VODITI 4 CRTICE! (naravno ako nema nab oj ni nevezne elektrone...) – formula s veznim crticama – koristi se za brži i pregled niji prikaz većih organskih molekula, atomi ugljika su na krajevima crtica i uglov ima među njima (jednostruke crtice su jednostruke veze, dvostruke crtice dvostruke veze, trostruke crtice trostruke veze, kao i u
drzavna-matura.com 86 ostalim strukturnim formulama), podrazumijeva se da je za svaki atom ugljika vez ano onoliko atoma vodika koliko nedostaje da bi ugljik bio četverovalentan (ali at omi vodika vezani uz ostale atome se crtaju!), a svi atomi koji nisu ugljik ni v odik vezan za ugljik prikazuju se svojim simbolima – prostorna formula – prikazuje p rostorni raspored atoma u tri dimenzije veza između atoma koji bi se nalazili u ra vnini papira veza prema atomu koji bi se nalazio iza papira veza prema atomu koj i bi se nalazio ispred papira Primjeri: empirijska molekulska sažeta strukturna strukturna Lewisova strukturna veznim crti cama prostorno CHO C2H2O2 CHOCHO (planarna molekula) CHCl C2H2Cl2 CH2=CCl2 CHCl=CHCl (strukturni izomeri) (geometrijski izomeri) (planarne molekule) CH2 C3H6 H2C=CHCH3 (strukturni izomeri)
drzavna-matura.com 87 IZOMERI STRUKTURNI GEOMETRIJSKI IZOMERI* STEREOIZOMERI OPTIČKI IZOMERI DIJASTEREOM ERI ENANTIOMERI
*=geometrijski izomeri također spadaju u dijastereomere – strukturni izomeri – imaju i stu molekulsku, a različitu strukturnu formulu (isti broj različitih atoma u molekul i, 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 CH3CH 2OH (etanol) CH3–CH2–CH=CH2 (but–1–en) i CH3–CH=CH–CH3 (but–2–en) – stereoizomeri – imaju ist ulsku i strukturnu formulu, a različit prostorni raspored atoma (prostornu formulu ) – geometrijski izomeri – cis/trans ili Z/E – različite skupine (ili skupine različitog p rioriteta) 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 – različite skupine su vezane uz 1 atom ugljika različitim redoslijedom, tako da se ni kakvim 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 (vid i dalje)
drzavna-matura.com 88 – enantiomeri – optički izomeri koji se odnose kao predmet i zrcalna slika –na svakom ki ralnom 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 ami nokiseline 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 konf iguraciju 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 at oma imaju jednaku, gledaju se sljedeći atomi vezani uz njih i tako koliko god treb a dok se ne naiđe na
drzavna-matura.com 89 razliku; dvostruka ili trostruka veza računaju se kao dvije odnosno tri jednostruk e 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) a ko brojimo u smjeru kazaljke na satu 1, 2, 3 naziva se R–konfiguracija, a ako u su protnom smjeru onda S–konfiguracija po koracima: a. prepoznati da se radi o asimetrično supstituiranom C (vezane 4 raz ličite skupine) b. dodijeliti tim skupinama prioritete prema CIP pravilima c. roti rati 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) il i 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 (izn ad 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 dogo vorno kako bi se razlikovali pojedini enantiomeri i dijastereomeri, a to je potr ebno jer se enantiomeri razlikuju po jednom fizikalnom svojstvu: zakretanju ravn ine polarizirane svjetlosti te po reakcijama s drugim takvim molekulama, što je os obito važno za biokemijske reakcije – enzimi, a dijastereomeri se često razlikuju i po drugim kemijskim i fizikalnim svojstvima) ako je potrebno napisati drugi enanti omer (npr. imamo S a hoćemo R) ili dijastereomer, samo se zamijene dvije skupine n a istom kiralnom C (za enantiomer se to napravi na svim kiralnim C, za dijastere omer samo na nekom) Zadaci 1. Koliko je mogućih izomera s molekulskom formulom C5H 12? A. 1 B. 2 C. 3 D. 5 2. Koliko različitih strukturnih izomera postoji za diklor propan, C3H6Cl2? A. 4 B. 5 C. 6 D. ništa od navedenog 3. Za sve navedene molekulsk e 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 91 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–diklo roetan 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
drzavna-matura.com 92 12 ORGANSKA KEMIJA I BIOKEMIJA i. Najvažnije vrste organskih spojeva tvorba naziva spoja –an ciklo–...– an opća formula/ karakteristična skupina CnH2n+2 CnH2n* primjeri sustavni naziv propan ciklopropan formula CH3CH2CH3 naziv skupine alkani cikloalkani** alkeni –en CnH2n* propen CH2=CHCH3 alkini areni (aromatski ugljikovodici) –in CnH2n–2* –CΞC– sadrže be ze ski rste
roi be ze
aftale a trace
HCΞCCH3 haloge – ugljikovodici od os o orga ski haloge idi ( r. haloge alka i) alkoholi fluor–, klor–, brom–, jod– R–, = F, Cl, Br ili I (atomom haloge og eleme ta zamije je je atom vodika) 1–klorroa 2–jodroa 3–bromroi 1,2–dikloreta 1,1,1– tribrometa tetrafluormeta a ol roa –2–ol eta –1,2–diol = glikol CH2ClCH2CH3 CH3CHICH3 HCΞCCH2Br CH2ClCH2Cl CBr3CH3 CF4 CH3CH2OH –ol R–OH HOCH2CH2OH
et
drzav a-matura.com 93 roa –1,2,3– triol = glicerol fe oli –fe ol sadrže alkohol u OH skui u direkt o*** veza u uz be ze ski rste fe ol 4–klor–1– metilfe ol eteri alkil– alkil–eter ili alkoksi– alka R–O–R' dietileter (ili etoksieta ) etil–metil–eter ili metoksieta eta al aldehidi –al keto i –o
roa o karboksil e kiseli e –a ska kiseli a eta ska kiseli a soli karb. kiseli a –oat sadrže karboksilat i a io atrijev eta oat
drzav a-matura.com 94 metil–eta oat esteri amidi alikl– alka oat (1. dio iz alkohola, 2. iz kiseli e) –amid eta amid od os o N,N–etil– metilroa amid ami i –ami R–NH2 od os o metilami trietilami CH3NH2 R = bilo kakav smisle i ostatak orga skog soja, 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 bro ja dvostrukih ili trostrukih veza ili prstenova u spoju koji sadrži samo ugljik, v odik, kisik (kisik za ovo ništa ne znači) i halogene elemente: od broja atoma H u al kanu 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 ma nje), tako dobiveni broj je broj dvostrukih veza, ili broj trostrukih veza*2 (sv aka trostruka vrijedi kao dvije dvostruke), ili broj prstenova, ili bilo kakva k ombinacija (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 mora li bi biti ogromni jer trostruka veza teži linearnom rasporedu
drzavna-matura.com 95 *** ovo nije fenol! nego benzilni alkohol koji ima potpuno alkoholna svojstva ii. 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 p ristup kisika (što uključuje normalno gorenje na zraku) nastaje ugljikov dioksid i v oda, 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 + 3 H2O (što je manje kisika na raspolaganju, manje je kisika u jednadžbi i nastaje uglj ični produkt s manje kisika) – halogeniranje alkana – supstitucija – zamjena jednog atom a vodika atomom halogenog elementa (klora ili broma) – na svjetlosti (klor i brom su obojeni pa dobro apsorbiraju svjetlosnu energiju, hν ( i) je oz aka za e ergiju jed og foto a) ili uz oviše u temeraturu r. CH4 + Cl2 CH3CH3 + Br2 CH3Cl + HC l CH3CH2Br + HBr (reakcija se može i astaviti, dok se svi atomi vodika e zamije e haloge im) – halo ge ira je alke a i alki a – adicija (otu o različita stvar od halogeniranja alkana ) – atomi halogenog elementa (broma ili klora) vežu se na ugljikove atome vezane dvo strukom ili trostrukom vezom npr. CH2=CH2 + Br2 CH2BrCH2Br HCΞCH + 2Br2 CHBr2CHBr2 (takve reakcije s bromom koriste se za dokaziva je alke a/alki a jer je brom sm eđe boje pa se pri reakciji otopina broma obezboji) analogno se halogeniraju i tročl ani i četveročlani alkanski prstenovi (cikloalkani) – "puca" prsten jer je nestabilan zbog premalih kuteva između C atoma i nastaju lančasti
drzavna-matura.com 96 halogenoalkani npr. + Cl2 CH2ClCH2CH2Cl + Br2 CH2BrCH2CH2CH2Br – hidrogeniranje al kena i alkina – adicija vodika na dvostruku (ili trostruku) vezu, uz katalizator p lemeniti metal (Pt, Pd ili Ni, svejedno je koji), pri povišenom tlaku i temperatur i npr. CH2=CH2 + H2 HCΞCH + 2H2 CH3CH3 CH3CH3 hidroge ira jem alki a uz tzv. zatrova i katalizator = aladij s olov om soli, astaju alke i (reakcija e ide skroz do alka a) r. HCΞCH + H2 CH2=CH2 a alog o se hidroge iraju i tročlani i četveročlani alkanski prstenovi (cikloalkani) – " puca" prsten jer je nestabilan zbog premalih kuteva između C atoma i nastaju lančast i alkani npr. + H2 CH3CH2CH3 + H2 CH3CH2CH2CH3 – hidrohalogeniranje i hidratacija alkena – Markovnikovo pravilo: vodik se veže na ona j 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 mehaniza m) nije ovdje potrebno ulaziti, a za primjenu pravila je, dakako, na ovoj razini svejedno) – hidrohalogeniranje – adicija halogenovodika npr. CH3CH=CH2 + HBr CH3CHB rCH3 (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 (odnosn o 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 koncentrir anu H2SO4) d) sulfoniranje (HSO3+ koji nastaje iz SO3 uz katalizator koncentriranu H2SO4)
drzavna-matura.com 98 *nastali nitrobenzen i benzensulfonska kiselina strukturno izgledaju: – nastajanje alkoksida – reakcija alkohola s reaktivnim metalima, prvenstveno alkali jskim, analogna reakciji vode (alkohol mora biti bezvodni jer će inače reagirati vod a jer je reaktivnija) npr. 2CH3CH2CH2OH + 2Na 2CH3CH2CH2ONa + H2 fenoli tako rea giraju 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 al ken (ili prevladava povratna reakcija hidratacije u alkohol) npr. 2CH3CH2OH CH3C H2OCH2CH3 + H2O ili CH3CH2OH CH2=CH2 + H2O – nastajanje (nesimetričnih) etera – reakcija halogenalkana (jod, brom, klor) i alkoks ida npr. CH3CH2CH2Br + CH3OK CH3CH2CH2OCH3 + KBr – oksidacija–redukcija alkoholi–aldeh idi(ketoni)–karboksilne kiseline i natrag (treba znati i izjednačavati kao redokse!) – najčešće oksidacija s bikromatom (npr. K2Cr2O7), CrO3 ili kalijevim permanganatom – pri marni alkoholi preko aldehida do karboksilnih kiselina (reakcija se može zaustavit i 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 is tog razloga tercijarni alkoholi uopće tako ne reagiraju) a redukcija adicijom vodi ka na dvostruku vezu u aldehidima i ketonima analogno kao u alkenima ili (osobit o karboksilne kiseline) s NaBH4 ili LiAlH4 (ili eventualno drugim hidridima
drzavna-matura.com 99 metala) npr. – oksidacija ketona koncentriranom HNO3 (vrlo jako oksidacijsko sredstvo – cijepa se C–C veza) npr. – nastajanje derivata karboksilnih kiselina: – neutralizacija – s hidroksidima na staju soli (isto kao što reagiraju i anorganske kiseline) npr. CH3COOH + NaOH CH3C OONa + H2O – esterifikacija – iz alkohola i karboksilne kiseline nastaje ester i vod a, najčešće se odvija uz katalizator koncentriranu sumpornu kiselinu (katalizator za t u reakciju je bilo koja anorganska kiselina no sumporna je posebno pogodna jer j e i dehidratacijsko sredstvo, higroskopna pa veže vodu i tako pomiče ravnotežu prema p roduktima) 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 d erivata karboksilnih kiselina – s vodom, anorganskom kiselinom ili lužinom – nastaju k arboksilne kiseline (u kiselom ili neutralnom) ili (u lužnatom) njihovi anioni/sol i, 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 formulsk e 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 or ganskim kiselinama dobivanje amida (vidi gore) – s anorganskim kiselinama tvore so li npr. iii. Osnove osnova biokemije
– masti i ulja = trigliceridi = esteri glicerola i tri iste ili različite više masne k iseline (više nezasićenih ulje – tekuće, više zasićenih mast – kruta) – vidi ranije sapon ja 1. MASNA KISELINA GLICEROL 2. MASNA KISELINA 3. MASNA KISELINA – šećeri – monosaharidi – polihidroksialdehidi ili polihidroksiketoni, ali u vodenim otopi nama 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 vezo m između karboksilne skupine jedne i amino skupine druge aminokiseline (peptidna v eza u proteinima razlikuje se od „obične“ amidne po tome
drzavna-matura.com 103 što ne podliježe hidrolizi – dakle nećemo se „astopiti“ u vodi – zapavo joj je hidoliza jeljivo spoa, zato se poteini u biološkim sustavima mou hidoliziati djelovan jem enzima) (na slici su peptidne veze označene žuto)
drzavna-matura.com 104 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) tamnol jubičast/crn (u vodenoj otopini smeđi) S žut P bijeli, crveni ili crni (alotropske mod ifikacije) C crn (grafit) ili (dijamant) (ili tamnocrven do tamnoljubičast (fulere ni))
– obojeni anioni u vodenim otopinama MnO4– ljubičasto/ružičasto Cr2O72– narančasto CrO42– žut jeni kationi prijelaznih metala u vodenim otopinama Cr3+ zeleno Mn2+ blijedoružičast o (*pri manjim koncentracijama često toliko blijedo da se ne vidi pa se otopine mo gu zamijeniti za neobojene, zato se pri nekim reakcijama kaže da se KMnO4(aq) obez boji) Fe3+ žuto Fe2+ zeleno Co2+ ružičasto Ni2+ zeleno Cu2+ plavo
drzavna-matura.com 105
– 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 plin ovi su bezbojni) Cl2 žutozelen NO2 crvenosmeđi *Br2 smeđi *I2 ljubičast *=nisu plinovi p ri standardnim uvjetima, ali postaju plinovi pri relativno malo povišenoj temperat uri – promjene boja kao dokaz prisutnosti određenih organskih spojeva – nezasićeni spoje vi (alkeni, alkini) permanganata (ljubičasta) – Fehlingov ili Trommerov reagens: lužna ta otopina Cu2+ iona (plavo) + aldehid ili reducirajući šećer (npr. glukoza, fruktoza) talog Cu2O (crvenosmeđi) – Tollensov reagens: lužnata otopina AgNO3 i amonijaka + ald ehid ili reducirajući šećer (npr. glukoza, fruktoza) srebrno zrcalo – biuret reakcija: l užnata otopina Cu2+ iona (plavo) + bjelančevine (polipeptidi) ljubičasto – ksantoprotein ska reakcija: bjelančevine (koje sadrže aromatske aminokiseline) + koncentrirana HNO 3 žuto – pH indikatori – metiloranž: crven u kiselom, narančast u neutralnom, žut u lužnato enolftalein: ružičast u lužnatom bromnu vodu (smeđa) i otopinu kalijevog – bromtimolplavo: žuto u kiselom, zeleno u neutralnom, plavo u lužnatom – ekstrakt crven og kupusa: crven u kiselom, ljubičast u neutralnom, plav pa zelen pa žut u lužnatom – un iverzalni 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
drzavna-matura.com 107 DODATAK 2: KEMIJSKE FORMULE I NAZIVI Kiseline i anioni/soli (osjenčane su jake kiseline) a) kiseline koje ne sadrže kisik kiselina službeni naziv HF HCl HBr HI H2S fluoridna kloridna bromidna jodidna sulf idna fluorovodična klorovodična bromovodična jodovodična sumporovodična F – – – hrvatski naziv anion naziv iona fluoridni kloridni bromidni jodidni sulfidni naziv soli fluorid klorid bromid jodid sulfid službeni naziv hrvatski naziv naziv iona naziv soli Cl halogenidna halogenovodična halogenidni halogenid Br I – S 2– (S nije halogeni element, ali naziv se daje po istom principu) (npr. HCl(g) u plinovitom tj. čistom stanju = klorovodik, HCl(aq) i = klorovodična kiselina)
u vodenoj otopin
b) kiseline koje sadrže kisik (oksokiseline) od najmanjeg do najvećeg oksidacijskog broja središnjeg elementa kiselina službeni naziv HClO HClO2 H2SO3 HNO2 HClO3 HNO3 H2SO4 H2CO3* H3PO4 HClO4 hipokloritna kloritna sulfitna nitritna kloratna dušična sulfatna karbonatna fosfatn a perkloratna hrvatski naziv hipoklorasta klorasta sumporasta dušikasta klorna nit ratna sumporna ugljična fosforna perklorna ClO – – anion naziv iona
naziv soli službeni naziv hrvatski naziv hipo...asta naziv iona hipo...itni naziv soli hipokloritni kloritni sulfitni nitritni kloratni nitratni sulfatni karbonatni fo sfatni perkloratni hipoklorit klorit sulfit nitrit klorat nitrat sulfat karbonat fosfat perklorat hipo...itna hipo...it ClO2 SO3 2– – – –itna –asta –itni –it NO2 ClO3 NO3 SO4 – 2– 2– 3– – –atna –na –atni –at CO3 PO4 ClO4 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– hidro genkarbonat, HSO3– hidrogensulfit) anion s dva H dihidrogen... (H2PO4– dihidrogenfos fat) Baze i kationi (osjenčani su dobro topivi hidroksidi koji daju jake lužine) baza (hidroksid) kation naziv kationa, hidroksida, soli ili iona LiOH NaOH KOH B e(OH)2 Mg(OH)2 Ca(OH)2 Li + + litijev natrijev kalijev 2+ 2+ alkalijskih metala = M + Na K + Be berilijev magnezijev kalcijev zemnoalkalijskih metala = M 2+ Mg Ca 2+
drzavna-matura.com Sr(OH)2 Ba(OH)2 Al(OH)3 Sr 2+ 2+ 108 stroncijev barijev aluminijev željezov(II) željezov(III) kromov(III) manganov(II) ko baltov(II) niklov(II) bakrov(II) bakrov(I) cinkov* srebrov* živin(II) živin(I) amoni jev "složeni kation" također složeni kation, ne potječe od metala nego od amonijaka, *= NH4OH zapravo ne postoji nego je riječ o vodenoj otopini amonijaka NH3(aq) Ba Al 3+ 2+ 3+ aluminij je u 3. skupini u periodnom sustavu prijelaznih metala e velika zabluda pamtiti da su 2+ svi osim Cr i Ag 3+ + 2+ 2+ 2+ 3+ +
uglavnom 2+, nij
Fe Fe Cr 3+ 2+ (jedina (uobičajena) mogućnost za te metale) te Fe i Cu (uz Fe i Cu ), * = za Zn i A g nije nužno pisati cinkov(II) i srebrov(I) jer su samo te valencije moguće ali nije ni greška + Mn Co Ni 2+ 2+ 2+ + Cu Cu Zn 2+ + 2+ Ag Hg 2+ Hg2 NH4OH* NH4 + Alkani/ugljikovodične osnove naziva organskih spojeva broj C atoma 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 naziv metan etan propan butan pentan heksan he ptan oktan nonan dekan
drzavna-matura.com 109 DODATAK 3: KEMIJSKE FORMULE I SVOJSTVA TVARI IZ SVAKODNEVNE UPOTREBE soda bikarbona = natrijev hidrogenkarbonat NaHCO3 slabo lužnata sol soda = natrije v karbonat Na2CO3 (*kristalna soda = natrijev karbonat dekahidrat Na2CO3×10H2O) ja ko lužnata sol kaustična soda = natrijev hidroksid NaOH jaka lužina kuhinjska sol = na trijev klorid NaCl solna kiselina = klorovodična kiselina HCl jaka kiselina živo vap no = kalcijev oksid CaO bazični oksid gašeno vapno = kalcijev hidroksid Ca(OH)2 jaka baza/lužina (slabo do umjereno topljiv) vapnenac, mramor = kalcijev karbonat CaCO 3 (*kreda = smjesa CaCO3 i CaSO4) modra galica = bakrov(II) sulfat pentahidrat C uSO4×5H2O hidratna sol, dobro topljiva, kisela zelena galica = željezov(II) sulfat h eptahidrat FeSO4×7H2O hidratna sol, dobro topljiva (*ali u otopinama Fe2+ brzo pre lazi u Fe3+), kisela bordoška juha = smjesa modre galice i gašenog vapna kiselina iz akumulatora = sumporna kiselina H2SO4 jaka kiselina, oksidans, higroskopna (deh idratacijsko djelovanje – oduzima vodu) "peroksid" = vodikov peroksid H2O2 jaki ok sidans (*ali može biti i reducens) jodna tinktura = vodena otopina joda I2(aq) zem ni plin = pretežno metan CH4 zapaljiv plin plin u kućanstvu = smjesa propana CH3CH2C H3 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 f ormaldehida, formaldehid = metanal HCHO aceton = propanon CH3OCH3 octena kiselin a = etanska kiselina CH3COOH slaba kiselina
drzavna-matura.com 110 benzin = smjesa ugljikovodika (prvenstveno lančastih alkana, ne pobrkati s benzEno m koji je aromatski ugljikovodik) masti i ulja = esteri glicerola i tri (iste il i različite; zasićene masti, barem jedna nezasićena ulja) više masne kiseline sapuni = n atrijeve ili kalijeve soli viših masnih kiselina (kalcijeve i magnezijeve su netop ljive, zato sapuni ne peru dobro u tvrdoj vodi) kuhinjski šećer = saharoza (C12H22O1 1) 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 ions ke u polarnim otapalima od kojih je najvažnija voda – među organskim spojevima s polar nim skupinama (prvenstveno onima koje mogu tvoriti vodikove veze), kao što su alko holi i karboksilne kiseline, u vodi su topljiviji oni s manje C atoma (zadovolja vajuće topljivi su oni s otprilike do 4–5 C), jer što je duži ugljikovodični lanac, njegov a nepolarnost sve više "dominira" u svojstvima molekule, a u nepolarnim otapalima je naravno obrnuto – među organskim spojevima s polarnim skupinama, oni s razgranati m ugljikovodičnim lancima manje su topljivi u vodi jer polarna skupina prostorno t eže dolazi u interakciju (tvori vodikove veze) s vodom – neke nepolarne tvari (najvažn iji primjeri I2 i O2) nezanemarivo su topljive i u vodi, ali u organskim otapali ma 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 – baz e (hidroksidi) – topljiv NH4OH, hidroksidi alkalijskih metala i zemnoalkalijskih o sim Be (topljivost raste u skupini prema dolje: Mg(OH)2 slabo topljiv, Ca(OH)2 u mjereno), ostali netopljivi – soli – najvažnije netopljive soli su: BaSO4, AgCl, PbCl2 , CaCO3, a detaljne smjernice slijede: – topljive sve koje sadrže katione alkalijski h 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), H g2Cl2, PbCl2 – topljivi svi fluoridi osim zemnoalkalijskih metala i PbF2
drzavna-matura.com 112 – topljivi svi sulfati osim: BaSO4, PbSO4, HgSO4 (CaSO4, SrSO4, Ag2SO4 umjereno to pljivi) – netopljivi svi sulfidi osim alkalijskih i zemnoalkalijskih metala i NH4+ – netopljivi svi karbonati i fosfati osim alkalijskih metala i NH4+ – topljivost so li povećava se porastom temperature ako je otapanje endotermno (pozitivna entalpij a otapanja = entalpija hidratacije brojčano manja od entalpije kristalne rešetke), a smanjuje porastom temperature ako je egzotermno (obrnuto: negativna entalpija o tapanja = entalpija hidratacije brojčano veća od entalpije kristalne rešetke) – vidi rav notežu – topljivost soli manja je u otopinama u kojima je već prisutan neki ion te sol i (vidi ravnotežu), a i općenito je topljivost manja u otopini u kojoj je već nešto otop ljeno – topljivost plinova smanjuje se porastom temperature, povećava se porastom tl aka 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 v iše vodika (jer sadrže dodatni vodik), a iz oksida nastaje samo lužina (bez vodika, je r 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 kis elinama – 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) – "otapanj e" 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 neo ksidirajućim kiselinama) u oksidirajućim kiselinama (HNO3, koncentrirana H2SO4, HClO 4): nastaje kation metala i (najčešće) plin u kojem je oksidacijski broj središnjeg elem enta iz kiseline niži nego u kiselini (koncentrirana HNO3 NO2, razrijeđena HNO3 najčešće O, H2SO4 SO2, HClO4 najčešće Cl2) i voda
drzavna-matura.com 113 npr. Cu(s) + 2H2SO4(konc.) CuSO4(aq) + SO2(g) + 2H2O(l) – "otapanje" amfoternih me tala (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 is to kao u vodi, samo slabije, jer se zbog već početne prisutnosti OH– ravnoteža pomiče prem a reaktantima)
drzavna-matura.com 114 DODATAK 5: SVOJSTVA, PODJELA I ODVAJANJE TVARI fizikalna svojstva – agregacijsko (agregatno) stanje – čvrsto (s), tekuće (l), plinovito (g) – promjene agreg atnih stanja
(preuzeto s weba e–škole fizike, umjesto smrzavanje možda je bolje reći očvršćivanje, a umjes o depozicija može se reći i resublimacija) – tvrdoća – magnetičnost – prirodno su magnetični i metali: Fe, Co, Ni – vrelište – talište – gustoća – optička aktivnost (zakretanje ravnine p rizirane svjetlosti – vidi enantiomeri u poglavlju Vrste kemijskih formula i izome ri, to je jedino fizikalno svojstvo po kojem se enantiomeri razlikuju) – električna vodljivost – električnu struju dobro vode svi metali, grafit, vodene otopine i talin e svih ionskih tvari (soli); poluvodiči (npr. polumetali) bolje vode električnu stru ju pri višoj temperaturi – toplinska vodljivost kemijska svojstva – reaktivnost s drugim tvarima, npr. zapaljivost, reakcija s vodom
drzavna-matura.com 115 podjela tvari TVARI SMJESE ČISTE TVARI HETEROGENE juha HOMOGENE vodovodna voda KEMIJSKI SPOJEVI destilirana voda ELEMENTARNE TVARI 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 udje li sastojaka u smjesi mogu varirati – heterogene smjese imaju pomalo različit sastav i svojstva u svojim različitim dijelovima, njihovi se sastojci mogu razlikovati g olim okom, povećalom ili (svjetlosnim) mikroskopom – homogene smjese imaju u svojim različitim dijelovima jednoličan sastav i svojstva, sastojci im se ne mogu razlikova ti – 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 zati m dekantacija (odlijevanje tekućine iznad taloga) i/ili filtracija (propuštanje kroz filtar – papir, gazu... – kroz čije pore tekućina prolazi, a talog ne može proći) – npr. smj sa 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 filtr acijom – 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 to pljivosti 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 mod re galice ili čega god može se izdvojiti destilirana voda, a otopljene soli preostaj u u krutom stanju sublimacija – ako zagrijavanjem neki sastojak sublimira (npr. jo d, naftalen, sumpor... u pravilu molekulski kristali jer su među česticama u njima n ajslabije 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, n o to dakako nije sublimacija) ekstrakcija – ako je otopljena tvar znatno topljivij a u nekom drugom otapalu (npr. jod u nepolarnom organskom otapalu kao što je heksa n 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 drug o otapalo kromatografija – na temelju različite brzine kretanja različitih čestica nošenih otapalom po nekoj krutoj fazi (ovisi o razlici u jakosti vezanja čestica na otapa lo i na krutu fazu) – npr. kromatografija na papiru, na kredi, na tankom sloju sil ikagela, u stupcu silikagela, plinska (inertni plin je „otapalo“ za due plinove) ( komatoaija 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“) – np. napavi te 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 – t var koje ima manje (u otopinama otopljena tvar), koja je raspršena u drugoj tvari
drzavna-matura.com 117 – disperzno sredstvo – tvar koje ima više (u otopinama otapalo) (dogovorno možemo reći i d rukčije, npr. 96–postotna otopina etanola sadrži 96% etanola i 4% vode; ako je samo je dna od tvari tekućina, uobičajeno je reći da je ona otapalo bez obzira koliko je ima) vrsta disperznog sustava promjer čestica disperzne faze vrsta smjese otopina koloidni sustav < 1 nm 1 nm – 200 nm homogena na granici, u pravilu se smatraju homogenim grubo disperzni sustav (suspenzija) > 200 nm heterogena – otopine – nezasićena – u otopini je prisutno manje otopljene tvari nego što joj je maksi malna topljivost pri tim uvjetima (prvenstveno temperaturi), dakle može se još otopi ti – zasićena – u otopini je prisutno točno jednako otopljene tvari kolika joj je maksim alna topljivost pri tim uvjetima (prvenstveno temperaturi), otopina je u stanju dinamičke ravnoteže (jednakom se brzinom odvija otapanje i kristalizacija pa se efek tivno ne može otopiti još te tvari) – prezasićena – u otopini je prisutno više otopljene tva ri nego što joj je maksimalna topljivost pri tim uvjetima (prvenstveno temperaturi ), takva otopina nastaje pažljivom promjenom temperature otopine zasićene na tempera turi na kojoj je topljivost veća; dodatkom male količine otopljene tvari ili bilo čega drugog, ili mućkanjem, potresanjem, bilo kakvim fizičkim uznemiravanjem, iz prezasiće ne otopine u pravilu dolazi do nagle kristalizacije (zato kažemo da je prezasićena o topina nestabilna) – koloidni sustavi – Tyndallov fenomen – pojava raspršenja svjetlosti na česticama koloidnih dimenzija (npr. sunčeva svjetlost na prašini u zraku) – tipovi k oloidnih sustava:
drzavna-matura.com 118 u disperznom sredstvu u plinu ime sustava aerosol primjeri magla (voda u zra ku), lak za kosu, dezodoran dim (čađa u zraku) sapunica (zrak u vodi u kojoj je otop ljen sapun), šlag majoneza (ulje u vodi), mlijeko želatina plovučac maslac (ulje u mas ti) obojeno staklo disperzna faza tekućina čvrsta tvar plin u plinu u tekućini aerosol pjena tekućina čvrsta tvar plin tekućina čvrsta tvar u tekućini u tekućini u čvrstoj tvari u čvrstoj tvari u čvrstoj tvari emulzija sol, gel čvrsta pjena čvrsta emulzija čvrsti sol, gel koligativna svojstva – svojstva otopina koja ovise samo o broju čestica otopljene tv ari (promjena svojstva u odnosu na čisto otapalo proporcionalna je broju čestica oto pljene tvari), a ne i o vrsti (kemijskom identitetu) tih čestica (ali ovise o kemi jskom 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 tlak a pare čistog otapala (za „idealne otopine“, tj. pvenstveno u pavilu sve otopine u k ojima je samo otapalo tekućina, a otopljene tvari krutine koje kemijski ne reagira ju s otapalom)
drzavna-matura.com 119 DODATNI ZADACI PONUĐENIH ODGOVORA 1. Ako je za reakciju 2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g) standardna reakcijska entalpija Δr H°=–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°
