Hemija 1

САЊА ГРГУРИЋ ШИПКА

ик е

ХЕМИЈА ЗА I РАЗРЕД

За в

од

за

уџ бе н

гимназије општег типа и природно-математичког смера и средње стручне школе у подручјима рада: пољопривреда, производња и прерада хране за образовне профиле: зоотехничар и техничар хортикултуре; текстилство и кожарство, за образовне профиле: текстилни техничар, конфекцијски техничар, техничар моделар коже; здравство и социјална заштита за образовне профиле: санитарно-еколошки техничар, педијатријска сестра–техничар, гинеколошко-акушерска сестра, медицинска сестра–васпитач и осталe делатности личних услуга

ЗАВОД ЗА УЏБЕНИКЕ • БЕОГРАД

Хемија

Рецензенти доцент др Јелена Пољаревић, Хемијског факултета Универзитета у Београду Јасна Петровић, професор Прве београдске гимназије Слађана Басуровић, професор Медицинске школе у Ужицу Манојле Шалипуровић, професор у пензији

Уредник др Иван Живадиновић

ик е

Одговорни уредник др Татјана Костић

уџ бе н

Главни уредник др Милорад Марјановић

За в

од

за

За издавача др Милорад Марјановић, в. д. директора

Министар просвете, науке и технолошког развоја Републике Србије решењем број 650-02-474/2019-03 од 4. фебруара 2020. године одобрио је овај уџбеник за издавање и употребу у првом разреду гимназије и средњих стручних школа.

ISBN 978-86-17-20290-1 © Завод за уџбенике, Београд, 2020 Ово дело не сме се умножавати, фотокопирати и на било који други начин репродуковати, ни у целини ни у деловима, без писменог одобрења издавача.

САДРЖАЈ

1. ХЕМИЈА КАО НАУКА . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .7 1.1. Meрења . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .9 1.2. Tачност и прецизност мерења . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 10 1.3. Значајне цифре . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 11 Питања и задаци . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 12

ик е

2. ВРСТЕ СУПСТАНЦИ . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 13

уџ бе н

2.1. Агрегатна стања . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 13 2.1.1. Чисте супстанце и смеше . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 14 2.1.2. Раздвајање смеша на чисте компоненте . . . . . . . . . . . . . 15 2.1.3. Елементи и једињења . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 16 2.1.4. Физичка и хемијска својства . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 17 Питања и задаци . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 18

За в

од

за

3. СТРУКТУРА АТОМА . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 19 3.1. Структура атома . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 19 3.2. Aтомски број, масени број и изотопи . . . . . . . . . . . . . . . . . 21 3.3. Молекули и јони . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 22 Питања и задаци . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 26 4. ЕЛЕКТРОНСКА СТРУКТУРА АТОМА . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 28 4.1. Боров атомски модел . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 28 4.2. Таласно-механички модел атома . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 29 4.3. Просторни изглед орбитала . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 30 4.4. Електронска конфигурација . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 32 4.5. Периодни систем и периодична својства елемената . . . . . . . . 35 4.5.1. Енергија јонизације . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 39 4.5.2. Афинитет према електрону . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 41 4.5.3. Атомски и јонски полупречници . . . . . . . . . . . . . . . . . . 42 Питања и задаци . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 43 5. ХЕМИЈСКА ВЕЗА . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 45 5.1. Луисови симболи . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 45 5.2. Јонска веза . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 45 5.2.1. Својства јонских једињења . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 47

3

Хемија

5.3. Ковалентна веза . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 48 5.3.1. Правила писања Луисових формула . . . . . . . . . . . . . . . 49 5.3.2 Oдступање од октетног правила . . . . . . . . . . . . . . . . . . 50 5.3.3. Својства ковалентних једињења . . . . . . . . . . . . . . . . . 50 5.3.4. Електронегативност . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 51 5.3.5. Геометрија молекула . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 53 5.3.6. Диполни момент . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 55 5.4. Квантно-механичке теорије везе . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 57 5.4.1. Теорија валентне везе . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 57 5.4.2. Теорија молекулских орбитала . . . . . . . . . . . . . . . . . . 60 5.5. Метална веза . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 61 Питања и задаци . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 61

од

за

уџ бе н

ик е

6. МЕЂУМОЛЕКУЛСКЕ ИНТЕРАКЦИЈЕ . . . . . . . . . . . . . . . . . . 63 6.1. Јон-дипол интеракције . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 63 6.2. Дипол-дипол интеракције . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 64 6.3. Дисперзионе силе . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 64 6.4. Водонична веза . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 65 6.4.1. Својства воде . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 66 6.5. Aгрегатна стања . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 67 6.5.1. Гасовито агрегатно стање . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 68 6.5.2. Течно агрегатно стање . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 72 6.5.3. Својства чврстих супстанци . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 72 6.5.4. Фазни прелази . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 72 Питања и задаци . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 74

За в

7. ДИСПЕРЗНИ СИСТЕМИ . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 75 7.1. Раствори . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 75 7.2. Процес растварања . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 75 7.3. Растворљивост . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .78 7.3.1. Утицај температуре на растворљивост . . . . . . . . . . . . . . 78 7.4. Засићени и пресићени раствори . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 79 7.5. Квантитативни састав раствора – изражавање концентрације раствора . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 80 7.6. Kолигативна својства . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 81 7.7. Колоидни раствори . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 84 Питања и задаци . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 87 8. ХЕМИЈСКЕ РЕАКЦИЈЕ . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 88 8.1. Маса атома и молекула и моларна маса . . . . . . . . . . . . . . . 88 8.2. Процентни састав и емпиријска формула . . . . . . . . . . . . . . 89 8.3. Хемијске једначине и стехиометријски закони . . . . . . . . . . . 90

4

уџ бе н

ик е

8.4. Изједначавање хемијских једначина и стехиометријска израчунавања . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 92 8.5. Лимитирајући (ограничавајући) реактант . . . . . . . . . . . . . . 94 8.6. Принос реакције (теоријски принос) . . . . . . . . . . . . . . . . . .95 Питања и задаци . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 95 8.7. Енталпија хемијске реакције . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 96 8.8. Спонтаност и слободна енергија хемијске реакције . . . . . . . . 100 Питања и задаци . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 102 8.9. Брзина хемијских реакција . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 103 8.9.1. Фактори који утичу на брзину реакције . . . . . . . . . . . . . 104 8.9.2. Закон о дејству маса или закон брзине . . . . . . . . . . . . . 106 8.9.3. Теорија судaра . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 106 8.9.4. Катализатори . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 109 Питања и задаци . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 110 8.10. Хемијска равнотежа . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 110 8.10.1. Равнотежа у хетерогеном систему . . . . . . . . . . . . . . . . . 112 8.10.2. Ле Шатељеов принцип . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 113 Питања и задаци . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 115

За в

од

за

9. КИСЕЛИНЕ, БАЗЕ, СОЛИ . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 116 9.1. Електролитичка дисоцијација . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 116 9.2. Теорије о киселинама и базама . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 117 9.3. Равнотеже у растворима слабих киселина и база . . . . . . . . . 121 9.4. Јонски производ воде и pH . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 124 9.5. Соли и хидролиза соли . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 126 9.6. Јонске реакције . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 127 Питања и задаци . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 130 10. OКСИДО-РЕДУКЦИОНЕ РЕАКЦИЈЕ . . . . . . . . . . . . . . . . . 132 10.1. Оксидација и редукција . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 132 10.2. Оксидациони број . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 133 10.3. Одређивање коефицијената у оксидо-редукционим реакцијама 135 10.4. Врсте оксидо-редукционих (редокс) реакција . . . . . . . . . . 136 Питања и задаци . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 140 Литература . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 142

5

од

За в за ик е

уџ бе н

1. ХЕМИЈА КАО НАУКА

уџ бе н

ик е

Хемија објашњава појаве које се свакодневно дешавају око нас. Примера је безброј, од хемијски једноставних, на пример рђања гвожђа, па до сложенијих, рецимо, зашто лишће жути или како се храном одржавамо у животу. Хемија утиче на све аспекте нашег живота и свакодневно се срећемо са хемијским производима, од лекова, одеће, намештаја, ђубрива, па до хемијског оружја и експлозива. У једној реченици – хемија изучава структуру и својства супстанце (облика материје) и промене кроз које она пролази. Учећи основне хемијске принципе, трудићемо се да их приметимо у разним аспектима свакодневног живота, од одржавања личне хигијене, па све до најкомпликованијих дијагностичких процедура или лечења. МЕДИЦИНСКА ХЕМИЈА

ОРГАНСКА ХЕМИЈА

ХЕМИЈА

За в

од

ФИЗИЧКА ХЕМИЈА

ФИЗИКА

ФАРМАЦЕУТСКА ХЕМИЈА

за

НЕОРГАНСКА ХЕМИЈА

АНАЛИТИЧКА ХЕМИЈА

БИОХЕМИЈА

БИОЛОГИЈА АТМОСФЕРСКА ХЕМИЈА

ГЕОХЕМИЈА ХЕМИЈА ЖИВОТНЕ СРЕДИНЕ

Слика 1.1. Хемија у односу на остале науке и научне области које из хемије проистичу Хемија је природна наука која заједно са физиком и биологијом проучава различите облике кретања материје у природи, као и њен развој и промене. Ове три науке се убрајају у основне природне науке које су међусобно повезане и између којих не постоји оштра граница. Све се заснивају на експериментима, па хемичари значајан део свог времена проводе у лабораторијама. Већина научних открића заснива се на посматрању и описивању уочених појава током експеримената. Сваки научни процес започиње постављањем питања и жељом научника да објасни неку појаву. То је први корак научног поступка, који називамо научни метод. На основу уочених 7

Хемија

појава и прикупљених података, научник приступа интерпретацији, одно­ сно објашњавању запажених појава. Тако настаје хипотеза – привремено објашњење експерименталних података, која, након великог броја провера и поновљених експеримената, уколико је потврђена, постаје закон. Закон је концизно, речима или математички, формулисан однос између појединачних феномена, увек исти, под истим условима и независан од утицаја човека. посматрање и дефинисање проблема

експерименти и опажања

увиђање шаблона и трендова

формулисање и тестирање хипотеза

теорија

Слика 1.2. Научни метод је општи приступ у решавању научних проблема

За в

од

за

уџ бе н

ик е

Хипотезе које буду потврђене небројеним експериментима могу да постану теорије. Теорија је обједињени принцип који објашњава скуп чињеница или закона који се на тим чињеницама заснивају. Теорије су предмет непре­ станих и безбројних проверавања. У случају да не буде у сагласности са експерименталним подацима добијеним на пример, на савременијем инструменту, теорија мора бити модификована или чак одбачена. Мора се нагласити да научни метод није универзалан, као и то да је пут до научних открића веома ретко једноставан и праволинијски. Понекад за­кон претходи теорији, а некад теорија закону. Велика открића су резултат доприноса и искустава многих научника, поготово данас када се већина великих открића налази у граничним областима појединих наука. Понекад су та открића и случајна, али ће значај тог случајног открића увидети само научник који је знањем веома добро поткован.

O2

Fe

Fe2O3

Слика 1.3. Хемичар посматрајући макроскопски свет – оно што може да види, осети или директно мери, објашњава на микроскопском нивоу. Пример на слици јесте рђање гвожђа, приказано поједностављеном хемијском реакцијом. Питање за размишљање: Зашто су јони гвожђа (Fe3+) мањи од атома гво­ жђа, а оксидни јони већи од атома кисеоника?

8

1. Хемија као наука

1.1. Meрења

за

уџ бе н

ик е

Хемичари обављају мерења и те податке користе да би израчунали неке друге величине. Подсетимо се, мерење је упоређивање једне одабране физичке величине (јединице мере) са непознатом величином исте врсте. За мерења се користе различити инструменти или пробор. Неки од њих су, на пример, вага за мерење масе, бирете, пипете и мензуре за мерење запремине, термометар за мерење температуре.

Слика 1.4. Лабораторијско посуђе за мерење запремине течности

За в

од

Помоћу ових инструмената одређујемо вредности макроскопских својстава, док микроскопска својства, на атомском или молекулском нивоу, одређујемо на неке индиректне начине. Да бисмо те измерене вредности могли да користимо, морамо да им придружимо јединице. Данас се користи Међународни систем јединица, SI (скраћеница изведена из француских речи). У таблици 1.1 приказано је седам основних SI јединица. Све остале јединице се изводе из ових основних.

Слика 1.5. Електрична вага 9

Хемија

Таблица 1.1. Основне SI јединице Величина

Назив јединице

Симбол јединице

Дужина

Метар

m

Маса

Килограм

kg

Електрична струја

Ампер

A

Време

Секунда

Температура

Келвин

Интензитет светлости

Кандела

K

Мол

mol cd

ик е

Количина супстанце

s

уџ бе н

Када је јединица сувише мала или велика, за њено изражавање се кори­ сте префикси да означе за један или више редова величине веће или мање вредности од основних. Таблица 1.2. Префикси који се користе уз јединице

Префикс Симбол

Мега

Кило Деци

Центи

M k

1 тераметар (Tm) = 1·1012 m

1000000 или 106

1 мегаметар (Mm) = 1·106 m

за

G

d c

1000000000 или 109

1000 или 103

1/10 или 10–1

1 дециметар (dm) = 1·10–1 m

1/100 или 10–2

1 центиметар (cm) = 1·10–2 m

m

1/1000 или 10–3

Нано

n

1/1000000000 или 10–9

Пико

μ

p

1 гигаметар (Gm) = 1·109 m

1 километар (km) = 1·103 m

Мили

Микро

Пример

1000000000000 или 1012

од

Гига

T

За в

Тера

Значење

1/1000000 или 10–6

1 милиметар (mm) = 1·10–3 m

1 микрометар (μm) = 1·10–6 m 1 нанометар (nm) = 1·10–9 m

1/1000000000000 или 10–12 1пикометар (pm) = 1·10–12 m

1.2. Tачност и прецизност мерења

Тачан резултат је онај који је по вредности врло близак стварној вредно­сти мерене величине, док прецизност мерења представља међусобну сагла­сност групе добијених резултата мерења неке величине истим и ­ нструментом.

10

1. Хемија као наука

10

10

10

60

60

60

30

30

30

100

100

100

(а)

(б)

(в)

Слика 1.6. а) Прецизно и тачно; б) прецизно и нетачно; в) непрецизно и нетачно

За в

од

за

уџ бе н

ик е

Пошто је хемија егзактна наука, треба водити рачуна o тачности добијених података изражених у бројевима, који се састоје од мањег или већег броја цифара. Број цифара мора да одговара поузданости датог мерења, односно прецизност диктира број значајних цифара. Број значајних цифара треба да буде толики да последња цифра добијеног резултата буде несигурна. Рецимо да меримо запремину течности мензуром која је градуисана скалом од по 1 cm3 и да добијемо резултат да је запремина 6 cm3. Тада је стварна запремина у распону од 5 cm3 до 7 cm3, а измерену запремину пишемо (6±1) cm3. Уколико пак исту запремину течности измеримо мензуром код које је поузданост мерења 0,1 cm3, тада ћемо запремину изразити у облику (6,0±0,1) cm3 будући да је стварна запремина између 5,9 cm3 и 6,1 cm3. Ако меримо масу неке супстанце на аналитичкој ваги, њена маса ће бити изражена у грамима, бројем који садржи четири децимале јер је толика поу­зданост мерења на аналитичкој ваги. На пример, ако маса измерене супстанце износи 2,2360 g, њу ћемо написати у облику (2,2360±0,0001) g. Мерења се могу унапређивати коришћењем бољих прибора, уређаја и инструмената, а непоузданост увек зависи од примењеног инструмента, док је последња цифра увек непоуздана.

1.3. Значајне цифре

Број значајних цифара није тешко одредити када се држимо правила: 1. Свака цифра која није нула је значајна. Тако, на пример, број 951 има три значајне цифре.

2. Нула између цифара које нису нула је значајна, па број 505 има три значајне цифре, а 20,605 пет значајних цифара.

3. Нуле које се налазе лево од цифара нису значајне. Тако 0,08 има једну значајну цифру. Те нуле само указују на место децималног зареза.

4. Ако је број већи од 1, нуле десно од децималног зареза су значајне, као у бројевима: 2,0 или 3,040.

11

Хемија

за

уџ бе н

ик е

5. Ако је број мањи од 1, значајне су нуле на крају броја и оне између цифара које нису 0, као у бројевима 0,080, где је значајна последња нула, или 0,2006, где су значајне нуле у средини, али не и прва нула.

6. Код бројева који не садрже децимални зарез, не можемо знати које су нуле које долазе после цифре која није нула значајне. Број 500 може имати једну, две или три значајне цифре без додатних података. То се може избећи изражавањем у облику 5∙102 са једном значајном цифром, 5∙102, 5,0∙102 са две значајне цифре или 5,00∙102 са три значајне цифре. Такође, постоји група правила која се односи на заокруживања приликом израчунавања.

1. Приликом одузимања и сабирања одговор не може имати већи број цифара од броја који има мањи, односно најмањи број цифара.

66,432 + 2,2 = 68,6 или 2,832 − 0,5 = 2,3. При заокруживању се води рачуна о томе која цифра остаје у броју након одбацивања наредних. Ако је прва одбачена цифра мања од 5, последња задржана која остаје јесте, а ако је већа од пет, последња задржана се увећава за 1.

2. Приликом множења и дељења заокружује се на број који пре операције има најмањи број значајних цифара. Тако је, на пример, 8,16 ∙ 5,1355 = 41,90568, а заокружујемо на 41,9.

од

Питања и задаци

За в

1. Претворити следеће вредности: 0,076 l у cm3; 5,0∙10–8 m у nm; 5,66∙10–3 s у ms; 1,55 kg/m3 у g/dm3. (Решење: 76 cm3; 0,5 nm; 5,66 ms; 1,55 g/dm3)

2. Која је просечна маса три предмета ако су појединачне масе 10,3 g, 9,334 g и 9,25 g? (Решење: 9,6 g) 3. Која је запремина тела изражена у cm3 ако су његове димензије 22,86 cm x 38,0 cm x 76 cm? (Решење: 66 020 cm3)

12

2. ВРСТЕ СУПСТАНЦИ

уџ бе н

2.1. Агрегатна стања

ик е

Универзум, односно целокупна природа, сачињен је од материје. Материја, то јест све што нас окружује, организована је на различите начине, а може постојати у два облика: као супстанца коју карактерише физичка величина маса и која заузима простор и као поље сила које карактерише енергија. Изучавање хемије почећемо класификацијом супстанци. Два су принципа класификовања супстанце: у односу на агрегатно стање када супстанца може бити гасовита, течна или чврста, и у односу на састав када може бити у облику елемента, једињења или смеше.

За в

од

за

Три агрегатна стања материје, гасовито, течно и чврсто, међусобно се разликују по својствима које се лако запажају. Гасови немају одређену запремину и облик, те заузимају запремину и облик суда у ком се налазе, могу се сабијати на мању запремину или ширити кроз простор или другу супстанцу. Течности имају дефинисану запремину, али заузимају и прилагођавају се облику суда у ком се налазе. Чврсте супстанце имају одређени облик и запремину.

чврсто

течно

гасовито

Слика 2.1. Сликовит приказ чврстог, течног и гасовитог агрегатног стања 13

Хемија

гасовито

Температура

течно

уџ бе н

ик е

чврсто

Слика 2.2. Вода у три различита агрегатна стања

2.1.1. Чисте супстанце и смеше

За в

од

за

Већина супстанци са којима се сусрећемо, као што је ваздух који удишемо, бензин као гориво у аутомобилима или тротоар по коме ходамо, нису хемијски чисте. Међутим, те материјале можемо да раздвојимо на компоненте које их сачињавају – чисте супстанце. Чиста супстанца је она која има одређени састав и карактеристична својства. На пример, дестилована вода и кухињска со су чисте супстанце, а основни су састојци морске воде, која је смеша тих као и неких других супстанци. Супстанце могу бити елементи и једињења. Елементи су облици чисте супстанце који не могу бити разложени на простије. Сваки елемент се састоји од само једне врсте атома. Једињења су облик супстанце који се састоји од различитих елемената и самим тим од више врста атома. Већи део супстанци са којима се срећемо нису чисте, већ су комбинације више супстанци. Комбинације супстанци у којима свака задржава своја карактеристична хемијска својства назива се смеша. Док чисте супстанце, односно елементи и једињења имају сталан и непроменљив састав, састав смеша може да варира. Супстанца која улази у састав смеше назива се компонента смеше, и смеша може бити разложена на појединачне супстанце избором погодних физичких метода. Такође, својства смеша зависе од њиховог састава, али и од односа појединих састојака смеше. Неке смеше, као што су песак, стена или дрво, немају исти састав, својства и изглед у целом узорку. Такве смеше називамо хетерогеним. Хетерогена смеша је, на пример, 14

2. Врсте супстанци

смеша уља и воде. Хомогене смеше су пак оне које у сваком свом делу имају исти састав и својства. Примери су раствор шећера у води, раствор алкохола и воде или ваздух, који је гасовита смеша, највећим делом сачињена од азота и кисеоника. Хомогене смеше често називамо растворима.

2.1.2. Раздвајање смеша на чисте компоненте

за

уџ бе н

ик е

Смеша, било хомогена било хетерогена, може да се разложи на саставне компоненте физичким методама. Избор методе за разлагање смеша на компоненте, најпре, зависи од физичких и хемијских својстава компоненти смеше. Тако, на пример, смешу која се састоји из опиљака гвожђа и злата можемо раздвојити по различитој боји ова два метала. Други начин је коришћењем магнета који ће привлачити опиљке гвожђа, остављајући злато.

од

Слика 2.3. Издвајање гвожђа из смеше магнетом

За в

Такође, гвожђе се раствара у многим киселинама, а злато не. Ако се смеша ова два метала помеша са једном таквом киселином и након тога процеди, нерастворено злато ће заостајати у виду талога.

Слика 2.4. Филтрирање (цеђење) као техника раздвајања смеше која се састоји из чврсте и течне компоненте 15

Хемија

уџ бе н

ик е

Течности различитих температура кључања ћемо раздвојити на компоненте дестилацијом. (Температура кључања је температура на којој течна супстанца прелази у гасовито стање.)

Слика 2.5. Дестилација као техника раздвајања

За в

од

за

Различити афинитети везивања супстанци за површине различитих чврстих супстанци (хартија или скроб) основа су примене хроматографских аналитичких метода.

(а)

(б)

(в)

Слика 2.6. Раздвајање мастила на компоненте хроматографијом на хартији: а) вода се креће нагоре; б) прелазећи преко мастила вода раствара различите компоненте различитом брзином; в) мастило је раздвојено на више компоненти. Без обзира на технику коју применимо, након раздвајања компоненте смеше имају исти састав и својства као на почетку.

2.1.3. Елементи и једињења Чисте супстанце могу бити елементи и једињења. Елемент је супстанца која не може бити разложена на простије хемијским поступцима. До данас је познато 117 елемената. Многи од њих су природни елементи који се налазе 16

2. Врсте супстанци

уџ бе н

Слика 2.7. Водоник сагорева на ваздуху и настаје вода

ик е

на Земљи, док су други производ нуклеарних реакција у лабораторијама. За означавање елемената хемичари користе хемијске симболе. Прво слово хемијског елемента је увек велико, а друго је мало (уколико га има). На пример, Cо је симбол кобалта, а CО угљеник (II)-оксида. Симболи неких елемената су изведени из латинских имена, каo на пример Au од речи aurum (злато), Fe од ferrum (гвожђе), док је већина симбола изведена из енглеских имена. Атоми елемената могу да реагују градећи једињења. Гасовити водоник и гасовити кисеоник бурно реагују дајући воду, чија се својства значајно разликују од својстава водоника и кисеоника.

За в

од

за

Састав дестиловане воде је исти, без обзира на то да ли је дестилована вода из језера, кишнице или са чесме. Вода је једињење, а једињења су чисте супстанце које се састоје од атома два или више елемената хемијски сједињених у одређеном односу. Једињења се могу разложити на елементе хемијским методама.

раздвајање физичким методама

раздвајање хемијским методама

Слика 2.8. Облици супстанци

2.1.4. Физичка и хемијска својства Супстанце су дефинисане својим хемијским саставом и физичким својствима. Боја, температура топљења или температура кључања су физичка својства. Физичко својство се може мерити или запазити без промене састава или идентитета супстанце. На пример, можемо измерити температуру топљења леда загревањем комада леда и то тако што ћемо уочити температуру на којој лед почиње да прелази у воду. Вода у леду и течна вода се разликују само по изгледу, а не и по хемијском саставу. Хлађењем ћемо 17

Хемија

Питања и задаци

уџ бе н

ик е

опет добити лед. Према томе, температура топљења је физичко својство. Међутим, ако водоник и кисеоник реагују дајући воду, то је њихово хемијско својство. Након хемијске промене, настала је нова супстанца, другачијих хемијских и физичких свој­става, другачијег изгледа. Из воде, међутим, не можемо добити водоник и кисеоник неком физичком променом, на пример хлађењем или загревањем. Мерљива својства супстанци припадају једној од две категорије: екстензивна и интензивна својства. Екстензивна својства зависе од количине посматране супстанце. Таква су, на пример, маса и запремина. За разлику од њих измерене вредности интензивних величина не зависе од количине узорка. То су, на пример, температура или густина. Њихове измерене вредности се не могу сабирати. Замислимо да у две чаше имамо исту запремину воде исте температуре. Након мешања ових течности, укупна запремина ће бити једнака збиру првобитних запремина, али ће температура бити иста као у појединачним узорцима.

За в

од

за

1. Супстанце: пудинг, морску воду, магнезијум, бензин, ваздух, сок од парадајза, кристале јода и песак сврстајте у чисте супстанце или смеше. Уколико је смеша, наведите да ли је хомогена или хетерогена.

2. Који су симболи следећих елемената: сумпора, магнезијума, угљеника, азота, јода, калијума, бакра, злата?

3. Како бисте раздвојили на компоненте следеће смеше: шећер и песак; гвожђе и сумпор?

4. Наведите имена следећих елемената: F, Ni, Al, Ag, H, O, Pb, Sn. 5. Бела чврста супстанца означена са А загревана је без присуства ва­ здуха, при чему се распала дајући чврсту белу супстанцу Б и гас В. Гас означен са В има иста својства као гас који се добија сагоревањем угљеника у вишку кисеоника. Да ли на основу ових података можемо закључити да ли су супстанце А, Б и В елементи или једињења? Објасните своје закључке.

6. Да ли су подвучена својства физичка или хемијска: Бром има црвено-наранџасту боју. У присуству кисеоника и воде гвожђе рђа. Густина урана је 19,07 g/cm3. У контакту са кисеоником динамит експлодира.

7. Следећа својства сврстајте у интензивна или екстензивна: Температура топљења натријума је 98° C. За експеримент је потребно 250 cm3 воде. Густина злата је 19,3 g/cm3.

18

3. СТРУКТУРА АТОМА

уџ бе н

ик е

Још од древних времена људи су покушавали да проникну у структуру материје (супстанце). Данашње модерно схватање структуре материје почиње да се обликује почетком XIX века, појавом Далтонове атомске теорије. Знамо да су све супстанце сачињене од атома, молекула и јона и да се све гране хемије (неорганска, органска, биохемија) баве овим честицама. У V веку п. н. е. грчки филозоф Демокрит је сматрао да се материја са­ стоји од веома малих недељивих честица које је назвао атомима (грч аtomos = недељив). Иако Демокритове ставове нису прихватили многи његови савременици, а нарочито Платон и Аристотел, идеја је опстала. Рана научна истраживања су потврђивала идеје атомизма и постепено допринела модерним дефиницијама елемената и једињења. Године 1808. енглески научник и наставник Џон Далтон1 је формулисао прецизне дефиниције тих недељивих изграђивачких јединица које називамо атомима.

За в

од

за

То је једна од основа модерне хемије. Његови постулати се састоје у следећем: 1. Елементи се састоје од веома малих честица које се називају атоми.

2. Сви атоми једног елемента су идентични по маси, величини и хемиј­ ским својствима. Атоми једног елемента се разликују од атома другог елемента.

3. Једињења се састоје од атома различитих елемената, односно једињења настају сједињавањем атома различитих елемената.

4. Приликом хемијске реакције атоми се сједињавају или раздвајају, при чему не долази до стварања нових или уништавања постојећих атома.

3.1. Структура атома

На основу Далтонове атомске теорије, атом дефинишемо као основну изграђивачку јединицу елемента којa може хемијски реаговати. Далтон је сматрао да је атом изузетно мали и недељив. Међутим, велики број експеримената изведених половином XIX века јасно је указивао на то да атоми поседују сложену унутрашњу структуру. Откриће појаве радиоактивности, односно својства неких елемената да спонтано емитују алфа, бета или гама зраке, указивало је на то да су атоми изграђени од још ситнијих честица.

1 Џон Далтон (John Dalton, 1766–1844) је енглески хемичар, математичар и филозоф. Формулисао је атомску теорију, неколико гасних закона. Описао је болест неразликовања боја од које је и сам боловао.

19

Хемија

уџ бе н

ик е

Појава да се при електричном пражњењу кроз разређене гасове јављају тзв. катодни зраци, који су по својој природи електрони, недвосмислено је указивала на то да су и електрони саставни део атома. До раног почетка XX века две карактеристике атома су постале потпуно јасне: атоми садрже електроне и атоми су електронеутрални. Да би били електронеутрални, атоми морају да имају исти број позитивних честица – протона и негативних честица – електрона. И Томсон1 је поставио модел атома, који се састоји из позитивне сфере у коју су уроњени електрони. Овај модел, који се још назива модел пyдинга од шљива, прихваћен je у наредним годинама.

Слика 3.1. Томсонов модел атома

За в

од

за

Десетак година касније Радерфорд2 је, веома изненађен и задивљен резултатима својих експеримената, поставио модел атома. Према Радерфордовом моделу, позитивно наелектрисање језгра, које чине протони, концентрисано је у језгру, које представља најгушћи део атома. Електрони се налазе на одређеним удаљеностима од језгра, а већи део атома је празан простор.

Слика 3.2. Радерфордов модел атома 1 Џозеф Џон Томсон (Joseph John Thomson, 1856–1940) је британски физичар који је 1906. г. за откриће електрона добио Нобелову награду из физике.

2 Ернест Радерфорд (Ernest Rutherford, 1871–1937) је био новозеландски физичар који је

већину својих открића остварио у Енглеској. Нобелову награду за хемију добио је 1908. г. за испитивања атомског језгра.

20

3. Структура атома

ик е

Тада је, такође, откривено да протон поседује исту количину наелектрисања као и електрон, а да му је маса 1837 пута већа од масе електрона. До тада је, дакле, било познато: маса језгра чини највећи део масе атома, али језгро заузима само 1/1013 запремине атома. Ако бисмо атом замислили као спортски стадион, језгро би било величине кликера. Даљи корак у откривању структуре атома представља Чедвиково1 откриће неутрона. Неутрони су неутралне честице чија је маса незнатно већа од масе протона. Сви ови модели били су значајан корак у схватању структуре материје, али нису били у складу са неким својствима атома, као ни са законима класичне физике. Тек је са појавом нове научне дисциплине – квантне механике било могуће потпуно разумети структуру и понашање атома.

уџ бе н

3.2. Aтомски број, масени број и изотопи

За в

од

за

Атом сваког елемента садржи одређени број протона у свом језгру. Тај број се назива редни (атомски) број и обележава се словом Z. У неутралном атому број протона једнак је броју електрона, тако да атомски број истовремено означава и број електрона у атому. Хемијски идентитет неког атома је дефинисан његовим редним бројем. На пример, атомски број угљеника је 6. То значи да угљеник садржи 6 протона и 6 електрона. И обратно, сваки атом који садржи 6 протона је угљеник. Збир броја протона N(p+) и броја неутрона N(n0) у атому елемента је масени број. Означава се словом А. Са изузетком водоника, чије језгро садржи само протон, сва остала атомска језгра садрже протоне и неутроне. А = N(p+) + N(n0)

масени број број протона број неутрона

Када су познати масени и редни број елемента, може се израчунати број неутрона у атомском језгру. На пример, ако је масени број одређеног атома бора 12, а редни број 5 (број протона у језгру), број неутрона је 12 – 5 = 7. Треба обратити пажњу да су све ове вредности, позитивни цели бројеви. Немају сви атоми истог елемента исту масу јер се већина елемената јавља у облику два или више изотопа. Изотопи су атоми истог елемента који имају исти број протона, а различит број неутрона, односно имају исти редни, а различит масени број. На пример, постоје три изотопа водоника. Први, који 1 Џејмс Чедвик (Јames Chadwick, 1891–1972) је британски физичар који је 1935. г. добио Нобелову награду за откриће неутрона.

21

Хемија

називамо једноставно водоник, садржи један протон у језгру. Деутеријум садржи један протон и један неутрон, док трицијум садржи један протон и два неутрона. Сва три изотопа садрже један електрон у електронском омотачу. Атоме елемента уобичајено приказујемо на следећи начин: масени број

атомски број

У складу са тим, изотопе водоника представљамо: деутеријум

уџ бе н

Или, изотопе урана приказујемо као:

трицијум

ик е

протијум

За в

од

за

Називамо их уран-235 и уран-238, тј. „уран двеста тридесет петˮ и „уран двеста тридесет осам”. Први изотоп се користи у нуклеарним реакторима и атомским бомбама, док други изотоп не показује својства које су неопходне за ту примену. Хемијска својства елемента највећим делом зависе од броја електрона, односно електронског омотача, док неутрони не учествују у хемијским реакцијама. Стога изотопи истог елемента имају сличну, односно готово идентичну хемијску реактивност.

3.3. Молекули и јони

Молекул је скуп два или више атома чврсто повезаних хемијским везама. Молекул може садржавати атоме истог елемената или атоме два или више различитих елемената у тачно одређеним односима. Дакле, молекул могу да чине атоми истих или различитих елемената. На пример, гас водоник је чист елемент чији се молекул састоји од два атома водоника, док је вода једињење чији се молекул састоји од два атома водоника и једног атома кисеоника. Као и атоми, и молекули су електронеутрални. Осим поменутог молекула водоника, остали двоатомски молекули су азот, кисеоник, флуор, хлор, бром и јод. Двоатаомски молекули често садрже различите атоме као, на пример, NO или HCl, док већина молекула садржи више од два атома – сви такви молекули су полиатомски. Озон (О3) је полиатомски молекул који, на пример, садржи исте атоме – атоме кисеоника, док амонијак (NH3) садржи различите атоме.

22

3. Структура атома

елементи

смеше

уџ бе н

ик е

једињења

Слика 3.3. Упоредни приказ, елемената (атома или молекула), једињења и смеша

За в

од

за

Јон је атом или група атома која има укупно позитивно или негативно наелектрисање. Током хемијских промена, које називамо хемијским реакцијама, број протона у атому се не мења, док атом може отпуштати или примати електроне. Отпуштање електрона доводи до настајања катјона, јона који је позитивно наелектрисан, док анјон носи негативно наелектрисање због повећања броја електрона.

отпуштање електрона

неутрални атом

примање електрона анјон (−)

катјон (+)

Слика 3.4. Настајање катјона и анјона од атома Атом натријума садржи једанаест протона и једанаест електрона. Током реакције лако отпушта електрон и настаје Na+ катјон, a флуор, који садржи девет електрона, након примања електрона има их десет, те настаје F- (флуо­ ридни анјон).

23

Хемија

Na 11 протона 11 електрона

Na+ 11 протона 10 електрона

F 9 протона 9 електрона

e−

ик е

e−

11e−

9e−

10e−

10e−

уџ бе н

Na

F− 9 протона 10 електрона

Na+

F

F−

за

Слика 3.5. Настајање катјона натријума и флуоридног анјона

За в

од

Атом може примати или отпуштати више електрона, као, на пример, ки­сео­ник, који након примања два електрона постаје оксидни анјон (О2–), или гвожђе катјон (Fe2+), који настаје након што је атом гвожђа отпустио два електрона. Ово су примери моноатомских јона јер ови јони настају од једног атома.

2

1

Li+

2

Na+

Mg2+

5

Rb+

Sr2+

6

7

K+

Cs+

13

Be2+

3 4

H+

Ca2+

3

7

8

Fe2+ Fe3+

9

10

11

Cu+ Cu2+ Ag+

Au+ Au3+

Ba2+

Ra2+

12

Al3+

Zn2+

Ga3+

Hg+ Hg2+

Ti+ Ti3+

Cd2+

14

In+ In3+

Sn2+ Sn4+

Pb2+ Pb4+

Слика 3.6. Неки моноатомски катјони у Периодном систему 24

3. Структура атома

18 H

–

13

14

15

16

17

3–

2–

F–

N

P3–

O

S2–

Cl–

Se2–

Br– I–

Слика 3.7. Примери моноатомских анјона

За в

Означава молекул хемијског једињења азот(III)-оксида

за

од

Означава хемијски елемент азот

уџ бе н

ик е

Полиатомски јони садрже два или више атома и имају укупно позитивно или негативно наелектрисање. Они се могу састојати из два или више истих атома, као што је пероксид јон, (О22–), или различитих атома, као, на пример, OH–, CN–, NH4+ и многи, многи други. Као што смо видели, састав молекула се „на папиру” представља хемиј­ ским формулама. Састав молекула, односно хемијска формула представља врсту и однос комбинованих атома у молекулу. Означава хемијски елемент кисеоник

N2O3

Означава два атома азота у молекулу

Означава три атома кисеоника у молекулу

Слика 3.8. Пример хемијске формуле

Молекулска формула приказује тачан број атома који чине молекул, као на пример H2O, NH3, CH4, док емпиријска приказује прост однос атома у неком молекулу. Индекси у емпиријским формулама су увек најмањи могући цели бројеви. Молекулска формула водоник-пероксида је H2O2, а емпиријска HO. Молекулска формула етана, једног алкана, је C2H6, док је његова емпиријска 25

Хемија

За в

од

за

уџ бе н

ик е

формула CH3. Молекулска формула нам пружа много више информација него емпиријска формула и из ње је могуће извући емпиријску формулу, али обратно није могуће. Емпиријске формуле се користе јер већина метода за анализу супстанци као резултат даје релативан однос елемената у једињењу. Такође, неки молекули, као и јонске супстанце, постоје у тродимензионалним структурама које се састоје од великог броја градивних јединица, те је за њих могуће дати само емпиријску формулу. Молекулска формула нам, међутим, не указује на структуру молекула, односно на начин на који су атоми повезани. За то служе структурне формуле и у њима су атоми представљени својим симболима, а веза цртицом. Молекул се може представити и у перспективи, затим помоћу лоптица (које представљају атоме) и штапића (који представљају везе), као и моделом калота.

Слика 3.9. Приказивање молекула метана

Питања и задаци 1. Одредите масени број следећих атома: берилијума који садржи пет неутрона, титана са 26 неутрона и галијума са 39 неутрона. (Решење: А = 9, А = 48, А = 70)

2. Одредите број протона, неутрона и електрона следећих атома: 40Ca, 119 Sn, 244Pu. (Решење: Ca: 20, 20, 20; Sn: 50, 69, 50; Pu: 94, 150, 94) 3. Напишите формуле свих једињења која могу настати узајамним комбиновањем: катјона Na+, Sr2+ и NH4+ и анјона CO32−, I−, NO3−.

26

3. Структура атома

4. Попуните таблицу, уз коришћење Периодног система елемената и претпоставку да се подаци односе на неутралне атоме.

Zn

65

Протони

Неутрони

25 30

Електрони

49 38

Масени број

5. Попуните таблицу. Симбол

Протони

Co3+

59

35

76

45

116

47

108

80

120

уџ бе н

Неутрони

82

Електрони

Наелектрисање

2+

–

78

KCl

Ca2+

За в

OH–

NH4+

од

Cl–

K+

за

6. Попуните таблицу као у првом примеру. Јон

CO32– SO42–

PO43–

27

207

ик е

Симбол

Fe2+

118 76

3+

Al3+

4. ЕЛЕКТРОНСКА СТРУКТУРА АТОМА

за

уџ бе н

ик е

Покушаји научника да објасне структуру атома и молекула у XIX веку нису били потпуно успешни. Требало је времена да научници схвате да се атоми и молекули не понашају по законима који важе у макроскопском свету. Дански физичар Нилс Бор1 је уочио да Радерфордов модел, који претпоставља да електрони круже око позитивно наелектрисаног језгра, не одговара класичним законима физике. Према тим законима, свако наелектрисано тело при кружењу губи енергију у облику зрачења. То значи да би и електрон кружећи око језгра постепено губио енергију и на крају „се сурвао” у језгро. Атоми су, међутим, стабилни (са изузетком радиоактивних атома) и могу да зраче само ако им се довeде енергија у облику топлоте или светлости, и тада зраче светлост одређене таласне дужине која је карактеристична за сваки елемент. Бор је закључио да су појаве зрачења (емисије) и упијања (апсорпције) светлости везане за кретање електрона у атому.

4.1. Боров атомски модел

За в

од

Бор је препоставио да електрони круже око језгра по путањама и при томе не емитују и не апсорбују зрачење. Те путање по којима се електрони крећу су дозвољене путање које је назвао орбитама. Само су орбите одређеног полупречника, које одговарају одређеним енергијама, дозвољене. Дозвољено стање најмање енергије је основно стање атома. Електрон који се налази у дозвољеној орбити не отпушта енергију и неће се „сурватиˮ у језгро. Уколико се атому доведе енергија, електрон прелази у опет дозвољену путању али више енергије и тада ће се атом наћи у побуђеном стању. Дакле, прелазак атома у побуђено стање захтева апсорпцију енер­ гије. Обратно, енергија се емитује када електрон прелази са путање више енергије на путању ниже енергије. Ова енергија се апсорбује и емитује у виду електромагнетног зрачења.

1 Нилс Хенрик Дејвид Бор (Niels Henrik David Bohr, 1885–1962) је био дански физичар који се сматра оснивачем модерне физике. Добитник је Нобелове награде за физику 1922. г. за објашњење спектра атома водоника.

28

4. Електронска структура атома

електрон

протон

n=1

неутрон

n=2 n=1

+Ze

n=4 n=3 n=2 r = 16a0 r = 9a0 r = 4a0

n=1 r = a0

∆E = hν

Слика 4.1. Боров модел атома и емисија и апсорпција зрачења

ик е

Бор је дао значајан допринос разумевању атома, а поготово je значајна претпоставка да је енергија електрона у атому квантификована, међутим, и даље није било потпуно јасно понашање електрона у атому.

4.2. Таласно-механички модел атома

За в

од

за

уџ бе н

Данашње модерно објашњење структуре атома, подразумева да микрочестице имају дуалну природу, односно да се јављају у облику честица и у облику таласа. Шредингер1 је 1926. године, користећи сложене математичке операције, формулисао једначину која описује понашање и енергију субмикроскопских честица. Ова једначина обухвата и честично (корпускуларно) и таласно понашање честица. Њено разумевање као и решавање захтева веома напредно математичко знање, те ћемо се овде ограничити на свега неколико чињеница. Шредингерова једначина дефинише могуће енергије које електрон у атому водоника може имати и вероватноћу да се нађе у одређеном простору око језгра. Тај простор највеће вероватноће налажења електрона називамо орбиталама. Свака орбитала има одређену енергију и карактеристичну електронску густину које карактерише сет квантних бројева. Три квантна броја дефинишу орбиталу: главни квантни број, орбитални квантни број и магнетни квантни број. Шредингерова једначина, слично као и Боров модел атома, даје добре резултате за атом водоника, који садржи један протон и један електрон, али се проблеми јављају код вишеелектронских атома (атома који садрже два и више електрона). Хемичари и физичари су, међутим, уз помоћ апроксимација ипак дошли до задовољавајућих резултата. Главни квантни број – n може имати целобројне вредности, 1, 2, 3, 4 и тако до 7 за до сада познате елементе. Код атома водоника овај квантни број одређује енергију орбитале (код вишеелектронских потребно је познавати орбитални квантни број). Он такође указује на удаљеност електрона у 1 Ервин Шредингер (Erwin Schrödinger, 1887–1961) je аустријски научник који је оснивач модерне квантне теорије. Нобелову награду за физику добио је 1933. године.

29

Хемија

уџ бе н

ик е

одређеној орбитали од језгра. Већа вредност овог квантног броја означава већу удаљеност од језгра, а самим тим и већу орбиталу. Орбитале исте вредности n чине један енергетски ниво. Орбитални квантни број – l нам говори о облику орбитале. Зависи од главног квантног броја, и за одређену вредност n може имати вредности од 0 до n–1. На пример, за n = 1, l може бити само нула, за n = 2, l може бити 0 и 1, за n = 3, l може бити 0, 1 и 2. Када је l = 0, орбитала има ознаку s, када је l = 1, орбитале су p, када је l = 2, у питању су d орбитале, а када је l = 3 ради се о f орбиталама. Орбитале исте вредности орбиталног квантног броја су поднивои. Магнетни квантни број – ml описује просторну оријентацију орбитале. Овај број има вредности од –l до +l. Тако да када је l = 0, ml je 0, кada je l = 1, ml може бити –1, 0 или 1, а када је l = 2, ml има вредности –1, –2, 0, 1, 2. Укупан број магнетних квантних бројева говори о броју орбитала датог поднивоа. Главни, орбитални и магнетни квантни број заједно описују орбиталу, њен облик, енергију и величину. Опис сваког појединачног електрона је потпун са квантним бројем спина. Спин је својство електрона и последица је кретања електрона око своје осе што производи магнетно поље. Спин – ms може имати вредност +½ или –½.

Tаблица 4.1. Квантни бројеви и орбитале

3 4

Број орбитала

Ознака орбитале

0

1

1s

0

1

0

1

од

2

0

0 1

За в

1

Магнетни квантни број – ml

за

Главни Орбитални квантни квантни број – n број – l

0 1 2 0 1 2

0

–1, 0, 1

–1, 0, 1 –2, –1, 0, 1, 2 –1, 0, 1 –2, –1, 0, 1, 2

1

2px, 2py, 2pz

3

3px, 3py, 3pz

3

2s

3s

5

3dxy, 3dxz, 3dyz, 3dz2, 3dx2–y2

3

4px, 4py, 4pz

5

4.3. Просторни изглед орбитала

4s

4dxy, 4dxz, 4dyz, 4dz2, 4dx2–y2

Иако не можемо са сигурношћу знати где се тачно електрон налази, ипак је практично замислити орбитале као простор у ком је највећа вероватноћа налажења електрона, и таквим приказом подразумевамо 90% вероватноће налажења електрона.

30

4. Електронска структура атома

s-орбитале: s-орбитала је сферно-симетрична. Орбитале 1s, 2s и 3s су

све сферног облика, али различите величине. Величина орбитале расте са порастом главног квантног броја.

1s

2s

3s

Слика 4.2. Просторни изглед s орбитала

уџ бе н

ик е

p-орбитале: p-орбитале почињу од другог нивоа, јер тек када је главни квантни број 2, онда су могуће вредности орбиталног квантног броја 0 и 1. Комбинација квантних бројева n = 2 и l = 0 је 2s-орбитала. Када је орбитални квантни број l = 1, могуће вредности магнетног квантног броја су –1, 0 или 1, што су три p-орбитале, 2px, 2py и 2pz. Оне су међусобно исте енергије, облика и величине, а различите просторне оријентације, односно простиру се дуж x, y или z-осе. Као и код s-орбитала, величина p-орбитала расте са порастом главног квантног броја. z

за

z

y

y

x

y

y x

x

py

px

За в

px

од

x

z

z

Слика 4.3. Просторни изглед p-орбитала

d-орбитале: Ове орбитале се јављају од трећег нивоа, када за n = 3 и

l = 2 магнетни квантни број има вредности од –2, –1, 0, 1, 2, што одговара d-орбиталама. Пошто има пет могућих вредности, ових орбитала има пет. Оне су међусобно исте енергије, али различитог облика. z

x

z

y x dxy

z

y dxz

x

z

y dyz

x

Слика 4.4. Просторни изглед d-орбитала

Орбитале више енергије су означене са f, g.

31

z

y x dz₂

y dx₂-y₂

Хемија

4.4. Електронска конфигурација

4s 3s 2s

3d

3p 2p

за

1s

4d

4p

уџ бе н

5s

ик е

За приказивање распореда електрона у омотачу атома, који називамо електронска конфигурација, важно нам је да знамо енергију (релативну) орбитала. Код атома водоника који садржи један електрон, енергија је одређена само главним квантним бројем, односно поднивои истог енергетског нивоа имају исту енергију: За вишеелектронске атоме енергетски приказ је компликованији. Енергија електрона, поред главног квантног броја, односно нивоа, зависи и од орбиталног квантног броја, односно поднивоа. Другим речима, 2s и 2p-орбитале код вишеелектронских атома неће имати исту енергију, као ни 3s, 3p и 3d-орбитале.

од

Слика 4.5. Енергетски нивои и поднивои код вишеелектронских атома

За в

Чак ће доћи и до „прескакањаˮ орбитала, па ће електрон у 4s-поднивоу имати мању енергију од електрона у 3d-поднивоу. При редоследу попуњавања орбитала електронима можемо се послужити једноставном шемом која је приказана на слици 4.6. l =0 l =1 l =2 l =3

n = 1 1s2 n = 2 2s2

2p6

n = 5 5s2

5p6 5d10 5f14

n = 3 3s2 n = 4 4s2 n = 6 6s2 n = 7 7s2

3p6 3d10

4p6 4d10 4f14 6p6 6d10 6f14 7p6 7d10 7f14

Слика 4.6. Редослед попуњавања орбитала

32

4. Електронска структура атома

уџ бе н

1s2 („један ес два”).

ик е

Дакле, четири квантна броја, n, l, ml и ms потпуно описују електрон у атому. На пример за електрон у 2s-орбитали n = 2, l = 0, ml = 0 и m s = +½ или –½. Приметићемо да вредност квантног броја спина нема утицаја на енергију, величину или оријентацију орбитале. Да бисмо разумели хемијско понашање атома, потребно је да знамо електронску конфигурацију, односно распоред електрона у атомским орбиталама. Електрон у основном стању водоника се налази у 1s-орбитали и зато је конфигурација 1s1 (чита се „један ес једанˮ). За вишеелектронске атоме применићемо Паулијев принцип искључења. Овај принцип каже да два електрона у атому не могу имати иста сва четири квантна броја. Ако два електрона имају исти главни квантни број, орбитални квантни број и магнетни квантни број, другим речима, ако се налазе у истој орбитали, разликоваће се по четвртом квантном броју – спину. Дакле, у једној орбитали се могу наћи само два електрона, али ће они имати супротне спинове. Атом хелијума који садржи два електрона имаће конфигурацију

за

Следећи елемент, литијум, редног броја три, има три електрона и конфигурацију 1s22s1, а берилијум (Z = 4) 1s22s2.

За в

од

Од бора, атома чији је редни број пет, започиње попуњавање 2p-орбитала, и конфигурација бора је 1s22s22p1.

Да би се распоредили електрони следећег елемента – угљеника, применићимо Хундово правило које каже да је најстабилнија електронска конфигурација она код које електрони у орбиталама истог поднивоа имају највећи број паралелних спинова. Ако погледамо могуће конфигурације угљеника које све испуњавају Паулијев принцип искључења, видећемо да су: а) спинови спарени у једној орбитали; б) спинови спарени у две орбитале; в) спинови паралелни. Међутим, у складу са Хундовим правилом, исправна конфигурација је под в). ↑↓

↑

2px 2py 2pz (а)

↓

2px 2py 2pz (б)

↑

↑

2px 2py 2pz (в)

Електронске конфигурације азота, кисеоника, флуора и неона су редом: 1s22s22p3, 1s22s22p4, 1s22s22p5 и 1s22s22p6.

33

Хемија

[He]2s22p5.

ик е

Применом правила у писању електронских конфигурација првих десет елемената доћи ћемо до електронских конфигурација осталих елемената. Тај поступак се заснива на такозваном Aufbau принципу. Овај принцип каже да се протони додају један по један у атомско језгро, а орбитале се постепено попуњавају електронима. Кроз овај поступак долази се до електронске конфигурације основног стања свих елемената. Електронска конфигурација је кључ за разумевање хемијског понашања и зато нам њено познавање омогућава да предвидимо својства атома и разумемо Периодни систем елемената. Уобичајено је да електронске конфигурације представљамо писањем племенитог гаса који претходи посматраном елементу у угластој загради, а затим распоређивањем преосталих електрона у поднивое последњег нивоа. Тако ћемо, на пример, конфигурацију флуора написати

уџ бе н

Раније је поменуто да се 4s-подниво попуњава пре 3d-поднивоа. Зато је електронска конфигурација калијума (Z = 19) 1s22s22p63s23p64s1.

Како је

за

1s22s22p63s23p6

За в

од

електронска конфигурација аргона, конфигурацију калијума ћемо представити као [Ar]4s1, где [Ar] означава конфигурацију аргона. Електрони који се налазе у последњем непопуњеном нивоу јесу валентни електрони. Елементи од скандијума (Z = 21) до бакра (Z = 29) су прелазни метали. Прелазни метали имају делимично попуњене d-орбитале или дају катјоне који имају делимично попуњене d-орбитале. На пример, електронска конфигурација кобалта, чији je редни број 27, гласи 1s22s22p63s23p63d74s2или [Ar] 3d74s2.

Прелазни метали су такође елементи од итријума (Z = 39) до сребра (Z = 47) и њих називамо прелазним елементима друге серије. Након лантана (Z = 57), чија је конфигурација [Xe]6s25d1,

следи 14 елемената који се називају лантаниди, од цера (Z = 58), чија је електронска конфигурација 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p65d104f15d16s2,

до лутецијума

(Z = 71, 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p65d104f145d16s2).

34

4. Електронска структура атома

Лантаниди имају делимично попуњене 4f-орбитале, или дају катјоне који имају делимично попуњене 4f-орбитале. Трећа серија прелазних метала, укључујући лантан и хафнијум (Z = 72), протеже се до злата (Z = 79) и карактеристична je по попуњавању 5d-поднивоа. Последњи низ елемената који почиње са торијумом (Z = 90) јесу актиниди који, као и лантаниди, имају непопуњене f-орбитале, и то 5f. На слици 4.7 је приказана скица Периодног система према врсти непопуњеног поднивоа.

1s

1s

2p

3s

3p

3d

5s

4d

6s

5d

7s

6d

4p 5p

уџ бе н

4s

ик е

2s

6p 7p

за

4f 5f

од

Слика 4.7. Непопуњени нивои елемената у Периодном систему

За в

Дакле, у изградњи електронског омотача треба водити рачуна о следећем: 1. сваки енергетски ниво главног квантног броја n садржи n-поднивоа. На пример, ако је n = 2, постоје два поднивоа (две вредности) орбиталних квантних бројева 0 и 1; 2. сваки подниво квантног броја садржи 2l + 1 орбитала. На пример, ако је l = 1, постоје три орбитале, и то су три p-орбитале; 3. у орбитали се могу наћи највише два електрона; 4. максималан број електрона у енергетском нивоу главног квантног броја n израчунавамо једноставно преко релације 2n2.

4.5. Периодни систем и периодична својства елемената

Више од половине данас познатих елемената откривено је у XIX веку. Још су тада хемичари уочили велике сличности у хемијским и физичким својствима многих елемената. Сличности, као и потреба за класификовањем података о структури и својствима елемената, довела је до настајања Периодног система елемената – таблице у којој су елементи груписани према својим хемијским и 35

Хемија

3 4 5 6 7

4 Be 2s2

11 Na 3s1

12 Mg 3s2

37 Rb 5s1

38 Sr 5s2

19 K 4s1

55 Cs 6s1 87 Fr 7s1

за

3 Li 2s1

2 2A

3 3B

од

2

1 H 1s1

4 4B

20 Ca 4s2

21 Se 4s23d1

22 Ti 4s23d2

56 Ba 6s2

57 La 6s25d1

72 Hf 6s25d2

88 Ra 7s2

58 Ce 6s24f15d1 90 Th 7s26d2

5 5B

6 6B

За в

1

1 1A

уџ бе н

ик е

физичким својствима. У савременом периодном систему елементи су поређани према растућим атомским бројевима, у хоризонталне редове, које називамо периодама, и вертикалне колоне, које називамо групама. Периодни систем је најкориснија алатка у којој су елементи систематично класификовани према својим својствима и која омогућава предвиђање њиховог хемијског понашања. Многа хемијска својства елемената могу бити објашњена њиховом електронском конфигурацијом. У зависности од поднивоа који се последњи попуњава, елементе ћемо поделити на елементе главних група, племените гасове, прелазне елементе (метале), лантаниде и актиниде (слика 4.9). Елементи главних група имају непопуњене s или p-поднивое највећег главног квантног броја своје конфигурације. Са изузетком хелијума (1s2), племенити гасови имају потпуно попуњени p-подниво. Прелазни метали (атоми или јони) имају непопуњене d-поднивое, а лантаниди и актиниди (атоми или јони) f-поднивое. Zn, Cd и Hg нису ни прелазни метали ни елементи главних група и немају неко посебно име. Интернационална унија за чисту и примењену хемију (IUPAC) је предложила обележавање група Периодног система елемената од 1 до 18 арапским цифрама.

39 Y 5s24d1

89 Ac 7s26d1

9 8B

10

11 1B

50 Sn 5s25p2

51 Sb 5s25p3

52 Te 5s25p4

53 I 5s25p5

112 Cn 7s26d10

113 Nh 7s27p1

114 Fl 7s27p2

115 Mc 7s27p3

116 Lv 7s27p4

117 Ts 7s27p5

68 Er 6s24f12

69 Tm 6s24f13

70 71 Yb Lu 6s24f14 6s24f145d1

75 Re 6s25d5

76 Os 6s25d6

77 Ir 6s25d7

78 Pt 6s15d9

79 Au 6s15d9

80 Hg 6s25d10

104 Rf 7s26d2

105 Db 7s26d3

60 Nd 6s24f4

106 Sg 7s26d4

61 Pm 6s24f5

107 Bh 7s26d5

62 Sm 6s24f6

94 Pu 7s25f6

108 Hs 7s26d6

63 Eu 6s24f7 95 Am 7s25f7

109 Mt 7s26d7

64 Gd 6s24f75d1 96 Cm 7s 5f76d1 2

110 Ds 7s26d8

65 Tb 6s24f9 97 Bk 7s25f9

111 Rg 7s26d9

66 Dy 6s24f10

98 Cf 7s25f10

67 Ho 6s24f11

99 Es 7s25f11

31 Ga 4s24p1

81 Ti 6s26p1

100 Fm 7s25f12

32 Ge 4s24p2

82 Pb 6s26p2

101 Md 7s25f13

Слика 4.8. Електронске конфигурације валентних нивоа елемената 36

36 Kr 4s24p6

49 In 5s25p1

74 W 6s25d4

47 Ag 5s14d10

35 Br 4s24p5

48 Cd 5s24d10

73 Ta 6s25d3

46 Pd 4d10

10 Ne 2s22p6

17 Cl 3s23p5

30 Zn 4s23d10

33 As 4s24p3

83 Bi 6s26p3

34 Se 4s24p4

84 Po 6s26p4

2 He 1s2

9 F 2s 2p5 2

16 S 3s23p4

29 Cu 4s13d10

45 Rh 5s14d8

8 O 2s 2p4 2

17 7A

15 P 3s23p3

28 Ni 4s23d8

44 Ru 5s14d7

7 N 2s 2p3 2

16 6A

14 Si 3s23p2

27 Co 4s23d7

43 Tc 5s14d6

6 C 2s 2p2 2

15 5A

13 Al 3s23p1

26 Fe 4s23d6

42 Mo 5s14d5

14 4A

12 2B

25 Mn 4s23d5

91 92 93 Pa U Np 2 1 2 3 1 2 4 7s 5f 6d 7s 5f 6d 7s 5f 6d1 2

8

24 Cr 4s13d5

41 Nb 5s14d4

5 B 2s 2p1 2

23 V 4s23d3

40 Zr 5s24d2

59 Pr 6s24f3

7 7B

13 3A

18 8A

85 At 6s26p5

102 103 No Lr 2 14 2 14 7s 5f 7s 5f 6d1

18 Ar 3s23p6

54 Xe 5s25p6 86 Rn 6s26p6 118 Og 7s27p6

4. Електронска структура атома

Елементи главних група

Племенити гасови

1 H

2 2A

3

11 Na

12 Mg

3 3B

4 4B

5

37 Rb

38 Sr

39 Y

40 Zr

7

87 Fr

4

6

3 Li

19 K

55 Cs

4 Be

20 Ca

56 Ba

88 Ra

21 Se

22 Ti

5 5B

6 6B

41 Nb

42 Mo

57 La

105 Db

106 Sg

23 V

72 Hf

89 Ac

58 Ce

90 Th

73 Ta

104 Rf

59 Pr

91 Pa

Актиниди

за

2

Лантаниди

Прелазни метали

7 7B

8

9 8B

43 Tc

44 Ru

45 Rh

107 Bh

108 Hs

109 Mt

24 Cr

25 Mn

74 W

75 Re

За в

1

Цинк, Кадмијум, Жива

од

1 1A

уџ бе н

ик е

Хемијска реактивност елемената у великој мери зависи од валентних електрона. Код елемената главних група, то су електрони у енергетском нивоу највећег главног квантног броја. Електроне који нису валентни називамо унутрашњим електронима. Пошто елементи одређених главних група имају исти број валентних електрона, очекивано је да имају слична хемијска својства. То је нарочито изражено код алкалних метала (елементи прве групе, конфигурације валентног нивоа ns1), земноалкалних метала (елементи друге групе, конфигурације валентног нивоа ns2), племенитих гасова (елементи осамнаесте групе, конфигурације валентног нивоа ns2np6). Видети демонстрациони оглед 4.1 на страни 44. Елементи неких група се, међутим, значајно разликују у својим хемијским својствима – на пример четрнаесте групе, конфигурације ns2np2. У случају прелазних метала, електронска конфигурација се не може уопштено приказати, али је сличност хемијског понашања последица делимично попуњених d-поднивоа. Слично је код лантанида и актинида, који имају непопуњене f-поднивое.

60 Nd 92 U

61 Pm 93 Np

62 Sm 94 Pu

26 Fe

27 Co

76 Os

63 Eu

95 Am

12 2B

46 Pd

47 Ag

48 Cd

29 Cu

78 Pt

97 Bk

66 Dy 98 Cf

99 Es

16 6A

17 7A

13 Al

14 Si

15 P

16 S

17 Cl

6 C

68 Er

7 N

32 Ge

8 O

33 As

34 Se

9 F

35 Br

49 In

50 Sn

51 Sb

52 Te

53 I

113 Nh

114 Fl

115 Mc

116 Lv

117 Ts

81 Ti

112 Cn

67 Ho

15 5A

31 Ga

80 Hg

111 Rg

14 4A

5 B

30 Zn

79 Au

110 Ds

65 Tb

96 Cm

11 1B

28 Ni

77 Ir

64 Gd

10

13 3A

100 Fm

82 Pb

69 Tm

101 Md

83 Bi

70 Yb

102 No

84 Po

85 At

18 8A 2 He 10 Ne 18 Ar

36 Kr

54 Xe

86 Rn

118 Og

71 Lu

103 Lr

Слика 4.9. Класификација елемената Уочили смо да се електронска конфигурација периодично мења са порастом атомског броја. Као последица, периодичност се јавља и код испољавања физичких и хемијских својстава елемената. Најзначајније физичке карактеристике које одређују хемијско понашање јесу енергија јонизације и афинитет ка електрону.

37

Хемија

Настанак Периодног система елемената

уџ бе н

ик е

У XIX веку сазнања о структури атома и молекула су била непотпуна и нејасна, те су научници елементе сврставали у таблице на основу њихових атомских маса, јер су интуитивно доводили у везу хемијско понашање елемената и пораст атомских маса. Енглески хемичар Њуланд је 1864. године поређавши елементе по порасту атомских маса уочио да се код сваког осмог елемента јављају сличне хемијске особине. Ову правилност је формулисао као Закон о октавама. Међутим, испоставило се да ова законитост не важи за елементе теже од калцијума, те је због тога овај закон научна заједница брзо одбацила. Неколико година касније, тачније 1869. године, руски хемичар Мендељејев и немачки хемичар Мајер, независно један од другог, предлажу много обухватнију класификацију елемената, такође засновану на периодичном понављању својстава елемената са повећањем атомских маса. Мендељејева класификација је била прецизнија у груписању елемената, а он је, такође претпоставио и постојање до тада неоткривених елемената, нпр. ека-алуминијума (eka-први, што је значило први испод алуминијума у групи). И, заиста, четири године касније је откривен галијум који је заузео то место. Мендељејев систем елемената је садржавао 66 елемената, а до 1900. године је откривено још њих тридесетак.

1894–1918

за

1735–1843

2 2A

3

11 Na

12 Mg

3 3B

4 4B

5 5B

6 6B

5

37 Rb

38 Sr

39 Y

40 Zr

41 Nb

42 Mo

7

87 Fr

104 Rf

105 Db

106 Sg

2

4

6

3 Li

19 K

55 Cs

За в

1 H

1

1923–1961

од

1 1A

1843–1886

4 Be

20 Ca

21 Se

56 Ba

22 Ti

57 La

88 Ra

72 Hf

89 Ac

58 Ce

90 Th

23 V

59 Pr

91 Pa

73 Ta

60 Nd 92 U

61 Pm 93 Np

7 7B

14 4A

15 5A

16 6A

17 7A

5 B

6 C

7 N

8 O

9 F

9 8B

10

11 1B

12 2B

13 Al

14 Si

15 P

16 S

17 Cl

43 Tc

44 Ru

45 Rh

46 Pd

47 Ag

48 Cd

49 In

50 Sn

51 Sb

52 Te

53 I

107 Bh

108 Hs

109 Mt

115 Mc

116 Lv

117 Ts

25 Mn

74 W

75 Re

94 Pu

13 3A 8

24 Cr

62 Sm

1965–

26 Fe

27 Co

76 Os

63 Eu

95 Am

28 Ni

77 Ir

64 Gd

78 Pt

97 Bk

30 Zn

79 Au

110 Ds

65 Tb

96 Cm

29 Cu

80 Hg

111 Rg

66 Dy 98 Cf

31 Ga

81 Ti

112 Cn

67 Ho 99 Es

32 Ge

82 Pb

113 Nh

68 Er

100 Fm

33 As

83 Bi

114 Fl

69 Tm

101 Md

34 Se

70 Yb

102 No

84 Po

71 Lu

103 Lr

Слика 4.10. Хронолошки приказ открића елемената. Данас их је познато 118.

38

35 Br 85 At

18 8A 2 He 10 Ne 18 Ar

36 Kr

54 Xe

86 Rn

118 Og

4. Електронска структура атома

Током времена се испоставило да Мендељејев1 Периодни систем2,3 има недостатке јер је заснован на периодичном понављању својстава са порастом атомских маса елемената. Захваљујући експериментима, касније је утврђено да се периодично понављање својстава елемената заснива на повећању атомских, односно редних бројева. Савремени периодни системи приказују симбол хемијског елемента заједно са његовим атомских бројем. Атомски број говори о броју протона, као и броју електрона у атому, док је електронска конфигурација кључ у предвиђању физичких, а нарочито хемијских својстава елемената. Значај периодног система, између осталог, јесте у томе што нам помаже да претпоставимо својства неког нама потпуно непознатог елемента.

4.5.1. Енергија јонизације

За в

од

за

уџ бе н

ик е

За одвајање електрона од атома потребан је утрошак енергије. Енергија јонизације је енергија (у kJ/mol) потребна за издвајање електрона из основног стања атома у гасовитом стању, при чему од атома настаје позитивно наелектрисан јон.

X(g) + енергија → X+(g) + e– Вредност енергије јонизације нам говори о томе колико је „чврсто” електрон везан у атому. У Периодном систему елемената у групама ова вредност опада, а у периодама, са малим одступањима, расте, при чему племенити гасови имају највеће вредности. Овакви трендови су разумљиви ако се има на уму да се са порастом редног броја елемента у групи, валентни електрони налазе у орбиталама већег квантног броја, односно да се налазе на већој удаљености од позитивног језгра и тиме осећају његово слабије електростатичко привлачење. Када су у питању периоде, валентни електрони код атома дуж периода се налазе у орбиталама истог главног квантног броја, односно орбиталама исте величине, а самим тим исте удаљености од језгра, али ће због пораста броја протона осећати већи утицај језгра, што ће условити, са неколико изузетака, повећање енергије јонизације идући слева надесно у периодама.

1 Димитриј Иванович Мендељејев (Dmitri Ivanovich Mendeleev, 1836–1907) је руски хемичар чији се рад на класификацији елемената сматра највећим хемијским открићем у XIX веку.

2 Џон Александар Рејна Њулендс (John Alexander Reina Newlands, 1838–1898) је енглески

хемичар који је дао велики допринос у настајању Периодног система елемената иако је веома често због тога био исмеван. Премда је на једном састанку био подсмешљиво упитан зашто елементе није ређао по абецедном реду, Лондонско краљевско друштво га је ипак одликовало.

3 Јулијус Лотар Мејер (Julius Lothar Meyer, 1830–1895) је немачки хемичар који је, поред доприноса у класификацији елемената, открио афинитет хемоглобина ка кисеонику.

39

Хемија

1

1

H 1312.0

3

Na 495.8

4

14

15

16

17

Cl 1251.1

Ar 1520.5

Be 899.4

B 800.6

C 1086.4

N 1420.3

O 1313.9

F 1681.0

K 418.8

Ca 589.8

Ga 578.8

Ge 762.1

As 947.0

Se 940.9

Br 1139.9

5

Rb 403.0

7

Fr --

6

13

Li 520.2

Cs 375.7

Mg 737.7

Al 577.6

Sr 549.5

In 558.3

Ba 508.1

Ti 595.4

Ra 514.6

Si 786.4

Sn 708.6

Pb 722.9

P 1011.7 Sb 833.7

Bi 710.6

S 999.6

Te 869.2

I 1008.4

Po 821.0

85 --

Ne 2080.6

Kr 1360.7

Xe 1170.4

Rn 1047.8

He Ne H Li

Ar

Kr

Na K

Xe

Rb

Rn

Cs

ик е

2

2

18

He 2372.3

Слика 4.11. Периодични трендови у енергијама јонизације

уџ бе н

Енергија за издвајање једног (првог) електрона назива се прва енергија јонизације, за издвајање другог – друга енергија јонизације и тако редом. Важно је нагласити да сукцесивно уклањање електрона захтева све већу енергију. То је и очекивано пошто је удаљавање сваког наредног електрона удаљавање из позитивније наелектрисаног јона.

за

I2

495

4 560

Al

580

1 815

7 730

P

1 060

1 890

2 905

Cl

1 255

2 295

3 850

Si S

Ar

735

I3

За в

Na

Mg Пад

I1

од

Елемент

Пораст

780

1 005 1 527

1 445

1 575

3 220

2 260

2 665

I4

I5

I6

I7

унутрашњи електрони

2 740

11 600 4 950

3 375

4 350

16 100

4 565

6 950

5 160

3 945

5 770

6 270

21 200

6 560

9 360

7 230

8 490

27 000

8 780

12 000

11 000

Tаблица 4.2. Сукцесивне вредности енергија јонизације (kJ/mol) елемената треће периоде

Размотримо, на пример алуминијум, чија је електронска конфигурација 1s22s22p63s23p1, односно [Ne]3s23p1. Вредности постепено расту од 580 kJ/mol за прву енергију јонизације до 2 740 kJ/mol за трећу енергију јонизације. Уклањање четвртог електрона из 2p-поднивоа, који је код алуми40

4. Електронска структура атома

нијума унутрашњи, захтева далеко већу енергију која износи 11 600 kJ/mol. Велико повећање вредности се јавља јер електрони унутрашњих поднивоа више осећају позитивно наелектрисање језгра. Слични скокови се примећују и код других елемената када долази до уклањања унутрашњих електрона. Управо због овако високих вредности енергија јонизације унутрашњих електрона, у објашњавању хемијске везе разматрамо само валентне електроне. Једноставно, унутрашњи електрони су сувише чврсто везани да би их атом предао другом атому, па чак и делио са другим атомима.

4.5.2. Афинитет према електрону

ик е

Афинитет према електрону је топлотни ефекат процеса у ком се електрон додаје атому уз настајање анјона.

X(g) + e– → X–(g)

2

Li 60.4

2

Be x

од

1

1

H 73.5

за

уџ бе н

Кроз периоде афинитет ка електрону расте, тако да халогени имају највиши афинитет ка електрону, док се у групама ове вредности не мењају значајно.

Na 53.2

Mg x

5

Rb 47.4

Sr x

7

Fr 44.5

За в

3

4

6

K 48.9

Cs 46.0

Ca x

Ba x

Ra x

13

B 27.0

14

C 123.4

Al 45.0

Si 135.0

In 29.0

Sn 122.0

Ga 30.0

Ti 30.0

Ge 120.0

Pb 110.0

15

N –7.0

P 72.4

As 78.0

Sb 102.0

Bi 110.0

16

O 142.5

S 202.5

Se 197.0

Te 192.1

Po 190.0

18

17

He x

Cl 331.4

Ar x

F 73.5

Ne x

Br 352.4

Kr x

85 270.0

Rn x

I 327.9

Xe x

Слика 4.12. Промене афинитета према електрону у Периодном систему елемената Имајући у виду ова својства, елементи су подељени у три категорије: метали, неметали и металоиди. Већина елемената су метали, 17 су немeтали, а само 8 металоиди. Метали су добри проводници топлоте и електрицитета, док неметали не проводе или слабо проводе топлоту и електрицитет. Металоиди имају својства између ове две крајности, односно испољавају нека својства карактеристична за метале, а неке за неметале, на пример, силицијум по изгледу личи на метал, а много је слабији проводник топлоте 41

Хемија

и електрицитета од метала. У периодама слева надесно опада метални, а расте неметални карактер елемената. У Периодном систему групе су означене бројевима од 1 до 18, а веома често се елементи прве групе називају алкални, друге земноалкални, шеснаесте халкогени, седамнаесте халогени, а осамнаесте племенити гасови.

4.5.3. Атомски и јонски полупречници

За в

од

за

уџ бе н

ик е

Величина атома се уобичајено изражава преко атомских полупречника. Они могу бити невезивни и везивни. Невезивни полупречници су растојање до кога атоми могу да приђу један другоме док електронски облаци не почну да им се одбијају, а везивни представљају половину растојања између језгара када су атоми везани. У периодама је општи тренд да атомски полупречници опадају, јер расте број протона у језгру, а валентни електрони се налазе у истом енергетском нивоу, док у групама, због повећања главног квантног броја расте величине орбитала, а самим тим и полупречници.

Слика 4.13. Трендови у променама величина атома, дуж група и дуж периода Када су у питању јонски полупречници, катјони су увек мањи од одговарајућих атома јер се електрон уклања из најудаљеније орбитале, и, што је катјон више наелектрисан, полупречник ће бити мањи. Супротно, анјони су већи од атома јер се повећава одбијање између електрона.

42

уџ бе н

ик е

4. Електронска структура атома

од

Питања и задаци

за

Слика 4.14. Вредности атомских и одговарајућих јонских полупречника

За в

1. Које су могуће вредности орбиталног квантног броја, l ако је главни квантни број n = 4? (Решење: l = 0, 1, 2, 3) 2. Које су могуће вредности магнетног квантног броја ml , ако је орбитални квантни број l = 2? Које су то орбитале? (Решење: me = –2, –1, 0, 1, 2; d-орбитале)

3. Које бројчане вредности n и l одговарају следећим орбиталама: 3p, 2s, 4f, 5d? (Решење: n = 3, l = 2; n = 2, l = 0; n = 4, l = 3; n = 5, l = 2) 4. Написати електронске конфигурације следећих атома: Cs, Ni, Se, Cd, U, Pb. (Може се употребити симбол одговарајућег племенитог гаса.)

5. Шта су валентни електрони? Колико валентних електрона има атом азота? Ако је електронска конфигурација неког атома 1s22s22p63s23p2, колико валентних електрона има тај атом?

43

Хемија

Демонстрациони оглед

За в

од

за

уџ бе н

ик е

4.1. Упоређивање реактивности и хемијских својстава елемената треће периоде Траку од магнезијума дужине 1 cm до 2 cm очистити, ставити на металну кашику и принети пламену. Магнезијум сагорева јако светлим пламеном и треба избегавати директно гледање. Добијени прах прене­ ти у епрувету и додати 2 до 3 cm3 дестиловане воде и убацити комадић црвене лакмус хартије. У епрувету ставити мало сумпора и епрувету унети у пламен. Пратити промене и пажљиво пинцетом унети комадић плаве лакмус хартије у епрувету. Забележити промене.

44

5. Хемијска веза

5. ХЕМИЈСКА ВЕЗА

5.1. Луисови симболи

уџ бе н

ик е

Познавање електронске конфигурације ће нам дати путоказ у тумачењима веза код молекула. Луис1 је формулисао теорију да се атоми сједињавају у тежњи да постигну стабилну електронску конфигурацију. Максимална стабилност се постиже уколико атом постигне конфигурацију племенитог гаса. Приликом формирања хемијске везе, реагују спољашњи делови атома и зато ћемо приликом разматрања настајања везе посматрати валентне електроне. За то је најпогоднија употреба Луисових симбола. Луисов симбол је симбол атома са тачкицама које представљају валентне електроне.

2 2A

2

Li

Be

3

Na

Mg

4

K

Ca

5

Rb

Sr

6

Cs

7

Fr

3 3B

4 4B

5 5B

6 6B

7 7B

од

H

8

9 8B

За в

1

за

1 1A

Ba

10

11 1B

12 2B

18 8A

13 3A

14 4A

15 5A

16 6A

17 7A

He

B

C

N

O

F

Ne

Al

Si

P

S

Cl

Ar

Ga

Ge

As

Se

Br

Kr

In

Sn

Sb

Te

I

Xe

Ti

Pb

Bi

Po

At

Rn

Ra

Слика 5.1. Луисови симболи неких елемената

5.2. Јонска веза У претходном поглављу смо научили да атоми елемената који имају мале вредности енергије јонизације теже да образују катјоне, а они са великим афинитетом ка електрону анјоне. Алкални и земноалкални метали образују катјоне, а халогени елементи и кисеоник претежно анјоне. Због тога велики 1 Гилберт Њутон Луис (Gilbert Newton Lewis, 1875–1946) је амерички хемичар који је дао

највећи допринос у области хемијске везе, термодинамике, киселина и база. Интересантно је да никада није добио Нобелову награду.

45

број јонских једињења настаје међусобним комбиновањем ових елемената. Хемијска веза која се формира на тај начин назива се јонска веза. Јонска веза је електростатичко привлачење која делује између јона у јонској супстанци. Размотримо, на пример, реакцију између литијума и флуора. Електронска конфигурација литијума је 1s22s1, а флуора 1s22s22p5. Када литијум и флуор дођу у контакт, спољашњи, валентни 2s1 електрон атома литијума прелази на атом флуора. Користећи Луисове симболе (симбол којег чини симбол елемента и тачкица за сваки валентни електрон), тај процес представљамо на следећи начин: 1s22s22p5

1s2

F−

(или LiF)

1s22s22p6

уџ бе н

1s22s1

+

Li+

ик е

Li + F ⟶

литијум флуор литијум-флуорид

за

Слика 5.2. Сликовити приказ преласка електрона са литијума на флуор

За в

од

Тако настали јони међусобно се привлаче јаким електростатичким силама које делују не само између супротно наелектрисаних јона, литијумовог катјона и флуоридног анјона, већ се простиру око сваког јона у свим прав­ цима повезујући велики број јона. Због тога се јонска једињења не јављају у облику појединачних јона, већ формирају кристалну решетку. Другим речима, кристална решетка садржи правилно распоређене катјоне и анјоне.

F−

Li+

Слика 5.3. Кристална решетка литијум-флуорида Такође, реакцију између магнезијума и кисеоника (О2) 2Mg(s) + О2(g) → 2MgO(s), 46

5. Хемијска веза

уз претпоставку да долази до разлагања молекула кисеоника на атоме, можемо приказати:

+

Mg

[Ne] 3s2

⟶ Mg2+ + O 2−.

O

1s22s22p4

[Ne]

[Ne]

Након преласка два електрона са магнезијума на кисеоник, настали су магнезијумов катјон и анјон кисеоника, који имају исти број електрона као племенити гас неон. Једињење магнезијум-оксид је елeктронеутрално. У многим јонским једињењима катјон и анјон немају исто наелектрисање. На пример, настајање литијум-оксида се приказује реакцијом:

ик е

4Li(s) + О2(g) → 2Li2O(s).

Кисеоник прима по један електрон од два литијумова атома, те настаје оксидни анјон:

+

1s22s1

⟶ 2Li+ + O 2−.

уџ бе н

2Li

O

1s22s22p4

[He]

[Ne]

за

Kaда на повишеној температури магнезијум реагује са азотом, настаје магнезијум-нитрид (Mg3N2).

3 Mg(s) + N2(g) → Mg3N2(s)

2N

од

3Mg +

1s22s22p3

За в

[Ne] 3s2

⟶ 3Mg2+ + [Ne]

2 N 3− [Ne]

Приликом ове реакције шест електрона са три атома магнезијума прелазе на два атома азота. Оба настала јона, Mg2+ и N3–, имају конфигурацију неона. Једињење је елктронеутрално и зато је формула Mg3N2.

5.2.1. Својства јонских једињења

Због природе везе, јонска једињења имају следећа заједничка својства: 1. јони, катјони и анјони се у кристалној решетки једињења држе на окупу електростатичким силама; 2. веза није усмерена, већ привлачне силе делују у простору око јона; 3. због јаких електростатичких сила, јонска једињења имају високе температуре кључања и топљења; 4. јонска једињења се добро растварају у води и другим поларним растварачима, дајући јоне. Зато раствори, као и растопи јонских једињења, проводе електричну струју.

47

Хемија

5.3. Ковалентна веза

уџ бе н

ик е

До сада смо научили како настаје веза између елемената који се у Периодном систему налазе на почетку са онима који се налазе на крају периода. Први имају мале енергије јонизације и лако образују катјоне, а други велике афинитете према електрону и тежњу да образују анјоне, који онда електростатичким интеракцијама формирају тродимензионалне кристалне решетке јонских супстанци. Све до почетка XIX века није било јасно како настају везе између атома истих елемената као и елемената блиских вредности енергија јонизације и афинитета према електрону. Било је познато да се водоник у елементарном стању јавља у облику двоатомног молекула. Како оба атома имају исту енергију јонизације и исти афинитет према електрону, Луис је претпоставио формирање везе уз образовање заједничког електронског пара. На тај начин оба атома водоника остварују стабилну електронску конфигурацију најближег племенитог гаса хелијума.

H + H ⟶ H H

За в

од

за

Структуре које користимо за приказивање молекула са ковалентном везом су Луисове структуре. У њима се заједнички електронски пар приказује двема тачкицама или хоризонталном цртом, док се слободни електронски парови приказују као две тачкице на појединачним атомима. Такође, приказани су само валентни електрони. Аналогно се објашњава настајање везе код других двоатомских молекула, на пример флуора. Атом флуора има електронску конфигурацију 1s22s22p5 и настајање молекула се приказује:

F + F → F F

F−F

Образовањем заједничког електронског пара, сваки од атома флуора постигао је стабилну електронску конфигурацију атома најближег племенитог гаса, у овом случају неона. Уочавамо да осим електрона који формирају везу, сваки атом садржи електронске парове који нису заједнички већ их сваки атом задржава за себе. Такви електронски парови називају се усамљени или слободни електронски парови. Слободни парови

F−F

Слободни парови

Да би постигли стабилну конфигурацију племенитог гаса, атоми неких елемената приликом формирања везе образују два заједничка електронска пара, а понекад и три заједничка електронска пара.

48

5. Хемијска веза

Примери су молекули кисеоника и азота.

N N

N≡N

Ковалентна веза настаје и између атома различитих елемената. Луисовом структуром је приказан молекул воде:

H O H H−O−H H O H

. Настајање ових молекула илуструје октетно правило, односно тежњу атома (свих сем водоника) да у свом валентном нивоу имају осам електрона. Овом правилу подлежу атоми елемената друге периоде, док се за остале веома често при формирању везе јавља одступање од октетног правила.

ик е

5.3.1. Правила писања Луисових структура

уџ бе н

Луисове структуре су корисне када дискутујемо о неким својствима молекула. Да би се правилно писале потребно је следити следећа правила: 1. Најпре се једињење или јон прикаже скелетном формулом, односно претпостави се распоред атома у молекулу (јону), при чему атом мање електронегативности заузима централно место. Водоник и флуор обично заузимају крајње позиције. На пример, CO32– NF3 пракажемо на следећи начин:

за

O C

од

O

O

F N F F

За в

2. Затим се саберу сви валентни електрони, односно одреди њихов укупан број. Притом се води рачуна о наелектрисању, уколико се ради о јону. Тако је, на пример, код CO32– број валентних електрона: 4 (валентни електрони угљеника) + 3 × 6 (по шест валентних електрона на три атома кисеоника) + 2 (наелектрисање анјона) = 24 eлектрона.

3. Централни атом са околним атомима повезати једноструком везом:

²−

O C

O

F O

N

F

F

4. Комплетирати октете околних атома, односно дублет уколико је у питању водоник.

²−

O C

O

F

O

N

F

F

5. Преостале електроне (уколико их има) сместити на централни атом.

49

Хемија

6. Уколико нема довољно електрона да се испуни октетно правило, покушати са двоструким и троструким везама, користећи електроне на околним атомима.

5.3.2 Oдступање од октетног правила

Неки атоми приликом формирања везе не подлежу октетном правилу, односно у свом валентном нивоу немају осам електрона. Примери су молекули са непарним бројем електрона, NO, NO2, ClO2, молекули у којима атоми имају мање од осам електрона и молекули у којима атоми имају више од осам електрона након формирања везе.

F

B

F

уџ бе н

F

ик е

N=O

F F F S F F F

Слика 5.4. Луисове формуле азот(II)-оксида, бор(III)-флуорида и сумпор(VI)-флуорида

5.3.3. Својства ковалентних једињења

За в

од

за

Због различите природе везе која постоји између јонских и ковалентних једињења, она ће се значајно разликовати по многим својствима.

1. Ковалентна веза је усмерена између атома који чине молекул, а између молекула делују међумолекулске силе.

2. Те силе су далеко слабије од веза између атома и зато између молекула са ковалентном везом не постоје снажне интеракције, те ће се ова једињења јављати у облику гасова, течности или чврстих супстанци ниских температури топљења.

3. Многа ковалентна једињења нису растворна у води и другим поларним растварачима, а када јесу, не проводе добро електричну струју. У таблици 5.1 дато је поређење физичких својстава NaCl (типично јонско једињење) и CCl4 (типично ковалентно једињење). Таблица 5.1. Упоредни преглед физичких својстава NaCl и CCl4

Својство Изглед

Температура топљења (ºC)

Температура кључања (ºC)

Растворљивост у води

Електрична проводљивост у раствору

NaCl

чврста бела супстанца

801

1 413

велика

добра

50

CCl4

безбојна течност

–23

76,5

јако мала

слаба

5. Хемијска веза

5.3.4. Електронегативност

уџ бе н

ик е

Карактеристика ковалентне везе јесте образовање заједничких електронских парова. Код молекула водоника, који се састоји од идентичних атома водоника, електрони су једнако расподељени између два атома водоника. А како је у случају HF, када атоми нису исти? Веза између таквих атома који чине такав молекул јесте поларна ковалентна веза јер електрони више времена проводе у близини једног атома. У случају HF експериментални подаци указују да више времена проводе у близини флуора. Ова неравномерна подела доводи до повећања електронске густине око флуоровог атома, а смањења око атома водоника. Поларна ковалентна веза се по томе налази између неполарне ковалентне везе, када су електрони равномерно распоређени између атома, и јонске везе, када је пренос електрона са једног на други атом готово потпун.

за

H−F

Слика 5.5. Распоред електронске густине код флуороводоника

За в

од

Електронегативност стога дефинишемо као способност атома да електроне из хемијске везе привуче ка себи и карактеристика је атома која нам говори о поларности хемијске везе. Елементи који имају већу електронегативност, више привлаче електроне од елемената мање електронегативности. Између енергије јонизације, афинитета ка електрону и електронегативности постоји корелација. Атом, као флуор, велике енергије јонизације (тешко даје електрон) и великог афинитета ка електрону (лако прима електрон) имаће велику електронегативност, док ће, на пример, натријум имати малу електронегативност јер има малу енергију јонизације (лако даје електрон) и мали афинитет према електрону (нема тежњу да прими електрон). Електронегативност не може директно да се мери, па су предложене различите методе за њено одређивање. Веома често се примењује Полингова скала.

51

Хемија

H 2.1

2 2A

13 3A

Li 1.0

Be 1.5

4

K 0.8

Ca 1.0

Se 1.3

Ti 1.5

V 1.6

6

Cs 0.7

Ba 0.9

La – Lu 1.0–1.2

Hf 1.3

Ta 1.5

2

3

5

7

Na 0.9

Rb 0.8

Fr 0.7

Mg 1.2 Sr 1.0

Ra 0.9

3 3B

Y 1.2

4 4B

Zr 1.4

5 5B

6 6B

Nb 1.6

7 7B

8

9 8B

10

11 1B

S 2.5

Cl 3.0

Cd 1.7

In 1.7

Sn 1.8

Sb 1.9

Te 2.1

I 2.5

Ni 1.9

Cu 1.9

Zn 1.6

W 1.7

Re 1.9

Os 2.2

Ir 2.2

Pt 2.2

Au 2.4

Hg 1.9

Pd 2.2

Ag 1.9

Ga 1.6

Ti 1.8

Ge 1.8

Pb 1.9

As 2.0

Bi 1.9

Se 2.4

Po 2.0

18 8A

F 4.0

P 2.1

Co 1.9

Rh 2.2

O 3.5

17 7A

Si 1.8

Fe 1.8

Ru 2.2

N 3.0

16 6A

Al 1.5

Mn 1.5 Tc 1.9

C 2.5

15 5A

12 2B

Cr 1.6

Mo 1.8

B 2.0

14 4A

ик е

1

1 1A

Br 2.8

At 2.2

Kr 3.0

Xe 2.6

Слика 5.6. Електронегативност атома

За в

од

за

уџ бе н

У овој скали флуору је приписана највећа вредност 4,0. Уочићемо да електронегативност у Периодном систему елемената расте дуж периода, а опада у групама. Према томе, изразити неметали имају највеће, а изразити метали најмање електронегативности. Скала електронегативности је корисна за одређивање природе везе између атома, као и за својства ковалентних једињења. Елементи изразито различите електронегативности, као на пример неметали (горњи десни угао периодног система) и метали (доњи леви угао периодног система) градиће јонску везу. На пример, када реагује најелектронегативнији елемент флуор (4,0) са елементом најмање електронегативности − цезијумом (0,8), због велике разлике у електронегативности, наградиће се јонско једињење које се састоји од јона Cs+ и F–. При грађењу двоатомних молекула елемената из њихових атома настаје неполарна ковалентна веза. Електронски облак је равномерно распоређен и електронска густина је највећа између језгара атома који граде неполарну ковалентну везу. Постоје примери неполарне ковалентне везе између атома различитих елемената. Таква је, на пример, веза која настаје између фосфора и водоника приликом грађења водоник-фосфида (PH3, фосфин) јер оба елемента имају исту електронегативност (2,1). Као целина тај је молекул, међутим, поларан, што је последица присуства слободног електронског пара на атому фосфора у молекулу фосфина.

Слика 5.7. Молекул фосфина 52

5. Хемијска веза

У већини случајева веза између атома различите електронегативности није ни потпуно јонска ни потпуно неполарна ковалентна, већ природа везе зависи од разлике електронегативности. Уопштено, атоми елемената блиских електронегативности ће формирати поларну ковалентну везу. Не постоји јасна граница између поларне ковалентне и јонске везе, али је усвојено правило по коме атоми елемената код којих је разлика електронегативности већа од 1,9 образују јонску везу. Када је разлика мања од 1,9, настаје поларна ковалентна веза.

5.3.5. Геометрија молекула

За в

од

за

уџ бе н

ик е

Геометрија молекула је тродимензионални распоред атома у молекулу. Распоред атома у молекулу утиче на физичка и хемијска својства, као што су температура топљења, температура кључања, густина, као и реакције којима подлеже. Дужина и углови веза се одређују експериментално, али постоји једноставан начин који нам омогућава да предвидимо геометрију молекула уколико знамо број електрона који окружују централни атом у молекулу. Основу овог приступа чини претпоставка да се електронски парови из валентних нивоа међусобно одбијају. Да се подсетимо, валентни ниво је спољашни ниво који је заузет електронима и електрони из овог нивоа су укључени у хемијску везу. У ковалентној вези заједнички електронски пар повезује атоме. Поред тих тзв. заједничких електронских парова на атомима се могу наћи и електронски парови који нису укључени у хемијску везу. Они се називају слободни или усамљени електронски парови. Код полиатомских молекула (молекула који се састоје од више од два атома), када постоје две или више веза између централног атома и атома који га окружују, одбијање између електрона у различитим електронским паровима узрокује да они теже да се нађу максимално удаљени. Атоми заузимају положаје и доводе до геометрије молекула у којој је најмање одбијање електронских парова. Овај приступ предвиђања геометрије молекула назива се ОВЕП модел (Одбијање валентних електронских парова). Могуће је претпоставити геометрије молекула, опште формуле од AX2 до AX6. Ми ћемо овде објаснити само неколико интересантних примера. Размотрићемо молекул метана (CH4). Да би четири електронска пара из четири C˗H везе били што удаљенији, геометрија ће бити тетраедарска. (Тетраедар се састоји из четири једнакостранична троугла.) Централни атом угљеника налази се у центру тетраедра, а водоникови атоми на рогљевима овог тетраедра. Угао између веза је 109,5°.

53

Хемија

H C HH H Слика 5.8. Структурна формула и просторни изглед молекула метана

уџ бе н

ик е

Следећи молекул је амонијак. Поред три електронска пара из сваке N˗H везе, атом азота има и слободан електронски пар. Парови који чине везу се налазе под утицајем два језгра, док се слободни електронски парови налазе под утицајем само једног језгра и зато заузимају више простора, па је и одбијање између њих и пара из везе веће него међусобно одбијање између парова из везе. У циљу максималног одбијања геометрија ће бити тригонално пирамидална (личи на пирамиду, са атомом азота на врху). Слободан електронски пар ће довести до смањивања угла H˗N˗H и он ће износити 107,3°.

за

N

од

HH H NH3

За в

Слика 5.9. Структурна формула и просторни изглед молекула амонијака

Код молекула воде се, на централном атому кисеоника, поред две О−H везе налазе два слободна електронска пара. Одбијање између слободних електронских парова је веће у односу на одбијање слободног електронског пара и електронског пара из везе, а нарочито је веће од одбијања парова из везе. Ово доводи до још већег смањења H−О−H угла, те ће он бити значајно мањи од тетраедарског угла код метана и износиће 104,5 °.

O H

H H 2O

Слика 5.10. Структурна формула и просторни изглед молекула воде 54

5. Хемијска веза

ик е

(а)

(б)

уџ бе н

Слика 5.11. а) Релативне величине електронских парова из везе и слободних електронских парова код метана, амонијака и воде; б) углови веза код метана, амонијака и воде – испрекидана линија означава везу испод равни папира, клинаста изнад равни, а танка везу у равни папира.

за

5.3.6. Диполни момент

За в

од

У претходном одељку смо научили да је флуороводоник ковалентно једињење са поларном ковалентном везом. Како је флуор електронегативнији од водоника, електронска густина је померена ка атому флуора. То приказујемо на следећи начин: δ+

H−F

δ−

H−F ,

oдносно раздвајање наелектрисања приказујемо уз помоћ слова δ (делта) које означава парцијално наелектрисање, позитивно или негативно. Раздва­ јање наелектрисања се може уочити у електричном пољу, када долази до оријентације позитивног краја молекула ка негативном полу и негативног краја ка позитивном полу поља. Мера поларности молекула је диполни момент молекула који се изражава формулом

⋅

, где Q представља наелектрисање а r растојање између наелектрисања. Диполни момент је векторска величина коју карактерише интензитет, правац и смер и обично се изражава у дебајима (D), јединици која одговара 3,34·10–10 кулон-метара (Cm).

55

Хемија

Двоатомски молекули који се састоје од атома различитих елемената имају диполни момент и зато су поларни. Молекули који се састоје од атома истих елемената су неполарни јер не поседују диполни момент. Код молекула који се састоје од три или више атома, поларност везе и геометрија одређују да ли ће молекул имати диполни момент. Има примера да молекули који имају поларну везу, немају диполни момент услед геометрије код које долази до потирања диполних момената. Узмимо, на пример, угљеник(IV)-оксид (угљен-диоксид). Свака од веза је поларна, али, како је молекул линеаран, долази до потирања диполних момената и молекул је неполаран.

О=C=O

уџ бе н

ик е

линеарни молекул (без диполног момента)

Молекул воде (H2O) такође има две поларне О−H везе. Међутим, због присуства слободних електронских парова овај молекул није линеаран, услед чега не може доћи до потирања диполних момената, те је вода изразито поларна супстанца.

За в

од

за

δ− δ− O

H δ+

H δ+

На слици 5.12 приказани су неки примери поларних и неполарних честица. Молекул BF3 иако се састоји од атома различите електронегативности је неполаран јер услед геометрије молекула долази до потирања диполних момента. Код молекула NH3 због слободног електронског пара на атому азота геометрија је таква да не може да дође до потирања диполних момената и молекул је поларан. Код СH3Cl поларна C-Cl веза је узрок поларности молекула.

56

5. Хемијска веза

поларан

неполаран неполаран

поларан

ик е

Слика 5.12. Примери поларних и неполарних молекула

уџ бе н

5.4. Квантно-механичке теорије везе

за

Луисова теорија је корисна и лака за разумевање, али не објашњава многе чињенице, као, на пример, дужину или енергију везе, и, најважније, не даје одговор на питање зашто настаје хемијска веза. Прави одговор на то питање даје нам квантна механика. Две квантно-механичке теорије објашњавају настајање везе, при чему ниједна не објашњава све аспекте хемијске везе, али се веома добро допуњују и доприносе разумевању примећених својстава молекула.

од

5.4.1. Теорија валентне везе

За в

Теорија валентне везе се користи за квалитативно описивање структуре молекула и веза између атома. По овој теорији приликом формирања везе долази до преклапања валентних орбитала атома који формирају везу и електрони се смештају у те преклопљене орбитале. Електронски пар у тој орбитали назива се заједнички електронски пар. Остали електрони на атомима који се налазе у орбиталама унутрашњих нивоа не учествују у формирању везе и остају у атомским орбиталама које су заузимали пре формирања везе.

H

Cl

Cl

1s

3p

3p

Cl

3p

а) 1s 1s б) в) Слика 5.13. Преклапање атомских орбитала: а) веза код H2 настаје преклапањем две 1s-орбитале два атома водоника; б) веза код HCl настаје преклапањем 1s-орбитале атома водоника и 3p-орбитале атома хлора; в) веза код Cl2 настаје преклапањем две 3p-орбитале два атома хлора.

57

Хемија

уџ бе н

ик е

енергија (kJ/mol)

Приликом формирања везе увек постоји оптимално растојање између два језгра. Када се атоми налазе на бесконачној удаљености, они не осећају један другога и енергија је близу нулe. Како се приближавају, преклапање се повећава и, због повећане електронске густине између језгара, енергија опада. Међутим, ако се они додатно приближе, јавља се оштар скок потенцијалне енергије као последица електростатичког одбијања, углавном изме­ђу позитивних језгара. Растојање између језгара које одговара минимуму енергије јесте дужина везе.

74 pm H − H удаљеност

за

Слика 5.14. Настајање молекула H2. Зависност потенцијалне енергије од растојања између језгара водоника

За в

од

Структура двоатомских молекула и неких вишеатомских молекула може се објаснити преклапањем атомских орбитала, а у неким сложенијим молекулима веза се објашњава преклапањем хибридних орбитала. Хибридизација орбитала је теоријски модел којим се објашњава про­ сторна усмереност ковалентне везе код молекула чији распоред атома није у складу са усмереношћу s и p-орбитала које чине везу. Размотримо пример метана (CH4). Конфигурација валентног нивоа атома угљеника је 2s22p2 и очекивало би се да угљеник, због два неспарена електрона, гради две једноструке везе које би, због просторне оријентације, биле под углом од 90 степени. Међутим, експериментални подаци су указали на то да су код молекула метана све везе једнаке дужине и да је угао између њих 109,28 степени. То се објашњава тиме што најпре долази до побуђивања атома угљеника тако да један електрон из 2s-орбитале прелази у 2p-орбиталу.

2s ↑↓

2p

↑

↑

1s 2s 2p 2

2

2

основно стање угљеника

→ 2s

↑

2p

↑

1s22s12p3

↑

побуђено стање угљеника

Слика 5.15. Побуђивање атома угљеника 58

↑

5. Хемијска веза

Након тога долази до хибридизације једне s и три p-орбитале при чему настају 4 sp3 хибридне орбитале исте енергије. z

z

z

y

z

y

x

y

x

y

x

x

sp3

ик е

Хибридизација

sp3

sp3

rsp3

За в

од

за

уџ бе н

Слика 5.16. Хибридизација једне s и три p-орбитале и настајање четири еквивалентне sp3 хибридне орбитале Веза са атомима водоника настаје преклапањем једне sp3 са по једном s-орбиталом атома водоника. На тај начин су формиране везе исте енергије и исте дужине. Овај просторни распоред предвиђа и ОВЕП теорија због најмањег одбијања валентних електронских парова. Правило је да хибридизацијом N атомских орбитала настаје N хибридних орбитала.

Слика 5.17. Формирање веза између угљеника и водоника преклапањем sp3 хибридних орбитала атома угљеника и s-орбитала атома водоника Веза која настаје преклапањем атомских орбитала (чеоно преклапање) дуж осе која повезује језгра атома назива се сигма (σ) веза. Jеднострука (проста) веза је увек сигма веза. Веза која настаје бочним преклапањем назива се пи (π) веза. Заједно са сигма везом, пи веза се јавља код двоструке и троструке везе. π-веза

оса везе

r

r

Слика. 5.18. Бочним преклапањем две p-орбитале настаје π-веза 59

Хемија

уџ бе н

ик е

Двострука веза се јавља код етена. У молекулу етена сви атоми се налазе у једној равни и везе око сваког угљениковог атома међусобно заклапају угао од 120°. Одатле закључујемо да су орбитале око C атома различито оријентисане у односу на разматрани метан. У случају етена сматра се да у хибридизацији орбитала угљениковог атома учествују једна s и две p, док трећа p орбитала задржава свој облик. Овај тип хибридизације означава се као sp2. Веза са атомима водоника настаје преклапањем sp2 хибридне орбитале угљениковог атома са s орбиталама водоника. Међусобно преклапање sp2 хибридних орбитала атома угљеника доводи до настајања σ веза, док преклапање p орбитала атома угљеника даје π везу. Код етина се јавља трострука веза. Овде у хибридизацији орбитала угљеникових атома учествују s и једна p, док две p орбитале остају нехибридизоване и задржавају свој облик. Преклапањем sp хибридне орбитале угљениковог атома са s орбиталом водоника и sp хибридном орбиталом другог угљениковог атома настају σ везе, које заклапају угао од 180°. Бочним преклапањем по две p орбитале угљеникових атома настају две π везе. σ(sp3– s)

H

σ(sp3– s)

sp3

σ(sp3– sp3)

sp3

H

σ(sp3– s)

sp3

за σ(sp3– s)

sp2 sp2

H S σ(sp2– s)

од

H S

PZ

π веза

PZ

За в

σ(sp2– s)

σ(sp2– sp2) sp2 sp2 π веза

sp2

sp3

sp3

sp3

sp3

H

H

sp3

H

σ(sp – s)

σ(sp3– s)

3

H π

σ(sp2– s) S H

σ(sp – s) H S

sp2 S H σ(sp2– s)

p

π

p

p

p σ(sp – s)

σ(sp – sp) sp sp

sp p

p

sp p

S H

p

Слика 5.19. Формирање само сигма веза код етана, сигма и једне пи везе код етена и сигма и две пи везе код етина

5.4.2. Теорија молекулских орбитала Теорија молекулских орбитала је најкомплекснија теорија која описује хемијску везу узимајући у обзир све електроне свих атома који чине молекул. Дакле, према овој теорији сваки појединачни електрон се налази под утицајем свих језгара и свих електрона и преклапањем атомских орбитала настају молекулске орбитале у које се онда смештају електрони. Овом теоријом се објашњавају енергија и дужина везе, постојање молекулских јона, магнетна својства молекула, као и електронски спектри.

60

5. Хемијска веза

5.5. Метална веза

уџ бе н

ик е

Највећи број елемената у периодном систему су метали. Осим живе (температура топљења –39°C), галијума (температура топљења 29,8°C) и цезијума (температура топљења 28,4°C) сви остали метали су чврсти на собној температури и атмосферском притиску, а по својим физичким и хемијским својствима се резликују од једињења са јонском и ковалентном везом. Најпре, добри су проводници топлоте и електрицитета из чега се може закључити да имају покретљиве електроне. Веза између метала назива се метална веза. Метална веза се гради као последица општих карактеристика атома метала, а то су мала енергија јонизације, мали број валентних електрона и велики број непопуњених атомских орбитала у последњем енергетском нивоу атома. Према електронској теорији металне везе, атоми метала отпусте одређени број валентних електрона и онда ти слободни електрони повезују настале металне катјоне у металној кристалној решетки.

За в

од

за

слободни електрони

јони метала

Слика 5.20. Метална веза

Ови слободни или делокализовани електрони узрокују на пример, велику топлотну и електричну проводљивост, метални сјај метала, способност да се лако деформишу, на пример извлаче у жице и фолије. Међутим, метали се међусобно и разликују у, на пример, температурама топљења и по тврдоћи, што указује на то да метална веза може бити различите јачине. Слаба метална веза је код алкалних метала, услед чега су они веома мекани, а јака је код прелазних метала јер у њој учествују и унутрашњи електрони.

Питања и задаци

1. Напишите Луисове симболе следећих атома: Mg, Ga, Se, I и Xe. 2. Који јони настају од атома: Sr, S, Cl и Al? Напишите све могуће комбинације тих јона да настану јонска једињења.

61

Хемија

За в

од

за

уџ бе н

ик е

3. Користећи Луисове симболе представите реакцију између Ca и F. 4. Које једињење настаје реакцијом магнезијума и азота? Која су наелектрисања катјона и анјона насталих у тој реакцији?

5. Користећи Луисове симболе и Луисове структуре приказати настајање SiCl4 из Si и Cl. 6. Напишите Луисову структуру HCN. 7. Користећи само Периодни систем, у свакој групи, изаберите најелектронегативнији атом: а) Se, Rb, O, In; б) Al, Ca, C, Si; в) Ge, As, P, Sn; г) Li, Rb, Be, Sr. 8. Помоћу ОВЕП теорије, објасните разлике у угловима H−N−H веза: NH2– 105°, NH3 107°, NH4+ 109°.

9. Прикажите преклапање а) две s-орбитале; б) s и p-орбитале; в) две pz-орбитале претпостављајући да се оба језгра налазе на z-оси; д) две py -орбитале претпостављајући да се оба језгра налазе на z-оси.

62

6. МЕЂУМОЛЕКУЛСКЕ ИНТЕРАКЦИЈЕ

уџ бе н

ик е

Међумолекулске интеракције или силе су привлачне силе између молекула и оне су изражене у течном и чврстом агрегатном стању. Међумолекулске силе су слабије од хемијских веза које постоје између атома. На пример, мање енергије је потребно да се нека течност преведе у гасовито стање, за шта је потребно раскинути међумолекулске силе, док је за раскидање везе између атома у молекулима потребно много више енергије. Када је у питању вода, 41 кЈ је потребно за испаравање 1 мола воде, док се за раскидање две ковалентне везе између атома кисеоника и два атома водоника троши 941 кЈ. Међумолекулске силе зависе од природе везе између атома у молекулу. Могу бити: дипoл-дипол, дипол-индуковани дипол и дисперзионе силе које све називамо Ван дер Валсовим силама. Поред тога, између јона и поларних молекула јављају се јон-дипол силе. Посебан тип веома јаких међумолекулских сила јесте водонична веза.

за

6.1. Јон-дипол интеракције

За в

од

Јон-дипол интеракције се јављају када се јон нађе у поларном окружењу. Тада се негативни крај дипола оријентише ка катјону, а позитивни крај ка анјону. Тиме се постижу максималне електростатичке интеракције.

Na+

−

+

+

−

I−

Слика 6.1. Интеракције између катјона и дипола и анјона и дипола Јачина тих интеракција зависи од наелектрисања и величине јона као и диполног момента поларног молекула. Уопштено, мањи јон и његово веће наелектрисање, као и већа вредност диполног момента, узроковаће јаче интеракције. Овај тип интеракција се јавља приликом хидратације, односно окруживања јона молекулима воде, и пресудан је тип интеракција за процес растварања јонских супстанци у води.

63

Хемија

6.2. Дипол-дипол интеракције Дипол-дипол интеракције су привлачне силе које постоје између поларних молекула и оне су електростатичке природе. Диполни молекули настоје да се оријентишу тако да остваре максимално привлачење, позитивним крајем једног дипола ка негативном крају другог дипола. +

−

+

−

+

−

−

+

−

+

−

+

+

−

+

−

+

−

уџ бе н

6.3. Дисперзионе силе

ик е

Слика 6.2 Оријентација диполних молекула

За в

од

за

Неполарни атом или молекул има сферно-симетричну расподелу наелектрисања. Али, ако се нађе у близини јона или дипола, нарушиће се та расподела и настаће дипол. Овај дипол није стални и зато га називамо тренутни. Али и он, као и перманентни (стални) дипол, може да доведе до настајања другог тренутног дипола и тако редом. Ови диполи се привлаче и тако долази до интеракција коју називамо дисперзионе силе. Захваљујући овом типу међумолекулсих интеракција, могуће је неполарне гасове превести у течно агрегатно стање, управо због настајања ових тренутних дипола.

катјон

(а)

(б)

дипол (в)

индуковани дипол

индуковани дипол

Слика 6.3. а) Сферно-симетрична расподела наелектрисања; б) катјон-индуковани дипол интеракција; в) дипол-индуковани дипол интеракција 64

6. Међумолекулске интеракције

Слика 6.4. Оријентација тренутних дипола Лакоћа којом се нарушава симетричност наелектрисања јесте поларизабилност. Уопштено, већи атом или молекул ће се лакше поларизовати од мањег. Зато јачина ових интеракција расте са порастом моларне масе.

ик е

6.4. Водонична веза

За в

од

за

уџ бе н

Температура кључања често указује на јачине међумолекулских интеракција јер је приликом превођења супстанце из течног у гасовито стање потребно превазићи управо ове интеракције. Исто важи и за температуре топљења чврстих супстанци. И зато када упоредимо температуре кључања хидрида елемената (једињења са водоником) шеаснаесте групе периодног система, уочићемо да је температура кључања воде изузетно висока. Слично одступање се јавља код амонијака и флуороводоника у односу на хидриде исте групе. Овако високе вредности температури кључања указују на јаке међумолекулске интеракције.

Температура (°С)

H2O

HF

NH3

H 2S HCl

H2Se AsH3

PH3

HBr GeH4

SiH4 CH4

Периода

Слика 6.5. Поређење температура кључања хидрида

65

H2Te SbH3 HI SnH4

Хемија

Наиме, између ових молекула, амонијака, воде и флуороводоника, јавља се посебан тип међумолекулских дипол-дипол интеракција које називамо водонична веза. Водонична веза је интеракција између водоника из поларне везе (N˗H, О˗H, F˗H) и слободног електронског пара на малом електронегативном атому или јону (обично F, O или N из другог молекула). Уопштено је приказујемо тачкицама, односно испрекиданим линијама: A−H···A.

За в

од

за

уџ бе н

ик е

Да би дошло до ове интеракције, атом водоника треба да буде везан за изразито електронегативни атом, као што су флуор, кисеоник и азот. Услед везе са јако електронегативним атомом, атом водоника постаје практично огољени протон и може да оствари блиску и јаку електростатичку интеракцију са електронегативним атомом, флуором, кисеоником или азотом, из другог молекула. Тај атом из другог молекула, са којим водоник остварује водоничну везу, има бар један слободни електронски пар.

Слика 6.6. Формирање водоничних веза. Водоничне везе се приказују испрекиданим линијама.

6.4.1. Својства воде Вода је једињење које показује јединствена својства, један је од универзалних растварача за многе јонске супстанце, као и многе друге поларне супстанце. Поред тога, од огромног је значаја за опстанак живог света. За то је врло важно својство да је густина леда мања од густине воде.

66

6. Међумолекулске интеракције

Слика 6.7. Тродимензионална структура леда

за

уџ бе н

ик е

У чврстом стању молекули воде се оријентишу да би формирали максималан број водоничних веза, тако остављајући доста празног простора. У течном стању молекули воде се слободно и непрекидно крећу, атоми нису фиксирани на сталним положајима, остварују се међумолекулске интеракције и молекули се налазе на мањим растојањима, те је зато течна вода гушћа од леда. Ово својство воде је од значаја за опстанак живог света у језерима и морима јер се лед налази на воденој површини, а живи свет опстаје испод леда.

од

6.5. Aгрегатна стања

За в

Супстанца се може јавити у три агрегатна стања: гасовитом, течном и чврстом. Иако се наш живот одвија у смеши гасова који чине Земљину атмосферу, свеснији смо течног и чврстог агрегатног стања јер их лакше примећујемо својим чулима. Ова три стања се разликују по растојањима између честица, слободи кретања честица, интеракцијама између честица, а из ових карактеристика проистичу и њихова различита својства. Код гасова су растојања између честица велика у поређењу са величином честица, па су на собној температури и атмосферском притиску интеракције између појединих молекула занемарљиве. Другим речима, постоји огроман празан простор између честица, што доводи до тога да се гасови могу сабијати (компримовати) на мале запремине. Честице течности се налазе на мањим растојањима и повезане су међумолекулским интеракцијама, тако да су течности уређеније од гасова и теже их је сабијати. Код чврстих супстанци честице се налазе на тачно одређеним положајима, делују јаке привлачне силе, постоји веома мала могућност њиховог кретања и зато је чврсто стање најуређеније агрегатно стање.

67

Хемија

течно стање

чврсто стање

гасовито стање

уџ бе н

ик е

загревање Т↑, смањење притиска p↓ Т↑ p↓

Т↑ p↓

за

Т↓ p↑

Т↓ p↑

од

хлађење Т↓, повећање притиска p↑

За в

Слика 6.8. Агрегатна стања и њихови међусобни прелази Таблица 6.1. Упоредна својства гасовотог, течног и чврстог стања

Гасовито

Течно

Чврсто

неуређено

локално уређено

уређено

велика растојања између честица

нема интеракције између честица

мања растојања између честица јаке интеракције између честица

6.5.1. Гасовито агрегатно стање

честице на тачно одређеним местима изузетно јаке интеракције између честица

Једна од основних карактеристика гаса јесте та да се честице гаса (атоми или молекули) налазе у непрекидном хаотичном кретању. Интеракције 68

6. Међумолекулске интеракције

су мале и честице се слободно и независно крећу. Ова својства, заједно са великим растојањима између појединих честица, условљавају то да се понашање гасова под спољашњим утицајима, као што су температура и притисак, може лако предвидети. Другим речима, гасови се понашају веома слично, без обзира на то из којих честица се састоје. Гасни закони

Проучавањем понашања гасова под различитим експерименталним усло­вима научници су се бавили већ у XVII веку. Открића и закони до којих су дошли играли су веома значајну улогу у настанку и развоју многих модерних идеја у хемији.

ик е

Бојлов закон

уџ бе н

Роберт Бојл1 је изучавао однос притиска и запремине гасова и формулисао је закон. При сталној температури за исту количину гаса производ притиска и запремине је константан, односно промена притиска је обрнуто пропорционална промени запремине гаса:

за

P∙V = const.

V (m3)

V (m3)

За в

од

Овај однос се може приказати и графички.

1/P (1/Pa) (б)

P (Pa) (а)

Слика 6.9. Графички приказан Бојлов закон

Притисак је резултат судара честица гаса са неком површином, на пример зидом посуде у којој се гас налази.

1 Роберт Бојл (Robert Boyle, 1627–1691) је британски хемичар и филозоф. Најпознатији је по једном од гасних закона који је формулисао, али је био успешан и у другим обла­стима хемије и физике. Написао је књигу Скептични хемичар (The Skeptical Chymist, 1661) која је утицала на будуће генерације хемичара.

69

Хемија

Шарлов закон1

ик е

V (m3)

Овим законом дефинисан је однос запремине и температуре при константном притиску: На сталном притиску, за исту количини гаса, повећање температуре за 1° C доводи до повећања запремине за 1/273,15 дела првобитне запремине.

уџ бе н

константни притисак

Т (°С)

од

Геј-Лисаков2 закон

за

Слика 6.10. Графички приказ Шарловог закона

За в

На сталној запремини, за исту количини гаса, повећање температуре за 1ºC доводи до повећања притиска за 1/273,15 дела првобитне запремине. Авогадров закон (хипотеза)

Авогадро је проучавајући гасове дошао до закључка да већа количина гаса (већи број честица) заузима већу запремину ако се притисак и запремина не мењају. Очигледан пример је надувавање балона. Запремина гаса, при сталној температури и притиску, директно је пропорционална броју молова гаса, што је, заправо, на други начин формулисана Авогадрова хипотеза: Исте запремине различитих гасова под истим условима (притисак и температура) садрже исти број изграђивачких честица, атома или молекула.

1 Жак Александар Сезар Шарл (Jacques Alexandre Cesar Charles, 1746–1823) је био француски физичар, проналазач многих научних апаратура и надарени професор.

2 Жозеф Луј Геј-Лисак (Joseph Louis Gay–Lussac, 1778–1850) је био француски хемичар и

физичар. Много је волео балоне и користио их је како би са великих висина лично узимао узорке ваздуха.

70

6. Међумолекулске интеракције

Једначина идеалног гаса Ако бисмо сумирали претходне законе:

,

Бојлов

Шарлов

,

Авогадров

,

уџ бе н

.

ик е

где је ∞ знак пропорционалности да би се константе избегле, добија се: Након преуређивања и када се ∞ замени са константном R добија се: .

од

за

Ова једначина се назива једначина идеалног гаса. Вредност константе R зависи од јединица које се користе за остале величине, а за притисак изражен у паскалима, запремину у m3, количину супстанце у моловима, температуру у келвинима износи:

За в

.

Гас се понаша идеално када се покорава једначини идеалног гаса. Уопштено, идеалан гас је онај између чијих честица не делују међумолекулске интеракције и код кога је запремина честица гаса занемарљива у односу на запремину која гасу стоји на располагању. Применом једначине идеалног гаса може се израчунати моларна за­ премина која се дефинише као запремина једног мола гаса, у нормалним условима – температури од 273 келвина и притиску од 101 325 Pa. Она изно­ си 22,4 dm3. Задатак: Коју запремину заузима 2 мола кисеоника на 25° C и 1 atm? Задатак решавамо применом једначине идеалног гасног стања, водећи рачуна о јединицама. Температуру изражавамо у келвинима, 25 + 273 = 298 K, a 1 atm одговара притиску од 101 325 Pa. Заменом у једначини идеалног гасног стања добија се запремина од 60,4 dm3.

71

Хемија

6.5.2. Течно агрегатно стање

6.5.3. Својства чврстих супстанци

ик е

У течностима се честице налазе на мањим растојањима у односу на гасове, крећу се, али притом остварују међумолекулске интеракције. Зато течности имају константну запремину, али не и облик. Наиме, течност може да се креће са једног места на друго и заузима облик посуде у којој се налази. Јачина међумолекских интеракција одређује својства течности, као што су вискозитет и површински напон. Што је јаче привлачење између честица, то је вискозитет већи, односно течност је уљастија. Површински напон је сила којом се површина течности држи на најмањој вредности, односно то је отпор честица на површини ка ширењу.

од

за

уџ бе н

Чврста супстанца може бити кристална и аморфна. У кристалима се изгра­ђивачке јединице, атоми, молекули, јони, налазе на тачно одређеним местима у кристалним решеткама око којих је могуће само осциловање. Другим речима кристалне супстанце имају уређену унутрашњу структуру и правилан геометријски облик. У аморфним супстанцама распоред изграђивачких јединица није правилан већ је променљив и различит у различитим деловима супстанце. Такође је могуће само осцилаторно кретање. Из овога закључујемо да супстанце у чврстом стању, кристалном или аморфном, имају облик и запремину.

За в

6.5.4. Фазни прелази

Веома често се једна супстанца може јавита у два агрегатна стања, једно поред другог. На пример, коцке леда у чаши воде. Тада се каже да се у си­стему налазе различите фазе. Дакле, фаза је хомогени део система у додиру са другим деловима система, али одвојен добро дефинисаном границом. Промене агрегатних стања се називају фазне промене.

Слика 6.11. Лед и течна вода су две различите фазе 72

6. Међумолекулске интеракције

тројна тачка

чврсто p [Pa] стање

t [ºC]

течно стање

криваа и њ топљећавања очврш

уџ бе н

за

критична тачка а аие иввањ циј р к ра за гасовито па ен с стање и онд к

од

крива сублимације

течно стање

а

чврсто стање

кр топ ива очвршљења и ћавањ

p [Pa]

ик е

Фазни прелази су промене агрегатних стања. Прелаз из чврстог у течно стање назива се топљење. Овај прелаз се дешава на температури која се зове температура топљења. Када течност прелази у пару, односно гас, прелаз се назива испаравање. Обратан прелаз, тј. прелаз из гасовитог у течно стање јесте кондензација. Овај прелаз се одвија на температури која се назива температура кључања. Температуре на којима се фазни прелази одвијају указују на међумолекулска привлачења. Што је веће привлачење, то је потребно уложити више енергије за раздвајање честица (молекула, јона, атома), односно за прелаз из уређенијег у неуређеније стање. Агрегатна стања се, такође, могу мењати променом притиска јер већи примењени притисак фаворузује кондензованије стање, течно над гасовитим, а чврсто над течним агрегатним стањем. Фазни дијаграми су дијаграми којима се приказује присуство агрегатних стања у зависности од температуре и притиска.

610

критична тачка

а аи ив ањ ције р к рав за гасовито па ен с стање и онд к

тројна тачка

0,01

t [ºC]

За в

Слика 6.12. Општи фазни дијаграм и фазни дијаграм воде

На фазним дијаграмима ограничене су дефинисане површине, односно вредности притисака и температура под којима постоји одређено агрегатно стање. Линије представљају вредности притисака и температура при којима је успостављена равнотежа између два агрегатна стања, а тачка у којој се секу линије три равнотежна стања јесте тројна тачка. Она означава температуру и притисак на којима заједно постоје сва три агрегатна стања. Такође, уочава се тзв. критична тачка, а то су вредности притиска и температуре изнад којих се не може разликовати течна и гасовита фаза. Како је раније наглашено, већи притисци фаворизују стање веће густине. Када је вода у питању, стање које има већу густину јесте течно агрегатно стање. Зато је у фазном дијаграму равнотежа између течног и чврстог стања нагнута улево.

73

Хемија

Питања и задаци

за

уџ бе н

ик е

1. Три агрегатна стања поређајте по: а) порасту међумолекулских сила; б) повећању неуређености; в) томе које је агрегатно стање најлакше сабити на мању запремину.

2. Наведите нека својства идеалних гасова.

3. Објасните везу између јачине међумолекулских интеракција и температуре кључања течности.

4. A) Боца за роњење садржи 0,29 kg кисеоника у запремини од 2,3 dm3. Израчунати притисак гаса на 9° C. Б) Коју запремину заузима ова количина кисеоника на 100 kPa и 26° C? (Решење: 9,24 MPa; 225 dm3) 5. Колики је притисак у тениској лоптици ако садржи 0,33 g N2 у запремини од 144 cm3 на температури од 24° C? (Решење: 202,1 kPa) 6. Које међумолекулске силе је потребно превазићи да би се следеће супстанце превеле из чврстог или течног у гасовито агрегатно стање: а) I2; б) CH3CH2OH; в) H2Se? 7. Супстаце: BaCl2, H2, CO, HF и Ne поређајте по порасту температуре кључања.

8. У којој од следећих супстанци је могуће формирање водоничне везе: CH4, H2NNH2, CH3F, H2S?

од

Демонстрациони огледи

За в

6.1. Сублимација јода Јод је на нормалним условима чврста супстанца. На фазном дијаграму јода се уочава да се на атмосферском притиску успоставља равнотежа између чврстог и гасовитог стања. То узрокује да јод на атмосферском притиску сублимује. У чашу ставити неколико кристалића јода и започети са загревањем. Када почне развијање љубичасте паре, на чашу ставити балон са окру­ глим дном одговарајуће величине напуњен ледом. Обратити пажњу на издвајање кристала јода.

6.2. Испитивање поларности молекула воде У бирету причвршћену за сталак сипати дестиловану воду. Подеси­ ти проток тако да вода истиче у танком млазу. Ебонитну шипку добро протрљану крзном приближити млазу воде. Обратити пажњу на млаз воде. Оглед поновити са стaкленом шипком која је претходно протрљана свилом и такође посматрати млаз воде.

74

7. ДИСПЕРЗНИ СИСТЕМИ

До сада смо изучавали структуру и својства чистих супстанци у гасовитом, течном или чврстом агрегатном стању. Међутим, у свакодневном животу смо окружени смешама, као што су ваздух који дишемо, вода коју користимо или храна коју једемо. У овом поглављу ћемо изучавати смеше, а ограничићемо се на смеше које су хомогене.

ик е

7.1. Раствори

уџ бе н

Раствори су хомогене смеше две или више супстанци, а супстанце које чине раствор су растворена супстанца и растварач. Уобичајено је да се она компоненета које има мање назива раствореном супстанцом, а компонента која је у вишку, или истог агрегатног стања као добијени раствор, раства­ рач. У Таблици 7.1 дате су могуће комбинације агрегатних стања раствора и растварача, као и резултујућег раствора.

за

Таблица 7.1. Могуће комбинације агрегатних стања растварача, растворене супстанце и добијеног раствора Растварач

Агрегатно стање раствора

Пример

гас

гас

гас

ваздух

гас

течно течно

За в

гас

од

Растворена супстанца

чврсто

чврсто

течно

течно

кисела вода

чврсто

чврсто

водоник у платини

течно

течно

раствор соли у води

течно

течно

чврсто

чврсто

чврсто

чврсто

7.2. Процес растварања

етанол у води

жива у сребру

сребро у злату

Да ли ће се нека супстанца растварати у другој највише зависи од међумолекулских интеракција и то оних које треба раскинути, као што су интеракције између самих јона, атома или молекула растворене супстанце и самих молекула растварача и оних које треба да се остваре, а то су интеракције између растворене супстанце и растварача. Ради поједностављења 75

Хемија

За в

од

за

уџ бе н

ик е

замислићемо процес растварања у три корака, који, заправо, теку истовремено. У првом кораку потребно је раздвојити молекуле растварача, у другом молекуле растворене супстанце. Оба ова корака захтевају утрошак енергије (у виду топлоте) јер се интеракције раскидају. У трећем кораку се остварују интеракције између растворене супстанце и растварача. Као и сваки други процес у ком настају неке интеракције, и у овом долази до ослобађања енергије (опет у виду топлоте). Укупан топлотни ефекат зависи од збира топлотних ефеката ова три процеса. Ако су интеракције између растворене супстанце и растварача јаче од интеракција које постоје између самих молекула растворене супстанце и самих молекула растварача, растварање ће бити фаворизовано, а поред растварања биће примећено и ослобађање топлоте, односно загревање раствора. Уколико су пак слабије, приметиће се везивање топлоте, односно хлађење раствора. Видети демонстрациони оглед 7.1 на страни 87. О топлотним променама приликом одвијања хемијских реакција биће више речи у поглављу 8.7. Да бисмо боље разумели топлотне ефекте процеса растварања супстанци у другим супстанцама, за сада ћемо се подсетити да смо оне реакције приликом којих се топлота ослобађа назвали егзотермним, а оне при којима се топлота везује ендотермним. Количину ослобођене или везане топлоте у току хемијске реакције, која се одвија при сталном притиску, изражавамо помоћу разлике у енталпији (топлотном садржају), ΔH, после и пре реакције, односно разлике енталпија производа и реактаната у хемијској реакцији. У егзотерменним реакцијима, топлотни садржај производа је мањи од топлотног садржаја реактаната и зато је ΔH мање од нуле, док код ендотермних реакција производи имају већи садржај топлоте, односно већу енталпију од реактаната и енталпија ових процеса има вредност већу од нула. Видети демонстрациони оглед 7.2 на страни 87. растварач

корак 1 ΔH1

корак 2 ΔH2

корак 3

ΔH3

Раствор

Слика 7.1. Сликовит приказ процеса растварања

76

супстанца која се раствара

7. Дисперзни системи

корак 3 ΔH3 < 0

корак 1 ΔH1 > 0

супстанца која се раствара

ΔH < 0

енталпија, H

растварач

енталпија, H

корак 2

супстанца која ΔH2 > 0 се раствара

раствор

а) Енергетске промене при растварању код егзотермне реакције

растворене честице

растварач

корак 2 ΔH2 > 0

корак 1 ΔH1 > 0

корак 3 ΔH3 < 0

раствор ΔH> 0

растворене честице

б) Енергетске промене при растварању код ендотермне реакције

уџ бе н

ик е

Слика 7.2. Топлотни ефекти растварања

од

за

Слика 7.3. Инстант паковање амонијум-нитрата се веома често користи за третирање спортских повреда. Садржи амонијум-нитрат и воду у одвојеним паковањима. Када се притисне, амонијум-нитрат се раствара у води. Како је топлотни ефекат ендотерман, односно растварањем се топлота везује, паковање се хлади на испод 0° C.

За в

Иако неповољни са енергетске тачке гледишта, процеси растварања које прати утрошак топлоте ипак се спонтано дешавају. То је због тога што сви природни процеси теже повећању неуређености, а приликом растварања, расте, управо, неуређеност. Чиста растворена супстанца и чист растварач имају уређену структуру (на пример, кристали јонске супстанце или молекули воде у течном агрегатном стању), а приликом растварања, услед нарушавања ових интеракција, повећава се неуређеност.

растварање

честице супстанце која се раствара

повећање неуређености

честице растварача

Слика 7.4. Повећање неуређености, односно ентропије приликом растварања 77

раствор

Хемија

7.3. Растворљивост

ик е

Растворљивост је мера којом се нека супстанца раствара у другој. Тврдња слично се у сличном раствара може помоћи да се предвиди да ли ће се супстанце међусобно растварати. Примера ради, етанол ће се растварати у води јер ће између молекула етанола и воде бити могуће формирање водоничних веза. Неполарне супстанце ће се растварати једна у другој јер је, привлачење, на пример, између молекула угљен-тетрахлорида и бензена упоредиво са интеракцијама између самих молекула угљен-тетрахлорида и самих молекула бензена. Јонске супстанце, попут натријум-хлорида, лако ће се растварати у поларним супстанцама, као што је вода, јер ће доћи до јон-дипол интеракција које нису могуће између јона и неполарних растварача, као што је, рецимо, бензен. Хидратисани катјон

За в

од

за

уџ бе н

NaCl(s)

H2O(l)

Хидратисани анјон

Слика 7.5. Јонске супстанце се растварају у води због јон-дипол интеракција

7.3.1. Утицај температуре на растворљивост Растворљивост дефинишемо као максималну масу супстанце која се може растворити у одређеној маси (запремини) растварача на одређеној температури јер температура утиче на ове вредности. Нарочито је значајно познавати утицај температуре на растворљивост гасова и чврстих супстанци у течностима, а поготово води. У већини случајева растворљивост јонских супстанци се повећава са повећањем температуре. Потребно је нагласити да не постоји јасна корелација између топлотних ефеката растварања соли и утицаја температуре. Тако 78

7. Дисперзни системи

KNO3 Растворљивост (g/100 g H20)

NaNO3 Na2СО4 NaBr KBr

KCl NaCl

ик е

је, на пример, растварање CaCl2 праћено ослобађањем топлоте, а NH4NO3 везивањем топлоте, али се растворљивост обе соли ипак повећава са порастом температуре. Зависност се зато одређује екпериментално и на слици 7.6 је приказана зависност растворљивости неких соли од температуре. Ова зависност се користи за раздвајање смеше раствора појединих соли. Та техника се назива фрак­ циона кристализација.

Ce2(SO4)3

температура (ºC)

уџ бе н

Слика 7.6. Зависност растворљивости неких соли од температуре

7.4. Засићени и пресићени раствори

За в

од

за

У зависности од количине растворене супстанце у раствору, раствори се карактеришу као незасићени, засићени или пресићени. Засићени раствор садржи максималну масу растворене супстанце у растварачу на одређеној температури, односно такав раствор не може растворити више супстанце. Незасићени раствор садржи мање супстанце него што може бити растворено, а пресићени садржи више супстанце од засићеног. Зато су пресићени раствори нестабилни и вишак растворене супстанце се издваја у облику кристалића, а раствор постаје засићен. Пресићени раствор се најчешће добија припремањем засићеног раствора на вишој температури, на којој је растворљивост већа, а затим се хлађењем до ниже температуре, на којој је растворљивост мања, добија пресићени раствор. Кристализација, односно издвајање чврсте супстанце, обично се одвија спонтано или се може изазвати трљањем зидова суда стакленим штапићем или додатком кристала у раствор.

Слика 7.7. Додатак кристала доводи до брзе кристализације у пресићеном раствору 79

Хемија

7.5. Квантитативни састав раствора – изражавање концентрације раствора

ик е

За квантитивно проучавање раствора, потребно је знати количину супстанце, односно количину реактаната, када изучавамо хемијске реакције у раствору. У општем смислу, концентрација раствора је количина растворене супстанце у одређеној количини растварача и она се може изразити на више начина од којих сваки има одређене предности и недостатке. Процентни састав (или масени део) је однос масе растворене супстанце и масе раствора помножен са 100, или, другим речима, број грама растворене супстанце у 100 грама раствора.

уџ бе н

На пример 20% раствор NaCl садржи 20 грама натријум-хлорида и 80 грама воде. У 200 грама овог раствора налазиће се 40 грама натријум-хлорида и 160 грама воде. Масена концентрација представља број грама растворене супстанце у 1 dm3 раствора: .

од

за

Однос масе и запремине раствора дат је густином која се изражава формулом: .

За в

Моларна или количинска концентрација (c) представља број молова ра­ створене супстанце у 1 dm3 раствора (1000 cm3, 1000 ml, 1 l). Примера ради раствор моларне концентрације 0,5 mol/dm3 садржи 0,5 молова растворене супстанце у 1 dm3 раствора.

c=

n V

Задатак: Колико грама NaOH је потребно за припремање 100 cm3 NaOH раствора концентрације 0,1 mol/dm3? Одговор: Како је раствор концентрације 0,1 mol/dm3, значи да се у 100 cm3 раствора налази 0,01 мол NaOH, а то је 0,4 грама NaOH.

Молална концентрација (cm) је број молова растворене супстанце у 1 kg растварача. растварача Молска фракција је однос броја молова растворене супстанце и укупног броја молова растворене супстанце и растварача.

80

7. Дисперзни системи

. Такође, подсетимо се да је густина дата изразом:

7.6. Kолигативна својства

ик е

Колигативна својства су она која зависе само од броја честица растворене супстанце, а не и од својстава тих честица. Дакле, на ова својства не утиче природа растворене супстанце, тако да је небитно да ли су у питању молекули, атоми или јони. Колигативна својства су снижење напона паре, повишење температуре кључања, снижење температуре мржњења и осмотски притисак.

уџ бе н

Снижење напона паре

За в

од

за

Крећући се, неки молекули течне супстанце напуштају течност и тада се нађу изнад површине. При томе, изнад течности, они врше притисак који се назива напон паре. Ако раствор садржи неиспарљиву растворену супстанцу (значи ону која има немерљив напон паре), тај раствор ће имати нижи напон паре од чистог растварача, а колико ће напон паре износити дефинисано је Рауловим законом1.

молекули растварача

молекули неиспарљиве растворене супстанце

Слика 7.8. Напон паре изнад чистог растварача и напон паре изнад раствора

Раулов закон каже да је напон паре растварача изнад раствора пропорционалан производу напона паре чистог растварача и молског удела ра­ стварача у раствору. Ова релација је дата изразом: P1 = X1P°1

, где је X1 молски удео растварача у раствору, а P°1 напон паре чистог растварача.

1 Франсоа Мари Раул (Francois Marie Raoult, 1830–1901) је француски хемичар који се бавио проучавањем раствора и електрохемијом.

81

Хемија

Ако раствор садржи само једну растворену супстанцу молског удела X2, онда молски удео растварача X1 можемо изразити као X1 = 1 – X2, односно трансформисати претходни израз на следећи начин: P1 = (1 – X2) P°1 , P1 = P°1 – P°1X2 ,

P1 – P°1 = ΔP = P°1X2 .

Тако налазимо да је снижење напона паре пропорционално молском уделу растворене супстанце.

Повишење температуре кључања и снижење температуре мржњења

од

за

уџ бе н

ик е

Taчка кључања раствора јесте температура на којој се напон паре изједначи са спољашњим атмосферским притиском. Како присуство неиспарљиве растворене супстстанце снижава напон паре раствора, јасно је да ће бити потребна већа количина топлоте да напон паре достигне атмосферски притисак и температура кључања раствора биће виша у односу на температуру кључања чистог растварача. Повишење температуре кључања раствора једнако је разлици температуре кључања раствора и температуре кључања растварача, ΔТк = Тк – Тк°. ΔТк је пропорционално снижењу напона паре, па је стога пропорционално концентрацији раствора, у овом случају изражено преко молалитета, односно молалне концентрације, па израз гласи ΔТк = Кe · cm

напон паре

За в

где Ke представља ебулиоскопску константу, , а cm молалну концентрацију раствора. Вредност ебулиоскопске константе зависи од растварача. чист растварач

снижење температуре мржњења температура (ºC)

раствор

повишење температуре кључања

Слика 7.9. Повишење температуре кључања и снижење температуре мржњења

82

7. Дисперзни системи

за

уџ бе н

ик е

Снижење температуре мржњења је појава коју ћемо лакше запазити него повећање температуре кључања, а дата је изразом ΔТм = Кk · cm где Кk представља криоскопску константу, опет карактеристичну за сваки растварач, а cm молалну концентрацију раствора. Посипање соли по залеђеним улицама доводи до топљења леда јер се снижава температура мржњења.

Слика 7.10. Додатком антифриза у хладњак мотора аутомобила снижава се температура мржњења воде

од

Осмотски притисак

За в

Многи хемијски и биолошки процеси условљени су осмозом, која представља пролазак молекула растварача из раствора ниже концентрације у раствор више концентрације кроз полупропустљиву мембрану. То се може сликовито представити на следећи начин: полупропустљива мембрана

осмотски притисак

растворени молекул

молекул растварача

Слика 7.11. Пролазак молекула растварача 83

Хемија

Након извесног времена уочава се да се ниво течности у једном одељку постепено смањивао, а у другом повећавао. Процес се одвијао до успо­ стављања равнотеже, односно изједначавања концентрација. Oсмотски притисак је притисак који треба применити да би се процес осмозе зауставио. Његова вредност је дата изразом Π = cRT,

уџ бе н

ик е

где је c моларна концентрација раствора, R универзална гасна константа, а T апсолутна температура. Уколико два раствора имају исти осмотски притисак, онда су изотонични. Тада је раствор већег притиска хипертоничан, а нижег осмотског притискa хипотоничан. Практичну примену осмотског притиска налазимо код кувања пекмеза. Током кувања додаје се велика количина шећера који делује као конзерванс. Услед велике концентрације шећера ван ћелије бактерија, вода излази из ћелије што доводи до скупљања ћелије и губитка њене функције. Такође, захваљујући осмотском притиску, у биљкама и дрвећу се вода из корена креће ка лишћу. Наиме, вода из лишћа непрекидно одлази у ваздух, па концентарција соли (минерала, хранљивих супстанци) постаје већа него у нижим деловима биљке. Тежња за изједначавањем осмотских притисака гура воду у више делове биљке, супротно сили гравитације.

за

7.7. Колоидни раствори

За в

од

Дисперзни системи су системи код којих је једна супстанца, коју називамо дисперзна фаза, распоређена у другој, коју називамо дисперзно средство. Према величини дисперзне фазе раствори се деле у три групе.

1. Грубо дисперзни системи, код којих су честице веће од 100 nm и те честице су видљиве голим оком. To су суспензије код којих је чврста супстанца диспергована у течности, на пример глина у води, и емулзије код којих су ситне капљице течности распршене у другој течности, на пример капљице масти у млеку.

2. Колоиди, код којих је величина честица дисперзне фазе од 1 nm до 100 nm.

3. Прави раствори, код којих је величина честица, молекула или јона мања од 1 nm. Дакле, између правих раствора, као што су раствор соли или шећера у води, и хетерогених смеша, као што је на пример песак у води, налазе се колоидни раствори или просто колоиди. Примери колоида, у зависности од агрегатног стања дисперзне фазе и дисперзног средства, дати су у таблици 7.2, а многи од њих су нам познати из свакодневног живота.

84

7. Дисперзни системи

Таблица 7.2. Примери колоида различитих агрегатних стања дисперзног средства и дисперговане фазе Дисперзно средство Дисперзна фаза гас

Назив

Пример

течно

аеросол

магла

гас

пена

пена

гас

чврсто

течност

течно

емулзија

гас

пена

чврсто

чврсти сол

течност

чврсто

чврсто

течно

чврсто

мајонез

сол

магнезијумово млеко

гел

путер

уџ бе н

чврсто

дим

пластична пена

ик е

течност

аеросол

легуре, челик

За в

од

за

Колоиди се разликују од правих раствора. Једна од појава по којој се ра­ зликује јесте Тиндалов ефекат. Дешава се када се зрак светлости пролазећи кроз колоидни раствор расејава.

Слика 7.12. Три зрака видљиве светлости су разложена у раствору честица сумпора у води. Боја зависи од величине честица. Ова појава се не запажа код правих раствора јер су честице дисперговане фазе код њих врло мале да би интераговале са светлошћу. Уочљива је у природи када долази до расипања видљиве светлости на честицама прашине.

Слика 7.13. Расипање видљиве светлости на честицама прашине у ваздуху 85

Хемија

уџ бе н

ик е

Најчешће се срећемо са колоидним растворима код којих је дисперзно средство вода. У зависности од тога да ли су честице дисперговане фазе окру­ жене молекулима растварача или молекули растварача не окружују, можемо их поделити на лиофилне и лиофобне. Када је растварач вода, говоримо о хидрофилним и хидрофобним колоидима. Хидрофилни су, на пример, раство­ ри протеина у води, као што је хемоглобин. Молекули хемоглобина су организовани тако да групе као карбоксилна или амино-група могу да остваре интеракције са молекулима воде (на пример водоничну везу). Уопштено, ови колоиди су релативно стабилни, за разлику од хидрофобних колоида у којима се честице дисперговане фазе групишу, што доводи до нарушавања колоида (на пример формирања талога или филма на површини колоида). Хидрофобни колоиди се могу стабилизовати додатком соли које формирају слој око честице чиме је, практично, онемогућено њихово приближавање и груписање. Хидрофобни колоиди, такође, могу бити стабилизовани присуством хидрофилних група на њиховој површини. Пример за то су сапуни и њихово деловање.

За в

од

за

натријум-стеарат (C17H35COO−Na+)

хидрофилна глава

хидрофобни реп

Слика 7.14. а) Молекул натријум-стеарата односно сапуна; б) поједностављено представљање: угљоводонични низ је означен као хидрофобни реп, а натријум-карбоксилат као хидрофилна глава Дејство сапуна се заснива на присуству хидрофобног дела који је ра­ створан у масној нечистоћи и хидрофилног дела растворног у води. Када довољно сапуна окружи масну нечистоћу, она због присуства великог броја хидрофилних остатака постаје растворна у води и уклања се са тканине.

а)

масноћа

б)

Слика 7.15. Деловање сапуна 86

в)

7. Дисперзни системи

Питања и задаци 1. Колико грама натријум-хидроксида је потребно за припремање 500 cm3 раствора концентрације 0,5 mol/dm3? (Решење: 10 g.)

2. Попунити следећу таблицу:

Молалитет Процентни састав

NaCl

0,25

C12H22O11

0,10

C2H5OH NH3

5,0 30,0

CH3COOH

уџ бе н

0,05

Молска фракција

ик е

Једињење

3. Концентрована 95% сумпорна киселина има густину 1,84 g/cm3. Изра­ чунати молалитет и моларитет ове киселине. (Решење: 194 mol/kg; 17,85 mol/dm3)

За в

од

за

4. Објасните израз: слично се у сличном раствара.

5. Антифриз за аутомобиле садржи неиспарљиви етилен-гликол (Mr = 62). Израчунајте снижење температуре мржњења и повишење температуре кључања 25,0% етилен-гликола у води. (Кe = 0,51° C; Кk = 1,86° C). (Решење: 2,74° C; 10° C) Демонстрациони огледи

8.1. Испитивање растворљивости различитих супстанци у поларним и неполарним растварачима Оглед се изводи убацивањем кристалића супстанци у епрувете које садрже растварач у ком се жели испитати растворљивост. Супстанце могу бити нека со или елемент као што су NaCl, AgCl, сумпор, јод. Раства­ рач може бити вода, алкохол, ацетон или неки неполарни растварач попут хлороформа или угљен-тетрахлорида.

8.2. Испитивање топлотних ефеката растварања У епрувету напуњену са 2 cm3 до 3 cm3 воде, у којој се нaлази термо­ метар, убацити кристалићe CH3COONa, NH4NO3, Na2SO4, Na2CO3. Пратити промену температуре.

87

8. ХЕМИЈСКЕ РЕАКЦИЈЕ

ик е

Користећи знање о хемијској структури и хемијским формулама, у овом поглављу ћемо изучавати односе маса атома и молекула, те ћемо објашњавати састав једињења и проучавати промене хемијског састава једињења, односно хемијске промене. Користићемо формуле да прикажемо хемијску реакцију, као и да сазнамо количине супстанци које су учествовале у реакцији, као реактанти и производи.

8.1. Маса атома и молекула и моларна маса

За в

од

за

уџ бе н

Маса атома зависи од броја електрона, протона и неутрона које атом садржи и њено познавање је важно за лабораторијски рад. Атоми су ек­ стремно мале честице и мерење њихове масе је експериментално немогуће, те због тога масу једног атома изражавамо релативно у односу на други атом. Према међународном договору, aтомска маса је маса једног атома изражена у атомским јединицама масе (amu) или u унифицирана атомска јединица масе. Једна атомска јединица се дефинише као маса еквивалентна маси једне дванаестине угљениковог изотопа C12 а то је 1,000 amu. Овај изотоп угљеникa, C12, садржи шест протона и шест неутрона. Поменути договор омогућава да се изразе масе других атома. На пример, експеримент је показао да је маса водониковог атома 8,40% масе C12, што значи да је маса водониковог атома 12 ∙ 8,40/100 и износи 1,008 amu. Слично томе, маса кисеониковог атома износи 16,00 amu. Међутим, као што се уочава у Периодном систему елемената или у таблицама атомских маса, уочићемо да вредности маса нису целобројне вредности. То је због тога што се елементи у природи јављају у више изотопа. То значи да се маса изра­жава као просечна маса природне смеше изотопа. На пример, природна заступљеност C12 је 98,90% а C13 је 1,10%, и атомска маса C13 је 13.00335 amu. Просечну масу угљеника израчунавамо: (0,9890)(12,00000 amu) + (0,0110) (13,00335 amu) = 12,01 amu (проценте смо претворили у фракције, поделивши их са 100). Дакле, када се каже да је релативна маса угљеника 12,01, мисли се на просечну релативну атомску масу. Ако би постојао начин да измеримо појединачне изотопе угљеника, они би износили 12,00000 amu или 13,00335 amu, али не 12,01 amu. Масе атома су практично немерљиво мале, а у макроскопским узорцима налази се огроман број атома. Стога је згодно користити јединицу којом се 88

8. Хемијске реакције

уџ бе н

ик е

описује веома велики број атома. То је мол. У SI систему мол је јединица за количину супстанце. Један мол садржи тачно 6,02214076·1023 елементарних честица (атома, молекула, јона или било којих других честица). Тај број се означава са NA и у част италијанског научника Амадеа Авогадра1 назива Авогадров број. Пошто су атоми и молекули изузетно сићушни, овај огромни број нам омогућава да атоме и молекуле проучавамо у мерљивим вредностима. Један мол било које супстанце који садржи Авогадров број честица има масу коју називамо моларном масом и приметићемо да је она бројчано једнака атомској маси израженој у amu. Другим речима, ако знамо атомску масу, знаћемо и моларну масу. Такође, ако знамо да један мол атома садржи Авогадров број атома, можемо израчунати масу појединачног атома тако што ћемо, када је у питању на пример C12, број 12 поделити са 6,022 · 1023 и добити број 1,992 · 10–23g. Када нам је позната хемијска формула, као и маса атома из којих се молекул састоји, могуће је израчунати масу једињења. Тако ће се, на пример, маса воде добити сабирањем две атомске масе водоника и једне атомске масе кисеоника или 2 · 1,008 amu + 1 · 16,00 amu што износи 18,02 amu.

за

8.2. Процентни састав и емпиријска формула

За в

од

Формула једињења нам говори о броју атома сваког елемента у једињењу и из формуле можемо израчунати проценат сваког елемента у једињењу. Процентни састав се добија дељењем масе сваког елемента у једном молу једињења са моларном масом и множењем са 100. На пример, процентни удео водоника у води добијамо дељењем 2,02 са 18,02 и множењем са 100, а кисеоника количником 16 и 18,02 и множењем са 100. Поступак је обрнут уколико на основу процентног састава желимо да сазнамо формулу једињења. На пример, елементалном анализом је утврђено да је процентни састав аскорбинске киселине (витамина C) 40,92% угљеника, 4,58% водоника и 54,50% кисеоника и, ако желимо да одредимо формулу витамина C, то ћемо урадити на следећи начин: сваки од датих процентних састава поделићемо са масом елемента на који се односи: 40,92 / 12,01; 4,58 / 1,008; и 54,50 / 16,00.

1 Лоренцо Романо Амадео Карло Авогадро ди Кварења е ди Черто (Lorenzo Romano Ame­deo Carlo Avogadro di Quaregua e di Cerreto, 1776–1856) je италијански математички физичар. Пре него што се заинтересовао за науку, бавио се правом. Његов највећи научни допринос, познат као Авогадров закон, био је оспораван током његовог живота да би касније послужио као основа за одређивање атомских маса.

89

Хемија

уџ бе н

ик е

Добићемо број молова ових елемената, односно 3,407 мола угљеника, 4,54 мола водоника и 3,406 мола кисеоника, а затим ћемо све бројеве поделити са најмањим бројем да бисмо добили најмањи однос молова елемената и то је: C 3,407 / 3,407 = 1,000 H 4,54 / 3,407 = 1,33 O 3,406 / 3,407 =1,000. Број 1,33 је превише велик да би се сматрао експерименталном грешком и зато ћемо у циљу добијања целих бројева све добијене вредности помножити са 3. Добијамо формулу C3H4O3. На овај начин добијeна је емпиријска формула која не мора увек бити иста као молекулска формула. Да бисмо добили молекулску формулу, потребно је да знамо моларну масу једињења. Ево примера: узорак једињења садржи 1,52 g азота и 3,47 g кисеоника. Моларна маса једињења је између 90 и 95. Потребно је одредити молекулску формулу и тачну моларну масу. Најпре ћемо дељењем задатих маса са атомским масама елемената добити број молова сваког атома у једном молу једињења:

За в

од

за

1,52 / 14,01 и 3,47 / 16,0. Тако ћемо добити 0,108 молова азота и 0,217 молова кисеоника. Овај однос је потребно да сведемо на однос малих целих бројева, а то ћемо добити као у претходном примеру дељењем ових бројева са најмањим од њих чиме добијамо да је NO2 емпиријска формула овог једињења, док би маса овог једињења била 46,01. Како нам је у задатку речено да је маса између 90 и 95, јасно је да ћемо молекулску формулу траженог једињења добити множењем индекса у емпиријској формули са два, а она ће тада гласити N2O4, док релативна молекулска маса износи 92,02.

8.3. Хемијске једначине и стехиометријски закони

Хемијска реакција је процес током којег од једне или више супстанци настаје нова, односно нове супстанце. Уобичајени начин приказивања хемијских промена су једначине хемијских реакција. Другим речима, користећи хемијске симболе, хемијском једначином представљамо каква се хемијска трансформација десила током процеса. На пример, када водоник (H2) сагорева у кисеонику , (O2) настаје вода (H2О). Реакцију представљамо на следећи начин: H 2 + O 2 → H 2О

где се + чита „реагује саˮ, a → „дајућиˮ или „дајеˮ. Водоник (мисли се, наравно, на молекулски) реагује са кисеоником (такође молекулским) дајући воду. Хемијске реакције се одвијају под одређеним законитостима. Лавоазије је изучавајући хемијске реакције дошао до закључка да се током хемијске 90

8. Хемијске реакције

реакције укупне масе супстанци које учествују у реакцији не мењају. Ово је закон о одржању масе1. Реакција није потпуна јер се број атома с леве и десне стране разликује. По закону о одржању масе број атома мора бити једнак на обе стране хемијске једначине. Дакле, хемијска реакција се мора изједначити. Изједначена реакција ће гласити 2H2 + O2 → 2H2О

За в

од

за

уџ бе н

ик е

и значиће да два молекула водоника реагују са молекулом кисеоника (oни су реактанти) дајући два молекула воде (производ реакције), а то исто­ времено значи и да два мола водоника реагују, са једним молом кисеоника и да настају два мола воде. С обзиром на то да су нам познате моларне масе једињења, реакција ће истовремено значити да реагују „4,04 g H2 са 32,00 g O2 дајући 36,04 g H2Oˮ, односно да реагују 1,01 g водоника са 8,00 g кисеоника дајући 9,01 g воде. Евентуални вишак водоника у односу на кисеоник, као и вишак кисеоника у односу на водоник, остао би несједињен. Вода може да се добије на друге начине, на пример провођењем струје водоника преко загрејаног бакар(I)-оксида, а масени однос водоника и кисеоника је такође 1 : 8. Другим речима, без обзира на начин сједињавања, водоник и кисеоник се увек једине у масеном односу 1 : 8 градећи воду. Ова законитост важи за сједињавање свих осталих елемената и назива се закон сталних масених односа, а формулисао га је Пруст2: Елементи се градећи једињење међусобно једине у сталним масеним односима. Из овог закона произлази важан закључак: Хемијски елементи се међусобно једине у сталним масеним односима због чега је састав хемијских једињења сталан без обзира на начин добијања. Већина познатих супстанци су сталног хемијског састава. Ова једињења се називају још и далтониди. Међутим, постоје и далеко мањи број једињења чији састав зависи од начина добијања. То су једињења неких метала са кисеоником и сумпором и називају се бертолиди. Водоник и кисеоник се једине у односу 1 : 8 градећи воду. Постоји, међутим, још једно једињење ова два елемента, водоник-пероксид у коме су они сједињени у односу 1 : 16, односно у коме се иста маса водоника једини са два пута већом масом кисеоника него у води. Многи други елементи граде два или више једињења, угљеник и кисеоник или азот и кисеоник. У таблици 8.1 дат је преглед једињења азота и кисеоника, њихова имена и односи маса азота и кисеоника.

1 Антоан Лорен де Лавоазије (Antoine–Laurent de Lavoisier, 1743–1794) је био француски научник. Највећи допринос је дао у области квантитативног аспекта реакција. Дао је имена кисеонику и водонику, учествовао у формирању метричког система и хемијске номенклатуре. Током Француске буржоаске револуције про­глашен је издајником и погубљен на гиљотини.

2 Џозеф Л. Пруст (Joseph L. Proust, 1754–1826) je француски научник који је део живота провео у Шпанији. Најпознатији је по формулисању Закона сталних масених односа. Студентима је показао да је шећер из грожђа истог састава као шећер из меда.

91

Хемија

Таблица 8.1. Масени однос азота и кисеоника у азотовим оксидима Једињење

Маса азота

Маса кисеоника

азот(I)-оксид

14

8=1x8

азот(III)-оксид

14

азот(II)-оксид

азот(IV)-оксид азот(V)-оксид

14

16 = 2 x 8

14

32 = 4 x 8

24 = 3 x 8

14

40 = 5 x 8

за

уџ бе н

ик е

Поређењем односа маса ова два елемента, уочава се да се једна иста маса азота, 14, једини са различитим масама кисеоника, 8, 16, 24, 32, 40, а да те масе стоје у односу целих бројева, 1, 2 , 3, 4, 5. Ова правилност је позната као закон вишеструких масених односа, који је, будући да га је формулисао Далтон, познат и као Далтонов закон. Он гласи: Ако два елемента граде већи број једињења, тада различите масе једног елемeнта, које се једине са једном истом масом другог елемента, стоје међусобно у односу малих целих бројева. Понекад се поред формуле учесника у хемијској реакцији означава његово агрегатно стање или, на пример, ако је у питању водени раствор.

S(s) + O2(g) → 2SO2(g),

од

2HgO(s) → 2Hg(l) + O2(g) .

За в

Реакцију која се одиграва након растварања у води ћемо приказати на следећи начин: NaCl(s) → NaCl(aq).

Такође, многобројни су примери реакција у којима настаје тешко ра­ створно једињење, талог, у чврстом агрегатном стању.

NaCl(aq) + AgNO3(aq) → NaNO3(aq) + AgCl(s) .

8.4. Изједначавање једначина хемијских реакција и стехиометријска израчунавања Након извођења неке хемијске реакције, где су нам, дакле, познати сви њени учесници, односно реактанти и производи, користећи хемијске формуле, написаћемо ту хемијску реакцију. Међутим, након тога је потребно реакцију изједначити, односно изједначити број атома свих врста с леве и 92

8. Хемијске реакције

уџ бе н

ик е

са десне стране стрелице. То постижемо помоћу неколико корака: 1. напишемо тачне формуле свих реактаната са леве и тачне формуле свих производа са десне стране стрелице; 2. додајемо коефицијенте испред хемијских формула тако да изједначимо број атома свих врста, при чему не сме да се мења формула, односно индекси у њој; 3. проверавамо, прво оне атоме који се само једном јављају на свакој страни хемијске реакције, а затим оне који се јављају у више од једне формуле; 4. на крају проверимо број свих атома. Једно од основних питања у хемијској лабораторији се односи на количину производа који је добијен у некој хемијској реакцији или на количину реактаната коју је потребно применити за добијање производа или израчунавање приноса реакције. Оваква и слична израчунавања се називају стехиометрија. Било да је количина реактаната и производа задата у моловима, грамима, cm3, или неким другим јединицама, за ова израчунавања је најподесније те јединице превести у молове. Тада коефицијенте у једначинама хемиј­ских реакција представљамо као бројеве молова супстанци. Погледајмо једначину реакције настајања амонијака: N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g).

За в

1 молекул 6,02 · 1023 молекула 1 мол

+

3H2(g)

3 молекула 3 · 6,02 · 1023 молекула 3 мола

од

N2(g)

за

Стехиометријски коефицијенти нам кажу да један молекул азота реагује са три молекула водоника и да притом настају два молекула амонијака, што се истовремено односи и на аналоган број молова. →

2NH3(g)

2 молекула 2 · 6,02 · 1023 молекула 2 мола

У стехиометријским израчунавањима кажемо да реагује један мол азота са три мола водоника и да настају два мола амонијака. У простом разматрању, ако имамо на располагању два мола азота, за реакцију ће бити потребно шест молова водоника и настаће четири мола амонијака. Или, ако имамо 56 грама азота, биће потребно 12 грама водоника и настаће 68 грама амонијака. За израчунавања је најпре потребно граме претворити у молове, а онда користити коефицијенте у изједначеној реакцији. Задатак: Колико грама калцијум-оксида се добија термичким разлагањем 200 g калцијум-карбоната? За решавање је најпре потребно написати хемијску реакцију и изједначити је: CaCO3 → CaO + CO2 .

93

Хемија

Затим треба израчунати масу једног мола калцијум-карбоната. Она изно­ си 100 g/mol, те задатих 200 g представља 2 мола. Из једначине се види да се разлагањем једног мола калцијум-карбоната добија један мол калцијум-оксида, па ће се загревањем 2 мола добити 2 мола калцијум-оксида. Како је његова моларна маса 56 g/mol, у реакцији ће се добити 112 грама калцијум-оксида.

8.5. Лимитирајући (ограничавајући) реактант

уџ бе н

ик е

Када се изводи хемијска реакција, реактанти обично нису присутни у тачним стехиометријским односима. Реакција се зауставља чим се потроши један од реактаната остављајући вишак другог реактанта. Тај реактант, кога има мање, назива се лимитирајући (ограничавајући) реактант. Претпоставимо, на пример, да нам је на располагању смеша која се састоји од 10 молова водоника и 7 молова кисеоника који ће међусобно реаговати у реакцији: 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l)

За в

од

за

Пошто 2 мола H2 реагују са једним молом O2, а на располагању имамо 10 молова водоника, потребан број молова О2 је 5. Пошто смо на почетку имали 7 молова O2, 2 мола O2 ће остати неизреаговано. Реактант који је сав изреаговао назива се лимитирајући реактант јер он одређује количину производа који настаје, a други реактант је у вишку.

Слика 8.1. Припремање сендвича од шест парчића хлеба и два парчета сира. Сир је лимитирајући „реактант“. Два парчета хлеба су у вишку.

8.6. Принос реакције (теоријски принос) Теоријски принос је израчуната количина производа која настаје када изреагује сва количина лимитирајућег реактанта. Количина производа која 94

8. Хемијске реакције

се добија у експериментално изведеној реакцији назива се стварни принос реакције. Стварни принос је најчешће мањи од теоријског приноса. Разлог могу бити споредне реакције или неизреаговали реактанти. Такође, понекад није могуће издвојити сав добијени производ из реакционе смеше. Принос реакције изражавамо у процентима, а израчунавамо дељењем стварног приноса са теоријским приносом и множењем са 100.

Питања и задаци

уџ бе н

ик е

1. Природни узорак галијума се састоји од изотопа масе 68,95 и изотопа масе 70,95 чија је природна заступљеност 60,16% и 39,84%. Колико износи просечна релативна маса галијума? (Решење: 69,75) 2. Израчунајте број молова у: а) 127,08 грама бакра; б) 20,0 грама калцијума; в) 0,012 грама калијума; г) 5,0 милиграма америцијума. (Решење: а) 2 мола; б) 0,5 молова; в) 3 · 10–4 мола; г) 2,06 · 10–5 молова) 3. Израчунајте број грама у: а) 0,1 мола гвожђа; б) 2,31 мола силицијума; в) 0,023 мола угљеника; г) 6,03 мола злата. (Решење: а) 5,6 g; б) 64,9 g; в) 0,28 g; г) 1187,9 g)

од

за

4. Израчунајте број атома у сваком од примера у задацима 2 и 3. (Решење: 2а) 1,2 · 1024; 2б) 3 · 1023; 2в) 1,8 · 1020; 2г) 1,2 · 1019; 3а) 6 · 1022; 3б) 1,4 · 1024; 3в) 1,4 · 1022; 3г) 3,6 · 1024)

За в

5. Израчунајте масу једног атома бакра.

(Решење: 1,06 · 10–20 g)

6. Једна таблета Alka-Seltzer садржи 324 mg аспирина (C9H8O4), 1904 mg NaHCO3 и 1000 mg лимунске киселине (C6H8O7). A) Израчунајте број молова сваке супстанце у таблети; Б) Колико молекула аспирина има у једној таблети? (Решење: a) 1,8 · 10–3 C9H8O4, 2,3 · 10–2 NaHCO3, 5,2 · 10–3 C6H8O7; б) 1,08 · 1021)

7. Никотин, отровна супстанца из дувана, садржи 74,0% угљеника, 8,65% водоника и 17,35% азота. Моларна маса је 162 g/mol. Која су емпиријска и молекулска формула никотина? (Решење: C5H7N, C10H14N2) 8. Узорак једињења садржи 6,444 g бора и 1,803 g водоника. Која је молекулска формула једињења ако је моларна маса око 30? (Решење: B2H6) 95

Хемија

9. Витамин C је једињење које се састоји од угљеника, водоника и кисеоника. Одредити емпиријску формулу ако се сагоравањем 4,00 mg витамина C у кисеонику добија 6,00 mg CO2 и 1,632 mg H2O. (Решење: C3H4O3)

10. Смешљивац, N2O, је гас који се добија термичким разлагањем амонијум-нитрата: NH4NO3 → N2O + 2H2O. Ако се има на располагању 1,00 · 103 g амонијум-нитрата, колики је теоријски принос смешљивца? (Решење: 550 g)

ик е

11. N2F4 се добија следећом реакцијом: 2NH3 + 5F2 → N2F4 + 6HF. Ако се помеша 4,0 грама амонијака и 14,0 грама флуора, који реактант је у вишку и колико производа се добија? (Решење: NH3, 7,7 g N2F4)

уџ бе н

8.7. Енталпија хемијске реакције

За в

од

за

Свака хемијска супстанца садржи одређену количину енергије. Та енергија се назива унутрашњом енергијом и обухвата све могуће облике енергије. Област термодинамике и хемије која се бави енергeтским променама током хемијских реакција назива се термохемија. Током хемијских реакција долази до раскидања једних, а формирања других хемијских веза. Tе трансформације су праћене променом енергије. Ако је садржај енергије реактаната већи од садржаја енергије производа реакције, приликом хемијске реакције ослобађа се енергија. Ако је садржај енергије производа већи од садржаја енергије реактаната, приликом хемијске рекације се апсорбује енергија. Реакције у којима се енергија у виду топлоте ослобађа називамо егзотермним (грчки ekso = из, thermos = врућ), а оне код којих се енергија у виду топлоте апсорбује ендотермним (грчки endon = унутра). Топлота која се ослобађа или апсорбује јесте топлота реакције. Дакле, током хемијске реакције долази до промене унутрашње енергије. Ако се реакција одвија при константној запремини, у затвореном суду, не врши се никакв рад, и тада ће промена унутрашње енергије бити једнака топлоти хемијске реакције: . ΔU = Q(V=const) Међутим, много чешћи случај јесте да се реакција одвија при константном притиску када се, због промене запремине против притиска околине, врши рад. У том случају промена унутрашње енергије једнака је збиру топлоте 96

8. Хемијске реакције

(ослобођене или апсорбоване) енергије и извршеног рада који има негативни предзнак: ΔU = Q(p=const) – pΔV односно , Q(p=const) = ΔU + pΔV.

Ова промена топлоте реакције при константном притиску назива се промена енталпије или енталпија реакције. ΔH = ΔU + pΔV.

За в

од

за

уџ бе н

ик е

Топлота хемијске реакције је разлика енталпије производа и реактаната. Дакле, за егзотермне реакције током којих се топлота ослобађа, енталпија производа је мања од енталпије реактаната и топлота хемијске реакције има негативни предзнак. И обратно, код ендотермних реакција топлота се везује, производи имају већу енталпију од реактаната и промена енталпије рекције је позитивна вредност. Како вредности енталпија супстанци зависе од притиска и температуре, договорено вредности енталпије реакције се дају за стандардне услове, 298 К и 101 325 Pa и тада се означавају са ΔH°. Хемијска реакција која, поред хемијских формула, садржи и податке о агрегатном стању учесника у реакцији и енталпији јесте термохемијска реакција. Тако је, на пример, промена енталпије реакције настајања воде у гасовитом агрегатном стању при стандардним условима дата термохемијском реакцијом: .

H2(g) + ½О2(g) → H2О(g) ΔH° = − 241,8 kJ/mol А за настајање воде у течном агрегатном стању, енталпија има другу вредност: .

H2(g) + ½О2(g) → H2О(l) ΔH° = − 285,8 kJ/mol То је зато што се енталпије воде у течном и гасовитом стању разликују, односно приликом преласка из течног у гасовито агрегатно стање топлота се апсорбује и то је ендотерман процес. При великим напорима или због високих спољашњих температура, наш организам се хлади управо захваљујући испаравању воде са тела. Обратно, конденозовање воде, односно прелазак из гасовитог у течно стање, ослобађа топлоту. Дакле, код писања термохемијских реакција важно је водити рачуна о агрегатном стању учесника, али и о њиховој количини. Наиме, енталпија је екстензивна величина и њена вредност зависи од количине супстанце. Тако за реакцију испаравања једног мола воде енталпија износи 44 kJ. H2О(l) → H2О(g) ΔH° = 44 kJ/mol 97

Хемија

Међутим, за испаравање два мола је потребно уложити двоструко више топлоте.

2H2О(l) → 2H2О(g) ΔH° = 88 kJ

Најзад, треба имати на уму да промена енталпије повратне реакције има исту бројчану вредност, а различит предзнак од промене енталпије директне реакције.

2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g) ∆H° = − 483,6 kJ 2H2O(g) → 2H2(g) + O2(g)

2H2(g) + O2(g)

ик е

2H2(g) + O2(g)

eнергија

eгзотермно − топлота из система прелази у околину

уџ бе н

eнергија

∆H° = + 483,6 kJ

за

2H2O(g)

eндотермно − систем прима топлоту из околине

2H2O(g)

од

Слика 8.2. Промена топлоте код егзотермне и код ендотермне реакције

За в

У претходним примерима смо уочили да промена енталпије реакције зависи од почетног и крајњег стања учесника реакције. Тако се ослобађа 285,8 kЈ топлоте када сагорева један мол водоника и настаје један мол воде у течном ­агрегатном стању, а 241,8 кЈ када настаје вода у гасовитом агрегатном стању. Разлику од 44 кЈ је потребно утрошити за испаравање једног мола воде.

H2(g) + ½О2(g) → H2О(l) ΔH° = − 285,8 kJ/mol H2О(l) → H2О(g) ΔH° = 44 kJmol–1 ______________________________________________________________________ H2(g) + ½О2(g) → H2О(g) ΔH° = − 241,8 kJ/mol

Ова чињеница је позната под називом Хесов закон1, који каже да уколико се реакција одиграва у низу корака, промена енталпије (ΔH°) биће једнака збиру промена енталпија свих корака.

1 Хенри Хес (Henri Hess, 1802–1850) је био швајцарски хемичар који је већи део живота провео у Русији. Због формулисања овог закона сматра се оцем термохемије.

98

8. Хемијске реакције

Применом овог закона доћи ћемо до енталпије сагоравања угљеника до угљеник(II)-окисида. Ову енталпију је тешко експериментално одредити јер се оксидација увек делимично одвија до угљеник(IV)-оксида.

C(s) + ½O2(g) → CO(g) ΔH° = ?

Али, оно што се може одредити, и одређено је, јесу промене енталпије реакција: , C(s) + O2(g) → CO2(g) ∆H°= − 393,5 kJ .

CO(g) + ½O2(g) → CO2(g) ∆H°= − 283,0 kJ

уџ бе н

ик е

Како је по Хесовом закону енталпија реакција оксидације C у CO и оксидације CO у CO2 једнака енталпији директне реакције C у CO2, очигледно је да је енталпија оксидације C у CO једнака разлици енталпија оксидације C у CO2 и CO у CO2.

C(s) + O2(g) − CO(g) − ½O2(g) → CO2(g) − CO2(g) Након скраћивања се добија реакција:

C(s) + ½O2(g) → CO(g) .

за

Одузимањем енталпија (како смо урадили и са реакцијама) добија се да је промена енталпије реакције ΔH° = − 111 kЈ.

C(графит) + О2(g)

За в

од

C(s) + ½O2(g) → CO(g) ΔH° = −111 kЈ

ΔH˚ = −110.5 kJ

CO(g) + ½O2(g) ΔH˚ = −393.5 kJ ΔH˚ = −283.0 kJ

CO2(g)

Слика 8.3. Енталпија реакције потпуне оксидације угљеника до угљеник(IV)-оксида једнака је збиру енталпија реакција оксидације до угљеник(II)-оксида и реакцији оксидације до угљеник(IV)-оксида.

99

Хемија

Промена енталпије хемијске реакције једнака је разлици збира енталпија производа и збира енталпија реактаната: ΔH°реакције = ΣΔH°производа − ΣΔH°реактаната.

За општу рекацију

аA + bB → cC + dD,

промена енталпије ће износити:

ΔH°реакције = aΔH°A + bΔH°B − (cΔH°C + dΔH°D).

Конкретан пример јесте реакција сагоревања пропана

ик е

C3H8(g) + 5O2(g) → 3CO2(g) + 4H2O(l),

чија промена енталпије износи:

уџ бе н

ΔH°реакције = 3ΔH°CO2 + 4ΔH°H2O − (ΔH°C3H8 + 5ΔH°O2).

за

Енталпије настајања, односно енталпије формирања супстанци, можемо експериментално одредити као енталпије реакције у којима то једињење настаје из елемената у стандардном стању. Наиме, према договору, енталпије елемената у свом стандардном стабилном стању једнаке су нули. На пример, приликом реакције стварања угљеник(IV)-оксида из угљеника у облику графита и кисеоника ослобађа се 393,5 kJ.

од

C(s) + O2(g) → CO2(g) ΔH° = − 393,5 kJ,

За в

ΔHреакције = ΔHCO2 − (ΔHC + ΔHO2)= − 393,5 kJ.

Како су према договору ΔH°C и ΔH°O2 једнаке нули, добијамо да је ΔH°реакције = ΔH°CO2 ,

односно да је енталпија настајања CO2 промене енталпије ове хемијске реакције. Енталпије настајања већине супстанци одређене су експериментално. Видети демонстрационе огледе 8.1, 8.2 и 8.3 на страни 103.

8.8. Спонтаност и слободна енергија хемијске реакције

Било да раде у истраживачкој лабораторији, хемијској индустрији или се баве процесима у живим системима, хемичаре интересује да ли ће се неки процес одвијати под датим условима, као што су температура, притисак или концентрација. Реакција која се одвија под одређеним условима јесте спонтана, а она која се не одвија неспонтана. Неки од примера спонтаних процеса 100

8. Хемијске реакције

јесу: растварање шећера у шољи кафе, мржњење воде на температурама испод 0° C, као и прелазак топлоте са топлијег на хладније тело. Процеси који су супротни наведеним – издвајање кристалног шећера, топљење леда на температурама испод 0° C, прелазак топлоте са хладнијег на топлије тело – нису спонтани. Претпоставком да су спонтани процеси, који су праћени смањењем енергије, објаснићемо спонтаност већине егзотермних реакција (производи реакције имају мању енталпију од реактаната). Примери су сагоревање метана или реакција неутрализације: CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l) ΔH° = − 890,4 kJ/mol,

ик е

H+(aq) + OH–(aq) → H2O(l) ΔH° = − 56,2 kJ/mol.

уџ бе н

Међутим, спонтано се одвијају и многе ендотермне хемијске реакције. Како код таквих процеса производи имају већи садржај енергије од реактаната, поставља се питање зашто се они дешавају. Примери ендотермних спонтаних реакција јесу топљење леда на температурама изнад нула степени или растварање амонијум-нитрата.

H2O(s) → H2O(l) ΔH° = 6,01 kJ/mol,

за

NH4NO3(s) → NH4(aq)+ + NO–3(aq) ΔH° = 25 kJ/mol.

За в

од

Другим речима, само на основу промене енталпије не можемо предвидети да ли ће хемијска реакција бити спонтана или не. Да бисмо то могли претпоставити, потребно је да се упознамо са још једном термодинамичком величином – ентропијом. Ентропија је мера неуређености система, а сваки систем, при одређеним условима, притиску и температури, има одређени степен неуређености, који се бројчано изражава вредношћу ентропије, а обележава словом S. Приликом хемијске или физичке промене, та вредност се мења. Примера ради, при испаравању течности слабе међумолекулске силе и молекули су много покретљивији због чега неуређеност, а самим тим и ентропија, расте. Насупрот томе, приликом мржњења неке течности настаје чврста кристална супстанца у којој се честице налазе на дефинисаним положајима и могу само незнатно осциловати око тих положаја услед чега се ентропија смањује. Може се закључити да пораст температуре доводи до повећања ентропије, а смањење температуре до смањења ентропије. Уопштено, спонтани су они процеси код којих расте неуређеност, односно ентропија. Када су хемијске реакције у питању, повећање ентропије ће потпомагати њихово спонтано одвијање, као што је то случај са смањењем енталпије. Према томе, нека реакција ће се сама од себе одвијати ако се у њеном току ослобађа топлота, а повећава неуређеност система. Али, као што смо видели, има реакција које су ендотермне, а спонтане. То значи да током њихових 101

Хемија

одвијања расте ентропија. Има и примера реакција код којих се ентропија смањује, а одвијају се зато што су веома егзотермне. Промена енталпије и промена ентропије повезане су изразом: ΔG = ΔH – TΔS,

уџ бе н

ик е

где је ΔG промена слободне енергије. Слободна енергија јесте енергија си­ стема која се може претворити у користан рад. Спонтане су хемијске реакције код којих је ΔG < 0, на датој температури. Оне реакције код којих је ΔG > 0 нису спонтане, док су оне код којих је ΔG = 0 у равнотежи. На нижим температурама спонтаност реакција ће зависити од промене енталпије (ΔH), док ће на вишим бити условљена вредношћу промене ентропије (ΔS). У природи ће се, међутим, одвијати и рекације које нису спонтане, попут реакције у атмосфери између азота и кисеоника којом настаје азот(II)-оксид, а бројни су примери таквих реакција и у индустрији. За њихово одвијање потребно је утрошити енергију. Насупрот њима, за неке реакције постоји предуслов спонтаности, као на пример за реакцију између водоника и кисеоника, за коју је промена слободне енергије изразито негативна вредност, али се практично не одвија. Разлог томе јесте велика активациона енергија која представља препреку.

за

Питања и задаци

За в

од

1. Сагоревањем сирћетне киселине, CH3COOH(l), добија се H2O(l) и CO2(g) и ослобађа 871,7 kJ топлоте по молу CH3COOH(l). Написати изједначену термохемијску једначину ове реакције. (Решење: CH3COOH(l) + 2O2(g) → 2CO2(g) + 2H2O(l) ΔH° = −871,7 kJ/mol) 2. За хипотетичке реакције

A → B ΔH = + 30 kJ B → C ΔH = + 60 kJ

а) Користећи Хесов закон израчунајте енталпију реакције: A → C. (Решење: 90 kJ) б) Скицирајте енталпијски дијаграм и прикажите како се примењује Хесов закон.

3. Следећа реакција је позната алуминотермијска реакција која је изу­ зетно егзотермна што се користи за заваривање великих комада метала, пропелера бродова или шина за возове.

2Al(s) + Fe2O3(s) → Al2O3(s) + 2Fe(s) ΔH = ?

102

8. Хемијске реакције

ик е

На основу следећих података израчунајте енталпију те реакције: ΔHAl2O3 = − 1674,1 kJ/mol ΔHFe2O3 = −821,4 kJ/mol. (Решење: −852,7 kJ)

за

уџ бе н

4. Како се мења ентропија ако се: а) чврста супстанца топи; б) гас кондензује у течност; в) чврста супстанца сублимује (прелази у гасовито агрегатно стање)?

5. За неку реакцију ΔH° = −19,5 kJ и ΔS° = −19,5 kJ/K. а) Да ли је ова реакција егзотермна или ендотермна? б) Да ли реакција доводи до повећања или смањења неуређености система? в) Одредите промену слободне енергије при стандардним условима. г) Да ли је ова реакција спонатана на стандардним условима?

од

Демонстрациони огледи

За в

8.1. Реакција разлагања сахарозе при загревању У епрувету сипати неколико грама сахарозе и загревати на пламе­ нику. Уочити промене.

8.2. Реакција између баријум-хидроксида и амонијум-хлорида У чаши помешати по десетак грама чврстих амонијум-хлорида и баријум-хидроксида и енергично мешати стакленим штапићем. Тер­ мометром пратити промену температуре. Такође, после десетак или двадесетак секунди чаша се може ставити на комад дрвета, на који је сипано мало воде, и покушати да се одвоји од њега. Шта се примећује?

8.3. Реакција калцијум-оксида и воде Неколико грама калцијум-оксида прелити са неколико cm3 воде. Термометром пратити промену температуре.

8.9. Брзина хемијских реакција Током хемијских реакција од супстанце одређених, дефинисаних, свој­ става настају супстанце са другим својствима. Но, поред изучавања нових 103

Хемија

супстанци, подједнако је важно познавати и брзине тих промена. Брзине хемијских реакција могу бити веома различите, од оних које се дешавају у делићима секунде, као што су експлозије, до оних које се одвијају хиљадама или милионима година, као што је настајање дијаманта и других минерала у Земљиној кори. Област хемије која се бави брзинама хемијских реакција назива се хемијска кинетика. То је област која има веома велики значај. Медицина у којој је веома важно знати колико брзо неки лек може да делује, или индустрија, у којој је развијање катализатора један од главних циљева, до, на пример, праћења брзине настајања и трошења озона у горњим слојевима атмосфере, само су неки од примера значаја познавања брзине хемијске реакције и фактора који на њу утичу.

ик е

8.9.1. Фактори који утичу на брзину реакције

За в

од

за

уџ бе н

Пошто хемијске реакције подразумевају раскидање и настајање хемијских веза, брзина реакције ће у првом реду зависити од саме природе реактаната. Но, поред тога, следећи фактори ће нам омогућавати да утичемо на брзину одвијања реакције. То су: 1. Агрегатно стање реактаната. Да би реаговали, реактанти морају да дођу у контакт, односно да се сударе. Више судара значи више могућности да реагују. Већина реакција које проучавамо су хомогоне, односно реактанти се налазе у гасовитом или у течном агрегатном стању. Када је један, или сви реактанти, у чврстом стању, реакција је ограничена на њихову додирну површину. Другим речима, већина таквих реакција се брже одвија уколико повећамо њихову додирну површину. На пример, лек у облику прашка ће се брже растворити у желуцу од лека који је узет у виду таблете.

2. Концентрација реактаната. Пошто већа концентрација реактаната значи већи број честица у јединици запремине, биће већа вероватноћа контакта, односно судара између њих, па самим тим и већа брзина реакције.

3. Температура. Повећање температуре повећава брзину хемијских реакција јер оно доводи до повећања кинетичке енергије, односно брзине кретања молекула, која, потом, доводи до већег броја судара.

4. Присуство катализатора. Катализатори утичу на механизам реакције, па самим тим и на брзину. Катализатори биохемијских процеса, које називамо ензими, од круцијалног су значаја за одвијање живота. Хемијска кинетика је област хемије која изучава брзине хемијских реакција. Сама реч кинетика се иначе односи на кретање, а овде на брзину реакције коју дефинишемо као промену концентрације реактаната или производа током времена.

104

8. Хемијске реакције

Размотрићемо општу реакцију:

реактант → производ, или А → B.

ик е

Овако написана реакција показује да се реактант (A) током времена троши, а да настаје производ (B). Ток ове реакције можемо пратити било кроз повећање концентрације производа, било кроз смањење концентрације реактаната (слика 8.5).

уџ бе н

Слика 8.4. Ток хипотетичке реакције. На почетку је присутан само реактант. Током времена расте концентрација производа. Брзина = – Δ[A]/Δt = Δ[B]/Δt

За в

40

од

за

где су Δ[A] и Δ[B] промене концентрације током времена Δt. Пошто се концентарција супстанце А смањује током времена, Δ[A] има негативну вредност, а како је брзина позитивна, у изразу ће се додати знак –. Испред Δ[B] није потребан негативни знак јер концентрација B расте током времена.

број молекула

30

молекули А

молекули Б

20 10

0

10

20

30 t (s)

40

50

60

Слика 8.5. Промене броја молекула реактанта и броја молекула производа током времена Међутим, уколико имамо реакцију на пример: 2А → B, приликом писања 105

Хемија

израза за брзину реакције неопходно је водити рачуна о стехиометријским коефицијентима. У овом примеру 2 мола супстанце А дају 1 мол супстанце B, што значи да је брзина настајања B једнака половини брзине нестајања А. брзина = – ½ Δ[A]/Δt = Δ[B]/Δt.

У општем случају за реакцију аА + bB → cC + dD важи израз:

брзина = – 1/a Δ[A]/Δt = –1/b Δ[B]/Δt = 1/c Δ[C]/Δt = 1/d Δ[D]/Δt.

8.9.2. Закон о дејству маса или закон брзине

уџ бе н

ик е

Законом о дејству маса изражава се однос између брзине реакције и концентрације реактаната, које у изразу за брзину могу бити степеноване неким бројем. Константа пропорционалности је константа брзине реакције. За општу реакцију аА + bB → cC + dD брзина = k[A]x[B]y,

од

за

где x и y не морају бити једнаки стехиометријским коефицијентима а и b у реакцији, и они се експериментално одређују. Они представљају ред реакције у односу на реактант чију концентрацију степенују, а њиховим сабирањем добија се укупан ред реакције. Уколико су нам познате њихове вредности, као и константа брзине и концентрације реактаната, можемо лако израчунати брзину реакције.

За в

8.9.3. Теорија судaра

Теорија судара подразумева да се молекули, који се налазе у непрекидном кретању, сударају и да се хемијска реакција дешава као последица тих судара. Тада ће брзина реакције бити пропорционална учесталости судара између молекула. Брзина ~ број судара.

Овај прост однос објашњава зависност брзине од концентрације. У случају једноставне реакције А + B → C,

уколико се два пута повећа концентрација реактанта А, број судара ће се такође два пута повећати јер има два пута више молекула А који могу да реагују са молекулима B, а самим тим ће се и брзина два пута повећати. Исто се може применити и за повећање концентрације супстанце B. 106

8. Хемијске реакције

(а) (б)

(в)

ик е

Слика 8.6. а) Број могућих судара између два молекула – сива и црвена јесте четири. б) Двоструко повећање концентрације једног од реактаната повећава број судара на осам. в) Двоструко повећање концентрације оба реактанта број судара повећава на шеснаест.

За в

од

за

уџ бе н

Релација између брзине и судара, међутим, није тако једноставна јер не доводи сваки судар до хемијске реакције. Молекул који се креће поседује кинетичку енергију. Када се судари са молекулом другог реактанта, део те кинетичке енергије се претвара у вибрациону енергију и тада долази до раскидања хемијске веза. Раскидање везе је први корак ка формирању производа. Другим речима, молекули који се сударају морају поседовати енергију која је једнака енергији активације или већа од ње, а која представља минимум енергије за одвијање хемијске реакције. Када се сударе, молекули образују активирани комплекс, који се понекад назива и прелазно стање. То је привремена врста која настаје као резултат судара између молекула реактаната пре него што настану производи.

A+B

AB

Ea

ток реакције (а)

енергија

енергија

AB

C+D

A+B

Ea

ток реакције (б)

C+D

Слика 8.7. Ток реакције и активациона енергија – минимална енергија да би настало прелазно стање. а) Производи имају мању енергију од реактаната, стабилнији су и вишак енергије се ослобађа у виду топлоте, реакција је егзотермна. б) Производи имају већу енергију од реактаната, енергија се апсорбује и рекација је ендотермна.

107

Хемија

Хемијска једначина којом приказујемо неку хемијску реакцију нам не говори о механизму одигравања реакције, већ, заправо, представља збир неколико корака те хемијске реакције. Већина хемијских реакција се, у ства­ ри, одвија у неколико елементарних ступњева, односно простих реакција које коначно воде ка настајању производа. Детаљан опис процеса којим се реакција одвија назива се механизам реакције. Ево примера за реакцију која се одиграва у једном ступњу.

NO(g) + O3(g) → NO2(g) + O2(g)

уџ бе н

ик е

Међутим, има и реакција које се одвијају у више ступњева. Сваки појединачни ступањ тих реакција се назива елементарни ступањ. Број молекула који учествују као реактанти у једном елементарном ступњу назива се молекуларност. Реакције могу бити унимолекулске, бимолекулске, а ретко тримолекулске јер је за овакву реакцију потребан исто­ времени судар три молекула. На пример, реакција испод: NO2(g) + CO(g) → NO(g) + CO2(g),

за

се одвија у два елементарна ступња, оба бимолекулска. NO3(g) у овој реакцији представља интермедијер, производ једног елементарног ступња, који ће бити реактант у другом елементарном ступњу.

од

Ступањ 1: NO2(g) + NO2(g) → NO(g) + NO3(g)

Ступањ 2: NO3(g) + CO(g) → NO2(g) + CO2(g)

За в

Укупна реакција: односно

NO2(g) + NO2(g) + NO3(g) + CO(g) → NO(g) + NO3(g) + NO2(g) + CO2(g) NO2(g) + CO(g) → NO(g) + CO2(g)

Збир елементарних ступњева мултиступњевитих реакција мора бити једнак укупној реакцији. Сада можемо да одговоримо на питање зашто израз за брзину реакције одређујемо експериментално. Ако се реакција одвија у више елементарних ступњева, најспорији ступањ одређује брзину хемијске реакције. Управо због тога се у изразу за брзину реакције концентрације не степенују стехиометријским коефицијентима из хемијске реакције, већ онима који се налазе уз реактанте најспоријег елементраног ступња. Механизам одвијања реакције, елементарни ступњеви, као и њихова брзина, одређује се експериментално.

108

8. Хемијске реакције

Претходно дискутована реакција се одвија у два ступња чије су брзине различите. Први се одвија споро, а други брже.

NO2(g) + NO2(g) → NO(g) + NO3(g) споро NO3(g) + CO(g) → NO2(g) + CO2(g) брзо Брзину реакције одређује најспорији ступањ реакције, односно први ступањ, и зато је она дата изразом: V = k[NO2]2.

ик е

8.9.4. Катализатори

За в

за

ток реакције (а)

енергија

A+B

Ea

A+B

од

енергија

уџ бе н

Катализатори су супстанце које убрзавају хемијску реакцију тако што снижавају енергију активације, те већи број реактаната има енергију која је једнака енергији активације или већу од ње. Катализатори то чине тако што мењају механизам одвијања реакције.

C+D

Ea

C+D

ток реакције (б)

Слика 8.8. а) Ток реакције без присуства катализатора; б) ток реакције уз присуство катализатора. катализована реакција

некатализована реакција

енергија

2H2O2 + 2Br− + 2H+

H2O2 + 2H2O + Br2 ток реакције

2H2O + О2 2Br− + 2H+

Слика 8.9. а) Пример некатализоване реакције; б) пример катализоване реакције због промене механизма одвијања реакције.

109

Хемија

Битно је уочити да катализатори не утичу на енергију, односно енталпију реактаната и производа, већ само снижавају енергију активације и то како за директну, тако и за повратну реакцију.

Питања и задаци

1. Наведите четири фактора која утичу на брзину хемијске реакције.

2. Шта је интермедијер, а шта прелазно стање?

3. Процес разлагања озона одвија се у два ступња: O3(g) → O2(g) + O(g),

ик е

O3(g) + O(g) → 2O2(g).

уџ бе н

а) Која је молекуларност сваког од ступњева? б) Напишите укупну реакцију разлагања озона. (Решење: 2O3(g) → 3O2(g)) в) Шта је (су) интермедијер(и)?

(Решење: O.)

од

за

4. Ако се реакција A + 2B → C одвија у два ступња: А + B → АB (споро) и АB + B → C (брзо), написати израз за брзину реакције. (Решење: V=k[А][B])

За в

Демонстрациони оглед

8.4. Реакција између хлороводоника и амонијака У једну епрувету до 2/3 запремине сипати концентровани амо­ нијак, а у другу исту запремину концентроване хлороводоничне ки­ селине. Приближите отворе једне другој. Обратити пажњу на појаву. Шта би се десило да смо помешали ова два раствора?

8.10. Хемијска равнотежа Хемијске реакције које теку само у једном смеру су коначне, неповратне или иреверзибилне. Међутим, највећи број реакција су повратне или реверзибилне. Код ових реакција настали производи реагују дајући поново реактанте. Другим речима, код повратних реакција се превођење реактаната у производе и производа у реактанте дешава истовремено. На пример, реакција оксидације сумпор(IV)-оксида у сумпор(VI)-оксид.

110

8. Хемијске реакције

Директна реакција: SO2(g) + O2(g) → SO3(g). Повратна реакција: SO3(g) → SO2(g) + O2(g). → SO3(g). Збирна реакција: SO2(g) + O2(g) → У општем случају повратну реакцију можемо приказати следећом једначином: → c C + d D. aA+bB→

Израз за брзину директне реакције гласи: Брзина повратне реакције је:

V2 = k2[C]c[D]d.

ик е

V1 = k1[A]a[B]b.

директна реакција

За в

брзина реакције

од

за

уџ бе н

На почетку се одвија директна реакција јер се у реакционој смеши налазе само реактанти. Њена брзина с временом опада, а како расте концентрација производа реакције, тако расте брзина повратне реакције. Када се изједначе брзина директне и повратне реакције, наступа равнотежа. То је приказано на слици 8.10.

повратна реакција време

Слика 8.10. Зависност брзина директне и повратне реакције од времена У стању равнотеже присутни су реактанти и производи, а њихова концентарција се не мења јер су исте брзине директне и повратне реакције. Дакле, у стању равнотеже, важи V1 = V2 или

k1[A]a[B]b = k2[C]c[D]d, k1/k2 = [C]c[D]d/[A]a[B]b, 111

Хемија

што даљим сређивањем даје израз за константу равнотеже .

уџ бе н

ик е

Константа равнотеже изражава положај равнотеже у облику нумеричке вредности. Што је већа њена вредност, у стању равнотеже производи реакције су у вишку и обрнуто – мања вредност константе равнотеже указује на већу концентарцију реактаната у односу на производе. Реакције са великом вредношћу константе равнотеже привидно се одигравају до краја, док се реакције са веома малом вредношћу константе привидно не одигравају (слика 8.11).

Kc = 0.01

Kc = 1

Kc = 100

за

Слика 8.11. Сликовити приказ реакција са мањом и већом вредношћу константе равнотеже

од

8.10.1. Равнотежа у хетерогеном систему

За в

У примерима са којима смо се до сада сусретали учесници у хемијским реакцијама били су истог агрегатног стања – то су примери хомогене равнотеже. Међутим, када реактанти или производи хемијске реакције нису сви истог агрегатног стања, говоримо о равнотежи у хетерогеном систему. Узмимо за пример равнотежу која се успоставља када чврсти сребро-хлорид додамо води: → Ag+(aq) + Cl–(aq).

AgCl(s) →

Овај систем се састоји од чврстог сребро-хлорида (соли која се непотпуно раствара у води) и јона сребра и хлоридних јона у воденој средини. У овом случају, у изразу за константу ове равнотеже, не пишемо концентрацију чврсте супстанце: Kc = [Ag+][ Cl–].

Исто важи и за то када се равнотежа успоставља у хетерогеном систему који садржи течну чисту супстанцу.

112

8. Хемијске реакције

8.10.2. Ле Шатељеов принцип Константа равнотеже је константна вредност за сваку повратну реакцију на одређеној температури. Хемијска равнотежа „реагујеˮ на промену услова под којима је постигнута. То су промена концентрација учесника у реакцији – реактаната и производа, промена притиска (када су учесници у гасовитом стању) или промена температуре. Француски хемичар Ле Шатеље1 је дефинисао општи принцип утицаја на равнотежу: Систем у равнотежи тежи да умањи спољашњи утицај. Утицај промене концентрације учесника реакције

уџ бе н

ик е

Ако је систем у равнотежи и променимо концентрацију реактаната или производа, на пример повећамо је, реакција ће се одигравати тако да се поново успостави равнотежа, за шта је потребно да се супстанца која је додата троши. Уколико се супстанца одводи из система, равнотежа се помера у правцу добијања те супстанце. Новоуспостављене концентрације ће бити раличите од почетних, али ће вредност константе равнотеже бити иста. Узмимо на пример реакцију: → 2SO3(g).

2SO2(g) + O2(g) →

За в

од

за

Након додатка SO3, равнотежа се померила улево, део додатог SO3 је потрошен, концентарција SO2 и O2 се повећала, a вредност константе се није променила.

1.00 mol SO3 1.46 mol SO3

0.68 mol SO3 0.32 mol SO2 0.16 mol O2

10.0 L

10.0 L

(а)

(б)

Слика 8.12. Утицај додатка SO3 на равнотежну реакцију

0.54 mol SO2 0.27 mol O2

Питање: На коју страну се помера реакција 2 NO(g) + O2(g) ⇄ 2 NO2(g) након: а) додатка O2 реакционој смеши; б) уклањања NO?

1 Хенри Луис Ле Шатеље (Henri Louis Le Châtelier, 1850–1936) је француски хемичар који је радио у металургији, производњи стакла, цемента, горива и експлозива.

113

Хемија

Утицај промене притиска

ик е

Промена притиска има утицаја на реакције код којих се неки (или сви) од учесника налази у гасовитом стању. Промена парцијалног притиска неког од учесника у хемијској реакцији је, практично, аналогна утицају промене концентрације. Повећање парцијалног притиска гасовите супстанце фактички значи повећање њене концентрације, те ће се реакција одвијати тако да се та концентрација смањује. Уколико се смањује парцијални притисак, равнотежа се помера у смеру настанка тог учесника у реакцији.

0,32 mol SO2 0,16 mol O2

уџ бе н

0,68 mol SO3

10,0 L

за

(а)

10,0 L (б)

0,83 mol SO3

0,17 mol SO2

0,085 mol O2

Слика 8.13. Смањење укупног притиска и утицај на реакцију

За в

од

Међутим, уколико се реакцији у равнотежи повећа укупни притисак, равнотежа се помера у смеру који води ка смањењу броја молова гаса. Уколико се притисак смањи, равнотежа ће се померити на страну већег броја молова јер већи број молова врши већи притисак. Размотримо реакцију N2O4(g) ⇄ 2 NO2(g). Уколико се укупни притисак реакционе смеше повећа, у складу са Ле Шатељеовим принципом равнотежа ће се померити тако да се притисак смањи, а то је на страну мањег броја молова који врше мањи притисак, то јест на страну N2O4. Утицај промене температуре

Као пример размотрићемо рекацију:

→ [Co(Cl)4]2–(aq) + 6H2O ∆H > 0 [Co(H2O)6]2+(aq) + 4Cl–(aq) →

розе

плаво

Настајање [Co(Cl)4]2¯ је ендотермна реакција. Уочићемо да загревањем раствор постаје плаве боје. Очигледно је да се равнотежа померила удесно, односно у смеру његовог стварања.

114

8. Хемијске реакције

Да закључимо, загревањем односно додавањем топлоте реакцији она се помера у смеру који топлоту апсорбује, дакле у смеру ендотермне реакције. Такође, хлађењем ће се фаворизовати егзотермне реакције.

ик е

Слика 8.14. Промене боја раствора под утицајем промена температуре Утицај катализатора

уџ бе н

Катализатор снижава енергију активације, како за директну, тако и за повратну реакцију. Као резултат тога катализатор повећава брзину постизања равнотеже, али не мења састав равнотежне смеше.

Питања и задаци

за

1. Написати изразе за константу равнотеже реакција: → PCl5(g), PCl3(g) + Cl2(g) →

од

→ H2O(g) + O2(g).

2H2O2(g) →

За в

→ 2HBr(g) ∆H = + 68 kJ размотрити 2. За повратну реакцију H2(g) + Br2(g) → утицај следећих промена.

ПРОМЕНА Додатак водоника Повећање температуре Повећање притиска HBr Повећање запремине балона

[Br2]

[HBr]

3. Како ће промене утицати на равнотежну реакцију → 2SO3(g) ∆H < 0 2SO2(g) + O2(g) →

и то: а) додатак O2(g); б) загревање реакционе смеше; в) двоструко повећање запремине реакционе смеше; г) додатак катализатора; д) уклањање SO3(g) из реакционе смеше?

115

Kc

9. КИСЕЛИНЕ, БАЗЕ, СОЛИ

За в

од

за

уџ бе н

ик е

Киселине и базе су значајне у бројним хемијским процесима, од биолошких до инддустријских, у хемијским реакцијама које изводимо у лабораторији до оних у нашој животној средини. Карбонати из стена и CO2 (угљеник(IV)-оксид, угљен-диоксид) су присутни у природним водама. Вулкани и топли извори образују јако киселе средине, услед присуства HCl и SO2 (сумпор(IV)-оксид, сумпор-диоксид). Биолошки процеси, као што су фотосинтеза или респирација преко реакција трошења или настајања CO2 утичу на концентрацију хидронијум јона (H3O+). Све ове реакције, које су веома важне у живим организмима, многим индустријским процесима, неким поступцима лечења, али и у свакодневном животу, јесу реакције између киселина и база. С обзиром на реакције у којима учествују, није необично то што се киселине и базе проучавају већ стотинама година – колико се и термини киселине и базе користе. Реч киселине (acids) потиче од латинске речи која означава кисело и вероватно се првобитно односила на сирће, а касније је њено значење проширено и на друге супстанце које имају кисели укус. Реч aлкалије (alkali) потиче од арапске речи за пепео који је добијан сагоревањем неких биљака. Такође се и реч salt, односно со, која је у корену речи многих језика, првобитно односила на морску со, а касније је појам проширен на многе друге супстанце које ће у овом поглављу бити изучаване.

9.1. Електролитичка дисоцијација

Електролитичка дисоцијација је процес разлагања молекула киселина, база и соли на позитивно наелектрисане и негативно наелектрисане јоне под утицајем поларних молекула воде. Због постојања јона ови раствори проводе електричну струју. Код соли, већ у чврстом стању у кристалима, постоје позитивно и негативно наелектрисани јони, а под утицајем воде они прелазе у раствор и постоје као хидратисани јони. Када су у питању поларна ковалентна једињења у чистом стању, код ових молекула не постоје јони, већ само делимично пренето наелектрисање на електронегативнији атом, што се означава као парцијално позитиван и парцијално негативан део молекула. Под утицајем поларних молекула воде долази до раскидања везе и настајања јона који су хидратисани. Ова појава се, такође, често назива дисоцијацијом, мада је исправније назвати је јонизацијом.

116

9. Киселине, базе, соли

9.2. Теорије о киселинама и базама Прву значајнију дефиницију која се односи на киселине и базе дао је Сванте Аренијус1 и то уочивши суштинску разлику између ових супстанци. По тој дефиницији, киселине су супстанце које у води као катјоне дају искључиво H+ јоне, а као анјоне негативно наелектрисане јоне киселинског остатка, док су базе једињења које као позитивно налектрисане јоне дају јоне метала или амонијум јон, а као негативно наелектрисане јоне искључиво OH– јоне. КИСЕЛИНА

БАЗА

HxA → xH+ + Ax–

М(ОH)y → My+ + yOH–

за

уџ бе н

ик е

Ова дефиниција је примењива само у воденим растворима јер су H+ и OH– јони изведени из воде. Такође, теорија није примењива на оне супстанце које у свом молекулу не садрже H+ и OH–, као што је то, примера ради, амонијак (NH3) који даје базну реакцију. Поред поменуте реакције у води, киселине имају кисео укус, на пример, лимун који садржи лимунску киселину, или винско сирће које свој кисео укус дугује сирћетној киселини. Киселине мењају боју плавог лакмус папира у црвену, реагују са неким металима издвајајући водоник. Пример је реакција хлороводоничне киселине и магнезијума:

од

2HCl(aq) + Mg(s) → MgCl2(aq) + H2(g).

За в

Киселине реагују са карбонатима и бикарбонатима уз издвајање угљеник(IV)-оксида.

2HCl(aq) + CaCO3(s) → CaCl2(aq) + H2O(l)+ CO2(g) HCl(aq) + NaHCO3(s) → NaCl(aq) + H2O(l)+ CO2(g)

Базе мењају боју лакмус папира из црвене у плаву. Аренијусова дефиниција је ограничена, како је раније поменуто, на водене растворе киселина и база. Ширу дефиницију дали су Јоханес Бренштед2 и Томас Лори3.

1 Сванте Август Аренијус (Svante August Arrhenius, 1859–1927) је шведски хемичар који је највећи допринос дао у областима раствора електролита и хемијске кинетике. Добио је Нобелову награду 1903. године.

2 Јоханес Николаус Бренштед (Johannes Nicolaus Brønsted. 1879–1947) je дански хемичар. Поред теорије киселина и база, бавио се термодинамиком и раздвајањем изотопа живе.

3 Томас Мартин Лори (Thomas Martin Lowry, 1874–1936) је енглески хемичар који је независно поставио теорију идентичну Бренштедовој.

117

Хемија

HCl(aq)

+

H2O(l)

од

јача база од Cl−

H3O+(aq)

за

јача киселина од H3O+

уџ бе н

коњуговани пар

ик е

Ова потпунија дефиниција под киселинама подразумева супстанце које предају протон базама, а под базама супстанце које протон примају од киселина. Ова појава се назива протолиза, а реакције преноса протона протолитичким реакцијама. Да се подсетимо, протон је атом водоника који је изгубио електрон и као такав је изузетно мали, те не постоји као слободан већ у хидратисаном облику (H3O+). Хидратисани протон, H3O+(aq), назива се хидронијум јон. (Експериментални подаци указују на то да је хидронијум јон окружен додатним молекулима воде, односно додатно хидратисан, и да може садржати неколико молекула воде, при чему то не утиче на његова кисела својства.)

+

слабија база од H2O

Cl−(aq)

слабија киселина од HCl

коњуговани пар

За в

Приказана једначина приказује реакцију у којоj HCl, као Бренштедова киселина, предаје протон води, која је у овој реакцији Бренштедова база. Киселина и база, настала од киселине након предавања протона, чине коњуговани пар. База која је примила протон и од ње настала киселина, такође, чине коњуговани пар. Киселина је јача уколико има већу тежњу за предавањем протона, а база је јача уколико има већу тежњу за примањем протона. У лабораторији се најчешће налазе киселине као што су хлороводонична (хлоридна), азотна (нитратна), сумпорна (сулфатна), фосфорна (фосфатна), сирћетна (ацетатна) киселина.

HNO3(aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + NO–3(aq)

Хлороводонична и азотна киселина су јаке киселине јер оне потпуно предају протон води у воденом раствору, односно каже се да је њихова јонизација потпуна. За разлику од њих, сирћетна киселина није потпуно јонизована и слаб је електролит (обратити пажњу на стрелице које означавају повратну реакцију).

118

9. Киселине, базе, соли

коњуговани пар

CH3COOH(aq)

+

H2O(l)

H3O+(aq)

јача база од CH3COO−

+

слабија база од H2O

CH3COO−−(aq)

слабија киселина од CH3COOH коњуговани пар

ик е

јача киселина од H3O+

уџ бе н

До сада поменуте киселине, хлороводонична, азотна и сирћетна су једнобазне или монопротичне јер јонизацијом дају један протон. Сумпорна је двобазна (дипротична) јер се њена јонизација одвија у два ступња: H2SO4(aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + HSO–4(aq), → H3O+(aq) + SO2– HSO–4(aq) + H2O(l) → (aq).

4

од

за

У првом ступњу сумпорна киселина је јака киселина, али је HSO4– слаба киселина због непотпуне јонизације. Трипротичне киселине се јонизују у три ступња. Пример је фосфорна киселина: H3PO4(aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + H2PO–4(aq),

За в

→ H3O+(aq) + HPO2– H2PO–4(aq) + H2O(l) → (aq), 4 → H3O+(aq) + PO3– HPO2– (aq) + H2O(l) → (aq).

4 4

У сваком ступњу, јонизација је непотпуна.

NaOH и Ba(OH)2 су јаке базе и у воденим растворима отпуштају хидро­ ксидни анјон и то NaOH један хидроксидни јон, а Ba(OH)2 два хидроксидна јона.

NaOH → Na+ + OH–

Ba(OH)2 → Ba2+ + 2OH–

Амонијак је такође база јер у реакцији са водом прихвата протон. → NH4(aq)+ + OH–(aq) NH3(aq) + H2О(l) →

Амонијак је слаба база која се прилично често користи у лабораторији. Понекад се погрешно пише као NH4OH и чита као амонијум-хидроксид, али нема доказа да амонијум-хидроксид постоји као такав молекул.

119

Хемија

Размотримо сада реакцију између амонијака и хлороводоничне киселине: коњуговани пар

киселина 1 +

NH3(aq)

NH4+(aq)

база 2

+

Cl−(aq)

киселина 2

коњуговани пар

ик е

HCl(aq)

база 1

За в

од

за

уџ бе н

У овој рекацији HCl је киселина јер предаје протон амонијаку који је, као акцептор протона, база. Као последица реакције киселине и базе настаје по једна нова киселина и једна нова база. И ови киселинско-базни парови се називају коњуговани парови. Као што је поменуто, киселина ће бити јача уколико је већа њена тежња за предавањем протона бази. Аналогно томе, база ће бити јача уколико има већу тежњу за примањем протона од киселине. Зато је важно нагласити да ће јачина неке киселине зависити и од јачине базе којој киселина у протолитичкој реакцији предаје протон. Хлороводонична киселина је јака киселина у води, практично потпуно јонизована: HCl(aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl–(aq).

У ацетону је много слабија јер је ацетон слабија база од воде, односно његова тежња за прихватањем протона је мања: → C3H6OH+ + Cl–.

HCl(aq) + C3H6O →

Аналогно томе, јачина базе зависи како од природе саме базе, тако и од јачине киселине са којом ступа у реакцију протолизе. Последица тога јесте то што се многе супстанце приликом протолизе могу двојако понашати, односно могу јачим базама да предају протон (понашају се као киселине), а од јачих киселина да примају протон (понашају се као базе). Такве супстанце називају се амфолити или амфипротичне супстанце. Вода је једна од таквих супстанци јер се, на пример, у реакцији са хлороводоничном киселином понаша као база, а у реакцији са амонијаком као киселина.

120

9. Киселине, базе, соли

HCl(aq) + H2О → H3О+(aq)+ Cl–(aq) киселина 1 база 2 киселина 2 база 1 → NH4(aq)+ + ОH–(aq) NH3(aq) + H2О → база 1 киселина 2 киселина 1 база 2

9.3. Равнотеже у растворима слабих киселина и база

много јона

уџ бе н

ик е

У неорганској хемији се реакције изводе углавном у воденој средини, те се јачина киселина одређује према води као бази, а јачина база према води као киселини. Киселине и базе, у зависности од тога да ли и у којој мери њихови водени раствори проводе електричну струју, сврставамо у јаке електролите, слабе електролите и неелектролите. електролити и неелектролити мало јона

без јона растворени шећер

за

растворени јони

За в

од

растворени јони jaк електролит

чиста вода

слаб електролит

слаба проводљивост јака проводљивост електролити

неелектролит неелектролити

без проводљивости нелектролити

Слика 9.1. Способност електролита да проводи електричну струју зависи од броја јона у раствору: а) раствор неелектролита је раствор који не садржи јоне; б) раствор слабог електролита садржи мали број јона; в) раствор јаког електролита садржи велики број јона.

121

Хемија

Таблица 9.1. Класификација супстанци у воденим растворима Јаки електролити

Слаби електролити

Неелектролити

HCl

HF

(NH2)2CO уреа

HClO4

HNO2

C2H5OH етанол

HNO3

HCN

H2SO4

CH3OH метанол

CH3COOH

NH3

Већина јонских супстанци

H2O

Ba(OH)2

Al(OH)3

C12H22O11 сахароза

ик е

NaOH

C6H12O6 глукоза

уџ бе н

Уочене разлике у проводљивости су последица различитог степена електролитичке дисоцијације супстанци у води. Јаки електролити су потпуно јонизовани, код слабих електролита јонизација је делимична, односно процес је повратан, а слаби електролити не дају јоне у воденом раствору, већ остају у облику молекула.

за

→ H3O+(aq) + CH3COO–(aq) CH3COOH(aq) + H2O →

За в

од

За ову повратну реакцију написаћемо константу равнотеже. Како је концентрација молекула воде велика у поређењу са концентрацијама других супстанци, она се у малој мери мења са променом концентрације растворене супстанце, па се може сматрати константном, односно израз се може написати.

Производ K∙[H2O], односно Кк је константан на сталној температури и назива се константа јонизације (дисоцијације) киселине или константа киселости.

122

9. Киселине, базе, соли

Таблица 9.2. Вредности константи јонизације неких слабих кисeлина Киселина

Формула

Константа јонизације

Ацетатна (сирћетна) киселина

CH3COOH

1,8 · 10–5

Цијановодонична кислеина

HCN

4,9 · 10–10

H2S

9,5 · 10–8 1 · 10–19

Карбонатна (угљена) киселина

H2CO3 HF

Сумпорводонична кислеина

Хипохлораста (хипохлоритна) киселина HClO Азотаста (нитритна) киселина

HNO2

6,8 · 10–4 3,0 · 10–8 4,5 · 10–4

ик е

Флуороводонична кислеина

4,3 · 10–7 5,6 · 10–11

уџ бе н

Када су у питању базе, на пример амонијак:

→ NH4(aq)+ + ОH–(aq), NH3(aq) + H2О → .

од

за

Као и у претходном примеру, концентрација воде се може сматрати константом, а преуређењем се добија константа базности. .

За в

b

Таблица 9.3. Вредности константи јонизације неких слабих база База

Формула

Константа јонизације

Амонијак

NH3

1,8 · 10–5

C5H5N

1,7 · 10–9

Хидразин Пиридин

H2NNH2

1,3 · 10–6

Вредност ових константи указује на јачину електролита, односно слаб електролит ће бити утолико јачи уколико је вредност константе јонизације већа. Такође, веома је важно уочити то да што је нека киселина јача, односно има већу тежњу за предавањем протона, то ће њена коњугована база бити слабија, односно тежња те базе за протоном биће мања. Обратно, слабије киселине у протолитичким реакцијама дају јаче коњуговане базе. Потпуно исто важи и за базе.

123

Хемија

9.4. Јонски производ воде и pH Вода je практично неелектролит, али су изузетно прецизна мерења показала да вода у незнатној мери ипак проводи електричну струју, што указује на присуство јона. Они се могу објаснити реакцијом аутопротолизе: → H3О+(aq) + ОH–(aq), H2О + H2О →

Киселина (2)

Киселина (1)

База (2)

уџ бе н

База (1)

ик е

,

од

за

Слика 9.2. Реакција аутопротолизе воде

За в

Концентрацију недисосованих молекула воде можемо практично сма­ трати константном тако да се добија израз: Кw = [H3O+].[OH–],

који представља јонски производ воде, јединица

mol 2 . dm6

Производ концентрација хидронијум и хидроксидних јона је константан на одређеној температури. На 25° C производ концентрација ових јона износи 1,0·10–14. Када су концентрације ових јона једнаке, односно када износе 1,0·10–7, раствор је неутралан. Када је концентрација хидронијум јона већа од 1,0·10–7, раствор је кисео, а када је мања од 1,0·10–7, раствор је базан. С обзиром на то да је јонски производ воде сталан на одређеној температури, свака промена концентрације једног јона доводи до промене концентрације другог јона. На пример, повећање концентрације хидронијумових јона изазваће смањење концентрације хидроксидних јона.

124

9. Киселине, базе, соли

[H3O+]

ик е

[OH−]

Слика 9.3. Однос хидронијум и хидроксидних јона у воденим растворима

уџ бе н

Да би се киселост или базност изразила на једноставнији начин, уместо концентрације водоничних јона Соренсeн1 је предложио да се користи pH вредност (чита се пе-ха). Она представља негативни логаритам концентрације водоничних јона. pH = –log [H3O+]

За в

од

за

pH скала

кисело

желудачнa сок од киселина парадајза

неутрално

урин

чиста вода

базно

људска сапун избељивач крв

Слика 9.4. pH-скала

1 С. П. Л. Соренсен (Soren Peer Lauritz Sorensen, 1868–1939) је био дански биохемичар који је предложио да се користи „водонични експонент”. Како је за експонент прво слово на многим језицима p, potenz на немачком, puissance на француском или power на енглеском, користи се симбол pH.

125

Хемија

ик е

Слика 9.5. а) Универзална индикаторска хартија; б) pH-метар је уређај којим се одређује pH раствора.

уџ бе н

Аналогно томе pОH = -log [OH-], а из тога следи да збир pH и pОH вредности на 25° C износи 14. pH + pОH = 14

За в

од

за

Вредност pH је од огромног значаја за извођење реакција у растворима. Неке реакције могу да се одвијају само при одређеним pH вредностима, а уколико се оне промене, реакције се не одвијају или се одвијају на други начин. Одржавање pH вредности је такође изузетно значајно за опстанак живог света и она се увек налази у веома уском опсегу. Примера ради, нормална вредност pH крви код људи је између 7,35 и 7,45, а ако се она промени, наступају болести, па чак и смрт.

9.5. Соли и хидролиза соли

Соли су супстанце које се састоје од катјона метала или амонијум јона и киселинског остатка као анјона. Скоро све соли су јаки електролити и у воденом раствору постоје у облику јона. Јони који су настали дисоцијацијом могу да реагују са водом. Та реакција јона са водом назива се хидролиза. (Треба имати на уму да је хидролиза општи појам и да предстaвља реакцију било које супстанце са водом.) Јони настали дисоцијацијом соли ће утицати на pH воденог раствора уколико су Бренштедова база или киселина јаче од воде. Размотримо реакције које се одвијају након растварања натријум-ацетата у води.

CH3COONa(aq) → Na+(aq) + CH3COO−(aq)

→ CH3COOH(aq) + OH–(aq) CH3COO−(aq) + H2O(l) → 126

9. Киселине, базе, соли

Прво натријум-ацетат дисосује на катјон Na+ и ацетатни анјон, CH3COO− (aq), који реагује са водом јер је анјон слабе сирћетне киселине, и, као такав, јака база – јача од воде, па прима протон од воде уз настанак OH- јона, услед чега тај водени раствор реагује базно. У тој протолитичкој реакцији ће настати хидроксидни јони и раствор ће реаговати базно. Na+(aq) неће реаговати са водом јер је катјон јаке базе (NaOH) и стога слаба киселина. Након растварања амонијум-хлорида долази до следећих реакција: NH4Cl(aq) → NH+4 (aq) + Cl−(aq),

→ NH3(aq) + H3O+(aq).

NH+4 (aq) + H2O(l) →

ик е

Након дисоцијације NH4+(aq) реагује са водом јер је катјон слабе базе амонијака, па према томе јака киселина, јача од воде. Након предавања протона води, настаће хидронијум јон, услед чега водени раствор ове амонијумове соли реагује кисело.

уџ бе н

NaCl(aq) → Na+ (aq) + Cl−(aq)

За в

од

за

Натријум-хлорид дисосује на Na+ и Cl− јоне. Na+ је, како је поменуто, слаба киселина (катјон јаке базе), а Cl− анјон јаке хлороводоничне киселине, зато слаба база, па ни један ни други не реагују са водом. Дакле, водени раствор натријум-хлорида је неутралан. Најзад, примери соли код којих у води хидролизују катјон и анјон јесу оне код којих ти јони потичу од слабих база и слабих киселина. Амонијум-нитрит је таква со. Оба јона након дисоцијације, амонијум катјон и нитритни анјон, реагују са водом јер су коњуговани парови слабе базе, амонијака и слабе киселине, азотасте (нитритне), и, као такви, представљају јаку киселину (амонијум катјон) и јаку базу (нитритни анјон). Водени раствор ове соли реагује приближно неутрално.

NH4NO2(aq) → NH+4 (aq) + NO−2 (aq)

→ NH3(aq) + H3O+(aq) NH+4 (aq) + H2O(l) → → HNO2(aq) + OH–(aq) NO−2 (aq) + H2O(l) → Да ли ће pH бити мало нижи или мало виши од 7 зависи од јачине киселине и базе од којих је со настала. Видети демонстрациони оглед 9.1 на страни 131.

9.6. Јонске реакције

Поред претходно дискутованих реакција поменућемо још неке које се своде на реакције између јона, односно јонске реакције.

127

Хемија

Једна од таквих јесте реакција између две соли, потпуно дисосоване и јаких електролита, сребро-нитрата и натријум-хромата:

сребро-хромат + натријум-нитрат

уџ бе н

сребро-нитрат + натријум-хромат 2AgNO3 + Na2CrO4

ик е

2AgNO3(aq) + Na2CrO4(aq) → Ag2CrO4(s) + 2NaNO3(aq)

Ag2CrO4 + 2NaNO3 растворени јони талог

Слика 9.6. Настајање талога сребро-хромата

За в

од

за

У овој реакцији настаје талог сребро-хромата. Овакве реакције између електролита називају се таложне реакције. Уопштено, овакве супституционе реакције, односно реакције двоструке измене: AX + BY → AY + BX,

доводе до уочљивих промена у раствору у следећим случајевима: 1. када настаје нерастворна чврста супстанца, односно талог; 2. када настаје слаб електролит; 3. када настаје нерастворни гас. У писању хемијских једначина ових реакција корисно је навести која супстанца је присутна у раствору у облику молекула, а која је дисосована на јоне. Реакцију између сребро-нитрата и калијум-хлорида приказаћемо најпре у молекулском облику: AgNO3(aq) + KCl(aq) → AgCl(s) + KNO3(aq).

А затим ћемо написати у облику јона оне молекуле који су у воденом раствору потпуно дисосовани.

Ag+(aq) + NO–3(aq) + K+(aq) + Cl–(aq) → AgCl (s) + K+(aq) + NO–3(aq)

128

9. Киселине, базе, соли

Овако приказана једначина је потпуна јонска једначина. У следећем кораку, скратићемо све исте јоне који се налазе са леве и са десне стране једначине: Ag+(aq) + NO–3(aq) + K+(aq) + Cl–(aq) → AgCl(s) + K+(aq) + NO–3(aq) . И тако су нам остали само они јони који заправо учествују у реакцији: Ag+(aq) + Cl–(aq ) → AgCl(s).

Реакција између натријум-нитрита и хлороводоничне киселине јесте пример када настаје слаб електролит.

NaNO2(aq) + HCl(aq) → HNO2 + NaCl(aq)

ик е

Na+(aq) + NO–2(aq) + H+ (aq) + Cl– (aq) → HNO2 + Na+ (aq) + Cl– (aq) И након скраћивања добија се јонска реакција:

уџ бе н

H+ (aq) + NO–2(aq) → HNO2.

Било која реакција између киселина и база, реакција неутрализације, такође јесте пример реакције у којој настаје слаб електролит, вода.

NaОH(aq) + HBr(aq) → NaBr(aq) + H2O(l)

за

Na+(aq) + OH–(aq) + H+ (aq) + Br–(aq) → Na+ (aq) + Br– (aq) + H2O(l)

од

H+ (aq) + OH–(aq) → H2O(l)

За в

И последњи тип реакција јесте онај у којима настаје гасовита супстанца: NaHCO3(aq) + HBr(aq) → NaBr(aq) + CO2(g) + H2O(l)

Na+(aq) + HCO–3(aq) + H+ (aq) + Br–(aq) → Na+ (aq) + CO2(g) + H2O(l) + Br– (aq) HCO–3(aq) + H+ (aq) → CO2(g) + H2O(l)

Таблица 9.4. Производи растворљивости неких слабо растворних једињења Име

Формула

баријум-сулфат

BaSO4

1,1·10–10

олово-хлорид

PbCl2

1,7·10–5

калцијум-карбонат калцијум-фосфат

магнезијум-карбонат сребро-хлорид

цинк-хидроксид

CaCO3

Ca3(PO4)2 MgCO3 AgCl

Zn(OH)2

129

Производ растворљивости 4,5·10–9

2,0·10–29 3,5·10–8

1,8·10–10

3,0·10–16

Хемија

Питања и задаци

ик е

1. А) Напишите коњуговане базе следећих киселина: HClO4, H2S, PH4+, HCO3– Б) Напишите коњуговане киселине следећих база: CN–, SO42–, H2O, HCO3–.

2. HSO3– је амфипротична супстанца. а) Напишите реакцију HSO3– са водом, у којој се понаша као киселина, и одредите коњуговане киселинско-базне парове. б) Напишите реакцију HSO3– са водом, у којој се понаша као база, и одредите коњуговане киселинско-базне парове.

3. Израчунајте pH раствора ако су концентрације водоничних и хидроксидних јона: a) [H+] = 2,0∙10–2 mol/dm3; б) [H+] = 4,0∙10–9 mol/dm3; в) [OH–] = 1,0∙10–7 mol/dm3; г) [OH–] = 7,0∙10–13 mol/dm3. Који раствори су кисели, који базни, а који неутрални? (Решење: а) 1,70; б) 8,40; в) 7,00; г) 1,84)

За в

од

за

уџ бе н

4. На температури мржњења воде, на 0° C, jонски производ воде – KW износи 1,2∙10–15. Израчунајте [H+] и [OH-] за неутрални раствор на тој температури. (Решење: 3,4∙10–8 mol/dm3) 5. Израчунати pH раствора који садржи: a) раствор KOH, концентрације 0,080 mol/dm3; б) 1,065 g KOH у 500 cm3 раствора; в) раствора добијеног разблаживањем 100 cm3 0,01 mol/dm3 Ca(OH)2 до 500 cm3. (Решење: а) 12,90; б) 12,58; в) 11,60) 6. Ако је pH раствора NaOH 11,5, колика је концентрација тог раствора? (Решење: 3,16∙10–3 mol/dm3).

7. Напишите производе следећих кисело-базних реакција и предвидите да ли је равнотежа померена на страну реактаната или производа: → →

→ →

8. pH сирћета је 2,90. Ако се претпостави да је сирћетна киселина једини кисели састојак сирћета, колика је њена концентрација у сирћету (Кк = 1,8∙10–5)? (Решење: 0,09 mol/dm3)

9. Предвидите како ће реаговати водени раствори следећих соли: NH4I, NaNO2, NaCN, NH4F. 10. Напишите реакције у молекулском и јонском облику ако реагују: цинк-хлорид и водоник-сулфид; баријум-хлорид и натријум-сулфат; натријум-цијанид и хлороводонична киселина магнезијум-карбонат и хлороводонична киселина.

130

9. Киселине, базе, соли

Демонстрациони оглед 9.1. Испитивање pH вредности водених раствора електролита уни­ верзалном индикаторском хартијом

За в

од

за

уџ бе н

ик е

У епрувете сипати 1 до 2 cm3 раствора HCl, CH3COOH, NaOH, NH3, NaCl, FeCl3, NaNO2 познате концентрације или неке друге соли која је на рас­ полагању. Одредити pH вредност помоћу универзалне индикаторске хартије. Рачунским путем проверити тачност експеримента.

131

10. OКСИДО-РЕДУКЦИОНЕ РЕАКЦИЈЕ

за

уџ бе н

ик е

Оксидо-редукционе или редокс-реакције су реакције преноса електрона. Редокс-реакције се одвијају свуда око нас, од сагоревања фосилних горива до кућних средстава за избељивање. Већина метала и неметала се из својих минерала или руда добија применом ових реакција. Неке редокс-реакције се одвијају у води, док се огроман број њих одвија у живим организмима. Не бисмо могли да замислимо живот без преносивих електронских уређаја, лаптопова, таблета или мобилних телефона. Због тога је развијен велики број батерија, различитих величина, састава и напона. Њихов рад је заснован на редокс-реакцијама.

За в

од

Слика 10.1. Батерије у свакодневном животу

10.1. Оксидација и редукција Размотримо реакцију у којој се два елемента сједињују. Сагоравање магне­ зијума једна је од таквих реакција: 2Mg(s) + O2(g) → 2MgO(s).

Настали магнезијум-оксид је јонско једињење које се састоји од јона Mg2+ и O јона. У овој реакцији два атома магнезијума предају четири електрона кисеонику. Иако се процеси предавања и примања електрона дешавају исто­ времено, понекад је корисно приказати их у два корака: 2–

2Mg0 → 2Mg2+ + 4e–, O20 + 4e– → 2O2–.

132

10. Oксидо-редукционе реакције

Сваки од ова два корака се назива полуреакцијом, а приказује атоме, јоне и електроне укључене у редокс-реакцију. Збир ове две полуреакције дају укупну реакцију: 2Mg0 + O20 + 4e– → 2Mg2+ + 4e– + 2O2–.

Након скраћивања електрона са леве и десне стране добијамо: 2Mg0 + O02 → 2Mg2+ + 2O2–,

што је реакција:

уџ бе н

ик е

2Mg + O2 → 2MgO.

за

Слика 10.2. Реакција магнезијума и кисеоника

За в

од

Израз оксидациона реакција овде се односи на полуреакцију у којој супстанца (атом, јон) губи електроне. (Овде је у питању шире значење од оног где под оксидацијом подразумевамо реакције елемената са кисеоником.) Реакција редукције је полуреакција која укључује примање електрона. У реакцији настајања магнезијум-оксида магнезијум се оксидовао. Пошто је електроне предао кисеонику који се редуковао, магнезијум је редукционо средство. Кисеоник се редуковао, те је истовремено деловао као оксидационо средство. Треба запамтити да број примљених и отпуштених електрона током оксидо-редукционе реакције мора бити исти.

10.2. Оксидациони број

У примеру настајања магнезијум-оксида пренос електрона је био очигле­ дан јер је настало јонско једињење. У случају следећих реакција H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g) или S(s) + O2(g) → SO2(g), настала једињења су ковалентна, па не долази до преноса електрона, као што је то у случају настанка јонског једињења магнезијум-оксида. Како експери133

Хемија

ментални подаци показују да приликом настајања хлороводоника долази до делимичног преноса електрона са водоника на хлор, односно са сумпора на кисеоник приликом настајања сумпор(IV)-оксида, хемичари су пронашли начин да се у оксидо-редукционим реакцијама прати ток електрона. У томе нам помаже оксидациони број или оксидационо стање. У поменутим реакцијама H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g) или S(s) + O2(g) → SO2(g),

За в

од

за

уџ бе н

ик е

елементи, тј. водоник, хлор, сумпор и кисеоник имају оксидациони број нула. У jедињењима оксидациони број говори о броју електрона који су пренети, тако да у ковалентним једињењима оксидациони број добијамо ако електронски пар из везе припишемо електронегативнијем атому. Овај број нам омогућава да лако одредимо који су се елементи оксидовали, а који редуковали. Елементи којима се оксидациони број повећава оксидовали су се током реакција, док су се они којима се оксидациони број смањује редуковали. Постоје правила код одређивања оксидационих бројева.

1. Оксидациони број атома у елементарном стању је нула. Примери су C, Ag, H2, P4, S8 и тако даље.

2. Оксидациони број јона који се састоје од само једног атома, односно моноатомских јона, једнак је наелектрисању јона. Елементи прве групе (алкални метали) имају оксидациони број +1, друге групе (земноалкални метали) +2, алуминијум +3.

3. Оксидациони број кисеоника у већини једињења је –2 (у поменутим магнезијум-оксиду или сумпор(IV)-оксиду). У пероксидима (водоник-пероксид, H2O2, или његове соли) оксидациони број кисеоника је –1. У супероксидима, О2–, оксидациони број кисеоника није цео број већ има вредност –½.

4. Оксидациони број водоника је +1, осим у једињењима у којима је водоник везан за метал (хидридима, LiH, NaH, CaH2) када му је оксидациони број –1.

5. Оксидациони број флуора је у свим једињењима –1. Остали халогени елементи имају оксидациони број –1, у халогеноводоничним киселинама и њиховим солима (HCl, HBr, HI и соли). Међутим, уколико се нађу у једињењима са кисеоником (оксо киселине и соли), имају позитивне оксидационе бројеве.

6. У неутралном молекулу збир оксидационих бројева свих атома једнак је нули. Код полиатомских јона (јона који се састоје из више атома) збир оксидационих бројева једнак је наелектрисању јона.

134

10. Oксидо-редукционе реакције

Калијум-супероксид (KO2) се користи у свемирским бродовима у хемиј­ ским генераторима кисеоника јер реагује са угљеник(IV)-оксидом, а истовремено ослобађа кисеоник што се приказује укупном реакцијом: 4 KO2(s) + 2CO2(g) → 2K2CO3(s) + 3O2(g).

уџ бе н

ик е

Налази се у маскама које брзо ослобађају кисеоник, на пример маскама за рударе. У маскама за рониоце се, међутим, ретко користи јер веома ек­ сплозивно реагује са водом.

од

за

Слика 10.3. Уређај са маском у ком се налази калијум-супероксид

За в

10.3. Одређивање коефицијената у једначини оксидо-редукционе реакције Поступак започиње одређивањем оксидационих бројева елемената у супстанцама учесницима у редокс-реакцији и идентификовањем оних којима се оксидациони број променио. Затим се, на основу тога који су елементи променили своје оксидационе бројеве, напишу полуреакције оксидације и редукције. Број отпуштених електрона мора да буде једнак броју примљених електрона и зато је потребно множењем са одговарајућим коефицијентима свести их на исти број. Kоефицијенте додељене елементима у полуреакцијама пренети испред елемената укупно написане реакције. Након тога прећи на изједначавање кисеоника, водоника и воде, уколико су присутни.

1. Написати укупну редокс-реакцију:

КMnO4(aq) + HCl(aq) → KCl(aq) + MnCl2(aq) + Cl2(g) + H2O(l) 135

Хемија

2. Одредити оксидациона стања елемената и за оне који их мењају написати полуреакције, а затим изједначити број примљених и број отпуштених електрона:

3. Написати коефицијенте из претходног корака:

2КMnO4(aq) + HCl(aq) → KCl(aq) + 2MnCl2(aq) + 5Cl2(g) + H2O(l).

ик е

4. На крају изједначити остале елементе из реакције, као и водоник, кисеоник, воду:

уџ бе н

2КMnO4(aq) +16HCl(aq) → 2KCl(aq) + 2MnCl2(aq) + 5Cl2(g) + 8H2O(g).

,

За в

од

за

Исти принцип и редослед корака примењен је код изједначавања следеће реакције: Cu(s) + HNO3(aq) → Cu(NO3)2(aq) + NO(g) + H2O(g),

3Cu(s) + HNO3(aq) → 3Cu(NO3)2(aq) + 2NO(g) + H2O(l), 3Cu(s) + 8HNO3(aq) → 3Cu(NO3)2(aq) + 2NO(g) + 4H2O(l).

Видети демонстрациони оглед 10.1 на страни 141.

10.4. Врсте оксидо-редукционих (редокс) реакција Најчешће оксидо-редукционе реакције су сједињавање елемената у једињење, разлагање једињења, реакције сагоревања, реакције замене, односно супституције водоника, метала, или халогена, као и реакције диспро­ порционисања.

136

10. Oксидо-редукционе реакције

Реакције сједињавања То су реакције у којима двa или више реактаната, најчешће елемената, дају један производ. Поред реакција које су поменуте на почетку поглавља, бројни су и други примери оваквих реакција.

4Na(s) + O2(g) → 2Na2O(s) или N2(g) + 2O2(g) → 2NO2(g), 2Al(s) + 3Br2(l) → 2AlBr3(s).

ик е

Реакције разлагања

уџ бе н

Реакције разлагања су супротне реакцијама сједињавања и представљају реакције у којима се једињење разлаже на елементе или простије једињење. Неке од њих су на пример: 2HgO(s) → 2Hg(s) + O2(g), 2KClO3(s) →2KCl(s) + 3O2(g).

за

Реакције сагоревања

За в

од

Реакције сагоревања су реакције неке супстанце са кисеоником. Ове ­ еакције прати ослобађање топлоте и светлости. Реакције сагоравања, одр носно оксидације у ужем смислу приказане су на почетку, на пример сагоревање магнезијума, натријума или сумпора. Треба поменути и реакције сагоревања органских супстанци, као на пример етана: Реакције измене

2H6(g) + 7O2(g) → 4CO2(g) + 6H2O(l).

Реакције измене су реакције у којима се јон или атом замењује другим јоном или атомом. Тако може да се измени водоник, као у реакцијама: 2Na(s) + 2H2O(l) → 2NaOH(aq) + H2(g), Zn(s) + 2HCl(aq) → ZnCl2(aq) + H2(g). Такође, метал се може заменити неким другим металом.

137

ик е

Хемија

(б)

(а)

реагују са хладном водом дајући H2

За в

Пораст редокс способности

од

за

уџ бе н

Слика 10.4. Сликовит приказ замене једног метала другим: а) бакар се издваја на плочици, а цинк се раствара и прелази у раствор што резултује губитком плаве боје раствора; б) сребро се издваја на плочици, а бакар прелази у раствор и боја, због присуства Cu2+ јона, постепено постаје плава.

реагују са воденом паром дајући H2

реагују са киселинама дајући H2

не реагују са водом и киселинама да дају H2

Слика 10.5. Напонски низ метала

138

10. Oксидо-редукционе реакције

Спонтане реакције замене бакра цинком, као и сребра бакром јесу: Zn(s) + CuCl2(aq) → ZnCl2(aq) + Cu(s),

Cu(s) + 2АgNO3(aq) → Cu(NO3)2(aq) + 2Аg(s).

уџ бе н

ик е

Супротне реакције се неће одвијати, односно није могуће да бакар исти­ сне цинк из његове соли и да се издвоји елементарни цинк, као ни да сребро истисне бакар. Једноставан начин да се предвиди смер одигравања редокс-реакција јесте увид у електрохемијски низ, или, како се још назива, напонски низ. У овом низу метали су поређани према способности да замене водоник у води или киселини. Литијум је најреактивнији метал, а злато најмање реактиван метал. Другим речима, метал може да истисне други метал који се налази „испод” њега у овом низу. Дакле, цинк ће истиснути бакар из његове соли, али ће бакар истиснути сребро. Видети демонстрациони оглед 10.2 на страни 141. Реакције замене укључују и реакције замене халогеног елемента другим халогеним елементом. У доле приказаној реакцији хлор делује као оксидационо средство.

за

Cl2(g) + 2KBr (aq) → 2KCl(aq) + Br2(l)

За в

од

Оксидациона моћ ових елемената опада у групи, што значи да флуор може да истисне хлор, бром и јод, хлор може бром и јод, док бром може да истисне само јод.

Cl2(g) + 2KI (aq) → 2KCl(aq) + I2(s)

Br2(l) + 2KI (aq) → 2KBr (aq) + I2(s)

Аутооксидо-редукционе реакције А) Реакције диспропорционисања су реакције оксидо-редукције у којима се елемент једног оксидационог стања истовремено оксидује и редукује. Реактант у реакцији диспропорционисања садржи елемент који има најмање три могућа оксидациона стања. Пример је реакција диспропорционисања водоник-пероксида:

2H2O2(aq) → 2H2O(l) + O2(g).

139

Хемија

Уочићемо да кисеоник из оксидационог стања –1 прелази у оксидационо стање –2 и 0. Други пример је реакција диспропорционисања хлора у раствору натријум-хидроксида: Cl2(g) + 2NaOH(aq) →NaClO(aq) + NaCl(aq) + H2O(l).

Хлор из оксидационог стања нула се оксидује до +1 у хипохлориту и ре­ ду­кује до –1 у хлориду. Б) Могуће су и реакције када исти елемент из два различита оксидациона стања даје производ у ком елемент има једно оксидационо стање. Пример је реакција настајања сумпора из вулканских гасова: 2H2S(g) + SO2(g) → 3S(s) + 2H2O(l).

ик е

Питања и задаци

уџ бе н

1. У свакој од следећих реакција, одредите супстанцу која се редукује и супстанцу која се оксидује и означите оксидационо и редукционо средство: 2Al (s)+ 3Cl2(g) → 2AlCl3(s);

за

8H+(aq) + MnO–4(aq) + 5Fe2+(aq) → 5Fe3+(aq) + Mn2+(aq) + 4H2O(l); FeS(s) + 3NO–3(aq) + 4H+(aq) → 3NO(g) + SO2– (aq) + Fe3+(aq) + 2H2O. 4

За в

од

2. Никал-кадмијумска батерија је батерија која се користи у многим уређајима, а за производњу електрицитета користи следећу реакцију: Cd(s) + NiO2(s) + 2H2O(l) → Cd(OH)2(s) + Ni(OH)2(s).

Одредити која се супстанца у овој реакцији оксидује, а која редукује и означите која је оксидационо, а која редукционо средство. Постоје многи недостаци употребе никал-кадмијумских батерија. Кадмијум је токсичан тежак метал, зато увећава масу батерије, и изузетно је штетан по животну средину. Процењује се да је годишња производња ових батерија 1,5 милијарди, колико их је потребно рециклирати. Због тога је развијена никал-метал-хидридна батерија, која се користи и у аутомобилима (хибридним аутомобилима). Најновија пуњива батерија јесте литијум-јонска батерија, која се користи у мобилним телефонима и преносивим електронским уређајима. Генерисање електрицитета је засновано на способности литијума да буде повратно везан у слојеве, а најчешће су то слојеви графита на којима се дешава један од редокс-процеса. Други се одвија на оксиду који садржи литијум и оксид неког прелазног метала.

140

10. Oксидо-редукционе реакције

3. Oдредите коефицијенте у следећим оксидо-редукционим реакцијама (агрегатна стања су, ради једноставности, изостављена): MnO2 + HCl → MnCl2 + Cl2 + H2O, KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + Na2SO4 + H2O, S + HNO3 → H2SO3 + N2O, FeCl3 + KBr → FeCl2 + Br2 + KCl.

4. На основу напонског низа одредите да ли се следеће реакције спонтано одвијају: Fe(s) + Sn2+(aq) → Fe2+(aq) + Sn(s),

ик е

Ag(s) + Ni2+(aq) → Ag+(aq) + Ni(s).

за

уџ бе н

5. Четири метала – A, B, C, D испољавају следећа својства: а) A и C реагују са хлороводоничном киселином, концентрације 1,0 mol/dm3, притом ослобађајући водоник (H2); б) када се C дода у растворе соли других метала, издвајају се ти метали, тј. A, B и D; в) метал D редукује Bn+, односно настаје B и D n+. На основу ових података поређајте ове метале по порасту редукционе способности. (Решење: B < D < А < C)

од

Демонстрациони огледи

За в

10.1. Поређење оксидационе способности калијум-пермангата у ки­ селој и базној средини У епрувету сипати 1 до 2 cm3 раствора калијум-пермангата (0,5 mol/dm3), додати пар капи разблажене сумпорне киселине (0,1 mol/dm3) и 1 cm3 гвожђе(II)-сулфата. Пратити промене. У другу епрувету сипати 1 до 2 cm3 раствора калијум-пермангата (0,5 mol/dm3), додати пар капи разблаженог натријум-хидроксида (0,1 mol/dm3) и 1 cm3 гвожђе(II)-сулфата. Пратити промене. На основу запажања написати једначине изведених хемијских ре­ акција.

10.2. Haпонски низ метала У две епрувете сипати по 1 до 2 cm3 раствора гвожђе(II)-сулфата (0,1 mol/dm3). У једну епрувету додати 1 до 2 cm3 раствора бакар(II)-сул­ фата (0,1 mol/dm3), а у другу 1 до 2 cm3 раствора цинк-сулфата. Посма­ трати промене. Написати једначине хемијских реакција.

141

Хемија

Литература 1. Raymond Chang, Chemistry, 10th Edition, Mcgraw-Hill, 2010.

2. Theodore L. Brown, H. Eugene Lemay Jr., Bruce E. Bursten, Catherine J. Murphy, Patrick M. Woodward, Mathew W. Stoltzfus, Chemistry: The Central Science, Pearson Higher Ed USA, 2017.

3. John C. Kotz, Keith F. Purcell, Chemistry & Chemical Reactivity, Saunders College Publishing, 1987.

За в

од

за

уџ бе н

ик е

4. Зоран Тодоровић, Срећко Трифуновић, Тибор Сабо, Општа хемија, Универзитет у Београду, Хемијски факултет, 2014.

142

Прво издање

ик е

САЊА ГРГУРИЋ ШИПКА ХЕМИЈА за I разред гимназије општег типа и природно-математичког смера и средње стручне школе у подручјима рада: пољопривреда, производња и прерада хране за образовне профиле: зоотехничар и техничар хортикултуре; текстилство и кожарство, за образовне профиле: текстилни техничар, конфекцијски техничар, техничар моделар коже; здравство и социјална заштита за образовне профиле: санитарно-еколошки техничар, педијатријска сестра–техничар, гинеколошко-акушерска сестра, медицинска сестра–васпитач и осталe делатности личних услуга

уџ бе н

Издавач ЗАВОД ЗА УЏБЕНИКЕ Београд, Обилићев венац 5 www.zavod.co.rs Лектор САЊА ДАКИЋ

за

Графички уредник СТЕВАН ПАКОВИЋ

За в

од

Коректори МИЛИЦА РАДАН ЈОВАНОВИЋ РУЖИЦА ЈОВАНОВИЋ

Дизајн и припрема за штампу ГОРАН СКАКИЋ Обим: 9 штампарских табака Формат: 16,5 × 23,5 cm Тираж: 7 000 примерака

Рукопис предат у штампу јуна 2020. године. Штампање завршено јула 2020. године. Штампа „Планета принт”, Београд

ик е уџ бе н за

од

CIP - Каталогизација у публикацији Народна библиотека Србије, Београд

За в

37.016:54(075.3)

ГРГУРИЋ-Шипка, Сања, 1971Хемија : за I разред гимназије општег типа и природноматематичког смера и средње стручне школе у подручјима рада: пољопривреда, производња и прерада хране за образовне профиле: зоотехничар и техничар хортикултуре; текстилство и кожарство, за образовне профиле: текстилни техничар, конфекцијски техничар, техничар моделар коже; здравство и социјална заштита за образовне профиле: санитарно-еколошки техничар, педијатријска сестра-техничар, гинеколошко-акушерска сестра, медицинска сестра-васпитач и осталe делатности личних услуга / Сања Гргурић Шипка. - 1. изд. - Београд : Завод за уџбенике, 2020 (Београд : Планета принт). - 142 стр. : илустр. ; 24 cm Тираж 7.000. - Напомене уз текст. - Библиографија: стр. 142.

ISBN 978-86-17-20290-1 COBISS.SR-ID 16805129