11 Hemija Predavanje

KLASIFIKACIJA I OSOBINE NEORGANSKIH

JEDINJENJA

NEORGANSKA JEDINJENJA

BINARNA SLOŽENA OKSIDI

HALOGENIDI NITRIDI FOSFIDI KARBIDI

KISELINE

BAZE

SOLI

HIDRIDI

OKSIDI

KISELINE

BAZE

SOLI

HIDRIDI Binarna jedinjenja vodonika sa drugim elementima. 1. JONSKI HIDRIDI Oksidacioni broj vodonika “-1” LiH, NaH, KH, CaH2, SrH2, BaH2….

● Vodeni rastvor reaguje bazno LiH(s) + H2O(l) → LiOH(s) + H2(g

2. KOVALENTNI HIDRIDI (molekulski hidridi) Oksidacioni broj vodonika “+1” HCl, H2O, NH3, CH4.

Ponašaju se različito u reakciji sa vodom NH3(g) + H2O(l) ⇄ NH4

+(aq) + OH-(aq) (slaba baza) H2S(g) + H2O(l) ⇄ H3O+(aq) + HS-(aq) (kiselina) HCl(g) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl-(aq) (kiselina)

Binarna jedinjenja kiseonika sa drugim elementima

Oksidacioni broj kiseonika “-2”.

OKSIDI

Oksidi koji ne obrazuju soli-

NEUTRALNI

Oksidi koji grade soli

KISELI, BAZNI I AMFOTERNI

OSOBINE I PODELA OKSIDA

PREMA TIPU HEMIJSKE VEZE: JONSKI I KOVALENTNI

PO HEMIJSKIM OSOBINAMA

Dobijanje oksida

1. Direktno sjedinjavanje elementa sa kiseonikom:

2Ca + O2 → 2CaO

4Fe + 3O2 → 2Fe2O3

4N2 + 5O2 → 2N2O5 C + O2 → CO2 2Mg + O2 → 2 MgO P4 + 3 O2 → P4O6

2. Sagorevanjem raznih supstanci:

CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O

2H2S + 3O2 → 2SO2 +2H2O

3. Termičkim razlaganjem karbonata, sulfata i nitrata

CaCO3 → CaO + CO2

CuSO4 → CuO + SO3

2Pb(NO3)2 → 2PbO + 4NO2 + O2

3. Dehidratacijom kiselina ili baza 2 Al(OH)3 → Al2O3 + 3 H2O 2 HNO3 → N2O5 + H2O

Nomenklatura oksida

Ako neki element gradi samo jedan oksid npr.

Li2O, MgO, Al2O3 itd., oksidi se zovu po graditelju :

Li2O- litijum oksid, MgO- magnezijum oksid, Al2O3- aluminijum oksid

Ako element gradi više različitih oksida – oksidaciono stanje elementa se označava rimskim brojem.

Ako se na jednom atomu elementa nalaze jedan ili više atoma kiseonika onda se oni zovu:

prema IUPAC-u

suboksidi N2O azot (I) oksid

monoksidi NO azot (II) oksid

trioksidi N2O3 azot (III) oksid

tetroksidi N2O4 azot (IV) oksid

pentoksidi N2O5 azot (V) oksid

heptoksidi Mn2O7 mangan (VII) oksid IUPAC- Međunarodna unija za čistu i primenjenu hemiju (International Union of Pure and Applied Chemistry)

Nazivi (primeri):

Po IUPAC-u Stari naziv

Cu2O Cu(I)oksi kupro-oksid

CuO Cu(II)oksid kupri- oksid

FeO Fe(II)oksid fero-oksid

Fe2O3 Fe(III)oksid feri-oksid

KISELI OKSIDI -anhidridi kiselina

Oksidi sa kovalentnom vezom- grade ih uglavnom nemetali ( SO2, CO2, N2O5, SO3, Cl2O7 )

Oksidi metala: CrO3, Mn2O7...(visok oksidacioni broj metala)

Reaguju sa bazama, baznim i amfoternim oksidima. U vodi daju kiselu reakciju.

1.Većina kovalentnih oksida se rastvara u vodi i grade kiseline- otuda naziv kiseli oksidi ili anhidridi kiselina (mogu se dobiti iz kiselina oduzimanjem vode).

SO3 +H2O = H2SO4 H2SO4 – H2O = SO3

P2O5 + 3H2O = 2H3PO4 2H3PO4 – 3H2O = P2O5

Cl2O7 + H2O = 2HClO4 2HClO4 – H2O = Cl2O7

N2O5+ H2O→ 2 HNO3 SO2 + H2O → H2SO3

Ako neki nemetal gradi više kiselih oksida (SO2 i SO3) , JAČU KISELINU GRADI ONAJ OKSID KOJI SADRŽI NEMETAL VEĆEG OKSIDACIONOG BROJA. Konkretno: SO3 , tj H2SO4 ( H2SO4 je jača od H2SO3).

2.Glavna osobina kiselih oksida je njihova sposobnost da reaguju sa alkalijama pri čemu nastaju soli.

CO2 + 2NaOH = Na2CO3 + H2O SiO2 + 2KOH → K2SiO3 + H2O

N2O5 + 2NaOH → 2NaNO3 + H2O2

3. SO3 + CaO→ CaSO4 4. SO3 +ZnO→ ZnSO4

BAZNI OKSIDI – grade ih elementi 1. i 2. grupe kao i neki prelazni metali - anhidridi baza Oksidi metala: Li2O, K2O, MgO, CaO, NiO, FeO .... Reaguju sa kiselinama, kiselim i amfoternim oksidima. U vodi daju baznu reakciju.

1. Na2O + H2O → 2 NaOH CaO + H2O → Ca(OH)2

2. CaO + 2 HCl → CaCl2 + H2O

3. Na2O + N2O5 → 2NaNO3

4. Na2O + ZnO → Na2ZnO2

Fe2O3 + 6HCl → 2FeCl3 + 3H2O

CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O

U vodi daju baznu reakciju.

Oksidi alkalnih i zemnoalaklnih metala reaguju sa vodom i daju u vodi rastvorljive baze-alkalije , pa otuda naziv bazni oksidi ili anhidridi baza (mogu se dobiti iz baza oduzimanjem vode).

2CuOH – H2O → Cu2O

2Fe(OH)3 – 3H2O → Fe2O5

AMFOTERNI OKSIDI

Al2O3, ZnO, BeO, PbO, As2O3, SnO, Cr2O3 .... Grade ih elementi sa sredine periodnog sistema.

Imaju osobine i kiselih i baznih oksida. Sa jakim kiselinama ponašaju se kao bazni oksidi, sa jakim bazama kao kiseli oksidi i daju soli.

Kao bazni oksid:

ZnO + H2SO4 → ZnSO4 +H2O

Kao kiseli oksid:

ZnO + 2NaOH + H2O → Na2[ Zn(OH)4]

Al2O3 + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2O Al2O3 + 2 NaOH + 3 H2O → 2 Na[Al(OH)4]

Amfoterni oksid može da reaguje kako sa kiselim tako i sa baznim oksidima:

Al2O3 + 3SO3 = Al2(SO4)3

Al2O3 + 3Na2O = 2Na3AlO3

NEUTRALNI OKSIDI

Oksidi nemetala: N2O, NO, CO Ne reaguju sa vodom, ni sa kiselinama, ni sa bazama

u grupi bazni karakter oksida raste sa porastom rednog broja (kod s- i p- elemenata) Primer: 15. grupa N2O3 P4O6 As2O3 Sb2O3 Bi2O3 kis. kis. amfot. amfot. baz.

Periodni sistem: - u periodi kiselost oksida raste (važi za s- i p- elemente); Primer: 4. perioda K2O CaO Ga2O3 GeO2 As2O5 SeO3 Br2O7 baz. > baz. amfot. kis. < kis. < kis. < kis.

PAŽNJA ! Ako element gradi više oksida: - kiseli karakter je najjače izražen kod oksida u kome je element u najvišem oksidacionom stanju

As2O3 – amfoteran i As2O5 - kiseo Ako metal gradi više oksida: CrO – bazni, Cr2O3 – amfot. CrO3 - kiseo

PEROKSIDI – jedinjenja alkalnih i zemnoalkalnih metala sa kiseonikom u kojima kiseonik ima oksidacioni broj -1

H2O2 Na2O2 BaO2

SUPEROKSIDI – jedinjenja alkalnih i zemnoalkalnih metala sa kiseonikom u kojima kiseonik ima oksidacioni broj -1/2. Sa vodom daju vodonik-peroksid .Primer: KO2

KISELINE I BAZE

Autor Kiselina Baza Neutralizacija

Arhenius daje H+ u vodi

daje OH- u vodi

H+ + OH- H2O

Brönsted-Lowry

donor H+ jona

akceptor H+ jona

prenos protona

Lewis akceptor elektronskog para

donor elektronskog para

građenje koordinativno-kovalentne veze

Arenijus definiše kiseline prema teoriji o elektrolitičkoj disocijaciji. Protolitička i Luisova teorija o kiselinama i bazama daju više uvida o ovim jedinjenjima.

KISELINE

Brönsted-Lowry

Kiselina donor H+ jona

Baza akceptor H+ jona

prenos protona

Lewis kiselina akceptor elektronskog para

baza donor elektronskog para

građenje koordinativno-kovalentne veze

Prema Arenijusovoj teoriji o elektolitičkoj disocijaciji kiseline su elektroliti koji u vodenom rastvoru daju vodonikove jone (H+), odnosno hidratisane jone (H3O+).

HA A- + H+ odnosno: HA + H2O A- + H3O+

HNO3→ H+ + NO3-

HNO3 → H3O+ + NO3-

Podela kiselina

• Prema jačini: jake, potpuno disosovane u vodenom rastvoru HCl → H+ + Cl- hlorovodonična kiselina H2SO4 → H+ + HSO4

- HSO4

- ⇄ H+ + SO42-

Sumporna kiselina (sulfatna)

slabe - u vodenom rastvoru nalaze se uglavnom u obliku nedisosovanih molekula, mali deo je disosovan na jone

CH3COOH ⇄ H+ + CH3COO-

Prema sastavu:

bezkiseonične kiseline:

HF, HCl, HBr, HI; H2S, H2Se, H3N; HCN, HCNS.

oksikiseline HNO3, H2SO4, HClO3, H3PO4... Prema broju vodonikovih atoma: - monoprotične (monobazne;jedan molekul može da neutrališe jedan molekul jednokisele baze) HCN, HCl, HNO3, HI ...

- diprotične (dvobazne) H2S, H2SO3, H2CO3 ...

- triprotične (trobazne) H3PO4, H3AsO4 ...

Izuzetak: H3PO3 – fosfitna kiselina, diprotična – H2PHO3. H2PHO3 ⇄ H+ + HPHO3

- HPHO3

- ⇄ H+ + PHO32-

NAJČEŠĆE KORIŠĆENE KISELINE

Jake kiseline Slabe kiseline

Formula Naziv Formula Naziv

HCl Hloridna HCN Cijanidna

HBr Bromidna H2CO3 Karbonatna

HI Jodidna H2S Sulfidna

HNO3 Nitratna CH3COOH Acetatna

HClO4 Perhloratna H3BO3 Boratna

H2SO4 Sulfatna

Dobijanje: 1. Reakcija kiselih oksida i vode CO2 + H2O → H2CO3 H2CO3 ⇄ H+ + HCO3

- SO3 + H2O → H2SO4 2 NO2 + H2O → HNO2 + HNO3 2. rastavranje gasova u vodi HCl(g) + H2O(l) → H+(aq) + Cl-(aq) 3. U reakciji kiseline i soli NaNO3 + H2SO4 → HNO3 + NaHSO4 CH3COONa + HCl → CH3COOH + NaCl

Kiseline boje lakmus- indikator (plav) u crvenu boju.

Podsetnik: Indikatori su supstance pomoću kojih se određuje kiselost odnosno baznost . To su: slabe organske kiseline ili baze koje mogu da daju, odnosno primaju protone, pri čemu menjaju boju.

HIn H+ + In-

boja 1 boja 2

Baze su jedinjenja koja u vodenom rastvoru kao jedine negativne jone daju hidroksidne jone (KOH, Ca(OH)2, Fe(OH)2, Ni(OH)2 ...) Podela baza • Prema vrsti supstance: jonski hidroksidi, NaOH, KOH,Ca(OH)2.. molekulske supstance, NH3

BAZE

Podela baza • Prema vrsti supstance: jonski hidroksidi, NaOH, KOH,Ca(OH)2.. molekulske supstance, NH3

Prema jačini: - jake: NaOH,KOH,Ca(OH)2,Ba(OH)2 ... NaOH → Na+ + OH- - slabe: NH3, Al(OH)3, Zn(OH)2 .... NH3 + H2O ⇄ NH4

+ + OH-

Prema broju hidroksidnih grupa: - jednokisele: NaOH, KOH ... - dvokisele: Ca(OH)2, Mg(OH)2.. - trokisele: Al(OH)3, Fe(OH)3 ...

Dobijanje: 1. CaO + H2O → Ca(OH)2 2. 2 Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2 3. FeCl3 + 3 NaOH → Fe(OH)3 + 3 NaCl Reakcije: 1. NaOH + HCl → NaCl + H2O 2. Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O

3. 2 NaOH + ZnO + H2O → Na2[Zn(OH)4] 4. 2 Al + 2 NaOH + 6 H2O → 2 Na[Al(OH)4] + 3 H2

AMFOTERNI HIDROKSIDI Amfoternost je sposobnost supstance da reaguje i sa kiselinom i sa bazom.

Al(OH)3, Zn(OH)2, Be(OH)2, Pb(OH)2, Cr(OH)3 ..

Al(OH)3 + 3 HCl → AlCl3 + 3 H2O

Al(OH)3 + NaOH → Na[Al(OH)4]

S O L I

• Soli su supstance koje nastaju zamenom atoma vodonika u molekulu kiseline, atomima metala ili zamenom hidroksidnih grupa u molekulu baze anjonima kiseline

Složene soli mogu biti: neutralne (normalne), NaCl, Na2SO4, KNO3 ... kisele, KHSO4, NaHCO3.... bazne, Mg(OH)Cl, Ca(OH)NO3...

dvogube (dvojne) KAl(SO4)2 x 12 H2O kompleksne K4[Fe(CN)6]

DOBIJANJE SOLI • Reakcije za dobijanje soli su:

– Reakcije neutralizacije 2 NaOH + H2SO4→ Na2SO4 + 2 H2O

– Reakcije kiselih i baznih oksida, kiselih i amfoternih oksida, baznih i amfoternih oksida

CaO + CO2 → CaCO3 SO3 + ZnO → ZnSO4 PbO + Na2O → Na2PbO2

–Reakcije soli slabijih kiselina sa jakim kiselinama

–Reakcije soli slabijih baza sa jakim bazama

–Reakcije baznih oksida sa kiselinama

CaO + 2HCl→ CaCl2 + H2O

CH3COONa + HCl → CH3COOH + NaCl

NH4Cl + KOH → NH3 + H2O + NaCl

–Reakcija kiselih oksida sa bazama

SO3 + 2NaOH → Na2SO4 + H2O

–Reakcija dvogube izmene

NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3

Neutralne (normalne) soli Nastaju potpunom neutralizacijom kiselina i baza: CaSO4, Mg3(PO4)2, BaCl2, CaCl2, NH4NO3, NaCl, KNO3, KCN, NH4NO2, Al2(SO4)3 .... 2 KOH + H2SO4→ K2SO4 + 2 H2O

2 HNO3 + Ca(OH)2→ Ca(NO3)2 + 2 H2O

• Neutralne soli dobijaju naziv tako što nakon naziva katjona i njegovog oksidacionog stanja se navodi ime anjona kiseline od koje je so nastala. primer:

• Aluminijum-sulfat, Al2(SO4)3 • Bakar(II)-nitrat, Cu(NO3)2 • Olovo(IV)-hlorid, Pb(NO3)2

Kisele soli Nastaju nepotpunom neutralizacijom

poliprotičnih kiselina kisela so H2SO4 + NaOH → NaHSO4 + H2O

H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O

normalna so

NaHCO3, Ca(HCO3)2, Mg(HSO4)2, Mg(H2PO4)2, K2HPO4, NaHSO4 ....

Primer: od fosfatne (fosforna) kiseline

(H3PO4)dobijamo sledeće kisele soli: • Natrijum-dihidrogenfosfat (natrijum-primarni fosfat), NaH2PO4

• Natrijum-hidrogenfosfat (natrijum-sekundarni fosfat), Na2HPO4

H3PO4 + 3NaOH → Na3PO4 + 3H2O

H3PO4 + NaOH → NaH2PO4 + H2O

H3PO4 + 2NaOH → Na2HPO4 + 2H2O

BAZNE SOLI

Nastaju nepotpunom neutralizacijom višekiselih baza

Ca(OH)2 + HCl → CaOHCl + H2O

bazna so

Ca(OH)2 + 2HCl → CaCl2 + 2H2O

neutralna so

Al(OH)(NO3)2, Mg(OH)Cl, (CaOH)2SO4, Ca(OH)NO3, (BaOH)3PO4 ...

Primer: iz feri-hidroksida, zamenom hidroksidnih

grupna hloridom (anjon hloridne , odnosno hlorovodonične kiseline) dobićemo: • Gvožđe(III)-dihidroksihlorid, Fe(OH)2Cl • Gvožđe(III)-hidroksihlorid, Fe(OH)Cl2

Fe(OH)3 + HCl → Fe(OH)2Cl + H2O Fe(OH)3 + 2HCl → Fe(OH)Cl2 + 2H2O Fe(OH)3 + 3HCl → FeCl3 + 3H2O

DVOGUBE (DVOJNE) SOLI Nastaju kristalizacijom iz rastvora dveju soli

M+M3+(SO4)2 ∙ 12 H2O

M+(Na+, K+, NH4+ ...)

M3+(Al3+, Fe3+, Cr3+...)

Dvogube soli ovoga tipa – stipse KAl(SO4)2 ∙ 12 H2O - kalijumova stipsa KAl(SO4)2 ∙ 12 H2O→ K+ + Al3+ + 2 SO4

2- + 12 H2O

KOMPLEKSNE SOLI

Složene soli

K[Ag(CN)2], [Cu(NH3)4](OH)2 ....

K[Ag(CN)2] → K+ + [Ag(CN)2]-

amonijum NH4+

perhlorat ClO4-

cijanid CN-

hidroksid OH- nitrat NO3

-

sulfat SO42-

Karbonat CO32-

fosfat PO43-