Примењена хемија – II део

Студијски програм: Конзервација и рестаурација

Статус предмета: Обавезни стручни предмет

Број ЕСПБ: 4

Услов: Положени сви обавезни уметнички и стручно-уметнички предмети из претходних година студија

Предавач:

Милош Мојовић, в.проф.

Контакт:

e-mail: milos@ffh.bg.ac.rs

тел: +381-11-2630796

Универзитет уметности у Београду - Факултет примењених уметности

Универзитет у Београду - Факултет за физичку хемију

http://www.ffh.bg.ac.rs/primenjena_hemija_fpu

Спектроскопија

Спектар је низ електромагнетног зрачења уређен по таласним дужинама,

фреквенцијама и енергијама.

Ако је зрачење последица промена енергијских стања атома то су атомски спектри.

Ако је зрачење последица промена енергијских стања молекула то су молекулски

спектри.

Наука која се бави проучавањем спектара атома и молекула назива се

спектроскопија (lat. spectrum=слика; scopeo=посматрати).

Наука која проучава спектре у циљу одређивања хемијског идентитета носиоца

спектра (атома или молекула) и њихову заступљеност у испитиваном систему назива

се спектрохемија.

Аналогно томе, наука која проучава спектре у циљу одређивања физичких параметара

средине (нпр. температуре и притиска) зове се спектрофизика.

Да би тачно схватили шта је то спектар морамо рећи нешто о природи и особинама

електромагнетног зрачења.

По Максвелу, све врсте зрачења представљају трансверзалне електромагнетне

таласе који се састоје од осцилујућег електричног поља јачине Е и магнетног поља

индукције B.

Осцилације оба поља су синусоидалне са једнаким амплитудама, фреквенцијом и

фазом. Оба таласа осцилују нормално један на дугои а при томе се крећу у правцу

нормалном на оба вектора.

Електромагнетни талас

James Clerk Maxwell

Карактеристике електромагнетног таласа

Осн. карактеристике електромагнетног таласа су фреквенција и таласна дужина .

Фреквенција () представља број осцилација електромагнетног поља у јединици

времена. Јединица за фреквенцију је херц (Hz тј. 1/s).

Таласна дужина () представља растојање које талас пређе у току једне осцилације.

Јединица за таласну дужину је метар (m).

Таласна дужина и фреквенција ЕМ таласа повезане су релацијом:

где је: c - брзина простирања таласа која је у вакууму = 2.9979 · 108 m/s.

Треба имати у види да је брзина простирања таласа у свакој другој средини мања.

У спектроскопији се често користи још једна величина која се зове таласни број

(обележава се са ). Таласни број представља реципрочну вредност таласне дужине

(тј. број таласа по јединици дужине).

Електромагнетно зрачење се по квантној теорији може посматрати и као ток кваната

(пакетића енергије) названих фотони.

Енергија једног кванта (E) дата је Планковом једначином:

h - Планкова константа (6.626075 · 10-34 Js)

Е - енергија (јединице су џули J, мада се користе и електронволти eV, јединице знатно

мање од џула: 1eV=1.602·10-19 J).

• Имајући у виду претходне две једначине можемо написати следећи израз:

јединице за Е су џули (J)

Max Planck

Таласна природа светлости Светлост коју свакодневно видимо својим очима није ништа друго до

електромагнетно зрачење тј. скуп електромагнетних таласа различитих

енергија.

Видљива светлост представља само мали део спектра електромагнетног

зрачења. Ево како изгледа цео ЕМ спектар:

На слици десно приказане су основне карактеристике електромагнетног

зрачења (електромагнетних таласа).

Талас у средини има дупло већу фреквенцију (и дупло мању таласну

дужину) од горњег, и дупло већи интензитет (a исту таласну дужину) као

доњи талас.

Сви електомагнетни таласи се кроз вакуум простиру брзином светлости.

Радерфордов оглед и Боров модел атома

Радерфордов оглед: танке фолије метала (Au) бомбардоване су алфа

честицама (језгра хелијума) из извора RaC. Заклон је био од ZnS.

Посматрајући алфа честице на заклону,

Радерфорд је са великим изненађењем

приметио да се неке од тих честица

враћају под углом од 180°, неке се

расејавају под разним угловима док

већина њих наставља да иде право.

Niels Henrik

David Bohr

(1885-1962)

Ernest

Rutherford

1871-1937

После прорачуна, Радерфорд је закључио да је центар на коме долази до

расејаља веома мали и да је расејање алфа честица последица судара са

врло малим позитивно наелектрисаним атомским језгром.

Након што је Радерфорд својим огледом претпоставио да се у средини

атома налази атомско језгро, Бор је претпоставио да се електрони (као

негативне честице) кружно крећу око језгра (као планете око Сунца).

Из тог разлога, Боров модел атома назива се и планетарни модел.

Међутим, појавио се један проблем који јепроизилазио из оваквог модела.

Наиме, из физике знамо да свака наелектрисаначестица која се кружно креће мора емитоватиелектромагнетно зрачење.

Овај процес се у атому не одиграва, јер бивременом, емитујући зрачење, електрон полакогубио енергију и после неког времена пао на језгро.

Борови постулати

Бор је суочен са овим недостатком своје теорије схватио да се дотадашње

поимање физичких процеса мора суштински променити.

Бор је (по узору на Планкову теорију) предложио да се електромагнетно

зрачење може емитовати само у пакетима (квантима) енергије.

Бор је зато свој модел базирао на три постулата (претпоставки).

Борови постулати:

◦ 1) Електрон се може налазити само на кружним путањама које су тачно

одређеног радијуса (а које одговарају тачно одређеним енергијама

електрона).

◦ 2) Када се налази на овим дозвољеним орбитама, електрон приликом

свог кружења око језгра не емитује зрачење.

◦ 3) Електрон може емитовати (или апсорбовати) енергију у виду

електромагнетног зрачења енергије Е=h само уколико прелази са једне

на другу дозвољену орбиту (тј. дозвољено енергијско стање).

Треба напоменути и то да је Планк у

својој теорији рекао да је у природи,

материји дозвољено да прима или

апсорбује енергију само у вредностима

целобројног умношка h.

Из тог разлога кажемо да је дозвољена

енергија квантована.

Max Planck

1858 – 1947

Уколико повећавамо

своју потенцијалну

енергију пењући се

уз нагиб - то је

континуално ... за

разлику од тога, ако

се пењемо уз

степенице то је

квантовано.

Линијски спектар Уколико посматрамо светлост коју емитује ласер видећемо да се састоји од

само једне боје. Такав тип зрачења називамо монохроматским.

Међутим, у природи се зрачења најчешће састоје из више таласних

дужина. Уколико дневну "белу" светлост разделимо по таласним дужинама

(рецимо помоћу призме) добићемо спектар.

Добијени спектар код кога се различите боје испреплићу, прожимају једна

другу (који такође можете видети и када се светлост прелама кроз капљице

кише - дуга) назива се континуални спектар.

Међутим, уколико применимо висок напон на крајеве цеви у којој се налази

одређени гас (рецимо водоник или неон), ми ћемо уочити да гасови светле

једном одређеном бојом. Уколику ту светлост разложимо помоћу призме

уочићемо да се она састоји само од неколико разл. таласних дужина.

Спектар који се састоји од само одређених таласних дужина назива се

линијски спектар.

спектар натријума

спектар водоника

H Ne

Линијски спектар водониковог атома Када су средином XIX века научници открили да се спектар водоника састоји

од неколико таласних дужина, били су фасцинирани његовом

једноставношћу. Ипак, нису могли да објасне зашто је то тако.

У то време, научници су могли видети само 4 линије овог спектра.

Године 1885. швајцарски учитељ, Јохан Балмер је приметио да добијене

таласне дужине овод спектра можемо добити уколико применимо

једноставну формулу:

Применом ове формуле, касније је (са развојем нових спектроскопскихтехника) откривено још таласних дужина које су предвиђене формулом.

Питање је следеће ... како објаснити ову невероватно једноставну формулу?На одговор на ово питање чекало се чак 30 година!

Бор је, након што је поставио своја три постулата, израчунао енергије којеимају електрони уколико се налазе на својим, тачно одређеним, орбитама.Добијено је да су енергије елктрона једнаке:

RH - Ридбергова константа која износи 1.096776 · 107 m-1

- таласна дужина емитоване светлости

n1, n2 - позитивни цели бројеви (n2 n1).

Johann Jakob

Balmer

1825-1898

h - Планкова константа, c - брзина светлости,

R - Ридбергова константа, n - цео број (1,2,3 ...).

Енергијска стања водониковог атома

Из формуле коју је поставио Бор:

Шта се догађа када је n=? Према формули, енергија

би била:

види се да енергија електрона зависи само од целог броја "n". Ти цели бројевиу ствари представљају орбите на којима се електрони могу налазити тј. главнеквантне бројеве.

• Водоников електрон се може налазити на било којој од тих орбита (n=1,најближе језгру; n=2 мало даље језгру ... итд.) од чега му зависи и енергија.

• Запазити да је енергија електрона негативна. Ово значи да је то везанаенергија. Што је орбита ближа језгру енергија је већа (у негативном смислу) паће и атом бити стабилнији.

• Када је n=1 то је основно стање атома док за стања атома када се електронналaзи на орбитама са n=2,3,4 ... кажемо да су побуђена стања атома.

Ово описује случај када електрон бива потпуно

одвојен од језгра (добија се водоников јон).

Енергија оваквог водониковог атома је по формули

једнака нули, што је највиша енергија коју тај атом

може имати.

Апсорпција и емисија енергије

У свом трећем постулату Бор је претпоставио да електрон може "скакати" са

једне на другу орбиту.

Да би се атом нашао у вишем енергијском стању (тј. да се електрон попне на

вишу орбиту), он мора апсорбовати енергију у виду електромагнетних таласа.

Битно је запазити да атом не може апсорбовати било коју енергију већ само

ону чија је вредност тачно једнака разлици између два дозвољена

енергијска стања.

Такође, уколико се електрон спусти са вишег енергијског нивоа на нижи,

доћиће до емисије енергије у виду електромагнетног таласа чија је енергија

такође тачно једнака разлици између два дозвољена енергијска стања

Горња формула нам показује колика је разлика у енергијама између два

енергијска стања (а та енергија је једнака енергији апсорбованог или

емитиваног фотона).

Уколико употребимо до сада стечено знање у вези са енергијама стационарних

стања електрона, добићемо израз:

Ограничења Боровог модела Испоставило се да се Боров модел атома може применити само за

објашњење линијског спектра водониковог атома.

За објашњење спектара других атома, Боров модел се испоставио исувише

непрецизан.

Такође, Бор је избегао објашњење проблема зашто негативно наелелктрисан

електрон не падне на позитивно наелектрисано језгро.

Такође је и концепт да је електрон само наелектрисана честица која кружи

око језгра по одрeђеним орбитама недовољно прецизан, с обзиром да

електрон показује и особине електромагнетног таласа.

Потребно је било разрадити и унапредити Боров модел. У наредном периоду

установило се да у зависности од експерименталних услова, зрачење може

показивати или таласну или честичну природу.

Уколико зрачење под одређеним условима може да се представи као сноп

честица, да ли и материја може да се под одређеним условима посматра као

талас? Овом проблематиком се посебно занимао Луис Де Брољ.

Де Брољ је сматрао да електрон који кружи око језгра (који има свој импулс)

можемо да представимо и као талас (који има своју таласну дужину).

Из ове претпоставке је и простекла релација:

Према овој релацији, све што има

масу и брзину, у ствари представља

и талас одређене енергије.

Louis de Broglie

1892 - 1987

- Де Брољева таласна дужина

h - Планкова константа

m - маса тела

- брзина тела

Taласна дужина

слона:

Принцип неодређености Откриће да материја има и своју таласну природу отворила је многа нова

питања у свету физике.

Посматрајмо на пример лопту која се котрља низ падину. Познавајући законе

физике ми са лакоћом можемо зрачунати која је њена брзина и тачан

положај о датом тренутку.

Поставља се питање, да ли исту ствар можемо да урадимо и за електрон

који има изразито таласну природу (таласи се шире свуда у простору, тако

да проблем тачног прорачуна о његовом положају и брзини није више лак).

Немачки физичар Вернер Хајзенберг предложио је теорију да је дуалистичка

природа материје и главно ограничење које нам условљава колико прецизно

можемо да истовермено одредити и тачан положај и брзину (моменат) неке

честице.

Ипак, ово ограничење постаје значајно само код честица чије су масе реда

величине масе електрона.

Ова Хајзенбергова теорија зове се принцип неодређености. Математичка

формулација овог принципа дата је изразом:

Применом ове формуле можемо

видети да никада нећемо моћи да

истовремено прецизна знамо и

положај и импулс неке субатомске

честице.

Werner Karl

Heisenberg

1901 - 1976 x-неодрађеност положаја

(m)-неодреађеност импулса

h-Планкова константа

4-константа

Уколико извршимо прорачун неодређености положаја електрона у атому водоника

(уколико знамо његову брзину и масу) видећемо да ће она бити за ред величине већа од

величине самог атома! Закључак је да ми у ствари немамо никакву представу где се

налази електрон у атому.

Квантна механика и атомске орбитале

Године 1924. Аустријски физичар по имену Ервин Шредингер, предложио је

једначину (познату као Шредингерова таласна једначина) у којој се

обједињују таласна и честична природа електрона.

Рад овог научника отворио је једно читаво ново поглавље на пољу

субатомских честица названо квантна механика (таласна механика).

На овом курсу нећемо улазити у математичке прорачуне Шредингера али

ћемо искористити резултате до којих је он дошао да би могли да објаснимо

електронску структуру атома.

Покушајмо да објаснимо електронску структуру најједноставнијег атома -

водоника.

Као што жица на гитари производи звук формирајући стојећи талас,

Шредингер је третирао електрон водониковог атома као кружни стојећи

талас који се налази око језгра.

Као што жица на гитари прави основну фреквенцију (основни тон) и више

тонове (овертонове, хармонике), тако и електрон има стојећи талас најниже

енергије и таласе виших енергија.

Уколико решимо Шредигерову једначину за електрон у атому водоника, као

решење добијамо математичке функције које називамо таласне функције.

Оне се најчешће представљају словом (пси).

Треба знати да само нема физичко значење, али 2 даје информацију о

положају електрона уколико се налази у неком од дозвољених енергијских

стања.

Erwin

Schrödinger

1887-1961

Електронска густина

Према самом Шредингеру, ми нећемо бити у стању да прецизно утврдимо и

енергију и положај електрона у атому.

У складу с тим ми можемо причати само о вероватноћи налажења

елекрона у одређеном делу простора. Величина 2 управо представља ту

вероватноћу и називамо је густина вероватноће или електронска густина.

Расподела густине вероватноће налажења

електрона у одређеном делу поростора око језгра за

основно стање водониковог атома.

Област са гушћим бројем тачака представаља већу

вредност 2, тј. већу густину вероватноће.

Решења Шредигерове једначине такође нам дају и функције које описујуенергијска стања атома (тј. величину енергије коју имају електрони и којазависи квантних бројева). Оне се називају орбитале.

Свака орбитала описује специфичну расподелу густина вероватноће заналажење електрона у простору, тј. свака орбитала има специфичнуенергију и облик.

Боров модел нам је дао један квантни број (n-главни квантни број) којиописује орбиту (кружну путању којом се креће електрон око језгра).

Квантномеханички модел атома нам (из решења Шредингерове једначине)даје чак три различите врсте квантних бројева (n, l, ml) који нам описујуорбитале (функције које описују енергијска стања атома).

Квантни бројеви и електронске љуске

Квантни број n назива се главни квантни број. То је цео број са

вредностима 1,2,3 ... Што је n веће, орбитала је већа и електрон проводи

више времена даље од језгра. Са порастом n расте и енергија електрона,

што значи да је све слабије везан за језгро.

Квантни број l назива се угаони квантни број (потиче од угаоног момента).

То је цео број који има вредности од 0 do (n-1). Овај квантни број дефинише

облик орбитале. Вредности овог квантног броја коренсподрају словима:

Квантни број ml назива се магнетни квантни број. То је цео број који има

вредности од -l до l укључујући 0. Овај квантни број одређује орјентацију

орбитале у простору.

Колоквијално се користи израз да када се електрон налази на одређеној

орбитали он "попуњава" ту орбиталу док су остале орбитале "непопуњене".

Скуп орбитала са једнаком вредношћу квантног броја "n" називају се

електронске љуске.

Скуп обитала у оквиру једне љуске (исто "n") али са различитим

вредностима броја квантног броја "l" називају се подљуске.

Свака подљуска се обележава са својим бројем љуске "n" и словима (s,p,d,f

...) која означавају квантни број "l" тј. тип подљуске.

Електронске љуске - обележавање

Приметимо следеће:

- Љуска са квантним бројем "n" ће имати тачно

"n" подљуски.

- Што је квантни број љуске већи, она ће имати

и већу број подљуски.

- Свака подљуска се састоји из "2l+1"

орбитала (тако нпр. s (l=0) подљуска има 1

орбиталу, p (l=1) подљуска има 3 орбитале, d

(l=2) подљуска има 5 орбитала ...).

- Укупни број орбитала у једној љусци је n2.

Тренд пораста броја орбитала по љускама

(1,4,9,16...) одговара 2 x броју елемента по

редовима у периодном систему (2,8,18,32) ...

Mогуће вредности

квантних бројева

до n=4

Енергијски нивои

орбитала у атому

водоника

2

8

18

32

Електронске орбитале

Запитајмо се сада зашто је тренд пораста броја елемената у перодном

систему по перодама баш једнак двоструком броју од броја орбитала?

Да ли то значи да сваку орбиталу могу заузимати по 2 електрона?

На претходној слици свака "кућица" представља једну орбиталу.

Орбитале на истој подљусци су груписане заједно и имају исту вредност

енергије.

Када се електрон налази у орбитали са најнижим износом енергије "1s"

тада кажемо да се водоников атом налази у свом основном стању.

Када се електрон "попне" на неку вишу подљуску (апсорпцијом фотона

тачно одређене енергије) и заузме неку орбиталу, кажемо да се водоников

атом налази у свом побуђеном стању.

Графичко представљање орбитала

- Уколико се сетимо да орбитале представљају фукције (као решења

Шредингерове једначине) видећемо да их можемо приказати графички као:

Графичку приказ вероватноће

налажења електона у зависности

од удаљености од језгра за 1s, 2s,

3s орбитале

Графички приказ "s" орбитала

Да би овакав приказ био још јаснији представимо га у простору преко

радијалне функције вероватноће:

Контурна тродимензионална репрезентација "1s, 2s, 3s" орбитала.

Релативни радијус приказаних сфера одговара 90% вероватноће да ћемо

наћи електрон унутар њих.

Са претходне слике треба приметити да што "n" више расте, то расте и број

максимума вероватноће налажења електрона.

Такође, треба имати у виду и то да нам овакав начин приказивања изгледа

"s" орбитала (преко сфера) онемогућава увид у то како електронска густина

варира унутар те контуре.

Као што се може приметити код орбитала "2s" и "3s", унутер сфере постоје

места на којима је вероватноћа да ће се наћи електрон једнака нули. Та

места се називају нодови.

1s 2s 3s

Графички приказ "p" орбитала

Расподеле електронске густине код "p" орбитала се знатно

разликују од "s". Наиме, као резултат решавања Шредингерове

једначине добијају се функције које нам дају следећу представу

електронских густина: Графичка репрезентација

2px 2py 2pz орбитала.

Почевши од n=2 љуске,

свака љуска има три "p"

орбитале (сетимо се да

је квантни број "l" за "p"

орбиталу једнак 1, тако

да магнетни квантни број

"mI" може бити -1,0 1).

У складу са тим, постоје: три 2p орбитале, три 3p орбитале ... (при

чему свака одговара трима могућим вредностима mI".

За сваку вредност главног квантног броја "n", три "p" орбитале

имају једнак облик и величину али се разликују по својој просторној

орјентацији (простиру се дуж различитих координатних оса).

Ознаке px py pz нам у ствари говоре дуж које осе се простире

одређена "p" орбитала.

Графички приказ "d" орбитала

Расподеле електронске густине код "d" орбитала се знатно

разликују од "s" и "p". Наиме, као резултат решавања

Шредингерове једначине добијају се функције које нам дају

следећу представу електронских густина:

Почевши од n=3 љуске, свака љуска има пет "d" орбитала (сетимо

се да је квантни број "l" за "d" орбиталу једнак 2, тако да магнетни

квантни број "mI" може бити -2,-1,0 1,2).

У складу са тим, постоји: пет 3d орбитала, пет 4d орбитала ... (при

чему свака одговара пет могућим вредностима mI".

Четири од пет "d" орбитала има облик детелине са 4 листа (само су

распоређене дуж различитих равни и оса) док једна има "крофну" у

x-y равни (иако изгледа различито, и она има исту енергију као и

остале четири "d" орбитале).

Вишеелектронски атоми - попуњавање До сада смо разматрали случај који се тиче водониковог атома и могућим

положајем његовог (јединог) електрона. Како се распоређују електони по

орбиталама код вишеелктронских атома?

У вишеектронским системима се јављају електрон-електрон одбијања што

утиче на то да подљуске (са истим "n") буду на различитим енергијама (код

водоника су све подљуске са истим "главним" квантним бројем "n" имале

исту енергију). Ево како сада то изгледа:

Може се приметити да се енергија

подљуски (које имају исти квантни број "n")

повећава са повећањем квантног броја "l".

Са примера лево јасно се може видети да

за n=3 вредност енергија које заузимају

подљуске иде: 3s<3p<3d и да је чак

вредност енергије 3d подљуске већа него

вредност енергије за 4s.

Приметити такође да све орбитале у

оквиру једне подљуске још увек имају исту

енергију (нпр. свих пет орбитала у 3d

подљуски имају исту енергију).

За орбитале које имају исту енергију

кажемо да су дегенерисане.

Размислите:

Да ли за вишеелектронске

системе увек можемо

предвидети да ли ће 4s

орбитала имати мању или

већу енергију од 3d?

Спин електрона

Како електони попуњавају подљуске? По ком принципу ће се вршити ово

попуњавање и зашто?

Да би дали одговор на ово питање морамо размотрити још једну особину

електрона а то је његов спин.

Након што је експериментално установљено

(појавом дупло већег броја линија у

спектрима вишеелектронских атома од

очекиваног) да електон може поседовати

додатне физичке особине, George

Uhlenbeck и Samuel Goudsmit су 1925.

године предложили постојање електронског

спина.

Претпоставка је била да се електрони (као

мале сфере) могу вртети у два супротна

смера око своје осе.

Пошто је електрон наелектрисан, ово значи

да он због тога производи и магнетно поље

које је одређено новим квантним бројем

(спински магнетни квантни број ms).

Спински магнетни квантни број може имати

две вредности: +1/2 или -1/2.

George Uhlenbeck

Samuel Goudsmit

У зависности од смера обртања

електона, магнетно поље ће

бити орјентисано на један или

други начин.

Паулијев принцип искључења

Појава спинског магнетног поља узрокује допунско "цепање"

спектралних линија у блиске парове.

Узимајући у обзир постојање електронског спина, физичар

Wolfgang Ernst Pauli је 1925. године открио принцип по коме се

врши попуњавање атомских орбитала у вишеектронским атомима.

Wolfgang Ernst Pauli

Паулијев принцип искључења:

У једном атому је немогуће наћи два

електрона који имају иста сва четири

квантна броја: n, l, ml , ms .

Ово у ствари значи да ако желимо да

"ставимо" више од једног електрона у

исту атомску орбиталу, он ће морати да

има барем различит спин.

Ово такође значи да се (пошто постоје

само две могуће вредности спина) у

истој атомској орбитали могу наћи

највише два електрона.

Пример попуњавања 1s орбитале за He.

Штерн - Герлахов експеримент

Још пре него што је установљено да електрон поседује спин,

постојао је експеримент чији резултат никако није могао да буде

објашњен у тадашњим научним круговима.

Наиме 1921. године Otto Stern и Walter Gerlach су извели

експеримент раздвајања неутралинх атома у магнетном пољу.

Otto Stern Walter Gerlach

Они су сноп атома сребра (који имају један неспарен електрон)

успели да раздвоје у две групе пропуштајући их кроз јако магнетно

поље.

Иако би сви очекивали да се од истих, неутралних атома добија

само једна тачка, они су (због могуће вредности спина неспареног

електрона од +1/2 или -1/2) добијали две (и само две) тачке.

Електронске конфигурације

Пошто смо сада добро упознати са свим својствима електрона

објаснимо како се они распоређују у могућа енергијска стања у једном

вишеелектронском атому.

Начин на који су електрони распоређени по атомским орбиталама у

једном атому зове се електронска конфигурација атома.

Пошто у природи све поштује принцип минималне енергије, да не

постоји Паулијев принцип, сви електрони једног атома би се сместили

у 1s орбиталу и то би се назвало основно стање атома.

Међутим, пошто Паулијев принцип искључења то

забрањује, у 1s стању се могу наћи само 2 електрона

(и то са супротним спиновима).

Након што се 1s стање попуни, креће да се попуњава

следеће стање које има следећу већу дозвољену

вредност енергије, а то је 2s. Ту се такође могу

"настанити" два елетрона супротних спинова.

Даље се орбитале попуњавају по растућим

вредностима енергије орбитала (наравно, са по

максимално 2 електрона супротних спинова по једној

орбитали).

Wolfgang Ernst Pauli

Електронске конфигурације

Обележавању атомских орбитала додат је број у суперскрипту

који означава колико електрона се налази у тој орбитали.

Тако је, на пример, орбитални дијаграм за литијумов атом: 1s2 2s1

У орбиталном дијаграму цртамо "кућице" при чему свака

представља једну орбиталу у којој се могу наћи два електрона

супротних спинова.

Електроне обележавамо стрелицама и то: "↑" за спин +1/2 и "↓" за

спин -1/2.

Уколико се оба електрона са супротним спиновима налазе у истој

орбитали, то цртамо: "↑↓" и кажемо да су електрони "спарени".

Уколико електрон нема свог пара у својој орбитали, већ ту

егзистира сам, тада кажемо де је електрон "неспарен".

Литијум има у својој конфигурацији два спарена електрона у 1s

орбитали и један неспарен електрон у 2s орбитали.

Електронска конфигурација

атома литијума (орбитални

дијаграм)

Хундово правило

Погледајмо електронске конфигурације за неколико лакших елемената:

Friedrich Hund

(101 година)

Уочићемо да је све некако логично до угљеника. Али питање се поставило где

ће се наћи онај шести електрон који треба да се смести у 2p орбиталу. Да ли ће

се он прво спарити са постојећим електроном у 2px орбитали или ће почети да

заузима следећу 2py орбиталу?

На ово питење одговор нам даје Хундово правило које каже:

За дегенерисане орбитале, стање најниже енергије је оно које има

максималан број електрона са истим спином.

Логика за ово правило је чињеница да су сви електрони негативно

наелектрисани па се одбијају. Уколико заузимају различите орбитале они ће

потенцијално заузимати веће међусобно растојање него када су спарени.

Скраћено писање електронских конфигурација

Као што смо могли видети са претходног дијаграма, Na има исту

електронску конфигурацију као инертни гас Ne, плус један електрон.

Тада скраћено можемо писати:

А за Li слично томе:

Електрони који су додати на попуњену, стабилну конфигурацију

инертног гаса се зову електрони у последњој љусци. Управо ови

електрони садрже електроне који су одговорни за хемијску везу које

називамо валентни електрони.

Велики број тешких елемената имају потпуно попуњене унутрашње

љуске електронима који уопште не учествују у хемијској вези.

Уколико приметимо да сви алкални метали (група 1А) имају један

електрон у "s" љусци, можемо закључити да ће сви они имати веома

сличне хемијске особине тј. на сличан начин ће реаговати са другим

елементима.

Прелазни метали

Све би било једноставно да се попуњавање орбитала увек врши по

реду. Проблем је, међутим, што је енергија. нпр. 4s орбитале нижа

него 3d орбитале.

Као последица овога, код елемената са

већим редним бројевима прво ће доћи до

попуњавања 4s а затим 3d орбитала.

Попуњавање 3d орбитале почиње код

скандијума (Sc) а завршава се код цинка

(Zn). Овакве метале називамо прелазним.

Сличну ситуацију имамо код Лантаноида и Актиноида. Наиме код

њих почиње да се попуњава 4f орбитала (Лантаноиди) и на даље од

7s и 5f орбитале (Актиноиди).

Актиноиди су у главном радиоактивни елементи и већину од њих не

можемо наћи у природи.

Периодни систем - поново

Након стеченог знања о начину попуњавања орбитала погледајмо

поново стуктуру периодног система.

Сада је јасно зашто из периодног система имамо најбољи увид у

то које орбитале су попуњене.

Хемијска веза

Супстанце су састављене од атома и јона. Они су међусобно повезанихемијском везом.

Физичке и хемијске особине неке супстанце су у великој мери одређене типомхемијске везе.

Три основна типа хемијске везе су: јонска, ковалентна и метална.

Ове везе се остварују помоћу валентних електрона (електрони који се налазе упоследњој љусци атома или јона).

Амерички хемичар Г.Н.Луис (1875 – 1946) предложио је начин приказивањавалентних електрона:

Тачкице представљају електроне и смештене су на 4 стране симбола

елемента. На свакој страни се могу поставити по 2 електрона.

Октетско правило: Атоми теже да добију, изгубе или поделе електрон како

би били окружени са 8 валентних електрона.

Другим речима, атоми теже да постигну електронску конфигурацију племенитог

гаса који им је најближи у периодном систему.

Јонска веза

Између елемената ће настати јонска веза ако један елемент лако отпушта

електроне (ниска енергија јонизације), а други елемент лако прима електроне

(висок електронски афинитет).

Значи, да би настала јонска веза мора доћи до преноса електрона са једног

елемента на други, односно мора доћи до настанка јона.

Најпознатији представник јонске везе је кухињска со, NaCl.

Јонска једињења су веома стабилна. Јони супротног наелектрисања се привлаче, притоме ослобађају енергију, и формирају низове и решетке.

Мера стабилности је дата енергијом решетке – енергија која је потребна да би сеједан мол чврстог јонског једињења превео у гасовито стање.

Вредност енергије решетке зависи однаелектрисања јона, њихове величине и распоредау решетки.

Услед јаких привлачних сила јонска једињења сучврста и крта, са високим температурама топљења– температура топљења кухињске соли је 8010C.

Ковалентна веза

За разлику од јонске везе, ковалентна веза настаје дељењем електрона.

Најједноставнији пример ковалентне везе је молекул водоника.

У суштини, овај пар електрона у ковалентној вези се понаша као ,,лепак’’ који држиатоме заједно.

Ковалентна веза обично настаје између атома неметала.

Пар електрона који чине везу представља се цртом у Луисовим структурама.

Атоми могу делити и више парова електрона како би постигли стабилан октет. Таконастају вишеструке везе. У угљен диоксиду се јављају двоструке везе, а у молекулуазота троструке везе. Октетско правило нам помаже да одредимо колико веза ће сеформирати између два атома.

Растојање између језгара атома, тј. дужина везе, је мања што је већи број атома који учествују у ковалентној вези.

Поларност везе и електронегативност

Електрони у ковалентној вези не морају бити равноправно подељени између два атома.

Поларност везе је појам којим објашњавамо расподелу електрона између атома.

Постоје неполарне и поларне ковалентне везе.

У неполарним ковалентним везама атоми су равноправно расподељени између дваатома који чине везу. Такав је случај у молекулима H2, Cl2, N2.

У поларним ковалентним везама један од атома јаче привлачи електроне. Уколикопостоји довољно велики афинитет за електроне настаје јонска веза.

Електронегативност је мера способности атома да привуче електроне. На основуове величине можемо да одредимо каква ће веза настати.

Важно је напоменути разлику између енергије јонизације и електронегативности:

Енергија јонизације је показује колико јако атом држи своје електроне док

Електронегативност показује колико јако атом привлачи туђе електроне.

Електронегативност се повећава са лева на десно у периодном систему и смањујесе од врха до дна групе.

Што је већа разлика у електронегативности атома који чине везу, веза ће бити вишеполарна.

Резонантне структуре

Понекад се структура молекула и јона не може описати једном Луисовомструктуром.

Размотримо молекул озона, O3. Молекул озона има 18 валентних електронаи његова структура може бити представљена следећом Луисовомструктуром:

или

Ово би значило да је једна веза у молекулу озона краћа а друга дужа, што нијеекспериментално потврђено. Стога се овај молекул представља на следећи начин:

Ове структуре се називају резонантне структуре, а стрелица између њих означавада се реални молекул описује структуром која представља неку структуру измеђуове две.

Резонантне структуре можете замислити као мешањебоја. Зелена се добија мешањем једнаких количинаплаве и жуте, али она није ни једна од ове две боје, аопет их садржи у себи.

Интермолекуларне везе

Интермолекуларне везе су везе које постоје између молекула. Физичкеособине супстанци су углавном одређене овим везама, док хемијске везевише утичу на хемијске особине супстанци.

Јачина интермолекуларних сила је значајно мања од јачине ковалентне илијонске везе.

Ове везе су у суштини електростатичке природе јер укључују привлачењеизмеђу позивно и негативно наелектрисаних врста.

У гасовима су ове силе слабе и молекули су у сталном, хаотичном покрету. Утечностима су интермолекуларне силе довољно јаке да држе молекуле једнеу близини других, али се молекули и даље у покрету. У чврстимсупстанцијама ове силе су толико јаке да ограничавају кретање молекула.

Постоје три типа интермолекуларних веза:

Дипол-дипол привлачење

Лондонове дисперзионе силе

Водонична веза

Ван дер Валсове силе

Ван дер Валсове силе

Дипол-дипол силе настају између супротно

наелектрисаних крајева неутралних поларних молекула.

Молекули у течности се слободно крећу па ће неки бити у

позицији да се привлаче а некад да се одбијају. Молекули

проводе више времена у положају у коме се привлаче тако

да је укупан ефекат њихово међусобно привлачење.

У неполарним молекулима не постоје диполи. Али кретање електрона у

једном атому може индуковати кретање електрона у другом и на тај начин

настају привремени диполи који се привлаче на исти начин као и стални

диполи. Ове привлачен силе се називају Лондонове дисперзионе силе и

јављају се између свих молекула.

Јачина дипол-дипол сила расте са повећањем поларности.

Јачина Лондонових сила расте са повећањем молекулске масе, али је важан

и облик молекула.

Johannes van der Waals

Холандски физичар

1837 - 1923

Fritz Wolfgang London

(1900 –1954)

Немачки теоријски физичарt

Водонична веза

Водонична веза је специјалан тип интемолекуларног

привлачења између водоника у поларној вези и пара

електрона на суседном малом електронегативном јону или

атому.

Водонична веза представља јединствен тип дипол-диполинтеракције.

Енергија водоничне везе је значајно мања од енергије хемијскевезе. Међутим, водонична веза има важну улогу у многимхемијским процесима, посебно у биолошким системима.

Водонична веза стабилише структуру протеина. Такође, одговорнаје за начин преношења информација у ДНК ланцу.

Лед има мању густину од воде управо због водоничне везе. У ледусу молекули воде уређени помоћу водоничне везе тако даформирају шупљине.

Интермолекуларне силе и физичка својства

Многа физичка својства супстанција потичу од интермолекуларних сила:

- вискозност

- површински напон

- напон паре

- тачка кључања

- тачка топљења

- кристалне и аморфне чврсте супстанце

Особине чврстих супстанција зависе од интермолекуларних сила али иуређења молекула.

Чврсте супстанције састављене од атома и молекула повезанихинтермолекуларним силама су меке и лако топљиве.

Чврсте супстанације код којих су атоми повезани ковалентним везама сутврде са вишим тачкама топљења.

Чврсте супстанце са јонским везама су тврде, крте и имају високутемпературу топљења.

Метали су посебан тип чврстих супстанци које се састоје од атома металаповезаних металном везом у одређен тип паковања (решетке). Сваки атом јевезан са неколико суседних атома. Везујући електрони се релативнослободно крећу кроз тродимензионалну структуру метала.

Органска хемија - увод

Органска хемија проучава угљенична једињења, тачније једињења која имају

С-С везу. Термин органска потиче из 18. века када се веровало да оваједињења могу настати само у живим организмима.

У сваком органском молекулу постоје две везе: С-С и С-Н. С-С везе формирају,,скелет,, молекула, док се С-Н везе формирају на спољашњој странимолекула.

Угљеник има 4 валентна електрона и у свим органским једињењима формира4 везе.

У органским једињењима угљеник може формирати једноструке, двоструке илитроструке везе. Двоструке везе су јаче од једноструких, а троструке су јаче оддвоструких. Са повећањем јачине везе смањује се дужина везе, тако дадужина везе опада по редоследу:

јачина везе

дужина везе

Могућност угљеничних молекула да се међусобно везују омогућује стварање

разних структура попут ланаца или прстенова.

Органска хемија - увод

Већина органских једињења је веома стабилна на ваздуху на собној температури.

С-С и С-Н везе су неполарне услед велике блискости електронегативности

угљеника и водоника. Обе везе су јаке и стога дају велику стабилност молекулу.

Пошто ове неполарне везе преовлађују у органским молекулима они су углавном

нерастворни у поларним растварачима и растварају се у неполарним

растварачима.

Угљеник формира јаке везе и са низом других елемената, често са О, N и

халогенима.

Група атома која садржи

неки од ових елемената

одређује реактивност и

понашање молекула и

назива се функционална

група. Функционална група

је центар реактивности

органског молекула.

Угљенична једињења су

веома бројна. Ради лакшег

проучавања подељена су у

групе једињења која

испољавају сличне

особине.

Ова подела се врши према

функционалним групама. Уобичајене функционалне групе у органској хемији

алкани алкени алкини

фенили

алкил

халогенидиамини алкохоли етри

алдехиди кетоникарбоксилне

киселинеестри амиди

Угљоводоници

Најједноставнију групу једињења чине угљоводоници – једињења

састављена само од угљеника и водоника.

Кључна структурна особина угљоводоника је присуство стабилне С-С везе.

То је њихова функционална група.

Угљоводоници се деле у 4 групе по типу формиране С-С везе:

алкане, алкене, алкине и ароматичне угљоводонике

Алкани садрже само једноструке С-С везе. Све остале везе које угљеник

може да формира троше се на везивање водоника. Зато алкани, од свих

угљоводоника, имају највећи број H атома по атому угљеника. Називају се и

засићени угљоводоници.

Алкени (олефини) садрже бар једну двоструку везу.

Алкини садрже бар једну троструку везу.

У ароматичним угљоводоницима угљенични атоми су повезани у

планарну прстенасту структуру.

Алкени, алкини и ароматични угљоводоници се називају незасићени

угљоводоници јер имају мањи број водоничних атома од алкана са истим

бројем угљеничних атома.

Чланови ових класа показују различито хемијско понашање, док су им

физичке карактеристике сличне.

4 типа угљоводоника

Алкани

У табели су представљене кондензоване структурне формуле првих 10

алкана.

Прва 4 алкана су гасовита и углавном су вам позната из свакодненог живота:

метан је главни састојак природног гаса, пропан се користи у домаћинствима

за кување и грејање, бутан се користи у упаљачима, лампама и решоима за

камповање.

Алкани са 5 до 12 угљеникових атома су течни.

Да би било јасније, представљене су Луисова и кондензована формула бутана:

или

Структура алкана

Луисова и кондензована формула не објашњавају тродимензионалну структуру

алкана.

Геометрија око сваког угљениковог атома у алканима је тетредарска.

Осим структура са равним ланцем, које су приказане у претходној

табели, алкани од 4 или више С атома могу формирати и структуре са

разгранитим ланцем.

Једињења са истом молекулском

формулом али са различитом

структуром се зову структурни

изомери.

Број могућих структурних изомера расте

са порастом броја С атома у

угљоводонику.

Номенклатура алкана

Систематизација и именовање алкана је извршено на основу IUPAC –овој

номенклатури (International Union of Pure and Applied Chemistry).

Сва имена алкана се завршавају на –ан.

1- Наћи најдужи низ С атома у молукулу и и искористи име овог ланца (табела)

као основу имена молекула.

Група која је прикачена на главни ланац зове се супституент (замењује Н атом).

2 – Нумериши С атоме најдужег ланца почевши од краја који је ближисупституенту.

3 – Именуј и дај локацију сваке супституентске групе у молекулу. Ове групенастају тако што се из алкана уклони један Н атом. Име добијају тако што се –анзамени са –ил. Једним именом се зову алкил групе.

Номенклатура алкана

Изомер код којег jе једна СН3

грана добија префикс изо-.

4- Када је присутно више од једног супституента листају се абецедним редом.

Циклоалкани

Алкани могу да формирају и затворене структуре, прстенове или кругове.

Називају се циклоалкани.

Прстенови који имају мање од 5 С атома су напрегнути, пошто угао С-С-С

везе у малим молекулима мора бити мањи од 109.50.

Што је прстен мањи напрезање је веће.

Угао у циклопропану је само 600, па је овај молекул реактивнији од

пропана, свог аналога са отвореним ланцем.

Циклоалкани, посебно са малим кругом, понека испољавају хемијско

понашање слично незасићеним угљоводоницима.

Реакције алкана

Пошто садрже само С-С и С-Н везе, већина алкана је релативно инертна.

На собној температури не реагују са киселинама, базама и јаким

оксидујућим средствима.

Не реагују чак ни са кључалом азотном киселином.

Међутим, нису потпуно инертни.

Једна од њихових најважнијих комерцијалних реакција је сагоревање на

ваздуху.

Комплетна оксидација алкана даје воду и угљен-диоксид:

Алкени Алкени су незасићени угљоводоници који садрже бар једну везу.

Најједноставнији алкен је етен (или етилен) - биљни хормон одговоран за клијање семена и зрење воћа.

Следећи у низу је пропен (пропилен)

Алкене са 4 угљеникова атома је бутен, кондензоване формуле

Овај алкен има 4 изомера:

Имена алкена се формирају према најдужем низу који садржи двоструку везу.

Име овог низа се изводи из имена одговарајућег алкана при чему се на крају

уместо –ан додаје -ен.

Место двоструке везе је означено бројем. Овај број означава угљенични атом

на коме је двострука веза и који је најближи крају ланца.

У пропену је једино место за двоструку везу између првог и другог С атома, па

се број у алкенима изведеним из пропена не ставља.

Ако алкен има више двоструких веза свака се означава бројем. Крај имена

алкена се мења да би означио број двоструких веза: диен, триен.

је 1,4-пентадиен.

Алкени Ово су геометријски изомери – једињења

која имају исту молекулску формулу, истегрупе везане једна за другу, али имајуразличит просторни распоред.

У cis – изомеру две метил групе су са истестране двоструке везе.

У trans – изомеру две метил групе су сасупротних страна двоструке везе.

Геометријски изомеризам настаје јер нијемогућа ротација око двоструке везе.Ротација једноструке везе је могућа па секод алкана не јављају геометријскиизомери.

Двострука веза

између угљеничних

атома се састоји од σ

и π везе.

Да би дошло до

ротације двоструке

везе морала би се

прекинути π веза

што би захтевало

значајну енергију

(250 kJ/mol).

Алкини

Алкини су незасићени угљоводоници који садрже једну или више веза.

Најједноставнији алкин је ацетилен , , веома реактиван молекул. Када

ацетилен гори у струји водоника пламен достиже температуру од 3200 К. Ова

оксиацетиленска бакља се користи за заваривање.

Због незасићених веза алкини су врло реакивни, па се ретко налазе у природи.

Имена алкина се формирају према најдужем ланцу који садржи троструку везу.

Узима се има одговарајућег алкана па се на крају уместо –ан додаје –ин.

3-пропил-1-хексин

Адиција водоника

(хидрогенација) претвара

алкене у алкане. За ову

реакцију је потребан

катализатор.

Адиционе реакције алкена и алкина

Адиционе реакције – реактант се додаје (адира) на атоме који садрже

вишеструку везу.

Пар електрона из π везе је искоришћен

за формирање две нове σ везе.

Адиционе реакције

алкина су сличне

адиционим реакцијама

алкена.

Адиција халогеноводоника.

Адиција воде је катализована сумпорном киселином.

Хибридне орбитале

- По теорији валентне везе ковалентна веза настаје када се атомска

орбитала једног атома преклопи са атомском орбиталом другог. Ова

теорија представља проширење Луисовог начина обележавања веза.

- Што је веће преклапање формира се чвршћа веза.

Да би се ова теорија проширила на вишеатомске молекуле мора се

увести нови појама – хибридне орбитале.

Хибридне орбитале настају мешањем s, p а понекад и d орбитала.

Процес хибридизације доводи до настајања хибридних атомских

орбитала које се преклапају са орбиталама другог атома и тако настаје

веза.

Постоји неколико типова хибридизације и они су повезани са

најчешћим геометријским облицима који се јављају код молекула.

sp линеарни

sp2 тригоналани планарни

sp3 тетраедарски

sp3d тригонални пибирамидални

sp3d2 октаедарски

sp хибридизација

Овај тип хибридизације ћемо размотрити на примеру молекула BeF2.

Електронска конфигурација флуора је 1s2 2s2 2p5, што значи да постоји неспарени електрон у п орбитали. Овај електрон би могао да се спари са неспареним електроном берилијумовод атома.

Орбитални дијаграм осносвног стања берилијумовог атома је:

У основном стању берилијум нема неспарених електрона.

Али ако ,,унапреди,, 2s електрон у 2p имаће два неспарена електрона и моћи ће да формира две ковалентне везе.

Али, молекул настао на овај начин не би имао две једнаке везе, јер би један електрон потицао из s а други из p орбитале.

Експериментално је устновљено да берилијум флуорид има две једанке везе.

sp хибридизација

Проблем се решава ,,мешањем,, 2s и 2p орбитала тако да настану две нове

sp хибридизоване орбитале.

Новонастале орбитале су исте по облику, али су им режњеви усмерени на супротне стране. За разлику од p орбитала, sp орбитале имају режњеве различите величине.

Орбитални дијаграм берилијума у берилијум флуориду изгледа овако:

А везе у молекулу BeF2 настају преклапањем sp орбитала берилијума са атомским 2p орбиталама флуора.

sp2 хибридизација Кад мешамо (хибридизујемо) одређен број орбитала, добићемо исти тај број

хибридизованих орбитала – ни више ни мање.

Свака од ових орбитала је еквивалентна са осталим, али је усмерена у другом правцу.

Значи, мешањем једне 2s и једне 2p добијамо две хибридизоване sp орбитале усмерене у супротним смеровима.

Мешањем једне 2s и две 2p добијамо три еквивалентне sp2 хибридизоване орбитале.

Ове орбитале леже у равни

а угао између њих је 1200.

У молекулу, нпр., BF3

формирају три

еквивалентне везе са три

атома флуора.

sp3 хибридизација

Мешањем једне 2s и три 2p добијамо четири еквивалентне sp3 хибридизоване орбитале.

На пример, угљеников атом у СН4 формира 4 еквивакентне везе са 4 водонична атома.

Преклапањем ових

орбитала са орбиталама

других атома настају везе.

sp3d и sp3d2 хибридне орбитале

Мешањем једне 2s и три 2p и једне d орбитале добијамо пет еквивалентних sp3d хибридизованих орбитала –тригоналана бипирамида.

Мешањем једне 2s и три 2p и две dорбитале добијамо шест еквивалентних sp3d2

хибридизованих орбитала –октаедар.

На слици су представљени сви поменути типови хибридизације са примерима молекула код којих се јављају.

Функционалне групе

Реактивност органских једињења се може приписати одређеним атомима или групама атома у молекулу.

Место реактивности у органском молекулу се назива функционална група јер одређује како се молкул понаша или функционише.

На пример, присуство двоструке или троструке везе у угљеноводонику значајно повећава његову реактивност.

Функционалне групе имају своје карактеристичне реакције.

У следећим табелама су дате најчешће функционалне групе, заједно са примерима молекула у којима се јављају.

Функционалне групе

Функционалне групе

Остали типови органских једињења

Асфалти

Воскови

Помоћна средства органских везива:

- етерична уља (терпентинско, лавандино, каранфилово,

рузмариново, ружино, камфорово)

- минерална уља (петролеј, бензин, бензол (бензен), толуол

(толуен), ксилол (ксилен), трихлоретилен, тетрахлорметан,

хлороформ)

- алкохоли и деривати алкохола (метанол, етанол, шпиритус,

етар, ацетон, естар, амилацетат, бутилацетат, стирол,

изопропанол)

- сикативи (убрзавачи сушења)

Асфалт

• Асфалт (битумен) или катран представља мешавину

различитих органских супстанција.

• То је црна, уљаста, вискозна материја и резултат је

нормалног распадања органских биоматеријала.

• ПО свом хемијском саставу то су асфалтени (у

главном алкани и ароматични угљоводоници).

• Вискзност му се мења у зависности од температуре и

креће се од течног облика преко веома вискзног до

чврстог.

• Добија се фракционом дестилацијом нафте

• Битумен се раствара у угљен дисулфиду и састоји се из кондензованих

полицикличних ароматичних угљоводоника.

• Користи се на веома велики број начина али највише као адхезив и

материјал за покривање и заштиту од влаге.

Восак

• Воскови представљају клсу хемијских једињења чија јетемпература топљења близу собне температуре.

• Карактеристично се топе на температурама изнад 45°C, кадапрелазе у ниско вискозну течност.

• Нерастваорни су у води али се растварају у органскимнеполарним растварачима.

• По свом хемијском саставу састоје се из духих алкилних ланаца ипредстављају естре масних киселина и дуголанчаних алкохола.

• Воскове синтетишу и биљке (карнауба) и животиње (пчеле).

Уље

• Је масна супстанција која је течна на собној температури и нерастворна у

води.

• Уља и масти имају сличан хемијски састав само што уља имају већи број

незасићених хемијских веза.

• Састоје се у главном из глицерида (који се добијају у рекацији између

алкохола глицерола и виших масних киселина.

Минерална уља

Петролеј - представља мешавину великог броја различитих угљоводоника од којих сунајчешћи алкани, циклоалкани и ароматични угљоводоници.

Бензин - добија се дестилацијом нафте. Сасоји се из угљоводоника који имају између4 и 12 угљеникових атома по молекулу. Између осталог као саставни део бензинапојављује се у бензен (до 5%), толуен (до 35%) ...

Ксилен - представља мешавину три изомера ароматичног угљоводоникадиметилбензена.

бензен (бензол) толуен (толуол) ксилен (ксилол)

трихлоретилентетрахлорметан

(угљен тетрахлорид)

хлороформ

(трихлорметан)

Алкохоли и деривати алкохола

Аклохоли - су посебна група органских једињења који у свом саставу имају

(-OH) као активну групу (хидроксилна група). Подлежу разнима реакцијама

као што су нпр.:

R-OH + R'-COOH → R'-COOR + H2O

естерификација

оксидација

дехидратација

Алкохоли и деривати алкохола

метанол етанол

етар ацетон естар

амил ацетат бутил ацетат стирол

изопропанол

(изопропил алкохол)

Поред самих везива веома важну улогу у појединим везивним системима

имају помоћна средства која делимо на:

- раствараче и разређиваче

- средства за очвршћавање

- средства за повећање еластичности

- средства за конзервирање

- средства за квашење

- друга специфична средства

Растварачи:

- вода:

дестилована, прокувана, водоводна

- базе:

поташа: K2CO3, боракс: Na2B4O7x10H2O, сода бикарбона: NaHCO3, кречна

вода: Ca(OH)2, сода: Na2CO3, амонијум карбонат: (NH4)2CO3, амонијум

хидроксид: NH4OH, каустична сода: NaOH, сапун (базна со масних

киселина).

Средства за очвршћавање:

стипса: KAl(SO4)2x12H20, формалин (формалдехид): HCOH, танин (танинска

киселина) C14H10O9.

Помоћна средства

Средства за повећање еластичности везива, омекшивачи:

глицерин: C3H5(OH)3, гликол: CH2OHxCH2OH, мед (глукоза) C6H12O6xH2O

Средства за квашење:

воловска жуч, говеђа жуч, рибља жуч

Средства за конзервирање (конзерванси):

боракс: Na2B4O7x10H2O, борна киселина: H3BO3, цинк оксид: ZnO, бета

нафтол C10H7OH, фенол: C6H5OH, винско сирће: CH3COOH, алкохол:

CH3CH2OH, тимол (етерично уље тимијана): C10H13OH, салицилна киселина:

C6H4OHxCOOH, камфор (кетон): C10H16O,.

Средства за дежелирање глутенских везива:

урин (уреа): (NH2)2CO, кухињска со: NaCl,

калцијум хлорид: CaCl2, цинк хлорид: ZnCl2,

магнезијум хлорид: MgCl2, сона киселина: HCl,

перхлорна киселина: HClO4, мравља киселина:

HCOOH, млечна киселина: C3H6O3, сирћетна

киселина: CH3COOH.

Средства за регулацију упијања:

жуманце, непрокувано обрано млеко,

фиксативи, формалин, боракс, стипса ...

Помоћна средства