Upload
dzelibio
View
1.315
Download
14
Embed Size (px)
DESCRIPTION
predavanja iz hemije sa rudarsko - geoloskog fakulteta
Citation preview
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-