Anita Predavanja 1 - 1.Dio

ORGANSKA KEMIJA

• kemija spojeva s C i H, a često i O, N, P, S, metal ili X (halogen)

• 2005. god. poznato preko 25 000 000 organskih spojeva

(godišnji prirast ~ 2 000 000)

• ugljik je četverovalentan:

1828. g. – F. Wöhler zagrijavanjem anorganskog spoja, amonijevog cijanata, dobio mokraćevinu (ureu), organski spoj prisutan u urinu životinja

Predmet istraživanja:

• izolacija i identifikacija prirodnih organskih spojeva

• sinteza (priprava) prirodno identičnih ili novih spojeva

• reakcijski mehanizmi

• stereokemija (prostorna građa atoma u molekulama i njihove prostorne reakcije)

• određivanje strukture organskih spojeva suvremenim instrumentalnim tehnikama: spektrometrija masa (MS), nuklearna magnetska rezonancija (NMR) i dr.

Zajednička obilježja organskih spojeva

• imaju mnogo niža tališta od anorganskih

• razgrađuju se na 300 - 500°C

• i pocrne od izlučenog ugljika

• pirolizom pougljene (karboniziraju se)

• izgaranjem uz dovoljno zraka nastaju ugljikov dioksid, voda i oksidi

• izgaranjem uz nedovoljno zraka nastaju ugljikov monoksid i voda

Zbog svoje nepolarne građe

• slabo su topljivi u vodi

• ali su topljivi u organskim (nepolarnim) otapalima poput:

• tetraklormetana CCl4

• benzena C6H6

• heksana C6H14

VRSTE REAKCIJA U ORGANSKOJ KEMIJI

reagens + supstrat → produkt(i)

• supstrat: organska molekula kojoj se mijenja funkcijska skupina

• reagens: drugi reaktant u reakciji, može biti anorganski ili organski

• reaktanti: nukleofili (negativno nabijeni ili elektroneutralni sa slobodnimelektronskim parom) i elektrofili (pozitivno nabijeni ili neutralni kojima nedostaje par elektrona)

• - nukleofil je Lewisova baza - donor elekt. para (OH-, X-, CN-, RO-, H2O...)

• - elektrofil je Lewisova kiselina – akceptor elekt. para (H+, NH4+, NO2+, AlCl3...)

• otapalo: protonsko ili aprotonsko

• katalizator: često anorganski spoj ili enzim

reaktanti

Reakcije na C-atomu su elektrofilne ili nukleofilne, a dijele se na:

• adicije - kod nezasićenih spojeva “pucaju” dvostruke ili trostruke veze uz adiciju atoma ili atomskih skupina:

• eliminacije - atomi ili skupine se uklanjaju iz molekule uz nastanak višestrukih veza (suprotno od adicije):

• supstitucije - reagens daje atom ili skupinu koja zamjenjuje atom ili skupinu supstrata:

pregradnje - nastanak novog razmještaja atoma ili skupina u molekuli(moguća kod adicije, supstitucije i eliminacije):

Karakteristične reakcije organskih spojeva uključuju kiselo-bazne reakcije. Oksidacije i redukcije nisu posebne vrste organskih reakcija, već odražavaju promjene elektronske gustoće na C-atomima tijekom određenih reakcija.

PODJELA I NOMENKLATURA ORGANSKIH SPOJEVA –

FUNKCIJSKE SKUPINE

• IUPAC nomenklatura (International Union of Pure and Applied Chemistry),

• NOMENKLATURA UGLJIKOVODIKA: osnovu imena čini najduži niz C-atoma koji se naziva prema grčkom korijenu riječi, a označava broj atoma u najduljem neprekinutom lancu

Br. C-atoma korijen naziva 1 met-2 et-3 prop-4 but-5 pent-

Br. C-atoma korijen naziva

6 heks-7 hept-8 okt-9 non- 10 dek-

Pravila za određivanje sustavnih imena

1. odabire se najdulji lanac ugljikovih atoma u molekuli i nadjene mu se ime alkana

2. odrede se imena supstituenata koji su vezani za ugljikove atome najduljeg lanca (supstituent je atom ili skupina atoma koja je vezana na ugljikov atom osnovnog spoja

3. Odrede se redni brojevi C atoma tako da supstituent bude na C atomu sa što manjim rednim br.

4. Broj istovrsnih supstituenata označava se umnožnim prefiksima

(di, tri, tetra, penta)

5. supstituenti se navode

abecednim redom

• Ugljikovodici su organski spojevi sastavljeni od ugljika i vodika

Alkani

• = zasićeni lančani ugljikovodici (parafini)

• najjednostavnija skupina organskih spojeva

• najvažniji sastojci nafte, benzina i zemnog plina

• svrstavaju se u homologni niz (metan, etan, propa, butan…)

• opća formula alkana je:

CnH2n+2

Alkili (radikali R)

• = ugljikovodična skupina atoma s jednim vodikovim atomom manje

• alkili su vrlo reaktivni i zato nestabilni

• zbog toga brzo reagiraju s drugim molekulama (slobodni radikali)

• ime dobivaju dodatkom nastavka –il korijenu koji označava broj atoma C

• metan CH4 → metil CH3 ─

• etan CH3CH3 → etil CH3CH2 ─

• propan CH3CH2CH3 → propil CH3CH2CH2 ─

Konstitucijska izomerija

• = pojava da spojevi imaju istu molekulsku formulu, ali različitu konstitucijsku formulu

• fizikalna svojstva različitih izomera međusobno se razlikuju

• Alkani s razgranatim lancima imaju niža vrelišta i tališta od nerazgranatih alkana s istim brojem C atoma jer su zbog prostornih smetnji privlačne sile još slabije

Fizikalna svojstva alkana

• niska vrelišta i tališta u usporedbi s drugim org. spojevima sličnih relativnih molekulskih masa

• pravilan rast vrelišta, tališta i gustoće od nižih homologa prema višima

Kemijska svojstva alkana

• teško kemijski reagiraju (parafini)

• skloni su samo reakcijama gorenja

• i supstitucije s halogenim elementima

Dobivanje i uporaba alkana

• zemni plin: smjesa metana, etana i propana

• dobiva se iz podzemnih ležišta

• uporaba: kao energent (relativno čist)

Metan

• dolazi i u rudnicima gdje u smjesi sa zrakom čini eksplozivnu smjesu (volumni udio metana mora biti 5-14%)

• nastaje i anaerobnim truljenjem organske tvari (močvarni plin)

• danas se dobiva kao bioplin u razgradnji organske tvari

Klorirani metani

• klormetan – kao sredstvo za hlađenje

• diklormetan – dobro otapalo za masti i ulja pa se koristi za njihovu ekstrakciju

• triklormetan (kloroform) – nekadašnji narkotik

• tetraklormetan – suho sredstvo za čišćenje

• svi su opasni po zdravlje

Cikloalkani

• = alkani čiji su ugljikovi atomi povezani u prstenove.

• razlikuju se od alifatskih alkana

• naziv: ispred korijena prefiks ciklo

• opća formula:

CnH2n

Alkeni

• nezasićeni ugljikovodici molekulske formule CnH2n

• fizička svojstva: slična alkanima, vrelišta su im općenito niža od alkana s

• istim brojem C-atoma; apsorbiraju UV-svjetlo (zbog π-elektrona)

• Ograničena rotacija i dvostruka veza

• postoji energetska barijera za rotaciju grupa povezanih

• dvostrukom vezom: maksimalno preklapanje p-orbitala je kada su one paralelne, rotiranje C-atoma dvostruke veze za 90o razara p-vezu

• na sobnoj temperaturi nije moguća rotacija oko dvostruke veze

Kemijske reakcije svojstvene alkenima

• karakteristične reakcije su elektrofilne adicije i adicije slobodnih radikala

• Adicija vodika (H2) – hidrogeniranje: (u prehrambenoj industriji koristi se za pretvorbu nezasićenih tekućih biljnih ulja u polukrute zasićene masti za margarin ili krute masti za kuhanje)

• Adicija halogena (X2) - halogeniranje (slično hidrogeniranju)

• Adicija halogenovodika (HX) - hidrogenhalogeniranje: elektrofilni reagens "napada" elektronski par p-veze, a u slijedećem koraku nukleofil daje elektronski par ugljiku

• Polimerizacija – lančana (stupnjevita) reakcija spajanja monomera u makromolekule (polimere), bez otpuštanja atoma ili skupina, npr. polimerizacija etilena u polietilen:

Alkini

• molekulska formula: CnH2n-1

• nema mogućnosti rotacije oko trostruke veze

• po fizičkim svojstvima slični su alkanima i alkenima: temperatura vrelišta i topljivost u vodi je nešto veća u odnosu na alkane i alkene

Aromatski spojevi (Areni)

• su nezasićeni ciklički ugljikovodici

• no, razlikuju se od alkena iako imaju dvostruke veze

• u svojoj strukturi imaju nezasićeni prsten od 6 ugljikovih atoma – benzenski prsten

• najjednostavniji predstavnik arena je benzen

• struktura molekule benzena je planarna: svi C i H atomi u prstenu leže u istoj ravnini

• sve veze između C atoma su jednake duljine, a po prirodi nisu ni jednostruke ni dvostruke,

• po jedan elektron od svakog C atoma čini oblak delokaliziranih elektrona koji se proteže preko cijelog prstena i daje mu posebnu stabilnost, tj. aromatičnost

Dobivanje benzena

• postupkom aromatizacije zasićenih ugljikovodika, dobivenih iz nafte

• reakcija je dehidrogeniranje

Heterociklički aromatski spojevi

• su takvi spojevi koji u prstenu, osim atoma ugljika, sadrže i druge atome, najčešće:

• dušika

• kisika

• sumpora

PCB = poliklorirani bifenili

• univerzalni zagađivači okoliša

• nekadašnja uporaba: izolacijski i rashladni maerijali u elektroindustriji, hidraulična oprema, ind. boja, plastike, gume…

• 2001. u Stockholmu zabranjena njihova upotreba

DDT

• diklordifeniltrikloretan

• insekticid protiv tifusa, malarije

• no, u nekoliko godina insekti su postali otporni na taj otrov

• dobro topljiv u mastima

• uzrokuje bioakumulaciju u ekosustavima

• u prirodi vrlo stabilan

• kancerogen, mutagen, teratogen

Fizikalna svojstva arena

• slabo topljivi ili netopljivi u vodi

• gustoća manja od gustoće vode

• vrelišta im rastu s porastom relativne molekulske mase

Kemijska svojstva arena

• iako nezasićeni, ne ponašaju se u kemijskim reakcijama kao alkeni

• najčešće u prisutnosti kiselog katalizatora

• sudjeluju u supstitucijskim reakcijama:

• halogeniranju

• nitriranju

• sulfoniranju

• alkiranju

Alkoholi

FenoliEteri

Aldehidi i ketoni

Karboksilne kiseline i njihovi derivati

U G LJ I K O H I D R A T I (šećer, škrob i vlakana)

-čine najveći dio organskih tvari na Zemlji -kemijski sastav: C i H2O -spojevi sa nekoliko hidroksilnih i s jednom aldehidnom ili s jednom ketonskom skupinom -sastavni su dio nukleinskih kiselina -raspored atoma u molekuli odgovoran za stimuliranje receptora u stanicama jezičnih bradavica za slatko -skupina koja daje E

-Uloga UH: *opskrba organizma energijom u obliku krvnog šećera tj.

glukoze, stoga ulazi u sastav svih stanica tkiva, krvi i tkivnih tekućina

*50% energije u organizmu potječe od UH, 25% od masti,

25%od proteina -Podjela UH prema strukturi: a) jednostavni - monosaharidi - disaharidi b) složeni - polisaharidi

-škrob (složeni UH) i šećeri (jednostavni UH) najčešće su zastupljeni u prehrani - iskorištenje nakon razgradnje do glukoze

MONOSAHARIDI (M) -osnovna formula: CnH2nOn, budući da su svi M heksoze (n=6), glavna formula M C6H12O6-glukoza, fruktoza i galaktoza Glukoza

-krvni šećer-normalni nivo glukoze u krvi iznosi 100 mg/100 mil krvi;-jedina hrana za mozak i živčani sustav(više od 160 mg - hiperglikemijamanje od 60 mg - hipoglikemija)-nalazi se u voću, medu i nekim vrstama povrća

Fruktoza -voćni šećer-nalazi se u zrelom voću i medu-slađa od šećera, ima istu kemijsku formulu kao glukoza, (struktura različita), zbog toga je i stimuliranje osjetilnih stanica na jeziku drugačije) Galaktoza

-može se naći u prirodi u samostalnom obliku i to vrlo malo-najčešće se pojavljuje kao dio disaharida laktoze - mliječni šećer

DISAHARIDI (D)

-dva M, a u svakom od njih prisutna je glukoza-nastaje kondenziranjem, -razgrađuju se hidrolizom, što je u živom organizmu omogućeno djelovanjem enzima

Saharoza

-najvažniji D, obični šećer - laktoza i maltoza-nalazi se u šećernoj repi 15% i šećernoj trski 20%-laktoza tzv. mliječni šećer (kravlje mlijeko 5%

žensko mlijeko 7%)-maltoza tj. slad (u proklijalim žitaricama gdje se stvara pod utjecajem enzima amilaze)-povrće: kupus, mrkva, crveni luk, krumpir, rajčica-voće: lubenica, jabuka, grožđe, kruška

POLISAHARIDI

-monosaharidi u različitim kombinacijama (oko 2000 jedinica)-povezani u dugi lanac = AMILOZE-u obliku grane (razgranato) = AMILOPEKTIN -predstavnici: škrob (rezervna tvar biljaka)

glikogen (rezervna tvar kod ljudi)celuloza (gradivna tvar)hemicelulozapektinske tvari (želiranje)

-najznačajniju ulogu u humanoj prehrani čini tzv. "probavljen polisaharid"

*škrob, dekstrin i glikogen

Škrob

-nesladak polisaharid -nalazi se u zrnju, stabljikama, lišću i korijenju biljaka-najviše ga sadrže - žitarice 60-85 %

leguminoze 60%krumpir 20-25%

-ima ga u voću (u nezrelim jabukama i bananama, ali u tijeku zrelidbe prelazi u šećer) -kemijska struktura: načinjen od nekoliko stotina molekula glukoze u obliku razgranatog ili jednostavnog lanca -u humanoj prehrani škrob predstavlja 50% sveukupno unesenih UH

Glikogen -ili životinjski šećer -rezervna energetska tvar kod životinja i ljudi= ima istu funkciju kao škrob kod biljaka, molekule glikogena su složenije i razgranatije od molekula škroba, pa mu strukturomogućava brzu hidrolizu= to je polisaharid kojeg čini glukoza, a stvara se i pohranjuje u jetri i mišićima=nije važan kao nutrijent, jer kada mišićno tkivo i jetra budu dostupni za prehranu više ne sadrže glikogen već mliječnu kiselinu -ima važnu ulogu u metabolizmu= pohranjen izvor E u organizmu -kada hormoni pošalju signal (osloboditi E) u jetru ili mišićno tkivo tj. stanice, enzimi mogu početi razgrađivati glikogen sa više strana istovremeno, osiguravajući tako potrebnu količinu glukoze

Netopljivi polisaharidi:

1. celuloza - linearni polimer građen isključivo od glukoznih jedinica (do 10000 u jednoj molekuli celuloze)- polimerni lanci su vrlo blizu posloženi tako da između njih dolazi do kemijskog povezivanja, što celulozu čini vrlo ne topljivom- sastavna je komponenta zidova biljnih stanica (voće, povrće, žitarice) 2. hemiceluloza - označava skupinu polisaharida različite strukture (žitarice sadrže polimere bogate arabinozom i ksilozom, krumpir sadrži polimere galaktoze)

-topljive su u kiselini i lužini, ali ne u vodi-građena od drugačijih jedinica nego celuloza-ksiloza i arabinoza-svaka molekula sadrži 50-200 jedinica

Topljivi polisaharidi:

1. pektin - karakterističan je po topljivosti u vrućoj vodi, formiranju gelova hlađenjem- građen je uglavnom od galakturonske kiseline, raminoze- prisutan je uglavnom u voću i važan za želiranje pri stvaranju đemova, želea, marmelada - koristi se u prehrambenoj industriji za različita povezivanja 2. lignin - nije polisaharid, ali je jako trodimenzionalan, razgranat, građen od fenilpropan jedinica- vezan je za hemicelulozu u stijenkama stanica- povezan je sa polisaharidima i ima utjecaja na gastrointestinalnu fiziologiju

3. gume – tipični predstavnici polisaharida u zrnju leguminoza-široka primjena u prehrambenoj industriji za želiranje i ugušćivanje

4. škrob - u nekim sirovim namirnicama npr. u krumpiru, granule u kojima je pospremljen škrob, vrlo je teško razgraditi radi kristalične strukture,

grijanjem kristali se tope, otapaju u vodi i mogu biti hidrolizirani uz pomoć enzima amilaze; hlađenjem nanovo dolazi do stvaranja kristala tj. struktura koja se

ne može probaviti- škrob koji nije probavljen u probavnom traktu naziva se - neprobavljivi škrob

AMINI

amini su izričito bazični organki spojevi opća formula RNH2, R2NH, R3N, R alkil- ili aril-

Podjela amina: primarne

sekundarne

tercijarne

R N

H

H

R N

H

R

R N

R

R

Fizikalna svojstva

amini su polarni spojevi (polarna priroda N-H veze nastaje usljed razlike

u elektronegativnosti N i H atoma) mogu stvarati intermolekularne vodikove veze viša vrelišta od nepolarnih spojeva iste molekularne težine, ali ipak znatno

niža od vrelišta alkohola i karboksilnih kiselina

intermolekularna vodikova veza u aminima

Soli amina

alifatski amini su bazični, otprilike kao amonijak, dok su aromatski

amini znatno manje bazičnivodene otopine mineralnih ili karboksilnih kiselina daju s aminima soli vodene otopine hidroksid iona prevode lako te soli ponovo u slobodne

amine

Amini su najpoznatije organske baze

pirolidin piperidin morfolin N-metilpirolidin kinuklidinpKa = 11,27 pKa = 11,12 pKa = 9,28 pKa = 10,32 pKa = 11,38

Priprava amina

1. Alkiliranje amonijaka pomoću alkil-halogenida

2. Alkiliranje ftalimida (Gabrijelova sinteza primarnih amida)

3. Redukcijom spojeva koji sadrže dušik u funkcionalnoj skupini

nitro spojeva

azida

nitrila

amida

1. Reduktivno aminiranje

Predavanje 1

SVEUČILIŠTE U MOSTARUAGRONOMSKI I PREHRAMBENO-TEHNOLOŠKI FAKULTET

Opći smjerPREDDIPLOMSKI STUDIJ

KEMIJA(opća, anorganska i organska)

Dr.sc. Anita Ivanković, docent

Broj ECTS bodova: 6Ukupno sati izravne nastave: 30 (P) i 30 (V) Uvjeti za dobivanje potpisa:Sudjelovanje na predavanjima 70% i vježbama 100%

Način polaganja ispita: pismeno i usmeno

Literatura: 1. I. Filipović, S. Lipanović: Opća i anorganska

kemija, Školska knjiga, Zagreb 1988 (i sva kasnija izdanja)

2. H. S. Pine: Organska kemija, Školska

knjiga, Zagreb 1994 3. M. Sikirica: Stehiometrija, Školska knjiga,

Zagreb 1988 (i sva kasnija izdanja)

Literatura

I) A. Habuš i V. Tomašević: OPĆA KEMIJA 1 (udžbenik za I razred gimnazije); Profil, Zagreb, 1998.

II) D. Nöthing Hus i M. Herak: OPĆA KEMIJA 2 (udžbenik za Ii razred gimnazije); Školska knjiga, Zagreb, 1999.

III) M. Tkalčec, B. Borovnjak Zlatarić i A. Peterski: ANORGANSKA KEMIJA (udžbenik za III razred gimnazije); Školska knjiga, Zagreb, 1998.

IV) M. Sikirica i B. Korpar Čolig: ORGANSKA KEMIJA (udžbenik za IV razred gimnazije); Školska knjiga, Zagreb, 2004.

Što je kemija i što izučava kemija?

• Znanost koja se bavi proučavanjem prirode, tj. prirodnih pojava nazivamo prirodnom znanošću.

• Kemija je prirodna znanost koja proučava tvari od kojih je sastavljen svemir, ispituje njihov sastav, svojstva i građu te istražuje promjene tvari nastale kemijskom reakcijom.

Kemijske i fizičke promjene

• Fizičke promjene

Pri fizičkim promjenama ne mijenja se kemijski sastav tvari

(primjer: H2O – s, l, g)

• Kemijske promjene

Pri kemijskim promjenama mijenja se sastav tvari

(primjer: zagrijavanje Mg žice)

2Mg + O2 → 2 MgO

Click to edit the outline text format Second Outline

Level Third Outline

LevelFourth

Outline Level Fifth

Outline Level

Sixth Outline Level

Seventh Outline Level

Eighth Outline Level

• Ninth Outline LevelKliknite da biste uredili stilove teksta matrice

– Druga razina

• Treća razina

– Četvrta razina

» Peta razina

Materija, masa i energija– Svemir je sastavljen od materije koja je neprestano u

gibanju.

Masa Energija

Oba su oblika čvrsto povezana međusobnom pretvorbom, a njihov odnos je matematički izražen Einsteinovom jednadžbom ekvivalencije mase i energije (Albert Einstein, 1905. g.):

E = mc2

TVARI I PROMJENE TVARI

Bilo koji stupanj organizacije (sređenosti) materije naziva se tvar ili supstancija.

Tvari izgrađuju svijet koji nas okružuje , a prepoznaju se po njima znakovitim svojstvima.

Izvori tvari:

- Zemljina kora

- Voda

- Zrak

- Biljke

• Pojam TVAR govori o homogenosti građe tijela.

• Homogene tvari su npr. zlato, natrijev klorid, otopina modre galice a) Čiste tvari – homogene tvari točno

određenog i stalnog kemijskog sastava i drugih karakterističnih konstantnih svojstava. Npr. čisto Fe - ρ = 7.86 gcm-3; Tt = 1535oC; mekano je i magnetično itd.

b) Homogene smjese ili otopine su homogene tvari sastavljene od smjese čistih tvari (morska voda, otopina šećera, alkohola itd.). Homogenim smjesama pripadaju i tzv. čvrste ili kristalne otopine (zlato za nakit čvrsta je otopina srebra u zlatu) i plinske smjese (zrak).

• Heterogene smjese

• mlijeko (voda, masnoća, kazein)

• granit (kremen, glinenac, tinjac)

PODJELA TVARI

RASTAVLJANJE TVARI NA ČISTE TVARI

Smjese Čiste tvari

Spojevi Elementarne tvari

razdvajanje fizičkim postupcima

razdvajanje kemijskim postupcima

Fizički postupci rastavljanja smjesa: sedimentacija, centrifugiranje, filtracija, prosijavanje, ispiranje, kromatografija

Fizički postupci rastavljanja otopina: destilacija, sublimacija, kristalizacija

• Glavni tipovi kemijskih promjena:

Sinteza: 2Mg(s)+O2(g) → 2MgO(s)

Analiza: 2HgO(s) → 2Hg(l)+O2(g)

Jednostruka zamjena: Zn(s)+H2SO4(aq) → ZnSO4(aq)+H2(g)

Dvostruka zamjena: Na2SO4(aq)+BaCl2(aq) → BaSO4(s)+2NaCl(aq)

Čiste tvari do kojih se došlo kemijskim ili fizikalnim putem su kemijski spojevi ili elementarne tvari koje imaju karakteristična svojstva:

• gustoća • vrelište

• tvrdoća • topljivost

• talište • vodljivost

• Elementarne tvari se uobičajenim kemijskim i fizičkim metodama ne mogu dalje rastaviti.

Elementarne tvari i spojevi sastavljeni su od atoma kemijskih elemenata.

Atom je najsitnija čestica neke tvari koja još zadržava sva svojstva te tvari.

• LITOSFERA – maseni udio elemenata

• Kisik (O) 46,5 %

• Silicij (Si) 28 %

• Aluminij (Al) 8 %

• Željezo (Fe) 5 %

• Kalcij (Ca) 3,5 %

• Natrij (Na) 3 %

• Kalij (K) 2,5%

• Magnezij (Mg) 2 %

• Svi ostali elementi 1,5 %

Zakoni kemijskog spajanja po masi

1. Zakon o održanju mase

2. Zakon stalnih omjera masa

3. Zakon umnoženih omjera masa

4. Zakon spojnih masa

pokus: - zagrijavanje kositra u zatvorenoj posudi

nakon reakcije kositra s kisikom masa reakcijske smjese je ista

ZAKON O ODRŽANJU MASE – pri kemijskoj reakciji ukupna masa tvari koje reagiraju ostaje nepromijenjena A.L.Lavoisier (18.st.)

2Sn + O2 → 2SnO reaktanti produkt

• A.Einstein: Teorija relativnosti (1905.)

• ZAKON EKVIVALENTNOSTI MASE I ENERGIJE

E = m x c2

• E = energija (J – Joule) [1 cal = 4,17 J]

• m = masa (kg)

• c = brzina svjetlosti 2,998 x 108 m/s (3 x 108 m/s)

• Prema Einsteinovoj jednadžbi

ekvivalencije mase i energije,

mora pri svakoj kemijskoj reakciji

u kojoj dolazi do promjene energije,

doći i do odgovarajuće promjene mase.

• Zakon o održanju materije – za potpuno zatvoreni reakcijski sustav vrijedi da je ukupna masa i energija stalna.

• Npr. analiza čiste vode uvijek pokazuje 88,81% kisika + 11,19% vodika tj.

100g vode → 88,81g kisika + 11,19g vodika

Ako u reakciji dobivanja vode reakcijom vodika i kisika, imamo suvišak bilo kojeg od elemenata, taj element će jednostavno ostati nepotrošen uz nastalih 100 grama vode.

ZAKON STALNIH OMJERA MASA – “određeni kemijski spoj uvijek sadrži iste kemijske elemente spojene u stalnom omjeru masa” (J. Proust, 18. st.).

Primjer : 5 dušikovih oksida –N2O 57 g kisika 100 g dušika NO 114 g kisika 100 g dušika N2O3 171 g kisika 100 g dušika NO2 228 g kisika 100 g dušika N2O5 285 g kisika 100 g dušika 1:2:3:4:5

ZAKON UMOŽENIH OMJERA MASA – “kada dva elementa tvore više nego jedan kemijski spoj, onda su mase jednog elementa u jednostavnim umnoženim omjerima (1:2:3 …) s masom drugog elementa” (J. Dalton, 19. st.)

Npr. 1 g vodika spaja se s 3 g ugljika u metan, a s 8 g kisika u vodu.Dakle, 3 g ugljika moraju reagirati s 8 g kisika.Stvarno, tako nastaje CO2!

Mase elementarnih tvari koje ulaze u međusobne kemijske reakcije nazivaju se spojnim masama (ili ekvivalentnim masama).

- uveo je naziv STEHIOMETRIJA

ZAKON SPOJNIH MASA – “Mase dviju elementarnih tvari koje reagiraju s nekom trećom elementarnom tvari, iste mase reagiraju i međusobno, a isto tako i s nekom četvrtom tvari jednake i određene mase” (J.B. Richter, 18. st.).

Zakoni kemijskog spajanja po volumenu

1. Gay-Lussacov zakon spojnih volumena

2. Avogadrov zakon

K: 4H2O + 4e- → 2H2 + 4OH–A: 4OH– – 4e- → O2 + 2H2O 2H2O → 2H2 + O2

Volumeni plinova koji međusobno reagiraju ili nastaju kemijskom reakcijom odnose se kao mali cijeli brojevi kada su mjerenja obavljena pri stalnom tlaku i temperaturi (J. L. Gay-Lussac, 1808. g.).

Avogadrova hipoteza:Plinovi jednakog volumena pri istoj temperaturi i tlaku sadrže isti broj molekula.Iz Avogadrovog zakona mogu se izvući 2 važna zaključka:

1. Ako plinovi istog volumena sadrže isti broj molekula, onda se mase plinova jednakog volumena odnose kao

mase molekula tih plinova, odnosno kao Mr tih plinova.

2. Ako različiti plinovi istog volumena sadrže isti broj molekula,onda, i obratno, isti broj molekula bilo kojeg plina zauzima uidentičnim fizičkim uvjetima isti volumen.

Molarni volumen (Vm0); Vm0 = 22,4 dm3 mol-1

Najmanje čestice nekog plina nisu slobodni atomi, već skupine malog broja atoma koje je Avogadro nazvao molekulama (lat.molliculus = sitan) (A.

Avogadro, 1811. g.).

Predavanje 2

ATOM

GRAĐA ATOMA

PERIODIČNOST

• Daltonova teorija atoma

• Atomi – vrlo sitne, nedjeljive čestice

(grč. Atomos = nedjeljiv)

• Leukip i Demokrit

• Otkriće zakona kemijskog spajanja (početkom 19 st.) omogućilo je Daltonu da postavi teoriju atoma kao realnih čestica materije

Postavke Daltonove atomističke teorije

• Atomi su realne najsitnije čestice elementa koje mogu sudjelovati u kemijskoj reakciji i dalje se ne mogu dijeliti

• Atomi jednog te istog elementa imaju istu masu i ista svojstva (još nisu bili poznati izotopi)

• Atomi različitih elemenata imaju različita svojstva i različite su mase

• Kemijski spojevi nastaju spajanjem atoma elemenata u omjeru malih cijelih brojeva ( 1:1, 1:2, …).

Elektronska struktura atoma

Emisija i apsorpcija svjetlosti

Rendgenske zrake i gama-zrake su elektromagnetski valovi kao i vidljiva svjetlost.

vidljiva svjetlost (400-800 nm) – može se rastaviti prizmomili optičkom rešetkom

Valne duljine svih valova čine elektromagnetski spektar

• Užarena čvrsta tijela i tekućine emitiraju zrake koje čine kontinuirani spektar, tj. zrake svih mogućih valnih duljina (sunčeva svjetlost).

• Užareni plinovi (npr. pod utjecajem električnog luka ili iskre) daju linijski spektar, tj. emitiraju samo zrake određene valne duljine. Takav određen spektar karakterističan je za svaki kemijski element, te se na temelju emisijskih spektara mogu identificirati i odrediti elemente u uzorku (spektralna analiza). Npr. Natrijeve žarulje - pobuđeni atomi natrija emitiraju žutu svjetlost.

• Linijski spektar daju svi elementi kada tvari na visokoj temperaturi pretvorimo u užareno plinovito stanje

• Tvari apsorbiraju točno određena spektralna područja, odnosno zrake točno određene valne duljine. Za bezbojne prozirne tvari osobito je važna apsorpcija u ultraljubičastom i infracrvenom području. Tvari su bezbojne upravo zato što propuštaju sav vidljivi dio spektra.

• M. Planck (1901. g.) postavio kvantnu teoriju diskontinuiranosti energije: Užareno tijelo ne može emitirati ili apsorbirati energiju zračenja određene valne duljine u bilo kakvim malim količinama, već može emitirati ili apsorbirati samo višekratnik od određenog najmanjeg kvanta energije zračenja

• Planckova jednadžba:

E = hν

ν = c/λ

h = 6,6×10-34 Js

Struktura atoma

• Stari Grci uočili su da jantar privlači lagane stvari ako se tare vunenom tkaninom ili krpom

• W. Gilbert (16. st.) studirao taj fenomen i nazvao ga je električnim fenomenom – elektron (grč.)= jantar

• Naelektrizirani stakleni štap i ebonitni štap se privlače, a ebonitni naelektrizirani štapovi međusobno se odbijaju kao i dva staklena štapa. Zaključak: postoje 2 vrste električnih naboja: pozitivni i negativni

• Suprotni naboji se privlače, a istoimeni odbijaju

• J. J. Thomson (1897. g.) otkrio nevidljive zrake pod čijim utjecajem mnoge tvari fluoresciraju i nazvao ih katodnim zrakama.

• Ustanovio je da je masa elektrona 1837 puta manja od mase vodikova atoma.

• R. A. Millikan (1909. g.) je odredio naboj elektrona (e = 1,6 · 10-19 C) , a iz vrijednosti naboja kasnije je izračunata i masa elektrona (me = 9,1 · 10-31 kg).

• Otkriće elektrona i radioaktivnosti (H. Becquerel, M. Curie Sklodowska, P. Curie) nedvojbeno je pokazalo da atomi elemenata nisu kompaktne nedjeljive čestice već da se sastoje od još manjih čestica. Jedna od tih čestica je elektron, a druga jezgra atoma (Rutherford).

• E. Rutherford 1911. g. pokazao je da je masa atoma skupljena u čestici koja je otprilike 10 000 puta manja od samog atoma i da je veći dio prostora atoma “prazan”. Atomsku jezgru vodikova atoma nazvao je Rutherford protonom i dao je svoj prijedlog modela atoma.

Kvantna teorija strukture atoma,

Bohrov model atomaE. Rutherford – elektron kruži oko jezgre analogno kruženju Zemlje oko sunca po Newtonovom zakonu gibanja. Jezgra je pozitivno nabijena a elektronski omotač negativno nabijen. Prvi je upotrijebio ime proton za pozitivnu česticu u jezgri.

J. Chadwick (1932) – jezgra se sastoji od pozitivno nabijenih čestica “protona” i čestica bez naboja “neutrona”

Rutherfordov model atoma nije moguć i ne može dati objašnjenje linijskih spektara. Prema njemu vodikov atom bi morao dati spektar svih valnih duljina (kontinuirani spektar), a na kraju bi elektron morao pasti u jezgru, što bi dovelo do uništenja atoma.

• N. Bohr (1913. g.) riješio je pitanje linijskih spektara, odnosno elektronske strukture atoma, tj. ponudio je teorijsko objašnjenje linijskih spektara.

• Tvari mogu emitirati ili apsorbirati samo u kvantima energije. Vodikov atom čiji elektron kruži na određenoj putanji oko jezgre može emitirati kvant svjetlosti samo kada elektron skoči na određenu putanju bliže jezgri na kojoj ima manju energiju, i to manju upravo za energiju zračenja h • ν.

Bohrovi postulati

Prvi Bohrov postulat

Elektron vodikovog atoma može se nalaziti samo u točno određenim putanjama, a da ne emitira energiju (stacionarna stanja).

Najmanja od tih putanja odgovara osnovnom stanju (stanju s najmanjom energijom) - to je najstabilnije stanje atoma.

• Primanjem energije atom prelazi u pobuđeno stanje jer elektron prelazi na jednu od udaljenijih putanja od jezgre, tj. na viši energijski nivo.

• Elektron vraćanjem iz višeg u niži energijski nivo oslobađa (emitira) određenu količinu energije.

h × ν = E2 - E1

• Apsorpcija i emisija energije zbiva se samo prilikom prelaska elektrona s jedne dopuštene putanje na drugu –drugi Bohrov postulat.

• Bohr je izračunao radijus putanja, brzinu kruženja elektrona i energiju stacionarnih stanja vodikova atoma pretpostavivši da su putanje elektrona kružnice – orbite.

• Vodikov linijski spektar sastoji se od više serija linija ako se pretpostavi da su mogući skokovi elektrona u bilo koji energetski nivo – treći Bohrov postulat.

Sommerfeldovo poopćenje Bohrove teorije

• A. Sommerfeld (1915 g.) je poopćio Bohrovu teoriju primijenivši kvantnu teoriju na općenitije eliptične putanje. On je pretpostavio da se elektron okreće oko jezgre ne samo po kružnim već i po eliptičnim putanjama.

• Eksperimentalno je utvrđeno da atomi posjeduju magnetske momente.

• Elektron je negativno nabijen te zbog svoje vrtnje oko vlastite osi (spin) ima magnetski moment.

Kvantna mehanika i struktura atoma

• Heisenberg (1927. g.) dao princip ili relaciju neodređenosti – nemoguće je istodobno ustanoviti brzinu, odnosno impuls elektrona (m ×v) i njegov položaj u prostoru.

• Posljedica - elektronu se ne može u atomu pripisati određena orbita oko atomske jezgre i zbog toga se govori o vjerojatnosti nalaženja elektrona u određenom području prostora oko atomske jezgre (orbitala).

• Prostor vjerojatnosti nalaženja elektrona može se predočiti kao elektronski oblak različite gustoće.

• Schrödinger (1926. g.) prvi riješio problem kako obuhvatiti dvojnu prirodu elektrona u atomu (materijalnu i valnu) i postavio općenitu jednadžbu kojom je obuhvaćena dvojna priroda elektrona.

• Schrödingerova jednadžba – valna funkcija ψ – osnovni postulat kvantne mehanike

• Valne funkcije ψ - moraju sadržavati konstante određenih vrijednosti da bi zadovoljavale Schrödingerovu jednadžbu - kvantni brojevi. Kvantni brojevi definiraju ponašanje elektrona u elektronskom omotaču atoma.

• Valne funkcije koje su određene uz pomoć 4 kvantna broja n, l, ml i ms nazivaju se orbitalama (atomskim orbitalama).

• Za orbitale koji imaju isti glavni kvantni broj, n, kažemo da pripadaju istoj elektronskoj ljusci ili istom glavnom kvantnom nivou.


Level Third Outline

LevelFourth

Outline Level Fifth

Outline Level

Sixth Outline Level




– Druga razina

• Treća razina

– Četvrta razina

» Peta razina

• Matematičko rješenje jednadžbe pokazuje da valnu funkciju ψ karakteriziraju 4 kvantna broja.

Kvantni broj Naziv Vrijednosti

n glavni kvantni broj 1, 2 … (K, L, M, N ….)

l orbitalni (azimutski)kvantni broj

0 do (n-1)

ml magnetskikvantni broj

-l do +l

s spinskikvantni broj

+1/2, -1/2


Level Third Outline

Level Fourth Outline

Level Fifth

Outline Level

Sixth Outline Level




– Druga razina

• Treća razina

– Četvrta razina

» Peta razina

• Za l = 0 dobije se 1 rješenje valne jednadžbe – s orbitala

• Za l = 1 dobiju se 3 rješenja valne jednadžbe – p orbitale (px, py, pz)

Za l = 2 dobije se 5 rješenja valne jednadžbe – d orbitale(dxy, dyz, dxz, dx2-y2, dz2)

• Samo je s-orbitala sfernosimetrična i prostorno neusmjerena, dok su ostale usmjerene u prostoru.

• Slikoviti prikazi matematičkih rješenja Schrödingerove jednadžbe ne označavaju stvarnost, jer kvantna mehanika napušta bilo kakvu predodžbu atoma nekim zornim modelom. Sva svojstva atoma dana su u strogo matematičkom obliku spomenutim jednadžbama. One se primjenjuju za rješavanje kemijskih problema tzv. kvantne kemije. Slikovito prikazivanje pridonosi lakšem rješavanju takvih problema.

Raspodjela elektrona u kvantnim nivoima i Paulijev princip

• Raspodjela elektrona u pojedinim kvantnim nivoima određena je tzv. Paulijevim principom isključenja ili zabrane: U atomu 2 elektrona ne mogu imati iste vrijednosti sva 4 kvantna broja.

• To znači da isto kvantno stanje u atomu može imati samo 1 elektron, što znači da se 2 elektrona moraju razlikovati barem u spinskom kvantnom broju ms. Posljedica: U istoj atomskoj orbitali mogu se naći samo dva elektrona suprotnih spinova.

• Maksimalni broj elektrona u određenoj elektronskoj ljusci =2n2

Struktura atoma i periodni sustav elemenata

Raspodjela elektrona u atomu (elektronska konfiguracija) odvija se prema Hundovom pravilu: “elektroni se razmještaju unutar istovrsnih degeneriranih orbitala tako da broj nesparenih elektrona s paralelnim spinovima, a time i sumarni spinski kutni zamah bude maksimalan (načelo maksimalnog multipliciteta), jer je tada ukupni oblak naboja elektrona maksimalno raspršen po atomu i atom ima najniže energijsko stanje.”


Level Third Outline


Level Fifth

Outline Level

Sixth Outline Level




– Druga razina

• Treća razina

– Četvrta razina

» Peta razina

• Stabilnost elektrona određena je privlačnom silom jezgre atoma - što je elektron bliže jezgri, atom je energijski stabilniji.

• Pri popunjavanju treba voditi računa da je energijski nivo 4s orbitala manji od energijskog nivoa 3d orbitala, 5s orbitala manji od 4d i td.

• Red popunjavanja orbitala može se prikazati i shemom koja se temelji na spektroskopskim podacima (pravilo dijagonale).

Ener

gija

Q

P

O

N

M

L

K

• Svojstva atoma i čistih tvari izgrađenih od atoma uglavnom ovise o elektronskoj konfiguraciji vanjske ljuske.

• Atomi svih plemenitih plinova, osim He, imaju u vanjskoj ljusci 8 elektrona, tzv. oktet, tj. 4 para elektrona sa suprotnim spinovima. Uzrok velikoj stabilnosti atoma plemenitih plinova je u takovoj elektronskoj konfiguraciji, a uzrok te stabilnosti je sferno simetričan prostor vjerojatnosti nalaženja elektrona oko jezgre.

Svrstavanje elemenata i periodni zakon

• Otkrićem sve većeg broja kemijskih elemenata u prvoj polovici 19.st. ukazala se potreba za njihovim svrstavanjem prema zajedničkim svojstvima.

• J. W. Döbereiner (1817. g.) je uočio da je vrijednost Ar(Sr) približno na sredini između Ar(Ca) i Ar(Ba) – tri elementa = trijade. Kasnije je to otkrio i kod drugih skupina elemenata:

Li Na K

Cl Br I

S Se Te

• J. A. R. Newlands (1864. g.) svrstao elemente po rastućoj Ar i ustanovio da se često ponavljaju kemijska svojstva čistih tvari kod svakog osmog elementa. Stoga ih je poredao u 7 grupa – oktave.

• D. I. Mendeljejev (1869. g.) je elemente svrstao prema relativnim atomskim masama i kemijskim svojstvima u 6 grupa.

• Mendeljejev je predvidio i postojanje 6 elemenata koji će se tek otkriti i popuniti prazna mjesta u tadašnjoj tablici elemenata opisavši točno i njihova fizička i kemijska svojstva.

• Približno u isto vrijeme sličnu je tablicu objavio i L. Meyer (1869. g.). Ustanovio je da fizičke osobine elementarnih tvari periodičke funkcije Ar.

• Odstupanja: Ar i K, Co i Ni, Te i I, Th i Pa.

• U Mendeljejevim postavkama jasno se vidi bit periodnog zakona elemenata, prirodnog zakona koji je on prvi uočio:

- elektronska struktura atoma a time i svojstva i sastav čistih tvari periodički ovise o naboju jezgre atoma elemenata.

- atomi su u periodnom sustavu svrstani prema rastućem atomskom broju, tj. broju protona.

Suvremeni pojam kemijskog elementa

• Dalton – kemijski element je vrsta materije koja se sastoji samo od jedne određene vrste atoma.

• H. G. J. Moseley (1913. g.) je snimio emisijski spektar rentgenskih zraka za pojedine elemente, našao da se njihove valne duljine pravilno mijenjaju u redu elemenata sa rastućom masom, postavio linearni zakon elemenata i dao svakom elementu u nizu broj koji je nazvao rednim brojem elementa (Z).

• Redni broj elementa jednak je broju protona, odnosno pozitivnih naboja jezgre njegovih atoma pa se redni broj još zove atomski broj.

• Određena vrsta atoma ima određeni naboj jezgre, odnosno određen atomski broj. Prema tome, kemijski element je skup svih atoma s istim nabojem jezgre, ili element je tvar čiji svi atomi imaju isti naboj jezgre

Izotopi i struktura atomske jezgre

• F. Soddy našao da je olovo u radioaktivnim rudama manje atomske mase od olova u olovnim rudama. Atome jednog te istog elementa koji se međusobno razlikuju po masi, ali su identični po kemijskim osobinama, Soddy je nazvao izotopima.

• Kako je cijela masa koncentrirana u jezgri očito je da se izotopi razlikuju po strukturi jezgre.

• J. Chadwick 1932. g. otkrio da se u jezgri atoma nalaze čestice koje nemaju naboja, a čija masa je neznatno veća od mase protona i nazvao ih je neutronima.

• Pojavu izotopije uzrokuje različit broj neutrona u istovrsnim atomima, tj. izotopi su atomi čija jezgra sadrži isti broj protona, ali različit broj neutrona.

• Vrsta atoma određenog sastava jezgre, tj. s određenim brojem protona i neutrona, odnosno određenog atomskog broja (Z) i masenog broja (A), naziva se nuklid

• Element je smjesa nuklida istog atomskog broja, tj. smjesa izotopa.

• Svi poznati elementi imaju dva ili više izotopa.

• Kemijske osobine svih izotopa jednog te istog elementa su iste jer uglavnom ovise o atomskom broju jezgre, a ne o njezinoj masi.

Periodni sustav elemenata

• Elementi su svrstani u 7 horizontalnih redova – periode i 18 vertikalnih stupaca – skupine ili grupe.

• Svaka perioda započinje alkalijskim elementom a završava elementom plemenitog plina.

• Elementi iste skupine grade čiste tvari sličnih kemijskih i fizičkih svojstava (srodnici). Elementi u skupinama 1 i 2 i u skupinama 12 - 18 nazivaju se glavnim elementima periodnog sustava.

• Elementi unutar glavnih skupina pokazuju najveću sličnost u kemijskom ponašanju (tj. u kemijskim reakcijama s drugim elementima), ali unutar tih elemenata također postoje razlike. Najsličniji su alkalijski metali.

• Elementi od 3. – 11. skupine nazivaju se prijelaznim elementima, a u 3. skupini, unutar vrlo duge i nepopunjene 6. i 7. periode, nalaze se unutarnji prijelazni elementi – lantanoidi (lantanidi) i aktinoidi (aktinidi).

• Elementi na lijevoj strani i u sredini periodnog sustava tvore metale (kovine), dok se na desnoj strani periodnog sustava nalaze elementi koji tvore nemetale.

• Elementi koji čine prijelaz između metala i nemetala nazivaju se metaloidima ili polumetalima (B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po, At).

• Prema agregatnom stanju pri T ≈ 293 K elementi se dijele na:

- plinove: H2, O2, N2, F2, Cl2, He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn

- tekućine: Hg, Br

- čvrste tvari: svi ostali elementi.

Polumjeri atoma se u periodi smanjuju od lijeva na desno, porastom atomskog broja.

Polumjer atoma kroz skupinu raste s porastom atomskog broja, odozgo prema dolje.

Energije pobuđivanja i ionizacije

• J. Franck i G. Hertz (1914-1920. g.) ustanovili da vrlo brzi elektroni u sudaru sa elektronskim omotačem atoma mogu promijeniti stanje atoma ili molekule od normalnog elektronskog stanja u pobuđeno stanje. Kad je kinetička energija elektrona dovoljno velika oni mogu čak izbiti elektron iz atoma ili molekule i tako ih ionizirati.

• Ionizacijska energija – energija potrebna da se pojedinačnom atomu oduzme elektron (jedan ili više).

• Najmanju energiju ionizacije imaju atomi s najjače izraženim metalnim karakterom. Oni najlakše gube jedan od svojih elektrona.

• Energije ionizacije se smanjuju u istoj skupini s porastom atomskog broja, odnosno volumena jer je privlačna sila jezgre na elektron manja što je atom veći.

• Energija ionizacije raste (iako ne sasvim pravilno) unutar periode s lijeva na desno i najveća je u atomu plemenitog plina, jer porastom atomskog broja raste naboj jezgre, a time i njezina privlačna sila.

Elektronski afinitet• Elektronski afinitet, Ea, je promjena energije nastala kada

neutralni atom u plinovitom stanju primi elektron.

A(g) + e- → A-(g)

• Što je vrijednost elektronskog afiniteta negativnija, to je veća sklonost atoma da primi elektron.

• Veliki elektronski afinitet imaju atomi desno u periodnom sustavu elemenata, za plemenite plinove Ea = 0. U principu elektronski afinitet je to veći što je atom manji, jer je u tom slučaju privlačna sila jezgre veća, a odbojna sila već prisutnih elektrona manja.

• Elektronski afinitet pada unutar grupe odozgo prema dolje (vrlo slabo).

Atomski polumjer

Energija ionizacijeAfinitet prema

elektronu

Predavanje 3

KEMIJSKE VEZE

• Kako je moguće postojanje milijuna raznovrsnih kemijskih spojeva?

• Oko 90 elemenata

• Pri vezivanju atoma oslobađa se energija

• Veze među atomima – kemijske veze

• Princip nastajanja kemijske veze – smanjenje energije sustava

• Kovalentna

• Ionska veza

• Metalna

KOVALENTNA VEZA


Level Third Outline

LevelFourth

Outline Level Fifth

Outline Level

Sixth Outline Level




– Druga razina

• Treća razina

– Četvrta razina

» Peta razina

• Promjer vodikovog atoma vjerojatno <110 pm

• Razmak između jezgara dva vodikova atoma u molekuli H2 74 pm

A2 → 2A

Molekula H2(g)

Cl2(g)

O2(g) N2(g)

Molarna energija disocijacije/kJ mol-1

436,0 242,6 498,3 945,3

• Kovalentna veza se ostvaruje tako da u toj vezi atomi dijele jedan ili više zajedničkih elektronskih parova. Kovalentna veza, nastaje između nemetala.

• Prema teoriji G. N. Lewisa kovalentna veza nastaje iz tog razloga što atomi međusobno povezani nastoje ostvariti elektronsku konfiguraciju plemenitog plina.

• Svaki od atoma daje po jedan elektron i na taj način tvore zajednički elektronski par ili više njih.

• Zajednički elektronski par(ovi) povezuju atome i pripadaju i jednoj i drugoj jezgri.

• Pribroje li se zajednički elektronski par(ovi) jednom atomu i drugom atomu tada oba atoma imaju u molekuli konfiguraciju plemenitog plina, odnosno oktet (dublet).

• Iz Lewisovih struktura vidi se koliko elektronskih parova nekog atoma sudjeluje u kovalentnoj vezi, a strukturne formule sa zajedničkim i slobodnim (osamljenim) elektronskim parovima pokazuju kako su pojedini atomi međusobno povezani.


Level Third Outline


Level Fifth

Outline Level

Sixth Outline Level




– Druga razina

• Treća razina

– Četvrta razina

» Peta razina

Molekula vodika, H2

• Svaki atom vodika ima po jedan elektron koji daje u zajednički elektronski par.

• Stabilna elektronska konfiguracija plemenitog plina helija

Lewisov prikaz

Strukturni prikaz

Kako nastaje molekula kolra, Cl2?

• Elektronska konfiguracija klora 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

• U valentnoj ljusci sedam elektrona

• Elektronska konfiguracija najbližeg plemenitog plina argona

• Tri nepodijeljena elektronska para

• U valentnoj ljusci 6 elektrona

• Dvostruka kovalentna veza

• Valencija atoma određena je brojem elektrona koje atom daje za stvaranje zajedničkih elektronskih parova

• U valentnoj ljusci 5 elektrona

• Trostruka kovalentna veza


Level Third Outline


Level Fifth

Outline Level

Sixth Outline Level




– Druga razina

• Treća razina

– Četvrta razina

» Peta razina

Kovalentna veza između raznovrsnih atoma

• Jedan zajednički elektronski par

• 17 skupina PSE → halogenovodici

• Dva zajednička elektronska para

• 16 skupina PSE


Level Third Outline


Level Fifth

Outline Level

Sixth Outline Level




– Druga razina

• Treća razina

– Četvrta razina

» Peta razina

• 15 skupina

• Tri zajednička elektronska para

• 14 skupina

• Četiri zajednička elektronska para

• Dvostruka kovalentna veza


Level Third Outline


Level Fifth

Outline Level

Sixth Outline Level




– Druga razina

• Treća razina

– Četvrta razina

» Peta razina

Usmjerenost kovalentne veze i građa molekula

• Nepodjeljeni elektronski parovi se jače odbijaju od podjeljenih

• CH4 109,5°

• NH3 107°

• H2O 104,5°

• Kovalentna veza strogo usmjerena u prostoru


Level Third Outline


Level Fifth

Outline Level

Sixth Outline Level




– Druga razina

• Treća razina

– Četvrta razina

» Peta razina

Odstupanje od pravila okteta

• Zbroj podjeljenih i nepodjeljenih elektronskih parova oko središnjeg atoma ≠ 4

• BeCl2 180° linearna

• BCl3 120° planarna

• PCl5 90° i 120° trigonska bipiramida

• SF6 90° oktaedar

• Lewisova oktetna teorija - danas samo slikovit prikaz i uglavnom vrijedi za elemente 2. periode. Lewisova teorija ne objašnjava nastajanje kemijske veze sa stanovišta energije.

• Kvantna mehanika dala je osnovu za moderno razumijevanje strukture atoma i kovalentne veze.

• Primjenom kvantne mehanike na teoriju kemijske veze razvile su se 2 teorije:

- teorija valentne veze

- teorija molekulskih orbitala

• Teorija valentne veze uzima u početno razmatranje međusobno djelovanje valentnih elektrona 2 atomskih sustava i pretpostavlja da prilikom nastajanja veze atomske orbitale svakog atoma koje se ne preklapaju ostaju netaknute.

• Ta teorija je jednostavnija, ali ne može rastumačiti magnetska svojstva molekula i kvantitativno obuhvatiti njihovo energijsko stanje.


Level Third Outline


Level Fifth

Outline Level

Sixth Outline Level




– Druga razina

• Treća razina

– Četvrta razina

» Peta razina

• većina elektrona u molekuli ostaje u istim atomskim orbitalama

• pri nastanku veze po jedna valentna orbitala dvaju atoma što stupaju u vezu međusobno se djelomično preklapaju

• dva elektrona, suprotnog spina, smještaju se u preklopljene orbitale povećavajući gustoću elektronskog oblaka između jezgri

• elektronski par u preklopljenim orbitalama čini vezu i zove se zajednički elektronski par jer na njega djeluju obje jezgre

• Teorija molekulskih orbitala uzima u početno razmatranje sve prisutne elektrone oko jezgre spojenih atoma, a dopuštena energijska stanja elektrona u molekuli nazivaju se molekulskim orbitalama (valna funkcija).

Hibridizacija

• L. Pauling uveo je pojam hibridizacije (miješanja) atomskih orbitala

• hibridizacija je miješanje najmanje dviju različitih atomskih orbitala

• hibridizirati se mogu samo one orbitale koje se malo razlikuju u energiji

• broj nastalih hibridnih orbitala jednak je zbroju atomskih orbitala iz kojih su nastale

• hibridizacija zahtjeva dodatnu energiju koju sustav vrati nakon nastajanja veze

• hibridizacija se nikad ne primjenjuje na izolirani atom, koristi se samo za objašnjenje postojeće strukture molekule


Level Third Outline


Level Fifth

Outline Level

Sixth Outline Level




– Druga razina

• Treća razina

– Četvrta razina

» Peta razina

sp-hibridizacija

• BeCl2

• s i p-orbitale

• Dvije sp-orbitale

• Linearna geometrija

• 180°

• 1/2 energije s-orbitale i 1/2 energije p-orbitale


Level Third Outline


Level Fifth

Outline Level

Sixth Outline Level




– Druga razina

• Treća razina

– Četvrta razina

» Peta razina

sp2-hibridizacija

• BF3

• s i dvije p-orbitale

• Tri sp2 -orbitale

• Trigonalna planarna geometrija

• 120°

• 1/3 energije s-orbitale i 2/3 energije p-orbitale


Level Third Outline


Level Fifth

Outline Level

Sixth Outline Level




– Druga razina

• Treća razina

– Četvrta razina

» Peta razina

sp3-hibridizacija

• CH4

• s i tri p-orbitale

• Četiri sp3-orbitale

• Tetraedarska geometrija

• 109,5°

• 1/4 energije s-orbitale i 3/4 energije p-orbitale.

Veza koja nastaje preklapanjem atomskih orbitala duž osi koja povezuje jezgre atoma zove se sigma (σ) veza.

Veza koja nastaje bočnim preklapanjem atomskih orbitala, odnosno iznad i ispod osi koja povezuje jezgre atoma zove se pi (π) veza.

• Elektronski oblaci sp3 hibridnih orbitala usmjereni su prema vrhovima tetraedra, a ovakav prostorni raspored (tetraedarski) uvjetovan je međusobnim odbijanjem veznih elektronskih parova. Vezni elektronski parovi nastoje se maksimalno udaljiti jedan od drugoga.

• Kod metana dolazi do stvaranja četiriju jednostrukih σ-veza prekrivanjem četiriju sp3 hibridnih orbitala ugljika i 1s atomskih orbitala vodika.

• Vezne kutove od 109,5o imaju samo simetrično supstituirane zasićene molekule, znači takve molekule kod kojih su na ugljikov atom vezani isti supstituenti (npr.CH4, CCl4).

• Vezni kutevi većine molekula pokazuju zapravo manja odstupanja od vrijednosti 109,5o iz tog razloga što se parovi veznih, a također i neveznih elektrona nastoje međusobno udaljiti što je više moguće.

• Geometrija molekule određena je duljinom veze i veznim kutem, a pod geometrijskom strukturom molekule podrazumijeva se trodimenzijski raspored atoma u molekuli.

• Atomske orbitale ugljika mogu se hibridizirati i tako da se na primjer miješaju jedna s-orbitala i dvije p-orbitale kao na primjer u etenu - sp2 hibridizacija.

• U molekuli etena, dva ugljikova atoma međusobno su povezana dvostrukom vezom. Svaki ugljikov atom čini još po dvije jednostruke veze s atomima vodika.

Jedna σ-veza (C-C) nastaje prekrivanjem dviju hibridnih sp2-orbitala ugljikovih atoma, a preostale dvije sp2-orbitale svakog ugljikova atoma, kad se prekriju sa svakom od vodikovih 1s-orbitala, čine odgovarajuće σ-veze s četiri vodikova atoma.

Paralelnim preklapanjem elektronskih oblaka nehibridiziranih p-orbitala iznad i ispod ravnine u kojoj leže atomi ugljika i vodika nastaje π-veza ili banana veza.

Zbog slabijega bočnog preklapanja elektronskih oblaka p orbitala π-veza je slabija od σ-veze i zbog toga su spojevi s dvostrukim vezama reaktivniji od onih s jednostrukom vezom.

• Tipičan primjer spoja sa trostrukom vezom, u kojem za stvaranje σ-veza ugljikovi atomi koriste sp-hibridne orbitale je molekula etina, C2H2.

• U etinu, hibridne sp-orbitale tvore σ-vezu preklapanjem dviju sp-hibridnih orbitala dvaju ugljikovih atoma, te tvore σ-veze preklapanjem sp-hibridnih orbitala i 1s-orbitale dvaju atoma vodika.

• Preostale dvije 2p-orbitale svakog ugljikovog atoma međusobno su smještene pod kutem od 90o, a okomite na sp-orbitale.

• Te dvije nehibridizirane

p-orbitale paralelnim preklapanjem

daju dvije π-veze, koje zajedno čine

cilindrični elektronski oblak oko

σ-veze ugljik-ugljik.

Energija kovalentne veze

• Energija kovalentne veze je mjera jakosti kovalentne veze. Pod energijom kovalentne veze podrazumijeva se energija koja je potrebna da se u molekuli u plinovitom stanju raskine određena vrsta veze, a oslobođeni atomi se nalaze u plinovitom stanju.

• E(C-C) = 333,8 kJ mol-1 (d(C-C) = 154 pm);

• E(C=C) = 615 kJ mol-1 (d(C=C) = 133 pm);

• E(C≡C) = 841 kJ mol-1 (d(C≡C) = 120 pm).

• Usporedbom vrijednosti E(C=C) i E(C≡C) s E(C-C) (σ-veza) vidi se da je π-veza u dvostrukoj i trostrukoj vezi 20 % slabija (zbog slabijeg preklapanja atomskih p-orbitala).

Općenite karakteristike tvari s kovalentnom vezom:

• Sastoje se od molekula koje imaju određenu strukturu zbog usmjerenosti i krutosti kovalentne veze. Zbog toga atomi u molekulama ne mogu ni izaći iz molekula ni promijeniti svoj položaj u molekuli, a da se pri tom ne razori molekula.

• Atomi su u molekulama čvrsto povezani kovalentnim vezama, no privlačne sile između molekula su vrlo slabe. Zato su takve tvari najčešće plinovi ili tekućine ili pak čvrste tvari koje lako sublimiraju - imaju relativno nisko talište i vrelište.

• Postoje i tvari s kovalentnom vezom vrlo visokog tališta i vrelišta koje čine atomsku kristalnu rešetku (dijamant; Tt = 3500 oC) ili tvore makromolekule (SiO2; Tt = 1700 oC) - trodimenzijske skupove velikog broja kovalentno vezanih atoma.

• Tvari s kovalentnom vezom u pravilu su slabo topljive u vodi. Većina tvari koje se otapaju u vodi ujedno i kemijski i s njom reagiraju (NH3, HCl, itd).

• Kovalentni spojevi ne provode električnu struju u otopljenom ili rastaljenom stanju.

Predavanje 4

IONSKA VEZA

• Nastaje između atoma elemenata koji se nalaze krajnje lijevo i krajnje desno u periodnom sustavu elemenata, tj. između metala i nemetala.

• Stabilna elektronska konfiguracija ostvaruje se kod ionske veze prijenosom elektrona s jednog atoma na drugi pri čemu nastaju dva suprotno nabijena iona (kation, anion).

• Na taj način oba iona poprimaju (postižu) elektronsku konfiguraciju najbližeg plemenitog plina

• Npr. atom natrija daje jedan elektron atomu klora i tako postiže konfiguraciju plemenitog plina neona, a klor prima elektron i postiže konfiguraciju plemenitog plina argona.

• Natrij – mala energija ionizacije – donor elektrona

• Klor – veliki afinitet za elektrone – akceptor elektrona

Kationialkalijski metali: M+zemnoalkalijski: M2+

Anionihalogenidi: F-, Cl-, Br-, I- oksid: O2-

+

• Stabilizacija sustava uzrokovana je energijom kristalne rešetke koja se oslobađa pri stvaranju veze.

• Ako je oslobođena energija kristalne rešetke veća tim je i veza stabilnija, što znači da je energija kristalne rešetke mjera stabilnosti iona u kristalnom stanju.

• Tipični ionski spojevi su spojevi alkalijskih elemenata sa halogenidima – alkalijski halogenidi. Tipični alkalijski halogenidi nazivaju se i tipičnim solima.

• Općenita svojstva ionskih spojeva:

• veza između iona je elektrostatske prirode (postojanje iona dokazano rentgenskom strukturnom analizom)

• veza nije usmjerena u prostoru, već ionski spojevi kristaliziraju u zbijeno pakiranim strukturama.

• ionski spojevi imaju veliku tvrdoću, visoko talište i vrelište (zbog jakog privlačenja između iona)

• ionski spojevi su u pravilu dobro topljivi u vodi (disocijacija)

• vodene otopine i taline ionskih spojeva dobro vode električnu struju.

Elektronegativnost atoma

• Sposobnost kojom atom nekog elementa privlači elektrone nazivamo elektronegativnošću. L. Pauling predložio skalu relativnih elektronegativnosti za većinu atoma u periodnom sustavu.

• Elektronegativnost u tablici periodnog sustava elemenata raste slijeva nadesno i odozdo prema gore, što znači da su elementi najveće elektronegativnosti smješteni gore desno u periodnom sustavu, a najelektronegativniji element je fluor.

• Atomi s velikom elektronegativnošću lako tvore anione, a oni s najmanjom elektronegativnošću katione.

Elektronegativnost

• Kovalentni radijus (polumjer) atoma definira se kao polovina međuatomske udaljenosti u molekuli elementarne tvari (npr. I2), tj. jedna polovina duljine kovalentne veze (jedna polovina udaljenosti između središta/jezgara dvaju atoma u molekuli).

• van der Waalsov radijus (polumjer) atoma predstavlja polovinu međuatomske udaljenosti dva istovrsna atoma koji su u dodiru, ali nisu međusobno povezani niti kovalentnom niti ionskom vezom, već vrlo slabom van der Waalsovom vezom (međumolekularna sila).

• Polumjer određenog atoma ovisi o jakosti veze, jer je međuatomska udaljenost u molekuli to manja što je veza čvršća.

• Npr. polumjer ugljikova atoma u jednostrukoj vezi iznosi 77 pm, u dvostrukoj 67 pm, a u trostrukoj 60 pm.

• Između ionske i kovalentne veze ne postoje oštre granice, već kontinuirani prijelaz - kovalentna veza s djelomičnim ionskim karakterom.

• Veza između atoma u suštini je elektronska interakcija.

• Koja vrsta veze će nastati ovisi o elektronskoj konfiguraciji slobodnih atoma, tj. o energijskom stanju njihovih valentnih elektrona koja se očituje u energiji ionizacije i elektronskom afinitetu.

• Nepobitno je dokazano da su kemijska i fizička svojstva tvari uvjetovana prirodom kemijske veze.

Djelomični ionski karakter kovalentne veze

• Ako su kovalentnom vezom vezana dva istovrsna atoma, onda je elektronski par koji čini tu vezu jednako raspodijeljen na dvije jezgre, elektronski oblak je simetričan, nema nejednolike raspodjele naboja i molekula je nepolarna (npr. H2, Cl2).

• Vežu li se međutim kovalentnom vezom dva raznovrsna atoma, koji mogu imati različit afinitet za elektrone, onda atom s većim afinitetom jače privuče elektronski oblak kovalentne veze i takva veza je polarna.

• Polarnost utječe na fizikalna i kemijska svojstva spojeva. Spojevi s polarnim vezama imaju dipolni moment, iako postoje i takvi spojevi koji imaju polarne veze a inače su nepolarni.

• Npr. u molekuli fluorovodika (HF) su atomi vodika i fluora povezani jednostrukom vezom, što znači da imaju jedan zajednički elektronski par, a pored toga atom fluora ima i 3 slobodna elektronska para.

• Elektronska gustoća je pri atomu fluora, kao elektronegativnijem atomu, znatno veća nego pri atomu vodika.

• Tada se kaže da molekula ima dipolni karakter, odnosno da kovalentna veza ima djelomični ionski karakter.

• I molekula vode (a) je polarna, kao i mnogi organski spojevi, npr. alkoholi (b) koji sadrže hidroksilnu skupinu, ketoni i aldehidi (c) koji sadrže karbonilnu skupinu.

a) b) c)

• Dipolne molekule, analogno ionima, posjeduju vanjsko električno polje koje je mnogo slabije od električnog polja iona, ali ipak dovoljno da dođe do njihovog privlačenja. Zbog toga su takvi spojevi teže taljivi i hlapljivi od onih čije molekule ne posjeduju dipolni moment.

• Molekule koje posjeduju stalne dipolne momente u kristalu se orijentiraju tako da privlačne sile među njima budu maksimalne.

• Nepolarne molekule mogu trenutno i same sebe polarizirat zbog nesimetrične raspodjele naboja elektronskog oblaka (Londonove sile).

• Da bi se odredio ionski karakter kovalente veze može poslužiti elektronegativnost atoma. Kada je razlika u relativnoj elektronegativnosti elemenata 1,9 tada udio ionskog karaktera veze iznosi oko 50 %.

• L. Pauling je predložio da se spojevi sa razlikom elektronegativnosti većom od 1,9 prikazuju ionskom formulom, a oni s manjom razlikom elektronegativnosti kovalentnom strukturom (Lewisovim strukturnim formulama).

METALNA VEZA

• 1923. H. A. Lorentz - metalna veza nastaje tako da atomi odbace valentne elektrone - slobodni elektroni povezuju u kristalnoj rešetci nastale pozitivne metalne ione.

• Atomi u kristalnoj rešetci metala su vrlo blizu jedan drugome te se zbog toga njihove atomske orbitale mogu preklapati. Nastaju molekulske orbitale koje se protežu kroz cijeli kristal i zajedničke su svim atomima u kristalu. Tako nastaju energijski pojasevi koje nazivamo ELEKTRONSKE VRPCE (valentna i vodljiva).

Djelomično popunjena vrpca sadrži VALENTNE ELEKTRONE - VALENTNA VRPCA. Praznavrpca naziva se VODLJIVOM. Kod metala može doći do preklapanja vrpci što omogućujeelektronima još veću slobodu kretanja pod utjecajem električnog polja (veća električna vodljivost).

Opća svojstva metala

(Unutar skupine raste metalni karakter elemenata)

1. Dobri su vodiči topline i elektriciteta.

2. Imaju karakterističan metalni sjaj i reflektiraju svjetlost sa površine (neprozirnost).

3. Mogu se kovati(maleabilnost) i izvlačiti u tanke folije, žice (duktilnost ili lakoća izvlačenja tj. rastezljivost - zlato). Za to je odgovorno klizanje slojeva duž smjera djelovanja mehaničke sile.

4. Tvore legure (slitine).

5. Kristaliziraju u gusto zbijenim (kompaktnim) slagalinama

6. Svi su pri sobnoj temperaturi krutine, osim žive koja je tekućina.

7. Čvrstoća metala - određuje se teretom koji može izdržati žica debljine 1mm. Željezna žica izdrži teret od 62 kg, a olovna samo 2 kg.

8. Tvrdoća - svojstvo odupiranja zadiranju drugog predmeta

9. gustoća metala: a) laki metali (ispod 5 g/cm3): Li 0,53

b) teški metali (iznad 5g/cm3): Ir 22,65

10. Talište: a) lako taljivi (Zn, Pb, Cd)

b) teško taljivi (Fe, Cu, Pt, Os...)

Najniže tališe ima živa (-38,87oC), a najviše W (3410oC)

VODIKOVA VEZA

• Vodikova veza je veza elektrostatske prirode između dvije dipolne molekule u kojima je vodik vezan na neki jako elektronegativan element.

• Vodikova veza je najjača slaba veza, ali je slabija i od ionske i kovalentne veze. Vrlo je važna za strukturu makromolekula.

• Ostvarena je asimetričnim kovalentnim vezanjem atoma vodika na atome najjače elektronegativnosti, tj. fluora, kisika i dušika.

• Pozitivno električno polje tako vezanog vodika privlači vanjske elektrone atoma drugih molekula i stvara dodatnu vezu između malih molekula ili dijelova molekule.

• Vodikove veze su odgovorne za određivanje i održavanje trodimenzionalnih struktura bioloških makromolekula. Prekid samo jedne vodikove veze može izazvati promjenu u strukturi koja uzrokuje promjene u biološkoj aktivnosti makromolekule.

• Oblik dvostruke zavojnice molekule DNA izgrađen je poprečnim vodikovim vezama između odgovarajućih parova baza.

Predavanje 5

KEMIJSKE REAKCIJE

Kemijska reakcija je događaj pri kojem dolazi do pregrupiranja kemijskih veza. Razaraju se postojeće i stvaraju nove kemijske veze.

• Sve kemijske reakcije mogu se podijeliti u 3 skupine:

1. reakcije u kojima se mijenja oksidacijski broj elemenata (redoks-reakcije)

2. reakcije u kojima se mijenjaju ligandi, odnosno koordinacijski broj reaktanata (kompleksne reakcije)

(a) reakcije nastajanja i raspadanja kompleksa i izmjene liganda (reakcije supstitucije) – kompleksne reakcije u užem smislu

(b) reakcije kod kojih dolazi do prijenosa protona, protolitičke reakcije

(c) reakcije taloženja i otapanja

3. reakcije pri kojima dolazi do disocijacije i asocijacije molekula, atoma i iona.

• Jedna reakcija ne mora pripadati jednoj od tih triju skupina, već može biti složena reakcija od tih skupina.

• Kemijska reakcija je obično sastavljena od niza osnovnih jednostavnih reakcija, što znači da je ukupna reakcija cijelog niza pojedinačnih reakcija.

• Do kemijske reakcije dolazi kada se sudare čestice reaktanata. Vjerojatnost istodobnog zajedničkog sudara sve većeg broja čestica je sve manja. Zbog toga reakcijom najprije nastaju jednostavniji međuprodukti (npr. sudarom dvaju čestica), a oni zatim daljnjim reagiranjem daju sve složenije konačne produkte.

Složene reakcije

• Zbiva li se pri nekom kemijskom procesu više nego jedna od navedenih osnovnih vrsta kemijskih reakcija, govori se o složenoj ili kombiniranoj reakciji.

Kemijska jednadžba

Kemijske reakcije prikazuju se kemijskim jednadžbama.Kemijska jednadžba je kvalitativan i kvantitativan sažet prikaz kemijske reakcije - broj atoma elemenata ostaje očuvan, atomi se samo pregrupiraju u nove molekule.

simboli i formule poznatih tvari reaktanti

simboli i formule izlaznih tvari iz reakcije produkti

• Ako u reakciji sudjeluju IONI - ionske reakcije (obično vrlo brze), a ako sudjeluju MOLEKULE - molekulske reakcije (spore).

• Kemijske jednadžbe ne prikazuju mehanizam kemijske promjene, samo početno i konačno stanje.

Oznake agregatnih stanja u jednadžbama:g - plin; l -tekućina; s - krutina;aq - otopljeno u vodi

Osnovna pravila za sastavljanje jednadžbe kemijske reakcije:

• moraju biti poznati reaktanti i produkti kemijske reakcije

• Ukupna masa tvari koje nastaju kemijskom reakcijom mora biti jednaka masi tvari koje ulaze u kemijsku reakciju

• broj svake vrste atoma na lijevoj strani jednadžbe mora biti jednak broju atoma na desnoj strani jednadžbe

• zbroj električnih naboja na lijevoj strani jednadžbe mora biti jednak broju zbroju električnih naboja na desnoj strani jednadžbe

• ukupna promjena oksidacijskog broja atoma koji se oksidira mora biti jednaka ukupnoj promjeni oksidacijskog broja atoma koji se reducira (redoks-reakcije).

Primjeri kemijskih reakcija

HCl + NaOH → NaCl + H2O – neutralizacija

2H2O → 2H2(g) + O2(g) – elektroliza

2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2(g) – termoliza

2AgCl → 2Ag + Cl2(g) - fotokemijska reakcija

AgNO3 + HCl → AgCl(s) + HNO3 - reakcija taloženja

S + O2(g) → SO2(g) - reakcija oksidacije

Primjer kemijske reakcije u ionskom obliku

HCO3- + OH- → CO32- + H2O

Redoks - reakcije

OKSIDACIJA

REDUKCIJA

REDOKS PROCESI

Definicije oksidacije i redukcije

• Lavoisier:

- “oksidacija”: spajanje elemenata s kisikom

npr. 4Fe + 3O2 → 2Fe2O3 oksidacija

Fe2O3 + H2 → 2FeO + H2O redukcija

- “redukcija”: oduzimanje kisika pomoću vodika

• Elektronska definicija oksido – redukcije (prijenos elektrona)

OKSIDACIJA – otpuštanje (gubitak) elektrona

REDUKCIJA – primanje elektrona

• Redoks reakcijama nazivaju se one kemijske reakcije kod kojih dolazi do prijenosa elektrona između reaktanata.

• Redoks proces može se prikazati pregledno parcijalnim redoks jednadžbama

Oksidacija:otpuštanje elektrona ilipovećanje pozitivnog naboja

Redukcija:primanje elektrona ipovećanje negativnog nabojaCu2+ + 2e- Cu

Zn Zn2+ +2e-

Cu2+ + Zn Cu + Zn2+


Level Third Outline

LevelFourth

Outline Level Fifth

Outline Level

Sixth Outline Level




– Druga razina

• Treća razina

– Četvrta razina

» Peta razina

• Tvar koja otpušta elektrone (donor elektrona) i pri tome se oksidira, zove se REDUKCIJSKO SREDSTVO (REDUCENS).

• Tvar koja prima elektrone (akceptor elektrona) i pri tome se reducira, zove se OKSIDACIJSKO SREDSTVO (OKSIDANS)

• SVI METALI SU REDUKCIJSKA SREDSTVA (Na, Ca, Ba, Cu…)

• SVI NEMETALI SU OKSIDACIJSKA SREDSTVA (Cl2, Br2, I2, O2)

• VIŠI I NIŽI STUPANJ OKSIDACIJE istog elementa naziva se REDOKS – PAR

30

10

32

AlAl

NaNa

FeFe

JAKA OKSIDACIJSKA SREDSTVA

KMnO4 kalijev permanganat

K2Cr2O7 kalijev bikromat

HNO3 nitratna kiselina

H2SO4 sulfatna kiselina

KClO3 kalijev klorat

KClO4 kalijev perklorat

Cu 2+ cupri-ion (bakrov-II ion)

JAKA REDUKCIJSKA SREDSTVA

C ugljik (grafit)

H2S sumporovodik

H2SO3 sulfitna kiselina

HI jodovodik

H2 vodik

Predavanje 6

OTOPINE

Otopine su:

• homogene smjese u kojima se ne razlikuju pojedini sastojci smjese (faze)

• molekulska disperzija

otopina (disperzni sustav) =

otopljena tvar (disperzna faza)

+ otapalo (disperzno sredstvo)

Prema veličini čestica otopljene tvari razlikujemo:

• prave otopine ø čestica < 1 nm npr. vodena otopina kuhinjske soli

• grubo disperzni sustavi ø čestica>200nm npr. heterogena smjesa pijeska i vode

• koloidni sustavi ø čestica 1 nm – 200 nm npr. mlijeko, juha, majoneza, magla, krv…

• Ako se kroz otopinu propusti uski snop svjetlosti i promatra okomito na smjer širenja svjetlosti,

• koloidne otopine ponašaju se kao mali izvori svjetlosti i raspršuju svjetlost oko sebe

• (isto se uočava ako kroz usku pukotinu uđu u sobu zrake svjetlosti – svjetlost se raspršuje po česticama prašine)

Tyndallov efekt

Otapanje čvrstih tvari

Pri otapanju soli

• dipolne molekule vode gibaju se kaotično i udaraju u površinu kristalića soli

• ako molekula vode udari ion na površini kristalića svojim dijelom koji ima suprotan naboj od naboja iona, uspostavlja se ion-dipolna veza

• titranje tog iona u kristalnoj rešetki se pojačava i on izlazi iz rešetke i odlazi u otopinu

Disocijacija i hidratacija

• disocijacija = proces oslobađanja iona iz kristalne rešetke djelovanjem polarnog otapala (vode)

• hidratacija = proces okruživanja iona određenim brojem molekula vode

• Na+(aq), Cl-(aq) = hidratizirani ioni

• solvatizirani ioni = ioni okruženi molekulama otapala

Ionska otopina NaCl provodi električnu struju

• tvari koje u vodenim otopinama provode električnu struju jesu elektroliti

Otapanja šećera u vodi

• razlikuje se od otapanja soli

• međumolekularne sile mnogo slabije

• molekule vode lako razaraju molekularnu kristalnu rešetku šećera

• molekularna otopina šećera je neelektrolit

• Kemijski slične tvari dobro se otapaju u kemijskim sličnim otapalima:

• polarne tvari dobro topljive u polarnim otapalima (sol ↔ voda)

• nepolarne tvari – u nepolarnim otapalima (jod ↔ heksan)

Topljivost soli u heksanu i vodi

Topljivost joda u vodi

topljivost - slaba

jod – molekulski kristal voda – polarno otapalo između molekula joda: privlačne sile inducirani dipol – inducirani dipol između molekula joda i molekula vode: privlačne sile inducirani dipol – dipol koje su slabije

• između molekula joda i molekula heksana nastaju privlačenja inducirani dipol – inducirani dipol koja su dovoljna jaka da omoguće izlazak molekula joda iz rešetke

Entalpija otapanja Δot H

• = prirast topline koja se troši ili oslobađa pri otapanju tvari

• jedinica KJ mol-1

• entalpija kristalne rešetke (za razaranje rešetke) + entalpija solvatacije (hidratacije)

• o odnosu tih dviju entalpija ovisi hoće li se pri otapanju toplina trošiti ili oslobađati

• toplina se oslobodila u okoliš

• egzotermna reakcija

• toplina se u reakciji vezala

• reakcija je endotermna

Vrste otopina

• zasićene – koje pri određenoj temperaturi sadrže najveću moguću masu otopljene tvari

• nezasićene – koje pri određenoj temperaturi ne sadrže najveću moguću masu otopljene tvari

• prezasićene – koje sadrže više otopljene tvari od zasićene otopine

• Topljivost se definira - sastavom zasićene otopine, a najčešće se iskazuje najvećom mogućom masom otopljene tvari u 100 g otapala

Otapanje plinova u vodi

• za razliku od čvrstih tvari, čija se topljivost uglavnom povećava s porastom temperature, topljivost plinova se s porastom temperature smanjuje

Topljivost plinovi ovisi i o:

• tlaku

• Henryjev zakon:

• Topljivost plina pri određenoj temperaturi proporcionalna je tlaku plina iznad otopine

Kvantitativni sastav otopina

• najčešće se iskazuje kao:

• maseni udio otopljene tvari w(X)

• masena koncentracija otopljene tvari γ(X)

• množinska koncentracija ot. tvari c(X)

• molalnost b(X)

Maseni udio otopljene tvari w(X)

• iskazuje se brojevima od 0 do 1

• ili postotkom od 0% do 100%

Masena koncentracija otopljene tvari γ(X)

• SI jedinica kg m-3

• u praksi je češći g dm-3 ili g L-1

Množinska koncentracija otopljene tvari c(X)

• SI-jedinica mol m-3

• češće se rabi mol dm-3


Level Third Outline

LevelFourth

Outline Level Fifth

Outline Level

Sixth Outline Level




– Druga razina

• Treća razina

– Četvrta razina

» Peta razina

množina tvari može se izračunati:

n =

M

m

c(X) = MV

m

Molalnost (molalitet) b(X)

• SI-jedinica je mol kg-1

Koligativna svojstva otopina

• = posebna svojstva koja ne ovise o vrsti otopljene tvari, nego o broju čestica.

• to su:

• osmotski tlak

• povišenje vrelišta

• sniženje ledišta


Level Third Outline


Level Fifth

Outline Level

Sixth Outline Level




– Druga razina

• Treća razina

– Četvrta razina

» Peta razina

Difuzija

• = spontano prelaženje čestica s mjesta veće koncentracije na mjesto manje koncentracije

• posljedica difuzije je izjednačenje koncentracija

• difuzija brža ako su čestice manje, gustoća otapala manja, dodirna površina veća, a temperatura viša

Osmoza

• grč. osmos = opiranje, tiskanje

• = prodiranje molekula otapala (vode) kroz polupropusnu opnu iz razrijeđenije otopine u koncentriraniju, u cilju izjednačavanja koncentracije.

destilirana voda konc. otopina NaCl

• čestice otopljenih tvari usred gibanja udaraju o opnu stvarajući osmotski tlak (Π )

Π = i · c · R · T

• i = Van´t Hoffov faktor

• c = množinska koncentracija

• R = opća plinska konstanta

• (8,314 Pa m3 mol-1 K-1)

• T = termodinamička temperatura

Ako su koncentracije svih triju otopina jednake, a njihova temperatura ista, osmotski tlak otopine NaCl bit će 2x veći, a otopine K2SO4 3x veći od osmotskog tlaka otopine saharoze.

Prema osmotskom tlaku

• otopine dijelimo na:

• izotonične – otopine koje imaju jednake osmotske tlakove

• hipertonične – otopine koje imaju veći osmotski tlak od tlaka promatrane otopine

• hipotonične – otopine s manjim osmotskim tlakom od tlaka promatrane otopine

“fiziološka otopina” – 0,9% ot. NaCl

Povišenje vrelišta

• vrelište otopine više je od vrelišta čistog otapala.

• zašto?

• otapanjem čvrste tvari u otopini tlak pare se smanjuje, zbog čega se vrelište povisi

• povišenje vrelišta ovisi o broju čestica otopljene tvari i više je što je molalnost otopine veća

destilirana voda 16%-tna otopina 28%-tna otopina

NaCl u vodi NaCl u vodi

tv = 100°C tv = 103,4°C tv = 106,9°C

Za otopine vrijedi pravilo

• da je povišenje vrelišta ΔT

• ΔT = i · Kb · b


• Kb = ebulioskopska konstanta

• b = molalnost

Sniženje ledišta

• Ledište otopina niže je od ledišta čistog otapala.

• pri skrućivanju (zaleđivanju) manji je broj molekula otapala u vezi s površinom kristala, jer su prisutne i čestice otopljene tvari koje ne mogu ući u strukturu kristala

• zato se brzina kristalizacije smanjuje

Sniženje ledišta ΔT izračunava se:

• ΔT = i · Kf · b


• Kf = krioskopska konstanta

• b = molalnost

Koloidi

• su smjese u kojima je veličina čestica disperzne faze od 1 nm do 200 nm

• disperzna faza može se sastojati od nakupina iona ili molekula, molekulnih otopina…

• u koloidima disperzno sredstvo i disperzna faza mogu biti u sva 3 agregatna stanja

Zašto je mlijeko bijelo?

• mlijeko je emulzija (smjesa tekućina koje se ne miješaju)

• disperzna faza (tekućina – ulje) raspršena je u disperznom sredstvu (tekućini – vodi)

• mlijeko je bijelo od brojnih kapljica masti raspršenih u vodi

• emulgator (tvar koja čini emulziju stabilnom) je bjelančevina kazein

Djelovanje emulgatora

Ako je koncentracija koloida velika, može doći do stvaranja gela. Gel je za razliku od sola mrežaste strukture u čijim međuprostorima su uklopljene molekule vode. Zbog toga se takvi koloidi nazivaju hidrofilnim. Ako se u gel doda voda, dolazi do nastanka sola i proces je reverzibilan:

gel + voda → sol

Važno svojstvo koloida

• velika ukupna površina čestica disperzne faze

• zato koloidne čestice imaju veliku sposobnost adsorpcije (= vezivanja jedne tvari na površinu druge)

• to se svojstvo primjenjuje u tehnologiji (aktivni ugljen u zaštitnim maskama za adsorpciju otrovnih plinova, u prehrambenoj i farmaceutskoj ind. za uklanjanje nepoželjnih boja i miris, lijek kod probavnih smetnji…)

Stabilnost koloida

• svaki se sustav u prirodi nastoji izgraditi tako da mu energija bude čim manja

• zbog velike ukupne površine koloidnih čestica velika je i površinska energija pa bi se očekivalo da će se čestice nastojati udružiti u veće nakupine (= koagulacija)

• to se ipak ne događa zbog posebne strukture koloida

Elektroforeza

• = pojava da se nabijene koloidne čestice kreću u nepokretnoj tekućini djelovanjem električnog polja istosmjerne struje

• sve čestice istog naboja kreću se u istom smjeru prema suprotno nabijenoj elektrodi

• elektroforezom se odvajaju kemijski slično spojevi

• primjena: elektroforetsko određivanje krvi

Dijaliza

• = čišćenje koloidne otopine od elektrolita koji zaostaju u disperznom sredstvu

• odvija se kroz polupropusnu opnu

• primjena: čišćenje krvi kod bubrežnih bolesnika

• u dijalizatoru iz krvi bolesnika izlaze kroz polupropusnu membranu štetne tvari koje se kod zdravih ljudi izlučuju mokraćom

Documents

Anita Predavanja 1 - 1.Dio