1

8.1. Nemetali, oksidi nemetala i kiseline

8.1.1 Fizika svojstva nemetala

Nemetali su hemijski elementi koji se u tablici periodnog sistema elemenata nalaze sa desne

strane, izuzev vodonika koji se nalazi u gornjem levom uglu.

Na sobnoj temperaturi mogu biti u sva tri agregatna stanja:

gasovitom - vodonik, kiseonik, hlor, azot, fluor

tenom brom ( brom je jedini teni nematal)

vrstom - ugljenik, fosfor, sumpor, jod

Nemetali se mogu razlikovati po boji npr. sumpor je ute boje, jod je ljubiast, kiseonik

bezbojan, fosfor moe biti beo ili crven.Pojedini nemetali (hlor i brom) imaju otar, neprijatan

miris i ne smeju se udisati jer su tetni po zdravlje ljudi.

Nemetali se razliito ponaaju prilikom zagrevanja. Jod sublimuje tj. prelazi direktno iz vrstog u

gasovito agregatno stanje.

Beli fosfor se spontano pali na vazduhu:

P4 + 5O2 2P2O5

Crveni fosfor se pali prilikom zagrevanja. Nastaje bela gusta magla, fosfor(V)-oksid.

4P + 5O2 2P2O5

Zajedniko svojstvo nemetala je da ne provode elektricitet, izuzev oblika ugljenika, grafita, koji

je dobar provodnik elektriciteta.

Nemetali su slabo rastvorni u vodi.

Osnovno svojstvo nemetala je da grade kiseline

2

8.1.2. Vodonik

Vodonik je najlaki hemijski element. Redni broj mu je 1, kao i maseni broj. Jezgro atoma

vodonika sadri jedan proton, a u elektronskom omotau se nalazi jedan elektron. Vodonik je

jedini element koji nema neutrone. Atoma izgleda ovako:

Nalazi se u Ia (1) grupi u Periodnom sistemu elemenata.

U prirodi je veoma zastupljen u viim slojevima atmosfere (Sunce, zvezde) pa je to

najrasprostranjeniji elelment u svemiru. U naoj okolini se nalazi samo u vidu jedinjenja od kojih

treba istai vodu, amonijak, proteine, ugljene hidrate...

U elementarnom stanju vodonik postoji kao dvoatomni molekul (H2). Atomi vodonika su

povezani jednostrukom, nepolarnom, kovalentnom vezom.

Vodonik se laboratorijski dobija reakcijom izmeu nekih metala i kiselina npr. reakcijom izmeu

cinka i hlorovodonine kiseline nastaje so, cink-hlorid i vodonik.

Zn + 2HCl ZnCl2 + H2

Vodonik je gas, bez boje, ukusa i mirisa, praktino se ne rastvara u vodi jer su mu molekuli

nepolarni. Gori svetlo plavim plamenom i pri tome se jedini sa kiseonikom gradei vodu.

Ako se smea vodonika i kiseonika u zapreminskom odnosu 2:1 (praskavi gas) zapali uje se

prasak jer je ta smea eksplozivna.

3

8.1.3. Kiseonik

Kiseonik je veoma rasprostranjen hemijski elemenat. U slobodnom stanju ga ima u vazduhu, a

sastojak je i mnogih jedinjenja, npr. vode, oksida, proteina...

U atomu kiseonika se nalazi po 8 protona, neutrona i elektrona. Atom kiseonika izgleda ovako:

Kiseonik se nalazi u VIa (16) grupi Periodnog sistema elelmenata. U elementarnom stanju

postoji kao dvoatomni (O2) i troatomni molekul (O3 - ozon).

U dvoatomnom molekulu kiseonika, atomi su povezani dvostukom kovalentnom vezom.

Kiseonik se laboratorijski dobija zagrevanjem kalijum-permanganata. Prisustvo kiseonika se

moe dokazati unoenjem uarenog drvceta. Ono e se u prisustvu kiseonika razbuktati jer

kiseonik potpomae gorenje.

Kiseonik je gas bez boje, ukusa i mirisa.

Oksidacija je reakcija kiseonika sa drugim elementima. Jedinjenja koja nastaju nazivaju se

oksidi. U oksidima je kiseonik uvek dvovalentan, a drugi elemenat moe imati valencu od I do

VIII.

Primeri formula oksida su:

kalijum-oksid - K2O (kalijum je jednovalentan)

magnezijum-oksid - MgO (magnezijum je dvovalentan)

4

gvoe(III)-oksid - Fe2O3 (gvoe je trovalentno)

ugljenik(IV)-oksid -CO2 (ugljenik je etvorovalentan)

azot(V)-oksid-N2O5 (azot je petovalentan)

sumpor(VI)-oksid- SO3 (sumpor je estovalentan)

hlor(VII)-oksid - Cl2O7 (hlor je sedvovalentan)

Oksidacija moe biti brza (burna) i spora (tiha).

Gvoe se stajanjem na vazduhu oksiduje tj. reaguje sa kiseonikom gradei ru koja je po

hemijskom sastavu Fe2O3. Ovo je primer spore oksidacije.

8.1.4. Sumpor

Sumpor je elemenat VIa (16.) grupe Periodnog sistema elemenata. Sadri po 16 protona,

neutrona i elektrona. Raspored elektrona po energetskim nivoima je: K=2, L=8, M=6

Sumpor je ute boje, vrstog agregatnog stanja, ne rastvara se u vodi. Molekul sumpora sadri

8 atoma. Postoje dve alotropske modifikacije sumpora: rombini i monoklinini sumpor.

Jedinjenja:

1. Oksidi:

SO2 - sumpor(IV)-oksid - ovaj zaguljiv, bezbojan gas nastaje paljem sumpora :

S + O2 SO2

Koristi se za dezinfekciju buradi za vino i beljenje tkanina.

Sumpor (IV)-oksid je anhidrid sumporaste kiseline, tj. u reakciji sa vodom gradi sumporastu

kiselinu: SO2 + H2O H2SO3

5

SO3 - sumpor(VI)-oksid - nastaje sagorevanjem sumpor(IV)-oksida:

2SO2 + O2 2SO3

Ovaj gas u reakciji sa vodom gradi sumpornu kiselinu.

SO3 + H2O H2SO4

2. Kiseline:

H2SO3 - sumporasta kiselina (sulfitna)

H2SO4 - sumporna kiselina (sulfatna)

Znaajna jedinjenja sumpora su i soli sumporaste i sumporne kiseline.

Primena:

Sumpor se upotrebljava u proizvidnji guma, ibica, boja i baruta. Sumporna kiselina se

upotrebljava u proizvodnji vetakih ubriva, boja, lekova, akumulatora i eksploziva.

8.1.5. Azot

Azot je element Va (15.) grupe Periodnog sistema elemenata. U jezgru sadri po 7 protona i

neutrona, a u elektronskom omotau se nalazi 7 elektrona (raspored po energetskim nivoima je:

K=2, L=5)

Azot se u slobodnom stanju nalazi u vazduhu. Biogeni je elemenat, ulazi u sastav nukleinskih

kiselina i proteina.

To je gas bez boje, ukusa i mirisa, slabo se rastvara u vodi, inertan je tj. slabo je reaktivan su

atomi u molekulu povezani jakom trostrukom vezom.

Jedinjenja:

1. Oksidi:

N2O -azot(I)-oksid

NO -azot(II)-oksid

6

N2O3 -azot(III)-oksid

NO2 -azot(IV)-oksid

N2O5 -azot(V)-oksid - ovaj oksid je anhidridid azotne kiseline:

N2O5 + H2O 2HNO3

2. Azotna (nitratna) kiselina, HNO3

3. Amonijak, NH3

- bezbojan gas, otrog mirisa, dobro se rastvara u vodi, nastaje reakcijom izmeu azota i

vodonika pri odreenim uslovima:

N2 + 3H2 2NH3

Primena:

Azot se koristi za konzervisanje hrane. Amonijak se koristi za dobijanje plastike i eksploziva.

Azotna kiselina se upotrebljava za proizvodnju eksploziva.

8.1.6. Ugljenik

Ugljenik je elemenat IVa (14.) grupe Perodnog sistema elemenata. Atom sadri po 6 protona,

neutrona i elektrona (raspored elektrona po energetskim nivoima je: K=2, L=4).

Ugljenik je veoma rasprostranjen u prirodi. Ulazi u sastav biljnog i ivotinjskog sveta, nafte,

stena, minerala...

Osobine:

Poznate su tri kristalna oblika ugljenika:

7

Grafit - crne je boje, mekan i provodi elektricitet

Dijamant - bezbojan je, tvrd i ne provodi elektricitet

Fuleren -C60

Amorfni oblici ugljenika su: a, koks, aktivni i drveni ugalj. Za vrstu supstancu kaemo da je

amorfna ako njene estice nisu ureene kao kod kristala. Primjeri amorfnih tijela su staklo,

gelovi, tanki filmovi i nanostrukturni materijali. Amorfne supstance imaju odreenu ureenost

estica samo na kraim rastojanjima, ali ne postoji ureenost u cijelom prostoru

Jedinjenja:

1. Oksidi

CO - ugljenik(II)-oksid (ugljen-monoksid) - gas bez boje, ukusa i mirisa, veoma je otrovan,

nastaje nepotpunim sagorevanjem benzina i ostalih organskih jedinjenja

2C + O2 2CO

CO2 -ugljenik(IV)-oksid (ugljen-dioksid)- gas bez boje i mirisa, tei je od vazduha, ne

potpomae gorenje te se koristi za gaenje poara. Nastaje potpunim sagorevanjem ugljenika ili

sagorevanjem ugljenik(II)-oksida.

C + O2 CO2 2CO + O2 2CO2

Ugljenik(IV)-oksid je glavni reaktant u procesu fotosinteze. On nastaje sagorevanjem fosilnih

goriva i disanjem ivih bia. Biljke uzimaju ovaj gas iz vazduha i u njima, pod dejstvom Suneve

svetlosti dolazi do procesa fotosinteze u kojem biljke stvaraju jednostavne ugljene hidrate i

kiseonik.

2. Ugljena (karbonatna) kiselina, H2CO3

nastaje reakcijom izmeu ugljenik(IV)-oksida i vode.

CO2 + H2O H2CO3

Primena:

Grafit se upotrebljava za izradu olovaka i elektroda, a od dijamanata se izrauje nakit. Aktivni

ugalj se koristi za preiavanje vode i vazduha.

8.1.7 Kiseline

Kiseline su jedinjenja koja nastaju reakcijom izmeu kiselih oksida (tj. anhidrida kiselina) i vode,

i u svom sastavu uvek imaju vodonik.

U tabeli su date formule kiselina, njihovih anhidrida kao i jednaine dobijanja tih kiselina:

8

formula kiseline naziv kiseline anhidrid kiseline jednaina dobijanja kiseline

H2CO3 ugljena CO2 CO2 + H2O H2CO3

H2SO3 sumporasta SO2 SO2 + H2O H2SO3

H2SO4 sumporna SO3 SO3 + H2O H2SO4

HNO3 azotna N2O5 N2O5 + H2O 2HNO3

H3PO4 fosforna P2O5 P2O5 + 3H2O 2H3PO4

Indikatori su supstance koje menjaju boju u kiseloj i baznoj sredini. Metil-oran je u kiseloj

sredini crven, a fenolftalein je bezbojan. Lakmus papir menja boju u kiseloj sredini u crveno.

Kiseline mogu biti kiseonine (one sadre kiseonik npr: sumporna) i beskiseonine (one ne

sadre kiseonik npr: hlorovodonina kiselina HCl)

Beskiseonine kiseline se dobijaju direktnom sintezom elemenata npr:

H2 + Cl2 2HCl

8.2. Metali, oksidi metala i hidroksidi (baze)

8.2.1. Fizika svojstva metala

Metali zauzimaju vei deo Periodnog sistema elemenata.

U prirodi se nalaze u vidu jedinjenja i veoma su rasprostranjeni u Zemljinoj kori u vidu stena,

ruda i minerala. Neki elementi su neophodni za dobro funkcionisanje ovekovog organizma,

9

npr. gvoe je sastojak hemoglobina u krvi i neophodan je za prenos kiseonika putem krvi,

kalcijum u vidu jedinjenja izgrauje kosti i daje im neophodnu vrstinu... Malobrojni su metali koji

se u prirodi mogu nai u slobodnom stanju npr. zlato, srebro i bakar.

Svi metali su u vrstom agregatnom stanju izuzev ive koja je tena.

Metali dobro provode elektricitet i toplotu.

Svi metali su sive boje izuzev bakra, koji je crven, i zlata koje je uto.

Na osnovu poloaja u Periodnom sistemu elelmenata metali se dele na:

alkalne metale - elementi Ia (1) grupe

zemnoalkalne - elelmenti IIa (2) grupe

prelazne - metali iz b grupa (od 3 do 12)

ostale metale - Al, Ga, In, Tl, Sn, Pb, Bi, Po

8.2.2. Kalcijum i ostali izraziti metali

Kalcijum je element 2. (IIa) grupe Periodnog sistema koju ine zemnoalkalni metali. Elementi

ove grupe su uvek dvovalentni u jedinjenjima, sive su boje, dobro provode toplotu i elektricitet i

manje su reaktivni od elemenata Ia (1) grupe koju ine alkalni metali.

Alkalni metali u reakciji sa vodom daju hidrokside koji se dobro rastvaraju u vodi, odnosno

alkalije.

Jednaina reakcije je: 2Na + 2H2O 2NaOH + H2

10

Reakcija kalcijuma sa vodom je burna, ali manje u odnosu na reakciju natrijuma sa vodom.

Jednaina ove reakcije je:

Ca + 2H2O Ca(OH)2 + H2

Magnezijum reaguje sa vodom tek pri zagrevanju.

Mg + 2H2O Mg(OH)2 + H2

Alkalni metali reaguju burnije jer otputaju jedan, a zemnoalkalni metali dva valentna elektrona.

Na reaktivnost utie i udaljenost valentnog elektrona od jezgra atoma. Kalcijum je reaktivniji od

magnezijuma jer su njegovi valentni elektroni udaljeniji od jezgra i ono ih slabije privlai.

Hidroksidi alkalnih i veine zemnoalkalnih metala se mogu dobiti reakcijom oksida tih metala sa

vodom, npr:

CaO + H2O Ca(OH)2

8.2.3. Gvoe, aluminijum, bakar

Crna metalurgija je deo industrije koji se bavi proizvodnjom gvoa dok se proizvodnjom svih

ostalih metala bavi obojena metalurgija.

Metali su dobri provodnici toplote i elektriciteta (toplotna provodljivost: Al

11

2. plavi kamen CuSO45 H2O

Oksidi gvoa, bakra i aluminijuma su slabo rastvorni u vodi i ne mogu sa njom da grade

hidrokside.

Hidroksidi gvoa, bakra i aluminijuma se slabo rastvaraju u vodi.

Primena gvoa: ne koristi se isto gvoe jer je krto. elik se koristi za iradu alata, metalnih

konstrukcija, mostova...

Primena aluminijuma: izrada folija, automobila, aviona...

Primena aluminijum-oksida (mineral korund): izrada nakita (rubin, safir)

Primena bakra: izrada posuda, novca, nakita.

8.2.4. Legure

Legure su smee koje se dobijaju meanjem jednog metala sa jednim ilil vie drugih elemenata.

Najznaajnije legure su:

elik - legura gvoa i ugljenika (do 1,7% C)

bronza - legura bakra i kalaja

mesing - legura bakra i cink

duraluminijum- legura aluminijuma sa bakrom, magnezijumom, manganom, silicijumom ili

gvoem.

8.2.5. Hidroksidi

Hidroksidi su jedinjenja koja sadre hidroksidnu grupu -OH. Ona je uvek jednovalentna tako da

opta formula hidroksida glasi

M(OH)n gde je M oznaka za metal, a n je valenca tog metala.

Anhidridi hidroksida (bazni oksidi) su oksidi metala koji u reakciji sa vodom grade hidrokside

(baze).

Baznost rastvora se moe dokazati pomou indikatora. Fenolftalein je ljubiast, metil-oran je

ut, a crveni lakmus papir postaje plav u baznoj sredini.

12

8.3. Soli

8.3.1. Imenovanje soli i sastavljanje formula soli Sa solima se esto susreemo u

svakodnevnom ivotu npr. kuhinjska so, soda bikarbona, plavi kamen...

Soli su jonska jedinjenja koja su izgraena od katjona metala i anjona kiselinskog

ostatka.

Kiselinski ostatak se dobija oduzimanjem atoma vodonika u molekulu kiseline i on je

onoliko valentan koliko ima atoma vodonika.

formula kiseline kiselinski ostatak valenca

HCl Cl I

HNO3 NO3 I

H2SO4 SO4 II

H3PO4 PO4 III

U sledeoj tabeli su date formule i nazivi najznaajnijih kiselina, jon kiselinskog ostatka i

naziv njihovih soli.

formula kiseline naziv kiseline jon kiselinskog ostatka naziv soli

HCl hlorovodonina (hloridna) Cl hloridi

HNO2 azotasta (nitritna) NO2 nitriti

HNO3 azotna(nitratna) NO3 nitrati

H2SO3 sumporasta (sulfitna) SO32 sulfiti

H2SO4 sumporna (sulfatna) SO42 sulfati

H2CO3 ugljena(karbonatna) CO32 karbonati

H3PO4 fosforna (fosfatna) PO43 fosfati

Pri sastavljanju formula soli mora se voditi rauna o valencama metala i kiselinskog

ostatka.

13

Pri sastavljanju formula soli mora se voditi rauna o valencama metala i kiselinskog ostatka.

npr.

I I II I

NaCl - natrijum-hlorid CaCl2 - kalcijum-hlorid

I I I I III

Mg(NO3)2 - magnezijum-nitrat Na3PO4 - natrijum-fosfat

III II II II

Al2(SO4)3 - aluminijum-sulfit CaSO4 - kalcijum-sulfat

Ukoliko metal moe imati vie valenci onda se mora naglasiti valenca metala u nazivu soli.

npr.

II I III I

FeCl2 - gvoe(II)-hlorid FeCl3 - gvoe(III)-hlorid

8.3.2. Dobijanje soli

Soli se mogu dobiti na vie naina. Najee se soli mogu dobiti na sledei nain:

1. neutralizacijom - reakcijom izmeu kiseline i baze

kiselina + baza so + voda

npr.

HCl + NaOH NaCl + H2O

2H3PO4 + 3Ca(OH)2 Ca3(PO4)2 + 6H2O

Reakcija neutralizacije moe biti potpuna i nepotpuna. Npr. pri reakciji sumporne kiseline i

natrijum-hidroksida mogu nastati dve soli, natrijum-hidrogensulfat ili natrijum-sulfat to zavisi od

toga da li dolazi do potpune ili nepotpune zamene atoma vodonika sa jonima natrijuma.

nepotpuna neutralizacija - jedan atom vodonika (koji ulazi u sastav kiseline) je zamenjen jonom

natrijuma i nastaje so natrijum-hidrogensulfat

14

H2SO4 + NaOH NaHSO4 + H2O

potpuna neutralizacija - oba atoma vodonika iz kiseline su zamenjena jonima natrijuma i nastaje

so natrijum-sulfat

H2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + 2H2O

2. reakcijom izmeu pojedinih metala i kiseline

metal + kiselina so + vodonik

npr.

Ca + 2HCl CaCl2 + H2

Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2

Neki metali npr. bakar, srebro i zlato ne reaguju sa razblaenim rastvorima kiselina.

3. reakcijom izmeu oksida metala i kiseline

oksid metala + kiselina so + voda

npr.

Na2O + 2HCl 2NaCl + H2O

CaO + H2SO4 CaSO4 + H2O

4. reakcijom izmeu oksida nemetala i baze

oksid nemetala + baza so + voda

U ovoj jednaini nastaje so kiseline koja nastaje kada oksid nemetala reaguje sa vodom. U

tabeli je dat prikaz oksida i jednaine reakcija ovih oksida sa vodom.

oksid jednaina dobijanja kiseline

CO2 CO2 + H2O H2CO3

SO2 SO2 + H2O H2SO3

SO3 SO3 + H2O H2SO4

N2O5 N2O5 + H2O 2HNO3

P2O5 P2O5 + 3H2O 2H3PO4

npr. reakcijom izmeu ugljenik(IV)-oksida i natrijum-hidroksida nastaje so ugljene kiseline -

natrijum-karbonat

15

CO2 + 2NaOH Na2CO3 + H2O

reakcijom izmeu sumpor(VI)-oksida i kalijum-hidroksida nastaje so sumporne kiseline - kalijum-

sulfat

SO3 + 2KOH K2SO4 + H2O

5. direktnom sintezom elemenata

metal + nemetal so

npr.

2Na + Cl2 2NaCl

8.3.3. Svojstva i primena soli

Soli su kristalne supstance visoke temperature topljenja. To su jonska jedinjenja koja se sastoje

od katjona metala i anjona kiselinskog ostatka. Soli mogu biti razliitih boja. Veina soli se

rastvara u vodi i one daju vode ukus, a neke i tvrdou (karbonari i hidrogenkarbonati

magnezijuma i kalcijuma).

Hemijske reakcije soli su brojne. Najznaajnije su sledee reakcije:

1. reakcija soli sa kiselinom

npr. karbonati reaguju sa hlorovodoninom, sumpornom i azotnom kiselinom gradei

odgovarajuu so, ugljenik(IV)-oksid i vodu

Jednaina hemijske reakcije je: Na2CO3 + 2HCl 2NaCl + CO2 + H2O

2. reakcija soli sa bazom

npr. soli aluminijuma, gvoa i bakra reaguju sa bazama alkalnih i zemnoalkalnih metala. Na

ovaj nain se mogu dobiti hidroksidi metala koji ne mogu nastati reakcijom njihovih oksida sa

vodom.

npr.

CuSO4 + 2NaOH Cu(OH)2 + Na2SO4

FeSO4 + 2NaOH Fe(OH)2 + Na2SO4

Fe2(SO4)3 + 6NaOH 2Fe(OH)3 + 3Na2SO4

3. reakcija soli sa metalom

U reakciji nekih soli i metala dolazi do zamene jona metala iz soli sa metalom koji reaguje

npr.

16

Zn + FeSO4 ZnSO4 + Fe

4. reakcija dvostruke izmene

dve soli mogu reagovati meusobno ukoliko pri toj reakciji nastaje slabo rastvorna so tj. talog.

Pri ovoj reakciji joni metala menjaju mesta.

npr.

AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3

8.4. Elektrolitika disocijacija kiselina, hidroksida i soli

8.4.1. Elektrolitika disocijacija

Elektrolitika disocijacija je razlaganje jedinjenjenja (sa jonskom i polarnom kovalentnom

vezom) na jone, pod dejstvom polarnih molekula vode.

Supstance iji vodeni rastvori provode elektricitet nazivaju se elektroliti (npr. hlorovodonina

kiselina, kuhinjska so, natrijum-hidroksid).

Neelektroliti su supstance iji vodeni rastvori ne provode elektricitet (npr. alkohol, eer).

Kiseline su jedinjenja koja u vodi disosuju na pozitivne jone vodonika i negativne jone

kiselinskog ostatka.

HCl H+ + Cl-

H2SO4 2H+ + SO42-

H3PO4 3H+ + PO43-

Hidroksidi (baze) su jedinjenja koja u vodenom rastvoru kao negativne jone sadre hidroksidne

jone.

NaOH Na+ + OH-

Ca(OH)2 Ca2+ + 2OH-

Amonijak u vodenom rastvoru takoe sadri hidroksidne jone.

NH3 + H2O NH4+ + OH-

Pri rastvaranju soli u vodi dolazi do elektrolitike disocijacije soli. Nastali vodeni rastvori sadre

katjone metala i anjone kiselinskog ostatka.

Na2SO4 2Na+ + SO42-

Mg(NO3)2 Mg2+ + 2NO3-

17

NH4Cl NH4+ + Cl-

Elektroliti mogu biti jaki i slabi. Jaki ekektroliti u vodi disosuju skoro potpuno na jone, npr.

HCl, HNO3, H2SO4,NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2

Slabi elektroliti su supstance u ijim vodenim rastvorima ima malo jona, npr.

H2CO3, H2SO3, Fe(OH)2.

8.4.2. Mera kiselosti rastvora - pH vrednost

Rastvori mogu biti kiseli, neutralni, bazni.

Kiselost (baznost) rastvora se izraava pH vrednou.

pH-skala najee ima opseg 14 jedinica.

Ako je pH < 7 rastvor je kiseo

pH = 7 rastvor je neutralan

pH > 7 rastvor je bazan.

Kiselost odnosno baznost rastvora se moe odrediti pomou kiselinsko-baznih indikatora. To su

supstance koje menjaju boju u zavisnosti od pH vrednosti rastvora.

U kiseloj sredini plavi lakmus papir postaje crven, metil-oran je crvene boje, a fenolftalein je

bezbojan.

U baznoj sredini crveni lakmus papir postaje plav, metil-oran je ut, a fenolftalein je ljubiast.

18

8.5. Ugljovodonici

8.5.1. Uvod u organsku hemiju

U okviru neorganske hemije smo prouavali pojedina jedinjenja ugljenika tj. njegove okside,

ugljenu kiselinu i njene soli, karbonate.

Organska hemija prouava sva ostala jedinjenja ugljenika. Tako emo u ovoj i narednim

temama izuavati alkane, alkohole, karboksilne kiseline, masti i ulja, ugljene hidrate, proteine i

jo neke klase organskih jedinjenja.

U sastav organskih jedinjenja ulaze ugljenik i vodonik, a mogu da sadre i atome nekolicine

drugih elemenata (npr. kiseonika, azota, sumpora).

Ugljenik je uvek etvorovalentan. Na narednim slikama vidimo da svaki atom ugljenika gradi

etiri kovalentne veze.

Veza izmeu dva atoma ugljenika moe biti jednostruka, dvostruka ili trostruka.

Ugljenikovi atomi mogu biti povezani u otvorene i zatvorene nizove. Na narednim slikama je

prikazano kako 6 atoma ugljenika mog biti povezana u otvoren niz i zatvoren niz (prsten).

Otvoreni nizovi mogu biti nerazgranati i razgranati.

isobutan

19

8.5.2. Ugljovodonici - podela i fizika svojstva

8.5.3. Zasieni ugljovodonici alkani

Zasieni aciklini ugljovodonici, alkani su se jo nazivali i parafini zbog izrazite hemijske

inertnosti.

Opta formula alkana je CnH2n+2.

Prvih deset alkana s nazivima su:

Niz jedinjenja kod kog se svaki clan razlikuje za po jednu -CH2- grupu zove se homologi niz.

Sva jedinjenja u nizu imaju slicne hemijske osobine (podleu slicnim reakcijama...). Prva cetiri

alkana su gasovita, alkani od cetiri da jedanaest ugljenikovih atoma su tecni, a preko 11 su

vrsti. U vodi su netopivi, ali se tope dobro u organskim rastvaracima. Po pravilu tacka kljucanja

"normalnog" alakana uvek je via od tacki kljucanja njegovih izomera.

20

Nomenklatura alkana

Za davanje imena izomerima alkana koristi se medunarodna, enevska nomenklatura. Za

osnovu se uzima najdui ugljenikov lanac, a smetaj bocnih lanaca (koji dobijaju ime po

radikalu) se oznacava brojevima.

2,2,4-trimetilheksan

Posotoje dva niza homologa cikloalkana. Kod prvog se za -CH2- grupu povecava prsten.

Opta formula cikloalkana je CnH2n i podudara se sa opstom formulom alkena. Izvor

cikloalkana je nafta.

21

22

8.5.4. Nezasieni ugljovodonici - alkeni i alkini

ALKENI

su nezasieni ugljovodonici koji sadre jednu dvostruku vezu

opta formula je CnH2n

nastavak: EN

imenovanje alkena: vae ista pravila kao i za alkane, a pored toga mora i da se obelei poloaj

dvostruke veze u molekulu. Obeleavanje ugljenikovih atoma u osnovnom nizu poinje sa onog

npr:

1 2 3 4 1 2 3 4

CH2 CH CH2 CH3 CH3 CH CH CH3

1- buten 2- buten

izomeri koji se razlikuju po poloaju dvostruke veze ( IZOMERIJA POLOAJA)

1 2 3 4 5

CH2 CH CH2 CH CH3 4- metil -1- penten

CH3

1. Imenovati sledee alkene:

a) b)

CH3 CH C CH2 CH3 CH3 CH2 CH2 CH CH CH3

23

CH3

3-metil-2-penten 2-heksen

2. Napisati racionalne strukturne formule sledeih alkena:

a) 2- metil- 2-buten b) 1-penten

ALKINI

su nezasieni ugljovodonici koji sadre jednu trostruku vezu

opta formula je CnH2n - 2

nastavak: IN

Imenovanje alkina: vae ista pravila kao i za alkane, a pored toga mora i da se obelei poloaj

trostruke veze u molekulu. Obeleavanje ugljenikovih atoma u osnovnom nizu poinje sa onog

kraja niza kome je blia trostruka veza.

npr:

1 2 3 4 1 2 3 4

CH C CH2 CH3 CH3 C C CH3

1- butin 2- butin

izomeri koji se razlikuju po poloaju trostruke veze ( IZOMERIJA POLOAJA)

1 2 3 4 5

CH3 C C CH CH3 4- metil -2- pentin

CH3

1. Imenovati sledee alkine

a) b)

CH3 C C CH CH2 CH3 CH C CH CH3

CH3 CH3

24

odgovor: 4 - metil - 2-heksen 3 - metil - 1 - buten

2. Napisati racionalne strukturne formule sledeih alkina:

a) 4- metil- 1-heksin b) 3- metil - 1- pentin

CH C CH2 CH CH2 CH3 CH C CH CH2 CH3

CH3 CH3

8.5.5. Hemijska svojstva ugljovodonika

1. Reakcija sagorevanja

Pri reakciji sagorevanja, ugljovodonici reaguju sa kiseonikom i nastaju ugljenik(IV)-oksid i voda.

npr. CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O

2. Reakcija supstitucije (zamene)

Tipina je reakcija za alkane. Oni reaguju sa halogenim elementima (Cl2, Br2) u prisustvu

svetlosti i tada dolazi do zamene atoma vodonika iz alkana sa atomom halogenog elementa.

npr. CH4 + Cl2 CH3Cl + HCl

hlormetan (metil-hlorid)

Reakcija supstitucije se vri dok se svi atomi vodonika ne zamenu atomima halogenog

elementa.

CH3Cl + Cl2 CH2Cl2 + HCl dihlormetan (metilen-hlorid)

CH2Cl2 + Cl2 CHCl3 + HCl trihlormetan (hloroform)

CHCl3 + Cl2 CCl4 + HCl tetrahlormetan (ugljen-tetrahlorid)

3. Reakcija adicije na nezasiene ugljovodonike

25

Nezasieni ugljovodonici su reaktivniji od zasienih. Alkeni reaguju sa vodonikom, uz prisustvo

katalizatora, gradei alkane. Pri reakciji adicije se raskida dvostruka veza alkena i adiraju se tj.

dodaju atomi vodonika.

katalizator

CH2= CH2 + H2 CH3CH3

eten etan

CH2= CH2 + Cl2 CH2CH2

| |

Cl Cl

1,2-dihloretan

Adicija vodonika na molekul alkina moe biti delimina i potpuna.

Deliminom adicijom se adira jedan molekul vodonika na molekul alkina i nastaje alken.

CH CH + H2 CH2= CH2

etin eten

Adicijom dva molekula vodonika na molekul alkina nastaje alkan (potpuna adicija).

CH CH + 2H2 CH3CH3

etin etan

8.5.6. Aromatini ugljovodonici. Benzen

Aromatini ugljovodonici (areni) su nezasiena ciklina jedinjenja.

Najjednostavniji aromatini ugljovodonik je benzen, C6H6.

26

Benzen sadri 6 atoma ugljenika koji su povezani u estolani prsten. Za svaki atom ugljenika je

vezan po jedan atom vodonika. Pri pisanju formule benzena, naizmenino se postavljaju

dvostruke veze, iako to nije potpuno tano. Elektroni iz dvostrukih veza pripadaju svim atomima

ugljenika.

8.6. Ugljovodonici s kiseonikom

8.6.1. Alkoholi

Alkoholi su organska jedinjenja koja sadre hidroksilnu grupu (-OH grupu).

Prvi lan homologog niza alkohola je metanol (metil-alkohol).

Drugi lan homologog niza je etanol (etil-alkohol).

Sledei je propanol. Ako se hidroksilna grupa nalazi na prvom ugljenikovom atomu, onda je to

1-propanol. Ako je hidroksilna grupa na drugom ugljenikovom atomu, onda je to 2-propanol.

Svi gore navedeni alkoholi imaju po jednu hidroksilnu grupu i spadaju u monohidroksilne

alkohole. Alkoholi koji imaju dve ili vie hidroksilnih grupa spadaju u grupu polihidroksilnih

alkohola, npr. glicerol. Glicerol ima veliku primenu u proizvodnji sapuna, krema i ostalih

kozmetikih proizvoda.

27

Monohidroksilni alkoholi se, prema poloaju OH grupe, mogu podeliti na primarne, sekundarne

i tercijarne. Kod primarnih alkohola, hidroksilna grupa je vezana za ugljenikov atom koji je vezan

samo za jo jedan ugljenikov atom, npr. etanol i 1-propanol su primarni alkoholi. Kod

sekundarnog alkohola je OH grupa vezana za ugljenikov atom koji je vezan jo za dva

ugljenikova atoma, npr. 2-propanol je sekundarni alkohol.

Kod tercijarnog alkohola je hidroksilna grupa vezana za ugljenikov atom

koji je vezan jo za 3 ugljenikova atoma, npr. 2-metil-2-propanol.

Alkohol sa kojim se u svakodnevnom ivotu najvie susreemo je etanol. Sastojak je svih

alkoholnih pia, a ima primenu i u medicini tj. pri dezinfekciji rana. Etanol se dobija alkoholnim

vrenjem eera.

Etanol se mea sa vodom u svim odnosima, a ne rastvara se u hloroformu. Sa porastom broja

ugljenikovih atoma, rastvorljivost alkohola u vodi se smanjuje (npr. butanol se slabije rastvara u

vodi od etanola). Polihidroksilni alkohol se bolje rastvara u vodi od monohidroksilnog alkohola

sa istim brojem ugljenikovih atoma (npr. glicerol se bolje rastvara od propanola).

Etanol gori svetloplavim plamenom.

Pri sagorevanju etanola, kao i svih ostalih alkohola, nastaju uglenik (IV)-oksid i voda.

CH3-CH2-OH + 3O2 2CO2 + 3H2O

Etanol se oksiduje u prisustvu blagih oksidacionih sredstava, npr. kalijum-dihromat, u kiseloj

sredini do etanala koji se potom dalje oksiduje do etanske kiseline.