Grafički fakultet

Sveučilišta u Zagrebu

Školska godina 2007/08

Fizičke veličine su mjerljiva svojstva fizičkih objekata, zbivanja ili stanja (npr. masa, duljina, množina ili količina tvari, termodinamička temperatura, duljina, maseni udjel itd.). Fizičke veličine imaju svoja imena (nazive) i znakove (simbole). Simboli fizičkih veličina pišu se kosim slovima (kurziv ili italic). Međunarodni sustav (SI) jedinica temelji se na sljedećim osnovnim veličinama i jedinicama:

Fizička veličina Jedinica Ime Znak Ime Znak

duljina l metar m masa m kilogram kg

vrijeme t sekunda s električna struja I ampere A termodinamička

temperatura

T

kelvin

K množina n mol mol

intenzitet svjetlosti IV candela cd Izvedene veličine i jedinice definirane su odnosima osnovnih veličina i jedinica. Najčešće korištene izvedene veličine prikazane su u sljedećoj tablici:

Fizička veličine Ime Znak jedinice Definicija sila njutn N kg m s-2

tlak paskal Pa kg m-1 s-2

energija džul J kg m2 s-2

snaga vat W kg m2 s-3

električni naboj kulon C As Neke jedinice koje nisu u okviru SI, ali su iznimno dopuštene ili se često susreću u praksi prikazuje sljedeća tablica:

Fizička veličina Jedinica Ime Znak Ime Znak

Vrijednost u SI jed.

duljina l ångström Å 10-10 m obujam V litra L 10-10 m3

masa m tona t 103 kg mu u.a.m. u 1,66 × 10-27 kg

tlak p bar bar 105 Pa

Opće fizičke konstante su izvedene fizičke veličine koje u okviru dogovornog sustava imaju konstantnu (stalnu) brojčanu vrijednost.

Konstanta Znak Vrijednost Avogadrova NA 6,023 × 1023 mol-1

Boltzmanova k 1,38 × 10-23 JK-1

Planckova h 6,626 ×10-34 Js Faradayeva F 9,6485 × 104 Cmol-1

Opća plinska R 8,314 Jmol-1K-1

Brojčane vrijednosti fizičkih veličina kreću se unutar više redova veličine. Kako bi se pojednostavnilo pisanje vrlo velikih i vrlo malih brojčanih vrijednosti fizičkih veličina, preporučuju se sljedeći prefiksi koji dolaze ispred jedinice neke fizičke veličine (masnim slovima označene su one koje se najčešće susreću u praksi):

Faktor Ime Znak 1024 jota Y 1021 zeta Z 1018 eksa E 1015 peta P 1012 tera T 109 giga G 106 mega M 103 kilo k 102 hekto h 101 deka da 100 - - 10-1 deci d 10-2 centi c 10-3 mili m 10-6 mikro μ 10-9 nano n 10-12 piko p 10-15 femto f 10-18 ato a 10-21 zepto z 10-23 jokto y

Gustoća neke tvari, pri danoj temperaturi, definira se kao masa te tvari u jedinici volumena:

gustoća = masa / volumen

Vm

=ρ

U međunarodnom sustavu mjernih jedinica gustoća se izražava u kilogramima po metru

kubičnom (kg m-3). U tablicama nalazimo gustoće tvari izražene u različitim jedinicama, npr. g mL-1, g cm-3, g dm-3, kg dm-3. Pri tome se mijenjaju samo mjerni brojevi gustoće, ovisno o jedinicama mase i volumena. Gustoća tvari ovisi o temperaturi, tako da svaki podatak za gustoću mora sadržavati još i napomenu pri kojoj je temperaturi ta gustoća tvari izmjerena. Općenito, gustoća tvari se smanjuje kad se temperatura povisi, a raste kada se ona snižava. Izuzetak je voda koja ima najveću gustoću pri 3.98°C.Na toj temperaturi njezina gustoća iznosi 1 g cm-3. Iznad i ispod te temperature gustoća vode je manja od 1 g cm-3. Gustoću tekućina u laboratoriju određujemo pomoću piknometra ili pomoću areometra. Areometrom se određuje gustoća tekućina i sa točnošću 0,001 g cm-3. Za vrlo točno određivanje gustoće tekućina upotrebljavaju se piknometri.

Piknometar Areometar

Areometar je instrument kojim se brzo određuje gustoća tekućina. Konstrukcija areometra je zasnovana na zakonima ravnoteže u hidrostatici. Areometar je s obje strane zataljena staklena cijev, koja je u donjem dijelu (rezervoar areometra) proširena. U tom dijelu je olovna sačma, koja omogućava da areometar vertikalno lebdi u tekućini. Skala za očitavanje gustoće nalazi se u gornjem suženom dijelu (vrat) areometra. Stavljanjem areometra u tekućinu, dolazi do uspostavljanja ravnoteže između težine areometra i visine tekućine, koja je proporcionalna gustoći. U zavisnosti od gustoće tekućine areometar tone do različite dubine. Što je gustoća veća areometar manje tone, i obratno. Čitanje gustoće se vrši tako što se na skali areometra čita oznaka koja se poklapa sa nivoom tekućine. Pritom areometar daje najtočniju vrijednost kada se mjerenje vrši na temperaturi koja je označena na njegovoj skali. Skala areometra obično je baždarena za sobnu temperaturu. Temperatura je označena na svakom areometru.

U otopinama elektrolita, kao što su kiseline, baze i soli, nalaze se električki nabijene čestice tih tvari ili ioni. Kažemo da u otopinama dolazi do disocijacije. Tvari koje disociraju u većoj mjeri zovemo jakim elektrolitima, a one koje slabo disociraju slabim elektrolitima. Otopine jakih elektrolita dobro provode električnu struju, a otopine slabih elektrolita slabo. Jaki su elektroliti, npr., sulfatna kiselina, nitratna kiselina i većina soli, a slabi su elektroliti, npr., octena kiselina, amonijev hidroksid, cijanidna kiselina.

Čista je voda također disocirana. Proces disocijacije vode prikazuje se jednadžbom:

H2O → H+ + OH-

Umnožak koncentracija iona H+ i OH- u vodi (Kw), naziva se ionski produkt vode koji pri 25oC iznosi Kw = 10-14 mol2 dm-6.

[H+] × [OH-] = Kw = 10-14 mol2 dm-6

Kako voda ionizira na jednak broj H+ iona i OH- iona, iz ovoga proizlazi da pri 25oC u potpuno čistoj vodi, koncentracija H+ i OH- iona iznosi 10-7 mol dm-3:

[H+] = [OH-] = 10-7 mol dm-3.

Poveća li se u vodenoj otopini koncentracija H+ iona dodatkom neke kiseline, smanjit će se koncentracija OH- iona i to tako da produkt koncentracija H+i OH- iona opet bude 10-14 mol2 dm-6. Otopina se isto ponaša ako se u nju doda lužina; povećava se koncentracija OH- iona, a smanjuje koncentracija H+ iona. Produkt njihovih koncentracija je stalan i pri 25oC iznosi 10-14 mol2 dm-6.

Kada je u otopini koncentracija H+ iona jednaka koncentraciji OH- iona, otopina je

neutralna. Kisele su one otopine u kojima je koncentracija H+ iona veća od koncentracije OH- iona, a lužnate su one otopine kod kojih je koncentracija H+ iona manja od koncentracije OH- iona. Znači:

NEUTRALNA OTOPINA: [H+] = [OH-] = 10-7 mol dm-3

KISELA OTOPINA: [H+] > 10-7 mol dm-3; [OH-] < 10-7 mol dm-3

LUŽNATA OTOPINA: [H+] < 10-7 mol dm-3 ; [OH-] > 10-7 mol dm-3

Prema tome, koncentracija H+ iona služi kao mjera za kiselost ili lužnatost otopina. Da se

pojednostavi izražavanje koncentracije vodikovih iona, danski kemičar Sorensen, predložio je da se koncentracija H+ iona izražava tzv. vodikovim eksponentom (pH) kojeg je definirao izrazom:

pH = -log[ H+ ]. pH je bezdimenzijska veličina.

jako lužnato

slabo lužnato slabo kiselo

jako kiselo

KISELA OTOPINA: pH < 7 NEUTRALNA OTOPINA: pH = 7 LUŽNATA OTOPINA: pH > 7

Grafički prikaz:

Analogno pH, može se koncentracija hidroksidnog iona izražavati veličinom pOH:

pOH = - log ([OH-] / mol dm-3)

Logaritmiranjem izraza za ionski produkt vode dobiva se relacija: pH + pOH = 14 Određivanje pH vodenih otopina izvodi se kolorimetrijski ili elektrokemijski:

Kolorimetrijsko odredivanje pH nije osobito točno, ali se u praksi upotrebljava zbog jednostavnosti i mogućnosti brzog određivanja. Za kolorimetrijsko određivanje pH služe indikator papiri ili indikatorske otopine. Indikatori su tvari koje stupaju u vidljivu kemijsku reakciju s otopinom kojoj se želi odrediti koncentracija H+ - iona. Naime, indikator unutar određenog pH – područja mijenja boju. Postupak s indikator papirom je najjednostavniji, ali služi samo za približnu orijentaciju jer pogreška i pri najtočnijem radu iznosi oko 0.5 - 1 pH jedinicu.

Od indikator papira spomenut ćemo: • crveni i plavi lakmus papir pomoću kojih se može lako vidjeti da li je otopina kisela,

neutralna li lužnata. Ako je otopina kisela, plavi će lakmus papir pocrveniti, a crveni ne mijenja boju. U lužnatoj otopini plavi lakmus papir ne mijenja boju, a crveni poplavi i konačno, u neutralnoj otopini i crveni i plavi lakmus papir ostaju nepromijenjeni.

• univerzalni indikator papir ; mjerno mu područje iznosi od 0 do 14 pH jedinica. Uz papir nalazi se obojena skala pomoću koje se može očitati pH vrijednost.

Određivanje kiselosti ili bazičnosti supstance na osnovu obojenosti lakmus-papira

JAKE KISELINE SLABE KISELINE naziv formula naziv formula

Klorovodična kiselina Borna kiselina Bromovodična kiselina Octena kiselina Jodovodična kiselina Fosforna kiselina

Perklorna kiselina Ugljična kiselina

Dušična kiselina Sumporovodična kiselina

Sumporna kiselina Sumporasta kiselina Indikatori za kiseline:

Naziv baze Formula Natrijev hidroksid Kalijev hidroksid Kalcijev hidroksid

Vodena otopina amonijaka Indikatori za lužine:

Elektrokemijsko određivanje pH brzo je i točno, ali je za takvo određivanje potreban pH-metar, tj. voltmetar, kalibriran na pH, kojim se pH određuje mjerenjem elektromotorne sile u ćeliji između indikatorske (radne) i referentne elektrode. Kao radna elektroda koristi se staklena elektroda, a kao referentna elektroda zasićena kalomel elektroda.

Mnoge kemijske reakcije osjetljive su na promjenu pH vrijednosti. One teku dobro samo ako se odvijaju u sredini u kojoj je pH konstantan. Konstantnost pH može se postići dodatkom pufera. Puferi su smjese slabih kiselina i njihovih soli ili slabih lužina i njihovih soli, a imaju svojstvo da održavaju konstantan pH otopine. Oni neznatno mijenjaju pH kada se razrjeđuju vodom, a razmjerno malo mijenjaju pH ako im se doda jaka kiselina ili jaka lužina, uz uvjet da pufera ima više od dodane kiseline ili lužine.

Najjednostavniji puferi jesu: • acetatni - koji je smjesa CH3COOH i CH3COONa • amonijakalni - koji je smjesa NH4OH i NH4Cl.

1. Acetatni pufer je smjesa octene kiseline, CH3COOH i natrijeva acetata, CH3COONa. Dodatkom neke jake kiseline, npr. HCl, aktivna komponenta biti će natrijev acetat, točnije acetatni ioni, a reakcija će se odvijati prema jednadžbi:

CH3COO- + Na+ + H+ + Cl- ↔ CH3COOH + Na+ + Cl-

ili u skraćenom obliku:

CH3COO- + H+ ↔ CH3COOH Reakcijom se slobodni acetatni ioni pufera vežu sa slobodnim vodikovim ionima dodane jake kiseline, pri čemu nastaje slabo ionizirana octena kiselina. Na ovaj se način iz otopine uklanja sav višak dodanih vodikovih iona, odnosno smanjuje se koncentracija vodikovih iona. Djelovanje pufera traje dok se ne utroše raspoliživi acetatni ioni prisutnog pufera. Svaki daljnji dodatak jake kiseline znatno će povećati koncentraciju vodikovih iona, odnosno kiselost otopine. Dodatkom neke jake baze, npr. NaOH, aktivna komponenta pufera biti će octena kiselina. Reakcija se odvija prema jednadžbi:

CH3COOH + Na+ + OH- ↔ CH3COO- + Na+ + H2O

ili u skraćenom obliku: CH3COOH + OH- ↔ CH3COO- + H2O

Odvija se reakcija neutralizacije između dodane jake baze i slabe octenom kiselinom pufera koja se postepeno ionizira tijekom reakcije neutralizacije iz razloga što se narušava ravnoteža ionizacije. Djelovanje pufera traje dok se tijekom neutralizacije ne potroši sva octena kiselina. Dodatkom i najmanje količine jake baze znatno će povećati pH vrijednosti otopine. 2. Amonijev pufer je smjesa amonijeve lužine, NH4OH i amonijeva klorida, NH4Cl. Dodatkom neke jake kiseline, npr. HCl, odvija se reakcija neutralizacije:

NH4OH + H+ + Cl- ↔ NH4+ + Cl- + H2O

ili skraćeno:

NH4OH + H+ ↔ NH4+ + H2O

Slaba amonijeva baza postepenom ionizacijom tijekom neutralizacije oslobađa potrebne hidroksilne anione koji neutraliziraju vodikove katione jake kloridne kiseline. Pufer se protivi povećanju kiselosti otopine, odnosno smanjenju pH vrijednosti. Dodatkom jake baze, npr. NaOH, ulogu aktivne komponente puferaima amonijev klorid, tj.amonijevi kationi, NH4

+:

NH4+ + Cl-+ Na+ + OH-↔ NH4OH + Na+ + Cl-

Reakcijom nastaje slabo ionizirana amonijeva baza, NH4OH i zbog uklanjanja iz otopine hidroksilnih iona dodane jake baze ne dolazi do povećanja alkalnosti otopine, odnosno povećanja pH vrijednosti.

Ako se otopini neke jake kiseline dodaje otopina jake baze, u otopini se koncentracija H+ iona smanjuje, dok se koncentracija OH- iona povećava. Dodana lužina uklanja iz otopine H+ ione reakcijom neutralizacije, koju u najjednostavnijem obliku pišemo:

H+ + OH- → H2O.

Međusobnom reakcijom otopina kiselina i baza nastaju otopine soli, jer kation baze i anion kiseline ne sudjeluju u reakciji neutralizacije.

NaOH + HCl → Na+ + OH- + H+ + Cl- → Na+ + Cl- + H2O

Hidroliza je reakcija suprotna neutralizaciji. Otapanjem u vodi soli mijenjaju neutralnu reakciju vode. Otopine soli mogu reagirati neutralno, kiselo ili bazno, ovisno o tome da li sol sadrži anion slabe kiseline ili slabe baze. Naime, anioni slabe kiseline, odnosno kationi slabe baze reagiraju s molekulama vode, pri čemu nastaju molekule slabe kiseline, odnosno slabe baze i oslobađaju se H+ ioni ili OH- ioni. Reakcije između soli i vode mogu se promatrati kroz četiri osnovna slučaja:

1. Hidroliza soli, nastale neutralizacijom jake kiseline i slabe baze

NH4NO3 + H2O ↔ NH4

+ + NO3- + H+ + OH- ↔ NH4OH + H+ + NO3

-

disocijacija hidroliza kation slabe baze

2. Hidroliza soli, nastale neutralizacijom slabe kiseline i jake baze

KCN + H2O ↔ K+ + CN- + H+ + OH- ↔ HCN + K+ + OH-

disocijacija hidroliza anion slabe kiseline

3. Hidroliza soli nastale neutralizacijom slabe kiseline i slabe baze (oba iona podložna su hidrolizi)

CH3COONH4 + H2O ↔ CH3COO- + NH4

+ + H+ + OH- ↔ CH3COOH + NH4OH disocijacija hidroliza

anion slabe kise kation slabe baze

4. Hidroliza soli, nastale neutralizacijom jake kiseline i jake baze (ne dolazi do reakcije s ionima vode)

NaCl + H2O↔ Na+ + Cl- + H+ + OH- ↔ Na+ + Cl- + H+ + OH-

disocijacija hidroliza kation jake baze anion jake kiseline

Princip volumetrije sastoji se u mjerenju volumena otopine reagensa točno poznate koncentracije (standardna otopina) koji je utrošen za kvantitativnu reakciju s ispitivanom tvari. Količina ispitivane tvari računa se iz izmjerenog volumena standardne otopine, zbog čega se analiza zove volumetrija. Standardna otopina dodaje se iz birete, a supstancija koja se određuje titrira se. Stoga se taj postupak naziva titracija. Da je reakcija završena, tj. da je dodana ekvivalentna količina reagensa, pokazuju indikatori. Prva suvišno dodana kap standardne otopine u momentu završetka reakcije (tzv. točka završetka reakcije ) reagira s dodanim indikatorom tako da u otopini nastane promjena boje. Metode neutralizacije osnivaju se na reakcijama neutralizacije, kiselina bazama, ili baza kiselinama, npr.,

HCl + NaOH →NaCl + H2O

H2SO4 + 2 KOH→ K2SO4 + 2 H2O Reakcija se odvija samo između iona H+ i OH- pri čemu se stvara slabo disocirana voda pa osnovna jednadžba neutralizacije glasi:

H+ + OH- → H2O.

Metoda neutralizacije služi za kvantitativno volumetrijsko određivanje kiselina i baza. Volumetrijsko određivanje vrši se na sljedeće način: točno određeni volumen ispitivane otopine otpipetira se u Erlenmayerovu tikvicu, doda se nekoliko kapi indikatora i smjesa se titrira standardnom otopinom.

Pipetiranje tekućine

Standardna otopina dodaje se iz birete tako dugo dok njena količina bude ekvivalentna količini tražene tvari u ispitivanoj otopini, tj. dok reakcija između reagensa i titrirane tvari bude završena.

Za vrijeme titracije jednom rukom pomoću pipca regulira se brzina istjecanja otopine iz birete, a drugom se otopina stalno miješa kružnim okretanjem tikvice. Brzina dodavanja otopine počinje se usporavati čim se oko kapi dodane otopine jasno vidi promjena boje indikatora. Nakon završene titracije na bireti se očita volumen utrošene standardne otopine i pomoću njega računa koncentracija ispitivane otopine odnosno količina tvari koja se određuje.

Titracija je proces za određivanje volumena otopina koji je potreban za reakciju (za neutralizaciju) s količinom druge tvari. Npr. Titriranje otopine klorovodične kiseline, HCl, otopinom natrijeve lužine, NaOH. Koncentracija NaOH je poznata, a koncentraciju HCl morate odrediti. Vodikov ion iz kiseline reagira s hidroksid-ionom iz lužine u omjeru 1:1 i daju vodu prema reakciji:

H+(aq) + Cl–(aq) + Na+(aq) +OH–(aq)→ H2O(l) + Na+(aq) + Cl–(aq)

Kada otopinu HCl titriramo s otopinom NaOH, pH kisele otopine u početku je nizak. Kako dodajemo lužinu, pH se mijenja postepeno, do približno točke ekvivalencije, kada se pomiješaju ekvivalentne količine kiseline i lužine. U blizini točke ekvivalencije pH raste veoma brzo, kako je prikazano na grafu.

Graf titracije NaOH – HCl

Poslije točke ekvivalencije promjene pH su opet postepene prema većim vrijednostima, do potpunog mirovanja s dodatkom lužine. Prema volumenu utrošenog NaOH odrediti ćete koncentraciju HCl.

Acidimetrija je volumetrijska metoda određivanja neke lužine titracijom sa standardnom otopinom kiseline. Kao standardna otopina najčešće se upotrebljava otopina kloridne kiseline koncentracije 0.1 M. Jednadžba titracije:

NaOH + HCl → NaCl + H2O

točka ekvivalencije: n (NaOH) = n (HCl) c(NaOH) V(NaOH)=c(HCl) V(HCl) c(NaOH)/moldm-3 = c(HCl) V(HCl) / V(NaOH)

Alkalimetrija je metoda određivanja neke kiseline sa standardnom otopinom lužine. Standardna otopina u alkalimetriji je najčešce otopina natrij-hidroksida koncentracije 0.1 M. Jednadžba titracije glasi:

H2SO4 + 2 NaOH→Na2SO4 + 2 H2O točka ekvivalencije: 2n(H2SO4)=n(NaOH)

2 c(H2SO4) V(H2SO4) = c(NaOH) V(NaOH) c(H2SO4)/moldm-3 = c(NaOH) V(NaOH) / 2 V(H2SO4)

Sustavi u kojima su moguće reakcije oksidacije i redukcije moraju imati dva sredstva, jedno oksidacijsko,a drugo redukcijsko. Reakcije oksidacije i redukcije povezane su prijenosom elektrona. Ako se promatra, npr., reakcija klora s kalijem:

2 K + Cl2 → 2 K+ + 2 Cl-,

vidi se da su prije reakcije oba elementa imala naboj nula. Poslije završetka reakcije atomi elemenata prelaze u ione. Ion kalija ima pozitivan naboj ,a ion klora negativan. Proces u kojem neki atom otpušta jedan ili više elektrona i pri tome gubi naboj naziva se oksidacija. Suprotan proces primanja elektrona naziva se redukcija. Procese oksidacije i redukcije prikazuje se parcijalnim jednadžbama:

K - e- ↔ K+ oksidacija Cl2 + 2e-↔ 2 Cl- redukcija

Radi jednostavnijeg razmatranja redoks reakcija uveden je pojam oksidacijskog broja. Porast oksidacijskog broja nekog elementa pokazuje da je došlo do oksidacije tog elementa, a smanjivanje oksidacijskog broja pokazuje da je došlo do redukcije. Promjenu oksidacijskog broja određuje broj elektrona koji su u tijeku reakcije prešli s atoma jednog elementa na atome drugoga. Iz toga slijedi da je kod ionskih spojeva oksidacijski broj jednak naboju koji je element primio ili izgubio. Npr., oksidacijski broj kalija u kalij-kloridu jednak je +1, a klora -1.

Kod spojeva s kovalentnom vezom, oksidacijski broj treba pripisati svakom elementu na osnovi dogovorenih pravila:

1) Oksidacijski broj svih elemenata u elementarnom stanju je nula (0), 2) Oksidacijski broj vodika u spojevima je (+1), osim u hidridima metala, gdje je oksidacijski broj vodika (-1), 3) Oksidacijski broj kisika u spojevima je (-2), osim u peroksidima, kod kojih je oksidacijski broj kisika (-1), 4) Suma svih oksidacijskih brojeva elemenata, koji se nalaze u spoju mora biti jednaka nuli, 5) Suma svih oksidacijskih brojeva elemenata u ionima mora biti jednaka naboju iona.

Ona tvar koja se u procesu redoks reakcije oksidira (otpušta elektrone), zove se reducens, a ona tvar koja se reducira (prima elektrone) zove se oksidans. Jednadžbe oksidacije i redukcije moraju se tako postaviti da broj elektrona što ih daje reducens bude jednak broju elektrona što ih prima oksidans. Prilikom redoks-procesa može se mijenjati broj koordiniranih kisikovih atoma oko atoma koji mijenja svoj stupanj oksidacije. Broj koordiniranih kisikovih atoma raste s porastom stupnja oksidacije, odnosno smanjuje se opadanjem stupnja oksidacije centralnog atoma. Potrebne kisikove atome mogu dati (kod procesa oksidacije) ili primiti (kod procesa redukcije) molekule, odnosno ioni vode (kao glavnog otapala u kome se odvijaju kemijske reakcije). Općenito vrijedi:

(a) u kiseloj otopini je akceptor kisikova iona vodikov ion (H+), a donor kisikova iona molekula H2O:

2H+ + O2-→ H2O (b) u lužnatoj otopini je akceptor kisikova iona molekula H2O, a donor je ion OH-:

H2O + O2-→ 2OH-

Primjer br 1. Proces oksidacije srebro(II)sulfida koncentriranom nitratnom kiselinom:

Ag2S + HNO3 → AgNO3 + NO2 + S + H2O

Potrebno je odrediti koeficijente tako da najprije odredimo oksidacijske brojeve svih elemenata koji sudjeluju u kemijskoj reakciji: (+1) (-2) (+1)(+5)(-2) (+1) (+5)(-2) (+4) (-2) (0) (+1) (-2)

Ag2S + HNO3 → AgNO3 + NO2 + S + H2O

Vidimo da se mijenjaju samo oksidacijski brojevi sumpora i dušika. Možemo napisati jednadžbu redukcije nitrat-iona u NO2, koja se događa u kiseloj sredini, što znači da u reakciji sudjeluju H+ ioni: (+5) (+4)

NO3- + 2 H+ + e-→ NO2 + H2O NO3- ion (oksidacijsko sredstvo) prima jedan elektron uz otpuštanje jednog kisikovog iona kojeg primaju dva vodikova iona (akceptori) uz nastajanje jedne molekule vode. Jednadžba oksidacije sulfid-iona:

(-2) (0) S2- - 2e- → S

Kako bismo ispunili uvjet da broj elektrona što ih daje reducens mora biti jednak broju elektrona što ih prima oksidans, jednadžbu redukcije nitrat-iona moramo pomnožiti sa 2. Zatim se obje jednadžbe zbroje :

S2- - 2 e-→S NO3- + 2H+ + e-→ NO2 + H2O / 2

S2- + 2NO3-+ 4H+- 2 e- + 2 e- → S + 2NO2 + 2H2O

Elektroni koji sudjeluju u reakciji u konačnoj jednadžbi se ne pišu, pa zadana jednadžba, pisana u ionskom obliku, glasi:

S2- + 2 NO3-+ 4 H+→ S + 2 NO2 + 2 H2O

Jednadžba zadovoljava jer ostali ioni nisu ni sudjelovali u kemijskoj reakciji. Jednadžba pisana u molekulskom obliku, glasi:

Ag2S + 4 HNO3 → 2 AgNO3 + 2 NO2 + S + 2 H2O Primjer br 2. U kiseloj otopini možemo ion Mn2+ oksidirati olovo(IV)oksidom, PbO2, u permanganat-ion MnO4-. Rastavimo taj redoks-proces najprije na proces oksidacije i proces redukcije. Oksidacijski broj mangana u ionu Mn2+ jest +2, a u ionu MnO4- je +7. Dakle ion Mn2+ kada se oksidira u ion MnO4- , otpušta 5 elektrona uz vezanje 4 kisikova atoma: (+2) (+7)

Mn2+ + 4 H2O - 5e-→MnO4- + 8 H+

Elektrone prima atom olova (jedan atom olova prima dva elektrona) s oksidacijskim brojem +4 i reducira se u ion Pb2+ s oksidacijskim brojem +2 uz otpuštanje dva kisikova iona : (+4) (+2)

PbO2 + 4H+ + 2e-→Pb2+ + 2 H2O

Da uravnotežimo te dvije jednadžbe s obzirom na broj izmjenjivih elektrona, moramo prvu pomnožiti s 2 a drugu s 5:

2 Mn2+ + 8 H2O - 10e-→2 MnO4- + 16 H+

5 PbO2 + 20 H+ + 10e-→5 Pb2+ + 10 H2O 2 Mn2+ + 5 PbO2 + 4 H+→2 MnO4- + 5 Pb2+ + 2 H2O

Broj atoma: lijevo 2 Mn, 5 Pb, 10 O, 4 H ; desno 2 Mn, 5 Pb, 10 O, 4 H Primjer br. 3. U lužnatoj otopini tiosulfat-ioni (S2O3

2-) mogu se oksidirati hipoklorit-ionom u sulfat-ione. Oksidacijom u sulfat-ione povisuje se stupanj oksidacije atoma sumpora za +4, tj. atom sumpora otpušta 4 elektrona. Medutim, tiosulfat-ion sadrži, dva atoma sumpora koji zajedno otpuštaju 8 elektrona. Prema tome, za oksidaciju tiosulfat-iona potrebna su dva sulfat-iona; po jedan atom sumpora u svakom sulfat-ionu prima 4 elektrona-ukupno 8. Za oksidaciju jednog tiosulfat-iona u dva sulfat-iona potrebno je, da jedan tiosulfat-ion primi 5 atoma kisika koje mu daju 10 iona OH-. (+2) (+6)

S2O32- + 10 OH- - 8e-→2 SO4

2- + 5 H2O Hipoklorit-ion reducira se u klorid-ion, pri čemu se oksidacijski broj smanji za +2, tj. hipoklorit-ion prima 2 elektrona. Da bi se reducirao u klorid-ione mora otpustiti jedan ion kisika kojeg u lužnatoj otopini prima (akceptor) molekula vode, prilikom čega nastaju dva OH- iona: (+1) (-1)

ClO- + H2O + 2e-→Cl- + 2 OH-

Da bi se uravnotežile jednadžbe (jednak broj otpuštenih i primljenih elektrona), druga se množi sa 4. Konačna jednadžba glasi:

S2O32- + 4 ClO- + 2 OH-→ O4

2- + 4 Cl- + H2O

Grana kemije koja proučava brzine kemijskih reakcija zove se kemijska kinetika. Eksperimentalno je ustanovljeno da brzina reakcije ovisi o različitim faktorima. Tako, npr., brzina reakcije ovisi o kemijskoj prirodi reaktanata i o njihovoj momentalnoj koncentraciji. Nadalje, brzina reakcije bitno ovisi o temperaturi na kojoj se reakcija izvodi, o vrsti otapala o pH vrijednosti medija, kao i o dodatku stranih tvari koje mogu djelovati kao katalizatori (ubrzavaju reakciju) ili kao inhibitori (usporavaju reakciju).

Molekule, atomi i ioni mogu međusobno reagirati samo ako dođu u dodir, tj. ako se sudare. Dakle, brzina reakcije svakako mora ovisiti o broju sudara reagirajućih čestica u jedinici vremena. Sudarom reagiraju samo one čestice koje posjeduju energiju jednaku ili veću od minimalne energije koja je potrebna da sudarom dođe do reakcije (energija aktivacije). Kako brzina reakcije ovisi o broju uspješnih sudara čestica znači da brzina reakcije ovisi o koncentraciji reaktanata. Odnos brzine reakcije i koncentracije reaktanata našli su prvi C.M.Guldberg i P.Wage i formulirali ga kao Zakon o djelovanju masa: Brzina kemijske reakcije proporcionalna je aktivnim masama reagirajućih tvari. Pod aktivnom masom razumijeva se koncentracija onih reaktanata koji određuju brzinu reakcije. Ako se uzmimo općenito reakcija u kojoj m molekula reaktanta A i n molekula reaktanta B, daju o molekula produkta C i p molekula produkta D:

m A + n B→ o C + p D. Prema Zakonu o djelovanju masa, brzina te reakcije u bilo kojem vremenu njezina napredovanja proporcionalna je momentalnim koncentracijama reaktanata A i B:

v = k mA nB ,

v je brzina promjene koncentracije reaktanata koja se s vremenom smanjuje jer se smanjuje koncentracija reaktanata k je konstanta brzine reakcije kod određene temperature, koja je mjerilo promjene koncentracije reaktanata s vremenom i sklonosti reakcije između reaktanata A i B. Ako tvari imaju veliku sklonost da reagiraju, konstanta brzine reakcije je velika, jer je i promjena koncentracije reaktanata u tom slučaju velika. S porastom temperature raste brzina molekula. Kako, pak, s porastom brzine molekula raste

broj sudara između molekula, onda s porastom temperature raste i brzina reakcije. Eksperimentalno je nađeno da se pri porastu temperature za 10oC brzina reakcije udvostruči pa čak i utrostruči. Ovako veliko povećanje brzine reakcije nije uzrokovano samo porastom brzine čestica. Odlučujuću ulogu ima energija aktivacije. Naime, s porastom temperature, sve veći broj čestica posjeduje onu minimalnu energiju koja je potrebna da mogu međusobno reagirati-energiju aktivacije. Drugim riječima, s porastom temperature znatno raste odnos aktiviranih molekula prema ukupnom broju molekula ,a time znatno raste broj uspješnih sudara, odnosno brzina kemijske reakcije.

Kad se jedna tvar jednoliko raspodijeli u drugoj tvari, dobije se disperzni sistem. Usitnjena tvar naziva se disperzna faza, a tvar u kojoj je ona raspodijeljena disperzno sredstvo. Kod nekih sistema (otopina) uobičajeno je da se disperzno sredstvo naziva otapalo, a disperzna tvar otopljena tvar. U ovisnosti o veličini čestica disperzne faze svi disperzni sistemi mogu se dijeliti na: grubo-dispezne sisteme, koloidno-disperzne sisteme i molekularno-disperzne sisteme (prave otopine).

Koloidni sistemi su takvi disperzni sistemi kod kojih je promjer čestica disperzne faze u intervalu od otprilike 1 do 200 nm. Ako su čestice manje od 1 nm u promjeru imamo prave otopine, ako su veće od 200 nm grubo disperzne sisteme (suspenzije).

Čestice koloida mogu biti ili velike molekule (1-200 nm; npr., bjelančevine, polisaharidi) ili mogu biti agregati (nakupine) mnogo manjih molekula, veličine 1-200 nm.

Poznavanje ponašanja i svojstava koloidnih sistema neobično je važno jer su ti sistemi usko vezani za živa bića. Vrlo je česta hrana, koloidni sistem, npr. mlijeko, puding, maslac, majoneza i dr.

Kapljica mlijeka pod mikroskopom pokazuje da je mlijeko

koloid kapljica mliječne masti i vode S druge strane, u samom organizmu gotovo su svi stanični sokovi u koloidnom obliku. Ali

ne samo to, i sprej, magla, dim, prašina, mnoge boje i polimerni materijali, lijekovi i kozmetička sredstva dolaze u obliku koloidnih disperzija.

Kod različitih koloidnih sistema mogu disperzno sredstvo i disperzna faza biti u sva tri agregatna stanja. Mi ćemo upoznati samo one u kojima je disperzna faza čvrsta, a disperzno sredstvo tekuće. Takvi koloidni sistemi nazivaju se koloidne otopine ili solovi. Tablica 1. Tipovi koloidnih sistema.

Koloidne otopine onih tvari čije čestice imaju veličinu od 1 do 200 nm nastaju direktnim miješanjem tvari s otapalom, a koloidne otopine ostalih tvari mogu se dobiti ili metodom disperzije ili metodom kondenzacije.

Metodama disperzije se usitnjavanjem velikih čestica dobiju čestice koloidnih dimenzija.

Metode mogu biti fizikalne ili kemijske. U fizikalnu metodu spada npr. usitnjavanje čestica u koloidnom mlinu gdje se dobiju čestice koloidnih dimenzija mljevenjem grubih čestica. Ako se tako samljevena tvar pomiješa s disperznim sredstvom, dobije se koloidna otopina dotične tvari. Na taj se način pripremaju koloidne čestice različitih anorganskih boja. Peptizacija spada u kemijske metode dobivanja koloidnih otopina. Peptizacijom već stvoreni talog koloidnih čestica, djelovanjem disperznog sredstva ili iona koji se u njemu nalaze prelazi u koloidnu otopinu. Sastoji se u cijepanju većih čestica na manje čestice koloidnih dimenzija.

Metode kondenzacije rade na principu sakupljanja malih molekulski ili ionski dispergiranih čestica u veće čestice koloidnih dimenzija. Iz pravih otopina možemo dobiti koloide naglim smanjivanjem topljivosti neke tvari u danom otapalu ili upotrebom podesnih kemijskih reakcija (taloženja, redukcije, oksidacije, hidrolize, raspada itd.).

Jedno od svojstava, po kojem se koloidne otopine razlikuju od pravih otopina jest Tyndallov efekt, tj. rasipanje svjetla u svim smjerovima. Prolazom kroz koloidne sisteme svjetlost se raspršuje na površini koloidnih čestica zbog ogiba i refleksije.

Tynallov efekt

To raspršivanje svjetlosti lako pratimo ako koloidni sistem promatramo u smjeru koji je okomit na smjer širenja svjetlosti. Vidimo svijetli trag, a pojava se naziva Tyndall-ov fenomen. Tu pojavu vjerojatno poznaje svatko tko je promatrao zrake svjetlosti dok u tankom snopu prolaze kroz tamnu sobu. U tom snopu vidimo svjetlucanje pojedinih čestica prašine koje su koloidnih dimenzija. Nasuprot koloidnim sistemima prave su otopine optički prazne. Pri prolasku kroz njih zraka svjetlosti se ne vidi jer su čestice u otopini presitne da bi mogle izazvati disperziju vidljive svjetlosti.

Koloidne čestice prolaze kroz obični filter-papir, a od pravih otopina možemo ih odijeliti pomoću ultrafiltracije jer ne prolaze kroz ultra-filtar. Koloidne čestice su električki nabijene, ali za razliku od elektrolita sve čestice istog koloida nabijene su istoimenim pozitivnim ili negativnim nabojem. Pozitivni solovi su: solovi Fe(OH)3, Al2O3, Fe2O3. Negativni su solovi: Au, Ag, Pt, S, As2S3, Sb2S3. Koloidne otopine provode električnu struju pri čemu se za razliku od otopina elektrolita sve koloidne čestice kreću prema istoj elektrodi na kojoj se neutraliziraju i talože. Ova pojava naziva se elektroforeza ili elektroliza koloida.

Nabijenost koloidnih čestica istoimenim elektricitetom glavni je razlog relativne stabilnosti koloidnih solova. Zbog istoimenog naboja čestice se međusobno odbijaju tako da se ne mogu skupiti u veće agregate i onda taložiti.Koagulacija koloida je pojava udruživanja koloidnih čestica u veće nakupine, pri čemu dolazi do taloženja koloida. Želimo li neki sol istaložiti, moramo povećati dimenzije čestica disperzne faze. To možemo postići tako da mu oduzmemo ili smanjimo električni naboj. Koagulacija koloida može se postići dodavanjem nekog elektrolita ili koloida suprotnog naboja. Kod koagulacija dodavanjem elektrolita, koloidne čestice privlače iz otopina dodanog elektrolita suprotno nabijene ione, zbog čega njihov naboj iščezava ili se smanjuje i dolazi do skupljanja manjih čestica u veće, koje se talože:

Pri taloženju koloida dodatkom drugog koloida suprotnog naboja doći će do međusobnog taloženja i jednog i drugog koloida.

Vježba br. 1 Datum__________________

Ime i prezime_______________________________

Aparatura i pribor Kemikalije (otopine kojima je potrebno izmjeriti gustoću)

Areometar

Menzura od 250 ml

H2SO4 (c = 0,1 mol L-1)

H2SO4 (c = 1,5 mol L-1)

H2SO4 (c = 2,0 mol L-1)

C2H5OH (w = 0,20)

C2H5OH (w = 0,60)

C2H5OH (w = 0,96)

1. POSTUPAK

Pomoću areometra izmjeri gustoće zadanim

otopinama. Otopinu iz bočice prenesi u menzuru i

polako uroni areometar tako da ne udari o dno

menzure. Areometar mora plivati (ne smije se

pridržavati rukama) u sredini menzure i ne smije

dodirivati stjenke i dno menzure. Ako areometar ne

pliva dodaj još otopine. Kad se umiri, očitajte gustoću

tekućine na mjestu gdje površina tekućine presijeca

skalu. Na areometru se u trenutku zauzimanja

ravnotežnog položaja primjećuju dvije granice: donja i

gornja. Ispravnu vrijednost gustoće pokazuje donja

granica meniskusa koja se nalazi u istom nivou kao i

otopina u menzuri. Nakon očitanja gustoće otopinu

VRATI u bocu, areometar operi i obriši te postupak

ponovi sa slijedećom otopinom.

UPOZORENJE:

KONCENTRACIJE SULFATNE KISELINE VRLO SU VISOKE ZBOG ČEGA STUDENTI MORAJU BITI PAŽLJIVI PRILIKOM RADA!

PO ZAVRŠETKU MJERENJA OTOPINU VRATITI U BOCU! AREOMETAR UVIJEK MORA BITI POLOŽEN NA STOL

2. REZULTATI

c(H2SO4), moldm-3 0.1 1.5 2.0

ρ(H2SO4), gcm-3

w(C2H5OH) 0,20 0,60 0,96

ρ(C2H5OH), gcm-3

• Vrijednosti gustoće očitane na skali su u g/cm3 pa ih pretvorite u kg/m3! ρ(H2SO4) __________ g cm-3 = _________ kg m-3

__________ g cm-3 = _________ kg m-3

__________ g cm-3 = _________ kg m-3

ρ(C2H5OH) __________ g cm-3 = _________ kg m-3

__________ g cm-3 = _________ kg m-3

__________ g cm-3 = _________ kg m-3

● Grafički prikaži ovisnost izmjerenih gustoća o koncentracijama otopina.

Zadaci za vježbu : ▪ Preračunavanje jedinica 1. Koncentraciju γ = 25,6 g/L izrazite u jedinicama:

a) g/cm3

b) kg/L c) mg/mL d) μg/cm

3

2. Koncentraciju c = 0,125 mol/dm3

izrazite u jedinicama:

a) mmol/dm3

b) mol/cm3

c) mmol/mL d) μmol/L e) μmol/cm

3

f) μmol/μL

3. Gustoću ρ = 1,3 kg/dm3 iskažite u jedinicama:

a) g/cm3

b) g/L c) kg/m

3

d) kg/mL

4. Gustoću 2,35 kg m-3

iskažite u mg cm-3

, množinsku koncentraciju 0,025 mol dm-3

u mol m

-3.

Pitanja za kolokvij:

Što je gustoća, definicija i jedinica?

Princip mjerenja gustoće.

Opiši areometar.

Objasni rezultat.

Ovjera rezultata vježbe: ______________; Datum ovjere: ___/___/___

Kolokvij: _________________; Datum kolokvija: ___/___/___

Vježba br.2. Datum: _________________

Ime i prezime__________________________________

Aparatura i pribor Kemikalije: Laboratorijske čaše od 50 ml (3 kom)

od 100 ml (1 kom) Pipete – trbušasta od 5 ml

graduirana od 5 ml trbušasta od 10 ml graduirana od 10 ml

Menzura od 100 ml, (1 kom) Univerzalni indikator papir Kapalice (2 kom), satno staklo (1 kom), stakleni štapić (1 kom)

0.1 M HCl 0.1 M NaOH 1.0 M CH3COOH 1.0 M CH3COONa 0.1 M FeCl30.1 M CuSO40.1 M Na2CO30.1 M NaCl destilirana voda

1. POSTUPAK

a) pufer

• U tri čiste čaše od 50 ml stavi po 30 ml destilirane vode. U jednoj čaši ostavi samo vodu, u

drugu dodaj (pipetom) 5 ml 0.1 M HCl i u treću 5 ml 0.1 M NaOH. Pomoću univerzalnog

indikator papira izmjeri pH vrijednost otopina u svakoj čaši (mali komadić indikator papira

otrgni iz kutije, stavi na satno stakalce, staklenim štapićem kapni kap otopine, nakon pola

minute boju indikator papira usporedi s bojom na skali na kutiji i očitaj pH-vrijednost otopine).

• U čistu i dobro izapranu čašu od 100 ml ulij 45 ml 1.0 M CH3COOH i 45 ml 1.0 M

CH3COONa. Izmjeri pH dobivenog acetatnog pufera. Pufer (po 30 ml) razdijeli u tri čiste čaše

od 50 ml. U prvu dodaj 5 ml 0.1 M HCl, u drugu 5 ml 0.1 m NaOH, a u treću 30 ml destilirane

vode. Izmjeri pH vrijednost dobivenih otopina.

b) hidroliza soli

Pomoću univerzalnog indikator papira izmjeri pH zadanih otopina soli: FeCl3, CuSO4, Na2CO3, i

NaCl. Za svaku sol napiši jednadžbu hidrolize.

2. REZULTATI

otopina pH destilirana voda. dest. voda + HCl dest. voda + NaOH pufer pufer + HCl pufer + NaOH pufer + H2O FeCl3 CuSO4 Na2CO3 NaCl CH3COONH4 Al2(SO4)3 K2CO3

Jednadžbe hidrolize

FeCl3 + 3H2O ↔ CuSO4 + 2 H2O ↔ Na2CO3 + 2 H2O ↔ NaCl + H2O ↔ CH3COONH4 + H2O ↔ Al2(SO4)3 + 6H2O ↔ K2CO3 + 2 H2O ↔

Pitanja za kolokvij:

Što je pH vrijednost otopine?

Kako se mjeri pH vrijednost?

Napiši dvije kiseline i dvije lužine (njihove kemijske formule i nazive).

Koje su pH vrijednosti kiselina, a koje lužina?

Što su indikatori, koji su indikatori za kiseline, a koji za lužine?

Objasni jednadžbe hidrolize zadanih soli.

Što je pufer?

Kako se mijenja pH vrijednost acetatnog pufera s dodatkom kiseline, lužine ili vode?

Ovjera rezultata vježbe: ______________; Datum ovjere: ___/___/___

Kolokvij: _________________; Datum kolokvija: ___/___/___

Vježba br.3. Datum:___________

Ime i prezime_________________________________

Aparatura i pribor:

2 birete od 50 ml 2 Erlenmayer tikvice (250 ml) Pipete - trbušasta od 10 ml

- graduirana od 10 ml

Kemikalije:

0.1 M HCl 0.1 M NaOH otopina NaOH nepoznate koncentracije otopina H2SO4 nepoznate koncentracije indikator fenolftalein

POSTUPAK

1. ACIDIMETRIJA je volumetrijska metoda određivanja koncentracije neke lužine titracijom sa

standardnom otopinom kiseline. Kao standardna otopina najčešće se upotrebljava otopina

kloridne kiseline koncentracije 0.1 mol L-1.

10 ml otopine NaOH nepoznate koncentracije odpipetiraj u

Erlenmayer tikvicu. Dodaj 1-2 kapi indikatora fenolftaleina i titriraj

standardnom otopinom ( 0.1 M HCl). Titracija je završena kad prva

suvišna kap HCl promijeni crvenu boju otopine u bezbojnu.

Izračunaj koncentraciju otopine NaOH u točci ekvivalencije.

Jednadžba titracije: NaOH + HCl → NaCl + H2O

točka ekvivalencije: NaOH

HClHClNaOH V

VCmolLC ⋅=−1,

2. ALKALIMETRIJA je metoda određivanja koncentracije neke kiseline sa standardnom

otopinom lužine. Standardna otopina u alkalimetriji je najčešće otopina natrij-hidroksida

koncentracije 0.1 mol L-1.

10 ml otopine H2SO4 nepoznate koncentracije odpipetiraj u

Erlenmayerovu tikvicu. Dodaj 1-2 kapi indikatora fenolftaleina i

titriraj standardnom otopinom ( 0.1 M NaOH). Titracija je završena

kad prva suvišna kap lužine promijeni bezbojnu boju otopine u

crvenu. Izračunaj koncentraciju otopine H2SO4 u točci

ekvivalencije.

Jednadžba titracije glasi: H2SO4 + 2 NaOH→Na2SO4 + 2 H2O

točka ekvivalencije 42

42 .2, 1

SOH

NaOHNaOHSOH V

VCmolLC

⋅=−

Zadatak

1. Koliko grama fosfatne kiseline i kalcij-hidroksida treba uzeti za pripravu 100 g kalcij-

fosfata?

Pitanja za kolokvij:

Što su alkalimetrija i acidimetrija?

Što je točka ekvivalencije?

Zašto se upotrebljava indikator?

Što je titracija i kako se provodi?

Što je neutralizacija i napiši jedan primjer?

Ovjera rezultata vježbe: ______________; Datum ovjere: ___/___/___

Kolokvij: _________________; Datum kolokvija: ___/___/___

Vježba br.4 Datum:___________

Ime i prezime_________________________________

1. Aparatura i pribor

Stalak s 10 epruveta

2 kapalice

2. Kemikalije

1. 0.01 M H2C2O4

2. 2.0 M H2SO4

3. 0.02 M KMnO4

4. 0.002 M Na2SO3

5. 2.0 M NaOH

6. 0.02 M FeSO4

7. 0.005 M K2Cr2O7

8. 1.0 M KJ

9. 0.01 M Na2S2O3

10. 0.1 M J2

3. Postupak

1. U epruvetu stavi 3-4 kapi 0.01 M H2C2O4 i 1-2 kapi 2.0 M H2SO4. Dodaj 1 kap 0.02 M KMnO4

i otopinu u epruveti zagrij u vodenoj kupelji. Kakva je promjena boje? Riješi redoks reakciju.

2. U epruvetu stavi 3-4 kapi 0.02 M FeSO4 i 1-2 kapi 2.0 M H2SO4. Dodaj 1 kap 0.02 M KMnO4.

Kakva je promjena boje? Riješi redoks reakciju.

3. U epruvetu stavi 3-4 kapi 0.002 M Na2SO3 i 1-2 kapi 2.0 M NaOH. Dodaj 1 kap 0.02 M

KMnO4. Kakva je promjena boje? Riješi redoks reakciju.

4. U epruvetu stavi 3-4 kapi 0.005 M K2Cr2O7 i 1-2 kapi 2.0 M H2SO4. Dodaj 1 kap 1.0 M KJ.

Kakva je promjena boje? Riješi redoks reakciju.

5. U epruvetu stavi 3-4 kapi 0.01 M Na2S2O3 i 1 kap 0.1 M J2. Kakva je promjena boje? Riješi

redoks reakciju.

4. Rezultati

1. MnO4- + H+ + C2O4

2- → Mn2+ + CO2 + H2O

( ) ( )

2. KMnO4 + H2SO4 + FeSO4 → Fe2(SO4)3 + K2SO4 + MnSO4 + H2O

( ) ( )

3. KMnO4 + NaOH + Na2SO3 → Na2MnO4 + K2SO4 + H2O

( ) ( )

4. J- + Cr2O72- + H+→ Cr3+ + J2 + H2O

( ) ( )

5. S2O3 2-

+ J2 → J- + S4O6 2-

( ) ( )

Napomena: U zagrade upiši boju reaktanta/produkta reakcije!

Zadatak

1. Odredi oksidacijske brojeve za slijedeće primjere:

N2 N2O NO NO2– NO2 NO3

–

Cl– Cl2 ClO– ClO2 ClO2– ClO3

– ClO4–

CO H2C2O4 C2O42– CO2 CO3

2–

P4 H3PO4 PO43–

H2S HS– S2– S6 SO2 SO3– SO3 S2O3

2– SO42–

MnO2 KMnO4 MnO4– K2CrO4 CrO4

2– K2Cr2O7 Cr2O72–

Pitanja za kolokvij:

Definiraj redoks reakcije.

Što je oksidacija, a što redukcija?

Što je oksidans (oksidirajuće sredstvo)?

Što je reducens (reducirajuće sredstvo)?

Definiraj oksidacijski broj.

Koja su pravila za određivanje oksidacijskog broja?

Ovjera rezultata vježbe: _________________ Datum ovjere: ___/___/___

Kolokvij: _____________________ Datum kolokvija: ___/___/___

Vježba br. 5 Datum:_________________

Ime i prezime__________________________________

1.Aparatura i pribor

1. Stalak s 10 epruveta

2. 3 pipete graduirane od 2 ml

1 pipeta graduirama od 10 ml

3. Plamenik, tronog, azbestna mrežica, laboratorijska čaša od 250 ml

4. Termometar

5. Menzura, 10 ml

2. Kemikalije

3. 0.1 M H2SO4

3. 1.0 M H2SO4

3. 0.2 M Na2S2O3

3. Postupak

VAŽNO! Da bi pokusi uspjeli sve epruvete i pipete moraju biti dobro oprane!

Reakcija izlučivanja koloidnog sumpora iz natrij-tiosulfata utjecajem sulfatne kiseline:

Na2S2O3 + H2SO4 → S + SO2 + Na2SO4 + H2O

a) Utjecaj koncentracije Na2S2O3

• U tri epruvete stavi redom: u prvu -2 ml 0.2 M Na2S2O3 i 4 ml vode,

u drugu- 4 ml 0.2 M Na2S2O3 i 2 ml vode,

u treću- 6 ml 0.2 M Na2S2O3.

• U prvu epruvetu dodaj 2 ml 0.1 M H2SO4 (iz menzure). Nakon nekog vremena pojavi se

bijelo zamućenje od koloidno izlučenog sumpora. Izmijeri vrijeme koje je potrebno da se

reakcija privede kraju (vrijeme koje je potrebno da se otopina toliko zamuti da se ne vidi

vidljiva podloga).

• U drugu epruvetu stavi isto 2 ml 0.1 M H2SO4. Zabilježi vrijeme zamućenja.

• U treću epruvetu stavi isto 2 ml 0.1 M H2SO4. Zabilježi vrijeme zamućenja.

b) Utjecaj koncentracije H2SO4 (pH) Sve ponovi kao pod a), ali umjesto 0.1 M H2SO4 upotrijebi 1.0 M H2SO4.

c) Utjecaj temperature 1. U jednu epruvetu stavi 2 ml 0.2 M Na2S2O3 i 4 ml vode. U drugu epruvetu stavi 2 ml 0.1 M

H2SO4. Epruvete zagrij u vodenoj kupelji na 30oC te ih zagrijane pomiješaj. 2. Izmjeri vrijeme do zamućenja.

4. Rezultati.

Utjecaj koncentracije Na2S2O3

Epruveta br. V Na2S2O3 /ml V H2O/ ml V 0,1 M H2SO4/ ml t/ sek

1. 2.0 4.0 2.0

2. 4.0 2.0 2.0

3. 6.0 0.0 2.0

Utjecaj koncentracije H2SO4 (pH)

Epruveta br. V Na2S2O3 /ml V H2O/ ml V 1,0 M H2SO4/ ml t/ sek

1. 2.0 4.0 2.0

2. 4.0 2.0 2.0

3. 6.0 0.0 2.0

Utjecaj temperature

Epruveta br. V Na2S2O3 /ml V H2O/ ml V 0,1 M H2SO4/ ml t (na 30 oC)/ sek

1. 2.0 4.0 2.0

Pitanja za kolokvij:

Što je kemijska kinetika?

Što je energija aktivacije?

Koji čimbenici utječu na brzinu kemijske reakcije?

Što su katalizatori?

Što su inhibitori?

Kakva je ovisnost između koncentracije reaktanata i brzine kemijske reakcije?

Definiraj napredne (polazne) i povratne reakcije.

Ovjera rezultata vježbe: _________________ Datum ovjere: ___/___/___

Kolokvij: _____________________ Datum kolokvija: ___/___/___

Vježba br. 6 Datum:_____________

Ime i prezime__________________________________

1. Aparatura i pribor 2. Kemikalije

Stalak s 5 epruveta Stakleni lijevak, stakleni štapić Pipete: trbušasta od 5ml (2 kom) graduirane od 10 ml (2 kom) Filter papir

0.1 M FeCl30.5 M NaOH 0.1 M HCl 0.2 M Na2S2O3

3. Postupak

Dobivanje koloidne otopine sumpora reakcijom raspada natrij-tiosulfata i HCl

U epruvetu stavi 5 ml 0.2 M Na2S2O3 i 2 ml 0.1 M HCl. Promućkaj.

Dobivenu koloidnu otopinu sumpora profiltriraj u čistu epruvetu.

Što se dešava tijekom filtracije ove koloidne otopine sumpora?

Dobivanje koagulata Fe (III) - hidroksida

U čistu epruvetu pomiješaj 5 ml 0.1 M FeCl3 sa 5 ml 0.5 M NaOH. Dobivenu otopinu filtriraj

u drugu epruvetu.

Dio dobivenog koagulata staklenim štapićem prenesi u čistu epruvetu i dodaj 5 ml 0.1 M HCl.

Dobivenu koloidnu otopinu Fe (III)-hidroksida filtriraj u čistu epruvetu.

Što se dešava tijekom ovih filtracija?

Pitanja za kolokvij:

Što su koloidi?

Nabrojite svojstva koloida.

Kako ste radili pokuse i koja ste svojstva koloida dokazali u ovim pokusima?

Što je to disperzna faza?

Što je to disperzno sredstvo?

Što je to Tyndallov fenomen?

Nabroji barem dva koloidna sustava.

Što je emulzija i navedite primjer.

Ovjera rezultata vježbe: _________________ Datum ovjere: ___/___/___

Kolokvij: _____________________ Datum kolokvija: ___/___/___