Uvod u hemiju

I deo skripte (prof. dr Đ. Stojaković)

1 – Osnovni pojmovi

1.1. Materija

Elementi

Jedinjenja

Smeše

1.2. Merenja

1.3. Osobine supstanci

2 – Atomi, molekuli i joni

2.1. Atomi i atomska teorija

2.2. Sastavni delovi atoma

Elektroni

Jezgro atoma; protoni i neutroni

Atomski broj i maseni broj

Stabilnost atomskog jezgra; radioaktivnost

2.3. Uvod u Periodni sistem elemenata

2.4. Molekuli i joni

Molekuli

Joni

2.5. Formule jonskih jedinjenja

Katjoni i anjoni sa elektronskom konfiguracijom plemenitog gasa

Katjoni prelaznih elemenata i elemenata u grupama13-15

Formule višeatomskih jona

2.6. Nazivi jedinjenja

Nazivi jona

Nazivi jonskih jedinjenja

Nazivi binarnih molekulskih jedinjenja

Nazivi kiselina

3 – Maseni odnosi u hemiji; stehiometrija

3.1. Atomske mase

Atomske mase i skala zasnovana na ugljeniku–12

Atomske mase i zastupljenost izotopa

Mase individualnih atoma; Avogadrov broj

3.2. Mol

3.3. Maseni odnosi u hemijskim formulama

Određivanje procentnog sastava jedinjenja na osnovu njegove formule

Određivanje empirijske formule na osnovu procentnog sastava

Hemijska formula na osnovu empirijske formule

3.4. Maseni odnosi u hemijskim reakcijama

Sastavljanje hemijskih jednačina

Maseni odnosi koji proističu iz hemijskih jednačina

Ograničavajući reaktant i teorijski prinos

Ostvaren prinos; procentni prinos

4 – Gasovito stanje

4.1. Zakon idealnih gasova

4.2. Smeše gasova: parcijalni pritisci i molski udeli

Parcijalni pritisak i molski udeo

4.3. Realni gasovi

5 – Energetske promene pri hemijskim reakcijama

5.1. Principi proticanja toplote

Funkcije stanja

Smer i predznak protoka toplote

5.2. Entalpija

5.3. Termohemijske jednačine

Pravila termohemije

5.4. Standardne entalpije stvaranja jedinjenja

Smisao vrednosti ΔH

Izračunavanje vrednosti ΔH

5.5. Entalpija hemijske veze (energija veze)

6 – Spontanost hemijskih reakcija

6.1. Spontani procesi

Energetski faktor

Faktor verovatnoće (neuređenosti)

6.2. Entropija, S

Standardne molarne entropije i ΔS

reakcije

6.3. Slobodna energija, ΔG

Veza između ΔG, ΔH i ΔS

6.4. Standardna promena slobodne energije, ΔG

6.5. Uticaj temperature na spontanost reakcije

7 – Struktura atoma

7.1. Borov model atoma

7.2. Talasno-mehanički model atoma

Energetski nivoi, podnivoi i orbitale

7.3. Oblici i veličine atomskih orbitala

Temperatura topljenja

9.3. Molekulske supstance; međumolekulske sile

Disperzione („Londonove“) sile

100

Dipolne sile

101

Vodonične veze

103

9.4. Umrežene kovalentne čvrste supstance, jonske čvrste supstance i metali

105

Umrežene kovalentne čvrste supstance

105

Grafit i dijamant

106

Jedinjenja silicijuma

107

Jonske čvrste supstance

108

Metali

109

9.5. Kristalne strukture

110

Metali

110

Jonski kristali

111

10 – Rastvori

113

10.1. Rastvorljivost

113

10.2. Izražavanje kvantitativnog sastava rastvora

114

Molarna koncentracija

114

Molski udeo

114

Maseni procenat

114

Molalitet

115

Koeficijent rastvorljivosti

116

10.3. Principi rastvorljivosti

116

Interakcije između rastvorene supstance i rastvarača

116

Uticaj temperature na rastvorljivost

118

Uticaj pritiska na rastvorljivost

119

10.4. Koligativne osobine neelektrolita

120

Sniženje napona pare

121

Povišenje temperature ključanja i sniženje temperature mržnjenja

121

Osmotski pritisak

124

Određivanje molarne mase preko koligativnih osobina

126

10.5. Koligativne osobine elektrolita

127

10.6. Koloidi

129

Neka specifična svojstva koloida

130

Optički efekat

130

Efekat kretanja

131

Efekat električnog naelektrisanja

131

Adsorbcioni efekat

132

Koloidi kod kojih je voda disperziono sredstvo

132

Hidrofobni koloidi

132

Hidrofilni koloidi

134

Micelarni koloidi

134

Dobijanje koloida

135

11 – Brzina hemijske reakcije

136

11.1. Smisao pojma "brzina hemijske reakcije"

136

Merenje brzine hemijske reakcije

137

11.2. Brzina reakcije i koncentracija

138

Izraz za brzinu reakcije i konstanta brzine reakcije

138

Red reakcije u kojoj postoji samo jedan reaktant

139

Red reakcije u kojoj postoji više od jednog reaktanta

141

11.3. Koncentracija reaktanta i vreme

142

Reakcije prvog reda

142

Reakcije nultog reda i reakcije drugog reda

145

11.4. Teorijski modeli za brzinu reakcije

146

Teorija sudara; energija aktivacije

146

Teorija prelaznog stanja

148

11.5. Brzina hemijske reakcije i temperatura

150

Arenijusova jednačina

150

Alternativni oblik Arenijusove jednačine

151

11.6. Kataliza

152

Heterogena kataliza

153

Homogena kataliza

154

11.7. Mehanizam reakcije

154

Elementarni stupnjevi

155

Spori stupnjevi

155

12 – Teorija molekulskih orbitala

157

12.1. Dvoatomski molekuli elemenata

157

Vodonik i helijum (kombinacija 1s–orbitala)

157

Elementi druge periode (kombinacija 2s– i 2p–orbitala)

158

12.2. Višeatomski molekuli; delokalizovani π–elektroni

161

12.3. Metali – teorija elektronskih traka

162

Literatura

164

Opšta hemija I

(beleške s predavanja prof. Stojakovi

1 –

Osnovni pojmovi

1.1. Materija

Materija se ispoljava u dva osnovna oblika: u materijalizovanom obliku (sve ono što ima masu i

zauzima neki prostor) i u obliku fizi

kog polja (na primer, elektri

no polje, magnetno polje, gravitaciono

polje). Me

utim, uobi

ajeno se pod materijom podrazumeva samo njen materijalizovani oblik pa

e se i u

ovom tekstu umesto izraza "materijalizovani oblik materije" koristiti samo izraz "materija".

Materija

postoji u tri agregatna stanja:

vrstom, te

nom i gasovitom.

vrsta materija ima stalan

("krut") geometrijski oblik i nepromenjivu zapreminu. Te

na materija ima nepromenjivu zapreminu, ali nije

krutog oblika; njen oblik odgovara obliku suda u kome se nalazi. Gas nema ni nepromenjivu zapreminu niti
krut oblik; zapremina i oblik gasa odre

eni su zapreminom i oblikom suda u kome se gas nalazi.

Materiju možemo grupisati u dve kategorije:

supstance

smeše

. Svaka supstanca ima ta

no odre

en i

nepromenljiv sastav i karakteristi

ne osobine. Smeše su sastavljene od dve ili više supstanci.

Supstance su

elementi

ili

jedinjenja

, dok smeše mogu biti

homogene

ili

heterogene

Elementi

Element je takav oblik materije koji ne može da se dalje razloži na dve ili više supstanci. Danas je

poznato 113 elemenata, pri

emu se 91 element javlja u prirodi, a ostali su dobijeni vešta

kim putem (tzv.

nuklearnim reakcijama). Neki elementi su poznati od davnina jer se nalaze kao takvi u prirodi. Na primer,
zlato, srebro, bakar, sumpor. Gvož

e se u prirodi kao element nalazi retko, obi

no je u rudama prisutan u

obliku jedinjenja koja gradi sa kiseonikom.

Elementi se predstavljaju hemijskim simbolima koji su sastavljeni iz jednog ili dva latini

na slova od

kojih se prvo piše kao veliko slovo. Neki simboli su po

etna slova latinskog naziva tog elementa. Na primer,

zlato ima simbol

od latinske re

aurum,

bakar ima simbol

, od re

cuprum

, gvož

ferrum

i sl.

Simbol za vodonik je

hidrogen

što bi se moglo prevesti kao vodo(

hidro

)-graditelj(

gen

esis). Mnogi

elementi imaju nazive i simbole koji poti

u iz gr

ke i rimske mitologije. Na primer, cer -

(

Ceres

- bog

blagostanja), tantal -

(

Tantal

- sin boga Zevsa), niobijum -

(

Nioba

- Tantalova

erka). Neki simboli su

etna slova kontinenta - europijum (

), americijum (

) ili gradova - berkelijum (Berkli,

), holmium

(Štokholm,

), ili planeta - uran (Uran,

), plutonijum (Pluton,

), ili se odnose na prezimena poznatih

nau

nika - ajnštajnijum (Einstein,

), fermijum (Fermi,

Opšta hemija I (beleške s predavanja prof. Stojakovi

Jedinjenja

Jedinjenje je supstanca koja se sastoji od dva ili više elemenata. Tako, voda je jedinjenje koje se

sastoji od vodonika i kiseonika. Jedinjenja imaju nepromenljiv sastav: odre

eno jedinjenje uvek sadrži iste

elemente u istom masenom odnosu. Na primer, bilo koji uzorak

iste vode mase 100 grama uvek sadrži

11,19 grama vodonika i 88,81 gram kiseonika. Za razliku od vode,

smeša

vodonika i kiseonika može imati

razli

ite sastave. Na primer, 100 grama smeše vodonika i kiseonika može sadržati 40 grama vodonika i 60

grama kiseonika, ili može sadržati 50 grama vodonika i 50 grama kiseonika, zatim 25 grama vodonika i 75
grama kiseonika, itd.

Osobine jedinjenja su vrlo razli

ite od osobina elemenata od kojih su sastavljena. Primer je

kuhinjska so, natrijum-hlorid. Kuhinjska so je bela, hemijski nereaktivna

vrsta supstanca. Sastavljena je od

dva elementa: natrijuma i hlora. Natrijum je veoma reaktivan metal, a hlor je otrovan gas zeleno-žute boje.

ina materijala sa kojima dolazimo u dodir su jedinjenja. Ima puno na

ina da se jedinjenja razlože

na elemente od kojih su sastavljena. Ponekad, mada ne

esto, dovoljno je primeniti toplotu. Na primer,

živa(II)-oksid, jedinjenje žive i kiseonika, razlaže se na svoje elemente pri zagrevanju na 600 ºC. Neka
jedinjenja mogu da se razlože na elemente postupkom elektrolize. Razlaganje elektrolizom se sastoji u
propuštanju elektri

ne struje kroz jedinjenje, obi

no u te

nom stanju. Tako, elektrolizom je mogu

e vodu

razložiti na gasovite elemente vodonik i kiseonik.

Smeše

Smeša se sastoji od dve ili više supstanci, pri

emu svaka supstanca ostaje nepromenjena, tj.,

zadržava svoj hemijski identitet. Na primer, ako izmešamo bakar(II)-sulfat i pesak, te dve supstance ne
reaguju me

usobno, nego dobijamo smešu u kojoj obe supstance imaju iste one osobine koje su imale i pre

nastanka smeše. Nasuprot tome, ako bi natrijum doveli u dodir sa gasovitim hlorom, došlo bi do reakcije i
nastalo bi jedinjenje natrijum-hlorid.

Razlikujemo dva tipa smeša,

homogene

heterogene

1. Homogene smeše

imaju isti sastav u svim delovima smeše. Drugo ime za homogenu smešu je

rastvor

. Kod rastvora razlikujemo rastvara

– to je obi

no komponenta smeše koja je prisutna u najve

koli

ini – i rastvorenu supstancu (jednu ili više njih). Rastvara

je naj

eš

e neka te

nost, a rastvorene

supstance mogu biti

vrste supstance, te

nosti ili gasovi. Primer rastvora gasovite supstance u te

nosti je

„kisela voda“: rastvara

je voda, a rastvorena supstanca ugljen-dioksid (gas). I morska voda je rastvor: voda

je rastvara

, a rastvorenih supstanci ima više (najviše ima natrijum-hlorida). Postoje i

vrsti rastvori. Primer

je legura mesing; to je

vrsti rastvor koji sadrži dva metala, bakar (67-90%) i cink (10-33%). Smeše gasova

su homogene smeše. Vazduh je smeša gasova (sastava: azot – 78 zapreminskih %, kiseonik – 20,9 %, argon
– 0,93 %, ugljen-dioksid – 0,033 %, itd.).

Treba uo

iti razliku izme

u pojmova "rastvor" i "rastop". Rastop je izraz koji nam kaže da se radi o

nom agregatnom stanju; obi

no se koristi za supstance ili smeše koje su na sobnoj temperaturi u

vrstom

stanju; njihovim zagrevanjem nastaje rastop (tj. one se tope – prelaze u te

no stanje). Na primer, ako se

kuhinjska so zagreje na iznad 801 ºC, ona se topi i nastaje te

nost – rastop natrijum-hlorida.

2. Heterogene smeše

imaju nejednak sastav u razli

itim delovima smeše. Ve

ina stena predstavlja

vrste heterogene smeše. Na primer, na komadu granita može se uo

iti prisustvo nekoliko komponenti koje

se me

usobno razlikuju po boji.

okolada sa lešnicima i suvim grož

em tako

e je heterogena smeša.

Suspenzije

su heterogene smeše te

nosti i

vrste supstance; primer suspenzije je pesak razmu

en u vodi.

meše

se mogu razdvojiti na komponente raznim fizi

kim metodama. Primer je razdvajanje

komponenti rastvora (tj. te

ne homogene smeše) metodom

uparavanja

, postupkom koji se

esto primenjuje u

hemijskoj laboratoriji. Ako uzorak slane vode (rastvor natrijum-hlorida u vodi) uparimo do suva, izvršili smo
razdvajanje komponenti smeše: voda se izdvojila kao gas, a u sudu u kome je vršeno uparavanje zaostaju beli
kristali soli. Ako se ceo postupak izvede malo druga

ije, pa se isparena voda hla

enjem prevede

(kondenzuje) iz parnog u te

no stanje, takav postupak razdvajanja homogene smeše

vrste i te

ne supstance

zove se

destilacija

. Za razdvajanje homogene smeše te

nih supstanci koje imaju bliske temperature klju

anja

koristi se

frakciona destilacija

(

o tome

e biti više re

i na višim godinama studija

Drugi primer razdvajanja smeše na komponente je

vrsta smeša u kojoj se nalaze jod, natrijum-hlorid i

barijum-sulfat. Ova smeša se može razdvojiti zahvaljuju

i razli

itim fizi

kim osobinama ove tri supstance.

Ako u

ašu sa smešom dolijemo vodu, u vodi

e se rastvoriti samo natrijum-hlorid, a u talogu

e ostati smeša

Opšta hemija I (beleške s predavanja prof. Stojakovi

Fizi

ke osobine nisu vezane za promenu hemijskog identiteta supstance. Dve takve osobine koje su

naro

ito korisne za identifikaciju neke supstance su:

- temperatura topljenja

, tj. temperatura na kojoj supstanca prelazi iz

vrstog u te

no stanje

temperatura klju

anja

, tj. temperatura na kojoj u te

nosti dolazi do stvaranja mehuri

a ispunjenih

parom. Ako utvrdimo da se neka supstanca topi na 0 ºC i da klju

a na 100 ºC, imamo osnovu za

pretpostavku da se tu radi baš o vodi.

Od drugih fizi

kih osobina koje se mogu izmeriti a da se pri tome ne promeni identitet supstance

pomenimo

gustinu

(

), tj koli

nik mase (

) i zapremine (

imo da iako su masa i zapremina ekstenzivne osobine, njihov koli

nik, tj. gustina, intenzivna je osobina.

Uzorci bakra mase 2,50 g, 15,2 g, 856 g, itd., svi imaju istu gustinu,

= 8,94 g cm

–3

na 25 ºC.

Neke od supstanci sa kojima radimo u opštoj hemiji mogu da se identifikuju, bar orijentaciono, i na

osnovu njihove

boje

(boja tako

e spada u fizi

ke osobine supstanci). Gasoviti azot-dioksid ima braon boju;

pare broma i joda imaju crvenu, odnosno ljubi

astu boju. Vodeni rastvor bakar-sulfata je plav, a rastvor

kalijum-permanganata ima tamnoljubi

astu boju.

Obojenost supstanci je posledica njihove selektivne apsorpcije nekih komponenti spektra vidljive

svetlosti. Na primer, brom apsorbuje ljubi

aste i plave delove svetlosnog spektra. U svetlosti koja preostaje

posle prolaska kroz pare broma preovla

uje crvena boja, pa kažemo da su pare broma crvene.

Talasne dužine (

) vidljive svetlosti nalaze se u podru

ju od 400 do 700 nm. Da bi supstanca bila

obojena, ona mora apsorbovati svetlost negde unutar tog podru

ja. Me

utim, mnoge bezbojne supstance

apsorbuju u ultraljubi

astoj (

<400 nm) ili infracrvenoj (

>700 nm) oblasti spektra. Ozon u gornjim

delovima atmosfere apsorbuje škodljivo ultraljubi

asto zra

enje velike energije koje dospeva sa Sunca.

Ugljen-dioksid apsorbuje infracrveno (tj. toplotno) zra

enje koje otpušta površina Zemlje; ta apsorpcija

spre

ava odlazak infracrvenog zra

enja u vasionu i time doprinosi globalnom otopljavanju na Zemlji.

Organska jedinjenja, koja sva sadrže (bar) elemente ugljenik i vodonik, apsorbuju infracrveno zra

enje

no definisanih talasnih dužina. Ako se neko organsko jedinjenje (na primer, etil-alkohol) izloži

infracrvenom zra

enju, tada se na osnovu talasnih dužina zra

enja koje je to jedinjenje apsorbovalo može

no utvrditi identitet supstance.

2 –

Atomi, molekuli i joni

2.1. Atomi i atomska teorija

Atomski model materije predstavlja osnovu savremene hemije. Taj model je predložio Dalton još 1808.

godine. Savremena atomska teorija obuhvata slede

a tri glavna postulata:

Element se sastoji od si

ušnih

estica koje se zovu atomi

. Svi atomi odre

enog elementa imaju iste

hemijske osobine. Atomi razli

itih elemenata imaju razli

ite osobine.

Pri obi

noj hemijskoj reakciji atomi prelaze sa jedne supstance na drugu, ali ni jedan atom ma kog

elementa ne iš

ezava niti se preobra

a u atom nekog drugog elementa

Jedinjenja nastaju kada se sjedine atomi dva ili više elemenata

. U datom jedinjenju, relativni brojevi

atoma svake od vrsta su ta

no odre

eni i konstantni. U opšte uzevši, ovi relativni brojevi se mogu izraziti

kao celi brojevi ili kao prosti razlomci.

Na osnovu Daltonove teorije

atom

se može definisati kao najmanja

estica nekog elementa koja može da

stupi u hemijsku reakciju.

2.2. Sastavni delovi atoma

Atomi, pa samim tim i sva materija, sastoje se prvenstveno od tri vrste tzv. fundamentalnih

estica:

elektrona

protona

neutrona

. Danas se zna da atom sadrži i mnoge druge

estice (kvarkove, pozitrone,

neutrine, pione, mione, itd.), ali je za naše potrebe u hemiji dovoljno da upoznamo samo tri prethodno
navedene

estice.

Elektroni

Elektroni

su negativno naelektrisane

estice. Oni imaju jedini

no negativno naelektrisanje (–1) i veoma

malu masu, koja je približno jednaka 1/2000 delu mase najlakšeg atoma.

Svaki atom sadrži ta

no odre

en broj elektrona. Taj broj, koji se kre

e od 1 pa sve do preko 100,

karakteristika je neutralnog atoma odre

enog elementa. Svi atomi vodonika sadrže jedan elektron; svi atomi

olova sadrže 82 elektrona. U pogledu na

ina na koji su elektroni raspore

eni u atomu više

emo re

i docnije,

u okviru teme „Struktura atoma“. Za sada je dovoljno ista

i da se elektroni nalaze u spoljašnjem delu atoma

gde obrazuju nešto što se približno može opisati kao oblak negativnog naelektrisanja.

Jezgro atoma; protoni i neutroni

Jezgro

(nukleus) atoma se nalazi u središtu atoma, pozitivno je naelektrisano i ima veoma male

dimenzije (pre

nik jezgra je oko deset hiljada puta manji od pre

nika atoma). Jezgro atoma ima složen

sastav, ali za naše potrebe u hemiji možemo smatrati da se jezgro sastoji od dve razli

ite vrste

estica,

protona

neutrona

. Proton ima masu koja je približno jednaka masi atoma vodonika. Proton je pozitivno

naelektrisan i njegovo naelektrisanje se ozna

ava kao jedini

no pozitivno naelektrisanje (+1). Naelektrisanje

protona je po veli

ini jednako naelektrisanju elektrona, samo je suprotnog predznaka. Neutron je neutralna

estica

ija je masa nešto malo ve

a od mase protona. Masa protona, odnosno neutrona, ve

a je oko 2000

puta od mase elektrona.

Pošto protoni i neutroni imaju mnogo ve

u masu nego elektroni, najve

i deo mase atoma nalazi se u

jezgru (tj. više od 99,9% mase). Pri tome, zapremina jezgra je mnogo manja od zapremine atoma. Na
izvestan na

in se može smatrati da je najve

i deo atoma zapravo „prazan prostor“ – tj. prostor ispunjen samo

pomenutim oblakom negativnog naelektrisanja.

esto se koristi i kra

i na

in ozna

avanja izotopa. Naime, navode se samo hemijski simbol (ili ime) elementa

i maseni broj, koji se povezuju crticom:

Pb-206

ili

olovo-206

Stabilnost atomskog jezgra; radioaktivnost

Kod elementa ugljenika poznato je osam izotopa:

Od tih izotopa, samo dva (C-12 i C-13) su stabilna u smislu da se ne razlažu tokom vremena. Nasuprot
tome, tri lakša jezgra (C-9, C-10, C-11), kao i tri teža (C-14, C-15, C-16) su nestabilna; sa proticanjem
vremena ona se razlažu pretvaraju

i se u druga jezgra.

Sli

na situacija sre

e se kod svih elemenata koji se javljaju u obliku nekoliko izotopa. Nestabilni izotopi

se razlažu (raspadaju) jednim procesom koji se zove

radioaktivnost

. Rezultat tog raspadanja naj

eš

e je

transmutacija

elemenata; atomski broj novonastalog jezgra razlikuje se od atomskog broja reaktanta. Na

primer, radioaktivnim raspadanjem izotopa

nastaje stabilni izotop

. Radioaktivno raspadanje se

uvek dešava uz izdvajanje nekog od slede

ih oblika zra

enja:

- beta

(

)

estice, koje su po svojim osobinama identi

ne elektronima

- alfa

(

)

estice; to su zapravo jezgra helijuma

, tako da

estice imaju naelektrisanje +2 pošto

nedostaju dva elektrona koje ina

e sadrži atom helijuma

- gama

(

) zraci, koji se sastoje od zra

enja velike energije.

2.3. Uvod u Periodni sistem elemenata

Element je supstanca kod koje svi atomi imaju isti broj protona, tj. isti atomski broj. Hemijske osobine

elemenata zavise od njihovih atomskih brojeva. Atomski broj svakog elementa zapisan je u tzv. Periodnom
sistemu elemenata.

Periodni sistem elemenata

(slika 2-1) je tabela u kojoj su navedeni svi poznati elementi. Svakom

elementu pripada po jedno polje kvadratnog (ili pravougaonog) oblika. U sredini polja se nalazi hemijski
simbol doti

nog elementa. Iznad simbola je napisan atomski broj elementa, a ispod simbola relativna

atomska masa elementa (pojam relativne atomske mase bi

e objašnjen nešto kasnije). Na primer, u vrhu

tabele nalazi se polje koje pripada elementu vodoniku. Vidimo da se iznad hemijskog simbola (H) nalazi broj
1 (atomski broj vodonika), a ispod simbola broj 1,0079 (relativna atomska masa vodonika).

Opšta hemija I (beleške s predavanja prof. Stojakovi

SLIKA 2-1.

Periodni sistem elemenata

Sa slike 2-1 se vidi da su hemijski elementi u Periodnom sistemu pore

ani prema rastu

atomskom broju, po

ev od vodonika koji ima atomski broj

= 1.

Periodni sistem elemenata sa

injavaju horizontalni redovi koji se nazivaju

periode

. Prvu periodu

ine samo dva elementa: vodonik (H) i helijum (He). Druga perioda po

inje sa litijumom (Li), a završava se

sa neonom (Ne). Uo

imo da se u periodama elementi nalaze raspore

eni prema rastu

em atomskom broju (s

leva udesno).

Vertikalne kolone se nazivaju

grupe

. Tokom razvoja hemije koriš

eno je više razli

itih na

ina za

ozna

avanje broja odre

ene grupe. Me

utim, po

ev od 1985. godine sve više preovla

uje na

in koji je dat na

slici 2-1: idu

i s leva udesno duž Periodnog sistema, broj grupe se menja od 1 do 18.

Elementi koji se nalaze u grupama 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 i 18 nazivaju se

elementi glavnih grupa

Elementi u grupama od 3 do 12 koji pripadaju 4, 5 i 6. periodi zovu se

prelazni elementi

. Prelazni elementi iz

etvrte periode

ine tzv. „prvi prelazni niz“: to je deset elemenata po

ev od skandijuma (Sc) (u grupi 3) pa

sve do cinka (Zn) (grupa 12.). Na sli

an na

in, u petoj periodi se nalazi „drugi prelazni niz“ (elementi od

itrijuma, Y, do kadmijuma, Cd), a u šestoj periodi „tre

i prelazni niz“ (od lantana, La, do žive, Hg).

Neke grupe Periodnog sistema imaju posebna imena. Elementi u grupi 1, na krajnjoj levoj strani

Periodnog sistema nazivaju se

alkalni metali

; elementi u grupi 2 zovu se

zemnoalkalni metali

. Na desnoj

strani Periodnog sistema, elementi u grupi 17 zovu se

halogeni

, a oni u grupi 18 su

plemeniti

(nereaktivni)

gasovi

Važna osobina Periodnog sistema jeste to što elementi koji pripadaju odre

enoj grupi ispoljavaju

sli

ne hemijske osobine. To je naro

ito izraženo kod elemenata glavnih grupa. Na primer:

- litijum (Li), natrijum (Na) i kalijum (K) u grupi 1 burno reaguju s vodom uz nastanak gasovitog

vodonika

- helijum (He), neon (Ne) i argon (Ar) u grupi 18 ne reaguju ni sa kakvim supstancama.

Kod elemenata glavnih grupa broj tzv. valentnih elektrona (ovaj pojam

e biti objašnjen kasnije, kada bude

i o elektronskoj strukturi atoma) jednak je poslednjoj cifri koja ozna

ava broj grupe. To zna

i da je u

grupi 1 broj valentnih elektrona jednak 1, u grupi 2 jednak 2, u grupi 13 jednak 3, u grupi 14 jednak 4, itd.
Glavni razlog hemijske sli

nosti elemenata koji pripadaju odre

enoj grupi upravo i leži u

injenici da oni

imaju isti broj valentnih elektrona.

Na osnovu navedenih

injenica, možemo re

i da je periodni sistem elemenata jedan poredak

elemenata u smeru rastu

eg atomskog broja, pri

emu su elementi smešteni u horizontalne redove takve

dužine da se elementi sli

nih hemijskih osobina nalaze direktno jedan ispod drugog u vertikalnim grupama.

Opšta hemija I (beleške s predavanja prof. Stojakovi

metil-alkohol metil-amin

Sažete strukturne formule ovih jedinjenja izgledaju ovako:

Sažete strukturne formule zauzimaju manje prostora od strukturnih formula, a njima se naglašava da

su u navedenim molekulima prisutne slede

e karakteristi

ne grupe atoma:

U molekulu metil-alkohola prisutna je grupa OH (hidroksilna grupa), karakteristi

na za sve

alkohole, na primer etil-alkohol (CH

OH) koji se nalazi u alkoholnim pi

ima.

U molekulu metil-amina prisutna je grupa NH

, karakteristi

na za mnoge amine, na primer

etil-amin, CH

U obliku molekula mogu da postoje ne samo jedinjenja, nego i neki elementi. Primeri su vodonik,

koji postoji kao dvoatomski molekul (H

) i sumpor, koji se javlja u vidu prstenastih molekula sastavljenih od

osam atoma (S

Joni

Kada atom otpusti ili primi elektrone nastaju naelektrisane

estice koje se zovu

joni

. Atomi metala

obi

no teže da otpuste elektrone uz stvaranje pozitivno naelektrisanih jona koji se nazivaju

katjoni

. Primeri

su joni Na

i Ca

koji nastaju od atoma metala natrijuma i kalcijuma:

atom Na

→

-jon + e

–

(11

, 11

–

)

(11

, 10

–

)

atom Ca

→

-jon + 2e

–

(20

, 20

–

)

(20

, 18

–

)

(Strelice razdvajaju

reaktante

– atome Na i Ca, od

proizvoda

– katjona i elektrona)

Atomi nemetala grade

anjone

(negativne jone) tako što primaju elektrone. Razmotrimo šta se doga

a kada

atomi hlora i kiseonika prime elektrone:

atom Cl + e

–

→

–

–jon

(17

, 17

–

)

(17

, 18

–

)

atom O + 2e

–

→

2–

–jon

, 8

–

)

, 10

–

)

Ovde je neophodno naglasiti da se pri nastanku jona

ne menja broj protona u jezgru

! Ono što se menja

jeste broj elektrona, koji se smanjuje, ili pove

ava.

PRIMER 2–1.

Odrediti broj protona, neutrona i elektrona u jonu

, katjonu koji se nalazi u rubinima i

safirima.

Postupak

. Atomski broj nam direktno daje broj protona. Naelektrisanje +3 jona kazuje nam da u tom jonu ima tri

protona više nego elektrona. Broj neutrona se dobija kao i obi

no, tj. oduzimanjem atomskog broja od masenog broja.

Rešenje

. Broj protona je = 13. Broj elektrona je = 13 - 3 = 10. Broj neutrona je = 27 - 13 = 14.

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

Joni koje smo do sada razmotrili [npr., natrijum–jon (Na

) i hlorid-jon (Cl

–

)] su

monatomski

(jednoatomski): oni nastaju polaze

i od jednog atoma gubitkom, ili pripajanjem elektrona. Me

utim, postoje

i mnogi joni koji su

poliatomski

(višeatomski): oni sadrže više od jednog atoma. Primeri su hidroksid–jon

(OH

–

) i amonijum–jon (NH

U poliatomskim jonima atomi su me

usobno povezani kovalentnim vezama kao u molekulu. Otuda,

poliatomski jon se može shvatiti i kao "naelektrisani molekul".

Hemijska jedinjenja su elektri

ki neutralna (elektroneutralna). Otuda, jedinjenja koja se sastoje od

jona („jonska jedinjenja“) uvek sadrže i katjone i anjone. Tako, kuhinjska so, natrijum-hlorid, sastoji se
od podjednakog broja Na

- i Cl

–

–jonova. Struktura natrijum-hlorida prikazana je na sl. 2-2. Uo

iti

slede

•

u natrijum-hloridu, NaCl, postoje dve vrste strukturnih jedinki: Na

–joni i Cl

–

– joni.

•

nema individualnih molekula; Na

-joni i Cl

–

-joni su me

usobno povezani u jednu kontinualnu

rešetku. Zbog toga hemijska formula NaCl predstavlja samo tzv. „formulsku jedinicu“ koja
nam daje odnos broja atoma u tom jedinjenju; tj., formula NaCl nije formula molekula NaCl,
pošto takav molekul ne postoji.

SLIKA 2-2.

Struktura natrijum-hlorida. Dva na

ina prikazivanja strukture: u oba slu

aja male sfere

predstavljaju Na

-jone, a velike Cl

–

–jone.

U jonskim jedinjenjima joni se me

usobno drže povezani u rešetku pomo

u jakih

elektrostati

kih privla

nih sila koje deluju izme

u katjona i anjona. Te sile se u hemiji nazivaju

jonske veze

Jonska jedinjenja su obi

vrste supstance na sobnoj temperaturi i imaju relativno visoke

temperature topljenja (t.t. NaCl = 801 ºC, t.t. CaCl

= 772 ºC). Da bi se neko jonsko jedinjenje

istopilo neophodno je me

usobno razdvojiti suprotno naelektrisane jone, tj. raskinuti jonske veze. Za

tako nešto je potrebno uložiti veliku koli

inu energije, a to zna

i da je neophodno zagrevanje do

visoke temperature.

2.5. Formule jonskih jedinjenja

Kada neki metal, na primer natrijum (Na) ili kalcijum (Ca), reaguje s nekim nemetalom, na

primer hlorom, kao proizvod obi

no nastaje jonsko jedinjenje. Formula tog jedinjenja (npr., NaCl,

CaCl

) pokazuje najprostiji odnos izme

u katjona i anjona (jedan Na

-jon na jedan Cl

–

–jon; jedan

: FeCl

, FeBr

, …..

PRIMER 2–2.

Napisati formule slede

ih jonskih jedinjenja:

(a) jedinjenje koje barijum gradi sa jodom. (b) jedinjenje koje aluminjum gradi sa kiseonikom.

i oksid–jone (d) jedinjenje koje sadrži Cu

i oksid–jone

Postupak

. Najpre utvrditi naelektrisanja katjona i anjona. Zatim uravnotežiti pozitivno i negativno naelektrisanje

da bi se dobila formula.

Rešenje

(a) BaI

: jedan Ba

-jon zahteva prisustvo dva I

–

– jona.

(b) Al

: dva Al

-jona (ukupno naelektrisanje = +6) zahtevaju prisustvo tri O

2–

–jona (ukupno naelektrisanje =

-6).

-jon uravnotežuje se sa jednim O

2–

–jonom.

(d) Cu

O : dva Cu

-jona uravnotežuju se sa jednim O

2–

–

jonom.

Formule višeatomskih jona

U tabeli 2-3 navedeni su neki višeatomski joni koji se sre

u u opštoj hemiji. Uo

iti slede

- postoje samo dva uobi

ajena višeatomska katjona, NH

i Hg

. Svi ostali katjoni koje

emo

razmatrati u ovom predavanjima dobijeni su od pojedina

nih atoma metala (npr., Na

od Na, Ca

Ca, ...).

- ve

ina višeatomskih anjona sadrži jedan ili više atoma kiseonika; takve

estice imaju zajedni

ki naziv

oksianjoni

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

PRIMER 2–3.

Koriste

i tabelu 2-1 predvideti formulu: (a) stroncijum-hidroksida, (b) natrijum-karbonata, (c)

amonijum-fosfata.

Postupak.

I u ovom primeru treba najpre utvrditi naelektrisanja katjona i anjona, a zatim uravnotežiti pozitivno i
negativno naelektrisanje da bi se dobila formula. Jedino što se u ovom slu

aju radi o višeatomskim

jonima.

Rešenje

(a) Za jedan Sr

-jon potrebna su dva OH

–

–jona. Formula je Sr(OH)

. Male zagrade u formuli služe da pokažu da

se u formuli nalaze dva višeatomska jona (OH

–

) na svaki jon Sr

(b) Dva Na

–jona zahtevaju prisustvo jednog CO

2–

–jona. Formula je Na

–jona zahtevaju prisustvo jednog PO

3–

–jona. Formula je (NH

)

----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

Opšta hemija I (beleške s predavanja prof. Stojakovi

TABELA 2-3

Neki uobi

ajeni višeatomski joni

+ 1

- 1

-2

-3

(amonijum–jon)

–

(hidroksid–jon)

2–

(karbonat-jon)

3–

(fosfat-jon)

[živa (I)–jon]

–

(nitrat–jon)

2–

(sulfat-jon)

ClO

–

(hipohlorit–jon)

CrO

2–

(hromat-jon)

ClO

–

(hlorat–jon)

2–

(dihromat-jon)

ClO

–

(perhlorat–jon)

HPO

2–

(hidrogenfosfat-jon)

–

(cijanid–jon)

COO

–

(acetat–jon)

MnO

–

(permanganat–jon)

HCO

–

(hidrogenkarbonat–jon)

–

(dihidrogenfosfat–jon)

Ponovo isti

emo da su skoro svi katjoni monoatomskog tipa, dok je ve

ina anjona višeatomskog tipa.

2.6. Nazivi jedinjenja

Odre

eno jedinjenje se može iskazati bilo formulom (npr., NaCl), bilo nazivom (npr., natrijum–

hlorid). Sada

emo izložiti pravila koja se koriste za davanje naziva jonskim i prostim molekulskim

jedinjenjima. Najpre

emo razmotriti kako se daju nazivi individualnim jonima koji sa

injavaju jonsko

jedinjenje.

Nazivi jona

Jednoatomski joni dobijaju isti naziv kao element od koga su izvedeni. Primeri:

natrijum–jon

kalijum–jon

utim, ako element može da gradi više od jedne vrste jona, npr. Fe

i Fe

, tada se u nazivu jona

mora nazna

iti naelektrisanje jona. To se radi tako što se naelektrisanje iskazuje rimskim brojem koji se

stavlja u zagradu posle imena elementa:

gvož

e(II)–jon

gvož

e(III)–jon

(Ranije je koriš

en jedan sistem davanja naziva prema kome se jonu ve

eg naelektrisanja dodavao

nastavak –

, a jonu manjeg naelektrisanja nastavak –

; ovi nastavci su dodavani latinskoj osnovi naziva

elementa, tako da je, na primer, Fe

–jon imao naziv

fero

–jon, a Fe

–jon je bio

feri

–jon).

Jednoatomski anjoni dobijaju naziv tako što se osnovici naziva elementa od koga je anjon

izveden dodaje nastavak –

–

hidrid–jon

3–

nitrid–jon O

2–

oksid–jon F

–

fluorid–jon

2–

sulfid–jon Cl

–

hlorid–jon

Opšta hemija I (beleške s predavanja prof. Stojakovi

Nazivi binarnih molekulskih jedinjenja

Binarna jedinjenja su jedinjenja sastavljena od dve

vrste

atoma (npr., H

O, N

, PH

, CCl

);

jedinjenja sastavljena od tri vrste atoma zovu se ternerna jedinjenja (npr., HNO

, CaSO

, NH

Br,

OH).

Kada dva nemetala me

usobno reaguju, naj

eš

e se kao proizvod dobija binarno molekulsko

jedinjenje. Ne postoji jednostavan na

in da se predvidi formula takvog jedinjenja. Ali zato postoji

sistematski na

in za davanje naziva molekulskim jedinjenjima i on se znatno razlikuje od na

ina na koji se

daju nazivi jonskim jedinjenjima.

Naziv binarnog molekulskog jedinjenja koje sadrži dva nemetala sastoji se od dve re

1. Prva re

se sastoji od imena elementa koji se prvi javlja u formuli (to je elektropozitivniji atom); gr

predmetak (tabela 2–5) koristi se da se pokaže broj atoma tog elementa u formuli.

2. Druga re

se sastoji od:

– odgovaraju

eg gr

kog predmetka koji ozna

ava broj atoma drugog elementa

– naziva drugog elementa, pri

emu se drugi element imenuje kao da je anjon.

3. Izme

u prve i druge re

i napisati crticu (povlaku).

TABELA 2–5.

ki predmeci (prefiksi) koji se koriste u nomenklaturi

Broj

Predložak Broj Predložak Broj

Predložak

2 di 5

penta

okto

3 tri 6

heksa

nona

4 tetra 7 hepta

deka

Predložak mono (1) re

e se koristi.

Da bi ilustrovali ova pravila, razmotrimo nazive nekoliko oksida azota:

diazot–pentaoksid

diazot–trioksid

diazot–tetraoksid

azot–oksid (ili azot–monoksid)

azot–dioksid

O diazot–oksid

U slu

ajevima kada posle predmetaka

tetra

penta

heksa

, ...., dolazi slovo "o", slovo "a" se ponekad

izostavlja. Na primer, N

se obi

no naziva

diazot–pentoksid

umesto

diazot–pentaoksid

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

PRIMER 2–5.

Odrediti nazive slede

ih jedinjenja:

(a)

(b) SO

(d) Cl

(e) SF

Rešenje

(a) sumpor–dioksid (b) sumpor–trioksid (c) fosfor–trihlorid

(d) dihlor–heptaoksid (e) sumpor–heksafluorid

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

Postoji i alternativni na

in davanja naziva molekulskim jedinjenjima, koji se zasniva na tzv.

formalnim oksidacionim brojevima elemenata. Tako bi alternativni naziv za N

bio

azot(V)–oksid

. Ovaj

e biti detaljnije objašnjen u okviru predmeta Opšta hemija II.

Mnoga dobro poznata binarna molekulska jedinjenja imaju svoje tradicionalne nazive, koji se

razlikuju od sistematskih naziva. Ti tradicionalni nazivi se za njih široko koriste, a u nekim slu

ajevima i

isklju

ivo koriste. Primeri su:

voda

etin

("acetilen")

vodonik–peroksid

fosfin

amonijak AsH

arsin

hidrazin CH

metan

Tako, voda se uvek naziva voda, a nikada ne "divodonik–oksid".

Nazivi kiselina

Neka binarna molekulska jedinjenja koja sadrže atome H jonizuju u vodi grade

i H

–jone. Takva

jedinjenja se zovu

kiseline

. Primer je vodonik–hlorid, HCl; u vodenom rastvoru on postoji u obliku

hidratisanih H

i Cl

–

–jona. Vodeni rastvor vodonik–hlorida ima poseban naziv:

hlorovodoni

na kiselina

Sli

na situacija se javlja i u slu

aju HBr i HI:

ista supstanca

Vodeni rastvor

HCl(

) Vodonik–hlorid

(

), Cl

–

(

) Hlorovodoni

na kiselina

HBr(

) Vodonik–bromid

(

), Br

–

(

) Bromovodoni

na kiselina

HI(

) Vodonik–jodid

(

), I

–

(

) Jodovodoni

na kiselina

Mnoge kiseline sadrže i kiseonik, i one se, kako smo ve

rekli, nazivaju

kiseoni

ne kiseline

ili

oksikiseline

. Primer takvih kiselina su:

HNO

azotna kiselina

sumporna kiselina

Nazivi oksikiselina su jednostavno povezani sa nazivom odgovaraju

ih oksianjona. Nastavak –

anjona

zamenjuje se nastavkom –

u slu

aju kiseline. Na sli

an na

in, nastavak –

anjona zamenjuje se

nastavkom –

asta

kod kiseline. Predmeci

per

– i

hipo

– koji se nalaze u nazivu anjona ostaju i u nazivu

kiseline.

ClO

–

perhlorat–jon

HClO

perhlorna kiselina

ClO

–

hlorat–jon

HClO

hlorna kiselina

ClO

–

hlorit–jon

HClO

hlorasta kiselina

ClO

–

hipohlorit–jon

HClO hipohlorasta kiselina

utim, u nekim slu

ajevima situacija je komplikovanija jer se kod naziva kiseline menja i koren

naziva u odnosu na anjon:

2–

sulfat–jon

sumporna kiselina

2–

sulfit–jon

sumporasta kiselina

–

nitrat–jon

HNO

azotna kiselina

–

nitrit–jon

HNO

azotasta kiselina

Izotop

Relativna atomska masa

Zastupljenost izotopa (%)

Cl–35 34,96

75,53

Cl–37 36,96

24,47

Navedeni podaci zna

e slede

e: u elementarnom hloru, 75,53% atoma ima relativnu atomsku masu od 34,96,

dok preostalih 24,47% atoma ima relativnu atomsku masu od 36,96. Koriš

enjem ovih podataka lako

možemo da izra

unamo relativnu atomsku masu hlora, tj. onu vrednost koja se nalazi zapisana u Periodnom

sistemu. Za to izra

unavanje koristimo slede

i opšti izraz:

relativna atomska masa Y = (rel. atomska masa Y

)×

100

+ (rel. atomska masa Y

)×

100

+.....

gde su Y

, Y

,.... izotopi elementa Y.

relativna atomska masa Cl = 34,96 ×

100

+ 36,96 ×

100

= 35,45

Mase individualnih atoma; Avogadrov broj

U najve

em broju slu

ajeva u hemiji dovoljno je znati relativne mase razli

itih atoma. Ponekad je,

utim, neophodno oti

i korak dalje i izra

unati masu (npr. u gramima) individualnih atoma. Sad

emo da

razmotrimo kako se to može uraditi.

Uzmimo kao primer elemente helijum i vodonik. Atom helijuma ima otprilike

etiri puta ve

masu nego atom vodonika [A

(He) = 4,003, A

(H) = 1,008]. To zna

i da uzorak koji sadrži 100 atoma

helijuma ima

etiri puta ve

u masu od uzorka koji sadrži 100 atoma vodonika. Sli

no, ako uporedimo uzorke

ova dva elementa koji sadrže svaki po milion atoma, odnos masa ta dva uzorka

e biti u odnosu 4 (helijum)

prema 1 (vodonik). Iz ovoga tako

e sledi još nešto: uzorak helijuma mase 4 grama mora sadržati isti broj

atoma kao uzorak vodonika mase 1 gram. Ta

nije re

eno:

broj atoma helijuma u 4,003 g helijuma = broj atoma vodonika u 1,008 g vodonika

Ovaj rezon se lako može proširiti na ostale elemente. Uzorak ma kog elementa

ija je masa (u gramima)

jednaka njegovoj relativnoj atomskoj masi sadrži isti broj atoma (

) kao i 1,008 g vodonika. Sad se

postavlja pitanje kolika je numeri

ka vrednost tog broja

; tj., koliko ima atoma u 4,003 g helijuma, 1,008 g

vodonika, 32,07 g sumpora, itd.? Ovaj problem je prou

avan duže od jednog veka i nau

nici su smislili

nekoliko složenih eksperimenata pomo

u kojih se broj

može odrediti. Broj

je poznat kao Avogadrov

broj i njegova vrednost je:

= 6,022×10

Avogadrov broj je jedan ogroman broj (imajmo na umu da su atomi veoma si

ušni, pa ih o

igledno mora biti

veoma mnogo u 4,003 g He, 1,008 g vodonika, itd.). Da bismo to kako-tako sagledali, zamislimo da
celokupno stanovništvo Zemlje (tj. preko šest milijardi ljudi) dobije zadatak da prebroji molekule vode koji
se nalaze u 18 grama vode. Ako bi svaka osoba brojala molekule vode brzinom od jednog molekula u
sekundi i to radila 48 sati nedeljno, prebrojavanje bi trajalo duže od deset miliona godina!

Važnost Avogadrovog broja u hemiji je o

igledna.

predstavlja broj atoma nekog elementa u

uzorku

ija je masa

u gramima

broj

ano jednaka relativnoj atomskoj masi tog elementa. Otuda:

6,022×10

atoma H prisutno je u 1,008 g vodonika pošto je relativna atomska masa vodonika = 1,008

6,022×10

atoma He prisutno je u 4,003 g He pošto je relativna atomska masa He = 4,003

6,022×10

atoma S prisutno je u 32,07 g sumpora pošto je relativna atomska masa sumpora = 32,07

Znaju

i Avogadrov broj i relativnu atomsku masu odre

enog elementa, mogu

e je izra

unati masu

individualnog atoma tog elementa. Isto tako, može se izra

unati broj atoma prisutnih u odmerenom uzorku

ma kog elementa. To ilustruje slede

i primer.

Opšta hemija I (beleške s predavanja prof. Stojakovi

-------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

PRIMER 3–1

(a) Izra

unati masu jednog atoma selena. (b) Izra

unati koliko je atoma selena prisutno u uzorku

selena mase 1,000 g.

Rešenje

. Iz Periodnog sistema nalazimo da je relativna atomska masa selena jednaka 78,96. Otuda sledi:

6,022×10

atoma selena ima masu od 78,96 g

Taj izraz nam daje potrebne konverzione faktore za vršenje prora

una.

(a) masa atoma selena = 1 atom Se

atoma

6,022

78,96

= 1,311

–22

g Se

(b) broj atoma selena u uzorku selena mase 1 g = 1,000 g

atoma

6,022

= 7,627

atoma Se

----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

3.2. Mol

Koli

ina koju predstavlja Avogadrov broj toliko je važna u hemiji da je dobila i posebno ime,

mol

U SI sistemu jedinica mol je usvojen kao

jedinica za koli

inu

. Mol predstavlja 6,022×10

"komada"

(jedinki,

estica), šta god ti komadi bili. Primeri:

1 mol atoma H = 6,022×10

atoma H

1 mol atoma O = 6,022×10

atoma O

1 mol molekula H

= 6,022×10

molekula H

1 mol molekula H

O = 6,022×10

molekula H

1 mol elektrona = 6,022×10

elektrona

1 mol dinara = 6,022×10

dinara

U hemiji su važni pojmovi

relativne molekulske mase

(

) i

molarne mase

(

). Relativna

molekulska masa nekog molekula je broj

ano jednaka zbiru relativnih atomskih masa atoma koji sa

injavaju

taj molekul. Molarna masa je masa jednog mola

estica ili jedinki (atoma, molekula, jona, formulskih

jedinica) i ona je izražena u gramima po molu (g mol

–1

Formula

Zbir relativnih

atomskih masa

Relativna

molekulska

masa

Molarna masa

(g mol

–1

)

16,00

2×16,00

32,00

O 2×1,008

16,00 18,02 18,02

NaCl

22,99 + 35,45

58,44

imo da je neophodno znati formulu supstance pre nego što joj možemo odrediti molarnu masu. Na

primer, bilo bi sasvim neodre

eno re

i "molarna masa vodonika". Jedan mol atoma vodonika (H) ima masu

od 1,008 g; otuda je molarna masa H jednaka 1,008 g mol

–1

. S druge strane, jedan mol molekula vodonika

) ima masu od 2,016 g; otuda je molarna masa H

jednaka 2,016 g mol

–1

U hemijskim prora

unima

esto je potrebno izvršiti konverziju od koli

ine supstance (izražene u

molovima) u masu supstance (izraženu u gramima), ili obrnuto. Takve konverzije se vrše pomo

u slede

izraza:

gde je

masa (g),

je molarna masa (g mol

–1

), a

je koli

ina (mol).

Opšta hemija I (beleške s predavanja prof. Stojakovi

% elementa =

jedinjenja

masa

ukupna

elementa

masa

×100

Rešenje.

Od pomo

i je ako se sa

ini tabela za odre

ivanje mase svakog elementa u jednom molu NaHCO

n ×

1 mol

22,99 g/mol

22,99 g

1 mol

1,008 g/mol

1,008 g

1 mol

12,01 g/mol

12,01 g

3 mol

16,00 g/mol

48,00 g

84,01 g NaHCO

Pošto 84,01 g NaHCO

sadrži 22,99 g natrijuma, 1,008 g vodonika, 12,01 g ugljenika i 48,00 g kiseonika, to zna

i da je:

mas. % Na =

27,36 %

mas. % H =

100

008

1,200 %

mas. % C =

100

14,30 %

mas. % O =

100

57,14 %

Kontrola prora

una

Maseni

procenti

etiri elementa sabiranjem daju 100 (kao što i treba):

27,36 % + 1,200 % + 14,30 % + 57,14 % = 100,00 %

-------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

Prora

uni u primeru 3-4 ilustruju zna

ajnu karakteristiku formula. U jednom molu NaHCO

nalazi se

1 mol Na (22,99 g), 1 mol H (1,008 g), 1 mol C (12,01 g) i 3 mola O (48,00 g). Drugim re

ima, molski

odnos je 1 mol Na : 1 mol H : 1 mol C : 3 mola O. To je odnos koji je isti kao odnos broja atoma u NaHCO

tj. 1 atom Na : 1 atom H : 1 atom C : 3 atoma O. Uopšteno govore

indeksi u formuli ne predstavljaju

samo odnose u kojima se razli

iti atomi sjedinjuju, nego i molske odnose

. Na primer,

Formula

Odnos broja atoma

Molski odnos

2 atoma H : 1 atom O

2 mola H: 1 mol O

KNO

1 atom K : 1 atom N : 3 atoma O

1 mol K : 1 mol N : 3 mola O

12 atoma C : 22 atoma H : 11 atoma O

12 molova C : 22 molova H : 11 molova O

Formula jedinjenja može tako

e da se upotrebi za odre

ivanje mase nekog elementa u uzorku

jedinjenja

ija je masa poznata (primer 3-5).

-------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

PRIMER 3-5.

Limonit je mineral gvož

a formule Fe

O. (Ta

ka u formuli zna

i da jedinjenje sadrži 3/2 mola

vode na svaki mol Fe

). Koliko se gvož

a može dobiti iz jedne tone limonita?

Postupak.

Treba prvo izra

unati maseni procenat gvož

a. Zatim, koriste

i taj maseni procenat, odrediti koliko ima

gvož

a u jednoj toni limonita.

Rešenje.

Molarna masa limonita je:

2×55,87 + 3×16,00 +

×18,02 = 186,7 g/mol

U jednom molu limonita ima:

2 mol Fe

⋅

mol

55,85

111,7 g Fe

Odavde sledi:

% Fe =

186

111

×100 = 59,83 %

U jednoj toni limonita ima:

masa Fe = 1,000

⋅

g limonita

⋅

limonita

100,0

58,93

5,983

⋅

g Fe

-------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

Odre

ivanje empirijske formule na osnovu procentnog sastava

Važan zadatak hemijske analize jeste i odre

ivanje formula jedinjenja. Formula koja se dobija

postupkom koji

e sada biti prikazan naziva se

empirijska (najjednostavnija) formula

. Empirijska formula

je hemijska formula u kojoj se javlja najprostiji mogu

i odnos prisutnih atoma, izražen celim brojevima. U

slu

aju jonskog jedinjenja empirijska formula je obi

no i jedina formula koja se može napisati (na primer,

CaCl

, Cr

). U slu

aju molekulskog jedinjenja govorimo o

hemijskoj formuli

, koja predstavlja celobrojni

umnožak empirijske formule, pri

emu broj kojim se množi empirijska formula može da bude, zavisno od

slu

aja, 1, 2, 3, itd., kako prikazuju primeri u slede

oj tabeli.

Empirijske i hemijske formule nekih jedinjenja.

Jedinjenje

Empirijska formula

Hemijska formula

Umnožak

Voda H

O H

O 1

Vodonik-peroksid HO

Propen CH

Pri

izvo

enju empirijske formule polaze

i od poznatog procentnog sastava jedinjenja postupak se

sastoji u tome da se najpre izra

una koli

ina (broj molova) svakog elementa u 100 g jedinjenja, zatim

najprostiji mogu

i odnos koli

ina svakog elementa i, na kraju, sama empirijska formula.

-------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

PRIMER 3-6

Hemijskom analizom uzorka jednog narandžasto-obojenog jedinjenja utvr

eno je da ono sadrži 26,6 %

kalijuma, 35,4 % hroma i 38,0 % kiseonika. Odrediti empirijsku formulu.

Postupak.

Navedeni podaci nam kazuju da se u 100 g jedinjenja nalazi 26,6 g K, 35,4 g Cr i 38,0 g O. Neophodno je:

(1) prevesti mase elemenata u koli

ine (molove)

(2) na osnovu tih koli

ina izra

unati molske odnose, i

(3) konstatovati da su molski odnosi zapravo i atomski odnosi, što vodi empirijskoj formuli.

Rešenje.

(1)

= 26,6 g K ×

39,10

mol

0,680 mol K

= 35,4 g Cr ×

52,00

mol

0,681 mol Cr

= 38,0 g O ×

16,00

mol

2,38 mol O

(2) Da bi se pronašao molski odnos treba sve tri koli

ine podeliti najmanjom koli

inom, tj. sa 0,680 mol K:

mol

1,00

mol

0,680

mol

0,681

mol

3,50

mol

0,680

mol

2,38

Molski odnos je 1 mol K : 1 mol Cr : 3,50 mol O.

(3) Kako je ranije re

eno, molski odnos je isti kao i odnos broja atoma. Da bi se dobio najprostiji celobrojni odnos

atoma, treba sve pomnožiti sa 2:

Hemijska formula na osnovu empirijske formule

Rezultati hemijske analize omogu

avaju da odredimo samo empirijske formule jedinjenja.

Hemijska

formula je celobrojni umnožak empirijske formule.

Taj umnožak može biti 1 kao u slu

aju H

O, 2 kao kod

, 3 kao kod C

, ili neki drugi ceo broj. Da bismo odredili umnožak neophodno je da poznajemo još

jedan podatak: molarnu masu.

-------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

PRIMER 3–8.

Vitamin C ima empirijsku formulu C

. Eksperiment pokazuje da njegova molarna masa iznosi

oko 180 g/mol. Koja je hemijska formula vitamina C?

Postupak

Najpre izra

unati molarnu masu koja bi odgovarala empirijskoj formuli, tj.

). Zatim odrediti

umnožak deljenjem stvarne molarne mase, 180 g/mol, sa

Rešenje.

) = 3(12,01 g/mol) + 4(1,008 g/mol) + 3(16,00 g/mol) = 88,06 g/mol

Koli

nik stvarne molarne mase i molarne mase C

iznosi:

g/mol

88,06

g/mol

180

2,04

Umnožak je 2; hemijska formula vitamina C je C

-------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

3.4. Maseni odnosi u hemijskim reakcijama

Pri izvo

enju neke reakcije u laboratoriji ili u industriji potrebno je najpre izra

unati koliko se

može dobiti

proizvoda

od datih koli

ina polaznih materijala (

reaktanata

). Da bi se to moglo uraditi prvo se

mora napisati sre

ena hemijska jedna

ina.

Sastavljanje hemijskih jedna

ina

Hemijske reakcije se prikazuju hemijskim jedna

inama. U tim jedna

inama figurišu reaktanti i

proizvodi: formule reaktanata se pišu sa leve strane jedna

ine, a formule proizvoda sa desne. Uzmimo za

prvi primer reakciju izme

u vodonika i azota kao reaktanata, u kojoj je proizvod amonijak (NH

), važna

industrijska hemikalija. Reakcija se može prikazati slede

om jedna

inom:

3 H

(

) + N

(

)

→

2 NH

(

)

Koeficijenti u jedna

ini se nazivaju

stehiometrijski koeficijenti

. U sre

enoj („uravnoteženoj“)

hemijskoj jedna

ini broj atoma odre

enog elementa mora biti isti na obe strane jedna

ine. To je i logi

no,

pošto se prilikom hemijske reakcije ne menja ukupan broj atoma bilo kog elementa.

Sre

ivanje („uravnotežavanje“) hemijske jedna

ine nije ništa drugo nego odre

ivanje stehiometrijskih

koeficijenata koji stoje ispred svakog reaktanta i proizvoda u jedna

ini reakcije. Da bi se napisala sre

ena

hemijska jedna

ina

neophodno je najpre ta

no znati koji su reaktanti i proizvodi zastupljeni u reakciji

, kao i

fizi

ko stanje svakog u

esnika u reakciji. Postupak sre

ivanja hemijske jedna

ine ilustrova

emo na primeru

reakcije u kojoj se kao reaktanti javljaju dve te

nosti, hidrazin (N

) i diazot-tetraoksid (N

), a kao

proizvodi gasoviti azot (N

) i vodena para (

ta reakcija je koriš

ena za pogon raketa tipa "Titan" pri lansiranju ameri

kih

astronauta u kosmos

). Da bi se ova reakcija sredila treba postupiti na slede

i na

in:

1. Napisati „skelet“ jedna

ine tako da se reaktanti nalaze sa leve, a proizvodi reakcije sa desne strane

razdvojeni strelicom usmerenom ka proizvodima.

U našem primeru, „skelet“ jedna

ine izgleda ovako:

+ N

→

+ H

2. Ozna

iti (iza formule) fizi

ko stanje svakog reaktanta i proizvoda, koriste

i slede

e oznake:

(

) za gasovitu supstancu

(

) za te

nu supstancu

(

) za

vrstu supstancu

(

) za molekul ili jon koji se nalazi u vodenom rastvoru.

Opšta hemija I (beleške s predavanja prof. Stojakovi

Ako to primenimo na gornju reakciju, dobijamo:

(

) + N

(

)

→

(

) + H

)

3. Srediti jedna

inu (tj., odrediti stehiometrijske koeficijente ispred svakog reaktanta i proizvoda).

Pri

odre

ivanju koeficijenata, polazi se od atoma kojih, ili sa leve ili desne strane jedna

ine, ima najmanje. U

ovom primeru to su O-atomi. Na desnoj strani jedna

ine je samo jedan, dok su na levoj strani

etiri O-atoma.

Zato, najpre treba napisati koeficijent 4 ispred H

O. Ovim se izjedna

ava broj atoma kiseonika sa leve i

desne strane jedna

ine:

(

) + N

(

)

→

(

) + 4 H

)

Zatim

emo izjedna

iti broj atoma vodonika. Pošto sa desne strane ima 4

2 = 8 atoma vodonika, to ispred

treba napisati koeficijent 2:

2 N

(

) + N

(

)

→

(

) + 4 H

)

Preostalo je još da izjedna

imo broj atoma azota. Sa leve strane ima ukupno (2×2) + 2 = 6 atoma azota, što

zna

i da ispred N

treba staviti koeficijent 3:

2 N

(

) + N

(

)

→

3 N

(

) + 4 H

)

Hemijska jedna

ina je sada sre

ena.

Pri sre

ivanju hemijske jedna

ine treba imati u vidu slede

1. Jedna

ine se sre

uju pisanjem odgovaraju

ih koeficijenata ispred hemijskih formula, a nikako ne

menjanjem (podešavanjem) indeksa u okviru formule. Naime, u prethodnom primeru sre

ivanje je formalno

moglo da se postigne i tako što bi na desnoj strani napisali N

umesto 3N

. Me

utim, to bi sa hemijske ta

gledišta bilo besmisleno, pošto elementarni azot postoji u obliku dvoatomskih molekula, dok molekul N

uopšte ne postoji.

2. Pri sre

ivanju jedna

ine najbolje je zapo

eti sa nekim elementom koji se javlja samo u jednom od

reaktanata i samo u jednom od proizvoda. U našem primeru to su bilo kiseonik, bilo vodonik. Nasuprot
tome, ne bi bilo podesno krenuti od azota, pošto su atomi azota prisutni u oba reaktanta, tj. i u N

i u N

3. Za svaku hemijsku reakciju mogu

e je, u principu, napisati bezbroj sre

enih jedna

ina. Naime, ako

se sre

ena jedna

ina kao celina pomnoži ili podeli bilo kojim brojem, opet se dobija sre

ena jedna

ina. Na

primer, ako se sre

ena jedna

ina iz prethodnog primera pomnoži sa 2 dobija se slede

a sre

ena jedna

ina:

4 N

(

) + 2 N

(

)

→

6 N

(

) + 8 H

)

Ovako napisana jedna

ina nije pogrešna, ali se ipak u praksi teži da se sre

ena jedna

ina piše tako da

se u njoj pojavljuju najmanji mogu

i celi brojevi. U navedenom slu

aju, to je upravo jedna

ina dobijena

prilikom objašnjavanja postupka sre

ivanja, tj.

2 N

(

) + N

(

)

→

3 N

(

) + 4 H

)

-------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

PRIMER 3–9.

Kristali natrijum–hidroksida reaguju sa ugljen–dioksidom iz vazduha pri

emu nastaju

vrsti natrijum–

karbonat i voda. Napisati sre

enu jedna

inu za ovu hemijsku reakciju.

Postupak

Prvo treba prevesti nazive jedinjenja u formule (videti odeljak 2.6.). Fizi

ko stanje reaktanata i proizvoda

dato je implicitno u tekstu zadatka. Za sre

ivanje jedna

ine može se krenuti bilo od natrijuma, bilo od vodonika.

Rešenje

. Skelet jedna

ine je:

NaOH(

) + CO

(

)

→

(

) + H

)

Pošto se na desnoj strani nalaze dva atoma natrijuma, to ispred NaOH treba napisati stehiometrijski koeficijent 2.

2 NaOH(

) + CO

(

)

→

(

) + H

)

Uvidom u dobijenu jedna

inu zaklju

ujemo da je ona sad sre

ena.

-------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

Opšta hemija I (beleške s predavanja prof. Stojakovi

Rešenje

(a) Stehiometrijski koeficijenti sre

ene jedna

ine direktno nam daju konverzioni faktor potreban za prevo

enje

″

koli

ine u koli

inu

″

(NH

) = 1,34 mol N

mol

= 2,68 mol NH

(b) Ovde je potrebno upotrebiti tri konverziona faktora.

masa

→

(NH

)

(1 mol NH

= 17,03 g NH

)

(NH

)

→

)

(2 mol NH

→

1 mol N

)

→

masa N

(1 mol N

= 28,02 g N

)

masa N

= 1,00

g NH

mol

28,02

= 823 g N

broj molekula NH

= 1,34 g H

2,016

mol

molekula

6,022

= 2,67

molekula NH

-------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

Ograni

avaju

i reaktant i teorijski prinos

Kada se pomešaju elementi antimon i jod, pa se zatim ta smeša zagreva, dolazi do slede

e reakcije

kojom nastaje antimon(III)–jodid:

2 Sb(

) + 3 I

(

)

→

2 SbI

(

)

Stehiometrijski koeficijenti u ovoj jedna

ini pokazuju da dva mola antimona (243,6 g) reaguje sa ta

no tri

mola joda (761,4 g) grade

i dva mola SbI

(1005,0 g). Druga

ije re

eno, maksimalna koli

ina SbI

koja se

može dobiti pod tim uslovima, uz pretpostavku da se reakcija odigrava u potpunosti (tj. do kraja) i da ne
dolazi do gubitaka proizvoda, iznosi 2 mola (1005,0 g). Ta koli

ina se naziva

teorijski prinos

SbI

U laboratoriji se reaktanti naj

eš

e ne uzimaju u ta

nom odnosu koji odre

uju stehiometrijski

koeficijenti reakcije ("stehiometrijski odnos"). Umesto toga,

esto se jedan od reaktanata (obi

no onaj

jeftiniji) uzima u višku. Na primer, moglo bi se uzeti 3,00 mol Sb i 3,00 mol I

. U tom slu

aju, kada se

reakcija završi, preostaje jedan mol neproreagovanog antimona.

višak Sb = 3,00 mol Sb na po

etku – 2,00 mol utrošenog Sb = 1,00 mol Sb

Pri tome

e se za nastajanje 2,00 mol SbI

utrošiti sva uzeta koli

ina joda (3,00 mol):

(nastalog SbI

) = 3,00 mol I

mol

SbI

mol

= 2,00 mol SbI

Po završetku reakcije dobi

e se smeša koja sadrži 2,00 mol SbI

i 1,00 mol neproreagovanog Sb.

U takvim slu

ajevima razlikujemo

reaktant u višku

(Sb) i

ograni

avaju

i (limitiraju

i) reaktant

Koli

ina proizvoda koja se može dobiti odre

ena (ograni

ena) je koli

inom ograni

avaju

eg reaktanta. Ako

u prethodnoj reakciji upotrebimo 3,00 mol I

, možemo dobiti samo 2,00 mol SbI

, nezavisno od toga koliki

je višak uzetog antimona.

Pod takvim uslovima

teorijski prinos

proizvoda jeste koli

ina koja se dobija kada se ograni

avaju

reaktant potpuno utroši odigravanjem reakcije.

U slu

aju navedenom u prethodnom pasusu, teorijski prinos

SbI

je 2,00 mol, tj. koli

ina nastala potpunim utroškom ograni

avaju

eg reaktanta (joda).

Kada imamo zadate koli

ine dva reaktanta i treba da utvrdimo koji od njih je ograni

avaju

i reaktant,

odnosno koliki je teorijski prinos proizvoda, tada primenjujemo slede

i postupak od tri koraka:

1) Izra

unati koli

inu proizvoda koja bi nastala ako bi se prvi reaktant utrošio u celosti.

2) Ponoviti prora

un za drugi reaktant, tj. izra

unati koli

inu proizvoda koja bi se dobila ako bi

se drugi reaktant potpuno utrošio.

3) Od koli

ina izra

unatih pod (1) i (2) izabrati onu manju. To je teorijski prinos proizvoda;

reaktant koji daje manju koli

inu proizvoda je ograni

avaju

i reaktant.

Onaj drugi reaktant je u višku;

on se samo delimi

no utroši u reakciji.

-------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

PRIMER 3–11.

Razmotrimo reakciju:

2 Sb(

) + 3 I

(

)

→

2 SbI

(

)

Odrediti ograni

avaju

i reaktant i teorijski prinos u slede

a dva slu

aja:

(a) ako se pomešaju 1,20 mol Sb i 2,40 mol I

(b) ako se pomešaju 1,20 g Sb i 2,40 g I

. Tako

e, izra

unati masu reaktanta uzetog u višku koja preostaje po završetku

reakcije.

Postupak

. Primeniti prethodno navedeni postupak od tri koraka. U koracima (1) i (2) primeniti postupak opisan u

Primeru 3–10 za izra

unavanje koli

ine ili mase nastalog proizvoda. Za prora

un pod ta

kom (a) potrebna je

jednostavna konverzija od jednog koraka; pod ta

kom (b) put je duži pošto treba i

i od mase reaktanta do mase

proizvoda. Da bi se pod ta

kom (b) odredila masa preostalog reaktanta, treba prvo izra

unati masu tog reaktanta koja je

potrebna da bi se dobio teorijski prinos proizvoda. Posle toga, tu potrebnu masu treba samo oduzeti od po

etne mase.

Rešenje

(a) (1)

(SbI

) od Sb = 1,20 mol Sb

mol

SbI

mol

= 1,20 mol SbI

(2)

(SbI

) od I

= 2,40 mol I

mol

SbI

mol

= 1,60 mol SbI

(3) Pošto je 1,20 mol manja koli

ina proizvoda, to je ujedno i teorijski prinos SbI

(b)

(1) masa SbI

od Sb = 1,20 g Sb

121,8

mol

SbI

mol

SbI

mol

SbI

502,5

= 4,95 g SbI

(2) masa SbI

od I

= 2,40 g I

253,8

mol

SbI

mol

SbI

mol

SbI

502,5

= 3,17 g SbI

(3) Reaktant koji daje manju masu (3,17 g) SbI

je I

. Prema tome, I

je ograni

avaju

i reaktant. A ta manja

masa, 3,17 g SbI

, je teorijski prinos.

(4) potrebna masa Sb = 3,17 g SbI

SbI

502,5

121,8

= 0,768 g Sb

masa preostalog Sb = 1,20 g – 0,768 g = 0,43 g

-------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

Ostvaren prinos; procentni prinos

Teorijski prinos je maksimalna koli

ina odnosno masa proizvoda koja se može dobiti. Pri

izra

unavanju teorijskog prinosa polazi se od pretpostavke da ograni

avaju

i reaktant biva reakcijom 100%

preveden u proizvod. U stvarnosti, to se retko dešava. Deo ograni

avaju

eg reaktanta može da bude utrošen

u nekoj reakciji koja se odigrava paralelno (istovremeno) sa razmatranom reakcijom. Deo proizvoda može da
se izgubi kada, po završetku reakcije, vršimo njegovo odvajanje od reakcione smeše. Zbog tih kao i drugih
razloga, ostvaren prinos je obi

no manji od teorijskog prinosa. Druga

ije re

eno,

procentni prinos

je obi

manji od 100%:

procentni prinos =

prinos

teorijski

prinos

ostvaren

100 (1)

4 –

Gasovito stanje

Da bi se potpuno opisalo stanje gasovite supstance potrebno je nazna

iti njenu zapreminu, koli

inu,

temperaturu i pritisak. Treba pomenuti neke specifi

nosti kada je re

o mernim jedinicama kojima se

izražava

pritisak

gasa. Prema Internacionalnom (SI) sistemu jedinica, jedinica za pritisak je

paskal

(

utim, u praksi, kao i u inostranoj literaturi još uvek se ponekad koriste i neke starije jedinice. To su, pre

svega,

atmosfera

(

atm

) i

milimetri živinog stuba

(

mm Hg

). Izme

u njih postoji slede

a veza:

1 atm = 760 mm Hg = 101325 Pa

Tako

e je u upotrebi i jedinica

bar

(1 bar = 10

Pa), koja zapravo potpada pod SI sistem jedinica. Pomenimo

i to da se pritisak od 101325 Pa naziva

standardni pritisak

(

atmosferski pritisak se, u proseku, kre

e oko

vrednosti standardnog pritiska).

4.1. Zakon idealnih gasova

Svi gasovi su me

usobno sli

ni po tome što ispoljavaju sli

nu zavisnost svoje zapremine od koli

ine,

temperature i pritiska.

Zapremina (

) gasa direktno je proporcionalna koli

ini gasa (

)

(pri konstantnim

)

je konstanta, što zna

i da njena vrednost ne zavisi od

, niti od prirode gasa.

Zapremina gasa direktno je proporcionalna apsolutnoj temperaturi gasa (

(pri konstantnim

)

gde je

konstanta. Ovu zavisnost su prvi predložili, u druga

ijem obliku, dva francuska nau

nika, Jacques

Charles (1746–1823) i Joseph Gay–Lussac (1778–1850). Otuda se ona

esto naziva

zakon Šarla i Gej–

Lisaka

, ili samo

Šarlov zakon

Zapremina gasa obrnuto je proporcionalna pritisku gasa (

)

(pri konstantnim

)

Veli

ina

je, sli

no veli

inama

, jedna konstanta. Ovu zakonitost je prvi utvrdio irski nau

nik Robert

Boyle 1660. godine, pa se ona po njemu naziva

Bojlov zakon

Tri jedna

ine koje povezuju zapreminu, pritisak, temperaturu i koli

inu gasa mogu da se kombinuju

u jednu jedinu jedna

inu. Pošto je

direktno proporcionalno i koli

ini i temperaturi:

a obrnuto proporcionalno pritisku,

sledi da je

= konstanta

Vrednost ove konstante (

) možemo odrediti ako primenimo

Avogadrov zakon

koji kaže da jednake

zapremine svih gasova na istoj temperaturi i pritisku sadrže iste koli

ine (isti broj molova). Da bi ovaj zakon

važio, konstanta u prethodnom izrazu mora biti ista za sve gasove. Ta konstanta se ozna

ava sa

(gasna

konstanta). Prethodni izraz se onda obi

no piše u slede

em obliku (

zakon idealnih gasova

nRT

gde su:

– pritisak,

– zapremina,

– koli

ina,

– temperatura (u stepenima Kelvina). Eksperimentalno je

utvr

eno da zakon idealnih gasova veoma dobro važi za realne gasove (npr., H

, N

, O

. . .) pri obi

nim

temperaturama i pritiscima.

Opšta hemija I (beleške s predavanja prof. Stojakovi

Vrednost gasne konstante

se može izra

unati na osnovu eksperimentalnih vrednosti

. Na

primer, razmotrimo situaciju koja važi na 0 ºC i standardnom pritisku (101325 Pa). Ovi uslovi se, kada se
govori o gasovima,

esto ozna

avaju kao

standardna temperatura i pritisak

(

STP

) (koristi se i termin

normalni uslovi

). Eksperimenti pokazuju da pri STP jedan mol ma kog gasa ima zapreminu od 22,4 dm

. Iz

zakona idealnih gasova sledi izraz za

Pre nego što u taj izraz uvrstimo numeri

ke podatke, moramo izvršiti slede

u konverziju jedinica:

1 Pa = 1

= 1

Ako sad u izraz za

uvrstimo:

= 101325 Pa = 101325 J m

–3

= 22,4 dm

= 22,4

–3

= 1,00 mol

= 0 + 273 = 273 K

dobijamo:

273

mol

101325

-3

−

= 8,31 J mol

–1

= 8,31 Pa m

mol

–1

Zakon idealnih gasova se može upotrebiti za rešavanje razli

itih ra

unskih problema. Na primer,

pomo

u njega mogu

e je odrediti slede

– krajnje stanje odre

enog gasa, ako su poznati njegovo po

etno stanje i promene do kojih dolazi u

vrednostima

, ili

– jednu od

etiri promenljive,

, ili

, ako su poznate vrednosti ostale tri

– molarnu masu ili gustinu odre

enog gasa.

Detalje postupka rešavanja ovakvih tipova ra

unskih problema upozna

ete na vežbama iz Opšte hemije I.

4.2. Smeše gasova: parcijalni pritisci i molski udeli

Pošto je zakon idealnih gasova primenljiv na sve gasove, logi

no je da se on može primeniti i na

smeše gasova. Za slu

aj smeše dva gasa A i B koji se nalaze u zatvorenom sudu, ukupan pritisak (

tot

) u sudu

dat je slede

im izrazom:

tot

= (

)

Ako razdvojimo dva

lana na desnoj strani, dobijamo:

tot

lanovi

predstavljaju, prema zakonu idealnih gasova, pritiske koje bi gasovi A i B vršili

kada bi se nalazili sami u tom zatvorenom sudu. Te veli

ine se zovu

parcijalni pritisci

= parcijalni pritisak gasa A =

= parcijalni pritisak gasa B =

Iz svega toga sledi da je ukupan pritisak jednak:

tot

Ovaj izraz je prvi predložio John Dalton 1801. godine, pa se taj izraz

esto naziva

Daltonov zakon

parcijalnih pritisaka:

Ukupan pritisak smeše gasova jednak je zbiru parcijalnih pritisaka komponenti smeše

Opšta hemija I (beleške s predavanja prof. Stojakovi

5 –

Energetske promene pri hemijskim reakcijama

(termohemija)

5.1. Principi proticanja toplote

Pri bilo kakvom razmatranju proticanja toplote važno je razlikovati pojmove sistem i okolina.

Sistem

je skup supstanci u odre

enom delu prostora koji je predmet razmatranja. Sasvim jednostavan primer

je dat na slici 5–1: ovde

sistem

ini

uzorak vode

u kontaktu sa vrelom plotnom greja

Okolina

, koja

razmenjuje energiju sa sistemom, u principu je sve ono se nalazi van sistema. U prakti

nom smislu, pod

okolinom podrazumevamo samo one materijale koji se nalaze u bliskom dodiru sa sistemom. Na slici 5–1,
okolina se sastoji od plotne,

aše u kojoj se nalazi uzorak vode i okolnog vazduha. Sistem je od okoline

odvojen zamišljenom granicom.

Pri razmatranju neke hemijske reakcije pod sistemom podrazumevamo supstance koje se javljaju u

reakciji, tj. reaktante i proizvode. Okolinu

ine reakcioni sud (epruveta,

aša, itd.), kao i vazduh ili drugi

materijal koji se nalazi u termi

kom (toplotnom) kontaktu sa reakcionim sistemom.

SLIKA 5–1

Funkcije stanja

Stanje

sistema se opisuje tako što se navedu njegov sastav, temperatura i pritisak. Sistem na levoj

strani slike 5–1 sastoji se od

50,0 g H

) na 50,0ºC i atmosferskom pritisku

Kada se ovaj sistem zagreje, njegovo stanje se menja i novo stanje (desna strana slike 5–1) može da se opiše
ovako:

50,0 g H

) na 80,0ºC i atmosferskom pritisku

Neke veli

ine, koje se zovu

funkcije stanja

, zavise samo od stanja sistema, a ne i od na

ina

(putanje) na koji je sistem dostigao to stanje. Druga

ije re

eno, ako je

funkcija stanja tada važi:

krajnje

–

etno

To jest, promena veli

ine

jednaka je razlici izme

u vrednosti

u krajnjem i po

etnom stanju. Mnoge

veli

ine sa kojima se sre

emo su funkcije stanja: tipi

an primer je zapremina.

Smer i predznak protoka toplote

Razmotrimo ponovo sistem prikazan na slici 5–1. Ako uklju

imo greja

nastupi

e proticanje toplote

iz okoline u sistem (u vodu). Ta situacija se opisuje tako što se kaže da je protok toplote (

) za sistem

pozitivna veli

ina.

q je

(+)

kada toplota prelazi u sistem iz okoline

Obi

no, kada toplota ulazi u sistem njegova temperatura se povišava. U našem primeru (leva strana na slici

5–1), temperatura uzorka od 50,00 g vode pove

ala se sa 50,0 na 80,0ºC. Ako se zatim greja

isklju

i (desna

strana na slici 5–1), vrela voda odaje toplotu okolnom vazduhu. U ovom slu

aju,

za sistem je negativna

veli

ina.

q je

(–)

kada toplota prelazi iz sistema u okolinu

Kao što je to obi

no slu

aj, temperatura sistema opada pri protoku toplote iz sistema u okolinu. U našem

primeru, uzorak od 50,0 g vode se ohladio sa 80,0 na 50,0ºC.

Sli

an rezon se može primeniti na hemijsku reakciju; u tom slu

aju, sistem je reakciona smeša

(reaktanti i proizvodi). Razlikujemo dve vrste procesa:

–

endoterman

proces

(

> 0),

pri kome toplota prelazi iz okoline u reakcioni sistem.

Primer je reakcija

razlaganja kalcijum–karbonata koja se odvija na visokoj temperaturi (> 850ºC):

CaCO

(

)

→

CaO(

) + CO

(

)

reakcije

> 0

Pri razlaganju, kalcijum–karbonat

apsorbuje

toplotu iz okoline (okolina je u ovom slu

aju pe

u kojoj se vrši

zagrevanje).

–

egzoterman

proces

(

< 0),

pri kome toplota prelazi iz reakcionog sistema u okolinu.

Primer je

sagorevanje metana, jedne od komponenti prirodnog gasa:

(

) + 2 O

(

)

→

(

) + 2 H

)

reakcije

< 0

Pri odvijanju ove reakcije iz sistema se osloba

a toplota koja odlazi u okolinu (okolina ovde može biti, na

primer, vazduh oko Bunzenovog plamenika u laboratoriji, ili krompir koji se pe

e u pe

i na gas; u oba

slu

aja povišava se temperatura okoline).

5.2. Entalpija, H

Pojam "protok toplote" u hemijskoj reakciji (sa oznakom

ili

reakcije

) je pomalo neodre

en. Me

utim,

on može da se izrazi na znatno odre

eniji na

in ako se

reakcije

dovede u vezu sa nekom osobinom reaktanata i

proizvoda. Situacija je posebno jednostavna za slu

aj reakcija koje se odvijaju na konstantnom pritisku. Pod

tim uslovom, protok toplote u reakcionom sistemu jednak je razlici entalpija (

) proizvoda i reaktanata. Ako

r,P

ozna

imo

reakcije

pri konstantnom pritisku, tada važi:

r,P

proizvoda

–

reaktanata

Entalpija se može shvatiti kao neka vrsta hemijske energije; ona se ponekad naziva

″

sadržaj toplote

″

Reakcije koje se odigravaju u laboratoriji u otvorenom sudu, ili u svetu oko nas, odvijaju se na konstantnom
pritisku, tj. na atmosferskom pritisku. Upravo za takve reakcije važi prethodni izraz, što entalpiju

ini vrlo

korisnom veli

inom.

Kod egzotermnih reakcija

ima negativnu vrednost. Na primer:

(

) + 2 O

(

)

→

(

) + 2 H

)

< 0

< 0 ovde zna

i da 1 mol CO

(g) i 2 mol H

O(g) imaju manju entalpiju nego reaktanti, 1 mol CH

(g) i 2

mol O

(g). Smanjenje entalpije koje prati ovu reakciju izvor je toplote koja odlazi u okolinu.

Kod endotermnih reakcija

ima pozitivnu vrednost. Na primer:

CaCO

(

)

→

CaO(

) + CO

(

)

> 0

> 0 ovde zna

i da 1 mol CaO(s) i jedan mol CO

(g) imaju ve

u entalpiju nego jedan mol CaCO

(s).

Pove

anje entalpije koje prati ovu reakciju poti

e od toplote koja je iz okoline prešla u sistem.

Postupak

. Prora

une izvršiti koriste

i konverzione faktore. U slu

aju pod (a) potrebna je samo jedna konverzija, od

koli

ine HCl do

. U slu

aju pod (b), najpre treba prevesti masu Cl

u koli

inu, a zatim izvršiti konverziju do

Rešenje

(a)

= 1,00 mol HCl

HCl

mol

-185

= –92,5 kJ

Ovo zna

i da termohemijska jedna

ina za stvaranje jednog mola HCl izgleda ovako:

(

) +

(

)

→

HCl(

)

= –92,5 kJ mol

–1

(b)

= 1,00 g Cl

70,90

mol

-185

= –2,61 kJ

Navedeni odnosi izme

i koli

ina supstanci se isto tako mogu koristiti za prora

une u procesima

faznih promena, na primer za izra

unavanje

pri topljenju odre

ene mase leda. S tim u vezi, navodimo još

dva uobi

ajena termohemijska pojma. Toplota koju supstanca apsorbuje pri topljenju (

→

) naziva se

toplota topljenja

, a toplota koju supstanca apsorbuje pri isparavanju (

→

) naziva se

toplota isparavanja

H za odre

enu reakciju ima istu apsolutnu vrednost kao

H za suprotnu reakciju , ali ima

suprotan predznak.

Druga

ije re

eno, koli

ina toplote koja se oslobodi pri nekoj reakciji jednaka je koli

ini

toplote koja se apsorbuje pri suprotnoj reakciji. I ovo pravilo je sasvim razumljivo. Ako se pri topljenju
jednog mola leda apsorbuje 6,00 kJ toplote,

)

→

)

= +6,00 kJ mol

–1

tada

e pri mržnjenju jednog mola vode da se oslobodi 6,00 kJ toplote.

)

→

)

= –6,00 kJ mol

–1

PRIMER 5–2.

Polaze

i od slede

e termohemijske jedna

ine:

(

) +

(

)

→

)

= –285,8 kJ mol

–1

izra

unati

za reakciju:

2 H

)

→

2 H

(

) + O

(

)

Postupak

. Uo

iti da su u drugoj jedna

ini stehiometrijski koeficijenti dva puta ve

i nego u prvoj; sem toga, reakcije su

uzajamno suprotne. Treba, jedno za drugim, primeniti Pravila 1 i 2.

Rešenje

. Primenom Pravila 1:

2 H

(

) + O

(

)

→

2 H

)

= 2 × (–285,8) = –571,6 kJ mol

–1

Primenom Pravila 2:

2 H

)

→

2 H

(

) + O

(

)

= +571,6 kJ mol

–1

Vrednost

H za odre

enu reakciju je ista nezavisno od toga da li se ona odvija u jednom stupnju ili u

nizu stupnjeva.

Ako neka termohemijska jedna

ina može da se izrazi kao zbir dve ili više jedna

ina,

jedna

ina = jedna

ina(1) + jedna

ina(2) + ......

tada je

za ukupnu (zbirnu) reakciju jednako zbiru vrednosti

pojedina

nih reakcija:

+ ...

Ovo pravilo se naziva Hesov zakon i ono je direktna posledica

injenice da je entalpija funkcija stanja, tj. da

vrednost

zavisi samo od po

etnog i krajnjeg stanja sistema.

Hesov zakon je vrlo podesan za izra

unavanje vrednosti

za reakcije kod kojih je teško odrediti

eksperimentalnim putem. Razmotrimo, na primer, stvaranje ugljen–monoksida polaze

i od elemenata:

Opšta hemija I (beleške s predavanja prof. Stojakovi

) +

(

)

→

CO(

)

Vrlo je teško, prakti

no nemogu

e, eksperimentalno odrediti

za ovu reakciju pošto pri sagorevanju

ugljenika kao glavni proizvod uvek nastaje ugljen–dioksid, CO

. Me

utim, mogu

e je

izra

unati

koriš

enjem termohemijskih podataka za dve druge reakcije koje se lako mogu izvesti u laboratoriji (Primer

5–3).

PRIMER 5–3.

Polaze

i od slede

ih termohemijskih jedna

ina:

(1)

) + O

(

)

→

(

)

= –393,5 kJ mol

–1

(2)

CO(

) + O

(

)

→

2 CO

(

)

= –566,0 kJ mol

–1

izra

unati

za reakciju:

) +

(

)

→

CO(

)

= ?

Postupak

. U ovakvim slu

ajevima treba manipulisati datim informacijama sve dok se ne dobiju dve jedna

ine

ijim

sabiranjem nastaje željena jedna

ina (C +

→

CO). Da bi se to postiglo treba se usredsrediti na CO pošto se on,

za razliku od CO

i O

, pojavljuje samo u jednoj termohemijskoj jedna

ini. Uo

imo da treba posti

i da se

jedan

mol (a

ne dva) CO na

e na

desnoj

strani (a ne na levoj) kona

ne jedna

ine.

Rešenje

. Da bi se dobio jedan mol CO na desnoj strani, treba najpre obrnuti jedna

inu (2) i podeliti stehiometrijske

koeficijente sa 2. Primenjuju

i jedno za drugim Pravila 1 i 2 dobijamo jedna

inu (3):

(3)

(

)

→

CO(

) +

(

)

mol

566,0

-1

= +283,0 kJ mol

–1

Jedna

inu (3) sad treba sabrati sa jedna

inom (1)

ime se dobija tražena jedna

ina:

(3)

(

)

→

CO(

) +

(

)

= +283,0 kJ mol

–1

(1)

) + O

(

)

→

(

)

= –393,5 kJ mol

–1

) +

(

)

→

CO(

)

= –110,5 kJ mol

–1

Dakle, pravila termohemije su:

je srazmerno koli

ini reaktanta ili proizvoda.

menja predznak kada se obrne smer reakcije.

za odre

enu reakciju ima istu vrednost nezavisno od broja stupnjeva.

5.4. Standardne entalpije stvaranja jedinjenja

Tokom prethodnog izlaganja napisali smo nekoliko termohemijskih jedna

ina. U svakom od slu

ajeva

naveli smo odgovaraju

u vrednost

. Hiljade i hiljade takvih jedna

ina bi bilo potrebno ako bismo hteli da

napravimo spisak vrednosti

za sve reakcije koje su do sada izu

ene. Jasno je da mora postojati neki

koncizniji na

in za beleženje podataka takve vrste. Ti podaci bi morali biti u takvom obliku da se mogu lako

koristiti za izra

unavanje

za ma koju reakciju. Ispostavlja se da postoji jedan jednostavan na

in da se to

postigne, a on se zasniva na koriš

enju veli

ina koje se zovu "standardne entalpije stvaranja jedinjenja" (ili

skra

eno: "entalpije stvaranja").

Smisao vrednosti

Standardna entalpija stvaranja jedinjenja

(odnosno

), jednaka je promeni entalpije pri

nastanku jednog mola tog jedinjenja na standardnom pritisku (101325 Pa) i na nekoj fiksnoj temperaturi

Opšta hemija I (beleške s predavanja prof. Stojakovi

TABELA 5–1

Standardne entalpije stvaranja jedinjenja (kJ mol

–1

) na 25ºC i 101325 Pa (u slu

aju rastvora,

koncentracije su 1,00 mol dm

–3

)

(proizvoda) –

(reaktanata) =

[Al

(

)] –

[Fe

(s)]

–

stehiometrijski koeficijenti uz proizvode i reaktante u termohemijskoj jedna

ini moraju da se uzmu u

obzir.

Na primer, u slu

aju reakcije:

2 Al(s) + 3 Cu

(

)

→

2 Al

(

) + 3 Cu(

)

važi slede

[Al

(

)] – 3

[Cu

(

)]

Strogo uzevši, vrednosti

izra

unate pomo

u entalpija stvaranja datih u tabeli 5–1 predstavljaju

promenu entalpije na 25ºC i standardnom pritisku (101325 Pa). U stvarnosti,

ne zavisi od pritiska, a

menja se relativno malo sa temperaturom: u proseku se menja za 1 do 10 kJ mol

–1

na svakih 100ºC.

PRIMER 5–4.

Izra

unati

za reakciju sagorevanja propana, C

, prema slede

oj jedna

ini:

(

) + 5 O

(

)

→

3 CO

(

) + 4 H

)

Postupak

. Koristiti jedna

inu:

(proizvoda) –

(reaktanata). Entalpije stvaranja uzeti iz tabele 5–1.

Voditi ra

una da se vrednosti u tabeli odnose na jedan mol jedinjenja; ako se u jedna

ini javi

molova odre

enog

jedinjenja, pomnožiti njegovu entalpiju stvaranja sa

Rešenje

= 3

[CO

(

)] + 4

)] – {

(

)] + 5

(

)]}

Unošenjem vrednosti iz tabele 5–1, a znaju

i da je entalpija stvaranja O

(

) jednaka nuli, dobijamo:

= 3

(–393,5) + 4 × (–285,8) – (–103,8) = –2219,9 kJ mol

–1

Veza izme

i entalpija stvaranja se verovatno koristi

eš

e nego ma koji drugi izraz u

termohemiji. Postojanje te veze se zasniva na

injenici da je entalpija funkcija stanja. Za ma koju reakciju,

je mogu

e dobiti zamišljaju

i da se reakcija odigrava u dva stupnja. Prvi zamišljeni stupanj je

prevo

enje reaktanata (jedinjenja ili jona) u elemente:

reaktanti

→

elementi

= –

(reaktanata)

Drugi zamišljeni stupanj je prevodjenje elemenata u proizvode:

elementi

→

proizvodi

(proizvoda)

Primenjuju

i Hesov zakon, dobija se:

(proizvoda) –

(reaktanata)

Veza izme

tako

e može da se koristi za izra

unavanje entalpije stvaranja neke

supstance polaze

i od eksperimentalno izmerene toplote reakcije (Primer 5–5).

PRIMER 5–5.

Termohemijska jedna

ina za sagorevanje benzena, C

, je:

(

) +

(

)

→

6 CO

(

) + 3 H

)

= –3267,4 kJ mol

–1

Koriste

i entalpije stvaranja CO

i H

O date u tabeli 5–1, izra

unati entalpiju stvaranja benzena.

Rešenje

. Pošto je entalpija stvaranja O

(

) jednaka nuli, izraz za

je:

= 6

[CO

(

)] + 3

)] –

(

)]

Unošenjem odgovaraju

ih vrednosti iz tabele 5–1, dobija se:

–3267,4 = 6

(–393,5) + 3 × (–285,8) –

(

)]

Odatle se dobija:

(

)] = +49,0 kJ mol

–1

Vrednosti

za reakcije u vodenom rastvoru jonskih supstanci izra

unavaju se koriš

enjem

standardnih entalpija stvaranja jona u vodenom rastvoru, primenjuju

i opšti izraz

(proizvoda) –

(reaktanata)

uzimaju

i pri tome u obzir

injenicu da je

(

)] = 0.

5.5. Entalpija hemijske veze (energija veze)

U slu

aju mnogih hemijskih reakcija

ima veliku negativnu vrednost; u takvim reakcijama dolazi

do osloba

anja velike koli

ine toplote. U drugim slu

ajevima,

je pozitivno; da bi se reakcija odigrala

sistem mora da apsorbuje toplotu. Postavlja se pitanje zbog

ega vrednosti

variraju tako mnogo od

reakcije do reakcije.

Na to pitanje se može odgovoriti na molekulskom nivou, uvo

enjem jedne veli

ine pod nazivom

entalpija veze (

eš

i, ali manje ispravan naziv je

energija veze

Entalpija veze

se definiše kao

pri

raskidanju jednog mola hemijskih veza u gasovitoj supstanci (

o hemijskoj vezi uopšte, kao i o tipovima hemijskih veza

e detaljno re

i nešto kasnije

). Na primer, na osnovu slede

ih jedna

ina:

(

)

→

2 H (

)

= +436 kJ mol

–1

─

H H + H

6 –

Spontanost hemijskih reakcija

6.1. Spontani procesi

Spontan proces je proces koji se odigrava "sam od sebe", tj. bez uticaja nekog spoljneg faktora ili

spoljne sile. Neki primeri spontanih procesa su:

– kocka leda se topi kada se stavi u

ašu vode na sobnoj temperaturi:

)

→

)

– smeša vodonika i kiseonika gori ako se zapali varnicom:

2 H

(

) + O

(

)

→

2 H

)

– gvozdeni predmet r

a ako se izloži vlažnom vazduhu:

2 Fe(

) +

(

) + 3 H

)

→

2 Fe(OH)

(

)

Ova tri procesa se spontano odvijaju na 25ºC i standardnom pritisku.

"spontan" ne kazuje (ne implicira) ništa o tome koliko brzo

e se odvijati taj spontan proces

(reakcija). Neki spontani procesi, na primer r

anje gvož

a, su vrlo spori. Sem toga,

esto se dešava da neka

reakcija koja je u suštini spontana ipak ne otpo

inje sama od sebe, nego je za njeno otpo

injanje neophodan

neki podstrek. Primer je smeša vodonika i kiseonika: u odsustvu varnice ili plamena šibice nema ni traga od
reakcije. Me

utim, kada jednom otpo

ne, spontana reakcija dalje proti

e sama od sebe, tj. nije joj potrebno

nikakvo dodatno unošenje energije iz okoline.

Ako je neka reakcija spontana pri datim uslovima, suprotna reakcija mora biti nespontana. Na primer,

voda se ne razlaže spontano reakcijom koja je suprotna od one prethodno napisane. To jest,

2 H

)

→

2 H

(

) + O

(

)

nespontana

reakcija

utim,

esto je mogu

e izvesti nespontanu reakciju dovo

enjem energije. Na primer, voda može da se

razloži na elemente elektrolizom. Da bi se to postiglo, potrebno je uložiti elektri

nu energiju.

U daljem izlaganju razmatramo faktore koji odre

uju da li

e neki proces (reakcija) biti spontan ili ne.

Energetski faktor

Mnogi spontani procesi odvijaju se uz sniženje energije sistema

. Komad stene

e se odkotrljati

nizbrdo, a ne uzbrdo. Ako ostavimo upaljena svetla na automobilu, baterija (olovni akumulator)

e se

isprazniti. U slu

aju hemijskih reakcija takav zaklju

ak nas navodi na pomisao (koja je pogrešna!) da su

spontane reakcije egzotermne (

< 0).

Praksa pokazuje da su skoro sve egzotermne hemijske reakcije ujedno i spontane na 25ºC i

standardnom pritisku. Razmotrimo, na primer, obrazovanje vode iz elemenata i r

anje gvož

2 H

(

) + O

(

)

→

2 H

)

= –571,6 kJ mol

–1

Fe(

) +

(

) + 3 H

)

→

2 Fe(OH)

(

)

= –788,6 kJ mol

–1

Za obe ove spontane reakcije,

je negativna veli

ina.

S druge strane, kod mnogih spontanih faznih promena

je pozitivno. Primer je topljenje leda. Led

se spontano topi iznad 0 ºC na atmosferskom pritisku, iako je proces endoterman:

)

→

)

= +6,0 kJ mol

–1

Postoji još jedan suštinski razlog što se predznak

ne može smatrati opštim kriterijumom spontanosti.

Naime, endotermne reakcije koje su nespontane na sobnoj temperaturi

esto postaju spontane na povišenoj

temperaturi. Razmotrimo, na primer, razlaganje kre

njaka:

CaCO

(

)

→

CaO(

) + CO

(

)

= +178,3 kJ mol

–1

Opšta hemija I (beleške s predavanja prof. Stojakovi

Na 25ºC i standardnom pritisku ova reakcija nije spontana i ne odigrava se. Dokaz su kre

nja

ke planine i

stene koje opstaju stotinama hiljada godina. Me

utim, ako se temperatura podigne do oko 1100 K, kre

njak

se spontano razlaže na atmosferskom pritisku. Ovo se dešava iako je reakcija endotermna i na 1100 K (

ostaje približno 178 kJ mol

–1

, pošto je skoro nezavisna od temperature).

igledno je da

"energetski faktor", tj. predznak

H (egzotermnost ili endotermnost procesa) ne može

biti dovoljno merilo da li je proces spontan ili ne

. Drugim re

ima, smer spontane promene nije uvek odre

težnjom sistema da se menja ka stanju niže energije. Postoji još jedna prirodna težnja koja se mora uzeti u
obzir pri predvi

anju smera spontane promene.

Faktor verovatno

e (neure

enosti)

U prirodi postoji težnja za spontanim prelaskom iz stanja manje verovatno

e u stanje ve

verovatno

Da bi objasnili zna

enje ovog iskaza razmotrimo sliku 6–1. Dva razli

ita gasa, recimo H

i N

nalaze se na po

etku u odvojenim staklenim kuglama, me

usobno razdvojeni zatvorenom slavinom. Kada se

slavina otvori, te dve razli

ite vrste molekula se ravnomerno raspore

uju u obe kugle. Na kraju

e se

polovina molekula H

i u levoj kugli, a polovina u desnoj; isto važi i za molekule N

. Svaki gas je

dostigao svoju najverovatniju raspodelu, nezavisno od prisustva drugog gasa.

Zbog

ega se desio proces raspore

ivanja gasova u obe kugle nakon otvaranja slavine? Zbog toga što

je krajnja raspodela molekula ta dva gasa mnogo verovatnija od po

etne raspodele (tj. raspodele neposredno

po otvaranju slavine). Postoji još jedan koristan na

in posmatranja ovog procesa. Sistem je prešao iz

etnog stanja velike ure

enosti (svi molekuli H

na levoj strani, svi molekuli N

na desnoj) u jedno manje

ure

eno stanje (tj. haoti

nije stanje) u kome se svi molekuli nalaze ravnomerno raspore

eni u dve kugle.

Uopšteno gledaju

u prirodi postoji težnja za spontanim prelaskom iz stanja ve

e ure

enosti u stanje

eg nereda (haosa).

SLIKA 6–1

6.2. Entropija, S

Faktor verovatno

e (faktor neure

enosti) može da se tretira na kvantitativan na

in pomo

u jedne

termodinami

ke funkcije koja se zove

entropija

, simbol

. Što je stanje nekog sistema verovatnije, odnosno

što je sistem neure

eniji, utoliko je entropija sistema ve

Entropija je funkcija stanja, baš kao i entalpija. To jest, vrednost entropije zavisi samo od stanja

sistema, a ne od "istorije" tog stanja. Promena entropije je odre

ena entropijama krajnjeg i po

etnog stanja, a

ne zavisi od putanje kojom je sistem prešao iz jednog u drugo stanje.

krajnje

–

etno

Nekoliko faktora uti

e na veli

inu entropije koju sistem ima u odre

enom stanju. To su:

Opšta hemija I (beleške s predavanja prof. Stojakovi

supstance, bilo CaO, bilo CaCO

. U stvari, skoro uvek važi da je

reakcija koja za rezultat ima pove

anje

koli

ine gasovitih supstanci pra

ena pove

anjem entropije (tj.,

> 0). Obrnuto, ako se koli

ina

gasovitih supstanci smanjuje kao rezultat reakcije,

ima negativnu vrednost

. Na primer, koriš

enjem

odgovaraju

ih vrednosti standardnih molarnih entropija može se izra

unati da u slu

aju reakcije:

2 H

(

) + O

(

)

→

2 H

)

ima vrednost od –326,4 J mol

–1

6.3. Slobodna energija, G

Kako je ve

eno, na spontanost odigravanja hemijskih reakcija uti

u dva faktora. Jedno je entalpija

(energetski faktor), a drugo entropija (faktor verovatno

e). Postoji na

in da se ove dve veli

ine tako

usobno povežu da predznak rezultuju

e funkcije onda predstavlja kriterijum spontanosti. Ta nova

funkcija zove se

Gibsova slobodna energija

i ima oznaku

(naziv je dobila prema ameri

kom nau

niku J.

Willard Gibbs–u, koji je tu funkciju predložio 1878. godine). Gibsova slobodna energija (ili kra

e: slobodna

energija) data je slede

im izrazom:

–

gde je

apsolutna temperatura. Slobodna energija je funkcija stanja, baš kao i entalpija i entropija; njena

vrednost zavisi samo od stanja sistema, a ne od toga kojim putem je sistem dospeo u to stanje. Druga

ije

eno,

za neku reakciju zavisi samo od prirode proizvoda i reaktanata, kao i od uslova (temperatura,

pritisak, koncentracija), ali

i od putanje kojom se odvija reakcija.

Predznak promene slobodne energije predstavlja kriterijum spontanosti odigravanja reakcije pri

konstantnoj temperaturi i pritisku.

1. Ako je

G negativno, reakcija je spontana.

2. Ako je

G pozitivno, reakcija nije spontana.

Tada je spontana suprotna reakcija.

3. Ako je

G jednako nuli, sistem se nalazi u ravnoteži

, tj. nema težnje da se reakcija odvija u bilo kom

smeru.

Drugim re

ima,

je mera pogonske sile reakcije.

Na konstantnom pritisku i temperaturi reakcije se

odvijaju u onom smeru u kome dolazi do smanjenja slobodne energije sistema

. To zna

i da je smer u kome

se odvija reakcija odre

en relativnim odnosom slobodnih energija proizvoda i reaktanata. Ako pri odre

enoj

temperaturi, pritisku i koncentraciji proizvodi imaju manju slobodnu energiju nego reaktanti (

proizvoda

reaktanata

), spontano

e se odigravati direktna reakcija (reakcija s leva udesno). Ako je slu

aj obrnut

(

reaktanata

proizvoda

), spontana je suprotna reakcija. Najzad, ako je

proizvoda

reaktanata

, tada nema

pogonske sile za odvijanje bilo direktne, bilo suprotne reakcije. Naglasimo ponovo da je pitanje spontanosti
reakcije nezavisno od pitanja brzine reakcije; na primer, može se desiti da neka reakcija bude spontana, ali da
njeno odvijanje bude veoma sporo.

Veza izme

H i

Na osnovu izraza kojim je definisana slobodna energija sledi da je na konstantnoj temperaturi

H – T

gde su

H i

promene slobodne energije, entalpije i entropije u datoj reakciji. Ovaj izraz se zove

Gibs–Helmholcova jedna

ina i ona je verovatno najvažnija jedna

ina hemijske termodinamike. Kako

vidimo, postoje dva faktora koji mogu uticati na to da

bude negativno i samim tim da reakcija bude

spontana:

1. Negativna vrednost

H ("energetski faktor").

Egzotermne reakcije (

< 0) imaju ve

u šansu da budu

spontane, zato što one povoljno doprinose negativnoj vrednosti

. Na molekulskom nivou ovo zna

i da,

u opštem slu

aju, postoji težnja ka nastanku "jakih" veza na ra

un "slabih".

2. Pozitivna vrednost

S ("faktor verovatno

e").

Ako je promena entropije pozitivna (

> 0),

lan –

je negativan i povoljno doprinosi negativnoj vrednosti

. Otuda postoji ve

a šansa da

e reakcija biti

spontana ako se proizvodi nalaze u stanju manje uredjenosti nego reaktanti.

6.4. Standardna promena slobodne energije,

Iako Gibs–Helmholcova jedna

ina važi pri svim uslovima, mi

emo je ovde u primerima koristiti

samo pri

standardnim uslovima

[

Podse

anja radi, pod standardnim uslovima podrazumevaju se "standardni pritisak" od 101325 Pa (kad su u pitanju gasovite

supstance) i koncentracija od 1 mol dm

–3

(kad su u pitanju supstance u rastvoru)]. Još jedno podse

anje: pojam "standardni uslovi" je

razli

it i nezavisan od pojma "standardna temperatura i pritisak" (STP, ili "normalni uslovi") koji se odnosi na gasove (STP su

standardni pritisak i temperatura od 0ºC).

]

Drugim re

ima, mi

emo koristiti Gibs–Helmholcova jedna

inu u obliku:

–

gde je

standardna promena slobodne energije

Predznak vrednosti

služi nam za procenu da li je neka reakcija spontana pri standardnim

uslovima.

Ako je

negativno, reakcija je spontana pri standardnim uslovima

. Na primer, slede

a reakcija

je spontana na 25ºC:

CaO(

) + CO

(

, 101325 Pa)

→

CaCO

(

)

na 25ºC = –130,4 kJ mol

–1

Ako je

pozitivno, reakcija nije spontana pri standardnim uslovima

. Na primer, reakcija:

AgCl(

)

→

(

, c

=1 mol dm

–3

) + Cl

–

(

, c

=1 mol dm

–3

)

na 25ºC = +55,7 kJ mol

–1

nije spontana na 25ºC. Suprotna reakcija je spontana: ako pomešamo vodene rastvore AgCl i HCl tako da
koncentracije Ag

i Cl

–

budu jednake 1 mol dm

–3

, srebro–hlorid

e se izdvojiti kao talog.

Ako je

jednako 0, sistem se nalazi u ravnoteži pri standardnim uslovima;

nema težnje ka

odvijanju ni direktne ni suprotne reakcije (odnosno procesa). Primer je proces isparavanja vode na 100 ºC i
standardnom pritisku:

)

→

, 101325 Pa)

= 0

Pri ovim uslovima (tj., na "normalnoj temperaturi klju

anja") molarne slobodne energije te

ne i gasovite

vode se jednake, pa je zato

= 0 i sistem se nalazi u stanju ravnoteže,

6.5. Uticaj temperature na spontanost reakcije

Promenom reakcionih uslova mogu

e je promeniti smer u kome se neka reakcija odvija spontano.

Ovde

emo razmotriti kako se promenom temperature može promeniti smer spontanog odvijanja reakcije.

Ako se povisi temperatura nekog reakcionog sistema, predznak

(pa time i smer u kome se

reakcija spontano odvija) može da se promeni, ali ne mora. To zavisi od predznaka vrednosti

Gibs–Helmholcovoj jedna

ini:

–

Tu postoje

etiri mogu

a slu

aja i oni su izloženi u tabeli 6–1.

TABELA 6–1

Uticaj temperature na spontanost reakcije

Komentar

< 0

> 0

uvek < 0

Reakcija spontana na svim temperaturama; suprotna
reakcija uvek nespontana

> 0

< 0

uvek > 0

Reakcija nespontana na svim temperaturama; suprotna
reakcija uvek spontana

III

> 0

> 0 na niskim temperaturama
< 0 na visokim temperaturama

Reakcija nespontana na niskim temperaturama; postaje
spontana na višim temperaturama

< 0

< 0 na niskim temperaturama
> 0 na visokim temperaturama

Reakcija spontana na niskim temperaturama; na višim
temperaturama suprotna reakcija postaje spontana

Za ovaj proces je

= +40,7 kJ mol

–1

, a

= +0.109 kJ mol

–1

. Temperatura na kojoj je

= 0 je:

0,109

40,7

= 373 K = 100ºC

To je, naravno, standardna temperatura klju

anja vode (temperatura na kojoj se te

na voda nalazi u ravnoteži

sa vodenom parom na standardnom pritisku).

Opšta hemija I (beleške s predavanja prof. Stojakovi

7 –

Struktura atoma

Pod strukturom atoma

u daljem izlaganju

emo zapravo podrazumevati „elektronsku strukturu“

atoma, tj. na

in na koji su elektroni raspore

eni u atomu. Danas se struktura atoma objašnjava pomo

„talasno-mehani

kog modela atoma“. Pre toga, razmotri

emo „Borov model“ atoma koji je, istorijski

gledano, neposredno prethodio današnjoj predstavi o atomu. Borovim modelom atoma mogu

e je delimi

objasniti strukturu samo najjednostavnijeg atoma koji se javlja u prirodi, tj. atoma vodonika. Za razliku od
toga, talasno-mehani

kim modelom atoma mogu

e je objasniti (bar u principu) elektronsku strukturu bilo

kog atoma.

7.1. Borov model atoma

Borov model atoma se odnosi na atom vodonika, tj. na atom koji se sastoji samo od jednog protona u

jezgru i od jednog elektrona. Naime, godine 1913. danski fizi

ar Bor predložio je novo objašnjenje za

elektronsku strukturu atoma vodonika pomo

u koga je uspeo da delimi

no objasni tzv. atomski spektar

vodonika (

Kada se neki gas zagreje do veoma visokih temperatura, on emituje svetlost koja se sastoji od zra

enja samo odre

enih

talasnih dužina. Takvo zra

enje naziva se

atomski spektar

)

. Njegov model se najve

im delom zasnivao na principima

klasi

ne fizike. Prema tom modelu, atom vodonika se sastoji od protona (koji se nalazi u centru atoma) oko

koga se kre

e elektron po kružnoj putanji (orbiti). Centrifugalna sila koja se javlja usled kružnog kretanja

elektrona kompenzovana je privla

nom elektrostati

kom silom izme

u pozitivnog naelektrisanja protona i

negativnog naelektrisanja elektrona. Sadržaj energije ovakvog atoma zavisi od pre

nika putanje elektrona:

što se elektron kre

e po udaljenijoj putanji od jezgra, energija atoma je ve

a. Sve ovo što je re

eno

proisticalo je iz zakona klasi

ne fizike, tj. iz Kulonovog zakona o elektrostati

kom privla

enju i Njutnovih

zakona o kretanju.

utim, Bor je pri konstrukciji svog modela otišao korak dalje od principa klasi

ne fizike. On je

predložio da atom vodonika može imati

samo neke odre

ene sadržaje energije

, tj. da se elektron može

kretati oko jezgra samo po putanjama nekih odre

enih pre

nika (prema klasi

noj fizici, elektron bi trebalo da

može da se kre

e po putanjama bilo kog pre

nika). Te odre

ene putanje se nazivaju

dozvoljene putanje

. Pri

tome, u normalnim okolnostima elektron se kre

e po onoj dozvoljenoj putanji koja je najbliža jezgru. Atom

vodonika tada ima najniži mogu

i sadržaj energije i kaže se da se atom (odnosno elektron) nalazi u

osnovnom stanju

. Ako atom apsorbuje energiju iz svoje okoline, elektron tada prelazi na neku od udaljenijih

dozvoljenih putanja i nastavlja da kruži oko jezgra po toj novoj putanji. Atom sada ima viši sadržaj energije
nego što je imao u osnovnom stanju i kaže se da se atom (u stvari, elektron) nalazi u

pobu

enom

(ekscitovanom) stanju

. Ako se pobu

eni elektron u nekom narednom trenutku vrati sa udaljene dozvoljene

putanje na neku dozvoljenu putanju koja je bliža jezgru, atom pri tome

emituje

(otpušta) energiju. Koli

ina

energije koju atom apsorbuje pri prelasku elektrona sa bliže na udaljeniju putanju, odnosno koju atom
emituje pri obrnutom procesu, naziva se

kvant

energije (sl. 7-1). Veli

ina tog kvanta zavisi od toga sa koje

na koju putanju se dešava prelazak elektrona.

Borov model atoma je bio relativno kratkog veka i uskoro je prevazi

en i integrisan u jednu opštiju i

savršeniju predstavu o strukturi atoma – u

talasno-mehani

ki model

atoma.

Opšta hemija I (beleške s predavanja prof. Stojakovi

U talasno-mehani

kom modelu atoma javlja se još jedna važna postavka:

kineti

ka energija

elektrona obrnuto je srazmerna zapremini prostora u kome se elektron nalazi

. Ovaj fenomen nema analogiju

u klasi

noj mehanici, ali je on od presudne važnosti za stabilnost atoma (tj. za njegov "opstanak"). Naime,

može se pokazati da bi na osnovu zakona klasi

ne fizike elektron, kao naelektrisana

estica, morao da se

tokom svog kretanja oko jezgra postepeno sve više približava jezgru zato što bi pri tom kretanju izra

ivao

energiju; usled toga, elektron bi postepeno imao sve manju energiju i na kraju bi "pao" u jezgro. Me

utim,

prema navedenoj talasno–mehani

koj postavci, kineti

ka energija elektrona se u isto vreme pove

ava, pošto

se elektron kre

e unutar sve manje i manje zapremine. Ova dva efekta deluju jedan nasuprot drugom; u

jednom trenutku oni se izjedna

e i ni jedan dalje ne preovla

uje: elektron ne pada u jezgro, tako da atom

opstaje stabilan.

Polaze

i od ovih principa, austrijski fizi

ar Šredinger je 1926. godine pronašao jednu složenu

matemati

ku jedna

inu (danas poznatu kao

Šredingerova jedna

ina

ijim se rešavanjem može detaljno

saznati elektronska struktura atoma, uklju

uju

i i pomenutu verovatno

u nalaženja elektrona u prostoru.

Najve

i deo današnjih saznanja o elektronskoj strukturi atoma proisti

e iz rešenja Šredingerove jedna

ine.

U Šredingerovoj jedna

ini figuriše tzv.

talasna funkcija

(psi). Rešavanjem Šredingerove

jedna

ine za odre

eni atom dobijaju se vrednosti koje

ima u raznim delovima prostora oko atomskog

jezgra. Pri tome je zna

ajno to što je kvadrat talasne funkcije (

) u nekoj ta

ki u prostoru

proporcionalan

verovatno

i nalaženja elektrona u toj ta

ki. Tj., ako je

u ta

ki A dva puta ve

e nego

u ta

ki B, tada je

dvaput verovatnije da

e se u bilo kom trenutku vremena elektron nalaziti u ta

ki A nego u ta

ki B.

Druga

ije re

eno, u svom kretanju oko atomskog jezgra elektron

e dvaput

eš

e prolaziti kroz ta

ku A nego

kroz ta

ku B.

Ako kao primer uzmemo rešenje Šredingerove jedna

ine za slu

aj atoma vodonika i prikažemo kako

se menja

elektrona (u najnižem energetskom stanju atoma vodonika) po

ev od jezgra i idu

i sve dalje od

njega, dobijamo sl. 7-2. Slika 7-2a je dijagram

elektronske gustine

: stepen osen

enosti (zatamnjenja) na

njemu srazmeran je vrednosti

, pa samim tim i verovatno

i nalaženja elektrona u odre

enoj ta

ki u

prostoru. Vidimo da se zatamnjenost smanjuje pri udaljavanju od jezgra u bilo kom smeru; to zna

i da se na

isti na

in smanjuje i

Osen

en prostor se

esto kao celina naziva

elektronski oblak.

Drugi,

eš

i na

prikazivanja rasprostiranja (raspodele) elektrona u najnižem energetskom stanju atoma vodonika jeste crtanje

orbitale

(sl. 7-2b); pod orbitalom se obi

no podrazumeva deo prostora za koji postoji 90 % verovatno

e da

se u njemu nalazi elektron. Orbitala na sl. 7-2b je sfernog oblika, što zna

i da je verovatno

a nalaženja

elektrona u toj orbitali nezavisna od toga u kom se pravcu udaljavamo od jezgra – tj. podjednako je
verovatno da

e se elektron na

i i gore, i dole, i levo i desno od jezgra.

SLIKA 7-2. Dva na

ina prikazivanja rasprostiranja elektrona u atomu vodonika

najnižem energetskom stanju atoma). Na slici (a) stepen zatamnjenosti u
odre

enoj ta

ki je srazmeran verovatno

i nalaženja elektrona u toj ta

ki;

isprekidana linija obuhvata prostor unutar koga postoji 90 % verovatno

nalaženja elektrona. Slika (b) prikazuje odgovaraju

orbitalu

, tj. prostor

obuhva

en isprekidanom linijom pod (a); promenljivost elektronske gustine

unutar orbitale nije prikazana. (Jezgro atoma se na obe slike nalazi u
koordinatnom po

etku.)

Energetski nivoi, podnivoi i orbitale

Rešavanjem Šredingerove jedna

ine dobijaju se podaci pomo

u kojih može da se opiše stanje

svakog elektrona u atomu. To stanje se opisuje pomo

etiri

kvantna broja

, od kojih prva tri proisti

u iz

Šredingerove jedna

ine, dok je

etvrti naknadno uveden u talasno-mehani

ki model kako bi svaki elektron u

atomu mogao da se u potpunosti opiše.

Prvi ili glavni kvantni broj, n

. Prvi kvantni broj se ozna

ava sa

. Što je

e, ve

a je i energija

tog elektrona i elektron se, u proseku, nalazi sve dalje od jezgra. U slu

aju atoma vodonika energija

elektrona zavisi isklju

ivo od vrednosti

. Kod atoma koji imaju više od jednog elektrona energija svakog

elektrona zavisi pretežno od

. Kvantni broj

može imati samo celobrojne vrednosti, po

ev od 1:

= 1, 2, 3, 4, ......

Za elektron za koji je

= 1 kažemo da se nalazi u prvom

glavnom nivou

. Ako je

= 2, elektron se nalazi u

drugom glavnom nivou, itd.

Drugi ili orbitalni kvantni broj, l

. Svaki glavni nivo sadrži jedan ili više podnivoa. Podnivoi se

ozna

avaju pomo

u drugog kvantnog broja,

. Kao što

emo malo kasnije videti, geometrijski oblik dela

prostora u kome se nalazi elektron (elektronski oblak) zavisi od vrednosti

. Što je

e, taj geometrijski

oblik ima komplikovaniji izgled. Kvantni brojevi

su me

usobno povezani (ta povezanost proisti

e iz

rešenja Šredingerove jedna

ine):

može imati bilo koju celobrojnu vrednost po

evši od nule pa sve do (

–1).

To jest:

= 0, 1, 2, ....., (

–1)

što zna

i da za datu vrednost

postoji

podnivoa. Ako je

= 1, postoji samo jedna vrednost

, tj.

= 0. To

zna

i da u prvom glavnom nivou postoji samo jedan podnivo: onaj za koji je

= 0. Ako je

= 2 mogu

e su

dve vrednosti za

, tj.

= 0 i

= 1. Ovo zna

i da u drugom glavnom nivou postoje dva podnivoa (

= 0 i

= 1).

Na sli

an na

in:

ako

= 3,

= 0, 1, ili 2

(tri podnivoa)

ako

= 4,

= 0, 1, 2, ili 3

(

etiri podnivoa)

Obi

no se koristi jedan alternativni na

in ozna

avanja podnivoa:

ako je

= 0, podnivo se naziva

podnivo

ako je

= 1, podnivo se naziva

podnivo

ako je

= 2, podnivo se naziva

podnivo

ako je

= 3, podnivo se naziva

podnivo

Tako

e je uobi

ajeno da se pri ozna

avanju odre

enog podnivoa napiše i broj

odgovaraju

eg glavnog

nivoa. Tako, govorimo o

podnivou (

= 1,

= 0), zatim, na primer, o

podnivou (

= 2,

= 1), itd.

U slu

aju atoma koji sadrže više od jednog elektrona, energija elektrona ne zavisi samo od vrednosti

nego i od vrednosti

podnivoa u kome se taj elektron nalazi. Pri istoj vrednosti

, energija raste sa porastom

; na primer:

E(4s) < E(4p) < E(4d) < E(4f)

gde oznaka E(4s) zna

i: „energija elektrona koji se nalazi u podnivou 4s“, itd.

----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

Pitanje

: da li elektron ima višu energiju u podnivou 3p ili 2s?

----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

Tre

i ili magnetni kvantni broj, m

. Svaki podnivo sadrži jednu ili više orbitala, pri

emu se

orbitale me

usobno razlikuju po vrednosti tre

eg kvantnog broja,

. Ovaj kvantni broj odre

uje prostornu

(a) (b)

SLIKA 7-3

Oblik i veli

ina s- i p-orbitala

. (a) Relativne veli

ine 1s-, 2s- i 3s-orbitala. (b) Oblik i usmerenost

p-orbitala; orbitale p

, p

i p

se me

usobno nalaze pod uglom od 90°.

Oblik i orijentacija

–orbitala prikazani su na slici 7-3b. Vidimo da se svaka

–orbitala sastoji od

dva segmenta koji leže duž jedne od osa prostornog koordinatnog sistema. U svakom p–podnivou postoje tri

–orbitale i one se me

usobno nalaze pod uglom od 90°. U zavisnosti od pravca u kome se prostiru, orbitale

se ozna

avaju kao p

, p

i p

. Za

-orbitale važi isto ono što važi za

–orbitale: dimenzije im se pove

avaju sa

porastom glavnog kvantnog broja (na slici 7-3 to nije prikazano).

Orbitale

imaju komplikovaniji izgled nego

s–

–orbitale, ali o tome ovde ne

e biti re

7.4. Elektronska konfiguracija atoma

Elektroni popunjavaju podnivoe u atomu prema izvesnim pravilima. Uz odre

ene izuzetke (koje u

ovom izlaganju ne

emo ilustrovati niti objašnjavati) popunjavanje se vrši prema rastu

em glavnom

kvantnom broju: to zna

i da se elektroni najpre smeštaju u podnivo za koji je

=1, pa onda u podnivoe za

koje je

=2, itd. Za odre

enu vrednost

, najpre se popunjava s podnivo, a zatim redom podnivoi p, d i f

(naravno, ukoliko takvi podnivoi postoje za slu

aj baš te vrednosti

). Na

in na koji su podnivoi popunjeni u

atomu iskazuje se tzv.

elektronskom konfiguracijom

. Na primer, elektronska konfiguracija atoma koji ima

ukupno 9 elektrona (to je atom fluora) prikazuje se ovako:

Navedena konfiguracija nam kazuje da taj atom ima dva elektrona u

-podnivou, dva elektrona u podnivou

i pet elektrona u podnivou

. Elektroni koji se nalaze u podnivoima najvišeg glavnog kvantnog broja

nazivaju se

valentni elektroni

. Kako vidimo, atom fluora ima sedam valentnih elektrona. Podnivoi, odnosno

orbitale u kojima se nalaze valentni elektroni zajedni

ki se nazivaju

valentna ljuska.

Drugim re

ima,

valentnu ljusku

ine orbitale najvišeg glavnog kvantnog broja

;

tako, valentnu ljusku atoma fluora

ine

zajedno 2s–orbitala i 2p–orbitale.

U daljem izlaganju razmotri

emo kako se može predvideti elektronska konfiguracija atoma

elemenata. Tu postoji par na

ina, koje

emo zasebno razmotriti.

Treba naglasiti da se

itavo dalje izlaganje odnosi na

izolovane gasovite atome u tzv.

osnovnom stanju

pobu

enim stanjima

, jedan ili više elektrona nalaze se na nekom višem

energetskom nivou).

Odre

ivanje elektronske konfiguracije na osnovu energija podnivoa

Elektronske konfiguracije se lako odre

uju ako je poznat redosled popunjavanja podnivoa

elektronima. Redosled smeštanja elektrona u raspoložive podnivoe je prema rastu

oj energiji podnivoa (tj.

prvo se popunjava podnivo najniže energije, pa onda podnivo slede

e više energije, itd.). Po pravilu,

odre

eni podnivo se potpuno popuni pre nego što po

ne popunjavanje slede

eg podnivoa . Relativne energije

razli

itih podnivoa mogu se dobiti eksperimentalnim putem (spektroskopskim merenjima). Slika 7–4

prikazuje relativne energije podnivoa za atome zaklju

no sa glavnim kvantnim brojem

= 4.

Opšta hemija I (beleške s predavanja prof. Stojakovi

SLIKA 7–4

Energija elektrona u podnivoima

Prikazani redosled je redosled
popunjavanja podnivoa elektronima
sa porastom atomskog broja, po

evši

od 1

–podnivoa na dnu dijagrama.

Pomo

u slike 7–4 može se predvideti elektronska konfiguracija atoma elemenata sa atomskim

brojevima od 1 do 36. Pošto svaki

–podnivo može da primi samo dva elektrona, podnivo 1

je popunjen

kad se do

e do helijuma (1

). Kod litijuma (Z = 3), tre

i elektron mora da stupi u novi podnivo: u ovom

slu

aju to je 2

–podnivo, tj. najniži podnivo drugog glavnog energetskog nivoa. Litijum sadrži jedan elektron

u tom podnivou (1

). Sa berilijumom (Z = 4), podnivo 2

je popunjen (1

). Kod narednih šest

elemenata popunjava se 2

–podnivo. Njihove elektronske konfiguracije su:

Ne:

(

Napomena: to su elektronske konfiguracije u

osnovnom stanju

atoma; na primer, konfiguracija 1s

predstavljala jedno

pobu

eno stanje

atoma bora

Posle neona elektroni po

inju da popunjavaju tre

i glavni nivo. Podnivo 3

je popunjen kad se do

do magnezijuma:

Mg: 1s

Još šest elektrona je potrebno da bi se, kod argona, popunio 3p–podnivo:

Ar: 1s

Posle argona, u energetskom dijagramu (sl. 7–4) javlja se jedna anomalija: dolazi do "preklapanja"

glavnih energetskih nivoa. Zato naredni elektron stupa u

najniži

podnivo

etvrtog glavnog nivoa (4s) umesto

najviši

podnivo tre

eg glavnog nivoa (3d). Kalijum (Z = 19) ima jedan elektron u 4s–podnivou; kalcijum

(Z = 20) popunjava taj podnivo sa dva elektrona:

Ca: 1s

Sada, kod skandijuma (Z = 21), po

inje popunjavanje 3d–podnivoa. Setimo se da d–podnivo može da primi

deset elektrona. Otuda 3d–podnivo postaje popunjen kod cinka (Z = 30):

Zn: 1s

Naredni podnivo, 4p, potpuno je popunjen kad se do

e do kriptona (Z = 36):

Kr: 1s

Može se zaklju

iti da je redosled popunjavanja podnivoa za elemente sa atomskim brojevima od Z = 1 do Z

= 36 slede

i: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p.

Opšta hemija I (beleške s predavanja prof. Stojakovi

TABELA 7–2

Periodni sistem i elektronske konfiguracije elemenata

Grupa

3 - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - 12

13 - - - - - - - - - - - - - - 18

Perioda

1 H

2 Li

B - - - - - -

- - - - - -Ne

3 Na

Al - - - - - -

- - - - - Ar

4 K

Sc - - - - - - - - - -

- - - - - - - - - Zn

Ga - - - - - -

- - - - - - Kr

5 Rb

Y - - - - - - - - - -

- - - - - - - - Cd

In - - - - - -

- - - - - - Xe

6 Cs

La -*- - - - - - -

- - - - - - - -

Tl - - - - - -

- - - - - - Rn

7 Fr

Ac -** - - - - - -

- - - - - - - - (112)

* Lantanoidi

Ce - - - - - - - - - - -

- - - - - - - - - - - -

** Aktinoidi

Th - - - - - - - - - - -

- - - - - - - - - - - -

103

Kod elemenata 1. periode (H i He) popunjava se samo s–podnivo, jer samo on i postoji kada je

= 1.

Što se ti

itavog ostalog dela Periodnog sistema, tu važi slede

1. Svi elementi 1. grupe sadrže jedan elektron u s-orbitali najvišeg glavnog kvantnog broja, dok svi

elementi 2. grupe sadrže dva elektrona u s-orbitali najvišeg glavnog kvantnog broja

. Tako, u

drugoj

periodi, litijum ima jedan, a berilijum dva elektrona u 2

-orbitali. U

tre

periodi, natrijum ima jedan, a

magnezijum dva elektrona u 3s-orbitali, i tako dalje.

2. Kod elemenata u grupama od 13 do 18 (po šest elemenata u svakoj periodi) popunjavaju se p-

podnivoi

. Setimo se da u p-podnivo može da se smesti šest elektrona (tj. po dva elektrona u p

-, p

- i p

orbitalu). U

drugoj

periodi popunjava se 2p-podnivo: popunjavanje po

inje sa borom (Z=5), a završava se sa

neonom (Z=10). U

tre

periodi popunjava se 3p-podnivo, od aluminijuma (Z=13) do argona (Z=18).

Na osnovu navedenog, možemo zaklju

iti i ovo:

broj periode

u kojoj se odre

eni element nalazi

upravo odgovara

najvišem glavnom kvantnom broju

nivoa koji se kod tog elementa popunjava.

Kod prelaznih elemenata se popunjavaju d-podnivoi pretposlednjeg glavnog kvantnog broja.

U d-

podnivo može da se smesti deset elektrona (tj. po dva elektrona u svaku od pet d orbitala), pa otuda svaki od
tri prelazna niza sadrži po deset elemenata. U

etvrtoj

periodi (kod prvog prelaznog niza) popunjava se 3d–

podnivo: popunjavanje po

inje sa skandijumom (

= 21), a završava se sa cinkom (

= 30). U

peto

j periodi

popunjavaju se 4d-orbitale, od itrijuma (

= 39) do kadmijuma (

= 48). Kod deset prelaznih elemenata u

šestoj

periodi popunjava se 5d–podnivo. U slu

aju aktinijuma (

= 89) i elemenata od

= 104 do

= 112 u

sedmoj

, nepotpunoj periodi, smatra se da se popunjava 6d–podnivo.

Na dnu Periodnog sistema nalaze se odvojeno prikazana dva skupa od po 14 elemenata. Kod njih

se popunjavaju f-podnivoi

iji je glavni kvantni broj za dva manji od najvišeg glavnog kvantnog broja

odre

enog elementa.

a. Prvi skup

ine

lantanoidi

(„retke zemlje“), koji pripadaju šestoj periodi (od Z = 58 do 71); kod

kojih se popunjavaju

-orbitale. Neki od tih elemenata imaju zna

ajnu primenu, recimo kao crveni

fosforescentni materijali u televizorima u boji: u te svrhe se koristi mala koli

ina europijum–oksida, Eu

dodata itrijum–oksidu (Y

) ili gadolinijum–oksidu (Gd

b. Drugi skup

ine radioaktivni elementi pod imenom

aktinoidi

. Oni pripadaju sedmoj periodi (od Z =

90 do 103) i kod njih se popunjavaju

-orbitale. Od ovih elemenata samo se torijum i uran javljaju u prirodi,

dok su svi ostali sintetizovani u laboratoriji nuklearnim reakcijama. Njihova stabilnost brzo opada sa
porastom atomskog broja. Na primer, najstabilniji izotop nobelijuma (

102

No) ima poluvreme života od oko 3

minuta; to zna

i da se za tri minuta polovina uzorka radioaktivno raspadne. Nobelijum, kao i prethodni

element mendeljevijum (

101

Md), identifikovani su u uzorcima koji su sadržali ukupno jedan do tri atoma No

ili Md!

Odre

ivanje elektronske konfiguracije koriš

enjem Periodnog sistema elemenata

Na osnovu dosadašnjeg izlaganja o

igledno je da se pomo

u Periodnog sistema elemenata lako može

odrediti elektronska konfiguracija ma kog elementa. To je naro

ito podesno u slu

aju težih elemenata kao što

je jod (Primer 7–2).

--------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

PRIMER 7–2

Napisati za atom joda: (a) elektronsku konfiguraciju), (b) skra

enu elektronsku konfiguraciju.

Postupak

. Da bi se odredila elektronska konfiguracija pomo

u Periodnog sistema, treba razmotriti koji podnivoi se

popunjavaju idu

i redom duž svake periode. Pri tom kretanju duž perioda, treba zapisivati popunjene podnivoe sve dok

se ne dospe do traženog elementa, u ovom slu

aju joda. A da bi se dobila skra

ena elektronska konfiguracija, treba

krenuti od prethodnog plemenitog gasa.

Rešenje

(a) Perioda 1: popunjava se 1s–podnivo (1s

)

Perioda 2: popunjavaju se podnivoi 2s i 2p (2s

)

Perioda 3: popunjavaju se podnivoi 3s i 3p (3s

)

Perioda 4: popunjavaju se podnivoi 4s i 3d i 4p (4s

)

Perioda 5: popunjavaju se podnivoi 5s i 4d, dok pet elektrona stupa u podnivo 5p (5s

)

Ako se sve ovo sad sakupi zajedno, dobija se elektronska konfiguracija joda:

(b) Konfiguracija [Kr] sadrži prvih 36 elektrona elektronske konfiguracije joda, koja izgleda ovako:

[Kr] 5s

--------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

Elektronska konfiguracija nekoliko elemenata odstupa nešto malo od konfiguracije koju bismo

predvideli pomo

u Periodnog sistema. U svim tim slu

ajevima radi se o premeštanju jednog ili najviše dva

elektrona iz jednog podnivoa u drugi podnivo vrlo sli

nog sadržaja energije. Na primer, u prvom prelaznom

nizu, dva elementa, hrom i bakar, sadrže jedan elektron više u 3d–podnivou na ra

un 4s–podnivoa:

ekivana konfiguracija

Eksperimentalno utvr

ena konfiguracija

Cr [Ar]

[Ar] 4s

Cu [Ar]

[Ar] 4s

Ove anomalije su posledica

injenice da orbitale 3d i 4s imaju vrlo sli

an sadržaj energije. Sem toga,

talasno–mehani

ki prora

uni pokazuju da

polupopunjen

3d–podnivo (Cr), ili

potpuno popunjen

3d–

podnivo (Cu) imaju nešto ve

u stabilnost nego konfiguracije 3d

i 3d

7.5. Orbitalni dijagrami atoma

U ve

ini slu

ajeva elektronske konfiguracije u dovoljnoj meri opisuju raspored elektrona u atomu.

Ponekad je ipak korisno oti

i korak dalje i prikazati kako su elektroni raspodeljeni po orbitalama. U takvim

slu

ajevima se koriste

orbitalni dijagrami

. Svaka orbitala se prikazuje zagradama ( ) ili jednim

kvadrati

em, a elektroni se prikazuju strelicama koje se crtaju, zavisno od vrednosti spinskog kvantnog

broja, kao

↑

ili kao

↓

. Orbitalni dijagram se dobija polaze

i od elektronske konfiguracije. To

emo ilustrovati

na primeru atoma bora.

Zbog jednostavnijeg crtanja, orbitale

emo prikazivati zagradama (prikazivanje pomo

u kvadrati

tako

e se

esto sre

e u literaturi).

Atom bora (Z = 5) ima elektronsku konfiguraciju 1s

. Dva elektrona u 1s- orbitali moraju

imati suprotne („sparene“) spinove (+

, –

, ili

↑↓

). Isto to važi i za dva elektrona u 2s-orbitali. Podnivo 2p

sadrži tri orbitale. Pošto bor ima samo jedan 2p-elektron, taj elektron može da se smesti u bilo koju od 2p-
orbitala. Spin tog elektrona može biti bilo

↑

bilo

↓

. Orbitalni dijagram bora obi

no se prikazuje ovako:

B (

↑↓

) (

↑↓

) (

↑

)( )( )

Prvi elektron u datoj orbitali uobi

ajeno se ozna

ava strelicom naviše,

↑

Kod slede

eg elementa u Periodnom sistemu, ugljenika, treba nacrtati jedan elektron više nego kod

bora (pošto ugljenik ima elektronsku konfiguraciju 1s

). Ali, u koju 2p–orbitalu (tj. u koju zagradu)

Atomski broj gvož

a je 26, a njegova elektronska konfiguracija je 1s

. Sve orbitale su popunjene,

sem orbitala u 3d–podnivou. Kada se ove orbitale popune prema Hundovom pravilu, u orbitalnom dijagramu gvož

postoje

etiri nesparena elektrona.

2s 2p 3s 3p 4s

Fe (

↑↓

) (

↑↓

) (

↑↓

) (

↑↓

) (

↑↓

) (

↑↓

) (

↑↓

) (

↑↓

) (

↑↓

) (

↑↓

) (

↑↓

) (

↑

) (

↑

) (

↑

) (

↑

)

--------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

7.6. Raspored elektrona u jednoatomskim jonima

U prethodnom izlaganju razmatrane su elektronske konfiguracije i orbitalni dijagrami neutralnih

atoma. Na sli

an na

in je mogu

e dodeliti elektronsku strukturu jednoatomskim jonima, tj. jonima koji

nastaju kada atom otpusti ili primi elektrone. U opštem slu

aju, pri nastanku jednoatomskog jona od atoma,

elektroni se dodaju (ili uklanjaju) u podnivo (odnosno iz podnivoa) najvišeg glavnog energetskog nivoa

Joni sa elektronskom strukturom plemenitog gasa

Kao što je re

eno u odeljku 2.5 (s. 12), elementi koji se u Periodnom sistemu nalaze blizu nekog

plemenitog gasa grade jone koji imaju isti broj elektrona kao atom tog plemenitog gasa. To zna

i da ovi joni

imaju elektronsku konfiguraciju plemenitog gasa. Tako, tri elementa koji se nalaze ispred neona (N, O i F),
kao i tri elementa posle neona (Na, Mg i Al) grade jone sa konfiguracijom neona, 1s

. Tri atoma

nemetala dostižu tu konfiguraciju primanjem elektrona uz nastanak anjona:

N (1s

) + 3

–

→

3–

(1s

)

O (1s

) + 2

–

→

2–

(1s

)

F (1s

) +

–

→

–

(1s

)

Tri atoma metala dostižu strukturu neona otpuštanjem elektrona uz nastanak katjona:

Na (1s

)

→

(1s

) +

–

Mg (1s

)

→

(1s

) + 2

–

Al (1s

)

→

(1s

) + 3

–

estice N

3–

, O

2–

, F

–

, Ne, Na

, Mg

i Al

kaže se da su

izoelektronske

; to jest, one imaju istu elektronsku

konfiguraciju.

Postoji puno jednoatomskih jona sa konfiguracijom plemenitog gasa. Na slici 7–6 navedena su 24

jona tog tipa.

–

3–

2–

–

2–

–

2–

–

2–

–

SLIKA 7–6

. Katjoni, anjoni i atomi sa konfiguracijom (u

osnovnom stanju) plemenitog gasa.

Ponovo treba uo

iti da joni odre

ene glavne grupe Periodnog sistema imaju isto naelektrisanje (+1 za Grupu

1, +2 za Grupu 2, –2 za grupu 16, –1 za Grupu 17). Ta

injenica delimi

no objašnjava hemijsku sli

nost

elemenata koji pripadaju istoj glavnoj grupi Periodnog sistema. Tako, jonska jedinjenja takvih elemenata
imaju sli

ne hemijske formule. Na primer,

– halogenidi alkalnih metala imaju opštu formulu MX, gde je M = Li, Na, K ..., a X = F, Cl, Br, I
– halogenidi zemnoalkalnih metala imaju opštu formulu MX

, gde je M = Mg, Ca, Sr ..., a X = F, Cl, Br, I

– oksidi zemnoalkalnih metala imaju opštu formulu MO, gde je M = Mg, Ca, Sr ...

Opšta hemija I (beleške s predavanja prof. Stojakovi

Katjoni prelaznih elemenata

Prelazni elementi desno od grupe u kojoj se nalazi skandijum (tj. elementi u Grupama 4 – 12) ne grade

jone sa konfiguracijom plemenitog gasa. Da bi to

inili bilo bi potrebno da otpuste

etiri ili više elektrona.

Energija potrebna za tako nešto je previše velika. Me

utim, kako je ve

eno u odeljku 2.5. (s. 12), ovi

metali grade katjone sa naelektrisanjima +1, +2, ili +3. Primenjuju

i princip da kada atom obrazuje katjone

elektroni napuštaju podnivo koji pripada najve

em glavnom kvantnom broju (

), može se ispravno

predvideti slede

kada atomi prelaznog elementa grade katjone, oni najpre gube spoljašnje s–elektrone

Razmotrimo, na primer, obrazovanje Mn

–jona polaze

i od atoma Mn:

Mn [Ar]

[Ar] 3d

imo da odlaze 4s–elektroni, a ne 3d–elektroni. Zna se da je baš tako, jer eksperiment pokazuje da jon

ima pet nesparenih elektrona (pet 3d–elektrona). Da je atom Mn otpustio samo dva 3d–elektrona, jon

bi imao samo tri nesparena elektrona.

Svi prelazni elementi grade katjone na sli

an na

in, tj. otpuštanjem spoljašnjih s–elektrona. Tek kada

ti elektroni budu otpušteni, naredni elektroni odlaze iz unutrašnjeg d–podnivoa. Primer je gvož

e, koje (kako

smo rekli u odeljku 2.5.) gradi dva razli

ita katjona. Atom Fe najpre otpušta 4s–elektrone daju

i Fe

–jon:

Fe ([Ar] 4s

)

→

([Ar] 3d

) + 2

–

Nakon toga jedan elektron napušta 3d–podnivo uz nastanak Fe

–jona:

([Ar] 3d

)

→

([Ar] 3d

) +

–

Joni Fe

i Fe

, kao i svi joni prelaznih elemenata, ne sadrže spoljašnje s–elektrone.

Setimo se da se, pri "izgradnji" Periodnog sistema, kod

atoma

etvrte periode 4s– podnivo popunjava

pre podnivoa 3d. U slu

aju odgovaraju

jona

, elektroni prvo napuštaju 4s–podnivo, pa tek onda 3d–

podnivo. Ovo se ponekad neformalno naziva pravilo "šta se prvo puni, to se prvo prazni".

--------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

PRIMER 7–4

Napisati elektronske konfiguracije: (a) Zn

, (b) Se

2–

Postupak

. Prvo napisati elektronsku konfiguraciju odgovaraju

eg atoma, a zatim dodati ili ukloniti elektrone iz

podnivou sa najve

om vrednoš

Rešenje

(a) Elektronska konfiguracija cinka (Z = 30) je 1s

Dva elektrona se uklanjaju iz 4s–podnivoa, uz nastanak Zn

–jona:

(b) Elektronska konfiguracija selena (Z = 34) je 1s

Dva elektrona se dodaju 4p–podnivou, uz nastanak Se

2–

–jona:

2–

--------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

7.7. Periodi

nost osobina atoma

Jedan od osnovnih principa hemije je periodni zakon koji kaže:

Hemijske i fizi

ke osobine elemenata su periodi

na funkcija atomskog broja

. To zna

i da idu

i duž

Periodnog sistema uo

avamo da se sa porastom atomskog broja periodi

no (tj. u odre

enim razmacima)

javljaju elementi sli

nih hemijskih i fizi

kih osobina.

To je, naravno, princip na kome se zasniva struktura Periodnog sistema. Elementi unutar odre

ene

vertikalne grupe li

e me

usobno u hemijskom pogledu zbog toga što se hemijske osobine ponavljaju u

pravilnim intervalima od 2, 8, 18, ili 32 elementa.

U nastavku razmatramo kako se Periodni sistem može upotrebiti da se uspostavi korelacija izme

osobina elemenata posmatrano u atomskim razmerama. Razmotri

emo kako se menjaju, horizontalno i

vertikalno u Periodnom sistemu, atomski radijus, jonski radijus, energija jonizacije i elektronegativnost.

Opšta hemija I (beleške s predavanja prof. Stojakovi

SKICA I.

Relativne dimenzije katjona i
anjona u odnosu na atom od
koga su nastali

–

katjon je manji od atoma metala od koga je nastao

. Jon Na

ima radijus od 0,095 nm, što je tek nešto više

od polovine radijusa atoma Na (0,186 nm).

–

anjon je ve

i od atoma nemetala od koga je nastao

. Radijus Cl

–

–jona (0,181 nm) je skoro dva puta ve

i od

radijusa atoma Cl (0,099 nm).

SLIKA 7–8a

Atomski radijusi elemenata glavnih grupa Periodnog sistema

SLIKA 7–8b

Jonski radijusi elemenata glavnih grupa Periodnog sistema

Kao rezultat tih efekata, anjoni su u opštem slu

aju ve

i od katjona. Uporedimo, na primer, Cl

–

–jon

(radijus = 0,181 nm) sa Na

–jonom (radijus = 0,095 nm). To zna

i da u natrijum–hloridu, a doista i kod

velike ve

ine jonskih jedinjenja, najve

i deo prostora u kristalnoj rešetki zaposednut je od strane anjona.

Razlika u veli

ini radijusa izme

u atoma i jona može jednostavno da se objasni. Katjon je manji od

odgovaraju

eg atoma zato što višak protona u jonu privla

i sve elektrone, pa i one spoljašnje, bliže jezgru.

Nasuprot tome, višak elektrona u anjonu doprinosi me

usobnom odbijanju spoljašnjih elektrona, što ima za

posledicu da je anjon ve

i od odgovaraju

eg atoma.

----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

PRIMER 7–5

Koriste

samo

Periodni sistem, pore

ati slede

e skupove atoma i jona po rastu

oj veli

ini:

(a) Mg, Al, Ca

(b) S, Cl, S

2–

, Fe

Postupak

. Imati na umu da radijus opada duž periode, a pove

ava se idu

i niz grupu. Atom je ve

i od odgovaraju

katjona, ali je manji od odgovaraju

eg anjona.

Rešenje

(a) Uporediti ostala dva atoma sa magnezijumom. Aluminijum, udesno od Mg, manji je od Mg. Kalcijum, ispod Mg,
ve

i je od Mg. Predvi

eni redosled je: Al < Mg < Ca.

(b) Uraditi pore

enje sa atomom S. Hlor, koji se nalazi udesno, je manji. Jon S

2–

je ve

i od atoma S. Redosled je: Cl < S

< S

2–

enje Fe

–jon. Atom Fe je ve

i, jer nema naelektrisanja. Jon Fe

je manji jer ima ve

e pozitivno

naelektrisanje. Predvi

eni redosled je: Fe

< Fe

< Fe (slika 7–9).

SLIKA 7–9

. Relativne veli

ine atoma gvož

a i njegovih katjona.

----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

nego kod berilijuma (900 kJ mol

–1

). To se dešava zato što elektron koji se uklanja sa atoma bora poti

e iz

2p–podnivoa, dok se kod berilijuma uklanja 2s–elektron. Pošto 2p–podnivo ima viši sadržaj energije nego
2s–podnivo, manje energije je potrebno za uklanjanje elektrona sa tog (2p) podnivoa.

Afinitet prema elektronu

Težnja atoma da privu

e sebi elektron kvantitativno se izražava kao

afinitet prema elektronu

, EA. EA

je promena energije koja prati proces pripajanja elektrona za atom u gasovitom stanju:

) +

–

→

–

(

)

= EA

Na primer, za atom vodonika, EA = –72,8 kJ mol

–1

Zavisno od vrste atoma, EA može biti pozitivno ili negativno, tj. proces pripajanja elektrona atomu A

može iziskivati utrošak energije (endoterman proces), ili se proces može odvijati uz osloba

anje energije

(egzoterman proces). EA je naj

eš

e pozitivna vrednost u slu

aju metala, dok se negativne vrednosti javljaju

kod nemetala. U opštem slu

aju, afinitet prema elektronu se pove

ava sa pove

anjem rednog broja atoma i

sa smanjenjem radijusa atoma. To zna

i da se EA menja na periodi

an na

in (slika 7–11); Težnja atoma da

privu

e sebi elektron je najve

a kod nemetala, posebno kod elemenata u desnom gornjem uglu Periodnog

sistema.

SLIKA 7–11

Afinitet prema
elektronu prvih
dvadeset elemenata u
Periodnom sistemu

Elektronegativnost

Energija jonizacije je merilo težnje datog atoma da

otpusti

elektrone. Što je ve

a energija jonizacije

atom teže otpušta elektron. Ima nekoliko razli

itih na

ina za pore

enje težnji razli

itih atoma da

prime

elektrone. Jedan na

in je prethodno razmatrani afinitet prema elektronu. Me

utim, EA je merilo težnje

izolovanog

(gasovitog) atoma da veže za sebe elektron. U praksi je mnogo zna

ajnije znati kakva je težnja

atoma

u molekulu

da ka sebi privla

i elektrone pomo

u kojih je hemijski povezan sa susednim atomom (ili

atomima). U tom pogledu najkorisnijim sredstvom za pore

enje smatra se

elektronegativnost

[ozna

ava se

kim slovom

(

ita se: "hi")]. Elektronegativnost je merilo težnje datog atoma (koji se nalazi u hemijskoj

vezi sa nekim drugim atomom) da privu

e sebi elektronski par koji

ini kovalentnu vezu.

Što je ve

a elektronegativnost atoma, tim ja

e on privla

i sebi elektronski par hemijske veze. U tabeli

7–3 data je skala elektronegativnosti koju je prvi predložio ameri

ki hemi

ar Linus Pauling. Svakom

elementu pripisan je jedan broj,

ija vrednost se kre

e od 4,0 za najelektronegativniji element (fluor) do 0,8

za najmanje elektronegativan atom (cezijum). U slu

aju elemenata glavnih grupa Periodnog sistema,

elektronegativnost raste idu

i s leva udesno po Periodnom sistemu. Ona se obi

no smanjuje idu

i niz grupu.

Tabela 7–3

e nam biti vrlo korisna docnije, pri razmatranju kovalentne veze. Napomenimo da se za

elemente koji imaju malu elektronegativnost kaže da su

elektropozitivni

Opšta hemija I (beleške s predavanja prof. Stojakovi

TABELA 7–3

Elektronegativnost (prema Paulingu) nekih elemenata. Plemeniti gasovi He, Ne i Ar

nisu uklju

eni u tabelu jer ne grade stabilna jedinjenja.

Opšta hemija I (beleške s predavanja prof. Stojakovi

SLIKA 8–2

Energija dva atoma vodonika u funkciji rastojanja izme

u njihovih jezgara

. (a) Pri nultoj

vrednosti energije, atomi H su razdvojeni (krajnja desna strana slike). (b) Minimum na krivoj,
koji se dešava kada se jezgra me

usobno nalaze na eksperimentalno utvr

enom rastojanju od

0,074 nm, odgovara najstabilnijem stanju molekula H

. (c) Kada je internuklearno rastojanje

manje od 0,074 nm, energija interakcije naglo raste (tj. postaje nepovoljna po stabilnost
sistema) usled odbijanja izme

u jezgara dva atoma.

8.1. Luisove strukture; pravilo okteta

Ideju o kovalentnoj vezi prvi je predložio ameri

ki hemi

ar G.N. Lewis (Luis) 1916.godine. On je

pošao od uverenja da elektronska konfiguracija plemenitih gasova mora da je vrlo stabilna, pošto su
plemeniti gasovi vrlo nereaktivni. Sem toga, kako smo ve

videli, mnogi jednoatomski joni imaju

konfiguraciju plemenitog gasa. Luis je zato predložio slede

e objašnjenje hemijske veze:

atomi mogu da

steknu stabilnu konfiguraciju plemenitog gasa tako što sa nekim drugim atomom obrazuju zajedni

elektronski par

. Razmotrimo kao primer dva atoma vodonika, svaki sa po jednim elektronom. Proces kojim

se oni sjedinjuju uz nastanak molekula H

može se prikazati ovako (elektron je prikazan ta

kom):

Na ovaj na

in oba elektrona u molekulu H

podjednako pripadaju i jednom i drugom atomu H. U tom

smislu, i jedan i drugi atom H je sad okružen sa po dva elektrona. Možemo smatrati da se ta dva
elektrona istovremeno nalaze u 1s orbitali i jednog i drugog atoma (krugovi na skici predstavljaju 1s–
orbitale). Oba atoma H su tako ostvarila elektronsku konfiguraciju 1s

, a to je upravo konfiguracija

plemenitog gasa helijuma.

Ova ideja može lako da se primeni i na druge molekule koje grade atomi nemetala. Uzmimo

kao primer molekul HF. Atom fluora ima elektronsku konfiguraciju 1s

. On ima sedam elektrona

u svom najvišem glavnom energetskom nivou (

= 2). Ve

smo rekli da se ti elektroni nazivaju

valentni

elektroni

. Ako valentne elektrone prikažemo ta

kicama oko simbola elementa dobijamo tzv.

Luisovu

strukturu

elementa. Luisova struktura atoma fluora izgleda ovako:

Sjedinjavanje atoma vodonika sa atomom fluora izgleda

e ovako:

Vidimo da sad u molekulu HF atom fluora ima 6 „svojih“ elektrona i deli sa atomom H još 2

zajedni

ka elektrona. Druga

ije re

eno, atom fluora u molekulu HF je okružen sa 8 valentnih elektrona.

Njegova elektronska konfiguracija je sada 1s

, što je upravo elektronska konfiguracija plemenitog

gasa neona. Ta

injenica, prema Luisu, objašnjava zbog

ega je molekul HF stabilan, za razliku od

"molekula" H

F, H

F, itd., od kojih nijedan ne postoji.

Ovakve strukture (bez krugova) nazivaju se

Luisove strukture

. Pri pisanju Luisovih struktura

prikazuju se samo valentni elektroni, pošto jedino oni u

estvuju u obrazovanju kovalentne veze. U

slu

aju elemenata glavnih grupa Periodnog sistema (kojima

emo se jedino i baviti u ovom trenutku),

broj valentnih elektrona je jednak zadnjoj cifri u broju koji ozna

ava broj grupe (tabela 8–1). Uo

imo da

svi elementi u odre

enoj glavnoj grupi Periodnog sistema imaju isti broj valentnih elektrona. To je

objašnjenje

injenice da se takvi elementi sli

no ponašaju kada reaguju grade

estice u kojima postoji

kovalentna veza.

TABELA 8–1

. Luisove strukture atoma koji obi

no grade kovalentne veze

Grupa

1 2 13 14 15 16 17 18

Broj
valentnih
elektrona

U Luisovoj strukturi molekula ili višeatomskog jona, valentni elektroni se obi

no javljaju u

parovima. Razlikujemo dve vrste elektronskih parova.

Zajedni

ki elektronski par, koji nastaje na opisani na

in i koji predstavlja

kovalentnu vezu

Kovalentna veza se može prikazivati bilo pomo

u dve ta

kice (kao u gornjim primerima), ili pomo

crtice, što je

eš

i slu

aj. Tako, molekule H

i HF prikazujemo na slede

i na

in:

Elektronski parovi koji ne predstavljaju kovalentnu vezu, tj. oni parovi koji nisu zajedni

ki nego

pripadaju samo jednom atomu, nazivaju se

slobodni elektronski parovi

. Na primer, u molekulu HF

atom fluora ima tri slobodna elektronska para.

Luisove strukture

estica OH

–

, H

O, NH

i NH

izgledaju ovako:

imo da su u ovim molekulima i jonima atomi kiseonika i azota okruženi sa osam valentnih

elektrona. U svakoj od

estica se izme

u dva povezana atoma nalazi jedan zajedni

ki elektronski par.

Takve kovalentne veze se zovu

jednostruke

veze. U jonu OH

–

postoji jedna jednostruka veza, u

molekulu vode dve, u molekulu amonijaka tri, a u amonijum–jonu

etiri jednostruke veze.

Postupak

. Pridržavati se koraka navedenih u prethodnom uputstvu. Imati na umu da vodonik mora da bude periferni

atom zato što može da gradi samo jednu vezu.

Rešenje

(a)

(1) Broj valentnih elektrona je: 6 (iz atoma O) + 7 (iz Cl) + 1 (od naelektrisanja –1) = 14.
(2) Skelet strukture je [O

─

Cl]

–

(3) Broj elektrona preostalih za dalju raspodelu: 14 (na po

etku) – 2 (upotrebljenih u skeletu) = 12.

(4) Broj elektrona potrebnih da svaki atom dostigne oktet: 6(za O) + 6 (za Cl) = 12.

Broj raspoloživih elektrona jednak je potrebnom broju elektrona. Struktura skeleta napisana u koraku (2) je
ispravna, tj., nema višestrukih veza. Luisova struktura je:

(b)

(1) Broj valentnih elektrona je: 4 (iz atoma C) + 4 (po jedan iz svakog H) + 6 (iz O) = 14.
(2) Pošto ugljenik gradi

etiri veze, a vodonik mora uvek da bude periferni atom, jedina razumna struktura skeleta

je:

(3) Struktura skeleta sadrži pet jednostrukih veza i na to se troši 5×2 = 10 elektrona. Broj elektrona koji preostaje za

dalju raspodelu je: 14 – 10 = 4.

(4) Broj elektrona potrebnih da se zadovolji pravilo okteta je 4 (za O). Opet je broj raspoloživih elektrona jednak je

potrebnom broju elektrona. Luisova struktura je:

(c)

(1) Broj valentnih elektrona je: 7 (iz Cl) + 3×6 (iz O) + 1 (od naelektrisanja –1) = 26.
(2) Skelet strukture je:

(3) Broj elektrona koji preostaje za dalju raspodelu je: 26 (na po

etku) – 3×2 (iz tri jednostruke veze) = 20.

(4) Broj elektrona potrebnih da bi svaki atom dostigao oktet je: 3

6 (za tri O) + 2 (za Cl) = 20. Broj raspoloživih

elektrona jednak je potrebnom broju elektrona. Luisova struktura je:

Provera ispravnosti rešenja

. Posle crtanja neke Luisove strukture treba uvek proveriti da li je kod svih atoma (sem

vodonika) zadovoljeno pravilo okteta. U gornja tri primera taj zahtev je zadovoljen: atomi O, Cl, C su okruženi oktetom
elektrona. Vodonik je, kao što i treba, okružen sa dva elektrona.

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

PRIMER 8–2

Nacrtati Luisove strukture slede

estica:

(a) SO

(b) N

Rešenje

Opšta hemija I (beleške s predavanja prof. Stojakovi

(a)

(1) Ima 18 valentnih elektrona. I sumpor (dva atoma) i kiseonik (jedan atom) nalaze se u 16. grupi Periodnog

sistema: 3

6 = 18.

(2) Skelet strukture, sa sumporom kao centralnim atomom, je:

─

Dve jednostruke veze sadrže

etiri elektrona.

(3) Broj elektrona koji preostaje za dalju raspodelu je: 18 – 4 = 14.
(4) Broj elektrona potrebnih da bi svaki atom dostigao oktet je 16: (

etiri za S i po šest za svaki O). Vidimo da se

javlja manjak od dva elektrona. To zna

i da jednu jednostruku vezu u skeletu treba prevesti u jednu dvostruku

vezu. Time se "utroše" još dva elektrona. Posle toga treba samo još raspodeliti preostalih 14 – 2 = 12 elektrona.
Luisova struktura je:

(b)

(1) Ima 10 valentnih elektrona; azot se nalazi u Grupi 15.
(2) Skelet strukture je:

─

(3) Za raspodelu je preostalo: 10 – 2 = 8 elektrona.
(4) Svakom atomu N potrebno je 6 elektrona radi dostizanja okteta, tako da je ukupno potrebno 12 elektrona.

Vidimo da postoji manjak od: 12 – 8 = 4 elektrona. To zna

i da jednostruku vezu izme

u atoma N u skeletu treba

prevesti u trostruku vezu. Time se "utroše" još

etiri elektrona. Posle toga treba samo još raspodeliti preostalih 8 – 4 = 4

elektrona. Luisova struktura je:

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

Rezonanca

U nekim slu

ajevima Luisova struktura ne opisuje adekvatno osobine molekula ili jona koji

predstavlja. Na primer, razmotrimo strukturu SO

koju smo izveli u Primeru 8–2a. Ova struktura implicitno

kazuje da u molekulo SO

postoje dve vrste veza izme

u sumpora i kiseonika. Za jednu bi se reklo da je

jednostruka veza, a za drugu da je dvostruka. Me

utim, eksperimenti pokazuju da u molekulu SO

postoji

samo jedna vrsta veze.

Jedan na

in da se objasni ova situacija je da se kaže da je i jedna i druga veza u SO

zapravo neka

sredina izme

u jednostruke i dvostruke veze. Da bi se ta ideja izrazila, stvarna struktura SO

se mora

prikazati pomo

u dve strukture:

pri

emu se mora imati na umu da je stvarna struktura neka sredina izme

u ove dve krajnje strukture. Ove

krajnje strukture se nazivaju

rezonantni oblici

, a stvarna struktura je

rezonantni hibrid

(rezonantna

mešavina) ova dva rezonantna oblika. Koncepcija

rezonance

se koristi kad god jedna jedina Luisova

struktura ne odslikava adekvatno svojstva neke supstance. Strelica sa dva vrha povezuje rezonantne oblike i
služi da nam ukaže da se radi o rezonci.

Drugi primer

estice gde je neophodno pribe

i ideji o rezonanci jeste nitrat–jon. U ovom slu

aju

stvarna struktura se mora iskazati pomo

u tri ekvivalentne strukture (tri rezonantna oblika)

Opšta hemija I (beleške s predavanja prof. Stojakovi

ne predstavlja nijedno realno jedinjenje iako je ona u saglasnosti sa pravilom okteta.

Ima nekoliko na

ina za procenu koja je struktura realnija od dve strukture koje se razlikuju po

rasporedu atoma. Kako smo videli u Primeru 8–1,

injenica da ugljenik skoro uvek gradi

etiri veze dovela

nas je do ispravne strukture metil–alkohola. Drugi pristup za procenu realnosti strukture zasniva se na
koriš

enju pojma

formalno naelektrisanje

, koji se može primeniti na ma koji atom Luisove strukture.

Formalno naelektrisanje je razlika izme

u broja valentnih elektrona u slobodnom atomu i broja elektrona

koji tom atomu formalno pripada prema Luisovoj strukturi. U te formalno pripadaju

e elektrone spadaju:

– svi slobodni (tj.

zajedni

ki) elektroni koji se nalaze na tom atomu

– polovina broja elektrona koje taj atom deli sa drugim atomima (tj., po jedan elektron na svaku

kovalentnu vezu koju gradi taj atom).

Ova definicija vodi slede

em izrazu za formalno naelektrisanje,

, posmatranog atoma:

– (

/2)

gde je:

= broj valentnih elektrona u slobodnom atomu (

= poslednja cifra u broju koji ozna

ava broj grupe

u Periodnom sistemu)

= broj slobodnih (tj.

zajedni

kih) elektrona koje ima atom u Luisovoj strukturi

= broj zajedni

kih elektrona koji postoje kod tog atoma u Luisovoj strukturi [tj.,

= 2

(broj veza

koje taj atom gradi)].

Da bi smo ovo ilustrovali, izra

unajmo formalna naelektrisanja ugljenika i kiseonika u prethodne dve

strukture, tj.

(1)

(2)

= 4,

= 0,

= 8

= 4 – (0 + 8/2) = 0

= 4,

= 2,

= 6

= 4 – (2 + 6/2) = –1

= 6,

= 4,

= 4

= 6 – (4 + 4/2) = 0

= 6,

= 2,

= 6

= 6 – (2 + 6/2) = +1

Obi

no je verovatnija ona Luisova struktura u kojoj važi slede

– formalna naelektrisanja su što je mogu

e bliža nuli

– ako postoji negativno formalno naelektrisanje, ono se nalazi na najelektronegativnijem atomu.

Primenjuju

i ova pravila možemo videti da struktura (1) za metil–alkohol ima prednost u odnosu na

strukturu (2). U strukturi (1), i ugljenik i kiseonik imaju formalno naektrisanje jednako nuli. U strukturi (2),
negativno naelektrisanje se nalazi na ugljeniku iako je on u stvari manje elektronegativan nego kiseonik
[

(O) = 3,5].

Koncepcija formalnog naelektrisanja ima vrlo široku primenu. Iako nije nepogrešiva u predvi

anju

Luisovih struktura, dosta se koristi za procenu verovatnosti neke strukture u situacijama kada Luisove
strukture u kojima je zadovoljeno pravilo okteta mogu, u stvari, biti neta

ne (tabela 8–2).

Izuzeci od pravila okteta: elektron–deficitarni molekuli

Iako je kod ve

ine molekula i višeatomskih jona o kojima se govori u opštoj hemiji zadovoljeno

pravilo okteta, postoje neke uobi

ajene supstance kod kojih to nije slu

aj. Me

u njima su molekuli koji

sadrže neparan broj valentnih elektrona. Azot–monoksid (NO) i azot–dioksid (NO

) spadaju u tu kategoriju:

broj valentnih elektrona = 5 + 6 = 11

broj valentnih elektrona = 5 + 6

2 = 17

U slu

aju takvih

estica sa

neparnim brojem elektrona

(koje se ponekad nazivaju

slobodni radikali

)

nemogu

e je napisati Luisovu strukturu u kojoj svi atomi zadovoljavaju pravilo okteta. Luisova struktura se

onda crta tako što se neparan broj valentnih elektrona (manji od 8) dodeljuje manje elektronegativnom
atomu.Tako, kod molekula NO, nespareni elektron se dodeljuje atomu azota,

ime oba atoma dobijaju

formalno naelektrisanje jednako nuli:

I kod molekula NO

, najbolja struktura koja se može posti

i (sa gledišta formalnog naelektrisanja atoma)

jeste ona koja sadrži nesparen elektron na atomu azota:

Elementarni kiseonik, O

, sli

no molekulima NO i NO

, je paramagneti

na supstanca. Eksperimenti

pokazuju da molekul O

sadrži dva nesparena elektrona

jednu dvostruku vezu. Nemogu

e je nacrtati

Luisovu strukturu za O

koja bi imala te dve karakteristike. Te osobine kiseonika se mogu objasniti tek

primenom jednog složenijeg modela hemijske veze, tj. teorijom molekulskih orbitala (o kojoj

e biti re

i u

poglavlju 12).

Postoji jedan broj molekula kod kojih centralni atom odstupa od pravila okteta tako što je okružen sa

dva ili tri elektronska para umesto sa

etiri. Primeri su fluoridi berilijuma i bora, BeF

i BF

. Iako je za ove

molekule mogu

e nacrtati Luisove strukture u kojima

e, uz prisustvo dvostrukih veza, biti zadovoljeno

pravilo okteta (tabela 8–2), eksperimentalni nalazi ukazuju da te strukture izgledaju ovako:

tj., u ovim molekulima centralni atom je okružen sa

etiri (BeF

), odnosno šest (BF

) valentnih elektrona,

umesto sa osam. Druga poznata supstanca u kojoj je atom bora okružen sa samo tri, umesto sa

etiri

elektronska para, jeste borna kiselina, H

, koja se u praksi koristi kao insekticid i fungicid.

Svi navedeni molekuli, kao i drugi molekuli kod kojih bar na jednom atomu (sem atoma H) nije

zadovoljeno pravilo okteta (tako što ima

manje

od 8 elektrona),

esto se nazivaju

elektron–deficitarni

molekuli.

(2) Skelet strukture je:

(3) Broj elektrona koji preostaje na raspolaganju za dalju raspodelu je: 36 – 8 = 28.
(4) Svakom atomu fluora potrebno je šest elektrona za dostizanje okteta; potreban broj elektrona je: 4

6 = 24.

Prisutan je višak elektrona: na raspolaganju je 28

–

, a za dostizanje okteta na svim atomima potrebno je 24

–

etiri

elektrona viška treba dodati atomu Xe. Luisova struktura XeF

je:

Zaklju

ujemo da se u molekulu XeF

oko atoma Xe nalazi šest elektronskih parova (

etiri zajedni

ka i dva slobodna).

----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

8.2. Gra

a molekula

Pod "gra

om molekula" podrazumevamo prostorni izgled molekula, tj. njegov geometrijski oblik.

Gra

a dvoatomskog molekula, kao što je Cl

ili HCl, može se vrlo jednostavno opisati. Pošto dve

ke neminovno leže na pravoj liniji, dvoatomski molekul mora imati linearnu gra

u (mora biti "linearan").

─

Cl H

─

U slu

aju molekula koji sadrže tri ili više atoma, gra

a nije tako o

igledna. Ovde se moraju uzeti u

obzir i

uglovi izme

u veza

. Na primer, molekul tipa YX

, gde Y predstavlja centralni atom, a X atom vezan

za njega, može biti:

–

linearan

, sa uglom izme

u veza od 180º: X

─

– savijen, sa uglom izme

u veza manjim od 180º:

Glavni aspekti gra

e molekula mogu da se predvide na osnovu jednostavnog principa: odbijanja

izme

u elektronskih parova. Taj princip predstavlja suštinu

modela odbijanja elektronskih parova u

valentnoj ljusci

(VSEPR – od engleskog "valence–shell electron–pair repulsion model"). Prema

modelu

VSEPR, parovi valentnih elektrona koji okružuju neki atom me

usobno se odbijaju. U skladu s tim,

orbitale u kojima se ti elektronski parovi nalaze usmerene su što je mogu

e dalje jedna od druge

--------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

Napomena

. Dva elektrona koji se nalaze u

istoj

orbitali me

usobno se sasvim malo odbijaju, zato što su "spareni", tj. imaju suprotno

orijentisane spinove. Me

utim, odre

eni elektronski par (posmatran kao jedna celina) jako se odbija sa drugim elektronskim

parovima (koji se, naravno, nalaze u

drugim

orbitalama tog atoma). Druk

ije re

eno, elektronski parovi u valentnoj ljusci datog

atoma ponašaju se kao nezavisna negativna naelektrisanja koja se me

usobno odbijaju.

--------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

U daljem izlaganju pokaza

emo na primeru nekih jednostavnih molekula i višeatomskih jona kako se

njihova gra

a može predvideti pomo

u modela VSEPR. U svim tim primerima, centralni atom je okružen sa

od dva do šest parova valentnih elektrona.

Gra

a molekula ako centralni atom ne sadrži slobodne elektronske parove

Posmatramo

estice u kojima je centralni atom A okružen perifernim atomima X, pri

emu se broj

atoma X kre

e od 2 do 6, tj. radi se o

esticama opšte formule AX

, AX

, . . . , AX

. Atomi A i X su povezani

jednostrukom vezom. Oko atoma A nema slobodnih elektronskih parova.

Opšta hemija I (beleške s predavanja prof. Stojakovi

Tip

estice

Usmerenje

elektronskih

parova

ekivani ugao

izme

u veza

Primer

Skica

linearno

180º

BeF

trougaono planarno

120º

tetraedarsko

109,5 º

trougaono

bipiramidalno

90º

120º
180º

oktaedarsko

90º

180º

SLIKA 8–3

. Gra

a molekula u slu

ajevima gde centralni atom gradi od dve do šest jednostrukih kovalentnih veza

Orbitale u kojima se nalaze zajedni

ki elektronski parovi

estica AX

raspore

uju se tako da budu što

dalje jedna od druge (u skladu sa modelom VSEPR).

Na slici 8–3 prikazane su gra

e molekula tipa AX

(n = 2 – 6) koje predvi

a model VSEPR. Gra

molekula sa dva i tri elektronska para (AX

i AX

), odnose se na slu

ajeve kad centralni atom ima manje od

okteta elektrona (elektron–deficitetni molekuli). Primeri ovakvih molekula su BeF

i BF

ije su Luisove

strukture slede

Opšta hemija I (beleške s predavanja prof. Stojakovi

SLIKA 8–4

. Dva na

ina prikazivanja gra

e molekula NH

. Na levoj strani prikazana je

usmerenost elektronskih parova, uklju

uju

i i slobodan par (gornji deo, nalik na

balon). Usmerenost atoma prikazana je na desnoj strani. Atom azota nalazi se ta

iznad središta jednakostranog trougla koji grade tri atoma vodonika. Za molekul
NH

se kaže da ima oblik trougaone piramide.

Na levoj strani slike 8–5 prikazana je usmerenost

etiri elektronska para; vidi se da su oni tetraedarski

usmereni. S desne strane su prikazani položaji atoma. Jasno je da oni ne leže na pravoj liniji: molekul H

ima

savijenu

gra

Eksperimenti pokazuju da su uglovi izme

u veza kod NH

i H

O nešto malo manji od tetraedarskog

ugla od 109,5º. U slu

aju NH

(tri jednostruke veze, jedan slobodan elektronski par na azotu) ugao izme

veza iznosi 107º. Kod H

O (dve jednostruke veze, dva slobodna elektronska para na kiseoniku) ugao izme

veza iznosi oko 105º.

Ovo smanjenje uglova u odnosu na tetraedarsku vrednost može dosta jednostavno da se objasni.

Slobodan elektronski par ose

a privla

enje samo jednog jezgra, onog

ijem atomu pripada. Nasuprot tome,

zajedni

ki elektronski par ose

a privla

enje dva jezgra, tj. jezgra oba atoma koje povezuje. Zbog toga se

elektronski oblak slobodnog para rasprostire (širi) po ve

oj zapremini nego elektronski oblak zajedni

kog

para. U slu

aju NH

, to širenje dovodi do izvesnog me

usobnog približavanja (sabijanja) zajedni

kih

elektronskih parova,

ime se smanjuje ugao izme

u veza. Tamo gde postoje dva slobodna para, kao kod

O, efekat sabijanja je još izraženiji. Uopšteno govore

i, model VSEPR predvi

a da slobodni elektronski

parovi zauzimaju nešto malo više prostora nego zajedni

ki parovi.

SLIKA 8–5

. Dva na

ina prikazivanja gra

e molekula H

O. Na levoj strani su

prikazana dva slobodna elektronska para. Kako se vidi sa desne
skice, molekul H

O ima savijenu gra

u. Ugao izme

u veza (105º)

nešto je manji od tetraedarskog ugla (109,5º). Slobodni elektronski
parovi prostiru se (šire se) po ve

oj zapremini nego zajedni

elektronski parovi.

U tabeli 8–3 dat je sumaran prikaz gra

estica kod kojih je centralni atom okružen sa dva, tri, ili

etiri elektronska para. U oznaci tipova

estica u tabeli (AX

), A je centralni atom, X je periferni atom, a

E je slobodan elektronski par.

TABELA 8–3

Gra

estica kod kojih je centralni atom okružen sa dva, tri, ili

etiri elektronska para

Ukupan broj
elektronskih
parova

Tip

estice

Ugao izme

veza

Gra

a molekula

Primeri

2 AX

180º Linearna

BeF

3 AX

120º

< 120º

Trougaona planarna
Savijena

, SO

GeF

, SO

4 AX

109,5º

< 109,5º
< 109,5º

Tetraedar
Trougaona piramida
Savijena

---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

PRIMER 8–5

Odrediti gra

u slede

ih molekula:

(a) BeH

(b)

Postupak

. Najpre nacrtati Luisove strukture. Zatim odrediti tip molekula (AX

, AX

, itd.). Imati na umu oznake: A je

centralni atom, X je periferni atom, E je slobodan elektronski par.

Rešenje

(a) Luisova struktura BeH

─

Centralni atom (berilijum) nema slobodne elektronske parove, a prisutna su dva periferna atoma. Molekul pripada tipu
AX

. Gra

a mu je linearna (kao BeF

), tj. ugao izme

u veza je 180º.

(b) Luisova struktura OF

Centralni atom (kiseonik) sadrži dva slobodna elektronska para, a prisutna su i dva periferna atoma. Molekul pripada
tipu AX

(kao H

O). Gra

a mu je savijena, a ugao izme

u veza nešto manji od tetraedarskog ugla od 109,5º

(eksperiment pokazuje da je taj ugao jednak 103º).

Centralni atom (fosfor) ima jedan slobodan elektronski par, a prisutna su i tri periferna atoma (tj. tri zajedni

elektronska para). Molekul pripada tipu AX

E, pa o

ekujemo da ima gra

u trougaone piramide (kao NH

) i uglove

izme

u veza nešto manje od 109,5º (eksperimentalna vrednost: 104º).

---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

Kod mnogih molekula sa proširenim oktetom elektrona, centralni atom ima oko sebe jedan ili više

slobodnih elektronskih parova. Primer je ksenon–tetrafluorid (XeF

ija Luisova struktura je objašnjena u

Primeru 8–4:

Oko atoma ksenona nalazi se šest elektronskih parova;

etiri su zajedni

ki parovi (kovalentne veze sa

fluorom), a dva su slobodni parovi. Molekul pripada tipu AX

Gra

a molekula sa proširenim oktetom elektrona tako

e može da se predvidi pomo

u modela VSEPR.

Mi se ne

emo ovde time baviti (

o tome

e više slušati oni studenti koji na višim godinama studija budu imali predmet

Neorganska hemija

Svaki atom ugljenika se ponaša kao da je okružen sa dva elektronska para. Oba ugla izme

u veza (H

─

≡

C i

≡

─

H) iznose 180º. Molekul je linearan,

etiri atoma leže na pravoj liniji. Dva dodatna elektronska para u

trostrukoj vezi ne uti

u na gra

u molekula.

Kod etena ("etilena"), C

, postoji dvostruka veza izme

u dva atoma ugljenika. Molekul ima gra

koja bi se o

ekivala kad bi svaki atom ugljenika imao samo tri elektronska para oko sebe:

Svih šest atoma je smešteno u istoj ravni, a uglovi izme

u veza približno iznose 120º. U stvari, dvostruka

veza izme

u atoma ugljenika zauzima nešto malo više prostora nego jednostruka veza izme

u ugljenika i

vodonika. Posledica toga je da su uglovi H

─

C=C nešto malo ve

i od 120º, a uglovi H

─

H nešto malo

manji:

8.3. Polarnost molekula

Kovalentne veze i molekuli u kojima se one javljaju mogu biti:

– Polarne

. Ako postoji nesimetri

na raspodela elektrona, veza ili molekul sadrže pozitivan i negativan pol,

pa zato predstavljaju

dipol

– Nepolarne

. Ako postoji simetri

na raspodela elektrona, veza ili molekul nemaju pozitivne ili negativne

polove.

Polarne i nepolarne kovalentne veze

Dva zajedni

ka elektrona u molekulu H

podjednako pripadaju i jednom i drugom atomu. Druga

ije

eno, elektron zajedni

kog para s podjednakom verovatno

om može da se na

e u blizini i jednog i drugog

jezgra; raspodela elektrona u vezi H

─

H je simetri

na. Takve veze se ozna

avaju kao nepolarne.

Nepolarne

veze

nastaju kad god su dva povezana atoma identi

na, npr., H

ili F

Kod veze u slu

aju molekula HF, raspodela vezuju

ih elektrona je nešto druga

ija nego kod H

ili F

Elektronska gustina kod HF je ve

a oko atoma fluora. Vezuju

i elektroni su, u proseku, pomereni ka fluoru,

tj. udaljeniji su od atoma H (atom Y na slici 8–6). Veze u kojima je elektronska gustina nesimetri

nazivaju se

polarne veze

SLIKA 8–6.
Polarnost veze

. Ako je atom X

elektronegativniji od atoma Y,
elektronski oblak vezuju

ih elektrona

e više koncentrisan oko atoma X.

Zato je veza X

─

Y polarna.

Opšta hemija I (beleške s predavanja prof. Stojakovi

Atomi dva razli

ita elementa uvek se razlikuju, makar sasvim malo, po svojoj elektronegativnosti

(videti tabelu 7–3, na s. 68). Zbog toga su kovalentne veze izme

u razli

itih atoma uvek polarne.

Razmotrimo, na primer, vezu H

─

F. Pošto fluor ima ve

u elektronegativnost (

= 4,0) nego vodonik (

= 2,2),

vezuju

i elektroni su pomereni ka atomu fluora. Veza H

─

F je polarna, pri

emu se na atomu fluora nalazi

delimi

no negativno naelektrisanje, a na atomu vodonika delimi

no pozitivno naelektrisanje.

Stepen polarnosti kovalentne veze zavisi od razlike u elektronegativnosti povezanih atoma. Ako je ta

razlika velika, kao kod HF (

= 1,8), veza je jako polarna. Tamo gde je razlika mala, kao u vezi H

─

C (

0,3), veza je sasvim slabo polarna.

Polarni i nepolarni molekuli

Polarni molekul je onaj koji sadrži pozitivan i negativan pol. U jednoj ta

ki molekula postoji

delimi

no pozitivno naelektrisanje (pozitivan pol), a u nekoj drugoj ta

ki postoji delimi

no negativno

naelektrisanje (negativan pol). Kako pokazuje slika 8–7, polarni molekuli se orijentišu kad se na

u u

elektri

nom polju. Pozitivan pol molekula teži da se orijentiše ka negativnom kraju spoljašnjeg elektri

nog

polja, a negativan pol ka pozitivnom kraju polja. Nasuprot tome, u

nepolarnom molekulu

nema pozitivnog i

negativnog pola. U elektri

nom polju, nepolarni molekuli (kao H

) ne pokazuju težnju da se orijentišu.

SLIKA 8–7. Orijentacija polarnih molekula u elektri

nom polju.

Kada je polje

isklju

eno, polarni molekuli su proizvoljno (haoti

no) orijentisani.

Kada je polje uklju

eno, polarni molekuli (npr., HF) orijentišu svoje

pozitivne i negativne krajeve ka negativnom, odnosno pozitivnom polu
polja. Nepolarni molekuli (kao H

) se ne orijentišu.

Veli

ina težnje molekula da se orijentišu u elektri

nom polju iskazuje se njihovim

dipolnim

momentom

[ozna

ava se gr

kim slovom

(

ita se: "mi")]. Tj. što je molekul polarniji, kažemo da ima ve

dipolni momenat. Polarni molekul kao što je HF

ima

dipolni momenat, nepolarni molekul, npr. H

ili F

, ima

= 0.

Ako je molekul dvoatomski, lako je odrediti da li je on polaran ili nepolaran. Dvoatomski molekul

ima samo jednu vezu (jednostruku ili višestruku); otuda je polarnost molekula ista kao polarnost veze.
Vodonik i fluor (H

, F

) su nepolarni zato što su oba atoma u molekulu ista i veza izme

u njih je nepolarna.

S druge strane, vodonik–fluorid, HF, sadrži polarnu vezu, pa je i molekul polaran. Vezuju

i elektroni (tj.

zajedni

ki elektronski par) provode više vremena u blizini atoma fluora, tako da na tom kraju postoji

negativan pol, dok se pozitivan pol nalazi na vodonikovom kraju molekula. To se obi

no ozna

ava na jedan

od slede

a dva na

ina:

─

–

Opšta hemija I (beleške s predavanja prof. Stojakovi

---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

PRIMER 8–7

Odrediti da li su slede

i molekuli polarni ili nepolarni:

(a) SO

(b) BF

Postupak

. Napisati Luisovu strukturu molekula i odrediti kom tipu AX

pripada. Koriste

i tabelu 8–3 ili sliku 8–3

odrediti gra

u molekula. Zatim proceniti da li se dipoli me

usobno poništavaju; ako se poništavaju, molekul je

nepolaran.

Rešenje

(a) Luisova struktura SO

data je na s. 74; molekul pripada tipu AX

E. Molekul ima savijenu gra

u, tako da se dipoli ne

poništavaju. Molekul SO

je polaran.

(b) Luisova struktura BF

data je na s. 77; molekul pripada tipu AX

. Molekul ima gra

u jednakostranog trougla u

ijem

središtu se nalazi atom bora. Tri polarne veze se me

usobno poništavaju, pa je BF

nepolaran.

data je na s. 84; CO

pripada tipu AX

. Molekul je linearan, tako da se dva dipola C

usobno poništavaju. Otuda je CO

nepolaran.

----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

Na osnovu prethodnog izlaganja i primera 8–7 možemo utvrditi slede

a opšta pravila–

– Molekuli tipa AX

(linearan), AX

(trougaono planaran) i AX

(tetraedar) su nepolarni. Primeri: CO

, BF

CCl

– Molekuli tipa AX

E (savijen), AX

(savijen) i AX

E (trougaona piramida) su polarni. Primeri: SO

, H

8.4. Teorija valentne veze

Za teorijsko objašnjenje kovalentne veze danas se koriste dve teorije: teorija valentne veze i teorija

molekulskih orbitala.

Teorija valentne veze

predstavlja proširenje Luisove ideje o zajedni

kom elektronskom paru. Ona je

jednostavnija od teorije molekulskih orbitala, ali daje zadovoljavaju

a objašnjenja u velikom broju

slu

ajeva.

2. Teorija molekulskih orbitala

je složenija i koristi se tamo gde teorija valentne veze ne uspeva da objasni

odre

ena eksperimentalna zapažanja (na primer, paramagnetizam molekula O

). Tako

e, ona je mnogo

podesnija za izvo

enje matemati

kih prora

una koji se odnose na hemijsku vezu.

U daljem izlaganju govori

emo o teoriji valentne veze, a na samom kraju predavanja iz Opšte hemije I

(poglavlje 12) upozna

emo se i sa osnovnim crtama teorije molekulskih orbitala.

Prema

teoriji valentne veze

, kovalentnu vezu sa

injava par elektrona suprotnog spina koji se nalazi u

delu prostora u kome se (u odre

enom stepenu) preklapaju dve valentne orbitale: jedna orbitala poti

e od

jednog atoma u vezi, a druga orbitala od drugog atoma. Na primer, kovalentnu vezu u molekulu vodonika
možemo shvatiti kao zajedni

ki elektronski par u delu prostora gde se preklapaju 1s–orbitala jednog i 1s–

orbitala drugog atoma vodonika (videti odeljak 8–1). Možemo smatrati da se ta dva elektrona istovremeno
nalaze u 1s orbitali i jednog i drugog atoma, tako da su oba atoma H ostvarila elektronsku konfiguraciju 1s

Otuda, možemo pisati slede

e orbitalne dijagrame za individualni atom H u molekulu H

1s
izolovani atom H

(

↑

)

atom H u molekulu H

(

↑↓

)

Drugi elektron (u 1s–orbitali atoma H u molekulu H

) poti

e sa drugog atoma H. Ako ovo uopštimo,

možemo re

i da drugi elektron zapravo poti

e sa drugog atoma u kovalentnoj vezi. Taj drugi atom može biti

atom H (u slu

aju molekula H

), atom F (u slu

aju molekula HF), atom C (u slu

aju molekula CH

), itd.

Ovakav pristup se lako može da proširi i na druge atome. Tako, kod atoma fluora (elektronska

konfiguracija 1s

) jedna p–orbitala je polupopunjena:

izolovani atom F

(

↑↓

) (

↑↓

) (

↑↓

)(

↑↓

)(

↑

)

Ako se polupopunjena 2p–orbitala atoma F preklopi sa polupopunjenom orbitalom nekog drugog atoma,
nastaje kovalentna veza izme

u atoma F i tog drugog atoma; orbitalni dijagram kovalentno vezanog atoma F

izgleda

e ovako:

atom F u molekulu HF, F

, itd.

(

↑↓

) (

↑↓

) (

↑↓

)(

↑↓

)(

↑↓

)

Šesti elektron u 2p–podnivou atoma F poti

e sa drugog atoma u vezi.

Prema ovakvom modelu, izgledalo bi da odre

eni atom može da gradi kovalentnu vezu samo ako

sadrži nesparen elektron. Doista, broj veza koje gradi neki atom trebalo bi da bude odre

en njegovim brojem

nesparenih elektrona. Pošto vodonik ima jedan nesparen elektron, vodonik bi trebalo da gradi jednu
kovalentnu vezu, što i jeste slu

aj. Isto važi i za atom F, koji gradi samo jednu vezu. Atomi plemenitih

gasova He i Ne, koji nemaju nesparene elektrone, ne bi trebalo da grade kovalentne veze; oni to i ne

ine.

Kada ovu jednostavnu ideju proširimo izvan vodonika, halogenih elemenata i plemenitih gasova,

javljaju se problemi. Na primer, razmotrimo atome Be (

= 4), B (

= 5) i C (

= 6):

atom Be

(

↑↓

) (

↑↓

)

( )( )( )

atom B

(

↑↓

) (

↑↓

) (

↑

)( )( )

atom C

(

↑↓

) (

↑↓

) (

↑

)(

↑

)( )

imo da atom berilijuma nema nesparene elektrone, atom bora ima jedan, a atom ugljenika dva. Prema

prethodnoj jednostavnoj ideji, berilijum, sli

no helijumu, ne bi trebalo da gradi kovalentne veze. Atom bora

bi trebalo da gradi jednu, a ugljenik dve kovalentne veze. Iskustvo nam kazuje da su ta predvi

anja pogrešna.

Berilijum gradi dve veze u BeF

; bor gradi tri veze u BF

. Ugljenik naj

eš

e gradi

etiri veze, a ne dve.

Da bi se objasnile ove, kao i druge nesaglasnosti, prosta teorija valentne veze mora da se dopuni.

Neophodno je uvesti pojam jedne nove vrste orbitale, zvane

hibridna orbitala

Hibridne orbitale

Nastanak molekula BeF

može da se objasni pretpostavkom da u trenutku kada se dva atoma fluora

približavaju atomu Be, atomske orbitale berilijuma podležu zna

ajnoj promeni. Naime, 2s–orbitala se meša

ili

hibridizuje

sa jednom 2p–orbitalom uz nastanak dve nove

sp–hibridne orbitale

(slika 8–9).

s–orbitala

p–orbitala

dve sp–orbitale

SLIKA 8–9. Obrazovanje sp–hibridnih orbitala.

Mešanjem jedne s–orbitale i jedne p–orbitale nastaju dve sp–

hibridne orbitale

jedna s–orbitala + jedna p–orbitala

→

dve

sp–hibridne orbitale

Orbitalni dijagram hibridizovanog atoma Be izgleda ovako:

sp–hibridne

orbitale

izolovani hibridizovani atom Be

(

↑↓

) (

↑

)(

↑

)

( )( )

Postupak

. Nacrtati Luisovu strukturu molekula i odrediti broj elektronskih parova (jednostrukih veza ili slobodnih

parova) oko centralnog atoma. Mogu

i tipovi hibridizacije su: sp (dva para), sp

(tri para), sp

(

etiri para), sp

d (pet

parova) i sp

(šest parova).

Rešenje

(a) Hibridizacija je sli

na onoj kod CH

: sp

(b) Hibridizacija je sli

na onoj kod NH

: sp

u Luisovu strukturu:

Ima pet elektronskih parova oko sumpora:

etiri veze i jedan slobodan par. Hibridizacija je sp

---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

Višestruke veze

Ranije smo pokazali da u višestrukoj vezi postoje dodatni elektronski parovi u odnosu na jednostruku

vezu. Pri tome, kod dvostruke veze postoji jedan dodatni par, a kod trostruke veze dva para. U odeljku 8.2
videli smo (s. 85) da što se ti

e gra

e molekula, višestruka veza se ponaša kao da je jednostruka veza.

Drugim re

ima, dodatni elektronski parovi nemaju uticaja na geometrijsku gra

u molekula. Ovakvo

ponašanje je povezano sa hibridizacijom.

Dodatni elektronski parovi u višestrukoj vezi (jedan par u

dvostrukoj, a dva para u trostrukoj) nisu smešteni u hibridnim orbitalama

Da bismo ilustrovali ovo pravilo, razmotrimo molekule etena (C

) i etina (C

). Ranije smo

pokazali da su uglovi izme

u veza jednaki 120º kod etena i 180º kod etina. To implicitno zna

i da u etenu

("etilenu") postoji sp

–hibridizacija atoma C, a kod etina ("acetilena") sp–hibridizacija. U Luisovim

strukturama ova dva molekula

eten etin

samo jedan elektronski par u višestrukoj vezi zaposeda hibridnu orbitalu (taj par je u navedenim strukturama
prikazan ble

om crticom).

Dakle, dodatni elektronski parovi u višestrukoj vezi nisu smešteni u hibridnim orbitalama. Nasuprot

tome, u hibridnim orbitalama se nalaze:
1. zajedni

ki elektronski par

samo jedne

komponente višestruke veze

2. zajedni

ki elektronski parovi iz jednostrukih veza (ako takvih veza ima u posmatranom molekulu)

3. slobodni elektronski parovi oko centralnog atoma (ako ih ima).

Primer 8–9 ilustruje navedene aspekte hibridizacije.
-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

PRIMER 8–9.

Odrediti tip hibridizacije atoma azota u slede

esticama:

(a) NH

(b) NO

–

Postupak

. Najpre nacrtati Luisovu strukturu. U cilju utvr

ivanja tipa hibridizacije atoma azota, u hibridne orbitale

smestiti:

– slobodne elektronske parove oko centralnog atoma

– elektronske parove iz jednostrukih veza

–

samo jedan

elektronski par iz višestruke veze.

Rešenje

Opšta hemija I (beleške s predavanja prof. Stojakovi

(a)

1 slobodan elektronski par, 3 jednostruke veze; sp

–hibridizacija

(b)

1 slobodan elektronski par, 1 jednostruka veza, 1 od elektronskih parova iz dvostruke veze;
sp

–hibridizacija

(c)

1 slobodan elektronski par, 1 od elektronskih parova iz trostruke veze; sp–hibridizacija

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

Sigma– i Pi–veze

Kako smo upravo videli, dodatni elektronski parovi iz višestruke veze ne nalaze se u hibridnim

orbitalama i nemaju uticaj na geometrijsku gra

u molekula. Postavlja se pitanje gde se, zapravo, nalaze ti

elektroni. Da bi na ovo mogli da odgovorimo, neophodno je da najpre razmotrimo usmerenost orbitala
kojima se ostvaruje hemijska veza (tj. orbitala koje sadrže zajedni

ke elektronske parove). Sa te ta

gledišta, razlikujemo dva tipa orbitala. Prvi tip (koji je i naj

eš

i) jesu

sigma

–orbitale. Sigma orbitale su

orbitale koje su usmerene duž pravca na kome se nalaze dva atoma. To mogu biti bilo koje orbitale: s, p, d;
bitna je samo njihova relativna usmerenost pri obrazovanju veze izme

u dva atoma. Preklapanjem

–orbitale

jednog atoma i

–orbitale drugog atoma postiže se to da se zajedni

ki elektronski par nalazi koncentrisan baš

u oblasti duž ose koja spaja dva atoma:

Veza koja nastaje preklapanjem

–orbitala naziva se

–veza

Važno je ista

i da su hibridne orbitale uvek

–

orbitale. Samim tim, sve jednostruke veze su

–veze

Dodatni elektronski parovi iz višestrukih veza ne nalaze se u hibridnim (tj.,

–orbitalama), nego u

orbitalama sasvim drugog tipa i usmerenosti. Te orbitale se zovu pi–orbitale. Pi–orbitale nisu usmerene duž
ose koja spaja dva atoma, nego normalno na taj pravac. Na primer, ako atomi A i B leže duž x–ose
pravouglog koordinatnog sistema, tada

e njihove orbitale p

(tako

e i p

) biti

–orbitale. Bo

nim

preklapanjem

–orbitala [p

–orbitale atoma A i p

–orbitale atoma B (ili p

–orbitale atoma A i p

–orbitale

atoma B)] postiže se to da se zajedni

ki elektronski par nalazi koncentrisan u dva segmenta koji leže iznad i

ispod ose koja spaja dva atoma:

Veza koja nastaje preklapanjem

–orbitala naziva se

–veza

. Uo

imo da je kod

–veze elektronska gustina

direktno duž ose A

─

B jednaka nuli. U molekulu etena (C

) postoju jedna

–veza, a kod etina (C

) dve

–veze. Prostorni raspored zajedni

kih elektronskih parova koji se nalaze u

– i

–vezama kod etena i

etina prikazan je na slici 8–10.

Da bi se odredio broj

– i

–veza u nekom molekulu ili jonu, treba imati na umu slede

– sve jednostruke veze su sigma–veze
– jedan od elektronskih parova u višestrukoj vezi predstavlja sigma–vezu; ostali pripadaju pi–vezama.

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

PRIMER 8–10

Odrediti broj pi– i sigma–veza u slede

im molekulima ili jonima:

(a) NH

(b) NO

–

(c)

Postupak

. Pogledati Luisove strukture u Primeru 8–9 i onda primeniti upravo navedena pravila.

Rešenje.

(a) 3 sigma–veze

Opšta hemija I (beleške s predavanja prof. Stojakovi

9 –

nosti i

vrste supstance

Kad smo govorili o gasovitom stanju ukazali smo da se pri obi

nim temperaturama i pritiscima svi

gasovi ponašaju prema zakonu o idealnim gasovima. Nažalost, ne postoji jednostavna "jedna

ina stanja" koja

bi mogla da adekvatno opiše osobine te

nosti ili

vrstih supstanci. Postoje dva razloga za ovu razliku u

ponašanju.

Molekuli se nalaze mnogo bliže jedni drugima u te

nostima i

vrstim supstancama

. U gasovitom

stanju,

estice su tipi

no me

usobno odvojene desetak ili više molekulskih pre

nika; u te

nostima ili

vrstim

supstancama,

estice se dodiruju. To nam objašnjava zbog

ega te

nosti i

vrste supstance imaju mnogo ve

gustine nego gasovi. Na 100ºC i standardnom pritisku, H

) ima gustinu od 0,95 g cm

–3

; pri istim

uslovima, H

) ima gustinu od samo 0,00059 g cm

–3

. Iz istog razloga, te

nosti i

vrste supstance je mnogo

teže sabiti pod pritiskom. Kada se pritisak na te

nu vodu povisi sa 1 na 2 atm (1 atm = 101325 Pa),

zapremina se smanji za 0,0045%; pri istoj promeni pritiska, zapremina idealnog gasa se smanji za 50%.

umolekulske sile, koje su kod gasova prakti

no zanemarljive, igraju mnogo važniju ulogu u

nostima i

vrstim supstancama

. Jedan od efekata koji poti

e od dejstva tih sila jeste

površinski napon

svojstven te

nostima. Molekuli na površini te

nosti trpe privla

enje ka unutrašnjosti te

nosti od strane

neuravnoteženih me

umolekulskih sila; posledica je da te

nost teži da obrazuje sferne kapljice, pošto kod

sferne kapljice koli

nik

površina/zapremina

ima najmanju mogu

u vrednost. Voda, u kojoj postoje relativno

jake me

umolekulske sile, ima veliki površinski napon. Ve

ina organskih te

nosti ima manji površinski

napon i to nam objašnjava zbog

ega organske te

nosti mnogo lakše "kvase", tj. rasprostiru se po

vrstim

površinama, nego voda. Sposobnost vode da kvasi može se pove

ati dodatkom sapuna ili deterdženta, koji

drasti

no smanjuju površinski napon.

9.1. Ravnoteža izme

u te

nosti i pare

Proces isparavanja je proces pri kome se te

nost prevodi u gas, koji se obi

no naziva

para

. U

otvorenom sudu,

isparavanje

se nastavlja sve dok celokupna te

nost ne ode. Ako je sud zatvoren, situacija je

vrlo razli

ita. U po

etku, kretanje molekula se odvija prvenstveno u jednom smeru, iz te

nosti u paru.

utim, pošto je sud zatvoren, molekuli pare ne mogu oti

i iz suda. Neki od njih se sudaraju sa površinom

nosti i ponovo ulaze u te

nost. Kako vreme proti

e i koncentracija molekula u pari se pove

ava, tako se

pove

ava i brzina kondenzacije. Kada se brzina kondenzacije izjedna

i sa brzinom isparavanja, te

nost i para

dospevaju u stanje dinami

ke ravnoteže:

nost

para

Dvostruka strelica služi da ukaže da se direktni i suprotni proces odigravaju istom brzinom, što je
karakteristika dinami

ke ravnoteže. Može se aproksimativno smatrati da se para, kao svaki gas, ponaša

prema zakonu idealnih gasova.

Napon pare

Kad se jednom uspostavi ravnoteža izme

u te

nosti i pare, broj molekula u jedinici zapremine pare se

ne menja sa vremenom.

To zna

i da pritisak koji ima para iznad te

nosti ostaje konstantan

. Taj pritisak

pare koja se nalazi u ravnoteži sa te

noš

u naziva se

napon pare

. Ta veli

ina je karakteristi

no svojstvo date

nosti na odre

enoj tempereturi. Ona varira od te

nosti do te

nosti, zavisno od ja

ine me

umolekulskih

sila. Na 25ºC, napon pare vode je 24 mm Hg (1 mm Hg = 133,32 Pa); napon pare etra, u kome su
me

umolekulske sile slabije, iznosi 537 mm Hg.

Važno je shvatiti da

dokle god su prisutni i te

nost i para, pritisak koji vrši para je nezavisan od

zapremine suda

. Ako se u zatvoreni sud unese mala koli

ina te

nosti, deo te

nosti

e ispariti i uspostavi

e se

njen ravnotežni napon pare. Što je ve

a zapremina suda, ve

e biti koli

ina te

nosti koja

e ispariti da bi se

uspostavila ravnoteža. Koli

nik

ostaje konstantan, tako da se ni

nRT

ne menja. Samo ako sva

nost ispari, pritisak pare

e pasti ispod ravnotežne vrednosti.

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

PRIMER 9–1

Razmotrimo uzorak od 1,00 g vode, koja ima ravnotežni napon pare od 24 mm Hg (3200 Pa) na 25ºC.

(a) Ako se ovaj uzorak unese u sud od 10,0 dm

, koliko te

ne vode

e preostati kada se uspostavi ravnoteža?

(b) Kolika bi najmanje morala biti zapremina suda u kome bi uzorak od 1,00 g potpuno ispario?
(c) Koliki

e biti pritisak pare ako se uzorak od 1,00 g unese u sud od 60,0 dm

Postupak

. U svakom od slu

ajeva primeniti zakon idealnih gasova na paru, a

na te

nost. Pod (a), izra

unati masu

) neophodnu za uspostavljanje napona pare od 24 mm Hg u sudu od 10,0 dm

na 25ºC; masa H

) koja

preostane može se onda dobiti oduzimanjem. Pod (b), izra

unati zapreminu koju zauzima 1,00 g H

) na 25ºC i 24

mm Hg. Pod (c), izra

unati pritisak koji vrši 1,00 g H

) na 25ºC u sudu od 60,0 dm

Rešenje

(a)

)] =

298

)(

mol

(8,31

)

Pa)(10,0

(3200

-3

= 0,013 mol

)] = 0,013 mol

mol

= 0,23 g

)] = 1,00 g – 0,23 g = 0,77 g

(b)

nRT

3200

)(298

mol

mol)(8,31P

(1,00/18,0

-1

= 0,043 m

= 43 dm

(c)

nRT

-1

60,0

)(298

mol

mol)(8,31

(1,00/18,0

= 2290 Pa

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

Napon pare te

nosti raste sa povišenjem temperature. Tako, napon pare vode, koji na 25ºC iznosi 24

mm Hg, na 50ºC ima vrednost od 92 mm Hg, a na 100ºC je jednak 760 mm Hg (

101325 Pa

). Zavisnost napona

pare te

nosti od temperature

nije linearna

, nego eksponencijalna ("kriva isparavanja", slika 9–1a). To jest,

nagib krive se stalno pove

ava sa temperaturom, što je odraz

injenice da na višim temperaturama sve više

molekula prelazi u gasovito stanje. Na 100ºC, koncentracija molekula H

O koji se nalaze u ravnoteži sa

noš

u je 25 puta ve

a nego na 25ºC. Napomenimo da

linearnu

zavisnost dobijamo ako prikažemo

zavisnost logaritma napona pare od recipro

ne vrednosti temperature (slika 9–1b).

(a) (b)

SLIKA 9–1. Zavisnost napona pare od temperature.

(a) Zavisnost napona pare (

) od temperature

(ºC)

u slu

aju vode (ili ma koje druge te

nosti) je kriva

iji se nagib stalno pove

ava ("kriva isparavanja"). (b)

Dijagram logaritma napona pare u zavisnosti od recipro

ne vrednosti apsolutne temperature je prava linija.

(Da bi na apscisi figurisali ve

i brojevi, na njoj su date vrednosti 1000

, a ne 1/

TABELA 9–1

Kriti

ne temperature (ºC)

Permanentni gasovi

Kondenzabilni gasovi

nosti

Helijum

–268

Ugljen–dioksid

Etil–etar

194

Vodonik

–240

Etan

Etil–alkohol

243

Azot

–147

Propan

Benzen

289

Argon –122

Amonijak

132

Brom

311

Kiseonik –119

Hlor

144

Voda

374

Metan

–82

Sumpor–dioksid

158

U tabeli 9–1 navedene su kriti

ne temperature nekih poznatih supstanci. Sve supstance na levoj strani

tabele imaju kriti

nu temperaturu ispod 25ºC. One se obi

no nazivaju "permanentni gasovi". Ni pod kakvim

pritiskom, primenjenim na sobnoj temperaturi, permanentni gasovi se ne mogu kondenzovati u te

nost. Da bi

se preveli u te

nost pod pritiskom, ti gasovi moraju istovremeno i da se ohlade.

Supstanca koja se nalazi na temperaturi i pritisku koji su viši od njene kriti

ne temperature i pritiska

naziva se

nadkriti

ni fluid

. Takvi fluidi ispoljavaju neobi

ne rastvara

ke osobine i to je našlo znatnu

prakti

nu primenu ("nadkriti

na ekstrakcija"). Naj

eš

e se koristi nadkriti

ni ugljen–dioksid, pošto je jeftin,

neotrovan i relativno lako se prevodi u te

no stanje (kriti

na temperatura = 31ºC, kriti

ni pritisak = 73 atm).

Nadkriti

ni CO

se široko koristi za ekstrakciju (uklanjanje) kofeina iz kafe, kao i za ekstrakciju nikotina iz

duvana.

9.2. Dijagrami stanja

Pored izraza "

vrsto, te

no i gasovito stanje", koriste se i izrazi "

vrsta, te

na i gasovita faza". Pod

fazom se podrazumeva homogeni deo supstance koji je od druge faze (istog ili razli

itog hemijskog sastava)

razdvojen grani

nom površinom.

Dijagram stanja

, ili

fazni dijagram

je grafik koji pokazuje pritiske i

temperature pri kojima se razli

ite faze odre

ene supstance nalaze u ravnoteži jedna sa drugom. Dijagram

stanja vode prikazan je na slici 9–3. Ta slika, koja obuhvata široki opseg temperatura i pritisaka, nije
nacrtana u razmeri.

Da bi razumeli šta dijagram stanja sadrži u sebi, razmotrimo najpre tri krive, tj. linije AB, AC i AD na

slici 9–3. Svaka od ovih linija pokazuje pritiske i temperature pri kojima se dve susedne faze nalaze u
ravnoteži.

. Kriva na kojoj leže ta

ke A i B je kriva zavisnosti napona pare te

ne vode od temperature. Na ma

kojoj temperaturi i pritisku duž ove linije, te

na voda se nalazi u ravnoteži sa vodenom parom. U ta

ki A, te

dve faze se nalaze u ravnoteži na 0,01ºC i 4,56 mm Hg. U ta

ki B, koja odgovara temperaturi od 100ºC,

pritisak pare koja se nalazi u ravnoteži sa te

noš

u iznosi 1 atm; to je standardna temperatura klju

anja vode.

Produžetak linije AB iza ta

ke B daje ravnotežne napone pare te

nosti iznad standardne temperature

klju

anja. Linija se završava na 374ºC, tj., na kriti

noj temperaturi vode, gde pritisak iznosi 218 atm.

. Kriva na kojoj leže ta

ke A i C je kriva zavisnosti napona pare leda od temperature. U ma kojoj

ki duž ove linije, npr. ta

ki A ili ta

ki C (koja bi mogla da bude, na primer, –3ºC i 3 mm Hg), led i vodena

para se me

usobno nalaze u ravnoteži.

. Linija AD ozna

ava temperature i primenjene pritiske pri kojima se te

na voda nalazi u ravnoteži sa

ledom.

ka A na dijagramu stanja je jedina ta

ka u kojoj se sve tri faze, tj. te

na,

vrsta i gasovita (parna),

nalaze me

usobno u ravnoteži. Ona se zove

trojna ta

ka.

U slu

aju vode, temperatura trojne ta

ke je

0,01ºC. Na ovoj temperaturi, te

na voda i led imaju isti napon pare, 4,56 mm Hg.

U tri podru

ja na dijagramu stanja koja su obeležena sa "

vrsta faza", "te

nost" i "para", prisutna je

samo jedna faza. Da bismo ovo razumeli, razmotrimo šta se dešava ravnotežnoj smeši dve faze kada se
promeni pritisak ili temperatura. Pretpostavimo da polazimo od ta

ke na krivoj AB koja je ozna

ena

otvorenim kruži

em. Tu se te

na voda i para nalaze me

usobno u ravnoteži, recimo na 70ºC i 234 mm Hg.

Ako se pritisak na ovu smešu pove

a, dešava se kondenzacija. Dijagram stanja to potvr

uje; pove

anje

pritiska pri 70ºC (

vertikalna strelica

) dovodi nas u podru

je te

nosti. U drugom eksperimentu, mogla bi se

pove

avati temperatura pri konstantnom pritisku. To bi trebalo da dovede do isparavanja vode. Dijagram

stanja pokazuje da se to upravo i dešava. Pove

anje temperature (

horizontalna strelica

) pomera nas u

podru

je pare.

Opšta hemija I (beleške s predavanja prof. Stojakovi

SLIKA 9–3.
Dijagram stanja vode (nije u razmeri)

Krive predstavljaju temperature i pritiske pri
kojima se faze nalaze u ravnoteži. Trojna
ta

ka je na 0,01ºC i 4,56 mm Hg; kriti

ka je na 374ºC i 1,66

mm Hg (218

atm).

----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

PRIMER 9–2

Razmotrimo uzorak vode u ta

ki A na slici 9–3.

(a) Koje faze su tu prisutne?
(b) Ako se temperatura uzorka snizi pri konstantnom pritisku, šta

e se desiti?

i temperaturu, mogao prevesti taj uzorak vode u paru?

Rešenje

(a) A je trojna ta

ka; prisutni su led, te

na voda i vodena para.

(b) Da bi se snizila temperatura, treba i

i ulevo na dijagramu. Time se ulazi u podru

vrste faze, što nam kazuje da se

uzorak potpuno smrzava.
(c) Treba sniziti pritisak na vrednost manju od pritiska u trojnoj ta

ki, na primer na 4 mm Hg.

----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

Sublimacija

Proces pri kome

vrsta supstanca direktno prelazi u paru, tj. bez prolaska kroz te

no stanje, zove se

sublimacija

vrsta supstanca može da sublimiše samo ako je pritisak njene pare niži od pritiska u trojnoj

ki. Pri zagrevanju na višim pritiscima,

vrsta supstanca se topi daju

i te

nost (slika 9–3). U tom smislu,

kriva na kojoj leže ta

ke A i C na slici 9–3 ponekad se naziva

kriva sublimacije

Primer sublimacije je pojava da ponekad zimi sneg "kopni", tj. "iš

ezava" ne tope

i se pri tome.

Objašnjenje te pojave je slede

e. Zimi, kada je izuzetno hladno, dešava se da vlažnost vazduha (napon

vodene pare u vazduhu) bude veoma niska, i to ne samo niža od napona pare vode u trojnoj ta

ki, nego i od

ravnotežnog napona prema krivoj sublimacije za datu temperaturu. Sneg tada sublimiše ("kopni") ne bi li se
u vazduhu uspostavio napon vodene pare koji odgovara ravnotežnom naponu.

Jod lakše sublimiše od leda, pošto je njegov pritisak u trojnoj ta

ki mnogo viši (90 mm Hg).

vrsti

ugljen–dioksid ("suvi led") ima pritisak u trojnoj ta

ki ve

i od atmosferskog pritiska. Zbog toga te

ni CO

može postojati pri atmosferskom pritisku ni na kojoj temperaturi.

vrsti CO

uvek direktno prelazi u paru

kada se ostavi da se zagreje u otvorenom sudu.

100

Opšta hemija I (beleške s predavanja prof. Stojakovi

Molekuli su, pri obi

nim uslovima, karakteristi

ne strukturne jedinice gasova, ve

ine te

nosti i

mnogih

vrstih supstanci.

Molekulske supstance

se odlikuju slede

im zajedni

kim osobinama:

Ne provode elektri

nu struju ako su

iste

. Naime, pošto su molekuli nenaelektrisane

estice, oni

ne mogu da prenose naelektrisanje, pa su zato molekulska jedinjenja izolatori. U ve

ini slu

ajeva [npr.,

jod (I

) i etil-alkohol (C

OH)], vodeni rastvori molekulskih supstanci tako

e ne provode elektri

struju. U vodenom rastvoru, molekulske supstance provode elektri

nu struju samo ako u rastvoru daju

jone (jonizuju). To je slu

aj sa jednim brojem polarnih molekula, kao što je HCl, koji reaguju s vodom

grade

i jone:

HCl(g)

(aq) + Cl

–

(aq)

Nerastvorne su u vodi, ali se rastvaraju u nepolarnim rastvara

ima kao što su CCl

ili benzen

Jod je tipi

an primer ve

ine molekulskih supstanci; u vodi je sasvim malo rastvoran (0,0013 mol dm

–3

na 25ºC), a mnogo je rastvorniji u benzenu (0,48 mol dm

–3

). Nekoliko molekulskih supstanci,

uklju

uju

i etil–alkohol, vrlo je rastvorno u vodi. Kako

emo videti malo kasnije, u takvim supstancama

postoje me

umolekulske sile koje su po ja

ini sli

ne me

umolekulskim silama u vodi.

Imaju niske temperature topljenja i klju

anja

. Mnoge molekulske supstance su gasovi na 25ºC i

standardnom pritisku (npr., N

, O

, CO

), što zna

i da imaju temperature klju

anja ispod 25ºC. Puno je i

molekulskih supstanci (npr., H

O i CCl

) koje su pri tim uslovima te

nosti, tj.,

ije su temperature

mržnjenja (topljenja) ispod sobne temperature. Od molekulskih supstanci koje se na sobnoj temperaturi
nalaze u

vrstom stanju, ve

ina ima niske temperature topljenja. Na primer, jod se topi na 114ºC;

temperatura topljenja naftalina (

koji se koristi protiv moljaca

) iznosi 80ºC. Može se uopšteno re

i da je

vrednost od oko 300ºC gornja granica temperatura topljenja i klju

anja ve

ine molekulskih supstanci.

Razlog za niske temperature topljenja i klju

anja leži u tome što su kod molekulskih supstanci

privla

ne sile izme

u molekula (

umolekulske sile

) slabe. Naime, da bi se molekulska supstanca

istopila ili prevela u gasovito stanje neophodno je da se molekuli razdvoje jedan od drugog. U cilju
ovog razdvajanja moraju se nadvladati privla

ne sile koje deluju izme

u molekula. No, pošto su te sile

slabe nije potrebna velika energija za njihovo nadvladavanje (tj. za raskidanje veze izme

u susednih

molekula), pa se to odražava u niskim temperaturama topljenja i klju

anja. Važno je uo

iti da se pri

topljenju ili isparavanju molekulskog jedinjenja raskidaju samo veze izme

u molekula, ali

nikako ne

kovalentne veze izme

u atoma u molekulu

(kovalentne veze su mnogo ja

e od me

umolekulskih sila).

Temperature klju

anja razli

itih molekulskih supstanci direktno su povezane sa ja

inom

zastupljenih me

umolekulskih sila.

Što su me

umolekulske sile ja

e, viša je temperatura klju

anja

supstance

. U nastavku ovog odeljka razmatramo prirodu tri razli

ita tipa me

umolekulskih sila:

disperzionih sila, dipolnih sila i vodoni

nih veza

Disperzione („Londonove“) sile

Naj

eš

i tip me

umolekulskih sila, koji se javlja u svim molekulskim supstancama, ozna

ava se

kao

disperzione sile

. One su elektrostati

kog karaktera i svode se na me

usobno privla

enje izme

privremenih ili

indukovanih dipola

na susednim molekulima. Da bismo razumeli poreklo ovih sila,

razmotrimo sliku 9–5.

U proseku uzevši, elektroni u nepolarnom molekulu kao što je npr. H

, nalaze se podjednako

udaljeni od oba atomska jezgra. Me

utim, kako se elektroni u molekulu nalaze u stalnom kretanju oko

jezgara, to se može desiti da se u nekom posmatranom trenutku elektronski oblak privremeno na

koncentrisan na jednom kraju molekula (položaj 1A na slici 9–4). Ta trenutna koncentracija
elektronskog oblaka na jednoj strani molekula realno zna

i da molekul (H

) u takvom trenutku

predstavlja jedan

privremeni dipol

. Jedna strana molekula, prikazana tamnijim osen

enjem na slici 9–5,

sti

e delimi

no negativno naelektrisanje; druga strana ima delimi

no pozitivno naelektrisanje jednake

veli

ine.

Taj privremeni dipol u stanju je da sad izazove (da „indukuje“) elektrostati

kim putem stvaranje

sli

nog dipola („indukovanog dipola“) na susednom molekulu. Kada se elektronski oblak u prvom

molekulu nalazi na položaju 1A, elektroni u drugom molekulu bivaju privu

eni u položaj 2A. Ovi

privremeni dipoli, oba iste orijentacije, dovode do pojave privla

ne sile izme

u tih molekula.

101

SLIKA 9–5. Disperzione sile

. Privremeni dipoli na susednim molekulima orijentišu

se tako da se stvara jedna elektrostati

ka privla

na sila poznata kao

disperzione sile. Tamnije osen

ena podru

ja na dipolima ozna

avaju

oblasti u kojima se trenutno nalazi koncentrisan elektronski oblak,

ime

nastaju delimi

na naelektrisanja, ozna

ena sa (+) i (–).

Ovakav proces se dalje nastavlja, tako da su u molekulskoj supstanci svi molekuli me

usobno povezani

putem indukovanih dipola. Privla

ne sile koje ovako deluju izme

u indukovanih dipola nazivaju se

disperzione sile („Londonove sile“).

Disperzione sile se javljaju u svim molekulskim supstancama. Ja

ina ovih sila zavisi od dva

faktora:

– od broja elektrona u atomima koji sa

injavaju molekul

– od lako

e kojom se elektroni mogu "pomerati" uz nastanak privremenih dipola.

Oba ova faktora se pove

avaju sa pove

anjem dimenzija molekula. Veliki molekuli su sastavljeni od

više i/ili ve

ih atoma. Spoljašnji elektroni u ve

im atomima se nalaze relativno daleko od jezgra i lakše

se mogu pomerati nego elektroni u malim atomima. U opštem slu

aju, veli

ina molekula i molarna

masa supstance nalaze se u "proporcionalnom" odnosu (tj., što je molekul ve

i, ve

a mu je i molarna

masa). Zbog toga, unutar date klase supstanci (tabela 9–2), možemo re

i da

sa pove

anjem molarne

mase disperzione sile postaju sve ja

e, pa se i temperatura klju

anja nepolarnih molekulskih

supstanci pove

ava

TABELA 9–2.

Uticaj molarne mase na temperature klju

anja molekulskih supstanci

Plemeniti gasovi

Halogeni elementi

Ugljovodonici

(g mol

–1

)

t. klj.

(ºC)

(g mol

–1

)

t. klj.

(ºC)

(g mol

–1

)

t. klj.

(ºC)

He 4 –269 F

38 –188

16 –161

Ne 20 –246 Cl

71 –34

30 –88

Ar 40 –186 Br

160 59

44 –42

Kr 84 –152 I

254 184

–C

58 0

Strogo uzevši, plemeniti gasovi su "atomske", a ne molekulske supstance. Me

utim, kao i molekuli, atomi plemenitih

gasova se me

usobno privla

e disperzionim silama.

Dipolne sile

Polarni molekuli, sli

no nepolarnim, me

usobno se privla

e disperzionim silama. Me

utim,

izme

u polarnih molekula deluje još jedan tip privla

nih sila (me

umolekulskih sila), a to su

dipolne

sile

. Slika 9–6 objašnjava prirodu tih sila. Ona prikazuje kako se polarni molekuli, kao jod–hlorid, ICl,

uzajamno orijentišu u kristalu. Susedni molekuli se tako postavljaju da negativan pol jednog molekula
(mali atom Cl) bude što je mogu

e bliže pozitivnom polu (veliki atom I) drugog molekula. Pod takvim

uslovima, izme

u susednih polarnih molekula deluje jedna privla

na elektrostati

ka sila, koja se naziva

dipolna sila. Kod vrlo polarnih molekulskih supstanci dipolne sile su ja

e od disperzionih sila.

103

Vodoni

ne veze

Polarnost molekula obi

no ima relativno mali uticaj na temperaturu klju

anja supstance. U nizu

HCl

→

HBr

→

HI, temperatura klju

anja se kontinualno pove

ava sa pove

anjem molarne mase, iako

se polarnost smanjuje idu

i od HCl ka HI. Me

utim, kada je vodonik kovalentno vezan za neki mali,

vrlo elektronegativni atom (N, O, F), polarnost ima mnogo ve

i uticaj na temperaturu klju

anja.

Vodonik–fluorid, HF, uprkos njegove male molarne mase (20 g mol

–1

), ima najvišu temperaturu

klju

anja od svih vodonik–halogenida. Voda (

= 18 g mol

–1

) i amonijak (

= 17 g mol

–1

) tako

imaju nenormalno visoke temperature klju

anja (tabela 9–4). U tim slu

ajevima, efekat velike

polarnosti veze H

─

X (X = N, O, F) preokre

e normalni trend koji se o

ekuje samo na osnovu molarnih

masa.

TABELA 9–4.

Uticaj vodoni

ne veze na temperature klju

anja

t. klj. (ºC)

–33

100

–88 H

S –60 HCl –85

AsH

–63 H

Se –42 HBr –67

SbH

–18 H

Te –2 HI –35

Napomena: u supstancama

ije su formule napisane kurzivnim slovima javlja se vodoni

na veza.

Neobi

no visoke temperature klju

anja HF, H

O i NH

posledica su jednog tipa neobi

no jakih

dipolnih sila koji se zove

vodoni

na veza

. Vodoni

na veza je privla

na interakcija izme

u atoma H u

jednom molekulu i atoma F, O, ili N u susednom molekulu. Ona se ostvaruje elektrostati

kim

privla

enjem izme

u tog atoma H i slobodnog elektronskog para na atomu F, O, ili N (na susednom

molekulu):

Vodoni

na veza (

esto se ozna

ava i kao „H-veza“) ja

a je od obi

nih dipolnih sila. Za to

postoje dva razloga.

Pošto su atomi F, O i N vrlo elektronegativni, to je zajedni

ki elektronski par kovalentne veze

─

X u molekulu HX veoma pomeren ka atomu X. Otuda se atom vodonika ponaša skoro kao da je

proton, jer u njegovoj blizini prakti

no više nema elektrona. Zato je elektrostati

ka sila privla

enja

izme

u njega i slobodnog elektronskog para na atomu X susednog molekula neobi

no jaka.

Atomi F, O i N imaju male dimenzije, pa se njihovi slobodni elektronski parovi nalaze

"koncentrisani" u orbitalama male zapremine. Zbog toga ti parovi mogu vrlo efikasno da interaktuju sa
atomom vodonika na susednom molekulu.

injenica je da vodoni

nu vezu grade samo molekuli koji

sadrže neki od ta tri nemetala.

Vodoni

ne veze mogu postojati i u slu

aju mnogih drugih molekula pored HF, H

O i NH

Osnovni uslov za njihovo postojanje je da se u molekulu nalazi atom vodonika koji je vezan za atom
fluora, kiseonika ili azota, pri

emu ovi atomi sadrže bar jedan slobodan elektronski par. Razmotrimo,

na primer, dva jedinjenja sa slede

im sažetim strukturnim formulama:

propil–amin trimetil–amin

Molekuli propil–amina, koji sadrže dva atoma vodonika vezana za azot, mogu da se povezuju
me

usobno vodoni

nim vezama; propil–amin je te

nost

ija standardna temperatura klju

anja iznosi

49ºC. Nasuprot tome, trimetil–amin, koji kao i propil–amin ima hemijsku formulu C

N, ne može da

obrazuje vodoni

ne veze; on klju

a na 3ºC.

104

Opšta hemija I (beleške s predavanja prof. Stojakovi

---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

PRIMER 9–4

U kojim od slede

e tri supstance može da se o

ekuje postojanje vodoni

nih veza:

(a) sir

etna kiselina

(b) dietil–etar

Postupak

. Da bi mogla postojati vodoni

na veza, vodonik u molekulu mora biti kovalentno vezan za F, O, ili N.

Rešenje

(a) Sir

etna kiselina gradi vodoni

ne veze, zato što se u molekulu nalazi atom H kovalentno vezan za atom O.

(b) Svi atomi vodonika vezani su za atome ugljenika, tako da dietil–etar ne gradi vodoni

ne veze.

ne veze, zato što se u molekulu nalaze atomi H kovalentno vezani za atome N.

Temperatura klju

anja hidrazina (114ºC) mnogo je viša nego temperatura klju

anja kiseonika, O

(–183ºC), koji

ima istu molarnu masu.

---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

Osim visoke temperature klju

anja (tabela 9–4), voda ima i mnoge druge neobi

ne osobine. Ona ima

vrlo veliku specifi

nu toplotu (4,18 J g

–1

ºC

–1

). Od svih molekulskih supstanci, voda ima najve

u toplotu

isparavanja (2,26 kJ g

–1

). Obe ove osobine su posledica strukture te

ne vode u kojoj su molekuli me

usobno

povezani vodoni

nim vezama. Mnoge od tih veza moraju da se raskinu kada se te

nost zagreva, a sve one

nestaju kada do

e do klju

anja.

(a) (b)

SLIKA 9–7

Struktura leda

. (a) Molekuli vode u ledu su tako raspore

eni da nastaje jedna otvorena struktura koja je

uzrok male gustine leda. Svaki atom kiseonika (tamnija, ve

a kugla) kovalentno je vezan za dva atoma vodonika

(svetlija, manja kugla) i uz to gradi dve vodoni

ne veze sa druga dva atoma vodonika. Na

in povezivanja u ledu

detaljnije se vidi na slici (b). Kiseonik u molekulu H

O sadrži

dva

slobodna elektronska para, pa zato gradi

dve

vodoni

ne veze.

Za razliku od ve

ine supstanci, voda se širi pri mržnjenju. Led je jedna od retkih

vrstih faza

ija je

gustina manja od gustine te

nosti od koje je nastala (na 0ºC, gustina leda je 0,917 g cm

–3

, a vode 1,000

g cm

-3

). Ovo ponašanje je indirektna posledica vodoni

nog vezivanja. Kada se voda zamrzne u led, nastaje

jedan otvoren šestougaoni poredak molekula (slika 9–7a), u kome je svaki molekul H

O tetraedarski okružen

sa druga

etiri molekula H

O (slika 9–7b). Svaki atom kiseonika u kristalu leda povezan je sa

etiri atoma

vodonika. Pri tome, dva atoma vodonika su za atom kiseonika vezana kovalentnim vezama dužine 0,099 nm.
Preostala dva atoma vodonika grade sa atomom kiseonika vodoni

ne veze dužine 0,177 nm. U takvoj

strukturi ima puno praznog prostora (šupljina),

ime se objašnjava zašto led ima manju gustinu od vode.

106

Opšta hemija I (beleške s predavanja prof. Stojakovi

Grafit i dijamant

Nekoliko nemetalnih elemenata i metaloida imaju umreženu kovalentnu strukturu. Najvažniji me

njima je ugljenik, kod koga postoje dva razli

ita kristalna oblika umreženog kovalentnog tipa. I grafit i

dijamant imaju visoke temperature topljenja, iznad 3500ºC. Me

utim, na

ini ostvarivanja veze u te dve

vrste supstance se vrlo razlikuju me

u sobom.

Kod dijamanta (slika 9–9), svaki atom ugljenika gradi jednostruke veze sa

etiri druga atoma

ugljenika koji su oko njega tetraedarski raspore

eni. Hibridizacija u dijamantu je sp

. Takvo

trodimenzionalno kovalentno povezivanje doprinosi neobi

no velikoj tvrdo

i dijamanta. Dijamant je jedna

od najtvr

ih poznatih supstanci, pa se koristi za izradu se

iva u alatkama.

SLIKA 9–9.
Struktura dijamanta

Dijamant ima trodimenzionu
strukturu u kojoj je svaki
atom ugljenika tetraedarski
okružen sa druga

etiri atoma

ugljenika

Grafit ima slojevitu strukturu. Slojevi su planarni, tako da se prostiru beskona

no u dve dimenzije. U

samom sloju, atomi ugljenika su raspore

eni u šestougaonom poretku (slika 9–10). Svaki atom ugljenika

povezan je sa tri druga atoma ugljenika: sa dva je povezan jednostrukim vezama, a sa tre

im dvostrukom

vezom

∗

. Hibridizacija je tipa sp

. Privla

ne sile koje deluju izme

u slojeva su disperzionog karaktera i

sasvim su slabe. Zato slojevi pod dejstvom pritiska na smicanje lako mogu da klize jedan u odnosu na drugi.
Na tome se zasniva funkcionisanje grafitne olovke: kada olovkom pišemo, tanki slojevi grafita se odlepljuju i
ostaju na hartiji.

SLIKA 9–10.
Struktura grafita

Grafit ima strukturu koja se
zasniva na postojanju
dvodimenzionalnih slojeva,
izme

u kojih deluju slabe

disperzione sile.

Na 25ºC i standardnom pritisku, grafit je stabilan oblik ugljenika. Me

utim, i dijamant opstaje pri tim

uslovima, zbog toga što je spontani proces njegovog preobra

anja u grafit beskona

no spor. Prevo

enje

dijamanta u grafit odvija se primetnom brzinom tek na oko 1500ºC. U prakti

nom smislu, mnogo je

interesantnija mogu

nost prevo

enja grafita u dijamant. Dijamant je stabilan oblik ugljenika na visokim

∗

To je samo približan opis hemijske veze u grafitu. Detaljniji i ta

niji opis bi

e izložen u Opštoj hemiji II.

107

pritiscima, pošto ima ve

u gustinu od grafita (3,51 g cm

-3

naspram 2,26 g cm

-3

). Industrijska sinteza

dijamanta polaze

i od grafita ili drugih oblika ugljenika izvodi se na 2000ºC i pritisku od oko 100000 atm.

Jedinjenja silicijuma

Jedno od najprostijih jedinjenja sa umreženom kovalentnom strukturom je kvarc, naj

eš

i oblik SiO

glavni sastojak peska. Kod kvarca, svaki atom silicijuma tetraedarski je povezan sa

etiri atoma kiseonika.

Svaki atom kiseonika je povezan sa dva atoma silicijuma,

ime se me

usobno povezuju susedni tetraedri

(slika 9–11). Uo

imo da se mreža kovalentnih veza prostire kroz ceo kristal. Za razliku od ve

ine

istih

vrstih supstanci, kvarc se ne topi "oštro" u te

nost. Umesto toga, kvarc postepeno (u jednom širokom

temperaturnom opsegu) prelazi u viskoznu masu, pri

emu najpre omekšava na oko 1400ºC. Viskozna

nost verovatno sadrži duga

ke lance tetraedara u kojima postoje veze

─

. Tj. u odnosu

na po

etnu strukturu kvarca, došlo je do raskidanja dovoljno velikog broja kovalentnih veza, pa je sistem

postao te

ljiv.

SLIKA 9–11.
Kristalna struktura kvarca

Atomi silicijuma (svetlije kugle) i
kiseonika (tamnije kugle) grade mrežu
(rešetku) u kojoj je svaki atom Si
tetraedarski vezan sa

etiri atoma O.

Više od 90% stena i minerala koji se nalaze u Zemljinoj kori su silikati, koji u osnovi imaju jonsku

strukturu. Pri tome, anjon tipi

no ima umreženu kovalentnu strukturu u kojoj su tetraedri SiO

4–

usobno

povezani u jednoj, dve, ili tri dimenzije. Struktura prikazana na levoj strani slike 9–12, u kojoj je anjon jedan
beskona

ni lanac, tipi

na je za vlaknaste minerale kao što je diopsid, CaSiO

·MgSiO

. Azbest ima srodnu

strukturu u kojoj su takva dva lanca me

usobno paralelno povezana, daju

i duplu traku.

(SiO

2–

)

(Si

4–

)

SLIKA 9–12. Rešetke silikata

. Sivi krugovi predstavljaju atome kiseonika. Crna ta

ka u centru sivog kruga predstavlja

atom Si, koji se nalazi u središtu tetraedra.

(Levo)

Diopsid sadrži anjone formule (SiO

2–

)

koji imaju strukturu

beskona

nog lanca.

(Desno)

Talk sadrži anjone formule (Si

4–

)

sa strukturom beskona

nih slojeva.

109

(KBr) =

) +

(Br

–

) = 0,133 + 0,195 = 0,328 nm.

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

PRIMER 9–6

Natrijim–hlorid se rastvara u vodi, a kalcijum–karbonat ne. Objasniti tu razliku u ponašanju.

Odgovor

. Da bi se jonsko jedinjenje rastvorilo, potrebno je da do

e do razdvajanja suprotno naelektrisanih jona.

NaCl je sastavljen od jona sa naelektrisanjem +1 i -1, a CaCO

od jona sa naelektrisanjem +2 i -2. Otuda je

elektrostati

ko privla

enje mnogo ja

e kod CaCO

nego kod NaCl, pa je samim tim mnogo teže posti

razdvajanje katjona od anjona kod CaCO

nego kod NaCl.

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

Metali

Slika 9–8d šematski ilustruje jednostavan model hemijske veze u metalima poznat kao

model

(teorija) elektronskog gasa

. U okviru tog modela, kristal metala se zamišlja kao pravilan poredak

pozitivnih jona (npr., Na

ili Mg

) u tri dimenzije. Joni zauzimaju fiksne položaje u prostoru, a oko njih

se nalazi "oblak" ("gas") koji

ine elektroni. Ti elektroni nisu pridruženi ni jednom odre

enom

pozitivnom jonu, nego mogu slobodno da se kre

u kroz kristal. Model elektronskog gasa u stanju je da

objasni mnoge karakteristi

ne osobine metala. To su:

1. Velika provodnost elektri

ne struje

. Prisustvo velikog broja relativno pokretljivih elektrona

objašnjava zašto metali imaju elektri

nu provodnost nekoliko stotina puta ve

u nego tipi

ni nemetali.

Srebro je najbolji elektri

ni provodnik, ali je preskupo za široku upotrebu. Bakar,

ija je provodnost

bliska provodnosti srebra, predstavlja metal koji se naj

eš

e koristi za izradu elektri

nih provodnika.

Mada je znatno slabiji provodnik od bakra, živa se koristi u mnogim elektri

nim ure

ajima u kojima je

neophodan te

ni provodnik elektri

ne struje.

2. Velika provodnost toplote

. Toplota se prenosi kroz metal putem sudara izme

u elektrona, a

ovi se

esto doga

aju. U toplijem delu metala elektroni se kre

u brže, pa sudarima sa sporijim

elektronima (u hladnijem delu metala) prenose na njih kineti

ku energiju, što efektivno zna

i i

prenošenje toplote.

3. Izvla

ivost i kovnost

. Ve

ina metala je izvla

iva (tj., mogu da se razvuku u žicu) i kovna

(mogu da se kovanjem prevedu u tanke listove). Elektroni u metalu deluju kao kakav fleksibilan
(elasti

an) lepak koji drži na okupu katjone metala. Rezultat je to da se kristal metala može deformisati,

a da ne do

e do njegovog loma i prskanja.

4. Metalni sjaj

. Ugla

ana površina metala reflektuje (odbija) svetlost. Ve

ina metala ima belu

"metalnu" boju zato što metal reflektuje svetlost svih talasnih dužina. Pošto elektroni nisu ograni

eni

(fiksirani) na odre

enu vezu u kristalu, oni mogu da apsorbuju, pa zatim da re–emituju svetlost u

širokom opsegu talasnih dužina. Zlato i bakar apsorbuju deo svetlosti u plavoj oblasti vidljivog spektra,
pa zato izgledaju obojeni žuto (zlato) ili crveno (bakar).

5. Nerastvorljivost u vodi i drugim uobi

ajenim rastvara

ima

. Nijedan metal se ne rastvara u

vodi; elektroni ne mogu da pre

u u rastvor, a katjoni se ne mogu rastvarati sami za sebe. Jedini te

metal (pri obi

nim uslovima), živa, rastvara mnoge metale grade

i rastvore (obi

vrste) koji se zovu

amalgami

. Jedan amalgam koji sadrži Ag, Sn i Hg koristi se za zubne plombe.

Uopšteno gledaju

i, temperature topljenja metala obuhvataju širok opseg, od –39ºC za živu do

3410ºC za volfram. Ta varijacija u temperaturama topljenja odgovara sli

noj varijaciji u ja

ini metalne

veze. Uopšteno se može re

i da najniže temperature topljenja imaju metali koji grade katjone sa

naelektrisanjem +1, kao što su natrijum (t.t. = 98ºC) i kalijum (t.t. = 64ºC).

--------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

PRIMER 9–7

Za svaku hemijsku vrstu u koloni A odabrati opis u koloni B koji najbolje odgovara.

A B

(a) CO

(e) jonska supstanca, visoka temperatura topljenja

(b) CuSO

(f) te

ni metal, dobar provodnik

(g) polarni molekul, rastvoran u vodi

(d) Hg

(h) jonska supstanca, nerastvorna u vodi

(i) umrežena kovalentna supstanca, visoka temperatura topljenja

(j) nepolarni molekul, gas na 25ºC

110

Opšta hemija I (beleške s predavanja prof. Stojakovi

Postupak

. Odgovore bazirati na gradivu izloženom u prethodna dva odeljka (9.3 i 9.4).

Rešenje

(a) odgovara opisu pod (j)
(b) odgovara opisu pod (e)
(c) odgovara opisu pod (i)
(d) odgovara opisu pod (f)

----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

Napomena

: jedan složeniji model hemijske veze u metalima bi

e ukratko izložen u poglavlju 12

(

teorija elektronskih traka

9.5. Kristalne strukture

vrste supstance imaju osobinu da kristališu u ta

no odre

enim geometrijskim oblicima, što

esto može da se uo

i i golim okom. U obi

noj kuhinjskoj soli jasno se mogu videti kubni kristali NaCl.

U prirodi se mogu na

i veliki, pravilno uobli

eni kristali minerala kao što je, na primer, fluorit (CaF

Pod mikroskopom je mogu

e opaziti razgovetne kristalne oblike mnogih metala.

Kristali imaju ta

no odre

ene geometrijske oblike zato što su atomi ili joni u njima raspore

eni u

prostoru na ta

no definisan, pravilan na

in. Uvid u na

in na koji su atomi ili joni raspore

eni u

odre

enom kristalu može da se stekne pomo

u jedne eksperimentalne metode koja se zove rendgenska

difrakcija ("difrakcija x–zraka"). Osnovni podaci do kojih se dolazi takvim prou

avanjima jesu

dimenzije i geometrijski oblik

jedini

elije

kristala. Jedini

elija je najmanja strukturna jedinica

ijim se re

anjem (ponavljanjem) u sve tri dimenzije dobija kristal. Postoji ukupno 14 razli

itih vrsta

jedini

elije. Naše razmatranje

e biti ograni

eno na nekoliko jednostavnijih jedini

nih

elija koje se

sre

u kod metala i kod jonskih

vrstih supstanci.

Metali

Tri jednostavnije jedini

elije koje se sre

u kod metala su slede

e (slika 9–13):

1. Prosta (primitivna) kubna

elija

. To je kocka koja se sastoji od osam atoma

ija se središta

nalaze na rogljevima

elije. Atomi koji leže na susednim rogljevima kocke me

usobno se dodiruju.

SLIKA 9–13

Tri tipa jedini

elije

. U

svakom od slu

ajeva, na

osam rogljeva kocke se
nalazi po jedan atom. Kod
prostorno–centrirane kubne
jedini

elije postoji još

jedan atom u središtu
kocke. Kod površinski–
centrirane kubne jedini

elije postoji još šest atoma

– po jedan u središtu svake
stranice kocke.

2. Prostorno–centrirana kubna

elija

. To je kocka koja sadrži atome na svakom roglju i jedan

atom u središtu kocke. U ovoj strukturi, atomi na rogljevima kocke ne dodiruju se me

usobno; oni su

112

Opšta hemija I (beleške s predavanja prof. Stojakovi

(

Na osnovu izloženog, kao i slike 9–14, može se zaklju

iti i slede

kod NaCl, i katjoni i anjoni obrazuju po jedan površinski–

centriran poredak. Kod CsCl, i katjoni i anjoni obrazuju po jedan prostorno–centriran poredak).

---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

PRIMER 9–8

. Razmotriti sliku 9–13. Dužina ivice kubne

elije,

, jeste rastojanje izme

u središta atoma ili jona

pri "vrhu"

elije i središta atoma ili jona pri "dnu". Ako jonski radijusi Li

, Na

i Cl

–

imaju vrednosti 0,060 nm,

0,095 nm, odnosno 0,181 nm, izra

unati vrednost

za:

(a) NaCl

(b) LiCl

Postupak

. Upotrebiti sliku 9–14 da bi se utvrdilo duž koje linije se joni nalaze u dodiru.

Rešenje

(a) Joni Cl

–

i Na

se dodiruju duž ivice jedini

elije.

s = 0,181 + 2

0,095 + 0,181 = 0,552 nm

(b) Joni Cl

–

se dodiruju duž dijagonale stranice kocke; dužina dijagonale je

1/2

= 0,181 + 2

0,181 + 0,181

= 0,724/2

1/2

= 0,512 nm.

---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

113

10 –

Rastvori

Rastvor je homogena smeša

rastvorene supstance

rastvara

(supstance koja vrši rastvaranje).

Rastvori mogu postojati u gasovitom, te

nom ili

vrstom agregatnom stanju. U hemiji se naj

eš

e radi

sa te

nim rastvorima, pri

emu su nama u opštoj hemiji uglavnom od interesa rastvori u kojima je voda

rastvara

U ovom poglavlju razmotri

emo nekoliko fizi

kih aspekata rastvora, uklju

uju

i slede

– osnovne pojmove vezane za rastvorljivost
– na

ine za izražavanje kvantitativnog sastava rastvora

– faktore koji uti

u na rastvorljivost supstance: priroda rastvorene supstance i rastvara

a, temperatura,

pritisak

– uticaj rastvorene supstance na takve osobine rastvara

a kao što su: napon pare, temperatura mržnjenja,

temperatura klju

anja.

10.1. Rastvorljivost

Proces kojim se neka supstanca rastvara u rastvara

u obi

no predstavlja fizi

ku promenu, a ne

hemijsku. Stepen u kome se supstanca rastvara može da se izrazi na razne na

ine (videti odeljak 10.2).

Jedan uobi

ajen na

in jeste da se navede masa supstance (u gramima) koja može da se rastvori u 100

grama rastvara

a na datoj temperaturi (

to je tzv.

koeficijent rastvorljivosti

ija

e potpuna definicija biti data u odeljku

10.2

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

PRIMER 10–1

Ako se zna da rastvorljivost še

era (saharoze) iznosi 487 g/100 g vode na 100ºC, odnosno 204

g/100 g vode na 20ºC, izra

unati:

(a) masu vode potrebnu za rastvaranje 100 g še

era na 100ºC.

(b) masu še

era koja preostaje u rastvoru kada se rastvor dobijen pod (a) ohladi na 20ºC.

Rešenje

(a)

vode

= 100 g še

era

= 20,5 g vode

(b) Pošto rastvor sadrži 20,5 g vode, to je:

še

era

= 20,5 g vode

= 41,8 g še

era

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

Slika 10–1 prikazuje rastvorljivost še

era u vodi u zavisnosti od temperature. Druga

ije re

eno,

ta slika prikazuje koncentraciju še

era u

zasi

enom

rastvoru na razli

itim temperaturama. Na primer, na

20ºC, rekli bismo da je "rastvorljivost še

era jednaka 204 g/100 g vode" ili da "zasi

en rastvor še

era

sadrži 204 g/100 g vode".

Bilo koja ta

ka u podru

ju ispod krive na slici 10–1 predstavlja

nezasi

rastvor. Razmotrimo,

na primer, ta

ku A (150 g še

era u 100 g vode na 20ºC). Taj rastvor je nezasi

en: ako u njega dodajemo

še

er, rastvori

e se još 54 g pre nego što nastane zasi

en rastvor (204 g še

era u 100 g vode na 20ºC).

U bilo kojoj ta

ki iznad krive, rastvor še

era je

presi

. To je, na primer, slu

aj u ta

ki B (300 g

še

era u 100 g vode na 20ºC). Takav rastvor se može dobiti ako se zasi

en rastvor na 60ºC pažljivo

ohladi do 20ºC (gde zasi

en rastvor sadrži 204 g še

era u 100 g vode). Višak še

era ostaje u rastvoru

sve dok se u rastvor ne ubaci kristali

še

era koji služi kao "klica" za otpo

injanje kristalizacije: posle

dodatka klice, brzo dolazi do kristalizacije, tj. do izdvajanja viška še

era iz rastvora. Tada se iz rastvora

izdvoji:

300 – 204 = 96 g še

era.

115

Tako, u rastvoru koji nastaje kada se 24 g NaCl rastvori u 152 g vode,

maseni procenat NaCl =

152

100 = 14%

Maseni procenat se

esto ozna

ava i kao "mas.%". Tako, prethodni rezultat bi, pored "14%", mogao da

se piše i kao "14 mas.%".

Kada je koli

ina rastvorene supstance vrlo mala, što je slu

aj sa tragovima ne

isto

a u vodi,

koncentracija se

esto izražava u

delovima na milion delova

(ppm, od engleskog

parts per million

) ili

delovima na milijardu delova

(ppb, od engleskog

parts per billion

). Primer: pija

a voda ne bi smela

da sadrži više od 5

–8

grama arsena po jednom gramu vode. To

ini:

ppm As =

-8

uzorka

= 0,05

ppb As =

-8

uzorka

= 50

--------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

PRIMER 10–2

Vodeni rastvor sadrži 20,0 mas.% vodonik–peroksida. Koliki je molski udeo H

Postupak

. Krenuti od neke fiksne mase rastvora, na primer 100 g. Najpre izra

unati mase H

O i H

, zatim

koli

ine, pa na kraju molski udeo H

Rešenje

. U 100,0 g rastvora ima 20,0 H

i 80,0 g H

) = 20,0 g

mol

= 0,588 mol H

O) = 80,0 g

18,02

mol

= 4,44 mol H

--------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

Molalitet

Molalitet (

) se definiše kao koli

ina rastvorene supstance (A) po jednom kilogramu rastvara

(S):

iti da u tom izrazu

(A) ozna

ava molalitet rastvorene supstance A, dok

(S) ozna

ava masu

rastvara

a S.

--------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

PRIMER 10–3

Rastvor za intravenoznu ishranu pacijenata sadrži 5,60 g glukoze u 100,0 g vode. Koliki je

molalitet glukoze, C

(

= 180,16 g mol

–1

Rešenje

(1)

glukoze

= 5,60 g

180,16

mol

= 0,0311 mol

(2)

vode

= 100,0 g = 0,100 kg

(3)

-------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

116

Opšta hemija I (beleške s predavanja prof. Stojakovi

Koeficijent rastvorljivosti

Kao merilo rastvorljivosti neke supstance u odre

enom rastvara

u na odre

enoj temperaturi

esto

se koristi

koeficijent rastvorljivosti, R

. Koeficijent rastvorljivosti predstavlja masu anhidrovane

(bezvodne) supstance

ijim se rastvaranjem u 100 g rastvara

a dobija zasi

en rastvor (na odre

enoj

temperaturi). Na primer, koeficijent rastvorljivosti natrijum–hlorida u vodi na 20ºC iznosi 35,8. To
zna

i da se, na 20ºC, u 100 g vode može rastvoriti 35,8 g NaCl,

ime nastaje zasi

en rastvor.

10.3. Principi rastvorljivosti

Da li

e i koliko

e se neka supstanca rastvarati u odre

enom rastvara

u zavisi od nekoliko

faktora. Me

u njima su najvažniji slede

– priroda

estica rastvara

a i rastvorene supstance, kao i priroda interakcija izme

u njih

– temperatura na kojoj nastaje rastvor
– pritisak (u slu

aju rastvaranja gasovite supstance).

Razmotri

emo redom uticaj svakog od ovih faktora na rastvorljivost.

Interakcije izme

u rastvorene supstance i rastvara

Pri razmatranju rastvorljivosti, ponekad se kaže da se "sli

no rastvara u sli

nom". Jedan

smisleniji na

in da se izrazi ta ideja jeste da se kaže da

e se me

usobno dobro rastvarati one dve

supstance u kojima postoje

umolekulske sile približno istog tipa i ja

ine

. Da bismo to ilustrovali,

razmotrimo ugljovodonike pentan (C

) i heksan (C

), koji se u potpunosti rastvaraju jedan u

drugom (tj., rastvaraju se u svim odnosima). Molekuli u ovim nepolarnim supstancama drže se
me

usobno pomo

u disperzionih sila približno iste ja

ine. Otuda, me

umolekulske sile koje deluju na

molekul pentana menjaju se (po tipu i ja

ini) vrlo malo ili ni malo kada se pentan rastvori u heksanu (ili

obrnuto).

ina nepolarnih supstanci vrlo slabo se rastvara u vodi. Na primer, molski udeo pentana u

zasi

enom vodenom rastvoru iznosi samo 0,0001. Te slabe rastvorljivosti se lako mogu shvatiti ako se

ima na umu struktura te

ne vode (videti poglavlje 9), u kojoj su molekuli H

O me

usobno jako

povezani vodoni

nim vezama. Razli

itost izme

u me

umolekulskih sila u pentanu (disperzione sile) i u

vodi (vodoni

ne veze) ima za posledicu slabu rastvorljivost pentana u vodi (i obrnuto).

Od relativno malog broja organskih jedinjenja koja se dobro rastvaraju u vodi, mnoga sadrže

grupe

─

OH. Tri poznata primera su metil–alkohol, etil–alkohol i etilen–glikol; sva tri se u vodi

rastvaraju u svim odnosima ("beskona

no" su rastvorljivi u vodi).

U ovim jedinjenjima, kao i u vodi, glavne me

umolekulske sile su vodoni

ne veze. Kada se

supstanca kao što je metil–alkohol rastvori u vodi, ona gradi vodoni

ne veze sa molekulima H

O. Te

vodoni

ne veze koje povezuju molekul CH

OH sa molekulom H

O, otprilike su iste ja

ine kao

vodoni

ne veze u

istoj vodi, odnosno u

istom metil–alkoholu.

Nisu sva organska jedinjenja koja sadrže grupe

─

OH dobro rastvorljiva u vodi (tabela 10–1). Sa

porastom molarne mase, polarna grupa

─

OH progresivno predstavlja sve manji deo molekula. U isto

vreme, nepolarni ugljovodoni

ni deo postaje sve ve

i. Posledica toga je da se rastvorljivost (u vodi)

smanjuje sa porastom molarne mase. Tako, butanol (CH

–OH) je mnogo manje rastvorljiv u

vodi nego metil alkohol (CH

─

OH) zato što je ugljovodoni

ni deo mnogo ve

i u butanolu nego u metil–

alkoholu.

118

Opšta hemija I (beleške s predavanja prof. Stojakovi

Obrnuto, pri

endotermnom

rastvaranju [tj. rastvaranju koje se odvija uz apsorpciju (utrošak) toplote]

važi:

rastvaranja

hidratacije

rešetke

> 0

Dakle, rastvaranje je endotermno ako se hidratacijom jona oslobodi

manji

iznos energije od iznosa koji

se mora utrošiti za razlaganje

vrste supstance na jone.

Uticaj temperature na rastvorljivost

Kada se neka

vrsta supstanca, na primer, NaNO

, uzme u višku i promu

ka sa vodom,

uspostavlja se jedna ravnoteža izme

u jona u

vrstom stanju i u rastvoru:

NaNO

(

)

(

) + NO

–

(

)

Na 20ºC, zasi

en rastvor sadrži 87,6 g NaNO

u 100 g vode.

Sli

na ravnoteža se uspostavlja kada se neki gas, na primer, kiseonik, propušta (produvava) kroz

vodu:

(

)

(

)

Na 20ºC i standardnom pritisku, rastvara se 0,00138 mol O

u jednom litru (1 dm

) vode.

Uticaj temperature na ravnoteže rastvaranja kao što su ove upravo navedene, može da se predvidi

primenom jednog prostog principa.

Pri pove

anju temperature položaj ravnoteže uvek se pomera u

smeru odvijanja endotermnog procesa

. To zna

i da ako se pri procesu rastvaranja apsorbuje (troši)

toplota (

rastvaranja

> 0), tada se pri pove

anju temperature pove

ava rastvorljivost. Obrnuto, ako je

proces rastvaranja egzoterman (

rastvaranja

< 0), sa pove

anjem temperature smanjuje se rastvorljivost.

Rastvaranje

vrste supstance u te

nosti obi

no je endoterman proces. Razlog za to je što se za

razaranje kristalne rešetke obi

no mora utrošiti (apsorbovati) velika koli

ina toplote (energije):

vrsta supstanca + te

nost

rastvor

rastvaranja

> 0

Na primer, za natrijum–nitrat:

rastvaranja

[Na

(

)] +

[NO

–

(

)] –

[ NaNO

(

)] = +22,8 kJ mol

–1

U skladu sa tim efektom, rastvorljivost NaNO

i ve

ine (ali ne svih) drugih

vrstih supstanci pove

ava

se sa temperaturom (slika 10–2). Krive prikazane na slici 10–2 zovu se

krive rastvorljivosti

, pri

emu

vrednosti na ordinati predstavljaju, zapravo, vrednosti koeficijenta rastvorljivosti (

119

SLIKA 10–2.
Rastvorljivost
jonskih jedinjenja u
zavisnosti od
temperature.

Gasovi se ponašaju sasvim druga

ije od

vrstih supstanci. Kada se gas kondenzuje u te

nost uvek

se osloba

a toplota. Analogno tome, pri rastvaranju gasa u te

nosti obi

no se osloba

a toplota:

gas + te

nost

rastvor

rastvaranja

< 0

Razlog za egzotermnost rastvaranja gasova je

injenica da u procesu rastvaranja nema utroška energije

na razaranje kristalne rešetke supstance koja se rastvara (što je, kako smo videli, važan faktor kod
rastvaranja

vrstih supstanci).

Pošto je rastvaranje gasova u te

nosti egzoterman proces, to zna

i da je suprotan proces (izlazak

gasa iz rastvora) endoterman. Otuda, povišenje temperature favorizuje odvijanje tog suprotnog procesa:
gasovi tipi

no postaju manje rastvorni sa povišenjem temperature. To važi za sve gasove rastvorene u

vodi. Na primer, kada se voda zagreva u otvorenom sudu mogu se primetiti mehuri

i vazduha koji

izlaze iz vode; taj vazduh je, pri nižoj temperaturi, bio rastvoren u vodi.

Uticaj pritiska na rastvorljivost

Pritisak ima zna

ajan uticaj na rastvorljivost samo u slu

aju sistema gas–te

nost. Na datoj

temperaturi, sa povišenjem pritiska pove

ava se rastvorljivost gasa. Na niskim i umereno visokim

pritiscima, rastvorljivost gasa je direktno proporcionalna pritisku (slika 10–3):

gde je

parcijalni pritisak gasa iznad rastvora,

je koncentracija gasa u rastvoru, dok je

konstanta

karakteristi

na za odre

eni sistem gas–te

nost. Taj izraz se zove

Henrijev zakon

121

Sniženje napona pare

Koncentrovani vodeni rastvori isparavaju sporije nego

ista voda. To je posledica

injenice da je

napon pare vode iznad rastvora manji od napona pare

iste vode.

Sniženje napona pare

je prava koligativna osobina; to jest, ono je nezavisno od prirode

rastvorene supstance, ali je direktno srazmerno njenoj koncentraciji. Na primer, ako izmerimo napon
pare vode iznad rastvora koncentracije 0,10 mol dm

–3

na 0ºC, utvrdi

emo da je on isti bez obzira da li je

u pitanju rastvor glukoze ili saharoze, i da je oko za 0,008 mm Hg manji nego napon pare

iste vode.

Ako je koncentracija rastvora 0,30 mol dm

–3

, sniženje napona pare je skoro ta

no tri puta ve

e i iznosi

0,025 mm Hg.

Zavisnost izme

u napona pare rastvara

a i koncentracije obi

no se predstavlja ovako:

U ovom izrazu

je napon pare rastvara

a iznad rastvora,

º je napon pare

istog rastvara

a na istoj

temperaturi, a

je molski udeo rastvara

a. Uo

imo da pošto

u rastvoru mora biti manje od 1,

mora biti manje od

º. Navedeni izraz se zove

Raulov zakon

Da bismo dobili direktan izraz za sniženje napona pare, uo

imo da je

= 1 –

, gde je

molski udeo rastvorene supstance. Ako to zamenimo u Raulovom zakonu, dobijamo:

= (1 –

)

odnosno

º –

Veli

ina (

º –

) je sniženje napona pare (

). To je razlika izme

u napona pare rastvara

a u

istom

rastvara

u i u rastvoru.

Postojanje Raulovog zakona može se ovako objasniti. Kada se u rastvara

doda rastvorena supstanca,

koncentracija molekula rastvara

a u te

noj fazi se smanjuje. Da bi se održala ravnoteža, koncentracija

molekula rastvara

a u gasovitoj fazi mora tako

e da se smanji,

ime se snižava napon pare rastvara

---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

PRIMER 10–4

Jedan rastvor sadrži 82,0 g glukoze, C

, u 322 g vode. Izra

unati sniženje napona pare na

25ºC (napon pare

iste vode = 23,76 mm Hg).

Rešenje

(1)

glukoze

= 82,0 g

180,16

mol

= 0,455 mol

vode

= 322 g

18,02

mol

= 17,9 mol

(2)

glukoze

455

= 0,0248

(3)

glukoze

vode

º = 0,0248×23,76 = 0,589 mm Hg

Sniženje napona pare je u ovom slu

aju malo (0,589 mm Hg) zato što je i molski udeo rastvorene

supstance mali (0,0248)

--------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

Povišenje temperature klju

anja i sniženje temperature mržnjenja

Kada se zagreva rastvor neke neisparljive supstance, klju

anje ne po

inje sve dok temperatura ne

premaši temperaturu klju

anja rastvara

a. Ta razlika u temperaturi naziva se

povišenje temperature

klju

anja

–

122

Opšta hemija I (beleške s predavanja prof. Stojakovi

gde su

º temperature klju

anja rastvora, odnosno

istog rastvara

a. U toku daljeg klju

anja,

isti

rastvara

odlazi (destiliše) iz rastvora, koncentracija rastvora se zato pove

ava i temperatura klju

anja

nastavlja da raste (slika 10–4a).

SLIKA 10–4. Krive klju

anja (a) i mržnjenja (b) za

istu vodu (1) i za vodeni rastvor (2)

Klju

anje rastvora po

inje na temperaturi višoj od temperature klju

anja

iste vode, a

mržnjenje na temperaturi nižoj od temperature mržnjenja

iste vode. U slu

aju

iste vode,

temperatura ostaje konstantna tokom klju

anja ili mržnjenja. U slu

aju rastvora, temperatura se

tokom fazne promene neprekidno menja zbog toga što iz rastvora odlazi voda,

ime se

pove

ava koncentracija rastvorene supstance.

Kada se rastvor hladi, mržnjenje ne po

inje sve dok temperatura rastvora ne padne ispod

temperature mržnjenja

istog rastvara

Sniženje temperature mržnjenja

, definiše se tako da

bude pozitivna veli

ina:

º –

gde

º, temperatura mržnjenja rastvara

a, leži iznad

, temperature mržnjenja rastvora. U toku daljeg

mržnjenja, iz rastvora se izdvaja (mrzne se)

isti rastvara

, koncentracija rastvora se zato pove

ava i

temperatura mržnjenja nastavlja da pada (slika 10–4b).

Obe pojave, tj., povišenje temperature klju

anja rastvora i sniženje njegove temperature

mržnjenja direktne su posledice sniženja napona pare rastvara

a od strane rastvorene supstance. Na ma

kojoj datoj temperaturi, rastvor neisparljive

∗

vrste supstance ima napon pare

niži

od napona pare

istog

rastvara

a. Otuda se mora dosti

viša

temperatura pre nego što rastvor proklju

a, tj., pre nego što

njegov napon pare postane jednak spoljašnjem pritisku. Slika 10–5 grafi

ki ilustruje takvo rezonovanje.

Što se ti

e sniženje temperature mržnjenja, treba uo

iti sa slike 10–5 da je temperatura mržnjenja

rastvora ona temperatura na kojoj rastvara

u rastvoru ima isti napon pare kao

isti

vrsti rastvara

. To

implicitno zna

i da se upravo

ist rastvara

(npr., led) izdvaja pri mržnjenju rastvora.

Povišenje temperature klju

anja i sniženje temperature mržnjenja spadaju, kao i sniženje napona

pare, u koligativne osobine. One su direktno srazmerne koncentraciji rastvorene supstance, koja se
obi

no izražava preko molaliteta (

). Odgovaraju

e jedna

ine su:

∗

Isparljive rastvorene supstance obi

no snižavaju temperaturu klju

anja pošto one doprinose ukupnom naponu pare

rastvora.

124

Opšta hemija I (beleške s predavanja prof. Stojakovi

Temperatura mržnjenja rastvora je za 33,7 K (= 33,7ºC) niža od temperature mržnjenja

iste vode (0ºC). Otuda bi

ovaj rastvor trebalo da mrzne na –33,7ºC. Stvarna temperatura mržnjenja je nešto niža, oko –37ºC, što nas potse

da je jedna

ina koja se koristi,

, jedan grani

ni zakon, koji strogo važi samo u vrlo razblaženim

rastvorima.

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

Osmotski pritisak

Jedan zanimljiv efekat sniženja napona pare prikazan je na levoj strani slike 10–6. Pribor za

eksperiment sastoji se od dve

aše: u jednoj se na po

etku nalazi

ista voda, a u drugoj vodeni rastvor

še

era.

aše se postave jedna do druge, pokriju se staklenim zvonom (slika 10–6a), i ostave da stoje.

Kako proti

e vreme, nivo te

nosti u

aši sa rastvorom se pove

ava, dok se u

aši sa vodom snižava. Na

kraju, posle nekog vremena, usled isparavanja i kondenzacije, sva koli

ina vode prelazi u rastvor (slika

10–6b). Na kraju eksperimenta,

aša koja je sadržala

istu vodu je prazna. Pogonska sila koja stoji iza

ovog procesa jeste razlika u naponu pare vode u dve

aše.

Voda se kre

e iz podru

ja u kome je njen

napon pare ili molski udeo veliki (X

= 1 u

istoj vodi), u podru

je u kome je njen napon pare ili molski

udeo manji (X

< 1 u rastvoru še

era)

SLIKA 10–6. Isparavanje i kondenzacija (a i b); osmoza (c i d)

. Voda se spontano

kre

e iz podru

ja gde je njen napon pare visok u podru

je gde je on nizak. U slu

aju

→

b, kretanje molekula vode dešava se kroz vazduh zarobljen ispod staklenog zvona.

U slu

aju c

→

d, molekuli vode se kre

u putem osmoze kroz polupropustljivu

membranu. Pogonska sila je ista u oba slu

aja, iako se mehanizam razlikuje.

Aparatura prikazana na slici 10–6c i d može da se upotrebi za postizanje sli

nog rezultata kao u

eksperimentu sa staklenim zvonom. U ovom slu

aju, rastvor še

era je razdvojen od vode

polupropustljivom membranom. To može biti životinjska bešika, par

e (list) kakvog povr

a, ili komad

pergamenta. Membrana, putem jednog mehanizma koji još uvek nije sasvim razjašnjen, dopušta da kroz
nju pro

u molekuli vode, ali ne i molekuli še

era. Kao i u prethodnom eksperimentu, voda se kre

e iz

oblasti gde je njen molski udeo veliki (

ista voda) ka oblasti gde je on manji (rastvor še

era). Ovaj

proces, koji se odvija kroz membranu propustljivu samo za rastvara

, zove se

osmoza

. Kao rezultat

osmoze, nivo vode se podiže u cevi, a smanjuje u

aši (slika 10–6d).

Osmotski pritisak,

, jednak je onom spoljnjem pritisku (

)

iznad rastvora

koji je taman dovoljan

da spre

i osmozu (slika 10–7). Ako je

manje od

, osmoza se dešava na normalan na

in i voda se

125

kre

e kroz membranu u rastvor (slika 10–7a). Ali, ako se spoljašnji pritisak iznad rastvora dovoljno

pove

a, mogu

e je preokrenuti ovaj proces (slika 10–7b). Kada je

, molekuli vode se kre

u kroz

membranu iz rastvora u

istu vodu. Ovaj proces, koji se zove

reverzna osmoza

, koristi se za dobijanje

sveže vode iz morske vode u suvim predelima sveta, uklju

uju

i Saudijsku Arabiju. U procesu reverzne

osmoze troši se dosta energije, tako da je taj na

in dobijanja

iste vode prili

no skup.

SLIKA 10–7. Reverzna osmoza

. (a) Kada je spoljnji pritisak (

) iznad rastvora manji od

osmotskog pritiska (

), dešava se normalna osmoza. (b) Kada spoljnji pritisak nadmaši

osmotski pritisak, voda te

e u suprotnom smeru, proizvode

i reverznu osmozu.

Osmotski pritisak

, kao i sniženje napona pare, jeste jedna koligativna osobina. Za ma koji

neelektrolit,

je direktno srazmerno molarnoj koncentraciji rastvora (

). Jedna

ina koja povezuje te dve

veli

ine vrlo je sli

na zakonu idealnih gasova:

nRT

cRT

gde veli

ine

imaju isto zna

enje kao i u jedna

ini idealnih gasova.

ak i u razblaženim

rastvorima, osmotski pritisak je vrlo veliki. Razmotrimo, na primer, rastvor koncentracije 0,10 mol dm

–3

na 25ºC:

= 0,10 (mol dm

–3

) × 8,31 (J mol

–1

) × 298 (K)

= 0,10 (

) × 8,31 (

mol

) × 298 (K) = 248000 Pa = 2,4 atm

Pritisak od 2,4 atm odgovara pritisku koji vrši vodeni stub visok 25 metara.

Ako se svež krastavac uroni u koncentrovani rastvor kuhinjske soli, on se ubrzo skupi i dobija

smežurani izgled kiselog krastavca. Kora krastavca deluje kao polupropustljiva membrana. Vodeni
rastvor unutar krastavca je razblaženiji od rastvora oko krastavca. Posledica je to da voda te

e iz

krastavca u rastvor soli (slika 10–8).

127

≈

5,2

–4

ºC

Pritisak od 18 mm Hg može da se izmeri relativno ta

no; razlike temperatura reda veli

ine 0,001ºC

prakti

no je nemogu

e ta

no izmeriti.

10.5. Koligativne osobine elektrolita

Kao što je ranije naglašeno, koligativne osobine rastvora direktno su srazmerne koncentraciji

estica

rastvorene supstance. Na osnovu toga je realno pretpostaviti da

e, pri datoj koncentraciji,

elektrolit imati ve

i uticaj na te osobine nego neelektrolit. Kada se jedan mol neelektrolita, na primer

glukoze, rastvori u vodi, dobija se jedan mol molekula rastvorene supstance. S druge strane, jedan mol
elektrolita NaCl daje u rastvoru dva mola jona (1 mol Na

, 1 mol Cl

–

). U slu

aju CaCl

, tri mola jona

nastaju od jednog mola rastvorene supstance (1 mol Na

, 2 mol Cl

–

Eksperimenti potvr

uju ovakvo rezonovanje. Uporedimo, na primer, sniženje napona pare

vodenih rastvora glukoze, natrijum–hlorida i kalcijum–hlorida koncentracije 1,0 mol dm

–3

na 25ºC.

Glukoza

NaCl

CaCl

∆

0,42 mm Hg

0,77 mm Hg

1,3 mm Hg

U slu

aju mnogih elektrolita,

∆

je toliko veliko da

vrsta supstanca, kada se izloži vlažnom vazduhu,

upija vodu (

delikvescira

). To se dešava sa kalcijum–hloridom,

iji zasi

eni rastvor ima napon pare koji

iznosi samo 30% napona pare

iste vode na istoj temperaturi. Ako se suvi CaCl

izloži vazduhu

ija je

relativna vlažnost ve

a od 30%, on apsorbuje vodu i gradi zasi

en rastvor. Delikvescencija se nastavlja

sve dok napon pare rastvora ne postane jednak naponu pare vode u vazduhu.

Temperature mržnjenja rastvora elektrolita, kao i njihovi naponi pare, niži su nego u slu

aju

neelektrolita iste koncentracije. Natrijum–hlorid i kalcijum–hlorid koriste se za sniženje temperature
topljenja leda na putevima; njihovi vodeni rastvori mogu imati temperature mržnjenja

ak –21ºC

(NaCl) i –55ºC (CaCl

Za izra

unavanje sniženja temperature mržnjenja rastvora nekog elektrolita, koristi se opšti

izraz:

Faktor

u ovom izrazu zove se Vant Hofov koeficijent. On kazuje koliku koli

inu

estica (molekula ili

jona) u rastvoru daje jedan mol rastvorene supstance. U slu

aju še

era i drugih neelektrolita,

= 1:

(

)

→

(

); 1 mol še

era

→

1 mol molekula

U slu

aju NaCl i CaCl

bi trebalo da bude 2, odnosno 3:

NaCl(

)

→

(

) + Cl

–

(

); 1 mol NaCl

→

2 mol jona

CaCl

(

)

→

(

) + 2 Cl

–

(

);

1 mol CaCl

→

3 mol jona

Sli

ni izrazi se primenjuju i za druge koligativne osobine, na primer:

icRT

Podaci u tabeli 10–3 ukazuju da situacija nije baš tako jednostavna kako bi to moglo izgledati na

osnovu prethodnog razmatranja. Eksperimentalno izmerena sniženja temperature mržnjenja za NaCl i
MgSO

manja su od sniženja koja ra

un predvi

a za slu

= 2. Na primer, rastvori NaCl i MgSO

koncentracije 0,50 mol kg

–1

mrznu se na –1,68ºC, odnosno –0,995ºC; ra

un predvi

a, za oba rastvora,

temperaturu mržnjenja od –1,86ºC. Tek u vrlo razblaženim rastvorima koeficijent

se približava

ekivanoj vrednosti 2.

128

Opšta hemija I (beleške s predavanja prof. Stojakovi

TABELA 10–3.

Sniženje temperature mržnjenja rastvora

eksperimentalno (ºC)

(izra

unato na osnovu

)

(mol kg

–1

) NaCl MgSO

NaCl MgSO

0,00500 0,0182

0,0160 1,96

1,72

0,0100 0,0360

0,0285 1,94

1,53

0,0200 0,0714

0,0534 1,92

1,44

0,0500 0,176

0,121 1,89

1,30

0,100 0,348

0,225 1,87

1,21

0,200 0,685

0,418 1,84

1,12

0,500 1,68

0,995 1,81

1,07

Ovakvo ponašanje je tipi

no za elektrolite. Njihove koligativne osobine znatno odstupaju od

idealnih vrednosti,

ak i pri relativno niskim koncentracijama. Postoje bar dva razloga za tu pojavu.

Usled elektrostati

kog privla

enja, u rastvoru postoji tendencija da se odre

eni jon okruži sa

više jona suprotnog naelektrisanja, nego jona istog naelektrisanja (slika 10–9). To okruženje se naziva

jonska atmosfera

. Postojanje jonske atmosfere onemogu

ava da se joni ponašaju kao potpuno nezavisne

estice u rastvoru. Posledica je to da jon nešto manje efikasno uti

e na koligativne osobine nego

molekul neelektrolita.

SLIKA 10–9.
Jonska atmosfera

. Jon u

rastvoru je, u proseku, okružen
sa više jona suprotnog nego istog
naelektrisanja.

. Suprotno naelektrisani joni mogu me

usobno da interaktuju dovoljno jako tako da nastane

individualna ("diskretna")

estica koja se zove

jonski par

. Ovaj efekat prakti

no ne postoji u rastvoru

elektrolita kao što je NaCl, u kome joni imaju mala naelektrisanja (+1, –1). Me

utim, u slu

aju MgSO

(joni +2, –2), sparivanje jona ima zna

ajnu ulogu.

ak i pri malim koncentracijama (npr.,

= 0,1 mol

–1

), u rastvoru je prisutno više jonskih parova nego slobodnih Mg

– i SO

2–

–jona.

∗

Sniženje temperature mržnjenja (ili druge koligativne osobine) mogu se upotrebiti za utvr

ivanje

stepena jonizacije slabog elektrolita u vodi. Postupak utvr

ivanja ilustrovan je u primeru 10–7.

--------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

PRIMER 10–7

Temperatura mržnjenja vodenog rastvora oksalne kiseline (H

) koncentracije

= 0,50 mol

–1

iznosi –1,12ºC. Koja od slede

ih jedna

ina najbolje predstavlja ono što se dešava kada se oksalna kiselina

rastvori u vodi?

(1) H

(

)

→

(

)

(2) H

(

)

→

(

) + HC

–

(

)

(3) H

(

)

→

2 H

(

) + C

2–

(

)

∗

Zbog postojanja jonske atmosfere i jonskih parova, rastvori mnogih jonskih jedinjenja se ponašaju kao da se, prividno,

jonska supstanca pri rastvaranju nije u potpunosti razložila (disosovala) na jone. To se ponekad iskazuje tako što se za
karakterisanje rastvora jonskih jedinjenja koristi pojam

prividan stepen disocijacije

(

). Što je prisustvo jonske

atmosfere i jonskih parova manje,

je utoliko bliže vrednosti 1 (ina

e je, naravno,

< 1). U opštem slu

aju važi da

teži jedinici u beskona

no razblaženim rastvorima.

130

Opšta hemija I (beleške s predavanja prof. Stojakovi

ni aerosol

je koloid kod koga je te

nost dispergovana u nekom gasu,

emulzija

je koloid kod koga je te

nost dispergovana u drugoj te

nosti,

gel

je koloid kod koga je te

nost dispergovana u

vrstom medijumu,

sol

je koloid kod koga je

vrsta supstanca dispergovana u te

nosti (ili u drugoj

vrstoj supstanci).

Posebno su

esti pojmovi

sol

gel

. Sol i gel su u izvesnom smislu srodni:

sol

sadrži više te

nosti nego

vrste faze, pa je disperziono sredstvo

nost

, i sam sol je te

gel

sadrži više

vrste faze nego te

ne, pa je disperziono sredstvo

vrsta

supstanca, i gel je (relativno)

krut.

U tabeli 10– 4 navedeni su neki primeri razli

itih tipova koloida.

TABELA 10–4.

Primeri razli

itih tipova koloida

Dispergovane

estice

Disperziona sredina

(medijum)

Naziv Primer

gas te

nost pena

pena

brijanje

gas

vrsta supstanca

vrsta pena

stiropor

nost gas

ni aerosol

magla

nost te

nost

emulzija

mleko, majonez (ulje u vodi), puter
(kad se istopi)

nost

vrsta supstanca

gel

"živi" pesak (pesak u vodi), želatin
(belan

evina u vodi)

vrsta supstanca

gas

vrsti aerosol ili dim

prašina, dim

vrsta supstanca

nost sol

"lateks"

boje

vrsta supstanca

vrsti sol

drago kamenje, npr. rubin

Neka specifi

na svojstva koloida

Pored karakteristi

ne veli

ine

estica, koloidi imaju još neke specifi

ne osobine. Osobine svojstvene

koloidima su: (1) opti

ki efekat, (2) efekat kretanja, (3) efekat elektri

nog naelektrisanja, (4) adsorbcioni

efekat.

Opti

ki efekat

Ako se relativno uzak zrak svetlosti propusti kroz neki koloid, na primer, vazduh koji sadrži

estice

prašine

, do

e do rasipanja svetlosti od strane

estica prašine i one

e u svetlosnom snopu da izgledaju kao

svetle, majušne ta

kice svetlosti. U slu

aju te

nog koloida, taj efekat daje nešto druga

iji izgled. Usled

rasipanja svetlosti od strane koloidnih

estica, svetlosni zrak koji prolazi kroz koloidni rastvor se vidi (ako se

posmatra sa strane) kao difuzna ("neoštra") svetlost. Ove pojave se nazivaju Tindlov efekat (Tyndall), po
engleskom fizi

aru koji ga je izu

io 1869. godine.

SLIKA 10–11

. Zrak svetlosti može da posluži za razlikovanje koloidnog rastvora od

pravog rastvora. Bo

ica sa leve strane sadrži pravi rastvor NaCl u vodi, a

ica sa desne strane sadrži koloidni rastvor želatina u vodi.

131

Rasipanje svetlosti od strane koloida poti

e od reflektovanja (odbijanja) svetlosti od strane relativno

krupnih koloidnih

estica,

ime nastaje

vidljivi

zrak svetlosti. Treba uo

iti da se u slu

aju pravih rastvora ne

opaža takvo reflektovanje svetlosti, jer su rastvorene

estice mnogo manje od koloidnih

estica; otuda, zrak

svetlosti koji prolazi kroz pravi rastvor je

nevidljiv

2. Efekat kretanja

Kada se koloidni rastvor posmatra pomo

u specijalnog mikroskopa, izgleda kao da se dispergovane

estice koloida haoti

no kre

u kroz disperzioni medijum, u cik-cak pravcima. Specijalni mikroskop se sastoji

od obi

nog mikroskopa fokusiranog na koloid, ali uz koriš

enje jakog izvora svetlosti usmerene pod pravim

uglom (tj. bo

no) ka koloidu. Na taj na

in, koloid se posmatra naspram crne pozadine. Ono što se u

stvarnosti opaža su refleksije (odbljesci) od strane koloidnih

estica. Haoti

no kretanje dispergovanih

koloidnih

estica u disperzionom medijumu poti

e od “bombardovanja” dispergovanih koloidnih

estica od

strane medijuma. Kako do navedene refleksije svetlosti dolazi zato što koloidne

estice imaju znatne

dimenzije, takvo haoti

no cik-cak kretanje se ne opaža u slu

aju pravih rastvora; pa ipak,

estice rastvorene

supstance i

estice rastvara

a se i u pravim rastvorima nalaze u stalnom haoti

nom kretanju, jedino što se ne

mogu opaziti pod mikroskopom. Opisani efekat kretanja je glavni razlog što se koloidne

estice ne sležu

(talože) pri stajanju. Neprekidno bombardovanje dispergovanih koloidnih

estica od strane

estica

disperzionog medijuma trajno održava koloidne

estice u suspendovanom stanju. Opisano kretanje naziva se

Braunovo kretanje

, prema engleskom botani

aru koji ga je otkrio 1827. godine.

SLIKA 10–12. Braunovo kretanje u
koloidu

3. Efekat elektri

nog naelektrisanja

Dispergovana koloidna

estica u stanju je da po svojoj površini

adsorbuje

(ili veže) naelektrisane

estice

(jone). Naelektrisane

estice adsorbovane na površini odre

ene vrste koloidne

estice mogu biti pozitivne ili

negativne. Sve koloidne

estice odre

ene vrste ima

e naelektrisanje istog predznaka. Usled odbijanja

istoimenih naelektrisanja, dispergovane koloidne

estice se me

usobno odbijaju. Ovaj efekat elektri

nog

naelektrisanja dodatno uti

e (tj. pored uticaja koji poti

e od Braunovog kretanja) da se dispergovane

koloidne

estice ne slepljuju i talože.

U slu

aju koloidnih disperzija hidratisanih oksida metala, npr. gvož

e(III)-hidroksida, svi adsorbovani

joni su pozitivno naelektrisani i koloidne

estice sti

u pozitivno naelektrisanje. Obrnuto, u slu

aju nekih

sulfida [kao što je arsen(III)-sulfid] koloidne

estice adsorbuju negativne jone i time sti

u negativno

naelektrisanje. O tome

e biti više re

i nešto kasnije.

Ako koloid

ije

estice imaju odre

eno naelektrisanje do

e u kontakt sa koloidom suprotnog

naelektrisanja, dispergovane koloidne

estice se po pravilu izdvajaju (talože) iz disperzionog medijuma. To

bi se, na primer, desilo ako bi se pomešali koloidni rastvori gvož

e(III)-hidroksida i arsen(III)-sulfida.

Taj koagulacioni efekat naelektrisanja na koloide koristi se u cilju uklanjanja suspendovanih

estica iz

izduvnih gasova u industrijskim dimnjacima. Ure

aj koji se koristi u takvom postupku zove se Kotrelov

taložnik, a odgovaraju

i modeli manjih dimenzija sve više se koriste u doma

instvima kao elektri

pre

ista

i vazduha. Koloidne

estice prisutne u vazduhu (prašina, polen, itd.) se iz atmosfere u stanu efikasno

uklanjaju na slede

i na

in. Te

estice prolaze kroz jedan

″

jonizuju

″

deo ure

aja u kome dobijaju veliko

naelektrisanje. Vazduh zatim prenosi

estice u prihvatni deo u kome

estice bivaju privu

ene na metalne

133

Zbog

ega opstaju hidrofobni koloidi? Tj., zbog

ega se koloidne

estice me

usobno ne stope

(koaguliraju) i ne naprave ve

estice? Kako je ve

eno, odgovor leži u

injenici da sve koloidne

estice

imaju naelektrisanje istog predznaka. Koloidna

estica AgCl adsorbova

e Ag

-jone ako su oni prisutni u

znatnijoj koncentraciji (tj. ako je za taloženje AgCl upotrebljen višak AgNO

). Do adsorpcije dolazi zato što

–

-joni, koji su deo koloidne

estice AgCl, a locirani su na njenoj površini, privla

e sebi Ag

-jone iz

rastvora. Na taj na

in, koloidna

estica postaje pozitivno naelektrisana, a takav koloidni rastvor se naziva

pozitivan sol

. (Po istoj šemi koloidna

estica AgCl može biti negativno naelektrisana ako su u rastvoru

prisutni u višku Cl

–

-joni; dobijeni koloidni rastvor bi se nazivao

negativan sol

). Svaka naelektrisana koloidna

estica se zatim okružuje jednim jonskim slojem suprotnog naelektrisanja (Slika 10–14). Zbog toga se takve

koloidne

estice ("koloidni joni") me

usobno odbijaju i ne mogu da se koagulišu (tj. da se slepe i obrazuju

talog). Navedene koloidne jone možemo šematski prikazati ovako:

negativan sol

pozitivan sol

Adsorbovani sloj je

monomolekulski

, tj. debljine jednog molekula. Na adsorbovani sloj jona, u rastvoru se

zatim vezuju joni suprotnog naelektrisanja, tako da na površini

vrste faze postoji tzv.

dvostruki sloj

, što

šematski izgleda ovako:

negativan sol

pozitivan sol

SLIKA 10–14

. Primer hidrofobnog koloida koji je stabilizovan pozitivnim jonima adsorbovanim po površini

svake

estice i "atmosferom" negativnih jona koji okružuju

esticu; prikazani koloid je jedan

pozitivan sol.

Stabilan hidrofobni koliod se može koagulisati (staložiti) ako se u disperzioni medijum dodaju joni. Ti

joni neutrališu zaštitne jone na površini koloidne

estice, pa

estice sada mogu da se me

usobno slepe i

obrazuju talog. Ali, pri tom slepljivanju i taloženju ne razara se struktura koloidne

estice, tj. ne dolazi do

stvaranja krupnog kristalnog taloga, ve

nastaje amorfan talog. Taj proces taloženja koloida se naziva

koagulisanje

(ili

flokulacija

), a nastali talog

koagulat

. Takav koagulat se može u nekim slu

ajevima ponovo

pretvoriti u koloidni rastvor i taj proces se naziva

peptizacija

Dakle, koloid se može koagulisati ako se koloidnom rastvoru doda jonska supstanca koja sadrži jone

koji se mogu adsorbovati na koloidnoj

estici, a imaju naelektrisanje suprotno od naelektrisanja same

estice.

Time se neutrališe naelektrisanje koloidne

estice:

koloidni jon + jon suprotnog naelektrisanja

→

koagulat

134

Opšta hemija I (beleške s predavanja prof. Stojakovi

Zna

i da se koloidni rastvori mogu koagulisati dodatkom soli (elektrolita). Dokle god je u rastvoru iznad

taloga prisutan elektrolit, koagulat je stabilan. No, ako koagulat odvojimo filtracijom, pa iz njega vodom
isperemo elektrolit, do

e do suprotnog procesa, do peptizacije taloga, tj. talog

e ponovo pre

i u koloidni

rastvor. (Zato se koagulati ne smeju ispirati

istom vodom, nego rastvorom elektrolita.)

Hidrofilni koloidi

Kod hidrofilnih koloida postoji jaka interakcija izme

u koloidnih

estica i molekula vode. Hidrofilne

koloide grade supstance koje sadrže –OH ili –NH

grupe, pa se te grupe onda javljaju na površini koloidnih

estica. Te grupe omogu

avaju obrazovanje jakih vodoni

nih veza sa molekulima vode, što ima

stabiliziraju

e dejstvo na koloid. Primeri supstanci koje grade hidrofilne koloide su belan

evine i skrob.

Hidrofilni koloidi su mnogo manje osetljivi na koagulaciono dejstvo elektrolita nego hidrofobni

koloidi. Hidrofilni koloid se može koagulisati samo ako mu se doda neka so u velikoj koncentraciji. Tada so,
zbog sopstvene hidratacije, oduzima vodu hidrofilnom koloidu i dovodi do njegove koagulacije. Zbog te
stabilnosti hidrofilnih koloida prema koagulaciji oni se koriste za stabilizaciju rastvora hidrofobnih koloida.
Naime, ako se hidrofobnom koloidu doda neki hidrofilni koloid, on se adsorbuje po površini hidrofobnog
koloida i štiti ga od koagulacijskog dejstva elektrolita. Zato se takav hidrofilni koloid naziva

zaštitni koloid

Tako se koloidni rastvori srebra i zlata (hidrofobni koloidi) mogu stabilizovati dodatkom skroba, belanceta,
želatina, itd.

Micelarni koloidi

Postoje molekuli lan

aste gra

e koji na jednom svom kraju imaju polarni deo (polarnu grupu), a na

drugom kraju nepolarnu grupu. Primer su organske kiseline tipa CH

–(CH

)

–COOH, kod kojih grupa

-COOH

ini polarni deo, a grupa CH

–(CH

)

–

ini nepolarni deo molekula (slika 10–15a). Polarni i

nepolarni deo molekula imaju razli

itu težnju da interaktuju sa rastvara

ima. Polarni deo molekula ostvaruje

jaku interakciju sa polarnim rastvara

ima, a ne interaktuje sa nepolarnim rastvara

ima. Sa nepolarnim delom

molekula slu

aj je obrnut. Jedinjenja

iji molekuli imaju taj tip strukture spadaju u

površinski aktivne

supstance

, pošto se odlikuju velikom površinskom aktivnoš

u (svojstvo karakteristi

no za, na primer, sapune

i deterdžente).

Takvi molekuli se prilikom rastvaranja grupišu u

estice koloidnih dimenzija koje se zovu

micele

Micele mogu nastati i u polarnom i u nepolarnom rastvara

u. U slu

aju

polarnih

rastvara

a, molekuli

rastvara

a (na primer, vode) vezuju se za polarni deo rastvorenih molekula. Na taj na

in, polarni deo

molekula postaje solvatizovan (hidratisan); pri tome, nepolarni deo molekula teži da izbegne kontakt sa
polarnim rastvara

em. Zbog toga se molekuli grupišu u koloidne

estice (micele) u kojima su polarni delovi

svih molekula orijentisani ka polarnom rastvara

u, a nepolarni delovi ka unutrašnjosti micele (slika 10–15b).

(

Taj tip micelarnih koloida grade sa vodom sapuni i deterdženti

.) U

nepolarnom

rastvara

u je obrnuto: nepolarni

delovi molekula su orijentisani ka rastvara

u, a polarni delovi ka unutrašnjosti micele. Dakle, i u polarnom i u

nepolarnom rastvara

u odgovaraju

i deo micele ostvaruje jaku interakciju sa rastvara

em. Zbog toga

micelarni koloidi spadaju u liofilne koloide (tj., u vodi kao rastvara

u micelarni koloidi su hidrofilni koloidi).

(a) (b)

SLIKA 10–15

. (a) Šematski prikaz molekula koji može da gradi micelarne koloide. (b) Jedan

mogu

i oblik micele u vodenom rastvoru.

136

Opšta hemija I (beleške s predavanja prof. Stojakovi

11 –

Brzina hemijske reakcije

Da bi neka hemijska reakcija mogla u praksi da se korisno primeni (na primer, u laboratoriji ili u

industriji), ona se mora odvijati dovoljno velikom brzinom. Zbog toga je važno da hemi

ari budu u

stanju da uti

u na brzinu hemijske reakcije. Oblast hemije koja se bavi prou

avanjem brzine hemijskih

reakcija naziva se

hemijska kinetika

.U okviru ove teme objasni

emo najpre pojam brzine hemijske

reakcije, a zatim razmotriti faktore od kojih ona zavisi.

11.1. Smisao pojma "brzina hemijske reakcije"

Da bi mogli s razumevanjem da razmatramo brzinu hemijske reakcije, moramo taj pojam najpre

precizno definisati. Pri odvijanju bilo koje hemijske reakcije, koli

ine (odnosno koncentracije)

reaktanata se postepeno smanjuju, a koli

ine (odnosno koncentracije) proizvoda pove

avaju.

Brzina

hemijske reakcije je pozitivna veli

ina koja pokazuje kako se koncentracija nekog reaktanta (ili

proizvoda) menja sa protokom vremena

. Da bi objasnili šta to zna

i, razmotrimo reakciju u kojoj se

gasoviti N

O razlaže na gasoviti NO

i kiseonik:

(

)

→

2 NO (

) +

(

)

SLIKA 11-1

. Promena koncentracije reaktanta i proizvoda sa vremenom u reakciji N

(g)

→

2 NO

(g) + O

(g).

iti da se sa proticanjem vremena koncentracije NO

i O

pove

avaju, a koncentracija N

smanjuje. Brzina

reakcije se definiše kao –

]

[NO

Na slici 11-1 prikazano je kako se koncentracije reaktanta (N O ) i proizvoda (NO i O

) menjaju

tokom odvijanja reakcije, tj. kako se menjaju sa vremenom. Kako se sa slike vidi, koncentracija N O

smanjuje sa vremenom, a koncentracije NO i O

se pove

avaju. Pošto ove

estice imaju razli

ite

stehiometrijske koeficijente u sre

enoj hemijskoj jedna

ini, njihove koncentracije se ne menjaju istom

137

razloži, nastaju

dva

mola NO i

jedna polovina

mola O

brzinom. Kada se

jedan

mol N

. To zna

slede

]

[NO

–

[N O ] =

gde

[ ] ozna

ava promenu koncentracije (mol dm

–3

). Predznak

minus

ispred N O

uzima u obzir

injenicu da se tokom odvijanja reakcije koncentracija N O

smanjuje

. Brojevi u imeniocu u

lanovima

sa desne strane (2,

) jesu stehiometrijski koeficijenti tih

estica u sre

enoj hemijskoj jedna

ini. Brzina

reakcije (oznaka:

) sada se može definisati deljenjem sa promenom vremena,

]

[NO

brzina reakcije =

= –

U opštem slu

aju, za reakciju

A +

→

C +

gde A, B, C i D predstavljaju supstance u gasovitoj fazi (

) ili u vodenom rastvoru (

), dok su

njihovi stehiometrijski koeficijenti u sre

enoj hemijskoj jedna

ini, izraz za brzinu reakcije je:

[B]

[C]

[A]

[D]

Da bismo ilustrovali koriš

enje ovog izraza, pretpostavimo da pri stvaranju amonijaka,

(

) + 3 H

(

)

→

2 NH

(

)

molekulski azot nestaje iz reakcionog sistema brzinom od 0,10 mol dm

–3

u minuti, tj.

= –0,10

mol dm

–3

–1

min . Na osnovu koeficijenata sre

ene hemijske jedna

ine, vidimo da se koncentracija

vodonika mora smanjivati tri puta brže:

= –0,30 mol dm

–3

–1

min . Na isti na

in, koncentracija

mora se pove

avati brzinom od 2

0,10 mol dm

–3

–1

min :

[NH

= 0,20 mol dm

–3

–1

min . Otuda

sledi da je

min

mol

⋅

]

[NH

= –

= 0,10

Kada se brzina reakcije definiše na ovaj na

in, ona je nezavisna od toga na koju

esticu smo se

usredsredili: na N , H

, ili NH .

imo da brzina reakcije ima jedinice koncentracije podeljene vremenom. Koncentraciju

emo

uvek izražavati u mol dm

–3

. Vreme se u kinetici izražava kako je kad podesno: u sekundama, minutima,

asovima, itd. Brzina reakcije od 0,10 mol dm

–3

–1

–3

min odgovara vrednostima 1,7

10 mol dm s

–1

6,0 mol dm

–3

–1

h .

Merenje brzine hemijske reakcije

U slu

aju reakcije

(

)

→

2 NO (

) +

(

)

brzina reakcije bi se mogla odrediti na slede

e na

ine:

– merenjem apsorpcije vidljive svetlosti od strane stvorenog NO

; ova supstanca ima crvenosme

u boju,

dok su N

O i O bezbojni;

– merenjem promene pritiska do koje dolazi usled pove

anja koli

ine gasa (1 mol reaktanta

→

mol

proizvoda).

Krive na slici 11–1 nacrtane su na osnovu podataka dobijenih merenjima tog tipa.

Za odre

ivanje brzine razlaganja N

podesno je koristiti sliku 11–2, koja predstavlja uve

anu

verziju dela slike 11–1. Ako se na krivu zavisnosti koncentracije od vremena povu

e tangenta u nekoj

139

kako se može videti sa slike, zavisnost je linearna (prava prolazi kroz koordinatni po

etak), što zna

i da

brzina mora biti direktno srazmerna koncentraciji.

[N O ]

Ova jedna

ina se naziva

izraz za brzinu reakcije

za razlaganje N

. On nam kaže kako brzina reakcije

(

)

→

2 NO (

) +

(

)

zavisi od koncentracije reaktanta. Konstanta proporcionalnosti

zove se

konstanta brzine reakcije

Ona je nezavisna od drugih veli

ina koje se pojavljuju u jedna

ini (

npr., dok brzina reakcije zavisi od

koncentracije, konstanta brzine reakcije

zavisi

Kako

emo uskoro videti, izraz za brzinu reakcije može imati razli

ite oblike, zavisno od prirode

reakcije. On može biti sasvim jednostavan, kao u slu

aju razlaganja N O , ali može biti i veoma složen.

SLIKA 11–3.
Grafik zavisnosti brzine
reakcije od koncentracije za
slu

aj razlaganja [N

] je

prava linija

. Kada se ta prava

ekstrapolira, ona prolazi kroz
koordinatni po

etak. To zna

da je brzina reakcije direktno
srazmerna koncentraciji; to jest,
brzina =

Red reakcije u kojoj postoji samo jedan reaktant

Izrazi za brzinu reakcije eksperimentalno su odre

eni za veliki broj reakcija. Za proces

→

proizvodi

izraz za brzinu reakcije ima slede

i opšti oblik:

[A]

Eksponent

kojim se stepenuje koncentracija reaktanta A u izrazu za brzinu reakcije naziva se

red

reakcije

. Ako je

jednako nuli, za reakciju se kaže da je "nultog reda". Ako je

= 1, reakcija je

"prvog reda"; ako je

=2, ona je "drugog reda", i tako dalje. Obi

no je red reakcije ceo broj (0, 1, 2,...),

ali su mogu

i i redovi u obliku razlomka, npr., red reakcije jednak

Red reakcije mora da se odredi eksperimentalnim putem;

njegova vrednost se ne može izvesti

(zaklju

iti) na osnovu vrednosti koeficijenata sre

ene hemijske jedna

ine

. Razlog za ovo leži u tome

što za datu reakciju postoji jedan jedini red reakcije, dok se sre

ena jedna

ina može napisati na mnogo

ina. Na primer, iako smo za opisivanje razlaganja N O

napisali

(

)

→

2 NO (

) +

(

)

mogli smo isto tako napisati i

(

)

→

4 NO

2 N

(

) + O (

)

Reakcija je i dalje prvog reda, bez obzira na to kako je jedna

ina napisana.

Jedan na

in da se odredi red reakcije jeste da se izmeri zavisnost po

etne brzine (tj., brzine u

trenutku

= 0) od koncentracije reaktanta (

drugi na

in je da se meri koncentracija u funkciji vremena - videti odeljak

11.3

). Pretpostavimo, na primer, da smo napravili dve razli

ite reakcione smeše koje se razlikuju samo

po koncentraciji reaktanta A. Onda merimo brzine na samom po

etku reakcije, tj., pre nego što se

140

Opšta hemija I (beleške s predavanja prof. Stojakovi

koncentracija reaktanta A znatnije smanji. To nam daje dve razli

ite po

etne brzine reakcije (

)

koje odgovaraju dvema razli

itim po

etnim koncentracijama reaktanta A, tj., [A] i [A]

. Na osnovu

izraza za brzinu reakcije dobijamo

[A]

Ako drugu brzinu reakcije podelimo prvom dobijamo

⎟⎟

⎠

⎞

⎜⎜

⎝

⎛

[A]

[

Pošto su u ovoj jedna

ini poznate sve veli

ine osim

, mogu

e je izra

unati red reakcije (primer 11–1).

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

PRIMER 11–1

. Po

etna brzina reakcije razlaganja acetaldehida, CH

CHO, na 600ºC:

CHO(

)

→

(

) + CO(

)

merena je pri nekoliko razli

itih po

etnih koncentracija, pri

emu su dobijeni slede

i rezultati:

[CH

CHO], mol dm

–3

0,20 0,30 0,40 0,50

, mol dm

–3

–1

0,34 0,76 1,4 2,1

Koriste

i ove podatke, odrediti red reakcije; to jest, odrediti vrednost

u jedna

ini

[CH

CHO]

Postupak.

Uzeti prve dve koncentracije, 0,20 mol dm

–3

i 0,30 mol dm

–3

. Izra

unati koli

nik odgovaraju

ih brzina

reakcije, zatim koli

nik koncentracija, pa na kraju izra

unati red reakcije koriste

i opšti izraz izveden pre ovog

primera.

Rešenje

]

CHO

[

]

CHO

[

= 2,2

=1,5

Otuda, opšti izraz postaje:

1,5

log

2,2

log

2,2 = (1,5)

m =

1,9

igledno,

= 2; reakcija je drugog reda.

Napomena

. Isti rezultat (

= 2) bi se dobio i ako se uzmu ma koje dve ta

ke. Probati za vežbu!

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

Kada se odredi red reakcije, lako može da se izra

una konstanta brzine reakcije. Razmotrimo, na

primer, razlaganje acetaldehida za koje smo pokazali da mu odgovara slede

i izraz za brzinu reakcije:

[CH CHO]

Podaci u primeru 11–1 pokazuju da je na 600ºC brzina reakcije jednaka 0,34 mol dm

–3

–1

kada je

koncentracija jednaka 0,20 mol dm

–3

. Otuda sledi da je

CHO]

[

= 8,5 dm

–1

mol s

–1

Ista vrednost

bi se dobila, u granicama eksperimentalne greške, i ako bi se u ovom prora

unu

upotrebio bilo koji drugi par podataka.

Pošto su odre

eni vrednost

i red reakcije, brzina reakcije pri ma kojoj koncentraciji lako se

može izra

unati. Iskoristi

emo ponovo za primer razlaganje acetaldehida; utvrdili smo da za tu reakciju

važi:

= 8,5

[CH

CHO]

Ako bi koncentracija acetaldehida iznosila 0,60 mol dm

–3

, brzina reakcije bi bila:

142

Opšta hemija I (beleške s predavanja prof. Stojakovi

U ovom slu

aju,

= 0; brzina reakcije je nezavisna od koncentracije OH

–

. Izraz za brzinu reakcije je:

[(CH

)

CBr]

--------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

11.3. Koncentracija reaktanta i vreme

Izraz za brzinu reakcije

[N O ]

pokazuje kako se brzina razlaganja N

menja sa koncentracijom. Me

utim, sa prakti

ne ta

gledišta, važnije je znati vezu izme

u koncentracije i

vremena

nego izme

u koncentracije i brzine. Na

primer, pretpostavimo da prou

avamo razlaganje diazot–pentaoksida. Najverovatnije je da

e nas

zanimati koliko je N

preostalo posle 5 min, 1h, ili posle nekoliko dana. Jedna

ina koja povezuje

brzinu

sa koncentracijom ne bi odgovarala toj svrsi.

Koriš

enjem diferencijalnog ra

una, mogu

e je dobiti integrisani oblik izraza za brzinu reakcije

koji povezuje koncentraciju reaktanta sa vremenom. U nastavku izlaganja razmotri

emo nekoliko takvih

jedna

ina, a krenu

emo od reakcija prvog reda.

Reakcije prvog reda

Za reakciju razlaganja N

i druge

reakcije prvog reda

tipa

→

proizvodi

[A]

može se pokazati pomo

u diferencijalnog ra

una da postoji slede

a veza izme

u koncentracije i

vremena

∗

[A]

[

gde je [A]

etna koncentracija reaktanta, [A] je koncentracija posle vremena

, dok je

konstanta

brzine reakcije prvog reda. Odatle sledi:

ln[A] = ln[A]

–

To je jedna

ina prave, tako da grafik ln[A] u zavisnosti od

treba da bude prava linija, koja na ordinati

ima odse

ak jednak ln[A]

, dok je njen nagib jednak –

. Da je to tako vidimo i sa slike 11–4, koja

prikazuje zavisnost ln[N

] od

za slu

aj razlaganja N

(na 67ºC). Ako kroz ta

ke na grafiku

provu

emo najbolju pravu liniju i izra

unamo nagib prave koriste

i ta

ke preseka prave sa

–osom (

–3,5,

= 4,9) i sa

–osom (

= –1,8,

= 0), dobijamo

−

nagib =

= –0,35

Proizilazi da je konstanta brzine,

, jednaka 0,35 min

–1

, odnosno da integrisani izraz za brzinu reakcije

razlaganja N O glasi (ako je vreme izraženo u minutima):

]

[

= 0,35

(na

67ºC)

∗

itavom odeljku 11.3., sre

ene hemijske jedna

ine pisa

emo na takav na

in da je stehiometrijski koeficijent ispred

reaktanta jednak 1. U opštem slu

aju, ako je taj koeficijent jednak

, gde

može biti 2, 3, itd., tada vrednost

u svakom

integrisanom izrazu za brzinu reakcije mora da se zameni proizvodom

143

SLIKA 11–4.
Grafik za reakciju prvog reda.

Konstanta brzine za reakciju
prvog reda može da se odredi na
osnovu nagiba prave koja se
dobija prikazivanjem zavisnosti
ln[A] od vremena. Slika se odnosi
na reakciju N

(

)

→

2 NO

(

)

(

), na 67ºC. Koriste

dve ta

ke na pravoj, može se

izra

unati nagib linije, koji

predstavlja konstantu brzine. U
ovom slu

aju, dobija se vrednost

= 0,35 min .

–1

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

–1

PRIMER 11–3

. Razlaganje N

na 67ºC je reakcija prvog reda sa vrednoš

= 0,35 min . Izra

unati:

(a) koncentraciju posle 6 minuta, ako je po

etna koncentracija iznosila 0,200 mol dm

–3

(b) vreme koje treba da protekne pre nego što koncentracija opadne na 0,150 mol dm

–3

etnog uzorka N

Postupak

. U sva tri slu

aja treba koristiti izraz

]

[

= 0,35

.......... (1)

Pod (a) i (b), poznate su dve od tri promenljive, [N

]

, [N

] i

, pa se tre

a lako može izra

unati. Pod (c),

prakti

no je zadat koli

nik [N

]

/[N

], pa se iz toga može izra

unati vreme.

Rešenje.

(a) Ako se uvrste podaci u izraz (1), dobija se:

]

[

200

= 0,35×6,0 = 2,1

]

[

200

2,1

= 8,2

] =

= 0,024 mol dm

–3

(b) Na osnovu izraza (1) sledi da je

150

200

]

= 0,82 min

] = [N

]

/2, odnosno [N

]

/[N

] = 2

Na osnovu izraza (1) sledi

693

]

= 2,0 min

ln 2 =

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

145

Poluživoti se mogu interpretirati i sa gledišta nivoa radioaktivnog zra

enja odgovaraju

izotopa. Uran ima vrlo dug poluživot (4,5

godina), tako da on odaje zra

enje vrlo sporo. Na

suprotnom kraju je fermijum–258, koji se raspada sa poluživotom od 3,8

–4

s. O

igledno je njegova

brzina raspadanja vrlo visoka. Prakti

no u roku od jedne sekunde, sva koli

ina zra

enja ode iz

fermijuma–258. Takvi izotopi proizvode veoma visoko zra

enje tokom svog kratkog postojanja.

Reakcije nultog reda i reakcije drugog reda

reakciju nultog reda

važi:

→

proizvodi

[A]

Drugim re

ima, brzina reakcije nultog reda je konstantna, nezavisno od koncentracije. Reakcije

nultog reda su relativno retke. Ve

ina njih se odnosi na reakciju gasovitog reaktanta koja se odvija na

vrstim površinama, gde je brzina reakcije nezavisna od koncentracije u gasovitoj fazi. Tipi

an primer

je termi

ko razlaganje vodonik–jodida na zlatu:

HI(

)

(

) + I

(

)

Kada površina zlata postane potpuno pokrivena molekulima HI, dalje pove

anje koncentracije

HI(

) nema uticaja na brzinu reakcije.

Može se pokazati da za reakciju nultog reda postoji slede

a veza izme

u koncentracije i

vremena:

–

[A] = [A]

igledno je da je to jedna linearna zavisnost: grafik [A] u zavisnosti od

je prava linija

iji nagib ima

vrednost –

. Druga

ije re

eno, ako se dobije da je grafik koncentracije u zavisnosti od vremena prava

linija, reakcija mora biti nultog reda; konstanta brzine

je numeri

ki jednaka nagibu te linije, ali ima

suprotan predznak. U reakciji nultog reda, sva koli

ina reaktanta biva utrošena u nekom kona

nom

periodu vremena (nasuprot reakciji prvog reda koja se u potpunosti završava tek kada je

= ).

∞

reakciju drugog reda

u kojoj se javlja samo jedan reaktant, na primer acetaldehid (videti

primer 11–1), važi:

→

proizvodi

[A]

∗

Koriš

enjem diferencijalnog ra

una može se dobiti slede

a zavisnost izme

u koncentracije i vremena:

[

−

Za reakciju drugog reda, grafik zavisnosti 1/[A] od

predstavlja pravu liniju.

---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

PRIMER 11–5

Za reakciju razlaganja vodonik–jodida u gasovitoj fazi dobijeni su slede

i eksperimentalni

rezultati:

Vreme (h)

[HI] 1,00

0,50

0,33

0,25

Da li je ta reakcija nultog reda, prvog reda ili drugog reda (u odnosu na HI)?

Postupak

. Imati na umu slede

– ako je reakcija nultog reda, linearan

e biti grafik zavisnosti [A] od

∗

Diferencijalni ra

un ima dosta

estu primenu u hemiji. Na primer, opšti izrazi za brzinu reakcije nultog, prvog i

drugog reda su:

–

[A]/

–

[A]/

[A]

[A]/

[A]

Integracijom ovih izraza u granicama od 0 do

i od [A]

do [A], dolazi se do jedna

ina koje smo naveli u tekstu (uradite

to za vežbu!).

146

Opšta hemija I (beleške s predavanja prof. Stojakovi

– ako je reakcija prvog reda, linearan

e biti grafik zavisnosti ln[A] od

– ako je reakcija drugog reda, linearan

e biti grafik zavisnosti 1/[A] od

Koriste

i navedene podatke, nacrtati ta tri grafika i videti na kome od njih se javlja linearna zavisnost.

Rešenje

. Korisno je napraviti tabelu u kojoj su prikazane vrednosti [HI], ln[HI] i 1/[HI] u funkciji vremena.

(h)

[HI]

ln[HI]

1/[HI]

0 1,00 0 1,0

2 0,50 –0,69 2,0

4 0,33 –1,10 3,0

6 0,25 –1,39 4,0

iz ove tabele je o

igledno da je linearna samo zavisnost 1/[HI] od vremena. To je još o

iglednije sa slike 11–

5. Ovo je reakcija drugog reda.

SLIKA 11–5.
Odre

ivanje reda

reakcije

. Linearnu

zavisnost pokazuje
samo grafik 1/[HI] u
funkciji

(grafik c).

To zna

i da je

razlaganje HI
reakcija drugog reda.

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

11.4. Teorijski modeli za brzinu reakcije

U dosadašnjem izlaganju razmatrali smo brzinu reakcije sa eksperimentalne ta

ke gledišta,

opisuju

i šta se dešava u laboratoriji ili u svetu oko nas. U nastavku

emo pokušati da objasnimo zbog

ega se neke reakcije odvijaju brzo, a neke druge sporo. U tom cilju, razmotri

emo dva teorijska modela

koje su hemi

ari razvili kako bi bili u stanju da predvide vrednosti konstanti brzina reakcija.

Teorija sudara; energija aktivacije

Razmotrimo reakciju

CO(

) + NO

(

)

→

CO (

) + NO(

)

Iznad 600 K, ova reakcija se odvija kao neposredan rezultat sudara izme

u molekula CO i NO

. Ako se

koncentracija CO udvostru

i (slika 11–6), broj tih sudara u jedinici vremena se pove

ava za faktor 2;

udvostru

avanje koncentracije NO

ima isti efekat. Pretpostavljaju

i da je brzina reakcije direktno

srazmerna broju sudara u jedinici vremena, slede

i izraz bi trebalo da važi:

[CO]× [NO ]

148

Opšta hemija I (beleške s predavanja prof. Stojakovi

Izloženo razmatranje brzine hemijske reakcije sa gledišta teorije sudara može da se izrazi i na

kvantitativan na

in. Možemo re

i da je konstanta brzine reakcije,

, proizvod tri faktora:

pri

emu–

•

je tzv.

sterni faktor

, kojim se uzima u obzir

injenica da samo neke orijentacije molekula koji se

sudaraju mogu da dovedu do reakcije (setiti se slike 11–7). Nažalost, teorija sudara nije u stanju
da predvidi vrednost

; sve što možemo re

i jeste da je

manje od 1, a ponekad mnogo manje.

•

frekvenca (u

estanost) sudara

, koja predstavlja broj sudara izme

u molekula koji se dešava u

jedinici vremena pri jedini

noj koncentraciji reaktanata. Ova veli

ina može da se izra

una sa

prili

nom ta

noš

u uz pomo

kineti

ke teorije gasova, ali mi ne

emo izložiti taj prora

un.

•

udeo sudara pri kojima je energija molekula koji se sudaraju jednaka ili ve

a od

. Može se

pokazati da je

−

gde je

gasna konstanta, a

apsolutna temperatura.

Ako ovaj izraz za

unesemo u prethodnu jedna

inu za

, dobijamo osnovnu jedna

inu teorije

sudara:

−

Ova jedna

ina nam kazuje, izme

u ostalog, da

što E

ima ve

u vrednost, konstanta brzine reakcije je

manja

. Tako,

−

ako je

= 0 tada je

= 1

−

–1

= 0,37

−

= 2

–2

= 0,14

i tako dalje. To je i logi

no: što je energija aktivacije ve

a, manji je udeo molekula koji imaju dovoljno

energije da reaguju pri sudaru, pa je zato i brzina reakcije manja.

U tabeli 11–2 upore

ene su, za slu

aj nekoliko reakcija, eksperimentalno odre

ene vrednosti

konstanti brzine sa vrednostima koje predvi

a teorija sudara (proizvoljno uzimaju

i da je

= 1). Kao

što se moglo i o

ekivati, izra

unate vrednosti

su prevelike, što nam ukazuje da je sterni faktor zaista

manji od 1.

TABELA 11–2

Eksperimentalno dobijene, kao i izra

unate vrednosti konstante brzine za reakcije

drugog reda u gasovitoj fazi

(eksp.)

(teor. sudara)

(teor. prelaznog stanja)

Reakcija

NO + O

→

+ O

6,3

4,0

3,2

NO + Cl

→

NOCl + Cl

5,2

130

1,6

+ CO

→

NO + CO

1,2

–4

6,4

–4

1,0

–4

2 NO

→

2 NO + O

5,0

–3

1,0

–1

1,2

–2

Teorija prelaznog stanja

Slika 11–8 prikazuje energetski dijagram za reakciju izme

u CO i NO . Reaktanti CO i NO

prikazani su na levoj strani. Proizvodi CO

i NO nalaze se na desnoj strani; oni imaju energiju koja je za

226 kJ mol

–1

manja od energije reaktanata. Promena entalpije u reakciji,

, iznosi –226 kJ mol

–1

. U

sredini slike nalazi se jedan intermedijar (me

uproizvod) koji se zove aktivirani kompleks. To je jedna

149

SLIKA 11–8.
Energetski dijagram reakcije

Na po

etku reakcije,

reaktantima se mora dodati
energija aktivacije u iznosu od
134 kJ mol

–1

. Ta energija

aktivira kompleks CO–NO

stepena posle koga reakcija
može da se odigra.

nestabilna

estica (vrsta) velikog sadržaja energije, koja mora da se stvori pre nego što može da do

e do

reakcije. Njen sadržaj energije je ve

i za 134 kJ mol

–1

od energije reaktanata, odnosno za 360 kJ mol

–1

od energije proizvoda. Stanje sistema u toj ta

esto se naziva

prelazno stanje

, tj., me

ustanje izme

reaktanata i proizvoda.

nu prirodu aktiviranog kompleksa je teško utvrditi. U slu

aju ove reakcije, aktivirani

kompleks bi mogao biti jedan "pseudomolekul" ("lažni molekul") sa

injen od molekula CO i NO

bliskom kontaktu. Putanja (tj., tok) reakcije bi, manje–više, mogla da izgleda ovako:

reaktanti aktivirani

kompleks proizvodi

kaste linije predstavljaju parcijalne (delimi

ne) veze u aktiviranom kompleksu. Veza N–O u

molekulu NO

delimi

no je raskinuta. Nova veza izme

u ugljenika i kiseonika po

ela je da se obrazuje.

(U aktiviranom kompleksu elektroni se obi

no nalaze u energetski pobu

enom stanju).

Ideja o aktiviranom kompleksu

ini osnovu

teorije prelaznog stanja

za brzinu hemijske reakcije.

Ta teorija se zasniva na slede

e dve pretpostavke:

aktivirani kompleks je prisutan u maloj koncentraciji i nalazi se u ravnoteži sa reaktantima

aktivirani kompleks može ili da se razloži na proizvode "penjanjem" preko energetske barijere

(prepreke), ili da se raspadne unazad, tj., na reaktante.

Koriste

i te pretpostavke, mogu

e je izvesti izraz za konstantu brzine reakcije

. Iako je taj izraz previše

složen da bi ga ovde mogli da razmatramo, neki rezultati koji se dobijaju njegovom primenom prikazani
su u tabeli 11–2.

Teorija prelaznog stanja je uglavnom nešto ta

nija od teorije sudara (bar onda kada se koristi

pretpostavka da je

= 1). Druga njena prednost je što objašnjava zbog

ega je energija aktivacije

obi

no mnogo manja od entalpija veza za molekule reaktanata. Razmotrimo, na primer, reakciju:

CO(

) + NO

(

)

→

(

) + NO(

)

za koju je

= 134 kJ mol

–1

. To je znatno manje od koli

ine energije potrebne za raskidanje bilo koje

veze u reaktantima:

≡

O 1075 kJ mol

–1

N = O 607 kJ mol

–1

N–O 222

mol

–1

Stvaranje aktiviranog kompleksa prikazanog na slici 11–8 zahteva utrošak relativno malog iznosa
energije pošto je za to stvaranje potrebno da veze u reaktantima samo nešto oslabe, ali ne i da se
raskinu.

151

gde je

konstanta. Ako se taj izraz logaritmuje dobijamo tzv.

Arenijusovu jedna

inu

= ln

–

SLIKA 11–10.
Arenijusov grafik

. Grafik

zavisnosti ln

od 1/

je prava

linija (

= konstanta brzine,

apsolutna temperatura). Na
osnovu nagiba ove prave, može
se odrediti energija aktivacije:

= –

(nagib). Za slu

aj reakcije

CO–NO

koji je prikazan na

slici, dobija se (videti tekst)

134 kJ mol

–1

Arenijusova jedna

ina može da se shvati kao jedna

ina prave linije tipa

Drugim re

ima, grafik zavisnosti ln

") od 1/

") trebalo bi da bude prava linija. Nagib prave

linije,

, jednak je –

. Na slici 11–10 prikazan je takav grafik za slu

aj reakcije CO–NO

. Sa slike se

dobija vrednost nagiba prave od oko –1,61

K. Otuda je

−

= –1,61

(1,61

) = (8,31

mol

⋅

)

(1,61

K) = 1,34

J mol

–1

= 134 kJ mol

–1

Alternativni oblik Arenijusove jedna

ine

Arenijusova jedna

ina može da se izrazi i na nešto druga

iji na

in. Na dve razli

ite tempereture,

(

), važi:

= ln

–

= ln

–

Ako se druga jedna

ina oduzme od prve i onda rezultuju

i izraz sredi, dobija se:

⎥

⎦

⎤

⎢

⎣

⎡

−

152

Opšta hemija I (beleške s predavanja prof. Stojakovi

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

PRIMER 11–6

. Za izvesnu reakciju utvr

eno je da se vrednost konstante brzine udvostru

uje kada se temperatura

pove

a sa 15ºC na 25ºC. Izra

unati:

(a) energiju aktivacije,

(b) vrednost konstante brzine na 100ºC, ako je na 25ºC

= 1,2

–2

mol

–1

ava od 25ºC do 35ºC.

Rešenje.

(a)

= 2

= ln 2 = 0,693

= 298 K

= 288 K

Ako se te vrednosti unesu u alternativnu Arenijusovu jedna

inu, dobija se:

0,693 =

⎥⎦

⎤

⎢⎣

⎡

−

298

288

8,31

Odatle sledi da je

= 4,9

J mol

–1

= 49 kJ mol

–1

(b) ln

⎥⎦

⎤

⎢⎣

⎡

−

373

298

49000

= 3,98

3,98

= 53

Pošto je dato da je

= 1,2

–2

mol

–1

, to je

= 53

1,2

–2

= 0,64 dm

mol

–1

(na

⎥⎦

⎤

⎢⎣

⎡

−

308

298

49000

= 0,642

0,642

= 1,90

Na 35ºC,

je za oko 90% ve

e nego na 25ºC.

----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

11.6. Kataliza

Katalizator

je supstanca koja pove

ava brzinu neke reakcije, a da se pri tom ne troši u toj

reakciji

. On to

ini tako što menja putanju reakcije, pa se reakcija odigrava drugom putanjom na kojoj

je energija aktivacije manja.

esto se katalizovana putanja sastoji od dva ili više reakcionih stupnjeva. U

tom slu

aju, energija aktivacije za nekatalizovanu reakciju ve

a je od

za ma koji od stupnjeva

katalizovane reakcije (slika 11–11).

SLIKA 11–11.
Kataliza i energija aktivacije

Menjaju

i putanju kojom se odvija

reakcija, katalizator može da smanji
potrebnu energiju aktivacije i tako
ubrza reakciju (

je energija

aktivacije za nekatalizovanu
reakciju, a

kat

za katalizovanu

reakciju).

154

Opšta hemija I (beleške s predavanja prof. Stojakovi

Homogena kataliza

Homogeni katalizator

je onaj koji se nalazi u istoj fazi kao i reaktanti. On ubrzava

reakciju tako što gradi reaktivni intermedijar koji se zatim razlaže (ili dalje reaguje) daju

proizvode. Na ovaj na

in, katalizator omogu

ava odvijanje jednog alternativnog procesa koji

ima manju energiju aktivacije.

Primer reakcije koja može da se ubrza prisustvom homogenog katalizatora je razlaganje

vodonik–peroksida u vodenom rastvoru:

2 H

(

)

→

2 H

O + O

(

)

Pri obi

nim uslovima ova reakcija se odvija veoma sporo (putem sudara izme

u molekula).

utim, ako se doda rastvor natrijum–jodida, reakcija se odigrava skoro trenutno; mogu se

iti mehuri

i kiseonika koji se stvara.

Katalizovano razlaganje vodonik–peroksida odigrava se u dva stupnja:

Stupanj 1: H

(

) + I

–

(

)

→

O + IO

–

(

)

Stupanj 2: H

(

) + IO

–

(

)

→

O + O

(

) + I

–

(

)

2 H

(

)

→

2 H

O + O

(

)

iti da je krajnji rezultat katalizovane reakcije isti kao i u odsustvu katalizatora. (

Napomena:

naziv IO

–

–jona je

hipojodit

–jon

Joni I

–

se ne troše u navedenoj reakciji. Na svaki jon I

–

koji se utroši u prvom stupnju,

proizvede se jedan jon u drugom stupnju. Energija aktivacije za ovaj dvostupni proces mnogo
je manja nego u slu

aju nekatalizovane reakcije.

Enzimi

. Mnoge reakcije koje se pri obi

nim uslovima odigravaju sporo, proti

u brzo u živim

organizmima u prisustvu katalizatora koji imaju zajedni

ki naziv

enzimi

. Enzimi su molekuli

belan

evina velike molarne mase. Kolika je važnost enzima u živim organizmima može da se sagleda iz

slede

eg primera. Proces varenja hrane odigrava se pod kataliti

kim dejstvom raznih digestivnih

enzima. Procenjeno je da bi nam, u odsustvu digestivnih enzima, bilo potrebno više od 50 godina da
svarimo jedan jedini obrok!

11.7. Mehanizam reakcije

Mehanizam reakcije

je opis putanje, ili niza stupnjeva, kojima se reakcija dešava na

molekulskom nivou. U najprostijem slu

aju, reakciju

ini samo jedan stupanj. To je sudar izme

u dva

molekula reaktanata. To je mehanizam reakcije izme

u CO i NO

na visokim temperaturama, iznad oko

600 K:

CO(

) + NO

(

)

→

(

) + NO(

)

Na nižim temperaturama, reakcija izme

u ugljen–monoksida i azot–dioksida odigrava se po

sasvim drugom mehanizmu. Reakcija se sastoji od dva stupnja:

(

) + NO

(

)

→

(

) + NO(

)

CO(

) + NO

(

)

→

(

) + NO

(

)

CO(

) + NO

(

)

→

(

) + NO(

)

iti da je ukupna reakcija, dobijena sabiranjem individualnih stupnjeva, identi

na reakciji za slu

jednostepenog procesa. Me

utim, izrazi za brzinu reakcije su sasvim razli

iti:

na visokim temperaturama:

[CO]

[NO

]

na niskim temperaturama:

[NO

]

155

U opštem slu

aju, priroda izraza za brzinu reakcije i otuda

red reakcije zavise od mehanizma kojim se

reakcija odigrava

. Mehanizam reakcije

esto se menja sa temperaturom, a ponekad i sa promenom

pritiska.

Elementarni stupnjevi

Individualni stupnjevi koji sa

injavaju mehanizam reakcije nazivaju se

elementarni stupnjevi

Ti stupnjevi mogu biti

unimolekulski

→

B + C

[A]

bimolekulski

A + B

→

C + D

[A]

[B]

ili, u retkim slu

ajevima,

termolekulski

A + B + C

→

D + E

[A]

[B]

[C]

iti u izrazima za brzinu reakcije koje smo upravo napisali da je

brzina nekog elementarnog

stupnja jednaka proizvodu konstante brzine i koncentracije svakog reaktanta

. To pravilo je lako

objasniti. Razmotrimo, na primer, stupanj u kome se dva molekula, A i B, efikasno (uspešno)
me

usobno sudaraju grade

i C i D. Kako je ranije ukazano, broj sudara u jedinici vremena, pa time i

brzina reakcije, direktno su srazmerni koncentraciji svakog reaktanta.

Spori stupnjevi

est je slu

aj da je u mehanizmu reakcije jedan stupanj mnogo sporiji od ostalih stupnjeva. Kada

se to desi,

spori stupanj je

stupanj koji odre

uje brzinu reakcije

. To jest, brzina ukupne reakcije

prakti

no je jednaka brzini sporog stupnja. Razmotrimo, na primer, reakciju koja se sastoji od tri

stupnja:

Stupanj 1: A

→

(brz)

Stupanj 2: B

→

(spor)

Stupanj 3: C

→

(brz)

→

Brzina kojom se A prevodi u D (ukupna reakcija) približno je jednaka brzini prevo

enja B u C (spori

stupanj).

Možemo zaklju

iti slede

•

ukupna brzina reakcije ne može premašiti brzinu najsporijeg stupnja

•

ako je taj stupanj daleko najsporiji, njegova brzina

e biti približno jednaka brzini ukupne

reakcije

•

najsporiji stupanj u mehanizmu reakcije obi

no je onaj koji ima najve

u energiju aktivacije

(slika 11–13).

157

12 –

Teorija molekulskih orbitala

Tokom ranijih predavanja razmotrili smo hemijsku vezu u molekulima koriste

i teoriju valentne

veze. Prema toj teoriji, stabilnost kovalentne veze objašnjava se preklapanjem orbitala atoma koji
obrazuju vezu. Uz pomo

ideje o hibridizaciji, teorija valentne veze u stanju je da objasni gra

(geometriju) molekula koju ina

e predvi

a i razmatranje sa gledišta odbijanja elektronskih parova

(VSEPR). U slu

ajevima kada Luisova struktura ne opisuje na zadovoljavaju

i na

in elektronsku

strukturu molekula, pojam rezonance nam omogu

ava da objasnimo eksperimentalna opažanja.

Veliki nedostatak teorije valentne veze jeste nemogu

nost da se pomo

u nje objasne magnetne

osobine molekula. Taj problem smo ve

pomenuli u slu

aju molekula O

: molekul je paramagneti

(dva nesparena elektrona), iako sadrži paran broj (12) valentnih elektrona. Prema pravilu okteta, ili
teoriji valentne veze, svi elektroni u molekulu O

bi morali biti spareni, tako da bi o

ekivali da je O

dijamagneti

an.

Ovo neslaganje (kao i mnoga druga) izme

u eksperimenta i teorije može da se objasni pomo

jednog alternativnog modela kovalentne veze, koji se zove teorija molekulskih orbitala (TMO). Ova
teorija razmatra hemijsku vezu koriš

enjem jedne vrste orbitala koje su karakteristika molekula kao

celine (tj., koje pripadaju celom molekulu, a ne njegovim individualnim atomima). Pri primeni TMO
treba izvršiti tri osnovne operacije.

Atomske orbitale atoma se kombinuju i kao rezultat nastaju molekulske orbitale koje su

karakteristi

ne za molekul kao celinu.

Broj nastalih molekulskih orbitala jednak je broju atomskih

orbitala koje su u

estvovale u kombinovanju

. Na primer, kada se dva atoma vodonika me

usobno

kombinuju (vezuju) uz nastanak molekula H

, dve

–orbitale, po jedna sa svakog atoma, grade dve

molekulske orbitale. U drugom primeru (tj., kada se me

usobno vezuju neki drugi atomi), šest

–

orbitala, po tri sa svakog atoma, daju ukupno šest molekulskih orbitala.

Molekulske orbitale se zatim pore

aju prema rastu

em sadržaju energije. Relativne energije tih

orbitala obi

no se utvr

uju na osnovu eksperimenata. U tu svrhu se koriste spektri i magnetna svojstva

molekula.

Valentni elektroni

svih atoma u molekulu se raspore

uju po raspoloživim molekulskim

orbitalama. Postupak raspore

ivanja je sli

an postupku raspore

ivanja elektrona u atomima. U tom

smislu, važi slede

(a)

U svaku molekulsku orbitalu mogu da stanu najviše dva elektrona

. Kada je orbitala popunjena,

dva elektrona imaju suprotne spinove, u skladu sa Paulijevim principom isklju

enja (videti poglavlje 7).

(b)

Elektroni se smeštaju (dospevaju) u rasploživu molekulsku orbitalu najmanjeg sadržaja

energije

. Popunjavanje energetski više orbitale po

inje tek kada sve orbitale nižeg sadržaja energije

sadrže po dva elektrona.

(c)

Primenjuje se Hundovo pravilo

. Ako su na raspolaganju dve molekulske orbitale istog sadržaja

energije (degenerisane orbitale), a treba smestiti dva elektrona, tada se po jedan elektron smešta u
svaku, daju

i dve polupopunjene orbitale.

12.1. Dvoatomski molekuli elemenata

Da bismo ilustrovali teoriju molekulskih orbitala, primeni

emo je na dvoatomske molekule

elemenata prve dve periode Periodnog sistema.

Vodonik i helijum (kombinacija 1s–orbitala)

TMO propisuje da se dve atomske 1s–orbitale kombinuju daju

i dve molekulske orbitale (MO).

Jedna od tih MO ima niži sadržaj energije nego atomske orbitale od kojih je sa

injena (slika 12–1).

Kada se u tu orbitalu smeste elektroni, nastaje

estica koja je stabilnija nego izolovani atomi. Iz tog

razloga, niža molekulska orbitala na slici 12–1 naziva se

vezuju

a orbitala

. Druga molekulska orbitala

ima viši sadržaj energije nego odgovaraju

e atomske orbitale. Elektroni koji dospeju u tu orbitalu nalaze

se u jednom nestabilnom, višem energetskom stanju. Ona se naziva

antivezuju

a orbitala

158

Opšta hemija I (beleške s predavanja prof. Stojakovi

SLIKA 12–1

. Obrazovanje molekulskih orbitala. Dve molekulske orbitale nastaju kombinovanjem dve atomske 1s–

orbitale.

Elektronska gustina u ove dve molekulske orbitale prikazana je na desnoj strani slike 12–1.

imo da se kod vezuju

e orbitale u podru

ju izme

u dva jezgra nalazi pove

ana elektronska gustina.

To objašnjava njenu stabilnost (tj.

injenicu da ima manji sadržaj energije). Kod antivezuju

e orbitale,

verovatno

a nalaženja elektrona u podru

ju izme

u dva jezgra vrlo je mala. Elektronska gustina u njoj

koncentrisana je na suprotnim krajevima "molekula". To zna

i da su jezgra manje zaklonjena jedno od

drugog (tj., odbijaju se me

usobno) nego što je to slu

aj u izolovanim atomima.

Na desnoj strani slike 12–1 vidimo da je elektronska gustina u obe molekulske orbitale

raspore

ena duž ose na kojoj leže dva jezgra. To zna

i da su obe ove orbitale sigma–orbitale. U teoriji

MO, vezuju

a orbitala nastala od 1s–orbitala ozna

ava se

. Antivezuju

a orbitala ima oznaku

Zvezdica u eksponentu ozna

ava antivezuju

u orbitalu.

U molekulu H

ima dva 1s–elektrona. Oni popunjavaju

–orbitalu, daju

i jednostruku vezu. U

molekulu He

bilo bi

etiri elektrona, po dva sa svakog atoma. Oni bi popunili i vezuju

u i antivezuju

orbitalu. Kao rezultat, broj veza (

red veze

) u He

jednak je nuli. Opšti izraz je:

broj veza = red veze =

gde je V = broj elektrona u vezuju

im orbitalama, A = broj elektrona u antivezuju

im orbitalama. U

slu

aju H

, V = 2 i A = 0, pa imamo jednu vezu. U slu

aju He

, V = A = 2, pa je broj veza jednak nuli.

To zna

i da molekul He

ne bi trebalo da postoji, što i jeste slu

aj.

Elementi druge periode (kombinacija 2s– i 2p–orbitala)

Od dvoatomskih molekula elemenata druge periode, tri su nam dobro poznata: N

, O

i F

Molekuli Li

, B

i C

se daleko re

e sre

u, ali je njihovo postojanje opaženo i prou

eno u gasovitoj fazi.

Za razliku od njih, molekuli Be

i Ne

su ili veoma nestabilni ili i ne postoje. Razmotrimo sada šta

TMO predvi

a u pogledu strukture i stabilnosti svih tih molekula. Po

emo tako što

emo razmotriti

kako se kod tih elemenata atomske orbitale koje sadrže valentne elektrone (2s i 2p) me

usobno

kombinuju grade

i molekulske orbitale. Postoji pravilo koje kaže da se mogu kombinovati samo

atomske orbitale koje imaju istu simetriju, što približno zna

i da te orbitale moraju imati istu prostornu

orijentaciju.

Kada se kombinuju dve 2s–orbitale, po jedna sa svakog atoma, nastaju dve molekulske orbitale.

One su vrlo sli

ne orbitalama sa slike 12–1. One se obeležavaju kao

(sigma, vezuju

a, 2s) i

(sigma, antivezuju

a, 2s).

Razmotrimo sada šta se dešava sa 2p–orbitalama. U izolovanom atomu postoje tri takve orbitale,

koje su uzajamno orijentisane pod pravim uglom. To su orbitale p

, p

i p

(slika 12–2a). Kada se dve

–orbitale, po jedna sa svakog atoma, "

eono" preklope, nastaju dve molekulske orbitale sigma tipa

(slika 12–2b). To su vezuju

a orbitala,

i antivezuju

a orbitala,

. Situacija je sasvim razli

ita kada

se preklope p

–orbitale. Pošto su one orijentisane paralelno jedna drugoj, one se preklapaju bo

no (slika

160

Opšta hemija I (beleške s predavanja prof. Stojakovi

SLIKA 12–3

Relativne energije (sa gledišta
redosleda popunjavanja)
molekulskih orbitala koje
nastaju kombinovanjem
atomskih 2s– i 2p–orbitala.

Da bismo dobili molekulsko–orbitalnu strukturu dvoatomskih molekula elemenata druge periode,

traba da popunimo raspoložive molekulske orbitale prema redosledu rastu

e energije (tj., prvo se

popunjava orbitala najmanjeg sadržaja energije, tj.,

–orbitala). Rezultati su prikazani u tabeli 12–1.

imo slaganje izme

u teorije MO i osobina ovih molekula. Na primer, broj nesparenih elektrona koji

predvi

a TMO slaže se sa eksperimentalnim nalazima. Tako

e, postoji opšta korelacija izme

predvi

enog reda veze:

red veze =

i energije veze. Za o

ekivanje je da je dvostruka veza (C

ili O

) ja

a nego jednostruka veza (Li

, B

, i

). Trostruka veza, kao u N

, trebalo bi da bude još ja

Veliki uspeh TMO jeste njena sposobnost da objasni osobine O

. Ona objašnjava kako to da

molekul sadrži dvostruku vezu, a u isto vreme ima dva nesparena elektrona.

----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

PRIMER 12–1

. Koriste

i TMO predvideti elektronsku strukturu, red veze, kao i broj nesparenih elektrona u

peroksid–jonu, O

2–

Postupak

. Prvo, odrediti broj valentnih elektrona. Zatim konstruisati orbitalni dijagram popunjavaju

i raspoložive

molekulske orbitale (slika 12–3) prema redosledu rastu

e energije.

Rešenje

. Pošto se kiseonik nalazi u 16. grupi Periodnog sistema, jon O

2–

sadrži:

broj valentnih elektrona = 2 × 6 + 2 = 14

Orbitalni dijagram je:

2–

(

↑↓

) (

↑↓

) (

↑↓

) (

↑↓

) (

↑↓

) (

↑↓

) (

↑↓

)

( )

Ima osam elektrona u vezuju

im orbitalama, a šest u antivezuju

im orbitalama.

red veze =

−

= 1

Nema nesparenih elektrona. Ovi zaklju

ci su u skladu sa Luisovom strukturom peroksid–jona:

---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

161

TABELA 12–1

. O

ekivane i utvr

ene osobine dvoatomskih molekula elemenata

druge periode

Popunjavanje orbitala

(

↑↓

)

( )

(

↑↓

) (

↑↓

) (...) (...) (...) (...)

(...)

(

↑↓

) (

↑↓

) (

↑

.) (

↑

.) (...) (...)

(...)

(

↑↓

) (

↑↓

) (

↑↓

) (

↑↓

) (...)

(...)

(

↑↓

) (

↑↓

) (

↑↓

) (

↑↓

) (

↑↓

)

(...) (...) (...)

(

↑↓

) (

↑↓

) (

↑↓

) (

↑↓

) (

↑↓

)

(

↑

.) (

↑

.) (...)

(

↑↓

) (

↑↓

) (

↑↓

) (

↑↓

) (

↑↓

)

(

↑↓

) (

↑↓

) (...)

(

↑↓

) (

↑↓

) (

↑↓

) (

↑↓

) (

↑↓

)

(

↑↓

) (

↑↓

) (

↑↓

)

ekivane osobine

Utvr

ene osobine

Broj nespa–

renih

–

Red veze

Broj nespa–

renih

–

Energija veze

(kJ mol

–1

)

0 1

105

0 0

0 Nestabilan

2 1

289

0 2

628

0 3

941

2 2

494

0 1

153

0 0

0 Ne

postoji

12.2. Višeatomski molekuli; delokalizovani

–elektroni

Hemijska veza u molekulima koji sadrže više od dva atoma tako

e može da se opiše pomo

molekulskih orbitala. Ne

emo se ovde u to upuštati; struktura (broj i raspored) energetskih nivoa je

znatno komplikovanija od razmotrene strukture kod dvoatomskih molekula. Me

utim, ima nešto što

ipak treba pomenuti. Kod višeatomskih

estica,

pi molekulska orbitala može da se prostire po

itavoj

estici (molekulu)

, umesto da bude koncentrisana izme

u dva atoma.

Ovaj princip može da se primeni na vrste kao što je nitrat–jon,

iju Luisovu strukturu prikazuje

skica (a):

(a) (b)

Teorija valentne veze objašnjava

injenicu da su tri veze N–O identi

ne tako što uvodi ideju o

rezonanci, sa tri sudeluju

e strukture (tri rezonantna oblika). S druge strane, teorija MO smatra da je

skelet nitrat–jona definisan sa tri sigma–veze, dok je elektronski par u pi–orbitali

delokalizovan

, tj.,

pripada svim atomima u

estici (jonu), odnosno njega dele svi atomi u

estici; delokalizovani

elektronski par se obi

no prikazuje isprekidanim linijama [skica (b)]. Na taj na

in, prema teoriji MO i

skici (b), red veze N–O u nitrat–jonu je 1

. Sli

no tuma

enje važi za sve "rezonantne hibride" koje smo

opisali kad smo govorili o rezonanci, uklju

uju

i SO

, SO

i CO

2–

163

polja (tj. sa nekim izvorom struje). Elektroni koji su presko

ili u prazni deo trake sad mogu nesmetano da se

kre

u kroz prazne MO delokalizovane po celom metalu i upravo takvo kretanje elektrona je razlog elektri

provodljivosti metalnog litijuma.

SLIKA 12–5

Kod metalnog litijuma i
berilijuma postoje prazne
molekulske orbitale koje
imaju sasvim malo viši
sadržaj energije nego
popunjene MO. To
predstavlja osnovni uslov za
metalnu provodljivost
elektri

ne struje.

U slu

aju metalnog berilijuma situacija je malo komplikovanija. O

ekivali bi smo da su kod berilijuma

sve molekulske orbitale (tj. i vezuju

e i antivezuju

e) koje nastaju preklapanjem valentnih 2s-orbitala

popunjene (jer berilijum ima elektronsku konfiguraciju 1s

), tj. o

ekivali bi smo da je odgovaraju

valentna elektronska traka (2s–traka) potpuno puna. To se i dešava. Me

utim, to ne zna

i da berilijum ne

može da provodi elektri

nu struju (iako bi tako izgledalo na prvi pogled). Naime, u kristalu berilijuma

postoji i elektronska traka koja nastaje preklapanjem valentnih 2p-orbitala berilijuma (2p–traka). Pošto su
kod berilijuma 2p-orbitale prazne, prazna je i rezultuju

a 2p-elektronska traka. No, ta 2p-elektronska traka

se, po sadržaju energije, delimi

no preklapa sa popunjenom 2s-elektronskom trakom (slika 12–5). Delimi

preklopljene 2s- i 2p-elektronske trake zajedni

ki se sada ponašaju kao jedna delimi

no popunjena

elektronska traka. Rezultat je to da i metalni Be sadrži prazne MO koje imaju neznatno ve

i sadržaj energije

od najviših popunjenih MO-a. Upravo ta

injenica predstavlja suštinski zahtev koji, u opštem slu

aju, mora

biti zadovoljen da bi neka supstanca provodila elektri

nu struju. Taj zahtev ("postojanje praznih MO koje

imaju neznatno ve

i sadržaj energije od najviših popunjenih MO") je zadovoljen kod svih metala, uklju

uju

litijum i berilijum.

Ima mnogo materijala kod kojih je energetska razlika izme

u popunjenih i praznih elektronskih traka

prili

no velika. Takvi materijali su loši provodnici elektrona (odnosno elektri

ne struje). Primer je dijamant.

Dijamant smo ve

razmotrili kao umreženu kovalentnu supstancu (poglavlje 9, s.106). Me

utim, njegova

elektronska struktura može da se tretira i sa gledišta teorije elektronskih traka. Kad se to uradi, proizilazi da
kod dijamanta energetska razlika ("energetski jaz") izme

u popunjene valentne elektronske trake i prazne

provodni

ke elektronske trake iznosi 500 kJ/mol, pa je dijamant izolator. U slu

aju silicijuma i germanijuma

odgovaraju

a energetska razlika je znatno manja i iznosi 100 kJ/mol, odnosno 60 kJ/mol; zbog toga se ove

dve supstance ponašaju kao poluprovodnici. To zna

i da Si i Ge, kada se na

u u elektri

nom polju, provode

(mada relativno slabo) elektri

nu struju, pošto izvestan broj elektrona ipak uspeva da stekne dovoljnu

koli

inu energije da bi presko

io iz popunjene elektronske trake u praznu elektronsku traku.

164

Opšta hemija I (beleške s predavanja prof. Stojakovi

Literatura

Ove beleške s predavanja najve

im delom se baziraju na slede

udžbeniku:

W.L. Masterton, C.N. Hurley, "CHEMISTRY, Principles and
Reactions", Fifth Edition, Brooks/Cole – Thomson Learning,
Belmont (USA), 2004.

Koriš

eni su i slede

i tekstovi:

J.C. Kotz, P. Treichel, Jr., "Chemistry and Chemical Reactivity", Third
Edition, Saunders College Publishing, Orlando (USA), 1996.

K.W. Whitten, R.E. Davis, M.L. Peck, G.G. Stanley, "Chemistry", Eigth
Edition, Brooks/Cole – Thomson Learning, Belmont (USA), 2007.

G. Rayner–Canham, T. Overton, "Descriptive Inorganic Chemistry", Third
Edition, W.H. Freeman and Company, New York, 2003.

L.S. Brown, T.A. Holme, "Chemistry for Engineering Students",
Brooks/Cole – Thomson Learning, Belmont (USA), 2006.

Dvostruka strelica implicitno kazuje da se ova reakcija ne odvija do kraja. Umesto toga, u rastvoru nastaje
jedna smeša koja sadrži znatne koli

ine i proizvoda i reaktanata. Primer je vodonik–fluorid koji se u

vodenom rastvoru ponaša kao slaba kiselina; on jonizuje ovako:

HF(

)

(

) + F

–

(

)

U rastvoru koji se dobija kada se 0,1 mol HF rastvori u 1 dm

vode prisutno je oko 0,01 mol H

–jona, 0,01

mol F

–

–jona i 0,09 mol molekula HF.

Baze se, sli

no kiselinama, klasifikuju kao jake ili slabe.

Jaka baza

je u vodenom rastvoru potpuno

jonizovana na OH

–

–jone i na katjone. Kako se može videti iz tabele 2–1, u jake baze spadaju hidroksidi

metala Grupe 1 i Grupe 2 Periodnog sistema. To su tipi

ne jonske

vrste supstance, koje su u potpunosti

disosovane kako u

vrstom stanju, tako i u vodenom rastvoru. Jedna

ine kojima se prikazuju procesi kojima

se NaOH i Ca(OH)

rastvaraju u vodi su

∗

NaOH(

)

(

) + OH

–

(

)

Ca(OH)

(

)

(

) + 2 OH

–

(

)

U rastvoru koji se dobija kada se 0,1 mol NaOH rastvori u vodi prisutno je 0,1 mol Na

–jona, 0,1 mol OH

–

jona, a nema nikakvih "molekula" NaOH.

Slabe baze

dovode do stvaranja OH

–

–jona na sasvim drugi na

in. One reaguju sa molekulima H

O i

pri tome vezuju za sebe H

–jone, ostavljaju

i za sobom OH

–

–jone u rastvoru. Tipi

an primer je reakcija

amonijaka:

(

) + H

(

) + OH

–

(

)

Kao i u slu

aju svih slabih baza, ova reakcija se ne odvija do kraja. U rastvoru koji se dobija kada se 0,1 mol

amonijaka rastvori u 1 dm

vode prisutno je oko 0,001 mol NH

, 0,001 mol OH

–

, kao i skoro 0,099 mol

Jedna vrsta slabih baza koja se

esto sre

e u praksi sastoji se od organskih molekula poznatih pod

nazivom

amini

. Amin može da se shvati kao derivat amonijaka u kome su jedan ili više atoma vodonika

zamenjeni ugljovodoni

nim grupama. Najprostiji primer je metil–amin, kod koga je atom vodonika u

amonijaku zamenjen jednom grupom –CH

ime nastaje molekul CH

. Metil–amin reaguje sa vodom na

vrlo sli

an na

in kao NH

(aq) + H

(

) + OH

–

(

)

Kao što smo istakli, jake kiseline i baze u vodi potpuno jonizuju. Rezultat toga je da su jedinjenja kao

na primer HCl i NaOH jaki elektroliti kao što je to NaCl. Nasuprot tome, molekulske slabe kiseline i slabe
baze su loši provodnici elektri

ne struje zato što njihovi vodeni rastvori sadrže relativno malo jona.

Fluorovodoni

na kiselina i amonjak se obi

no opisuju kao

slabi elektroliti

Reakcije izme

u kiselina i baza

Kada se neki kiseli vodeni rastvor pomeša sa nekim baznim vodenim rastvorom, dolazi do kiselo–

bazne reakcije, tj., do reakcije izme

u kiseline i baze. Priroda te reakcije, pa otuda i na

in pisanja

odgovaraju

e hemijske jedna

ine, zavise od toga da li su kiselina i baza koje reaguju slabe ili jake.

Jaka kiselina – jaka baza

Razmotrimo šta se dešava kada se rastvor neke jake kiseline, npr.,

HNO

, doda u rastvor neke jake baze, npr., NaOH. Pošto je HNO

jaka kiselina, ona se u rastvoru nalazi u

potpunosti prevedena u H

–jone i NO

–

–jone. Sli

no, jaka baza NaOH u rastvoru potpuno disosuje na Na

–

jone i OH

–

–jone. Kada se ti rastvori pomešaju, joni H

i OH

–

usobno reaguju grade

i molekule H

O. Ta

reakcija se naziva

neutralizacija

i ona se prikazuje slede

om zbirnom jonskom jedna

inom:

(

) + OH

–

(

)

∆

= –56,0 kJ mol

–1

Joni Na

i NO

–

ne u

estvuju u toj reakciji, pa se zato i ne pojavljuju u jedna

ini reakcije. Neutralizacija je

egzoterman proces, a vrednost

∆

se naziva standardna promena entalpije neutralizacije ("toplota

neutralizacije"). Po završenoj neutralizaciji, u rastvoru preostaju samo joni Na

i NO

–

; ako se taj rastvor

∗

Formula H

O iznad strelice u reakciji zna

i: "u prisustvu H

O".

Opšta hemija II (beleške s predavanja prof. Stojakovi

a i prof. Raji

)

upari do suva (tj., ako se ukloni rastvara

– voda), dobi

e se kao suvi ostatak jonska

vrsta supstanca, so

NaNO

Navedena hemijska jedna

ina neutralizacije je primenljiva pri reakciji bilo koje jake kiseline sa bilo

kojom jakom bazom.

Slaba kiselina – jaka baza

Kada se rastvor neke jake baze (npr., NaOH) doda u rastvor neke slabe

kiseline (HA), dešava se reakcija koja se sastoji od dva stupnja. Prvi stupanj jeste jonizacija molekula HA na
jone H

i A

–

; drugi stupanj je neutralizacija H

–jona stvorenih u prvom stupnju sa jonima OH

–

iz rastvora

NaOH.

(1) HA(

)

(

) + A

–

(

)

(2) H

(

) + OH

–

(

)

Jedna

ina ukupne reakcije dobija se sabiranjem ove dve jedna

ine:

HA(

) + OH

–

(

)

–

(

) + H

Na primer, za slu

aj reakcije izme

u rastvora natrijum–hidroksida i vodonik–fluorida, ukupna jonska

jedna

ina je:

HF(

) + OH

–

(

)

–

(

) + H

Ovde, kao i u ostalim slu

ajevima, joni "posmatra

i" kao što je Na

–jon (

joni koji ne u

estvuju u nekoj datoj reakciji

ponekad se nazivaju joni "posmatra

) ne pojavljuju se u ukupnoj jonskoj jedna

ini.

Jaka kiselina – slaba baza

Kada se rastvor neke jake kiseline (npr., HCl) doda u rastvor neke slabe

baze (B), tako

e se dešava proces koji se sastoji od dva stupnja. Prvi stupanj je reakcija baze B sa vodom,

ime nastaje katjon BH

i OH

–

–joni. Zatim, u drugom stupnju, H

–joni iz jake kiseline neutrališu OH

–

–jone

nastale u prvom stupnju:

(1) B(

) + H

(

) + OH

–

(

)

(2) H

(

) + OH

–

(

)

Ukupna reakcija se dobija sabiranjem ova dva stupnja, što daje slede

u zbirnu jonsku jedna

inu:

(

) + B(

)

(

)

Ako je B = NH

, zbirna reakcija je:

(

) + NH

(

)

(

)

Drugi primer je reakcija jake kiseline kao što je HNO

sa metil–aminom, CH

; ukupna reakcija u ovom

slu

aju je:

(

) + CH

(

)

(

)

U tabeli 2–2 sumarno su prikazane hemijske jedna

ine za tri upravo razmotrena tipa reakcija izme

u kiselina

i baza. Uo

imo da u slu

ajevima kada u reakciji u

estvuje slaba kiselina ili slaba baza, u zbirnoj jedna

ini se

pojavljuje hemijska formula te kiseline ili baze.

TABELA 2–2. Tipovi reakcija izme

u kiselina i baza

Reaktanti

estice koje reaguju

Zbirna jonska jedna

ina

Jaka kiselina – jaka baza

i OH

–

(

) + OH

–

(

)

→

Slaba kiselina – jaka baza

HA i OH

–

HA(

) + OH

–

(

)

→

–

(

) + H

Jaka kiselina – slaba baza

i B

(

) + B(

)

→

(

)

----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

PRIMER 2–1

. Napisati zbirnu jonsku jedna

inu za svaku od slede

ih reakcija u razblaženom vodenom rastvoru.

(a) Hipohlorasta kiselina (HClO) i kalcijum–hidroksid.
(b) Amonijak i perhlorna kiselina (HClO

na kiselina (HI) i natrijum–hidroksid.

Postupak

. Odrediti da li su kiselina i baza jake ili slabe, pa zatim upotrebiti odgovaraju

u jedna

inu prema tabeli 2–2.

Rešenje

(a) HClO je slaba kiselina, Ca(OH)

je jaka baza. Reakcija izme

u njih je:

HClO(

) + OH

–

(

)

ClO

–

(

) + H

(b) HClO

je jaka kiselina, amonijak je slaba baza. Reakcija je:

Opšta hemija II (beleške s predavanja prof. Stojakovi

a i prof. Raji

)

(a) Zbirna jonska jedna

ina za tu reakciju je jednostavno ova:

(

) + OH

–

(

)

0,0250 dm

0,500 mol dm

–3

= 0,0125 mol

mol

0125

HCl

mol

833

0,0150

mol

0125

(b) Iz jedna

ine vidimo da jedan mol H

A reaguje sa

dva

mola OH

–

. Otuda je:

mol

00625

mol

417

0,0150

mol

00625

unati koli

inu acetilsalicilne kiseline i zatim njenu masu. Posle toga, odrediti njen procentni sadržaj

u tableti aspirina.

mol

0125

Molarna masa HC

je 180,15 g mol

–1

, pa je

0,0125 mol

180,15 g mol

–1

= 2,25 g

% HC

100

----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

2.2. Definicija kiselina i baza prema Brenštetu i Loriju

Prema Arenijusovoj definiciji, kiselina je supstanca koja u vodenom rastvoru daje H

–jone. Ta

definicija je vrlo prakti

na, ali ima jedan nedostatak. Ona jako sužava broj reakcija koje se mogu smatrati da

pripadaju kiselo–baznom tipu.

Jednu opštiju definiciju kiselina i baza predložili su 1923. godine danski hemi

ar J. Brønsted i

engleski hemi

ar T. Lowry. Prema

Brenštet–Lorijevoj

definiciji

•

kiselina

je svaka supstanca koja može da se ponaša kao

donor

(davalac)

protona

–jona)

•

baza

je svaka supstanca koja može da se ponaša kao

akceptor

(primalac)

protona

•

pri reakciji izme

u kiseline i baze dolazi do prelaska (transfera) protona sa kiseline na bazu.

Reakcija izme

u kiseline i baze prema Brenštet–Lorijevoj definiciji izgleda ovako:

HA(

) + B(

)

(

) + A

–

(

)

Supstance HA i HB

ponašaju se kao Brenštet–Lorijeve kiseline u direktnoj, odnosno suprotnoj reakciji.

Supstance A

–

i B ponašaju se kao Brenštet–Lorijeve baze.

U vezi sa Brenštet–Lorijevim modelom postoji nekoliko pojmova koji se

esto koriste. Tu imamo na

umu slede

. Supstanca koja nastaje kada se ukloni proton sa neke kiseline naziva se

konjugovana baza

kiseline; A

–

je konjugovana baza kiseline HA. Supstanca koja nastaje kada se proton veže za bazu naziva se

konjugovana kiselina te baze; HB

je konjugovana kiselina baze B. Na primer:

Kiselina (konjugovana kiselina)

Konjugovana baza (baza)

–

HSO

–

2–

•

Brenštet–Lorijeva definicija kiselina i baza ponekad se naziva i "Protoliti

ka teorija kiselina i baza".

Drugim re

ima, postoji slede

i odnos:

kiselina

+ konjugovana baza (npr., HF

+ F

–

)

baza + H

konjugovana kiselina (F

–

+ H

HF)

. Supstanca koja može da se ponaša i kao donor i kao akceptor protona naziva se

amfolit

(

amfoterna supstanca

). Primer amfolita je molekul vode, koji može da primi proton uz nastanak

hidronijum–jona (oksonijum–jona), H

, ili da otpusti proton uz nastanak hidroksid–jona, OH

–

hidroksid–jon

molekul vode

hidronijum–jon

----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

PRIMER 2–3

(a) Šta je konjugovana baza azotne kiseline? Šta je konjugovana kiselina cijanid–jona (CN

–

) ?

(b) Jon HCO

–

, sli

no molekulu vode, spada u amfoterne supstance. Šta je njegova konjugovana baza, a šta

konjugovana kiselina?

Postupak

. Da bi se dobila konjugovana baza, treba ukloniti H

; rezultat je da se broj atoma vodonika u formuli

supstance smanjuje za jedan, a i naelektrisanje supstance se smanjuje za jedan. Obrnuto, konjugovana kiselina se dobija
kada se supstanci doda H

; time se u formuli supstance dodaje jedan atom H i pove

ava naelektrisanje za jedan.

Rešenje.

(a) NO

–

, HCN

(b) CO

2–

, H

----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

2.3. Jonski proizvod vode

Kiselo odnosno bazno ponašanje supstanci u vodenom rastvoru povezano je sa jednom ravnotežom

koja postoji u samom rastvara

u, vodi. Reakcija koja je tu zastupljena može se posmatrati kao reakcija

izme

u Brenštet–Lorijeve kiseline i baze u kojoj voda ispoljava svoj amfoterni karakter:

O + H

(

) + OH

–

(

)

Alternativno, i nešto malo jednostavnije, reakcija se može posmatrati i kao jonizacija jednog molekula vode:

(

) + OH

–

(

)

Da bismo napisali izraz za konstantu ove ravnoteže, treba da se potsetimo slede

eg:

•

rastvorene supstance se u izrazu za konstantu ravnoteže javljaju u obliku koncentracija (mol dm

–3

)

•

rastvara

, u ovom slu

aju voda, ne javlja se u tom izrazu, zato što je njegova koncentracija prakti

no ista u

svim razblaženim rastvorima.

Naime, ako bismo u izraz za konstantu ravnoteže uneli i koncentraciju rastvara

a, tada bi dobili (za slu

vode i vodenih rastvora) slede

[

]

][

[

utim, kako je u razblaženim vodenim rastvorima [H

≈

konstanta (u

istoj vodi, [H

O] = konstanta),

to se dobija da je

O] tako

e neka konstanta i ona se ozna

ava sa

O] = konstanta1 =

Otuda za reakciju jonizacije vode izraz za konstantu ravnoteže izgleda ovako

•

= [H

]

[OH

–

]

•

U cilju jednostavnijeg pisanja, kroz

itavo ovo poglavlje koristi

emo H

umesto H

u izrazima za konstantu

ravnoteže.

SLIKA 2–3. Odnos izme

u pH i [H

]

. Kiselost je inverzno (obrnuto) povezana sa pH; što je ve

a koncentracija H

–

jona, pH je manji. U neutralnom rastvoru, [H

] = [OH

–

] = 1,0

–7

mol dm

–3

; pH = 7,00 na 25 ºC.

Vrednost pH, kao i [H

] ili [OH

–

], može da posluži za razlikovanje kiselih, neutralnih i baznih

rastvora. Na 25 ºC, važi slede

ako je pH < 7,  rastvor je kiseo
ako je pH = 7,  rastvor je neutralan
ako je pH > 7,  rastvor je bazan

U tabeli 2–3 navedene su pH vrednosti nekih poznatih rastvora.

TABELA 2–3. pH nekih poznatih materijala

Sok od limuna

2,2 – 2,4

Mokra

a, ljudska

4,8 – 8,4

Vino

2,8 – 3,8

Kravlje mleko

6,3 – 6,6

Sir

3,0

Pljuva

ka, ljudska

6,5 – 7,5

Sok od paradajza 4,0

Voda za pi

5,5 – 8,0

Pivo

4 – 5

Krv, ljudska

7,3 – 7,5

Sir

4,8 – 6,4

Morska voda

8,3

Sli

an pristup se koristi i za koncentraciju hidroksid–jona. Tu se javlja vrednost

pOH

, koja se definiše

ovako:

pOH = –log

[OH

–

]

Pošto je, na 25 ºC, [H

]

[OH

–

]= 1,0

–14

mol

–6

, sledi da je na toj temperaturi:

pH + pOH = 14

Tako, rastvor koji ima pH = 6,20 mora imati pOH = 7,80, i obrnuto.

----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

PRIMER 2–4

. Izra

unati, na 25 ºC:

(a) [H

] i pH uzorka vode iz

esme kod koga je [OH

–

] = 2,0

–7

(b) [H

] i [OH

–

] ljudske krvi

iji je pH = 7,40

] = 5,0

[OH

–

Rešenje

(a) [H

] =

−

5,0

–8

pH = –log

(5,0

–8

) = 7,30

(b) Pošto je pH = 7,40, [H

] = 10

–7,40

= 4,0

–8

mol dm

–3

[OH

–

] =

mol

]

−

]

[OH

–

] = 5

[OH

–

]

[OH

–

] = 1,0

–14

mol

–6

[OH

–

]

= 2

–15

mol

–6

; [OH

–

] = 4,5

–8

mol dm

–3

pOH = –log

(4,5

–8

) = 7,35

----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

Opšta hemija II (beleške s predavanja prof. Stojakovi

a i prof. Raji

)

Broj izra

unat pod (b) za koncentraciju H

u krvi, 4,0

–8

mol dm

–3

, vrlo je mali. Neko se može

zapitati da li je baš važno da li [H

] iznosi

4,0

–8

mol dm

–3

, ili 4,0

–7

mol dm

–3

, ili ima neku drugu

isto tako malu vrednost. U stvarnosti je to veoma važno, pošto se H

javlja kao reaktant u velikom broju

bioloških procesa i to tako da brzine tih procesa zavise od koncentracije H

. Ako se [H

] pove

a sa 4,0

–8

mol dm

–3

na 4,0

–7

mol dm

–3

, brzina neke reakcije prvog reda u kojoj se javlja H

pove

ava se 10 puta. U

stvari, ako se [H

] u krvi pove

a za mnogo manji iznos, sa 4,0

–8

mol dm

–3

na 5,0

–8

mol dm

–3

(pH

7,40

→

7,30), razvija se bolest zvana

acidoza

. Dolazi do depresije nervnog sistema, a kao posledica toga

može da se javi nesvestica, pa

ak i koma.

pH jakih kiselina i jakih baza

smo naveli da se slede

e kiseline mogu smatrati jakim:

HCl

HBr

HClO

HNO

•

u smislu da u vodi potpuno jonizuju. Reakcija jake kiseline HCl sa vodom može da se prikaže slede

jedna

inom (slika 2–4):

HCl(

) + H

(

) + Cl

–

(

)

Pošto se ova reakcija odvija u potpunosti, to zna

i da, na primer, u rastvoru HCl koncentracije 0,10 mol dm

-3

koncentracija kako H

–jona (tj., H

–jona), tako i Cl

–

–jona iznosi 0,10 mol dm

-3

SLIKA 2–4. Jonizacija jake kiseline

. Kada se HCl rastvori u vodi, dolazi do prelaska

protona sa molekula HCl na molekul H

ime nastaju Cl

–

–jon i H

–jon. U toj

reakciji, HCl se ponaša kao Brenštet–Lorijeva kiselina, a H

O kao Brenštet–Lorijeva

baza.

Jake baze:

LiOH

NaOH

KOH

Ca(OH)

Sr(OH)

Ba(OH)

potpuno su disosovane u razblaženom vodenom rastvoru. Tako, u rastvoru NaOH koncentracije 0,10 mol
dm

-3

, koncentracije i Na

–jona i OH

–

–jona iznose 0,10 mol dm

-3

injenica da su jake kiseline i jake baze potpuno jonizovane u vodenom rastvoru omogu

ava nam da

relativno lako izra

unamo pH i pOH u tim rastvorima (primer 2–5). Tako, u rastvoru HCl koncentracije 1

mol dm

–3

, pH je jednako 0, a u rastvoru NaOH koncentracije 1 mol dm

–3

, pH je jednako 14.

----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

PRIMER 2–5

. Izra

unati pH u slede

im vodenim rastvorima:

(a) u rastvoru HNO

koncentracije 0,025 mol dm

–3

(b) u rastvoru koji se dobija kada se 1,0 g Ba(OH)

rastvori u 1 dm

vode.

Rešenje

(a) Pošto je HNO

jaka kiselina, [H

] = 0,025 mol dm

–3

pH = –log

(0,025) = 1,60

•

Prva

jonizacija H

doga

a se u potpunosti: H

(

) + H

(

) + HSO

–

(

)

Druga

jonizacija je povratan proces: HSO

–

(

) + H

(

) + SO

2–

(

)

Opšta hemija II (beleške s predavanja prof. Stojakovi

a i prof. Raji

)

vode vezano za centralni jon Al

. Ta

estica može da preda jedan svoj proton molekulu vode u rastvoru, uz

nastanak H

–jona:

Al(H

(

) + H

(

) + Al(H

(OH)

(

)

Na slici 2–5 su prikazane strukture katjona Al(H

i njegove konjugovane baze, Al(H

(OH)

SLIKA 2–5. Slabo kiseli katjon

. U

vodenom rastvoru, jon Al

je vezan za

šest molekula vode, tako da se javlja
kao Al(H

–jon (leva skica). U

jonu Al(H

(OH)

(desna skica)

jedan molekul vode je zamenjen OH

–

jonom.

Vrlo sli

na jedna

ina se može napisati da bi se objasnilo zbog

ega se soli cinka ponašaju kiselo. U

ovom slu

aju izgleda da hidratisani katjon u vodenom rastvoru sadrži

etiri molekula vode vezana za

centralni Zn

–jon. Brenštet–Lorijeva jedna

ina je:

Zn(H

(

) + H

(

) + Zn(H

(OH)

(

)

Ovakve reakcije u kojima katjoni ispoljavaju kiselo ponašanje ozna

avaju se i kao

reakcije hidrolize

katjona (

hidroliza

– na gr

kom:

razlaganje pod uticajem vode

Konstanta ravnoteže za slabu kiselinu

Pri razmatranju ravnoteže koja se javlja kada se slaba kiselina rastvori u vodi, podesno je da se

transfer protona

HA(

) + H

(

) + A

–

(

)

prikaže kao prosta jonizacija:

HA(

)

(

) + A

–

(

)

Tada izraz za konstantu ravnoteže ima slede

i oblik:

HA]

[

]

[

]

[

Konstanta ravnoteže

naziva se

konstanta kiseline

slabe kiseline HA. U slu

aju slabe kiseline

katjonskog tipa (BH

), ravnotežna reakcija i konstanta kiseline izgledaju ovako:

(

) + H

(

) + B(

)

]

[BH

[

]

[

Pošto navedena ravnoteža ujedno predstavlja i reakciju hidrolize katjona, odgovaraju

a konstanta kiseline

ponekad se naziva i

konstanta hidrolize

U slu

aju katjonske slabe kiseline tipa Al(H

ili Zn(H

tako

e može da se napiše izraz za

konstantu kiseline, odnosno konstantu hidrolize. To ilustrujemo na primeru Zn(H

Zn(H

(

) + H

(

) + Zn(H

(OH)

(

)

]

[Zn(H

]

(OH)

Zn(H

[

]

[

U tabeli 2–4 date su vrednosti

za neke slabe kiseline (redosledom opadaju

e ja

ine). Što je kiselina

slabija, njena vrednost

je utoliko manja (drugim re

ima, slabe kiseline nisu sve podjednako slabe!). Na

primer, HCN (

= 5,8

–10

) je slabija kiselina od HNO

, za koju je

= 6,0

–4

. (U tabeli 2–4 su

navedene i vrednosti

za neke slabe baze, o kojima

e biti re

i nešto kasnije). Što je

e, kiselina je

a jer je ravnoteža njene jonizacije utoliko pomerenija udesno.

Napomena

: u slu

aju jakih kiselina (tj.,

HCl, HBr, HI, HNO

, H

i HClO

), za koje smo ranije rekli da su u potpunosti jonizovane u vodenom

rastvoru (tj., više od 99,9% molekula kiseline je jonizovano), to prakti

no zna

i da te kiseline imaju vrednost

> 100.

Ponekad se za slabe kiseline koristi vrednost p

= –log

HNO

= 6,0

–4

= 3,22

HCN

= 5,8

–10

= 9,24

igledno, što je p

manje, kiselina je ja

--------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

PRIMER 2–6

. Razmotriti sir

etnu kiselinu, HC

, i hidratisani katjon cinka, Zn(H

(a) Napisati jedna

ine iz kojih se vidi zašto su te supstance kisele.

(b) Koja od te dve supstance je ja

a kiselina?

za Zn(H

Odgovor

(a) U oba slu

aja se dešava transfer protona sa kiseline na molekul vode, uz nastanak H

–jona i konjugovane baze

doti

ne slabe kiseline:

(aq) + H

(

) + C

–

(

)

Zn(H

(

) + H

(

) + Zn(H

(OH)

(

)

(b) Prona

i u tabeli 2–4 koja od te dve slabe kiseline ima ve

u vrednost

(

= 1,8

–5

) je ja

a kiselina od Zn(H

(

= 3,3

–10

= –log

(3,3

–10

) = 9,48.

--------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

Ima nekoliko na

ina za odre

ivanje vrednosti

neke slabe kiseline. Jedan jednostavan na

in se

sastoji u tome da se izmeri [H

] ili pH u rastvoru koji je dobijen rastvaranjem (u vodi ) poznate koli

ine slabe

kiseline, uz nastanak odre

ene zapremine rastvora.

--------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

PRIMER 2–7

. Aspirin je slaba organska kiselina

ija hemijska formula može da se napiše kao HC

(

= 180,15 g

mol

–1

). Masa od 3,60 g aspirina rastvorena je u toliko vode da je dobijen rastvor zapremine 1 dm

. Merenjem je

utvr

eno da pH ovog rastvora iznosi 2,60. Izra

unati vrednost

za aspirin.

Postupak

. Pristup je vrlo sli

an pristupu koriš

enom u prethodnom poglavlju kod gasne ravnoteže, jedino što ovde treba

parcijalne pritiske zameniti molarnim koncentracijama. Koncentracija rastvora aspirina ("po

etna koncentracija") je:

[HC

]

180,15

mol

2,00

–2

mol dm

–3

Ravnotežna koncentracija H

je:

]

rav

= 10

–pH

= 10

–2,60

= 2,5

–3

mol dm

–3

Potrebno je izra

unati konstantu kiseline:

(

)

(

) + C

–

(

)

]

[

]

[

]

[

Rešenje

. Na osnovu hemijske jedna

ine za jonizaciju slabe kiseline jasno je da pri nastanku 1 mola H

nastaje

1 mol

–

, a

utroši

se 1 mol HC

. Otuda sledi:

∆

–

] =

∆

]

∆

[HC

] = –

∆

]

Na samom po

etku, u rastvoru prakti

no nema protona (zanemaruju

i vrlo malu jonizaciju vode). Isto važi i za anjon

–

; jedina hemijska vrsta koja je (pored rastvara

a, vode) prisutna u po

etnom rastvoru je slaba kiselina,

, sa koncentracijom od 0,0200 mol dm

–3

. Otuda je:

∆

] = [H

]

rav

– [H

]

= 2,5

–3

– 0,0000 = 2,5

–3

mol dm

–3

∆

[HC

] = –

∆

] = –2,5

–3

mol dm

–3

[HC

]

rav

= [HC

]

∆

[HC

]= 2,00

–2

– 2,5

–3

= 0,0175 mol dm

–3

∆

–

] =

∆

] = 2,5

–3

mol dm

–3

–

]

rav

= [C

–

]

∆

–

]= 0,0000 + 2,5

–3

= 0,0025 mol dm

–3

Sve ove podatke sada možemo da prikažemo i tabelom ravnoteže:

(aq)

(aq) + C

–

(aq)

[ ]

0,0200

0,0000

∆

[ ]

–0,0025

+0,0025

[ ]

rav

0,0175

0,0025

Sada su na raspolaganju svi podaci potrebni za izra

unavanje

]

[

]

[

]

[

0175

)

(

−

= 3,6

–4

mol dm

–3

Vidimo da je aspirin relativno

jaka

slaba kiselina; njegovo mesto bi bilo pri vrhu tabele 2–4. (

Aspirin je kiseliji nego sir

)

--------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

Pri razmatranju jonizacije slabe kiseline:

HA(

)

(

) + A

–

(

)

esto se koristi termin

procenat jonizacije

% jonizacije =

100

[HA]

]

[

rav

kao i termin

stepen jonizacije

100

jonizacije

rav

[HA]

]

[

Tako, za slu

aj aspirina iz primera 2–7:

% jonizacije =

100

−

= 12%

= 0,12

Mogu

e je dokazati da su procenat jonizacije i stepen jonizacije utoliko ve

i ukoliko je kiselina ja

a, a

rastvor razblaženiji. Slika 2–6 prikazuje zavisnost procenta jonizacije sir

etne kiseline od koncentracije.

Izra

unavanje [H

] u vodenom rastvoru slabe kiseline

Ako su poznati konstanta kiselosti i koncentracija rastvora slabe kiseline, lako se može izra

unati

koncentracija H

–jona u rastvoru. Postupak je obrnut od onog iz primera 2–7: u tom primeru je izra

unata

vrednost

na osnovu poznate vrednosti [H

], a sada je

poznato, a treba izra

unati [H

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

PRIMER 2–8

. Izra

unati pH u rastvoru dobijenom rastvaranjem 0,10 mol nikotinske kiseline, HC

N (

= 1,4

–5

) u toliko vode da je dobijen rastvor zapremine 1 dm

Postupak

. Najpre sa

initi tabelu ravnoteže sli

nu onoj u prethodnom primeru. U tom cilju, uo

iti slede

•

etne koncentracije nikotinske kiseline (skra

eno: HNik), H

i Nik

–

iznose 0,10 mol dm

–3

, 0,00 mol dm

–3

odnosno 0,00 mol dm

–3

, zanemaruju

i, bar privremeno, H

–jone koji poti

u od jonizacije vode.

•

promene koncentracija su me

usobno povezane preko stehiometrijskih koeficijenata sre

ene hemijske jedna

ine, pri

emu su svi oni jednaki 1:

∆

[Nik

–

] =

∆

]

∆

[HNik] = –

∆

]

Opšta hemija II (beleške s predavanja prof. Stojakovi

a i prof. Raji

)

SLIKA 2–6

Procenat jonizacije sir

etne kiseline

= 1,8

–5

Kao kod svake slabe

kiseline, procenat jonizacije sir

etne

kiseline obrnuto je srazmeran njenoj
molarnoj koncentraciji.

Ako ozna

imo

∆

] =

, sledi da je

∆

[Nik

–

] =

;

∆

[HNik] = –

. Sa ovim podacima, mogu

e je izraziti ravnotežne

koncentracije svih supstanci preko promenljive

Rešenje

. Tabela ravnoteže ima slede

i izgled:

HNik(aq)

(aq) + Nik

–

(aq)

[ ]

0,10

0,00

∆

[ ]

–

[ ]

rav

0,10 –

Ako se podaci iz tabele unesu u izraz za

, dobija se:

)

)(

(

HNik]

[

]

Nik

[

]

[

−

To je jedna kvadratna jedna

ina. Ona bi se mogla preurediti u oblik

= 0 i rešiti po

, koriš

enjem kvadratne

formule. To bi zahtevalo nešto više vremena, a u ovom slu

aju nije ni neophodno, i to iz slede

eg razloga. Nikotinska

kiselina je slaba kiselina, sasvim malo jonizovana u vodi. Zbog toga je ravnotežna koncentracija HNik (0,10 –

verovatno tek neznatno manja od po

etne koncentracije (0,10 mol dm

–3

). Zato pokušajmo sa aproksimacijom 0,10 –

≈

0,10. Time se prethodna jedna

ina uproš

ava:

= 1,4

–5

= 1,2

–3

mol dm

–3

= [H

]

Provera ispravnosti aproksimacije

. Uo

imo da je dobijena vrednost za [H

], tj., 0,0012 mol dm

–3

•

mnogo manja od po

etne koncentracije slabe kiseline, tj., 0,10 mol dm

–3

. Zbog toga je, u ovom slu

aju,

aproksimacija 0,10 –

≈

0,10 bila opravdana. To

e obi

no, ali ne i uvek, biti slu

aj (videti primer 2–9).

•

mnogo ve

a nego [H

] u

istoj vodi (1

–7

mol dm

–3

ime je opravdana aproksimacija da se jonizacija vode

može zanemariti.

Ta aproksimacija

e uvek biti opravdana ako je [H

] koja poti

e od slabe kiseline

≥

–6

mol dm

–3

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

U opštem slu

aju, vrednost

je retko kad poznata sa ta

noš

u ve

om od ±5%. Zbog toga se u izrazu

−

Opšta hemija II (beleške s predavanja prof. Stojakovi

a i prof. Raji

)

Druga

ije re

eno,

u svakom slede

em stupnju, kiselina postaje sve slabija

. To je i razumljivo; teže je

ukloniti proton, pozitivnu

esticu, sa negativne

estice kao što je npr. H

–

–jon, nego sa neutralnog

molekula kao što je H

Obi

no se svaka naredna vrednost

za višebaznu kiselinu smanjuje za faktor od najmanje 100

(tabela 2–5). Zbog toga, prakti

no sva koli

ina H

–jona u rastvoru poti

e od prvog stupnja jonizacije. Time

je znatno olakšano i izra

unavanje pH rastvora višebazne kiseline.

TABELA 2–5. Konstante kiseline za neke slabe višebazne kiseline

Kiselina

Formula

Ugljena kiselina

4,4

–7

4,7

–11

Oksalna kiselina

5,9

–2

5,2

–5

Fosforna kiselina

7,1

–3

6,2

–8

4,5

–13

Sumporasta kiselina

1,7

–2

6,0

–8

Ugljena kiselina je vodeni rastvor ugljen–dioksida:

(g) + H

(

)

Konstante kiseline navedene u tabeli izra

unate su pod pretpostavkom da sav ugljen–dioksid koji se rastvorio biva preveden u H

(što, zapravo, nije ta

no, kako

emo videti docnije pri razmatranju hemije elemenata).

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

PRIMER 2–10.

Destilovana voda koja se koristi u laboratoriji obi

no je slabo kisela zato što sadrži rastvoreni CO

koji reaguje sa vodom grade

i ugljenu kiselinu. Izra

unati vrednost pH u rastvoru H

koncentracije 0,0010 mol

-3

Postupak

. U principu, postoje dva razli

ita izvora H

–jona pri jonizaciji H

(

)

(

) + HCO

–

(

)

= 4,4

–7

HCO

–

(

)

(

) + CO

2–

(

)

= 4,7

–11

utim, prakti

no sva koli

ina H

–jona poti

e od prve reakcije, pošto je

toliko ve

e od

. Drugim re

ima,

se može tretirati kao da je slaba jednobazna (monoprotonska) kiselina.

Rešenje

. Za prvu reakciju, H

(

)

(

) + HCO

–

(

), važi:

−

0010

= 4,4

–7

(

= [H

] = [HCO

–

] )

Uvo

enjem aproksimacije 0,0010 –

≈

0,0010 i rešavanjem po

, dobija se:

= 2,1

–5

pH = –log

(2,1

–5

) = 4,68

iti da je rastvor zaista kiseo, sa vrednoš

u pH znatno manjom od 7.

Tako

e uo

iti da, pošto je

] = [HCO

–

] i

]

HCO

[

]

[

]

[

−

= 4,7

–11

sledi da je [CO

2–

] =

= 4,7

–11

. Drugim re

ima, u vodenom rastvoru CO

prisutno je veoma malo CO

2–

–jona.

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

Zaklju

ci do kojih smo došli na osnovu primera 2–10 po pravilu važe za ma koju slabu dvobaznu

kiselinu, H

2.6. Slabe baze i njihove konstante ravnoteže

Kao i u slu

aju slabih kiselina, veliki broj supstanci se u vodenom rastvoru ponaša kao slabe baze.

Podesno je da se slabe baze svrstaju u dve grupe, molekule i anjone.

1. Molekuli

. Ve

smo ranije ukazali da postoje mnoge molekulske slabe baze, uklju

uju

i organska

jedinjenja poznata kao amini. Najprostija slaba baza je amonijak, a njegova povratna reakcija sa vodom
(reakcija Brenštet–Lorijevog tipa) može se prikazati slede

om jedna

inom:

(

) + H

(

) + OH

–

(

)

Ova reakcija se odigrava u vrlo malom stepenu. U rastvoru NH

koncentracije 0,10 mol dm

–3

, koncentracije

jona NH

i OH

–

iznose samo oko 0,0013 mol dm

–3

2. Anjoni

Anjon koji poti

e od slabe kiseline ponaša se kao slaba baza

. Tipi

an primer je fluorid–

jon, F

–

, koji je konjugovana baza slabe kiseline HF. Reakcija F

–

–jona sa vodom je:

–

(

) + H

HF(

) + OH

–

(

)

Nastali OH

–

–joni

ine rastvor baznim. Tako, rastvor natrijum–fluorida (NaF) koncentracije 0,10 mol dm

–3

ima pH od oko 8,1.

iti sli

nost izme

u upravo napisane jedna

ine i jedna

ine prethodno napisane za slu

aj molekula

•

obe slabe baze (NH

, F

–

) primaju proton grade

i konjugovanu kiselinu (NH

, HF)

•

voda se u oba slu

aja ponaša kao Brenštet–Lorijeva kiselina, odaju

i proton uz nastanak OH

–

–jona.

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

PRIMER 2–11

. Odgovaraju

im jedna

inama objasniti zbog

ega slede

e supstance grade bazne vodene rastvore:

(a) NO

–

(b) Na

Odgovor.

(a) NO

–

(aq) + H

HNO

(

) + OH

–

(

)

(b) CO

2–

(aq) + H

HCO

–

(

) + OH

–

(

)

–

(

) ) + H

(

) + OH

–

(

)

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

Konstanta ravnoteže za slabu bazu

Za slabu bazu amonijak

(

) + H

(

) + OH

–

(

)

izraz za konstantu ravnoteže (

konstantu baze

) je:

]

[

]

[

]

[

U slu

aju slabe baze anjonskog tipa, A

–

(

) + H

HA(

) + OH

–

(

)

može da se napiše vrlo sli

an izraz:

]

[

]

[

]

[

(

Napomena

: navedena reakcija u kojoj anjon ispoljava bazno ponašanje ozna

ava se i kao

reakcija hidrolize

anjona, a odgovaraju

a konstanta

naziva se i konstanta hidrolize,

Vrednosti

za neke slabe baze navedene su na desnoj strani tabele 2–4 (s. 30). Što je ve

a vrednost

, baza je ja

a. Na primer, pošto je

za NH

(1,8 × 10

–5

) ve

e od

za C

–

(5,6 × 10

–10

), amonijak je

a baza nego acetat–jon. Tako

e, kako se jasno vidi iz tabele 2–4, što je baza ja

a, to je njena konjugovana

kiselina slabija; na primer, NH

je slabija kiselina nego sir

etna kiselina, HC

Veli

ina

definiše se na slede

i na

in:

= –log

amonijaka (

= 1,8 × 10

–5

) iznosi 4,74.

(

za HNO

)×(

za NO

–

) = (6,0 × 10

–4

)(1,7 × 10

–11

) = 1,0 × 10

–14

Navedeni opšti izraz za vezu izme

slabe kiseline i

njene konjugovane baze, potvr

uje ono što

smo ve

pomenuli, a to je da su te dve vrednosti me

usobno inverzno spregnute.

Što je ve

a vrednost

utoliko je manja vrednost

i obrnuto

. Ta

injenica je ilustrovana u tabeli 2–6, u kojoj treba uo

iti još neke

karakteristi

injenice. To se pre svega odnosi na slede

TABELA 2–6. Relativne ja

ine Brenštet–Lorijevih kiselina i baza

Konjugovana kiselina

Konjugovana baza

Vrlo velika

HClO

ClO

–

Vrlo mala

Vrlo velika

HCl

–

Vrlo mala

Vrlo velika

HNO

–

Vrlo mala

6,9

–4

–

1,4

–11

1,8

–5

–

5,6

–10

1,4

–5

Al(H

(OH)

7,1

–10

4,4

–7

HCO

–

2,3

–8

2,8

–8

HClO

ClO

–

3,6

–7

5,6

–10

1,8

–5

4,7

–11

HCO

–

2–

2,1

–4

–

Vrlo mala

–

Vrlo velika

Vrlo mala

–

2–

Vrlo velika

Vrlo mala

–

Vrlo velika

Napomene. 1. Supstance u osen

enim poljima su nestabilne pošto reaguju sa molekulima vode. 2. Grupa -OH u jedinjenju C

na ponaša se kao OH

–

–jon.

. Brenštet–Lorijeve kiseline (leva kolona) mogu se podeliti u tri kategorije:

(a) jake kiseline (HClO

,....), koje su ja

i donori protona nego H

–jon;

(b) slabe kiseline (HF,....), koje su slabiji donori protona od H

–jona, ali ja

e od molekula H

OH, koje su slabiji donori protona od molekula vode i zato ne grade kisele

vodene rastvore.

. Brenštet–Lorijeve baze (desna kolona) mogu da se podele na sli

an na

in:

(a) jake baze (H

–

,....), koje su ja

i akceptori protona od OH

–

–jona;

(b) slabe baze (F

–

,....), koje su slabiji akceptori protona od OH

–

–jona, ali ja

i od molekula H

–

,....), koji su slabiji akceptori protona nego molekul H

O i zbog toga ne

grade bazne vodene rastvore.

Treba naglasiti da, baš kao što tri jake kiseline sa vrha tabele 2–6 bivaju u vodenom rastvoru potpuno

prevedene u H

–jone:

HClO

(

) + H

(

) + ClO

–

(

)

HCl(

) + H

(

) + Cl

–

(

)

HNO

(

) + H

(

) + NO

–

(

)

tako i tri jake baze sa dna tabele bivaju u vodenom rastvoru potpuno prevedene u OH

–

–jone:

–

(

) + H

–

(

) + H

(

)

2–

(

) + H

–

(

) + OH

–

(

)

–

(

) + H

–

(

) + C

OH(

)

Drugim re

ima, supstance H

–

, O

2–

i C

–

ne postoje u vodenom rastvoru.

2.7. Kiselo–bazne osobine rastvora soli: hidroliza soli

Najpre

emo dati jednu definiciju pojma soli.

So je jonska

vrsta supstanca koja sadrži ma koji

katjon izuzev H

–jona i ma koji anjon izuzev OH

–

ili O

2–

–jona

. Kada se neka so, na primer NaCl, K

ili

Al(NO

)

, rastvori u vodi, dolazi do razdvajanja katjona od anjona.

Opšta hemija II (beleške s predavanja prof. Stojakovi

a i prof. Raji

)

NaCl(

)

(

) + Cl

–

(

)

(

)

2 K

(

) + CO

2–

(

)

Al(NO

)

(

)

(

) + 3 NO

–

(

)

Nakon rastvaranja soli u vodi, nastali rastvor može da bude neutralan, kiseo ili bazan – sve u

zavisnosti od vrste soli. Da bismo predvideli kakav

e biti rastvor odre

ene soli, moramo redom razmotriti tri

faktora.

1. Utvrditi kakav efekat ima katjon na pH rastvora
2. Utvrditi kakav efekat ima anjon na pH rastvora
3. Kombinovati ta dva efekta u cilju utvr

ivanja ponašanja razmatrane soli.

Uticaj katjona: slabe kiseline ili joni–posmatra

Kako smo ve

videli, ve

ina katjona (sem katjona jakih baza) u vodenom rastvoru se ponaša kao slabe

kiseline, usled reakcija slede

eg tipa:

(

) + H

(

) + NH

(

)

Zn(H

(

) + H

(

) + Zn(H

(OH)

(

)

Prakti

no svi katjoni prelaznih elemenata podležu hidrolizi, tj. ponašaju se kao Zn

, grade

i slabo

kisele rastvore. Me

u elementima glavnih grupa Periodnog sistema, kao slabe kiseline ponašaju se Al

–jon

i, u manjoj meri, Mg

–jon. Nasuprot tome, katjoni elemenata Grupe 1 (alkalni metali) pokazuju malu ili

nikakvu težnju da reaguju s vodom.

Ako usvojimo da

emo odre

eni jon da klasifikujemo kao kiseo ili bazan u vodenom rastvoru tek ako

on izaziva promenu pH za više od 0,5 jedinica u rastvoru koncentracije 0,1 mol dm

–3

, tada možemo zaklju

iti

slede

e. Katjoni koji poti

u od jakih baza, tj.

•

katjoni alkalnih metala (Li

, Na

, K

,.........)

•

katjoni težih zemnoalkalnih metala (Ca

, Sr

, Ba

)

ponašaju se kao "posmatra

i" ("joni–posmatra

i") što se ti

e pH rastvora; drugim re

ima, ti joni nemaju

uticaj na pH rastvora (tabela 2–7).

TABELA 2–7. Kiselo–bazne osobine jona

u vodenom rastvoru

Posmatra

Bazan

Kiseo

–

2–

Anjon

–

ClO

–

3–

–

HSO

–

Mnogi drugi

Katjon

Joni prelaznih elemenata

O kiselo–baznim osobinama amfoternih anjona kao što su HCO

–

ili H

–

e više re

i pri kraju ovog odeljka.

Uticaj anjona: slabe baze ili joni–posmatra

Kako je ranije re

eno, anjoni koji su konjugovane baze slabih kiselina, u vodenom rastvoru se

ponašaju kao slabe baze. Oni primaju proton sa molekula vode, pa zaostaje OH

–

–jon koji

ini da rastvor bude

bazan. Tipi

ni primeri takvih reakcija hidrolize anjona su reakcije fluorid–jona i karbonat–jona:

–

(

) + H

HF(

) + OH

–

(

)

2–

(

) + H

HCO

–

(

) + OH

–

(

)

ina anjona se ponaša na taj na

in. Izuzetak su anjoni koji poti

u od jakih kiselina (Cl

–

, Br

–

, I

–

, ClO

–

); oni pokazuju malu ili nikakvu težnju da reaguju s vodom i da daju OH

–

–jone. Kao i katjoni

navedeni u levoj koloni tabele 2–7, oni se ponašaju kao joni–posmatra

i kad je u pitanju pH.

Opšta hemija II (beleške s predavanja prof. Stojakovi

a i prof. Raji

)

Znatno opštija je

definicija kiselina i baza prema Luisu

. Prema toj definiciji, kiselina je svaka

supstanca koja može da se ponaša kao akceptor (primalac)

elektronskog para

, a baza je svaka supstanca koja

može da se ponaša kao donor (davalac) elektronskog para. Tako, atom bora u molekulu bor–trifluorida, BF

nema oko sebe oktet elektrona, pa može da se ponaša kao akceptor elektronskog para; zato se za molekul
BF

kaže da je

Luisova kiselina

. Molekul amonijaka, NH

, sadrži jedan slobodan elektronski par na atomu

azota i može da se ponaša kao donor elektronskog para; zato se za njega kaže da je

Luisova baza

. Pri reakciji

izme

u Luisove kiseline i Luisove baze, nastaje "Luisova so" ("luisovski adukt"), tj., jedinjenje izme

Luisove kiseline i Luisove baze. Na primer:

Luisova
kiselina

Luisova
baza

Luisova so

Drugi primer se odnosi na stvaranje tzv. kompleksnih jona (o kojima

e docnije biti više re

i):

(

) + 6 H

Al(H

(

)

Luisova
kiselina

Luisova
baza

Kompleksni jon
(Luisova so)

Supstance koje se ponašaju kao Luisove baze (npr., NH

, H

O, OH

–

) istovremeno spadaju i u

Brenštet–Lorijeve baze, pošto mogu da vežu za sebe proton. Supstance koje se ponašaju kao Luisove kiseline
(npr., BF

, Al

, Zn

) ne moraju biti Brenštet–Lorijeve kiseline (akceptori protona). Na taj na

in, Luisovom

definicijom se proširuje pojam kiseline.

2.9. Kiselo–bazni indikatori

U odeljku 2–1 (s. 23) ukazali smo da kiselo–bazni indikator služi za odre

ivanje

ke ekvivalencije

pri kiselo–baznoj titraciji. To je ta

ka u kojoj se reakcija završava, pošto su proreagovale ekvivalentne

koli

ine kiseline i baze. Ako se indikator pravilno odabere, ta

ka u kojoj on menja boju (njegova

završna

•

) podudara se sa ta

kom ekvivalencije. Da bismo razumeli kako i zašto indikator menja boju, moramo

da shvatimo okolnosti ravnoteže koja se tu javlja.

Kiselo–bazni indikator se zasniva na nekoj podesnoj slaboj kiselini, koju

emo ozna

iti opštom

skra

enicom HIn:

HIn(

)

(

) + In

–

(

)

HIn]

[

]

[

]

[

Da bi slaba kiselina mogla da služi kao indikator, neophodno je da njen nejonizovani oblik, HIn, i njena
konjugovana baza, In

–

, imaju razli

ite boje. Boja koja se opaža kada se kap indikatorskog rastvora doda u

rastvor kiseline ili baze koja se titriše zavisi od vrednosti koli

nika

]

[In

HIn]

[

Razlikujemo tri slu

aja:

. Ako je

]

[In

HIn]

[

≥

dominantna supstanca je HIn, pa indikator ima "kiselu" boju, tj., boju molekula HIn.

. Ako je

]

[In

HIn]

[

≤

0,1

dominantna supstanca je In

–

, pa indikator ima "baznu" boju, tj., boju In

–

–jona.

. Ako je

]

[In

HIn]

[

≈

•

Naziv "završna ta

ka" poti

e otuda što u toj ta

ki eksperimentator prestaje sa titracijom.

indikator ima "prelaznu" boju, tj., boju koja predstavlja mešavinu boje HIn i boje In

–

Izraz za konstantu jonizacije molekula indikatora,

HIn]

[

]

[

]

[

može da se preuredi u slede

i oblik:

]

[

]

[In

HIn]

[

Na osnovu ovog izraza sledi da vrednost koli

nika [HIn]/[In

–

], pa time i boja indikatora zavise od dva

faktora.

] ili pH rastvora

. Pri velikim vrednostima [H

] (malom pH), opaža se boja molekula HIn; pri malim

vrednostima [H

] (velikom pH), preovla

uje boja In

–

–jona.

Vrednosti

indikatora

. Pošto

varira od indikatora do indikatora, razli

iti indikatori menjaju boju pri

razli

itim vrednostima pH. Promena boje se dešava kada je

]

≈

U tabeli 2–8 date su karakteristike tri indikatora: metil crvenog, bromtimol plavog i fenolftaleina. Ovi

indikatori menjaju boju pri pH 5, 7, odnosno 9.

TABELA 2–8. Boje i završne ta

ke indikatora

Boja [HIn]

Boja [In

–

]

pH u završnoj ta

Metil crveno

crvena

žuta

–5

Bromtimol plavo

žuta

plava

–7

Fenolftalein

bezbojan

ruži

asta

–9

Pošto se dodaju samo jedna ili dve kapi indikatora, one ne uti

u na pH vrednost rastvora koji se titriše.

U praksi je obi

no mogu

e uo

iti promenu boje indikatora u opsegu od oko dve jedinice pH.

Razmotrimo, na primer, šta se dešava sa bromtimol plavim kada se pH rastvora pove

ava.

•

ispod pH 6 (npr., ....3, 4, 5) boja je

ista žuta;

•

izme

u pH 6 i 7, indikator po

inje da poprima zelenkastu nijansu; tu boju bi mogli da opišemo kao

žutozelenu;

•

pri pH 7, boja je mešavina 50% – 50% žute i plave, tako da nam izgleda zelena;

•

izme

u pH 7 i 8, postaje vidljiva plava boja;

•

iznad pH 8 (ili 9, 10, 11,...), boja je

ista plava.

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

PRIMER 2–14

. Razmotrimo bromtimol plavo (

= 1

–7

). Ako je u rastvoru koji se titriše vrednost pH jednaka 6,5

(a) izra

unati koli

nik [In

–

][HIn];

(b) kakva je boja indikatora u toj ta

ki titracije?

Postupak

. U delu pod (a), za izra

unavanje traženog koli

nika koristiti opšti izraz za

za HIn:

HIn]

[

]

[

]

[

U delu pod (b), poslužiti se tabelom 2–8 u cilju procene boje indikatora.

Rešenje

(a) [In

–

][HIn] =

/[H

]

Pri pH 6,5, [H

] = 3

–7

mol dm

–3

, pa je

SLIKA 2–7.
Titracija jake kiseline jakom bazom

Kriva predstavlja titraciju 50,00 cm

–3

HCl

koncentracije 1,000 mol dm

-3

standardnim rastvorom NaOH
koncentracije 1,000 mol dm

-3

. U ta

ekvivalencije rastvor je neutralan (pH = 7).
U blizini ta

ke ekvivalencije pH se

pove

ava toliko brzo da je mogu

e koristiti

ma koji od tri indikatora, metil crveno (MC,
završna ta

ka na pH = 5), bromtimol plavo

(BTP, završna ta

ka na pH = 7), ili

fenolftalein (FF, završna ta

ka na pH = 9).

Rešenje.

(a) (1)

−

mol

000

(2) Pošto H

i OH

–

reaguju u molskom odnosu 1:1, to je:

(proreagovalo) = 49,99 × 10

–3

mol

(višak) = 50,00 × 10

–3

– 49,99 × 10

–3

= 1 × 10

–5

mol

(3) Ukupna zapremina je skoro ta

no jednaka 100 cm

(50,00 + 49,99 cm

)

•

] =

mol

−

= 1 × 10

–4

mol dm

–3

pH = –log

] = 4,0

(b) (1)

−

mol

000

(2)

(proreagovalo) = 50,00 × 10

–3

mol

−

(višak) = 50,01 × 10

–3

– 50,00 × 10

–3

= 1 × 10

–5

mol

(3) [OH

–

] =

mol

−

= 1 × 10

–4

mol dm

–3

pOH = –log

[OH

–

] = 4,0

pH = 14,00 – pOH = 10,00

•

Ovde polazimo od pretpostavke da su zapremine rastvora aditivne, tj., da je ukupna zapremina rastvora jednaka zbiru

zapremina kiseline i baze (što, u principu, ne mora uvek da bude slu

aj!).

Opšta hemija II (beleške s predavanja prof. Stojakovi

a i prof. Raji

)

Napomena

. Uo

iti da se pH menja od 4 na 10 kada se u završnoj ta

ki doda 0,02 cm

standardnog rastvora NaOH. To se

i moglo o

ekivati na osnovu slike 2–7. Dakle, pri titraciji jake kiseline jakom bazom (ili obrnuto), pH se menja veoma

brzo u blizini završne ta

ke.

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

Na osnovu slike 2–7 i primera 2–15 zaklju

ujemo da svaki indikator koji menja boju izme

u pH 4 i

10 može da se upotrebi u slu

aju titracije jake kiseline jakom bazom (i obrnuto). Bromtimol plavo (BTP:

završna ta

ka na pH = 7) bi bio vrlo podesan, ali isto tako upotrebljivi su i metil crveno (MC: završna ta

na pH = 5) ili fenolftalein (FF: završna ta

ka na pH = 9).

Slaba kiselina – jaka baza

Tipi

an primer titracije slabe kiseline jakom bazom je titracija sir

etne kiseline natrijum–hidroksidom.

Zbirna jonska jedna

ina za tu reakciju je:

(

) + OH

–

(

)

–

(

) + H

imo da je ova reakcija suprotna reakciji izme

u slabe baze C

–

(acetat–jona) i vode (s. 35). Na

osnovu pravila recipro

nosti sledi da je za ovu reakciju:

)

(

−

I u ovom slu

aju je

vrlo veliki broj, što zna

i da se reakcija sir

etne kiseline sa jakom bazom odigrava

prakti

no u potpunosti (

da bi titracija mogla uspešno da se izvede, reakcija mora da se odigra do kraja, što zna

i da

mora biti

e od, odprilike, 10

Na slici 2–8 prikazano je kako se menja pH kada se 50 cm

rastvora sir

etne kiseline (

= 1 mol

-3

) titriše rastvorom natrijum–hidroksida (

= 1 mol dm

–3

). Uo

iti slede

injenice.

SLIKA 2–8.

Titracija slabe kiseline jakom bazom

Kriva predstavlja titraciju 50 cm

rastvora

(

= 1 mol dm

–3

) rastvorom

NaOH (

= 1 mol dm

–3

). U ta

ekvivalencije rastvor je bazan (pH = 9,22).
Fenolftalein je pogodan indikator. Metil
crveno bi promenio boju previše rano, posle
dodatka svega oko 33 cm

NaOH.

Bromtimol plavo bi promenio boju nešto
malo prerano.

•

etna vrednost pH je ve

a od 2; to je zato što se radi o slaboj kiselini, HC

•

u jednom podru

ju,

ije se središte nalazi na polovini toka titracije (tj., u ta

ki u kojoj je dodato 25 cm

NaOH), pH se menja veoma sporo. U tom trenutku u rastvoru se nalaze podjednake koli

ine

Opšta hemija II (beleške s predavanja prof. Stojakovi

a i prof. Raji

)

Jaka kiselina – slaba baza

Reakcija izme

u rastvora hlorovodoni

ne kiseline i amonijaka može da se prikaže slede

om Brenštet–

Lorijevom jedna

inom:

(

) + NH

(

)

(

) + H

Ponovo

emo jedna

inu uprostiti tako što

emo pisati H

umesto H

(

) + NH

(

)

(

)

SLIKA 2–9.

Titracija jake kiseline slabom bazom

Kriva predstavlja titraciju 50,00 cm

rastvora amonijaka (

= 1 mol dm

–3

slabe baze, rastvorom HCl (

= 1 mol

-3

). U ta

ki ekvivalencije rastvor je kiseo

zbog prisustva NH

–jona. Metil crveno je

podesan indikator; fenolftalein bi promenio
boju previše rano.

Da bi našli konstantu ravnoteže, uo

imo da je ova reakcija suprotna reakciji disocijacije NH

–jona. Zato je:

)

(za

−

= 1,8

Pošto

ima tako veliku vrednost, reakcija se odigrava prakti

no u potpunosti.

Na slici 2–9 prikazano je kako se menja pH kada se 50 cm

rastvora NH

(

= 1 mol dm

–3

) titriše

rastvorom HCl (

= 1 mol dm

–3

). Po mnogo

emu, ova kriva je obrnuta (inverzna) u odnosu na krivu

prikazanu na slici 2–7 za slu

aj titracije slabe kiseline jakom bazom. Uo

imo slede

injenice:

•

etna vrednost pH je vrednost karakteristi

na za rastvor NH

(

= 1 mol dm

–3

), slabu bazu (

= 1,8

–5

). Kao što se i o

ekuje, pH je ve

e od 7:

[OH

–

]

≈

× [NH

]

= 1,8

–5

1,000

[OH

–

] = 4,2

–3

mol dm

–3

pOH = 2,38

pH = 14,00 – 2,38 = 11,62

•

po dodatku 25 cm

HCl, nastaje puferski rastvor koji sadrži jednake koli

ine NH

i NH

((

= 5,6

-10

). Zato je

≈

(za NH

) = 9,25

•

u ta

ki ekvivalencije prisutnan je rastvor NH

, slabe kiseline, koncentracije 0,5000 mol dm

–3

Zbog toga

je vrednost pH manja od 7.

]

≈

0,5000

5,6

–10

] = 1,7

–5

pH = 4,77

Na osnovu slike 2–9 trebalo bi da bude jasno da od tri indikatora koje smo prethodno pominjali, samo

je metil crveno pogodan u ovoj titraciji. Ostala dva indikatora bi promenila boju prerano, pre ta

ekvivalencije. U opštem slu

aju, za titraciju

slabe baze jakom kiselinom indikator treba da menja boju ispod

pH 7

♠

Rezime

U tabeli 2–9 dat je sumaran pregled prethodnih razmatranja kiselo–baznih titracija. Uo

imo slede

injenice vezane za ova tri tipa titracije:

TABELA 2–9. Karakteristike kiselo–baznih titracija

Jaka kiselina – jaka baza

Primer

Jedna

ina

Supstance
prisutne u ta

ekvivalencije

pH u ta

ekvivalencije

Indikator

NaOH – HCl
Ba(OH)

– HNO

(

) + OH

–

(

)

→

(

) + OH

–

(

)

→

= 1/

, Cl

–

, NO

–

7,00
7,00

MC, BTP, FF
MC, BTP, FF

Slaba kiselina – jaka baza

– NaOH

HF – KOH

(

) + OH

–

(

)

→

–

(

) + H

HF(

) + OH

–

(

)

→

–

(

) + H

= 1/

1,8

6,9

, C

–

, F

–

9,22

9,42

Jaka kiselina – slaba baza

– HCl

ClO

–

– HCl

(

) + H

(

)

→

(

)

ClO

–

(

) + H

(

)

→

HClO(

)

= 1/

1,8

3,6

, Cl

–

HClO, Cl

–

4,78

3,93

MC
MC

MC = metil crveno (završna ta

ka na pH = 5); BTP = bromtimol plavo (završna ta

ka na pH = 7); FF = fenolftalein (završna ta

ka na pH = 9).

Kada se pri titraciji koriste kiselina i baza koncentracije 1 mol dm

–3

•

jedna

ine (druga kolona u tabeli) kojima se opisuju reakcije su sasvim razli

ite

. Jake kiseline i baze se

prikazuju H

–, odnosno OH

–

–jonima (

zato što upravo ti joni predstavljaju reaguju

estice u jakim kiselinama, odnosno

bazama

); slabe kiseline i slabe baze se prikazuju njihovim hemijskim formulama.

•

konstante ravnoteže (K) za sve ove reakcije su vrlo velike, što ukazuje da se te reakcije odigravaju

prakti

no do kraja

•

vrednost pH u ta

ki ekvivalencije odre

ena je prirodom prisutnih supstanci

. Kada su prisutni samo "joni

posmatra

i", kao pri titraciji jake kiseline jakom bazom, pH u ta

ki ekvivalencije ima vrednost 7. Bazni

anjoni (F

–

, C

–

), nastali pri titraciji slabe kiseline jakom bazom,

ine da je pH u ta

ki ekvivalencije

e od 7. Obrnuto, kisele supstance (NH

, HClO), koje nastaju pri titraciji slabe baze jakom kiselinom,

ine da je pH u ta

ki ekvivalencije manje od 7.

=============================================================================

Pitanje

. Zbog

ega uopšte ne razmatramo titracije slabih kiselina slabim bazama (i obrnuto) ?

=============================================================================

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

PRIMER 2–17

. Razmotriti titraciju mravlje kiseline, HCHO

, barijum–hidroksidom.

(a) Napisati sre

enu ukupnu jonsku jedna

inu za tu reakciju.

(b) Izra

unati

za tu reakciju.

ki ekvivalencije kiseo, bazan ili neutralan?

(d) Koji indikator bi bio pogodan u ovoj titraciji?

♠

Može se uopšteno zaklju

iti da kada je slaba bilo kiselina, bilo baza, pH se menja relativno sporo u blizini završne

ke.

Želiš da pročitaš svih 201 strana?

Prijavi se i preuzmi ceo dokument.

Prijavi se Napravi nalog

Uvod u hemiju

Prijava dokumenta

Problemi sa sadržajem

Problemi sa kupovinom i pristupom

Tehnički problemi

Kršenje pravila

Ostalo

Želiš da pročitaš svih 201 strana?

Slični dokumenti

Forenzički značaj analize morfijuma

Gospodarstvo BiH

Sociologija skripta

Preduzetnicka ekonomija

uvod u pravo

Skripta sociologija za pravni fakultet

Nuklerana medicina

Erp sistemi

Društvo spektakla

Timski rad u projektnim aktivnostima na primeru kompanije Nordeus

Rendgenska analiza proteina: kristalizacija i analiza strukture lizozima

Plan rada ASAP 2024

Bosna srednji vijek

Analiza osnovnih funkcija menadžmenta na primeru preduzeća Swisslion-Takovo d.o.o.

Makroekonomska ravnoteža

Rešeni zadaci iz mehanike: zakon o promeni kinetičke energije i količine kretanja

Zeoliti: struktura, osobine i primena

Istraživanje kao instrument odlučivanja

Prva faza uvođenja AMI/MDM sistema u JP EPS

Analiza propisa u oblasti bezbednosti saobraćaja

SISTEMSKI SOFTVER- OPERATIVNI SISTEM

Organizacija ishrane u bolnici

HEMORAGIJSKE GROZNICE

Merenje telesne temperature

KARAKTERISTIKE STARENJA I SPECIFICNOSTI BOLESTI U STAROSTI

Sida: etiologija, epidemiologija, klinička slika, dijagnostika, lečenje i prevencija

NESTABILNA ANGINA PEKTORIS

Alkoholizam

Proces upravljanja ljudskih resursa

Procesi komercijalnog poslovanja 1 skripta

UPRAVNO PRAVO I

seminarski

Korelacija izmedju debljine intime i medije karotidnih arterija i aktivnosti bolesti u reumatoidnom artritisu

GUILLAIN-BARRE SINDROM

Tradicionalna primjena ljekovitih biljnih vrsta na podrucju opcine Tutin

Radioaktivnost

Policijski stres

Najvisja odlikovanja Republike Srbije

Najvisja odlikovanja Republike Srbije

KOMUNIKOLOGIJA

SIMULACIJA

Regresiona analiza: statistički metod modeliranja odnosa

Linearni trend: analiza i primena u statistici

Komunikologija

TEORIJA ODLUCIVANJA

Biznis plan – Prodavnica autodijelova

Turbine: konstrukcija, podela i primena u energetici

Diplomatsko i konzularno pravo

Finansijko izvjestavanje i poslovno odlucivanje

INTERSTERALEN PROSTOR I MEGJUZVEZDENA MATERIJA

Mikobakterije

Znacaj upravljanja organizacionim promenama

Primena elemenata sportskih igara u mlađem školskom uzrastu

Projektni pristup obrade sadržaja iz upoznavanja okoline

Pojam, uloga, karakteristike i značaj tradicionalnih organizacionih struktura: primer kompanije “Siemens”

Pojam i značaj logistike u špediciji

Razvoj komunikacionih veština dece sa oštećenjem sluha u predškolskim ustanovama

Subjekti za borbu protiv organizovanog kriminaliteta

Osnovne odlike menadžera i njegova uloga pri donošenju poslovnih odluka: primer kompanije „apple“

Aktivnosti u prirodi i njihov značaj u upoznavanju okoline

Tip dokumenta

Oblasti

Popularni predmeti

Institucije