11 Hemija Predavanje

62 

Loading.... (view fulltext now)

Loading....

Loading....

Loading....

Loading....

Texto completo

(1)

KLASIFIKACIJA

I OSOBINE NEORGANSKIH

JEDINJENJA

(2)

NEORGANSKA JEDINJENJA BINARNA SLOŽENA OKSIDI HALOGENIDI NITRIDI FOSFIDI KARBIDI KISELINE BAZE SOLI

(3)

HIDRIDI

OKSIDI

KISELINE

BAZE

SOLI

(4)

HIDRIDI

Binarna jedinjenja vodonika sa

drugim elementima.

1. JONSKI HIDRIDI

Oksidacioni broj vodonika “-1”

LiH, NaH, KH, CaH

2

, SrH

2

, BaH

2

….

● Vodeni rastvor reaguje bazno

(5)

2. KOVALENTNI HIDRIDI (molekulski hidridi)

Oksidacioni broj vodonika “+1”

HCl, H

2

O, NH

3

, CH

4

.

Ponašaju se različito u reakciji sa vodom

NH3(g) + H2O(l) ⇄ NH4+(aq) + OH-(aq) (slaba baza)

H2S(g) + H2O(l) ⇄ H3O+(aq) + HS-(aq) (kiselina)

(6)

Binarna jedinjenja kiseonika sa drugim

elementima

Oksidacioni broj kiseonika “-2”.

(7)

Oksidi koji ne obrazuju

soli-

NEUTRALNI

Oksidi koji grade soli

KISELI, BAZNI I

AMFOTERNI

OSOBINE I PODELA OKSIDA

PREMA TIPU HEMIJSKE VEZE:

JONSKI I KOVALENTNI

(8)

Dobijanje oksida

1. Direktno sjedinjavanje elementa sa kiseonikom

:

2Ca + O

2

→ 2

CaO

4Fe + 3O

2

→ 2

Fe

2

O

3

4N

2

+ 5O

2

→ 2

N

2

O

5

C + O

2

CO

2

2Mg + O

2

→ 2

MgO

P

4

+ 3 O

2

P

4

O

6

(9)

2. Sagorevanjem raznih supstanci

:

CH

4

+ 2O

2

CO

2

+ 2H

2

O

2H

2

S + 3O

2

→ 2

SO

2

+2H

2

O

3. Termičkim razlaganjem karbonata,

sulfata i nitrata

CaCO

3

CaO

+ CO

2

CuSO

4

→ CuO + SO

3

(10)

3.

Dehidratacijom kiselina ili baza

2 Al(OH)

3

→ Al

2

O

3

+ 3 H

2

O

2 HNO

3

→ N

2

O

5

+ H

2

O

(11)

Nomenklatura oksida

Ako neki element gradi samo jedan oksid

npr.

Li

2

O, MgO, Al

2

O

3

itd., oksidi se zovu po

graditelju :

Li

2

O- litijum oksid, MgO- magnezijum

oksid, Al

2

O

3

- aluminijum oksid

(12)

Ako element gradi više različitih oksida – oksidaciono stanje elementa se označava rimskim brojem.

Ako se na jednom atomu elementa nalaze jedan ili više atoma kiseonika onda se oni zovu:

prema IUPAC-u suboksidi N2O azot (I) oksid

monoksidi NO azot (II) oksid trioksidi N2O3 azot (III) oksid tetroksidi N2O4 azot (IV) oksid pentoksidi N2O5 azot (V) oksid

heptoksidi Mn2O7 mangan (VII) oksid

IUPAC- Međunarodna unija za čistu i primenjenu hemiju (International Union of Pure and Applied Chemistry)

(13)

Nazivi (primeri):

Po IUPAC-u Stari naziv Cu2O Cu(I)oksi kupro-oksid CuO Cu(II)oksid kupri- oksid FeO Fe(II)oksid fero-oksid Fe2O3 Fe(III)oksid feri-oksid

(14)

KISELI OKSIDI -

anhidridi kiselina

Oksidi sa kovalentnom vezom- grade ih uglavnom

nemetali ( SO

2

, CO

2

, N

2

O

5

, SO

3

, Cl

2

O

7

)

Oksidi metala:

CrO

3

, Mn

2

O

7

...(visok oksidacioni

broj metala)

Reaguju sa bazama, baznim i amfoternim

oksidima. U vodi daju kiselu reakciju.

(15)

1

.Većina kovalentnih oksida se rastvara u vodi i grade kiseline- otuda naziv kiseli oksidi ili anhidridi kiselina

(mogu se dobiti iz kiselina oduzimanjem vode).

SO

3

+H

2

O =

H

2

SO

4

H

2

SO

4

H

2

O =

SO

3

P

2

O

5

+ 3H

2

O = 2

H

3

PO

4

2

H

3

PO

4

3H

2

O =

P

2

O

5

Cl

2

O

7

+ H

2

O = 2

HClO

4

2

HClO

4

H

2

O =

Cl

2

O

7

N

2

O

5

+ H

2

O→ 2

HNO

3

SO

2

+ H

2

O

H

2

SO

3

Ako neki nemetal gradi više kiselih oksida (SO2 i SO3) , JAČU

KISELINU GRADI ONAJ OKSID KOJI SADRŽI NEMETAL VEĆEG OKSIDACIONOG BROJA. Konkretno: SO3 , tj H2SO4 ( H2SO4 je jača od H2SO3).

(16)

2.Glavna osobina

kiselih oksida

je

njihova sposobnost da reaguju sa

alkalijama

pri čemu nastaju soli.

CO

2

+ 2

NaOH

= Na

2

CO

3

+ H

2

O

SiO

2

+ 2

KOH

→ K

2

SiO

3

+ H

2

O

N

2

O

5

+ 2

NaOH

→ 2NaNO

3

+ H

2

O2

3.

SO

3 +

CaO→ CaSO

4

(17)

BAZNI OKSIDI

– grade ih elementi 1. i 2.

grupe kao i neki prelazni metali -

anhidridi

baza

Oksidi metala:

Li

2

O, K

2

O, MgO, CaO, NiO,

FeO ....

Reaguju sa kiselinama, kiselim i amfoternim

oksidima. U vodi daju baznu reakciju.

(18)

1.

Na2O + H2O → 2 NaOH CaO + H2O → Ca(OH)2

2.

CaO + 2 HCl → CaCl2 + H2O

3.

Na2O + N2O5 → 2NaNO3

4.

Na2O + ZnO → Na2ZnO2 Fe2O3 + 6HCl → 2FeCl3 + 3H2O CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O

U vodi daju baznu

reakciju

.

(19)

Oksidi alkalnih i zemnoalaklnih metala reaguju

sa vodom i daju u vodi rastvorljive

baze-alkalije

, pa otuda naziv

bazni oksidi ili

anhidridi baza

(mogu se dobiti iz baza

oduzimanjem vode).

2CuOH

H

2

O →

Cu

2

O

2Fe(OH)

3

3H

2

O →

Fe

2

O

5

(20)

AMFOTERNI OKSIDI

Al

2

O

3

, ZnO, BeO, PbO, As

2

O

3

, SnO, Cr

2

O

3

....

Grade ih elementi sa sredine periodnog sistema.

Imaju osobine i kiselih i baznih oksida. Sa jakim

kiselinama ponašaju se kao bazni oksidi, sa jakim bazama

kao kiseli oksidi i daju soli. Kao bazni oksid:

ZnO + H2SO4 → ZnSO4 +H2O

Kao kiseli oksid:

(21)

Al

2

O

3

+ 6 HCl

→ 2 AlCl

3

+ 3 H

2

O

Al

2

O

3

+ 2 NaOH + 3 H

2

O

→ 2 Na[Al(OH)

4

]

Amfoterni oksid može da reaguje kako sa

kiselim

tako i sa

baznim

oksidima:

Al

2

O

3

+ 3

SO

3

= Al

2

(SO

4

)

3

(22)

NEUTRALNI OKSIDI

Oksidi nemetala:

N

2

O, NO, CO

Ne reaguju sa vodom, ni sa kiselinama, ni sa

bazama

(23)

u grupi bazni karakter oksida raste

sa porastom rednog broja (kod s- i p- elemenata)

Primer: 15. grupa

N2O3 P4O6 As2O3 Sb2O3 Bi2O3 kis. kis. amfot. amfot. baz.

(24)

Periodni sistem: - u periodi kiselost oksida raste (važi za s- i p- elemente);

Primer: 4. perioda

K2O CaO Ga2O3 GeO2 As2O5 SeO3 Br2O7

baz. > baz. amfot. kis. < kis. < kis. < kis.

(25)

PAŽNJA !

Ako element gradi više oksida:

- kiseli karakter je najjače izražen kod oksida u

kome je element u najvišem oksidacionom stanju

As

2

O

3

– amfoteran i

As

2

O

5

- kiseo

Ako metal gradi više oksida:

CrO – bazni, Cr

2

O

3

– amfot.

CrO

3

- kiseo

(26)

PEROKSIDI

– jedinjenja alkalnih i

zemnoalkalnih metala sa kiseonikom u kojima

kiseonik ima oksidacioni broj

-1

H2O2 Na2O2 BaO2

SUPEROKSIDI

– jedinjenja alkalnih i

zemnoalkalnih metala sa kiseonikom u kojima

kiseonik ima oksidacioni broj

-1/2.

Sa vodom

daju vodonik-peroksid .Primer: KO

2

(27)
(28)

Autor

Kiselina

Baza

Neutralizacija

Arhenius

daje H

+

u

vodi

daje OH

-

u

vodi

H

+

+ OH

-

H

2

O

Brönsted-Lowry

donor H

+

jona

akceptor H

+

jona

prenos

protona

Lewis

akceptor

elektronsk

og para

donor

elektronsko

g para

građenje

koordinativno

-kovalentne

veze

(29)

Arenijus definiše kiseline prema

teoriji o elektrolitičkoj disocijaciji.

Protolitička i Luisova teorija o

kiselinama i bazama daju više uvida

o ovim jedinjenjima

.

(30)

Brönsted-Lowry

Kiselina

donor H

+

jona

Baza akceptor

H

+

jona

prenos

protona

(31)

Lewis kiselina

akceptor

elektronskog

para

baza

donor

elektronskog

para

građenje

koordinativno

-kovalentne

veze

(32)

Prema Arenijusovoj teoriji o elektolitičkoj disocijaciji kiseline su elektroliti koji u vodenom rastvoru daju vodonikove jone (H+), odnosno hidratisane jone

(H3O+).

HA  A- + H+ odnosno: HA + H

2O  A- + H3O+

HNO

3

→ H

+

+ NO

3-

HNO

3

→ H

3

O

+

+ NO

3-

(33)

Podela kiselina

Prema jačini

:

jake

, potpuno disosovane u vodenom

rastvoru

HCl

→ H

+

+ Cl

-hlorovodonična kiselina

H

2

SO

4

→ H

+

+ HSO

4

-HSO

4-

⇄ H

+

+ SO

4

(34)

slabe

-

u vodenom rastvoru nalaze se uglavnom u obliku nedisosovanih molekula, mali deo je

disosovan na jone

CH

3

COOH

⇄ H

+

+ CH

3

COO

-Prema sastavu

:

bezkiseonične kiseline

:

HF, HCl, HBr, HI;

H

2

S, H

2

Se, H

3

N;

HCN, HCNS

.

(35)

oksikiseline

HNO

3

, H

2

SO

4

, HClO

3

, H

3

PO

4

...

Prema broju vodonikovih atoma

:

-

monoprotične

(monobazne;jedan molekul može da neutrališe jedan molekul jednokisele baze)

HCN, HCl, HNO

3

, HI ...

-

diprotične

(dvobazne)

H

2

S, H

2

SO

3

, H

2

CO

3

...

-

triprotične

(trobazne)

H

3

PO

4

, H

3

AsO

4 ...

(36)

Izuzetak: H

3

PO

3

– fosfitna

kiselina, diprotična – H

2

PHO

3

.

H

2

PHO

3

⇄ H

+

+ HPHO

3

-HPHO

3

-

⇄ H

+

+ PHO

(37)

2-NAJČEŠĆE KORIŠĆENE KISELINE

Jake kiseline

Slabe kiseline

Formula Naziv Formula Naziv

HCl Hloridna HCN Cijanidna

HBr Bromidna H2CO3 Karbonatna

HI Jodidna H2S Sulfidna

HNO3 Nitratna CH3COOH Acetatna

HClO4 Perhloratna H3BO3 Boratna

(38)

Dobijanje:

1.

Reakcija kiselih oksida i vode

CO2 + H2O → H2CO3

H2CO3 ⇄ H+ + HCO

3-

SO3 + H2O → H2SO4

2 NO2 + H2O → HNO2 + HNO3

2.

rastavranje gasova u vodi

HCl(g) + H2O(l) → H+(aq) + Cl-(aq)

3.

U reakciji kiseline i soli

NaNO3 + H2SO4 → HNO3 + NaHSO4 CH3COONa + HCl → CH3COOH + NaCl

(39)

Kiseline

boje lakmus- indikator (

plav

) u

crvenu

boju.

Podsetnik: Indikatori su supstance pomoću kojih

se određuje kiselost odnosno baznost . To su:

slabe organske kiseline ili baze koje mogu da daju, odnosno primaju protone, pri čemu menjaju boju.

HIn

 H

+

+

In

(40)

Baze su jedinjenja koja u vodenom rastvoru

kao

jedine negativne jone daju hidroksidne jone

(KOH, Ca(OH)

2

, Fe(OH)

2

,

Ni(OH)

2

...)

Podela baza

Prema vrsti supstance:

jonski hidroksidi, NaOH, KOH,Ca(OH)

2

..

molekulske supstance, NH

3

(41)

Podela baza

Prema vrsti supstance:

jonski hidroksidi, NaOH,

KOH,Ca(OH)

2

..

(42)

Prema jačini:

-

jake

:

NaOH,KOH,Ca(OH)

2

,Ba(OH)

2

...

NaOH → Na

+

+ OH

-

-

slabe

:

NH

3

, Al(OH)

3

, Zn(OH)

2

....

NH

3

+ H

2

O ⇄ NH

4

+

+ OH

(43)

Prema broju hidroksidnih grupa:

- jednokisele:

NaOH, KOH

...

- dvokisele:

Ca(OH)

2

, Mg(OH)

2

..

- trokisele:

Al(OH)

3

, Fe(OH)

3

...

(44)

Dobijanje:

1.

CaO + H

2

O →

Ca(OH)

2

2.

2 Na + 2 H

2

O → 2

NaOH

+ H

2

3.

FeCl

3

+ 3 NaOH →

Fe(OH)

3

+ 3 NaCl

Reakcije:

1.

NaOH

+ HCl → NaCl + H

2

O

(45)

3. 2 NaOH + ZnO + H2O → Na2[Zn(OH)4]

(46)

AMFOTERNI HIDROKSIDI

Amfoternost je sposobnost supstance da reaguje i sa kiselinom i sa bazom.

Al(OH)

3

, Zn(OH)

2

, Be(OH)

2

,

Pb(OH)

2

, Cr(OH)

3

..

Al(OH)

3

+ 3

HCl

→ AlCl

3

+ 3 H

2

O

(47)
(48)

• Soli su supstance koje nastaju

zamenom atoma vodonika u

molekulu kiseline, atomima

metala ili zamenom hidroksidnih

grupa u molekulu baze anjonima

kiseline

(49)

Složene soli mogu biti:

neutralne

(

normalne

)

,

NaCl, Na

2

SO

4

,

KNO

3

...

kisele

,

KHSO

4

, NaHCO

3

....

bazne

, Mg(OH)Cl, Ca(OH)NO

3

...

dvogube

(dvojne)

KAl(SO

4

)

2

x 12 H

2

O

(50)

DOBIJANJE SOLI

• Reakcije za dobijanje soli su:

– Reakcije neutralizacije

2 NaOH + H

2

SO

4

→ Na

2

SO

4

+ 2 H

2

O

– Reakcije kiselih i baznih oksida, kiselih

i amfoternih oksida, baznih i

amfoternih oksida

CaO + CO

2

→ CaCO

3

SO

3

+ ZnO → ZnSO

4

(51)

–Reakcije soli slabijih kiselina sa

jakim kiselinama

–Reakcije soli slabijih baza sa jakim

bazama

–Reakcije baznih oksida sa kiselinama

CaO + 2HCl→ CaCl

2

+ H

2

O

CH

3

COONa + HCl → CH

3

COOH + NaCl

(52)

–Reakcija kiselih oksida sa bazama

SO

3

+ 2NaOH → Na

2

SO

4

+ H

2

O

–Reakcija dvogube izmene

(53)

Neutralne (normalne) soli

Nastaju potpunom neutralizacijom kiselina i baza:

CaSO

4

, Mg

3

(PO

4

)

2

, BaCl

2

, CaCl

2

, NH

4

NO

3

, NaCl,

KNO

3

, KCN, NH

4

NO

2

, Al

2

(SO

4

)

3

....

2 K

OH

+

H

2

SO

4

K

2

SO

4

+ 2 H

2

O

(54)

• Neutralne soli dobijaju naziv tako što

nakon naziva katjona i njegovog

oksidacionog stanja se navodi ime

anjona kiseline od koje je so nastala.

primer:

• Aluminijum-sulfat, Al

2

(SO

4

)

3

• Bakar(II)-nitrat, Cu(NO

3

)

2

• Olovo(IV)-hlorid, Pb(NO

3

)

2

(55)

Kisele soli

Nastaju

nepotpunom

neutralizacijom

poliprotičnih kiselina

kisela so

H

2

SO

4

+ NaOH → NaHSO

4

+ H

2

O

H

2

SO

4

+ 2NaOH → Na

2

SO

4

+ 2H

2

O

normalna so

NaHCO3, Ca(HCO3)2, Mg(HSO4)2,

(56)

Primer:

od fosfatne (fosforna) kiseline

(H

3

PO

4

)dobijamo sledeće kisele soli:

• Natrijum-dihidrogenfosfat

(natrijum-primarni fosfat), NaH2PO4

• Natrijum-hidrogenfosfat

(natrijum-sekundarni fosfat), Na2HPO4

H

3

PO

4

+ 3NaOH → Na

3

PO

4

+ 3H

2

O

H

3

PO

4

+ NaOH → NaH

2

PO

4

+ H

2

O

H

3

PO

4

+ 2NaOH → Na

2

HPO

4

+ 2H

2

O

(57)

BAZNE SOLI

Nastaju

nepotpunom

neutralizacijom

višekiselih baza

Ca(OH)

2

+ HCl → CaOHCl + H

2

O

bazna so

Ca(OH)

2

+ 2HCl → CaCl

2

+ 2H

2

O

neutralna

so

(58)

Al(OH)(NO3)2, Mg(OH)Cl, (CaOH)2SO4,

Ca(OH)NO3, (BaOH)3PO4 ...

Primer:

iz feri-hidroksida, zamenom hidroksidnih

grupna hloridom (anjon hloridne ,

odnosno hlorovodonične kiseline)

dobićemo:

• Gvožđe(III)-dihidroksihlorid, Fe(OH)2Cl • Gvožđe(III)-hidroksihlorid, Fe(OH)Cl2

Fe(OH)

3

+ HCl → Fe(OH)

2

Cl + H

2

O

Fe(OH)

3

+ 2HCl → Fe(OH)Cl

2

+ 2H

2

O

Fe(OH)

3

+ 3HCl → FeCl

3

+ 3H

2

O

(59)

DVOGUBE (DVOJNE) SOLI

Nastaju kristalizacijom iz rastvora dveju

soli

M

+

M

3+

(SO

4

)

2

∙ 12 H

2

O

M

+

(Na+, K+, NH 4+ ...)

M

3+

(

Al

3+

,

Fe

3+

, Cr

3+

...)

Dvogube soli ovoga tipa –

stipse

KAl(SO

4

)

2

∙ 12 H

2

O

- kalijumova stipsa

KAl(SO4)2 ∙ 12 H2O→ K+ + Al3+ + 2 SO

(60)

KOMPLEKSNE SOLI

Složene soli

K[Ag(CN)

2

]

, [Cu(NH

3

)

4

]

(OH)

2

....

K[Ag(CN)

2

]

→ K

+

+ [Ag(CN)

(61)
(62)

amonijum NH

4+

perhlorat ClO

4

-cijanid CN

-

hidroksid OH

-nitrat NO

3

-sulfat SO

4

2-Karbonat CO

3

2-fosfat PO

43-

Figure

Actualización...

Referencias

Actualización...

Related subjects :