11 Hemija Predavanje

KLASIFIKACIJA

I OSOBINE NEORGANSKIH

JEDINJENJA

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

HIDRIDI

OKSIDI

KISELINE

BAZE

SOLI

HIDRIDI

Binarna jedinjenja vodonika sa

drugim elementima.

1. JONSKI HIDRIDI

Oksidacioni broj vodonika “-1”

LiH, NaH, KH, CaH

, SrH

, BaH

….

● Vodeni rastvor reaguje bazno

2. KOVALENTNI HIDRIDI (molekulski hidridi)

Oksidacioni broj vodonika “+1”

HCl, H

O, NH

, CH

.

Ponašaju se različito u reakciji sa vodom

NH₃(g) + H_{2O(l) ⇄ NH4}+_{(aq) + OH}-_{(aq) (slaba baza)}

H₂S(g) + H_{2O(l) ⇄ H3}O+_{(aq) + HS}-_{(aq) (kiselina)}

Binarna jedinjenja kiseonika sa drugim

elementima

Oksidacioni broj kiseonika “-2”.

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

Dobijanje oksida

1. Direktno sjedinjavanje elementa sa kiseonikom

:

2Ca + O

_{→ 2}

CaO

4Fe + 3O

_{→ 2}

Fe

O

4N

+ 5O

_{→ 2}

N

O

C + O

→

CO

2Mg + O

→ 2

MgO

P

+ 3 O

→

P

O

2. Sagorevanjem raznih supstanci

:

CH

+ 2O

_→

CO

+ 2H

O

2H

S + 3O

_{→ 2}

SO

+2H

O

3. Termičkim razlaganjem karbonata,

sulfata i nitrata

CaCO

→

CaO

+ CO

CuSO

→ CuO + SO

3.

Dehidratacijom kiselina ili baza

2 Al(OH)

→ Al

O

+ 3 H

O

2 HNO

→ N

O

+ H

O

Nomenklatura oksida

Ako neki element gradi samo jedan oksid

npr.

Li

O, MgO, Al

O

itd., oksidi se zovu po

graditelju :

Li

O- litijum oksid, MgO- magnezijum

oksid, Al

O

- aluminijum oksid

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)

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

KISELI OKSIDI -

anhidridi kiselina

Oksidi sa kovalentnom vezom- grade ih uglavnom

nemetali ( SO

, CO

, N

O

, SO

, Cl

O

)

Oksidi metala:

CrO

, Mn

O

...(visok oksidacioni

broj metala)

Reaguju sa bazama, baznim i amfoternim

oksidima. U vodi daju kiselu reakciju.

1

(mogu se dobiti iz kiselina oduzimanjem vode).

SO

+H

O =

H

SO

H

SO

–

H

O =

SO

P

O

+ 3H

O = 2

H

PO

2

H

PO

–

3H

O =

P

O

Cl

O

+ H

O = 2

HClO

2

HClO

–

H

O =

Cl

O

N

O

+ H

O→ 2

HNO

SO

+ H

O

→

H

SO

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).

2.Glavna osobina

kiselih oksida

je

njihova sposobnost da reaguju sa

alkalijama

pri čemu nastaju soli.

CO

+ 2

NaOH

= Na

CO

+ H

O

SiO

+ 2

KOH

_{→ K}

SiO

+ H

O

N

O

+ 2

NaOH

_{→ 2NaNO}

+ H

O2

3.

SO

CaO→ CaSO

BAZNI OKSIDI

– grade ih elementi 1. i 2.

grupe kao i neki prelazni metali -

anhidridi

baza

Oksidi metala:

Li

O, K

O, MgO, CaO, NiO,

FeO ....

Reaguju sa kiselinama, kiselim i amfoternim

oksidima. U vodi daju baznu reakciju.

1.

2.

3.

4.

U vodi daju baznu

reakciju

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

_{O →}

Cu

O

2Fe(OH)

–

3H

_{O →}

Fe

O

AMFOTERNI OKSIDI

Al

O

, ZnO, BeO, PbO, As

O

, SnO, Cr

O

....

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:

Al

O

+ 6 HCl

→ 2 AlCl

+ 3 H

O

Al

O

+ 2 NaOH + 3 H

O

→ 2 Na[Al(OH)

]

Amfoterni oksid može da reaguje kako sa

kiselim

tako i sa

baznim

oksidima:

Al

O

+ 3

SO

= Al

(SO

)

NEUTRALNI OKSIDI

Oksidi nemetala:

N

₂

O, NO, CO

Ne reaguju sa vodom, ni sa kiselinama, ni sa

bazama

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.

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.

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

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

Autor

Kiselina

Baza

Neutralizacija

Arhenius

daje H

_u

vodi

daje OH

_u

vodi

H

_{+ OH}



H

O

Brönsted-Lowry

donor H

jona

akceptor H

jona

prenos

protona

Lewis

akceptor

elektronsk

og para

donor

elektronsko

g para

građenje

koordinativno

-kovalentne

veze

Arenijus definiše kiseline prema

teoriji o elektrolitičkoj disocijaciji.

Protolitička i Luisova teorija o

kiselinama i bazama daju više uvida

o ovim jedinjenjima

.

Brönsted-Lowry

Kiselina

donor H

jona

Baza akceptor

H

jona

prenos

protona

Lewis kiselina

akceptor

elektronskog

para

baza

donor

elektronskog

para

građenje

koordinativno

-kovalentne

veze

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

→ H

+ NO

HNO

→ H

O

+ NO

Podela kiselina

•

Prema jačini

:

jake

, potpuno disosovane u vodenom

rastvoru

HCl

→ H

_{+ Cl}

-hlorovodonična kiselina

H

₂

SO

₄

→ H

_{+ HSO}

-HSO

_{⇄ H}

_{+ SO}

slabe

-

disosovan na jone

CH

₃

COOH

⇄ H

_{+ CH}

COO

-Prema sastavu

:

bezkiseonične kiseline

HF, HCl, HBr, HI;

H

S, H

Se, H

N;

HCN, HCNS

oksikiseline

HNO

, H

SO

, HClO

, H

PO

...

Prema broju vodonikovih atoma

-

monoprotične

HCN, HCl, HNO

, HI ...

-

diprotične

H

S, H

SO

, H

CO

...

triprotične

H

PO

, H

AsO

Izuzetak: H

₃

PO

₃

– fosfitna

kiselina, diprotična – H

₂

PHO

₃

.

H

₂

PHO

₃

_{⇄ H}

+

+ HPHO

3

-HPHO

₃

-

⇄ H

+

+ PHO

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

Dobijanje:

1.

Reakcija kiselih oksida i vode

H₂CO_{3 ⇄ 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

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

Baze su jedinjenja koja u vodenom rastvoru

kao

jedine negativne jone daju hidroksidne jone

(KOH, Ca(OH)

, Fe(OH)

,

Ni(OH)

...)

Podela baza

•

_{Prema vrsti supstance:}

jonski hidroksidi, NaOH, KOH,Ca(OH)

..

molekulske supstance, NH

Podela baza

•

Prema vrsti supstance:

jonski hidroksidi, NaOH,

KOH,Ca(OH)

₂

..

Prema jačini:

-

jake

NaOH,KOH,Ca(OH)

,Ba(OH)

...

NaOH → Na

+

+ OH

-

-

slabe

NH

, Al(OH)

, Zn(OH)

....

NH

₃

+ H

₂

_{O ⇄ NH}

₄

+

+ OH

Prema broju hidroksidnih grupa:

- jednokisele:

NaOH, KOH

...

- dvokisele:

Ca(OH)

, Mg(OH)

..

- trokisele:

Al(OH)

, Fe(OH)

...

Dobijanje:

1.

CaO + H

O →

Ca(OH)

2.

2 Na + 2 H

O → 2

NaOH

+ H

3.

FeCl

+ 3 NaOH →

Fe(OH)

+ 3 NaCl

Reakcije:

1.

NaOH

+ HCl → NaCl + H

O

3. 2 NaOH + ZnO + H₂O → Na₂[_Zn(OH)4]

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

HCl

→ AlCl

+ 3 H

O

• Soli su supstance koje nastaju

zamenom atoma vodonika u

molekulu kiseline, atomima

metala ili zamenom hidroksidnih

grupa u molekulu baze anjonima

kiseline

Složene soli mogu biti:

neutralne

(

normalne

)

,

NaCl, Na

SO

,

KNO

...

kisele

,

KHSO

, NaHCO

....

bazne

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

...

dvogube

(dvojne)

KAl(SO

)

x 12 H

O

DOBIJANJE SOLI

• Reakcije za dobijanje soli su:

– Reakcije neutralizacije

2 NaOH + H

SO

→ Na

SO

+ 2 H

O

– Reakcije kiselih i baznih oksida, kiselih

i amfoternih oksida, baznih i

amfoternih oksida

CaO + CO

→ CaCO

SO

+ ZnO → ZnSO

–Reakcije soli slabijih kiselina sa

jakim kiselinama

–Reakcije soli slabijih baza sa jakim

bazama

–Reakcije baznih oksida sa kiselinama

CaO + 2HCl→ CaCl

+ H

O

CH

COONa + HCl → CH

COOH + NaCl

–Reakcija kiselih oksida sa bazama

SO

+ 2NaOH → Na

SO

+ H

O

–Reakcija dvogube izmene

Neutralne (normalne) soli

Nastaju potpunom neutralizacijom kiselina i baza:

CaSO

, Mg

(PO

)

, BaCl

, CaCl

, NH

NO

, NaCl,

KNO

, KCN, NH

NO

, Al

(SO

)

....

2 K

OH

+

H

SO

→

K

SO

+ 2 H

O

• 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

(SO

)

• Bakar(II)-nitrat, Cu(NO

)

• Olovo(IV)-hlorid, Pb(NO

)

Kisele soli

Nastaju

nepotpunom

neutralizacijom

poliprotičnih kiselina

_{kisela so}

H

SO

+ NaOH → NaHSO

+ H

O

H

SO

+ 2NaOH → Na

SO

+ 2H

O

normalna so

Primer:

od fosfatne (fosforna) kiseline

(H

PO

)dobijamo sledeće kisele soli:

• Natrijum-dihidrogenfosfat

(natrijum-primarni fosfat), NaH₂PO₄

• Natrijum-hidrogenfosfat

(natrijum-sekundarni fosfat), Na₂HPO₄

H

PO

+ 3NaOH → Na

PO

+ 3H

O

H

PO

+ NaOH → NaH

PO

+ H

O

H

PO

+ 2NaOH → Na

HPO

+ 2H

O

BAZNE SOLI

Nastaju

nepotpunom

neutralizacijom

višekiselih baza

Ca(OH)

+ HCl → CaOHCl + H

O

bazna so

Ca(OH)

+ 2HCl → CaCl

+ 2H

O

neutralna

so

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:

Fe(OH)

+ HCl → Fe(OH)

Cl + H

O

Fe(OH)

+ 2HCl → Fe(OH)Cl

+ 2H

O

Fe(OH)

+ 3HCl → FeCl

+ 3H

O

DVOGUBE (DVOJNE) SOLI

Nastaju kristalizacijom iz rastvora dveju

soli

M

+

M

3+

(SO

4

)

2

∙ 12 H

2

O

M

+

M

3+

_Al

_,

_Fe

_{, Cr}

_...)

Dvogube soli ovoga tipa –

stipse

KAl(SO

)

∙ 12 H

O

- kalijumova stipsa

KAl(SO₄)₂ ∙ 12 H₂O→ K+ _{+ Al}3+ _{+ 2 SO}

KOMPLEKSNE SOLI

Složene soli

K[Ag(CN)

]

_{, [Cu(NH}

₎

]

_(OH)

_....

K[Ag(CN)

]

_{→ K}

_{+ [Ag(CN)}

amonijum NH

perhlorat ClO

-cijanid CN

hidroksid OH

-nitrat NO

-sulfat SO

2-Karbonat CO

2-fosfat PO