Ovaj udžbenik je namenjen prvenstveno studentima I godine Tehnološkog fakulteta u Novom Sadu i koncipiran je prema Programu predmeta Opšta i neorganska hemija, sa ciljem da u kombinaciji sa predavanjima omogući studentima uspešno savladavanje gradiva.
Materija, obrađena u udžbeniku, obuhvata sledeće oblasti: osnovne hemijske zakone, strukturu materije, strukturu atoma, hemijsku vezu i strukturu molekula, rastvore, hemijsku kinetiku, ravnoteže u vodenim rastvorima elektrolita, hemijsku dinamiku, elektrohemijske procese, koloidne rastvore i kompleksna jedinjenja.
Dugogodišnje iskustvo autora u radu na kursevima hemije za „nehemičare” uticalo je na način objašnjavanja i naglašavanja pojedinih aspekata, pri čemu se vodilo računa o činjenici da su hemijske zakonitosti osnova za razumevanje tehnoloških procesa.
Veća pažnja je posvećena rastvorima i ravnotežama u vodenim rastvorima, čije se razumevanje smatra neophodnim za dalje uspešno studiranje tehnologije. Pojedine oblasti koje je se slušaju na posebnim kursevima, prezentirane su konciznije.
Izmene i dopune koje su urađene u ovom izdanju bile su neophodne obzirom na promene koje su se desile u programima srednjih škola. Obzirom da je ovo prvo izmenjeno izdanje, biću zahvalna svim čitaocima koji mi ulažu na izvesne greške i propuste. Posebno se zahvaljujem asistentu mr Lučijani Arman na neizmernom zalaganju pri tehničkoj obradi materijala.
Dr Nada Perišić Janjić
Sadržaj
1. UVOD
2. MATERIJA
2.1.Materjja i energija
2.2. Supstance i njihova podela
2.3 Jedinjenja i elementi
3. OSNOVNI HEMIJSKI ZAKONI
3.1. Zakon o održanju mase – Lavoazijeov zakon
3.2. Zakon stalnih masenih odnosa – Prustov zakon
3.3. Zakon umnoženih masenih odnosa – Daltonov zakon
3.4. Zakon ekvivalentnih masa – Rihterov zakon
3.5. Daltonova atomska teorija
3.6. Zakon o zapreminskim odnosima – Gej-Lisakov zakon
3.7. Avogadrov zakon i molekulska teorija
4. STRUKTURA ČISTIH SUPSTANCI
4.1. Osobine gasova
4.2. Osobine tečnosti
4.3. Struktura i osobine čvrstih supstanci
4.3.1. Amorfno stanje
4.3.2. Kristalno stanje
4.4. Hemijski simboli, formule i jednačine
4.4.1. Hemijski simboli
4.4.2. Hemijske formule
Tipovi hemijskih formula
4.4.3. Hemijske jednačine
5. RELATIVNA ATOMSKA I MOLEKULSKA MASA
5.1. Relativna atomska masa
5.2. Relativna molekulska masa
5.3. Pojam mola i molarne mase
5.4. Gasni zakoni i jednačina stanja idealnih gasova
5.4.1. Bojl-Mariotov zakon
5.4.2. Gej-Lisakov zakon
6. PERIODNI SISTEM ELEMENATA
6.1. Istorijski pregled
6.2. Periodni sistem kratkih perioda
6.3. Periodni sistem drugih perioda
7. STRUKTURA ATOMA
7.1. Otkriće elektrona
7.2. Otkriće rentgenskih zraka i radioaktivnih pojava
7.3. Otkriće atomskog jezgra
7.4. Otkriće protona
7.5. Pojam hemijskog elementa
7.6. Objašnjenje radioaktivnih pojava i transmutacije elemenata
7.7. Veštačka transmutacija elemenata
7.8. Veštačka radioaktivnost i cepanje urana
8. ELEKTRONSKA STRUKTURA ATOMA
8.1. Priroda svetlosti
8.2. Kvantna teorija
8.3. Fotoelektrični efekat
8.4. Borov model atoma
8.5. Kvantni brojevi
8.5.1. Glavni kvantni broj
8.5.2. Sporedni kvantni broj
8.5.3. Magnetni kvantni broj
8.5.4. Kvantni broj spina
9. KVANTNA MEHANIKA I STRUKTURA ATOMA
9.1. Dualistička priroda materije
De Broljijeva hipoteza
9.2. Hajzenbergov princip neodređenosti
9.3. Kvantno-mehanički model atoma
9.4. Raspored elektrona u energetskim nivoima i Paulijev princip isključenja
9.5. Struktura atoma i periodni sistem elemenata
10. PERIODIČNOST OSOBINA ELEMENATA
10.1. Periodična promena osobina elemenata
10.1.1. Energija jonizacije
10.1.2. Elektronski afinitet
10.1.3. Elektronegativnost
10.1.4. Veličina atoma i jona
11. STRUKTURA MOLEKULA
11.1. Hemijska veza
11.1.1. Jonska veza
11.1.2. Kovalentna veza
Kvantno-mehanička interpretacija kovalentne veze
Metod molekulskih orbitala
Elektronska konfiguracija molekula
Homonukleami molekuli
Heteronuklearni dvoatomni molekuli
Usmerenost kovalentne veze
Hibridizacija
Uticaj slobodnih elektronskih parova centralnog atoma na strukturu molekula
Višestruke veze
Rezonanca-delokalizacija
Parcijalni jonski karakter kovalentne veze
Osobine kovalentne veze
Dužina kovalentne veze
Energija veze
Osobine supstanci sa kovalentnom vezom
11.1.3. Metalna veza
11.2. Međumolekulske veze
11.2.1. Dipol-dipol privlačenje
11.2.2. Indukovani dipoli
11.2.3. Vodonična veza
12. ENERGETSKI EFEKTI HEMIJSKIH REAKCIJA
12.1.Toplota hemijske reakcije. Hesov zakon
12.2. Unutrašnja energija i entalpija
12.3 Termohemijske jednačine
12.4. Toplota stvaranja jedinjenja. Energija veze
12.5 Gibsova energija i entropija
13. RASTVORI
13.1 Pojam rastvora
13.2. Pravi rastvori
13.2.1. Rastvori čvrstih supstanci u vodi
Rastvaranje neelektrolita u vodi
Rastvaranje elektrolita u vodi
Energetske promene pri rastvaranju čvrstih supstanci u vodi
Rastvori tečnosti u tečnosti
Rastvori gasova u tečnosti
Izražavanje sastava rastvora
Osobine razblaženih rastvora
Sniženje napona pare, sniženje tačke mržnjenja i povišenje tačke ključanja
Difuzija i osmoza
Osobine razblaženih rastvora elektrolita
Koloidni rastvori
14. TEORIJE KISELINA I BAZA
15. NAZIVI NEORGANSKIH HEMIJSKIH JEDINJENJA
15.1. Nazivi jedinjenja sa jonskom vezom
15.2. Nazivi jedinjenja sa kovalentnom vezom
15.3. Nazivi kiselina
15.3.1. Binarne (nekiseonične) kiseline
15.3.2. Oksi (kiseonične) kiseline
16. HEMIJSKA KINETIKA
16.1. Brzina hemijske reakcije
16.1.1. Zakon brzine i red hemijske reakcije
16.2. Reakcioni mehanizam
16.2.1. Elementarne hemijske reakcije
Monomolekulske reakcije
Bimolekulske reakcije
Trimolekulske reakcije
16.2.2. Složene reakcije
16.3. Uticaj temperature, dodirne površine i katalizatora na brzinu hemijske reakcije
16.3.1. Uticaj temperature
16.3.2. Uticaj dodirne površine
16.3.3. Uticaj katalizatora na brzinu hemijske reakcije
17. HEMIJSKA RAVNOTEŽA
17.1. Ravnoteža u homogenim sistemima
1 7.2. Uticaj temperature na konstantu ravnoteže
17.3. Heterogena ravnoteža
17.4. Uticaj promene uslova na hemijsku ravnotežu i L’Šateljeov princip
17.4.1. Uticaj promene koncentracije supstanci na sistem u hemijskoj ravnoteži
17.4.2. Uticaj promene pritiska na sistem u hemijskoj ravnoteži
17.4.3. Uticaj promene temperature na sistem u hemijskoj ravnoteži
18. RAVNOTEŽE U VODENIM RASTVORIMA ELEKTROLITA
18.1. Disocijacija vode i pojam pH vrednosti
1 8.2. Ravnoteže u vodenim rastvorima kiselina
18.2.1. Jake kiseline
18.2.2. Slabe kiseline
18.2.3. Jačina kiselina
Poliprotonske ili vešeprotonske kiseline
18.3. Ravnoteže u vodenim rastvorima baza
18.3.1. Jake baze
18.3.2. Slabe baze
18.4. Odnos između konstante disocijacije kiseline, Ka i njene konjugovane baze, Kb
18.5. Ostvaldov zakon razblaženja
18.6. Suzbijanje disocijacije
18.7. Određivanje koncentracije vodonikovih jona u rastvorima kiselina i baza
18.7.1. Rastvori jakih kiselina i baza
18.7.2. Vodeni rastvori slabih kiselina i baza
18.8. Reakcije kiselina i baza
18.9 Puferske ili regulatorske smeše
18.9.1. Kapacitet pufera
Indikatori
18.10.1. Ravnoteže u vodenim rastvorima soli. Hidroliza.
18.11.1. Mehanizam hidrolize
18.11.2. Ravnoteže u rastvorima kiselih soli
18.11.3. Ravnoteže u vodenim rastvorima teško rastvornih elektrolita.
Proizvod rastvorljivosti
19. OKSIDO-REDUKCIONl PROCESI
19.1. Pojam oksidacionog broja i stehiometrijske valence
19.2. Oksido-redukcione reakcije. Pojam oksidacije i redukcije
19.2.1. Uticaj sredine ne karakter oksido-redukcione reakcije
19.2.2. Klasifikacija oksido-redukcionih reakcija
19.3.Elektrohemijski procesi
19.3.1. Elektroliza
19.3.2. Faradejevi zakoni elektrolize
20. KOORDINACIONA JEDINJENJA
20.1. Pojam kompleksnog jedinjenja
Koordinacioni broj
20.1.1. Ligandi
20.1.2. Tipovi kompleksnih jona
Atomski kompleksi
20.2. Nazivi kompleksnih jedinjenja
20.3. Geometrija kompleksnih jona
20.4. lzomerija kompleksnih jedinjenja
20.5 Elektronska struktura i veza u kompleksnim jedinjenjima
20.5.1. Model valentne veze
20.5.2. Teorija ligandnog polja
Oktaedarski raspored liganada
Tetraedarski raspored liganada
Kvadratni raspored liganada
20.6. Magnetne osobine kompleksnih jedinjenja
20.7. Ravnoteža u vodenim rastvorima kompleksnih jedinjenja
20.8. Značaj i primena kompleksnih jedinjenja
20.8.1. Biološki kompleksi
1. Uvod
Hemija pored fizike i biologije spada u osnovne prirodne nauke. Najmlađa je od prirodnih nauka. Oko 1800. godine bile su postavljene prve vredne teorije u hemiji, koje su i eksperimentalno potvrđene. U toku devetnaestog veka došlo je do velikog razvoja hemije kao i do prvih industrijskih primena. U prvoj polovini dvadesetog veka hemičari i fizičari su radili zajedno na postavljanju strukture materije na submikroskopskom nivou. Mnoga značajnija otkrića ovog veka, posebno zadnjih 40 godina, zalaze u oblast medicine. Hemičari, radeći u industriji i akademskim laboratorijama, izolovali su antibiotike. Pored toga sintetisali su lekove za rešavanje zdravstvenih problema, kao što su visok krvni pritisak, diabet, artritis, mentalne depresije. U toku poslednje dekade razvila se molekularna genetika, nauka na granici između hemije i biologije. Posebno mesto je hemija dobila u zaštiti životne sredine (iako i sama predstavlja zagađivača). Hemija je nauka koja nam omogućava da razumemo sve promene koje se odigravaju oko nas, ali i u nama.
Hemija ispituje supstance, njihov sastav, osobine i unutrašnju strukturu, kao i promene na supstancama koje se dešavaju u prirodi ili laboratorijama, odnosno tehnici.
Svemir se sastoji od materije, odnosno razl ičitih vrsta materije, koje se nazivaju supstance. Od prirodnih nauka fizika je najbliža hemiji. Fizika proučava stanje materije, odnosno proučava energiju i njene promene.
Prema tome, može se reći da hemija proučava hemijske, a fizika fizičke promene supstanci. Kod hemijske promene dolazi do pretvaranja jednih supstanci u druge, odnosno bitno se menja sastav supstanci, jer proizvodi hemijske reakcije nisu više iste supstance kao pre hemijske reakcije. Kod fizičkih promena menja se samo energetsko stanje supstanci, dok njihov sastav ostaje nepromenjen. Hemijsku promenu uvek prati fizička promena, jer sa promenom sastava supstanci može da dođe i do energetskih promena.
Mržnjenje vode, topljenje leda i isparavanje vode su fizičke promene, jer pri ovim promenama sastav vode je ostao nepromenjen, odnosno menjalo se samo energetsko stanje.
Pri sagorevanju magnezijumove trake dobija se beli prah magnezijum(II)-oksida, a pri sagorevanju žutog sumpornog praha nastaje gas sumpor(IV)-oksid. U ova dva slučaja došlo je do hemijskih promena, jer su nastali proizvodi potpuno različiti od polaznih supstanci.
2. Materija
2.1. Materija i energija
Svemir je sastavljen od materije, odnosno od njenih različitih vrsta − supstanci.
Osnovna osobina materije je njena masa. Masa se meri vaganjem. Privlačna sila kojom Zemlja privlači masu je:
G = m × g (2.1.)
gde je m − masa, a g − gravitaciono ubrzanje (zavisi od geografske širine i nadmorske visine).
Budući da se pri praćenju i ispitivanju hemijskih promena. koje se dešavaju na različitim supstancama, koristi merenje na vagi, težina merenog tela Gt i težina tegova G2, proporcionalne su njihovim masama
G1 : G2 =(m1 g) : (m2 g) = m1 : m2 (2.2.)
Odavde se može zaključiti daje na uravnoteženoj vagi masa merene supstance jednaka masi tegova, a to znači da se merenjem na vagi određuje masa supstance.
Poznato je da se gravitaciono ubrzanje menja u zavisnosti od mesta na površini Zemlje. Međutim, geografski položaj ne utiče na određivanje mase supstance merenjem na vagi, jer gravitaciono ubrzanje deluje i na merenu supstancu i na tegove, pa se taj uticaj poništava.
U hemiji se kao jedinica za masu najčešće upotrebljava gram (g) − hiljaditi deo kilograma (kg). Kilogram je jedinica za masu Međunarodnog sistema jedinica − SI sistema.
U tabelama 2.1, 2.2, 2.3. i 2.4. dati su izvodi jedinica mera ovog sistema.
Tabela 2.1. Osnovne jedinice SI sistema
Izostavljeno iz prikaza
- veličina naziv jedinice
dužina metar
masa kilogram
vreme sekunda
električna struja amper
termodinamička temperatura kelvin
količina supstance mol - veličina simbol jedinice
dužina m
masa kg
vreme s
električna struja A
termodinamička temperatura K
količina supstance mol
Dopuštena je upotreba umnožaka i delova jedinica, pa se koriste sledeći prefiksi i skraćenice:
Tabela 2.2. Osnovni prefiksi SI sistema jedinica
Izostavljeno iz prikaza
- umnožak prefiks simbol
10-1 deci da
10-2 santi h
1O-3 mili k
10-6 mikro M
10-9 nano G
10-12 piko T
10-15 femto P
10-18 ato E - umnožak prefiks simbol
10-1 deci d
10-2 santi c
1O-3 mili m
10-6 mikro μ
10-9 nano n
10-12 piko p
10-15 femto f
10-18 ato a - umnožak prefiks umnožak
10-1 deci 10′
10-2 santi 102
1O-3 mili 103
10-6 mikro 106
10-9 nano 109
10-12 piko 1012
10-15 femto 1015
10-18 ato 1018 - umnožak prefiks prefiks
10-1 deci deka
10-2 santi hekto
1O-3 mili kilo
10-6 mikro mega
10-9 nano giga
10-12 piko tera
10-15 femto peta
10-18 ato eksa
Tabela 2.3. Izvedene jedinice SI sistema sa posebnim nazivima
Izostavljeno iz prikaza
- fizička veličina simbol
energija J
sila N
pritisak Pa
snaga W
naelektrisanje (naboj) C
razlika električnog potencijala V
električni otpor Ω
frekvencija Hz
temperatura
(Celzijusova) °C
površina m2
zapremina m3
gustina kg m-3
količina toplote, Q J
specifična toplota, c J kg-1 K-1
molska masa, M kg mol-1
molska zapremina, Vm m3 mol-1
koncentracija, C mol m-3 - fizička veličina jedinica
energija džul (joule)
sila njutn (newton)
pritisak paskal (pascal)
snaga vat (watt)
naelektrisanje (naboj) kulon (coulomb)
razlika električnog potencijala volt (volt)
električni otpor om (ohm)
frekvencija herc (hertz)
temperatura
(Celzijusova) stepen Celzijusa
površina metar kvadratni
zapremina metar kubni
gustina kilogram po metru kubnom
količina toplote, Q džul (joule)
specifična toplota, c džul po kilogramu i kelvinu
molska masa, M kilogram po molu
molska zapremina, Vm metar kubni po molu
koncentracija, C mol po metru kubnom
Pri definiciji hemijske promene konstatovano je da svaku hemijsku promenu prati fizička promena, odnosno odgovarajuća energetska promena. Znači, u prirodi sem materije postoji i energija. Sve do 1905. godine su materija i energija posmatrane nezavisno jedna od druge. Godine 1905. Albert Ajnštajn (Albert Einstein) postavlja teoriju relativiteta, prema kojoj su masa i energija dva različita vida materije koji se mogu pretvarati jedan u drugi. Ajnštajn je postavio jednačinu koja povezuje masu i energiju:
E = mc2 (2.3.)
gde je c brzina svetlosti i iznosi 2.997 × 108 m/s.
Prematome, masaje uopšte ogroman koncentrat energije. Na primer, kada bi se masa od 1 g prevela u energiju dobila bi se ista količina toplotne energije kao kada sagori 3000 tona uglja.
2.2. Supstance i njihova podela
Supstance su vrste materije koje se među sobom razlikuju po svojim osobinama, odnosno supstanca je vrsta materije koja ima određene i specifične osobine. Svaka supstanca razlikuje se od drugih po nekim svojim osobinama, koje su samo za nju karakteristične. Te specifične osobine su pre svega, tačka topljenja, tačka ključanja, gustina, boja itd.
Posmatranjem različitih supstanci može se zaključiti da se one međusobno razlikuju, pa se mogu podeliti u dve grupe i to na: heterogene i homogene supstance.
Homogene supstance su takve da u celoj svojoj masi ili zapremini imaju isti sastav i osobine. Homogene supstance su: komad gvožđa, sumpora, izdvojeni deo benzina, vazduha, morske vode itd.
Heterogene supstance ili heterogene smeše se sastoje iz više različitih homogenih supstanci. Heterogena supstanca je, na primer, granit, koji je sastavljen iz tri vrste homogenih supstanci: kvarca, feldspata i liskuna. Kvarc, feldspat i liskun nazivaju se faze. Faze mogu biti čvrste, tečne i gasovite.
Homogene supstance se dalje mogu podeliti na čiste supstance i homogene smeše.
Čiste supstance su homogene supstance konstantnog sastava i drugih karakterističnih specifičnih osobina. Čiste supstance su, na primer: kristal kuhinjske soli, oksid žive, voda, gvožđe itd. Čiste supstance se među sobom razlikuju po svojim fizičkim i hemijskim osobinama.
Homogene smeše su rastvori uopšte, a sastavljeni su od smeše čistih supstanci. Rastvori se dobijaju rastvaranjem čvrstih, tečnih i gasovitih supstanci u čvrstim, tečnim i gasovitim rastvaračima. Homogene smeše su, na primer: morska voda, vazduh, kao i razne legure. Homogene smeše mogu da se rastave na čiste supstance iz kojih su nastale, različitim fizičkim i hemijskim metodama. Najznačajniji postupci za rastavljanje homogenih smeša su, na primer: destilacija, frakciona destilacija, kristalizacija, sublimacija, difuzija itd.
2.3. Jedinjenja i elementi
Kako je već rečeno, čiste supstance su, na primer: kuhinjska so, oksid žive. bakar, gvožđe itd. Ove čiste supstance se među sobom razlikuju, jer na primer, pod dejstvom električne struje se iz hlorovodonične kiseline dobijaju gasovi hlor i vodonik. Ako se oksid žive zagreva na 673 K, dobija se metalna živa i bezbojan gas, kiseonik. Znači, u oba slučaja su čiste supstance razložene na jednostavnije čiste supstance.
Međutim, bakar i gvožđe ne mogu nikakvom hemijskom reakcijom da se razlože na prostije čiste supstance. Prema tome, može se zaključiti da postoje dve vrste čistih supstanci: jednostavne čiste supstance koje se hemijskim putem ne mogu rastaviti na prostije čiste supstancenazivaju se elementi i čiste supstance koje se mogu rastaviti na elemente hemijskim putem i iz tih elemenata mogu nastati hemijskim reakcijama − nazivaju se hemijska jedinjenja.
Reakcije kojim se hemijska jedinjenja rastavljaju na jednostavnija jedinjenja ili elemente nazivaju se analize. Obrnut proces, tj. sjedinjavanje elemenata ili sjedinjavanje jedinjenja u složenija jedinjenja naziva se sinteza.
oksid žive analiza ↔ sinteza živa + kiseonik
Kao što se iz napred izloženog vidi, sve supstance koje se u prirodi nalaze, dobijaju se kombinacijom različitih elemenata. Danas je poznato 112 elemenata. U prirodi je pronađeno ukupno 92, a ostali su dobijeni u laboratoriji veštačkim putem. Na običnoj temperaturi 11 elemenata je gasovitog agregatnog stanja (vodonik, kiseonik, azot, fluor, hlor, helijum, neon, argon, kripton, ksenon i radon), dva elementa su tečnog (živa i brom), a ostali su čvrstog agregatnog stanja.
Zastupljenost hemijskih elemenata u prirodi je vrlo različita. Relativno mali broj tj. 12elemenata sačinjavaju otprilike 99% mase Zemljine kore i njene atmosfere. Kiseonika ima najviše 49.8 %, zatim silicijuma 26 %, a ostatak od 24.2 % čine svi ostali elementi. Od ovih elemenata ima najviše aluminijuma 7.3 %, zatim dolaze gvožđe 4.1%, kalcijum 3.2 %, natrijum 2.3 %, kalijum 2.3 %, magnezijum 2.1 %, vodonik 0.97 %, titan 0.4 %, hlorO.2%, ugljenik 0.19 % i dr. Ugljenika ima ispod 0.2 %, što je relativno malo, obzirom da se nalazi u svim organskim jedinjenjima i da bez njega ne bi bilo života na Zemlji.
Elementi imaju svoja intemacionalna iatinska imena, a oni koji se najčešće nalaze u prirodi i narodnatzv. trivijalna imena. Elementi su imena dobili po pojedinim karakterističnim nalazištima (na primer, cuprum po ostrvu Kipar), u čast nekih naučnika, po nekoj važnoj osobini elementa itd.
Švedski hemičar Bercelius, Jbns Jakob Berzelius, je predložio simbole kao skraćene oznake za imena elemenata. Simboli su početna slova međunarodnih imena elemenata uz eventualni dodatak još jednog slova iz istog imena u slučaju kada ima više elemenata čija imena počinju istim slovom (na primer: C − ugljenik − carbonium. Co − kobalt − cobaltum, C1 − hlor − chlorum, Cu − bakar − cuprum itd.). Hemijski simboli omogućavaju vrlo jednostavno označavanje elemenata, hemijskih jedinjenja, kao i hemijskih reakcija. Bercelius je dao neizmeran doprinos razvoju hemije jer je uvođenjem simbola postavio osnove hemijskog jezika kojim se danas koriste hemičari celog sveta.