Hemija [Neorganska Hemija - Ispitna Pitanja]

1) POJAM VALENCE*Svojstvo atoma nekog elementa da se spaja sa odredjenim brojem atoma nekog drugog elementa naziva se valenca. Jedan te isti elemenat moze biti razlicito valentan u razlicitim jedinjenjima, odnosno multivalentan. Valence pojedinih elemenata mogu se definisati brojem atoma jednovalentnog elementa sa kojima se spaja atom datog elementa.2) ELEKTRONSKA TEORIJA VALENCE, JONSKA VEZA*Zasniva se na stabilnosti elektronske konfiguracije plemenitih gasova i pretpostavlja da atomi bilo kog elementa nastoje da poprime elektronsku konfiguraciju plemenitih gasova i tako postignu stabilnost.*Atomi stabilnu elektronsku konfiguraciju mogu postici primanjem ili oduzimanjem elektrona, odnosno atom nastoji da primi ili otpusti toliko elektrona da broj elektrona u spoljasnjoj ljusci (najvisem energetskom nivou) bude osam.*Jonska veza nastaje prelaskom elektrona sa atoma jednog elementa (donor elektrona) na drugi atom  (akceptor elektrona). 3) KOVALENTNA VEZA*Nemetali, međusobno se sjedinjavajući, grade drugi tip hemijske veze-kovalentnu. Prilikom izgradnje veze dolazi do ukrštanja orbitala, odnosno združivanja elektrona. Elektroni različtiog spina se udružuju i prave zajedničke molekulske orbitale. Nastaje molekul (stabilna elektroneutralna celina). Jedinjenja sa kovalentnom vezom obično su slabi provodnici električne struje (slabi elektroliti ili neelektroliti).*Ako se kovalentna veza gradi između supstanci jednake elektronegativnosti (molekuli elemenata, H2, H-H) u pitanju je nepolarna kovalentna veza. 4 )VODONIČNA VEZA*Vodonična veza javlja se u jedinjenjima vodonika sa izrazito elektronegativnim nematalima (H2O, HF). Ova jedinjenja jako su polarizovana. Negativni dipol jednog molekula privlači atom vodonika, odnosno pozitivni dipol drugog molekula.Vodonične veze označavaju se isprekidanim crticama.5) STA SU KISELINE, BAZE I SOLI?*Kiseline, baze i soli su elektroliti, odnosno supstance ciji vodeni rastvori i rastopi provode elektricnu struju. Prema Luisovoj teoriji kiseline su akceptori elektronskog para, a baze donori elektronskog para u koordinativno kovalentnom vezivanju. Baze su jedinjenja koja disocijacijom u vodenom rastvoru daju hidrokisdne jone OH-, kao jedine anjone. U ovu grupu jedinjenja se ubrajaju svi metalni hidroksidi, koji u vodenom rastvoru disosuju na jon metala i hidroksidni jon. Kiseline su jedinjenja koja disocijacijom u vodenom rastvoru daju kao pozitivne jone iskljucivo hidronijum jone H3O-6) SOLI *Soli su jedinjenja pri cijoj disocijaciji u vodenom rastvoru nastaju pozitivni joni najcesce metala i negativni joni kiselinskog ostatka. ( HCl + NaOH à NaCl + H2O )* Soli se dele na: a) Neutralne soli : Na2SO4, CaCO3, Ag3PO4 ; b) kisele soli: NaHCO3, NaHSO3, Ca(H2PO4)2 . c) bazne soli: Ca(OH)2SO4, Fe(OH)Cl2, Al(OH)2NO3 ; d) dvogube soli ; e) kompleksne soli.7) BRZIJA HEMIJSKE REAKCIJE *Brzina kojom se hemijska reakcija odigrava meri se promenom koncentracije reaktanata u jedinici vremena a zavisi od prirode i koncetracije reaktanata, temperature i drugih faktora.*Brzina hemijske reakcije raste sa brojem sudara, a broj sudara cestica reaktanata raste sa povecanjem broja cestica reaktanata u jedinici zapremine ( koncetracije) i sa povecanjem brzine kretanja cestica(temperature).*Da bi doslo do hemijske reakcije mora doci do kontakta izmedju reagujucih cestica, odnosno do njihovog sudara. Samo “uspesni” sudar dovodi do nastajanja hemijske reakcije, a da bi doslo do uspesnog sudara, cestice moraju imati odredjenu energiju aktivacije8 ) ENERGIJA AKTIVACIJE*Energija aktivacije je najmanja kolicina energije potrebna da bi se hemijska reakcija odvijala, odnosno da bi doslo do kidanja starih i nastajanja novih veza, a time i do stvaranja proizvoda reakcije. Sto je energija aktivacije veca, to je manji broj cestica reaktanata koji pri datim uslovima poseduju dovoljnu energiju i reakcija je sporija.9 ) UTICAJ KONCETRACIJE REAKTANATA NA BRZINU HEMIJSKE REAKCIJE

*Pri povecanju koncetracije reagujucih supstanci, povecava se broj cestica koje poseduju energiju aktivacije, pa i brzina hemijske reakcije. Zavisnost izmedju brzine reakcije i koncetracije reagujucih supstanci definisali su Guldberg i Veg, zakonom o dejstvu masa koji glasi: brzina hemijske reakcije proporcionalna je aktivnim masama reagujucih susptanci.  mA + nB à pC ;  v= k[A]m[B]n  ( v – brzina hem.reakcije, k – konstanta brzine reakcije koja zavisi od prirode reaktanata i temperature, [A] i [B] – molarne koncetracije reaktanata, m,n,p – stehiometrijski koeficijenti.)10) UTICAJ TEMPERATURE NA BRZINU HEMIJSKE REAKCIJE*Pri porastu temperature povecava se kineticka energija svake pojedinacne supstance i broj uspesnih sudara, pa brzina hemijske reakcije raste eksponencijalno sa porastom temperature. Ovo je eksperimentalno utvrdio Arenijus, nasavsi linerani odnosi izmedju logk i 1/T. (  log k = A – B/T ; gde je A – faktor frekfencije odnosno konstanta proporcionalnosti, a B = Ea/R odnos energije aktivacije i gasne konstante.) Iz kineticke teorije gasova (Maksvel i Bolcman) sledi da je udeo molekula kojima je sadrzaj energije veci od energije aktivacije(Ea) jednak:  , pa je konstanta brzine reakcije (k) à k=km . 13. UTICAJ KATALIZATORA NA BRZINU REAKCIJEKatalizatori su supstance koje selektivno ubrzavaju hemijske reakcije, a pri tome ostaju hemijski nepromenjeni.Svojstva katalizatora:-          Selektivan je-          Ubrzava samo onu reakciju koja je inace moguca, ali spora bez njegovog prisustva-          Posle reakcije katalizator ostaje hemijski nepromenjen, ali moze pretrpeti fizicke promene-          Za ubrzavanje reakcije, dovoljne su vrlo male kolicine katalizatora-          Katalizator ubrzava reakciju, jer stupa u medjureakciju sa reaktantima. Pri tome kao medjuprodukt nastaje nestabilno jedinjenje sa jednim od reaktanata, koje onda reaguje sa drugim reaktantom I tako nastaje produkt reakcije, a katalizator se vraca u osnovno stanje.Katalizator snizava energiju aktivacije hemijske reakcije, I ona se zato znatno ubrzava. 14. HEMIJSKA RAVNOTEZA I UTICAJ PRITISKA NA SISTEM U RAVNOTEZIHEMIJSKA RAVNOTEZAVecina hemijskih reakcija su povratne. Reakcija se u pocetku odvija samo u smeru nastajanja produkata. Cim se stvori odredjena kolicina produkata, usled stalnog haoticnog kretanja cestica, dolazi do uspesnih sudara I reakcija pocinje da tece I u suprotnom smeru. Posle izvesnog vremena dolazi do izjednacavanja brzina hemijske reakcije u oba smera I uspostavlja se stanje dinamicke ravnoteze.V1=k1CACB                                                                                                            V2=k2CCCDstanje dinamicke ravnoteze: V1=V2k1CACB=k2CCCD        K-konstanta ravnotezeK=CCCD/CACBKonstanta ravnoteze je karakteristicna velicina za neku hemijsku reakciju na odredjenoj temperature.UTICAJ PROMENE PRITISKA NA SISTEM U RAVNOTEZIKod gasovitih supstanci, parcijalni pritisak je upravo proporcionalan koncentraciji, te se konstanta ravnoteze moze I izraziti preko parcijalnih pritisaka komponenata.K=PC2/PAPB     Ako se u ravnoteznom sistemu poveca ukupan pritisak n-puta I parcijalni pritisci se povecavaju n-puta:K=n2PC2/nPAnPB     Kada su reagujuce supstance I produkti hemijske reakcije u gasovitom stanju, na system u hemijskoj ravnotezi promena pritiska ima uticaja samo kada se u toku reakcije menja broj molekula. System reaguje tada tako da se odvija ona reakcija kojom se zadrzava ravnotezno stanje. 15. TOPLOTA HEMIJSKE REAKCIJE, HESOV ZAKONSve hemijske reakcije pracene su odgovarajucim toplotnim efektima. Toplotni efekat hemijske reakcije se definise kolicinom oslobodjene ili absorbovane toplote po jednom molu supstance. Izrazava se u dzulima (J) . ako se u toku reakcije oslobadja toplota, reakcije je egzotermna, a ako se absorbuje onda je endotermna. Hemijske reakcije se obicno odigravaju pri stalnom pritisku(izobarne) ili pri stalnoj zapremini(izohorne) reakcije.

Na toplotni efekat reakcije utice I agregatno stanje reagujucih supstanci, te se naglasava agregatno stanje (g-gasovito, s-cvrsto, l-tecno). Ova oznaka se stavlja kao indeks hemijske formule. HESOV ZAKONToplotni efekat hemijske reakcije zavisi samo od stanja reagujucih supstanci I konacnih produkata hemijske reakcije, a ne zavisi od nacina I puta hemijske reakcije. Primer je pretvaranje grafita u ugljenik(IV)-oksid 16. VEZA UNUTRASNJE ENERGIJE, ENTALPIJA I ENTROPIJADovedena toplota u nekom sistemu se trosi na promenu unutrasnje energije I rad sistema, pri cemu unutrasnja energija podrazumeva: energiju translatornog I rotacionog kretanja molekula, energiju oscilatornog kretanja atoma u molekulu, energiju kretanja elektrona u atomu. Navedeni rad je izvrseni rad protiv sila koje deluju na system (spoljasnji pritisak, sile povrsinskog napona…). Procesi ili reakcije mogu da se odigravaju pri:-          Konstantnoj temperature-izotermni procesi-          Konstantnom pritisku-izobarni procesi-          Konstantnoj zapremini-izohorni procesiKod hemijskih reakcija, koje se odigravaju pri stalnom pritisku, rad je jednak proizvodu pritisaka I promene zapremine reagujucih supstanci.Entalpija ili toplotni sadrzaj. Promena entalpije sistema je razlika u hemijskoj potencijalnoj energiji, odnosno toplotnom sadrzaju proizvoda I reaktanata hemijske reakcije I brojno je jednaka dovedenoj, ili izdvojenoj kolicini toplote. 17. TOPLOTA STVARANJA HEMIJSKOG JEDINJENJAPromena entalpije pri stvaranju 1 mola jedinjenja iz elemenata, naziva se toplota stvaranja jedinjenja. Ako se reakcija odvija pri standardnim uslovima, toplota stvaranja se naziva standardna toplota stvaranja, ili standardna entalpija stvaranja.Na primer, standardna toplota stvaranja za hlorovodonik je -92kJ/mol. Pri stvaranju hlorovodonika dolazi prvo do raskidanja veza H-H I Cl-Cl, a zatim nastaju dve H-Cl veze. Reakcija nastajanja hlorovodonika je egzotermna, I pokazuje da se pri stvaranju veze H-Cl za dva mola oslobadja kolicina energije veca za 184kJ nego sto je potrebno utrositi za raskidanje veza H-H I Cl-Cl. Oslobodjena energija se izracunava: DH0=DH-H+DCl-Cl-2DH-Cl=436+242-2*431=-184kJ/mol D je energija, ili entalpija raskidanja veza. Toplota stvaranja jedinjenja je zapravo razlika izmedju energija raskidanja postojecih veza, I energija stvaranja novih hemijskih veza. 18. POJAM ELEKTROLITICKE DISOCIJACIJE, VODA, DEJSTVO VODE PRI RASTVARANJU NaClVODA KAO ELEKTROLITVoda je elektrolit, koji kao I svaki elektrolit daje sistemu u kome se nalazi naelektrisane materijalne cestice, koje se nazivaju joni. Takvi sistemi provode elektricnu struju kretanjem jona, I nazivaju se provodnici druge vrste. Za elektrolite je karakteristicna jonska provodljivost. ELEKTROLITICKA DISOCIJACIJAProces razlaganja neutralnih molekula na jone je elektroliticka disocijacija, a njena kvantitativna mera je stepen disocijacije. Stepen disocijacije predstavlja odnos broja disociranih molekula I ukupnog broja molekula u rastvoru, I menja se sa razblazenjem rastvora. U rastvoru se uspostavlja ravnoteza izmedju disociranih I nedisociranih cestica.4 tipa hemijskih reakcija koje se odvijaju u rastvorima elektrolita:

1. Talozne reakcije, pri kojima nastaje slabo rastvorno jedinjenje:2. Reakcije u kojima se stvara gasovito slabo rastvorno jedinjenje3. Reakcije pri kojima nastaje slabo disocirano jedinjenje4. Reakcije pri kojima nastaju kompleksna jedinjenja (joni)

 Spontani process razlaganja elektrolita u rastvorima se naziva elektroliticka disocijacija. Broj elementarnih naelektrisanja jona pojedinacno odgovara hemijskoj valenci, ili oksidacionom stanju. Nosioci naelektrisanja su joni. Dokazano je da se kristali natrijum-hlorida(NaCl) sastoje od jona. Voda u procesu razlaganja NaCl, savladava privlacne sile jonske kristalne resetke NaCl I odvaja jone Na+ I Cl-, a zatim se joni difuzijom rasporedjuju po celom rastvoru. VODAVoda je dobar rastvarac jer ima veliku dielektricnu konstantu, na sobnoj temperature = 81. Njeni molekuli teze das a jonima soli obrazuju hidratisane jone, odnosno, ima veliku solvatacionu sposobnost (cestice rastvorene supstance vezuju za sebe molekule rastvaraca gradeci nestabilne solvate). U void se najlakse vrsi disocijacija. Voda smanjuje elektrostaticko privlacenje izmedju jona, usled cega dolazi do njihovog izdvajanja iz soli.  19. POJAM pHVoda je pH neutralna, jer su kncentracije H+ I OH- jona jednake. Koncentracije iznose 10-7 mol/dm3. Ukoliko je koncentracija H+ jona veca od 10-7 mol/dm3, rastvor je kiseo, a ukoliko je manja, rastvor je bazan.Za izrazavanje kiselosti rastvora koristi se vodonicni eksponent oznacen sa pH(negativni dekadni logaritam koncentracije vodonikovih jona).U rastvoru slabe kiseline, koncentracija vodonikovih jona se moze I izraziti preko stepena disocijacije.U rastvorima jakih kiselina, gde je kiselina potpuno disocirana, koncentracija vodonikovih jona jednaka je pocetnoj koncentraciji kiseline.Elektroliti koji u vodenom rastvoru pokazuju karakteristike baza I kiselina, nazivaju se AMFOTERNI.  20. PUFERIOdrzavanje priblizno konstantnog pH omoguceno je prisustvom pufernih rastvora. Puferni rastvori se sastoje od slabih kiselina I njihovih konjugovanih baza ili od slabih baza I njihovih konjugovanih kiselina. Oni imaju sposobnost da se suprotstave promeni pH rastvora, cak iako se rastvoru doda mala kolicina jake baze ili jake kiseline. Otpor promeni pH rastvora pri dodatku kiseline ili baze naziva se puferno dejstvo. Kapacitet pufernog rastvora oznacava njegovu efikasnost u suprotstavljanju promeni pH rastvora pri dodavanju odredjene kolicine baze ili kiseline.  21. KARAKTERISTIKE JONSKOG PROVODJENJA STRUJE

1.  Kretanje naelektrisanja kroz rastvor u oba pravca2. Istovremeni transport  materijala kroz rastvor3. Pojava produkata reakcije na elektrodama

Ovakav oblik provodjenja elektricne struje, naziva se konvekcijom, a struja u elektrolitima konvekciona struja. Usled elektrodnih procesa, na elektrodama se dobijaju gasoviti proizvodi, cvrste metalne prevlake, nova hemijska jedinjenja ili joni.   23. Hemijske reakcije koje se odvijaju u rastvorima elektrolita                Hemijski proces koji nastaje u rastvirma ili rastopima elektrolita, u koji su uronjene dve elektrode, pri provodjenju jednosmerne električne struje naziva se elektroliza. Ovaj proces je moguć samo pod dejstvom jednosmerne struje.  Dolazi do usmerenog kretanja jona iz rastvora ili rastopa ka elektrodama i hemijskih reakcija na njima.24. Elektroliza primer.

                Ako se u ćeliju za elektrolizu unese rastop NaCl i proključi izvor jednosmerne struje, negativni joni hlora se kreću prema anodi gde predaju elektron i prevode se u atome hlora, što se predstavlja polureakcijom oksidacije:2Cl- (l)                 Cl 2(g) + 2e-pozitivni joni natrijuma kreću se prema negativno naelektrisanoj katodi gde primaju elektron i prevode se u atome natrijuma, što se predstavlja polureakcijom redukcije:Na+ (l) +e-                  Na(s)Ukupna reakcija elektrolitičke ćelije može se predstaviti zbirom andodne i katodne reakcije:2Na+ (l) + 2Cl- (l)                  2Na(s) + Cl 2(g)25. I i II Faradejev zakon                                    I Faradejev zakon: količina supstance koja se izdvaja pri elektrolizi rastvora ili rastopa nekog elektrolita upravo je proporcionalna količini elektriciteta koji je prošao kroz rastvor ili rastop.II Faradejev zakon: ista količina elektriciteta, pri prolazu kroz različite elektrolite, izdvaja na elektrodama količine supstanci koje stoje u odnosu njihovih hemijskih ekvivalenata. II F. zakon određuje odnos količina izdvojenih supstanci za različite elektrolite.26. Tvrdoća vode, podela, oblik izražavanja, način omekšavanja vode i alkalitet                                    Količina prisutnih baza u vodi definiše ukupan alkalitet. Karbonati i bikarbonati su pored hidroksida alkalnih i zemljoalkalnih metala najčešće glavne i najvažnije komponente alkaliteta. Tvrdoća je mera količine jona (kalcijum, magnezijum i/ili gvožđe) u vodi. KAcijum i magnezijum su najčešće najvažniji izvori tvrdoće vode. ukupna tvrdoća vode Tu se može izraziti na dva načina:Tu=Tca + Tmg ili Tu = Tk+TnTu - ukupna tvrdoćaTca - kalcijumova tvrdoća jednaka ukupnoj koncentraciji rastvorenog CaTmg - magnezijumova tvrdoća jednaka ukupnoj koncentraciji rastvorenog MgTk- prolazna - karbonatna(bikarbonatna) tvrdoća jednaka je koncentraciji rastvorenih Ca i Mg bikarbonataTn- stalna - nekarbonatna tvrdoća jednaka je koncentraciji ostalih rastvorenih soli Ca i Mg, npr. sulfata, hlorida, nitrataTvrdoća se izražava stepenima tvdoće. Kod nas se koristi nemački stepen tvrdoće i jedan stepen tvrdoće ima ona voda koja u 1 dm3 sadrži 10 mg CaO ili 17,9 mg MgO.-Omekšavanje vode krečnim mlekom - dekarbonizacija ( udaljuje se pretežan deo karbonatne tvrodće, umanjuje ukupan sadržaj soli, delimično udaljaca gvožđe i povišava pH)-Omekšavanje vode sodom, Na2CO3 (za udaljavanje nekarbonatne tvrdoće uz krečno mleko  dodaje se i soda)-Omekšavanje vode jonoizmenjivačima. Jonoizmenjivači su nerastvorni u vodi a prema poreklu dele se na:

organske( veštačke smole, aktivni ugalj) neorganske(zeolit, premutit)

Princip rada bazira se na izmeni sopstvenih jona sa ekvivalentnom količinom jona iz vode. 27. Šta je razlivanje  i kvašenje                                    Pod izrazom ralivanje se podrazumeva širenje jedne tečnosti na površini druge tečnosti (sistem T/T), dok se pod kvašenjem podrazumeva pojava na dodiru između površine čvrstog i tečnog (Č/T)28. Proces razlivanja kapi ulja na površini vodeAko se na površinu neke supstance, na primer vode, kane kap druge tečnosti, koja se ne meša sa prvom i lakša je od nje(ulje), razlikuju se dve pojave

ulje se razliva po površini vode i potpuno je prekriva uljse ne razliva i ostaje na površini u obliku manje ili više spljoštenog sočiva

Ovakvo ponašanje rezultat je uzajamnog dejstva površinskih sila vode i ulja. Razlivanje ulja po površini vode određeno je međusobnim odnosom athezionog i kohezionog rada, a težnja pojedinih tečnosti da se spontano

razlivaju po drugoj izražava se koeficientom razlivanja. Do razlivanja dolazi  kada je rad athezije veći od rada kohezije: Aa>Ak. Razlika Aa-Ak je koeficient razlivanja i može se predstaviti relacijom:Kr = Aa - Ak29.Pojam adsorpcije, podela - fizička i hemijska,                                    Molekuli gasa koji udaraju na neku čvrstu ili tečnu površinu, bivaju zadržani na njoj izvesno vreme pre nego što se vrate u gasnu fazu, te je njihova koncentracija na površini veća od koncentracije u gasnoj fazi. DO zadržavanja dolazi usled dejstva nekompenzovanih međumolekularnih sila na granici čvrste ili tečne faze,definisanih površinskim naponom. Povećanje konc. na garničnoj površini faza naziva se adsorpcija. Prema prirodi i jačini veza uspostavljenih između adsobenta i adsorbata razlikuju se dva osnovna oblika adsorpcije: fizička ili Van der Valsova adsorpcija i hemijska ili hemisorpcija. U fizičkoj adsorpciji molekuli adsorbata vezani su za adsorbent Van der Valsovim silama, dok u hemijskoj adsorpciji dolazi do uspostavljanja slabijih ili jačih hemijskih veza između adsorbenta i adsorbata.30. Način ispitivanja procesa adsorpcije, adsorpcione izoterme                                    U procesu adosrpcije uspostavlja se dinamička ravnoteža između adsorbovane i neadsorbovane faze. Proces adsorpcije najčešće se ekspreimentalno ispituje na osnovu funkcionale zavisnosti količine adsorbovane supstance (a), pritiska i temperature(T)a = f (T,p)Polazeći od funkcionalne zavisnosti procesa adsorpcije ad pritiska i temperature, date gornjom jednačinom, ispitivanje procesa adsorpcije se može vršiti na sledeće načine:

1. Odrađivanje adsorbovane količine adsorbata u zavisnosti od promene pritiska pri konstantnoj temperaturi

a= f(p); T= const

1. Određivanje adsorbovane količine adsorbata u zavisnosti od promene tempretature pri konstantnom pritisku

a=f(T);  p=const

1. Određivanjem ravnotežnog pritiska u funkciji temperature za određenu količinu adsobovane supstance

p= f(T);  a=constOva tri načina najčešće se primenjuje ispitivanje adsorpcionih izotermi.Eksperimentalne adsorpcione izoterme dobijene posmatranjem adsorbovane količine supstance u zavisnosti od revnotežnog pritiska na konstantnoj temperaturi, mogu biti različitog oblikaIzotermu I tipa karakteriše u početku brz porast količine adsorbovane supstance, da bi usled popunjavanja površine nagib krive postepeno postao bralži. Kada cela površina pokrije jednim slojem adsorbata, dalje povišenje pritiska ne utiče na veličinu (a). Prema tome, adsorpviona izoterma I tipa prikazuje monoslojnu (monomolekularnu) adsropciju. Izoterme II- III tipa prikazuju različite slučajeve višeslojne (polimolekularne) adsorpcije, aizoterme IV - V adsorpciju praćenu kondenzovanjem gasa u porama i kapilarima čvrste faze.31. Mehanizam hemisorpcije                            Ako se zasićeni molekuli hemijski adsorbuju bez disocijacije, dolazi do prenosa naelektrisanja i obrazovanja jonske veze. Na primer, hemisorpcija kiseonika može da teče po dva mehanizma:O2(g) + e - (ads) = O - (hem. ads)O2(g) + 2e - (ads) = 2O - (hem. ads)Pri adsorpciji nezasićenih organskih molekula može doći do raskidanja dvostruke veze i ovrazovanja različitih veza na površini :Molekuli koji sadrže dvostruke veze prilikom hemijske adsorpcije mogu da grade površinske p - komplekse.Molekuli koji sadrže atome sa slobodnim elektrosnkim parom pri hemijskoj adsorpciji mogu da grade relativno jake koordinativno - kovalentne veze.Sve ove veze razlikuju se od analognih hemijskih veza po tome što atomi adosbenta, koji u njima učestvuju i dalje pripadaju svojoj kristalnoj rešetki i doprinose njenim svojstvima.32. Pojam i podela disperznih sistema

                            Disperzni sistemi su sistemi u kojima je jedna ili više supstanci do doređene mere ustinjena ili ravnomerno raspoređena u akružujućoj sredini. Supstanca koja se raspoređuje je disperzna faza, a supstanca u kojoj je dispergovana faza raspoređene disperzno sredstvo. Dispergovana faza i disperzno sredstvo mogu biti u čvrstom, tečnom i gasovitom agregatnom stanju, te postoji više disperznih sistema. Prema veličini čestica dispergovane faze, disperzni sistemi se dala u tri grupe:

grubo disperzne koloidno disperzne molekulsko disperzne (pravi rastvori)

 33. Šta su suspenzije i emulzije?                Suspenzije ( Cvrsto rasprsi u tecnom) nastaju tako  što se u tečnom disperznom sredstvu (obično vodi) rasprše čvrste čestice, koje se u tečnosti ne rastvaraju. Najjednostavniji primer je mutna rečna voda u kojoj lebde sitne čestice mulja. Uljane boje i lakovi takođe spadaju u suspenzije, sastavljene od ulja i smola – disperzno sredstvo u kome su raspršene sitne čestice obojenih pigmenata.  U suspenzije se ubrajaju i neki lekovi, kao i srebro za premazivanje peći radi zaštite od korozije. Suspenzije su heterogeni, nestabilni disperzni sistemi, u kojima se pri stajanju dispergovane čestice talože. Stoga ih pre upotrebe treba promešati ili promućkati.                Emulzije su takođe heterogeni i nestabilni disperzni sistemi, koji se dobijaju raspršivanjem mikroskopski sitnih kapljica jedne tečnosti u drugoj, pod uslovom da se međusobno ne mešaju.  Primer je ulje u vodi, pri mešanju dolazi do zamućivanja tečnosti pošto se ulje raspršilo u sitne kapljice koje lebde u vodi (disperznom sistemu).  Pri stajanju kapljice ulja se slepljuju i isplivavaju na površinu formirajući poseban sloj. U cilju stabilizacije emulzije dodaju im se emulgatori – supstance koje obavijaju čestice ulja i sprečavaju njihovo slepljivanje i raslojavanje emulzija.  35. Osmotski pritisak                Kada se dva rastvora dovedu u direktan dodir, procesom difuzije dolazi do njihovog spontanog mešanja i izjednačavanja koncentracija. Ukoliko se difuzija vrši kroz polupropustljivu membranu, proces se naziva osmoza. Polupropustljive (semipermeabilne) membrane su materijal životinjskog, biljnog ili sintetičkog porekla, koje selektivno propuštaju čestice. Pri rastvaranju nedifuzibilnih čestica šećera u vodi njen hemijski potencijal smanjuje. Ukoliko je u rastvoru veća koncentracija šećera, veće je sniženje hemijskog potencijala vode i manja je tendencija da difuzuje kroz membranu.  Minimalni pritisak koji može da zaustavi osmozu naziva se osmotski pritisak. Tada je nivo tečnosti u oba dela stalan, a na membrani se uspostavlja dinamička ravnoteža. U tom trenutku slobodna energija rastvarača koji se nalazi pod pritiskom je jednaka hemijskom potencijalu rastvarača u rastvoru, koji se nalazi pod pritiskom. Van Hofova jednačina: П=cRT. Prema ovom izrazu koji je identičan sa jednačinom stanja idealnih gasova, osmotski pritisak zavisi od temperature i koncentracije čestica rastvorene supstance, a ne zavisi od vrste čestica. 36. Klasifikacija i značaj koloida                Prema svojstvima  disperzne faze i disperznog sredstva dele se na monodisperzne i polidisperzne. Koloidi koji se sastoje od čestica ili makromolekula jednake veličine su monodisperzni. Koloidi sastavljeni od čestica različite veličine nazivaju se polidisperzni. Važna klasifikacija koloida se vrši i prema obliku koloidnih čestica: ako su čestice sferne – globuralni koloidi, za linearne čestice – končasti, vlaknasti, fibrilarni kolidi. Od oblika koloidnih čestica veoma zavise mehanička svojstva sistema. Tako disperzije sfernih čestica imaju malu viskoznost u odnosu na koloide sa izduženim česticama. Boja koloidnih sistema takođe zavisi od veličine čestica. Obzirom da je talasna dužina svetlosti koju čestica apsorbuje ili rasejava približno jednaka njenom poluprečniku, to će veće čestice propuštati svetlost kraćih talasnih dužina. Koloidi se razlikuju i po svojoj sposobnosti da apsorbuju molekule disperzne sredine koja je tečna. Prema tome koloidni rastvori se dele na liofilne (grč. Koji voli tečnost) i liofobne (grč. Koji ne voli tečnost) koji nemaju afinitet prema disperznoj sredini. Ako je disperzna sredina voda koriste se adekvatni termini: hidrofilan i hidrofoban, zavisno od afiniteta prema vodi.

 37. Koligativna svojstva rastvoraRastvori poseduju izvesna svojstva koja zavise od broja čestica rastvorene supstance u određenoj zapremini, a ne zavise od njhove prirode. Takva svojstva rastvora nazivaju se koligativna svojstva. U koligativna svojstva rastvora ubraja se pojava sniženja napona pare rastvora u odnosu na čist rastvarač, a sa ovom pojavom u direktnoj vezi su i druga koligativna svojstva: sniženje tačke mržnjenja, ovišenje tačke ključanja i osmotski pritisak. Sniženje napona pare rastvarača nad rastvarom. Pod naponom pare jedne tečnosti podrazumeva se pritisak pare na njenu površinu pri uspostavljenoj dinamičkoj ravnoteži između molekula koji napuštaju tečnost (isparavanje) i molekula koje se vraćaju u tečnost (kondenzacija), pri čemu ne dolazi do promena bilo u zapremini tečnosti, bilo u pritisku pare. Napon pare rastvarača nad rastvorom je niži od napona pare nad čistim rastvaračem na istoj temperaturi. Kvantitativna formulacija ove zakonitosti data je Paulovim zakonom: PB=PBO cB gde je PB napon pare rastvarača nad rastvorom, PBO napon pare nad čistim rastvaračem, cB molaska frakcija rastvarača u rastvoru. Paulov zakon striktno važi za idealne rastvoru. Prema gornjem izrazu napon pare rastvarača nad rastvorom je upravo srazmeran molskoj frakciji rastvarača u rastvoru.  Pri rastvaranju neisparljive supstance molska frakcija rastvarača u rastvoru se smanjuje, jer je iznad rastvora broj čestica rastvarača manji nego iznad čistog rastvarača na istoj temperaturi. Zbog toga je napon pare rastvarača nad rastovorom niži nego nad čistim rastvaračem. 38. Fotohemijske reakcije i promene – fluorescencija i fosforescencija                Atomi, molekuli ili joni kod kojih je sadržaj energije privremeno povećan apsorbovanim zračenjem odlikuje se povećanom reaktivnošću. Ako se takvi atomi, molekuli ili joni nađu u odgovarajućoj reakcionoj smeši u toku ozračivanja podležu hemijskoj promeni. Reakcije koje zaapočinu apsorpcijom svetlosti nazivaju se fotohemijske reakcije. Grotus je ustanovio da je delotvorno samo ono zračenje koje se apsorbuje. Grotus – Draperov zakon: samo apsorbovano zračenje može dovesti do hemijske promene reagujueg sistema. Mada fotohemijska reakcija može nastati samo kao posledica apsorpcije zračenja, ne znači da je svaka apsorbovana svetlost efikasna – neka svetlost se može pretvoriti u toplotu, a neka ponovo emitovati kao svetlost iste ili izmenjene talasne frekvencije. Ovakva emisija poznata je kao fluorescencija. Kada se gas ili para izlože kratkotrajnom zračenju dolazi do prelaza elektrona sa nivoa nižeg na nivo višeg energetskog stanja, te se atomi ili molekuli nalaze u pobuđenom stanju. Frekvencija emitovanog zračenja odgovara razlici energija početnog i krajnjeg nivoa elektrona, a  zračenje čini fluorescenciju. Prema Stoksu zračenje koje se emituje u fluorescenciji ima veću talasnu dužinu, odnosno manju energiju, od zračenja koje ga je izazvalo. Do promene energije može doći internom konverzijom, procesom u kome ne dolazi do emisije zračenja. Ovaj proces podrazumeva prelazak singletnog  u tripletno stanje. Ukoliko dodje do prelaska tripletog u singletno stanje emituje se zračenje, a proces se naziva fosforescencija. U tom procesu talasna dužina emitovane svetlosti je veća od talasne dužine svetlosti koja izaziva ekscitaciju. Mnoge supstance apsorbuju svetlost iz ultraljubičastog dela spektra, a emituju fosforescencijom svetlosti iz vidljivog dela spektra. Fosforescencija se razlikuje od fluorescencije po tome što emisija svetlosti traje izvesno vreme i posle prestanka dejstva ekcitujućeg zračenja. Zajednički ove dve pojave se nazivaju luminescencija. 39. Reakcije fotodisocijacije                Tipičan primer je reakcija raspada jodovodonika. Svaki apsorbovani kvant svetlosti ultraljubičastog zračenja izaziva u skladu sa Ajnštajnovim zakonom cepanje molekula jodovodonika na atome joda i vodonika što predstavlja primarni fotohemijski proces. Slobodni atomi vodonika i joda reaguju dalje i medju sekundarnim reakcijama. Kao prva dolazi do izražaja reakcija H + HI → H2 + I;  I+I  → I2 Ovaj mehanizam je daoVarburg u skladu i u skladu sa kvantnim iskorišćenjem reakcije, jer na jedan fotohemijski razoren molekul HI otpada još jedan razoren atomskim vodonikom. Slični su odnosi i pri fotohemijskom raspadu bromovodonika, ali ovde kvavntno iskorišćavanje otpada u toku reakcije brže nego pri raspadu jodovodonika, što je prouzrokovano sporijom rekombinacijom. Manje kvantno iskorištavanje dobija se pri fotohemijskom raspadu gasovitog amonijaka. Molekul aktivan ultraljubičastim zračenjem otcepljuje jedan atomvodonika ali proizvodi tog cepanja, izmedju kojih se desavaju i sekundarne reakcije u znatnoj meri opet rekombinuje u amonijak. Poznata fotohemijska reakcija je stvaranje ozona delovanjem ultraljubičastog zračenja na kiseonik, jedan apsorbovani kvant svetlosti prouzrokuje nastajanje 2 molekula ozona. Ako kvantno iskorišćenje prelazi

red veličine 1, to je ynak da se u reakcionoj smeši dogadjaju lančane reakcije. Dužina lanca nije neograničena i lanac prekidaju rakcije u kojima se dezaktiviraju atomi koji izazivaju lančane reakcije.40. Fotografski proces                Fotohemijska senzibilizacija je od velikog značaja u fotografskom procesu, koje se takodje zasniva na fotohemijskom procesu. Kristali srebro-bromida apsorbuju zračenje talasne dužine od 460 nm prema ultraljubičastom području. To zračenje fotohemijski aktivno i izaziva reakciju  u čvrstom kristalu, koje se sastoji od jona srebra i bromidnih jona. Premarni proces zasniva se na oslobađanju elektrona i bromidnih jona koji redukuju katjone srebra. Kvantno iskorišćenje te hemijske reakcije na normalnoj temperaturi približava se vrednosti 1. Broj fotohemijski redukovanih atoma srebra približno je jednak broju apsorbovanih kavanata svetlosti. Pri stvaranju fotografskih snimaka, pri čemu se film ili ploča, prevučeni želatinastom emulzijom sa sitnim kristalima srebro-bromida, AgBr,  reda veličine 0,001 mm, izloži samo na trenutak svetlosnim zracima, apsorbovana količina kvanata svetlosti je tako mala da se fotohemijski redukovano srebro ne može opaziti okom (latenska slika) ni dokazati analitički. Međutim, ove neznatne količine srebra izazivaju u kristalnoj rešetki defekte i stvaraju centre oko kojih se delovanjem nekog pogodnog hemijskog redukcionog sredstva, kao što su razvijači, katalitički redukuju ostali atomi srebra (razvijanje).Broj atoma srebra dobijenih redukcijom je 1010 puta veći od broja atoma redukovanih fitihemijskim procesom. Tek tada slika postaje vidljiva, a neredukovani srebro-bromid odstranjuje se rastvaranjem u natrijum-tiosulfatu (fiksiranje). Fotografska ploča pripremljena sa čistim srebro-bromidom osetljiva je samo u kratkotalasnom području vidljivog zračenja. Postupak povećanja osetljivosti ploče i za zračenje veće talasne dužine našao je Fogel obrađujući sloj emulzije srebro-bromida određenim bojama. Mehanizam te senzibilizacije još nije poznat, ali je ustanovljeno da se boje kao senzibilizatori adsorbuju na površini kristala srebro-bromida.41. Kriva zacrnjenja                Optička gustina i zacrnjenje se mere denzitometrima. Grafička zacrnjenost optičke gustine od ekspozicije (D=f logE) predstavlja krivu zacrnjenja ili gradacionu krivu. Na krivoj se razlikuje pet stadijuma. Od D0 do tačke A fotografski materijal ne reaguje na svetlost. Zacrnjenje materijala D0 je posledica spontane reakcije jona srebra u fotoosetljivom sloju i naziva se samozacrnjenje, mrena ili šlajer. Deo krive od A do B predstavlja oblast podeksponiranog materijala. Od tačke B do C kriva je skoro pravolinijska, pri čemu svakoj razlici u osetljivosti originala odgovara skok zacrnjenja na fotografskom materijalu. Izmedju tačaka C i D nagib krive opada i zacrnjenje se ne povećava proporcionalno ekspoziciji.  U toj oblasti najveći deo zrna srebro-bromida je aktivanm te je ovo oblast preekponiranog fotografskog materijala. Dalje zacrnjenje opada i dolazi do tzv. „solarizacije“. Nagib pravolinijskog dela krive zacrnjenja daje odnos zacrnjenja po jedinici osetljivosti, tzv.  ϒ-vrednost (pogledajte u knjizi koje je ovo slovo?!) gradacija ili kontrast faktor. U odnosu na tu osetljivost fotografski materijali se dele na: kontrasntne, normalne i meke.