1

HEMIJA KAO NAUKA

Hemija je eksperimentalna nauka koja se temelji na naučnom

metodu istraţivanja. Naučni metod istraţivanja uključuje:

a) opaţanje prirodnih pojava

b) klacificiranje podataka

c) logično zaključivanje

d) izvoĎenje paţljivo odabranih i pripremljenih

eksperimenata

e) postavljanje hipoteze kojom se objašnjavaju pojave i

f) iskazivanje rezultata istraţivanja matematičkim

izrazom ili prirodnim zakonom.

Hemičar, kao i svaki drugi naučnik, provodi eksperimente

zato da bi uočene promjene ponovio u laboratoriji pod strogo

kontrolisanim uslovima.

2

KLASIFIKACIJA SUPSTANCI

(TVARI)

Promjena agregatnog stanja supstance je fizička promjena.

Pri fizičkim promjenama ne nastaju nove supstance niti se mijenja

sastav posmatranih supstanci.

Supstance se mogu klasificirati na mnogo načina, na

primjer, na čiste supstance i smjese. Čiste supstance imaju

definisan i stalan hemijski sastav, dok se sastav smjese moţe

mijenjati. Čisti natrijum hlorid, NaCl, koji se koristi u

laboratorijama ima uvijek isti hemijski sastav, 39,3% natrijuma i

60,7% hlora. Kuhinjska so, koja se koristi u domaćinstvu, nije

čisti natrijum hlorid. To je smjesa više soli, a udio NaCl je najveći

i dostiţe vrijednost do 98%.

Smjese mogu imati različit hemijski sastav, a mogu biti

homogene i heterogene.

Homogene smjese ili supstance homogenog sastava, imaju

u čitavoj svojoj zapremini isti hemijski sastav. Na primjer, ako

uzmemo u čašu morske vode, u svakom djeliću morske vode,

nalazi se jednaka količina rastvorenih soli.

Heterogene smjese ili supstance heterogenog sastava,

sastoje se od meĎusobno odvojenih čestica različitih homogenih

supstanci.

Čiste supstance dijelimo na hemijske elemente i spojeve.

Hemijski elementi su jednostavne supstance, koje se nikakvim

hemijskim postupkom ne mogu rastaviti na jednostavnije

supstance. Od hemijskih elemenata načinjene su sve supstance.

Spojevi su čiste supstance nastale meĎusobnim spajanjem

dva ili više različitih hemijskih elemenata. Maseni udio pojedinih

elemenata u hemijskom jedinjenju je stalan. Npr. u vodi imamo

11,11% hidrogena i 88,89% oksigena.

Fizička svojstva čistih supstanci su: gustoća, tačka

topljenja i ključanja, rastvorljivost u vodi, kao i druga svojstva

koja su uvijek ista.

Svojstva hemijskih spojeva bitno se razlikuju od svojstava

hemijskih elemenata od kojih su pojedini spojevi nastali.

Natrijum hlorid, kuhinjska so, je bezopasna supstanca kojom

svakodnevno solimo hranu. Natrijum je, meĎutim, vrlo reaktivan

metal, koji u dodiru sa vodom burno reaguje pri čemu nastaje

hidrogen i natrijum hidroksid, koji je jaka baza. Hlor je

3

ţutozeleni, vrlo otrovan gas koji razara sluzokoţu organa za

disanje. Trovanja natrijum hidroksidom ili hlorom su smrtonosna.

U narednoj tabeli su date osnovne razlike izmeĎu smjesa i

spojeva.

Smjesa

Spojevi

Moţe se rastaviti fizičkim

postupkom

Ne moţe se rastaviti fizičkim postupkom

Sastav smjese je promjenjiv Sastav spojeva je stalan

Svojstva smjese su mješavina

svojstava komponenata iz kojih

je smjesa nastala

Svojstva spojeva se razlikuju od

svojstava komponenata iz kojih je nastalo

jedinjenje.

4

OSNOVNI HEMIJSKI ZAKONI

Zakon o odrţanju mase: Lavoisier-ov zakon (Lavoazje) –

1784. godine

˝Ukupna masa svih supstanci koje sudjeluju u hemijskoj

reakciji ne mijenja se tokom reakcije.˝

Kao primjer ćemo uzeti reakciju fosfora sa oksigenom:

Ako se u stakleni balon stavi komadić fosfora, balon zatvori

i izvaga (npr. 500 g), a potom fosfor zapali, zagrijavanjem balona

pojaviće se bijeli dim fosfor-pentoksida. Masa zatvorenog balona

nakon reakcije je ostala ista (500 g).

Zakon stalnih omjera masa: (Proust Joseph) – Prustov

zakon – 1799. godine

˝Jedan odreĎeni spoj uvijek sadrţi iste elemente

meĎusobno sjedinjene u stalnim teţinskim odnosima.˝

Karbon dioksid sadrţi elemente karbon i oksigen. Molekula

karbon dioksida se sastoji od jednog atoma karbona i dva atoma

oksigena. Karbon i oksigen u karbondioksidu su meĎusobno

sjedinjeni u masenom odnosu 12 : 32 ili 3 : 8 , tj. svaka 3 g karbona

veţu za sebe 8 g oksigena.

Zakon umnoţenih odnosa – Dalton-ov zakon (1808.

godine):

˝Kada dva elementa meĎusobnim spajanjem grade više

spojeva, onda sa jednom odreĎenom količinom jednog

elementa se jedine različite količine drugog elementa, koje se

meĎusobno odnose kao mali cijeli brojevi.˝

Na primjer karbon i oksigen čine dva spoja. U jednom je

maseni odnos karbona i oksigena 1 : 1,33, a u drugom 1 : 2,66 (CO

i CO2 ). Mase oksigena koje se spajaju sa masama karbona u ova

dva spoja odnose se kao mali cijeli brojevi, jer je:

1,33: 2,66=1:2.

5

Zakon stalnih zapeminskih odnosa – Gay-Lusac-ov zakon

(Gej-Lisak) – 1809. godine

˝Pri istoj temperaturi i pritisku zapremine gasova koji

meĎusobno reaguju, ili nastaju hemijskom reakcijom, odnose

se kao mali cijeli brojevi.˝

Gay-Lussac je ustanovio da se pri nastajanju vode uvijek

spaja jedan zapreminski dio oksigena sa dva zapreminska dijela

hidrogena. Eksperimente je nastavio sa drugim gasovima pa je

ustanovio da se jedan zapreminski dio hlorovodonika spaja sa

tačno jednim dijelom amonijaka; dva zapreminska dijela

karbonmonoksida spajaju sa jednim zapreminskim dijelom

oksigena, itd.

Avogadrov zakon – 1811. godine

˝U jednakim zapreminama raznih gasova, pri istoj

temperaturi i istom pritisku, nalazi se jednak broj molekula.˝

Jedan mol, bilo kojeg gasa, sadrţi 6,02×1023

molekula, a

pri temperaturi od 273,15 K (0oC) i standardnom pritisku od

101325 Pa, zauzima zapreminu od 22,4 dm3. Ta zapremina se

naziva molarnom zapreminom gasa i označava se sa Vmo.

6

SIMBOLI ELEMENATA I FORMULE SPOJEVA

U hemiji se koriste sistemi znakova i simbola kojima se

biljeţe i opisuju hemijske promjene. Simboli elemenata se sastoje

od prvog ili prvog i nekog od narednih slova latinskog naziva

elementa.

Njih je predloţio švedski hemičar Jons Jakob Berzelius

(1779-1848).

Simbol ili formula Ime ili značenje

O Jedan atom oksigena

2O Dva atoma oksigena

O2 Molekula oksigena sastavljena od dva atoma oksigena

2O2 Dvije molekule oksigena

3O Tri atoma oksigena

O3 Molekula ozona sastavljena od tri atoma oksigena

H2O Molekula vode sastavljena od dva atoma hidrogena i

jednog atoma oksigena

2H2O Dvije molekule vode

NH3 Molekula amonijaka sastavljena od jednog atoma

nitrogena i tri atoma hidrogena

CH4 Molekula metana sastavljena od jednog atoma karbona i

četiri atoma hidrogena

C6H12O6 Molekula glukoze sastavljena od šest atoma karbona, 12

atoma hidrogena i šest atoma oksigena

Neki elementi se pojavljuju u obliku dvoatomnih molekula.

Takvi su hidrogen, oksigen, nitrogen, hlor itd., a njihove molekule

se prikazuju hemijskim formulama: H2, O2, N2, Cl2 (čita se: ha-

dva, o-dva, en-dva, ce-el-dva itd). Oksigen se javlja i kao ˝ozon˝,

čije se molekule sastoje od tri atoma oksigena, pa mu je

odgovarajuća formula O3. Fizička i hemijska svojstva oksigena

O2 i ozona, O3, su različita.

Kod elementarnog karbona, ţeljeza, natrijuma, silicijuma

nastaju sloţene strukture koje uključuju veliki broj istovrsnih

atoma. Zato sve metale, metaloide i karbon kad su u

elementarnom stanju obiljeţavamo samo simbolom elementa.

Molekula karbon dioksida sastoji se od jednog atoma

karbona i dva atoma oksigena pa je odgovarajuća hemijska

formula CO2. Formule pišemo tako da navedemo broj atoma koji

čine jednu molekulu.

7

Da bi se opisala neka hemijska reakcija i sastavila njezina

jednačina, upotrebljavaju se simboli atoma, odnosno formule

molekula i formulskih jedinki koje učestvuju u reakciji.

Pri proučavanju hemijskih reakcija često je vaţno znati

agregatno stanje supstance koja učestvuje ili nastaje u hemijskoj

reakciji. Čvrsto stanje supstance u hemijskoj reakciji označava se

sa (s), što potiče od latinskog solidus = krut ili čvrst. Tekuće

stanje supstance označava se sa (ℓ), a potiče od latinskog liquidos

= tekući. Gasovito stanje supstance označava se sa (g) što potiče

od riječi gas = plin. Reaktanti u vodenom rastvoru označavaju se

sa (aq), što potiče od latinskog aqua = voda.

8

GRAĐA ATOMA

Postojalo je više modela graĎe atoma, u zavisnosti od

vremena i od uslova za njegova istraţivanja.

Kako je nauka dobijala sve više zamaha, tako se i spoznaja

o atomu produbljavala i prevazilazila prethodne modele graĎe

atoma, tj. one su zastarijevale.

1804. godina – Dalton:

atom je nedjeljiv

1897. godina – Tomson: atom se

sastoji od pozitivnih i negativnih

meĎusobno povezanih djelića.

1913. godine – Bor i

Rederford: graĎa atoma je slična

Sunčevom sistemu: elektroni se

kreću oko jezgra planetarnim

putanjama.

1924. godine - De Brolji: elektroni

imaju talasna svojstva. Različitih su

energija, rasporeĎuju se po različitim

energetskim nivoima oko jezgra

atoma.

1932. godine – Jezgro atoma je

sastavljeno od protona i neutrona.

1969. godine – Struktura jezgra je

sloţenija nego u prethodnom

modelu.

9

Atom je najmanja količina nekog elementa. Atome

zamišljamo kao veoma sitne loptice prečnika stomilionitog dijela

centimetra.

Čestica od kojih je izgraĎen atom ima više vrsta, a osnovne

su: proton, elektron i neutron.

Proton (p+) je pozitivno naelektrisana čestica. Nosi jedinicu

pozitivnog elektriciteta (+1). Masa protona pribliţno je jednaka

masi atoma hidrogena.

Elektron (e-) je negativno naelektrisana čestica. Nosi

jedinicu negativnog naelektrisanja. Masa elektrona je blizu 2000

puta manja od mase protona.

Neutron (no) je neutralna (nenaelektrisana) čestica. Masa

neutrona je pribliţno jednaka masi protona.

Svaki atom se sastoji od dva dijela. To su jezgro i

elektronski omotač.

Atomsko jezgro zamišljamo kao lopticu. Smješteno je u

središtu atoma. Naelektrisano je pozitivno, a izgraĎeno je od

protona i neutrona. Protoni i neutroni neprekidno trepere u jezgru.

Elektronski omotač takoĎe ima oblik lopte koja je mnogo

veća od jezgra. Naelektrisan je negativnim elektricitetom. Omotač

čine elektroni. Elektroni u omotaču rasporeĎeni su u slojevima ili

ljuskama. Svaki sloj moţe da primi odreĎeni broj elektrona.

Elektroni u omotaču se kreću oko jezgra. Oni istovremeno trepere

prema jezgru i od njega, tj. naizmjenično pribliţavaju jezgru i

udaljavaju se od njega pri obilasku jezgra.

Pošto je atomsko jezgro naelektrisano pozitivno, a

elektroni negativno, oni se meĎusobno privlače. I pored toga

elektroni ne padaju u jezgro, jer se brzo kreću i time se odupiru

privlačnoj sili jezgra. Elektroni se stalno kreću oko jezgra na

odreĎenim udaljenostima, tako da čestice atoma ostaju na okupu

sve dok na atom ne djeluje neka energija spolja.

Elektroni koji su na pribliţno istoj udaljenosti od jezgra

čine jedan elektronski sloj ili ljusku.

Atom moţe imati jednu ili više ljusaka. Jednu ljusku imaju

atomi prve periode PSE - hidrogen i helijum, a drugi elementi

imaju toliko ljusaka koji je broj periode u kojoj su smješteni.

Elektronske ljuske se obiljeţavaju, počevši od atomskog jezgra pa

dalje brojevima od 1 do 7 ili slovima K, L, M, N, O, P, Q.

Elektronska ljuska moţe da sadrţi samo ograničen broj

elektrona:

z = 2 × n2

10

z - broj elektrona

n – redni broj ljuske

Svaki elektron u atomu ima izvjesnu potencijalnu i

kinetičku energiju, a ona je veća što je elektron dalje od atomskog

jezgra. Svi elektroni jedne ljuske imaju pribliţno istu energiju,

stoga se elektronske ljuske nazivaju i energetski nivoi. Najmanju

energiju imaju elektroni K ljuske.

Elektroni jedne ljuske se ipak meĎusobno razlikuju po

količini energije koju posjeduju. Na osnovu toga se elektroni

jedne ljuske dijele na podljuske.

Elektroni u atomu osciliraju prema atomskom jezgru i od

njega u svim pravcima brzinom od oko 2000 km/s. Stoga se

elektron skoro istovremeno nalazi svuda oko atomskog jezgra

gradeći elektronski oblak. Dio prostora oko atomskog jezgra u

kojem je gustoća oblaka jednog elektrona najveća zove se

orbitala.

Elektron se obrće i oko svoje osovine. To kretanje zove se

spin elektrona.

Kvantni brojevi

Da bi se moglo opisati energetsko stanje svakog pojedinog

elektrona u atomu, uvedene su oznake nazvane kvantni brojevi.

Četiri su kvantna broja:

n – glavni kvantni broj

ℓ – sporedni ili orbitalni kvantni broj

m – magnetni kvantni broj

s – spinski kvantni broj

Kvantni

broj Označava Moguće vrijednosti

n

Pribliţnu količinu energije u

odreĎenom energetskom nivou

(ljusci)

n = 1 2 3 4 5 6 7

ljuska K L M N O P Q

ℓ Energiju elektrona u datoj podljusci i

oblik orbitale

L= 0 do n-l 0 1 2 3

podljuska s p d f

m Orjentaciju elektrona u prostoru pod

uticajem magnetnog polja

M= +ℓ do –ℓ

s Smjer obrtanja elektrona oko svoje

osovine

S= + ½ i - ½

11

Dva elektrona u atomu koji imaju isti glavni kvantni broj

(pripadaju jednoj ljusci), isti sporedni kvantni broj (pripadaju istoj

podljusci) i isti magnetni kvantni broj (pripadaju istoj orbitali)

razlikuju se samo po spinskom kvantnom broju – jedan se okreće

u smjeru okretanja kazaljke na satu (s = - 1/2 ), a drugi obrnuto

(s = +1/2 ).

Paulijev princip

U jednom atomu ne mogu dva elektrona imati četiri

kvantna broja iste vrijednosti.

Podljuske

Od broja mogućih kombinacija četiri kvantna broja, zavisi

broj elektrona u jednoj ljusci. Od broja mogućih kombinacija

kvantnih brojeva ℓ, m i s zavisi broj elektrona u podljusci i to je:

Podljuska s p d f

Broj elektrona 2 6 10 14

Orbitala

U jednoj podljusci istu vrijednost magnetnog kvantnog

broja mogu imati samo dva elektrona. Ta dva elektrona čine jednu

orbitalu. Prema tome, svaka podljuska ima odreĎeni broj orbitala:

Podljuska s p d f Broj orbitala 1 3 5 7

Ako su u orbitali dva elektrona, oni su suprotnih spinova i

grade jedan elektronski par – dublet.

Svaka s-orbitala ima oblik lopte, a njen poluprečnik zavisi

od glavnog kvantnog broja.

12

Svaka p-orbitala ima oblik elipsoida suţenog u sredini, a

sve tri su orjentisane okomito jedna na drugu.

Oblici d i f orbitala su sloţenijeg oblika.

Atomi ostalih elemenata su sloţenije graĎe. U jezgru imaju

veći broj protona, a u omotaču isto toliko elektrona.

Osim protona u jezgru su i neutroni. Na primjer, atom

nitrogena ima u jezgru 7 protona i 7 neutrona, a u omotaču 7

elektrona. Prva dva elektrona su u sloju bliţe jezgru, a ostalih pet

elektrona se kreću u sloju koji je na većoj udaljenosti od jezgra.

Atom oksigena ima u jezgru 8 protona i 8 neutrona, a u

omotaču oko jezgra kruţe 8 elektrona. U prvom sloju se kreću

dva elektrona, a u drugom sloju šest elektrona.

Elektroni su i u atomima ostalih elemenata takoĎe

rasporeĎeni po slojevima ili ljuskama. U atomu moţe biti najviše

13

7 elektronskih slojeva. Elektronski slojevi označavaju se

brojevima od 1 do 7.

Razmotrimo graĎu atoma metala natrijuma i nemetala

hlora. Atom natrijuma u jezgru ima 11 protona i najčešće 12

neutrona, a u elektronskom omotaču se nalazi 11 elektrona

rasporeĎenih u tri sloja. U prvom sloju su dva elektrona, u

drugom je 8 elektrona, a u trećem sloju je jedan elektron. Atom

hlora u jezgru ima 17 protona i najčešće 18 neutrona, a u

elektronskom omotaču 17 elektrona rasporeĎenih u tri sloja. U

prvom sloju su dva elektrona, u drugom 8, a u trećem 7 elektrona.

Za hemijske promjene najvaţniji su elektroni iz

spoljašnjeg sloja.

Osnovna razlika meĎu atomima raznih elemenata je u

tome što u jezgru sadrţe različit broj protona. Broj protona u

atomu naziva se atomski broj elementa, tako na primjer atomski

broj hidrogena je 1, nitrogena 7, oksigena 8 itd.

Svaki hemijski element je izgraĎen od svojih atoma. Tako,

na primjer, komad sumpora, čestica praha sumpora ili bilo koja

količina sumpora izgraĎena je od atoma sumpora.

Istovrsni atomi, tj. atomi jednog odreĎenog elementa

imaju isti broj protona u atomskom jezgru, a takoĎe i isti broj

elektrona u elektronskom omotaču, što znači da imaju isti atomski

broj. Na primjer, svi atomi hidrogena imaju u jezgru jedan proton,

a u omotaču jedan elektron, prema tome atomski broj hidrogena

je 1; svi atomi nitrogena u jezgru imaju 7 protona, a u omotaču 7

elektrona, prema tome atomski broj nitrogena je 7; svi atomi

ţeljeza u jezgru imaju 26 protona, a u omotaču 26 elektrona, pa je

atomski broj ţeljeza 26.

Svi atomi jednog hemijskog elementa imaju ista hemijska

svojstva, jer imaju istu graĎu atoma.

Hemijski element je skup istovrsnih atoma, tj. atoma koji

u atomskom jezgru imaju jednak broj protona, a u omotaču

jednak broj elektrona.

14

Elektronska konfiguracija

Podjelu elektrona u nekom atomu po ljuskama,

podljuskama i orbitalama zovemo elektronskom konfiguracijom.

Na primjer, elektronska konfiguracija hidrogena je 1s1 (čitaj:

jedan es jedan), helijuma 1s2 (jedan es dva), litijuma 1s

2 2s

1

(jedan es dva, dva es jedan), karbona 1s2 2s

2 2p

2, itd.

Elektroni se u p-, d- i f-orbitalama razmještaju tako da

broj nesparenih elektrona bude maksimalan (prvo se popunjavaju

elektroni u orbitalama sa istim spinom – nespareni, pa tek onda se

popunjavaju orbitale elektronima sa suprotnim spinom). Na

primjer, elektronska konfiguracija nitrogena često se prikazuje

ovako:

ljuske orbitale

simbol i redni broj s p

7N 2

1

Elektronske konfiguracije atoma odgovorne su za sličnost

hemijskih svojstava elemenata koji pripadaju istoj grupi u

periodnom sistemu elemenata. Periodni sistem elemenata je odraz

elektronske konfiguracije atoma.

U jednom atomu ne mogu postojati dva jednaka elektrona

sa svim jednakim kvantnim brojevima. Oni se moraju razlikovati

bar u jednom kvantnom broju, prema broju ljuske koju zauzimaju,

vrsti podljuske, orbitali unutar podljuske ili spinu.

Svaka orbitala moţe primiti samo dva, odnosno par

elektrona. Elektroni koji zauzimaju istu orbitalu moraju imati

suprotan spin.

Elementi 1. grupe, odnosno alkalni metali, imaju u

posljednjoj ljusci po jedan elektron. Jednaka elektronska

konfiguracija posljednje ljuske odreĎuje sličnost tih elemenata.

Svi su oni mekani metali, niske tačke topljenja, lahko se

oksidiraju na zraku, a s vodom reaguju burno.

Za hemičare je vaţno poznavanje samo konfiguracije

vanjske ljuske, jer u hemijskim reakcijama sudjeluju samo

elektroni vanjske ili valentne ljuske.

↑↓ ↑ ↑ ↑

↑↓

15

Konfiguracija valentne ljuske elemenata glavnih grupa

moţe se očitati iz periodnog sistema.

Atomi svih elemenata 2. grupe, tzv. zemnoalkalnih

metala, imaju u posljednjoj ljusci dva elektrona i zato imaju slična

svojstva. S vodom reaguju manje burno od alkalnih metala, ali

takoĎe istiskuju hidrogen i grade baze.

Sličnost hemijskih svojstava, koja je uvjetovana

jednakom elektronskom konfiguracijom posljednje ljuske, mogla

bi se pokazati i na elementima ostalih grupa. Vrlo su

karakteristična svojstva elemenata 18. grupe, helijuma, neona,

argona, kriptona, ksenona i radona. Ti se elementi, plemeniti

gasovi, pri uobičajenim uslovima ne spajaju meĎusobno, ni sa

drugim elementima. Tu osobinu uslovljava neobično stabilna

elektronska konfiguracija posljednje ljuske koja sadrţi 8

elektrona, osim helijuma, koji jedini ima dva elektrona u

posljednjoj ljusci.

Nova perioda u periodnom sistemu započinje kada se

počne popunjavati nova ljuska. Prema tome, pojedina perioda

sadrţi elemente s jednakim brojem ljusaka.

Prva ljuska moţe da primi samo dva elektrona, pa i ta

perioda sadrţi samo dva elementa, hidrogen i helijum. Druga

ljuska moţe primiti 8 elektrona, pa druga perioda sadrţi 8

elementa i završava se plemenitim gasom, neonom.

Prema redoslijedu popunjavanja ljuski i podljuski slijedi

da se u trećoj ljusci najprije popuni 3s- i 3p-podljuska, a zatim

slijedi popunjavanje 4s-podljuske. Zato treća perioda takoĎe

sadrţi 8 elemenata.

Nakon što se popuni 4s-podljuska (kalijum i kalcijum)

slijedi popunjavanje 3d-podljuske, koja moţe da primi 10

elektrona. Sljedećih 10 elemenata ima svaki po jedan d-elektron

više. Elementi s djelimično popunjenim d-podljuskama nazivaju

se prelazni elementi. Pošto se 3d-podljuska ispuni slijedi

popunjavanje 4p-podljuske, koja prima 6 elektrona, pa prema

tome četvrta perioda sadrţi 18 elemenata.

Peta perioda takoĎe sadrţi 18 elemenata, jer nakon

popunjavanja 5s-podljuske, slijedi popunjavanje 4d- i 5p-

podljuske.

U šestoj periodi nalaze se elementi u čijim se atomima,

pošto se popuni 6s-podljuska, popunjava 4f-podljuska koja prima

14 elektrona, a zatim 5d-podljuska, i napokon, 6p-podljuska.

16

Šesta perioda sadrţi 32 elementa. Tih 14 elemenata viška u

odnosu na prethodnu periodu zovemo lantanoidima.

Sedma perioda nije potpuno popunjena elementima.

Nakon francijuma i radijuma slijedi 14 elemenata, tzv. aktinoida,

u čijim se atomima popunjava 5f-podljuska. Iza aktinoida slijede

elementi kod kojih se ispunjava 6d-podljuska. Prema tome, sedma

perioda bi mogla sadrţavati 32 elementa, tj. elemente sa

atomskim brojevima od 87 do 118, kad bi oni bili poznati.

Redoslijed popunjavanja elektrona po orbitalama.

17

Valencija

Atomi elemenata se hemijskom vezom meĎusobno spajaju

u veće skupine atoma – molekule. Pri nastanku odreĎene

molekule nekog spoja uvijek se spaja tačno odreĎeni broj atoma

jednog elementa sa tačno odreĎenim brojem atoma drugog

elementa.

Osobinu atoma da se spaja sa tačno odreĎenim brojem

atoma drugog elementa zovemo valencijom.

Valencija atoma nekog elementa zavisi, uglavnom, od

broja elektrona u njegovoj spoljnjoj ljusci. Zato se elektroni

vanjske ljuske zovu valentni elektroni.

Brojna vrijednost valencije moţe biti 0 do 8, a zavisi od

toga koliko elektrona atom predaje drugim atomima, prima od

drugih atoma ili ulaţe u zajedničke orbitale.

Pri nastanku molekule HCl, spajaju se jedan atom

hidrogena i jedan atom hlora; pri nastanku molekule vode, H2O,

spajaju se dva atoma hidrogena i jedan atom oksigena; pri

nastajanju molekule amonijaka, NH3, spajaju se tri atoma

hidrogena i jedan atom nitrogena, itd.

Elementi čiji atomi mogu da se vezuju samo sa jednim

atomom drugog elementa zovemo jednovalentnim, pa kaţemo da

je hidrogen jednovalentan element.

Atomi drugih metala mogu vezivati jedan ili više

jednovalentnih atoma. U molekuli HCl se atom hlora spaja sa

jednim atomom hidrogena pa je, prema tome, takoĎe

jednovalentan; atom oksigena u molekuli vode spaja se sa dva

atoma hidrogena pa je dvovalentan; atom nitrogena je u molekuli

amonijaka trovalentan, itd.

18

Oksidacioni broj

Oksidacioni broj nekog atoma u jedinjenju pokazuje

koliko je elektrona taj atom angaţovao u hemijskoj vezi.

Oksidacioni broj moţe biti pozitivan, negativan i 0.

Pozitivan oksidacioni broj ima atom koji je otpustio

elektrone, a negativan oksidacioni broj ima atom koji prima

elektrone. U kovalentnim jedinjenjima predznak oksidacionog

broja odreĎuje se po tome da li je elektronski par više privučen

jednom ili drugom atomu. Kod natrijum hlorida oksidacioni broj

natrijuma je (+1), a hlora (-1)(natrijum je predao elektron, a hlor

primio); kod vode je oksidacioni broj hidrogena (+1), a oksigena

(-2) (elektronski parovi više su privučeni atomu oksigena).

Za lakše odreĎivanje oksidacionih brojeva u različitim

jedinjenjima sluţimo se sljedećim pravilima:

oksidacioni broj atoma u elementarnom stanju je (0);

oksidacioni broj oksigena je uvijek (-2) (izuzev kod

peroksida);

oksidacioni broj hidrogena je uvijek (+1) (izuzev u

hidridima);

zbir oksidacionih brojeva u neutralnoj molekuli mora

biti nula, a u nekom jonu mora odgovarati naboju tog

jona.

Oksidacioni broj se piše iznad simbola datog elementa, a

predznak (+) ili (-) se stavlja ispred cifre.

Jedinjenje

Formula sa

oksidacionim

brojem

Jedinjenje

Formula sa

oksidacionim

brojem

hidrogen 0

H2

Sulfatna kiselina +1 +6 –2

H2SO4

hlor 0

Cl2

Kalijum

permanganat +1 +7 –2

KMnO4

bakar 0

Cu

Fosfatna kiselina +1 +5 –2

H3PO4

Aluminijum

oksid +3 –2

Al2O3

Nitrat jon +5 – 2

NO3-

Sumpor dioksid +4 –2

SO2

Amonijum jon -3 +1

NH4+

19

Izotopi

Poznato nam je da se u jezgru atoma, pored protona,

nalaze i neutralne (nenaelektrisane) čestice – neutroni.

Razne vrste atoma jednog istog elementa zovu se

izotopi (izos = isti i topos = mjesto).

Izotopi jednog elementa imaju u atomskom jezgru jednak

broj protona, a različit broj neutrona. Pošto imaju isti broj protona

u atomskom jezgru, izotopi imaju i isto mjesto u periodnom

sistemu elemenata. Dokazano je da hidrogen ima tri vrste atoma –

tri izotopa:

protijum deuterijum tritijum

U atomskom jezgru svakog izotopa hidrogena nalazi se

jedan proton.

Zbir protona i neutrona koji se nalaze u jezgru nekog

atoma naziva se maseni broj. Znak za maseni broj je A.

U atomu teškog hidrogena (deuterijum) se nalazi jedan

proton i jedan neutron. Njegov maseni broj je A=2.

U atomu super teškog hidrogena (tritijum) nalazi se jedan

proton i dva neutrona. Maseni broj mu je A=3. Dakle, izotopi

jednog elementa se meĎusobno razlikuju po masi.

Oksigen, takoĎe, ima tri izotopa. Svi imaju po 8 protona u

atomskom jezgru:

O16

8 O17

8 O18

8

Obični oksigen ima 8 neutrona. Drugi izotop ima 9, a treći

ima 10 neutrona u jezgru.

Većina elemenata ima po nekoliko izotopa.

20

KISELINE, BAZE (LUŢINE) I SOLI

KISELINE

Kiseline su spojevi u čijoj molekuli se nalazi jedan ili više

hidrogenovih atoma koji se mogu zamijeniti atomima metala.

Kiselog su okusa. U vodenom rastvoru kiseline lakmus postaje

crven.

Dio molekule kiseline bez nekih ili svih hidrogenovih

atoma zove se kiselinski ostatak.

Naziv

kiseline Formula Kiselinski ostatak

Hloridna (solna) HCl Cl- hlorid

Nitratna HNO3 NO3- nitrat

Sulfatna H2SO4 HSO4

- hidrogensulfat

SO42-

sulfat

Karbonatna H2CO3 HCO3

- hidrogenkarbonat;

CO32-

karbonat

Fosfatna H3PO4

H2PO4- dihidrogenfosfat;

HPO42-

hidrogenfosfat

PO43-

fosfat

Dobivanje kiselina

Reakcija Jednačina reakcije

Oksid nemetala sa vodom SO3 + H2O H2SO4

Nemetal sa hidrogenom Cl2 + H2 2HCl

Istiskivanje kiseline iz njene

soli jačom kiselinom CH3COONa + HCl CH3COOH + NaCl

Istiskivanje kiseline iz njene

soli teţe isparljivom

kiselinom

2NaNO3 + H2SO4 2HNO3 + Na2SO4

21

BAZE (LUŢINE)

Baze su hidroksidi metala koji su rastvorljivi u vodi.

Hidroksidi su supstance u čijoj molekuli se nalazi jedna ili više

hidroksilnih grupa (OH-).

Baze Formula

Natrijum hidroksid NaOH

Kalijum hidroksid KOH

Kalcijum hidroksid Ca(OH)2

Barijum hidroksid Ba(OH)2

Amonijum hidroksid NH4OH

Dobivanje hidroksida

Reakcija Jednačina reakcije

Metal sa vodom 2K + 2H2O 2KOH + H2

Oksid metala sa vodom CaO + H2O Ca(OH)2

Istiskivanjem baze iz njene

soli jačom bazom NH4Cl + NaOH NH4OH + NaCl

SOLI

Soli su spojevi metala sa kiselinskim ostatkom.

Dobivanje soli

Reakcija Jednačina reakcije

Metal sa kiselinom Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2

Neutralizacija (kiselina sa

bazom) HCl + NaOH NaCl + H2O

Oksid metala sa kiselinom CuO + H2SO4 CuSO4 + H2O

Oksid metala sa oksidom

nemetala CaO + SiO2 CaSiO3

Baza sa oksidom nemetala Ca(OH)2 + CO2 CaCO3 + H2O

Metal sa nemetalom Fe + S FeS

Zamjena jednog metala u soli

drugim Fe + CuSO4 FeSO4 + Cu

Razmjena (uzajamna reakcija

dvaju soli) 2KI + Pb(NO3)2 PbI2 + 2KNO3

22

Naziv soli

So dobiva ime po metalu i kiselini koji su ušli u sastav

njene molekule.

Kiselina Formula Naziv soli Primjeri

Hloridna HCl hloridi NaCl; MgCl2; AlCl3; NH4Cl;

SnCl4

Nitratna HNO3 nitrati KNO3; Ca(NO3)2; NH4NO3

Hidrogensulfidna H2S sulfidi K2S; CaS; As2S3; (NH4)2S

Sulfatna H2SO4 sulfati Na2SO4; MgSO4; Al2(SO4)3

Karbonatna H2CO3 karbonati K2CO3; (NH4)2CO3; CaCO3

Fosfatna H3PO4 fosfati Na3PO4; Ca3(PO4)2; AlPO4

Vrste soli

Vrsta soli Kako nastaju Primjeri

normalne

Zamjenom svih

zamjenjivih hidrogenovih

atoma u molekuli kiseline

atomima metala

Na2CO3; CaSO4; Mg3(PO4)2

kisele

Ako se ne zamijene svi

zamjenjivi hidrogenovi

atomi atomima metala

NaHCO3; NH4HSO4;

NaH2PO4

bazne

Ako se sve hidroksilne

grupe u molekuli baze ne

zamijene kiselinskim

ostatkom

Ca(OH)Cl; Pb(OH)NO3;

Al(OH)SO4

dvostruke

Kada se iz rastvora

iskristališu dvije soli u vidu

zajedničkih kristala

KAl(SO4)2; NH4Fe(SO4)2

23

TEORIJE KISELINA I BAZA

Postoje tri teorije kiselina i baza:

1. Arrhenius-ova teorija kaţe da su kiseline elektroliti koji pri

disocijaciji u vodenim rastvorima kao pozitivne jone

isključivo daju jone hidrogena, H+:

HClH+ + Cl

-

Baze su elektroliti koji pri disocijaciji u vodenom rastvoru kao

negativne jone daju isključivo hidroksidne jone, OH-, na primjer:

NaOHNa+ + OH

-

MeĎutim, u vodenim rastvorima ne postoje slobodni H+ joni

(protoni) već se oni javljaju u hidratisanom obliku kao hidronijum

joni, H3O+.

2. Brensted-Lorijeva teorija (Brønsted i Lowry) tvrdi da su

kiseline supstance koje otpuštaju protone (donori protona), a

baze su supstance koje primaju protone (akceptori protona).

Otpuštanjem protona kiselina prelazi u bazu.

Kiselina Baza Proton

H2O OH- + H

+

HCl Cl- + H

+

NH4+ NH3 + H

+

HSO4- SO4

2- + H

+

Par kiselina-baza zove se konjugovani (spregnuti) par.

Vodi kao kiselini odgovara baza OH-, hidrogenhloridu, baza

Cl-, amonijum jonu, baza NH3; hidrogensulfatnom jonu baza

SO42-

. Svakoj kiselini odgovara baza koja nastaje otpuštanjem

protona sa kiseline i to je njena konjugovana baza.

3. Luisova teorija (Lewis)

Baza je supstanca koja raspolaţe jednim slobodnim

elektronskim parom i moţe ga podijeliti sa drugom

supstancom.

24

Kiselina je supstanca koja moţe primiti elektronski par od

druge supstance:

H2O: + H+ H3O

+

Baza kiselina

:NH3 + H+ NH4

+

baza kiselina

25

HEMIJSKE JEDNAČINE

Hemijska jednačina je hemijski izraz koji predstavlja neku

hemijsku reakciju. Hemijska jednačina ima dva dijela (lijevu i

desnu stranu) povezana strelicom.

Da bismo sastavili hemijsku jednačinu neke hemijske

reakcije moramo znati koje supstance stupaju u hemijsku

reakciju, a koje nastaju kao produkt te reakcije.

Na primjer, natrijum hlorid stupa u reakciju sa sulfatnom

kiselinom, a nastaju natrijum sulfat i hidrogen hlorid.

Na lijevoj strani pišemo formule supstanci koje stupaju u

hemijsku reakciju, a na desnoj strani pišemo formule supstanci

koje nastaju tom reakcijom:

NaCl + H2SO4 Na2SO4 + HCl

Znamo da se broj atoma pri hemijskoj reakciji ne mijenja.

Stoga, u pravilno postavljenoj hemijskoj jednačini, broj atoma

svakog elementa napisan na lijevoj i desnoj strani mora biti isti.

Da bismo to postigli treba da postavimo koeficijente. U ovom

primjeru se vidi da u molekuli natrijum sulfata (supstanca koja

nastaje hemijskom reakcijom) imamo dva atoma natrijuma. Pošto

atomi natrijuma potiču iz natrijum hlorida, u ovoj reakciji moraju

učestvovati najmanje dvije molekule natrijum hlorida. Zato na

lijevoj strani jednačine, ispred formule natrijum hlorida,

stavljamo koeficijent 2. Od hlora, koji se nalazi u dvije molekule

natrijum hlorida nastaju dvije molekule hidrogen hlorida. To

zahtijeva da na desnoj strani jednačine, ispred formule hidrogen

hlorida, stavimo koeficijent 2.

Pravilno napisana jednačina ove hemijske reakcije je:

2NaCl + H2SO4 Na2SO4 + 2HCl

26

Čitanje hemijske jednačine

Gornju hemijsku jednačinu moţemo čitati ovako:

u reakciju stupaju natrijum hlorid i sulfatna kiselina,

pa nastaju natrijum sulfat i hidrogen hlorid.

Dvije molekule natrijum hlorida reaguju sa jednom

molekulom sulfatne kiseline, pa nastaju jedna molekula

natrijum sulfata i dvije molekule hidrogen hlorida.

Reagovanjem 2 mola natrijum hlorida sa 1 molom

sulfatne kiseline nastaje 1 mol natrijum sulfata i 2 mola

hidrogen hlorida.

Reagovanjem 117 g natrijum hlorida sa 98 g sulfatne

kiseline nastaje 142 g natrijum sulfata i 73 g hidrogen

hlorida.

RELATIVNE ATOMSKE I MOLEKULSKE MASE

Relativna atomska masa

Svaki atom ima odreĎenu masu. Masa atoma je pribliţno

jednaka zbiru masa protona i neutrona u njegovom jezgru. Masa

elektrona u elektronskom omotaču je tako mala da se moţe

zanemariti.

Ako masu atoma iskaţemo u gramima dobijemo vrlo mali

broj, sa mnogo decimalnih mjesta. Tako mali brojevi nisu

pogodni za razna izračunavanja u hemiji. Radi lakšeg računanja,

hemičari i fizičari su za atomsku jedinicu mase uzeli 1/12 mase

atoma karbona, čija je atomska masa 12. Ta jedinica se zove

unificirana atomska jedinica mase, a označava se slovom u.

u = 1/12 mase atoma 12

C.

27

Relativna atomska masa elementa je masa atoma nekog

elementa iskazana u atomskim jedinicama mase (u). Znak za

relativnu atomsku masu je Ar.

Relativna atomska masa se izračunava prema sljedećem

obrascu:

gramimaumasejedinicaatomska

gramimauelementaatomamasa

u

mA a

r

Na primjer, relativna atomska masa hidrogena je:

0079,110660,1

10673,124

24

g

g

u

mA a

Hr

Izračunata vrijednost relativne atomske mase za hidrogen

je neimenovan broj.

Relativna atomska masa pokazuje koliko puta je masa

jednog elementa veća od 1/12 mase atoma 12

C.

Relativne atomske mase svih elemenata su navedene u

periodnom sistemu elemenata.

Relativna molekulska masa

Znamo da se molekula sastoji od atoma. Stoga je masa

neke molekule jednaka zbiru masa atoma koji se nalaze u toj

molekuli.

Relativna molekulska masa je masa molekula izraţena u

unificiranim atomskim jedinicama masa.

Relativna molekulska masa je jednaka zbiru relativnih atomskih

masa atoma koji se nalaze u toj molekuli.

Relativna atomska masa pokazuje koliko puta je masa jedne

molekule neke supstance veća od 1/12 mase atoma 12

C.

Znak za relativnu molekulsku masu je Mr.

Na primjer, relativna molekulska masa vode je jednaka zbiru

relativnih atomskih masa dva atoma hidrogena i jednog atoma

oksigena:

Ar (H) = 1

Ar (O) = 16

Mr (H2O) = 2×1 + 16 = 18

28

Znači da je masa molekule vode 18 puta veća od 1/12 mase atoma 12

C.

MOL

Mol je jedinica za količinu supstance i obiljeţava se sa

mol.

Mol je ona količina supstance koja sadrţi isti toliki

broj molekula te supstance koliko atoma ima u 12 g 12

C.

Taj broj je 6,022 × 1023

i zove se Avogadrov broj. Znači, jedan

mol sadrţi Avogadrov broj molekula. Ako govorimo o molu

elementa u atomima onda mol tog elementa sadrţi Avogadrov

broj atoma.

Molarna masa neke supstance je masa jednog mola te

supstance. Izraţava se u gramima po molu (g/mol). Znak za

molarnu masu je M. Molarna masa je brojčano jednaka relativnoj

molekulskoj masi:

M = Mr g/mol.

Za elemente u atomima:

M = Ar g/mol.

Izračunavanje relativne molekulske mase

Podaci za relativne molekulske mase nalaze se u

periodnom sistemu elemenata.

Primjer: Izračunati relativnu molekulsku masu sulfatne kiseline,

H2SO4.

Traţi se Mr(H2SO4).

Poznato je Ar(H) = 1

Ar(S) = 32

Ar(O) = 16

Izračunavanje:

Mr(H2SO4) = Ar(H) ×2 + Ar(S) + Ar(O) ×4

= 1×2 + 32 + 16 × 4

Mr(H2SO4) = 98

29

Primjer: Izračunati molarnu masu oksigena u atomskom

stanju.

M = Ar g/mol

Poznato Ar(O) = 16

Traţi se MO

MO = Ar(O) × g/mol

MO = 16 g/mol

Molarna masa oksigena koji se nalazi u atomskom stanju

je 16 g/mol.

Primjer: Izračunati molarnu masu oksigena u molekularnom

stanju.

M = Mr g/mol

Ar(O) = 16

Mr(O2) = Ar(O) × 2 = 16 × 2 = 32

M(O2) = Mr(O2) × g/mol = 32 g/mol.

Molarna masa oksigena O2 koji je u molekularnom stanju je 32

g/mol.

Količina supstance

Količinu supstance (n) u molovima moţemo izračunati

ako znamo masu supstance (m) u gramima i molarnu masu te

supstance (M) u g/mol:

M

mn , gdje je

n – količina supstance u molovima

m – masa supstance u gramima

M – molarna masa supstance u g/mol.

Primjer: Koliko mola elementa aluminijuma se nalazi u 135

grama aluminijuma?

MAl = Ar(Al) × g/mol

MAl = 27 g/mol

Molarna masa aluminijuma je 27 g/mol.

30

Količina aluminijuma:

molmolg

g

AlM

AlmAln 5

/27

135

)(

)(

U 135 g aluminijuma nalazi se 5 mola aluminijuma.

Primjer: Kolika je molarna masa kalijum hlorida, KCl?

M = Mr g/mol

Mr(KCl) = Ar(K) + Ar(Cl) = 39 + 35,3 = 74,5

Mr(KCl) = 74,5

M (KCl) = 74,5 g/mol.

Molarna masa kalijum hlorida je 74,5 g/mol.

Primjer: Koja količina natrijum hidroksida, NaOH, se

nalazi u 100 g natrijum hidroksida?

Mr(NaOH) = Ar(Na) + Ar(O) + Ar (H)

= 23 + 16 + 1 = 40

M(NaOH) = Mr × g/mol = 40 g/mol.

Količina je:

molmolg

g

NaOHM

NaOHmNaOHn 5,2

/40

100

)(

)()(

U 100 g natrijum hidroksida nalazi se 2,5 mola natrijum

hidroksida.

31

PROCENTNI SASTAV I ODREĐIVANJE FORMULE

SPOJEVA

Da bi se odredila formula hemijskog spoja treba znati

odnos količina pojedinih elemenata u spoju. Na primjer, analizom

je utvrĎeno da u natrijum oksidu udio natrijuma iznosi 74,2%, a

oksigena 25,8%. To znači da u 100 g ispitivanog natrijum oksida

ima 74,2 g natrijuma i 25,8 g oksigena. Iz ovog moţemo

izračunati količine natrijuma i oksigena tako da mase natrijuma i

oksigena podijelimo pripadajućim molarnim masama:

molmolg

g

NaM

NamNan 226,3

/23

2,74

)(

)()(

molmolg

g

OM

OmOn 612,1

/16

8,25

)(

)()(

Kako jednake količine bilo koje supstance sadrţe jednak

broj čestica slijedi da atomi natrijuma i oksigena u ispitivanom

uzorku oksida su vezani u odnosu 3,226 : 1,612. To znači da bi

formula spoja mogla da se piše Na3,226O1,612. Ovakav način nije

uobičajen pa se dijeljenjem sa najmanjim članom, dakle sa 1,612 ,

taj odnos prevodi u cijele brojeve:

1:2612,1

612,1:

612,1

226,3)(:)( ONNaN

Slijedi da je formula ispitivanog natrijum oksida Na2O, jer

na 2 atoma natrijuma dolazi 1 atom oksigena.

EMPIRIJSKA I MOLEKULSKA FORMULA SPOJEVI

Rezultati analize nisu uvijek dovoljni da se odredi prava

hemijska formula spoja, odnosno broj pojedinih atoma u

molekuli. To je zato što analiza daje samo odnos broja atoma, ali

32

ne i njihov broj u molekuli. Tako je za jedan gas koji se sastoji od

karbona i hidrogena hemijskom analizom naĎeno da je maseni

udio karbona u spoju 85,7%, a hidrogena 14,3%. Njihov odnos je:

molmolg

g

CM

CmCn 14,7

/01,12

7,85

)(

)()(

molmolg

g

HM

HmHn 3,14

/008,1

3,14

)(

)()(

Ovo daje formulu ispitivanog spoja CH2. Ta formula

pokazuje vrstu i najmanji odnos broja atoma od kojih je sastavljen

spoj i naziva se empirijska formula. Na osnovu empirijske

formule ne moţe se odgovoriti koliko atoma karbona i hidrogena

gradi molekulu. Moţe se pretpostaviti niz molekula sa istim

odnosom atoma: CH2, C2H4, C3H6, C4H8, C5H10 itd. Da bi se

doznala molekulska formula spoja treba odrediti relativnu

molekulsku masu ispitivanog karbohidrogena. NaĎeno je da ona

iznosi 28, što znači da je molekulska formula C2H4.

IZRAČUNAVANJA NA OSNOVU JEDNAČINE HEMIJSKE

REAKCIJE

Na osnovu jednačine hemijske reakcije mogu se izračunati

mase reaktanata koje učestvuju u reakciji i mase produkata koje

nastaju reakcijom. Da bi se izračunala masa, na primjer sumpor

dioksida, koja nastaje izgaranjem 100 g sumpora treba napisati

jednačinu reakcije:

S(s) + O2(g) SO2(g)

Prvo treba izračunati količinu sumpora u 100 g sumpora:

molmolg

g

SM

SmSn 125,3

/32

100

)(

)()(

33

Prema tome, uzorak sumpora mase 100 g odgovara

količini sumpora od 3,125 mol. Iz jednačine za gorenje sumpora

se vidi da mora nastati jednaka količina sumpor dioksida (reaguju

i nastaju u odnosu 1:1):

n(S) = n(SO2)

Masa nastalog sumpor dioksida izračunava se iz proizvoda

količine sumpor dioksida i njegove molarne mase:

m(SO2) = n(SO2) × M(SO2)

= 3,125 mol × 64 g/mol = 200 g.

Dakle, gorenjem 100 g sumpora nastaje 200 g sumpor

dioksida.

IZRAČUNAVANJE SASTAVA SMJESE

U hemijskoj praksi uobičajeno je više načina izraţavanja

sastava smjese. To su:

Maseni udio, ω:

BA

BB

mm

m

ωB - maseni udio otopljene supstance

mA – masa otapala

mB – masa otopljene supstance.

Ako se maseni udio, ω, pomnoţi sa 100 dobije se maseni

procenat.

Zbir masenih udjela otapala i otopljene supstance je 1, ili

u procentima 100%:

ωA + ωB = 1 ili ωA(%) + ωB(%) = 100%

Maseni udio je bezdimenzionalan broj.

34

Zapreminski udio, φ:

BA

BB

VV

V

φB – zapreminski udio otopljene supstance

VA – zapremina otapala

VB – zapremina otopljene supstance.

Zapreminski udio, φ, pomnoţen sa 100 daje zapreminski

procenat. Zbir zapreminskih udjela otapala i otopljene supstance

je 1, ili u procentima 100%:

φA+φB = 1 ili φA(%) + φB(%) = 100%

Zapreminski udio je bezdimenzinalan broj.

Količinski udio, x

BA

BB

nn

nx

xB – količinski udio rastvorene supstance

nA – količina rastvarača

nB – količina rastvorene supstance.

Količinski udio pomnoţen sa 100 daje molski procenat.

Zbir količinskih udjela otapala i otopljene supstance je 1:

xA + xB=1 ili xA(%) + xB(%) = 100%.

Količinski udio nema dimenzije.

Masena koncentracija, B

V

mBB

γB – masena koncentracija otopljene supstance

mB – masa otopljene supstance

V – zapremina otopine.

35

Masena koncentracija ima jedinicu, po SI-sistemu, kg m-3

.

Koriste se i manje jedinice: kg dm-3

, g dm-3

, g cm-3

itd.

Gustina rastvora, ρ

V

m

ρ – gustina otopine

m – masa otopine

V – zapremina otopine.

Jedinica za gustinu otopine je ista kao kod masene

koncentracije (kg m-3

, kg dm-3

, g dm-3

, g cm-3

), ali je razlika u

definisanju mase.

Količinska koncentracija, cB

V

nc B

B

cB – količinska koncentracija

nB – količina otopljene supstance

V – zapremina otopine.

Jedinica za količinsku koncentraciju, po SI-sistemu je mol m-3

.

Manje jedinice su mol dm-3

, mol cm-3

, mmol dm-3

, ...

Molalitet, bB

A

BB

m

nb

bB – molalitet otopine

nB – količina otopljene supstance

mA – masa otapala.

Jedinica za molalitet, b, je mol kg-1

, i ona se najčešće

koristi.

Sastav smjese se najčešće izraţava tzv. količinskom

koncentracijom ili, kako se kraće kaţe, koncentracijom.

Oznaka A se odnosi na otapalo, a oznaka B na otopljenu

supstancu. Veličina bez indeksa se odnosi na rastvor.

36

Primjer: Pripremiti 500cm3 otopine NaOH koncentracije

c(NaOH) = 0,1 moldm-3

.

Rješenje:

Potrebna količina NaOH računa se prema relaciji:

n(NaOH) = c(NaOH) × V(NaOH)

= 0,1 moldm-3

× 0,5 dm3 = 0,05 mol.

Kako je molarna masa M(NaOH) = 40 g/mol, masa koju

treba izvagati se računa preko:

m(NaOH) = n(NaOH) × M(NaOH)

= 0,05mol × 40 g/mol = 2 g

dakle, treba izvagati 2 g NaOH i otopiti u vodi da

zapremina bude 500 cm3 i koncentracija NaOH će biti 0,1 mol

dm-3

.

RAZRJEĐIVANJE OTOPINE

Pri razrjeĎivanju, otopini se smanjuje koncentracija.

Količina otopljene supstance ostaje ista. Koncentracija otopljene

supstance prije razrjeĎenja data je izrazom:

1

11

V

nc .

Koncentracija otopine poslije razrjeĎenja će biti:

2

22

V

nc .

Kako se tokom razrjeĎenja količina otopljene supstance ne

mijenja dobije se:

n1 = n2

odnosno

c1 V1 = c2 V2.

Pridrţavajući se ovog pravila, moţe se izračunati potrebna

zapremina do koje treba razrijediti otopinu neke koncentracije da

bi se dobila otopina zadane koncentracije. Pri tom, koncentracija

otopine moţe biti izraţena i kao masena koncentracija, , pa isto

tako vrijedi:

V1 1 = V2 2

37

Veza izmeĎu količinske i masene koncentracije neke

otopljene supstance je:

B

BB

Mc

cB – količinska koncentracija

B – masena koncentracija

MB – molarna masa otopljene supstance

GASNI ZAKONI

Poznato je da gasovi nemaju odreĎenu zapreminu i oblik.

Zapremina gasa zavisi od zapremine posude u kojoj je gas, a

oblik je odreĎen oblikom posude. Engleski naučnik Robert Boyle

(1626-1691) prvi je tačno mjerio odnos zapremine gasa i pritiska.

On je 1660. godine pronašao da za uzetu količinu gasa, pri

konstantnoj temperaturi, proizvod pritiska, P, i zapremine, V, je

konstantna vrijednost:

P × V = const.

Istu zakonitost je 1677. godine neovisno pronašao

francuski naučnik E. Mariotte (1620 – 1684). Boyle-Mariotteov

zakon često se piše u obliku:

P1 V1 = P2 V2

gdje je V1 zapremina uzete količine gasa pri pritisku P1, a V2

zapremina istog gasa pri pritisku P2.

Ako se povisi temperatura gasa, njegova zapremina, pri

istom pritisku se povećava. Promjenu zapremine i temperature

gasa pri konstantnom pritisku proučavali su francuski naučnici

J.A. Charles i J.L. Gay-Lussac. Charles je 1878. godine objavio

da se pri istom porastu temperature zapremine različitih gasova

povećavaju za isti odnos. Godine 1802. Gay-Lussac je odredio

porast zapremine kad se gas zagrije za 1°C. Na osnovu Gay-

Lussac-ovog mjerenja dobijeno je da za stalnu količinu gasa vaţi:

38

.constT

V

Taj zakon se obično piše u obliku:

2

2

1

1

T

V

T

V

gdje je V1 zapremina neke količine gasa pri temperaturi T1, a V2

zapremina iste količine gasa pri temperaturi T2.

Temperatura se mora izraţavati kao apsolutna ili

termodinamička temperatura u kelvinima, K. Veza izmeĎu

Celzijusove temperature, t, i termodinamičke ili apsolutne, T, je:

t/°C = T/K - 273,15

Gay-Lussac je takoĎe pronašao da je pri zagrijavanju

odreĎene količine gasa u posudi stalne zapremine, odnos pritiska i

apsolutne temperature gasa konstantan:

2

2

1

1

T

P

T

P

sva tri zakona, Boyle-Mariottov i oba Gay-Lussac-ova zakona

mogu se izraziti jednom jednačinom:

2

22

1

11

T

VP

T

VP

očito je da su zapremina, pritisak i temperatura gasa meĎusobno

povezani.

Za standardne vrijednosti pritiska i temperature (STP)

uzeti su:

za pritisak P=101325 Pa, a za standardnu temperaturu T=273,15

K (0°C).

Jedan mol bilo koje supstance sadrţi Avogadrov broj

čestica. Prema tome, i mol bilo kojeg gasa mora imati jednaku

zapreminu pri istom pritisku i istoj temperaturi. Mjerenjem je

utvrĎeno:

Jedan mol bilo kojeg gasa pri standardnim uslovima zauzima

zapreminu od 22,4 dm3 (litara).

Pošto jedan mol bilo kojeg gasa zauzima zapreminu od 22,4 ℓ, i

ima 6,022×1023

molekula ili atoma, to je analogno da zapreminu

od 22,4 ℓ pri standarnim uslovima zauzimaju 6,022 × 1023

molekula.

39

Zapremina, koju zauzima 1mol bilo kojeg gasa pri STP, zove

se molarna zapremina gasa i označava se znakom o

mV .

Količina supstance moţe se, na osnovu ovoga, dati

kao:

o

m

o

V

Vn ;

AN

Nn ;

M

mn

Vo – zapremina gasa pri STP

o

mV - molarna zapremina gasa pri STP

N – broj molekula (atoma) gasa

NA – Avogadrov broj

m – masa gasa

M – molarna masa gasa.

JEDNAČINA STANJA IDEALNOG GASA

Čestice idealnog gasa su zamišljene tačke, čija je

zapremina toliko mala da se moţe zanemariti i meĎu kojima

nema nikakvih privlačnih sila.

Ako se u jednačinu za stanje gasa:

1

11

T

VP

T

PV

uvrste podaci za pritisak i zapreminu koju zauzima gas na STP

dobije se:

11

13

314,815,273

0224,0101325

KJmolK

molmPa

T

PV

i ta vrijednost se obiljeţava sa R i zove se univerzalna gasna

konstanta.

Za n molova gasa jednačina glasi:

nRT

PV

ili uobičajeno: PV = nRT.

Količina gasa se moţe izraziti i preko odnosa mase gasa i njegove

molarne mase pa je:

40

RTM

mPV

Ova se jednačina zove opšta jednačina stanja idealnog gasa. Ona

strogo vrijedi samo za tzv. idealne gasove, kakvih u prirodi nema.

Primjer: Otapanjem 0,325 g aluminijuma u hloridnoj kiselini

razvilo se 432,97 cm3 suhog hidrogena pri 100 kPa i 20°C. Kolika

je molarna masa aluminijuma?

Na osnovu jednačine hemijske reakcije otapanja aluminijuma u

kiselini:

2 Al(s) + 6 HCl(aq) 2 AlCl3(aq) + 3 H2(g)

vidimo da otapanjem 2 mola aluminijuma u hloridnoj kiselini

nastaje 3 mola hidrogena:

3

2

)(

)(

2

Hn

Aln

odavde je )(3

2)( 2HnAln

pritisak se mora uvrstiti u paskalima, Pa, a temperatura u

kelvinima, K. Količinu hidrogena moţemo naći iz podataka za

gasno stanje:

molHn

KKJmol

mPa

RT

PVHn

018,0)(

15,293314,8

1097,432100000)(

2

11

36

2

molmolHnAln 012,0018,03

2)(

3

2)( 2

iz izraza M

mn slijedi da je:

molgmol

g

n

mM

Al

AlAl /27

012,0

325,0

molarna masa aluminijuma je 27 g/mol.

41

PERIODNI SISTEM ELEMENATA

Prva poznata klasifikacija hemijskih elemenata potiče iz

sredine XIX vijeka. Tada su svi elementi bili podijeljeni na dvije

grupe – metale i nemetale. Ovakva klasifikacija hemijskih

elemenata bila je veoma gruba i nesavršena zato što je izmeĎu

pojedinih metala, kao i meĎu nemetalima postojala znatna razlika.

Osim toga, utvrĎeno je da neki elementi imaju svojstva i metala i

nemetala.

Ruski naučnik D. I. Mendeljejev je 1869. godine došao na

ideju da poreda 63 do tada poznata elementa u jedan red prema

rastućim atomskim masama. Elemente je numerisao prema

redoslijedu po kome ih je redao, a broj koji je svaki element dobio

nazvao je redni broj.

Posmatrajući elemente u ovom dugom nizu, Mendeljejev

je primijetio da se one pravilno i periodično mijenjaju: poslije

odreĎenog broja elemenata slijedio je element sličnih svojstava.

Ovu pravilnost koja predstavlja periodni zakon, Mendeljejev je

formulisao ovako: Svojstva hemijskih elemenata nalaze se u

periodičnoj zavisnosti od njihovih atomskih masa.

On je iz dobijenog niza izdvojio elemente sličnih

svojstava i stavljao ih jedan ispod drugog.

Svaki element u periodnom sistemu predstavljen je

hemijskim simbolom, atomskim (rednim) brojem i relativnom

atomskom masom. Elementi su u periodnom sistemu poredani po

rastućim atomskim brojevima. Horizontalni redovi elemenata

zovu se periode, a vertikalni grupe.

PERIODE

Periodni sistem elemenata se sastoji od 7 perioda. Prva

perioda sadrţi 2 elementa, a druga i treća po 8. One su male

periode. Četvrta i peta perioda sadrţe po 18 elemenata, a šesta 32

elementa. Ove tri periode su velike periode. Sedma perioda nije

završena. Jezgra atoma elemenata sedme periode nisu stabilna i

spontano se raspadaju. Hemijska svojstva elemenata u pojedinim

periodama postepeno se mijenjaju: na početku perioda nalaze se

izraziti metali, čiji oksidi sa vodom grade jake baze. Idući u

desno, u pravcu porasta atomskih brojeva, opada metalni, a raste

nemetalni karakter elemenata. U sredini perioda nalaze se

42

elementi koji imaju svojstva i metala i nemetala (tzv. metaloidi).

Njihovi hidroksidi imaju amfoterni karakter i otapaju se i u

kiselinama i u bazama. Na kraju perioda nalaze se izraziti

nemetali, čiji oksidi sa vodom grade kiseline. Sve periode, osim

sedme, završavaju se plemenitim (inertnim) gasom.

Postepena promjena svojstava elemenata u periodama

objašnjava se promjenom broja elektrona u najvišem energetskom

nivou njihovih atoma. Tako, atom natrijuma, najizrazitijeg metala

u trećoj periodi, sadrţi u najvišem nivou 1 elektron. Atom

natrijuma u hemijskim reakcijama lahko otpušta svoj valentni

elektron, pri čemu postiţe stabilnu elektronsku konfiguraciju

najbliţeg plemenitog gasa – neona. Gubitkom jednog elektrona

atom natrijuma prelazi u pozitivno naelektrisani jon – katjon.

Magnezijum ima, u najvišem energetskom nivou, 2

elektrona koja teţe otpušta, pa su mu metalna svojstva nešto

slabije izraţena nego kod natrijuma. Oksid magnezijuma sa

vodom gradi slabiju bazu nego oksid natrijuma.

Atom aluminijuma, u zadnjoj ljusci, ima 3 elektrona. Kod

aluminijuma su metalna svojstva još slabije izraţena, tako da je

njegov oksid praktično netopiv u vodi, a hidroksid, koji se moţe

dobiti posrednim putem, spada u amfoterne hidrokside.

Atom naizrazitijeg nemetala u ovoj periodi – hlora sadrţi

u najvišem nivou 7 elektrona. Do okteta (tj. do 8 elektrona)

nedostaje mu samo 1 elektron, koji on pri hemijskim reakcijama

lahko vezuje prelazeći u negativno naelektrisani jon – anjon.

Unutar šeste periode, koja uključuje 32 elementa, iza

lantana dolazi posebna grupa od 14 elemenata po hemijskim

svojstvima ˝nalik lantanu˝, pa se zovu lantanoidi.

I sedma perioda, iza aktinijuma, uključuje grupu od 14

elemenata ˝nalik aktinijumu˝, koji se nazivaju aktinoidi.

Lantanoidi i aktinoidi se redovno, iz čisto grafičkih razloga,

izdvajaju na dno tablice periodnog sistema elemenata.

Najviši energetski nivo u atomu plemenitog gasa potpuno

je popunjen elektronima, tako da ovaj element ne pokazuje

nikakvu reaktivnost. Svojstva elemenata se periodično mijenjaju

sa porastom atomskog broja jer se periodično mijenja broj

elektrona u najvišem energetskom nivou njihovih atoma.

43

GRUPE

Vertikalne kolone elemenata u periodnom sistemu

nazivaju se grupe. Periodni sistem se sastoji od 9 grupa

elemenata. Prvih 7 grupa podijeljeno je na dvije podgrupe (A i B)

u kojima se nalaze srodni elementi. Atomi elemenata koji se

nalaze u istoj grupi periodnog sistema sadrţe u najvišem

energetskom nivou isti broj elektrona: atomi elemenata prve

grupe po jedan elektron; druge grupe po dva; treće grupe po tri

itd.

Atomi elemenata nulte grupe (plemeniti gasovi), imaju

popunjen najviši energetski nivo sa maksimalnim brojem od 2

elektrona (atom helijuma), odnosno 8 elektrona (atomi ostalih

plemenitih gasova).

Elementi sličnih svojstava koji se nalaze u istoj grupi

periodnog sistema sadrţe u najvišem energetskom nivou isti broj

elektrona.

Grupe, prema preporuci MeĎunarodne unije za čistu i

primijenjenu hemiju, IUPAC, označavaju se brojevima od 1 do

18.

Pojedine grupe elemenata imaju zasebne nazive. Tako se

elementi 1. grupe zovu alkalni metali. To su: Li, Na, K, Rb, Cs i

Fr, a naziv su dobili po tome što čine jake baze (alkalije).

Elementi 2. grupe, Be, Mg, Ca, Sr, Ba i Ra, zovu se zemnoalkalni

metali, jer su to metali koji ulaze u sastav zemlje. Elementi od 3.

do 11. grupe su prelazni metali. Za elemente 12. grupe kaţemo da

44

su cinkova, a 13. grupe borova grupa elemenata, prema prvom

elementu u grupi. Po istom principu 14. i 15. grupa su karbonova

i nitrogenova. Elemente 16. grupe zovemo halkogeni elementi, a

17. grupe su halogeni, jer oni sa metalima grade soli (hals = so i

genesis = rod). Posljednju, 18. grupu, čine inertni ili plemeniti

gasovi.

PERIODIČNOST SVOJSTAVA ELEMENATA

Osim hemijskih svojstava periodički se mijenjaju i mnoga

fizikalna svojstva elemenata, na primjer, radijus atoma, energija

jonizacije i dr. i većina tih svojstava zavisi o elektronskoj

konfiguraciji.

Unutar jedne periode atomski radijus se smanjuje s lijeva

na desno. Atomi iste periode imaju isti broj ljusaka. S porastom

atomskog broja raste naboj jezgra, pa jezgro jače privlači

elektrone i radijus atoma se smanjuje.

Unutar jedne grupe atomski radijus raste odozgo prema

dolje , zato što se porastom atomskog broja unutar jedne grupe

povećava broj ljuski, a time i atomski radijus.

45

Jonski radijus je uvijek različit od atomskog. Radijus

katjona je uvijek manji od radijusa pripadajućeg atoma, zato što u

omotaču imamo manji broj elektrona i jezgro jače privlači

elektrone i smanjuje radijus. Ako atom u reakciji sa atomom

drugog elementa primi jedan ili više elektrona nastaje negativno

naelektrisani jon ili anjon. U elektronskom omotaču imamo veći

broj elektrona, pa se elektroni jače odbijaju čime se zapremina

elektronskog oblaka povećava. Zato je radijus anjona uvijek veći

od radijusa pripadajućeg atoma.

Energija jonizacije je energija koju je potrebno dovesti da

se elektron otrgne od atoma u gasovitom stanju pri čemu nastaje

jon u gasnom stanju s jednim pozitivnim nabojem:

M(g) M (g) + e-

Energija jonizacije atoma unutar iste grupe smanjuje se

odozgo prema dolje zbog porasta radijusa atoma. Energija

jonizacije atoma raste unutar iste periode s lijeva na desno zbog

smanjenja atomskog radijusa.

Atomi nemetala, koji imaju veliku energiju jonizacije

pokazuju afinitet prema elektronima, odnosno tendenciju

primanja elektrona.

Unutar pojedine periode afinitet prema elektronima raste s

porastom atomskog broja elementa. Atomi halogenih elemenata

imaju najveći afinitet prema elektronu, a atomi alkalnih metala

najmanji.

Energija jonizacije i afinitet prema elektronu dva su

posebna kriterijuma koja karakteriziraju metalna, odnosno

nemetalna svojstva elemenata. Zajednički kriterijum, a koji zavisi

od energije jonizacije i afinitetu prema elektronu, je

elektronegativnost.

Elektronegativnost je sposobnost atoma nekog

elementa da oduzme elektrone atomu drugog elementa s

kojim se hemijski vezuje. Elektronegativnost raste s lijeva na

desno i odozdo prema gore u periodnom sistemu.

Najčešće se koristi skala elektronegativnosti koju je

predloţio Linus Pauling (1901-1994.). Elektronegativnost svakog

pojedinog elementa u toj skali obiljeţava se bezdimenzionalnim

brojem, od 0,7 za najelektropozitivniji element cezijum, Cs, do

4,0 za najelektronegativniji element fluor, F. To znači da cezijum

najlakše otpusti jedan elektron, a fluor će taj elektron vezati

46

najjačom silom. Elektronegativnost svih ostalih elemenata leţi

unutar ovih krajnjih vrijednosti.

Metali dobro provode električnu struju i toplotu. Metaloidi

ili polumetali su slabi provodnici dok su nemetali tipični izolatori.

47

HEMIJSKE VEZE

U prirodi su rijetki elementi koji se nalaze kao potpuno

slobodni atomi. To su jedino plemeniti gasovi. Oni u najvišem

energetskom nivou imaju maksimalan broj elektrona – 2

(helijum) ili 8 elektrona. Ovom ˝stanju˝ teţe i svi ostali elementi i

atomi. Postoje dva osnovna tipa hemijske veze: kovalentna i

jonska veza.

KOVALENTNA VEZA

Kovalentnom vezom se meĎusobno vezuju atomi

nemetala. Atom hidrogena ne moţe se u prirodi naći slobodan.

On u svojoj valentnoj ljusci ima jedan elektron. Pošto svi

hemijski elementi teţe da postignu stabilan dublet ili oktet, to se

dva atoma hidrogena udruţuju meĎusobno i grade stabilnu

strukturu atoma helijuma. Oba elektrona pripadaju i jednom i

drugom atomu. Nazivaju se zajednički elektronski par. Ova veza

se naziva kovalentna veza. Atomi povezani kovalentnom vezom

čine stabilne molekule.

Stvaranje molekula hidrogena moţe se, skraćeno

prikazati, na sljedeći način:

Na osnovu molekulske formule hlora vidimo da je on

dvoatomarna molekula. Kako se izmeĎu atoma hlora stvara

48

kovalentna veza? Atom hlora, u posljednjem energetskom nivou,

ima 7 valentnih elektrona. Da bi postigao stabilan oktet, atom

hlora gradi jedan zajednički elektronski par sa drugim atomom

hlora:

Zajednički elektronski par je ravnomjerno rasporeĎen izmeĎu oba

jezgra atoma u molekuli hlora.

Osim molekulske formule, za prikazivanje molekula

elemenata i spojeva moţemo koristiti elektronske formule. Tako

skraćeni prikaz molekule hidrogena H:H predstavlja elektronsku

formulu. Ako zajednički elektronski par označimo crtom, dobije

se strukturna formula molekule hidrogena, H-H. Strukturne

formule pokazuju i kako su atomi u molekuli meĎusobno

povezani.

Molekula vode sastoji se od jednog atoma oksigena i dva

atoma hidrogena. Atom oksigena ima u spoljašnjoj ljusci 6

elektrona, od kojih su dva nesparena ili usamljena. Pri nastajanju

molekule vode, jedan nespareni elektron atoma oksigena sparuje

se sa elektronom jednog atoma hidrogena. Tako nastaje

zajednički elektronski par koji je zajednički za atom oksigena i

atom hidrogena. Drugi nespareni elektron atoma oksigena takoĎe

gradi zajednički elektronski par sa elektronom drugog atoma

hidrogena. Prema tome, atom oksigena gradi dva zajednička

elektronska para sa dva atoma hidrogena, pa tako nastaje

molekula vode:

Molekula vode se pravilno prikazuje šematski:

49

jer je ugao izmeĎu veza 104,5°.

U reakciji dobijanja hidrogenfluorida učestvuju molekule

hidrogena i fluora.

Molekule hidrogena

imaju stabilan dublet, a u

molekuli fluora imaju

stabilan oktet. MeĎutim,

oni meĎusobno reaguju i

stvaraju još stabilnije

jedinjenje, HF:

U molekuli

hidrogenfluorida je sila, kojom atom fluora privlači zajednički

elektronski par, veća od sile kojom atom hidrogena privlači taj par.

Zato je zajednički elektronski par bliţi jezgru atoma fluora nego

jezgru atoma hidrogena. Na jednoj strani molekule

hidrogenfluorida nalazi se više negativnog naelektrisanja, a na

drugoj višak pozitivnog. To znači da u molekuli postoje dva pola,

odnosno dipol. Ovakva veza je polarna kovalentna veza. δ+ δ-

H – F

Pošto smo rekli da je u molekuli hidrogena i fluora

naelektrisanje ravnomjerno rasporeĎeno izmeĎu oba jezgra, u tim

molekulama kovalentna veza je nepolarna.

Prema broju zajedničkih elektronskih parova kovalentna

veza moţe biti jednostruka (H2, Cl2, HCl), dvostruka (O2) i

trostruka (:N≡N:, N2).

JONSKA VEZA

Jonskom vezom se meĎusobno povezuju atomi metala sa

atomima nemetala.

Kada se spaja atom metala sa atomom nemetala, tada

jedan ili više elektrona iz spoljašnjeg sloja atoma metala prelaze u

spoljašnji sloj atoma nemetala. Atom hlora kada doĎe u dodir sa

atomom natrijuma privlači i prima valentni elektron natrijuma

kako bi postigao oktet elektrona. S druge strane, stabilan oktet

elektrona atom natrijuma postiţe otpuštanjem jednog elektrona,

50

jer u L ljusci ima 8 elektrona. Potpunim prelaskom elektrona sa

atoma natrijuma (metala) na atom hlora (nemetala) dobijaju se

naelektrisane čestice – joni. Atom natrijuma postaje pozitivno

naelektrisan jon – katjon, a atom hlora negativno naelektrisan jon

– anjon.

IzmeĎu nastalih jona djeluju elektrostatičke sile

privlačenja. Ostvarena veza izmeĎu natrijuma i hlora, odnosno

izrazitog metala i izrazitog nemetala, naziva se jonska veza.

Joni natrijuma i hlora su u prostoru pravilno rasporeĎeni i

grade kristalnu strukturu:

Moţe se uočiti da se oko jednog jona (pogledaj jon u centru

kocke) natrijuma nalaze 6 jona hlora i obrnuto – oko jednog jona

hlora 6 jona natrijuma.

U reakciji izrazitih metala (IA i IIA grupa) i nemetala

(VIIA grupa) stvara se jonska veza tako što atomi metala

otpuštaju elektrone koje primaju atomi nemetala.

Kako se odreĎuje valencija elemenata u jedinjenjima sa

jonskom vezom? Budući da jonska veza nastaje izmeĎu atoma

metala i nemetala, valencija metala je jednaka broju otpuštenih

elektrona, a valencija nemetala broju primljenih elektrona. Tako,

u natrijum hloridu valencija natrijuma i hlora je jedan, a u

magnezijum hloridu valencija magnezijuma je dva, a hlora jedan.

51

Pošto su joni naelektrisane čestice, često se govori o

pozitivnoj i negativnoj valenciji elemenata, odnosno o

elektrovalenciji. Tako se za magnezijum moţe reći da je u

magnezijum hloridu pozitivno dvovalentan. U istom spoju hlor je

negativno jednovalentan.

HIDROGENOVA VEZA

Djelimično pozitivno naelektrisani atomi hidrogena u

molekuli vode, koje moţemo posmatrati kao protone, veoma su

malih dimenzija i u omotaču nemaju elektrona. Zahvaljujući tome

oni, za razliku od drugih katjona, jako privlače negativno

naelektrisane čestice, ne pokazujući pri tome nikakvo odbijanje

izmeĎu elektronskih omotača. Tako oni snaţno privlače negativno

naelektrisane krajeve dvije susjedne molekule vode i vezuju se za

slobodne elektronske parove na atomima oksigena, formirajući

izmeĎu molekula tzv. hidrogenove mostove. Ovakva veza nastala

posredstvom hidrogenovih atoma zove se hidrogenova veza.

Svaka molekula vode ima dva slobodna elektronska para

na oksigenovom atomu i dva

atoma hidrogena, te moţe

obrazovati četiri hidrogenove

veze sa četiri susjedne molekule

vode.

S obzirom na to da molekula

vode ima oblik tetraedra,

moţemo zamisliti da je za svaki

rogalj vezana hidrogenovom

vezom po jedna molekula vode.

UtvrĎeno je da i tečna voda ima,

u izvjesnoj mjeri, izraţenu

tetraedarsku strukturu.

Hidrogenova veza se ne javlja

samo kod molekula vode već i

izmeĎu drugih molekula u

kojima je hidrogenov atom

vezan za atom velike

elektronegativnosti (atom fluora,

oksigena ili nitrogena).

52

Hidrogenova veza je slabija od jonske i kovalentne veze,

ali je ipak dovoljno jaka da izazove asocijaciju (povezivanje)

molekula, što ima za posljedicu anormalno visoku tačku ključanja

takvih supstanci.

Formiranje hidrogenovih veza izmeĎu molekula bitno

utiče na mnoga fizička svojstva supstanci: tačke ključanja i

topljenja spojevi rastu; mijenja se topivost; raste gustina i

viskozitet, itd.

Hidrogenova veza ima veliki značaj u ţivim

organizmima, pošto omogućuje formiranje odreĎenih molekulskih

struktura nekih biološki vaţnih spojevi, kao što su bjelančevine i

nukleinske kiseline. Tako, npr. u dvojnoj spirali DNK – jednoj od

najvaţnijih molekula u ţivim organizmima koja upravlja

procesom biosinteze bjelančevina u ćelijama – veza izmeĎu dva

molekulska lanca koji formiraju dvojnu spiralu ostvaruje se

pomoću hidrogenove veze.

METALNA VEZA

Metali su meĎusobno povezani vezom koja je vrlo bliska

kovalentnoj vezi. U metalnoj vezi (npr. kod litijuma) svaki atom

je okruţen sa 8 susjednih atoma i svoj jedini elektron valentne

ljuske mora podijeliti sa 8 susjednih atoma. Ti elektroni mogu

nesmetano da prelaze iz valentne u vodljivu vrpcu i to je osnovni

razlog što metali dobro provode električnu struju.

Više od 2/3 elemenata su metali. Većina metala ima

kristalnu strukturu koja se moţe opisati kao najgušće slagane

kuglice jednake veličine. Najčešće se slaţu kao kubične i

heksagonske strukture. U kubičnoj strukturi svaki je treći sloj

53

identičan s prvim, a u heksagonskoj svaki drugi. Strukturu

heksagona imaju, npr. Mg, Sc, Ti, Zr, Co, Zn i Cd.

Kubičnu strukturu, koja se moţe opisati kao prostorno

centrirana kocka, imaju, npr. Li, Na, K, Rb, Cs, Ba, V, Cr, Mo, W

i Fe.

Metalima je svojstveno da su dobri provodnici toplote i

elektriciteta. Većina metala se moţe kovati, valjati u limove ili

izvlačiti u ţice. I takva svojstva metala proizilaze iz neusmjerenih

kovalentnih veza u njihovim kristalima. Većina metala ima

visoku tačku topljenja što govori da su veze meĎu atomima vrlo

jake.

Legure

Legure nastaju zamjenom atoma u kristalnoj strukturi

atomima drugog metala. Legure su smjese ili čvrsti rastvori

jednog metala u drugom. Legiranjem se bitno mijenjaju

mehanička svojstva metala. Na primjer, aluminijum je mekan i od

njega se ne mogu praviti nikakve konstrukcije, ali ako se legira sa

bakrom, magnezijumom, silicijumom, manganom i drugim,

dobiju se različite vrste duraluminijuma, koji se koriste za izradu

aviona jer su te legure čvrste i lagane. Legiranjem se mijenjaju i

hemijska svojstva metala, kao npr. otpornost na koroziju.

Legiranjem ţeljeza sa niklom i hromom dobiju se legure otporne

na koroziju, tzv. nehrĎajući čelik.

KOMPLEKSNI JONI I MOLEKULE

Do sada smo govorili o stvaranju kovalentne veze tako što

dva atoma daju svoje nesparene elektrone i tako grade zajednički

elektronski par. MeĎutim, kovalentne veze mogu nastati i tako da

zajednički elektronski par potiče samo od jednog atoma u

kovalentnoj vezi. Da bi neki atom mogao biti donor mora imati

jedan nepodijeljeni par elektrona u valentnoj vezi. Akceptor mora

imati praznu orbitalu u valentnoj ljusci. Akceptor para elektrona

moţe biti katjon metala, atom prelaznog metala ili bilo koji atom

u molekuli.

Molekula vode ima dva nepodijeljena elektronska para. Te

parove elektrona molekula vode moţe podijeliti sa atomom kome

je potreban par elektrona da bi kompletirao valentnu ljusku.

54

Proton, H+, ima praznu 1s-orbitalu koju moţe popuniti tako što

prima par elektrona od oksigena iz molekule vode:

Tako nastaje nova čestica H3O+, oksonijum jon. Pozitivno

naelektrisanje raspodijeljeno je na čitav jon. Proton se tako

stabilizira jer koordinira molekulu vode. I joni metala mogu biti

koordinirani od strane molekula vode.

Joni graĎeni poput [Ca(H2O)6]2+

i [Fe(CN)6]3-

zovemo

kompleksnim jonima. Vidimo da to mogu biti kompleksni katjoni

i anjoni ali i neutralne molekule. Formule kompleksnih jona ili

molekula pišu se u uglastim zagradama.

Joni ili neutralne molekule koje doniraju nepodijeljeni par

elektrona u prazne orbitale jona ili atoma metala zovu se ligandi.

Ligandi su, npr. F-, Cl

-, S

2-, CN

-, OH

- ili neutralne molekule kao

H2O, NH3, NO, CO i mnoge druge.

S koliko će atoma, odnosno jona biti okruţen pojedini

atom ili jon prelaznog metala zavisi o broju praznih orbitala u

valentnoj ljusci atoma ili jona prelaznog metala i jačine liganda.

Broj atoma iz liganada vezanih za centralni metalni jon u

nekom kompleksu naziva se koordinacioni broj. Najčešći

koordinacioni brojevi su 4, 6 i 8.

Ligandi, koji vezu metal-ligand ostvaruju pomoću samo

jednog elektronskog para, nazivamo monodentatni. Postoje

ligandi koji vezu metal-ligand ostvaruju pomoću dva, tri ili više

elektronskih parova. To su bidentatni, tridentatni itd.

Najznačajniji polidentatni ligand je EDTA

(etilendiamintetraacetatna kiselina).

Mnogi prirodni spojevi, od kojih zavisi čitav svijet, su

kompleksni spojevi. Hlorofil je kompleksni spoj sa atomom

magnezijuma, a hemoglobin sa atomom ţeljeza u središtu

55

porfirinskog prstena. Vitamin B12 je takoĎe kompleksno

jedinjenje, a sadrţi atom kobalta.

Jonizacijom kompleksnih spojeva ligandi se ne odvajaju

od centralnog jona zato što su to dosta jake veze:

K4[Fe(CN)6] 4K+ + [Fe(CN)6]

4-

Za razliku od dvostrukih soli koje jonizuju na sastavne

jone:

KAl(SO4)2K+ + Al

3+ + 2 SO4

2-

DISPERZNI SISTEMI

Razlikujemo heterogene i homogene smjese.

Heterogene smjese su one u kojima okom, lupom ili

optičkim mikroskopom moţemo uočiti sastojke smjese.

Homogene smjese imaju u svakom svom dijelu isti

hemijski sastav i ista fizička svojstva. Takve homogene smjese

zovemo prave otopine.

Heterogene smjese i prave otopine su dva krajnja slučaja.

IzmeĎu njih ima čitav niz prelaza. Smjese koje prema veličini

čestica čine prelaz izmeĎu heterogenih smjesa i pravih otopina

zovu se koloidne otopine ili koloidno disperzni sistemi. Teško je

postaviti granice izmeĎu pravih i koloidnih otopina. Prave otopine

sadrţe molekule ili jone. Koloidne otopine sadrţe čvrste ili tečne

čestice čija se veličina kreće izmeĎu 10-9

do 10-7

m. MeĎutim,

molekule nekih supstanci su tako velike da u otopini pokazuju

svojstvo koloidno dispergovanih čestica.

U svakoj otopini razlikujemo otapalo (rastvarač) i

otopljenu tvar (rastvorenu supstancu). Pod otapalom se

podrazumijeva najčešće neka tečnost. To ne mora biti uvijek

slučaj jer se i u čvrstim supstancama mogu otapati gasovi,

tečnosti ili druge čvrste supstance. To su tzv. čvrste otopine. Neke

se tečnosti meĎusobno miješaju u svakom omjeru, pa se postavlja

pitanje šta je otapalo, a šta otopljena supstanca. Pod otapalom se u

tom slučaju podrazumijeva ona supstanca koje ima više.

56

OTAPANJE ČVRSTIH SUPSTANCI U TEČNOSTIMA

Kada se čvrsta supstanca naĎe u nekom otapalu,

molekule otapala udaraju po površini čvrste supstance. U tim

sudarima otkidaju se pojedine molekule. To je spontan proces. Na

primjer, kada se kristal neke soli naĎe u polarnom otapalu (voda),

molekule vode uz površinu kristala orjentišu se tako da se svojim

pozitivnim polom naslone na negativni pol molekule i obrnuto.

Zbog toga privlačne sile izmeĎu polarnih molekula u kristalu

oslabe. Molekule vode ˝izvlače˝ polarne molekule (ili jone) sa

površine kristala. Za ˝rušenje˝ kristalne strukture potrebno je

utrošiti energiju, koja se zove energijom kristalne rešetke. To je

endoterman proces (endos = unutra, thermos = topao).

U otopini svaka se molekula ili jon okruţuje molekulama

otapala. Pri tom nastaje jedna vrsta hemijskog spoja izmeĎu

otopljenih čestica i molekula otapala. Taj proces se odvija uz

oslobaĎanje toplote. To je egzoterman proces (exo = vani). Kaţe

se da je došlo do solvatacije molekula ili jona (solvere =

razvezati). Kad je otapalo voda kaţe se da je došlo do hidratacije.

57

Energija koja se oslobodi pri ovom procesu zove se energija

solvatacije (hidratacije).

Ako je za rušenje kristalne strukture utrošeno više

toplote nego je dobijeno solvatacijom čestica u otopini promjena

će biti endotermna. Obrnuto, ako se solvatacijom dobije više

toplote nego se utroši za rušenje kristalne strukture promjena će

biti egzotermna.

Pri otapanju, npr. amonijum hlorida ili kalijum hlorida

otopina se hladi (endoterman proces), a pri otapanju natrijum

karbonata ili natrijum hidroksida otopina se ugrije (egzoterman

proces).

Istovremeno sa procesom otapanja, u otopinama se

odigrava i suprotan proces. Otopljene supstance dolaze u blizinu

još neotopljenih kristala i, usljed privlačnih sila kristalne rešetke,

vraćaju se na površinu kristala. Proces suprotan rastvaranju zove

se kristalizacija.

Kada se u jedinici vremena, na odreĎenoj temperaturi,

otopi isti broj molekula koliko se i iskristališe, tada se otopljena

supstanca nalazi u ravnoteţi sa svojim neotopljenim kristalima –

otopina je zasićena.

Ako otopina sadrţi više otopljene supstance u istoj

zapremini nego što odgovara zasićenoj otopini na odreĎenoj

temperaturi, nastaje prezasićena otopina. Laganim hlaĎenjem

zasićene otopine moţe da nastane prezasićena otopina.

Prezasićene otopine su nestabilne, miješanjem ili ubacivanjem

kristalića prelaze u ravnoteţno stanje, postaju zasićene.

Nezasićene otopine sadrţe manje otopljene supstance u

istoj zapremini nego što odgovara zasićenoj otopini na odreĎenoj

temperaturi. Najveći broj hemijskih reakcija se odigrava uz

korištenje nezasićenih otopina.

Pojam nezasićen – zasićen ne smije se poistovijetiti sa

pojmom razblaţen – koncentrovan, jer nezasićene otopine su

često koncentrovane i obrnuto, zasićene otopine mogu da sadrţe

sasvim malo otopljene supstance.

Maseni odnos otopljene supstance i otapala odreĎen je

topivošću supstance u otapalu pri odreĎenoj temperaturi.

Topivost čvrste supstance u odreĎenom otapalu zavisi

od temperature. Kod većine čvrstih supstanci topivost raste sa

porastom temperature, ali neke se bolje otapaju na niţoj

temperaturi. Kod gasova vaţi suprotno pravilo: gasovi se bolje

otapaju pri niţim temperaturama.

58

Promjena topivosti čvrstih supstanci sa promjenom

temperature grafički se prikazuje pomoću krivih topivosti.

Poznavanjem topivosti soli na različitim temperaturama

omogućava izračunavanje koncentracije zasićene otopine pri

odreĎenoj temperaturi kao i mase soli koja će se iskristalisati pri

hlaĎenju otopine. Na osnovu krivih topivosti moţe se sagledati i

redoslijed kojim će se supstance kristalisati iz otopine, pri

odreĎenim uslovima, što se koristi za uklanjanje nečistoća iz

supstanci višestrukom prekristalizacijom, kao u procesu dobijanja

nekih soli.

59

OTOPINE ELEKTROLITA

Pojave provoĎenja električne struje kroz vodene otopine

i rastope soli bile su poznate još početkom XIX vijeka. Supstance

koje u vidu rastopa ili vodenih otopina provode električnu struju

posredstvom jona nazivaju se elektrolitima.

Molekulske rastvore još zovemo rastvorima neelektrolita

jer ne provode električnu struju.

ELEKTROLITIČKA DISOCIJACIJA

Nastajanje jona objasnio je Arrhenius (Arenijus) 1887.

godine teorijom elektrolitičke disocijacije. Prema njegovoj teoriji,

elektroliti pri otapanju u vodi spontano disociraju (joniziraju) na

pozitivno i negativno naelektrisane jone.

Kvantitativna mjera za disocijaciju elektrolita je stepen

disocijacije, , koji se definiše kao odnos izmeĎu broja

disociranih molekula, Ndis, i ukupnog broja molekula, Nuk,koji je

unijet u otopinu:

uk

dis

N

N

znači, stepen disocijacije pokazuje koji dio, od ukupnog broja

otopljenih molekula, disocira na jone. Kada su sve molekule

disocirale na jone je jednak 1 ili 100% (NaCl, NaClO4), a kada

nema disocijacije, = 0 ili 0%. To su granične vrijednosti stepena

disocijacije meĎu kojima se nalaze svi elektroliti.

Stepen disocijacije zavisi od prirode elektrolita, prirode

otapala, temperature i koncentracije otopine. Sa porastom

razblaţenja otopine, raste vrijednost stepena disocijacije.

Stepen disocijacije elektrolita eksperimentalno se

odreĎuje mjerenjem električne provodljivosti otopina.

60

JAKI I SLABI ELEKTROLITI

Vodene otopine amonijum hlorida, NH4Cl i natrijum

hlorida, NaCl pokazuju intenzivnu elektroprovodljivost. Te soli

su jaki elektroliti.

Amonijačna i otopina sirćetne kiseline pokazuju slabu

elektroprovodljivost, to su slabi elektroliti.

Na osnovu mjerenja električne provodljivosti različitih

elektrolita došlo je do zaključka da se elektroliti dijele na dvije

grupe:

- slabe elektrolite, čiji je stepen disocijacije < 3% u

0,1 mol dm-3

otopini, i

- jake elektrolite, čiji je stepen disocijacije > 30% u

0,1 mol dm-3

otopini.

Jaki elektroliti su najčešće spojevi sa jonskom vezom

(soli). Sa promjenom koncentracije jakih elektrolita, stepen

disocijacije se malo mijenja, vrijednost mu je bliska jedinici.

Slabi elektroliti su supstance koje sadrţe kovalentnu

vezu sa djelimično jonskim karakterom. Što je veći jonski

karakter veze u molekuli, to lakše dolazi do disocijacije. Sa

promjenom koncentracije, razblaţenjem otopina slabih elektrolita,

stepen disocijacije se izrazito mijenja, postaje veći i suprotno

tome, pri većim koncentracijama pribliţava se nuli.

Jačina elektrolita zavisi i od prirode otapala. Tako je

sirćetna kiselina znatno jači elektrolit u tečnom amonijaku nego u

vodenoj otopini.

KONSTANTA DISOCIJACIJE

Disocijaciju jakih elektrolita smatramo nepovratnim

procesom, dok se pri disocijaciji slabih elektrolita javlja i

suprotan proces, dolazi do asocijacije, nastaju molekule sve dok

ne doĎe do dinamičke ravnoteţe molekulskog i jonskog oblika.

Primjenom Zakona o djelovanju masa moţemo napisati izraz za

konstantu ravnoteţe koja se u ovom slučaju naziva konstantom

disocijacije, Kc:

ABA+ + B

-

61

AB

BAKc

u uglastim zagradama date su ravnoteţne koncentracije izraţene u

moldm-3

.

Ukoliko je konstanta disocijacije veća elektrolit je jači.

Tako je, npr. Kc (HCl) = 103

mol dm-3

; Kc (CH3COOH) 10-5

mol dm-3

; Kc (H2O) 10-16

mol dm-3

.

Ako količinsku koncentraciju izrazimo sa c (mol dm-3

),

tada je:

[A+] = [B

-] = c i

[AB] = c – c

te se zamjenom ovih vrijednosti u jednačini za konstantu

disocijacije dobija:

11

222 c

c

c

cc

ccKc

Jednačina povezuje konstantu i stepen disocijacije, a ilustruje

Ostvaldov zakon (W. Ostwald) razblaţenja: pri razblaţenju

otopine raste stepen disocijacije, a smanjuje se koncentracija

otopine jer je njihov proizvod konstanta, Kc.

Ostvaldov zakon vaţi samo za otopine slabih elektrolita.

Primjer 1: Izračunati konstantu disocijacije otopine nitritne

kiseline koncentracije c = 0,05 moldm-3

i stepena disocijacije =

0,089.

Rješenje: HNO2H+ + NO2

-

.1099,3089,01

089,005,0

1

34232

moldm

moldmcKc

Primjer 2: Izračunati stepen disocijacije borne kiseline, H3BO3, u

otopini koncentracije c = 0,1moldm-3

; Kc = 5,8×10-10

.

Rješenje:

H3BO3H+ + H2BO3

-

1

2cKc

62

pošto je Kc mala vrijednost, tj. očekuje se da je mala vrijednost

onda izraz u imeniku moţemo pisati kao: 1- 1. Izraz za Kc

dobija oblik:

Kc = c 2,

Odakle dobijamo:

5

3

310

1062,71,0

108,5

moldm

moldm

c

Kc

TAČKA MRŢNJENJA I TAČKA KLJUČANJA OTOPINE

Kada se tečnost ostavi da stoji na zraku ona će polahko

sama od sebe isparavati. U gasno stanje mogu preći one

molekule, koje se nalaze na površini tečnosti, i to u onom

trenutku kada sudarima sa drugim molekulama dobije dovoljno

kinetičke energije da mogu savladati privlačne sile okolnih

molekula. Kaţe se da tečnost pokazuje pritisak para. Pritisak

para tečnosti zavisi od temperature i uvijek raste sa porastom

temeprature. Kada pritisak para postane jednak atomosferskom

pritisku tečnost počne da ključa. Tačka ključanja neke tečnosti

je ona temperatura pri kojoj je pritisak para te tečnosti

jednak atmosferskom. Pri standardnom pritisku, tačka

ključanja čiste vode je 100°C (373,15 K).

Ako se u vodi otope neke soli dolazi do sniţenja pritiska

para otopine u odnosu na čistu vodu na istoj temperaturi. Zato

otopinu, na primjer kuhinjske soli, treba zagrijati na višu

temepraturu da bi pritisak para bio jednak atomosferskom

pritisku, tj. da proključa.

Ako neku tečnost hladimo smanjuje se njen pritisak para.

Kad tečnost dovoljno ohladimo ona će se u jednom trenutku

početi zamrzavati, tj. pritisak para supstance u tečnom stanju

jednak je pritisku para te supstance u čvrstom stanju. Tačka

mrţnjenja je ona temperatura pri kojoj je pritisak para

neke supstance u čvrstom i tečnom stanju jednak.

Tačka mrţnjenja čiste vode pri standardnom pritisku je

0°C (273,15K).

63

Ako se napravi otopina neke supstance u vodi takva

otopina će mrznuti na niţoj temperaturi. Ova pojava ima

praktičnu primjenu kod posipanja puteva kristalima soli da se

snizi tačka mrţnjenja vode, da se ne stvaraju poledice na

putevima.

OSMOZA I OSMOTSKI PRITISAK

Osmoza je prolaţenje otapala kroz polupropusnu

membranu iz otopine manje koncentracije u otopinu veće

koncentracije. Kroz polupropusnu membranu neke molekule

mogu prolaziti, a neke ne. IzmeĎu osmotskog pritiska i

koncentracije otopine postoji sljedeći odnos:

= cRT

– osmotski pritisak

c – količinska koncentracija

R – gasna konstanta

T – termodinamička temperatura.

Otapalo prolazi kroz polupropusnu membranu sve dok se

koncentracije otopina s obje strane membrane ne izjednače ili dok se

hidrostatički pritisak ne izjednači sa osmotskim pritiskom. Ako se

hidrostatički pritisak poveća toliko da postane veći od osmotskog,

otapalo će prolaziti kroz polupropusnu membranu iz otopine veće

koncentracije u otopinu manje koncentracije. To je reverzna osmoza i

primjenjuje se za dobijanje pitke vode iz morske vode.

Osmotski pritisak ima vaţnu ulogu za biljke i ţivotinje. Na

primjer, membrane eritrocita su polupropusne. Ako se eritrociti stave

u čistu vodu, onda voda prolazi kroz membranu i ulazi u eritrocite,

64

pri čemu eritrociti bubre. Kako se membrane ne mogu

beskonačno rastezati one pucaju i eritrociti propadaju. Obrnuto, ako je

osmotski pritisak veći od osmotskog pritiska u eritrocitima oni gube vodu

i opet propadaju. Zato otopine koji se daju intravenoznom infuzijom, ili

koji se primjenjuju pri dijalizi moraju imati isti osmotski pritisak kao i

ćelijska tečnost. Kada dvije otopine imaju isti osmotski pritisak za njih se

kaţe da su izotonične. Otopina u kojoj je maseni udio NaCl-a 0,9% ili

glukoze 5,3%, izotonična je sa ćelijskom tečnošću u ljudskom

organizmu.

65

KOLOIDNE OTOPINE

Koloidno disperznim sistemima su nazvani oni

sistemi u kojima je veličina čestica disperzne faze 1nm do

100 nm. Prema agregatnom stanju disperznog sredstva i

disperzne faze postoje razne kombinacije koloidno-

disperznih sistema:

Disperzno

sredstvo Disperzna faza Naziv sistema Primjer

gas Tečnost

Čvrsta supstanca

aerosol Magla

Dim

tečnost

Gas

Tečnost

Čvrsta supstanca

Pjena

Emulzija

Sol, gel

Sapunica

Mlijeko

Ţelatin

Čvrsta

supstanca

Gas

Tečnost

Čvrsta supstanca

Čvrsta pjena

Čvrsta emulzija

Čvrsti sol, gel

Pluta

Puter

Obojeno

staklo

Koloidne otopine se od pravih (molekulskih)

otopina razlikuju, po tzv. Faradej-Tindalovom efektu –

rasipaju svjetlosne zrake u svim smjerovima, te se

svjetlosni zrak koji prolazi kroz koloidnu otopinu vidi kao

difuzna svjetlost, ako se posmatra sa strane.

Stabilnost koloidnih čestica potiče od njihovog

električnog naboja i omotača koji ih okruţuje. U zavisnosti

od vrste omotača razlikujemo hidrofobne (ili uopšteno

liofobne) koloide koji se ne obavijaju molekulama vode ili

otapala i hidrofilne (liofilne) koloide koji su obavijeni

molekulama vode ili otapala.

66

Adsorpcijom istovrsnih jona iz otopine koloidne

čestice se naelektrišu istovrsnim nabojem, grade se

koloidni joni.

Na adsorbovane jone vezuju se suprotno

naelektrisani joni i čine dufuzni sloj koloidne čestice, te na

površini čvrste faze se formira dvostruki sloj. Jezgro,

monomolekulski sloj i difuzni sloj čine micelu koloidne

čestice.

Zbog uzajamnog djelovanja koloidnih jona, sol

stanje je veoma stabilno. Naboj sola moţemo utvrditi

provoĎenjem jednosmjerne struje kroz rastvor – tzv.

elektroforezom, jer se koloidni joni kreću ka suprotno

naelektrisanoj elektrodi. Elektroforezom se mogu odvajati

raznovrsno naelektrisani solovi.

Ukoliko ţelimo da istaloţimo koloidnu otopinu,

moramo odstraniti njegov naboj, što se čini dodatkom

elektrolita (soli) koji sadrţi, u dovoljnoj koncentraciji,

suprotno naelektrisane jone.

koloidni jon + suprotno naelektrisan jon

koagulat

Nastali talog naziva se koagulat, a sam proces

koagulacijom, jer se pri tome ne razara struktura koloidne

čestice, već se gradi amorfan talog.

Koagulat je stabilan dok je u otopini prisutan

elektrolit. Ako koagulat – talog ispiramo vodom, elektrolit

se uklanja, a talog ponovo prelazi u koloidnu otopinu.

Ovaj proces nazivamo peptizacijom.

Koloidne otopine se dobivaju disperzijom grubo

disperznih sistema u koloidnim mlinovima, peptizacijom

koagulata ili kondenzacijom.

ENERGETSKE PROMJENE U HEMIJSKIM

REAKCIJAMA

Pri hemijskim reakcijama energija se ili oslobaĎa ili troši.

Otuda govorimo o egzotermnim i endotermnim reakcijama.

Energetske efekte hemijskih reakcija proučava termohemija.

67

Sami podaci koji se dobiju o energetskim efektima koriste

se za izračunavanje energije meĎuatomskih i meĎumolekularnih

veza; za objašnjenje graĎe; reakcionih sposobnosti supstanci; za

odreĎivanje smjera hemijske reakcije i za izračunavanje

energetskog bilansa tehnoloških procesa.

Reakciju izmeĎu hidrogena i oksigena na temperaturi 25°C

i atmosferskom pritisku od 101325 kPa moţemo prikazati i

termohemijskim jednačinama:

H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) rH = -242 kJ/mol

ili

H2(g) + ½ O2(g) → H2O(ℓ) rH = -286 kJ/mol

Formule u jednačini označavaju supstance, znaci u

zagradama se odnose na agregatna stanja i pišemo ih zbog toga što

energetski efekat hemijske reakcije zavisi i od agregatnog stanja.

Reakcione toplote rH izraţava se u kJ/mol (kilodţul po molu) i

odnosi se na 1 mol proizvoda.

Ako je toplotni sadrţaj reaktanata veći od toplotnog

sadrţaja proizvoda, tada se oslobaĎa toplota – reakcija je

egzotermna. Kod egzotermnih reakcija smanjuje se toplotni

sadrţaj sistema, promjena reakcione toplote ima negativan

predznak, rH < 0.

Ako je toplotni sadrţaj proizvoda reakcije veći od

toplotnog sadrţaja reaktanata, toplota se apsorbuje – reakcija je

endotermna. Kod endotermnih reakcija raste toplotni sadrţaj

sistema, te promjena reakcione toplote ima pozitivan predznak,

rH > 0.

Hemijske reakcije i hemijski procesi najčešće se izvode ili

pri stalnom pritisku (npr. u otvorenim posudama) ili pri stalnoj

zapremini (npr. u autoklavima). Kad nekom fizičko-hemijskom

sistemu dovedemo izvjesnu količinu toplote, Q, ona će se utrošiti

na povećanje unutrašnje energije, U, čitavog sistema. Uopšte,

dovedena toplota će se utrošiti na promjenu unutrašnje energije

sistema U i na rad, W protiv spoljašnjih sila:

Q = U – W

W = - PV

68

Kada se reakcija odvija pri stalnom pritisku (što je u hemiji

najčešći slučaj) količinu toplote označavamo sa Qp.

Simbolom Qv označavamo utrošak toplote pri stalnoj

zapremini. Radi jasnijeg uočavanja razlike izmeĎu Qv i Qp uveden

je pojam entalpije, H, koji predstavlja ukupni energetski sadrţaj

sistema. H onda označava ukupnu promjenu energije sistema –

dU – W. Otuda slijedi da je dH = Qp, a dU = Qv.

Toplotni efekti hemijskih reakcija mogu se odrediti

eksperimentalnim putem ali i čisto teorijski na osnovu

termohemijskih izračunavanja.

Da bi se energetski efekti reakcije mogli odreĎivati

definisani su sljedeći standardni uslovi: količina supstance 1 mol,

pritisak 101325 Pa, temperatura je 25°C (298,15K). Standardni

toplotni efekti označavaju se sa rHo298 (rU

o298).

Uobičajeno je da se upotrebljava i pojam reakciona toplota

tj. entalpija reakcije.

Entalpija reakcije je razlika izmeĎu entalpije produkata i

entalpije reaktanata:

H = H(produkti) – H(reaktanti)

Po dogovoru entalpije svih elementarnih supstanci uzetih

pri standardnim uslovima ( P = 101325 Pa; T = 298,15 K) jednake

su nuli.

Toplota koja se oslobodi ili veţe pri konstantnom pritisku

kad iz elemenata nastane 1 mol nekog spoja jednaka je entalpiji

stvaranja spoja, rHo.

Entropija

U najvećem broju hemijskih reakcija istovremeno se

odigravaju najmanje dva procesa: promjena energije i promjena

ureĎenosti sistema, tj. promjena meĎusobnog poloţaja čestica.

Sve čestice u prirodi (molekule, atomi, joni) teţe haotičnom

kretanju iz stanja veće u stanje manje ureĎenosti.

Fizička veličina kojom mjerimo neureĎenost sistema

naziva se entropija i najčešće se obiljeţava sa S. U praksi se ne

moţe odrediti apsolutna vrijednost entropije već samo njena

promjena, S.

69

Entropija raste pri prelasku iz stanja manje u stanje veće

neureĎenosti i obratno, opada pri prelasku iz stanja veće u stanje

manje neureĎenosti.

Pri prelasku tečnosti u gasovito stanje entropija raste; pri

otapanju kristalne supstance takoĎe i slično.

Pri kondenzaciji i kristalizaciji entropija se smanjuje.

70

BRZINA HEMIJSKE REAKCIJE

Da bi se izvršila neka hemijska reakcija potrebno je

odreĎeno vrijeme. Neke hemijske reakcije idu vrlo brzo, dok

druge pod istim uslovima teku sporo.

Brzina hemijske reakcije je promjena koncentracije

reagujućih supstanci u jedinici vremena.

Prvi uslov da doĎe do hemijske reakcije meĎu nekim

supstancama je da njihove molekule, atomi ili joni doĎu u

meĎusobni dodir – da se sudare. Ali svaki sudar čestica ne dovodi

do hemijske reakcije. Pri nekim sudarima dolazi samo do

meĎusobnog odbijanja čestica. Hemijsku reakciju izazivaju samo

sudari onih čestica koje posjeduju odreĎenu količinu energije.

Energija koju treba da posjeduju čestice reagujućih supstanci

da bi pri njihovom sudaru došlo do hemijske reakcije zove se

energija aktivacije.

Od broja uspješnih sudara čestica u sekundi zavisi brzina

hemijske reakcije.

Na brzinu hemijske reakcije utiče više faktora, a najvaţniji

su: priroda reagujućih supstanci, koncentracija reagujućih

supstanci, temperatura i katalizatori.

Brzina hemijske reakcije zavisi dosta od prirode

reagujućih supstanci. Vrijedi pravilo da su vrlo brze sve reakcije

izmeĎu jona u otopinama elektrolita.

71

Uticaj koncentracije na brzinu hemijske reakcije

objašnjava Zakon o djelovanju masa kojeg su otkrili Guldberg i

Waage 1867. godine: Brzina hemijske reakcije na odreĎenoj

temperaturi upravo je proporcionalna proizvodu

koncentracija reagujućih supstanci.

Uzmimo da reaguje supstanca A sa molekulama supstance

B i nastaju molekule C i D:

A + B C + D

Po Zakonu o djelovanju masa brzina je proporcionalna

koncentracijama supstanci A i B:

v = k[A][B]

v je brzina reakcije, k je konstanta brzine reakcije izmeĎu

supstanci A i B, a uglasta zagrada označava koncentraciju

izraţenu u moldm-3

.

Eksperimentalno je utvrĎeno (van`t Hoff, 1884. godina)

da brzina hemijske reakcije dvostruko ili višestruko raste pri

porastu temperature za 10°C.

Supstance koje utiču na brzinu hemijske reakcije zovu

se katalizatori, a djelovanje katalizatora zove se kataliza.

Pri hemijskoj reakciji katalizator se ne troši i ostaje

hemijski neizmijenjen. Katalizator koji povećava brzinu hemijske

reakcije zove se pozitivni katalizator, a onaj koji je usporava zove

se negativni katalizator ili inhibitor.

Kataliza moţe biti homogena i heterogena. Homogena

kataliza je kada su katalizator i reagujuće supstance u istom

agregatnom stanju (gasovi ili otopine). Heterogena je kada je

katalizator u čvrstom agregatnom stanju, a reagujuće supstance

gasovi ili supstance u otopini.

Djelovanje katalizatora se sastoji, uglavnom, u tome da on

stupa u meĎureakciju sa reagujućim supstancama i time sniţava

energiju aktivacije odreĎene hemijske reakcije, usljed čega ona

brţe teče.

Ulogu katalizatora u ţivim organizmima igraju sloţena

organska spojevi - enzimi. Svaki enzim ubrzava samo odreĎenu

reakciju u organizmu.

72

HEMIJSKA RAVNOTEŢA

Hemijska reakcija u kojoj supstance koje su nastale tom

reakcijom reaguju meĎusobno tako da ponovo grade polazne

supstance zove se povratna hemijska reakcija.

Većina hemijskih reakcija su povratne. Ako reakcijom

supstanci A i B nastaju supstance C i D i obrnuto, jednačina te

povratne reakcije se piše:

A+B C+D.

U početku imamo A i B, i odvija se reakcija u desno. Pri

tome se smanjuje koncentracija A i B, a time i opada brzina

reakcije. Stvaranjem molekula C i D počinje da se odvija i

reakcija meĎu njima. Brzina ove reakcije postepeno raste do neke

odreĎene vrijednosti.

Kada se izjednače brzine ove dvije hemijske reakcije koje

teku u suprotnim smjerovima, nastaje hemijska ravnoteţa u datom

sistemu. To je dinamička ravnoteţa, tj. obje reakcije se i dalje

odvijaju, ali se ne mijenja koncentracija reagujućih supstanci.

Svaka povratna hemijska reakcija ima svoju vrijednost

konstante ravnoteţe. Konstanta ravnoteţe je broj dobiven

dijeljenjem proizvoda koncentracija produkata reakcije sa

proizvodom koncentracija polaznih supstanci, nakon

uspostavljanja ravnoteţe:

BA

DCK

Povratna hemijska reakcija je, npr. sinteza amonijaka:

N2 + 3H2 2NH3

A konstanta ravnoteţe ove reakcije je:

322

2

3

HN

NHK

Zakon o djelovanju masa moţe se primijeniti na

sve povratne reakcije.

73

LE ŠATELJEOV PRINCIP

Faktori koji utiču na hemijsku ravnoteţu nekog sistema su:

koncentracija supstanci koje učestvuju u hemijskoj reakciji,

temperatura i pritisak. Ako se ne mijenja ni jedan od ovih faktora,

ravnoteţa će trajati neograničeno dugo. Izmjenom bilo kojeg od

ovih faktora ravnoteţa se remeti. Objašnjenje ove promjene

sistema daje Le Šateljeov (Le Chatelier) princip, koji se moţe

iskazati ovako: Ako se sistemu promijeni jedan od faktora koji

utiče na hemijsku ravnoteţu, doći će do usmjeravanja

hemijske reakcije u sistemu tako da se suzbije uticaj ove

promjene.

Ako se, npr. kod sinteze amonijaka:

N2 + 3H2 2NH3

Poveća koncentracija nitrogena i hidrogena sistem se

suprotstavlja toj promjeni tako što će reakcija sinteze amonijaka

teći brţe nego reakcija njegovog razlaganja.

74

PROIZVOD TOPIVOSTI

Na osnovu Zakona o djelovanju masa moţe se objasniti i

pojava graĎenja taloga pri nekim jonskim reakcijama. Na primjer,

zašto dolazi do taloţenja srebro hlorida, AgCl, čim se u otopinu

bilo kojeg hlorida doda otopina srebro nitrata, AgNO3?

Srebro hlorid je so koja se slabo otapa u vodi. U 1dm3

vode otapa se samo 1,5 × 10-5

g AgCl, ali se moţe uzeti da su sve

molekule otopljenog srebro hlorida u njegovoj zasićenoj otopini

jonizovane na jone:

AgCl Ag+ + Cl

-

Prema tome, koncentracije jona Ag+ i Cl

- su ograničene

topivošću srebro hlorida.

Proizvod koncentracija jona teško topive soli u njenoj

zasićenoj otopini naziva se proizvod topivosti (Ksp).

Na primjer, proizvod topivosti srebro hlorida je:

Ksp(AgCl) = [Ag+] [Cl

-] = 1,21 × 10

-12 mol

2 dm

-6.

Kada u otopini imamo Ag+ i Cl

- jone i ako je proizvod

njihovih koncentracija veći od proizvoda topivosti srebro hlorida

višak jona se odmah spaja u molekule AgCl i gradi se talog. Ako

se u zasićenoj otopini teško topive soli smanji koncentracija

njenih jona, dolazi do otapanja taloga, jer jonizuju nove molekule.

PROTOLITIČKA RAVNOTEŢA U VODI

Hemijske reakcije najčešće se odigravaju u

vodenoj sredini.

JONIZACIJA VODE

Na osnovu mjerenja električne provodljivosti

vode utvrĎeno je da i najčistija voda u maloj mjeri proizvodi

električnu struju što se objašnjava neznatnom jonizacijom

75

molekula vode na hidronijum i hidroksidne jone autoprotolitičkom

reakcijom:

H2O + H2O H3O+ + OH

-

kiselina 1 baza 2 kiselina 2 baza 1

Ako se na ovu reakciju primijeni Zakon o djelovanju masa

konstanta ravnoteţe moţe da se prikaţe jednačinom:

22

3

OH

OHOHKc

Koncentracija vode [H2O]2 se smatra konstantnom zbog

slabe jonizacije, te proizvod ove dvije konstante daje novu

konstantu:

Kc × [H2O]2 = Kw

Kw = [H3O+] × [OH

-]

Nova konstanta naziva se jonski produkt vode,

Kw. Jonski produkt vode zavisi od temperature i ima veću

vrijednost pri višim temperaturama. Vrijednost Kw na 25°C iznosi

Kw =1×10-14

mol2dm

-6. On je konstantna vrijednost bez

obzira da li se radi o neutralnoj, kiseloj ili baznoj sredini.

Ako se čistoj vodi doda kiseline, povećaće se

koncentracija H+ jona. Usljed toga se smanjuje koncentracija OH

-

jona, jer se grade molekule vode. Obrnuto, ako se vodi doda baze,

poveća se koncentracija OH- jona, a smanjuje se koncentracija H

+

jona.

Primjer: Izračunati koncentraciju OH- jona u vodenoj

otopini u komoj je koncentracija H3O+ jona 1 × 10

-3 moldm

-3.

Rješenje:

Iz Kw = [H3O+] [OH

-] dobijamo:

311

33

6214

3

101101

101

moldm

moldm

dmmol

OH

KOH w

76

Stepen bazičnosti i stepen kiselosti neke otopine moţe se

kvantitativno izraziti koncentracijom hidrogenovih jona:

Neutralna otopina [H+] = [OH

-] = 1×10

-7

Kisela otopina [H+] > 1×10

-7

Bazična otopina [H+] < 1×10

-7

Za jednostavnije izračunavanje kiselosti ili bazičnosti

otopine koristi tzv. hidrogenski eksponent, pH (pe-ha), koji

predstavlja negativni logaritam koncentracije hidrogenovih jona:

pH = - log [H3O+]

Na primjer, ako je [H3O+] = 1×10

-4 onda je:

pH = - log 1×10-4

= 4

Analogno izraţavanju pH, koncentraciju OH- jona

izraţavamo jednačinom:

pOH = - log [OH-].

Logaritamski izraz za jonski produkt vode je:

pH + pOH = pKw = 14

pH + pOH = 14.

77

Vrijednost pH moţe biti od 0 do 14:

Neutralna otopina pH = 7

Kisela otopina pH < 7

Bazična otopina pH > 7.

Tačna vrijednost za pH odreĎuje se pehametrom, a

pribliţna vrijednost indikatorima.

Šema pehametra

Indikatori

Indikatori su supstance čija se boja mijenja u zavisnosti od

koncentracije hidrogenovih jona. To su najčešće otopine slabih

organskih kiselina ili baza. Oni se primjenjuju u obliku otopina ili

listića i ukazuju na karakter sredine. Najviše se primjenjuju:

lakmus, metiloranţ i fenolftalein.

Indikator U kiseloj sredini U baznoj

sredini

U neutralnoj

sredini

lakmus crven plav ljubičast

metiloranţ crven ţut narandţast

fenolftalein bezbojan crven kao

malina

bezbojan

78

ELEKTROHEMIJA

HEMIJSKI IZVORI ELEKTRIČNE STRUJE

Ako uronimo metal u vodenu otopinu njegovih jona,

nastaće redoks sistem.

M(s) Mn+

(aq) + ne-

Pri otapanju, sa površine metala joni prelaze u otopinu, te

na površini metala ostaje višak elektrona. Istovremeno se odvija i

suprotan proces: joni iz otopine se izdvajaju na metalu. Poslije

izvjesnog vremena uspostavlja se ravnoteţa izmeĎu brzine

otapanja i taloţenja metalnih jona. Koji će proces biti izraţen,

zavisi od prirode metala. Ako je proces otapanja metala jače

izraţen:

Zn(s) Zn2+

(aq) + 2e-

Površina metala se naelektriše negativno, u odnosu na otopinu,

metal je jače redukciono sredstvo, a njegovi joni slabije

oksidaciono sredstvo. Ako je jače izraţena redukcija jona:

Cu2+

(aq) + 2e- Cu(s)

Površina metala se naelektriše pozitivno u odnosu na

otopinu, metal je slabije redukciono sredstvo, a njegovi joni jače

oksidaciono sredstvo.

79

Slika : Danijelov galvanski element.

Metal uronjen u otopinu elektrolita (svojih soli)

predstavlja jedan redoks-sistem, koji nazivamo elektrodom ili

poluelementom (polućelijom). Potencijal koji se uspostavlja

izmeĎu metala i otopine naziva se elektrodni potencijal ili

redoks-potencijal, E. Vrijednost elektrodnog potencijala zavisi od

prirode metala, koncentracije jona metala u otopini i temperature.

Potencijal izmeĎu elektrode i otopine ne moţe se mjeriti, već se

mjeri razlika u potencijalima izmeĎu dvije različite elektrode.

Sistem sa dvije elektrode (poluelementa) naziva se

galvanski element.

Razlika potencijala izmeĎu elektroda galvanskog

elementa naziva se elektromotorna sila, EMF.

EMF = E1 - E2

Potencijal pozitivnije elektrode (E1) piše se kao prvi da bi

razlika izmeĎu njega i potencijala negativnije elektrode (E2) bila

pozitivan broj. Mjeri se voltmetrom i izraţava se u voltima, V.

Potencijal elektrode odreĎuje se tako što se ona veţe sa

standardnom hidrogenovom elektrodom za čiji je potencijal uzeto

da je jednak nuli. Ona je izgraĎena od platinirane platine

(sunĎeraste) na koju se dovodi gasoviti hidrogen pod pritiskom

od 101325 Pa, pri temperaturi od 25°C, a koja je uronjena u

otopinu kiseline u kome je c(H+) = 1 moldm

-3.

80

Standardni

elektrodni potencijal

pojedinih redoks

sistema moţe biti

pozitivan ili negativan u

odnosu na potencijal

standardne hidrogenove

elektrode. Ako

poredamo metale prema

veličini njegovog

potencijala, dobićemo

naponski niz metala,

jer ukoliko je potencijal

negativniji, utoliko je

redukciona sposobnost

metala veća, i obrnuto,

ukoliko je potencijal

pozitivniji, redukciona

moć slabi.

Na osnovu vrijednosti elektrodnih redoks

potencijala moţe se kvantitativno odrediti pod kojim

uslovima će se odvijati neka redoks.reakcija kao i smjer

reakcije.

Kada se elektrode galvanskog elementa spoje

provodnikom dolazi do pretvaranja hemijske energije u

električnu.

Na negativnoj elektrodi – anodi (Zn) vrši se

oksidacija, a na pozitivnoj elektrodi – katodi (Cu)

redukcija, tako da se elektroni kreću id cinka ka bakru.

Otopine se povezuju solnim mostom koji

omogućava kretanje jona.

Galvanski element se označava sa:

- Zn(s) | Zn2+

(aq) || Cu2+

(aq) | Cu (s) +

Dvije crte označavaju solni most. Uobičajeno je da

se sa desne strane piše pozitivnija elektroda.

Standardna hidrogenova

elektroda

81

ELEKTROLIZA

Elektroliza je hemijsko razlaganje elektrolita pomoću

električne struje. U otopinama elektrolita i rastopima joni se

haotično kreću. DovoĎenjem električne struje sistemu preko

elektroda, pod dejstvom električnog polja, dolazi do usmjerenog

kretanja jona prema suprotno naelektrisanim elektrodama.

Pozitivni joni se redukuju na negativnoj elektrodi (katodi), a

istovremeno se negativni joni oksiduju na pozitivnoj elektrodi

(anodi). Stoga pozitivne jone zovemo katjonima, a negativne

anjonima.

Proces elektrolize je obrnut proces onome što se spontano

dešava u galvanskom elementu. Sada se električna energija

pretvara u hemijsku.

Elektrolizom HCl-a dešavaju se sljedeći procesi:

Katoda: 2H+ + 2e H2 redukcija

Anoda: 2Cl- - 2e Cl2 oksidacija.

Na katodi se izdvaja hidrogen, a na anodi hlor.

Kod elektrolize je vaţna konstanta F, Faradejeva

konstanta. Ona predstavlja naelektrisanje 1 mola elektrona, tj.

96500 C/mol.

FARADEJEVI ZAKONI

I zakon: Količina supstance dobijene elektrolizom je direktno

proporcionalna jačini struje koja protiče kroz elektrolit i vremenu

njegovog proticanja (količini elektriciteta).

II zakon: Količine raznih supstanci dobijenih strujom iste jačine i

za isto vrijeme meĎusobno se odnose kao M/z.

M – molarna masa

z – broj izmijenjenih elektrona.

Elektrolitički procesi imaju značajnu tehnološku

primjenu. Koriste se za dobijanje i prečišćavanje metala, dobijanje

gasova, raznih neorganskih i organskih supstanci, koriste se

takoĎe i za zaštitu i uljepšavanje metala.

82

PRIRODNA RADIOAKTIVNOST

Francuski fizičar Bekerel je 1896. godine načinio otkriće

koje je značilo veliku revoluciju u nauci. On se duţe vrijeme

bavio izučavanjem pojave fluorescencije. Kada bi osvijetlio

izvjesne supstance sunčevim, ultraljubičastim ili rentgenskim

zracima one bi počele da fluoresciraju (svjetlucaju). Čim bi se

osvjetljavanje supstanci prekinulo, fluorescencija bi prestala.

Bekerel je ispitao fluorescenciju uranovih soli: stavio je uzorak

uranove soli na fotografsku ploču i kasnije je ploču razvio i vidio

je da je uranova so spontano emitovala zrake (bez osvjetljenja) i

stvarala zatamnjenje na ploči.

Kasnije su Marija i Pjer Kiri, iz rude koja zrači, izolovali

novi hemijski element i nazvali ga polonijum, u čast Poljske,

domovine Marije Kiri.

Kasnije su izdvojili još jedan element koji je najjače

zračio – radijum. Marija Kiri je pojavu spontanog emitovanja

zračenja od strane nekih elemenata nazvala radioaktivnošću, a

hemijske elemente koji posjeduju to svojstvo – radioaktivnim

elementima.

Radioaktivni zraci imaju niz neobičnih svojstava: veoma

su prodorni i prolaze kroz hartiju i tanke listove metala; izazivaju

zatamnjenje fotografske ploče; jonizuju vazduh; razaraju ţive

ćelije itd.

Propuštanjem radioaktivnih zraka kroz električno polje

dokazano je da su oni sastavljeni od tri vrste zraka: jedan njihov

dio je skretao ka negativno naelektrisanoj ploči – zraci su

nazvani – zracima; drugi dio zračenja je jače skretao ka

pozitivno naelektrisanoj ploči ( – zraci), dok je treći dio

prolazio kroz električno polje bez skretanja ( – zraci).

Engleski fizičar Ernest Rederford je utvrdio da – zraci

predstavljaju mlaz naelektrisanih materijalnih čestica – jona

helijuma čija je relativna molekulska masa 4, a sadrţe dvije

elementarne jedinice pozitivnog naelektrisanja.

Bekerel je dokazao da su – zraci elektroni istovjetni sa

katodnim zracima, kao i sa elektronima koji se oslobaĎaju iz

metala pri fotoelektričnom efektu.

83

– zraci su elektromagnetski zraci velike energije i

prodornosti.

Rederford i Sodi su 1903. godine dali teorijsko

objašnjenje radioaktivnih pojava. Prema njihovom tumačenju,

atomi radioaktivnih elemenata su nestabilni i spontano se

raspadaju, dajući atome drugih elemenata. Ovaj proces praćen je

emitovanjem radioaktivnih zraka.

84

VRSTE HEMIJSKIH REAKCIJA

OKSIDO – REDUKCIONE REAKCIJE

Oksido redukcione reakcije karakteriše proces

primanja i otpuštanja elektrona. Da bi došlo do hemijske reakcije

oksido-redukcije neophodno je da se čestice (atomske vrste)

razlikuju u elektronegativnosti. Čestica koja je manje

elektronegativna predaje elektronegativnijoj čestici u potpunosti,

ili samo dijelom (pomjeranje elektronskog oblaka) jedan ili više

elektrona.

Iako je oksidoredukcija jedinstven proces

primopredaje elektrona, moţemo govoriti posebno o oksidaciji i

posebno o redukciji. Na primjer:

Mg + ½ O2 MgO

Magnezijum se otpuštanjem elektrona oksidovao,

dok se oksigen primanjem elektrona redukovao. Oksidacioni broj

elementa koji se oksiduje se povećava, a elementa koji se

redukuje se smanjuje.

Oksidacija je proces otpuštanja elektrona, a

redukcija je proces primanja elektrona. Kod nastanka kovalentnih

spojeva broj naznačenih elektrona odnosi se samo na broj

elektrona koji učestvuju u reakciji oksido-redukcije pomjerajući se

od manje elektronegativnog ka elektronegativnijem elementu

(atomu).

Primjer reakcije oksidacije Primjer reakcije redukcije

Nao Na

+ + e Na

+ + e

Nao

Fe2+

Fe3+

+ e Fe3+

+ e

Fe2+

2Cl-

2

0

Cl + 2e 2

0

Cl + 2e

2Cl-

85

Sve ove reakcije su polureakcije jedinstvenog

ravnoteţnog oksido-redukcionog procesa:

redukcija oksidacija

Nao Na

+ + e Cl2

o + 2e 2Cl

-

oksidacija redukcija

ili u opštem slučaju:

oksidacija

redukovani oblik oksidovani oblik + ne-

redukcija

Atomske, jonske i molekulske vrste koje u reakcijama

oksido-redukcije predaju elektrone nazivamo redukcionim

sredstvima. Suprotno tome, vrste koje primaju elektrone nazivamo

oksidacionim sredstvima. U samoj reakciji oksido-redukcije,

redukciono sredstvo, predajući elektrone, se oksiduje, a

oksidaciono sredstvo, primajući elektrone, se redukuje, što znači

da istovremeno reaguju dva redoks para pri čemu broj predanih i

primljenih elektrona mora da bude isti. Tako, na primjer:

2Nao 2Na

+ + 2e oksidacija

Cl2 + 2e 2Cl- redukcija

2Nao + Cl2

o 2Na

+1 Cl

-1 oksido-redukciona

reakcija

Neka supstanca je jače oksidaciono sredstvo ukoliko lakše

prima elektrone. Redukciono sredstvo je utoliko jače ukoliko

lakše prima elektrone.

REAKCIJE NEUTRALIZACIJE

Kada se pomiješaju otopine kiselina i baza kao produkti

neutralizacije nastaju so i voda:

NaOH(aq) + HCl(aq) NaCl(aq) + H2O(ℓ)

ili uopšte

H3O+(aq) + OH

-(aq) 2H2O(ℓ)

86

Soli nastale neutralizacijom jake kiseline jakom bazom su

neutralne, ne pokazuju ni svojstva kiselina ni baza.

Soli, nastale reakcijom slabe kiseline i jake baze, slabe

baze i jake kiseline ili slabe kiseline i slabe baze hidroliziraju, tj.

reaguju sa vodom i odvija se reakcija u suprotnom smjeru:

NaHCO3 + H2O NaOH + H2CO3

Vodena otopina sode bikarbone, NaHCO3,

pokazuje bazna svojstva jer hidrolizom nastaju NaOH i H2CO3 i

jači je uticaj (koncentracija) OH- jona iz NaOH.

Primjer: Koliko treba odvagati čvrstog NaOH da se neutralizira

0,5 mola sulfatne kiseline?

Rješenje: Najprije napišemo jednačinu reakcije:

2NaOH + H2SO4 Na2SO4 + 2 H2O

Iz napisane i izbalansirane jednačine vidimo da je

odnos količina NaOH i H2SO4:

1

2

42

SOHn

NaOHn

n(NaOH) = 2 × n(H2SO4)

n(NaOH) = 2 × 0,5 mol = 1 mol

iz M

mn slijedi

m(NaOH) = n(NaOH) × M(NaOH)

m(NaOH) = 1 mol × 40 g/mol

m(NaOH) = 40 g.

Znači, treba izvagati 40 g čvrstog NaOH da bi došlo do

potpune neutralizacije 0,5 mola sulfatne kiseline.

REAKCIJE RAZLAGANJA

Neke supstance se pri zagrijavanju razlaţu na

jednostavnije supstance. Za reakcije razlaganja je karakteristično

da ne dolazi do promjene oksidacionog stanja. Zagrijavanjem,

87

npr. magnezijum karbonata dobije se magnezijum oksid i karbon

dioksid:

MgCO3(s) MgO(s) + CO2(g)

Ţarenjem hidroksida zemnoalkalnih i prelaznih metala

dobije se oksid i voda:

2 Fe(OH)3(s) Fe2O3(s) + 3 H2O(g).

Karbonatna kiselina je nestabilna i raspada se na karbon

dioksid i vodu:

H2CO3(aq) H2O(ℓ) + CO2(g)

REAKCIJE TALOŢENJA

Ako pomiješamo bistre otopine natrijum sulfata, Na2SO4 i

barijum hlorida, BaCl2, nastaje bijeli talog barijum sulfata,

BaSO4:

Na2SO4(aq) + BaCl2(aq) BaSO4(s) + 2 NaCl(aq)

Uopšte, reakcije taloţenja se pišu tako da se navode samo

joni koji sudjeluju u reakciji i daju netopiv talog:

Ba2+

(aq) + SO42-

(aq) BaSO4(s)

Netopiv talog, odnosno čvrste supstance koje sudjeluju u

hemijskoj reakciji označavaju se znakom (s) iza formule spojevi.

Preteţno netopivi spojevi

Svi hidroksidi osim hidroksida alkalnih metala, te Ba(OH)2,

Sr(OH)2, Ca(OH)2

Svi karbonati osim karbonata alkalnih metala i NH4+

Svi fosfati osim fosfata alkalnih metala i NH4+

Svi sulfidi osim sulfida alkalnih metala, NH4+, Ca

2+, Sr

2+,

Ba2+

Preteţno topivi spojevi

Svi nitrati (soli nitratne kiseline)

Svi acetati (soli acetatne kiseline, CH3COOH)

Svi hloridi, bromidi i jodidi, osim Ag+, Hg2

2+ i Pb

2+

Svi sulfati osim SrSO4, BaSO4 i PbSO4

Sve soli alkalnih metala i amonijum jona osim NaSb(OH)6,

K2PtCl6, K3Co(NO2)6, (NH4)2PtCl6, (NH4)3Co(NO2)6.

88

ANALITIČKA HEMIJA

KVALITATIVNA HEMIJSKA ANALIZA

DOKAZIVANJE KATJONA

Kvalitativnom hemijskom analizom odreĎujemo

od kojih elemenata se sastoji neki spoj.

Katjoni se dijele u pet grupa u odnosu na topivost

prema odreĎenom reagensu:

- u prvu grupu spadaju katjoni koji se taloţe

hlorovodoničnom kiselinom, a to su Ag+, Pb

2+ i Hg2

2+

- u drugu grupu spadaju katjoni koji se taloţe sa

hidrogensulfidom, H2S u kiseloj sredini. U ovu grupu spadaju:

Hg2+

, Pb2+

, Cu2+

, Cd2+

, Bi3+

, As3+

, As5+

, Sb3+

, Sb5+

, Sn2+

, Sn4+

.

- Katjoni treće grupe se taloţe amonijum sulfidom

(NH4)2S u amonijačnoj sredini: Fe3+

, Al3+

, Mn2+

, Zn2+

, Co2+

,

Ni2+

.

- U četvrtu grupu spadaju katjoni koji se taloţe s

amonijum karbonatom (NH4)2CO3. To su Ca2+

, Sr2+

i Ba2+

.

- Katjoni pete grupe nemaju zajedničkog grupnog

reagensa pa se zato ispituju pojedinačno. To su: Na+, K

+, Mg

2+ i

NH4+.

Analitička

grupa

Grupni

reagens Katjoni

Oblik u kojem se

katjoni taloţe

grupnim reagensom

I HCl Ag

+, Pb

2+, Hg2

2+ AgCl, PbCl2,

Hg2Cl2

II

H2S/kis Hg2+

, (Pb2+

), Bi3+

,

Cu2+

, Cd2+

, As3+

,

As5+

, Sb3+

, Sb5+

,

Sn2+

, Sn4+

HgS, (PbS), Bi2S3,

CuS, CdS, As2S3,

As2S5, Sb2S3, Sb2S5,

SnS, SnS2

III

(NH4)2S Co2+

, Ni2+

, Al3+

,

Cr3+

, Fe3+

, Fe2+

,

Mn2+

, Zn2+

CoS, NiS, Al(OH)3,

Cr(OH)3, Fe2S3,

FeS, MnS, ZnS

IV (NH4)2CO3 Ca

2+, Sr

2+, Ba

2+ CaCO3, SrCO3,

BaCO3

V

Nema

grupnog

reagensa

Mg2+

, Li+, K

+, Na

+,

NH4+

89

Pored reakcije katjona sa grupnim reagensima

postoje i specifične reakcije kojim se moţe još preciznije odrediti

katjon.

I grupa

Srebro, Ag

AgNO3 + HCl AgCl(s) + HNO3

Nastaje bijeli sirast talog AgCl koji se otapa u amonijaku.

2 AgNO3 + K2CrO4 Ag2CrO4(s) + 2

KNO3

crvenosmeĎi talog

Olovo, Pb

Pb(NO3)2 + 2 HCl PbCl2(s) + 2 HNO3

Nastaje bijeli talog PbCl2 koji se otapa zagrijavanjem.

Ţiva, Hg

Postoje dva jona ţive: Hg22+

i Hg2+

.

Hg2(NO3)2 + 2 HCl Hg2Cl2(s) + 2

HNO3

Nastaje bijeli talog ţiva(I) hlorida, koji se zove i kalomel.

II grupa

Ţiva, Hg (Hg2+

)

HgCl2 + H2S HgS(s) + 2 HCl

Reakcijom sa H2S u kiseloj sredini nastaje crni talog ţiva(II)

sulfida.

90

HgCl2 + 2 KI HgI2(s) + 2 KNO3

HgI2(s) + 2 KI K2[HgI4](s)

Nastalo kompleksno jedinjenje kalijum-tetrajodomerkurat u

otopini KOH daje Nesslerov reagens.

III grupa

Ţeljezo, Fe

2 FeCl3 + 3 (NH4)2S Fe2S3(s) + 6

NH4Cl

Reakcijom sa (NH4)2S u amonijakalnoj sredini nastaje crni talog

ţeljezo(III) sulfida.

4 FeCl3 + 3 K4[Fe(CN)6] Fe4[Fe(CN)6]3(s) + 12 KCl

Nastali talog je intenzivno plave boje ˝berlinsko plavo˝ i zove se

ţeljezo(III)heksacijanoferat(II).

IV grupa

Kalcijum, Ca

CaCl2 + (NH4)2CO3 CaCO3(s) + 2 NH4Cl

Nastaje bijeli talog kalcijum karbonata, CaCO3, koji se rastvara u

razblaţenim kiselinama, pa čak i u sirćetnoj kiselini.

Barijum, Ba

BaCl2 + (NH4)2CO3 BaCO3(s) + 2 NH4Cl

Nastaje bijeli amorfni talog koji se otapa u mineralnim

kiselinama.

BaCl2 + H2SO4 BaSO4(s) + 2 HCl

bijeli talog

V grupa

Katjoni V grupe se dokazuju pojedinačno

taloţnim reakcijama ili suhim putem (bojenjem plamena).

91

Bojenje plamena – soli nekih elemenata se mogu

dokazati i metodom bojenja plamena:

Natrijumove soli boje plamen intenzivno ţuto

Kalijumove soli boje plamen ljubičasto

Litijumove soli boje plamen karmincrveno

Barijumove soli boje plamen ţutozeleno

Kalcijumove soli boje plamen ciglacrveno.

DOKAZIVANJE ANJONA

Uobičajeno je da se anjoni dokazuju pojedinačno

u uzorku, mada imaju razne klasifikacije kod dokazivanja.

Hlorid-jon, Cl-

NaCl + AgNO3 AgCl(s) + NaNO3

bijeli sirast talog

2NaCl + Pb(NO3)2 PbCl2(s) + 2NaNO3

bijeli talog

Sulfid jon, S2-

Na2S + 2AgNO3 Ag2S(s) + 2NaNO3

crni talog

Karbonat jon, CO32-

Na2CO3 + 2AgNO3 Ag2CO3(s) + 2NaNO3

Nastaje bijeli talog koji zagrijavanjem prelazi u crvenosmeĎi talog

srebro oksida.

Sulfat jon, SO42-

Na2SO4 + BaCl2 BaSO4(s) + 2 NaCl

bijeli talog

Na2SO4 + Pb(CH3COO)2 PbSO4(s) +

2CH3COONa

bijeli talog

92

Nitrat jon, NO3-

Nitratni jon sa difenilaminom gradi tamno-plavo

obojenje.

KVANTITATIVNA HEMIJSKA ANALIZA

Kvantitativna hemijska analiza ima zadatak da odredi

količinu ispitivane supstance ili elementa koji su zastupljeni u

sloţenom sistemu.

Prema metodu odreĎivanja razlikujemo sljedeće

kvantitativne metode: volumetrija ili zapreminska analiza,

gravimetrija ili teţinska analiza i fizičko-hemijske metode.

GRAVIMETRIJA

Gravimetrija je metoda kvantitativne hemijske analize u

kojoj se količina ispitivane supstance odreĎuje mjerenjem njene

mase. Pri gravimetrijskom odreĎivanju treba voditi računa o

sljedećim uslovima:

- ispitivana supstanca se mora iz otopina

kvantitativno istaloţiti, to znači da mora imati

što manji proizvod topivosti

- talog ne smije biti higroskopan (upijati vlagu),

ne smije mijenjati hemijski sastav, ni svoju

masu

- talog po mogućnosti treba da bude kristalan,

što krupniji da bi se lakše i brţe odfiltrirao

- talog poslije ţarenja, odnosno sušenja mora da

ima strogo odreĎen hemijski sastav.

Kompletna gravimetrijska analiza sastoji se iz

sljedećih operacija :priprema srednje probe, odmjeravanje probe,

otpanje, odvajanje sastojaka koji smetaju, taloţenje komponenti

koje se odreĎuju, filtriranje taloga, sagorijevanje filter papira i

ţarenje taloga, mjerenje taloga i izračunavanje rezultata.

93

VOLUMETRIJA

Volumetrija se zasniva na odreĎivanju količine

ispitivane supstance preko zapremine poznate koncentracije

reagensa utrošene za reakciju sa tom supstancom.

Mjerenjem zapremine utrošenog reagensa

odreĎuje se sadrţaj ili ˝titar˝ supstance u ispitivanom uzorku. Ova

tehnika je vrlo jednostavna i relativno brza. Moraju se ispoštovati

sljedeći uslovi:

- reakcija mora biti brza i da teče u jednom smjeru

- kraj reakcije izmeĎu dva reagensa (završna tačka

titracije ili ekvivalentna tačka) mora se tačno odrediti. Kraj titracije se

odreĎuje korištenjem indikatora koji promjenom neke svoje osobine

(promjena boje, stvaranje taloga itd.) ukazuje na promjenu karaktera

sredine

- otopina iz koje se odreĎuje koncentracija ispitivane

supstance ne smije sadrţavati druge supstance koje bi reagovale sa

reagensom.

Prema reakciji koja se odvija prilikom titracije metode u

volumetriji se mogu podijeliti na:

- metode neutralizacije (alkalimetrija i acidimetrija)

- metode taloţenja, a najvaţnija je argentometrija

- metode oksidoredukcije (permanganometrija, jodometrija

itd.)

- metode obrazovanja kompleksa

Reagens koji se koristi za odreĎivanje količine ispitivane

supstance mora imati poznatu koncentraciju. Takve otopine se

zovu standardne otopine.

FIZIČKO – HEMIJSKE METODE

Kod fizičko-hemijskih metoda odreĎivanje se

svodi na mjerenje fizičko-hemijskih osobina, kao što su boja,

tačka topljenja ili ključanja, indeks prelamanja svjetlosti, ugao

zakretanja polarizovane svjetlosti, spektar apsorpcije ili emisije.

Kolorimetrijska analiza se zasniva na mjerenju

količine bijele svjetlosti koju apsorbuje otopina obojene

supstance. Količina apsorbovane svjetlosti je proporcionalna

94

koncentraciji obojene supstance. Mjerenje se vrši pomoću aparata

kolorimetra.

Spektrofotometrija se zasniva na mjerenju količine

monohromatske svjetlosti (svjetlost tačno odreĎene talasne

duţine) koju apsorbuje otopina obojene supstance. Apsorpcioni

spektar se mjeri instrumentima koji se nazivaju spektrofotometri.

Refraktometrija je metoda odreĎivanja indeksa

loma svjetlosti. Različite supstance imaju karakterističan indeks

loma jer se svjetlost različitim brzinama kreće kroz njih.

Instrument koji se koristi za odreĎivanje indeksa loma zove se

refraktometar.

Polarimetrija je metoda kojom se odreĎuje

koncentracija optički aktivnih supstanci. Optički aktivne

supstance imaju asimetričnu graĎu molekula ili kristala i zakreću

ravan polarizovane svjetlosti u desno ili lijevo za odreĎeni ugao.

Ugao zakretanja polarizovane svjetlosti mjeri se

instrumentom polarimetrom.

HROMATOGRAFIJA

Hromatografija je metoda koja sluţi za odvajanje

komponenti, te kvakitativno i kvantitativno odreĎivanje

komponenti u smjesi. Princip hromatografskog odreĎivanja se

sastoji u tome sa se smjesa otopljena u pogodnom otapalu

(mobilna faza) prevodi preko stacionarne (nepokretne) faze. Pri

tome se ispitivani spojevi različito raspodjeljuju izmeĎu

stacionarne i mobilne faze. Prema fizičko-hemijskim procesima

do kojih dolazi u toku odjeljivanja, hromatografske metode

dijelimo na:

adsorpcijsku hromatografiju

podionu hromatografiju

hromatografija na tankom sloju.

Hromatografija na papiru

Kod hromatografije na papiru stacionarna faza je

specijalna vrsta filter-papira ( hromatografski papir ).

Preko papira prelazi otapalo s ispitivanim uzorkom. Zbog

kapilarnih sila otapalo difundira u papir i sa sobom povlači čiste

95

komponente. Komponente se kreću različitim brzinama i one se

odvajaju.

Mjesto na koje se nanosi uzorak nazivamo startna linija, a

udaljenost do koje je stiglo otapalo je front otapala.

Količnik udaljenosti fronta supstance do startne linije i

fronta otapala nazivamo Rf-vrijednošću. Ta vrijednost je data

izrazom:

d

dR f

1

gdje je:

d1 – udaljenost fronta komponente od startne linije,

d – udaljenost fronta otapala od startne linije.

Vrijednosti za Rf mogu biti od 0 do 1 i na osnovu te

vrijednosti, za odreĎeno otapalo, identificira se komponenta.

Kod tankoslojne hromatografije se koristi isti princip kao

kod papirne hromatografije, samo što je umjesto papira staklena

ploča, na koji je nanesen tanak sloj silikagela, kao stacionarna

faza. Kao adsorbens, osim silikagela, koriste se: aluminijum

oksid, kaolin, kalcijum oksid itd. Od otapala se najviše koriste:

aceton, voda, hloroform, petroleter itd.

96

ANORGANSKA HEMIJA

Hidrogen (vodonik, vodik), H

Hidrogen je prvi u nizu elemenata u periodnom

sistemu. Njegov atom moţe da sadrţi samo jedan proton i jedan

elektron. MeĎutim, uz proton, u jezgru se mogu naći još jedan

neutron ili još dva neutrona, pa prema tome imamo tri izotopa

hidrogena:

H1

1 H2

1 H3

1

Protijum H Deuterijum D Tritijum T

Hidrogen nema odreĎen poloţaj u periodnom

sistemu elemenata, moţemo ga svrstati u IA i VIIA grupu.

MeĎutim prema svojim osobinama ne pripada ni jednoj od ovih

grupa. On nema osobinu da lahko otpušta elektrone, što je

osnovna osobina elemenata IA grupe, niti izraţenu osobinu

primanja elektrona, koju imaju elementi VIIA grupe. Zbog svega

toga, najzgodnije je hidrogen proučavati posebno, i ne vezati ga za

bilo koju grupu u periodnom sistemu.

Hidrogen je izrazito najrasprostranjeniji element u

svemiru. Tako su zvijezde, pa i Sunce sastavljene uglavnom od

hidrogena (oko 90%). Elementarni hidrogen nalazi se u najvišim

slojevima atmosfere i u vulkanskim gasovima.

Hidrogen je gas bez boje, mirisa i okusa. Lakši je

od vazduha. Gori plavičastim plamenom. Ima veliki afinitet prema

oksigenu. Moţe da ga oduzima oksidu, pa je zbog toga dobro

redukciono sredstvo. Dobija se elektrolizom vode, suhom

destilacijom kamenog uglja itd. Ima široku primjenu zahvaljujući

svojim osobinama. Tako se upotrebljava za sintezu amonijaka,

hidrogen hlorida, za razne organske sinteze, itd. Upotrebljava se

kao redukciono sredstvo pri dobijanju rijetkih metala iz njihovih

oksida, te za hidriranje ulja, dobivanje vještačkih benzina itd.

97

Voda

Od cjelokupne zemljine površine, oko 71% nalazi

se pod vodom. Ona ulazi u sastav svih biljnih i ţivotinjskih

organizama. Voda je hemijsko jedinjenje hidrogena i oksigena u

zapreminskom odnosu 2:1.

Dio molekule gdje se nalazi atom oksigena ima

negativan naboj, a dio molekule gdje su skoncentrisani atomi

hidrogena ima pozitivan naboj. Zbog toga kaţemo da je molekula

vode polarna.

Čista voda je na običnoj temperaturi tečnost bez

mirisa i okusa. Zbog polarnosti svojih molekula, ima veliku moć

otapanja drugih supstanci. Tako, prirodna voda nije nikada

potpuno čista. Obično sadrţi manju ili veću količinu otopljenih

minerala koje je otopila na svom putu kroz zemlju. To su najčešće

Ca (HCO3)2, Mg (HCO3)2, CaSO4, CaCl2, MgSO4, MgCl2. Oni

vodi za piće daju ugodan ukus. MeĎutim, ovakva voda nije

pogodna za napajanje parnih kotlova i za industriju, i naziva se

tvrda voda.

Tvrdoću vode daju otopljene soli kalcijuma i

magnezijuma, koje je potrebno iz vode ukloniti.

Prirodna voda, iz koje su uklonjene soli kalcijuma

i magnezijuma naziva se mehka voda, a proces uklanjanja tih soli

naziva se omekšavanje vode.

98

IA GRUPA - ALKALNI METALI

Naziv

elementa litijum natrijum kalijum rubidijum cezijum francijum

Hemijski

simbol Li Na K Rb Cs Fr

Atomski broj 3 11 19 37 55 87

Relativna

atomska masa 6,93 22,99 31,10 85,47 132,90 (223)

Tačka

topljenja (°C) 186 97,5 62,3 38,5 28,5

Tačka

ključanja (°C) 1336 880 760 700 670

Metalne

osobine

rastu

Bazne osobine

hidroksida

rastu

Oksidacioni

broj elementa

u spojevima

(+1) (+)1 (+1) (+1) (+1)

Francijum je radioaktivni element sa kratkim

poluvremenom raspada. Njegove osobine nisu ispitane.

Porastom poluprečnika atoma valentni elektron

sve više se udaljava od atomskog jezgra i njega atom sve lakše

otpušta uz utrošak sve manje energije jonizacije. Stoga, porastom

atomskog broja (i poluprečnika atoma), idući od litijuma do

cezijuma, rastu metalna svojstva (elektropozitivnost), raste

reaktivnost prema elektronegativnim elementima, rastu bazne

osobine oksida i hidroksida, a raste i redukciono djelovanje

alkalnih metala. Cezijum je naizrazitiji metal.

S porastom atomskog broja opada tačka topljenja

i tačka ključanja. I to se objašnjava time što se valentni elektron

sve više udaljava od jezgra. Alkalni metali su male tvrdoće, mogu

se rezati noţem, imaju malu gustinu.

U svim spojevima alkalni metali imaju

oksidacioni broj (+1), jer njihov atom moţe da otpusti samo

jedan elektron.

Za jonizaciju alkalnih metala tj. za izbacivanje

elektrona iz njihovih atoma potrebna je vrlo mala energija.

Dovoljna je energija vidljive svjetlosti. Ako se osvijetli čista

površina alkalnog metala, iz njega izlijeću elektroni. Zbog toga se

alkalni metali, naročito cezijum, primjenjuju za izradu fotoćelija.

99

Alkalni metali dobro provode električnu struju i

na svjeţem presjeku pokazuju metalni sjaj.

Hemijske osobine metala su jače izraţene kod

alkalnih metala nego kod drugih. Njihovi oksidi grade najjače

baze. Alkalni metali lahko reaguju s vodom istiskujući hidrogen

iz vode gradeći hidrokside. Zbog svoje velike reaktivnosti alkalni

metali se ne mogu naći u prirodi u elementarnom stanju, nego

samo u obliku spojeva. Pošto na alkalne metale djeluje vlaga iz

vazduha, oni se moraju čuvati u petroleumu.

Natrijum, Na

Natrijum je jedan od najrasprostranjenijih

elemenata u prirodi. U zemljinoj kori ga ima oko 2,6%.

Najvaţniji natrijumov spoj je natrijum hlorid, NaCl. Natrijum se

nalazi i u organizmima čovjeka, ţivotinja i biljaka, gdje ima

vaţnu ulogu. Dobiva se elektrolizom stopljenog natrijum hlorida.

Natrijum je metal bijel kao srebro. Mekan je i

moţe se sjeći noţem. Gustina mu je 0,97 g/cm3. na svjeţem

presjeku je sjajan, ali brzo potamni. Pošto se lahko mijenja na

vazduhu, mora se čuvati u pertoleumu. Burno reaguje s vodom:

2 Na + 2 H2O 2 NaOH + H2

Natrijum je tipičan metal. U spoljašnjoj ljusci

njegovog atoma (M-ljuska) nalazi se samo jedan elektron, i on ga

lahko otpušta i zato ima dobra redukciona svojstva.

Kao metal, natrijum se u metalurgiji gotovo i ne

koristi. Našao je primjenu u tehnici rasvjete. Sijalice sa

natrijumovom parom daju jaku ţutu svjetlost, koja bolje od

obične svjetlosti prodire kroz prašinu i maglu.

Natrijum hlorid, NaCl

Natrijum hlorid ili kuhinjska so se nalazi u

ogromnim količinama u morskoj vodi – prosječno 2,7%. Moţe se

dobiti i kopanjem iz zemlje u područjima gdje je nekad bilo

more.

Kuhinjska so se dobiva:

Isparavanjem morske vode

Rudarskim kopanjem kamene soli

100

Otapanjem soli u vodi i isparavanjem

te otopine.

Čisti natrijum hlorid je bezbojna čvrsta supstanca.

Kristališe u obliku kocke. Topi se na 801°C, a ključa na 1440°C.

U vodi se relativno dobro otapa. Ako je čist nije higroskopan, ne

upija vlagu iz vazduha. Ali, ako sadrţi magnezijumove soli onda

se čitav sadrţaj kuhinjske soli ovlaţi.

Najvaţnija primjena je u domaćinstvu, kao

dodatak hrani. Čovjeku je potrebno 5 – 10 kg kuhinjske soli

godišnje.

Natrijum hidroksid, NaOH

Natrijum hidroksid se dobiva na dva načina:

-elektrolizom vodene otopine natrijum hlorida,

-kaustifikacijom natrijum karbonata gašenim

krečom.

Pri elektrolizi, na katodi se izdvaja hidrogen, a na

anodi hlor. U otopini ostaju Na+ i OH

- joni. Natrijum hidroksid se

iz elektrolizera odvodi u ureĎaj za uparavanje gdje se dobije

čvrsti NaOH.

Kaustifikacija se sastoji u tome da se otopina

natrijum karbonata, Na2CO3, zagrijava sa gašenim krečom,

Ca(OH)2. Odvija se reakcija:

Na2CO3 + Ca(OH)2 CaCO3 + 2NaOH

Dobijeni natrijum hidroksid se zove kaustična soda, ţiva ili

kamena soda.

Natrijum hidroksid je bijela čvrsta supstanca.

Lahko se otapa u vodi uz oslobaĎanje toplote. Dobro se otapa i u

alkoholu. Natrijum hidroksid je jaka baza. U rastopljenom stanju

nagriza staklo, porcelan, platinu, aluminijum, a ţeljezo i nikl su

prema njemu otporni. Jako nagriza koţu. Otrovan je.

101

Natrijum karbonat, Na2CO3

Proizvodi se po Solvejevom (Solvay) postupku. U

zasićenu otopinu natrijum hlorida, zagrijanom do 60°C, uvodi se

amonijak, NH3, pod pritiskom, a zatim, karbon (IV)-oksid, CO2:

NaCl + H2O + NH3 + CO2 NaHCO3 + NH4Cl

Natrijum hidrogen karbonat, kao teško topiv, pada na dno i

filtracijom se odvoji i ţari na 300°C i time se stvara natrijum

karbonat uz izdvajanje vode i karbon(IV)-oksida:

2 NaHCO3 Co300Na2CO3 + H2O + CO2

Soda dobijena ovim postupkom zove se amonijačna soda, jer u

procesu dobijanja učestvuje amonijak. Bezvodna soda, Na2CO3,

zove se kalcinirana soda, jer je dobijena kalcinacijom (ţarenjem).

Ako se kalcinirana soda otopi u vodi pa iz otopine iskristališe sa

vodom, zove se kristalna soda, Na2CO3 × 10H2O.

Natrijum karbonat je bijela kristalna supstanca koja se u

vodi teško otapa, a vodena otopina djeluje alkalno. Primjenjuje se

u industriji stakla, sapuna, papira, boja itd.

Kalijum, K

U zemljinoj kori ima oko 2,4% kalijuma. Nalazi se u

prirodi samo u obliku spojeva. Kalijum u obliku kalijum hlorida,

KCl, nalazi se u morskoj vodi, ali oko 30 puta manje nego NaCl.

Kalijum se nalazi u svakoj ćeliji ljudskog, ţivotinjskog i

biljnog organizma, gdje ima veţnu ulogu.

Kalijum je se dobija elektrolizom stopljenog kalijum

hlorida ili kalijum hidroksida. Kalijum je srebrnasto-bijeli metal,

mekan poput voska. Gustina mu je 0,86 g/cm3. topi se na 62,3°C.

Aktivniji je od natrijuma. Burno reaguje s vodom. Soli kalijuma

boje plamen ljubičasto.

Najveći potrošač kalijumovih spojevi je poljoprivreda. Za

proizvodnju vještačkih Ďubriva troši se oko 90% cjelokupne

proizvodnje kalijumovih soli.

102

Kalijum hlorid, KCl

To je bijela supstanca, lahko topiva u vodi. Dobiva se,

uglavnom, iz minerala karnalita, KCl×MgCl2×6H2O i silvinita,

NaCl×KCl. Odvaja se od drugih soli na osnovu topivosti. Glavni

dio kalijum hlorida se koristi za proizvodnju vještačkih Ďubriva.

Kalijum hidroksid, KOH

Kalijum hidroksid je bijela čvrsta supstanca, topiva u

vodi. Vodena otopina reaguje jako bazno. To je jača baza od

NaOH. Nagriza koţu i stvara opekotine. Otrovan je. Dobiva se

elektrolizom otopine kalijum hlorida. Primjenjuje se za

proizvodnju mekanih kalijumovih sapuna i za dobijanje kalijum

karbonata.

Kalijum karbonat, K2CO3

Kalijum karbonat (potaša) je bijela supstanca, lahko

topiva u vodi. Vodena otopina djeluje bazno.

Dobiva se na nekoliko načina, od kojih je

najjednostavniji, uvoĎenje karbon(IV)-oksida u otopinu kalijum

hidroksida:

2KOH + CO2 K2CO3 + H2O

Potaša se moţe dobiti i isparavanjem iz pepela drveta.

Kalijum karbonat se primjenjuje za proizvodnju kalijumovog

stakla i mekanih sapuna.

103

IIA GRUPA – ZEMNOALKALNI METALI

Naziv elementa

berilijum magnezijum kalcijum stronciju

m barijum

Radiju

m

Hemijski simbol

elementa Be Mg Ca Sr Ba Ra

Atomski broj 4 12 20 38 56 88

Relativna atomska

masa 9,01 24,32 40,08 87,63 137,36

226,0

5

Tačka topljenja

(°C) 1280 650 810 800 850 960

Tačka ključanja

(°C) 2970 1100 1439 1366 1737 1737

Metalne osobine -

elektropozitivnost

rastu

Reaktivnost prema

elektronegativnim

elementima

rastu

Bazne osobine

oksida i hidroksida

rastu

Oksidacioni broj

elementa u

spojevima

(+2) (+2) (+2) (+2) (+2) (+2

)

Od berilijuma do radijuma raste poluprečnik atoma.

Hemijska aktivnost i metalni karakter rastu s porastom

poluprečnika atoma, jer se valentni elektroni sve više udaljavaju

od jezgra pa ih atom lakše otpušta, uz utrošak sve manje energije

jonizacije.

Zbog malog poluprečnika atoma hemijska aktivnost i

metalni karakter berilijuma su slabo izraţeni. Berilijum je

postojan na vazduhu, a ostali su nepostojani. Berilijum hidroksid

je amfoteran (ima i bazna i kisela svojstva), a hidroksidi ostalih

elemenata su jake baze. Berilijum gradi, za razliku od ostalih

elemenata ove grupe, spojeve sa kovalentnom vezom što je

karakteristika za nemetale.

U svim svojim spojevima elementi ove vrste su pozitivno

dvovalentni, jer njihov atom otpušta dva elektrona. Svi reaguju sa

vodom istiskujući hidrogen i gradeći hidrokside:

Ca + 2 H2O Ca(OH)2 + H2

Oksidi svih elemenata IIA grupe reaguju sa vodom gradeći

baze. Hemijska aktivnost ovih elemenata je manja nego kod

104

elemenata IA grupe, jer im je poluprečnik atoma manji i zbog

toga energija jonizacije veća. Svi elementi ove grupe spadaju u

lahke metale. Zbog svoje hemijske aktivnosti ovi elementi se ne

nalaze slobodni u prirodi.

Magnezijum, Mg

Magnezijum je jedan od najrasprostranjenijih elemenata u

prirodi. U graĎi zemljine kore učestvuje sa 1,9%. Javlja se samo u

spojevima, i to kao karbonat, silikat, hlorid i sulfat.

U biljnom svijetu magnezijum ima vaţnu ulogu. On je

sastojak biljnog zelenila (hlorofila). Kao biogeni element,

magnezijum se nalazi i u organizmima čovjeka i ţivotinja.

Magnezijum se dobija elektrolizom stopljenog bezvodnog

magnezijum hlorida, MgCl2.

Magnezijum je srebrnasto-bijeli metal. Mekan je i

plastičan. Lahko se kuje, lijeva, valja i izvlači u ţice. Spada u

lahke metale, gustina mu je 1,74 g/cm3. Dobar je provodnik

elektriciteta. Vrlo je postojan na vazduhu na sobnoj temperaturi

jer se brzo prekrije tankim slojem oksida i karbonata. U obliku

trake ili praha, na višoj temperaturi, gori blještavim bijelim

plamenom uz oslobaĎanje velike količine toplote. Zbog toga se

upotrebljava kao izvor svjetlosti u fotografisanju.

Sa hladnom vodom reaguje vrlo sporo. Baze ga ne

nagrizaju. Sa nekim metalima, a naročito aluminijumom,

magnezijum gradi vrijedne legure. Najvaţnije legure

magnezijuma su ˝elektron-metali˝. To su legure koje u svom

sastavu imaju preko 90% Mg, sa malim dodatkom Al, Zn, Mn,

Cu, Si. To su legure otporne prema alkalijama. Magnezijumove

legure imaju primjenu u industriji automobila, aviona, brodova

itd.

Magnezijum oksid, MgO

To je bijeli prah. Primjenjuje se u graĎevinarstvu kao

vezivo. Dobiva se ţarenjem magnezita, MgCO3:

MgCO3 → MgO + CO2

105

Ako se magnezit ţari na oko 1700°C dobije se oksid koji

se ne veţe sa vodom i vatrostalan je (topi se na 2800°C). Od ovog

oksida izgraĎuje se visoko-vatrostalno kamenje kojim se oblaţu

vatrostalne peći.

Magnezijum oksid ima primjenu u medicini, kao sredstvo

za neutralisanje kiselina.

Magnezijum sulfat, MgSO4

Bezvodni magnezijum sulfat je bijeli prah. Moţe se dobiti

otapanjem magnezijum karbonata u sulfatnoj kiselini, uz

zagrijavanje:

MgCO3 + H2SO4 → MgSO4 + H2O + CO2

Gorka so (MgSO4×7H2O) se primjenjuje u medicini, kao

purgativ (sredstvo za čišćenje), a ima primjenu i u industriji

papira, koţe i tekstila.

Kalcijum, Ca

Kalcijum je vrlo rasprostranjen u prirodi. Po količini nalazi

se na petom mjestu meĎu elementima (3,4%). Nalazi se samo u

obliku spojeva – minerala. Kalcijumovih spojevi ima u svakom

zemljištu i u svakoj prirodnoj vodi.

Kalcijum u obliku raznih spojeva ulazi u sastav biljnih i

ţivotinjskih organizama. U ţivotinjskom organizmu kalcijum se

najviše nagomilava u kostima i zubima, u obliku fosfata i

karbonata. U obliku jona Ca2+

nalazi se u krvi, gdje pored ostalog,

ima ulogu da ubrzava zgrušavanje krvi na vazduhu. Čovjek treba

u svoj organizam da dnevno unese, preko hrane, oko 0,5 g.

Kalcijum se dobija elektrolizom stopljenog kalcijum

hlorida.

Kalcijum je, na svjeţem presjeku, srebrnasto-bijeli metal.

Mekan je kao olovo. Gustina mu je 1,55 g/cm3. Sa vodom reaguje

burno već na sobnoj temperaturi. Metalni kalcijum je snaţno

redukciono sredstvo. U svojim spojevima ima oksidacioni broj

(+2).

106

Kalcijum oksid, CaO

Dobija se ţarenjem kamena krečnjaka, na temperaturi oko

1000°C:

CaCO3→ CaO + CO2

Kalcijum oksid (ţivi kreč) je bijela amorfna supstanca.

Burno reaguje s vodom gradeći kalcijum hidroksid (gašeni kreč):

CaO + H2O → Ca(OH)2 + toplota

Kalcijum karbonat, CaCO3

To je normalna so karbonatne kiseline. u prirodi se nalazi u

obliku praznih minerala: krečnjak, kalcit, mramor, kreda, bigar.

Krečnjak je osnovni materijal u graĎevinarstvu. Kalcijum

karbonata ima u kostima ţivotinja, ljuskama ptičijih jaja i dr. Ima

ga u svim prirodnim vodama i utiče na tvrdoću vode.

IIIA GRUPA

Naziv

elementa

bor aluminijum galijum indijum Talijum

Hemijski

simbol

elementa

B Al Ga In Tl

Atomski

broj 5 13 31 49 81

Relativna

atomska

masa

10,81 26,98 69,72 114,82 204,37

Tačka

topljenja

(°C)

2300 658 29,8 155 304

Tačka

ključanja

(°C)

2550 2300 2000 1450 1460

Metalne

osobine

rastu

Bazne

osobine

oksida i

hidroksida

rastu

Oksidacioni

broj

elementa u

spojevima

(+3) (+3) (+3),

(+2)

(+3),

(+1)

(+1),

(+3)

107

Od bora do talijuma raste poluprečnik atoma,

dakle, smanjuje se energija jonizacije i rastu metalna svojstva i

bazičnost njihovih oksida i hidroksida.

Bor ima osobine metala i nemetala. Gradi

kovalentne spojeve, dok ostali elementi ove grupe grade jonska

spojevi. Oksid i hidroksid bora su kiseli. Hidroksid bora B(OH)3

je borna kiselina.

Oksidi i hidroksidi aluminijuma, galijuma i

indijuma su amfoterni, dok su kod talijuma jako bazni.

Bor i aluminijum su lahki metali, a ostali su teški.

Bor i aluminijum su rasprostranjeni u prirodi, dok su ostali rijetki

elementi.

Aluminijum, Al

Aluminijum čini 7,5% zemljine kore. U prirodi ga

nema slobodnog već dolazi u obliku spojevi – minerala.

Najvaţniji mineral je boksit, Al2O3×H2O. To je i glavna ruda

odakle se dobija.

Aluminijum se dobija elektrolizom glinice, Al2O3.

Aluminijum je metal bijel kao srebro. Spada u

grupu lahkih metala – gustina mu je 2,7 g/cm3. Uz to je čvrst i

jako rastegljiv. Lahko se izvlači u ţice i tanke listove (folije).

Spada u vrlo dobre provodnike toplote i elektriciteta. Sa mnogim

metalima gradi legure.

Aluminijum lahko otpušta tri elektrona iz spoljne

ljuske svog atoma i nastaje Al3+

, i djeluje kao jako redukciono

sredstvo. Aluminijum je na vazduhu vrlo postojan, zbog toga što

se na površini stvara tanak sloj aluminijum oksida koji čvrsto

prijanja i štiti metal od dalje korozije. Aluminijum je postojan u

vodi.

Najvaţnija primjena aluminijuma je u industriji

automobila, aviona i brodova, gdje se koristi u obliku legura.

Primjenjuje se za električne vodove, a u domaćinstvu za

pakovanje hrane i dr.

Gotovo polovina proizvodnje aluminijuma se

preraĎuje u aluminijumske legure, koje su lagane, čvršće, lahko se

obraĎuju i hemijski su otporne. Najvaţnije legure su: magnalijum

(Al + 10-30% Mg), duraluminijum (94% Al + Cu, Mg, Mn, Si) i

dr.

108

Aluminijum oksid, Al2O3

U prirodi se nalazi kao mineral korund. Po tvrdoći

dolazi odmah iza dijamanta. Upotrebljava se za izradu brusova,

oštračkih tocila itd. Korund se javlja u obliku providnih kristala

različitih boja. Ako je korund nastao onečišćenjem od kobalta

plav je i zove se safir, onečišćen tragovima hroma crven je i zove

se rubin. Kao takvikristali, najviše se koriste kao drago kamenje,

za izradu nakita.

Aluminijum sulfat, Al2(SO4)3×18H2O

Aluminijum sulfat je bezbojna kristalna

supstanca. Iz vodenih otpina kristalizira sa 18 molekula vode.

Primjenjuje se u industriji papira kao ljepilo, u industriji tekstila

kao močilo za vezivanje boje na tkaninu, za štavljenje koţe. Kada

se pomiješaju otopine Al2(SO4)3 i K2SO4 iskristališe dvostruka so

koja se zove stipsa ili alaun, KAl(SO4)2×12H2O. Stipse ima više

vrsta, a sve su dvostruke soli nastale od sulfata nekog

jednovalentnog metala (Li, Na, K, Rb) i sulfata nekog

trovalentnog metala (Al, Cr, Fe).

109

IVA GRUPA

Naziv elementa karbon silicijum germanijum kalaj Olovo

Hemijski simbol

elementa C Si Ge Sn Pb

Atomski broj 6 14 32 50 82 Relativna

atomska masa 12,01 28,09 72,59 118,69 207,19

Gustina (g/cm3) 2,25 2,33 5,35 7,28 11,34

Boja metalnosiva tamnosiva sivobijela srebrnobijela plavkasto

bijela

Tačka

topljenja(°C) 3500 1423 938,5 232 327,43

Tačka ključanja

(°C) 4200 2630 2690 2730 1750

Osobine metala

opadaju

Reaktivnost

prema

elektronegativnim

elementima

rastu

Oksidacioni

brojevi

(-4) (+2)

(+4)

(-4) (+2)

(+4)

(+2) (+4) (+2) (+4) (+2)(+4)

Svi elementi IVA grupe imaju u posljednjoj ljusci

po 4 elektrona, i to dva sparena u s-orbitali i 2 nesparena u dvije

p-orbitale.

Osobine elemenata ove grupe, idući od karbona

prema olovu, bitno se mijenjaju. Prvi član je najlakši, nemetal čiji

oksid ima izrazito kiseli karakter. Silicijum i germanijum čine

prelaz izmeĎu nemetala i metala, čiji oksidi imaju manje izraţena

kisela svojstva. Kalaj i olovo su metali i njihovi oksidi imaju

izraţena bazna svojstva.

Karbon, C

Karbon (ugljenik, ugljik) nalazi se u prirodi kao

elementaran ili u obliku spojeva. Kao elementaran nalazi se u dva

oblika: u kristalnom (dijamant, grafit) i amorfnom (razni prirodni

ugljevi).

110

U vezanom obliku karbon se nalazi u vazduhu, u

obliku CO2, u stijenama kao kalcijum karbonat i magnezijum

karbonat.

Kristalne forme karbona: dijamant i grafit

razlikuju se u kristalnoj strukturi. Kaţemo da su to alotropske

modifikacije karbona. Zbog razlike u strukturi razlikuju se i

svojstva. U strukturi dijamanta atomi su tetraedarski povezani sa 4

druga atoma. To uslovljava veliku tvrdoću (najtvrĎi mineral) i

visoku tačku topljenja (3500°C). Dijamant ne provodi struju.

Upotrebljava se za izradu leţišta osovina preciznih instrumenata,

za rezanje stakla, za izradu nakita.

Struktura grafita je slojevita. Slojevi su

meĎusobno povezani slabim privlačnim silama. Mekan je. Dobar

je provodnik električne struje i toplote.

Karbon gradi veliki broj spojeva. Posebna grana

hemije bavi se proučavanjem spojeva karbona – organska hemija.

U anorganskoj hemiji se izučava mali broj spojevi

karbona.

Moţe imati oksidacioni broj (-4), (+2) i (+4).

Karbon(II)-oksid, CO

U prirodi ga nema slobodnog. Nastaje

nepotpunim sagorijevanjem karbona, bez dovoljno pristupa

oksigena iz vazduha. Nepoţeljan je sastojak pri sagorijevanju jer

je otrovan gas i zagaĎuje okolinu.

111

Karbon(II)-oksid je gas bez boje, mirisa i okusa.

Vrlo je otrovan, jer sa hemoglobinom iz krvi daje stabilan spoj

koji se teško razlaţe. Djeluje smrtonosno ako ga u vazduhu ima

0,20%. Kao protivotrov kod trovanja ljudi sa CO upotrebljava se

često vazduh ili čisti oksigen.

Karbon(IV)-oksid, CO2

U prirodi se nalazi u slobodnom stanju u vazduhu

0,03%. OslobaĎa se prilikom izviranja nekih mineralnih voda.

Biljke ga koriste za fotosintezu. Ne gori i ne podrţava gorenje.

Lahko prelazi u tečno stanje. Prilikom isparavanja tog CO2 dolazi

do naglog hlaĎenja neisparenog dijela, pa se on pretvara u čvrsto

stanje. Takav CO2 je ˝suhi led˝ i upotrebljava se za gašenje

poţara.

Silicijum, Si

Silicijum je, poslije oksigena, najrasprostranjeniji

element u zemlji. Silicijuma u prirodi nema u slobodnom stanju.

Vrlo čist silicijum se upotrebljava za izradu poluprovodničkih

elemenata, koji se koriste u tranzistorima. Industrijski se najviše

proizvodi legura ţeljeza i silicijuma poznata pod nazivom –

ferosilicijum.

Silicijum(IV)-oksid, SiO2

U prirodi se javlja u kristalnom i amorfnom

obliku. U kristalnom stanju u prirodi se moţe naći u više oblika,

od kojih je najrasprostranjeniji kvarc. On je najčešće bezbojan,

ako je ljubičast tada se zove ametist, mrke boje čaĎavac.

Amorfni silicijum(IV)-oksid se rjeĎe javlja u

prirodi. Ukoliko sadrţi vodu naziva se opal. Ako je nastao

raspadanjem skeleta sitnih morskih ţivotinja tada se naziva

infuzorijska zemlja. Porozna je pa se upotrebljava za dobijanje

dinamita (natapa se nitroglicerinom). Vaţan je sastojak stakla.

112

Olovo, Pb

Olovo se u prirodi nalazi u svojim rudama. Olovo

je metal plavičasto-bijele boje, sjajan je na svjeţem presjeku.

Mehak je i moţe se noţem rezati. Relativna gustina mu je 11,34 ,

pa spada u teške metale. Ima nisku tačku topljenja. Olovne soli su

otrovne. I neznatne količine olova ako se zadrţe duţe vrijeme u

organizmu mogu izazvati smrt.

Upotrebljava se za olovne akumulatore, za

oblaganje kablova, za limove, folije, trake itd.

Osim elementarnog olova široku primjenu imaju i

njegovi spojevi. Olovo(IV)-tetraetan, [Pb(C2H5)4] dodaje se

visokooktanskim benzinima kao antidetonator, radi

ravnomjernijeg sagorijevanja u cilindru motora.

VA GRUPA

Naziv elementa nitrogen fosfor arsen antimon Bizmut Hemijski simbol

elementa N P As Sb Bi

Atomski broj 7 15 33 51 83 Relativna

atomska masa 14 30,97 74,92 121,75 208,98

Agregatno stanje

na 0°C gasovito čvrsto čvrsto čvrsto Čvrsto

boja bezbojan bijeli sivi sivi Crvenkast

o-bijele Tačka topljenja

(°C) -210,5 44,1 877 630 271

Tačka ključanja

(°C) -195,8 280,16 Sublimira

633,16 1635 1570

Osobine metala opadaju

Reaktivnost

prema

elektronegativnim

elementima

rastu

Oksidacioni

brojevi u

spojevima

(-3) (+1)

(+2) (+3) (+4) (+5)

(-3) (+1)

(+3) (+4) (+5)

(-3) (+3)

(+4) (+5)

(-3) (+3)

(+4) (+5)

(-3) (+3)

(+5)

113

Elementi VA grupe imaju u posljednjoj ljusci po 5

elektrona, i to dva sparena u s-orbitali i 3 nesparena u p-orbitali.

Zajednička elektronska konfiguracija posljednje ljuske atoma

elemenata ove grupe je 1s2 4p

3.

Osobine elemenata ove grupe, od nitrogena do

bizmuta, bitno se mijenjaju. Dok su nitrogen i fosfor izraziti

nemetali i grade samo kisele okside, dotle arsen i antimon grade

amfoterne okside, a bizmut ima metalni karakter.

Povećanje metalnog karaktera sa povećanjem

atomskog broja, potiče od povećanja atomskog radijusa, elektroni

se lakše odvajaju.

Pošto u p-orbitali postoje 3 nesparena elektrona,

kada stupaju u hemijsku reakciju svoju zadnju ljusku popunjavaju

do stabilnog okteta. U spojevima tog tipa, elementi VA grupe

imaju oksidacioni broj (-3). MeĎutim, elementi VA grupe mogu da

otpuštaju elektrone, naročito pri spajanju sa oksigenom i tada

imaju pozitivan oksidacioni broj.

Nitrogen je u elementarnom stanju dvoatomni

gas, N2. Fosfor, arsen i antimon su čvrste supstance i nalaze se u

elementarnom stanju, kao molekule sa po 4 atoma: P4, As4, Sb4.

Bizmut postoji samo kao metal.

Nitrogen, N

Nitrogen (azot, dušik) se u prirodi nalazi i kao

elementaran i u obliku spojeva. Kao elementaran nalazi se u

vazduhu zastupljen sa 78%. Od spojeva najvaţniji su nitrati, i to

natrijum nitrat (čilska šalitra). Bitan je sastojak bjelančevina koje

izgraĎuju biljne i ţivotinjske organizme.

Nitrogen je gas bez boje, mirisa i okusa. Gradi

više vrsta spojeva sa oksigenom pri čemu mu se oksidacioni broj

mijenja od (+1) do (+5).

Najveća količina nitrogena troši se za proizvodnju

amonijaka. Od amonijaka i nitratne kiseline dobijaju se vještačka

Ďubriva, eksplozivi itd.

Nitratna kiselina, HNO3

Čista nitratna kiselina je bezbojna tečnost,

karakterističnog oštrog mirisa, relativne gustine 1,5.

Koncentrovana HNO3 se na vazduhu puši, pa je zovu još i pušljiva

114

ili dimeća. To je ustvari NO2 koji reaguje sa vodenom parom iz

vazduha i gradi maglu. Nitratna kiselina je jako oksidaciono

sredstvo. Spada u red vrlo jakih kiselina. Razara sve metale,

izuzev zlata, platine i nekih platinskih metala. Razblaţena nitratna

kiselina otapa Al, Fe i Cr, a koncentrovana ih ne otapa.

Djelovanjem koncentrovane HNO3 na površini metala se stvara

oksid u tankom sloju koji štiti metal od daljnjeg otapanja.

Fosfor, P

Fosfor je u prirodi više rasprostranjen od

nitrogena, ali ga zbog njegove reaktivnosti nema slobodnog u

prirodi. Na vazduhu se oksiduje burno uz pojavu svjetlucanja. U

prirodi se nalazi u obliku fosfata. Nalazi se u sastavu kostiju

kičmenjaka i u sastavu bjelančevina. Zbog toga kaţemo da je on

biogeni element.

Fosfor se javlja u više alotropskih modifikacija,

od kojih su najvaţnija bijela i crvena modifikacija. Tek dobiveni

bijeli fosfor stajanjem na vazduhu poţuti. Zapali se već na 34°C i

sagorijeva intenzivnim plamenom gradeći fosfor(V)-oksid, P2O5.

Na vazduhu, u mraku svjetluca, jer se oksiduje i

ispod temperature paljenja. Zbog svoje reaktivnosti bijeli fosfor se

čuva pod vodom. Crveni fosfor se dobiva zagrijavanjem bijelog

fosfora na temperaturi od 260 do 300°C u komorama bez

prisustva vazduha. Nije otrovan i stabilniji je od bijelog.

Upotrebljava se za izradu fosfornih bronzi i šibica.

Fosfatna kiselina, H3PO4

Čista, 100% fosfatna kiselina je bijela čvrsta

supstanca bez mirisa, kiselog okusa. Topi se na 42,3°C, a sa

vodom se miješa u svakom omjeru. U trgovini dolazi kao sirupast

koncentrovana otopina sa 83-90% H3PO4.

Upotrebljava se u industriji lijekova, za izradu

vještačkih Ďubriva, za porcelanski kit, za zubne plombe, za

čišćenje ţeljeznih predmeta od hrĎe.

U prirodi su fosfati jako rasprostranjeni i to

kalcijum fosfat. Upotrebljava se kao fosfatno Ďubrivo.

115

VIA GRUPA

Naziv

elementa oksigen sumpor selen telur Polonijum

Hemijski

simbol

elementa

O S Se Te Po

Atomski broj 8 16 34 52 84

Relativna

atomska masa 16 32,37 78,96 127,61 210

Agregatno

stanje na 0°C gas čvrsto čvrsto čvrsto Čvrsto

Tačka

topljenja (°C) -218,7 112,8 220 452 252

Tačka

ključanja (°C) -183 444,6 688 1390 962

boja bezbojan ţut

Crven (metal)

Siv

(nemetalni)

Metalno bijel

Mrk

(nemetal)

Siv

Osobine

nemetala

opadaju

Reaktivnost

prema

elektronegativni

m elementima

rastu

Oksidacioni

brojevi

elemenata u

spojevima

(-2) (-2)(+4)(+6) (-2)(+4)(+6) (-2) (+4)

(+6)

(-2)(+4)(+6)

Elementi ove grupe imaju 6 elektrona u vanjskoj ljusci, od

kojih su dva nesparena u dvije p-orbitale.

p

s

Njihovi atomi mogu postići stabilnu elektronsku

konfiguraciju na sljedeće načine:

116

-primanjem 2 elektrona od atoma metala gradeći

pri tome jonsku vezu:

R + 2e E2-

-stvaranjem kovalentne veze sa atomima gdje u

kovalentnoj vezi učestvuju dva nesparena elektrona:

. . . .

.E : + 2H. H : E : H

. . . .

Spojevi ovog tipa su H2S, H2O, H2Se, H2Te.

-rasparivanjem jednog elektronskog para u p-

orbitali i formiranje jedne d-orbitale nastaju 4 nesparena

elektrona. Njihovim sparivanjem sa četiri elektrona, od atoma

drugih elemenata, glavni elementi šeste grupe dobijaju

oksidacioni broj (+4):

d

p ↑↓ ↑ ↑

s ↑↓

Spojevi ovog tipa su SO2, TeO2, SeO2.

-rasparivanjem elektronskog para iz s-orbitale

posljednje ljuske i formiranjem još jedne d-orbitale nastaje šest

nesparenih elektrona. Njihovim sparivanjem sa šest elektrona od

atoma drugih elemenata – ovi elementi dobivaju oksidacioni broj

(+6).

Spojevi ovog tipa su: SO3, SeO3, TeO3.

d ↑ ↑

p ↑ ↑ ↑

s ↑

Oksigen i sumpor su tipični nemetali. Selen i telur

čine prelaz iz nemetala u metale, dok je polonijum tipični metal.

117

Oksigen (kiseonik, kisik), O

Oksigen je najrasprostranjeniji element na Zemlji.

Velike količine oksigena se nalaze u atmosferi u slobodnom

stanju (21%). Još veće količine oksigena sadrţe razni spojevi, od

kojih su najvaţniji karbonati, silikati, oksidi itd.

Oksigen se nalazi u VIA grupi i drugoj periodi, pa

ima sljedeću elektronsku konfiguraciju:

1s2 2s

2 2p

4

Molekula O2 je vrlo stabilna, zbog čega ima

toliko slobodnog oksigena u vazduhu.

Oksigen je gas bez boje, mirisa i okusa. Ne gori

ali potpomaţe gorenje. Pokazuje teţnju da se spaja sa gotovo

svim elementima. Spajanje elemenata sa oksigenom naziva se

oksidacija, a nastali spoj – oksid. Obrnut proces je oduzimanje

oksigena od raznih oksida, a naziva se redukcija.

Oksigen je neophodan za disanje. Koristi se u

medicini. Sa acetilenom daje visoke temperature (do 3000°C) pri

autogenom zavarivanju.

Ozon, O3

Ozon je druga alotropska modifikacija oksigena.

IzgraĎen je od 3 atoma oksigena. Stvara se u višim slojevima

atmosfere. Štiti Zemlju od opasnog dejstva ultravioletnih zraka.

Ozon se upotrebljava za obogaćivanje vazduha

oksigenom, u prostorijama u kojima boravi mnogo ljudi (kino-

sale, pozorišta itd.).

118

Sumpor, S

Sumpor se u prirodi nalazi slobodan i u obliku

svojih spojeva, a najviše kao sulfidi i sulfati.

Sumpor je čvrsta ţuta supstanca bez mirisa i

ukusa, neznatne tvrdoće. Javlja se u više alotropskih modifikacija:

rompski, monoklinski i plastični sumpor.

Najveće količine sumpora se troše za dobivanje

sulfatne kiseline, za vulkanizaciju kaučuka (dobivanje gume), za

suzbijanje štetočina u poljoprivredi, u industriji šibica itd.

Sulfatna kiselina, H2SO4

Jedna je od najvaţnijih proizvoda bazne hemijske

industrije. Upotrebljava se za dobijanje vještačkih Ďubriva, boja,

eksploziva, za rafinaciju naftnih derivata, za izradu akumulatora,

za elektrolizu bakra itd.

Čista koncentrovana sulfatna kiselina je bezbojna

uljasta tečnost, relativne gustine 1,83. Mrzne na 10,4°C, a ključa

na 338°C, uz oslobaĎanje SO3. Spada u jake dvobazne kiseline.

Gradi dvije vrste soli, hidrogensulfate i sulfate. Koncentrovana

sulfatna kiselina je jako oksidaciono sredstvo. Uz to je i jako

dehidrataciono sredstvo. Organskim supstancama oduzima vodu i

ugljeniše ih.

119

VIIA GRUPA

Naziv

elementa

fluor hlor brom Jod

Hemijski

simbol

elementa

F Cl Br I

Atomski

broj 9 17 35 53

Relativna

atomska

masa

19 35,45 79,91 126,90

Agregatno

stanje na

0°C

gas gas tečnost Čvrst

Boja

blijedoţut ţutozelen smeĎecrven tamnoljubičast

Tačka

topljenja

(°C)

-223 -102,4 -7,3 113,7

Tačka

ključanja

(°C)

-187,9 -34 58,8 184,5

Reaktivnost

prema

hidrogenu i

metalima

opada

Reaktivnost

prema

oksigenu

raste

Osobine

metala

opadaju

Oksidacioni

brojevi u

spojevima

(-1) (+1)(+3)(+4)(+5)(+7) (-1) (+1)(+5) (-1) (+1)(+4)(+5)(+7)(-1)

U ovoj tablici nisu dati podaci za astat, jer njegove osobine nisu

ispitane. Astat je radioaktivni element sa kratkim poluvremenom

raspada.

Porastom atomskog broja pravilno se mijenjaju

sve fizičke osobine halogena:

- mijenja se agregatno stanje od gasovitog prema

čvrstom

120

- boja postaje sve tamnija

- raste gustina

- raste tačka topljenja

- raste tačka ključanja

- svi halogeni imaju oštar miris

- svi halogeni su otrovni.

Halogeni se slabo otapaju u vodi, a mnogo bolje u

organskim otapalima: alkoholu, hloroformu i karbondisulfidu. Svi

su tipični nemetali. Hemijski su veoma aktivni. Lahko stupaju u

reakciju sa gotovo svim elementima. Stoga se ne nalaze slobodni

u prirodi.

Reaktivnost prema hidrogenu i prema metalima

opada idući od fluora do joda. Stoga, pomoću hlora moţemo

istisnuti brom iz njegovih soli. Uopšte, kod halogena vaţi pravilo

da halogeni koji su iznad u periodnom sistemu mogu istisnuti one

ispod iz njihovih soli. To su izrazito elektronegativni elementi,

stoga sa metalima grade jonske spojeve. Djeluju kao jaka

oksidaciona sredstva.

Hlor, Cl

Hemijski je vrlo aktivan element, pa se u prirodi

ne nalazi slobodan nego u obliku svojih spojevi.

Hlor je gas ţutozelene boje, oštrog mirisa i

otrovan je. Teţi je od vazduha 2,5 puta. Dobro se otapa u vodi.

Otopina hlora u vodi zove se hlorna voda. Primjenjuje se kao

oksidaciono sredstvo, za bijeljenje celuloze, papira, tekstila.

Primjenjuje se za dezinfekciju vode za piće i u

bazenima za plivanje. Kada doĎe u dodir sa vodom, hlor iz vode

oslobaĎa nascentni oksigen (monoatomarni) koji ubija sve

patogene bakterije u vodi.

Hloridna kiselina, HCl

Hloridna kiselina je otopina hidrogen-hlorida u

vodi. To je jaka kiselina. U razblaţenoj otopini je gotovo potpuno

u obliku jona:

HCl + H2O → H3O+ + Cl

-

121

U hloridnoj kiselini se svi metali rastvaraju uz

oslobaĎanje hidrogena, osim ţive, srebra, zlata, platine i platini

sličnih metala. Smjesa od 3 zapreminska dijela koncentrovane

HCl i jednog dijela koncentrovane HNO3 rastvara plemenite

metale – zato se zove carska vodica ili zlatotopka.

Perhloratna kiselina, HClO4

Perhloratna kiselina je najjača anorganska

kiselina. Kada je bezvodna eksplozivna je. Djeluje oksidaciono.

Na koţi uzrokuje teške rane.

Od soli perhloratne kiseline – perhlorata,

praktično su vaţni: kalijum perhlorat, KClO4 i natrijum perhlorat,

NaClO4. Natrijum perhlorat je jak biljni otrov koji potpuno

uništava korov.

Brom, Br

Brom se u prirodi nalazi samo u obliku spojeva.

Manje je reaktivan od hlora. Pri sobnoj temperaturi je mrkocrvena

tečnost. Neprijatnog je mirisa. Brom nagriza koţu. Pare broma su

otrovne. Ako se udišu nadraţuju sluznicu nosa i grla i prouzrokuju

upalu. Primjenjuje se u farmaceutskoj industriji za proizvodnju

lijekova.

U obliku srebro bromida, AgBr, primjenjuje se za

izradu fotografske emulzije koja se nanosi na film i fotografski

papir.

Jod, I

Jod je od svih halogena najmanje rasprostranjen.

U organizmu čovjeka jod je neophodan. Manjak joda moţe

izazvati teške smetnje u organizmu. Ako se ishranom i unošenjem

vode u organizam ne unesu dovoljne količine joda, dolazi do

povećanja štitne ţlijezde – javlja se gušavost.

Na sobnoj temperaturi je čvrsta supstanca u

tamnosivim ljuskama metalnog sjaja. Slabo se otapa u vodi.

Dobro se otapa u organskim otapalima. Otopina joda u alkoholu

(10%) zove se jodna tinktura. Jod je jako dezinfekciono sredstvo.

Ubija bakterije i gljivice i tako sprječava njihov razvoj. Vaţan

antiseptik je i jedinjenje joda, jodoform, CHI3.

Srebro jodid, AgI, se stavlja u fotografske

emulzije.

122

ELEMENTI NULTE GRUPE

U nultu ili devetu grupu elemenata u periodnom sistemu

spadaju inertni (plemeniti gasovi): helijum (He), neon (Ne), argon

(Ar), kripton (Kr), ksenon (Xe) i radon (Rn).

Naziv

elementa helijum neon argon kripton ksenon Radon

Hemijski simbol elementa

He Ne Ar Kr Xe Rn

Atomski broj 2 10 18 36 54 86

Relativna

atomska masa 4,003 20,18 39,95 83,80 131,30 222

Tačka

topljenja (°C) -272,2 -248,7 -189,2 -157 -112 -71

Tačka

ključanja (°C) -268,9 -245,9 -185,7 -152,9 -107,1 -61,8

Oksidacioni

broj 0 0 0 0 0 0

Inertni gasovi se industrijski dobivaju frakcionom

destilacijom tečnog vazduha.

Svi elementi nulte grupe su gasovi bez boje, mirisa i

ukusa. Atomi su im slobodni, tj. ne povezuju se u dvoatomarne

molekule.

Pod običnim uslovima elementi nulte grupe ne grade

spojeve sa drugim elementima. Ovi elementi su inertni i zbog toga

što njihovi atomi imaju popunjenu i stabilnu spoljašnju

elektronsku ljusku.

Helijum se upotrebljava za punjenje balona, jer je lagan i

nezapaljiv. Zbog njegove male topivosti u krvi, helijum se miješa

sa oksigenom u odnosu 21% oksigena i 79% helijuma. Ta smjesa

se zove ˝helijumov vazduh˝ i upotrebljava se, umjesto vazduha, u

ronilačkim aparatima koji omogućavaju roniocima disanje na

velikim dubinama. Tako se sprječava tzv. ronilačka bolest.

123

Zbog svoje hemijske inertnosti, plemeniti gasovi se

upotrebljavaju za punjenje sijalica. Vaţna upotreba je za svjetleće

reklame. Staklene cijevi se ispune plemenitim gasovima. Kada se

kroz te gasove propušta električna struja dobiju se svjetlosti

odreĎenih boja: helijum daje boju slonove kosti, neon crvenu,

argon plavu, kripton blijedoţutu, ksenon svijetloplavu boju.

Miješanjem dvaju ili više gasova i upotrebom cijevi obojenog

stakla postiţe se bogat izbor svjetlosti vrlo prijatnih boja.

IB GRUPA

Naziv elementa bakar srebro Zlato

Hemijski simbol

elementa Cu Ag Au

Atomski broj 29 47 79

Relativna atomska

masa 63,54 107,87 196,97

Tačka topljenja (°C) 1083 960,5 1063

Tačka ključanja (°C) 2350 2200 2950

Oksidacioni brojevi

elemenata u spojevima (+1) (+2) (+1) (+1) (+3)

U prirodi se mogu naći slobodni, jer su hemijski slabo

aktivni. U redu aktivnosti, alkalni metali su na samom početku,

dok su bakar, srebro i zlato na posljednjem mjestu. Sa oksigenom

se spaja, pod običnim uslovima, samo bakar. Srebro i zlato su

plemeniti metali. Mogu se naći u prirodi u elementarnom stanju.

Bakar je crvenkast, relativno mekan metal, lahko se kuje,

valja i presuje. Poslije srebra je najbolji provodnik elektriciteta.

Bakar je stabilan na čistom vazduhu, ali duţim stajanjem na

vazduhu prevuče se zelenom patinom. Najvaţniji spoj mu je

bakar(II)-sulfat – modra galica.

Srebro i zlato se koriste za izradu nakita.

124

IIB GRUPA

Naziv elementa cink kadmijum Ţiva

Hemijski simbol elementa Zn Cd Hg

Atomski broj 30 48 80

Relativna atomska masa 65,37 112,40 200,59

Tačka topljenja (°C) 419 321 -38,9

Tačka ključanja (°C) 906 765 367

Oksidacioni brojevi

elemenata u spojevima (+2) (+2) (+1) (+2)

Postojani su na vazduhu. Njihovi hidroksidi su slabe baze.

Cink je plavkastobijeli metal, niske tačke topljenja i loših

mehaničkih osobina. Iako je neplemenit, otporan je prema uticaju

atmosfere. Upotrebljava se za pocinčavanje ţeljeznog lima ili

ţica. Sastavni je dio legura.

Kadmijum je srebrnastobijeli metal, male tvrdoće i niske

tačke topljenja. Koristi se za proizvodnju legura, koje imaju nisku

tačku topljenja, kao i za proizvodnju akumulatora.

Ţiva je srebrnastobijeli metal, na sobnoj temperaturi, jedini

tečni metal. Otapa se samo u oksidirajućim kiselinama. Posebna

osobina ţive je da otapa mnoge metale. Pri tome nastaju legure

elemenata sa ţivom , koje zovemo amalgami.

Ţiva je izuzetno otrovna. Iako je na sobnoj temperaturi

malo isparljiva, moramo je, zbog otrovnosti, dobro čuvati u

zatvorenoj posudi. Upotrebljava se za punjenje mjernih

instrumenata (termometara, barometara), u elektrotehnici, u

stomatologiji itd.

IIIB GRUPA

Ovi elementi su metali (skandijum, Sc, itrijum, Y, lantan,

La i 14 lantanoida, aktinijum, Ac i 14 aktinoida).

Oksidi imaju bazne osobine, a bazičnost raste od

skandijuma do aktinijuma. U prirodi još nije naĎen element

prometijum – atomski broj 61.

125

U tehnici se, najčešće, primjenjuje smjesa prvih 6

elemenata ove grupe (ceritna zemlja). Najveća količina ceritnih

metala se troši za proizvodnju kremena.

Svi aktinoidi su radioaktivni. Samo prvih 5 aktinoida

naĎeno je u prirodi, u sasvim malim količinama. Ostali su

proizvedeni vještački.

IVB GRUPA

Naziv elementa titan cirkonijum Hafnijum

Hemijski simbol

elementa Ti Zr Hf

Atomski broj 22 40 72

Relativna atomska

masa 47,90 91,22 178,49

Tačka topljenja (°C) 1668 1852 2222

Tačka ključanja (°C) 3260 3580 5400

Cirkonijum i hafnijum su po hemijskim osobinama veoma

slični elementi i razlikuju se od titana. U spojevima im je,

najčešće, oksidaciono stanje (+4).

VB GRUPA

Naziv elementa vanadijum niobijum Tantal

Hemijski simbol

elementa V Nb Ta

Atomski broj 23 41 73

Relativna atomska

masa 50,94 92,90 180,95

Agregatno stanje čvrst čvrst čvrst

Tačka topljenja (°C) 1890 2415 2990

Tačka ključanja (°C) 3450 5100 6100

To su izraziti metali, posjeduju veliku otpornost prema

koroziji. Niobijum i tantal su veoma slični. Imaju visoke tačke

topljenja.

126

Čisti vanadijum je sličan čeliku; vrlo je tvrd; da se dobro

polirati. Otporan je na hemikalije, vazduh i vodu. Upotrebljava se

uglavnom kao dodatak čelicima za specijalne namjene. Takvi

čelici su čvrsti, ţilavi, otporni na udar i savijanje.

VIB GRUPA

Naziv elementa hrom molibden Volfram

Hemijski simbol

elementa Cr Mo W

Atomski broj 24 42 74

Relativna atomska masa 51,99 95,94 183,85

Agregatno stanje čvrst čvrst Čvrst

Tačka topljenja (°C) 1920 2650 3410

Tačka ključanja (°C) 2665 5500 5900

Zajedničke osobine ovih elemenata su da su to metali

sivobijele boje, visokih tački topljenja i ključanja. Grade spojeve u

kojima mogu imati oksidacione brojeve (+2), (+4), (+5), (+6).

Hrom je metal srebrnobijele boje sa plavičastom nijansom.

Jedan je od najtvrĎih metala. Otporan je prema kiselinama,

posebno prema koncentrovanoj HNO3. Upotrebljava se za

prevlačenje površine metala (hromiranje), radi zaštite od korozije i

zbog ljepšeg izgleda. Najviše se koristi za legiranje čelika.

Volfram se koristi za proizvodnju specijalnih čelika, koji

se dalje koriste za izradu reznih alata. Zbog visoke tačke topljenja

upotrebljava se za izradu niti u električnim sijalicama.

VIIB GRUPA

Naziv elementa mangan tehnecij renijum

Hemijski simbol

elementa Mn Te Re

Atomski broj 25 43 75

Relativna atomska

masa 54,94 99 186,2

Tačka topljenja (°C) 1260 2150 3170

Tačka ključanja (°C) 1900 - 5900

Oksidacioni brojevi

elemenata u

spojevima

(+1) (+2) (+3)

(+4) (+5) (+6)

(+7)

(+4) (+6)

(+7)

(+1) (+2)

(+3) (+4)

(+5) (+6)

(+7)

127

Svi ovi elementi imaju promjenjivi oksidacioni broj, a

najstabilniji je (+7).

Mangan spada u teške metale, jako rasprostranjen u

prirodi i dolazi odmah iza ţeljeza. Po izgledu je sličan ţeljezu, ali

je tvrĎi i krtiji. Zrcalno ţeljezo je legura koja sadrţi 15 - 20%

mangana. Odlikuje se izuzetno velikom tvrdoćom i otpornošću na

koroziju i trošenje, pa se koristi tamo gdje se traţe ove osobine:

za izradu kugli za mlinove, čeljusti za drobilice, ţeljezničke šine i

dr.

Kalijum permanganat, KMnO4

To je najvaţnija so permanganatne kiseline. To su

tamnoljubičasti kristali koji se otapaju u vodi. Vrlo je jako

oksidaciono sredstvo. Njegovo oksidaciono svojstvo zavisi od

sredine u kojoj se nalazi. Razblaţena otopina se koristi kao

antiseptik, hipermangan.

ELEMENTI VIII GRUPE

Trijada ţeljeza

Elemente VIII grupe periodnog sistema moţemo podijeliti

u dvije cjeline, a to su trijada ţeljeza i platinski metali. Podjela na

ovaj način je izvršena zbog toga što je sličnost elemenata u

vodoravnom nizu mnogo veća od sličnosti u vertikalnom.

Platinski metali se razlikuju od metala trijade ţeljeza po

hemijskim i fizičkim osobinama.

Trijadu ţeljeza čine ţeljezo (Fe), kobalt (Co) i nikl (Ni).

Svi su metali i svi imaju osobinu feromagnetizma (magnetno

polje ih jako privlači, a magnetizam trajno zadrţavaju i kad polje

prestane djelovati).

128

Ţeljezo, Fe

Ţeljezo je tehnički najvaţniji metal. U prirodi je vrlo

rasprostranjen i čini 5% zemljine kore. Veoma je značajan

biogeni element, jer ulazi u sastav biljnih i ţivotinjskih

organizama. Čovjek u svom organizmu sadrţi 3 – 3,5 g ţeljeza, a

oko ¾ od toga nalazi se u krvi kao sastojak crvene boje –

hemoglobin.

Ţeljezo je neplemenit metal, jer se na vlaţnom vazduhu

spaja sa oksigenom i vodom gradeći prvo oksid pa onda

hidroksid (korozija ţeljeza, hrĎanje). Velike količine ţeljeza se

koriste za izradu čelika. Ţeljezo ima spojeve u kojima je

oksidacioni broj (+2) i (+3). Ţeljezo(II)-soli su manje stabilne, pa

se brzo oksiduju u ţeljezo(III)-soli.

Jedno od najvaţnijih spojeva je ţeljezo(II)-sulfat, koji iz

vodenih otopina kristalizira sa 7 molekula vode – poznato pod

imenom zelena galica.

Kobalt, Co

Kobalt se u prirodi nalazi pomiješan sa bakrom i niklom.

Velike količine kobalta se koriste za bojenje emajla, koji se

nanosi na metalno kuhinjsko posuĎe (plava boja), i za bojenje

stakla (kobaltno staklo). Kobalt gradi veliki broj spojeva sa

oksidacionim brojevima (+2), (+3) i(+4).

Kobalt hlorid, CoCl2, je praškasta supstanca svijetloplave

boje. Lahko se otapa u vodi i boji je ruţičasto.

Nikl, Ni

To je sjajan metal bijele boje. Poliranjem mu se sjaj moţe

pojačati. Slabo provodi električnu struju i toplotu. Upotrebljava

se za izradu raznih legura, od kojih se prave kovani novac, pribor

za jelo itd. Zbog otpornosti na vazduh i zbog svoje lijepe boje

nanosi se na površinu drugih metala, radi zaštite od korozije, a i

zbog lijepog izgleda. To se obično vrši galvanizacijom

(niklovanje).

129

Platinski metali

Elementi druge trijade VIII grupe – rutenijum (Ru),

rodijum (Rh) i paladijum (Pd), te elementi treće trijade –

osmijum (Os), iridijum (Ir) i platina (Pt) u prirodi se često nalaze

zajedno i neke fizičke osobine su im iste. Platinske metale

moţemo podijeliti u dvije grupe: elementi II trijade, Ru, Rh i Pd,

gustoće oko 12 g/cm3, nazivaju se lahki platinski metali i

osmijum, iridijum i platina nazivaju se teški platinski metali, jer

im gustoća iznosi oko 22 g/cm3.

Elementi platinske grupe su metali sivobijele boje i visoke

tačke topljenja. Svi imaju manju ili veću sposobnost da apsorbuju

(okluduju) hidrogen ili oksigen i da ih aktiviraju. Zbog toga se

upotrebljavaju kao katalizatori pri raznim sintezama.

Otporni su na djelovanje kiselina i baza.

130

OSOBINE ORGANSKIH SPOJEVA

Organski spojevi nastaju po istim zakonima koji vaţe i za

anorganske spojeve . Znači, da nema neke oštre granice izmeĎu

njih. Specifične osobine po kojima se organski spojevi razlikuju

od anorganskih su:

U svim organskim spojevima nalazi se karbon

(ugljik).

U molekulama organskih spojeva skoro sve veze

meĎu atomima su kovalentne.

Organski spojevi su većinom lahko isparljive

tečnosti ili supstance sa niskom tačkom topljenja i

ključanja.

Većina organskih spojeva se ne otapa u vodi jer su

im molekule nepolarne strukture.

Nisu elektroliti, osim malog broja izuzetaka.

Hemijske reakcije izmeĎu organskih spojeva su

uglavnom spore, jer u njima učestvuju molekule,

za razliku od anorganskih spojeva kod kojih su

reakcije jonske.

Prema fizičkim i hemijskim uticajima organski

spojevi su osjetljiviji od anorganskih. Većina se

moţe lahko oksidirati. Pri zagrijavanju se razlaţu.

Mogu da gore.

Organski spojevi izgraĎeni su od malog broja

elemenata. Pored karbona to su najčešće hidrogen,

oksigen, nitrogen, zatim sumpor, fosfor i halogeni

elementi.

Osobine atoma karbona

Organska hemija je hemija karbonovih spojeva. Danas je

poznato oko 10.000.000 različitih organskih spojeva. Tako veliki

broj karbonovih spojeva je moguć zahvaljujući posebnim

osobinama atoma karbona.

U periodnom sistemu elemenata karbon zauzima posebno

mjesto. Na vrhu je IVA grupe i u sredini periode izmeĎu litija i

neona. Karbon ima atomski broj 6 ( 6C ). Znači, da se u njegovom

131

atomskom jezgru nalazi 6 protona, a u elektronskom omotaču 6

elektrona, 2 u K- ljusci i 4 u L-ljusci.

Elektroni valentne L-ljuske rasporeĎeni su tako da su dva

elektrona u s-orbitali i po jedan elektron u dvije p-orbitale.

Elektronska konfiguracija atoma karbona u osnovnom stanju je

1s2 2s

2 2p

2. Ali pri nastajanju karbonovih zasićenih spojeva u čijim

molekulama se C atomi povezuju meĎusobno ili sa atomima

hidrogena jednostrukim -vezama, atom karbona moţe, prema

Paulingovoj teoriji, apsorbovati kvant energije (od 401,7 kJ/mol)

pri čemu jedan elektron iz 2s-orbitale prelazi u energetski višu

slobodnu 2p orbitalu. Tada su sva četiri elektrona nesparena. Pri

tome dolazi do miješanja (hibridizacije) s-orbitale sa tri p-

orbitale pri čemu nastaju četiri energetski jednake hibridne

orbitale. Ova hibridizacija označava se sa sp3 jer potiče od jednog

elektrona iz s-orbitale i 3 elektrona iz p-orbitala. U tom

pobuĎenom (ekscitiranom) stanju atom karbona moţe da gradi

četiri jednako čvrste kovalentne veze koje su usmjerene iz

središta tetraedra, gdje se nalazi jezgro C atoma, prema njegovim

uglovima, zatvarajući meĎusobno ugao od 109,5o.

Tako čeonim preklapanjem četiri 2sp3 hibridnih orbitala

karbona sa 1s-orbitalama atoma hidrogena nastaju četiri

energetski ekvivalentne jednostruke, sigma () veze u molekuli

CH4.

132

sp2-hibridizacija

Atomske orbitale pobuĎenog atoma karbona mogu se

hibridizirati i tako da doĎe do miješanja jedne 2s- i dvije 2p-

orbitale pri čemu dolazi do drugačije raspodjele apsorbirane

energije od 401,7 kJ/mol. Pri tome dolazi do tzv. sp2-

hibridizacije pri čemu se formiraju tri energetski ekvivalentne

2sp2-hibridne orbitale koje leţe u istoj ravni pod uglom od 120

o.

Nehibridizirana treća 2p orbitala je okomita na ravan sp2-hibridnih

orbitala.

133

Stvaranje etena (etilena)

Pri formiranju molekule etena ( CH2=CH2 ) svaki C atom

gradi po tri - veze. Jedna -veza uspostavlja se izmeĎu C atoma

čeonim preklapanjem sp2-hibridnih orbitala. Ostale dvije -veze

nastaju čeonim preklapanjem sp2-hibridnih orbitala karbona i s-

orbitala hidrogena.

Nehibridizirane p-orbitale bočnim preklapanjem formiraju

-vezu. Pri tom nastaje dvostruka veza koja se sastoji od jedne

i jedne veze.

sp-hibridizacija

Kod atoma karbona u pobuĎenom stanju moţe doći do

miješanja jedne 2s i jedne 2p orbitale, pri čemu nastaju energetski

jednake dvije 2sp-hibridne orbitale, koje zatvaraju ugao od

180o. Dvije nehibridizirane 2p orbitale rasprostiru se okomito na

pravac što ga čine 2sp-hibridne orbitale atoma karbona. Atom

karbona u ovako ekscitiranom stanju moţe da gradi dvije i dvije

veze.

134

Tako pri nastajanju molekule etina (HC ≡ CH) uspostavlja

se veza izmeĎu dva C atoma, čeonim preklapanjem 2sp-2sp-

hibridnih orbitala i dvije veze čeonim preklapanjem 2sp

hibridnih orbitala atom karbona i 1s orbitala atoma hidrogena.

Preostale po dvije nehibridizirane 2p orbitale bočnim

preklapanjem formiraju dvije veze izmeĎu C atoma. Na taj

način izmeĎu C atoma formira se trostruka veza koja se sastoji

od jedne i dvije - veze.

veza slabija je od veze. Zato su organski spojevi sa

dvostrukim i trostrukim vezama jako reaktivni. To su nezasićeni

organski spojevi.

135

Atomi karbona mogu da se povezuju : Primjeri

Sa atomima elektronegativnih

elemenata (nemetala) Karbondisulfid, CS2 , S=C=S

Sa atomima elektropozitivnih

elemenata (metalima)

Kalcijum-karbid, CaC2 ,

Ca

CC

MeĎusobno Etan, C2H6 , H3C-CH3

Atomi karbona mogu biti povezani u obliku lanaca ili u

obliku ciklusa (prstena). Prema tome, organski spojevi se dijele na

lančane i ciklične.

U molekulama lančanih (acikličnih ili alifatskih)

spojeva C atomi povezani su u obliku lanaca.

CC

CC

CC

C CC

CC

CC

C

C

normalni lanac

razgranati lanac

Kod cikličnih spojeva atomi karbona su povezani u

cikluse koji mogu sadrţavati 3, 4, 5 ili 6 C atoma. Takvi spojevi

nazivaju se karbociklični spojevi.

136

C C

C C

C C

C CC

C

C

C

C

C

C

C

C

CC

C

C

C

C

C

Ako se pored atoma karbona u ciklusu nalazi i atom nekog

drugog elementa (O,N,S) govorimo o heterocikličnim

spojevima.

CHHC

HC

S

CH

HC

HC

N

CH

CH

HC

CHHC

HC

O

CH

furan piridin tiofen

137

Način pisanja formula

U organskoj hemiji primjenjuje se više načina pisanja formula.

Vrsta

formule Šta pokazuje

Primjeri

Etanol dimetiletar

Molekulska

Koji elementi i koliko

atoma svakog elementa

ulazi u sastav molekule

spoja

C2H6O C2H6O

Racionalna

Iz kojih atomskih

grupa se sastoji

molekula odreĎenog

spoja

H3C-CH2-OH H3C-O-CH3

Strukturna Kako su atomi

meĎusobno povezani u

molekuli datog spoja

C C O H

H

H

H

H

H

C OH

H

H

C H

H

H

Opšta

Šta je zajedničko u

molekulama grupe

sličnih spojeva

CnH2n+1 OH

zasićeni

monohidroksilni

alkoholi

CnH2n+2O

etri

Prostorna

Kako su atomi u

molekuli odreĎenog

spoja rasporeĎeni u

prostoru

H

C

HH

H

109,5º

Tetraedarska

struktura

Hemijske reakcije organskih spojeva

Hemijske reakcije organskih spojeva su u većini slučajeva

molekulske reakcije i odvijaju se sporo.

Moţemo ih podijeliti na:

1. Reakcije supstitucije u kojima se atom ili grupe atoma u

molekuli organskog spoja zamijeni (supstituira) nekim

drugim atomom ili atomskom grupom. Na primjer:

H3C-CH3 + Cl2 → H3C-CH2Cl + HCl

etan hloretan

138

2. Reakcije eliminacije u kojima dolazi do izdvajanja

manjih molekula iz organskog spoja, pri čemu iz jedne

molekule reaktanta nastaju dvije molekule produkata

H2C-CH2 42SOH H2C=CH2 + H2O

etanol eten

3. Reakcije adicije daju spojevi sa -vezama. Pri ovim

reakcijama raskida se veza i dolazi do vezivanja atoma

ili atomskih grupa.

H2C=CH2 + Br2 → Br-CH2-CH2-Br

eten dibrometan

Da bi došlo do hemijske reakcije izmeĎu molekula s

kovalentnim vezama potrebno je veze u molekulama reaktanata

pokidati da bi se formirale veze u molekulama produkata. Taj

proces zahtijeva dovoĎenje energije. Energija koja je potrebna

da se raskine kovalentna veza izmeĎu dva atoma naziva se energija veze. Izraţava se u kJ/mol.

Kidanje veze moţe biti homolitičko pri čemu svakom

atomu ostaje po jedan elektron iz zajedničkog elektronskog para.

Tako nastaju slobodni radikali

Cl : Cl h Cl • + Cl •

Slobodni radikali su bogati energijom i lahko reaguju s drugim

molekulama ili slobodnim radikalima.

Pri heterolitičkom kidanju kovalentne veze zajednički

elektronski par ostaje na elektronegativnijem atomu i pri tome

nastaju joni

H : Cl energija

H+ + Cl

-

139

Energija hemijske

veze Energija fotona

veza kJ/mol Talasna duţina,

() (nm) Boja

Energija

(kJ/mol)

Cl-Cl 242 350 Ultraljubičasta 341

C-H 412 400 Ljubičasta 299

C-Cl 331 450 Plava 266

H-Cl 431 500 Plavozelena 239

H-H 436 550 Zelena 217

600 Ţuta 199

650 Narandţasta 184

700 Crvena 171

750 Tamnocrvena 159

800 Infracrvena 149

140

KARBOHIDROGENI (UGLJIKOVODICI)

Karbohidrogeni su organski spojevi karbona i

hidrogena. Prema strukturi njihovih molekula mogu se podijeliti

na:

H2C CH

CH3HC C CH3

CH3-CH2-CH3

KARBOHIDROGENI

alifatski aromatski

alkenialkani alkini

benzen

propen propin

propan

cikloheksan

sadrze samo C - C veze

sadrze najmanje jednu C=C vezu C C

sadrze benzenov prsten

cikloalkanialkani sotvorenimlancem

(sadrze najmanjejednu vezu)

Alkani

Alkani ili parafini su lančani zasićeni karbohidrogeni. U

njihovim molekulama veze izmeĎu atoma karbona su jednostruke

veze.

Opšta formula im je CnH2n+2.

Alkani su slični spojevi, meĎusobno se razlikuju za metilensku

-CH2 grupu pa čine homologni niz:

141

Ime alkana

Agregatno

stanje na

sobnoj temp.

Molekulska

formula Racionalna formula

Tačka

ključanja

(°C)

metan gas CH4 CH4 -162

etan gas C2H6 CH3-CH3 -89

propan gas C3H8 CH3-CH2-CH3 -42

butan gas C4H10 CH3(CH2)2CH3 +0,5

pentan tečnost C5H12 CH3(CH2)3CH3 36

heksan tečnost C6H14 CH3(CH2)4CH3 69

heptan tečnost C7H16 CH3(CH2)5CH3 98

oktan tečnost C8H18 CH3(CH2)6CH3 126

nonan tečnost C9H20 CH3(CH2)7CH3 151

dekan tečnost C10H22 CH3(CH2)8CH3 174

Fizičke osobine alkana

Povećanjem broja C atoma u molekuli mijenjaju se i

fizičke osobine alkana, raste tačka topljenja, tačka ključanja,

gustina i viskozitet.

Na sobnoj temperaturi prva četiri člana homolognog niza

su gasovi, oni sa 5 – 17 C atoma u molekuli su tečnosti, dok su

čvrste supstance alkani s 18 i više C atoma u molekuli. Alkani su

nepolarne supstance i ne otapaju se u vodi, već samo u nepolarnim

organskim otapalima.

Izomerija

Izomeri su spojevi iste molekulske formule, ali

različitih osobina. Dakle oni se razlikuju po svojoj strukturi, tj.

po rasporedu atoma i atomskih grupa u molekuli. Postoje dva

osnovna tipa izomerije:

1. strukturna izomerija

2. stereoizomerija

Strukturni izomeri imaju istu molekulsku formulu, ali se

razlikuju po strukturi.

Stereoizomeri imaju iste i molekulske i strukturne formule

ali različitu konformaciju, tj. različit raspored atoma ili atomskih

grupa u prostoru.

142

Kod alkana izomerija potiče od različitog rasporeda atoma

karbona u lancu (strukturna izomerija).

Oni stereoizomeri koji pri sobnoj temperaturi lahko

prelaze jedni u druge rotacijom oko veze zovu se

konformacijski izomeri.

Prva tri člana homolognog niza, metan, etan i propan

imaju samo jednu strukturnu formulu.

Butan ima dva izomera: C4H10

C C C C

H

H

H

H

H

H

H

H

H

C C C

HH

H

H

HCHH

H

HHH

normalni butan( n-butan) izobutan

(i-butan) Povećanjem broja C atoma u molekuli alkana broj izomera

naglo raste.

Broj C atoma

u alkanu 4 5 6 7 8 9 10 15 20 30

Broj izomera 2 3 5 9 18 35 75 4347 366319 4,1×109

Razgranati karbohidrogeni ključaju na niţim temperaturama od

svojih izomera sa ravnim lancem.

Prikazivanje formula

Strogo uzevši, u formulama organskih spojeva svaku bi

kovalentnu vezu trebalo prikazati crticom koja simbolizuje

elektronski par.

Za alkane su svojstvene četiri veze usmjerene iz središta

tetraedra prema njegovim uglovima, npr.

143

H

C

HH

H

H

C

H

HH

H

C

C

H

H H

H

H

C CH

H

H H

metan etan propan

Ovakav način prikazivanja prostorne strukture molekula naziva se

klinastim formulama. Veze koje leţe u ravni prikazane su

linijama iste debljine. Puni klin predstavlja vezu iznad ravni, a

isprekidana linija vezu ispred ravni papira.

Za sloţenije organske spojeve pogodnije su projekcijske

formule (Fischerove projekcijske formule prema njemačkom

hemičaru Emilu Fischeru).

C C C C

H

H

H

H

H

H

H

H

H

HC C C

H

H

H

H

H

H

H

HC C H

H

H

H

H

H

etan propan n-butan

U organskoj hemiji općenito se pokazalo opravdanim prikazivati

grupe zasićene H sa:

C

H

H

H CH3

C

H

H

CH2

C H CH

metil grupa

metilenska grupa

metinska grupa

144

CH4 CH3-CH3 CH3-CH2-CH3 CH3-CH2-CH2-CH3

metan etan propan n-butan

H3C

CH

CH2

H2

C

CH2

CH

CH2

CH3

CH3 CH3

Često se formule još i dalje pojednostavljuju pa lanac

karbohidrogena moţemo prikazati sistemom izlomljenih crta na

uglovima kojih treba zamisliti atom C i onoliko atoma H koliko je

potrebno da bi atom karbona bio četverovalentan.

12

3

4

5

6

7

8

2,6-dimetiloktan

Kod cikličnih spojeva vrijedi isto. Uobičajeno je skraćeno

pisanje. Dvostruke, – veze, označene su uvijek dvostrukom

crtom

ciklopentan cikloheksan cikloheksen

145

CH2OH

retinol (vitamin A)

Grupe koje se u toku reakcije ne mijenjaju, jer ne stupaju u

hemijsku reakciju, često se obiljeţavaju sa R, što znači ostatak ili

radikal.

Nomenklatura alkana

Pored tzv. trivijalnih naziva, koja su data na osnovu

porijekla ili osobine organskog spoja, danas je u upotrebi

nomenklatura koju je predloţila MeĎunarodna unija za čistu i

primijenjenu hemiju (IUPAC, International Union of Pure and

Applied Chemistry).

Prema IUPAC-u imena alkana dobivaju se tako da se na

korijen grčkog broja, koji označava broj C atoma u najduţem

lancu, doda nastavak -an. Da bi se mogle lakše razlikovati

strukture karbonovih spojeva, C atomi se u lancu numerišu:

146

H3C CH2

CH

CH2

C CH2

CH2

CH3

CH3

CH2CH3CH3

II III

IV

1 2 3 4 5 6 7 8

I

SUPSTITUENTI

II II II I

Osim toga, atom karbona dobiva i naziv prema tome sa koliko

drugih C atoma je povezan:

primarni C atom (I) - vezan samo za 1 C atom

sekundarni C atom (II) - vezan sa 2 C atoma

tercijarni C atom (III) - vezan sa 3 C atoma

kvarterni C atom (IV) - vezan sa 4 C atoma

Radikali

Radikal alkana je jednovalentna atomska grupa koja ostane

kada se iz njihove molekule oduzme jedan H atom.

Ovi radikali zovu se alkili. Skraćeni znak za alkil je R.

Alkani Radikali (alkili)

metan CH4 metil CH3 -

etan CH3-CH3 etil CH3 - CH2 - (-C2H5)

propan CH3-CH2-CH3 propil CH3-CH2-CH2 - (-C3H7)

butan CH3-(CH2)2-CH3 butil CH3-(CH2)2CH2 - (C4H9)

pentan CH3(CH2)3CH3 pentil CH3-(CH2)3-CH2 - (-C5H11)

općenito alkil R -

Radikal ne moţe dugo samostalno da postoji, već se brzo spaja sa

drugim radikalom ili atomom.

147

Dobivanje alkana

Alkani se dobivaju iz prirodnog gasa, nafte i suhom

destilacijom uglja i drveta.

Hemijska svojstva alkana

Alkani su pod običnim uvjetima otporni na djelovanje

različitih reagenasa: kiselina, baza, oksidacionih i redukcionih

sredstava, pa su zato dobili naziv parafini (grč. para = protiv +

lat. affinitas = rad).

Ipak se i na alkanima mogu vršiti neke hemijske promjene.

1. Supstitucija atoma hidrogena

Atomi hidrogena u molekuli alkana mogu se zamijeniti

atomima halogenih elemenata, najlakše hlorom i bromom.

Tako nastaju halogeni derivati alkana – alkilhalogenidi.

Na primjer, ako se metan pomiješa sa hlorom, pa se smjesa

osvijetli ultravioletnom svjetlošću, H atomi metana će se

postepeno zamijeniti atomima hlora:

CH4 + Cl2 uv CH3Cl + HCl

hlormetan

CH3Cl + Cl2 uv CH2Cl2 + HCl

dihlormetan

CH2Cl2 + Cl2 uv CHCl3 + HCl

trihlormetan

CHCl3 + Cl2 uv CCl4 + HCl

tetrahlormetan

Na sličan način mogu se dobiti halogeni derivati i drugih alkana.

Od metanovih halogenih derivata vaţni su:

Formula Ime Agregatno stanje Upotreba

CHCl3 hloroform bezbojna tečnost otapalo masti, ulja, lakova,

smola, sredstvo za narkozu

CHBr3 bromoform bezbojna tečnost za sintezu sredstava za

umirenje i uspavljivanje

CHI3 jodoform ţuti prah antiseptičko sredstvo za

posipanje rana

CCl4 tetrahlormetan bezbojna tečnost

otapalo masti, ulja, boja,

lakova, za gašenje manjih

poţara

148

2. Oksidacija

Alkani su zapaljivi. Pri gorenju (veoma burna

oksidacija) prelaze u CO2 i H2O. Procesi su egzotermni,

pri čemu se oslobaĎaju velike količine toplote.

C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O

propan

Djelomičnom katalitičkom oksidacijom alkana mogu se

dobiti masne kiseline.

C3H8 + O2 rkatalizato CH3-CH2-COOH + H2O

3. Krekovanje

Kreking proces je cijepanje veze C-C (engl. to

crack = rascijepiti). Iako je veza izmeĎu C atoma u

alkanima veoma čvrsta, moţe se cijepati ako se alkani

zagrijavaju bez prisustva vazduha uz povećani pritisak. Pri

tome iz molekula alkana sa većim brojem C atoma nastaje

više molekula sa manjim brojem atoma karbona.

Na primjer:

CH3-CH2-CH2-CH2 C500400 CH3-CH3 + CH2 = CH2

butan etan eten

Metan, CH4

Metan je gas bez boje i mirisa. Glavni je sastojak

zemnog gasa. Nastaje pri anaerobnom truljenju celuloze u

močvarama i rudnicima uglja. Moţe se dobiti pri suhoj

destilaciji uglja i drveta. Smjesa metana sa vazduhom je

zapaljiva i eksplozivna.

CH4(g) + 2 O2(g) → 2 H2O(g) + CO2(g) H = - 802 kJ/mol

149

Zbog velike toplote izgaranja metan se u smjesi sa

drugim alkanima u zemnom gasu koristi kao gorivo za

domaćinstva i industriju. Veći značaj ima kao sirovina za

industriju.

Procesom pirolize (grč.pyr = vatra + lysis =

razgradnja) na visokim temperaturama bez prisustva zraka

metan se razlaţe na karbon (čaĎ) i hidrogen.

CH4(g) → 2 H2(g) + C(s) H = + 75kJ/mol

ČaĎ se koristi za proizvodnju automobilskih guma.

Etan, C2H4

Sastavni dio zemnog gasa. Procesom krekovanja daje eten

koji je glavna sirovina za proizvodnju plastičnih masa.

CH3-CH3 etemperaturvisoke

H2C = CH2 + H2

etan eten

Nafta

Nafta je tečna mješavina ogromnog broja različitih

spojeva. Glavni sastojci nafte su karbohidrogeni – alkani,

cikloalkani i aromatski karbohidrogeni. Pored ovih spojeva u nafti

150

se nalaze i organski spojevi koji sadrţe sumpor, nitrogen i

oksigen.

Nafta je osnovna sirovina za široko područje organske

hemijske industrije koja se naziva petrohemija. Od nafte, odnosno

njenih derivata dobivaju se sintetička vlakna, plastika, deterdţenti,

lijekovi, boje i mnoštvo drugih proizvoda.

Prerada nafte

Prerada nafte sastoji se iz tri glavne faze:

1. Čišćenje nafte od vode, pijeska i ostalih nečistoća.

2. Frakciona destilacija nafte.

3. Prerada destilacijom dobivenih derivata.

Čišćenje nafte

Kada se, bušenjem, izvadi iz zemlje nafta teče u bazene u

kojima se, kao specifično lakša, izdvaja u gornji sloj. U donjem

sloju ostaju voda i mulj. Poslije čišćenja, obično već na samom

naftonosnom polju, iz nafte se odstranjuju gasovi: metan, etan,

propan i butan, koji se upotrebljavaju kao gorivo.

Nakon toga nafta se otprema u rafineriju na dalju preradu

(automobilskim ili ţeljezničkim cisternama, tankerima ili

naftovodima)

Frakciona destilacija

U rafineriji nafta se frakciono destilira, odnosno rastavlja

se na frakcije ili grupe spojeva koji ključaju u odreĎenim

temperaturnim intervalima.

Destilacija se izvodi kontinuirano. Nafta se uvodi u

destilacijsku peć gdje se zagrijava na 400°C, a zatim se pod

pritiskom ubrizgava u kolonu za frakcioniranje. Kolona sadrţi niz

horizontalnih šupljikavih pregrada, tzv. tavana.

151

Tačka

ključanja °C

Sastav (broj

C atoma) Frakcija Upotreba

0 – 30 C1 – C4 gas -gorivo u domaćinstvu i

industriji

30 – 70 C5 – C7 petroleter

-otapalo

-pirolizom daje eten, propen i

etin od kojih se proizvode

plastične mase

70 – 150 C6 – C9 benzin motorno gorivo

160 – 250 C10 – C16 petrolej gorivo za mlazne avione

250 – 350 C16 – C20 plinsko ulje gorivo za dezel motore

300 – 350 C20 – C25 teško ulje sredstvo za podmazivanje

iznad 350 više od C25 ostatak

daljom vakuumskom

destilacijom dobivaju se

vazelin, parafin, mazut, asfalt

Najvaţniji produkt prerade nafte je benzin. Na benzinsku

frakciju otpada svega 15-20% od ukupnih proizvoda destilacije

nafte, što ne moţe zadovoljiti potrebe za ovim motornim gorivom.

Stoga se manje vrijedne frakcije nafte, tačke ključanja iznad

200°C podvrgavaju procesu krekovanja. Pod pritiskom i na

temperaturi od 300-600°C, uz katalizator, velike molekule

karbohidrogena cijepaju se na manje, pa nastaju karbohidrogeni

benzinske frakcije. Krekovanjem se količina benzina iz nafte

povećava do 60%. Ovim postupkom, osim zasićenih, dobivaju se i

nezasićeni, ciklični i aromatski karbohidrogeni, koji imaju visoki

oktanski broj, što utiče na povećanje kvaliteta benzina.

Alkeni

Alkeni ili olefini su nezasićeni karbohidrogeni koji u

svojoj molekuli sadrţe bar jednu dvostruku > C = C < vezu.

Opšta formula alkena je CnH2n.

Imena alkena tvore se tako da se korijenu imena alkana sa

istim brojem C atoma umjesto nastavka -an doda nastavak -en.

H3C-CH3 H2C=CH2

etan eten

Prema IUPAC-ovoj nomenklaturi poloţaj dvostruke veze

(-veze) odreĎuje se tako da se brojevima označe C atomi u

152

najduţem lancu koji sadrţi vezu ali tako da C atomi dvostruke

veze dobiju najmanji broj.

CH

CH

CH

H3C CH3

CH3

CH

CH

CH3H3C C CH2H3C

CH2

CH3

53 141 21 32 4

3

2

42-buten 4-metil-2-penten

2-metil-1-buten

Homologni niz alkena

Ime Molekulska

formula Racionalna formula

Tačka

ključanja (°C)

eten

(etilen) C2H4 H2C=CH2 -104

propen

(propilen) C3H6 H2C=CH-CH3 -47

1-buten

(butilen) C4H8 H2C=CH-CH2-CH3 -6

1-penten

(pentilen) C5H10 H2C=CH-CH2-CH2-CH3 30

1-heksen

(heksilen) C6H12 H2C=CH-CH2-CH2-CH2-CH3 64

Dobivanje alkena

Alkeni se industrijski dobivaju krekovanjem nafte. Manje

količine alkena dobivaju se procesima:

1. Dehidratacije (oduzimanja vode) odgovarajućih alkohola

uz prisustvo koncentrovane H2SO4 .

H2C CH2C CH

H

H

H

OH

H

H2SO4

+ H2O

etanol eten

153

2. Dehidrogenhalogenizacije (oduzimanja hidrogen-

halogenida) iz alkil halogenida uz prisustvo jake baze

C CH

H

H

CH3

Br

H

H2C CH

CH3+ KOH + H2OKBr +

2-brompropan 1-propen

Osobine alkena

Prva tri člana homolognog niza na sobnoj temperaturi su

gasovi, alkeni sa 4 – 15 C atoma u molekuli su tečnosti, dok su

ostali čvrste supstance.

Alkeni su nepolarne supstance, ne otapaju se u vodi, već u

nepolarnim organskim otapalima.

Izomerija alkena

Prva dva člana homolognog niza nemaju izomere. Kod

viših članova izomerija potiče:

1. od različitih oblika lanca

H2C C CH3

CH3

1H2C C

H

2CH2

3CH3

2-metilpropen (C4H8)

1-buten (C4H8)

1 2 3 4

2. od različitog poloţaja veze u molekuli:

1 2 3 4 1 2 3 4

H2C=CH-CH2-CH3 CH3-CH=CH-CH3

1-buten 2-buten

3. od poloţaja atoma i atomskih grupa u odnosu na dvostruku

vezu. To je geometrijska ili cis-trans izomerija:

154

C

C

H3C H

HH3C

C

C

H3C H

CH3H

1

trans 2-butencis 2-buten

12

433

2

4

( Ttopljenja = 139°C) (Ttopljenja = 106°C)

( Tključanja = 4°C) (Tključanja = 1°C)

Kod cis izomera isti atomi ili atomske grupe (u ovom slučaju H i

CH3) se nalaze na istoj strani dvostruke veze, a kod trans izomera

na suprotnim stranama.

Struktura alkena

Kod alkena atomi karbona su sp2-hibridizirani, pri čemu

nastale sp2-hibridne orbitale leţe u jednoj ravni i zatvaraju ugao

od 120°. Preostale nehibridizirane p-orbitale leţe okomito na

ravan hibridnih orbitala. Hibridne sp2-orbitale učestvuju u

formiranju jedne veze C-C i četiri veze C-H u molekuli etena.

Bočnim preklapanjem nehibridiziranih p-orbitala stvara se izmeĎu

C atoma dvostruka -veza.

(Pogledati sliku kod sp2-hibridizacije).

Hemijska svojstva

Za nezasićene karbohidrogene karakteristične su reakcije

adicije i polimerizacije.

1. Adicija (pripajanje) je hemijska reakcija pri kojoj novi

atomi ili atomske grupe ulaze u sastav molekula

nezasićenog spoja. U dvostrukoj vezi izmeĎu dva C

atoma kida se -veza. Na taj način oba C atoma dobivaju

po jedan slobodan elektron preko koga mogu da grade

veze sa drugim atomima.

a) Adicija hidrogena (hidrogeniranje)

Alkeni adiraju hidrogen i prelaze u alkane.

155

H2C=CH2 + H2 rkatalizato CH3-CH3

eten etan

b) Adicija halogena (halogeniranje)

H2C=CH2 + Br2 → Br-CH2-CH2-Br

eten dibrometan

Ova reakcija sluţi za kvalitativno dokazivanje

nezasićenih spojeva ( veze izmeĎu dva karbonova

atoma). Usljed adicije broma na vezu gubi se njegova

crveno-smeĎa boja.

c) Adicija hidrogenhalogenida

1 2 3 1 2 3

H2C=CH-CH3 + HBr → CH3-CH-CH3

│

Br

propen 2-brompropan

Hidrogen iz hidrogenhalogenida adira se na onaj C

atom dvostruke veze na koji je vezano više atoma hidrogena

(C atom obiljeţen sa 1).

2. Polimerizacija

Najvaţnija reakcija alkena je reakcija polimerizacije, pri

kojoj se molekule alkena meĎusobno povezuju u krupnije

molekule (makromolekule), a istog procentnog sastava:

n CH2=CH2 rkatalizato -(-CH2-CH2-)n-

eten polieten (PE)

(etilen) (polietilen)

Polazna supstanca zove se monomer, a supstanca koja

nastaje zove se polimer. Nastajanje polimerne molekule

temelji se na pretvaranju dvostruke veze u molekulama

etena u jednostruke veze u molekulama polietilena.

156

Značajnu grupu industrijski vaţnih polimera čine polimeri koji

nastaju polimerizacijom etena (etilena) ili supstituiranih etena.

Plastične mase se odlikuju nizom korisnih fizičkih i hemijskih

svojstava:

lahko se oblikuju

lahko se boje

lahko se peru

male su specifične teţine

odlični su toplotni i električni izolatori

insekti ih ne napadaju

otporni su prema vazduhu, vodi i hemikalijama

Plastične mase danas sve više zamjenjuju metale, drvo, vunu,

razne prirodne smole i ljepila. Pošto su hemijski vrlo otporne

plastične mase se veoma teško razgraĎuju. To svakako danas

predstavlja veliki ekološki problem.

Guma

Osnovna sirovina za dobivanje gume je kaučuk, koji

spada u grupu prirodnih polimera. Izoliran je iz mliječnog

soka drveta kaučukovca. Prirodni kaučuk predstavlja, ustvari

adicijski polimer izoprena (2-metil-1,3-butadiena).

H2C C CH

CH2

CH3

C C

H2C

H

CH2

H3C

C C

H2C

H

CH2

H3C

C C

H2C

H

CH2

H3C

1 2 3 4

2-metil-1,3-dutadien(izopren)

n

prirodna guma

157

Prirodna guma je na toplome mehka i ljepljiva, a na

hladnome krhka.

Zagrijavanjem prirodne gume sa sumporom stvaraju

se sulfidne i disulfidne poprečne veze izmeĎu poliizoprenskih

lanaca što nastalom produktu daje elastičnost. Ovaj proces

naziva se vulkanizacija.

3. Oksidacija alkena

Alkeni se lakše oksidiraju od alkana. Potpunom

oksidacijom (gorenjem) nastaje CO2 i H2O.

H2C = CH2 + 3 O2 → 2 CO2 + H2O

Eten (etilen) H2C=CH2

Eten je predstavnik alkena. Nastaje pri suhoj destilaciji

organskih spojeva. Nalazi se u koksnom gasu i smjesi gasova

nastalih krekovanjem nafte. Moţe se dobiti iz etanola procesom

dehidratacije.

H2C CH2

OHH

H2C CH2

- H2O

etanol eten

Upotreba

Upotreba etena je višestruka. Eten je jedna od polaznih

sirovina u petrohemijskoj industriji, proizvodnji lijekova i

polimera.

Sljedeća šema pokazuje koji se produkti mogu dobiti

adicijom različitih spojeva na eten.

158

Dieni

Dieni su karbohidrogeni koji u molekuli imaju dvije

dvostruke veze.

Najvaţniji su butadien i 2-metil-butadien (izopren).

H2C C CH

CH2

CH3

1 2 3 4

2-metil-1,3-dutadien(izopren)

H2C=CH-CH=CH2

1 2 3 4

1,3-butadien

Nazivi radikala kod alkena:

- CH2- metilen

CH2=CH- vinil

CH2=CH-CH2- alil

Alkini

Alkini ili acetileni su nezasićeni karbohidrogeni koji u

molekuli sadrţe barem jednu trostruku vezu izmeĎu dva C atoma

(-C ≡ C-). Trostruka veza sastoji se od jedne i dvije veze

159

Opšta formula alkina je CnH2n-2

Homologni niz alkina

Ime Molekulska

formula Racionalna formula

Tačka

ključanja

(°C)

etin (acetilen) C2H2 HC ≡ CH -84

propin (alilen,

metilacetilen) C3H4 HC ≡ C-CH3 -27,5

1-butin (krotilen,

etilacetilen) C4H6 HC ≡ C-CH2-CH3 18

1-pentin

(propilacetilen) C5H8 HC ≡ C-CH2-CH2-CH3 40

Osobine alkina

Po fizičkim osobinama alkini su slični alkenima. Prva tri

člana su gasovi, sljedećih 11 su tečnosti, a viši članovi su čvrste

supstance. Ne otapaju se u vodi i drugim polarnim otapalima.

Otapaju se jedan u drugom i u nepolarnim organskim otapalima.

Hemijska svojstva

1. Alkini, kao i alkeni, podlijeţu lahko reakcijama adicije.

Mogu adirati hidrogen, halogene elemente, hidrogen-

halogenide, vodu i druge atomske grupe. Adicija se

uglavnom odvija u dvije faze: u prvoj fazi nastaju derivati

alkena, a u drugoj fazi derivati alkana.

a) Adicija hidrogena (hidrogenacija)

HC ≡ CH rkatalizatoH /2 H2C=CH2

rkatalizatoH /2 H3C-CH3

etin eten etan

160

b) Adicija halogena

HC ≡ CH 2Cl HC=CH 2Cl

CHCl2-CHCl2

│ │

Cl Cl

etin dihloreten tetrahloretan

c) Adicija hidrogenhalogenida

HC ≡ CH + HCl rkatalizato H2C=CHCl → polivinil etin vinil hlorid (plastična masa)

d) Adicija vode

H3C

H

C

O

etin etanal

HC CH + H2OH2SO4

H2C C H

OH

2. Hidrogen vezan na C atom trostruke veze je mnogo kiseliji

od hidrogena u alkanima. Ako se na etin djeluje jakom

bazom taj se hidrogen lahko otcjepljuje kao proton (prema

Brönstedovoj teoriji kiseline su donori protona). Pri tome

nastaju acetilidi ili karbidi.

2Ag(NH3)2NO3 + HC ≡ CH → Ag-C ≡ C-Ag + 2NH4NO3 + 2NH3

srebreni acetilid

(Ag-karbid)

Acetilidi su jonski spojevi. Struktura Ag2C2 sastoji se od Ag+ jona

i acetilid-jona, C22-

, koji sadrţe trostruku vezu. Suhi Ag2C2 je

eksplozivan.

Djelovanjem jakih kiselina acetilidi se razaraju.

161

Nomenklatura alkina

Prema IUPAC-ovim pravilima alkini u imenu dobivaju

nastavak -in, koji označava prisustvo trostruke veze izmeĎu C

atoma. Osnova imena za alkine uzima se najduţi lanac atoma

karbona, koji sadrţi trostruku vezu. C atom trostruke veze

obiljeţava se najmanjim mogućim brojem.

HC C CHC

H2

H2C

H3C

CH3

123

45

3-etil-1-pentin

Ako najduţi lanac C atoma sadrţi dvije, tri ili više trostrukih veza

u imenu se dodaje nastavak -diin (dvije trostruke veze), -triin (tri

trostruke veze) itd. 1 2 3 4 5

HC ≡ C-CH2-C ≡ CH 1,4-pentadiin

Ako glavni lanac sadrţi dvostruku i trostruku vezu ime takvog

nezasićenog karbohidrogena dobiva nastavak:

-enin ←oznaka trostruke veze

↑

oznaka dvostruke veze

Dvostruka veza dobiva niţi broj u imenu.

5 4 3 2 1

HC ≡ C-CH2-CH=CH2 1-penten-4-in

Etin (acetilen) C2H2

Predstavnik alkina je etin. Dobiva se:

1. Katalitičkom dehidrogenacijom karbohidrogena u

procesima krekovanja

162

H2C=CH2 rkatalizatoC /1400 HC ≡ CH + H2

eten etin

2. ili katalitičkom oksidacijom CH4 pri visokim

temperaturama

4 CH4 + O2 rkatalizatoC /1400 HC ≡ CH + 2 CO + 7 H2

3. Početkom XX stoljeća osnovna sirovina za dobivanje

etina bio je kalcijev karbid, CaC2.

CaC2 + 2 H2O → Ca(OH)2 + HC ≡ CH kalcijev etin

karbid

Ovaj postupak dobivanja etina postaće ponovo aktuelan

kada se rezerve nafte iscrpe.

Etin je bezbojan gas. Ako je čist, nema mirisa. Dobro se

otapa u acetonu. U smjesi sa vazduhom etin je eksplozivan. Gori

svijetlim plamenom. Pri potpunom sagorijevanju, u atmosferi

oksigena, razvija se temperatura do 3000°C, pa se etin koristi za

autogeno zavarivanje i rezanje metala. Transportuje se u čeličnim

bocama pod pritiskom, otopljen u acetonu. Etin je veoma vaţna

polazna supstanca u hemijskoj industriji, sluţi za dobivanje

mnogih vaţnih organskih spojeva, od sirćetne kiseline pa do

spojeva za proizvodnju sintetskog kaučuka.

163

CIKLOALKANI

Cikloalkani su karbohidrogeni u čijim molekulama su C

atomi meĎusobno povezani u prsten -vezama.

Opšta formula im je CnH2n.

Ime dobivaju tako da se nerazgranatom alkanu dodaje

prefiks ciklo.

ciklopropan ciklobutan ciklopentan cikloheksan

Poloţaj nekog supstituenta vezanog na prsten obiljeţava se

najmanjim mogućim brojem.

H3C

CH3

H3C 1

2

3

4

5

6

1

2

3

6

5

4

1,2,-dimetilcikloheksan( pravilno )

1,6-dimetilcikloheksan( nepravilno )

H3C

Dobivanje

Ciklopentan i cikloheksan se nalaze u nekim vrstama

nafte. Stoga su ovi karbohidrogeni dobili naziv nafteni.

Cikloalkani se mogu dobiti sintetski iz dihalogenih

derivata alkana djelovanjem elementarnog Na.

164

H2C

H2C

CH2Br

CH2Br

CH2 H2C

H2C

CH2

CH2

CH2

+ 2 Na+ 2 NaBr

1,5-dibrompentan ciklopentan

Osobine

Po fizičkim i hemijskim osobinama slični su alkanima.

Ciklopropan i ciklobutan su gasovi, a ostali su tečnosti. Nepolarni

su i ne otapaju se u vodi. Lakši su od vode.

Konformacija cikloalkana

U molekulama cikloalkana atomi karbona su sp3-

hibridizirani. Znamo da su sp3-hibridne orbitale usmjerene iz

središta tetraedra prema njegovim uglovima i da meĎusobno

zatvaraju ugao od 109,5°.

Povezivanjem atoma karbona u prsten dolazi do savijanja

sp3-hibridnih orbitala i do smanjivanja njihovog meĎusobnog ugla

što dovodi do napetosti prstena i smanjenja energije veze, što

molekulu čini reaktivnijom, a time i nestabilnijom.

Konfiguracijski oblik neke molekule cikloalkana odreĎen je

energijskim minimumom, koji proističe iz što boljeg preklapanja

elektronskih oblaka, što manjeg odstupanja od tetraedarskog ugla i

što veće meĎusobne udaljenosti atoma hidrogena ili supstituenata

na prstenu. Slijedeći ove kriterije molekula cikloheksana moţe u

prostoru zauzeti dva oblika: oblik stolice i oblik čamca

(kolijevke). U oba konformacijska oblika ugao izmeĎu C atoma

iznosi 109,5°.

MeĎutim, veća meĎusobna udaljenost atoma hidrogena

kod konformacije stolice smanjuje potencijalnu energiju za 29

kJ/molu u odnosu na konformaciju čamca, tako da je oblik stolice

stabilniji. Rotacijom oko veza, tj. izvrtanjem molekule,

cikloheksan moţe da prelazi iz jednog oblika u drugi.

165

Mjerenja su pokazala da su u čistom cikloheksanu

konformacija stolice i konformacija čamca zastupljene u omjeru

10000 : 1.

Općenito u organskim molekulama preferiran je onaj

konformacijski oblik kod kojeg su supstituenti na najvećoj

mogućoj meĎusobnoj udaljenosti.

166

AROMATSKI KARBOHIDROGENI

Aromatski karbohidrogeni čine posebnu grupu nezasićenih

cikličnih i policikličnih karbohidrogena. Po hemijskim svojstvima

veoma se razlikuju od običnih alkena.

Prvi aromatski karbohidrogeni izolirani su iz aromatičnih smola,

pa su po tome dobili ime aromatski spojevi.

Benzen (benzol), C6H6

Benzen je predstavnik aromatskih karbohidrogena.

Struktura benzena

Struktura benzena predstavlja jedan od najinteresantnijih

problema u organskoj hemiji. Kada je izoliran iz katrana kamenog

uglja, ustanovljeno je da njegovom sastavu odgovara formula

C6H6, ali je bilo veoma teško postaviti njegovu strukturnu

formulu. Prvu strukturnu formulu predloţio je 1865. godine

Fridrih August Kekúle, a 1872. g. pretpostavio je da u molekuli

benzena, tri dvostruke i tri jednostruke veze, veoma lahko i brzo

mijenjaju svoja mjesta.

C

CC

C

CCH

H

H

H

H

HC

CC

C

CC H

H

H

H

H

H

Kekúleova formula benzena

Prema savremenoj elektronskoj teoriji benzen posjeduje planarnu

heksagonalnu strukturu ili prsten u kojoj je šest atoma karbona

smješteno na meĎusobnoj udaljenosti od 139 pm ( duţina veze

C-C u benzenu). Svaki atom karbona u molekuli benzena je sp2-

hibridiziran. Tri sp2-hibridne orbitale leţe u jednoj ravni pod

uglom od 120°, a četvrta nehibridizirana p-orbitala je okomita na

167

njih. Preko hibridnih orbitala svaki C atom gradi tri veze: dvije

sa susjednim C atomima, a jednu sa H atomom. Uglovi tih veza

iznose 120°.

C

C

C C

C

H

120º 120º

Preostalih 6 elektrona u nehibridiziranim p-orbitalama meĎu C

atomima grade veze. Prema tome, atomi karbona u molekuli

benzena meĎusobno su povezani sa šest i tri veze.

168

Elektroni veze su lokalizovani, tj. kreću se u blizini

odreĎenog atomskog jezgra. Radi toga je veza čvrsta. Elektroni

veze su mobilni, lahko se premještaju (osciluju), tako da ne

pripadaju samo jednom C atomu nego i susjednim atomima

karbona.

Zato veze nisu fiksne. Prema tome, mogući su razni rasporedi

elektrona u molekuli, tako da se benzen moţe predstaviti sa obje

Kekúleove formule. Stvarna struktura benzena zapravo,

predstavlja rezonantni hibrid (meĎustanje) tih dvaju struktura što

se moţe predstaviti ovako:

Da bi se označilo da su elektroni veze potpuno delokalizirani i

da je gustina elektronskih oblaka ista oko svih C atoma u molekuli

benzena, umjesto dvostrukih veza upisuje se kruţnica.

Rezultat delokalizacije elektrona dvostruke veze je da je

struktura benzena energetski stabilnija i da su veze čvrste.

U prilog tome govori činjenica da je entalpija

hidrogenacije (redukcije) benzena za 151 kJ/molu manja nego što

bi se to očekivalo.

169

+ H2

Ni

H = - 119 kJ/mol

cikloheksencikloheksan

Ako bi benzen smatrali cikloheksatrienom onda bi se u procesu

redukcije jednog mola benzena trebala osloboditi trostruko veća

količina entalpije.

ΔHteoretski = 3×(-119 kJ/mol) = -357 kJ/mol

Eksperimentalno je ustanovljeno da promjena entalpije pri

redukciji benzena do cikloheksana iznosi H = -206 kJ/mol

+ 3 H2katalizator

cikloheksanbenzen

H = - 206 kJ/mol

Razlika izmeĎu teoretski izračunate i eksperimentalno dobivene

količine energije od –151 kJ/mol naziva se energija rezonancije.

H teoretski – H eksperimentalno = Hrezonancije

-357 – (-206) = -357 + 206 = -151 kJ/mol

Ova energija utroši se na stabilizaciju strukture benzena. Zato je

benzen slabo reaktivan spoj.

Dobivanje

Najvaţniji prirodni izvor aromatskih karbohidrogena je

ugljen. Oni se dobivaju iz katrana kamenog uglja frakcionom

destilacijom. Sam benzen moţe se dobiti sintezom iz acetilena:

170

CH

CHHC

CH

CHHC

HC

HCCH

CH

CH

HC

+

acetilen benzen

Fizičke osobine

Benzen je bezbojna tečnost karakterističnog jakog mirisa,

praktično ne topiv u vodi, ali otapa mnoge organske spojeve.

Zapaljiv je i gori čaĎavim plamenom, zbog velikog procenta

karbona. Benzen i njegove pare veoma su toksični.

Nomenklatura aromatskih spojeva

Supstitucijom jednog ili više H atoma benzenovog ciklusa

različitim atomima ili atomskim grupama dobivaju se mnogi

derivati benzena. Prema IUPAC-ovoj nomenklaturi imena ovih

spojeva tvore se tako da se imenu supstituenta dodaje nastavak

benzen. Veliki broj derivata posjeduje trivijalna imena.

CH3 NH2OHCH3

CH3

HC CH2

metilbenzen(toluen)

1,2-dimetilbenzen(o-ksilen)

vinilbenzen(stiren)

hidroksibenzen(fenol)

aminobenzen(anilin)

Radikal koji se odvodi od benzena eliminacijom jednog H atoma

naziva se fenil radikal, - C6H5 .

171

HC

HCCH

CH

C

HC

fenil grupa

Veoma često se susreće i benzil radikal, C6H5CH2-, koji se odvodi

od toluena (metilbenzena)

H2C

benzil grupa

Ako je na benzenovom ciklusu supstituirano dva ili više

supstituenata potrebno je odrediti njihov meĎusobni poloţaj. Kod

disupstituiranih derivata benzena moguća su tri izomera:

CH3

CH3

CH3

CH3

CH3

CH3 (o) orto poloţaj (m) meta poloţaj (p) para poloţaj

1,2-dimetilbenzen 1,3-dimetilbenzen 1,4-dimetilbenzen

o-dimetilbenzen m-dimetilbenzen p-dimetilbenzen

o-ksilen m-ksilen p-ksilen

172

Hemijska svojstva

Benzen i drugi aromatski spojevi pokazuju reakcije

supstitucije i adicije

1) MeĎu supstitucionim reakcijama najčešće su elektrofilne

supstitucije, tj. one koje se odvijaju pod djelovanjem

elektrofilnog agensa. Za benzen su to reakcije:

a) halogeniranja

H Cl

+ Cl2 + HCl FeCl3

benzen hlorbenzen

b) nitriranja

H NO2

+ HNO3

H2SO4+ H2O

benzen nitrobenzen

c) sulfoniranje

H SO3H

+ konc. H2SO4 + H2O

benzen benzensulfonskakiselina

d) alkiliranje (Fridel-Craftsova reakcija)

H

+ CH3CH2I

CH2CH3AlCl3

+ HI

benzen etilbenzen

173

Friedel-Craftsovom reakcijom stvara se nova karbon-

karbon veza izmeĎu benzena i alkilne grupe.

Pri procesima elektrofilne supstitucije dobivaju se

monosupstitucioni derivati benzena.

2) Reakcije adicije

Aromatski karbohidrogeni teţe podlijeţu reakcijama

adicije za šta su potrebni posebni uvjeti.

a) Adicija hidrogena (hidrogenacija)

+ 3H2

200ºC/Ni

400 bara

benzen cikloheksan

b) Adicija halogena

Cl

Cl

Cl

Cl

Cl

ClUV

benzen heksahlorcikloheksan

-izoomer heksahlorcikloheksana, poznat pod imenom

lindan. Koristi se kao insekticid.

Homolozi benzena

Homolozi benzena su jedinjenja u čijoj molekuli je na

benzenov prsten vezan jedan ili više radikala nekog

karbohidrogena. Ti radikali nazivaju se često bočnim lancem. Na

primjer:

174

Ime Formula

metilbenzen (toluen) C6H5-CH3

dimetilbenzen (ksilen) C6H4-(CH3)2

trimetilbenzen (metitilen) C6H3-(CH3)3

Dobivanje

Homolozi benzena, kao i sam benzen, dobivaju se

frakcionom destilacijom katrana nastalog koksovanjem kamenog

uglja.

Osobine

Homolozi benzena po fizičkim osobinama slični su benzenu.

1) Za razliku od benzena, mogu se lakše oksidirati.

Oksidaciji podlijeţe isključivo bočni lanac, koji se

pretvara u karboksilnu grupu, -COOH. CH3

COOH

CH3

CH2CH2CH3

COOH

COOH

O

O

toluen benzoeva kiselina

metil-propilbenzen ftalna kiselina

a)

b)

2) Supstitucija H atoma moţe se vršiti u benzenovom prstenu

i u bočnom lancu.

175

CH3 CH2Cl

+ HCl+ Cl2

toluen benzilhlorid

Najvaţniji homolozi benzena su toluen i ksilen.

Toluen je bezbojna tečnost. Sluţi za proizvodnju

eksploziva trinitrotoluena (TNT ili trotil).

CH3 CH3

NO2

NO2

O2N

+ 3 HNO3 + 3H2O

toluen 2,4,6-trinitrotoluen(TNT)

Toluen se upotrebljava i kao otapalo, za sintezu boja,

benzoeve kiseline.

Ksilen (dimetilbenzen)

Ksilen je bezbojna tečnost. Predstavlja smjesu o-, m- i p-

ksilena. Upotrebljava se kao otapalo i za sintezu raznih organskih

spojeva.

Kondenzirani aromatski karbohidrogeni

Kondenzirani aromatski karbohidrogeni sadrţe dva ili više

benzenovih prstenova povezanih (kondenziranih) preko zajedni-

čkih parova atoma karbona.

Predstavnici su naftalen, antracen i fenantren.

176

naftalen antracen fenantren

Sva tri se nalaze u katranu kamenog uglja. To su čvrste supstance.

Sluţe kao polazne supstance za sintezu boja.

Naftalen je bijela supstanca karakterističnog mirisa. Ima

sposobnost da sublimira i koristi se protiv moljaca.

Antracen i fenantren predstavljaju strukturne izomere.

Potpuno hidrirani fenantrenski prsten kondenziran sa

ciklopentanom naziva se steran.

steran

Steranski prsten ulazi u sastav biološki veoma aktivnih steroidnih

spojeva: sterola, hormona, glikozida, provitamina i dr.

Poznati su i drugi aromatski karbohidrogeni sa više

kondenziranih benzenovih prstenova. Mnogi od njih pokazuju

kancerogena svojstva. Takvo svojstvo pokazuje benzpiren.Nalazi

se u katranu kamenog uglja, u dimu cigareta, u gasovima nastalim

pri sagorijevanju goriva u automobilima.

177

benzpiren

178

ORGANSKI SPOJEVI S OKSIGENOM

Mnogi organski spojevi sadrţe oksigen, nitrogen i sumpor

vezane na atome karbona. Ti atomi odreĎuju hemijska svojstva

pojedinog spoja pa ih nazivamo funkcionalnim grupama.

Funkcionalne grupe su reaktivni dio molekule organskog spoja.

Preostali dio molekule je slabo reaktivan i predstavlja radikal, R.

Sve organske spojeve, u principu, moţemo smatrati derivatima

karbohidrogena kod kojih je jedan ili više atoma hidrogena

zamijenjeno nekom funkcionalnom grupom.

Radi lakšeg proučavanja, organski spojevi, najčešće su

podijeljeni prema funkcionalnim grupama. Prema tome,

razlikujemo jednovalentne, dvovalentne i trovalentne

funkcionalne grupe.

X ( F, Cl, Br, I )

OH

R X

R OH

O

C

O R1 O R2

O

C H

O

C HR

O

C R2R1

O

C OH

O

C OHR

O

C O

O

C OR1 R2

NH2 R NH2

TIP SPOJA FUNKCIONALNA GRUPA OPSTA FORMULA

alkilhalogenid

alkohol

eter

aldehid

keton

karboksilna kiselina

ester

amin

179

Alkoholi

Alkoholi su hidroksilni derivati karbohidrogena. U

molekuli alkohola –OH grupa direktno je vezana na sp3-

hibridizirani atom karbona.

Podjela alkohola

1. Prema broju –OH grupa u molekuli, alkoholi se mogu

podijeliti na:

a) monohidroksilne alkohole – sa jednom –OH

grupom

CH3 - OH, CH3-CH2-OH

metanol etanol

b) dihidroksilne alkohole – sa dvije –OH grupe

H2C OH

H2C OH

etilen glikol

c) polihidroksilne alkohole – sa više –OH grupa

H2C

HC

H2C

OH

OH

OH

glicerol

2. Prema poloţaju –OH grupe alkoholi se dijele na:

a) primarne alkohole – OH grupa vezana je na

primarni atom karbona

180

R C OH

H

H

H3C CH2

CH2

CH2OH

primarni butanol

b) sekundarne alkohole – OH grupa vezana je na

sekundarni C atom

R1 C OH

R2

H

CH2

HC OH

CH3

H3C

sekundarni butanol

c) tercijarne alkohole – OH grupa vezana je na

tercijarni C atom

H3C C OH

CH3

CH3

R1 C OH

R2

R3tercijarni butanol

Karakteristične atomske grupe za:

CH2OH

CHOH

COH

primarne alkohole

sekundarne alkohole

tercijarne alkohole

181

3. Prema tipu hemijskih veza izmeĎu atoma karbona u

molekuli alkohola, dijele se na

zasićene alkohole

nezasićene alkohole

4. Prema tome da li su derivati lančanih ili cikličnih

karbohidrogena dijele se na

alifatske alkohole

aromatske alkohole

Nomenklatura

Prema IUPAC-ovoj nomenklaturi ime alkohola se dobije

da se imenu karbohidrogena sa najduţim lancem C atoma u kojem

je vezana –OH grupa doda nastavak (sufiks) –ol. Atomi karbona u

najduţem lancu numerišu se tako da C atom na koji je vezana –

OH grupa nosi najmanji mogući broj.

Naziv alkohola moţe se dobiti i tako da se nazivu radikala doda

riječ alkohol.

H3C CH2

HC CH2OH

CH3

H3CHC C

H2

CH

OH

CH2

CH3

CH3

1

2

34 5

2-metil-1-butanol

3 4 61

2

4-metil-2-heksanol2-metil-butil alkohol 4-metil-sekundarni heksil alkohol

Ukoliko se u molekuli nalazi više –OH grupa ime takvog

alkohola dobije se da se imenu odgovarajućeg karbohidrogena

doda nastavak

- diol (za dvohidroksilne alkohole)

- triol (za trohidroksilne alkohole)

- tetraol (za četverohidroksilne alkohole) itd.

182

H2C

CH

CH

H2C OH

OH

OH

OH

H2C

HC

H2C

OH

OH

OHH2C OH

H2C OH

propantrioletandiol butantetraol

Zasićeni monohidroksilni alkoholi

Opšta formula CnH2n-1OH

Homologni niz

Ime Molekulska

formula Racionalna formula

Tačka

ključanja

(°C)

Metanol (metil-alkohol) CH3OH CH3-OH 65

Etanol (etil-alkohol) C2H5OH CH3-CH2-OH 78

1-propanol (n-propil-alkohol) C3H7OH CH3-CH2-CH2-OH 97

1-butanol (n-butil-alkohol) C4H9OH CH3-(CH2)2CH2OH 117

1-pentanol (n-pentil-alkohol) C5H11OH CH3-(CH2)3-CH2OH 138

Dobivanje

1) Iz prirodnih sirovina (voće, ţitarice, krompir, drvo)

alkoholnim vrenjem:

C6H12O6 zimaza CH3CH2OH + 2CO2

glukoza etanol

2) Hidrolizom alkil halogenida:

CH3CH2Br + HOH → CH3CH2OH + HBr

brometan etanol

(etilbromid)

3) Adicijom vode (hidratacijom) na nezasićene karbo-

hidrogene:

183

H2C = CH2 + HOH → CH3CH2OH

eten etanol

Izomerija

Izomerija kod alkohola moţe poticati od oblika lanca i od

poloţaja –OH grupe:

a) Izomerija uzrokovana oblikom lanca C atoma:

H3CHC CH2OH

CH3

H3C CH2

CH2

CH2OH

izobutilalkohol(2-metil-1-propanol)

123

normalni butilalkohol(1-butanol)

14 23

Oba alkohola su primarni alkoholi.

b) Izomerija uzrokovana poloţajem –OH grupe u

molekuli:

H3C CH2

HC CH3

OH

H3C C OH

CH3

CH3

1

2

41

2

3

tercijarni butilalkohol(2-metil-2-propanol)

3

sekundarni butilalkohol(2-butanol)

Osobine alkohola

Alkoholi su bezbojne supstance. Prva tri člana

homolognog niza su lahko pokretljive tečnosti. Alkoholi sa 4 – 11

atoma karbona u molekuli su uljaste tečnosti, dok su viši članovi

čvrste supstance.

Tačka ključanja alkohola je znatno viša nego kod drugih

organskih spojeva sa istim brojem C atoma u molekuli. Etanol

ključa na 78oC, dok je tačka ključanja dimetiletera –24

oC.

184

Oksigen iz –OH grupe je elektronegativniji od hidrogena i

karbona i zato jače privlači zajedničke elektronske parove

kovalentne veze. Tako se na atomu oksigena javlja mali višak

negativnog naboja, dok se na H atomu i C atomu javlja mali višak

pozitivnog naboja.

C O

HH

H

H

U tečnom stanju molekule alkohola povezuju se hidrogenovim

vezama gradeći asocijate.

C O

HH

H

H

C

O

HH

HH

C

O

HH H

H

CO

H H

H

H

Svaka –OH grupa moţe da gradi tri hidrogenove veze, jednu

preko hidrogena i dvije preko oksigena. To je bitna razlika od

molekula vode koje mogu da grade četiri hidrogenove veze, dvije

preko hidrogena i dvije preko oksigena. Zato je tačka ključanja

etanola niţa od tačke ključanja vode.

185

H

O

H H3CH2C

O

H H3C

O

CH3

voda etanol dimetileter

M = 18 g/mol M = 46 g/mol M = 46 g/mol

Tključanja = 100°C Tključanja = 78°C Tključanja = - 24°C

(polarna molekula) (polarna molekula) (nepolarna molekula)

Zbog svoje polarnosti niţi alkoholi se dobro otapaju u

vodi. Metanol, etanol i 1-propanol miješaju se sa vodom u svim

omjerima. Povećanjem lanca atoma karbona u molekuli alkohola

opada njihova topivost u vodi.

Hemijske osobine

Alkoholi su hemijski vrlo reaktivni spojevi. Od njih se mogu

dobiti mnoga vaţna jedinjenja. U tome je veliki značaj ove grupe

spojeva.

1. Alkoholi su, slično vodi, neutralni spojevi – u njima

indikator ne mijenja boju.

2. Reakcija sa metalima

Hidrogen iz –OH grupe alkohola moţe se zamijeniti

metalom pri čemu nastaju alkoksidi.

2 CH3CH2O-H + 2 Na → 2 CH3CH2O-Na + H2

etanol natrijev etoksid

Za razliku od alkohola, alkoksidi su baznog karaktera.

3. Esterifikacija

Alkoholi reaguju sa kiselinama (organskim i anorganskim)

pri čemu nastaju spojevi koji se zovu esteri.

a) CH3CH2OH + HOOCCH3 CH3CH2OCOCH3 + H2O etanol sirćetna kiselina etilacetat

(acetatna kiselina)

b) CH3CH2OH + HO-NO2 CH3CH2O-NO2 + H2O etanol nitratna kiselina etilnitrat

186

4. Dehidratacija – oduzimanje vode

a) Ako se reakcija izvodi na višim temperaturama

(iznad 140°C) iz svake molekule alkohola izdvaja

se voda i nastaju alkeni.

H2C CH2C CH

H

H

H

OH

H

H2SO4

+ H2O

etanol eten

b) Na niţim temperaturama nastaje eter. Iz dvije

molekule alkohola izdvaja se jedna molekula vode.

H3CH2C

O

H3CH2C

+ H2O

CH3CH2OH

CH3CH2OH

H2SO4

etanol dietileter

5. Oksidacija alkohola (dehidrogenacija)

Zavisno o tipu alkohola mogu nastati različiti produkti.

Kao oksidaciono sredstvo u laboratoriji najčešće se koristi

K2Cr2O7 i konc. H2SO4.

a) Oksidacijom primarnih alkohola nastaju aldehidi,

koji daljom oksidacijom daju karboksilne kiseline.

H3C C OH

H

H

- 2HH3C

H

C

O

H3C

OH

C

O

karboksilna kiselinaaldehid

O

primarni alkohol

187

Na ovoj reakciji zasniva se alko test.

K2Cr2O7 + H2SO4 → H2Cr2O7 + K2SO4

H2Cr2O7 → 2CrO3 + H2O

2CrO3 → Cr2O3 + 3O

zelen

OsloboĎeni atomski oksigen oksiduje etanol do etanala.

b) Oksidacijom sekundarnih alkohola nastaju ketoni.

H3C C CH3

H

OH

H3C C

O

CH3

sekundarni alkohol(2-propanol)

keton(propanon)

- 2H

c) Tercijarni alkoholi ne podlijeţu oksidaciji pri ovim

uvjetima.

6. Alkoholi gore uz oslobaĎanje velike količine toplote.

CH3CH2OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O

etanol

Metanol, (metilalkohol) CH3OH

Dobivanje

Nekada se dobivao suhom destilacijom drveta. Danas se

dobiva sintezom iz CO i H2 pri povišenoj temperaturi i pritisku uz

prisustvo katalizatora (400°C i 200 bara)

CO + H2 rkatalizato CH3OH

CO i H2 dobivaju se kao nusprodukti tokom prerade nafte.

188

Osobine

Metanol je bezbojna tečnost dobro topiva u vodi. Otapa

mnoge organske supstance. Gori plavičastim plamenom. Veoma

je otrovan, vrlo male količine mogu izazvati sljepilo. Smrt moţe

nastupiti već unošenjem oko 30 ml metanola. Metanol se u jetri

oksidira do metanala koji uzrokuje koagulaciju protoplazme.

CH3OH

H

C

O

HO

metanol

metanal

Upotreba

Metanol u savremenoj industrijskoj proizvodnji zauzima

najvaţnije mjesto u odnosu na druge alkohole. Upotrebljava se

kao otapalo u proizvodnji lakova, za proizvodnju formaldehida

(metanala), plastičnih masa, anilinskih boja, za denaturisanje

alkohola za gorenje. Nestašica nafte u budućnosti daje velike

potencijale metanolu dobivenom iz ugljena, kao potencijalne

sirovine za sintezu karbohidrogena i drugih organskih spojeva.

Etanol (etilalkohol), CH3CH2OH

Dobivanje

1. Alkoholnim vrenjem:

C6H12O6 zimaza 2 CH3CH2OH + 2 CO2

glukoza etanol

2. Industrijski se dobiva hidratacijom etena (adicijom vode

na eten)

H2C=CH2 + H2O → CH3CH2OH

eten etanol

189

Destilacijom moţe se dobiti najviše 96% rastvor

etanola. Upotrebom dehidratacionih sredstava moţe se

dobiti 100% etanol (apsolutni etanol).

Osobine

Etanol je bezbojna tečnost topiva u vodi.

Otapanjem u vodi dolazi do kontrakcije (smanjenja)

volumena.

Goriplavičastim plamenom. U razumnim

količinama je neotrovan i koristi se za proizvodnju

alkoholnih pića. U jetri se oksidira do etanala (acet-

aldehida), koji daljom oksidacijom prelazi u sirćetnu

kiselinu, koja je normalan produkt metabolizma i nije

otrovna.

Upotreba

Etanol ima višestruku primjenu. Najvece količine etanola

troše se za proizvodnju alkoholnih pića. TakoĎe, koristi se kao

organsko otapalo, kao polazna sirovina za proizvodnju

sintetičkog kaučuka, eksploziva, sirćetne kiseline, lijekova,

kozmetičkih sredstava, kao gorivo (u Brazilu se npr. dodaje

benzinu).

Polihidroksilni alkoholi

Od polihidroksilnih alkohola najveći praktični značaj

imaju dvohidroksilni alkohol etilen glikol i trohidroksilni alkohol

glicerol.

Etilen glikol

H2C OH

H2C OH

Dobiva se iz etena

190

CH2

CH2

+ Cl2CH2Cl

CH2Cl

+ NaOH CH2OH

CH2OH+ 2 NaCl

2

eten dihloretan etilenglikol

To je bezbojna gusta tečnost slatkog okusa. Otapa se u vodi.

55% vodena otopina etilenglikola mrzne na –40°C, pa se zimi

koristi kao antifriz – sredstvo za sprečavanje smrzavanja vode u

hladnjacima automobilskih motora.

Glicerol

H2C

HC

H2C

OH

OH

OH

Dobivanje

1. Dobiva se kao nusprodukt pri proizvodnji sapuna.

2. Sintezom iz nezasićenog aldehida akroleina

H2C

HC

H2C

OH

OH

OH

C

O

HCH

CH2

glicerolakrolein

+ H2O2

C

O

HCHOH

CH2OH

+ H2

gliceraldehid

Glicerol je bezbojna sirupasta tečnost, slatkog

okusa. Otapa se u vodi.

Koristi se u proizvodnji eksploziva nitroglicerina

(dinamita), ali i za proizvodnju lijekova koji djeluju na širenje

srčanih krvnih sudova (vazodilatatori).

Glicerol se koristi i za proizvodnju kozmetičkih preparata i boja.

191

Fenoli

Fenoli su hidroksilni derivati benzena, u kojima je jedna ili

više –OH grupa direktno vezana na atome karbona benzenovog

prstena. OH OH

OH

OH

OH

hidroksi benzen(fenol)

(karbolna kiselina)

o-dihidroksi benzen(pirokatehol)

m-dihidroksibenzen(rezorcinol)

OH

OH

OH

OH

OH

p-dihidroksibenzen(hidrohinon)

1,2,3-trihidroksibenzen(pirogalol)

Dobivanje

Nekada su se fenoli dobivali iz katrana kamenog uglja.

Danas se dobivaju sintetskim putem npr. zagrijavanjem

hlorbenzena sa razblaţenom otopinom natrij hidroksida:

192

Cl OH

+ NaOH + NaCl

hlorbenzen fenol

Osobine fenola

Po nekim svojim karakteristikama fenoli su slični

alkoholima, sa kiselinama grade estere, a sa alkoholima etere.

Bitna razlika izmeĎu fenola i alkohola je u tome što su

fenoli reaktivniji u reakcijama supstitucije atoma hidrogena iz –

OH grupe atomom metala. Fenoli s jakim bazama daju fenokside,

dok alkoholi daju alkokside samo sa elementarnim alkalnim

metalima.

OH

ONa

NaOH+ + H2O

fenol natrijev fenoksid(so)

Ova reakcija pokazuje da se fenol ponaša kao kiselina.

Usljed delokalizacije -elektrona benzenovog prstena elektronski

oblak na atomu oksigena više je pomjeren prema jezgri benzena

što uslovljava stvaranje pozitivnog naboja na atomu oksigena i

olakšava otcjepljenje protona (H+

jona) –OH grupe.

193

-OH grupa vezana na C atom benzenovog prstena aktivira jezgro,

tako da se reakcije elektrofilne supstitucije mnogo lakše i brţe

odvijaju na fenolu nego na benzenu:

1) Fenol sa bromom bez upotrebe katalizatora daje

tribromfenol

OH OH

Br

Br

Br

+ 3 Br2 + 3 HBr

fenol

2,4,6-tribromfenol

2) Za razliku od benzena fenol reaguje već sa razblaţenom

otopinom HNO3 dajući smjesu o-, m- i p- nitrofenola.

OH OH

NO2

OH

NO2

OH

NO2

+ razbl. HNO 3 + +

fenol o-nitrofenol55%

m-nitrofenol<1% p-nitrofenol

45%

3) Ako se upotrijebi koncentrovana HNO3 dobije se 2,4,6-

trinitrofenol – (pikrinska kiselina).

OH

NO2

NO2

O2N

2,4,6-trinitrofenol(pikrinska kiselina

194

Fenol (karbolna kiselina) C6H5-OH

Predstavnik ove grupe spojeva, po kome su dobili ime, je

fenol. To je bezbojna kristalna supstanca koja na vazduhu poprimi

crvenu boju. U vodi se otapa i vodena otopina reaguje kiselo. Zato

se fenol naziva i karbolna kiselina. 5-6% vodena otopina djeluje

antiseptično, ali zbog velike toksičnosti ne koristi se u medicini.

Metilfenol (krezol), C6H4(OH)CH3

Homolog fenola je krezol, hidroksi toluen. Poznata su tri

izomera: o-, m- i p-krezol.

CH3

OH

CH3

OH

CH3

OH

o-krezol m-krezol p-krezol

Zbog prisustva –CH3 grupe u molekuli, krezoli su manje toksični.

Upotrebljavaju se kao jaka dezinficijentna sredstva. Emulzija

krezola i sapuna naziva se lizol – jak dezinficijens. Krezoli imaju

primjenu u industriji boja, lijekova, insekticida i dr.

195

ALDEHIDI I KETONI

Aldehidi i ketoni su organski spojevi koji sadrţe

karbonilnu grupu, >C=O.

Aldehidi imaju najmanje jedan atom hidrogena vezan za

karbon karbonilne grupe, dok su kod ketona za taj C atom vezana

dva atoma karbona.

Mogu se predstaviti opštim formulama

H

C

O

; CHO

aldehidna grupa

R

H

C

O

R CHO;

aldehid

C O CO C O

R2

R1

CO

R2

R1

;;

keto grupa keton

Zbog sličnosti koje im daje karbonilna grupa aldehidi i ketoni

proučavaju se zajedno.

Nomenklatura

Prema IUPAC-ovoj nomenklaturi aldehidi dobivaju ime da

se nazivu najduţeg lanca karbohidrogena koji nosi aldehidnu

grupu doda nastavak -al.

Aldehidna grupa nalazi se na kraju lanca i njen C atom obiljeţava

se brojem 1.

196

CH2

H

C

O

CH2

H3C CH

H

C

OHCC

H2

1234

butanal

CH2

CH2

CH3

CH3

H3C12

3

4

5

6

2-metil-3-etilheksanal

Za ime ketona dodaje se nastavak –on.

CH2

H3C

O

C CH3

1234

2-butanon

HCH3C

O

C CH2

123

4CH3

CH2

CH3

5

6

4-metil-3-heksanon

Aldehidi mogu dobiti ime prema nazivu kiselina koje

nastaju njihovom oksidacijom. Korijenu imena kiseline dodaje se

nastavak –aldehid.

H

H

C

OO

H

OH

C

O

metanal formijatna kiselina

formaldehid

H3C

H

C

OO

H3C

OH

C

O

etanal acetatna kiselina

(acetaldehid)

Ketoni mogu dobiti ime tako da se nazivu alkil-grupa dodaje riječ

keton.

197

H3C C

O

CH2

C

O

H3C2

CH3

3 1

CH3

1234

2-propanon(dimetil keton)

2-butanon(metiletil keton)

Dobivanje

1) Aldehidi se dobivaju oksidacijom (dehidrogenacijom)

primarnih alkohola,

H3C

H

C

O

H3C C OH

H

H

O

- 2H+ H2O

primarni alkohol aldehid

2) a ketoni oksidacijom sekundarnih alkohola

H3C C CH3

H

OH

H3C C

O

+

O

- 2HCH3 H2O

sekundarni alkohol keton

Homologni niz aldehida

Ime Racionalna formula Tačka ključanja (°C)

metanal (formaldehid) H-CHO - 21

etanal (acetaldehid) CH3CHO 20

propanal (propionaldehid) CH3-CH2-CHO 49

butanal (butiraldehid) CH3-CH2-CH2-CHO 76

pentanal (valeraldehid) CH3-(CH2)3-CHO 102

198

Homologni niz ketona

Ime Racionalna formula Tačka ključanja (°C)

propanon (dimetilketon) CH3-CO-CH3 56

2-butanon (metil-etil keton) CH3-CO-CH2-CH3 80

3-pentanon (dietil keton) CH3-CH2-CO-CH2-CH3 101

Fizičke osobine

Sam formaldehid je gas neugodnog mirisa. Viši članovi su

neutralne tečnosti i karakterističnog oštrog mirisa. Zbog

nemogućnosti meĎusobnog povezivanja hidrogenovim vezama

imaju niţe tačke ključanja i u vodi su slabije topivi od

odgovarajućih alkohola. Aldehidi sa 15 i više C atoma u molekuli

su čvrste supstance.

Hemijska svojstva

Hemijska svojstva aldehida i ketona odreĎena su

karbonilnom grupom. Radi različite elektronegativnosti atoma

karbona i atoma oksigena dvostruka veza karbonilne grupe je

polarizovana.

C O-+

Na taj način podloţna je napadu i elektrofilnih i nukleofilnih

reagenasa.

C O

+ -

elektrofilni reagensnukleofilni reagens

Za aldehide i ketone karakteristične su reakcije:

1. adicije

2. supstitucije

3. oksidacije

199

1. Reakcije adicije

a) Adicija hidrogena

Adicijom hidrogena (hidrogeniranjem; redukcijom)

aldehidi daju primarne, a ketoni sekundarne alkohole:

R

H

C

O

R CH2OH+ 2H

aldehid primarni alkohol

R1 C

O

R1 C R2

H

OH

+ 2HR2

keton sekundarni alkohol

b) Adicija alkohola

Adicijom alkohola na aldehide i ketone uz prisustvo

kiselina kao katalizatora, nastaju poluacetali

Poluacetali dalje reaguju sa alkoholom dajući acetale.

200

Nastali acetal sadrţi dvije –O-R2 grupe vezane na isti atom

karbona i ove grupe ne ponašaju se kao eteri.

Dok su eteri veoma otporni na djelovanje reagenasa, acetali

pod djelovanjem vodenih otopina kiselina lahko hidrolizuju u

aldehide, odnosno ketone. U baznoj sredini acetali su

postojani.

c) Aldolna kondenzacija

U prisustvu baza većina aldehida i ketona pretvara

se u dimere:

H3C

H

C

O

C

H

C

O

H

H

H

CH2

H

C

O

CH

H3C

OHbaza

+1234

3-hidroksibutanal(aldol)

Reakcija je reverzibilna i obično se dobiva ravnoteţna

smjesa dimera (aldola) i polaznog aldehida ili ketona. Na

principu aldolne kondenzacije u ţivim organizmima vrši se

izgradnja monosaharida sa većim brojem C atoma.

2) Reakcije supstitucije

Atom oksigena karbonilne grupe moţe se zamijeniti

različitim atomskim grupama. MeĎu reakcijama supstitucije

najvaţnije su one sa primarnim aminima, pri kojima se atom

oksigena karbonilne grupe zamjenjuje sa atomom nitrogena.

C O

R2

R1

C N

R2

C N

R2

R1

N R3H

H

R3

HR1

OH

R3

-H2O+

imino spojketon primarni amin

3) Reakcije oksidacije

Djelovanjem blagih oksidacionih sredstava, Fehlingov

reagens, amonijačna otopina srebrenog nitrata, aldehidi se

oksiduju u kiseline. Ovi reagensi ne djeluju na ketone.

201

Ketoni se mogu oksidirati samo pod djelovanjem jakih

oksidanasa.

a) Fehlingova reakcija

Fehlingov reagens dobiva se miješanjem istih

zapremina otopine Fehlinga I (CuSO4 × 5H2O) i

Fehlinga II (kalijum natrijum tartarat i KOH)

Stvaranje Fehlingovog reagensa:

CuSO4 + 2 KOH Cu(OH)2 + K2SO4

COONa

CH

CH

COOK

OH

OH

COONa

CH

CH

COOK

O

O

Cu+ Cu(OH)2

+ 2H2O

kalijum-natrijumtartarat

Fehlingov reagens

COONa

CH

CH

COOK

O

O

Cu R

H

C

O

COONa

CH

CH2H2O

COOK

Cu2O

OH

OH+ + +

RCOOH+

22

crvenitalog

Aldehid se oksidira do kiseline, a Cu2+

joni

redukuju se u crveni talog, bakar (I) oksida, Cu2O.

b) Reakcija srebrnog ogledala

Aldehidi redukuju amonijačnu otopinu srebrenog

nitrata, a pri tome se sami oksiduju do karboksilne

kiseline.

R

H

C

O

2 Ag(NH3)2 OH + +2 Ag R-COONH4+ +3 NH3 H2O

Na ovom hemijskom procesu zasniva se proizvodnja

ogledala.

4) Keto-enolna tautomerija

Aldehidi i ketoni koji imaju atom hidrogena vezan na -C

atom (prvi C atom do karbonilne grupe) javljaju se u dva

202

izomerna oblika, keto i enolnom obliku, koji se nalaze u

ravnoteţi.

Premještanje hidrogena sa - atoma karbona na oksigen

karbonilne grupe naziva se enolizacija ili keto-enolna

tautomerija. Kod većine jednostavnih aldehida i ketona

stabilniji je keto oblik.

Metanal (formaldehid) H-CHO

Metanal je gas oštrog mirisa, koji nadraţuje disajne

organe. Lahko se otapa u vodi. 35-40% vodena otopina naziva se

formalin. Veoma je otrovan. Izaziva koagulaciju proteina i

pokazuje jako baktericidno djelovanje pa se koristi za čuvanje

bioloških preparata. Dobiva se katalitičkom oksidacijom

metanola.

H

H

C

O

2 CH3OH + O2katalizator

2 + 2 H2O

metanol metanal

Metanal se lahko polimerizira, pri čemu nastaje polimer koji se

naziva para formaldehid.

203

H

H

C

O

HOH2CO

CH2

OCH2

OCH2 ..... CH2OHn

formaldehid paraformaldehid

Polimerizacijom formaldehid sa fenolom nastaju

formaldehidne smole, od kojih se dobiva čitav niz plastičnih masa

poznatih pod imenom fenoplasti ili bakelitne mase.

Etanal (acetaldehid) CH3CHO

Etanal je lahko isparljiva bezbojna tečnost neprijatnog

mirisa. U vodi se dobro otapa. U prisustvu malih količina H2SO4

polimerizira se, prelazi u trimer – paraaldehid.

H3C

H

C

OC

OC

O

CO CH3

H

H

H3C

H CH3

3H2SO 4

etanal

paraaldehid

Polimerizacija se odvija preko oksigena, pa se nastali polimeri

lahko depolimerizuju.

Akrolein, CH2=CH-CHO

Akrolein je nezasićeni aldehid. Nastaje dehidratacijom

glicerola, pri termičkoj razgradnji masti prilikom prejakog prţenja

hrane. Ima oštar neprijatan miris i peče za oči.

204

H2C

HC

H2C

OH

OH

OH

C

O

HCH

CH2

2- H2O

glicerol akrolein

Eterična ulja sadrţe aromatske aldehide koji im daju

karakterističan prijatan miris.

HC

O

H

C

OH

CO

OCH3

OH

HC CH

3-fenilpropenal( u cimetu)

vanilin(u vaniliji)

benzaldehid(u ulju badema)

Ketoni se razlikuju od aldehida po tome što ne djeluju

redukujuće i ne polimerizuju se.

Propanon (dimetil keton, aceton) CH3COOCH3

Aceton je najvaţniji predstavnik ketona. Dobiva se

oksidacijom 2-propanola sa oksigenom iz zraka na višim

temperaturama.

H3C C CH3

H

OH

H3C C

O

++ O2 CH3 H2O2

300ºC

2-propanol propanon hidrogen peroksid

Aceton je bezbojna lahko zapaljiva tečnost karakterističnog

mirisa, topiva u vodi. Odlično je otapalo mnogih organskih

spojeva. Upotrebljava se u proizvodnji bezdimnog baruta,

205

vještačke svile, sluţi za sintezu hloroforma, jodoforma i drugih

farmaceutskih preparata, za dobivanje raznih mirisa, za

proizvodnju suzavca i dr.

Jodoformska reakcija

Jodoformska reakcija koristi se za dokazivanje acetona u

otopinama

CH3-CO-CH3 + 3 I2 → CI3COCH3 + 3 HI aceton trijodaceton

CI3COCH3 + NaOH → CHI3 + CH3COONa jodoform natrijum acetat

206

KARBOKSILNE KISELINE

Karboksilne kiseline su organski spojevi koji sadrţe karboksilnu

grupu –COOH. Mogu se predstaviti opštom formulom:

R

OH

C

O

RCOOH; RCO2H;

Karboksilna grupa, koja odreĎuje hemijska svojstva ovih

spojeva, sastoji se od dvije grupe: karbonilne >C=O i

hidroksilne –OH

R

OH

C

O

Nomenklatura

Prema IUPAC-ovoj nomenklaturi karboksilne kiseline

dobivaju naziv tako da se imenu karbohidrogena sa istim brojem

C atoma doda nastavak –kiselina, a od osnove imena odvaja se

crticom.

H-COOH CH3-COOH CH2=CH-COOH metan-kiselina etan-kiselina propen-kiselina

(mravlja kiselina) (sirćetna kiselina) (akrilna kiselina)

COOH

benzenkarboksilna-kiselina

(benzoeva kiselina)

207

Ako kiselina sadrţi dvije ili više karboksilnih grupa imenu se

dodaje nastavak – dikarboksilna kiselina, -trikarboksilna kiselina,

-tetrakarboksilna itd.

COOH

COOH

COOH

CH2

COOH

COOH

C

C

H OH

COOH

H OH

1

etandikarboksilnakiselina

(oksalna kiselina)

2

3

4

propandikarboksilnakiselina

(malonska kiselina)

2,3-dihidroksibutandikarboksilnakiselina

(vinska kiselina)

Danas su još uvijek u upotrebi i trivijalna imena kiselina, koja

uglavnom označavaju mjesto njihovog nalaţenja. Tako je mravlja

kiselina prisutna u crvenim mravima, sirćetna kiselina u sirćetu,

gdje nastaje bakterijskom oksidacijom etanola, limunska kiselina

u limunu, vinska kiselina u vinu itd.

Obiljeţavanje atoma karbona u molekuli karboksilnih

kiselina

Atomi karbona mogu se obiljeţavati brojevima, C atom

karboksilne grupe obiljeţava se sa 1. MeĎutim atomi karbona

mogu se obiljeţavati i grčkim slovima: , , , ....itd. U tom

slučaju C atom karboksilne grupe se ne obiljeţava. Ovakav način

se primjenjuje kod upotrebe trivijalnih imena.

208

H3CHC COOH

OH

H3CHC COOH

NH2

123 123

-hidroksipropionska kiselina( 2-hidroksipropan-kiselina)

(mlijecna kiselina)

-aminopropionska kiselina( 2-aminopropan-kiselina)

(alanin)

Podjela karboksilnih kiselina

1) Prema broju karboksilnih grupa u molekuli dijele

se na:

a) monokarboksilne (CH3-COOH, sirćetna

kiselina)

b) dikarboksilne (oksalna kiselina)

COOH

COOH c) polikarboksilne kiseline (limunska

kiselina)

CH2COOH

C

CH2COOH

HO COOH

2) Prema tipu veza meĎu C atomima u molekuli

dijele se na:

a) zasićene (sve veze izmeĎu atoma karbona

su -veze) CH3-CH2-CH2-COOH,

buterna kiselina

b) nezasićene (izmeĎu atoma karbona

prisutna je jedna ili više dvostrukih veza)

CH2=CH-COOH, akrilna kiselina

3) Prema vrsti radikala mogu se podijeliti na:

a) alifatske CH3-CH2-COOH

propionska kiselina

209

b) aromatske

COOH

benzoeva kiselina

Ukoliko se u molekuli kiseline, pored –COOH grupe, nalazi i

neka druga funkcionalna grupa takve kiseline nazivamo

supstituirane karboksilne kiseline.

4) Prema vrsti te funkcionalne grupe kiseline

dijelimo na:

a) oksi kiseline (oksi ili hidroksi grupa, -OH)

CH3-CH-COOH

|

OH

-hidroksipropionska kiselina

(mliječna kiselina)

b) amino kiseline (amino grupa, -NH2)

CH3-CH-COOH

|

NH2

-aminopropionska kiselina

(alanin)

Osobine karboksilnih kiselina

Karboksilne kiseline su topivije u vodi od odgovarajućih

alkohola, zbog mogućnosti stvaranja većeg broja hidrogenovih

veza sa molekulama vode.

Povećanjem nepolarnog dijela molekule, radikala R,

topivost se smanjuje. Hidrogenove veze uspostavljaju se i meĎu

210

molekulama karboksilnih kiselina. Zato one imaju znatno višu

tačku ključanja i tačku topljenja od odgovarajućih alkohola.

Hemijska svojstva

Karboksilna grupa sastoji se od karbonilne, >C=O i

hidroksilne grupe, -OH.

U hemijskim reakcijama reaguje samo -OH grupa, dok

karbonilna grupa samo povećava njenu reaktivnost.

1) Najkarakterističnija reakcija karboksilnih kiselina je

njihova jonizacija:

R

OH

C

O

R

O-

C

O

+ H3O++ H2O

Lahkoća kojom se vrši jonizacija moţe se pripisati uticaju dvaju

faktora:

a) usljed polarizacije dvostruke veze karbonilne grupe

dolazi do induktivnog pomjeranja elektrona duţ veza

C–OH i O–H odvlačeći elektrone od hidrogenova

atoma.

H

C

O

O

R

Zbog toga se djelovanjem dobrih akceptora protona, vode ili baza,

ovaj H+

jon lahko otcjepljuje. U nepolarnim otapalima, jonizacija

karboksilnih kiselina je zanemarljiva.

b) Anjon koji nastaje odvajanjem H+ jona je rezonancioni

hibrid dvaju rezonantnih struktura.

211

Delokalizacija elektrona stabilizira nastali anjon i on zbog

toga lakše nastaje.

2) Nesupstituirane karboksilne kiseline su slabe kiseline, koje

s jakim bazama daju stabilne soli.

H3C

OH

C

O

H3C

ONa

C

O

+ NaOH + H2O

acetatna kiselinanatrijum acetat

3) Esterifikacija

Karboksilne kiseline sa alkoholima grade estere:

H3C

OH

C

O

HO C2H5 H3C

O

C

O

C2H5

acetatna kiselina

+ + H2O

etil ester acetatne kiseline(etilacetat)

U reakciju stupa –OH grupa karboksilne grupe i H atom alkoholne

grupe gradeći vodu. Proces je reverzibilan. Hidrolizom estera

nastaju karboksilna kiselina i alkohol.

Esteri karboksilnih kiselina su veoma prijatnog mirisa. Od njih

potiče miris cvijeća i voća.

4) Oduzimanjem vode (dehidratacijom) iz dvije molekule

nastaje anhidrid kiseline.

212

Proces je reverzibilan. Djelovanjem vode ponovo se oslobaĎa

kiselina.

5) Hidroksilna grupa (-OH) iz karboksilne grupe moţe se

supstituirati (zamijeniti) atomom hlora ili amino-grupom

(-NH2), pri čemu nastaju hloridi i amidi kiselina.

a) Kiselinski hloridi ili acil-hloridi nastaju u reakciji

sa fosfor pentahloridom

H3C

OH

C

O

H3C

Cl

C

O

acetatna kiselina

+ PCl5 + +POCl3 HCl

acetil hlorid

b) Acetil hloridi sa amonijakom daju amide

H3C

Cl

C

O

H3C

NH2

C

O

+ 2 NH3 + NH4Cl

acetil hlorid acetamid

Amidi su najmanje reaktivni derivati karboksilnih kiselina.

Dio molekule karboksilne kiseline bez –OH grupe zove

se acil grupa ili acilni ostatak.

213

H

OH

C

O

H

O-

C

O

kiselina

mravlja kiselina

acil grupa

formil

H3C

OH

C

O

H3C

O-

C

O

acetilacetatna kiselina

Zasićene monokarboksilne kiseline (masne kiseline)

Ove kiseline su derivati alkana sa jednom karboksilnom

grupom. Nazivaju se i masne kiseline, jer su one sa većim brojem

atoma karbona prisutne u mastima (palmitinska kiselina,

CH3(CH2)14COOH i stearinska kiselina, CH3(CH2)16COOH).

Homologni niz

Ime po

IUPAC-u Trivijalno ime Formula Soli

Acil

grupa

metan-

kiselina

mravlja

kiselina H-COOH formijati formil

etan-kiselina sirćetna

kiselina CH3COOH acetati acetil

propan

kiselina

propionska

kiselina CH3CH2COOH propionati propionil

butan-

kiselina

buterna

kiselina CH3(CH2)2COOH butirati butil

heksa-dekan-

kiselina

palmitinska

kiselina CH3(CH2)14COOH palmitati palmitil

okta-dekan-

kiselina

stearinska

kiselina CH3(CH2)16COOH stearati stearil

214

Metan-kiselina (mravlja kiselina) H-COOH

Razlikuje se od ostalih karboksilnih kiselina što nema alkil

grupu vezanu na C atom karbonilne grupe. U njenoj molekuli

moţemo reći da se nalazi i karboksilna i aldehidna grupa.

H

OH

C

O

HO

H

C

O

ili

Stoga se ponaša i kao kiselina i kao aldehid.

Djeluje redukciono:

HO

H

C

O

HO

OH

C

O

+

mravlja kiselina karbonatna kiselina

Ag2O + 2 Ag

Mravlja kiselina nalazi se u crvenim mravima, u koprivi, znoju.

To je bezbojna tečnost oštrog mirisa, na koţi izaziva plikove.

Miješa se sa vodom. Pokazuje antiseptičko djelovanje.

Dobiva se iz CO i NaOH

CO + NaOH baraC 8/150 HCOONa 42SOH

H-COOH + NaHSO4

Pri zagrijavanju sa koncentrovanom H2SO4 razlaţe se na

CO i H2O

H-COOH 42 SOHkonc CO + H2O

Mravlja kiselina je jača kiselina od ostalih masnih kiselina. Soli

joj se zovu formijati (metanati).

215

Etan-kiselina (sirćetna kiselina) CH3COOH

U prirodi je vrlo rasprostranjena kako u biljnom tako i u

ţivotinjskom svijetu, slobodna i u obliku estera sa raznim

alkoholima. To je jedina kiselina koja je od davnina poznata kao

vinsko sirće. (lat. acetum = sirće)

Dobivanje

1) Enzimatskom oksidacijom razblaţenog etanola (vino,

mošt)

CH3-CH2OH + O2 → CH3-COOH + H2O

etanol sirćetna kiselina

2) Katalitičkom oksidacijom etena

H2C CH2 H3C

H

C

O

H3C

OH

C

O

katalizatorkatalizator

eten etanal etan-kiselina

O O

Osobine

Sirćetna kiselina je bezbojna tečnost oštrog mirisa. 100%

naziva ledena sirćetna jer mrzne na +16oC. Veoma je otrovna,

nagriza sluzokoţu usta, jednjaka i ţeluca, a na koţi izaziva

opekotine.

Sirćetna kiselina je slaba kiselina. Njene soli su acetati (etanati).

Upotreba

3-5% vodena otopina (sirće) upotrebljava se kao začin i za

konzerviranje povrća. Upotrebljava se za proizvodnju lijekova,

boja, mirisa, nezapaljivih filmskih traka, celofana, insekticida.

Više masne kiseline su kiseline sa većim brojem atoma karbona u

molekuli. Najvaţnije su palmitinska, CH3(CH2)14COOH i

stearinska kiselina, CH3(CH2)16COOH. To su čvrste supstance,

netopive u vodi. U obliku estera ulaze u sastav masti i ulja i

voskova.

216

Nezasićene alifatske monokarboksilne kiseline

Ove kiseline u radikalu R sadrţe jednu ili više -veza

izmeĎu atoma karbona. Najjednostavnija je propen-kiselina

(akrilna kiselina) CH2=CH-COOH.

To je bezbojna tečnost, oštrog mirisa. U obliku estera

koristi se za proizvodnju poliakrilata, koji se primjenjuju u

stomatoprotetici i hirurgo-protetici.

Vaţne su nezasićene više masne kiseline koje ulaze u

sastav masti i ulja.

Poznate su oleinska kiselina (sa 1 dvostrukom vezom izmeĎu

atoma karbona), linolna (sa dvije dvostruke veze), linolenska

kiselina (sa tri dvostruke veze). Sve nezasićene masne kiseline

izuzev akrilne javljaju se u dva izomerna oblika: cis i trans

izomer. Nezasićene više masne kiseline koje ulaze u sastav masti

i ulja su cis izomeri.

Zasićene dikarboksilne kiseline

To su kristalne supstance manje ili više topive u vodi.

Sadrţe dvije karboksilne grupe u molekuli. Jače su od

monokarboksilnih kiselina. Mogu da grade kisele i neutralne

soli. MeĎu ove kiseline spadaju: oksalna, malonska, ćilibarna,

adipinska i dr.

COOH

COOH

COOH

CH2

COOH

COOH

CH2

CH2

COOH

oksalna kiselina malonska kiselina jantarna kiselina

217

Najjednostavnija dikarboksilna kiselina je oksalna kiselina (etan-

dikarboksilna kiselina)

COOH

|

COOH

U prirodi je veoma rasprostranjena u biljkama u obliku

svojih soli kalcijum i kalijum oksalata. Nalazi se u špinatu, blitvi,

groţĎu, paradajzu i dr.

U ţivotinjskim organizmima oksalna kiselina nalazi se u

obliku kalcijevog oksalata, koji se izlučuju u obliku kristala. Oni

mogu biti uzročnik stvaranja bubreţnih i mokraćnih kamenaca.

Oksalna kiselina je čvrsta kristalna supstanca topiva u vodi.

Veoma je otrovna. Zagrijavanjem se razlaţe na CO2 i mravlju

kiselinu:

COOH

| CO2 + H-COOH

COOH oksalna kiselina mravlja kiselina

Ovaj proces naziva se dekarboksilacija (gubi se CO2 iz molekule

kiseline).

Supstituirane alifatske karboksilne kiseline

MeĎu supstituiranim karboksilnim kiselinama značajno

mjesto zauzimaju oksi (hidroksi) i amino karboksilne kiseline.

Oksi karboksilne kiseline

Oksi karboksilne kiseline u svojoj molekuli imaju dvije

funkcionalne grupe: karboksilnu i hidroksilnu grupu - COOH

- OH.

Zato pokazuju osobine i kiselina i alkohola. Vaţne oksi kiseline

su:

218

CH2COOH

C

CH2COOH

HO COOHH3C

HC COOH

OH

COOH

C

C

H OH

COOH

H OH

mlijecna kiselina vinska kiselina limunska kiselina

Mliječna kiselina (-hidroksipropan-kiselina)

CH3-CH-COOH

|

OH

Nalazi se u kiselom mlijeku i siru, gdje nastaje vrenjem

mliječnog šećera laktoze, koje izaziva specifična vrsta bakterija.

Kod ţivotinja i ljudi stvara se u mišićima razgradnjom glikogena

(ţivotinjskog rezervnog polisaharida) pri kontrakciji mišića.

OsloboĎena energija neophodna je za normalan rad mišića. Pri

mirovanju dio mliječne kiseline ponovo se pretvara u glikogen, a

ostatak se oksiduje do CO2 i H2O.

H3CHC COOH

OH

mlijecna kiselina

+ 3 O2 3 CO2 + 3 H2O

Veća koncentracija mliječne kiseline u mišićima izaziva bol i

grčeve. Mliječna kiselina je uzrok nastanka zubnog kvara

(karijesa). Nastaje razgradnjom karbohidrata (šećera) iz hrane uz

pomoć bakterija.

Mliječna kiselina je gusta bezbojna tečnost, bez mirisa. U

vodi se lahko otapa. Djeluje baktericidno pa se koristi za

konzerviranje hrane.

Njene soli nazivaju se laktati.

219

Optička izomerija

Otopine nekih organskih spojeva sposobne su da skreću

ravan polarizovane svjetlosti, koja se kroz njih propusti. Ovakvo

svojstvo naziva se optička aktivnost, a spojevi koji pokazuju tu

sposobnost nazivaju se optički aktivni spojevi.

Optička aktivnost je veoma rasprostranjena u organskoj

hemiji i ima veliki biološki značaj. Mnoga, biološki vaţna

jedinjenja, su optički aktivna, npr. proteini, karbohidrati, enzimi i

dr.

Ugao za koji optički aktivna supstanca skreće ravan

polarizacije naziva se uglom skretanja i obiljeţava se sa .

Poznato je da obična svjetlost predstavlja elektromagnetne

talase koji se kreću u mnoštvu ravni koje su okomite na pravac

prostiranja svjetlosti, a kod polarizovane svjetlosti, samo u jednoj

ravni, koja je takoĎe, okomita na pravac prostiranja svjetlosti.

Polarizovana svjetlost nastaje propuštanjem obične

svjetlosti kroz tzv. Nikolovu prizmu (prizma načinjena od kristala

islandskog (CaCO3) kristala.

Kada polarizovana svjetlost proĎe kroz optički aktivan

spoj doći će do skretanja ravni polarizovane svjetlosti za izvjestan

ugao. Veličina tog ugla zavisi od prirode supstance, njene

koncentracije, temperature i talasne duţine svjetlosti i naziva se

specifična rotacija.

Optički aktivni spojevi javljaju se uvijek u dva

stereoizomerna oblika, koja imaju istu molekulsku formulu, istu

specifičnu rotaciju, a razlikuju se samo po pravcu skretanja. Jedan

izomer skreće ravan polarizovane svjetlosti u desno, što se

označava sa (+), a drugi za isti ugao u lijevo, što se označava sa

(-). Takva dva izomera nazivaju se optički antipodi ili

enantiomeri. Smjesa istih količina enentiomera naziva se

220

racemat. Racemat je optički neaktivan. Optička aktivnost

uslovljena je asimetričnom graĎom molekule, a ona najčešće

potiče usljed prisustva bar jednog asimetričnog (hiralnog) C

atoma.

C atom je hiralan ako za sebe veţe četiri različita

atoma ili atomske grupe. U molekuli mliječne kiseline

asimetričan je -C atom, jer su na njega vezani različiti atomi i

atomske grupe:-CH3, -H, -OH, -COOH.

H3C C COOH

OH

H

Prema tome, mliječna kiselina ima dva prostorna izomera ili

optička antipoda koji se odnose kao predmet i njegov lik u

ogledalu.

CH3

C

COOH

HHO

CH3

C

COOH

OHH

D(-)-mlijecna kiselina L(+)-mlijecna kiselina

Prostorni raspored atoma i atomskih grupe oko hiralnog C

atoma, tj. konfiguracija označava se simbolima D i L (D-

konfiguracija označava poloţaj –OH grupe desno, dok je kod L-

konfiguracije –OH grupa lijevo).

Ovi simboli označavaju samo konfiguraciju izomera i

nemaju veze sa smjerom skretanja ravni polarizovane svjetlosti.

Tako D-mliječna kiselina skreće ravan polarizovane svjetlosti u

lijevo (-), a L-mliječna kiselina za isti ugao u desno (+).

Optički izomeri potpuno su identični po svojim fizičkim i

hemijskim osobinama, ali pokazuju različita biološka svojstva, jer

različitom brzinom reaguju sa hiralnim spojevima, npr. enzimima.

221

Aromatske karboksilne kiseline

Aromatske karboksilne kiseline su spojevi kod kojih je

–COOH grupa vezana za C atom benzenovog prstena ili za atom

karbona u bočnom lancu. MeĎu aromatske karboksilne kiseline

spadaju: benzoeva, salicilna i ftalna kiselina:

COOH COOH

OH COOH

COOH

CH2COOH

benzoevakiselina

salicilnakiselina

ftalnakiselina

fenil-sircetna kiselina

Karboksilna grupa kod fenil-sirćetne kiseline vezana je na C atom

bočnog lanca.

Aromatske kiseline imaju osobine slične alifatskim

kiselinama: sa bazama grade soli, sa alkoholima estere, mogu da

grade anhidride i kiselinske hloride.

Benzoeva kiselina, C6H5-COOH

U prirodi dolazi u raznim smolama i balzamima odakle je

još u 18-tom stoljeću dobivena sublimacijom. Dobiva se

oksidacijom toluena, benzaldehida ili benzilalkohola.

CH3 COOH

O

toluen benzoeva kiselina

Benzoeva kiselina je bijela kristalna supstanca slabo topiva

u vodi. Djeluje antiseptično, kao i njene soli koje se nazivaju

benzoati.

Natrijumbenzoat upotrebljava se za konzerviranje hrane.

222

Salicilna kiselina (o-hidroksibenzoeva kiselina),

C6H4(OH)COOH

Nalazi se u kori i lišću vrbe.

To je bezbojna kristalna supstanca, igličastih kristala.

Slabo se otapa u vodi.

Zagrijavanjem gubi CO2 i prelazi u fenol.

COOH

OH OH

zagrijavanje+ CO2

salicilna kiselina fenol

Jača je kiselina od benzoeve kiseline. Sa bazama gradi soli koje se

zovu salicilati. Pokazuje antiseptično djelovanje i sprečava razvoj

bakterija. Upotrebljava se u proizvodnji lijekova, boja i mirisa.

Poznati derivat salicilne kiseline je acetilsalicilna kiselina ili

aspirin, koji pokazuje izvanredno antipiretičko (sniţava tjelesnu

temperaturu) i analgetsko djelovanje (smanjuje bol).

Aspirin se dobiva djelovanjem anhidrida acetatne kiseline

na salicilnu kiselinu, pri čemu se esterificira fenolska, -OH, grupa.

COOH

OH

COOH

OCOCH3

salicilna kiselina

+ (CH3CO)2O + CH3COOH

anhidridacetatne kiseline aspirin

acetatnakiselina

223

Ftalna kiselina

Od aromatskih dikarboksilnih kiselina značajna je ftalna

kiselina.

COOH

COOH

ftalna kiselina

Karboksilne grupe su u orto poloţaju. Dobiva se oksidacijom

naftalena:

COOH

COOH

O

90ºC + 2 CO2 + H2O

naftalen ftalna kiselina

To je bijela kristalna supstanca. Zagrijavanjem gubi vodu i

prelazi u anhidrid.

COOH

COOH

O

C

O

C

O

ftalna kiselinaanhidrid

ftalne kiseline

+ H2O

zagrijavanje

Anhidrid ftalne kiseline sa fenolima daje kiselinsko-bazni

indikator fenoftalein. Koristi se za proizvodnju boja, plastičnih

masa itd.

224

SPOJEVI SA NITROGENOM

AMINI

Amini se mogu smatrati supstitucionim derivatima

amonijaka, koji nastaju zamjenom jednog ili više atoma hidrogena

alkil ili aril radikalom. Zato ih dijelimo na alifatske (alkil radikal)

i aromatske (aril radikal) amine. Zavisno od toga koliko je H

atoma u amonijaku zamijenjeno radikalom amini se dijele na:

primarne, sekundarne, tercijarne amine i kvarterne

amonijeve soli.

N R4R1

R2

R3

NR1

R2

R3

NR1

R2

H

NR1

H

H

NH

H

H

:+::::

amonijak primarniamin

sekundarniamin

tercijarniamin

kvarternaamonijeva so

X-

Prema tome funkcionalne grupe za pomenute vrste amina su:

N

NH

NH2

N+

za primarne amine

za sekundarne amine

za tercijarne amine

za kvarterne amonijeve spojeve

Nomenklatura

Amini dobivaju ime tako da se imenu radikala dodaje

nastavak – amin. Primarni amini mogu dobiti ime i tako da se

ispred imena karbohidrogena dodaje riječ – amino.

225

H3C NH2 H3C CH2

N CH3

H

H3C N

CH3

CH3

H3C N

CH3

CH3

CH2CH3

+

Cl-

metilamin

metil-etil-amin trimetilamin

trimetil-etil-amonijum hlorid

Kod aromatskih amina dopušta se upotreba i trivijalnih

imena.

NH2 HN CH3 H2C N

CH3

CH3

fenilamin(primarni amin)

(anilin)

fenil-metilamin(sekundarni amin)

(N-metilanilin)

benzil-dimetilamin(tercijarni amin)

Kada je amino grupa supstituent u nekoj molekuli koja

sadrţi prioritetniju funkcionalnu grupu od amino grupe

odgovarajući amin dobiva prefiks amino -. Na primjer:

COOH

NH2

H2N CH2

CH2OH12

2-aminoetanol

p-aminobenzoeva kiselina

226

Prioritetna funkcionalna grupa

grupa sufiks

(nastavak) prefiks

- COOH - kiselina

- CHO - al okso -

>C=O - on okso -

- OH - ol hidroksi -

- NH2 - amin amino -

- SH - tiol merkapto -

Posebnu grupu amina predstavljaju ciklični amini koji se nazivaju

heterociklusi sa nitrogenom. Oni dobivaju trivijalna imena:

N

H

N

HN

pirol pirolidin piridin

Dobivanje amina

1) alifatski amini nastaju reakcijom amonijaka sa

alkilhalogenidima pri čemu se dobije smjesa

primarnih, sekundarnih,tercijarnih amina i kvarternih

amonijevih soli:

10CH3Br + 4NH3 → CH3NH2 + (CH3)2NH + (CH3)3N + [(CH3)4N]

+Br

- + 9HBr

2) aromatski amini mogu se dobiti redukcijom aromatskih

nitrospojeva: NO2 NH2

redukcija

nitrobenzen anilin

227

Fizičke osobine

Niţi alifatski amini su gasovi ili tečnosti karakterističnog

mirisa na amonijak ili ribu. Amini su polarni spojevi. Otapaju se u

vodi. Zbog polarnosti molekula sposobni su da grade hidrogenove

veze.

S povećanjem molekularne mase smanjuje se polarni

karakter amino grupe, a time i njihova topivost u vodi. Viši amini

su vrlo neprijatnog mirisa.

Hemijske osobine

Glavna osobina amina je njihova bazičnost. Amini su

organske baze. Alifatski amini su jače baze od aromatskih

amina.

Amini reaguju sa kiselinama gradeći soli:

H3C N

H

H

H3C N H

H

H

H Cl: +

+

Cl -

metilamin metil-amonijum hlorid

Nitrogen iz amina svojim slobodnim elektronskim parom

koordinativno veţe za sebe proton, H+ jon, iz kiseline i nastaje

metil-amonijev jednovalentni katjon.

H3C N H

H

H

+

Amini su baze i prema Brönsted-ovoj teoriji (baze su

akceptori protona) i prema Lewis-ovoj teoriji (baze su donori

slobodnog elektronskog para).

228

Anilin

Najvaţniji aromatski amin je anilin. Dobiva se redukcijom

benzena. Anilin je jača baza od ostalih aromatskih amina. Kao i

alifatski amini sa kiselinama gradi soli.

NH2

H Cl

NH3

+

+

Cl -

..

Anilin je bezbojna tečnost slabog mirisa. Na vazduhu

potamni. Veoma je otrovan. Jako sniţava tjelesnu temperaturu.

Anilin je osnovna supstanca za proizvodnju velikog broja

boja, tzv. anilinske boje. Upotrebljava se za proizvodnju lijekova

(antipiretika, analgetika, anestetika), plastičnih masa i dr.

AMINOKISELINE

Aminokiseline spadaju u supstituirane karboksilne

kiseline. U svojoj molekuli pored –COOH grupe sadrţe i amino

grupu, -NH2.

U prirodi su rasprostranjene u biljnom i ţivotinjskom

svijetu, gdje imaju veliki fiziološki značaj. Ulaze u sastav peptida,

polipeptina i proteina. Iz prirodnih produkata izolirano je oko 200

različitih aminokiselina. MeĎutim, u izgradnji molekula proteina

učestvuje svega njih dvadesetak. To su tzv. proteinske

aminokiseline. Mogu se predstaviti opštom formulom:

R

C

COOH

HH2N

-C atom je hiralan

L- -aminokiselina

229

Iz formule se vidi da su to -aminokarboksilne kiseline lijevog

reda. Zbog prisustva kisele, -COOH, i bazne, -NH2, grupe

aminokiseline u čvrstom stanju i u neutralnim otopinama

egzistiraju u obliku tzv. ˝unutrašnjih soli˝. Karboksilna grupa je

jonizovana (-COO-), a amino grupa protonizirana(-NH3

+).

R

C

COO

HH3N

-

+

dvopolni(zwitterion)

Ova dvopolna struktura poznata je pod nazivom dvopolni jon

(˝zwitterion˝). Sama molekula aminokiseline djeluje neutralno.

Aminokiseline meĎusobno se razlikuju po strukturi radikala R ili

bočnog lanca.

Bočni lanac ima uticaj kako na ponašanje slobodnih

aminokiselina, tako i na strukturu i osobine peptida i proteina u

čiji sastav ulaze. Iz tih razloga proteinske aminokiseline, prema

strukturi radikala R, mogu se podijeliti u 4 grupe:

1) aminokiseline sa nepolarnim hidrofobnim

radikalom 2) aminokiseline koje u bočnom lancu sadrţe polarne

nejonizovane grupe: -OH, -SH, amidna 3) kisele aminokiseline koje u bočnom lancu sadrţe, pri

fiziološkoj pH-vrijednosti, jonizovanu karboksilnu

grupu

4) bazne aminokiseline, koje u bočnom lancu sadrţe, pri

fiziološkoj pH-vrijednosti, protonizirane amino grupe.

230

231

232

233

Fizičke osobine

Proteinske aminokiseline su kristalne bezbojne supstance,

visoke tačke topljenja. Pri topljenju se raspadaju. Skoro sve su

topive u vodi. Optički su aktivne, izuzev glicina (-aminosirćetna

kiselina) koji nema hiralni (asimetrični) C atom.

Hemijske osobine

Aminokiseline u svom molekulu sadrţe baznu amino

grupu (-NH2) i kiselu karboksilnu grupu (-COOH). Zato mogu da

reaguju i sa kiselinama (kao baze) i sa bazama (kao kiseline)

gradeći soli.

1) prema tome aminokiseline su amfoterni spojevi

H Cl H2NHC COOH

R

H3NHC COOH

R

Cl -+

+..

reaguje kao baza

a)

kvarterna amonijeva so

H2NHC COOH

R

H2NHC COONa

R

b)+NaOH+

H2O

reaguje kao kiselina natrijeva so

c) aminokiseline su vrlo osjetljive na promjenu pH-

vrijednosti otopine u kojoj se nalaze

R

C

COOH

HH3N

R

C

COO

HH3N

R

C

COO

HH2NOH

-+

-

(I) aminokiselinski katjon

+

dvopolni(zwitterion)

-

H+

OH-

H+

(II) aminokarboksilni anjon

Pri niţim pH-vrijednostima (kisela sredina) karboksilna

grupa je nejonizovana (-COOH), dok je amino grupa

protonizirana (-NH3) uglavnom i aminokiseline egzistira u obliku

aminokiselinskog katjona (I).

Pri pH-vrijednostima višim od izoelektrične tačke (bazna

sredina) karboksilna grupa je jonizovana (-COO-) i aminokiselina

egzistira u obliku aminokarboksilnog anjona (II).

234

Ona pH-vrijednost pri kojoj se odreĎena aminokiselina

preteţno nalazi u obliku dvopolnih jona naziva se izoelektrična

tačka i ona je karakteristična za svaku pojedinu aminokiselinu.

U izoelektričnoj tački pored dvopolnih jona postoje i male

ali iste količine aminokiselinkog katjona (I) i aminokarboksilnog

anjona (II), tako da je ukupan naboj po molekuli aminokiseline

jednak 0. Zato se u izoelektričnoj tački aminokiseline najlakše

taloţe, što se moţe iskoristiti za njihovu izolaciju i odreĎivanje.

Svojstvo aminokiselina da pri odreĎenoj pH-vrijednosti

poprimaju pozitivni ili negativni električni naboj omogućava

njihovo razdvajanje elektroforezom, što se koristi u kliničkim

biohemijskim laboratorijama u dijagnostičke svrhe.

Aminokiseline pokazuju osobine amina i osobine

karboksilnih kiselina.

2) Aminokiseline kao i primarni amini, reaguju sa

nitritnom kiselinom, HNO2 uz izdvajanje elementarnog

nitrogena:

HOOC-CH-NH2 + HO-NO → R-CH-COOH + N2 + H2O

| |

R OH amino kiselina nitritna -oksi kiselina

kiselina

Iz zapremine osloboĎenog nitrogena moţe se kvantitativno

odrediti količina aminokiseline u reakcionoj smjesi.

3) -aminokiseline reaguju sa ninhidrinom i daju

intenzivno plavoljubičastu boju:

ninhidrin plavoljubičasto obojeni anjon

Ninhidrinska reakcija je vrlo osjetljiva i koristi se za

kolorimetrijsko odreĎivanje koncentracije -aminokiselina u

otopinama.

235

4) Stvaranje peptida

Karakteristična osobina aminokiselina je da se njihove

molekule mogu meĎusobno povezivati gradeći molekule

sloţenijih spojeva peptida, polipeptida i proteina.

Amino grupa jedne molekule reaguje sa karboksilnom

grupom druge molekule uz izdvajanje vode, a ostaci kiselina

meĎusobno se povezuju peptidnom vezom, -CO-NH-.

H2NHC C

CH3

O

OH N CH2

COOHH

H

H2NHC C

CH3

O

N CH2

COOH

H

H2O-+

glicin alanil-glicin(dipeptid)

alanin

Peptidi dobivaju ime kombinacijom imena pojedinih

aminokiselina, ali tako da je prva u lancu ona koja ima slobodnu

NH3 grupu (N-termalna aminokiselina), a posljednja ona koja ima

slobodnu –COOH grupu (C-termalna aminokiselina).

Zavisno od broja aminokiselinskih ostataka peptidi se

mogu podijeliti na: oligopeptide (od 2-10 aminokiselinskih

ostataka) i polipeptide (više od 10 aminokiselinskih ostataka).

Peptidi i polipeptidi imaju vaţnu biološku funkciju.

236

PROTEINI

MeĎusobnim povezivanjem polipeptidnih lanaca nastaju

još sloţenije molekule koje mogu da sadrţe od 100 do 1000

aminokiselinskih ostataka. Takve spojeve nazivamo proteinima.

Proteini su sastavni dio svake ţive ćelije. IzgraĎuju mišiće,

ulaze u sastav tjelesnih tečnosti (krvi) gdje imaju vaţnu

transportnu ulogu, ulaze u sastav enzima (biokatalizatora) i dr.

Struktura proteinske molekule veoma je sloţena.

Razlikujemo četiri novoa strukture proteina:

primarna struktura ili sekvenca

sekundarna struktura

tercijarna struktura i

kvarterna struktura.

1) primarnu strukturu ili sekvencu

odreĎuje broj aminokiselina i

njihov redoslijed povezivanja.

Sekvenca se moţe predstaviti na

sljedeći način: Sekvenca je genetski

odreĎena.

2) sekundarna struktura

Dugi polipeptidni lanci u prostoru

mogu biti različito rasporeĎeni.

Raspored polipeptidnih lanaca u

prostoru naziva se konformacija

lanca.

Pojam konformacije lanca obuhvata

tzv. sekundarnu i tercijarnu strukturu.

Pod sekundarnom strukturom

podrazumijeva se prostorni raspo-

red samog peptidnog lanca, tj.

atoma peptidne veze, ne obazirući se

na radikale R.

sekvenca

237

Iz slike vidi se da peptidna veza leţi u jednoj fiksnoj ravni,

u kojoj su hidrogen -NH grupe i oksigen >CO grupe u trans

poloţaju. Zbog mogućnosti rotacije oko veza moţe doći do

uvijanja ili nabiranja samog peptidnog lanca.

Nabiranje ne nastaje slučajno, već kao posljedica

djelovanja sila koje povezuju različite odsječke peptidnog lanca.

Hidrogenove veze su najčešće odgovorne za izgradnju sekundarne

strukture.

Hidrogenove veze mogu se uspostaviti izmeĎu

susjednih peptidnih veza i tada govorimo o nabranoj ili

faltastoj strukturi. Radikali R postavljeni su okomito na ravan u

kojoj je lanac nabran.

nabrana struktura

238

Ako se hidrogenove veze uspostavljaju izmeĎu

udaljenijih peptidnih veza nastaje -zavojnica ili -heliks.

Hidrogenove veze stvaraju se izmeĎu pojedinih navoja što

-zavojnici daje posebnu stabilnost. Svaki navoj sadrţi 3,6

aminokiselinskih ostataka. Energija stvaranja hidrogenove veze,

NH- - - -O=C, iznosi samo 10% energije kovalentne veze, C-C.

Budući da se u proteinskoj molekuli uspostavlja veliki broj

hidrogenovih veza, oslobaĎaju se znatne količine energije što

uzrokuje stabilizaciju proteinske strukture.

Radikali R usmjereni su prema vani što omogućava

njihovu meĎusobnu interakciju ili interakciju sa otapalom.

3) OdreĎeni raspored u prostoru uvjetovan je, izmeĎu

ostalog, i djelovanjem bočnih lanaca (radikala R). Pod

tercijarnom strukturom proteina podrazumijeva se

prostorni raspored svih atoma polipeptidnog lanca, pa

prema tome i bočnih aminokiselinskih ostataka.

Polipeptidni lanci ili njihovi dijelovi mogu se meĎusobno

povezivati preko bočnih lanaca. Najvaţniji tipovi veza koji

se uspostavljaju izmeĎu dijelova polipeptidnih lanaca su:

hidrogenove veze, disulfidne veze, jonske privlačne sile

i hidrofobne veze.

- heliks

239

1) elektrostatsko privlačenje;(2) hidrogenove veze; (3) hidrofobne interakcije;

(4) disulfidne veze

a) Hidrogenove veze uspostavljaju se izmeĎu peptidnih

veza, ali i izmeĎu polarnih grupa u bočnom lancu:

NH2

C

O

OH ,

b) Najvaţnije veze izmeĎu radikala R polipeptidnih

lanaca su kovalentne disulfidne veze koje nastaju

oksidacijom (dehidrogenacijom) tiolnih –SH grupa

cisteina.

H2C

C

COO

HH2N

SH H2C

C

COO

HH2N

-

+

-

2

CH2

C

COO

HH2N

-

+

S

+

S

- 2H

+ 2H

L-cistein L-cistin

c) Jonska privlačenja moguća su izmeĎu pozitivno

naelektrisanih grupa u bočnom lancu lizina i arginina i

negativnih –COO- grupa u bočnim lancima

asparaginske i glutaminske kiseline.

d) Hidrofobne veze nastaju jakim pribliţavanjem ostataka

valina, leucina, i-leucina i fenilalanina pri čemu dolazi

do istiskivanja molekula vode iz tog područja.

4) Kvarterna struktura označava agregaciju više

polipeptidnih lanaca u definiranu molekulu

240

a) Polipeptidni lanci mogu se meĎusobno povezivati

u dugačke niti gradeći molekule vlaknaste

strukture. Takve molekule su netopive u vodi i

odlikuju se velikom čvrstoćom. Za takve proteine

kaţemo da su fibrilarne strukture. Fibrilarni

proteini sluţe kao glavni strukturni materijal

ţivotinjskih tkiva. Tako kolagen ulazi u sastav

kostiju, hrskavice, koţe, kose i noktiju.

b) Polipeptidni lanci mogu se meĎusobno povezivati

gradeći zbijene kompaktne molekule klupčaste

strukture. Za takve proteine kaţemo da su

globularne strukture. Kod globularnih proteina

polarne grupe nalaze se isključivo na površini

molekule što omogućava njihovu interakciju s

molekulama, zato su ovi proteini topivi u vodi.

Globularni proteini su proteini ţivotnih funkcija.

Tu spadaju mnogi hormoni, enzimi, imunoproteini,

hemoglobin (vaţan za transport oksigena iz pluća u

ćelije tkiva), toksini i mnogi drugi vaţni proteini.

241

Hemoglobin

Podjela proteina

Proteini se mogu podijeliti u tri glavne grupe:

1) Skleroproteini (fibrilarni proteini)

Kolagen

Keratin

2) Sferoproteini (globularni proteini)

Proteini krvne plazme

Proteini bjelanceta

Najveći broj enzima

3) Proteidi (sloţeni proteini; pored proteinskog dijela

sadrţe i neku neproteinsku grupu – prostatičku

grupu)

242

Nukleoproteidi (glavni sastojci ćelijskog

jedra). Kao prostatičku grupu sadrţe

nukleinske kiseline.

Glikoproteidi, sadrţe karbohidrate.

IzgraĎuju ćelijske membrane.

Fosfoproteidi, sadrţe fosfatnu grupu –

kazein u mlijeku

Metaloproteidi, kao prostatičku grupu

sadrţe metalokomplekse. To su

hromoproteini. Prostatička grupa je obojena

(grčki, chromo=boja). Tu spada

hemoglobin.

Lipoproteidi; (slabim Van der Waalsovim

silama vezani su za lipide). IzgraĎuju

ćelijske membrane.

Osobine

Proteini su makromolekule. Ako su topivi u vodi grade

koloidne otopine, jer su im molekule koloidnih dimenzija.

Optički su aktivni spojevi. Imaju amfoterni karakter i imaju

vaţnu ulogu pufer sistema u tjelesnim tečnostima.

H2N P COO - H

+

OH -

H3N P COOH+

kiseli oblik bazni oblik

Prisustvo proteina u nekim prirodnim supstancama (npr. jajetu)

dokazuje se specifičnim reakcijama. Dijele se u dvije grupe:

1) taloţne reakcije

2) bojene reakcije

1) Taloţne reakcije

a) zagrijavanjem proteini koaguliraju – taloţe se

b) taloţe se i pod djelovanjem otopina soli teških

metala (Pb, Hg, Cu i Fe)

c) taloţe se pod djelovanjem kiselina, npr. HNO3

243

2) Bojene reakcije

a) Biuretska reakcija,

Rastvor bakar(II)sulfata u baznoj sredini sa

proteinima daje helatni kompleks ljubičaste boje.

Reakcija je karakteristična za sve spojeve koji u

svojoj molekuli sadrţe peptidnu vezu.

Enzimi

Posebnu grupu globularnih proteina čine enzimi. To su

biokatalizatori koji regulišu hemijske procese u ţivim

organizmima. Supstanca na koju enzim djeluje naziva se supstrat.

Kao i ostali proteini i enzimi imaju veliku masu pa su i dimenzije

njihovih molekula u poreĎenju s molekulama supstrata veoma

velike. Reakcija koju enzim katalizira vrši se na odreĎenom

mjestu proteinske molekule koji se naziva aktivni centar. Aktivni

centar nije fiksan sistem. Njegov oblik se modificira, kada se na

njega vezuje supstrat, tako da on postaje komplementaran po

obliku i naboju sa supstratom.

Enzimi posjeduju sve karakteristike hemijskih katalizatora

ali su od njih mnogo efikasniji. Znatno više smanjuju energiju

aktivacije od hemijskih katalizatora, mijenjajući mehanizam same

reakcije. Enzimi mijenjaju prirodu aktiviranog kompleksa i na taj

način utiču na povećanje brzine hemijske reakcije.

244

Prvo se stvara kompleks enzim – supstrat (E-S), a zatim u

samoj reakciji kompleks enzim produkt (E-P), koji se zatim

razlaţe na enzim i produkt.

E + S → E-S → E-P → E + P enzim supstrat kompleks kompleks enzim produkt

OsloboĎeni enzim moţe ponovo ući u reakciju sa

supstratom. Enzimi pokazuju veliku specifičnost. Djelovanje im

je ograničeno na mali broj srodnih reakcija.

Nazivi enzima dobivaju se prema supstratu na koji djeluje,

dodavanjem nastavka – aza, npr. ureaza (enzim koji djeluje na

ureu); lipaza (djeluje na odreĎene lipide).

Pošto odreĎeni supstrati mogu da reaguju sa više enzima

na različite načine, usvojeno je pravilo da se enzimi dijele prema

tipu reakcija koje kataliziraju.

Mogu se podijeliti u 6 grupa.

Grupa enzima Tip katalizirane reakcije

oksidoreduktaze redoks reakcije

transferaze prenos funkcionalnih grupa

hidrolaze hidroliza

izomeraze izomeracija

ligaze stvaranje hemijske veze

liaze adicija na vezu ili eliminaciju

uz stvaranje veze

245

KARBOHIDRATI

Karbohidrati su grupa karbonovih spojeva koji najčešće

sadrţe hidrogen i oksigen u odnosu 2 : 1, kao u vodi. Zato se

mnogi karbohidrati mogu predstaviti opštom formulom

Cn(H2O)n

U prirodi su veoma rasprostranjeni i u velikim količinama.

Imaju biološku vaţnost. Nalaze se u svakoj ćeliji. Karbohidrati su

prirodni produkti. Nastaju procesom fotosinteze u zelenim

biljkama, od CO2 i H2O, pod uticajem sunčeve svjetlosti i

hlorofila.

Fotosinteza karbohidrata je veoma sloţen proces koji

obuhvata niz hemijskih reakcija, a jedna od mogućih je:

6 CO2 + 6 H2O hlorofilh /

C6H12O6 + 6 O2

U karbohidrate ubrajaju se spojevi koji se, na prvi pogled,

po svojim fizičkim osobinama meĎusobno jako razlikuju.

Dovoljno je podsjetiti da u ovu grupu spojeva spada šećer koji se

dobro otapa u vodi i vrlo je sladak, ali i celuloza koja niti je slatka

niti je u vodi topiva.

Karbohidrati su polifunkcionalne molekule jer sadrţe

različite funkcionalne grupe, kao što su aldehidna, keto, primarne

i sekundarne alkoholne grupe.

Podjela

246

Monosaharidi su osnovna gradivna jedinica svih

karbohidrata. Pri hidrolizi se ne cijepaju.

Oligosaharidi sadrţe 2 – 10 monosaharidnih jedinica. Hidrolizom

se cijepaju na monosaharide.

Polisaharidi sadrţe veliki broj monosaharida. Hidrolizom daju

veliki broj monosaharida.

Monosaharidi

Monosaharidi su polihidroksilni aldehidi ili

polihidroksilni ketoni. U svojoj molekuli sadrţe dvije ili više

alkoholnih grupa –OH i jednu aldehidnu –CHO ili keto >C=O

grupu.

Zato se dijele na:

H

C

O

(CHOH)4HOH2C1) aldoze, npr.

(CHOH)3HOH2C C CH2OH

O

2) ketoze, npr.

Prema broju atoma karbona u molekuli dijele se na:

1) trioze (sadrţe 3 C atoma)

2) tetroze (sadrţe 4 C atoma)

3) pentoze (sadrţe 5 C atoma)

4) heksoze (sadrţe 6 C atoma) itd.

Osobine

Monosaharidi su bezbojne kristalne supstance. Lahko se

otapaju u vodi. Optički su aktivni, jer u njihovim molekulama

nalazi se jedan ili više hiralnih (asimetričnih) C atoma.

Najjednostavniji monosaharid iz grupe aldoza je

gliceraldehid.

Molekula gliceraldehida ima jedan hiralni (asimetrični) C

atom pa se javlja u dva stereoizomera, dva enentiomera.

247

C

O

HC

CH2OH

H OH

C

O

HC

CH2OH

HO H

D(+) gliceraldehid L(-) gliceraldehid

Prema dogovoru, svi šećeri, koji na pretposljednjem

atomu karbona imaju istu konfiguraciju kao i D-gliceraldehid

pripadaju D-redu.

Pri pisanju formula hiralni C atomi i atomi hidrogena

vezani na njih se izostavljaju.

C

O

HOH

CH2OH

OH

C

O

HOH

OH

CH2OH

OH

C

O

HOH

OH

CH2OH

OH

HO

C

O

H

CH2OH

OH

D-riboza( D-pentoza)

D- gliceraldehid( D-trioza)

D-eritroza(D-tetroza)

D-glukoza ( D-heksoza

ALDOZE

CH2OH

CH2OH

OH

CH2OH

OH

CH2OH

OH

CH2OH

OH

CH2OH

OH

HO

C O

C O

C O

CH2OH

CH2OH

C O

dihidroksiaceton D-eritruloza D-fruktozaD-ribuloza

KETOZE

248

Aldehidi i ketoni vrlo lahko reaguju sa alkoholima dajući

poluacetale. Pošto se u istoj molekuli nalazi hidroksilna i

karbonilna grupa, monosaharidi grade ciklične poluacetale. Za

pentoze i heksoze ciklični poluacetali su termodinamički

povoljniji.

Nastali poluacetali predstavljaju peteročlane ili šesteročlane

heterocikluse sa oksigenom. Prema osnovnim spojevima furana i

pirana odgovarajući oblici monosaharida nazivaju se furanoze i

piranoze.

Stvaranjem cikličnih poluacetala C atom karbonilne grupe

postaje hiralan i tako se dobivaju dva nova izomerna oblika koje

nazivamo anomeri (grčki ano=gornji, iznad). -izomer (kod koga

je poluacetalna –OH grupa na desnoj strani i -izomer sa

poluacetalnom –OH grupom na lijevoj).

249

Pored tzv. Fischerovih projekcija, ciklične strukture

monosaharida se češće predstavljaju tzv. Haworthovim

(Hejvortovim) formulama.

-OH grupe, koje se u Fischerovim projekcijskim

formulama nalaze s desne strane, u Haworthovim formulama su

ispod ravni prstena, a one s lijeve strane su iznad ravni prstena. U

vodenim otopinama ovi oblici su u meĎusobnoj ravnoteţi i mogu

prelaziti jedan u drugi preko otvorenog lanca. Ova pojava naziva

se mutarotacija.

Svjeţe pripremljena otopina -D-glukopiranoze ima

specifični ugao zakretanja +113° i on se postepeno smanjuje do

52,5°. Svjeţe pripremljena otopina -D-glukopiranoze pokazuje

specifični ugao zakretanja od +19°, koji se vremenom povećava i

kada dostigne vrijednost od 52,5° više se ne mijenja.

Ovo pokazuje da su i -glukopiranoze u ravnoteţi. I to u

ravnoteţi se nalazi 36% -izomera i 64% -izomera, dok je

aldehidni oblik prisutan u vrlo maloj koncentraciji.

Hemijska svojstva

U hemijskom pogledu, monosaharidi imaju osobine

alkohola i aldehida (aldoze), odnosno ketona (ketoze).

1) Oksidacijom daju kiseline:

a) Oksidacijom blagim oksidacionim sredstvima

(Fehlingovim reagensom, amonijačnom otopinom

srebro nitrata) oksidira se aldehidna grupa i pri

tome nastaju onske kiseline.

250

C

O

HOH

OH

CH2OH

OH

HO

COOH

OH

OH

CH2OH

OH

HO

D-glukoza

O

D-glukonska kiselina

b) Enzimatskom oksidacijom moţe da se oksidira

samo primarna alkoholna grupa pri čemu nastaju

uronske kiseline.

C

O

HOH

OH

CH2OH

OH

HO

C

O

HOH

OH

COOH

OH

HOO

D-glukoza

D-glukuronska kiselina

c) Jaki oksidansi, kao što je HNO3, oksidiraju –CHO

i –CH2OH grupu i pri tome nastaju šećerne

kiseline

251

C

O

HOH

OH

CH2OH

OH

HO

COOH

OH

OH

COOH

OH

HO

D-glukoza

O

secerna kiselina

2) Katalitičkom redukcijom monosaharida nastaju

polihidroksilni alkoholi

C

O

HOH

OH

CH2OH

OH

HO

CH2OH

OH

OH

CH2OH

OH

HO

D-glukoza

H

sorbitol

Sorbitol je jako rasprostranjen u prirodi i nalazi se u

raznom voću. Upotrebljava se kao zamjena za šećer. Njegova

slatkoća iznosi oko 60% slatkoće običnog šećera. Koristi se za

zaslaĎivanje slatkiša, guma za ţvakanje i drugih proizvoda koji ne

smiju sadrţavati šećer – proizvodi za dijabetičare.

252

3) Stvaranje glikozida

Poluacetali u reakciji s alkoholima daju acetale,

spojeve koji sadrţe dvije eterske grupe na istom C atomu.

Ciklični acetali koji se odvode od monosaharida

nazivaju se glikozidi, a veza izmeĎu poluacetalnog

karbona i –OR grupe naziva se glikozidna veza.

O

OH O

OH

OH

CH2OH

R

glikozidna veza

Glikozidi su u vodenim otopinama stabilni kao i drugi

acetali. Ne pokazuju mutarotaciju i ne mogu preći u

aldehidnu ili keto formu. Zato ne pokazuju reakcije na

aldehide i ketone. Djelovanjem jakih kiselina i enzima

hidroliziraju na monosaharid i alkohol.

Najvaţnije pentoze su riboza i deoksiriboza koje ulaze u

sastav nukleinskih kiselina. Riboza je sastavni dio

ribonukleinskih, a deoksiriboza, deoksiribonukleinskih kiselina.

MeĎu heksozama najvaţnije su glukoza i fruktoza.

Glukoza se naziva još groţĎanim šećerom. Nalazi se u

svim organizmima, slobodna ili u raznim disaharidima i

polisaharidima. Slobodne glukoze ima u voću, medu, krvi

(od 3,5 – 6,1 g/l) i urinu. Dobiva se hidrolizom škroba, glikogena i

celuloze. Glukoza je bijela kristalna supstanca slatkog okusa

(grčki, glikos = sladak). Dobro se otapa u vodi.

Djelovanjem fermenta zimaze u procesu alkoholnog vrenja

glukoza se razlaţe do etanola.

C6H12O6 zimaza2 C2H5OH + 2 CO2

U ćelijama tkiva glukoza se potpuno razlaţe do CO2 i H2O

253

C6H12O6 (s) + 6 O2 (g) → 6 CO2 (g) + 6 H2O(ℓ) H = -2816kJ/mol

Energija koja se oslobaĎa pri ovom procesu troši se za

kontrakciju mišića, aktivan transport i biosintezu molekula.

Glukoza se u organizam unosi putem hrane u obliku šećera

i škroba. Višak glukoze u jetri se pretvara u glikogen, koji se kao

rezervni polisaharid deponuje u jetri i mišićima.

Fruktoza (voćni šećer) nalazi se u voću i medu. Zakreće

ravan polarizovane svjetlosti u lijevo. SlaĎa je od šećera.

Disaharidi

MeĎu oligosaharidima najvaţniji su disaharidi. Nastaju iz

dvije molekule monosaharida, najčešće heksoza, izdvajanjem

jedne molekule vode i vezivanjem preko oksigena (glikozidna

veza). Razlikujemo dva načina meĎusobnog povezivanja

monosaharida: maltozni i trehalozni tip.

1) Kod maltoznog tipa glikozidna veza ostvaruje se

izmeĎu poluacetalne –OH grupe jednog

monosaharida i bilo koje alkoholne grupe drugog

monosaharida. Najčešće je to –OH grupa na četvrtom

atomu karbona.

Ovakav tip veze javlja se kod maltoze, celebioze i

laktoze. Kod maltoze dvije molekule -glukoze, (-D-

glukopiranoze) povezuju se -glikozidnom vezom u

poloţaju 1-4.

Maltoza glukozo (1,4)-D-glukoza

Kod celebioze na isti način se povezuju dvije molekule

-glukoze (-D-glukopiranoze).

Kod laktoze na isti način (1,4) povezane su -

galaktoza (-D-galaktopiranoza) i -glukoza (-D-

glukopiranoza).

Kod maltoznog tipa poluacetalna grupa drugog

monosaharida ostaje slobodna. Zato disaharidi

maltoznog tipa pokazuju redukcione osobine, pojavu

mutarotacije i daju reakcije na monosaharide.

Maltoza i celebioza su biljni produkti. Laktoza je

ţivotinjski šećer. Nalazi se u mlijeku sisara i zove se

254

još mliječni šećer. Tako majčino mlijeko sadrţi od 5-

8% laktoze, a kravlje 4-6%.

4. Trehalozni tip veze ostvaren je kod disaharida

trehaloze i saharoze. Kod ovog tipa veze

monosaharidi se povezuju preko svojih

poluacetalnih –OH grupa. Zato su disaharidi ovog

tipa nereducirajući šećeri, ne pokazuju pojavu

mutarotacije i ne daju reakcije na monosaharide.

Zavisno od konfiguracije vezujućih monosaharida (

ili -oblik) vezivanje moţe biti:

-; - i - oblika.

Saharoza je disaharid trehaloznog tipa, u kome se -

glukoza (-D-glukopiranoza) i -fruktoza (-D-fruktofuranoza)

povezani preko svojih poluacetalnih –OH grupa u poloţaju 1,2 i to

--oblika.

Saharoza je biljni šećer. Dobro se otapa u vodi. Slatkog je

okusa. Koristi se za ishranu.

Polisaharidi

Polisaharidi su visokomolekularna jedinjenja, koja se

sastoje od velikog broja monosaharidnih jedinica povezanih

glikozidnom vezom. Po fizičkim i hemijskim osobinama bitno se

razlikuju od monosaharida i oligosaharida. Netopivi su u vodi, ne

255

kristaliziraju, nemaju sladak okus i ne pokazuju redukciona

svojstva.

Polisaharidi su veoma rasprostranjeni u biljnom i

ţivotinjskom svijetu. Prema funkciji koju vrše u ţivim

organizmima dijelimo ih na:

1) Rezervne polisaharide

Ţivim organizmima sluţe kao materijal za izgradnju

novih supstanci i dobivanja potrebnih količina

energije. Tu spadaju škrob i glikogen. Škrob je

rezervni polisaharid biljaka, a glikogen ţivotinjskih

organizama.

2) Skeletne polisaharide, koji sluţe kao materijal za

izgradnju čvrstih dijelova sa velikom otpornošću, ali

sa malom ili nikakvom biološkom aktivnosti.

Polisaharid ovog tipa je celuloza.

Polisaharidi potpunom hidrolizom najčešće daju samo

jedan jedini monosaharid. Škrob, celuloza i glikogen izgraĎeni su

iz glukoze kao osnovne gradivne jedinice. Škrob i glikogen

izgraĎeni su iz -D-glukoze (-D-glukopiranoze), dok celulozu

izgraĎuje -D glukoza (-D-glukopiranoza).

Škrob

Škrob je, poslije celuloze, najrasprostranjeniji karbohidrat.

On je rezervni polisaharid biljaka. Nastaje u zelenim dijelovima

biljke procesom fotosinteze. Deponuje se u korijenu, krtolama i

sjemenkama. Škrob je smjesa polisaharida amiloze (20%) i

amilopektina (80%). Unutrašnjost škrobnog zrnca izgraĎena je

od amiloze, a opna od amilopektina.

Amiloza je nerazgranati polisaharid izgraĎen od velikog

broja (oko 4000) -D-glukoze (-D-glukopiranoze) meĎusobno

povezanih 1,4-glikozidnim vezama. Enzimatskom hidrolizom

daje disaharid maltozu. Ima oblik -zavojnice. Sa jodom daje

karakteristično ljubičasto obojenje koje potiče od ugradnje

molekula I2 u središnji prostor zavojnice, što uzrokuje jaku

apsorpciju odreĎenih talasnih duţina svjetlosti.

Amilopektin ima razgranatu strukturu koji sadrţi dvije

vrste glikozidnih veza: 1,4)-glikozidnom vezom povezane su

molekule D-glukoze u polimerne lance, ali na svakih 24-30

256

monomernih jedinica lanca se grana i to (1,6)-glikozidnom

vezom.

Grananje sprečava stvaranje -zavojnice i zato

amilopektin sa jodom daje blijedocrveni kompleks.

Osobine i upotreba škroba

Škrob je bijeli prah. Sastoji se od zrnaca, koja su kod

svake biljke drugačijeg oblika. Rastvara se u vodi gradeći ljepak.

Kuhanjem sa razblaţenim kiselinama škrob hidrolizuje. Konačni

produkt hidrolize je D-glukoza (-D-glukopiranoza).

Škrob H

dekstrin H

maltoza H

glukoza

Dekstrin je smjesa maltoze, D-glukoze i razgranatih

oligosaharida. Zbog lahke probavljivosti dodaje se dječijoj hrani.

Škrob se upotrebljava kao hrana, zatim za proizvodnju alkohola,

glukoze i dr.

Glikogen

Glikogen je rezervni polisaharid ţivotinja. Nalazi se u

mišićima i jetri. Struktura mu je slična amilopektinu, ali su mu

nizovi kraći, sadrţe 12-20 jedinica D-glukoze i više je razgranat.

Glikogen ima vaţnu ulogu u regulaciji sadrţaja šećera u krvi.

Celuloza

Celuloza je gradivni polisaharid biljaka. IzgraĎuje

membrane svih biljnih ćelija. Celuloza je najrasprostranjenija

organska supstanca. U drvetu je oko 50% celuloze. Najčistija

celuloza nalazi se u dlačicama pamuka – (oko 90%). Molekule

celuloze imaju oblik dugih nerazgranatih lanaca, u kojima je

meĎusobno povezano oko 2000-3000 molekula -D-glukoze (-

D-glukopiranoze) (1,4)-glikozidnom vezom. Celulozna vlakna

su nitaste graĎe i predstavljaju snopove paralelnih polisaharidnih

lanaca meĎusobno povezanih hidrogenovim vezama izmeĎu –OH

grupa susjednih lanaca. Ovakva graĎa daje celulozi dobra

mehanička svojstva. Celuloza nema biološku vrijednost. Ljudi i

257

ţivotinje ne posjeduju enzime koji bi hidrolizirali -glikozidnu

vezu.

MeĎutim mnoge bakterije imaju -glikozidaze koje su

sposobne da hidroliziraju celulozu do disaharida celebioze i dalje

do glukoze. Takve bakterije u svom probavnom traktu posjeduju

termiti, pa je drvo osnovna hrana ovih mrava.

Osobine i upotreba celuloze

Čista celuloza je bijela, čvrsta, vlaknasta supstanca,

bez ukusa i mirisa. Ne otapa se u vodi.

Celuloza sluţi za proizvodnju papira, tkanina,

konca, uţadi. Hemijskom preradom celuloze dobiva se alkohol,

vještačka svila, eksplozivi, filmske trake itd.

Celuloza reaguje sa organskim i neorganskim

kiselinama dajući estere. Esteri celuloze sa HNO3 zovu se

nitroceluloza. Ona je lahko zapaljiva. Koristi se za pravljenje

bezdimnog baruta.

Acetilceluloza (ester celuloze sa sirćetnom

kiselinom) je teško zapaljiva. Koristi se za proizvodnju avionskih

lakova, filmskih traka, nelomljivog stakla, acetatne svile i dr.

258

LIPIDI

Lipidi obuhvataju veliki broj po strukturi različitih

spojeva, rasprostranjenih kako u biljnom tako i u ţivotinjskom

svijetu. Lipidi imaju vaţnu biološku ulogu. Iako imaju dva puta

veću energetsku vrijednost od karbohidrata i proteina sluţe kao

izvor energije tek pri teškom fizičkom naporu ili gladovanju.

Imaju vaţnu ulogu u strukturi ćelijskih membrana. Slabo provode

toplotu i na taj način štite ţive organizme od hladnoće. 10%

ukupne teţine čovjeka otpada na lipide. Lipidi se ne otapaju u

vodi. Topivi su u organskim nepolarnim otapalima: eteru,

benzenu, tetrahlormetanu i dr.

Lipidi se dijele na jednostavne i sloţene lipide.

1) Jednostavni lipidi su esteri alkohola (najčešće

glicerola, miricilalkohola i sterola) i viših masnih

kiselina.

Kiseline koje ulaze u sastav jednostavnih lipida su

monokarboksilne, nerazgranatog lanca i parnog broja

atoma karbona (od 16 do 20). Ako su nezasićene onda su

to uvijek cis-izomeri.

To su:

palmitinska, CH3(CH2)14-COOH

stearinska, CH3(CH2)16-COOH

oleinska, CH3-(CH2)7-CH=CH-(CH2)7-COOH

linolna, CH3(CH2)4-CH=CH-CH2-CH=CH-(CH2)7-COOH

linolenska, CH3-CH2-CH=CH-CH2-CH=CH-CH2-CH=CH-(CH2)7-COOH

Kao alkoholna komponenta moţe doći glicerol,

miricilalkohol ili holesterol. U zavisnosti od vrste alkohola

jednostavni lipidi dijele se na:

1) Masti i ulja – trigliceroli (trohidroksilni alkohol

glicerol)

2) Voskovi (viši monohidroksilni alkoholi, npr.

miricilalkohol, CH3-(CH2)28-CH2-OH

3) Steridi (steroidni alkohol holesterol)

259

Sloţeni lipidi mogu da sadrţe ostatke fosfatne ili sulfatne

kiseline, glukozu ili protein i dijelimo ih na:

fosfolipide

sulfolipide

glikolipide

lipoproteine

Masti i ulja, trigliceroli

Najveću grupu lipida čine masti i ulja, odnosno trigliceroli.

Prirodne masti i ulja su smjesa različitih triglicerola. Mogu se

predstaviti opštom formulom:

H2C

HC

H2C

OCOR3

OCOR1

OCOR2

Osobine masti i ulja

Trigliceroli u čijem su sastavu preteţno zastupljene

zasićene više masne kiseline su čvrsti, a oni sa većom količinom

nezasićenih kiselina su, na sobnoj temperaturi, tečni. Zovu se ulja.

Masti kopnenih ţivotinja sadrţe 40-50% zasićenih masnih

kiselina. Biljna ulja ih sadrţe ispod 20%. Čisti trigliceroli su bez

boje, mirisa i okusa. Ne otapaju se u vodi. Lakši su od vode i

plivaju. Otapaju se u nepolarnim organskim otapalima (eter,

benzen, hloroform i dr.).

U hemijskom pogledu masti su neaktivni spojevi.

Najvaţnija hemijska primjena masti je hidroliza.

1) Hidrolitičkom razgradnjom triglicerola nastaju više

masne kiseline i trohidroksilni alkohol glicerol:

260

H2C

HC

H2C

OCO(CH2)16CH3

OCO(CH2)14CH3

OCO(CH2)14CH3

H2C

HC

H2C

OH

OH

OH+ 3 H2O

CH3(CH2)16COOH

CH3(CH2)14COOH2

+palmitinska kiselina

stearinska kiselinagliceroldipalmitostearat

Nomenklatura triglicerola izvodi se prema nazivu

kiselina koje ulaze u njihov sastav.

U ţivim organizmima vrši se enzimatska hidroliza pod

djelovanjem enzima lipaze. Višak masti deponuje se u tzv. masna

tkiva.

2) Trigliceroli koji sadrţe nezasićene više masne kiseline

pokazuju reakcije adicije.

a) Adicija hidrogena

Hidrogenacijom ulja dobije se čvrsta mast.

Hidrogen se adira na dvostruke veze u radikalu

nezasićenih kiselina tako da nastaju zasićene

kiseline. To se postiţe provoĎenjem hidrogena

pod pritiskom kroz ulje kojem je dodat nikl u

prahu kao katalizator

b) Adicija halogena (Br ili I) je veoma vaţna

reakcija jer se iz količine adiranog halogena

moţe odrediti broj dvostrukih veza u mastima i

uljima. Vaţan parametar u odreĎivanju

kvalitete masti i ulja je jodni broj koji

predstavlja broj mg I2 koji se adira na 1 g masti.

Što je jodni broj veći, veća je zastupljenost

nezasićenih kiselina i mast je podloţnija

kvarenju.

3) Oksidacija masti i ulja

Uţeglost masti je pojava praćena neprijatnim mirisom i

okusom, a posljedica je dva procesa:

a) hidrolize masti i ulja koju uzrokuju bakterije i

mikroorganizmi i

b) oksidacije oksigenom iz vazduha.

261

Hidrolizom masti i ulja nastaju slobodne masne kiseline

koje imaju neprijatan miris. Oksidacija masti dovodi do pucanja

dvostrukih veza pri čemu se prvo stvaraju peroksidi, a zatim

aldehidi i na kraju kiseline sa manjim brojem C atoma. Što je broj

atoma karbona u molekuli nastalih kiselina manji, to je miris

neprijatniji. I nastali aldehidi imaju neprijatan miris. Ovi procesi

se ubrzavaju djelovanjem svjetlosti, toplote i vlage.

Pretjeranim zagrijavanjem masti i ulja (predugim prţenjem

hrane na visokim temperaturama) dolazi do razgradnje masti na

glicerol i masne kiseline.

Dehidratacijom glicerola nastaje nezasićeni aldehid,

akrolein. Akrolein je lahko isparljiva tečnost neugodnog i oštrog

mirisa i grize za oči. Jak je suzavac. Veoma je otrovan. On je

uzrok neprijatnom mirisu para koje se javljaju kod pregrijavanja

masti.

H2C

HC

H2C

OH

OH

OH

C

O

HCH

CH2

2- H2O

glicerol akrolein

zagrijavanje

4) Saponifikacija masti i ulja

Ako se hidroliza triglicerola vrši pod djelovanjem

alkalnih baza uz zagrijavanje nastaje glicerol i soli

viših masnih kiselina poznate pod imenom sapuni.

H2C

HC

H2C

OCO(CH2)16CH3

OCO(CH2)16CH3

OCO(CH2)16CH3

H2C

HC

H2C

OH

OH

OH3NaOH zagrijavanje

glicerol

CH3(CH2)16COONa

tristearat

3++

natrijev stearat(natrijev sapun)

Sapuni su natrijeve i kalijeve soli viših masnih kiselina. Natrijevi

sapuni su tvrdi, dok su kalijevi sapuni mekani.

262

Kada je saponifikacija završena, vrši se ˝isoljavanje˝

odnosno taloţenje dodatkom natrijum hlorida. Nakon što sapun

ispliva na površinu odvaja se od glicerola i vode.

Osobine

Sapun se u vodi otapaju dajući koloidnu otopinu koja pjeni

kada se promućka. Usljed hidrolize otopina sapuna djeluje bazno,

jer je sapun so jake baze i vrlo slabe kiseline.

CH3(CH2)16COONa + HOH CH3-(CH2)16-COOH + Na

+ + OH

-

natrijum stearat stearinska kiselina natrijum hidroksid

(sapun)

Molekula sapuna sastoji se iz hidrofobnog (nepolarnog)

nerazgranatog karbovodoničnog lanca (rep) i hidrofilnog

(polarnog) karboksilnog, -COO- anjona (glava). U vodenim

otopinama molekule sapuna okreću se svojim hidrofilnim

dijelovima (glavom) prema vodi dok nepolarni dio molekule (rep)

usmjeravaju prema masnoćama.

263

Rastvor sapuna kvasi masne mrlje na tijelu ili tkanini koja

se pere i kida ih u sitne čestice, koje se zatim adsorbuju na pjeni

sapunice, tj. na koloidnim česticama sapuna i odlaze s pjenom pri

ispiranju vodom. Kaţemo da su sapuni površinski aktivne

supstance. U tvrdoj vodi koja sadrţi jone kalcija, Ca2+

, i

magnezijuma, Mg2+

, ne moţe se prati sapunom, nema pjene, jer

Ca2+

i Mg2+

joni grade s anjonima kiselina nerastvorljive soli koje

padaju kao talog.

2 CH3(CH2)16COONa + Ca

2+ →

[CH3(CH2)16COO]2Ca + 2 Na

+

talog

264

Voskovi

Voskovi su esteri zasićenih viših masnih kiselina i viših

monohidroksilnih alkohola. U prirodi su veoma rasprostranjeni,

kako u biljnom tako i u ţivotinjskom svijetu. Osnovna uloga im je

da organizam štite od vlage. Nalaze se na listovima i plodovima

biljaka, u krznu ţivotinja, perju ptica, na tijelu kukaca. Pčele od

voska grade i svoje saće.

Esterska veza kod voskova je mnogo čvršća nego kod

triglicerola pa su zbog toga voskovi mnogo otporniji prema

saponifikaciji. Nalaze široku primjenu u kozmetičkoj industriji.

Pčelinji vosak

CH3(CH2)14CO-O-CH2(CH2)28CH3

↑ ↑ ostatak palmitinske ostatak miricil alkohola

kiseline

Lanolin je prečišćena mast ovčije vune, koja sadrţi preko

50 različitih estera. Esteri sadrţe razgranate lance karbohidrogena,

koje ne susrećemo kod lipida. Ima osobinu da stvara polučvrste

stabilne emulzije koje sadrţe i do 80% vlage. Zato se mnogo

koristi u kozmetici za njegu koţe.

Steroidi

Steroidi su produkti biljnog i ţivotinjskog porijekla. U

svojoj molekuli sadrţe sistem od 4 kondenzirana prstena koja

nazivamo steran.

steran

A B

C D

265

U grupu sterida spadaju veoma vaţni spojevi kao što su

holesterol, ţučne kiseline, steroidni hormoni, provitamini D-

vitamina i dr.

Holesterol

Holesterol je najrašireniji steroid. Nalazi se u gotovo svim

ćelijama ţivotinjskih organizama, gdje dolazi kao slobodan ili

esterski vezan. Sastavni je dio ćelijskih membrana. Nalazi se u

mozgu, nervnom tkivu, zidovima krvnih sudova, ţuči itd.

Holesterol je polazna supstanca u biosintezi ţučnih kiselina i

steroidnih hormona. Ţučni kamen je izgraĎen isključivo iz

holesterola.

Holesterol je netopiv u vodi i u krvnoj plazmi se

transportuje u obliku kompleksa sa proteinima – lipoproteina.

Fosfolipidi

Fosfolipidi su sloţeni lipidi. To su diesteri fosfatne

kiseline. S jedne strane fosfatna kiselina je esterificirana esterom

glicerola, diacil glicerolom, a s druge strane aminoalkoholom

holinom. U sastav fosfolipida najčešće ulaze palmitinska,

stearinska i oleinska kiselina.

Najvaţniji su lecitini (holin-fosfogliceroli).

266

H2C

HC

H2C

O

OR1

OR2

P O

O

- O

H2

CH2

C N CH3

CH3

H3C

diacilglicerol

+

ostatak fosfatne kiseline

holin

L E C I T I N

Kao što se iz strukture vidi fosfolipidi su dipolarne molekule.

Slično sapunima i deterdţentima mogu emulgirati masti. Npr.

lecitini izolirani iz soje koriste se kao emulgatori za čokoladu,

margarin, majonezu, kao i u farmaceutskoj industriji.

U vodenim otopinama fosfolipidi spontano grade lipidni

dvosloj, u kojem se polarni dijelovi molekula okreću prema vodi,

a nepolarni dijelovi jedni prema drugim.

267

Ova osobina fosfolipida je od izuzetnog značaja za

izgradnju bioloških membrana. Biološke membrane su zapravo,

dvosloj izgraĎen od fosfolipida, glikolipida, proteina i holesterola.

Takav dvosloj je dovoljno čvrst da djeluje kao membrana koja je

nepropusna za jone i polarne molekule, ali je propustljiva za

molekule vode.

Ukoliko fosfolipidi sadrţe samo zasićene više masne

kiseline, onda je membrana na tom mjestu više kruta. Ako sadrţe

nezasićene masne kiseline membrana je elastičnija i omogućava

lakšu razmjenu supstanci.

268

HETEROCIKLIČNI SPOJEVI

Heterociklusi su spojevi čije molekule u svom prstenu,

pored atoma karbona, sadrţe jedan ili više atoma drugog elementa

(heteroatom). Heteroatomi su najčešće atomi O, S i N.

U heterociklusu heteroatom obiljeţava se sa 1.

Najvaţniji heterociklični spojevi su sa peteročlanim i

šesteročlanim prstenom. Dobivaju trivijalna imena.

1) Peteročlani heterociklusi sa jednim heteroatomom:

SO N

H

.. ..

11

12 2 2

3 3 34 4 4

5 5 5

furan tiofen pirol

2) Peteročlani heterociklusi sa dva heteroatoma:

Ako se u heterociklusu nalazi više heteroatoma onda se

numerisanje vrši ovim redom O, S, N.

269

3) Šesteročlani heterociklusi s jednim i dva heteroatoma:

4) Vaţnu grupu čine tzv. kondenzirani heterociklički spojevi,

koji se sastoje od dva heterociklusa ili benzena i heterociklusa

meĎusobom povezana preko zajedničkog para atoma karbona:

: - označava slobodne elektronske parove na heteroatomu koji

su sposobni da učestvuju u stvaranju koordinativno kovalentne

veze. Na taj način ti heteroatomi pokazuju bazna svojstva (prema

Lewis-u baze su donori slobodnog elektronskog para u procesu

formiranja koordinativno-kovalentne veze).

Svi heterociklični spojevi imaju osobine aromatskih

karbohidrogena. Reaguju preteţno supstitucijom.

Heterociklični spojevi su u prirodi veoma rasprostranjeni u

biljnim i ţivotinjskim organizmima (hemoglobin, hlorofil, biljne i

ţivotinjske boje, alkaloidi, nukleotidi, nukleinske kiseline, amino

kiseline, biogeni amini, neki proteini i dr.).

270

NUKLEINSKE KISELINE

MeĎu vaţne prirodne polimere, osim polisaharida i

polipeptida, spadaju i polinukleotidi ili nukleinske kiseline.

Polisaharidi i polipeptidi su gradivni materijal ţivih

organizama i ujedno materijal koji obavlja vaţne ţivotne funkcije.

Nukleinske kiseline meĎutim sadrţe podatke o tome kako taj

materijal treba biti izgraĎen i kako treba funkcionirati.

Nukleinske kiseline danas se smatraju ključnim

molekulama ţivota jer sadrţe genetske informacije. Nukleinske

kiseline po svojoj strukturi su polinukleotidi. Osnovna

monomerna jedinica je dakle nukleotid.

Nukleotid je izgraĎen od jedne heterocikličke baze,

karbohidrata i fosfatne kiseline.

Kao heterociklička baza dolaze pirimidinske i purinske

baze.

Kao karbohidrat dolaze monosaharidi iz grupe aldopen-

toza: D-riboza i D- 2-deoksiriboza.

Monosaharid je sa bazom povezan -glikozidnom vezom

preko N (-N-glikozidna veza). Takve spojeve nazivamo nukleo-

zidima.

Nukleozidi imaju trivijalna imena, koja se izvode od

imena baze. Kod purinskih nukleozida imena se završavaju

nastavkom –ozin, adenozin, guanozin, a kod pirimidinskih

nastavkom –idin, npr. uridin, timidin, citidin.

Nukleotidi su fosfatni esteri nukleozida. Osobito su

vaţni 5´-fosfatni esteri.

271

MeĎu nukleotidima poseban značaj ima adenozinotrifosfat

(ATP)

272

ATP je vaţan prenosilac fosfata u mnogim enzimatskim

procesima.

Hidrolizom ATP → ADP → AMP oslobaĎaju se

znatne količine energije koja se moţe upotrijebiti za obavljanje

korisnog rada (kontrakcija mišića, aktivni transport biosinteza).

Zato je ATP glavni izvor energije u biološkim sistemima.

Povezivanjem velikog broja nukleotida nastaju nukleinske

kiseline. Povezivanje se vrši preko fosfodiesterskih veza u

poloţajima 3´- 5´.

Prema vrsti monosaharida razlikujemo deoksiribo-

nukleinske kiseline, DNA (šećerna komponenta je deoksiriboza)

i ribonukleinske kiseline, RNA (sadrţe ribozu).

Ovoj čisto hemijskoj podjeli nukleinskih kiselina na DNA

i RNA, odgovara biološki različita funkcija. DNA je genetički

273

materijal, ima ulogu prenošenja genetske informacije sa roditelja

na potomke.

RNA neposredno sudjeluje i kontrolira biosintezu

proteina.

Nukleinske kiseline su velike molekule s relativnom

molekularnom masom oko 109. Njihove molekule mogu se vidjeti

pod elektronskim mikroskopom.

Primarna struktura DNA

Nukleinske kiseline su linearne makromolekule. Kao i

proteini i nukleinske kiseline posjeduju primarnu, sekundarnu i

tercijarnu strukturu.

Primarna struktura DNA je sekvenca nukleozida,

odnosno sekvenca baza, jer se nukleozidi razlikuju samo prema

bazama. Redoslijed baza u sekvenci čita se od 5´ kraja prema 3´

kraju.

U toj sekvenci pohranjena je informacija koju nosi

molekula DNA.

Primarne strukture DNA i RNA se razlikuju:

po sastavu šećerne komponente: DNA sadrţe D-2-deoksi-

ribozu, a RNA D-ribozu

pored adenina, guanina i citozina koji ulaze u sastav i DNA i

RNA; kao četvrtu bazu DNA sadrţi timin, a RNA uracil.

Sekundarna struktura DNA

Sekundarna struktura definirana je načinom

povezivanja baza izmeĎu polinukleotidnih lanaca.

DNA ima izgled dvostruke zavojnice (dvostrukog

heliksa).

Polipeptidni lanci su polarni i antiparalelni (suprotnih

smjerova), tj. jedan lanac prostire se u smjeru 5´ → 3´, a drugi

ima smjer 3´ → 5´ (oni su slični dvjema jednosmjernim

paralelnim ulicama kod kojih se saobraćaj odvija u suprotnim

smjerovima). Purinske i pirimidinske baze su smještene u

274

unutrašnjost dvostruke zavojnice dok se šećeri i fosfatne grupe

nalaze s vanjskih strana zavojnice.

Dva se polinukleotidna lanca povezuju meĎusobom

hidrogenovim vezama izmeĎu purinskih i pirimidinskih baza.

Visina navoja iznosi 3,4 nm i unutar svakog navoja postoji 10

nukleotida. Poslije svakog navoja ista struktura se ponavlja.

Promjer dvostruke zavojnice je 2 nm. Povezivanje je specifično i

zasnovano je na uspostavljanju hidrogenovih veza izmeĎu adenina

(A) iz jednog polinukleotidnog lanca i timina (T) drugog

polinukleotidnog lanca, odnosno guanina (G) jednog lanca i

citozina (C) drugog lanca. IzmeĎu adenina i timina uspostavljaju

se dvije hidrogenove veze, dok guanin i citozin povezuju tri

hidrogenove veze.

275

Redoslijed baza (sekvenca) polinukleotidnog lanca nije

ničim ograničen, ali sekvenca jednog lanca uvijek odreĎuje

sekvencu drugog polinukleotidnog lanca. Zato kaţemo da su baze

komplementarne.

Replikacija DNA

Replikacija ili udvostručavanje je veoma sloţen

proces. Započinje s ˝roditeljskom˝molekulom DNA. Dvostruka

zavojnica se otvara i odvajaju se dva polinukleotidna lanca.

Sekvenca baza svakog pojedinog lanca odreĎuje komplementarne

baze lanca koji se sintetizira. Tom sintezom nastaju dvije nove

DNA zavojnice od kojih svaka sadrţi jedan polinukleotidni lanac

starog materijala i jedan novosintetizirani lanac.

Otvaranje roditeljske DNA i sinteza nove DNA dešava

se gotovo istovremeno. Mjesto istovremenog otvaranja i sinteze

zove se replikacijska viljuška. U replikacijskoj viljušci oba

lanca roditeljske DNA sluţe kao kalupi za sintezu nove DNA

potomka.

Molekule DNA sadrţe informacije potrebne za sintezu

brojnih molekula proteina. Svaki protein koji se sintetizira mora

imati tačno odreĎenu sekvencu aminokiselina. Ta sekvenca

zapisana je u DNA kao redoslijed purinskih i pirimidinskih

baza.

276

DNA ne učestvuje direktno u sintezi proteina koja se

uglavnom odvija na ribosomima u citoplazmi (DNA se nalazi u

ćelijskom jezgru).

Prvi korak u sintezi proteina je sinteza

informacijske RNA, m-RNA (engl. messenger RNA).

m-RNA se sintetizira po principu komplementarnosti

baza. Budući da se ovdje ˝prepisuje˝ informacija DNA u genetsku

šifru (redoslijed baza) RNA, ovaj proces naziva se transkripcija.

Prema tome genetsku poruku o redoslijedu aminokiselina u

citoplazmu prenosi mRNA. Informacija za svaku aminokiselinu

sadrţana je u kodonu, koji se sastoji od po tri baze.

Kod biosinteze proteina mora se sekvenca baza u

mRNA, prema genetskom kodeksu, prevesti u sekvencu

aminokiselina. Ključnu ulogu u ˝prevoĎenju˝ (engl. translation)

imaju transportne RNA, t-RNA. Treba naglasiti da svakoj

aminokiselini u sintezi proteina odgovara odreĎena t-RNA.

Moţemo reći da t-RNA sluţe kao adapteri za prevoĎenje

informacije koja se nalazi u sekvenci mRNA u specifične

277

aminokiseline. Postoji bar 20 t-RNA molekula u svakoj ćeliji, od

kojih bar jedna odgovara svakoj od 20 aminokiselina, koje su

potrebne za biosintezu proteina.

Mada se svaka specifična t-RNA razlikuje od drugih

po svojoj sekvenci baza, molekule t-RNA imaju dosta

zajedničkog. Primarna struktura, tj. sekvenca nukleotida

omogućava znatno uvijanje i komplementarnost meĎu lancima

zbog čega se formira značajna sekundarna struktura koja moţe da

liči na list djeteline.

Srednja petlja lista djeteline sadrţi antikodon koji je

komplementaran kodonu karakterističnom za odreĎenu

aminokiselinu.

Na ribozomima, molekuli m-RNA i t-RNA meĎusobno

reaguju da bi u specifičan molekul proteina prenijeli informaciju

prepisanu iz gena (geni su dijelovi DNA-molekule).

278

Promjene u informaciji DNA nazivaju se mutacije. S

hemijskog aspekta to su promjene redoslijeda nukleotida u

DNA molekuli. Promjena redoslijeda baza u DNA rezultira

promjenom komplementarnog redoslijeda baza u m-RNA, što

uzrokuje promjenu neke amino kiseline u lancu sintetiziranog

proteina. Ovo svakako moţe izazvati ozbiljne posljedice. Npr.

anemija srpastih ćelija je nasljedna bolest, a uzrokovana je

promjenom samo jedne baze u DNA što izaziva promjene u

sekvenci -lanca hemoglobina.

U poziciji 6 umjesto glutaminske kiseline ugraĎuje se

valin.

Hb Val – His – Leu- Thr – Pro – Glu – Glu – Lys –

Hb S Val – His – Leu- Thr – Pro – Val – Glu – Lys -

Česti uzrok mutacije moţe biti UV-zračenje i različite

toksične supstance, naročito one s kancerogenim djelovanjem.

279

T E S T O V I

280

Dopunite rečenice:

1. Ukupna masa supstanci se ______ __________ tokom

hemijske reakcije.

2. U jednakim zapreminama raznih gasova, pri istoj temperaturi i

istom pritisku, nalazi se ________ broj molekula.

3. Dio molekule kiseline bez nekih ili svih hidrogenovih atoma

zove se _________ _____________.

4. _________________ je osobina atoma da se spaja sa tačno

odreĎenim brojem atoma drugog elementa.

5. Metali uglavnom imaju _______________ oksidacione

brojeve.

6. Alkalni metali su ________________ reducenti.

7. Kretanje elektrona oko svoje ose je ________________.

8. Masa elektrona je ____________ od mase protona.

9. Zbir __________ i __________ je atomska masa.

10. Deuterijum i tritijum su ______________ atoma hidrogena.

11. ______________ hemijske reakcije je promjena koncentracije

reagujućih supstanci u jedinici vremena.

12. Energija koju treba da posjeduju reagujuće supstance da bi pri

sudaru došlo do reakcije je ____________

_________________.

13. Supstance koje ubrzavaju hemijsku reakciju su

______________, a koje usporavaju _________________.

14. Kataliza moţe biti _____________ i ________________.

281

15. Proizvod koncentracija jona teško topive soli u njenom

zasićenoj otopini naziva se ____________ ______________.

16. Količina čestice kod koloidnih otopina kreće se od _______

do _________m.

17. Horizontalni redovi u periodnom sistemu elemenata zovu se

_____________, a vertikalni _________________.

18. Sa porastom atomskog broja unutar jedne iste periode atomski

radijus se ____________, a unutar jedne grupe se

__________________.

19. _________________ je sposobnost atoma nekog elementa da

oduzme elektrone atomu drugog elementa s kojim se hemijski

vezuje.

20. Podjelu elektrona u nekom atomu po ljuskama, podljuskama i

orbitalama zovemo ______________ _______________.

21. Elementi IA grupe zovu se _________________ metali.

22. Elementi IIA grupe zovu se _________________ metali.

23. Elementi nulte grupe su hemijski ________________.

24. Jonskom vezom se meĎusobno povezuju atomi

_____________ sa atomima ______________.

25. Katjoni su __________________ naelektrisani joni.

26. Legure su ___________________ dva ili više metala.

27. Pri endotermnim reakcijama toplota se

____________________.

28. Stepen disocijacije ima vrijednost od _________ do

__________.

29. Metiloranţ je u kiseloj sredini ___________ boje, a u baznoj

____________.

282

30. Oksonijum jon je ____________.

31. _______________ su joni ili neutralne molekule koje doniraju

nepodijeljeni par elektrona u prazne orbitale jona ili atoma

metala.

32. Broj liganada vezanih za centralni atom metala zove se

______________ ________________.

33. – čestice su ___________ ___________ _______________.

34. – čestice su ___________ _____________.

35. Jonski produkt vode iznosi __________________.

36. Metali i nemetali meĎusobno grade _______________

spojeve, a nemetali meĎusobno _______________ spojeve.

37. Vodena otopina sode bikarbone reaguje ________________.

38. Grupni reagens za katjone III grupe je __________________.

39. Soli barijuma boje plamen ___________________.

40. Alkalni metali imaju __________________ energiju

jonizacije.

41. Veza u molekuli amonijaka je ____________________.

42. Pri reakciji kiselina i baza nastaju ____________ i

______________.

43. Oksidi metala sa vodom grade ______________, a oksidi

nemetala _____________.

44. Dijamant je ___________ __________ karbona.

45. Atom natrijuma u reakciji sa atomom hlora ______________

elektron.

283

46. Amonijum hidroksid je _____________ baza.

47. Elektroni koji su dalje od jezgra _________________ se

otpuštaju.

48. Atomski broj je broj _________________ u jezgru.

49. NaHSO4 spada u ________________ soli.

50. Redukcija je ____________________ atomskog naboja.

51. Atom karbona u molekuli metana je ___________

hibridiziran.

52. sp2-hibridne orbitale meĎu sobom zatvaraju ugao od

________.

53. Preklapanjem hibridnih orbitala nastaju ____________ veze.

54. sp3 hibridne orbitale ____________ su ekvivalentne.

55. Trostruka veza sastoji se od _________ i _________ veza.

56. Miješanjem jedne 2s i ____________ 2p orbitale atoma

karbona nastaju četiri sp3 hibridne orbitale.

57. Heterocikličnim cijepanjem kovalentne veze nastaju

____________.

58. Slobodni radikali nastaju ________________ cijepanjem

kovalentne veze.

59. Reaktivno mjesto organskog spoja naziva se _________

____________.

60. >CH-OH je funkcionalna grupa ____________ alkohola.

61. Etilenglikol je ____________ alkohol.

62. Buten je _____________ karbohidrogen.

284

63. Imena ________________ završavaju na –al.

64. Oksidacijom sekundarnih alkohola nastaju

________________.

65. Hidrolizom etera nastaju __________________.

66. Akrolein je _______________ aldehid.

67. Radikal –CH3 naziva se ___________ grupa.

68. Cis i trans buten su _______________ izomeri.

69. Adicijom ________________ na eten nastaje etilbromid.

70. Atom karbona u molekuli benzena su ________________

hibridizirani.

71. U molekuli 1,4-dihidroksibenzena –OH grupe su u

___________ poloţaju.

72. –C6H5 naziva se ______________ radikal.

73. Prema IUPAC-ovoj nomenklaturi aceton je

___________________.

74. C6H5CH2- naziva se ________________ radikal.

75. Fenantren je strukturni izomer __________________.

76. Oksidacijom 2-propanola nastaje ___________________.

77. Na sobnoj temperaturi metanal je ________________.

78. Poluacetali su produkti reakcije aldehida i

_________________.

79. Dehidratacijom ________________ nastaje akrolein.

285

80. -hidroksipropan kiselina ima trivijalni naziv

______________ ___________.

81. Formijati su ________________ mravlje kiseline.

82. Enantiomeri su _________________ izomeri.

83. Optički aktivna supstanca sadrţi ______________ C atom.

84.Karboksilne grupe ftalne kiseline su u ____________

poloţaju.

85. Amini su organske ___________________.

86. Pirol je peteročlani heterociklus sa _________________.

87. Oligosaharidi sadrţe najviše ______________ monosaharida.

88. Aldoza sa najmanjim brojem C atoma zove se

________________.

89. Hidrolizom saharoze nastaje ______________ i

______________.

90. Molekule glukoze u celebiozi povezani su _____________

tipom glikozidne veze.

91. Glikozidna veza u molekuli saharoze je ________________

tipa.

92. Glikogen je ________________ polisaharid ţivotinjskih, a

škrob biljnih organizama.

93. Škrob sadrţi 20% ____________ i 80% ________________.

94. pH-vrijednost pri kojoj su aminokiseline u obliku dvopolnih

jona zove se ___________ _____________.

286

95. Veza izmeĎu aminokiselina u polipeptidima zove se

______________ veza.

96. Četiri nivoa strukture molekule susrećemo kod

___________________.

97. U vodi su topivi ______________ proteini.

98. Oktapeptid sadrţi _________________ aminokiselinskih

ostataka.

99. Sekvenca je _________________ struktura proteina.

100.Sekundarna struktura DNA predstavljena je

_______________ ___________.

Zaokruţite tačnu tvrdnju

1. Koja je tvrdnja tačna:

a) Ukupna masa tokom reakcije se mijenja

b) Ukupna masa tokom reakcije se ne mijenja

c) Reakcije se odvijaju samo u gasovitom

agregatnom stanju

d) Hemijski elementi su sloţene supstance

2. Zapremina 1 mola gasa pri STP je:

a) 5,6 ℓ b) 11,2 ℓ

c) 22,4 ℓ

d) 33,6 ℓ

3. Jedan mol helijuma, pri normalnim uslovima, ima:

a) 22,4 molekula

b) Avogadrov broj molekula

c) Avogadrov broj atoma

d) Jedan atom

287

4. Hemijski simbol je oznaka za:

a) hemijski spoj

b) oksidaciono stanje

c) elektronegativnost

d) hemijski element

5. Kiseline:

a) jonizacijom daju OH- jone

b) su samo anorganskog porijekla

c) jonizacijom daju H+ jone

d) uopšte ne joniziraju

6. Baze su:

a) hidroksidi metala

b) hidroksidi nemetala

c) samo jake baze

d) otopine koje boje lakmus crveno

7. Soli:

a) ne joniziraju

b) su gasovi

c) su slatkog ukusa

d) nastaju pri reakciji neutralizacije

8. Joni elemenata IA grupe imaju oksidacioni broj:

a) (-1)

b) (+1)

c) (+2)

d) (+4)

9. NaOH i H2SO4 reaguju u odnosu:

a) 1 : 2

b) 2 : 1

c) 1 : 1

d) 2 : 3

10. Proton:

a) je elektroneutralan

b) se nalazi u omotaču

c) je elektronegativan

d) je elektropozitivan

288

11. Elektron je:

a) lakši od protona

b) teţi od atoma

c) elektroneutralan

d) smješten u atomskom jezgru

12. s-orbitala ima oblik:

a) kocke

b) elipsoida

c) lopte

d) kristala

13. U jezgru atoma hidrogena:

a) ima 1 elektron

b) ima 1 proton

c) nema protona

d) ima 2 protona

14. p-podljuska moţe da primi:

a) 2 elektrona

b) 6 elektrona

c) 10 elektrona

d) 14 elektrona

15. Orbitala moţe da primi:

a) 2 elektrona

b) 6 elektrona

c) 10 elektrona

d) 14 elektrona

16. Atom oksigena ima:

a) 8 elektrona

b) 16 protona

c) nema neutrona

d) 32 g

17. Atomski broj je:

a) broj neutrona u jezgru

b) broj protona u omotaču

c) broj protona i neutrona

d) broj protona u jezgru

289

18. Svi izotopi jednog elementa:

a) imaju isti atomski broj

b) su radioaktivni

c) imaju istu atomsku masu

d) imaju isti broj neutrona

19. Atomska masa nitrogena je

a) 14

b) 14 g/mol

c) 28

d) 28 g/mol

20. Brzina hemijske reakcije:

a) je preĎeni put u jedinici vremena

b) ne zavisi od temperature

c) je promjena koncentracije reaktanata u jedinici

vremena

d) je nevaţna u hemijskoj reakciji

21. Katalizator:

a) mijenja pravac odvijanja hemijske reakcije

b) je uvijek u gasovitom stanju

c) usporava hemijsku reakciju

d) ubrzava hemijsku reakciju

22. Jedinica za količinsku koncentraciju je:

a) mol m–3

b) mol kg–1

c) kg m-3

d) Pa m-2

23. Elementi u PSE su poredani:

a) po abecednom redu

b) po porastu atomskog broja

c) po broju elektrona u K-ljusci

d) bez ikakvog reda

290

24. Periodni sistem ima:

a) 24 grupe

b) 63 elementa

c) 7 perioda

d) sve elemente istih osobina

25. Što je elektron dalje od jezgra:

a) to se lakše otkida

b) to on postaje teţi

c) to se jače veţe za atom

d) to ima veću energiju jonizacije

26. Najizrazitiji metali su elementi:

a) IA grupe

b) IIA grupe

c) Nulte grupe

d) VIII grupe

27. Atomi zemnoalkalnih metala imaju u zadnjoj ljusci:

a) 1 elektron

b) 2 elektrona

c) 8 elektrona

d) nemaju elektrona

28. Na+ jon u zadnjoj ljusci ima:

a) 1 elektron

b) 2 elektrona

c) 8 elektrona

d) 10 elektrona

29. Hidrogenova veza nastaje:

a) izmeĎu 2 atoma hidrogena

b) izmeĎu molekula hidrogena

c) izmeĎu atoma hidrogena i elementa koji ima

slobodan elektronski par

d) izmeĎu dva atoma metala

30. Legure:

a) su spojevi 2 metala

b) su spojevi metala i nemetala

c) su gasovi

d) su smjese 2 ili više metala

291

31. Elektroliti:

a) provode električnu struju

b) ne provode električnu struju

c) imaju, uglavnom, mali stepen disocijacije

d) disocijacijom daju samo molekule

32. Stepen disocijacije ima vrijednost:

a) od 1 do 100

b) + ∞

c) od 0 do 1

d) od 0 do 10

33. Kisela sredina je kod:

a) pH = 0

b) pH = 7

c) pH > 7

d) pH = 14

34. Ako je koncentracija [OH-] jona 10

-10 mol dm

-3 onda je:

a) kisela sredina

b) neutralna sredina

c) bazna sredina

d) slabo bazna sredina

35. Metiloranţ je u baznoj sredini:

a) plav

b) crven

c) ţut

d) zelen

-čestice su:

a) ubrzani elektroni

b) usporeni neutroni

c) elektroneutralne čestice

d) jezgra atoma helijuma

37. Pri egzotermnim procesima:

a) se dovodi toplota sistemu

b) se oslobaĎa toplota iz sistema

c) nema energetskih promjena

d) sistem se hladi

292

38. Oksidacija je proces:

a) primanja elektrona

b) smanjenja oksidacionog broja

c) otpuštanja elektrona

d) sinteze spoja

39. Neutralizacija je proces izmeĎu:

a) soli i vode

b) dvije soli

c) slabih i jakih kiselina

d) kiselina i baza

40. Grupni reagens za katjone IV grupe je:

a) HCl

b) (NH4)2S

c) (NH4)2CO3

d) nema grupnog reagensa

41. Natrijum hlorid sa srebro nitratom:

a) daje bijeli talog

b) daje crni talog

c) ne gradi talog

d) daje kompleksnu so

42. Elementi IA grupe su:

a) jaki oksidansi

b) jaki reducenti

c) lako se redukuju

d) teško se oksiduju

43. Od berilijuma do radijuma:

a) opada poluprečnik atoma

b) metalne osobine opadaju

c) teţe se otpuštaju elektroni

d) rastu bazne osobine hidroksida

293

44. Elementi IIIA grupe:

a) su izraziti metali

b) su izraziti nemetali

c) imaju u zadnjoj ljusci 3 atoma

d) su hemijski reaktivni

45. Grafit:

a) je veoma tvrd

b) je izolator

c) alotropska modifikacija silicijuma

d) provodi struju

46. Nitrogen:

a) je otrovan gas

b) ima oksidaciono stanje (-4)

c) je sastojak bjelančevina

d) se ne koristi u industriji

47. Sulfatna kiselina:

a) je slaba kiselina

b) je čvrsta supstanca

c) ne daje nikakve soli

d) je jako dehidrataciono sredstvo

48. Elementi VIIA grupe su:

a) izraziti metali

b) hemijski reaktivni

c) hemijski inertni

d) svi radioaktivni

49. Elementi nulte grupe:

a) su hemijski inertni

b) grade veliki broj spojeva

c) su zapaljivi gasovi

d) nemaju popunjenu zadnju elektronsku ljusku

50. Prelazni elementi:

a) su svi nemetali

b) su gasovi

c) popunjavaju d-ljusku

d) ne grade spojeve

294

51. Funkcionalne grupe koje sadrţe jednu dvostruku vezu su:

a) fenolna

b) alkoholna

c) karboksilna

d) amino

52. Zasićeni karbohidrogeni su:

a) toluen

b) eten

c) ciklopentan

d) cikloheksen

53. Heksoza je:

a) 2-deoksiriboza

b) maltoza

c) riboza

d) galaktoza

veza je:

a) jonska

b) kovalentna

c) vodikova

d) donorska

55. IzmeĎu dva atoma karbona u etenu obrazuju se:

a) dvije veze

b) dvije veze

c) jedna i jedna veza

d) jedna veza

56. Masti i ulja su:

a) trigliceroli

b) acetali

c) enoli

d) fenoli

295

57. Funkcionalni derivati karboksilnih kiselina su:

a) eteri

b) ketoni

c) esteri

d) fenoli

58. Salicilna kiselina je:

a) viša masna kiselina

b) alifatska kiselina

c) fenolska kiselina

d) sastavni dio masti

59. Primarni amin je:

a) dietilamin

b) anilin

c) amonijak

d) trimetilamin

60. Heterociklička baza nukleinskih kiselina je:

a) anilin

b) adenin

c) aldehid

d) alanin

61. Alifatski amini su:

a) amfoterni

b) kiseli

c) bazni

d) neutralni

62. Enzimi su:

a) promotori

b) inhibitori

c) male molekule

d) proteinske strukture

63. Aminokiseline su:

a) dipeptidi

b) amfoterni spojevi

c) nitroderivati benzena

d) nepolarne supstance

296

64. Alanil-glicin je:

a) aminokiselina

b) dipeptid

c) protein

d) aldehid

65. H2N-CH2-COOH je:

a) alanin

b) lizin

c) glicerol

d) aminosirćetna kiselina

66. Oksidacijom aldehida nastaju:

a) alkoholi

b) ketoni

c) acetali

d) kiseline

67. Amino grupu imaju:

a) timin

b) uracil

c) adenin

d) purin

68. Hibridne orbitale

a) su prostorno usmjerene

b) su nestabilne

c) grade veze

d) nastaju izmeĎu dva atoma hidrogena

69. Organski spojevi najčešće reaguju u:

a) obliku jona

b) molekula

c) elektrona

d) neutrona

297

70. Etan podlijeţe reakcijama:

a) adicije

b) supstitucije

c) polimerizacije

d) dekarboksilacije

71. Fruktoza je:

a) aldopentoza

b) aldoheksoza

c) trioza

d) ketoheksoza

72. Pirol je:

a) peteročlani heterociklus sa O

b) šesteročlani heterociklus sa N

c) zasićeni heterociklus

d) peteročlani heterociklus sa N

73. Fenol reaguje sa:

a) Fehlingovim reagensom

b) NaOH

c) benzenom

d) NaCl

74. Sapuni su:

a) soli aminokiselina

b) soli lizina

c) fenolati

d) površinski aktivne supstance

75. Saharoza je:

a) trisaharid

b) graĎena iz dvije molekule fruktoze

c) reducirajući šećer

d) disaharid treheloznog tipa

76. 2-deoksiriboza je:

a) aldopentoza

b) ulazi u sastav RNA

c) ketofuranoza

d) na drugom C atomu ima OH grupu

298

77. L--aminokiseline:

a) su nepolarni spojevi

b) grade proteine

c) grade polisaharide

d) nemaju hiralni C atom

78. Hiralni atom karbona:

a) ima na sve četiri veze iste atome

b) ima na sve četiri veze različite atome

c) gradi dvostruke veze

d) grade veze

79. Benzen je:

a) cikloheksatrien

b) cikloheksen

c) cikloheksan

d) zasićeni alkan

80. R-O-R predstavlja opštu formulu:

a) estera

b) peroksida

c) etera

d) anhidrida

81. Benzen lahko daje reakcije:

a) adicije

b) oksidacije

c) polimerizacije

d) supstitucije

82. CH3-CH-COOH je:

NH2

a) valin

b) -amino kiselina

c) sekundarni amin

d) -amino kiselina

299

83. -heliks predstavlja:

a) sekundarnu strukturu proteina

b) sekundarnu strukturu polisaharida

c) tercijarnu strukturu proteina

d) sekvencu proteina

84. Salicilna kiselina je:

a) p-hidroksibenzoeva kiselina

b) o-hidroksibenzoeva kiselina

c) p-aminobenzoeva kiselina

d) aspirin

85. Purinske baze:

a) ulaze u sastav proteina

b) grade polisaharide

c) ulaze u sastav nukleotida

d) sadrţe piridin

86. Amfoterni spojevi su:

a) alkoholi

b) fenoli

c) ketoni

d) aminokiseline

87. Oksidacijom nezasićenih kiselina nastaju:

a) enoli

b) fenoli

c) peroksidi

d) oksidi

88. CnH2n+2 predstavlja opštu formulu:

a) alkena

b) alkana

c) alkina

d) cikloalkana

89. Strukturnu izomeriju susrećemo kod:

a) metana

b) propana

c) butana

d) etana

300

CH3

90. Prema IUPAC-ovoj nomenklaturi CH3-C-CH-CH3

║

a) 3-metil-2-butanon O

b) 2-metil-3-butanon

c) metil-izopropil keton

d) 2-butanol

91. Diol je:

a) propenol

b) etanol

c) etilenglikol

d) glicerol

92. Orto ksilen je prema IUPAC-ovoj nomenklaturi:

a) 1,2-dimetilbenzen

b) 1,3-dimetilbenzen

c) 1,4-dimetilbenzen

d) 1,5-dimetilbenzen

93. Prvi član homolognog niza alkina je:

a) metan

b) etan

c) eten

d) etin

94. Masti su:

a) topive u vodi

b) topive u hloroformu

c) eteri

d) steridi

95. Zagrijavanjem proteini:

a) enoliziraju

b) koaguliraju

c) rastvaraju se

d) daju koloidne otopine

301

96. Etanol ključa na višoj temperaturi od:

a) dietiletera

b) vode

c) vodene otopine glukoze

d) vodene otopine saharoze

97. Holesterol je:

a) kiselina

b) derivat sterana

c) baza

d) derivat viših masnih kiselina

98. Disaharid maltoznog tipa je:

a) reducirajući šećer

b) saharoza

c) celuloza

d) galaktoza

99. Peptidna veza nastaje izmeĎu:

a) karboksilne grupe i amonijaka

b) karbonilne i alkoholne grupe

c) karboksilne i alkoholne grupe

d) karboksilne i amino grupe

100.C6H5-COOH predstavlja:

a) molekulsku formulu

b) racionalnu formulu

c) strukturnu formulu

d) konformacijsku formulu

302

Dopuniti ili završite jednačine hemijske

reakcije

1. AgNO3 + ___________ → AgCl + KNO3

2. Pb(NO3)2 + __________ → PbS + HNO3

3. + (NH4)2S → ZnS + (NH4)2SO4

4. NaOH + H2SO4 →

5. H2 + → HCl

6. H2CO3 + → Na2CO3 + H2O

7. + HCl → Hg2Cl2 + HNO3

8. + HCl → CaCl2 + H2O + CO2

9. 2Cl- → Cl2 +

10. K4[Fe(CN)6] → 4K+ +

11. KAl(SO4)2 → K+ +

12. AgNO3 + → Ag2CrO4 + KNO3

13. FeCl3 + K4[Fe(CN)6] → + KCl

14. BaCl2 + Na2SO4 →

15. KBr + Cl2 →

16. KCl + Br2 →

17. AsCl3 + H2S →

18. + → NH4OH + HCl

19. Na + H2O →

303

20. P4 + O2 →

21. Ca + HCl →

Završite jednačinu hemijske reakcije i dajte

ime nastalom produktu, prema IUPAC-u

H3C CH

CH2OH

CH3

+1) O

H3C CH

OH

CH3

+2) O

CH3CH

CH

H3C3) + Cl2

H2C CH

CH3 + HBr4)

5) 6 CO2(g) + 6 H2O(l) H = 2816 kJ/mol

H3C C

H2

CH2Br6) + H2O

CH3CH

CH

7) H3C + H2O

8) HCOOH + HOCH2CH3H2SO4

304

9) CH3CH2OH + HOCH3

H2SO4

10) CH3CH2CH2OH140ºC

11) CH3CH2CH2OH + O + O

H2C

HC

H2C

OH

OH

OH12) + O

H2C

HC

H2C

OH

OH

OH

+ O13)

14) CH3 (CH2)14COOH + NaOH 15) CH3-NH2 + HCl

RHC COO

-

NH3

16)

+

+ NaOH

H2NHC COOH

CH2SH

17) +2 O

H3CHC COO

-

NH3

18)

+

+ HCl

305

19) CO + 2 H2 katalizator

grijanje

C

CH3

CH3CH2

H3C

OH

20)H2SO4

grijanje

CH2OH

OH

OH OH

o

21) H3PO4+

H3C

H

C

O

22) + H3C

H

C

O

OH -

H3C C

O

CH2

CH3 HO CH323) +

H3C C O

OH

CH2

CH3

CH3

+ HO CH324)

25)+ Cl2

306

Dajte naziv spoja prema IUPAC-ovoj

nomenklaturi

CH

CH3

CH3 .CH2

H3C

CH

CH3

CH

CH3 .CH

H3C

1)

2)

H3C CH

COOH .

H2C CH3

CH2

CH2

CH2OH .CH2

H3C

3)

4)

H3C C CH2OH .

CH3

CH3

5)

307

H3C C CH2

CH3

OH

CH3 .

H3CHC C

H2

OH

6)

CH2

7) CH3 .

C CH3C CH

C CH3C CH3

CH3 .

CH3

8)

9)

H2C CH

CH2

CH

CH2 .

Cl

Cl

10)

11)

308

COOH

OH

NH2

OH

NO2

NO2 .O2N

12)

13)

H .

C

O

H3CHC COOH .

NH2

H3CHC

CH3

14)

15)

309

H2C

HC

H2C

OCO(CH2)14CH3 .

OCO(CH2)16CH3

OCO(CH2)16CH316)

OH

OH

17)

.

CH

CH3

HC

HCH3C

OH

CH3

OH

CH

CH2OH

CH2

CH2

H3C CH2

19) CH3

18)

.

CH

CH3

CH

CH

H3C CH2

CH2

CH3 CH2CH3

CH320)

.

310

CH3

COOH

OCOCH3

21)

22)

.

COOCH2CH3

OH

23)

.

C C2H5

O

OH

Br

Br

Br

24)

25)

.

311

Riješite sljedeće numeričke zadatke

1. Napisati elektronsku konfiguraciju Na23

11 jona.

2. Napisati elektronsku konfiguraciju F19

9 jona.

3. Koliki je pH otopine NaOH koncentracije 10-2

moldm-3

?

4.. Koliki je pH, pOH, [H+] i [OH

-] jona u otopini HCl

koncentracije 10-4

moldm-3

?

5. Ako je pOH neke otpine 5, kolika je [H+] jona?

6. Spoj sastavljen od hidrogena i nitrogena (82,4% nitrogena) ima

relativnu molekulsku masu 17. Koja je formula tog spoja?

7. Koja je empirijska formula karbonhidrogena koji sadrţi 75%

karbona?

8. Koliko treba odvagati čvrstog natrijum hidroksida da se

neutralizira 0,1 mol hloridne kiseline?

9. Koliki je osmotski pritisak, pri 0°C, kada u 1 dm3 otopine ima

otopljeno 9 g natrijum hlorida?

10. Koliko treba uzeti kalijum hidroksida, u reakciji sa sulfatnom

kiselinom, da bi se dobilo 50 g kalijum sulfata?

11. Koliko cm3 otopine HCl koncentracije 0,15 moldm

-3 treba

uzeti da bi se potpuno neutraliziralo 10 cm3 NaOH koncentracije

0,1 moldm-3

?

12. Ako se 10 cm3 HCl, čiji je pH = 2, razblaţi do 1 dm

3, koji se

pH dobije?

312

13. Kolika je količinska koncentracija otopine NaOH ako mu je

masena koncentracija 10 g dm-3

?

14. Koliki bi bio osmotski pritisak vodene otopine glukoze, na

37°C, ako bismo otopili 0,5 mola u 2,5 dm3 otopine?

15. Kolika je koncentracija i masena koncentracija otopine H2SO4,

ako je za neutralizaciju 10 cm3 te otopine potrebno 20cm

3 NaOH,

koncentracije 0,1 mol dm-3

?

16. Koliko cm3 vode treba dodati na 50 cm

3 otopine glukoze

masene koncentracije 2 gdm-3

da bismo dobili otopinu čija je

koncentracija 0,002 moldm-3

?

17. Kolika je koncentracija 20% hloridne kiseline čija je gustina

1,1 gcm-3

?

18. Koliko grama Na2CO3 treba odvagati da bi se napravio 1 dm3

otopine koncentracije 0,2 moldm-3

?

19. Koliko H+ i OH

- jona ima u 100 cm

3 otopine koja pokazuje

pH=9?

20. Koliko je procentna vodena otopina srebro nitrata koja ima

molalitet od 0,5 molkg-1

?

21. Kada otopimo 16 g neke supstance u 200 cm3 otopine dobije

se koncentracija 0,1 moldm-3

. Kolika je molarna masa otopljene

supstance?

22. Kolika je masena koncentracija otopine HNO3 koja ima

pH=5?

23. Koliki je maseni udio kalijum nitrata u otopini koja sadrţi 20g

kalijum nitrata u 200 cm3 otopine, gustine 1,1 g cm

-3?

24. Koliko je procentna otopina NaOH ako je za neutralizaciju

80g te otopine utrošeno 100 cm3 otopine hloridne kiseline

koncentracije 1 moldm-3

?

313

25. Koliki će biti pH otopine ako u 100 cm3 otopine stavimo 20 g

NaOH i 20 g HCl?

26. Koju zapreminu, pri STP, zauzima 7 g nitrogena?

27. Koliko molekula oksigena ima u 10 dm3, pri STP?

28. Koja zapremina hidrogena, pri STP, se dobije kada 1 g

natrijuma ubacimo u vodu?

29. Koliko litara suhog hidrogena, pri 27°C i 100 kPa, se dobije

reakcijom 54 g aluminijuma sa hloridnom kiselinom?

314

R J E Š E NJ A

Dopunite rečenice:

1. ...ne mijenja...

2. ...isti...

3. ...kiselinski ostatak.

4. Valencija...

5. ...pozitivne...

6. ...jaki...

7. ...spin.

8. ...manja...

9. ...protona...neutrona...

10. ...izotopi...

11. Brzina...

12. ...aktivaciona energija.

13. ...katalizatori...inhibitori.

14. ...homogena...heterogena.

15. ...proizvod topivosti.

16. ...10-9

...10-7

...

17. ...periode...grupe.

18. ...smanjuje...povećava.

19. Elektronegativnost...

20. ...elektronska

konfiguracija.

21. ...alkalni...

22. ...zemnoalkalni...

23. ...inertni.

24. ...metala...nemetala.

25. ...pozitivno...

26. ...smjese...

27. ...apsorbuje.

28. ...0...1.

29. ...crven...ţut.

30. ...H3O+.

31. Ligandi...

32. ...koordinacioni broj.

33. ...jezgra atoma helijuma.

34. ...ubrzani elektroni.

35. ...1×10-14

mol2dm

-6.

36. ...jonske...kovalentne...

37. ...bazno.

38. ...(NH4)2S.

39. ...zeleno.

40. ...malu...

41. ...kovalentne.

42. ...soli...voda.

43. ...baze...kiseline.

44. ...alotropska

modifikacija...

45. ...otpušta...

46. ...slaba...

47. ...lakše...

48. ...protona...

49. ...kisele...

50. ...smanjenje...

51. ...sp3...

52. ...120°.

53. ......

54. ...energetski...

55. ...jedne...dvije...

56. ...tri... 57. ...joni.

58. ...homolitičkim...

59. ...funkcionalna grupa.

60. ...sekundarnih...

315

61. ...dvohidroksilni...

62. ...nezasićeni...

63. ...aldehida...

64. ...ketoni.

65. ...alkoholi.

66. ...nezasićeni...

67. ...metil...

68. ...geometrijski...

69. ...HBr...

70. ...sp2...

71. ...para...

72. ...fenil...

73. ...propanon.

74. ...benzil...

75. ...antracena.

76. ...propanon (aceton).

77. ...gas.

78. ...alkohola.

79. ...glicerola...

80. ...mliječna kiselina.

81. ...soli...

82. ...optički...

83. ...hiralni (asimetrični)...

84. ...orto...

85. ...baze.

86. ...nitrogenom (N).

87. ...10...

88. ...gliceraldehid.

89. ...glukoza...fruktoza.

90. ...maltoznim...

91. ...trehaloznog...

92. ...rezervni...

93. ...amiloze...amilopektina.

94. ...izoelektrična tačka.

95. ...peptidna...

96. ...proteina.

97. ...globularni...

98. ...8...

99. ...primarna...

100....dvostrukom

zavojnicom.

Zaokruţite tačnu tvrdnju

1. b

2. c

3. c

4. d

5. c

6. a

7. d

8. b

9. b

10. d

11. a

12. c

13. b

14. b

15. a

16. a

17. d

18. a

19. b

20. c

21. d

22. a

23. b

24. c

25. a

26. a

27. b

28. c

29. c

30. d

31. a

32. c

33. a

34. a

35. c

36. d

316

37. b

38. c

39. d

40. c

41. a

42. b

43. d

44. c

45. d

46. c

47. d

48. b

49. a

50. c

51. c

52. c

53. d

54. b

55. c

56. a

57. c

58. c

59. b

60. b

61. c

62. d

63. b

64. b

65. d

66. d

67. c

68. a

69. b

70. b

71. d

72. d

73. b

74. d

75. d

76. a

77. b

78. b

79. a

80. c

81. d

82. b

83. a

84. b

85. c

86. d

87. c

88. b

89. c

90. a

91. c

92. a

93. d

94. b

95. b

96. a

97. b

98. a

99. d

100.b

317

Dopunite ili završite jednačinu hemijske reakcije

1. + KCl

2. +H2S

3. ZnSO4

4. 2 + → Na2SO4 + 2H2O

5. + Cl2 → 2

6. + 2NaOH → 2

7. Hg2(NO3)2 + 2 → + 2

8. CaCO3 + 2 →

9. → + 2e

10. → +[Fe(CN)6]4-

11. → + Al3+

+ 2SO42-

12. 2 + K2CrO4 → + 2

13. 4 + 3 → Fe4[Fe(CN)6]3 + 12

14. → BaSO4 + 2NaCl

15. 2 + → 2KCl + Br2

16. ne odvija se

17. 2 + 3 → As2S3 + 6HCl

18. NH4Cl + H2O →

19. 2 + 2 → 2NaOH + H2

20. + 5 → 2P2O5

21. + 2 → CaCl2 + H2

318

Završite jednačinu hemijske reakcije i dajte ime

nastalom produktu, prema IUPAC-u

H3C CH

CH3

H

C

O

H3C C

O

CH3

H3CHC

HC

Cl

CH3

Cl

+ H2O

2-metilpropanal

1)

+2)H2O

3)

2,3-dihlorbutan

propanon

.

H3CHC CH3

Br

4)

2-brompropan

5) C6H12O6 (s) + 6 O2 (g)

glukoza

.

319

6) H3C CH2

CH2OH + HBr

1-propanol

.

H3CHC C

H2

OH

CH3

2-butanol

7)

.

H3C CH

CH2

8) HCO-O-CH2-CH3 + H2O

etil formijat

9) CH3-CH2-O-CH3 + H2O

10)

metietileter

+ H2O .

1-propen

H

C

O

CH2

H3C11)

propan kiselina

CH3-CH2-COOH

propanal

CH2OH

CH2OH

12) C O + H2O

dihidroksipropanon

.

320

C

O

HCHOH

CH2OH

+ H2O

dihidroksipropanal

13)

14)

natrijev palmitat

CH3-(CH2)14-COONa + H2O .

H3C NH3

RHC COONa

NH2

15) Cl -

+ H2O16)

metil amonijumhlorid

natrijeva so -aminokiseline

+

.

cistin

17)

H2C

CH

COOH

H2N

CH2

CH

COOH

H2N

SS

+ H2O .

321

H3CHC COOH

NH3+

18)Cl

-

alanil-amonijumhlorid

19)CH3OH

metanol

.

H3C CH

C CH3

CH3

H2C

OH

OH OH

oO P OH

OH

O

20) + H2O

2-metil-2-buten

21) + H2O

ribozo-5-fosfat

.

CH2

H

C

OHCH3C

OH

22)

3-hidroksibutanal

.

322

H3C C CH2

O

OH

CH3

H3C C O

O

CH2

CH3

CH3

CH3

O CH3

23)

poluacetal

24) + H2O

Cl

Cl

acetal

25)

o-dihlorcikloheksan

.

Dajte naziv spoja prema IUPAC-ovoj nomenklaturi

1. 2-metilbutan

2. 4-metil-2-penten

3. 2-metilbutan kiselina

4. 1-pentanol

5. 2,2-dimetilpropanol

6. 2-metil-2-butanol

7. 2-pentanol

8. 2-butin

9. 4-metil-2-pentin

323

10. 1,4-pentadien

11. m-dihlorbenzen

12. 2-hidroksi-4-aminobenzoeva kiselina (p-amino salicilna kiselina)

13. 2,4,6-trinitrofenol

14. 2-aminopropan kiselina(-aminopropan kiselina)

15. 2-metil propanal

16. distearopalmitat

17. 1,4-cikloheksadiol

18. 3-metil-2,4-pentadiol

19. 2-etil-1-pentanol

20. 2,3-dimetil-4-etil-heptan

21. metilciklopentan

22. acetil salicilna kiselina

23. etilester salicilne kiseline

24. etil-fenil-keton

25. 2,4,6-tribromfenol

Numerički zadaci

1. 1s2 2s

2 2p

6

2. 1s2 2s

2 2p

6

3. pH = 12

4. pH = 4; pOH = 10; [H+] = 10

-4; [OH

-] = 10

-10

5. [H+]=10

-9

6. NH3

7. CH4

8. 4 g

9. 349188 Pa

10. 32,2 g

11. 6,67 cm3

12. 4

13. 0,25 moldm-3

14. 515468 Pa

15. 0,1 moldm-3

; 9,8 gdm-3

16. 61 cm3

17. 6,03 moldm-3

18. 21,2 g

324

19. NH+ = 6,022 × 1013

; NOH- = 6,022 × 1017

20. 7,8%

21. 800 g mol-1

22. 6,3×10-4

g dm-3

23. 9,1%

24. 5%

25. pH = 0,32

26. 5,6 dm3

27. 2,69×1023

28. 487 cm3

29. 74,8 dm3

325

LITERATURA

Udţbenici

1. Milan Sikirica, Hemija za I razred srednje škole, I.P. ˝Sarajevo –

Publishing˝, Sarajevo, 1998.

2. Jasmina Hadţimurtezić, Hemija za II razred gimnazije, Ministarstvo

obrazovanja, nauke, kulture i sporta, Sarajevo, 1996. Godine

3. Milan Sikirica, Hemija za III razred srednje škole, I.P. ˝Sarajevo –

Publishing˝, Sarajevo, 1998.

4. Milan Sikirica, Hemija za IV razred srednje škole, I.P. ˝Sarajevo –

Publishing˝, Sarajevo, 1998.

5. S. Biščević, Repetitorij iz hemije za učenike srednjih škola, Zavod za

izdavanje udţbenika, Sarajevo, 1972.

6. S. Biščević, A. Papo, E. Lihić, Neorganska hemija sa analitičkom

hemijom, ˝Svjetlost˝ Sarajevo, 1990.

7. V. V. Sviridov, G. I. Vasiljeva, A. R. Ulazova, L. I. Mališevskaja,

Zbirka pitanja i odgovora iz neorganske hemije, Naučna knjiga,

Beograd, 1971.

Knjige

1. J. I. Kroschwitz, M. Winokur, Chemistry (second edition), Mc. Graw

– Hill, I.nc., 1990.

2. Zubay, Biochemistry (third edition, vol. 1), Wm. C. Brown

Publishers, 1993.

3. T. Mc. Kee, J. R. Mc. Kee, Biochemistry, Wm. C. Brown Publishers,

1996.

326

S A D R Ţ A J

HEMIJA KAO NAUKA 1

KLASIFIKACIJA SUPSTANCI (TVARI) 2

OSNOVNI HEMIJSKI ZAKONI 4

SIMBOLI ELEMENATA I FORMULE SPOJEVA 6

GRAĐA ATOMA 8

KISELINE, BAZE (LUŢINE) I SOLI 20

Teorije kiselina i baza 23

HEMIJSKE JEDNAČINE 25

RELATIVNE ATOMSKE I MOLEKULSKE MASE 26

MOL 28

GASNI ZAKONI 37

PERIODNI SISTEM ELEMENATA 41

HEMIJSKE VEZE 47

DISPERZNI SISTEMI 55

ENERGETSKE PROMJENE U HEMIJSKIM REAKCIJAMA 66

BRZINA HEMIJSKE REAKCIJE 70

HEMIJSKA RAVNOTEŢA 72

ELEKTROHEMIJA 78

327

PRIRODNA RADIOAKTIVNOST 82

VRSTE HEMIJSKIH REAKCIJA 84

ANALITIČKA HEMIJA 88

Kvalitativna hemijska analiza 88

Kvantitativna hemijska analiza 92

ANORGANSKA HEMIJA 96

Hidrogen (vodonik, hidrogen), H 96

Voda 97

IA grupa - alkalni metali 98

IIA grupa – zemnoalkalni metali 103

IIIA grupa 106

IVA grupa 109

VA grupa 112

VIA grupa 115

VIIA grupa 119

Elementi nulte grupe 122

IB grupa 123

IIB grupa 124

IIIB grupa 124

IVB grupa 125

VB grupa 125

VIB grupa 126

VIIB grupa 126

Elementi VIII grupe 127

OSOBINE ORGANSKIH SPOJEVA 130

Osobine atoma karbona 130

sp3- hibridizacija 130

sp2 – hidridizacija 132

sp – hibridizacija 133

Način pisanja formula 137

Hemijske reakcije organskih spojeva 137

KARBOHIDROGENI 140

Alkani 140

Alkeni 151

Alkini 158

Cikloalkani 163

328

Aromatski karbohidrogeni 166

ORGANSKI SPOJEVI S OKSIGENOM 178

Alkoholi 179

Fenoli 191

Aldehidi i ketoni 195

Karboksilne kiseline 206

ORGANSKI SPOJEVI S NITROGENOM 224

Amini 224

Aminokiseline 228

PROTEINI 236

Struktura proteina 236

Enzimi 243

KARBOHIDRATI 245

Monosaharidi 246

Disaharidi 253

Polisaharidi 254

LIPIDI 258

Trigliceroli 259

Voskovi 264

Steridi 264

Fosfolipidi 265

HETEROCIKLIČNI SPOJEVI 268

NUKLEINSKE KISELINE 270

TESTOVI 279

Dopunite rečenice 280

Zaokruţite tačnu tvrdnju 286

Završite ili dopunite jednačine hemijske reakcije 302

Završite jednačinu hemijske reakcije i dajte ime nastalom

produktu, prema IUPAC-u 303

Dajte naziv spoja prema IUPAC-ovoj nomenklaturi 306

Numerički zadaci 312

RJEŠENJA 314

LITERATURA 325