UVOD

AGREGATNA STANJA

(aq) – vodna raztopina

METODE LOČEVANJA

filtriranje (trdna snov in tekočina)

sublimacija (jod, kafra, naftalen)

segrevanje izparevanje

lij ločnik (polarna, nepolarna snov – snovi se ne mešata; različna gostota snovi)

magnet (železo, kobalt, nikelj)

sejanje (delci dovolj različnih velikosti)

destilacija (različno vrelišče)

odlivanje ali dekantiranje (usedanje na dno, npr. apno)

centrifugiranje (laboratorij)

kromatografija (npr. klorofil)

elektroforeza (npr. aminokisline)

ločevanje ZMESI

HOMOGENE – zmes na pogled zgleda enotno (zlitine, sol in voda)

HETEROGENE (kamnine, olje in voda)

SNOVI

ČISTE SNOVI

ELEMENTI

SPOJINE – molekule (NaCl, CO2)

ATOMI (He) MOLEKULE (F2, Cl2, Br2, I2, H2, N2, O2, P4, S8 – samo sobni pogoji!)

mešanje

Filtriranje.

Destilacija.

Varno delo pri kemijskih poskusih

1.1 LABORATORIJSKI PRIPOMOČKI KEMIJA – naravoslovna znanost, ki proučuje snovi in snovne spremembe, eksperimentalna veda

SNOV – vse, kar ima maso in zavzame prostor

EKSPERIMENTALNA VEDA – nova spoznanja, ustrezni eksperimentalni pogoji

na potek reakcije vplivamo s povišanjem temperature, z dodajanjem svetlobe določene valovne dolžine, z višanjem tlaka (pri plinih), z dodajanjem katalizatorjev (pospeševanje)

KONSTANTA – količina, ki ima nespremenjeno vrednost SPREMENLJIVKA – količina, katere vrednost se spreminja

temperaturo snovi spreminjamo (ogrevamo, ohlajamo)

osnovna enota: K (Kelvin), navajamo v C PRETVARJANJE: TK = TC + 273

masa snovi se pri kemijski reakciji ne spremeni, drugače je s tlakom in prostornino

steklene posode za segrevanje, opazovanje snovi (prozornost); dobra odpornost na mnoge snovi

PRIPOMOČKI – stekleni, tudi kovina in porcelan, redko plastični: EPRUVETA: izvedba preprostih poskusov, manjše količine snovi, različne velikosti,

neposredno segrevanje ČAŠA: priprava raztopin, preprosti poskusi, različne velikosti, ne moremo natančno odmeriti

prostornine BUČKA: različne reakcije, okroglo ali ravno dno, dolg/kratek in ozek/širok vrat, različne

velikosti, brušen zgornji del MERILNA BUČKA: priprava raztopin različnih koncentracij, dolg in ozek vrat, oznaka prostornine

ERLENMAJERICA: reakcije, segrevanje raztopin, ne moremo natančno odmeriti prostornine, stožčaste, ožji in brušen vrat, različne velikosti

MERILNI VALJ (MENZURA): valjast, merilna lestvica, dokaj natančno odmerjanje prostornine tekočin, različne velikosti

PIPETA: odmerjanje tekočin, steklene (tudi plastične) cevke POLNILNA PIPETA: v sredini razširjena, oznaka prostornine, odmerimo določeno prostornino MERILNA PIPETA: ravna, merilna lestvica, odmerjanje manjših in različnih prostornin, različne velikosti, nastavki: gumijasta sesalka AVTOMATSKA PIPETA: plastika, mehanske in elektronske, hitro odmerjanje prostornine PIPETOR (DISPENSER): plastični nastavek za odvzemanje izbrane prostornine tekočin

BIRETA: podobna pipeti, titriranje, daljša ravna cev z merilno lestvico, spodaj ventil za izpuščanje tekočine SCHELLBACHOVA ČRTA: modra, za lažje odčitavanje

KAPALKA: dodajanje tekočin po kapljicah PUHALKA: dodajanje tekočin in spiranje z destilirano vodo, plastična ali steklena LIJ LOČNIK: ločevanje tekočin (ki se med sabo ne mešajo), ventil na odtočni cevi, ustje

zapira zamašek, gostejšo tekočino spustimo skozi cev (ko se plasti dobro ločita) LIJ: lažje pretakanje, filtracija s filtrirnim papirjem

FILTRIRNI PAPIR: razlikovanje v velikosti por (različno gosti) odvisno od velikosti delcev URNO STEKLO: polaganje snovi, prikrivanje čaš REAGENČNE STEKLENICE – hranjenje tekočin PRAHOVKE – hranjenje trdnih snovi EKSIKATOR – steklena posoda, zaščita pred vlago, sušenje KOVINSKO STOJALO – vanj vpnemo mufo, prižemo in filtrirni obroč TERILNICA S PESTILOM: trenje trdnih snovi, porcelan ali ahat, debele stene IZPARILNICA: odparimo tekočine, porcelan ali steklo NASTAVKI: povežejo dele v aparaturo PLINSKI (BUNSENOV) GORILNIK: segrevanje snovi, reguliranje plina z ventilom, temperatura

plamena odvisna od razmerja med plinom in zrakom

ELEKTRIČNI GRELCI LABORATORIJSKI SUŠILNIKI: sušenje snovi ali steklenih pripomočkov ŽARILNI LONČKI (LADJICE) – segrevanje na zelo visoko temperaturo, porcelan LABORATORIJSKE ŽARILNE PEČI ELEKTRONSKA TEHTNICA: hitra in natančna ugotovitev mase DIGESTORIJ: uporabljamo pri kemijskih reakcijah, kjer se sproščajo nevarni plini, priključek

za vodo, elektriko in plin

natančno odmerjanje: pipeta in bireta > merilni valj > čaša

pri delu v laboratoriju uporabljamo zaščitna sredstva in poskrbimo za varno delo

1.2 NEVARNE SNOVI

SLIKOVNE IN ČRKOVNE OZNAKE z nevarnimi snovmi se srečujemo s slikovnimi in črkovnimi oznakami:

EKSPLOZIVNO (E) – snovi ob določenih pogojih eksplodirajo VNETLJIVO (F) – snovi se vnamejo tudi po krajšem stiku z virom vžiga, zrakom, če so

izpostavljene segrevanju, višjemu tlaku ZELO LAHKO VNETLJIVO (F+) OKSIDATIVNO (O) – oddajajo kisik, burna reakcija z drugimi (zlasti vnetljivimi) snovmi STRUPENO (T) – hude okvare zdravja, smrt ZELO STRUPENO (T+) ZDRAVJU ŠKODLJIVO (Xn) – snovi povzročijo takojšnje okvare zdravja pri zaužitju,

vdihavanju, stiku s kožo DRAŽILNO (Xi) – draženje kože, oči, dihal, lahko hude poškodbe oči JEDKO (C) – poškodbe/uničenje živega tkiva, materialov OKOLJU NEVARNO (N) – takojšnja in trajna škoda v okolju, organizmom

slikovne oznake se delijo glede na: nevarne fizikalne lastnosti: oksidativno, eksplozivno, plin pod tlakom, jedko, vnetljivo zdravju nevarne lastnosti: akutno nevarno, jedko, akutno strupeno, rakotvorno, mutageno

in strupeno za razmnoževanje okolju nevarne lastnosti: okolju nevarno

GHS – nov, mednarodni sistem označevanja kemikalij

previdnost pri delu z rakotvornimi, mutagenimi, teratogenimi snovmi (povzročajo zmanjšanje plodnosti pri človeku in razvojne napake na plodu oziroma potomcih)

označevanje z R/S stavki – mednarodni sistem označevanja nevarnih snovi

R stavki (risk) – opozorilne oznake nevarnost snovi

S stavki (safety) – obvestilne oznake varnostna navodila

številčna oznaka in kratek opis: R1R68 in S1S64, sestavljeni

novi H/P stavki (nadomeščajo R/S stavke) H stavki (hazard) – vrsta nevarnosti, ki jo povzroča nevarna snov P stavki (precautionary) – priporočeni ukrepi za zmanjšanje ali preprečevanje negativnih

učinkov, ki so posledica izpostavljenosti nevarni snovi; delitev na preprečevanje, odziv, odstranjevanje

OSNOVE TOKSIKOLOGIJE TOKSIKOLOGIJA – veda o strupenih snoveh in njihovem učinkovanju

STRUPI – vse snovi, ki lahko povzročijo resne poškodbe ali smrt, kot rezultat fiziološko-kemijskih interakcij z živim tkivom

tveganje zdravja odvisno od strupenosti snovi in izpostavljenosti

Paracelsus: »…ni strupenih snovi, le količina ločuje strup od zdravila…«

na nevarnost vplivajo: lastnosti (razlika v škodljivosti)

količina zaužite snovi (več je bolj škodljivo) bistven vpliv na tveganje zdravja način stika s telesom/vnosa v telo: z zaužitjem (oralno), z vdihovanjem (respiratorno), skozi

kožo (dermalno), z vbrizgavanjem (injiciranjem) v žilo (intravenozno)

čas in pogostost izpostavljenosti

ločimo: akutne zastrupitve (takojšnje okvare zdravja) nastopijo, ko smo naenkrat izpostavljeni

vplivu »večje« količine ene ali več strupenih snovi kronične zastrupitve (dolgoročno delovanje in povzročanje okvar, ki niso takoj očitne)

nastopijo, ko smo dalj časa izpostavljeni vplivu manjših količin strupenih snovi

akutna toksičnost – LD50 – srednja vrednost (mediana) letalne (smrtne) doze: količina snovi, ki povzroči smrt 50% testirane populacije

čim manjša je vrednost LD50, tem bolj je snov strupena

LD50 =mg snovi

kg telesne mase

potrebno navesti tudi način doziranja in vrsto testirane živali

ID50 – inhibitorna doza: doza, ki lahko povzroči določeno zaviranje (npr. rasti mikroorganizmov)

ED50 – srednja efektivna doza: doza, ki pri polovici poskusnega vzorca izzove zaželeni učinek

Delci snovi

2.1 DELCI V ATOMU

Atom je zgrajen iz še manjših delcev ATOM – najmanjši delec s kemijskimi lastnostmi določenega elementa, pri kemijski reakciji se ne

spreminja

ZGRADBA: JEDRO: protoni p+ (pozitiven naboj) in nevtroni n0 (nevtralen) ELEKTRONSKA OVOJNICA: elektroni e- (negativen naboj)

število elektronov in protonov je enako atom je električno nevtralen

nevtroni in protoni imajo približno enako maso, ki je veliko večja od mase elektrona (1836-krat lažji)

skoraj vsa masa atoma je zbrana v jedru

elektronska ovojnica obsega večji del atoma elektroni imajo veliko prostora

Vrstno in masno število VRSTNO (ATOMSKO) ŠTEVILO – enako številu protonov v jedru (in

elektronov), zapisujemo levo spodaj ob simbolu elementa v PSE elementi razporejeni po vrstnem številu

MASNO ŠTEVILO (ni v PSE) – zapisujemo levo zgoraj ob simbolu elementa, izračun: masa protonov + masa nevtronov

2.2 IZOTOPI IZOTOPI – atomi istega elementa (enako število protonov), ki se med seboj razlikujejo v masnem

številu oz. v številu nevtronov

primer:

različna razširjenost: vodik 99,98%, devterij 0,02%, tricij (le sledovi)

različne fizikalne in enake kemijske lastnosti

nekateri elementi imajo le en izotop, npr. Be, F, Na, Al, P…

naravni in umetni izotopi (jedrske reakcije)

IZOTOPSKA SESTAVA in RELATIVNA ATOMSKA MASA IZOTOPSKA SESTAVA – naravna razširjenost izotopov določenega elementa

RELATIVNA ATOMSKA MASA (Ar) – število (brez enote), ki pove, kolikokrat je masa atoma nekega elementa večja od mase 1/12 mase ogljikovega izotopa 12C

Ar je vsota produktov Ar posameznih izotopov in njihove naravne razširjenosti Ar (elementa) = razširjenost (1. izotopa) × Ar (1. izotopa) + razširjenost (2. izotopa) × Ar (2. izotopa)

2.3 IONI IONI – delci z električnim nabojem; nastane, če atom odda ali sprejme elektrone

KATION (pozitivno nabit ion) končnica –ov ali –ev in beseda ion praviloma nastane iz elementov I., II. in III. skupine PSE, ki oddajo 1, 2 ali 3 zunanje

(valenčne) elektrone (za odcepitev je potrebna IONIZACIJSKA ENERGIJA)

primer: K K+ + 1e-

ANION (negativno nabit ion) končnica –idni in beseda ion praviloma nastane iz elementov V., VI. in VII. skupine PSE, ki sprejmejo 1, 2 ali 3 elektrone

primer: Cl + 1e- Cl-

pri poimenovanju ionov prehodnih elementov navajamo oksidacijska števila Fe2+ železov(II) ion / železov(2+) ion

naboj iona zapišemo desno zgoraj ob simbolu elementa

2.4 ELEKTRONSKA OVOJNICA ELEKTRONSKA OVOJNICA – območje okoli jedra, v katerem se gibljejo elektroni

elektronov ne moremo videti, ker so premajhni in prehitri ne moremo natančno določiti položaja, lahko pa določimo verjetnost

ATOMSKA ORBITALA – prostor okoli jedra atoma, v katerem se s 95% verjetnostjo nahaja elektron,

razlikujejo se po obliki, velikosti (dlje od jedra, večje so), usmerjenosti, energiji poznamo: s-, p-, d-, f-orbitale

ELEKTRONSKA KONFIGURACIJA – razporeditev elektronov po orbitalah pravila:

princip izgradnje: vrstni red polnjenja – elektroni najprej zasedejo orbitale z najmanjšo energijo: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s …

Paulinijevo izključitveno načelo: v vsaki orbitali sta lahko največ dva elektrona, ki imata

nasprotna spina (elektronski par s-orbitala: 1 par, p-orbitala: 3 pari, d-orbitala: 5 parov, f-orbitala: 7 parov)

Hundovo pravilo: elektroni zasedejo energijsko enakovredne orbitale posamično

zapis elektronske konfiguracije:

primer:

krajši način zapisa – zapis s konfiguracijo žlahtnega plina: del s simbolom žlahtnega plina v

oglatem oklepaju, ostale orbitale pa v običajni obliki

B: He 2s2 2p1

LUPINA – skupina orbital s približno enako oddaljenost od jedra, poznamo 7 lupin (3. lupina vsebuje 3s, 3p in 3d podlupine)

PODLUPINA – skupina orbital z isto energijo (2p podlupina ima 2px, 2py in 2pz orbitale)

samski (neparni) elektroni – elektroni, ki se v orbitalah nahajajo posamično

valenčni (zunanji) elektroni – elektroni na zunanji lupini

OSNOVNO STRANJE – energijsko najbolj ugodno stanje (elektroni se nahajajo v energijsko najbolj ugodnih orbitalah) VZBUJENO STANJE – energijsko manj ugodno stanje (elektroni se nahajajo v manj ugodnih – višjih – orbitalah), ki nastane z dovajanjem energije

2.5 IONIZACIJSKA ENERGIJA IONIZACIJA – sprememba, pri kateri nastanejo ioni

kation nastane, če dovedemo zadostno količino energije, pri tem atom odda enega ali več elektronov

IONIZACIJSKA ENERGIJA Ei – energija, ki je potrebna za odstranitev enega elektrona iz atoma ali iona plinastega elementa v njegovem osnovnem stanju

za odstranitev prvega elektrona potrebujemo prvo ionizacijsko energijo itd.

energijo dovajamo (endotermen proces) Ei je pozitivna

prve ionizacijske energije se po skupini navzdol manjšajo (pri večjih atomih elektroni bolj oddaljeni

od jedra manjši privlak lažje jih je odstraniti), po periodi desno pa večajo (nekateri elementi odstopajo)

ionizacijska energija se spreminja nasprotno kot velikosti atomov

2.6 ATOMSKI IN IONSKI POLMERI velikost atomov izražamo z atomskimi, velikosti ionov pa z ionskimi polmeri

atomski polmeri se po skupini navzdol večajo (atomi zasedajo orbitale, ki so vse bolj oddaljene od jedra – veča se število lupin), po periodi desno pa manjšajo (jedro vse bolj privlači elektrone iste

lupine – naraščanje vrstnega števila jedro vse bolj pozitiven naboj)

kation je manjši (več protonov kot elektronov večji privlak bližje jedru manjši radij) , anion

pa večji (več elektronov neučinkovit privlak dlje od jedra večji radij) kot atom istega elementa

IZOELEKTRONSKI DELCI – delci, ki imajo enako število elektronov (Ar, Cl-, S2-, K+, Ca2+), na velikost vpliva razmerje med protoni in elektroni

Povezovanje delcev

3.1 IMENOVANJE ELEMENTOV IN BINARNIH SPOJIN ELEMENT – čista snov, ki jo s kemijsko reakcijo ne moremo razkrojiti v enostavnejšo snov

označujemo jih z eno- ali dvočrkovnimi (prva črka velika, druga mala) simboli v obliki atomov ali molekul agregatna stanja:

plinasto: H2, N2, O2, F2, Cl2, žlahtni plini

tekoče: Br2, Hg

trdno: ostali

SPOJINA – čista snov, ki je sestavljena iz vsaj dveh različnih elementov zapisujemo s kemijskimi formulami, v katerih označujemo število posameznih delcev za

simbolom elementa (indeks) BINARNE SPOJINE – spojine, sestavljene iz dveh elementov (npr. H2O)

IMENOVANJE BINARNIH SPOJIN IUPAC nomenklatura – pravila za imenovanje elementov, spojin, ionov…

tvorjenje imen: slovenskemu imenu prvega elementa (pozitivni del) dodamo končnico –ov ali –ev, latinskemu (fosfid, nitrid, hidrid, sulfid …) imenu drugega (negativni del) pa –id

zapis binarne spojine iz kovine in nekovine: najprej kovina, nato nekovina

z grškimi števniki (ne navajamo pri ionskih spojinah) – navedemo število (mono, di, tri, tetra, penta, hepta, heksa, okta, nona, deka) in ime elementa PRIMER: N2O3 – didušikov trioksid PRAVILA:

element VIII. skupine pišemo na prvo mesto (npr. XeFe2) vodik na prvem mestu ob elementih VI. ali VII. skupine (npr. H2S) , ob elementih ostalih

skupin na drugem mestu (npr. NH2) če sta elementa v isti skupini, je prvi element, ki je nižje v PSE (npr. SO3) če sta elementa v različnih skupinah, je prvi element, ki je bolj levo v PSE (npr. NaCl)

po Stocku – navedemo oksidacijsko število bolj pozitivnega elementa PRIMER: NO2 – dušikov(IV) oksid

OKSIDACIJSKO ŠTEVILO – naboj, ki bi ga imel atom v molekuli, če bi bila ta zgrajena zgolj iz ionov

pišemo nad simbolom elementa, najprej predznak (+, -) in nato številčna vrednost

isti element lahko različna oksidacijska števila v različnih spojinah

pri binarnih spojinah levi element običajno +, desni pa – oksidacijsko število

pri elementih, ki imajo možno samo eno oksidacijsko število, tega ne navedemo

vrednosti negativnih oksidacijskih števil ne navajamo PRAVILA:

vsota oksidacijskih števil vseh elementov v spojini je 0 vodik ima oksidacijsko število +1 ali -1 kovine I. skupine imajo oksidacijsko število +1, kovine II. skupine +2 in kovine III. skupine +3 elementi VII. skupine imajo oksidacijsko število -1, elementi VI. skupine -2 in elementi V.

skupine -3

Ewens-Bassettov sistem – navedemo nabojno število, ki ga navedemo z arabsko številko in dodamo predznak + ali – znotraj okroglega oklepaja za imenom iona, na katerega se nanaša

imenovanje se redko uporablja, primerno je le za ionske spojine PRIMER: Fe2O3 – železov(+3) oksid

3.2 IONSKA IN KOVALENTNA VEZ najpomembnejše vezi: ionska (oddajanje in sprejemanje e-, ioni), kovalentna (skupni e- pari, atomi

nekovin), kovinska (skupni e- oblak, atomi kovin), molekulska (molekule)

ZUNANJI (VALENČNI) ELEKTRONI – elektroni v zadnji (zunanji) lupini; njihovo število se ujema z glavno skupino, v kateri se nahaja element

IONSKA VEZ nastane kot (elektrostatski) privlak med nasprotno nabitimi ioni

sprejemanje in oddajanje ionov: običajno kovina odda svoje zunanje elektrone nekovini

nastanek ionov: običajno povezuje pozitivno nabite kovinske ione (katione) in negativno nabite nekovinske ione (anione)

vez ni usmerjena – enakomerna razporeditev naboja po površini

ionski kristali

pri poimenovanju običajno ne navajamo grških števnikov, saj formulo spojine sklepamo iz sestave oz. položaja elementov v PSE

primer: nastanek NaCl – FORMULSKA ENOTA – pove razmerje ionov v kristalih

IZJEMA: BeCl2 – kovalentna polarna vez

KOVALENTNA VEZ nastane med nekovinskima atomoma kot skupni (vezni) elektronski par (označimo z eno črto) –

vsak atom prispeva en e-

nastanek molekule

POLARNA vez povezuje atoma različnih nekovin, NEPOLARNA vez pa atoma enakih nekovin

vez je usmerjena

NEVEZNI ELEKTRONSKI PAR (označimo s pikicama) – elektronski par, ki ne tvori kovalentne vezi

primeri:

3.3 STRUKTURA MOLEKUL oblika molekule lastnost molekule (medsebojne povezave)

v molekuli so atomi povezani z vezmi, t.j. skupnimi e- pari, v določeno geometrijsko obliko

na obliko vplivajo nevezni in vezni elektronski pari okoli osrednjega atoma v molekuli (št. e- parov = št. veznih + št. neveznih e- parov okoli osrednjega atoma v molekuli), vrsta, število in način povezovanja atomov

število elektronskih parov določa orientacijo oziroma smeri (vezni in nevezni par okrog centralnega atoma – najmanj trije v atomu)

LINEARNA ORIENTACIJA (2 para), kot 180° (CO2)

TRIKOTNO PLANARNA (3 pari), kot 120° (BH3)

TETRAEDRIČNA (4 pari) KOTNA, kot 104,5° (H2O) PIRAMIDALNA, kot 107° (NH3) TETRAEDRIČNA, kot 109,5° (CH4)

TRIKOTNO BIPIRAMIDALNA (5 parov), koti 90° in 120° (PCl5)

OKTAEDRIČNA (6 parov), kot 90° (SF6)

odboj: dva nevezna e- para > vezni in nevezni e- par > dva vezna e- para

3.4 ELEKTRONEGATIVNOST

ELEKTRONEGATIVNOST ELEMENTOV ELEKTRONEGATIVNOST – sposobnost atoma elementa, vezanega v spojini, da privlači elektrone

nekovine so bolj elektronegativne kot kovine (med elementi prvih šestih period je najbolj elektronegativen F, najbolj elektropozitiven pa je Cs)

Paulinijeva lestvica elektronegativnosti: po periodi desno se elektronegativnost veča, po skupini navzdol pa manjša

razlika v elektronegativnosti določa tip vezi:

> 1,7 ionska vez (čim večja je razlika v elektronegativnosti, tem bolj je vez polarna – zelo velika razlika v elektronegativnosti)

0,3 < x < 1,7 kovalentna polarna vez (atoma imata različno elektronegativnost)

< 0,3 kovalentna nepolarna vez (ista atoma enaka elektronegativnost)

POLARNOST MOLEKUL molekula je polarna, če ima en del molekule drugačno elektronsko gostoto kot drugi del molekule

molekule elementov (npr. Cl2 – kovalentna nepolarna vez) so nepolarne

molekule spojin so (odvisno od strukture): nepolarne (npr. BH3 – kovalentna polarna vez, bor je bolj

elektronegativen) – enaka gostota elektronov, seštevek vektorjev je 0

polarne (npr. HCl – kovalentna polarna vez) DIPOL (en pol bolj elektropozitiven kot drugi pol) – različna gostota elektronov DIPOLNI MOMENT – vektor, ki kaže od središča pozitivnega k središču negativnega naboja v polarni kovalentni vezi; izraža velikost dipola

polarnost vezi ne pomeni vedno tudi polarne cele molekule (simetrične molekule do kljub polarnim vezem nepolarne)

3.5 MOLEKULSKE VEZI MOLEKULSKE (VAN DER WAALSOVE) VEZI – privlačne sile med molekulami, nastanejo zaradi

elektronskega privlaka, ki deluje na kratke razdalje

šibkejše od ionskih in kovalentnih, vpliv na fizikalne lastnosti snovi

moč vezi narašča s številom elektronov v molekuli

vrelišče: vrelišča podobnih snovi se višajo z molsko maso čim močnejše so molekulske sile (vezi), tem več energije potrebujemo za njihovo

premagovanje in tem višje je zato vrelišče na vrelišče vpliva oblika – bolj raztegnjene molekule omogočajo večji stik s sosednjimi

molekulami (večja površina) več molekulskih vezi oz. močnejši privlak

ORIENTACIJSKA SILA med polarnimi molekulami, bolj polarne molekule imajo večji dipol odvisne od orientacije (negativni del ene molekule se orientira proti pozitivnemu delu

druge molekule), dipolnega momenta in razdalje med molekulami šibke vezi – odvisno od polarnosti: bolj polarne molekule tvorijo močnejše vezi

INDUKCIJSKE SILE

med polarnimi in nepolarnimi molekulami polarna molekula inducira dipol v nepolarni molekuli – jo polarizira, nastali dipoli se

privlačijo odvisne od dipolnega momenta in polarizabilnosti, razdalje med molekulami šibke vezi

DISPERZIJSKE SILE

med nepolarnimi molekulami in med atomi žlahtnih plinov odvisno od polarizabilnosti in razdalje med molekulami vzrok so privlaki med kratkotrajnimi dipoli sosednjih molekul: elektroni se neurejeno

gibljejo v trenutku na enem delu molekule več – kratkotrajni dipol molekula polarizira

naslednjo molekulo nastali dipoli se med seboj privlačijo najšibkejše med molekulskimi vezmi

POLARIZABILNOST – merilo, s katerim opisujemo, kako se delec (molekula) polarizira

POLARIZACIJA – proces razdelitve naboja

nepolarna molekula: en del molekule dobi delno pozitiven naboj, drugi del molekule pa delno negativen naboj

bolj polarizabilne molekule je lažje polarizirati – elektronski oblak (gostota) se zaradi učinkovanja sosednjih polarnih molekul lažje spremeni

večje molekule z večjim številom elektronov so bolj polarizabilne kot primerljive manjše molekule

VODIKOVA VEZ – privlak med elektropozitivnim vodnikom, ki je vezan na atom močno elektronegativnega elementa (fluor, kisik, dušik), in neveznim elektronskim parom zelo elektronegativnega elementa (fluor, kisik, dušik)

močnejša od ostalih molekulskih vezi, a šibkejša od ionske in kovalentne vezi

je usmerjena, prib. 180° posledice:

FIZIKALNE LASTNOSTI VODE: visoko vrelišče (100°C), visoka talilna, specifična in izparilna toplota (potrebno veliko energije, da led stalimo, vodo segrejemo in izparimo), led plava na vodi (manjša gostota), tekoča voda ima največjo gostoto pri 4°C

TOPNOST DRUGIH SNOVI V VODI: močno se poveča, če med topljencem in vodo nastanejo vodikove vezi (metanol, aceton)

3.6 LASTNOSTI IN ZGRADBA TRDNIH SNOVI trdne snovi so kristalinične (urejena notranja struktura ravne ploskve in ostri robovi kristalov) ali

amorfne (ni urejene notranje zgradbe)

KRISTALNA MREŽA – urejena, ponavljajoča se razporeditev snovi v prostoru

osnovni gradniki: atomi, ioni, molekule

Osnovne celice OSNOVNA CELICA – najmanjši del kristalne mreže, ki se ponavlja v vseh smereh (gradniki na

ogliščih, robovih, ploskvah ali znotraj)

delitev glede na obliko (različni kristalni razredi): kubični, heksagonalni…

delitev glede na položaj gradnikov znotraj osnovne celice: primitivno centrirana: 8 gradnikov (vsakega

1/8 v celici) na ogliščih, skupaj 1 gradnik/celico

telesno centrirana: 8 gradnikov (vsakega 1/8 v celici) na ogliščih in en gradnik v središču, skupaj 2 gradnika/celico

ploskovno centrirana: 8 gradnikov (vsakega 1/8 v celici) na ogliščih, 6 gradnikov na sredinah ploskev (vsakega ½ v celici), skupaj 4 gradniki/celico

Ionski kristali tipični primeri: NaCl, CsCl

gradniki: ioni – IONSKA VEZ

LASTNOSTI: električni tok prevajajo v talini in v raztopini – ioni se prosto gibljejo in prenašajo naboj visoko tališče (močne ionske vezi)

krhkost: plasti se premaknejo zaradi delovanja sile, ioni spremenijo lego istovrstni naboji

se približajo (se odbijajo) kristal se drobi (drobljivost) topnost v vodi (orientacijske sile, mrežna in hidratacijska energija)

KOORDINACIJSKO ŠTEVILO – v kristalu predstavlja število istovrstnih gradnikov, ki se nahajajo v bližini opazovanega gradnika

PRIMER: NaCl (skupek ionov z razmerjem 1:1) – okoli enega Na+ je oktaedrično razporejenih 6 Cl- in

obratno zapis: NaCl6/6 CsCl8/8 – okoli enega Cs+ je razporejenih 8 Cl- in obratno

Kovalentni kristali tipični primeri: diamant, grafit, SiO2, SiC (silicijev karbid)

gradniki: atomi nekovin – KOVALENTNA VEZ

LASTNOSTI: ne prevajajo električnega toka, razen grafit (ogljikovi atomi tvorijo plasti, v katerih je vsak C-

atom povezan z še tremi sosednjimi, četrti elektron je prost prevodnost) visoko tališče (močne kovalentne vezi) visoka trdota

ALOTROPIJA – pojav, ko se element nahaja v različnih oblikah oz. alotropskih modifikacijah (npr. ogljikovi sta diamant in grafit; fosfor)

Kovinski kristal primer: Fe

gradniki: atomi kovin s prostimi valenčnimi elektroni – KOVINSKA VEZ – privlak med pozitivnimi kovinskimi ioni in skupnimi prosto gibljivimi elektroni

LASTNOSTI: dobro prevajajo električni tok (prosti elektroni) raznolika tališča kovnost in tanljivost

kristaliziranje na različne načine: kubični in heksagonalni sklad (velika zasedenost prostora, koordinacijsko število je 12)

KUBIČNI: razporeditev plasti ABC ABC

HEKSAGONALNI: razporeditev plasti AB AB AB

Molekulski kristal primer: glukoza, jod

gradniki: molekule in atomi žlahtnih plinov – MOLEKULSKE VEZI

LASTNOSTI: ne prevajajo električnega toka nizko tališče in vrelišče (šibke molekulske vezi) krhkost

4. MNOŽ INA SNOVI

4.1 MOLSKA MASA Ar – relativna atomska masa je število, ki pove, kolikokrat je masa atoma določenega elementa

večja od 1/12 mase atoma ogljikovega izotopa 12C

Mr – relativna molekulska masa je število, ki pove, kolikokrat je masa molekule večja od 1/12 mase atoma ogljikovega izotopa 12C; dobimo jo s seštevanjem Ar elementov (najdemo v PSE)

Ar in Mr sta veličini brez enot

MOLSKA MASA (M) – masa 1 mola snovi številčno je enaka Ar in Mr, a ima enoto g/mol lahko navajamo tudi za ione, ionsko zgrajene spojine in kristalohidrate

za oznakami veličin je nujno zapisovanje simbola elementa oz. formule snovi v oklepajih

4.2 IZRAČUN MNOŽINE SNOVI 1 mol je množina snovi (n), ki vsebuje toliko osnovnih gradnikov (atomov, molekul, ionov) kot je

atomov v 12g izotopa 12C

Avogadrova konstanta (NA = 6,02×1023 mol-1) – število delcev v 1 molu snovi

ENAČBA: 𝑛 = 𝑚

𝑀=

𝑁

𝑁𝐴

n – množina mol

m – masa g

M – molska masa g/mol

N – število delcev /

NA – Avogadrova konstanta 6,02×1023 mol-1

4.3 MNOŽINA ATOMOV, MNOŽINA MOLEKUL reševanje računskih nalog, v katerih je podana ena vrsta snovi, računamo pa drugo vrsto snovi, s

pomočjo množinskega razmerja med podano in iskano snovjo: napišemo razmerje množin med podano in iskano snovjo križno množimo (s tem se znebimo ulomkov) vstavimo ustrezna dela enačbe (enačba na desni strani, ki povezuje množino z maso in s

številom delcev) izrazimo iskano veličino vstavimo podatke in izračunamo

4.4 PROSTORNINA PLINA LASTNOSTI PLINA:

nima stalne oblike in prostornine – zavzema prostornino posode, lahko ga stisnemo na manjšo ali razširimo na večjo prostornino

delci se prosto gibljejo, ker so privlačne sile med njimi šibke med seboj se popolnoma mešajo

zemeljsko ozračje: dušik (78%) in kisik (21%), ostalo (1%): ogljikov dioksid, žlahtni plini…

pline opisujemo: PROSTORNINA (V), osnovna enota je m3=1000dm3, v kemiji uporabljamo L (dm3) TLAK (P), osnovna enota je Pa, v kemiji uporabljamo kPa (1kPa=1000Pa) – povzročajo trki

delcev: čim večkrat trčijo delci ob steno posode in čim večja je njihova hitrost, tem večji je tlak v posodi

TEMPERATURA (T), osnovna enota je °C, v kemiji uporabljamo K (0°C=273K) MNOŽINA (n)

pri sobnih pogojih (20°C, 100kPa) plinasti elementi H2, N2, O2, F2, Cl2, vsi žlahtni plini

1. zakon: pri konstantnem P velja, da je količnik V in T konstanten; pri konstantnem V velja, da je količnik P in T konstanten – premo sorazmerje 2. zakon: pri konstantni T velja, da je produkt P in V konstanten – obratno sorazmerje

Splošna plinska enačba ENAČBA: 𝑃𝑉 = 𝑛𝑅𝑇

𝑅 = 8,31𝑘𝑃𝑎 𝐿

𝑚𝑜𝑙 𝐾 – splošna plinska konstanta

ENAČBA ZA STALNO MNOŽINO PLINA (n=konst.): 𝑃1 𝑉1

𝑇1=

𝑃2𝑉2

𝑇2

Molska prostornina plina MOLSKA PROSTORNINA (Vm) – prostornina 1 mol plina pri določenih pogojih, enota je L mol-1,

odvisna je od temperature in tlaka, ne pa tudi od vrste plina – vsi plini imajo pri enakih pogojih enako Vm

vsi plini pri sobnih pogojih (20°C, 100kPa) zavzemajo prostornino 22,4L

ENAČBA: 𝑉𝑚 =𝑉

𝑛=

𝑅 𝑇

𝑃

enake prostornine plinov vsebujejo pri enakih pogojih enako množino snovi

enake prostornine plinov imajo pri enakih pogojih enako število molekul – Avogadrov zakon

Gostota plina masa prostorninske enote snovi

ENAČBA: 𝜌 =𝑚

𝑉=

𝑃 𝑀

𝑅 𝑇

gostota plina odvisna od vrste plina (molske mase), tlaka in temperature

plini imajo precej manjšo gostoto kot tekoče in trdne snovi

5. KEMISJKA REAKCIJA

5.1 ENAČBA KEMIJSKE REAKCIJE kemijska reakcija – nastane nova snov z novimi lastnostmi: gorenje, fotosinteza, rjavenje, kisanje,

alkoholno vrenje… fizikalna sprememba – snov spremeni obliko: sprememba agregatnega stanja, raztapljanje…

Kemijska enačba zapis kemijske reakcije

na levo stran zapišemo reaktante, na desno stran pa produkte – vmes je puščica (smer reakcije)

enačba je urejena, ko je na obeh straneh enačbe enako število atomov posameznih elementov (najmanjši, okrajšani celi koeficienti) – urejanje z zapisom številk (stehiometrični koeficienti) pred formulami snovi; priporočljiv vrstni red: kovina, nekovina, vodik, kisik

Spajanje in razkroj SPAJANJE (SINTEZA) – kemijska reakcija, pri kateri iz dveh ali več snovi dobimo novo snov

2 Mg(s) + O2(g) 2 MgO(s)

RAZKROJ – kemijska reakcija, pri kateri iz ene snovi dobimo dve ali več novi snovi

HgO(s) O2(g) + Hg(l) ELEKTROLIZA VODE – vodo z električnim tokom razkrojimo na vodik in kisik

5.2 MNOŽINSKA RAZMERJA ZAKON O OHRANITVI MASE – pri kemijski reakciji se masa snovi ne spreminja – masa reaktantov je

enaka masi produktov

presežek snovi: pogosto eden od reaktantov v razmerju v presežku, zato po končani reakciji ostane

nezreagiran reaktanta nista v stehiometričnem razmerju

računanje množinskega razmerja: napišemo razmerje množin med podano in iskano snovjo križno množimo in vstavimo ustrezna dela enačbe izrazimo iskano veličino vstavimo podatke in izračunamo

5.3 REAKCIJSKA IN TVORBENA ENTALPIJA ENTALPIJA – energija, ki se sprošča ali porablja v obliki toplote, svetlobe ali električne energije pri

stalnem tlaku

oznaka: H, enota: kJ

v tabelah zasledimo podatke entalpij reakcij pri standardnih pogojih (25°C, 100kPa) - H°

EKSOTERMNA reakcija – energija se sprošča (nastanek vezi), npr. gorenje (sproščata se svetloba in toplota) ENDOTERMNA reakcija – energija se porablja (prekinitev vezi), npr. fotosinteza (porabi se svetloba)

čim močnejša je vez, tem več energije potrebujemo za prekinitev oz. tem več energije se sprosti pri njenem nastanku

Standardna reakcijska entalpija STANDARDNA REAKCIJSKA ENTALPIJA (Hr°) – toplota, ki se sprosti ali porabi pri kemijski reakciji pri

stalnem tlaku 100 kPa, nanjo vpliva tudi agregatno stanje, enota: kJ

eksotermne reakcije imajo negativno Hr°<0, endotermne pa pozitivno Hr°>0

vrednost Hr° se nanaša na termokemijsko enačbo – urejena kemijska enačba z zapisanimi agregatnimi stanji in navedeno reakcijsko entalpijo

Standardna tvorbena entalpija STANDARDNA TVORBENA ENTALPIJA (Htv°) – toplota, ki se sprosti ali porabi pri nastanku 1 mola

spojine iz elementov v njihovih standardnih stanjih pri tlaku 100kPa, enota: kJ/mol

vrednost Htv° je pri vseh elementih v standardnih stanjih enaka 0

Energijski grafi

ENDOTERMNA REAKCIJA – produkti imajo večjo energijo kot reaktanti (Hr°>0)

EKSOTERMNA - produkti imajo manjšo energijo kot reaktanti (Hr°<0)

vodoravna os: reakcijska koordinata oz. potek reakcije, navpična os: energijsko stanje snovi E

kJ/mol, krivulja: spreminjanje E snovi

vrh krivulje: aktivacijsko (prehodno) stanje – največ energije, molekularna struktura: aktivacijski kompleks

Hr° - razlika med energijskim stanjem reaktantov in produktov

AKTIVACIJSKA ENERGIJA Ea – minimalna energija, ki jo morajo imeti reaktanti, da dosežejo aktivacijsko (prehodno) stanje in zreagirajo v produkte; razlika med energijskim stanjem reaktantov in aktivacijskim stanjem produktov

*Izračun reakcijske entalpije

𝐻𝑟 = ∑(𝑛(𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑘𝑡𝑜𝑣) × 𝐻𝑡𝑣(𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑘𝑡𝑜𝑣)) − ∑(𝑛(𝑟𝑒𝑎𝑘𝑡𝑎𝑛𝑡𝑜𝑣) × 𝐻𝑡𝑣(𝑟𝑒𝑎𝑘𝑡𝑎𝑛𝑡𝑜𝑣))

Priprava raztopin in raztapljanje

Sestava raztopin RAZTOPINA – homogena zmes topljenca (snov, ki se raztaplja v topilu) in topila (raztaplja

topljenec)

HOMOGENA ZMES – zmes, ki je na zunaj videti enotna in ima enakomerno sestavo

RAZTAPLJANJE – fizikalen proces, njegova hitrost pa je odvisna od mešanja in drobljenja

Masni delež topljenca (w) v raztopini

𝑤(𝑡𝑜𝑝𝑙𝑗𝑒𝑛𝑒𝑐) =𝑚(𝑡𝑜𝑝𝑙𝑗𝑒𝑛𝑒𝑐)

𝑚(𝑟𝑎𝑧𝑡𝑜𝑝𝑖𝑛𝑎)

𝑚(𝑟𝑎𝑧𝑡𝑜𝑝𝑖𝑛𝑎) = 𝑚(𝑡𝑜𝑝𝑙𝑗𝑒𝑛𝑒𝑐) +𝑚(𝑡𝑜𝑝𝑖𝑙𝑜)

Topnost največja količina topljenca, ki ga lahko raztopimo v neki količini določenega topila pri

določeni temperaturi; pojem topnost je vezan na nasičeno raztopino

navajamo kot maso raztopljenega topljenca v 100g topila pri določeni temperaturi

odvisna od vrste topljenca, vrste topila in temperature

NASIČENA RAZTOPINA – raztopina, ki vsebuje največjo možno količino raztopljenega topljenca pri določeni temperaturi

pri večini trdnih topljencev se topnost veča z naraščajočo temperaturo

plini se bolje raztapljajo pri nižji temperaturi topila in pri višjem tlaku plina nad gladino topila

KRIVULJA TOPNOSTI – topnost pri različnih temperaturah

𝑡𝑜𝑝𝑛𝑜𝑠𝑡 =100 × 𝑤

1 −𝑤

𝑤 =𝑡

𝑡 + 100

Množinska in masna koncentracija izražamo količino raztopljenega topljenca v raztopini

odvisni od temperature, saj se gostota s temperaturo spreminja

MNOŽINSKA KONCENTRACIJA – ponazarja množino topljenca

𝑐 −𝑚𝑛𝑜ž𝑖𝑛𝑠𝑘𝑎 𝑘𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎𝑐𝑖𝑗𝑎 [𝑚𝑜𝑙

𝐿= 𝑀]

𝑐(𝑡𝑜𝑝𝑙𝑗𝑒𝑛𝑒𝑐) =𝑛(𝑡𝑜𝑝𝑙𝑗𝑒𝑛𝑒𝑐)

𝑉(𝑟𝑎𝑧𝑡𝑜𝑝𝑖𝑛𝑎)

MASNA KONCENTRACIJA – ponazarja maso topljenca

𝛾 − 𝑚𝑎𝑠𝑛𝑎 𝑘𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎𝑐𝑖𝑗𝑎 [𝑔

𝐿]

𝛾(𝑡𝑜𝑝𝑙𝑗𝑒𝑛𝑒𝑐) =𝑚(𝑡𝑜𝑝𝑙𝑗𝑒𝑛𝑒𝑐)

𝑉(𝑟𝑎𝑧𝑡𝑜𝑝𝑖𝑛𝑎)

povezava med množinsko in masno koncentracijo ter masnim deležem

𝑐(𝑡𝑜𝑝𝑙𝑗𝑒𝑛𝑒𝑐) =𝑤(𝑡𝑜𝑝𝑙𝑗𝑒𝑛𝑒𝑐) × 𝜌(𝑟𝑎𝑧𝑡𝑜𝑝𝑖𝑛𝑎)

𝑀(𝑡𝑜𝑝𝑙𝑗𝑒𝑛𝑒𝑐)=𝛾(𝑡𝑜𝑝𝑙𝑗𝑒𝑛𝑒𝑐)

𝑀(𝑡𝑜𝑝𝑙𝑗𝑒𝑛𝑒𝑐)

𝛾(𝑡𝑜𝑝𝑙𝑗𝑒𝑛𝑒𝑐) = 𝑤(𝑡𝑜𝑝𝑙𝑗𝑒𝑛𝑒𝑐) × 𝜌(𝑟𝑎𝑧𝑡𝑜𝑝𝑖𝑛𝑎)

𝜌(𝑟𝑎𝑧𝑡𝑜𝑝𝑖𝑛𝑎) =𝑚(𝑟𝑎𝑧𝑡𝑜𝑝𝑖𝑛𝑎)

𝑉(𝑟𝑎𝑧𝑡𝑜𝑝𝑖𝑛𝑎)

Priprava raztopin in raztapljanje

Mešanje, redčenje in koncentriranje mešanje dveh raztopin (če dosipamo čist topljenec, je w2=1)

𝑤1𝑚1 + 𝑤2𝑚2 = 𝑤3𝑚3 𝑐1𝑉1 + 𝑐2𝑉2 = 𝑐3𝑉3 aditivnost mas: 𝑚1 +𝑚2 = 𝑚3 neaditivnost volumnov : 𝑉1 + 𝑉2 ≠ 𝑉3

redčenje – koncentracija topljenca se manjša 𝑤1𝑚1 = 𝑤2𝑚2 𝑐1𝑉1 = 𝑐2𝑉2 𝑚1 +𝑚𝑣𝑜𝑑𝑎 = 𝑚2

koncentriranje – koncentracija topljenca se veča 𝑤1𝑚1 = 𝑤2𝑚2 𝑐1𝑉1 = 𝑐2𝑉2 𝑚1 −𝑚𝑣𝑜𝑑𝑎 = 𝑚2

pri računanju upoštevamo ohranitev skupne mase

Hidratacija (proces raztapljanja) proces, pri katerem molekule vode obdajo delce topljenca v vodnih raztopinah

raztapljanje kristalov v vodi: kristalna mreža se poruši, vezi med delci se prekinejo nastanek šibkega privlaka (molekulske vezi) med molekulami topila in delci topljenca

IONSKI KRISTAL nastanek hidratiranih ionov – ioni topljenca, ki so v raztopini obdani z molekulami vode

MOLEKULSKI KRISTAL nastanek hidratiranih molekul – molekule topljenca, ki so v raztopini obdane z molekulami vode

ko topilo ni voda, govorimo o solvataciji in solvatacijski energiji

ENTALPIJA RAZTAPLJANJA (Hraz) – sprememba entalpije, ko se en mol snovi raztopi v zelo veliki količini topila

Hraz< 0 EKSOTERMNA (raztopina se segreje): za prekinitev vezi v topljencu je potrebno manj energije, kot se je sprosti pri nastanku novih vezi z molekulami topila

Hraz> 0 ENDOTERMNA (raztopina se ohladi): za prekinitev vezi v topljencu je potrebno več energije, kot se je sprosti pri nastanku novih vezi z molekulami topila

MREŽNA ENTALPIJA (Hmre) – sprememba entalpije, ko nastane en mol kristalinične snovi iz osnovnih gradnikov v plinastem agregatnem stanju (potrebno dovesti za razcepitev mreže):

čim večja je absolutna vrednost Hmre, tem več energije potrebujemo za prekinitev snovi v trdnini in razpad na osnovne gradnike v plinastem agregatnem stanju

HIDRATACIJSKA ENTALPIJA (Hhid) – sprememba entalpije, ko se en mol snovi v plinastem agregatnem stanju raztopi v vodi, eksotermen proces – nastanek molekulskih vezi med molekulami topljenca in topila (sprostitev energije)

raztapljanje je: endotermen proces, če je absolutna vrednost mrežne entalpije večja od absolutne

vrednosti hidratacijske entalpije

Hraz> 0

Hmre > Hhid eksotermen proces, če je absolutna vrednost mrežne entalpije manjša od absolutne

vrednosti hidratacijske entalpije

Hraz< 0

Hmre < Hhid

Hitrost kemijskih reakcij

Izračun hitrosti kemijske reakcije kemijska kinetika – proučevanje hitrosti kemijske reakcije in vplivov na hitrost, način, po

katerem se reaktanti pretvorijo v produkte

hitrost kemijske reakcije – sprememba množinske koncentracije snovi v časovni enoti s časom se zmanjšujejo koncentracije reaktantov (se porabljajo) in povečujejo

koncentracije produktov (nastajajo) reaktanti (ker je začetna koncentracija reaktantov večja kot končna, je vrednost

negativna, zato pišemo spredaj dodaten minus – hitrost ne more biti negativna)

𝑣(𝑅) = −𝑐(𝑅)

𝑡= −

𝑐𝑘(𝑅) − 𝑐𝑧(𝑅)

𝑡

produkti

𝑣(𝑃) =𝑐(𝑃)

𝑡=𝑐𝑘(𝑃) − 𝑐𝑧(𝑃)

𝑡

hitrost kemijske reakcije se med potekom reakcije spreminja: na začetku je največja, na to pa se postopoma zmanjšuje do porabe reaktantov oz. do vzpostavitve ravnotežja med reaktanti

in produkti ugotavljamo povprečno hitrost v časovnem intervalu

hitrost ima vedno pozitivno vrednost

razmerje med hitrostmi reagiranja reaktantov in nastajanja produktov je odvisno od množinskega razmerja med snovmi, ki ga razberemo iz urejene enačbe kemijske reakcije

Vplivi na hitrost kemijske reakcije poleg lastnosti reaktantov (reaktivnost) vplivajo tudi koncentracija reaktantov, temperatura,

način medsebojnega stika reaktantov (npr. velikost in površina delcev, mešanje, agregatna stanja) in prisotnost katalizatorja

vpliv koncentracije reaktantov: reakcija je hitrejša pri večji koncentraciji reaktantov – večje število trkov, zato hitrejša reakcija

temperatura: reakcija je hitrejša pri višji temperaturi – delci imajo več energije in se gibljejo

hitreje večja hitrost pri trkih, večje število trkov

vpliv površine trdne snovi: reakcija je hitrejša pri večji površini trdnega reaktanta – drobni

delci več površine, zato več mest, na katerih lahko poteče reakcija

vpliv katalizatorja: katalizator – snov, ki pospeši kemijsko reakcijo, sam pa po končani reakciji ostane

kemijsko nespremenjen kataliza – pospešitev kemijske reakcije s katalizatorjem

homogena – katalizator je v enakem agregatnem stanju kot reaktanti

heterogena – katalizator je v drugačnem agregatnem stanju kot reaktanti avtomobilski katalizator: omogoča pospešitev reakcij (heterogena kataliza), pri

katerih se nezaželene sestavine izpušnih plinov (predvsem CO, NOx, nezreagirani ogljikovodiki) pretvorijo v običajne sestavine ozračja (CO2, H2O, N2)

2 C8H18(g) + 25 O2(g) 16 CO2(g) + 18 H2O(g)

2 CO(g) + O2(g) 2 CO2

2 NO(g) + 2CO(g) 2 CO2(g) + N2(g) encimi (biokatalizatorji) – nastajajo v

živih bitjih in uravnavajo različne reakcije v organizmih, uporabljamo jih v živilski in farmacevtski industriji, za razgrajevanje naftnih madežev, čiščenje odpadnih voda…

katalizirana reakcija poteka na drugačen način kot nekatalizirana reakcija, ker katalizator spremeni mehanizem kemijske reakcije

reakcijska entalpija katalizirane in nekatalizirane reakcije sta enaki (enako reakcijsko stanje reaktantov in produktov)

katalizirana reakcija poteka hitreje, ker je njena aktivacijska energija Ea manjša kot Ea nekatalizirane reakcije

avtokataliza – produkti, ki nastanejo v reakciji, delujejo kot katalizatorji katalitski strupi – snovi, ki se močno vežejo na katalizator in tako preprečujejo

njegovo delovanje

inhibitor – snov, ki upočasni ali celo prepreči kemijsko reakcijo

aktivacijski kompleks – nestabilna struktura (skupek atomov) v aktivacijskem (prehodnem) stanju, ki lahko razpade nazaj v reaktante ali pa se pretvori v produkte

TEORIJA TRKOV trk med delci reaktantov je uspešen, ko se delci reaktantov prerazporedijo in iz njih

nastanejo produkti potrebni ustrezna orientacija in zadostna energija delcev reaktantov pri trku nastane aktivacijski kompleks trk je neuspešen, če delci nimajo zadostne energije (Ea) čim višja je temperatura, tem večja je povprečna hitrost gibanja in s tem tudi

povprečna kinetična energija delcev, ne vpliva na vrednost aktivacijske energije

Kemijsko ravnotez je

Ravnotežne reakcije obojesmerne (reverzibilne) reakcije – reakcije, ki potekajo v obe smeri: reaktanti se

pretvarjajo v produkte in produkti se v nasprotni reakciji pretvarjajo v reaktante

ravnotežje med reaktanti in produkti se vzpostavi, ko se njihove koncentracije ne spreminjajo več (lahko se le del reaktantov pretvori v produkte)

dinamično ravnotežje – stanje ravnotežnega sistema, v katerem sta hitrosti fizikalnih ali kemijskih sprememb v nasprotnih smereh enaki (hitrost reakcije v desno je enaka hitrosti reakcije v levo) primer: fizikalno raztapljanje kisika v vodi – hitrost raztapljanja zračnega kisika v vodi je v ravnotežju enaka hitrosti izločanja kisika iz vode

HOMOGENO RAVNOTEŽJE – vse snovi so v enakem agregatnem stanju HETEROGENO RAVNOTEŽJE – snovi so v različnih agregatnih stanjih

v enačbah ravnotežnih reakcij uporabljamo dvosmerno puščico ⇌

KONSTANTA RAVNOTEŽJA Kc

matematični izraz, ki opisuje razmerje med ravnotežnimi množinskimi koncentracijami produktov in reaktantov pri določeni temperaturi, po dogovoru nima enote

vrednost Kc je odvisna od temperature (spremenila se bo le pri spremembi temperature), a ne od količine snovi v razmerju

trdne snovi in čiste tekočine v Kc ne sodelujejo

razmerje med ravnotežnimi koncentracijami produktov in reaktantov določene kemijske reakcije pri določeni temperaturi je konstantno

enačba: 𝑎𝐴 + 𝑏𝐵 ⇌ 𝑐𝐶 + 𝑑𝐷

𝐾𝑐 =[𝑃𝑅𝑂𝐷𝑈𝐾𝑇𝐼]

[𝑅𝐸𝐴𝐾𝑇𝐴𝑁𝑇𝐼]=[𝐶]𝑐[𝐷]𝑑

[𝐴]𝑎[𝐵]𝑏

iz Kc lahko sklepamo ali je v ravnotežju več reaktantov ali produktov

zelo majhna vrednost Kc v ravnotežju prevladujejo reaktanti (majhen delež se je pretvoril v produkte) – ravnotežje je premaknjeno v smer reaktantov

zelo velika vrednost Kc (>1) v ravnotežju prevladujejo produkti (velik delež se je pretvoril v produkte) – ravnotežje je premaknjeno v smer produktov

vezana je na zapis kemijske reakcije smiselno navajati le ob zapisani kemijski enačbi

izračun konstante ravnotežja: če poznamo količine snovi v ravnotežju, v enačbo vstavimo ravnotežne koncentracije če je vsota koeficientov reaktantov enaka vsoti produktov, lahko v enačbo vstavimo

množine snovi

Vplivi na kemijsko ravnotežje LE CHATELIEROVO NAČELO: Če se v sistemu, ki je v ravnotežju, spremeni temperatura, tlak ali

koncentracija reaktantov oz. produktov, se položaj ravnotežja spremeni v smer, ki minimizira to spremembo

sprememba tlaka ne moremo vplivati na ravnotežne reakcije, pri katerih je vsota koeficientov plinastih

reaktantov enaka vsoti koeficientov plinastih produktov 𝐻2(𝑔) + 𝐼2(𝑔) ⇌ 2𝐻𝐼 (𝑔)

pri povečanju tlaka se ravnotežje pomakne v smer manjšega števila delcev plinastih snovi (tista stran kemijskega ravnotežja, ki ima manjšo vsoto koeficientov)

pri zmanjšanju tlaka se ravnotežje pomakne v smer večjega števila delcev plinastih snovi (tista stran kemijskega ravnotežja, ki ima večjo vsoto koeficientov)

na tlak plina v zaprti posodi lahko vplivamo s spremembo prostornine – pri stalni temperaturi je obratnosorazmeren s prostornino plina: pri večji prostornini je tlak manjši, pri manjši prostornini pa je tlak večji

sprememba tlaka ali prostornine ne vpliva na vrednost konstante ravnotežja

dodatek inertnega plina (plin, ki ne reagira) pri nespremenjenem volumnu se konstanta ravnotežja ne spremeni, ker se

koncentracije ne povečajo, poveča se le tlak v posodi

pri nespremenjenem tlaku in povečanem volumnu se koncentracije in konstanta ravnotežja spremenijo

sprememba temperature pri zvišanju temperature se ravnotežje pomakne v smer endotermne reakcije, pri

znižanju temperature pa v smer eksotermne reakcije

pri endotermni reakciji (Hr°>0) lahko upoštevamo toploto kot reaktant, pri

eksotermni reakciji (Hr°<0) pa kot produkt za opredelitev vpliva spremembe temperature na položaj kemijskega ravnotežja

potrebujemo podatek, ali je reakcija endotermna ali eksotermna (predznak entalpije)

vpliv spremembe koncentracije snovi pri povečanju koncentracije reaktantov ali zmanjšanju koncentracije produktov se

ravnotežje pomakne v smer nastanka produktov pri zmanjšanju koncentracije reaktantov in povečanju koncentracije produktov se

ravnotežje pomakne v smer nastanka reaktantov

na položaj kemijskega ravnotežja ne moremo vplivati s katalizatorjem

Ravnotez ja v vodnih raztopinah

Imenovanje kislin, baz in soli

Kisline BINARNE KISLINE

vodik + nekovina primeri (*močne):

HF(g) – vodikov fluorid HF(aq) – fluorovodikova kislina HCl(aq)* – klorovodikova kislina HBr(aq)* – bromovodikova kislina HI(aq)* – jodovodikova kislina HCN(aq) – cianovodikova kislina H2S(aq) – žveplovodikova kislina (»di« izpustimo, ker je ime očitno)

OKSOKISLINE vodik + nekovina + kisik ime: navedemo nekovino in oksidacijsko število (vodikovih in kisikovih atomov ne

navajamo) primeri (*močne):

HNO2 – dušikova(III) kislina HNO3* – dušikova(V) kislina H3PO3 – fosforjeva(III) kislina H3PO4 – fosforjeva(V) kislina H2SO3 – žveplova(IV) kislina H2SO4* – žveplova(VI) kislina

H2CO3 – ogljikova(IV) kislina HClO – klorova(I) kislina HClO2 – klorova(III) kislina HClO3 – klorova(V) kislina HClO4* – klorova(VII) kislina

ORGANSKE KISLINE (-COOH, šibke) primeri:

HCOOH – metanojska ali mravljična kislina CH3COOH – etanojska ali ocetna kislina

Baze kovinski hidroksidi

ime: kovina + končnica –ov/-ev + hidroksid

skupina –OH ima oksidacijsko število -1

primeri: NaOH – natrijev hidroksid Ca(OH)2 – kalcijev hidroksid NH3 – amonijak

Soli KISLINA + BAZA SOL + VODA

SOLI BINARNIH KISLIN končnica –id primeri:

NaOH + HCl NaCl + H2O natrijev klorid

Fe(CN)2 – železov(II) cianid

AMONIJEVE SOLI skupina NH4

+ ima oksidacijsko število +1 primeri:

NH3 + HCl NH4Cl amonijev klorid (NH4)2SO4 – amonijev sulfat(VI)

SOLI OKSOKISLIN končnica –at + oksidacijsko število nekovine (isto kot prej v kislini) primeri:

H2SO4 + Ca(OH)2 CaSO4 + 2H2O kalcijev sulfat(VI) CuSO4 – bakrov(II) sulfat(VI) Na2CO3 – natrijev karbonat(IV)

SOLI ORGANSKIH KISLIN

metanojska kislina metanoat/format Ca(HCOO)2 ali (HCOO)2Ca – kalcijev metanoat/format

etanojska kislina etanoat/acetat Al(CH3COO)3 – aluminijev etanoat/acetat

HIDROGEN SOLI pred ime kislinskega ostanka dodamo »hidrogen« primeri:

H2SO4 + Ca(OH)2 Ca(HSO4)2 + H2O kalcijev hidrogensulfat(VI) Al(H2PO4)3 – aluminijev dihidrogenfosfat(V) Fe(HSO4)3 – železov(III) hidrogensulfat(VI)

KRISTALOHIDRATI določena količina kristalno vezane vode imenu spojine dodamo grški števnik in »hidrat« primeri:

CuCl2 × 2H2O – bakrov(II) klorid dihidrat CuSO4 × 5H2O – bakrov(II) sulfat(VI) pentahidrat / – voda(1/5)

imenom spojin prehodnih elementov obvezno pripišemo oksidacijska števila

Protolitske reakcije kislin in baz

Kisline NEKOVINSKI OKSID + VODA KISLINA

KISLINA – snov, ki odda proton (vodikov ion H+)

močne kisline: HCl (tudi HBr in HI, a ne HF), HClO4, H2SO4, HNO3

reakcija kisline z vodo:

HCl(aq) + H2O(aq) Cl-(aq) + H3O+(aq) OKSONIJEVI IONI –nosilci kislih lastnosti

pri zapisu enačb protolitskih reakcij močnih kislin uporabljamo enojno puščico, ker večina molekul kisline odda H+ bazi

pri zapisu enačb protolitskih reakcij šibkih kislin uporabljamo dvojno puščico, ker le del molekul kisline odda H+ bazi

enoprotonske kisline lahko oddajo en H+, večprotonske pa lahko oddajo več H+ v več stopnjah (če je močna kislina, pri oddaji prvega H+ pišemo enojno puščico, pri oddaji naslednjih pa dvojno – šibke kisline) primer:

H2SO4 + H2O HSO4 - + H3O+

HSO4- + H2O ⇌ SO4

2- + H3O+

karboksilne kisline (-COOH) lahko oddajo le en H+ iz karboksilne skupine, so šibke kisline

Baze KOVINSKI OKSID + VODA BAZA

BAZA – snov, ki sprejme vodikov ion

močne baze: hidroksidi I. in II. skupine PSE (npr. NaOH)

trdne, ionsko zgrajene spojine: pozitivni kovinski ion in negativni hidroksidni ion

reakcija baze z vodo:

Mg(OH)2(s) 𝐻2𝑂(𝑙)− 𝑟𝑎𝑧𝑡𝑎𝑝𝑙𝑗𝑎𝑛𝑗𝑒→ Mg(OH)2(aq) Mg2+(aq) + OH-(aq)

HIDROKSIDNI IONI (OH-) – nosilci bazičnih lastnosti

amonijak in amini amonijak je šibka baza reakcija amonijaka z vodo: NH3(aq) + H2O(aq) ⇌ OH- + NH4

+ AMONIJEV ION amini – podobni amonijaku, le da imajo namesto vodikovih atomov vezane organske

substituentne skupine, so šibke baze

Protoliza PROTOLIZA (protolitska reakcija) – reakcija, pri kateri kislina odda vodikov ion H+ bazi

konjugirani kislinsko-bazni par – par delcev v protolitski reakciji, ki se razlikuje le v enem vodikovem ionu

konjugirana kislina – delec, ki je nastal iz baze s sprejemanjem vodikovega iona ima en H+ več kot delec, iz katerega je nastala

konjugirana baza – delec, ki je nastal iz kisline z oddajanjem vodikovega iona ima en H+ manj kot delec, iz katerega je nastala

primer: HF(aq) + H2O(aq) ⇌ F-(aq) + H3O+ kislina baza konj. baza konj. kislina

protoliza poteka v obe smeri: H3O+ odda F- en H+, zato deluje kot kislina (odda H+) in F- deluje kot baza (sprejme H+)

BrØnsed-Lowryjeva teorija definira kisline in baze glede na prehod H+ - ista snov lahko v določenih reakcijah reagira kot kislina ali kot baza

AMFOLIT – voda se obnaša kot kislina in kot baza

Konstanta kisline in konstanta baze kisline in baze razlikujemo po moči – primerjanje po moči je možno, če poznamo njihova

ravnotežja protolitskih reakcij z vodo: čim bolj je ravnotežje premaknjeno v desno, tem večja je konstanta kisline oz. baze, čim večja je konstanta, močnejša je kislina oz. baza

konstanta kisline: HF(aq) + H2O(aq) ⇌ F-(aq) + H3O+

𝐾𝑎(𝐻𝐹) = 𝐾𝑐 × [𝐻2𝑂] =[𝐻3𝑂

+][𝐹−]

[𝐻𝐹]

konstanta baze: NH3(aq) + H2O(aq) ⇌ OH- + NH4

+

𝐾𝑏(𝑁𝐻3) = 𝐾𝑐 × [𝐻2𝑂] =[𝑂𝐻−][𝑁𝐻4

+]

[𝑁𝐻3]

večprotonske kisline z vodo reagirajo v več stopnjah, zato Ka pišemo za vsako posebej; ravnotežje prve stopnje protolize je pomaknjeno bolj v desno kot ravnotežja sledečih stopenj protolize

konstante kislin in baz nimajo enot, so pa odvisne od temperature

ELEKTROLITI – tekočine, ki prevajajo električni tok zaradi prisotnosti ionov mednje uvrščamo taline ionskih snovi in raztopine, ki vsebujejo ione (raztopine kislin,

baz in soli) močne kisline in baze bolje prevajajo električni tok kot šibke kisline in baze enakih

koncentracij močne kisline in baze so močni elektroliti, šibke kisline in baze pa šibki elektroliti čim večja je koncentracija ionov v raztopini, tem boljša je njena električna

prevodnost

Avtoprotoliza vode reakcija, pri kateri molekule vode med seboj protolitsko reagirajo – ena molekula vode odda

vodikov ion drugi molekuli vode H2O + H2O ⇌ H3O++ OH-

ravnotežje je pomaknjeno močno v levo – v vodi je koncentracija oksonijevih in hidroksidnih ionov zelo majhna, zato voda zelo slabo prevaja električni tok (vodovodna, morska in

mineralna voda veliko raztopljenih ionskih snovi električni tok prevajajo bolje kot čista voda)

koncentracija hidroksidnih in oksonijevih ionov je enaka

IONSKI PRODUKT VODE Kw – produkt koncentracij oksonijevih in hidroksidnih ionov, odvisen od temperature (višja kot je temperatura, večja je vrednost) 𝐾𝑤(25°𝐶) = [𝐻3𝑂

+][𝑂𝐻−] = 1,0 × 10−14 KONCENTRACIJE H3O+ IN OH- IONOV

v čisti vodi in nevtralnih raztopinah: [𝐻3𝑂+] = [𝑂𝐻−] = 1,0 × 10−7

𝑚𝑜𝑙

𝐿

v kisli raztopini: [𝐻3𝑂+] > [𝑂𝐻−]

v bazični raztopini: [𝐻3𝑂+] < [𝑂𝐻−]

pri računanju [𝐻3𝑂+] in [𝑂𝐻−] hidroksidov kovin II. skupine PSE upoštevamo, da je

[𝑂𝐻−] dvakrat tolikšna kot koncentracija baze

Ba(OH)2 Ba2+ + 2 OH- koncentracije šibkih kislin in baz

𝐾𝑎 =[𝐻3𝑂

+]2

𝑐𝑘

𝐾𝑏 =[𝑂𝐻−]2

𝑐𝑏

Izračun pH pH – negativni desetiški logaritem koncentracije oksonijevih ionov

z vrednostjo pH izražamo kislost oz. bazičnost snovi odvisen od moči (npr. HCl močnejša kislina kot HCOOH, zato je pH nižji) in

koncentracije (čim bolj je raztopina razredčena, tem bolj je vrednost pH bližje 7) kisline oz. baze

𝑝𝐻 = − log[𝐻3𝑂+] ↔ [𝐻3𝑂

+] = 10−𝑝𝐻

pH lestvica (0-14): kislo: pH < 7 (čim manjši je pH, tem bolj je snov kisla); nevtralno: pH = 7 (npr. čista voda); bazično: pH > 7 (čim večji je pH, tem bolj je snov bazična)

pOH – negativni desetiški logaritem koncentracije hidroksidnih ionov 𝑝𝑂𝐻 = − log[𝑂𝐻−] ↔ [𝑂𝐻−] = 10−𝑝𝑂𝐻

pOH lestvica (0-14): kislo: pOH > 7; nevtralno: pOH = 7; bazično: pOH < 7

vrednost pH in pOH lahko preračunavamo: 𝑝𝐻 + 𝑝𝑂𝐻 = 14

enakost koncentracije kisline in oksonijevih ionov lahko upoštevamo pri enoprotonskih močnih kislinah (npr. HCl), enakost koncentracije baze in hidroksidnih ionov lahko upoštevamo pri močnih enoprotonskih bazah (hidroksidi I. skupine PSE)

INDIKATORJI snovi, ki pokažejo prisotnost določene snovi: kislinsko-bazni indikatorji se značilno

obarvajo glede na kislost oz. bazičnost za merjenje pH raztopine uporabljamo univerzalne indikatorske papirčke, za bolj

natančno merjenje pa elektronske pH metre

INDIKATOR MOČNO KISLO MOČNO BAZIČNO

lakmus rdeča modra

metiloranž rdeča rumena

fenolftalein brez barve vijolična

Nevtralizacija kemijska reakcija med kislino in bazo, pri kateri nastaneta sol in voda

KISLINA + BAZA SOL + VODA

KISLINA + AMONIJAK AMONIJEVA SOL

primer:

HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H2O(l)

Cl-(aq) + H3O+(aq) + OH-(aq) + Na+(aq) Na+(aq) + Cl-(aq) + 2H2O(l) ionska oblika

2 H2SO4(aq) + NH3(aq) (NH4)2SO4(aq)

TITRACIJA – postopek, pri katerem raztopini vzorca v erlenmajerici postopoma dodajamo merljivo količino (V) reagenta (titranta), ki ga odmerimo z bireto do popolnega poteka reakcije (ekvivalentna točka)

titrant – snov (reagent) v bireti, z njim titriramo (počasno dodajanje) vzorec pri nevtralizacijskih titracijah vzorcu dodamo indikator – ob spremembi barve je

reakcije konec iz V in c izračunamo količino snovi v vzorcu standardna raztopina – raztopina z natančno poznano koncentracijo, postopek

imenujemo standardizacija ekvivalentna točka – stanje sistema pri titraciji, v katerem je množina dodanega

titranta ekvivalentna množini snovi v vzorcu – reaktanta sta v ustreznem stehiometričnem razmerju, noben reaktant ni v presežku

končna točka – ko vidno zaznamo spremembo barve indikatorja titracijska krivulja – grafična predstavitev spreminjanja pH vrednosti analiziranega

vzorca pri titraciji pri titraciji močne kisline z močno bazo je ekvivalentna točka pri pH = 7

Ionske reakcije ionska reakcija – reakcija med ioni v raztopini, poteče v primeru, ko nastane slabo topna snov

(oborina) ali slabo disociirana snov

oborina – slabo topna snov, ki se izloči (se obori) iz raztopine pri dodatku ustreznega reagenta – ne razpade na ione PRIMER:

nedisociirana oblika: 2KI(aq) + Pb(NO3)2(aq) PbI2(s) + 2 KNO3(aq) disociirana oblika:

2K+(aq) + 2I-(aq) + Pb2+(aq) + 2NO3-(aq) PbI2(s) + 2K+(aq) + 2NO3

-(aq)

skrajšana ionska oblika (zapišemo kar zreagira): Pb+2(aq) + 2I-(aq) PbI2(s) sem spadajo tudi dokazne reakcije za halogene: Cl- bela, Br- svetlo rumena in I-

rumena oborina

v vodi dobro topne soli kovin prve skupine PSE, nitrati, acetati, amonijeve soli, POZOR: CuSO4

v vodi slabo topni sulfati (SO42-), mnogi karbonati (CO3

2-), fosfati (PO43-) in soli težkih kovin

(npr. svinčeve in srebrove soli)

disociacija – razpad molekul na ione

slabo disociirana snov – snov, ki je skoraj povsem v molekularni obliki, torej ne razpada na ione, mednje uvrščamo šibke kisline in baze, vodo, pa tudi nekatere pline (npr. H2S, CO2, NH3) PRIMER:

(NH4)2SO4(aq) + NaOH(aq) Na2SO4(aq) + H2O(l) + NH3(g)

Protolitske reakcije ionov hidroliza – reakcija med molekulami vode in ioni soli

raztopine soli so lahko nevtralne, kisle ali bazične pH predvidimo

BAZA KISLINA SOL PRIMER

močna močna pH 7 NaOH + HCl NaCl + H2O

močna šibka pH > 7 NaOH + CH3COOH NaCH3COO + H2O

šibka močna pH < 7 NH3 + HCl NH4Cl

Reakcije oksidacije in redukcije

Oksidacija in redukcija oksidacijsko število – naboj, ki bi ga imel element v spojini, če bi bila ta zgrajena zgolj iz ionov,

zapisujemo ga nad simbolom elementa: najprej navedemo predznak, nato še številčno vrednost

določanje oksidacijskih števil: element, ki ni vezan v spojini, ima oksidacijsko število 0 (npr. O2) vsota oksidacijskih števil v spojini je enaka 0 vodik ima v spojinah oksidacijsko število +/-1 kovine I. skupine PSE imajo oksidacijsko število +1, kovine II. skupine +2 in kovine III.

skupine +3 elementi VII. skupine PSE imajo oksidacijsko število -1, elementi VI. skupine -2 in

elementi V. skupine -3 prehodni elementi imajo v spojinah različna oksidacijska števila

redoks reakcija – reakcija, pri kateri se enemu ali več elementom spremeni oksidacijsko število PRIMER: +1-1 0 +3-1

3AuCl 2 Au + AuCl3

redukcija – sprejemanje elektronov, pri redukciji se oksidacijsko število elementa zmanjša oksidant – snov, ki se reducira, oksidacijsko število se mu zmanjša

oksidacija – oddajanje elektronov, pri oksidaciji se oksidacijsko število elementa poveča reducent – snov, ki se oksidira, oksidacijsko število se mu poveča

urejanje enačb redoks reakcij: napišemo vsa oksidacijska števila ugotovimo, katerim elementom se spremeni oksidacijsko število ugotovimo, za koliko in katerim elementom se spremeni oksidacijsko število izenačimo število oddanih in sprejetih elektronov (križno množenje) uredimo samo tiste elemente, katerim se spremeni oksidacijsko število uredimo druge elemente, najprej kovine, nato nekovine (vodikove in nato še kisikove

atome) PRIMER: +4-1 0 0 +2-1

TiCl4 + 2Mg Ti + 2MgCl2

Ti4+ + 4e- Ti REDUKCIJA oksidirana oblika reducirana oblika

Mg 2e- + Mg2+ OKSIDACIJA reducirana oblika oksidirana oblika

enačbe, v katerih se isti element hkrati oksidira in reducira, urejamo iz desne proti levi (disproporcionacija) PRIMER: +1-1 0 +3-1

3AuCl 2 Au + AuCl3

Redoks vrsta standardni elektrodni potencial (E°) – napetost elektrokemijske celice, ko se določena

elektroda kombinira s t.i. standardno vodikovo elektrodo (standardni vodikov polčlen): standardni elektrodni potencial standardne vodikove elektrode je po dogovoru natančno 0V 2H3O+(aq) + 2e- ⇌ H2(g) + 2H2O(l); reakcija poteka v obe smeri

čim bolj je standardni elektrodni potencial negativen, tem močnejši reducent je reducirana oblika redoks para

čim bolj je standardni elektrodni potencial pozitiven, tem močnejši oksidant je oksidirana oblika redoks para

redoks vrsta kovin – zaporedje redoks parov kovinskih ionov in elementarnih kovin glede na standardni elektrodni potencial, običajno jo zapisujemo v smeri naraščajočega standardnega elektrodnega potenciala (v desno smer narašča standardni elektrodni potencial)

kovine na začetku redoks vrste (zelo negativen E°) so močni reducenti kovinski ioni na koncu redoks vrste (zelo pozitiven E°) so močni oksidanti

reakcije med kovinami in kovinskimi ioni potekajo v tisto smer, kjer nastane elementarna kovina (reducirana oblika redoks para), ki se nahaja bolj desno v redoks vrsti (oz. ima bolj pozitiven E°)

v razredčeni HCl se raztapljajo le kovine, ki imajo negativne E° (močnejši reducenti kot H2) nastaja vodik; kovine, ki imajo pozitivne E°, pa se raztapljajo v HNO3 in H2SO4

PRIMERA: Zn(s) + 2HCl(aq) ZnCl2(aq) + H2(g)

Cu(s) + 4HNO3(aq) Cu(NO3)2(aq) + 2NO2(g) + 2H2O(l)

moč oksidanta se pri halogenih manjša po skupini navzdol, moč reducenta pa veča po skupini

navzgor – najmočnejši oksidant je F2 (največji E°), najmočnejši reducent pa I- (najmanjši E°) reakcije med halogeni in halogenidnimi ioni potekajo v tisto smer, kjer nastane elementarni halogen, ki je nižje v PSE (oz. je šibkejši oksidant)

PRIMER: Cl2(aq) + NaI(aq) I2(aq) + 2NaCl(aq)

Galvanski člen galvanski člen – naprava, v kateri potekajo spontane redoks reakcije, mednje uvrščamo

baterije in akumulatorje, ki jih uporabljamo kot vir električne energije (enosmerni el. tok)

zgradba: dva polčlena: v enem poteka

redukcija, v drugem pa oksidacija vsak polčlen sestavljen iz posode, v

kateri je raztopina kovinskega iona, vanjo pa je potopljena ploščica (elektroda) iz iste kovine

elektrodi povezani s prevodnikom (kovinska žica, vpet porabnik – voltmeter), preko katerega potujejo elektroni, obe sta povezani še z elektrolitskim ključem (npr. kot cevka, ki vsebuje nasičeno vodno raztopino KCl ali KNO3)

elektrolitski ključ omogoča prenos električnega naboja (iz enega v drugi polčlen) preko ionov v raztopini in s tem sklenitev električnega tokokroga

elektrodo, na kateri poteka redukcija, imenujemo katoda – pozitivna (pri galvanskem členu) elektrodo, na kateri poteka oksidacija, imenujemo anoda – negativna

standardno napetost galvanskega člena izračunamo tako, da od E° katode odštejemo E° anode (od večje vrednosti odštejemo manjšo vrednost) U°(člen) = E°(katoda) - E°(anoda)

elektroni se premikajo po žici od anode h katodi – enosmerna napetost (polariteta elektrod se ne spreminja)

redukcija poteka v polčlenu, ki ima večji (bolj pozitiven) standardni elektrodni potencial

na katodi se izloča kovina (masa katode se veča), anoda se raztaplja (masa anode se manjša)

simbolni zapis galvanskega člena: na levi strani zapišemo anodni polčlen (oksidacija) na desni pa katodni polčlen (redukcija) enojna pokončna črta predstavlja fazno mejo (med trdno snovjo in raztopino) dvojna pokončna črta pa elektrolitski ključ (meja med obema polčlenoma) element oz. ion zapišemo v smeri poteka reakcij, torej najprej reaktant, nato produkt

gorivna celica – vrsta galvanskega člena, v katerem neprestano dovajamo reaktante

baterije – komercialno uporabni polčleni primarne – po izrabi jih ne moremo napolniti (t.i. alkalne baterije) sekundarne – po izrabi jih lahko napolnimo z električnim tokom

Elektroliza elektrolizna celica – naprava, v kateri

poteka elektroliza elektroliza – proces, pri katerem s pomočjo enosmerne napetosti izvajamo redoks reakcije

elektrolizo lahko izvajamo v talinah ali raztopinah snovi, ki prevajajo električni tok (npr. talina ali raztopina ionske snovi)

elektrolizna celica ima dve elektrodi (katodo in anodo), ki sta priključeni na vir enosmerne napetosti in potopljeni v snov, ki jo elektroliziramo

elektrodo, na kateri poteka redukcija, imenujemo katoda – negativna (pri elektrolizi) elektrodo, na kateri poteka oksidacija, imenujemo anoda – pozitivna

elektroliza vode: 2H2O(l) 2H2(g) + O2(g) čista voda slabo prevaja el. tok, ker je koncentracija ionov zelo majhna, zato ji

moramo dodati snov, ki ionizira (npr. H2SO4)

količina določene snovi pri elektrolizi 𝑸 = 𝑰 × 𝒕 = 𝒏 × 𝒛 × 𝑭 Q – električni naboj, elektrenina A s = c

I – električni tok A

t – čas s

n – množina snovi mol

z – število prejetih ali oddanih elektronov na 1 delec iskane snovi /

primer: Cl- ½ Cl2 + 1e- z=1

2Cl- Cl2 + 2e- z=2

F – Faradayeva konstanta (predstavlja naboj 1 mol elektronov) 96500 A s mol-1

1

Učni list 41 - odgovori

1. Kovine se nahajajo na levi strani periodnega sistema (»stopnice« med borom B in aluminijem Al; aluminij je kovina, bor je polkovina). Vodik je nekovina, čeprav ga običajno pišemo na levi strani periodnega sistema. Med polkovinami sta pomembna zlasti silicij Si in germanij Ge.

2. Najbolj razširjen element je kisik, sledi mu silicij. Oba sta vezana v zelo razširjenem mineralu kremenu SiO2.

3. Žlahtni plini so enoatomni plinasti elementi brez barve in vonja (elementi VIII. skupine periodnega sistema). V splošnem so malo reaktivni, saj le nekateri med njimi (predvsem ksenon. Xe) tvorijo spojine z najbolj reaktivnimi elementi (poznamo npr. nekatere ksenonove fluoride in okside, npr. XeF2, XeF4, XeF6, XeO3, XeO4). Pridobivamo jih iz zraka (med žlahtnimi plini v zraku prevladuje argon), le helij se v večjih količinah nahaja v zemeljskem plinu.

4. Vodik tvori dvoatomne molekule H2. Je plin brez barve in vonja, zelo reaktiven. Zaradi majhne molske mase ima majhno gostoto, včasih so ga uporabljali v cepelinih. Pokalni plin je zmes vodika in kisika, ki se zlahka vname (zadostuje približanje plamena), pri čemer nastane voda.

5. 2H2O → 2H2 + O2

6. Kovine prevajajo električni tok v talini in v trdnem stanju. Nekovine ne prevajajo električnega toka. Grafit (ogljik) je izjema – prevaja električni tok.

7. Pri sobnih pogojih so plini: H2, N2, O2, F2, Cl2 in žlahtni plini. Tekoča sta Hg in Br2, ostali elementi so trdni.

8. Fluor je rumen plin, klor je rumenozelen plin, brom je rdečerjava tekočina, jod je siva trdna snov. Vsi tvorijo dvoatomne molekule.

9. Jodove pare so vijolične barve. Jod sublimira – že pri blagem segrevanju prehaja iz trdnega v plinasto agregatno stanje.

10. Fluor je najmočnejši oksidant (tudi najbolj reaktivna nekovina). Moč oksidanta in reaktivnost se manjša po VII. skupini navzdol; fluor je močnejši oksidant kot klor, ta kot brom in ta kot jod. Pri reakcijah med halogeni in halogenidnimi ioni velja pravilo: reakcija poteče, če nastane halogen, ki je nižje v periodnem sistemu. Npr. 2I– + Cl2 → I2 + 2Cl–

11. Klorovica je vodna raztopina klora Cl2(aq), bromovica je vodna raztopina broma Br2(aq). Pri raztapljanju pride do ravnotežne reakcije: Cl2(aq) + H2O(l) = HCl(aq) + HClO(aq)

12. Fluorovodikova kislina HF(aq) je šibka kislina (ima majhno konstanto Ka, ravnotežje

protolitske reakcije je pomaknjeno v levo), a vendar zelo nevarna (povzroča izjemno hude poškodbe tkiva). Razjeda celo steklo (uporaba za jedkanje stekla): SiO2 + 4HF → SiF4 + 2H2O

13. Freoni so organske spojine ogljika, fluora in klora, ki se uporabljajo (uporaba se opušča) v hladilnih napravah in kot potisni plini v pršilkah, npr. CF2Cl2 (difluorodiklorometan). Uničujejo ozonsko plast, ker pospešujejo pretvorbo ozona v O2. Ozon O3 ščiti življenje na Zemlji pred škodljivimi UV žarki iz vesolja.

14. HF(aq) je šibka kislina, ostale tri HCl(aq), HBr(aq) in HI(aq) so močne kisline (plini vodikovi halogenidi se raztopijo v vodi, nastanejo kisline). Vrelišče: čist HF ima zaradi vodikove vezi (kljub majhni molski masi) med vsemi vodikovimi halogenidi najvišje vrelišče, nato je zaporedje v skladu z manjšajočo se molsko maso: HF > HI > HBr > HCl.

15. Klorove oksokisline (v njih ima klor oksidacijska števila +1, +3, +5, +7): HClO, HClO2, HClO3, HClO4. V klorovodikovi kislini HCl (ni oksokislina!) ima klor oksidacijsko število –1.

16. Cl2(g) + 2NaOH(aq) → NaCl(aq) + NaClO(aq) + H2O(l) – nastanek varikine

17. Alotropija je pojav, ko se element nahaja v različnih oblikah. Kisik je lahko kot molekula O2 ali molekula O3. Ozon je močnejši oksidant kot O2. Ozon se uporablja tudi za dezinfekcijo.

2

18. Žveplo ima dve pomembnejši alotropski modifikaciji: ortorombsko in monoklinsko. Obe tvorita osematomne molekule S8, razlika pa je v obliki kristalov.

19. Žveplo je trdna rumena nekovina, v vodi se ne raztaplja, gori z modrim plamenom, v naravi je v elementarni obliki kot S8 (npr. v bližini ognjenikov), pa tudi v obliki sulfidov (npr. ZnS) in sulfatov (npr. CaSO4); pridobivajo ga na različne načine. Najpomembnejša žveplova spojina je žveplova(VI) kislina H2SO4.

20. Pri segrevanju (in taljenju) se osematomne ciklične molekule žvepla razprejo in nato povežejo med seboj v dolge verige. Če tako tekoče žveplo zlijemo v vodo, se tekoče žveplo strdi – nastane t.i. plastično žveplo. Sčasoma plastično žveplo preide nazaj v osematomne ciklične molekule S8.

21. Žveplo je element VI. skupine periodnega sistema, zato tvori spojine z oksidacijskimi števili od –2 do +6.

22. Praženje sulfidnih rud je reakcija kovinskih sulfidov s kisikom, npr.: 2ZnS + 3O2 → 2ZnO + 2SO2. Nastali kovinski oksid lahko predelamo v elementarni kovino, nastali SO2 pa lahko oksidiramo v SO3 in nato z reakcijo z vodo v H2SO4.

23. Žveplova(VI) kislina H2SO4 je močan oksidant (v njej se raztapljata tudi Cu in Ag), higroskopna (veže vodo), močna kislina (konstanta kisline zelo velika, ravnotežje protolitske reakcije pomaknjeno v desno), Je zelo nevarna, zato moramo uporabljati zaščitna sredstva. Pri redčenju vedno vlivamo kislino v vodo in ne obratno (redčenje je eksotermno, možnost špricanja).

24. V neoksidativnih kislina (npr. HCl) se raztapljajo kovine, ki imajo negativni redoks potencial (so v redoks vrsti levo od vodika). V HNO3 oz. H2SO4 (oksidativni kislini) pa se raztapljajo tudi nekatere druge kovine, npr. Ag in Cu.

25. Cu + 2H2SO4 → CuSO4 + SO2 + H2O 2Ag + 2H2SO4 → Ag2SO4 + SO2 + 2H2O Cu + 4HNO3 → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O (namesto NO2 lahko napišemo tudi NO) 2Ag + 2HNO3 → Ag2NO3 + NO2 + H2O.

26. Žveplova oksida: SO2 in SO3. Vodikov sulfid je H2S. Vse te spojine so plinaste (SO3 je sicer trden, a sublimira), strupene ter imajo dražeč oz. neprijeten vonj (H2S ima vonj po »gnilih jajcih«). Vodne raztopine teh snovi so kisle (nastanek žveplove(VI) kisline, žveplove(IV) kisline in žveplovodikove kisline).

27. Dušik je plin s formulo N2, brezbarven, brez vonja, malo reaktiven (zaradi močne trojne vezi med atomoma v molekuli); v zraku ga je približno 78 %.

28. Amonijak je plin neprijetnega vonja, zelo dobro se raztaplja v vodi. Je reducent (amonijak se oksidira, v amonijaku in amonijevih soleh ima dušik oksidacijsko število –3). Vodna raztopina amonijaka je bazična. Uporabljamo ga za proizvodnjo umetnih gnojil, eksplozivov ter drugih dušikovih spojin.

29. Dušik tvori okside z oksidacijskimi števili od +1 do +5: N2O, NO, N2O3, NO2 (tudi N2O4), N2O5. Vsi so strupeni, le N2O ni strupen (uporaba kot anestetik – smejalni plin in v dozah sladke smetane).

30. Kisli dež nastane zaradi raztapljanja žveplovih in dušikovih oksidov v atmosferski vodi, npr. SO3 + H2O → H2SO4.

31. Fosfor ima več alotropskih modifikacij (bel, rdeč, črn) . Najbolj reaktiven je bel, najmanj je reaktiven črn. Beli fosfor ima tetraedrične štiriatomne molekule P4, je zelo reaktiven, shranjujemo ga v vodi.

32. Fosfor se v naravi nahaja v obliki fosfatov. Mineral se imenuje apatit.

33. Za uporabo v umetnih gnojilih so bistvene spojine dušika, fosforja in kalija: NPK.

34. Ogljik tvori več alotropskih modifikacij (grafit, diamant, fulerene). Grafit je mehak, črn, prevoden, ima plastovito strukturo, uporabljamo ga za pisala in elektrode. Diamant je trd (najtrša naravna snov), gostejši kot grafit, brezbarven, električnega toka ne prevaja, ima tetraedrično strukturo, uporabljamo ga za rezila, bruse, svedre ter za nakit.

3

35. CO je zelo strupen, brezbarven plin brez vonja, nastane pri nepopolnem gorenju (nepopolno gorenje spoznamo po sajastem dimu). CO2 ni strupen (sestavina ozračja, nastaja pri različnih naravnih procesih, npr. pri alkoholnem vrenju: C6H12O6 → 2C2H5OH + 2CO2), uporabljamo ga za izdelavo gaziranih pijač, kot hladilno sredstvo, v gasilnih aparatih. Ker ima zaradi velike molske mase večjo gostoto kot kisik, se lahko nabira v neprezračenih kleteh (izpodrine kisik), kar lahko povzroči zadušitev. Nastaja pri gorenju fosilnih goriv in je glavni krivec za globalno segrevanje (pojav tople grede).

36. Avtomobilski katalizator pospešuje pretvorbo škodljivih spojin v izpušnih plinih (CO, NOx, nezreagirani ogljikovodiki) v neškodljive spojine (CO2, N2, H2O): 2CO + O2 → 2CO2; 2NO + 2CO → N2 + 2CO2; 2C8H18 + 25O2 → 16CO2 + 18H2O.

37. Kremen je mineral s formulo SiO2, obstaja kot pesek ali kot veliki kristali; uporablja se za izdelavo stekla (glavna surovina za izdelavo stekla je SiO2).

38. Silicij je polprevodnik (elektriko prevaja slabše kot kovine, a bolje kot nekovine). Uporablja se predsvem za izdelavo čipov in sončnih celic. Pomebne so nekatere njegove spojine (npr. silikoni v medicini in gradbeništvu).

39. Alkalijske kovine so kovine I. skupine periodnega sistema, zemeljsko-alkalijske kovine so kovine II. skupine periodnega sistema.

40. Natrij obarva plamen rumeno, kalij vijolično.

41. Aluminij se uporablja v različne namene (okenski okvirji, pločevinke pijač, embalaža), pridobivamo ga iz boksita (ki je zmes različnih mineralov). Boksit najprej predelajo v Al2O3, in ga nato z elektrolizo taline Al2O3 pretvorijo v aluminij. Pasivacija pomeni, da se aluminij na površini prevleče s tanko zaščitno plastjo aluminijevega oksida, ki ga ščiti pred nadaljnjo oksidacijo (zato je aluminij kljub veliki reaktivnosti obstojen). Amfoternost aluminija pomeni, da se raztaplja v kislinah in v močnih bazah (npr. NaOH).

42. Natrij (podobno tudi druge alkalijske kovine) je zelo reaktiven, burno reagira z vodo, shranjujemo ga v petroleju. Reaktivnost alkalijskih kovin se veča po skupini navzdol, kar lahko pojasnimo z manjšanjem prve ionizacijske energije – kalij je bolj reaktiven kot natrij, ker ima kalij manjšo prvo ionizacijsko energijo in zato lažje odda zunanji elektron.

43. V trdi vodi so predvsem Ca2+ in HCO3– ioni, kar poenostavljeno zapišemo kot

Ca(HCO3)2(aq). Pri segrevanju se Ca(HCO3)2(aq) pretvori v trden apnenec CaCO3(s) (vodni kamen nastane zaradi trde vode v pralnih in pomivalnih strojih ter v grelnikih vode, kemijsko enak je tudi nastanek kapnikov v jamah). Reakcija pa je obojesmerna: Ca(HCO3)2(aq) CaCO3(s) + CO2(g) + H2O(l). Reakcija v desno predstavlja izločanje apnenca–nastanek vodnega kamna, v obratni smeri pa gre za reakcijo raztapljanja apnenca v kislem (npr. v kisli deževnici)

44. Termični razpad je razpad, ki ga povzroči segrevanje. Pri termičnem razpadu apnenca nastane žgano apno (žganje apnenca): CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g)

45. Apno (živo oz. žgano apno) je CaO. Gašeno apno je Ca(OH)2. CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(aq); Ca(OH)2(aq) + CO2(g) → CaCO3(s) + H2O(l)

46. Trda voda je voda, ki vsebuje mnogo raztopljenih mineralnih snovi. Pogosto prisotni ioni so zlasti Ca2+, Mg2+, Na+, HCO3

–, SO42–, Cl– (podobno kot v mineralnih vodah, le v manjši

koncentraciji).

47. Mnogi prehodni elementi so tehnološko uporabne kovine, pogosta so zlasti oksidacijska števila +2 in +3.

48. Rja nastane iz železa ob prisotnosti vlage in kisika (železo rjavi na vlažnem zraku). Formula rje: Fe2O3·xH2O.