1ssgtlj.si/images/stories/2010/anorganska kemija.pdf · 2013. 6. 14. · - 1 - anorganska kemija -...

- 1 -

ANORGANSKA KEMIJA

- 2 -

ZGRADBA ATOMA IN PERIODNI SISTEM

Atom je najmanjši delec snovi, ki se sodeluje pri kemijskih reakcijah. Je zelo majhen delec,

njegova masa je 10-23

gramov, to je 0,00000000000000000000001 gramov. V atomu pa je

vseeno zelo veliko praznega prostora. Če bi jedro imelo premer 1 cm, bi imel celoten atom

premer 1 km.

Atom je sestavljen iz jedra in elektronske ovojnice. Jedro je pozitivno nabito, elektronska

ovojnica pa negativno. Jedro sestavljajo pozitivni delci ali protoni in nevtralni delci ali

nevtroni. Elektronska ovojnica pa je sestavljena iz koncentričnih krogel ali lupin, na njih se

nahajajo elektroni, ki so negativni delci.

Periodni sistem je sestavljen iz elementov, ki si sledijo po naraščajoči relativni atomski masi

oziroma po naraščajočem vrstnem številu. Sestavljen je iz period in skupin. Periode so

vodoravne, skupine pa navpične. Periode so označene z navadnimi številkami, skupine pa z

rimskimi številkami.Period je 7, skupin pa 8. Skupine se delijo na glavne in stranske skupine

ali prehodne elemente. Glavne skupine so pobarvane rdeče in rumeno, vse ostalo so stranske

skupine. V stranskih skupinah je več nepravilnosti in izjem kot v glavnih skupinah.

Povezava med zgradbo atoma in periodnim sistemom:

Število protonov v jedru nekega atoma ugotovimo iz vrstnega števila.

Število vseh elektronov v elektronski ovojnici tudi ugotovimo iz vrstnega števila.

Število lupin ugotovimo iz števila period.

Število zunanjih elektronov ugotovimo iz skupine, v kateri se nahaja nek element. Zunanji

elektroni so tisti, ki se udeleţujejo kemijskih reakcij.

Zgradba elektronske ovojnice:

Lupine imajo določeno največje število elektronov:

1.lupina: 2 elektrona

2.lupina: 8 elektronov

3.lupina:18 elektronov





Do 4. lupine velja pravilo: št. el. = 2n2, pri čemer je n številka lupine. Naprej pa to pravilo

ne velja več, ker se privlačnost jedra z naraščajočim številom lupin zelo zmanjša.

- 3 -

Primer:Atom klora:

Število protonov: 17 vrstno število

Število lupin: 3 periode

Število zunanjih elektronov: 7 skupine

Elektroni v vseh lupinah:




—

17 elektronov

Število vseh elektronov se mora ujemati z vrstnim številom.

Naloge:

Ugotovi zgradbo atomov:

1.C

2.Na

3.P

4.S

5.As

6.Al

7.Kr

8.H

17p+

- 4 -

9.Be

10.B

ZGODOVINA ZGRADBE ATOMA

1.Demokrit Stara Grčija,5.st.pr.Kr.,filozof

Ugotovi obstoj najmanjših delcev snovi,ki jih imenuje atomi.

átomos=nedeljiv

2.John Dalton Angleţ,19.st.

Oţivi Demokritovo teorijo o atomih.Atom je nedeljiv delec snovi v obliki krogle,sodeluje pri

kemijskih reakcijah.

3.Razni znanstveniki odkrijejo,da atom vsebuje še manjše delce.To so elektroni,protoni in

nevtroni.

4.Niels Bohr Danec,20.st.

Atom je podoben sončnemu sistemu.Elektroni kroţijo okrog jedra po točno določenih

poteh,ki jih imenujemo energijski nivoji ali lupine.Na teh poteh so lahko elektroni samo s

točno določeno energijo,ki jo imenujemo energijski kvant.Elektroni lahko z dovajanjem ali

odvzemanjem energije spremenijo lupino,ne morejo pa se nahajati nekje vmes.Na novi lupini

imajo spet točno določeno energijo,spet nek nov energijski kvant.Bohr je torej ugotovil,da je

materija kvantizirana.

Atomov se ne da videti,Niels Bohr je proučeval svetlobo,ki jo atomi oddajajo.Najprej to

svetlobo razdelijo na posamezne frekvence oziroma valovne dolţine,podobno kot pri

mavrici.Temu pravimo razklon svetlobe,dobimo pa svetlobni spekter.Pri mavrici se razkloni

bela svetloba,pri atomih pa dobimo drugačno svetlobo in drugačne valovne dolţine oziroma

frekvence.Niels Bohr je opazoval valovne dolţine in frekvence valovanja teh svetlob in iz

tega ugotavljal zgradbo raznih atomov,predvsem vodika.To se imenuje spektralna analiza.

5.Schrödinger,Heisenberg,De Broglie delovali v ZDA,20.st.

- 5 -

Izdelali so sodoben model atoma, ki pa še vedno temelji na Bohrovem

modelu.Najpomembnejši ugotovitvi:

1.Dvojna narava elektrona

Elektron se lahko obnaša kot delec ali pa kot valovanje.To je podobnno kot pri svetlobi.Za

svetlobo trdimo,da je to transverzalno valovanje,lahko pa tudi velja,da je sestavljena iz

delcev,ki jih imenujemo fotoni.Nekatere svetlobne pojave razlagamo s teorijo valovanja,druge

pa s teorijo delcev-fotonov.Enako je z elektroni.

2.Princip nedoločljivosti

a) Elektroni niso vedno na energijskih nivojih oziroma lupinah.Lahko so tudi drugje v

prostoru okrog jedra.Lupine pa so mesta,kjer je največja verjetnost,da bodo tam elektroni in

sicer je ta verjetnost 95% po dogovoru med znanstveniki.

b) Elektronu ni mogoče določiti hitrost in nahajališče v istem trenutku.Če mu določimo

hitrost,mu ne moremo določiti nahajališča in obratno.

6.Delci

Razen elektronov,protonov in nevtronov poznajo danes ţe več kot 200 subatomskih delcev( ki

so manjši od atoma). To so nukleoni,kvarki,pozitroni...Z delci se ukvarja predvsem jedrska

fizika.

OSNOVNI KEMIJSKI POJMI

1.Relativna atomska masa

Relativna atomska masa je število,ki pove, v kakšnem razmerju je masa nekega atoma z maso

1/12( ene dvanajstine) ogljikovega atoma( C-atoma).Relativna atomska masa nima

enot,označimo jo Ar.Relativne atomske mase so navedene v periodnem sistemu.

nek atom v periodnem sistemu 1/12 atoma ogljika

( Na,Ca,Cl...)

- 6 -

2.Relativna molekulska masa

Relativna molekulska masa je vsota relativnih atomskih mas atomov, iz katerih je molekula

sestavljena.Oznaka je Mr, nima enot.

Primer: Koliko znaša Mr ( H2SO4)?

2-H = 2x1 = 2

1-S = 32 = 32

4-O =4x16 = 64

98

3.Absolutna masa

Absolutna masa nekega delca je prava masa tega delca.To je zelo majhno število,ki ga

izrazimo z negativno potenco števila 10.

Primer: masa molekule vode: mH2O = 3x10-23

g

4.Mol

Mol je tista količina snovi,ki jo predstavlja 6,02x1023

delcev.Število 6,02x1023

se imenuje

Avogadrovo število.Avogadro ga je izračunal tako,da dobimo količino 1 mola,če relativno

atomsko maso ali relativno molekulsko maso izrazimo v gramih.

Snov Mol

Au(zlato) 197g

H2O 18g

CH3-CO-CH3

(aceton)

58g

Z moli delamo v laboratoriju.To so vidne količine snovi in zato morajo vsebovati zelo veliko

majhnih delcev-atomov ali molekul.To veliko število pa je Avogadrovo število.

Mol je vidna količina snovi,molekula pa je nevidna.

5.Molska masa

Molska masa je masa enega mola snovi.Oznaka je M.enote so g/mol (grami na mol).Molska

masa je številčno enaka relativni atomski masi ali relativni molekulski masi,enote pa so

različne.Pri relativni atomski masi in relativni molekulski masi ni enot,pri molski masi pa so

enote g/mol.Primeri:

- 7 -

Snov Molska masa

Au 197g/mol

H2O 18g/mol

CH3-CO-CH3 58g/mol

O2 32g/mol

H2 2g/mol

CO2 44g/mol

6.Molski volumen plinov

Molski volumen plinov je volumen 1 mola plinov.Za vse pline je enak in znaša 22,4 l.Primeri:

plin volumen 1 mola masa 1 mola

O2 22,4 l 32g

H2 22,4 l 2g

CO2 22,4 l 44g

OSNOVNI PLINSKI RAČUNI

Obrazci:

m P∙V N

n = = =

M R∙T NA

Količine in enote:

n ....................... mnoţina snovi, enote: mol

M...................... molska masa, enote: g/mol

P..........................tlak plina, enote: kPa(kilopaskal)

V........................ prostornina(volumen) plina, enote: L

T.........................temperatura plina, enote: K(kelvin), 0°C = 273K

R...................... splošna plinska konstanta, R=8,314 kPa∙L/K∙mol

N....................... število molekul, brez enot

NA.................... Avogadrovo število, NA=6,02∙1023

/mol

- 8 -

1. primer: Koliko molekul se nahaja v 6,5L fluora pri temperaturi 25°C in tlaku 100kPa(

standardni pogoji)?

T=25°C=25+273K=298K

V=6,5L

P=100kPa

N=?

N P∙V

=

NA R∙T

N ∙R∙ T = NA ∙P∙ V

NA ∙P∙ V 6,02 1023

/mol 100kPa 6,5L

N = = = 1,58 1023

R∙ T 8,314 kPa L/K mol 298K

2. primer: Izračunaj prostornino, ki jo zavzema 1,3 mol plina pri temperaturi 25°C in tlaku

95kPa!

n=1,3 mol

T=25°C=298K

P=95kPa

V=?

PV

n=

RT

n PV

=

1 RT

nRT = PV

nRT 1,3 mol∙ 8,314 kPa L/K mol∙ 298K

V = = = 33,9 L

P 95kPa

- 9 -

OSNOVNI PLINSKI RAČUNI - NALOGE:

1. Izračunaj mnoţino, maso in število molekul v 2L dušikovega pentoksida(N2O5), merjenega

pri temperaturi 10°C in tlaku 88kPa!

2. Freon 116 ali heksafluoroetan(C2F6) je negorljiv plin. Izračunaj mnoţino, maso in število

molekul v 0,5 L tega plina pri temperaturi 25°C in tlaku 100kPa(standardni pogoji)!

3. Atmosfera Marsa je sestavljena preteţno iz ogljikovega dioksida(CO2). Tlak znaša 0,65

kPa, povprečna temperatura je -53°C. Koliko molekul plina se nahaja v 7,5 L Marsove

atmosfere.

4. Izračunaj volumen, mnoţino in število molekul za 10g klora(Cl2)! Temperatura je 25°C,

tlak je 100kPa.

5. Izračunaj maso 2 L metana(CH4) pri temperaturi 0°C in tlaku 95 kPa!

6. Masa nekega nevarnega dvoatomarnega plina v desetlitrski jeklenki je 70,7 g pri

temperaturi 18°C in tlaku 450 kPa. Kolikšna je molska masa plina? Kateri element je to?

7. Atmosfera planeta Saturna je sestavljena predvsem iz vodika, nekaj je še helija in metana.

Povprečna molska masa znaša 2,19 g/mol. Izračunaj maso 1 L Saturnove atmosfere pri

temperaturi 25°C in tlaku 100 kPa!

8. Izračunaj volumen, maso in število molekul dušikovega(I) oksida- N2O pri temperaturi

25°C in tlaku 100 kPa! Mnoţina plina je 1,2 mol.

9. Izračunaj volumen 2,5∙1023

molekul ogljikovega monoksida(CO) pri temperaturi 25°C in

tlaku 100kPa!

10. Izračunaj maso 15 L metana(CH4) pri temperaturi 25°C in tlaku 100 kPa!

- 10 -

STRUKTURNE FORMULE ELEMENTOV

Strukturne formule elementov uporabljamo za sestavljanje kemijske vezi.Strukturne formule

elementov sestavimo tako,da okrog simbola elementa napišemo zunanje elektrone.Napišemo

jih v obliki prostih elektronov ali elektronskih parov in to razporeditev se moramo v nekaterih

primerih naučiti(kisik-O,ogljik-C).Število zunanjih elektronov je vedno enako skupini

periodnega sistema:

1.skupina: Na ·→ prosti elektron

2.skupina: Ca :→ elektronski par

3.skupina: Al :

·

4.skupina: · C ·

5.skupina: · N ·

·

6.skupina: : O ·

·

7.skupina: : Cl ·

¨

8.skupina: : Ne :

¨

KOVALENTNA VEZ-UVOD

To je vez med nekovinami.Iz dveh elektronov nastane skupni ali vezni elektronski

par.Strukturno formulo molekule sestavimo iz zunanjih elektronov atomov,ki molekulo

sestavljajo(treba je poznati Strukturne formule elementov!).Število elektronov se mora pri

sestavljanju strukturne formule ohraniti.Elektroni ne morejo iz nič nastati niti ne morejo

izginiti.Pri setavljanju upoštevamo pravila za sestavljanje strukturnih formul.

- 11 -

PRAVILA ZA SESTAVLJANJE STRUKTURNIH FORMUL

1.Poiščemo atom na sredini molekule.To je tisti,ki je en sam.Na ta atom so vezani vsi ostali

atomi.Če je več takih atomov,je potreben dodatni podatek.Če sta samo 2 atoma v molekuli,sta

si enakovredna in ni nobeden na sredini.

2.Ko nastane molekula,morajo imeti atomi 8 zunanjih elektronov.To imenujemo pravilo

okteta.Izjema je atom vodika in pa atom na sredini molekule.Atom vodika mora imeti 2

elektrona in ne 8.Atom na sredini pa ima lahko več ali manj kot 8 elektronov ali tudi 8

elektronov.

3.Prosti elektron v molekuli ni moţen.Če ostanejo pri sestavljanju prosti elektroni,je molekula

napačno sestavljena.

4.Kisik(O) in fluor(F) porabita za tvorbo vezi samo proste elektrone,prostih elektronskih

parov pa ne.

5.Ostali atomi porabijo za tvorbo vezi najprej proste elektrone in če je teh premalo.še proste

elektronske pare.

PRIMERI ZA KOVALENTNO VEZ

1.primer: Molekula H2O:

Atom na sredini je kisik,ker je en sam.

1.Sestavljanje:

: O · · H

·

. H

2.Strukturna formula:

: O — H

│

H

- 12 -

Vsota elektronov: 2-H=2x1el.=2el.

O= 6el.=6el.

8el.

Atom na sredini molekule je kisik(O).Iz prostih elektronov kisika in vodika nastaneta 2

skupna elektronska para.Pri kisiku se porabijo samo prosti elektroni,prosti elektronski pari pa

ne(4.pravilo).Če preštejemo vse elektrone v strukturni formuli,vidimo,da ima kisik

oktet,vodik pa ima 2 elektrona,ko je vezan(2.pravilo).

2.primer: Molekula O2(kisik):

1.Sestavljanje:

Ker sta samo 2 atoma,nobeden ni na sredini.

1.Sestavljanje:

· · · ·

: O · · O :

· ·


· · · ·

: O = O :

Vsota elektronov: 2-O=2x6 el.= 12el.

Iz 4 prostih elektronov na 2 kisikovih atomih nastaneta dve vezi med istima atomoma.To je

dvojna vez. Kisik ima oktet.

- 13 -

3.primer:Molekula CO2(Ogljikov dioksid):

1.Sestavljanje:

∙ ∙ ∙ ∙

∙ C ∙ ∙ O :

∙

∙

∙ O :

∙ ∙


∙ ∙ ∙ ∙

: O = C = O :

Vsota elektronov: 2-O = 2x6el. = 12el.

C = 4el. = 4el.

16el.

Nastaneta 2 dvojni vezi.Atomi imajo oktet.Pri tvorbi vezi sodeluje tudi prosti elektronski par

ogljika,ogljik torej porabi prav vse elektrone.Kisik pa porabi samo proste elektrone.

4.primer: Molekula SOF2(žveplov oksid difluorid ali tionil fluorid)

Dodatni podatek: Atom na sredini je ţveplo (S).

1.Sestavljanje:

∙ ∙ ∙ ∙

: S ∙ ∙ O :

∙ ∙

∙ ∙

: F : : F :

· · · ·


· · · · · ·

: F — S = O :

· · │

: F :

· ·

- 14 -

Vsota elektronov: S = 6el. = 6el.

O = 6el. = 6el.

2-F = 2x 7el. = 14el.

26el.

Atom kisika(O) in 2 atoma fluora(F) imajo oktet.Atom ţvepla ima 10 elektronov in nima

okteta,ker je na sredini. Za vezi se porabijo samo prosti elektroni kisika in fluora, pri

ţveplu(S) pa se porabijo prosti elektroni in prosti elektronski pari.Nastane tudi dvojna vez na

kisiku.

5.primer: Molekula HClO3 ( klorova(V) kislina:

Dodatni podatek:Atom na sredini je klor(Cl).Vodik pa ni vezan na klor,ampak na kisik.

1.Sestavljanje:

· · · ·

: Cl · · O · · H

· · · ·

· ·

: O · · O :

· · ·


· · · ·

: O = Cl — O — H

· · ║ · ·

: O

· ·

Vsota elektronov: Cl = 7el. = 7el.

H = 1el. = 1el.

3-O = 3x6el. = 18el.

26el.

Atomi kisika imajo oktet in vodik ima 2 elektrona.Atom klora ima 12 elektronov in nima

okteta,ker je na sredini.

- 15 -

KOVALENTNA VEZ – NALOGE

1.Bor(B) in 3 atomi fluora(F) (BF3- borov trifluorid)

2.Berilij(Be) in in 2 atoma klora (BeCl2- berilijev diklorid)

3.2 atoma klora ( Cl2- molekula klora)

4.Vodik in fluor ( HF- vodikov fluorid)

5.Ţveplo in 2 atoma kisika ( SO2- ţveplov dioksid)

6.Ţveplo in 2 atoma vodika ( H2S- vodikov sulfid)

7.Dušik(N) in 3 atomi vodika (NH3- amoniak)

8.Ţveplo,2 atoma kisika in 2 atoma fluora ( SO2F2- ţveplov dioksid difluorid ali sulfuril

fluorid)

9.Ogljik(C),kisik in 2 atoma klora ( COCl2- ogljikov oksid diklorid ali fosgen).Dodatni

podatek: Atom na sredini je C.

10.Fosfor(P),kisik in 3 atomi klora (POCl3- fosforjev oksid triklorid).Dodatni podatek: Atom

na sredini je fosfor)

KOVALENTNA VEZ-NALOGE-KISLINE

Dodatni podatek: Atom na sredini je tisti,ki ni kisik ali vodik.Vodik je vedno vezan na kisik

in ne na atom na sredini.Glej 5.primer-HClO3!

a) HClO4 klorova(VII)kislina

b)H2SO3 ţveplova(IV)kislina

c)H2SO4 ţveplova(VI)kislina

d)H2CO3 ogljikova kislina

e)H3PO3 fosforna(III)kislina

- 16 -

PROSTORSKA STRUKTURA MOLEKUL

Elektroni se med seboj v molekuli odbijajo,ker imajo vsi isti-negativni naboj.Zato se

razporedijo tako,da imajo čimveč prostora oz.da so čimbolj narazen.Tako nastanejo pravilna

geometrijska telesa in liki.Ta telesa in liki nastanejo glede na število geometrijskih parov

v neki molekuli.Upoštevati moramo vse elektronske pare,vezne in proste,da dobimo pravilno

geometrijsko strukturo za neko molekulo.

2 elektronska para: premica

3 elektronski pari trikotnik

4 elektronski pari tetraeder = trikotniška piramida

5 elektronskih parov trikotniška dvojna piramida

6 elektronskih parov kvadratna dvojna piramida

1.premica

2.trikotnik

3.trikotniška piramida=tetraeder

- 17 -

4.trikotniška dvojna piramida

4.kvadratna dvojna piramida

- 18 -

PRIMERI ZA PROSTORSKE STRUKTURE MOLEKUL

1.Primer za premico: BeCl2(berilijev klorid)

· · 180° · ·

Strukturna formula: : Cl — Be — Cl :

· · · ·

število elektronskih parov: 2

kot med vezmi: 180°

2.a)Primer za trikotnik: BF3( borov trifluorid ) · ·

: F :

Strukturna formula:

B

120°

: F F :

¨ ¨

Število elektronskih parov: 3

Kot med vezmi: 120°

2.b)Primer za trikotnik:SO2( žveplov dioksid )

- 19 -

Strukturna formula:

· ·

S

120°

: O O :

· · · ·


( 2 vezna elektronska para in 1 prosti elektronski par, dvojna vez se šteje za 1 el.par)


3.Primer za tetraeder: CH4 ( metan )

H

Strukturna formula: C

109°

H H

H



Slika tetraedra:

- 20 -

4.Primer za trikotniško dvojno piramido: PCl5( fosforjev pentaklorid ):

· ·

Strukturna formula: : Cl :

· ·

: Cl :

90°

120°

P Cl :

· ·

: Cl :

· ·

: Cl :

· ·


Kot med vezmi: 120°, 90°

- 21 -

5.Primer za kvadratno dvojno piramido: SF6 (žveplov heksafluorid)

· ·

: F :

· · · ·

: F : : F :

Strukturna formula: SsS

· · · ·

: F F :

· · · ·

: F :

· ·


Kot med vezmi: 90°

IONSKA VEZ

Ionska vez je vez med kovinami in nekovinami.Kovine oddajajo elektrone in tvorijo

pozitivne ione ali katione.Nekovine sprejemajo elektrone in tvorijo negativne ione ali

anione.

Primer ionske vezi: NaCl- kuhinjska sol

Nastanek kationa: Kation nastane iz kovine, to je natrij(Na):

− 1 elektron

Na ∙ Na+

atom natrija

natrijev ion

S 90°

- 22 -

Nastanek aniona: Anion nastane iz nekovine, to je klor(Cl2):

+1 elektron

:Cl∙ :Cl: —

˙˙ ˙˙

atom natrija kloridni ion

Atom natrija popolnoma odda elektron atomu klora, nastaneta 2 iona.Med seboj se privlačita z

elektrostatskimi silami. Elektrostatske sile pomenijo, da se nasprotnoimenski delci

privlačijo, istoimenski delci pa odbijajo.Snovi, ki imajo ionsko vez, so soli.Primeri soli:

CaCO3 kalcijev karbonat

Mg(NO3)2 magnezijev nitrat

Al2(SO4)3 aluminijev sulfat

UREJANJE ENAČB

Enačbe urejamo tako,da spreminjamo številke levo pred simbolom ali formulo.Te številke se

imenujejo koeficienti enačbe.Enačba je urejana, kadar je število atomov na levi strani enačbe

enako številu atomov na desni strani enačbe.

1.primer:

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2

2. primer:

2 KClO3 → 2KCl + 3O2

3.primer:

3 Ca(OH)2 + 2 H3PO4 → Ca3(PO4)2 + 6H2O

12-H 12-H

14-O 14-O

- 23 -

UREJANJE ENAČB – NALOGE

1.CaF2 + H2SO4 → HF + CaSO4

2.H2SO4 + NaOH → Na2SO4 + H2O

3.CaCO3 + HCl → CaCl2 + H2O + CO2

4.Fe(OH)3 → Fe2O3 + H2O

5.Al + HCl → AlCl3 + H2

6.Cl2O7 + H2O → HClO4

7.NaNO3 → NaNO2 + O2

8.Al + NaOH → Na3AlO3 + H2

9.NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4

10.(NH4)2SO4 + NaOH → Na2SO4 + NH3 + H2O

RAZTOPINE

Raztopine so zmesi,ki jih sestavljata topilo in topljenec.Topilo je največkrat voda,topljenec pa

kakšna trdna snov,na primer sol ali sladkor. Koncentracija raztopine nam predstavlja količino

topljenca vraztopini.Večja je ta količina, večja je koncentracija. Poznamo dve koncentraciji

raztopin, odstotno koncentracijo in molarno koncentracijo.

MOLARNA KONCENTRACIJA

Molarna koncentracija predstavlja mnoţino snovi topljenca v 1l raztopine.

Uporabljamo obrazce:

mnoţina snovi topljenca : mol

↑

n

c = ——

↓ V → volumen raztopine : l

↓

molarna koncentracija: mol/l

- 24 -

masa snovi: grami ( topljenec )

↑

m

n = ——

↓ M → molska masa: g/mol , dobimo jo iz periodnega sistema

↓

mnoţina snovi

1.primer: Koliko je mnoţina snovi 350 g CaCO3 ?

m = 350g

CaCO3

————

n = ?

m

n = —— M ( CaCO3 ) = 1-Ca = 40

M 1-C = 12

3-O = 3x 16 = 48

350g 100 g/ mol

n = ————— = 3,5 mol

100g/ mol

2.primer: Izračunaj mnoţino topljenca v 200 ml 0,5 M ( molarne ) raztopine HNO3 (

dušikove (V) kisline )!

c = 0,5 mol/l

V = 200 ml = 0,2 l

HNO3

————————

n = ?

n

c = —— / x V

V

- 25 -

c x V = n

n = c x V = 0,5 mol/l x 0,2 l = 0,1 mol

3.primer:Kolikšna je molarna koncentracija raztopine,ki v 250 cm3 vsebuje 10,7g KJO3

(kalijevega jodata )?

n

V = 250 cm3 = 250 ml c = —

V

m = 10,7g m

n = —

KJO3 M

——————————

c = ?

m 10,7g

n = — = ————— = 0,05 mol

M 214 g/mol

M ( KJO3 )= 1-K = 39

1-J = 127

3-O = 3x 16= 48

—————

214g/mol

n 0,05 mol

c = — = ———— = 0,2 mol/l

V 0,25 l

4. primer: Izračunaj maso topljenca v 0,2 litra 0,117M raztopine NaOH!

m

V = 0,2 l n = —— / x M

M

c = 0,117 mol/l

m = n x M

NaOH

——————— ————————

m = ? n

c = —— / x V

V

c x V = n

- 26 -

n = c x V

n = 0,117 mol/l x 0,2 l = 0,023 mol M ( NaOH ) = Na = 23

O = 16

H = 1

—————

m = n x M 40 g/ mol

m = 0,023 mol x 40 g/mol = 0,92g

MOLARNA KONCENTRACIJA - NALOGE

1. Izračunaj mnoţino snovi v 80g NaOH!

2. Izračunaj maso 2 mol H2SO4!

3. Izračunaj mnoţino topljenca v 4 l 5M raztopine NaOH!

4. Koliko je molarna koncentracija raztopine, ki v 500 ml vsebuje 8,5 g AgNO3?

5. Koliko je molarna koncentracija raztopine, ki v 700 cm3 vsebuje 22g NaCl?

6. Izračunaj maso topljenca v 250 cm3 0,1M raztopine KOH!( kalijevega hidroksida )

7. Izračunaj maso topljenca v 0,5 l 0,25 M raztopine KMnO4 ( kalijevega permanganata )!

8. Izračunaj volumen 0,2 M raztopine, v kateri je raztopljeno 3,7g Na2SO4 ( natrijevega

sulfata )!

9. Koliko je molarna koncentracija raztopine, ki v 784 ml vsebuje 240g NaOH ( natrijevega

hidroksida )?

10. Izračunaj volumen 0,1 M raztopine, če je masa topljenca 50g BaCl2 ( barijevega klorida )!

- 27 -

KISLINE IN BAZE

Kisline so snovi, ki oddajajo vodikove ione.

Baze so snovi, ki sprejemajo vodikove ione.

Reakcija, pri kateri se vodikovi ioni oddajo ali sprejmejo, se imenuje protolitska reakcija ali

protoliza. Vodikov ion označimo H+. Imenuje se tudi proton.

Primer kisline: HCl – klorovodikiva ali solna kislina

Primer baze: NaOH – natrijev hidroksid

Protoliza kisline:

H+

HCl + H2O → H3O+

+ Cl−→ kloridni ion

↓

oksonijev ion

Oksonijev ion je nosilec kislih lastnosti raztopin.

Protoliza baze:

H+

NH3 + H2O → NH4+ + OH

−→ hidroksidni ion

↓

amonijev ion

Hidroksidni ion je nosilec bazičnih lastnosti raztopin.

Disociacija kovinskih hidroksidov:

Kovinski hidroksidi so sestavljeni iz kovine in hidroksidnega iona(OH—

).Reagirajo kot baze.

Pri njih pa ne poteče protoliza,ampak disociacija.Disociacija je razpad neke snovi na ione v

vodni raztopini.Reakcije disociacije::

NaOH → Na+ + OH

—

natrijev hidroksid natrijev ion hidroksidni ion

KOH → K+ + OH

—

kalijev hidroksid kalijev ion hidroksidni ion

Ca(OH)2 → Ca2+

+ 2OH—

kalcijev hidroksid kalcijev ion hidroksidni ion

Mg(OH)2 → Mg2+

+ 2OH—

magnezijev hidroksid magnezijev ion hidroksidni ion

- 28 -

OKSIDACIJA IN REDUKCIJA

Oksidacija je oddajanje elektronov.

Redukcija je sprejemanje elektronov.

Posamezni reakciji v naravi ne moreta potekati posebej, ampak le skupaj. Skupna reakcija se

imenuje redoks reakcija.

Primer redoks reakcije:

2Na + Cl2 → 2 NaCl

To redoks reakcijo lahko razdelimo na dve polovični reakciji:

Na → Na+ + e

− oksidacija

Cl2 + 2 e − → 2 C l

− redukcija

Oksidant je snov, ki se reducira ( reakcija redukcije ) – Cl2 ( klor ).

Reducent je snov, ki se oksidira ( reakcija oksidacije ) – Na( natrij ).

OKSIDACIJSKO ŠTEVILO

To je število, ki ga izračunamo za vse atome v molekuli in sicer za vsak atom posebej. Vsota

oksidacijskih števil mora biti enaka nič. Oksidacijsko število izračunamo iz nekaterih

znanih oksidacijskih števil po sledečih pravilih:

1. Kisik ( O ) ima oksidacijsko število −2, vodik ( H ) pa +1.

H2+1

S+6

O4−2

H3+1

P+5

O4−2

+2−8+6 = 0 +3−8+5 = 0

2.Oksidacijsko število kovine določimo iz periodnega sistema.

Na2+1

S−2

K+1

Cl+5

O3−2

+2−2 = 0 +1−6+5 = 0

Al+3

Cl3−1

Ca+2

(N+5

O3−2

)2

+3−3 = 0 +2−12+10 = 0

- 29 -

3.Oksidacijsko število elementa je enako nič.

Na0 Cl2

0 P

0 Fe

0

NALOGE: Določi oksidacijsko število:

1.HClO4

2.H2SO3

3.Fe+3

PO4

4.P2O3

5.Ca(NO3)2

6.Al2(SO4)3

7.K3PO3

8.(N−3

H4)2SO4

9.K2SO3

10.Al(NO2)3

REDOKS REAKCIJE

Redoks reakcije so tiste, pri katerih potečeta skupaj oksidacija in redukcija.Teh reakcij ne

urejamo s preštevanjem atomov, ampak na čisto poseben način in sicer s pomočjo

oksidacijskih števil.

Primer:

P + HNO3 + H2O → H3PO4 + NO

3P0 + 5H

+1N

+5O3

−2 +2 H2

+1O−2

→ 3H3+1

P+5

O4−2

+ 5N+2

O−2

5 3

17-O 17-O

9-H 9-H

- 30 -

Pravila za urejanje redoks reakcij:

1.Določi vsa oksidacijska števila in podčrtaj tista dva elementa, ki se jima oksidacijsko število

spremeni.

2.Napiši spremembo oksidacijskega števila pod elementa, ki se spremenita.Tako dobiš prva

dva koeficienta enačbe in sicer na levi strani enačbe.

3.Nato napišemo koeficienta k snovema, ki sta oksidacijsko število spremenila, še na desni

strani enačbe

4.Naprej urejamo enačbo s preštevanjem atomov.

REDOKS REAKCIJE – NALOGE

1.H2S + HNO3→ H2SO4 + NO + H2O

2.Zn + NaNO3 + NaOH→ Na2ZnO2 + NH3 + H2O

3.PbO2 + Mn+2

O + HNO3→ Pb+2

(NO3)2 + HMnO4 + H2O

4.Au + HNO3 + HCl → Au+3

Cl3 + NO + H2O

5.Sn + HNO3 → SnO2 + NO2 + H2O

6.As + HNO3 + H2O→ H3AsO4 + NO

7.Zn + HNO3 + NaOH→ Na2ZnO2 + NO + H2O

8.Fe + H2SO4 + HCl→ Fe+3

Cl3 + SO2 + H2O

9.SO2 + HNO3 + H2O→ H2SO4 + NO

10.KMnO4 + Sn+2

Cl2 + HCl→ KCl + Mn+2

Cl2 + SnCl4 + H2O

1ssgtlj.si/images/stories/2010/anorganska kemija.pdf · 2013. 6. 14. · - 1 - anorganska kemija -...

Documents