Naponski niz metala. Objasniti šta znači kad je metal levo od vodonika, a šta kad je desno.

Elektrohemijski (naponski) niz metala pradstavlja niz metala poredjanih po rastudoj

vrednosti standardnih elektrodnih potencijala. Standardni elektrodni potencijal se odredjuje u

odnosu na vodonik koji ima vrednost 0. Što je potencijal vedi to je oksidaciona sposobnost

oksidovanog oblika hemijske vrste, odnosno sposobnost za primanje elektrona veda. Hemijske vrste

koje se nalaze levo od vodonika mogu da redukuju vodonikove jone (protone) do elementarnog

vodonika, dok hemijske vrste koje se nalaze desno od vodonika to ne mogu.

Voltin tj.elektrohemijski niz(Naponski niz) predstavlja niz metala poređanih po rastudoj vrednosti

standardnih elektrodnih potencijala.

K,Na,Ca,Mg,Al,Zn,Cr,Fe,Cd,Co,Ni,Sn,Pb,H,Cu,Hg,Ag,Pd,Pt,Au

Standardni redukcioni potencijali omogudavaju da se predvidi spontani smer odigravanja redoks

reakcije.

Standardni elektodni potencijal označavamo sa Eo a jedinica je v(volt)

Što je Eo vrednost veda od nule, jača je oksidaciona sposobnost (oksidovanog oblika) date hemijske

vrste, odnosno sposobnost za primanje elektrona je velika-jače redukciono sredstvo

Što je Eo vrednost manja od nule, jača je redukciona sposobnost (redukovanog oblika) date hemijske

vrste, odnosno sposobnost za otpuštanje elektrona je velika.-jače oksidaciono sredstvo.

Metali koji se nalaze levo od vodonika mogu da redukuju vodonikove jone iz kiseline do

elementarnog vodonika.

Određeni metal istiskuje iz vodenih rastvora soli sve metale koji se u elektrohemijskom-Voltinom nizu

nalaze desno od njega..

• metal + kiselina = so + vodonik Stim sto moras da bacis pogled na naponski niz i vidis da li metal moze da istisne vodonik iz kiseline . Vise o naponskom

nizu Naravno ne moras ih sve pamtiti napamet vec samo najbitnije clanove kao sto su allkalni i zemnoalkalni metali, metali III grupe , neke od vaznijih prelazin metala kao sto su Zn, Fe, Cu, Ag, Au, Cr, Hg, Pb i vodonik , njihov polzoaj u naponskom nizu . Zasto je ovo bitno ?! I zasto je vodonik u naponskom nizu metala ?! Odogovor na prvo pitanje je taj sto ne moze svaki metal da istisne vodonik iz kiselina pa da bi videla koji metal moze da nagradi so sa nekom kiselinom a koji ne moze moras da znas naponski niz , a odgovor na drugo pitanje je taj sto i vodonik pokazuje redukujuce osobine a naponski niz je upravo sastavljen po osobini redukovanja i to u opadajucem poretku . Znaci K, Na ... imaju najjacu redukcionu moc (mogu da istisnu sve zivo) a Ag, Au ... imaju najmanju redukcionu moc i slabo sta mogu da istisnu iz nekog jedinjenja . Vise o tome prepustam tebi da procitas u knjizi, svesci, pronadjes na internetu (Hint: naponski niz = galvanic series , so-salt, nastajanje soli=salt formation ; ukoliko ti je engleski slabija strana pa se deni u potragu malo ) . E da vidimo sada u cemu je problem ovde . Naime so se sastoji iz katjona (pozitivno naelektrisanog jona) i anjona (negativno naelektrisanog jona) , npr natrijum hlorid ili tebi poznatiji kao kuhinjska so NaCl sastoji se iz katjona Na

+ i Cl

- . Izvor ovog katjona

moze da bude cist metal, neka baza, neka druga so, bazni oksid (oksid koji gradi bazu npr Na2O , MgO, CaO ) a izvor ovog anjona moze da bude neka kiselina, neki kiseli oksid , nemetal , ili neka druga so (oksid koji gradi kiselinu npr Cl2O (gradi HCl) , N2O5 ( gradi HNO3 ) .... Vise o ovome mozes takodje naci u knjizi pod nazivom anhidridi kiselina i anhidridi baza (ukoliko koristis google i engleski jezik hint: Anhydride of acid , Anhydride of bases ) . I sad kad god se sjedini jedan iz crvene

grupe sa jednim iz plave grupe dobijes nekih 8 ili 9 nacina za nastajanje soli koji treba da ti budu vec poznati vise o tome kao sto rekoh (formation of salts) . Naravno ja sad mogu ovako iz teme u temu da uskacem jer kako si rekla nemas veze sa vezom ali to ne bi bilo efikasno ni po tebe (neces nista razumeti sama) ni po mene (nemam dovoljno vremena da bih ispisao sve to sto ti treba) pa cu racunati na tvoju ozbiljnost rad i marljivost pa ces valjda nesto uraditi i sama po pitanju neznanja iz hemije ... Evo da vidimo zadatak metal + kiselina (jedan iz crvene jedan iz plave "kategorije") znaci moze da nastane so i uvek se u ovim reakcijama izdvaja ovaj vodonik iz kiseline . 2Al + 6HNO3 --->2 Al(NO3)3 + 3H2 valja primetiti da sam napisao H2 jer je slobodan vodonik uvek kao dvoatomski molekul (kao i O2,Cl2, Br2 ...) I nacin na koji sam dobio so . Kako znam da je bas ova trojka kod nitratne grupe . Odgovoro je sledeci, jer je aluminijum trovalentan a nirtatna grupa jednovalenta (stoji samo uz jedan vodonikov atom u kiselini (a vodonikov atom je kao sto valjda vec znas jednovalentan)) , znaci koliko vodonikovih atoma u kiselini tolika je "valentnost" njegovog anjona , tako mozemo da znamo da je SO4 uvek dvovalentan , Cl ( HCl) jednovalentan , ClO4 ( HClO4) sedmovalentan i tako dalje tako dalje (ista prica i sa bazama, samo kod njih gledamo broj OH grupa ... ) I naravno prvo sam uporedio naponski niz i video da Al moze da istisne H iz kiseline . (Da je bilo umesto Al zlato ili srebrno npr reakcija ne bi bila moguca bez obzira sto je to metal + kiselina) Nadam se da ne moram da objasnjavam i izjednacavanje .... b) baza + kiseli oksid = so + voda Cu(OH)2 + SO3 ---> CuSO4 + H2O Kako znam da je nastao sulfat a ne sulfit ili sulfid , pa eto zato sto sam odredio valentnost kiseonika u zadatom oskidu ( SO3 valentnost S je 6 ) a znam da je samo u sumpornoj kiselini valentnost sumpora isto 6 ( H2SO4 ) pa je nastala so ove kiseline a ne sulfitne ( H2SO3 gde je valentnost S 4, ili H2S gde je valentnost sumpora 2 ) c)Zn + Br2 -->ZnBr2 d) Al2O3 spada u amfoterne okside (nije ni kiseo ni bazan) , amfoterne okside karakterise osobina da se u rekacijama sa bazama ponasaju kao kiseline i grade soli a u rekcijama sa bazama se ponasaju kiseline (sto je veoma slozen i komplikovan proces koji ne bih ovom prilikom da ti opisujem obzirom da juris elementarno znanje) . On ako reaguje sa kiselinom onda je sam aluminijum katjon u soli ali ako reaguje sa bazom (npr NaOH) onda se ovaj oksid ponasa kao kiselina odnosno on u soli igra ulogu anjona (AlO2 - aluminantno anjoj ) i to ne samo on nego svi amfoterni oksidi imaju ovu osobinu . Kad vec spomenuh tri grupe oskide , valja napomenuti i zadnju cetvrtu grupu to su neutralni oksidi koji ne reaguju ni sa kim i ni sa cim i na tvoju srecu ima ih samo tri , N2O , CO i NO2 koji maltene sta god im das nece da taknu ! Bezobraznici ! Al2O3 + 6HNO2 ---> 2Al(NO2)3 + 3H2O . Naziv soli jos samo, dobijas tako sto procitas metal koji ga gradi (ili katjon uopste) i zatim njegov anjon . Tako se ova so zove aluminijum nitrit .

• Vrsta Redukciona polu–reakcija E0,V

• F2/F

−

F2(g) + 2e−→2F

−

(aq) +2, 87

• Cl2/Cl

−

Cl2(g) + 2e−→2Cl

−

(aq) +1, 36

• Br2/Br− Br

2(g) + 2e−→2Br−(aq) +1, 09

• Ag+

/Ag Ag+

(aq) + e−→Ag(s) +0, 80

• Cu2+

/Cu Cu2+

(aq) + 2e−→Cu(s) +0, 34

• H+

/H2 2H

+

(aq) + 2e−→H2(g) 0, 00

• Pb2+

/Pb Pb2+

(aq) + 2e−→Pb(s) −0, 13

• Fe2+

/Fe Fe2+

(aq) + 2e−→Fe(s) −0, 44

• Zn2+

/Zn Zn2+

(aq) + 2e−→Zn(s) −0, 76

• Al3+

/Al Al3+

(aq) + 3e−→Al(s) −1, 66

• Mg2+

/Mg Mg2+

(aq) + 2e−→Mg(s) −2, 36

• Na+

/Na Na+

(aq) + e−→Na(s) −2, 71

• K+

/K K+

(aq) + e−→K(s) −2, 93

• Li+

/Li Li+

(aq) + e−→Li(s) −3, 05 Iz naponskog niza slede dva zaključka:

Element može istisnuti iz rastvora soli svaki element koji je posle njega u naponskom nizu

(ima vedi Eo)

Element može istisnuti iz kiseline H2 ako ima niži Eo od H2 (jače je redukciono sredstvo)

• Na osnovu položaja elemenata u naponskom nizu predvideti i dovršiti

elektrohemijske reakcije koje su mogude (vrše se spontano):

• Zn + CuSO4

• Ag + Pb2+

• Mg + HCl

• Cu + HNO3(razbl.)

listao sam zadatke i video tip zadataka koji se iz godinu u godinu vuce na takmicenjima i

voleo bih da saznam kako se oni rade?kako da znam da li je reakcija moguca ili

nemoguca!!!!ima i u ovim zadacima koje ste postavili ali ja neznam kada je reakcija moguca

ili nemoguca!!

evo primera:

1.koja od sledecih reakcija nije moguca?

a)Zn + 2HCl-->ZnCl2 + H2

b)Zn + CuSO4-->ZnSo4 + Cu

c)Cu + ZnSO4-->CuSO4 + Zn

D)Mn + CuSO4-->MnSO4 + Cu

e)Cu + 2HCl-->CuCl2 + H2

f)Zn + H2SO4-->ZnSO4 +H2

G)2Al + 6HCl-->2ALCl3 +3H2

H)Ca +2HNO3-->Ca(NO3)2 + H2

I)Zn + H2SO4-->ZnSO4 + H2

J)Cu + H2SO4-->CuSO4 + H2

K)Mn +2HCl-->MnCl2+ H2

L)Fe + 2HCl-->FeCl2 + H2

i kako ja da znam kad je moguca a kad nemoguca????pomoc

Ja bih ovde prvo razmislio o tome da li bi određena reakcija mogla da se svrsta u neki od

poznatih tipova (oksidoredukcija, neutralizacija, dvostruka izmena...). Onda bih malo proučio

te vrste reakcija i na osnovu toga verovatno ne bi bilo teško zaključiti da li je neka reakcija

moguda ili nije.

Na primer:

Reakcija pod a)Zn + 2HCl-->ZnCl2 + H2

U pitanju je reakcija metala sa kiselinom (oksidoredukcija). Nisi naveo na kom nivou

proučavaš hemiju, pa ne znam koliko da leko da idem, ali ajde da probamo.

U svakom slučaju, ako reakciju posmatramo kao oksidoredukciju i ako pogledamo šta piše o

reakcijama metala sa kiselinama videdemo da hlorovodonična kiselina odnosno H+ jon može

oksidovati sve metale koji u naponskom nizu imaju niži redoks potencijal od vodonika (dakle i

zink). Tako zaključujemo da je ova reakcija moguda.

Druga reakcija bi bila opet oksidoredukcija, ali ovoga puta metal i so reaguju (ili ne reaguju).

U takvim reakcijama uvek posmatramo dva metala koji se tu pojavljuju i gledamo koji je (na

osnovu naponskog niza metala) jače oksidaciono sredstvo. Taj koji je jače oksidaciono

sredstvo jedino može da bude oksidaciono sredstvo - obrnuto nije mogude.

U ovom slučaju, videdemo da je Cu+ (opet naponski niz metala) jače oksidaciono sredstvo od

Zn2+ i da ga može oksidovati, tako da je i druga reakcija moguda.

Sve reakcije koje ovde vidim su ustvari oksidoredukcije i mogu se rešiti po tom principu.

Dakle malo prouči oksidoredukcije, naponski niz metala, reakcije metala sa kiselinama i nede

biti teško.

Neorganska hemija 2 - Uvodni kolokvijum

Pitanja i odgovori za pripremu uvodnog kolokvijuma iz Neorganske hemije 2

1. Zakon umnoženih masenih odnosa (Daltonov zakon):

Kada dva elementa grade vedi broj jedinjenja onda se ista masa jednog jedini sa

različitim masama drugog i te mase se odnose kao mali celi brojevi.

2. Zakon stalnih masenih odnosa (Prustov zakon):

Elementi se medjusobno jedine u tačno određenim i stalnim masenim odnosima

kada daju isto jedinjenje.

3. Oktetno pravilo:

Elementi periodnog sistema teže da otpuštanjem ili primanjem elektrona (odnosno

međusobnim spajanjem) postignu elektronsku strukturu sa 8 valentnih elektrona i time

postignu vedu stabilnost. Plemeniti gasovi imaju ovakvu strukturu i stoga ih karakteriše

izuzetna inertnost u hemijskim reakcijama.

4. Avogadrov zakon:

Jednake zapremine različitih gasova pri istom pritisku i temperaturi sadrže isti broj

molekula.

5. Zakon o održanju mase (Lavoazjeov zakon):

Ukupna masa reaktanata je jednaka ukupnoj masi proizvoda reakcije. Pri hemijskim

reakcijama ne dolazi do promene u masi.

6. Kada tečnost ključa?

Tečnost ključa kada napon pare tečnosti dostigne vrednost atmosferskog pritiska.

7. Šta se dešava na temperaturi od 0 kelvina?

Na temperaturi od 0 Kelvina (Apsolutna nula) prestaje svako termalno kretanje

čestica tj. materija je u stanju apsolutnog mirovanja.

8. Napišite Kulonov zakon.

F=1/(4πε)xq1xq2/r2

Intenzitet elektrostatičke sile između dva tačkasta naelektrisanja je direktno

proporcionalan proizvodu količina njihovih naelektrisanja, a obrnuto proporcionalan

kvadratu rastojanja između ta dva naelektrisanja.

9. Spektar elektromagnetnog zračenja.

Elektromagnetno zračenje je rasprostiranje oscilujudeg električnog i magnetnog

polja kroz prostor. Spektar elektromagnetnog zračenja predstavlja niz elektromagnetnog

zračenja uredjen prema talasnim dužinama ili frekvencijama.

10. Kako nastaje elektromagnetno zračenje na atomskom i molekulskom nivou?

Kada predamo energiju atomu elektron prelazi na neki od viših energetskih nivoa

(pobudjeno stanje) i vradanjem na početni nivo (osnovno stanje) emituje se višak energije u

obliku elektromagnetnog zračenja.

Kada energiju predamo molekulu on prelazi na jedan od viših vibracionih ili

rotacionih (u zavisnosti od frekvencije dovedene energije) nivoa i povratkom u osnovni nivo

emituje elektromagnetno zračenje.

11. Od čega se sastoji jezgro atoma? Šta je redni, maseni broj? Šta je α-čestica?

Jezgro atoma se sastoji od protona i neutrona. Redni (atomski broj) predstavlja

broj protona, odnosno elektrona u omotaču, a maseni broj je jednak zbiru broja protona i

broja neutrona. α-čestica jepozitivno naelektrisano jezgro helijuma.

12. Šta su izotopi? Napišite sva tri izotopa vodonika

Izotopi su atomi sa istim brojem elektrona i protona, a različitim brojem neutrona.

Izotopi vodonika su protijum (1H1), deuterijum (2H1) i tricijum (3H1).

13. Šta su refleksija, difrakcija i interferencija svetlosti?

Refleksija svetlosti je odbijanje svetlosnih zraka od neke granične površine.

Difrakcija je skretanje pravca svetlosti pri prolasku kroz puketine veličine bliske veličini njene

talasne dužine.

Interferencija svetlosti je pojava slabljenja, pojačavanja ili poništavanja više svetlosnih talasa

koji se nadju u istoj tački prostora.

14. Odnos između talasne dužine i frekvence. Šta one predstavljaju?

Talasna dužina je najmanje rastojanje dve tačke talasa koje osciluju u istoj fazi.

Frekvencija je broj oscilacija u jedinici vremena. Proizvod frekvencije i talasne dužine jednak

je brzini svetlosti.

15. Objasnite pojavu „Kontrakcija lantanoida“.

Kontrakcija lantanoida je smanjenje jonskih radijusa Ln3+ jona sa povedanjem

atomskog broja od lantana ka iterbijumu. Jonski radijus bi trebao da se povecava, medjutim

zbog veoma slične udaljenosti 4f-orbitala od jezgra dolazi do kontrakcije zapremine usled

povedanja pozitivnog naelektrisanja jezgra.

16. Šta je homolitičko, a šta heterolitičko cepanje veze?

Homolitičko raskidanje veze je razdvajanje atoma koji je čine pri čemu svaki odnosi

isti broj elektrona i nastaju radikali. Heterolitičko razdvajanje podrazumeva cepanje

molekula pri kome elektronegativniji atom odnosi sve elektrone iz veze i nastaju joni.

17. Šta je mol, Avogadrov broj?

Mol je količina supstance koja sadrži isti broj čestica kao u 12g ugljenikovog izotopa

12C. Taj broj atoma iznosi 6,023x1023 i naziva se Avogadrov broj.

18. Definišite relativnu atomsku masu, relativnu molekulsku masu i molarnu masu.

Relativna atomska masa je odnos mase atoma datog elementa i 1/12 mase

ugljenikovog izotopa 12C. Relativna molekulska masa je Relativna atomska masa je odnos

mase datog molekula i 1/12 mase ugljenikovog izotopa 12C. Molarna masa je odnos mase

supstance i njene količine M=m/n.

19. Kako biste izračunali masu protona (neutrona) u gramima?

Uzme se masu od 12 grama ugljenikovog izotopa 13C, podeli Avogadrovim brojem

dobije masa jednog atoma ugljenika. Zatim se dobijena masa podeli sa 12 i dobije masa

jednog nukleona Mase protona i neutrona) se veoma malo razlikuju, a masa elektrona u

odnosu na njih je zanemarljivo mala.

20. Radioaktivna jezgra. Poluvreme raspada.

Radioaktivna jezgra su teža i nestabilna jezgra elemenata koja se spontano

raspadaju na lakše elemente emitujudi α,β-čestice ili γ-kvanti. Poluvreme raspada je vreme

za koje se raspadne polovina radioaktivnih atoma u datoj količini.

21. Jednačina idealnog gasnog stanja:

pV=nRT, p je pritisak gasa, V zapremina, n količina, R je univerzalna gasna

konstanta i T temperatura u kelvinima.

22. Osobine idealnog gasa.

To je gas čiji molekuli zauzimaju zanemarljivo malu sopstvenu zapreminu, izmedju

njih ne postoje Van der Valsove sile, a medjusobni sudari su elasticni. Idealan gas se stoga ne

moze prevesti u tečno i čvrsto stanje.

23. Ponašanje gasova u smeši. Daltonov zakon parcijalnih pritisaka.

Gas koji se nalazi u smeši gasova koji medjusobno ne reaguju vrši isti pritisak kao da

se nalazi sam u sudu. Daltonov zakon kaže da je na konstantnoj temperaturi ukupan pritisak

smeše gasova u datoj zapremini jednak zbiru pritisaka koje bi imali svi gasovi pojedinačno

kao da sami zauzimaju celokupnu zapreminu.

24. Uslovi pri kojima se realan gas ponaša kao idealan.

Pritisak koji je znatno niži od atmosferskog i temperatura koja je bliska kritičnoj

temperaturi.

25. Ponašanje atomskog poluprečnika po grupi i periodi.

Povedanjem atomskog broja u grupi raste, a povedanjem atomskog broja u periodi

opada.

26. Šta znači izraz kvantirano?

Kvantirano znači podeljeno na odredjen broj istih delova.

27. Borov atomski model.

Tri Borova postulata:

Elektroni mogu postojati samo u odredjenim osnovnim (stacionarnim stanjima) u

kojima niti emituju niti apsorbuju elektromagnetno zračenje.

Pri kretanju po kružnoj orbiti elektron može imati samo određene, diskretne

vrednosti momenta impulsa.

Kada elektron prelazi iz jednog stacionarnog stanja u drugo, on emituje ili

apsorbuje kvant energije koji je jednak razlici energija ova dva stanja.

28. Lajmanova, Balmerova i Pašenova serija tj. kako one ovjašnjavaju Borov atomski

model.

Lajmanova serija spektralnih linija predstavlja skup linija koje nastaju prelazom

elektrona iz nekog višeg nivoa na prvi energetski nivo. Balmerova serija predstavlja prelaze

sa višeg na drugi, a Pašenova na tredi energetski nivo. Talasna dužina svetlosti koju emituje

atom pri prelasku elektrona iz višeg u neki niži energetski nivo može se odrediti pomodu

jednačine:

1/λ=R(1/m2-1/n2)

gde je λ talasna dužina, R je Ridbergova konstanta, m glavni kvantni broj energetskog nivoa

na koji prelazi elektron, a n glavni kvantni broj nivoa sa koga prelazi. Postojanje ovih serija

potvrđuje postulate Borove teorije.

29. Fotoelektrični efekat.

Fotoelektrični efekat predstavlja jedan od najvažnijih dokaza čestičnog karaktera

elektromagnetnog zračenja. Eksperimentom je pokazano da svetlost može izbaciti elektrone

sa površine metala na koji pada samo kada je njena frekvencija veda od neke granične

vrednosti karakteristične za dati metal. Ajnštajn je s tim u vezi postavio jednačinu fotoefekta

hν=mv2/2 + A

koja definiše određeni izlazni rad A neophodan za izvacivanje elektrona dok drugi deo

jednačine predstavlja kinetičku energiju koju de imati elektron nakon izbacivanja.

30. De Broljijeva talasna jednačina. Objasnite.

De Broljijeva talasna jednačina povezuje talasno svojstvo (talasnu dužinu λ) i

čestičn svojstvo elektromagnetnog zračenja (impuls p):

λ=h/p

gde je h Plankova konstanta. Ova jednačina je od fundamentalnog značaja u kvantnoj

mehanici.

31. Šta je jonizaciona energija, njeno ponašanje po grupi i periodi?

Energija jonizacije predstavlja energiju potrebnu da se udalji najslabije vezan

elektron iz najvišeg elektronskog nivoa u slobodnom atomu (kada je element u gasovitom

stanju). Vrednost ove energije raste sa porastom atomskog broja u periodi, a opada u grupi.

32. Kvantni brojevi, šta koji određuje?

Kvantni brojevi su rešenja Šredingerove jednačine.

Glavni kvantni broj n određuje energetske nivoe i može imati vrednosti celih pozitivnih

brojeva n = 1, 2, 3,....

Azimutalni (orbitalni) kvantni broj l određuje podnivoe u osnovnom energetskom

nivou i ima vrednosti l = 0, 1, 2, n-l. Ova kvantna stanja se označavaju respektivno i kao s, p,

d, f stanja (orbitala).

Magnetni kvantni broj ml odredjuje koliko ima s (p, d, f ili viših) stanja odnosno

orbitala i može imati vrednosti od –l do +l.

Kvantni broj spina mS opisuje spin elektrona i uzima dve vrednosti +1/2 i -1/2.

33. Kvantni brojevi, čemu oni služe?

Kvantni brojevi služe za potpun opis mesta u elektronskom omotaču na kome se

nalazi elektron i njegovu spinsku orijentaciju.

34. Šta je talasna funkcija i koji je njen fizički smisao?

Talasna funkcija predstavlja rešenje talasne jednačine, u našem slučaju

Šredingerove jednačine. Svakom stanju sistema u kvantnoj talasnoj mehanici pridružuje se

talasna funkcija. Talasna funkcija sadrži sve dinamičke informacije o sistemu koji opisuje.

Prema tome, kvadrat talasne funkcije opisuje verovatnodu nalaženja čestice u posmatranoj

tački.

35. Paulijev princip i Hundovo pravilo.

Paulijev princip isključenja: Dva elektrona u istom atomu ne mogu imati istu

vrednost za sva četiri kvantna broja. Iz ovoga sledi da u jednoj orbitali ne može biti više od

dva elektrona.

Hundovo pravilo: Ako postoji više orbitala iste energije onda se svaka prvo

popunjava sa po jednim elektronom paralelnog spina, a zatim se u polupopunjene orbitale

dodaje po još jedan elektron suprotnog spina.

36. Afinitet prema elektronu, ponašanje po grupi i periodi?

Afinitet prema elektronu nekog atoma je energija koja se oslobađa ili troši

vezivanjem jednog elektrona. Generalno, afinitet prema elektronu raste sa porastom

atomskog broja u periodi, a opada sa porastom atomskog broja u grupi.

37. Da li afinitet prema elektronu može imati negativnu vrednost, objasnite i dajte

primer?

Može. Fluor ima vrednost -3.4 jer je primanje elektrona od strane fluora spontan

proces.

38. Elektronska konfiguracija i periodni sistem elemenata.

Elektroni popunjavaju ljusku atoma u skladu sa Paulijevim principom i Hundovim

pravilom od nivoa najniže ka nivoima više energije. U Periodnom sistemu elemenata u istoj

grupi se nalaze elementi sa istim glavnim kvantnim brojem, a u grupi elementi sa jednakim

brojem elektrona u valentnom energetskom nivou. Periodni zakon Mendeljejeva kaže da su

osobine elemenata funkcija njihovih rednih brojeva što je u skladu sa mnogim

eksperimentalnim podacima.

39. Elektronegativnost.

To je sposobnost atoma nekog elementa da privude zajednički elektronski par u

vezi. porastom atomskog broja u grupi elektronegativnost opada, a u periodi raste.

40. Jonska veza.

Jonska veza je rezultat snažnog elektrostatičkog privlačenja jona suprotnih

naelektrisanja i najčešde se gradi između elemenata veoma različitih elektronegativnosti.

41. Kovalentna veza.

To je hemijska veza izmedju atoma malih razlika u elektronegativnostikoju

karakteriše postojanje zajedničkog elektronskog para (parova) uglavnom ravnomerno

raspoređenog izmedju atoma koji pomenutu vezu grade.

42. Metalna veza predstavlja poseban tip hemijske veze koji se javlja uglavnom u

metalima.

Atomi metala grade kristalne rešetke dok su elektroni rasporedjeni u takozvane elektronske

trake formirane od velikog broja orbitala slične energije. Na primer, 1s orbitale čine jednu

traku, 2s drugu i tako dalje. Između različitih traka postoji energetski jaz, tzv. zabranjena

zona čija je energija tolika da onemogudi prelaz elektrona iz jedne u drugu traku.

43. Vodonična veza.

Vodonična veza je sekundarna veza izmedju atoma vodonika (vezanog za N, O ili F,

dakle elektronegativan atom) i nekog atoma velike elektronegativnosti (uglavnom N, O, F)

koja nastaje privlačenjem H-atoma elektronskim parom elektronegativnog atoma.

44. Uticaj vodoničnih veza na tačku ključanja jedinjenja.

Vodonična veza povišava temperaturu ključanja jedinjenja jer je prvo potrebno

utrošiti energiju na njeno raskidanja, a tek onda očekivanu energiju za isparavanje tečnosti.

45. Uticaj vodoničnih veza na rastvorljivost u vodi.

Jedinjenja sposobna da grade vodoničnu vezu se generalno bolje rastvaraju u vodi

jer i voda može da gradi vodoničnu vezu i time je omoguden brža disperzija i prelaz molekula

rastvorka u rastvarač.

46. Uporediti radijuse jona unutar grupe i periode.

Povedanjem atomskog broja unutar grupe povedava se i radijus jona, a unutar

periode radijus se smanjuje zbog jačeg privlačnog dejstva jezgra (u jezgru se povedava broj

protona, a dodatni elektroni popunjavaju orbitale koje su na gotovo istoj udaljenosti od

jezgra pa na njih sve jače deluje njegovo pozitivno naelektrisanje).

47. Šta je valenca?

Valenca je sposobnost atoma da se medjusobno sjedinjavaju.

48. Hajzenbergov princip neodređenosti.

Zbog dualne prirode elektrona (i talas i čestica) nije mogude istovremeno odrediti

njegovu brzinu, odnosno impuls (p=mv) i položaj u prostoru.

49. Objasniti šta je prodiranje elektrona ka jezgru i koji elektroni najviše prodiru.

Ako razmatramo s-, p-, d- i f-elektrone istog kvantnog nivoa i uporedimo raspodele

njihove radijalne gustine dolazimo do zaključka da s- elektroni provode više vremena u blizini

pozitivno naelektrisanog jezgra nego p-elektroni, a oni više nego d- itd. Posledica ovoga je da

su s-orbitale stabilnije od p-orbitala, a one pak od d-. Ova pojava se naziva prodiranje

elektrona ka jezgru.

50. Šta su s-, p-, d- i f-elementi? Gde se oni nalaze u periodnom sistemu.

s-elementi imaju valentne elektrone samo u s-orbitalama, p-elementi u s- i p-

orbitalama itd. s-elementi se nalaze u prvoj i drugoj grupi periodnog sistema, p-elementi u 5,

6, 7. i 8. grupi, f-elementi su lantanoidi i aktinoidi, a d-elementi čine ostatak periodnog

sistema elemenata.

51. Šta znači da je jedan elemenat multivalentan? Dajte primer.

To znači da gradi više jedinjenja kojima ima različite oksidacione brojeve. Primer je

fosfor koji gradi dva oksida fosfor-trioksid i fosfor-pentoksid.

52. Šta je efektivno naelektrisanje jezgra?

Elektroni iz nižih energetskih nivoa na neki način štite one iz viših od privlačnog

uticaja jezgra pa ti elektroni ne osecaju pravo nego takozvano efektivno naelektrisanje čija

vrednost predstavlja razliku naelektrisanja jezgra i konstante zaštite. Konstanta zaštite se

izračunava sabiranjem konstanti zaštite pojedinačnih elektrona iz nižih energetskih nivoa.

53. Odstupanja od pravila okteta (hipervalenca i hipovalenca).

Hipervalenca je pojava da jedan atom u vezama oko sebe ima više od 8 elektrona.

Višak elektrona se smešta u slobodne d- ili f-orbitale. Pentahlorid fosfora i heksafluorid

sumpora su primeri za ovakve tzv. hipervalentne molekule. Takodje, postoji i hipovalenca, tj.

manji broj elektrona oko atoma. Primeri hipovalence su jedinjenja bora BX3 tipa kod kojih

bor oko sebe ima samo 6 elektrona.

54. Pravilno crtanje Luisovih struktura. Objasnite na primeru tiocijanatnog anjona.

Svaki atom oko sebe mora imati 8 slobodnih ili vezanih elektrona (izuzetak su

elementi 1, 2 i 3 periode i hipervalentrni elektroni). Par elektrona u vezama se predstavlja

crtom. Slobodni elektroni oko atoma predstavljaju se tackama. 4 tacke> S=C=N <4 tacke

(na C-atomu nema ni jedne tacke)

55. Toplotni efekat rastvaranja kristalnih soli u vodi.

Pri rastvaranju kristalnih soli u vodi javlja se toplotni efekat kao posledica razaranja

kristalne rešetke i solvatacije supstance molekulima rastvarača. Prvi proces je egzoterman i

potrebno je utrošiti energiju, dok se drugi odvija spontano pri čemu se oslobađa energija. U

zavisnosti koji proces preovladava rastvaranje je egzotermno ili endotermno.

56. Šta je entalpija kristalne rešetke, a šta entalpija hidratacije?

Entalpija hidratacije je promena toplotne energije do koje dolazi hidratacijom

jednog mola supstance pri konstantnom pritisku.

Entalpija kristale rešetke je promena toplotne energije pri nastajanju kristalne

rešetke iz jednog mola jonskog gasa i mera je čvrstine te rešetke.

57. Šta je hidratacija?

Hidratacija je proces vezivanja molekula vode za jone rastvorka jon-dipolnom

vezom.

58. Kvantitativno izražavanje sastava rastvora.

Maseni udeo – količnik mase rastvorka i mase rastvora.

Količinska koncentracija – količnik količine rastvorka i zapremine rastvora.

Masena koncentracija – količnik mase rastvorka i zapremine rastvora.

MolaLitet – količnik količine rastvorka i mase rastvarača.

59. Koligativne osobine rastvora. Od čega potiču?

Koligativne osobine rastvora su one osobine koje zavise samo od broja česvica u

sistemu, ali ne i njihove prirode. To su sniženje napona pare, povišenje tačke ključanja,

sniženje tačke mržnjenja i osmotski pritisak.

60. Šta je pH vrednost. Jonski proizvod vode.

pH vrednost je negativni logaritam aktiviteta vodonikovog jona u rastvoru u

molovima po litru.

Jonski proizvod vode je proizvod aktiviteta (aproksimativno koncentracija)

hidroksilnih i hidronijum-jona u vodenom rastvoru.

61. Definisati kiseline prema različitim teorijama.

Arenijusova teorija o elektrolitičkoj disocijaciji: Kiseline su elektroliti koji pri

disocijaciji u vodenim rastvorima kao pozitivne jone daju isključivo jone vodonika.

Brenšted-Lorijeva teorija protolitička teorija: Kiseline su donori protona.

Luisova teorija: Kiselina je supstanca koja usled nedostatka elektrona teži da se

veže za slobodan elektronski par koji poseduje baza.

Pirsonova teorija tvrdih i mekih kiselina i baza: Kiseline su metalni joni koji mogu

primiti elektrone od strane liganada (baza).

62. Objasnite (na primeru) Luisovu teoriju kiselina i baza.

BF3 (kiselina) + NH3 (baza) > BF3NH3

Bor prima slobodan elektronski par sa azota i gradi B-N vezu.

63. Šta je hidroliza? Navedite jedan primer.

Hidroliza je reakcija jona sa vodom (u najopštijem slučaju to je reakcija bilo koje

supstance sa vodom).

CH3COOH + H2O > H3O+ + CH3COO-

64. Da li joni metala hidrolizuju? Primer.

Viševalentni joni prelaznih metala hidrolizuju i grade komplekse sa vodom ili

mešovite komplekse sa vodom i hidroksidnim jonom iz nje:

Fe3+ + 6H2O > [Fe(H2O)]3+

[Fe(H2O)]3+ + H2O > [Fe(OH)(H2O)]2+ + H3O+

Jednovalentni joni metala se u vodenom rastvoru takodje nalaze okruženi

hidroksidnim i hidronijum-jonima, ali ne grade stabilnije komplekse.

65. Šta su puferi?

Puferi su rastvori koji sadrže slabu kiselinu i njenu so sa jakom bazom ili slabu bazu i

njenu so sa jakom kiselinom.

66. Napišite izraz za brzinu hemijske reakcije.

Brzina hemijske reakcije je promena koncentracije reaktanata ili proizvoda reakcije

u jedinici vremena:

A + B > C + D

v = -ΔA/Δt = ΔC/Δt

67. Šta su katalizatori? Kakva sve kataliza postoji?

Katalizatori su supstance koje stehiometrijski ne učestvuju u ukupnoj hemijskoj

reakciji, ali povedavaju njenu brzinu ili podstiču reakciju koja se inače ne bi odigravala.

Postoje i supstance koje usporavaju ili onemogudavaju reakciju, to su inhibitori ili negativni

katalizatori. Kataliza može biti homogena ili heterogena u zavisnosti od toga da li je

katalizator istog agregatnog stanja kao i sistem sa kojim reaguje ili ne. Poznata je i

autokataliza, proces pri kome sam proizvod ubrzava odigravanje reakcije.

68. Da li katalizatori utiču na položaj ravnoteže kod povratnih reakcija? Objasniti.

Ove supstance ne menjaju položaj ravnoteže, samo ubrzavaju njeno uspostavljanje.

69. Šta su molekulske orbitale?

Molekulske orbitale su talasne funkcije koje opisuju ponašanje elektrona u poju dva

ili više jezgara. U molekulsko-orbitalnoj teoriji to su jednoelektronske funkcije, a u teoriji

valentne veze dvoelektronske.

70. Tipovi molekulskih orbitala, podela po energiji i simetriji.

Postoje σ-, π-, δ-, ε- ... orbitale. Energetski su najstabilnije σ -orbitale, manje su

stabilne π-orbitale, još manje d- itd. σ-orbitale su sferno simetrične, π -orbitale imaju ravni

refleksije, jednu osu rotacije beskonačnog reda, i bezbroj osa rotacije drugog reda. δ- i ε-

orbitale imaju mnogo složenije simetrijske osobine.

71. Kako nastaju molekulske orbitale?

Molekulske orbitale nastaju od atomskih orbitala iste ili slične energije.

72. Red veze, magnetne osobine molekula, dija- i paramagnetizam.

Red veze je jednak polovini razlike vezivnih i antivezivnih elektrona.

Paramagnetni molekuli imaju jedan ili više nesparenih elektrona u svojim vezivnim

ili antivezivnim orbitalama, a kod dijamagnetnih molekula svi elektroni su spareni.

73. i 74. MO dijagrami molekula azota i kiseonika.

Strana 214 u Lipanovidu.

75. Nacrtajte krivu zavisnosti energije od H-H rastojanja tokom nastajanja molekula

vodonika.

E |. .

|. .

|. .

| . . antivezivna oblast

| . . . . . . .. . . . . .. . . . ... . ... . . . . .......

______|_ ._______________________________________________________

| . . . . . . . . . . ........... r

| . .

| . .

| . . vezivna oblast

| . .

| .

|

Primedba: obe funkcije teže nuli kada je r beskonačno, slika pokazuje približan

izgled grafika.

76. Zašto sumpor za razliku od kiseonika u osnovnom stanju ne formira dvoatomne

molekule?

Sumpor pri normalnim uslovima ne gradi dvoatomne molekule jer je njegov

atomski radijus znatno vedi od atomskog radijusa kiseonika i time je onemogudeno

formiranje π-veza u dvoatomskom molekulu.

77. Šta su to elementi simetrije? Nabrojte ih.

Elementi simetrije su geometrijski elementi (operatori) u odnosu na koje se vrše

operacije simetrije u modelu, molekulu ili objektu. Elementi simetrije su element

identičnosti, rotaciona osa, ravan simetrije, centar simetrije i rotaciono-refleksiona osa.

78. Šta je osa simetrije? Objasnite C4 osu, nacrtajte.

Osa simetrije je osa oko koje se objekat može rotirati tako da nakon rotacije za

određeni ugao dolazi na isto mesto. Ako se rotacijom objekta oko neke ose za ugao od 360/4

stepeni isti dovodi na početno mesto, ta osa se naziva C4 osom simetrije.

79. Šta je to centar inverzije? Nacrtajte.

Centar inverzije predstavlja tačku kroz koju se sve tačke objekta preslikavaju u

njima ekvivalentne tačke na suprotnoj strani datog objekta.

80. Šta je to ravan refleksije? Nacrtajte.

Ravan refleksije je ravan kroz koju možemo preslikati sve tačke objekta u njima

ekvivalentne tačke sa suprotne strane ravni.

81. VSEPR model za određivanje geometrije molekula.

VSEPR model (Valence Shell Electron Pair Repulsion – odbijanje elektronskih parova

valentne ljuske) razmatra elektronske parove oko molekula kao ligande, prema tome, oni se

rasporedjuju tako da rastojanje izmedju njih bude maksimalno. Najlom i Gilespi su pokazali

da najvede odbijanje postoji izmedju slobodnih elektronskih parova, slabije je odbijanje

između elektronskog para u vezi i slobodnog elektronskog para, a najmanje između dva

elektronska para u vezi. Na primer, voda nije linearan molekul ved je ubao između O-H veza

104.5 stepeni, i ako se uzmu u obzir i dva slobodna elektronska para, molekul vode izgleda

kao malo deformisan tetraedar.

82. Šta su to delokalizovane orbitale?

Pojam delokalizovana orbitala je pretpostavka teorije molekulskih orbitala.

Struktura mnogih jona i molekula se može obrasniti jetino time da su neki elektroni

delokalizovani. Takvi elektroni se nalaze u tzv. delokalizovanim orbitalama koje se protežu

preko više atomskih jezgara. Bilo koji primer aromatičnog (benzen, naftalen) ili konjugovanog

(1,3-butadien, 1,3,5-heksadien) sistema lako može poslužiti za objašnjavanje pojave

delokalizacije elektrona.

83. Šta je dipol?

Dipol je molekul koji se sastoji od dva ili više atoma različitih afiniteta prema

elektronu (takodje i različitih elektronegativnosti) u kome se iz tih razloga elektronski par iz

veze (jedne od) nalazi bliže atomu sa vedim afinitetom. To dovodi do asimetrične raspodele

negativnog naelektrisanja u molekulu pa jedan deo postaje delimično pozitivno, a drugi

delimično negativno naelektrisan.

84. Šta je indukovani dipol?

Indukovani dipol je nativno nepolaran molekul koji je polarizovan u prisustvu

pravog dipola. Njegov elektronski oblak je deformisan od strane delimično pozitivnog

naelektrisanja dipola.

85. Šta su Van der Valsove sile?

Van der Valsove sile su sve dipolne privlačne sile među molekulima (jonima itd.)

bilo da su posledica nativnih ili indukovanih dipolnih osobina molekula, ili jednostavno

pozitivnog ili negativnog naelektrisanja jona koji stupaju u Van der Valsovu vezu.

86. Šta su Londonove sile?

Londonove disperzione sile predstavljaju jednu vrstu Van der Valsovih sila. Nastaju

čak i kod molekula koji nemaju trajni dipol (simetrični molekuli) i eoma su slabe jer nastaju

privlačenjem elektronskog oblaka jednog molekula atomskim jezgrom drugog. Pri stalnom

kretanju molekula kroz sistem s vremena na vreme se desi da pojedina jezgra delimično

ostanu bez svog elektronskog oblaka i upravo je takvo stanje uzrok Londonovim silama.

87. Formalno naelektrisanje atoma u molekulu. Objasnite na primeru N2O5.

Oduzimanjem broja elektrona koji pripadaju odredjenom atomu u molekulu (iz

svake veze pola elektrona se pridružuje jednom, a pola drugom atomu koji gradi vezu i tome

se dodju slobodni elektroni oko datog atoma) od broja elektrona koji taj atom ima u

osnovnom stanju dobijamo formalno (prividno) naelektrisanje razmatranog molekula.

Primer azot-pentoksida: strane 268 i 770 u Lipanovidu.

88. Rezonantne strukture.

Princip rezonancije je tumačenje delokalizovanih elektrona iz perspektive teorije

valentne veze. U gornjem primeru azot-pentoksida elektroni iz dvostruke N=O veze mogu

predi na atom kiseonika, a istovremeno elektroni sa drugog kiseonika vezanog za azot

prelaze u vezu formirajudi dvostruku. Ovim je molekul delimično promenjen, ali ta nova

struktura ima potpuno istu stabilnost kao i predhodna. Obe te strukture, kao i neke druge

(manje ili više stabilne) predstavljaju tzv. rezonancioni hibrid, mešavinu svih njih, koji

odslikava stvarnu strukturu molekula.

89. Teorija traka kod metalne veze.

Objašnjeno u pitanju 42.

90. Alotropija i alotropske modifikacije.

Alotropija je pojavljivanje hemijske supstance u dva ili više oblika, tj. obe

modifikacije imaju potpuno isti hemijski (elementarni) sastav, ali poseduju različite osobine

(bilo hemijske, bilo fizičke). Te modifikacije se nazivaju alotropskim.

91. Geometrija kompleksa prelaznih metala.

Kompleksi prelaznih metala mogu imati linearnu (KB=2), trigonalno planarnu

(KB=3), kvadratno-planarnu i tetraedarsku (KB=4), trigonalnu bipiramidalnu i kvadratno

piramidalnu (KB=5), oktaedarsku i geometriju trigonalne prizme (KB=6) itd.

92. Cepanje d-orbitala u oktaedarskom ligandnom polju.

Orbitale se grupišu (cepaju) u dve grupe, jednu koja ima eg simetriju i više je

energije (orbitale dz2, dx2-y2) i drugu koja ima t2g simetriju i niže je energije (dxy, dxz i dyz).

Ligandno polje deluje jače na orbitale koje se nalaze duž x, y i z osa (orbitale eg simetrije) i

stoga su one više energije.

93. Odakle potiče boja kompleksa?

Elektroni u d-orbitalama pod uticajem elektromagnetnog zračenja određene

talasne dužine lako mogu prelaziti na neki od viših energetskih nivoa, a povratkom u

osnovno stanje emituje se svetlost koju mi registrujemo kao boju.

94. Definišite pojam niskospinskih i visokospinskih kompleksa.

Niskospinski kompleks je kompleks metala i liganda u kome je energija cepanja

veda od energije sparivanja. Ovakve komplekse karakteriše jako ligandno polje,

dijamagnetičnosti veda stabilnost od visokospinskih kompleksa.

Kod visokospinskih kompleksa energija cepanja je manja od energije sparivanja i

karakteriše ih slabo ligandno polje i paramagnetičnost.

95. Šta su ligandi? Čime se odlikuje ligatorski atom?

Ligandi su molekuli ili joni koji sa metalnim jonom mogu da se povežu u kompleks.

To je u strvari cela koordinovana molekulska ili jonska vrsta. Ligandi mogu biti anjoni

(fluoridni, hloridni,...), katjoni (nitrozil katjon NO+) ili neutralni molekuli (ugljen-monoksid,

voda, amonijak).

Ligator je atom liganda preko kojeg se ostvaruje koordinovana veza sa centralnim

atomom prelaznog metala i odlikuje ga slobodni elektronski par koji ligator donira u vezu.

96. Elektronska konfiguracija kobalta i Co3+ jona. Redni broj kobalta je 27. (Naravno

metal u ovom pitanju se može menjati).

27Co | [Ar], 3d7, 4s2

27 Co3+ | [Ar], 3d6

97. Kriva promene potencijalne energije za vreme egzotermne reakcije. Objasniti.

Egzoterman proces je proces pri kome sistem predaje energiju okolini pa grafik

(funkcija) potencijalne krede od osnovnog stanja, penje se (energija se povedava), pravi luk i

opada do vrednosti koja je manja od osnovne. Početna vrednost predstavlja unutrašnju

energiju reaktanta, a poslednja unutrašnju energiju reakcionih proizvoda

98. Kriva promene potencijalne energije za vreme endotermnereakcije. Objasniti.

Ova kriva je slična krivoj iz predhodnog zadatka, razlika je jedino u tome što je

unutrašnja energija reaktanta manja od unutrašnje energije proizvoda.

99. Definisati pojmove energija aktivacije i aktivirani kompleks.

Energija aktivacije je minimalni iznos energije koji je neophodan da dođe do

hemijske reakcije. Za svaku hemijsku reakciju je karakteristična određena energija aktivacije.

100. Naponski niz metala. Objasniti šta znači kad je metal levo od vodonika, a šta kad

je desno.

Elektrohemijski (naponski) niz metala pradstavlja niz metala poredjanih po rastudoj

vrednosti standardnih elektrodnih potencijala. Standardni elektrodni potencijal se odredjuje

u odnosu na vodonik koji ima vrednost 0. Što je potencijal vedi to je oksidaciona sposobnost

oksidovanog oblika hemijske vrste, odnosno sposobnost za primanje elektrona veda.

Hemijske vrste koje se nalaze levo od vodonika mogu da redukuju vodonikove jone (protone)

do elementarnog vodonika, dok hemijske vrste koje se nalaze desno od vodonika to ne

mogu.

101. Šta je galvanski članak, a šta elektrolitička delija?

Galvanski članak je oksido-redukcioni sistem koji ima sposobnost da spontanom

hemijskom reakcijom proizvodi električnu struju. U njemu se hemijska energija pretvara u

električnu.

U elektrolitičkoj deliji se odvija obrnut proces. Dovodi se struja redoks sistemu i

pretvara u hemijsku energiju. Ta energija se kasnije može iskoristiti ako se pomenuta delija

priključi na potrošač. Tada elektrolitička delija postaje galvanska.

102. Standardna entalpija nastajanja neke supstance. Hesov zakon.

Standardna entalpija nastajanja jedinjenja je promena entalpije koja prati

nastajanje 1 mola jedinjenja u standardnom stanju iz elemenata koji su u svojim

standardnim stanjima.

Hesov zakon kaže da je promena entalpije koja prati hemijsku reakciju pri

konstantnom pritisku i konstantnoj zapremini ista bez obzira da li se ta reakcija odigrava u

jednom ili više stupnjeva.

103. Spontanost hemijske reakcije. Koja veličina opisuje spontanost hemijske reakcije?

Sve hemijske (i druge) reakcije kojima nije potrebno dovoditi energiju da bi se

odigrale su spontane.

Gibsova energija (slobodna entalpija ili termodinamički potencijal) predstavlja deo

entalpije sistema koji se može prevesti u koristan rad i kriterijum je za određivanje

reverzibilnosti i spontanosti procesa (u našem slučaju hemijske reakcije).

104. Veza između Gibsove energije i konstante ravnoteže.

ΔG = -RTlnK

ΔG = -2.303RtlogK

105. Definišite pojam „aromatičnosti“.

Aromatičnost pre svega ukazuje na to da nešto miriše tj. da ima neku aromu. Tako

je u prošlosti benzen nazvan aromatičnim iako njegov miris i nije tako prijatan, bitno je da

miriše. Kasnije se utvrdilo da aromatična jedinjenja (benzen i njemu slični molekuli) poseduju

izuzetnu stabilnost koja potiče od delokalizovanih π-elektrona. Inače, za benzen i njegove

derivate karakteristična je i reakcija elektrofilne aromatične supstitucije kao i druge reakcije

karakteristične za dvostruku vezu.

107. Nabrojte bar tri aromatična molekula koji sadrže heteroatome u prstenu.

Piridin, tiofen, furan, piran...