Др СЛАВОЉУБ ЂУКИЋ
РАДИВОЈ НИКОЛАЈЕВИЋ мр МИЛЕНА ШУРЈАНОВИЋ
ОПШТА ХЕМИЈА ЗА I РАЗРЕД СРЕДЊЕ ШКОЛЕ
За
во
д
за
уџ
бе н
ик е
за гимназије друштвено-језичког смера, за четворогодишње стручне школе у подручјима рада: шумарство и обрада дрвета, машинство и обрада метала, геодезија и грађевинарство, саобраћај, трговина, туризам и угоститељство, уметност и јавно информисање, текстилство и кожарство, геологија и рударство, електротехника, личне услуге, пољопривреда, производња и прерада хране (образовни профил техничар пољопривредне технике) и за трогодишње стручне школе у подручјима рада личне услуге, графичарство и здравство (образовни профил фармацеутски оператер)
ЗАВОД ЗА УЏБЕНИКЕ БЕОГРАД
Рецензенти др Иштван Жиграи др Ранђел Михајловић мр Никола Стојанац Вера Муждека Мирјана Константиновић Снежана Мишковић Уредник др Иван Живадиновић
Главни уредник Драгољуб Којчић
бе н
За издавача Драгољуб Којчић, директор
ик е
Одговорни уредник Татјана Костић
за
уџ
Просветни савет Републике Србије одобрио је употребу овог уџбеника својим решењем број 601-04-51/119 од 11. априла 1991. године.
CIP - Каталогизација у публикацији Библиотека Матице српске, Нови Сад 37.016:54(075.3)
За
во
д
ЂУКИЋ, Славољуб, 1938Општа хемија : за I разред средње школе : за гимназије друштвено-језичког смера, за четворогодишње стручне школе у подручјима рада: шумарство и обрада дрвета, машинство и обрада метала, геодезија и грађевинарство, саобраћај, трговина, туризам и угоститељство, уметност и јавно информисање, текстилство и кожарство, геологија и рударство, електротехника, личне услуге, пољопривреда, производња и прерада хране (образовни профил техничар пољопривредне технике) и за трогодишње стручне школе у подручјима рада личне услуге, графичарство и здравство (образовни профил фармацеутски оператер) / Славољуб Ђукић, Радивој Николајевић, Милена Шурјановић. - 22. изд. - Београд : Завод за уџбенике, 2017 (Београд : Colorgrafx). - 135 стр. : илустр. ; 27 cm Тираж 4.000. - Регистар. ISBN 978-86-17-19652-1 1. Николајевић, Радивој, 1936-2010 2. Шурјановић, Милена COBISS.SR-ID 313943815
ISBN 978-86-17-19652-1 © Завод за уџбенике, Београд (1991–2017) Ово дело не сме се умножавати, фотокопирати и на било који други начин репродуковати, ни у целини ни у деловима, без писменог одобрења издавача.
САДРЖАЈ
ПРЕДГОВОР........................................................................................................5 I. ОСНОВНИ ХЕМИЈСКИ ПОЈМОВИ И ЗАКОНИТОСТИ....................... 7
уџ
бе н
ик е
Материја и супстанца........................................................................................ 7 Смеше................................................................................................................. 8 Хемијски елементи............................................................................................ 9 Основни хемијски закони.................................................................................10 Хемијска једињења............................................................................................13 Хемијски знаци, формуле и једначине............................................................14 Релативна атомска и молекулска маса.............................................................18 Мол и моларна маса..........................................................................................20 Моларна запремина гаса...................................................................................22 Основи хемијског рачунања.............................................................................24
за
II. СТРУКТУРА СУПСТАНЦИ..........................................................................29
За
во
д
Структура атома.................................................................................................29 Енергетски нивои електрона у атому.........................................................33 Енергетски поднивои..................................................................................34 Атомске орбитале........................................................................................34 Електронске конфигурације........................................................................38 Периодичност промене структуре атома и својстава елемената у периодном систему.........................................................................................40 Хемијска веза.....................................................................................................47 Ковалентна веза...........................................................................................48 Електронегативност....................................................................................52 Поларност молекула....................................................................................53 Међумолекулска дејства..............................................................................56 Афинитет према електрону.........................................................................58 Енергија јонизације.....................................................................................59 Јонска веза....................................................................................................60 Својства једињења са јонском и ковалентном везом.....................................62 Кристална структура супстанци......................................................................63
3
III. ХЕМИЈСКЕ РЕАКЦИЈЕ..............................................................................67 Кретање честица као услов за хемијски процес.............................................67 Класификација хемијских реакција.................................................................67 Енергетске промене при хемијским реакцијама.............................................69 Брзина хемијске реакције.................................................................................75 Утицај катализатора на брзину реакције........................................................80 Хемијска равнотежа..........................................................................................82 Чиниоци који утичу на хемијску равнотежу.............................................85 Ле Шатељеов принцип................................................................................87
во
д
за
уџ
бе н
ик е
IV. РАСТВОРИ.......................................................................................................89 Дисперзни системи...........................................................................................89 Растварање чврстих супстанци у води............................................................90 Квантитативни састав раствора.......................................................................92 Раствори електролита.......................................................................................95 Киселине и базе.................................................................................................96 Арениусова теорија киселина и база.........................................................96 Протолитичка теорија киселина и база.....................................................98 Константа дисоцијације............................................................................100 Јонски производ воде................................................................................101 Водонични експонент (pH).......................................................................102 Индикатори киселости и базности...........................................................104 Пуферски системи..................................................................................... 105 Амфотерност.............................................................................................. 107 Хидролиза................................................................................................... 108
За
V. ОКСИДО-РЕДУКЦИОНИ ПРОЦЕСИ...................................................... 111 Појам оксидо-редукционих процеса............................................................. 111 Састављање једначина оксидо-редукционих реакција................................ 113 Метода оксидационих бројева....................................................................... 114 Јонско-електронска метода............................................................................. 115 Електрохемијски низ метала.......................................................................... 120 Хемијски извори електричне струје..............................................................122 Секундарни извори струје.............................................................................. 124 Електролиза.....................................................................................................126 Корозија............................................................................................................128
VI. РЕГИСТАР ПОЈМОВА И ИМЕНА...........................................................131
4
ПРЕДГОВОР Хемију сте учили у седмом и осмом разреду основне школе. Ове школске године проширићете своја знања и научићете доста нових, занимљивих садржаја. Упознаћете у елементарном облику одабране наставне садржаје из опште хемије, и то: основне хемијске појмове и законе, структуру супстанци, хемијске реакције, растворе и оксидо-редукционе процесе.
ик е
Градиво је одабрано тако да вам обезбеђује знање из хемије неопходно за разумевање одређених појава у природи и пружa теоријску основу за даље изучавање хемије.
бе н
Код методичке обраде наставног градива настојали смо да тумачења заснујемо на најновијим достигнућима савремене науке. У неким случајевима (нпр. код разматрања структуре супстанци) било је неопходно користити доста сложене научне појмове, за чије је разумевање потребно познавање математике и физике.
д
за
уџ
Хемија је експериментална наука, што значи да је изучавање хемије нераздвојно повезано са извођењем огледа. Где год је то било могуће, огледи су постављени проблемски, тј. представљају мала истраживања. Експериментално добијени подаци треба да олакшају разумевање изучаване појаве и омогуће самостално закључивање и уопштавање. Препоручујемо вам да пажљиво пратите ток огледа, како бисте уочили што више појединости. Своја запажања забележите у лабораторијски дневник, уз помоћ наставника објасните суштину изучаване појаве и самостално закључујте.
За
во
У уџбенику постоје две групе огледа. Прву групу чине демонстрациони огледи, које ће вам на часу извести наставник. У другу групу спадају огледи предвиђени за групни лабораторијски рад. Ове огледе, означене звездицом (*), изводићете самостално или заједно са својим друговима, онако како то наставник одреди. На крају наставних јединица или ширих целина, дат је већи број питања и задатака за вежбу, разноврсних по садржини и форми, као и по сложености. Они треба да вам помогну у утврђивању и продубљивању градива које сте изучавали на часу. Питања и задаци су наведени по редоследу који одговара редоследу теоријског градива обрађеног у уџбенику. Да бисте добили повратну информацију о успешности свога рада, у тексту су дата решења сложенијих, претежно рачунских задатака. Желимо вам много успеха у раду!
Аутори
5
За во д за уџ бе н
ик е
I
ОСНОВНИ ХЕМИЈСКИ . ПОЈМОВИ И ЗАКОНИТОСТИ МАТЕРИЈА И СУПСТАНЦА
* Латински: objectivus – који стварно постоји; стваран
За
во
д
за
уџ
бе н
ик е
Све што нас окружује и постоји независно од наше воље и сазнања назива се заједничким именом материја. Материја је, дакле, сав објективни* свет: ваздух, вода, земља, биљке, животиње, планете и звезде. Материја се не може уништити нити створити ни из чега, већ само може да прелази из једног облика у други. Материја у целини, као и свака њена честица, налази се у непрекидном кретању. Под кретањем материје подразумевају се све промене у природи, од промене положаја тела у простору, температуре, облика или агрегатног стања тела, па све до најсложенијих промена, какве су, на пример, хемијски процеси у живим организмима. Материја и кретање се налазе у дијалектичком јединству, што значи да нема материје без кретања нити кретања без материје. Познато је више облика кретања материје: механичко, топлотно, светлосно, хемијско итд. У природи се стално одвијају процеси преласка једних облика кретања материје у друге. Тако, на пример, при трењу два комада дрвета долази до претварања механичког кретања у топлотно, при загревању белог фосфора на ваздуху топлотно кретање се претвара у хемијско итд. Материја се јавља у природи у два основна облика: као супстанца и физичко поље. Супстанца је облик постојања материје. Састоји се од веома ситних честица – атома. Атоми су сложене грађе. У њихов састав улазе протони, неутрони и електрони, који имају сопствену масу, или масу мировања. Укупна маса атома једнака је збиру маса наведених елементарних честица. Према најновијим проценама, данас је познато око 17 милиона различитих супстанци. Од толиког броја супстанци, око 100 хиљада има практичну примену. Неке супстанце налазе се у природи, док се друге производе вештачким путем. Свака супстанца има карактеристична својства по којима се разликује од других супстанци, на пример: боју, мирис, густину, температуру топљења, температуру кључања итд. Наведена својства супстанци, која се одређују помоћу наших чула или инструмената, називају се физичка својства. Хемијска својства супстанци испољавају се при њиховим реакцијама са другим супстанцама. Основни задатак хемије је изучавање супстанци – њихове структуре, својстава, као и промена које доводе до претварања једних супстанци у друге. Физичко поље је други облик постојања материје. Манифестује се силама којима тела делују једно на друго без непосредног додира. Тако се, на пример, Земља и Месец узајамно привлаче посредством својих гравитационих поља, два магнета се привлаче или одбијају посредством магнетних поља итд. Маса мировања физичких поља равна је нули. Физичка поља као облик постојања материје нису непосредни предмет изучавања хемије, већ се њима бави физика.
I
7
ОСНОВНИ ХЕМИЈСКИ ПОЈМОВИ И ЗАКОНИТОСТИ
СМЕШЕ
во
д
за
уџ
бе н
ик е
У хемији се под појмом супстанце најчешће подразумевају чисте супстанце, тј. супстанце које имају исти хемијски састав и иста својства у свим својим деловима. Чисте супстанце се деле на хемијске елементе и хемијска једињења. У природи се веома ретко могу наћи веће количине чистих супстанци (нпр. комади бакра, наслаге камене соли, зрнца злата). Много чешће се срећу смеше две или више супстанци. Наведимо један пример. Ако разгледамо парче камена гранита помоћу увеличавајућег стакла, запазићемо да се оно састоји од белих, жућкастих и светлосивих, сјајних зрнаца. Значи да гранит није чиста супстанца, већ представља смешу три различите супстанце које нису хемијски сједињене. Пошто се супстанце најчешће могу мешати у било ком односу, састав смеша је обично произвољан. Свака супстанца у смеши задржава своја карактеристична својства, стога састојке смеше можемо одвојити једноставним физичким поступцима, не мењајући при томе њихову хемијску природу. Тако, на пример, при мешању праха гвожђа и сумпора настаје смеша сивожуте боје, у којој обе супстанце задржавају својства која су имале и пре мешања. Гвожђе се из ове смеше може одвојити магнетом, а сумпор растварањем у угљеник(IV)-сулфиду. За растављање смеша још се користе следећи поступци: декантација (одливање), цеђење, фракциона дестилација, кристализација итд. Ако супстанце тако добро измешамо да смеша у сваком делићу запремине има иста својства, добићемо хомогену (истородну) смешу. Примери таквих смеша су раствори, неке легуре и гасне смеше (нпр. ваздух). Напред поменута смеша гвожђа и сумпора спада у хетерогене (разнородне) смеше, пошто честице ових супстанци нису равномерно расподељене по читавој маси, те смеша нема иста својства у свим деловима. У хетерогене смеше такође спадају: млеко (састоји се од течности у којој пливају микроскопски ситне капљице млечне масти) и дим (састоји се од веома ситних честица чађи помешаних са гасовима који настају при сагоревању). Справљање смеша уједначеног састава је веома важна индустријска операција, која се доста примењује при производњи пластичних маса, гуме, графичких боја, средстава за прање, у прехрамбеној индустрији итд.
За
? 8
1. Шта је материја?
Питања и задаци
2. Објасните значење појмова супстанца и физичко поље. 3. Како се деле чисте супстанце? 4. Наведите неколико смеша које су вам познате из свакодневног живота. 5. У датом скупу чистих супстанци и смеша подвуците чисте супстанце: шећер, ваздух, бакар, раствор кухињске соли, бензин, гранит, сумпор, азот, млеко, морска вода. 6. Које од наведених смеша спадају у хомогене, а које у хетерогене смеше: водени раствор алкохола, мутна речна вода, ваздух, малтер, млеко, зашећерени чај, дим локомотиве?
I
ОСНОВНИ ХЕМИЈСКИ ПОЈМОВИ И ЗАКОНИТОСТИ
ХЕМИЈСКИ ЕЛЕМЕНТИ Знамо да се све супстанце састоје од веома ситних честица – атома. Супстанце изграђене од истоврсних атома, који имају исто позитивно наелектрисање језгра, називају се хемијски елементи. Подсетимо се да су протони носиоци позитивног наелектрисања језгра. Број протона одређује се на основу атомског броја елемента (Z): Z = N(p),
(1)
За
во
д
за
уџ
бе н
ик е
По договору, узима се да је наелектрисање протона изражено условним јединицама +1. Тако је, на пример, атомски број натријума Z = 11. То значи да сви атоми овог елемента садрже у језгру по 11 протона, односно да је наелектрисање језгра +11. До сада је откривено 117 хемијских елемената – 90 је нађено у природи, а 25 је добијено вештачки. Eлементи који се срећу у природи у периодном систему се налазе између водоника (Z =1) и урана (Z = 92) с изузетком технецијума (Z = 43) и прометијума (Z = 61). Називи и симболи елемената с атомским бројевима од 112 до 118 још нису међународно усвојени, стога су у таблици периодног система која је дата на почетку уџбеника наведени само њихови атомски бројеви, привремени симболи и привремена имена. Од релативно малог броја елемената (92) изграђен је веома велик број хемијских једињења (око 12 милиона). Најопштија класификација хемијских елемената је на метале, неметале и металоиде. Хемијски елементи (осим племенитих гасова) се не налазе у облику слободних атома, већ имају сложенију структуру. Тако се гасовити неметали (нпр. водоник, кисеоник, азот и хлор) јављају у облику двоатомних молекула. Бели фосфор се јавља у облику четвороатомних молекула, а сумпор у облику осмоатомних молекула. Метали су такође сложене грађе. У њиховим кристалним решеткама атоми су међусобно повезани металном везом. Из дефиниције хемијског елемента следи да сви атоми одређеног елемента имају у језгру исти број протона, једнак његовом атомском броју. Међутим, број неутрона у језгрима атома истог елемента није увек исти. Атоми истог хемијског елемента који у језгру садрже исти број протона а различит број неутрона, услед чега се разликују по својој маси, називају се изотопи. Пошто имају исти атомски број, изотопи истог хемијског елемента заузимају у периодном систему исто место*. Изотопи се карактеришу масеним бројем (А), који је једнак збиру броја протона и неутрона у атомском језгру:
N(p) – број протона у језгру атома датог елемента
A = N(p) + N(n).
(2)
Изотопи се обележавају тако што се испред хемијског знака елемента пише масени број као горњи индекс, а атомски број као доњи индекс. На пример: 40 20 Са
42 20 Са
43 20 Са
I
9
* Грчки: izos – исти, topos – место
ОСНОВНИ ХЕМИЈСКИ ПОЈМОВИ И ЗАКОНИТОСТИ Већина хемијских елемената јавља се у природи у облику два или више стабилних изотопа. Постоје и елементи који се састоје само од једне врсте атома (нпр. натријум, флуор и фосфор). Данас је утврђен изотопни састав свих природних елемената. Касније ћемо видети да релативне атомске масе елемената представљају просечне (средње) вредности, израчунате на основу количинских удела свих изотопа датог елемента у природној смеши. Хемијска својства изотопа истог елемента су готово идентична. Уколико разлике постоје, оне су толико мале да се могу занемарити. Изузеци су изотопи водоника који се веома разликују по својој маси, услед чега су им и својства доста различита.
ик е
ОСНОВНИ ХЕМИЈСКИ ЗАКОНИ
За
во
д
за
уџ
бе н
Закони сваке природне науке, па и хемије, представљају одраз закона објективног света у свести људи. Природа је објективна и постојала је милијардама година пре појаве човека на Земљи. Стога и закони по којима се појаве у њој одигравају такође објективно постоје и не зависе од воље и утицаја човека. Он открива и изучава законе природе, неке од њих користи у интересу друштва, али на њих не може утицати нити их мењати. Свака природна наука изучава одређени скуп појава у природи: физика – физичке појаве, хемија – хемијске промене супстанци, а биологија – процесе који се одвијају у биљним и животињским организмима. У основи, постоје две врсте закона природе: специфични (посебни) закони који обухватају релативно уски круг појава. Тако се нпр. закони термохемије (види стр. 69–74) односе само на енергетске промене при хемијским реакцијама. Општи закони природе су такви закони којима се потчињавају све појаве у природи, те важе у свим гранама природних наука. Такав је нпр. закон одржања масе и енергије. Због великог значаја закона природе у хемији, неопходно је да на почетку изучавања ове науке у средњој школи размотримо неколико основних хемијских закона којима се тумаче квантитативни* односи супстанци при хемијским реакцијама, и то: закон о одржању масе, закон сталних масених односа, закон Латински: quantitas – количина, множина * умножених масених односа, закон сталних запреминских односа и Aвoгадров закон. Добро познавање ових закона олакшаће вам разумевање наставног градива и његову примену код решавања стехиометријских задатака. Закон о одржању масе гласи: Укупна маса супстанци које ступају у хемијску реакцију једнака је укупној маси производа реакције. Према савременим схватањима, укупна маса супстанце једнака је збиру мâсa свих атома од којих је она изграђена. Из закона о одржању масе следи да при хемијским реакцијама не може нестати нити настати ниједан нови атом, већ се они само повезују у другим комбинацијама градећи нове супстанце. Закон о одржању масе има велики практични значај у хемији, пошто се на њему заснивају методе квантитативне анализе супстанци. Привидна одступања
10
I
ОСНОВНИ ХЕМИЈСКИ ПОЈМОВИ И ЗАКОНИТОСТИ од овог закона обично указују на погрешке при извођењу експерименталних поступака. Он такође омогућује контролу тока технолошких процеса и састављање материјалног биланса производње. Закон о одржању масе открили су независно један од другог руски природњак М. В. Ломоносов 1756. и француски хемичар А. Л. Лавоазје 1773. године, који је у хемијску лабораторију први увео вагу за мерење масе супстанци.
за
уџ
бе н
ик е
Закон сталних масених односа (закон сталности састава хемијских једињења) – односи се на сједињавање хемијских елемената, а може се формулисати овако: Елементи се једине у тачно одређеним и (сталним) масеним односима када граде једно исто једињење. Елементарни састав једињења је сталан, без обзира на који је начин и из којих супстанци оно добијено. Овај закон тумачи се атомско-молекулском грађом супстанци. Тако се нпр. гвожђе и сумпор једине у масеном односу 7 : 4 када граде гвожђе(II)-сулфид, FeS. Из формуле овог једињења се види да су атоми Fe и S повезани у брojчаном односу 1 : 1. То практично значи да се у 7 g гвожђа налази исти број атома Fe као и атома S у 4 g сумпора. Из тога следи да је однос маса атома Fe и атома S такође 7 : 4, тј. да атом Fe има скоро два пута већу масу од атома S, што се лако може проверити поређењем релативних атомских маса ова два елемента. Елементарни састав једињења експериментално се одређује поступцима хемијске анализе (тј. разлагања датог једињења на елементе) и поступцима хемијске синтезе (тј. добијања једињења из елемената). Закон сталних масених односа открио је 1799. године француски хемичар Жозеф Пруст. Открићем овог закона први пут се појавила могућност научног разграничења појмова једињења и смеша.
За
во
д
Закон умножених масених односа гласи: Када два елемента граде два или више хемијских једињења, онда се масе једног елемента које се једине са истом масом другог елемента, међусобно односе као мали цели бројеви. Тако нпр. угљеник и кисеоник граде два једињења: угљеник(II)-оксид, CO и угљеник (IV)-оксид, CO2*. Односи мâсa угљеника и кисеоника у овим једињењима су следећи:
* Уколико неки хемијски елемент у својим једињењима има променљиву валенцу, она се означава римским бројем у загради иза назива елемента. Значи, угљеник је у наведеним оксидима двовалентан и четворовалентан.
угљеник(II)-оксид, CO: угљеник(IV)-оксид, CO2:
m (C) : m (O) = 6 : 8, m (C) : m (O) = 6 : 16,
односно 6 : 1 x 8 односно 6 : 2 x 8.
Видимо да масе кисеоника које се једине са истом масом угљеника (6 mg, 6 g, 6 kg …) међусобно стоје у односу 8 : 16, односно после дељења са осам 1 : 2. Закон умножених масених односа открио је 1803. године енглески хемичар Џон Далтон. Наведени закони сједињавања хемијских елемената послужили су Далтону као основа за постављање прве научне атомске теорије (види стр. 29). Једињења сталног (стехиометријског) састава називају се далтониди у част Џона Далтона, чија је атомска теорија играла важну улогу у тумачењу закона сталних и умножених масених односа. У далтониде спадају: сва једињења у гасовитом стању, вода, неорганске соли и органска једињења. Међутим,
I
11
Слика I-1. Џон Далтон (1766–1844)
ОСНОВНИ ХЕМИЈСКИ ПОЈМОВИ И ЗАКОНИТОСТИ
ик е
позната су и једињења променљивог (нестехиометријског) састава за која не важе закони сталних и умножених масених односа. Та једињења називају се бертолиди према француском хемичару Клоду Бертолеу (1748–1822), који је још почетком XIX века тврдио да се хемијски елементи једине у произвољним, променљивим масеним односима, који зависе од тога колика је количина елемената узета за реакцију. У бертолиде спадају: оксиди, сулфиди и карбиди неких метала и друга једињења. Постојање бертолида тумачи се неправилним распоредом атома у кристалним решеткама (види стр. 63), те се могу појавити празнине (дефекти) које нису попуњене атомима. Тако нпр. кристална решетка титан-карбида, ТiC може да садржи 40 % атома угљеника мање од теоријски израчунате вредности. То значи да однос између броја атома титана и угљеника није 1 : 1, већ се креће од 1 : 0,6 до 1 : 1, зависно од услова синтезе. Значи, молекулска формула титан-карбида није стална, већ варира од TiC0,6 дo TiC.
За
во
д
за
уџ
бе н
Закон сталних запреминских односа. – Хемијске реакције се често одигравају и између елемената у гасовитом стању. Француски физичар и хемичар Геј-Лисак (1778–1850) је између 1805. и 1808. године изучавао више оваквих реакција. На основу резултата својих истраживања поставио је закон сталних запреминских односа који гласи: Запремине гасова који ступају у хемијску реакцију (при сталној температури и притиску) односе се једна према другој, као и према запремини насталих гасовитих производа реакције, као мали цели бројеви. Тако се нпр. једна запремина хлора једини са једном запремином водоника градећи две запремине хлороводоника (запремински односи су 1 : 1 : 2); три запремине водоника једине се са једном запремином азота, дајући две запремине амонијака, NH3 (запремински односи су 3 : 1 : 2) итд. У време открића закона сталних запреминских односа у науци је владало мишљење, засновано на Далтоновој атомској теорији, да су гасовити елементи изграђени од атома. Међутим, са становишта атомске грађе гасовитих елемената није се могао објаснити Геј-Лисаков закон. Тако би нпр. при реакцији једне запремине атома хлора са једном запремином атома водоника морала настати једна запремина хлороводоника, док у стварности настају две запремине. За добијање две запремине хлороводоника било би неопходно да се свака честица хлора и водоника при реакцији подели на два дела, што би значило да су атоми дељиви. То је, међутим, било у супротности са Далтоновом атомском теоријом. Да би објаснио ово неслагање између теорије и експеримента, италијански физичар Амедео Авогадро је 1811. године поставио хипотезу* према којој су најситније честице гасова молекули, а не атоми. Авогадрова хипотеза гласи: У једнаким запреминама различитих гасова на истој температури и притиску налази се једнак број молекула. Авогадро је такође сматрао да су молекули гасовитих елемената (кисеоника, водоника, азота, хлора и других) изграђени од два атома. Авогадрова хипотеза није била прихваћена од Џ. Далтона и његових следбеника. Тек после Авогадрове смрти она је извучена из заборава и доказана многим експериментима, тако да данас представља закон који се зове Авогадров закон.
Слика I-2. Амедео Авогадро (1776–1855) * Грчки: hipotesis – претпоставка
12
I
ОСНОВНИ ХЕМИЈСКИ ПОЈМОВИ И ЗАКОНИТОСТИ
Питања и задаци
1. Дефинишите појам хемијског елемента. 2. Шта су изотопи?
3. Одреди број протона и неутрона у језгру изотопа литијума 37Li.
4. Дефинишите законе хемијског сједињавања елемената, и то: Прустов, Далтонов и Геј-Лисаков закон.
?
5. Да ли се гасовити хемијски елементи јављају у виду атома или молекула? 6. Водоник и кисеоник се једине у воду у масеном односу 1 : 8. Колико ће грама воде настати при сједињавању 2 g водоника и 22 g кисеоника? Да ли ће неки од елемената остати несједињен? (Одговор: настаће 18 g воде, док ће 6 g кисеоника остати несједињено).
бе н
ик е
7. Азот и кисеоник граде пет оксида. При настанку једног од тих оксида елементи се једине у запреминском односу 2 : 5, градећи две запремине оксида азота. Утврдите колико је кубних дециметара азота потребно за реакцију са 15 dm3 кисеоника. Колико је кубних дециметара оксида азота при томе настало? (Одговор: потребно је 6 dm3 азота, а настаје 6 dm3 оксида азота).
уџ
ХЕМИЈСКА ЈЕДИЊЕЊА
за
Смеша гвожђа и сумпора може стајати на собној температури дуже времена а да не дође до хемијске реакције. Међутим, ако ову смешу загрејемо, гвожђе и сумпор бурно реагују градећи гвожђе(II)-сулфид. Описану реакцију прегледно приказујемо овако:
д
гвожђе + сумпор → гвожђе(II)-сулфид.
За
во
Настало једињење има карактеристична својства, различита од својстава елемената од којих је настало. Аналогни примери смеша, чије компоненте под обичним условима не реагују, док при загревању или паљењу граде хемијска једињења, су смеше следећих елемената: живе и сумпора, кисеоника и водоника итд. Најчешће су за сједињавање елемената потребни посебни реакциони услови, који су утолико снажнији уколико су елементи слабије реактивни. Хемијска једињења се не могу разложити на простије супстанце једноставним физичким поступцима као смеше, већ су за то потребни посебни услови. Тако се, на пример, натријум-хлорид може разложити на елементе од којих је изграђен под утицајем једносмерне електричне струје: натријум-хлорид → натријум + хлор. Натријум је метал сребрнастобеле боје, а хлор жутозелени гас. Значи да се ови елементи битно разликују од натријум-хлорида (кристалне супстанце беле боје) у чији састав улазе.
I
13
ОСНОВНИ ХЕМИЈСКИ ПОЈМОВИ И ЗАКОНИТОСТИ
ик е
На основу изложеног, следи да су хемијска једињења супстанце настале сједињавањем хемијских елемената, као и супстанце које се хемијским путем могу разложити на две или више простијих супстанци. Свако хемијско једињење има карактеристична својства, различита од својстава елемената од којих је настало. У томе је основна разлика једињења и смеша, у којима супстанце задржавају своја карактеристична својства. Поред тога, масени односи елемената у једињењима су тачно одређени и стални, а у смешама произвољни. Молекули хемијских једињења, као носиоци њихових хемијских својстава, изграђени су од различитих атома који су међусобно повезани у тачно одређеним бројчаним односима. Тако је у молекулу хлороводоника однос броја атома хлора и водоника 1 : 1, у молекулу воде однос броја атома водоника и кисеоника је 2 : 1 итд. Постоје и једињења која немају молекулску, већ јонску структуру (нпр. многе соли и метални оксиди). О структури супстанце детаљније ћемо говорити у другом поглављу.
бе н
ХЕМИЈСКИ ЗНАЦИ, ФОРМУЛЕ И ЈЕДНАЧИНЕ
уџ
У хемији се користи посебан језик, разумљив свим хемичарима света, без обзира којим језиком они говоре. Основу тог језика чине хемијски знаци (који представљају његову „азбуку”), формуле („речи”) и једначине („реченице”).
за
Слика I-3. Хемијско писмо разумеју ученици целог света
Руски
во За
Српски
д
Хемијски
Грчки Немачки Мађарски Италијански
14
I
ОСНОВНИ ХЕМИЈСКИ ПОЈМОВИ И ЗАКОНИТОСТИ Хемијски знаци (симболи) служе за означавање хемијских елемената. Симболе које данас користимо увео је у хемију шведски научник Ј. Ј. Берцелиус почетком ХIХ века. За хемијски знак елемента узето је прво (велико) слово његовог назива на латинском језику. У случају када називи више елемената почињу истим словом, додаје се још једно мало слово из његовог имена. Тако се, на пример, водоник на латинском зове Hуdrogenium па се обележава са Н, а жива – Hydrargirum и обележава се са Hg. У табели 1 наведено је још неколико примера хемијских знакова елемената.
ик е
Слика I-4. Ј. Ј. Берцелиус (1779–1848)
Хемијски елемент
Латински назив
Чита се
Хемијски знак
бе н
Табела 1. Називи и хемијски знаци неких елемената
Nitrogenium
нитрогенијум
N
бакар
Cuprum
купрум
Cu
гвожђе
Ferrum
ферум
злато
Aurum
аурум
Au
калај
Stannum
станум
Sn
кисеоник
Oxygenium
оксигенијум
O
сумпор
Sulphur
сулфур
S
угљеник
Carboneum
фосфор
Phosphorus
во
д
за
уџ
азот
Fe
карбонеум
C
фосфорус
P
За
Сваки симбол означава одређени елемент, као и један његов атом. Ако желимо да прикажемо више атома неког елемента, испред његовог хемијског знака стављамо одговарајући арапски број (тзв. коефицијент). Тако, на пример, 4 Fe означава четири атома гвожђа, 2 Мg – два атома магнезијума итд. Хемијске формуле служе за означавање молекула хемијских елемената или једињења. Хемијске формуле елемената приказују број истоврсних атома који чине молекул елемента. Да бисмо написали формулу неког елемента, треба написати његов хемијски знак, а с доње десне стране ставити одговарајући број (тзв. индекс), који означава број атома тог елемента везаних у молекулу. Тако се, на пример, молекул кисеоника који се састоји од два атома кисеоника обележава са О2, молекул озона са О3, молекул белог фосфора са Р4, а молекул сумпора са S8.
I
15
ОСНОВНИ ХЕМИЈСКИ ПОЈМОВИ И ЗАКОНИТОСТИ
бе н
ик е
Хемијске формуле једињења приказују врсту и број атома који чине молекул датог једињења. Да бисмо написали формулу једињења, морамо знати колико атома сваког појединог елемента улази у састав његовог молекула. Тако, на пример, у састав молекула сумпор(IV)-оксида улази један атом сумпора и два атома кисеоника. Напишимо један поред другог симболе сумпора и кисеоника, а с њихове доње десне стране ставимо одговарајуће индексе (када је индекс 1, он се не пише). Тако добијамо хемијску формулу сумпор(IV)-оксида – SО2. Свака хемијска формула означава одређени елемент или једињење, као и један његов молекул. Тако, на пример, формула Cl2 означава хлор и један молекул хлора, формула NH3 – амонијак и један молекул амонијака итд. Ако желимо да прикажемо више молекула неке супстанце, тада испред њене формуле стављамо одговарајући коефицијент. Ако су у питању чврсте супстанце које немају молекулску него јонску или атомску структуру, њихове формуле не приказују молекуле (којих у кристалним решеткама и нема), већ тзв. формулске јединке. То су замишљене јединке тих супстанци, чије формуле приказују најмањи могућ бројчани однос између везаних атома, на пример: NaCl, Al2O3, SiO2 итд. Ми ћемо, ради поједностављења, формулске јединке такође називати молекулима у ширем смислу.
За
во
д
за
уџ
Хемијске једначине служе за представљање хемијских реакција симболима и формулама. Свака једначина приказује супстанце које ступају у реакцију (тзв. реактанте) и супстанце које настају као производ те реакције. Код састављања хемијских једначина на левој страни се пишу симболи, односно формуле реактаната, а на десној – симболи, односно формуле производа реакције. Између леве и десне стране једначине ставља се стрелица која означава смер реакције. Према закону о одржању масе (који важи за све хемијске реакције), укупна маса супстанци се при реакцији не мења. То значи да се током хемијских реакција атоми не могу уништити, нити се могу створити нови. Да би се изједначио број атома с леве и десне стране једначине, испред симбола, односно формула супстанци, стављају се одговарајући коефицијенти. Касније, код изучавања топлотних ефеката хемијских реакција, видећемо да се оне одигравају и у складу са законом о одржању енергије. Прикажимо поступак састављања једначине хемијске реакције на примеру реакције између чврстог натријум-нитрата и концентроване сумпорне киселине: натријум-нитрат + сумпорна киселина → натријум-сулфат + азотна киселина. Заменимо називе супстанци њиховим хемијским формулама: NaNO3 + H2SO4 → Na2SO4 + HNO3.
Видимо да се с леве стране једначине налази један атом натријума (у молекулу NaNO3), а с десне стране два атома (у молекулу Na2SO4). Значи, број атома Nа на левој страни једначине треба удвостручити стављањем испред формуле NaNO3 коефицијента 2:
16
I
ОСНОВНИ ХЕМИЈСКИ ПОЈМОВИ И ЗАКОНИТОСТИ 2 NaNO3 + H2SO4 → Nа2SO4 + HNO3. Пошто смо изједначили број атома натријума, то треба учинити и са атомима осталих елемената. С леве стране једначине налазе се два атома азота (у два молекула NaNO3), а с десне стране један атом (у молекулу HNO3). Значи, број атома азота на десној страни треба удвостручити стављањем коефицијента 2 испред формуле HNO3: 2 NaNO3 + H2SO4 → Nа2SO4 + 2 HNO3.
Питања и задаци
бе н
1. Које супстанце називамо хемијским једињењима?
ик е
Да бисмо проверили исправност решења, пребројаћемо атоме Na, N, O, H и S с обе стране једначине. Пошто је број атома исти, једначина је исправно написана.
2. По чему се хемијска једињења разликују од смеша?
уџ
3. У датом скупу хемијских елемената и једињења подвуците једињења: азот, шећер, жива(II)-оксид, алкохол, креч, кисеоник, кухињска со, угљеник(IV)-оксид, плави камен, гвожђе, вода, кречњак, хлор, амонијак, сумпор(IV)-оксид, хелијум, сирћетна киселина.
?
4. Напишите хемијске знаке следећих елемената: азота, бакра, јода, калаја, олова и хрома.
за
5. Објасните квалитативно и квантитативно значење симбола и формула. 6. Каква је разлика између израза: 3 Н и 3 Н2; 5 Cl и 5 Cl2? 7. Прикажите хемијским знацима и формулама:
во
б) пет атома сребра,
д
а) два молекула угљеник(IV)-оксида, в) три молекула амонијака,
За
г) молекул сумпора,
д) две формулске јединке калцијум-флуорида. 8. Напишите једначине следећих хемијских реакција: а) бакар(II)-сулфат + натријум-хидроксид → бакар(II)-хидроксид + натријум-сулфат б) баријум-хлорид + сумпорна киселина → баријум-сулфат + хлороводонична киселина, в) гвожђе(II)-сулфид + хлороводонична киселина → гвожђе(II)-хлорид + сумпор-водоник. 9. Одредите испуштене коефицијенте у следећим хемијским једначинама: а) Na2СO3 + б) АlСl3 + в)
НСl →
NаСl + Н2O + СO2,
NaOH → Аl(ОН)3 +
NaCl + H2SO4 → Na2SO4 +
NaСl, НCl.
I
17
ОСНОВНИ ХЕМИЈСКИ ПОЈМОВИ И ЗАКОНИТОСТИ
РЕЛАТИВНА АТОМСКА И МОЛЕКУЛСКА МАСА
** Латински: unificatio – уједначавање, изједначавање
ик е
* Просечне масе атома израчунавају се на основу количинских удела изотопа датог елемента у природној смеши, као и њихових маса.
Релативна атомска маса. Атоми су изванредно малих димензија, те се њихове масе не могу непосредно измерити ни најосетљивијом вагом. За одређивање масе атома користе се посредни, веома сложени поступци. Утврђено је да просечна маса* атома водоника износи 1,674 · 10–27 kg, односно 0,000 000 000 000 000 000 000 000 001674 kg. Просечна маса атома кисеоника је 2,65 · 10–26 kg, а атома урана (најтежег елемента у природи) 3,95 · 10–25 kg. Са овако малим бројевима доста је непрактично рачунати, стога је договорено да се масе атома изражавају у односу на масу неке сличне, погодно одабране честице. Као јединица за упоређивање узета је 1/12 масе угљениковог изотопа С-12 (тј. 126 C ), која је названа унифицирана** атомска јединица масе (u):
u = 1,6605 · 10–27 kg.
(3)
бе н
Дељењем масе атома (mа) унифицираном атомском јединицом масе добија се релативна атомска маса елемента (Аr): .
(4)
уџ
Пример 1
д
Израчунајмо релативну атомску масу водоника. Рекли смо да је просечна маса атома водоника mа(Н) = 1,674 · 10–27 kg. Уврштавањем бројчаних вредности mа(Н) и u у једначину (4) добијамо:
За
во
за
Према томе, релативна атомска маса елемента је број који показује колико је пута маса његовог атома већа од унифициране атомске јединице масе.
.
Одговор: Релативна атомска маса водоника је 1,008. Као што се из примера 1 види, релативне атомске масе такође представљају просечне (средње) вредности, пошто се добијају дељењем просечних маса атома са u. Уколико је познат изотопни састав елемената, његова просечна релативна маса се израчунава на начин објашњен у примеру 2.
Пример 2 Природни хлор се састоји од 75,77 % изотопа Cl-35 (тј. 35 ) и 24,23 % 17C1 изотопа Cl-37 (тј. 37 ). Израчунајмо просечну релативну атомску масу хлора. 17C1
18
I
ОСНОВНИ ХЕМИЈСКИ ПОЈМОВИ И ЗАКОНИТОСТИ Просечна релативна атомска маса израчунава се на следећи начин: количински удели изотопа помноже се њиховим релативним атомским масама (које су приближно једнаке масеним бројевима изотопа). Добијени производи се саберу и поделе са 100. Према томе,
35,5.
Одговор: Просечна релативна атомска маса хлора приближно је једнака
Напомињемо да ћемо у даљем тексту уџбеника изоставити реч „просечна” испред појма „релативна атомска маса”, пошто је такво поједностављење уобичајено у хемијској литератури.
уџ
Пример 3
бе н
ик е
Релативна молекулска маса супстанце (Мr) је број који показује колико је пута маса њеног молекула већа од унифициране атомске јединице масе. Релативна молекулска маса израчунава се тако што се саберу релативне атомске масе елемената који чине дати молекул, узимајући при томе у обзир и број атома сваког појединог елемента у формули супстанце (пример 3).
во
д
за
Израчунајмо релативну молекулску масу азот(V)-оксида, N2O5. Из формуле азот(V)-оксида се види да његов молекул чине два атома азота и пет атома кисеоника. Према томе, релативну молекулску масу N2O5 израчунаћемо сабирањем релативних маса два атома азота и пет атома кисеоника:
За
Одговор: Релативна молекулска маса азот(V)-оксида је 108,02. Уколико супстанца има јонску или атомску структуру, њена релативна молекулска маса се односи на формулску јединку, а не на молекул (види стр. 16).
I
19
ОСНОВНИ ХЕМИЈСКИ ПОЈМОВИ И ЗАКОНИТОСТИ
МОЛ И МОЛАРНА МАСА
18 * Трилион је 10 .
За изражавање броја честица у узорцима супстанци са којима експериментишемо, у хемији се користи посебна физичка величина која се назива количина (множина) супстанце. Знак за количину супстанце је n, а SI-јединица mol. Mol је количина супстанце која садржи онолико честица (атома, молекула или јона) колико има атома у 12 g угљениковог изотопа С-12. У 12 g угљениковог изотопа С-12 налази се 6,02 · 1023 атома угљеника (тј. 602 000 трилиона* атома). Значи, један mol било које чисте супстанце садржи 6,02 · 1023 честица. На пример:
ик е
1 mol гвожђа садржи 6,02 · 1023 атома Fe, 1 mol молекула амонијака садржи 6,02 · 1023 молекула NН3, 1 mol хлоридних јона садржи 6,02 · 1023 јона Cl–.
бе н
Као илустрацију величине броја 6,02 · 1023 наведимо следећи пример: ако бисмо једним молом зрна грашка напунили сандуке запремине 1 m3 и поређали их један поред другог, настао би ред дуг 565 km. Број 6,02 · 1023 има мерну јединицу mol–1 и назива се Авогадрова константа, NА:
уџ
NА = 6,02 · 1023 mоl–1,
односно
д
за
Овај број одабран је из практичних разлога, пошто се прецизно може одредити експериментално и веома је погодан за стехиометријска израчунавања. Наиме, ако релативну атомску или релативну молекулску масу неке супстанце изразимо у грамима и супстанцу измеримо на ваги, у добијеном узорку налазиће се управо 6,02 · 1023 честица (атома, молекула или јона).
во
Моларна маса. Моларна маса је физичка величина која се дефинише као однос масе и количине супстанце:
М – моларна маса супстанце m – маса супстанце n – количина супстанце
За
.
(5)
SI-јединица моларне масе је kg/mol, али се у хемији обично користи децимална јединица g/mol. Моларна маса супстанце израчунава се множењем бројчане вредности њене релативне атомске (односно релативне молекулске масе) мерном јединицом kg/mol (односно g/mol, што је у хемији најчешћи случај):
Аr – релативна атомска маса Мr – релативна молекулска маса
М = Аr · g/mol,
(6)
М = Мr · g/mol,
(7)
односно
Први израз односи се на атоме, а други на молекуле.
20
I
ОСНОВНИ ХЕМИЈСКИ ПОЈМОВИ И ЗАКОНИТОСТИ
Пример 4
Израчунајмо моларну масу азот(V)-оксида. Утврдили смо да је релативна молекулска маса N2O5 108,02 (пример 3). Према изразу (7) моларна маса азот(V)-оксида биће једнака: М(N2O5) = Мr(N2O5) · g/mol = 108,02 g/mol. Одговор: Моларна маса азот(V)-оксида је 108,02 g/mol. Да видимо како се израз (5) користи за прерачунавање масе и количине супстанце.
Пример 5
следи: m = n · М. Уврштавањем бројчаних вредности у
уџ
Из израза овај израз добијамо:
бе н
М(СuО) = 79,55 g/mol n = 0,2 mol m=?
ик е
За реакцију су потребна 0,2 мола бакар(II)-оксида. Колико те супстанце треба одмерити на ваги?
за
m(CuO) = 0,2 mol · 79,55 g/mol = 15,9 g.
Одговор: На ваги треба одмерити 15,9 g бакар(II)-оксида.
д
во
Пример 6
Колико се молова воде налази у 100 g те супстанце?
За
m(Н2О) = 100 g
М(Н2О) = 18,0 g/mol
Из израза израз добијамо:
следи:
n=? Уношењем бројчаних вредности у овај
Одговор: у 100 g воде налази се 5,55 молова Н2О.
I
21
ОСНОВНИ ХЕМИЈСКИ ПОЈМОВИ И ЗАКОНИТОСТИ
МОЛАРНА ЗАПРЕМИНА ГАСА Моларна запремина гаса (Vm) дефинише се као однос запремине гаса (V) и његове количине (n): .
(8)
бе н
ик е
SI-јединица моларне запремине је m3/mol, али се у пракси чешће користи децимална јединица dm3/mоl. Моларна запремина гасова је физичка величина која зависи од температуре и притиска. Стога се обично изражава при нормалним условима, скраћено н.у., (0 °С, 101,3 kРа). У табeли 2 приказане су моларне запремине идеалног гаса на сталном притиску (101,3 kРа) и различитим температурама. Подсећамо вас да је појам идеалног гаса уведен у циљу лакшег проучавања гасног стања. То је гас између чијих молекула не делују привлачне силе, а укупна запремина молекула је занемарљиво мала у односу на запремину гаса. Ниједан реални гас нема описана идеална својства, али им се може приближити на ниским притисцима и високим температурама (тј. при високом разређењу). Табела 2. Моларне запремине идеалног гаса на различитим температурама t (°C) 0
22,4
уџ за д во За
Vm (dm3/mol)
5
22,8
10
23,2
15
23,6
20
24,1
25
24,5
30
24,9
50
26,5
75
28,6
100
30,6
Као што се из табеле 2 види, моларна запремина идеалног гаса при нормалним условима је 22,4 dm3/mol. Порастом температуре моларна запремина идеалног гаса расте. Моларне запремине реалних гасова су приближно једнаке 22,4 dm3/mol.
Пример 7 Израчунајмо колико се молова кисеоника налази у челичној боци запремине 10 dm3, на температури од 15 °С и притиску од 101,3 kРа. V = 10 dm3 t = 15 °С р = 101,3 kРа n(О2) = ?
22
I
ОСНОВНИ ХЕМИЈСКИ ПОЈМОВИ И ЗАКОНИТОСТИ Из једначине (8) следи: 15 °С наћи ћемо у табели 2:
Моларну запремину кисеоника на Vm = 23,6 dm3/mol.
Уношењем бројчаних вредности у горњи израз добијамо:
Одговор: Челична боца садржи 0,42 мола кисеоника.
2. Израчунајте релативну атомску масу азота, ако је маса његовог атома 2,3259 · 10–26 kg. (Одговор: Аr = 14,01)
б) фосфора,
бе н
3. На основу вредности релативних атомских маса датих у табели периодног система на почетку књиге, израчунајте масе атома следећих елемената: а) флуора,
в) јода.
Добијени резултат изразите у грамима.
уџ
(Одговор: а) 3,15 · 10–23 g; б) 5,14 · 10–23 g; в) 2,11 · 10–22 g) 4. Да ли има више атома у 1 g сребра или у 1 g злата? Образложите одговор. (Одговор: у 1 g сребра)
за
5. Литијум се у природи налази у облику два изотопа: Li-6 и Li-7. Количински удео Li-6 у природној смеши је 6 %, а Li-7,94 %. Израчунајте релативну атомску масу литијума. (Одговор: 6,94) б) метана, СН4,
во
а) сумпора, S8,
д
6. Израчунајте релативне молекулске масе следећих супстанци: (Одговор: а) 256,48;
б) 16,04;
?
ик е
Питања и задаци
1. Дефинишите појам релативне атомске масе.
в) амонијум-хлорида, NH4Сl.
в) 53,49)
7. Дефинишите појам мола.
За
8. Израчунајте моларне масе следећих једињења: а) KMnО4,
б) НNО3,
(Одговор: а) 158,04 g/mol;
в) (NH4)2СО3. б) 63,01 g/mol;
в) 96,09 g/mol)
9. Израчунајте количину атома Мg у 150 g чистог магнезијума. (Одговор: 6,17 молова) 10. Израчунајте количину алуминијума и број атома Аl у узорку овог метала масе 0,27 g. (Одговор: 0,01 mol; 6,02 · 1021) 11. Узорак метана садржи 3,2 мола СН4. Израчунајте масу тог узорка. (Одговор: 51,33 g) 12. Израчунајте коју запремину заузима 1 kg водоника при нормалним условима: (Одговор: 11,1 m3) 13. Израчунајте количину молекула N2 у 50 сm3 чистог азота ако је моларна запремина гаса 22,4 dm3/mol. (Одговор: 2,23 · 10–3 mol)
I
23
ОСНОВНИ ХЕМИЈСКИ ПОЈМОВИ И ЗАКОНИТОСТИ
ОСНОВИ ХЕМИЈСКОГ РАЧУНАЊА
* Грчки: stoicheion – елемент + metrio – мерење, у дословном преводу „мерење елемената”
Грана хемије која изучава количинске, масене и запреминске односе супстанци при хемијским реакцијама зове се стехиометрија∗. Стехиометријска израчунавања имају велики значај у хемијским лабораторијама и индустрији. Тако се израчунавају масе или запремине супстанци које су неопходне за добијање одређене масе производа реакције. Израчунавања су потребна и код синтезе нових једињења, код добијања елемената из њихових једињења итд. Од више типова стехиометријских задатака ми ћемо упознати два основна типа, и то: израчунавање количинских и масених односа супстанци при хемијским реакцијама. Претходно ћемо размотрити поступак израчунавања масених удела елемената у једињењима, пошто је то основа многих стехиометријских рачунања.
за
Пример 8
(9)
во
д
Израчунајмо масени удео гвожђа и кисеоника у руди хематит, Fe2О3. Израчунајмо најпре масени удео гвожђа у хематиту полазећи од следећих података:
За
.
уџ
ω (E, J) – масени удео елемента Е у једињењу Ј i – број атома елемента Е у молекулу једињења Ј Аr (Е) – релативна атомска маса елемента Е Mr (Ј) – релативна молекулска маса једињења Ј
бе н
ик е
Израчунавање масених удела елемената у једињењима. На основу хемијске формуле једињења може се израчунати масени удео сваког појединог елемента у једињењу, тј. његов процентни састав. За израчунавање се користи формула:
Ar (Fe) = 55,85 i (Fe) = 2 Mr (Fe2O3) = 159,7 2 .Ar (Fe) ________ 2 . 55,85 ω(Fe, Fe2O3) = _________ = = 0,699 Mr (Fe2O3) 159,7
Масени удео се обично изражава у процентима. Како је масени удео се прерачунава у проценте тако што се множи са 100 %: ω(Fe, Fe2O3) = 0,699 . 100 % = 66, 9 %.
24
I
ОСНОВНИ ХЕМИЈСКИ ПОЈМОВИ И ЗАКОНИТОСТИ На аналоган начин израчунаћемо и масени удео кисеоника у хематиту, узимајући у обзир да је:
ик е
Масени удео кисеоника можемо израчунати и на други начин, применом следећег правила: збир масених удела свих елемената у једињењу износи 1 (односно 100 %). У складу с наведеним правилом ω(Fе, Fе2О3) + ω(О, Fе2О3) = 1. Уврстимо у овај израз масени удео гвожђа:
бе н
0,699 + ω(О, Fе2О3) = 1. Одавде је:
уџ
ω(О, Fе2О3) = 1 – 0,699 = 0,301 = 30,1 %.
д
за
Одговор: Масени удео гвожђа у хематиту је 69,9 %, а кисеоника 30,1 %. Задаци овог типа могу се решавати и помоћу пропорције. Прикажимо тај поступак на примеру израчунавања масеног удела гвожђа у хематиту. Моларна маса Fе2О3 је 159,7 g/mol, а гвожђа 55,85 g/mol. Маса једног мола Fe2О3 је 159,7 g (једначина 5). Пошто је у 1 молу Fe2О3 везано 2 мола Fe, израчунајмо уз помоћ једначине (5) масу 2 мола гвожђа:
во
m(Fe) = n · M (Fe) = 2 mol · 55,85 g/mol = 111,7 g.
За
Према томе, у 159,7 g Fe2О3 везано је 111,7 g Fe. Пошто је проценат део од стотине, маса гвожђа у 100 g Fe2О3 представљаће процентни садржај тог елемента у хематиту: у 159,7 g Fe2О3 везано је 111,7 g Fe у 100 g Fe2О3 везано је х g Fe _______________________________ = 69,9 g
тј.
69,9 %.
Израчунавање количинских односа супстанци при хемијским реакцијама. Хемијске једначине приказују супстанце које ступају у реакцију и супстанце које при реакцији настају, као и њихове квантитативне односе. Прикажимо на једном примеру како се на основу хемијске једначине израчунавају количински односи супстанци при реакцији.
I
25
ОСНОВНИ ХЕМИЈСКИ ПОЈМОВИ И ЗАКОНИТОСТИ
Пример 9 Израчунајмо колико је молова алуминијума потребно за реакцију са 0,5 молова јода у алуминијум-јодид. Напишимо једначину реакције између јода и алуминијума: 3 I2 + 2 Al → 2 AlI3.
3 I 2
3 mol
+
2 Al
→
2 mol
2 AlI3
2 mol
бе н
ик е
Из једначине реакције се види да 3 молекула јода реагују са 2 атома алуминијума и граде 2 молекула алуминијум-јодида. Како је број честица (атома, молекула или јона) пропорционалан њиховим количинама, можемо закључити да 3 мола јода реагују са 2 мола алуминијума и граде 2 мола алуминијум-јодида:
Количину алуминијума која је потребна за реакцију са 0,5 молова јода израчунамо из следеће пропорције:
уџ
3 мола I2 реагује са 2 мола Аl
д
за
0,5 молова I2 реагује са х молова Аl _________________________________
За
во
Одговор: За реакцију са 0,5 молова јода потребно је 0,33 мола алуминијума. Израчунавање масених односа супстанци при хемијским реакцијама објаснићемо на једном примеру: Пример 10
Хемијски чисто гвожђе се лабораторијски понекад добија редукцијом чистог гвожђe(III)-оксида, Fe2О3, помоћу водоника. Израчунајмо колико је грама Fe2О3 потребно за добијање 50 g гвожђа. Напишимо најпре једначину ове реакције: Fe2О3 + 3 Н2 → 2 Fе + 3 Н2О. Подвуцимо симболе (односно формуле) супстанци о којима је у задатку реч. Испод њих напишимо количине супстанци које следе из једначине реакције, као и одговарајуће вредности моларних маса:
26
I
ОСНОВНИ ХЕМИЈСКИ ПОЈМОВИ И ЗАКОНИТОСТИ
Fe2О3 + 3 Н2 → 2 Fе + 3 Н2О ______ _____ 1 mol 2 mol 157,9 g/mol
55,85 g/mol
Израчунајмо помоћу изpаза (5) масе 1 мола Fе2О3 и 2 мола Fе: m (Fe2O3) = M (Fe2O3) · n = 159,7 g/mol · 1 mol = 159,7 g. m (Fe) = M (Fe) · n = 55,85 g/mol · 2 mol = 111,7 g.
из 159,7 g Fe2O3 добија се 111,7 g Fе
уџ
бе н
из х g Fe2O3 добија се 50 g Fе _________________________________
ик е
Према томе, из 1 мола Fe2O3 (чија је маса 159,7 g) добија се 2 мола Fe (односно 111,7 g). Масу Fe2O3 која је потребна за добијање 50 g гвожђа израчунаћемо из следеће пропорције:
за
Одговор: За добијање 50 g гвожђа потребно је редуковати 71,5 g гвожђе(III)-оксида.
1. Израчунајте масене уделе:
д
Питања и задаци
во
а) сумпора и кисеоника у сумпор(IV)-оксиду, SO2, б) азота и водоника у амонијаку, NН3,
За
в) водоника и кисеоника у води, Н2О. (Одговор: а) 50,05 % сумпора и 49,95 % кисеоника; б) 82,25 % азота и 17,75 % водоника; в) 11,19 % водоника и 88,81 % кисеоника) 2. Израчунајте масени удео магнезијума у следећим минералима: а) магнезиту, MgCO3, б) доломиту, MgCO3 · CaCO3, в) карналиту, MgCl2 · KCl · 6 H2O. (Одговор: а) 29,23 %; б) 13,18 %; в) 8,75 %)
?
3. Калцијум-хлорид, CaCl2 је веома хигроскопна супстанца која се у хемијским лабораторијама користи за сушење. Узорак влажног калцијум-хлорида масе 0,15 g растворен је у води и хлоридни јони исталожени помоћу pаствора који садржи 0,34 g сребро-нитрата, АgNО3. Израчунајте масени удео воде у узорку СаСl2 и изразите га у процентима. (Одговор: 26 %)
I
27
ОСНОВНИ ХЕМИЈСКИ ПОЈМОВИ И ЗАКОНИТОСТИ
4. Израчунајте колико је молова натријума потребно за реакцију са 0,5 молова молекула хлора у натријум-хлорид. (Одговор: 1 mol) 5. Израчунајте колико милимолова водоника настаје при реакцији 0,1 мола натријума са водом према једначини: 2 Nа + 2 Н2О → 2 NаОН + Н2. (Одговор: 50 mmol) 6. Колико се молова АgCl може добити дејством хлороводoничне киселине на раствор који садржи 34 g АgNO3? (Одговор: 0,2 мола)
ик е
7. Израчунајте колико се грама кисеоника може добити при термичком разлагању 0,25 молова жива(II)-оксида према једначини: 2 НgО → 2 Нg + О2. (Одговор: 4 g)
бе н
8. Израчунајте колико грама магнезијум-оксида, MgО, настаје при сагоревању 12 g магнезијума на ваздуху. (Одговор: 19,9 g)
уџ
9. Хлороводоник, НCl, индустријски се обично добија непосредним сједињавањем водоника и хлора. Колико је килограма водоника и хлора потребно за добијање 1000 kg хлороводоника? (Одговор: 27,65 kg водоника и 972,35 kg хлора)
д
за
10. Калцијум-оксид (негашени креч), СаО, индустријски се добија жарењем кречњака, СаСО3 : СаСО3 → СаО + СО2. Израчунајте колико се килограма негашеног креча може добити из 1 t кречњака који садржи 10 % примеса. (Одговор: 504,3 kg)
во
11. Реакција сједињавања азота и кисеоника у азот(V)-оксид може се представити следећом хемијском једначином:
За
? 28
2 N2 + 5 О2 → 2 N2О5.
Израчунајте следеће односе између азота и кисеоника: а) количинске, б) масене (одговор изразите у виду најмањих целих бројева), в) запреминске. Одговор: а) 2 : 5, б) 7 : 20, в) 2 : 5
I
