H 2 CO 3 - data.sfb.rs

Download Report

Transcript H 2 CO 3 - data.sfb.rs

HEMIJA

6. Osnovni tipovi neorganskih jedinjenja



Oksidi



Baze



Kiseline



Soli

Oksidacija je sjedinjavanje kiseonika sa drugim elementima

OKSID

je jedinjenje kiseonika i nekog elementa.

Burna oksidacija naglo oslobađanje toplote, pojava svetlosti

Sagorevanje drveta Eksplozija

Tiha oksidacija-

može se osloboditi velika količina toplote, ali se ona razmenjuje sa okolinom.

Disanje Korozija gvožđa

NAZIVI OKSIDA

• Elementi stalne valence (Na, K, Mg, Ca, Zn, Al...) grade samo jedan oksid

Nazivu elementa se doda reč oksid

• Na 2 O natrijum-oksid CaO kalcijum-oksid Elementi promenljive valence grade više oksida (C, S, N, Fe, Cu...)

Element (valenca)-oksid

FeO gvožđe(II)-oksid Fe 2 O 3 gvožđe(III)-oksid

• Oksidi se razlikuju po fizičkim i hemijskim osobinama •

NEMETAL + O 2 → OKSID NEMETALA

•

METAL + O 2 → OKSID METALA

VALENCA KISEONIKA DVOVALENTAN

Valenca elementa

I

Opšta formula oksida Naziv Oksida

E 2 O E(I) oksid

Formula Oksida Na 2 O

II III IV V VI VII

EO E 2 O 3 EO 2 E 2 O 5 EO 3 E 2 O 7 E(II) oksid

MgO

E(III) oksid

Fe 2 O 3

E(IV) oksid

SO 2

E(V) oksid

N 2 O 5

E(VI) oksid

SO 3

E(VII) oksid

Mn 2 O 7

PODELA

•

Oksidi se prema ponašanju u vodi dele na: 1. Kisele okside 2. Bazne okside 3. Amfoterne okside 4. Neutralne okside

• • Kiseli oksidi sa vodom daju kiseline SO 2 + H 2 O H 2 SO 3 • • Bazni oksidi sa vodom daju baze MgO + H 2 O Mg(OH) 2

• •

Amfoterni oksidi se u prisustvu baza ponašaju kao kiseline a u prisustvu kiselina kao baze (Al 2 O 3 , ZnO)

• •

Neutralni oksidi ne reaguju sa vodom (N 2 O, NO, CO)

NEMETAL O 2 OKSID H 2 O

KISELINA

METAL O 2 OKSID H 2 O BAZA

PODELA KISELINA i BAZA

KISELINE Jednobazne sa jednim H: H Cl, H NO 3 Dvobazne sa dva H: H 2 SO 4 , H 2 CO 3 Trobazne sa tri H: H 3 PO 3 , H 3 PO 4 BAZE Jednokisele sa jednom OH: Na OH , K OH , NH4 OH Dvokisele sa dve OH: Mg (OH) 2 , Cu (OH) 2 Trokisele sa tri OH: Al (OH) 3 , Fe (OH) 3 Jake : HCl, HNO 3 , H 2 SO 4 Slabe: H 2 CO 3 , H 3 PO 4 Jake: NaOH, KOH, Mg(OH) 2 , Ca(OH) 2 Slabe: NH 4 OH, Cu(OH) 2 , Al(OH) 3 , Fe(OH) 3

ANHIDRIDI KISELINA I BAZA

•

Kiseli oksidi (oksidi nemetala) su anhidridi kiselina jer sa vodom daju kiseline

• •

SO 2 + H 2 O H 2 SO 3 Bazni oksidi (oksidi metala) su anhidridi baza jer sa vodom daju baze

•

MgO + H 2 O Mg(OH) 2

nemetal Ugljenik C Azot N Sumpor S Fosfor P

ANHIDRIDI KISELINA

Anhidrid kiseline CO 2 N 2 O 3 N 2 O 5 SO 2 SO 3 P 2 O 3 P 2 O 5 Naziv kiseline Formula kiseline

Ugljena-KARBONATNA Azotasta-NITRITNA Azotna-NITRATNA Sumporasta-SULFITNA Sumporna-SULFATNA Fosforasta-FOSFITNA Fosforna-FOSFATNA H 2 CO 3 HNO 2 HNO 3 H 2 SO 3 H 2 SO 4 H 3 PO 3 H 3 PO 4

Metal

ANHIDRIDI BAZA

Natrijum Na Kalcijum Ca Magnezijum Mg Formula oksida anhidrida Na 2 O CaO Formula hidroksida (baze) NaOH Ca(OH) 2 Gvožđe Fe MgO FeO Fe 2 O 3 Mg(OH) 2 Fe(OH) 2 Fe(OH) 3

SOLI •

Soli su neorganska jedinjenja sastavljena od jona metala i kiselinskog ostatka

• To su jonska jedinjenja kristalne strukture

• Većina soli u prirodi se nalazi u obliku minerala: karbonati, sulfati, hloridi, silikati...

soli

соли

Metal

Dobijanje soli

Nemetal Oksid metala Oksid nemetala Hidroksid Kiselina Soli

Metal

Dobijanje soli

Nemetal Oksid metala Oksid nemetala Hidroksid Kiselina Soli

Metal

Dobijanje soli

Nemetal Oksid metala Oksid nemetala Hidroksid Kiselina Soli

Reakcija neutralizacije

Reakcija se uglavnom odvija u vodenim rastvorima

Kiselina + Baza = So + Voda

Kiseo rastvor-

plavi lakmus u

crveno

Bazan rastvor-

crveni lakmus u

plavo

Neutralan rastvor-

ni crveni ni plavi lakmus ne menjaju boju

NaOH +

HCl

→ Na

+ H

O

Kiselo + bazno neutralno Neutralizacija

Reakcija neutralizacije

NEPOTPUNA

NaOH + H 2 SO 4 → Na H SO 4 + H 2 O

kisela so

Ca(OH) 2 +HCl → Ca

(OH)

Cl + H 2 O

bazna so

Reakcija neutralizacije

•

POTPUNA

2NaOH +

H 2 SO 4

→ Na

2 SO 4

+2H

O neutralna so

Reakcija metala i kiseline

Zn +2

HCl

→Zn

Cl 2

+ H

Reakcija oksida metala i kiseline

Na

O + 2

HCl

→ Na

+H

O

Reakcija oksida nemetala i baze

NaOH +

CO 2

→ Na

2 CO 3

+H

O

Reakcija direktne sinteze

Soli bezkiseoničnih kiselina ne mogu nastati reakcijom oksida nemetala i baze jer ne postoji oksid koji bi sa vodom nagradio te kiseline.

Soli tih kiselina, za razliku od kiseoničnih, nastaju direktnom sintezom izmedju elemenata.

Fe+S →FeS

Soli su jonska jedinjenja kristalne strukture izgrađena od katjona (uglavnom metala) i anjona kiselinskog ostatka

+ SO 4 2-

OSOBINE fizičke hemijske Agregatno stanje boja miris T t T k rastvorljivost ukus

Agregatno stanje

• • •

Soli su: na T s u čvrstom agregatnom stanju sa jonskom vezom sa kristalnom rešetkom

Boja

Soli mogu biti različitih boja

Alkalni i zemnoalkalni metali grade soli bele boje, dok prelazni metali uglavnom grade obojene soli

Boja

Soli mogu biti različitih boja

Alkalni i zemnoalkalni metali grade soli bele boje, dok prelazni metali uglavnom grade obojene soli

Miris

Soli su uglavnom bez mirisa , a ako ga imaju on potiče od prisustva primesa

Ukus

Soli mogu imati slan, sladak, kiseo, gorak i ljut ukus

NE PROBATI !

T

topljenja

T

ključanja

Soli imaju visoke T t

Zašto?

i T k T t kuhinjske soli=800 0 c U solima-jonska veza, jako privlačenje između jona, teško se raskida kristalna struktura

Rastvorljivost

Prema rastvorljivosti u vodi soli se dele na: Dobro rastvorne Na Cl skoro sve CaSO 4 KNO nitrati 3 Na 2 CO 3 MgSO 4 Teško rastvorne AgCl Karbonati, BaSO 4 CaCO 3 MgCO 3 PbI 2

Rastvorljivost

Hemijske osobine

Soli su uglavnom slabo reaktivna jedinjenja (sadrže katjone alkalnih i zemnoalkalnih metala, anjone hlorida, nitata ili sulfatni jon)

Reaguju sa onim kiselinama, bazama i solima samo ako se pri reakciji

oslobađa gas ili nastaje nerastvorno jedinjenje (talog)

Reakcija sa kiselinama

Svaka so je nastala od neke kiseline.

Neka so može da reaguje samo sa kiselinom koja je jača od one od koje je so nastala.

CaCO 3 + 2HCl → Ca Cl 2 + H 2 O + CO 2 ↑ ( H 2 CO 3 )

Reakcija sa kiselinama

Jake kiseline

Sumporna Azotna Hlorovodonična

Slabe kiseline

Sumporasta Sumporvodonična Ugljena

Reakcija sa kiselinama

Na reakciji “istiskivanja” slabije kiseline iz njenih soli zasniva se reakcija šumećih tableta (limunska kiselina istiskuje slabiju ugljenu kiselinu).Od oslobođene ugljene kiseline potiče karakterističan ukus gaziranih pića

Reakcija sa kiselinama

Karbonati mogu reagovati hloridnom, sulfatnom ili nitratnom kiselinom Na 2 CO 3 + 2 HCl → 2Na Cl + H 2 O + CO 2 ↑ Ugljen dioksid se izdvaja u vidu mehurića, pa se ove reakcije koriste za dokazivanje karbonata u stenama

Reakcija sa bazama

Svaka so je nastala od nekog hidroksida

Neka so može da reaguje samo sa hidroksidom koji je jači od onog od kog je so nastala.

FeCl 3 + 3NaOH→ Fe(OH) 3 ↓ + 3Na Cl

Reakcija sa bazama

Ovakvim reakcijama mogu se dobiti hidroksidi koji se ne mogu dobiti reakcijom oksida metala sa vodom niti reakcijom metala i vode Fe(OH) 2 Fe(OH) 3 Al(OH) 3 Cu(OH) 2

Reakcija soli sa metalom

Ukoliko je metal koji se dodaje u vodeni rastvor soli manje reaktivan od metala koji čini datu so, reakcija se neće desiti.

Pr: Ag i Cu ne reaguju sa solima alkalnih, zemnolkalnih metala, Al, Fe, Zn

Reakcija soli sa metalom Cu + 2AgNO

→ 2Cu(NO

)

+ 2Ag

Bakar je reaktivniji od srebra

Reakcija dvostruke izmene

NaCl

+

AgNO 3

→

Na NO 3

+

Ag Cl

↓

BaCl 2

+

Na 2 SO 4

→

Ba SO 4

↓ +2

Na Cl

NaCl primena začin fiziološki rastvor konzervans dobijanje Na i Cl Posipanje puteva

Primena soli

Šta znamo o primeni sledećih soli?

Kalcijum-karbonat (krečnjak, mermer, kreda) Kalcijum-sulfat (gips) Magnezijum-silikat (azbest) Plavi kamen Soda-bikarbona

Ne dozvolite da vam iko soli pamet!

Vrste soli:

• • • Neutralne Na 3 PO 4 Кisele Bazne Na H Mg 2 PO OH 4 Cl

Valenca kiselinskog ostatka

I I I II I III HCl H 2 SO 4 H 3 PO 4

Valenca kiselinskog ostatka jednaka je broju vodonikovih atoma u kiselini !!!

Spojite naziv soli i odgovarajući jon kiselinskog ostataka !

Sulfat Nitrat Karbonat Fosfit Sulfit Nitrit Fosfat SO 3 2 PO 4 3 NO 3 SO 4 2 PHO 3 2 CO 3 2 NO 2 -

Valence i pisanje formula soli

 Natrijum-fosfat

TEST

 Aluminijum-sulfat III I III

Na PO

4 III VI II 2

(

)

BAZE NaOH KOH Mg(OH) 2 Fe(OH) 3 Zn(OH) 2 NaOH KISELINE H 2 SO 4 H 2 CO 3 HNO 3 HCl H 2 SO 4 H 3 PO 4 SOLI

TEST

NAZIV Na 2 SO 4 K 2 CO 3 Mg (NO 3 ) 2 magnezijum-nitrat Fe Cl 3 Zn SO 4 gvožđe(III)-hlorid zink-sulfat Na 3 PO 4 natrijum-sulfat kalijum-karbonat natrijum-fosfat

Nazivi soli • • • • • • Na 3 PO 4 natrijum-fosfat Na 2 H PO 4 dinatrijum hidrogen fosfat Na H 2 PO 4 natrijum dihidrogen fosfat Mg OH Cl magnezijum hidroksi -hlorid FeCl 2 FeCl 3 gvožđe ( gvožđe ( II III )-hlorid )-hlorid

TEST

Kristalohidrati • • • • • Soli koje u sebi sadrže i određeni broj molekula vode u kristalnoj rešetki CuSO 4 · 5H 2 O – plavi kamen ZnSO 4 · 7H 2 O – beli kamen FeSO 4 · 7H 2 O – zeleni kamen MgSO 4 · 7H 2 O – gorka so

Elektrolitička disocijacija SUPSTANCE

Rastvori provode električnu struju Rastvori ne provode električnu struju ELEKTROLITI NEELEKTROLITI

Destilovana voda Sijalica ne svetli + Destilovana voda ne provodi električnu struju

Voda i šećer Sijalica ne svetli + Voda u kojoj je rastvoren šećer ne provodi električnu struju

Vodeni rastvor NaOH Sijalica svetli + Vodeni rastvor NaOH provodi električnu struju 1

Vodeni rastvor HCl Sijalica svetli + Vodeni rastvor HCl provodi električnu struju 1

Voda i NaCl + Sijalica u početku slabo svetli, a posle sve jače Voda u kojoj je rastvoren NaCl provodi električnu struju

Elektrolitička disocijacija

ELEKTROLITI NEELEKTROLITI

JONI

Razlika u rastvoru elektrolita i neelektrolita

Elektrolitička disocijacija Elektrolitička disocijacija je proces spontanog razlaganja molekula elektrolita na JONE u vodenom rastvoru.

Teoriju elektrolitičke disocijacije postavio je švedski fizičar

Svante Arenijus

godine.

1887. On je došao do zaključka, da vodeni rastvori kiselina, baza i soli provode električnu struju , zato ih je nazvao elektrolitima.

Definicija kiselina i baza po Arenijusu!

• KISELINE su jedinjenja koja u vodi disosuju isključivo na pozitivne jone vodonika H + • HIDROKSIDI su jedinjenja koja u vodi disosuju isključivo na negativne jone hidroksidne grupe OH -

Šta to jake kiseline i baze čini jakim?

Jačina kiselina zavisi od broja H

jona u njihovim rastvorima. Što je taj broj veći- kiselina je jača!

Jačina baza zavisi od broja OH

jona u njihovim rastvorima. Što je taj broj veći- baza je jača!

Podela elektrolita prema provodljivosti svojih vodenih rastvora: • •

JAKI- u vodi potpuno disosuju

HCl, HNO 3, H 2 SO 4 NaOH, KOH, Ca(OH) 2, Ba(OH) 2 sve soli koje su dobro rastvorne u vodi

SLABI- u vodi vrlo malo disosovanih jona

H 2 CO 3, HNO 2 ,HCN, H 2 SO 3 , HF

Jaki elektroliti-jake kiseline, jake baze i rastvorljive soli !!!

HClO 4 HClO 3 H 2 SO 4 HNO 3 HCl HBr HI LiOH NaOH KOH Ca(OH) 2 Ba(OH) 2 D isocijacija se piše sa jednom strelicom

Slabi elektroliti-slabe kiseline, slabe baze, nerastvorljive soli i H 2 O H 2 CO 3 NH 4 OH HF Fe(OH) 3 H 2 SO 3 HNO 2 Cu(OH) 2 Zn(OH) 2 D isocijacija se piše povratnom strelicom

Stepen disocijacije

 

U zavisnosti od stepena disocijacije elektroliti se dele na:

0 Vrednost α je između 0 i 1, ili od 0 do 100 ako se izražava u %.

  

Jake ( α > 30 % ), Umereno jake ( 3 < α < 30 % ) i Slabe elektrolite ( α < 3 % ).

Kiseline su jedinjenja koja u vodi disosuju na pozitivne jone vodonika i negativne jone kiselinskog ostatka :

HCl → H + + Cl H 2 SO 4 → H + + H SO 4 H SO 4 H + + SO 4 2 H 2 SO 4 2H + + SO 4 2 H 3 PO 4 H 2 PO 4 HPO 4 2 H + + H 2 PO 4 H + + H PO 4 2 H + + PO 4 3 H 3 PO 4 3H + + PO 4 3-

Hidroksidi (baze) su jedinjenja koja u vodenom rastvoru disosuju na pozitivne jone metala i negativne hidroksidne jone:

NaOH → Na + + OH Ca(OH) 2 → CaOH + + OH CaOH + Ca 2+ + OH Ca(OH) 2 Ca 2+ + 2OH Fe (OH) 3 Fe(OH) 2 + FeOH 2 + Fe(OH) 2 + + OH FeOH 2 + + OH Fe 3 + + OH Fe (OH) 3 Fe 3 + + 3 OH -

Amonijak NH 3 u vodenom rastvoru takođe sadrži hidroksidne jone

NH 3 + H 2 O NH4OH NH 4 + + OH -

Soli u vodi disosuju na pozitivne jone metala i negativne jone kiselinskog ostatka

Natrijum-sulfat Na 2 SO 4 → 2Na + + SO 4 2 magnezijum -nitrat Mg(NO 3 ) 2 → Mg 2+ + 2NO 3 amonijum-hlorid NH 4 Cl → NH 4 + + Cl -