Zbirka nalog Kemijo razumem, kemijo znam 1 je namenjena dijakom 1. letnika gimnazije in drugih srednjih šol ter je v celoti usklajena z novim učnim na

Transkripcija

1

2 Zbirka nalog Kemijo razumem, kemijo znam 1 je namenjena dijakom 1. letnika gimnazije in drugih srednjih šol ter je v celoti usklajena z novim učnim načrtom. Urejena je v osem poglavij (Varno eksperimentalno delo, Gradniki snovi, Povezovanje delcev, Množina snovi, Kemijska reakcija, Energijske spremembe, Alkalijske kovine in halogeni, Raztopine), ki se naprej delijo v manjše enote. V zbirki nalog je več kot 300 raznovrstnih nalog. Mnoge naloge so urejene v preglednice ali pa imajo več podvprašanj ali primerov. Na koncu knjige so tudi rešitve vseh nalog. Naloge so znotraj posamezne enote združene v manjše sklope nalog. Pred vsakim sklopom nalog je izpisan Standard znanja oz. cilj, ki ga želimo doseči z reševanjem nalog. Na začetku vseh enot so navedena osnovna teoretična znanja. Pred računskimi nalogami so demonstracijsko rešeni primeri. Naloge, ki posegajo v»posebna znanja«so posebej označene. Naloge si načrtno sledijo od lažjih k težjim. Uporabili smo najboljše naloge iz zbirke nalog»fluor ni flour«, manj uporabne naloge pa smo nadomestili z drugimi nalogami. V skladu s prenovljenim učnim načrtom je zmanjšan delež računskih nalog. Bistveno več je nalog odprtega in dopolnilnega tipa. Ob nalogah je omogočen tudi prostor za vpisovanje rešitev in odgovorov, računske naloge pa dijaki rešujejo v svoje zvezke. SVET KEMIJE Andrej Smrdu KEMIJA Snov in spremembe 2 UČBENIK za kemijo v 2. letniku gimnazije Zbirka nalog»fluor ni flour«po desetletju (prva izdaja je izšla leta 1998) prehaja v novo kakovost. Nadomestili jo bomo z dvema knjigama:»kemijo razumem, kemijo znam 1«in»Kemijo razumem, kemijo znam 2«(slednja bo izšla za šolsko leto 2009/10). Vsem učiteljem, ki ste v minulem desetletju uporabljali»fluor ni flour«, se iskreno zahvaljujemo. Zbirko nalog»anenin«pa bo nadomestila knjiga»kemijo razumem, kemijo znam 3«Za šolsko leto 2008/2009 bosta še naprej na razpolago zbirki»fluor ni flour«in»anenin«. Prepričani smo, da bodo prihajajoče zbirke nalog Kemijo razumem, kemijo znam prispevale k boljšemu razumevanju in s tem tudi k boljšemu znanju kemije naših dijakov. Založništvo JUTRO

3 SVET KEMIJE Andrej Smrdu KEMIJA, Snov in spremembe 2 Učbenik za kemijo v 2. letniku gimnazije Recenzenti: prof. dr. Alojz Demšar, mag. Mojca Orel, Alenka Mozer, Leon Čelik Jezikovni pregled: Milan Koželj Likovno-tehnična urednica: Karmen S. Žnidaršič Stavek in oprema: ONZ Jutro Izdalo in založilo: Založništvo Jutro, Jutro d.o.o., Ljubljana Vse pravice pridržane. Za založbo: Stane Kodrič Strokovni svet Republike Slovenije za splošno izobraževanje je na 100. seji dne s sklepom št /2007/115 potrdil knjigo KEMIJA, SNOV IN SPREMEMBE 2, UČBENIK ZA KEMIJO V 2. LETNIKU GIMNAZIJE kot učbenik za pouk kemije v 2. letniku gimnazijskega izobraževanja. Fotokopiranje in vse druge vrste reproduciranja po delih ali v celoti ni dovoljeno brez pisnega dovoljenja založbe. CIP - Kataložni zapis o publikaciji Narodna in univerzitetna knjižnica, Ljubljana 54(075.3) SMRDU, Andrej Kemija. Snov in spremembe 2 : učbenik za kemijo v 2. letniku gimnazije / Andrej Smrdu. - Ljubljana : Jutro, (Svet kemije) ISBN PREDGOVOR Učbenik»Kemija, Snov in spremembe 2«je namenjen dijakom drugega letnika gimnazije in predstavlja nadaljevanje učbenika»kemija, Snov in spremembe 1«. Temelji na učnem načrtu in obsega snov od energijskih sprememb naprej. Učbenik je urejen v šest poglavij (Energijske spremembe, Hitrost kemijskih reakcij, Kemijsko ravnotežje, Ravnotežja v vodnih raztopinah, Redoks reakcije, Elementi v periodnem sistemu), ki se naprej delijo v manjše enote. Na koncu vsakega poglavja so vprašanja za preverjanje in utrjevanje znanja. Več nalog pa lahko dijaki najdejo v zbirkah nalog»fluor ni flour«in»kemijo razumem, kemijo znam. Pomembni pojmi in ugotovitve so krepko tiskani, bistvo obravnavane snovi pa je še posebej označeno in poudarjeno. Večina besedila je urejena v dveh stolpcih; v glavnem stolpcu je razloženo bistvo obravnavane snovi, v stranskem stolpcu pa se nahajajo zanimivosti, opombe in večina slikovnega gradiva. Veliko pozornosti je namenjeno vizualizaciji delcev. Precej je tudi preglednic, fotografij, grafov in drugega slikovnega gradiva. Na koncu knjige je dodan kemijski slovar. Učbenik je napisan v preprostem in razumljivem jeziku, primernem za samostojno učenje. Zahtevnejši pojmi so posebej razloženi. Večina spojin je v besedilu navedena z imenom in s formulo. Posebna pozornost je namenjena povezovanju kemije z vsakdanjim življenjem. Precej je tudi nazornih prikazov reševanja računskih nalog, k boljšemu razumevanju pa pripomore tudi večje število primerov. Vsebine, ki presegajo osnovno raven učnega načrta (oz. so opredeljene na višji ravni), so posebej označene. Učitelji si želimo dijake navdušiti za kemijo. Veselimo se motiviranih in vedoželjnih dijakov. Radosti nas spoznanje, da mladim razkrivamo skrivnosti kemije in jim omogočamo razumevanje predmeta, ki je vedno veljal za enega od najtežjih, najbolj abstraktnih, pogosto tudi najmanj priljubljenih. Učbenik»Kemija, Snov in spremembe 2«je bil napisan z željo, da bi bilo tovrstnega obojestranskega zadovoljstva učiteljev in dijakov čim več. Andrej Smrdu Naročila: JUTRO d.o.o., Črnuška c. 3, p.p. 4986, 1001 Ljubljana Tel. (01) , , Faks (01) E-pošta: Jutro@siol.net

4 Literatura: A dictionary of chemistry, 3. izd.; Oxford University Press, A dictionary of scientists; Oxford University Press, Brady, J. E.; Russel, J. W.; Holum, J. R.: Chemistry: Matter and Its Changes, 3. izd.; John Wiley & Sons, Inc., New York, Čeh, B.: Splošna in anorganska kemija, Zbirka pojmov, vprašanj in nalog z odgovori in rešitvami; Univerza v Ljubljani, Fakulteta za kemijo in kemijsko tehnologijo, Ljubljana, Ebbing, D. D.; Gammon, S. D.: General Chemistry, 8. izd.; Houghton Mifflin Company, New York, Grlić, L.: Mali kemijski leksikon; Naprijed, Zagreb, Jones, L.; Atkins, P.W.: Chemistry: Molecules, Matter, and Change, 4. izd.; W. H. Freeman and Company, New York, Lazarini, B.; Brenčič, J.: Spošna in anorganska kemija (visokošolski učbenik); DZS, Ljubljana, Moore, J. W.; Stanitski, C. L.; Jurs, P. C.: Chemistry, The Molecular Science; Harcourt College Publishers, Olmsted III, J.; Williams, G. M.: Chemistry, 3. izd; John Wiley & Sons, Inc., New York, Rayner-Canham G.; Overton T.: Descriptive Inorganic Chemistry, 3. izd.; W. H. Freeman and & Co., New York, Schröter, W.; Lautenschläger, K. H., Bibrack, H; Schnabel, H.: Kemija, splošni priročnik (slovenski prevod); Tehniška založba Slovenije, Ljubljana, The Merck index, 13 izd.; Merck & Co., Inc., Rahway, Zahvala Večina fotografij v učbeniku je delo avtorja in studija ONZ Jutro. Uporabili smo tudi fotografije iz naslednijh virov: NASA, Jedrska elektrarna Krško (Miran Pribožič), Carlsberg Archives, TKI Hrastnik (Boris Kreže), Talum Kidričevo (Drago Ferlinc), Wikipedia. Slikovno in drugo gradivo so prispevali tudi naslednji posamezniki: Francois Arragain, Owen Linzmayer, Vlado Pirc, Jerzy Rutkowski, Tilen Sepič, Karmen S. Žnidaršič. Pri fotografiranju kemijskih poskusov v Šolskem centru Ljubljana je sodelovala Maja Auman. Vsem se iskreno zahvaljujemo. 1. ENERGIJSKE SPREMEMBE Reakcijska in tvorbena entalpija Energija pri kemijski reakciji Standardna vezna entalpija Energijske spremembe pri raztapljanju Sežig fosilnih goriv in obremenitev okolja 19 Zapomnim si Vprašanja za utrjevanje znanja HITROST KEMIJSKIH REAKCIJ Ugotavljanje hitrosti kemijskih reakcij Vplivi na hitrost kemijske reakcije Zapomnim si Vprašanja za utrjevanje znanja KEMIJSKO RAVNOTEŽJE Ravnotežne reakcije Izračun konstante ravnotežja Vplivi na kemijsko ravnotežje Zapomnim si Vprašanja za utrjevanje znanja RAVNOTEŽJA V VODNIH RAZTOPINAH Protolitske reakcije Avtoprotoliza vode Ugotavljanje ph Izračun ph Nevtralizacija Hidroliza soli VSEBINA 4.7 Ionske reakcije v vodnih raztopinah...72 Zapomnim si Vprašanja za utrjevanje znanja REDOKS REAKCIJE Oksidacija in redukcija Urejanje enačb redoks reakcij Redoks vrsta Galvanski člen Elektroliza Zapomnim si Vprašanja za utrjevanje znanja ELEMENTI V PERIODNEM SISTEMU Področja elementov v periodnem sistemu Elementi VII. skupine Elementi VI. skupine Elementi V. skupine Elementi IV. skupine Elementi III. skupine Elementi I. in II. skupine Prehodni elementi Zapomnim si Vprašanja za utrjevanje znanja KEMIJSKI SLOVAR

5 MNOŽINA SNOVI: Pomembnejše enačbe STANDARDNA REAKCIJSKA ENTALPIJA: ENERGIJA, TOPLOTA: [R] HITROST REAKCIJE: v(r) = oz. v(p) = t MNOŽINSKA KONCENTRACIJA: c(snov) = n(snov) V [PRODUKTI] KONSTANTA RAVNOTEŽJA: K c = [REAKTANTI] IONSKI PRODUKT VODE: K H2 O = [H 3 O + ] [OH ] = ph, poh: ph = log[h 3 O + ] poh = log[oh ] ph + poh = 14 KONCENTRACIJA H 3 O +, OH IONOV: [H 3 O + ]= 10 ph [OH ]= 10 poh ELEKTRENINA: Q = I t = n z F [P] t Predpone za desetiške mnogokratnike Simbol Ime Vrednost Y jota Z zeta E eksa P peta T tera G giga 10 9 M mega 10 6 k kilo 10 3 h hekto 10 2 da deka 10 1 d deci 10 1 c centi 10 2 m mili 10 3 µ mikro 10 6 n nano 10 9 p piko f femto a ato z zepto y jokto ENERGIJSKE SPREMEMBE Osnovne veličine in enote Veličina Simbol Enota Kratica Masa m kilogram kg Dolžina l meter m Čas t sekunda s Temperatura T kelvin K Množina snovi n mol mol Električni tok I amper A Svetilnost I v kandela cd Pretvarjanje enot za temperaturo Kelvinova temperaturna lestvica: T [K] = T [ C] + 273,15 Fahrenheitova temperaturna lestvica: T [ F] = ⁹ ₅ T [ C] + 32 Konstante Avogadrovo število delcev: N A = 6, mol 1 Splošna plinska konstanta: R = 8,31 kpa L mol 1 K 1 Faradayeva konstanta: F = A s mol 1 VSEBINA 1. POGLAVJA 1.1 REAKCIJSKA IN TVORBENA ENTALPIJA 1.2 ENERGIJA PRI KEMIJSKI REAKCIJI 1.3 STANDARDNA VEZNA ENTALPIJA 1.4 ENERGIJSKE SPREMEMBE PRI RAZTAPLJANJU 1.5 SEŽIG FOSILNIH GORIV IN OBREMENITEV OKOLJA ZAPOMNIM SI VPRAŠANJA ZA UTRJEVANJE ZNANJA

6 1 ENERGIJSKE SPREMEMBE 1.1 Reakcijska in tvorbena entalpija ENERGIJSKE SPREMEMBE Reakcijska in tvorbena entalpija Kaj se dogaja z energijo pri kemijskih reakcijah? Termokemija je veda, ki proučuje toplotne spremembe pri kemijskih reakcijah. Oglejmo si primer. Pri nastanku 2 mol vode iz vodika in kisika se sprosti 572 kj energije. Reakcija je eksotermna, zato ima standardna reakcijska entalpija negativno vrednost. 2H 2 (g) + O 2 (g) 2H 2 O(l) H r = 572 kj Energija se sprošča ali porablja Urejeno enačbo kemijske reakcije z navedenimi agregatnimi stanji in reakcijsko entalpijo imenujemo termokemijska enačba. Pri kemijskih reakcijah prihaja tudi do energijskih sprememb. Energija se lahko sprošča ali porablja (veže), običajno v obliki toplote, lahko pa tudi v obliki svetlobe ali električne energije. Pri eksotermnih reakcijah se energija sprošča, pri endotermnih reakcijah se energija porablja. Oglejmo si primera. Fotosinteza je endotermna kemijska reakcija. Rastline za izvedbo fotosinteze potrebujejo svetlobo (energijo). Pri fotosintezi iz ogljikovega dioksida CO 2 in vode H 2 O nastaneta glukoza C 6 H 12 O 6 in kisik O 2. Pri gorenju se energija sprošča v obliki toplote in svetlobe. Standardne tvorbene entalpije nekaterih spojin pri 25 C: Snov H tv [kj/mol] HBr(g) 36 CaC 2 (s) 60 CaCO 3 (s) 1207 CaCl 2 (s) 796 Vrednost reakcijske entalpije je odvisna od zapisa enačbe kemijske reakcije. Drugače urejena enačba kemijske reakcije (drugačni stehiometrični koeficienti) ima tudi drugačno vrednost standardne reakcijske entalpije. Oglejmo si primer. Spodnja enačba kemijske reakcije ima polovične koeficiente v primerjavi z zgoraj zapisano enačbo, zato je prepolovljena tudi vrednost standardne reakcijske entalpije. H 2 (g) + 0,5O 2 (g) H 2 O(l) H r = 286 kj 8 6CO 2 (g) + 6H 2 O(l) C 6 H 12 O 6 (s) + 6O 2 (g) ogljikov dioksid voda glukoza kisik Gorenje je eksotermna kemijska reakcija. Pri gorenju se energija sprošča v obliki toplote in svetlobe. Oglejmo si enačbo gorenja butana. 2C 4 H 10 (g) + 13O 2 (g) 8CO 2 (g) + 10H 2 O(l) butan kisik ogljikov dioksid voda Butan se nahaja v jeklenkah gospodinjskega plina in v vžigalnikih, kjer je zaradi visokega tlaka utekočinjen. Gorenje je reakcija s kisikom. Pri gorenju ogljikovodikov (spojin iz ogljika in vodika) nastaneta ogljikov dioksid in voda. Kemijske reakcije potekajo tudi v baterijah in akumulatorjih. Pri praznjenju akumulatorja poteka eksotermna reakcija energija se sprošča v obliki električne energije. Pri polnjenju akumulatorja dovajamo električno energijo, ki omogoči potek nasprotne, endotermne reakcije. Pri eksotermnih reakcijah (npr. gorenje) se energija sprošča, pri endotermnih reakcijah (npr. fotosinteza) se energija porablja. Standardna reakcijska entalpija Količino energije, ki se pri nekem procesu sprosti ali porabi, izražamo s spremembo entalpije. Sprememba entalpije predstavlja toploto, ki se sprošča ali porablja pri stalnem tlaku, označujemo jo z H. Običajno navajamo standardno entalpijo H, to je entalpija pri tlaku 100 kpa. Standardna reakcijska entalpija predstavlja količino toplote, ki se sprosti ali porabi pri kemijski reakciji pri tlaku 100 kpa. Označujemo jo z H r. Endotermne reakcije imajo pozitivne reakcijske entalpije ( H r > 0), eksotermne reakcije pa negativne reakcijske entalpije ( H r < 0). Vrednost standardne reakcijske entalpije se nanaša na zapisano in urejeno enačbo kemijske reakcije z navedenimi agregatnimi stanji. Fotosinteza je endotermna reakcija. Kemijske reakcije potekajo tudi v baterijah in akumulatorjih. standardna (tlak 100 kpa) H r reakcijska sprememba entalpija Pomen simbolov v zapisu spremembe standardne reakcijske entalpije. Veličino pogosto skrajšano imenujemo kar»reakcijska entalpija«(izpustimo besedi»sprememba«in»standardna«). CaF 2 (s) 1220 CaH 2 (s) 186 CaO(s) 635 CH 4 (g) 75 C 2 H 2 (g) 227 C 2 H 4 (g) 52 C 2 H 6 (g) 85 C 6 H 12 O 6 (s, glukoza) 1274 CO(g) 110 CO 2 (g) 394 CsCl(s) 443 HCl(g) 92 Cr 2 O 3 (s) 1140 HF(g) 271 H 2 O(l) 286 H 2 O(g) 242 HI(g) 26 MgO(s) 602 NH 3 (g) 46 NO(g) 90 NO 2 (g) 33 N 2 O(g) 82 P 4 O 10 (s) 2984 KCl(s) 437 NaCl(s) 411 SF 6 (g) 1209 H 2 S(g) 21 SO 2 (g) 297 TiO 2 (s) 940 ZnO(s) 348 Nasprotno zapisana enačba kemijske reakcije spremeni predznak standardne reakcijske entalpije. H 2 O(l) H 2 (g) + 0,5O 2 (g) H r = +286 kj Na vrednost standardne reakcijske entalpije vpliva tudi agregatno stanje snovi v enačbi reakcije. Standardna reakcijska entalpija reakcije, v kateri je voda v plinastem agregatnem stanju, ima drugačno vrednost. 2H 2 (g) + O 2 (g) 2H 2 O(g) H r = 484 kj Sprememba entalpije H predstavlja količino toplote, ki se sprosti ali porabi pri kemijski reakciji. Standardna tvorbena entalpija Poleg standardne reakcijske entalpije poznamo tudi standardno tvorbeno entalpijo, ki jo označujemo z H tv. Standardna tvorbena entalpija je poseben primer standardne reakcijske entalpije. Predstavlja toploto, ki se sprosti ali porabi pri nastanku enega mola spojine iz elementov v njihovih standardnih stanjih pri tlaku 100 kpa. Običajno jo navajamo v enotah kj/mol. Oglejmo si primer. H 2 (g) + 0,5O 2 (g) H 2 O(l) H tv (H 2 O(l)) = 286 kj/mol Standardna tvorbena entalpija je vezana na snov, zato ni potrebno pisati enačbe kemijske reakcije. Agregatno stanje snovi pa je potrebno navajati, ker vpliva na vrednost standardne tvorbene entalpije. H 2 (g) + 0,5O 2 (g) H 2 O(g) H tv (H 2 O(g)) = 242 kj/mol Standardna tvorbena entalpija vode v plinastem agregatnem stanju ima večjo vrednost ( 242 kj/mol > 286 kj/mol), ker je za prehod iz tekočega v plinasto agregatno stanje potrebno dovesti dodatno energijo. Standardne tvorbene entalpije vseh elementov v njihovih standardnih stanjih imajo po dogovoru vrednost 0. 9

7 1 ENERGIJSKE SPREMEMBE 1.1 Reakcijska in tvorbena entalpija 1.1 Reakcijska in tvorbena entalpija ENERGIJSKE SPREMEMBE 1 Pri sobnih pogojih je ogljik trden element. Pojavlja se lahko v obliki grafita ali diamanta. Grafit je standardno stanje ogljika, standardna tvorbena entalpija grafita je nič. Standardna tvorbena entalpija diamanta je pozitivna. H tv (C(s, grafit)) = 0 kj/mol H tv (C(s, diamant)) = 1,9 kj/mol Primerjajmo še standardni tvorbeni entalpiji običajnega dvoatomnega kisika O 2 in njegove troatomne oblike ozona O 3. H tv (O 2 (g)) = 0 kj/mol H tv (O 3 (g)) = 142,7 kj/mol Dvoatomni kisik O 2 je standardno stanje kisika, njegova standardna tvorbena entalpija je nič. Standardna tvorbena entalpija ozona O 3 je pozitivna. Standardna tvorbena entalpija predstavlja energijo, ki se sprosti ali porabi pri nastanku enega mola spojine iz elementov v njihovih standardnih stanjih pri tlaku 100 kpa. Izračun standardne reakcijske entalpije Standardna tvorbena entalpija elementa je nič le v primeru, ko se element nahaja v standardnem stanju. Vse ostale oblike elementa imajo drugačne vrednosti H tv. H tv (Cl 2 (g)) = 0 kj/mol H tv (Cl 2 (aq)) = 23 kj/mol H tv (Cl(g)) = 122 kj/mol H tv (Cl (g)) = 233 kj/mol H tv (Cl (aq)) = 167 kj/mol V literaturi za energijski graf srečamo tudi izraz»reakcijski profil«. Energija [kj/mol] Eksotermna reakcija Aktivacijski kompleks Reaktanti H r E a Energijski grafi Potek reakcije in energijska stanja snovi lahko predstavimo tudi grafično. Oglejmo si energijska grafa za eksotermno in endotermno reakcijo. reakcijska koordinata (potek reakcije) Produkti Energija [kj/mol] Endotermna reakcija Aktivacijski kompleks Reaktanti E a Produkti H r reakcijska koordinata (potek reakcije) Standardno reakcijsko entalpijo lahko določimo s poskusom ali pa jo izračunamo iz standardnih tvorbenih entalpij s pomočjo enačbe: H r = Σ(n(produkti) H tv (produkti)) Σ(n(reaktanti) H tv (reaktanti)) Standardno reakcijsko entalpijo izračunamo tako, da seštejemo (znak Σ) vse zmnožke med množinami (koeficienti) in standardnimi tvorbenimi entalpijami produktov ter od te vsote odštejemo vsoto vseh zmnožkov med množinami (koeficienti) in standardnimi tvorbenimi entalpijami reaktantov. Oglejmo si primer. Standardno reakcijsko entalpijo lahko določimo s poskusom ali pa jo izračunamo iz poznanih standardnih tvorbenih entalpij. Z veliko grško črko Σ (sigma) označimo vsoto. Naloga: Amonijak NH 3 ob prisotnosti katalizatorja zgori v dušikov(ii) oksid in vodno paro. S pomočjo navedenih standardnih tvorbenih entalpij izračunajte standardno reakcijsko entalpijo za reakcijo 4NH 3 (g) + 5O 2 (g) 4NO(g) +6H 2 O(g). Ugotovite, ali je reakcija eksotermna ali endotermna. H tv (NH 3 (g)) = 46 kj/mol Navedene so standardne tvorbene entalpije spojin. Standardna H tv (NO(g)) = 90 kj/mol tvorbena entalpija kisika O 2 (element v standardnem stanju) ni podana, ker ima po dogovoru vrednost nič. H tv (H 2 O(g)) = 242 kj/mol H r =? Izračunali bomo standardno reakcijsko entalpijo. Račun: H r = Σ(n(produkti) H tv (produkti)) Σ(n(reaktanti) H tv (reaktanti)) = = n(no) H tv (NO) + n(h 2 O) H tv (H 2 O) (n(nh 3 ) H tv (NH 3 ) + n(o 2 ) H tv (O 2 )) = = 4 mol 90 kj/mol + 6 mol ( 242 kj/mol) (4 mol ( 46 kj/mol) + 5 mol 0 kj/mol) = 908 kj Odgovor: Standardna reakcijska entalpija za podano reakcijo je 908 kj. Negativni predznak standardne reakcijske entalpije nam pove, da je reakcija eksotermna. Aktivacijski kompleks je nestabilna struktura (skupek atomov), ki lahko razpade nazaj v reaktante ali pa se pretvori v produkte. Do razumevanja aktivacijske energije si pomagajmo z analogijo. Predstavljamo si dva avtomobila (modri in rdeči), ki z različno hitrostjo in ugasnjenim motorjem zapeljeta v klanec (stanje 1,1). Rdeči avtomobil ima večjo hitrost kot modri. Modri avtomobil nima dovolj energije in lahko pride le do sredine klanca (2). Rdeči avtomobil pa ima dovolj energije, da prevozi klanec (2) in pripelje na drugo stran hriba (3). Podobno zgolj reaktanti, ki imajo dovolj energije, dosežejo prehodno stanje in zreagirajo v produkte. Iz podanih grafov lahko razberemo aktivacijsko energijo E a in standardno reakcijsko entalpijo H r : Eksotermna reakcija Endotermna reakcija E a 25 kj/mol 100 kj/mol H r 75 kj/mol 25 kj/mol Prvi graf pripada eksotermni, drugi pa endotermni reakciji. Vodoravna os predstavlja reakcijsko koordinato oz. potek reakcije (od reaktantov k produktom), navpična os pa energijsko stanje snovi. Krivulji predstavljata spreminjanje energije snovi med reakcijo. V obeh grafih sta z zeleno črto označeni energijski stanji reaktantov in produktov. Stanje z največjo energijo (vrh krivulje) imenujemo aktivacijsko ali prehodno stanje, molekularno strukturo v tem stanju pa aktivacijski kompleks. Z modro puščico je označena razlika med energijskima stanjema reaktantov in produktov, kar predstavlja reakcijsko entalpijo ( H r ). Z rdečo puščico je označena razlika med energijskim stanjem reaktantov in aktivacijskim (prehodnim) stanjem, kar predstavlja aktivacijsko energijo (E a ). Aktivacijska energija predstavlja minimalno energijo, ki jo morajo imeti reaktanti, da dosežejo aktivacijsko (prehodno) stanje in nato zreagirajo v produkte. Pri eksotermni reakciji imajo produkti manjšo energijo od reaktantov, zato je vrednost reakcijske entalpije negativna ( H r < 0). Pri endotermni reakciji imajo produkti večjo energijo od reaktantov, zato je vrednost reakcijske entalpije pozitivna ( H r > 0). Z energijskimi grafi lahko grafično predstavimo energijske spremembe pri reakciji. Aktivacijska energija predstavlja minimalno energijo, ki jo morajo imeti reaktanti, da dosežejo aktivacijsko (prehodno) stanje in nato zreagirajo v produkte

8 1 ENERGIJSKE SPREMEMBE 1.2 Energija pri kemijski reakciji ENERGIJSKE SPREMEMBE Energija pri kemijski reakciji Koliko energije se sprosti ali porabi pri kemijski reakciji? Količina energije Spoznali smo, da se pri kemijski reakciji energija lahko sprošča ali porablja; poznamo eksotermne in endotermne reakcije. Količino sproščene ali porabljene energije pri določeni reakciji lahko izračunamo, če poznamo njeno entalpijo. Enačba: Q = n H Veličine [najpogostejše enote]: Q energija, toplota [J ali kj] n množina [mol] H standardna entalpija [J/mol ali kj/mol] Za izračun energije po navedeni enačbi lahko uporabimo standardno reakcijsko ali standardno tvorbeno entalpijo. Standardna reakcijska entapija ima sicer enoto kj (ne kj/mol), vendar ji pri uporabi v tej enačbi pripišemo enoto kj/mol, kar pomeni»energijo na 1 mol določene snovi v termokemijski enačbi«. Na ta način dosežemo tudi ujemanje enot v izračunu. Paziti pa moramo, da je v termokemijski enačbi pred formulo snovi, ki jo uporabimo v izračunu, koeficient 1. Oglejmo si primer. Naloga: Koliko energije se sprosti pri nastanku 1,50 mol vode H 2 O(l) iz elementov? H tv (H 2 O(l)) = 286 kj/mol Termokemijska enačba: H 2 (g) + 0,5O 2 (g) H 2 O(l) H tv (H 2 O(l)) = 286 kj/mol n(h 2 O) = 1,50 mol Izpišemo podatek za množino vode. Q =? Izračunali bomo sproščeno energijo. Račun: Q = n(h 2 O) H tv (H 2 O) = 1,50 mol ( 286 kj/mol) = 429 kj Odgovor: Pri nastanku 1,50 mol vode iz elementov se sprosti 429 kj energije. Enota za energijo je imenovana po britanskem fiziku Jamesu Prescottu Joulu ( ). Joule [J] (izg. džul) je majhna enota, zato običajno uporabljamo tisočkrat večjo enoto kj (izg. kilodžul). Naloga je preprosto rešljiva, ker je v termokemijski enačbi z navedeno standardno tvorbeno entalpijo vode pred formulo vode koeficient 1. V podobni nalogi z navedeno količino kisika pa moramo zapisati drugačno termokemijsko enačbo. Oglejmo si primer. Naloga: Koliko energije se sprosti pri nastanku vode H 2 O(l) iz elementov, če imamo na razpolago 1,50 mol kisika O 2 (g) in zadostno količino vodika? H tv (H 2 O(l)) = 286 kj/mol Termokemijska enačba: H 2 (g) + 0,5O 2 (g) H 2 O(l) H tv (H 2 O(l)) = 286 kj/mol n(o 2 ) = 1,50 mol Izpišemo podatek za množino kisika. Q =? Izračunali bomo sproščeno energijo. Podana snov je kisik. Osnovne termokemijske enačbe ne moremo neposredno uporabiti, ker v enačbi pred kisikom ni koeficienta 1. To dosežemo tako, da termokemijsko enačbo (in s tem tudi vrednost entalpije) pomnožimo z 2. Tako dobljena standardna reakcijska entalpija predstavlja energijo, ki se sprosti na 1 mol zreagiranega kisika. Termokemijska enačba: 2H 2 (g) + O 2 (g) 2H 2 O(l) H r = 572 kj/mol Račun: Q = n(o 2 ) H r = 1,50 mol ( 572 kj/mol) = 858 kj Odgovor: Pri nastanku vode iz 1,50 mol kisika se sprosti 858 kj energije. Etanol se vname, če mu približamo plamen. Vnetljive so tudi žgane alkoholne pijače, ki vsebujejo velik odstotek etanola. Na enak način rešujemo tudi naloge, v katerih je podana reakcijska entalpija. Oglejmo si primer. Naloga: Koliko energije se sprosti pri gorenju 10,0 g amonijaka NH 3 (g)? Termokemijska enačba: 4NH 3 (g) + 5O 2 (g) 6H 2 O(g) + 4NO(g) H r = 908 kj m(nh 3 ) = 10,0 g Izpišemo podatek za maso amonijaka. M(NH 3 ) = 17,0 g/mol Izračunamo molsko maso amonijaka. Q =? Izračunali bomo sproščeno energijo. Podana snov je amonijak. Osnovne termokemijske enačbe ne moremo neposredno uporabiti, ker v enačbi pred amonijakom ni koeficienta 1. To dosežemo tako, da termokemijsko enačbo (in s tem tudi vrednost entalpije) delimo s 4. Tako dobljena standardna reakcijska entalpija predstavlja energijo, ki se sprosti na en mol zreagiranega amonijaka. Termokemijska enačba: NH 3 (g) + 1,25O 2 (g) 1,5H 2 O(g) + NO(g) H r = 227 kj/mol m(nh 3 ) H r 10,0 g ( 227 kj/mol) Račun: Q = n(nh 3 ) H r = = = 134 kj M(NH 3 ) 17,0 g/mol Odgovor: Pri gorenju 10,0 g amonijaka se sprosti 134 kj energije. Podobno rešujemo tudi naloge, v katerih je podana standardna sežigna entalpija H s. Standardna sežigna entalpija (uporabljamo tudi izraz sežigna toplota) je poseben primer standardne reakcijske entalpije. Predstavlja količino toplote, ki se sprosti pri popolnem sežigu 1 mol snovi pri tlaku 100 kpa. Standardna sežigna entalpija ima enoto kj/mol. Omejili se bomo na sežig (gorenje) organskih spojin, ki vsebujejo ogljik, vodik, lahko pa tudi kisik. Gorenje je kemijska reakcija s kisikom. Pri popolnem sežigu organskih spojin nastaneta ogljikov dioksid CO 2 (g) in vodna para H 2 O(g). Oglejmo si primer. Standardna sežigna entalpija metana: H s (CH 4 ) = 803 kj/mol Enačba reakcije: CH 4 (g) + 2O 2 (g) CO 2 (g) + 2H 2 O(g) H r = 803 kj Čim večja je sežigna entalpija, tem več energije se sprosti pri popolnem sežigu 1 mol snovi. Naloga: Koliko energije se sprosti pri gorenju 20,0 g etanola C 2 H 5 OH(l)? Sežigna entalpija etanola je 1236 kj/mol. Napišite termokemijsko enačbo gorenja etanola. m(c 2 H 5 OH) = 20,0 g M(C 2 H 5 OH) = 46,0 g/mol H s (C 2 H 5 OH) = 1236 kj/mol Izpišemo podatke, izračunamo molsko maso etanola. Q =? Izračunali bomo sproščeno energijo. Termokemijska enačba: C 2 H 5 OH(l) + 3O 2 (g) 2CO 2 (g) + 3H 2 O(g) H r = 1236 kj m(c 2 H 5 OH) H s (C 2 H 5 OH) 20,0 g ( 1236 kj/mol) Račun: Q = = = 537 kj M(C 2 H 5 OH) 46,0 g/mol Odgovor: Pri sežigu 20,0 g etanola se sprosti 537 kj energije. Količino sproščene ali porabljene energije pri določeni reakciji lahko izračunamo z enačbo Q = n H

9 1 ENERGIJSKE SPREMEMBE 1.3 Standardna vezna entalpija ENERGIJSKE SPREMEMBE Standardna vezna entalpija Koliko energije je potrebno za prekinitev vezi? Za prekinitev vezi je potrebna energija Pri kemijskih reakcijah se kemijske vezi prekinjajo in na novo nastajajo. Pri prekinitvi vezi se energija porablja, pri nastanku vezi se energija sprošča. Nekatere vezi so močnejše, druge šibkejše. Moč kemijske vezi izražamo s standardno vezno entalpijo H v. Standardna vezna entalpija (uporabljamo tudi izraz vezna energija) predstavlja količino energije, ki je potrebna za prekinitev 1 mol vezi v plinasti snovi. Pri prekinitvi kovalentne kemijske vezi dobi vsak atom po en elektron iz veznega elektronskega para. Oglejmo si primer. H H(g) H (g) + H(g) H v (H H) = 436 kj/mol Vezna entalpija enojne vezi v molekuli vodika je 436 kj/mol. To pomeni, da je za prekinitev enega mola vezi v molekulah vodika H 2 potrebno dovesti 436 kj energije. Vse vezne entalpije imajo pozitivne vrednosti, ker je za prekinitev vezi vedno potrebna energija. Vezna entalpija je povezana z močjo vezi. Močnejše vezi imajo večjo vezno entalpijo. Oglejmo si primere. H v (N N) = 160 kj/mol H v (N=N) = 418 kj/mol H v (N N) = 946 kj/mol Trojna vez med dušikovima atomoma je močnejša od dvojne vezi in ta od enojne vezi. Posledično je tudi vezna entalpija trojne vezi večja od vezne entalpije dvojne vezi in ta od vezne entalpije enojne vezi. Multipla (npr. dvojna ali trojna) vez med enakima atomoma je vedno močnejša od enojne vezi, ker atome povezuje več veznih elektronskih parov. Iz danih podatkov je tudi razvidno, da vezna entalpija dvojne vezi ni dvakrat večja od vezne entalpije enojne vezi. Za dvoatomne molekule so vezne entalpije ugotovljene dokaj natančno. V večatomnih molekulah pa opazimo, da se vezne entalpije enakih vezi v različnih molekulah razlikujejo. Npr. vezna entalpija vezi med ogljikom in vodikom (C H) v etanu CH 3 CH 3 se razlikuje od vezne entalpije enake vezi v etenu CH 2 CH 2. Razlike so običajno majhne, zato v preglednicah navajamo povprečne vezne entalpije, dobljene z meritvami večjega števila sorodnih spojin. Pri nekaterih vezeh pa so razlike velike, zato se tudi povprečne vezne entalpije v literaturi razlikujejo. Pri prekinitvi vezi se energija porablja, pri nastanku vezi se energija sprošča. Moč kemijske vezi izražamo s standardno vezno entalpijo H v. Močnejše vezi imajo večjo vezno entalpijo. Vezne entalpije enakih vezi v različnih spojinah se nekoliko razlikujejo. Standardne vezne entalpije v dvoatomnih molekulah: Molekula Povprečne standardne vezne entalpije v večatomnih molekulah: Vez H v [kj/mol] H F Cl Br I O N HF 565 HCl 431 HBr 366 HI 299 CO 1074 H v [kj/mol] H C 416 H N 391 H O 467 H S 347 H P 322 C C 356 C=C 598 C C 813 N N 160 N=N 418 O O 146 C F 486 C Cl 327 C Br 385 C I 213 C O 336 C=O (v CO2) 803 C N 285 N F 272 N Cl 193 Pri prekinitvi kemijske vezi se energija porablja, pri nastanku kemijske vezi se energija sprošča. Vpliv razmerja med veznimi entalpijami vseh vezi v reaktantih in produktih na vrednost reakcijske entalpije: Eksotermna reakcija ( H r < 0): H v (reaktanti) < H v (produkti) Endotermna reakcija ( H r > 0): H v (reaktanti) > H v (produkti) Izračun približne reakcijske entalpije V poglavju 1.1 smo spoznali, da lahko iz standardnih tvorbenih entalpij H tv izračunamo standardne reakcijske entalpije H r. Standardne reakcijske entalpije za reakcije, v katerih so vse snovi v plinastem agregatnem stanju, lahko približno izračunamo tudi iz standardnih veznih entalpij H v. To naredimo tako, da seštejemo (znak Σ) vse zmnožke med množinami (številom) vezi in standardnimi veznimi entalpijami vezi v reaktantih in od te vsote odštejemo vsoto vseh zmnožkov med množinami (številom) vezi in standardnimi veznimi entalpijami vezi v produktih. H r = Σ(n v (reakt.) H v (reakt.)) Σ(n v (prod.) H v (prod.)) Oglejmo si primer. Naloga: S pomočjo standardnih veznih entalpij izračunajte standardno reakcijsko entalpijo za reakcijo H 2 (g) + Cl 2 (g) 2HCl(g). Ugotovite, ali je reakcija eksotermna ali endotermna. H v (H H) = 436 kj/mol H v (Cl Cl) = 243 kj/mol Iz preglednice na prejšnji strani izpišemo vezne entalpije. H v (H Cl) = 431 kj/mol H r =? Izračunali bomo standardno reakcijsko entalpijo. Reševanje naloge si olajšamo, če snovi v enačbi kemijske reakcije zapišemo s strukturnimi formulami. Zapis neveznih elektronskih parov in agregatnih stanj lahko tudi izpustimo. Na ta način dobimo boljši vpogled v število posameznih vezi. H H + Cl Cl 2H Cl Račun: Vezne entalpije reaktantov: Vezne entalpije produktov: Σ(n v (reakt.) H v (reak.)) = Σ(n v (prod.) H v (prod.)) = = n v (H H) H v (H H) + n v (Cl Cl) H v (Cl Cl) = = n v (H Cl) H v (H Cl) = = 1 mol 436 kj/mol + 1 mol 243 kj/mol = 679 kj = 2 mol 431 kj/mol = 862 kj Standardna reakcijska entalpija: H r = Σ(n v (reakt.) H v (reak.)) Σ(n v (prod.) H v (prod.)) = 679 kj 862 kj = 183 kj Odgovor: Standardna reakcijska entalpija za podano reakcijo je 183 kj. Negativni predznak standardne reakcijske entalpije pove, da je reakcija eksotermna. Pri nastanku kemijskih vezi v molekulah produktov se je sprostilo več energije, kot se jo je porabilo za prekinitev kemijskih vezi v molekulah reaktantov. Reakcija je eksotermna, če so vezne entalpije vseh vezi v produktih večje od veznih entalpij vseh vezi v reaktantih. To namreč pomeni, da se je pri nastanku vezi v molekulah produktov sprostilo več energije, kot se jo je porabilo za prekinitev vezi v molekulah reaktantov. Povprečna vezna entalpija vezi se (razen v dvoatomnih molekulah) ne nanaša na točno določeno vez, ampak gre za izračunane povprečne vrednosti. Zato tudi reakcijska entalpija, izračunana iz povprečnih veznih entalpij, predstavlja zgolj približno oceno. Bolj zanesljivo oz. natančno vrednost standardne reakcijske entalpije lahko določimo s poskusom ali pa jo izračunamo iz standardnih tvorbenih entalpij. Približno reakcijsko entalpijo izračunamo tako, da od veznih entalpij vseh vezi v reaktantih odštejemo vezne entalpije vseh vezi v produktih. 15

10 1 ENERGIJSKE SPREMEMBE ENERGIJSKE SPREMEMBE 1.4 Energijske spremembe pri raztapljanju Energijske spremembe pri raztapljanju Kaj se dogaja pri raztapljanju? Hidratacija Pri raztapljanju se dogaja več procesov. Kristalna mreža, v katero so povezani delci topljenca, se poruši. Vezi med delci (molekulami ali ioni) trdnega topljenca se prekinejo. Med molekulami topila in delci topljenca pa nastanejo nove vezi (privlačne sile). Oglejmo si raztapljanje ionskega kristala (npr. natrijevega klorida NaCl) in molekulskega kristala (npr. sladkorja glukoze C 6 H 12 O 6 ) v vodi. Raztapljanje ionskega kristala Natrijev klorid NaCl je ionski kristal, ki se dobro raztaplja v polarni vodi. V procesu raztapljanja molekule vode obdajo natrijeve in kloridne ione v kristalu. Pozitivni deli molekul vode se usmerijo k negativnim kloridnim ionom, negativni deli molekul vode pa k pozitivnim natrijevim ionom. Med molekulami vode in ioni nastanejo privlačne sile. hidratizirani ioni Ionske vezi v kristalu se prekinejo. Iz kristalne strukture se izločijo ioni, ki so obdani z molekulami vode. Imenujemo jih hidratizirani ioni. Proces, pri katerem molekule vode obdajo delce topljenca v vodnih raztopinah, imenujemo hidratacija. Raztapljanje molekulskega kristala Glukoza C 6 H 12 O 6 tvori molekulske kristale. Spojina je polarna in se dobro raztaplja v vodi. V procesu raztapljanja molekule vode obdajo molekule glukoze v kristalu. Pozitivni deli molekul vode se usmerijo k negativnim delom molekul glukoze, negativni deli molekul vode pa k pozitivnim delom molekul glukoze. Med molekulami vode in glukoze nastanejo privlačne sile. δ+ δ δ+ δ δ+ δ Pri raztapljanju pride do prekinitve vezi med delci topljenca v trdni snovi, nastanejo nove vezi (privlačne sile) med delci topljenca in delci topila. Hidratacija je proces, pri katerem molekule vode obdajo delce topljenca v vodnih raztopinah. Mrežna in hidratacijska entalpija Pri raztapljanju trdnih topljencev v vodi se v nekaterih primerih nastala raztopina segreje, v nekaterih primerih pa ohladi. Raztapljanje je torej lahko eksotermen ali endotermen proces. Energijske spremembe pri raztapljanju lahko ugotovimo eksperimentalno, izražamo pa jih z entalpijo raztapljanja H raz. Entalpija raztapljanja predstavlja spremembo entalpije, ko se en mol snovi raztopi v zelo veliki količini topila. Pri snoveh, ki imajo negativno entalpijo raztapljanja ( H raz < 0), je raztapljanje eksotermno raztopina se segreje. Pri snoveh, ki imajo pozitivno entalpijo raztapljanja ( H raz > 0), je raztapljanje endotermno raztopina se ohladi. V preglednici na naslednji strani so zbrane entalpije raztapljanja nekaterih soli v kj/mol. δ+ δ δ+ δ hidratizirana molekula Molekulske vezi v kristalu se prekinejo. Iz kristalne strukture se izločijo hidratizirane molekule glukoze. Če namesto vode raztapljamo snov z drugačnimi topili, uporabljamo izraza solvatizirane molekule (oz. ioni) in solvatacija. V epruveti smo imeli vodo pri 20 C (A). Ob dodatku natrijevega hidroksida NaOH se je temperatura zvišala (B), ob dodatku amonijevega klorida NH 4 Cl pa znižala (C). Iz preglednice je razvidno, da je tudi raztapljanje natrijevega klorida NaCl (kuhinjske soli) endotermen proces. Ker pa je absolutna vrednost entalpije raztapljanja zelo majhna, je tako majhno spremembo z otipom težko zaznati. Kalcijev klorid CaCl 2 uporabljamo za hitro ogrevanje napitkov. Prikazana embalaža ima dvojno steno. V zunanji steni sta ločena kalcijev klorid in voda. Pri predrtju vmesne membrane se kalcijev klorid raztopi v vodi, proces je eksotermen. Sproščena toplota segreje napitek v notranjem delu posode. Entalpija raztapljanja CaCl 2 je 81 kj/mol. *Opomba: CaCl 2 pijača npr. kava membrana H2O voda H 2 0 Entalpijo endotermnega procesa prekinitve vezi v 1 mol trdne snovi smo zaradi nazornosti razlage označili z H *mre. Vrednosti H *mre in H mre se razlikujeta le v predznaku, njuni absolutni vrednosti pa sta enaki. Za poenostavitev razlage energijskih procesov pri raztapljanju bomo obe entalpiji ( H mre in H *mre ) imenovali mrežna entalpija. Za razlago entalpije raztapljanja uporabljamo H *mre. Mrežne entalpije H mre imajo negativne vrednosti, ker predstavljajo eksotermne procese nastanka kemijskih vezi. Mrežne entalpije H *mre imajo pozitivne vrednosti, ker predstavljajo endotermne procese prekinitve kemijskih vezi. klorid bromid jodid nitrat(v) sulfat(vi) natrijev kalijev amonijev srebrov(i) V primeru kalijevega klorida KCl lahko ta proces zapišemo z enačbo: KCl(s) K + (aq) + Cl (aq) H raz (KCl) = +17 kj/mol Iz preglednice je razvidno, da je raztapljanje kalijevega klorida KCl endotermen proces pri raztapljanju se zmes ohladi. Od česa je odvisna vrednost entalpije raztapljanja? Pri raztapljanju se prekinejo vezi v strukturi topljenca, hkrati pa nastanejo nove vezi med delci topljenca in delci topila. Procese prekinitve in nastanka vezi spremljajo tudi energijske spremembe. Prekinitev vezi je vedno endotermen proces energijo je potrebno dovesti. Nastanek vezi je vedno eksotermen proces energija se sprošča. Če je za prekinitev vezi v topljencu potrebno več energije, kot se jo sprosti pri nastanku novih vezi z molekulami topila, je raztapljanje endotermen proces ( H raz > 0). Če je za prekinitev vezi v topljencu potrebno manj energije, kot se jo sprosti pri nastanku novih vezi z molekulami topila, pa je raztapljanje eksotermen proces ( H raz < 0). Količinsko te procese opisujeta mrežna entalpija H mre (uporabljamo tudi izraz mrežna energija) in hidratacijska entalpija H hid. Mrežna entalpija H mre predstavlja spremembo entalpije, ko nastane en mol kristalinične snovi iz osnovnih gradnikov (ionov ali molekul) v plinastem agregatnem stanju. V primeru kalijevega klorida KCl zapišemo ta proces z enačbo: K + (g) + Cl (g) KCl(s) H mre (KCl) = 717 kj/mol Čim večja je absolutna vrednost mrežne entalpije H mre, tem več energije se sprosti pri nastanku kristalinične snovi. Prekinitev vezi v 1 mol trdne snovi je ravno nasproten proces, ki ga v primeru kalijevega klorida KCl zapišemo z enačbo: KCl(s) K + (g) + Cl (g) H *mre (KCl) = 717 kj/mol (*opomba) Čim večja je absolutna vrednost mrežne entalpije, tem več energije potrebujemo za prekinitev vezi v trdni snovi in razpad na osnovne gradnike (ione ali molekule) v plinastem agregatnem stanju. Za razpad 1 mol trdnega kalijevega klorida na kalijeve in kloridne ione v plinastem agregatnem stanju potrebujemo 717 kj energije. Pri hidrataciji plinastih ionov (ioni se obdajo z molekulami vode) se sprosti energija, ki jo ponazarjamo s hidratacijsko entalpijo H hid. Hidratacijska entalpija predstavlja spremembo entalpije, ko se en mol snovi (ionov ali molekul) v plinastem agregatnem stanju raztopi v vodi. To je eksotermen proces, pri katerem se energija (toplota) sprošča zaradi nastanka vezi med topljencem in molekulami vode. 17

11 1 ENERGIJSKE SPREMEMBE 1.4 Energijske spremembe pri raztapljanju 18 V primeru kalijevih in kloridnih ionov zapišemo ta proces z enačbo: K + (g) + Cl (g) K + (aq) + Cl (aq) H hid (KCl) = 700 kj/mol Pri hidrataciji 1 mol kalijevih in kloridnih ionov se sprosti 700 kj energije. Entalpijo raztapljanja H raz izračunamo s seštevanjem mrežne entalpije H *mre in hidratacijske entalpije H hid : Proces: KCl(s) K + (g) + Cl (g) Entalpija: H *mre (KCl) = +717 kj/mol K + (g) + Cl (g) K + (aq) + Cl (aq) H hid (KCl) = 700 kj/mol KCl(s) K + (aq) + Cl (aq) H raz (KCl) = +17 kj/mol Izračunana entalpija raztapljanja se ujema z izmerjeno vrednostjo. Raztapljanje kalijevega klorida je endotermen proces. Raztapljanje je endotermen proces, če je absolutna vrednost mrežne entalpije večja od absolutne vrednosti hidratacijske entalpije. Raztapljanje je eksotermen proces, če je absolutna vrednost mrežne entalpije manjša od absolutne vrednosti hidratacijske entalpije. To ugotovitev si lažje predstavljamo s pomočjo energijskih diagramov raztapljanja. Raztapljanje kalijevega klorida je endotermen, raztapljanje natrijevega hidroksida pa eksotermen proces. Endotermno raztapljanje Eksotermno raztapljanje H raz > 0 H raz < 0 H mre > H hid H mre < H hid H *mre ioni (g): K + (g), Cl (g) H hid H raz > 0 raztopina (aq): K + (aq), Cl (aq) trdna ionska snov (s): KCl(s) ioni (g): Na + (g), OH (g) H *mre trdna ionska snov (s): NaOH(s) H raz < 0 H hid raztopina (aq): Na + (aq), OH (aq) Omenimo še topnost srebrovih soli. Mnoge srebrove soli, npr. srebrov klorid AgCl, so v vodi zelo slabo topne. Na to lahko v določeni meri sklepamo iz entalpije raztapljanja, ki je v primeru srebrovega klorida zelo velika (+66 kj/mol). Mnoge snovi z zelo pozitivno entalpijo raztapljanja se v vodi slabo raztapljajo. Zelo pozitivna entalpija raztapljanja kaže na veliko vrednost mrežne entalpije (močne vezi v trdni snovi) v primerjavi s hidratacijsko entalpijo. Povedano drugače: pri hidrataciji se sprosti premalo energije za prekinitev vezi v strukturi trdne snovi, zato so te snovi v vodi slabo topne. Raztapljanje trdnih topljencev v vodi je lahko eksotermen ali endotermen proces. Energijske spremembe pri raztapljanju izražamo z entalpijo raztapljanja, ki jo lahko izračunamo iz mrežnih in hidratacijskih entalpij. Mrežne in hidratacijske entalpije nekaterih spojin v kj/mol: Snov H mre H hid NaCl NaBr NaI KCl KBr AgCl AgBr Pri reakciji med raztopinama srebrovega nitrata(v) in natrijevega klorida nastane bela oborina srebrovega klorida AgCl. Zgolj iz vrednosti entalpije raztapljanja ne moremo z gotovostjo ugotoviti, ali je snov v vodi dobro topna ali ne. Tudi nekatere snovi z negativno vrednostjo raztapljanja se slabo raztapljajo v vodi. ENERGIJSKE SPREMEMBE 1.5 Sežig fosilnih goriv in obremenitev okolja Kakšni so vplivi sežiga fosilnih goriv na okolje? Zaradi žveplovega dioksida in dušikovih oksidov nastanejo kisle padavine kisli dež. Kisli dež povzroča odmiranje rastlin in propadanje kamnitih zgradb. Katalizator se nahaja tudi v izpušnih ceveh avtomobilov. Pri izgorevanju bencina v avtomobilskih motorjih nastanejo tudi strupeni plini (predvsem ogljikov oksid CO in dušikovi oksidi, npr. NO). Katalizator pospeši pretvorbo strupenih snovi v nestrupene. Kalotni in kroglični model ogljikovega dioksida. Ogljikovega dioksida v ozračju ni veliko, le pribl. 0,038 %. A tudi že tako majhna količina močno vpliva na klimatske razmere našega planeta. Kisli dež Fosilna goriva (predvsem premog in nafta) vsebujejo tudi nekaj žveplovih spojin. Pri gorenju se te spojine pretvorijo v plinasti žveplov dioksid SO 2. Ta strupen plin se v ozračju spoji z vodo iz ozračja in se vrne na zemljo v obliki kislih padavin pojav imenujemo kisli dež. Problem že uspešno rešujemo s čiščenjem odpadnih plinov in uporabo goriv z manjšo vsebnostjo žvepla (npr. zemeljski plin namesto premoga). Poleg žveplovega dioksida povzročajo kislost padavin tudi različni dušikovi oksidi NO x. Dušikovi oksidi nastanejo npr. v avtomobilskem motorju iz dušika in kisika. Vsi novejši avtomobili pa imajo vgrajene posebne katalizatorje, ki pospešujejo pretvorbo škodljivih dušikovih oksidov v nestrupena dušik N 2 in kisik O 2. Kisli dež povzroča odmiranje rastlin, pa tudi propadanje kamnitih zgradb. Žveplovi in dušikovi oksidi se v ozračju spojijo z vodo in nato vrnejo na zemljo v obliki kislih padavin. Pojav imenujemo kisli dež. Učinek tople grede Ogljikov dioksid CO 2 ni strupen plin. Hkrati z vodno paro nastaja pri popolnem gorenju organskih spojin. Gorenje smo že spoznali v prvem letniku gimnazije. Zaradi vse večje uporabe fosilnih goriv, ki jih uporabljamo kot vir energije, pa tudi zaradi krčenja gozdov se količina ogljikovega dioksida v zadnjem stoletju povečuje. Diagram prikazuje naraščanje koncentracije ogljikovega dioksida v ozračju od leta 1960 naprej. Naraščanje koncentracije CO 2 v ozračju 1 19

12 1 ENERGIJSKE SPREMEMBE 1.5 Sežig fosilnih goriv in obremenitev okolja Posledica povečane koncentracije ogljikovega dioksida v ozračju je t. i. učinek tople grede globalno segrevanje Zemlje. Ogljikov dioksid in drugi toplogredni plini prepuščajo sončno svetlobo, ki segreva zemeljsko površje, a zadržujejo toplotno energijo Zemlje. Zaradi tega pojava so spremenjene vremenske razmere in s tem vpliv na poljedelstvo, povečana temperatura pa povzroča taljenje polarnega ledu in ledenikov, s tem dvig morske gladine itn. Kako lahko zmanjšamo koncentracijo ogljikovega dioksida v ozračju? Število ljudi in s tem tudi potrebe človeštva se nenehno povečujejo, zato ne moremo pričakovati zmanjšanja industrijske proizvodnje in porabe. V prihodnosti bo treba fosilna goriva nadomestiti z drugačnimi energetskimi viri. Velike rezerve so še v izkoriščanju sončne energije in energije vetra, najbrž pa bomo morali vsaj še nekaj desetletij uporabljati tudi jedrsko energijo. Izkoriščanje obnovljivih, okolju prijaznih virov energije je že dostopno, vendar zaenkrat še drago. Kalotni model žveplovega dioksida SO 2. Žveplov dioksid je strupen plin, ki povzroča kisle padavine. Zapomnim si ENERGIJSKE SPREMEMBE Pri eksotermnih reakcijah (npr. gorenje) se energija sprošča, pri endotermnih reakcijah (npr. fotosinteza) se energija porablja. Sprememba entalpije H predstavlja količino toplote, ki se sprosti ali porabi pri kemijski reakciji. Standardna tvorbena entalpija predstavlja energijo, ki se sprosti ali porabi pri nastanku enega mola spojine iz elementov v njihovih standardnih stanjih pri tlaku 100 kpa. Standardno reakcijsko entalpijo lahko določimo s poskusom ali pa jo izračunamo iz poznanih standardnih tvorbenih entalpij. Z energijskimi grafi lahko grafično predstavimo energijske spremembe pri reakciji. Aktivacijska energija predstavlja minimalno energijo, ki jo morajo imeti reaktanti, da dosežejo aktivacijsko (prehodno) stanje in nato zreagirajo v produkte. 1 Mnoge hiše imajo sončne kolektorje, s katerimi ogrevajo vodo. V zelo vročih predelih obratujejo sončne elektrarne. Zdravju bolj nevaren je ogljikov oksid CO, ki nastane pri nepopolnem gorenju. Pogosto se uporablja njegovo staro ime ogljikov monoksid. Ogljikov oksid je zelo strupen, ker se veže na hemoglobin v krvi in s tem prepreči vezavo kisika. Nevarnost je še toliko večja, ker je ogljikov oksid plin brez barve in vonja in ga zato z našimi čutili ne moremo zaznati. Napredek v tehniki izgorevanja, uporaba bolj kakovostnih goriv in katalizatorjev so omogočili, da so avtomobilski izpušni plini veliko čistejši, kot so bili še pred nekaj desetletji. Današnji avtomobili porabijo manj bencina, v avtomobilskih izpuhih pa tudi ni več nevarnega svinca, ki je včasih zastrupljal okolje. Danes lahko tovarne spuščajo v reke le prečiščene odplake, čistilne naprave pa imajo tudi že mnoga slovenska mesta. V tovarniških dimnikih so nameščeni posebni filtri, ki zadržijo večino nečistoč. Tudi v kmetijstvu se uporabljajo sodobnejši pripravki za zaščito rastlin, ki se hitreje razgrajujejo v naravi. Kazni za onesnaževalce so visoke, zato se umazanija enostavno ne izplača. Razvoj pa prinaša vedno nove izzive, tudi v kemiji. Zaradi velike uporabe fosilnih goriv se v ozračju povečuje koncentracija ogljikovega dioksida, kar povzroča t. i. učinek tople grede. Posledice se kažejo v spremenjenih vremenskih razmerah. Plast ogljikovega dioksida zadržuje toploto, podobno kot vrtna topla greda. Brez ogljikovega dioksida in drugih toplogrednih plinov bi večji del toplotne energije ušel v vesolje. Na tržišču so že avtomobili z gorivnimi celicami. V gorivnih celicah poteka reakcija med vodikom in kisikom, pri čemer nastaja le voda. Jedrska elektrarna v Krškem. Jedrske elektrarne sicer ne spuščajo ogljikovega dioksida v okolje, vendar so radioaktivni odpadki zelo pereč problem. Količino sproščene ali porabljene energije pri določeni reakciji lahko izračunamo z enačbo Q = n H. Pri prekinitvi vezi se energija porablja, pri nastanku vezi se energija sprošča. Moč kemijske vezi izražamo s standardno vezno entalpijo H v. Močnejše vezi imajo večjo vezno entalpijo. Vezne entalpije enakih vezi v različnih spojinah se nekoliko razlikujejo. Približno reakcijsko entalpijo izračunamo tako, da od veznih entalpij vseh vezi v reaktantih odštejemo vezne entalpije vseh vezi v produktih. Pri raztapljanju pride do prekinitve vezi med delci topljenca v trdni snovi, nastanejo nove vezi (privlačne sile) med delci topljenca in delci topila. Hidratacija je proces, pri katerem molekule vode obdajo delce topljenca v vodnih raztopinah. Raztapljanje trdnih topljencev v vodi je lahko eksotermen ali endotermen proces. Energijske spremembe pri raztapljanju izražamo z entalpijo raztapljanja, ki jo lahko izračunamo iz mrežnih in hidratacijskih entalpij. Žveplovi in dušikovi oksidi se v ozračju spojijo z vodo in nato vrnejo na zemljo v obliki kislih padavin. Pojav imenujemo kisli dež. Zaradi velike uporabe fosilnih goriv se v ozračju povečuje koncentracija ogljikovega dioksida, kar povzroča t. i. učinek tople grede. Posledice se kažejo v spremenjenih vremenskih razmerah

13 1 ENERGIJSKE SPREMEMBE Vprašanja za utrjevanje znanja 1.1 Reakcijska in tvorbena entalpija 1. Kakšna je razlika med eksotermnimi in endotermnimi reakcijami? Navedite po en primer eksotermne in endotermne reakcije. 2. Napišite enačbo reakcije fotosinteze. 3. Kaj predstavlja sprememba entalpije? 4. Pojasnite pojem»standardna reakcijska entalpija«. 5. Kakšne so vrednosti entalpij za eksotermne oz. endotermne reakcije? 6. Kako imenujemo urejeno enačbo kemijske reakcije z navedenimi agregatnimi stanji in reakcijsko entalpijo? 7. Kako se spremeni vrednost standardne reakcijske entalpije, če enačbo reakcije zapišemo v nasprotni smeri? 8. Pojasnite pojem»standardna tvorbena entalpija«. 9. Katere snovi imajo po dogovoru standardne tvorbene entalpije enako nič? Navedite en primer take snovi. 10. S pomočjo podatkov na str. 9 izračunajte standardne reakcijske entalpije naslednjih reakcij: a) 4NH 3 (g) + 3O 2 (g) 2N 2 (g) +6H 2 O(g) b) 2H 2 S(g) + 3O 2 (g) 2H 2 O(g) + 2SO 2 (g) c) 2C 2 H 6 (g) + 7O 2 (g) 6H 2 O(g) + 4CO 2 (g) 11. Pojasnite energijska grafa za eksotermno in endotermno reakcijo. 12. Aktivacijska energija za pretvorbo cis-but-2-ena (reaktant) v trans-but-2-en ima vrednost 262 kj/mol. Trans-but-2-en ima za 4 kj/mol manjšo energijo kot cis-but-2-en. Opredelite reakcijo kot eksotermno oz. endotermno. 13. Na milimetrski papir narišite energijski graf za hipotetični reakciji z vrednostmi: a) H r = 100 kj/mol in E a = 75 kj/mol, b) H r = 25 kj/mol in E a = 75 kj/mol. 1.2 Energija pri kemijski reakciji 1. Koliko energije se sprosti pri nastanku 5,00 g ogljikovega dioksida CO 2 (g) iz elementov? H tv (CO 2 (g)) = 394 kj/mol 2. Vodik in klor se spajata v vodikov klorid. Koliko energije se sprosti pri reakciji 20,0 g klora z ustrezno količino vodika? H tv (HCl(g)) = 92 kj/mol 3. Aluminij reagira z železovim(iii) oksidom po naslednji termokemijski enačbi: 2Al(s) + Fe 2 O 3 (s) 2Fe(s) + Al 2 O 3 (s) H r = 852 kj Koliko energije se sprosti pri reakciji 15,0 g aluminija z ustrezno količino Fe 2 O 3? 4. Standardna sežigna entalpija etana C 2 H 6 (g) znaša 1429 kj/mol. Koliko energije se sprosti pri sežigu 30,0 g etana? 1.3 Standardna vezna entalpija 1. Kakšen je z energijskega vidika proces prekinitve kemijske vezi in kakšen proces nastanka kemijske vezi? 2. Pojasnite pojem»standardna vezna entalpija«. 3. Primerjajte vezne entalpije enojne, dvojne in trojne vezi med atomoma dušika (str. 14). Kaj ugotovite? 4. S pomočjo standardnih veznih entalpij na str. 14 izračunajte standardne reakcijske entalpije za reakcije: a) H 2 (g) + F 2 (g) 2HF(g) b) 3H 2 (g) + N 2 (g) 2NH 3 (g) c) CH 4 (g) + 2O 2 (g) CO 2 (g) + 2H 2 O(g) 1.4 Energijske spremembe pri raztapljanju 1. Pojasnite procese, ki potekajo pri raztapljanju ionskega kristala. 2. Pojasnite pojme»hidratacija«,»mrežna entalpija«,»hidratacijska entalpija«. 3. Pojasnite, kako lahko iz vrednosti mrežne in hidratacijske entalpije predvidimo, ali je reakcija eksotermna ali endotermna. 1.5 Sežig fosilnih goriv in obremenitev okolja 1. Pojasnite pojava»kisli dež«in»učinek tople grede«. 2. Naštejte nekaj obnovljivih energijskih virov. 2. HITROST KEMIJSKIH REAKCIJ VSEBINA 2. POGLAVJA 2.1 UGOTAVLJANJE HITROSTI KEMIJSKIH REAKCIJ 2.2 VPLIVI NA HITROST KEMIJSKE REAKCIJE ZAPOMNIM SI VPRAŠANJA ZA UTRJEVANJE ZNANJA 22

14 2 HITROST KEMIJSKIH REAKCIJ HITROST KEMIJSKIH REAKCIJ 2.1 Ugotavljanje hitrosti kemijskih reakcij Ugotavljanje hitrosti kemijskih reakcij Kako ugotovimo hitrost kemijske reakcije? Hitrost spreminjanja koncentracij snovi Kemijske reakcije potekajo različno hitro. Nekatere reakcije so počasne, druge pa hitre. Rjavenje železa je pri sobnih pogojih počasna, izgorevanje bencina v avtomobilskem motorju pa hitra kemijska reakcija. Kemijska kinetika se ukvarja s proučevanjem hitrosti kemijske reakcije in vplivov na hitrost. Proučuje tudi način (mehanizem), po katerem se reaktanti pretvorijo v produkte. Pri kemijski reakciji se s časom zmanjšujejo koncentracije reaktantov (reaktanti se porabljajo) in povečujejo koncentracije produktov (produkti nastajajo). Hitrost kemijske reakcije običajno izražamo s spremembo množinske koncentracije snovi (reaktantov oz. produktov) v časovni enoti. Hitrost spreminjanja koncentracije snovi izračunamo tako, da spremembo koncentracije delimo s časovnim intervalom. Za preprosto reakcijo pretvorbe reaktanta R v produkt P v skladu s kemijsko enačbo R P lahko napišemo naslednji enačbi hitrosti: Enačbi hitrosti za pretvorbo R P: c(r) c K (R) c Z (R) v(r) = = t t c(p) v(p) = = t Veličine [najpogostejše enote]: c K (P) c Z (P) t v(r) hitrost spremembe koncentracije reaktanta R [mol L 1 s 1 ] v(p) hitrost spremembe koncentracije produkta P [mol L 1 s 1 ] c sprememba množinske koncentracije [mol L 1 ] c K množinska koncentracija snovi na koncu časovnega intervala (končna množinska koncentracija) [mol L 1 ] c Z množinska koncentracija snovi na začetku časovnega intervala (začetna množinska koncentracija) [mol L 1 ] t časovni interval [s] Spremembo množinske koncentracije izračunamo tako, da od končne množinske koncentracije odštejemo začetno množinsko koncentracijo. Simbol za množinsko koncentracijo»c«lahko nadomestimo z oglatim oklepajem, znotraj katerega napišemo formulo snovi. Tovrsten zapis je enostavnejši. V našem primeru lahko enačbi hitrosti napišemo na naslednji način: [R] v(r) = oz. v(p) = t [P] t Hitrost kemijske reakcije lahko primerjamo s hitrostjo gibanja. Na avtocesti je omejitev hitrosti 130 km/h. To pomeni, da bomo ob upoštevanju omejitve hitrosti v eni uri prevozili kvečjemu 130 km. Če je hitrost reakcije 0,5 mol/h, bo v eni uri zreagiralo oz. nastalo 0,5 mol snovi. 30 % raztopino vodikovega peroksida H 2 O 2 smo kanili na košček jeter. Potekla je burna reakcija razpada vodikovega peroksida na vodo in kisik. Razpad vodikovega peroksida pri sobni temperaturi je dokaj počasen proces. Reakcija pa poteče zelo hitro v prisotnosti encimov v jetrih. Grška črka (delta) označuje spremembo vrednosti merjene veličine. Običajno jo izračunamo tako, da od končne vrednosti odštejemo začetno vrednost. Dušikov oksid NO in dušikov dioksid NO 2 sta strupena plina. Poleg tega dušikovi oksidi v ozračju povzročajo kislost padavin (kisli dež). Dušikove okside in ogljikov oksid CO (tudi strupen), ki nastajajo v avtomobilskem motorju, s pomočjo avtomobilskega katalizatorja (običajno zlitina platine in rodija Pt-Rh) pretvarjamo v nestrupene sestavine ozračja. Model linearne molekule N 2 O. Dušik tvori okside z oksidacijskimi števili od +1 do +5 (N 2 O, NO, N 2 O 3, NO 2, N 2 O 5 ). Za razliko od drugih dušikovih oksidov pa dušikov(i) oksid (N 2 O, didušikov oksid) ni strupen. Spojina je pri sobnih pogojih plin. Deluje anestetično, zato ga v zmesi s kisikom uporabljamo v zdravstvu. Imenujemo ga tudi smejalni plin. Bodite pozorni na negativni predznak v enačbi za hitrost spremembe koncentracije reaktanta R. Koncentracija reaktanta se tekom reakcije zmanjšuje. Končna koncentracija reaktanta R je manjša od njegove začetne koncentracije. Negativni predznak v enačbi omogoča, da je izračunana hitrost spremembe koncentracije snovi vedno pozitivna. Oglejmo si primer. Naloga: Dušikov oksid NO reagira s kisikom O 2 v dušikov dioksid NO 2. Vse snovi so pri sobnih pogojih v plinastem agregatnem stanju. Napišite enačbo reakcije z navedenimi agregatnimi stanji in enačbe hitrosti reakcije glede na vse tri snovi. Odgovor: Enačba reakcije: 2NO(g) + O 2 (g) 2NO 2 (g) Enačba hitrosti reakcije glede na dušikov oksid: [NO] v(no) = t Enačba hitrosti reakcije glede na kisik: [O 2 ] v(o 2 ) = t Enačba hitrosti reakcije glede na dušikov dioksid: [NO 2 ] v(no 2 ) = t Enačbi hitrosti reakcije glede na dušikov oksid in kisik imata negativni predznak (NO in O 2 sta reaktanta). Enačba hitrosti reakcije glede na dušikov dioksid ima pozitivni predznak (NO 2 je produkt). Hitrost kemijske reakcije izražamo s spremembo množinske koncentracije snovi v časovni enoti. Enačba hitrosti glede na reaktant ima negativni predznak, ker se koncentracija reaktanta tekom reakcije zmanjšuje. Izračunana hitrost ima vedno pozitivno vrednost. Izračun povprečne hitrosti kemijske reakcije Hitrost kemijske reakcije se tekom reakcije spreminja. Na začetku je hitrost reakcije običajno največja, nato pa se postopoma zmanjšuje do porabe reaktantov oz. do vzpostavitve ravnotežja med reaktanti in produkti. Zato običajno ugotavljamo povprečno hitrost reakcije v določenem časovnem intervalu. Hitrost reakcije lahko ugotovimo tako, da merimo koncentracijo določene snovi v posameznem časovnem intervalu in nato razliko med izmerjenima koncentracijama snovi delimo s časom, v katerem je prišlo do spremembe. Hitrost kemijske reakcije ima vedno pozitivno vrednost ne glede na to, ali merimo koncentracije reaktantov ali produktov

15 2 HITROST KEMIJSKIH REAKCIJ HITROST KEMIJSKIH REAKCIJ Ugotavljanje hitrosti kemijskih reakcij 26 Oglejmo si primer. Naloga: Vodikov peroksid H 2 O 2 razpada na vodo in kisik v skladu z enačbo 2H 2 O 2 (aq) 2H 2 O(l) + O 2 (g). V preglednici so navedene koncentracije vodikovega peroksida, izmerjene pri temperaturi 20 C. Izračunajte povprečno hitrost reakcije glede na vodikov peroksid v intervalu med 100. in 300. minuto. Račun: t Z = 100. min t K = 300. min c Z (H 2 O 2 ) = 0,0090 mol L 1 c K (H 2 O 2 ) = 0,0073 mol L 1 v(h 2 O 2 ) =? Izpišemo podatka za časovni interval. t = t K t Z = 300. min 100. min = 200 min Izračunamo časovni interval. [H 2 O 2 ] = c K (H 2 O 2 ) c Z (H 2 O 2 ) = 0,0073 mol L 1 0,0090 mol L 1 = 0,0017 mol L 1 Izračunamo spremembo koncentracije vodikovega peroksida. Vodikov peroksid je reaktant, njegova koncentracija se manjša, sprememba koncentracije vodikovega peroksida ima negativno vrednost. [H 2 O 2 ] 0,0017 mol v(h 2 O 2 ) = = = 8, mol L 1 min 1 t L 200 min Izračunani vrednosti spremembe koncentracije vodikovega peroksida in časovnega intervala vstavimo v enačbo za izračun hitrosti. Hitrost reakcije ima vedno pozitivno vrednost. Odgovor: V intervalu med 100. in 300. minuto je povprečna hitrost reakcije glede na vodikov peroksid 8, mol L 1 min 1. Oglejmo si še diagram spreminjanja koncentracije vodikovega peroksida H 2 O 2 s časom. Iz diagrama je razvidno, da se koncentracija vodikovega peroksida ne spreminja enakomerno. Na začetku je krivulja bolj strma koncentracija vodikovega peroksida H 2 O 2 se spreminja (manjša) hitreje. To pomeni, da je na začetku hitrost reakcije večja. Hitrost reakcije se tekom reakcije spreminja. Izpišemo podatka za koncentraciji H 2 O 2 na začetku in na koncu časovnega intervala. Izračunali bomo povprečno hitrost reakcije glede na vodikov peroksid. Čas [min] c(h 2 O 2 ) [mol L 1 ] 0 0, , , , ,0065 Model molekule vodikovega peroksida H 2 O 2. Spojina ima vrelišče 152 C, tališče pa 0,4 C. Med molekulami so močne vodikove vezi. Spojina je v prodaji običajno kot 30 % raztopina. Trden kalcijev karbonat CaCO 3 reagira s klorovodikovo kislino HCl(aq). Hitrost reakcije je odvisna od velikosti delcev CaCO 3. Kamenčki CaCO 3 v levi epruveti reagirajo počasneje kot uprašen CaCO 3 v desni epruveti. 2.2 Vplivi na hitrost kemijske reakcije Kaj vpliva na hitrost kemijske reakcije? Kemijske reakcije lahko pospešimo ali upočasnimo Do razumevanja vpliva koncentracije si pomagajmo z analogijo. Zamislimo si, da v zaprt prostor postavimo ljudi s prekritimi očmi in jim naročimo, naj se sprehajajo po prostoru. Število»trkov«med ljudmi je odvisno od števila ljudi. Čim več ljudi je v prostoru, tem večje bo tudi število trkov med njimi. Do razumevanja vpliva katalizatorja si pomagajmo z analogijo. Dva kraja sta na različnih straneh hriba. Iz enega v drugi kraj lahko pridemo tako, da premagamo vzpetino ali pa uporabimo predor skozi hrib. Predor (podobno kot katalizator) omogoči drugačno pot, zato lahko v kraj na nasprotni strani hriba pridemo hitreje, kot če se peljemo preko vzpetine. Nekatera literatura opredeljuje katalizator kot snov, ki kakorkoli spremeni hitrost (tudi upočasnjuje) kemijske reakcije. Pogosteje za snov, ki upočasni ali celo prepreči kemijsko reakcijo, uporabljamo izraz inhibitor. Inhibitor je lahko tudi snov, ki zmanjša aktivnost katalizatorja. Na hitrost kemijske reakcije poleg lastnosti reaktantov (njihove reaktivnosti) vplivajo tudi:. koncentracije reaktantov,. temperatura,. način, kako reaktanti prihajajo v medsebojni stik (velikost in površina delcev, mešanje, agregatna stanja);. prisotnost katalizatorja. Vpliv koncentracije reaktantov Večino kemijskih reakcij izvajamo z reaktanti v tekočem (pogosto v raztopinah) ali v plinastem agregatnem stanju. V teh dveh agregatnih stanjih so delci (atomi, ioni, molekule) gibljivi, zato se tudi lahko zaletavajo drug ob drugega, pri čemer pride do kemijske spremembe. Za večino kemijskih reakcij velja, da potekajo hitreje pri večji koncentraciji reaktantov. Npr. cink se hitreje raztaplja v 20 % klorovodikovi kislini kot v 5 % klorovodikovi kislini. Magnezij gori intenzivneje v čistem kisiku kot na zraku (zrak vsebuje le 21 % kisika). Razložimo to opažanje. Do kemijske reakcije običajno pride, ko delci reaktantov trčijo med seboj. Pri tem pride do prerazporeditve atomov, iz reaktantov nastanejo produkti. Večja koncentracija reaktantov pomeni, da bo večje tudi število trkov med njimi, zato bo večja tudi hitrost reakcije. Vpliv temperature Reakcije potekajo hitreje pri višji temperaturi. Razložimo to opažanje. Pri višji temperaturi imajo delci več energije in se gibljejo hitreje. Zato imajo delci pri trkih večjo hitrost, večje pa je tudi število trkov. Posledično je pri višji temperaturi večja tudi hitrost reakcije. Vpliv površine trdne snovi Večina reakcij poteka v raztopinah ali v plinastem agregatnem stanju. Poznamo pa tudi reakcije, pri katerih je vsaj eden od reaktantov v trdnem agregatnem stanju. Pri teh reakcijah na hitrost kemijske reakcije vpliva tudi površina trdnega reaktanta. Čim večja je površina trdnega reaktanta, tem hitreje poteka reakcija. Povedano drugače: drobno uprašen reaktant reagira hitreje kot enaka količina reaktanta v velikih kosih. Zaradi večje površine je namreč na razpolago več mest, na katerih lahko poteče reakcija. Vpliv katalizatorja Katalizator je snov, ki pospeši kemijsko reakcijo, sam pa po končani reakciji ostane kemijsko nespremenjen. Pogosto potrebujemo za pospešitev kemijske reakcije le majhno količino katalizatorja. 27

16 2 HITROST KEMIJSKIH REAKCIJ HITROST KEMIJSKIH REAKCIJ Vplivi na hitrost kemijske reakcije 2.2 Vplivi na hitrost kemijske reakcije Pospešitev kemijske reakcije z uporabo katalizatorja imenujemo kataliza. Poznamo homogeno katalizo in heterogeno katalizo. Pri homogeni katalizi je katalizator v enakem agregatnem stanju kot reaktanti. Pri heterogeni katalizi je katalizator v drugačnem agregatnem stanju kot reaktanti. Oglejmo si primer. Vodikov peroksid H 2 O 2 razpada na vodo in kisik. Razpad vodikovega peroksida v čisti plastični posodi ter v hladnem in temnem prostoru je počasen. Lahko pa ga pospešimo z dodatkom katalizatorja, npr. trdnega manganovega dioksida MnO 2 (s) ali raztopine natrijevega jodida NaI(aq). Formulo katalizatorja napišemo nad puščico. MnO 2H 2 O 2 (aq) 2 (s) 2H 2 O(l) + O 2 (g) heterogena kataliza 2H 2 O 2 (aq) NaI(aq) 2H 2 O(l) + O 2 (g) homogena kataliza V prvem primeru gre za heterogeno katalizo, ker sta katalizator MnO 2 (s) in reaktant H 2 O 2 (aq) v različnih agregatnih stanjih. V drugem primeru gre za homogeno katalizo, ker sta katalizator NaI(aq) in reaktant H 2 O 2 (aq) v enakem agregatnem stanju. Mnoge reakcije v kemijski industriji pospešujemo s katalizatorji, pretežno gre za heterogene katalize. Heterogena kataliza poteka tudi v avtomobilskem katalizatorju, ki je vgrajen v izpušno cev avtomobila. Avtomobilski katalizator vsebuje zlitino platine in rodija. Omogoča pospešitev reakcij, pri katerih se nezaželene sestavine izpušnih plinov (predvsem ogljikov oksid CO, dušikovi oksidi NO x in nezreagirani ogljikovodiki C x H y ) pretvorijo v običajne sestavine ozračja (ogljikov dioksid, dušik, vodna para). O 2 (g) N 2 (g) Gorivo C x H y Avtomobilski motor O 2 (g), N 2 (g) CO 2 (g), H 2 O(g) CO(g), NO x (g), C x H y (g) Izpušna cev Shema pretvorb v avtomobilskem katalizatorju Pt, Rh Avtomobilski katalizator N 2 (g) CO 2 (g), H 2 O(g) Izpušna cev Reakcije v avtomobilskem katalizatorju lahko opišemo z naslednjimi poenostavljenimi enačbami: 2CO(g) + O 2 (g) 2CO 2 (g) 2C 8 H 18 (g) + 25O 2 (g) 16CO 2 (g) + 18H 2 O(g) 2NO(g) + 2CO(g) N 2 (g) + 2CO 2 (g) Omenimo še encime. Encimi nastajajo v živih bitjih in uravnavajo različne reakcije v organizmih. Pravimo, da so biokatalizatorji. Encime uporabljamo v živilski in farmacevtski industriji. Z njimi razgrajujemo naftne madeže, čistimo odpadne vode, najdemo jih tudi v sodobnih pralnih praških. A B C D E KATALIZATOR KATALIZATOR KATALIZATOR KATALIZATOR KATALIZATOR Pri heterogeni katalizi se plinasti (ali tekoči) reaktanti (slika A) običajno šibko vežejo (adsorbirajo) na površino trdnega katalizatorja (slika B). Sledi prekinitev vezi med atomi v molekulah reaktantov (slika C) in prerazporeditev atomov, pri čemer nastanejo produkti (slika D), ki se nato ločijo od katalizatorja (slika E). V avtomobilskem motorju kisik O 2 iz zraka reagira z gorivom, pri čemer nastaneta pretežno ogljikov dioksid CO 2 in vodna para H 2 O, ki sta običajni sestavini ozračja. Reakcija gorenja pa ni popolna, zato nastane tudi strupen ogljikov oksid CO, del goriva pa ostane nezreagiran (nezreagirani ogljikovodiki C x H y ). Poleg tega se v motorju del dušika N 2 in kisika O 2 spoji v dušikove okside NO x. V avtomobilskem katalizatorju se nezaželene sestavine izpušnih plinov pretvorijo v običajne sestavine ozračja (dušik N 2, ogljikov dioksid CO 2, vodno paro H 2 O). Encimi kvasovk omogočajo pretvorbo sladkorja v etanol in ogljikov dioksid. Iz energijskega grafa hipotetične reakcije v glavnem stolpcu (desno) lahko razberemo vrednost standardne reakcijske entalpije (modra puščica) ter aktivacijske energije katalizirane (zelena puščica) in nekatalizirane reakcije (rdeča puščica): H r = 50 kj mol 1 E a (kat. reak.) = 50 kj mol 1 E a (nekat. reak.) = 150 kj mol 1 Aktivacijski kompleks je nestabilna struktura (skupek atomov), ki lahko razpade nazaj v reaktante ali pa se pretvori v produkte. Vodikov peroksid H 2 O 2 razpada na vodo in kisik. Reakcijo lahko pospešimo z dodatkom manganovega dioksida MnO 2. Ker je katalizator (trden) v drugačnem agregatnem stanju kot reaktant (tekoč), govorimo o heterogeni katalizi. Pojasnimo delovanje katalizatorja. Katalizirana reakcija poteka na drugačen način kot nekatalizirana reakcija. Pravimo, da katalizator spremeni mehanizem kemijske reakcije. Katalizirana reakcija poteka hitreje, ker je njena aktivacijska energija manjša kot aktivacijska energija nekatalizirane reakcije. Za boljše razumevanje si oglejmo energijski graf hipotetične katalizirane in nekatalizirane reakcije. Vodoravna os predstavlja reakcijsko koordinato oz. potek reakcije (od reaktantov k produktom), navpična os pa energijsko stanje snovi. Krivulji predstavljata spreminjanje energije snovi med reakcijo. Rdeča krivulja pripada nekatalizirani reakciji, zelena krivulja pa katalizirani reakciji. Stanje z največjo energijo (vrh krivulje) imenujemo aktivacijsko ali prehodno stanje, molekularno strukturo v tem stanju pa aktivacijski kompleks. Iz energijskega grafa je razvidno, da imajo produkti manjšo energijo kot reaktanti, torej je reakcija eksotermna ( H r < 0, modra puščica). Reakcijski entalpiji katalizirane in nekatalizirane reakcije sta seveda enaki, ker energijsko stanje reaktantov in produktov ni odvisno od katalizatorja. Razlika je v aktivacijskem (prehodnem) stanju in v aktivacijski energiji. Aktivacijska energija predstavlja minimalno energijo, ki jo morajo imeti reaktanti, da dosežejo aktivacijsko (prehodno) stanje in nato zreagirajo v produkte. Katalizirana reakcija ima manjšo aktivacijsko energijo kot nekatalizirana reakcija. Na hitrost kemijske reakcije poleg lastnosti reaktantov (njihove reaktivnosti) vplivajo tudi koncentracija reaktantov (pri večji koncentraciji je večje število uspešnih trkov med delci reaktantov), temperatura (pri višji temperaturi imajo delci reaktantov v povprečju večjo energijo, zato je tudi večje število uspešnih trkov med njimi), prisotnost katalizatorja (katalizator spremeni reakcijski mehanizem, zmanjša aktivacijsko energijo) in način, kako reaktanti prihajajo v medsebojni stik (velikost in površina trdnega reaktanta, mešanje, agregatna stanja). Večja površina trdnega reaktanta omogoča večje število mest, na katerih poteka reakcija

17 2 HITROST KEMIJSKIH REAKCIJ HITROST KEMIJSKIH REAKCIJ 2 Teorija trkov Kemijska reakcija poteče, ko delci reaktantov trčijo med seboj. Pri uspešnem trku delcev reaktantov pride do njihove prerazporeditve in nastanka produktov. Kdaj je trk med delci reaktantov uspešen? Poenostavljeno lahko rečemo, da morata biti izpolnjena dva pogoja: ustrezna orientacija in zadostna energija delcev reaktantov. Zamislimo si reakcijo med molekulama A 2 in B 2, pri čemer nastaneta dve molekuli AB v skladu z enačbo: A 2 (g) + B 2 (g) 2AB(g) Oglejmo si model poteka te reakcije. Neustrezna orientacija delcev reaktantov pomeni, da le-ti trčijo na način, ki ne omogoča nastanka aktivacijskega kompleksa. Neustrezna orientacija, neuspešen trk, ni reakcije. Zapomnim si Hitrost kemijske reakcije izražamo s spremembo množinske koncentracije snovi v časovni enoti. Enačba hitrosti glede na reaktant ima negativni predznak, ker se koncentracija reaktanta tekom reakcije zmanjšuje. Izračunana hitrost ima vedno pozitivno vrednost. Hitrost reakcije se tekom reakcije spreminja. Na hitrost kemijske reakcije poleg lastnosti reaktantov (njihove reaktivnosti) vplivajo tudi koncentracija reaktantov (pri večji koncentraciji je večje število uspešnih trkov med delci reaktantov), temperatura (pri višji temperaturi imajo delci reaktantov v povprečju večjo energijo, zato je tudi večje število uspešnih trkov med njimi), prisotnost katalizatorja (katalizator spremeni reakcijski mehanizem, zmanjša aktivacijsko energijo) in način, kako reaktanti prihajajo v medsebojni stik (velikost in površina trdnega reaktanta, mešanje, agregatna stanja). Večja površina trdnega reaktanta omogoča večje število mest, na katerih poteka reakcija. Za uspešen trk morajo imeti delci reaktantov ustrezno orientacijo in zadostno energijo (najmanj aktivacijsko energijo). Čim višja je temperatura snovi, tem večja je povprečna hitrost gibanja delcev in s tem tudi povprečna kinetična energija delcev. A 2 B 2 A 2 B 2 2AB Molekuli reaktantov aktivacijski Iz aktivacijskega A 2 in B 2 se približujeta. kompleks. kompleksa nastaneta Imata ustrezno orientacijo dve molekuli in zadostno energijo. produkta AB. Molekuli A 2 in B 2 se gibljeta ena proti drugi. Njuna medsebojna orientacija je ustrezna. Pri trku molekul nastane t. i. aktivacijski kompleks, ki se zelo hitro pretvori v produkt. Iz aktivacijskega kompleksa A 2 B 2 dobimo dve molekuli produkta AB. Za večino reakcij ne poznamo dejanskega poteka (mehanizma). Dejanski mehanizmi reakcij so bistveno bolj zapleteni, kot je to prikazano na zgornji sliki. Kljub ustrezni orientaciji delcev pa so trki neuspešni, če delci nimajo zadostne energije. Aktivacijska energija je minimalna energija, ki jo morajo imeti delci reaktantov za uspešen trk. V snovi nimajo vsi delci enake energije. V stranskem stolpcu je prikazana porazdelitev delcev glede na njihovo kinetično energijo. Le tisti delci reaktantov, ki imajo zadostno energijo (vsaj enako aktivacijski energiji), lahko zreagirajo v produkte. Energija delcev je odvisna od temperature. Čim višja je temperatura snovi, tem večja je povprečna hitrost gibanja delcev in s tem tudi povprečna kinetična energija delcev. V stranskem stolpcu je prikazana porazdelitev delcev glede na njihovo kinetično energijo pri dveh različnih temperaturah. Pri višji temperaturi je krivulja pomaknjena bolj v desno delci imajo v povprečju večjo energijo. Za uspešen trk morajo imeti delci reaktantov ustrezno orientacijo in zadostno energijo (najmanj aktivacijsko energijo). Čim višja je temperatura snovi, tem večja je povprečna hitrost gibanja delcev in s tem tudi povprečna kinetična energija delcev. Diagram porazdelitve delcev glede na njihovo kinetično energijo. Vsi delci v snovi nimajo enake energije. V produkte lahko zreagirajo le tisti delci reaktantov, ki imajo zadostno energijo (vsaj enako aktivacijski energiji E a ) zeleno področje. Diagram porazdelitve delcev glede na njihovo kinetično energijo pri dveh temperaturah. Pri višji temperaturi (rdeča krivulja) imajo delci v povprečju večjo hitrost in s tem tudi večjo kinetično energijo

18 2 HITROST KEMIJSKIH REAKCIJ Vprašanja za utrjevanje znanja 2.1 Ugotavljanje hitrosti kemijskih reakcij 1. S čim se ukvarja kemijska kinetika? 2. Kako se s časom spreminjajo koncentracije reaktantov in kako koncentracije produktov? 2.2. Vplivi na hitrost kemijske reakcije 1. Kaj vpliva na hitrost kemijske reakcije? 2. Pojasnite vpliv koncentracije reaktantov na hitrost kemijske reakcije Na kakšen način običajno izražamo hitrost kemijske reakcije? 3. Pojasnite vpliv temperature na hitrost kemijske reakcije. 4. Kako izračunamo hitrost spreminjanja koncentracije snovi? 4. Zakaj kemijske reakcije potekajo hitreje pri višji temperaturi? 5. Katero veličino predstavlja oglati oklepaj, znotraj katerega napišemo formulo snovi? 6. Zakaj je v enačbi za hitrost spreminjanja koncentracije reaktanta negativni predznak? 7. Vodik in jod se spajata v vodikov jodid. Vse snovi so pri določenih pogojih v plinastem agregatnem stanju. Napišite enačbo reakcije z navedenimi agregatnimi stanji in enačbe hitrosti za vse tri snovi. 5. Pojasnite vpliv površine trdne snovi na hitrost kemijske reakcije. 6. Kaj je katalizator? 7. Pojasnite razliko med»homogeno katalizo«in»heterogeno katalizo«. 8. Pojasnite pretvorbe v avtomobilskem katalizatorju. 9. Pojasnite pojem»aktivacijska energija«. KEMIJSKO RAVNOTEŽJE Dušikov(II) oksid reagira z ozonom, pri tem nastaneta kisik in dušikov(iv) oksid. Vse snovi so pri določenih pogojih v plinastem agregatnem stanju. Napišite enačbo reakcije z navedenimi agregatnimi stanji in enačbe hitrosti za vse snovi. 9. S pomočjo podatkov v preglednici na str. 26 izračunajte povprečno hitrost reakcije glede na vodikov peroksid: a) v intervalu med 200. in 400. minuto; b) v intervalu med 300. in 400. minuto; c) v prvih 300 minutah. 10. S pomočjo diagrama na str. 26 izračunajte povprečno hitrost reakcije glede na vodikov peroksid: a) v prvih 500 minutah; b) v intervalu med 500. in minuto; c) v intervalu med in minuto. 11. Primerjajte rezultate, dobljene pri prejšnji nalogi. Kakšno ugotovitev lahko povzamete? 12. Kako se običajno s časom spreminja hitrost reakcije? 13. Dušikov(V) oksid N 2 O 5 razpada na dušikov(iv) oksid NO 2 in kisik. Pri določenih pogojih je hitrost reakcije glede na dušikov(v) oksid 5, mol L 1 s 1. Na začetku je koncentracija N 2 O 5 0,012 mol L 1. Kolikšna je koncentracija N 2 O 5 po 10 minutah? 10. Prikažite energijski graf hipotetične reakcije z naslednjimi vrednostmi: a) H r = 20 kj mol 1 E a (kat. reak.) = 40 kj mol 1 E a (nekat. reak.) = 80 kj mol 1 b) H r = 20 kj mol 1 E a (kat. reak.) = 40 kj mol 1 E a (nekat. reak.) = 60 kj mol Zakaj katalizirana reakcija poteka hitreje kot nekatalizirana reakcija? 12. Kaj je pogoj za uspešen trk med delci reaktantov? 13. Pojasnite izraz»neustrezna orientacija delcev«. 14. Kaj je aktivacijski kompleks? 15. Skicirajte in razložite diagram porazdelitve delcev glede na njihovo kinetično energijo. V diagramu si na poljubnem mestu označite vrednost aktivacijske energije in opredelite, v katerem področju diagrama imajo delci reaktantov zadostno energijo za pretvorbo v produkte. 16. Kako povišana temperatura vpliva na porazdelitev delcev glede na njihovo kinetično energijo? 17. S stališča teorije trkov pojasnite, zakaj povišanje temperature pospeši kemijsko reakcijo. VSEBINA 3. POGLAVJA 3.1 RAVNOTEŽNE REAKCIJE 3.2 IZRAČUN KONSTANTE RAVNOTEŽJA 3.3 VPLIVI NA KEMIJSKO RAVNOTEŽJE ZAPOMNIM SI VPRAŠANJA ZA UTRJEVANJE ZNANJA

19 3 KEMIJSKO RAVNOTEŽJE 3.1 Ravnotežne reakcije KEMIJSKO RAVNOTEŽJE Ravnotežne reakcije Kaj je značilno za ravnotežne reakcije? Dinamično ravnotežje Pri kemijskih reakcijah se reaktanti pretvarjajo v produkte. Kemijska reakcija se ustavi, ko se reaktanti popolnoma pretvorijo v produkte. Pri mnogih reakcijah poteka tudi nasproten proces: produkti se pretvarjajo nazaj v reaktante. V teh primerih govorimo o obojesmernih ali reverzibilnih reakcijah. Pogosto opazimo, da se le del reaktantov pretvori v produkte, del reaktantov pa ne zreagira. Ne glede na to, koliko časa izvajamo reakcijo, imamo pri določenih pogojih v reakcijski zmesi vedno enake koncentracije posameznih snovi. Med reaktanti in produkti se vzpostavi ravnotežje, tovrstne reakcije imenujemo ravnotežne reakcije. V enačbah ravnotežnih reakcij namesto enosmerne puščice uporabljamo dvosmerno puščico. V tem poglavju se bomo omejili le na homogena ravnotežja med snovmi v plinastem agregatnem stanju. Poznamo mnoge ravnotežne reakcije. Oglejmo si nekaj primerov. Pri reakciji med vodikom H 2 in jodom I 2 nastane vodikov jodid HI. Enačba ravnotežne reakcije: H 2 (g) + I 2 (g) 2HI(g) Če pri 460 C zmešamo 1,00 mol vodika in 1,00 mol joda, bomo po določenem času v reakcijski zmesi dobili 0,22 mol vodika, 0,22 mol joda in 1,56 mol vodikovega jodida. Pri tem razmerju se množine snovi (in s tem tudi koncentracije) ne spreminjajo več. Oglejmo si diagram spreminjanja koncentracij snovi s časom. Spreminjanje koncentracij H 2, I 2 in HI s časom Med pomembnejšimi je prav gotovo reakcija nastanka amonijaka iz dušika in vodika. Reakcija omogoča vezavo dušika iz zraka in je prva stopnja v proizvodnji mnogih dušikovih spojin (uporabnih za izdelavo gnojil, razstreliv idr.). Enačba ravnotežne reakcije: N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g) Nemški kemik Fritz Haber ( , Nobelova nagrada za kemijo 1918) je odkril način proizvodnje amonijaka iz dušika in vodika. V industrijsko merilo je ta proces vpeljal nemški kemik Carl Bosch ( , Nobelova nagrada za kemijo 1931). Postopek imenujemo po obeh Haber-Boschev postopek. Ravnotežje, v katerem so vse snovi v enakem agregatnem stanju, imenujemo homogeno ravnotežje. Ravnotežje, v katerem snovi niso v enakem agregatnem stanju, imenujemo heterogeno ravnotežje. Na začetku imamo v posodi le reaktanta (vodik H 2 in jod I 2 ). Tekom reakcije se koncentraciji obeh reaktantov (modra črta) manjšata, koncentracija produkta (vodikov jodid HI, rdeča črta) pa narašča. Po določenem času (oznaka t r ) se med reaktantoma in produktom vzpostavi ravnotežje. Koncentracije snovi se ne spreminjajo več (krivulji se izravnata). Do razumevanja dinamičnega ravnotežja si pomagajmo z analogijo. Zamislimo si dve dekleti in dva fanta, ki se odpravijo na plesišče, a lahko na plesnem odru naenkrat pleše le en par. Plesalca oz. plesalki se lahko izmenjujejo, a bo vedno en par sedel ob plesišču, en par pa bo plesal. Med tistimi, ki sedijo, in tistimi, ki plešejo, se vzpostavi»dinamično ravnotežje«. Dušikovi oksidi, ki nastajajo v letalskih motorjih, povzročajo zmanjševanje koncentracije ozona O 3 v višjih plasteh ozračja. Legenda: n 2 O 4 didušikov tetraoksid NO 2 dušikov dioksid Pri določenih pogojih (tlak, temperatura) je koncentracija kisika v vodi stalna. Hitrost raztapljanja zračnega kisika v vodi je enaka hitrosti izločanja kisika iz vode. Povedano drugače: količina kisika, ki se v določenem času raztopi v vodi, je enaka količini kisika, ki se v enakem času izloči iz vode. Za boljše razumevanje dogajanja pri ravnotežnih reakcijah se moramo seznaniti s pojmom dinamično ravnotežje. Dinamično ravnotežje je stanje ravnotežnega sistema, v katerem sta hitrosti fizikalnih ali kemijskih sprememb v nasprotnih smereh enaki. Definicija dinamičnega ravnotežja se zdi zapletena. Poskusimo jo pojasniti na primeru. Dušikov dioksid NO 2 je v ravnotežju z didušikovim tetraoksidom N 2 O 4. V ravnotežju se nahajata obe snovi, njuna koncentracija je pri določenih pogojih stalna. 2NO 2 (g) N 2 O 4 (g) Reakcija poteka še naprej tudi po vzpostavitvi ravnotežja. Dušikov dioksid NO 2 se stalno pretvarja v didušikov tetraoksid N 2 O 4 : 2NO 2 (g) N 2 O 4 (g) Obenem pa poteka tudi nasprotna reakcija; didušikov tetraoksid N 2 O 4 se stalno pretvarja nazaj v dušikov dioksid NO 2 : 2NO 2 (g) N 2 O 4 (g) V ravnotežju je hitrost reakcije v desno enaka hitrosti reakcije v levo. Posledično se koncentraciji dušikovega dioksida NO 2 in didušikovega tetraoksida N 2 O 4 ne spreminjata več. Dušikov dioksid NO 2 in didušikov tetraoksid N 2 O 4 sta v dinamičnem ravnotežju. Ponazorimo to ravnotežje s pomočjo modelov. A B C Slike A, B in C predstavljajo ravnotežna stanja. Iz slik lahko razberemo, da je število molekul (in s tem koncentracija) posameznih snovi enako. Koncentraciji dušikovega dioksida NO 2 in didušikovega tetraoksida N 2 O 4 se v ravnotežju ne spreminjata več. Dinamično ravnotežje opazimo tudi pri nekaterih fizikalnih procesih, npr. pri raztapljanju plinov v vodi. Kisik O 2 je v zraku, nekaj pa se ga raztopi tudi v vodi. Med kisikom v zraku O 2 (g) in raztopljenim kisikom v vodi O 2 (aq) je dinamično ravnotežje. O 2 (g) O 2 (aq) Ravnotežne reakcije so reakcije, v katerih se le del reaktantov pretvori v produkte, nakar se med reaktanti in produkti vzpostavi dinamično ravnotežje. V enačbah ravnotežnih reakcij zapisujemo dvosmerno puščico. Dinamično ravnotežje je stanje ravnotežnega sistema, v katerem sta hitrosti fizikalnih ali kemijskih sprememb v nasprotnih smereh enaki. 35

20 3 KEMIJSKO RAVNOTEŽJE KEMIJSKO RAVNOTEŽJE Ravnotežne reakcije 3.1 Ravnotežne reakcije Zapis konstante ravnotežja Vrednost konstante ravnotežja V nekaterih ravnotežjih prevladujejo reaktanti pravimo, da je ravnotežje pomaknjeno v smer reaktantov. V nekaterih ravnotežjih pa prevladujejo produkti pravimo, da je ravnotežje pomaknjeno v smer produktov. Razmerje med ravnotežnimi koncentracijami produktov in reaktantov določene kemijske reakcije je pri določeni temperaturi konstantno. Kvantitativno to razmerje opisuje konstanta ravnotežja K c (uporabljamo tudi izraz ravnotežna konstanta), ki po dogovoru nima enote. Konstanta ravnotežja K c je matematični izraz, ki opisuje razmerje med ravnotežnimi koncentracijami produktov in reaktantov pri določeni temperaturi. V splošnem za kemijsko reakcijo REAKTANTI PRODUKTI zapisujemo naslednji izraz za konstanto ravnotežja: [PRODUKTI] K c = [REAKTANTI] Oglati oklepaji simbolizirajo množinske koncentracije snovi v ravnotežju. V števcu izraza za konstanto ravnotežja zapisujemo množinske koncentracije produktov, v imenovalcu pa množinske koncentracije reaktantov. V primeru različnih reaktantov oz. produktov množimo njihove koncentracije v izrazu za konstanto ravnotežja. Pripadajoče stehiometrične koeficiente pa zapisujemo kot potence koncentracij. Oglejmo si primer. Napišimo konstanto ravnotežja za ravnotežno reakcijo N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g). Produkte pišemo v števec. Reaktante pišemo v imenovalec. REAKTANTA N 2 (g) + 3H 2 (g) [NH 3 ] 2 K c = [N2 ] [H 2 ] 3 PRODUKT 2NH 3 (g) Stehiometrične koeficiente pišemo kot potence koncentracij snovi. Med koncentracijami snovi je matematični znak»krat«. Oglejmo si še dva primera zapisa konstant ravnotežja. Enačba kemijske reakcije: 2NO(g) + O 2 (g) 2NO 2 (g) N 2 O 4 (g) 2NO 2 (g) Konstanta ravnotežja: Konstanta ravnotežja K c je matematični izraz, ki opisuje razmerje med ravnotežnimi koncentracijami produktov in reaktantov pri določeni temperaturi. Po dogovoru nima enote. V števcu izraza za konstanto ravnotežja zapisujemo množinske koncentracije produktov, v imenovalcu pa množinske koncentracije reaktantov. Pripadajoče stehiometrične koeficiente zapisujemo kot potence koncentracij. Zaradi lažjega zapisa konstante ravnotežja uporabljamo za označevanje množinskih koncentracij namesto črke»c«kar formule snovi v oglatih oklepajih. Pravilen je seveda tudi zapis s simboli»c«. Za ravnotežno reakcijo H 2 (g) + I 2 (g) 2HI(g) lahko napišemo: ali V splošnem lahko za kemijsko reakcijo, ki je predstavljena z enačbo aa + bb cc + dd napišemo naslednji izraz za konstanto ravnotežja: Velike črke A, B, C in D simbolizirajo določene snovi, male črke a, b, c in d pa stehiometrične koeficiente v urejeni enačbi kemijske reakcije. Konstanta ravnotežja K c seveda ne more biti negativna, ker so koncentracije snovi lahko le pozitivne. Zelo majhna vrednost konstante ravnotežja torej pomeni pozitivno vrednost, ki je blizu ničli. V ozračju prevladujeta dušik N 2 in kisik O 2. Pri sobni temperaturi med seboj skoraj ne reagirata, pri visoki temperaturi (npr. v avtomobilskih ali letalskih motorjih in tudi pri udarcih strel v ozračju) pa v ravnotežni reakciji nastaja dušikov oksid NO: N 2 (g) + O 2 (g) 2NO(g) Dušikov oksid je eden od krivcev za zmanjševanje koncentracije ozona v višjih plasteh ozračja. Med dušikovim oksidom NO in ozonom O 3 poteka ravnotežna reakcija: NO(g) + O 3 (g) NO 2 (g) + O 2 (g) Vrednost konstante ravnotežja je odvisna od temperature. V spodnji preglednici so navedene vrednosti konstante ravnotežja K c za reakcijo N 2 O 4 (g) 2NO 2 (g) pri različnih temperaturah. Temperatura Konstanta ravnotežja 298 K 5, K 1, K 1,5 500 K K 4, Iz vrednosti konstante ravnotežja K c lahko razberemo, kakšno je razmerje med ravnotežnimi koncentracijami produktov in reaktantov. Povedano drugače: sklepamo lahko, ali je v ravnotežju več produktov ali več reaktantov. Oglejmo si primer. Pri 25 C ima konstanta ravnotežja za reakcijo N 2 (g) + O 2 (g) 2NO(g) vrednost 4, Enačba reakcije: N 2 (g) + O 2 (g) 2NO(g) Konstanta ravnotežja: Vrednost 4, je zelo majhna. Zapis te vrednosti brez uporabe potence je zamuden in nepregleden: 4, = 0, Zelo majhna vrednost konstante ravnotežja pomeni, da v ravnotežju prevladujejo reaktanti oz. se je le majhen delež reaktantov pretvoril v produkte. Povedano drugače: koncentracije reaktantov so velike, koncentracije produktov so majhne. Pravimo, da je ravnotežje pomaknjeno v smer reaktantov. Oglejmo si še povsem drugačen primer. Pri 25 C ima konstanta ravnotežja za reakcijo NO(g) + O 3 (g) NO 2 (g) + O 2 (g) vrednost Enačba reakcije: NO(g) + O 3 (g) NO 2 (g) + O 2 (g) Konstanta ravnotežja: Vrednost je zelo velika. Zelo velika vrednost konstante ravnotežja (K c >> 1) pomeni, da v ravnotežju prevladujejo produkti oz. se je večji delež reaktantov pretvoril v produkte. Povedano drugače: koncentracije reaktantov so majhne, koncentracije produktov so velike. Pravimo, da je ravnotežje pomaknjeno v smer produktov. Seveda obstajajo tudi reakcije, pri katerih v ravnotežju ne prevladujejo ne reaktanti ne produkti, torej konstanta ravnotežja ni ne pretirano velika ne pretirano majhna. Prav s tovrstnimi primeri se bomo ukvarjali v naslednjem poglavju. Potrebno je poudariti, da je vrednost konstante ravnotežja odvisna od temperature. Vrednost konstante ravnotežja pa ni odvisna od količine snovi v ravnotežju. Ne glede na količino (množino oz. koncentracijo) reaktantov in produktov v ravnotežju je vrednost konstante ravnotežja pri določeni temperaturi vedno enaka. Konstanta ravnotežja ima veliko vrednost, če v ravnotežju prevladujejo produkti, in majhno vrednost, če v ravnotežju prevladujejo reaktanti. Odvisna je od temperature

21 3 KEMIJSKO RAVNOTEŽJE KEMIJSKO RAVNOTEŽJE Ravnotežne reakcije Pretvarjanje konstant ravnotežja Konstanta ravnotežja K c je vezana na zapisano enačbo kemijske reakcije. Drugače zapisana enačba kemijske reakcije ima seveda tudi drugačno konstanto ravnotežja. Oglejmo si primer. Pri 25 C ima konstanta ravnotežja za reakcijo nastanka vodikovega jodida iz elementov H 2 (g) + I 2 (g) 2HI(g) vrednost 25. Enačba reakcije: H 2 (g) + I 2 (g) 2HI(g) Konstanta ravnotežja: Kolikšna je vrednost konstante ravnotežja za ravnotežno reakcijo razpada vodikovega jodida 2HI(g) H 2 (g) + I 2 (g) pri temperaturi 25 C? Očitno je, da bomo v izrazu za konstanto ravnotežja zgolj zamenjali števec in imenovalec. Konstanta ravnotežja reakcije razpada vodikovega jodida na elemente 2HI(g) H 2 (g) + I 2 (g) bo torej imela obratno vrednost v primerjavi z ravnotežno konstanto reakcije nastanka vodikovega jodida iz elementov H 2 (g) + I 2 (g) 2HI(g). Enačba reakcije: 2HI(g) H 2 (g) + I 2 (g) Konstanta ravnotežja: Vrednost konstante ravnotežja ni odvisna le od smeri zapisa enačbe ravnotežne reakcije, temveč tudi od načina urejanja enačbe (stehiometrični koeficienti). Kolikšna je vrednost konstante ravnotežja za (drugače urejeno) ravnotežno reakcijo ½H 2 (g) + ½I 2 (g) HI(g)? Enačbe kemijskih reakcij sicer praviloma urejamo tako, da so stehiometrični koeficienti cele številke. V tem primeru želimo zgolj pokazati pomen zapisa ustrezne enačbe kemijske reakcije. Očitno je, da so v izrazu za konstanto ravnotežja drugačni eksponenti nad koncentracijami snovi. Natančneje, vse koncentracije so»korenjene«v primerjavi s koncentracijami v prvi konstanti. Konstanta ravnotežja reakcije ½H 2 (g) + ½I 2 (g) HI(g) ima»korenjeno«vrednost v primerjavi z ravnotežno konstanto reakcije H 2 (g) + I 2 (g) 2HI(g). Enačba reakcije: ½H 2 (g) + ½I 2 (g) HI(g) Konstanta ravnotežja: Iz navedenih primerov je očitno, da je vrednost konstante ravnotežja smiselno navajati le ob napisani enačbi kemijske reakcije. Konstanta ravnotežja K c je vezana na zapisano enačbo kemijske reakcije. Vrednost konstante ravnotežja je smiselno navajati le ob napisani enačbi kemijske reakcije. Vodik lahko dobimo na različne načine. Ena od možnosti je ravnotežna reakcija med metanom CH 4 in vodno paro H 2 O: CH 4 (g) + H 2 O(g) CO(g) + 3H 2 (g) Obratna vrednost je vrednost dobljena z zamenjavo številk preko ulomkove črte. Npr. ½ je obratna vrednost števila 2. Na računalih nam izračun obratne vrednosti omogoča tipka: Nasprotna vrednost je vrednost z drugačnim predznakom. Npr. 2 je nasprotna vrednost števila 2. Na računalih nam izračun nasprotne vrednosti omogoča tipka: Simboli na tvojem računalu se lahko nekoliko razlikujejo. 3.2 Izračun konstante ravnotežja Kako izračunamo konstanto ravnotežja? Množinsko koncentracijo izračunamo iz množine oz. mase z enačbo: Za izračun konstante ravnotežja vnesemo v računalo vrednosti in matematične operacije v naslednjem zaporedju: 0,05 x 2 0,005 0,02 = Na računalih izračunamo kvadratno vrednost s tipko: Za izračun konstante ravnotežja vnesemo v računalo vrednosti in matematične operacije v naslednjem zaporedju: 0,007 x 2 0,24 y x 3 0,1 = Na računalih potenciramo s poljubno osnovo in eksponentom s tipko: Izračun iz ravnotežnih koncentracij Konstanta ravnotežja opredeljuje razmerje med ravnotežnimi koncentracijami produktov in reaktantov. Lahko jo izračunamo, če poznamo količine snovi v ravnotežju. V izraz za konstanto ravnotežja vstavimo ravnotežne koncentracije, izražene v enotah mol/l. Oglejmo si primer. Naloga: Pri določenih pogojih so v posodi naslednje ravnotežne koncentracije snovi: vodik 0,0050 mol/l, jod 0,020 mol/l in vodikov jodid 0,050 mol/l. Izračunajte konstanto ravnotežja K c za reakcijo H 2 (g) + I 2 (g) 2HI(g). Račun: c r (H 2 ) = 0,0050 mol/l c r (I 2 ) = 0,020 mol/l c r (HI) = 0,050 mol/l K c =? [HI] 2 0,050 2 K c = = = 25 [H 2 ] [I 2 ] 0,0050 0,020 Napišemo izraz za konstanto ravnotežja. Odgovor: Konstanta ravnotežja ima vrednost 25. Če ravnotežne koncentracije niso podane, jih lahko izračunamo iz podanih ravnotežnih mas ali množin. Oglejmo si primer. Naloga: Pri določenih pogojih so v posodi s prostornino 500 ml naslednje ravnotežne množine snovi: vodik 0,120 mol, dušik 0,050 mol in amonijak 0,0035 mol. Izračunajte konstanto ravnotežja K c za reakcijo 3H 2 (g) + N 2 (g) 2NH 3 (g). n r (H 2 ) 0,120 mol n r (H 2 ) = 0,120 mol c r (H 2 ) = = = 0,240 mol/l V 0,500 L n r (N 2 ) 0,050 mol n r (N 2 ) = 0,050 mol c r (N 2 ) = = = 0,10 mol/l V 0,500 L n r (NH 3 ) 0,0035 mol n r (NH 3 ) = 0,0035 mol c r (NH 3 ) = = = 0,0070 mol/l V = 500 ml = 0,500 L K c =? Izpišemo podatke za ravnotežne koncentracije snovi. Vstavimo podatke in izračunamo. Konstanta ravnotežja po dogovoru nima enote, zato tudi ob množinskih koncentracijah v računu ni potrebno pisati enot mol/l. [NH 3 ] 2 0, K c = = = 0,035 [H 2 ] 3 [N 2 ] 0, ,10 V 0,500 L Izpišemo podatke za ravnotežne množine snovi in prostornino. Enoto ml pretvorimo v enoto L. Iz podatkov izračunamo ravnotežne koncentracije snovi. Odgovor: Konstanta ravnotežja ima vrednost 0,

22 3 KEMIJSKO RAVNOTEŽJE KEMIJSKO RAVNOTEŽJE Izračun konstante ravnotežja 3.2 Izračun konstante ravnotežja 40 Nekoliko zahtevnejše so naloge, v katerih so podane tudi začetne množine oz. koncentracije snovi. V tem primerih je potrebno ugotoviti spremembo količine snovi. Oglejmo si primer. Naloga: V posodo s prostornino 500 ml smo dali 0,200 mol didušikovega tetraoksida in segreli na 140 C. Po vzpostavitvi ravnotežja je bilo v posodi le še 0,070 mol didušikovega tetraoksida. Izračunajte ravnotežni koncentraciji obeh snovi in konstanto ravnotežja za reakcijo N 2 O 4 (g) 2NO 2 (g). Račun: T = 140 ºC V = 500 ml = 0,500 L n z (N 2 O 4 ) = 0,200 mol n r (N 2 O 4 ) = 0,070 mol c r (N 2 O 4 ) =? c r (NO 2 ) =? K c =? n z (N 2 O 4 ) 0,200 mol c z (N 2 O 4 ) = = = 0,400 mol/l V 0,500 L n r (N 2 O 4 ) 0,070 mol c r (N 2 O 4 ) = = = 0,14 mol/l V 0,500 L N 2 O 4 2NO 2 Izračunane koncentracije snovi vstavimo v ravnotežno preglednico. Ravnotežna preglednica ima tri vrstice. V prvo vrsto začetek Začetek 0,400 0 Potek Ravnotežje 0,14 vpisujemo začetne koncentracije, v tretjo vrstico ravnotežje pa ravnotežne koncentracije snovi. Nad ravnotežno preglednico napišemo urejeno enačbo ravnotežne reakcije tako, da je pod vsako snovjo en stolpec ravnotežne preglednice. Iz besedila naloge je razvidno, da na začetku v posodi ni bilo dušikovega dioksida NO 2, zato v vrstico začetek pod formulo NO 2 vpišemo številko nič. N 2 O 4 2NO 2 V vrstico potek prepišemo začetne koncentracije, dopišemo Začetek 0,400 0 Potek 0,400 x 0 + 2x Ravnotežje 0,14 (količina reaktantov se zmanjšuje) ali + (količina produktov se povečuje) ter še ustrezno število x. Število x je enako koeficientu v enačbi kemijske reakcije. Vrednosti iz vrstice potek izenačimo z vrednostmi iz vrstice ravnotežje. Na ta način lahko izračunamo vrednost x. V našem primeru lahko uporabimo vrednosti v stolpcu pod N 2 O 4 : N 2 O 4 2NO 2 0,400 x = 0,14 x = 0,400 0,14 = 0,26 S pomočjo vrednosti x lahko izračunamo ravnotežno koncentracijo Začetek 0,400 0 NO 2 (vrstica ravnotežje v stolpcu pod NO 2 ): Potek 0,400 x 0 + 2x 0 + 2x = ,26 = 0,52 Ravnotežje 0,14 0,52 Iz ravnotežne preglednice izpišemo ravnotežni koncentraciji obeh snovi: Izračunane ravnotežne koncentracije uporabimo za izračun ravnotežne konstante: [NO 2 ] 2 0,52 2 K c = = = 1,9 [N 2 O 4 ] 0,14 Napišemo izraz za konstanto ravnotežja. Podatka za temperaturo ne potrebujemo, naveden je le zaradi odvisnosti konstante od temperature. Izpišemo podatek za prostornino in pretvorimo enoto v litre. Izpišemo podatka za začetno in ravnotežno množino N 2O 4. Indeks»z«predstavlja začetno količino snovi, indeks»r«pa ravnotežno količino snovi. Izračunali bomo ravnotežni koncentraciji N 2 O 4 in NO 2. Izračunali bomo konstanto ravnotežja. c r (N 2 O 4 ) = 0,14 mol/l Iz začetne in ravnotežne množine N 2 O 4 izračunamo začetno in ravnotežno koncentracijo N 2 O 4. c r (NO 2 ) = 0,52 mol/l Vstavimo podatke in izračunamo. Konstanta ravnotežja po dogovoru nima enote, zato tudi ob množinskih koncentracijah v računu ni potrebno pisati enot mol/l. Odgovor: Ravnotežna koncentracija N 2 O 4 je 0,14 mol/l, ravnotežna koncentracija NO 2 je 0,52 mol/l, konstanta ravnotežja ima vrednost 1,9. V ravnotežno preglednico lahko vpisujemo tudi množine snovi. Na ta način dobimo v vrstici»ravnotežje«ravnotežne množine (in ne ravnotežnih koncentracij). Oglejmo si še poseben primer ravnotežja. Pri ravnotežjih, kjer je vsota koeficientov plinastih reaktantov enaka vsoti koeficientov plinastih produktov, lahko konstanto ravnotežja izračunamo tudi brez podane prostornine. V izraz za konstanto ravnotežja vstavimo kar množine snovi. Ne smemo pa vpisovati mas ali različnih veličin (npr. množino za eno snov in koncentracijo za drugo snov). Naloga: V posodo smo dali 0,060 mol vodikovega jodida. Po vzpostavitvi ravnotežja je bilo v posodi 0,008 mol joda. Izračunajte ravnotežne množine vseh snovi in konstanto ravnotežja za reakcijo 2HI(g) H 2 (g) + I 2 (g). Račun: n z (HI) = 0,060 mol n r (I 2 ) = 0,008 mol n r (HI) =? n r (H 2 ) =? K c =? 2HI H 2 + I 2 Začetno množino vodikovega jodida HI in ravnotežno množino joda I 2 vstavimo v ravnotežno preglednico. Ravnotežna preglednica ima tri Začetek 0, Potek Ravnotežje 0,008 vrstice. V prvo vrsto začetek vpisujemo začetne množine, v tretjo vrstico ravnotežje pa ravnotežne množine snovi. Nad ravnotežno preglednico napišemo urejeno enačbo ravnotežne reakcije tako, da je pod vsako snovjo en stolpec ravnotežne preglednice. Iz besedila naloge je razvidno, da na začetku v posodi ni bilo niti vodika H 2 niti joda I 2, zato v vrstico začetek pod formulama H 2 in I 2 vpišemo številko nič. 2HI H 2 + I 2 V vrstico potek prepišemo začetne množine, dopišemo (količina Začetek 0, Potek 0,060 2x 0 + x 0 + x Ravnotežje 0,008 reaktantov se zmanjšuje) ali + (količina produktov se povečuje) ter še ustrezno število x. Število x je enako koeficientu v enačbi kemijske reakcije. Vrednosti iz vrstice potek izenačimo z vrednostmi iz vrstice ravnotežje. Na ta način lahko izračunamo vrednost x. V našem primeru lahko uporabimo vrednosti v stolpcu pod I 2 : 2HI H 2 + I x = 0,008 x = 0,008 Začetek 0, Izpišemo podatka za začetno množino vodikovega jodida HI in ravnotežno množino joda I 2. Indeks»z«predstavlja začetno količino snovi, indeks»r«pa ravnotežno količino snovi. Izračunali bomo ravnotežni množini HI in H 2. Izračunali bomo konstanto ravnotežja. S pomočjo vrednosti x lahko izračunamo ravnotežno množino HI (vrstica ravnotežje v stolpcu pod HI): Potek 0,060 2x 0 + x 0 + x 0,060 2x = 0, ,008 = 0,044 Ravnotežje 0,044 0,008 0,008 Iz ravnotežne preglednice izpišemo ravnotežne množine vseh snovi: Izračunane ravnotežne množine uporabimo za izračun ravnotežne konstante: n r (HI) = 0,044 mol n r (H 2 ) = n r (I 2 ) = 0,008 mol Vstavimo podatke in izračunamo. V obravnavanem [H 2 ] [I 2 ] 0,008 0,008 K c = = = 0,033 primeru je koeficient pred reaktantom (HI) enak vsoti [HI] 2 0,044 2 koeficientov pred obema produktoma (H 2 in I 2 ), zato lahko v izraz za konstanto ravnotežja vnesemo izračunane vrednosti ravnotežnih Napišemo izraz za množin. Vrednosti ravnotežnih množinskih koncentracij niti ne moremo konstanto ravnotežja. izračunati, ker ni znana prostornina posode. Konstanta ravnotežja po dogovoru nima enote, zato tudi v računu ni potrebno pisati enot mol. Odgovor: Ravnotežna množina HI je 0,044 mol, ravnotežni množini H 2 in I 2 sta 0,008 mol, konstanta ravnotežja ima vrednost 0,033. Konstanto ravnotežja lahko izračunamo, če poznamo ravnotežne koncentracije snovi. 41

23 3 KEMIJSKO RAVNOTEŽJE 3.3 Vplivi na kemijsko ravnotežje KEMIJSKO RAVNOTEŽJE Vplivi na kemijsko ravnotežje Kako lahko spremenimo položaj kemijskega ravnotežja? Le Chatelierovo načelo Na kemijsko ravnotežje lahko vplivamo na različne načine. Obravnavali bomo vpliv spremembe temperature, tlaka in koncentracij snovi na položaj kemijskega ravnotežja. Pri tem si bomo pomagali z Le Chatelierovim načelom. Le Chatelierovo načelo: Če se v sistemu, ki je v ravnotežju, spremeni temperatura, tlak ali koncentracija reaktantov oz. produktov, se položaj ravnotežja spremeni v smer, ki minimizira to spremembo. Oglejmo si uporabo Le Chatelierovega načela pri spremembi tlaka, temperature in koncentracij snovi. Vpliv spremembe tlaka S spremembo celotnega tlaka lahko vplivamo le na ravnotežne reakcije, pri katerih je vsota koeficientov plinastih reaktantov drugačna od vsote koeficientov plinastih produktov. Oglejmo si enačbi dveh ravnotežnih reakcij. Pri reakciji med vodikom H 2 in jodom I 2 nastane vodikov jodid HI. V tej enačbi so koeficienti plinastih reaktantov enaki koeficientom plinastih produktov, zato s tlakom ne moremo vplivati na to ravnotežje. Vsota koeficientov plinastih reaktantov: = 2 1H 2 (g) + 1I 2 (g) Koeficient plinastega produkta: 2 2HI(g) Pri reakciji med vodikom H 2 in dušikom N 2 nastane amonijak NH 3. V tej enačbi koeficienti plinastih reaktantov niso enaki koeficientom plinastih produktov, zato s tlakom lahko vplivamo na to ravnotežje. Vsota koeficientov plinastih reaktantov: = 4 3H 2 (g) + 1N 2 (g) Koeficient plinastega produkta: 2 2NH 3 (g) Tlak v zaprti posodi lahko spremenimo s spremembo prostornine posode. Pri večji prostornini posode je tlak v posodi manjši, pri manjši prostornini posode je tlak v posodi večji. Sprememba prostornine posode pa vpliva tudi na koncentracijo snovi v posodi. Kako na položaj ravnotežja vpliva povečanje tlaka (zmanjšanje prostornine) in kako zmanjšanje tlaka (povečanje prostornine)? Pri povečanju tlaka se ravnotežje pomakne v smer manjšega števila delcev plinastih snovi (tista stran kemijskega ravnotežja, ki ima manjšo vsoto koeficientov plinastih snovi), pri zmanjšanju tlaka pa v smer večjega števila delcev plinastih snovi (tista stran kemijskega ravnotežja, ki ima večjo vsoto koeficientov plinastih snovi). Francoski kemik Henri Louis Le Chatelier ( ) je najbolj znan po načelu, ki ga je objavil leta Na tlak plina v zaprti posodi lahko vplivamo s spremembo prostornine. Pri stalni temperaturi je tlak obratnosorazmeren s prostornino plina. Povedano drugače: pri večji prostornini posode je tlak manjši, pri manjši prostornini posode je tlak večji. večja prostornina manjši tlak manjša prostornina večji tlak Celotni tlak v zaprti posodi bi lahko povečali tudi z dodatkom plina, ki ne reagira s snovmi v ravnotežju (npr. žlahtni plin helij). A tovrstno povečanje tlaka ne vpliva na položaj kemijskega ravnotežja, ker dodatek nereaktivne snovi ne spremeni delnega tlaka reaktantov in produktov v posodi in tako tudi ne vpliva na njihove ravnotežne koncentracije. Konstanta ravnotežja K c za reakcijo nastanka amonijaka iz elementov v skladu z enačbo: 3H 2 (g) + N 2 (g) 2NH 3 (g) ima pri 25 C vrednost 3, Pri 472 C je vrednost konstante ravnotežja 0,105. Pri višji temperaturi je ravnotežje pomaknjeno v smer reaktantov. V primeru ravnotežne reakcije med vodikom in dušikom, pri kateri nastane amonijak, torej velja: Pri povečanju tlaka se ravnotežje pomakne v desno, nastane več produkta (amonijaka). Pri zmanjšanju tlaka se ravnotežje pomakne v levo, nastane več reaktantov (vodika in dušika). Oglejmo si še en primer. Didušikov tetraoksid N 2 O 4 je v ravnotežju z dušikovim dioksidom NO 2. Na levi strani enačbe je koeficient 1, na desni strani enačbe pa 2. N 2 O 4 (g) 2NO 2 (g) Kam se pomakne ravnotežje pri povečanju oz. pri zmanjšanju tlaka? Pri povečanju tlaka se ravnotežje pomakne v smer manjšega števila plinastih molekul, torej v levo. Nastane več reaktanta (didušikovega tetraoksida N 2 O 4 ). Pri zmanjšanju tlaka se ravnotežje pomakne v smer večjega števila plinastih molekul, torej v desno. Nastane več produkta (dušikovega dioksida NO 2 ). Potrebno je poudariti, da sprememba tlaka (oz. prostornine) ne vpliva na vrednost konstante ravnotežja. Vpliv spremembe temperature S spremembo temperature lahko vplivamo na vse ravnotežne reakcije. Pri obravnavi vpliva spremembe temperature na ravnotežje moramo vedeti, ali je reakcija eksotermna ( H r < 0) ali endotermna ( H r > 0). Kako na položaj ravnotežja vpliva sprememba temperature? Pri zvišanju temperature se ravnotežje pomakne v smer endotermne reakcije, pri znižanju temperature pa v smer eksotermne reakcije. Oglejmo si primer. 3H 2 (g) + 1N 2 (g) eksotermna endotermna 2NH 3(g) Hº r = 92 kj Standardna reakcijska entalpija prikazane reakcije ima negativno vrednost. To pomeni, da je reakcija spajanja vodika in dušika v amonijak eksotermna. Reakcija v nasprotno smer, torej razpad amonijaka na dušik in vodik je seveda ravno nasprotno endotermna reakcija. Pri zvišanju temperature se ravnotežje pomakne v smer endotermne reakcije. V našem primeru je to reakcija v levo, nastane več reaktantov (vodika in dušika). Pri znižanju temperature se ravnotežje pomakne v smer eksotermne reakcije. V našem primeru je to reakcija v desno, nastane več produkta (amonijaka). Oglejmo si še en primer. N 2 O 4 (g) endotermna eksotermna 2NO 2 (g) Hº r = +57 kj Standardna reakcijska entalpija prikazane reakcije ima pozitivno vrednost. To pomeni, da je reakcija razpada didušikovega tetraoksida N 2 O 4 v dušikov dioksid NO 2 endotermna. Reakcija v nasprotno smer, 43

24 3 KEMIJSKO RAVNOTEŽJE KEMIJSKO RAVNOTEŽJE Vplivi na kemijsko ravnotežje torej nastanek N 2 O 4 iz NO 2 je seveda ravno nasprotno eksotermna reakcija. Kam se pomakne ravnotežje pri zvišanju oz. pri znižanju temeperature? Pri zvišanju temperature se ravnotežje pomakne v smer endotermne reakcije. V našem primeru je to reakcija v desno, nastane več produkta (dušikovega dioksida NO 2 ). Pri znižanju temperature se ravnotežje pomakne v smer eksotermne reakcije. V našem primeru je to reakcija v levo, nastane več reaktanta (didušikovega tetraoksida N 2 O 4 ). Vpliv spremembe koncentracije snovi S spremembo koncentracije posamezne snovi lahko vplivamo na ravnotežne reakcije. V reakcijsko zmes namreč lahko dodajamo posamezne snovi (na ta način povečujemo njihovo koncentracijo) ali pa jih iz reakcijske zmesi odvzemamo (na ta način zmanjšujemo njihovo koncentracijo). Kako na položaj ravnotežja vpliva sprememba koncentracije snovi? Pri povečanju koncentracije reaktantov ali zmanjšanju koncentracije produktov se ravnotežje pomakne v smer nastanka produktov. Pri zmanjšanju koncentracije reaktantov ali povečanju koncentracije produktov se ravnotežje pomakne v smer nastanka reaktantov. Oglejmo si primer: N 2 O 4 (g) 2NO 2 (g) V prikazani enačbi reakcije je reaktant didušikov tetraoksid N 2 O 4, produkt pa dušikov dioksid NO 2. Če povečamo koncentracijo reaktanta (N 2 O 4 ) ali zmanjšamo koncentracijo produkta (NO 2 ), se ravnotežje pomakne v smer nastanka produkta (NO 2 ). Če zmanjšamo koncentracijo reaktanta (N 2 O 4 ) ali povečamo koncentracijo produkta (NO 2 ), se ravnotežje pomakne v smer nastanka reaktanta (N 2 O 4 ). Ugotovili smo, da lahko na položaj kemijskega ravnotežja vplivamo s spremembo temperature, tlaka (oz. prostornine) in koncentracij snovi. Na položaj kemijskega ravnotežja pa ne moremo vplivati s katalizatorjem. Katalizator zgolj pospeši (poveča hitrost) kemijsko reakcijo. Ravnotežje se torej zgolj hitreje vzpostavi, ravnotežno stanje pa je enako, kot če katalizatorja ne uporabljamo. Dušikov dioksid NO 2 je rjave barve, didušikov tetraoksid N 2 O 4 je brezbarven. Pri nižji temperaturi (leva slika, bolj svetla barva plinske zmesi) je ravnotežje pomaknjeno v smer N 2 O 4 (manjša količina NO 2 ). Pri višji temperaturi (desna slika, bolj temna barva plinske zmesi) je ravnotežje pomaknjeno v smer NO 2. Zapomnim si Ravnotežne reakcije so reakcije, v katerih se le del reaktantov pretvori v produkte, nakar se med reaktanti in produkti vzpostavi dinamično ravnotežje. V enačbah ravnotežnih reakcij zapisujemo dvosmerno puščico. Dinamično ravnotežje je stanje ravnotežnega sistema, v katerem sta hitrosti fizikalnih ali kemijskih sprememb v nasprotnih smereh enaki. Konstanta ravnotežja K c je matematični izraz, ki opisuje razmerje med ravnotežnimi koncentracijami produktov in reaktantov pri določeni temperaturi. Po dogovoru nima enote. V števcu izraza za konstanto ravnotežja zapisujemo množinske koncentracije produktov, v imenovalcu pa množinske koncentracije reaktantov. Pripadajoče stehiometrične koeficiente zapisujemo kot potence koncentracij. Konstanta ravnotežja ima veliko vrednost, če v ravnotežju prevladujejo produkti, in majhno vrednost, če v ravnotežju prevladujejo reaktanti. Odvisna je od temperature. Konstanta ravnotežja K c je vezana na zapisano enačbo kemijske reakcije. Vrednost konstante ravnotežja je smiselno navajati le ob napisani enačbi kemijske reakcije. Konstanto ravnotežja lahko izračunamo, če poznamo ravnotežne koncentracije snovi. Le Chatelierovo načelo: če se v sistemu, ki je v ravnotežju, spremeni temperatura, tlak ali koncentracija reaktantov oz. produktov, se položaj ravnotežja spremeni v smer, ki minimizira to spremembo. Pri povečanju tlaka se ravnotežje pomakne v smer manjšega števila delcev plinastih snovi, pri zmanjšanju tlaka pa v smer večjega števila delcev plinastih snovi. Pri zvišanju temperature se ravnotežje pomakne v smer endotermne reakcije, pri znižanju temperature pa v smer eksotermne reakcije. Pri povečanju koncentracije reaktantov ali zmanjšanju koncentracije produktov se ravnotežje pomakne v smer nastanka produktov. Pri zmanjšanju koncentracije reaktantov ali povečanju koncentracije produktov se ravnotežje pomakne v smer nastanka reaktantov. Katalizator ne vpliva na položaj kemijskega ravnotežja. Le Chatelierovo načelo: če se v sistemu, ki je v ravnotežju, spremeni temperatura, tlak ali koncentracija reaktantov oz. produktov, se položaj ravnotežja spremeni v smer, ki minimizira to spremembo. Pri povečanju tlaka se ravnotežje pomakne v smer manjšega števila delcev plinastih snovi, pri zmanjšanju tlaka pa v smer večjega števila delcev plinastih snovi. Pri zvišanju temperature se ravnotežje pomakne v smer endotermne reakcije, pri znižanju temperature pa v smer eksotermne reakcije. Pri povečanju koncentracije reaktantov ali zmanjšanju koncentracije produktov se ravnotežje pomakne v smer nastanka produktov. Pri zmanjšanju koncentracije reaktantov ali povečanju koncentracije produktov se ravnotežje pomakne v smer nastanka reaktantov. Katalizator ne vpliva na položaj kemijskega ravnotežja

25 3 KEMIJSKO RAVNOTEŽJE RAVNOTEŽJA V VODNIH RAZTOPINAH 4.1 Protolitske reakcije 4 Vprašanja za utrjevanje znanja 3.1 Ravnotežne reakcije 1. Kaj so obojesmerne ali reverzibilne reakcije? 2. Kaj je značilno za ravnotežne reakcije? 14. Od česa je odvisna vrednost konstante ravnotežja določene reakcije? 3.2 Izračun konstante ravnotežja Kakšno puščico uporabljamo v enačbah ravnotežnih reakcij? 4. Pojasnite razliko med izrazoma»homogeno ravnotežje«in»heterogeno ravnotežje«. 5. Pojasnite izraz»dinamično ravnotežje«. 6. Napišite urejene enačbe reakcij z navedenimi agregatnimi stanji (vse snovi so v plinastem agregatnem stanju) za naslednje ravnotežne kemijske reakcije: a) ogljikov oksid se spaja s kisikom v ogljikov dioksid; b) fosforjev(iii) klorid reagira s klorom, nastane fosforjev(v) klorid; c) dvoatomni kisik se pretvarja v ozon; č) ogljikov oksid reagira z vodno paro, nastaneta ogljikov dioksid in vodik; d) amonijak reagira s klorovim trifluoridom, nastanejo vodikov fluorid, dušik in klor; e) žveplov(iv) oksid reagira s kisikom, nastane žveplov(vi) oksid; f) nitrozil klorid (NOCl) razpade na dušikov(ii) oksid in klor; g) pri reakciji med ogljikovim(ii) oksidom in klorom nastane fosgen (COCl). 7. Kaj pomeni trditev»ravnotežje je pomaknjeno v smer reaktantov«? 8. Kaj opisuje konstanta ravnotežja K c? Kakšna je njena enota? 9. Napišite konstante ravnotežja za reakcije, opisane v nalogi 6 na tej strani (zgoraj). 10. Kakšno je razmerje med reaktanti in produkti, če je konstanta ravnotežja zelo velika? 11. Zakaj konstanta ravnotežja ne more imeti negativne vrednosti? 12. Pri 25 C ima konstanta ravnotežja za reakcijo N 2 O 4 (g) 2NO 2 (g) vrednost 5, Katera snov prevladuje v zmesi? 13. S pomočjo podatka v prejšnji nalogi izračunajte vrednost konstante ravnotežja pri 25 C za reakcijo, podano z enačbo: a) 2NO 2 (g) N 2 O 4 (g); b) NO 2 (g) ½N 2 O 4 (g). 1. Pri določenih pogojih je v ravnotežju 0,015 mol/l NO 2 in 0,020 mol/l N 2 O 4. Izračunajte konstanto ravnotežja za reakcijo N 2 O 4 (g) 2NO 2 (g). 2. Dopolnite preglednico z ustreznimi vrednostmi ravnotežnih koncentracij snovi oz. konstante ravnotežja za reakcijo N 2 O 4 (g) 2NO 2 (g). [N 2 O 4 ] [NO 2 ] K c a) 0,015 mol L 1 0,020 mol L 1 b) 0,020 mol L 1 1,5 c) 0,020 mol L 1 1,5 3. Pri 350 K ima konstanta ravnotežja za reakcijo 2NO 2 (g) N 2 O 4 (g) vrednost 7,7. Kolikšna je ravnotežna koncentracija NO 2, če sta ravnotežni koncentraciji N 2 O 4 in NO 2 enaki? 4. Pri povišani temperaturi nitrozil klorid NOCl razpade v skladu z enačbo: 2NOCl(g) 2NO(g) + Cl 2 (g). Na začetku smo v posodi s prostornino 500 ml imeli 0,025 mol NOCl. Po določenem času je bilo v ravnotežju 0,015 mol NOCl. Izračunajte ravnotežne koncentracije vseh snovi in konstanto ravnotežja. 3.3 Vplivi na kemijsko ravnotežje 1. Pojasnite Le Chatelierovo načelo. 2. V katerih primerih s spremembo tlaka oz. prostornine ne moremo vplivati na položaj kemijskega ravnotežja? 3. Kateri podatek potrebujemo za opredelitev vpliva spremembe temperature na položaj kemijskega ravnotežja? 4. Kako znižanje temperature vpliva na ravnotežje eksotermne reakcije in kako na ravnotežje endotermne reakcije? 5. Napovejte, v katero smer se pomakne ravnotežje pri reakciji N 2 O 4 (g) 2NO 2 (g) ( H r > 0), če: a) povečamo tlak; b) povečamo temperaturo; c) povečamo prostornino; č) odstranimo dušikov dioksid; d) dodamo katalizator. RAVNOTEŽJA V VODNIH RAZTOPINAH VSEBINA 4. POGLAVJA 4.1 PROTOLITSKE REAKCIJE 4.2 AVTOPROTOLIZA VODE 4.3 UGOTAVLJANJE ph 4.4 IZRAČUN ph 4.5 NEVTRALIZACIJA 4.6 HIDROLIZA SOLI 4.7 IONSKE REAKCIJE V VODNIH RAZTOPINAH ZAPOMNIM SI VPRAŠANJA ZA UTRJEVANJE ZNANJA 47

26 4 RAVNOTEŽJA V VODNIH RAZTOPINAH RAVNOTEŽJA V VODNIH RAZTOPINAH 4.1 Protolitske reakcije Protolitske reakcije Kako kisline in baze reagirajo v vodnih raztopinah? Kisline Vodikov ion H + (proton) je v vodnih raztopinah zaradi majhne velikosti in velikega naboja vedno povezan z molekulo vode v oksonijev ion H 3 O +. Podobno kot klorovodikova kislina HCl(aq) reagira tudi fluorovodikova kislina. Fluorovodikova kislina HF(aq) je vodna raztopina vodikovega fluorida HF(g). Oglejmo si enačbo protolitske reakcije. kislina odda H + HF(aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + F (aq) fluorovodikova voda oksonijev fluoridni kislina ion ion Kisline smo spoznali že v prvem letniku (glej učbenik Kemija, Snov in spremembe 1, str ). Oglejmo si, kaj se dogaja s kislinami v vodnih raztopinah. Pri opisovanju kislin in baz uporabljamo koncept, ki sta ga leta 1923 neodvisno drug od drugega razvila danski kemik Johannes Nicolaus Brønsted ( ) in angleški kemik Thomas Martin Lowry ( ). Kislina je snov, ki odda proton (vodikov ion H + ). Baza je snov, ki sprejme proton (vodikov ion H + ). Protolitska reakcija ali protoliza je reakcija, pri kateri kislina odda proton (vodikov ion H + ) bazi. Za vodne raztopine kislin so značilni oksonijevi ioni H 3 O +. Oksonijev ion H 3 O + nastane tako, da molekula kisline odda proton (vodikov ion H + ) molekuli vode. V splošnem lahko protolitsko reakcijo kisline napišemo z naslednjo enačbo: HA + H 2 O H 3 O + + A S»HA«smo označili kislino, ki v protolitski reakciji odda proton vodi. Reakcija je ravnotežna, zato smo uporabili dvojno, ravnotežno puščico. Oglejmo si primer. Ena od najbolj preprostih kislin je klorovodikova kislina HCl(aq). Njeno starejše ime je solna kislina. Dobimo jo z raztapljanjem plina vodikovega klorida HCl(g) v vodi. HCl(g) vodikov klorid HCl(aq) klorovodikova kislina Poleg spremembe stanja (iz plina v raztopino) pride tudi do protolitske reakcije. Molekula HCl odda proton molekuli vode, pri tem nastaneta oksonijev ion H 3 O + in kloridni ion Cl. kislina odda H + HCl(aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + Cl (aq) klorovodikova voda oksonijev kloridni kislina ion ion Zakaj smo uporabili le enojno puščico in ne dvojne, ravnotežne puščice? Klorovodikova kislina je zelo močna kislina, ki praktično v celoti reagira z vodo. To pomeni, da velika večina molekul HCl odda svoje protone molekulam vode. Z uporabo enojne puščice smo poudarili, da je ravnotežje te reakcije pomaknjeno močno v desno. Pri zapisu enačb protolitskih reakcij močnih kislin običajno ne uporabljamo dvojnih, ravnotežnih puščic, ker je ravnotežje pomaknjeno močno v desno. Najbolj pomembne močne kisline so klorovodikova kislina HCl, klorova(vii) kislina HClO 4, žveplova(vi) kislina H 2 SO 4 in dušikova(v) kislina HNO 3. Leta 1887 je švedski kemik Svante Arrhenius ( , Nobelova nagrada za kemijo 1903) postavil teorijo, da kisline v vodnih raztopinah ionizirajo na vodikove ione in anione, baze pa na hidroksidne ione in katione. Njegova teorija pa ne pojasnjuje bazičnih lastnosti amonijaka. Zakaj je vodikov ion isto kot proton? V atomu najpogostejšega izotopa vodika 1 H sta le en proton in en elektron (nobenega nevtrona). Če atom vodika odda en elektron, nastane vodikov ion 1 H +, ki vsebuje le en proton. 1 H 1 H + št. p št. e 1 0 št. n 0 0 Klorovodikova kislina je brezbarvna tekočina. V prodaji je običajno kot % raztopina HCl. Poleg izrazov večprotonska oz. poliprotonska kislina najdemo v literaturi tudi izraza večprotična oz. poliprotična kislina. Žveplova(VI) kislina je brezbarvna gosta tekočina. V prodaji je običajno kot % raztopina H 2 SO 4. Fluorovodikova kislina je šibka kislina. V zapisu enačbe protolitske reakcije smo uporabili dvojno, ravnotežno puščico. Le del molekul HF odda svoje protone (vodikove ione H + ) molekulam vode. V ravnotežju so tako oksonijevi in fluoridni ioni kot tudi molekule HF. Podobno kot binarne kisline reagirajo tudi oksokisline. Oglejmo si enačbo protolitske reakcije dušikove(v) kisline HNO 3 (aq). kislina odda H + HNO 3 (aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + NO 3 (aq) dušikova(v) voda oksonijev nitratni(v) kislina ion ion Dušikova(V) kislina je močna kislina. Ravnotežje protolitske reakcije je pomaknjeno močno v desno. Do zdaj smo obravnavali le t. i. enoprotonske (monoprotonske) kisline, torej kisline, ki lahko oddajo le en proton (vodikov ion H + ) na molekulo. Poznamo tudi t. i. večprotonske (poliprotonske) kisline. Te kisline z vodo reagirajo v več stopnjah in tako oddajo več protonov. Med njimi je najbolj pomembna žveplova(vi) kislina H 2 SO 4. Oglejmo si enačbi protolitskih reakcij. kislina odda H + H 2 SO 4 (aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + HSO 4 (aq) žveplova(vi) voda oksonijev hidrogenkislina ion sulfatni(vi) ion kislina odda H + HSO 4 (aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + SO 2 4 (aq) hidrogen- voda oksonijev sulfatni(vi) ion sulfatni(vi) ion ion Žveplova(VI) kislina protolitsko reagira v dveh stopnjah. V prvi stopnji praktično vse molekule H 2 SO 4 oddajo enega od dveh protonov molekulam vode, zato v enačbi protolitske reakcije uporabimo enojno puščico. Nastali hidrogensulfatni(vi) ion HSO 4 pa je šibkejša kislina. Le del teh ionov odda protone molekulam vode. V ravnotežju najdemo hidrogensulfatne(vi) ione HSO 4, sulfatne(vi) ione SO 2 4 in oksonijeve ione H 3 O +, ki so med seboj v ravnotežju. Posebej pozorni moramo biti pri zapisu enačb protolitskih reakcij karboksilnih kislin. Te kisline spoznamo po t. i. karboksilni funkcionalni skupini COOH. Karboksilna kislina lahko v protolitski reakciji odda le proton iz karboksilne skupine COOH. Najpreprostejši karboksilni kislini sta metanojska ali mravljinčna kislina HCOOH in etanojska ali ocetna kislina CH 3 COOH

27 4 RAVNOTEŽJA V VODNIH RAZTOPINAH RAVNOTEŽJA V VODNIH RAZTOPINAH Protolitske reakcije 4.1 Protolitske reakcije Oglejmo si enačbi protolitskih reakcij teh dveh kislin. Amonijak in amini Metanojska in etanojska kislina sta šibki kislini. V zapisu enačb protolitskih reakcij obeh karboksilnih kislin smo uporabili dvojno, ravnotežno puščico. Le del molekul karboksilne kisline odda svoje protone (vodikove ione H + ) molekulam vode. Protolitska reakcija ali protoliza je reakcija, pri kateri kislina odda proton bazi. Kislina je snov, ki odda proton (vodikov ion H + ). Za vodne raztopine kislin so značilni oksonijevi ioni H 3 O +. Močne kisline so HClO 4, HCl, HNO 3, H 2 SO 4. Baze kislina odda H + HCOOH(aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + HCOO (aq) metanojska voda oksonijev metanoatni ion kislina ion kislina odda H + CH 3 COOH(aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + CH 3 COO (aq) etanojska voda oksonijev etanoatni ion kislina ion Tudi baze smo spoznali že v prvem letniku (glej učbenik Kemija, Snov in spremembe 1, str ). Za vodne raztopine baz so značilni hidroksidni ioni OH. Kovinski hidroksidi Med baze uvrščamo kovinske hidrokside. Med kovinskimi hidroksidi so pomembni zlasti hidroksidi kovin I. in II. skupine periodnega sistema, npr. natrijev hidroksid NaOH, kalijev hidroksid KOH, kalcijev hidroksid Ca(OH) 2... To so trdne, ionsko zgrajene spojine, sestavljajo jih pozitivni kovinski ioni (kationi) in negativni hidroksidni ioni (anioni). Pri raztapljanju ionskega kristala se ionske vezi v kristalu prekinejo, iz kristalne strukture se izločijo ioni (glej str. 16). Oglejmo si primer. NaOH(s) Na + (aq) + OH (aq) natrijev natrijev hidroksidni hidroksid ion ion Metanojsko ali mravljinčno kislino HCOOH najdemo v koprivah in v žlezah nekaterih insektov. Natrijev hidroksid je močna baza. V njeni raztopini so poleg molekul vode pretežno le še natrijevi ioni Na + in hidroksidni ioni OH. Natrijev hidroksid NaOH je v prodaji v obliki granul. Snov je zelo higroskopna. Amini so po strukturi podobni amonijaku. V molekuli amonijaka so na dušikov atom vezani trije vodikovi atomi. V molekulah aminov pa je vsaj eden od vodikovih atomov nadomeščen z organsko substituentno skupino. Amonijak NH 3 : H N H Metilamin CH 3 NH 2 : H N H CH 3 H Dimetilamin (CH 3 ) 2 NH: N H CH 3 CH 3 Trimetilamin (CH 3 ) 3 N: N H 3 C CH 3 CH 3 V prejšnji učni enoti smo kislino definirali kot snov, ki odda proton (vodikov ion H + ). Podobno lahko bazo definiramo kot snov, ki sprejme proton (vodikov ion H + ). Oglejmo si primer. Amonijak je plin značilnega neprijetnega vonja, ki se dobro topi v vodi. NH 3 (g) amonijak Vodna raztopina amonijaka je bazična, ker pri protolitski reakciji amonijaka z vodo nastanejo hidroksidni ioni. voda odda H + NH 3 (aq) raztopina amonijaka NH 3 (aq) + H 2 O(l) NH + 4 (aq) + OH (aq) amonijak voda amonijev hidroksidni ion ion Molekula vode odda proton (vodikov ion H + ) molekuli amonijaka NH 3. Pri tem nastaneta amonijev ion NH 4 + in hidroksidni ion OH. Amonijak je šibka baza. Ravnotežje protolitske reakcije je pomaknjeno v levo. V raztopini amonijaka so pretežno molekule NH 3, amonijevih ionov NH 4 + je bistveno manj. Podobno kot amonijak reagirajo tudi amini. Amini so šibke baze. Podobni so amonijaku, le da imajo namesto enega, dveh ali treh vodikovih atomov vezane organske substituentne skupine. Oglejmo si primere. Enačba protolitske reakcije metilamina CH 3 NH 2 : voda odda H + CH 3 NH 2 (aq) + H 2 O(l) CH 3 NH + 3 (aq) + OH (aq) metilamin voda metilamonijev hidroksidni ion ion Enačba protolitske reakcije dimetilamina (CH 3 ) 2 NH: voda odda H + (CH 3 ) 2 NH(aq) + H 2 O(l) (CH 3 ) 2 NH + 2 (aq) + OH (aq) dimetilamin voda dimetilamonijev hidroksidni ion ion Enačba protolitske reakcije trimetilamina (CH 3 ) 3 N: Pri raztapljanju natrijevega hidroksida NaOH v vodi se sprostijo natrijevi ioni Na + in hidroksidni ioni OH. Podobne enačbe lahko napišemo tudi za hidrokside zemeljskoalkalijskih kovin (kovine druge skupine periodnega sistema). Ca(OH) 2 (s) Ca 2+ (aq) + 2OH (aq) kalcijev kalcijev hidroksidni hidroksid ion ion Pri raztapljanju kalcijevega hidroksida Ca(OH) 2 v vodi se sprostijo kalcijevi ioni Ca 2+ in hidroksidni ioni OH. Vodni raztopini natrijevega in kalcijevega hidroksida sta bazični zaradi prevladujočih hidroksidnih ionov. Obe snovi sta močni bazi. Paziti moramo na naboj kalcijevega iona. Kalcij se nahaja v drugi skupini, zato ima njegov ion naboj 2+, torej Ca 2+. Iz formule kalcijevega hidroksida Ca(OH) 2 je tudi razvidno, da je hidroksidnih ionov OH dvakrat toliko kot kalcijevih ionov Ca 2+. voda odda H + (CH 3 ) 3 N(aq) + H 2 O(l) (CH 3 ) 3 NH + (aq) + OH (aq) trimetilamin voda trimetilamonijev hidroksidni ion ion Molekula vode odda proton (vodikov ion H + ) molekuli amina. Pri tem nastanejo pozitivni amonijevi ioni. V raztopini se vzpostavi ravnotežje med raztopljenimi molekulami amina, amonijevimi ioni in hidroksidnimi ioni. Baza je snov, ki sprejme proton (vodikov ion H + ). Za vodne raztopine baz so značilni hidroksidni ioni OH. Med baze uvrščamo kovinske hidrokside ter amonijak in amine

28 4 RAVNOTEŽJA V VODNIH RAZTOPINAH RAVNOTEŽJA V VODNIH RAZTOPINAH Protolitske reakcije 4.1 Protolitske reakcije Konjugirani kislinsko-bazni pari Ponovno si oglejmo enačbo protolitske reakcije fluorovodikove kisline z vodo. Reakcija je ravnotežna, v raztopini imamo poleg molekul vode tudi raztopljene molekule vodikovega fluorida HF, oksonijeve ione H 3 O + in fluoridne ione F. kislina odda H + HF(aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + F (aq) fluorovodikova voda oksonijev fluoridni kislina ion ion kislina 1 baza 1 kislina 2 baza 2 Molekula HF odda proton (vodikov ion H + ) molekuli vode. V tem primeru deluje HF kot kislina (ker odda proton), H 2 O pa kot baza (ker sprejme proton). Protolitska reakcija je ravnotežna, torej poteka tudi iz desne na levo stran. Oksonijev ion H 3 O + lahko odda proton fluoridnemu ionu F. V primeru reakcije iz desne na levo stran deluje oksonijev ion kot kislina (ker odda proton), fluoridni ion pa kot baza (ker sprejme proton). Molekula HF se od iona F razlikuje le v enem protonu (vodikovem ionu H + ). Takšen par delcev, ki se razlikuje le v enem protonu, imenujemo konjugirani kislinsko-bazni par. Ion F je konjugirana baza molekuli HF. konjugirani kislinsko-bazni par (delca se razlikujeta le v enem H + ) HF(aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + F (aq) kislina baza kislina baza konjugirani kislinsko-bazni par (delca se razlikujeta le v enem H + ) Poleg para HF/F imamo pri tej protolitski reakciji še en konjugirani kislinsko-bazni par. Tudi molekula H 2 O se od iona H 3 O + razlikuje le v enem protonu (vodikovem ionu H + ). Delca H 3 O + /H 2 O sta konjugirani kislinsko-bazni par. Ion H 3 O + je konjugirana kislina molekuli H 2 O. Konjugirana kislina je delec, ki je nastal iz baze s sprejemanjem protona. Konjugirana baza je delec, ki je nastal iz kisline z oddajanjem protona. Poenostavljeno lahko rečemo, da ima konjugirana kislina en proton H + več kot delec, iz katerega je nastala. Konjugirana baza pa ima en proton H + manj kot delec, iz katerega je nastala. Konjugirane kislinsko-bazne pare najdemo tudi pri protolitskih reakcijah baz. Ponovno si oglejmo enačbo protolitske reakcije amonijaka. Reakcija je ravnotežna, v raztopini imamo poleg molekul vode tudi raztopljene molekule amonijaka NH 3 ter hidroksidne ione OH in amonijeve ione NH + 4. voda odda H + NH 3 (aq) + H 2 O(l) NH + 4 (aq) + OH (aq) amonijak voda amonijev hidroksidni ion ion baza 1 kislina 1 kislina 2 baza 2 Voda sicer ni bazična, a pri tej protolitski reakciji deluje kot baza, ker sprejme proton. Ion H 3 O + ima en proton (vodikov ion H + ) več kot molekula H 2 O, zato je ion H 3 O + konjugirana kislina molekuli H 2 O. Ion F ima en proton (vodikov ion H + ) manj kot molekula HF, zato je ion F konjugirana baza molekuli HF. Voda sicer ni kisla, a pri tej protolitski reakciji deluje kot kislina, ker odda proton. Ion NH + 4 ima en proton (vodikov ion H + ) več kot molekula NH 3, zato je ion NH + 4 konjugirana kislina molekuli NH 3. Ion OH ima en proton (vodikov ion H + ) manj kot molekula H 2 O, zato je ion OH konjugirana baza molekuli H 2 O. Molekula vode lahko odda ali sprejme proton (vodikov ion H + ). Torej lahko deluje kot kislina ali kot baza. Ko odda proton, deluje kot kislina. Ko sprejme proton, deluje kot baza. Oglejmo si oba splošna zapisa. Voda deluje kot kislina (odda proton): B + H 2 O OH + BH + baza kislina Voda deluje kot baza (sprejme proton): HA + H 2 O H 3 O + + A kislina baza Molekula vode odda proton (vodikov ion H + ) molekuli amonijaka. V tem primeru deluje voda kot kislina (ker odda proton), amonijak pa kot baza (ker sprejme proton). Protolitska reakcija je ravnotežna, torej poteka tudi iz desne na levo stran. Amonijev ion NH + 4 lahko odda proton hidroksidnemu ionu OH. V primeru reakcije iz desne na levo stran deluje amonijev ion kot kislina (ker odda proton), hidroksidni ion pa kot baza (ker sprejme proton). Molekula NH 3 se od iona NH + 4 razlikuje le v enem protonu (vodikovem ionu H + ). Delca NH + 4 /NH 3 sta konjugirani kislinsko-bazni par. Amonijev ion NH + 4 je konjugirana kislina molekuli NH 3. konjugirani kislinsko-bazni par (delca se razlikujeta le v enem H + ) NH 3 (aq) + H 2 O(l) NH + 4 (aq) + OH (aq) baza kislina kislina baza konjugirani kislinsko-bazni par (delca se razlikujeta le v enem H + ) Molekula H 2 O se od iona OH razlikuje le v enem protonu (vodikovem ionu H + ). Delca H 2 O/OH sta konjugirani kislinsko-bazni par. Hidroksidni ion OH je konjugirana baza molekuli H 2 O. Brønsted-Lowryjeva teorija definira kisline in baze glede na prehod protona (vodikovega iona H + ). Ista snov lahko v določenih reakcijah reagira kot kislina (če odda proton) ali kot baza (če sprejme proton). Do zdaj smo spoznali le protolitske reakcije med kislinami oz. bazami ter vodo. Protolitske reakcije potekajo tudi med drugačnimi delci. Oglejmo si protolitsko reakcijo med amonijevim ionom NH + 4 in vodo. V raztopini amonijev ion NH + 4 odda proton (vodikov ion H + ) molekuli vode. Pri tem nastaneta oksonijev ion H 3 O + in molekula amonijaka NH 3. konjugirani kislinsko-bazni par (delca se razlikujeta le v enem H + ) NH + 4 (aq) + H 2 O(l) NH 3 (aq) + H 3 O + (aq) kislina baza baza kislina konjugirani kislinsko-bazni par (delca se razlikujeta le v enem H + ) Amonijak NH 3 je konjugirana baza amonijevemu ionu NH 4 +. Oksonijev ion H 3 O + je konjugirana kislina molekuli vode H 2 O. Konjugirani kislinsko-bazni par je par delcev v protolitski reakciji, ki se razlikuje le v enem protonu (vodikovem ionu H + ). Konjugirana kislina je delec, ki je nastal iz baze s sprejemanjem protona. Konjugirana baza je delec, ki je nastal iz kisline z oddajanjem protona. Ista snov lahko v določenih reakcijah reagira kot kislina (če odda proton) ali kot baza (če sprejme proton)

29 4 RAVNOTEŽJA V VODNIH RAZTOPINAH RAVNOTEŽJA V VODNIH RAZTOPINAH Protolitske reakcije 4.1 Protolitske reakcije Konstanta kisline, konstanta baze Kisline in baze se razlikujejo po moči. Med najbolj pomembne močne kisline uvrščamo klorovodikovo kislino HCl, klorovo(vii) kislino HClO 4, žveplovo(vi) kislino H 2 SO 4 in dušikovo(v) kislino HNO 3. Močne baze so predvsem hidroksidi kovin I. in II. skupine periodnega sistema, npr. natrijev hidroksid NaOH in kalcijev hidroksid Ca(OH) 2. Kisline oz. baze lahko primerjamo po moči, če poznamo njihova ravnotežja protolitskih reakcij z vodo. Čim bolj je to ravnotežje pomaknjeno v desno, tem močnejša je kislina oz. baza. Primerjajmo protolitski reakciji klorovodikove kisline HCl(aq) in fluorovodikove kisline HF(aq). HCl(aq) + H 2 O(l) HF(aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + Cl (aq) H 3 O + (aq) + F (aq) Ravnotežje protolitske reakcije klorovodikove kisline je pomaknjeno močno v desno, v smer produktov. V primeru fluorovodikove kisline pa je ravnotežje pomaknjeno bolj v levo, v smer reaktantov. Klorovodikova kislina je močnejša kislina kot fluorovodikova kislina. V prejšnjem poglavju smo spoznali konstanto ravnotežja. Napišimo konstanto ravnotežja za protolitsko reakcijo fluorovodikove kisline z vodo. HF(aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + F (aq) K c = [H 3 O + ] [F ] [HF] [H 2 O] V vodnih raztopinah je koncentracija H 2 O praktično konstantna. Če napisani izraz za konstanto ravnotežja K c na obeh straneh pomnožimo s koncentracijo vode [H 2 O], dobimo izraz za konstanto kisline K a. K a (HF) = K c [H 2 O] = [H 3 O + ] [F ] [HF] Poenostavljeno si lahko zapomnimo, da konstanto kisline K a pišemo podobno kot konstanto ravnotežja, le da v izraz ne zapisujemo koncentracije vode [H 2 O]. Podobno zapisujemo tudi konstante baz K b. Napišimo enačbo protolitske reakcije amonijaka z vodo in pripadajočo konstanto baze K b. NH 3 (aq) + H 2 O(l) NH 4 + (aq) + OH (aq) [NH 4 + ] [OH ] K b (NH 3 ) = [NH 3 ] Podobno kot konstante kislin K a tudi konstante baz K b zapisujemo brez koncentracije vode [H 2 O]. Spoznali smo tudi večprotonske (poliprotonske) kisline, ki lahko z vodo reagirajo v več stopnjah in tako oddajo več protonov. Konstanto kisline lahko napišemo za vsako stopnjo protolitske reakcije. Fosforjeva(V) kislina H 3 PO 4 protolitsko reagira z vodo v treh stopnjah. Vsaki od treh stopenj lahko pripišemo ustrezno konstanto kisline K a. Izraz»šibka kislina«ne pomeni, da kislina ni nevarna ali da ni reaktivna. Npr. fluorovodikova kislina HF(aq) je sicer šibka kislina (majhna vrednost konstante kisline K a ), a ena od najbolj nevarnih snovi. Razjeda steklo, na koži pa povzroča hude opekline. Kolikšna je množinska koncentracija vode? En liter vode ima pri sobnih pogojih maso približno 1 kg oz g (gostota vode je 1 kg/l). Množino vode lahko izračunamo iz mase vode: Množinska koncentracija vode [H 2 O] je torej 55,6 mol/l: Konstante nekaterih šibkih enoprotonskih kislin pri 25 C: Formula kisline K a HF 7, HNO 2 4, HCOOH 1, CH 3 COOH 1, HClO 3, HCN 4, Konstante fosforjeve(v) kisline H 3 PO 4 pri 25 C: K a1 = 7, K a2 = 6, K a3 = 3, V različnih virih se tudi vrednosti konstant kislin K a in konstant baz K b nekoliko razlikujejo. Konstante nekaterih šibkih baz pri 25 C: Formula baze K b (CH 3 ) 2 NH 7, CH 3 NH 2 5, (CH 3 ) 3 N 7, NH 3 1, NH 2 OH 6, Prevodnost raztopin kislin in baz je odvisna od njihove koncentracije in moči. 0,1 M raztopina HCl (večja koncentracija) bolje prevaja električni tok kot 0,01 M raztopina HCl (manjša koncentracija). 0,1 M raztopina HCl (močna kislina, močan elektrolit) bolje prevaja električni tok kot 0,1 M raztopina CH 3 COOH (šibka kislina, šibek elektrolit). H 3 PO 4 (aq) + H 2 O(l) H 2 PO 4 (aq) + H 2 O(l) HPO 4 2 (aq) + H 2 O(l) Čim močnejša je kislina, tem večja je vrednost njene konstante kisline K a. Močne kisline so klorovodikova kislina HCl, klorova(vii) kislina HClO 4, žveplova(vi) kislina H 2 SO 4 in dušikova(v) kislina HNO 3. Imajo zelo velike vrednosti konstant K a, ki jih običajno niti ne navajamo (npr. K a klorove(vii) kisline HClO 4 je približno 10 8 ). Šibke kisline imajo majhne konstante K a. V stranskem stolpcu so navedene vrednosti konstant K a nekaterih šibkih enoprotonskih kislin. Primerjajmo vrednosti konstant K a za metanojsko kislino HCOOH in etanojsko kislino CH 3 COOH. K a (HCOOH) = 1, K a (CH 3 COOH) = 1, Konstanta metanojske kisline ima večjo vrednost kot konstanta etanojske kisline. Metanojska kislina je torej močnejša kot etanojska kislina. Konstante kislin po dogovoru nimajo enot. Njihove vrednosti pa so, podobno kot vrednosti konstant ravnotežja, odvisne od temperature. Podobno velja tudi za konstante baz. Čim močnejša je baza, tem večja je vrednost njene konstante baze K b. Močne baze so mnogi hidroksidi kovin I. in II. skupine periodnega sistema, npr. NaOH in Ca(OH) 2. V stranskem stolpcu so navedene vrednosti konstant K b nekaterih baz. Elektroliti H 3 O + (aq) + H 2 PO 4 (aq) H 3 O + (aq) + HPO 4 2 (aq) H 3 O + (aq) + PO 4 3 (aq) [H 3 O + ] [H 2 PO 4 ] K a1 = [H 3 PO 4 ] [H 3 O + ] [HPO 2 4 ] K a2 = [H 2 PO 4 ] [H 3 O + ] [PO 3 4 ] K a3 = [HPO 2 4 ] Elektroliti so tekočine, ki prevajajo električni tok zaradi prisotnosti ionov. Med elektrolite uvrščamo taline ionskih snovi (npr. v talini NaCl so natrijevi ioni Na + in kloridni ioni Cl ) in raztopine, ki vsebujejo ione (raztopine kislin, baz in soli). V raztopinah so ioni gibljivi in lahko prenašajo naboj. Čim večja je koncentracija ionov v raztopini, tem boljša je njena prevodnost. Močne kisline in močne baze prevajajo električni tok bolje kot šibke kisline in baze enakih koncentracij. Močne kisline in močne baze so zato močni elektroliti, šibke kisline in šibke baze pa šibki elektroliti. Kisline oz. baze lahko primerjamo po moči, če poznamo njihova ravnotežja protolitskih reakcij z vodo. Čim bolj je to ravnotežje pomaknjeno v desno, tem močnejša je kislina oz. baza. Čim močnejša je kislina, tem večja je vrednost njene konstante kisline K a. Močne kisline so HCl(aq), HClO 4 (aq), H 2 SO 4 (aq), HNO 3 (aq). Čim močnejša je baza, tem večja je vrednost njene konstante baze K b. Močne baze so mnogi hidroksidi kovin I. in II. skupine periodnega sistema, npr. NaOH in Ca(OH) 2. Močne kisline in močne baze so močni elektroliti, šibke kisline in šibke baze so šibki elektroliti

30 4 RAVNOTEŽJA V VODNIH RAZTOPINAH RAVNOTEŽJA V VODNIH RAZTOPINAH 4.2 Avtoprotoliza vode Avtoprotoliza vode Kakšno je razmerje med koncentracijama OH in H 3 O + ionov? Ionski produkt vode Vodovodna voda, morska voda in različne mineralne vode dobro prevajajo električni tok zaradi raztopljenih ionskih snovi. Npr. mineralna voda vsebuje večje količine magnezijevih ionov Mg 2+, kalcijevih ionov Ca 2+, natrijevih ionov Na +, kalijevih ionov K +, sulfatnih(vi) ionov SO 4 2, kloridnih ionov Cl, hidrogenkarbonatnih ionov HCO 3 idr. Povsem čista voda zelo slabo prevaja električni tok. Prevodnost čiste vode je sicer zelo majhna, a so tudi v popolnoma čisti vodi prisotni ioni. Kateri? Molekule vode lahko med seboj protolitsko reagirajo. Ena molekula vode odda proton (vodikov ion H + ) drugi molekuli vode. Pri tem nastanejo oksonijevi ioni H 3 O + in hidroksidni ioni OH. To reakcijo imenujemo avtoprotoliza vode. odda H + H 2 O(l) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + OH (aq) Ravnotežje med molekulami vode ter oksonijevimi in hidroksidnimi ioni je pomaknjeno močno v levo. To pomeni, da le majhen del molekul vode protolitsko reagira. Povedano drugače, v vodi je koncentracija oksonijevih in hidroksidnih ionov zelo majhna. Pri avtoprotolizi vode nastane enako število oksonijevih in hidroksidnih ionov. To pomeni, da sta tudi njuni koncentraciji enaki. Koncentraciji oksonijevih in hidroksidnih ionov lahko izračunamo, če poznamo konstanto ravnotežja te reakcije. Konstanta K H2 O predstavlja produkt koncentracij oksonijevih in hidroksidnih ionov. Imenujemo jo ionski produkt vode, pri 25 C ima vrednost 1, K H2 O = [H 3 O + ] [OH ] = 1, Ionski produkt vode povezuje koncentraciji oksonijevih in hidroksidnih ionov v vodi, pa tudi v vseh vodnih raztopinah. Tako kot pri drugih konstantah ravnotežja je tudi vrednost ionskega produkta vode odvisna od temperature. V stranskem stolpcu so navedene vrednosti ionskega produkta vode pri različnih temperaturah. Opazimo, da se z naraščajočo temperaturo vrednost ionskega produkta K H2 O veča. V nadaljevanju bomo obravnavali le raztopine pri 25 C, zato si bomo zapomnili le vrednost ionskega produkta vode pri tej temperaturi (K H2 O = 1, pri 25 C). Avtoprotoliza vode je protolitska reakcija med molekulami vode. Ionski produkt vode K H2 O je produkt koncentracij oksonijevih in hidroksidnih ionov, pri 25 C ima vrednost 1, Mineralne vode vsebujejo večjo količino ionov. Koncentracije so običajno podane v mg/l. Vrednost ionskega produkta vode K H2 O je odvisna od temperature: Temperatura K H2 O 10 C 0, C 0, C 0, C 1, C 1, C 5, Nekateri avtorji za zapis konstante ionskega produkta vode namesto simbola K H2 O uporabljajo simbol K w (w = water). Produkt množinskih koncentracij oksonijevih ionov H 3 O + in hidroksidnih ionov OH je pri določeni temperaturi konstanten za vse vodne raztopine (1, pri 25 C). Za vodo in nevtralne raztopine velja: [H 3 O + ] = 10 7 mol/l [OH ] = 10 7 mol/l Za kisle raztopine velja: [H 3 O + ] > 10 7 mol/l [OH ] < 10 7 mol/l Za bazične raztopine velja: [H 3 O + ] < 10 7 mol/l [OH ] > 10 7 mol/l Tipka EXP (na nekaterih računalih EE) omogoča množenje s potenco števila 10 s celim eksponentom: Pri izračunu koncentracije oksonijevih ionov v prikazani nalogi vnašamo številčne vrednosti in matematične operacije v naslednjem zaporedju: 1, EXP, +/, 14, 2,8, EXP, +/, 4, = Koncentracije oksonijevih in hidroksidnih ionov Vrednost ionskega produkta vode je pri določeni temperaturi konstantna. To pomeni, da je produkt koncentracij oksonijevih in hidroksidnih ionov pri določeni temperaturi vedno enak (pri 25 C je 1, ), ne glede na to, kako kisla ali bazična je raztopina. V čisti vodi in v nevtralnih raztopinah sta koncentraciji oksonijevih in hidroksidnih ionov enaki, torej 10 7 mol/l (pri 25 C). K H2 O = [H 3 O + ] [OH ] = (1, ) (1, ) = 1, V kisli raztopini je koncentracija oksonijevih ionov večja kot koncentracija hidroksidnih ionov. V bazični raztopini je koncentracija oksonijevih ionov manjša kot koncentracija hidroksidnih ionov. Nevtralna raztopina: [H 3 O + ] = [OH ] Kisla raztopina: [H 3 O + ] > [OH ] Bazična raztopina: [H 3 O + ] < [OH ] Koncentraciji oksonijevih in hidroksidnih ionov sta med seboj odvisni količini. Produkt njunih koncentracij je pri določeni temperaturi konstanten. Pri veliki koncentraciji oksonijenih ionov je koncentracija hidroksidnih ionov majhna in obratno. S pomočjo ionskega produkta vode lahko iz koncentracije oksonijevih ionov izračunamo koncentracijo hidroksidnih ionov in obratno. Oglejmo si primer. Naloga: Kolikšna je koncentracija oksonijevih ionov v raztopini pri 25 C, če je koncentracija hidroksidnih ionov 2, mol/l? Opredelite raztopino kot kislo ali bazično. Račun: T = 25 C [OH ] = 2, mol/l [H 3 O + ] =? [H 3 O + ] [OH ] = 1, , , [H 3 O + ] = = = 3, mol/l [OH ] 2, Iz enačbe izrazimo koncentracijo oksonijevih ionov. Izpišemo podatek za koncentracijo hidroksidnih ionov. Izračunali bomo koncentracijo oksonijevih ionov. Uporabimo izraz za ionski produkt vode. Vstavimo podatek in izračunamo. Koncentracija ima enoto mol/l. Odgovor: Pri 25 C je koncentracija oksonijevih ionov v raztopini 3, mol/l. Koncentracija hidroksidnih ionov je večja kot koncentracija oksonijevih ionov, raztopina je bazična. Koncentracije oksonijevih in hidroksidnih ionov lahko izračunamo iz koncentracij močnih kislin in močnih baz. 57

31 4 RAVNOTEŽJA V VODNIH RAZTOPINAH RAVNOTEŽJA V VODNIH RAZTOPINAH Avtoprotoliza vode 4.2 Avtoprotoliza vode Oglejmo si primer. Naloga: Pri 25 C je koncentracija HCl v raztopini 0,012 mol/l. Kolikšni sta koncentraciji oksonijevih in hidroksidnih ionov v raztopini? Račun: c(hcl) = 0,012 mol/l Izpišemo podatek za koncentracijo HCl. [H 3 O + ] =? [OH ] =? Izračun koncentracije oksonijevih ionov: Klorovodikova kislina je močna kislina, v [H 3 O + ] = c(hcl) = 0,012 mol/l vodni raztopini popolnoma protolitsko reagira z vodo, zato je koncentracija oksonijevih ionov enaka koncentraciji HCl. Izračun koncentracije hidroksidnih ionov: [H 3 O + ] [OH ] = 1, Uporabimo izraz za ionski produkt vode. 1, , [OH ] = = = 8, mol/l [H 3 O + ] 0,012 Iz enačbe izrazimo koncentracijo hidroksidnih ionov. Odgovor: Koncentracija oksonijevih ionov v raztopini je 0,012 mol/l, koncentracija hidroksidnih ionov pa 8, mol/l. Podobno rešujemo tudi naloge, v katerih so podane koncentracije močnih baz. Oglejmo si primer. Naloga: Pri 25 C je koncentracija NaOH v raztopini 1, mol/l. Kolikšni sta koncentraciji oksonijevih in hidroksidnih ionov v raztopini? Račun: c(naoh) = 1, mol/l Izpišemo podatek za koncentracijo NaOH. [H 3 O + ] =? [OH ] =? Izračunali bomo koncentraciji oksonijevih in hidroksidnih ionov. Vstavimo podatek in izračunamo. Koncentracija ima enoto mol/l. Izračunali bomo koncentraciji oksonijevih in hidroksidnih ionov. Izračun koncentracije hidroksidnih ionov: Natrijev hidroksid je močna baza, v [OH ] = c(naoh) = 1, vodni raztopini popolnoma razpade mol/l na ione, zato je koncentracija hidroksidnih ionov enaka koncentraciji NaOH. Izračun koncentracije oksonijevih ionov: [H 3 O + ] [OH ] = 1, Uporabimo izraz za ionski produkt vode. 1, , [H 3 O + ] = = = 6, mol/l [OH ] 1, Iz enačbe izrazimo Vstavimo podatek in izračunamo. koncentracijo oksonijevih Koncentracija ima enoto mol/l. ionov. Odgovor: Koncentracija hidroksidnih ionov v raztopini je 1, mol/l, koncentracija oksonijevih ionov pa 6, mol/l. Pri nalogi smo upoštevali enakost koncentracije kisline in oksonijevih ionov. [H 3 O + ] = c(kislina) To velja le v primeru enoprotonskih močnih kislin (npr. HCl, HBr, HNO 3, HClO 4 ). Pri šibkih kislinah (npr. HF) in pri večprotonskih kislinah (npr. H 2 SO 4 ) te enakosti ni! Enoto za množinsko koncentracijo»mol/l«(mol L 1 ) pogosto zapisujemo zgolj z veliko črko»m«, ki jo beremo»molarnost«. Bodite pozorni na pomen velike črke M. Velika črka M lahko predstavlja oznako za molsko maso ali pa enoto za množinsko koncentracijo. Primer: M(O 2 ) = 32 g/mol [H 3 O + ] = 0,012 M Prvi zapis pove, da je molska masa kisika 32 g/mol. Drugi zapis pove, da je množinska koncentracija oksonijevih ionov 0,012 mol/l. Pri nalogi smo upoštevali enakost koncentracije kovinskega hidroksida (baze) in hidroksidnih ionov. [OH ] = c(baza) To velja le v primeru hidroksidov kovin I. skupine periodnega sistema, ki so močne baze (npr. NaOH, KOH). Pri šibkih bazah (npr. amonijaku NH 3 ) in pri kovinskih hidroksidih drugih skupin (npr. Ca(OH) 2 ) te enakosti ni! Barijev hidroksid oktahidrat Ba(OH) 2 8H 2 O je bela trdna snov. Enačbo, ki povezuje konstanto kisline (oz. baze) s koncentracijo kisline (oz. baze) in koncentracijami oksonijevih (oz. hidroksidnih) ionov, lahko izpeljemo iz ravnotežja protolitske reakcije. S formulo HA označimo kislino, ki v protolitski reakciji odda proton molekuli vode. HA + H 2 O H 3 O + + A c k [H 3 O + ] [H 3 O + ] [H 3 O + ] V ravnotežju je koncentracija oksonijevih ionov enaka koncentraciji A ionov, koncentracija vode pa je konstantna. Koncentracija kisline HA v ravnotežju je zmanjšana za koncentracijo nastalih A ionov (kar je enako koncentraciji nastalih H 3 O + ionov). Pri izračunu koncentracij hidroksidnih in oksonijevih ionov hidroksidov kovin II. skupine periodnega sistema upoštevamo, da je koncentracija hidroksidnih ionov dvakrat tolikšna, kot je koncentracija baze. Oglejmo si primer. Naloga: Pri 25 C je koncentracija Ba(OH) 2 v raztopini 2, mol/l. Kolikšni sta koncentraciji oksonijevih in hidroksidnih ionov v raztopini? Predpostavite popolno ionizacijo. Račun: c(ba(oh) 2 ) = 2, mol/l Izpišemo podatek za koncentracijo Ba(OH) 2. [H 3 O + ] =? [OH ] =? Izračun koncentracije hidroksidnih ionov: Ba(OH) 2 (aq) Izračunali bomo koncentraciji oksonijevih in hidroksidnih ionov. Ba 2+ (aq) + 2OH (aq) [OH ] = 2 c(ba(oh) 2 ) = 2 2, mol/l = 5, mol/l Barijev hidroksid je močna baza, v vodni raztopini popolnoma razpade na ione (predpostavimo popolno ionizacijo). Koncentracija hidroksidnih ionov je dvakrat tolikšna, kot je koncentracija Ba(OH) 2. Izračun koncentracije oksonijevih ionov: [H 3 O + ] [OH ] = 1, Uporabimo izraz za ionski produkt vode. 1, , [H 3 O + ] = = = 2, mol/l [OH ] 5, Iz enačbe izrazimo Vstavimo podatek in izračunamo. koncentracijo oksonijevih Koncentracija ima enoto mol/l. ionov. Odgovor: Koncentracija hidroksidnih ionov v raztopini je 5, mol/l, koncentracija oksonijevih ionov pa 2, mol/l. Iz navedenih primerov je razvidno, da v kislih raztopinah prevladujejo oksonijevi ioni, v bazičnih raztopinah pa hidroksidni ioni. Koncentraciji oksonijevih in hidroksidnih ionov lahko izračunamo tudi za raztopino šibke kisline oz. baze, če poznamo vrednost konstante kisline K a oz. konstante baze K b ter koncentracijo kisline (c k ) oz. baze (c b ). Za kisline: Za baze: Iz navedenih enačb lahko izrazimo koncentracijo oksonijevih oz. hidroksidnih ionov in jih izračunamo s pomočjo kvadratne enačbe. Pri zelo šibkih kislinah oz. bazah (zelo majhna vrednost K a oz. K b ) pa lahko koncentracijo oksonijevih oz. hidroksidnih ionov v imenovalcu zanemarimo (ker je bistveno manjša od koncentracije kisline oz. baze), s čimer se enačba poenostavi. Na ta način sicer naredimo majhno napako, a se izognemo računanju s kvadratno enačbo. Za kisline: Za baze: 58 59

32 4 RAVNOTEŽJA V VODNIH RAZTOPINAH RAVNOTEŽJA V VODNIH RAZTOPINAH Avtoprotoliza vode Oglejmo si primer. 4.3 Ugotavljanje ph Naloga: Benzojska kislina C 6 H 5 COOH je šibka enoprotonska organska kislina s konstanto K a (C 6 H 5 COOH) = 6, Izračunajte koncentraciji oksonijevih in hidroksidnih ionov v 0,015 M raztopini benzojske kisline. Napišite enačbo protolitske reakcije in izraz za konstanto kisline K a. Račun: c(c 6 H 5 COOH) = 0,015 mol/l K a (C 6 H 5 COOH) = 6, [H 3 O + ] =? [OH ] =? Izračunali bomo koncentraciji oksonijevih in hidroksidnih ionov. Enačba protolitske reakcije: C 6 H 5 COOH(aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + C 6 H 5 COO (aq) Izpišemo podatka za koncentracijo in konstanto benzojske kisline. COOH Kako izražamo kislost in bazičnost snovi? Lestvica ph Kislost oz. bazičnost snovi izražamo s ph vrednostjo. Na ph lestvici so vrednosti od 0 do 14. Nevtralne snovi imajo ph enak 7 (ph = 7). Kisle snovi imajo ph manjši od 7 (ph < 7), bazične snovi pa imajo ph večji od 7 (ph > 7). Čim manjši je ph, tem bolj je snov kisla. Čim večji je ph, tem bolj je snov bazična. ph KISLO NEVTRALNO BAZIČNO 60 Izraz za konstanto kisline: [H 3 O + ] [C 6 H 5 COO ] K a = [C 6 H 5 COOH] Izračun koncentracije oksonijevih ionov: K a = [H 3 O + ] 2 c k Uporabimo poenostavljeno enačbo, ki povezuje konstanto kisline s koncentracijo kisline in oksonijevih ionov. [H 3 O + ] = K a c k = 6, ,015 = 9, mol/l Iz enačbe izrazimo koncentracijo oksonijevih ionov. Vstavimo podatek in izračunamo. Koncentracija ima enoto mol/l. Izračun koncentracije hidroksidnih ionov: [H 3 O + ] [OH ] = 1, Uporabimo izraz za ionski produkt vode. 1, , [OH ] = = = 1, mol/l [H 3 O + ] 9, Iz enačbe izrazimo koncentracijo hidroksidnih ionov. Vstavimo podatek in izračunamo. Koncentracija ima enoto mol/l. Odgovor: Koncentracija oksonijevih ionov v raztopini je 9, mol/l, koncentracija hidroksidnih ionov pa 1, mol/l. V čisti vodi in v nevtralnih raztopinah sta koncentraciji oksonijevih in hidroksidnih ionov enaki. V kisli raztopini je koncentracija oksonijevih ionov večja kot koncentracija hidroksidnih ionov. V bazični raztopini je koncentracija oksonijevih ionov manjša kot koncentracija hidroksidnih ionov. Benzojska kislina vsebuje benzenov obroč, na katerega je vezana karboksilna skupina COOH. Pri sobnih pogojih je snov trdna. Če namesto poenostavljene enačbe za izračun koncentracije oksonijevih ionov uporabimo nepoenostavljeno enačbo, dobimo rezultat [H 3 O + ] = 9, mol/l. Razlika med obema rezultatoma je približno 3 %. Soli benzojske kisline so benzoati. Natrijev benzoat C 6 H 5 COONa uporabljamo kot konzervans. Včasih je naveden z oznako E 211. Lestvico ph je leta 1909 vpeljal danski kemik Søren Peder Lauritz Sørensen ( ). Simbol»pH«izvira iz latinskega izraza»pondus hydrogenii«(teža vodika) ali»potentia hydrogenii«(učinkovitost vodika). (Vir: Carlsberg Archives) ph ZELO BAZIČNO Varikina (12,5) Detergent (10,5) Trdno milo (9,8) Morska voda (8,0) Kri (7,4) Čista voda (7,0) Mleko (6,5) Deževnica (5,6) Pivo (4,5) Jabolčni sok (3,5) Jedilni kis (2,5) Limonin sok (2,3) Želodčni sok (1,8) 1 Akumulatorska kislina (0,5) 0 ZELO KISLO Običajne ph vrednosti nekaterih snovi. Dejansko izmerjene vrednosti se lahko razlikujejo (npr. morska voda ima ph med 7,7 in 8,3) narašča kislost narašča bazičnost Detergent za pomivanje posode je bazičen, njegov ph je večji od 7. Limonin sok je kisel, njegov ph je manjši od 7. Povsem čista voda je nevtralna, njen ph je enak 7. V deževnici, morski vodi in vodovodni vodi pa so raztopljene različne snovi, zato je njihova ph vrednost drugačna od ph vrednosti čiste vode. Vrednost ph je odvisna od moči, pa tudi od koncentracije kisline oz. baze. V spodnji preglednici so navedene izmerjene ph vrednosti raztopin klorovodikove kisline HCl, ocetne kisline CH 3 COOH in amonijaka NH 3 različnih koncentracij. Koncentracija (mol/l) ph vrednosti HCl CH 3 COOH NH 3 0,1 1,1 2,9 11,3 0,01 2,1 3,4 10,8 0,001 3,0 3,9 10,3 Iz preglednice je razvidno, da imata klorovodikova kislina in ocetna kislina ph vrednosti manjše od 7 (obe snovi sta kislini), amonijak (baza) pa ima ph vrednosti večje od 7. Na ph vrednost vpliva koncentracija kisline oz. baze. Bolj koncentrirane kisline imajo manjši ph, bolj koncentrirane baze pa večji ph. Čim bolj je raztopina kisline oz. baze razredčena (manjša koncentracija), tem bolj je ph bližje vrednosti 7. Na ph vrednost vpliva tudi moč kisline oz. baze. Klorovodikova kislina ima manjše ph vrednosti kot ocetna kislina iste koncentracije. Klorovodikova kislina je močnejša kislina in zato tudi bolj kisla kot ocetna kislina iste koncentracije. 61

33 4 RAVNOTEŽJA V VODNIH RAZTOPINAH RAVNOTEŽJA V VODNIH RAZTOPINAH Ugotavljanje ph 4.3 Ugotavljanje ph Uporabimo znanje o močnih in šibkih kislinah oz. bazah (glej str ) in rešimo naslednjo nalogo. Naloga: Pripravili smo raztopine amonijaka NH 3, dušikove(v) kisline HNO 3, natrijevega klorida NaCl, ocetne kisline CH 3 COOH, natrijevega hidroksida NaOH in žveplove(vi) kisline H 2 SO 4 enakih koncentracij. Razvrstite jih po naraščajoči ph vrednosti in pojasnite razvrstitev. Odgovor: H 2 SO 4 < HNO 3 < CH 3 COOH < NaCl < NH 3 < NaOH H 2 SO 4 in HNO 3 sta močni kislini, zato imata majhen ph. H 2 SO 4 je dvoprotonska kislina, zato ima manjši ph (je bolj kisla) kot HNO 3 enake koncentracije. Sledi jima CH 3 COOH (šibka kislina) in nato NaCl (nevtralna sol). NH 3 je šibka baza in ima manjši ph kot močna baza NaOH. Lestvica poh Lestvica poh je v marsičem podobna lestvici ph. Poenostavljeno povedano imata lestvici le zamenjano kislo in bazično področje. Podobno kot pri ph lestvici, so tudi pri poh lestvici vrednosti od 0 do 14. Nevtralne snovi imajo poh enak 7 (poh = 7). Bazične snovi imajo poh manjši od 7 (poh < 7), kisle snovi pa imajo poh večji od 7 (poh > 7). Čim manjši je poh, tem bolj je snov bazična. Čim večji je poh, tem bolj je snov kisla. poh BAZIČNO NEVTRALNO KISLO narašča bazičnost narašča kislost Vrednosti ph in poh lahko med seboj preračunamo. Velja: Oglejmo si primer. ph + poh = 14 Med človekovimi telesnimi tekočinami ima kri najbolj konstanten ph. Telo uravnava ph krvi med 7,35 in 7,45. Druge telesne tekočine imajo ph v večjem razponu, kar je odvisno od mnogih dejavnikov. Npr. urin ima običajno ph med 4,6 in 8,0, slina pa med 6,5 in 7,4. Solze so nekoliko bazične (ph je okoli 7,4), koža pa nekoliko kisla (ph je okoli 5,5). Kozmetični izdelki, ki imajo podoben ph kot koža, so bolj primerni, ker manj dražijo kožo. Lakmusov papir se pri stiku z limoninim sokom obarva rdeče Približno ph vrednost lahko izmerimo z univerzalnimi indikatorskimi papirčki. Papirček pomočimo v preiskovano raztopino in obarvanje primerjamo z barvno lestvico. Lakmus vsebuje več spojin in spreminja barvo v širšem ph območju med 4,7 in 8,3. Indikatorji Indikator je snov, ki pokaže prisotnost določene snovi. Kislinskobazični barvni indikatorji so snovi, ki se značilno obarvajo glede na kislost oz. bazičnost (ph) preiskovane snovi. Poznamo mnogo indikatorjev. Navedimo le tri zelo pogoste: lakmus, fenolftalein in metiloranž. Kako se obarvajo v močno kislem oz. v močno bazičnem? indikator v močno kislem v močno bazičnem lakmus rdeče modro fenolftalein brezbarvno vijolično metiloranž rdeče rumeno kislo bazično kislo bazično kislo bazično lakmus fenolftalein metiloranž Indikatorji spreminjajo barvo v določenem ph območju. Barvni preskok praviloma ni oster, temveč se barva postopno spreminja. Npr. metiloranž ima interval indikatorja med ph 3,2 in ph 4,2. V tem ph območju se mu barva spremeni iz rdeče preko oranžne v rumeno. Na spodnji sliki so prikazana ph območja sprememb barv nekaterih pogosteje uporabljanih indikatorjev. Teh vrednosti se ne bomo učili na pamet. ph območje spremembe barve indikatorja Naloga: Raztopina ima ph 8,8. Kolikšen je poh raztopine? Račun: ph = 8,8 poh =? Izpišemo podatek za ph. Izračunali bomo poh. ph + poh = 14 Uporabimo enačbo za preračunavanje med ph in poh. poh = 14 ph = 14 8,8 = 5,2 Iz enačbe izrazimo poh. Vstavimo podatek in izračunamo. Odgovor: Raztopina ima poh 5,2. Primerjajmo vrednosti oz. področja ph in poh lestvice: ph poh nevtralno = 7 = 7 kislo < 7 > 7 bazično > 7 < 7 Timol modro rdeče rumeno rumeno modro Bromfenol modro rumeno modro Metiloranž rdeče rumeno Metilrdeče rdeče rumeno Bromtimol modro rumeno modro Fenolftalein brezbarvno vijolično Alizarin rumeno R rumeno rdeče S posameznimi barvnimi indikatorji lahko le opredelimo raztopino kot kislo ali bazično, ne moremo pa izmeriti ph raztopine. V ta namen uporabljamo univerzalne indikatorske papirčke, za bolj natančne meritve pa elektronske ph metre. Kislost oz. bazičnost snovi ponazarjamo s ph vrednostjo. Kisle snovi imajo ph < 7, nevtralne snovi imajo ph = 7, bazične snovi imajo ph > 7. Na ph lestvici so vrednosti od 0 do 14. Vrednost ph je odvisna od vrste in koncentracije snovi, ph = 7 ima čista voda. Kisle snovi imajo poh > 7, nevtralne snovi imajo poh = 7, bazične snovi imajo poh < 7. V laboratoriju ugotavljamo ph z elektronskimi ph metri, ki zelo natančno izmerijo ph vrednost. Kislinsko-bazični barvni indikatorji so snovi, ki se značilno obarvajo glede na kislost oz. bazičnost (ph) preiskovane snovi. Pogosto uporabljamo lakmus (rdeč v kislem, moder v bazičnem), fenolftalein (brezbarven v kislem, vijoličen v bazičnem) in metiloranž (rdeč v kislem, rumen v bazičnem). Uporabljamo tudi univerzalne indikatorske papirčke in elektronske ph metre

34 4 RAVNOTEŽJA V VODNIH RAZTOPINAH 4.4 Izračun ph RAVNOTEŽJA V VODNIH RAZTOPINAH Izračun ph Kako izračunamo ph? Izračun ph in poh Vrednost ph lahko izmerimo z indikatorji ali elektronskimi ph metri. Lahko pa jo tudi izračunamo, če poznamo koncentracijo oksonijevih ionov v raztopini. ph = log[h 3 O + ] ph je negativni desetiški logaritem koncentracije oksonijevih ionov. Črke»log«predstavljajo matematično operacijo logaritmiranje. Podobna povezava velja tudi za vrednost poh, ki jo lahko izračunamo iz poznane koncentracije hidroksidnih ionov. poh = log[oh ] poh je negativni desetiški logaritem koncentracije hidroksidnih ionov. Dokažimo, da ima čista voda, v kateri je koncentracija oksonijevih ionov enaka koncentraciji hidroksidnih ionov ( mol/l), ph enak 7. V enačbo za izračun ph vstavimo podatek za koncentracijo oksonijevih ionov v mol/l. ph = log[h 3 O + ] = log( ) = 7 Iz koncentracije oksonijevih ionov torej lahko izračunamo ph, iz koncentracije hidroksidnih ionov pa poh. V oba računa vnašamo vrednosti koncentracij, izražene v enotah mol/l (mol L 1 ). ph in poh nimata enot. Oglejmo si primer. Naloga: Izračunajte ph in poh raztopine, v kateri je koncentracija oksonijevih ionov 1, mol/l. Račun: Izpišemo podatek za koncentracijo [H 3 O + ] = 1, mol/l oksonijevih ionov. ph =? Izračunali bomo ph in poh. poh =? Izračun ph: ph = log[h 3 O + ] = log(1, ) = 4,82 Iz koncentracije oksonijevih ionov lahko izračunamo ph. V enačbo vstavimo koncentracijo oksonijevih ionov (izraženo v enotah mol/l). Izračun poh: ph + poh = 14 Uporabimo enačbo za preračunavanje med ph in poh. poh = 14 ph = 14 4,82 = 9,18 Iz enačbe Vstavimo vrednost ph izrazimo poh. in izračunamo. Odgovor: ph raztopine je 4,82, poh raztopine je 9,18. Več o logaritmu boste izvedeli pri matematiki. Zaenkrat povejmo le, da je logaritem matematična operacija. Pretežno uporabljamo le dve vrsti logaritmov: desetiški in naravni. Na računalih ima tipka za desetiško logaritmiranje oznako LOG, tipka za naravno logaritmiranje pa oznako LN. Na računalih desetiški logaritem izračunamo s tipko: Na nekaterih računalih za izračun ph oz. poh vnašamo številčne vrednosti in matematične operacije v enakem zaporedju, kot so napisane v računu. Na nekaterih računalih pa najprej vnesemo številčno vrednost koncentracije oksonijevih oz. hidroksidnih ionov in nato pritisnemo tipko LOG, nakar pritisnemo še tipko za nasprotno vrednost (+/ ). Pri izračunu ph čiste vode vnesemo v računalo številčne vrednosti in matematične operacije v naslednjem zaporedju: 1, EXP, +/, 7, LOG, +/ ph = log ( ) Z računalom lahko izračunamo koncentracijo oksonijevih ionov iz ph na dva načina. Prvi način: Uporabimo tipko za potenciranje s poljubno osnovo in eksponentom: Na nekaterih računalih imajo tovrstne tipke oznako x y ali a x. V računalo vnašamo številčne vrednosti in matematične operacije v naslednjem zaporedju: 10, y x, 9,6, +/ = [H 3 O + ] = 10 9,6 Pri nekaterih računalih je potrebno znak za nasprotno vrednost (minus) vnesti pred eksponentom (v našem primeru 9,6). Drugi način: Uporabimo tipko za potenciranje z osnovo 10 (10 x ). Ta matematična operacija se običajno nahaja nad tipko za desetiški logaritem in jo dobimo ob predhodni uporabi tipke za dodatno (drugo) funkcijo: V računalo vnašamo številčne vrednosti in matematične operacije v naslednjem zaporedju: 9,6, +/, 10 x [H 3 O + ] = 10 9,6 Simboli na tvojem računalu se lahko nekoliko razlikujejo. Iz ph oz. poh raztopine lahko izračunamo koncentracijo oksonijevih oz. hidroksidnih ionov. Izračunani koncentraciji imata enoto mol/l (mol L 1 ). [H 3 O + ] = 10 ph [OH ] = 10 poh Oglejmo si primer. Naloga: Kolikšni sta koncentraciji oksonijevih in hidroksidnih ionov v raztopini s ph = 9,60? Račun: ph = 9,60 Izpišemo podatek za ph. [H 3 O + ] =? [OH ] =? Izračunali bomo koncentraciji oksonijevih in hidroksidnih ionov. Izračun koncentracije oksonijevih ionov: [H 3 O + ] = 10 ph = 10 9,60 = 2, mol/l V enačbo vstavimo vrednost ph in izračunamo. Koncentracija oksonijevih ionov ima enoto mol/l. Izračun koncentracije hidroksidnih ionov: Koncentracijo hidroksidnih ionov lahko izračunamo na dva načina: iz koncentracije oksonijevih ionov s pomočjo ionskega produkta vode; iz poh vrednosti, ki jo dobimo iz ph vrednosti. Oglejmo si oba načina. Izračun iz koncentracije oksonijevih ionov [H 3 O + ] [OH ] = 1, Uporabimo izraz za ionski produkt vode. 1, , [OH ] = = = 4, mol/l [H 3 O + ] 2, Iz enačbe izrazimo koncentracijo hidroksidnih jevih ionov in izračunamo. Koncentracija V enačbo vstavimo koncentracijo oksoni- ionov. hidroksidnih ionov ima enoto mol/l. Izračun iz poh vrednosti ph + poh = 14 Uporabimo enačbo za preračunavanje med ph in poh. poh = 14 ph = 14 9,60 = 4,40 Iz enačbe izrazimo poh. Vstavimo vrednost ph in izračunamo. Iz poh lahko izračunamo koncentracijo hidroksidnih ionov. [OH ] = 10 poh = 10 4,40 = 4, mol/l V enačbo vstavimo vrednost poh in izračunamo. Koncentracija hidroksidnih ionov ima enoto mol/l. Odgovor: Koncentracija oksonijevih ionov je 2, mol/l, koncentracija hidroksidnih ionov pa 4, mol/l. ph je negativni desetiški logaritem koncentracije oksonijevih ionov (ph = log[h 3 O + ]), poh je negativni desetiški logaritem koncentracije hidroksidnih ionov (poh = log[oh ])

35 4 RAVNOTEŽJA V VODNIH RAZTOPINAH RAVNOTEŽJA V VODNIH RAZTOPINAH 4.5 Nevtralizacija Nevtralizacija Kaj nastane pri reakciji med kislino in bazo? Nastanek soli Soli lahko nastanejo na različne načine. Eden izmed načinov je reakcija med kislino in bazo, pri čemer nastaneta sol in voda. To reakcijo imenujemo nevtralizacija. Oglejmo si enačbo reakcije med natrijevim hidroksidom (baza) NaOH in klorovodikovo kislino HCl. baza + kislina sol + voda NaOH(aq) + HCl(aq) NaCl(aq) + H 2 O(l) natrijev hidroksid klorovodikova kislina natrijev klorid voda Če zmešamo raztopino natrijevega hidroksida NaOH(aq) in klorovodikovo kislino HCl(aq), nastane raztopina natrijevega klorida NaCl(aq). Natrijevega klorida NaCl ne moremo videti, ker je raztopljen v vodi. Enačbo lahko napišemo tudi v ionski obliki. Upoštevamo, da natrijev hidroksid razpade na ione in da klorovodikova kislina popolnoma protolitsko reagira z vodo, pri čemer nastanejo oksonijevi ioni H 3 O +. Na + (aq) + OH (aq) + H 3 O + (aq) + Cl (aq) Na + (aq) + Cl (aq) + 2H 2 O(l) Natrijevi in kloridni ioni se pri reakciji ne spremenijo (ostanejo v raztopini). Hidroksidni ioni OH iz natrijevega hidroksida in oksonijevi ioni H 3 O + iz klorovodikove kisline pa se spojijo v molekule vode H 2 O. Poenostavljeno lahko napišemo, da se pri tej reakciji zgodi le sprememba: H 3 O + (aq) + OH (aq) 2H 2 O(l) Oglejmo si še reakcijo med natrijevim hidroksidom (baza) NaOH in žveplovo(vi) kislino H 2 SO 4. baza + kislina sol + voda 2NaOH(aq) + H 2 SO 4 (aq) Na 2 SO 4 (aq) + 2H 2 O(l) natrijev hidroksid žveplova(vi) kislina natrijev sulfat(vi) voda Če zmešamo raztopini natrijevega hidroksida NaOH(aq) in žveplove(vi) kisline H 2 SO 4 (aq), nastane raztopina natrijevega sulfata(vi) Na 2 SO 4 (aq). Za popolno nevtralizacijo žveplove(vi) kisline potrebujemo dvakrat večjo množino natrijevega hidroksida. Če pa sta uporabljeni množini natrijevega hidroksida in žveplove(vi) kisline enaki, je nevtralizacija le delna: namesto natrijevega sulfata(vi) dobimo natrijev hidrogensulfat(vi) NaHSO 4. NaOH(aq) + H 2 SO 4 (aq) NaHSO 4 (aq) + H 2 O(l) Sol lahko nastane pri reakciji med kislino in bazo. Reakcijo imenujemo nevtralizacija. V raztopini natrijevega klorida NaCl(aq) se nahajajo pretežno le natrijevi ioni Na +, kloridni ioni Cl in molekule vode H 2 O. kloridni ion Cl natrijev ion Na + voda H 2 O Amonijev klorid NH 4 Cl je sol, ki nastane pri reakciji med vodikovim kloridom in amonijakom: HCl + NH 3 NH 4 Cl V raztopini natrijevega sulfata(vi) Na 2 SO 4 (aq) se nahajajo pretežno le natrijevi ioni Na +, sulfatni(vi) ioni SO 4 2 in molekule vode H 2 O. Natrijevih ionov je dvakrat toliko kot sulfatnih(vi) ionov. natrijev ion Na + sulfatni(vi) ion SO 4 2 voda H 2 O Nevtralizacija je vrsta reakcije, titracija pa je postopek določanja količine snovi v vzorcu. Preprosta bireta je običajno dolga in ozka steklena cev, na kateri je s črticami označena prostornina (v ml). Iz spremembe nivoja tekočine v bireti določimo porabo reagenta. Snov, ki jo natočimo v bireto, imenujemo titrant. Običajno natočimo v bireto raztopino natančno znane koncentracije (standardno raztopino). V erlenmajerici pa se običajno nahaja preiskovana snov, ki ji pri nevtralizacijskih titracijah dodamo indikator. Splošno plinsko enačbo P V = n R T lahko uporabljamo le pri plinih. Titracija V kemijskem laboratoriju pogosto ugotavljamo količino določene snovi s pomočjo nevtralizacije, torej z reakcijo med kislino in bazo. Za ugotavljanje količine snovi v vzorcu uporabljamo izraz kvantitativna analiza (kvantiteta = količina). Količino preiskovane snovi v vzorcu lahko ugotovimo tako, da vzorec zreagiramo z reagentom in nato iz znane količine reagenta izračunamo količino preiskovane snovi v vzorcu. Pogosto uporabljamo analizni postopek, ki ga imenujemo titracija. Titracija je postopek, pri katerem raztopini vzorca postopoma dodajamo merljivo količino (prostornino) reagenta, ki ga odmerimo z bireto do popolnega poteka reakcije (ekvivalentne točke). Povedano drugače: v bireto nalijemo reagent (imenujemo ga titrant) in ga počasi dodajamo vzorcu v erlenmajerici (pravimo, da ga titriramo). Pri nevtralizacijskih titracijah vzorcu v erlenmajerici dodamo indikator. Ob zaključku reakcije (sprememba barve indikatorja) iz birete odberemo prostornino porabljenega titranta. Iz prostornine in koncentracije titranta lahko izračunamo količino snovi v vzorcu, ki smo ga titrirali. Raztopino z natančno poznano koncentracijo (običajno je to titrant) imenujemo standardna raztopina. Pojasnimo še izraz ekvivalentna točka. Ekvivalentna točka je stanje sistema pri titraciji, v katerem je množina dodanega reagenta ekvivalentna množini snovi v vzorcu. Povedano drugače: v ekvivalentni točki sta reaktanta v ustreznem množinskem razmerju, noben reaktant ni v presežku. Ekvivalentno točko pri nevtralizacijskih (kislinsko-baznih) titracijah pogosto ugotavljamo z merjenjem ph oz. uporabo indikatorja. V bližini ekvivalentne točke se ph raztopine zelo spremeni, kar povzroči spremembo barve indikatorja. Postopek reševanja računskih nalog smo že spoznali v prvem letniku (Glej učbenik Kemija, Snov in spremembe 1, str. 60 in 61). Poznamo tudi enačbo, ki povezuje množino snovi z drugimi veličinami. Dodajmo ji še člene z veličinami, ki opisujejo raztopine, in obnovimo naše znanje. Veličine [najpogostejše enote]: n množina snovi [mol] R splošna plinska konstanta [8,31 kpa L mol 1 K 1 ] m masa [g] T temperatura [K] M molska masa [g mol 1 ] c množinska koncentracija topljenca [mol L 1 ] N število delcev [/] w masni delež topljenca [/] N A Avogadrova konstanta [6, mol 1 ] ρ gostota raztopine [g ml 1 ] P tlak [kpa] γ masna koncentracija topljenca [g L 1 ] V prostornina [L] m N P V w ρ V γ V n = = = = c V = = M N A R T M M 67

36 4 RAVNOTEŽJA V VODNIH RAZTOPINAH RAVNOTEŽJA V VODNIH RAZTOPINAH Nevtralizacija 4.5 Nevtralizacija Oglejmo si primer. V erlenmajerici imamo raztopino žveplove(vi) kisline H 2 SO 4 (aq) neznane koncentracije. Njeno količino (maso čiste H 2 SO 4 ) ugotovimo z nevtralizacijsko (kislinsko-bazno) titracijo. V bireto natočimo raztopino natrijevega hidroksida NaOH(aq) titrant. Koncentracijo natrijevega hidroksida poznamo natančno, zato je to tudi standardna raztopina. V erlenmajerico dodamo še indikator in vzorec žveplove(vi) kisline titriramo do spremembe barve indikatorja (popolna nevtralizacija). Iz birete odberemo prostornino porabljene raztopine natrijevega hidroksida in izračunamo količino H 2 SO 4 v vzorcu. Naloga: Koliko gramov H 2 SO 4 se nahaja v vzorcu, če smo pri njegovi titraciji porabili 15,5 ml raztopine natrijevega hidroksida s koncentracijo 0,1050 mol/l? Napišite enačbo popolne nevtralizacije. Račun: V(NaOH) = 15,5 ml = 0,0155 L c(naoh) = 0,1050 mol/l m(h 2 SO 4 ) =? Enačba popolne nevtralizacije: 2NaOH(aq) + 1H 2 SO 4 (aq) Na 2 SO 4 (aq) + 2H 2 O(l) n(naoh) 2 = n(h 2 SO 4 ) 1 2 n(h 2 SO 4 ) = n(naoh) 2 m(h 2 SO 4 ) = c(naoh) V(NaOH) M(H 2 SO 4 ) Odgovor: V vzorcu se nahaja 0,0798 g H 2 SO 4. Izpišemo podatka. Podatku za prostornino pretvorimo enoto iz mililitra v liter. Izračunali bomo maso žveplove(vi) kisline. Napišemo razmerje množin med podano in iskano snovjo. Križno množimo. Naloga zahteva izračun mase H 2 SO 4, zato namesto množine H 2 SO 4 vstavimo maso in molsko maso H 2 SO 4. Namesto množine NaOH vstavimo množinsko koncentracijo in prostornino raztopine NaOH. c(naoh) V(NaOH) M(H 2 SO 4 ) 0,1050 mol 0,0155 L 98,1 g m(h 2 SO 4 ) = = = 0,0798 g 2 L 2 mol Izrazimo iskano veličino Vstavimo podatke, okrajšamo enote (maso žveplove(vi) kisline). in izračunamo. Zakaj vzorca v erlenmajerici enostavno ne stehtamo in tako določimo maso H 2 SO 4? Na ta način ugotovljena masa ne predstavlja mase čiste H 2 SO 4, temveč maso raztopine H 2 SO 4, torej ob H 2 SO 4 tudi maso vode kot topila. Ker ne poznamo koncentracije H 2 SO 4, je tako ugotovljena masa nepomembna. Titracijska krivulja Med titracijo se ph raztopine spreminja. Titracijska krivulja je grafična predstavitev spreminjanja ph vrednosti analiziranega vzorca (v erlenmajerici) pri titraciji. Povedano drugače: titracijska krivulja predstavlja odvisnost ph raztopine od prostornine dodanega reagenta. Oglejmo si natančneje titracijo močne kisline (npr. klorovodikova kislina) z močno bazo (npr. natrijev hidroksid). Enačba reakcije: HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H 2 O(l) Pri nevtralizacijskih (kislinskobazičnih) titracijah je ekvivalentna točka pri ph = 7 zgolj v primeru titracije močne kisline z močno bazo (in obratno). Pri titracijah, v katerih sodelujejo šibke kisline oz. šibke baze, je ekvivalentna točka pri drugačnih vrednostih ph. Pri titraciji klorovodikove kisline HCl z raztopino natrijevega hidroksida NaOH je ekvivalentna točka pri ph = 7. Pri tej reakciji je v ekvivalentni točki koncentracija oksonijevih ionov enaka koncentraciji hidroksidnih ionov. [H 3 O + ] = [OH ] V ekvivalentni točki je tudi množina dodanega NaOH enaka množini HCl v vzorcu. n(naoh) = n(hcl) Pri titriraciji kisline z bazo (to pomeni, da imamo v erlenmajerici kislino, v bireti pa bazo) se ph raztopine v erlenmajerici ob dodajanju baze povečuje. Na začetku, ko imamo v erlenmajerici le kislino, je ph majhen (kisline imajo majhen ph zaradi velike koncentracije oksonijevih ionov H 3 O + ). Pri dodajanju baze pa hidroksidni ioni OH nevtralizirajo oksonijeve ione H 3 O + v skladu z enačbo: H 3 O + (aq) + OH (aq) 2H 2 O(l) V ekvivalentni točki sta koncentraciji oksonijevih in hidroksidnih ionov enaki, ph raztopine je 7. Ob nadaljnjem dodajanju baze pa se ph raztopine povečuje zaradi presežka hidroksidnih ionov. Spodaj je prikazana titracijska krivulja za titracijo 20 ml 0,10 M klorovodikove kisline z 0,10 M raztopino natrijevega hidroksida. Na začetku je ph raztopine v erlenmajerici zaradi klorovodikove kisline majhen. Ob dodajanju raztopine natrijevega hidroksida se ph raztopine v erlenmajerici počasi povečuje, v ekvivalentni točki (pri 20 ml) pa se ph raztopine zelo poveča. ph raztopine v erlenmajerici Ekvivalentna točka V(NaOH) [ml] Če bi izvedli titracijo v obrnjenem zaporedju (natrijev hidroksid NaOH v vzorcu in klorovodikova kislina HCl v bireti), bi dobili krivuljo podobne oblike, le da bi bila»obrnjena«ph vrednost bi se manjšala. Titracija je postopek, pri katerem raztopini vzorca postopoma dodajamo merljivo količino (prostornino) reagenta, ki ga odmerimo z bireto do popolnega poteka reakcije (ekvivalentne točke). Standardna raztopina je raztopina natančno poznane koncentracije. Ekvivalentna točka je stanje sistema pri titraciji, v katerem je množina dodanega reagenta ekvivalentna množini snovi v vzorcu

37 4 RAVNOTEŽJA V VODNIH RAZTOPINAH RAVNOTEŽJA V VODNIH RAZTOPINAH 4.6 Hidroliza soli Hidroliza soli Kaj se dogaja v vodnih raztopinah soli? Protolitske reakcije v vodnih raztopinah soli Spoznali smo, da sol lahko nastane pri reakciji med kislino in bazo, reakcijo imenujemo nevtralizacija. Kaj se dogaja v raztopini soli? V vodnih raztopinah nekaterih soli pride do reakcije med molekulami vode in ioni soli. To reakcijo imenujemo hidroliza. Hidroliza je reakcija z vodo. Raztopine nekaterih soli so nevtralne (ph je približno 7), nekatere so kisle (ph je manjši kot 7), nekatere pa bazične (ph je večji kot 7). Okvirno ph vrednost raztopine soli lahko predvidimo, če poznamo moč baze in kisline, iz katerih je sol nastala. BAZA KISLINA SOL Močna baza Močna kislina Sol je nevtralna (ph 7) Močna baza Šibka kislina Sol je bazična (ph > 7) Šibka baza Močna kislina Sol je kisla (ph < 7) Oglejmo si primere in jih razložimo. Raztopine soli močnih kislin in močnih baz so nevtralne. Natrijev klorid NaCl je sol, ki nastane pri reakciji med natrijevim hidroksidom NaOH(aq) in klorovodikovo kislino HCl(aq). Natrijev hidroksid je močna baza, klorovodikova kislina je močna kislina, sol je nevtralna. NaOH NaCl HCl natrijev hidroksid natrijev klorid klorovodikova kislina MOČNA BAZA SOL JE NEVTRALNA MOČNA KISLINA V vodni raztopini natrijevega klorida so natrijevi ioni Na + (aq) in kloridni ioni Cl (aq). NaCl(aq) Na + (aq) + Cl (aq) Natrijevi in kloridni ioni ne reagirajo z molekulami vode. Raztopine soli močnih baz in šibkih kislin so bazične. Natrijev acetat NaCH 3 COO je sol, ki nastane pri reakciji med natrijevim hidroksidom NaOH(aq) in ocetno kislino CH 3 COOH(aq). Natrijev hidroksid je močna baza, ocetna kislina je šibka kislina, sol je bazična. NaOH NaCH 3 COO CH 3 COOH natrijev hidroksid natrijev acetat ocetna kislina MOČNA BAZA SOL JE BAZIČNA ŠIBKA KISLINA Pomembnejše močne kisline: HClO 4 (aq) HCl(aq) H 2 SO 4 (aq) HNO 3 (aq) klorova(vii) kislina klorovodikova kislina žveplova(vi) kislina dušikova(v) kislina Pomembnejše močne baze (kovinski hidroksidi): NaOH(aq) KOH(aq) Ca(OH) 2 (aq) Ba(OH) 2 (aq) natrijev hidroksid kalijev hidroksid kalcijev hidroksid barijev hidroksid Formule nekaterih soli, ki nastanejo pri nevtralizaciji močne kisline z močno bazo. Raztopine teh soli so nevtralne: Kislina NaOH Baza KOH HCl NaCl KCl HNO 3 NaNO 3 KNO 3 H 2 SO 4 Na 2 SO 4 K 2 SO 4 HClO 4 NaClO 4 KClO 4 Soli ocetne (etanojske) kisline CH 3 COOH so acetati (etanoati). Pri soleh preprostih karboksilnih kislin srečamo dve obliki zapisa formule; s kovino na levi strani formule in s kovino na desni strani formule, npr. natrijev acetat: NaCH 3 COO CH 3 COONa Natrijev acetat (natrijev etanoat) NaCH 3 COO je bela trdna snov, ki se dobro raztaplja v vodi. Uporablja se tudi kot dodatek v živilski industriji (oznaka E 262). Običajno je v prodaji kot natrijev acetat trihidrat NaCH 3 COO 3H 2 O. Primerjajmo ph vrednosti 0,1 M raztopin HCl (močna kislina), CH 3 COOH (šibka kislina) in NH 4 Cl (kisla sol): Snov ph HCl 1,1 CH 3 COOH 2,9 NH 4 Cl 5,6 Mnoga zdravila so po strukturi sorodna amonijevemu kloridu; kemijsko so kloridi aminov, spojin z dušikovim atomom. Angal S vsebuje zdravilno učinkovino lidokainijev klorid, ki je lokalni anestetik. Lidokain: NHCOCH 2 H 3 C CH 3 Lidokainijev klorid: NHCOCH 2 H 3 C CH 3 Lidokain je šibka baza, ki se slabo topi v vodi (in posledično tudi v telesnih tekočinah). Zaradi tega ga kot zdravilo ne moremo uporabiti. Pri reakciji lidokaina s klorovodikovo kislino pa nastane sol lidokainijev klorid, ki se dobro topi v vodi in je zato primeren za uporabo kot zdravilo. N C 2 H 5 C 2 H 5 H N Cl C 2 H 5 C 2 H 5 Zakaj je vodna raztopina natrijevega acetata bazična? V vodni raztopini natrijevega acetata so natrijevi ioni Na + (aq) in acetatni ioni CH 3 COO (aq). NaCH 3 COO(aq) Na + (aq) + CH 3 COO (aq) Del acetatnih ionov protolitsko reagira z vodo. voda odda H + CH 3 COO (aq) + H 2 O(l) CH 3 COOH(aq) + OH (aq) Molekula vode odda proton (vodikov ion H + ) acetatnemu ionu, pri tem nastaneta molekula ocetne kisline in hidroksidni ion. Reakcijo imenujemo hidroliza. Med acetatnimi ioni, molekulami ocetne kisline in hidroksidnimi ioni se vzpostavi ravnotežje. Raztopina natrijevega acetata je bazična zaradi nastalih hidroksidnih ionov. Raztopine soli šibkih baz in močnih kislin so kisle. Amonijev klorid NH 4 Cl je sol, ki nastane pri reakciji med amonijakom NH 3 (aq) in klorovodikovo kislino HCl(aq). Amonijak je šibka baza, klorovodikova kislina je močna kislina, sol je kisla. NH 3 NH 4 Cl HCl amonijak amonijev klorid klorovodikova kislina ŠIBKA BAZA SOL JE KISLA MOČNA KISLINA Zakaj je vodna raztopina amonijevega klorida kisla? V vodni raztopini amonijevega klorida so amonijevi ioni NH 4 + (aq) in kloridni ioni Cl (aq). NH 4 Cl(aq) NH 4 + (aq) + Cl (aq) Del amonijevih ionov protolitsko reagira z vodo. amonijev ion odda H + NH 4 + (aq) + H 2 O(l) NH 3 (aq) + H 3 O + (aq) Amonijev ion odda proton (vodikov ion H + ) vodi, pri tem nastaneta molekula amonijaka in oksonijev ion. Reakcijo imenujemo hidroliza. Med amonijevimi ioni, molekulami amonijaka in oksonijevimi ioni se vzpostavi ravnotežje. Raztopina amonijevega klorida je kisla zaradi nastalih oksonijevih ionov. Oglejmo si še nekaj primerov. Navedene so formule soli, opredelitev ph njihovih raztopin ter baze in kisline, iz katerih nastanejo te soli. Sol ph raztopine soli Baza Kislina NaNO 3 ph 7 (nevtralno) NaNO 2 ph > 7 (bazično) (NH 4 ) 2 SO 4 ph < 7 (kislo) NaOH (močna baza) NaOH (močna baza) NH 3 (šibka baza) HNO 3 (močna kislina) HNO 2 (šibka kislina) H 2 SO 4 (močna kislina) Vodne raztopine soli močnih baz in močnih kislin so nevtralne. Vodne raztopine soli močnih baz in šibkih kislin so bazične. Vodne raztopine soli šibkih baz in močnih kislin so kisle

38 4 RAVNOTEŽJA V VODNIH RAZTOPINAH RAVNOTEŽJA V VODNIH RAZTOPINAH 4.7 Ionske reakcije v vodnih raztopinah Ionske reakcije v vodnih raztopinah Kaj nastane pri reakcijah med ioni? Ionske reakcije so reakcije med ioni V vodnih raztopinah lahko med ioni potekajo reakcije. Te reakcije imenujemo ionske reakcije. Ionske reakcije so reakcije med ioni. A ioni reagirajo med seboj le v določenih primerih. Ionska reakcija poteče v primeru, ko nastane slabo topna snov (oborina) ali slabo disociirana snov. Slabo disociirane snovi bomo spoznali nekoliko pozneje. Oglejmo si najprej primer ionske reakcije, pri kateri nastane slabo topna snov (oborina). Pri reakciji med raztopinama barijevega nitrata(v) Ba(NO 3 ) 2 (aq) in natrijevega sulfata(vi) Na 2 SO 4 (aq) poteče ionska reakcija, pri kateri se iz raztopine izloči bela oborina barijevega sulfata(vi) BaSO 4 (s). Enačbo reakcije lahko napišemo v različnih oblikah. Najpreprostejša je oblika s formulami snovi v nedisociirani obliki. Ba(NO 3 ) 2 (aq) + Na 2 SO 4 (aq) BaSO 4 (s) + 2NaNO 3 (aq) Reakcija je dokaj preprosta. Poenostavljeno povedano dobimo produkta, ki sta nastala z zamenjavo kationskih oz. anionskih delov. Včasih za tovrstno spremembo uporabljamo izraz»dvojna substitucija«. Boljši vpogled v dogajanje pri reakciji dobimo, če snovi napišemo v ionski obliki. Snovi, ki se v vodi dobro raztapljajo (v našem primeru Ba(NO 3 ) 2, Na 2 SO 4 in NaNO 3 ), napišemo z ločenimi kationi in anioni. Barijev sulfat(vi) BaSO 4 pa je slabo topna snov, ki v vodni raztopini ne razpade na posamezne ione, zato jo napišemo v nedisociirani obliki. Ba 2+ (aq) + 2NO 3 (aq) + 2Na + (aq) + SO 4 2 (aq) BaSO 4 (s) + 2Na + (aq) + 2NO 3 (aq) Iz zapisa enačbe v ionski obliki je razvidno, da nitratni(v) ioni NO 3 (aq) in natrijevi ioni Na + (aq) med seboj sploh ne reagirajo, temveč ostanejo raztopljeni. Očitno reagirajo le barijevi ioni Ba 2+ (aq) in sulfatni(vi) ioni SO 4 2 (aq), ki se spojijo v slabo topen barijev sulfat(vi) BaSO 4 (s), kar lahko prikažemo s skrajšano ionsko obliko. Skrajšano ionsko obliko zapisujemo brez ionov, ki ne reagirajo med seboj (ostanejo v raztopini). Ba 2+ (aq) + SO 4 2 (aq) BaSO 4 (s) Pri zapisu enačbe ionske reakcije smo uporabili dvojno puščico. Barijevi ioni in sulfatni(vi) ioni so v ravnotežju z barijevim sulfatom(vi) BaSO 4, a je ravnotežje pomaknjeno močno v desno. Topnost barijevega sulfata(vi) je zelo majhna, zato raztopina vsebuje zelo malo barijevih in sulfatnih(vi) ionov. Oglejmo si še en primer. Slabo topne so tudi mnoge spojine težkih kovin, npr. srebrove in svinčeve soli. Med raztopinama srebrovega(i) nitrata(v) AgNO 3 (aq) in natrijevega jodida NaI(aq) poteče ionska reakcija, pri kateri se izloči rumena oborina srebrovega(i) jodida AgI(s). Barijev sulfat(vi) BaSO 4 uporabljamo v medicini kot kontrastno sredstvo pri slikanju prebavil. Spojina je namreč zelo slabo topna v vodi, hkrati pa ne prepušča žarkov, s pomočjo katerih slikamo prebavila. Oborina je slabo topna snov, ki se izloči (se obori) iz raztopine pri dodatku ustreznega reagenta. Topnost barijevega sulfata(vi) BaSO 4 v vodi je zelo majhna. Pri 25 C je koncentracija raztopljenega BaSO 4 v nasičeni vodni raztopini le 1, mol/l oz. 0,0024 g/l. Topnost srebrovega(i) jodida AgI v vodi je zelo majhna. Pri 25 C je koncentracija raztopljenega AgI v nasičeni vodni raztopini le 5, mol/l oz. 1, g/l. Kalcijev fosfat(v) Ca 3 (PO 4 ) 2, ki je glavna sestavina kosti, je zelo slabo topen v vodi. Pri 25 C je koncentracija raztopljenega Ca 3 (PO 4 ) 2 v nasičeni vodni raztopini le 3, mol/l oz. 0,0012 g/l. Napišimo najprej enačbo s formulami snovi v nedisociirani obliki. AgNO 3 (aq) + NaI(aq) AgI(s) + NaNO 3 (aq) Enačba v ionski obliki omogoča boljši vpogled v dogajanje pri reakciji. Snovi, ki se v vodi dobro raztapljajo (v našem primeru AgNO 3, NaI in NaNO 3 ), napišemo z ločenimi kationi in anioni. Srebrov(I) jodid AgI pa je slabo topna snov, ki v vodni raztopini ne razpade na posamezne ione, zato jo napišemo v nedisociirani obliki. Ag + (aq) + NO 3 (aq) + Na + (aq) + I (aq) AgI(s) + Na + (aq) + NO 3 (aq) Iz zapisa enačbe v ionski obliki je razvidno, da nitratni(v) ioni NO 3 (aq) in natrijevi ioni Na + (aq) med seboj sploh ne reagirajo, temveč ostanejo raztopljeni. Očitno reagirajo le srebrovi(i) ioni Ag + (aq) in jodidni ioni I (aq), ki se spojijo v slabo topen srebrov(i) jodid AgI(s), kar lahko prikažemo s skrajšano ionsko obliko. Skrajšano ionsko obliko zapisujemo brez ionov, ki ne reagirajo med seboj (ostanejo v raztopini). Ag + (aq) + I (aq) AgI(s) Pri zapisu enačbe ionske reakcije smo uporabili dvojno puščico. Srebrovi(I) ioni in jodidni ioni so v ravnotežju s srebrovim(i) jodidom AgI, a je ravnotežje pomaknjeno močno v desno. Topnost srebrovega(i) jodida je zelo majhna, zato raztopina vsebuje zelo malo srebrovih(i) in jodidnih ionov. Kako vemo, katere snovi so dobro topne in katere slabo topne? Podatke o topnosti snovi najdemo v različnih preglednicah. Pomagamo si lahko tudi z izkustvenimi pravili, ki pa seveda ne veljajo za vse snovi. Dobro topne so mnoge soli kovin I. skupine periodnega sistema (npr. NaCl, K 2 SO 4 ), nitrati(v) (npr. AgNO 3, Ca(NO 3 ) 2 ), acetati (npr. Mg(CH 3 COO) 2, Cu(CH 3 COO) 2 ) in amonijeve soli (npr. NH 4 Cl, (NH 4 ) 2 SO 4 ). Slabo topni so mnogi sulfati (npr. SrSO 4 ), karbonati (npr. CuCO 3 ), fosfati (npr. Ca 3 (PO 4 ) 2 ) in spojine težkih kovin (npr. AgCl, Pb(OH) 2 ). Za slabo topne snovi včasih poenostavljeno rečemo, da so netopne. Izraz ni najbolj ustrezen, ker se vsaka snov nekoliko raztaplja v določenem topilu. Oglejmo si nekaj primerov ionskih reakcij, pri katerih nastanejo slabo disociirane snovi. Slabo disociirana snov je snov, ki je skoraj povsem v molekularni obliki, torej ne disociira na ione. Med slabo disociirane snovi uvrščamo vodo, šibke kisline in baze, pa tudi nekatere pline (npr. vodikov sulfid H 2 S, vodikov cianid HCN, ogljikov dioksid CO 2, amonijak NH 3 ). Pri reakciji med raztopino kalijevega sulfida K 2 S(aq) in klorovodikovo kislino HCl(aq) poteče ionska reakcija, pri kateri se izloči slabo disociirana plinasta snov vodikov sulfid H 2 S(g). Zapišimo zgolj enačbo s formulami snovi v nedisociirani obliki. K 2 S(aq) + 2HCl(aq) 2KCl(aq) + H 2 S(g) Kalijevi ioni K + (aq) in kloridni ioni Cl (aq) med seboj sploh ne reagirajo, temveč ostanejo raztopljeni. Vodikovi ioni (oz. bolje rečeno oksonijevi ioni, ker so vodikovi ioni vezani na molekule vode) pa se s sulfidnimi ioni S 2 (aq) spojijo v slabo disociirano spojino vodikov sulfid H 2 S(g). 73

39 4 RAVNOTEŽJA V VODNIH RAZTOPINAH RAVNOTEŽJA V VODNIH RAZTOPINAH Ionske reakcije v vodnih raztopinah Vodikov sulfid H 2 S(g) je strupen plin značilnega neprijetnega vonja (včasih uporabljamo izraz»vonj po gnilih jajcih«), ki pa ga zaznamo že v zelo majhnih koncentracijah. Zanimive so tudi reakcije med karbonati in kislinami, pri katerih nastaneta slabo disociirani spojini ogljikov dioksid CO 2 (g) in voda H 2 O(l). Oglejmo si reakcijo med raztopino natrijevega karbonata Na 2 CO 3 (aq) in klorovodikovo kislino HCl(aq). Zapišimo zgolj enačbo s formulami snovi v nedisociirani obliki. Na 2 CO 3 (aq) + 2HCl(aq) 2NaCl(aq) + H 2 O(l) + CO 2 (g) Poleg dobro topnega natrijevega klorida NaCl(aq) in vode nastane pri reakciji tudi plinasti ogljikov dioksid CO 2 (g), kar lahko opazimo po izhajajočih mehurčkih. Ionske reakcije pa včasih potečejo tudi med trdnimi reaktanti. Če v epruveti zmešamo trden barijev hidroksid Ba(OH) 2 (s) in trden amonijev klorid NH 4 Cl(s), se epruveta ohladi (endotermen proces), zmes postane vodena, iz epruvete pa izhaja plin značilnega neprijetnega vonja. Zapišimo zgolj enačbo s formulami snovi v nedisociirani obliki. Ba(OH) 2 (s) + 2NH 4 Cl(s) BaCl 2 (aq) + 2H 2 O(l) + 2NH 3 (g) Poleg dobro topnega barijevega klorida BaCl 2 (aq) in vode (zmes postane vodena) nastane pri reakciji tudi plinasti amonijak NH 3 (g). Amonijak lahko dokažemo z ovlaženim lakmusovim papirčkom, ki se obarva modro (raztopina amonijaka je bazična). Med ionske reakcije uvrščamo tudi nevtralizacije (reakcije med kislinami in bazami). Nevtralizacijo smo že spoznali v poglavju 4.5. Ponovno si oglejmo nevtralizacijo med žveplovo(vi) kislino H 2 SO 4 (aq) in natrijevim hidroksidom NaOH(aq). Pri reakciji nastane voda (slabo disociirana snov), v vodni raztopini pa ostanejo natrijevi ioni Na + (aq) in sulfatni(vi) ioni SO 2 4 (aq). 2NaOH(aq) + H 2 SO 4 (aq) Na 2 SO 4 (aq) + 2H 2 O(l) Natrijevi ioni in sulfatni(vi) ioni med seboj ne reagirajo, temveč ostanejo v raztopini. Pri nevtralizaciji med seboj reagirajo le hidroksidni in oksonijevi ioni, kar prikažemo s poenostavljeno enačbo (skrajšana ionska oblika). OH (aq) + H 3 O + (aq) 2H 2 O(l) Ravnotežje (spoznali smo ga pri avtoprotolizi vode) je pomaknjeno močno v desno. Ionske reakcije so reakcije med ioni. Ionska reakcija poteče v primeru, ko nastane slabo topna snov (oborina) ali slabo disociirana snov. Tudi pri reakciji med natrijevim hidrogenkarbonatom NaHCO 3 (sestavina pecilnega praška) in raztopino ocetne kisline CH 3 COOH (sestavina jedilnega kisa) opazimo izhajanje mehurčkov ogljikovega dioksida. V epruveto smo dali barijev hidroksid Ba(OH) 2 in amonijev klorid NH 4 Cl (leva slika) ter ju premešali. Pri reakciji se je sprostil plin amonijak NH 3, zmes pa je postala vodena (desna slika). Zapomnim si Protolitska reakcija ali protoliza je reakcija, pri kateri kislina odda proton bazi. Kislina je snov, ki odda proton (vodikov ion H + ). Za vodne raztopine kislin so značilni oksonijevi ioni H 3 O +. Močne kisline so HClO 4, HCl, HNO 3, H 2 SO 4. Baza je snov, ki sprejme proton (vodikov ion H + ). Za vodne raztopine baz so značilni hidroksidni ioni OH. Med baze uvrščamo kovinske hidrokside ter amonijak in amine. Konjugirani kislinsko-bazni par je par delcev v protolitski reakciji, ki se razlikuje le v enem protonu (vodikovem ionu H + ). Konjugirana kislina je delec, ki je nastal iz baze s sprejemanjem protona. Konjugirana baza je delec, ki je nastal iz kisline z oddajanjem protona. Ista snov lahko v določenih reakcijah reagira kot kislina (če odda proton) ali kot baza (če sprejme proton). Kisline oz. baze lahko primerjamo po moči, če poznamo njihova ravnotežja protolitskih reakcij z vodo. Čim bolj je to ravnotežje pomaknjeno v desno, tem močnejša je kislina oz. baza. Čim močnejša je kislina, tem večja je vrednost njene konstante kisline K a. Močne kisline so HCl(aq), HClO 4 (aq), H 2 SO 4 (aq), HNO 3 (aq). Čim močnejša je baza, tem večja je vrednost njene konstante baze K b. Močne baze so mnogi hidroksidi kovin I. in II. skupine periodnega sistema, npr. NaOH in Ca(OH) 2. Močne kisline in močne baze so močni elektroliti, šibke kisline in šibke baze so šibki elektroliti. Avtoprotoliza vode je protolitska reakcija med molekulami vode. Ionski produkt vode K H2 O je produkt koncentracij oksonijevih in hidroksidnih ionov, pri 25 C ima vrednost 1, V čisti vodi in v nevtralnih raztopinah sta koncentraciji oksonijevih in hidroksidnih ionov enaki. V kisli raztopini je koncentracija oksonijevih ionov večja kot koncentracija hidroksidnih ionov. V bazični raztopini je koncentracija oksonijevih ionov manjša kot koncentracija hidroksidnih ionov. Kislost oz. bazičnost snovi ponazarjamo s ph vrednostjo. Kisle snovi imajo ph < 7, nevtralne snovi imajo ph = 7, bazične snovi imajo ph > 7. Na ph lestvici so vrednosti od 0 do 14. Vrednost ph je odvisna od vrste in koncentracije snovi, ph = 7 ima čista voda. Kisle snovi imajo poh > 7, nevtralne snovi imajo poh = 7, bazične snovi imajo poh < 7. Kislinsko-bazični barvni indikatorji so snovi, ki se značilno obarvajo glede na kislost oz. bazičnost (ph) preiskovane snovi. Pogosto uporabljamo lakmus (rdeč v kislem, moder v bazičnem), fenolftalein (brezbarven v kislem, vijoličen v bazičnem) in metiloranž (rdeč v kislem, rumen v bazičnem). Uporabljamo tudi univerzalne indikatorske papirčke in elektronske ph metre. ph je negativni desetiški logaritem koncentracije oksonijevih ionov (ph = log[h 3 O + ]), poh je negativni desetiški logaritem koncentracije hidroksidnih ionov (poh = log[oh ]). Sol lahko nastane pri reakciji med kislino in bazo. Reakcijo imenujemo nevtralizacija. Titracija je postopek, pri katerem raztopini vzorca postopoma dodajamo merljivo količino (prostornino) reagenta, ki ga odmerimo z bireto do popolnega poteka reakcije (ekvivalentne točke). Standardna raztopina je raztopina natančno poznane koncentracije. Ekvivalentna točka je stanje sistema pri titraciji, v katerem je množina dodanega reagenta ekvivalentna množini snovi v vzorcu. Vodne raztopine soli močnih baz in močnih kislin so nevtralne. Vodne raztopine soli močnih baz in šibkih kislin so bazične. Vodne raztopine soli šibkih baz in močnih kislin so kisle. Ionske reakcije so reakcije med ioni. Ionska reakcija poteče v primeru, ko nastane slabo topna snov (oborina) ali slabo disociirana snov

40 4 RAVNOTEŽJA V VODNIH RAZTOPINAH Vprašanja za utrjevanje znanja Protolitske reakcije 1. Pojasnite izraze»kislina«,»baza«in»protolitska reakcija«. 2. Kateri ion je značilen za vodne raztopine kislin? Napišite formulo in ime tega iona. 3. Pojasnite razliko med protolitskima reakcijama klorovodikove kisline in fluorovodikove kisline. Kako to razliko prikažemo v enačbi? 4. Pojasnite razliko med močnimi in šibkimi kislinami. 5. Napišite enačbe protolitskih reakcij navedenih kislin z vodo: a) bromovodikova kislina; b) dušikova(v) kislina; c) žveplova(vi) kislina; č) fosforjeva(v) kislina; d) metanojska (mravljinčna) kislina; e) etanojska (ocetna) kislina. 6. Kateri ion je značilen za vodne raztopine baz? Napišite formulo in ime tega iona. 7. Katere snovi uvrščamo med baze? 8. Pojasnite izraze»konjugirani kislinsko-bazni par«,»konjugirana kislina«in»konjugirana baza«. 9. Kdaj molekula vode deluje kot kislina in kdaj kot baza? 10. Pojasnite povezavo med vrednostjo K a in močjo kisline. 4.2 Avtoprotoliza vode 1. Zakaj vodovodna voda, morska voda in mineralne vode prevajajo električni tok bolje kot popolnoma čista voda? 2. Pojasnite izraza»avtoprotoliza vode«in»ionski produkt vode«. Kolikšna je vrednost ionskega produkta vode pri 25 C? 3. Pojasnite razmerje med koncentracijama oksonijevih in hidroksidnih ionov v nevtralni, bazični in kisli raztopini. 4. Kolikšna je koncentracija hidroksidnih ionov v raztopini pri 25 C, če je koncentracija oksonijevih ionov 1, mol/l? Opredelite raztopino kot kislo ali bazično. 5. Pri 25 C je koncentracija HNO 3 v raztopini 0,015 mol/l. Kolikšni sta koncentraciji oksonijevih in hidroksidnih ionov v raztopini? 4.3 Ugotavljanje ph 1. Kako izražamo kislost oz. bazičnost snovi? 2. Opišite povezavo med ph vrednostjo ter kislostjo oz. bazičnostjo snovi. 3. Katera snov ima ph enak 7? 4. Kako je ph raztopine kisline odvisen od njene koncentracije? 5. Kako lahko poh vrednost preračunamo v ph vrednost? 6. Pojasnite izraz»indikator«. Opišite, kako se indikatorji lakmus, metiloranž in fenolftalein obarvajo v kislem oz. v bazičnem. 7. S katero napravo lahko natančneje izmerimo ph vrednost snovi? 4.4 Izračun ph 1. Izračunajte ph in poh raztopine, v kateri je koncentracija oksonijevih ionov 0,0025 mol/l. 2. Kolikšni sta koncentraciji oksonijevih in hidroksidnih ionov v raztopini s ph = 5,6? 4.5 Nevtralizacija 1. Pojasnite izraz»nevtralizacija«. 2. Napišite enačbo nevtralizacije kalcijevega hidroksida s klorovodikovo kislino. 3. Pojasnite izraze»titracija«,»standardna raztopina«in»titrant«. 4. Koliko gramov natrijevega hidroksida se nahaja v vzorcu, če smo za njegovo titracijo porabili 20,5 ml raztopine klorovodikove kisline s koncentracijo 0,1006 mol/l? Napišite enačbo nevtralizacije. 4.6 Hidroliza soli 1. Kolikšen je ph raztopine soli, ki je nastala pri reakciji med: a) močno kislino in močno bazo; b) močno kislino in šibko bazo; c) šibko kislino in močno bazo? 2. Opredelite raztopine naslednjih soli kot kisle, bazične ali nevtralne: a) NH 4 NO 3 ; b) CH 3 COOK; c) Na 2 SO Ionske reakcije v vodnih raztopinah 1. Napišite enačbo ionske reakcije med raztopinama srebrovega(i) nitrata(v) in kalijevega klorida v nedisociirani obliki, ionski obliki in skrajšani ionski obliki. VSEBINA 5. POGLAVJA 5. REDOKS REAKCIJE 5.1 OKSIDACIJA IN REDUKCIJA 5.2 UREJANJE ENAČB REDOKS REAKCIJ 5.3 REDOKS VRSTA 5.4 GALVANSKI ČLEN 5.5 ELEKTROLIZA ZAPOMNIM SI VPRAŠANJA ZA UTRJEVANJE ZNANJA

41 5 REDOKS REAKCIJE 5.1 Oksidacija in redukcija REDOKS REAKCIJE Oksidacija in redukcija Oglejmo si še primer redoks reakcije, pri kateri se oksidacijsko število spremeni dvema elementoma Zn(s) + 2HCl(aq) ZnCl 2 (aq) + H 2 (g) Kako prepoznamo redoks spremembe? Redoks reakcije Že v prvem letniku smo uporabili oksidacijska števila pri zapisovanju formul spojin. Oksidacijsko število je naboj, ki bi ga imel element v spojini, če bi bila ta zgrajena zgolj iz ionov. Zapisujemo ga nad simbolom elementa. Najprej navedemo predznak (+ ali ), nato pa še številčno vrednost. Isti element ima lahko v različnih spojinah različna oksidacijska števila. V binarnih spojinah ima levo zapisani element običajno pozitivno, desno zapisani element pa negativno oksidacijsko število. Pri določanju oksidacijskih števil si pomagamo z naslednjimi pravili: element, ki ni vezan v spojini, ima oksidacijsko število 0; vsota oksidacijskih števil vseh elementov v spojini je 0; vodik ima v spojinah oksidacijsko število +1 ali 1; kovine I. skupine periodnega sistema imajo v spojinah oksidacijsko število +1, kovine II. skupine +2, kovine III. skupine pa običajno +3; kot negativni deli spojine (zapisani desno) imajo elementi VII. skupine periodnega sistema oksidacijsko število 1, elementi VI. skupine 2, elementi V. skupine pa 3; prehodni elementi imajo v spojinah različna oksidacijska števila. Pri nekaterih reakcijah se oksidacijsko število elementov ne spremeni, npr. pri običajni reakciji nevtralizacije med kislino in bazo: HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H 2 O(l) Pri navedeni reakciji se oksidacijsko število ni spremenilo nobenemu elementu. V HCl, NaOH in H 2 O ima vodik oksidacijsko število +1; v NaOH in H 2 O ima kisik oksidacijsko število 2; v HCl in NaCl ima klor oksidacijsko število 1; v NaOH in NaCl ima natrij oksidacijsko število +1. Poznamo pa tudi reakcije, pri katerih se oksidacijska števila nekaterih elementov spremenijo. Reakcije, pri katerih se oksidacijska števila elementov spremenijo, imenujemo redoks reakcije. Oksidacijsko število se lahko spremeni enemu, dvema ali več elementom. Oglejmo si primer redoks reakcije, pri kateri se oksidacijsko število spremeni le enemu elementu AuCl 2Au + AuCl 3 Zlatov(I) klorid AuCl razpade na elementarno zlato Au in zlatov(iii) klorid AuCl 3. Kloru se oksidacijsko število ne spremeni (v AuCl in v AuCl 3 ima klor oksidacijsko število 1). Pač pa se zlatu oksidacijsko število spremeni iz +1 (v AuCl) v 0 (elementarno zlato) oz. v +3 (v AuCl 3 ). Razpad zlatovega(i) klorida je redoks reakcija. Mnogi prehodni elementi tvorijo spojine z različnimi oksidacijskimi števili. Npr. mangan tvori okside z oksidacijskimi števili +2, +3 in +4: MnO Mn 2 O 3 MnO 2 Bodite pozorni na oksidacijska števila v amonijaku NH 3 in vodikovem peroksidu H 2 O 2 : NH 3 H 2 O 2 Magnezij gori na zraku z bleščečo belo svetlobo. Reakcijo so včasih uporabljali v fotografskih bliskavicah. Gorenje magnezija je redoks reakcija: Mg(s) + O 2 (g) 2MgO(s) Pri reakciji se magnezij oksidira (Mg je reducent), kisik pa se reducira (O 2 je oksidant). Cink (na pocinkanih vijakih) burno reagira s klorovodikovo kislino HCl(aq). Pri tem nastajajo mehurčki vodika H 2. Pri reakciji se cink oksidira (Zn je reducent), vodik pa se reducira (HCl je oksidant). Dijaki imajo pogosto težave z opredeljevanjem oksidanta in reducenta. Zadostuje, da poznamo izraz»oksidant se reducira«. Ker vemo, da»reducirati«pomeni»zmanjšati«, lahko sklepamo, da je oksidant tisti, kateremu se oksidacijsko število zmanjša. Marsikateremu dijaku se zdi trditev»oksidant se reducira«čudna oz. nasprotujoča. To nasprotje lahko pojasnimo z analogijo: moški se oženi, ženska se omoži, oba pa se poročita. Pri redoks spremembi velja podobno: reducent se oksidira, oksidant se reducira, obema pa se spremeni oksidacijsko število. Cink reagira s klorovodikovo kislino HCl(aq), pri tem nastaneta cinkov(ii) klorid ZnCl 2 in vodik H 2. Kloru se oksidacijsko število ne spremeni (v HCl in v ZnCl 2 ima klor oksidacijsko število 1). Pač pa se cinku oksidacijsko število spremeni iz 0 (elementarni cink Zn) v +2 (v ZnCl 2 ), vodiku pa iz +1 (v HCl) v 0 (elementarni vodik H 2 ). V vseh redoks reakcijah se hkrati odvijata dva procesa: redukcija in oksidacija. Redukcija je sprejemanje elektronov, oksidacija je oddajanje elektronov. Pri redukciji se oksidacijsko število elementa zmanjša, pri oksidaciji se oksidacijsko število elementa poveča. Oglejmo si primere redukcij. Fe 3+ + e Fe 2+ Železov(III) ion sprejme en elektron in se reducira v železov(ii) ion. Fe e Fe Železov(II) ion sprejme dva elektrona in se reducira v atom železa. O 2 + 4e 2O 2 Molekula kisika sprejme štiri elektrone se reducira v dva oksidna iona. Oglejmo si primere oksidacij. Ca Ca e Atom kalcija odda dva elektrona in se oksidira v kalcijev ion. Co 2+ Co 3+ + e Kobaltov(II) ion odda en elektron in se oksidira v kobaltov(iii) ion. 2Cl Cl 2 + 2e Dva kloridna iona oddata dva elektrona in se oksidirata v molekulo klora. Uporabimo osvojeno znanje na primeru enačbe reakcije cinka s klorovodikovo kislino Zn(s) + 2HCl(aq) ZnCl 2 (aq) + H 2 (g) Cinku se oksidacijsko število poveča (iz 0 v +2). Cink se oksidira. Vodiku se oksidacijsko število zmanjša (iz +1 v 0). Vodik se reducira. Spoznajmo še pojma reducent in oksidant. Reducent je snov, ki se oksidira. Oksidant je snov, ki se reducira. V zgornjem primeru se je cink oksidiral, torej je cink reducent. Vodik v HCl se je reduciral, torej je klorovodikova kislina oksidant. Oksidacijsko število je naboj, ki bi ga imel element v spojini, če bi bila ta zgrajena zgolj iz ionov. Redoks reakcije so reakcije, pri katerih se enemu ali več elementom spremeni oksidacijsko število. V vseh redoks reakcijah se hkrati odvijata redukcija in oksidacija. Redukcija je sprejemanje elektronov, oksidacija je oddajanje elektronov. Pri redukciji se oksidacijsko število elementa zmanjša, pri oksidaciji se oksidacijsko število elementa poveča. Reducent je snov, ki se oksidira. Oksidant je snov, ki se reducira

42 5 REDOKS REAKCIJE 5.2 Urejanje enačb redoks reakcij REDOKS REAKCIJE Urejanje enačb redoks reakcij Kako urejamo enačbe redoks reakcij? Zaporedje pri urejanju enačb redoks reakcij Mnoge enačbe redoks reakcij so zelo preproste in jih lahko uredimo brez težav. Poznamo pa tudi zahtevnejše redoks enačbe, pri katerih nas preprosto sklepanje ne vodi do pravilno urejene enačbe. V teh primerih uporabljamo poseben postopek urejanja, ki ga sestavljajo naslednje stopnje (zaporedja opravil): 1. Napišemo vsa oksidacijska števila. 2. Ugotovimo, katerim elementom se spremeni oksidacijsko število. 3. Ugotovimo, za koliko in kolikim elementom se spremeni oksidacijsko število. 4. Izenačimo število oddanih in sprejetih elektronov (križno množimo ugotovljene spremembe oksidacijskih števil). 5. Uredimo samo tiste elemente, katerim se spremeni oksidacijsko število. 6. Uredimo druge elemente; najprej kovine, nato nekovine. 7. Uredimo vodikove in nato še kisikove atome. Oglejmo si urejanje preproste enačbe redoks reakcije. Uredimo enačbo reakcije NH 3 + O 2 NO + H 2 O. V prvi stopnji nad vsemi simboli elementov napišemo oksidacijska števila. Dobimo: NH 3 + O 2 NO + H 2 O V drugi stopnji ugotovimo, katerim elementom se spremeni oksidacijsko število. V našem primeru sta to dušik in kisik. Dušiku se spremeni oksidacijsko število iz 3 (v NH 3 ) v +2 (v NO). Kisiku se spremeni oksidacijsko število iz 0 (v elementarnem kisiku) v 2 (v NO in v H 2 O). Za boljšo preglednost je dobro, da ta dva elementa podčrtamo. Vsem kisikovim atomom se oksidacijsko število spremeni iz 0 v 2. Dobimo: NH 3 + O 2 NO + H 2 O V tretji stopnji ugotovimo, za koliko in kolikim elementom se spremeni oksidacijsko število. Dušiku se oksidacijsko število poveča iz 3 v +2. Vsak dušikov atom torej odda 5 elektronov. Kisiku se oksidacijsko število spremeni iz 0 v 2. Vsak kisikov atom torej sprejme dva elektrona. Ker pa je reaktant molekula kisika (z dvema kisikovima atomoma), je potrebno število sprejetih elektronov pri kisiku pomnožiti z dva, skupaj torej štirje sprejeti elektroni. Dobimo: NH 3 + O 2 NO + H 2 O 5e +2 2e = +4e Urejali bomo le enačbe redoks reakcij, pri katerih se oksidacijsko število spremeni kvečjemu dvema elementoma. Atom dušika v NH 3 odda 5 elektronov, pri tem se oksidacijsko število poveča iz 3 v +2: 3 +2 N N + 5e Dušik odda elektrone, torej se oksidira. Vsak atom kisika v molekuli O 2 sprejme dva elektrona (dva atoma kisika torej 2 2e = 4e ), pri tem se oksidacijsko število zmanjša iz 0 v 2: 0 2 O e 2O Kisik sprejme elektrone, torej se reducira. Reakcija amonijaka s kisikom, pri kateri nastaneta dušikov oksid in voda, poteka pri visoki temperaturi v prisotnosti katalizatorja (platina). Iz dušikovega oksida lahko dobimo dušikovo(v) kislino HNO 3. Železo odda 1 elektron, pri tem se oksidacijsko število poveča iz +2 v +3: Fe Fe + 1e Železo odda elektron, torej se oksidira. Vsak atom kroma v K 2 Cr 2 O 7 sprejme tri elektrone (dva atoma kroma torej 2 3e = 6e ), pri tem se oksidacijsko število zmanjša iz +6 v +3: Cr e 2Cr Krom sprejme elektrone, torej se reducira. V četrti stopnji izenačimo število sprejetih in oddanih elektronov tako, da z ugotovljenimi spremembami oksidacijskih števil»križno množimo«formule (napišemo stehiometrične koeficiente reaktantov). V našem primeru to pomeni, da pred formulo NH 3 napišemo številko 4, pred formulo O 2 pa številko 5. Dobimo: 4NH 3 + 5O 2 NO + H 2 O V peti stopnji uredimo samo tiste elemente, katerim se spremeni oksidacijsko število. V našem primeru sta to dušik in kisik. Na levi strani enačbe so štirje dušikovi atomi. Dušik uredimo tako, da pred NO napišemo številko 4. Na levi strani enačbe je deset kisikovih atomov. Na desni strani enačbe so že štirje atomi kisika v štirih molekulah NO, torej moramo pred H 2 O napisati številko 6. Dobimo: 4NH 3 + 5O 2 4NO + 6H 2 O Na ta način je enačba urejena, nadaljnje stopnje urejanja niso potrebne. Vsekakor pa je dobro, da preverimo število vodikovih in kisikovih atomov na obeh straneh enačbe. Ugotovimo še, kateri element se oksidira in kateri reducira ter katera snov je oksidant in katera reducent. Dušiku se oksidacijsko število poveča, torej se dušik oksidira. Snov, ki se oksidira, je reducent amonijak NH 3 je reducent. Kisiku se oksidacijsko število zmanjša, torej se kisik reducira. Snov, ki se reducira, je oksidant kisik O 2 je oksidant. Oglejmo si še urejanje zahtevnejše redoks enačbe. Uredimo enačbo: FeCl 2 + K 2 Cr 2 O 7 + HCl KCl + CrCl 3 + FeCl 3 + H 2 O V prvi stopnji nad vsemi simboli elementov napišemo oksidacijska števila. Dobimo: FeCl 2 + K 2 Cr 2 O 7 + HCl KCl + CrCl 3 + FeCl 3 + H 2 O V drugi stopnji ugotovimo, katerim elementom se spremeni oksidacijsko število. V našem primeru sta to železo in krom. Železu se spremeni oksidacijsko število iz +2 (v FeCl 2 ) v +3 (v FeCl 3 ). Kromu se spremeni oksidacijsko število iz +6 (v K 2 Cr 2 O 7 ) v +3 (v CrCl 3 ). Za boljšo preglednost je dobro, da ta dva elementa podčrtamo. Dobimo: FeCl 2 + K 2 Cr 2 O 7 + HCl KCl + CrCl 3 + FeCl 3 + H 2 O V tretji stopnji ugotovimo, za koliko in kolikim elementom se spremeni oksidacijsko število. Železu se oksidacijsko število poveča iz +2 v +3. Vsak železov atom torej odda en elektron. Kromu se oksidacijsko število spremeni iz +6 v +3. Vsak kromov atom torej sprejme tri elektrone. Ker pa je reaktant spojina K 2 Cr 2 O 7 z dvema kromovima atomoma, je potrebno število sprejetih elektronov pri kromu pomnožiti z dva, skupaj torej šest sprejetih elektronov. Dobimo: FeCl 2 + K 2 Cr 2 O 7 + HCl KCl + CrCl 3 + FeCl 3 + H 2 O 1e +2 3e = +6e 81

43 5 REDOKS REAKCIJE REDOKS REAKCIJE Urejanje enačb redoks reakcij 82 V četrti stopnji izenačimo število sprejetih in oddanih elektronov tako, da z ugotovljenimi spremembami oksidacijskih števil»križno množimo«formule (napišemo stehiometrične koeficiente reaktantov). V našem primeru to pomeni, da pred formulo FeCl 2 napišemo številko 6, pred formulo K 2 Cr 2 O 7 pa številko 1. Dobimo: 6FeCl 2 + 1K 2 Cr 2 O 7 + HCl KCl + CrCl 3 + FeCl 3 + H 2 O V peti stopnji uredimo samo tiste elemente, katerim se spremeni oksidacijsko število. V našem primeru sta to železo in krom. Na levi strani enačbe je šest železovih atomov. Železo uredimo tako, da pred FeCl 3 napišemo številko 6. Na levi strani enačbe sta dva kromova atoma. Krom uredimo tako, da pred CrCl 3 napišemo številko 2. Dobimo: 6FeCl 2 + 1K 2 Cr 2 O 7 + HCl KCl + 2CrCl 3 + 6FeCl 3 + H 2 O V šesti stopnji uredimo druge elemente; najprej kovine, nato nekovine. Ker sta železo in krom že urejena, nadaljujemo urejanje enačbe z edino preostalo kovino kalijem. Na levi strani enačbe sta dva kalijeva atoma. Kalij uredimo tako, da pred KCl napišemo številko 2. Dobimo: 6FeCl 2 + 1K 2 Cr 2 O 7 + HCl 2KCl + 2CrCl 3 + 6FeCl 3 + H 2 O Urejanje enačbe nadaljujemo s klorom. Na levi strani enačbe je 12 klorovih atomov (v šestih formulskih enotah FeCl 2 ), pred HCl pa še ni številke. Na desni strani enačbe je skupaj 26 klorovih atomov. Klor uredimo tako, da pred HCl napišemo številko 14. Dobimo: 6FeCl 2 + 1K 2 Cr 2 O HCl 2KCl + 2CrCl 3 + 6FeCl 3 + H 2 O V sedmi stopnji uredimo vodikove in nato še kisikove atome. Na levi strani enačbe je 14 vodikovih atomov (v 14 molekulah HCl). Vodik uredimo tako, da pred H 2 O napišemo številko 7. Dobimo: 6FeCl 2 + 1K 2 Cr 2 O HCl 2KCl + 2CrCl 3 + 6FeCl 3 + 7H 2 O Pred vsemi snovmi v enačbi reakcije so stehiometrični koeficienti. Preverimo, ali so tudi kisikovi atomi urejeni. Na obeh straneh enačbe je po sedem kisikovih atomov, enačba je urejena. Ugotovimo še, kateri element se oksidira in kateri reducira ter katera snov je oksidant in katera reducent. Železu se oksidacijsko število poveča, torej se železo oksidira. Snov, ki se oksidira, je reducent železov(ii) klorid FeCl 2 je reducent. Kromu se oksidacijsko število zmanjša, torej se krom reducira. Snov, ki se reducira, je oksidant kalijev dikromat(vi) K 2 Cr 2 O 7 je oksidant. Enačbe, v katerih se isti element hkrati oksidira in reducira, urejamo tako, da ugotovimo spremembo oksidacijskega števila pri produktih (namesto pri reaktantih). Povedano drugače: tovrstne enačbe urejamo iz desne na levo stran: AuCl 2Au + AuCl 3 Zahtevnejše primere redoks enačb urejamo s pomočjo posebnega postopka. Številke 1 v enačbi kemijske reakcije sicer ni potrebno pisati, a je to pri urejanju enačbe redoks reakcije smiselno, ker na ta način lažje vodimo postopek urejanja enačbe. Kalijev dikromat(vi) K 2 Cr 2 O 7 je oranžno-rdeča trdna snov. Reakcijo, pri kateri se določena snov hkrati reducira in oksidira, imenujemo disproporcionacija. Pri razpadu zlatovega(i) klorida AuCl na elementarno zlato in zlatov(iii) klorid AuCl 3 se zlato hkrati reducira in oksidira. Primeri disproporcionacij: 2CuCl Cu + CuCl 2 2H 2 O 2 2H 2 O + O 2 2CO CO 2 + C 5.3 Redoks vrsta Kaj nam omogoča poznavanje redoks vrste? V vodno raztopino AgNO 3 smo vstavili bakreno žico. Po določenem času se je raztopina obarvala modro, na bakreni žici pa se je izločilo elementarno srebro. Bodite pozorni pri urejanju enačb redoks reakcij, v katerih nastopajo tudi ioni. Enačba brez stehiometričnih koeficientov ni urejena: Ag + + Cu Ag + Cu 2+ Na obeh straneh enačbe je sicer enako število srebrovih in bakrovih atomov oz. ionov, a enačba ni urejena, ker niso izenačeni naboji ionov. Na levi strani enačbe je naboj le 1+ (Ag + ), na desni strani enačbe pa je naboj 2+ (Cu 2+ ). Redoks enačba je urejena, ko so na obeh straneh enačbe izenačeni tudi naboji ionov, torej: 2Ag + + Cu 2Ag + Cu 2+ Reakcije med kovinami Redoks reakcije potekajo tudi med kovinami in kovinskimi kationi. Oglejmo si primer. Če v brezbarvno vodno raztopino srebrovega(i) nitrata(v) AgNO 3 (aq) potopimo bakreno ploščico, se po določenem času raztopina obarva modro (raztopina bakrovih(ii) ionov Cu 2+ je modre barve), na bakreni ploščici pa opazimo oblogo elementarnega srebra. Potekla je reakcija med srebrovimi(i) ioni Ag + in elementarnim bakrom Cu: 2Ag + (aq) + Cu(s) 2Ag(s) + Cu 2+ (aq) Oblika enačbe, v kateri smo namesto formule srebrovega(i) nitrata(v) napisali le srebrove ione, je priročna poenostavitev. Nitratni(V) ioni NO 3 se sicer nahajajo v raztopini, a ker se tekom reakcije ne spremenijo, lahko njihov zapis v enačbi izpustimo. Z upoštevanjem nitratnih(v) ionov pa enačbo reakcije napišemo na naslednji način: 2AgNO 3 (aq) + Cu(s) 2Ag(s) + Cu(NO 3 ) 2 (aq) Ali poteka tudi nasprotna reakcija? Kaj se zgodi, če v raztopino bakrovega(ii) nitrata(v) Cu(NO 3 ) 2 (aq) vstavimo elementarno srebro? Reakcija v nasprotno smer ne poteka. Ag(s) + Cu 2+ (aq) NE POTEKA Kako vemo, ali reakcija med kovino in kovinskim kationom poteka ali ne? Smer reakcije med kovino in kovinskim ionom lahko predvidimo, če poznamo t. i. redoks vrsto kovin (uporabljamo tudi izraz elektrokemijska napetostna vrsta). Redoks vrsta kovin je zaporedje redoks parov kovinskih ionov in elementarnih kovin glede na standardni elektrodni potencial. Pojem»standardni elektrodni potencial«bomo pojasnili pozneje, zaenkrat si oglejmo le redoks vrsto. Redoks vrsta: Li + /Li, Al 3+ /Al, Zn 2+ /Zn, Pb 2+ /Pb, Cu 2+ /Cu, Ag + /Ag Napisano je zaporedje šestih redoks parov kovin. Vsak redoks par je sestavljen iz oksidirane oblike (kovinskega kationa) in reducirane oblike (elementarne kovine). Redoks par opredeljuje spremembo (redukcijo), ki jo lahko ponazorimo z naslednjim zapisom: M n+ (aq) + ne kovinski kation oksidirana oblika + elektron(i) M(s) elementarna kovina reducirana oblika M je pogosto uporabljan simbol za kovino, n predstavlja število elektronov, dvosmerna puščica pa nam pove, da je reakcija možna v obe smeri. 83

44 5 REDOKS REAKCIJE REDOKS REAKCIJE Redoks vrsta 5.3 Redoks vrsta 84 Za baker tovrstno spremembo napišemo na naslednji način: Cu 2+ (aq) + 2e bakrov(ii) ion oksidirana oblika Cu(s) elementarni baker reducirana oblika Vsak redoks par ima svoj standardni elektrodni potencial, ki ga označujemo s simbolom E. Standardni elektrodni potenciali so bili določeni eksperimentalno. Baker ima standardni elektrodni potencial 0,34 V. Cu 2+ (aq) + 2e Cu(s) E (Cu 2+ /Cu) = 0,34 V V stranskem stolpcu so navedeni standardni elektrodni potenciali šestindvajsetih kovin, za potrebe naše razlage si izpišimo le vrednosti za tiste kovine, ki smo jih napisali v redoks vrsti na prejšnji strani. Redoks vrsta: Li + /Li Al 3+ /Al Zn 2+ /Zn Pb 2+ /Pb Cu 2+ /Cu Ag + /Ag 3,04 V < 1,66 V < 0,76 V < 0,13 V < +0,34 V < +0,80 V Kovine so razvrščene v redoks vrsto v skladu z naraščajočimi standardnimi elektrodnimi potenciali. Med navedenimi šestimi kovinami ima litij najmanjši standardni elektrodni potencial, srebro pa največjega. Kovine na začetku redoks vrste (zelo negativen elektrodni potencial) so močni reducenti, kovine na koncu redoks vrste (zelo pozitiven elektrodni potencial) so šibki reducenti. Kako nam poznavanje redoks vrste oz. standardnih elektrodnih potencialov omogoča predvidevanje smeri reakcije? Reakcije med kovinami in kovinskimi ioni potekajo v tisto smer, kjer nastane elementarna kovina (reducirana oblika redoks para), ki se nahaja bolj desno v redoks vrsti (oz. ima bolj pozitiven standardni elektrodni potencial). Ponovno si oglejmo reakcijo med srebrovimi ioni in elementarnim bakrom. Primerjajmo položaj bakra Cu(s) in srebra Ag(s) v redoks vrsti. Pri reakciji nastane elementarno srebro, ki je tudi bolj desno v redoks vrsti (ima bolj pozitiven potencial) kot baker. Oglejmo si še en primer. 2Ag + (aq) + Cu(s) 2Ag(s) + Cu 2+ (aq) Naloga: Predvidite, katera od naslednjih dveh reakcij poteka: A: Zn 2+ (aq) + Cu(s) Zn(s) + Cu 2+ (aq) ali B: Zn(s) + Cu 2+ (aq) Zn 2+ (aq) + Cu(s) Odgovor: Navedeni enačbi predstavljata ravno nasprotna procesa. V redoks vrsti poiščemo baker in cink. Ugotovimo, da je baker bolj desno (ima bolj pozitiven potencial) kot cink. Poteka tista reakcija, pri kateri je baker napisan kot produkt, torej reakcija B. Reakcije med kovinami in kovinskimi ioni potekajo v tisto smer, kjer nastane elementarna kovina (reducirana oblika redoks para), ki se nahaja bolj desno v redoks vrsti (oz. ima bolj pozitiven standardni elektrodni potencial). Standardni elektrodni potenciali kovin v vodnih raztopinah pri 25 C: Reakcija E [V] Li + (aq) + e Li(s) 3,04 K + (aq) + e K(s) 2,92 Ba 2+ (aq) + 2e Ba(s) 2,90 Sr 2+ (aq) + 2e Sr(s) 2,89 Ca 2+ (aq) + 2e Ca(s) 2,87 Na + (aq) + e Na(s) 2,71 Mg 2+ (aq) + 2e Mg(s) 2,37 Al 3+ (aq) + 3e Al(s) 1,66 Mn 2+ (aq) + 2e Mn(s) 1,18 Zn 2+ (aq) + 2e Zn(s) 0,76 Cr 3+ (aq) + 3e Cr(s) 0,74 Ga 3+ (aq) + 3e Ga(s) 0,53 Fe 2+ (aq) + 2e Fe(s) 0,44 Cd 2+ (aq) + 2e Cd(s) 0,40 Co 2+ (aq) + 2e Co(s) 0,28 Ni 2+ (aq) + 2e Ni(s) 0,25 Sn 2+ (aq) + 2e Sn(s) 0,14 Pb 2+ (aq) + 2e Pb(s) 0,13 Cu 2+ (aq) + 2e Cu(s) +0,34 Cu + (aq) + e Cu(s) +0,52 Ag + (aq) + e Ag(s) +0,80 Hg 2+ (aq) + 2e Hg(s) +0,85 Pd 2+ (aq) + 2e Pd(s) +0,99 Pt 2+ (aq) + 2e Pt(s) +1,19 Au 3+ (aq) + 3e Au(s) +1,50 Au + (aq) + e Au(s) +1,68 Volt je enota za napetost. Imenovana je v čast italijanskega fizika Alessandra Volte ( ). Njegov portret se nahaja tudi na nekdanjem italijanskem bankovcu. Shema standardne vodikove elektrode Elektrolitski ključ Membrana H 2 H 3 O + (aq) 1 mol/l, 25 C H 2 (100 kpa) V nekaterih knjigah za zapis reakcije v standardni vodikovi elektrodi uporabljajo naslednjo poenostavljeno enačbo: 2H + (aq) + 2e H 2 (g) Platinasta ploščica Standardno vodikovo elektrodo sestavlja platinasta ploščica, potopljena v raztopino s koncentracijo oksonijevih ionov natančno 1 mol/l. Platinasto ploščico obliva vodik pri tlaku 100 kpa. Standardni elektrodni potencial te elektrode je po dogovoru natančno 0 V. Klor Cl 2 je močnejši oksidant kot brom Br 2. Klor lahko oksidira bromidne ione, brom pa ne more oksidirati kloridnih ionov. Standardni elektrodni potenciali Standardne elektrodne potenciale smo uporabili za razvrščanje kovin v redoks vrsto. Nekatere kovine (redoks pari) imajo negativni standardni elektrodni potencial, nekatere kovine (redoks pari) pa pozitivni standardni elektrodni potencial. Kaj je standardni elektrodni potencial? Standardni elektrodni potencial E je potencial (napetost) elektrokemijske celice, ko se določena elektroda kombinira s t. i. standardno vodikovo elektrodo (uporabljamo tudi izraz standardni vodikov polčlen). Standardni elektrodni potencial standardne vodikove elektrode je po dogovoru natančno 0 V, v njej poteka naslednja reakcija: 2H 3 O + (aq) + 2e H 2 (g) + 2H 2 O(l) E = 0 V Reakcija lahko poteka v obe smeri, torej lahko poteka redukcija (v desno) ali oksidacija (v levo). Spremeni se oksidacijsko število vodika. Ponovno si oglejmo bakrov redoks par. Cu 2+ (aq) + 2e Cu(s) E (Cu 2+ /Cu) = 0,34 V Standardni elektrodni potencial bakrovega redoks para ima vrednost 0,34 V. To vrednost lahko izmerimo, če bakrovo elektrodo kombiniramo s standardno vodikovo elektrodo. Več o elektrodah bomo spoznali v naslednjem poglavju. Ponovno si oglejmo preglednico standardnih elektrodnih potencialov kovin na prejšnji strani. Vse reakcije so napisane kot redukcije. Na levi strani je bolj oksidirana oblika (kovinski kation), na desni strani je bolj reducirana oblika (elementarna kovina). Kovinski kationi sprejmejo elektrone in se reducirajo v elementarne kovine. Ugotavljanje standardnih elektrodnih potencialov pa ni omejeno le na kovine, temveč jih lahko določimo tudi za druge redoks pare. Še posebej so zanimivi redoks pari halogenov. F 2 (g) + 2e 2F (aq) E = +2,87 V Cl 2 (g) + 2e 2Cl (aq) E = +1,36 V Br 2 (l) + 2e 2Br (aq) E = +1,08 V I 2 (s) + 2e 2I (aq) E = +0,53 V Standardni elektrodni potenciali halogenov se manjšajo po skupini navzdol. Poznavanje povezave med položajem halogena v periodnem sistemu in elektrodnimi potenciali halogenov omogoča napovedovanje reakcij med halogeni in halogenidnimi ioni. Reakcije med halogeni in halogenidnimi ioni potekajo v tisto smer, kjer nastane elementarni halogen, ki je nižje v periodnem sistemu. Oglejmo si primer. Cl 2 (aq) + 2Br (aq) 2Cl (aq) + Br 2 (aq) Primerjajmo položaj klora Cl 2 (aq) in broma Br 2 (aq) v periodnem sistemu. Pri reakciji nastane elementarni brom Br 2 (aq), ki je nižje v periodnem sistemu kot klor Cl 2 (aq). Oblika enačbe, v kateri smo namesto celotne formule soli (bromida) napisali le bromidne ione, je priročna poenostavitev. 85

45 5 REDOKS REAKCIJE REDOKS REAKCIJE Redoks vrsta 86 V raztopini se seveda nahajajo tudi določeni kationi, a lahko njihov zapis v enačbi izpustimo, ker se tekom reakcije ne spremenijo. Enačbo reakcije lahko napišemo tudi z upoštevanjem kationov, npr. Na + : Oglejmo si še en primer. Cl 2 (aq) + 2NaBr(aq) 2NaCl(aq) + Br 2 (aq) Naloga: Predvidite, katera od naslednjih dveh reakcij poteka: A: I 2 (aq) + 2Cl (aq) 2I (aq) + Cl 2 (aq) ali B: Cl 2 (aq) + 2I (aq) 2Cl (aq) + I 2 (aq) Odgovor: Navedeni enačbi predstavljata ravno nasprotna procesa. V periodnem sistemu poiščemo klor in jod. Ugotovimo, da je jod nižje v periodnem sistemu kot klor. Poteka tista reakcija, pri kateri je jod napisan kot produkt, torej reakcija B. Na podlagi standardnih elektrodnih potencialov lahko primerjamo moč oksidanta oziroma reducenta. Čim bolj je standardni elektrodni potencial negativen, tem močnejši reducent je reducirana oblika redoks para. Čim bolj je standardni elektrodni potencial pozitiven, tem močnejši oksidant je oksidirana oblika redoks para. Primerjajmo redoks pare litija, aluminija, bakra, joda in fluora. Oksidirana Reducirana Standardni elektrodni potencial oblika oblika E Narašča moč oksidanta Li + (aq) + e Li(s) Narašča moč reducenta 3,04 V Al 3+ (aq) + 3e Al(s) 1,66 V Cu 2+ (aq) + 2e Cu(s) +0,34 V I 2 (s) + 2e 2I (aq) +0,53 V F 2 (g) + 2e 2F (aq) +2,87 V Med navedenimi elementi je litij Li(s) najmočnejši reducent, fluor F 2 (g) pa je najmočnejši oksidant. Poznavanje redoks vrste oz. standardnih elektrodnih potencialov omogoča napovedovanje raztapljanja kovin v razredčenih vodnih raztopinah kislin. V razredčeni klorovodikovi kislini HCl(aq) se raztapljajo le kovine, ki imajo negativne standardne elektrodne potenciale. Te kovine so namreč močnejši reducenti kot vodik. Zn(s) + 2HCl(aq) ZnCl 2 (aq) + H 2 (g) Baker, srebro in nekatere druge kovine s pozitivnimi elektrodnimi potenciali lahko raztapljamo v koncentrirani dušikovi(v) kislini HNO 3 in žveplovi(vi) kislini H 2 SO 4. Pri teh reakcijah pa se reducira dušik (v primeru HNO 3 ) oz. žveplo (v primeru H 2 SO 4 ) in ne vodik. Cu(s) + 4HNO 3 (aq) Cu(NO 3 ) 2 (aq) + 2NO 2 (g) + 2H 2 O(l) Cu(s) + 2H 2 SO 4 (aq) CuSO 4 (aq) + SO 2 (g) + 2H 2 O(l) Standardni elektrodni potenciali so bili določeni primerjalno glede na standardno vodikovo elektrodo (standardni vodikov polčlen), ki ima po dogovoru standardni elektrodni potencial natančno 0 V. Klor Cl 2 je močnejši oksidant kot jod I 2. Klor lahko oksidira jodidne ione, jod pa ne more oksidirati kloridnih ionov. Vseh kovin ne moremo raztopiti v koncentrirani dušikovi(v) kislini HNO 3 oz. žveplovi(vi) kislini H 2 SO 4. Npr. zlato lahko raztopimo le v zmesi, ki jo imenujemo zlatotopka in vsebuje koncentrirano klorovodikovo kislino HCl in koncentrirano dušikovo(v) kislino HNO 3 v razmerju 3 : Galvanski člen Kaj se dogaja v akumulatorjih in baterijah? Galvanski člen je imenovan po italijanskem zdravniku Luigiju Galvaniju ( ), ki je opazil, da noga mrtve žabe trzne, ko se jo dotakne z električnim virom. Zn Cu Zn Cu Zn Cu Zn Cu Zn Cu Zn Cu Shema Voltovega stebra. Prvega galvanskega člena ni sestavil Luigi Galvani, temveč italijanski znanstvenik Alessandro Volta ( ) okoli leta T. i. voltov steber je bil sestavljen iz večjega števila zaporedno povezanih bakrenih in cinkovih plošč ter z žveplovo(vi) kislino prepojene klobučevine. Galvanski člen, sestavljen iz bakrove in cinkove elektrode, ki sta potopljeni v raztopini CuSO 4 oz. ZnSO 4, je leta 1836 razvil britanski kemik John Daniell ( ). Za ta galvanski člen zato pogosto uporabljamo ime Daniellov člen. Zgradba galvanskega člena Galvanski člen je naprava, v kateri potekajo spontane redoks reakcije. Med galvanske člene uvrščamo baterije in akumulatorje, ki jih uporabljamo kot vir električne energije (enosmerne napetosti). Poenostavljeno lahko rečemo, da galvanski člen pretvarja kemično energijo v električno. V baterijah in akumulatorjih potekajo spontane redoks reakcije, ko je nanje priključen porabnik (npr. žarnica). Galvanski člen je sestavljen iz dveh medsebojno povezanih polčlenov. V enem poteka redukcija, v drugem pa oksidacija. Oglejmo si preprost galvanski člen, sestavljen iz cinkovega polčlena in bakrovega polčlena. Shema galvanskega člena Anoda oksidacija Zn ( ) voltmeter SO 4 2 (aq) Zn 2+ (aq) Cinkov polčlen elektrolitski ključ smer gibanja elektronov SO 4 2 (aq) Cu 2+ (aq) (+) Katoda redukcija Cu Bakrov polčlen Vsak polčlen je sestavljen iz posode, v kateri se nahaja raztopina kovinskega iona, vanjo pa je potopljena ploščica iz iste kovine. Cinkov polčlen vsebuje cinkovo ploščico, potopljeno v raztopino, ki vsebuje cinkove ione (npr. raztopina ZnSO 4 (aq)). Bakrov polčlen vsebuje bakrovo ploščico, potopljeno v raztopino, ki vsebuje bakrove ione (npr. raztopina CuSO 4 (aq)). Oba polčlena sta povezana v tokokrog. Kovinski ploščici sta povezani preko prevodnika (običajno žica iz kovine), v tokokrog je vpet tudi porabnik (npr. voltmeter, ki omogoča meritev napetosti, ali pa žarnica). Raztopini obeh kovinskih ionov sta povezani preko t. i. elektrolitskega ključa (uporabljamo tudi izraza tekočinski most in solni most). Preprost elektrolitski ključ je lahko cevka (z membrano na obeh straneh) z raztopino soli, ki dobro prevaja električni tok. V našem primeru lahko uporabimo raztopino kalijevega sulfata(vi) K 2 SO 4 (aq), ker so tudi v obeh polčlenih sulfatni(vi) ioni. Elektrolitski ključ je sestavljen na tak način, da večina raztopine ne more uiti iz njega v raztopini obeh polčlenov, ioni raztopljene soli v elektrolitskem ključu (v našem primeru kalijevi ioni K + in sulfatni(vi) ioni SO 2 4 ) pa lahko prehajajo iz elektrolitskega ključa v raztopini obeh polčlenov. Kovinsko ploščico imenujemo elektroda. Elektroda je običajno iz kovine, lahko pa uporabimo tudi kakšen drug prevodnik (npr. grafit). Elektrodo, na kateri poteka redukcija, imenujemo katoda. Elektrodo, na kateri poteka oksidacija, imenujemo anoda. 87

46 5 REDOKS REAKCIJE REDOKS REAKCIJE Galvanski člen 5.4 Galvanski člen 88 Reakcije v galvanskem členu Kako lahko predvidimo reakcije, ki potekajo v galvanskem členu? Poznati moramo standardne elektrodne potenciale, ki smo jih spoznali v prejšnjem poglavju. Za naš galvanski člen so znani naslednji podatki: Zn 2+ (aq) + 2e Zn(s) Cu 2+ (aq) + 2e Cu(s) E = 0,76 V E = +0,34 V Bakrov polčlen ima bolj pozitiven elektrodni potencial od cinkovega. V polčlenu, ki ima bolj pozitiven elektrodni potencial, poteka redukcija. Ker tečeta procesa redukcije in oksidacije sočasno, bo očitno v polčlenu, ki ima manj pozitiven elektrodni potencial, potekala oksidacija. V našem primeru v bakrovem polčlenu poteka redukcija, v cinkovem polčlenu pa oksidacija. Redukcija poteka na katodi, oksidacija pa na anodi. Katoda je pozitivna, anoda pa negativna elektroda. Katoda (+): Cu 2+ (aq) + 2e Cu(s) Anoda ( ): Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2e Redukcija Oksidacija Obe enačbi lahko združimo v celotno enačbo reakcije. Združimo posebej oba leva dela enačbe in posebej oba desna dela enačbe. Pazimo na izenačenost elektronov na obeh straneh enačbe. Cu 2+ (aq) + 2e + Zn(s) Cu(s) + Zn 2+ (aq) + 2e Na obeh straneh enačbe je enako število elektronov, enačbo lahko poenostavimo (na obeh straneh enačbe»okrajšamo«dva elektrona): Cu 2+ (aq) + Zn(s) Cu(s) + Zn 2+ (aq) Iz enačbe reakcije je razvidno, da se v bakrovem polčlenu baker izloča iz raztopine na elektrodi. Bakrova katoda se torej debeli, koncentracija bakrovih ionov Cu 2+ v raztopini pa se zmanjšuje. V cinkovem polčlenu se cinkova elektroda raztaplja, koncentracija cinkovih ionov Zn 2+ v raztopini pa se veča. Razložimo, kaj se dogaja z elektroni pri delovanju galvanskega člena. Za redukcijo bakrovih ionov so potrebni elektroni, torej elektroni potujejo po vodniku (žici) od cinkove elektrode skozi voltmeter (v splošnem porabnik) na bakrovo elektrodo. Električni tokokrog mora biti sklenjen, zato mora naboj krožiti tudi skozi raztopini. Prenos naboja skozi raztopini in elektrolitski ključ omogočajo ioni (delci z nabojem). Negativni ioni (anioni) v našem primeru sulfatni(vi) ioni SO 2 4 prehajajo iz bakrovega polčlena v elektrolitski ključ. V nasprotno smer pa se gibljejo pozitivni ioni (kationi). Podoben proces (prenos naboja) poteka tudi v cinkovem polčlenu. Negativni ioni (anioni) v našem primeru sulfatni(vi) ioni SO 2 4 prehajajo iz elektrolitskega ključa v cinkov polčlen. V nasprotno smer pa se gibljejo pozitivni ioni (kationi). Na ta način ostajata obe raztopini v polčlenih električno nevtralni. Baterije in akumulatorji imajo določeno napetost. Napetost je odvisna od vrste obeh polčlenov, iz katerih je sestavljen galvanski člen. Izmerimo jo lahko z voltmetrom. Običajno navajamo t. i. standardno napetost, ki jo lahko izračunamo iz standardnih elektrodnih potencialov (običajno pri 25 C). Vrsto reakcije na posamezni elektrodi si lahko zapomnimo na naslednji način: Na Katodi poteka Redukcija (obe besedi se začneta s soglasnikom), na Anodi poteka Oksidacija (obe besedi se začneta s samoglasnikom). Zn smer gibanja kationov smer gibanja anionov Shema galvanskega člena. Elektroni se gibljejo po vodniku od anode h katodi. Negativni ioni (anioni) prenašajo negativni naboj iz katodnega dela v anodni del člena. V nasprotno smer se gibljejo pozitivni ioni (kationi). Običajne»alkalne«baterije imajo (ne glede na velikost) enako napetost 1,5 V. Razlikujejo pa se v količini energije, ki jo lahko shranijo. Večje baterije lahko shranijo več energije. Večjo napetost (oglata baterija ima napetost 9 V) dobimo s kombinacijo več členov. Iz simbolnega zapisa lahko hitro razberemo reakcije, ki potekajo v galvanskem členu. Simbol za elektrolitski ključ Leva stran zapisa OKSIDACIJA Desna stran zapisa REDUKCIJA Reakt. Prod. Reakt. Prod. Zn(s) Zn 2+ (aq) Cu 2+ (aq) Cu(s) Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2e Cu 2+ (aq) + 2e Cu(s) Anodni polčlen (kjer poteka oksidacija) zapišemo na levi strani, katodni polčlen (kjer poteka redukcija) pa na desni strani simbolnega zapisa. Na vsaki strani zapišemo element oz. njegov ion v smeri poteka reakcije, torej najprej reaktant in nato produkt. Običajni avtomobilski akumulator je sestavljen iz šestih celic s skupno napetostjo 12 V (vsaka celica daje napetost 2 V). Elektrode so iz svinca in svinčevega(iv) oksida PbO 2, elektrolit pa je raztopina žveplove(vi) kisline H 2 SO 4. Včasih so bile med sekundarnimi baterijami veliko v uporabi nikelj-kadmijeve (Ni-Cd) baterije, a se njihova uporaba zmanjšuje. Priljubljene so bile tudi nikelj kovinsko hidridne baterije (NiMH). V zadnjem času pa se zlasti v prenosnih aparatih (telefoni, računalniki) uporabljajo litij-ionske baterije. Iz standardnih elektrodnih potencialov za redukcije (glej str. 84) lahko izračunamo standardno napetost galvanskega člena tako, da od standardnega elektrodnega potenciala katode odštejemo standardni elektrodni potencial anode. Povedano drugače: od večje vrednosti standardnega elektrodnega potenciala odštejemo manjšo vrednost. U (člena) = E (katoda) E (anoda) U (člena) = E (večja vrednost) E (manjša vrednost) Standardna napetost galvanskega člena, sestavljenega iz bakrovega in cinkovega polčlena, ima vrednost 1,10 V. U (člena) = E (katoda) E (anoda) = 0,34 V ( 0,76 V) = 1,10 V Napetost v galvanskem členu je enosmerna, ker se polariteta elektrod ne spreminja (bakrova elektroda katoda je vedno pozitivna, cinkova elektroda anoda je vedno negativna). Spremembe v galvanskem členu lahko predstavimo s posebnim simbolnim zapisom. V primeru galvanskega člena iz bakrovega in cinkovega polčlena ima ta zapis naslednjo obliko: Zn(s) Zn 2+ (aq) Cu 2+ (aq) Cu(s) Enojna pokončna črta predstavlja fazno mejo (mejo med trdno snovjo in raztopino). Na sredini je dvojna pokončna črta, ki predstavlja elektrolitski ključ. Anodni polčlen (kjer poteka oksidacija) zapišemo na levi strani, katodni polčlen (kjer poteka redukcija) pa na desni strani tega zapisa. Na vsaki strani zapišemo element oz. njegov ion v smeri poteka reakcije, torej najprej reaktant in nato produkt. Omenimo še novejše izrazoslovje. Baterije so komercialno uporabni galvanski členi. Delimo jih na: primarne baterije; po izrabi reaktantov jih ne moremo napolniti z električnim tokom (npr. t. i. alkalne baterije); sekundarne baterije; po izrabi reaktantov jih lahko napolnimo z električnim tokom (npr. svinčev akumulator, Li-ion baterija). Ena od najbolj znanih sekundarnih baterij je svinčev akumulator, ki ga uporabljamo v večini avtomobilov. V svinčevem akumulatorju sta elektrodi iz svinca (anoda) oz. svinčevega dioksida PbO 2 (katoda) potopljeni v raztopino žveplove(vi) kisline H 2 SO 4. Pb(s) + PbO 2 (s) + 2H 2 SO 4 (aq) praznjenje polnjenje PbSO 4 (s) + 2H 2 O(l) Pri praznjenju akumulatorja (sproščanje električne energije) poteka reakcija v desno, pri polnjenju akumulatorja pa reakcija v levo Galvanski člen (baterija, akumulator) je naprava, v kateri potekajo spontane redoks reakcije. Je vir električne energije (enosmerne napetosti). Sestavljen je iz dveh polčlenov. V enem poteka redukcija, v drugem pa oksidacija. Katoda je pozitivna elektroda, na njej poteka redukcija. Anoda je negativna elektroda, na njej poteka oksidacija. V polčlenu, ki ima bolj pozitiven elektrodni potencial, poteka redukcija. V polčlenu, ki ima manj pozitiven elektrodni potencial, poteka oksidacija. 89

47 5 REDOKS REAKCIJE 5.5 Elektroliza REDOKS REAKCIJE Elektroliza Katere reakcije izvajamo s pomočjo električnega toka? Z električno energijo izvajamo reakcije Spoznali smo, da v galvanskem členu potekajo spontane reakcije. Pri tem se sprosti električna energija. Poznamo pa tudi nasprotne primere, ko s pomočjo električne energije izvedemo določene reakcije. Elektroliza je proces, pri katerem s pomočjo enosmerne napetosti izvajamo redoks reakcije. Napravo, v kateri poteka elektroliza, imenujemo elektrolizna celica. Elektroliziramo lahko taline ali vodne raztopine snovi, ki prevajajo električni tok. Oglejmo si najprej elektrolizo talin preprostih binarnih ionskih spojin. Elektroliza taline natrijevega klorida Natrijev klorid NaCl je pri sobnih pogojih trdna snov. V trdnem agregatnem stanju ionske spojine ne prevajajo električnega toka, zato moramo natrijev klorid segreti na dovolj visoko temperaturo, da se stali. Pri tem se trdna struktura ionskega kristala poruši, nastanejo prosti ioni, ki lahko prenašajo naboj. NaCl(s) Na + (l) + Cl (l) V talini natrijevega klorida NaCl(l) so torej gibljivi natrijevi kationi Na + in kloridni anioni Cl. Elektrolizna celica vsebuje dve elektrodi (katodo in anodo), ki sta priključeni na vir enosmerne napetosti. Podobno kot pri galvanskem členu tudi v elektrolizni celici poteka redukcija na katodi in oksidacija na anodi. Razlika je v polariteti elektrod. V elektrolizni celici je katoda negativna, anoda pa pozitivna, torej ravno obratno kot pri galvanskem členu. Oglejmo si shemo elektrolizne celice: smer gibanja elektronov Shema elektrolizne celice ( ) Katoda redukcija Na + Vir enosmerne napetosti Talina NaCl Cl Pozitivni natrijevi ioni (kationi) potujejo na negativno elektrodo (katodo). Negativni kloridni ioni (anioni) potujejo na pozitivno elektrodo (anodo). Na katodi se natrijevi ioni reducirajo v elementarni natrij, na anodi se kloridni ioni oksidirajo v elementarni klor. Katoda ( ): Na + (l) + e Na(l) Redukcija Anoda (+): 2Cl (l) Cl 2 (g) + 2e Oksidacija (+) Anoda oksidacija Britanski kemik in fizik Michael Faraday ( ) ima zasluge za nekaj ključnih odkritij na področju elektrokemije. Med drugim je vpeljal ali vsaj populariziral izraze»elektroda«,»katoda«,»anoda«,»elektrolit«,»elektroliza«... Po njem je imenovana tudi enota za kapaciteto kondenzatorja (farad). Na sliki je nekdanji britanski bankovec s podobo Michaela Faradaya. Ionski kristali imajo visoka tališča, ker so ionske vezi v kristalih močne. Natrijev klorid ima tališče okoli 800 C. Polariteto elektrod v elektrolizni celici si lahko zapomnimo po imenu iona, ki potuje na posamezno elektrodo. Kationi gredo na Katodo, Anioni pa na Anodo. Iz poznanega naboja iona (kationi so pozitivni ioni, anioni so negativni ioni) in dejstva, da se privlačijo nasprotno nabiti delci, lahko sklepamo, da kationi (pozitivni ioni) gredo na katodo (negativno elektrodo) in obratno anioni (negativni ioni) gredo na anodo (pozitivno elektrodo). Aluminijev oksid Al 2 O 3 imenujemo glinica. Za elektrolizo potrebujemo raztaljen aluminijev oksid, ki pa ima zelo visoko tališče (nad 2000 C). Nižjo temperaturo tališča (pod 1000 C) dosežemo, če aluminijevemu oksidu dodamo kriolit (natrijev heksafluoroaluminat(iii) Na 3 [AlF 6 ]). Aluminij je izjemno pomembna kovina. Aluminijeve zlitine zaradi majhne gostote (in s tem relativno majhne mase aluminijevih izdelkov) veliko uporabljamo v letalski in avtomobilski industriji, iz njih izdelujemo okenske okvirje, pločevinke za pijače in drugo embalažo za živila. Proizvodnja aluminija zahteva izjemno veliko električne energije. Tovarna TALUM je največji porabnik električne energije v Sloveniji. Čedalje več odpadnega aluminija se ponovno predela reciklira. Za recikliranje odpadnega aluminija je potrebno le približno 5 % energije, ki je potrebna za proizvodnjo aluminija iz glinice. Zbiranje in predelava odpadnega aluminija je tudi iz gospodarskega vidika zelo zanimivo. Letno svetovno proizvodnjo aluminija ocenjujejo na 43 milijonov ton, od tega približno 30 % dobimo s predelavo odpadnega aluminija. Način pridobivanja aluminija z elektrolizo staljene zmesi Al 2 O 3 in Na 3 [AlF 6 ] sta leta 1886 neodvisno drug od drugega odkrila Američan Charles Martin Hall ( ) in Francoz Paul Héroult ( ). Po naključju sta se oba tudi rodila in umrla istega leta. Pri temperaturi staljenega natrijevega klorida je natrij tekočina, klor pa plin. Na anodi torej nastaja plinasti klor. Obe enačbi združimo v celotno enačbo reakcije. Združimo posebej oba leva dela enačbe in posebej oba desna dela enačbe. Paziti moramo le na izenačenost elektronov na obeh straneh enačbe, zato enačbo na katodi pomnožimo z dva, nakar lahko na obeh straneh enačbe»okrajšamo«dva elektrona. Katoda ( ): 2Na + (l) + 2e 2Na(l) Redukcija Anoda (+): 2Cl (l) Cl 2 (g) + 2e Oksidacija Celotna enačba: 2Na + (l) + 2Cl (l) 2Na(l) + Cl 2 (g) Celotno enačbo lahko napišemo v naslednji poenostavljeni obliki: 2NaCl(l) 2Na(l) + Cl 2 (g) Ugotovili smo, da pri elektrolizi taline binarne ionske spojine nastanejo elementi. Prav zato je elektroliza zelo pomembna v kemijski industriji. S pomočjo elektrolize pridobivamo različne snovi. Industrijske elektrolizne celice so bolj zapletene naprave, kot je to prikazano s shemo na prejšnji strani. Elektroliza taline aluminijevega oksida Z elektrolizo taline aluminijevega oksida Al 2 O 3 pridobivamo aluminij. Prikazana je shema elektrolizne celice (v industriji uporabljajo izraz»peč«, ker postopek poteka pri visoki temperaturi C) v tovarni aluminija Talum, Kidričevo pri Ptuju (vir: Talum). Strukture elektrolizne celice za pridobivanje aluminija seveda ni potrebno poznati. Shema elektrolizne celice za pridobivanje aluminija Shema elektrolizne celice za pridobivanje aluminija je bolj natančen prikaz dejanske naprave v primerjavi s shemo elektrolizne celice, ki smo jo spoznali pri obravnavi elektrolize taline natrijevega klorida. Proces, ki poteka pri pridobivanju aluminija, lahko zapišemo z naslednjo poenostavljeno enačbo: 2Al 2 O 3 (l) 4Al(l) + 3O 2 (g) Iz enačbe lahko ugotovimo, da se pri elektrolizi aluminij reducira (oksidacijsko število se mu zmanjša), kisik pa oksidira (oksidacijsko 91

48 5 REDOKS REAKCIJE REDOKS REAKCIJE Elektroliza 5.5 Elektroliza 92 število se mu poveča). Redukcija poteka na negativni katodi, oksidacija pa na pozitivni anodi. Katoda ( ): Al 3+ (l) + 3e Al(l) Redukcija Anoda (+): 2O 2 (l) O 2 (g) + 4e Oksidacija Za izenačenje števila sprejetih in oddanih elektronov je potrebno enačbo redukcije množiti s 4, enačbo oksidacije pa s 3. Obe enačbi nato združimo v celotno enačbo reakcije in»okrajšamo«elektrone na obeh straneh enačbe. Dobimo: Katoda ( ): 4Al 3+ (l) + 12e 4Al(l) Redukcija Anoda (+): 6O 2 (l) 3O 2 (g) + 12e Oksidacija Celotna enačba: 4Al 3+ (l) + 6O 2 (l) 4Al(l) + 3O 2 (g) Enačbo lahko poenostavimo tako, da namesto aluminijevih in oksidnih ionov napišemo formulo aluminijevega oksida Al 2 O 3. Dobimo: 2Al 2 O 3 (l) 4Al(l) + 3O 2 (g) Elektroliza aluminijevega oksida v industrijskem merilu potrebuje veliko električne energije. Bistveno manj energije pa je potrebno za predelavo (recikliranje) odpadnega aluminija. Elektroliza vode Podobno kot pri elektrolizi talin binarnih ionskih spojin se tudi pri elektrolizi vode spojina razgradi na dva elementa. 2H 2 O(l) 2H 2 (g) + O 2 (g) Iz enačbe lahko ugotovimo, da se pri elektrolizi vodik reducira (oksidacijsko število se mu zmanjša), kisik pa oksidira (oksidacijsko število se mu poveča). Redukcija poteka na negativni katodi, oksidacija pa na pozitivni anodi. Obe enačbi pa sta nekoliko drugačni od prej obravnavanih, ker voda ni ionska spojina. Katoda ( ): 2H 2 O(l) + 2e H 2 (g) + 2OH (aq) Redukcija Anoda (+): 2H 2 O(l) O 2 (g) + 4H + (aq) + 4e Oksidacija V enačbi reakcije na anodi smo zaradi poenostavitve namesto oksonijevega iona H 3 O + napisali vodikov ion H +. Ob katodi se tako veča koncentracija hidroksidnih ionov (raztopina postaja bazična), ob anodi pa se veča koncentracija oksonijevih ionov (raztopina postaja kisla). Za izenačenje števila sprejetih in oddanih elektronov je potrebno enačbo redukcije množiti z 2. Obe enačbi združimo v celotno enačbo reakcije in»okrajšamo«elektrone na obeh straneh enačbe. Dobimo: Katoda ( ): 4H 2 O(l) + 4e 2H 2 (g) + 4OH (aq) Redukcija Anoda (+): 2H 2 O(l) O 2 (g) + 4H + (aq) + 4e Oksidacija Celotna enačba: 6H 2 O(l) 2H 2 (g) + O 2 (g) + 4H + (aq) + 4OH (aq) Štiri vodikove in štiri hidroksidne ione na desni strani enačbe»združimo«v štiri molekule vode, nakar še»okrajšamo«štiri molekule vode na obeh straneh enačbe. Dobimo: 2H 2 O(l) 2H 2 (g) + O 2 (g) Čista voda zelo slabo prevaja električni tok, ker je koncentracija ionov (oksonijevih in hidroksidnih ionov) v čisti vodi zelo majhna (glej Pri elektrolizi taline Al 2 O 3 je anoda iz ogljika. Nastali kisik reagira z ogljikom iz anode, pri čemer nastaja zmes ogljikovega oksida CO in ogljikovega dioksida CO 2 : 2C(s) + O 2 (g) 2CO(g) C(s) + O 2 (g) CO 2 (g) 2CO(g) + O 2 (g) 2CO 2 (g) Simbol na aluminijasti pločevinki. V razvitih državah predelajo veliko odpadnega aluminija. Elektrolizo vode lahko izvedemo tudi v šolskem laboratoriju. Na katodi nastaja vodik (desna cev), na anodi pa kisik (leva cev). Elektrolizo vodne raztopine natrijevega klorida izvajajo v tovarni TKI Hrastnik. Vodik in klor, ki ju dobimo pri elektrolizi vodne raztopine natrijevega klorida, uporabimo za sintezo vodikovega klorida: H 2 + Cl 2 2HCl (+) Shema elektrolitskega nikljanja Anoda Ni(s) Vir enosmerne napetosti Ni 2+ (aq) e ( ) predmet Katoda Predmet, ki ga želimo prevleči s plastjo niklja, vežemo na negativni pol enosmerne napetosti (kot katodo), kos niklja pa na pozitivni pol (kot anodo). Oba predmeta potopimo v prevodno raztopino. Pod vplivom električnega toka se nikljeva anoda raztaplja, nikelj se oksidira v ione Ni 2+ in prehaja iz anode v raztopino. Nikljevi ioni se na katodi reducirajo v elementarni nikelj na predmetu nastane plast niklja. poglavje 4.2). Zato je vodi potrebno dodati snov, ki v raztopini ionizira in na ta način omogoči prevodnost raztopine. V ta namen lahko uporabimo raztopino žveplove(vi) kisline H 2 SO 4 ali kakšne ionske snovi, npr. kalijev nitrat(v) KNO 3. Elektroliza vodne raztopine NaCl V industriji je zelo pomembna elektroliza vodne raztopine natrijevega klorida NaCl(aq). Pri elektrolizi vodne raztopine natrijevega klorida nastanejo nekateri drugačni produkti kot pri elektrolizi taline te snovi, ki smo jo obravnavali na začetku tega poglavja. V vodni raztopini natrijevega klorida so prisotni natrijevi in kloridni ioni. NaCl(s) Na + (aq) + Cl (aq) Na katodi poteka enaka reakcija kot pri elektrolizi vode, torej redukcija vode (in ne natrijevih ionov, kot pri elektrolizi taline NaCl). Natrijevi ioni se pri elektrolizi ne spremenijo. Na anodi pa poteka enaka reakcija kot pri elektrolizi taline natrijevega klorida, torej oksidacija kloridnih ionov v elementarni klor. Enako kot pri elektrolizi taline je tudi pri elektrolizi raztopine katoda negativna elektroda, anoda pa pozitivna elektroda. Katoda ( ): 2Na + (aq) + 2H 2 O(l) + 2e H 2 (g) + 2OH (aq) + 2Na + (aq) Anoda (+): 2Cl (aq) Cl 2 (g) + 2e Obe enačbi združimo v celotno enačbo reakcije in»okrajšamo«elektrone na obeh straneh enačbe. Dobimo: 2Na + (aq) + 2H 2 O(l) + 2Cl (aq) H 2 (g) + Cl 2 (g) + 2OH (aq) + 2Na + (aq) Enačbo lahko napišemo v poenostavljeni obliki: 2NaCl(aq) + 2H 2 O(l) H 2 (g) + Cl 2 (g) + 2NaOH(aq) Pri elektrolizi vodne raztopine natrijevega klorida nastanejo vodik, klor in raztopina natrijevega hidroksida. Vse tri snovi so zelo pomembne v kemijski industriji. Iz vodika in klora, ki nastaneta pri elektrolizi vodne raztopine natrijevega klorida, izdelujemo vodikov klorid (raztopina vodikovega klorida je klorovodikova kislina, ena od najpomembnejših kemikalij). Nekatere kovine niso odporne proti koroziji (npr. železo rjavi na vlažnem zraku). Z elektrolizo lahko na površine korozijsko manj odpornih kovin nanašamo zelo tanke plasti korozijsko bolj odpornih kovin, ki ščitijo osnovno kovino pred razkrojem. Metodo uporabljamo tudi v primerih, ko hočemo polepšati videz kovinskih predmetov. Na ta način nanašamo različne kovine (npr. nikelj, cink, krom, baker, srebro...). Elektroliza je proces, pri katerem s pomočjo enosmerne napetosti izvajamo redoks reakcije. V elektrolizni celici lahko elektroliziramo taline ali vodne raztopine snovi, ki prevajajo električni tok. Pri elektrolizi vode in talin binarnih ionskih spojin nastanejo elementi. Elektrolizo uporabljamo tudi za nanos korozijsko odpornih kovin na druge kovine. 93

49 5 REDOKS REAKCIJE REDOKS REAKCIJE Elektroliza 5.5 Elektroliza Količina izločene snovi pri elektrolizi Količino snovi, ki se izloči pri elektrolizi, lahko izračunamo s pomočjo naslednje enačbe: Q = I t = n z F Veličine [najpogostejše enote]: Q električni naboj, elektrenina [A s = C ] I električni tok [A] t čas [s] n množina snovi [mol] z število sprejetih ali oddanih elektronov na 1 delec iskane snovi [/] F Faradayeva konstanta [96500 A s mol 1 ] Iz enačbe je razvidno, da je množina snovi, ki se izloči pri elektrolizi, sorazmerna količini pretečenega električnega naboja oz. produkta toka in časa elektrolize. Za izražanje količine pretečenega električnega naboja (elektrenino) uporabljamo enoto amper-sekunda (A s). Amper-sekunda je po velikosti enaka enoti coulomb (C). Električni tok in čas sta osnovni veličini. Električni tok merimo v amperih (A), čas pa v sekundah (s). Če imamo v računski nalogi podan čas v drugačnih enotah, moramo le-te ustrezno pretvoriti v sekunde (1 min = 60 s, 1 h = 3600 s). Faradayeva konstanta predstavlja naboj 1 mol elektronov. Dobimo jo tako, da naboj enega elektrona (približno 1, A s) množimo z Avogadrovo konstanto (približno 6, mol 1 ). Njena vrednost je znana zelo natančno (96485,3 A s mol 1 ), a bomo pri računskih nalogah uporabljali zaokroženo vrednost A s mol 1. Veličina»z«predstavlja število izmenjanih (sprejetih ali oddanih) elektronov na 1 delec iskane snovi. Povedano drugače:»z«predstavlja število elektronov, ki jih delec sprejme ali odda pri spremembi oksidacijskega števila. Veličina»z«nima enote, njena vrednost je vedno pozitivna. Pojasnimo pomen veličine»z«s pomočjo primerov. Vsak kalijev ion pri redukciji v elementarni kalij sprejme 1 elektron, zato je z(k) = 1. K + + 1e K z(k) = 1 Vsak bakrov(ii) ion pri redukciji v elementarni baker sprejme 2 elektrona, zato je z(cu) = 2. Cu e Cu z(cu) = 2 Vsak aluminijev ion pri redukciji v elementarni aluminij sprejme 3 elektrone, zato je z(al) = 3. Al e Al z(al) = 3 Pozorni pa moramo biti, kadar oksidirana in reducirana oblika redoks para nista v množinskem razmerju 1:1. Francoski znanstvenik Charles Augustin de Coulomb ( ). Njemu v čast so imenovali enoto za električni naboj coulomb (C). Enota coulomb (C) je po velikosti enaka enoti amper-sekunda (A s). Francoski fizik in matematik André Marie Ampère ( ). Njemu v čast so imenovali enoto za električni tok amper (A). Pri vseh mednarodno dogovorjenih enotah (SI enote), ki so izpeljane iz imen ljudi, uporabljamo velike prve črke simbolov. Pri izpisu imen teh enot pa uporabljamo male črke, razen v primeru»stopinje Celzija«( C). Primeri: K kelvin A amper C coulomb V volt Slovenski kovanec za en evro vsebuje tudi nikelj. Mnogi kovanci so izdelani iz niklja oz. nikljevih zlitin. Nikelj je trda srebrnobela kovina. Pri običajni temperaturi je na zraku obstojen. Uporabljamo ga za izdelavo različnih zlitin (npr. nerjavna jekla), magnetov, elektrod, za elektrolitsko nikljanje, pa tudi kot katalizator v nekaterih reakcijah. V spojinah ima običajno oksidacijsko število +2. Nekateri ljudje so preobčutljivi na nikelj in se morajo izogibati ponikljanim predmetom. Vsak kloridni ion pri oksidaciji v elementarni klor odda 1 elektron, zato je z(cl ) = 1. Za nastanek ene molekule klora pa morata dva kloridna iona oddati 2 elektrona, zato je z(cl 2 ) = 2. Cl ½Cl 2 + 1e z(cl ) = 1 2Cl Cl 2 + 2e z(cl 2 ) = 2 Vsak oksidni ion pri oksidaciji v elementarni kisik odda 2 elektrona, zato je z(o 2 ) = 2. Za nastanek ene molekule kisika pa morata dva oksidna iona oddati 4 elektrone, zato je z(o 2 ) = 4. Oglejmo si primer. O 2 ½O 2 + 2e z(o 2 ) = 2 2O 2 O 2 + 4e z(o 2 ) = 4 Naloga: Kolikšna masa niklja se izloči pri elektrolizi raztopine nikljeve(ii) soli, če skozi elektrolizno celico 25,0 minut teče tok 0,200 A? Koliko električnega naboja preteče pri tem procesu? Napišite enačbo katodne redukcije. Račun: Izpišemo podatek za čas in pretvorimo enoto t = 25,0 min = 1500 s v sekunde. I = 0,200 A Izpišemo podatek za električni tok. m(ni) =? Izračunali bomo maso izločenega niklja. Q =? Izračunali bomo električni naboj. Enačba katodne redukcije: Ni 2+ (aq) + 2e Ni(s) z(ni) = 2 Izračun mase niklja: I t = n(ni) z(ni) F m(ni) z(ni) F I t = M(Ni) I t M(Ni) 0,200 A 1500 s 58,7 g mol m(ni) = = = 0,0912 g z(ni) F A s mol Izrazimo iskano Vstavimo podatke in izračunamo. veličino (maso niklja). Izračun električnega naboja: Q = I t = 0,200 A 1500 s = 300 A s Napišemo enačbo. Enačbe reakcije na anodi ne moremo napisati, ker ne poznamo vrste aniona, a za reševanje računske naloge je niti ne potrebujemo. Iz enačbe je razvidno, da je koeficient z(ni) = 2. Napišemo enačbo, ki povezuje tok in čas elektrolize s količino izločene snovi. Množino niklja nadomestimo z maso in molsko maso niklja. Vstavimo podatke in izračunamo. Odgovor: Pri elektrolizi se izloči 0,0912 g niklja, pri tem preteče 300 A s električnega naboja. Množina snovi, ki se izloči pri elektrolizi, je sorazmerna količini pretečenega električnega naboja oz. produkta toka in časa elektrolize. Faradayeva konstanta predstavlja naboj 1 mol elektronov in ima vrednost A s mol

50 5 REDOKS REAKCIJE REDOKS REAKCIJE 5 Zapomnim si Vprašanja za utrjevanje znanja Oksidacijsko število je naboj, ki bi ga imel element v spojini, če bi bila ta zgrajena zgolj iz ionov. Redoks reakcije so reakcije, pri katerih se enemu ali več elementom spremeni oksidacijsko število. V vseh redoks reakcijah se hkrati odvijata redukcija in oksidacija. Redukcija je sprejemanje elektronov, oksidacija je oddajanje elektronov. Pri redukciji se oksidacijsko število elementa zmanjša, pri oksidaciji se oksidacijsko število elementa poveča. Reducent je snov, ki se oksidira. Oksidant je snov, ki se reducira. Zahtevnejše primere redoks enačb urejamo s pomočjo posebnega postopka. Reakcije med kovinami in kovinskimi ioni potekajo v tisto smer, kjer nastane elementarna kovina (reducirana oblika redoks para), ki se nahaja bolj desno v redoks vrsti (oz. ima bolj pozitiven standardni elektrodni potencial). Standardni elektrodni potenciali so bili določeni primerjalno glede na standardno vodikovo elektrodo (standardni vodikov polčlen), ki ima po dogovoru standardni elektrodni potencial natančno 0 V. Galvanski člen (baterija, akumulator) je naprava, v kateri potekajo spontane redoks reakcije. Je vir električne energije (enosmerne napetosti). Sestavljen je iz dveh polčlenov. V enem poteka redukcija, v drugem pa oksidacija. Katoda je pozitivna elektroda, na njej poteka redukcija. Anoda je negativna elektroda, na njej poteka oksidacija. V polčlenu, ki ima bolj pozitiven elektrodni potencial, poteka redukcija. V polčlenu, ki ima manj pozitiven elektrodni potencial, poteka oksidacija. Elektroliza je proces, pri katerem s pomočjo enosmerne napetosti izvajamo redoks reakcije. V elektrolizni celici lahko elektroliziramo taline ali vodne raztopine snovi, ki prevajajo električni tok. Pri elektrolizi vode in talin binarnih ionskih spojin nastanejo elementi. Elektrolizo uporabljamo tudi za nanos korozijsko odpornih kovin na druge kovine. Množina snovi, ki se izloči pri elektrolizi, je sorazmerna količini pretečenega električnega naboja oz. produkta toka in časa elektrolize. Faradayeva konstanta predstavlja naboj 1 mol elektronov in ima vrednost As mol Oksidacija in redukcija 1. Kaj je oksidacijsko število? Kako ga zapisujemo? 2. Navedite pravila za določanje oksidacijskih števil elementov. Kdaj ima element oksidacijsko število nič? 3. Pojasnite izraz»redoks reakcija«. 4. Opredelite izraze»redukcija«,»oksidacija«,»reducent«in»oksidant«. 5. Uredite enačbe redoks reakcij. Pri vsaki reakciji opredelite reducenta in oksidanta. a) Al + Cl 2 AlCl 3 b) V + F 2 VF 5 c) MoO 3 + H 2 Mo + H 2 O č) V 2 O 5 + Ca CaO + V d) TiCl 4 + Mg Ti + MgCl Urejanje enačb redoks reakcij 1. Uredite enačbe redoks reakcij. Pri vsaki reakciji opredelite oksidanta in reducenta. a) HCl + MnO 2 Cl 2 + MnCl 2 + H 2 O b) MoO 3 + NH 3 MoO 2 + N 2 + H 2 O c) FeCl 2 + KMnO 4 + HCl FeCl 3 + KCl + MnCl 2 + H 2 O č) K 2 Cr 2 O 7 + FeSO 4 + H 2 SO 4 Cr 2 (SO 4 ) 3 + Fe 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O d) KMnO 4 + H 2 C 2 O 4 + H 2 SO 4 K 2 SO 4 + MnSO 4 + CO 2 + H 2 O e) KMnO 4 + HCl Cl 2 + KCl + MnCl 2 + H 2 O f) KMnO 4 + MnSO 4 + H 2 O MnO 2 + K 2 SO 4 + H 2 SO 4 g) K 2 Cr 2 O 7 + KI + HCl CrCl 3 + I 2 + KCl + H 2 O h) KOH + I 2 KI + KIO 3 + H 2 O 5.3 Redoks vrsta 1. Pojasnite izraz»redoks vrsta kovin«. 2. Opišite spremembo, ki jo ponazarja redoks par M n+ /M v redoks vrsti. 3. Kateri elementi so najmočnejši reducenti; tisti z bolj pozitivnim ali tisti z bolj negativnim elektrodnim potencialom? 4. Opišite pravilo, ki nam omogoča napovedovanje poteka reakcij med kovinami in kovinskimi ioni. 5. S pomočjo preglednice v stranskem stolpcu na strani 84 dopolnite enačbe tistih redoks reakcij, ki potekajo. Če reakcija ne poteka, napišite»ne POTEKA«. a) Cu 2+ + Cr b) Ag + + Zn c) Au + Ni Kako označujemo standardni elektrodni potencial in kakšna je njegova enota? 7. Katera elektroda ima standardni elektrodni potencial 0 V? 8. Opišite standardno vodikovo elektrodo. 9. Pojasnite izraz»standardni elektrodni potencial«. 10. Kako se spreminjajo standardni elektrodni potenciali halogenov glede na položaj halogena v periodnem sistemu? 11. Opišite pravilo, ki nam omogoča napovedovanje poteka reakcij med halogeni in halogenidnimi ioni. 12. S pomočjo periodnega sistema dopolnite enačbe tistih redoks reakcij, ki potekajo. Če reakcija ne poteka, napišite»ne POTEKA«. a) F + I 2 b) Cl 2 + I c) Br 2 + I 13. Opišite moč oksidanta oz. reducenta glede na standardni elektrodni potencial redoks para. 14. Kateri halogen je najmočnejši oksidant? 15. Katere kovine se raztapljajo v klorovodikovi kislini? 5.4 Galvanski člen 1. Pojasnite izraz»galvanski člen«. Katere naprave uvrščamo med galvanske člene? 2. Opišite sestavo galvanskega člena. 3. Opišite sestavo bakrovega polčlena. 4. Opišite sestavo elektrolitskega ključa. 5. Opredelite izraza»katoda«in»anoda«glede na vrsto reakcije. 6. Opišite, kako lahko na podlagi standardnega elektrodnega potenciala napovemo vrsto reakcije (redukcija ali oksidacija) v posameznem polčlenu

51 5 REDOKS REAKCIJE Vprašanja za utrjevanje znanja 7. Kako izračunamo standardno napetost galvanskega člena? Kakšna je napetost galvanskega člena: enosmerna ali izmenična? 8. S pomočjo navedenega simbolnega zapisa galvanskega člena napišite enačbi reakcij v obeh polčlenih. Opredelite vrsto elektrode (katoda / anoda), njeno polariteto (+ / ) in vrsto reakcije (redukcija / oksidacija). a) Zn(s) Zn 2+ (aq) Ni 2+ (aq) Ni(s) b) Ni(s) Ni 2+ (aq) Cu 2+ (aq) Cu(s) 9. S pomočjo podatkov na str. 84 napišite enačbe reakcij v polčlenih, celotno enačbo reakcije, simbolni zapis in izračunajte standardno napetost za galvanski člen, sestavljen iz: a) srebrovega polčlena in cinkovega polčlena; b) nikljevega polčlena in srebrovega polčlena. 10. Kaj so baterije? Kakšna je razlika med primarnimi in sekundarnimi baterijami? Navedite po en primer primarne in sekundarne baterije. 5.5 Elektroliza 1. Opredelite izraz»elektroliza«. 2. Kako imenujemo napravo, v kateri poteka elektroliza? 3. Navedite sestavne dele elektrolizne celice. 4. Primerjajte katodo in anodo pri galvanskem členu ter pri elektrolizi glede na reakcije (oksidacija / redukcija) in glede na polariteto elektrod (+ / ). V čem se elektrodi razlikujeta in v čem sta si enaki? 5. Elektroliziramo lahko taline ali raztopine snovi. Opišite razliko med»talino«in»raztopino«. Kako dobimo talino NaCl in kako raztopino NaCl? 6. Napišite enačbe reakcij, določite elektrodi (katoda / anoda) in njuno polariteto (+ / ) ter vrsto redoks spremembe (oksidacija / redukcija) pri elektrolizi taline: a) natrijevega klorida; b) kalijevega klorida; c) kromovega(iii) oksida. 7. Napišite enačbe reakcij, določite elektrodi (katoda / anoda) in njuno polariteto (+ / ) ter vrsto redoks spremembe (oksidacija / redukcija) pri elektrolizi vode. 8. Zakaj pri elektrolizi vode dodamo majhno količino žveplove(vi) kisline? 9. Napišite enačbe reakcij, določite elektrodi (katoda / anoda) in njuno polariteto (+ / ) ter vrsto redoks spremembe (oksidacija / redukcija) pri elektrolizi vodne raztopine: a) natrijevega klorida; b) kalijevega jodida. 10. Napišite enačbo, ki povezuje električni naboj z množino snovi ter časom in tokom pri elektrolizi. Pojasnite pomen vseh veličin v enačbi in napišite njihove enote. 11. Od česa je odvisna množina snovi, ki se izloči pri elektrolizi? 12. Kaj predstavlja Faradayeva konstanta in kako jo lahko izračunamo? 13. Katera enota je enaka enoti amper-sekunda? 14. Na podlagi navedenih enačb ugotovite vrednosti veličine»z«nastalih elementov. a) Cr e Cr z(cr) =? b) Ni e Ni z(ni) =? c) 2Br Br 2 + 2e z(br 2 ) =? 15. Z elektrolitskim kromiranjem želimo na kovinski predmet nanesti 0,250 mol kroma. Na razpolago imamo raztopino kromove(iii) soli. Koliko časa moramo izvajati elektrolizo pri toku 10 A? Napišite enačbo katodne redukcije. 16. Kolikšna masa srebra se bo izločila pri elektrolizi raztopine srebrove(i) soli, če skozi elektrolizno celico 1 uro teče tok 2,0 A? Koliko električnega naboja preteče pri tem procesu? Napišite enačbo katodne redukcije. 17. Kolikšna množina klora se izloči pri elektrolizi raztopine natrijevega klorida, če skozi elektrolizno celico 2 uri teče tok 0,500 A? Koliko električnega naboja preteče pri tem procesu? Napišite enačbo anodne oksidacije. Bodite pozorni na vrednost koeficienta z! 6. ELEMENTI V PERIODNEM SISTEMU VSEBINA 6. POGLAVJA 6.1 PODROČJA ELEMENTOV V PERIODNEM SISTEMU 6.2 ELEMENTI VII. SKUPINE 6.3 ELEMENTI VI. SKUPINE 6.4 ELEMENTI V. SKUPINE 6.5 ELEMENTI IV. SKUPINE 6.6 ELEMENTI III. SKUPINE 6.7 ELEMENTI I. IN II. SKUPINE 6.8 PREHODNI ELEMENTI ZAPOMNIM SI VPRAŠANJA ZA UTRJEVANJE ZNANJA 98

52 6 ELEMENTI V PERIODNEM SISTEMU ELEMENTI V PERIODNEM SISTEMU 6.1 Področja elementov v periodnem sistemu Področja elementov v periodnem sistemu Kaj lahko razberemo iz položaja elementa v periodnem sistemu? Sodobni periodni sistem V devetnajstem stoletju je število znanih elementov naglo naraščalo. Kemiki so želeli sistematično urediti znane elemente. Periodni sistem elementov, ki je eden od temeljev sodobne kemije, je leta 1869 zasnoval ruski kemik Dmitrij Ivanovič Mendeljejev ( ). Na začetku ga je imenoval»naravni sistem elementov«, a ga preimenoval v»periodnega«, ko je opazil, da se nekatere lastnosti elementov redno (periodično) ponavljajo z naraščanjem atomske mase elementov. Pravilno je napovedal obstoj treh takrat še neznanih elementov (skandija, galija in germanija) in zanje rezerviral prostor v periodnem sistemu. Leta 1871 je popravil prvotno objavljen periodni sistem, vendar je do njegove dokončne uveljavitve prišlo šele z odkritjem manjkajočih elementov. Mendeljejev periodni sistem je bil po obliki nekoliko drugačen od sodobnega periodnega sistema. Kasneje je doživel še nekaj popravkov in dopolnitev. Periodni sistem elementov je nepogrešljiv pripomoček. Iz položajev elementov v periodnem sistemu lahko predvidimo nekatere njihove lastnosti, zapišemo razporeditev elektronov po orbitalah, napišemo formule mnogih spojin... Kaj je periodni sistem elementov? Periodni sistem je preglednica, v katero so razvrščeni vsi znani elementi. V sodobnem periodnem sistemu so elementi razvrščeni glede na vrstno (atomsko) število. Vrstno število pa je enako številu protonov v atomskem jedru in številu elektronov v elektronski ovojnici. Prvi element (vodik) ima vrstno število 1, ker ima v jedru 1 proton in v elektronski ovojnici 1 elektron. Drugi element (helij) ima vrstno število 2, ker ima v jedru 2 protona in v elektronski ovojnici 2 elektrona itn. Na naslednji strani je prikazano ogrodje periodnega sistema. Elementi so razporejeni v vodoravne periode in navpične skupine. Znani elementi so razporejeni v sedem period. Označevali jih bomo z arabskimi številkami od 1 do 7. Sedem period je na sliki oštevilčenih z zeleno barvo. Po novejšem označevanju je v periodnem sistemu 18 skupin (navpičnih stolpcev). V šoli pa obravnavamo pretežno le elemente glavnih skupin, zato bomo uporabljali starejši način oštevilčenja glavnih osmih skupin z rimskimi številkami od I. do VIII. Na sliki so skupine oštevilčene z rdečimi arabskimi številkami, glavne skupine pa z modrimi rimskimi številkami. Štirinajst lantanoidov in enako število aktinoidov zaradi preglednosti običajno zapisujemo ločeno od ostalih elementov. V gimnaziji teh elementov ne bomo obravnavali. Mendeljejev je upodobljen tudi na priložnostnem kovancu nekdanje Sovjetske zveze. Mendeljejev je upodobljen na mnogih znamkah. Prikazana je mala pola, na kateri je tudi reprodukcija Mendeljejevega osnutka periodnega sistema. Neodvisno od Mendeljejeva, a leto kasneje, je periodni sistem objavil nemški kemik Julius Lothar Meyer ( ). Ponovimo rimske številke: I = 1 VI = 6 II = 2 VII = 7 III = 3 VIII = 8 IV = 4 IX = 9 V = 5 X = 10 H Li Be Na Mg K Ca Natrij in kalij sta v isti skupini periodnega sistema in imata podobne kemijske in fizikalne lastnosti. Natrij ima tališče 98 C, vrelišče 883 C. Kalij ima tališče 63 C, vrelišče 759 C. V vesolju prevladujeta vodik in helij, ostalih elementov je manj kot odstotek. Domnevajo, da so vsi elementi, razen vodika in helija, nastali v notranjosti zvezd. Pri eksplozijah zvezd so se ti elementi razširili po vesolju, nakar so iz njih nastali trdni planeti, kakršna je naša Zemlja. I. II. III. IV. V. VI. VII. VIII P E R I O D A Lantanoidi Aktinoidi Že predhodniki Mendeljejeva so opazili, da se kemijske lastnosti elementov periodično ponavljajo. Na primer natrij in kalij, ki se nahajata v isti skupini periodnega sistema, imata podobne kemijske in tudi nekatere fizikalne lastnosti. Primerjajmo njuni elektronski konfiguraciji. Na: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 K: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 Elektronska konfiguracija je razporeditev elektronov po orbitalah. Iz napisanih elektronskih konfiguracij je razvidno, da imata oba elementa po en elektron v zadnji s-orbitali. Oba elementa imata po en zunanji (valenčni) elektron. Njuni elektronski konfiguraciji sta podobni, zato imata podobne tudi kemijske in fizikalne lastnosti. Periodni sistem elementov lahko glede na podlupine razdelimo na»s-področje«,»p-področje«,»d-področje«in»f-področje«. s-področje H Li Be B C N O F Ne Na Mg d-področje Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg f-področje p-področje Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr Glede na zgradbo elektronske ovojnice sodi vodik v I. skupino periodnega sistema, helij pa v II. skupino periodnega sistema. Vodik je nekovina, ostali elementi I. skupine periodnega sistema pa kovine, S K U PI N A He

53 6 ELEMENTI V PERIODNEM SISTEMU ELEMENTI V PERIODNEM SISTEMU Področja elementov v periodnem sistemu 102 zato v nekaterih periodnih sistemih vodik zapisujejo ločeno. Helij pa praviloma zapisujemo v VIII. skupino periodnega sistema, ker ima lastnosti žlahtnih plinov. Elemente d-področja pogosto imenujemo prehodni elementi ali prehodne kovine. V I. skupini periodnega sistema se nahajajo vodik, ki je nekovina, in t. i. alkalijske kovine. To so najbolj reaktivne kovine. V II. skupini periodnega sistema so t. i. zemeljskoalkalijske kovine, ki so manj reaktivne od alkalijskih kovin. Elemente VII. skupine periodnega sistema imenujemo halogeni. Elemente VIII. skupine periodnega sistema imenujemo žlahtni plini. Njihova reaktivnost je zelo majhna. Spojine tvorijo samo z nekaterimi najbolj reaktivnimi elementi. Pridobivamo jih s frakcionirano destilacijo utekočinjenega zraka, helij pa iz zemeljskega plina. Elemente delimo na kovine, nekovine in polkovine. Kovine se nahajajo na levi strani periodnega sistema, nekovine pa na njegovi desni strani. Le vodik, ki je nekovina, se še nahaja na levi strani. Polkovine imajo deloma kovinske in deloma nekovinske lastnosti. V periodnem sistemu jih najdemo vmes med kovinami in nekovinami. Kovin je bistveno več kot nekovin. Kovine so dobri električni in toplotni prevodniki, so kovne in tanljive ter imajo značilni kovinski lesk. Večina kovin je srebrnosivih. Zlato je rumene barve, baker pa je rdečerjav. Razen živega srebra so kovine pri sobnih pogojih v trdnem agregatnem stanju. H kovine POLkovine Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg NEkovine Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr Periodni sistem je zasnoval ruski kemik Dmitrij Ivanovič Mendeljejev. Lastnosti elementov se z naraščajočim vrstnim številom periodično ponavljajo, od tod izvira tudi ime periodni sistem elementov. V periodnem sistemu so elementi razvrščeni v vodoravne periode in navpične skupine glede na vrstno (atomsko) število. Glede na podlupine lahko periodni sistem elementov razdelimo na»s-področje«,»p-področje«,»d-področje«in»f-področje«. Elemente delimo na kovine, nekovine in polkovine. Kovine se nahajajo na levi, nekovine pa na desni strani periodnega sistema, vmes so polkovine. Polkovine imajo deloma kovinske in deloma nekovinske lastnosti. He Žlahtni plini imajo polne zunanje lupine. Pri sobnih pogojih so vsi enoatomni plini brez barve in vonja. Njihova vrelišča in tališča se višajo z naraščajočo atomsko maso (po skupini navzdol). V zraku je največ argona (0,93 %), ostalih žlahtnih plinov pa je bistveno manj. Radon je radioaktiven element. Prisotnost helija na Soncu so ugotovili že leta Ime helija izhaja iz grške besede za Sonce (helios). Do konca 19. stoletja so bili odkriti vsi žlahtni plini. S helijem polnimo balone, uporabljamo ga tudi za hlajenje na zelo nizke temperature (blizu 0 K). Zmes helija in kisika uporabljamo v potapljaških dihalnih aparatih. Splošno znan je tudi vpliv helija na spremembo glasu. Žlahtne pline uporabljamo v svetlobnih telesih (»neonske svetilke«, običajne žarnice) ter kot inertno atmosfero v različnih procesih. Med žlahtnimi plini tvori največ spojin ksenon. Elementna sestava zemeljske skorje Legenda: kisik 46,4 % silicij 28,2 % aluminij 8,3 % železo 5,6 % kalcij 4,2 % natrij 2,4 % ostalo 4,9 % V zemeljski skorji je najbolj razširjen kisik, sledita mu silicij in aluminij. Večina elementov v zemeljski skorji je vezana v spojine. 6.2 Elementi VII. skupine Kakšne so lastnosti elementov VII. skupine? Izraz halogen izhaja iz grščine (halos sol, gennan tvoriti). Pri neposrednih reakcijah halogenov s kovinami nastanejo soli. Kuhinjska sol ali natrijev klorid je spojina natrija in klora s formulo NaCl. Fluor je izoliral francoski kemik Henri Moissan ( ). Za svoje delo pri raziskavah in izolaciji fluora je leta 1906 prejel Nobelovo nagrado za kemijo. Vodikov fluorid HF (plinast, tekoč in vodna raztopina) reagira s steklom (steklo vsebuje pretežno silicijev dioksid SiO 2 ). Pri tem nastane plinasti silicijev tetrafluorid SiF 4. SiO 2 + 4HF SiF 4 + 2H 2 O Od fluora do astata Elemente VII. skupine (17. skupina po novem označevanju) periodnega sistema imenujemo halogeni. Fluor, klor, brom in jod so pomembni elementi. Astat je umetno dobljen radioaktiven element, ki v kemiji ni pomemben, zato ga ne bomo obravnavali. Halogeni tvorijo dvoatomne molekule: F 2, Cl 2 itn. Pri sobnih pogojih je fluor rumen plin, klor rumenozelen plin, brom rdečerjava tekočina in jod trdna siva snov. Klor je rumenozelen plin, brom je rdečerjava tekočina, jod je siva trdna snov. Halogeni so reaktivni elementi. V naravi se zato nahajajo le vezani v različne spojine, v elementarnem stanju pa jih ni. Najbolj reaktiven je fluor, nato pa se reaktivnost halogenov manjša po skupini navzdol. Tališča in vrelišča halogenov se večajo po skupini navzdol, kar lahko razložimo s privlačnimi molekulskimi (Van der Waalsovimi) silami med molekulami halogenov. Med molekulami fluora so te sile najšibkejše, pri halogenih z večjim številom elektronov pa so te sile večje. Fluor Klor Brom Jod Tališče ( C) Vrelišče ( C) Zanimivo posebnost opazimo, če primerjamo vrelišča vodikovih halogenidov (spojin vodika in halogenov). HF HCl HBr HI Vrelišče ( C) 19, Vodikov jodid HI ima pričakovano višje vrelišče od vodikovega bromida HBr in ta od vodikovega klorida HCl. A vodikov fluorid HF ima med vsemi spojinami najvišje vrelišče, kar je presenetljivo za spojino s tako majhno molsko maso. Vzrok nenavadno visokega vrelišča vodikovega fluorida so vodikove vezi med molekulami te spojine. 103

54 6 ELEMENTI V PERIODNEM SISTEMU ELEMENTI V PERIODNEM SISTEMU Elementi VII. skupine 6.2 Elementi VII. skupine Fluor Fluor je najbolj reaktiven element. Reagira s skoraj vsemi elementi, celo z nekaterimi žlahtnimi plini (npr. s ksenonom tvori spojine XeF 2, XeF 4 in XeF 6 ). Xe(g) + F 2 (g) XeF 2 (s) Eksplozivno reagira z vodo (oksidira kisik), pri čemer nastane zmes produktov. Običajno zapisujemo naslednjo (poenostavljeno) enačbo reakcije: 2F 2 (g) + 2H 2 O(l) 4HF(g) + O 2 (g) Zaradi skrajne reaktivnosti je delo s fluorom zelo nevarno in ga v šoli ne uporabljamo. Fluor se v naravi nahaja vezan v spojinah. Najdemo ga v različnih mineralih, npr. v fluoritu, ki vsebuje kalcijev fluorid CaF 2. Fluorove spojine so raznovrstno uporabne. Najbolj znana pa je uporaba fluorovih spojin v zobnih pastah za preprečevanje zobne gnilobe (kariesa). V nekaterih državah fluorove spojine celo dodajajo pitni vodi. Vodikov fluorid HF je nevarna spojina. Dobimo jo npr. pri reakciji kalcijevega fluorida z žveplovo(vi) kislino. CaF 2 + H 2 SO 4 CaSO 4 + 2HF Vodno raztopino vodikovega fluorida HF(aq) pogosto imenujemo fluorovodikova kislina. Z njo lahko jedkamo steklo. Klor Klor je strupen rumenozelen plin zadušljivega vonja. V prvi svetovni vojni so ga uporabljali kot bojni strup, danes pa ga uporabljamo za razkuževanje vode. V pitni vodi in v bazenih je raztopljenega klora seveda zelo malo, lahko pa ga zaznamo zaradi značilnega vonja. Klor pridobivamo tudi v Sloveniji, v Tovarni kemičnih izdelkov Hrastnik. S pomočjo električnega toka (elektroliza) razkrojimo raztopino natrijevega klorida NaCl na tri zelo pomembne snovi vodik H 2 (g), klor Cl 2 (g) in vodno raztopino natrijevega hidroksida NaOH(aq). 2NaCl(aq) + 2H 2 O(l) H 2 (g) + Cl 2 (g) + 2NaOH(aq) Tudi klor reagira z mnogimi elementi, a je bistveno manj reaktiven kot fluor. Pri reakciji vodika in klora nastane vodikov klorid HCl(g). H 2 (g) + Cl 2 (g) 2HCl(g) Vodikov klorid se dobro raztaplja v vodi. Nasičena vodna raztopina vsebuje % vodikovega klorida. Vodno raztopino vodikovega klorida HCl(aq) imenujemo klorovodikova kislina, pogosto je v rabi tudi njeno starejše ime solna kislina. Klorovodikova kislina je ena od najpomembnejših kemikalij. Najdemo jo tudi v želodčnem soku ljudi, kjer ima pomembno vlogo pri razgradnji hrane. Soli klorovodikove kisline so kloridi (npr. natrijev klorid NaCl kuhinjska sol). V laboratoriju lahko dobimo klor pri reakciji med klorovodikovo kislino in kalijevim manganatom(vii) KMnO 4. 2KMnO 4 (s) + 16HCl(aq) 5Cl 2 (g) + 2KCl(aq) + 2MnCl 2 (aq) + 8H 2 O(l) Mineral fluorit vsebuje kalcijev fluorid CaF 2. Čisti CaF 2 je bele barve, obarvanje minerala je posledica nečistoč. Fluorove spojine se v majhnih količinah nahajajo v zobnih pastah. Običajno uporabljamo natrijev fluorid NaF in natrijev monofluorofosfat Na 2 FPO 3. Pri 25 C je topnost klora v vodi 6,5 g/ L. Klor uporabljamo za razkuževanje vode. Klor uporabljamo za izdelavo varikine. Če se polijemo, moramo kožo hitro sprati z veliko količino vode. Natrijev hipoklorit, ki je naveden na nalepki varikine, je staro ime za natrijev klorat(i) NaClO. Pri segrevanju jod sublimira. Jodove pare so vijolične barve. Na ta način ga lahko ločimo iz zmesi z drugimi trdnimi snovmi. Kuhinjski soli je običajno dodana majhna količina kalijevega jodida KI ali kalijevega jodata(v) KIO 3 (jodirana sol), ki je glavni vir joda za človeški organizem. Zaradi pomanjkanja joda v prehrani se lahko poveča žleza ščitnica, pojavi se bolezen golšavost. Poleg klorovodikove kisline poznamo tudi različne oksokisline klora. Njihove soli so klorati. Formula in ime kisline Formula in ime natrijeve soli HClO klorova(i) kislina NaClO natrijev klorat(i) HClO 2 klorova(iii) kislina NaClO 2 natrijev klorat(iii) HClO 3 klorova(v) kislina NaClO 3 natrijev klorat(v) HClO 4 klorova(vii) kislina NaClO 4 natrijev klorat(vii) Klorova(VII) kislina HClO 4 je najmočnejša kislina. Dobimo jo lahko z delovanjem žveplove(vi) kisline na barijev klorat(vii) Ba(ClO 4 ) 2. Ba(ClO 4 ) 2 (aq) + H 2 SO 4 (aq) BaSO 4 (s) + 2HClO 4 (aq) V laboratoriju pogosto delamo z vodno raztopino klora Cl 2 (aq), ki jo imenujemo klorovica. Klor z vodo deloma tudi reagira. Reakcija je ravnotežna. Cl 2 (aq) + H 2 O(l) HCl(aq) + HClO(aq) Pri reakciji z vodo se klor deloma reducira (v HCl), deloma pa oksidira (v HClO). Redoks reakcijo, pri kateri se neka snov hkrati oksidira in reducira, imenujemo disproporcionacija. Klor uporabljamo za izdelavo varikine, ki se uporablja kot razkužilo in belilno sredstvo. Dobimo jo z uvajanjem klora v raztopino natrijevega hidroksida NaOH(aq). Varikina vsebuje natrijev klorat(i) NaClO. Cl 2 (aq) + 2NaOH(aq) NaCl(aq) + NaClO(aq) + H 2 O(l) Ena od najbolj znanih klorovih spojin je umetna masa PVC poli(vinil klorid). Klor vsebujejo tudi mnogi insekticidi. Najbolj znan med njimi je DDT, ki so ga včasih v velikih količinah uporabljali za zatiranje insektov. Z njegovo pomočjo so močno zmanjšali populacijo komarjev, ki prenašajo povzročitelja malarije. Na žalost se je izkazalo, da so DDT in tudi mnogi drugi klor vsebujoči insekticidi nevarni za človeka. DDT se nabira v maščobnih tkivih in se le počasi razgrajuje, zato njegovo uporabo omejujejo. Brom Brom je škodljiva rdečerjava tekočina z dušljivimi in strupenimi parami. Raztopina broma v vodi se imenuje bromovica. Bromove spojine imajo v kemiji bistveno manjši pomen kot klorove spojine. Jod Jod je siva trdna snov. Sublimira že pri nizki temperaturi. Sublimacija je neposreden prehod iz trdnega v plinasto agregatno stanje. Če trden jod nekoliko segrejemo z gorilnikom, preide v lepe vijolične pare. V vodi je jod bistveno slabše topen kot klor in brom, dobro pa je topen v običajnem alkoholu etanolu. Raztopino joda v etanolu C 2 H 5 OH imenujemo jodova tinktura in jo uporabljamo v zdravstvu za razkuževanje. Pomanjkanje joda v prehrani povzroča bolezen golšavost. Halogeni so elementi VII. skupine periodnega sistema. Tvorijo dvoatomne molekule. Reaktivnost halogenov se manjša po skupini navzdol

55 6 ELEMENTI V PERIODNEM SISTEMU ELEMENTI V PERIODNEM SISTEMU 6.3 Elementi VI. skupine Elementi VI. skupine Kakšne so lastnosti elementov VI. skupine? Od kisika do polonija Elementi VI. skupine periodnega sistema (16. skupina po novem označevanju) so kisik, žveplo, selen, telur in polonij. Včasih jih imenujemo tudi halkogeni elementi, vendar se to ime opušča. V tej skupini sta najpomembnejša kisik in žveplo, ki ju bomo tudi podrobneje spoznali. Polonij je radioaktiven element, leta 1898 ga je odkrila Marie Curie in ga poimenovala po svoji domovini Poljski. Kisik je pri sobnih pogojih plin, ostali elementi so trdni. Kisik in žveplo se v naravi nahajata tudi v elementarnem stanju, ostali elementi so le vezani v spojinah. Podobno kot pri elementih VII. skupine se tudi v VI. skupini periodnega sistema reaktivnost zmanjšuje po skupini navzdol. Med elementi VI. skupine je tako najbolj reaktiven kisik. Najbolj reaktiven element VI. skupine je kisik. Kisik in žveplo se v naravi nahajata tudi v elementarnem stanju, ostali elementi so le vezani v spojinah. Kisik Kisik O 2 je plin brez barve in vonja. Sam ne gori, a omogoča gorenje. Kisik je najbolj razširjen element v zemeljski skorji. Vezan je v različnih spojinah (voda, oksidi, karbonati, silikati...). V ozračju ga je približno 21 %. Znanstveniki domnevajo, da pred več milijardami let v zemeljskem ozračju ni bilo večje količine kisika. Delež kisika v ozračju je začel naraščati s pojavom fotosinteze. Pri fotosintezi v rastlinah iz ogljikovega dioksida in vode pod vplivom sončne svetlobe nastanejo ogljikovi hidrati (npr. glukoza C 6 H 12 O 6 ) in kisik. Enačbo fotosinteze običajno napišemo z naslednjo enačbo: 6CO 2 + 6H 2 O C 6 H 12 O 6 + 6O 2 Elementarni kisik je običajno v obliki dvoatomnih molekul O 2. Poznamo pa tudi troatomno obliko ozon O 3. Pojav, ko se element nahaja v različnih oblikah, imenujemo alotropija. Dvoatomna oblika O 2 (včasih uporabljamo ime dikisik) in troatomna oblika kisika O 3 (ozon ali trikisik) sta torej alotropski modifikaciji kisika. Z izrazom»kisik«pa običajno opredeljujemo dvoatomno obliko kisika. Kisik O 2 in ozon O 3 imata različne fizikalne in kemijske lastnosti. Razlikujeta se npr. v vrelišču (O 2 : 183 C, O 3 : 110 C), tališču (O 2 : 219 C, O 3 : 193 C), barvi (O 2 : brezbarven plin, O 3 : svetlo moder plin). Ozon je močnejši oksidant kot dvoatomni kisik. Uporabljamo ga za razkuževanje zraka in vode, pri predelavi industrijskih odplak, kot belilo ter v kemijski industriji. Marie Curie ( ) je odkrila elementa polonij in radij. Za svoje delo je prejela dve Nobelovi nagradi (1903 za fiziko in 1911 za kemijo). Njen portret se nahaja tudi na nekdanjem poljskem bankovcu. Pri sobnih pogojih je ozon svetlo moder plin. V majhnih koncentracijah ima značilen vonj. V večjih koncentracijah pa je dražljiv in škodljiv za živa bitja. Ime ozona izvira iz grščine (ozein = dišeč). Strukture molekule ozona ni enostavno razložiti. Molekula ima kotno obliko, vezi med atomi so enako dolge. Poenostavljeno lahko rečemo, da je dejanska struktura nekje vmes med naslednjimi strukturami: Ozonska luknja nad Antarktiko. Vijolično-modro obarvano področje ima najmanjšo koncentracijo ozona. Kalijev manganat(vii) KMnO 4 (starejše ime kalijev permanganat) je temno vijolična trdna snov. Pri termičnem razkroju KMnO 4 se sprošča kisik. Žveplo je rumena nekovina. Kalotni model molekule žvepla S 8. Ozon v zgornjih plasteh ozračja ščiti Zemljo pred škodljivimi UV žarki iz vesolja. Največ ozona se nahaja v področju med 15 in 50 km nadmorske višine. V zadnjih desetletjih pa so opazili zmanjševanje koncentracije ozona. Pojav, ki je najbolj opazen nad južnim polom, imenujemo ozonska luknja. Glavni krivci za zmanjševanje koncentracije ozona so nekatere klorove in bromove spojine, ki jih človeštvo uporablja kot topila, hladilna sredstva in kot potisne pline v razpršilih. Kisik industrijsko pridobivamo iz utekočinjenega zraka. Iz zraka najprej odstranijo nečistoče (prah), ogljikov dioksid CO 2, vlago (vodo) in nekatere druge primesi, nakar ga stisnejo in ohladijo, da se utekočini. Nato ga s frakcionirano destilacijo ločijo na posamezne sestavine (dušik, kisik in žlahtni plini) na podlagi različnih vrelišč teh plinov. Kisik lahko pridobimo tudi z elektrolizo vode, a je postopek bistveno dražji in ga uporabljamo le tam, kjer ob kisiku potrebujemo tudi vodik in imamo na razpolago dovolj poceni električne energije. 2H 2 O(l) 2H 2 (g) + O 2 (g) V laboratoriju lahko kisik dobimo z elektrolizo vode, lahko pa tudi s termičnim razkrojem (s segrevanjem) nekaterih snovi, npr. kalijevega klorata(v) KClO 3 ali kalijevega manganata(vii) KMnO 4 : 2KClO 3 (s) 2KCl(s) + 3O 2 (g) 2KMnO 4 (s) K 2 MnO 4 (s) + MnO 2 (s) + O 2 (g) Nastajajoči kisik lahko dokažemo s tlečo trsko. Tleča trska v kisiku zažari ali celo zagori. Kisik se uporablja v raznovrstne namene. Manjše količine kisika potrebujemo tudi v zdravstvu, alpinizmu, pri potapljanju. Med drugim se nahaja tudi v rezervoarju vesoljskega raketoplana (Space Shuttle). Poleg kisika je v ločenem delu rezervoarja tudi vodik. Spajanje obeh elementov v glavnih motorjih omogoča potisno silo za dvig plovila v vesolje. Kisik je plin brez barve in vonja. Sam ne gori, a omogoča gorenje. V naravi se nahaja v obliki dvoatomnih in troatomnih molekul, veliko ga je vezanega v različnih spojinah. Industrijsko ga pridobivamo pretežno s frakcionirano destilacijo utekočinjenega zraka. Žveplo Žveplo je rumena nekovina. V vodi se ne raztaplja, dobro pa se topi v nepolarnih topilih (npr. v ogljikovem disulfidu CS 2, tetraklorometanu CCl 4 ). V naravi ga najdemo v elementarni obliki, pa tudi v mnogih spojinah, predvsem v sulfidih (npr. ZnS) in sulfatih (npr. CaSO 4 ). Žveplo pridobivamo na različne načine. V preteklosti smo izrabljali velike zaloge elementarnega žvepla, v zadnjem času pa največ žvepla dobimo z odstranjevanjem in s predelavo vodikovega sulfida H 2 S iz zemeljskega plina ter žveplovega dioksida SO 2, ki nastane pri predelavi sulfidnih rud. Tudi žveplo ima različne alotropske modifikacije. Pri sobnih pogojih sta stabilni dve obliki: ortorombsko žveplo in monoklinsko žveplo. Obe modifikaciji vsebujeta ciklične osematomne molekule S

56 6 ELEMENTI V PERIODNEM SISTEMU ELEMENTI V PERIODNEM SISTEMU Elementi VI. skupine 6.3 Elementi VI. skupine Če žveplo stalimo in segrejemo nad 240 C ter nastalo staljeno žveplo v curku zlijemo v mrzlo vodo, dobimo t. i. plastično žveplo. Lahko ga vzamemo iz vode in raztegujemo podobno kot gumo. V plastičnem žveplu so atomi povezani v različno dolge verige. Plastično žveplo pri sobni temperaturi ni obstojno in počasi prehaja nazaj v ortorombsko žveplo. Vodikov sulfid H 2 S Vodikov sulfid je brezbarven plin značilnega neprijetnega vonja (vonj po pokvarjenih jajcih). Zelo je strupen, a ga na srečo lahko zaznamo že v majhnih koncentracijah. Po obliki je molekula vodikovega sulfida podobna molekuli vode (kotna oblika molekule), a je kot med vezmi manjši (92 pri H 2 S oz. 104,5 pri H 2 O). Vodikov sulfid lahko dobimo z reakcijo med kovinskimi sulfidi in močnimi kislinami. ZnS(s) + 2HCl(aq) ZnCl 2 (aq) + H 2 S(g) Vodikov sulfid se v vodi dobro topi. Vodne raztopine so kisle zaradi nastanka oksonijevih ionov pri protolitski reakciji z vodo. H 2 S(aq) + H 2 O(l) HS (aq) + H 3 O + (aq) K a1 = HS (aq) + H 2 O(l) S 2 (aq) + H 3 O + (aq) K a2 = Raztopina vodikovega sulfida (uporabljamo tudi izraz žveplovodikova kislina) je šibka kislina. Če staljeno žveplo zlijemo v hladno vodo, dobimo t. i. plastično žveplo. Kalotni model molekule žveplovega dioksida SO 2. Molekula ima kotno obliko. Kalotni model molekule žveplovega trioksida SO 3. Molekula ima trikotno obliko. Žveplova(VI) kislina H 2 SO 4 Žveplova(VI) kislina je ena od najpomembnejših kemikalij. Uporabljamo jo v različnih vejah industrije. Najdemo jo tudi v običajnih avtomobilskih akumulatorjih. Čista žveplova(vi) kislina je brezbarvna, gosta tekočina. Običajno jo prodajajo kot % raztopino. Dobimo jo v večstopenjskem procesu iz žveplovega dioksida. Žveplov dioksid, ki smo ga dobili z oksidacijo žvepla ali iz sulfidnih rud, najprej očistimo nečistoč, nakar ga pri višji temperaturi oksidiramo s kisikom v žveplov trioksid. Katalizator pri tej reakciji je vanadijev(v) oksid V 2 O 5. 2SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3 (g) Reakcija je ravnotežna in eksotermna. Izvajamo jo pri temperaturi okoli 400 C. Nastali žveplov(vi) oksid (žveplov trioksid) uvajamo v koncentrirano raztopino žveplove(vi) kisline in nato dodamo vodo. Žveplova(VI) kislina je močna kislina. Z vodo protolitsko reagira v dveh stopnjah. H 2 SO 4 (aq) + H 2 O(l) HSO 4 (aq) + H 3 O + (aq) K a1 = velika HSO 4 (aq) + H 2 O(l) SO 2 4 (aq) + H 3 O + (aq) K a1 = 0,012 Soli žveplove(vi) kisline so sulfati(vi) in hidrogensulfati(vi), npr. natrijev sulfat(vi) Na 2 SO 4 in natrijev hidrogensulfat(vi) NaHSO 4. Koncentrirana žveplova(vi) kislina je tudi močan oksidant. Vroča koncentrirana žveplova(vi) kislina lahko raztaplja celo baker in srebro. Žveplov(IV) oksid SO 2 Žveplov(IV) oksid (žveplov dioksid) je brezbarven plin ostrega vonja. Nastane pri gorenju žvepla. S(s) + O 2 (g) SO 2 (g) V enačbah reakcij zaradi poenostavitve običajno ne uporabljamo formule osematomne molekule žvepla S 8, temveč le simbol za žveplo S. Žveplov dioksid nastaja tudi pri reakciji kovinskih sulfidov s kisikom (postopek imenujemo praženje sulfidnih rud in je ena od stopenj pri pridobivanju kovin). 2ZnS(s) + 3O 2 (g) 2ZnO(s) + 2SO 2 (g) Žveplov dioksid uporabljamo kot konzervans v živilski industriji ter za beljenje tkanin v tekstilni industriji. Žveplov dioksid je tudi eden od krivcev za nastanek kislega dežja. Pri gorenju fosilnih goriv (npr. sežig premoga v termoelektrarnah) ter pri praženju sulfidnih rud nastaja tudi žveplov dioksid. Del tega žveplovega dioksida se z zračnim kisikom oksidira v žveplov(vi) oksid SO 3. Oba žveplova oksida in različni dušikovi oksidi v stiku z vlago v ozračju in prašnimi delci v zraku tvorijo smog in se nato vrnejo na zemljo v obliki kislih padavin kislega dežja. Večje koncentracije žveplovih in dušikovih oksidov v zraku lahko povzročijo, da je deževnica kisla s ph celo pod 4. Tako kisla deževnica resno škodi rastlinam, povzroča pa tudi propadanje kamnitih zgradb. Kroglični model molekule vodikovega sulfida H 2 S. Molekula ima kotno obliko, kot med vezmi je 92. Žveplov dioksid SO 2 uporabljamo kot konzervans. Na levi strani so rozine obdelane z žveplovim dioksidom. Rozine na desni strani (nežveplane) so potemnele. Beseda smog je skovana iz angleških besed: smoke + fog = dim + megla. Bakrov(II) sulfat(vi) CuSO 4 je bele barve, njegova raztopina pa je modre barve. Žveplova(VI) kislina je higroskopna. Če na sladkor nalijemo žveplovo(vi) kislino, nastane črna snov. Iz sladkorja se odstrani voda. Plini, ki nastanejo pri reakciji, pa povzročijo dvig snovi. Cu(s) + 2H 2 SO 4 (konc.) CuSO 4 (aq) + SO 2 (g) + 2H 2 O(l) 2Ag(s) + 2H 2 SO 4 (konc.) Ag 2 SO 4 (aq) + SO 2 (g) + 2H 2 O(l) Žveplova(VI) kislina je tudi higroskopna (vodovpojna, veže vodo). Iz organskih snovi lahko odvzame vodo, pri čemer organska snov poogleni. Pooglenitev opazimo, če npr. na sladkor C 12 H 22 O 11 nalijemo koncentrirano žveplovo(vi) kislino. C 12 H 22 O 11 (s) 12C(s) + 11H 2 O(l) Del nastalega ogljika se zaradi žveplove(vi) kisline še oksidira. Pri tem nastanejo plini. C(s) + 2H 2 SO 4 (konc.) CO 2 (g) + 2SO 2 (g) + 2H 2 O(l) Redčenje žveplove(vi) kisline je zelo eksotermen proces, zato je vselej potrebno dodajati kislino v vodo (in ne obratno vodo v kislino). Žveplova(VI) kislina povzroča hude opekline, zato je pri delu s to snovjo potrebno biti zelo previden. Žveplo je rumena nekovina. V naravi se nahaja v elementarni obliki, pa tudi v raznovrstnih spojinah (sulfidi, sulfati). Monoklinsko in ortorombsko žveplo sta dve alotropski modifikaciji. Vodikov sulfid je strupen plin značilnega neprijetnega vonja, njegova vodna raztopina je šibka kislina. Žveplov dioksid nastane pri gorenju žvepla in praženju sulfidnih rud. Najpomembnejša žveplova spojina je žveplova(vi) kislina. Žveplova(VI) kislina je močna kislina, močan oksidant in higroskopna

57 6 ELEMENTI V PERIODNEM SISTEMU ELEMENTI V PERIODNEM SISTEMU 6.4 Elementi V. skupine Elementi V. skupine Kakšne so lastnosti elementov V. skupine? Od dušika do bizmuta Elementi V. skupine periodnega sistema (15. skupina po novem označevanju) so dušik, fosfor, arzen, antimon in bizmut. Dušik in fosfor sta nekovini, arzen in antimon sta polkovini, bizmut je kovina. Pri sobnih pogojih je dušik plin, ostali elementi so v trdnem agregatnem stanju. Fosfor, arzen in bizmut imajo več alotropskih modifikacij. Med elementi V. skupine sta najpomembnejša dušik in fosfor. Dušik in fosfor sta nekovini, arzen in antimon sta polkovini, bizmut je kovina. Pri sobnih pogojih je dušik plin, ostali elementi so v trdnem agregatnem stanju. Sestava suhega zraka na višini morske gladine v prostorninskih odstotkih. Dušik:... 78,079 % Kisik:... 20,946 % Argon:... 0,934 % Ogljikov dioksid:... 0,038 % Drugi plini skupaj:... 0,003 % Kroglični model molekule amonijaka NH 3. Kalotni model molekule dušikove(v) kisline HNO 3. Reakcija poteka že pri sobni temperaturi med trdnima reaktantoma. Amonijak lahko dokažemo z navlaženim lakmusovim papirčkom, ki se obarva modro (dokaz baze). Amonijak je brezbarven plin značilnega ostrega neprijetnega vonja. V vodi se dobro raztaplja (molekula je polarna). V vodnih raztopinah amonijak protolitsko reagira z vodo. NH 3 (aq) + H 2 O(l) NH + 4 (aq) + OH (aq) K b = 1, Ravnotežje je pomaknjeno v levo, amonijak je šibka baza. Amonijak reagira s kislinami, pri tem nastanejo amonijeve soli. NH 3 (aq) + HCl(aq) NH 4 Cl(aq) Amonijeve soli so dobro topne v vodi. Vodne raztopine soli amonijaka z močnimi kislinami (npr. amonijev klorid NH 4 Cl, amonijev nitrat(v) NH 4 NO 3...) so kisle, ker amonijevi ioni protolitsko reagirajo z vodo, pri čemer nastanejo oksonijevi ioni (hidroliza soli). NH 4 Cl(aq) NH 4 + (aq) + Cl (aq) NH 4 + (aq) + H 2 O(l) NH 3 (aq) + H 3 O + (aq) Dušik Dušik je brezbarven plin, ki se v elementarnem stanju nahaja v obliki dvoatomnih molekul N 2. Nima vonja, ne gori in ne omogoča gorenja. Sestavlja 78 % našega ozračja, nahaja pa se tudi v nekaterih mineralih, predvsem v obliki nitratov (npr. NaNO 3 ). Dušik je vezan tudi v mnogih organskih spojinah, npr. v aminokislinah. Dušik pridobivamo s frakcionirano destilacijo utekočinjenega zraka. Utekočinjen dušik uporabljamo v medicini za zamrzovanje. Večino dušika pa porabimo za proizvodnjo amonijaka, iz katerega lahko nato dobimo tudi druge dušikove spojine. Med atomoma v molekuli dušika je močna trojna vez, zaradi katere je dušik manj reaktiven element. Amonijak NH 3 Amonijak je ena od najpomembnejših surovin kemijske industrije. Proizvajamo ga po t. i. Haber-Boschevem postopku s katalizirano sintezo iz elementov. N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g) H r = 92 kj Za sintezo amonijaka potrebujemo dušik in vodik, ki sta dostopni surovini. Reakcija je ravnotežna, izvajamo jo pri visoki temperaturi in visokem tlaku ob prisotnosti katalizatorja. Reakcija je eksotermna, zato bi pričakovali, da bi bilo ravnotežje pomaknjeno v smer nastanka amonijaka pri nizki temperaturi. A sinteza pri nizki temperaturi ni uspešna, ker je v tem primeru hitrost reakcije zelo majhna. Manjše količine amonijaka lahko dobimo tudi v laboratoriju iz amonijevih soli, npr. pri reakciji med amonijevim kloridom NH 4 Cl in barijevim hidroksidom Ba(OH) 2. 2NH 4 Cl(s) + Ba(OH) 2 (s) BaCl 2 (aq) + 2H 2 O(l) + 2NH 3 (g) Kroglični in kalotni model molekule dušika. Med atomoma dušika je močna trojna vez, zaradi katere je dušik manj reaktiven. Dušik tvori spojine z različnimi oksidacijskimi števili: Formula spojine Oksidacijsko število dušika NH 3 3 N 2 O +1 NO +2 N 2 O 3 +3 NO 2 +4 N 2 O 5 +5 Dušikovo(V) kislino HNO 3 hranimo v temnih steklenicah, ker na svetlobi (pa tudi pri segrevanju) razpade: 4HNO 3 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O Baker reagira z dušikovo(v) kislino HNO 3. Raztopina se obarva modro zaradi bakrovih ionov, nastaja pa tudi rjav plin dušikov dioksid NO 2. Zmes koncentrirane dušikove(v) kisline HNO 3 in koncentrirane klorovodikove kisline HCl v razmerju 1 : 3 imenujemo zlatotopka. Že iz imena lahko sklepamo, da ta zmes raztaplja zlato. Amonijak je reducent. Reducira lahko tudi nekatere kovinske okside. 2NH 3 (g) + 3CuO(s) 3Cu(s) + 3H 2 O(l) + N 2 (g) Dušikova(V) kislina HNO 3 Dušikova(V) kislina je brezbarvna jedka tekočina. Sčasoma porumeni, ker na svetlobi delno razpade na dušikov dioksid NO 2, kisik in vodo. Pridobivamo jo iz amonijaka v večstopenjskem procesu. Pri reakciji amonijaka s kisikom pri povišani temperaturi in ob prisotnosti katalizatorja nastane dušikov(ii) oksid NO. 4NH 3 (g) + 5O 2 (g) 4NO(g) + 6H 2 O(g) Dušikov(II) oksid reagira s kisikom, pri čemer nastane dušikov(iv) oksid NO 2. 2NO(g) + O 2 (g) 2NO 2 (g) Nastali dušikov(iv) oksid skupaj z zrakom vpihujemo v posebne stolpe, kjer nastane dušikova(v) kislina. 4NO 2 (g) + O 2 (g) + 2H 2 O(l) 4HNO 3 (aq) Koncentrirana dušikova(v) kislina vsebuje % HNO 3 in je močan oksidant. Reagira celo z bakrom in s srebrom. Cu(s) + 4HNO 3 (konc.) Cu(NO 3 ) 2 (aq) + 2NO 2 (g) + 2H 2 O(l) Ag(s) + 2HNO 3 (konc.) AgNO 3 (aq) + NO 2 (g) + H 2 O(l) Dušikova(V) kislina je močna kislina, njene soli so nitrati(v). Dušik je brezbarven nereaktiven plin, ki tvori dvoatomne molekule. Sestavlja 78 % ozračja, iz katerega ga pridobivamo s frakcionirano destilacijo utekočinjenega zraka. Najpomembnejša dušikova spojina je amonijak, ki ga dobimo z reakcijo iz elementov. Iz amonijaka dobimo dušikovo(v) kislino. Dušikova(V) kislina je močna kislina, koncentrirana dušikova(v) kislina je močan oksidant

58 6 ELEMENTI V PERIODNEM SISTEMU ELEMENTI V PERIODNEM SISTEMU Elementi V. skupine 6.4 Elementi V. skupine Fosfor Umetna gnojila Fosfor je razmeroma reaktiven element, zato ga v naravi ne najdemo v elementarnem stanju, temveč se nahaja vezan v različnih spojinah, predvsem apatitih. To so fosfatni minerali s sestavo Ca 5 (PO 4 ) 3 X (X je običajno F, Cl ali OH). Fosfati se nahajajo tudi v kosteh in zobeh, fosfor pa je vezan tudi v nekaterih beljakovinah in DNK. Poznamo več alotropskih modifikacij fosforja: beli fosfor, rdeči fosfor, vijolični fosfor in črni fosfor. Beli fosfor je najbolj reaktivna modifikacija fosforja. Zaradi velike reaktivnosti ga hranimo v vodi, kjer se ne raztaplja. Na zraku se vžge že pri blagem segrevanju. Rdeči in vijolični fosfor sta manj reaktivna od belega fosforja, najmanj reaktiven je črni fosfor. Povedano drugače: pri sobni temperaturi je črni fosfor najbolj obstojna modifikacija, beli fosfor pa najmanj obstojna modifikacija. Beli fosfor tvori štiriatomne molekule tetraedrične oblike P 4. Stali se že pri 44 C. Druge modifikacije imajo višja tališča in tvorijo večje molekule P x (rdeči in vijolični fosfor verige, črni fosfor pa plasti). Beli fosfor je strupen, na koži pa povzroča hude opekline. Dobimo ga z redukcijo kalcijevega fosfata pri visoki temperaturi v elektropečeh. 2Ca 3 (PO 4 ) 2 + 6SiO C 6CaSiO CO + P 4 Pri gorenju belega fosforja nastane fosforjev(v) oksid P 4 O 10. P 4 (s) + 5O 2 (g) P 4 O 10 (s) Fosforjev(V) oksid je zelo higroskopna snov (veže vodo), zato ga uporabljamo kot sredstvo za sušenje plinov. Pri reakciji z vodo nastane fosforjeva(v) kislina H 3 PO 4. P 4 O 10 (s) + 6H 2 O(l) 4H 3 PO 4 (aq) Fosforjeva(V) kislina je brezbarvna trdna snov, ki se dobro raztaplja v vodi. Z vodo protolitsko reagira v treh stopnjah. Tvori tri vrste soli: fosfate(v), hidrogenfosfate(v) in dihidrogenfosfate(v). Anion PO 4 3 HPO 4 2 H 2 PO 4 Formula in ime natrijeve soli Na 3 PO 4 Na 2 HPO 4 NaH 2 PO 4 natrijev fosfat(v) natrijev hidrogenfosfat(v) natrijev dihidrogenfosfat(v) Fosforjeva(V) kislina ni strupena. Dodajamo jo nekaterim pijačam, uporablja pa se tudi za zaščito železnih predmetov pred korozijo. Tudi fosfate uporabljamo kot dodatke v živilski industriji. Največ fosforjeve kisline in njenih soli uporabimo za proizvodnjo umetnih gnojil. Poznamo več alotropskih modifikacij fosforja. Beli fosfor je najbolj, črni fosfor pa najmanj reaktivna modifikacija fosforja. Beli fosfor tvori štiriatomne molekule tetraedrične oblike. Shranjujemo ga v vodi, na zraku se vžge. Fosfor pridobivamo iz apatitov. Fosforjeva(V) kislina ni strupena, njene soli so fosfati. Kroglični model molekule belega fosforja P 4. Atomi so razporejeni v ogliščih tetraedra. Zaradi velike reaktivnosti hranimo beli fosfor P 4 v vodi. Model molekule fosforjevega(v) oksida P 4 O 10. Starejše ime za fosforjevo(v) kislino H 3 PO 4 je ortofosforna kislina. Najdemo jo tudi v znani cola pijači. Nemški kemik Justus von Liebig ( ) je na sredini 19. stoletja ugotovil, da je donos rastline odvisen in omejen s količino elementa, ki ga v zemlji primanjkuje (zakon minimuma). Večja količina enega elementa ne more nadoknaditi drugega manjkajočega elementa. Liebig je upodobljen tudi na priložnostnem nemškem kovancu za 10 evrov. Kalotni model sečnine H 2 NCONH 2. Na etiketi gnojila za sobne zelene rastline lahko preberemo njegovo sestavo, ki je podana kot delež celotnega dušika, P 2 O 5 in K 2 O. Gnojilo seveda ne vsebuje elementarnega dušika, difosforjevega pentaoksida in kalijevega oksida. Gre le za preračunane vrednosti. Poleg dušika, fosforja in kalija vsebuje to gnojilo tudi nekatere druge elemente (mikrohranila). Za razvoj rastlin so v večjih količinah potrebne predvsem spojine treh elementov: dušika, fosforja in kalija. Ker zemlji običajno manjkajo prav ti elementi, jih je potrebno dodajati v obliki gnojil. Gnojila so lahko naravna (npr. kompost, hlevski gnoj) ali umetna. Umetna gnojila vsebujejo vodotopne spojine, ki jih rastline lahko vsrkajo in uporabijo. Naravni fosfati pretežno vsebujejo kalcijev fosfat(v) Ca 3 (PO 4 ) 2, ki je v vodi slabo topen in ga rastline ne morejo uporabiti. Zato kalcijev fosfat z žveplovo(vi) kislino H 2 SO 4 oz. fosforjevo(v) kislino H 3 PO 4 predelujemo v bolje topen kalcijev dihidrogenfosfat(v) Ca(H 2 PO 4 ) 2. Ca 3 (PO 4 ) 2 + 2H 2 SO 4 Ca(H 2 PO 4 ) 2 + 2CaSO 4 Ca 3 (PO 4 ) 2 + 4H 3 PO 4 3Ca(H 2 PO 4 ) 2 Zmes kalcijevega dihidrogenfosfata(v) Ca(H 2 PO 4 ) 2 in kalcijevega sulfata(vi) CaSO 4 imenujemo»superfosfat«. Običajna gnojila poleg fosforjevih spojin vsebujejo tudi kalijeve in dušikove spojine kombinirana gnojila (NPK gnojila). Kot gnojila lahko uporabljamo sečnino H 2 NCONH 2, amonijak NH 3 ter različne amonijeve soli in nitrate, fosfate in kalijeve spojine, npr. amonijev nitrat(v) NH 4 NO 3, amonijev sulfat(vi) (NH 4 ) 2 SO 4, amonijev dihidrogenfosfat(v) NH 4 H 2 PO 4, kalijev klorid KCl, kalijev nitrat(v) KNO 3 idr. Rastline potrebujejo tudi večje količine nekaterih drugih elementov (npr. kalcij, magnezij in žveplo), a običajno spojin teh elementov ni potrebno dodajati zemlji. Nekatera umetna gnojila vsebujejo tudi elemente, ki jih rastline potrebujejo v zelo majhnih količinah (npr. železo, mangan, baker, bor, molibden, cink). Za te elemente uporabljamo izraz mikrohranila ali mikroelementi. Pred gnojenjem z umetnimi gnojili je smiselno narediti analizo zemlje in na ta način ugotoviti, katerega elementa v zemlji primanjkuje. Poleg tega je potrebno upoštevati, da različne rastlinske kulture potrebujejo različno razmerje med dušikovimi, fosforjevimi in kalijevimi spojinami. Razmerje med spojinami teh treh elementov je običajno podano v obliki masnega razmerja med celotnim dušikom, P 2 O 5 in K 2 O. Gnojenje z umetnimi gnojili je omogočilo povečano proizvodnjo hrane, hkrati pa povzročilo nekatere ekološke probleme. Prevelika uporaba fosfatov za gnojenje obdelovalnih površin lahko povzroči porast koncentracije fosfatov v površinskih vodah, kar omogoči pretiran razvoj alg. Večja vsebnost alg na površini prepreči, da bi sončna svetloba prodrla globlje v vodo, zaradi česar pride do odmiranja dela vodnih rastlin. Pri razgradnji odmrlih rastlin sodelujejo aerobne bakterije, ki za ta proces porabljajo kisik. Na ta način se zmanjšuje koncentracija kisika v vodi, kar povzroči smrt vodnih organizmov. Rastline potrebujejo za rast predvsem dušikove, fosforjeve in kalijeve spojine. Te spojine dodajamo z naravnimi ali umetnimi gnojili

59 6 ELEMENTI V PERIODNEM SISTEMU ELEMENTI V PERIODNEM SISTEMU 6.5 Elementi IV. skupine Elementi IV. skupine Kakšne so lastnosti elementov IV. skupine? Od ogljika do svinca Elementi IV. skupine periodnega sistema (14. skupina po novem označevanju) so ogljik, silicij, germanij, kositer in svinec. Ogljik je nekovina, silicij in germanij sta polkovini, kositer in svinec sta kovini. Pri sobnih pogojih so vsi elementi v trdnem agregatnem stanju. Ogljik, silicij in germanij tvorijo pretežno kovalentne spojine, kositer in svinec pa pretežno ionske spojine. Pri ogljiku in kositru opazimo alotropijo. Alotropske modifikacije ogljika so ogljik, grafit in fulereni, alotropski modifikaciji kositra pa sta beli kositer in sivi kositer. Med elementi IV. skupine sta najpomembnejša ogljik in silicij. Ogljik je poseben element, saj tvori veliko število raznovrstnih spojin. Vzrok temu je sposobnost ogljikovega atoma, da tvori štiri dokaj močne kovalentne vezi s sosednjimi atomi ogljika in drugih nekovin, ter se na ta način povezuje v različne verige in obroče. Zaradi številčnosti in raznolikosti ogljikovih spojin se z njihovim proučevanjem ukvarja posebna veja kemije: organska kemija. Meja med organskimi in anorganskimi ogljikovimi spojinami ni ostro začrtana. V nadaljevanju bomo obravnavali le tiste ogljikove spojine, ki jih tradicionalno uvrščamo med anorganske spojine. Več o organskih spojinah pa boste izvedeli naslednje leto. Silicij je za kisikom drugi najbolj razširjen element v zemeljski skorji, ostalih elementov IV. skupine je malo. Grafit ima povsem drugačne lastnosti kot diamant, čeprav ga prav tako gradijo ogljikovi atomi. Je mehak in prevaja električni tok. Uporabljamo ga za izdelavo različnih pisal ter elektrod (npr. v baterijah). Poleg diamanta, ogljika in fulerenov poznamo tudi t. i. amorfni ogljik. Med amorfni ogljik prištevamo koks, aktivno oglje, saje idr. Aktivno oglje uporabljamo pri prebavnih motnjah, ker lahko veže večjo količino plinov. Oglejmo si alotropske modifikacije ogljika. Diamant je najtrša naravna snov in ne prevaja električnega toka. Atomi ogljika se v diamantu povezujejo s štirimi močnimi kovalentnimi vezmi. Uporabljamo ga za izdelavo nakita, različnih brusov, svedrov, nožev itn. Najpomembnejša nahajališča diamantov so v Južnoafriški republiki, Zairu, Tanzaniji, Rusiji, Braziliji, Indiji in Avstraliji. Diamante izdelujemo tudi umetno. Grafit je črna mehka snov, ki prevaja električni tok. Nahaja se v naravi, lahko pa ga tudi umetno izdelamo. Uporabljamo ga za izdelavo pisal (črnila, grafitni svinčniki), elektrod, maziv itn. V grafitu so ogljikovi atomi razporejeni v plasteh, v katerih je vsak ogljikov atom povezan s tremi sosednjimi ogljikovimi atomi (plasti povezanih šestkotnikov podobno kot čebelje satovje). Plasti ogljikovih atomov so med seboj povezane z zelo šibkimi vezmi. Fulereni so molekule, v kateri so ogljikovi atomi povezani v tridimenzionalno telo. Vsebujejo od nekaj deset do več sto atomov ogljika. Ime so dobili po ameriškem arhitektu (Buckminster Fuller), ki je konstruiral zgradbe podobnih oblik. Med fulereni je najbolj znana molekula s 60 ogljikovimi atomi fuleren C 60, ki je po obliki podobna nogometni žogi. Prvič so jo sintetizirali leta 1985 z obstreljevanjem grafita z laserskim žarkom. Za odkritje fulerenov so leta 1996 podelili Nobelovo nagrado za kemijo. diamant grafit fuleren C 60 Elementi IV. skupine periodnega sistema so pri sobnih pogojih trdni. Ogljik je nekovina, silicij in germanij sta polkovini, kositer in svinec sta kovini. Ogljik tvori veliko število raznovrstnih spojin. Med elementi IV. skupine je v zemeljski skorji najbolj razširjen silicij. Pri visoki temperaturi in tlaku lahko grafit pretvorimo v diamant (možna, a nesmiselna je tudi pretvorba diamanta v grafit). Na ta način dobimo industrijske diamante, ki jih uporabljamo predvsem kot bruse in rezila. Med anorganske ogljikove spojine uvrščamo ogljikova oksida CO in CO 2, ogljikovo kislino H 2 CO 3 in njene soli karbonate (npr. CaCO 3 ). 114 Ogljik V naravi najdemo ogljik tudi v elementarnem stanju (npr. kot diamant ali grafit), vendar je večino ogljika na Zemlji vezanega v različnih spojinah. Ogljik najdemo predvsem v različnih fosilnih gorivih (nafta, zemeljski plin, premog), precej pa ga je vezanega tudi v karbonatih (npr. apnenec vsebuje kalcijev karbonat CaCO 3 ). V ozračju je vezan s kisikom v ogljikov dioksid CO 2. Ogljik je zanimiv element tudi zato, ker nastopa v različnih oblikah. Poleg stoletja poznanih diamanta in grafita so v 80. letih 20. stoletja odkrili novo alotropsko modifikacijo fulerene. Raznolikost oblik ogljika je posledica dejstva, da se ogljikovi atomi lahko povezujejo na različne načine. Diamant je čisti ogljik. To je najtrša naravna snov. Uporablja se za izdelavo različnih rezil, svedrov in brusov ter seveda nakita. Kalotni model molekule ogljikovega oksida CO. Do nepopolnega gorenja in s tem nastanka strupenega ogljikovega oksida prihaja tudi zaradi slabo delujočih in nevzdrževanih plinskih inštalacij. Ogljikov oksid CO Ogljikov oksid CO (pogosto srečamo tudi starejše ime ogljikov monoksid) je strupen plin brez barve, vonja in okusa. Nastaja pri nepopolnem gorenju ogljika in ogljikovih spojin (npr. v termoelektrarnah in v avtomobilskih motorjih). 2C(s) + O 2 (g) 2CO(g) Nevarnost zastrupitve z ogljikovim oksidom je toliko večja, ker ga z našimi čutili ne moremo zaznati. Ogljikov oksid je močan krvni strup (smrt lahko nastopi že pri vsebnosti 0,4 % ogljikovega oksida v zraku), ker se veže na hemoglobin bistveno močneje kot kisik. Hemoglobin z vezanim ogljikovim oksidom ne more sprejeti kisika, zaradi česar je onemogočen prenos kisika iz pljuč. 115

60 6 ELEMENTI V PERIODNEM SISTEMU ELEMENTI V PERIODNEM SISTEMU Elementi IV. skupine 6.5 Elementi IV. skupine 116 Ogljikov oksid je reducent in se zlahka oksidira v ogljikov dioksid. Reakcijo uporabljamo v metalurgiji za pridobivanje kovin iz oksidnih rud (redukcija kovinskih oksidov v elementarne kovine). Npr. v plavžu poteka redukcija železovega oksida v elementarno železo. Ogljikov dioksid CO 2 Fe 2 O 3 + 3CO 2Fe + 3CO 2 Ogljikov dioksid je plin brez barve, vonja in okusa. Ni strupen, a ker je težji od zraka, se nabira v neprezračenih kleteh in izpodriva kisik, zaradi česar lahko pri večjih koncentracijah pride do zadušitve. Nastaja pri popolnem gorenju ogljika in ogljikovih spojin. 2C 4 H 10 (g) + 13O 2 (g) 8CO 2 (g) + 10H 2 O(g) Sprošča se tudi pri alkoholnem vrenju (nevarnost zadušitve v vinskih kleteh). C 6 H 12 O 6 2C 2 H 5 OH + 2CO 2 Ogljikov dioksid je običajna sestavina zraka. Njegov delež v zemeljskem ozračju je sicer majhen (0,038 %), a v zadnjem času zaradi povečane uporabe fosilnih goriv in krčenja gozdov (manjša količina s fotosintezo vezanega ogljikovega dioksida) njegova koncentracija narašča. Ogljikov dioksid sodeluje v procesu fotosinteze. 6CO 2 + 6H 2 O 6O 2 + C 6 H 12 O 6 Poleg vezave v procesu fotosinteze se precejšne količine ogljikovega dioksida absorbirajo v oceanih. Ravnotežje med sproščenim in porabljenim ogljikovim dioksidom pa je porušeno, zato njegova koncentracija v ozračju narašča. Povečanje koncentracije ogljikovega dioksida v ozračju povzroča pojav tople grede, ki smo ga spoznali v prvem poglavju učbenika. V laboratoriju dobimo ogljikov dioksid z delovanjem kislin na karbonate. CaCO 3 (s) + 2HCl(aq) CaCl 2 (aq) + CO 2 (g) + H 2 O(l) Industrijsko ga pridobivamo s termičnim razkrojem kalcijevega karbonata CaCO 3. CaCO 3 (s) CaO(s) + CO 2 (g) Ogljikov dioksid se relativno dobro topi v vodi. V vodi prevladujejo hidratizirane molekule CO 2 (aq), le majhen delež (približno 0,1 %) raztopljenega ogljikovega dioksida pa reagira z vodo, pri čemer nastane ogljikova kislina H 2 CO 3. CO 2 (aq) + H 2 O(l) H 2 CO 3 (aq) Ogljikova kislina H 2 CO 3 je šibka kislina, ki le v manjšem deležu protolitsko reagira z vodo. H 2 CO 3 (aq) + H 2 O(l) HCO 3 (aq) + H 3 O + (aq) K a1 = 4, HCO 3 (aq) + H 2 O(l) CO 2 3 (aq) + H 3 O + (aq) K a2 = 4, Soli ogljikove kisline so karbonati (npr. natrijev karbonat Na 2 CO 3 ) in hidrogenkarbonati (npr. natrijev hidrogenkarbonat NaHCO 3 ). Kroglični in kalotni model molekule ogljikovega dioksida CO 2. Apnenec burno reagira s klorovodikovo kislino HCl(aq). Trden ogljikov dioksid CO 2 imenujemo»suhi led«. Pri temperaturi 78,5 C sublimira. Uporabljamo ga za globoko zamrzovanje, za nastanek umetne megle in dima v gledališčih idr. Dobimo ga lahko tudi iz gasilnega aparata na CO 2. V gasilnih aparatih se nahaja delno utekočinjen ogljikov dioksid CO 2, ki pri izhodu iz aparata deloma preide v trdno agregatno stanje. Čist silicij ima tudi nekoliko kovinskega leska. Mineral kremen (uporabljamo tudi ime kvarc) pogosto tvori lepe kristale, ki jih imenujemo kamena strela. Ne zamenjujte alotropije s polimorfijo. Alotropija je lastnost elementa, polimorfija je lastnost spojine. Ogljikov dioksid lahko pri povišanem tlaku utekočinimo, utekočinjenega shranjujemo v jeklenkah. Pri izpustu ogljikovega dioksida iz jeklenka se del tekočega ogljikovega dioksida pretvori v plinasto agregatno stanje. Ta sprememba je endotermna, zato se zmes ohladi in del tekočega ogljikovega dioksida preide v trdno agregatno stanje. Ogljikov dioksid v trdnem agregatnem stanju imenujemo suhi led. Pri sobnih pogojih sublimira. Ogljikov dioksid ne gori in ne omogoča gorenja, zato ga uporabljamo kot gasilno sredstvo. Suhi led uporabljamo za hlajenje in zamrzovanje. Znana je tudi uporaba ogljikovega dioksida za pripravo gaziranih pijač. Alotropske modifikacije ogljika so: diamant, grafit in fulereni. Ogljikov oksid je strupen plin, ki nastaja pri nepopolnem gorenju ogljika in ogljikovih spojin. Ogljikov dioksid ni strupen plin, uporabljamo ga za gašenje, pripravo gaziranih pijač in za hlajenje. Ogljikova kislina je šibka kislina, njene soli so karbonati. Silicij Silicij je temnosiva trda polkovina z nekoliko kovinskega leska. Za kisikom je drugi najbolj razširjen element v zemeljski skorji. Vezan je v različnih spojinah, najbolj znan pa je mineral kremen SiO 2. Po strukturi je silicij podoben diamantu (tetraedrična razporeditev atomov). Uporabljamo ga za proizvodnjo različnih zlitin (silicijeva jekla), še posebej pomemben pa je v elektrotehniki, računalniški industriji ter za izdelavo sončnih celic. Silicij pridobivamo iz silicijevega dioksida (kremenčev pesek), ki ga reduciramo z ogljikom pri visoki temperaturi. SiO 2 + 2C Si + 2CO Tako dobljen silicij ima še približno 2 % primesi (nečistoč), ki jih je potrebno odstraniti. Za uporabo v optičnih kablih in v računalniški industriji potrebujemo izjemno čist silicij. Z različnimi postopki čiščenja lahko dobimo 99, % čist silicij. To pomeni, da je na milijardo silicijevih atomov le en atom drugega elementa. Silicij uvrščamo med polprevodnike. Silicij prevaja električni tok slabše kot kovine, a bolje kot nekovine. Pri višji temperaturi je električna prevodnost silicija večja. Njegovo prevodnost lahko še povečamo, če mu dodamo majhne količine elementov III. ali V. skupine periodnega sistema. Silicij je pri sobni temperaturi razmeroma nereaktiven element, ker se na njegovi površini tvori zaščitna oksidna plast, ki ščiti silicij pred nadaljnjo oksidacijo. Pojav imenujemo pasivacija. Silicijev dioksid Silicijev dioksid se pojavlja v različnih oblikah (modifikacijah). Pojav, ko se spojina pojavlja v različnih oblikah, imenujemo polimorfija. Različne oblike te spojine pa imenujemo polimorfne modifikacije. Kremen ali kvarc je najbolj znan silicijev mineral s formulo SiO 2. V naravi najdemo kremen v različno velikih kristalih. Od majhnih zrnc (kremenčev pesek) do pol metra velikih kristalov. 117

61 6 ELEMENTI V PERIODNEM SISTEMU ELEMENTI V PERIODNEM SISTEMU Elementi IV. skupine 118 Kristali kremena se nahajajo tudi v kvarčnih urah in nekaterih drugih instrumentih. Kremenčev pesek uporabljamo v različne namene, predvsem pa za izdelavo stekla in keramike. Steklo je amorfna snov. To pomeni, da nima urejene razporeditve gradnikov. Običajno okensko steklo (uporabljamo tudi izraz natrijevo steklo) dobimo, če stalimo zmes silicijevega dioksida SiO 2, natrijevega karbonata Na 2 CO 3 in kalcijevega karbonata CaCO 3. Natrijevo steklo je zmes natrijevih in kalcijevih silikatov. Zmehča se pri razmeroma nizki temperaturi (pod 400 C). Z uporabo borovega in aluminijevega oksida dobimo stekla, ki so bolj odporna proti kemikalijam. Za izdelavo kristalnega stekla pa dodamo svinčev oksid. V laboratoriju uporabljamo tudi t. i. kremenovo steklo, ki vsebuje le silicijev dioksid. Je zelo obstojno, kisline in baze ga ne raztapljajo, prepušča UV žarke in lahko ga uporabljamo tudi pri višjih temperaturah. Silikati in alumosilikati V naravi najdemo veliko mineralov, ki jih uvrščamo med silikate. V silikatih so na silicijev atom tetraedrično vezani štirje kisikovi atomi. Osnovna strukturna enota silikatov je silikatni ion SiO 4 4. Več teh strukturnih enot se lahko povezuje preko skupnih kisikovih atomov v večje enote, obroče, verige, plastovite strukture ali tridimenzionalne strukture. Vezi med silicijevimi in kisikovimi atomi ( O Si O ) so zelo močne. Silikate običajno predstavljamo z modeli, v katerih namesto formule silikatnega iona SiO 4 4 uporabimo med seboj povezane tetraedre (povezovanje preko skupnih kisikovih atomov). Primer strukture silikatov: V nekaterih mineralih je del silicijevih ionov zamenjan z aluminijevimi ioni. Tem spojinam pravimo alumosilikati. Keramiko izdelujemo iz gline, ki je zmes silikatov in alumosilikatov. Tudi cement je silikatni material. V novejšem času pa izmed silikatnih materialov uporabljamo t. i. zeolite (kot dodatek pralnim praškom za mehčanje vode, za ločevanje zmesi, kot ionski izmenjevalci idr.). Znane silicijeve spojine so tudi silikoni, ki jih uporabljamo v gradbeništvu, za izdelavo različnih tesnil, izolacij, lakov, maziv, v medicini idr. Silicij je najpomembnejša polkovina. Uporabljamo ga v računalniški industriji in za izdelavo sončnih celic, zelo pomembne pa so mnoge silicijeve spojine. Tudi silikagel je silicijeva spojina. Zaradi velike poroznosti in specifične površine ga uporabljamo kot sušilno sredstvo (npr. pri pakiranju različnih izdelkov, ki so občutljivi na zračno vlago). V silikatnem ionu SiO 4 4 so kisikovi atomi tetraedrično razporejeni okoli centralnega silicijevega atoma 4 Silikatni ion SiO 4 je osnovna strukturna enota silikatov. Običajno ga predstavljamo kot tetraeder. Kristale cirkona (cirkonijev silikat ZrSiO 4 ) pogosto uporabljamo za izdelavo nakita. 6.6 Elementi III. skupine Kakšne so lastnosti aluminija? Boksit je zmes različnih aluminijevih mineralov ter spojin drugih elementov. Imenovan je bil po francoski vasici Les Baux-de-Provence, kjer so ga odkrili leta Glinica (aluminijev oksid Al 2 O 3 ) je bela trdna snov, aluminij je srebrnosiva kovina. O 2 (g) Al(s) Al 2 O 3 (s) Aluminij se na zraku prevleče s tanko, a čvrsto plastjo aluminijevega oksida Al 2 O 3. Pojav imenujemo pasivacija. Zaščitna oksidna plast ga ščiti pred nadaljnjo oksidacijo. Rubin je rdeč drag kamen, ki poleg aluminijevega oksida Al 2 O 3 vsebuje tudi manjše količine kromovih spojin. Aluminij kovina iz vsakdanjega življenja Elementi III. skupine periodnega sistema (13. skupina po novem označevanju) so bor, aluminij, galij, indij in talij. Razen bora so vsi elementi kovine. Obravnavali bomo le aluminij, ki je med elementi III. skupine najpomembnejši in tudi najbolj razširjen. Aluminij je mehka srebrnosiva kovina. Dobro prevaja električni tok in toploto, ima relativno majhno gostoto in je odporen na korozijo. Lahko ga valjamo v zelo tanke folije. V spojinah ima običajno oksidacijsko število +3. V naravi ga ni v elementarnem stanju, temveč je vezan v različnih spojinah. Čeprav je najbolj razširjena kovina v zemeljski skorji (tretji najbolj razširjen element), so ga odkrili šele na začetku 19. stoletja. Aluminij je dokaj reaktivna kovina, a je kljub temu korozijsko odporen. Kako lahko to razložimo? Na zraku se površina aluminija prevleče s tanko neporozno plastjo aluminijevega oksida (pojav imenujemo pasivacija). Plast je sicer tanka, a dovolj gosta, da prepreči nadaljnjo oksidacijo aluminija. Protikorozijsko odpornost aluminija lahko povečamo z eloksiranjem. Eloksiranje je postopek, pri katerem s pomočjo električnega toka na površini aluminija ustvarimo zaščitno plast aluminijevega oksida Al 2 O 3. Postopek izvajamo v elektrolizni celici. Aluminijev predmet, ki ga želimo eloksirati, vežemo kot anodo (pozitivna elektroda), kot elektrolit pa uporabljamo razredčeno žveplovo(vi) kislino. Eloksiran aluminij je zelo odporen na zunanje vplive. Osnovna surovina za pridobivanje aluminija je ruda boksit. Boksit je zmes različnih aluminijevih mineralov, vsebuje pa tudi nekatere železove, titanove in silicijeve spojine. Iz boksita po večstopenjskem postopku pridobimo aluminijev oksid Al 2 O 3 (uporabljamo tudi ime glinica), iz katerega nato z elektrolizo dobimo elementarni aluminij (glej str. 91). Aluminij je amfoteren. To pomeni, da lahko reagira s kislinami in z bazami. V obeh primerih nastaja vodik. 2Al(s) + 3H 2 SO 4 (aq) Al 2 (SO 4 ) 3 (aq) + 3H 2 (g) 2Al(s) + 2NaOH(aq) + 6H 2 O(l) 2Na[Al(OH) 4 ](aq) + 3H 2 (g) Amfoteren je tudi aluminijev hidroksid Al(OH) 3. Aluminij je zelo uporabna kovina. Njegove zlitine so zaradi relativno majhne gostote in dobre korozijske odpornosti uporabne v različne namene, npr. v avtomobilski in letalski industriji, v gradbeništvu (npr. okenski okvirji). Aluminij veliko uporabljamo tudi za embaliranje živil (aluminijeva folija, pločevinke...). Aluminij pridobivamo iz boksita. Aluminijeve zlitine imajo raznovrstno uporabnost. Na zraku se aluminij prevleče z zaščitno plastjo aluminijevega oksida (pasivacija). Korozijsko odpornost aluminija povečamo z eloksiranjem. 119

62 6 ELEMENTI V PERIODNEM SISTEMU ELEMENTI V PERIODNEM SISTEMU 6.7 Elementi I. in II. skupine Elementi I. in II. skupine Alkalijske in zemeljskoalkalijske kovine Od litija do francija V I. skupini periodnega sistema se nahajajo t. i. alkalijske kovine: litij, natrij, kalij, rubidij, cezij in francij. Vodik, ki ga v periodnem sistemu običajno zapisujemo v I. skupino, je nekovina in je po lastnostih povsem drugačen od alkalijskih kovin. Rubidij in cezij sta redka elementa z majhno uporabo, francij pa je radioaktivni element, zato teh elementov ne bomo podrobno obravnavali. Oglejmo si tališča, vrelišča in gostote alkalijskih kovin. Alkalijski peroksidi nastanejo, če 30 % raztopino H 2 O 2 reagiramo z NaOH ali KOH. Alkalijske kovine so najbolj reaktivne kovine. Spajajo se z mnogimi elementi. Zanimive so reakcije s kisikom iz zraka, saj pri tem nastanejo različni oksidi. Litij tvori litijev oksid Li 2 O, natrij tvori natrijev peroksid Na 2 O 2, kalij, rubidij in cezij pa superokside (kalijev superoksid KO 2, rubidijev superoksid RbO 2, cezijev superoksid CsO 2 ). 4Li(s) + O 2 (g) 2Li 2 O(s) 2Na(s) + O 2 (g) Na 2 O 2 (s) K(s) + O 2 (g) KO 2 (s) Pri višji temperaturi reagirajo alkalijske kovine tudi z vodikom. Pri tem nastanejo kovinski hidridi, v katerih sta kovina in vodik povezana z ionsko vezjo. 2Na + H 2 2NaH Litij Natrij Kalij Rubidij Cezij Tališče ( C) Vrelišče ( C) Gostota (g/ml) 0,534 0,971 0,862 1,53 1,87 Opazimo lahko, da se tališča in vrelišča manjšajo po skupini navzdol. Alkalijske kovine imajo nizka tališča, vrelišča in gostote v primerjavi z drugimi kovinami. Nekatere med njimi (tiste z gostoto manj kot 1 g/ml) bodo celo plavale na vodi. Alkalijske kovine so srebrnosive barve, prevajajo električni tok, imajo pa še eno značilno lastnost so mehke. Natrij lahko režemo kar z običajnim nožem. Dobimo jih z elektrolizo talin njihovih kloridov. Alkalijske kovine so zelo reaktivne, reaktivnost pa narašča po skupini navzdol. Litij, natrij in kalij hranimo v nereaktivni tekočini petroleju, rubidij in cezij pa v zataljenih ampulah. Na ta način preprečimo dostop zraka in vode. Prav zaradi njihove velike reaktivnosti jih v naravi ne najdemo v elementarnem stanju (samorodno), temveč le v spojinah. Njihove spojine so zelo razširjene. Natrijev klorid NaCl je običajna kuhinjska sol, pridobivamo ga iz morja ali kopljemo v rudnikih soli (kamena sol). Alkalijske kovine burno reagirajo z vodo, reakcije so eksotermne. Pri tem nastanejo raztopine kovinskih hidroksidov in plin vodik. 2Na(s) + 2H 2 O(l) 2NaOH(aq) + H 2 (g) Alkalijske kovine reagirajo tudi z običajnim alkoholom (etanolom), le manj burno. Tudi v tem primeru nastaja vodik H 2. 2Na + 2C 2 H 5 OH 2C 2 H 5 ONa + H 2 Pri reakciji med natrijem in etanolom C 2 H 5 OH nastane raztopina natrijevega etoksida C 2 H 5 ONa (natrijev etoksid raztopljen v presežku etanola) in plin vodik. Spojine alkalijskih kovin so ionske, večinoma so dobro topne v vodi. Reaktivni natrij hranimo v petroleju. Dovolj je mehak, da ga lahko režemo z nožem. Sveže odrezan kos natrija ima kovinski lesk. Z alkalijskimi kovinami delamo zelo previdno. Paziti moramo, da ne pridejo v stik s kožo. Etanolu C 2 H 5 OH (levo) in vodi H 2 O (desno) smo dodali kapljico indikatorja fenolftaleina in košček natrija. V obeh primerih nastaja vodik H 2, ki ga vidimo v obliki izhajajočih mehurčkov. Reakcija z vodo poteka bolj burno. Obe raztopini postaneta bazični, fenolftalein se obarva vijolično. Etanol ima manjšo, voda pa večjo gostoto od natrija, zato natrij plava na vodi in se potopi v etanolu. Natrijev klorid NaCl uporabljamo kot kuhinjsko sol, pa tudi v zdravstvu za pripravo fiziološke raztopine. V živilski industriji je pomembna spojina natrijev hidrogenkarbonat NaHCO 3, ki jo pogosto imenujemo s starejšimi imeni soda bikarbona ali natrijev bikarbonat. Nahaja se tudi v pecilnem prašku. Kovinski hidridi burno reagirajo z vodo, reakcije so eksotermne. Pri tem nastanejo raztopine kovinskih hidroksidov in plin vodik. NaH(s) + H 2 O(l) NaOH(aq) + H 2 (g) Nekatere spojine alkalijskih kovin so industrijsko pomembne. Ena od najpomembnejših kemikalij je natrijev hidroksid NaOH, ki ga dobimo z elektrolizo nasičene vodne raztopine natrijevega klorida NaCl(aq). 2NaCl(aq) + 2H 2 O(l) 2NaOH(aq) + H 2 (g) + Cl 2 (g) Natrijev hidroksid je bela trdna snov. Prodajajo ga v obliki granul ali pripravljenih raztopin. Velik pomen imata natrijev karbonat Na 2 CO 3 (starejše ime soda) in natrijev hidrogenkarbonat NaHCO 3 (starejše ime soda bikarbona ali natrijev bikarbonat). Natrijev hidrogenkarbonat (tudi sestavina pecilnega praška) dobimo, če v vodno raztopino natrijevega klorida uvajamo ogljikov dioksid CO 2 in amonijak NH 3. NaCl(aq) + H 2 O(l) + CO 2 (g) + NH 3 (g) NaHCO 3 (s) + NH 4 Cl(aq) Natrijev hidrogenkarbonat je slabše topen v vodi in ga lahko odfiltriramo iz raztopine. S segrevanjem ga nato lahko pretvorimo v natrijev karbonat Na 2 CO 3. 2NaHCO 3 (s) Na 2 CO 3 (s) + CO 2 (g) + H 2 O(l) Alkalijske kovine so zelo reaktivne kovine, reaktivnost narašča po skupini navzdol. Imajo nizka tališča, vrelišča in gostote ter so mehke. Tvorijo ionske spojine, ki so večinoma dobro topne v vodi. Tehnološko najpomembnejša natrijeva spojina je natrijev hidroksid, ki ga dobimo z elektrolizo nasičene raztopine natrijevega klorida

63 6 ELEMENTI V PERIODNEM SISTEMU ELEMENTI V PERIODNEM SISTEMU Elementi I. in II. skupine 6.7 Elementi I. in II. skupine 122 Od berilija do radija V II. skupini periodnega sistema se nahajajo t. i. zemeljskoalkalijske kovine: berilij, magnezij, kalcij, stroncij, barij in radij. Radij je radioaktivni element, zato ga ne bomo obravnavali. Oglejmo si tališča, vrelišča in gostote zemeljskoalkalijskih kovin. Berilij Magnezij Kalcij Stroncij Barij Tališče ( C) Vrelišče ( C) Gostota (g/ml) 1,85 1,74 1,55 2,54 3,5 Tališča in vrelišča zemeljskoalkalijskih kovin so sicer višja od primerljivih vrednosti za alkalijske kovine, a še vedno relativno nizka v primerjavi s prehodnimi kovinami. Berilij se v nekaterih lastnostih opazno razlikuje od drugih zemeljskoalkalijskih kovin. Berilijeve spojine so pretežno kovalentne, druge zemeljskoalkalijske kovine pa tvorijo pretežno ionske spojine. Zemeljskoalkalijske kovine so reaktivne, a manj kot alkalijske kovine iste periode. Zaradi velike reaktivnosti se v naravi ne nahajajo v elementarnem stanju, temveč so le vezane v različnih spojinah, pretežno kot karbonati, silikati, sulfati in fosfati. V spojinah imajo oksidacijsko število+2. Med zemeljskoalkalijskimi kovinami je v naravi najbolj razširjen kalcij. V naravi so zelo razširjeni različni karbonati, npr. apnenec CaCO 3, dolomit CaMg(CO 3 ) 2. Zemeljskoalkalijske kovine (razen berilija) reagirajo z vodo, a reakcije niso tako burne kot pri alkalijskih kovinah. Ca(s) + 2H 2 O(l) Ca(OH) 2 (aq) + H 2 (g) Zemeljskoalkalijske kovine reagirajo z mnogimi nekovinami. Pri reakciji s kisikom nastanejo oksidi. 2Ca(s) + O 2 (g) 2CaO(s) Kalcijev in magnezijev karbonat sta slabo topna v vodi. Deževnica pa vsebuje tudi raztopljen ogljikov dioksid, kar omogoča raztapljanje apnenca in drugih karbonatnih kamenin. Kalcijev in magnezijev hidrogenkarbonat sta v vodi relativno dobro topna. CaCO 3 (s) + H 2 O(l) + CO 2 (aq) Ca(HCO 3 ) 2 (aq) Pri višji temperaturi je topnost ogljikovega dioksida v vodi manjša, zato poteče reakcija v nasprotno smer, izloči se trden kalcijev (in magnezijev) karbonat, ki ga imenujemo vodni kamen. Ca(HCO 3 ) 2 (aq) CaCO 3 (s) + H 2 O(l) + CO 2 (g) Reakcija poteka v napravah, kjer grejemo vodo (kotli, grelniki, pralni stroji), bistveno počasneje pa tudi v naravi. Na ta način nastajajo kapniki. S segrevanjem in nadaljnjim filtriranjem izločenih karbonatov lahko iz vode odstranimo raztopljene kalcijeve, magnezijeve in hidrogenkarbonatne ione. Na ta način pa ne moremo odstraniti raztopljenih kloridnih in sulfatnih ionov. Pogoste naravne kalcijeve spojine: apnenec: CaCO 3 dolomit: CaMg(CO 3 ) 2 sadra: fluorit: CaF 2 CaSO 4 2H 2 O Ravnotežje med kalcijevim hidrogenkarbonatom, kalcijevim karbonatom in ogljikovim dioksidom omogoča nastanek kapnikov. Kalcijev oksid CaO je bela trdna snov. Pogosto ga imenujemo apno ali žgano apno, ker nastane pri termičnem razkroju apnenca. Za pranje perila v trši vodi potrebujemo večjo količino pralnega praška. Za označevanje trdote vode uporabljamo t. i. nemške trdotne stopinje (oznaka na embalaži dh). Eno nemško trdotno stopinjo ima raztopina, ki v 100 ml vsebuje 1 mg raztopljenega kalcijevega oksida CaO. Mineralna voda je trda voda (vsebuje večjo količino raztopljenih snovi), deževnica pa je mehka voda. Za likalnike in akumulatorje potrebujemo zelo mehko vodo, ki jo dobimo z destilacijo (destilirana voda) ali z uporabo ionskih izmenjevalcev (demineralizirana voda). Kalcijevemu oksidu CaO smo dodali malo vode H 2 O in kapljico indikatorja fenolftaleina. LITIJ Vodni kamen lahko odstranimo s kislinami, ki reagirajo s karbonati. Pri tem se sprošča plin ogljikov dioksid. CaCO 3 (s) + 2HCl(aq) CaCl 2 (aq) + H 2 O(l) + CO 2 (g) Površinske vode vsebujejo različne količine raztopljenih snovi. Vodo, ki vsebuje večje količine raztopljenih kalcijevih in magnezijevih soli, imenujemo trda voda. Trdoto vode navajamo v različnih enotah. Najbolj razširjene so t. i. nemške trdotne stopinje, ki predstavljajo preračunano maso (v mg) raztopljenega kalcijevega oksida na 100 ml vode. Za mehčanje vode danes pretežno uporabljamo t. i. ionske izmenjevalce, s pomočjo katerih iz vode odstranjujemo kovinske katione in hidrogenkarbonatne (pa tudi druge) anione. Kalcijev oksid (žgano apno) je pomembna snov v gradbeništvu. Dobimo ga s segrevanjem (žganjem) apnenca pri temperaturi okoli 1000 C. CaCO 3 (s) CaO(s) + CO 2 (g) Pri reakciji kalcijevega oksida z vodo (gašenje apna) nastane kalcijev hidroksid (gašeno apno). Reakcija je eksotermna. CaO(s) + H 2 O(l) Ca(OH) 2 (s) Zmes gašenega apna, peska in vode imenujemo malta. Gašeno apno v malti reagira z ogljikovim dioksidom iz zraka, pri čemer nastane trden kalcijev karbonat. Voda, ki nastane pri reakciji, pa počasi izhlapi. Ca(OH) 2 (aq) + CO 2 (g) CaCO 3 (s) + H 2 O(l) Zemeljskoalkalijske kovine se v naravi nahajajo le vezane v spojinah. Trdoto vode povzročajo različne v vodi raztopljene snovi. Plamenske reakcije Najbrž ste opazili, da plamen na kuhinjskem štedilniku spremeni barvo, če nanj kane prekipela juha. Obarvanje plamena zaradi prisotnosti določenih elementov je značilnost plamenskih reakcij. Z njimi lahko ugotovimo element, ki se nahaja v vzorcu. Platinasto žičko potopimo v raztopino preiskovane spojine in jo nato vstavimo v plamen. Rdeča barva plamena je značilna za litij, rumena za natrij, vijolična za kalij, opečnatordeča za kalcij, intenzivno rdeča za stroncij in zelena za barij. Natrij KALIJ kalcij STRONCIJ BARIJ Plamenske reakcije nam omogočajo, da iz obarvanosti plamena sklepamo na prisotnost nekaterih alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin. 123

64 6 ELEMENTI V PERIODNEM SISTEMU ELEMENTI V PERIODNEM SISTEMU 6.8 Prehodni elementi Prehodni elementi Železo Kakšne so lastnosti prehodnih elementov? Industrijsko pomembne kovine Prehodni elementi se nahajajo med II. in III. glavno skupino periodnega sistema. To so elementi, ki imajo bodisi v elementarnem stanju bodisi kot ioni delno zasedene d oz. f orbitale. Cinka Zn, kadmija Cd in živega srebra Hg (elementi 12. skupine po novem označevanju) formalno ne uvrščamo med prehodne elemente, ker imajo polno zasedene d in f orbitale. Zn: [Ar] 4s 2 3d 10 Cd: [Kr] 5s 2 4d 10 Hg: [Xe] 6s 2 4f 14 5d 10 Prehodni elementi so kovine; dobro prevajajo električni tok in toploto. Večina prehodnih elementov ima visoka tališča, vrelišča in gostote. Za prehodne elemente je značilno, da tvorijo spojine z različnimi oksidacijskimi števili. Pogoste so spojine z oksidacijskima številoma +2 in +3 (npr. železov(ii) oksid FeO in železov(iii) oksid Fe 2 O 3 ), poznamo pa tudi spojine, v katerih imajo prehodni elementi visoka oksidacijska števila (npr. manganov(vii) oksid Mn 2 O 7, rutenijev(viii) oksid RuO 4 ). Večina prehodnih kovin je srebrnosivih. Izjemi sta dve. Baker, ki ga uporabljamo za električne žice, je rdečerjav. Zlato, dragocena kovina, iz katere izdelujemo nakit, je značilne rumene barve. Mnoge spojine prehodnih elementov so obarvane (npr.»modra galica«oz. bakrov(ii) sulfat(vi) pentahidrat CuSO 4 5H 2 O je modre barve). Med prehodnimi elementi je veliko tehnološko zelo pomembnih kovin. Namesto čistih kovin pa pogosteje uporabljamo zlitine (redkeje uporabljamo izraz legura). Zlitino dobimo, če stalimo dve ali več kovin, lahko pa dodamo tudi nekatere nekovine (pogosto ogljik, silicij). Zlitin običajno ne predstavljamo s formulami (ker zlitine nimajo natančnega stehiometričnega razmerja med elementi), temveč podajamo njihovo sestavo z masnimi deleži vsebujočih elementov (npr. zapis Cu75Ni25 pomeni, da zlitina vsebuje 75 % bakra Cu in 25 % niklja Ni). Zlitine imajo drugačne fizikalne in kemijske lastnosti kot čiste kovine. S kombinacijo različnih elementov lahko pripravimo zlitine z različnimi lastnostmi in raznovrstno uporabo. Najbolj znane zlitine so bron, medenina, amalgam, jeklo. Prehodni elementi imajo bodisi v elementarnem stanju bodisi kot ioni delno zasedene d oz. f orbitale. So kovine, dobro prevajajo električni tok in toploto. Večina ima visoka tališča, vrelišča in gostote. Tvorijo spojine z različnimi oksidacijskimi števili. Med prehodnimi elementi je veliko tehnološko zelo pomembnih kovin. Namesto čistih kovin pogosteje uporabljamo zlitine (npr. bron, medenina, amalgam, jeklo). Prehodni elementi tvorijo spojine z različnimi oksidacijskimi števili: Oksidacijsko število kovine Primer spojine +1 AgCl +2 CoBr 2 +3 Fe 2 O 3 +4 TiO 2 +5 V 2 O 5 +6 UF 6 +7 Mn 2 O 7 +8 RuO 4 Volfram ima med vsemi kovinami najvišje tališče (3422 C). Uporabljamo ga za izdelavo žarilnih nitk v žarnicah. Evrski kovanci za 10, 20 in 50 centov so izdelani iz zlitine»nordijsko zlato«. Zlitina ne vsebuje zlata, a je podobne rumene barve. Nordijsko zlato vsebuje 89 % bakra, 5 % aluminija, 5 % cinka in 1 % kositra. Hematit Koks Surovo železo ni čisto železo, ker vsebuje precej ogljika (3 5 %) in drugih elementov. Tudi žlindra se koristno uporablja kot pesek za posipanje cest, za pridobivanje cementa idr. Plavžni plini vsebujejo predvsem dušik N 2, ogljikov oksid CO in ogljikov dioksid CO 2. Brez železa in njegovih zlitin si tehnološkega razvoja skoraj ne moremo predstavljati. Železo je najpogostejša prehodna kovina in druga najpogostejša kovina (za aluminijem) v zemeljski skorji. Za pridobivanje železa uporabljamo predvsem oksidne rude, ki vsebujejo hematit Fe 2 O 3 in magnetit Fe 3 O 4. Kisik iz rud odstranimo z dodatkom koksa. Koks je trda, dobro gorljiva snov, ki vsebuje pretežno ogljik. Dobimo ga iz premoga, uporabljamo pa tudi kot gorivo. Železo pridobivamo v visokih pečeh plavžih. Na vrhu plavža vsipamo zdrobljeno železovo rudo, koks in dodatke (predvsem apnenec CaCO 3 in kremen SiO 2 ). V plavžu poteka taljenje in redukcija (odstranjevanje kisika) železove rude. Iz najnižjega dela plavža priteka ven staljeno surovo železo, nad njim pa kot stranski produkt žlindra. Na vrhu plavža izhajajo vroči plavžni plini. V plavžu poteka cela vrsta kemijskih reakcij, ki pa se jih ne bomo učili. Zapišimo le enačbo reakcije, ki ponazarja pretvorbo hematita Fe 2 O 3 v železo. Fe 2 O 3 + 3CO 2Fe + 3CO 2 Surovo železo ima omejeno uporabnost, zato ga v jeklarnah predelujemo v jekla. Jekla so železove zlitine, ki vsebujejo manjše količine ogljika, pogosto pa tudi druge elemente (npr. mangan, krom, nikelj), s katerimi izboljšamo njihove lastnosti (žilavost, trdnost, odpornost proti koroziji ipd.). Čisto železo in tudi nekatera jekla na vlažnem zraku rjavijo. Za nastanek rje sta torej potrebna kisik in voda. Rjo običajno zapišemo s formulo Fe 2 O 3 xh 2 O. Zapis» xh 2 O«pomeni, da je v rji tudi vezana voda. Rjavenje lahko preprečimo na različne načine: z uporabo nerjavnih jekel (npr. jeklo, ki vsebuje zelo malo ogljika in veliko kroma); s kovinskimi prevlekami (npr. nikelj, krom, kositer, cink) in z nekovinskimi prevlekami ter premazi (npr. plastika, lak, mast, barve), ki zračnemu kisiku preprečijo dostop do železa; z različnimi kemijskimi reakcijami, ki tvorijo zaščitno plast na površini idr. Železo običajno pridobivamo iz oksidnih rud hematita in magnetita v plavžih. Jeklo je železova zlitina, ki vsebuje manjše količine ogljika, pogosto pa tudi druge elemente. Čisto železo in nekatere železove zlitine na vlažnem zraku rjavijo. Shema plavža: Vsip železove rude, koksa in dodatkov. Izhod plavžnih plinov. Izpust žlindre. Dovajanje vročega zraka. Izpust surovega železa

65 6 ELEMENTI V PERIODNEM SISTEMU ELEMENTI V PERIODNEM SISTEMU Prehodni elementi 6.8 Prehodni elementi Krom Koordinacijske spojine Krom je trda srebrnosiva kovina z značilnim kovinskim leskom. Zaradi dobre korozijske odpornosti in lepega leska ga nanašamo na površino drugih kovin (postopek imenujemo elektrolitsko kromiranje), uporabljamo pa ga tudi za izdelavo različnih nerjavnih jekel. Nekatere kromove spojine so uporabljali kot pigmente, danes pa se tovrstna uporaba opušča. Krom je na zraku obstojen, ker se prevleče s tanko zaščitno plastjo kromovega(iii) oksida Cr 2 O 3 (pasivacija), ki ščiti kovino pred nadaljnjo oksidacijo. V spojinah ima krom lahko različna oksidacijska števila. Najpomembnejše so spojine z oksidacijskimi števili +2, +3 in +6. V vodnih raztopinah sta kromatni(vi) ion CrO 2 4 in dikromatni(vi) ion Cr 2 O 2 7 v ravnotežju, na katerega lahko vplivamo s ph raztopine. 2H + (aq) + 2CrO 2 4 (aq) Cr 2 O 2 7 (aq) + H 2 O(l) rumeno oranžno V enačbi reakcije smo zaradi poenostavitve namesto oksonijevih ionov H 3 O + (aq) napisali vodikove ione H + (aq). Raztopina kromatnih(vi) 2 ionov CrO 4 je rumene barve, raztopina dikromatnih(vi) ionov Cr 2 O 2 7 pa oranžne barve. V kislem je ravnotežje pomaknjeno na desno, prevladujejo dikromatni(vi) ioni Cr 2 O 2 7, raztopina je oranžne barve. V bazičnem je ravnotežje pomaknjeno na levo, prevladujejo kromatni(vi) ioni CrO 2 4, raztopina je rumene barve. Kromove(VI) spojine v kislem so močni oksidanti. Uporabljamo jih v industriji in v laboratoriju. Glavna kromova ruda je kromit, ki vsebuje FeCr 2 O 4. Elementarni krom lahko dobimo z redukcijo kromovega(iii) oksida Cr 2 O 3 z aluminijem ali s silicijem. Cr 2 O 3 + 2Al Al 2 O 3 + 2Cr 2Cr 2 O 3 + 3Si 3SiO 2 + 4Cr Čisti krom lahko dobimo tudi pri elektrolizi talin ali vodnih raztopin kromovih soli. Kromove(VI) spojine so strupene in kancerogene. Nasprotno pa nekatere kromove(iii) spojine najdemo celo v nekaterih prehranskih dodatkih. Krom je namreč element, ki ga organizem potrebuje v zelo majhnih količinah pri presnovi ogljikovih hidratov in maščob. Običajna raznovrstna prehrana pa zadosti vsem potrebam organizma po teh elementih (poleg kroma še molibden, selen, baker, cink idr.). Prevelike količine teh elementov so za organizem lahko škodljive. Krom je trda in korozijsko odporna kovina srebrnosive barve. Uporabljamo ga za zaščito drugih kovin (elektrolitsko kromiranje) in za izdelavo nerjavnih jekel. Pomembne so zlasti spojine kroma z oksidacijskimi števili +2, +3 in +6. V vodni raztopini se med kromatnimi(vi) ioni in dikromatnimi(vi) ioni vzpostavi ravnotežje, katerega položaj je odvisen od ph raztopine. Krom zaradi dobre korozijske odpornosti in lepega leska nanašamo na površino različnih predmetov (elektrolitsko kromiranje). Fizikalne lastnosti kroma: Tališče: 1907 C Vrelišče: 2671 C Gostota: 7,18 g/cm 3 (pri 20 C) V levi epruveti je raztopina natrijevega kromata(vi) Na 2 CrO 4 (rumena). Po dodatku kisline (desna epruveta) se barva spremeni v oranžno zaradi nastanka dikromatnih(vi) ionov Cr 2 O 7 2. Ime kroma izvira iz grške besede khroma (barva). Kromove spojine so različno obarvane. V levi epruveti je raztopina kromovega(iii) nitrata(v) Cr(NO 3 ) 3, v desni epruveti pa raztopina kromovega(iii) klorida CrCl 3. Ligandi v koordinacijskih spojinah: Formula liganda F Cl Br I OH CN H 2 O NH 3 C 6 H 6 C 5 H 5 N CO Ime liganda fluoro kloro bromo jodo hidrokso ciano akva amin benzen piridin karbonil V koordinacijskih spojinah so ligandi običajno vezani na kovinske ione. Poznamo pa tudi spojine, v katerih so ligandi vezani na kovinske atome. Takšna spojina je npr. železov pentakarbonil (oz. pentakarbonilželezo) Fe(CO) 5. Vsota nabojev centralnega iona in ligandov v spojini [PtCl 2 (NH 3 ) 2 ] je nič: Pt Cl 2 2 NH Vsota nabojev centralnega iona in ligandov v ionu [Fe(H 2 O) 6 ] 3+ je 3+: Fe H 2 O 0 3+ Koordinacijske ali kompleksne spojine so spojine, v katerih so na centralni kovinski ion (ali atom) vezani ligandi. Ligandi so lahko različne anorganske ali organske molekule (npr. voda H 2 O, amonijak NH 3, benzen C 6 H 6 ) ali anioni (npr. kloridni ion Cl, hidroksidni ion OH, cianidni ion CN ). V stranskem stolpcu so navedene formule in imena nekaterih pogostejših ligandov. Iz preglednice je razvidno, da imajo ligandi z negativnim nabojem (anioni) končnico o. Pri zapisovanju formul koordinacijskih spojin uporabljamo oglate oklepaje, znotraj katerih najprej napišemo simbol centralnega iona (ali atoma), ob njem pa formule in število ligandov. Če so ligandi različni, najprej napišemo ionske ligande, nato pa še nevtralne ligande (npr. najprej ionski ligand Cl, nato nevtralni ligand NH 3 ). Centralni ion (ali atom) in ligandi lahko tvorijo koordinacijski del brez naboja, koordinacijski kation ali koordinacijski anion. Splošne formule so: [ML x ] [ML x ] n+ [ML x ] n splošna formula koordinacijskega dela brez naboja splošna formula koordinacijskega kationa splošna formula koordinacijskega aniona M centralni ion (ali atom) L ligand x število vezanih ligandov n+ oz. n.. naboj iona Koordinacijsko število kovinskega atoma v koordinacijski spojini je število vseh vezi, s katerimi se ligandi vežejo na centralni kovinski ion (ali atom). Obravnavali bomo le spojine, v katerih so ligandi vezani na centralni ion z enojnimi vezmi, zato bo koordinacijsko število enako tudi številu vezanih ligandov. Koordinacijske spojine so zelo številne. Tvorijo jih mnogi prehodni (pa tudi drugi) elementi. Oglejmo si primere. centralni ion ligandi in število ligandov [Pt Cl 2 (NH 3 ) 2 ] Centralni ion: Pt2+ Ligandi: Cl, NH 3 V spojini [PtCl 2 (NH 3 ) 2 ] sta na platinov(ii) ion Pt 2+ vezana dva kloridna iona Cl in dve molekuli amonijaka NH 3. Koordinacijsko število je 4. Vsota nabojev centralnega platinovega(ii) iona in vseh ligandov je nič. centralni ion ligandi in število ligandov [Fe (H 2 O) 6 ] 3+ Centralni ion: Fe3+ Ligandi: H 2 O V koordinacijskem kationu [Fe(H 2 O) 6 ] 3+ je na železov(iii) ion Fe 3+ vezanih šest molekul vode H 2 O. Koordinacijsko število je 6. Vsota nabojev centralnega železovega(iii) iona in ligandov je

66 6 ELEMENTI V PERIODNEM SISTEMU ELEMENTI V PERIODNEM SISTEMU Prehodni elementi 6.8 Prehodni elementi 128 centralni ion V koordinacijskem anionu [Fe(CN) 6 ] 4 je na železov(ii) ion Fe 2+ vezanih šest cianidnih ionov CN. Koordinacijsko število je 6. Vsota nabojev centralnega železovega(ii) iona in ligandov je 4. Imenovanje koordinacijskih spojin Način imenovanja je odvisen od vrste koordinacijskega dela (koordinacijski del brez naboja, koordinacijski kation ali koordinacijski anion). Pri imenovanju vseh koordinacijskih delov pa velja, da najprej z grškim števnikom navedemo število ligandov, nato ime liganda in nato še ime centralnega iona (ali atoma) z navedenim oksidacijskim številom (z rimsko številko v okroglem oklepaju). Razlika v imenovanju se pojavi le v imenu centralnega iona (ali atoma). Če je koordinacijski del brez naboja, uporabimo slovensko ime centralnega iona (ali atoma) brez končnice. V primeru koordinacijskega kationa ima centralni ion slovensko ime in končnico» ov ion«oz.» ev ion«, v primeru koordinacijskega aniona pa latinsko osnovo in končnico» atni ion«. Oglejmo si primere. Zaporedje imenovanja v koordinacijskem delu brez naboja: število in ime liganda slovensko ime centralnega kovinskega iona brez končnice in oksidacijsko število kovine [PtCl 2 (NH 3 ) 2 ] diamindikloroplatina(ii) število in ime liganda centralni kovinski ion z navedenim oksidacijskim številom kovine Koordinacijska spojina vsebuje različne ligande. V imenu spojine jih navajamo po abecednem vrstnem redu začetnic imen ligandov. V našem primeru torej amin pred kloro. Število ligandov (imena števnikov) ne vpliva na zaporedje navajanja ligandov. Zaporedje imenovanja v koordinacijskem kationu: število in ime liganda slovensko ime centralnega kovinskega iona s končnico» ov ion«oz.» ev ion«in oksidacijsko število kovine [Fe(H 2 O) 6 ] 3+ heksaakvaželezov(iii) ion število in ime liganda ligandi in število ligandov [Fe (CN) 6 ] 4 Centralni ion: Fe2+ Ligandi: CN centralni kovinski ion z navedenim oksidacijskim številom kovine Spojina je vedno električno nevtralna, zato v trdnem agregatnem stanju koordinacijski kation ne more obstajati samostojno brez sosednjega aniona. Navedeni koordinacijski kation je lahko povezan s kloridnimi ioni v spojino: [Fe(H 2 O) 6 ]Cl 3 heksaakvaželezov(iii) klorid Vsota nabojev centralnega iona in ligandov v ionu [Fe(CN) 6 ] 4 je 4 : Fe CN 6 4 Primeri koordinacijskih ionov z različnimi koordinacijskimi števili: Formula iona H 3 C H 3 C CH=CH 2 CH 3 N N CH 2 Fe Struktura spojine hem. Koordinacijske spojine najdemo tudi v živih bitjih. Molekula hemoglobina vsebuje štiri enote hema in beljakovino globin. V koordinacijski spojini hem je železo preko dušikovih atomov koordinirano z organskim delom spojine. Kisik O 2 se v pljučih veže na železo v molekuli hema in se na ta način prenaša po organizmu. Močneje kot kisik O 2 se na hemoglobin veže strupen ogljikov oksid CO. N CH 2 COOH Koordinacijsko število [Ag(NH 3 ) 2 ] + 2 [HgI 3 ] 3 [Cu(H 2 O) 4 ] 2+ 4 [Co(CN) 5 ] 3 5 [Ni(NH 3 ) 6 ] 2+ 6 [Mo(CN) 7 ] 3 7 [W(CN) 8 ] 4 8 N CH 2 CH CH 2 CH 3 CH 2 COOH Primeri imenovanja centralnih kovinskih ionov v spojinah s koordinacijskimi anioni (latinsko ime s končnico at): Simbol kovine Fe Sn Ag Au Hg Cu Pb Ime v spojini ferat stanat argentat avrat merkurat kuprat plumbat Zanimivo posebnost opazimo pri diamindikloroplatini(ii). Poznamo dve različni spojini s formulo [PtCl 2 (NH 3 ) 2 ]. V prvi spojini (zgornji model) sta enaka liganda vezana diagonalno nasproti. V drugi spojini (spodnji model) pa sta enaka liganda vezana drug ob drugem. Spojini se razlikujeta tudi v lastnostih. Zgornja spojina je bledo rumena. Spodnja spojina je oranžno rumena, uporablja pa se tudi kot zdravilo proti raku. Zaporedje imenovanja v koordinacijskem anionu: število in ime liganda latinsko ime centralnega kovinskega iona s končnico» atni ion«in oksidacijsko število kovine [Fe(CN) 6 ] 4 heksacianoferatni(ii) ion število in ime liganda centralni kovinski ion z navedenim oksidacijskim številom kovine Spojina je vedno električno nevtralna, zato v trdnem agregatnem stanju koordinacijski anion ne more obstajati samostojno brez sosednjega kationa. Navedeni koordinacijski anion je lahko povezan s kalijevimi ioni v spojino: K 4 [Fe(CN) 6 ] kalijev heksacianoferat(ii) Prostorska razporeditev ligandov V kompleksnih spojinah in ionih so ligandi lahko različno razporejeni okoli centralnega iona, npr. linearno, tetraedrično, kvadratno planarno, oktaedrično. Linearno razporeditev ima npr. diaminsrebrov(i) ion [Ag(NH 3 ) 2 ] +, kvadratno planarno razporeditev ima npr. diamindikloroplatina(ii) [PtCl 2 (NH 3 ) 2 ], tetraedrično razporeditev ima npr. tetrahidroksoaluminatni(iii) ion [Al(OH) 4 ], oktaedrično razporeditev ima npr. heksacianoferatni(ii) ion [Fe(CN) 6 ] 4. Model na desni sliki predstavlja oktaedrično razporeditev molekul vode (ligandov) okoli centralnega kovinskega iona. Koordinacijske ali kompleksne spojine so spojine, v katerih so na centralni kovinski ion (ali atom) vezani ligandi. Ligandi so lahko različne anorganske ali organske molekule ali anioni. Formule koordinacijskih spojin zapisujemo z oglatimi oklepaji, znotraj katerih najprej napišemo simbol centralnega iona (ali atoma), ob njem pa formule in število ligandov. Koordinacijsko število je število vseh vezi, s katerimi se ligandi vežejo na centralni kovinski ion ali atom. Razporeditev ligandov (L) okoli centralnega kovinskega iona oz. atoma (M) Linearna Tetraedrična Kvadratno planarna Oktaedrična 129

67 6 ELEMENTI V PERIODNEM SISTEMU Zapomnim si ELEMENTI V PERIODNEM SISTEMU 6 Zapomnim si Periodni sistem je zasnoval ruski kemik Dmitrij Ivanovič Mendeljejev. Lastnosti elementov se z naraščajočim vrstnim številom periodično ponavljajo, od tod izvira tudi ime periodni sistem elementov. V periodnem sistemu so elementi razvrščeni v vodoravne periode in navpične skupine glede na vrstno (atomsko) število. Glede na podlupine lahko periodni sistem elementov razdelimo na»s-področje«,»p-področje«,»d-področje«in»f-področje«. Elemente delimo na kovine, nekovine in polkovine. Kovine se nahajajo na levi, nekovine pa na desni strani periodnega sistema, vmes so polkovine. Polkovine imajo deloma kovinske in deloma nekovinske lastnosti. Halogeni so elementi VII. skupine periodnega sistema. Tvorijo dvoatomne molekule. Reaktivnost halogenov se manjša po skupini navzdol. Najbolj reaktiven element VI. skupine je kisik. Kisik in žveplo se v naravi nahajata tudi v elementarnem stanju, ostali elementi so le vezani v spojinah. Kisik je plin brez barve in vonja. Sam ne gori, a omogoča gorenje. V naravi se nahaja v obliki dvoatomnih in troatomnih molekul, veliko ga je vezanega v različnih spojinah. Industrijsko ga pridobivamo pretežno s frakcionirano destilacijo utekočinjenega zraka. Žveplo je rumena nekovina. V naravi se nahaja v elementarni obliki, pa tudi v raznovrstnih spojinah (sulfidi, sulfati). Monoklinsko in ortorombsko žveplo sta dve alotropski modifikaciji. Vodikov sulfid je strupen plin značilnega neprijetnega vonja, njegova vodna raztopina je šibka kislina. Žveplov dioksid nastane pri gorenju žvepla in praženju sulfidnih rud. Najpomembnejša žveplova spojina je žveplova(vi) kislina. Žveplova(VI) kislina je močna kislina, močan oksidant in higroskopna. Dušik in fosfor sta nekovini, arzen in antimon sta polkovini, bizmut je kovina. Pri sobnih pogojih je dušik plin, ostali elementi so v trdnem agregatnem stanju. Dušik je brezbarven nereaktiven plin, ki tvori dvoatomne molekule. Sestavlja 78 % ozračja, iz katerega ga pridobivamo s frakcionirano destilacijo utekočinjenega zraka. Najpomembnejša dušikova spojina je amonijak, ki ga dobimo z reakcijo iz elementov. Iz amonijaka dobimo dušikovo(v) kislino. Dušikova(V) kislina je močna kislina, koncentrirana dušikova(v) kislina je močan oksidant. Alkalijske kovine so zelo reaktivne kovine, reaktivnost narašča po skupini navzdol. Imajo nizka tališča, vrelišča in gostote ter so mehke. Tvorijo ionske spojine, ki so večinoma dobro topne v vodi. Tehnološko najpomembnejša natrijeva spojina je natrijev hidroksid, ki ga dobimo z elektrolizo nasičene raztopine natrijevega klorida. Zemeljskoalkalijske kovine se v naravi nahajajo le vezane v spojinah. Trdoto vode povzročajo različne v vodi raztopljene snovi. Plamenske reakcije nam omogočajo, da iz obarvanosti plamena sklepamo na prisotnost nekaterih alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin. Prehodni elementi imajo bodisi v elementarnem stanju bodisi kot ioni delno zasedene d oz. f orbitale. So kovine, dobro prevajajo električni tok in toploto. Večina ima visoka tališča, vrelišča in gostote. Tvorijo spojine z različnimi oksidacijskimi števili. Med prehodnimi elementi je veliko tehnološko zelo pomembnih kovin. Namesto čistih kovin pogosteje uporabljamo zlitine (npr. bron, medenina, amalgam, jeklo). Železo običajno pridobivamo iz oksidnih rud hematita in magnetita v plavžih. Jeklo je železova zlitina, ki vsebuje manjše količine ogljika, pogosto pa tudi druge elemente. Čisto železo in nekatere železove zlitine na vlažnem zraku rjavijo. Krom je trda in korozijsko odporna kovina srebrnosive barve. Uporabljamo ga za zaščito drugih kovin (elektrolitsko kromiranje) in za izdelavo nerjavnih jekel. Pomembne so zlasti spojine kroma z oksidacijskimi števili +2, +3 in +6. V vodni raztopini se med kromatnimi(vi) ioni in dikromatnimi(vi) ioni vzpostavi ravnotežje, katerega položaj je odvisen od ph raztopine. Koordinacijske ali kompleksne spojine so spojine, v katerih so na centralni kovinski ion (ali atom) vezani ligandi. Ligandi so lahko različne anorganske ali organske molekule ali anioni. Formule koordinacijskih spojin zapisujemo z oglatimi oklepaji, znotraj katerih najprej napišemo simbol centralnega iona (ali atoma), ob njem pa formule in število ligandov. Koordinacijsko število je število vseh vezi, s katerimi se ligandi vežejo na centralni kovinski ion ali atom. 130 Poznamo več alotropskih modifikacij fosforja. Beli fosfor je najbolj, črni fosfor pa najmanj reaktivna modifikacija fosforja. Beli fosfor tvori štiriatomne molekule tetraedrične oblike. Shranjujemo ga v vodi, na zraku se vžge. Fosfor pridobivamo iz apatitov. Fosforjeva(V) kislina ni strupena, njene soli so fosfati. Rastline potrebujejo za rast predvsem dušikove, fosforjeve in kalijeve spojine. Te spojine dodajamo z naravnimi ali umetnimi gnojili. Elementi IV. skupine periodnega sistema so pri sobnih pogojih trdni. Ogljik je nekovina, silicij in germanij sta polkovini, kositer in svinec sta kovini. Ogljik tvori veliko število raznovrstnih spojin. Med elementi IV. skupine je v zemeljski skorji najbolj razširjen silicij. Alotropske modifikacije ogljika so: diamant, grafit in fulereni. Ogljikov oksid je strupen plin, ki nastaja pri nepopolnem gorenju ogljika in ogljikovih spojin. Ogljikov dioksid ni strupen plin, uporabljamo ga za gašenje, pripravo gaziranih pijač in za hlajenje. Ogljikova kislina je šibka kislina, njene soli so karbonati. Silicij je najpomembnejša polkovina. Uporabljamo ga v računalniški industriji in za izdelavo sončnih celic, zelo pomembne pa so mnoge silicijeve spojine. Aluminij pridobivamo iz boksita. Aluminijeve zlitine imajo raznovrstno uporabnost. Na zraku se aluminij prevleče z zaščitno plastjo aluminijevega oksida (pasivacija). Korozijsko odpornost aluminija povečamo z eloksiranjem. 131

68 6 ELEMENTI V PERIODNEM SISTEMU ELEMENTI V PERIODNEM SISTEMU Vprašanja za utrjevanje znanja 6 Vprašanja za utrjevanje znanja 6.1 Področja elementov v periodnem sistemu 1. Kdo je zasnoval periodni sistem elementov? 2. Kaj je periodni sistem in kako je oblikovan? 3. Glede na katero število so razporejeni elementi v periodnem sistemu? 4. Zakaj helij zapisujemo v VIII. skupino periodnega sistema, čeprav ima podobno kot elementi II. skupine dva zunanja elektrona? 5. V kateri skupini periodnega sistema so alkalijske kovine, zemeljskoalkalijske kovine, halogeni oz. žlahtni plini? 6. Opredelite položaj kovin, polkovin in nekovin v periodnem sistemu. 6.2 Elementi VII. skupine 1. Kakšne molekule tvorijo halogeni? 2. Opišite barve in agregatna stanja halogenov pri sobnih pogojih. 3. Zakaj halogenov v naravi ni v elementarnem stanju, temveč so le vezani v spojinah? 4. Kako se spreminja reaktivnost halogenov glede na položaj v periodnem sistemu? Kateri halogen je najbolj reaktiven? 5. Opredelite izraz»vodikov halogenid«. Pojasnite, zakaj ima vodikov fluorid višje vrelišče v primerjavi z ostalimi vodikovimi halogenidi. 6. Kako pridobivamo elementarni klor? 7. Navedite klorove oksokisline ter napišite formule in imena kalijevih in kalcijevih soli teh oksokislin. 8. Kaj je klorovica? Napišite enačbo reakcije klora z vodo. 9. Pojasnite izraz»sublimacija«. Kateri halogen sublimira pri sobnih pogojih? Kakšne barve so pare tega elementa? 6.3 Elementi VI. skupine 1. Kateri element VI. skupine je najbolj reaktiven? 2. Opišite lastnosti kisika. 3. Pojasnite izraz»alotropija«. Kateri sta alotropski modifikaciji kisika? 4. S katerim postopkom pridobivamo večje količine kisika? Opišite ta postopek. 5. Kako lahko v laboratoriju dobimo manjše količine kisika? 6. Kako dokažemo kisik, ki nastane pri reakcijah termičnega razkroja? 7. Kakšne barve je žveplo in v kakšni obliki ga najdemo v naravi? 8. Navedite dve alotropski modifikaciji žvepla. Koliko atomov se nahaja v molekuli žvepla? 9. Kako nastane plastično žveplo? 10. Opišite lastnosti vodikovega sulfida. 11. Opišite lastnosti žveplovega(iv) oksida. 12. Pojasnite izraz»praženje sulfidnih rud«. Napišite enačbo praženja svinčevega(ii) sulfida. 13. Pojasnite nastanek kislega dežja. 14. Opišite lastnosti žveplove(vi) kisline. 15. Žveplova(VI) kislina je močna kislina, močan oksidant in higroskopna. Pojasnite pomen teh izrazov. 16. Kako redčimo žveplovo(vi) kislino? 6.4 Elementi V. skupine 1. Opišite lastnosti dušika. 2. Kako pridobivamo dušik? 3. Kako lahko razložimo nereaktivnost dušika? 4. Kako pridobivamo amonijak? 5. Opišite lastnosti amonijaka. 6. Opišite lastnosti dušikove(v) kisline. 7. Navedite alotropske modifikacije fosforja. Katera med njimi je najbolj reaktivna in kje jo shranjujemo? 8. Napišite formulo belega fosforja. Kakšna je oblika te molekule? 9. Kaj nastane pri gorenju belega fosforja? 10. Kaj nastane pri reakciji fosforjevega(v) oksida z vodo? 11. V katere namene uporabljamo fosforjevo(v) kislino? 12. Kateri trije elementi so v večjih količinah potrebni za razvoj rastlin? 13. Navedite nekaj spojin, ki jih lahko uporabljamo kot gnojila. 6.5 Elementi IV. skupine 1. Opredelite elemente IV. skupine kot kovine, polkovine oz. nekovine. 2. Kje je vzrok za veliko število in raznovrstnost ogljikovih spojin? 3. Navedite alotropske modifikacije ogljika in opišite razlike med lastnostmi diamanta in grafita. 4. Opišite lastnosti ogljikovega oksida. Kje nastaja ogljikov oksid? 5. Opišite lastnosti ogljikovega dioksida. 6. Opišite posledice povečane koncentracije ogljikovega dioksida v ozračju. 7. Na kakšen način industrijsko pridobivamo ogljikov dioksid? 8. Kaj nastane, če plinast ogljikov dioksid uvajamo v vodo? 9. Kaj je suhi led? 10. V katere namene uporabljamo ogljikov dioksid? 11. Opišite lastnosti silicija. 12. Kateri je najbolj znan silicijev mineral? 13. V katere namene uporabljamo silicij? 14. Pojasnite izraz»pasivacija«. 15. Kako dobimo običajno okensko steklo? 16. Katera je osnovna strukturna enota silikatov? 6.6 Elementi III. skupine 1. Opišite lastnosti aluminija. 2. Kako imenujemo postopek, s katerim lahko povečamo korozijsko obstojnost aluminija? 3. Katera je osnovna surovina za pridobivanje aluminija? 4. S katerim postopkom pridobimo aluminij iz aluminijevega oksida? 5. Navedite nekaj primerov uporabe aluminija. 6.7 Elementi I. in II. skupine 1. Kako se spreminjajo tališča in vrelišča alkalijskih kovin glede na položaj v periodnem sistemu? 2. Opišite lastnosti alkalijskih kovin. 3. Kako se spreminja reaktivnost alkalijskih kovin glede na položaj v periodnem sistemu? 4. Kako hranimo alkalijske kovine? 5. Napišite enačbo reakcije natrija z vodo. 6. Napišite enačbo reakcije natrijevega hidrida z vodo. 7. Kako se spreminjajo tališča in vrelišča zemeljskoalkalijskih kovin glede na položaj v periodnem sistemu? 8. Opišite lastnosti zemeljskoalkalijskih kovin. 9. Pojasnite raztapljanje apnenca v deževnici in nastanek vodnega kamna. 10. Pojasnite izraza»vodni kamen«in»trda voda«. 11. V katerih enotah najpogosteje navajamo trdoto vode? 12. Opišite pridobivanje žganega apna in gašenega apna. 13. Kaj je»malta«? Zakaj se malta na zraku strdi? 14. Opišite obarvanje raztopin litijevih, natrijevih kalijevih, kalcijevih, stroncijevih in barijevih spojin v plamenu. 6.8 Prehodni elementi 1. Opišite lastnosti prehodnih elementov. 2. Pojasnite izraz»zlitina«. Navedite nekaj primerov zlitin. 3. Opišite pridobivanje železa. 4. V kakšnih pogojih rjavi železo? Kakšna je formula rje in kako lahko preprečimo rjavenje? 5. V katere namene uporabljamo krom? 6. Opišite ravnotežje med kromatnimi(vi) ioni in dikromatnimi(vi) ioni. 7. Pojasnite izraze»koordinacijska spojina«,»ligand«,»koordinacijsko število«. 8. Navedite nekaj možnih razporeditev ligandov okoli centralnega iona v koordinacijskih spojinah. 9. Imenujte koordinacijske spojine oz. ione. Ugotovite oksidacijsko število in koordinacijsko število centralnega iona. a) [FeCl 3 (H 2 O) 3 ] b) [Ti(H 2 O) 6 ] 3+ c) [Fe(OH) 2 (H 2 O) 4 ] + č) [Fe(CN) 6 ] 3 d) [UF 6 ] e) [Cr(NH 3 ) 6 ]Cl 3 f) [Cr(NH 3 ) 4 (H 2 O) 2 ]Cl 3 g) K 2 [TiF 6 ] h) K 2 [PtCl 6 ]

69 KEMIJSKI SLOVAR 7 acetat; glej etanoat A aktinoidi (aktinidi); elementi od torija do vključno lavrencija aktivacijska energija; minimalna energija, ki jo morajo imeti reaktanti, da dosežejo aktivacijsko (prehodno) stanje in nato zreagirajo v produkte; energijska razlika med energijskim stanjem reaktantov in energijskim stanjem aktivacijskega (prehodnega) stanja aktivacijski kompleks; nestabilna struktura (skupek atomov) pri pretvorbi reaktantov v produkte, ki lahko razpade nazaj v reaktante ali pa se pretvori v produkte aktivacijsko stanje; glej prehodno stanje alkalija; glej baza alkalijske kovine; kovine prve skupine periodnega sistema; so zelo reaktivne, njihova reaktivnost se veča po skupini navzdol; imajo nizka tališča in so mehke (z izjemo litija jih lahko režemo z nožem); hranimo jih v nereaktivnih tekočinah (npr. natrij v petroleju) oz. v zataljenih ampulah (npr. cezij); tvorijo ione z nabojem 1+ alkoholno vrenje; proces razkroja sladkorja (npr. glukoza) na alkohol (etanol) in ogljikov dioksid s pomočjo encimov gliv kvasovk: C 6 H 12 O 6 2C 2 H 5 OH + 2CO 2 alotropija; pojav, ko se element nahaja v različnih oblikah (alotropskih modifikacijah); npr. kisik se nahaja v obliki dvoatomnih molekul (dikisik O 2 ) ali troatomnih molekul (trikisik ali ozon O 3 ); fosfor se nahaja v obliki belega, rdečega, vijoličnega ali črnega fosforja; ogljik se nahaja v obliki grafita, diamanta ali fulerenov alotropske modifikacije; različne oblike določenega elementa (npr. kisik se nahaja v obliki dvoatomnih molekul O 2 ali troatomnih molekul O 3 ozon) alumosilikati; silikati, v katerih je del silicijevih ionov zamenjan z aluminijevimi ioni amfoternost; lastnost snovi, da lahko reagira s kislinami in z bazami (npr. aluminij in aluminijev hidroksid Al(OH) 3 sta amfoterna) amini; organske dušikove spojine; derivati amonijaka, v katerih je eden ali več vodikovih atomov nadomeščenih z organsko substituentno skupino (npr. metilamin CH 3 NH 2 ) amonijak; brezbarven plin neprijetnega vonja NH 3 ; dobro se raztaplja v vodi, pri čemer nastane bazična raztopina amonijev ion; ion NH + 4, ki nastane, ko amonijak sprejme proton, npr. od vode: NH 3 + H 2 O NH OH ali od kisline: NH 3 + HCl NH Cl amorfna snov; trdna snov, ki nima urejene razporeditve gradnikov (npr. steklo, mnoge plastične mase, oglje) anion; negativno nabit ion (npr. Cl, OH, O 2, SO 2 4 ); anion nastane, če atom ali atomska skupina sprejme enega ali več elektronov anoda; elektroda, na kateri poteka oksidacija; v galvanskem členu je anoda negativna, v elektrolizni celici je anoda pozitivna apatiti; minerali s sestavo Ca 5 (PO 4 ) 3 X (X = F, Cl ali OH); surovina za pridobivanje fosforja in fosforjevih spojin apnenec; trdna snov, ki vsebuje pretežno kalcijev karbonat CaCO 3 ; uporabljamo ga kot gradbeni material in za pridobivanje kalcijevega oksida CaO avtoprotoliza vode; protolitska reakcija med molekulami vode: H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH ; ravnotežje je pomaknjeno močno v levo B baterija; komercialno uporaben galvanski člen baza (alkalija, lug); snov, ki sprejme proton (vodikov ion H + ) od kisline; v vodnih raztopinah baz prevladujejo hidroksidni ioni OH ; najbolj znane baze so različni kovinski hidroksidi (npr. natrijev hidroksid NaOH, kalijev hidroksid KOH, kalcijev hidroksid Ca(OH) 2 ), amonijak NH 3 in amini (npr. metilamin CH 3 NH 2 ) beli fosfor; najbolj reaktivna oblika (alotropska modifikacija) fosforja; ima štiriatomne molekule P 4 tetraedrične oblike; na zraku se vžge že pri blagem segrevanju, hranimo ga v vodi binarna kislina; spojina dveh elementov s kislimi lastnostmi (npr. klorovodikova kislina HCl); v binarnih kislinah je vodikov atom vezan neposredno na nekovinski atom binarna spojina; spojina dveh elementov; najbolj znane binarne spojine so različni oksidi (npr. kalcijev oksid CaO), sulfidi (npr. natrijev sulfid Na 2 S), fluoridi (npr. natrijev fluorid NaF), kloridi (npr. natrijev klorid NaCl), bromidi (npr. kalijev bromid KBr), jodidi (npr. kalijev jodid KI), nitridi (npr. aluminijev nitrid AlN), karbidi (npr. kalcijev karbid CaC 2 ), hidridi (npr. kalcijev hidrid CaH 2 ) bireta; laboratorijska naprava, s katero lahko natančno izmerimo prostornino dodanega tekočega reaktanta; običajno jo uporabljamo pri titraciji; preprosta bireta je dolga in ozka graduirana (z označeno prostornino) steklena cev, ki ima na spodnjem koncu pipo boksit; najpomembnejša aluminijeva ruda; vsebuje različne aluminijeve minerale (predvsem AlO(OH) in Al(OH) 3 ) ter nekatere železove, titanove in silicijeve spojine bromid; binarna bromova spojina (npr. natrijev bromid NaBr) bromovica; vodna raztopina broma Br 2 (aq) 135

70 7 7 KEMIJSKI SLOVAR KEMIJSKI SLOVAR 136 C cement; silikatni material, ki ga uporabljamo v gradbeništvu; ob dodatku vode se strdi; običajni (Portlandski) cement dobimo z žganjem drobno zmlete zmesi apnenca in raznih glin pri temperaturi okoli 1500 C, nastali produkt (klinker) pa po hlajenju še zmeljemo v prah centralni ion ali atom; kovina v kompleksni spojini, na katero so vezani ligandi D DDT; kratica za insekticid diklorodifeniltrikloroetan C 14 H 9 Cl 5 ; strupena in verjetno kancerogena snov; v naravi se razgrajuje zelo počasi, kopiči se v maščobnih tkivih; njegovo uporabo omejujejo diamant; alotropska modifikacija ogljika; v strukturi diamanta je vsak ogljikov atom tetraedrično povezan s štirimi sosednjimi ogljikovimi atomi; najtrša naravna snov, ne prevaja električnega toka; popolnoma čist je brezbarven; brušen diamant imenujemo briljant; uporablja se za izdelavo nakita ter različnih rezil, brusov, svedrov ipd.; industrijske diamante proizvajamo tudi umetno; najpomembnejša nahajališča diamantov so v Južnoafriški republiki, Zairu, Tanzaniji, Rusiji, Braziliji, Indiji in Avstraliji dinamično ravnotežje; stanje ravnotežnega sistema, v katerem sta hitrosti fizikalnih ali kemijskih sprememb v nasprotnih smereh enaki disproporcionacija; reakcija, pri kateri se določena snov hkrati oksidira in reducira (npr. 3AuCl AuCl 3 + 2Au) dušikova(v) kislina; brezbarvna jedka tekočina HNO 3 ; močna kislina in močan oksidant, ki raztaplja skoraj vse kovine (razen zlata in platine); na zraku se močno kadi; njene soli so nitrati(v) (npr. natrijev nitrat(v) NaNO 3 ) E eksotermna sprememba; sprememba (kemijska reakcija ali fizikalni proces), pri kateri se energija sprošča (npr. kondenzacija hlapov, nastanek kemijske vezi) ekvivalentna točka; stanje sistema pri titraciji, v katerem je množina dodanega reagenta ekvivalentna množini snovi v vzorcu elektroda; del galvanskega člena ali elektrolizne celice, na katerem poteka redukcija oz. oksidacija; običajno je iz kovine, lahko pa tudi iz drugačnega prevodnika (npr. grafit) elektrokemijska napetostna vrsta; glej redoks vrsta elektrolit; tekočina, ki prevaja električni tok zaradi prisotnosti ionov; med elektrolite uvrščamo taline ionskih snovi (npr. v talini NaCl so natrijevi ioni Na + in kloridni ioni Cl ) in raztopine, ki vsebujejo ione (npr. raztopine kislin, baz in soli) elektrolitski ključ (tekočinski most, solni most); cevka napolnjena z elektrolitom (npr. raztopina soli) v galvanskem členu; omogoča prenos naboja in izravnavanje koncentracij nasprotno nabitih ionov med obema polčlenoma tekom reakcije elektroliza; proces, pri katerem s pomočjo električnega toka (enosmerne napetosti) izvedemo redoks reakcije (npr. elektroliza vode 2H 2 O 2H 2 + O 2 ) elektrolizna celica; naprava, v kateri izvajamo elektrolizo element; glej kemijski element eloksiranje; postopek, pri katerem s pomočjo električnega toka na površini aluminija ustvarimo zaščitno plast aluminijevega oksida Al 2 O 3 ; anodna oksidacija aluminija; omogoča povečanje odpornosti aluminija proti koroziji enačba kemijske reakcije; glej kemijska enačba endotermna sprememba; sprememba (kemijska reakcija ali fizikalni proces), pri kateri se energija porablja (npr. taljenje ledu, prekinitev kemijske vezi) enoprotonska (monoprotonska) kislina; kislina, ki lahko odda le en proton (npr. HCl, CH 3 COOH) entalpija; glej sprememba entalpije entalpija raztapljanja ( H raz ); sprememba entalpije, ko se en mol snovi raztopi v zelo veliki količini topila (npr.: KCl(s) K + (aq) + Cl (aq); H raz (KCl) = +17 kj mol 1 ) etanoat (acetat); sol etanojske (ocetne) kisline (npr. natrijev etanoat CH 3 COONa) etanojska kislina (ocetna kislina); karboksilna kislina z dvema ogljikovima atomoma CH 3 COOH; brezbarvna tekočina značilnega ostrega vonja; nastane pri fermentaciji alkohola s pomočjo ocetnokislinskih bakterij; v jedilnem kisu je približno 4 5 % etanojske kisline; brezvodna (100 %) etanojska kislina se imenuje ledocet F Faradayeva konstanta; naboj enega mola elektronov; F = A s mol 1 fluorid; binarna fluorova spojina (npr. natrijev fluorid NaF) format; glej metanoat formula; glej kemijska formula fosfat; sol fosforjeve kisline (npr. natrijev fosfat(v) Na 3 PO 4 je sol fosforjeve(v) kisline H 3 PO 4 ) fosfid; binarna fosforjeva spojina (npr. natrijev fosfid Na 3 P) fosforjeva(v) kislina; bela trdna snov H 3 PO 4 ; higroskopna, dobro se topi v vodi; uporablja se predvsem za izdelavo umetnih gnojil; njene soli so fosfati (npr. natrijev fosfat(v) Na 3 PO 4 ) fotosinteza; endotermna kemijska reakcija v rastlinah; rastline s pomočjo sončne energije pretvarjajo ogljikov dioksid in vodo v glukozo in kisik: 6CO 2 + 6H 2 O C 6 H 12 O 6 + 6O 2 frakcionirana destilacija; ločevanje zmesi tekočih snovi na posamezne frakcije z destilacijo; ločitev temelji na razlikah v vreliščih posameznih komponent zmesi; učinkovito ločitev lahko dosežemo z uporabo visokih pokončnih frakcionirnih kolon; zmes, ki jo želimo ločiti, segrevamo, nastale pare se dvigajo po koloni navzgor; bolj hlapne komponente zmesi (tiste, ki imajo nižje vrelišče) se utekočinijo bolj proti vrhu kolone, manj hlapne komponente (tiste, ki imajo višje vrelišče) pa bolj proti dnu kolone; frakcionirano destilacijo uporabljamo pri predelavi nafte in pri pridobivanju posameznih plinov iz utekočinjenega zraka fulereni; oblike ogljika, v katerih so ogljikovi atomi povezani v tridimenzionalne strukture; najbolj znan je fuleren C 60, v katerem je 60 ogljikovih atomov povezanih v molekulo oblike nogometne žoge; lahko jih dobimo iz grafita s pomočjo laserja; imenovani so po ameriškem arhitektu (Buckminster Fuller), ki je konstruiral zgradbe podobnih oblik G galvanski člen; naprava, v kateri potekajo spontane redoks reakcije; med galvanske člene uvrščamo baterije in akumulatorje; sestavljen je iz dveh polčlenov, ki sta povezana preko elektrolitskega ključa: v enem poteka redukcija, v drugem pa oksidacija gašeno apno; glej kalcijev hidroksid glinica; aluminijev oksid Al 2 O 3 globalno segrevanje Zemlje; glej topla greda gorenje; kemijska reakcija, pri kateri element ali spojina burno reagira s kisikom (oksidacija); pri gorenju se sprošča energija v obliki toplote in svetlobe; pri popolnem gorenju ogljikovodikov nastaneta ogljikov dioksid CO 2 in vodna para H 2 O (npr. gorenje metana: CH 4 + 2O 2 CO 2 + 2H 2 O); pri nepopolnem gorenju lahko nastanejo tudi saje (ogljik) in ogljikov oksid CO gorivo; snov, ki jo uporabljamo kot vir energije; fosilna goriva sproščajo energijo (predvsem v obliki toplote) pri gorenju (oksidaciji); jedrska goriva sproščajo energijo pri pretvorbi v druge elemente grafit; oblika ogljika, v kateri so ogljikovi atomi razporejeni v plasteh, v katerih je vsak ogljikov atom povezan s tremi sosednjimi ogljikovimi atomi; plasti ogljikovih atomov so povezane s šibkimi vezmi; črna mehka snov, ki se pojavlja v naravi, lahko pa jo tudi umetno izdelamo; dober prevodnik električnega toka; uporabljamo ga za izdelavo pisal (črnila, grafitni svinčniki), elektrod, maziv idr. H halogeni; elementi sedme skupine periodnega sistema (17. skupina po novem označevanju); pri sobnih pogojih je fluor rumenozelen plin, klor zelen plin, brom rdečerjava tekočina in jod trdna siva snov, ki sublimira z vijoličnimi parami; reaktivne nekovine, njihova reaktivnost se manjša po skupini navzdol; tvorijo ionsko in kovalentno grajene spojine; v ionskih spojinah imajo njihovi ioni naboj 1 heterogena kataliza; pospešitev kemijske reakcije, pri kateri je katalizator v drugačnem agregatnem stanju kot reaktanti hidratacija; proces, pri katerem molekule vode obdajo delce topljenca v vodnih raztopinah; med delci topljenca in molekulami vode delujejo privlačne sile hidratacijska entalpija ( H hid ); sprememba entalpije, ko se en mol snovi (ionov ali molekul) v plinastem agregatnem stanju raztopi v vodi (npr. K + (g) + Cl (g) K + (aq) + Cl (aq); H hid (KCl) = 700 kj mol 1 ) hidratizirane molekule; molekule topljenca, obdane z molekulami vode hidratizirani ioni; ioni topljenca, obdani z molekulami vode hidrid; binarna vodikova spojina (npr. natrijev hidrid NaH, kalcijev hidrid CaH 2 ) hidrogensol; sol, v kateri vsi vodikovi atomi niso nadomeščeni s kationi (npr. natrijev hidrogenkarbonat NaHCO 3 ) hidroksid; spojina, ki vsebuje hidroksidni ion OH ali hidroksidno skupino, vezano na kovinski ion ali atom (npr. natrijev hidroksid NaOH, kalcijev hidroksid Ca(OH) 2 ) hidroksidni ion; ion OH hidroliza; reakcija z vodo higroskopnost; lastnost nekaterih snovi (npr. žveplova(vi) kislina H 2 SO 4, silikagel), da vežejo vodo homogena kataliza; pospešitev kemijske reakcije, pri kateri je katalizator v enakem agregatnem stanju kot reaktanti I indikator; glej kislinsko-bazični barvni indikator inhibitor; snov, ki upočasni ali celo prepreči kemijsko reakcijo; lahko tudi snov, ki zmanjša aktivnost katalizatorja ion; atom ali atomska skupina, ki je sprejel ali oddal enega ali več elektronov in tako postal električno nabit; poznamo pozitivno nabite ione katione, ki nastanejo z oddajanjem elektronov, in negativno nabite ione anione, ki nastanejo s sprejemanjem elektronov 137

71 7 7 KEMIJSKI SLOVAR KEMIJSKI SLOVAR ionska reakcija; reakcija med ioni; ionska reakcija poteče v primeru, ko nastane slabo topna snov (oborina) ali slabo disociirana snov ionski produkt vode K H2 O, K w ; produkt koncentracij oksonijevih in hidroksidnih ionov v vodi in vodnih raztopinah; njegova vrednost je pri določeni temperaturi konstantna; K H2 O = [H 3 O + ] [OH ]; pri 25 C ima vrednost 1, izhodna snov; reaktant J jedka snov; snov, ki spreminja oz. uničujoče deluje na površino snovi (npr. žveplova(vi) kislina H 2 SO 4 je jedka) jodid; binarna jodova spojina (npr. natrijev jodid NaI, kalcijev jodid CaI 2, aluminijev jodid AlI 3 ) jodova tinktura; raztopina joda I 2 v etanolu C 2 H 5 OH; rjava tekočina; uporablja se za razkuževanje v medicini K K a ; glej konstanta kisline kalcijev hidroksid (gašeno apno); bela trdna snov Ca(OH) 2, slabo topna v vodi; nastane pri reakciji kalcijevega oksida z vodo (gašenje apna): CaO + H 2 O Ca(OH) 2 ; vodna raztopina kalcijevega hidroksida je bazična, imenujemo jo apnica; uporabljamo ga v gradbeništvu za pripravo malte in beljenje kalcijev karbonat; bela trdna snov CaCO 3 ; v naravi se pojavlja kot mineral kalcit in aragonit, najdemo ga v apnencu, kredi in marmorju; v vodi je zelo slabo topen; počasi se raztaplja v kisli deževnici, ki vsebuje raztopljen CO 2 : CaCO 3 + H 2 O + CO 2 Ca(HCO 3 ) 2 ; pri segrevanju razpade na kalcijev oksid CaO in ogljikov dioksid CO 2 : CaCO 3 CaO + CO 2 ; uporabljamo ga kot gradbeni material in za pripravo drugih kalcijevih spojin (npr. kalcijevega oksida) kalcijev oksid (apno, žgano apno, živo apno); bela trdna snov CaO; pridobivamo ga s segrevanjem kalcijevega karbonata pri temperaturi okoli 1000 C: CaCO 3 CaO + CO 2 ; uporabljamo ga v gradbeništvu za pripravo gašenega apna, v steklarstvu, za pridobivanje kalcijevega karbida: CaO + 3C CaC 2 + CO, v laboratoriju pa za vezavo vode kamena strela; glej kremen karbid; binarna ogljikova spojina (npr. kalcijev karbid CaC 2 ) karboksilna kislina; organska kisikova spojina, ki vsebuje karboksilno skupino COOH; pri imenovanju acikličnih karboksilnih kislin uporabljamo končnico -ojska kislina; v splošnem so karboksilne kisline šibke kisline; najpreprostejši karboksilni kislini sta metanojska kislina (mravljinčna kislina) HCOOH in etanojska kislina (ocetna kislina) CH 3 COOH karbonat; sol ogljikove kisline H 2 CO 3 (npr. kalcijev karbonat CaCO 3 ) kation; pozitivno nabit ion (npr. K +, Ca 2+, NH + 4 ); kation nastane, če atom ali atomska skupina odda enega ali več elektronov kataliza; pospešitev kemijske reakcije z uporabo katalizatorja katalizator; snov, ki pospeši kemijsko reakcijo, sam pa po končani reakciji ostane kemijsko nespremenjen katoda; elektroda, na kateri poteka redukcija; v galvanskem členu je katoda pozitivna, v elektrolizni celici je katoda negativna K b ; glej konstanta baze K c ; glej konstanta ravnotežja kemija; naravoslovna znanost o snovi in njenih spremembah kemijska enačba; način zapisa kemijske reakcije s simboli in formulami (npr. enačba 2H 2 + O 2 2H 2 O predstavlja nastanek vode iz vodika in kisika); na levi strani kemijske enačbe so zapisani reaktanti, na desni strani pa produkti; pred simboli oz. formulami snovi so stehiometrični koeficienti; med reaktanti in produkti je puščica, ki ponazarja smer reakcije kemijska formula; način predstavitve kemijskega elementa ali spojine (npr. formula kisika je O 2, formula vode je H 2 O); formula ponazarja vrsto in število posameznih delcev (atomov, ionov) kemijska kinetika; veja kemije, ki se ukvarja s proučevanjem hitrosti kemijskih reakcij, vplivov na hitrost in načina (mehanizem), po katerem se reaktanti pretvorijo v produkte kemijska reakcija; sprememba, pri kateri se ena ali več snovi (reaktanti) pretvori v popolnoma drugačne snovi (produkte); poznamo različne vrste kemijskih reakcij: spajanje (sinteza), razkroj itn. kemijska vez; privlačna sila, ki povezuje delce (atome ali ione) kemijski element (prvina); čista snov, sestavljena iz istovrstnih atomov; s kemijsko reakcijo ga ni mogoče razstaviti na enostavnejše snovi; poznamo več kot sto elementov, ki so razporejeni v periodnem sistemu elementov; označujemo jih s kemijskimi simboli kemijski simbol; eno- ali dvočrkovna oznaka za kemijski element (npr. K kalij, Ca kalcij); kemijski simboli običajno izhajajo iz latinskih imen elementov (npr. Fe ferrum) kemijsko ravnotežje; stanje kemijske reakcije, ko ta navidezno miruje; v ravnotežju je hitrost reakcije v desno enaka hitrosti reakcije v levo K H2 O; glej ionski produkt vode kinetika; glej kemijska kinetika kisli dež; kisla padavina; velik ekološki problem, ker ima škodljiv vpliv na živa bitja, pa tudi na zgradbe (razjedanje gradbenega materiala); nastane predvsem zaradi žveplovega dioksida SO 2 in različnih dušikovih oksidov (npr. dušikov oksid NO), ki so posledica izgorevanja fosilnih goriv in se raztapljajo v padavinah kislina; snov, ki odda proton (vodikov ion H + ) bazi; v vodnih raztopinah kislin prevladujejo oksonijevi ioni H 3 O + ; najbolj znane kisline so: žveplova(vi) kislina H 2 SO 4, dušikova(v) kislina HNO 3, fosforjeva(v) kislina H 3 PO 4, klorovodikova kislina HCl, metanojska (mravljinčna) kislina HCOOH, etanojska (ocetna) kislina CH 3 COOH kislinsko-bazični barvni indikator; snov, ki se značilno obarva glede na kislost oz. bazičnost preiskovane snovi; pogosto uporabljani indikatorji so metiloranž, fenolftalein, lakmus klorid; binarna klorova spojina (npr. natrijev klorid NaCl) klorovica; vodna raztopina klora Cl 2 (aq) klorovodikova kislina (solna kislina); vodna raztopina vodikovega klorida HCl; brezbarvna tekočina, močna kislina; ena od najpomembnejših kemikalij; nahaja se tudi v želodčnem soku; njene soli so kloridi (npr. natrijev klorid NaCl) koeficienti; glej stehiometrični koeficienti kompleksna spojina; glej koordinacijska spojina konjugirana baza; delec, ki je nastal iz kisline z oddajanjem protona (vodikovega iona H + ) konjugirana kislina; delec, ki je nastal iz baze s sprejemanjem protona (vodikovega iona H + ) konjugirani kislinsko-bazni par; par delcev v protolitski reakciji, ki se razlikuje le v enem protonu (vodikovem ionu H + ) konstanta; količina, ki ne spreminja svoje vrednosti konstanta baze K b ; matematični izraz, ki opisuje razmerje med ravnotežnimi koncentracijami delcev, ki sodelujejo v protolitski reakciji baze; v izraz ne zapisujemo koncentracije vode; čim močnejša je baza, tem večja je vrednost njene konstante baze; po dogovoru nima enote konstanta kisline K a ; matematični izraz, ki opisuje razmerje med ravnotežnimi koncentracijami delcev, ki sodelujejo v protolitski reakciji kisline; v izraz ne zapisujemo koncentracije vode; čim močnejša je kislina, tem večja je vrednost njene konstante kisline; po dogovoru nima enote konstanta ravnotežja K c ; matematični izraz, ki opisuje razmerje med ravnotežnimi koncentracijami produktov in reaktantov; po dogovoru nima enote; v števcu izraza zapisujemo ravnotežne koncentracije produktov, v imenovalcu pa ravnotežne koncentracije reaktantov, pripadajoče stehiometrične koeficiente pa kot potence koncentracij; vrednost konstante ravnotežja je odvisna od temperature koordinacijska (kompleksna) spojina; spojina, v kateri so na centralni kovinski ion (ali atom) vezani ligandi koordinacijsko število; v kristalu število istovrstnih gradnikov, ki se nahajajo v neposredni bližini opazovanega gradnika (npr. NaCl 6/6 ); v koordinacijski spojini število vseh vezi, s katerimi se ligandi vežejo na centralni kovinski ion (ali atom) kovine; elementi, ki so dobri prevodniki električnega toka in toplote; so kovne in tanljive, imajo raznolika tališča; imajo značilen kovinski lesk, večina kovin je srebrnosive barve, razen bakra (rdečerjav) in zlata (rumeno); poznamo več kot 80 kovinskih elementov kremen; najpogostejši mineral, silicijev dioksid SiO 2 ; lepo oblikovane kristale imenujemo kamena strela kriolit; natrijev heksafluoroaluminat(iii) Na 3 [AlF 6 ]; omogoča znižanje tališča zmesi pri pridobivanju aluminija z elektrolizo taline Al 2 O 3 kristalohidrat; spojina, ki vsebujejo določeno količino kristalno vezane vode (npr. bakrov(ii) sulfat(vi) pentahidrat CuSO 4 5H 2 O) kuhinjska sol; glej natrijev klorid K w ; glej ionski produkt vode L lantanoidi (lantanidi); elementi od cerija do vključno lutecija Le Chatelierovo načelo; spoznanje, da se ob spremembi temperature, tlaka ali koncentracije reaktantov oz. produktov položaj ravnotežja spremeni v smer, ki minimizira to spremembo led; voda v trdnem agregatnem stanju; led ima manjšo gostoto kot tekoča voda, zato plava na njej; voda zmrzne pri 0 C ligand; molekula ali ion, ki je v kompleksnih spojinah vezan na centralni kovinski ion (ali atom), npr. H 2 O, NH 3, Cl, CN lug; glej baza M metanoat (format); sol metanojske (mravljinčne) kisline (npr. natrijev metanoat HCOONa) metanojska kislina (mravljinčna kislina); najpreprostejša karboksilna kislina HCOOH; brezbarvna tekočina močnega vonja; nahaja se v nekaterih rastlinah (koprive) in v žlezah nekaterih insektov (mravlje, čebele); uporabljamo jo v proizvodnji usnja, kavčuka ter kot konzervans v živilih

72 7 7 KEMIJSKI SLOVAR KEMIJSKI SLOVAR 140 množina snovi; osnovna veličina, s katero izražamo količino snovi; označujemo jo s črko n in ima enoto mol množinska (molarna) koncentracija; množina snovi v prostorninski enoti; označujemo jo z oznako c ali za oglatim oklepajem, znotraj katerega napišemo formulo snovi; običajno uporabljamo enoto mol L 1 (enoto mol L 1 zapisujemo tudi z veliko črko M in beremo»molarna«) modra galica; starejše ime za bakrov(ii) sulfat(vi) pentahidrat CuSO 4 5H 2 O mol; enota za množino snovi; 1 mol snovi vsebuje toliko delcev, kolikor je atomov v natančno 12 g ogljikovega izotopa 12 C (6, ) molarna koncentracija; glej množinska koncentracija molekula; delec, ki je sestavljen iz dveh ali več enakih ali različnih atomov; atomi so v molekulah povezani s kovalentnimi vezmi; molekule elementov so sestavljene iz enakih atomov (npr. molekula vodika H 2 je sestavljena iz dveh vodikovih atomov, molekula fosforja P 4 je sestavljena iz štirih fosforjevih atomov, molekula žvepla S 8 je sestavljena iz osmih žveplovih atomov); molekule spojin so sestavljene iz različnih atomov (npr. molekula vode H 2 O je sestavljena iz dveh vodikovih atomov in enega kisikovega atoma); ionske snovi niso sestavljene iz molekul, temveč so skupek ionov molska masa; masa enega mola snovi; označujemo jo s črko M in ima enoto g mol 1 ; številčno je enaka relativni atomski masi oz. relativni molekulski masi monoprotonska kislina; glej enoprotonska kislina mravljinčna kislina; glej metanojska kislina mrežna entalpija ( H mre ); sprememba entalpije, ko nastane en mol kristalinične snovi iz osnovnih gradnikov (ionov ali molekul) v plinastem agregatnem stanju (npr. K + (g) + Cl (g) KCl(s); H mre (KCl) = 717 kj mol 1 ) N natrijev bikarbonat; glej natrijev hidrogenkarbonat natrijev hidrogenkarbonat (soda bikarbona, natrijev bikarbonat); bela trdna snov NaHCO 3 ; uporabljamo ga v medicini za nevtraliziranje želodčne kisline, v tekstilni, papirni in keramični industriji, nahaja se v pecilnem prašku, v praških za pripravo limonad, v šumečih tabletah idr. natrijev klorid (kuhinjska sol); bela trdna snov NaCl, dobro topna v vodi; pridobivamo ga iz morske vode (morska sol) in kopljemo v rudnikih soli (kamena sol); z elektrolizo raztopine natrijevega klorida pridobivamo natrijev hidroksid NaOH, klor Cl 2 in vodik H 2 ; uporabljamo ga v prehrani, v medicini (fiziološka raztopina), za pridobivanje drugih natrijevih spojin idr. nekovine; elementi, ki nimajo kovinskih lastnosti; med nekovine uvrščamo vodik, ogljik, dušik, kisik, fluor, fosfor, žveplo, klor, brom, jod in vse žlahtne pline nevtralizacija; kemijska reakcija med kislino in bazo, pri kateri nastaneta sol in voda (npr. pri reakciji med natrijevim hidroksidom NaOH in klorovodikovo kislino HCl nastaneta natrijev klorid NaCl in voda: NaOH(aq) + HCl(aq) NaCl(aq) + H 2 O(l)) nevtralna snov; snov, ki ni ne kisla ne bazična nitrat; sol dušikove kisline (npr. natrijev nitrat(v) NaNO 3 je sol dušikove(v) kisline HNO 3 ) nitrid; binarna dušikova spojina (npr. litijev nitrid Li 3 N) NO x ; splošna formula za dušikove okside O obojesmerna (reverzibilna) reakcija; reakcija, ki poteka v obe smeri oborina; slabo topna snov, ki se izloči iz raztopine (se obori) pri dodatku ustreznega reagenta (npr. pri reakciji med raztopinama srebrovega(i) nitrata(v) AgNO 3 (aq) in natrijevega klorida NaCl(aq) se izloči oborina srebrovega(i) klorida AgCl(s): AgNO 3 (aq) + NaCl(aq) AgCl(s) + NaNO 3 (aq) ocetna kislina; glej etanojska kislina ogljikov dioksid; nestrupen plin brez barve in vonja CO 2 ; topen v vodi; nahaja se v mineralnih vodah, v ozračju ga je približno 0,038 %; nastaja pri dihanju in gorenju fosilnih goriv, porabljajo ga rastline pri fotosintezi; v laboratoriju ga pridobivamo z delovanjem kislin na karbonate (npr. CaCO 3 + 2HCl CaCl 2 + CO 2 + H 2 O); uporabljamo ga za gašenje (gasilni aparati) in za pripravo gaziranih pijač; trden ogljikov dioksid (suhi led) se uporablja za hlajenje; vodna raztopina ogljikovega dioksida je kisla zaradi nastanka ogljikove kisline ogljikov monoksid; glej ogljikov oksid ogljikov oksid (ogljikov monoksid); plin brez barve in vonja CO; je vnetljiv in zelo strupen; nastaja pri nepopolnem gorenju, najdemo ga tudi v izpušnih avtomobilskih plinih; veže se na hemoglobin in s tem preprečuje vezavo in transport kisika ogljikova kislina; šibka kislina H 2 CO 3 ; nastane pri raztapljanju ogljikovega dioksida v vodi: CO 2 + H 2 O H 2 CO 3 ; čiste kisline ne moremo izolirati; njene soli so karbonati (npr. kalcijev karbonat CaCO 3 ) oksid; binarna kisikova spojina (npr. kalcijev oksid CaO) oksidacija; oddajanje elektronov; pri oksidaciji se oksidacijsko število elementa poveča (npr. oksidacija kalcija Ca Ca e ) oksidacijsko število; naboj, ki bi ga imel element v spojini, če bi bila ta zgrajena zgolj iz ionov (npr. v vodi H 2 O ima vodik oksidacijsko število +1, kisik pa 2); zapišemo ga nad simbolom elementa oksidant; snov, ki se reducira (npr. v reakciji 2Na + Cl 2 2NaCl je klor Cl 2 oksidant); oksidantu se oksidacijsko število zmanjša oksokislina; kislina, v kateri je vodikov atom vezan na kisikov atom (npr. žveplova(vi) kislina H 2 SO 4 ) oksonijev ion; ion H 3 O + ozon; oblika kisika s troatomnimi molekulami O 3 ; moder plin značilnega vonja, ki ga zaznamo že v zelo majhni koncentraciji; v višjih plasteh ozračja nastaja iz običajnega dvoatomnega kisika pod vplivom ultravijoličnih žarkov; uporabljamo ga za razkuževanje zraka in pitne vode, za predelavo industrijskih odplak, kot belilo ter v kemijski industriji; lahko ga pripravimo tudi v laboratoriju v t. i. ozonizatorju ozonska luknja; pojav zmanjšane koncentracije ozona (opažen najprej nad južnim polom); poglavitni vzrok so nekatere klorove in bromove spojine, ki se v višjih plasteh atmosfere pod vplivom UV žarkov razgrajujejo in pospešujejo razpad ozona P pasivacija; nastanek zaščitne plasti na površini trdne snovi, zaradi katere je snov manj reaktivna; (npr. aluminij se na zraku prevleče s tanko zaščitno plastjo aluminijevega oksida Al 2 O 3, ki ščiti aluminij pred nadaljnjo korozijo) perioda; vodoravna vrsta kemijskih elementov v periodnem sistemu; znani elementi so razporejeni v sedem period periodni sistem elementov; razporeditev kemijskih elementov glede na njihova vrstna števila; navpične stolpce v periodnem sistemu imenujemo skupine, vodoravne vrste pa periode; elementi iste skupine imajo enako zapolnjeno zadnjo lupino, zaradi česar imajo tudi podobne določene kemijske lastnosti; po starem oštevilčenju je v periodnem sistemu 8 skupin, po novem pa 18, pri čemer so v prvi skupini alkalijske kovine in vodik, v 18. skupini pa žlahtni plini; v levem delu periodnega sistema so kovine (izjema je vodik, ki je nekovina) peroksidi; 1. v anorganski kemiji spojine, ki vsebujejo ion O 2 2 oz. dva povezana kisikova atoma z oksidacijskim številom 1 (npr. vodikov peroksid H 2 O 2, barijev peroksid BaO 2 ); 2. v organski kemiji spojine, ki vsebujejo dva kisikova atoma povezana z enojno vezjo R O O R ph; merilo za izražanje kislosti oz. bazičnosti snovi; negativni desetiški logaritem koncentracije oksonijevih ionov ph = log[h 3 O + ] plastično žveplo; oblika žvepla, ki ga dobimo, če staljeno žveplo vlijemo v mrzlo vodo poh; merilo za izražanje kislosti oz. bazičnosti snovi; negativni desetiški logaritem koncentracije hidroksidnih ionov poh = log[oh ] polarna molekula; molekula, ki ima negativni in pozitivni pol (npr. voda ima polarne molekule) polčlen; elektroda, ki je v stiku z raztopino ionov; preprost polčlen je sestavljen iz kovinske ploščice potopljene v raztopino kovinskih ionov; če dva polčlena povežemo z elektrolitskim ključem, dobimo galvanski člen polimorfija; pojav, ko se spojina nahaja v različnih oblikah (npr. silicijev dioksid SiO 2 ) poliprotonska kislina; glej večprotonska kislina polkovine; elementi, ki imajo deloma kovinske in deloma nekovinske lastnosti; med polkovine uvrščamo bor, silicij, germanij, arzen, antimon, selen, telur in astat; polkovine so električni polprevodniki: električni tok prevajajo slabše kot kovine polprevodnik; trdna snov, ki prevaja električni tok slabše kot kovine, a bolje kot izolatorji; najbolj pomemben polprevodnik je silicij praženje sulfidnih rud; segrevanje sulfidnih rud ob prisotnosti zraka; pri praženju iz kovinskih sulfidov nastanejo kovinski oksidi in žveplov dioksid (npr. praženje cinkovega sulfida: 2ZnS + 3O 2 2ZnO + 2SO 2 ) prehodno (aktivacijsko) stanje; stanje z največjo energijo pri pretvorbi reaktantov v produkte; v prehodnem stanju iz reaktantov nastane aktivacijski kompleks primarna baterija; baterija, ki je po izrabi reaktantov ne moremo napolniti z električnim tokom (npr. t. i. alkalna baterija, cink-ogljikova baterija) produkt; snov, ki nastane pri kemijski reakciji (npr. pri reakciji med reaktantoma vodikom in kisikom nastane produkt voda: 2H 2 + O 2 2H 2 O); produkte zapisujemo na desni strani kemijske enačbe protolitska reakcija (protoliza); reakcija, pri kateri kislina odda proton bazi protoliza; glej protolitska reakcija proton; pozitivno nabit delec v jedru atoma; njegova masa je 1, kg; proton ima enako velik, a nasproten naboj od elektrona; vodikov ion 1 H + prvina; glej kemijski element PVC; kratica za umetno narejen polimer poli(vinil klorid) [CH 2 =CHCl] ; uporablja se za izolacijo žic, izdelavo različnih cevi idr. 141

73 7 7 KEMIJSKI SLOVAR KEMIJSKI SLOVAR R R; glej splošna plinska konstanta ravnotežje; glej dinamično ravnotežje, glej kemijsko ravnotežje ravnotežna konstanta; glej konstanta ravnotežja ravnotežna reakcija; reakcija, v katerih se le del reaktantov pretvori v produkte, nakar se med reaktanti in produkti vzpostavi dinamično ravnotežje razkroj; kemijska reakcija, pri kateri spojina razpade na več preprostejših snovi (npr. pri razkroju kalcijevega karbonata nastaneta kalcijev oksid in ogljikov dioksid: CaCO 3 CaO + CO 2 ) raztopina; homogena zmes topila in topljenca reakcija; glej kemijska reakcija reakcijska entalpija; glej standardna reakcijska entalpija reaktant; snov, ki reagira v kemijski reakciji (npr. pri reakciji med reaktantoma vodikom in kisikom nastane produkt voda: 2H 2 + O 2 2H 2 O); reaktante zapisujemo na levi strani kemijske enačbe; iz reaktantov pri kemijski reakciji nastanejo produkti redoks reakcija; reakcija, pri kateri pride do prenosa elektronov, zaradi česar se enemu ali več elementom spremenijo oksidacijska števila; pri redoks reakciji potekata sočasno redukcija in oksidacija redoks (elektrokemijska napetostna) vrsta; zaporedje redoks parov glede na njihov standardni elektrodni potencial; zapisujemo jo glede na naraščajoče vrednosti standardnih elektrodnih potencialov od leve proti desni ali od zgoraj navzdol reducent; snov, ki se oksidira (npr. v reakciji 2Na + Cl 2 2NaCl je natrij Na reducent); reducentu se oksidacijsko število poveča redukcija; sprejemanje elektronov; pri redukciji se oksidacijsko število elementa zmanjša (npr. redukcija železovega(ii) iona Fe e Fe) reverzibilna reakcija; glej obojesmerna reakcija rja; produkt rjavenja železa ali jekla; hidratiziran železov oksid; rjav prah Fe 2 O 3 xh 2 O rjavenje; reakcija površine (korozija) železa ali jekla, pri čemer nastane rja Fe 2 O 3 xh 2 O; rjavenje poteka le v prisotnosti vode (vlage) in kisika (npr. kisik iz zraka) S sekundarna baterija; baterija, ki jo po izrabi reaktantov lahko napolnimo z električnim tokom (npr. svinčev akumulator, Ni-Cd akumulator, NiMH akumulator) sežigna entalpija; glej standardna sežigna entalpija silikagel; silicijev dioksid SiO 2 ; uporabljamo ga kot sušilno sredstvo pri pakiranju izdelkov, ki so občutljivi na vlago silikati; raznovrstni silicijevi minerali; osnovna strukturna enota silikatov je SiO 4 4 ion silikoni; umetne polimerne silicijeve spojine, v katerih so silicijevimi atomi povezani preko kisikovih atomov, na silicijeve atome pa so vezane tudi organske substituentne skupine; kemijsko obstojne spojine z raznovrstno uporabo (gradbeništvo, medicina idr.) simbol; glej kemijski simbol sinteza (spajanje); kemijska reakcija, pri kateri nastane spojina iz bolj preprostih snovi (npr. vodikov klorid nastane pri sintezi iz vodika in klora: H 2 + Cl 2 2HCl) skupina; navpični stolpec kemijskih elementov v periodnem sistemu; znani elementi so razporejeni v osemnajst (nova razporeditev) oz. v osem skupin (stara razporeditev); elementi v isti skupini imajo podobne nekatere kemijske lastnosti slabo disociirana snov; snov, ki je skoraj povsem v molekularni obliki, torej ne disociira na ione (npr. voda, šibke kisline, šibke baze) slabo topna snov; snov, ki se slabo raztaplja v določenem topilu (običajno vodi) snov; vse, kar ima maso in zavzema prostor soda; starejše ime za natrijev karbonat Na 2 CO 3 soda bikarbona; glej natrijev hidrogenkarbonat sol; 1. snov, ki nastane pri reakciji med kislino in bazo (npr. kalijev klorid KCl je sol, ki nastane pri nevtralizaciji iz klorovodikove kisline in kalijevega hidroksida: HCl + KOH KCl + H 2 O); 2. vsakdanje ime za kuhinjsko sol natrijev klorid NaCl; 3. splošno ime za ionsko snov solna kislina; glej klorovodikova kislina solni most; glej elektrolitski ključ solvatacija; proces, pri katerem molekule topila obdajo delce topljenca v raztopinah; med delci topljenca in molekulami topila delujejo privlačne sile solvatizirane molekule; molekule topljenca, obdane z molekulami topila solvatizirani ioni; ioni topljenca, obdani z molekulami topila spajanje; glej sinteza splošna plinska konstanta; konstanta v splošni plinski enačbi; R = 8,31 kpa L mol 1 K 1 spojina; čista snov, sestavljena iz dveh ali več elementov; v spojini so delci povezani s kemijsko (ionsko ali kovalentno) vezjo; nastane iz elementov ali iz drugih spojin pri kemijski reakciji; lahko jo ločimo na posamezne elemente s kemijskimi reakcijami, ne pa s fizikalnimi postopki sprememba entalpije; količina toplote, ki se sprosti ali porabi pri določenem procesu, ki se odvija pri stalnem tlaku; označujemo jo z oznako H; običajno navajamo standardne entalpije H entalpije pri tlaku 100 kpa standardna raztopina; raztopina z natančno poznano koncentracijo standardna reakcijska entalpija ( H r ); količina toplote, ki se sprosti ali porabi pri kemijski reakciji pri tlaku 100 kpa standardna sežigna entalpija ( H s ); količina toplote, ki se sprosti pri popolnem sežigu 1 mol snovi (elementa ali spojine) pri tlaku 100 kpa standardna tvorbena entalpija ( H tv ); količina toplote, ki se sprosti ali porabi pri nastanku 1 mol spojine iz elementov v njihovih standardnih stanjih pri tlaku 100 kpa standardna vezna entalpija ( H v ); količina energije, ki je potrebna za prekinitev 1 mol vezi v plinasti snovi standardna vodikova elektroda; glej standardni vodikov polčlen standardni elektrodni potencial E ; potencial (napetost) elektrokemijske celice (polčlena), ugotovljen pri povezavi s standardno vodikovo elektrodo standardni pogoji; tlak 100 kpa, množinska koncentracija topljenca 1 mol L 1 ; standardne vrednosti različnih veličin običajno navajamo pri temperaturi 25 C standardni vodikov polčlen (standardna vodikova elektroda); polčlen s standarnim elektrodnim potencialom 0 V; sestavljen je iz platinaste ploščice, ki jo oblika vodik pri tlaku 100 kpa in je potopljena v raztopino s koncentracijo oksonijevih ionov natančno 1 mol L 1 ; uporabljamo ga za določanje elektrodnih potencialov drugih polčlenov stehiometrični koeficienti; številke, s katerimi uredimo kemijsko enačbo (npr. v enačbi 2H 2 + 1O 2 2H 2 O so stehiometrični koeficienti številke 2, 1 in 2 pred formulami vodika H 2, kisika O 2 in vode H 2 O); predstavljajo množinsko razmerje med delci reaktantov in produktov stehiometrično razmerje; razmerje med reaktanti pri kemijski reakciji, ko noben reaktant ni v presežku steklo; nekristalinična (amorfna) trdna snov, v kateri so delci (atomi) razporejeni neenakomerno; nima natančnega tališča, temveč se mehča v določenem temperaturnem obsegu; običajno okensko steklo dobimo s segrevanjem zmesi kalcijevega oksida CaO, natrijevega karbonata Na 2 CO 3 in silicijevega dioksida SiO 2 sublimacija; neposreden prehod iz trdnega v plinasto agregatno stanje (npr. pri segrevanju se jod ne stali, temveč preide iz trdnega v plinasto agregatno stanje sublimira) suhi led; trden ogljikov dioksid CO 2 ; uporablja se za hlajenje; pri sobnih pogojih se ne stali, temveč sublimira sulfat; sol žveplove kisline (npr. natrijev sulfat(vi) Na 2 SO 4 je sol žveplove(vi) kisline H 2 SO 4 ) sulfid; binarna žveplova spojina (npr. natrijev sulfid Na 2 S) superoksidi; anorganske spojine, ki vsebujejo ion O 2 oz. dva povezana kisikova atoma z oksidacijskim številom ½ (npr. kalijev superoksid KO 2 ) T talina; staljena snov; dobimo jo, če trdno snov segrejemo do temperature tališča ali nad njo tališče; temperatura, pri kateri snov preide iz trdnega v tekoče agregatno stanje (npr. tališče ledu je 0 C) tekočinski most; glej elektrolitski ključ termični razkroj; razkroj snovi s segrevanjem (npr. kalcijev karbonat pri segrevanju na 1000 C razpade na kalcijev oksid in ogljikov dioksid: CaCO 3 CaO + CO 2 ) termokemija; veda, ki proučuje toplotne spremembe pri kemijskih reakcijah termokemijska enačba; urejena enačba kemijske reakcije z navedenimi agregatnimi stanji in reakcijsko entalpijo (npr. 2H 2 (g) + O 2 (g) 2H 2 O(l) H r = 572 kj) titracija; postopek, pri katerem raztopini vzorca postopoma dodajamo merljivo količino (prostornino) reagenta, ki ga odmerimo z bireto do popolnega poteka reakcije (ekvivalentne točke) titrant; reagent v bireti, ki ga dodajamo vzorcu topilo; snov, ki raztaplja topljenec, pri čemer nastane raztopina; kot topilo pogosto uporabljamo vodo (npr. kuhinjsko sol topljenec raztopimo v vodi topilu) topla greda (globalno segrevanje Zemlje); pojav povečanja temperature na Zemlji, ki je predvsem posledica intenzivne uporabe fosilnih goriv in krčenja gozdov, zaradi česar se v ozračju povečuje koncentracija ogljikovega dioksida; ogljikov dioksid in drugi toplogredni plini prepuščajo sončno svetlobo, ki segreva zemeljsko površje, a zadržujejo toplotno energijo Zemlje; posledice tega pojava so spremenjene vremenske razmere in s tem vpliv na poljedelstvo, taljenje polarnega ledu in ledenikov, dvig morske gladine topljenec; snov, ki jo raztopimo v topilu, pri čemer nastane raztopina (npr. sladkor topljenec raztopimo v vodi topilu) toplogredni plini; plinaste snovi v ozračju (predvsem ogljikov dioksid CO 2 in metan CH 4 ), ki povzročajo pojav globalnega segrevanja Zemlje (pojav tople grede)

74 7 KEMIJSKI SLOVAR 7 topnost; največja količina določene snovi (topljenca), ki jo lahko raztopimo v neki količini določenega topila pri določeni temperaturi; odvisna je od narave topljenca in topila ter od temperature (pri plinih pa tudi od tlaka); pri večini trdnih snovi je pri višji temperaturi topnost večja; običajno jo podajamo kot maso topljenca v 100 g topila pri določeni temperaturi (npr. pri 20 C je topnost kuhinjske soli natrijevega klorida 36,0 g NaCl na 100 g vode) trda voda; voda, v kateri so raztopljene večje količine mineralnih snovi (običajno predvsem kalcijevi, magnezijevi in hidrogenkarbonatni ioni) tvorbena entalpija; glej standardna tvorbena entalpija V večprotonska (poliprotonska) kislina; kislina, ki lahko odda dva ali več protonov (npr. H 2 SO 4, H 3 PO 4 ) vez; glej kemijska vez vezna entalpija; glej standardna vezna entalpija voda; tekočina brez barve, vonja in okusa H 2 O; vodo v trdnem agregatnem stanju imenujemo led, v plinastem agregatnem stanju pa vodna para; led ima manjšo gostoto od tekoče vode, zato plava na njej; najpomembnejše topilo v anorganski kemiji; najbolj razširjena spojina na Zemlji vodikov halogenid; binarna spojina vodika in halogena (npr. vodikov klorid HCl) vodikov peroksid; bledo modra oljnata tekočina H 2 O 2 ; tališče 0,4 C, vrelišče 152 C; dobro se meša z vodo, na svetlobi ali v stiku z mnogimi snovmi razpade na vodo in kisik: 2H 2 O 2 2H 2 O + O 2 ; uporabljamo jo za beljenje, dezinfekcijo in kot sestavino raketnih goriv vodikov polčlen; glej standardni vodikov polčlen vodikova elektroda; glej standardni vodikov polčlen vodikova vez; privlak med elektropozitivnim vodikovim atomom, vezanim na atom zelo elektronegativnega elementa (fluor, kisik ali dušik), in neveznim elektronskim parom atoma zelo elektronegativnega elementa; tvorijo jo vodikov fluorid HF, voda H 2 O, amonijak NH 3, vodikov peroksid H 2 O 2, alkoholi (npr. metanol CH 3 OH), karboksilne kisline (npr. ocetna kislina CH 3 COOH), beljakovine, DNK... vrelišče; temperatura, pri kateri snov zavre (npr. vrelišče vode je 100 C); odvisno je od tlaka nad tekočino Z zemeljskoalkalijske kovine; kovine druge skupine periodnega sistema; v splošnem so reaktivne, a manj kot alkalijske kovine; njihova reaktivnost se veča po skupini navzdol; tvorijo ione z nabojem 2+ zeoliti; naravni ali umetni alumosilikati s tridimenzionalno strukturo znotraj katere so različno veliki kanali; uporabljamo jih kot ionske izmenjevalce, kot dodatek pralnim praškom za mehčanje vode, za ločevanje zmesi, kot katalizatorje idr.; pogosto jih imenujemo molekularna sita zlatotopka; zmes koncentrirane klorovodikove kisline HCl in koncentrirane dušikove(v) kisline HNO 3 v razmerju 3 : 1; raztaplja tudi zlato in platino zlitina; zmes dveh ali več kovin, redkeje nekovin (pogosteje ogljik, silicij); zlitine imajo običajno boljše lastnosti od čistih kovin; najbolj znane zlitine so bron, medenina, jeklo, amalgam idr. zrak; zmes plinov, ki obkroža Zemljo; suh zrak ima na nadmorski višini 0 m sestavo 78,079 % dušika N 2, 20,946 % kisika O 2, 0,934 % argona Ar, 0,038 % ogljikovega dioksida CO 2 ter manjše deleže ostalih snovi; v zraku se nahajajo tudi spremenljive količine vodne pare, prašnih delcev ter različnih snovi, ki so posledica človekovega delovanja Ž žgano apno; glej kalcijev oksid živo apno; glej kalcijev oksid žlahtni plini; elementi osme skupine periodnega sistema (18. skupina po novem označevanju); pri sobnih pogojih so vsi plini brez barve in vonja; so najmanj reaktivni elementi; spojine helija in neona niso znane, največ je znanih ksenonovih spojin (npr. XeF 2, XeF 4, XeF 6, XeO 3, XeO 4 ); v zraku je 0,934 % argona, ostalih žlahtnih plinov je bistveno manj; pridobivamo jih s frakcionirano destilacijo utekočinjenega zraka, helij pa predvsem iz zemeljskega plina, kjer ga je lahko tudi do 7 % žveplova(vi) kislina; brezbarvna higroskopna jedka oljnata tekočina H 2 SO 4 ; močna kislina in močan oksidant; industrijsko najpomembnejša kislina; njene soli so sulfati(vi) (npr. natrijev sulfat(vi) Na 2 SO 4 ) 144