Od nemetala do kiselina

Od nemetala do kiselina

Iz dosadašnjih predavanja smo videli da je glavna hemijska karakteristika (osobina)  nemetala ta da grade kiseline.

Oksidacijom nemetala nastaje oksid (kiseli oksid ili anhidrid kiseline) koji reakcijom sa vodom gradi kiselinu. Prema hemijskom sastavu, sve kiseline se mogu podeliti na kiseonične (na primer H₂SO₄, sumporna kiselina, HNO₃, azotna kiselina…) i bezkiseonične (na primer HCl, hlorovodonična kiselina, H₂S, sumporvodonična kiselina….). Možemo uočiti da se molekul svake kiseline obavezno sastoji od odgovarajućeg broja atoma vodonika, atoma nemetala i u zavisnosti od činjenice da li je kiselina kiseonična ili bezkiseonična, od odgovarajućeg broja atoma kiseonika.

Naziv kiseline	Formula kiseline	Anhidrid
Hlorovodonična (hloridna)	HCl	/
Azotna (nitratna)	HNO3	N2O5
Azotasta (nitritna)	HNO2	N2O3
Sumporna (sulfatna)	H2SO4	SO3
Sumporasta (sulfitna)	H2SO3	SO2
Sumporvodonična (vodoniksulfidna)	H2S	/
Ugljena (karbonatna)	H2CO3	CO2

 *ukoliko nemetal gradi više kiselina, ona koja ima manji broj atoma kiseonika u molekulu se završava sufiksom -asta

Zajedničko svojstvo svih kiselina je da menjaju boju plave lakmus hartije u crvenu u prisustvu kiseline. Supstance koje menjaju boju u zavisnosnosti od kiselosti ili baznosti sredine se nazivaju indikatori. O indikatorima ćemo detaljnije govoriti u narednim poglavljima.

Slika 1. Dokazivanje kiseline pomoću plave lakmus hartije

Kako je danas poznat jako veliki broj različitih kiselina, one mogu biti tečne, a neke su čvrstog agregatnog stanja. 

Slika 2. Azotna kiselina

Slika 3. Hlorovodonična kiselina

Slika 4. Sumporna kiselina

Računski zadaci za vežbanje VIII razred (nemetali)

Računski zadaci za vežbanje

Hemija VIII razred

1.      Koliko se atoma kiseonika nalazi u 200 mg ozona?

2.      Koju zapreminu (pri n.u.) zauzima 166 g ugljenik (IV) – oksida?

3.      Koliko se molekula kiseonika nalazi u 670 cm³ ovog gasa pri n.u.?

4.      Koliko dm³ vodonika nastaje reakcijom 10 g cinka sa razblaženom hlorovodoničnom kiselinom?

5.      Koliko g vodonika nastaje elektrolizom 24 •10²³ molekula vode?

6.      Koliko molova kiseonika nastaje razlaganjem 5 g kalijum – permanganata?

7.      Izračunati procentni sastav (udeo) vodonika u

a)      Amonijaku

b)      Metanu

c)      Sumpornoj kiselini

8.      Koliko će atoma azota reagovati sa vodonikom kako bi se dobilo 0,34 g amonijaka?

9.      Koliko dm³ kiseonika nastaje razlaganjem 100 g 3% rastvora vodonik – peroksida?

10.  Koliko mg sumpor – dioksida nastaje u reakciji 0,32 g sumpora sa kiseonikom?

11.  Koliko se atoma sumpora nalazi u 2,56 g sumpora na sobnoj temperaturi?

12.  Koliko g azot (V) – oksida je potrebno za dobijanje 0,5 mol azotne kiseline?

13.  Koji oksid ugljenika je dobijen ako se u reakciji sagorevanja 0,6 g ugljenika utroši 1,6 g kiseonika?

14.  Koliko g kiseonika je potrebno za oksidaciju 2,5 mol ugljen – monoksida?

15.  Brom se u prirodi nalazi u obliku svoja dva stabilna izotopa. Njhove mase su 78,92 i 80,92, a rasprostranjenost u prirodi je 50,69%, odnosno 49,31%. Kolika je relativna atomska masa broma?

16.  Izračunati masu i zapreminu 0,2 mol azota pri normalnim uslovima.

17.  Koliko se atoma kiseonika nalazi u 4 g azot (III) – oksida?

18.  Izračunati masu jednog molekula azota.

19.  Koliko se atoma vodonika nalazi u 4 g C₃H₈?

20.  Izračunati masu 1 000 cm³ kiseonika pri normalnim uslovima.

21.  Pri sagorevanju 2 g smeše koja sadrži ugljenik i sumpor nastalo je 6 g smeše gasova CO_{2 i} SO₂. Izračunati mase ugljenika i sumpora u polaznoj smeši.

22.  Izračunati masu vode koju treba ispariti iz 250 g 10% rastvora neke supstance da bi se dobio 60% rastvor?

23.  Izračunati maseni udeo rastvora sumporne kiseline koji se dobija kada se u 150 g 15% rastvora doda još 5 g ove kiseline.

24.  Koliko molekula kiseonika nastaje razlaganjem 0,5 mol živa (II) – okisda?

25.  Koliko g kiseonika je potrebno za sagorevanje 15 g sumpora ako je zapreminski udeo kiseonika u vazduhu 21%?

26.  Sa koliko g vode treba razblažiti 30% rastvor vodonik – peroksida da bi se dobilo 800 g 12% rastvora?

27.  Izračunati maseni udeo sumpora u vodonik – sulfidu.

28.  Koliko g kalcijum – hidrida nastaje u reakciji 0,1 dm³ vodonika sa kalcijumom?

29.  Koliko g sumporaste kiseline nastaje u reakciji 2,55 g sumpor – dioksida i vode?

30.  Koliko cm³ ugljen- dioksida nastaje u reakciji kalcijum – karbonata i 200 g 15 % rastvora hlorovodonične kiseline?

Poštovani učenici, ako postoji problem oko rešavanja zadataka možete me kontaktirati na blogu.

                                                                                                    Dragan Stojanović, dipl. hemičar

Ugljenik

Ugljenik

Ugljenik je hemijski element koji je poznat od davnina, još iz perioda praistorije. Naziv carboneum potiče od latinske reči i označava ugalj.

Ugljenik (C) je nemetal i nalazi se u IVa (14.) grupi i 2. periodi u Periodnom sistemu elemenata.  Podsetimo se određivanja broja elementarnih čestica u atomu ugljenika:

A=12 (maseni broj)

Z=6 (redni ili atomski broj)

N(p⁺) = N(e^-) = Z = 6

N(n⁰) = A – N(p⁺) = 12-6 = 6

Slika 1. Atom ugljenika (šematski prikaz)

  

Atom ugljenika ima četiri valentna elektrona i teži da postigne stabilnu konfiguraciju njemu najbližeg plemenitog (inertnog) gasa, a to je neon. Zbog toga atomi ugljenika formiraju zajedničke elektronske parove i grade molekule sa velikim brojem atoma. Atomi ugljenika u molekulu ugljenika mogu imati različit prostorni raspored, to jest, ugljenik se pojavljuje u vidu tri alotropske modifikacije: grafit, dijamant i fuleren (fudbalen). Fuleren je otkriven 1996. godine i sadrži 60 atoma ugljenika. Struktura mu je mnogougaona, sadrži 12 petougaonika i 20 šestougaonika. Podseća na fudbalsku loptu, otuda mu i drugi naziv fudbalen. 

Slika 2. Alotropske modifikacije ugljenika

Slika 3. Model fulerena C60

Nalaženje u prirodi i dobijanje ugljenika

Ugljenik se u Zemljinoj kori (15. po redu) može pronaći u elementranom obliku, ali ulazi i u sastva različitih vrsta ugljeva (lignit, kameni ugalj, mrki ugalj...) i stena. Kako je ugljenik biogeni element ima ga u svim živim bićima. Ugljenik je drugi po zastupljenosti u humanom organizmu, posle kiseonika. 

Slika 4. Ciklus ugljenika u prirodi

Fizičke osobine (svojstva) ugljenika

Grafit je alotropska modifikacija ugljenika, tamnosive boje, mekan i dobar provodnik toplote i elektriciteta. Za razliku od grafita, dijamant je bezbojan, velike tvrdoće i ne provodi elektricitet.

Slika 5. Dijamant

Slika 6. Grafit 

Hemijske osobine (svojstva) ugljenika

Ugljenik reaguje sa kiseonikom i može da nagradi dva oksida u zavisnosti od količine kiseonika koja je upotrebljena za sagorevanje. Nepotpunim sagorevanjem ugljenika nastaje ugljenik (II) – oksid ili ugljen – monoksid.

2C + O₂ → 2CO

To je gas, bez boje, mirisa i ukusa, lakši od vazduha i veoma otrovan (smatra se krvnim otrovom jer se vezuje za Fe iz hemoglobina). U vodi je praktično nerastvoran. Ima ga u izduvnim gasovima automobila, u dimu cigareta, kao i u dimu koji proizvode fabrike pri korišćenju fosilnih goriva.

Potpunim sagorevanjem ugljenika nastaje drugi oksid, a to je ugljenik (IV) – oksid ili ugljen – dioksid. Ugljenik (IV) –oksid je glavni reaktant u procesu fotosinteze, a nastaje procesom disanja, kao i sagorevanjem fosilnih goriva.

C + O₂ → CO₂

2CO + O₂ → 2CO₂

Povećana potrošnja fosilnih goriva i krčenje šuma dovode do povećanja koncentracije ugljen – dioksida u atmosferi. Na taj način u atmosferi se praktično formira sloj molekula ovog gasa koji upijaju toplotno zračenje, čime nastaje efekat staklene bašte. O ovom fenomenu će te učiti na časovima biologije.

Slika 7. Efekat staklene bašte

U laboratoriji se može dobiti reakcijom kalcijum – karbonata i razblažene hlorovodonične kiseline,  a prisustvo ovog gasa se može dokazati zamućivanjem krečne vode:

CaCO₃ + 2HCl → CaCl₂ + CO₂ + H₂O

Ca(OH)₂ + CO₂ → CaCO₃ + H₂O

Pri normalnim uslovima, ugljen – dioksid je gas, bez boje, mirisa i ukusa, teži od vazduha i nije toksičan. U  vodi se dobro ratvara i reaguje sa njom gardeći nestabilnu i slabu ugljenu (karbonatnu) kiselinu.

CO₂ + H₂O↔H₂CO₃

Slika 8. CO2

a)      Ostala jedinjenja ugljenika

Karbidi su jedinjenja ugljenika sa metalima ili sa silicijumom. Najpoznatiji je kalcijum – karbid, formule CaC₂.(Više o karbidima na časovima dodatne nastave)

Cijanidi su jedinjenja koja se mogu smatrati solima slabe cijanovodonične ili cijanidne kiseline, HCN. (Više o cijanidima na časovima dodatne nastave)

Primena ugljenika

Grafit se koristi za izradu elektroda, grafitnih olovaka i posuda za topljenje metala.

Dijamant se osim kao ukras korisiti za sečenje i brušenje stakla, u stomatologiji....

Ugljen – dioksid se primenjuje u aparatima za gašenje požara, za pravljenje gaziranih napitaka, za konzerviranje hrane, kao i za stvaranje veštačke magle.

Dobijanje kiseonika (slika)

Sa časa hemije, dobijanje kiseonika razlaganjem kalijum-peremanganata

Azot

Azot

Azot je otkriven još davne 1772. godine zahvaljujući škotskom hemičaru i lekaru D. Raderfordu. Naziv Nytrogenium potiče od grčkih reči i u prevodu znači „graditelj šalitre”.

Slika 1. Daniel Rutherford

Azot (N) je nemetal i nalazi se u Va (15.) grupi i 2. periodi u Periodnom sistemu elemenata.  Podsetimo se određivanja broja elementarnih čestica u atomu azota:

A=14 (maseni broj)

Z=7 (redni ili atomski broj)

N(p⁺) = N(e^-) = Z = 14

N(n⁰) = A – N(p⁺) = 14-7 = 7

   

Slika 2. Atom azota (šematski prikaz)

Molekul azota je sastavljen od dva atoma (N₂). U poslednjem, valentnom nivou, azot ima pet elektrona. Elektronski oktet i stabilnost neona se postiže građenjem tri zajednička elektronska para, odnosno formiranjem trostruke nepolarne kovalentne veze između dva atoma.

Nalaženje u prirodi i dobijanje azota

Azot je najzastupljeniji hemijski element u vazduhu (oko 78 zapreminskih procenata). Takođe, u prirodi se može pronaći i u obliku različitih hemijskih jedinjenja. Najrasprostranjenije jedinjenje ovog nemetala u Zemljinoj kori je čilska šalitra. Kako je azot biogeni element, ulazi u sastav jedinjenja živih bića poput aminokiselina i proteina. Pri razlaganju biljnih i životinjskih organizama nastaju neorganska jedinjenja azota.

U hemijskim laboratorijama se može dobiti zagrevanjem smeše natrijum – nitrita i amonijum – hlorida.

NaNO₂ + NH₄Cl →NaCl + N₂ + 2H₂O

Za potrebe industrije azot se, kao i kiseonik, može dobiti frakcionom destilacijom tečnog vazduha.

Fizičke osobine (svojstva) azota

Slika 3. Azot

Na sobnoj temperaturi i pri normalnom pritisku, azot je gas, bez boje, mirisa i ukusa. Slabo je rastvaran u vodi, što je direktna posledica postojanja nepolarne kovalentne veze u molekulu N₂. Prelazi u tečno agregatno stanje (tečni azot) na -195 ⁰C i nešto je lakši od vazduha.

Slika 4. Tečni azot

Hemijske osobine (svojstva) azota

Azot (ne gori i ne podržava gorenje) je hemijski inertan (stabilan) gas, jer je trostruka veza u molekulu N₂ izuzetno jaka, a za njeno raskidanje treba utrošiti jako veliku količinu energije. Izuzev sa litijumom, na sobnoj temperaturi ne reaguje sa drugim supstancama.

a)      Oksidi azota

U sedmom razredu smo naučili da azot može imati valence od I do V. U skladu sa tim, azot gradi i pet različitih oksida.

N₂O – azot (I) - oksid, azot – suboksid, neutralni oksid

NO – azot (II) - oksid, azot – monoksid, neutralni oksid

N₂O₃ – azot (III) - oksid, azot – trioksid, kiseli oksid

NO₂ – azot (IV) - oksid, azot – dioksid, kiseli oksid

N₂O₅ – azot (V) - oksid, azot – pentoksid, kiseli oksid

Azot (I) – oksid je bezbojan gas, slatkastog ukusa. Udisanje manjih količina ovog gasa dovodi do smejanja, te se ovaj gas i naziva „gas smejavac”. Nekada se u stomatologiji koristio kao anestetik.

Azot (II) –oksid je bezbojan i otrovan gas. Veoma malo se rastvara u vodi. U dodoru sa vazduhom lako se oksiduje u  azot (IV) –oksid.

Azot (III) – oksid je postojan samo na nižim temeperaturama. Na -103 ⁰C kristališe u obliku plavičastih kristala.

Slika 5. Azot (III) -oksid

Azot (IV) – oksid je gas, crvenomrke boje,  karakterističnog mirisa, ektremno toksičan. Smatra se zagađivačem životne sredine (izaziva kisele kiše).

Slika 6. Azot (IV) -oksid

Azot (V) – oksid je čvrsta kristalna supstanca koja je jekao nestabilna. Dobro se rastvara u vodi.

b)      Kiseline azota

Kada smo govorili o nemetalima, napomenuli smo da je njihova glavna karakteristika ta da grade kiseline. Rastvaranjem pojedinih oksida nemetala u vodi nastaju kiseline, te se ti oksidi i definišu kao kiseli oksidi, odnosno kao anhidridi kiselina. Azot gradi tri kisela oksida.

Rastvaranjem azot (III) – oksida u vodi, nastaje azotasta ili nitritna kiselina koja je vrlo nepostojana i slaba.

N₂O₃ + H₂O → 2HNO₂

Druga kiselina koju gradi azot je azotna ili nitratna kiselina. Može se dobiti rastvaranjem azot (V) –oksida u vodi. To je bezbojna ili mrka tečnost, karakterističnog oštrog mirisa. Na svetlosti se razlaže na NO₂ koji se rastvara u višku kiseline od čega može poteći njena mrka boja.  U kontaktu sa kožom izaziva opekotine žute boje. Svrstava se u klasu veoma jakih neorhanskih kiselina.

N₂O₅ + H₂O → 2HNO₃

Slika 7. Azotna kiselina

Slika 8. Azotna kiselina rastvara mnoge metale

   

C)     Ostala jedinjenja azota

Amonijak je gas bez boje, oštrog i neprijatnog mirisa, dobro je rastvoran u vodi i lakši je od vazduha. Izuzetno je otrovan. U industriji se može dobiti Haber – Bošovim procesom, odnosno direktom sintezom azota i vodonika, na povišenoj temperaturi, pritisku i uz prisustvo katalizatora (supstance koje ubrzavaju hemijske reakcije).

N₂ + 3H₂ ↔ 2NH₃

U hemijskoj laboratoriji se može dobiti reakcijom amonijum – hlorida i kalcijum – hidroksida ili kalcijum – oksida.

2NH₄Cl + Ca(OH)₂ → CaCl₂ + 2NH₃ + 2H₂O

Slika 9. Hemijska fontana (rastvaranje amonijaka u vodi)

Primena azota

Azot u tečnom agregatnom stanju se koristi za konzerviranje namirnica, ali i u medicini.

Azotna kiselina je važna sirovina u proizvodnji veštačkih đubriva, boja, eksploziva i za prečišćavanje metala.

Amonijak se koristi za dobijanje azotne kiseline, veštačkih đubriva, plastike, eksploziva i sredstava za čišćenje.

Slika 10. Azotna jedinjenja se koriste i kao veštačka đubriva