Čika Korleoneova radionica

Kolokvijumi

Neorganska hemija 2 - Uvodni kolokvijum


Pitanja i odgovori za pripremu uvodnog kolokvijuma iz Neorganske hemije 2



1.             Zakon umnoženih masenih odnosa (Daltonov zakon):
                 Kada dva elementa grade veći broj jedinjenja onda se ista masa jednog jedini sa različitim masama drugog i te mase se odnose kao mali celi brojevi.
2.             Zakon stalnih masenih odnosa (Prustov zakon):
                 Elementi se medjusobno jedine u tačno određenim i stalnim masenim odnosima kada daju isto jedinjenje.
3.             Oktetno pravilo:
                 Elementi periodnog sistema teže da otpuštanjem ili primanjem elektrona (odnosno međusobnim spajanjem) postignu elektronsku strukturu sa 8 valentnih elektrona i time postignu veću stabilnost. Plemeniti gasovi imaju ovakvu strukturu i stoga ih karakteriše izuzetna inertnost u hemijskim reakcijama.
4.             Avogadrov zakon:
                 Jednake zapremine različitih gasova pri istom pritisku i temperaturi sadrže isti broj molekula.
5.             Zakon o održanju mase (Lavoazjeov zakon):
                 Ukupna masa reaktanata je jednaka ukupnoj masi proizvoda reakcije. Pri hemijskim reakcijama ne dolazi do promene u masi.
6.             Kada tečnost ključa?
                 Tečnost ključa kada napon pare tečnosti dostigne vrednost atmosferskog pritiska.
7.             Šta se dešava na temperaturi od 0 kelvina?
                 Na temperaturi od 0 Kelvina (Apsolutna nula) prestaje svako termalno kretanje čestica tj. materija je u stanju apsolutnog mirovanja.
8.             Napišite Kulonov zakon.
                 F=1/(4πε)xq1xq2/r2
                 Intenzitet elektrostatičke sile između dva tačkasta naelektrisanja je direktno proporcionalan proizvodu količina njihovih naelektrisanja, a obrnuto proporcionalan kvadratu rastojanja između ta dva naelektrisanja.
9.             Spektar elektromagnetnog zračenja.
                 Elektromagnetno zračenje je rasprostiranje oscilujućeg električnog i magnetnog polja kroz prostor. Spektar elektromagnetnog zračenja predstavlja niz elektromagnetnog zračenja uredjen prema talasnim dužinama ili frekvencijama.
10.           Kako nastaje elektromagnetno zračenje na atomskom i molekulskom nivou?
                 Kada predamo energiju atomu elektron prelazi na neki od viših energetskih nivoa (pobudjeno stanje) i vraćanjem na početni nivo (osnovno stanje) emituje se višak energije u obliku elektromagnetnog zračenja.
                 Kada energiju predamo molekulu on prelazi na jedan od viših vibracionih ili rotacionih (u zavisnosti od frekvencije dovedene energije) nivoa i povratkom u osnovni nivo emituje elektromagnetno zračenje.
11.           Od čega se sastoji jezgro atoma? Šta je redni, maseni broj? Šta je α-čestica?
                 Jezgro  atoma se sastoji od protona i neutrona. Redni (atomski broj) predstavlja broj protona, odnosno elektrona u omotaču, a maseni broj je jednak zbiru broja protona i broja neutrona. α-čestica jepozitivno naelektrisano  jezgro helijuma.
12.           Šta su izotopi? Napišite sva tri izotopa vodonika
                 Izotopi su atomi sa istim brojem elektrona i protona, a različitim brojem neutrona. Izotopi vodonika su protijum (1H1), deuterijum (2H1) i tricijum (3H1).
13.           Šta su refleksija, difrakcija i interferencija svetlosti?
                 Refleksija svetlosti je odbijanje svetlosnih zraka od neke granične površine.
Difrakcija je skretanje pravca svetlosti pri prolasku kroz puketine veličine bliske veličini njene talasne dužine.
Interferencija svetlosti je pojava slabljenja, pojačavanja ili poništavanja više svetlosnih talasa koji se nadju u istoj tački prostora.
14.           Odnos između talasne dužine i frekvence. Šta one predstavljaju?
                 Talasna dužina je najmanje rastojanje dve tačke talasa koje osciluju u istoj fazi. Frekvencija je broj oscilacija u jedinici vremena. Proizvod frekvencije i talasne dužine jednak je brzini svetlosti.
15.           Objasnite pojavu „Kontrakcija lantanoida“.
                 Kontrakcija lantanoida je smanjenje jonskih radijusa Ln3+ jona sa povećanjem atomskog broja od lantana ka iterbijumu. Jonski radijus bi trebao da se povecava, medjutim zbog veoma slične udaljenosti 4f-orbitala od jezgra dolazi do kontrakcije zapremine usled povećanja pozitivnog naelektrisanja jezgra.
16.           Šta je homolitičko, a šta heterolitičko cepanje veze?
                 Homolitičko raskidanje veze je razdvajanje atoma koji je čine pri čemu svaki odnosi isti broj elektrona i nastaju radikali. Heterolitičko razdvajanje podrazumeva cepanje molekula pri kome elektronegativniji atom odnosi sve elektrone iz veze i nastaju joni.
17.           Šta je mol, Avogadrov broj?
                 Mol je količina supstance koja sadrži isti broj čestica kao u 12g ugljenikovog izotopa 12C. Taj broj atoma iznosi 6,023x1023 i naziva se Avogadrov broj.
18.           Definišite relativnu atomsku masu, relativnu molekulsku masu i molarnu masu.
                 Relativna atomska masa je odnos mase atoma datog elementa i 1/12 mase ugljenikovog izotopa 12C. Relativna molekulska masa je Relativna atomska masa je odnos mase datog molekula i 1/12 mase ugljenikovog izotopa 12C. Molarna masa je odnos mase supstance i njene količine M=m/n.
19.           Kako biste izračunali masu protona (neutrona) u gramima?
                 Uzme se masu od 12 grama ugljenikovog izotopa 13C, podeli Avogadrovim brojem dobije masa jednog atoma ugljenika. Zatim se dobijena masa podeli sa 12 i dobije masa jednog nukleona Mase protona i neutrona) se veoma malo razlikuju, a masa elektrona u odnosu na njih je zanemarljivo mala.
20.           Radioaktivna jezgra. Poluvreme raspada.
                 Radioaktivna jezgra su teža i nestabilna jezgra elemenata koja se spontano raspadaju na lakše elemente emitujući α,β-čestice ili γ-kvanti. Poluvreme raspada je vreme za koje se raspadne polovina radioaktivnih atoma u datoj količini.
21.           Jednačina idealnog gasnog stanja:
                 pV=nRT,  p je pritisak gasa, V zapremina, n količina, R je univerzalna gasna konstanta i T temperatura u kelvinima.
22.           Osobine idealnog gasa.
                 To je gas čiji molekuli zauzimaju zanemarljivo malu sopstvenu zapreminu, izmedju njih ne postoje Van der Valsove sile, a medjusobni sudari su elasticni. Idealan gas se stoga ne moze prevesti u tečno i čvrsto stanje.
23.           Ponašanje gasova u smeši. Daltonov zakon parcijalnih pritisaka.
                 Gas koji se nalazi u smeši gasova koji medjusobno ne reaguju vrši isti pritisak kao da se nalazi sam u sudu. Daltonov zakon kaže da je na konstantnoj temperaturi ukupan pritisak smeše gasova u datoj zapremini jednak zbiru pritisaka koje bi imali svi gasovi pojedinačno kao da sami zauzimaju celokupnu zapreminu.
24.           Uslovi pri kojima se realan gas ponaša kao idealan.
                 Pritisak koji je znatno niži od atmosferskog i temperatura koja je bliska kritičnoj temperaturi.
25.           Ponašanje atomskog poluprečnika po grupi i periodi.
                 Povećanjem atomskog broja u grupi  raste, a povećanjem atomskog broja u periodi opada.
26.          Šta znači izraz kvantirano?
                 Kvantirano znači podeljeno na odredjen broj istih delova.
27.           Borov atomski model.
                 Tri Borova postulata:
                 Elektroni mogu postojati samo u odredjenim osnovnim (stacionarnim stanjima) u kojima niti emituju niti apsorbuju elektromagnetno zračenje.
                 Pri kretanju po kružnoj orbiti elektron može imati samo određene, diskretne vrednosti momenta impulsa.
                 Kada elektron prelazi iz jednog stacionarnog stanja u drugo, on emituje ili apsorbuje kvant energije koji je jednak razlici energija ova dva stanja.
28.           Lajmanova, Balmerova i Pašenova serija tj. kako one ovjašnjavaju Borov atomski model.
                 Lajmanova serija spektralnih linija predstavlja skup linija koje nastaju prelazom elektrona iz nekog višeg nivoa na prvi energetski nivo. Balmerova serija predstavlja prelaze sa višeg na drugi, a Pašenova na treći energetski nivo. Talasna dužina svetlosti koju emituje atom pri prelasku elektrona iz višeg u neki niži energetski nivo može se odrediti pomoću jednačine:
1/λ=R(1/m2-1/n2)
gde je λ talasna dužina, R je Ridbergova konstanta, m glavni kvantni broj energetskog nivoa na koji prelazi elektron, a n glavni kvantni broj nivoa sa koga prelazi. Postojanje ovih serija potvrđuje postulate Borove teorije.
29.           Fotoelektrični efekat.
                 Fotoelektrični efekat predstavlja jedan od najvažnijih dokaza čestičnog karaktera elektromagnetnog zračenja. Eksperimentom je pokazano da svetlost može izbaciti elektrone sa površine metala na koji pada samo kada je njena frekvencija veća od neke granične vrednosti karakteristične za dati metal. Ajnštajn je s tim u vezi postavio jednačinu fotoefekta
                 hν=mv2/2 + A
koja definiše određeni izlazni rad A neophodan za izvacivanje elektrona dok drugi deo jednačine predstavlja kinetičku energiju koju će imati elektron nakon izbacivanja.
30.           De Broljijeva talasna jednačina. Objasnite.
                 De Broljijeva talasna jednačina povezuje talasno svojstvo (talasnu dužinu λ) i čestičn svojstvo elektromagnetnog zračenja (impuls p):
                 λ=h/p
gde je h Plankova konstanta. Ova jednačina je od fundamentalnog značaja u kvantnoj mehanici.
31.           Šta je jonizaciona energija, njeno ponašanje po grupi i periodi?
                 Energija jonizacije predstavlja energiju potrebnu da se udalji najslabije vezan elektron iz najvišeg elektronskog nivoa u slobodnom atomu (kada je element u gasovitom stanju). Vrednost ove energije raste sa porastom atomskog broja u periodi, a opada u grupi.
32.           Kvantni brojevi, šta koji određuje?
                 Kvantni brojevi su rešenja Šredingerove jednačine.
Glavni kvantni broj n određuje energetske nivoe i može imati vrednosti celih pozitivnih brojeva n = 1, 2, 3,....
                 Azimutalni (orbitalni) kvantni broj l određuje podnivoe u osnovnom energetskom nivou i ima vrednosti l = 0, 1, 2, n-l. Ova kvantna stanja se označavaju respektivno i kao s, p, d, f stanja (orbitala).
                 Magnetni kvantni broj ml odredjuje koliko ima s (p, d, f ili viših) stanja odnosno orbitala i može imati vrednosti od –l do +l.
                 Kvantni broj spina mS opisuje spin elektrona i uzima dve vrednosti +1/2 i -1/2.
33.           Kvantni brojevi, čemu oni služe?
                 Kvantni brojevi služe za potpun opis mesta u elektronskom omotaču na kome se nalazi elektron i njegovu spinsku orijentaciju.
34.           Šta je talasna funkcija i koji je njen fizički smisao?
                 Talasna funkcija predstavlja rešenje talasne jednačine, u našem slučaju Šredingerove jednačine. Svakom stanju sistema u kvantnoj talasnoj mehanici pridružuje se talasna funkcija. Talasna funkcija sadrži sve dinamičke informacije o sistemu koji opisuje. Prema tome, kvadrat talasne funkcije opisuje verovatnoću nalaženja čestice u posmatranoj tački.
35.           Paulijev princip i Hundovo pravilo.
                 Paulijev princip isključenja: Dva elektrona u istom atomu ne mogu imati istu vrednost za sva četiri kvantna broja. Iz ovoga sledi da u jednoj orbitali ne može biti više od dva elektrona.
                 Hundovo pravilo: Ako postoji više orbitala iste energije onda se svaka prvo popunjava sa po jednim elektronom paralelnog spina, a zatim se u polupopunjene orbitale dodaje po još jedan elektron suprotnog spina.
36.           Afinitet prema elektronu, ponašanje po grupi i periodi?
                 Afinitet prema elektronu nekog atoma je energija koja se oslobađa ili troši vezivanjem jednog elektrona. Generalno, afinitet prema elektronu raste sa porastom atomskog broja u periodi, a opada sa porastom atomskog broja u grupi.
37.           Da li afinitet prema elektronu može imati negativnu vrednost, objasnite i dajte primer?
                 Može. Fluor ima vrednost -3.4 jer je primanje elektrona od strane fluora spontan proces.
38.           Elektronska konfiguracija i periodni sistem elemenata.
                 Elektroni popunjavaju ljusku atoma u skladu sa Paulijevim principom i Hundovim pravilom od nivoa najniže ka nivoima više energije. U Periodnom sistemu elemenata u istoj grupi se nalaze elementi sa istim glavnim kvantnim brojem, a u grupi elementi sa jednakim brojem elektrona u valentnom energetskom nivou. Periodni zakon Mendeljejeva kaže da su osobine elemenata funkcija njihovih rednih brojeva što je u skladu sa mnogim eksperimentalnim podacima.
39.           Elektronegativnost.
                 To je sposobnost atoma nekog elementa da privuće zajednički elektronski par u vezi. porastom atomskog broja u grupi elektronegativnost opada, a u periodi raste.
40.           Jonska veza.
                 Jonska veza je rezultat snažnog elektrostatičkog privlačenja jona suprotnih naelektrisanja i najčešće se gradi između elemenata veoma različitih elektronegativnosti.
41.           Kovalentna veza.
                 To je hemijska veza izmedju atoma malih razlika u elektronegativnostikoju karakteriše postojanje zajedničkog elektronskog para (parova) uglavnom ravnomerno raspoređenog izmedju atoma koji pomenutu vezu grade.
42.           Metalna veza predstavlja poseban tip hemijske veze koji se javlja uglavnom u metalima.
Atomi metala grade kristalne rešetke dok su elektroni rasporedjeni u takozvane elektronske trake formirane od velikog broja orbitala slične energije. Na primer, 1s orbitale čine jednu traku, 2s drugu i tako dalje. Između različitih traka postoji energetski jaz, tzv. zabranjena zona čija je energija tolika da onemogući prelaz elektrona iz jedne u drugu traku.
43.           Vodonična veza.
                 Vodonična veza je sekundarna veza izmedju atoma vodonika (vezanog za N, O ili F, dakle elektronegativan atom) i nekog atoma velike elektronegativnosti (uglavnom N, O, F) koja nastaje privlačenjem H-atoma elektronskim parom elektronegativnog atoma.
44.           Uticaj vodoničnih veza na tačku ključanja jedinjenja.
                 Vodonična veza povišava temperaturu ključanja jedinjenja jer je prvo potrebno utrošiti energiju na njeno raskidanja, a tek onda očekivanu energiju za isparavanje tečnosti.
45.           Uticaj vodoničnih veza na rastvorljivost u vodi.
                 Jedinjenja sposobna da grade vodoničnu vezu se generalno bolje rastvaraju u vodi jer i voda može da gradi vodoničnu vezu i time je omogućen brža disperzija i prelaz molekula rastvorka u rastvarač.
46.           Uporediti radijuse jona unutar grupe i periode.
                 Povećanjem atomskog broja unutar grupe povećava se i radijus jona, a unutar periode radijus se smanjuje zbog jačeg privlačnog dejstva jezgra (u jezgru se povećava broj protona, a dodatni elektroni popunjavaju orbitale koje su na gotovo istoj udaljenosti od jezgra pa na njih sve jače deluje njegovo pozitivno naelektrisanje).
47.           Šta je valenca?
                 Valenca je sposobnost atoma da se medjusobno sjedinjavaju.
48.           Hajzenbergov princip neodređenosti.
                 Zbog dualne prirode elektrona (i talas i čestica) nije moguće istovremeno odrediti njegovu brzinu, odnosno impuls (p=mv) i položaj u prostoru.
49.           Objasniti šta je prodiranje elektrona ka jezgru i koji elektroni najviše prodiru.
                 Ako razmatramo s-, p-, d- i f-elektrone istog kvantnog nivoa i uporedimo raspodele njihove radijalne gustine dolazimo do zaključka da s- elektroni provode više vremena u blizini pozitivno naelektrisanog jezgra nego p-elektroni, a oni više nego d- itd. Posledica ovoga je da su s-orbitale stabilnije od p-orbitala, a one pak od d-. Ova pojava se naziva prodiranje elektrona ka jezgru.
50.           Šta su s-, p-, d- i f-elementi? Gde se oni nalaze u periodnom sistemu.
                 s-elementi imaju valentne elektrone samo u s-orbitalama, p-elementi u s- i p-orbitalama itd. s-elementi se nalaze u prvoj i drugoj grupi periodnog sistema, p-elementi u 5, 6, 7. i 8. grupi, f-elementi su lantanoidi i aktinoidi, a d-elementi čine ostatak periodnog sistema elemenata.
51.           Šta znači da je jedan elemenat multivalentan? Dajte primer.
                 To znači da gradi više jedinjenja  kojima ima različite oksidacione brojeve. Primer je fosfor koji gradi dva oksida fosfor-trioksid i fosfor-pentoksid.
52.           Šta je efektivno naelektrisanje jezgra?
                 Elektroni iz nižih energetskih nivoa na neki način štite one iz viših od privlačnog uticaja jezgra pa ti elektroni ne osecaju pravo nego takozvano efektivno naelektrisanje čija vrednost predstavlja razliku naelektrisanja jezgra i konstante zaštite. Konstanta zaštite se izračunava sabiranjem konstanti zaštite pojedinačnih elektrona iz nižih energetskih nivoa.
53.           Odstupanja od pravila okteta (hipervalenca i hipovalenca).
                 Hipervalenca je pojava da jedan atom u vezama oko sebe ima više od 8 elektrona. Višak elektrona se smešta u slobodne d- ili f-orbitale. Pentahlorid fosfora i heksafluorid sumpora su primeri za ovakve tzv. hipervalentne molekule. Takodje, postoji i hipovalenca, tj. manji broj elektrona oko atoma. Primeri hipovalence su jedinjenja bora BX3 tipa kod kojih bor oko sebe ima samo 6 elektrona.
54.           Pravilno crtanje Luisovih struktura. Objasnite na primeru tiocijanatnog anjona.
                 Svaki atom oko sebe mora imati 8 slobodnih ili vezanih elektrona (izuzetak su elementi 1, 2 i 3 periode i hipervalentrni elektroni). Par elektrona u vezama se predstavlja crtom. Slobodni elektroni oko atoma predstavljaju se tackama.         4 tacke> S=C=N <4 tacke (na C-atomu nema ni jedne tacke)
55.           Toplotni efekat rastvaranja kristalnih soli u vodi.
                 Pri rastvaranju kristalnih soli u vodi javlja se toplotni efekat kao posledica razaranja kristalne rešetke i solvatacije supstance molekulima rastvarača. Prvi proces je egzoterman i potrebno je utrošiti energiju, dok se drugi odvija spontano pri čemu se oslobađa energija. U zavisnosti koji proces preovladava rastvaranje je egzotermno ili endotermno.
56.           Šta je entalpija kristalne rešetke, a šta entalpija hidratacije?
                 Entalpija hidratacije je promena toplotne energije do koje dolazi hidratacijom jednog mola supstance pri konstantnom pritisku.
                 Entalpija kristale rešetke je promena toplotne energije pri nastajanju kristalne rešetke iz jednog mola jonskog gasa i mera je čvrstine te rešetke.
57.           Šta je hidratacija?
                 Hidratacija je proces vezivanja molekula vode za jone rastvorka jon-dipolnom vezom.
58.           Kvantitativno izražavanje sastava rastvora.
                 Maseni udeo – količnik mase rastvorka i mase rastvora.
                 Količinska koncentracija – količnik količine rastvorka i zapremine rastvora.
                 Masena koncentracija – količnik mase rastvorka i zapremine rastvora.
                 MolaLitet – količnik količine rastvorka i mase rastvarača.
59.           Koligativne osobine rastvora. Od čega potiču?
                 Koligativne osobine rastvora su one osobine koje zavise samo od broja česvica u sistemu, ali ne i njihove prirode. To su sniženje napona pare, povišenje tačke ključanja, sniženje tačke mržnjenja i osmotski pritisak.
60.           Šta je pH vrednost. Jonski proizvod vode.
                 pH vrednost je negativni logaritam aktiviteta vodonikovog jona u rastvoru u molovima po litru.
                 Jonski proizvod vode je proizvod aktiviteta (aproksimativno koncentracija) hidroksilnih i hidronijum-jona u vodenom rastvoru.
61.           Definisati kiseline prema različitim teorijama.
                 Arenijusova teorija o elektrolitičkoj disocijaciji: Kiseline su elektroliti koji pri disocijaciji u vodenim rastvorima kao pozitivne jone daju isključivo jone vodonika.
Brenšted-Lorijeva teorija protolitička teorija: Kiseline su donori protona.
                 Luisova teorija: Kiselina je supstanca koja usled nedostatka elektrona teži da se veže za slobodan elektronski par koji poseduje baza.
                 Pirsonova teorija tvrdih i mekih kiselina i baza: Kiseline su metalni joni koji mogu primiti elektrone od strane liganada (baza).
62.           Objasnite (na primeru) Luisovu teoriju kiselina i baza.
                 BF3 (kiselina)  +  NH3 (baza) >  BF3NH3
                 Bor prima slobodan elektronski par sa azota i gradi B-N vezu.
63.           Šta je hidroliza? Navedite jedan primer.
                 Hidroliza je reakcija jona sa vodom (u najopštijem slučaju to je reakcija bilo koje supstance sa vodom).
                 CH3COOH + H2O > H3O+ + CH3COO-
64.           Da li joni metala hidrolizuju? Primer.
                 Viševalentni joni prelaznih metala hidrolizuju i grade komplekse sa vodom ili mešovite komplekse sa vodom i hidroksidnim jonom iz nje:
                 Fe3+ + 6H2O > [Fe(H2O)]3+
                 [Fe(H2O)]3+ + H2O > [Fe(OH)(H2O)]2+ + H3O+
                 Jednovalentni joni metala se u vodenom rastvoru takodje nalaze okruženi hidroksidnim i hidronijum-jonima, ali ne grade stabilnije komplekse.
65.           Šta su puferi?
                 Puferi su rastvori koji sadrže slabu kiselinu i njenu so sa jakom bazom ili slabu bazu i njenu so sa jakom kiselinom.
66.           Napišite izraz za brzinu hemijske reakcije.
                 Brzina hemijske reakcije je promena koncentracije reaktanata ili proizvoda reakcije u jedinici vremena:
A + B > C + D
 v = -ΔA/Δt = ΔC/Δt
67.           Šta su katalizatori? Kakva sve kataliza postoji?
                 Katalizatori su supstance koje stehiometrijski ne učestvuju u ukupnoj hemijskoj reakciji, ali povećavaju njenu brzinu ili podstiču reakciju koja se inače ne bi odigravala. Postoje i supstance koje usporavaju ili onemogućavaju reakciju, to su inhibitori ili negativni katalizatori. Kataliza može biti homogena ili heterogena u zavisnosti od toga da li je katalizator istog agregatnog stanja kao i sistem sa kojim reaguje ili ne. Poznata je i autokataliza, proces pri kome sam proizvod ubrzava odigravanje reakcije.
68.           Da li katalizatori utiču na položaj ravnoteže kod povratnih reakcija? Objasniti.
                 Ove supstance ne menjaju položaj ravnoteže, samo ubrzavaju njeno uspostavljanje.
69.           Šta su molekulske orbitale?
                 Molekulske orbitale su talasne funkcije koje opisuju ponašanje elektrona u poju dva ili više jezgara. U molekulsko-orbitalnoj teoriji to su jednoelektronske funkcije, a u teoriji valentne veze dvoelektronske.
70.           Tipovi molekulskih orbitala, podela po energiji i simetriji.
                 Postoje σ-, π-, δ-, ε- ... orbitale. Energetski su najstabilnije σ -orbitale, manje su stabilne π-orbitale, još manje d- itd. σ-orbitale su sferno simetrične, π -orbitale imaju ravni refleksije, jednu osu rotacije beskonačnog reda, i bezbroj osa rotacije drugog reda. δ- i ε-  orbitale imaju mnogo složenije simetrijske osobine.
71.           Kako nastaju molekulske orbitale?
                 Molekulske orbitale nastaju od atomskih orbitala iste ili slične energije.
72.           Red veze, magnetne osobine molekula, dija- i paramagnetizam.
                 Red veze je jednak polovini razlike vezivnih i antivezivnih elektrona.
                 Paramagnetni molekuli imaju jedan ili više nesparenih elektrona u svojim vezivnim ili antivezivnim orbitalama, a kod dijamagnetnih molekula svi elektroni su spareni.
73. i 74.                  MO dijagrami molekula azota i kiseonika.
Strana 214 u Lipanoviću.
75.           Nacrtajte krivu zavisnosti energije od H-H rastojanja tokom nastajanja molekula vodonika.

               E |.   .

                  |.     .

                  |.        .

                  | .             .     antivezivna oblast

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

______|_ ._______________________________________________________

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

                  |     .                              .

                  |      .                         .

                  |        .                     .     vezivna oblast

                  |             .              .

                  |                     .     

                  |              

                 Primedba: obe funkcije teže nuli kada je r beskonačno, slika pokazuje približan izgled grafika.
76.           Zašto sumpor za razliku od kiseonika u osnovnom stanju ne formira dvoatomne molekule?
                 Sumpor pri normalnim uslovima ne gradi dvoatomne molekule jer je njegov atomski radijus znatno veći od atomskog radijusa kiseonika i time je onemogućeno formiranje π-veza u dvoatomskom molekulu.
77.           Šta su to elementi simetrije? Nabrojte ih.
                 Elementi simetrije su geometrijski elementi (operatori) u odnosu na koje se vrše operacije simetrije u modelu, molekulu ili objektu. Elementi simetrije su element identičnosti, rotaciona osa, ravan simetrije, centar simetrije i rotaciono-refleksiona osa.
78.           Šta je osa simetrije? Objasnite C4 osu, nacrtajte.
                 Osa simetrije je osa oko koje se objekat može rotirati tako da nakon rotacije za određeni ugao dolazi na isto mesto. Ako se rotacijom objekta oko neke ose za ugao od 360/4 stepeni isti dovodi na početno mesto, ta osa se naziva C4 osom simetrije.
79.           Šta je to centar inverzije? Nacrtajte.
                 Centar inverzije predstavlja tačku kroz koju se sve tačke objekta preslikavaju u njima ekvivalentne tačke na suprotnoj strani datog objekta.
80.           Šta je to ravan refleksije? Nacrtajte.
                 Ravan refleksije je ravan kroz koju možemo preslikati sve tačke objekta u njima ekvivalentne tačke sa suprotne strane ravni.
81.           VSEPR model za određivanje geometrije molekula.
                 VSEPR model (Valence Shell Electron Pair Repulsion – odbijanje elektronskih parova valentne ljuske) razmatra elektronske parove oko molekula kao ligande, prema tome, oni se rasporedjuju tako da rastojanje izmedju njih bude maksimalno. Najlom i Gilespi su pokazali da najveće odbijanje postoji izmedju slobodnih elektronskih parova, slabije je odbijanje između elektronskog para u vezi i slobodnog elektronskog para, a najmanje između dva elektronska para u vezi.  Na primer, voda nije linearan molekul već je ubao između O-H veza 104.5 stepeni, i ako se uzmu u obzir i dva slobodna elektronska para, molekul vode izgleda kao malo deformisan tetraedar.
82.           Šta su to delokalizovane orbitale?
                 Pojam delokalizovana orbitala je pretpostavka teorije molekulskih orbitala. Struktura mnogih jona i molekula se može obrasniti jetino time da su neki elektroni delokalizovani. Takvi elektroni se nalaze u tzv. delokalizovanim orbitalama koje se protežu preko više atomskih jezgara. Bilo koji primer aromatičnog (benzen, naftalen) ili konjugovanog (1,3-butadien, 1,3,5-heksadien) sistema lako može poslužiti za objašnjavanje pojave delokalizacije elektrona.
83.           Šta je dipol?
                 Dipol je molekul koji se sastoji od dva ili više atoma različitih afiniteta prema elektronu (takodje i različitih elektronegativnosti) u kome se iz tih razloga elektronski par iz veze (jedne od) nalazi bliže atomu sa većim afinitetom. To dovodi do asimetrične raspodele negativnog naelektrisanja u molekulu pa jedan deo postaje delimično pozitivno, a drugi delimično negativno naelektrisan.
84.           Šta je indukovani dipol?
                 Indukovani dipol je nativno nepolaran molekul koji je polarizovan u prisustvu pravog dipola. Njegov elektronski oblak je deformisan od strane delimično pozitivnog naelektrisanja dipola.
85.           Šta su Van der Valsove sile?
                 Van der Valsove sile su sve dipolne privlačne sile među molekulima (jonima itd.) bilo da su posledica nativnih ili indukovanih dipolnih osobina molekula, ili jednostavno pozitivnog ili negativnog naelektrisanja jona koji stupaju u Van der Valsovu vezu.
86.           Šta su Londonove sile?
                 Londonove disperzione sile predstavljaju jednu vrstu Van der Valsovih sila. Nastaju čak i kod molekula koji nemaju trajni dipol (simetrični molekuli) i eoma su slabe jer nastaju privlačenjem elektronskog oblaka jednog molekula atomskim jezgrom drugog. Pri stalnom kretanju molekula kroz sistem s vremena na vreme se desi da pojedina jezgra delimično ostanu bez svog elektronskog oblaka i upravo je takvo stanje uzrok Londonovim silama.
87.           Formalno naelektrisanje atoma u molekulu. Objasnite na primeru N2O5.
                 Oduzimanjem broja elektrona koji  pripadaju odredjenom atomu u molekulu (iz svake veze pola elektrona se pridružuje jednom, a pola drugom atomu koji gradi vezu i tome se dodju slobodni elektroni oko datog atoma) od broja elektrona koji taj atom ima u osnovnom stanju dobijamo formalno (prividno) naelektrisanje razmatranog molekula.
                 Primer azot-pentoksida: strane 268 i 770 u Lipanoviću.
88.           Rezonantne strukture.
                 Princip rezonancije je tumačenje delokalizovanih elektrona iz perspektive teorije valentne veze. U gornjem primeru azot-pentoksida elektroni iz dvostruke N=O veze mogu preći na atom kiseonika, a istovremeno elektroni sa drugog kiseonika vezanog za azot prelaze u vezu formirajući dvostruku. Ovim je molekul delimično promenjen, ali ta nova struktura ima potpuno istu stabilnost kao i predhodna. Obe te strukture, kao i neke druge (manje ili više stabilne) predstavljaju tzv. rezonancioni hibrid, mešavinu svih njih, koji odslikava stvarnu strukturu molekula.
89.           Teorija traka kod metalne veze.
                 Objašnjeno u pitanju 42.
90.           Alotropija i alotropske modifikacije.
                 Alotropija je pojavljivanje hemijske supstance u dva ili više oblika, tj. obe modifikacije imaju potpuno isti hemijski (elementarni) sastav, ali poseduju različite osobine (bilo hemijske, bilo fizičke). Te modifikacije se nazivaju alotropskim.
91.           Geometrija kompleksa prelaznih metala.
                 Kompleksi prelaznih metala mogu imati linearnu (KB=2), trigonalno planarnu (KB=3),  kvadratno-planarnu i tetraedarsku (KB=4), trigonalnu bipiramidalnu i kvadratno piramidalnu (KB=5), oktaedarsku i geometriju trigonalne prizme (KB=6) itd.
92.           Cepanje d-orbitala u oktaedarskom ligandnom polju.
                  Orbitale se grupišu (cepaju) u dve grupe, jednu koja ima eg simetriju i više je energije (orbitale dz2, dx2-y2) i drugu koja ima t2g simetriju i niže je energije (dxy, dxz i dyz). Ligandno polje deluje jače na orbitale koje se nalaze duž x, y i z osa (orbitale eg simetrije) i stoga su one više energije.
93.           Odakle potiče boja kompleksa?
                 Elektroni u d-orbitalama pod uticajem elektromagnetnog zračenja određene talasne dužine lako mogu prelaziti na neki od viših energetskih nivoa, a povratkom u osnovno stanje emituje se svetlost koju mi registrujemo kao boju.
94.           Definišite pojam niskospinskih i visokospinskih kompleksa.
                 Niskospinski kompleks je kompleks metala i liganda u kome je energija cepanja veća od energije sparivanja. Ovakve komplekse karakteriše jako ligandno polje, dijamagnetičnosti veća stabilnost od visokospinskih kompleksa.
                 Kod visokospinskih kompleksa energija cepanja je manja od energije sparivanja i karakteriše ih slabo ligandno polje i paramagnetičnost.
95.           Šta su ligandi? Čime se odlikuje ligatorski atom?
                 Ligandi su molekuli ili joni koji sa metalnim jonom mogu da se povežu u kompleks. To je u strvari cela koordinovana molekulska ili jonska vrsta. Ligandi mogu biti anjoni (fluoridni, hloridni,...), katjoni (nitrozil katjon NO+) ili neutralni molekuli (ugljen-monoksid, voda, amonijak).
                 Ligator je atom liganda preko kojeg se ostvaruje koordinovana veza sa centralnim atomom prelaznog metala i odlikuje ga slobodni elektronski par koji ligator donira u vezu.
96.           Elektronska konfiguracija kobalta i Co3+  jona. Redni broj kobalta je 27. (Naravno metal u ovom pitanju se može menjati).
                 27Co  |  [Ar], 3d7, 4s2
                 27 Co3+ |  [Ar], 3d6
97.           Kriva promene potencijalne energije za vreme egzotermne reakcije. Objasniti.
                 Egzoterman proces je proces pri kome sistem predaje energiju okolini pa grafik (funkcija) potencijalne kreće od osnovnog stanja, penje se (energija se povećava), pravi luk i opada do vrednosti koja je manja od osnovne. Početna vrednost predstavlja unutrašnju energiju reaktanta, a poslednja unutrašnju energiju reakcionih proizvoda
98.           Kriva promene potencijalne energije za vreme endotermnereakcije. Objasniti.
                 Ova kriva je slična krivoj iz predhodnog zadatka, razlika je jedino u tome što je unutrašnja energija reaktanta manja od unutrašnje energije proizvoda.
99.           Definisati pojmove energija aktivacije i aktivirani kompleks.
                 Energija aktivacije je minimalni iznos energije koji je neophodan da dođe do hemijske reakcije. Za svaku hemijsku reakciju je karakteristična određena energija aktivacije.
100.        Naponski niz metala. Objasniti šta znači kad je metal levo od vodonika, a šta kad je desno.
                 Elektrohemijski (naponski) niz metala pradstavlja niz metala poredjanih po rastućoj vrednosti standardnih elektrodnih potencijala. Standardni elektrodni potencijal se odredjuje u odnosu na vodonik koji ima vrednost 0. Što je potencijal veći to je oksidaciona sposobnost oksidovanog oblika hemijske vrste, odnosno sposobnost za primanje elektrona veća. Hemijske vrste koje se nalaze levo od vodonika mogu da redukuju vodonikove jone (protone) do elementarnog vodonika, dok hemijske vrste koje se nalaze desno od vodonika to ne mogu.
101.        Šta je galvanski članak, a šta elektrolitička ćelija?
                 Galvanski članak je oksido-redukcioni sistem koji ima sposobnost da spontanom hemijskom reakcijom proizvodi električnu struju. U njemu se hemijska energija pretvara u električnu.
                 U elektrolitičkoj ćeliji se odvija obrnut proces. Dovodi se struja redoks sistemu i pretvara u hemijsku energiju. Ta energija se kasnije može iskoristiti ako se pomenuta ćelija priključi na potrošač. Tada elektrolitička ćelija postaje galvanska.
102.        Standardna entalpija nastajanja neke supstance. Hesov zakon.
                 Standardna entalpija nastajanja jedinjenja je promena entalpije koja prati nastajanje 1 mola jedinjenja u standardnom stanju iz elemenata koji su u svojim standardnim stanjima.
                 Hesov zakon kaže da je promena entalpije koja prati hemijsku reakciju pri konstantnom pritisku i konstantnoj zapremini ista bez obzira da li se ta reakcija odigrava u jednom ili više stupnjeva.
103.        Spontanost hemijske reakcije. Koja veličina opisuje spontanost hemijske reakcije?
                 Sve hemijske (i druge) reakcije kojima nije potrebno dovoditi energiju da bi se odigrale su spontane.
                 Gibsova energija (slobodna entalpija ili termodinamički potencijal) predstavlja deo entalpije sistema koji se može prevesti u koristan rad i kriterijum je za određivanje reverzibilnosti i spontanosti procesa (u našem slučaju hemijske reakcije).
104.        Veza između Gibsove energije i konstante ravnoteže.
                 ΔG = -RTlnK
                 ΔG = -2.303RtlogK
105.        Definišite pojam „aromatičnosti“.
                 Aromatičnost pre svega ukazuje na to da nešto miriše tj. da ima neku aromu. Tako je u prošlosti benzen nazvan aromatičnim iako njegov miris i nije tako prijatan, bitno je da miriše. Kasnije se utvrdilo da aromatična jedinjenja (benzen i njemu slični molekuli) poseduju izuzetnu stabilnost  koja potiče od delokalizovanih π-elektrona. Inače, za benzen i njegove derivate karakteristična je i reakcija elektrofilne aromatične supstitucije kao i druge reakcije karakteristične za dvostruku vezu.
107.        Nabrojte bar tri aromatična molekula koji sadrže heteroatome u prstenu.
                 Piridin, tiofen, furan, piran...