Kemija in snov
Teoretične osnove Kemije materialov k navodilom za vaje
B
Katarina S. Wissia k Grm in Iztok Devetak
-
' u n
if " » «

.'■v-
«
It h i f'1r W ' ' - 1
:v; , JSL h r UtAtf ( B-iH


i ft>
ii
' -gj- >" ~
ligBfcj

, \ V ^ v*'
. iMJs
K* j

Ji
e^-r .»it ,
L • •
1 'i*. -


1 ■
rA

P E D A


Katarina S. Wissiak Grm Iztok Devetak
Kemija in snov
TEORETIČNE OSNOVE KEMIJE MATERIALOV
K NAVODILOM ZA VAJE
Kemija in snov: Teoretične osnove Kemije materialov k navodilom za vaje
Avtorja: doc. dr. Katarina Senta Wissiak Grm doc. dr. Iztok Devetak
Recenzenti: red. prof. dr. Primož Šegedin red. prof. dr. Saša A. Glažar
Izdala:	Pedagoška fakulteta Univerze v Ljubljani
Za izdajatelja:	izr. prof. dr. Janez Krek, dekan
Oblikovanje in prelom:	Igor Cerar
Fotografija na naslovnici:	Katarina S. Wissiak Grm
Dostopno na: http://www2.pef.uni-lj.si/kemija/upload12_13/ TEH_GOS/teorija_kemija_materialov.pdf
2013 avtorja
CIP - Kataložni zapis o publikaciji Narodna in univerzitetna knjižnica, Ljubljana
54(075.8)(076.5)(0.034.2)
WISSIAK Grm, Katarina Senta
Kemija in snov. Teoretične osnove Kemije materialov k navodilom za vaje [Elektronski vir] / Katarina S. Wissiak Grm, Iztok Devetak. - El. knjiga. -Ljubljana : Pedagoška fakulteta, 2013
ISBN 978-961-253-109-6 (pdf) 1. Devetak, Iztok 268161792
VSE PRAVICE PRIDRŽANE. REPRODUCIRANJE IN RAZMNOŽEVANJE DELA PO ZAKONU O AVTORSKI PRAVICI NI DOVOLJENO.
VSEBINA
Navodila za varno delo v kemijskem laboratoriju .................................................. 5
1.	VAJA
Ločevanje in čiščenje snovi ..................................................................... 7
2.	VAJA
Snovne in energijske spremembe pri kemijski reakciji .......................................... 11
3.	VAJA
Voda in njene lastnosti ......................................................................... 15
4.	VAJA
Kisline, baze, soli ............................................................................... 19
5.	VAJA
Reakcije oksidacije in redukcije ................................................................ 21
6.	VAJA
Reaktivnost kovin in halogenih elementov ...................................................... 27
7.	VAJA
Lastnosti polimerov ............................................................................ 29
Literatura .......................................................................................... 35
Zbirka Kemija in snov, Kemija materialov - Teoretične osnove k navodilom za vaje je namenjena predvsem študentom 1. letnika smeri Dvopredmetni učitelj kemije in gospodinjstva, za študij teoretičnih izhodišč, kot pripravo na praktično izvedbo vaj predmeta Kemija materialov. Vaje obravnavajo posamezne vsebinske sklope, določene z učnim načrtom tega predmeta tako, da študenti izbrane kemijske zakonitosti osvojijo na način, ki pripomore, da znanje kemije uporabimo za razlago pojmov, ki jih srečamo v vsakodnevnih življenjskih situacijah. Želiva, da bi zbirka olajšala pot do temeljnih kemijskih znanj in prispevala k razumevanju sveta kemije, ki je del nas.
Avtorja
NAVODILA ZA VARNO DELO V KEMIJSKEM LABORATORIJU
1. Znaki za nevarne lastnosti snovi
V kemijskem laboratoriju se dnevno srečujemo s snovmi, s katerimi moramo ravnati zelo previdno in v skladu z ustreznimi varnostnimi predpisi. Zato moramo poznati grafične znake za nevarne lastnosti snovi in njihov pomen. Grafični znaki ali simboli so zgovorni sami po sebi, za večjo jasnost pa so dodana sporočila o nevarnosti (H-stavki) in potrebnih preventivnih ukrepih (P-stavki). Pri delu s snovmi, označenimi z omenjenimi znaki moramo pozorno prebrati navodila, saj je uporaba ustreznih zaščitnih sredstev obvezna.
Opozorilni znaki/stavki/besede označujejo nevarne lastnosti snovi oziroma lastnosti izdelkov, ki te snovi vsebujejo, kar narekuje njihovo izbiro, uporabo in odlaganje.
Globalno priznani in usklajeni sistem označevanja nevarnih kemikalij v izdelkih imenujemo s kratico GHS (Globally Harmonized System). Mednarodno veljavni opozorilni znaki so razdeljeni na tiste, ki opozarjajo na različne vplive izdelkov na zdravje in na okolje in na tiste, ki nas seznanjajo z nevarnostmi, ki izvirajo iz njihovih fizikalnih lastnosti.
Znaki za nevarnost snovi z opisi lastnosti snovi
S	!	<8>	4
Nevarno/zelo strupeno	Škodljivo, dražljivo	Jedko	Različni škodljivi vplivi na zdravje:
Znak označuje snovi, s katerimi je potrebno ravnati zelo previdno. Če npr. snov, ki je v izdelku, zaužijete, pride v stik s kožo in očmi, jo vdihnete, ste lahko življenjsko ogroženi (močne razjede, dušenje, ipd.).	Znak označuje snovi, ki dražijo kožo (lahko povzročijo npr. koprivnico), oči, dihala, lahko nas tudi za kratek čas omamijo. Klic v sili: pokličemo zdravnika ali številko za klic v sili 112	Znak označuje snovi, ki lahko povzročijo opekline ali razjede kože in oči.	Znak označuje snovi, ki so nevarne pri vdihavanju, je mutagena (povzroča dedne spremembe) ali rakotvorna, vpliva na plodnost, povzroča alergije... Tako označeni izdelki lahko (če smo jim izpostavljeni dalj časa ali pri večkratni uporabi) povzročijo nepopravljivo škodo na telesnih organih.
			
	<j>	$	a
Nevarno za okolje	Eksplozivno	Vnetljivo	Oksidativno
Znak opozarja na snov, ki ogroža žive organizme v vodi in na kopnem.	Znak opozarja na snovi, ki lahko zaradi udarca ali trenja eksplodirajo.	Znak opozarja na snovi, ki se lahko v bližini toplotnega vira hitro vnamejo, oziroma v stiku z vodo ali drugo kemikalijo sproščajo pline.	Znak opozarja na fizikalno lastnost snovi, oksidativnost, kar pomeni, da se lahko v stiku s kisikom oziroma zrakom vžge.
Primer označevanja nevarnosti:
Stavki, ki opozarjajo na nevarnosti (H)
•	Nevarno, hraniti zunaj dosega otrok.
•	Vnetljiva tekočina, hlapi.
•	Nevarno pri vdihavanju.
•	Lahko povzroči škodo na jetrih in ledvicah, če smo izdelku izpostavljeni dalj časa ali večkrat.
Preventivni stavki (P)
•	Hraniti zunaj dosega otrok.
•	Hraniti v tesno zaprti posodi. Hraniti ločeno od vira toplote / ognja - kajenje je prepovedano.
•	Uporabljajte samo na prostem ali v dobro prezračenem prostoru!
•	Ne vdihujte hlapov ali aerosola!
•	Pri uporabi nosite rokavice in zaščitite oči!
•	Shranjujte v hladnem in dobro prezračenem prostoru!
Prva pomoč
•	Če vdihnete nevarno snov, takoj pojdite na svež zrak oziroma tja prenesite poškodovanca.
•	Če vam je slabo, pokličite zdravnika ali številko za klic v sili.
Viri:
http://www.zps.si/images/stories/brosure/oznacevanje_nev_kem_slo.pdf
http://www.epc.si/sl/nevarni-izdelki/106-vae-pravice/431-oznaevanje-nevarnih-kemikalij
http://www.fkkt.uni-lj.si/attachments/3073/zbirka-pravil-varnega-dela.pdf
2. Pravila varnega dela v laboratoriju
Zaščita in varnost pri delu (pravila, ki jih v laboratoriju moramo obvezno upoštevati):
1.	Pri delu v kemijskem laboratoriju obvezno uporabljamo zaščitna očala, zaščitno haljo in zaščitne rokavice.
2.	Pri delu z gorilnikom zaščitnih rokavic NE UPORABLJAMO.
3.	Pri delu v kemijskem laboratoriju imamo spete lase.
4.	Pri delu v kemijskem laboratoriju uporabljamo ustrezna obuvala (uporaba sandal je prepovedana).
5.	Pri delu v kemijskem laboratoriju stojimo v ustrezni oddaljenosti od aparature za izvajanje poskusa.
6.	Pri delu v kemijskem laboratoriju nikoli ne pustimo nobene aparature nenadzorovane. Pri delu v kemijskem laboratoriju nikoli ne piperiramo z usti. Vedno uporabimo žogice za pipetiranje.
7.	V primeru, da delo v kemijskem laboratoriju poteka s koncentriranimi snovmi, ki jih moramo razredčiti, VEDNO zlivamo bolj koncentrirano snov v manj koncentrirano, pri čemer zaradi močno eksotermne reakcije raztopino hladimo in stalno mešamo.
8.	V primeru, da delo v kemijskem laboratoriju poteka s hlapnimi snovmi, ki jih moramo povonjati, najprej vdihnemo zrak v pljuča, nato se oddaljimo približno 20 cm od posode s snovjo in si z roko približamo hlape, ki jih povonjamo. NIKOLI ne vdihujemo snovi s polnimi pljuči!
9.	Pri delu v kemijskem laboratoriju je prepovedana uporaba mobilnega telefona.
10.	V kemijski laboratorij je vnos hrane in pijače prepovedan, prepovedano je tudi kaditi.
11.	Po končanem delu odlijte reakcijske zmesi v posebej pripravljene posode za odpadke. Pazite, da reagenti ne pridejo v stik s kožo.
12.	Po končanem delu v kemijskem laboratoriju ugasnemo oz. izključimo vse naprave, s katerimi smo izvajali poskuse.
13.	Preden laboratorij zapustite si umijte roke.
Nekatere pomembne informacije lahko najdete tudi na naslednjih spletnih virih:
http://www.epc.si/sl/nevarni-izdelki/106-vae-pravice/431-oznaevanje-nevarnih-kemikalij
http://ull.chemistry.uakron.edu/erd/
http://www.sigmaaldrich.com/customer-service/worldwide-offices/worldwide-offices2.html
LOČEVANJE IN ČIŠČENJE ZMESI
1.	Namen vaje
Snovi ločimo na čiste snovi in na zmesi, ki so lahko homogene ali heterogene. Izbira metode ločevanja zmesi temelji na poznavanju fizikalnih lastnostih posameznih komponent zmesi, kar tudi omogoča ustrezno izbiro pravilne metode ločevanja. Spoznali boste različne primere zmesi ter uporabili ustrezne metode za njihovo ločevanje na komponente.
2.	Teoretična izhodišča vaje
Čiste snovi so homogene, imajo definirano sestavo, ki je stalna in jih z enostavnimi postopki ne moremo ločiti na komponente.
Zmesi nastanejo, če zmešamo več čistih snovi, ki pri tem ohranijo svoje prvotne lastnosti. Z enostavnimi fizikalnimi postopki lahko zmes ločimo na osnovne komponente zmesi. Poznamo homogene in heterogene zmesi, ki jih lahko sestavljajo komponente zmesi, ki so lahko v trdnem, tekočem ali plinastem agregatnem stanju.
HOMOGENE ZMESI
Homogene zmesi so tiste, pri katerih je sestava zmesi po celotni zmesi enaka, torej se sestava zmesi po celotni zmesi ne spreminja.
Primer homogene zmesi, je raztopina, v kateri so prisotni zelo majhni delci, ki so enakomerno porazdeljeni po celotni raztopini. Primer raztopine je sol, raztopljena v vodi, pri tem je sol topljenec, voda pa topilo. V raztopini je lahko raztopljenih tudi več topljencev v enem topilu.
HETEROGENE ZMESI
Heterogene zmesi so zmesi, pri katerih sestava zmesi po celotni zmesi ni enaka, torej se sestava zmesi po celotni zmesi spreminja (v določenem delu zmesi je v večjem deležu prisotna ena izmed komponent zmesi).
Primeri heterogene zmesi:
A) Emulzija je zmes dveh tekočih faz, npr. zmes olja in vode, ki vsebuje tako majhne delce, da jih ne vidimo, temveč se le ti odražajo kot motnost. Emulzija je torej zmes dveh tekočin, ki se ne mešata, pri čemer je ena dispergirana v drugi v obliki tekočih kapljic in/ali tekočih kristalov. Tekočina, ki se v obliki kapljic porazdeli med drugo tekočino se imenuje notranja faza, obdajajoča tekočina pa zunanja faza. Ena tekočina je hidrofobna (na primer olje), druga pa hidrofilna, običajno voda. Kadar je zunanja faza oljna, imenujemo takšno emulzijo emulzija vode v olju (V/O), v obratnem primeru pa govorimo o emulziji olja v vodi (O/V). Med obema fazama je prisotna velika površinska napetost.
B) Koloidna raztopina ja raztopina, pri kateri takoj opazimo motnost. Koloidne raztopine so primer heterogene zmesi, v kateri so prisotni majhni delci, ki jih sicer ne moremo videti, vendar pa dovolj veliki, da se na njih sipa svetlobni žarek, če ga usmerimo v koloidno raztopino. Pojav imenujemo Tyndallov efekt. Primer koloidne raztopine je mleko.
METODE LOČEVANJA ZMESI
Poznamo različne metode ločevanja zmesi, ki temeljijo na različnih lastnostih komponent v zmesi, ki jih želimo med seboj ločiti (Tabela 1). Pri nastanku zmesi, kot tudi pri njihovem ločevanju na osnovne komponente, se lastnosti čistih snovi, ki zmes sestavljajo, ne spremenijo.
Ločimo med različnimi metodami ločevanja zmesi: sejanje, dekantiranje (odlivanje), ločevanje z magnetom, filtracija, ekstrakcija, centrifugiranje, ločevanje z lijem ločnikom, kristalizacija, sublimacija, destilacija, kromatografija, elektroforeza in druge. Pregled metod ločevanja različnih zmesi je, glede na lastnosti komponent zmesi, prikazan v Tabeli 1.
Tabela 1. Pregled metod ločevanja različnih zmesi, glede na lastnosti komponent zmesi.
Lastnost snovi	Metoda ločevanja	Primer zmesi
velikost trdnih delcev snovi topnost trdnih delcev v topilu magnetne lastnosti snovi	sejanje dekantiranje ločevanje z magnetom	mivka in pesek mivka in voda železovi opilki in žveplo
velikost trdnih delcev snovi in topnost različna topnost snovi v topilu velikost trdnih delcev snovi topnost ene tekočine v drugi	filtracija ekstrakcija centrifugiranje ločevanje z lijem ločnikom	oglje in voda maščoba v semenih kri olje in voda
topnost topnost dovolj visok parni tlak	kristalizacija izparevanje sublimacija	kalijev nitrat(V) in voda natrijev klorid in voda jod in mivka
temperatura vrelišča različne lastnosti delcev v vzorcu velikost in naboj delcev	destilacija kromatografija elektroforeza	aceton in voda ločevanje klorofilov zmes različno velikih delov DNK
IZPAREVANJE
Kristalizacija se kot metoda ločevanja in čiščenja snovi uporablja pri ločevanju trdnih snovi iz njihovih raztopin. Pri tem se med ohlajanjem in/ali izparevanjem vode iz raztopine ta koncentrira do te mere, da se prične topljenec iz raztopine izločati v obliki kristalov. Od tod ime kristalizacija. Na tak način pridobivajo sol iz morske vode v solinah.
SUBLIMACIJA
Sublimacija je prehod snovi iz trdnega direktno v plinasto agregatno stanje in obratno.
Sublimirajo predvsem snovi, ki imajo dovolj visok parni tlak, da se v parni fazi nahaja dovolj molekul. Primeri snovi, ki sublimirajo so: jod, kafra, naftalen ...
FILTRACIJA
Pri filtraciji skozi filtrirni papir trdno netopno snov ločimo od tekoče v suspenziji. Na filtrirnem papirju ostane trdna snov, temu pravimo ostanek, skozi filtrirni papir pa steče tekočina. Tekočini v čaši po končani filtraciji pravimo filtrat. Pri filtraciji moramo upoštevati velikost netopnih delcev
snovi v suspenziji, saj moramo glede na to izbrati ustrezen filtrirni papir. Filtrirni papirji so zgrajeni iz različno velikih (debelih) vlaken celuloze, kar povzroči različno poroznost filtrirnega papirja. Večja kot so vlakna, bolj je papir porozen in z njim lahko filtriramo suspenzije, v katerih so večji delci trdne snovi. Za drobnejše delce trdnih snovi moramo uporabiti gostejši filtrirni papir, ki ima tanjša in manjša celulozna vlakna. Tako ločimo t.i. različne trakove filtrirnih papirjev npr. modri trak in črni trak. Preden pričnemo filtracijo moramo tako presoditi, kateri filtrirni papir (vrsta traku) je najustreznejši.
Steklena palčka
-filtrirni papir
trdna snov
Slika 1. Aparatura za filtracijo.
SUSPENZIJA
o o	o
o o
•J'-'
I FILTRAT	I
0 « ▼ . o « • ot 0
Slika 2. Prikaz poteka filtracije.
^Filtrirni papir
LOČEVANJE Z LIJEM LOCNIKOM
Lij ločnik je cilindrična ali hruškasta posoda z brušenim zamaškom in stekleno pipo na spodnjem delu, kot prikazano na sliki. Uporabljamo ga za ločevanje zmesi tekočin, ki se ne mešajo in imajo različno gostoto. V liju ločniku dobimo dve plasti. Spodnja plast je tekočina z večjo, zgornja plast pa tekočina z manjšo gostoto.
Slika 3. Lij ločnik
DESTILACIJA
gorilnik
Destilacija temelji na različnih temperaturah vrelišča dveh tekočin v zmesi. Tako na primer lahko ločimo aceton od vode, saj je temperatura vrelišča acetona 56 °C in vode 100 °C. Pri segrevanju najprej iz zmesi, ki jo damo v destilirno bučko izhlapi aceton in ko prične temperatura zmesi naraščati pomeni, da je iz zmesi izšel ves aceton in prenehamo segrevati, destilacija je s tem končana. Acetonu pravimo destilat in se izteče iz hladilnika v predložko.
Slika 4. Aparatura za destilacijo.
PAPIRNA IN KOLONSKA KROMATOGRAFIJA
Kromatografija (gr. chromos - barva, grafein - pisati) je metoda za ločevanje sestavin zmesi in čiščenje spojin (trdnih, tekočih in plinastih). Kromatografija temelji na različni porazdelitvi sestavin zmesi med dvema fazama: stacionarno fazo (faza, ki miruje in je lahko trdna ali tekoča) in mobilno fazo (faza, ki se premika po stacionarni fazi in je lahko tekoča ali plinasta). Do različne porazdelitve sestavin zmesi med mobilno in stacionarno fazo, ki se med seboj ne mešata, lahko pride zaradi: (1) različne topnosti - sestavina, ki je najbolje topna v mobilni fazi, najhitreje potuje z njo (porazdelitvena kromatografija); (2) različno močne adsorpcije - sestavine zmesi se različno močno adsorbirajo na trdni stacionarni fazi (adsorpcijska kromatografija) in (3) različno velikih delcev posameznih sestavin - delci, katerih velikost se ujema z velikostjo por stacionarne faze (gel), se vanje ujamejo, zaradi česar potujejo počasneje kot večji delci (gelska filtracija).
Papirna kromatografija
je tehnika, pri kateri je stacionarna faza papir, mobilna faza pa neko topilo ali zmes topil. Topilo se pomika po papirju navzgor s pomočjo kapilarnega gibanja in pride v stik z vzorcem, ki se raztopi in se skupaj s topilom pomika navzgor po papirju. Različne kemijske spojine, ki se nahajajo v raztopini vzorca, potujejo z različnimi hitrostmi zaradi razlik v njihovi afiniteti do stacionarne faze, prav tako pa tudi odvisno od razlik v topnosti posamezne spojine v danem topilu. Z zamenjavo topila se ločevanje komponent (ki se računa z vrednostjo retencijskega faktorja, Rf) lahko prilagaja potrebam raziskave.
Na opisan način torej mobilna faza potuje po papirju, sestavine zmesi, raztopljene v mobilni fazi, pa se porazdelijo med stacionarno in mobilno fazo.
Kolonska kromatografija
Pri kolonski kromatografiji je stacionarna faza silikagel ali silikagelu podobna snov, nameščena v koloni. Mobilna faza je podobna kot pri papirni kromatografiji.
Od kombinacije naslednjih dejavnikov: (1) lastnosti vzorca, (2) mobilne faze in (3) stacionarne faze je odvisna porazdelitev raztopljenih snovi, prisotnih v vzorcu, na stacionarni fazi in s tem tudi t. i. retencijski faktor. Retencijski faktor je značilen za določene snovi in na njegovi osnovi identificiramo komponente zmesi. Retencijski faktor (Rf) izračunamo po enačbi Rf = b/a, kjer je a razdalja, ki jo prepotuje fronta topila, in b razdalja, ki predstavlja oddaljenost od izhodišča do središča lise na kromatografskem papirju.
SNOVNE IN ENERGIJSKE SPREMEMBE PRI KEMIJSKI REAKCIJI
1.	Namen vaje
Pri kemijski reakciji potekajo snovne in energijske spremembe. Energijske spremembe pri kemijski reakciji predstavimo z ustreznim grafom, snovne spremembe pri kemijski reakciji pa predstavimo z ustrezno kemijsko enačbo. Spoznali boste primer eksotermne in primer endotermne kemijske reakcije ter dobljene rezultate predstavili v ustrezni obliki.
2.	Teoretična izhodišča vaje
Procese lahko razdelimo na dve skupini: na fizikalne spremembe in kemijske spremembe. Pri fizikalnih spremembah se kemijska sestava snovi ne spremeni. Primer fizikalnega procesa je npr. sprememba agregatnega stanja, razredčevanje snovi in podobno. Delci snovi se pri fizikalnih procesih torej ne spremenijo, temveč se le prerazporedijo.
Na splošno lahko rečemo, da kemijska reakcija poteče v primeru če: (1) se razvija plin, (2) izpade trdna snov, (3) se poviša ali zniža temperatura reakcijske zmesi (ne da bi jo segrevali ali ohlajali) in (4) se sprosti energija v obliki svetlobe, toplote ali električnega toka. Pri kemijski reakciji torej potekajo snovne in energijske spremembe.
SNOVNE SPREMEMBE PRI KEMIJSKI REAKCIJI
Pri kemijskih spremembah se kemijska sestava snovi spremeni, poteče kemijska reakcija. To pomeni, da se delci snovi spremenijo, saj gre za prekinitev kemijskih vezi med atomi, pri čemer lahko: (1) iz atomov nastanejo molekule ali ioni oziroma (2) iz molekul nastanejo druge vrste molekul ali atomi ali ioni. Povzamemo lahko, da pri kemijski reakciji torej nastanejo nove snovi (produkti) z drugačnimi lastnostmi, kot jih imajo snovi, ki v kemijsko reakcijo vstopajo (reaktanti). Snovno spremembo pri kemijski reakciji lahko zapišemo v obliki enačbe kemijske reakcije. Pri kemijski reakciji se reaktanti spremenijo v produkte, kar ponazorimo z enosmerno ali obojesmerno puščico. Med posameznimi snovmi, ki so lahko reaktanti oz. produkti, pa zapišemo znak plus.
reaktant 1 + reaktant 2 —»	produkt 1
00 00
+
2 H2(g) + O2(g)
2 H2O(g)
Slika 7. Nastanek dveh molekul vode pri reakciji med dvema molekulama vodika in eno molekulo kisika.
ENERGIJSKE SPREMEMBE PRI KEMIJSKI REAKCIJI
Vse spremembe so povezane s spremembo energije, ki se največkrat kaže v obliki toplote, včasih tudi v obliki svetlobe. Takrat govorimo o toplotni in svetlobni energiji. Nekatere kemijske reakcije pa so lahko tudi vir energije.
Za razlago procesa izmenjave toplote moramo vpeljati dva pojma: sistem in okolica. Sistem imenujemo del narave, ki ga opazujemo. V kemiji so to procesi, kot npr. segrevanje tekočine, taljenje ledu, kemijske reakcije nevtralizacije ali oksidacije in redukcije. Povsod okoli sistema pa je okolica. Sistem in okolica sta ločena z mejo.
Oddajanje in sprejemanje toplote (q) v in iz okolice
V primeru, da sta temperaturi sistema in okolice različni, se med njima izmenja toplota, ki jo označimo s q. Posledično pa se spremeni temperatura, ki jo merimo s termometrom v okolici. Vendar ne pozabimo, opazujemo okolico, obravnavamo pa sistem, zato vedno definiramo spremembe z ozirom na sistem:
•	v primeru, da sistem energijo v obliki toplote odda v okolico, je ima sam zato manj [q<0).
•	v primeru, če sistem od okolice energijo sprejme v obliki toplote, je ima več (<7>0).
POMNIMO:
Spremembo energije (energetsko bilanco) vedno definiramo z ozirom na sistem.
Enostaven primer, ki si ga lahko zamislimo je, če si mrzle roke želimo ogreti tako, da v roki držimo skodelico z vročim čajem. Toplota teče z mesta z višjo temperaturo proti mestu z nižjo temperaturo. Toplota bo v tem primeru z vroče skodelice tekla v smeri naših mrzlih rok. Recimo, da je sistem v tem primeru skodelica z vročim čajem, naše mrzle roke pa okolica. Sistem je torej v okolico oddal energijo (q<0).
Ravno obraten primer je, če se npr. z mrzlim obkladkom ledu želimo oskrbeti oteklino na nogi. Tudi v tem primeru velja: toplota teče z mesta z višjo temperaturo proti mestu z nižjo temperaturo. Toplota bo tekla iz otekline na nogi v koščke ledu. Recimo, da je sistem v tem primeru obkladek ledu, oteklina pa okolica. Sistem je torej od okolice sprejel energijo (q>0).
OKOLrA
O q < 0
q > 0
SPREMEMBA ENTALPIJE AH in STANDARDNA SPREMEMBA ENTALPIJE AH°
V primeru, da procesi potekajo pri stalnem tlaku, ima izmenjana toplota posebno ime. Toploti, ki se pri stalnem tlaku izmenja med sistemom in okolico rečemo sprememba entalpije in jo označimo z AH. Enota je Joule, večja enota je kJ.
Entalpija, H, je merilo za energijsko vrednost snovi. Absolutne vrednosti ne moremo izmeriti. Določimo lahko le spremembo entalpije AH pri kemijski reakciji ali fizikalnem procesu, tako da med drugim izmerimo spremembo temperature.
Sprememba entalpije je razlika med entalpijo na koncu procesa in entalpijo na začetku procesa:
AH = Hprodukti - Hreaktanti
pri čemer velja: Hprodukti ... entalpija vseh produktov, Hreaktanti ... entalpija vseh reaktantov
Spremembo entalpije navajamo pri standardnem tlaku 100 kPa (1 bar), kar imenujemo standardna sprememba entalpije ali standardna entalpija in jo označimo kot AH°; navadno je merjena pri temperaturi 25 °C (298 K).
Standardna sprememba entalpije je razlika med entalpijo na koncu procesa in entalpijo na začetku procesa; tlak je P = 100 kPa (1 bar), temperatura pa je T = 25 °C
AH° = H°produkti - H°reaktanti
1. Eksotermni procesi - procesi, kjer se energija sprošča
V primeru, če se pri nekem procesu energija sprosti v okolico v obliki toplote, je proces eksotermen. Energija se med samim procesom (v sistemu) zniža, saj je ta nekaj energije v obliki toplote oddal v okolico. Snov ima torej na koncu eksotermnega procesa nižjo energijo kot pred začetkom procesa-produkti imajo nižjo energijo kot reaktanti. Okolica, ki je to toploto sprejela, pa ima zato višjo energijo.
Potek eksotermnega procesa lahko predstavimo z energijskim diagramom:
L		
začetek	Tokolice	
(Hreaktanti)	energija se sprošča v ' okolico v obliki topolote (eksotermni proces) AH: negativna	k
	r konec	
	(Hprodukti)	-►
Potek procesa
Shema 1: Energijski diagram eksotermnega procesa
2. Endotermni procesi - procesi, kjer se energija porablja
V primeru, če se pri nekem procesu porablja energija iz okolice v obliki toplote, je proces endotermen. Energija se med samim procesom v sistemu zviša, saj je ta nekaj energije v obliki toplote dobil iz okolice. Snov ima torej na koncu eksotermnega procesa višjo energijo oziroma entalpijo kot pred začetkom procesa. Produkti imajo tako višjo energijo kot reaktanti. Okolica, ki je to toploto oddala, pa ima zato nižjo energijo. Temperatura v okolici, Tokolice , se zato zniža, kar lahko izmerimo s termometrom.
Potek endotermnega procesa lahko predstavimo z energijskim diagramom:
L		
	konec Tokolice	
	(Hprodukti)	
začetek	iz okolice načrpana energija se shrani v produktih (endotermni proces) AH: pozitivna	r
(Hreaktanti)		_h.
Potek procesa
Shema 2: Energijski diagram endotermnega procesa
VODA IN NJENE LASTNOSTI
1.	Namen vaje
Voda je življenjsko pomembna spojina. Je odlično topilo za veliko različnih snovi, zato lahko z vodo pripravljamo vodne raztopine snovi različnih koncentracij. Na vaji boste spoznali osnovne postopke za pripravo raztopin različnih koncentracij, jih pripravili ter izmerili njihovo gostoto. Molekula vode je polarna molekula, zato se v vodi dobro topijo polarne snovi. Za ugotavljanje polarnosti snovi uporabljamo različne metode, ki nam omogočajo sklepanje o medsebojni topnosti teh snovi, kar boste na vaji preizkusili.
2.	Teoretična izhodišča vaje
Atomi se povezujejo med seboj s kemijskimi vezmi v polarne ali nepolarne molekule. Polarnost molekule je odvisna od vrste vezi in oblike molekule v prostoru.
Polarnost vezi in molekul
A Polarna in nepolarna vez v molekuli
Nepolarna kovalentna (atomska) vez je kovalentna vez med enakimi atomi. Pozitivna jedra atomov v takih molekulah enako privlačijo vezni elektronski par. Težišči pozitivnega in negativnega naboja v teh molekulah sovpadata, zato molekula nima dipola. Kovalentna vez med atomoma v teh molekulah je nepolarna. Molekula s takimi vezmi je nepolarna, primeri molekul so H2, O2, N2,
F2, Cl2 ...
Polarna kovalentna (atomska) vez je vez med atomi različnih nekovin. V tem primeru jedri atomov v molekulah različno privlačita vezni elektronski par. Težišči pozitivnega in negativnega naboja v teh molekulah zato ne sovpadata, molekula ima dipol. Kovalenta vez med atomoma različnih elementov je le praviloma polarna, v nekaterih primerih pa je vez med različnima atomoma lahko tudi nepolarna. Tak primer je npr. vez C-H, med ogljikovim in vodikovim atomom, ki je primer nepolarne kovalentne vezi, čeprav gre za atoma dveh različnih elementov. Podobno je npr., v primeru vezi C-S, vezi med atomoma ogljika in žvepla.
B Vplivi na polarnost molekul
Polarne molekule so tiste molekule, ki vsebujejo polarne kovalentne vezi. Vse dvoatomne molekule s polarno vezjo so torej polarne. V primeru, da molekula vsebuje več kot eno polarno vez, pa je polarna v primeru, da ima v prostoru ustrezno obliko. To pomeni, da morajo biti polarne kovalentne vezi v prostoru razporejene na nesimetričen način. Na obliko molekule pa vpliva odboj med valenčnimi elektronskimi pari centralnega atoma molekule. Valenčni elektronski pari so lahko vezni ali nevezni. Po teoriji o odboju valenčnih elektronskih parov (Nyholm-Gillespijevo pravilo) je odboj med neveznima elektronskima paroma močnejši kot odboj med neveznim in veznim
parom, ta pa močnejši kot odboj med veznima paroma. Posledica tega dejstva je, da se idealni kot v molekuli popači. Primeri za to so metan, amoniak in voda.
Molekula metana ima obliko tetraedra (kot med vezmi C-H v molekuli metana je 109,5°), ker so na centralnem atomu ogljika štirje enaki vezni valenčni elektronski pari. Molekula metana je nepolarna.
V	molekuli amoniaka je na centralnem atomu dušika en nevezni elektronski par, zato se kot med vezmi N-H zmanjša in je v molekuli amoniaka 107°. Molekula amoniaka je polarna.
V	molekuli vode pa sta na centralnem atomu kisika dva nevezna elektronska para. Odboj med neveznima elektronskima paroma je največji, zato se kot med vezmi O-H še zmanjša in je v molekuli vode 104,5°. Molekula vode je polarna molekula.
V	primeru, da bi imela molekula vode linearno obliko, (dve polarni vezi pod kotom 180°) ne bi imela dipola, saj bi se nasprotno usmerjena dipola dveh enakih vezi izničila in bi bila nepolarna molekula.
Primeri nekaterih polarnih in nepolarnih molekul:
Polarne molekule	Nepolarne molekule
HCN	CO2
Nis	CCl4
HI	C2H2
SO2	CBr4
Snovi, ki so zgrajene iz polarnih oziroma nepolarnih molekul, se v električnem polju različno obnašajo, razlikujejo se po topnosti v polarnih in nepolarnih topilih. Njihovo polarnost lahko enostavno določimo tako, da opazujemo interakcijo snovi s statičnim električnim poljem. S pomočjo krpice iz umetnih vlaken lahko prenesemo naboj na plastično palčko. Okoli plastične palčke se vzpostavi električno polje. V primeru, da naelektreno plastično palčko približamo snovi, ki je zgrajena iz polarnih molekul, to nanje vpliva tako, da povzroči odklon snovi zgrajene iz polarnih molekul, v bližini naelektrene plastične palčke.
Voda pokriva 3/4 zemeljske površine. Kemijsko čiste vode v naravi ne najdemo. Najbolj čista je deževnica, v kateri so raztopljeni plini iz ozračja (dušik, kisik in ogljikov dioksid).
V	površinskih vodah, ki tečejo po karbonatni podlagi, je raztopljenih 0,01 - 0,02 masnih odstotkov magnezijevega in kalcijevega hidrogenkarbonata, Mg(HCO3)2, Ca(HCO3)2 ter magnezijevega in kalcijevega sulfata(VI), MgSO4, CaSO4. Mineralne vode imajo zaradi višje temperature večji delež raztopljenih snovi.
V	morski vodi je raztopljenih 3,5 % soli, in sicer 3,0 % natrijevega klorida NaCl, ostalo pa predstavljajo magnezijev klorid, MgCl2, magnezijev sulfat(VI), MgSO4, kalcijev sulfat(VI), CaSO4, magnezijev bromid MgBr2 in drugi alkalijski halogenidi (spojine elementov I. skupine periodnega sistema z elementi VII. skupine periodnega sistema).
V	večini naravnih vod so torej raztopljene številne soli, od njihove koncentracije pa je odvisno, ali je voda bolj ali manj trda. Ločimo karbonatno trdoto (hidrogenkarbonati) in nekarbonatno trdoto
(sulfati, kloridi, nitrati ...). Vsota obeh trdot je totalna trdota.
Magnezijev in kalcijev hidrogenkarbonat nastaneta iz karbonatov, če vsebuje voda dovolj raztopljenega ogljikovega dioksida. Pri tem potečeta kemijski reakciji, ki ju ponazarjata enačbi:
(1)	MgCOs(s) + H2O(l) + CO2(g) ^ Mg(HCOs)2(aq)
(2)	CaCOs(s) + H2O(l) + CO2(g) ^ Ca(HCOs)2(aq)
V	vodi so magnezijevi Mg2+(aq), kalcijevi Ca2+(aq) in hidrogenkarbonatni, HC03~(aq) ioni, ki se pri segrevanju izločijo kot magnezijev karbonat MgCO3(s) in kalcijev karbonat, CaCO3(s). To trdoto imenujemo tudi prehodna trdota.
Voda lahko vsebuje tudi raztopljen kalcijev sulfat(VI) CaSO4 in druge soli, ki jih s segrevanjem ne moremo izločiti, zato tako trdoto imenujemo stalna trdota.
Trdoto vode podajamo kvantitativno s trdotnimi stopinjami. Eno trdotno stopinjo (1 °dH) ima voda, ki v 100 mL vsebuje 1 mg kalcijevega oksida (1 mg CaO/100 mL H2O). Množino vseh raztopljenih soli, tudi magnezijevih, preračunamo s pomočjo molskih razmerij v maso kalcijevega oksida v miligramih.
Trdota vode je pogosto ovira pri njeni uporabi, zato jo moramo mehčati. Mehčanje vode je pomembno tako za industrijo kot za gospodinjstva in laboratorije.
V	industriji uporabljajo vodo za proizvodnjo pare. Zaradi segrevanja se iz trde vode na stenah uparjalnega kotla izloča kotlovec (magnezijev in kalcijev karbonat), ki povzroča zmanjšanje toplotne prevodnosti sten kotla. Če karbonatna obloga poči, pride vroča voda v stik s pregreto steno kotla, ki lahko poči, kar lahko povzroči eksplozijo.
Mehčanje vode je pomembno tudi pri vsakodnevnih opravilih, kot je pranje in umivanje. Zaradi v trdi vodi prisotnih kalcijevih Ca2+ in magnezijevih Mg2+ ionov namreč mila tvorijo slabo topne oborine, to so kalcijeve in magnezijeve soli višjih maščobnih kislin. V vodi se izločajo na stenah
vodnih pip, umivalnikov, kar vpliva na porabo količine mila ali detergenta pri čiščenju oziroma pranju, ki ga potrebujemo več, če je voda trda.
V	primeru, da je voda trda, je penjenje mila oz. detergenta manjše, kar posledično pomeni, da voda slabše omoči pralne površine, s tem se zmanjša učinek pralnih sredstev, učinek pranja je zato slabši.
Z mehčanjem vode pride do nastanka več pene, kar zmanjša površinsko napetost vode, izboljša se omočenje pralnih površin, s čimer dosežemo boljše pranje. Za mehčanje vode zato v gospodinjstvu uporabljajo različne pripravke, mehčalce.
V	laboratoriju uporabljamo za pripravo raztopin destilirano vodo. Z destilirano vodo pripravljamo raztopine različnih v vodi topnih snovi.
Raztopine so homogene zmesi dveh ali več ionskih oziroma molekulskih snovi. Sestavljene so iz topljenca in topila. Navadno je topilo v tekočem agregatnem stanju, topljenec pa v trdnem, tekočem ali plinastem agregatnem stanju. V primeru, da je topilo voda, govorimo o vodnih raztopinah.
Poznamo odstotno, množinsko in masno koncentracijo vodnih raztopin. Koncentracija raztopine nam pove, koliko topljenca in koliko topila je v raztopini. V primeru, če je topljenca v določeni količini topila raztopljeno malo, govorimo o razredčenih raztopinah in obratno, o koncentriranih raztopinah, ko je topljenca v primerjavi s topilom veliko.
Masni delež topljenca (w) v raztopini ali odstotna koncentracija raztopin nam pove, kolikšna masa topljenca je v 100 g raztopine. Izračunamo jo po enačbi:
vv(topljenca) = m(toP^enca) enota: ki enote m(raztopina)
^deležev = 1
m(raztopine) = m(topljenca) + m(topila)
Množinska koncentracija raztopin ali molarnost (c) nam pove, kolikšna množina topljenca je raztopljena v enem litru raztopine. Enoto [mol/L] označimo krajše z M. Izračunamo jo po enačbi:
n(topljenca)	. ...
c = -- enota : riol/L
\/(raztopine)
Masna koncentracija (7) raztopin nam pove, kolikšna masa topljenca je raztopljena v enem litru raztopine. Masno koncentracijo z enoto [ g/L] izračunamo po enačbi:
= /r?(topljenca) enota:|/L" \/(raztopine)
Za kvantitativen opis raztopin pa je pomembna tudi gostota. Gostota raztopine nam pove, koliko tehta en liter neke raztopine. Izračunamo jo po enačbi:
m (raztopine)	■, T
= —---—- enota: §/mL
//(raztopine)
KISLINE, BAZE IN SOLI
1.	Namen vaje
Kemijsko reakcijo med kislino in bazo imenujemo nevtralizacija. Postopek titracije, pri kateri tudi poteka reakcija nevtralizacije, uporabljamo za določanje neznane koncentracije kisline ali baze. Pri vaji boste spoznali postopek titracije močne kisline z močno bazo in določili neznano koncentracijo vzorca kisline.
Reakcije, ki potekajo v vodni raztopini ali talini med prosto gibljivi ioni imenujemo ionske reakcije. Pri vaji boste spoznali nekatere primere ionskih reakcij v vodni raztopini ter zapisali njihove urejene enačbe kemijskih reakcij.
2.	Teoretična izhodišča vaje
Reakcijo med kislinami in bazami imenujemo nevtralizacija. V primeru, da zmešamo raztopino klorovodikove kisline HCl, v kateri je 1 mol te kisline in raztopino natrijevega hidroksida NaOH, v kateri je 1 mol hidroksida, dobimo nevtralno raztopino, v kateri je 1 mol natrijevega klorida NaCl.
H30+(aq) + CP(aq) + Na+(aq) + OH (aq) —» Na+(aq) + CP(aq) + 2 H20(l)
Oksonijevi ioni reagirajo s hidroksidnimi ioni in pri tem nastanejo molekule vode:
H30+(aq) + OH~(aq) 2 H20(l)
Natrijevi in kloridni ioni ostanejo v raztopini. Vodna raztopina soli je nevtralna.
Titracija je postopek, ki ga uporabljamo za ugotavljanje neznane koncentracije raztopin kislin ali baz. Pri tem poteče reakcija nevtralizacije.
V primeru, da s titracijo določamo neznano koncentracijo kisline, postopek titracije izvedemo tako, da uporabimo bazo, ki ima natančno določeno koncentracijo, le to imenujemo standardna raztopina. Enako velja tudi v nasprotnem primeru, neznano koncentracijo baze določimo tako, da postopek titracije izvedemo z uporabo raztopine kisline, ki ima natančno določeno koncentracijo.
Pri postopku titracije moramo uporabiti indikator. Indikator je organska snov, ki spremeni barvo
glede na kislost raztopin. Poznamo različne indikatorje (npr. lakmus, fenolftalein, metiloranž...), ki različno spremenijo svojo barvo v odvisnosti od kislosti raztopine. Zato moramo za postopek titracije izbrati ustrezen indikator.
indikator	barva indikatorja v kislem	barva indikatorja v ekvivalentni točki	barva indikatorja v bazičnem
lakmus	rdeč	vijoličast	moder
fenolftalein	brezbarven	rožnat	vijoličast
metiloranž	rdeč	čebulno rjav	rumen
Ionske reakcije so kemijske reakcije, ki potekajo v vodni raztopini ali talini med ioni, ki so prosto gibljivi. Za ionske reakcije je značilno, da potekajo zelo hitro. Pri tem nastanejo lahko:
•	slabo topne snovi različnih barv (npr. srebrov klorid, magnezijev karbonat, kalcijev karbonat, barijev sulfat(VI), svinčev jodid ...),
•	plini (npr. ogljikov dioksid, vodikov sulfid, vodikov cianid ...) ali
•	slabo disociirane snovi (npr. voda, šibke kisline in baze ...). Slabo disociirane snovi so snovi, ki so skoraj popolnoma v molekularni obliki in v zelo majhni meri v ionski obliki.
Med ionske reakcije sodi tudi reakcija kisline z bazo oz. reakcija nevtralizacije. Pri tem reagirajo oksonijevi in hidroksidni ioni. Voda, ki pri tem nastane, je slabo disociirana snov.
Potek ionskih reakcij torej lahko spremljamo v naslednjih primerih: (1) nastanek slabo topnih snovi, ki iz vodnih raztopin izpadejo kot oborine (pogosto obarvane), (2) nastanek plinov, kar opazimo kot razvijanje mehurčkov, ki izhajajo iz raztopine ali (3) nastanek slabo disociirane snovi, ki jo lahko v nekaterih primerih vidimo tudi zaradi nastanka obarvanega kompleksa (koordinacijska spojina).
REAKCIJE OKSIDACIJE IN REDUKCIJE
1.	Namen vaje
Kemijske reakcije, pri katerih potekata reakciji redukcije in oksidacije hkrati, imenujemo redoks reakcije. Glede na težnjo posameznih ionov po redukciji, lahko ione razvrstimo v vrsto, ki jo imenujemo elektrokemijska napetostna vrsta. Pri vaji boste preizkusili, ali posamezne redoks reakcije potečejo ter zapisali urejene redoks enačbe.
Galvanski člen je vir enosmernega toka značilne napetosti. Na vaji boste sestavili dva mikrogalvanska člena in izmerili njuno napetost.
2.	Teoretična izhodišča vaje
Pri vseh kemijskih reakcijah se atomi preuredijo, pri tem pa nastanejo nove spojine. Pri določenih kemijskih reakcijah se spremenijo tudi oksidacijska števila atomov elementov, ki v reakciji sodelujejo.
Oksidacijsko število atoma nekega elementa je enako naboju, ki bi ga imel atom, če bi bila spojina zgrajena le iz ionov. Oksidacijsko število je odvisno od vrste vezi, s katero je atom povezan v spojino. Sprememba oksidacijskega števila atoma pa je odvisna od števila elektronov, ki jih je atom oddal ali sprejel pri kemijski reakciji. Oksidacijsko število pišemo nad simbolom za atom elementa.
Redoks reakcije
Reakcijo, pri kateri potekata reakciji redukcije in oksidacije hkrati, imenujemo redoks reakcija. Primer take reakcije je gorenje magnezija.
2Mg(s) + O2(g) ^ 2MgO(s)
Magnezij odda dva elektrona atomoma kisika v molekuli kisika, zato se magnezij pri tem oksidira. Kisikova atoma sta dva elektrona sprejela in se pri tem reducirala.
Magnezij je pri tej reakciji reducent, ker je povzročil redukcijo kisikovih atomov v molekuli kisika. Kisik je oksidant, ker je povzročil oksidacijo magnezija.
Mg(s)	^	Mg2+ + 2e poteče oksidacija
reducent	oksidirana
se oksidira	oblika
2O(g) + 2e- ^ 2O2-(g) oksidant	reducirana oblika
se reducira
poteče redukcija
REDUCENT je snov, ki se oksidira (ker druge reducira). OKSIDANT je snov, ki se reducira (ker druge oksidira).
Galvanski člen
Galvanski člen je vir enosmernega toka značilne napetosti, ki ga dobimo v primeru, če reakciji oksidacije in redukcije prostorsko ločimo. Pri redoks reakcijah pride do izmenjave elektronov med snovmi, kar zapišemo z delnima reakcijama. V primeru, da ta tok elektronov usmerimo, postane galvanski člen vir enosmernega električnega toka, ki lahko poganja različna vezja (v ročnih in stenskih urah, mobilnih telefonih, električnih svetilkah, različnih napravah, ki delujejo s pomočjo bateriji). Pri tem galvanski člen opravlja električno delo, saj »potiska« elektrone skozi vezja, zaradi kemijske reakcije v galvanskem členu namreč dobimo električno energijo, kar omogoča delovanje posamezne naprave.
Primer kemijske reakcije med cinkom in bakrovim(II) sulfatom(VI): Zn(s) + CuSO4(aq) ^ ZnSO4(aq) + Cu(s) Oksidacija:	Zn0(s) ^ Zn2+(aq) + 2e-
Redukcija:	Cu2+(aq) + 2e- ^ Cu0(s)
Delovanje in zgradba galvanskega člena
Galvanski člen sestavljata dva polčlena, ki sta prostorsko ločena. Na enem polčlenu poteka reakcija oksidacije, na drugem polčlenu reakcija redukcije. Po dogovoru je na desni tisti polčlen, na katerem poteka redukcija (bakrov polčlen), na levi pa polčlen, na katerem poteka oksidacija (cinkov polčlen). V vsakem polčlenu je raztopina ionov in ustrezna kovinska ploščica, ki jo imenujemo elektroda.
oksidacija ANODA
redukcija KATODA
Shema 1: Cinkov in bakrov polčlen (A. Godec, I. Leban, 2010)
Kovinsko elektrodo, na kateri poteka redukcija, imenujemo katoda, tisto, na kateri poteka oksidacija, pa imenujemo anoda.
V primeru, da raztopini obeh polčlenov povežemo z elektrolitskim ključem, obe elektrodi pa z žico, dobimo galvanski člen s točno določeno električno napetostjo. Električno napetost galvanskega člena lahko izmerimo, v primeru, da žico, s kato sta povezana polčlena prekinemo in in vežemo v tokokrog voltmeter. V galvanskem členu torej dobimo električno energijo zaradi kemijske reakcije.
Shema 2: Galvanski člen (A. Godec, I. Leban, 2010) Procesi, ki potekajo v galvanskem členu:
Levi polčlen: kovinska elektroda (anoda) se raztaplja, atomi cinka oddajo elektrodi vsak po dva elektrona in v raztopino preidejo v obliki ionov Zn2+ (aq). Elektroni se tako kopičijo na anodi (-) in stečejo po žici na drugo stran, proti bakrovi katodi.
Desni polčlen: na katodi poteka redukcija: ioni Cu2+(aq) iz raztopine sprejmejo vsak po dva elektrona od elektrode in se na njej izločijo.
Posledica omenjenih reakcij je, da se masa cinkove anode med reakcijo zmanjšuje, masa bakrove katode pa povečuje.
Elementarni cink je v tem galvanskem členu močnejši reducent, bakrovi ioni pa so v kombinaciji s cinkom šibkejši reducent oziroma močnejši oksidant.
Shematski zapis galvanskega člena:
Zn (s) I Zn2+(aq) II Cu2+(aq) I Cu(s)
Na desni pišemo polčlen, v katerem poteka redukcija, na levi polčlen, v katerem poteka oksidacija. Ena pokončna črta označuje fazno mejo med kovinsko elektrodo in raztopino ionov v posameznem polčlenu. Dve pokončni črti pa označujeta elektrolitski ključ, ki obe raztopini ionov
povezuje, služi za prehajanje ionov v raztopino polčlena in s tem ohranjajo nevtralnost obeh raztopin.
Skupna reakcija v galvanskem členu
Zapišemo jo kot vsoto obeh delnih reakcij, ki potekata v desnem in levem polčlenu. Pri tem
pazimo, da obe delni reakciji napišemo tako, da se izmenja enako število elektronov. Aniona ne pišemo, ker se med reakcijo ne spremeni.
Zn0(s)	^ >Zn^+(aq) + 2e-
Cu2+(aq) +	^ Cu0(s)
Cu2+(aq) + -^e- + Zn0(s) ^ Zn2+(aq) + -^e- + Cu0(s)
Skupna reakcija je:
_redukcija_
Cu2+(aq) + Zn0(s) ^ Cu0(s)	+ Zn2+(aq)
I_t
oksidacija
Smer reakcije
V	galvanskem členu potekajo reakcije le v določeni smeri, kar so pokazali poskusi. Glede na težnjo posameznih ionov po redukciji lahko ione razvrstimo v vrsto, imenujemo jo elektrokemijska napetostna vrsta.
Elektrokemijska napetostna vrsta.
o
Merilo za težnjo ionov po redukciji je standardni elektrodni potencial, E čim bolj je pozitiven, tem lažje se ioni reducirajo. Čim manj je pozitiven oziroma čim bolj je negativen, tem lažje poteka oksidacija v tem polčlenu.
Elementi so glede na velikost in na predznak standardnega elektrodnega potenciala razvrščeni v elektrokemijsko napetostno vrsto ali redoks vrsto. Za primerjavo je izbran standardni vodikov polčlen, ki so mu pripisali standardni elektrodni potencial 0,000V. Standardni elektrodni potencial polčlena je naveden pri točno določenih pogojih: kovinska elektroda je potopljena v raztopino ionov s koncentracijo 1 mol/L, temperatura je 25 °C in tlak 100 kPa.
V	redoks vrsti so po dogovoru vse reakcije napisane v obliki redukcije. Položaj v redoks vrsti pa kaže težnjo iona po redukciji.
Zapomnimo si:
Čim bolj je standardni elektrodni potencial pozitiven, tem večja je težnja iona po redukciji, tem močnejši oksidant je kovina.
Čim bolj je standardni elektrodni potencial negativen, tem večja je težnja atoma po oksidaciji, tem močnejši reducent je kovina.
KOVINSKI IONI SE LAŽE REDUCIRAJO SO BOLJŠI OKSIDANTI
ATOMI KOVIN SE LAŽE OKSIDIRAJO SO BOLJŠI REDUCENTI
Reakcija	E° [V]
Zn2+(aq) + 2e- 5 Zn(s)	-0,762
Fe2+(aq) + 2e- 5 Fe(s)	-0,440
2HsO+(aq) + 2e- 5 H2(g) + 2H2O(l)	0,000
Cu2+(aq) + 2e- 5 Cu(s)	+0,337
Ag+(aq) + 1e- 5 Ag(s)	+0,800
Cinkove ione Zn2+, in elementarni cink, Zn, ki nastopajo v reakciji, imenujemo tudi redoks par, ki ga zapišemo Zn2+| Zn.
Standardni elektrodni potenciali
Reakcija	E° [V]
Li+(aq) + 1e- 5 Li(s)	-3,04
K+(aq) + 1e- 5 K(s)	-2,93
Ba2+(aq) + 2e- 5 Ba(s)	-2,91
Sr2+(aq) + 2e- 5 Sr(s)	-2,90
Ca2+(aq) + 2e- 5 Ca(s)	-2,87
Na+(aq) + 1e- 5 Na(s)	-2,71
Mg2+(aq) + 2e- 5 Mg(s)	-2,37
Be2+(aq) + 2e- 5 Be(s)	-1,85
Al3+(aq) + 3e- 5 Al(s)	-1,66
Mn2+(aq) + 2e- 5 Mn(s)	-1,19
Zn2+(aq) + 2e- 5 Zn(s)	-0,762
Cr3+(aq) + 3e- 5 Cr(s)	-0,740
Fe2+(aq) + 2e- 5 Fe(s)	-0,440
Cd2+(aq) + 2e- 5 Cd(s)	-0,400
Co2+(aq) + 2e- 5 Co(s)	-0,280
Ni2+(aq) + 2e- 5 Ni(s)	-0,250
Sn2+(aq) + 2e- 5 Sn(s)	-0,140
Sn2+(aq) + 2e- 5 Sn(s)	-0,140
2H3O+(aq) + 2e- 5 H2(g) + 2H2O(l)	0,000
Bi3+(aq) + 3e- 5 Bi(s)	+0,308
Cu2+(aq) + 2e- 5 Cu(s)	+0,337
I2(s) + 2e- 5 2I-(s)	+0,540
Fe3+(aq) + 3e- 5 Fe2+(aq)	+0,771
Ag+(aq) + 1e- 5 Ag(s)	+0,800
Hg2+(aq) + 2e- 5 Hg(l)	+0,850
Br2(s) + 2e- 5 2Br-(aq)	+1,07
Pt2+(aq) + 2e- 5 Pt(s)	+1,19
Cl2(s) + 2e- 5 2Cl-(s)	+1,36
Au3+(aq) + 3e- 5 Au(s)	+1,52
Au+(aq) + 1e- 5 Au(s)	+1,83
F2(s) + 2e- 5 2F-(s)	+2,87
Vse delne reakcije so ravnotežne reakcije. Pri zapisovanju enačb za reakcije v galvanskih členih zaradi preglednosti znak za ravnotežje izpustimo.
Fluor je v elektronapetostni vrsti najmočnejši oksidant, litij je najmočnejši reducent.
Izmed naštetih kovin je najmočnejši reducent litij, najšibkejši reducent pa pa zlato. Posledica tega je, da je litij zelo reaktivna kovina, zlato pa le slabo reaktivna. Zlato zato uvrščamo med žlahtne kovine, kar pomeni, da se v kombinaciji z drugimi kovinami ioni zlata najlažje reducirajo (zlato je dober oksidant), pri čemer nastaja elementarno zlato.
REAKTIVNOST KOVIN IN HALOGENIH ELEMENTOV
1.	Namen vaje
Alkalijske in zemeljskoalkalijske kovine so elementi I. oziroma II. skupine periodnega sistema. Od vseh kovin so najbolj reaktivne. Z izvedbo kemijskih reakcij boste spoznali reaktivnost litija, natrija, kalija, kalcija in magnezija z vodo in s kisikom v zraku.
Elemente VII. skupine periodnega sistema imenujemo tudi halogeni, so zelo reaktivni in radi tvorijo soli. Z izvedbo ustreznih reakcij boste spoznali reaktivnost klora, broma in joda.
2.	Teoretična izhodišča vaje
Lastnosti alkalijskih kovin in zemeljskoalkalijskih kovin
Alkalijske kovine so elementi I. skupine periodnega sistema. Od vseh kovin so najbolj reaktivne. Reaktivnost alkalijskih kovin po skupini navzdol narašča.
Takoj reagirajo s kisikom v zraku in z vodo. Pri reakciji z vodo alkalijske kovine burno reagirajo, nastanejo hidroksidi in vodik. So močni reducenti.
Z nekovinami tvorijo alkalijske in zemeljskoalkalijske kovine ionske spojine, ki so tudi edini vir teh elementov v naravi (alkalijskih kovin v elementarnem stanju v naravi ne najdemo). Pri kvalitativni analizi jih dokažemo s plamenskimi reakcijami, saj njihovi ioni značilno obarvajo plamen plinskega gorilnika:
ion alkalijske kovine	Li+	Na+	K+	Ca2+	Sr2+	Ba2+
barva plamena	karminsko rdeča	rumenooranžna	vijolična	opečnato rdeča	rdeča	rumeno zelena
Spojine alkalijskih elementov so zato dobro topne v vodi (natrijev klorid, kalijev bromid).. Pridobivamo jih z elektrolizo talin kloridov.
Alkalijske kovine hranimo v nepolarnih topilih, kot so petrolej, parafinsko olje ali heksan. Litij najpogosteje hranimo v posodah, napolnjenih z argonom. Reaktivnost rubidija in cezija je tako velika, da že sledovi vode povzročijo eksplozijo ali vžig, zato jih hranimo v zataljenih steklenih ampulah. Ker so mehke, jih lahko režemo z nožem. Sveže odrezana površina ima kovinski sijaj, ki na zraku potemni, saj kovine na zraku takoj reagirajo s kisikom.
Zemeljskoalkalijske kovine so elementi II. skupine periodnega sistema. So zelo reaktivne, vendar manj od alkalijskih kovin. Tudi le-te v naravi najdemo le v spojinah, najpogosteje v spojinah z ogljikom in kisikom, kot karbonate. Zemeljskoalkalijske kovine z vodo zelo burno reagirajo,
nastanejo hidroksidi in vodik. Soli zemeljskoalkalijskih elementov so topne v vodi (magnezijev klorid).
Reaktivnost zemeljskoalkalijskih kovin po skupini navzdol narašča. Berilij z vodo ne reagira, magnezij reagira le z vročo vodo. Kalcij reagira že pri sobni temperaturi. Barij hranimo v petroleju, da ne pride v stik s kisikom in vodo, s katerima hitro reagira. Zemeljskoalkalijske kovine so od alkalijskih kovin trše in imajo višja tališča.
Lastnosti halogenih elementov
Elemente VII. skupine periodnega sistema imenujemo tudi halogeni, saj so zelo reaktivni in radi tvorijo soli (gr. halos - sol, gennan - tvoriti, roditi). V naravi jih v elementarnem stanju ne najdemo. So nekovine in v elementarnem stanju dvoatomne molekule. Pri sobnih pogojih je fluor (F2) rumeno-zelen plin, klor (Cl2) zelen plin, brom (Br2) rjavo-rdeča tekočina, jod (I2) pa trdna snov v obliki sivih kristalčkov s kovinskim sijajem. Halogeni elementi so strupeni. Fluor in klor poškodujeta dihalne organe (klor - prvi bojni strup). Brom povzroči hude opekline kože. Jod pa je najmanj strupen, v manjših količinah ga uporabljajo celo kot razkužilo. V ta namen se uporablja jodova tinktura, ki je raztopina joda in kalijevega jodida v etanolu. Za razkuževanje vode v bazenih vodo klorirajo, da uničijo mikroorganizme. Kot razkužilo, belilo in čistilno sredstvo pa se uporablja tudi varikina, ki je 5 % vodna raztopina NaOCl, natrijevega klorata(I).
Reaktivnost halogenov se po skupini zmanjšuje. Najbolj reaktiven je fluor, najmanj jod. Halogeni so močni oksidanti. Fluor je v skupini halogenov najmočnejši oksidant in jod najšibkejši: F2
Cl2 Oksidacijska moč elementov se zmanjšuje. Br2 I2
Primer: S klorovico lahko oksidiramo bromidne in jodidne ione Cl2(aq) + 2Br-(aq) ^ 2Cl-(aq) + Br2(aq) Cl2(aq) + 2I-(aq) ^ 2Cl-(aq) + h(aq)
Klor oksidira bromidne ione Br- in jodidne ione I-, ker je močnejši oksidant kot sta brom in jod.
Reaktivnost halogenih elementov z vodo: fluor reagira z vodo, klor in brom se raztapljata v vodi, jod pa je v vodi slabo topen. Pri pripravi vodne raztopine joda, (jodovice), moramo v vodo dodati nekaj kalijevega jodida, da nastane temno rjav kalijev trijodid, (I2 + KI^^KI3), ki je topen v vodi. Raztopine klora, broma in joda v vodi se imenujejo klorovica, bromovica in jodovica.
Reaktivnost halogenih elementov s kovinami: halogeni elementi reagirajo z alkalijskimi in zemeljskoalkalijskimi kovinami (močno eksotermne reakcije), pri tem nastanejo ionske spojine, halogenidi, ki so v vodi dobro topne. Ione, ki pri tem nastanejo, imenujemo halogenidni ioni X- .
Halogeni elementi in njihove spojine so pomembni za žive organizme.
Natrijevi, kalijevi in kloridni ioni so v krvi (osmoregulacija), omogočajo pa tudi prenos vzdraženja preko živčnega vlakna s prehajanjem skozi membrano živčne celice. Klorovodikovo kislino, HCl(aq) izloča sluznica želodca in je baktericidna snov, ki omogoča koagulacijo beljakovin in aktivira encime želodčnega soka. Štirje atomi joda so sestavni del spojine tiroksina, ki je aminokislinski hormon, ki ga tvori ščitnica in omogoča regulacijo presnove v celicah.
LASTNOSTI POLIMEROV
1.	Namen vaje
Polimeri so ogromne molekule, sestavljene iz monomerov. Ločimo naravne in umetne polimere, ki jih imenujemo tudi plastične mase. Sintetični, umetni polimeri se proizvajajo v velikih količinah. Spoznali boste postopek priprave izbranih polimerov, jih sintetizirali in preizkusili nekatere njihove lastnosti.
2.	Teoretična izhodišča vaje
Polimeri so spojine z veliko molsko maso, ki so sestavljene iz ponavljajočih se strukturnih enot -monomerov, ki so povezani s kovalentno vezjo in tvorijo velike strukture, podobne verigi ali gosti mreži. Beseda izhaja iz grških besed poly (veliko) in meros (del).
Reakcijo, s katero pridobivamo polimere, imenujemo polimerizacija. Pri reakciji polimerizacije se molekule monomerov medsebojno povežejo, pri tem nastanejo polimeri.
Polimere glede na način povezovanja monomernih enot oz. vezi med C-atomi v monomerni enoti delimo na: (A) poliamide (amidna vez med monomeri), (B) poliestre (estrska vez med monomeri) in (C) poliadicijske ali vinilne polimere (dvojna ali trojna vez med ogljikovimi atomi v monomeru):
A Povezovanje monomernih enot v molekuli polimera s ponavljajojočo amidno funkcionalno skupino:
OH	OH
II I	II I
......C—N------C—N......
B Povezovanje monomernih enot v molekuli polimera s ponavljajojočo estrsko funkcionalno skupino:
O
II
-C—O-
O
II
-C—O-
C Povezovanje monomernih enot v molekuli polimera sestavljeno iz verige C-atomov:
-C—C—C — C—C—
Poliamidi
Poliamidi nastanejo pri kondenzacijski polimerizaciji, pri kateri se monomerne enote povežejo tako, da se pri tem izločijo majhne molekule, kot je npr. voda ali vodikov klorid.
V	primeru najlona, enega najbolj poznanih predstavnikov polimernih materialov, ki ga uvrščamo v skupino poliamidov, se izloči vodikov klorid. Monomerne enote v najlonu so povezane z amidnimi vezmi -CO-NH-. Isto vez pri aminokislinah v peptidih imenujemo peptidna vez.
Najlon so leta 1937 pričeli uporabljati za izdelavo ženskih nogavic, najlonk, ki so nadomestile svilene nogavice, ki so bile prej izdelane iz prav tako polimernega materiala, saj svilo uvrščamo med naravne polimere beljakovinskega izvora. Glede na to, da isto vez, -CO-NH- vez pri aminokislinah v peptidih imenujemo peptidna vez, lahko na beljakovine gledamo kot na naravne poliamide.
V	primeru sinteze najlona sta monomera dikarboksilna kislina in diamin. V reakciji polimerizacije se lahko povežeta adipinska kisina (oz. adipil diklorid) in heksan-1,6-diamin, pri čemer nastane polimerna molekula najlona.
najlon
Poliestri
Poliestri so skupina polimerov, ki vsebujejo ponavljajoče se estrske funkcionalne skupine v glavni verigi. Najbolj poznan predstavnik poliestrov je polietilen tereftalat ali okrajšano (PET). To je termoplastična poliestrska smola iz etan-1,2-diola (etilen glikola) in benzen - 1,4 dikarboksilne kisline (tereftalne kisline),
ki se uporablja za izdelavo umetnih vlaken in plastične embalaže, ki jo je mogoče reciklirati.
Polimere delimo glede na: (A) izvor in (B) zgradbo: (A) Delitev polimerov glede na izvor:
Polimere glede na izvor delimo na naravne in sintetične. Med naravne polimere prištevamo škrob, celulozo, lignin, hitin (polisaharidi), beljakovine ter lateks.
Sintetične polimere razvijajo sistematično, njihova proizvodnja v svetu pa je danes množična. Razvoj novih sintetičnih materialov temelji na preučevanju zgradbe in lastnosti naravnih snovi, kar odkriva poti do novih sintetičnih materialov, katerih zgradba, s tem pa lastnosti in njihova uporabnost, je tako skrbno načrtovana. Prvi popolnoma sintetični polimer je leta 1909 odkril Leo Baekeland, imenovali so ga bakelit. Sintetični polimeri se proizvajajo v velikih količinah za zelo različna področja. Na izdelkih, izdelanih iz njih, so posebne oznake, po katerih jih prepoznamo. Med sintetičnimi polimeri ločimo polikondenzacijske polimere in poliadicijske ali vinilne polimere.
(B) Delitev polimerov glede na zgradbo:
POLIMERI
Polimere lahko glede na zgradbo in s tem na lastnosti makromolekule delimo v dve veliki skupini, na elastomere in plastiko.
Elastomeri
Elastomeri, kot pove že ime samo, imajo elastične lastnosti, kar pomeni, da se elastomeri pod vplivom zunanje sile raztezajo, a se po prenehanju delovanja le-te lahko vrnejo v svojo prvotno obliko. Razlog, da imajo elastomeri elastične lastnosti, je v šibki zamreženosti polimernih verig. V molekuli elastomera je namreč le ena monomerna enota na sto enot polimerne verige povezana z drugo polimerno verigo:
I —
/ \
a) monomeri
b) polimerne verige
c) elastomer
Slika prikazuje nastanek elastomera, kjer so monomeri (a) povezani v polimerne verige (b), le te pa tvorijo elastomer (c), kjer so polimerne verige povezane z vezavnimi skupinami.
Značilna primera elastomerov sta naravna in sintetična guma. Surovina za naravno gumo je naravni polimer lateks, ki je kemijsko vodna emulzija poliizoprena (2-metilbuta-1,3-diena), pridobivajo pa ga iz rastline kavčukovca. Guma je postala neprecenljiva po letu 1823, ko je Charles Goodyear odkril postopek vulkanizacije naravne gume. Pri tem postopku je naravno gumo segreval z žveplom, ki je v vlogi zamreževala povezalo verige naravne gume med seboj, nastala je trdnejša snov in osnova za začetek proizvodnje avtomobilskih plaščev. Naravno gumo danes nadomešča sintetična guma, npr. stiren-butadien-stirenska guma, SBS guma, ki je polimer iz stirena in buta-1,3-diena.
Naravna guma
H	H
\ / H	C=C
\ / \
C=C	H
/ \ H CH3
Monomerna enota naravne gume 2-metilbuta-1,3-dien
+ H2\ /h4,
/=C\ H3C	H
Ponavljajoča se enota
v naravni gumi
Sintetična guma
H	H	H
\ / H	C=C
\ / \ C=C	H
/ \ H CH3
buta-1,3-dien
H
\ / C=C
\
O
H
stiren
■CH2—CH"
-h2c.
.CH-
O
\ /
C^C /C \ HH
		
	n	
CH
—	CH-k
-	1 J n
6
Ponavljajoče se enote gume SBS
Plastika
n
Plastika je trdna, toga, upogljiva, vendar nima elastičnih lastnosti. Plastika je dobila ime glede na to, da se mnogi polimeri pri segrevanju zmehčajo, beseda pa izvira iz grščine in v dobesednem prevodu pomeni »sposoben mehčanja«. Njene lastnosti so posledica večje stopnje zamreženosti polimernih verig. Polimerne verige so lahko različne dolžine, od česar so tudi posledično odvisne njihove lastnosti (npr. gostota). Plastične materiale lahko v določenih primerih vlivamo v kalupe ali jih oblikujemo v tanke filme. Med najbolj znane in uporabljane plastične materiale sodi polieten. Za izdelavo plastične embalaže največ uporabljamo polieten tereftalat (PET ali PETE) in polieten nizke gostote (LDPE), ki je mehak in upogljiv, primeren za izdelavo plastičnih vrečk, posodic za shranjevanje, izolacijskih materialov ter premazov. Poznamo tudi polieten visoke gostote (HDPE), sestavljen iz dolgih, nerazvejenih linearnih verig, posledica tega je, da je tog in trd. Iz njega izdelujejo cevi, steklenice in zamaške za steklenice. Poleg omenjenih poznamo še polieten ultravisoke molske mase iz katerega izdelujejo predmete za posebno uporabo, kot so obleke gasilcev in policistov (neprobojne obleke) ter drugih snovi, iz katere izdelujejo predmete, izpostavljene ekstremnim okoliščinam.
Vlakna
Poznamo pa tudi nekatere plastične materiale, ki imajo lastnosti elastomerov (se lahko raztezajo), poleg tega pa lahko tvorijo tudi vlakna (npr. najlon, poliestri), zato jih uvrščamo med plastiko in med
elastomere. Za makromolekulo vlakna je značilno, da je razmerje med njeno dolžino in premerom 3000 ali celo več. Značilni primer sintetičnega vlakna je najlon. Najlonska vlakna so močna, težko jih obrabimo, elastična in žilava. Slaba lastnost najlona je, da ima najlon visoko električno upornost, zato se izdelki iz najlonskih vlaken zelo radi naelektrijo, kar povzroča prasketanje ali iskrenje.
LITERATURA
1.	Atkins, P., W., et al. (1995). Kemija - zakonitosti in uporaba, TZS, Ljubljana,
2.	Bukovec, N. (2010). Kemija za gimnazije 2 - učbenik za kemijo v 2. letniku gimnazij, DZS, Ljubljana.
3.	Bukovec, N. (2010). Kemija za gimnazije 1 - učbenik za kemijo v 1, 2. in 4. letniku gimnazijskega izobraževanja ter v programu Kemijski tehnik, DZS, Ljubljana.
4.	Bukovec, N., Brenčič. (2010). Kemija za gimnazije 1. DZS, Ljubljana.
5.	Bukovec, N., Dolenc, D., Šket, B. (2008). Kemija za gimnazije 2. DZS, Ljubljana.
6.	Cebin, N. Prašnikar, M. (2011). Verige in obroči, Laboratorijske vaje za kemijo v gimnaziji, Modrijan, Ljubljana.
7.	Dolenc D., Šket, B. (2010). Kemija za gimnazije 3 - učbenik za kemijo v 3. letniku gimnazij, DZS, Ljubljana.
8.	Glažar, S. A., Devetak, I. (2007). Naravoslovje, kemijske vsebine - navodila za laboratorijske vaje. Pedagoška fakulteta, Ljubljana.
9.	Lazarini, F. , Brenčič, J., (1984). Splošna in anorganska kemija, DZS, Ljubljana.
10.	Kornhauser, A. (1995). Organska kemija II Organske kisikove spojine Lipidi Ogljikovi hidrati DZS, Ljubljana.
11.	Tišler, M. (1982). Organska kemija, visokošolski učbenik. DZS, Ljubljana.
12.	Tišler, M. (1999). Organska kemija, srednješolski učbenik. DZS, Ljubljana.
13.	Vrtačnik, M., Šket, B. (1992). Organska kemija, Naloge iz kemije za osnovnošolce 2. DZS, Ljubljana.
14.	Vrtačnik, M., Šket, B. (1996). Naloge iz organske kemije za srednjo šolo. DZS, Ljubljana.
15.	Zupančič-Brouwer, N., Glažar, S. A., (2007). Kemija, Eksperimentalne vaje. Pedagoška fakulteta, Ljubljana.
16.	Zupančič-Brouwer, N. Vrtačnik, M. (1995). Eksperimentalna organska kemija. Založba Mihelač in Nešovic, Ljubljana.
17.	http://www.fkkt.uni-lj.si/attachments/3073/zbirka-pravil-varnega-dela.pdf
18.	http://www.sigmaaldrich.com/customer-service/worldwide-offices/worldwide-offices2.html
19.	http://www.chemicalbook.com/ProductChemicalPropertiesCB2706559_EN.htm
20.	http://www.merckmillipore.com/slovenia/msds-search/c_r_ab.s1O_d4AAAEl7otx3CaA?back=true