RUDARSKO GEOLOSKO GRADJEVINSKI FAKULTET

UNIVERZITET U TUZLI

SEMINARSKI RAD Tema : Elektroliti

Radio: Emir Brckalic

Mentor : dr.sc. Aldina Kesic

1

Tuzla,2014

SADRŽAJ

• Uvod ……………………………………………….3• Rastvori elektrolita ……………………………..4• Elektrolitickadisocijacija………………………….5• Hidratacija i solvatacija ………………………….6• Jaki i slabi elektroliti …………………………...7• Slabielektroliti……………………………………..8• Pravi (potencijalni)elektrolit……………………...9• Disocijacija kovalentnih spojeva ……………….10• Kiseline i baze …………………………………..• Kiseline ……………………………………………11• Baze………………………………………………..12• Aktivitet jona ………………………………………13• Teorija kiselina i baza ………………………….. Arenijuseva teorija………………………….14.15.16 Brensted – Lorijeva teorija……………………….17 Luisova teorija ……………………………………18 Literatura…………………………………………..19

2

UVODElektrolit je tvar(rastvor,ali može biti i čvrsta tvar) koja je elektricki vodljiva zbog gibanja slobodnih jona, tj. posjeduje svojstvo jonske vodljivosti.Jednostavan način dobivanja elektrolita je otapanjem odnosno razrjeđivanjem kiseline, lužine  ili  soli  u pogodnom rastvoru, najčešće u vodi. Pri tome tipično dolazi do disocijacije molekula kiseline, lužine odnosno soli, na dva jona čiji naboji su jednakih iznosa, ali suprotni po polu odnosno predznaku. Joni s pozitivnim nabojem (kationi) su metalni dio soli odnosno lužine, a kod kiseline to je atom vodika. Negativni joni (anioni) su kiselinski ostatak kod kiselina i soli (to je nemetal odnosno oksid nemetala), a kod lužina to je hidroksilna skupina -

OH.Upotreba elektrolita:

Elektrolitski vodiči se upotrebljavaju kod nekih elektronskih uređaja gdje se koristi interakcija metala i elektrolita

Kod baterija elektroliti u interakciji s nekim metalima služe za spremanje i dobivanje električne energije

Kod nekih gorivih ćelija (eng. fuel cell), kruti elektrolit (protonski vodič), služi za električno spajanje anode i katode, s time da odvaja vodik i kisik (plinovi za pogon nekih gorivih celija).

Kod galvanizacije elektrolit nanosi metal na objekt koji treba biti zaštićen metalnim nanosom (cinčanje, niklovanje, pozlaćivanje, itd...), a služi i kao vodič koji električki povezuje taj objekt u električni krug.

Kod elektrolitskih kondenzatora Hemijski efekt služi za stvaranje izuzetno tanke izolatorske prevlake, dok elektrolit služi kao kondenzatorska ploča.Kod hidrometara, vlažnost zraka se mjeri mjerenjem vodljivosti skoro suhog elektrolita.

3

RASTVORI ELEKTROLITA

Pojave provodjenja elektricne struje kroz taljevine i vodenog rastvora otkrivene su pocetkom 19 stoljeca.

Za to su zasluzni engleski hemicari Humphry Davy,Michael Faraday i Jöns Jacob Berzelius.

Faraday je predpostavio da se tek za vrijeme provodjenja elektricne struje rastaljenja,odnosno rastvorena tvar se raspada na elektricni nabijene cestice,koje putuju prema elektronima.Zbog toga ih je nazvao jonima.

Negativno nabijene ione,koji pozitivno putuju prema pozitivnom polu anodi,nazvao je anionima, a pozitivno nabijene jone,koji putuju prema negativno nabijenoj elektrodi-katodi,nazvao je kationima.

Zbog toga su i tvari koje provode elektricnu struju pomocu jona ,kada su rastavljene ili otopljene u vodi,nazvane elektrolitima,a sve ostale tvari koje ne provode elektricnu struju uz iste uvjete nazvane su neelektrolitima.

Medjutim kasnije je nadjeno da otopine elektrolita provode ne samo istosmjernu vec i naizmjenicnu struju,a u tom slucaju ne dolazi do elektrolize.

Dakle joni koji jedini mogu voditi elektricnu struju u rastvoru ne nastaju tek provodjenjem struje vec samim rastvorima elektrolita.U prilog tome ide i cinjenica da rastvori elektrolita pokazuju vece snizenje tacke mrznjenja i tacke topljenja, kao i veci osmotski pritisak nego sto odgovara njihovoj molekulskoj masi.

4

ELEKTROLITICKA DISOCIJACIJA

Elektroliticka disocijacija je spontani proces izdvajanja jona iz jonskih kristalnih resetki ili iz molekula sa polarnim kovalentnim vezama dejstvom polarnih molekula vode.

Stepen disocijacije je merilo disocijacije jonskog jedinjenja i predstavlja odnos broja disosovanih prema ukupnom broju molekula. Mnogo važniji koncept je konstanta disocijacije.

H2O + H2O → H3O+ + OH-

HIDRATACIJA I SOLVATACIJA

5

Svaki jon u vodenom rastvoru obavijen slojem molekula vode koje su vezane za jon dipolnom vezom ,a i kovalentnom vezom.

Taj proces vezanja vode za jone nazivamo hidratacijom.

Svaki jon je u vodenom rastvoru hidratiziran.

Stepen hidratacije, tj jakost veze i broj vezanih molekula vode,zavisi od velicine i naboja jona.

Hidratacija može biti toliko jaka da se molekule vode ugradjuju u samo kristalnu rešetku i tako nastaju hidrati .

C2H4 + H2O → C2H5OH

• Solvatacija je proces vezanja molekula nekog drugog rastvora na jone (solvens – otapalo), a produkti solvatacije se nazivaju solvatima.

Rastvor koji se pri nekoj temperaturi nalazi u ravnotezi sa neotopljenom cvrstom tvari naziva se zasiceni rastvor.

• Nezasiceni rastvor sadrzi manje otopljene tvari od one kolicine koju je moguce rastvoriti u rastvaracu pri toj temperaturi, dok prezasiceni rastvor sadrzi vise rastvorene tvari nego to odgovara zasicenom rastvoru pri toj temperaturi.

JAKI I SLABI ELEKTROLITI

6

Kako joni provode elektricnu struju u rastvorima elektrolita,to elektricna provodnost elektrolita zavisi od vrste jona,a proporcionalna je njihovoj koncertraciji.Da bi smo usporedjivali pojedine elektrolite ili jone s obzirom na sposobnost provodjenja elektricne struje,definisana je molarna provodnost za elektrolite ,odnosno za jone,a to je provodljivost podijeljena koncetracijom .

Iz molarne provodnosti elektrolita mozemo odrediti i molarne jonske provodnosti. Iz velicine tih jonskih provodnosti mozemo zakljuciti i na velicinu jona u rastvoru.

Sigurno je da je provodljivost jona veca ukoliko je jon manji, jer je u tom slucaju manji i otpor molekula vode .Velicina jona ipak zavisi o hidrataciji odnosno opcenito o solvataciji jona.

Na osnovu toga razlikujemo dvije vrste elektrolita.

Elektrolite koji u vodenim rastvorima potpuno disociraju na svoje jone,tj od kojih vodene rastvore dobro provode elektricnu struju,nazivamo jakim elektrolitima.

Elektroliti koji u vodenim rastvorima samo djelimicno disociraju na jone koji su u ravnotezi s molekulama,tj.kojih vodene rastvore kod iste koncetracije slabo provode elektricnu struju ,nazivamo slabim elektrolitima.

7

Nemaju svi elektroliti istu sposobnost elektroliticke disocijacije.

Mozemo reci da ova podjela na jake i slabe elektrolite zavisi od rastvora.

Jaki i slabi elektroliti

Jaki α> 30%, slabi<30%

Tako neki slabi elektrolit s obzirom na vodeni rastvor ne mora biti slabi elektrolit s obzirom na neko drugi rastvor.

Zbog toga se slabi elektroliti jos nazivaju potencijalni elektroliti,a jaki elektroliti pravim elektrolitima ako grade jonsku resetku,odnosno potencijalnim,ako tek pod utjecajem rastvora postaju jaki elektroliti.

Opcenito mozemo kazati da su pravi (jaki) elektroliti takvi spojevi koji sadrze stabilnu jonsku vezu,koja ne moze prijeci u kovalentnu vezu.

8

Zbog toga oni sadrze jone u cvrstom i u rastvorenom stanju.Prema tome,pravi (jaki) elektroliti su tipicni jonski spojevi ,dakle vecina soli.

Medjutim soli sadrze katione I anione sa visokim nabojem (npr.MgSO4) jesu slabi elektroliti jer je disocijacija nepotpuna zbog asocijacije kationa i aniona, koja je posljedica elektricnih privlacnih sila medju jonima.

Potencijalni (ili slabi) elektroliti jesu jonski spojevi koji sadrze kovelentnu vezu s parcijalnim jonskim karakterom,koji omogucuje stanovit stupanj disocijacije spoja pri otapanju.

Zbog toga otopine potencijalnih elektrolita sadrze i kovalentan i jonski oblik u dinamickoj ravnotezi .

Sto je veci jonski karakter kovalentne veze izmedju stanovitih atoma u molekuli,to lakes dolazi u tom mjestu utjecajem molekula rastvaraca do heterolitickog cijepanja veze,tj do disocijacije na jone,odnosno to je elektrolit jaci.

DISOCIJACIJA KOVALENTNIH SPOJEVA9

Stepen disocijacije,odnosno jacina kiseline zavisi od jacine veze.

Sto je veza slabija,kiselina je jaca.

Jacina veze zavisi od gustine elektronskog oblika oko atoma kisika,sa kojim je povezan vodikov atom.

Sa stajalista teorije rezonance mozemo protumaciti jacinu kiseline s obzirom na broj koordiniranih kisikovih atoma i ovako.

Ako je na centralni atom molekule vezano vise kisikovih atoma,privlacna sila izmedju protona i kisikovih atoma podijeljenja je na sve kisikove atome i time je veza O – H slabija sto je prisutan veci oksidacioni broj ,odnosno pozitivni naboj centralnog atoma.

CH3COOH(aq) + H2O(l) ⇄H3O + (aq) + CH3COO - (aq)

Kod spojeva s kovalentnom vezom s vise raznovrsnih atoma s razlicitim afinitetom za elektrone atom s vecim afinitetom jace privlaci elektronski oblak kovalentne veze pa dolazi do asimetricne raspodjele negativnog naboja u molekuli, nastaje dipol i molekula ima djelomican ionski karakter: H2O, NH3, itd.

Molekule u kojima su atomi međusobno povezani zajednickim elektronskim parom tj. kovalentnom vezom dijele se na nepolarne i polarne, a potonje na one s jace ili slabije izrazenim polarnim karakterom.

Uz jace izrazeni polarni karakter molekule ocekuje se povecana

disocijacija i rastvorljivost tog spoja u vodi zbog mogucnosti stvaranja H -mostova.

10

Sto je medjusobna udaljenost elemenata u istoj periodi veca to je vise izrazen dipolni karakter spoja. Izmedju elemenata na suprotnim krajevima periodnog sustava nastaje cista jonska veza.

KISELINE I BAZE

Kiseline su neorganska jedinjenja koja u vodenom rastvoru disociraju na pozitivne jone vodonika ( H

+) i negativne kiselinske ostatke.

Na pr.: HNO3 H ++ NO3

-

H2SO4 2H ++ SO4

2-

Kiselinski ostatak onoliko negativan koliko ima H u molekulu kiseline.

Prema broju H atoma u kiselini dele se na :

• Jednobazne(HNO3, HCl)

• Dvobazne(H2SO4, H2CO3)

• Trobazne (H3PO4)

Prema jačini dele se na slabe i jake:

Jake kiseline su : perhloratna (HClO4),nitratna (HNO3),hlorovodicna (HCl),sulfatna (H2SO4) ...

Slabe kiseline su : fosfatna kiselina (H3PO4),sulfitna (H2SO3)

Vrlo slabe kiseline su : sulfidna (H2S),cijanidna (HCN),boratna (H3BO3) i mnoge druge kiseline.

11

Spojeve koji disociraju u vodenim rastvorima daju hidroksid (OH) nazivamo bazama.

Njihove otopine pokazuju luznastu reakciju tj imaju luznast okus i mijenjaju crvenu boju lakmusa u modru.

Zbog luznate reakcije takve rastvore nazivamo luzinama.

Baze su neorganska jedinjenja koja u vodenim rastvorima disociraju na katjone metala i negativne hidroksilne grupe( OH- )

Na pr.: NaOH Na+ + OH-

Mg(OH)2 Mg2+ + 2OH-

Katjon metala onoliko pozitivan koliko ima OH grupa u molekulu baze.

Prema broju OH grupa dele se na:

• Jednokisele (NaOH)

• Dvokisele (Mg(OH)2, Ca(OH)2

• Trokisele (Al(OH)3, Fe(OH)3

Prema jačini dijele se na slabe i jake:

• Jake su potpuno disosovane

• Slabe su djelimično disosovane

Kako je disocijacija nekog daljnjeg negativno nabijenog hidroksid jona,sa sve vise pozitivno nabijenog jona,sve manje moguca,to su takvi metalni hidroksidi slabe baze,za razliku od hidroksida alkalnih metala (NaOH i KOH)i zemnoalkalnih (Ca(OH)2,Sr (OH)2 i Ba(OH)2, koji su jake baze.

12

Slabim bazama pripada amonijak,koji u vodenoj otopini veze proton molekule vode i oslobadja hidroksid-jon.

AKTIVITET JONA

Rekli smo da Raoultov zakon,a odatle i van Hoffova jednacina za osmotski pritisak,kao i izrazi za snizenje ledista i povecanje vrelista,vrijede samo za razrijedjene rastvore.

Drugim rijecima samo u razrijedjenim rastvorima vladaju samo molekule rastvorene tvari kao i molekule idealnog gasa,izmedju kojih ne postoje privlacne sile.Zbog toga takve rastvore, za koje vrijedi Rauoltov zakon,nazivamo idealnim rastvorima.

Mozemo zakljuciti da jacina intermolekulskih sila rastvorene tvari,odnosno kako se te sile mijenjaju s promjenom koncetracije.

Do spomenutih ostupanja u rastvorima elektrolita dolazi zbog Coulombovih privlacnih sila izmedju jona,koje smanjuju slobodu njihova gibanja.

Relativni aktivitet je velicina koja govori koliko je puta neki rastvor aktivniji od istovrsne (ista tvar isto otapalo)referentne otopine.Koficijent aktiviteta nekog jona opada sa porastom koncetracije i naboja svih prisutnih jona u rastvoru.

TEORIJE KISELINA I BAZA

13

ARENIJUSEVA TEORIJA

Svante August Arrhenius 1859-1927 (ŠVEDJANIN)

• U 24.god. definisao teoriju elektroliticke disocijacije,• 1903 god. dobio Nobelovu nagradu za hemiju. Objavio radove iz

imunologije, kosmologije, geologije...

Po Arenijusu - KISELINE daju H3O+ i kis. ostatke, boje lakmuscrveno, imaju kiseo ukus baze daju OH- i katjone M ili NH4

+,imaju gorak, lužast ukus, boje lakmus u plavo.

Kiselina–jedinjenje koje povećava [H+] vodi (ogranicena na vodene rastvore).

HCl(aq) +H2O(l)—> H3O+(aq) + Cl-(aq)

HNO3(aq)+H2O(l)—>H3O+(aq) + NO3-(aq)

14

Baza je jedinjenje koje povećava [OH-] u vodi.

Arenijuseva kiselina je svako neutralno jedinjenje koje disocijacijom u vodenom rastvoru daje pozitivne jone vodonika i druge negativne jone. (kiselinskog ostatka)

Arenijusova baza je svako neutralno jedinjenje koje disocijacijom u vodenom rastvoru daje negativne hidroksidne jone i druge pozitivne jone (pozitivne jone metala).

Kiseline su tvari koje u vodenoj otopini disociraju dajući hidronijeve ione (H+).

Kiselost neke tvari ovisi o koncentraciji hidronijevih iona u otopini (učinak je mjerenpromatranjem nekih biljnih boja).

Bazično (lužnato) svojstvo neke tvari se može povezati s prisutnošću hidroksidnih iona(OH-) u vodenoj otopini.

Teorija je urodila uvođenjem pojmova jaka i slaba kiselina odnosno jaka i slaba bazaodnosno konstante disocijacije.

15

Nedoumice vezane za Arrheniusovu teoriju kiselina i baza:

Kako moguće da nevodeni HCl nije kiselina jer znamo da ne disocira na ione (neprovodi električnu struju), a nakon dodira sa vodom je ipak kiselina jer daje hidronijeve ione (provodi električni struju)

Što je s nevodenim otopinama u kojima ne nastaje hidroksidni ion, jer na primjer u metanolu nastaje metoksidni ion (CH3O-) a u amonijaku amidni ion (NH2-)ustanovljeno je da H+ne postoji nego je solvatiran s nekoliko molekula otapala(H3O+ u vodi, CH3OH2+u metanolu, NH4

+u tekućem amonijaku). Neutralizacija, utjecaj na biljne boje, te kiselobazna kataliza su

opaženi i u rastvorima u kojima nema hidronijevog (aprotična otapala) ni drugih iona (slaba električna provodljivost).

Kao baze se ponašaju tvari koje u vodenim otopinama ne mogu disocirati hidroksidni ion (napr. amini).

Zbog toga su uvedene alternativne teorije.

HCl → H+ + Cl-

HCL+ H2O →H3O + + Cl- - kiselina

NH3 + H2O → NH4 + OH- - baza

TEORIJA KISELINA I BAZA

BRENSTED – LORIJEVA TEORIJA

16

1923. nezavisno jedan od drugog za par meseci razlike formulisali protolitičku teoriju.

Kiselina : davalac protona

Baza : primalac protona

NH3(aq) +H2O (l)' NH4+(aq) + OH-(aq)

• Kiseline i baze se javljaju u vidu konjugovanih parova po pravilu ,slabe kiseline daju jaku konjugovanu bazu i analogno

• Jaka baza daje slabu konjugovanu kiselinu.

TEORIJA KISELINA I BAZA

17

LUISOVA TEORIJA

• Kiselina je primalac elektronskog para.

• To su uglavnom kationi i neutralni molekuli sa upraznjenim valentnim orbitalama.

• Luisova baza je davalac elektronskog para.

Veza koja se ostvaruje ovom prilikom je kordinativno kovalentna veza.

LITERATURA1. OPCA I ANORGANSKA HEMIJA:Dr.Ivan Filipovic,Dr.Sjepan Lipanovic,Zagreb 19952. http://sr.scribd.com/ 3. http://bs.wikipedia.org/ 4. http://stari.svethemije.com/

18

19