Kvantna teorija strukture atoma(Bohrov model atoma) Kvantna teorija i odnos izmeu energije zraenja i energije elektrona omoguili su danskom fiziaru Bohru da 1913. rijei pitanje linijskih spektara, odnosno elektronske strukture atoma. Bohr je rijeio taj problem primjenom Planckove kvantne teorije, odnosno Einsteinove teorije fotoelektrinog efekta. On pretpostavlja da vodikov atom moe postojati u odreenim stanjima tzv. Stacionarnim stanjima, a da ne emitira energiju Prvi Bohrov postulat. (elektron se moe okretati oko jezgre bez emitriranja energije).Najmanja od tih odreenih putanja je putanja koja odgovara osnovnom stanju ili normalnom stanju atoma u kojem atom ima najmanju moguu energiju. To je najstabilnije stanje atoma. Dovedemo li atomu izvana energiju, tako da prijee u stanje s vie energije relativno prema normalnom stanju, kaemo da se atom nalazi u pobuenom stanju. Apsorpcija i emisija energije od atoma zbiva se samo prilikom skoka elektrona s jedne doputene putanje na drugu- Drugi Bohrov postulat.Uvrstimo li u jednadbu za n cjelobrojne vrijednosti, dobijemo valne brojeve spektralnih linija vodika. Iz jednadbe proizlazi da se vodikov linijski petar mora sastojati od vie serija linija ako pretpostavimo da su mogui skokovi elektrona u bilo koji energetski nivo Trei Bohrov postulat. Sommerfeldovo poopenje bohrove teorije Azimutski ili sporedni kvantni broj - 1913. Stark je ustanovio da se vodikove spektralne linije cjepaju u jakom elektrinom polju na vie vrlo bliskih linija. Osim toga je naeno da su vodikove spektralne linije zapravo niz vrlo bliskih linija koje se meusobno razlikuju po valnoj duljini. Sommerfeld je 1915. poopio Bohrovu teoriju- pretpostavio je da se elektron okree oko jezgre ne samo po krunim ve i po eliptinim putanjama (putanja elektrona odreena je velikom i malom poluosi elipse). Primijenivi kvantne uvijete na eliptinu putanju, Sommerfeld je pokazao da je velika poluos a odreena kvantnim brojem n , dok je mala poluos b dana odnosom gdje je tzv. k sporedni ili azimutski broj :

moemo definirati brojem atoma monovalentnog elementa s kojim se spaja jedan atom dotinog elementa. Iz konstitucije vode vidimo da se jedan atom kisika spaja s dva atoma monovalentnog vodika, pa je kisik bivalentan. Duik je trivalentan u amonijaku, a ugljik u metanu tetravalentan. Kisik, duik i ugljik du polivalenti. Jedan te isti element moe biti u razliitim spojevima i moe imati razliite valencije. Uzrok meusobnog spajanja atoma pojedinih elemenata, a odatle i bit valencije, odnosno kemijske veze, objanjava nam elektronska teorija valencije.

Kada se meusobno spajaju dva ili vie atoma, oni to ine pomou elektrona u svojim vanjskim ljuskama. Nepopunjena ili privremeno popunjena elektronska ljuska daje elektrone za valenciju atoma. Zbog toga valencija atoma elemenata , a odatle i kemijska svojstva odreuje elektronska konfiguracija dviju vanjskih elektronskih ljuski. Elektroni atoma dijele se u dvije klase: valentni elektroni, koji slue za vezanje atoma, i unutarnji elektroni koji ne sudjeluju u kemijskoj vezi tj.koji zadravaju svoju konfiguraciju u svim spojevima. Atomi se meusobno spajaju zato to spojeni ine energijski stabilniji sistem. IONSKA VEZA:Jedan od atoma mora prijei u pozitivno nabijen ion gubitkom odreenog broja elektrona, a drugi atom mora primiti te elektrone i prijei u negativno nabijen ion. Atom lake daje elektron drugom atomu, to je manja utroena energija za oslobaanje tog elektrona iz atoma, tj.to je manja energija ionizacije koja je definirana procesom (slika2.).Obrnuto, atom koji prima elektron, lake ga prima to ima vei elektronski afinitet, to je vea osloboena energija vezanjem elektrona.(slika3.). Energija ionizacije je energija koju treba dovesti atomu odnosno ionu da bi otpustio elektron, energija ionizacije je osnovni faktor koji utjee na mogunost stvaranja ionske veze. Najmanju energiju ionizacije imaju atomi elemenata na lijevoj strani PSE(IA i IIA skupina), a najvei e.a. atomi na desnoj strani PSE (VIIB skupina). Broj elektrona koje atom moe primiti ogranien je nepopunjenim orbitalama valentne ljuske. Broj valentnih elektrona koji sudjeluju u kemijskoj vezi ovisi o energijskom stanju elektrona. Elektronski afinitet- vezanje elektrona moe se zbivati uz oslobaanje energije i taj proces je spontan, prema tome je promjena energije sistema tj.elektronski afinitet negativan. Ako se reakcija vezanja elektrona provodi uz dovoenje energije, proces nije spontan i elektronski afinitet je pozitivan. (slika4.) Coulumbov zakon-prema njemu privlane sile izmeu dva suprotno naboja(Q) na odreenoj udaljenosti r u mediju odreene permitivnosti ili dielektrine konstante () jednaka je:

a n = b k

Glavni kvantni broj - Broj n nazivamo glavnim kvantnim brojem Bohrove putanje. Prema tome radijusi Bohrovih orbitala rastu kao kvadrati kvantnih brojeva.r1:r2:r3rn = 12:22:32n2 ; Magnetski kvantni broj-1896. Zeeman je pronaao da se spektralne linije pod utjecajem jakog magnetnog polja rastavljaju na vie linija. Uzrok toj pojavi je u magnetnom polju, tj. magnetnom momentu koji nastaje vrtnjom elektrona oko jezgre. Magnetnom momentu pripada magnetni kvantni broj m. On pokazuje poloaj magnetskih momenata odgovarajuih orbita elektrona u prostoru. m=-k-1,0,+1,.+k Kvantni broj spina- ispitivanjem spektara vodika i alkalijskih elemenata naeno je da su neke njihove karakteristine linije sastavljene od parova linija, koje se vrlo malo razlikuju u valnim duljinama. Ustanovljeno je da spin ne potjee od vrtnje elektrona oko vlastite osi, ve da je spit vlastito svojstvo elektrona i ostalih elementarnih estica. s=1/2; Kvantni broj orijentacije spina ms ms = +1/2 i -1/2 Impuls vrtnje moe biti i 0, to bi znailo da se elektron ne okree oko jezgre u orbiti s impulsom vrtnje n/2, ve da titra prema jezgri i od jezgre. Prema tome, azimutski kvantni broj moe imati vrijednost 0(k-1), zbog toga je uvedena nova oznaka za azimutski kvantni broj l i njegove vrijednosti su: l=0,1,2,3.n-1 l=0(s),1(p),2(d),3(f) Odatle se i magnetski kvantni broj oznaava sa ml (ml = +l, 2,1,0,-1,-2-l ATOMSKE ORBITALE :Valne funkcije koje su odreene uz pomo tri kvantna broja n, l i ml, nazivaju se atomskim orbitalama. Orbitala se obino oznaava simbolom koji daje njezinu l-vrijednost, tj.njezinu n i l vrijednost ili n,l i ml vrijednost. Valnu funkciju, odnosno atomsku orbitalu moemo oznaavati s nlm . Zato se broj l esto naziva orbitalnim brojem. SLIKA 1. ELEKTRONSKA TEORIJA VALENCIJE:Svojstvo atoma nekog elementa da se spaja s odreenim brojem atma nekog drugog elementa naziva se njegovom valencijom. Element iji se atomi obino ne spajaju s vie nego jednim atomom bilo kojeg drugog elementa nazivamo monovalentima, tj. njegova je valencija 1. Takav je element vodik, koji daje spojeve HCl..ali nikad HX2,HX3Valencije drugih elemenata

Vidimo da je privlana sila obrnuto proporcionalna dielektrikoj konstanti medija () tj.sposobnosti medija da djelomino neutralizira naboj iona. Naeno je da je privlana sila izmeu dva suprotno elektrina naboja upravno razmjerna koliini elektrike pozitivnog naboja +Q1 i negativnog naboja Q2, obrnuto razmjerna kvadratu udaljenosti naboja r. C(kulon) SI-jedinica elektrinog naboja. To je koliina elektrinog naboja to u jednoj sekundi proe kroz presjek vodia kojim tee stalna elektrina struja od 1A. Dakle kulon je amper sekunda. (slika5.) ENERGIJA KRISTALNE REETKE- energija koja se oslobaa pri nastajanju jednog mola kristala iz pojedinih iona (na beskonanoj udaljenosti) u plinovitom stanju. Energija kristalne reetke je mjera stabilnosti iona u kristalnom stanju. Ovisi o : 1.veliini naboja iona, 2.ravnotenoj udaljenosti najbliih susjednih iona, 3.odbojnim silama naboja elektronskih oblaka, 4.meusobnim utjecajima svih iona, koji ovisi o vrsti kristalne reetke OPA SVOJSTVA IONSKE VEZE I IONSKIH SPOJEVA : 1.Veza izmeu iona posve je elektrine prirode. Postojanje iona dokazano je strukturnom analizom s rendgenskim

zrakama i to ne samo poloaj iona u ionskom kristalu ve i raspodjela gustoe elemenata(Fourierov dijagram) koja tono odgovara onoj to se oekuje za dotine sluajeve. (slika6.) 2.Ionska veza zbog svoje elektrine prirode nije usmjerena u prostoru, ve elektrino privlaenje djeluje oko cijelog iona i ionski spojevi kristaliziraju zbijeno pakiranim strukturama kao NaCl. 3.Zbog jakog elektrinog privlaenja suprotno nabijenih iona kristalu su prilino tvrdi sa visokim talitima i vrelitima. 4.Ionski spojevi su obino lako topivi u vodi. Vodena otopina provodi elektrinu struju, jer se u njoj nalaze slobodni ioni. Taline kristala provode elektrinu struju, jer su se ioni dovoenjem toplinske energije oslobodili meusobne veze.

spojena atoma.To svojstvo nerazlikovanja elektrona je posljedica njihove prostorne nelokaliziranosti. Heitler i London prvi su predloili metodu kvantno mehanike obrade kemijske veze u molekuli vodika, poznatu pod imenom teorija valentne veze, koju je dalje razvijao Pauling.Teorija valentne veze temelji se na tome da se dva atoma meusobno povezuju valentnim elektronima i ne uzima u razmatranje doprinos unutarnjih elektrona. Teorija valentne veze obuhvaa pojam dihibridizacije. TEORIJA MOLEKULSKIH ORBITALA(MO): uzima u obzir sve prisutne elektrone oko jezgre spojenih atoma,jer elektroni se moraju kretati u molekuli u skladu s valnom jednadbom, isto tako kao to moraju zadovoljiti valnu jednadbu u sluaju nespojenih atoma, to su valne funkcije koje su rjeenje valne jednadbe za molekulu doputena energijska stanja za elektrone u molekuli isto kao i u nespojenim atomima. Ta doputena energetska stanja elektrona u molekuli nazivaju se molekulskim orbitalama. Teorija MO uzima da iz atomskih orbitala dvaju atoma nastaju molekulske orbitale, kada se atomske jezgre nalaze na odreenom razmaku. U nastale zajednike MO ulaze zatim spojeni atomi. Elektroni u molekuli su blie jednoj ili drugoj jezgri, ponaanje jednog elektrona u molekulskoj orbitali je skoro isto kao i u njegovoj atomskoj orbitali. Da se zanemari utjecaj drugog elektrona, takva molekulska orbitala se naziva jednoelektronskom MO. Iz atomske orbitale A i B nastaju linearnom kombinacijom dvije jednoelektronske MO.( MO = A + B ; MO* = A - B). Molekulske orbitale mogu nastati samo preklapanjem atomskih orbitala iste simetrije. (slike 7.) ; *to se vie mogu preklopiti atomske orbitale, to je vea gustoa elektrona izmeu jezgara spojenih atoma, a nia energija MO i stabilnija nastala veza. **Preklapanjem atomskih orbitala istog algebarskog predznaka nastaje vezna MO, a preklapanjem atomskih orbitala suprotnog algebarskog predznaka nastaje protuvezna MO.Imamo dvije vrste vezne MO: i . to je manja razlika u energiji atomskih orbitala to se vie one preklapaju. Kada je razlika u energiji atomskih orbitala suvie velika odnosno kada atomske orbitale ne odgovaraju po simetriji ne dolazi do preklapanja i takve orbitale ostaju kao nevezne.

TIPOVI KEMIJSKE VEZE : Istovrsni ili razliiti atomi meusobno povezani daju molekule. Veza izmeu atoma je kemijska veza: ionska, kovalentna, metalna. KOVALENTNA VEZA : veza izmeu atoma u molekulama, a upotrebljava se i naziv veza elektronskog para, atomska veza i homopolna veza. Prema Lewisovoj oktetnoj teoriji valencije kemijska veza nastaje iz nastojanja atoma da meusobno povezani postignu stabilniju elektronsku konfiguraciju atoma plemenitog plina, odnosno oktet. Kovalentna veza nastaje stvaranjem zajednikih elektronskih parova koji pripadaju i jednoj i drugoj jezgri, povezuju oba atoma i ine kovalentnu vezu. Broj elektronskih parova oko atoma jednak je broju njegovih valentnih orbitala: jedna s-orbitala je 1, za s/p je 4 H + H H:H (u ovom sluaju H ima elektronsku konfiguraciju helija) (konfiguracija plemenitog plina; oktet). Svaki zajedniki elektronski par ini jednu kovalenciju; monovalenti(1 elektronski par; H,Cl), dikovalenti(2 el.para; O), trikovalenti (3 el.para; P,N), tetrakovalenti(4 el.para; C)

AVOGADROVA HIPOTEZA- danas se naziva Avogadrovim zakonom Plinovi jednakog volumena pri istoj temperaturi i tlaku sadre isti broj molekula 1 dm3 vodika + 1 dm3 klora 2 dm3 klorovodika N molekula vodika + N molekula klora N molekula klorovodika (Slika 6.) Iz Avogadrovog zakona mogu se izvesti daljnja dva vana zakljuka : 1.Ako plinovi istog volumena sadre isti broj molekula, onda se mase tih plinova odnose kao relativne molkulske mase tih plinova. Taj zakljuak moe nam posluiti da iz gustoe plina odredimo njegovu relativnu molekulsku masu. 2.Ako razliiti plinovi istog volumena sadre isti broj molekula onda obratno, isti broj molekula bilo kojeg plina zauzima u identinim fizikim uvjetima isti volumen. Kako se mase istog broja molekula plina odnose kao relativne molekulske mase tih plinova, plinovi masa izraenih jedinicom gram brojano jednakih relativnih molekulskih masa zauzimaju isti volumen. MOL = jedinica za mnoinu tvari = koliina tvari koja sadri isto toliko jedinki koliko ih ima u atomu u 12 g izotopa ugljika C12=6.022103 mol1 =Avogadrov broj TEORIJA VALENTNE VEZE: Uzima u poetno razmatranje meusobno djelovanje dvaju atomskih sistema tj.njihovih valentnih elektrona i pretpostavlja da prilikom nastajanja veze ostaju netaknute one atomske orbitale svakog od spojenih atoma koje se ne poklapaju. Svaki atom zadrava svoje osobnosti, jedino gubi po jedan elektron od svakog atoma koji se nalazi u orbitalama to su se preklopile, jer se sada nalaze u vanjskim atomskim orbitalama oba

Rezonanciju uvjetuju delokalizirana veza, zapravo se delokalizira elektronski naboj koji je rasprostranjen preko veeg broja atoma. U veem volumenu smjeteno je vie atoma to ima smanjeno meusobno odbijanje elektrona. Zbog toga rezonancija, odnosno delokalizacija -veze dovodi do izrazite stabilnosti molekule. Pri tome se oslobaa odreeni iznos energije koju zovemo energija rezonancije ili delokalizacije. SIMETRIJSKA SVOJSTVA BENZENA Molekula je planarna, vezni kut 120, ima 6 C-H, duljina izmeu C-H 198 pm. Svi C atomi su sp2 hibridizirani ioni, benzenski prsten ima 3 i 3- veze. Ni jedna od hibridnih struktura molekula benzena nije stvarna struktura, nego svaka od njih doprinosi stvarnoj strukturi benzena

VAN DER WALSOVE- dipolne molekule analogno ionima, posjeduju vanjsko elektrino polje koje je mnogo slabije od elektrinog polja iona. No ipak je dovoljno da zbog njega dolazi do meusobnog privlaenja dipolnih molekula (tzv. dipol-dipolno privlaenje, odnosno Keesomove sile), to dovodi do toga da su takvi spojevi tee taljivi i hlapljiviji od onih ije molekule ne posjeduju dipolni moment. Zbog dipolnog momenta takve molekule privlae dipolne molekule, kao i pozitivne i negativne ione (tzv ion-dipolno privlaenje), te se mogu s njima i povezati, (ion-dipolne veze). Visoko pozitivno ili negativno nabijeni ioni mogu i kod nepolarnih molekula izazvati dipol (tzv inducirani dipol), deformacijom elektronske strukture molekula. Time nastaje izmeu iona i molekula ion-induktivno dipolno privlaenje (tzv Debyeove sile). Jako dipolna molekula moe polarizirati neku inae nepolarnu molekulu i tako nastaje izmeu njih dipol-induktivno dipolno privlaenje. Dipolne privlane sile meu molekulama nazivamo openito i Van der Waalsovim privlanim silama, a vezu koja tim privlaenjem moe nastati nazivamo Van der Waalsovom vezom. LONDONOVE SILE- Van der Walsove sile koje se javljaju izmeu trenutanih i induciranih dipola

tj nepolarnih molekula. Nepolarna molekula ili atom mogu trenutno same sebe polarizirati zbog nesimetrine raspodjele naboja elektrinih oblaka.. tako nastaje na atomu ili molekuli nestalan (promjenjiv) dipol. One su vrlo slabe i uvijek postoje meu molekulama i atomima bile one polarne ili nepolarne. VODIKOVA VEZA- Kazali smo da je veza izmeu dvaju raznovrsnih atoma to jae polarnog karaktera to je vea njihova razlika u relativnoj elektronegativnosti. Nastali dipoli u takvim molekulama uzrokuju uzajamna elektrostatska dipolna privlaenja (Van der Walsove sile). Te su privlane sile to vee to je vei dipolni moment molekule. Tu vezu, koja nastaje izmeu molekula u kojima je vodikov atom vezan za atom velike relativne elektronegativnosti (F, O i N), nazivamo vodikovom vezom. Ona je jaa od Van der Walsove veze, ali slabija od ionske i kovalentne veze. Vodikova veza je jaka kao, otprilike, jedna desetina -veze, a oko dva puta je dulja od -veze. H-F---H-F ili F-H---F-H OH---O, CH---O, NH---N. vodikova veza postoji i u kristalknim reetkama spomenutih spojeva, a i mnohig drugih spojeva. Tako anion HF2 u KHF2 posjeduje najjau poznatu vodikovu vezu. [F---H---F]. METALNA VEZA:karakteristina je za metale ili kovine, tj.ona se javlja meu atomima metala ili kovina u kristalnoj strukturi pojedinog metala. Za sve kemijske veze je karakteristino da njihovo nastajanje prvenstveno ovisi o elektronskoj konfiguraciji atoma koji sudjeluju u njihovu stvaranju.

atoma moe brojano izraziti tzv.koeficijentom relativne elektronegativnosti.

OSMOZA I OSMOTSKI TLAK: Odjelimo li otopine razliitih koncentracija membranom koja proputa samo molekule otapala, difundirat e kroz opnu samo otapala iz razrjeenije u koncentriraniju otopinu. Dufuzija otapala provoditi e se tako dugo dok se koncentracije ne izjednae. Tu opnu nazivamo polupropusnom membranom. Openito, moemo rei da je polupropusna opna takav medij koij kada odvaja dvije otopine razliite koncentracije doputa difuziju molekula istog otapala, a zadrava otopljenu tvar. Proces difuzije otapala kroz polupropusnu membranu iz otopine nie koncentracije u otopinu vie koncentracije nazivamo osmoza. Uzrok difuzije, a i osmoze je nastojanje otopina da se izjednai razlika u Gibbsovim energijama uzrokovano razlikom koncentracija tj.da se izjednae konc.otopljene tvari. Otopina vee koncentracije zatvorena u posudi nepromjenjivog volumena, otapalo (npr.voda) e difundirati kroz polupropusnu opnu u posudi tako dugo dok digundiranim otapalom nastali hidrostatski tlak u posudi ne dostigne takvu vrijednost da dri ravnoteu sili difuzije. Tada je uspostavljena dinamika ravnotea tj.koliko otapala ulazi kroz polupropusnu opnu u posudu, toliko ga iz nje i izlazi. Taj ravnoteni hidrostatski tlak nazivamo osmotskim tlakom otopine.

AKTIVITET IONA: Lewis je ve 1907.uveo pojam aktiviteta ili aktivnosti umjesto koncentracije. Aktivitet neke tvari jednak je njezinoj koncentraciji tek u idealnim otopinama tj.kada ne postoje privlane sile izmeu molekula, odnosno iona. U svim drugim otopinama aktivitet tvari manji je od njezine koncentracije. Dakle, aktivitet dobijemo kada koncentraciju pomnoimo brojem manjim od 1. Taj broj nazivamo koncentracijom aktiviteta. Koeficijent aktiviteta nekog iona opada porastom koncentracije i naboja svih prisutnih iona u otopini.

ELEKTRINI DIPOLNI MOMENT I IDUKTIVNI EFEKT : Kaemo da molekula ima dipolni karakter , odnosno da kovalentna veza ima djelomian ionski karakter. Takav diponi karakter imaju npr. molekule HCl, H2O i NH3, jer atom klora, kisika i duika imaju vei afinitet za elektrone nego atomi vodika. Zbog toga se u navedenim molekulama nalazi negativan naboj (oznaavamo ga sa -), a na vodiku isto toliko pozitivan naboj (+). (slika 8.) Dipol se oznaava sa gdje je strelica okrenuta od negativnog prema pozitivnom polu, kao: (slika 9.). To je primjer dipolnog momenta. Prema teoriji rezonantne strukture dipolne molekule mogu se prikazati i rezonantnom hibridnom strukturom isto ionske i isto kovalentne strukture, kao za klorovodik: (slika 9.). Stupanj dipolnog karaktera, odnosno stupanj djelominog ionskog karaktera kovalentne veze moemo eksperimentalno odrediti mjerenjem jakosti dipola. Mjerenje se osniva na orijentaciji dipolnih molekula u elektrinom polju. Negativan pol molekule usmjeri se prema pozitivnom elektrinom polju, a pozitivan pol molekule prema negativnom elektrinom polu. Jakost dipola izraavamo tzv.elektrinim dipolnim momentom, koji je jednak umnoku naboja i razmaka izmeu teita naboja : =el[Cm], Induktivni efekt je polarizacija neke veze zbog djelovanja susjedne polarne veze ili susjedne grupe, moe biti posljedica prividnog naboja ili dipola u molekuli. ELEKTRONEGATIVNOST ATOMA : Vidjeli smo da snagu kojom atom nekog elementa privlai elektrone u kovalentnoj vezi moemo mjeriti elektrinim dipolnim momentom, tu snagu privlaenja elektrona nazivamo elektronegativnost. Pauling je odreivanjem energije kemijsk eveze na temelju termokemijskih mjerenja pokazao da se elektronegativnost svake pojedine vrste

RAOULTOV ZAKON Francuski kemiar F.M.Raoult 1887.rekao je da je parcijalni tlak pare otapala nad otopinama manji od parcijalnog tlaka pare istog otapala i to parcijalni tlak pare otapala nad razrjeenom otopinom izravno je razmjeran molnom udjelu otapala u otopini. pA=pAXA . Zbog smanjenoga parcijalnog tlaka pare otapala nad otopinom dolazi do snienja ledita i povienja vrelita otapala.

KISELINE, BAZE, SOLI Arrhenius : Spojevi koji kod disocijacije u vodenim otopinama daju oksonijev ion(H3O+) nazivamo kiselinom. Naime vodene otopine tih spojeva pokazuju kiselu reakciju tj. imaju kiseli okus i mijenjaju boju nekih organskih bojila tzv. indikatora. Razlikujemo slabe i jake kiseline.(jakeperkloratna, nitratna ; slabe-fosfatna, sulfidna, fluoridna).Spojevi koji disocijacijom u vodenim otopinama daju hidroksidni iona (OH-) nazivamo bazama. Njihove otopine pokazuju lunatu reakciju tj.imaju lunat okus, jo ih nazivamo i luine. Baze su svi metalni hidroksidi, jer disociraju na metalni i hidroksid ion:Ba2+ (OH-)2 Ba2+ + 2OH- ; Kako je disocijacija svakog daljnjeg negativno nabijenog hidroksidnog iona sa sve vie pozitivno nabijenim ionom, sve je manje mogua, takvi metani hidroksidi su slabe baze,za razliku od hidroksidnih alkalijskih i zemnoalkalijskih metala koji su jake baze. Bronstead i Lowry :Kiselina je tvar koja daje proton (proton-donor), a baza je tvar koja prima proton(protonakceptor). Odatle slijedi da su kiseline sve molekulske vrste koje mogu ocjepiti proton. Zato se takve kiseline

nazivaju i protonske kiseline, tako vidimo da su baze one molekulske vrste koje nastaju odcjepanjem protona od kiselina. Zato Bronstead daje jednostavan odnos izmeu kisline i baze : kiselinaH+ + baza Lewis: Baza je tvar koja posjeduje slobodan elektronski par a kisleina je tvar koja se zbog nedostatka elektrona moe vezati na taj slobodan elektronski par. S tog stajalita kiselina ne mora biti tvar koja ima proton. SOLI: kemijski spojevi u vrstom stanju, ionske strukture, graene od iona metala i kiselinskog ostatka, gdje ion metala predstavlja kation, a metalni ostatak anion. HIDROLIZA : reakcija izmeu soli slabih baza, odnosno sopli slabih kiselina i vode, pri emu ponovno djelomino (ravnoteno) nastaju kiselina i baza, nazivamo hidrolizom. Hidroliza je proces suprotan neutralizaciji. Soli jakih kiselina sa slabim bazama daju, zbog hidrolize, kisele vodene otopine. Disocijacija: NH4ClNH4+(aq) + H3O+(aq) ; Hidroliza: NH4+(aq)+ H20 NH3(aq) + H3O+(aq) Soli jakih baza sa slabim kiselinama daju zbog hidrolize, bazine vodene otopine. D: CH3COONa(s) CH3COO-(aq) + Na+(aq) ; H: CH3COO-(aq) + H2O (l) CH3COOH(aq) + OH-(aq). Vodene otopine soli jakih kisleina i jakih baza reagiraju neutralno. KCl(s) H20-->K+ + Cl- PUFERI :smjese slabih kiselina i njihovih soli ili slabih baza i njihovih soli, ne mjenjaju bitno svoju pH vrijednost dodatkom izvjesne koliine jake baze ili kiseline. KOSTANTA DISOCIJACIJE: udio molekula koje ioniziraju na ione u polarnom otapalu pokazuje stupanj disocijacije() : Konstanta disocijacije je mjerilo za jakost elektrolita koju oznaavamo stupnjem disocijacije. to je vea brojana vrijednost konstante disocijacije to je vea konc.iona u odnosu prema nedisocirani molekulama u otopini dotinog elektrolita. IOSKI PRODUKT VODE voda vrlo slabo ionizira na vodikove ione i hidroksid ione te u istoj vodi i vodenim otopinama postoji ravnotea ionizacije: H2O + H20 H3O+ + OH- ili H2O H+ + OH- Konstanta ravnotee je [H+] [OH-]=Kw=10-4 mol2dm-6 i naziva se ionski produkt vode i vrijedi za 25C. Koncentracija vodikovih iona bilo koje vodene otopine odreena (pri 25C) sa :

a u reakcijama s luinama kao kiselina

Al(OH)3 + 2OH-

AlO2- + H2O

Osmoza i osmotski tlak: Snizenje ledista i povisenje vrelista

pH vrijednost : Sorensen je predloio da se koncentracija vodikovih iona izraava samo negativnim eksponentom potencije tzv.eksponentom ili potencija vodikovih iona: [H+]/moldm-3 = 10-pH, odnosno pH=- log([H+]/moldm-3) ; pH vodenih otopina obino ima vrijednost od 0-14, pa je pH=7 neutralno, p7 lunato. PLINSKI ZAKONI Boyle-Mariotteov zakon zakon izotermepromjena stanja plina pri kojoj je temperatura konstantna, tlak i volumen su obrnuto proporcionalni. Umnoak tlaka i volumena nekog plina jednak je kontanti, ako je temp.konst. i ako se ne mijenja mnoina plina. pV=T=n=konst.; Charlesov zakon-zakon izohorepromjena stanja plina pri kojoj je volumen konstantan. Pri istom porastu temperature volumen raznih plinova poveava se za isti iznos. Gay-Lussacov zakon zakon izobare promjena stanja plina pri kojoj je tlak konstantan Pri stalnom tlaku i stalnoj mnoini plina volumen plina raste ili pada za 1/273.15 volumena pri 0C, kada temp.poraste ili padne za 1C.Amfoterne tvari su tvari koje ovisno o uvjetima mogu djelovati kao kiseline ili kao baze. Tako e se aluminijev hidroksid u reakciji s kiselinama ponaati kao luina

Al(OH)3 + 3H+

Al3+ + 3 H2O