poglavlje 4 i 5, ravnoža u otopinama elektrolita, teorije kiselina i
TRANSCRIPT
Odjel za kemiju
4. RAVNOTEŽA U OTOPINAMA ELEKTROLITA Elektrolit: supstanca koja, otopljena u vodi, stvara ione:
AaBb ⇋ aAb+ + bBa-
Odjel za kemiju
jaki elektroliti: otopljeni u vodi potpuno ioniziraju (jake kiseline i jake baze, soli jakih kiselina i jakih baza: HCl, HNO3, NaOH, NaCl …
HCl ⇋ H+ + Cl-
NaCl ⇋ Na+ + Cl-
Odjel za kemiju
slabi elektroliti: otopljeni u vodi nepotpuno ioniziraju (slabe kiseline i slabe baze, soli slabih kiselina i slabih baza)
H3PO4 ⇋ H+ + H2PO4-
Odjel za kemiju
neelektroliti: supstance koje su topive u vodi ali ne ioniziraju (organski spojevi, …)
Elektrolit Neelektrolit
Odjel za kemiju
Jaki elektrolit Slabi elektrolit Neelektrolit
Odjel za kemiju
5. TEORIJE KISELINA I BAZA
5.1. Arrhenius-ova teorija elektrolitičke disocijacije (1887)
5.2. Brønsted-Lowry-jeva teorija (teorija protona, 1923)
5.3. Lewis-ova teorija (teorija elektrona, 1923)
5.4. Relativna jakost kiselina i baza
Odjel za kemiju
5.1. Arrhenius-ova teorija elektrolitičke disocijacije (1887)
Svante Arrhenius
Odjel za kemiju
1.Kiseline stvaraju vodikov ion u vodenim otopinama.
HCl ⇋ H+ (aq) + Cl-(aq)
a) Anorganske (mineralne) kiseline:
HCl, H2SO4, HNO3 sve jake kiseline
H3PO4, H2CO3 sve slabe kiseline
b) Organske kiseline:
HCHO2 mravlja kiselina
HC2H3O2 octena kiselina
H2C2O4 oksalna kiselina
HC6H5O fenol
H2O
Odjel za kemiju
2. Baze stvaraju hidroksidni ion u vodenim otopinama.
NaOH ⇋ Na+ (aq) + OH-
(aq)
a) Anorganske baze:
Mg(OH)2, Ca(OH)2, NaOH, Al(OH)3, KOH
b) Organske baze ne mogu se objasniti Arrhenius- ovom teorijom.
H2O
Odjel za kemiju
Nedoumice vezane za Arrheniusovu teoriju kiselina i baza:
1. Je li moguće da nevodeni HCl nije kiselina jer znamo da ne disocira na ione (ne provodi električnu struju), ili je ipak kiselina jer nakon dodira s vodom disocira na hidronijeve ione (provodi električnu struju)!
2. 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
¯ )?
3. Ustanovljeno je da H+ ion ne postoji nego je solvatiran s nekoliko molekula otapala (H3O+ u vodi, CH3OH2
+ u metanolu, NH4
+ u tekućem amonijaku).
Odjel za kemiju
4. Neutralizacija, utjecaj na biljne boje, te kiselobazna kataliza su opaženi i u otapalima u kojima nema hidronijevog (aprotična otapala) ni drugih iona (slaba električna provodljivost).
5. U vodenim otopinama kao baze ponašaju se tvari koje disocijacijom ne mogu dati hidroksidni ion (npr. amini).
Zbog toga su uvedene alternativne teorije.
Odjel za kemiju
5.2. Brønsted-Lowry-jeva teorija (teorija protona, 1923)
Johannes Nicolaus Brønsted Thomas Martin Lowry
Odjel za kemiju
1. Kiseline su tvari koje daju proton(e) u kemijskoj reakciji (donori protona).
2. Baze su tvari koje prihvaćaju proton(e) u kemijskoj reakciji (akceptori protona).
Odjel za kemiju
- 1923. godine Brønsted (Danska) i Lowry (Engleska) neovisno jedan o drugome, predložili su teoriju ponašanja kiselina i baza:
Kiseline su proton donori (davatelji), a baze su proton akceptori (primatelji).
- da bi se neka jedinka ponašala kao kiselina, mora biti prisutan proton akceptor (baza), i obrnuto
Odjel za kemiju
Primjer:
NH3 + CN¯ ⇋ NH2¯ + HCN
a) Obratiti pozornost da u gornjoj reakciji nema niti H+ niti OH¯
b) NH3 je kiselina!!
c) CN¯ je baza.
d) NH2¯ je konjugirana baza. (konjugirana baza = anion
kiseline).
e) HCN je konjugirana kiselina. (konjugirana kiselina = kiselina
koja nastaje kad baza prihvati proton izvorne kiseline).
Odjel za kemiju
Konjugirane kiseline i baze
• kada kiselina daje proton , nastane KONJUGIRANA BAZA kiselina1 baza1 + proton
kiselina1 i baza1 su konjugirani (spregnuti) kiselo/bazni par
• kada baza primi proton, nastane KONJUGIRANA KISELINA
baza2 + proton kiselina2
Odjel za kemiju
HNO2 + H2O NO2¯ + H3O+ kiselina2 baza1 konjugirana konjugirana
baza2 kiselina1
Odjel za kemiju
H2O + NH3 OH¯ + NH4+
kiselina 2 baza 1 konjugirana konjugirana
baza 2 kiselina 1
Odjel za kemiju
Ostali primjeri:
HCl + NH3 ⇋ Cl¯ + NH4+
H2O + HCO3¯ ⇋ OH¯ + H2CO3
Odjel za kemiju
Odjel za kemiju
5.3. Lewis-ova teorija (teorija elektrona, 1923)
Gilbert Newton Lewis
Odjel za kemiju
Lewis-ova teorija je najopćenitija teorija
1. Kiseline prihvaćaju elektrone (elektronske parove) u kemijskoj reakciji (akceptori elektrona).
2. Baze daju elektrone (elektronske parove) u kemijskoj
reakciji (donori elektrona).
Primjer: BF3 + :NH3 ⇋ F3B:NH3
Odjel za kemiju
Odjel za kemiju
Odjel za kemiju
Odjel za kemiju
5.4. Pregled teorija kiselina i baza
Odjel za kemiju
Odjel za kemiju
5.5. Relativna jakost kiselina i baza
1. Definicija "jaka" ili "slaba" nema nikakve veze s korozivnošću.
a) "Jaka" = 100 % ionizacija b) "Slaba" = <100 % ionizacija, ali > 0 %
2. Definicija reflektira sposobnost ionizacije kiseline/baze i ništa drugo.
3. Zapamtiti da "jaka" kiselina/baza = jaki elektrolit.
Odjel za kemiju
5.6. Amfiprotična otapala
U prisutnosi baze ponašaju se kao kiselina, a u prisutnosti kiseline kao baza
Npr. voda podliježe samoionizaciji
2H2O H3O+ + OH¯
(autoprotoliza)
U čistoj vodi samo 1 od 107 molekula vode podliježe autoprotolizi.
Odjel za kemiju
5.6. Amfiprotična otapala
Ostali primjeri
metanol
NH3 + CH3OH NH4+ + CH3O¯
CH3OH + HNO2 CH3OH2+ + NO2
¯
B1 K2 KK1 KB2
Odjel za kemiju
5.7. Autoprotoliza
- amfiprotična otapala podliježu samoionizaciji ili autoprotolizi, čime nastaje par ionskih vrsta
baza 1 + kiselina 2 kiselina 1 + baza 2
H2O + H2O H3O+ + OH¯
CH3OH + CH3OH CH3OH2+ + CH3O¯
HCOOH + HCOOH HCOOH2+ + HCOO¯
NH3 + NH3 NH4+ + NH2¯
Odjel za kemiju
Relativna jakost nekih kiselina