Kiseline i baze 2 - NOMENKLATURA KISELINA

1. MONOPROTONSKE KISELINE  - se sastoje od jednog atoma vodonika za koji je vezan kiselinski ostatak. Mogu da grade samoje jednu vrstu soli (neutralnu).

2. DIPROTONSKE KISELINE  - sastoje se od dva atoma vodonika i kiselinskog ostatka. Mogu da grade tri vrste sli i to jednu neutralnu i dve kisele.

3. TRIPROTONSKE KISELINE - sastoje se od tri atoma vodonika i kiselinskog ostatka. Mogu da grade tri vrste soli i to jednu neutralnu i dve kisele.

Kiseline i baze 1

Arenijusova teorija elektrolitičke disocijacije

Kiseline su elektroliti koji pri disocijaciji u vodenim rastvorima kao pozitivne jone daju isključivo jone vodonika, H⁺:

A^- ---> negativan jon kiselinskog ostatka

Baze su elektroliti koji pri disocijaciji u vodenom  rastvoru kao negativne jone daju isključivo hidroksidne jone,OH^-:

M⁺ ---> pozitivan jon metala

U vodenim rastvorima kiselina ne postoje slobodni  joni (protoni), već se oni javljaju u hidratisanom  obliku kao hidronijum-joni, H₃O⁺

Protolitička teorija kiselina i baza

Kiseline su supstance koje otpuštaju protone, a baze su supstance koje primaju protone.
Otpuštanjem protona kiselina prelazi u bazu. Par kiselina-baza je konugovani par.

Supstanca sa većim afinitetom prema protonu (nukleofilna) ponašaće se kao baza, a ona sa manjim afinitetom kao kiselina. U zavisnosti od sredine supstanca se može ponašati i kao baza i kao kiselina.

HCl – Cl^- je konjugovani par

H₂O – H₃O⁺ je konjugovani par

Protolitička ravnoteža u vodi

Ako se na ovu reakciju primeni zakon o dejstvu masa konstanta ravnoteže može da se prikaže jednačinom:

Koncentracija vode se smatra konstantom zbog slabe jonizacije, te proizvod dve konstante daje novu konstantu:

Koncentraciju  i  jona bilo kog vodenog rastvora možemo predstaviti sledećom jednačinom:

Koncentracija H⁺ i OH^- jona su jednake u destilovanoj vodi i na  , jer se voda jonizuje na isti broj  i  jona i tada je sredina neutralna:

Vodeni rastvori u kojima je koncentracija H⁺/H₃O⁺jona veća od  1*10^-7 (C(H₃O⁺) > 1*10^-7) reagovaće kiselo, a onima kojima je koncentracija H⁺/H₃O⁺ jona manja od 1*10^-7 (C(H₃O⁺) < 1*10^-7)reagovaće bazno.

Vodonični eksponent, pH

Oksido-redukcione reakcije 3 - ELEKTROLIZA

Naponski niz metala

Ako se metali poređaju na osnovu standardnih elektrodnih potencijala dobija se naponski niz metala.

Negativnija, odnosno manja vrednost standardnog elektrodnog potencijala redoks para ( E^o (Mⁿ⁺ / M)) pokazuje jaču redukcionu sposobnost metala.

Pre vodonika, odnosno levo od vodonika: Eo< 0

Posle vodonika, odnosno desno od vodonika:E^o > 0

Li, Ca, Na, Al, Zn, Fe, Sn - reaguju sa vodonikom (H).

Cu, Ag, Au, Hg - ne reaguju sa vodonikom (H).

Li, Ca, Na, Al, Zn, Fe, Sn mogu da istisnu Cu, Ag, Hg, Au iz njihovih soli:

Elektroliza

Da bi se nespontane reakcije mogle izvesti nepohodno je dovesti električnu energiju iz spoljašnjeg izvora, odnosno izvršiti elektrolizu supstance.

U rastvor ili rastop elektrolita urone se elektrode i provodnikom se povežu sa izvorom jednosmerene struje (baterija).

Elektroda povezana za negativan pol izvora struje je katoda,  a anoda je elktroda povezana za pozitivan pol.

Joni elektrolita kreću se prema suprotno naelektrisanim elektrodama. Anjoni (negativno naelektrisani jon) kreću se prema anodi i predaju joj elektrone (e-) oksiduju se i nastaju neutralni atomi. Negativno naelektrisana kataoda predaje elktrone pozitivno naelektrisanim jonima elektrolita (katjoni) redukuju se i nastaju neutralni atomi.

Elektroliza rastopa NaCl

NaCl (s) ----> Na⁺ (l) +Cl^- (l)

(+) anoda: 2Cl- ----> 2Cl₂ + 2e^- (oksidacija)

( - ) katoda: Na⁺ + e^- ----> Na (redukcija)

Ukupna reakcija ćelije može se prikazati zbirom katodne i anodne reakcije:

 

rastop NaCl

Elektroliza rastvora NaCl

NaCl ---> Na⁺ + Cl^-

H₂O ---> H⁺ + OH^-

Na katodi će se rdukovati H+ joni zato što su u odnosu na Na+ jone imaju veću težnju da prime elektrone.

Oh- i Cl- joni imaju približno istu težnju za otpuštanjem elektrona. KOji će se okisdovati na anodi zavisi od njihovih koncentracija (veće je koncentracija Cl- jona).

Elektroliza vode

Rasvor postaje bazan zbog viška OH- jona.

Elektroliza vodenog rastvora CuSO4

CuSO₄ ---> Cu²⁺ + SO₄^2-

Rastvor je kiseo zbog viška H+ jona.

Elektroliza vodenog rastvora CuCl₂ 

CuCl₂ ---> Cu²⁺ + 2Cl^-

Faradejev zakon elektrolize

Količina materije izdvojena elektrolizom u jednom istom elektrolitu direktno je proporcionalna jednačini električne struje i vremenu njenog proticanja kroz elektrolit.

Oksido-redukcione reakcije 2 - ELEKTROHEMIJA

Elektrohemijske reakcije

Elektrohemijske reakcij su reakcije kod kojih se procesi oksidacije i redukcije odvijaju u odvojenim prostorima (polućelijama) koji su međusobno povezani odgovarajućim provodnikom.

Elektrohemijska ćelija - sistem koji se sastoji od polućelija. 

Postoje dva tipa:      

                           1. Galvanska ćelija - odvijaju se spontani redoks procesi koji omogućavaju kontinuirani tok elektrona kroz provodnik, pri čemu se hemijska energija pretvara u električnu.

                            2. Elektrolitičke ćelije - u njima se odvijaju redoks reakcije pod dejstvom spoljašnjeg izvora električne struje pri čemu se električna energija pretvara u hemijsku energiju. To su nespontane redoks reakcije.

Galvanska ćelija

U jedan sud sa rastvorom neke soli cinka ( ZnSO₄) uroni se pločica elementarnog cinka (Zn), a u drugi sud sa rastvorom soli bakra (CuSO₄) uroni se pločica elementarnog bakra (Cu). Sa površine pločice cinka odvajaju se  Zn²⁺i prelaze u rastvor, a elektroni (e-) ostaju na pločici. Rastvor se naelektriše pozitivno (+) a pločica cinka negativno (-). U drugom sudu, elektroni sa pločice bakra prelaze  na -->Cu²⁺ jone (koji se nalaze u rastvoru) što dovodi do razdvajanja elementarnog bakra. Rastvor se naelektriše negativno (-), a pločica pozitivno (+).

Mehanizam galvanske ćelije

Mehanizam se prikazuje  shematski, tzv. ćelijskim dijagramom. Dogovorom je utvrđeno da se anoda piše sa leve, a katoda sa desne strane.

Rastvore polućelija je potrebno spojiti elektrolitičkim (sonim) mostom kako bi došlo do spontanog proticanja električne  energije (spontanog kretanja elektrona sa anode na katodu).
Soni most je cevčica u obliku slova U u kojoj se nalazi koncentrovani rastvor nekog inertnog elektrolita koji ne reaguje sa komponentama polućelija a služi za održavanje električne ravnoteže u rastvorima koje povezuje. 

Elektrodni potencijal 

Elektrodni potencijal je potencijal koji se uspostavlja između metala i jona u rastvoru i predstavlja tendenciju primanja ili otpuštanja elektrona.

Anoda predtavlja elektrodu na kojoj se odvija oksidacija:
Zn (s) ---> Zn²⁺ (aq) + 2e^-
Katoda predstavlja elektrodu na kojoj se odvija redukcija:

Cu ²⁺ (aq) + 2e^- ---> Cu (s)

Standardna vodonična elektroda

Apsolutnu vrednost pojedinačnog elektrodnog potencijala nije moguće individualno (izolovano) izmeriti. Moguće je meriti razliku elektrodnih potencijala (tj. razliku potencijala polućelija). Kao elektroda za poređenje uzeta je standardna vodonična elektroda.

Standardna vodonična elektroda se sastoji od pločice platine obložene prahom platine (katalizator) uronjene u rastvor kiseline u kojoj je koncentracija H⁺ jona 1 mol/dm³i kroz koji prolazi gas H₂ pod pritiskom od 1atm na temperaturi 25C^o

1atm = 101325Pa

Standardni elektrodni potencijal

Standardni elektrodni potencijal ( E^o) je potencijal neke polućelije (elektrode) pri koncentraciji 1 mol/dm³ svih učesnika u elektrodnom procesu, za gasove pri pritisku od 1atm i na temperaturi od  25C^o izmeren u odnosu na standardnu vodoničnu elekrtrodu.

Zahvaljujući uvođenju standardne vodonične elektrode određene su vrednosti za E^o za praktično sve moguće elektrohemijske reakcije:

E^o_ćelije = E^o_katode - E^o_anode

Standardni elektrodni potencijal odgovara elektrohemijskoj reakciji redukcije tako da predstavlja standardni redukcioni potencijal.

Predznak minus (-) ili plus (+) određen je stvarnim predznakom, odnosno naelektrisanjem posmatrane elektrode koje ona ima kada je povezana (spregnuta) sa standardnom vodoničnom elektrodom u galvanskoj ćeliji.

Zn²⁺ + 2e^- ---> Zn E^o (Zn/Zn²⁺) = -0.76V

Cu²⁺ + 2e^- ---> Cu E^o (Cu/Cu²⁺) = +0.34V

Elektroda sa većom vrednošću  je katoda.

E^o_ćelije = E^o (Cu/Cu²⁺) - E^o (Zn/Zn²⁺)

E^o_ćelije = 0.34 - (-0.76)

E^o_ćelije = 1.10V

 

Oksido-redukcione reakcije

Oksido-redukcione reakcije karakteriše proces primanja i otpuštanja elektrona.

Oksidacioni broj predstavlja merilo oksidacionog stanja atoma koji se menja u oksido-redukcionim procesima.
Oksidacioni broj je neka vrsta uslovne jedinice i pripisuje se pojedinačnom atomu bilo da se nalazi u elementarnom stanju, kao jon ili molekul.

Svi hemijski elementi u elementarnom stanju imaju oksidacioni broj jednak 0 (nuli):O₂, H₂, P₄, S₈, He.
Svi jednoatomni joni imaju oksidacioni broj koji odgovara njihovom stvarnom naelektrisanju:

Zbir oksidacionih brojeva svih atoma elemenata u molekulu jedinjenja je jednak 0 (nuli):

Zbir oksidacionog broja elemenata u višeatomnim jonima je jednak njihovom stvarnom naelektrisanju:

Pojedini hemijski elementi imaju, uglavnom, uvek isti oksidacioni broj u svim jedinjenjima:  - kiseonik --> -2 (osim u peroksidima i superoksidima), izuzetak je F₂O gde je oksidacioni broj kiseonika +2.
                       - vodonik --> +1 (osim u hidridima metala)
                       - fluor --> -1
                       - metali Ia grupe --> +1
                       - metali IIa grupe --> +2

Oksido - redukcije

To su reakcije kod kojih dolazi do promene oksidacionog broja.

Oksidacija - otpuštanje elektrona i povećanje oksidacionog broja.

Redukcija - primanje elektrona i smanjenje oksidacionog broja.

Oksidaciono sredstvo - supstanca čiji atom prima elektrone i ima najveći oksidacioni broj.

                                    - supstanca čiji se atom redukuje:KMnO₄, K₂CrO₄, K₂Cr₂O₇, HNO₃, HClO₃, HClO₄, H₂SO₄, MnO₂, O₂, PbO₂, X₂, Mn⁺, Zn²⁺

                                    - kod nemetala je jače ono oksidaciono sredstvo koje kao nemetal ima veću elektronegativnost: 

                                    - kod jona metala raste oksidaciona sposobnost u nizu: ^.Na+, Mg 2+, Al3+, Zn2+, Sn2+, Cu2+, Ag+, Au+

!!!OKSIDACIONA SREDSTVA DRUGE OKSIDUJU A SAMI SE REDUKUJU!!!

Redukciono sredstvo - supstanca čiji atom otpušta elektrne i ima najmanji oksidacioni broj

                                   - supstanca čiji se atom oksiduje:

-->H₂F₂, CO, NH₃, H₂S, H₂, CaH₂, X_-, M

                                   - joni nemetala su jača redukciona sredstva ako imaju manji afinitet prema elektronu:

                                   - kod atoma metala raste redukciona sposobnost u nizu: Cu, Sn, Zn, Al, Mg, Na. Ag i Au se ne oksiduju (nisu redukciona sredstva).

!!!REDUKCIONA SREDSTVA DRUGE REDUKUJU A SAMI SE OKSIDUJU!!!

I oksidaciona i redukciona sredstva su supstance čiji atom može da prima i otpušta elektrone (ima srednju vrednost oksidacionog broja):KClO₂, HNO₂, H₂SO₃, SO₂, KNO₂, H₂O₂

Vrste oksidoredukcije: 

1. Međumolekulske

2. Intramolekulske - dva atoma istog molekula menjaju oksidacioni broj:

3. Reakcije disproporcije - atom iz jednog oksidacionog stanja prelazi u dva različita oksidaciona stanja:

4. Reakcije rimproporcije: atomi iz dva različita oksidaciona stanja prelaze u jedno isto stanje:

Rastvori 3

Koloidni rastvori

Koloidno disperzni sistemi su oni disperzni sistemi u kojima je veličina čestica disperzne faze od 1 do 100nm.

Prema agregatnom stanju disperznog sredstva i disperzne faze postoje razne kombinacije koloidno-disperznih sistema:

Slika je loša, ali se nadam da se vidi poenta :)

U velikom broju disperznih sistema disperzno sredstvo je tečnost, najčešće voda, a disperzna faza čvrsta supstanca - njih nazivamo koloidnom rastvorima.

Zbog velike površine čestica disperzne faze, koloidni rastvori imaju veliku površinsku energiju koja se izražava u  J/m².

Stabilnost vodenih čestica potiče od njihovog električnog naboja i omotača koji ih okružuje. U zavisnosti od vrste omotača razlikujemo hidrofobne i hidrofilne koloide.

Koloidni rastvori se od pravih rastvora razlikuju po:

1) Faradej-Tindalovom efektu - koloidne čestice rasipaju svetlosne zrak u svim smerovima te se svetlosni zrak koji prolazi kroz koloidni rastvor vidi kao difuzna svetlost.

2) Broju čestica - broj koloidnih čestica u odnodu na broj čestica pravog rastvora, iste mase, veoma je mali pa su i koncentracije koloidnih rastvora male u odnosu na koncntracije pravih rastvora.

Hidrofobni koloidi

Površinska energija disperzne faze koloida smanjuje se na taj način što vezuje molekule ili jone iz rastvora i time smanjuje površinski napon. Ta pojava s naziva adsorpcija.

Hidrofobni koloidi nemaju afinitet prema disperznom sredstvu pa zbog toga adsorbuju iz rastvora pozitivne ili negativne jone te su sve čestice istoimeno naelektrisane. Zbog tog naboja koloidni rastvor je stabilan.

Koloidni rastvor može da apsorbuje u monomolekulski sloj samo pozitivne (gradi pozitivan sol) ili samo negativne (gradi negativan sol) jone. Jezgro koloidne čestice čine pozitivni i negativni joni vezani josnkom vezom. Jezgro i monomolekulski sloj čine pokretljivu granulu.

Na adsorbovane jone vezuju se suprotno naelektrisani joni i čine difuzni sloj koloidne čestice, te na površini čvrte faze postoji dvostruki sloj. Granula i difuzni sloj čine micelu koloidne čestice.

Taloženje koloidnog ratvora se čini dodatkom elektrolita koji sadrži (dodaje se suprotno naelektrisan jon):

KOLOIDNI JON + SUPROTNO NAELEKTRISAN JON = KOAGULAT

Nastali talog se naziva koagulat, a proces koagulacija jer se pri procesu ne razara struktura koloidne čestice, već se gradi amforan talog.

Prelazak taloga u koloidni rastvor naziva se peptizacija.

shematski prikaz micele

shematski prikaz granule

Hidrofobni koloidi:AgCl, As₂S₃, Sb₂S₃, CuS, NiS, Fe(OH)₃, Cr(OH)₃ …  

Hidrofilni koloidi

Hidrofilni kolidi na svojoj površini adsorbuju vodu. NJihovi rastvori su viskozni, te pri dovoljno velikim koncentracijama očvršćavaju u pihtijastu masu koja sadrži mnogo vode, a naziva se gel. Dodatkom većih količina vode, gel prlazi u sol i obrnuto, sol gubitkom vode prelazi u gel.

Zbog toga se hidrofilni koloidi nazivaju i reverzibilnim koloidima.

Hidrofobni koloidi postaju stabilniji ako im se doda hidrofili koloid pa se još nazivaju i zaštitnim koloidima.

Hidrofilni koloidi (koncentrovani rastvori): H₂SiO₃, Al(OH)₃, V₂O₅, želatin, skrob, celuloza...

Dobijanje koloidih rastvora

Koloidni rastvori se dobijaju disperzijom grubo disperznih sistema u koloidnim mlinovima, peptizacijom koagulata ili kondenzacijom.

Kondenzacija se vrši prilikom taloženja teško rastvornih supstanci, ako se rast kristalnih klica zaustavi u području koloidnih dimenzija.