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

Hemijske reakcije 6 - TERMOHEMIJA

Hemijska ravnoteža

Većina hemijskih reakcija su povratne. To su reakcije koje se odvijaju u oba smera.

U početku se reakcija odvija samo u smeru nastajanja produkata. Čim se stvori određena koncentracija produkata, čestice produkata počinju uspešno da se sudaraju i nastaju reaktanti (reakcija se odvija u suprotnom smeru). U jednom trenutku se uspostavlja stanje u kojem se ne menja ni koncentracija reaktanata ni koncentracija produkata. Takvo stanje se naziva stanje dinamičke ravnoteže.

Utrenutku uspostavljanja ravnoteže brzina direktne reakcije izjednačava se sa brzinom povratne reakcije:

 A + B <---> C + D.

Za reakciju aA + bB <---> cC + dD definisdana je konstanta ravnoteže: 

Heterogena ravnoteža - ravnoteža koja se uspostavlja u sistemu u kojem su učesnici reakcije različitih agregatnih stanja. Čiste čvrste i tečne supstance koje učestvuju u hetrogenoj ravnoteži ne uključuju se u izraz za ravnotežnu konstantu: 

CaCO_{3 (s)} ----> CaO _(s) + CO_{2 (g)}

Le Šateljeov princip

Ako se u sistemu koji se nalazi u hemijskoj ravnoteži promeni jedan od spoljašnjih faktora, sistem će reagovati tako da će se odvijati ona reakcija kojom se taj uticaj poništava.

1) Koncentracija - u reakciji aA + bB <---> cC + dD ako se poveća koncenracija A ili B onda se ravnoteža pomera u desno (u smeru ka proizvodima reakcije). Ako se poveća koncentracija C ili D onda se ravnoteža pomera u levo (u smeru ka reaktantima).

2) Tempertura - a) egzotermna - ako se temperatura smanji onda se ravnoteža pomera u desno. Ako se temperatura poveća, onda se ravnoteža pomera u levo.

                           b) endotermna - ako se temperatura smanji, onda se ravnoteža pomera u levo. Ako se temperatura poveća onda se ravnoteža pomera u desno.

3) Pritisak - kada su reaktanti i produkti u gasovitom agregatnom stanju, promena pritiska ima uticaja na sistem u ravnoteži samo kada se u toku reakcije menja broj molova! 

Ukoliko se pritisak povećava odvija se ona reakcija kojom se smanjuje broj čestica ----> Ako se pritisak poveća, onda se ravnoteža pomera u desno jer nastaje manji broj molova u direktnoj reakciji. 

Ukoliko se smanji pritisak, odvija se ona reakcija kojom se povećava broj čestica (ovaj proces je spontan, povećava se entropija sistema) ---> Ako se pritisak smanji onda se ravnoteža pomera u levo jer nastaje veći broj molova u suprotnoj reakciji.

Ako ne dolazi do promene broja molova u toku hemijske reakcije, promena pritiska ne utiče na sistem u ravnoteži.

4)Katalizator - on istovremeno povećava brzinu i direktne i povratne reakcije, tj. smanjuje energiju aktivacije i jedne i druge reakcije. Ne utiče na hemijsku ravnotežu.