Tipovi neorganskih jedinjenja

1. HIDRIDI - jedinjenja sa vodonikom (H).
            
                a) metalni hidridi - oksidacioni broj vodonika je -1

LiH, NaH, CaH₂

                b) nemetalni hidridi - oksidacioni broj vodonika je +1

NH₃, HF, PH₃, CH₄, H₂S

                c) hidridi prelznih metala 

2. OKSIDI
 
                a) kiseli oksidi - najčešće oksidi metala
                                        - sa vodom grade kiseline, tj. to su anhidridi kiselina.

B₂O₃, CO_2, N₂O₃, NO₂, N₂O₅, P₂O₃, P₂O₅, SO₂, SO₃

anhidrid kiseline SO₂ + H₂O ---> H₂SO₃

        
                b) bazni oksidi - oksidi izrazitih metala
                                        - sa vodom grade baze
                                        - jonska jedinjenja

Li₂O, Na₂O, K₂O, Cs₂O, Rb₂O, MgO, CaO, SrO, BaO, Bi₂O₃, CuO, Ag₂O, CdO, CrO, MnO, FeO, Fe₂O₃, NiO.

Anhidrid baze Na₂O + H₂O ---> 2NaOH

              
                c) amfoterni oksidi - reguju i sa kiselinama i sa bazama

BeO, PbO, PbO₂, Sb₂O₃, Al₂O₃, As₂O₃, ZnO, SnO, Cr₂O₃.

                d) neutralni oksidi - ne reaguju sa vodom, kiselinama i bazama

CO, NO, N₂O

                e) složeni oksidi

Pb₃O₄ (2PbO*PbO₂), Fe₃O₄ (FeO*Fe₂O₃), Co₃O₄ (CoO*Co₂O₃)

3. PEROKSIDI - grade ih metali Ia i IIa grupe
                        - reaguju sa vodom uz izdvajanje vodonik-peroksida ( H₂O₂)
                        - oksidacioni broj kiseonika je -1

4. KISELINE - su sve one supstance koje mogu da daju protone (donori protona)
             
                a) monobazne - HCl, HNO₃
                b) višebazne - H₂SO₄, H₃PO₄
                c) kiseonične - HNO₃
                d) bezkiseonične - HCl (nemaju anhidrid)

                     - kiseline se dele na jake, slabe i umerene.
                     - disocijacija kiselina teče postepeno kod višebaznih jakih kiselina, prvi stupanj je nepovratan, a drugi je povratan:

                     - kod slabih (višebaznih) kiselina disocijacija (oba stupnja) je povratna:

5. BAZE - su jedinjenja koja u som sastavu sadrže jednu ili više hidroksidnih grupa vezanih za metal.

                a) monokisele - NaOH, KOH
                b) višekisele - Ca(OH)₂, Fe(OH)₃

              - dele se na slabe, jake i umerene i na normalne ( NaOH, Bi(OH)₃) i amfoterne ( Pb(OH)₂, Al(OH)₃).

6. SOLI - dejstvom kiseline na bazu ili obrnuto dolazi do reakcij neutralizacije u kojoj nastaju so i voda. So nastaje sjedinjavanje metala iz baze i kiselinskog ostatka iz kiseline. Ova reakcija je egzotermna.

               a) neutralne (ne sadrže ni H ni OH):

NaCl, MgSO₄, K₃PO₄, Al(NO₃)₃

               b) kisele:

NaHSO₄, KHCO₃, CaHPO₃, NaH₂PO₄, Fe(HSO₄)₃

Kisele soli disosuju na katjon i anjon koji predstavlja napotpuno neutralisan kiselinski ostatak:

               c) bazne:

CaOHCl, (MgOH)₂SO₄, AlOHCO₃, CuOHClO₄

Bazne soli disosuju na katjon koji predstavlja nepotpuno neutralisan ostatak baze i anjon:

               d) kompleksne soli:

K₃/Fe(CN)₆/, /Cr(NH₃)₄/PO₄

Kompleksne soli disosuju na odgovarajuće jone (katjon ili anjon su kompleksni i ostaju nedisosovana celina u vodenom rastvoru):

               e) kristalohidrati:

MgSO₄*7H₂O, CuSO₄*5H₂O

               d) dvojne soli (stipse):

KAl(SO₄)₂*12H₂O

7. KARBIDI -  sadre ugljenik čiji je oksidacioni broj -1

Kiseline i baze 3

Jačina kiselina i baza

Protoliza monoprotonske kiseline u vodenom rastvoru:

te je ravnotežna konstanta:

kako je koncentracija vode konstanta, sledi:

Položaj ravnoteže zavisi od relativne sposobnosti otpuštanja protona obe kiselina ( K₁, K₂) ili od relativnog afiniteta za vezivanje obe baze (B₁, B₂):

Kiselinska konstanta (K_A) kiseoničnih kiselina je utoliko veća ukoliko je jačina hidroksidnih veza u kiselini slabija.
Ukoliko je centralni atom kiseline elektronegativniji i što je na njega vezano više slobodnih jako elektronegativnih atoma kiseline utoliko je elektronski oblak manje gustine oko hidroksidne grupe, pa je veza slabija. Stoga jačina kiselina opada u nizu:

HClO₄>HClO3>HClO

HClO₄>H₂SO₄ >HNO₃ >H₃PO₄>H₂CO₃>H₃BO₃>H₄SiO₄>H₃AlO₃

Cl = I = Br ( HClO₄ = HIO₄ = HBrO₄ )

Protoliza baze u vodenom rastvoru:

te je bazna konstanta:

Jake baze: Li, Na, K, Rb, Cs, Mg, Ca, Sr, Ba.
Slabe baze:Cu(OH)₂, NH₄OH, Al(OH)₃

Ukoliko je baza jača, njena konjugovana kiselina je slabija i obrnuto:

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