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:

Rastvori 2

Rastvori elektrolita

Elektroliti su supstance koje čiste ili u vodenom rastvoru provode struju (kiseline; baze; kiseli, bazni i amfoterni oksidi; hidridi koji se u vodi razlažu na jone).

                    1) JAKI elektroliti: - jake kiseline

                                                  - jake baze

                                                  - rastvorne soli

                    2) SLABI elektroliti: - slabe kiseline

                                                     - slabe baze

                                                     - voda

                                                     - teško rastvorne soli (u vodi)

Arenijusova teorija elektrolitičke disocijacije

Elektroliti pri rastvaranju u vodi spontano disosuju na pozitivno i negativno naelektrisane jone.

1) Kiseline: - disosuju na H⁺jone i kiselinski ostatak.

                   - jake kiseline ---> nepovratan proces

                   - slabe kiseline ---> povratan proces

2) Baze: - disosuju na OH^- jone i jone metala

              - jake baze ---> nepovratan proces

              - slabe baze ---> povratan proces

3) Soli - disosuju na jone metala i kiselinski ostatak
           - nepovratan proces

Stepen disocijacije

 Kvantitativna mera za disocijaciju elektrolita je stepen disocijacije (α), koji se definiše kao odnos između broja disosovanih molekula (Ndis) i ukupnog broja molekula (Nuk) koji su uneti u rastvor.

α može da ima vrednosti od 0 do 1 (0-100%)

Stepen disocijacije zavisi od prirode supstance.

Konstanta disocijacije

Kd - konstanta disocijacije 

Kk, Ka - konstanta disosovane kiseline

Kv - konstandta disosovane baze

C - količinska koncentracija rastvora

Osvaldov zakon razblaženja

Pri razblaženju rastvora raste stepen disocijacije, a smanjuje se koncentracija rastvora, jer je njihov proizvod konstanta.

ILI

Stepen disocijacije elektrolita je upravo srazmeran razblaenju rastvora, tj. obrnuto srazmeran koncentraciji razblažnja.

Osvaldov zakon važi samo za rastvore slabih elektrolita.

Podela elektrolita

(iste koncentracije = 1mol/dm³)

1) Podela po stepenu disocijacije:

             a) jaki α > 70%

                       - nepovratna disocijacia, u rastvoru se pišu samo u obliku jona.

             b) umereno jaki 30% < α < 70%

                       - u zadacima se rade kao jaki elektroliti ako nije data konstanta (K) ili kao slabi elektroliti ako je data konstanta (K).

             c) slabi  α < 30%

                       - uvek je data konstanta (K).

2) Podela po konstanti diocijacije:

             a) vrlo jake kiseline Kd > 10³  

             b) jake kiseline 10^-2 < Kd < 10³ (H₂SO₃)

             c) slabe kiseline 10^-7 < Kd < 10^-2 (H₂CO₃)  

             d) vrlo slabe kiseline Kd < 10⁷ (HCN)

Izračunavanje koncentracije jona u rastvoru elektrolita

1) Kod jakih elektrolita - potpuna disocijacija

                                      - dato α ili α = 1, nije dato Kd

 C (jona) = α * Ce * Z

                                      Z - broj jona koji nastaje disocijacijom

2) Kod slabih elektrolita - disocijacija je povratan proces

                                        - prvi stepen diocijacije je najjači

                                        - uvek je dato Kd, a ako je dato α mora da se izračuna Kd.

Jonske reakcije

Reakcije koje se odigravaju između jona u vodenim rastvorima elektrolita nazivaju se jonskim reakcijama.

Ove reakcije se vrše velikom brzinom, a najčešće teku u smeru stvaranja:
       a) lako isparljivih.

       b) slabo rastvornih ili

       c) slabo disosovanih proizvoda reakcije.

                     

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.