KISELINE I BAZE Pripremio: Varga Ištvan HEMIJSKO-PREHRAMBENA SREDNJA ŠKOLA ČOKA varga.i@neobee.net

Arenijusova teorija kiselina i baza Kiseline su supstance koje disocijacijom u vodenim rastvorima daju vodonikove jone,dok baze hidroksidne jone. Opštim jednačinama: HA H+ + A- MOH M+ + OH-

Primeri disocijacije kiselina i baza HCl H+ + Cl- HNO3 H+ + NO3- HClO4 H+ + ClO4- 1.stepen: H2SO4 H+ + HSO4- 2.stepen: HSO4- H+ + SO42- ili zbirno H2SO4 2H+ + SO42- Višebazne kiseline disosuju postupno. H+ jon je u vodenim rastvorima hidratisan. Znači, postoji samo hidratisan proton H3O+. Nosilac kiselosti je hidronijum jon.

Arenijusova teorija se odnosi samo na vodene rastvore. NaOH Na+ + OH- 1.stepen: Ca(OH)2 CaOH+ + OH- 2.stepen: CaOH+ Ca2+ + OH- ili zbirno Ca(OH)2 Ca2+ + 2OH- Višekisele baze disosuju postupno. Nosilac baznih osobina je hidroksidni jon. Arenijusova teorija se odnosi samo na vodene rastvore. Utvrđeno je, da u drugim rastvaračima kiseline i baze ne daju H3O+ i OH- jone.

Protolitička teorija kiselina i baza KISELINE su supstance koje mogu da daju proton ( proton donori ), a BAZE su supstance koje mogu da prime protone ( proton akceptori ). Brenšted i Lori 1923.god. KISELINA BAZA + H+ i obrnuto: BAZA + H+ KISELINA

Primeri: H2O OH- + H+ HNO3 NO3- + H+ NH4+ NH3 + H+ HCO3- CO32- + H+ H2O + H+ H3O+ NH3 + H+ NH4+ Kako se vidi, kiseline i baze mogu biti: - neutralni molekuli, - katjoni i anjoni.

Prema tome uspostavlja se ravnoteža: K1 + B2 B1 + K2 U rastvorima ne postoje slobodni protoni. Oni prelaze na supstance koja može da ih primi. Prema tome uspostavlja se ravnoteža: K1 + B2 B1 + K2 Konjugovani par Na primer: HCl + H2O H3O+ + Cl- K1 B2 B1 K2

Neke supstance na pr. Voda može biti proton donor i proton akceptor u zavisnosti od supstance sa kojom reaguje: CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+ NH3 + H2O NH4+ + OH- Baza Kiselina

Jačina kiselina i baza Zavisi od rastvarača U vodenim rastvorima jake kiseline su potpuno disosovane, daju H3O+ jone i probližno su iste jačine. Zato je najjača kiselina u vodenom rastvoru H3O+ jon. Konjugovane baze jakih kiselina su najslabije baze u vodenim rastvorima. Najjača baza u vodenom rastvoru je OH- jon, jer je voda njegova konjugovana kiselina, najslabija kiselina.

Amfoterni elektroliti ( amfoliti ) Hidroksidi metala slabo rastvorljivi u vodi, pokazuju osobine i kiselina i baza: U reakciji sa bazama ponašaju se kao kiseline. U reakciji sa kiselinama ponašaju se kao baze. Na primer: Zn(OH)2(s) + 2HCl ZnCl2 + 2H2O Zn(OH)2(s) + 2NaOH Na2[Zn(OH)4] Baza Kiselina Natrijum-tetrahidroksocinkat (II)

Amfoterni elektroliti su još i : Pb(OH)2 Sn(OH)2 Al(OH)3 Cr(OH)3 Sb(OH)3 As(OH)3 Sn(OH)4 i drugi.

Slabi elektroliti. Konstanta disocijacije Disocijacija slabih elektrolita u vodenim rastvorima je povratan proces na koji se može primeniti zakon o dejstvu masa: Slaba kiselina disosuje: HA H+ + A- Konstanta disocijacije kiseline

Slaba baza disosuje: MOH M+ + OH- Konstanta disocijacije baze Konstanta disocijacije se ne menja sa promenom koncentracije rastvora !!!

Konstanta disocijacije je merilo jačine slabih elektrolita. Ona zavisi: - od prirode elektrolita; - temperature rastvora. U odnosu na veličinu konstante disocijacije kiseline se dele na: Vrlo slabe K ≤ 10 -7 mol/dm3 Slabe K ≤ 10 -2 mol/dm3 Jake K ≤ 1000 mol/dm3 Vrlo jake K > 1000 mol/dm3.

Veza između konstante disocijacije i stepena disocijacije je: analitička koncentra- cija Gornji izraz je poznat kao OSTVALDOV zakon razblaženja. Kod veoma slabih elektrolita α teži nuli, zato se izraz pojednostavljuje:

Disocijacija višebaznih kiselina odvija se postupno. Na primer: I.stepen: H3PO4 H+ + H2PO4- K1 “ H2PO4- H+ + HPO42- K2 “ HPO42- H+ + PO43- K3 K1 > K2 > K3 Konstante disocijacije jakih elektrolita zavise od koncentracije rastvora ! Primeri i zadaci : Udžbenik str.43.

Izračunavanje koncentracije H+ i OH- jona u rastvorima slabih kiselina i baza

Suzbijanje disocijacije slabih elektrolita Uticaj zajedničkog jona Ako se rastvoru slabog elektrolita doda jak elektrolit s kojim on ima zajednički jon, doći će do suzbijanja disocijacije slabog elektrolita. Kod kiselina: Rastvoru CH3COOH dodajemo so CH3COONa U rastvoru su prisutni sledeći joni: CH3COOH H+ + CH3COO - i CH3COONa Na+ + CH3COO -

Pošto u rastvoru ima višak CH3COO – jona, po Le Šateljeovom principu mora se odvijati ona reakcija kojom se smanjuje koncentracija CH3COO – jona. Prema tome CH3COO – joni će reagovati sa H+ jonima dajući CH3COOH i pri tome dolazi do smanjenja koncentracije H+ jona. Kod baza: Slaboj bazi NH4OH dodajemo so NH4Cl. Rastvor će sadržati NH4+ jone u višku jer i baza i so disocijacijom daju NH4+ jone. Zato NH4+ joni stupaju u reakciju sa OH – jonima dajući NH4OH.

Koncentracija H+ i OH – jona izračunava se prema sledećim izrazima: Primeri iz udžbenika str. 49, 50.