KISELINE I BAZE Pripremio: Varga Ištvan

Παρουσίαση με θέμα: "KISELINE I BAZE Pripremio: Varga Ištvan"— Μεταγράφημα παρουσίασης:

1 KISELINE I BAZE Pripremio: Varga Ištvan
HEMIJSKO-PREHRAMBENA SREDNJA ŠKOLA ČOKA

2 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-

3 Primeri disocijacije kiselina i baza
HCl H Cl- HNO H NO3- HClO H ClO4- 1.stepen: H2SO H HSO4- 2.stepen: HSO H SO42- ili zbirno H2SO H+ + SO42- Višebazne kiseline disosuju postupno. H+ jon je u vodenim rastvorima hidratisan. Znači, postoji samo hidratisan proton H3O+. Nosilac kiselosti je hidronijum jon.

4 Arenijusova teorija se odnosi samo na vodene rastvore.
NaOH Na OH- 1.stepen: Ca(OH) CaOH+ + OH- 2.stepen: CaOH Ca OH- ili zbirno Ca(OH) Ca OH- 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.

5 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

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

7 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: K B B K2 Konjugovani par Na primer: HCl + H2O H3O+ + Cl- K B B K2

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

9 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.

10 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 ZnCl H2O Zn(OH)2(s) + 2NaOH Na2[Zn(OH)4] Baza Kiselina Natrijum-tetrahidroksocinkat (II)

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

12 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

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

14 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 ≤ mol/dm3 Slabe K ≤ mol/dm3 Jake K ≤ 1000 mol/dm3 Vrlo jake K > 1000 mol/dm3.

15 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:

16 Disocijacija višebaznih kiselina odvija se postupno.
Na primer: I.stepen: H3PO H+ + H2PO K1 “ H2PO H+ + HPO K2 “ HPO H PO K3 K1 > K2 > K3 Konstante disocijacije jakih elektrolita zavise od koncentracije rastvora ! Primeri i zadaci : Udžbenik str.43.

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

18 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 -

19 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.

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