Transcript Poglavlje 5 Teorije kiselina i baza

4. RAVNOTEŽA U OTOPINAMA
ELEKTROLITA

Elektrolit: supstanca koja, otopljena u vodi, stvara ione:
AaBb ⇋ aAb+ + bBa-
Odjel za kemiju

jaki elektroliti: otopljeni u vodi potpuno ioniziraju (jake
kiseline i jake baze, soli jakih kiselina i jakih baza:
HCl, HNO3, NaOH, NaCl …
HCl ⇋ H+ + ClNaCl ⇋ Na+ + Cl-
Odjel za kemiju

slabi elektroliti: otopljeni u vodi nepotpuno ioniziraju
(slabe kiseline i slabe baze, soli slabih kiselina i slabih
baza)
H3PO4 ⇋ H+ + H2PO4-
Odjel za kemiju

neelektroliti: supstance koje su topive u vodi ali ne
ioniziraju (organski spojevi, …)
Elektrolit
Odjel za kemiju
Neelektrolit
Jaki elektrolit
Odjel za kemiju
Slabi elektrolit
Neelektrolit
5. TEORIJE KISELINA I BAZA
5.1. Arrhenius-ova teorija elektrolitičke disocijacije (1887)
5.2. Brønsted-Lowry-jeva teorija (teorija protona, 1923)
5.3. Lewis-ova teorija (teorija elektrona, 1923)
5.4. Relativna jakost kiselina i baza
Odjel za kemiju
5.1. Arrhenius-ova teorija elektrolitičke
disocijacije (1887)
Svante Arrhenius
Odjel za kemiju
1.Kiseline stvaraju vodikov ion u vodenim otopinama.
H2O
HCl ⇋ H+ (aq) + Cl-(aq)
a) Anorganske (mineralne) kiseline:
HCl, H2SO4, HNO3
H3PO4, H2CO3
sve jake kiseline
sve slabe kiseline
b) Organske kiseline:
HCHO2
mravlja kiselina
HC2H3O2
octena kiselina
H2C2O4
oksalna kiselina
HC6H5O
fenol
Odjel za kemiju
2. Baze stvaraju hidroksidni ion u vodenim otopinama.
NaOH
H2O
⇋ Na+ (aq) + OH-(aq)
a) Anorganske baze:
Mg(OH)2, Ca(OH)2, NaOH, Al(OH)3, KOH
b) Organske baze ne mogu se objasniti Arrheniusovom teorijom.
Odjel za kemiju
Nedoumice vezane za Arrheniusovu teoriju kiselina i baza:
1. Je li moguće da nevodeni HCl nije kiselina jer znamo da ne
disocira na ione (ne provodi električnu struju), ili je ipak
kiselina jer nakon dodira s vodom disocira na hidronijeve
ione (provodi električnu struju)!
2. Što je s nevodenim otopinama u kojima ne nastaje
hidroksidni ion, jer na primjer u metanolu nastaje metoksidni
ion (CH3O¯) a u amonijaku amidni ion (NH2¯ )?
3. Ustanovljeno je da H+ ion ne postoji nego je solvatiran s
nekoliko molekula otapala (H3O+ u vodi, CH3OH2+ u
metanolu, NH4+ u tekućem amonijaku).
Odjel za kemiju
4. Neutralizacija, utjecaj na biljne boje, te kiselobazna
kataliza su opaženi i u otapalima u kojima nema
hidronijevog (aprotična otapala) ni drugih iona (slaba
električna provodljivost).
5. U vodenim otopinama kao baze ponašaju se tvari koje
disocijacijom ne mogu dati hidroksidni ion (npr. amini).
Zbog toga su uvedene alternativne teorije.
Odjel za kemiju
5.2. Brønsted-Lowry-jeva teorija
(teorija protona, 1923)
Thomas Martin Lowry
Johannes Nicolaus Brønsted
Odjel za kemiju
1. Kiseline su tvari koje daju proton(e) u kemijskoj reakciji
(donori protona).
2.
Baze su tvari koje prihvataju proton(e) u kemijskoj
reakciji (akceptori protona).
Odjel za kemiju
-
1923. godine Brønsted (Danska) i Lowry (Engleska)
neovisno jedan o drugome, predložili su teoriju
ponašanja kiselina i baza:
Kiseline su proton donori (davatelji), a baze su proton
akceptori (primatelji).
- da bi se neka jedinka ponašala kao kiselina, mora biti
prisutan proton akceptor (baza), i obrnuto
Odjel za kemiju
Primjer:
NH3 + CN¯ ⇋ NH2¯ + HCN
a) Obratiti pozornost da u gornjoj reakciji nema niti H+ niti OH¯
b) NH3 je kiselina!!
c) CN¯ je baza.
d) NH2¯ je konjugirana baza. (konjugirana baza = anion
kiseline).
e) HCN je konjugirana kiselina. (konjugirana kiselina = kiselina
koja nastaje kad baza prihvati proton izvorne kiseline).
Odjel za kemiju
Konjugirane kiseline i baze
• kada kiselina daje proton , nastane KONJUGIRANA BAZA
kiselina1
baza1 + proton
kiselina1 i baza1 su konjugirani (spregnuti) kiselo/bazni par
• kada baza primi proton, nastane KONJUGIRANA KISELINA
baza2 + proton
Odjel za kemiju
kiselina2
HNO2 +
kiselina2
Odjel za kemiju
H2O
baza1
NO2¯
+
H3O+
konjugirana
konjugirana
baza2
kiselina1
H2O
kiselina 2
+
NH3
baza 1
OH¯
konjugirana
baza 2
Odjel za kemiju
+
NH4+
konjugirana
kiselina 1
Ostali primjeri:
HCl + NH3 ⇋ Cl¯ + NH4+
H2O + HCO3¯ ⇋ OH¯ + H2CO3
Odjel za kemiju
Odjel za kemiju
5.3. Lewis-ova teorija (teorija elektrona, 1923)
Gilbert Newton Lewis
Odjel za kemiju
Lewis-ova teorija je najopćenitija teorija
1. Kiseline prihvataju elektrone (elektronske parove) u
kemijskoj reakciji (akceptori elektrona).
2. Baze daju elektrone (elektronske parove) u kemijskoj
reakciji (donori elektrona).
Primjer:
BF3 + :NH3 ⇋ F3B:NH3
Odjel za kemiju
Odjel za kemiju
Odjel za kemiju
Odjel za kemiju
5.4. Pregled teorija kiselina i baza
Odjel za kemiju
Odjel za kemiju
5.5. Relativna jakost kiselina i baza
1. Definicija "jaka" ili "slaba" nema nikakve veze s
korozivnošću.
a) "Jaka" = 100 % ionizacija
b) "Slaba" = <100 % ionizacija, ali > 0 %
2. Definicija reflektira sposobnost ionizacije
kiseline/baze i ništa drugo.
3. Zapamtiti da "jaka" kiselina/baza = jaki elektrolit.
Odjel za kemiju
5.6. Amfiprotična otapala

U prisutnosi baze ponašaju se kao kiselina, a u
prisutnosti kiseline kao baza
Npr. voda podliježe samoionizaciji
2H2O  H3O+ + OH¯
(autoprotoliza)
U čistoj vodi samo 1 od 107 molekula vode podliježe
autoprotolizi.
Odjel za kemiju
5.6. Amfiprotična otapala

Ostali primjeri
metanol
NH3 + CH3OH  NH4+ + CH3O¯
CH3OH + HNO2  CH3OH2+ + NO2¯
B1
Odjel za kemiju
K2
KK1
KB2
5.7. Autoprotoliza
- amfiprotična
otapala podliježu samoionizaciji ili autoprotolizi,
čime nastaje par ionskih vrsta
baza 1
+
kiselina 2
kiselina 1
+
baza 2
H2 O
+
CH3OH +
HCOOH +
NH3
+
H 2O
CH3OH
HCOOH
NH3
H3O+
CH3OH2+
HCOOH2+
NH4+
+
+
+
+
OH¯
CH3O¯
HCOO¯
NH2¯
Odjel za kemiju
Relativna jakost nekih kiselina
Odjel za kemiju