Примењена хемија

Студијски програм: Конзервација и рестаурација

Статус предмета: Обавезни стручни предмет

Број ЕСПБ: 4

Услов: Положени сви обавезни уметнички и стручно-уметнички предмети из претходних година студија

Предавач:

Милош Мојовић, в.проф.

Контакт:

e-mail: milos@ffh.bg.ac.rs

тел: +381-11-2630796

Универзитет уметности у Београду - Факултет примењених уметности

Универзитет у Београду - Факултет за физичку хемију

Програм и циљ предмета

Садржај предмета: Материја - структура, дуалност, дисконтинуална структура

материје, супстанције, хемијски елементи, хемијска једињења, смеше, материјали,

хемијски симболи, хемијске формуле, хемијске једначине, атомска и моларна маса.

Периодни систем елемената. Структура атома и молекула, електронски атомски

спектри, вибрациони и ротациони молекулски спектри - основе, квантни бројеви,

спектрални термови. Хемијска веза - јонска, ковалентна, водонична. Агрегатна стања.

Киселине и базе. Основе органске хемије - хемијска једињења, подела, структурне

формуле органских једињења, групе и номенклатура органских једињења, алкани,

алкени и алкини - IUPAC номенклатура, функционалне групе, алкохоли, феноли и

тиоли, етри, тиоетри, амини, органохалогена једињења, алдехиди и кетони,

карбоксилне киселине, деривати карбоксилних киселина - акрилна и фтална, терпени,

протеини, полисахариди, амино киселине, силани, азиди, диимиди, кетени, амини.

Полимери - врсте, подела по пореклу, подела по начину умрежавања, подела по типу

реакције при умрежавању. Акрилна киселина, полиакрилна киселина, метакрилна

киселина, олеинска киселина, линолна и линолеинска киселина, деривати киселина,

естерификација, триглицериди, целулозе, карбоксилни полимери, стирен-бутадиен

гуме, неопрени, фенолне смоле - novolac и резол смоле, резорцинол адхезиви, амино

смоле - адхезиви - меламин, епокси смоле, епоксиакрилати, полиуретани,

поливинилацетати, силани. Типови растварача - поларни, поларно - неполарни и

неполарни. Типични растварачи. Адхезиви. Токсигологија боја. Нови материјали.

Циљ предмета: Упознавање студента са општим законитостима хемије (изабрана

поглавља) у циљу разумевања хемијских процеса као и понашања различитих

хемијских једињења у специфичним физичкохемијским условима и тумачење тих

својстава на основу познавања структуре једињења и природе хемијских веза.

Литература: М. Драгојевић: Општа хемија 1 део ; Д. Полети: Општа хемија 2 део.

Испит: Колоквијуми (писмени) + усмени испит.

Пр

огр

ам

и ц

иљ

пр

ед

мета

Шта је то хемија?

Хемија је природна наука која је еволуирала из средњовековне

праксе познате као алхемија. Хемија се бави проучавањем особина и

понашања материје.

Алхемија је била средњовековна филозофија и пракса која је имала

за циљ - постизање ултимативне мудрости и бесмртности :)))

Алхемичарима је један од основних циљева био да пронађу формулу

помоћу које ће од познатих супстанција да направе злато, еликсир

живота или камен мудрости.

Као отац савремене хемије сматра се Роберт Бојл (17 век), који је

модерну хемију разграничио од алхемије којом су до тада суверено

владали познати научници као што су били Парацелзус (16 век) и

остали заступници Аристотеловког концепта 4 елемената.

Данас, хемија се више не може развијати без савремених научних

метода за детекцију, анализу и моделовања у сарадњи са физиком и

математиком.

Цео овај интердисциплинарни приступ хемије данас је интегрисан у

јединствену научну дисциплину која се зове физичка хемија.

Физичка хемија користи физику и математику да би описала

хемијске феномене и за то употребљава најсавременије научне

методе.Роберт Бојл

Парацелзус

Хемичар ?

Хемија и хемијска индустрија Каже се често - све око нас је хемија! Или, немој то да једеш

... то ти је чиста хемија!

Хемија је данас прерасла у једну моћну индустријску грану и

којој се обрће доста новца.

Као посебне гране хемије можемо разликовати: биохемију,

органску, неорганску и аналитичку хемију.

Хемија се веома пуно користи у уметности. Уметник тешко може

направити своје уметничко дело без коришћења хемије и

хемијских производа (иако понекад ни сам није свестан шта се ту

дешава).

Конзервација и рестаурација уметничких дела тешко се може

успешно извести без познавања хемије и хемијских процеса.

Whistler's Mother, 1871: James McNeill Whistler

Рестаурирао: Mr. Bean 1997.

Пример:

Материја и особине материје

Шта је то материја? Материја је физички материјал из кога се

састоји познати универзум. Материја је све што поседује масу и

заузима неки простор.

Шта подразумевамо под појмом особина материје? То је било

која карактеристика која нам дозвољава да препознамо и

разликујемо један тип материје од друге.

Чудновата ствар је та што сва материја коју смо до сада

спознали у овом свету само представља комбинацију од око 117

различитих, базичних, елементарних супстанција које зовемо

елементи (хемијски елементи).

Уколико довољно увећамо сваки тип материје око нас, видећемо

да се она састоји из основних, градивних, елементарних

честица које се зову атоми (ἄτομος - недељив).

Сваки елемент се састоји од јединствених врста атома.

Особине материје зависе од типа и распореда атома од којих се

она састоји.

Атоми се међусобно могу удруживати и при томе стварати

молекуле (истородни) или једињења (разнородни атоми).

Како можемо класификовати материју?

Материју можемо класификовати на два начина:

1. Према њеном агрегатном стању (чврста, течна, гасовита).

2. Према саставу (елементи, једињења и смеше).

Агрегатна стања материје

1. Материја у гасовитом стању не поседује одређену запремину

или облик (тј. заузима простор посуде, боце у којој се налази).

Гас можемо сабијати или ширити по жељи.

2. Материја у течном стању поседује одређену запремину али

нема одређен облик. Течност је, и поред тога - нестишљива.

3. Материја у чврстом стању поседује одређену и запремину и

облик.

гас течност кристал

Постоји и четврто агрегатно стање - плазма. Предстаља

јонизован гас где заједно коегзистирају јони и силом одвојени

електрони (тако што систему додајемо велику количину енергије

- ово је иначе најчешће агрегатно стање у унивезуму).

Састав материје

Већина материје коју видимо око нас (нпр. ваздух који удишемо,

бензин који сипамо у резервоар или асфалт по коме ходамо) не

представљају хемијски чисту материју.

Ипак, ми одређеним поступцима можемо да раздвојимо ову материју

на чисте супстанције.

Када кажемо да је нека супстанција чиста, то значи да се њене

хемијске и физичке особине не разликују од места узорковања.

Чисте супстанције могу бити елементи, једињења или смеше.

Елементи су супстанције које се састоје само из једне врсте атома

(или молекула од истородних атома).

Једињења су супстанције које се састоје од две или више врста

атома (молекули од разнородних атома).

Смеше предстаљају комбинацију две или више супстанција при чему

свака супстанција задржава своја хемијска својства.

атоми елемента молекули елемента

молекули једињења

смеша елеменатаи једињења

Хемијски елементи и једињења

До 2009. године откривено је 117 хемијских елемената (94

природна и 23 вештачки добијених) и то сигурно није њихов

коначан број.

Њихова заступљеност у Земљиној кори и људском телу је веома

различита:

Већина хемијских елемената може реаговати са другим

елементима дајући хемијска једињења (најпознатија је вода).

Треба имати у виду да хемијска једењења немају исте

физичкохемијске особине као своји конституентни елементи.

Смеше

Већина материје са којом се сусрећемо у свакодневном животу

представља смешу више различитих супстанција.

Свака супстанција из смеше задржава своје физичкохемијске

особине (разлика од једињења).

За разлику од чистих супстанција или једињења, састав

компонената смеше може варирати (рецимо, шољица кафе може

садржати више или мање шећера).

Нека смеше немају исте особине у целој својој запремини. Такве

смеше се зову хетерогене. Насупрот њима, смеше са истим

особинама у целој запремини називамо хомогене.

Хомогене смеше се често зову раствори (иако се обично мисли да

раствори морају да буду течни, то није случај већ нормално

постоје и чврсти и гасовити раствори).

хетерогена смеша(стена)

хомогена смеша

(раствор)

Особине материје

Особине неке материје можемо поделити на хемијске и

физичке (или заједнички: физичкохемијске).

Физичке особине материје предстаљају оне које се не

односе на промену идентитета и састава супстанција (боја,

мирис, густина, тачке топљења и кључања, тврдоћа).

Хемијске особине материје описују начин на који се

супстанције могу мењати тј. реаговати, приликом чега се

генеришу нове супстанције (нпр. запаљивост - могућност

горења у присуству кисеоника).

Особине материје можемо поделити и на интезивне и

екстензивне.

Интензивне особине материје су оне које не зависе од

количине посматране супстанције (температура, тачка

топљења, густина ... ) и важне су јер се користе за

идентификацију супстанција.

Екстензивне особине материје су оне које зависе од

количине посматране супстанције (маса, запремина ... )

Физичке и хемијске промене

Током физичких промена супстанције долази до измене њеног

физичког изгледа али не и њеног састава (тј. то је иста та

супстанција пре и после промене). Типичан пример је промена

агрегатног стања.

Током хемијских промена (ова промене је позната као хемијска

реакција) супстанција се трансформише у хемијски другачију

супстанцију.

лед вода

хемијска реакција добијена спуштањем бакарног новчића у концентровану азотну кислину

Вежба:реакцијаоксидацијебакра

Раздвајање смеше

Пошто све компонененте неке смеше задржавају својехемијске особине, ми их можемо раздвојити на основу разликау њиховим физичким својствима.

Тако нпр. смешу опиљака гвожђа и злата можемо раздвојитипомоћу магнета (разлике у њиховим магнетним својствима).

Смешу раствора и талога можемо раздвојити филтрацијом(разлике у величини њихових честица).

филтрација

Још један од начина за раздвајање смеше је дестилација

(раздвајање на основу разлике у температурама кључања).

Један од начина раздвајања смеше је и хроматографија

(раздвајање на основу разлика у способношћу атхезије).

дестилација хроматографија

Вежба:филтрација,фракционадестилацијахроматографијана папиру

Материја и енергија, дуалност материје

Својство материје је њена маса. Сила која тој маси даје убрзање једнака је:

F=mg

где је: F-сила привлачења а g-убрзање слободног пада (9.81 m/s2).

Ова сила зове се тежина, сила теже или гравитациона сила.

Гравитација тј. гравитациона сила привлачења између два тела је управосразмерна масама тих тела а обрнуто сразмерна квадрату растојања између њих.

где је: G-гравитациона константа (6.672±0.0041)·10-11 Nm2kg-2

Пошто је тежина у ствари гравитациона сила којом Земља привлачи тело тако је:

Ово нам очигледно говори да тежина тела на Земљи варира у зависности однадморске висине и географског положаја (Земља није апсолутна сфера).

Већ смо рекли да се свемир састоји из материје. Међутим, материја није јединиентитет који је присутан у свету који нас окружује. Ту је и енергија.

Дуго се сматрало да су материја и енергија две независне величине. Све допочетка 20 века људи нису ни били свесни да су маса и енергија једно, и да суповезане једначином (Ајнштајнова једначина):

E=mc2

где је: m-маса тела; c-брзина светлости (2.997924580±0.000000012)·108 ms-1

◦ Одавде нпр. следи да 1kg материје има енергију од 9·1016J (енергија која седобија ако сагоримо 3 милиона тона угља). Како извући ту енергију?

Мерење и мерне јединице

Велики број особина материје су квантитативне пририоде, што значи да

су повезане са неким бројевима.

Уколико представимо неку особину материје бројем, тај број сам по

себи ништа не представља уколико уз њега не додамо јединице (које

нам говоре шта тај број описује).

На пример, уколико кажемо да је температура 17.5 то научнику веома

смета јер само може наслутити да се ради о целзијусовим степенима.

Међутим, појавио се један проблем. Традиционално су се у различитим

земљама користиле кроз историју и различите мерне јединице.

Конзерва кока-коле. Шта значи 12 FL OZ?

Овај наизглед тривијални проблем постала је велика

препрека у нормалном комуницирању између научника

из различитих делова света ...

Сестро, јесте ли баш

сигурни да је тих 12 FL

OZ права доза!??

Из тих разлога је 1960 год. постигнут међународни

договор за коришћење мерних јединица. Тај систем се

зове СИ систем (Systeme International) јединица.

хехе ..

СИ систем јединица

СИ систем има 7 основних јединица од којих су све остале изведене.

Префикси за величине које су мање или веће од основних су такође

строго дефинисане. Ево примера за метрички систем (мерење дужине).

И поред овог договора, у неким зељама (Америка, Енглеска ... ) се и даље

тврдоглаво користе јединице које нису по СИ систему.

Због ове тврдоглавости, морали смо да уведемо додатне прорачуне који

се заснивају на конверзионим факторима (претварање јединица).

Исти префикси се

користе и за остале

основне и изведене

јединице СИ система

Основне јединице СИ

система. Изведених

јединица има много

више.

Претварање јединица

Претварање јединица је, на жалост, нужност јер су произвођачи

многих хемикалија управо из земаља које не поштују СИ систем.

Претварање дужине:

1 in. = 2.54 cm; 1 mi = 1.6093 km;

Претварање масе:

1 lb = 453.6 g

Претварање запремине:

1 US Gallon = 3.78 l док је 1 British gallon = 4 .55 l

1 US FL OZ = 0.02957 l = 29,57 ml

Посебна мука је када не само што се називи и вредности јединица

разликују, него се разликује чак и мерна скала.

Тако, на пример, да би претворили температуру из целзијусa у

фаренхајте и обрнуто, морате да примените следећу формулу:

Онда су се паметни људи сетили, па су направили програме који се

бесплатно могу "скинути" са интернета и које у главном зову unit

converters.

Зашто је метар баш толики? Он представља

1 : 10 000 000 део раздаљине од екватора до

северног пола ако се пролази кроз Париз???

Зашто је килограм баш толики? То је маса 1

литра воде. А секунд? У вези са делом

трајања једног земаљског дана.

Мерење: тачност и прецизност

У стандарној комуникацији, људи ретко када праве разлику између два

битна појма а то су тачност и прецизност.

Прецизност представља израз који описује колико су два индивидуална

мерења једне исте физичке величине блиска једна другоме.

Тачност са друге стране представља колико је појединачни резултат

мерења близак "правој" вредности која се мери. Ево примера:

добра тачностдобра прецизност

лоша тачностдобра прецизност

лоша тачностлоша прецизност

Тачност и прецизност мерања као и

начин на који ћете изразити добијене

резултате је веома важно.

Такође, треба имати у виду да није увек

потребна иста тачност и прецизност.

Непотребно трошење времена да би се

са огромнмом тачношћу изразила нека

физична величина често може бити

контрапродуктивно.Човече, већ је 12:15:0436421213

Време је за ручак!

Неодређеност у мерењу У научном мерењу постоје две врсте бројева: тачни бројеви (чија

вредност је тачно позната) и нетачни бројеви (за чију вредност нисмо

сигурни).

Термин нетачни бројеви не треба поистовећивати са погрешни

бројеви! Погрешни бројеви сигурно не могу бити тачни али нетачни то

могу постати уколико то дефинишемо задовољавајућом грешком

мерења.

На пример: у 1 килограму има тачно 1000 грама. А да ли у килограму

шећера који купите у продавници има 1000 грама?

Тачне бројеве можемо добити рецимо бројањем објеката (у корпи је

тачно 4 јабуке). Са друге стране, бројеви које добијамо помоћу неког

мерења - увек су нетачни!

Нетачне бројеве добијамо због несавршености апаратура за мерење

или због комплексности проблема и ограничених капацитета

рачунарских система које користимо.

Ипак, погрешне бројеве можемо

добити и бројањем објеката ...

уколико та особа не зна да броји :)

Атомска структура материје - од Далтона до Кварка

Још је старогрчки филозоф Демокрит (460-380 године.п.н.е) претпостављао да се

сва материја састоји од малих, сићушних честица које су назване атоми.

Један од највећих научника са краја XVIII и почетка XIX века, Џон Далтон

представио је 1807. године јавности своју атомску теорију која се састојала из

следећих постулата:

1. Еваки елемент је састављен од веома малих честица које се зову атоми.

2. Сви атоми једног елемента су идентични по маси и осталим особинама али су

атоми једног елемента различити од било којих атома других елемената.

3. Атоми једног елемента не могу бити претворени у атоме неког дугог елемента

помоћу хемијских реакција (атоми се нити стварају нити уништавају у току хемијске

реакције).

4. Када се комбинују атоми разних елемента добијају се једињења. Иста једињења

се увек састоје из истог релативног броја и типа атома.

Џон Далтон је свету подарио још један веома важан закон а то је закон о одржању

маса (или закон о одржању материје) који каже: "Укупна маса материје пре и после

хемијске реакције мора да буде једнака".

Џон Далтон(1766-1844)

Кварк раса: Ференги(сд с.д. 48224.2)

Данас, наравно, знамо да се атоми састоје од још

мањих субатомских честица (језгра и електрона),

док се језгро састоји из читавог низа сићушних

честица (протона и неутрона) а они опет од још

мањих честица (глуони и кваркови).

По новим теоријама, постоји још пуно

елементарних честица али то превазилази оквире

овог курса.

Murray Gell-Mann

Демокрит (460 BC)

Електрони

Sir Joseph John

Thomson

Али, њихов положај је зависио одприсуства електричног или магнетногпоља што је значило да су ове честиценаелектрисане - и назване суелектрони.

Томпсон је у свом експерименту успеочак да израчуна однос наелектрисањаи масе за електрон.

Миликен је нешто касније (почетак 20века) користећи Томпсоновепрорачуне и невероватно довитљивексперимент (Миликенов оглед) успеода израчуна наелектрисањеелектрона.

Robert Andrews

Millikan

е=1.602·10-19С

Увек треба имати у виду временски период у коме су откривене субатомске

честице.

Далтон је имао веома примитивну опрему али је ипак тачно закључио да

атом мора постојати.

Слично се догодило и са електроном.

Научник Ј.Ј.Томпсон је крајем 19 века конструисао доле приказани

експеримент .

На флоресцентном екрану приказују се светле мрље. У почетку се мислило

да су питању зраци (зовемо их и данас катодни зраци).

Атомски и масени бројеви, изотопи

Запитајмо се шта је то што један атом разликује од неког другог атома?

Зашто је злато баш злато а не рецимо олово?

Суштина је у броју протона. Он је тај који одређује природу хемијског

елемента. Тај број протона називамо атомски или редни број.

Уколико погледамо једну стандардну формулу којом се описују хемијски

елементи видећемо да је то онај број који се налази са леве стране доле.

хемијски симбол елемента

атомски или редни број

масени број

Пошто је атом у целини неутралан, атомски број је уједно и број електрона

који атом поседује.

Поред протона, атоми у језгру поседују и неутроне којих је до средње

тешких елемената отприлике подједнак број као и број протона.

Збир боја протона и броја неутрона у атомском језгру назива се масени

број.

Треба запазити да масени бројеви нису увек исти за исту врсту атома. Тако,

на пример, имамо угљеник 126С и угљеник 13

6С. Ова два угљеника су оба

угљеници (имају исти атомски број) али се разликују по броју неутрона

(први их има 6 а други 7). Такве атоме истог елемента називамо изотопи.

Различити атоми који имају исти број неутрона називају се изотони.

Различити атоми који имају исти масени број зови се изобари.

Атомска јединица масе

Још су у 19 веку научници открили да атоми различитих елемената имају

различите масе. Дошло се до закључка да је најлакши елемент у

природи водоник и њему је тада била придодата маса = 1.

Треба запазити да ово 1 није био 1 грам, него величина установљена

првобитним договором (који је иначе касније измењен).

Стварна маса водониковог атома (који се састоји из једног протона и

електрона) може се израчунати ако саберемо масу протона (1.67262158

× 10-27 kg) и масу електрона (9.10938188 × 10-31 kg), што је јако мали број

(1.6735 × 10-27 kg).

Да се не би стално баратало са овако малим бројевима, 1961. године,

новим договором, уведена је једна нова величина која се назива amu

(atomic mass unit). Она представља 1/12 масе угљениковог изотопа12

6С. На српском језику amu преводимо као ајм (атомска јединица масе).

1 атомска јединица масе = 1.66054 × 10-27 kg. Према томе је нпр.:

маса протона = 1.0073 ајм

маса неутрона = 1.0087 ајм

маса водониковог атома 11H = 1.0078 ајм

маса електрона = 5.486 × 10-4 ајм

маса 126С = 12 ајм

Сходно овоме, масе атома се не изражавају као апсолутне јединице

(килограми), већ као релативне атомске масе (у ајм јединицама).

Просечна атомска маса

Међутим, уколико погледамо периодни систем, видећемо да маса

угљеника није тачно обележена бојем 12!!! Зашто сад???

Проблем је у томе што се различити елементи појављују у природи уразличитим изотпским формама.

Када кажемо угљеник, на који се угљеник тачно мисли?

Одговор је - не мисли се ни на један од ових угљеника посебно, већ наизотопску смешу свих њих.

Угљеник ће се у природној смеши увек појављивати као смеша свихових изотопских форми (наравно, у различитом процентном односу којије карактеристичан за сваки изотоп).

Децимални број који се појављује у периодном систему и којипредставља релативну атомску масу (у ајм јединицама) у ствари језбир маса свих изотопа тог елемента помножених њиховом процентномзаступљенишћу.

Нпр. за поменути угљеник који се у природи појављује као 126С (98.93%)

и 136С (1.07%), релативна атомска маса ће бити:

0.9893 (12 ајм) + 0.0107 (13 ајм) = 12.01 ајм

• Што се узима већи бој изотопа, прецизност таблице ће бити већа.

Периодни систем елемената

Од како је Далтон објавио своју атомску теорију, научници су сваког

дана откривали све више нових врста тома.

Временом се појавила потреба да се сви ти новооткривени хемијски

елементи некако систематизују - среде по неким својим заједничким

особинама. Ево како је то у почетко изгледало ...

Док су хемијски елементи овако ређани по растућим масама десилосе нешто невероватно!!! Уочено је периодично понављањехемијских особина новооткривених елемената.

Тако се 1869. године појавио се први периодни систем елемената.

Он је тако направљен да су елементи сличних особина стављаниједан испод другог али тако, да је очуван и редослед елемената порастућим атомским масама.

Сваком елементу у перодном систему су придружени: атомскисимбол, редни број и просечна атомска маса.

Периодни систем елемената

Творац оваквог приодног система чија се форма (иста или незнатно

измењена) очувала и до данашњих дана је руски хемичар Димитриј

Иванович Мендељејев (иако се ова чињеница не помиње у већини

англосаксонских уџбеника).

Мендељејев не само што је направио овакав периодни систем већ је (за

разлику од његових савременика који су напрасно непосредно после њега

такође објавили своје периодне системе) чак предвидео открића нових

хемијских елемената чија места су у његовом периодном систему била

упражњена (јер још нису били откривени).

Хоризонтални редови периодног система се зову периоде а вертикалне

колоне се зову групе.

Д.И.Мендељејев

Периодни систем елемената

Трeба запамтити да: елементи који припадају истој групи имају веома

сличне физичкохемијске особине.

На пример: Cu, Ag, Au припадају групи 1В. Сви су метали и ковни су.

Осим водоника, сви елементи са леве стране и у средини периодног

система су метали. Сви метали (осим живе) су чврсти на собној

температури .

Метали су дијагоналном линијом раздвојени од неметала. Неметали су (за

разлику од метала) различитих агрегатних стања на собној температури

(неки су чврсти, неки течни а неки гасовити).

Елементи који се налазе на линији између метала и неметала имају

особине између метала и неметала и зову се металоиди.

Посебни елементи су у групи 8А и зову се племенити гасови. Они су

карактеристични због своје инертности тј. нереаговања са другим

хемијским елементима.

Такође, посебну групу елемената представљају лантаноиди и актиноиди

(који су у главном радиоактивни).

Називи неколико карактеристичних група елемената

РВ1

Молекули и хемијске формуле Важно је знати да се у природи, као поједначни атоми, могу наћи

само атоми племенитих гасова. Већина материје у природи се

појављује у облику молекула или јона.

Молекули представљају два или више атома који су на неки начин

међусобно спојени и који се онда тако заједно понашају као један

јединствени ентитет.

Јони представљају атоме код којих постоји дисбаланс у броју

протона и електрона (тако, они са вишком електрона су негативно

а они са мањком електрона су позитивно наелектрисани јони).

Јони могу бити и молекули код којих постоји дисбаланс у укупном

броју протона и електрона.

Молекули се представљају помоћу хемијских формула. Хемијске

формуле нем говоре о броју, типу, па чак и положају атома који се

налазе у молекулу (пример: FeSO4· 6(H2O)).

Молекули могу бити сатављени од једног типа атома (нпр. O2 , O3)

или од више врста атома - тзв. молекулска једињења (нпр. H2O).

Молекули водоника и кисеоника Атом и јон натријума Атом и јон хлора

РВ2

Молекулске и емпиријске формуле

Молекулске формуле нам показују тип и тачан број атома из којих је

састављен неки молекул.

Емпиријске формуле нам показују тип и само ралативни број атома из

којих се састоји неки молекул.

Структурне формуле нам показују који атоми су тачно везани за које

атоме у молекулу.

Стереохемијске формуле представљају приказе структурних формула у

тродимензионалном простору (најчешће се користе за приказ органских

једињења).

Од приказа молекула треба издвојити још и модел "лопта + штапић".

Прикажимо ове типове фомула:

Наравно, у зависности од наше потребе, ми

можемо применити жељени начин представљања

молекула.

H2O2 HO

Молекулска формулаводоник пероксида

Емпиријска формулаводоник пероксида Структурна формула

водоник пероксидаСтереохемијска формула метана

Stick & ball моделадренохрома

(ружичасти пигмент)

РВ3

Јони и јонска једињења

Већ смо поменули да јони представљају атоме код којих постоји дисбаланс у броју

протона и електрона.

Поред "обичних", једноатомских јона (Na+, Cl- ... ), постоје и полиатомски јони (NH4+,

SO4-2 ... ).

Веома је важно приметити да се јони по својим хемијским особинама битно разликују

од атома од којих потичу (иако су на први поглед веома сличног састава - пар

електрона мање-више :)

Питање је како предвидети да ли ће неком атому лакше са се придодају или одузму

електрони? За ово постоји једно једноставно правило а то је: Сваки атом ће највише

"желети" да има исти онолики број електрона као и племенити гас који је њему

најближи у периодном систему.

Узмимо на пример натријум и кисеоник:

Редни број Na је 11 (има 11 електрона). Најближи инертни гас му је Ne (који има 10

електрона). Ово значи да ће Na лако отпустити један електрон па ће постати Na+ јон.

Са друге стране O има редни број 8, па има 8 електрона. Најближи инертни гас му је

такође Ne који има 10 електрона. Ово значи да ће O лако примити два електрона и

тако постати O2- јон.

Јони и јонска једињења

Ако погледамо периодни систем, често можемо веома лако да

закључимо ког наелектрисања ће бити поједини јони.

На пример, елементи групе 1А ће лако формирати +1 јоне, док ће

елементи у групи 2А лако формирати +2 јоне.

Са десне стране перионог система имаћемо елементе у групи 7А који

лако формирају негативне -1 јоне, или елементе групе 6А за које је

карактеристичан -2 јонски облик.

Треба напоменити да ова једноставна подела не важи за све групе

периодног система и да је јонски облик за остале елементе мало

сложеније одредити (о овоме ће бити речи нешто касније).

Јонска једињења Како се праве јонска једињења?

Као што смо малопре могли видети, јони се праве на тај начин што електрони прелазе

са једног неутралног атома на други.

Тако, на пример, ако дозволимо да се у истом систему нађу елементарни натријум и

елементарни хлор, натријум ће отпустити један свој електрон а хлор ће га прихватити.

После овог процеса примопредаје електрона, остаје нам јон натријума (Na+) и јон хлора

(Cl-) и формира се једињење - натријум хлорид.

Питање: ... пошто се извршила примопредаја електрона и сваки од елемената је

постигао да добије свој жељени број електрона, зашто се сада они и даље држе ту

заједно, формирајући једињење NaCl?

Одговор: ... пошто се објекти супротног наелектрисања привлаче, ови јони се везују

заједно формирајући јонско једињење (натријум хлорид).

Ми често можемо рећи да ли је неко једињење јонско (састоји се из јона) или

молекулско (састоји се из молекула) само према његовом саставу.

Генерално, јонска једињења су комбинација метала и неметала док су молекулска

једињења састављена само од неметала (нпр. H2O). Такође, пошто у ствари и не

постоји дискретан молекул NaCl, ми за њега (као и за већину јонских једињења)

можемо написати само емпиријску формулу.РВ4

Писање емпиријских формула за јонска једињења

Писање емпиријских формула за јонска једињења је веома лако уколико

знамо наелектрисања јона која улазе у њихов састав.

Сетимо се да су једињења увек електрично неутрална. У склади с тим, јони

и јонска једињења се увек појављују у таквом односу да укупно позитивно

наелектрисање одговара укупном негативном.

Тако, (као што смо малопре видели) једном позитивном јону Na+ одговара

један негативни јон Cl- тако да је емпиријска формула: NaCl

Уколико имамо позитивни јон Ba2+ и негативни јон Cl- имаћемо формулу:

BaCl2

Такође, уколико имамо позитивни јон Mg2+ и негативни јон N3- имаћемо

формулу: Mg3N2 .

Шта ово значи, ... како можемо најлакше запамтити како се из познатих

јонских наелектрисања изводи формула?

Питање за вас ... зашто се формула једињења које се састоји од Ca2+ и O2-

не пише Ca2O2? ....

... зато што је то емпиријска формула.РВ5

Хемијске једначине

Уколико сипамо сирће у чашу у којој се налази сода-бикарбона видећемо да

долази до формирања мехурића ... или уколико ставимо шећер на врео

тигањ он ће се карамелизовати.

Ово су све различите хемијске реакције у току којих долази до хемијских

промена.

Да би се снашли у овом мору хемијских промена, научници су установили

посебан начин њиховог представљања преко хемијских једначина.

Хемијске једначине су уско повезане са облашћу хемије која се назива

стехиометрија (Грчки: "stoicheion"=елемент и "metron"=мерити) ... па

закључујемо да се стехиометрија бави мерењем количина ступстанција које

учествују и које се призводе у хемијским реакцијама.

Стехиометрија се ослања на разумевању

атомских маса, хемијских формула и закона о

одржању масе (Далтон) .

Француски Нобеловац Антоан Лавоазје је

представио јавности важан закон (1789) по коме

се у хемијској реакцији атоми нити стварају

нити уништавају, већ се само врши њихова

прарасподела.

Исти атоми су присутни и пре и после реакције.Antoine Lavoisier

(1734-1794)

Хемијске једначине

Хемијске реакције се предстаљају у једном концизном облику помоћу хемијских

једначина.

На пример, ако желимо да представимо реакцију између молекулског водоника

(H2) и молекулског кисеоника (O2), приликом чега долази до формирања

молекула воде (H2O), писаћемо:

Знак "+" за чита као "реагује са" а стрелица се чита као "производи".

Уместо стрелице се може ставити и знак једнакости, али је овај начин

обележавања информативнији јер нам говори и о смеру одигравања реакције.

Са леве стране стрелице се налазе реактанти а са десне стране продукти

хемијске реакције.

Бројеви који се налазе испред формула зову се коефицијенти (број један се

уобичајено не пише). Коефицијенти представљају колики релативни број

молекула учествује у реакцији.

Пошто се атоми нити стварају нити уништавају у реакцији, хемијска једначина

мора имати подједнак број атома сваког елемента са леве и десне стране

стрелице (једнакости).

Када се горњи услов постигне, кажемо да је једначина изједначена.

Изједначавање хемијских једначина

Када знамо формуле за реактанте и продукте у реакцији, можемо лако

написати реакцију која је у почетку неизједначена.

Једначину изједначавамо додељивањем коефицијената испред формула за

реактанте и продукте и то тако, да буде подједнак број атома сваког

елемента са обе стране једнакости.

Изједначена једначина треба да садржи коефицијенте који су најмањи

могући цели бројеви.

Наравно, треба разликовати

коефицијенте и бројеве у

субскрипту и поштовати правило да

у току изједанчавања једначине

никада не мењате бројеве у

субскрипту већ само

коефицијенте.

Изједначимо следећу једначину:

Изједначимо прво број водоникових атома са обе стране једначине:

Изједначимо сада број кисеоникових атома са обе стране једначине:

Пошто је број угљеникових атома исти - једначина је изједначена!РВ6

Рачунање молекулских маса

Причали смо о томе како се атомске масе представљају преко релативних

јединица да би нам било лакше да баратамо са њима.

Међутим, када у лабораторији добијемо задатак да конкретно одмеримо

колико неке супстанције треба узети да би се направио раствор одређене

концентрације, ми морамо реално одмерити масу хемикалија.

Да би ово урадили први корак је израчунати молекулску масу (у amu). То

се ради тако што коришћењем периодног система саберемо релативне

масе свих атома из којих се дати молекул састоји.

Тако је на пример FW (formula weight) за H2SO4:

За већину случајева, довољно је заокружити ралативне масе на првој

децимали.

Али шта сада овај добијени број значи? Да ли је то 98.1 грам? Ако јесте

грам, шта он представља и колика је то концентрација?

У свакодневном животу, људи у главном баратају са јединицама као што су

килограми (1 kg шећера) или бројевима типа - додај ми 3 поморанџе.

Хемичари баратају - моловима!Вежба:

Израчунати

неке FW

Мол

Шта је то мол (mol)?

Мол је количина неке супстанције која у себи садржи тачно Авогадров

број атома (молекула), што је једнако броју атома којих има у 12 грама

изотопско чистог угљеника 12C.

Авогадров број је: 6.0221421 x 1023 и обележава се са NA

Као што се види 1 мол било које супстанције има исти број атома

(молекула) што је важно запамтити.

С обзиром да различите супстанције имају различите масе, ово значи да ће

1 мол једне супстанције (нпр. гвожђа) имати различиту масу од 1 мола неке

друге супстанције (нпр. кобалта).

Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro di

Quaregna (Quaregga) e di Cerreto

(1776-1856)

Италијански научник по коме јо дато име овом

броју.

Моларна маса

Значи 1 мол различитих супстанција ће имати различиту масу. Научимо сада

да израчунамо масу 1 мола било које супстанције.

Упоредимо масе 1 мола 12C и 1 мола 24Mg.

- маса атома 12C износи 12 amu (погледати периодни систем).

- маса атома 24Mg износи 24 amu (дупло више од 12C).

По дефиницији (од малопре) 1 мол 12C износи 12 грама ... тада је логично да

ће маса 24Mg износити 24 грама.

Из овога произилази следећа дефиниција а то је да је:

Маса једног атома неког елемента (у amu јединицама) једнака је маси једног

мола тог елемента (изражене у грамима)

Тако нпр:

1 атом 12C има масу од 12 amu, док 1 мол 12C има масу 12 грама

1 атом Cl има масу 35.5 amu, док 1 мол Cl има масу од 35.5 грама

1 атом Au има масу 197 amu, док 1 мол Au има масу од 197 грама

1 молекул H2O има масу 18 amu, док 1 мол H2O има масу од 18 грама

1 јон NO3- има масу 62 amu, док 1 мол јона NO3

- има масу од 62 грама

1 јонско једињење NaCl има масу 58.5 amu, док 1 мол NaCl има масу 58.5 g

Моларна маса - да утврдимо

Значи, масу (у грамима) једног мола супстанције називамо моларном

масом те супстанције.

Моларна маса (g/mol) нумерички је једнака атомској (молекулској) маси (у

amu).

Колики је то један мол у стварности?

То зависи од тога у ком агрегатном стању се налази

жељена супстанција. Пример:

На слици су приказани 1 мол воде (18 g течности), 1

мол молекулског кисеоника (32 g гаса) и 1 мол

кухињске соли (35.5 g кристалног праха).

Шта је теже: 1 мол перја или 1 мол гвожђа :)

Значи, ако узмемо Авогадров

број атома (молекула) неке

супстанције и измеримо то на

ваги, добићемо масу (у грамима)

која је нумерички једнака

израчунатој молекулској маси (у

amu).

РВ7

Хемијске једначине и молови

Рекли смо да коефицијенти у хемијској једначини представљају релативни

број молекула који у њој учествују. Узмимо једначину:

То значи да ће и: 2 x NA број молекула водоника реаговати са 1 x NA бројем

молекула кисеоника и формирати 2 x NA број молекула воде ... што значи и

да ће 2 мола молекула водоника реаговати са 1 молом молекула

кисеоника формирајући 2 мола молекула воде.

На овај начин видимо да нам коефицијенти у хемијској једначини говоре о

томе у којим молским односима ће супстанције реаговати.

Употребите ово знање да решите следећи задатак:

Из ње видимо да свака 2 молекула водоника реагују са 1 молекулом

кисеоника при чему се формирају 2 молекула воде. Шта то још значи?

РВ8

Моларне, молалне и процентне концентрације раствора

Како дефинишемо раствор? Раствор је хомогена смеша две или више

супстанције.

Супстанцију која је у раствору присутна у вишку називамо растварач а

супстанција присутна у мањку је растворак.

Растварач не мора увек бити течан (нпр. када ставимо кашичицу шећера у кафу,

кафа је растварач, али ако ставимо 50 кашичица шећера, растварач постаје

шећер а кафа је растворак).

Понашање раствора врло зависи од природе растворака и њихове

концентрације.

Концентрација раствора нам показује колика количина растворка се налази у

коликој количини растварача.

Најчешће коришћен израз за концентрацију је моларитет. Моларитет нам

описује колико молова растворка се налази у 1 dm3 раствора (јединице су

mol/dm3).

Још један од израза за концетрацију је молалитет. Молалитет нам описује

колико молова растворка се налази у 1 kg растварача (јединице су mol/kg).

Трећи од израза за концентрецију који ћемо поменути је процентна

концентрација (тј. масени проценат). Процентна концентрација нам описује

масу растворка у смеши али као процената масе целе смеше (јединице су

%).

Постоји још начина на који хемичари описују концетрације (молски удео,

запремински проценат, нормалитет, формал, ppm, ppb ...).

1

2

3

Прављење раствора

Често ћете бити у ситуацији да се од вас захтева да направите растворе одређене

концентрације. Ево једног примера како се то ради:

Задатак: направити 0.250 литара 1 М (1 mol/dm3) раствора CuSO4.

- прва ствар је израчунати молекулску масу за CuSO4 (добије се 159.6 amu)

- друга ствар је израчунати колико молова CuSO4 има у 0.250 литара ... пошто имамо

задату концентрацију од 1 мол у 1000 ml, у 250 ml биће 0.25 молова CuSO4.

- трећа ствар је да израчунамо колика је маса (у грамима) 0.25 молова CuSO4 ... пошто

је 1 мол = 156 g, тада ће 0.25 молова имати 39.9 g.

Пошто смо све ово лепо израчунали, узмемо потребан прибор (хемикалију, нормални

суд од 250 ml, вагу, дестиловану воду) и као на доњој слици направимо раствор.

а) одмеримо 39.9 g (0.25 молова) CuSO4 и то преспемо у нормални суд од 250 ml

b) додамо дестиловану воду (нормално, увек се користи минимално 1x дестилована вода)

c) промућкамо раствор док се сва хемикалија не раствори (по потреби загрејемо)

d) допунимо воду тачно до црте (од 250 ml).

Вежба:Прављење раствора задате концентрације

Разблаживање раствора

У пракси је веома често потребно да се направљени раствор разблажи до

тачно жељене концентрације.

Ово је веома једноставно урадити уколико познајемо једну просту формулу

коју студенти воле да зову C1V1=C2V2 (где су C1 и V1 - производ

концентрације и запремине неразблаженог раствора а C2 и V2 - производ

концентрације и запремине разблаженог раствора).

Ево како то функционише ... нека је задатак следећи:

Имамо 100 ml 100 mM раствора NaCl. Колико узети овог раствора a колико

воде да би добили 1 ml 1 mM раствора?

Решење:

C1·V1 = C2·V2;

100 mM · V1 = 1 mM · 1ml;

V1 = 1/100 = 0.01 ml (значи, треба узети 0.01 ml концентрованог раствора

соли а као остатак, тј. 0.99 ml, треба додати воду).

Поставља се питање - зашто је то тако? Ако погледамо шта значи производ

C·V видећемо после димензионе анализе (mol/dm3 · dm3 = mol) да то у

ствари представља број молова.

Израз C1V1=C2V2 само изједначава број молова у оба раствора

(разблаженом и неразблаженом) што је логично, јер ма колико раствор

разблаживали, број молова растворка у систему ће увек бити исти.

Користећи горњу формулу, ми само скраћујемо процес израчунавања.

Вежба:Прављење разблажењараствора задате концентрацијеи запремине

Оксидација и редукција

Шта је то оксидација а шта је то редукција?

Појам оксидација се најчешће везује за процес сједињавања са кисеоником

нпр. сагоревање (када запалимо шибицу, свећу или дрво - оно ће изгорети

тј. оксидовати се).

Овакво објашњење је некада заиста било задовољавајуће ... ипак, под

оксидацијом се на напреднијем хемијском нивоу подразумева много више!

Оксидација представља сваки губитак електрона од стране неке супстанције

тј. када нека супстанција изгуби електроне кажемо да се она оксидовала

А шта је то редукција? Редукцију је мало теже "пластично" замислити.

Антисагоревање (израз једног студента) не звучи баш убедљиво :)

Редукција представља свако примање електрона од стране неке супстанције

тј. када нека супстанција прими електроне кажемо да се она редуковала

Оксидација калцијума Оксидација бакра, редукција сребра

Оксидациони број

Да би успешно могли да пратимо ко је у једној оксидоредукционој реакцији

предао а ко примио електроне, морао се развити систем за обележавање

(нотирање) оксидационог стања супстанција које су конституенти реакције.

Зато је развијен концепт оксидационих бројева (оксидационих стања).

Оксидациони број представља хипотетичко наелектрисање које се

приписује атому претпостаљајући да се електрони у потпуности налазе у

поседу једног или другог атома.

Када знамо оксидационе бројеве атома онда лако можемо закључити који

атом се оксидовао а који редуковао, тј. важи да:

Свако повећање оксидационог броја значи - оксидацију

а свако смањење - редукцију

Како одређујемо оксидациони број? Постоје правила и за то.

- Ако је атом у елементарној форми - оксидациони број му је = 0.

- Оксидациони број моноатомског јона = наелектрисању тог јона.

- Неметали најчешће имају негативан оксидациони број (али не увек).

- Сума оксидационих бројева свих атома у неутралном једињењу = 0

- Сума оксидационих бројева у полиатомском јону = наелектрисању тог јона.

РВ9

Реакције таложења

Све реакције које као резултат имају стварање нерастворног талога,

називају се реакције таложења.

Типичан пример за једну реакцију таложења је:

Поставља се питање,

зашто се овде створио

талог?

Талог се ствара када се

код насталог продукта

реакције, супротн. наел.

јони привлаче тако јако

јако да лако формирају

нерастворну јонску со.

Да би тачно знали да ли

ће настали продукт

реакције бити растворан

или нерастворан, морамо

рећи нешто о појму

растворљивости.

У овој реакцији, олово јодид (PbI2) се таложи на дну посуде, док калијум

нитрат (KNO3) остаје у раствору.

Растворљивост

Растворљивост неке супстанције представља колику количину те

супстанције можемо растворити у одређеној количини растварача.

Растворљивост поред типа супстанције и растварача битно зависи од

температуре (што је већа температура, растворљивост је већа).

Супстанције чија је растворљивост мања од 0.01 mol/l називамо

нерастворним.

Шта се то догађа у току растварања? Уколико су привлачне силе које

владају између супротно наелектрисаних јона у чврстој супстанцији мање

од привлачних сила које се остварују између њих и молекула воде (или

неког другог растварача), тада долази до растварања.

Након што молекули воде "одвоје" наелектрисне јоне једне од других, тада

се поређају око сваког јона и не дозвољавају им да се поново приближе

један другом. Принцип растварања NaCl у води.

Молекули воде окружују

"отцепљене" јоне натријума и

хлора окрећући се ка њима оном

страном која је супротно

нелектрисана од њих (бивају

солватисани).

Вода - поларни растварач

Киселинско-базне реакције

Киселине су супстанције које у воденим растворима јонизују и дају H+ јоне

(протоне). Из овог разлога, киселине се често називају и протон-донорима.

Базе не морају увек садржати OH- јоне као нпр.

Са друге стране, базе су донори OH- јона (хидроксилни јони), када серастворе у води.

NaOH (aq) Na+ (aq) + OH- (aq)

Добијени H+ и OH- јони су солватисани што значи да су окружени

молекулима воде (растварача).

Такође, треба имати у виду да је ово поједностављена дефиницаија база и

киселина (детаљније о овоме ће бити речи касније).

Киселине и базе које потпуно дисосују у воденом раствору су јаке

киселине и базе. Ако не дисосују потпуно то су слабе киселине и базе.

Када помешамо киселине и базе, догађа се реакција неутрализације.

Током реакције неутрализације настају со (дате киселине и базе) и вода.

Киселине и базе - Аренијус

Појмови киселина и база су познати из свакодневног живота.

Киселина има кисео укус и мења боју неких супстанци (нпр. коришћење лимунске киселине за посветљивање косе или када вам Domestos уништи омиљени комад одеће).

Базе имају горак укус и клизаве су (сапун је добар пример – знате да је клизав, проверите му укус )

Први који је дао научну дефиницију киселина и база (1880-тих) био је шведски хемичар Сванте Аренијус (1859 - 1927):

киселина је супстанца, која када се раствори у води, повећава концентрацију H+

јона (нпр. HCl)

база је супстанца, која када се раствори у води, повећава концентрацију OH- јона(нпр. NaOH).

NaOH(s) ==> Na+(aq) + OH-

Протон у води не постоји као самосталан јон. Интерагује са молекулом воде и формира хидронијум јон, H3O

+.

Киселине и базе – Бронштед и Лори

Међутим, Аренијусов једноставни концепт има недостатак. Пре свега ограничен је на водене растворе.

Дански хемичар Џон Бронштед (1879-1947) и енглески хемичар Томас Лори (1874-1936) су 1923. независно један од другог предложили уопштенију дефиницију киселина и база:

киселина је супстанца (молекул или јона) који може да преда протон другој супстанци

база је супстанца која може да прими протон.

У овој једначини HCl је Бронштед-Лоријева киселина (даје протон молекулу воде), а H2O је Бронштед-Лоријева база (прима протон).

Пошто Бронштед-Лоријев концеп разматра трансфер протона он важи и за реакције које се не одигравају у води.

Коњуговане киселине и базе

У свакој кисело-базној реакцији постоји трансфер електрона у оба смера:

HX је киселина, а H2O је база H3O+ је киселина, а X- је база

Када киселина HX да протон оставља X- који се понаша као база.

Исто тако, када се H2O понаша као база ствара H3O+ који се понаша као киселина.

Ови парови чине коњуговани пар киселина-база.

У свакој кисело-базној реакције се могу идентификовати два коњугована пара.

коњуговано –спојено да чини пар

Јачина киселина и база

Неке киселине су бољи донори протона него друге киселине, док су неке базе бољи акцептори протона од других база.

Зато кажемо да су неке киселине или базе јаче од других.

Што је нека киселина јача то је њена коњугована база слабија.

Што је нека база јача то је њена кокоњугована киселина слабија.

Јаке киселине потпуно предају своје протоне води – нема недисосованих молекула киселине.

Слабе киселине само делимично дисосују. Коњугована база слабе киселине је слаба база.

Супстанце чија је киселост занемарљива имају јаке коњуговане базе.

У свакој кисело-базној реакцији фаворизује се пренос протона са јаке киселине на јаку базу како би настала слаба киселина и слаба база.

Аутојонизација воде

У зависности од околности вода се понаша као киселина или као база. Она је амфипротична.

Један молекул воде може донирати протон другом молекулу воде:

Овај процес се назива аутојонизација воде.

Веома мали број молекула воде дисосује. Степен дисоцијације воде се изражава јонским производом воде:

Ако се повећа концентрација једног јона опада концентрација дугог јона, тако да је њихов производ увек константан.

У киселим раствориме је већа концентрација водоничних јона, а у базним растворима је већа концентрација хидроксилних јона.

У неутралним растворима концентрације водоничних и хидроксилних јона су једнаке:

pH скала

Моларна концентрација водоничних јона у воденим растворима је веома мала. Стога се ове вредности изражавају на логаритамској скали.

Што је већа концентрација водоничних јона то је рН мање.

Може се рачунати и рН базних раствора, помоћу јонског производа воде:

рН се мери помоћу рН-метра или се може проценити помоћу кисело-базних индикатора.

рН вредности неких течности

Полипротичне киселине и соли

Полипротичне киселине имају више протона, као на пример H2SO4.

Ове киселине отпуштају протоне у сукцесивним корацима:

Много је лакше одвојити први протон од киселине, него било који следећи.

У приближним израчунавањима рН може се узети у обзир само први степен дисоцијације јер највећи број протона потиче из овог корака.

Соли немају водоничне ни хидроксилне јоне, али могу да испоље кисело-базне особине.

Соли су јаки електролити и потпуно дисосују у води. Настали јони реагују са водом и тако настају H+ и OH- јони. Овај тип реакције се зове хидролиза.

Изузетак чине катјони алкалних и земноалкалних метала и и анјони јаких киселина. Ови јони не учествују у процесу хидролизе.

Луисове киселине

Лусиов концепт киселина и база је заснова на електронима а не на протонима.

Луисова киселина је акцептор електронског пара, а Луисова база је донорелектронског пара.

Лусиов концепт је шири од Аренијусовог и Бронштед-Лоријевог јер се односи и на супстанце које немају протоне.

Луисов концепт објашњава и кисело-базно понашање металних јона у води.

Метални катјони су позивно наелектрисани и стога привлаче неспарени електронски пар молекула воде. Односно, катјони се понашају као Луисове киселине а молекули воде као базе.

Услед овог привлачења О-Н веза постаје још више поларизована, тако да се молекул воде везан за катјон ивше понаша као киселина него молекул воде који није везан.

Што је молекул мањи и има веће наелектрисање, привлачење електронског пара ће бити јаче.

Луисове киселине

Концепт Луисових киселина објашњава и зашто неки метални катјони не испошавају кисела својства, тј. због чега не учествују у хидролизи.

Што је молекул мањи и има веће наелектрисање, привлачење електронског пара ће бити јаче.

Јон натријума има наелектрисање 1 и велики радијус, те стога мање привлачи електроне од Fe+.