ODNOS TLAKA PARE I VRELIŠTA- veći tlak pare niže vrelišteODNOS VANJSKOG TLAKA PARE I VRELIŠTA- veći vanjski tlak više vrelište

LATENTNA TOPLINA TALJENJA- troši se na rušenje kristalne rešetke

LATENTNA TOPLINA ISPRAVANJA- troši se na svladavanje privlačnih sila među česticama tekućine, oslobađa se pri kondenzaciji.

FAZNI DIJAGRAM prikazuje odnos između pojedinih faza za neki sustav.

FAZA je dio sustava koji ima ista kemijska ali različita fizikalna svojstva (agregacijska stanja)TROJNA TOČKA je točka u tlaka, pare i temperature u kojem su sve 3 faze u ravnoteži.

1

SMJESE TVARI I OTOPINE

Smjese: HETEROGENE (smjese u kojima se stalno mogu razlikovati fazeHOMOGENE- OTOPINE= otapalo + otopljena tvar(u svakom dijeli imaju isti kemijski sastav i kemijska svojstva)

ŠTO SE ZBIVA PRI OTAPANJU ČVRSTIH TVARI

DISOCIJACIJA –rastavljanje na ione pod utjecajem polarnog otapala npr. voda (endotermne reakcije)

HIDRATACIJA- okruživanje iona molekulama vode - hidratizirani ioni

SOLVATACIJA- okruživanje iona molekulama otapala – solvatizirani ioni

ENERGETSKE PROMJENE PRI PROCESU OTAPANJA ČVRSTIH TVARI

2

ENTALPIJA OTAPANJA- priraste entalpije koji je jednak oslobođenoj toplini Oslobođena toplina jednaka je prirastu entalpije koji se zove entalpija otapanja.

OTOPINA MOŽE BITI

-nezasićena – otopine u kojima se u određenom trenutku više tvari otopi nego što se kristalizira

-zasićena – otopine u kojima se broj čestica koje se otapaju izjednači s brojem čestica koje kristaliziraju

-prezasićena – otopina u labilnom stanju, ako se protrese naglo će se iskristalizirati suvišak otopljene tvari pri trenutnoj temperaturi

TOPLJIVOST se iskazuje sustavom zasićene otopine. Najčešće se iskazuje masom otopljene tvari u 100g otapala pri određenoj temperaturi.

OTAPANJE PLINOVA U VODI OVISI O

- temperaturi (obrnuto proporcionalno) viša temp manja topljivost

- tlaku (direktno proporcionalno)

HENRY-EV ZAKON (za plinove koji ne reagiraju s vodom)

-topljivost plinova u tekućinama proporcionalna je parcijalnom tlaku plinova

3

SVOJSTVA OTOPINA

KOGNITIVNA SVOJSTVA – ovise o broju čestica u smjesi, a ne o kemijskoj prirodi tvari u otopini

1.) TLAK PARE OTOPINE je manji od tlaka pare čestog otapala

RAULTOV ZAKON

p=p0 *x0 x0=n°

n°+n(x)

p- tlak pare tekućinep0- tlak pare čestog otapalax0- množinski udio čistog otapala

2.) POVIŠENJE VRELIŠTATlak pare otopine niži je od tlaka pare čistog otapala.

Niži tlak pare= više vrelišteDodatkom neke nehlapljive tvari otapalu raste vrelište

nastale otopine∆T=Kb∗b ( x )∗i

Kb- ebulioskopska konstanta ( za koliko se stupnjeva povisi vrelište otapala ako je otopina jednomolalna)i- Broj čestica na koje disocira ne hlapljiva tvarb(x)- molalnost

EBULIOSKOPIJA- metoda određivanja relativne molekulske mase tvati povišenjem vrelišta otopine

M (x)=Kb∗m ( x )∗i

∆T∗m(otapala)

3.) SNIŽENJE LEDIŠTA4

Množina otapala

Množina otopljene tvari

∆T=Kk∗b ( x )∗i

Kk- krioskopska konstantai- Broj čestica na koje disocira ne hlapljiva tvarb(x)- molalnost

KORIOSKOPIJA – metoda određivanja relativne molekulske mase tvari sniženjem ledišta otopine

M (x)=Kk∗m ( x )∗i

∆T∗m(otapala)

4.) OSMOZA- Spontani proces pri kojem molekule otapala prolaze

kroz polupropusnu membranu iz otopine manje koncentracije u otopinu veće koncentracije

OSMOTSKI TLAK- ravnotežni hidrostatski tlak koji se uspostavi nakon osmoze

DISPERZNI SUSTAVI

-DISPERZNO SREDSTVO (tvar u suvišku)

5

- DISPERZNA FAZA (tvar raspršena u disperznom sredstvu)

PODJELA S OZIROM NA VELIČINU ČESTICA DISPERZNE FAZE

-susperzija (grubo disperzirani sustav) >200 nm

-koloidni sustavi 1-200 nm

-prave otopine <1 nm

KOLOIDNI SUSTAVI

-mikro heterogeni sustavi koji se sastoje od disperznog sredstva i disperzne faze i mogu biti u sva 3 agregatna stanjaVeličina čestice disperzne faze je od 1-200 nm u one su jednoliko raspoređene u disperznom sustavu.

Mogu doći kao sol i gel.SOL- koloidni sustav u kojem je disperzna faza čvrsta, a disperzno sredstva tekuće.GEL – koloidni sustav u kojem je disperzna faza mrežaste strukture u koju je uklopljeno disperzno sredstvo.

6

KARAKTERISTIČNA SVOJSTVA KOLOIDNIH SUSTAVA

TYNDALLOV FENOMEN – pojava raspršivanja svjetlosti na česticama koloidnih dimenzija

-čestice prašine koloidnih dimenzija na kojima se rasipa svjetlost pa postanu vidljive jer djeluju kao mali izvori svjetlosti

VELIČINA ČESTICA – svaki sustav u prirodi se nastoji izraditi tako da mu energija bude što manjaKod koloidnih sustava površinska je energija velika zbog velike površine čestica KOAGULACIJA- pojava udruživanja čestica u veće nakupineKoloidni sustavi su stabilni

KOLOIDNE MICELE su čestice koloidnih dimenzija izgrađene od većeg broja manjih iona ili molekula. Hidrofobne koloidne micele privlače vodu pa će koloidna micela imati hidratni ovoj- sprječava međusobni dodir micela i njihovo udruživanje.

7

Hidrofilne koloidne micele će odbijati molekule vode, ali će na površinu vezati ione kojih ima u otopini.One se zbog toga elektrostatski odbijaju pa ne može doći do koagulacije.Mnogo su stabilniji zbog hidratnog ovoja i mogu djelovati kao zaštitni koloidi.ABSORPCIJA – vezivanje jedne tvari na površinu druge

ELEKTROFOREZA- pojava da se nabijene koloidne čestice gibaju u nepokretnoj tekućini djelovanjem električnog polja.

DIJALIZA- čišćenje sola od elektrolita koji zaostaju u disperznom sredstvu nakon pripreme koloidne otopine. Koloidne čestice ne mogu prolaziti kroz polupropusnu membranu a ioni mogu.

EMULZIJA- koloidni sustav u kojem se disperzno sredstvo i faza tekućine ne miješaju. Emulgator uzrokuje stabilnost.

8

KINETIKA

-dio kemije koji se bavi brzinom kemijske reakcije

Kako dolazi do kemijske reakcije – uvjeti- sudar ili koalizija- sudar s pravilnom prostornom ii električnom konfiguracijom- dovoljno velika kinetička energija čestica (da se dostigne energija aktivacije) kinetička energija sudarenih čestica prelazi u potencijalnu energiju novonastale čestice-da produkt bude stabilniji od reaktanta

KEMIJSKA KINETIKA proučava brzinu kemijske reakcije i uvjete kojima se na tu brzinu može utjecati.

Brzina kemijske reakcije ovisi o broji uspješnih sudara između čestica reaktanata. Što je veći broj uspješnih sudara brzina reakcije je veća.

Da bi sudar bio uspješan čestice moraju biti međusobno pravilno orijentirane i moraju imati minimalnu količinu kinetičke energije potrebne za svladavanje odbojnih sila i za nastajanje aktivacijskog kompleksa. Ta energija se naziva energija aktivacije.

Aktivacijski kompleks je prijelazno stanje u kojem dolazi do pregrupiranja veza

Ako se nastajanjem novih veza oslobodi manje energije od energije aktivacije, reakcija je endotermna jer se dio energije utrošio za nastajanje aktivacijskih kompleksa. Ako se oslobodi više energije od energije aktivacije reakcija je egzotermna.

Različite kemijske reakcije imaju različitu energiju aktivacije stoga i različitu brzinu.

9

Brzina kemijske reakcije iskazuje se kao prirast množinske koncentracije reaktanata ili produkata u određenom vremenu.

Brzina trošenja reaktanata iskazuje se promjenom množinske koncentracije kroz vremenski interval.

Prirast koncentracije reaktanata i produkata se množi recipročnom vrijednošću njihovog stehiometrijskog broja da bi se brzine mogle uspoređivati.

ČIMBENICI KOJI POVEČAVAJU BROJ USPJEŠNIH SUDARA

1.) POVEĆANJE KONCENTRACIJE (ili tlaka za plinovite sustave)Povećava broj čestica u reakcijskoj smjesi, a time i broj sudara čime se povećava vjerojatnost uspješnih sudara

2.) POVIŠENJE TEMPERATURE Povećava kinetičku energiju reaktanata pa više čestica dostigne energiju aktivacije

3.) AGAREGACIJSKO STANJE KOMPONENATAZbog slobodnog gibanja čestica u plinovima reakcija će u plinovitom stanju biti najbrža. U tekućinama ili otopinama u kojima gibanje čestica više nije potpuno slobodno reakcija će biti sporija.Najsporija će biti u čvrstom stanju u kojem nema slobodnog gibanja čestica, a u reakciji mogu sudjelovati samo čestice na površini. Zato na brzinu utječe veličina ukupne površine.

4.)GRAĐA MOLEKULENajpogodniji su mali kugličasti ioni. Zbog jakog elektrostatskog privlačenja reakcija je vrlo brza. Brže reagiraju polarne molekule nego ne polarne.

10

5.)UPOTREBA KATALIZATORAKatalizatori su tvari koje smanjuju energiju aktivacije jer ulaze u reakciju i vode je preko spojeva čija je energija aktivacije manja. Katalizatori iz reakcije izlaze ne promijenjeni.

Inhibitori (negativni katalizatori) smanjuju brzinu kemijske reakcije jer povećavaju energiju aktivacije.

RAVNOTEŽA KEMIJSKIH REAKCIJA

Neki će sustav iti u ravnoteži kada se omjer koncentracije sastojaka u smjesi na mijenja.

Uspostavljanjem dinamičke ravnoteže polazna i povratna reakcija se ne zaustavljaju nego se izjednačuju njihove brzine.

Ravnotežno stanje uspostavlja se pri istom omjeru koncentracije u smjesi bez obzira na to polazi li se od reaktanata ili produkata.

KONSTANTA RAVNOTEŽE GULBERG-WAAGEOV ZAKONOmjer umnožaka množinskih koncentracija produkata i reaktanata potenciranih apsolutnim vrijednostima njihovih stehiometrijskih brojeva je stalan pri stalnoj temperaturi.

Ako je konstanta ravnoteže jako mala reakcija praktički ne teče.

11

KAKO SE MOŽE UTJECATI NA POLOŽAJ RAVNOTEŽE

Čimbenici: - Temperatura

Ako se promijeni temperatura reakcijske smjese uspostavlja se nova ravnoteža i promjeni se vrijednost konstante ravnoteže

- KoncentracijaPromjena koncentracije jedne komponente u reakcijskoj smjesi uzrokuje promjenu koncentracije svih ostalih komponenata u smjesi, ali ne utječu na vrijednost k

- Tlak (za reakcije s plinovima)Povećanje tlaka pogoduje onom smjeru reakcije koji dovodi do smanjenja broja čestica.Smanjenje tlaka pogoduje onom smjeru reakcije koje dovodi do povećanja broja čestica. Vrijednost k ostaje ista.

Le Chalielier-ovo načeloKada se na neki sustav koji je u ravnoteži djeluje izvana sustav će reagirati tako da to djelovanje smanji.

12

KISELINE I BAZE

TEORIJE

1.) PO ARHENIUS-U

Kiseline su tvari koje u vodenim otopinama povećavaju koncentraciju H+ iona (oksonijev ion)

Baze su tvari koje u vodenim otopinama povećavaju koncentraciju OH- (hidroksidnog iona)

2.)PO BRONSTADT-U

Kiseline su proton donori, daju H+ ione.

Baze su proton akceptori, primaju H+ ione.

3.)PO LEWIS-UKiseline su elektron akceptori, primaju elektrone

Baze su elektron donori, daju elektrone

13

JAKE KISELINE α≈1

HClO4- perkloratnaH2SO4- sumporna (sulfatna)HCl- solna (kloridna)HNO3- dušična (nitratna)HI-jodidnaHBr- bromidna

SREDNJE JAKE KISELINE 0,01< α¿1

H3PO4- fosforna (fosfatna)H2SO3- sumporasta (sulfitna)HNO2- dušikasta (nitratna)HF- floridna (fliuoridna)

SLABE KISELINE α¿0,01

CH3COOH – octena (etanska ili acetatna)H2CO3- ugljična (karbonatna)HCN- cijanovodična (cijanidna)H2S- sumporovodična (sulfidna)H3BO3- borna (boratna)

JAKE LUŽINE

Lužine svih metala prve skupine i iz druge skupine lužine kalcija, stroncija i barija

SLABE LUŽINE

NH4OH(aq)- amonijevai lužine ostalih metala

DOBIVANJE KISELINA I BAZA

14

kiselina = oksid nemetala + vodabaza = oksid metala + voda

MJERA KISELOSTIIonski produkt vodepH vrijednost pH=7 - neutralno

pH<7 - kiselopH>7 lužnato

MJERA JAKOSTI KISELINA I BAZA1.)Ka – konstanta kiseline

Kb- konstanta baze

2.)Stupanj ionizacije αα¿ broj ioniziranihmolekula

ukupanbrojmolekula

NEUTRALIZACIJABaza+ kiselina = voda+sol

SOLI su ionski spojevi u čvrstom stanji koji se sastoje od kationa metala ili amonijevog iona i kiselinskog ostatka (aniona)

DOBIVANJE SOLI1.)NEUTRALIZACIJA – kiselina + baza =sol + voda2.)DIREKTNA SINTEZA – metal + nemetal=sol3.)metal + kiselina =sol + vodik4.)oksid metala + kiselina = sol + voda5.)reakcija dviju soli (ionska izmjena)6.)oksid nemetala + lužina = sol + voda

15

HIDROLIZA SOLI- reakcija iona soli s molekulama vode.

1.)NEUTRALNE SOLI a) Soli jakih baza i jakih kiselina pH=7 (neutralno)b) Soli slabih baza i kiselina pH=7 (neutralno)

2.)KISELE SOLIsoli jakih kiselina i slabih baza pH<7 (kiselo)

3.)LUŽNATE SOLISoli jakih baza i slabih kiselina pH>7 (lužnato)

Slabe kiseline i baze ioniziraju djelomično- dio molekula ostaje u ne ioniziranom obliku. Zato je koncentracija nastalih iona manja od koncentracije kiseline ili baze. pH slabe kiseline se može izračunati ako se zna početna koncentracija kiseline (ne ionizirane molekule) i Ka.

16