Odjel za kemiju

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+ + Cl-

NaCl ⇋ 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 Neelektrolit

Odjel za kemiju

Jaki elektrolit Slabi elektrolit Neelektrolit

Odjel za kemiju

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.

HCl  ⇋ H+ (aq) + Cl-(aq)

a) Anorganske (mineralne) kiseline:

HCl, H2SO4, HNO3 sve jake kiseline

H3PO4, H2CO3 sve slabe kiseline

b) Organske kiseline:

HCHO2 mravlja kiselina

HC2H3O2 octena kiselina

H2C2O4 oksalna kiselina

HC6H5O fenol

H2O

Odjel za kemiju

2. Baze stvaraju hidroksidni ion u vodenim otopinama.

NaOH ⇋ 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 Arrhenius- ovom teorijom.

H2O

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)

Johannes Nicolaus Brønsted Thomas Martin Lowry

Odjel za kemiju

1. Kiseline su tvari koje daju proton(e) u kemijskoj reakciji (donori protona).

2. Baze su tvari koje prihvaćaju 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 kiselina2

Odjel za kemiju

HNO2 + H2O NO2¯ + H3O+ kiselina2 baza1 konjugirana konjugirana

baza2 kiselina1

Odjel za kemiju

H2O + NH3 OH¯ + NH4+

kiselina 2 baza 1 konjugirana konjugirana

baza 2 kiselina 1

Odjel za kemiju

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 prihvaćaju 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 K2 KK1 KB2

Odjel za kemiju

5.7. Autoprotoliza

- amfiprotična otapala podliježu samoionizaciji ili autoprotolizi, čime nastaje par ionskih vrsta

baza 1 + kiselina 2 kiselina 1 + baza 2

H2O + H2O H3O+ + OH¯

CH3OH + CH3OH CH3OH2+ + CH3O¯

HCOOH + HCOOH HCOOH2+ + HCOO¯

NH3 + NH3 NH4+ + NH2¯

Odjel za kemiju

Relativna jakost nekih kiselina