1 / 20

KISELINE I BAZE

KISELINE I BAZE. Pripremio: Varga Ištvan HEMIJSKO-PREHRAMBENA SREDNJA ŠKOLA ČOKA varga.i @ neobee.net. Arenijusova teorija kiselina i baza. Kiseline su supstance koje disocijacijom u vodenim rastvorima daju vodonikove jone ,dok baze hidroksidne jone. Opštim jednačinama:

rozene
Download Presentation

KISELINE I BAZE

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. KISELINE I BAZE Pripremio: Varga Ištvan HEMIJSKO-PREHRAMBENA SREDNJA ŠKOLA ČOKA varga.i@neobee.net

  2. Arenijusova teorija kiselina i baza • Kiseline su supstance koje disocijacijom u vodenim rastvorima daju vodonikovejone,dok baze hidroksidne jone. Opštim jednačinama: HA H+ + A- MOH M+ + OH-

  3. Primeri disocijacije kiselina i baza HCl H+ + Cl- HNO3 H+ + NO3- HClO4 H+ + ClO4- 1.stepen: H2SO4 H+ + HSO4- 2.stepen: HSO4- H+ + SO42- ili zbirno H2SO4 2H+ + SO42- Višebazne kiseline disosuju postupno. H+ jon je u vodenim rastvorima hidratisan. Znači, postoji samo hidratisan proton H3O+. Nosilac kiselosti je hidronijum jon.

  4. NaOH Na+ + OH- 1.stepen: Ca(OH)2 CaOH+ + OH- 2.stepen: CaOH+ Ca2+ + OH- ili zbirno Ca(OH)2 Ca2+ + 2OH- Višekisele baze disosuju postupno. Nosilac baznih osobina je hidroksidni jon. Arenijusova teorija se odnosisamo 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. KISELINABAZA + H+ i obrnuto: BAZA + H+KISELINA

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

  7. U rastvorima ne postoje slobodni protoni. Oni prelaze na supstance koja može da ih primi. Prema tome uspostavlja se ravnoteža: K1 + B2B1 + K2 Konjugovani par Na primer: HCl + H2O H3O+ + Cl- K1 B2 B1 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+ NH3 + H2O NH4+ + OH- Baza Kiselina

  9. Jačina kiselina i baza • Zavisi odrastvarača 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 ZnCl2 + 2H2O Zn(OH)2(s) + 2NaOH Na2[Zn(OH)4] Baza Kiselina Natrijum-tetrahidroksocinkat (II)

  11. Amfoterni elektroliti su još i : Pb(OH)2 Sn(OH)2 Al(OH)3 Cr(OH)3 Sb(OH)3 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 ≤ 10 -7 mol/dm3 • Slabe K ≤ 10 -2 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 αteži nuli, zato se izraz pojednostavljuje:

  16. Disocijacija višebaznih kiselina odvija se postupno. • Na primer: • I.stepen: H3PO4 H+ + H2PO4- K1 • “ H2PO4- H+ + HPO42- K2 • “ HPO42- H+ + PO43- 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 1. Kiselina: 2. 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.

More Related