Најважније из лекције
Електролити и дисоцијација: Електролити у раствору или растопу разлажу се на покретљиве јоне који проводе струју. Све соли, јаке киселине (\(\text{HCl}, \text{HNO}_3, \text{H}_2\text{SO}_4...\)) и јаке базе (хидроксиди алкалних/земноалкалних метала) су јаки електролити (\(\alpha \approx 1\)).
Теорије киселина и база:
Квантитативне релације: \[ c_{\text{јона}} = a \cdot \alpha \cdot c \qquad K_d \approx \alpha^2 \cdot c \qquad \text{pH} = -\log[\text{H}^+] \qquad \text{pH} + \text{pOH} = 14 \]
Теорије киселина и база:
- Аренијус: Киселине дају \(\text{H}^+\) (\(\text{H}_3\text{O}^+\)), базе дају \(\text{OH}^-\).
- Бренстед–Лори: Киселина је донор \(\text{H}^+\), база је акцептор \(\text{H}^+\). Конјуговани пар се разликује за један протон (нпр. \(\text{NH}_4^+ / \text{NH}_3\), \(\text{H}_2\text{O} / \text{OH}^-\)). Супстанце које могу и једно и друго су амфолити (\(\text{H}_2\text{O}, \text{HCO}_3^-\)).
Квантитативне релације: \[ c_{\text{јона}} = a \cdot \alpha \cdot c \qquad K_d \approx \alpha^2 \cdot c \qquad \text{pH} = -\log[\text{H}^+] \qquad \text{pH} + \text{pOH} = 14 \]
Електролити су супстанце чији водени раствори или растопи садрже покретљиве јоне и проводе електричну струју. То су киселине, базе и соли.
Неелектролити су супстанце чији водени раствори или растопи не проводе електричну струју (нпр. хемијски чиста вода, алкохоли, шећери, масти).
Електролитичка дисоцијација је процес разлагања јонских и поларних ковалентних супстанци на јоне под дејством поларних молекула растварача (најчешће воде). Ову теорију поставио је Сванте Аренијус.
Чврсте јонске супстанце не проводе струју јер су им јони чврсто везани у кристалној решетки. Проводе струју тек када се растопе или растворе у води где постају слободни и хидратисани.
Опште једначине дисоцијације:
\[ \text{Соли: } \text{MA(s)} \xrightarrow{\text{H}_2\text{O}} \text{M}^+(\text{aq}) + \text{A}^-(\text{aq}) \]
\[ \text{Хидроксиди: } \text{MOH(s)} \xrightarrow{\text{H}_2\text{O}} \text{M}^+(\text{aq}) + \text{OH}^-(\text{aq}) \]
\[ \text{Киселине: } \text{HA(aq)} + \text{H}_2\text{O(l)} \rightleftharpoons \text{H}_3\text{O}^+(\text{aq}) + \text{A}^-(\text{aq}) \]
Ослобођени протон \(\text{H}^+\) се у води везује за молекул воде градећи хидронијум-јон (\(\text{H}_3\text{O}^+\)). Често се ради једноставности пише само \(\text{H}^+\).
Напишите једначину електролитичке дисоцијације алуминијум-сулфата (\(\text{Al}_2(\text{SO}_4)_3\)) у води.
\[ \text{Al}_2(\text{SO}_4)_3(\text{s}) \xrightarrow{\text{H}_2\text{O}} 2\text{Al}^{3+}(\text{aq}) + 3\text{SO}_4^{2-}(\text{aq}) \]
Киселине (по Аренијусу) су електролити који дисоцијацијом у воденом раствору као позитивне јоне дају искључиво јоне водоника (\(\text{H}^+\), односно \(\text{H}_3\text{O}^+\)).
Базе (по Аренијусу) су електролити који дисоцијацијом у воденом раствору као негативне јоне дају искључиво хидроксидне јоне (\(\text{OH}^-\)).
Подела киселина према броју протона:
- Монопротичне: дају један \(\text{H}^+\) јон (нпр. \(\text{HCl} \rightarrow \text{H}^+ + \text{Cl}^-\), \(\text{HNO}_3 \rightarrow \text{H}^+ + \text{NO}_3^-\)).
- Полипротичне: дисосују у више ступњева (нпр. \(\text{H}_2\text{SO}_4 \rightleftharpoons \text{H}^+ + \text{HSO}_4^-\); \(\text{HSO}_4^- \rightleftharpoons \text{H}^+ + \text{SO}_4^{2-}\)).
| Киселина | Назив киселине | Јони киселинског остатка |
|---|---|---|
| \(\text{HCl}\) | хлороводонична | \(\text{Cl}^-\) (хлоридни) |
| \(\text{HNO}_3\) / \(\text{HNO}_2\) | азотна / азотаста | \(\text{NO}_3^-\) (нитратни) / \(\text{NO}_2^-\) (нитритни) |
| \(\text{H}_2\text{SO}_4\) | сумпорна | \(\text{HSO}_4^-\) (хидрогенсулфатни), \(\text{SO}_4^{2-}\) (сулфатни) |
| \(\text{H}_3\text{PO}_4\) | фосфорна | \(\text{H}_2\text{PO}_4^-\) (дихидрогенфосфатни), \(\text{HPO}_4^{2-}\) (хидрогенфосфатни), \(\text{PO}_4^{3-}\) (фосфатни) |
| \(\text{CH}_3\text{COOH}\) | сирћетна (етанска) | \(\text{CH}_3\text{COO}^-\) (ацетатни / етаноатни) |
| \(\text{H}_2\text{CO}_3\) | угљена | \(\text{HCO}_3^-\) (хидрогенкарбонатни), \(\text{CO}_3^{2-}\) (карбонатни) |
Неутрализација је реакција између киселине и базе при чему настају со и вода:
- Нормалне соли: настају потпуном неутрализацијом (нпр. \(\text{NaCl}\), \(\text{Na}_2\text{SO}_4\), \(\text{Ca(NO}_3)_2\)).
- Киселе соли: настају непотпуном неутрализацијом полипротичних киселина и садрже водоник у киселинском остатку (нпр. \(\text{NaHSO}_4\), \(\text{NaHCO}_3\)).
- Базне соли: настају непотпуном неутрализацијом полихидроксидних база и садрже \(\text{OH}^-\) групу (нпр. \(\text{Ca(OH)NO}_3\), \(\text{Ba(OH)NO}_3\)).
Киселинско-базни индикатори:
- Лакмус: црвен у киселој, плави у базној средини.
- Фенолфталеин: безбојан у киселој, љубичаст (ружичаст) у базној средини.
- Метил-оранж: црвен у киселој, жут у базној средини.
Напишите једначину непотпуне неутрализације сумпорне киселине и натријум-хидроксида у којој настаје кисела со.
\[ \text{NaOH} + \text{H}_2\text{SO}_4 \longrightarrow \text{NaHSO}_4 + \text{H}_2\text{O} \]
Настала со је натријум-хидрогенсулфат (\(\text{NaHSO}_4\)).
Јаки електролити у воденом раствору дисосују готово потпуно (неповратан процес, ознака \(\rightarrow\)).
Слаби електролити дисосују само делимично, те у раствору постоји динамичка равнотежа између недисосованих молекула и насталих јона (повратан процес, ознака \(\rightleftharpoons\)).
Подела супстанци по јачини:
- Све соли су јаки електролити (чак и слабо растворне соли потпуно дисосују у делу који се растворио).
- Јаке киселине: \(\text{HClO}_4, \text{HClO}_3, \text{HI}, \text{HBr}, \text{HCl}, \text{H}_2\text{SO}_4, \text{HNO}_3\).
- Јаке базе: хидроксиди алкалних метала (\(\text{LiOH}, \text{NaOH}, \text{KOH}, \text{RbOH}, \text{CsOH}\)) и земноалкалних метала (\(\text{Ca(OH)}_2, \text{Sr(OH)}_2, \text{Ba(OH)}_2\)).
- Слаби електролити: већина органских киселина (\(\text{CH}_3\text{COOH}\)), неорганске киселине попут \(\text{HCN}, \text{HNO}_2, \text{HClO}, \text{H}_2\text{CO}_3, \text{H}_2\text{S}\), као и слабо растворни хидроксиди и база \(\text{NH}_3\).
Степен дисоцијације (\(\alpha\)):
\[ \alpha = \frac{N_{\text{dis}}}{N_u} = \frac{c_{\text{dis}}}{c} \]
\(N_{\text{dis}}\) – број дисосованих молекула, \(N_u\) – укупан број молекула. Бездимензионална је величина, често се изражава у процентима (\(\%\)).
Константа дисоцијације (\(K_d\) или \(K_a, K_b\)):
За слабу киселину \(\text{HA} \rightleftharpoons \text{H}^+ + \text{A}^-\):
\[ K_d = \frac{[\text{H}^+][\text{A}^-]}{[\text{HA}]} \qquad pK_d = -\log K_d \quad (K_d = 10^{-pK_d}) \]
Што је већа вредност \(K_d\) (односно што је мања вредност \(pK_d\)), то је електролит јачи. Константа зависи искључиво од температуре и природе супстанце.
Оствалдов закон разблажења:
\[ K_d = \frac{\alpha^2 \cdot c}{1 - \alpha} \approx \alpha^2 \cdot c \quad (\text{када је } \alpha \ll 1) \]
Разблаживањем раствора (смањењем концентрације \(c\)), степен дисоцијације (\(\alpha\)) слабог електролита расте.
Ако је константа дисоцијације сирћетне киселине \(K_a = 1,8 \cdot 10^{-5}\), а хипохлорасте киселине \(K_a = 3,0 \cdot 10^{-8}\), која је киселина јача?
Пошто је \(1,8 \cdot 10^{-5} > 3,0 \cdot 10^{-8}\), сирћетна киселина има већу вредност константе дисоцијације, што значи да је сирћетна киселина јача од хипохлорасте.
Општа формула за концентрацију јона:
\[ c_{\text{јона}} = a \cdot \alpha \cdot c \]
\(a\) – број посматраних јона насталих дисоцијацијом једног молекула/формулске јединке,
\(\alpha\) – степен дисоцијације (за јаке електролите \(\alpha = 1\)),
\(c\) – укупна количинска концентрација електролита.
\(\alpha\) – степен дисоцијације (за јаке електролите \(\alpha = 1\)),
\(c\) – укупна количинска концентрација електролита.
Јаки електролити (\(\alpha = 1\)):
У раствору \(\text{CaCl}_2\) концентрације \(0,2 \text{ mol/dm}^3\):
\[ \text{CaCl}_2 \longrightarrow \text{Ca}^{2+} + 2\text{Cl}^- \]
\[ [\text{Ca}^{2+}] = 1 \cdot 0,2 = 0,2 \text{ mol/dm}^3 \]
\[ [\text{Cl}^-] = 2 \cdot 0,2 = 0,4 \text{ mol/dm}^3 \]
Слаби електролити (\(\alpha < 1\)):
У раствору \(\text{CH}_3\text{COOH}\) концентрације \(c = 0,01 \text{ mol/dm}^3\) са степеном дисоцијације \(\alpha = 0,04\) (4%):
\[ [\text{H}^+] = [\text{CH}_3\text{COO}^-] = \alpha \cdot c = 0,04 \cdot 0,01 = 4 \cdot 10^{-4} \text{ mol/dm}^3 \]
\[ [\text{CH}_3\text{COOH}] = c - \alpha \cdot c = 0,01 - 0,0004 = 0,0096 \text{ mol/dm}^3 \]
Израчунајте концентрацију свих јона у воденом раствору сумпорне киселине (\(\text{H}_2\text{SO}_4\)) чија је концентрација \(0,05 \text{ mol/dm}^3\), сматрајући да је дисоцијација потпуна.
Једначина дисоцијације: \(\text{H}_2\text{SO}_4 \longrightarrow 2\text{H}^+ + \text{SO}_4^{2-}\)
\([\text{H}^+] = 2 \cdot c = 2 \cdot 0,05 \text{ mol/dm}^3 = 0,10 \text{ mol/dm}^3\)
\([\text{SO}_4^{2-}] = 1 \cdot c = 0,05 \text{ mol/dm}^3\)
\([\text{H}^+] = 2 \cdot c = 2 \cdot 0,05 \text{ mol/dm}^3 = 0,10 \text{ mol/dm}^3\)
\([\text{SO}_4^{2-}] = 1 \cdot c = 0,05 \text{ mol/dm}^3\)
Јонске реакције су хемијске реакције између јона у растворима. Одигравају се само ако се из раствора уклањају јони, односно ако као производ настаје:
- Слабо растворно једињење (талог): нпр. \(\text{AgCl}, \text{AgBr}, \text{AgI}, \text{BaSO}_4, \text{CaCO}_3, \text{Al(OH)}_3, \text{Fe(OH)}_3\).
- Гасовита супстанца: нпр. \(\text{CO}_2, \text{SO}_2, \text{H}_2\text{S}, \text{NH}_3\).
- Слабо дисосовано једињење: слаба киселина, слаба база или вода (\(\text{H}_2\text{O}\)).
1. Написати и изједначити молекулску једначину.
2. Јаке електролите (растворне соли, јаке киселине, јаке базе) раставити на јоне.
3. Талоге, гасове и слабе електролите оставити у молекулском облику.
4. Скратити исте јоне са леве и десне стране једначине (јони посматрачи).
2. Јаке електролите (растворне соли, јаке киселине, јаке базе) раставити на јоне.
3. Талоге, гасове и слабе електролите оставити у молекулском облику.
4. Скратити исте јоне са леве и десне стране једначине (јони посматрачи).
1. Реакција таложења:
\[ \text{AgNO}_3(\text{aq}) + \text{HCl}(\text{aq}) \longrightarrow \text{AgCl}(\text{s}) \downarrow + \text{HNO}_3(\text{aq}) \]
Скраћена јонска једначина:
\[ \text{Ag}^+(\text{aq}) + \text{Cl}^-(\text{aq}) \rightleftharpoons \text{AgCl}(\text{s}) \]
2. Реакција при којој настаје гас:
\[ \text{Na}_2\text{CO}_3(\text{aq}) + 2\text{HCl}(\text{aq}) \longrightarrow 2\text{NaCl}(\text{aq}) + \text{CO}_2(\text{g}) \uparrow + \text{H}_2\text{O}(\text{l}) \]
Скраћена јонска једначина:
\[ \text{CO}_3^{2-}(\text{aq}) + 2\text{H}^+(\text{aq}) \rightleftharpoons \text{CO}_2(\text{g}) + \text{H}_2\text{O}(\text{l}) \]
3. Реакција неутрализације (настанак слабо дисосоване \(\text{H}_2\text{O}\)):
Скраћена јонска једначина неутрализације било које јаке киселине јаком базом:
\[ \text{H}^+(\text{aq}) + \text{OH}^-(\text{aq}) \rightleftharpoons \text{H}_2\text{O}(\text{l}) \]
Напишите скраћену јонску једначину реакције између баријум-хлорида и натријум-сулфата.
Молекулски: \(\text{BaCl}_2(\text{aq}) + \text{Na}_2\text{SO}_4(\text{aq}) \longrightarrow \text{BaSO}_4(\text{s}) + 2\text{NaCl}(\text{aq})\)
Јонски: \(\text{Ba}^{2+} + \cancel{2\text{Cl}^-} + \cancel{2\text{Na}^+} + \text{SO}_4^{2-} \longrightarrow \text{BaSO}_4(\text{s}) + \cancel{2\text{Na}^+} + \cancel{2\text{Cl}^-}\)
Скраћена јонска једначина: \(\text{Ba}^{2+}(\text{aq}) + \text{SO}_4^{2-}(\text{aq}) \rightleftharpoons \text{BaSO}_4(\text{s})\)
Јонски: \(\text{Ba}^{2+} + \cancel{2\text{Cl}^-} + \cancel{2\text{Na}^+} + \text{SO}_4^{2-} \longrightarrow \text{BaSO}_4(\text{s}) + \cancel{2\text{Na}^+} + \cancel{2\text{Cl}^-}\)
Скраћена јонска једначина: \(\text{Ba}^{2+}(\text{aq}) + \text{SO}_4^{2-}(\text{aq}) \rightleftharpoons \text{BaSO}_4(\text{s})\)
Киселина (по Бренстед-Лорију) је супстанца (молекул или јон) која је донор протона (\(\text{H}^+\)).
База (по Бренстед-Лорију) је супстанца (молекул или јон) која има слободан електронски пар и акцептор је протона (\(\text{H}^+\)).
Конјуговани пар чине киселина и база које се разликују за тачно један протон (\(\text{H}^+\)). Свака киселина одавањем протона даје своју конјуговану базу, а свака база примањем протона даје своју конјуговану киселину.
\[ \underset{\text{k}_1}{\text{HA}} + \underset{\text{б}_2}{\text{B}} \rightleftharpoons \underset{\text{к}_2}{\text{BH}^+} + \underset{\text{б}_1}{\text{A}^-} \]
\[ \text{Пример: } \underset{\text{к}_1}{\text{HCl}} + \underset{\text{б}_2}{\text{NH}_3} \rightleftharpoons \underset{\text{к}_2}{\text{NH}_4^+} + \underset{\text{б}_1}{\text{Cl}^-} \]
Амфолити су супстанце које у зависности од услова могу реаговати и као киселине (донори \(\text{H}^+\)) и као базе (акцептори \(\text{H}^+\)). Примери: \(\text{H}_2\text{O}, \text{HCO}_3^-, \text{H}_2\text{PO}_4^-, \text{HPO}_4^{2-}, \text{HSO}_4^-\).
Одредите конјуговану базу за киселину \(\text{HSO}_4^-\) и конјуговану киселину за базу \(\text{HPO}_4^{2-}\).
- Киселина \(\text{HSO}_4^-\) одузимањем \(\text{H}^+\) даје конјуговану базу: \(\text{SO}_4^{2-}\).
- База \(\text{HPO}_4^{2-}\) додавањем \(\text{H}^+\) даје конјуговану киселину: \(\text{H}_2\text{PO}_4^-\).
pH вредност представља меру киселости воденог раствора и дефинише се као негативни декадни логаритам концентрације хидронијум-јона (\(\text{H}^+\) односно \(\text{H}_3\text{O}^+\)).
\[ \text{pH} = -\log[\text{H}^+] \iff [\text{H}^+] = 10^{-\text{pH}} \text{ mol/dm}^3 \]
\[ \text{pOH} = -\log[\text{OH}^-] \iff [\text{OH}^-] = 10^{-\text{pOH}} \text{ mol/dm}^3 \]
\[ K_w = [\text{H}^+][\text{OH}^-] = 1 \cdot 10^{-14} \quad (\text{на } 25^\circ\text{C}) \]
\[ \text{pH} + \text{pOH} = 14 \]
Скала киселости (на \(25^\circ\text{C}\)):
- Кисела средина: \([\text{H}^+] > 10^{-7} \text{ mol/dm}^3 \implies \mathbf{\text{pH} < 7}\)
- Неутрална средина: \([\text{H}^+] = [\text{OH}^-] = 10^{-7} \text{ mol/dm}^3 \implies \mathbf{\text{pH} = 7}\)
- Базна средина: \([\text{H}^+] < 10^{-7} \text{ mol/dm}^3 \implies \mathbf{\text{pH} > 7}\)
За слабу монопротичну киселину концентрације \(c\) и константе \(K_a\):
\[ [\text{H}^+] = \sqrt{K_a \cdot c} \implies \text{pH} = -\log[\text{H}^+] \]
Израчунајте pH вредност раствора натријум-хидроксида (\(\text{NaOH}\)) чија је концентрација \(0,01 \text{ mol/dm}^3\).
\(\text{NaOH}\) је јака база: \([\text{OH}^-] = 0,01 \text{ mol/dm}^3 = 10^{-2} \text{ mol/dm}^3\).
\(\text{pOH} = -\log(10^{-2}) = 2\)
\(\text{pH} = 14 - \text{pOH} = 14 - 2 = \mathbf{12}\).
\(\text{pOH} = -\log(10^{-2}) = 2\)
\(\text{pH} = 14 - \text{pOH} = 14 - 2 = \mathbf{12}\).
Задаци за вежбање
Задатак 1 (лак):
Одредите количинску концентрацију јона водоника (\([\text{H}^+]\)) у раствору хлороводоничне киселине чија је \(\text{pH}\) вредност једнака 3.
На основу дефиниције pH вредности:
\[ [\text{H}^+] = 10^{-\text{pH}} \text{ mol/dm}^3 \]
\[ [\text{H}^+] = 10^{-3} \text{ mol/dm}^3 = 0,001 \text{ mol/dm}^3 \]
Одговор: Концентрација јона водоника износи \(1 \cdot 10^{-3} \text{ mol/dm}^3\).
Задатак 2 (средњи):
Напишите молекулску и скраћену јонску једначину реакције између водених раствора натријум-сулфида (\(\text{Na}_2\text{S}\)) и хлороводоничне киселине (\(\text{HCl}\)).
Молекулска једначина:
\[ \text{Na}_2\text{S}(\text{aq}) + 2\text{HCl}(\text{aq}) \longrightarrow 2\text{NaCl}(\text{aq}) + \text{H}_2\text{S}(\text{g}) \uparrow \]
Потпуна јонска једначина:
\[ 2\text{Na}^+(\text{aq}) + \text{S}^{2-}(\text{aq}) + 2\text{H}^+(\text{aq}) + 2\text{Cl}^-(\text{aq}) \longrightarrow 2\text{Na}^+(\text{aq}) + 2\text{Cl}^-(\text{aq}) + \text{H}_2\text{S}(\text{g}) \]
Скраћена јонска једначина:
\[ \text{S}^{2-}(\text{aq}) + 2\text{H}^+(\text{aq}) \rightleftharpoons \text{H}_2\text{S}(\text{g}) \]
Задатак 3 (средњи):
У раствору сирћетне киселине (\(\text{CH}_3\text{COOH}\)) концентрације \(0,05 \text{ mol/dm}^3\), степен дисоцијације износи \(2\%\) (\(\alpha = 0,02\)). Израчунајте равнотежну концентрацију ацетатних јона (\(\text{CH}_3\text{COO}^-\)) и вредност константе дисоцијације (\(K_a\)).
1. Концентрација ацетатних јона:
\[ [\text{CH}_3\text{COO}^-] = \alpha \cdot c = 0,02 \cdot 0,05 \text{ mol/dm}^3 = 1 \cdot 10^{-3} \text{ mol/dm}^3 \]
2. Константа дисоцијације (Оствалдов закон):
\[ K_a \approx \alpha^2 \cdot c = (0,02)^2 \cdot 0,05 = 0,0004 \cdot 0,05 = 2 \cdot 10^{-5} \]
Одговор: \([\text{CH}_3\text{COO}^-] = 1 \cdot 10^{-3} \text{ mol/dm}^3\), \(K_a = 2 \cdot 10^{-5}\).
Задатак 4 (тежак):
Израчунајте pH вредност раствора слабе монопротичне киселине \(\text{HA}\) чија је почетна концентрација \(c = 0,1 \text{ mol/dm}^3\), а константа дисоцијације \(K_a = 1 \cdot 10^{-5}\).
Дисоцијација слабе киселине: \(\text{HA} \rightleftharpoons \text{H}^+ + \text{A}^-\).
Нека је \([\text{H}^+] = [\text{A}^-] = x\). Пошто је киселина слаба, претпостављамо да је \(c - x \approx c = 0,1 \text{ mol/dm}^3\). \[ K_a = \frac{[\text{H}^+][\text{A}^-]}{[\text{HA}]} \implies 1 \cdot 10^{-5} = \frac{x^2}{0,1} \] \[ x^2 = 1 \cdot 10^{-5} \cdot 0,1 = 1 \cdot 10^{-6} \] \[ x = [\text{H}^+] = \sqrt{1 \cdot 10^{-6}} = 1 \cdot 10^{-3} \text{ mol/dm}^3 \] Рачунање pH вредности: \[ \text{pH} = -\log[\text{H}^+] = -\log(10^{-3}) = 3 \] Одговор: \(\text{pH} = 3\).
Нека је \([\text{H}^+] = [\text{A}^-] = x\). Пошто је киселина слаба, претпостављамо да је \(c - x \approx c = 0,1 \text{ mol/dm}^3\). \[ K_a = \frac{[\text{H}^+][\text{A}^-]}{[\text{HA}]} \implies 1 \cdot 10^{-5} = \frac{x^2}{0,1} \] \[ x^2 = 1 \cdot 10^{-5} \cdot 0,1 = 1 \cdot 10^{-6} \] \[ x = [\text{H}^+] = \sqrt{1 \cdot 10^{-6}} = 1 \cdot 10^{-3} \text{ mol/dm}^3 \] Рачунање pH вредности: \[ \text{pH} = -\log[\text{H}^+] = -\log(10^{-3}) = 3 \] Одговор: \(\text{pH} = 3\).
