|
5 Arrhenius-ova teorija elektrolitičke disocijacije (1887)
|
tarix | 31.10.2018 | ölçüsü | 1,48 Mb. | | #77581 |
|
5.1. Arrhenius-ova teorija elektrolitičke disocijacije (1887) 5.1. Arrhenius-ova teorija elektrolitičke disocijacije (1887) 5.2. Brønsted-Lowry-jeva teorija (teorija protona, 1923) 5.4. Relativna jakost kiselina i baza
1.Kiseline stvaraju vodikov ion u vodenim otopinama. - 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
2. Baze stvaraju hidroksidni ion u vodenim otopinama. 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.
Nedoumice vezane za Arrheniusovu teoriju kiselina i baza: 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).
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). 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.
1. Kiseline su tvari koje daju proton(e) u kemijskoj reakciji 1. Kiseline su tvari koje daju proton(e) u kemijskoj reakciji (donori protona). 2. Baze su tvari koje prihvataju proton(e) u kemijskoj reakciji (akceptori protona).
1923. godine Brønsted (Danska) i Lowry (Engleska) neovisno jedan o drugome, predložili su teoriju ponašanja kiselina i baza: 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
Primjer: 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).
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
Ostali primjeri: Ostali primjeri: HCl + NH3 ⇋ Cl¯ + NH4+ H2O + HCO3¯ ⇋ OH¯ + H2CO3
Lewis-ova teorija je najopćenitija teorija - Lewis-ova teorija je najopćenitija teorija
1. Kiseline prihvataju elektrone (elektronske parove) u kemijskoj reakciji (akceptori elektrona). 2. Baze daju elektrone (elektronske parove) u kemijskoj reakciji (donori elektrona). Primjer: BF3 + :NH3 ⇋ F3B:NH3
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.
5.6. Amfiprotična otapala 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.
Ostali primjeri Ostali primjeri metanol NH3 + CH3OH NH4+ + CH3O¯ CH3OH + HNO2 CH3OH2+ + NO2¯ B1 K2 KK1 KB2
- amfiprotična otapala podliježu samoionizaciji ili autoprotolizi, - 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¯
Relativna jakost nekih kiselina
100>
Dostları ilə paylaş: |
|
|