Kiselinsko-bazne ravnoteže

1. Kiselinsko-bazne ravnoteže

2. Arrhenius-ova teorija kiselina i baza HNO3→ H+ + NO3- HCl → H+ + Cl- H2SO4 → 2H+ + SO42- NaOH → Na+ + OH- NaHSO4→ Na+ + H+ + SO42- Bi(OH)Cl2→ Bi3+ + OH- + 2Cl- H+(aq) + OH-(aq) → H2O neutralizacija Bazni karakter NH3? Kiselinsko-bazni procesi u nevodenoj sredini?

3. Protoni ne mogu da postoje slobodni u rastvoru HCl + H2O  H3O+ + Clˉ HCl + C2H5OH  C2H5OH2+ + Clˉ HCl + NH3  NH4+ + Clˉ H+ + molekul rastvarača  lionijum-jon Molekul rastvarača – H+  liat-jon

4. Reakcije neutralizacije: Lionijum-jon + liat-jon ... H3O+ + OHˉ  2 H2O C2H5OH2+ + C2H5Oˉ  2 C2H5OH NH4+ + NH2ˉ  2 NH3 Posebna definicija za svaki rastvarač!

5. Lewis-ova teorija Baza = don(at)or elektronskog para Kiselina = akceptor elektronskog para Proizvod reakcije sadrži novu kovalentnu vezu

6. Nedostaci: • HCl, HClO4 i dr. ne mogu da grade kovalentne • veze primajući elektronske parove drugih čestica • nemogućnost jednostavnog izražavanja relativne • jačine kiselina i baza Relativno najširu primenu u razmatranju kiselinsko-baznih ravnoteža u AH ima Brönsted-Lowry-jeva ili protolitička teorija kiselina i baza (protolita)

7. Kiseline = donori protona Baze = akceptori protona Kiselinsko-bazne reakcije = reakcije prenosa (transfera) protona

9. Svakoj kiselini HA odgovara konjugovana baza Aˉ : HA  H+ + Aˉ a svakoj bazi B konjugovana kiselina BH+: B + H+ BH+

10. Kiselina HA (ili BH+) pokazuje veću težnju da gubi protonnjena konjugovana baza Aˉ(ili B) ima manju težnju da primi proton Zbog malih dimenzija i visoke gustine naelektrisanja proton ne može samostalno da postoji u rastvoru  Stabilizacija sa molekulima rastvarača

11. HA + B Aˉ + BH k1 b2 b1 k2 Voda = amfiprotični rastvarač HA (ili BH+) + H2O  H3O+ + Aˉ (ili B) Aˉ (ili B) + H2O  HA (ili BH+) + OHˉ

12. Uticaj rastvarača na kiselinsko-bazneravnoteže • Voda = najvažniji i najbolji rastvarač • za ispitivanje kiselinsko-baznih ravnoteža. • Većina uobičajenih rastvarača ponašaju se kao kiseline i/ili baze, • imaju različite dielektrične konstante i različitu moć solvatacije • utiču na aktiviteti pokretljivost jona • Značajna uloga rastvarača u većini kiselinsko-baznih reakcija

13. Nivelirajući i diferencirajući efekatrastvarača Rastvarači koji se ponašaju kao donori protona (npr. glacijalna sirćetna i sumporna kiselina) = = kiseli ili protogeni Rastvarači koji su proton akceptori (npr. tečni amonijak i etilen-diamin) = = bazni ili protofilni Rastvarači, koji su sposobni i da primaju i da odaju protone (voda ili alkohol)= amfiprotični (amfoliti ili amfoterni)

14. Svi podležu autoprotolizi pri čemu nastaju liat (Sˉ ) i lionijum (SH2+) jon: 2SH  SH2+ + Sˉ 2H2O  H3O+ + OHˉ 2CH3COOH  CH3COOH2+ + CH3COOˉ 2NH3  NH4+ + NH2ˉ. Rastvarači koji ne mogu niti da gube niti da primaju proton (npr. ugljovodonici) nazivaju se inertni.

15. Bazni rastvarači niveliraju jačinu kiselina koje su jače od njihovog lionijum-jona,a diferenciraju jačinu kiselina koje su slabije od lionijum-jona. Kiseli rastvarači niveliraju jačinu baza koje su jače od njihovog liat-jona, a diferenciraju jačinu baza koje su slabije od njihovog liat-jona. Vodeni rastvor: najjača kiselina je H3O+-jon, a najjača baza OHˉ-jon sve „jake kiseline“ kvantitativno predaju proton vodi i niveliraju se do jačine H3O+-jona, a jake baze primaju proton od vode i niveliraju se na jačinu OHˉ-jona.

16. Npr. glac. sirćetna kiselina diferencira i kiseline koje su u vodi podjednakojake na jačinu svog lionijum-jona (CH3COOH2+)  HClO4 i H2SO4 razlikuju se po jačini, • a niveliraju jačinu baza na jačinu liat-jona (CH3COOˉ) • NH3 i NaOH postaju podjednako jake baze). • Rastvarači koji su bazniji od H2O (npr. tečni NH3) niveliraju jačinu kiselina na jačinulionijum-jona • HCl i CH3COOH su podjednako jake, a diferenciraju jačinu jakih baza na jačinu liat-jona (NH2ˉ ). •  Jačina kiselina se povećava pri rastvaranju • u baznijim rastvaračima, a jačina baza pri rastvaranju • u kiselijim rastvaračima.