Jacina kiselina i baza

Jačina kiselina i baza

Zavisi od rastvarača 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. 
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]
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.
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

Slaba baza disosuje:
            MOH           M⁺  +  OH^-

Konstanta disocijacije se ne menja sa promenom koncentracije rastvora !!!


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 Veza između konstante disocijacije i stepena disocijacije je:

•                     K > 1000 mol/dm³. 

Gornji izraz je poznat kao OSTVALDOV zakon razblaženja.
Kod veoma slabih elektrolita α teži nuli, zato se izraz pojednostavljuje:


Disocijacija višebaznih kiselina odvija se postupno.
Na primer:
I.stepen:     H₃PO₄           H+  + H₂PO₄^-          K₁

    II.            “             H₂PO₄^-          H+   + HPO₄^2-         K₂

 III.             “            HPO₄^2-          H+    + PO₄^3-           K₃

                                    K₁ > K₂ > K₃


Konstante disocijacije jakih elektrolita zavise od koncentracije rastvora !


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

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.
Koncentracija H⁺ i OH ^– jona izračunava se prema
sledećim izrazima:

       

Естри

Мирисне супстанције, има их у воћу, поврћу, цвећу, мастима, уљима и воску.

Естри су органска једињења која настају процесом естерификације

.Реакција естерификације се одвија у киселој средини.

Естри се у природи налазе као састојци природних етарских уља,као састојци природних воскова и због тога што имају пријатан мирис користе се у вештачим воћним есенцијама дајући мирис јабуке,крушке,ананаса,банане,итд

.Естри добијају називе у зависности од тога који је алкохол и која киселина изреаговала.Општа формула естара је

CnH2n+1—COO—CnH2n+1.

Добијање

1) Дехидратацијом алкохола и киселина

CH₃COOH + CH₃OH ---> CH₃COOCH₃ + HOH

Естар и вода могу међусобно да реагују и дају поново полазне супстанце. Овакве реакције у хемији се називају повратне реакције.

                                                                                    метил-пропаноат

етил-етаноат

2) Алкохолизом других деривата:

R-COCl + ROH ---> HCl + RCOOR

Својства - имају ниже тачке кључња од киселина јер не стварају водоничне везе.

Реакције:
1. Алкохолиза - реакција са алкохолима при чему се једна алкил група у естру замењује другом алкил групом из алкохола са којим реагује:

2. Хидролиза:
    а) у базној средини - настају со киселине и алкохол:

    b) у киселој средини - настају киселина и алкохол:

3. Аминолиза (са аминима) - настају амиди:

Називи естара састоје се из две речи:                              

прва реч одговара називу алкохола из кога је настао естар (алкил групи алкохола)(плава боја у формули и називу), а друга реч одговара називу соли карбоксилне киселине из које је естар настао (црвена боја)!

 метил-метаноат етил-метаноат  малина

  метил-етаноат етил-етаноат

 пропил-етаноат или пропил-ацетат мирише на крушку;

 етил-бутаноат или етил-бутират мирише на ананас;

 изопентил-ацетат налази се у бананама.

Естре граде и неорганске киселине

CH₃-CH₂-OH + HO-NO₂ → CH₃-CH₂-O-NO₂ + H-OH

добијени естар јесте етил-нитрат

Естар трохдроксилног алкохола глицерола и азотне киселине  је познати лек и експлозив нитроглицерин (ово је погрешан назив јер ово није нитро једењење) или глицерил-тринитрат.

Најпознатији естар је етил-етаноат (етил-ацетат)

 

Етил-етаноат је лако испарљива супстанца карактеристичног мириса. Не раствара се у води, а меша се са свим органским растварачима. Користи се као растварач у производњи боја и лакова.

STEHIOMETRIJA

Stehiometrija

Zakoni koji su nam potrebni za ovu oblast

-zakon o održanju mase (Lavoisier)

“ukupna masa supstance koja učestvuje u hemijskoj promeni (hemijskoj reakciji) ne menja se”

-zakon stalnih masenih odnosa (Prust)

“elementi se meñusobno spajaju u stalnim masenim odnosima, tako da je sastav svakog jedinjenja stalan”

- zakon umnoženih masenih odnosa (Dalton)

“Ako dva elementa meñusobno grade dva ili više jedinjenja onda se stalna masa jednog elementa jedini sa različitim masama drugog elementa, a te različite mase drugog elementa stoje u odnosu malih celih brojeva”

Molekulska i formulska masa

Molekulska masa (težina) – masa (u amu) jednog molekula

Izračunava se prostim sabiranjem relativnih atomskih masa svih atoma koji čine taj molekul

Kada neko jedinjenje ne postoji u obiku molekula tada se ono predstavlja empirijskom formulom

Za prikazivanje mase jedinjenja koja su prikazana empirijskom formulom koristi se izraz formulska masa

Formulska masa – izračunava se sabiranjem masa atoma (u amu) koji čine empirijsku formulu

Molekulska i formulska masa

Molekulska masa saharoze (C12H22O11) je:

12 C atoma = 12 x (12,0 amu) = 144,0 amu 22 H atoma = 22 x (1,0 amu) = 22,0 amu 11 O atoma = 11 x (16,0 amu) = 176,0 amu

--------------------

342,0 amu

Molekulska i formulska masa

Formulska masa kalcijum-nitrata, jonskog jedinjenja prikazanog empirijskom formulom Ca(NO3)2 je:

1	Ca atom	= 1 x (40,1 amu) =		40,1 amu
2	N atoma	= 2 x (14,0 amu)	=	28,0 amu
6	O atoma	= 6 x (16,0 amu)	=	96,0 amu
				-------------------- Mol Osnovna jedinica SI sistema za količinu materije Mol je ona količina materije koja sadrži onoliko objekata (atoma, molekula, čega god) koliko ima atoma u 12 grama izotopski čistog ugljenika 12C Eksperimentalno je utvrñeno da je taj broj 6,02 x 1023 i to je Avogadrov broj (NA) Znači jedan mol nečega uvek ima 6,02 x 1023 komada tog nečega 1 mol 12C atoma = 6,02 x 1023 12C atoma 1 mol H2O molekula = 6,02 x 1023 H2O molekula 1 mol NO3- jona = 6,02 x 1023 NO3- jona
				164,1 amu