Kiseline i baze

Kiseline i baze

"Jezdimir Lovi" Sjenica Maturski rad iz hemije Kiseline i baze

Mentor:

Safet Gili,prof

Uenik: Azra Guzonji, IV-2

Sjenica,maj 2012.god.

1. UvodElektrolit

Elektrolit - je termin koji poseduje dva pomalo razliita znaenja:

Elektrolit je supstancija, koja se rastopljena ili rastvorena u rastvarau, razlae na jone (disosuje), usled ega moe da provodi elektrinu struju.

Elektrolit - sa tehnike strane gledita - je naziv za svaku supstanciju koja je sposobna za jonski prenos struje.

Elektroliti u ovom drugom smislu se esto dele na tene i vrste.

Elektroliti u prvom smislu se uvek mogu ubrojiti u elektrolite u drugom, dok elektroliti u drugom znaenju nisu uvek i u prvom.

Primeri elektrolita u prvom smislu su npr: vodeni rastvori soli, kiselina i baza, kao i njihovi rastopi. Ovi elektroliti se dele na slabe i jake, u zavisnosti od stepena disocijacije:

jaki elektroliti, potpuno disosuju na jone: hidroksidi litijuma i natrijuma, kiseline, npr. HCl, HI, HBr, H2SO4, HNO3, HClO4, kao i veina neorganskih soli koje se rastvaraju u vodi (u izuzetke spadaju npr. neke soli ive- Hg(CN)2, Hg2Cl2).

slabi elektroliti: samo delimino disosuju na jone - H2S, H2SO3, HNO2, CH3COOH.

Kiseline

Opte osobine je prikazao Robert Bojl:1. Imaju kiseo ukus.

2. Korozivne su.

3. Menjaju boju lakmusa iz plave u crvenu.

4. Gube svoju kiselost kada se pomeaju sa bazama.

5. One koje nemaju oksidacione osobine reaguju sa metalima ispred vodonika u naponskom nizu metala, pri emu se oslobaa gas vodonik (H2).

6. Reaguju sa oksidima i hidroksidima metala pri emu daju so i vodu.7. Reaguju sa solima slabije ili vie isparljive kiseline, pri emu nastaje slabija ili vie isparljiva kiselina i nova so.

8. Vodeni rastvori provode elektrinu struju.Podela kiselina

-Prema jaini:

1. Jake, potpuno disosovane u vodenom rastvoru.Skoro celokupna koliina kiseline prelazi u jonizovano stanje.Hlorovodonina kiselina:

HCl H+ + Cl-Sumporna kiselina:

H2SO4 H+ + HSO4-HSO4- H+ + SO42-2. Slabe, u vodenom rastvoru nalaze se veinom u obliku nedisosovanih molekula, mali deo je disosovan na jone.

Siretna kiselina:CH3COOH H+ + CH3COO--Prema sastavu:

1. Binarne(bezkiseonine) kiseline: HF, HCl, HBr, HI;

H2S, H2Se, H3N;

HCN, HCNS.2. Oksikiseline(kiseonine): HNO3, H2SO4, HClO3, H3PO4...

-Prema broju vodonikovih atoma:1.Monobazne(monoprotilne/monoprotonske) - HCN, HCl, HNO3...2.Dvobazne(diprotilne/diprotonske) - H2S, H2SO3, H2CO3... 3.Trobazne(triprotilne/triprotonske) - H3PO4, H3AsO4... NAJEE KORIENE KISELINE

Jake kiselineSlabe kiseline

FormulaNazivFormulaNaziv

HClHloridnaHCNCijanidna

HBrBromidnaH2CO3Karbonatna

HIJodidnaH2SSulfidna

HNO3NitratnaCH3COOHAcetatna

HClO4PerhloratnaH3BO3Boratna

H2SO4Sulfatna

Dobijanje:1. Dobijanje ugljene kiseline:CO2+ H2O H2CO3H2CO3 H+ + HCO3-

2. Dobijanje azotaste kiseline:2 SO2 + O2 2 SO3SO3 + H2O H2SO42 NO2+ H2O HNO2+ HNO3

3. Dobijanje hlorovodonicne kiseline:HCl + H2O H+ + Cl-

4. Dobijanje azotne kiseline:NaNO3 + H2SO4 HNO3 + NaHSO4

5. Dobijanje sircetne kiseline:CH3COONa + HCl CH3COOH + NaClNajvanije kiseline:Sumporna kiselina

Sumporna kiselina je hemijsko jedinjenje molekulske formule H2SO4. Spada u klasu neorganskih kiselina.Sumporna kiselina

Uopteno

Sistemsko imeSulfatna kiselina

Molekulska formula]

Molekulska masa98.08 g/mol

CAS broj[7664-93-9]

Osobine

Gustinaiagregatno stanje1.84 g/cm3, teno

RastvorljivostuvodiRastvorljiva u svim odnosima

Temperatura topljenja10C (283.15 K)

Temperatura kljuanja337C (610.15K)

Kiselost (pKa)-3.01.99

Tamo gde drugaije nije naznaenopodaci se odnose nanormalne uslove (25C, 100 kPa)

Dobijanje:Kontaktni postupak:Ovaj postupak se koristi za industrijsko dobijanje sumporne kiseline. Prvo u prisustvu katalizatora (vanadijum-pentoksida) reaguju sumpor-dioksid i kiseonik, potom se na dobijeni sumpor-trioksid dodaje koncentrovana sumporna kiselina da bi se dobila puljiva sumporna kiselina, na koju se dodaje voda da bi se rastvorila i tako dobila koncentrovana sumporna kiselina.

Hemijske osobineSumporna kiselina je jedna od najjaih neorganskih kiselina. Veoma je korozivna i sa njom se mora paljivo rukovati.

Sumporna kiselina je po Arenijusu dvobazna kiselina jer disocijacijom daje dva jona vodonika po molekulu.

ReakcijeEnergija solvatacije sulfatne kiseline je veoma visoka, i razblaivanje sulfatne kiseline je jako egzoterman proces, te se vri samo dodatkom kiseline u vodu, nikako obratno.

U vodi sumporna kiselina veoma lako disosuje (kao i sve jake kiseline), proizvodei veliki broj vodonikovih H+jona u rastvoru.

Sumporna kiselina moe da uestvuje u reakciji neutralizacije. U reakciji sa bazama, baznim oksidima ili metalima dobija se metalni sulfat (odnosno so sumporne kiseline i tog metala). Sumporna kiselina moe da reaguje sa metalima koji su u naponskom nizu metala iznad vodonika, jer ti metali istisnu vodonik iz nje gradei sa njom odgovarajuu so.

Sumporna kiselina moe da istisne slabije kiseline iz njihovih soli, npr. istisnue azotastu kiselinu iz natrijum-nitrita itd.

Ako se na sumpornu kiselinu doda jo sumpor(III)-oksida, dobija se nova kiselina puljiva (dimea) sumporna kiselina.

Sumporna kiselina se esto koristi kao katalizator u nekim reakcijama, npr. u esterifikaciji, reakciji oksidacije alkohola do karboksilne kiseline, sulfonovanju arena itd.

Koncentrovana sumporna kiselina je jako oksidaciono sredstvo, a istovremeno i jaka kiselina i jako dehidrataciono sredstvo to je ini reagensom sa raznovrsnom primenom.

Fizike osobineSumporna kiselina je bezbojna uljasta tenost. Kod industrijske sumporne kiseline dozvoljen je vei stepen neistoa, i kod nje boja ide od bezbojne do ukaste boje.

Ona je veoma polarno jedinjenje, mea se sa vodom u svim odnosima i higroskopna je supstanca.

PrimenaSumporna kiselina je najvaniji proizvod bazine hemijske industrije. Proizvodi se u velikim koliinama jer ima veoma iroku upotrebu (godine 2001. u svetu proizvedeno je 165 miliona tona sumporne kiseline).

Najea primena sumporne kiseline je proizvodnja vetakog ubriva, ali se koristi za mnogobrojne druge stvari, kao to je dobijanje hemikalija, rafinisanje ulja, proizvodnja boje, proizvodnja deterdenata, u tekstilnoj industriji (koristi se za proizvodnju sintetikih vlakana), u proizvodnji lekova, za proizvodnju eksploziva, u metalurgiji, u akumulatorima itd.

Retko se upotrebljava ista sumporna kiselina. Najee se koristi njen 96-98% vodeni rastvor.Nalaenje:Sumporna kiselina se moe nai na planeti Veneri. Ugljen dioksid koji se tamo nalazi se razlae se pod uticajem ultravioletnih talasa od Suneve svetlosti na ugljen monoksid i nascentni kiseonik, a potom dobijeni kiseonik reaguje sa sumpor-dioksidom koji se nalazi u atmosferi Venere i gradi se sumpor-trioksid. Zatim ovaj sumpor-trioksid reaguje sa vodenom parom, pa se nagradi sumporna kiselina.

Sumporna kiselina se nalazi u kiselim kiama. Nastaje tako to se sumpor-trioksid, koji se nalazi u izduvnim gasovima automobila, autobusa, aviona itd., jedini sa vodom i tako nastaje sumporna kiselina. Zato postoji velika koliina sumporne kiseline u blizini aerodroma.

Kisele kie su korozivne (jer su one, izmeu ostalog, u stvari razblaena sumporna kiselina), nagrizaju spomenike, unitavaju biljni svet itd.Hlorovodonina kiselina

Hlorovodonina kiselina

Opte informacije

IUPAC-ov nazivHloridna kiselina

Drugi naziviSona kiselina

Molekulska formulaHCl

Molarna masa38,46 g/mol

Izgledbezbojna do bledo-uta tenost

Svojstva

Gustina1,18 g/cm3

Rastvorljivost u vodipotpuno rastvorljiva

Temperatura topljenja-26 C (247 K)

Temperatura kljuanja48 C (321 K)

Konstanta disocijacije (pK)-8,0

Hlorovodonina kiselina, sona kiselina (molekulska formula - H

HYPERLINK "http://sr.wikipedia.org/sr-el/%D0%A5%D0%BB%D0%BE%D1%80" \o "" Cl) je kiselina koja nastaje rastvaranjem hlorovodonika u vodi. Hlorovodonina kiselina se naziva i rastvor hlorovodonika u drugim polarnim rastvaraima npr. u acetonu. Razblaena hlorovodonina kiselina se nalazi u elucu oveka i sisara i ona omoguava varenje belanevina.

Dobijanje:Molekul vodonika reaguje sa molekulom hlora dajui dva molekula hlorovodonika. Maksimalna koncentracija iznosi 38%

H2 + Cl2 2HCl

Fizioloka uloga hlorovodonine kiseline1. Aktivira neaktivan pepsinogen.2. Pravi kiselu sredinu koja je neophodna za varenje proteina.3. Olakava varenje mesa.4. Deluje kao antiseptik, ubija mikroorganizme ili oteava njihov razvoj.5. Ouvava neke vitamine koji lako gube aktivnost u alkalnoj sredini.6. Olakava apsorbovanje gvoa i kalcijuma.OsobineHlorovodonina kiselina je jedna od najjaih neorganskih kiselina, mnogo jaa od sumporne kiseline ili azotne. Ipak hlorovodonina kiselina nema oksidacione osobine i zato je nagrizajue dejstvo naizgled slabije od kiseoninih kiselina. Jae od njega su samo perhlorna kiselina, bromovodonina kiselina i jodovodonina kiselina, ipak kod ovih kiselina se ne moe dobiti visoka koncentracija u vodi.

Hlorovodonk se rastvara u vodi maksimalno u koliini od 36.7% na temperaturi od 20 C i zato se ne moe dobiti hlorovodonina kiselina vee koncentracije od 36.7%. Sa porastom temperature maksimalna koncentracija hlorovodonika dosta brzo opada i zato koncentrovana hlorovodonina kiselina pokazuje jaku tendenciju za oslobaanjem gasovitog hlorovodonika. Hlorovodonina kiselina koncentracije ispod 30% ne pokazuje ovakve tendencije.

Hlorovodonina kiselina u vodenom rastvoru je bezbojna dok je rastvor u acetonu i etrima ima otru utu boju.PrimenaHlorovodonina kiselina je jedna od najvanijih industrijskih kiselina. Izmeu ostalog koristi se za ienje povrine metala i za estrakciju ruda. Sem toga zajedno sa azotnom kiselinom gradi carsku vodu - rastvor koji rastvara ak i zlato.Primeri nekih organskih kiselina

Baze

1. Pri dodiru su klizave.

2. Menjaju boju lakmusa iz crvene u plavu.

3. Postaju manje bazne kada se pomeaju sa kiselinama.

4. Imaju gorak ukus.

5. Reaguju sa kiselinama pri emu nastaju soli.

6. Vodeni rastvori provode elektrinu struju.Baze (KOH, Ca(OH)2, Fe(OH)2, Ni(OH)2 ...) su jedinjenja koja u vodenom rastvoru kao jedine negativne jone daju hidroksidne jone. Podela baza

-Prema vrsti supstance:

1. Jonski hidroksidi: NaOH, KOH, Ca(OH)2...

2. Molekulske supstance: NH3... -Prema jacini:

1. Jake: NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2...NaOH Na+ + OH-2. Slabe: NH3, Al(OH)3, Zn(OH)2 ....NH3 + H2O NH4+ + OH--Prema broju hidroksidnih grupa:1. Jednokisele: NaOH, KOH... 2. Dvokisele: Ca(OH)2, Mg(OH)2...3. Trokisele: Al(OH)3, Fe(OH)3... Disocijacija viekiselih baza:

Ca(OH)2 Ca(OH) + + OH-Ca(OH) + Ca2+ + OH-Dobijanje:

1. Dobijanje kalcijum-hidroksida:

CaO + H2O Ca(OH)22. Dobijanje natrijum-hidroksida:

2Na + 2H2O 2NaOH + H2 Kalijum hidroksidKalijum hidroksid

Drugi naziviBazna potaa

Svojstva

Molekulska formulaKOH

Molarna masa56.10564 g/mol

Agregatno stanjebela supstanca,higroskopna

Gustina2.044 g/cm, osnovno

Taka topljenja360 C

Taka kljuanja1320 C

Rastvorljivost u vodi1100 g/L (25 C)

Struktura

Kristalna reetka/strukturamonoklinina

Kalijum hidroksid (molekulska formula KOH) je hidroksid kalijuma, i jedna od najaih baza.

Pri normalnim uslovima kalijum hidroksid je vrsto telo bele boje gustine 2,04 g/cm3. Obino se produkuje u obliku, mekih kristalnih listia ili granula. Veoma dobro je rastvorljiv u vodi npr. na temperaturi od 0C 97 g na 100 cm3, a na 20C 110 g na 100 cm3 H2O. Proces rastvaranja je egzoterman. Temperatura topljenja kalijum hidroksida iznosi 406+C, a temperatura kljuanja 1320C. Kalijum hidroksid i njegov vodeni rastvor prima iz vazduha ugljen dioksid gradei kalijum karbonat. Kalijum hidroksid nagriza kou i izaziva ozbiljne rane. LD50 (pacov, preko usta) iznosi 250 - 400 mg/kg.

Njegova molekulska masa je 56,1 u.

Dobija se reakcijom kalijuma sa vodom. U veim koliinama dobija se elektrolizom rastvora kalijum hlorida. Pre se dobijao rastvaranjem pepela u vodi ali takav kalijum hidroksid nije bio potpuno ist.

Kalijum hidroksid se koristi za proizvodnju sapuna, u organskim sintezama kao jaka baza i u sredstvima za ienje cevi. Teorije kiselina i baza

Teorije kiselina i baza predstavljaju skup naunih teorija koje opisuju osobine i pomau u klasifikovanju dve vane klase jedinjenja: kiselina i baza.

Lavoazijeova definicijaPrvu naunu definiciju kiseline dao je francuski hemiar Antoan Lavoazije u XVIII veku.

Lavozijeov pionirski rad na sistematizaciji dotadanjih hemijskih saznanja obuhvatio je i rad na klasifikaciji jedinjenja i uspostavljanju hemijskih zakonitosti. Meutim, njegova znanja o kiselinama bila su ograniena na do tada poznate kiseline, preteno jake kiseline sa oksidacionim svojstvima, dok struktura halogenovodoninih kiselina u to vreme nije bila poznata. U tom smislu, Lavoazije je dao definiciju kiselina usko povezanu sa njihovim sadranjem kiseonika o sebi. ta vie, naziv koji je on dao kiseoniku potie od grke rei onaj koji gradi kiseline.Otkriem halogenih elemenata u XVIII i XIX veku, kao i dokaz ser Hamfrija Dejvija o odsustvu kiseonika u halogenovodoninim kiselinama, znailo je ujedno i kraj Lavoazijeove definicije kiselina.Arenijusova teorijaPrvu pravu teoriju kiselina i baza, ija je relevantnost i danas veoma velika, dao je vedski hemiar Svante Arenijus 1884. godine.

Po njoj:

Arenijusova kiselina je svako neutralno jedinjenje koje disocijacijom u vodenom rastvoru daje pozitivne jone vodonika i druge negativne jone (negativne jone kiselinskog ostatka).

Arenijusova baza je svako neutralno jedinjenje koje disocijacijom u vodenom rastvoru daje negativne hidroksidne jone i druge pozitivne jone (pozitivne jone metala, uslovno).

Drugaije reeno, po njemu, kiselina je svaka supstanca koja poveava koncentraciju H+ jona u rastvoru, dok je baza supstanca koja poveava koncentraciju OH- jona u rastvoru.

Arenijus je takoe i dao da se reakcijom kiseline i baze u vodenom rastvoru gube kisele/bazne karakteristike istog. Na ovome se zasniva reakcija neutralizacije.

Glavni nedostatak teorije je bio to ona iskljuuje mogunost postojanja pozitivno ili negativno naelektrisanih jedinjenja kao kiselina/baza. Takoe, iako validna u veini sluajeva, postoje supstance koje ispoljavaju bilo bazni, bilo kiseli karakter iako ne sadre nijednu od funkcionalnih grupa koje je Arenijus oznaio kao nosiocima kiselosti odnosno baznosti. Primer za to je amonijak, koji se ponaa bazno:

NH3 + HCl NH4Cl

Takoe, Arenijus je govorio o postojanju hidrogen jona u rastvoru da bi kasnija prouavanja pokazala da se jon vodonika u njemu vezuje sa neutralan molekul vode gradei hidronijum jon koji je jedino prisutan u rastvoru.

2H2O H3O+ + OH-

Protolitika teorija (Brantad-Lorijeva teorija)Ovu teoriju dali su nezavisno 1923. godine dva naunika: Johan Brantad i Martin Lori, obojica polazei od glavnih mana Arenijusove teorije i njene relativne neprimenljivosti van vodenih rastvora. Teorija se zasniva na sposobnosti kiselina da daju protone i baza, da iste primaju.

Po ovoj teoriji dakle, kiseline su donori protona a baze akceptori protona.

Brantad-Lorijeva teorija otvorila je mogunost postojanja jedinjenja koja mogu da reaguju i kao kiseline i kao baze, iako bi po Arenijusovoj teoriji bile klasifikovane ili kao jedne ili kao druge. Meu ova jedinjenja, poznata kao amfoterna jedinjenja, spada i voda, koja autoprotolizom daje i protonima bogat H3O+ jon, kao i OH-, koja prima protone. Takoe, protolitika teorija dala je i objanjenje za baznu reakciju amonijaka i drugih slinih jedinjenja. Naime amonijak na azotu ima jedan slobodan elektronski par, molekul je polaran sa parcijalno negativnim naelektrisanjem na azotu, to sve zajedno ini amonijak nukleofilnom supstancom koja spremno prima protone gradei amonijum jon.

Kiseline i baze se, po Brantad-Lorijevoj teoriji javljaju u vidu konjugovanih parova. Po pravili, slaba kiselina daje jaku konjugovanu bazu, i analogno, jaka baza daje slabu konjugovanu kiselinu. Ovo je posebno interesantno kod poliprotinih kiselina prilikom njihove postupne disocijacije:

H2SO4 + H2O HSO4- + H3O+(Napomena: po protolitikoj teoriji, sve disocijacije, pa i one jakih kiselina, su reverzibilni procesi.)

Konjugovani parovi su dakle:

H2SO4 (jaka kiselina) i HSO4- (njena slaba konjugovana baza)

H2O (u ovom sluaju, slaba baza) i H3O+ (njena jaka konjugovana kiselina)

H2PHO3 + H2O HPHO3- + H3O+HPHO3- + H2O PHO32- + H3O+

Ponaanje H2PHO3 i PHO32- bie dakle, slabo kiselo, dok se HPHO3- ponaa kao jaka baza.Luisova teorijaIste godine kada i Brentad i Lori, Luis je 1923. dao praktino najiru definiciju kiseline po njenoj sposobnosti da primi elektronski par, i baze koja kao elektron bogata, donira isti.

Po Luisu, kiseline su dakle akceptori, a baze donori elektronskog para.

Naime, Luis objanjava ovo time da kiselina reaguje sa bazom preko jedne prazne orbitale pri emu se formira koordinaciono kovalentna veza, gde koordinirani kompleks ima stabilnu molekulsku orbitalu sa elektronima baze i orbitalom kiseline. Ova najira definicija je u svakodnevnoj primeni u neorganskoj hemiji nepraktina, jer Brantad-Lorijeva teorija daje daleko praktinije a opet dovoljno precizno objanjenje. Ipak, Luisova teorija ima poseban znaaj u kompleksnijim reakcijama gde se mehanizmi mnogih organskih reakcija objanjavaju upravo preko Luisovih kiselina i baza kao katalizatora reakcije. Neutralizacija

Neutralizacija je hemijska reakcija, u optem sluaju, izmeu kiseline i baze u kojoj se formiraju so i voda. Reakcija je jonskog tipa, egzotermna je i jedna od najvanijih reakcija u neorganskoj hemiji.

Neutralizacija se uglavnom odvija u rastvoru supstanci gde su one disosovane na jone. U najoptijem sluaju reakcija se svodi na sledee:

kiselina + baza so + vodaH2SO4(aq) + 2NaOH(aq) Na2SO4(aq) + 2H2O(l)

Reakcija je mogua, i do nje dolazi, zato to se kao proizvod reakcije stvara slabo disosujua supstanca (slab elektrolit) - voda.

Drugaije prikazano, jasno je da se reakcija svodi na kombinovanje katjona vodonika i hidroksidnih anjona do vode.

2H+ + SO42- + 2Na+ + 2OH- 2Na+ + SO42- + 2H2O

Ukoliko se skrate isti joni sa obe strane reakcije ostaje:

2H+ + 2OH- 2H2O

rH = -111,8 kJ/mol

Kao to se primeuje, reakcija je jako egzotermna.

Osim opteg sluaja, reakcije neutralizacije se odvijaju i izmeu sledeih kombinacija jedinjenja:

anhidrid kiseline + baza so + vodaanhidrid baze + kiselina so + vodaNeutralizacija ne mora biti potpuna, ve i delimina, pri emu nastaju kisele/bazne soli:

H2SO4(aq) + NaOH(aq) NaHSO4(aq) + H2O(l)

HCl(aq) + Mg(OH)2(aq) Mg(OH)Cl(aq) + H2O(l)

Reakcija neutralizacije bitna je i u analitikoj hemiji gde je posebno mesto nala u kiselo-baznoj titraciji koja se koristi za odreivanje kvantitativnih osobina rastvora poznate kiseline/baze. U rastvor koji se ispituje dodaje se indikator kiselosti, koji u zavisnosti od pH sredine menja boju. Zatim se pristupa titrisanju do neutralizacije rastvora (utvruje se prema boji koja potie od indikatora), merenju utroka titranta a rezultat se dobija jednostavnim stehiometrijskim proporcijama.

Reakcije neutralizacije odvijaju se i u organizmu. Primer su antacidi koji neutraliu eludanu kiselinu kod osoba sa pojaanim luenjem iste.