Presićeni rastvori sadrže više rastvorene supstance od zasićenih. Nestabilni su

Presićeni rastvori sadrže više rastvorene supstance od zasićenih. Nestabilni su

Rastvorljivost tečnosti u tečnostima 3 mogućnosti 1.Potpuno mešanje, nema dva sloja (mešljive tečnosti) 2.Ne mešaju se, 2 sloja na svim t o C(nemešljive tečnosti) 3.Ograničeno mešanje, 2 sloja do određene t o C, pa potpuno mešanje

nemešljive mešljive t e č n o s t i

Fazni dijagram vode

K O L O I D I Podela disperznih sistema prema veličini dispergovanih čestica: PRAVI RASTVORI < 1nm KOLOIDNI SISTEMI SUSPENZIJE (EMULZIJE) 1-100nm > 100nm molekuli i joni) STABILNI Ne talože Nestabilni se spontano

Koloidni sistemi su disperzni sistemi kod kojih se veličina čestica kreće u rasponu od 1 100 nm. Tipovi koloidnih sistema Disperzna faza Disperzno sredstvo Primer Gas tečnost pena čvrsta supstanca vazduh u mineralima tečnost gas magla tečnost mleko čvrsta supstanca voda u puteru čvrsta supstanca gas dim tečnost Fe(OH) 3 u vodi čvrsta supstanca koloidno zlato u staklu

skrob,želatin, H 2 SiO 3, tutkalo Opšte osobine koloida 1. molekulsko-kinetičke (sporo difunduju, Braunovo kretanje)ne dijaliziraju (ne prolaze kroz polupropustljive membrane), Mali П,Δtm,Δtk, ultrafiltracija, ne kristališu, sedimentacija i ultracentrifugiranje (taloženje nasuprot Braunovom kretanju) 2. adsorpcija (molekula ili jona elektrolita ) 3. optičke osobine, Tindalov efekat svetleći konus(rasipanje svetlosti, same čestice postaju izvor) 4. velike M r (10 5-10 6 )

električne osobine Optičke osobine koloida Tindalov efekat (rasipanje svetlosti) kvalitativni dokaz za koloide

Podela koloida Liofilni (hidrofilni) koloidi imaju afinitet prema disperznom sredstvu i okruženi su molekulama rastvarača (vode)( vodeni rastvor sapuna, skroba,želatina) Liofobni (hidrofobni) koloidi nemaju afinitet prema disperznom sredstvu, adsorbuju iz rastvora pozitivne ili negativne ione, pa su sve čestice istoimeno naelektrisane.(vodeni rastvori metala) Zbog toga je koloidni rastvor stabilan

Metode za dobijanje 1.disperzione (usitnjavanje u koloidnim mlinovima) grafit,s,boje 2.kondenzacione (spajanje u agregate) hemijske metode oksidacija 2H 2 S +O 2 = 2H 2 O + 2S 2H 2 S +SO 2 = 2H 2 O + 3S redukcija AuCl 3 + 3FeCl 2 = Au +3FeCl 3

hidroliza (za koloide teško rastvornih kiselina ili baza) FeCl 3 + 3H 2 O = Fe(OH) 3 +3HCl (razblažen rastvor) dvoguba izmena električne osobine a) Ag + - + NO 3 + K + + I - = AgI + K + - + NO 3 PO POVRŠINI jezgro u višku AgNO 3 AgI Ag + -, PA NO 3 (adsorpcioni dvostruki sloj)+ jezgro = GRANULA

javlja se električni potencijal između tečne i čvrste faze b) H 2 SiO 3 SiO 3- - površinski sloj H + -unutrašnji sloj micela H + difuzioni sloj (u t fazi) ELEKTROFOREZA - U ODSUSTVU ELEKTRIČNOG POLJA ČESTICA JE ELEKTRONEUTRALNA PREMA SREDINI U KOJOJ JE. POD UTICAJEM ELEKTRIČNE JEDNOSMERNE STRUJE RASKIDA SE DVOSTRUKI SLOJ, PA ČESTICA SA ADSORPCIONIM SLOJE IDE KA + ILI - POLU, A DIFUZIONI SLOJ SUPROTNO.

Tako određujemo naelektrisanje adsorpcionog sloja. + koloidi su Al(OH) 3, Fe(OH) 3, hemoglobin, As 2 S 3, As 2 S 5. - koloidi su Metali, S, M x S y, H 2 SiO 3 ispitivnje koloida i jed. velikih M r (proteini), terapija kod reumatskih promena, industrija porcelana Značaj koloida -u živom organizmu - u zemljištu

- u fiziologiji, ishrani (bilja i domaćih životinja) - industriji sapuna, plastike, životnih namirnica, gume, tekstila, veštačkih vlakana Stabilnost hidrofobnih koloida

Destabilizacija hidrofobnih koloida Koagulacija je ukrupnjavanje koloidnih čestica Sedimentacija je pojava vidljivog taloženja Hidrofobni koloidi se destabilizuju neutralisanjem njihovog naelektrisanja dodavanjem jona suprotnog naelektrisanja(koji se adsorbuje) Hidrofilni koloidi Čestice hidrofilnih koloida, zbog velikog afiniteta prema vodi, obavijene su opnom

od molekula vode koji sprečavaju spajanje čestica u veće agregate. Destabilizuju se dodatkom visokih konc. soli ili organskih rastvarača koji se mešaju sa vodom (etanol) Reverzibilni koloidi peptizacija(elektrolit) SOL(rastvor) GEL(talog) koagulacija, taloženje (elektrolit, dehidrataciono sredstvo, t 0 povišena)

Elektrolitička disocijacija

Jaki i slabi elektroliti Nemaju svi elektroliti istu sposobnost elektrolitičke disocijacije.

Jaki i slabi elektroliti jaki > 30%, slabi<30% Kiseline i baze Kiseline imaju kiseo ukus sa metalima neke izdvajaju vodonik plavi lakmus boje crveno neutrališu se bazama Baze

imaju lužast ukus (sl. sapunu) klizave su pod prstima crveni lakmus boje plavo neutrališu se kiselinama Teorije kiselina i baza Arenijusova Brenšted-Lorijeva Luisova teorija Pearsonova

Arenijusova teorija Svante August Arrhenius 1859-1927 (ŠVEDJANIN) 1. U 24.god. definisao teoriju elektrolitičke disocijacije, 2. Arenijusova jednačina opisuje uticaj toc na brzinu reakcije k = A exp -E/RT 3. 1903 god. dobio Nobelovu nagradu za hemiju. Objavio radove iz imunologije, kosmologije, geologije...

Po Arenijusu - KISELINE daju H 3 O + i kis. ostatke, boje lakmus crveno, imaju kiseo ukus B A ZE daju OH- i katjone M ili NH 4 +, imaju gorak, lužast ukus, boje lakmus u plavo. Kiselina jedinjenje koje povećava [H + ] u vodi (ograničena na vodene rastvore) HCl(aq) +H2O(l) > H3O + (aq) + Cl - (aq) HNO3(aq)+H2O(l) >H3O + (aq) + NO3 - (aq) Baza je jedinjenje koje povećava [OH - ] u vodi

NH3(aq) + H2O (l) NH4 + (aq) + OH - (aq) JAKE KISELINE (BAZE) SU SASVIM JONIZOVANE HCl aq+h2o > H3Oaq+ + Claq- SLABE KISELINE I BAZE SU DELIMIČMO JONIZOVANE NH3(g) + H2O < > NH4(aq)+ + OH(aq)- Arenijusova teorija je zadovoljavajuća u vodenim rastvorima. Ne daje odgovor šta su HCO 3 -, SO 4 2-, itd.

Brenšted-Lorijeva teorija (protolitička) Thomas Martin Lowry Johanes Nikolaus Brenšted

1923. nezavisno jedan od drugog za par meseci razlike formulisali protolitičku teoriju Kiselina: davalac (donor) protona Baza: primalac (akceptor) protona NH3(aq) + H2O (l) NH4 + (aq) + OH - (aq) baza kiselina konjugovana kiselina baza primenljiva i za nevodene rastvore, i joni imaju kiselinske(bazne) osobine

MOLARITET NERAZBLAŽENE KISELINE

LOGARITAMSKE VREDNOSTI KONSTANTI JONIZACIJE NEKIH KISELINA I NJIHOVIH KONJUGOVANIH BAZA (pka= -log Ka)

P O D E L A K I S E L I N A ------------------------------------------------------------------------------------------------------------ 1. NEORGANSKE (MINERALNE) 2. ORGANSKE PO JAČINI (NA OSNOVU Ka, α) PO TOME DA LI SADRŽE ILI NE KISEONIK HClO i HClO 2 (jača ona sa više atoma O) Ako je sve dr. isto, jača ona sa elektronegativnijim atomom, polarnija veza (H 2 CO 3, H 2 BO 3, H 2 SO 3 ) PO PROTOLITIČKOJ TEORIJI I NEKI JONI SU KISELINE(BAZE) H 2 CO 3 + H 2 O = HCO 3 - + H3 O + I STUPANJ kiselina baza konj.baza konj.kiselina HCO 3 - + H2O = CO3 2- + H3 O + II STUPANJ kiselina baza konj.baza konj.kiselina POJAM KISELINA(BAZA) JE RELATIVAN.AKO JE KISELINA(BAZA) JAKA, NJENA KONJUGOVANA BAZA(KISELINA) JE SLABA 1.OVA TEORIJA PRIMENLJIVA I U NEVODENIM RASTVORIMA, ŠIRA OD ARENIJUSOVE TEORIJE KUKUPNA = K1 x K2 (ZA VIŠEBAZNE KISELINE, POLIPROTIČNE)

2. NEUTRALIZACIJA = HIDROLIZA = JONIZACIJA = P R O T O L I Z A 3.SVE KISELINE PO ARENIJUSU, TO SU I PO PROTOLITIČKOJ TEORIJI 4. JAČINA KISELINA(BAZA) JE RELATIVNA A) H2SO4 + H2O = HSO4- + H3O+ JAKA U VODI B) H2SO4+CH3COOH = HSO4- + CH3COOH2+ SLABA U SIRĆETNOJ (KOJA JE SLABIJA BAZA) Pojam kiseline (baze) po protolitičkoj teoriji i njihova jačina je relativan Ista supstanca (jon) može biti kiselina ili baza.

Luisova teorija Gilbert Newton Lewis 1875-1946

M +X IMAJU SLOBODNE ORBITALE, PRIMAJU ELEKTRONSKE PAROVE, PA SU LUISOVE KISELINE (CENTRALNI JONI) GRUPE ILI ATOMI SA SLOBODNIM PAROVIMA SU LUISOVE BAZE (LIGANDI) 1. JOŠ ŠIRA OD PROTOLITIČKE TEORIJE 2. POGODNA ZA KOORDINATIVNU VEZU I KOMPLEKSNA JEDINJENJA Primeri :NH 3 + H + NH 4 + Luisova baza kiselina Luisova kiselina je primalac (akceptor) elektronskog para (katjoni i neutralni molekuli sa upražnjenim valentnim orbitalama, kao Al 3+, Cu 2+, H +, BF3). Luisova baza je davalac (donor)

elektronskog para (anjoni i neutralni molekuli sa slobodnim elektronskim parovima, kao H 2 O, O 2, NH 3 ) BAZE SU DONORI ELEKTRONSKOG PARA : KISELINE SU AKCEPTORI : I joni metala imaju osobine kiselina, npr. Cu 2+ Veza koja se tom prilikom ostvaruje koordinativna tip kovalentne veze

BF3 :NH3 NH3BF3 L.kiselina L.baza.. Mx+ + 6H2O: [M(H2O)6]x+ L.kiselina L.baza Prednosti u odnosu na Arenijusovu i Brenšted-Lorijevu teoriju, što je još šira i čak i M joni su kiseline, IAKO su to vrste koje nemaju proton KISELINE, BAZE I SOLI KISELINE JEDINJENJA KOJA POVEĆAVAJU [H 3 O + ] DISOCIJACIJOM U VODI HCl Haq+ + Claq- (kiseonične ili bezkiseonične)

BAZE POVEĆAVAJU [OH-] U VODI KOH Kaq+ + OHaq- SOLI - JONI KOJI OSTAJU NAKON REAKCIJE KISELINE I BAZE (NEUTRALIZACIJE) HBr + KOH KBr + H2O K+ + Br-+ H2O disosuje na jone JONSKE JEDNAČINE: Ag + aq + NO 3 - aq + K + aq + Cl - aq Ag Cl + K+aq+ NO 3 - aq

PIRSONOVA TEORIJA Ralph Pearson, in 1969. TVRDE I MEKE KISELINE I BAZE (TUMAČI JAČINU VEZA U KOMPLEKSIMA) TVRDE KISELINE+TVRDE BAZE NAJJAČE VEZE, STABILNE KOMPLEKSE MEKE KISELINE+ MEKE BAZE TAKOĐE PRELAZNE KISELINE I BAZE sa obe vrste

TVRDE KISELINE: MALI JONI METALA, VELIKOG Z, SLABO SKLONI POLARIZACIJI Li +, Na +, K +, Mg 2+, Ca 2+, Al 3+, Co 3+, Fe 3+ TVRDE BAZE : (MANJE SKLONE POLARIZACIJI) H 2 O, NH 3, OH -, CO 3 2-, F -, CH 3 COO -, SO 4 2- MEKE KISELINE :VEĆI METALNI JONI, MANJEG Z, TEŠKIH PRELAZNIH METALA, SKLONI POLARIZACIJI: Cu +, Ag +, Pt 2+, Hg 2+, Au + (obično otrovne!) MEKE BAZE : CO, CN -, I -, SCN - (obično otrovne!) PRELAZNE KISELINE:Fe 2+, Cu 2+, Ni 2+, Zn 2+ PRELAZNE BAZE: Br -, NO 2 -,N 3 -, SO 3 2- Primeri : [Pt(CN)4]2- stabilan kompleks meka kiselina i meka baza

[Co(NH 3 ) 6 ] 3+ tvrda kiselina i tvrda baza [Cu(Br) 6 ] 3- prelazna kiselina i prelazna baza

JONSKI PROIZVOD VODE,. PH VREDNOST Sørensen, (Soren Peter Lauritz)(1868-1939)

Šta je H + (aq)? H + H 3 O + H 3 O + (H 2 O) 3 H 3 O + (H 2 O) (H 9 O 4 + ) (H 5 O 2 + ) H H + :O: H

Konstanta disocijacije CH3COOH(aq) + H2O(l) H3O + (aq) + CH3COO - (aq) konstanta ravnoteže za ovu reakciju je: [H 3 O + ][CH3COO - ] K= [CH 3 COOH][H 2 O] [H2O]= 55,5 mol/ dm 3 K a = K x 55,5 Značenje Ka i Kb veća vrednost konstante disocijacije kiseline (baze) dati elektrolit je jači veća vrednost konstante disocijacije položaj ravnoteže je više pomeren ka jonizovanom obliku

Konstante kiselina i baza Kiselina Ka HF 7.1 x 10 4 HNO 2 4.5 x 10 4 C9H8O4(aspirin) 3.0 x 10 4 HCOOH (mravlja) 1.7 x 10 4 C6H8O6 (askorbinska)8.0 x 10 5 C6H5COOH(benzoeva)6.5 x 10 5 CH3COOH 1.8 x 10 5 HCN 4.9 x 10 10 C6H5OH (fenol) 1.3 x 10 10 Konjugovana baza Kb F 1.4 x 10 11 NO2 2.2 x 10 11 C9H7O4 3.3 x 10 11 HCOO 5.9 x 10 11 C6H7O6 1.3 x 10 10 C6H5COO 1.5 x 10 10 CH3COO 5.6 x 10 10 CN 2.0 x 10 5 C6H5O 7.7 x 10 5 jaka kiselina-slaba konjugovana baza i obratno

AUTOJONIZACIJA VODE H 2 O(t) + H 2 O(t) H 3 Oaq + + OHaq - 10-7mol/dm3 Kj = [H 3 O + ][OH - ]/ [H 2 O]2 = 1,8 x 10-16 [H 2 O] = const 1dm 3 oko 997g na 25 o C n = m/m = 997/18 = 55,4 mol/dm 3 Kw=Kj x [H2O] = [H3O+][OH-]=10-14 JONSKI PROIZVOD VODE ZAVISI OD TEMPERATURE

H3Oaq + + OHaq - UVEK SE NALAZE U VODENIM RASTVORIMA, KONCENTRACIJE SU IM JEDNAKE SAMO U NEUTRALNIM RASTVORIMA [H 3 O + ]= [OH - ]= 10-7 mol/dm 3 [H 3 O+]> 10-7 >[OH - ]KISELI RASTVOR [H3O+]< 10-7<[OH-]BAZNI RASTVOR PH i druge skale pružaju mogućnost za veći opseg koncentracija, jednostavnije je izražavanje PH = -log [H 3 O + ] POH = -log [OH - ] Kw= [H3O + ][OH - ]=10-14 / -log PH+ POH = 14

Poredjati po porastu kiselosti sledeće rastvore: A)pH = 4, B) poh = 2, C) [H 3 O + ]= 10-11 mol/dm 3 D) 3 x 10 21 OH - jona u dm 3 A) ph = 4 B) ph = 14-2 =12 C) ph=-log 10-11 mol/dm3 = 11 D) 1mol OH - : 6x10 23 = y : 3x10 21 y = 0,5 x 10-2 = 0,005 mol/dm 3 [OH - ] = 0,005 mol/dm 3, poh = 2,3 ph = 11,7 B< D<C<A Koji rastvor je bazniji ph 3 ili poh 10? za poh 10, ph = 4 bazniji je drugi rastvor, jer je ph veće, odnosno, 3 [H 3 O + ]= 10-4 mol/dm 3 < od [H 3 O + ] 10-3 mol/dm 3 (drugog rastvora ) (prvog rastvora)

zanemarljiva je[h3o+] iz H2O i [Bz-] u odnosu na 0,1 mol/dm3

jonizacija slabe baze slabe kiseline i slabe baze