Hemija je jedna od osnovnih nauka o prirodi; ona se bavi proučavanjem prirode i prirodnih pojava. Pored hemije, u osnovne prirodne nauke ubrajaju se prvenstveno još i fizika i biologija. Da bi tačnije odredili šta izučava hemija treba upoznati pojam materije i istaći ona njena svojstva koja izučava hemija. Materija je, shvaćena u najširem smislu, sve što sačinjava prirodu. Materija se ne može ni stvoriti, ni uništiti; ona može samo promeniti vid postojanja. Osnovno svojstvo materije je kretanje. Za hemiju se može ređi da proučava prirodu materije i njeno kretanje koje se javlja u vidu hemijskih reakcija. Pri tome, hemičara posebno interesuju supstance, kao određen vid materije okarakterisan fizičkim i hemijskim osobinama. Otuda bi hemiju mogli bliže definisati kao prirodnu nauku koja se bavi proučavanjem prirode supstanci i procesa koji dovode do pretvaranja jednih supstanci u druga. Da bi dobila bliži uvid u prirodu supstanci, hemija ispituje njihove osobine, sastav i unutrašnju strukturu, a izučavanje hemijskih reakcija doprinosi boljem poznavanju promena supstanci koje se dešavaju u prirodi, tehnici i drugim oblastima.

Hemija je eksperimentalna nauka, što znači da podatke koji spadaju u domen njenih istraživanja prikuplja eksperimentalnim putem. Dobijeni rezultati i činjenice se razvrstavaju, uočavaju sličnosti, razlike, uzajamna povezanost, zavisnost i sl. Na osnovu dovoljnog broja činjenica i izvođenjem logičkih zaključaka dolazi se do prirodnih zakona, po kojima se upravlja i pomoću kojih se opisuju procesi koji se dešavaju u prirodi.

Za tumačenje prirodnih zakona postavljaju se hipoteze i teorije. To su misaone slike, modeli ili matematičke jednačine kojima se pokušavaju objasniti ispitivane pojave i koje istovremeno mogu da posluže za predviđanje novih fenomena. Važno je imati na umu da su teorije u suštini ipak, samo proizvodi ljudskog intelekta, zasnovani na određenim prirodnim zakonitostima. Većina teorija se stalno menja, neke veoma mnogo, a neke samo u detaljima. Ove promene nastaju kao normalna posledica pribavljanja novih činjenica i usavršavanja eksperimentalnih tehnika, što omogućava dublje ulaženje u suštinu problema i modifikaciju objašnjenja u skladu sa novootkrivenim činjenicama.

Dr Miroslav Kosanić

Sadržaj

I. UVOD

OSNOVNE ZAKONITOSTI HEMIJSKOG SJEDINJAVANJA

Zakoni hemijskog sjedinjavanja po masi
Daltonova teorija atoma
Relativna atomska masa elemenata
Zakon zapreminskih odnosa pri sjedinjavanju
Avogadrov zakon
Mol, molarna masa i molarna zapremina
Formule hemijskih jedinjenja
Valenca
Jednačine hemijskih reakcija

PERIODNI SISTEM ELEMENATA
KLASIFIKACIJA NEORGANSKIH JEDINJENJA

II. STRUKTURA ATOMA

Elektron i jezgro atoma
Savremeni pojam hemijskog elementa
Moseley-ev zakon i redni broj
Izotopi i struktura atomskog jezgra
Elektromagnetni spektar zračenja
Kvantna teorija
Fotoelektrični efekat
Atomski spektri
Bohr-ov model atoma
Talasi materije
Talasno-mehanički model atoma
Kvantni brojevi i atomske orbitale
Raspodela elektrona u kvantnim nivoima
Struktura atoma i periodni sistem elemenata
Veličina atoma i jona
Energija jonizacije i elektronski afinitet

III. HEMIJSKA VEZA I STRUKTURA MOLEKULA

Elektronska teorija-valence

JONSKA VEZA
Energetska stabilnost jonske veze

KOVALENTNA VEZA
Teorija kovalentne veze
Molekulske orbitale dvoatomnih molekula
Višeatomni molekuli
Geometrijski oblik molekula
Hibridizacija
Lokalizovane π-veze
Delokalizovane π-veze
Rezonancija

POLARNOST HEMIJSKE VEZE
Elektronegativnost elemenata
Oksidacioni broj
Jon-molekul i molekul-molekul privlačenja

METALNA VEZA
Pauling-ova teorija metalne veze

IV. AGREGATNA STANJA I STRUKTURA ČISTIH SUPSTANCI

PRIRODA ČVRSTIH SUPSTANCI, TEČNOSTI I GASOVA
Čvrste supstance
Priroda tečnosti
Dijagram stanja i pravilo faza
Priroda gasa

GASNI ZAKONI I JEDNAČINE STANJA
Zakoni idealnog gasnog stanja
Jednačina idealnog gasnog stanja
Van der Waals-ova jednačina stanja
Dalton-ov zakon parcijalnih pritisaka
Prevođenje gasova u tečnost
Određivanje relativnih molekulskih masa iz gustine pare
Određivanje relativnih atomskih masa

V. ENERGETSKE PROMENE PRI HEMIJSKIM REAKCIJAMA

Toplota hemijske reakcije
Entalpija
Energija veze i toplota hemijske reakcije
Spontanost hemijskog procesa
Entropija
Slobodna energija

VI. BRZINA HEMIJSKE REAKCIJE I HEMIJSKA RAVNOTEŽA

BRZINA HEMIJSKE REAKCIJE
Uticaj koncentracije reaktanata na brzinu reakcije
Molekularnost i red reakcije
Složene hemijske reakcije
Uticaj temperature na brzinu reakcije
Aktivirani kompleks i brzina reakcije
Kataliza
Uticaj zračenja
Fotohemijske reakcije

HEMIJSKA RAVNOTEŽA
Povratni procesi i uspostavljanje ravnoteže
Ravnoteža u homogenim i heterogenim sistemima
Uticaj promenljivih veličina na položaj hemijske ravnoteže
Slobodna energija i konstanta ravnoteže

VII. RASTVORI

Rastvori čvrstih supstanci u tečnosti
Osobine i zakoni razblaženih rastvora
Aktivnost i koeficijenat aktivnosti
Rastvori tečnih supstanci u tečnosti
Rastvori gasova u tečnosti

RASTVORI ELEKTROLITA
Elektrolitička disocijacija
Stepen disocijacije i Ostwald-ov zakon razblaženja
Koligativne osobine rastvora elektrolita
Jaki elektroliti
Provodljivost elektrolita

VIII. RAVNOTEŽNI PROCESI U RASTVORIMA KISELINA I BAZA
Kiseline i baze
Protolitička teorija kiselina i baza Lewis-ova definicija kiselina i baza

RAVNOTEŽE U RASTVORIMA KISELINA I BAZA SA STANOVIŠTA PROTOLITIČKE TEORIJE
Jonski proizvod vode i pH rastvora
Regulatorske smeše
Neutralizacija
Hidroliza
Jonske reakcije
Proizvod rastvorljivosti

IX. OKSIDACIJA I REDUKCIJA

Redoks sistemi i redoks reakcije
Elektrodni potencijal
Redoks potencijal i konstanta ravnoteže
Hemijski izvori električne struje
Korozija

ELEKTROLIZA
Faraday-evi zakoni elektrolize

LITERATURA

VIII. Ravnotežni procesi u rastvorima kiselina i baza

Kiseline i baze

Pod izrazom kiseline i baze podrazumevamo dve grupe jedinjenja koje u hemijskom ponašanju pokazuju suprotne osobine. Bliža definicija kiselina i baza se menja u zavisnosti od određenih strukturnih karakteristika jedinjenja ili prema sličnosti u njihovom hemijskom ponašanju. Neke definicije su manje opšte, pa su zbog toga primenjive samo u određenoj užoj oblasti, dok druge opštije, obuhvataju tako definisane sličnosti u osobinama supstanci znatno šire. Otuda, postojeće različite koncepcije o kiselinama i bazama u većoj ili manjoj meri mogu da se primene na pojedine slučajeve.

Na osnovu klasične teorije elektrolitičke disocijacije koju je dao Arrhenius kiseline se mogu definisati kao jedinjenja koja u vodenom rastvoru disocijacijom daju pozitivne vodonikove jone (H+ − jone). Baze se, na osnovu Arrnenius-ove teorije, definišu kao jedinjenja koja pri disocijaciji u vodenom rastvoru daju negativne hidroksilne jone (OH− jone).

Na osnovu ovakve definicije mogle su se kvantitativno objasniti mnoge pojave vezane za kiselo − bazno ponašanje u vodenim rastvorima (neutralizacija, hidroliza i aruge). To je bilo prvo moderno shvatanje kiselina i baza, pa se i danas koristi u hemijskoj nomeklaturi ovih dveju klasa jedinjenja. Medjutim, navedena definicija kiselina i baza je ograničena samo na vodene rastvore; za hemijske pojave u nevodenim sredinama ne može da se primeni. Osim toga, i mnoge reakcije se mogu shvatiti kao reakcije između kiseline i baze, iako se dešavaju i bez prisustva rastvarača. Zbog ovih neđostataka klasične definicije kiselina i baza predloženo je nekoliko novih definicija.

Kao proširenje klasične Arrhenius-ove definicije kiselina i baza obično se uzima interakcija između molekula rastvarača. Naime, vodonikovi joni (protoni) ne mogu da postoje slobodni u vodenom rastvoru, već sa molekulima vode grade hidronijum jon H30+ . Pri interakciji između molekula rastvarača mogu da se obrazuju katjoni koji odgovaraju kiselini i anjoni koji odgovaraju bazi. U vodi, na primer, autojonizacijom nastaju H3O+ i OH- joni

H2O + H2O ↔ H3O+ + OH-

koji odgovaraju jonima karakterističnim za Arrhenius-ove kiseline i baze. I drugi rastvarači podležu autojonizaciji , kao na primer:

amonijak 2NH3 ↔ NH4+ + NH2-

etanol 2C2H5OH ↔ C2H5OH2+ + C2H5O-
su

sumporna kiselina 2H2SO4 ↔ H3SO4+ + HSO-

Iz ovoga se vidi da, ako želimo da definišemo kiseline i baze prema jonima koje oni daju, tada bi za svaki rastvarač trebalo da se da posebna definicija, pošto kiseline i baze u različitim rastvaračima karakterišu i različiti joni. Otuda je klasična definicija kiselina i baza nepodesna za opštije razmatranje.

U skladu sa tradicijom hidronijum joni se i daije obično nazivaju vodoničnim $onima i obeležavaju sa H*. Hidronijum jon je hidratisan i nalazi se u obliku [H30(H20J3]+ − jona. I hidroksilni jon je hidratisan sa tri molekula vode pa se u vodenom rastvoru nalazi kao [OH(H2O)3]− jon. **Joni koji su rezultat sjedinjavanja protona sa jednim mole-kulom rastvaraSa nazivaju se lionijum − joni, a oni koji su nastali kao rezultat otpuštanja protona su liat − joni.

Jedna od najprihvatljivijih koncepcija kiselina i baza je protolitička teorija, do koje su istovremeno, ali nezavisno jedan od drugog, đošli 1923. godine Bronsted i Lowry. Prema ovoj teoriji kiseline su supstance koje otpuštaju protcne (donori protona), a baze su supstance koje primaju protone (akceptori protona).

Otpuštanjem protona kiselina prelazi u bazuj povratna reakcija pokazuje da baza prima proton i daje kiselinu:

• kiselina baza + proton
• k ↔ b + H+
• H3O+ ↔ H2O + H+
• NH4+ ↔ NH3 + H+
• H2SO4 ↔ HSO4- + H+
• HSO4 ↔ SO42- + H+

Odgovarajući par kiselina − baza naziva se konjugovani par. Iz navedenih primera se može videti da se kiselinsko − bazna funkcija sastoji u otpuštanju ili primanju protona, zbog čega se kiseline i baze često nazivaju zajedničkim imenom protoliti. Osim toga, može se zaključiti da se ista supstanca može ponašati kao kiselina i kao baza (HSO4- jon na primer). Ovakve supstance nazivamo amfolitima.

Treba odmah istaći da reakcije kako su prikazane ne mogu teći izolovano, pošto se kiselinsko − bazna interakcija sastoji u prenosu (izmeni) protona. Naime, neka supstanca može da se ponaša kao kiselina samo u prisustvu druge supstance koja se ponaša kao baza − koja bi primala protone, pri čemu proton prelazi sa jednog molekula ili jona na drugi. Zbog toga je potrebno da reaguju dva konjugovana para kiselina − baza:

k1 ↔ b1 + H+

H+ + b2 ↔ k2

k1 + b2 ↔ k2 + b1

Kiselina kj otpušta proton i prelazi u konjugovanu bazu bi i vezivanjem protona baza b2 prelazi u konjugovanu kiselinu k2. Ovakve reakcije se nazivaju protolitičke reakcije. Koja će se od prisutnih supstanci u sistemu ponašati kao kiselina, a koja kao baza zavisi od afiniteta prema protonu. Supstanca koja lakše otpušta proton ponašaće se kao kiselina, a ona sa većim afinitetom za protone ponašaće se kao baza. Prema protolitičkoj teoriji supstanca je kiselina ili baza u zavisnosti od toga kako reaguje.

Kod protolitičkih reakcija u rastvoru Često je sam rastvarač konjugovan par. Da bi u nekom rastvoru supstanca mogla da se ponaša kao kiselina, neophodno je da rastvarač prima protone (da je baza). Isto tako neka supstanca može biti baza samo u rastvoru u kome se rastvarač ponaša kao kiselina (otpušta protone). Veđina rastvarača ima osobine amfolita zbog čega se u njima supstance ponašaju i kao kiseline i kao baze. Tako je, na primer, vođa u prisustvu HCl baza, a u prisustvu NH3 kiselina:

k1 + b2 ↔ k2 + b1

određeno je konstantom ravnotežni položaj ravnoteže zavisi od relativne sposobnosti otpuštanja protona obe kiseline (kx i k2), ili od relativnog afiniteta za vezivanje protona obe baze.

Tako je u reakciji

HCl + H2O ↔ H3O+ + Cl-

H2O + NH3 ↔ NH4+ + OH-

U nekim rastvaračima kao što su benzen, etar, sumpor − dioksid i drugi, ne dolazi do protolize. To su aprotični rastvarači i u njima rastvorene supstance ostaju u molekulskom obliku.

Jačina kiselina i baza. Relativna jačina kiselina i baza, prema Bronsted − Lowry-jevoj teoriji, jeste merilo njihove sposobnosti da otpuste, odnosno da prime proton. Relativnu jačinu kiseline, kao donora protona, ođredjuje položaj ravnoteže u reakciji sa bazom. Ravnotežno stanje reakcije

k1 + b2 ↔ k2 + b1

određeno je konstantom ravnotežni položaj ravnoteže zavisi od relativne sposobnosti otpuštanja protona obe kiseline (kx i k2), ili od relativnog afiniteta za vezivanje protona obe baze.

Tako je u reakciji

HCI + H2O ↔ H3O+ + Cl-

Ravnoteža pomerena sasvim na desnu stranu jednačine, što znači da je HCl mnogo bolji donor protona nego H30+, a samim tim je HCl jača kiselina.

Relativna jačina baze, kao što je već rečeno, ukazuje na njenu sposobnost da veže proton. O kompeticiji za proton između bilo koje dve supstance, baznija je ona koja veže proton. Tako, na primer, u navedenoj reakciji u kompeticiji između vode i C1 − jona, molekul vode lakše veže proton i gradi H30 − jon. Zbog toga je molekul vode jača baza nego C1 − jon. Iz navedenog primera se može izvesti i zaključak da je konjugovana baza jake kiseline slaba baza; što je kiselina jača, konjugovana baza je slabija baza. Isto rezonovanje važi i za baze; što je baza jača, konjugovana kiselina je slabija kiselina.

U kompeticiji za protone u reakciji

NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH-

Molekuli amonijaka primaju protone molekula vode, prouzrokujući time ponašanje vode kao kiseline. Otuda je tečan amonijak rastvarač koji ima jače izražene bazne osobine u poređenju sa vodom.

U tabeli VIII.1 prikazano je nekoliko karakterističnih supstanci koje se u vodenom rastvoru ponašaju kao kiseline, s tim što njihova relativna jačina opada odozgo na dole. Treba ponovo istaći činjenicu da je konjugovana baza jake kiseline slaba, a da je konjugovana baza slabe kiseline jaka baza, zbog čega jačina baze u navedenom nizu raste nadole; najjače baze se OH- i NH4+.

Tabela VIII.1 Kiselinsko − bazne reakcije u vodi

Izostavljeno iz prikaza

kiselina i baza

• HClO4 + H2O H3O+ + ClO4-
• H2SO4 + H20 H3O+ + HSO4-
• HCl + H2O H3O+ + Cl-
• HNO3 + H2O H3O+ + NO3-
• H3PO4 + H2O H3O+ + H2PO-
• CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO-
• H2S + H2O H3O+ + HS-
• NH4+ + H2O H3O+ + NH3
• HCN + H2O H3O+ + CN-
• H2O + H2O H3O+ + OH-
• NH3 + H2O H3O+ + NH2-

U zavisnosti od relativne jačine kiseline i baze ravnoteža ovih reakcija će biti pomerena u desnu ili u levu stranu jednačine. U vodenom rastvoru HCIO4, H2SO4, HCl i HNO3 voda ima relativno jako izražene bazne osobine, tako da je ravnoteža potpuno pomerena na desnu stranu jednačine i nije moguće praviti primetnu razliku u pogledu jačine ovih kiselina. Kiseline koje se nalaze u sredini niza (CH3COOH i HCN, na primer) ponašaće se kao slabe kiseline u vodenom rastvoru. U nekom kiselijem rastvaraču (alkoholu, sirćetnoj kiselini ili sumpornoj kiselinu.

k + H2O ↔ H3O+ + b

Tabela VIII.2

• Uticaj rastvarača na jačinu kiselina
• Rastvarač → Amonijak Kiselina → HClO4 H2SO4 HCl HNO3 CH3COOH HCN
• Rastvarač → Voda Kiselina → HClO4 H2SO4 HCl HNO3 CH3COOH Slaba kiselina* HCN Slaba kiselina*
• Rastvarač → Sumporna kiselina Kiselina → HClO4 Baza HCl HNO3 CH3COOH HCN
• Rastvarač → Perhlorna kiselina Baza → H2SO4 HCl HNO3 CH3COOH HCN

To se vidi iz tabele VIII.2, na osnovu koje se može zaključiti da relativna jačina kiselina tj. sklonost da otpuštaju protone opada u nizu

HClO4 > H2SO4 > HCl > HNO3

S druge strane, supstance koje se u vodenom rastvoru ponašaju kao slabe kiseline, u jako baznim rastvaračima postaju jake kiseline. Tako je, na primer, sirćetna kiselina mnogo jača kiselina u tečnom amonijaku nego u vodi.

Lewis-ova definicija kiselina i baza

Znatno opštiju definiciju kiselina i baza dao je Lewis. Prema njegovoj definiciji baza je supstanca koja ima slobođan elektronski par, a kiselina supstanca sposobna da veže elektronski par, pri čemu đolazi do obrazovanja kovalentne veze. Baza je prema tome donor, a kiselina akceptor elektronskog para:

F3B + :NH3 − F3B → NH3 kiselina + baza →  so

Lewis-ova definicija kiselina i baza uključuje i Bronsteđ − Lowry-jevu đefiniciju kao poseban slučaj pošto se proton može smatrati kao akceptor elektronskog para, a baza, kao na primer OK ili NH3, kao donor elektronskoh para

H+ + :OH H − O − H