Maturski rad "Elektrolitička disocijacija

Gimnazija „Patrijarh Pavle“

     MATURSKI  RAD

PREDMET:  HEMIJA

Tema:  Elektrolitička disocijacija

              Mentor:                                          Učenik:

      Dragana Ivanović Božić         Dragan Antonijević                                                                                             

                                                  

                                Beograd, jun 2018. godine

Sadržaj

Sadržaj:

Uvod

1.      Elektrolitička disocijacija

1.1.       Svante Arenijus

1.2.       Osnovne postavke Arenijusove teorije elektrolitičke disocijacije

1.3.       Elektroliti

1.4.       Stepen disocijacije elektrolita

1.5.       Primena Zakona o dejstvu masa na elektrolite

1.6.       Pojam kiselina, baza i soli prema teoriji elektrolitičke disocijacije

1.7.       Luisove kiseline i baze

Zaključak

Literatura

Uvod

            Razvoj hemije neumitno utiče na razvoj i napredak celog sveta, poput elektronike, fizike i dr. Sa aspekta početaka prerade metala u ljudskoj praistoriji, može se smatrati da je tada hemija praktično našla primenu u ljudskim životima.

            Nastanak hemije se može pratiti do opažanja fenomena gorenja koji je doveo do pojave metalurgije - veštine i nauke o dobijanju metala iz ruda. Međutim, zbog nedostatka naučnog objašnjenja, vatra je ostala samo mistična sila koja je mogla transformisati supstancu iz jednog oblika u drugi (spaljivanje drveta, ključanje vode), dok istovremeno proizvodi toplotu i svetlost. Filozofski napori da se razume zašto različite supstance imaju različite osobine (boju, gustinu, miris), postoje u različitim agregatnim stanjima (gasovita, tečna i čvrsta tela) i reaguju na drugačije načine kada su izložene nekim uticajima, poput vode, vatre ili promeni temperature, doveli su do postavljanja prvih teorija o prirodi i hemiji. Jedna od prvih teorija je bila da su voda, vatra, zemlja i vazduh četiri glavna elementa.

            Otkriće hemijskih elemenata je imalo dugu istoriju još od vremena alhemije, a kulminiralo se stvaranjem periodnog sistema elemenata koji je načinio Dmitrij Mendeljejev i kasnijim otkrićem nekih sintetičkih elemenata. Otkrića u hemiji su izvanredno doprinela razvoju moderne civilizacije. Važna otkrića vezana su za molekulske osnove života gde je hemija uspela da prodre duboko u molekulske mehanizme biohemijskih procesa i transfera genetičkih informacija u živim sistemima.

1. Elektrolitička disocijacija

          Prilikom proučavanja provodljivosti električne struje vodenih rastvora različitih supstanci, Svante Arenijus je postavio teoriju elektrolitičke disocijacije, prema kojoj se jedan deo molekula soli, kiselina i baza pri njihovom rastvaranju u vodi raspada (disosuje) na jone- naelektrisane elektrone ili atomske grupe.

            Joni (slika 1) se kreću u rastvoru spontano i u apsolutnoj nezavisnosti u odnosu na druge jone. Kada se propuste kroz rastvor električne struje, pozitivno naelektrisani joni se kreću prema negativno naelektrisanoj elektrodi, koja se naziva katoda (pa zato ti joni i imaju naziv katjoni), dok negativno naelektrisani joni putuju prema pozitivno naelektrisanoj elektrodi, koja se naziva anoda, te se stoga ovi joni mogu nazvati i anjoni. Naziv „joni“ ima poreklo u grčkom jeziku, što znači „oni koji putuju“.

Slika 1. Kretanje jona u zavisnosti od svog naelektrisanja

1.1 Svante Arenijus

                Svante Avgust Arenijus (1859-1927) je bio švedski istraživač, jedan od osnivača fizičke hemije kao moderne naučne discipline. Godine 1884. doktorskom disertacijom iz električne provodljivosti elektrolita nije impresirao svoje profesore na univerzitetu u Upsali, ali je zato za istu 1903. godine dobio Nobelovu nagradu za hemiju. U svojoj disertaciji izložio je 56 teza od kojih bi i danas većina bila prihvaćena sa nekim manjim izmenama. Najvažnija ideja iz disertacije je objašnjenje električne provodljivosti eletrolita - rastvor soli u vodi je odličan provodnik mada su i čista so i čista voda vrlo slabi provodnici.

            Arenijusovo (slika 2) objašnjenje je bilo da prilikom rastvaranja so disosuje u naelektrisane čestice (koje je Faradej mnogo ranije nazvao jonima). Faradej je verovao da joni nastaju u procesu elektrolize dok je Arenijus tvrdio da joni u rastvoru postoje čak i kada nema električne struje.

Slika 2. Svante Arenijus

            Godine 1889. Arenijus je objasnio zašto većina reakcija zahteva toplotnu energiju da bi se odvijala formulišući koncept energije aktivacije, energetske barijere koja mora biti savladana da bi dva molekula reagovala. Arenijusova jednačina daje kvantitativnu osnovu za odnos između energije aktivacije i brzine hemijske reakcije.

1.2. Osnovne postavke Arenijussove teorije elektrolitičke disocijacije

            Prema Arenijusovoj teoriji elektrolitičke disocijacije, na primer, molekuli natrijum-hlorida (kuhinjske soli), disosuju u vodenom rastvoru na katjone Na⁺ i anjone Cl^- :

Na⁺ Cl^- _(s) → Na⁺_(aq) + Cl^- _(aq), ili uprošćeno:

NaCl → Na⁺ + Cl^-.

            Prema istim autorima, u rastvoru magnezijum hlorida, za primer, disocijacija se odvija prema jednačini:

MgCl₂ → Mg²⁺ + 2Cl^-.

            Ako je disocijacija supstance potpuna, to se u rastvoru natrijum-hlorida broj čestica udvostručuje, a u rastvoru magnezijum-hlorida utrostručuje. Kako je zbog raspadanja molekula rastvorenog elektrolita na jone broj čestica u njegovom rastvoru veći nego što odgovara kocentraciji, to jest moraju da budu i više vrednosti osmotskog pritiska i drugih veličina. Izvodi se zaključak da što je veća disocijacija molekula rastvorenog elektrolita, to je veće odstupanje njegovog rastvora od zakona Vant Hofa i Raula (koji kažu da je parcijalni pritisak pare svake komponente idealne mešavine idealne smeše jednak pritisku pare čiste komponente pomnožene sa njenom molskom frakcijom u smeši).

Osnovne postavke Arenijusove teorije elektrolitičke disocijacije su:

·         neutralni molekuli elektrolita disosuju u vodenom rastvoru na suprotno naelektrisane jone: pozitivno naelektrisane (katjone) i negativno naelektrisane jone (anjone). Istovremeno sa disocijacijom nekog elektrolita, ponovo se sjedinjuju njegovi joni, pa je iz tog razloga elektrolitička disocijacija povratan (obavlja se u dva smera) proces,

·         broj pozitivnih ili negativnih naelektrisanja svakog jona odgovara njegovom oksidaconom stanju (valenci),

·         zbir pozitivnih naelektrisanja katjona u svim slučajevima disocijacije jednak je zbiru negativnih naelektrisanja anjona datog elektrolita,

·         katjonima i anjonima je svojstveno samostalno postojanje i slobodno kretanje u rastvoru,

·         svaki jon poseduje specifična fizička i hemijska svojstva,

·         pri propuštanju električne struje kroz rastvor elektrolita, joni se kreću ka suprotno naelektrisanoj elektrodi: katjoni prema katodi, a anjoni prema anodi,

·         fizička i hemijska svojstva jona, naelektrisanih čestica, razlikuju se od svojstava odgovarajućih neutralnih atoma ili molekula.

1.3. Elektroliti

               Elektroliti su posebna vrsta rastvora u kojima postoje i slobodni joni. Joni su nastali iz jonskih kristala ili molekula procesom disocijacije, pod dejstvom dipolnog momenta polarnog molekula rastvarača (najčešće vode). Najbitnija osobina ovih rastvora je da mogu da provode električnu struju. Elektrolitima nazivamo one supstance koji u rastvoru mogu dati slobodne jone: katjone (pozitivno naelektrisane čestice) i anjone (negativno naelektrisane čestice). Najpoznatiji rastvori elektrolita su vodeni rastvori neorganskih kiselina, baza i soli.

            U zavisnosti od broja jona na koji se raspada molekul datog elektrolita, razlikuju se binarni, ternarni i kvatenarni elektroliti.

            Binarni elektroliti disocijacijom daju dva jona, na primer:

HCl → H⁺ + Cl^- .

            Ternarni elektroliti disocijaciojom daju tri jona, na primer:

H₂SO₄ → 2H⁺ + SO₄^2- .

            Kvatenarni elektroliti disocijacijom daju četiri jona, na primer:

H₃PO₄ ↔ 3H⁺ + PO₄^3- .

            U ovu podelu možemo uključiti i soli koje su izgrađene od većeg broja jona (na primer, soli izgrađene od pet jona:

Ca₃(PO₄)_{2 →} 3Ca²⁺ + 2PO₄^3- _.

            U zavisnosti od sastava, razlikuju se prosti i složeni joni. Joni mogu biti jednovalentni i viševalentni. Prosti katjoni su H⁺, Na⁺, K⁺, Mg²⁺, Ca²⁺, Al³⁺, Fe³⁺, Cl^-, I^-, S^2- i drugi. Složeni joni su NO₃^-, ClO₄^-, CO₃^2-, SO₄^2-, PO₄^3- i drugi. Pored navedenih, postoje  i kompleksni joni, kao na primer kompleksni katjoni [NH₄]⁺ ili [Cu(NH₃)₄]²⁺, a kompleksni anjoni su [Au(CN)₂]^- i [Fe(CN)₆]^4-.

            U zavisnosti od veličine stepena disocijacije, elektrolite možemo podeliti i na jake (ili prave) i slabe (ili potencijalne). Jaki elektroliti se karakterišu velikim stepenom disocijacije, a za slabe elektrolite je karakterističan stepen disocijacije neznatne vrednosti. U jake elektrolite se ubrajaju elektroliti čiji je stepen disocijacije 0,3 (ili procentualno oko 30%) i više u 0,1 mol/dm³ rastvora. U jake se elektrolite ubrajaju rastvori soli koje su po svojoj prirodi jonska jedinjenja, baze alkalnih i zemnoalkalnih metala, dok jačina kiselina varira u širokim granicama (zavisno od udela kovalentne veze) od najjačih do vrlo slabih. U jake kiseline se ubrajaju: HCl, HNO₃, H₂SO₄, HCLO₄, srednje je jačine H₃PO₄, dok se u slabe ili vrlo slabe kiseline svrstavaju sledeće neorganske kiseline: H₂CO₃, H₂S, H₃BO₃ i mnogobrojne organske kiseline.

1.4. Stepen disocijacije elektrolita

             U rastvorima elektrolita (rastvori koji provode električnu struju) odigrava se proces jonizacije (raskidanje polarne kovalentne veze, stvaranje jona i disocijacija jona) polarnih kovalentnih supstanci (HCl, H₂SO₄) i proces disocijacije (razdvajanje već postojećih jona) jonskih supstanci (NaCl, KI). Pojam disocijacija karakterističan je za oba procesa te se češće koristi. Ovi procesi su ravnotežni i na datoj temperaturi stanje ravnoteže između molekula i jona elektrolita određeno je vrednošću konstante ravnoteže, K, i stepenom disocijacije, α.

            Stepen disocijacije služi za definisanje jačine elektrolita i predstavlja odnos broja molekula koji su u rastvoru disosovani i ukupnog broja rastvorenih molekula. Stepen disocijacije se može  izračunati iz odnosa koncentracije jona, cj, i elektrolita, c: 

.

            Pri istoj koncentraciji rastvora, različiti elektroliti imaju različite vrednosti stepena disocijacije. Stepen disocijacije elektrolita je obrnuto proporcionala njegovoj koncentraciji u rastvoru: povećava se razblaživanjem, a smanjuje koncentrisanjem rastvora. Pri smanjenju koncentracije elektrolita u rastvoru, odnosno pri razblaživanju rastvora, smanjuje se verovatnoća uzajamnog susreta jona i mogućnost njihovog sjedinjavanja u molekul. Zbog toga se i povećava disocijacija rastvorenog elektrolita, a time se povećava i stepen disocijacije. Ako je proces disocijacije nekog elektrolita egzoterman, to jest praćen je oslobađanjem toplote, to se sa povišenjem temperature rastvora smanjuje stepen njegove disocijacije i obrnuto: ako je proces disocijacije endoterman, to jes praćen je apsorbovanjem (upijanjem) toplote, povećava se stepen disocijacije sa povišenjem temperature rastvora.

1.5. Primena zakona o dejstvu masa na elektrolite

          Pošto je proces disocijacije slabih elektrolita na jone povratan, može se primeniti Zakon o dejstvu masa. Zakon o dejstvu masa može da se primeni samo na slabe elektrolite iz razloga što se zbog male koncentracije jona privlačne sile između suprotno naelektrisanih jona mogu zanemariti. Sa obzirom na to da su jaki elektroliti u vodenom rastvoru potpuno disosovani (α=1), pa u njihovom rastvoru ne postoji ravnotežno stanje, ove sile dolaze do jakog izražaja, na njih može da se primeni Zakon o dejstvu masa.

           

          Konstanta ravnoteže K, naziva se konstanta disocijacije i zavisi od prirode elektrolita, rastvarača, a takođe i od temperatur, a ne zavisi od koncentracije rastvore. Sa obzirom na to da stepen disocijacije zavisi od koncentracije, konstanta disocijacije je pogodna za za poređenje jačine elektrolita, jer daje opštu karakteristiku elektrolita i njegove sposobnosti disocijacije. Pošto Zakon o dejstvu masa važi samo za slabe elektrolite, tako se i konstanta disocijacije izračunava samo za njih, pri čemu je njena vrednost uvek manja od 1.

1.6. Pojam kiselina, baza i soli prema teoriji elektrolitičke disocijacije

            Izuzimajući soli, elektroliti se dele na kiseline, baze i amfoterne hidrokside.

            Karakteristična svojstva kiseline ispoljavaju u vodenom rstvoru, disosujući na vodonični jon proton, koji je nosilac kiselosti i čija je koncentracija veća nego u čistoj vodi, i na kiselinski ostatak, na primer:

            hlorovodonična (hloridna) kiselina: HCl → H⁺ + Cl^-

                         HCl + H₂O ↔ H₃O⁺ + Cl^-

            sumporna (sulfatna) kiselina:          H₂SO₄→ 2H⁺ + SO₄^2-

                          H₂SO₄ + 2H₂O ↔ 2H₃O⁺ + SO₄^2-

pri čemu se disocijacija poliprotonskih kiselina ne odigrava u jednom stepenu, već u više stepeni, što je regulisano odgovarajućim konstantama disocijacije, na primer:

H₂SO₄ ↔ H⁺ + HSO₄^2- - hidrogensulfat- jon (kiseli sulfat, sa vrednošću K₁)

HSO₄^- ↔ H⁺ + SO₄^2- sulfat jon (sa vrednošću K₂)

            Slobodni proton, H⁺, ne postoji u znatnoj koncentraciji u vodenom rastvoru (verovatnoća postojanja protona u rastvoru je 1:10¹⁹⁰), već je vezan sa vodom u obliku hidronijum jona (slika 3) ili hidroksonijum jona (pravilan naziv) – H₃O⁺. Kod hidronijum jona se javlja analogna situacija kao i kod kompleksnih jedinjenja, sa tim što je u njemu proton graditelj kompleksa- oksidacioni broj 1, i vezuje jedan ligand- koordinacioni broj 1. Prema novijoj nomenklaturi, kiseline su i dobile naziv po svom kiselinskom ostatku, odnosno po solima koje grade. Na primer, kiselinski ostatak HCl je Cl^—hloridni jon (soli hloridi), pa se još i hlorovodonična kiselina naziva još i hloridna i dr.

Slika 3. Hidronijum jon

            Baze se definišu kao elektroliti koji u vodenom rastvoru isključivo disosuju na OH^- jone kao anjonski deo i katjonski deo (uglavnom katjoni metala, mada mogu biti i grupe atoma, na primer NH₄⁺, kao na primer:

                      natrijum- hidroksid:                NaOH→ Na⁺+ OH^-.

            Jačina baza zavisi od koncentracije OH^- jona koji su nastali disocijaciojom u rastvoru, pa se, prema broju OH^- jona, baze dele na monokisele (npr. NaOH) i polikisele (Ca(OH)₂) i druge. Takođe se koristi i terminologija monoprotonske i poliprotonske baze.

            Hidroksidi nekih metala se ubrajaju u amfoterne elektrolite jer ispoljavaju kako svojstva kiselina tako i svojstva baza u isto vreme, tj. ispoljavaju dvostruki hemijski karakter: kao kiseline oslobađaju H⁺ jon, a kao baze oslobađaju OH^- jone:

R⁺+OH^- ↔ R-OH↔ H-OR↔ H⁺+ RO^-.

1.7. Luisove kiseline i baze

            Luisova kiselina je od strane IUPACA definisana kao "molekularni entitet (i odgovarajuće hemijske vrste) koji je primalac elektronskog para i zbog toga u mogućnosti da reaguje sa Luisovom bazom pri čemu se stvara zajednički adukt, tako što se deli elektronski par koji je dala Luisova baza. Ilustrativni primer je reakcija između trimetilbora i amonijaka pri čemu se dobije adukt Me₃BNH₃.

            Luisova kiselina je definisana kao bilo koja vrsta koja prihvata elektronski par. Luisova baza je bilo koja vrsta koja daje elektronski par. Zbog toga je H⁺ Luisova kiselina zbog toga što može prihvatiti elektronski par, a OH^- i NH₃ su Luisove baze zato što mogu donirati slobodan elektronski par.

           

            U mnogim slučajevima interakcija između bora i azota se označava sa strelicom Me₃B← :NH₃ pri čemu njen smer ide od Luisove baze do Luisove kiseline. Neki izvori označavaju Luisovu bazu sa parom tačaka na Luisovoj bazi kao i na aduktu, kao što je prikazano:

Me₃B + :NH₃ → Me₃B:NH₃

            U opštem slučaju veza između donora i akceptora se posmatra kao korak između kovalentne i jonske veze. Ovaj koncept je prvi predstavio Gilbert Njutn Luis koji je predložio teoriju hemijske veze 1923. Iste godine je bila objavljena Bronsted-Lourijeva teorija kiselina i baza. Dve teorije su različite ali komplementarne. Luisova baza je ujedno i Bronsted-Lourijeva baza, ali Luisova kiselina ne mora biti ujedno i Bronsted-Lourijeva kiselina.

            Zatim je 1963. slijedio koncept klasifikacije u jake i slabe baze i kiseline. Jačina interkacija između Luisovih baza i kiselina (slika 4) se mjeri standardnom entalpijom stvaranja adukta i može biti predviđena Drago-Vajlandovom jednačinom sa dva parametra.

Slika 4. Formiranje kovalentne veze prema Luisovoj teoriji

            Luis je 1916. godine predložio koncept po kome se hemijska veza stvara tako što dva atoma dele zajednički elektronski par koji ih drži na okupu. Kada svaki atom doprinese sa po jednim svojim elektronom onda se zove kovalentna veza. Kada oba elektrona dolaze od samo jednog od atoma onda se veza naziva dativna kovalentna ili koordinatna veza. Razlika između ovih veza nije čvrsta. Tako na primer tokom formiranja amonijum jona između amonijaka i vodonika molekul amonijaka donira elektronski par jonu vodonika, ali identitet elektrona je izgubljen u amonijum jonu koji je formiran. Luis je takođe predložio da donor elektronskog para bude klasifikovan kao baza a akceptor elektronskog para kao kiselina.

            Moderna definicija Luisove kiseline ja da je to atomska ili molekulska vrsta koja ima lokalizovanu praznu atomsku ili molekulsku orbitalu. Molekulska orbitala sa najnižom energijom (LUMO) može primiti elektronski par.

            Luisova baza je često i Bronsted-Lourijeva baza pošto može donirati elektronski par protonu, proton je Luisova kiselina pošto može prihvatiti elektronski par. Konjugovana baza Bronsted-Lourijeve kiseline je takođe Luisova baza pošto nakon gubitka protona iz kiseline na mestu gdje je bila veza A—H ostaje slobodni elektronski par na konjugovanoj bazi. Luisove baze se mogu teško protonizovati ali reaguju sa Luisovim kiselinama. Na primer ugljen monoksid je slaba Bronsted-Lourijeva baza ali formira jak adukt sa BF₃.

            Luisove baze i kiseline se obično klasifikuju na osnovu njihove jačine ili slabosti. U ovom kontekstu jak označava mali i nepolarizabilan a slabe označavaju veće atome koji se lakše polarizuju, te se klasifikuju prema sledećem:

·         tipične jake kiseline: H⁺, katjoni alkalnih metala, borani, Zn²⁺,

·         tipične slabe kiseline: Ag⁺, Mo(0), Ni(0), Pt²⁺,

·         tipične jake baze: amonijak i amini, voda, karboksilati, fluoridi i hloridi,

·         tipične slabe baze: organofosfini, tioetri, ugljen-monoksid i jodidi.

Na primjer amin će zamijeniti fosfin iz adukta sa kiselinom BF3. Na isti način se mogu klasifikovati i baze. Na primjer baze koje doniraju slobodni elektronski par sa atoma kiseonika su jače nego baze koje doniraju sa atoma azota. Iako ova klasifikacija nije nikada bila kvantifikovana pokazalo se da je vrlo korisna u predviđanju jačine stvaranja adukta pri čemu se koriste ključni koncepti:

·         interakcija jaka kiselina-tvrda baza je jača od interakcije jaka kiselina-slaba baza ili slaba kiselina-jaka baza.

·         Interakcija slaba kiselina-slaba baza je jača od interakcije slaba kiselina-jaka baza ili jaka kiselina-slaba baza.

            Dalja istraživanja termodinamike interakcija je pokazala da su interakcija jako-jako favorizovane entalpijski, a reakcije slabo-slabo su entropijski favorizovane.