Post on 04-Oct-2020
Rastvori – Osnovni pojmovi i izračunavanja
Disperzni sistem je smeša u kojoj su jedna ili više supstanci raspršene u nekoj drugoj
supstanci u obliku sitnih čestica. Disperzni sredstvo je supstanca u kojoj se vrši disperzija, a
disperzna faza je supstanca(e) koje se disperguju. U zavisnosti od veličine dispergovanih
čestica postoje:
1) Grubo disperzni sistemi: emulzije i disperzije (veličina čestica > 100 nm, mogu se
videti golim okom). Kada je di sperzna faza čvrstog agregatnog stanja, govorimo o
suspenzijama (mulj u vodi), a kada je disperzna faza tečna, onda je rečo emulziji
(mleko);
2) Koloidno disperzni sistemi: koloidni rastvori (veličina čestica od 1 do 100 nm), Tu
spadaju tečni, čvrsti i gasoviti solovi (magla, dim, mastilo, staklo), pena (pavlaka,
areogel), gel (želatin);
3) Molekulsko disperzni sistemi: pravi rastvori (veličina čestica < 1 nm).
Podela pravih rastvora prema agregatnom stanju data je u Tabeli 1.
Tabela 1. Podela ravih rastvora prema agregatnom stanju
Koloidno-disperzni sistemi
disperzna faza disperzno sredstvo ime
gas gas nemoguće
gas tečnost tečni aerosol (magla)
gas čvrsta supstanca čvrsti aerosol (dim)
tečnost gas pena
tečnost tečnost emulzija (majonez)
tečnost čvrsta supstanca sol (mastilo)
čvrsta supstanca gas čvrsta pena (aerogel)
čvrsta supstanca tečnost gel (džem)
čvrsta supstanca čvrsta supstanca čvrsta sol (staklo)
Rastvori predstavljaju homogene smeše koje se sastoje od rastvarača i rastvorene
supstance (Slika 1).
Slika 1. Šematski prikaz nastajanja rastvora
Masa rastvora (mr-or) predstvavlja zbir mase rastvorene supstance (mrs) i mase rastvarača, a
pošto kao rastvarač najčešće služi voda ( ):
mr-or = mrs +
Rastvori se mogu podeliti i prema sadržaju rastvorene supstance na:
Zasićene rastvore – rastvor sadrži onoliko rastvorene supstance kolikoje
dozvoljeno rastorljivošću te supstance u datom rastvaraču i na datojtemperaturi.
Nezasićene rastvore – rastvor sadrži manje rastvorene supstance negošto iznosi
njena rastvorljivost.
Presićene rastvore – rastvor sadrži više rastvorene supstance nego štoiznosi njena
rastvorljivost. Po pravilu su nestabilni i samo malimspoljinim uticajem prelaze u
zasićen rastvor.
Pregled osnovnih pojmova za izračunavanje sastava rastvora
1) Rastvorljivost predstavlja masu rastvorene supstance, izražene u gramima, koja se
rastvara u 100 g rastvarača da bi se dobio zasićen rastvor na datoj temperaturi.
Rastvorljivost =
2) Količinska (molska) koncentracija ili molarnost predstavlja količinu rastvorene
supstance u jediničnoj zapremini rastvora (mol/m3 ili mol/dm
3)
c = = [ ]
3) Masena koncentracija predstavlja masu rastvorene supstance u jediničnoj zapremini
rastvora (g/dm3 ili kg/m
3).
γ = [ ]
kako je: c = , a γ = onda je γ = c · M
4) Molalitet predstavlja količinu rastvorene supstance u jediničnoj masi rastvarača
(mol/kg).
b = = [ ]
5) Maseni udeo predstavlja odnos mase rastvorene supstance i mase rastvora.
ω = ; ω·100% =__%
6) Gustina rastvora predstavlja masu rastvora u jediničnoj zapremini rastvora (g/cm3)
ρ = [ ]
.
Primer 2. Koliko grama taloga zaostaje nakon uparavanja 200 cm3 rastvora kalijum-
hlorata koncentracije 0,1 mol/dm3?
Primer 1. Rastvorljivost AgNO3 u vodi na 0 °C je 125,2 g. Koliki je maseni udeo
AgNO3 u zasićenom rastvoru na 0 °C.
Primer 4. Izračunati molarnu koncentraciju rastvora 96% sumporne kiseline ρ = 1,6
g/cm3?
Primer 3. Koliko grama gvožđe(II)-sulfata heptahidrata treba rastvoriti u vodi da bi se
dobilo 400 g 4,2% rastvora?
Mešanje rastvora
Prilikom mešanja dva rastvora (V1, V2, m1, m2) istih ili različitih koncentracija (c1, c2, 1,
2), nastaje treći rastvor sa veličinama karakterističnim samo za njega (c3, 3, V3, m3).
Šematski prikaz mešanja dva rastvora sa relacijama koje povezuju kvalitativne veličine
rastvora, dat je na Slici 2.
Slika 2. Mešanje rastvora
Primer 5. Koliko se grama NaOH nalazi u jednom litru rastvora dobijenog mešanjem
200 cm3 rastvora koji sadrži 10 g/dm
3 i 300 cm
3 rastvora koji sadrži 20 g/dm
3?
Razblaživanje / koncentrovanje rastvora
Razblaživanje rastvora se vrši dodavanjem određene zapremine rastvarača (vode) u
matični rastvor, a koncentroanje se vrši uparavanjem rastvarača (vode) iz rastvora. Pri
razblaživanju/ koncentrovanju rastvora masa rastvorene supstance se ne menja (mrs1 = mrs2).
Šematski prikaz koncentrovanja/razblaživanja rastvora sa relacijama koje povezuju
kvalitativne veličine rastvora, dat je na Slici 3.
Slika 3. Razblaživanje (+H2O) / koncentrovanje (–H2O) rastvora
Primer 6. Koliko se dm3 rastvora KOH koncentracije 0,05 mol/dm
3 može dobiti iz 200
mL rastvora koncentracije 0,5 mol/dm3 KOH?
Dodavanje supstance u rastvor
Dodavanjem supstance u rastvor zapremina rastvora se ne menja (V1 = V2), a menja se
masa rastvorene susptance , za masu dodate supstance (mrs1 + mrs2 = mrs3), a samim tim se
menja i koncentracija novog rastvora. Šematski prikaz dodavanja supstance u rastvora sa
relacijama koje povezuju kvalitativne veličine rastvora, dat je na Slici 4.
Slika 4. Dodavanje supstance u rastvor
Primer 7. Koliko mg NaOH treba dodati u 400 mL rastvora koncentracije 0,1 mol/dm3
da bi se dobio rastvor masene koncentracije 5 g/L?
pH rastvora
Kiselost vodenih rastvora određena je aktivitetom vodonikovih jona , ali se često
izražava veličinom pH. pH je određen sledećim izrazom i on predstavlja negativan dekadni
logaritam koncentracije H+ jona:
pH = - log [H+]
analogno je definisana i veličina pOH:
pOH = - log [OH-]
Zbir ovih veličina izražava se relacijom
pH + pOH = 14 = pKw, odnosno
[H+]·[OH
-] = 10
-14 mol
2/dm
6.
Koncentracija H+ odnosno OH
– jona se računa preko sledećih relacija:
[H+] = 10
–pH odnosno [OH
–] = 10
–pOH
Određivanje pH vrednosti nekog rastvora može se izvršiti na nekoliko načina:
Pomoću lakmus-papira (crveni ili plavi),
Pomoću univerzalnog indikatora,
pH-metrom,
Titracijom kiselina i baza uz prisustvo indikatora.
Indikatori su supstance koje se menjaju na lako uočljiv način sa promenom koncentracije
nekih jona u rastvoru. Supstance koje menjaju boju rastvora u odnosu na koncentraciju
vodonikovih jona, odnosno pH vrednosti rastvora su kiselo-bazni indikatori (Tabela 2). To su
organska jedinjenja, slabe organske baze ili kiseline, složene strukture čiji su nedisosovani
molekuli i joni, koji nastaju disocijacijom, obojeni različitim bojama.
Tabela 2. Indikatori i njihova boja u zavisnosti od pH sredine
Indikator
Boja indikatora za
pH manje od
naznačene
Interval pH u
kome se menja
boja
Boja indikatora za
pH veće od
naznačene
Metil-oranž crven 3.1 –4.4 žut
Fenolftalein bezbojan 8.0 – 10.0 crven
Timol-plavo crven 1.2 – 2.8 žut
Timol-plavo žut 8.0 – 9.6 plav
Brom-timol plavo žut 6.0 – 7.6 plav
Timolftalein bezbojan 9.3 – 10.5 plav
Primer 8. Izračunati koliko je potrebno mL 37% hlorovodonične kiseline, gustine 1,19
g/cm3 za pripremanje 1 L rastvora čiji je pH = 1,5?
Primer 9. Koliko miligrama NaOH je potrebno za pripremanje 500 cm3 rastvora čiji je
pH = 11.3?
Energetiske promene u hemijskim reakcijama
Veičine koje karakterišu sistem su:
relativna unutrašnja energija (U)
entalpija (H)
entropija (S)
Gibsova energija (G).
U nekom sistemu se prate promene ovih veličina ΔU, ΔH, ΔS, ΔG, pri standardnim
uslovima T= 25 ºC i p = 101 325 Pa. Standardni uslovi nisu isto što i normalni uslovi. Sve
ove veličine predstavljaju funkcije stanja, tj one zavise samo od stanja sistema, a ne od načina
na koji je to stanje postignuto.
Odigravanja hemijske reakcije je praćeno promenom unutrašnje energije sistema koji
reaguje. Ako se unutrašnja energija sistema koji reaguje smanjuje (ΔU < 0) tada se reakcija
odigrava sa izvajanjem energije (egzotermna reakcija). Ako unutršnja energija sistema raste
(ΔU > 0) tada je proces praćen apsorpcijom energije iz spoljašnje sredine (endotermna
reakcija).
Veza između entalpije i unutrašnje energije data je relacijom:
ΔH = ΔU + PΔV,
gde je: ΔH – promena entalpije (toplotnog sadržaja sistema), ΔU – promena unutrašnje
energije, PΔV – rad širenja sistema.
Peomena unutrašnje energije ili entalpije prvenstveno se odnosi na slučaj kada se sve
polazne supstance i svi produkti reakcije nalaze u standardnim stanjima. Standardnim
stanjem supstance na datoj temperaturi smatra se njeno stanje u obliku čiste supstance pri
pritisku od 101 325 Pa.
Promene odgovarajućih veličina pri standardnim uslovima (p i T) nazivaju se standardnim
promenama i u njihovim oznakama stavlja se u indekdu gore °, npr. ΔH° (promena entalpije
pri standardnim uslovima).
Standardna entalpija reakcije nastajanja 1 mola neke supstance iz prostih supstanci naziva
se standardnom entalpijom nastajanja ove supstance (kJ/mol).
Hemijske jednačine u kojima su navedene promene entalpija (toplotni efekti reakcija)
nazivaju se termohemijskim jednačinama.
Hess-ov zakon.
Toplotni efekat hemijske reakcije (tj. promena entalpije ili unutrašnje energije sistema,
kao rezultat reakcije) zavisi samo od početnog i krajnjeg stanja supstanci koje učestvuju u
reakciji, a ne zavisi od međustadijuma procesa.
Iz Hess-ovog zakona sledi da se termohemijske jednačine mogu da se sabiraju, oduzimaju
i množe.
Sledeća forma Hess-ovog zakona omogućava uprošćavanje termohemijskih izračunavanja:
Standardna promena entalpije jednaka je razlici zbira standarnih entalpija nastajanja
produkata reakcije i zbira standardnih entalpija nastajanja reaktanata:
aA + bB → cC + dD ± Q
ΔH°reakcije = [d·ΔfH°(D) + c·ΔfH°(C)] – [a·ΔfH°(A) + b·ΔfH°(B)]
Standardna entalpija elemenata i molekula od istih atoma jednaka je nuli (0).
Tabela 2. Vrednosti ΔfH° za O2, Fe i I2 pod standardnim i nestandardnim uslovima
Standardni uslovi Nestandardni uslovi
ΔfH°(O2(g)) = 0 ΔfH°(O2(l)) ≠ 0
ΔfH°(Fe(s)) = 0 ΔfH°(Fe(l)) ≠ 0
ΔfH°(I2(s)) = 0 ΔfH°(I2(g)) ≠ 0
Primer 10. Odredite standardnu promenu entalpije ΔH° reakcije sagorevanja metana:
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g)
Znajući da su entalpije nastajanja CO2(g), 2H2O(g), CH4(g) jednake: –393.5, –241.8 i –74.9
kJ/mol.
Rešenje:
ΔH°reakcije = [ΔfH°(CO2(g)) + 2 ΔfH°(H2O(g))] – [ΔfH°(CH4(g)) + 2 ΔfH°(O2(g))]
ΔH°reakcije = [–393.5 + 2·(–241.8)] – [–74.9 + 2·0]
ΔH°reakcije = –802.2kJ/mol
Entropija (S) predstavlja meru neuređenosti sistema. Sto je sistem neuređeniji to je isti
stabilniji. Entropija raste pri prelasku sistema iz čvrstog u tečno, i iz tečnog u gasovito stanje.
Za entropiju važi pravilo analogno za ΔH: promena entropije sistema pri hemijskoj reakciji
(ΔS) jednaka je razlici zbira entropije produkata reakcije i zbira entropije reaktanata.
Entropija ima jedinice energije obično izražene na mol supstance J/mol.
Veza između entalpije i entropije data je sledećom relacijom:
G = H – TS
gde je G – Gibsova energija, a T– apsolutna temperatura.
Za izobarno-izotermičke procese (procesi koji se odigravaju pri konstatnom pritisku i
temperaturi) promena Gibspve energije iznosi:
ΔG = ΔH – TΔS
Primer 12. Sagorevanjem 3,27 g cinka u čistom kiseoniku oslobađa se 17,4 kJ toplote.
Izračunati standardnu reakcionu toplotu ove reakcije.
Primer 11. Na osnovu toplote nastajanja gasovitog ugljen-dioksida (ΔfH°(CO2(g)) = –
393.5 kJ/mol) i termohemijske jednačine:
C(grafit) + 2N2O(g) → CO2(g) + 2N2(g) ΔH°reakcije = -557.5 kJ/mol
Izračunati toplotu nastajanja N2O(g).
Rešenje:
ΔH°reakcije = [ΔfH°(CO2(g)) + 2 ΔfH°(N2(g))] – [2 ΔfH°(N2O(g)) + ΔfH°(C(grafit))]
–557.5 = [–393.5 + 2·0] – [2 ΔfH°(N2O(g)) + 0]
ΔfH°(N2O(g)) = 82 kJ/mol
Na osnovu ove relacije promena entalpije je:
ΔH = ΔG + TΔS
Pri čemu se ΔG može meriti, a TΔS nije merljiva veličina.
Kao i u slučaju ΔH i ΔS, promena Gibsove energije kao rezultat odigravanja hemijske
reakcije jednaka je razlici zbira Gibsovih energija proizvoda reakcije i zbira Gibsovih
energija reaktanata. Gibsova energija → kJ/mol.
Pri stalnoj temperaturi i pritisku reakcije mogu spontano da teku samo u onom pravcu pri
kome se Gibss-ova energija sistema smanjuje (ΔG <0).
Promena entropije pri promeni agregatnog stanja prikazana je na Slici 2.
Slika 2. Promena entropije pri promeni agregatnog stanja.