Rastvori Osnovni pojmovi i izraunavanja

Disperzni sistem je smea u kojoj su jedna ili vie supstanci rasprene u nekoj drugoj

supstanci u obliku sitnih estica. Disperzni sredstvo je supstanca u kojoj se vri disperzija, a

disperzna faza je supstanca(e) koje se disperguju. U zavisnosti od veliine dispergovanih

estica postoje:

1) Grubo disperzni sistemi: emulzije i disperzije (veliina estica > 100 nm, mogu se

videti golim okom). Kada je di sperzna faza vrstog agregatnog stanja, govorimo o

suspenzijama (mulj u vodi), a kada je disperzna faza tena, onda je reo emulziji

(mleko);

2) Koloidno disperzni sistemi: koloidni rastvori (veliina estica od 1 do 100 nm), Tu

spadaju teni, vrsti i gasoviti solovi (magla, dim, mastilo, staklo), pena (pavlaka,

areogel), gel (elatin);

3) Molekulsko disperzni sistemi: pravi rastvori (veliina estica < 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 nemogue gas tenost teni aerosol (magla) gas vrsta supstanca vrsti aerosol (dim)

tenost gas pena tenost tenost emulzija (majonez) tenost vrsta supstanca sol (mastilo)

vrsta supstanca gas vrsta pena (aerogel) vrsta supstanca tenost gel (dem) vrsta supstanca vrsta supstanca vrsta sol (staklo)

Rastvori predstavljaju homogene smee koje se sastoje od rastvaraa i rastvorene

supstance (Slika 1).

Slika 1. ematski prikaz nastajanja rastvora

Masa rastvora (mr-or) predstvavlja zbir mase rastvorene supstance (mrs) i mase rastvaraa, a

poto kao rastvara najee slui voda ( ):

mr-or = mrs +

Rastvori se mogu podeliti i prema sadraju rastvorene supstance na:

Zasiene rastvore rastvor sadri onoliko rastvorene supstance kolikoje

dozvoljeno rastorljivou te supstance u datom rastvarau i na datojtemperaturi.

Nezasiene rastvore rastvor sadri manje rastvorene supstance negoto iznosi

njena rastvorljivost.

Presiene rastvore rastvor sadri vie rastvorene supstance nego toiznosi njena

rastvorljivost. Po pravilu su nestabilni i samo malimspoljinim uticajem prelaze u

zasien rastvor.

Pregled osnovnih pojmova za izraunavanje sastava rastvora

1) Rastvorljivost predstavlja masu rastvorene supstance, izraene u gramima, koja se

rastvara u 100 g rastvaraa da bi se dobio zasien rastvor na datoj temperaturi.

Rastvorljivost =

2) Koliinska (molska) koncentracija ili molarnost predstavlja koliinu rastvorene

supstance u jedininoj zapremini rastvora (mol/m3 ili mol/dm3)

c = = [ ]

3) Masena koncentracija predstavlja masu rastvorene supstance u jedininoj zapremini

rastvora (g/dm3 ili kg/m

3).

= [ ]

kako je: c = , a = onda je = c M

4) Molalitet predstavlja koliinu rastvorene supstance u jedininoj masi rastvaraa

(mol/kg).

b = = [ ]

5) Maseni udeo predstavlja odnos mase rastvorene supstance i mase rastvora.

= ; 100% =__%

6) Gustina rastvora predstavlja masu rastvora u jedininoj zapremini rastvora (g/cm3)

= [ ]

.

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 zasienom rastvoru na 0 C.

Primer 4. Izraunati molarnu koncentraciju rastvora 96% sumporne kiseline = 1,6

g/cm3?

Primer 3. Koliko grama gvoe(II)-sulfata heptahidrata treba rastvoriti u vodi da bi se

dobilo 400 g 4,2% rastvora?

Meanje rastvora

Prilikom meanja dva rastvora (V1, V2, m1, m2) istih ili razliitih koncentracija (c1, c2, 1,

2), nastaje trei rastvor sa veliinama karakteristinim samo za njega (c3, 3, V3, m3).

ematski prikaz meanja dva rastvora sa relacijama koje povezuju kvalitativne veliine

rastvora, dat je na Slici 2.

Slika 2. Meanje rastvora

Primer 5. Koliko se grama NaOH nalazi u jednom litru rastvora dobijenog meanjem

200 cm3 rastvora koji sadri 10 g/dm3 i 300 cm3 rastvora koji sadri 20 g/dm3?

Razblaivanje / koncentrovanje rastvora

Razblaivanje rastvora se vri dodavanjem odreene zapremine rastvaraa (vode) u

matini rastvor, a koncentroanje se vri uparavanjem rastvaraa (vode) iz rastvora. Pri

razblaivanju/ koncentrovanju rastvora masa rastvorene supstance se ne menja (mrs1 = mrs2).

ematski prikaz koncentrovanja/razblaivanja rastvora sa relacijama koje povezuju

kvalitativne veliine rastvora, dat je na Slici 3.

Slika 3. Razblaivanje (+H2O) / koncentrovanje (H2O) rastvora

Primer 6. Koliko se dm3 rastvora KOH koncentracije 0,05 mol/dm

3 moe 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. ematski prikaz dodavanja supstance u rastvora sa

relacijama koje povezuju kvalitativne veliine 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 odreena je aktivitetom vodonikovih jona , ali se esto

izraava veliinom pH. pH je odreen sledeim izrazom i on predstavlja negativan dekadni

logaritam koncentracije H+ jona:

pH = - log [H+]

analogno je definisana i veliina pOH:

pOH = - log [OH-]

Zbir ovih veliina izraava se relacijom

pH + pOH = 14 = pKw, odnosno

[H+][OH

-] = 10

-14 mol

2/dm

6.

Koncentracija H+ odnosno OH

jona se rauna preko sledeih relacija:

[H+] = 10

pH odnosno [OH

] = 10

pOH

Odreivanje pH vrednosti nekog rastvora moe se izvriti na nekoliko naina:

Pomou lakmus-papira (crveni ili plavi),

Pomou univerzalnog indikatora,

pH-metrom,

Titracijom kiselina i baza uz prisustvo indikatora.

Indikatori su supstance koje se menjaju na lako uoljiv nain 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, sloene strukture iji su nedisosovani

molekuli i joni, koji nastaju disocijacijom, obojeni razliitim bojama.

Tabela 2. Indikatori i njihova boja u zavisnosti od pH sredine

Indikator

Boja indikatora za

pH manje od

naznaene

Interval pH u

kome se menja

boja

Boja indikatora za

pH vee od naznaene

Metil-oran crven 3.1 4.4 ut Fenolftalein bezbojan 8.0 10.0 crven Timol-plavo crven 1.2 2.8 ut Timol-plavo ut 8.0 9.6 plav Brom-timol plavo ut 6.0 7.6 plav Timolftalein bezbojan 9.3 10.5 plav

Primer 8. Izraunati koliko je potrebno mL 37% hlorovodonine kiseline, gustine 1,19

g/cm3 za pripremanje 1 L rastvora iji je pH = 1,5?

Primer 9. Koliko miligrama NaOH je potrebno za pripremanje 500 cm3 rastvora iji je

pH = 11.3?

Energetiske promene u hemijskim reakcijama

Veiine koje karakteriu sistem su:

relativna unutranja energija (U)

entalpija (H)

entropija (S)

Gibsova energija (G).

U nekom sistemu se prate promene ovih veliina U, H, S, G, pri standardnim

uslovima T= 25 C i p = 101 325 Pa. Standardni uslovi nisu isto to i normalni uslovi. Sve

ove veliine predstavljaju funkcije stanja, tj one zavise samo od stanja sistema, a ne od naina

na koji je to stanje postignuto.

Odigravanja hemijske reakcije je praeno promenom unutranje energije sistema koji

reaguje. Ako se unutranja energija sistema koji reaguje smanjuje (U < 0) tada se reakcija

odigrava sa izvajanjem energije (egzotermna reakcija). Ako unutrnja energija sistema raste

(U > 0) tada je proces praen apsorpcijom energije iz spoljanje sredine (endotermna

reakcija).

Veza izmeu entalpije i unutranje energije data je relacijom:

H = U + PV,

gde je: H promena entalpije (toplotnog sadraja sistema), U promena unutranje

energije, PV rad irenja sistema.

Peomena unutranje energije ili entalpije prvenstveno se odnosi na sluaj 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 iste supstance pri

pritisku od 101 325 Pa.

Promene odgovarajuih veliina pri standardnim uslovima (p i T) nazivaju se standardnim

promenama i u njihovim oznakama stavlja se u indekdu gore , npr. H (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 jednaine u kojima su navedene promene entalpija (toplotni efekti reakcija)

nazivaju se termohemijskim jednainama.

Hess-ov zakon.

Toplotni efekat hemijske reakcije (tj. promena entalpije ili unutranje energije sistema,

kao rezultat reakcije) zavisi samo od poetnog i krajnjeg stanja supstanci koje uestvuju u

reakciji, a ne zavisi od meustadijuma procesa.

Iz Hess-ovog zakona sledi da se termohemijske jednaine mogu da se sabiraju, oduzimaju

i mnoe.

Sledea forma Hess-ovog zakona omoguava uproavanje termohemijskih izraunavanja:

Standardna promena entalpije jednaka je razlici zbira standarnih entalpija nastajanja

produkata reakcije i zbira standardnih entalpija nastajanja reaktanata:

aA + bB cC + dD Q

Hreakcije = [dfH(D) + cfH(C)] [afH(A) + bfH(B)]

Standardna entalpija elemenata i molekula od istih atoma jednaka je nuli (0).

Tabela 2. Vrednosti fH za O2, Fe i I2 pod standardnim i nestandardnim uslovima

Standardni uslovi Nestandardni uslovi

fH(O2(g)) = 0 fH(O2(l)) 0

fH(Fe(s)) = 0 fH(Fe(l)) 0

fH(I2(s)) = 0 fH(I2(g)) 0

Primer 10. Odredite standardnu promenu entalpije H reakcije sagorevanja metana:

CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(g)

Znajui da su entalpije nastajanja CO2(g), 2H2O(g), CH4(g) jednake: 393.5, 241.8 i 74.9

kJ/mol.

Reenje:

Hreakcije = [fH(CO2(g)) + 2 fH(H2O(g))] [fH(CH4(g)) + 2 fH(O2(g))]

Hreakcije = [393.5 + 2(241.8)] [74.9 + 20]

Hreakcije = 802.2kJ/mol

Entropija (S) predstavlja meru neureenosti sistema. Sto je sistem neureeniji to je isti

stabilniji. Entropija raste pri prelasku sistema iz vrstog u teno, i iz tenog u gasovito stanje.

Za entropiju vai pravilo analogno za H: promena entropije sistema pri hemijskoj reakciji

(S) jednaka je razlici zbira entropije produkata reakcije i zbira entropije reaktanata.

Entropija ima jedinice energije obino izraene na mol supstance J/mol.

Veza izmeu entalpije i entropije data je sledeom relacijom:

G = H TS

gde je G Gibsova energija, a T apsolutna temperatura.

Za izobarno-izotermike procese (procesi koji se odigravaju pri konstatnom pritisku i

temperaturi) promena Gibspve energije iznosi:

G = H TS

Primer 12. Sagorevanjem 3,27 g cinka u istom kiseoniku oslobaa se 17,4 kJ toplote.

Izraunati standardnu reakcionu toplotu ove reakcije.

Primer 11. Na osnovu toplote nastajanja gasovitog ugljen-dioksida (fH(CO2(g)) =

393.5 kJ/mol) i termohemijske jednaine:

C(grafit) + 2N2O(g) CO2(g) + 2N2(g) Hreakcije = -557.5 kJ/mol

Izraunati toplotu nastajanja N2O(g).

Reenje:

Hreakcije = [fH(CO2(g)) + 2 fH(N2(g))] [2 fH(N2O(g)) + fH(C(grafit))]

557.5 = [393.5 + 20] [2 fH(N2O(g)) + 0]

fH(N2O(g)) = 82 kJ/mol

Na osnovu ove relacije promena entalpije je:

H = G + TS

Pri emu se G moe meriti, a TS nije merljiva veliina.

Kao i u sluaju H i S, 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 (G