Analiticka-hemija

1.Predmet i znacaj analiticke analiticke he mije mije Analiticka hemija je nauka o metodama ispitivanja hemijskog sastava supstanci i njen zadatak je da priprema teorijske osnove i metode hemijske analize koje se koriste za odredjivanje hemijskog sastava neke supstance ili smese.Hemijska analiza je skup operacija kojima se odredjuje sastav neke supstance ili smese.Hemijskom analizom se prvo odredi koji su joni, elementi prisutni u ispitivanoj supstanci a zatim se odredjuje kvantitativni udeo u ispitivanom uzorku. U zavisnosti od ciljeva analiticke hemije uobicajena je podela na kvalitativnu i kvantitativnu analizu. Kvalitativna analiza ima cilj da dokaze  prisustv o po jedinih hemijskih elemenata, elemenata, jona ,grupa atoma ili hemijskih  jedinjenja u ispit ivanoj supstanci odnosno n jome se dokazuju sasto sasto jci. Kvantitativna analiza ima cilj da utvrdi kolicinu hemijskih elemenata,jona ili hemijskih jedinjenja koja ulaze u sastav ispitivane supstance odnosno njome se odredjuju sastojci ispitivane supstance. Znacaj analiticke hemije - ona ima izuzetno veliki naucni, prakticni i obrazovni znacaj.Mnogi zakoni hemije se oslanjaju na rezultate mnogobrojnih analitickih merenja ; atomske mase elemenata,formule  jedinjenja i slicno.Bez savrem enih metoda analize ne mogu se zamisliti mnogi savremeni tehnoloski procesi proizvodnje.U savremenoj proizvodnji obavezno se analiziraju sirovine I pomo ćni materijali,poluproizvodi I

gotovi proizvodi,a s druge strane razvoj drugih nauka I napredak tehnološke  pro izvodnje uslovljava da se I analitička hemija neprestano neprestano razvija. 2 .Osno vna podela podela meto da hem. analize Sve m eto de analize,kvalitativn analize,kvalitativn e i kvantitat kvantitat ivne metode mogu se podeliti na: - Hemijske metode (gravimetrija,volumetrija,gastro analiza) - Fizicke metode (spektroskopska,hromatografska,radiometriska analiza) - Fizicko hemijske metode (u osnovi imaju neku hemijsku promenu ali se odredjivanje vrsi na bazi merenja nekog fizickog parametra) 3.Fizicke metode hemijske analize Ove metode se zasnivaju na postojanju odredjenih zavisnosti izmedju fizickih osobina supstanci i njihovog hemijskog sastava.U fizickim metodama se ne primenjuju hemijske reakcije.Fizicke i fizicko-hemijske metode analize se cesto objedinjuju pod nazivom instrumentalne metode analize.One su savremenije, odlikuju se velikom brzinom izvodjenja analiza.Medjutim,nijedna instrumentalna metoda analize nije univerzalna da bi pomocu nje mogao da se dokaze ili odredi svaki element,tako da nije moguca iskljuciva primena instrumentalnih metoda analize za odredjivanje kvalitativnog ili kvantitativnog sastava razlicitih supstanci i zato se cesto izvode uporedo sa hemijskim metodama.Primena ovakvih kombinovanih metoda daje dobre dobre rezultat e jer se koriste prednost i i jednih jednih i drugih drugih metoda. 4.Fizicko-hemijske metode hemijske analize Su zasnovane na ispitivanju fizickih pojava koje se javljaju pri hemijskim reakcijama ili koriste fizicko hemijske pojave.Fizicko-hemijske metode i fizicke metode analize se cesto cesto objedinjuju pod nazivom instrumentaln e metode analize.One su savremenije,odlikuju se velikom brzinom izvodjenja analiza.Medjutim nijedna instrumentalna metoda analize nije univerzalna da bi pomocu nje mogao da se dokaze ili odredi svaki element,tako da nije moguca iskljuciva primena instrumentalnih metoda analiza za odredjivanje kvalitativnog ili kvantitativnog sastava razlicitih supstanci i zato se cesto izvode uporedo sa hemijskim metodama.Primena ovakvih kombinovanih metoda daje dobre dobre rezultat e jer se koriste prednost i i jednih jednih i drugih drugih metoda. 5.Hemijske met ode hemijske hemijske a nalize nalize To su metode u cijoj osnovi se nalazi neka hemijska reakcija kojom se komponenta kojom se detektuje (jon, element)prevodi u neko novo  jedinjenje ko je ima specificnu specificnu oso binu na osnovu koje se moze detektovati. Primer: U sudu se nalazi NH 4 +  (amonijum jon) i Cl -  (hloridni jon).Po dodatku analit ičkog ičkog reagensa NaOH dolazi do reakcije : NH 4Cl +  NaOH -> NaCl + NH 3   + H2 O  Nako n zagrevan zagrevan ja dolazi do izdvajanja amonijaka kao gasa,a ako stavimo lakmus papir on ce se obojiti u plavo. 6.Podela hemijskih metoda prema:velicini uzorka;nacinu izvodjenja analize Podela prema velicini uzorka: -makro metode; masa uzorka od 0,5 do1g, a za rastvor zapremina (20do50cm3) -mikro metode: 100 puta manje od uzorka koji se koristi makro analizi (10mg)a za r-or (0,1cm3) -semi mikro metode: masa uzorka je (0,05-0,5g) a reakciona zapremina (110cm3) -ultra mikrometoda: uzorci su manji od 1mg a reakciona zapremina je (10na-4do10na-6 cm3 ) mikro metode se ne izvode u normalnom laboratorijskom posudju vec  po stoje 2 nacina izvodjenja: 1.mikrokristaloskopija - pod mikroskopom se izvodi hemijska reakcija,na  po kaznom staklu se dodaju 2 kapi uzorka,doda s e reagens i gledamo gledamo kro z mikroskop

2.drop metoda se izvodi obicno na filter papiru,stavi se par kapi uzorka,par kapi r eagensa eagensa i na osnovu boje boje koja se stvara. Postoje 2 nacina za izvodjenje analitickih reakcija: Suvim i Mokrim putem -Mokre metode hem.analize - izvode se u rastvoru.U osnovi i suvih i

mokrih metoda leţi hem.reakcija koja se naziva analitickom reakcijom.Da  bi neka r -ja bila bila analit icka icka mora da budu budu ispunjena 3 uslova t j.reakcija mora  biti: kar akter akter isticna, osetljiva i specificna -Suve metode hem.analize - U okviru njih postoje 3metode: 1.Bojenje plamena - ova metoda sluzi za brzu identifikaciju i zasniva se na osobini pojedinih metala da kada se unesu u plamen da ga oboje karakteristicnom bojom 2.Bojenje peril - zasniva se na osobini pojedinih soli da prilikom topljenja grade perlice obojene nekom bojom 3.Gvajding metoda - se izvodi na sobnoj temperaturi bez rastvaraca.Gvajding je engleska rec koja znaci mlevenje. 7.Suve metode hemijske analize -u okviru ove metode postoje 3 grupe metoda: - bojenje plamena - bojen je peril - gvajding metoda 1.Bojenje plamena - Ova metoda se zasniva na osobini pojedinih metala da kada se unesu u plamen da ga oboje karakteristicnom bojom.Izvodi se uz  plat insku iglu.Na primer stroncijum boji p lamen u karmin boju a barijum u zeleno.Ova metoda sluzi za brzu identifikaciju. 2.Bojenje peril - Ova metoda se zasniva na osobini pojedinih soli da  prilikom topljen ja sa boraksom grade perlice obojene nekom bojom  Na2 B4 O7 x 10 H2O -borak s Ove 2 metode se odigravaju na visokim temperaturama i nazivaju se  pirohem ijske meto meto de 3.Gvajding metoda se izvodi na sobnoj temperaturi bez rastvaraca.Gvajding  potice od engleske r eci koja u prevodu znaci mlevenje. Primer: CaSO 4 + 4NH 4 CNS -> [Ca(CNS) 4 ]2(Kompleks plav e boje) 8.Analiticke reakcije;karakteristicn eakcije;karakteristicnost,osetljivost ost,osetljivost i specificnost Da bi neka r eakcija bila analiticka mora da budu budu ispunjen a 3 uslova tj.reakcija mora biti:karakteristicna,osetljiva i specificna.Najvazniji je prvi uslov tj.karakteristicnost. Ovom reakcijom se stvara neko novo jedinjenje koje ima karakteristicne osobine koje se mogu vizuelno uociti.HCl+NaOH ja(karakter ističan miris NH3 ). >NaCI+NH3 +H2 O-karakteristicna r- ja(karakter Drugi uslov je osetljivost r-je i izrazava se preko dva parametra 1.Detektivni minimum - je najmanja kolicina supstanci koja moze biti detektovana pomocu datog analitickog reagensa (reda velicine 10 -6g) 2.Granica razblazenja -najmanja koncentracija kojoj neka supstanca moze  biti detektovan a.Izrazava se simbolom G= 1/C - recipročna vrednost koncentracie masa ispitivane supstance / masa rastvaraca G = masa rastvaraca / masa ispitivane supstance Specificnost neke r-je znaci da neki spoljni efekat daje samo ta r-ja i nijedna druga Primer: NH 4 Cl + NaOH -> NaCl + NH 3 + H2 O - reakcija dokazivanja amonijum jona  Nijedna druga druga reakcija ne daje miris amonijaka.takvih amonijaka.takvih reakcija je jako malo. 9.Direktna analiza jona - Koriscenjem specificnih r-ja moguce je da se dokaze prisustvo nekih katjona ili anjona bez obzira na prisustvo drugih  jona.Po stupak se sasto sasto ji u to me da se u posebnim malim zapreminam zapreminam a rastvora uzorka izvedu reakcije sa specificnim reagensima za svaki pojedini  jon, katjon ili anjon anjon pri cemu nije bitan redosled dokazivanja jona vec  prav ilan ilan post upak.Medjutim upak.Medjutim u kvalitativ kvalitativ noj analizi poznat je samo mali broj specificnih reakcija. 10.Sistematska analiz analiz a jona -Ako specificne reakcije nisu dostupne koristi se sistematska analiza gde se pre nego sto pristupimo analizi vrsi udaljavanje katjona i anjona koji ometaju analizu ispitivanog uzorka.u sistematskoj analizi.Podela r-ja je izvrsena je u 2 grupe:1.separacione r-je 2.dokazne r-je.Separacione reakcije su one reakcije kojima odvajamo jedna  jone od drugih jona. 13.Povratne i nepovratne reakcije -U praksi se sve r-je se dele u 2 velike grupe:Povratne r-je i nepovratne r-je.Najveci broj reakcija koje se desavaju u prirodi i izvode u laboratoriji su pov ratne r-je.Sa r-je.Sa teorijskog aspekta sve r je su p ovr atne.Primer: A + B -> C + D - Ova r-ja se naziva povratna ili reverzibilna r-ja. A + B -> E + F ili Ca + 2H 2 O -> Ca(OH)2 + H 2 nepovratna r-ja.Ova r-ja nije povratna zato sto nije moguca redukcija jona sa vodonikom da bi se dobio Ca i H2 O. H2 -napusta reakciju.ako zbog toga reakciju izvodimo u zatvorenom sudu opet se nece desiti povratna r-ja jer je potreban veliki pritisak. Primer:rastvaranje Fe u vodi: 3Fe + 4H 2 O->Fe3 O4 + 4 H2 .Fe se rastvara u H2 O i dolazi do oksidacije pa je ovde moguca povratna r-ja Fe 3 O4 + 4H2 -> 3Fe + 4H 2 O zato sto nije potreban mnogo veliki pritisak.R-ja koja se odigrava sa leva na desno je direktna,a koja se odigrava sa desna na levo  povratn a r-ja.

14.Hemijska ravnoteza-U stanju ravnoteze imamo potpuno mirovanje, ali to bas i nije tacno.Hemijska ravnoteza je dinamicka ravnoteza i u stanju hem ijske ravnoteze imamo i direktn u i povratnu r-ju tako da nema mirovanja.Ove reakcije se odigravaju istom brzinom i zato nema promene koncentracije i te koncentracije su ravnotezne koncentracije.Kod povratnih reakc ija imamo uspostav ljanje stanja hem.ravnoteze i zovu se ravnotez nim reakcijama.postoje dva tipa hemijske ravnoteze:-homogena ravnoteza-ako se odigrava u jednoj fazi -heterogena ravnoteza-ako obuhvata 2 faze  prim er: Sircet na kis. i n jen vodeni r-r + CH3 COOH + H 2 O -> H3 O + CH3COO homogena ravnoteza 2+ 2BaSO4  -> Ba + SO4 Kada cvrst BaSO 4 prelijemo vodom,ravnoteza izmedju cvrst e i tecne faze se naziva heterogena ravnoteza. 15.Princip Le Chatelier-a-1884 god. Le Satelje je uocio uticaj spoljasnjih faktora(koncentracije,temperature i pritiska)na sistem u ravnotezi.Le Sateljeov princip glasi:Ako se na sistem u ravnotezi deluje promenom spoljnih uticaja ravnoteza ce se pomeriti u pravcu eliminisanja tog uticaja,dok se ponovo ne uspostavi ravnoteza.Primer : sinteza amonijaka: 3H 2  + N2 -> 2NH3 . Ako se u ravnoteznom stanju poveca koncentracija vodonika i azota,ravnoteza ce se pomeriti u pravcu eliminisanja tog uticaja odn.u  prav cu stv aranja amonijaka.Isto se desava ako se poveca koncentr acija amonijaka samo sto se reakcija pomera u suprotnom smeru.Povecanje  pritiska u sistemu ko ji je u ravn otezi delov ace tako da se reak cija pomera u  prav cu stvaranja manjeg broja molek ula sto dovo di do smanjenja pritiska u sistemu.Sa povecanjem temperature sistemu koji se nalazi u ravnotezi dolazi do pomeranja ravnoteze u smeru odvijanja endotermne reakcije.Kod  po vratn ih reakcija uvek je u jednom smeru r- ja endoter mna a u drugom egzotermna. 16.Brzina hemijskih reakcija - Često smo u prilici da cujemo tj.uocimo razliku u brzini hem.reakcije.Neke reakcije teku vrlo brzo,cak uz eksploziju kao sto je rastvaranje alkalnih metala u vodi,a neke su veoma spore kao sto  je rdjanje gvozdja.Brzina hem.r- je se definise promenom koncent racije

reaktan ata ili produkata u jedinici vremena:υ=Δc/Δt [mol / dm3 · s] Faktori koji uticu na brzinu hem.reakcije su:priroda i koncentracija reaktanata,temperature,prisustvo katalizatora i sl. -uticaj temperature:povecanje t dovodi do povecanja brzine hem.reakcije.Ako imamo 4 cestice A i 4 cestice B i ako povecamo t docice i do povecanja Ek te cestice,povecava se broj uspesnih sudara a samim tim i  brzina rea kcije. -uticaj koncentr acije reaktan ata N2 + 3H2 -> 2NH3 .da bi doslo do reakcije  N2 i H2   mora doci do sudara molekula,a brzina hem.reakcije je  propo rcionalna broju sudara.Bro j sudara zavisi od koncentracije cestica u  jedinici zaprem ine. -uticaj katalizatora - Supstance koje menjaju brzinu hem.reakcije su katalizatori.Oni koji povecavaju brzinu hem. Reakcije su aktivatori a oni katalizatori koji smanjuju brzinu hem.reakcije su inhibitori.Medjutim treba naglasiti da svaki sudar ne dovodi do reakcije,samo one cestice koje imaju dovoljnu kolicinu Ea stvaraju sudare.Kod brzine hem.reakcije uloga katalizatora je usmerena ka povecanju brzine reakcije. 17.Zakon o dejstvu masa(uticaj koncentracije ne brzinu hemijskih reakcija) Uticaj koncentracije reaktanata na brzinu hem.reakcije definisan je zakonom o dejstvu masa.Definisali su ga Guldberg i Vage i on glasi : Brzina hem.reakcije je upravo proporcionalna proizvodu koncentracija reaktanata pri konstantnoj temperaturi.Za reakciju:A+B - > C+D υ =k [A] [B] gde je k-konst anta brzine reakcije ko ja zavisi od prirode reaktanata i temperature.Ukoliko se pod istim uslovima nalazi veci broj cestica,mogucnost uspesnog sudaranja je veca a time i brzina reakcije.Kod reakcija sa vise molekila iste supstance, aA+bB- >cAB ,a izraz za brzinu hem. reakcije υ=k[A] a [B] b 18.Konstanta hemijske ravnoteze-Obelezava se sa K i ima konstantnu vredno st na odredjenoj temperaturi.Za reakciju opsteg tip a: aA+bB -> cC+dD a,b,c,d-stehiometrijski koeficijenti izraz za konstantu ravnoteze bice: K=[C] c[D]d / [A] a[B] b .Ovaj izraz  predst avlja o dnos proizvoda kolicin skih k oncentracija pro dukata r eakcije i  pro izvoda kolicinskih koncentracije reaktanata.Ako je K=1,brzine direktne i  po vratn e reakcije su jednake,ako je K>1 preovladjuje direktna r eakcija dok se za K<1pretezno desava povratna r-ja.Ako konstanta ravnoteze ima malu vrednost,hem.reakcija se jedva odigrava. 19.Slobodna entalpija i konstanta ravnoteze- slobodnu entalpiju ima svaka komponenta.Svaka komponenta nekog sistema je jednaka hem.potencijalu te supstance i kolicini te supstance.G i=Gi0 RT lnCi Gi-slobodna entalpija i-te komponente, Gi0 -standardna slobodna entalpija-to je entalpija ciste supstance na 25 0 C, Ci-koncentracija i-te komponente u reakcionoj smesi, R-univerzalna gasna konstanta, T-temperatura u K 0 .

Vrednost standardne slobodne entalpije zavisi samo od karakteristike supstance.kada pocinje da se odigrava r-ja A+B->C+D dolazi do promene slobodne entalpije. tek kada reakcija dodje u stanje ravnoteze ΔGi=Gc +Gd -Ga-C b imamo:K=CcCd / CaC b .u stanju ravnoteze ΔG=0, 0 = ΔG0 + RTlnK, ΔG0 = - RT lnK- jednacina pove zuje konstantu ravnote ze i promenu standardne slobodne entalpije. lnK= - ΔG0  / RT Svaka komponenta ima standardnu slobodnu entalpiju a svaka r-ja ima

 promen u standardne slobodne entalpije.ΔG je jednako nuli u ravnoteznom stanju zato sto slobodna entalpija zavisi od kvalitativnog i kvantitativnog sastava te smese.Promena delta G ce prestati da se menja kada prestane  promen a sastava sistema i kada nema pr omene energije i tada je delta G=0 a promena sastava sistema prestaje da se menja kada r-ja dodje u ravnotezno stanje. 20.Zavisnost konstante ravnoteze od temperature- s` obzirom da je konstanta ravnoteze za odredjene reakcije konstantna vrednost na datoj temperaturi,znaci da se vrednost konstante menja samo sa promenom temperature.Prakticno se hemijska ravnoteza pomera u korist direktne ili  povratn e reakcije pr i promen i temperature.Konstant a ravnot eze moze da se smanji i da se poveca sa porastom t,sto nam pokazuje da li je r-ja egzotermna ili endotermna.Ako posmatramo egzotermnu r-ju,sa porastom temperature dolazi do smanjenja vrednosti konstante ravnoteze,a kod egzotermnih r-ja sa porastom temperature raste i vrednost konstante ravnoteze. 21.Disperzioni sistemi rastvori se dobijaju kada se jedna supstanca disperguje u drugu. Sistem koji se tom prilikom dobija je d.sistem. Supstanca koja se disperguje u drugu supstancu je dispergovana faza. Supstanca u kojoj je neka druga supstanca dispergovana je disperziono sredstvo. Pojam "dispetgovanje" znaci umesavanje jedne supstance u drugu. 22.Pravi rastvori- Ako dispergovanu fazu usitnimo ispod 1 nm, to ne mozemo uociti golim okom i dobijamo homogenu smesu koja se naziva Pravi rastvor. To su homogeni sistemi kod kojih se ne moze razlikovatidis. faza id dis. sredstva. Dis. faza se naziva rastvorenom supstancom, a dis. sredstvo rastvaracem.

23.Arenijusova teorija elektrolitičke disocijacije -  Arenijus je dao opstu definiciju kiselina i baza: Kiseline su supstance koje disocijacijom daju vodonikov jon i anjon a baze su supstance koje disosuju na hidroksilne jone i jatjone. Soli nastaju r-jom kiselina i baza. Nedostatak ove teorije pojavio se kada se umesto vode kao rastvarac koristi neka druga supstanca. Tada je  postav ljena Beonst- Lorijeva teorija prema ko joj su kis supstan ce ko je otpustaju protone a baze ih primaju. Proton se obelezava sa H+. 24.Elektroliti i neelektroliti- Naelektrisane cestice zove mo jonima. Anjoni su negativno naelektrisane cestice a katjoni su pozitivne. Elektroliti su supstance ciji vodeni rastvori i rastopi mogu da provode elektricnu struju ili se pod dejstvom molekula rastvaraca razgradjuju na jone, omogucavajuci  protok str uje. Dele se na: jonske( NaCl, KCl) i molekulske (polarni molekuli: HCl, CH3COO) Za vodene rastvore elektrolita karakteristicni su sledeci fenomeni: 1. PROVODLJIVOS T ELEKTRICN E STRUJ E:  Rastvori svih elektrolita provode elektricnu struju za razliku ox neelektrolita. Uzrok je  posto janje cestica koje se krecu. 2. Rastvori elektrolita pokazuju povisen OS MO TSKI PRITISAK u odnosu na neelektrolite. 3. PARNI PRITISAK rastvora elektrolita koji be isparavanju pri normalnoj temperaturije uvek manji od parnog pritiska neelektrolita. 25.Stepen elektroliticke disocijacije-Elektroliti u vodenim rastvorima razlicito disosuju na jone. Jaki elektroliti su skoro potpuno razlozeni na

 jone, a slabi elektro liti se delimično razlaţu. Kvantitativno, disocijacija elektrolita se izraţava pomoću stepena disocijacije. Stepen disocijacije ( ) predstavlja odnos broja disosovanih molekula (N) i ukupnog broja molekula (No).

  N  No Vrednost stepena disocija cije je izmeĎu 0 i 1 ili od 0 do 100 ako se izraţava u %. Ako je   0 nema disocijacije, ova vrednost je karakteristična za neelektrolite. Ako je   1 (ili  100%) onda su svi molekuli disosovani. Stepen disocijacije zavisi od:  prir ode elektr olita koncentracije rastvora temperature

 prirode rastvarača Razblaţivanjem rastvora povećava se vrednost stepena disocijacije. Stepen disocijacije se moţe eksperimentalno odrediti merenjem električne  provo dljivosti rastvora. 26. Slabi i jaki elektroliti . U zavisnosti od stepena disocijacije elektroliti se dele na jake i slabe. - Slabi elektroliti su oni koji imaju   3% u rastvoru koncentracije 0,1 mol/dm 3 tj elektroliti koji u vodenim ra-rima disosuju manje od 3%. U slabe elektrolite ubrajamo: H2 CO3 ; H2 S; HCN; H 3 BO3 ; NH4 OH; CH3 COOH i dr. - Jaki elektroliti su oni koji imaju stepen disocijacije veći od 30% u rastvorima koncentracije 0,1 mol / dm 3 tj disosuju 30% i više. To su kiseline (HCl; H 2 SO4 ;HNO3 ) baze (NaOH; KOH) i većina soli rastvorljivih u vodi. 27.Ravnoteza u rastvorima slabih elektrolita-Disocijaciju neke slabe kiseline mozemo prikazati jednacinom: HA -> H + + A-. Konstanta ravnoteze za ovu hem.reakciju je: K(HA) = H+][A -] / HA].Disocijacija sircetne (slabe) kiseline moze prikazati:CH 3 COOH -> CH3 COO- + H+  .Konstanta ravnoteze za ovu kiselinu je + K (CH3COOH)=CH3 COO H  /  CH3 COOH  + H  i CH3COO  - su ravnotezne kolicinske konc.jona CH3 COOH   - ravnotezna kolicinska koncentracija nedisosovane kiseline.kod slabih baza takodje postoji ravnoteza.NH4 OH -> NH4 ++OHK (NH4OH)= NH4 +OH-  /  NH4 OH  Ostvaldov zakon razblazenja napisati!!!

28.Ravnoteža u rastvorima jakih elektrolita Eksperimentalno je utvrdjeno: Kod njih se vrednost konstante ravnoteze menja sa koncentracijom Stepen disocijacije nije jednak jedinici ni blizu jedan kako bi trebalo da bude po Arenijusovoj teoriji  Na vo dene rastvore jak ih elekt rolita ne m ogu se primeniti n i zakon o dejstvu mase ni Rengensova teorija elektroliticke disocijacije. 29.Te orija jakih elek trolita  – Kod jakih elektrolita koncentracija jona u rastvoru je velika to povecava njihovu medjusobnu interakciju, smanjuje njihovu pokretljivost, a samim tim i njohovu efikasnost u provodjenju elektricne struje. Interakcija izmedju jona u rastvoru zavisi od 2 parametra: -koncentracije jona, -naboj jona. Ukoliko je koncentracija jona u rastvoru veca onda je svaki jon okruzen sa vecim brojem jona sto umanjuje njihovu pokretljivost, tj. Svaki jon ima svoju jonsku atmosferu cija gustina zavisi od broja jona i njihovog naelektrisanja: 2 2 2 Gustina jonske atmosphere: I= ½ ( C 1 Z1 + C 2 Z2 +…+CnZn ) 30.Koeficijent akti vnosti Debaj - Hikelove jednačine -log f= x*z

√I / 1+mY√I

2

Izracunavanje aktiv iteta

f-faktor aktiviteta I-jonska sila rastvora Z-naboj jona m-poluprecnik hidratisanog jona X,Y-slozene konstant e koje zavise od priro de rastvarac a i tem perature 31.Ravnoteza koja obuhvata vodu i njene jone- dugo se smatralo da voda ne disosuje,ali se kasnije utvrdilo da u vodenom r-r ipak postoje joni H + i OH2H 2 O -> H3 O+ + OH+ H2 O + H 2 O -> H3 O + OH -autoproto liza vode Autoprotoliza je kiselinsko-bazna r-ja u kojoj jedan molekul rastvaraca deluje kao kiselina a drugi kao baza.Eksperimenti su pokazali da na t=22 0 C samo 1 od 10 miliona podleze disocijaciji  = Nd / Nu =1 / 10000000 =10 7

CH+=COH- =10 -7mol/dm3 Disocijacija vo de je ravnotezna r- ja K=CH+ COH- / CH2O =10 -7 x 10-7 / 55,37 CH2O = 997,8 g/dm3 /18,2 g/mol = 55,37mol/dm3 CH2O-smatra se nepromenljivom jer je  H2O<<1 K=1,8 x 10 -14H2 O K CH2O=CH3O + COH- K H2O=CH3O + COH- - jonski p roizvod vode K H2O = CH3O+ COH-=10 -7  10-7= 10-14 mol2 /dm-6 Postoje dve vrste jonskog proizvoda vode:1.koncentracioni 2.termodinamicki -1.Koncentracion jonski proizvod vode(izracunava se preko koncenracije)K c H2O = CH+ COH-2. Njega izracunavamo preko aktiviteta K aH2O=aH+ a OHKiselost r-ra se izracunava preko aktiviteta H +  jona,a posto on ima manju vredno st uvedena je pH vrednost pH= log 1 /aH+ = -log aH+ kod razblazenih r-ra a=c tj. K aH2O =K cH2O pa je pH=log 1/CH+ =- log CH+

+ -7 32.Kiselost i baznost rastvora  –U čisto j vodi konc. H i OH   su 10 + mol/dm3.Ako je COH =CH   to predstavlja neutralni par.Ako se doda kiselina,C H+se povecava a smanjuje COH-  jona.ov e koncantracije mozemo izraziti iz odnosa: aH+ · aOH-= K H2O =10 -14 COH- = Kw/CH+  ili CH+  = Kw / COH-.Ako se u vodenom rastvoru doda baza onda se CH+  jona smanjuje i r-or postaje  bazan.COH- i CH+  mogu da se menjaju,ali njihov proizvod Kw uvek ostaje konstantan na datoj temperaturi.ukoliko je C H+  veca rastvor je kiseliji i obrnut o. pH >7 r-r je bazan pH <7 r-r je kiseo H2 O -> H+ + OH33.Teo rija kiselina i baza-Postoje 3 teorije:1.Arenijusova 2.Luisova 3.Brensted - Lorijeva.Prema Arenijusovoj teoriji kiseline su supstance koje disocijacijom u vodi daju H 3 O+ jone HCl+H2 O->H3 O++Cl-  .Baze su supstance koje disocijacijom u vodi daju OH - jone KOH+H2 O>KH2 O+OH - .Nedostaci ove teorije su:zato sto se primenjuje samo za vodene rastvore kiselina i baza,nemogucnost objasnjenja baznog karaktera  NH3   i to da rastvaranjem HCl u bazenu nema provodljivost i kada je u  bazenu NaOH ni tad nema provo dljivosti,a mesanjem ova dva rastvo ra nastaje jonska reakcija izmedju HCl i NaOH i provodljivost postoji. Luisova teorija kiselina i baza - kiselinsko-bazna svojstva vezuju se za  promen u elektronskog para.ako daje protone prilikom gradjenja nek ih  jedinjenja onda je to baza.Kiseline primaju el.par,a baze imaju ulogu da otpuste e-.Mnogo veci broj supstanci je obuhvacen Luisovom nego Arenijusovj teorijom.Nedostatak ove teorije da najprostije kiseline prema Luisu nisu kiseline (n.pr HCl nema nikakvo svojstvo da primi e - ) 35.Protoliti i protoliticke r-je-Protoliti su supstance koje disocijacijom daju protone a protoliticke r-je su kiselinsko bazne r-je.Proton nikada ne  posto ji u slobodnom stanju i zbog malih dimenzija proton je pozitivno naelektrisan.Posledica toga je prenosenje protona s`jednog molekula ili jona na drugi,tako da u tecnoj fazi slobodni protoni nisu otkriveni.Da bi se odigrala neka protoliticka r-ja mora da p ostoje 2 kiselinsko bazna para.K 1 = H+ + b1 K 1 +b2 ->b1 +K 2   .Protolitometrija spada u volumetrijsku metodu koja se zasniva na protolitickim reakcijama,a to su reakcije u kojima dolazi do razmene protona. CH3 COOH+H 2 O->CH3 COO-+H3 O+ .H2 O je  baza,CH3 COOH je kiselina jer ima veci afinitet za otpustanje H + od H2 O.Nemoguce je da CH 3 COOH otpusti H + i da on tako ostane,jer on ne  posto ji u slobodnom stanju.Da bi se r-ja odigrala moraju da postoje 2 kiselinsko bazna para. + CH3 COOH+H2 O->H3 O +CH3 COO + CH3 COOH+H2 S->CH3 COOH 2 +HSO4 Proces razmene H + zavisi od oba kiselinsko bazna para. 36.Konjugovani kiselinsko bazni par-Kiselinom se smatra supstanca koja moze da otpusta protone,dok je baza svaka supstanca koja moze da prima  proton e.Gubeci p roton,k iselina prelazi u o blik koji je poten cijalni pr imalac  proton a tj. u bazu.Takva baza se naziva konjugovanom bazom kiseline iz koje je nastala i obratno,primajuci proton,baza prelazi u svoju kiselinu.Moze se prikazati ravnotezom: Kiselina -> baza + H +   primer:CH3 COOH -> CH3 COO-+H+   .Acetat je konjugovana baza sircetne kiseline a sircetna kiselina je konjugovana kiselina acetata.Jedan ovakav kiselinsko bazni par nazivamo konjugovanim  parom.K 1 +b2 ->b1 +K 2 -kon jugovan i par. 37.Ravnotez a protolitickih reakcija  K 1 +b2 -> K 2 +b1 => K c=Ck2  C b1 / Ck1  C b2 koncentracija konstante ravnoteze.Proizvod konstante ravnoteze kiselina i

 baza jednak je jonskom pro izvodu vode(Kw). Što je neka kiselina  jaca,njen a konjugovan a baza je slabija. K -=aH3O + a OH-/ aH2O = aH+ a OH-/a H2O -ravnoteza disocijacije vode Primenom zakona o dejstvu masa na ravnotezu disocijacije vode dobija se konstanta ravnoteze.Izmedju pH = 0 do 4,6 u r-ru su prisutni H 3 PO4 i H2 PO4 - a u podrucju pH = 4,6 do 9,8 samo H 2PO4   i HPO4 2-  dok HPO 42- i PO 43- preovladavaju u r-ru pH = 9,8 do14 H3 PO4  -> H + + H2PO 4 - konjugovana baza kiseline H3PO4 H2 PO4  -> H + + HPO4 2- konjugovana baza kiseline H2PO4 + 3HPO 4 -> H  + PO4 - konjugovana baza kiseline HPO 4238.Konstante protolize:kiselinske i bazne konstante-u opstem slucaju je koncentracija konstantna,a primenjena na protoliticke r-je to je konstanta  protolize. K 1 + b2 -> K 2 + b1 Primenom zakona o dejstvu masa na reakciju dobijamo: K c=C b1  Ck2 / Ck1 C b2 - koncentraciona konstanta protolize a K =a b1  ak2 / ak1 a b2 -termodinamicka konstanta protolize K k a=a b aH3O +/ak  -termodinamicka konstanta K k c=C b CH3O+/Ck -kiselinska konstanta Protoliza kiseline je toliko mala da ne utice na aktivitet vode K  b a=aOH- a k /a b a H2O = aOH- ak /a b -termodinamicka bazna konst anta K  b c=COH- Ck / C b  CH2O = COH- Ck /C b  -koncentraciona bazna ko nstanta Proizvod konstante kiseline i baze za isti kis.-bazni par je 10 -14 Kbc Kkc=Cb CH3O + COH - Ck /Ck  C b =CH3O + COH-=10 -14 Log k  b c+log K k =log CH3O ++log COH- /-1 -log K  b -logK k =-log CH3O +-logCOH pKb+pK k =pH+poH=14

39.Jacina kiselina i baza;faktori koji uticu na ja cinu,uporedjivanje i podelaJacina kiselina i baza zavisi od rastvaraca.kada se kiselina rastvori u vodi,voda deluje kao baza a kada se baza rastvori,voda deluje kao kiselina.Da li ce kiselina ili baza reagovati sa rastvaracem zavisi od njihove sposobnosti da otpustaju tj.da primaju proton,ali i od kisele tj.bazne prirode rastvaraca. Primer:CH 3 COOH + H 2 O -> CH3 COO-+ H3 O+(CH3 COOH je u vo di slaba kis.i ravnoteza se pomera u levo).Ali ako se voda zameni sa NH3  cije su  bazne spo sobnosti jace od vo de,kiselina ce biti jaka i ravnoteza se pomera u desno. CH3 COOH + NH 3 -> CH3 COO- + NH4 + .Prema kiselinsko-baznom  po nasanju rastvaraci se mogu podeliti na:1.amfiprotonsk e - poseduju i kisele i bazne osobine i podlezu autoprotolizi.pr: 2CH3 COOH>CH3 COOH2 ++CH3 COO2.aprotonske(inertne)-nisu ni kiseli ni bazni,ne reaguju ni sa kiselinama ni sa bazama(benzen,toluen,CCl 4 ) 3.bazne-to su neprotozirani rastvaraci koji poseduju slabe bazne osobine,a nemaju kisele osobine(estri,ketoni...) 40.Te rmodinamicka i koncent raciona konstanta ravnoteze- Ako  prim enimo zakon o dejstvu masa na opstu reakciju(aA+bB>cC+dD)dodavanjem aktivnih reagujucih supstanci umesto koncentracije dobija se termodinamicka konstanta ravnoteze.To je prava konstanta i na njenu vrednost ne utice jonska sila rastvora. c d a  b K =ac  CD / a A a B K  - t ermodinamicka konstanta ravnoteze Ako se umesto aktiviteta doda koncentracija,koncentraciona konstanta ima oblik: K=C c D d / Aa B  b - K-stehiometrijska koncentraciona konstanta,zavisi od t 0 C i od jonske sile r-ra i bice konst.samo pri konstantnim vrednostima  jonsk e sile. 41.Ponasanje jakih kiselina i baza u vodenim r -rima.izracunavanje pHJake kiseline su u vodenim r-rima potpuno disosovane. H+] = H+] kis.+ H2O] HA -> H++A-=>H2 O -> H+ + OH .Uzimajuci u obzir disocijaciju vode,konc.H+ jona u rastvoru bice jednaka sumi koncentracija H + jona koji  poticu o d disocijacije kiselina i konc.H - jona od disocijacije H 2 O. U vrlo razblazenim rastvorima konc.H+ jona od disocijacije kis. I od disocijacije vode postaju bliske i uporedive, i za tacno nalazenje pH koristimo: H+]=Ca + Kw /  H+] / 2 H+]2 -Ca H+]-Kw=0

H+]=Ca+

Ca2 +4Kw / 2 . Jake baze su u vodenim rastvorima potpuno disosovane pa uzimajuci u obzir i disocijaciju vode ukupna konc.OH-jona u rastvoru bice jednaka: OH] = OH-] baze + OH -]H2O = C b + H+] = C b + Kw/OH -] koncentracija OH-jona od disocijacije vode se moze zanemariti pa je: OH-] = C b ->pOH=-log (C b /mol/dm3) pH=14-pOH=14+log(C b /mol/dm 3 ) Ako je koncentracija baze vrlo niska primenjuje se jednačina OH-]=Cb +

Cb2 +4K w / 2 .

42.Ponasanje slabih monoprotonskih kis.i baza u vod.rastvorima:iz racunavanje pH vre dnosti -Slabe kiselineu vodenim rastvorima nisu potpuno disosovane,pa je konc.hidrogen-jona uvek manja od pocetne konc.kiselina.Izracunavanje pH u ovakvom slucaju je moguce na osnovu poznavanja konc.kiseline i njene konstante disocijacije. HA -> H++AKa=H+]A-]/ HA] + H2 O -> H + OH Kw=H+] OH-] + + + H ]=H ]HA+ H ]H2O =A ]+ OH-]= A-]+Kw/ H+] H+]=A -]+OH -] A-]= H+]- OH-]= H+] - Kw/ H+] H+]=KaHA]/ A-] H+]=Ka (Ca- H+]+OH -]) / H+]- OH-] Ca=HA]+ A-] HA]=Ca-H+]+Kw/ H+]

 Ka

2

 4 Ka  Ca

H+ = - Ka + / 2 - Jednačina za blago jake kiseline  pH=1/2 pKa-1/2log Ca-za slabe kiseline. Kod slabih baza,zbog njihove nepotpune jonizacije,konc.OH-jona je uvek manja od pocetne koncentracije baze.Kao primer imamo vodeni rastvor slabe baze pocetne koncentracije Cb. B+H2 O->BH++OHKb = BH+] OH -]/ B] + H2 O->H +OH Kw = H+] OH-]

 Kb

2

 4 Kb  Cb

OH- = - Kb + /2  pOH=1/2 pKb - ½ log Cb 43.Ponasanje soli mono protonskih k iselina i baza u vodenim rrima:izracunavanje pH vre dnosti -CH3 COOH + H 2 O -> H3 O+ + CH3 COO-

 NH4 OH -> NH4 ++OHK 1 =H3 O+] CH3 COO-] / CH3 COOH] + + K 2 = NH3 ] H3 O ]/ NH4 ] K 1 K 2 =H3 O+]CH3 COO-]/CH3 COOH] x  NH3 ] H3 O+] /  NH4 +] K 1 K 2 =H3 O+]B2 /K 2 x H3 O+]B1 /K 1 + 1/2 1/2 logH3 O ]=logK 1 +logK 2 + logH3 O ]=1/2logK 1 +1/2logK 2   /(-1) -logH3 O+]=-1/2logK 1-1/2logK 2  pH=1/2 pK 1 +1/2pK 2  pH=1/2 (pK 1 +pK 2 )  pH soli jak ih baza i k iselina je 7 jer su neutralne.So jak e baze i slabe kiseline ponasa se kao slaba baza: NaCH 3 COO 44.Ravnotez a u vodenim r-rima dva kiselo- bazna para pH 1 = pKa1 + log  baza1 ]/ kis.1 ] ,  pH 2 = pKa2 +l og  baza2 ]/kis. 2 ] Ako se pomesa r-r jednog kis.-baznog para sa rastvorom drugog kis. baznog par a i ako je prvi r-or kiseliji od drugog rastvora pH 1 baza1 + kiselina2. Kiselina1 reagovace sa bazom 2 i odnos konc.kis.1/baza1 ce se povecati,a  baza2/kis.2 smanjivati sve dok se ne po stigne izjednacavanje konc.H+jona.Tada ce se uspostaviti hem.ravnoteza s`konstantnom ravnoteze.K=Ka1/Ka2 45.Izracunavanje pH vrednosti vodenih r-ra s oli slabih kis.i bazaPrimer ovakvih soli BH+A-]jeste amonijum acetat.u vodenom r-ru ovakve soli disosuju na slabu kis.i slabu bazu koje se u vodenom r-ru podvrgavaju  pro cesu disocijacije odn. jonizacije tako da u r-ru postoje ravnoteze. BH+->B-+H+ K BH=B]H+]/ BH+] + + A +H ->HA K HA=H ] A ]/HA] + + H2 O->H +OH Kw=H ] OH-] Iz odnosa proizilazi da je konc.H+jona u r-ru jednaka konc.protona koji nastaju disocijacijom kiseline BH umanjenog za konc.H+ jona koji se vezuju na A i uvecanoj za konc.H-jona koji nastaju disocijacijom vode H+]= B]-HA]- OH-] , pH=1/2(pK BH+pK HA) 46.Uticaj zajednickog jona na ravnotezu protolitickih r -ja-Ako se u r-or slabe baze NH3 OH doda NH4 Cl koji ima zajednicki jon sa bazom,povecava se C NH4 +,a smanjuje OH-. NH 4 Cl->NH4 ++Cl-. Kada dva elektrolita razlicite jacine imaju zajednicki jon,jaci elektrolit suzbija disocijaciju slabije g.Uticaj je v eoma znacajan u analitickoj h emiji.  Npr:MOH->M ++OH- , MA->M ++A- , K (MOH)= M+] OH-]/ MOH] , K (MOH)= OH ] x Ca/C b  , K (MOH)=K  b  , MOH]=C MOH]=C b  , M+]=Ca , OH-=K  b C b /Ca 47.Puferi - Rastvor koji sadrzi slabu kis.i njen u konjugovanu bazu,ili slabu  bazu i njenu ko njugovanu kis.naziva se puferom. Ovakvi rastvori se odupiru  promen i pH prilikom razblazenja ili prilikom dodavanja malih kolicina  jakih kis.ili jakih baza.Kao primeri pufera mogu se navesti smesa CH3 COOH i CH 3 COONa(acetatni pufer)NH 4 OH i NH4 Cl(amonijacni  pufer)NaH 2PO4  i Na2 HPO4 (fosfatni p ufer). + CH3 COOH+H2 O->CH3 COO +H3O + CH3 COONa->Na +CH3 COO CH3 COONa->CH3 COOCH3 COO-+H2 O->CH3 COOH+OH + CH3 COO +H3 O ->CH3 COOH+H 2 O Regulatorske smese nam omogucavaju odrzavanje pH konc.r-ra pri izvodjenju r-ja.Puferski rastvori mogu vezati kako H3 O+ tako i OH jone dodate kis.ili baze i na taj nacin ocuvati pH r-ra. 48.Izracunavanje pH vrednosti puferskih rastvora- za izracunavanje p H  pufera moze se poci od konstante disocijacije kiseline i baze,ako se ravnotezne konc.[HA]i[A -]izraze pomocu poznatih pocetnih konc.i konc.[H+]kao jedine nepoznate. + + [H ]+[Na ]=[A ]+[OH ] , + [H ]+CA =[A ]+[OH ], + [A ]=CA-+[H ]-[OH ]. S`dr uge str ane,iz bilansa mase supstance A koja se u r- ru nalazi u obliku kiselina ili jo na A- pro izilazi [HA]+[A-]=CHA+CA-=> [HA]=CHA+CA - - [ H+] [HA]=CHA+CA-- (C A+[H+]-[OH-]) [HA]=CHA-[H +]+[OH-] dobija se: [H +]=Ka Ca-[H+]+[OH-] / Cb+[H+]-[OH-] Ova j-na je teska za resavanje tako da sledi da u kiselim r-rima[H +]>>[OH]dobija se [H +]=Ka Ca-[H+] / Cb+[H+] , p H=pKa+logCb/Ca. U baznim r-rima kada je[H +]=Ka Ca+[OH-] / Cb-[OH-] ,  pH=pKa + lo g Cb/Ca 49.Kapacitet puferskih r-ra-Kapacitet p ufera je granicna kolicina nek e kiseline ili baze koji pufer moze da primi,a da se ne promeni pH vrednost.Što je konc.kiseline i soli veca i kapacitet   je veci.

β = dCb /dpH –  količina dodate jak e baze ili β = dCk / dPk

 pH=pK k + log Ck /C b  ,  =2,3 Ck  C b / Ck +C b  ,  max=C b =Ck ->pH=pK , C b +Ck =C pocetna, Ck =0,5c} C b =0,5c}Ck =C b  =0,58 c. Puferski kapacitet moze da ima samo + vrednosti.kada dodajemo u r-or  bazu dCb je + a ako dodajemo kiselinu konc.baze opada pa je dCb - . 50.Protoliz a poli protonskih kis.i baza.izracunavanje pH vrednostimnoge kis.i baze su poliprotonske,sto znaci da mogu da daju ili primaju vise H+ jon a.Ovakve supstance u vodenim rastvorima disosuju u stupnjevima,a za stepen disocijacije moze se napisati odgovarajuca konstanta disocijacije.na primer: H3 PO4 H3 PO4 -> H ++ H2PO 4 Ka1 =[H+][H2PO 4 ] / [H3 PO4 ] + 2H2 PO4 -> H +HPO4 Ka2 =[H+][HPO4 2-] / [H2PO4 ] 2+ 3HPO 4  H +PO4 Ka3 =[H+]+[PO 43-] / [H3PO 42-] Moze se prihvatiti pretpostavka da svi H+joni politropske kiseline poticu od  prvog st epena disocijacije,pa se izracunavanje pH rastvora svodi na vec  po znati slucaj slabe mon oprotonske kiseline sa kon stantom kiselosti Ka1  pH=1/2 pKa1-1/2log Ca 51.Protoliz a soli poliprotonskih kis.i baza.izracunavanje pH2+ 2+ +  Na2 A->A +2Na , K 1 =[HA ][OH ] / [A ] x [H ]/[H ]= Kw / Ka 2 = 10 14 /Ka 2 2A +H2 O -> HA +OH , + H2 O->H +OH K 2 =[H2 A][OH -] / [HA -] x [H+]/[H+]= Kw / Ka 2 = 10 -14/ Ka 1 K 1 =10 -14/ Ka2 = [HA][OH-] / [A2-]= [OH-]2 / [A2-] , [OH]<<[A2-] [OH -]2 =10 -14 / Ka 2 [A2-] , A2-CNa2 A - 2

-14

-

-14

[OH ] =10 / Ka 2  x CNa 2 A , OH = 10 CNa2 A / Ka2  pOH=1/2( log10 -14-log Ka2 +logCNa 2 A)  pH=14 -pOH=14+1/2(log10 -14-logKa2 +log C  Na2A)  pH=7+1/2pKa 2 +1/2logC Na2A ukoliko je Ka 1 103 ,[OH-]2 <<[OH-] 1  pa se zan emaruje.efekat zajednickog  jona je suzbijena grupa p roto lita. ukoliko je Ka1 / Ka2 < 10 3 : 10 -14/Ka1 =[OH-][H2 A] / [HA-] = [[x]+[OH-]1 [A]] / [HA -] x<<[OH] 10 -14/Ka2 = [OH-][x]/[HA-]=x Ukoliko je pH>>7 auto protoliza se zanemaruje a ako je pH 7 autoprotoliza i H2 O se uzima u obzir. 52.Protoliz a kiselih soli poliprotonskih kis.i baza;izracunavanje pH Poliprotonske kiseline mogu sukcesivno da daju vise protona tako da se njihove kisele soli mogu pomesati i kao kiseline i kao baze.  Npr:HCO 3 H++CO3 2Ka2 =[H+][CO2 2-] / [HCO 3 -] + HCO3 + H ->H2 CO3 Ka1 =[H+][HCO3 -] / [H2 CO3 ] Ove amfoterne j-ne nazivamo amfolitima,a ravnotezu nazivamo ravnotezom disproporcionisanja. 2HCO3  CO32-+ H2 CO3 , K=Ka 2 /Ka1 Za dobijanje jednacine za pH vrednost amfolita posmatracemo kao opsti slucaj r-r monogidrogen soli HA - diprotonske kiseline H2 A. HA-H++A2Ka2 =[H+][A 2-]/[HA -] + + HA +H ->H2 A Ka1 =[HA ][H ]/[H2 A] + + H2 O->H +OH   Kw=[H ][OH -] +] 2[H =[A ]-[H2 A]-[OH ] U r-ru jednake konc.[H+]jona od disocijacije HA- umanjenog za konc.H+jona vezanih na HA- i povecanoj za konc.H+ jona nastalih disocijacijom vode.  pH=1/2 (pKa1+pKa2). Kisele soli su slabi puferi prema kiselinama ili bazama,jer njihov pH ne lezi u oblasti puferskog delovanja,nego u zavrsnoj tacki titracionih krivih. 53.Puferi politropskih kiselinaH2 A+H2 O->H3 O++HAHA-+H2 O->H3 O++A21 pufer:H2 A/HA- K 1 =[H+][HA-] / [H2 A]  [H+]= K 1 [H 2 A] / [HA -] 2 p ufer:HA-/A2 K 2 =[H +][A2 ] / [HA-]  [H +]= K 2 [HA -] / [A2-]  pH=pK 1 +log [H2 A] / [HA-] pH=pK 2 +log [HA-] / [A2 ] + 1 pufer:[H ]=K 1 [H2 A]/[HA ]=K 1 [H2 A]/[H +][A -]=K 1 K 2 [H2 A]/[H+][A -] [H +]=K 1 K 2[H 2 A]/K 1 [H2 A]/[HA -]=K 2[HA -]  pH=pK 2 +logCHAKod 1 se uzima u obzir da u smesi dominira prva kiselina a problem se svodi na pufer monoprotoliticke kiseline,a za konst. se uzima K 1 .Kod 2 uzima se u obzir druga hidroliza i pufer se svodi na monoprotoliticku kiselinu a za konstantu se uzima K 2 . 54.Izracunavanje pH vrednosti slozenih sistema: primeri Smesa slabe i jake kiseline, Smesa slabe i jake baze (1)K 1 +H2 O->H3 O++b1 (efekat zajed.jona) (2)HA+H2 O->H3 O++A- ,

(3)H2 O+H2 O->H3 O++OH C b1 =C`H3O+ CH3 O+=C b1 +CH-+COH + CA =C H3O CH3 O+=C`H3O++CH3O ++C` H3O + + COH =C ` H3O C`H3 O+>CH3O+>C`H3O + Zbog prisustva H3O+ jona nastaju disocijacijom jake kiseline,imamo uticaj efekta zajednickog jona suzbijanje disoc.slabe kis. Sistem posmatramo kao vodeni r-r jake kiseline. Ovakav sistem se ne moze uprostiti: 1.kada je pH blizu neutralne tacke, 2.kada je konstanta disocijacije slabe kis.velika, 3.kada je konc.jake kiseline veoma mala u odnosu na koncentraciju slabe kiseline. 55.Rastvaranje i talozenje-Pod talozenjem podrazumevamo izdvajanje neke komponente iz r-ra u obliku malo rastvornog jedinjenja.Rastvaranje je  pro ces suprotan talozenju.Talozni sistem je sistem koji se sasto ji od tesko rastvorljivog jedinjenja u obliku taloga koji se nalazi u r-ru.Ovo je dvofazni sistem.Ne postoje nerastvorne supstance,one se razlikuju samo po stepenu rastvorljivosti.Rastvorljivost je maksimalna kolicina elektrolita koja moze da se rastvori u vodi na datoj t 0 C. 56.Proizvod rastvorljivosti-Proizvod rastvorljivosti opisuje potpunost rastvaranja i odigravanja neke r- je.Što je njegova vrednost veca i rastvorljivost taloga je veca i obrnuto.Pri rastvaranju neke malo rastvorne soli MA u vodi u zasicenom rastvoru stvara se ravnoteza izmedju cvrste faze i hidratisanog jona. MA->M ++A-. Priroda ravnoteze je dinamicka,sto znaci da joni neprekidno prelaze s`cvrste faze u rastvor i iz rastvora se opet izdvajaju na povrsinu cvrste supstance.Primenom zakona o dejstvu masa na ovu ravnotezu dobija se konstanta ravnoteze: K a=aM aA / aMA -u kojoj je aktivitet cvrste faze=1 tako da se moze dobiti nova konstanta ravnoteze. K a=p a=am+ a A- - poznat kao proizvod rastvorljivosti. Ako umesto aktiviteta jona ubacimo njihove ravnotezne koncentracije dobijamo koncentracioni proizvod rastvorljivosti koji zavisi od jonske sile r-ra. p c= PM+ CA- . Proizvod rastvorljivosti omogucuje nam izracunavanje konc.jona taloga u zasicenom r-ru u razlicitim uslovima.Zasicen je onaj r-r koji sadrzi max.kolicinu date supstance na datoj t 0 C. 57.Faktori od kojih zavisi rastvorljivost tesko rastvornih elektrolitaFaktori koji uticu na proizvod rastvorljivosti su:jonske sile,uticaj zajednickog jona,pH,t 0 C.Jonska sila je merilo interakcije izmedju jona,sa  pov ecanjem jonske sile,povecava se proizvod rastvorljivosti.  p a=am a Ap a=CM+ · f M++ CA- · f Aa c  p =-p  f M f Af-faktor aktiv iteta, zavisi od konc.i t0 C. Smanjenjem faktora aktiviteta,rastvorljivost taloga raste.Povecanjem jonske sile f opada,rastvorljivost raste.Jonska sila rastvora zavisi od konc.jona i sto  je veca kon c.veca je i jonska sila.U podrucju vrlo visokih konc.konc.raste,raste jonska sila,f raste kao i proizvod rastvorljivosti.Vecina rastvorljivosti tesko rastvornih jedinjenja zavsi od pH r-ra.Na rastvorljivost tesko rastvornog elektrolita uticu: -elektroliti sa zajednickim jonom koji smanjuju rastvorljivost tesko rastvornog elektrolita. -jaki strani elektroliti - prisutni u r-ru povecavaju rastvorljivost tesko rastvornog elektrolita usled porasta jon,jacine rastvora(soni efekat) -joni koji sa talogom grade rastvorna kompleksna jedinjenja.rastvorljivost taloga raste sa povecanjem stabilnosti nastalog kompleksa. -oksidaciona ili redukciona sredstva koja menjaju oksidaciono stanje  jednog jona t aloga sto povecava rastvorljivost. -temperatura utice na rastvorljivost tako da sa povecanjem t 0 C,povecava se i rastvorljivost najveceg broja rastvorljivosti elektrolita. -vrsta rastvaraca-organski rastvaraci i njihova smesa sa vodom smanjuju rastvorljivost taloga u odnosu na rastvorljivost taloga u cistoj vodi. 58.Soni efekat - rastvorljivost AgCl je mala i u zavisno sti od t o C je konstantna. AgCl->Ag++Cl -  + jed.Na 2 SO4 koje nem a zajednicke jone sa AgCl. Dodavanjem Na 2 SO4  povecava se jonska sila rastvora i konc.a smanjuje se faktor aktiviteta.Dodatkom Na 2 SO4  pov ecava se rastvorljivost AgCl tj.dodatkom nekog lakog rastvornog elektrolita,tesko rastvornom elektrolitu koji sa njim nema zajednicki jon,povecava se rastvorljivost tesko rastvornog jedinjenja-to je soni efekat.Ako se poveca konc.zajednickih  jonova narusava se ravnoteza i reakcija se pom era u smeru oslobadjanja napona sistema. -efekat zajednickog jona - on dovodi do smanjenja rastvorljivosti,a pracen  je sonim efektom. 59.Efekat zajednickog jona na rastvorljivost tesko rastvornih elektrolita-U zasicenom rastvoru malo rastvorne soli npr: MA konc.jona + M  i A  su konstante i odredjene proizvodom rastvorljivosti.Dodamo li ovakvom rastvoru visak jona M + ili A- bice prekoracen proizvod rastvorljivosti,pa ce se jedan deo jona M +i A- iz zasicenog rastvora istaloziti u obliku MA i rastv orljivost smanjit i. MA->M++A-

Ravnoteza rastvaranja ce se pomerati u levo,a ponovo ce se uspostaviti kada proizvod konc.jona M+ i A- u rastvoru postigne vrednost proizvoda rastvorljivosti.Ovaj efekat je poznat kao efekat zajednickog jona i manifestuje se tako sto dodavanjem u r-r jednog od jona iz kojih je talog izgradjen,dovodi do smanjenja rastvorljivosti taloga.Rastvorljivost taloga u  prisustv u zajednickog jona odredjena je konc.jona ko ji ni je u visku. 60.Uti caj pH vrednosti n a rastvorlji vost- Vecina rastvorljivosti t asko rastvornih jedinjenja zavisi od pH vrednosti. Postoje 2 slucaja i to: -kada je tesko rastvorni elektrolit hidroksid -kada je tesko rastvorni elektrolit so slabe kiseline 1.kada je tesko rastvorni elektrolit hidroksid - sa povecanjem OH- jona ravnoteza se pomera s`desna u levo i obrnuto,tako da se rastvorljivost  po vecava samo ukoliko se doda k iselina,tj.odvo djenjem OH - grupe. Mg(OH) 2 ->Mg2+ +2OH-(+HCl) 2.kada je tesko rastvorni elektrolit so slabe kiseline. CaC2 O4  -> Ca 2+  + C2 O4  + H3 O+ ->H2 C2 O4  + H 2 O Ako dodajemo H3 O+ jone on i reaguju sa C2 O4 2- i daju oksalnu kis.koja nije 10 0  disosovana pa ponovo disosuje. H2 C2 O4 ->2H++C2 O42-. Medjutim posto je stepen disocijacije H 2 C2 O4 mali,veci broj jonova se nalazi vezan u oksalnu kis.tako da se i ovde povecava rastvorljivost dodatkom kiseline. 61.Uti caj obrazovanja kompleksnih jona na rastvorlji vost- Kao primer ce mo posmatrati rastvaranje AgCl u amonijacnim rastvorima.Rastvaranje  je rezultat ko mbinacije r-je koje se mogu prikazati ravnotezama. + AgCl->Ag +Cl  NH3  Ag(NH3 ) +, Ag(NH3 )2 + + Molekuli NH 3  reaguju sa Ag  jonima u r-ru gradeci stabilne komplekse,pa se konc.Ag+ jona u r-ru smanjuje.Smanjenje konc.Ag + jona se delimicno nadoknadjuje pomeranjem ravnoteze rastvaranja AgCl u pravcu povecanja njegove rastvorljivosti.Rastvaranje AgCl i NH 3  se moze prik azati AgCl+2NH 3 ->Ag(NH3 ) 2 ++ClK=[Ag(NH3 ) 2 ][Cl-]/[NH3 ]2 · [Ag+] / [Ag+]=Ksp 2 Ksp-proizvod rastvorljivosti  2-konstanta stabilno sti Ag(NH 3 )2+ Ravnoteza rastvaranja taloga u prisustvu kompleksirajucih reagenasa odredjena je proizvodom:Ksp x  2.Što je proizvod rastvor ljivosti taloga veci,veca je i njegova pocetna rastvorljivost i talog ce se lakse rastvarati u  prisustv u kompleksnih reagenasa.Primer: AgCl se lako rastvara u razb.NH3 AgBr se delimicno rastvara, AgJ se ne rastvara Rastvorljivost taloga u prisustvu kompleksnih supstanci,utoliko je veca sto  je nast ali kompleks st abilniji. 62.Uti caj rastvaraca i tempe rature na rastvorlji vost- Neka supstanca se u razlicitim rastvaracima razlicito rastvara (negde lakse a negde teze) Pr: elektroliti koji se lako rastvaraju u vodi,teze se rastvaraju u etanolu.Ako se smanji polarnost rastvaraca,smanjuje se i rastvorljivost.Sa povecanjem temperature povecava se i rastvorljivost tesko rastvornog jedinjenja. Primer: na 10  0 C AgCl je 1,72mg/l , na100 0C AgCl je 21, 1mg/l , na 10 0 C BaSO4 je 2,2mg/l, na 100 0 C BaSO4 je 3,9 mg/l. 63.Frakciono talozenje i rastvaranjeAg+ da li ce se prvo istalo ziti Cl- ili J- moramo znati njihov proizvod rastvorljivosti   Prvo se talo zi AgJ posto ima manji proizvod rastvorljivosti od AgCl Cl- JP AgCl =1,82 x 10 -10, P AgJ=1,7 x 10 -16, [Cl-]=0,1mol/dm3, [J-]=0,1mol/dm3 , P AgJ=CAg + · CJUslov da dodje do talozenja je kada je proizvod koncentracije Ag + i Cl jednak p roizvodu rast varanja AgJ. CAg +=1,7 x 10 -16 / 0,1 = 1,7x10 -15mol/dm 3  Nijedan jon nem oze biti 100 kvantitativno istalozen jer u prirodi nema nerastvornih jedinjenja.Smatra se da je neki jon istalozen kada je njegova konc.<<10-6mol/dm 3 .Metodom talozenja se mogu kvantitativno izdvojiti oba jona,a taj postupak je frakciono talozenje. Cl- se talozi kada je CAg +=1,82 x 10 -10 / 0,1= 1,82 x 10-9mol/dm 3 Frakciono rastvaranje je kada se prvo doda voda,tako da se jedan rastvara,a drugi ostaje u talogu.  Na pr imeru Cl- i J- prvo ce se rastvoriti Cl 64.Frakcionisanje halogenida metodom frakcionog talozenjaCl-JAgCl->Ag++Cl+ Ag (AgNO3) AgJ->Ag++J-10 P AgCl =1,82 x 10 P AgCl=[Ag+][Cl-]

P AgJ=1,7 x 10 -6 P AgJ =[Ag+][J-] + Konc.[Ag ] i [Cl ] je 1,000 000 puta veca od konc.[Ag+] i [J-]. Talozenje pocinje kada proizvod koncentracije odgovarajucih jona u rastvoru dostigne vrednost proizvoda rastvorljivosti.Prvo se talozi teze rastvorno jedinjenje(AgJ).  Neka supst anca je kvantitativno stalozena kada je konc.njenih jona C 106 3 mol/dm P AgJ=1,7 x 10 -16=CAg + CJ- ,neka je CCl -=CJ -=10 -2mol/dm 3 , CAg +=1,7 x 10 -6/10-2=1,7 x 10 -4mol/dm 3 (konc.Ag+ pri kojoj pocinje talozenje) CAg +=1,7 x 10 -16/10 -6 [CJ -]=1,7 x 10 -10 mol/dm 3 (talozenje se zavr sava) CAg +=1,7 x 10 -10/C(Cl-)=1,7 x 10 -10 /10 -2=1,7 x 10 -8mol/dm 3 (konc.Ag+=1,7 x 10 -8 pocinje talozenje Cl - jona) + -10 -6 -4 CAg =1,7 x 10 /10 =1,7 x 10 (talozenje Cl  se zavrsava) 65.Frakcionisanje sulfida metodom frak cionog tal ozenja Mg(OH) 2  Mg  + 2 OH P Mg(OH)2  = 6 x 10 -10   Postavlja se pitanje pri kojoj C 2+

-

P=C Mg2+ · C2 OHtalozenje Mg(OH)2 :

OH  pocinje

 PMg (OH ) COH-= COH- =2,5 x + -14

CMg 2



-4

3

npr.CMg2+ =10-2

 

10 mol/dm  , [H ]=10 /[OH-]=1 0 -14/2,5 x 10 -4 = 4 x 10 -11  pH=-log[H+]=-lo g 4 x 10-11=10,4 COH- = 2,5 x 10 -2  pH=12,4 (talozenje je zavrseno) Talozenje Mg(OH)2  zavisi od konc.OH- jona. Primer: Fe 3+,Mg2+ 3+ 2+ Fe(OH) 3 -> Fe +3OH Mn(OH)2 ->Mn +2OH 3 -36 3+ P Fe(OH)3 =CFe3 + x C OH =1,5 x 10 Fe Mn2+ 2+ 2 -14 P Mn(OH)2 =CMn  x C OH  =4 x 10 OH  Fe(OH)3

Počinje taloţenje Fe(OH)3 3





 PFe OH  3 / CFe

3

3

1,5 *10

COH- = = 10 mol/dm 3 Polazimo od toga CFe3+ = C MA2+  = 0,1 C H3O+  = 10 -14 / 1,1 · 10 -10≈10-4  pH= 4 –   Kisela sredina C OH- = Mn(OH)2

4  10

14

4  10

14

/ 10 / 10

36

/ 10

1

=1,1·10-

1 -7

= 6.32 · 10

 pH = 6,2 (po činje taloţenje

6

C OH- = = 4 · 10 -8 (završava se taloţenje Mn(OH)2 ) 3+ 2+ Razdvajanje Fe  od Mn  i je moguce i pH mora biti 4 H3 O++HS- (1) K 1 =CH3O + x CHS-/CH2S   (4) + 2HS + H2 O -> H3 O +S (2) K 2 =CH3O+ x CS2-/CHS-  (5) -8 K 1 =5,7 x 10 pK 1 =7,24 K 2 =1,2 x 10 -15 pK 2 =14,92 Promenom pH uticemo na konc.HS-,H2 S, S2-.Ako je pH vrednost 2manja,imamo manju konc.S ,a veca pH vrednost ima manju konc.HS  i 2+ H2 S.Konc.S  zavisi od konc.H  jona i to moze da se podesi preko pH. CH2S =CH2S +CHS-+CS2 Konc.S2- je vazna jer npr. ako pomnozimo Cu2+: Cu2+ +S2-  CuS CuS -> Cu2+ +S2- P CuS = [Cu2+ ][S2-] (talozenje i rastvaranje CuS zavisi od konc.S2-) 1.ako je pH>pK 2 +2 pH>14,92 +2 onda u r-ru dominiraju S22.ako je pK 1 +2(pK 2 +2) u r-ru ima samo S2- jona. C=CS2 - , logC=logCS2 2.pri pH od 9,24-12,92 u r-ru preovladjuju HS - joni tj.pri intervalu izmedju (pK 1 +2)i(pK 2 -2) CS2 - =C x K k2 / CH3O+  logCS2 - =-1-pK 2 +pH 3.pri pH<(pK 1 -2) u r-ru preovladjuje neprotolizovan H 2 S pa dobijamo : CS2 - =C x K 1  x K 2 /C2 H3 O+logCS2 - =-1-PK k1-pK 2 +2pH Koncentracija S2- jonova u velikoj meri zavisi od pH vrednosti.Zbog toga se iz kiselh rastvora mogu taloziti samo sulfidi,koji imaju veoma mali  pro izvo d rastvor ljivosti,dok se sulfidi koji imaju veci pro izvod rastvorljivosti taloze tek iz alkalnih r-ra. 68.Ravnotez a tesko rastvornih soli slabih kiselina MA->M ++A H3 O+ K H-konstanta hidrolize HA->H++A-

Povecanjem konc.H + jona tesko rastvornih soli slabih kiselina dovodi do  po vecanja rastvorljivosti soli.R-r t esko rastvornih soli slabih kiselina zavisi od pH PbCO3 ->Pb2+ +CO32+H3 O+ HCO3 H++CO32+H3 O+ H2 CO3 ->H++HCO3 + -7 H2 CO3 +H2 O->HCO3 +H3 O K 1 =4,6 x 10 2+ -11 HCO3 +H2 O->CO3 +H3 O K 2 =4,4 x 10 -13 P pbCO3=1,6 x 1 0 U cistoj vodi rastvorljivost PbCO 3 : PbCO3 =[Pb2+][CO32-] X2 =1,6 x 10 -13 X=4 x 10 -7 mol dm -3 PbCO3 ->Pb2+ +CO322-

-

(1) -

CO3 +H2 O->HCO3 +OH   (2) HCO3 +H2 O->H2 CO3 +OH-  (3) H2 O+H2 O->H3 O++OH(4) R PbCO3 =CPb2+=C CO32-+CHCO3-+CH2CO3 2+ 2-8 (1)j-na: [Pb ][CO3 ]=1,6 x 10 3 2+ + -14 -11 (2)KH1 =[HCO -][OH ]/[CO3 ] x [H3 O ]/[H3 O ]=10 /4,4 x 10 =2,27 + + -14 -14 (3)KH2 =[H2 CO3 ][OH ]/[HCO 3 ] x [H3 O ]/[H3 O ]=10 /K 1 =10 /4,6 x 10 7 =2,1 (4)[H3 O+][OH -]=10 -14 (5)bilans mase[Pb2+ ]=[CO3 2-]=[CO32-]+[HCO3 -]+[H2 O] (6)bilans mase2[Pb2+]+[H3 O+]=[HCO3 -]+[OH -] (2dvovalentno) [OH -]>>[H3 O+] , [Pb2+ ]>>[H3 O+] tj. KH1 >>KH2  po sle mnozenja i sredjivanja j-na imamo [OH -]=[HCO3 -] [OH -]2 /[CO32]=10 -14/4,4 x 10 -11 . Daljim slozenim racunanjem i zamenom iz j-ne (1) u (5) dolazimo do rastvorljivosti PbCO 3 u cistoj vodi: [Pb2+]=3,3 x 10 -6  mol dm -3 69.Pretvaranje jednih tesko rastvornih soli u druge. primeri : Sr 2+ SrSO4 P SrSO4=3,2 x 10 -7 SrCO3 P SrCO3=1,1 x 10 -10 Ravnot eza se spontano uvek pomera prem a teze disosov anim i tez e rastvornim jedinjenjima jer su oni manje reaktivni.Ako postoji migucnost da se dve reakcije odigraju paralelno,prvo ce se odigrati stvaranje teze rastvornog jedinjenja.Postavlja se pitanje kako SrCO 3 da prevedemo u SrSO4 .To ne ce ici spontano,SrSO 4  je lakse rastvorno jedinjenje i on moze spontano da se prevede u SrCO3 . SrSO4 ->SrCO3 P SrSO4=[Sr 2+ ][SO4 2-]=3,2 x 10 -7 2+ 2-10 P SrCO3 =[Sr  ][CO3 ]=1,1 x 10 -10 P SrCO3 /P SrSO4 =1,1 x 10 /3,2 x 10 -7=[Sr 2+ ][CO3 2-]/[Sr 2+ ][SO4 2-] [CO3 2-]/[SO4 2-]=3,5 x 10 -4 [SO4 2-]/[CO3 2-]=3,0 x 10 -3 D bi se u isto vreme poceli taloziti 2-3 2[SO4 ]=3 x 10 [CO3 ] 2SrSO4 +CO3  ->Sr CO3 +SO4 270.Kompleksna jedinjenja-formiranje kompleksnih jedinjenja objasnjava se pomocu WERNEOVE teorije koja polazi od toga da se kompleksna  jedinjenja sasto je iz spoljasnje i unutr asnje sfere.Primer: K4[Fe(CN)6]->4K ++[Fe(CN)6]4 Fe-jon je graditelj kompleksa a CN- je ligand i po pravilu broj liganada je uvek paran.Vza izmedju liganada i centralnog jona je nejasnog tipa,pa zato nema disocijacije izmedju Fe i CN-.Naelektrisanje centralnog jona je  po zitivno a naelektrisanje liganda je negativno pa zbir ta dva naelektrisanja cine naelektrisanje kompleksnog jona.Postoje za centralni jon vezano 6 liganda,broj liganda za koje je vezan centralni jon odredjuje kordinacioni  broj komp leksnog jedinjenja.Kordinacioni broj moze biti manji od maksimalnih kordinacionih brojeva pa to jedinjenje nazivamo kordinaciono nezasiceno kompleksno jedinjenje.Da li cemo imati zasiceno ili nezasiceno  jedinjenje zav isi od koncentracije reagenasa.Kompleksni jon je sastavljen iz centralnog jona i liganda pa izmedju njih postoje sile privlacenja.Izmedju centralnog jona i liganda postoji specijalna kovalenyna veza koja nastaje tako sto atomi daju po 1 elektron cineci zajednicki elektronski par. 71.Konstanta disocijacije k ompleksnih j -nja-Ako se na ravnotezu gradjenja kompleksa primeni zakon o dejstvu masa dobija se ravnotezna konstanta koja se naziva konstanta stabilnosti ili konstanta gradjenja kompleksa. M+L->ML K MLa = aML / aM · a L K MLa-termodinamicka konstanta stabilnosti koja opisuje stabilnost nekog ko mpleksa u ravnotezi u odno su na njegovu disocijaciju. Koncentraciona kons.stabilnosti jednaka je K ML=[ML] / [M][L] tako da je 0 K ML=K ML fm · fl / fml

Konc.konstanta K ML zavisi od jonske sile rastvora.Konstanta stabilnosti kvantitativno izrazava stabilnost kompleksa i sto je njena vrednost veca kompleks je stabilniji.Ako se vise liganda vezuje na 1 metalni jon,njihovo vezivanje ide sukcesivno i ravnoteza ce biti odredjena u onoliko konstanti koliko ima kompleksa. M+L->ML K 1 =[ML]/[L] ML+L->ML 2 K 2 =[ML 2 ]/[M][L] ML n-1 +L=MLn Kn=[MLn]/[MLn-1 ][L] K 1 >K 2 >Kn K 1 ,K 2 ,Kn su pojedinacne konstante stabilnosti pojedinih kompleksa. Ukupne ili komulativne kons.stabilnosti oznacavaju se sa   i definisane su  u=Mlu / [M][L]u  ,tako da je 1 =ML / [M][L]=K 1 72.Donor akceptorski par-Ligand je donor elektronskog para(luisova  baza) a centr alni metalni jon ak ceptor elekt ronskog para. M+:L->M:L  Npr: [ Ag(NH3)] +monoamin Ag [Ag(NH3 ) 2] +diamin Ag [Ag(NH3 )]+NH3->[Ag(NH 3 )2 ] + monoamin i diamin Ag su donor-akceptorski par.Diamin Ag je donor jer otpusta cesticu a monoamin Ag je akceptor jer prima cesticu. d->p+a {d-donor,a-akceptor,p-cestica kompleksni jon u zavisnosti od r-je moze da bude donor ili akceptor.ovo je reakcija razmene liganda,a kompleksometrijske r-je su r-je donorskoakceptorskog para. d1 +a2 ->a1 +d2  -r-ja razmene cestica  Ni jedan dono r nece otp ustiti ligand ako ne postoji akceptor ko ji ce da pr imi cesticu. d1 a2 a1 d2 [BAm]+mH2 O->[BAm-1] ++ AmH2 O BAm - donor- akceptorsk i par. 73.Ravnotez a kom p.jedinjenja:izracunavanje konc.cestica u r-ruKonstanta stabilnosti kompleksa M+L->;primenjujemo zakon o dejstvu masa,dobija se ravnotezna konstanta,a to je konstanta stabilnosti gradjenja kompleksa. K aML=amL / a m · aL termodinamicka K ML=[ML] / [M][L] koncentraciona i zavisi od jonske sile Postoje i pojedinacne konstante stabilnosti.izracunavanjem C komp.j-nja odredjuje se konc.metalnih jona. 1.tacka ekvivalencije CM=CL=CML [ML]=CML-[M] K ML=[ML]/[M][L]=CML-[M]/[M]2 K ML x [M]2 +[M]-CML=0 CML>[M] i [ML] CML 2.kada je metalni jon prisutan u visku CLAg++2NH3 +J

 Ag J + [Ag(NH3 ) 2] +J  ->AgJ+2NH3 Ova metoda je metoda razlaganja kompleksnih soli talozenjem.Mehanizam razlaganja kompl.jona moze se videti iz j-ne koja nam pokazuje da je konstanta disocijacije mala.Da li ce doci do talozenja,to zavisi od proizvoda rastvorljivosti tesko rastvornog jedinjenja i konstante disocijacije centralnog jona.Tesko rastvorno jedinjenje disosuje na centralni jon koji se dobija razlaganjem kompleksnog jedinjenja i konstante disocijacije centralnog jona.Ravnoteza se pomera prema jedinjenju koje je stabilnije,tj. ono koje ima manju konstantu disocijacije.U ovom slucaju moze doci do gradjenja kompleksa iz taloga kao i stvaranje taloga iz kompleksa,a to zavisi od odnosa proizvoda rastvorljivosti i konstante disocijacije. AgCl+2NH 3 ->[Ag(NH 3 )2]Cl->[Ag(NH 3) 2 ] -kompleksni jon AgJ+2NH3 ->[Ag(NH3 ) 2 ]J->ne desava se + Za kompleksni jon Ag  bore se NH 3  i ako reaguje NH3  nastaje [Ag(NH3 )2 ], a sa J  nastaje AgJ.Proizvod rastvorljivosti AgJ je manji od AgCl i zahteva manju k olicinu Ag+,pa zato dolazi do talozenja AgJ -r-ja liganda [Cu(NH 3 )4 ]2+ ->Cu2+ +4NH3 ->4NH4 + amonijacni kompleks Cu moze da se razlaze dodatkom kiseline pri cemu H+ atom reaguje sa NH 3 i daje amonijum jo ne. Kd=Cu2+  · C NH3 / C[Cu (NH 3 )2 ]2+  -da bi se zadrzala Kd smanjuje se konc.[Cu(NH 3 )4 ] 2+ r-ja ide s`leva u desno,dok se kompleks potpuno ne razori. -pretvaranje jednog kompleksa u drugi: [Cu(NH3 ) 4 ]2+ +4CN[Cu(CN) 4 2-+4NH3

amonijacni kompleks se pretvara u cijanidni kompleks [Cu(NH3 ) 4 ]2+ ->Cu2+ +4NH3 Cu2+ +4CN- ->[Cu(CN)4 ]2r-ja je pomerena u levo jer kompleks ima malu Kd.jedinjenje koje ima manju koncentraciju jona je stabilnije i ima manju Kd. 75.Maskiranje i demaskiranje jona -Maskiranje je postupak pri kome se  joni koji ometaju n eko dokazivanje ili odredjivanje bez fizickog odvajanja,prevode u jedinjenja koja ne ometaju izvodjenje zeljene r-je.Pod maskiranjem podrazumevamo snizenje koncentracije odredjene supstance do stepena pri kome nikakve fizicke ili hem.osobine ne mogu znacajno da uticu pa time ometaju izvesnu reakciju u odredjivanju drugih komponenti.Demaskiranje je postupak vracanja maskiranih jona u  prvobit no stanje. Primer za maskiranje jona: Cu2+  i Cd2+  jedan pored drugog nemozemo dokazati(CuS-crni) CdS(zut) pa  je pot rebno maskiranje Cu2+  tako sto dodajemo NH3  pri cemu dobijamo kompleks [Cu(NH3 )2 ]2+ ; [Cd(NH3 ) 2 ]2+  ,zatim dodajemo KCN i dobijamo cijanidne komplekse [Cu(CN)4 ] 2-; [Cd(CN)4 ] 2- ,razlicite stabilnosti tj.Cd kompleks sa CN disocira a Cu skoro ni malo pa imamo situaciju da je Cu2+ maskiran a Cd2+  dokazujemo talozenjem pomocu H 2 S.u ov oj metodi n ajvise se koristi EDTA (etilendiamin tetra sircetna kis.)tj K III 76.Razlika izmedju dvojnih i kompleksnih soli -Pored prostih soli:Al2 (SO4 ) 3 ;K 2 SO4 ;NaCl koriste se i soli kao sto su: KAl(SO4 ) 2  x 12H2 O - stipsa K (NH 4 )2 Fe(SO4 )2  · 6H2 O -morava so K 4 [Fe(CN) 6] · 6H2 O -kompleksna so KCr(SO4 ) 2  · 12H2 O -stipsa Cr Ovo su tzv.jedinjenja viseg reda i mogu biti dvojne soli,kompleksne soli.ova jedinjenja nastaju obicnim kombinovanjem prostih soli.  Npr. K 2 SO4 +Al2 (SO4 )3 ->2KAl(SO4 ) 2  x 12H2 O -dvojna so 4KCN+Fe(CN)2->K 4 [Fe(CN)6 ] x 6H2 O - komp.so one se medjutim razlikuju,a bitna razlika je elektrostaticka disocijacija:npr. Ako rastvaramo moravu so u H2 O mozemo dokazati postojanje amonijum  jona,kao i fruge jon e iz kojih je ona satavljena. Dvojne soli disosuju na slican nacin (NH 4 )2Fe(SO4 ) 2 ->Fe2+ +2SO4 2-+2NH4 + + 3+ 2KAl(SO4 ) 2 ->K  +Al +2SO 4  Na osn ovu toga zakljucujemo da sve so li u vodi disosuju t ako da daju jone  prisutn e u pro stim solima iz ko jih su on e formirane,tj.ove soli deluju kao smesa prostih soli i poznate su pod imenom dvojne soli.Medjutim so (FeCl 3 ili KCN) povezuje reakcije koje nisu karakteristicne ni za Fe ni za CN.ako napravimo r-r dobijamo novo jedinjenje: 3K 4 [Fe(CN)6 ]+4FeCl3->Fe4 [Fe(CN)6 ] 3 +12KCl Ovaj primer pokazuje da vodeni r-r FeCl 3 ne sadrzi Fe 2+ i CN- ali sadrzi [Fe(CN) 6 ]4 -  pa s`toga reakciju disocijacije u vodi mozemo pisati K 4 [Fe(CN) 6]->4K+[Fe(CN) 6 ]4 Ova nova vrsta jona se naziva kompleksni jon,a jedinjenja u cijem formiranju ucestvuje kompleksni jon nazivaju se kompleksne soli. 77.Kompleksna jedinjenj a u svetu elek tronske teorije - Nastajan je kompleksnog jedinjenja moze se tumaciti i preko elektronske teorije o strukturi atoma.Nastajanje kompleksa se tumaci teorijom da centralni jon  prim i elektr on od liganda cime se postize stabilna konf iguracija na jblizeg  plemen itog gasa.  Npr. Zn ima redni broj 30 a njegov jon Zn2+  ima 28 e- .Ovaj jon moze da  prim i 4 molekula(8e-) NH3  kao i liganda.Dakle 28 e- jona Zn sa ovih 8eodgovara plemenitom gasu,sto znaci da Zn moze da veze maksimalno 4 liganda dok Fe i CO po 6 liganda. [Zn(NH3 )4 ] 2+ Cl2   ili [Fe(NH 3 )6 ]Cl2 78.Predvidjanje toka pravca reakcija kompleksiranj a- Na osnovu  po znavanja vrednosti konstante disocijacije i konstante formir anja kompleksnih jedinjenja moze se predvideti tok reakcija kompleksnih  jona. Od najveceg prakticnog zn acaja je gradjenje kompleksa stehiometrijskog sastava 1:1 sto je slucaj kod kompleksa koji grade razliciti met alni joni sa EDTA 1.stvaranje tesko rastvornih jedinjenja [Ag(NH 3 ) 2]Cl+J- ->AgJ+NH3 ++Cl + + + [Ag(NH 3 ) 2]Cl->[Ag(NH3 )2 ] +Cl [Ag(NH3 ) 2] ->Ag +2NH3 + konc. Ag  jona nije dovoljna da se talo zi AgCl jer je proizvod rastvorljivo sti veliki za AgCl ali je to dovoljna koncentracija Ag+ da se dostigne proizvod rast vorljivosti AgJ i zato se gradi talo g AgJ. 2.smanjenje konc.liganada-prdstavlja napon U za sistem C(NH 3)Cu2+ +4NH3  NH3 +H3 O+->NH4 ++H2 O 3.dodavanje drugih liganada [Cu(NH3 ) 4 ]2+ +4CN- ->[Cu(CN)4 ] 2-+4NH3 uvek se stvaraju stabilnija jedinjenja i nemoze da se dodatkom  NH3 ,kompleks prevede u manje stabilan[Cu(NH 3 )4 ]2+ Kd1 >>Kd2 79.Graficko predstavlj anje ravnoteza kompleksnih jedinjenja (Dijagram)

Imamo semilogaritamski dijagram raspodele komponenata u sistemu Ag+(NH 3 ).Postoji i tzv.uproscen dijagram gde se na kordinatu nanosi zbir cestica tj.konc. Rastojanje od apcise do prve linije oznacava konc.Ag+;do druge linije sumu Ag i [Ag(NH 3 )] + dok rastojanje od dva do vrha crteza oznacava sumu svih komponenata koji se nalaze u ravnotezi. 80.Oksidacija i re dukcija u svetlu elektronske teorije -u osnovi redoks  pro cesa lezi proces prenosenja e- izmedju reagujucih ato ma i jona.Kod oksidacije dolazi do otpustanja e- a kod redukcije do primanja e.Oksidaciona sredstva oksiduju druge supstance primajuci od njih e- i time se redukuju.Redukciona sredstva redukuju druge supstance dajuci im svoje e- i time se oksiduju.Radi lakseg proucavanja jedna redoks reakcija se moze  podelit i na dve polureakcije tj.moze se odvojeno prikazati kao proces oksidacije i proces redukcije.Polureakcija prikazuje prelaz e- izmedju dva valentna stanja jednog istog elementa i moze se prikazati: Ox+ne- ->RED Ovakav redoks par sastavljen od oksidatora i reduktora naziva se konjugovanim ili korespodentnim parom. Ox 1 +RED2 ->RED1 +Ox2 Prenos elektrona izmedju redoks parova moze se izvrsiti i indirektno preko elektronskog provodnika ako postoji mogucnost za prenos jona izmedju njih 81.Redoks par -Procesi oksidacije i redukcije vezani su za transfer elektrona,pa se u jonima oksidacionog sredstva odredjuje prema afinitetu za e-.Ako je afinitet za elektron veci to je jace oksidaciono sredstvo,a ako je veca teznja za otpustanje elektrona to je jace redukciono sredstvo.Kvantitativna mera razlicitih tendencija atoma za otpustanje ili  prim anje elektrona moze se izraziti pomocu EMS galvansk e celije.EMS galvanske celije tj.njena vrednost je mera,tendencije elektrona da sa redukcionog predju na oksidaciono sredstvo. SnCl2 + 2FeCl3 -> SnCl4 + 2FeCl2 Sn 2+ -2e  Sn4+ oksidacija 2+ 3+ 4+ 2+ Sn + 2Fe ->Sn +2Fe Fe3+ + e- ->Fe2+ redukcija Svaka galvanska celija ima svoju EMS,vrednost EMS zavisi od komponen ata galvanske celije.Redoks par: Sn 4+ /Sn 2+ 3+ 2+ Fe /Fe Svaki par ima redukcionu i oksidacionu formu.Dva jona koja se nalaze u razlicitim valentnim stanjima i pripadaju istom elementu cine redoks  par.Jon sa visim valentn im st anjem predstavlja oksidacionu fo rmu,a onaj sa nizim valentnim stanjem redukcionu formu. 82.Nacin iz vodjenja redoks reakcija- Da bi se dobila nek a redoks reak cija  potr ebno je da imamo oksidaciono sredstvo koje ce da primi elektron, kao i redukciono sredstvo koje ce da otpusti elektron.Potreban je oksidans jednog i reduktor drugog para. Ox 1 +Ze -  RED Ox 1 +RED2 ->Ox2 +RED1 -dolazi do direktne razmene eRedoks reakcije mogu da se odigraju na 2 nacina:hemijski i elektrohemijski. -hemijski kada u istom sudu pomesamo oksidaciono i redukciono sredstvo a u tom slucaju izmena elektrona vrsi se neposredno pri sudaru jonova ili molekula u r-ru. -elektro-hemijski kada se redoks proces odigrava u galvanskom elementu koji daje elektricnu struju.Postoji aparatura koja se sastoji iz dve case od kojih je jedna napunjena r-rom CuSO4 a druga Zn SO4 .Oba rastvaraca su  pov ezana preko elektro litickog k ljuca koji omogucuje prelazak jonova iz  jednog suda u drugi.U r-r u sa ZnSO4  potopljena je Zn plocica (-) a u rastvoru sa CuSO4 poto pljena je Cu plocica (+).Ako o ba pola povezemo galvanometrom videcemo da kroz spoljni provodnik protice struja.Ona se  javlja kao posledica redoks procesa koji se odigrava izmedju r-r a Zn i Cu dok SO4 2- jonovi prolaze kroz elektroliticki kljuc u suprotnom pravcu.Pri tome se Zn plocica lagano rastvara dok se istovremeno Cu jonovi redukuju i taloze na Cu plocici. 83.Struktura gal vanske celije i princip njenog rada- Najjednostavnija galvanska celija je Danijelova celija koja se sastoji od jedne cinkove  plocice uronjene u r-r svojih jonova i jedne Cu plocice uronjen e u r-r svojih  jonova. Rastvori su razdvojeni jednom po lupropustljivom membranom.Ova celija moze da se predstavi kao: Zn/ZnSO4 (CM=0,1)//CuSO4 (CM=0,1) / Cu -gde dvostruka vertikalna linija  predst avlja granicu dodira elektr olita i elektrolitickog mosta.Ako se ove dve  plocice spoje zicom preko nekog elektricnog mernog instrumenta,instrument ce pokazati protok struje.U ovom zatvorenom elektricnom kolu dolazi do rastvaranja Zn elektrode prema reakciji:Zn>Zn+2e-,a oslobodjeni elektroni prolazeci kroz zicu,dolaze na Cu elektrodu i reaguju sa Cu2+  jonima iz rastvora tako da dolazi do talozenja bakra na Cu elektrodi prema reakciji:Cu2+ +2e- ->Cu Dakle,n a Zn elektrodi se odigrava r- ja oksidacije a na Cu elektro di reakcija redukcije.Ukupna hemijska reakcija koja se odigrava u ovoj celiji jednaka  je zbiru ovih elektro-hemijskih reakcija koje su se odigrale na elektrodama Zn->Zn2+ +2eCu2+ +2e- ->Cu Ovaj prelazak od Zn ka Cu traje sve dok se ne uspostavi ravnoteza.EMS ove celije jednaka je razlici potencijala ove dve elektrode:EMS=E 1 -E 2

84.Oksidacioni potencijal -Oksido-redukcione reakcije su r-je gde dolazi do razmene e- ,analogne su sa protolitickim.Ni jedna supstanca se nece oksidovati ako nema supstance koja ce se pri tome redukovati.Jacina oksidacionih i redukcionih sredstava odredjuje se na osnovu oksidacionog  poten cijala.Potenc ijal je teznja za razmenom elektrona. E(Fe3+ /Fe2+)=+0,77v E(Cl2 /2CL -)=71,36v Ako je oksidacioni potencijal veci,tada je i oksidaciona forma tog redoks  para veca zato sto jacina oksidacione forme raste sa porastom pot encijala i zato se naziva oksidacioni potencijal Fe3+ /Fe2+ redoks par,Fe3+ jace oksidaciono sredstvo od H + jona. H2 -2e - ->2H+ 2Fe3+ +H2->2Fe2+ +2H + 3+ 2+ Fe +e ->Fe H2 +2Fe2+ ->2Fe3+ +2H+ Vrednost standardnog oksidacionog potencijala zavisi od prirode redoks  para E=E 0 +RT /nF x ln x a(Ox)/a(red) E=E0+0,059/n x log x a(Ox)/a(red) E-oksidacioni potencijal, E 0 -standardni potencijal, R-gasna konstanta, T-temperatura(K), n-broj razmenjenih e-, F-faradejev broj, 0 a(Ox)=a(red) ln1=0 E=E , a(Ox)-konc.oksidacione forme. Oksidacioni potencijal zavisi od prirode redoks para razmenjenih e,temperature i odnosa koncentracije oksidacione i redukcione forme. 85.Upore djivanje oksidacionih i re dukcionih reagenasa po jacini - Jacina oksidanasa odredjena je njihovom tendencijom da primaju e- i da se redukuju,a jacina reduktora njihovom tendencijom da daju e- i da se oksiduju.Kod svakog redoks para Ox+Ze- ->red Sto je veca tendencija oksidansa da prime e- tendencija korespodentnog reduktora da daje e- bice manja i obrnuto.Kao merilo jacine koristi se elektrodni potencijal. 86.Predvidjanje toka pravca re doks reakcije -Posto u jednoj redoks reakciji reaguju oksidane redoks para sa visim elektrodnim potencijalom i reduktor sa nizim el.potencijalom,to omogucuje da se na vrednosti elektrodnih potencijala redoks parova odredi pravac redoks reakcije.Oksidaciona svojstva oksidacionih formi rastu sa porastom oksidacionog potencijala.Posmatramo r-r koji sadrzi 1 redoks par npr.Fe3+  i Fe2+  .Platinska elektroda zagrejana u r-r poprimice ravnotezni potencijal. E=E - +0,059 x V x log [Fe3+ ] / [Fe 2+] Ako se ovakvoj elektrodi nametne spolja neki potencijal E` v eci od ravnoteznog potencijala (E`>E)pomerice se ravnoteza izmedju elektrode i rastvora pa ce doci do izmene e- izmedju elektrode i supstanci sve dok redoks potencijal sistema ne postigne tj.ne postane potencijal nametnutom na elektrodi.Odnos konc.[Fe 3+ ] i [Fe 2+] ce se povecati sve dok E ne postigne E`.Kad se ponovo uspostavlja ravnoteza,nametne li se elektrodi da je E`Fe2+ ,konc.Fe3+  jona u r-ru ce se smanjiti a konc.Fe 2+ jona ce se povecati. 87.Nernst-ova jednacinaE=E 0 +RT/nF · ln · a0x / ared -Nernstova j-na za izracunavanje oksidacionog  poten cijala nekog redoks para. E-oksidacioni potencijal redoks para E 0 -standarfni oksidacioni potencijal R-univerzalna gasna konstanta T-temperatura(K) n-broj razmenjenih e - u r-ji F-faradejev broj A0x -aktiv itet ok sidacione forme A red-aktivitet redukcione forme Standardni oksidacioni potencijal nekog redoks para pri standardnim 0 uslovima:t=25 C(298K) i kada je a ox=aredE=E0 jer ln1=0 E 0 -zavisi samo od prirode supstance i predstavlja karakteristiku te supstance a ne zavisi od temperature i od koncentracije. E-zavisi od E0 ,od temperature,broja razmenjenih elektrona,konc.ox i red. Forme. Pravac redoks reakcije zavisi od oksidacionog potencijala,ako promenimo njegovu vrednost,mozemo menjati i pravac redoks r-je.Oksidacioni  poten cijal mozemo menjati promenom konc.ox i red. forme jer su E 0,T i n=const. 88.Uticaj reakcione sredine i koncentracije na tok redoks r-je-Ako se u r-r nekog redoks para dodaje reagens koji talozi jednu od komponenti redoks para,smanjivace se konc.te komponente u r-ru,pa ce se i elektrodni  poten cijal menjati. Pr. Redoks par Ag Ag++e- ->Ag(s) E 0 =+799V, z a koji je E=E 0 Ag+ /Ag +0,059log[Ag+] Dodavanjem Cl- jona konc.Ag+ jona u rastvoru ce se zbog talozenja AgCl smanjivati.

Ag++Cl - ->AgCl P=[Ag+][Cl-] i zavisi od konc.Cl -  jona u r-ru + [Ag ]=P/[Cl ] pa je E=E0 Ag+ /Ag  +0,059log P/Cl- =E 0 Ag+/Ag +0,059log P-0,059log[Cl-] Vidimo da se sa povecanjem konc.Cl- jona u r-ru,elektrodni potencijal smanjuje,pa Ag postaje jaci reduktor.Kada je aktivitet Cl- jona=1 elektrodni  poten cijal po staje suma 2 konst.sto predstavlja standardni elektrodni  poten cijal novog r edoks sistem a. AgCl(s)+e - ->Ag(s)+ClE0 =+0,224v gde je o 0 0 E =E AgCl/Ag=E Ag+/Ag +0,059 log P tako da imamo E=E0 AgCl/Ag-0,059log[Cl-] 89.Uticaj pH vre dnosti na oksidacioni potencijal- Najocigledniji uticaj + kiselosti na elektrodni potencijal imamo kad H   joni ucestvuju u  polureak ciji: OHID+mH++ne- ->RED+m/2 · H2 O , pa je E=E- +0,059V/n +log[ox]·[H+] m· 0,059 / [ RED]·n E-=E- + 0,059V/n +log[Ox] E-=E- + 0,059V/n · pH Ox+mH++ze- ->RED+m/2 · H2 O E=E- +0,059v/z · log [ox][H+]/[RED]m (mol/dm -3) E=E- +0,0 59v · m/z · pH E- -potencijal elektrode pri medjusobno jednakim konc.jona na elektrode i u r-ru.[H+] utice na elektrodni potencijal a takodje i kod oksidansa ili reduktora ucestvuje u slobodnim reakcijama sa H+ ili OH- jonima cime se menja konc.slobodnog oksidansa ili reduktora a samim tim i elektrodni  poten cijal. J +2e  ->2J Fe(CN)6 +e->Fe(CN)6 ) 4 U neutralnoj sredini J2 oksiduje Fe(CN) 6   ali se u kiselim r-rima odvija suprotna r-ja.Razlog je u tome sto Fe(CN) 6 4 - u kiseloj sredini (pH<5)veze  proton gradeci Fe(CN)63 -   pK=4,3 H2 Fe(CN)62 pK=3 pa se konc.Fe(CN)6 smanjuje a elektrodni pot encijal ovog redoks para se povecava E=E- +0,059V/z · log · Cox/Cred 90.Primena pravca redoks r-ja:primeri- Redoks reakcije sluze za  predvidjanje t oka neke rea kcije.Primer je galvanska celija.Najjednostavnija galvanska celija je Danijelova ćelija koja se sastoji od jedne cinkove  plocice uronjene u r-r svojih jonova i jedne Cu plocice uronjen e tak odje u rr svojih jonova.Rastvori su razdvojeni jednom polupropustljivom membranom.Ako se dve plocice spoje zicom preko nekog elektricnog mernog instrumenta,instrument ce pokazati protok struje.U ovom zatvorenom el.kolu dolazi do rastvaranja Zn elektrode prema r-ji:Zn>Zn+2e- , a oslobodjeni elektron prolazeci kroz zicu,dolaze na Cu elektrodu i reaguje sa Cu jonima iz r-ra i tada dolazi do talozenja bakra na Cu elektrodi prema reakciji Cu 2+ +2e - ->Cu Znaci da se na Zn elektrodi odigrava reakcija oksidacije a na Cu elektrodi r ja redukcije.Ukupna hem.reakcija koja se odigrala u ov oj celiji jednak a je zbiru ovih elektro-hemijskih r-ja koje su se odigrale na elektrodama Zn->Zn2+ +2e Cu2+ +2e - ->Cu Zn+Cu2+  ->Zn 2++Cu

Prelazak od Zn ka Cu traje sve do uspostavljanja ravnoteţe

91.Zasto je za talozenje 1 analiticke grupe mali visak HCl pozeljan a veliki visak HCl nepozeljan.Obrazloziti i napisati r-je- Katjoni prve analiticke grupe se taloze sa HCl u vidu Cl -  ;AgCl;PbCl2 ;Hg2 Cl2 .U tom slucaju dodaje se visak HCl ali on ne sme biti veliki posto se u visku kis.(HCl) rastvaraju Cl katjoni prve analiticke grupe dajuci kompleksne  jonove. Na taj nacin doslo bi do gubitk a jonova Ag+,Pb2 +,Hg2 2+  koji bi ostajuci u r-ru ometali dalji tok analize. Bi3+ +Cl-+H2 O->BiOCl -+2H + 3+ + Sb +Cl +H2 O->SbOCl+2H AgNO3 +HCl->AgCl+HNO3 Pb(NO3 )2 +2HCl->PbCl2 +HNO 3 Hg2 (NO 3 )2 +2HCl->Hg2 Cl2 +2HNO3 92.Ako je beli talog dobijen delovanjem razbl.HCl na r-r koji sadrzi katjone 1 analiticke grupe potpuno rastvoren u amonijaku koji je katjon prisutan,a koji je katjon prisutan ako je taj talog nerastvoran u toploj vodi i amonijaku.Obrazlozi ti i napisati r-ju-Dodatkom razblazene HCl na beli talog prisutan je Ag + koji je rastvoren u NH 3  pri cemu se gradi  bezbojan komplek s diamino Ag-hlorid[Ag(NH3 )2 ]Cl.Ako na kompleks dodamo HNO 3  ponovo se gradi AgCl.Katjon koji je nerastvoran u toploj vodi i NH 3  ostaje u t alogu Hg2 Cl2  a to je Hg 2+  katjon. AgCl+2NH 3 ->[Ag(NH 3 ) 2 ]Cl [Ag(NH3 ) 2]Cl+HNO3 ->AgCl +2NH4 Cl  beo Hg2 Cl2 +2NH3 ->HgNH 2 Cl +NH4 Cl Crn 93.Koji reagens treba upotrebiti da bi se napravila razlika izmedju sledecih jedinjenja a)AgCl i Hg2Cl 2 ,b)[Ag(NH 3) 2 ]Cl i AgNO 3 ,c)PbCl2 i Hg2Cl2 ,d)HCl i HNO 3 . a) AgCl i Hg2 Cl2 AgCl se rastvara u NH 3 a Hg2 Cl2  se ne rastvara AgCl+2NH 3 ->[Ag(NH 3 ) 2 ]Cl

Hg2 Cl2 +2NH4 OH->Hg+HgNH 2 Cl+NH4 Cl+H2 O  b)[Ag(NH3 ) 2 ]Cl se rastvara u HNO 3  a AgNO3  se ne rastvara [Ag(NH 3 ) 2]Cl+HNO3 ->AgCl+NH 4 NO3 AgNO3 +HCl->AgCl+HNO3 c)PbCl 2   se rastvara u toploj vodi , a Hg 2 Cl2   se ne rastvara u vodi i razblazenim kiselinama PbCl2 +NH4 OH->Hg+HgNH 2 Cl+NH4 Cl+H2 O 94.Koje ce se reakcije odigrati ako se u r-r koji sadrzi katjone 1 analiticke grupe uvede H2S- Ako se u r-r koji sadrzi katjone prve analiticke grupe dodamo H2 S dobijamo: PbCl2 +H2 S->PbS +2HCl crn Hg2 Cl2 +H2 S->HgS +2HCl crn 2AgCl+H 2 S->Ag2 S +2HCl crn 95.Koje se reakcije odigravaju pri razdvajanju katjona prve analiticke grupe- Na rastvor dodajemo HCl gde se gradi talo g AgCl,Hg2 Cl2 ,PbCl2 ,dodajemo H2 O kuvamo i cedimo .U talogu je AgCl,Hg2 Cl2 ,dodajemo NH3  i ispiramo u vreloj vodi.Dobijamo NH 2 HgCl u talogu koji je crn -dokaz za Hg 2+ ,a u rastvoru [Ag(NH3 )2 ]Cl dodajemo HNO3   i dobijamo beo sirast talog koji je dokaz za Ag +.U r-ru je Pb2+ dodajemo K 2 CrO4 ,dobija se zut talog koji se rastvara u NaOH i dokaz je da 2+ ima Pb + Ag   AgCl+2NH 3 ->[Ag(NH 3 ) 2]Cl [Ag(NH3) 2 ]Cl+HNO3 ->AgCl +2NH4 Cl  beo Pb 2+   PbCl2 +K 2 CrO4 ->PbCrO4  +2KCl zut PbCrO4 +3NaOH->Na[Pb(OH)3 ]Na 2 CrO4  Na[Pb(OH)3 ]+Na2 CrO4 +CH3 COOH>PbCrO4 +3CH3 COONa+3H2 O Hg2 2+ Hg2 Cl2 +2NH3 ->HgNH 2 Cl +NH4 Cl crn 96.Zasto se pre talozenja 2 analiticke grupe dodaje HCl i sta ce se de siti ako se umesto HCl doda H2SO4   ili HNO 3 -Talozenje katjona druge analiticke grupe sa H2 S kao grupni reagens,neophodno je vrsiti u kiseloj sredini.Od kiselina se koristi HCl cime se obezbedjuje optimalna kiselost za talo zenje katjona druge analiticke grupe.HCl obezbedjuje op t imalnu koncentraciju sulfidnih jona kako bi se talozili katjoni druge grupe a sprecava talozenje trece grupe.Kad bi se koristila HNO 3   doslo bi do oksidacije sulfida i sumpora.Primenom H2 SO4   uvode se sulfati sto dovodi do talozenja katjona cetvrte grupe cime se analiza znatno otezava. 97.Kako se sulfobaze odvajaju od sulfokiselina.Obrazloziti i napisati r je-Sulfobaze se odvajaju od sulfokiselina tako sto prethodno dobijen talog isperemo sa H2 S,zasicenom vodom kojom smo dodali malo  NH4 Cl,prenesemo u porculansku solju i dodamo (NH 4) 2 S.Zatim se vrsi zagrevanje i cedjenje.U talogu su sulfobaze a u filtratu sulfokiseline AS2 S3 + 3(NH4 )2 S -> 2(NH 4) 3 AsS3 AS2 S5 + 3(NH4 )2 S -> 2(NH 4)3AsS4 Sb2 S3 + 3(NH4 ) 2 S -> 2(NH4 )3 SbS3 Sb2 S5 + 3(NH4 )2 S ->2(NH4 )3 SbS4 SnS+(NH 4 ) 2 S -> (NH 4 ) 2 SnS Sn S2 +(NH4 ) 2 S -> (NH4 )2 SnS3 98.Koje se reakcije odigravaju prilikom razdvajanja sulfobaza-Talogu HgS,PbS, Bi2 S3 ,CuS,CdS koje cine sulfobaze dodajemo HNO 3 i cedimo.U talogu je HgS a u rastvoru se taloze Pb 2+,Cu2+ ,Bi3+ ,Cd2+ koji ukuvavamo,dodajemo konc.H2 SO4  ohladimo i dodajemo razblazenu H 2 SO4 i cedimo.U talogu je PbSO 4   koji rastvaramo u konc.amonijum acetatu i u filtrat dodajemo K 2 Cr 2 O7   zut talog koji se rastvara u NaOH dokaz je za Pb.U r-ru Cu2+ ,Bi3+,Cd2+   dodajemo konc.NH3  i cedimo talog Bi(OH)SO 4  beo t alog Bi3+ .Rastvor [Cu(NH3) 4 ]2 + je plave boje sto je dokaz za Cu2+ PbS+HNO3 ->Pb(NO3 ) 2 +NO+H2 O Bi2 S3 +HNO 3 ->Bi(NO3 ) 3 +NO+H2 O 5CuS+8HNO3 ->3Cu(NO3 ) 2 +2NO+3S+4H2 O 3CdS+8HNO3 ->3Cd(NO3 ) 2 +2NO+3S+4H2 O HgS ostaje u talogu 99.Koje se reakcije odigravaju pri razdvajan ju sulfokiselina Sulfokiseline odvajamo pomocu (NH 4 )2 S u vidu AS2 S3 ,SbS4 ,SnS3 u rru.Razblazimo H 2 O + HCl i cedimo.U talogu je As 2 S5 ,Sb2 S5 ,SnS2 dodamo HCl (1:1)i cedimo.Rastvor SbCl 3 ,SnCl4  - kap rastvora stavimo na povrsinu metalnog kalaja i crna mrlja je dokaz za Sb.U ostali deo rastvora stavljamo gvozdeni ekser,cedimo i filtratu dodajemo HgCl 2   gde se javlja siv ili beo talog koji je dokaz za Sn.Talog AsS 5  ako se rastvori u (NH4 )2 CO3  izdvaja se zuti talog kada r-r zakiselimo. As2 S3 +3(NH4 )2 S->2(NH4) 3 AsS3 As2 S5 +3(NH4 )2 S->2(NH4)3AsS4 SbS3 +3(NH4 ) 2 S->2(NH4)3 SbS3 Sb2 S5 +3(NH4 ) 2 S->2(NH4 )3 SbS4 SnS+(NH 4 ) 2 S->(NH4 ) 2 SnS Sn S2 +(NH4 ) 2 S->(NH4 )2 SnS

100.Kako se moze objasniti cinjenica da ce se CdS taloziti iz cijanidnih r-ra bakra i kadmijuma,a da se bakar nece talozitiKCN talozi beli Cu cijanid CuCl + KCN -> KCl+CuCN CuCN + 2KCN ->K 2 [Cu(CN) 3 ] Ovaj bezbojan kompleks je veoma stabilan pa se zbog toga Cu nece taloziti.Ova reakcija sluzi za dokaz Cd u prisustvu Cu CdSO4 +2KCN ->Cd(CN) 2  +K 2 SO4  beo Cd(CN) 2 +2KCN ->K 2 [Cd(CN) 4 ] Ovo je kompleksna so,a to znaci da je Cd jona malo u rastvoru.H 2 S talozi iz ovog r-ra CdS.I pod istim uslovima bakar se ne talozi. 101.Koje su dokazne reakcije za arsen2AsCl3 +3H2 S->As2 S3  +6HCl zut As2 S3 +3(NH4 ) 2 S2 ->2(NH4 )3 AsS4 +S Kada se ovaj r-r zakiseli sa HCl i zagreje: 2(NH4) 3 AsS4 +6HCl->As2 S5  +6NH4 Cl+3H2 S zut ovaj talog se rastvara u konc.HNO3 3As2 S5 +4HNO 3 +4H2 O->6H3 AsO4 +15H2 SO4 +4NO *H 3 AsO4 +MgCl2 +3NH4 OH->MgNH4 AsO4 +2NH4 Cl+3H2 O Beo krist alan -amonijum molibdat *H 3 AsO4 +12(NH4 )2MoO4 +21HNO 3->(NH4) 3 AsO4 x 12MoO3  +21NH4 NO3 +12H2 O zuti kr istaln i 102.U cemu ce se r astvoriti a) PbS a ne i HgS ,b)As 2S3  a ne i PbS,c)As 2S 3 a ne i Sb2S 3a)rastvorice se u HNO 3 3PbS + 8HNO 3 -> 3Pb(NO3 ) 2 +2NO+3S+4H2 O  b)As2 S3 se rastvara u (NH 4 )2 S As2 S3 +3(NH4 ) 2 S->2(NH4) 2 AsS3 c)As2 S3  se rastvara u (NH4 )  2CO3 As2 S3 +(NH4 ) 2 CO3 +HNO 3 ->(NH 4 )3 AsS4 +Co2 +NH4 NO3 +H2 SO4 103.Koje anjone moramo ukloniti pre t alozenja tre ce an aliticke grupe  pre talozenja tr ece analiticke grupe moramo ukloniti fosfate,oksalate zato sto u alkalnoj sredini sa katjonima trece grupe talozice se i katjoni cetvrte grupe. 104.Koje se reakcije odigravaju pri razdvajanju i dokazivanju nikla i kobalta- po sle talo zenja sa ( NH4 ) 2 S dobijeni t alog NiS i Co S prelijemo sa razblazenom HCl pa cedimo.U talogu se nalazi Ni i Co.Talog isperemo vodom i ispitamo pomocu boraksove djindjuve;plava boja je dokaz za Co.Ostatak rastvaramo u malo carske vode,isparimo i dodamo malo H 2 O zatim dodamo NH 3  i malo dimetil-glioksima i ako se pojavi crveni talog to  je dokaz za Ni. 2+ Co : 2CoS+2NaB4 O7 +3O2 ->CoB4 O7  +2Na2 O+2SO2 Plav  Ni2+ : 3NiS+2HNO 3 +6HCl->3NiCl2 +3S+2NO+4H2 O  NiCl2 +6NH3 ->[Ni(NH3 ) 6]Cl2 [Ni(NH 3 )6 ]Cl2 +2(CH3 )2 C2 (NOH)2 ->2NH4 Cl+4NH3 +(CH3 )2 C2 NOHNO N:  NOHONC2 (CH3 ) 2 Crven 105.Koje se reakcije odigravaju pri razdvajanju i dokazivanju Fe,Mn i Cr Posle dodatka HCl rastvor cedimo i u talogu se nalaze Fe(OH) 3 ,Cr(OH)3 a u rastvoru Mn2+ koji se dokazuje sa (NH4 )2 S a talog ima boju mesa.Talogu dodajemo NH 4 Cl,rastvaramo u HCl dodamo NaOH i H 2 O2 i cedimo.U talogu se nalazi Fe(OH) 3 koji dokazujemo pomo ću K 4 [Fe(CN)6 ] plava boja je dokaz za Fe,a drugom delu dodamo KCNS,dobijamo krv crvenu boju koja je dokaz za Fe.Hromate taloţimo pomoću BaCl 2  dodamo HCL i H 2 O2  i plava boja je dokaz za Cr. Fe3+ FeS +2HCl ->FeCl 2  + H 2 S 2FeCl2  + 4 NaOH + H2 O2 -> 2 Fe(OH)3  + 4 NaCl 2 Fe(OH)3 + 3H2 SO4 -> Fe2 (SO4 ) 3  +6H2 O 2Fe 2 (SO4 ) 3 + 3K 4[Fe(CN) 6 ] -> Fe4[Fe(CN) 6] 3  + 6K 2 SO4 Mn 2+ MnCl2  + 2 NaOH + H 2 O2  ->H 2MnO 3 + 2 NaCl + H2 O H2 MnO3 + H2 O2  + H2 SO4 -> MnSO4 +O2  + 3 H2 O 2MnSO4 +5PbO2  + 6 HNO3  -> 2HMnO4  +2H2 O + 3Pb(NO 3) 2 Cr 2+ Cr(OH) 3 + 3 HCl -> CrCl3  + 3H2 O CrCl3 + 4 NaOH -> Na[Cr(OH) 4] + 3 NaCl + 2 H 2 O 2Na[Cr(OH)4 ] + 3H2 O2 + 2 NaOH -> 2Na2 CrO4 + 4H 2 O 106.Koje se reakcije odigra vaju pri razdvajanju i dokazivanju Al i Zn Ako se u talogu nalaze katjoni Fe,Cr,Mn u rastvoru se nalaze katjoni Zn i Al gde dodajemo conc.HCl pa neutrališemo konc NH3  i cedimo.U talogu se nalazi Al(OH) 3 a beo pihtijast t alog je dok az za Al

Rastvor zakiselimo sa razblaţenom HCl i pomoću K 3[Fe(CN) 6 ] dokazujemo Zn.Ostali deo rastv ora talo ţimo sa H 2 S i beo talog je dokaz za Zn. Al(OH) 3  + 6 HCl -> AlCl3  + 3 H2 O AlCl3  + 4 NaOH -> Na[Al(OH) 4 ] + 3 NaCl + H 2 O  Na[Al(OH) 4] + NH 4 Cl + H2 O -> Al(OH)3  NaCl + NH3 Beo ZnS + 2 HCl -> ZnCl2  + H2 S ZnCl2 + 2 NaOH -> Na[Zn(OH) 3 ] + 2 NaCl  Na[Zn (OH)3 ] + CH3 COOH -> Zn(CH 3 COO) 2 + 2 CH3 COONa + 2 H 2 O Zn(CH3 COO) 2

+ H2 S -> ZnS + 2CH 3 COOH

107.Pri kojoj vrednosti pH se vrši taloženje katjona IV analitičke grupe i zašto se za taloženje katjona IV analitičke grupe koristi amonijum ka rbonat,a ne NaCO 3 i K 2CO3

Katjoni IV analitičke grupe se taloţe sa (NH 4)2CO3 kao grupni reagens pri  pH=9  – 9,2.Taloţenje se moţe vršiti i sa alkaln im k arbon atim a (Na,K) ali se oni uzimaju jer bi se u toku analize uvelii katjoni Na + i K + a istovremeno bi mogo da se istaloţi Mg.Ukoliko je taloţenje izvršeno sa (NH4)2CO3 nastali talog se lakše rastvara u min.kiselinama.

CaCl2  + (NH4 ) 2 CO3  -> 2 NH4 Cl + CaCO3 2CaCO3   se rastvara u vodi na osnovu proizvoda rastvorljivosti.CO 3 iz + CaCO3  i H  joni iz CH3 COOH daju H 2 CO3 Ako  bi smo kod IV analitičke grupe koristili Na 2 CO3   ili K 2 CO3 oni bi više disosovali a time bi se smanjilo rastvaranje CaCO 3   jer CO32-  iz Na2 CO3 reagovaće sa CH3 COOH pa će za rastvaranje CaCO 3   biti potrebna znatno veća količina CH3 COOH.

108.Na osnovu šeme analize,napisati reakcije koje se odigravaju pri taloženju,odvajanju i dokazivanju katjona IV analitičke grupe   Filtrat zakiselimo razblaţenom HCl da razorimo višak (NH4)2 S i kuvamo,zatim dodamo NH4 OH i (NH 4 )2 CO3  i ako je rastvor hladan zagrevamo ga.Nastaje talog koji cedimo.U talogu je BaCO 3 ,SrCO3   i CaCO3 .Talog ispiramo vrelom vodom,rastvaramo u razbl.HNO 3  i na vodenom kupatilu uparimo do suva.Suvi ost atak pomešamo sa apsolutnim alkoholom i procedimo.U talogu je Ba(NO3 ) 2 ;Sr(NO 3 )2 a u rastvoru je Ca(NO 3 )2. Alkohol koji je u rastvoru sa Ca(NO 3 )2   zagrevamo na vodenom kupatilu,a ostatak prelijemo sa HCl , isparimo do suva i Ca dokazujemo plamenom.Ostatak Ba(NO 3) 2 i Sr(NO 3 ) 2   ispiramo sa apsolutnim alkoholom,rastvorimo u malo vo de.Malom delu tog r astvor a dodamo SnSO4  i ako se zamuti ima Ba. Rastvoru K 2 Cr 2 O7 i CH3 COONa ,zagrevamo i cedimo.Imamo talog ţute 2+  boje koji je dokaz za Ba a u rastv oru imamo Sr   a malom delu dodamo gipsnu vodu i ako se posle stajanja zamuti dokaz je za Sr. Ba BaCl2  + (NH4 ) 2 CO3 -> BaCO3  + 2 NH4 Cl BaCO3  +2 CH3 COOH -> Sr(CH 3 COO) 2  + CO2  + H2 O Ba(CH3 COO) 2  + K 2 Cr 2 O7  -> BaCrO4  +2CH3 COOK+CH3 COO -

Ţut Sr SrCl2  + (NH4 ) 2 CO3 -> SrCO3  + 2 NH4 Cl SrCO3  +2 CH3 COOH -> Ba(CH 3 COO) 2  + CO2  + H2 O Sr(CH3 COO) 2  + H2 SO4  -> SrSO4  +2CH3 COOH Crven Ca CaCl2  + (NH4 ) 2 CO3 -> CaCO3  + 2 NH4 Cl CaCO3  +2 CH3 COOH -> Ca(CH 3 COO) 2  + H2 CO3 Ca(CH3 COO) 2  + 2(NH4 )2 SO4 -> Ca (NH4 )2 (SO4 ) 2 + 2 CH3 COONH 4 Ca (NH 4 ) 2(SO4 ) 2  + (NH4 )2 C2 O4 -> Ca C2 O4  + ….. Beo

109.Kako se može utvrditi prisustvo kalcijum -jona u rastvoru koji sadrži barijum jone Rastvoru koji sadrţi jone Ba,Ca i Sr dodajemo rastvor (NH 4 )2 SO4 i taloţi se SrSO 4   i to odvajamo od rastvora u kome se nalazi Ca2+ . Ca2+ se dokazuje dodatkom (NH 4 )2 C2 O4 i taloţi se beli Ca C2 O4  a sa (NH4 ) 2 C2 O4 taloţe se i joni Ba 2+  i Sr 2+  ako nisu prethodno odvojeni. Ba 2+ dokazujemo pomoću K 2 Cr 2 O7 i dobija se ţuti talog 110.Zašto se katjoni IV analitičke grupe u toku izvođenja analize rastvaraju u sirćetnoj a ne u nekoj drugoj kiselini  Slabo kisela sredina koja se obezbeĎuje dodatkom CH 3 COOH je najpovoljnija za taloţenje sa BaC2 O4  i odvajanje Ba 2+  od Ca2+ i Sr 2+  jer je ovde proizvod rastvorljivosti  prekor ačen dok u p risustv u CH3 COOH ,konc C2 O4 2-  nije dovoljna da se  prekor ači proizvod rastvorljivosti CaC2 O4 i SrC2 O4 . BaCO3  + 2CH3 COOH -> Ba(CH 3 COO) 2  + CO2  + H2 O CaCO3  + 2CH3 COOH -> Ca(CH 3 COO) 2  + CO2  + H2 O SrCO3  + 2CH3 COOH -> Sr(CH3 COO) 2  + CO2  + H2 O

Svi talozi su bele boje

111.Ukojim uslovima pri taloženju barijum -karbonata neće doći do taloženja stroncijum karbonata Sa povećanjem kiselosti dolazi do taloţenja BaCO 3   jer je proizvod rast vorljivosti SrCO3  manji od BaCO3  tj. SrCO3 treba da ima veći proizvod rastvorljivosti od BaCO 3

112.Zbog čega katjoni V analitičke grupe nemaju grupni reagens Katjoni V analitičke grupe nemaju grupni reagens jer su   njihovi Cl-,SO4 2,OH - i CO3 2- lako rastvorljivi u vodi.Zbog toga ne postoji reagens sa kojima

svi ovi katjoni daju talog,a sem toga njihovo taloţenje nije ni neophodno,jer su katjoni ostalih grupa već odvojeni. 113.Zašto amonijum jon mora biti uklonjen pre dokazivanja kalijuma Za dokazivanje K + jona koristi se Na- kobalt(III) nitrat koji taloţi K + u vidu ţutog taloga,ali i NH 4+   joni reaguju isto sa tim jedinjenjem pa ih treba  prethodno odvojiti.NH 4+ jon ometa dokazivanje K + jona i suvim put em,tj.u  plamen u jer se sublimira pri zagrevanju i samim tim oteţava utvrĎivanje. + + 2+ 114.Koje su dokazne reakcije za NH4 ,K  ,Mg  jon +  NH4  NH4 Cl + NaOH -> NaCl + H2 O + NH3 2Hg2 (NO 3 )2  + 4NH3  + H2 O -> 3NH3 NO3 +O 2HgNH 2 -NO3 +2Hg 2K 2 [HgJ4] + 3KOH + NH 3 =2H 2 O+7KJ+OHgNH 2 -J Mg2+ Mg2 (OH)CO 3  -> MgCO3  + MgO + H 2 O MgCO3  + MgO + 4HNO 3  -> 2Mg(NO 3 )2  + CO2  +2H 2 O Mg(NO3 ) 2  -> MgO + N2 O5 MgO + 2 HCl -> MgCl 2 + H2 O MgCl2 + (NH4 ) 2 HPO 4 + NH 4 OH -> MgNH 4 PO4  +NH4 Cl + H2 O Beo K + 2KCl + Na 3 [Co(NO2 )6 ] -> K 2 Na[Co(NO 2)6 ] + 2 NaCl

Ţut K + -  plamen boji ljubučasto

115. Šta je to sodni ekstrakt,kako se priprema i zašta se koristi Koristi se za rastvaranje teško rastvornog jedinjenja i za dokazivanje anjona.Priprema se na 2 načina: 1. Kuvanjem sa Na 2 CO3 2. Topljenjem sa Na 2 CO3  pri čemu soli teških metala prelaze u Na –  soli

Sodni ekstrakt se priprema tako što se u čašu stavi 1g čvrste supstance,doda 10  –  15 cm3  Na 2 CO3  i sve kuva 10- 15 min.Talog se odvoji ceĎenjem,ispere vodom i odbaci a preostali filtrat razblaţi do 25cm 3  i to predstavlja sodni ekstrakt.On se koristi samo ako je dobijeni rastvor neutralan ili bazan,a ne i

kiseo zbog toga što se u kiseloj sredini lako razlaţu nepostojne kiseline i  pojedini an joni mogu biti izgubljeni i v idu gasova. 116.Koji anjoni daju talog u reakciji s a rastvorom srebro nitrata Cl- - hloridi  NaCl + AgNO3  -> AgCl  +NaNO3 Beo Br - - bromidi  NaBr + AgNO3  -> AgBr   +NaNO3 svetlo ţut CN - - cijanidi KCN + AgNO 3  -> AgCN  + KNO3 Beo C4 H4 O62- - t artarati  Na2 C2 H4 O6  + 2AgNO 3 ->Ag2  C4 H4 O6  + 2 NaNO3 Beo 117. Kako se dokazuju hloridi,bromidi i jodidi jedni pored drugih Rastvoru koji sadr ţi Cl-,Br -,J-  najpre dodajemo (NH4 )2 CO3  i r-r AgNO3   pri čemu se taloţe AgCl.AgBr.AgJ . Razdvajanje vršimo dodatkom NH 4 OH  pri čemu se AgCl i Ag2 CO3 rastvaraju prelazeći u kompleks [Ag(NH3 ) 2]Cl.Talog cedimo dok u rastvoru dokazujemo Cl -  dodatkom HNO3  pri čemu dolazi do ponovno g taloţenja AgCl . AgBr i AgJ su u talogu i oni se dokazuju rastvaranjem u CS2  i dodatkom hlorne vode kap po

kap.Pri tome se rastvara J, boji rastvor u ljubučasto a daljim dodavanjem hlorne vode r-or se boji ţuto zbog prisutnog Br 2  . Cl NaCl + AgNO3  -> AgCl  +NaNO3 AgCl + NH 3  -> [Ag(NH 3 )2]Cl [Ag(NH3 ) 2]Cl + 2 HNO3 -> AgCl + 2 NH4 NO3 Br 2NaBr + Cl2  -> Br 2 + 2NaCl J2NaJ + Cl2  -> J2 + 2NaCl 118.Koje su dokazne reakcije za fosfate

Sa FeCl3 : Na2 HPO4   + FeCl3 + CH3 COONa -> FePO4  + CH 3 COOH + 3  NaCl

Ţut

Sa(NH4 ) 2 MoO4(dokazna)  Na3 PO4 + 12(NH4) 2 MoO4 + 24HNO3 -> (NH4 )3PO 4 ·12MoO3 + NH4 NO3 + 12H2 O

   + NaNO3

Ţut

Sa MgCl2   : MgCl2 + NH 4 OH + Na2 HPO4  -> MgNH 4PO 4  + 2 NaCl + H2 O Beo 119.Koje su dokazne reakcije za anjone sum pora 2S H2 S + 2 HNO 3  -> S + 2NO 2  + 2 H2 O  Na2 S + 2 HCl -> H 2 S + 2 NaCl H2 S + Pb(CH3 COO) 2  -> PbS

 + 2 CH3 COOH

H2 S + 2 AgNO 3  ->HNO3  + Ag2 S

 Crn

SO4 2H2 SO4  + BaCl2  -> BaSO4

 + 2 HCl Beo

S2 O3 2 Na2 S2 O3  + 2AgNO3  -> Ag2 S2 O3   + 2 NaNO 3 Beo Ag2 S2 O3  + H2 O -> Ag2S   + H2 SO4 Crn SO3 2-

 + 2 NaNO3

 Na2 SO3  + 2 AgNO 3  -> Ag2 SO3 Beo BaCl2  + Na 2 SO3 -> 2 NaCl + BaSO 3 120.Koje su dokazne reakcije za anjone ugljenika  Na2 CO3  + 2 CH3 COOH -> CO2  +H2 O + 2CH3 COONa  Na2 CO3  + 2 AgNO3 -> 2 NaNO3  + Ag2 CO3  Beoţućkast  Na2 CO3 + BaCl2  -> 2 NaCl + BaCO 3  Ba(OH) 2  + CO2  -> H2 O + BaCO3 BaCO3 + CO2  + H2 O -> Ba(HCO 3) 2 121.Kvan titativna anliza znacenje i podela- Zadatak kvantitativne analize  je da odredi sadrzaj po jedinih komponenti u nekom uzorku.Pri kvantitativnoj analizi se susrecemo sa sledecim osnovnim operacijama:uzimanje uzorka,vaganje,prevodjenje uzorka u r-r,odvajanje komponenti itd.Podela metoda u kvantitativnoj analizi je na hemijske metode: kvantitativna analiza,volumetrijska analiza(kod kojih se odredjivanje vrsi merenjem zapremine),gravimetrijska analiza(u kojima se merenjem utvrdjuje masa odredjene komponente) -instr.anal.-koje obuhvataju opticke metode a koje su zasnovane na merenj. Fiz.-hem. Parametara u cilju odredjivanja hem. Sastava ispitivanog uzorka -gasne analize-koje se zasnivaju na merenjima zapremine gasa na poznatoj P i T.Gas moze da bude bilo koja ispitivana supstanca,bilo koja kolicina gasa koju neka sups. Oslobadja nekoj r-ji. 122.Hemijske metode kvantitativne analize,znacenje i podela- U kvantitativnoj hem. analizi se hem. reakcijom supstanca prevodi u oblik  po godan za mer enje mase-gravim etr ijska analiza ili se p osle zavr sene h em. reakcije meri zapremina rastvora reagensa utrosenog za titraciju tj.reakcijuvolumetrijska analiza.U kvantitativnoj analizi primenjuju se razlicite fizicko-hemijske metode:konduktometrija,potenciometrija,kolorimetrija,hromatografija.Znac aj kvantitativne analize je veoma veliki in a osnovu nje dobijaju se podaci o mnogim supstancama,o cistoci i upotrebljivosti supstance kao zivotnih namirnica,lekova,sirovina u hem.industriji i dr. 123.Gravimetrijska analiza- Gravimetrija je metoda kvantitativne analize kod koje se element(supstanca)izdvaja od ostalih smesa,u obliku cistog stabilnog jedinjenja.Masa se moze lako izracunati ako se zna forma merenog jedinjenja i relativna molska masa odgovarajucih supstanci.Postoje 3 nacina za izdvajanje uzorka: 1.primena taloznih metoda(u o snovi lezi talozna r -ja koja mora davati t esko rastvorno jedinjenje cija je koncentracija takva da je supstanca kvant.istalozena) 2.elektrohemijski(fizicko-hemijske metode) 3.primenom neke fizicke metode(talog mora imati takva fizicka svojstva da se lako cedi).

Operacije u gravimetriji: 1.talozenje, 2.filtriranje, 3.ispiranje taloga, 4.susenje ili zarenje, 5.merenje mase izdvojene supstance .Gravimetrijska analiza se zasniva na merenju mase jedinjenja izdvojenog od ostalih sastojaka talozenjem u obliku tesko rastvornog jedinjenja 124.Tal ozne me tode grav.analize- Volumetrijska odredjivanja,koja se zasnivaju na stvaranju tesko rastvornih jedinjenja u toku titracije nazivaju se talozne titracije.Samo mali broj reakcija koje se koriste u gravimetrijskoj analizi moze se primeniti u ovom delu volumetrije.Za uspesnu analizu  prim enom taloznih metoda neophodno je ispuniti nekoliko zahteva:r-ja treba da bude brza,ne smeju da postoje sporedne r-je,tesko rastvorno  jedinjenje koje nastaje u to ku titra cije mora da ima stalan stehiom etrijski sastav,mora da postoji pogodan indikator za indikaciju zavrsne tacke titracije.Talozne titracije se najvise koriste za odredjivanje halogenid  jona( Cl-,Br -,J-),karbonata,fosfata,hromata,cijanida pri cemu se kao standardni rastvor koristi r-or AgNO 3   pri cemu se ove metode nazivaju i argentometrijske.Talozne metode se izvode kroz nekoliko operacija:talozenje,cedjenje i ispiranje taloga,susenje i zarenje taloga,merenje na vagi,izracunavanje. 125.Fizicke osobine taloga- Kako se komponenta izdvaja u obliku taloga

 potrebno je da se pro uce fizicke osobine talo ga. Fizičke Osobine taloga zavise od uslova talozenja kao sto su T,pH,brzina dodavanja reagensa,njegova konc.Pored toga sto izdvojen talog mora da bude velike cistoce on mora da bude pogodan za cedjenje.Najbolje je da se pri talozenju malo rast.sup.izdvaja u obliku krupnih kristala jer velicina cestica zaostaje na hartiji za cedjenje a cedjenje je brzo.Pod neodgovarajucim uslovima talozenja mogu da se obrazuju talozi cije su cestice tako male da se ne vide golim okom.Ovakve cestice teze da ostanu u r-ru tako da se ne mogu odvojiti od tecnosti.Ovakva suspenzija naziva se koloidna suspenzija.Sprecavanje nastajanja koloidnih rastvora se vrsi,ako se

talozenje izvodi na toploa takoĎe talozi mogu biti i kristalni. 126.Koloidni rastvori;znacenje,nastajanje,floakulacija,peptijacijaTalozi s`krupnim cesticama se lakse filtriraju u odnosu na taloge sa sitnim cesticama,a povecanje cestica taloga po pravilu je praceno smanjenjem njegovog oneciscenja.Po velicini cestica talozi se mogu veoma razlikovati.S`jedne strane postoje talozi cije su cestice toliko male(1-100 nm)i one ne pokazuju tendenciju da se taloze i ne mogu se filtrovati obicnim filtratima.Govorimo o koloidnim talozima,a sistem ovakvih cestica dispergovanih u tecnoj fazi naziva se koloidnom suspenzijom odnosno koloidnim rastvorom.Pod peptizacijom podrazumevamo process kojim se koagulirani koloid prevodi u stanje koloidnih rastvora.Koagulacija i  peptizacija su 2 medjusobno suprotna procesa,ko ji se kod mnogih koloida mogu ostvariti bar delimicno.NPR .reverzibilno:AgCl(koloidan)>AgCl(s).Koagulacija je pojava gde se pojedine koloidne cestice medjusobno spajaju u vece cestice. Floakulacija je proces razaran ja kolo idnih r-ra pod uticajem elektrolita.Ko loidni r-ori pokazuju T indalov efekat tj.rastvaraju svetlost kada se osvelte sa strane .Koloidne cestice nael.istoimenim nael.zbog cega se medjusobno odbijaju sto sprecava njihovo spajanje u krupnije aggregate.One grade tzv.micele.Na povrsini taloga vrsi se adsorpcija jonovima koji se nalaze u visku u rastvoru.To je  prim er adsor.sloj. i moze biti kako + t ako - nael.Debljina sloja je mala a cestice u tom sloju su cvrste faze i pod uticajem el.stat.polja zajedno sa talogom idu ka suprotnom polu 127.Kristalni talozi-Kristali koji cine talog mogu biti razlicitih velicina,tako da imamo sitnozrne i krupnozrne taloge.Povoljnije je da kristali budu krupniji jer se krupnozrni talozi lakse filtriraju i cisti su.Na velicinu kristala uticu:temperature,pH,brzina dodavanja reagensa,koncentracija reagensa. VAJMAR CM=CR -zasicen r-r CMCR -prezasicen r-r CM-R >O-stepen pr ezasicenih r -ra

CM   CR n=

CR

Ukoliko je CM vece veci je i n . Brzina talozenja upravo proporcionalna relat.presic.r-ora:Vt= k · n.Ukoliko  je po cetna brzina t alozen ja manja, dobijaju se krupn iji k ristali,a ukoliko je veca dobijaju se sitniji kristali. Pod hemijskim necistocama 128.Cistoca izdvojenih taloga podrazumev aju se sve druge supstance koje nisu ispitivana supstan ca. Za analiticka odredjivanja neophodno je da se necistoce mogu lako ukloniti.Razlikuju se 2 tipa oneciscavanja taloga:

1.kop recipitacija ili zajednicko t alozen je.Pod ovim izrazom podrazumevaju se oni slucajevi gde se jedna supstanca talozi,a druge supstance se zahvataju iz r-ra. 2.postprecipitacija ili naknadno talozenje do kojeg dolazi posle izdvajanja taloga. Postprecipitacija je oblik oneciscavanja kod koga se necistoca talozi nakon sto je istalozen primarni talog 129.Ispiranje taloga -Posle filtracije talog se ispira kako bi se nepozeljne supstance uklonile sto je moguce potpunije.Za ispiranje se moze koristiti cista voda ako smo sigurni da nece rastvoriti primese taloga ili dovesti do njegove peptizacije.Rastvorljivi ralozi se peru rastvorom koji sadrzi nisku koncentraciju taloznog reagensa cime se rastvorljivost smanjuje.Za ispiranje taloga sklonih peptizaciji mora se prim enjivati r -r nekog  po godnog i lako ispar ljivog elektrolita.Pravila kojih se tr eba pridrzavati: -Pre nego sto se doda nova zapremina tecnosti za ispiranje,ostaviti da se talog dobro ocedi.Izuzetak od ovog pravila su talozi koji na vazduhu oksidisu. -Upotrebljavati relativno male zapremine tecnosti za ispiranje i povecati  broj ispiran ja 130.Zarenje taloga;primeri-Posle filtriranja i pranja, talog se mora dovesti do konstantnog sastava pre nego sto se moze vagati.To se postize njegovim susenjem ili zarenjem do konstantne mase.Za grevanjem t aloga uklanja se iz njega voda,a zatim isparljive necistoce. Talog CaC 2 O4   moze se vagati kao CaC2 O4 * H 2 O,zatim kao CaC2 O4,kao CaCO3 (CaC2 O4 ->CaCO 3 +CO) i kao CaO(CaCO3 ->CaO+CO 2 ).Temperatura na kojoj treba susiti ili zariti neki talog moze se odrediti pomocu tzv.termogravimetrijskih vaga,na kojima se meri masa taloga,dok mu se temperatura postepeno povecava.Nekad se zagrevanje vrsi na visoj temperaturi nego sto je potrebno,da bi se dobio nehidroskopni oblik taloga. NPR .Al 2 O3  zaren na 900-1000 0 C je hidroskopan ali zarenjem na 1200 0 C prelazi u nehidroskopni oblik koji se moze vagati u otvorenom loncicu. 1.oksido-redukcione ili redoks metode se zasnivaju na redoks reakcijama koje se zagrevaju uz prelaz e -  izmedju reaktanata u toku r-je pri cemu se  jedna supstan ca oksidise a druga red ukuje.  NPR.5 Fe2++MnO4 -+8H +=5Fe3+ +Mn2+ +H2 O. 2.permanganometrija(titrant KMnO4 ),3.bromatometrija(titrant KBrO3 ),4.jodometrija(Na 2 S2 O3 ) 131.Volumetrijska analiza-Volumetrijske metode su kv antitativne metode hemijske analize koje se zasnivaju na odredjivanju zapremine reagensa  po znate koncentracije,potrebne za potpunu r- ju sa ispitivanim supstancom.R-r cija se zapremina meri dodavanjem iz birete se naziva titrant izrazen u mol/dm -3.Ispitivani r-r poznate zapremine,ciju koncentraciju treba odrediti nalazi se u erlenmajeru i naziva se titrand.Osnovna operacija u volumetriji naziva se titracija.Podela volumetrijskih metoda: 1.metode neutralizacije-se zasnivaju na r-ji neutralizacije:H 3 O++OH=2H 2 O.Razlikuju se metode odredjivanja kiseline i kiselih soli(alkalimetrija-merenje zapremine baze)kao i metode odredjivanja  baza(acidimetrija-mer enje zapremine kiseline) 2.talozne metode se zasnivaju na stvaranju tesko rastvornih jedinjenja u + toku titracije medju kojima su najvaznije reakcije u kojima ucestvuju Ag +  joni. NPR. o dredjivanje Cl  jona:Cl +Ag =AgCl 3.kompleksiometrijske metode se zasnivaju na stvaranju stabilnih kompl.jedinjenja izmedju jona metala i kompleksirajuceg agensa.Najcesce se koristi komplekson III ili EDTA. 132.Titracioni rastvori :primarni i sekundarni  –   Na osnovu na čina  prip reme titracioni rastvo ri se dele na : primarne i sekundarne.Primarni rastvori su pripremljeni od hemijski cistih supstanci tzv.primarnih standarda.Priprema standardnih r-ra se vrsi po strogo utvrdjenom  po stupku.Primarni rastvori se odmeravaju direktno i tako pripremaju rastvaranjem u vodi i dopunjavanjem do 1dm 3 .Primarni rastvori su:Na2 C2 O4 ,K 2 CO3 ,KBrO3 ,KJO3 .Sekundarni rastvori su standardizovani r-ri  prip remljeni od supstanci koje ne poseduju odlike primarnih standarda.U njima su rastvorene supstance koje ne mogu tacno da se odmere jer vec u toku merenja menjaju masu.One mogu da vezuju CO 2   da otpustaju ili vezuju vodu,lako se raspadaju ili isparavaju spada u 133.Protoliticke titracije:protolimetrija-Protolimetrija volumetrijske metode koje se zasnivaju na protolitickim reakcijama,a to su reakcije u kojima dolazi do razmene protona.Da bi se odigrala neka  protolit icka r-ja neophodno je da p ostoje 2 kiselinsko-bazna para. Metode neutralizacije se koriste za odredjivanje konc.jakih i slabih elektrolita a takodje se koristi i za odredjivanje prolazne tvrdoce vode.U protolimetriji se kao indikator koriste slabe organske baze ili kiseline jer imaju sposobnost da menjaju boju u zavisnosti od pH sredine. Krive ti tracije u 134.Krive titracije u protolimetriji (KRIVE)  protolimetr iji daju promenu pH vrednosti u zavisnosti od zapremine titracionog sredstva.Oblik krive titracije zavisi od koncentracije titracionog

sredstva i jačine protolita.Što je kriva strmija to će manji dodatak titracionog sredstva izazvati v eću promenu pH vrednosti i u tom slučaju je izbor indikatora veći. 135.Indikatori u protolimetriji-

Kao indikatori se koriste slabe organske baze ili kiseline jer imaju sposobnost da menjaju boju u zavisnosti od pH sredine.Mogu biti:dvobojniukoliko su oba indikatorska oblika obojena i jednobojni-ukoliko je samo  jedan indikator ski oblik obojen.Osobine indikatora:1.visoka osetljivost,2.konc.indikatora mora biti niska u r-ru,3.ravnoteza izmedju indikatora mora brzo da se uspostav lja /Indikato ri se dele u .-3 vel.gr:1.ftaleinski-fenoftalein menja boju iz bezbojne(kis.sredina)u crvenu(bazna)pH=8,2-10 2.sulfoftaleinski-ima slicnu strukturu kao fenof.i predstavnik je fenolcrveno,koji iz crvene prelazi u zutu pH=3,1-4,4 / 136.Titracija poliprotonskih kiselina;primeri- Kod titracije

viseprotonskih kiselina titracione krive će pokazivati vise ekvivalentnih tacaka,ako se sukcesivne konstante disocijacije medjusobno dovoljno 4 6 razljikuju (Ka(n-1)/K an  10 odn.10   za tacnost 1   odn. 0,1 ) a ove ekvivalentne tacke ce se moci analiticki koristiti ako je promena pH dovoljno izrazena.Stanje ce biti analogno kao kod titracije kiselina i baze razlicite jacine.Tako npr. -kod titracije maleinske kiseline(Ka1/Ka2 10 4,3)mogu se koristiti obe zavrsne tacke,-kod oksalne 3 kiseline(Ka1/Ka2 10 )skok pH u prvoj tacki ekvivalencije je nedovoljan za  precizno lociranje pa se uvek odredjuje druga zavrsna t acka 137.Tal ozne titracije:znacenje,primena,indikatori- Volumetrijska odredjivanja koja se zasnivaju na stvaranju tesko rastvornih jedinjenja u toku titracije nazivaju se talozne titracije.Talozne titracije se koriste za - odredjivanje halogenid jona(Cl ,Br ,J ).Kao standardni rastvor se koristi AgNO3   i ove titracije su poznate kao argentometrijske titracije.Indikator kod taloznih titracija je ona supstanca koja reaguje sa jednim od reaktanata stvarajuci talog.Talozne metode se primenjuju samo kada su ispunjeni sl.uslovi: -r-jea treba da se desava strogo prema jednacini -talog treba da se izdvaja brzo i treba da postoji pogod.indik. -talog koji se stvara treba da bude prakticno nerastvorljiv 138.Odredjivanje hloridnih j ona titracijom sa AgNO 3-Titracija hlorida vrsi se standardnim r-rom AgNO 3   a kao indikator se koriste rastvorne soli hromata.Kada je talozenje hlorida zavrseno,prvi visak jona Ag +  reaguje sa hromatn im jonima,gradeci crvenkast talo g AgCrO4  NaCl+AgNO3 =AgCl +NaCl Ag++Cl -=AgCl (r-ja za titraciju) K 2 CrO4 +2AgNO3 =Ag2 CrO4  +2KNO3 (r-ja zzavrsne tacke titracije) crven 139.Kompleksometrijska titracija;kompleksometrijaKompleksometrijska titracija je volumetrijska metoda koja se zasniva na stvaranju stabilnih kompleksa u toku titracije.Koristi se za odredjivanje  jona metala i nekih anjona.Kompl. r-ja mor a biti :stehiometrijska;brzina r- je mora biti velika;stabilnost kompleksa mora biti velika;odredjivanje zavrs.tac.t itr.treba bit i jednostavno Za an aliticko odredjivanje najcesce se kor isti EDTA ili KIII 140.Tit raciona sredstva u kompleksometriji -Kao titraciono sredstvo se koriste kompleksoni koji sa jonima metala grade stabilna kompleksna  jedinjenja.Najbolje t itr aciono sredstvo u komp.je EDTA ili KIII /Ovo je cetvorobazna kiselina.Reakt.EDTA potice otuda sto u molekulu sadrzi 2 vezivna N-atoma i 4 vezivna O-atoma iz acetatnih grupa,a acetatni  jon gradi kom plekse gotovo sa svim metalnim jon ima.1 molekul EDTA uvek reaguje sa jednim jonom metala u odnosu 1:1.Samo slaba kiselina se retko koristi za pripremu stand.r-ra(zbog male rastvorljivosti)pa se obicno u obliku dihidrata / 141.Indikatori u kompl.titraciji-Indikator i ko ji se upotrebljavaju za odredjivanje zavrsne tacke kod komp.titracije nazivaju se metal indikatori.Najpoznatiji su eriohromcrno T i mureksid.Metal indikatori su intezivno obojene supstance koje sa jonima metala u r-ru grade obojene rastvorne helatne komplekse.Boja kompleksa metal indikatora se razlikuje od boje slobodnog indikatora.U vodenom r-ru nekog kompleksa metal indikator uspostav lja ravnotezu na sl.nacin: M+In >Min  boja2  boja1 konstanta stabilnosti je:K MIn=[Min]/[M][In] odnosno pM=log K MIn + log [ In ] / [Min] 142.Redoks titracija-znacenje i podela-Reakcije u kojima se odvijaju oksidacija i redukcija osnova su za veliki broj volumetrijskih metoda koje se nazivaju oksido-redukcione metode.U ove metode spadju:  perm angano metrija,jodimetr ija,jodometr ija,bromotom etrija.Ove r -je se nazivaju redoks r-je: Sn 2+ ->Sn 4+ oksidacija Fe3+ ->Fe2+  redukcija

 RT 

ared 

Ox+nc- >Red , Eox /red-E - ox/red- nF   ln aox Oksidacija je proces otpustanja elektrona pri cemu dolazi do povecanja oksidacionog broja a redukcija je proces primanja elektrona pri cemu dolazi

do smanjenja oksid.broja. Oksid. metode su:permanganometrija,hromatometrija,bromatometrija i jodimetrija. Reduk. metode su:jodometrija i hromometrija 143.Permanganometrija- Je volumetrijska metoda koja se zasniva na reakcijama oksido-redukcije.U permanganometriji se kao titraciono sredstvo koristi standardni r-r KMnO4  koji ima siroku primenu kao oksidaciono sredstvo.U kiseloj sredini MnO 4 -  jon se redukuje u Mn 2+  prim ajuci 5e Mn 7+ ->Mn 2+   (+5e-) , 7+ 4+ Mn ->Mn   (+3e-) Ako se permanganatom titrišu bezbojni ili veoma slabo obojeni r -ri ne koristi se indikator vec sam permanganat odredjuje zavrsnu tacku titracije /2KMnO4 +5Na2 C2 O4 +8H2 SO4 >K 2 SO4 +2MnSO 4 +8H2 O+5Na 2 SO4 +10CO2 / 144.Jodometrija-  Volumetrijska m etoda ko ja je zasnovana na hem ijskoj reakciji naziva se jodometrija. J2 +2e - ->2J-  .Kao standardni rastvor se koristi rastvor Na 2 S2 O3 (natrijum tiosulfat) 2S2 O3 2- +J2 =S4 O6 2-+2J- .Kao indicator se koristi rastvor skroba. 145.Bromatometrija-Kod bromatometrijskih titracija kao titraciono sredstvo koristi standardni r-r K-bromata KBrO3. KBrO3  je u kiseloj sredini jako oksidaciono sredstvo pri cemu se redukuje do bromide. + BrO3 +6H +6e ->Br +3H2 O .Na kraju titracije prva kap bromata reaguje sa izdvojenim bromidom i oslobadja se elementarni brom prema jednacini: + BrO3 +5Br +6H =3Br 2 +3H2 O .Bromatometrija ima primenu i u metalurgiji gde se koristi za odredjivanje sadrzaja metala u rudama.Kao indikatori se koriste metaloranz i skrob 146.Elektrohemijske metode kvantit.analize:znacenje i podelaelektrohem.analiza se deli na: a)elektrogravimetriju,b)elektrovolumetriju,c)polarografska metoda a)u kvantitativnoj hemijskoj analizi primenjuju se razlicite fizicko-hemijske metode u koje spada i elektrogravimetrija.  b)elekt rovolumetrija je metoda koja se od klasicne volumetrije razlikuje samo po nacinu odredjivanja zavrsne tacke titracije.U klasicnoj volumetriji se za odredjivanje zavrsne tacke titracije koristi indikator a u elektrovolumetriji na osnovu promene potencijala elektroda. Elektrovolumetrija se deli na:konduktometriju(promena  provo dnosti),potenciometrija(promena potencijala),kulometrija(promen a kolicine naelektrisanja),polarografija. c)polarografska metoda se zasniva na volumetrijskoj analizi(tj.na merenju  jacine elek .struje pri odigravanju odredjene redoks titracije) 147.Konduktometrija-Se bazira na pracenju promene provodljivosti rastvora.Provodljivost r-ra zavisi od koncentracije jona,prirode jona i temperature.Konduktometrijska titracija moze biti: 1.direktna(odredjuje se sadrzaj konc.soli u r-ru na osnovu izmerene  provo dljivosti) 2.konduktometrijska titracija(ukoliko raste koncentracija jona raste i  provo dljivost) Kod ove titracije se koriste proto liticke i talo zne r- je a n ajvise se koristi za odredjivanje slanosti morske vode,koristi se i za odredjivanje ciste destilovane vode. 148.Potencijometrija-zasniva se na merenju potencijala elektrode zaronjene u rastvor.Elektrodni potencijal zavisi od prirode elektrolita i temperature.Potenciometrija ima i nedostatak koji se ogleda u tome da ne moze odrediti elek.potencijal vise redoks para.Potenciometrija se deli na: -direktnu(meri aktivitet H+ jona u r-ru) -potenciometrijsku titraciju(ako imamo vodeni r-r elektrolita u koji su  potopljen e elektr ode na kojima se desavaju ox i red proce si)

0,059

aox

z  log  ared  E=E + 149.Kulometrija-Vrsi meren je kolicine elektr icit eta neoph odne za kvantitativno odredjivanje neke elektrodne r-je.Elektrodne r-je se odigravaju na elektrodama pri konstantnom potencijalu i konstantnoj jacini struje.Aparati koji se koriste nazivaju se kulometri elektrohemijske metode pored 150.Polarografska analiza- U elektrogravimetrije i elektrovolumetrije spada i polarografska analiza.Polarografija se zasniva na merenju jacine elek.struje pri odigravanju odredjene redoks titracije.Koristi se za odredjivanje metala u rudama.Bila je najznacajnija metoda sve dok se nije pojavila spektrometrija tj.spektrofotometrija. 151.Elektrogravimetrija- princip je isti kao kod k lasicne gravimetrije ali je nacin drugaciji.U rastvoru koji sadrzi katjone urone se elektrode.Na katodi dolazi do izdvajanja metala u cvrstom stanju.Pre pocetka analize izmeri se masa elekrode i izmerena elektroda se unese u rastvor.Propusti se  jednosmern a struja i dolazi do migracije katjo na i talozenja.Posle se elektroda opera,osusi i izmeri in a taj nacin se racuna masa katjona u rastvoru 152.Atomska adsorpciona emisiona spektroskopija- Eksperimentalna tehnika koja se bavi dobijanjem i analizom spektara naziva se spektroskopija.Zavisno od nacina dobijanja spektara deli se na: 0

-emisionu spektroskopiju koja se bavi izucavanjem emisionih spektara atoma jona ili molekula dobijenih pod uslovima kada oni sami predstavljaju izvor zracenja.Kvalitativna spektroskopska analiza se vrsi tako sto se usijana platinska igla umoci u uzorak soli za analizu,pa se potom unese u  plamen.Igla se umo ci u p rah boraksa i igla se drzi u plamen u sv e dok ne ispari sav boraks i ne isceznu sve linije iz spektra. -adsorpciona spektroskopija se bavi izucavanjem adsorpcionih spektara sup.Predstavlja sredinu koja selektivnom adsorpciom zracenja menja  pozn atu str ukturu spektra nezavisnog izvora zracenja iz koga se sup.osvetljava. 153.Greske u kvantitativnoj analizi-I pri najpazljivijem izvodjenju neke analize ipak postoji greska.Prema njihovom karakteru greske koje se  pojav ljuju u k vant. analizi mozemo podeliti u 2 osnovne grupe:1.odredjene ili sistematske to su one koje se mogu objasniti odredjenim uzrocima pa se njihova pojava moze predvideti a njihova velicina menjati.Odredjene greske imaju jedan odredjen smer tj.one su samo pozitivne ili samo negativne.2.neodredjene ili slucajne greske su one ciji uzroci nisu tacno  pozn ati i koje se nemogu iskljuciti uvodjenjem korekture,ali su obicno male i pokoravaju se zakonu verovatnoce.U grupu odredj.greske spadaju:1.greske od aparature i reagenasa,2.licne greske,3.greske metoda(su najozbiljnije).Prema ovom uticaju na rezultate analize odredjene greske mogu biti:1.konstantne(ne zavise od velicine uzorka)2.proporcionalne(zavise od velicine analiziranog uzorka) 154.Sistematske greske-To su greske koje su const.u vecini slucajeva ili variraju po odredj.zakonitostima.Izvori ovih gresaka su:1.greske metoda,2.greske koje poticu od aparature i koriscenih reagenasa,3.individualne greske,4.operativne greske Greshke metode npr.gravimetrija-nijedna sup.nije apsolutno nerastvorna.Volumetrija-ove r-je koje su karakteristicne nisu direktne vec ima i sporednih r-ja koje donose greske.Greske od aparature-u volumetriji npr.bireta nije tacno izgraduisana.Talog veze neku kolicinu vlage dok se vrsi njegovo merenje,a i vaga ima gresku u sebi i reagensi nisu potpuno cisti.Individualne greske se javljaju kad na vreme ne uocimo boju kod titracije.Sve ove greske nisu odredj.i mogu se otkloniti.Operativne greske se javljaju zbog netacno izvrsenih operacija kad ne radimo po protokolu i kad ne koristimo postupak. 155.Slucajne greske Su neodredjene,uzroci nisu tacno poznati i ne mogu se iskljuciti uvodjenjem korekture i ne pokoravaju se zakonu verovatnoce.Javljaju se u svakom merenju i uglavnom ne mogu da se otklone vec samo da se minimiziraju vrsenjem veceg broja merenja.One se ne mogu unapred predvideti i eliminisati,ali se mogu ublaziti na 2 nacina: pazljivim merenjem,pov ecanjem broja m erenja. Sve greske se dele na sistematske,slucajne i lapsusne(sirove).Sirove greske se javljaju pri pogresnom ocitavanju zapremine i one se mogu predvideti. 156.Obrada analitickih rezultata:srednj a vrednost,srednja devijacija,standardna devijacija,procena preciznosti odredjivanja-

Srednja aritmetička vrednost predstavlja numericku vrednost koja se dobija

kada se zbir svih izmerenih vrednosti iste merene velicine podeli brojem merenja.Devijacija je razlika izmedju eksp.vred.tog merenja i srednje vrednosti niza rezultata.Srednja devijacija predstavlja sredinu devijacija svih pojedinacnih rezultata od srednje vrednosti.Standardna devijacija je najbolje merilo preciznosti rezultata. Procena preciznosti:preciznost podrazumeva uporedjivanje jednog rezultata sa drugim merenjima ucinjenim na isti nacin. 159.Tacn a vrednost:i strazi vacka vre dnos t- Tacnost podrazumeva uporedjivanje rezultata ili srednje vrednosti sa pravom vrednoscu.sa slike vidimo da metoda 1 ima visoku preciznost i tacnost. 2-mala preciznost i mala tacnost,3.karakterise dobra preciznost ali mala tacnost jer numericka srednja vrednost nosi znacajnu gresku dok 4 malu  preciznost ali je srednja vrednost rezultata blizu prihvacene vrednost i

160.Procena postojanja sistematske greske- otkrivaju se proveravanjem koriscenih instrumenata i preciscavanjem reagenasa.Greske metode su ozbiljne i tesko se eliminisu