7. Οξέα και βάσεις ΣΚΟΠΟΣ

Transcript

1 7. Οξέα και βάσεις ΣΚΟΠΟΣ Σκοπός αυτού του κεφαλαίου είναι να γνωρίσουμε τα ιδιαίτερα χαρακτηριστικά των οξέων και βάσεων, να συσχετίσουμε τις όξινες ή βασικές ιδιότητες μιας ουσίας με τη μοριακή της δομή και να μελετήσουμε τις οξεοβασικές αντιδράσεις, υπό το πρίσμα των επικρατέστερων θεωριών, οι οποίες έχουν αναπτυχθεί μέχρι σήμερα. 1

2 7. Οξέα και βάσεις Προσδοκώμενα αποτελέσματα Όταν θα έχετε μελετήσει αυτό το κεφάλαιο, θα μπορείτε να: Ορίζετε τι είναι οξύ και τι βάση, σύμφωνα με τη θεωρία του Arrhenius. Ορίζετε τι είναι οξύ και τι βάση, σύμφωνα με τη θεωρία των Brönsted Lowry. Αναγνωρίζετε τα χημικά είδη που είναι οξέα ή βάσεις κατά Lewis. Ορίζετε την έννοια συζυγές ζεύγος οξέος-βάσεως. ίνετε τον ορισμό της αμφιπρωτικής χημικής οντότητας. Ορίζετε την εξίσωση διαστάσεως. ιακρίνετε τα οξείδια σε όξινα, βασικά ή επαμφοτερίζοντα. Ορίζετε τι είναι οξύ και τι βάση κατά Lewis. Αναγνωρίζετε τα χημικά είδη που είναι οξέα ή βάσεις κατά Lewis. 2

3 7. Οξέα και βάσεις Κατανοείτε τη σχέση ανάμεσα στην ισχύ ενός οξέος και την ισχύτηςσυζυγούςτουβάσης. Προβλέπετε αν μια οξεοβασική αντίδραση ευνοεί τα αντιδρώντα ή τα προϊόντα. Αναφέρετε τους δύο παράγοντες που καθορίζουν τη σχετική ισχύ οξέων. Κατανοείτε τις περιοδικές τάσεις αναφορικά με την ισχύ των δυαδικών οξέων ΗΧ. Κατανοείτε τους κανόνες που διέπουν τη σχετική ισχύ των οξοοξέων. Κατανοείτε τη σχετική όξινη ισχύ ενός πολυπρωτικού οξέος και των ανιόντων του. Συγκρίνετε την ισχύ οργανικών οξέων. 3

4 7. Οξέα και βάσεις Έννοιες κλειδιά Άλας Αμφιπρωτικό χημικό είδος Αντίδραση εξουδετέρωσης Ανυδρίτες βάσεων Ανυδρίτες οξέων Ασθενή οξέα και βάσεις Αυτοϊοντισμός Βάση κατά Lewis Βασικά οξείδια υαδικά υδρίδια Ένωση συντάξεως Εξίσωση διαστάσεως Επαμφοτερίζον χημικό είδος Θεωρία Arrhenius Θεωρία Brönsted Lowry 4

5 7. Οξέα και βάσεις Έννοιες κλειδιά Θεωρία Lewis Ιόν υδρονίου ή οξονίου Ισχυρά οξέα και βάσεις Οξοοξέα Οξύ κατά Lewis Πρωτονιοδέκτης Πρωτονιοδότης Συζυγές ζεύγος οξέος βάσης Υδρίδια ομοιοπολικά 5

6 7. Οξέα και βάσεις Ebbing: Κεφάλαιο Γενικά περί των οξέων και των βάσεων 7.2 Θεωρία Arrhenius 7.3 Θεωρία Brönsted Lowry 7.4 Ισχύς των οξέων και μοριακή δομή 7.5 Οξεοβασική συμπεριφορά των οξειδίων 7.6 Θεωρία Lewis 6

7 Οξέα και βάσεις (τρόποι διάκρισης) Τα οξέα έχουν όξινη γεύση, ενώ οι βάσεις είναι πικρές. Τα οξέα και οι βάσεις μεταβάλλουν το χρώμα ορισμένων χρωστικών που λέγονται δείκτες, όπως το ηλιοτρόπιο και η φαινολοφθαλεΐνη. Τα οξέα αλλάζουν το χρώμα του ηλιοτροπίου από μπλε σε κόκκινο και της φαινολοφθαλεΐνης από ροζ σε άχρωμο. Οι βάσεις προκαλούν ακριβώς τις αντίθετες χρωματικές αλλαγές. Οξέα και βάσεις εξουδετερώνουν ή αντιστρέφουν τα μεν τη δράση των δε. Στη διάρκεια της εξουδετέρωσης, οξέα και βάσεις αντιδρούν μεταξύ τους παράγοντας ουσίες που ονομάζονται άλατα. Τα οξέα αντιδρούν με δραστικά μέταλλα, όπως μαγνήσιο και ψευδάργυρος, ελευθερώνοντας υδρογόνο. 7

8 Οξέα και βάσεις (Εισαγωγή) Arrhenius (πρώτη επιτυχής θεωρία περί οξέων και βάσεων) Οξέα είναι ουσίες που αυξάνουν τη συγκέντρωση των ιόντων Η + σε ένα υδατικό διάλυμα. Βάσεις είναι ουσίες που αυξάνουν τη συγκέντρωση των ιόντων ΟΗ σε ένα υδατικό διάλυμα. Πολλές αντιδράσεις που έχουν χαρακτηριστικά αντιδράσεων οξέων βάσεων σε υδατικό διάλυμα, γίνονται και σε άλλους διαλύτες ή και χωρίς διαλύτη. Π.χ., το υδροχλωρικό οξύ αντιδρά με υδατική αμμωνία, η οποία κατά την άποψη του Arrhenius είναι βάση επειδή αυξάνει τη συγκέντρωση των ιόντων ΟΗ σε υδατικό διάλυμα. Η αντίδραση μπορεί να γραφεί ως εξής: HCl(aq) + NH 3 (aq) NH 4 Cl(aq) 8

9 Οξέα και βάσεις (Εισαγωγή) Μια τελείως όμοια αντίδραση λαμβάνει χώρα μεταξύ χλωριδίου του υδρογόνου και αμμωνίας που έχουν διαλυθεί σε βενζόλιο, C 6 Η 6. Το προϊόν είναι πάλι ΝΗ 4 Cl το οποίο στην περίπτωση αυτή καταβυθίζεται ως ίζημα: HCl(βενζόλιο) + NH 3 (βενζόλιο) NH 4 Cl(s) Χλωρίδιο του υδρογόνου και αμμωνία αντιδρούν ακόμα και σε αέρια φάση, όπως δείχνει η επόμενη διαφάνεια. Οι αντιδράσεις αυτές του ΗCl με ΝΗ 3 σε βενζόλιο και σε αέρια φάση, ενώ είναι όμοιες με την αντίδραση σε υδατικό διάλυμα, δεν μπορούν να ερμηνευθούν από τη θεωρία του Arrhenius και γι' αυτό χρειαζόμαστε ευρύτερες θεωρίες περί οξέων και βάσεων. 9

10 Οξέα και βάσεις (Εισαγωγή) ΗCl(g) + ΝΗ 3 (g) ΝΗ 4 Cl(s) Αέρια HCl και ΝΗ 3 από τα πυκνά διαλύματά τους, που βρίσκονται στα γυάλινα δισκία, διαχέονται και αντιδρούν σχηματίζοντας ένα νέφος από χλωρίδιο του αμμωνίου. 10

11 Οξύ κατά Arrhenius είναι η ουσία η οποία, όταν διαλύεται σε νερό, αυξάνει τη συγκέντρωση των ιόντων υδρονίου, Η 3 Ο + (aq). Για απλούστευση, οι χημικοί χρησιμοποιούν συχνά τον συμβολισμό Η + (aq) για το ιόν Η 3 Ο + (aq) και ονομάζουν το Η + (aq) ιόν υδρογόνου. Το ιόν Η + (πρωτόνιο) δεν μπορεί να υπάρξει ελεύθερο μέσα στο νερό. Το θετικό φορτίο που φέρει έλκεται από ένα ΗΖ ενός μορίου νερού και σχηματίζεται το ιόν υδρονίου ή οξονίου, Η 3 Ο + : H + + Οξέα και βάσεις κατά Arrhenius O H H O H + H H 11

12 Οξέα και βάσεις κατά Arrhenius Το ιόν υδρονίου, Η 3 Ο +, συνδέεται μέσω δεσμών υδρογόνου με ένα μεταβλητό αριθμό μορίων νερού. Το ιόν υδρονίου παρουσιάζεται εδώ συνδεδεμένο μέσω δεσμών υδρογόνου με τρία μόρια νερού. Η 9 Ο 4 + Το θετικό φορτίο που σημειώνεται στο κεντρικό οξυγόνο είναι κατανεμημένο σε όλο το ιόν. 12

13 Οξέα και βάσεις κατά Arrhenius Βάση κατά Arrhenius είναι μια ουσία η οποία, όταν διαλύεται σε νερό, αυξάνει τη συγκέντρωση των ιόντων υδροξειδίου, ΟΗ (aq). Ο ειδικός ρόλος του ιόντος υδρονίου και του ιόντος υδροξειδίου σε υδατικά διαλύματα οφείλεται στην ακόλουθη αντίδραση: Η 2 Ο( ) + Η 2 Ο( ) Η 3 Ο + (aq) + ΟΗ (aq) Η προσθήκη οξέων και βάσεων μεταβάλλει τις συγκεντρώσεις αυτών των ιόντων στο νερό. 13

14 Οξέα και βάσεις κατά Arrhenius Στη θεωρία του Arrhenius, ισχυρό οξύ είναι μια ουσία η οποία ιοντίζεται πλήρως σε υδατικό διάλυμα δίνοντας Η 3 Ο + (aq) και ένα ανιόν. Π.χ. το υπερχλωρικό οξύ, ΗClΟ 4 ΗClΟ 4 (aq) + Η 2 Ο( ) Η 3 Ο + (aq) + ClO 4 (aq) Άλλα ισχυρά οξέα: H 2 SO 4, HI, HBr, HCl, HNO 3 Τα περισσότερα από τα υπόλοιπα οξέα που συναντούμε είναι ασθενή οξέα. Αυτά δεν ιοντίζονται πλήρως σε διάλυμα και συνυπάρχουν κατά μια αντίθετη αντίδραση μαζί με τα αντίστοιχα ιόντα. Π.χ., η αντίδραση του οξικού οξέος είναι CH 3 COOH(aq) + Η 2 Ο( ) CH 3 COO (aq) + Η 3 Ο + (aq) 14

15 Ισχυρή βάση είναι μια ουσία η οποία ιοντίζεται πλήρως σε υδατικό διάλυμα δίνοντας ΟΗ και ένα κατιόν. Π.χ. το υδροξείδιο του νατρίου, NaOH: NaOH(s) Οξέα και βάσεις κατά Arrhenius H 2 O Na+(aq) + OH (aq) Άλλες ισχυρές βάσεις: LiOH, KOH, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2 Οι περισσότερες από τις υπόλοιπες βάσεις που συναντούμε είναι ασθενείς βάσεις. Αυτές δεν ιοντίζονται πλήρως σε διάλυμα και συνυπάρχουν κατά μια αντίθετη αντίδραση μαζί με τα αντίστοιχα ιόντα. Π.χ., η αντίδραση της αμμωνίας είναι ΝH 3 (aq) + Η 2 Ο( ) ΝΗ 4+ (aq) + ΟΗ (aq) 15

16 Οξέα και βάσεις κατά Arrhenius Αντίδραση εξουδετέρωσης είναι η αντίδραση ενός οξέος και μιας βάσης που καταλήγει σε μια ιοντική ένωση και πιθανώς νερό. Όταν μια βάση προστίθεται σε διάλυμα οξέος, λέμε ότι το οξύ εξουδετερώνεται. Η ιοντική ένωση που προκύπτει ως προϊόν μιας αντίδρασης εξουδετέρωσης ονομάζεται άλας. Οι περισσότερες ιοντικές ενώσεις, εκτός από τα υδροξείδια και τα οξείδια, είναι άλατα, τα οποία μπορούν να ληφθούν από αντιδράσεις εξουδετέρωσης, όπως π.χ. 2HCl(aq) + Ca(OH) 2 (aq) CaCl 2 (aq) + 2H 2 O( ) οξύ βάση άλας 16

17 Οξέα και βάσεις κατά Arrhenius Το σχηματιζόμενο άλας σε μια αντίδραση εξουδετέρωσης απαρτίζεται από κατιόντα που λαμβάνονται από τη βάση και ανιόντα που λαμβάνονται από το οξύ. Στο παράδειγμα, η βάσηείναιτοca(oh) 2 που διαθέτει τα κατιόντα Ca 2+ καιτοοξύείναιτοhcl που παρέχει τα ανιόντα Cl. Το άλας περιέχει ιόντα Ca 2+ και Cl (CaCl 2 ). Η ίδια αντίδραση υπό ιοντική μορφή 2Η + (aq) + 2Cl (aq) + Ca 2+ (aq) + 2OH (aq) 2Cl (aq) + Ca 2+ (aq) + 2H 2 O( ) Μετά τη διαγραφή των ιόντων θεατών Cl (aq) και Ca 2+ (aq) 2Η + (aq) + 2OH (aq) 2H 2 O( ) Αντίδραση εξουδετέρωσης είναι ο συνδυασμός ιόντων υδρογόνου (ή υδρονίου) και ιόντων υδροξειδίου προς σχηματισμό μορίων νερού. 17

18 Άσκηση 7.1 Εξουδετέρωση βάσεως από οξύ Ποιο από τα παρακάτω είναι το άλας που σχηματίζεται από την πλήρη εξουδετέρωση υδροξειδίου του βαρίου με νιτρώδες οξύ; (α) BaHNO 2, (β) Ba(NO 3 ) 2, (γ) Ba(OH) 2, (δ) Ba(NO 2 ) 2, (ε) BaNO 2 Ο τύπος του υδροξειδίου του βαρίου είναι Ba(OH) 2 και ο τύπος του νιτρώδους οξέος είναι ΗΝΟ 2. Πλήρης εξουδετέρωση σημαίνει, απότοοξύνααντιδράσουν όλα τα όξινα υδρογόνα και από τη βάση όλες οι ομάδες υδροξειδίου (ΟΗ), σύμφωναμετογενικόσχήμα οξύ + βάση άλας (ουδέτερο) + Η 2 Ο 18

19 Άσκηση 7.1 Εν προκειμένω θα έχουμε: Ba(OH) 2 (aq) + 2HNO 2 (aq) Ba(NO 2 ) 2 (aq) + 2H 2 O( ) Σωστό είναι το (δ) Τα (α) και (ε) δεν υπάρχουν, το (β) είναι το νιτρικό βάριο και το (γ) είναι το υδροξείδιο του βαρίου. 19

20 Οξέα και βάσεις κατά Brönsted-Lowry Οξύ κατά Brönsted-Lowry (Β-L): το μόριο ή το ιόν που δίνει πρωτόνιο σε μια αντίδραση μεταφοράς πρωτονίου. Βάση: το μόριο ή το ιόν που δέχεται το πρωτόνιο σε μια αντίδραση μεταφοράς πρωτονίου. Αντίδραση υδροχλωρικού οξέος με αμμωνία: Η 3 Ο + (aq) + Cl (aq) + ΝΗ 3 (aq) H 2 O( ) + ΝΗ 4 + (aq) + Cl (aq) + H 3 O (aq) + NH 3 (aq) H 2 O( ) + Πρωτονιοδότης = οξύ Πρωτονιοδέκτης = βάση + NH 4 (aq) Εφαρμογή της θεωρίας Β-L σε άλλους διαλύτες H Cl(βενζόλιο) οξύ + NH 3 (βενζόλιο) βάση ΝΗ 4 Cl(s) 20

21 Οξέα και βάσεις κατά Brönsted-Lowry Σε κάθε αντιστρεπτή αντίδραση οξέος βάσης, τόσο η προς τα δεξιά όσο και η προς τα αριστερά αντίδραση εμπεριέχει μεταφορά πρωτονίου. Π.χ. η αντίδραση της ΝΗ 3 με Η 2 Ο. NH 3 (aq) + H 2 O( ) N H 4 (aq) + OH (aq) βάση οξύ οξύ βάση Τα χημικά είδη ΝΗ 4+ και ΝΗ 3 αποτελούν ένα συζυγές ζεύγος οξέος βάσης. Ένα συζυγές ζεύγος οξέος βάσης συνίσταται από δύο χημικά είδη σε μια αντίδραση οξέος βάσης, ένα οξύ και μία βάση, τα οποία διαφέρουν κατά την απώλεια ή το κέρδος ενός πρωτονίου. Το οξύ σε ένα τέτοιο ζεύγος ονομάζεται συζυγές οξύ της βάσης, ενώ η βάση ονομάζεται συζυγής βάση του οξέος. Εδώ το ΝΗ 4+ είναι το συζυγές οξύ της ΝΗ 3 και η ΝΗ 3 η συζυγής βάση 21 του ΝΗ 4+. +

22 Οξέα και βάσεις κατά Brönsted-Lowry Παρουσίαση της αντίδρασης Η 3 Ο + + ΝΗ 3 Η 2 Ο + ΝΗ Η 3 Ο + ΝΗ 3 Η 2 Ο ΝΗ 4 + Παρατηρούμετημεταφοράενόςπρωτονίου, Η +, από το ιόν Η 3 Ο + στο μόριο ΝΗ 3. Τα ενδεικτικά φορτία των ιόντων είναι συνολικά φορτία, δηλαδή δεν πρέπει να συνδέονται με κάποια συγκεκριμένα σημεία πάνω στα ιόντα. 22

23 Οξέα και βάσεις κατά Brönsted-Lowry Αμφιπρωτικό χημικό είδος: το χημικό είδος που περιέχει Η και μπορεί να δρα είτε ως οξύ είτε ως βάση, ανάλογα με το τι είναι το άλλο αντιδρών. Επαμφοτερίζον (γενικότερος όρος): το χημικό είδος που μπορεί να δρα είτε ως οξύ είτε ως βάση, ανάλογα με το τι είναι το άλλο αντιδρών, αλλά δεν χρειάζεται να έχει πρωτόνια. Π.χ., το Al 2 O 3, είναι ένα επαμφοτερίζον οξείδιο, επειδή αντιδρά τόσο με οξέα όσο και με βάσεις. Όμως, το Al 2 O 3 δεν είναι αμφιπρωτικό αφού δεν έχει πρωτόνια. Σημαντικός ο αμφιπρωτικός χαρακτήρας του νερού: NH 3 (aq) + H 2 O( ) N H 4 (aq) + OH (aq) βάση οξύ οξύ βάση + CH 3 COO H (aq) + H 2 O( ) CH 3 COO (aq) + οξύ βάση βάση οξύ + H 3 O (aq) 23

24 Αναγνώριση μιας αμφιπρωτικής ουσίας και τρόπος αντίδρασης της αμφιπρωτικής ουσίας με οξέα και βάσεις Προσδιορίστε την ουσία που είναι αμφιπρωτική και γράψτε μίαεξίσωσηγιατηναντίδρασήτηςμεοη και μία για την αντίδρασή της με HBr(aq): H 2 S, SO 2, HSO 3, H 2 CO 3, ΝΟ 2 Αμφιπρωτική είναι η ουσία που μπορεί να δεχθεί ή να προσφέρει ένα πρωτόνιο, δηλαδή να δράσει ως βάση ή ως οξύ κατά Brönsted Lowry. H 2 S και το H 2 CO 3 : μπορούν μόνο να δώσουν Η + είναι οξέα. SΟ 2 δεν μπορεί να δώσει Η + Άσκηση 7.2 HSO 3 μπορεί και να δώσει και να δεχθεί ένα Η + (αμφιπρωτικό). ΝΟ 2 μπορεί μόνο να δεχθεί ένα Η + είναι βάση. HSO 3 ως οξύ: HSO 3 (aq) + OH (aq) SO 3 2 (aq) + H 2 O( ) HSO 3 ως βάση: HSO 3 (aq) + HBr(aq) H 2 SO 3 (aq) + Br (aq) 24

25 Οξέα και βάσεις κατά Brönsted-Lowry Ποια είναι τα βασικά σημεία που δείχνουν ότι η θεωρία των Β-L είναι περισσότερο διευρυμένη από αυτή του Arrhenius; 1. Βάση είναι το χημικό είδος που δέχεται πρωτόνια. Το ιόν ΟΗ είναι μόνο ένα παράδειγμα βάσης. 2. Οξέα και βάσεις μπορεί να είναι ιόντα, αλλά και μοριακές ενώσεις. 3. Οι οξεοβασικές αντιδράσεις δεν περιορίζονται σε υδατικά διαλύματα. 4. Μερικά χημικά είδη μπορούν να δρουν είτε ως οξέα είτε ως βάσεις, ανάλογα με το τι είναι το άλλο αντιδρών. 25

26 Σχετική ισχύς οξέων και βάσεων Η ισχύς ενός οξέος θα είναι ανάλογη του βαθμού ευκολίας με τον οποίον το οξύ χάνει ένα πρωτόνιο. Ομοίως, μιαβάσηθαείναιτόσοισχυρότερη, όσο μεγαλύτερη τάση δείχνει να προσλάβει ένα πρωτόνιο. Ηαντίδραση ΗCl(aq) + H 2 O( ) H 3 O + (aq) + Cl (aq) είναι μετατοπισμένη πλήρως προς τα δεξιά και δείχνει ότι το ΗCl είναι ισχυρότερο οξύ από το ιόν υδρονίου, Η 3 Ο +. Επίσης, είναι φανερό ότι το Η 2 Οπουδέχεταιτοπρωτόνιοτου οξέος είναι ισχυρότερη βάση από το ιόν Cl. Παρατηρούμε ότι το ισχυρό οξύ ΗCl έχει μια ασθενή συζυγή βάση. 26

27 Σχετική ισχύς οξέων και βάσεων Από τα παραπάνω προκύπτουν δύο κανόνες που πρέπει να θυμόμαστε: 1. Σε κάθε αντίδραση οξέος βάσεως, η θέσηισορροπίαςείναι μετατοπισμένη προς την πλευρά του ασθενέστερου οξέος και τηςασθενέστερηςβάσεως. 2. Όσο ισχυρότερο είναι ένα οξύ, τόσο ασθενέστερη είναι η συζυγής του βάση και, όσο ισχυρότερη είναι μια βάση, τόσο ασθενέστερο είναι το συζυγές της οξύ. Πρακτικά, για να βρω τη συζυγή βάση ενός οξέος, αφαιρώ από το οξύ ένα πρωτόνιο, ενώγιαναβρωτοσυζυγέςοξύμιας βάσεως προσθέτω στη βάση ένα πρωτόνιο. 27

28 Σχετική ισχύς οξέων και βάσεων Οξύ Βάση HClO 4 ClO 4 Αυξανόμενη ισχύς οξέων Ισχυρά οξέα Ασθενή οξέα H 2 SO 4 HSO 4 HI I HBr Br HCl Cl HNO 3 NO 3 H 3 O + H 2 O H 3 PO 4 H 2 PO 4 HNO 2 NO 2 HF F CH 3 COOH CH 3 COO H 2 CO 3 HCO 3 H 2 S HS Αυξανόμενη ισχύς βάσεων NH 3 NH 2 H 2 H 28

29 Άσκηση 7.3 Καθορισμός της σχετικής ισχύος οξέων βάσεων και πρόβλεψη θέσεως ισορροπίας Καθορίστε τις συζυγίες οξέων-βάσεων κατά Brönsted-Lowry στις ακόλουθες χημικές εξισώσεις και προβλέψτε εάν η θέση ισορροπίας σε κάθε μία είναι μετατοπισμένη προς τα δεξιά ή προς τα αριστερά. (α) H 2 SO 4 (aq) + NH 3 (aq) NH + 4 (aq) + HSO 4 (aq) (β) H 3 PO 4 (aq) + NO 3 (aq) HNO 3 (aq) + H 2 PO 4 (aq) Οξύείναιτομόριοήτοιόνπουδίνειέναπρωτόνιο (πρωτονιοδότης) καιβάσηείναιτομόριοήτοιόνπουδέχεται ένα πρωτόνιο (πρωτονιοδέκτης). Σε ένα συζυγές ζεύγος οξέος βάσεως, έχουμε ένα οξύ και μία βάση που διαφέρουν μόνο σε ένα πρωτόνιο (το οξύ έχει ένα πρωτόνιο παραπάνω από τη συζυγή του βάση). 29

30 Άσκηση 7.3 Έτσι έχουμε τις συζυγίες οξέων βάσεων: Oξύ 1 Bάση 2 Oξύ 2 Bάση 1 (α) H 2 SO 4 (aq) + NH 3 (aq) NH + 4 (aq) + HSO 4 (aq) (β) H 3 PO 4 (aq) + NO 3 (aq) HNO 3 (aq) + H 2 PO 4 (aq) Επειδή η θέση ισορροπίας οξέος βάσεως ευνοεί το σχηματισμό του ασθενέστερου οξέος (και της ασθενέστερης βάσεως), αναζητούμε σε κάθε ισορροπία το ασθενέστερο οξύ (Πίνακας 15.2): (α) NH 4+ < H 2 SO 4 ισορροπία προς τα δεξιά (β) H 3 PO 4 < HNO 3 ισορροπία προς τα αριστερά 30

31 Σχετική ισχύς οξέων και βάσεων Τα οξέα HCl και ΗΙ, στο νερό φαίνονται το ίδιο ισχυρά (το νερό επιφέρει εξίσωση διαστάσεως) για τη σύγκριση καταφεύγουμε σε άλλο διαλύτη που είναι λιγότερο βασικός από το νερό, π.χ. το καθαρό οξικό οξύ. Αυτοϊοντισμός οξικού οξέος: CH 3 COOH + CH 3 COOH CH 3 COOH 2+ + CH 3 COO Όταν σε διαλύτη οξικό οξύ προσθέσουμε ένα οξύ που είναι ισχυρότερο από το οξικό οξύ, τότε το οξικό οξύ δρα ως βάση δεχόμενο ένα πρωτόνιο: Η + + CH 3 COOH CH 3 COOH + 2 ΤαδύοισχυράοξέαΗCl και ΗΙ σε οξικό οξύ ιοντίζονται ως εξής: HCl + CH 3 COOH CH 3 COOH 2+ + Cl HI + CH 3 COOH CH 3 COOH 2+ + I Το ΗΙ ιοντίζεται σε μεγαλύτερο βαθμό ΗΙ > ΗCl Για τη σύγκριση ισχυρών βάσεων διαλύτης υγρή αμμωνία Αυτοϊοντισμός αμμωνίας ΝΗ 3 + ΝΗ 3 ΝΗ 4+ + ΝΗ 2 31

32 ύο τύποι οξέων: ομοιοπολικά υδρίδια, Η n Χ, (π.χ. ΗCl, HBr, Η 2 S) οξυγονούχα οξέα ή οξοοξέα (π.χ. ΗΝΟ 3, ΗClO 4 ) Ομοιοπολικά υδρίδια Μοριακή δομή και ισχύς οξέων Παράγοντες που επηρεάζουν την όξινη ισχύ ενός οξέος Η n Χ: (α) η πολικότητα του δεσμού Η Χ, η οποίασυνδέεταιμετην ηλεκτραρνητικότητα του ατόμου Χ (β) η ισχύςτουδεσμούη Χ, η οποία συνδέεται με το μέγεθος του ατόμου Χ. Όσο πιο πολωμένος είναι ο δεσμός Η Χ, δηλαδή όσο πιο ηλεκτραρνητικό είναι το Χ, τόσο πιο εύκολα απομακρύνεται το πρωτόνιο και τόσο πιο ισχυρό είναι το οξύ. ΌσομεγαλύτεροείναιτοάτομοΧ, τόσο ασθενέστερος ο δεσμός Η Χ. Ασθενής δεσμός Η Χ σημαίνει εύκολη απόσπαση του πρωτονίου και άρα το οξύ θα είναι ισχυρό. Ο παράγοντας αυτός είναι σημαντικότερος από τον πρώτο και είναι ο καθοριστικός. 32

33 Μοριακή δομή και ισχύς οξέων Μέσα σε μια ομάδα του Π.Π. η όξινη ισχύς των υδριδίων αυξάνεται από πάνω προς τα κάτω, παράλληλα με το μέγεθος των ατόμων. Μέσα σε μια περίοδο του Π.Π., και από αριστερά προς τα δεξιά, η ατομική ακτίνα ελαττώνεται βραδέως, οπότε καθοριστικός παράγοντας αναδεικνύεται η ηλεκτραρνητικότητα του ατόμου Χ, η οποία αυξάνεται προς την ίδια κατεύθυνση και μαζί της αυξάνεται και η όξινη ισχύς των υδριδίων. Σύμφωνα με αυτά, για τα υδρίδια της Ομάδας 7Α, η όξινηισχύς ακολουθεί τη σειρά HF < HCl < HBr < HI Γιαταδυαδικάυδρίδιατης3ης περιόδου, PH 3, H 2 S και HCl, η σειρά είναι PH 3 < H 2 S < HCl 33

34 Μοριακή δομή και ισχύς οξέων Οξοοξέα: (ΗΟ) m ΖO n Το όξινο άτομο Η είναι πάντοτε συνδεδεμένο με ένα άτομο Ο, το οποίο με τη σειρά του συνδέεται με ένα άτομο Z. Η πολικότητα των δεσμών Ο Η φαίνεται να είναι ο κυρίαρχος παράγοντας που καθορίζει τη σχετική ισχύ των οξοοξέων. Ο παράγοντας αυτός πάλι εξαρτάται από την ηλεκτραρνητικότητα του ατόμου Z. Αν η ηλεκτραρνητικότητα του ατόμου Z είναι υψηλή, ο δεσμός Ο Η είναι σχετικά πολωμένος και η όξινη ισχύς μεγάλη. 34

35 Μοριακή δομή και ισχύς οξέων ιακρίνουμε δύο περιπτώσεις: (α) Οξοοξέα (ΗΟ) m ΖO n, με ίδιο n και διαφορετικό Z. Τότε η όξινη ισχύς αυξάνεται με την ηλεκτραρνητικότητα του Z. Π.χ., HClO > HBrO > HIO (β) Οξοοξέα (ΗΟ) m ΖO n, με ίδιο Ζ και διαφορετικό n. Επειδή με κάθε πρόσθετο άτομο Ο, το άτομο Ζ γίνεται σημαντικά πιο ηλεκτραρνητικό, η όξινη ισχύς αυξάνεται με τον αριθμό n. Π.χ., για τα οξοοξέα του χλωρίου HClO, HClO 2, HClO 3, ΗClO 4 ή H Ο Cl, H Ο ClΟ, H Ο ClΟ 2, H Ο ClΟ 3, έχουμε H Ο Cl < H Ο ClΟ < H Ο ClΟ 2 < H Ο ClΟ 3!! Σε τέτοιες περιπτώσεις πρέπει οπωσδήποτε να γνωρίζουμε τους συντακτικούς τύπους των οξέων, δηλαδή, ποια άτομα συνδέονται με ποια, προκειμένου να συγκρίνουμε τα οξέα σε σχέση με το γενικό τύπο. 35

36 Καθορισμός παραγόντων που επηρεάζουν την ισχύ των οξέων Ποιο μέλος σε καθένα από τα ακόλουθα ζεύγη είναι το ισχυρότερο οξύ; (α) ΝΗ 3, ΡΗ 3, (β) ΗΙ, Η 2 Te, (γ) ΗSΟ 3, Η 2 SΟ 3, (δ) Η 3 AsΟ 4, Η 3 AsΟ 3, (ε) ΗSΟ 4, ΗSeΟ 4 ιακρίνουμε τα οξέα ως υδρίδια οξέων και ως οξοοξέα, επειδή οι παράγοντες που καθορίζουν την οξύτητα είναι διαφορετικοί. Άσκηση 7.4 Το διπλανό σχήμα δείχνει πώς διαμορφώνεται η τάση ως προς την ισχύ των υδριδίων-οξέων μέσα στον Π.Π. 36

37 Άσκηση 7.4 Για οξοοξέα (ΗΟ) m ΖO n, που έχουν το ίδιο n και διαφορετικό Z, η όξινη ισχύς αυξάνεται με την ηλεκτραρνητικότητα του Z Για οξοοξέα (ΗΟ) m ΖO n, που έχουν το ίδιο Ζ και διαφορετικό n, η όξινη ισχύς αυξάνεται με τον αριθμό n. Σύμφωνα με τα παραπάνω, έχουμε (α) PH 3 > ΝΗ 3 (υδρίδια, Ρ, Ν ίδια ομάδα, Ρ > Ν) (β) HI > Η 2 Te (υδρίδια, Ι, Te ίδια περίοδος, χι > χte) (γ) H 2 SO 3 > ΗSΟ 3 (ένα Η + απομακρύνεται ευκολότερα από το ουδέτερο μόριο H 2 SO 3 παρά από το αρνητικά φορτισμένο ΗSΟ 3 ) (δ) H 3 AsO 4 > Η 3 AsΟ 3 (οξοοξέα του ίδιου στοιχείου, το Η 3 AsΟ 4 έχει περισσότερα άτομα Ο) (ε) HSO 4 > ΗSeΟ 4 (όπως το H 2 SO 4 > Η 2 SeΟ 4, ομόλογα οξοοξέα, ίδια ομάδα, χs > χse) 37

38 Οξεοβασική συμπεριφορά των οξειδίων Οξείδια είναι δυαδικές ενώσεις του οξυγόνου στην οξειδωτική του βαθμίδα 2. Βασικό οξείδιο είναι ένα οξείδιο που αντιδρά με οξέα. Τα περισσότερα οξείδια των μετάλλων είναι βασικά. Όξινο οξείδιο είναι ένα οξείδιο που αντιδρά με βάσεις. Τα περισσότερα οξείδια των αμετάλλων είναι όξινα οξείδια. Επαμφοτερίζον οξείδιο είναι ένα οξείδιο που έχει και όξινες και βασικές ιδιότητες. 38

39 Οξεοβασική συμπεριφορά των οξειδίων Αυξανόμενος όξινος χαρακτήρας Αυξανόμενος βασικός χαρακτήρας 1A 2A 3A 4A 5A 6A 7A Li 2 O BeO B 2 O 3 CO 2 N 2 O 5 OF 2 Na 2 O MgO Al 2 O 3 SiO 2 P 4 O 10 SO 3 Cl 2 O 7 K 2 O CaO Ga 2 O 3 GeO 2 As 2 O 5 SeO 3 Br 2 O 7 Rb 2 O SrO In 2 O 3 SnO 2 Sb 2 O 5 TeO 3 I 2 O 7 Cs 2 O BaO Tl 2 O 3 PbO 2 Bi 2 O 5 PoO 3 At 2 O 7 Τα κανονικά οξείδια των αντιπροσωπευτικών στοιχείων στις μέγιστες οξειδωτικές τους βαθμίδες. Όξινα οξείδια (κόκκινο), βασικά οξείδια (γαλάζιο), επαμφοτερίζοντα 39 οξείδια (μοβ)

40 Οξεοβασική συμπεριφορά των οξειδίων Βασικά οξείδια ή ανυδρίτες βάσεων (οξείδια των αντιπροσωπευτικών μετάλλων) Βασικό οξείδιο + νερό υδροξείδιο μετάλλου (βάση) Na 2 O(s) + H 2 O( ) 2NaOH(aq) Όξινα οξείδια ή ανυδρίτες οξέων (οξείδια των αμετάλλων) Όξινο οξείδιο + νερό οξυγονούχο οξύ SO 3 ( ) + H 2 O( ) H 2 SO 4 (aq) Επαμφοτερίζον οξείδιο (βασικό με οξέα και όξινο με βάσεις) Al 2 O 3 (s) + 6HCl(aq) 2AlCl 3 (aq) + 3H 2 O( ) Al 2 O 3 (s) + 2NaOH(aq) + 3H 2 O( ) 2NaAl(OH) 4 (aq) Οξείδια αμετάλλων σε χαμηλές οξειδωτικές βαθμίδες, όπως π.χ. το ΝΟ και το CΟ, δεν εμφανίζουν όξινες ιδιότητες 40

41 Οξεοβασική συμπεριφορά των οξειδίων Οξείδια μεταβατικών μετάλλων (α) Βασικά ή επαμφοτερίζοντα οξείδια ZnO(s) + 2HCl(aq) ZnCl 2 (aq) + H 2 O( ) ZnO(s) + 2NaOH(aq) + H 2 O( ) Na 2 Zn(OH) 4 (aq) (β) Όξινα οξείδια (υψηλές οξειδωτικές βαθμίδες μετάλλων) CrO 3 ( ) + H 2 O( ) H 2 CrO 4 (aq) Mn 2 O 7 ( ) + H 2 O( ) 2HMnO 4 (aq) 41

42 Αντιδράσεις οξειδίων Συμπληρώστε τις παρακάτω αντιδράσεις: (α) N 2 O 5 (s) + H 2 O( ) (β) MgO(s) + CH 3 COOH(aq) (γ) Rb 2 O(s) + HNO 3 (aq) (δ) V 2 O 5 (s) + NaOH(aq) Άσκηση 7.5 Για τις αντιδράσεις οξειδίων με νερό ή οξέα ή βάσεις ισχύει: (1) Όξινο οξείδιο (ή ανυδρίτηςοξέος) + Η 2 Ο οξύ (2) Όξινο οξείδιο (ή ανυδρίτηςοξέος) + βάση άλας + Η 2 Ο (3) Όξινο οξείδιο (ή ανυδρίτηςοξέος) + βασικό οξείδιο άλας (4) Βασικό οξείδιο (ή ανυδρίτηςβάσεως) + Η 2 Ο βάση (5) Βασικό οξείδιο (ή ανυδρίτηςβάσεως) + οξύ άλας + Η 2 Ο 42

43 Άσκηση 7.5 (α) N 2 O 5 (s) + H 2 O( ) 2HNO 3 (aq) (Περίπτωση 1) (β) MgO(s) + 2CH 3 COOH(aq) Mg(CH 3 COO) 2 (aq) + H 2 O( ) (Περίπτωση 5) (γ) Rb 2 O(s) + 2HNO 3 (aq) 2RbNO 3 (aq) + H 2 O( ) (Περίπτωση 5) (δ) V 2 O 5 (s) + 6NaOH(aq) 2Na 3 VO 4 (aq) + 3H 2 O( ) (Περίπτωση 2) (Το V 2 O 5 είναι ο ανυδρίτης του ορθοβαναδικού οξέος H 3 VO 4 ) 43

44 Οξέα και βάσεις κατά Lewis Μπορεί η παρακάτω αντίδραση να θεωρηθεί ως οξεοβασική κατά Β-L; Na 2 O(s) + SO 3 (g) Na 2 SO 4 (s) Ο Lewis σκέφθηκε ότι η θεωρία περί οξέων και βάσεων θα μπορούσε να γενικευθεί έτσι ώστε να συμπεριλάβει τις αντιδράσεις όξινων και βασικών οξειδίων, καθώς και πολλές άλλες αντιδράσεις μαζί με αυτές της μεταφοράς πρωτονίων. Σύμφωναμεαυτήτηνιδέα: Οξύ κατά Lewis είναι κάθε ουσία που μπορεί να δεχθεί ένα ζεύγος ηλεκτρονίων προς σχηματισμό ομοιοπολικού δεσμού. Βάση κατά Lewis είναι κάθε ουσία που μπορεί να προσφέρει ένα ζεύγος ηλεκτρονίων προς σχηματισμό ομοιοπολικού δεσμού. 44

45 Οξέα και βάσεις κατά Lewis H + + έκτης ΗΖ (οξύ Lewis) H N H H ότης ΗΖ (βάση Lewis) H H N H H + Ηεξουδετέρωση της αμμωνίας από υδροχλωρικό οξύ O 2 + ότης ΗΖ (βάση Lewis) O S O O έκτης ΗΖ (οξύ Lewis) O O S O O 2 Ηαντίδραση Na 2 O με SO 3 Το ιόν Ο 2 προέρχεται από το Na 2 O 45

46 Οξέα και βάσεις κατά Lewis Ο ορισμός οξέος βάσεως του Lewis είναι τόσο ευρύς που χωράει και αντιδράσεις, όπως η επόμενη F Η F Η F B + N Η F B N Η F έκτης ΗΖ (οξύ Lewis) Η ότης ΗΖ (βάση Lewis) F Η O 6 Al + 6 O H Al H έκτης ΗΖ (οξύ Lewis) H ότης ΗΖ (βάση Lewis) H Σύμπλοκο ιόν!! Και ο σχηματισμός ενός συμπλόκου ιόντος μπορεί να θεωρηθεί ως αντίδραση οξέος βάσεως κατά Lewis 46

47 Άσκηση 7.6 Αναγνώριση χημικών ειδών που είναι οξέα ή βάσεις κατά Lewis Προσδιορίστε το οξύ και τη βάση κατά Lewis σε καθεμιά από τις ακόλουθες αντιδράσεις. Γράψτε τις χημικές εξισώσεις χρησιμοποιώντας δομές Lewis. (α) BF 3 + CH 3 OH F 3 B O(H)CH 3 (β) O 2 + CO 2 CO 3 2 (α) Το άτομο Β στο BF 3 έχει sp 2 υβριδισμό και έτσι διαθέτει ένα κενό, μη υβριδικό τροχιακό 2p πουμπορείναδεχθείέναζεύγοςe από το ΟτηςCH 3 OH: F F B + O F CH 3 F B O CH 3 F έκτης ΗΖ οξύ Lewis H ότης ΗΖ βάση Lewis F H Ένωση συντάξεως 47

48 Άσκηση 7.6 (β) Με μετακίνηση ενός π δεσμού του CΟ 2 δημιουργείται όξινο κέντρο (+ φορτίο) στο άτομο C το οποίο προσβάλλεται από ένα μονήρες ηλεκτρονικό ζεύγος του Ο 2 : O O H O C H O C ότης ΗΖ βάση Lewis O έκτης ΗΖ οξύ Lewis O 48