Ιοντική ισορροπία Προσδιορισμός του ph υδατικών διαλυμάτων οξέων βάσεων και αλάτων

Μέγεθος: px

Εμφάνιση ξεκινά από τη σελίδα:

Download "Ιοντική ισορροπία Προσδιορισμός του ph υδατικών διαλυμάτων οξέων βάσεων και αλάτων"

Εὐνίκη Κουβέλης
7 χρόνια πριν
Προβολές:

1 Άσκηση 8η Ιοντική ισορροπία Προσδιορισμός του ph υδατικών διαλυμάτων οξέων βάσεων και αλάτων Πανεπιστήμιο Πατρών - Τμήμα ΔΕΑΠΤ - Εργαστήριο Γενικής Χημείας - Ακαδ. έτος

Διάσταση 2 ετεροπολικών ενώσεων Ετεροπολικές ενώσεις είναι τα άλατα KCl, NaCl, CaCl 2, NH 4 Cl, CH 3 COONa, CH 3 COONH 4 Μηχανισμός διάλυσης: Τα μόρια του νερού, λόγω της πολικότητάς του,

2 Διάσταση 2 ετεροπολικών ενώσεων Ετεροπολικές ενώσεις είναι τα άλατα KCl, NaCl, CaCl 2, NH 4 Cl, CH 3 COONa, CH 3 COONH 4 Μηχανισμός διάλυσης: Τα μόρια του νερού, λόγω της πολικότητάς του, προσανατολίζονται μεταξύ των ιόντων του κρυσταλλικού πλέγματος της ιοντικής ένωσης. Τότε, οι ελκτικές δυνάμεις μεταξύ των ιόντων εξασθενίζουν, τα ιόντα απομακρύνονται και επέρχεται ρήξη του κρυστάλλου, δηλαδή διάσταση σε θετικά ιόντα (κατιόντα) και αρνητικά ιόντα (ανιόντα). Με άλλα λόγια, τα δίπολα μόρια του νερού αποσπούν ιόντα από το κρυσταλλικό ιοντικό πλέγμα τα ιόντα απελευθερώνονται και περνούν στο διάλυμα. Μέσα στο διάλυμα τα ιόντα δεν είναι γυμνά, αλλά περιβάλλονται από ένα ορισμένο αριθμό μορίων νερού με τα οποία συνδέονται με ισχυρές ηλεκτροστατικές έλξεις (εφυδάτωση). Ηλεκτρολυτική διάσταση στις ετεροπολικές ενώσεις είναι η απομάκρυνση των ιόντων του κρυσταλλικού πλέγματος. Η ηλεκτρολυτική διάσταση των αλάτων είναι πλήρης (α=100%-μονόδρομη αντίδραση)

3 3 Παράδειγμα διάστασης αλάτων μονόδρομη αντίδραση NaCl Na + + Cl - αρχικά 0.1Μ διίστανται 0.1Μ σχηματίζονται Μ 0.1Μ τελικά Μ 0.1Μ CaCl 2 Ca Cl - 0.1M 0.1M 0.2M CH 3 COONa CH 3 COO _ + Na + 0.1M 0.1M 0.1M NH 4 Cl NH Cl - 0.1M 0.1M 0.1M

4 4 Ιοντισμός ομοιοπολικών ενώσεων Από τις ομοιοπολικές ενώσεις, άλλες θεωρούνται πρακτικά αδιάλυτες στο νερό, π.χ. εξάνιο, και άλλες διαλύονται στο νερό. Από αυτές που διαλύονται στο νερό, άλλες δημιουργούν μοριακά διαλύματα, δηλαδή διαλύματα στα οποία τα διαλυμένα σωματίδια είναι μόρια και άλλες αντιδρούν με το νερό, δημιουργώντας ιόντα (ιοντικά διαλύματα). Οι αντιδράσεις αυτές ονομάζονται αντιδράσεις ιοντισμού. Χαρακτηριστικές περιπτώσεις τέτοιων ενώσεων είναι το HCl και η ΝΗ 3. Πλήρης ιοντισμός. Όλα τα μόρια του HCl δίνουν πρωτόνιο στο Η 2 Ο, δημιουργώντας ιόντα Η 3 Ο + και Cl -. Μερικός ιοντισμός. Ένα πολύ μικρό ποσοστό των μορίων της ΝΗ 3 δέχεται πρωτόνια από το Η 2 Ο, σχηματίζοντας ιόντα ΝΗ 4+ και ΟΗ -. Ιοντισμός μιας ομοιοπολικής ένωσης είναι η αντίδραση των μορίων αυτής με τα μόρια του διαλύτη (π.χ. νερού) προς σχηματισμό ιόντων.

5 Παράδειγμα ιοντισμού οξέων - βάσεων 5 HCl +H 2 O H 3O + + Cl - 0.1M 0.1M 0.1M NaOH Na+ + OH - 0.1M 0.1M 0.1M CH 3 COOH +H 2 O H 3 O + + CH 3 COO - Αρχικά 0.1 Αντιδρούν σχηματίζονται Χ.Ι ΝΗ 4 ΟΗ ΝΗ OΗ - Αρχικά 0.1 Αντιδρούν σχηματίζονται Τμήμα ΔΕΑΠΤ - Εργαστήριο Γενικής Χημείας - Ακαδ. έτος Χ.Ι. 0.1-

6 Οξέα-βάσεις 6 Θεωρία Arrhenius Οξέα είναι οι υδρογονούχες ενώσεις που όταν διαλυθούν στο νερό δίνουν λόγω διάστασης Η + Βάσεις είναι οι ενώσεις που όταν διαλυθούν στο νερό δίνουν λόγω διάστασης ΟΗ - Θεωρία Brönsted - Lowry Οξύ είναι η ουσία που μπορεί να δώσει ένα ή περισσότερα πρωτόνια Βάση είναι η ουσία που μπορεί να δεχτεί ένα ή περισσότερα πρωτόνια Δεν μπορεί να εκδηλωθεί ο όξινος χαρακτήρας χωρίς την παρουσία βάσης, και αντίστοιχα, δεν μπορεί να εκδηλωθεί ο βασικός χαρακτήρας χωρίς την παρουσία οξέως. Ένα οξύ αποβάλλει πρωτόνιο και μετατρέπεται σε βάση, τη συζυγή του βάση. Επίσης μια βάση δέχεται πρωτόνιο και μετατρέπεται σε οξύ, το συζυγές της οξύ. HCl H + + Cl - NH 3 + H + NH 4 + ΟΞΥ HCl HF H 2 S HS - H 2 O H 3 O + NH + 4 NH 3 ΒΑΣΗ Cl - F - HS - S 2- OH - H 2 O NH 3 NH 2 -

7 7 Βαθμός ιοντισμού Η διάσταση ή ιοντισμός των ηλεκτρολυτών σε ιόντα δε γίνεται πάντα στο ίδιο ποσοστό. Υπάρχουν ηλεκτρολύτες που κατά τη διάλυση τους στο νερό διίστανται πλήρως, όπως είναι οι ετεροπολικές ενώσεις π.χ. άλατα και υδροξείδια μετάλλων. διίστανται μερικώς, όπως είναι οι ομοιοπολικές ενώσεις π.χ. η ΝΗ3. Ο βαθμός ιοντισμού ενός ηλεκτρολύτη (α) ορίζεται ως το πηλίκο του αριθμού των mol που ιοντίζονται προς το συνολικό αριθμό των mol του ηλεκτρολύτη και εκφράζει την απόδοση της αντίδρασης ιοντισμού του ηλεκτρολύτη στο διαλύτη (νερό). Τα οξέα που ιοντίζονται πλήρως στο νερό ονομάζονται ισχυρά. Η αντίδραση ιοντισμού ενός ισχυρού οξέως π.χ. του ΗCl είναι μονόδρομη (α=1): HCl + H 2 O H3O + + Cl- Ισχυρά οξέα: ΗCl, HBr, HI, HNO 3, HClO 4 και Η 2 SO 4 (στην πρώτη βαθμίδα ιοντισμού του). Ισχυρές βάσεις: ΝαΟΗ, ΚΟΗ, Cα(ΟΗ) 2, Al(OH) 3 Τα οξέα που ιοντίζονται μερικώς στο νερό ονομάζονται ασθενή. Η αντίδραση ιοντισμού ενός ασθενούς οξέως π.χ. του HF είναι αμφίδρομη: HF + H2O H3O + + F- Ασθενή οξέα: ΗF, HCN, HClO, HCOOH, CH 3 COOH Ασθενείς βάσεις: NH 3, R-NH 2 (αμίνες)

8 Σταθερά ιοντισμού οξέως K a 8 και βάσης K b Ονομάζουμε σταθερά ιοντισμού ασθενούς οξέως ΗΑ και συμβολίζουμε με Κ α την τιμή του κλάσματος στην ισορροπία: HA + H 2 O H 3 O + + A - Η σταθερά ιοντισμού ενός οξέως (K a ) στην περίπτωση αραιών υδατικών διαλυμάτων, εξαρτάται μόνο από τη θερμοκρασία, Η τιμή της K a είναι ένα μέτρο της ισχύος του οξέως, για μια ορισμένη θερμοκρασία, δηλ. όσο μεγαλύτερη είναι η τιμή Κ α του οξέως τόσο ισχυρότερο είναι το οξύ. Ονομάζουμε σταθερά ιοντισμού ασθενούς βάσης Β και συμβολίζουμε με Κ b την τιμή του κλάσματος στην ισορροπία: B + H 2 O HB + + OH- Η τιμή της K b αποτελεί το μέτρο ισχύος μιας βάσης για μια ορισμένη θερμοκρασία, δηλ. όσο μεγαλύτερη είναι η τιμή της K b τόσο ισχυρότερη είναι η βάση.

9 9 Ιοντισμός νερού Το εντελώς καθαρό νερό δεν αποτελείται αποκλειστικά και μόνο από μόρια νερού. Μετρήσεις μεγάλης ακρίβειας της αγωγιμότητας του νερού, έδειξαν ότι στο καθαρό νερό υπάρχουν ιόντα Η 3 Ο + (οξωνίου) και ΟΗ - (υδροξειδίου). Τα ιόντα αυτά προκύπτουν λόγω του ιονισμού του νερού, σύμφωνα με την εξίσωση: Η 2 Ο Η + + ΟΗ - ή σωστότερα Η 2 Ο + Η 2 Ο Η 3 Ο + + ΟΗ -

10 10 Σταθερά ιοντισμού νερού Η 2 Ο Η + + ΟΗ - Κ = [Η + ] [ΟΗ - ] / [Η 2 Ο] K [H 2 O] = [Η + ] [ΟΗ - ] [Η 2 Ο] = 1000g/l / 18g/mol = 1000/18 mol/l = 55,55 mo/l K [H 2 O] = σταθερό = Κ W Κ W = [Η + ] [ΟΗ - ] = (σε Θ=25 o C) Υπολογίζουμε [Η + ] και διάλυμα. [ΟΗ - ] σε οποιοδήποτε υδατικό Οι τιμές είναι αρνητικές δυνάμεις του 10 και δεν διευκολύνουν τις πράξεις.

11 11 ph Ο αρνητικός δεκαδικός λογάριθμος της συγκέντρωσης των ιόντων υδρογόνου του διαλύματος ph = -log[η + ] Αν [Η + ] = τότε ph = -log (10-13 ) =-(-13)=13 poh = -log[oh - ] Αν [ΟΗ - ] = 10-6 τότε pοh = -log (10-6 ) =-(-6)=6 ph + poh = 14 (σε Θ=25 o C) ph = poh = 7 ph > 7, poh < 7 ph < 7, poh > 7 Ουδέτερο διάλυμα Αλκαλικό διάλυμα Όξινο διάλυμα Το ph εκφράζει την ενεργό οξύτητα ενός διαλύματος και όχι την ολική (στοιχειακή) οξύτητά του.

12 12 Παραδείγματα τιμών ph HCl, HNO 3 CH 3 COOH NH 3, R-NH 2 NaOH, KOH

13 13 Μέτρηση ph Χρωματομετρικές μέθοδοι Ηλεκτρομετρικές μέθοδοι Πρωτολυτικοί δείκτες Πεχάμετρα

Πρωτολυτικοί δείκτες 14 Δείκτες οξέων - βάσεων ή ηλεκτρολυτικοί ή πρωτολυτικοί δείκτες, είναι ουσίες των οποίων το χρώμα αλλάζει ανάλογα με το ph του διαλύματος στο οποίο προστίθενται.

14 Πρωτολυτικοί δείκτες 14 Δείκτες οξέων - βάσεων ή ηλεκτρολυτικοί ή πρωτολυτικοί δείκτες, είναι ουσίες των οποίων το χρώμα αλλάζει ανάλογα με το ph του διαλύματος στο οποίο προστίθενται. Είναι συνήθως ασθενή οργανικά οξέα ή βάσεις των οποίων τα μόρια έχουν διαφορετικό χρώμα από τα αντίστοιχα ιόντα στα οποία έχουν ιοντιστεί. Χρησιμοποιούνται κυρίως: Για τον κατά προσέγγιση προσδιορισμό της τιμής του ph ενός υδατικού διαλύματος (χρωματομετρική μέθοδος). Πολλές φορές μάλιστα για το σκοπό αυτό χρησιμοποιείται πεχαμετρικό χαρτί, δηλαδή, ειδικό χαρτί διαποτισμένο με μίγμα δεικτών. Για τον καθορισμό του ισοδύναμου σημείου, κατά την ογκομετρική μέθοδο. ΗΔ Η + + Δ - όξινο χρώμα βασικό χρώμα

15 15 Λειτουργία phμετρου Η μέτρηση του ph γίνεται με ειδικά ηλεκτρόδια που βρίσκονται σε κάθε πεχάμετρο. Τα πεχάμετρα χρησιμοποιούν την αρχή της ποτενσιομετρικής μέτρησης του ph, που προσδιορίζει την ενεργότητα των ιόντων υδρογόνου σε ένα διάλυμα. Η μέτρηση γίνεται με την χρήση ενός ενδεικτικού ηλεκτρόδιου και ενός ηλεκτροδίου αναφοράς. Το δυναμικό του ενδεικτικού ηλεκτροδίου εξαρτάται εκλεκτικά από την ενεργότητα των ιόντων υδρογόνου στο διάλυμα. Η διαφορά δυναμικού ανάμεσα στα δυο ηλεκτρόδια, έπειτα από βαθμονόμηση, δίνει το ph. Τις περισσότερες φορές χρησιμοποιούνται δύο είδη ενδεικτικών ηλεκτροδίων: τα ηλεκτρόδια υάλου και τα ηλεκτρόδια τύπου ISFET.

16 16 Υπολογισμός ph διαλυμάτων Να υπολογιστεί το ph δ/τος HCl 0.01M HCl + Η 2 Ο H 3 Ο + + Cl - Αρχικά 0.01M Ιοντίζονται 0.01Μ Παράγονται Μ 0.01Μ Τελικά Μ 0.01Μ ph = - log [H 3 Ο + ] = -log(10-2 )=-(-2) = 2 Να υπολογιστεί το ph δ/τος Ca(OH) M Ca(OH) 2 Ca OH - Αρχικά 0.005M Ιοντίζονται 0.005Μ Παράγονται Μ 0.01Μ Τελικά Μ 0.01Μ poh = - log [OH - ] = -log(10-2 )=2 Άρα ph = 14 poh = 14-2 = 12

17 Υπολογισμός ph διαλυμάτων 17 Ασθενές οξύ: Διάλυμα CH 3 COOH 0,001M, K a =10-5 CH 3 COOH +Η 2 Ο H 3 Ο + + CH 3 COO - 0,001 0,001- K a = [H 3 Ο + ]. [CH 3 COO - ] / [CH 3 COOH] =. / (0,001-) K a =. / 0,001 2 = K a = 10-8 =10-4 ph = - log [H + ] = -log(10-4 )=4 Ασθενής βάση: Διάλυμα ΝΗ 3 0,1M, K b =10-5 NH 3 + Η 2 Ο NH 4+ + ΟΗ - 0,1 0,1- K b = [NH 4+ ]. [OH - ] / [NH 3 ] =. / (0,1-) K b =. / 0,1 2 = K a = 10-6 =10-3 poh = - log [OH - ] = -log(10-3 )=3 ph = 14 poh = 14-3 = 11

18 18 Υπολογισμός ph διαλυμάτων Άλας: Διάλυμα ΝΗ 4 Cl 0.01M, K b(nh3) = 10-5 NH 4 Cl NH 4+ + Cl M 0.01Μ NH Η 2 Ο NH 3 + Η 3 Ο K b = [NH 3 ]. [H 3 O + ] / [NH 4+ ] =. / (0.01-) K b =. / = K a = =10-5 ph = - log [H 3 Ο + ] = -log(10-5 )=5

19 19 Πειραματικό μέρος Σκεύη Αντιδραστήρια Πεχαμετρικό χαρτί ευρείας περιοχής ph από 0 έως14 Ηλεκτρικό πεχάμετρο Standard διαλύματα (buffer) βαθμονόμησης πεχαμέτρου Υδατικά διαλύματα οξέων, βάσεων και αλάτων Γυάλινη ράβδος Ποτήρι ζέσεως Πειραματική πορεία Μετράμε το ph των διαλυμάτων (αναγράφονται στον παρακάτω πίνακα) αρχικά με phμετρικό χαρτί και στη συνέχεια με phμετρο. Καταγράφουμε τις μετρήσεις μας.

20 20 Αποτελέσματα Διάλυμα (0.1M) Υπολογισμός ph (θεωρητική τιμή) Μέτρηση ph με phμετρικό χαρτί Μέτρηση ph με phμετρο (.. o C) HCl CH 3 COOH NH 4 Cl KCl H 2 O NH 3 KOH

21 21 Ασκήσεις Να υπολογιστεί το ph διαλύματος HCl 0.001M και διαλύματος ΚΟΗ 0.001Μ. Διάλυμα ασθενούς μονοπρωτικού οξέως ΗΑ συγκέντρωσης 0.01 Μ, έχει βαθμό ιοντισμού α = Να βρεθεί η K a του οξέως και το ph του διαλύματος. Διάλυμα ΝΗ 3 0,1 Μ έχει K b =10-5. Να βρεθεί ο βαθμός ιοντισμού της ΝΗ 3 στο διάλυμα αυτό και το ph του διαλύματος. Να βρεθεί το ph διαλύματος KBr 0.2 Μ.

Σχετικά έγγραφα

Άσκηση 5η. Οξέα Βάσεις - Προσδιορισμός του ph διαλυμάτων. Πανεπιστήμιο Πατρών - Τμήμα ΔΕΑΠΤ - Εργαστήριο Γενικής Χημείας - Ακαδ.

Άσκηση 5η. Οξέα Βάσεις - Προσδιορισμός του ph διαλυμάτων. Πανεπιστήμιο Πατρών - Τμήμα ΔΕΑΠΤ - Εργαστήριο Γενικής Χημείας - Ακαδ. Άσκηση 5η Οξέα Βάσεις - Προσδιορισμός του ph διαλυμάτων Πανεπιστήμιο Πατρών - Τμήμα ΔΕΑΠΤ - Εργαστήριο Γενικής Χημείας - Ακαδ. έτος 2016-17 Ιοντικά διαλύματα- 2 Διάσταση Οι ιοντικές ενώσεις γενικώς διαλύονται