ΧΗΜΕΙΑ Γ ΛΥΚΕΙΟΥ - ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ ΣΥΝΤΟΜΗ ΕΠΑΝΑΛΗΨΗ. Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης 1

Transcript

1 ΧΗΜΕΙΑ Γ ΛΥΚΕΙΟΥ ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ ΣΥΝΤΟΜΗ ΕΠΑΝΑΛΗΨΗ Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης 1

2 Arrrrheniius ΧΗΜΕΙΑ Γ ΛΥΚΕΙΟΥ ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ ΣΥΝΤΟΜΗ ΕΠΑΝΑΛΗΨΗ ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΕΣ (κατά Arrheniius καιι BrönstedLowry) Oξέα είναι οι υδρογονούχες ενώσεις οι οποίες όταν διαλύονται στο νερό δίνουν κατιόντα υδρογόνου (Η ) και αρνητικά φορτισµένα ιόντα. Bάσεις είναι οι ενώσεις οι οποίες όταν διαλύονται στο νερό δίνουν ανιόντα υδροξυλίου (ΟΗ ) και θετικά φορτισµένα ιόντα. Εξουδετέρωση είναι η αντίδραση µεταξύ οξέος και βάσης (προς σχηµατισµό άλατος και νερού). BrrönsttedLowrry Οξύ είναι κάθε µόριο, ή, ιόν που µπορεί να δώσει ένα ή περισσότερα πρωτόνια (Η ) (δότης πρωτονίου). Οξύ (1) Βάση (1) Η Βάση είναι κάθε µόριο, ή, ιόν που µπορεί να πάρει ένα ή περισσότερα πρωτόνια (Η ) (δέκτης πρωτονίου) Βάση (2) Η Οξύ (2) Εξουδετέρωση είναι η µεταφορά ενός πρωτονίου από ένα οξύ σε µια βάση µε αποτέλεσµα να σχηµατιστεί µια νέα βάση (συζυγής βάση) και ένα νέο οξύ (συζυγές οξύ). Με πρόσθεση κατά µέλη των γενικών αντιδράσεων που αναγράφονται στον ορισµό των οξέων και των βάσεων έχουµε : συζυγή Οξύ (1) Βάση (2) Βάση (1) Οξύ (2) συζυγή Για να δράσει µια ένωση σαν οξύ (δότης πρωτονίου) είναι απαραίτητη η παρουσία µιας άλλης ένωσης που να µπορεί να δράσει σαν δέκτης πρωτονίου (βάση). Αντίστοιχα για να δράσει µια ένωση σαν βάση (δέκτης πρωτονίου) είναι απαραίτητη η παρουσία µιας άλλης ένωσης που να µπορεί να δράσει σαν δότης πρωτονίου (οξύ). Στα υδατικά διαλύµατα φορέας (δέκτης ή δότης) πρωτονίου είναι το νερό. Συζυγείς ονοµάζονται οι ενώσεις που διαφέρουν µεταξύ τους κατά ένα πρωτόνιο. Η αντίδραση µεταφοράς πρωτονίου από ένα οξύ σε µια βάση λέγεται πρωτολυτική αντίδραση. Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης 2

3 Όταν ένα οξύ δώσει πρωτόνια µετατρέπεται σε βάση η οποία λέγεται συζυγής βάση. (Οξύ Συζυγής Βάση Η ) Αµφιπρωτικά, ή, επαµφοτερίζοντα σώµατα, ή, αµφολύτες, λέγονται τα σώµατα που ανάλογα µε τις συνθήκες συµπεριφέρονται είτε σαν οξέα (δότες πρωτονίου), είτε σαν βάσεις (δέκτες πρωτονίου). Χαρακτηριστικό παράδειγµα αµφολύτη αποτελεί το νερό. Όσο πιο ασθενές είναι ένα οξύ, τόσο πιο ισχυρή είναι η συζυγής του βάση και το αντίστροφο. Η αντίδραση µεταξύ ενός οξέος και µιας βάσης, οδηγεί σε στο σχηµατισµό των συζυγών τους : Οξύ (1) Βάση (2) Βάση (1) Οξύ (2). Η κατεύθυνση προς την οποία είναι µετατοπισµένη η παραπάνω ισορροπία είναι αυτή προς την οποία σχηµατίζεται το ασθενέστερο οξύ και η ασθενέστερη βάση. ΟΞΥ 1 ΒΑΣΗ 2 ΒΑΣΗ 1 ΟΞΥ 2 H 3 OOH H 2 O H 3 OO H 3 O H 2 SO 4 H 2 O HSO 4 H 3 O HSO 4 H 2 O SO 4 2 H 3 O H 2 O H 3 OO OH H 3 OOH H 2 O H 2 NH 2 OO OH H 3 NH 2 OO H 2 O NH 3 OH NH 4 H 3 O OH H 2 O H 2 O ( 6 H 5 ) 3 H NH 2 ( 6 H 5 ) 3 NH 3 Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης 3

4 1 οο Ποσοττιικό κριιττήριιο ιισχύος ηλεκττρολυττών Βαθµός ιιονττιισµού ((α)) ΧΗΜΕΙΑ Γ ΛΥΚΕΙΟΥ ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ ΣΥΝΤΟΜΗ ΕΠΑΝΑΛΗΨΗ Βαθµός ιοντισµού α είναι το πηλίκο του αριθµού των mol του ηλεκτρολύτη που ιοντίζονται (n i ) προς τον αρχικό (ολικό) αριθµό mol του ηλεκτρολύτη που διαλύονται (n ολ ) α = λογική : α = n i = n ολ ni V n V ολ n i. Στην πράξη ο βαθµός ιοντισµού α εκφράζεται σαν πηλίκο συγκεντρώσεων, σύµφωνα µε την n ολ = α = όπου, Μ η συγκέντρωση του ηλεκτρολύτη που έχει ιοντιστεί και Μ η αρχική (ολική) συγκέντρωση του ηλεκτρολύτη. Όσο µεγαλύτερη είναι η τιµή του βαθµού ιοντισµού τόσο µεγαλύτερο είναι το ποσοστό του ηλεκτρολύτη που έχει ιοντιστεί. Ο βαθµός ιοντισµού παίρνει τιµές 0 < α 1 (Μπορεί να εκφραστεί και σαν % ποσοστό οπότε τα αντίστοιχα όρια είναι 0< α% 100) Αν α = 1, η αντίδραση ιοντισµού είναι µονόδροµη (πλήρης ιοντισµός) και ο ηλεκτρολύτης χαρακτηρίζεται ισχυρός Αν α < 1, η αντίδραση ιοντισµού είναι αµφίδροµη και καταλήγει σε ισορροπία (ιοντική ισορροπία µερικός ιοντισµός) και ο ηλεκτρολύτης χαρακτηρίζεται ασθενής Ο βαθµός ιοντισµού α ενός ασθενούς ηλεκτρολύτη εξαρτάται από : α) τη φύση του ηλεκτρολύτη, δηλ. τη µοριακή του δοµή. Π.χ. από το Hl είναι ισχυρό οξύ, ενώ το HF είναι ασθενές οξύ. β) τη φύση του διαλύτη. Ο διαλύτης στην αντίδραση ιοντισµού ενός ηλεκτρολύτη, παίζει το ρόλο της βάσης (σε ιοντισµό οξέος) ή το ρόλο του οξέος (σε ιοντισµό βάσης) µε αποτέλεσµα η ισχύς των οξέων και των βάσεων να εξαρτάται από τη φύση του διαλύτη. Συνήθως σαν διαλύτης χρησιµοποιείται το νερό. Παράδειγµα το H 3 OOH που σε υδατικό διάλυµα είναι ασθενές οξύ, H 3 OΟΗ H 2 Ο H 3 OO Η 3 Ο, ενώ σε διάλυµα υγρής αµµωνίας, εξαιτίας του ισχυρά βασικού χαρακτήρα της αµµωνίας, συµπεριφέρεται σαν ισχυρό οξύ H 3 OΟΗ ΝΗ 3 H 3 OO ΝΗ 4 γ) τη θερµοκρασία. Η αντίδραση ιοντισµού είναι ενδόθερµο φαινόµενο ( Η>0). Με αύξηση της θερµοκρασίας σύµφωνα µε την αρχή Le hatelier η ισορροπία µετατοπίζεται προς τα δεξιά, οπότε και η τιµή του βαθµού ιοντισµού αυξάνεται. δ) την αρχική (ολική) συγκέντρωση του ηλεκτρολύτη. Με αύξηση της συγκέντρωσης (συµπύκνωση προσθήκη ηλεκτρολύτη υπό σταθερό όγκο ή εξάτµιση διαλύτη) ελαττώνεται η τιµή του βαθµού ιοντισµού και αντιστρόφως (βλ. απόδειξη στο νόµο αραίωσης του Ostwald). ε) την Επίδραση Κοινού Ιόντος. Αν σε διάλυµα ασθενούς ηλεκτρολύτη προστεθεί ένας άλλος ο οποίος έχει κοινό ιόν µε τον ασθενή, σύµφωνα µε την αρχή Le hatelier, εξαιτίας αύξησης συγκέντρωσης προϊόντος (το κοινό ιόν) προκαλείται µετατόπιση της ιοντικής ισορροπίας προς τα αριστερά Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης 4

5 ΕΤΕΡΟΠΟΛΙΚΕΣ ΕΝΩΣΕΙΣ (ΙΟΝΤΙΚΕΣ) Π Λ Η Ρ Η Σ Ι ΑΣ Τ Α Σ Η ( α=1) των ιόντων που προϋπάρχουν (ΙΣΧΥΡΟΙ ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΕΣ) Η Λ Ε Κ Τ Ρ Ο Λ Υ Τ Ε Σ ΟΜΟΙΟΠΟΛΙΚΕΣ ΕΝΩΣΕΙΣ (ΜΟΡΙΑΚΕΣ) Α Ν Τ Ι Ρ Α Σ Ε Ι Σ Ι Ο Ν Τ Ι Σ Μ Ο Υ : Αντίδραση µεταξύ των µορίων της ένωσης και των µορίων του διαλύτη µε αποτέλεσµα τη δηµιουργία ιόντων (αντιδράσεις οξέοςβάσης κατά BronstedLowry). Α Λ Α Τ Α (ΙΣΧΥΡΟΙ & ΑΣΘΕΝΕΙΣ ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΕΣ) (ΙΟΝΤΙΚΕΣ ΕΝΩΣΕΙΣ) 2 Nal, KBr, ao 3, Mg(NO 3 ) 2, ROONa (H 3 OONa, HOONa, ), KN, π.χ. KF (s) H O K (Η 2 Ο) F (Η 2 Ο) y (εφυδάτωση) ΙΑΣΤΑΣΗ ΑΛΑΤΟΣ ή, απλά δεν γράφεται το νερό KF (s) K (aq) F (aq) M y A ym (aq) A y (aq M (y )M ( )M ΕΤΕΡΟΠΟΛΙΚΕΣ (ΙΟΝΤΙΚΕΣ) ΒΑΣΕΙΣ Υδροξείδια µετάλλων (Arrhenius) NaΟΗ, KOH, a(oh) 2, Ba(OH) 2 ΙΑΣΤΑΣΗ Υ ΡΟΞΕΙ ΙΩΝ Β Α Σ Ε ΙΙ Σ Μ(ΟΗ) M (aq) ΟΗ (aq) M M ( )M (BrönstedLowry) NH 2, O 2, RO (H 3 O, ) (ΙΟΝΤΙΚΕΣ & ΜΟΡΙΑΚΕΣ ΕΝΩΣΕΙΣ) ΟΜΟΙΟΠΟΛΙΚΕΣ (ΜΟΡΙΑΚΕΣ) ΒΑΣΕΙΣ Αντιδράσεις ιοντισµού (BrönstedLowry) Αµµωνία: ΝΗ 3(a q) Η 2 Ο (l) ΝΗ 4 ( aq) ΟΗ (a q) Αµίνες: RΝΗ 2( aq ) Η 2 Ο (l) RΝΗ 3 (a q) ΟΗ (a q) Γενικά: B (aq ) Η 2 Ο (l) BΗ (aq) ΟΗ (a q) Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης 5

6 Ο Ξ Ε Α (ΜΟΡΙΑΚΕΣ ΕΝΩΣΕΙΣ) Ισχυρά Hl, HBr, HJ, HNO 3, HlO 4, H 2 SO 4 (µόνο στο 1 ο στάδιο ιοντισµού σε ΗSO 4 ) Ασθενή (όλα τα υπόλοιπα) ΗF, HN, HNO 2, HlO, HBrO, HJO, HlO 2, H 2 S, H 2 SO 3, H 2 O 3, H 3 PO 3, H 3 PO 4, ROOH (H 3 OOΗ, HOOΗ, ), ΗSO 4, NH 4, RNH 3, ΑΝΤΙ ΡΑΣΕΙΣ ΙΟΝΤΙΙ ΙΣΜΟΥ ΟΞΕΩΝ ΠΛΗΡΗΣ ΙΟΝΤΙΣΜΟΣ (Α%=100%, α=1) Ποσοτική αντίδραση µε το Η 2 Ο ΜΕΛΕΤΗ Ισχυρού οξέος ΜΕΡΙΚΟΣ ΙΟΝΤΙΣΜΟΣ (Α%<10%, α<0,1) ΜΕΛΕΤΗ Ασθενούς οξέος Hl (aq ) Η 2 Ο ( l ) Η 3 Ο (aq) l (aq )) M M M ΗΑ (aq) Η 2 Ο ( l ) Η 3 Ο (aq) Α (aq) Αρχικά Μ Ιοντ./Παρ. I.Ι. ()Μ Μ Μ Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης 6

7 2 οο Ποσοττι ικό κριττήρι ιο ισχύος ι ηλεεκττρολυττών Στταθεερά ιονττι ι ισµού Κ αα & Κ bb ασθεενών µονοπρωττι ικών οξξέέων καιι βάσεεων Ασθενές µονοπρωτικό (µονοβασικό) οξύ Έστω υδατικό διάλυµα ασθενούς µονοβασικού οξέος. Στο διάλυµα αποκαθίσταται η παρακάτω ισορροπία : ΗΑ (aq) Η 2 Ο (l) Η 3 Ο (aq) Α (aq), ( Η>0) Κ α = [HO 3 ].[A ] [HA] Ασθενής µονοπρωτική (µονόξινη) βάση Έστω υδατικό διάλυµα ασθενούς µονόξινης βάσης. Στο διάλυµα αποκαθίσταται η παρακάτω ισορροπία : Β (aq) Η 2 Ο (l) ΒΗ (aq) ΟΗ (aq), ( Η>0) Κ b = [BH ].[OH] [B] Όσο µεεγγαλλύττεερη εεί ίνναι ι η ττι ιµή στταθθεεράςς Κ αα κκαι ι Κ bb σεε ορισµέέννη θθεερµοκκρασί ία ττόσο ισχυρόττεερο ι εεί ίνναι ι ττο οξξύ κκαι ι η βάση αννττί ίσττοι ιχα,, δηλλ.. ττόσο πεερι ισσόττεερο µεετταττοπι ισµέέννη προςς ττα δεεξξι ιά εεί ίνναι ι η ισορροπίι ία ττηςς αννττί ίδρασηςς ιοννττι ι ισµού.. Στα ισχυρά οξέα και στις ισχυρές βάσεις η ισορροπία ιοντισµού είναι σχεδόν πλήρως µετατοπισµένη προς τα δεξιά (µονόδροµη αντίδραση). Πρακτικά στα διαλύµατα αυτά δεν υπάρχουν µόρια οξέος ή βάσης, παρά µόνο τα ιόντα τους, µε αποτέλεσµα οι τιµές των Κ α και Κ b αντίστοιχα να είναι υψηλές (της τάξης ). Ουσιαστικά στα διαλύµατα αυτά δεν ορίζεται η Κ α (ο παρονοµαστής τείνει στο µηδέν). Η σταθερά ιοντισµού Κ α ή Κ b ενός ασθενούς µονοβασικού οξέος ή µιας ασθενούς µονόξινης βάσης αντίστοιχα εξαρτάται από : α) τη φύση του οξέος ή της βάσης β) τη θερµοκρασία. Η αντίδραση ιοντισµού είναι ενδόθερµο φαινόµενο ( Η>0). Με αύξηση της θερµοκρασίας σύµφωνα µε την αρχή Le hatelier η ισορροπία µετατοπίζεται προς τα δεξιά, οπότε και η τιµή της σταθεράς Κ α ή Κ b αυξάνεται. γ) τη φύση του διαλύτη. Συνήθως σαν διαλύτης χρησιµοποιείται το νερό. ΠΡΟΣΟΧΗ!!! Αν αναφερόµαστε σε ένα οξύ (π.χ. H 3 OOH), ή σε µια βάση (π.χ. ΝΗ 3 ) η τιµή της Κ α ή της Κ b αντίστοιχα, εξαρτάται αποκλειστικά από τη θερµοκρασία. Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης 7

8 Νόµος αραίίωσης ττου Osttwalld Ασθενές µονοπρωτικό (µονοβασικό) οξύ Έστω διάλυµα ασθενούς µονοβασικού οξέος ΗΑ συγκέντρωσης M και βαθµού ιοντισµού α. Στο διάλυµα αποκαθίσταται η ισορροπία : ΗΑ (aq) Η 2 Ο (l) Η 3 Ο (aq) Α (aq) Αρχικά Ιοντ./Παρ. α α α I.Ι. (1α) α α [H3O ].[A ] Κ α = = [HA] Προσέγγιση Όταν είναι γνωστός ή µπορεί να υπολογιστεί ο βαθµός ιοντισµού α, το σκεπτικό είναι το εξής: Αν α 0,1 (δηλαδή πολύ ασθενές οξύ), µπορούµε χωρίς σηµαντικό σφάλµα να θεωρήσουµε ότι (1α) 1. Έτσι η σχέση (1) απλοποιείται και γίνεται : Κ α =α 2. (2) α = Kα (3) Από τη σχέση (3) φαίνεται ότι, µε αραίωση του διαλύµατος ( V) ενός ασθενούς µονοβασικού οξέος ελαττώνεται η συγκέντρωση αυτού ( ) άρα αυξάνεται ο βαθµός ιοντισµού α. Σε άπειρη αραίωση (V 0) ο βαθµός ιοντισµού α τείνει στη µέγιστη τιµή του, δηλ. στη µονάδα (α 1). Το αντίστροφο ισχύει για τη συµπύκνωση ενός τέτοιου διαλύµατος. Ασθενής µονοπρωτική (µονόξινη) βάση Έστω διάλυµα ασθενούς µονόξινης βάσης Β συγκέντρωσης M και βαθµού ιοντισµού α. Στο διάλυµα αποκαθίσταται η ισορροπία : Β (aq) Η 2 Ο (l) ΒΗ (aq) ΟΗ (aq) Αρχικά Ιοντ./Παρ. α α α I.Ι. (1α) α α [BH ].[OH] Κ b = = [B] α.α α 2 Κα =. (1) (1α) 1α α.α α 2 Κb =. (4) (1α) 1α Προσέγγιση Όταν είναι γνωστός ή µπορεί να υπολογιστεί ο βαθµός ιοντισµού α, το σκεπτικό είναι το εξής: Αν α 0,1 (δηλαδή πολύ ασθενής βάση), µπορούµε χωρίς σηµαντικό σφάλµα να θεωρήσουµε ότι (1α) 1. Έτσι η σχέση (3) απλοποιείται και γίνεται : Κ b =α 2. (5) α = Kb (6) Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης 8

9 Από τη σχέση (6) φαίνεται ότι, µε αραίωση του διαλύµατος ( V) µιας ασθενούς µονόξινης βάσης ελαττώνεται η συγκέντρωση αυτής ( ) άρα αυξάνεται ο βαθµός ιοντισµού α. Σε άπειρη αραίωση (V 0) ο βαθµός ιοντισµού α τείνει στη µέγιστη τιµή του, δηλ. στη µονάδα (α 1). Το αντίστροφο ισχύει για τη συµπύκνωση ενός τέτοιου διαλύµατος. Οι παραπάνω σχέσεις (1), (2), (4) και (5) αποτελούν το νόµο αραίωσης του Ostwald, που καθορίζει τη σχέση των τριών µεγεθών α, και Κ α ή Κ b σε µια ορισµένη θερµοκρασία. Σε αντίστοιχα συµπεράσµατα καταλήγουµε αν εργαστούµε µε την πραγµατική συγκέντρωση του ηλεκτρολύτη που ιοντίζεται = (α.) M Ασθενές µονοπρωτικό (µονοβασικό) οξύ ΗΑ (aq) Η 2 Ο (l) Η 3 Ο (aq) Α (aq) Αρχικά Μ Ιοντ./Παρ. I.Ι. ()Μ Μ Μ Κ α = [H3O ].[A ] [HA] = 2.. Κα = (7) Προσέγγιση (Αν το ΗΑ είναι πολύ ασθενές οξύ ισχύει : α= Kα 0,1 Kα 2 0,1 2 Kα 0,01 δηλ αν α 0,1 τότε Kα 0,01). Όταν είναι γνωστά ή µπορούν να υπολογιστούν τα & K α ισχύει : αν Kα 0,01 ( ) Κ α = 2 (8) (& Κ α = α 2. ) Ασθενής µονοπρωτική (µονόξινη) βάση Β (aq) Η 2 Ο (l) ΒΗ (aq) ΟΗ (aq) Αρχικά Μ Ιοντ./Παρ. I.Ι. ()Μ Μ Μ Κ b = [BH ].[OH] [B] = 2.. Κ b = (9) Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης 9

10 2 Kb Kb Προσέγγιση (Αν η Β είναι πολύ ασθενής βάση ισχύει : α= 0,1 0,1 2 Kb 0,01 δηλ αν α 0,1 τότε Kb 0,01). Όταν είναι γνωστά ή µπορούν να υπολογιστούν τα & K b, ισχύει : αν Kb 0,01 ( ) Κ b = 2 (10) (& Κ b = α 2.) Συνοπτικά θ θ Αραίωση ( ) Συµπύκνωση ( ) E.K.I. α Κ α & Κ b ΑΥΤΟ ÏÏΟΝΤΙΙΣΜΟΣ ΤΟΥ Η 22 Ο p H O αυτοïοντισµός του νερού είναι µια αντίδραση µεταφοράς πρωτονίων (Η ) από µόρια νερού σε αλλά µόρια νερού κατά την οποία παράγονται κατιόντα Η 3 Ο και ανιόντα ΟΗ. Σε κάθε υδατικό διάλυµα ισχύει [Η 3 Ο ] = [Η ] διότι το κατιόν του οξωνίου ουσιαστικά είναι ένα εφυδατωµένο πρωτόνιο (Η Η 2 Ο Η 3 Ο ), δηλ. Η 2 Ο (l) Η 2 Ο (l) Η 3 Ο (aq) ΟΗ (aq) µε σταθερά αυτοïοντισµού Κ w. = [Η 3 Ο ]. [ΟΗ ] H σταθερά Κ w ονοµάζεται σταθερά γινοµένου ιόντων νερού, είναι ανάλογη µε τη θερµοκρασία (ο ιοντισµός είναι ενδόθερµο φαινόµενο) και ισχύει τόσο στο καθαρό νερό όσο και σε κάθε υδατικό διάλυµα. Πειραµατικά έχει βρεθεί ότι στη θερµοκρασία των 25 ισχύει : [Η 3 Ο ] = [ΟΗ ] = 10 7 Μ άρα : [Η 3 Ο ]. [ΟΗ ] = Γενικά, τα υδατικά διαλύµατα χαρακτηρίζονται σαν όξινα, βασικά και ουδέτερα ανάλογα µε τη σχέση των συγκεντρώσεων κατιόντων υδρογόνου και ανιόντων υδροξυλίου. Σε οποιαδήποτε θερµοκρασία ισχύει : α) Αν [Η 3 Ο ] > [ΟΗ ] όξινο διάλυµα β) Αν [Η 3 Ο ] < [ΟΗ ] βασικό διάλυµα γ) Αν [Η 3 Ο ] = [ΟΗ ] ουδέτερο διάλυµα Στη θερµοκρασία των 25 ισχύει : α) Αν [Η 3 Ο ] > 10 7 όξινο διάλυµα β) Αν [Η 3 Ο ] < 10 7 βασικό διάλυµα γ) Αν [Η 3 Ο ] = [ΟΗ ] = 10 7 ουδέτερο διάλυµα Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης 10

11 ph = log [Η 3 Ο ] Όσο πιο µικρή είναι η τιµή του ph τόσο πιο µεγάλη είναι η οξύτητα του διαλύµατος. poh = log [OH ] Όσο πιο µικρή είναι η τιµή του pοη τόσο πιο µεγάλη είναι η βασικότητα του διαλύµατος. Από τη σχέση [Η 3 Ο ].[ΟΗ ] = 10 14, από τον ορισµό του ph και του pοη αποδεικνύεται ότι: ph poh = 14 (θ = 25 ) Από τα παραπάνω προκύπτει ότι στη θερµοκρασία των 25 ισχύει: α. Αν ph < 7, τότε [Η 3 Ο ] > [ΟΗ ] και το διάλυµα χαρακτηρίζεται όξινο β. Αν ph > 7, τότε [Η 3 Ο ] < [ΟΗ ] και το διάλυµα χαρακτηρίζεται βασικό γ. Αν ph = 7, τότε [Η 3 Ο ] = [ΟΗ ] και το διάλυµα χαρακτηρίζεται ουδέτερο Για τον χαρακτηρισµό ενός διαλύµατος σαν ουδέτερου, θα πρέπει να ισχύει: [Η 3 Ο ] = [ΟΗ ], ενώ ταυτόχρονα ισχύει η σχέση Κ w =[Η 3 Ο ]. [ΟΗ ]. Από τις δυο αυτές σχέσεις εξάγεται ότι, [Η 3 Ο ] = Κ w ½, άρα, ph = ½ log K w. Έτσι από αυτή τη σχέση µπορεί να υπολογιστεί το pη ενός ουδέτερου διαλύµατος σε οποιαδήποτε θερµοκρασία αν είναι γνωστή η Κ w στη θερµοκρασία αυτή. Κατά τον υπολογισµό του pη διαλύµατος ισχυρού οξέος πρέπει να λαµβάνεται υπόψη ο ιοντισµός του νερού όταν η συγκέντρωση του οξέος είναι µικρότερη, ή, ίση από 10 7 Μ, διότι αλλιώς θα οδηγηθούµε σε άτοπα αποτελέσµατα (pη > 7)*. Η αραίωση ενός διαλύµατος ισχυρού οξέος, έχει σαν αποτέλεσµα την αύξηση της τιµής του pη του. Αραίωση σε δεκαπλάσιο όγκο, αυξάνει την τιµή του pη του διαλύµατος κατά µια µονάδα (αυτό ισχύει µε την προϋπόθεση ότι κατά την αραίωση η [Η 3 Ο ] δεν γίνεται µικρότερη από 10 6 Μ, ισχύει δηλαδή για την αραίωση διαλυµάτων ισχυρών οξέων µε pη 5). Σε άπειρη αραίωση το pη τείνει στο 7. Κατά τον υπολογισµό του pη διαλύµατος ισχυρής βάσης πρέπει να λαµβάνεται υπόψη η ιοντισµός του νερού όταν η συγκέντρωση της βάσης είναι µικρότερη ή ίση από 10 7, διότι αλλιώς θα οδηγηθούµε σε άτοπα αποτελέσµατα (pη < 7). Η αραίωση ενός διαλύµατος ισχυρής βάσης, έχει σαν αποτέλεσµα την ελάττωση της τιµής του pη του. Αραίωση σε δεκαπλάσιο όγκο, ελαττώνει την τιµή του ph του διαλύµατος κατά µια µονάδα (αυτό ισχύει µε την προϋπόθεση ότι κατά την αραίωση η [ΟΗ ] δεν γίνεται µικρότερη από 10 6 mol/lit, ισχύει δηλαδή για την αραίωση διαλυµάτων ισχυρών βάσεων µε pη 9). Σε άπειρη αραίωση το ph τείνει στο Όξινο ιάλυµα ΑΡΑΙΩΣΗ H 2O ΑΡΑΙΩΣΗ Βασικό ιάλυµα Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης 11

12 ΠΟΣΟΤΙΙΚΗ ΜΕΛΕΤΗ ΙΙΑΛΥΜΑΤΩΝ ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΩΝ 1. Υ ΑΤΙΚΟ ΙΑΛΥΜΑ ΙΣΧΥΡΟΥ ΟΞΕΟΣ (θ = 25 ) 0 ph < 7 2. Υ ΑΤΙΚΟ ΙΑΛΥΜΑ ΙΣΧΥΡΗΣ ΒΑΣΗΣ (θ = 25 ) 7 < ph 14 Hl (aq ) H 2 O (l) Η 3 O (aq ) l (aq ) Μ Μ Μ [Η 3 O ]= M ph=log NaΟΗ Na (aq) ΟΗ (aq) Μ Μ Μ [ΟΗ ] = M poh = log, ph = 14pΟΗ ph=14 log 3. Υ ΑΤΙΚΟ ΙΑΛΥΜΑ ΑΣΘΕΝΟΥΣ ΟΞΕΟΣ (θ = 25 ) 0<pH<7 4. Υ ΑΤΙΚΟ ΙΑΛΥΜΑ ΑΣΘΕΝΟΥΣ ΒΑΣΗΣ (θ = 25 ) 7<pH <14 ΗΑ (aq) Η 2 Ο (l) Η 3 Ο (aq) Α (aq) Αρχικά Μ Ιοντ./Παρ. I.Ι. () Μ Μ B (aq) H 2 O (l) BΗ (aq) ΟΗ (aq) Αρχικά Μ Ιοντ./Παρ. I.Ι. ()Μ Μ Μ Ισχύουν: α = = α, Κ α = 2 & K α = α 2 1α Ισχύουν : α = = α, Κ b = 2 & K b = α 2 1α Αν Kα Κ α = 0,01 ( ) Κ α = 2 & Κ α = α 2 2 = [H 3 O ] = Kα. ph = log(α.) = log ph = log Kα. Αν Kb Κ b = 0,01 ( ) Κ b = 2 & Κ b = α 2 2 = [OH ] = Kb. poh = log(α.) = log = log Kb. ph = 14pOH ph=14 log Kb. Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης 12

13 5. Υ ΑΤΙΚΟ ΙΑΛΥΜΑ ΑΛΑΤΟΣ ΑΣΘΕΝΟΥΣ ΒΑΣΗΣ ΚΑΙ ΙΣΧΥΡΟΥ ΟΞΕΟΣ ΟΞΙΝΟ ΙΑΛΥΜΑ (θ = 25 ) 0 < ph< 7 6. Υ ΑΤΙΚΟ ΙΑΛΥΜΑ ΑΛΑΤΟΣ ΑΣΘΕΝΟΥΣ ΟΞΕΟΣ ΚΑΙ ΙΣΧΥΡΗΣ ΒΑΣΗΣ ΒΑΣΙΚΟ ΙΑΛΥΜΑ (θ=25 ) 7<pH <14 NH 4 l NH 4 (aq) l (aq) Μ Μ Μ KN K (aq) N (aq) Μ Μ Μ ασθ.οξύ συζ. βάση NH 4 (aq) H 2 O (l) NH 3(aq) H 3 O (aq) Αρχικά Μ Ιοντ./Παρ. Ι.Ι. ( )Μ Μ Μ ασθ.βάση συζ. οξύ N (aq) H 2 O (l) HN (aq) OH (aq) Αρχικά Μ Αντ./Παρ. Ι.Ι. ( )Μ Μ Μ Ισχύει : Κ α() = 2, όπου = α & Κ α() = Κ K w b 2 Ισχύει : Κ b() =, όπου = α & Κ b() = Κ K w α Αν Kα 0,01 ( ), Κ α() = 2, ή, Κ α() = α 2 Αν Kb 0,01 ( ), Κ b() = 2, ή, Κ b() = α 2 Κ α = 2 = [H 3 O ] = Kα. Κ b = 2 = [OH ] = Kb. ph = log(α ) = log ph = log K α( ). poh = log(α ) = log = log Kb(). ph = 14pOH ph=14 log Kb(). Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης 13

14 7. Υ ΑΤΙΚΟ ΙΑΛΥΜΑ ΑΛΑΤΟΣ ΙΣΧΥΡΟΥ ΟΞΕΟΣ ΚΑΙ ΙΣΧΥΡΗΣ ΒΑΣΗΣ ΟΥ ΕΤΕΡΟ ΙΑΛΥΜΑ (θ = 25 ) ph = 7 Nal (aq) Na (aq) l (aq) Μ Μ Μ Το κατιόν επειδή προέρχεται από ισχυρή βάση δεν αντιδρά µε το νερό και δεν παρέχει πρωτόνια, ενώ το ανιόν είναι πολύ ασθενής βάση διότι προέρχεται από ισχυρό οξύ και ουσιαστικά δεν αντιδρά µε το νερό, οπότε το ph του διαλύµατος καθορίζεται αποκλειστικά από τον αυτοϊοντισµό του Η 2 Ο, δηλαδή είναι ΟΥ ΕΤΕΡΟ ΙΑΛΥΜΑ. ph = 7 8. Υ ΑΤΙΚΟ ΙΑΛΥΜΑ ΑΛΑΤΟΣ ΑΣΘΕΝΟΥΣ ΟΞΕΟΣ ΚΑΙ ΑΣΘΕΝΟΥΣ ΒΑΣΗΣ (θ = 25 ) ΒΗΑ ( aq) ΒΗ (aq) Α (aq ), (ΗΑ ασθενές οξύ, Β ασθενής βάση) Και τα δυο ιόντα αντιδρούν µε το νερό δίνοντας τα αντίστοιχα συζυγή σώµατα (κατιόνσυζυγής βάση, ανιόνσυζυγές οξύ). ΒΗ (aq ) Η 2 Ο (l) Β (aq ) Η 3 Ο (aq) Α ( aq ) Η 2 Ο (l) ΗΑ (aq ) ΟΗ (aq ) Κ w Κw Αν Κ ΗΑ = Κ Β = [ΟΗ ] = [Η 3 Ο ] ΟΥ ΕΤΕΡΟ Kα Kb ΙΑΛΥΜΑ ph = 7 Κ w Κw Αν Κ ΗΑ > Κ Β < [ΟΗ ] < [Η 3 Ο ] ΟΞΙΝΟ Kα Kb ΙΑΛΥΜΑ ph < 7 Κ w Κw Αν Κ ΗΑ < Κ Β > [ΟΗ ] > [Η 3 Ο ] ΒΑΣΙΚΟ Kα Kb ΙΑΛΥΜΑ ph > 7 Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης 14

15 ΕΠ ΙΙ ΡΑΣΗ ΚΟ ΙΙΝΟΥ ΙΙΟΝΤΟΣ Το φαινόµενο της ελάττωσης του βαθµού ιοντισµού ενός ασθενούς ηλεκτρολύτη, εξαιτίας της παρουσίας στο διάλυµα του ενός ισχυρού ηλεκτρολύτη που έχει κοινό ιόν µε τον ασθενή χαρακτηρίζεται ως επίδραση κοινού ιόντος εν ισχύει ο νόµος αραίωσης του Ostwald (διότι ο νόµος αυτός ισχύει για διάλυµα στο οποίο γίνεται ιοντισµός ενός ασθενούς ηλεκτρολύτη και η ισορροπία αυτού δεν επηρεάζεται από την παρουσία κάποιου άλλου ηλεκτρολύτη. Όσο µικρότερη είναι η σταθερά ιοντισµού του ασθενούς ηλεκτρολύτη, τόσο µεγαλύτερη είναι η επίδραση του ισχυρού ηλεκτρολύτη στον ιοντισµό του ασθενούς. Όσο µεγαλύτερη είναι η συγκέντρωση του ισχυρού ηλεκτρολύτη τόσο µεγαλύτερη είναι η επίδραση στον ιοντισµό του ασθενούς. (Το αποτέλεσµα της επίδρασης του κοινού ιόντος είναι υπολογίσιµο, όταν η συγκέντρωση του ισχυρού ηλεκτρολύτη δεν είναι πολύ µικρότερη από τη συγκέντρωση του ασθενούς). Αν ένα διάλυµα έχει προκύψει από ανάµιξη διαλύµατος ασθενούς ηλεκτρολύτη µε διάλυµα ισχυρού που έχει κοινό ιόν µε τον ασθενή, τότε δεν είναι δυνατόν να αποφανθούµε ποιοτικά για την επίδραση της ανάµιξης στο βαθµό ιοντισµού του ασθενούς ηλεκτρολύτη, αλλά µόνο µετά από ποσοτική µελέτη. Αυτό συµβαίνει διότι µε την ανάµιξη πραγµατοποιούνται ταυτόχρονα δυο αντίθετες δράσεις: Α. η Ε.Κ.Ι. έχει σαν αποτέλεσµα την ελάττωση του βαθµού ιοντισµού του ασθενούς ηλεκτρολύτη, ενώ, Β. η αύξηση του ολικού όγκου του διαλύµατος έχει σαν αποτέλεσµα την ελάττωση της συγκέντρωσης του ασθενούς ηλεκτρολύτη, άρα την αύξηση του βαθµού ιοντισµού αυτού. ΚΥΡΙΟΤΕΡΕΣ ΠΕΡΙΠΤΩΣΕΙΣ Ε.Κ.Ι. Κοινό ιόν Η 3 Ο Ισχυρό οξύ Ηl, HBr, HJ, HNO 3, HlO 4, H 2 SO 4 Κοινό ιόν ΟΗ Ισχυρή βάση ΝaΟΗ, ΚΟΗ, a(οη) 2, Βa(ΟΗ) 2 Κοινό ιόν ανιόν Α (Ρ..) Άλας του τύπου ΝaΑ ΝalO, ΝalO 2, ΝaNO 2, ΝaN, ΝaF, HOOΝa, H 3 OOΝa Κοινό ιόν κατιόν ΒΗ (Ρ..) Άλας του τύπου BHl ΝΗ 4 l, RNH 3 l Σε ασθενές οξύ ΗlO, HlO 2, HNO 2, HN, HF, HOOH, H 3 OOH, NH 4 Σε ασθενή βάση ΝΗ 3, RNH 2, lo, lo 2, NO 2, N, F, HOO, H 3 OO Σε ασθενές οξύ ΗΑ (αντίστοιχα) ΗlO, HlO 2, HNO 2, HN, HF, HOOH, H 3 OOH Σε ασθενή βάση (αντίστοιχα) NH 3, RNH 2 Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης 15

16 9. Υ ΑΤΙΚΟ ΙΑΛΥΜΑ ΑΣΘΕΝΟΥΣ ΟΞΕΟΣ ΚΑΙ ΙΣΧΥΡΟΥ ΟΞΕΟΣ (π.χ. Hl) (θ = 25 ) 0 ph < 7 Hl (aq) Η 2 Ο (l) Η 3 Ο (aq) l (aq) Ισχ Ισχ Ισχ HA (aq) Η 2 Ο (l) Η 3 Ο (aq) Α (aq) Αρχικά o Ιοντ./Παρ. I.Ι. ( o ) ( Ισχ ) Ισχύει : Κ α = (Ισχ. ). o & α = o = α.o Αν Kα 0,01 ( Ισχ.) Ισχ. & ( o ) o, Κ α =. Επειδή, α = o ph = log( Ισχ ) = log Ισχ ΠΡΟΣΟΧΗ!! Ισχ = loga Ka a Ισχ = Ka. K α = α. Ισχ. & [Η 3 O ] = Ισχ. log Ισχ = log a Ka o ph = pka log log Ισχ = log (Ka. o ph = log a Ka Ισχ o ph= pkα o ) ph = log Kα log o 10. Υ ΑΤΙΚΟ ΙΑΛΥΜΑ ΑΣΘΕΝΟΥΣ ΒΑΣΗΣ ΚΑΙ ΙΣΧΥΡΗΣ ΒΑΣΗΣ (π.χ. ΝΗ 3 ΝaΟΗ) (θ = 25 ) 7 < ph 14 ΝaΟΗ Νa (aq) ΟΗ (aq) Ισχ Ισχ Ισχ ΝΗ 3(aq) Η 2 Ο ΝΗ 4 (aq) ΟΗ (aq) Αρχικά β Ιοντ./Παρ Ι.Ι. ( β ) ( Ισχ ).( Ισχύει : Κ b = β ) Ισχ. & α = β = α. β Kb Αν 0,01 ( Ισχ. ) Ισχ. & ( β ) β, Κ b =. Επειδή, α = β K b = α. Ισχ & [ΟΗ ] = Ισχ. poh = log( Ισχ. ) = log Ισχ ph = 14pOH ph = 14 log ισχ ΠΡΟΣΟΧΗ!! Ισχ = Kb a Ισχ = K b. log Ισχ = log a Kb β poh = pka log log Ισχ = log (Ka. β poh = log Kb a Ισχ poh= pk b loga β ) poh = log Kα log β β Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης 16

17 11. Υ ΑΤΙΚΟ ΙΑΛΥΜΑ ΑΣΘΕΝΟΥΣ ΟΞΕΟΣ ΚΑΙ ΣΥΖ ΒΑΣΗΣ (ΜΕ ΤΗ ΜΟΡΦΗ ΑΛΑΤΟΣ) Ρ.. (θ = 25 ) 0 < ph 7 ΜΑ Μ (aq) Α (aq) A A A 12. Υ ΑΤΙΚΟ ΙΑΛΥΜΑ ΑΣΘΕΝΟΥΣ ΒΑΣΗΣ ΚΑΙ ΣΥΖ ΟΞΕΟΣ (ΜΕ ΤΗ ΜΟΡΦΗ ΑΛΑΤΟΣ) Ρ.. (θ = 25 ) 7 ph < 14 ΝΗ 4 l ΝH 4 (aq) l (aq) A A A ασθ. οξύ συζ. βάση HA (aq) Η 2 Ο (l) H 3 Ο (aq) Α (aq) Αρχικά o A Ιοντ./Παρ Ι.Ι. ( o ) ( A ) (A). Ισχύει : Κ α = & α = = α.o o o Kα Αν 0,01 (A ) A & ( o ) o Κ α =. o Επειδή, α = Kα = α. A & [Η 3 Ο ] = M o o ph = log ph = log(α.o) ph = log(k α. ) A A ph = pk α log εξίσωση των HendersonHasselbalch O 1. εν γράφεται ΠΟΤΕ η υδρόλυση του ανιόντος, (H 3 OO H 2 O H 3 OOH OH ) διότι συµπεριλαµβάνεται στον ιοντισµό του ασθενούς οξέος. 2. Στα Ρ.. (βλ. 21) η [Η 3 Ο ] = = α. o παραµένει πρακτικά σταθερή A o ασθ. βάση συζ. οξύ ΝΗ 3(aq) Η 2 Ο (l) ΝΗ 4 (aq) ΟΗ (aq) Αρχικά β A Ιοντ./Παρ. Ισχύει : Κ b = Αν β Ι.Ι. ( β ) ( A ) (A). β & α = β = α. β Kb 0,01 (A ) A & ( β ) β Κ b =. Επειδή, α = Kb = α. A & [ΟΗ ] = M β B pοh = log pοh = log(α.β) pοh = log(k α ) A A pοh = pk α log εξίσωση των HendersonHasselbalch β 1. εν γράφεται ΠΟΤΕ η υδρόλυση του κατιόντος, (ΝΗ 4 H 2 O ΝΗ 3 Η 3 Ο ) διότι συµπεριλαµβάνεται στον ιοντισµό της ασθενούς βάσης. 2. Στα Ρ.. (βλ. 22) η [ΟΗ ] = = α. β παραµένει πρακτικά σταθερή A β Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης 17

18 13. Υ ΑΤΙΚΟ ΙΑΛΥΜΑ ΠΟΥ ΠΕΡΙΕΧΕΙ ΥΟ ΑΣΘΕΝΗ ΟΞΕΑ (θ = 25 ) 0 < ph < 7 HA (aq) Η 2 Ο (l) Η 3 Ο (aq) Α (aq) Αρχικά HA * Ιοντ./Παρ. I.Ι. ( HA ) ( y ) 14. Υ ΑΤΙΚΟ ΙΑΛΥΜΑ ΠΟΥ ΠΕΡΙΕΧΕΙ ΥΟ ΑΣΘΕΝΕΙΣ ΒΑΣΕΙΣ (θ = 25 ) 7 < ph < 14 ΝΗ 3 (aq) Η 2 Ο (l) ΝΗ 4 (aq) ΟΗ (aq) Αρχικά 1 * Ιοντ./Παρ. I.Ι. ( 1 ) ( y ) HΒ (aq) Η 2 Ο (l) Η 3 Ο (aq) Β (aq) Αρχικά HB Ιοντ./Παρ. y y y I.Ι. ( HB y) ( y ) y Ισχύει : Κ HA = Αν KHA (y). HA & α 1 = HA 0,01 ( HA ) HA Κ HA = [Η 3 Ο ] = ( y) M Επίσης : Κ HΒ = Αν KHB (y).y HBy και α 2 = y HB 0,01 ( HB y) HB, Κ HB = [Η 3 Ο ] = ( y) M ph = log(y) = α 1. HA (y). HA y = α 2. HB (y).y HB Με τον ίδιο τρόπο εργαζόµαστε σε διαλύµατα που περιέχουν δυο άλατα ασθενών µονόξινων βάσεων και ισχυρών µονοβασικών οξέων (π,χ ιάλυµα ΝΗ 4 l H 3 NH 3 l ουσιαστικά είναι διάλυµα ΝΗ 4 RNH 3, δηλ. διάλυµα δυο ασθενών οξέων) & & RNH 2(aq) Η 2 Ο (l) RNH 3 (aq) OH (aq) Αρχικά 2 Ιοντ./Πα ρ. y y y I.Ι. ( 2 y) y ( y ) Ισχύει : Κ 1 = Αν K 1 1 (y). 1 & α 1 = 0,01 ( 1 ) 1 Κ 1 = [ΟH ] = ( y) M Επίσης : Κ 2 = Αν K 2 2 (y).y 2y 1 και α 2 = y 0,01 ( 2 y) 2, Κ 2 = = α (y). 1 y = α 1. 2 (y).y 2 [ΟH ] = ( y) M poh = log(y) ph = 14 log(y) Με τον ίδιο τρόπο εργαζόµαστε σε διαλύµατα που περιέχουν δυο άλατα ασθενών µονοβασικών οξέων και ισχυρών µονόξινων βάσεων (π,χ ιάλυµα H 3 OONa HOONa ουσιαστικά είναι διάλυµα H 3 OO HOO, δηλ. διάλυµα δυο ασθενών βάσεων) & & Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης 18

19 15. Υ ΑΤΙΚΟ ΙΑΛΥΜΑ ΠΟΥ ΠΕΡΙΕΧΕΙ ΕΝΑ ΙΒΑΣΙΚΟ ΟΞΥ (π.χ. H 2 S, H 2 O 3, ) (θ = 25 ) 0 < ph < 7 1 ο στάδιο ιοντισµού H 2 A (aq) Η 2 Ο (l) Η 3 Ο (aq) ΗΑ (aq) Αρχικά Ιοντ./Παρ. I.Ι. ( ) ( y ) ( y) 2 ο στάδιο ιοντισµού HΑ (aq) Η 2 Ο (l) Η 3 Ο (aq) Α 2 (aq) Αρχικά Ιοντ./Παρ. y y y I.Ι. ( y) ( y ) y Κ α(1) = (y).(y) & α 1 = = α 1. (y).y y Κ α(2) = & α 2 = y = α 2. y Ισχύει: << () & Κ α(1) >>> Κ α(2) y<< (y) & (y). Άρα [Η 3 Ο ] = M και [Α 2 ] = y, ενώ υπολογίζονται ως εξής: 16. ΕΞΑΙΡΕΣΗ Υ ΑΤΙΚΟ ΙΑΛΥΜΑ Η 2 SΟ 4 (θ = 25 ) 0 < ph < 7 1 ο στάδιο ιοντισµού (ΙΣΧΥΡΟΣ ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΗΣ) H 2 SO 4(aq) Η 2 Ο (l) Η 3 Ο (aq) HSO 4 (aq) Αρχικά ΤΕΛΙΚΑ α 1 =1 και η Κ α(1) δεν ορίζεται 2 ο στάδιο ιοντισµού HSO 4 (aq) Η 2 Ο (l) Η 3 Ο (aq) SO 4 2 (aq) Αρχικά Ιοντ./Παρ. y y y I.Ι. ( y) ( y ) y Το δεύτερο στάδιο γίνεται σε σηµαντική έκταση (υψηλή τιµή σταθεράς, Κ α(2) =1, ). Για το λόγο αυτό δεν γίνεται καµία από τις γνωστές προσεγγίσεις (λύνουµε το τριώνυµο που σχηµατίζεται!!!) Κ α(2) = Κ α(2) = (y).y y (y).y y & α 2 = y y = α 2. y 2 (K α(2) ). y K α(2). = 0 y = γνωστό Η [Η 3 Ο ] από την Κ α(1) : Κ α(1) = ph = log Kα(1).. = [H3 O ] = Kα(1). Με γνωστή πλέον την τιµή του y έχουµε: [Η 3 Ο ] = ( y) ph = log( y) Η [Α 2 ] από την Κ α(2) : Κ α(2) =.y y = [A 2 ] = K α(2) Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης 19

20 17. Υ ΑΤΙΚΟ ΙΑΛΥΜΑ ΠΟΥ ΠΕΡΙΕΧΕΙ ΜΙΑ ΙΣΟΞΙΝΗ ΒΑΣΗ (π.χ. S 2, O 2 3, ) (θ = 25 ) 7 < ph < 14 ιάσταση άλατος Νa 2 Α 2Νa (aq) Α 2 (aq) A 2 A A 1 ο στάδιο ιοντισµού Α 2 (aq) Η 2 Ο (l) ΗΑ (aq) ΟΗ (aq) Αρχικά A Ιοντ. / Παρ. Ι.Ι. ( A ) (y) ( y) 2 ο στάδιο ιοντισµού HΑ (aq) Η 2 Ο (l) H 2 A (aq) ΟΗ (aq) Αρχικά Ιοντ. / Παρ. y y y Ι.Ι. ( y) ( y) w [HA ].[OH ] Κ b(1) = = KΚ 2 α(2) [A ] µε α 1 =. =α1 A & Κ α(2) = A [A 2 ].[H O 3 ] [HA ] w [H2A].[OH] y [HA ].[H Κ b(2) = = µε α 2 = y=α(2) KΚ. 3O ] & Κ α(1) = α(1) [HA ] [H2A] Επειδή K α(1) >>> K α(2) Κ b(1) >> Κ b(2) & α (1) >> α (2) >>>> y ( y) & ( y) Άρα, επειδή ο ιοντισµός στο δεύτερο στάδιο είναι πολύ περιορισµένος σε σχέση µε το πρώτο, η [OH ] (άρα και το ph) του διαλύµατος είναι πρακτικά αυτή που προέρχεται από το πρώτο στάδιο. Κ b(1) = Κ K w α(2) poh = log ( y).( y). = = =[OH ]= Α Α K b(1).a K b(1).a, ph =14 poh ph = 14 log K b(1).a 18. ΕΞΑΙΡΕΣΗ Υ ΑΤΙΚΟ ΙΑΛΥΜΑ SΟ 4 2 (θ = 25 ) 7 < ph < 14 Το θειικό ανιόν ( SO 4 2 ) διαθέτει ένα µόνο στάδιο, διότι το θειικό οξύ είναι ισχυρό στο πρώτο στάδιο ιοντισµού του ιάσταση άλατος Νa 2 SO 4 2Νa (aq) SO 4 2 (aq) A 2 A A Ιοντισµός SO 4 2 (aq) Η 2 Ο (l) HSO 4 (aq) ΟΗ (aq) Αρχικά A Ιοντ. / Παρ. Ι.Ι. ( A ) Επειδή η τιµή της σταθεράς του δεύτερου σταδίου ιοντισµού του θειικού οξέος (ουσιαστικά του HSO 4 ) είναι της τάξης του 10 2 (Κ α(2) = 1, ), συνεπάγεται πως η τιµή της σταθεράς ιοντισµού του θειικού ανιόντος 14 Κ w 10 είναι πολύ µικρή (Κ b = = ), άρα ένα διάλυµα 2 Kα(2) 1,3.10 ουδέτερου θειικού άλατος µε µια ισχυρή βάση (π.χ. Να 2 SO 4 ) θα είναι ελάχιστα βασικό. Κ b = Κ K w α(2) = [OH ] = = 2 A = A poh = log 12.A ph = 14 poh = 14 (6 log A 2 10 poh = 6 log A A ) ph = 8 log A Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης 20

21 19. Υ ΑΤΙΚΟ ΙΑΛΥΜΑ ΟΞΙΝOΥ ΑΛΑΤΟΣ ΠΟΛΥΒΑΣΙΚΟΥ ΟΞΕΟΣ (π.χ. NaHS, KHO 3, ) (θ = 25 ) ιάσταση άλατος ΝaHΑ Νa (aq) HΑ (aq) A A A Το ΗΑ είναι αµφολύτης (εκτός του HSO 4 ). Μπορεί να δράσει είτε (1) σαν οξύ (δεύτερο στάδιο ιοντισµού του Η 2Α) (1) Όξινη συµπεριφορά ΗΑ HΑ (aq) Η 2 Ο (l) Α 2 (aq) Η 3 Ο (aq) Αρχικά A Ιοντ. / Παρ. Ι.Ι. ( A ) Με Κ α(2) = 2 A είτε (2) σαν βάση, α 1 = A = [Η 3 Ο ] =α 1. A (2) Βασική συµπεριφορά ΗΑ HΑ (aq) Η 2 Ο (l) H 2 A (aq) ΟΗ (aq) Αρχικά A Ιοντ. / Παρ. y y y Ι.Ι. ( A y) y y 2 Κw y y Κ b(2) = =, α 2 = y = [ΟΗ ] = α. 2 A Kα(1) Ay A Αν Κ α(2) > Κ b, το ΗΑ συµπεριφέρεται σαν οξύ, εργαζόµαστε µε την ισορροπία (1) και το διάλυµα είναι όξινο, µε ph που υπολογίζεται (µετά τις απαραίτητες προσεγγίσεις) από τη σχέση ph = log K α(2).a Αν Κ α(2) < Κ b, το ΗΑ συµπεριφέρεται σαν βάση, εργαζόµαστε µε την ισορροπία (2) και το διάλυµα είναι βασικό, µε pοh που υπολογίζεται (µετά τις απαραίτητες προσεγγίσεις) από τη σχέση poh=log K b(2).a, ph =14 poh ph = 14 log K b(2).a 20. ΕΞΑΙΡΕΣΗ Υ ΑΤΙΚΟ ΙΑΛΥΜΑ ΟΞΙΝOΥ ΘΕΙΙΚΟΥ ΑΛΑΤΟΣ (π.χ. NaHSΟ 4, ) (θ = 25 ) 0 < ph < 7 ιάσταση άλατος ΝaHSO 4 Νa (aq) HSO 4 (aq) A A A To HSO 4 δρα αποκλειστικά σαν οξύ (2 ο στάδιο ιοντισµού του Η 2 SO 4 ) διότι το συζυγές του οξύ (Η 2 SO 4 ) είναι ισχυρό στο 1 ο στάδιο ιοντισµού του, µε αποτέλεσµα το HSO 4 να µην µπορεί να βρεθεί σε ισορροπία µε το συζυγές αυτό (πρακτικά η αντίδραση ιοντισµού του HSO 4 σαν βάση HSO 4 H 2 O H 2 SO 4 OH είναι µετατοπισµένη προς τα αριστερά). Έτσι στην πραγµατικότητα εργαζόµαστε µε το 2 ο στάδιο ιοντισµού του Η 2 SO 4. 2 ο στάδιο ιοντισµού Η 2SO 4 HSO 4 (aq) Η 2 Ο (l) Η 3 Ο (aq) 2 SO 4 (aq) Αρχικά A Ιοντ./Παρ. I.Ι. ( A ) Επειδή Κ α(2) =1, δεν γίνεται καµία από τις γνωστές προσεγγίσεις (λύνουµε το τριώνυµο που σχηµατίζεται) Κ α(2) = Κ α(2) = 2 A 2 A & α = = [H 3 O ] = α 2. A 2. K α(2) K α(2). A = 0 = γνωστό Με γνωστή πλέον την τιµή του έχουµε: [Η 3 Ο ] = ph = log Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης 21

22 ΡΥΘΜΙΣΤΙΚΑ ΙΑΛΥΜ ΑΤΑ Ρυθµιστικά είναι τα διαλύµατα που έχουν την ιδιότητα να διατηρούν πρακτικά το pη τους αµετάβλητο, όταν προστεθούν σ' αυτά µικρές αλλά υπολογίσιµες ποσότητες ισχυρών οξέων, ή, βάσεων, ή, όταν αραιωθούν, ή, συµπυκνωθούν. Είναι διαλύµατα που περιέχουν : Α. Ένα ασθενές µονοβασικό οξύ και το άλας του µε ισχυρή βάση π.χ. διάλυµα H 3 OOH H 3 OONa. Β.) Μια ασθενή µονόξινη βάση και το άλας της µε ισχυρό οξύ π.χ. διάλυµα ΝΗ 3 ΝΗ 4 l. Με βάση τις αντιλήψεις των Brοnsted Lowry, ρυθµιστικά είναι διαλύµατα που περιέχουν ένα ασθενές οξύ και την συζυγή του βάση, ή, µια ασθενή βάση και το συζυγές της οξύ. Έτσι ρυθµιστικά διαλύµατα, εκτός από τα παραπάνω (H 3 OOH H 3 OO & ΝΗ 3 ΝΗ 4 ), είναι και διαλύµατα που περιέχουν ασθενές διβασικό οξύ και το όξινο ιόν του π.χ. διάλυµα Η 2 S NaHS (Η 2 S HS ), ή, διάλυµα H 2 O 3 NaHO 3 (H 2 O 3 HO 3 ), καθώς και διαλύµατα που περιέχουν δυο ιόντα ενός τριβασικού οξέος π.χ. διάλυµα ΝaΗ 2 PO 4 Na 2 HPO 4 (Η 2 PO 4 HPO 2 4 ) Παρασκευές Ρυθµιστικών ιαλυµάτων Α. Με διάλυση στο νερό µίγµατος ασθενούς ηλεκτρολύτη και άλατος αυτού µε ισχυρό, ή, µε ανάµιξη δυο διαλυµάτων που το ένα περιέχει τον ασθενή ηλεκτρολύτη και το άλλο το άλας αυτού. Β. Με τη µερική εξουδετέρωση διαλύµατος ασθενούς ηλεκτρολύτη από διάλυµα ισχυρού π.χ. H 3 OOΗ Hl H 3 OOΝa Nal (περίσσεια H 3 OOH, τελικό διάλυµα H 3 OOH H 3 OONa) NH 3 Hl ΝΗ 4 l (περίσσεια ΝΗ 3, τελικό διάλυµα ΝΗ 3 ΝΗ 4 l) Γ. Με αντίδραση διπλής αντικατάστασης που γίνεται αν σε διάλυµα που περιέχει περίσσεια άλατος ασθενούς οξέος µε ισχυρή βάση προστεθεί ισχυρό οξύ, ή, αν σε διάλυµα που περιέχει περίσσεια άλατος ασθενούς βάσης µε ισχυρό οξύ προστεθεί ισχυρή βάση. π.χ. H 3 OONa Hl H 3 OOH Nal (περίσσεια H 3 OONa, τελικό διάλυµα H 3 OOH H 3 OONa) ΝΗ 4 l NaOH NH 3 H 2 O Nal (περίσσεια ΝΗ 4 l, τελικό διάλυµα ΝΗ 3 ΝΗ 4 l) Από τη σχέση [Η 3 Ο o ] = = Κ α (βλ. παρακάτω) φαίνεται ότι η συγκέντρωση των ιόντων οξωνίου, άρα και το pη ενός ρυθµιστικού διαλύµατος A εξαρτάται µόνο από το λόγο των αρχικών συγκεντρώσεων του οξέος και του άλατος. Επίσης διαπιστώνεται πως το pη ενός ρυθµιστικού διαλύµατος δεν µεταβάλλεται µε την αραίωση, ή, την συµπύκνωση του µε εξάτµιση διαλύτη (είναι ανεξάρτητο του όγκου του διαλύµατος, διότι : = V n, άρα [Η 3 Ο ] = = Κ α o = Κα A no V na V [Η 3 Ο n ] = Κ α n o A Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης 22

23 21. ΡΥΘΜΙΣΤΙΚΟ ΙΑΛΥΜΑ ΑΣΘΕΝΟΥΣ ΟΞΕΟΣ ΚΑΙ ΑΛΑΤΟΣ ΤΟΥ (ΒΛ. 11) (θ = 25 ) 0 < ph ΡΥΘΜΙΣΤΙΚΟ ΙΑΛΥΜΑ ΑΣΘΕΝΟΥΣ ΒΑΣΗΣ ΚΑΙ ΑΛΑΤΟΣ ΤΗΣ (ΒΛ. 12) (θ = 25 ) 7 ph < 14 ΜΑ Μ (aq) Α (aq) A A A ΝΗ 4 l ΝH 4 (aq) l (aq) A A A ασθ. οξύ συζ. βάση HA (aq) Η 2 Ο (l) H 3 Ο (aq) Α (aq) Αρχικά o A Ιοντ./Παρ Ι.Ι. ( o ) ( A ) (A). Ισχύει :Κ α = & α = = α.o o o Kα Αν 0,01 (A ) A & ( o ) o Κ α =. o A o ασθ. βάση συζ. οξύ ΝΗ 3(aq) Η 2 Ο (l) ΝΗ 4 (aq) ΟΗ (aq) Αρχικά β A Ιοντ./Παρ. I.Ι. ( β ) ( A ) (A). Ισχύει : Κ b = & α = = α. β β β Kb Αν 0,01 (A ) A & ( β ) β Κ b =. β A β Επειδή, α = Kα = α. A & [Η 3 Ο ] = M o Επειδή, α = Kb = α. A & [ΟΗ ] = M β o ph = log ph = log(α.o) ph = log(k α. ) A ph = pk α log A O (εξίσωση των HendersonHasselbalch) 1. εν γράφεται ΠΟΤΕ η υδρόλυση του ανιόντος, (H 3 OO H 2 O H 3 OOH OH ) διότι συµπεριλαµβάνεται στον ιοντισµό του ασθενούς οξέος. 2. Η [Η 3 Ο ] = = α. o παραµένει πρακτικά σταθερή. B pοh = log pοh = log(α.β) pοh = log(k α ) A pοh = pk α log A β (εξίσωση των HendersonHasselbalch) 1. εν γράφεται ΠΟΤΕ η υδρόλυση του κατιόντος, (ΝΗ 4 H 2 O ΝΗ 3 Η 3 Ο ) διότι συµπεριλαµβάνεται στον ιοντισµό της ασθενούς βάσης. 2. Η [ΟΗ ] = = α. β παραµένει πρακτικά σταθερή. Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης 23

24 ΠΡΩΤΟΛΥΤΙΚΟΙ ΕΙΚΤΕΣ Πρωτολυτικοί δείκτες ονοµάζονται οι ενώσεις που έχουν την ιδιότητα να µεταβάλλουν το χρώµα τους µέσα σε καθορισµένα όρια του ph ενός διαλύµατος. Είναι συνήθως ασθενή οργανικά οξέα (του τύπου Η ) ή ασθενείς οργανικές βάσεις πολύπλοκης δοµής, των οποίων τα µη ιοντισµένα µόρια έχουν διαφορετικό χρώµα από τα αντίστοιχα ιόντα (ανιόντα για τα οξέαδείκτες και κατιόντα για τις βάσειςδείκτες) κατά τη διάλυση τους σε νερό. Έστω ένα οξύδείκτης Η, το οποίο ιοντίζεται και αποκαθίσταται ισορροπία της µορφής : Η Η 2 Ο Η 3 Ο [H3O ].[ ] Η σταθερά της ισορροπίας είναι : Κ α(η ) = [H ] (χρώµα 1) (χρώµα 2) Σε όξινο περιβάλλον (π.χ. διάλυµα οξέος άρα µεγάλη συγκέντρωση Η 3 Ο ) η ισορροπία είναι µετατοπισµένη προς τα αριστερά και επικρατεί το χρώµα 1 των µη ιοντισµένων µορίων Η του δείκτη. Σε βασικό περιβάλλον (π.χ. διάλυµα βάσης άρα µεγάλη συγκέντρωση ΟΗ κατά συνέπεια µικρή συγκέντρωση Η 3 Ο ) η ισορροπία είναι µετατοπισµένη προς τα δεξιά και επικρατεί το χρώµα 2 των ανιόντων του δείκτη. [Η ] Παρατήρηση Γενικά το χρώµα του δείκτη καθορίζεται από την τιµή του λόγου η οποία καθορίζεται από το ph του διαλύµατος. Για να [ ] επικρατήσει το χρώµα της µιας από τις δυο µορφές του δείκτη θα πρέπει η συγκέντρωση της να είναι δεκαπλάσια, ή, µεγαλύτερη από τη [Η ] [Η ] συγκέντρωση της άλλης µορφής, άρα ο λόγος θα πρέπει να έχει τιµές 10 και 0,1. [ ] [ ] Συνοπτικά : Αν [Η ] 10, επικρατεί το χρώµα των µη ιοντισµένων µορίων Η Αν [ ] Περιοχή ph αλλαγής χρώµατος δείκτη pk α(η ) 1 pk α(η ) pk α(η ) 1 Χρώµα Η Ανάµιξη χρωµάτων Η και Χρώµα [Η ] 1, επικρατεί το χρώµα των ιόντων [ ] 10 Παρατήρηση Ο κάθε δείκτης έχει διαφορετική περιοχή αλλαγής χρώµατος η οποία εξαρτάται από τη Κ α(η ) του δείκτη. Επίσης ένας δείκτης µπορεί να προσδιορίσει µια περιοχή ph και όχι να χαρακτηρίσει ένα διάλυµα σαν όξινο ή βασικό. Αυτό διότι το χρώµα της όξινης µορφής που εµφανίζεται σε ph pk α(η ) 1 είναι δυνατό να εµφανιστεί και σε βασικό διάλυµα π.χ. η φαινολοφθαλεïνη µε pk α = 9,5 είναι άχρωµη Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης 24

25 ΟΓΚΟΜΕΤΡΗΣΗ Ογκοµέτρηση είναι ένας τρόπος ποσοτικού προσδιορισµού µιας ένωσης που στηρίζεται στη µέτρηση του ελάχιστου όγκου ενός διαλύµατος γνωστής συγκέντρωσης µιας άλλης ένωσης (πρότυπο διάλυµα), που απαιτείται για να αντιδράσει πλήρως µε την αρχική ένωση. Ισοδύναµο σηµείο είναι εκείνο το σηµείο (τιµή ph) της διαδικασίας της ογκοµέτρησης στο οποίο έχουν αντιδράσει πλήρως το πρότυπο διάλυµα µε την ένωση που ογκοµετρείται. Ο εντοπισµός του ισοδύναµου σηµείου πραγµατοποιείται µε τη χρήση ενός δείκτη ο οποίος στην περιοχή ph του ισοδύναµου σηµείου υφίσταται απότοµη αλλαγή χρώµατος. Στο σηµείο αυτό πρέπει να τονιστεί ότι το ισοδύναµο σηµείο προσδιορίζεται θεωρητικά από τη στοιχειοµετρία της αντίδρασης. Τελικό σηµείο είναι εκείνο το σηµείο (τιµή ph) της διαδικασίας της ογκοµέτρησης στο οποίο παρατηρείται η απότοµη αλλαγή χρώµατος του δείκτη, οπότε και σταµατάει η προσθήκη του πρότυπου διαλύµατος. Το τελικό σηµείο αποτελεί πειραµατικό δεδοµένο. Παρατήρηση Σφάλµα ογκοµέτρησης είναι η διαφορά µεταξύ του τελικού και του ισοδύναµου σηµείου. Όσο µικρότερη είναι η διαφορά αυτή τόσο πιο ακριβής είναι η ογκοµέτρηση. Οξυµετρία είναι η περίπτωση της ογκοµέτρησης στην οποία προσδιορίζεται η άγνωστη συγκέντρωση διαλύµατος µιας βάσης µε τον υπολογισµό του όγκου πρότυπου διαλύµατος ενός οξέος, ο οποίος απαιτείται για την πλήρη εξουδετέρωση του διαλύµατος της βάσης. Αλκαλιµετρία είναι η περίπτωση της ογκοµέτρησης στην οποία προσδιορίζεται η άγνωστη συγκέντρωση διαλύµατος ενός οξέος µε τον υπολογισµό του όγκου πρότυπου διαλύµατος µιας βάσης, ο οποίος απαιτείται για την πλήρη εξουδετέρωση του διαλύµατος του οξέος. Παρατήρηση Ουσιαστικά και οι δύο περιπτώσεις είναι ογκοµετρήσεις εξουδετέρωσης και στηρίζονται στην αντίδραση : Η 3 Ο (aq) OH (aq) 2H 2 O (l) Καµπύλη ογκοµέτρησης είναι η γραφική παράσταση της τιµής του ph του διαλύµατος που ογκοµετρείται σε συνάρτηση µε τον όγκο του πρότυπου διαλύµατος. Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης 25

26 Tρόποι έκφρασης της περιεκτικότητας των διαλυµάτων α % κατά βάρος (w/w): Εκφράζει τα g της διαλυµένης ουσίας σε 100 g διαλύµατος. α % κατά όγκο κ.ό.(w/v): Εκφράζει τα g της διαλυµένης ουσίας σε 100 ml διαλύµατος. Mοριακότητα κατ' όγκο (Molarity) Εκφράζει τα mol της διαλυµένης ουσίας σε 1 lit (1000 ml) διαλύµατος. H Mοριακότητα κατ'όγκο (Molarity) ονοµάζεται απλά και συγκέντρωση και συµβολίζεται µε. ίνεται από τον τύπο: = V n όπου: n τα mol της διαλυµένης ουσίας και V ο όγκος του διαλύµατος εκφρασµένος πάντα σε lit!!!!! Αραίωση, συµπύκνωση (µε αφαίρεση διαλύτη) & ανάµιξη διαλυµάτων Αραίωση 1 και 2 η αρχική και τελική συγκέντρωση (mol/lit) V 1 και V 2 ο αρχικός και τελικός όγκος Τελικός Όγκος διαλύµατος = Αρχικός Όγκος διαλύµατος Όγκος διαλύτη Μάζα διαλυµένης ουσίας = Σταθερή n δ/νης = σταθερά Σχέσεις Αραίωσης: V 2 = V 1 V H2 O & 1.V 1 = 2.V 2 ο όγκος V πάντα σε lit!!!!! Συµπύκνωση (µε αφαίρεση διαλύτη) 1 και 2 η αρχική και τελική συγκέντρωση (mol/lit) V 1 και V 2 ο αρχικός και τελικός όγκος Τελικός Όγκος διαλύµατος = Αρχικός Όγκος διαλύµατος Όγκος διαλύτη Μάζα διαλυµένης ουσίας = Σταθερή n δ/νης = σταθερά Σχέσεις Συµπύκνωσης: V 2 = V 1 V H2 O & 1.V 1 = 2.V 2 ο όγκος V πάντα σε lit!!!!! Ανάµιξη 1, 2,... και τ οι αρχικές και η τελική συγκέντρωση (mol/lit), V 1, V 2, και V Τ οι αρχικοί και ο τελικός όγκος αντίστοιχα Τελικός Όγκος διαλύµατος = Άθροισµα των όγκων των αναµιγνυόµενων διαλυµάτων. Μάζα διαλυµένης Ουσίας = Άθροισµα των µαζών της διαλυµένης ουσίας στα επί µέρους διαλύµατα n 1 n 2 = n T Σχέσεις Ανάµιξης: V 1 V 2... = Vτ & 1.V 1 2.V 2 = Τ.V Τ ο όγκος V πάντα σε lit!!!!! Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης 26

27 ΤΡΟΠΟΣ ΕΡΓΑΣΙΑΣ ΚΑΤΑ ΤΗΝ ΑΝΑΜΙΞΗ ΙΑΛΥΜΑΤΩΝ Όταν αναµιγνύονται δυο διαλύµατα, αρχικά υπολογίζονται τα mol των διαλυµένων σωµάτων που υπάρχουν σε κάθε διάλυµα. Κατόπιν θα εξετάζεται πάντα αν γίνεται αντίδραση µεταξύ των διαλυµένων σωµάτων τους, ή, όχι. 1. Όταν δεν γίνεται αντίδραση Τα mol των σωµάτων που υπήρχαν στα αρχικά διαλύµατα θα υπάρχουν και στο τελικό διάλυµα. Υπολογίζεται ο όγκος του τελικού διαλύµατος Υπολογίζονται οι συγκεντρώσεις σωµάτων που περιέχονται στο τελικό διάλυµα. Γράφονται όλες οι εξισώσεις διάστασης & ιοντισµού Οι πιθανές περιπτώσεις είναι οι παρακάτω : i) Η µια διάστασηιοντισµός δεν επηρεάζει την άλλη. ii) Επίδραση Κοινού Ιόντος. iii) Αντίδραση ενός τουλάχιστον από τα ιόντα ενός άλατος µε το νερό iv) Αντίδραση ενός τουλάχιστον από τα ιόντα ενός άλατος µε το νερό και επίδραση κοινού ιόντος. 2. Όταν γίνεται αντίδραση Οι κυριότερες περιπτώσεις αντίδρασης είναι οι παρακάτω : α. οξύ βάση άλας νερό (εξουδετέρωση) β. άλας οξύ νέο άλας νέο οξύ (διπλή αντικατάσταση) γ. άλας βάση νέο άλας νέα βάση (διπλή αντικατάσταση) Για να είναι δυνατή η παραπάνω αντίδραση θα πρέπει ένα από τα προϊόντα να είναι ασθενής ηλεκτρολύτης (η νέα βάση, ή, το νέο οξύ), ή, αέριο (η νέα βάση, ή, το νέο οξύ), ή, ίζηµα Γράφεται η αντίδραση και από τη στοιχειοµετρία της, υπολογίζονται οι ποσότητες των σωµάτων σε mol που υπάρχουν µετά την αντίδραση (προϊόντα που παράχθηκαν και πιθανώς αντιδρώντα που περίσσεψαν προσοχή στην περίσσεια!!!) Υπολογίζεται ο όγκος του τελικού διαλύµατος. Υπολογίζονται οι συγκεντρώσεις των σωµάτων που περιέχονται στο τελικό διάλυµα. Γράφονται όλες οι εξισώσεις διάστασηςιοντισµού. Οι πιθανές περιπτώσεις είναι οι παρακάτω : i) Η µια διάστασηιοντισµός δεν επηρεάζει την άλλη. ii) Επίδραση Κοινού Ιόντος. iii) Αντίδραση ενός τουλάχιστον από τα ιόντα ενός άλατος µε το νερό iv) Αντίδραση ενός τουλάχιστον από τα ιόντα ενός άλατος µε το νερό και επίδραση κοινού ιόντος. Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης 27

28 1. ΕΞΟΥ ΕΤΕΡΩΣΗ (θ=25 ο ) ΙΣΧΥΡΟ ΟΞΥ ΙΣΧΥPH ΒΑΣΗ ΑΛΑΣ ΝΕΡΟ ΧΗΜΕΙΑ Γ ΛΥΚΕΙΟΥ ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ ΣΥΝΤΟΜΗ ΕΠΑΝΑΛΗΨΗ ΑΝΤΙ ΡΑΣΕΙΣ ΜΕΤΑΞΥ ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΩΝ π.χ. Hl NaOH Nal H 2 O Στην περίπτωση αυτή κανένα από τα ιόντα του σχηµατιζόµενου άλατος δεν αντιδρά µε το νερό, εποµένως: α. Πλήρης Εξουδετέρωση : ph 1 (ph Π.Ε ) = 7 β. Περίσσεια Ισχ. Βάσης : 7 < ph 2 14 γ. Περίσσεια Ισχ. Οξέος : 0 ph 3 < 7 0 7=pH Π.Ε. 14 (0 ph 3 < ph 1 = 7 < ph 2 14) (γ.) (α.) (β.) ΙΣΧΥΡΟ ΟΞΥ ΑΣΘΕΝΗΣ ΒΑΣΗ ΑΛΑΣ ΝΕΡΟ π.χ. Ηl ΝΗ 3 ΝΗ 4 l Έστω : Η 3 Ο Β ΒΗ Η 2 Ο α. Πλήρης Εξουδετέρωση : Μελέτη αντίδρασης του ΒΗ µε το νερό 0 < ph 1 (ph Π.E. ) < 7 β. Περίσσεια Ασθ. Βάσης : Μελέτη ρυθµιστικού δ/τος του ΒΒH 7 ph 2 < 14 γ. Περίσσεια Ισχ. Οξέος : Μελέτη αντίδρασης του ΒΗ µε το νερό Ε.Κ.Ι (Η 3 Ο ) 0 ph 3 < 7 Αν ph δ/τος > ph πλ.εξ. Περίσσεια Βάσης (β.) Αν ph δ/τος < ph πλ.εξ. Περίσσεια Οξέος (γ.) Αν ph δ/τος 7 Περίσσεια Βάσης (β.) Αν ph δ/τος < 7 ιερεύνηση 0 ph Π.Ε 7 14 (0 ph 3 <ph 1 <7 ph 2 <14) (γ.) (α.) (β.) (β.) Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης 28

29 ΑΣΘΕΝΕΣ ΟΞΥ ΙΣΧΥPH ΒΑΣΗ ΑΛΑΣ ΝΕΡΟ π.χ. H 3 OOH ΝaOH H 3 OONa H 2 O Έστω : ΗΑ NaOH ΝaΑ Η 2 Ο ΧΗΜΕΙΑ Γ ΛΥΚΕΙΟΥ ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ ΣΥΝΤΟΜΗ ΕΠΑΝΑΛΗΨΗ α. Πλήρης Εξουδετέρωση : Μελέτη αντίδρασης του Α µε το νερό 7 < ph 1 (ph Π.E. ) < 14 β. Περίσσεια Ασθ. Οξέος : Μελέτη ρυθµιστικού δ/τος του HA NaA 0 < ph 2 7 γ. Περίσσεια Ισχ. Βάσης : Μελέτη αντίδρασης του Α µε το νερό Ε.Κ.Ι (OH ) 7 < ph 3 14 Αν ph δ/τος < ph πλ.εξ. Περίσσεια Οξέος (β.) Αν ph δ/τος > ph πλ.εξ. Περίσσεια Βάσης (γ.) Αν ph δ/τος 7 Περίσσεια Οξέος (β.) Αν ph δ/τος > 7 ιερεύνηση 0 7 ph Π.Ε. 14 (0 < ph 2 7< ph 1 <ph 3 14) (β.) (β.) (α.) (γ.) ΑΣΘΕΝΕΣ ΟΞΥ ΑΣΘΕΝΗΣ ΒΑΣΗ ΑΛΑΣ ΝΕΡΟ π.χ. H 3 OOH ΝΗ 3 H 3 OONΗ 4 Έστω : HΑ Β ΒΗ Α α. Πλήρης Εξουδετέρωση : Μελέτη αντίδρασης των ΒΗ και Α µε το νερό β. Περίσσεια Ασθ. Βάσης : Επίδραση Κοινού ιόντος Β ΒΗ γ. Περίσσεια Ασθ. Οξέος : Επίδραση Κοινού ιόντος ΗΑ Α To ph της πλήρους εξουδετέρωσης εξαρτάται από τις τιµές των Κ α και K b γιατί αντιδρούν µε το νερό και τα δύο ιόντα του άλατος. [Η 3 Ο Kw.Kα Kw.Kα ] Π.Ε. = ph Π.Ε. = log K b b K Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης 29

30 2. ΙΠΛΗ ΑΝΤΙΚΑΤΑΣΤΑΣΗ (θ=25 ο ) ΧΗΜΕΙΑ Γ ΛΥΚΕΙΟΥ ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ ΣΥΝΤΟΜΗ ΕΠΑΝΑΛΗΨΗ ΙΣΧΥΡΟ ΟΞΥ ΑΛΑΣ (ΑΣΘΕΝΟΥΣ ΟΞΕΟΣ ΜΕ ΙΣΧΥΡΗ ΒΑΣΗ) ΑΣΘΕΝΕΣ ΟΞΥ ΑΛΑΣ π.χ. Hl H 3 OONa H 3 OOH Nal (Το παραγόµενο άλας δεν επηρεάζει την οξεοβασική συµπεριφορά του τελικού διαλύµατος διότι κανένα από τα ιόντα του δεν αντιδρά µε το Η 2Ο) Έστω Ηl ΜΑ HA Ml α. Πλήρης Αντίδραση : Μελέτη ιοντισµού του ΗΑ 0 < ph 1 (ph Π.Α. ) < 7 β. Περίσσεια άλατος : Μελέτη ρυθµιστικού δ/τος του HA MA 0 < ph 2 7 γ. Περίσσεια Ισχ. Οξέος : Μελέτη διάστασης Ε.Κ.Ι (Η 3 Ο ) 0 ph 3 < 7 Αν ph δ/τος > ph πλ.αντ. Περίσσεια Άλατος (β.) Αν ph δ/τος < ph πλ.αντ. Περίσσεια Ισχ. Οξέος (γ.) Αν ph δ/τος = 7 Περίσσεια Άλατος (β.) Αν ph δ/τος < 7 ιερεύνηση 0 ph Π.Α (0 ph 3 < ph 1 <ph 2 7) (γ.) (α.) (β.) ΙΣΧΥΡΗ BAΣΗ ΑΛΑΣ (ΑΣΘΕΝΟΥΣ ΒΑΣΗΣ ΜΕ ΙΣΧΥΡΟ ΟΞΥ) ΑΣΘΕΝΗΣ ΒΑΣΗ ΑΛΑΣ π.χ. ΝH 4 l NaOH NH 3 H 2 O Nal (Το παραγόµενο άλας δεν επηρεάζει την οξεοβασική συµπεριφορά του τελικού διαλύµατος διότι κανένα από τα ιόντα του δεν αντιδρά µε το Η 2Ο) Έστω ΜΑ NaOH MOH NaA α. Πλήρης Αντίδραση : Μελέτη ιοντισµού της MOH 7 < ph 1 (ph Π.Α. ) < 14 β. Περίσσεια Άλατος : Μελέτη ρυθµιστικού δ/τος MOH MA 7 ph 2 < 14 γ. Περίσσεια Ισχ. Bάσης : Μελέτη ιοντισµού της ΜΟΗ Ε.Κ.Ι (OΗ ) 7< ph 3 14 Αν ph δ/τος < ph πλ.αντ. Περίσσεια Άλατος (β.) Αν ph δ/τος > ph πλ.αντ. Περίσσεια Ισχ. Βάσης (γ.) Αν ph δ/τος = 7 Περίσσεια Άλατος (β.) Αν ph δ/τος > 7 ιερεύνηση 0 7 ph Π.Ε. 14 (7 ph 2 < ph 1 <ph 3 14) (β.) (α.) (γ.) Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης 30

31 3. ΑΠΛΗ ΑΝΤΙΚΑΤΑΣΤΑΣΗ (θ=25 ο ) MΕΤΑΛΛΟ ΟΞΥ ΑΛΑΣ Η 2 Εκτός u, Hg π.h 2 SO 4 Σειρά ηλεκτροθετικότητας (δραστικότητας) µετάλλων Ag,Au,Pt αρ. ή π.hno 3 K, Ba, a, Na, Mg, Al, Mn, Zn, r, Fe, o, Ni, Sn, Pb, H, u, Hg, Ag, Pt, Au Αύξηση δραστικότητας MEΤΑΛΛΟ (Όχι Νa, Κ, Βa, a) ΙΣΧΥΡΟ ΟΞΥ ΑΛΑΣ Η 2 Μ Hl Ml 2 H 2 α. Πλήρης Αντίδραση ή Περίσσεια Μετάλλου ph =7 β. Περίσσεια Οξέος 0 ph < 7 Παρατήρηση Αν το µέταλλο είναι Νa, K, a. Ba τότε όταν περισσεύει µέταλλο αυτό αντιδρά µε νερό και δίνει υδροξείδιο του µετάλλου δηλ. το ph του διαλύµατος γίνεται βασικό. Π.χ. Νa Η 2 Ο NaOH 1 2 Η 2 ΜEΤΑΛΛΟ (Όχι Νa, Κ, Βa, a) ΑΣΘΕΝΕΣ ΟΞΥ ΑΛΑΣ Η 2 Μ HA MA 2 H 2 α. Πλήρης Αντίδραση ή Περίσσεια Μετάλλου Αντίδραση του Α µε το Η 2 Ο ph >7 β. Περίσσεια Οξέος Ρυθµιστικό ιάλυµα Παρατήρηση Αν το µέταλλο είναι Νa, K, a, Ba τότε όταν περισσεύει µέταλλο αυτό αντιδρά µε νερό και δίνει υδροξείδιο του µετάλλου δηλ. το ph του διαλύµατος γίνεται πιο βασικό λόγω Ε.Κ.Ι. των ΟΗ της ισχυρής βάσης (ΝaOH, KOH, κ.λ.π.) στον ιοντισµό της ασθενούς βάσης Α. Π.χ. Νa Η 2 Ο NaOH 1 2 Η 2 ΝaΟΗ Νa ΟΗ Α Η 2 Ο ΗΑ ΟΗ Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης 31