ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ ΟΞΕΑ ΒΑΣΕΙΣ ΙΟΝΤΙΚΑ ΥΔΑΤΙΚΑ ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ

Transcript

1 ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ ΟΞΕΑ ΒΑΣΕΙΣ ΙΟΝΤΙΚΑ ΥΔΑΤΙΚΑ ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ: Είναι η δυναμική ισορροπία που πραγματοποιείται σε υδατικά διαλύματα και στην οποία συμμετέχουν ιόντα. ΙΟΝΤΙΚΑ ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ: Τα ιοντικά διαλύματα παρουσιάζουν ηλεκτρική αγωγιμότητα διότι μέσα από τη μάζα τους μπορεί να διέλθει ηλεκτρικό ρεύμα. Στην περίπτωση αυτή ηλεκτρικοί φορείς είναι τα ανιόντα και τα κατιόντα που υπάρχουν στο διάλυμα, τα οποία κινούνται ελεύθερα και τα οποία μπορούν να εκτελέσουν προσανατολισμένη κίνηση που σημαίνει δίοδος του ηλεκτρικού ρεύματος. Η διαλυμένη ουσία ενός ιοντικού διαλύματος ονομάζεται ηλεκτρολύτης. Ηλεκτρολύτες ονομάζονται οι ουσίες των οποίων τα υδατικά διαλύματα επιτρέπουν τη διέλευση ηλεκτρικού ρεύματος, δηλ. εμφανίζουν ηλεκτρική αγωγιμότητα. Οι ηλεκτρολύτες διακρίνονται σε δύο κατηγορίες ανάλογα με το είδος του χημικού δεσμού: a. Ιοντικές ή ετεροπολικές ενώσεις (όπως άλατα μετάλλων και υδροξείδια μετάλλων κ.ά) b. Μοριακές ή ομοιοπολικές ενώσεις (ΝΗ 3 αμίνες κ.ά) Μηχανισμός διάλυσης ιοντικού ηλεκτρολύτη στο νερό: Στις ιοντικές ενώσεις τα ιόντα προϋπάρχουν και κατά τη διάλυσή τους τα ιόντα περιβάλλονται από έναν ορισμένο αριθμό μορίων (διαλύτη) νερού (εφυδάτωση) ο οποίος εξαρτάται από το μέγεθος και το φορτίο του ιόντος αλλά και το μέγεθος και τη διπολική ροπή των μορίων του διαλύτη (εδώ του νερού). Η διαδικασία αυτή ονομάζεται ηλεκτρολυτική διάσταση. Ηλεκτρολυτική διάσταση στις ιοντικές ενώσεις ονομάζεται η απομάκρυνση των ιόντων του κρυσταλλικού πλέγματος κατά τη διάλυση των ιοντικών ενώσεων στο νερό. Το φαινόμενο της ηλεκτρολυτικής διάστασης μιας ιοντικής ένωσης παριστάνεται με ιοντικές εξισώσεις διάστασης οι οποίες είναι μονόδρομες και ποσοτικές και οι ηλεκτρολύτες είναι ισχυροί αφού θεωρούμε ότι διίστανται πλήρως. 2 Nal (s) Na (aq) l - (aq) Μηχανισμός διάλυσης ομοιοπολικού ηλεκτρολύτη στο νερό: Από τις ομοιοπολικές ενώσεις κάποιες είναι πρακτικά αδιάλυτες στο νερό π.χ εξάνιο ενώ κάποιες άλλες διαλύονται. Από αυτές που διαλύονται άλλες σχηματίζουν μοριακά διαλύματα που δεν παρουσιάζουν ηλεκτρική αγωγιμότητα π.χ. διάλυμα ζάχαρης 12 H 22 O 11 και άλλες αντιδρούν με το νερό και το αποτέλεσμα είναι ο σχηματισμός κατιόντων και ανιόντων δηλ δημιουργία ιοντικών διαλυμάτων που παρουσιάζουν ηλεκτρική αγωγιμότητα. Οι αντιδράσεις αυτές ονομάζονται αντιδράσεις ιοντισμού. Ιοντισμός μιας ομοιοπολικής ένωσης ονομάζεται η αντίδραση των μορίων της ένωσης με τα μόρια του πολικού διαλύτη (π.χ του νερού) προς σχηματισμό ιόντων. Το φαινόμενο του ιοντισμού μιας ομοιοπολικής ένωσης παριστάνεται με ιοντικές εξισώσεις οι οποίες είναι μονόδρομες και ποσοτικές, αν πρακτικά όλα τα μόρια δίνουν ή παίρνουν πρωτόνια από το νερό, (πλήρης ιοντισμός) οπότε οι ηλεκτρολύτες είναι ισχυροί ή με ιοντικές εξισώσεις οι οποίες είναι αμφίδρομες αν πρακτικά ένα ποσοστό μορίων δίνει ή παίρνει πρωτόνια από το νερό (μερικός ιοντισμός) οπότε οι ηλεκτρολύτες είναι ασθενείς. Hl (aq) Η 2 Ο (l) Η 3 Ο (aq) l - (aq) NH 3(aq) Η 2 Ο (l) NH 4 (aq) ΟΗ - (aq) ΙΟΝΤΙΚΕΣ ΕΝΩΣΕΙΣ: Υδροξείδια μετάλλων: NaOH, a(oh) 2 κ.λ.π Άλατα: Nal, NH 4 Br, ROONa κ.λ.π ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΕΣ ΟΜΟΙΟΠΟΛΙΚΕΣ ΕΝΩΣΕΙΣ Οξέα: HF, Hl, HBr. HI, HNO 3, ROOH κ.λ.π Βάσεις: NH 3, αμίνες (RNH 2, R 2 NH, R 3 N)

2 ΙΣΧΥΡΟΙ Γίνεται διάσταση στην οποία δεν αναγράφονται τα μόρια του νερού: NH 4 l (s) NH 4 (aq) l - (aq) ΙΣΧΥΡΟΙ ή ΑΣΘΕΝΕΙΣ ΙΣΧΥΡΟΙ: Hl, HBr. HI, HNO 3, ΗlO 4, H 2 SO 4 (1o στάδιο ιοντισμού) ΑΣΘΕΝΕΙΣ: HF, HN, HlO, HOOH, ROOH, NH 3, αμίνες κ.λ.π Γίνεται ιοντισμός στον οποίο τα μόρια του νερού αναγράφονται στα αντιδρώντα: HNO 3(aq) Η 2 Ο (l) Η 3 Ο - (aq) NO 3 (aq) RNH 2(aq) Η 2 Ο (l) RNH 3 (aq) ΟΗ - (aq) Τα ιόντα προϋπήρχαν στο κρυσταλλικό πλέγμα και κατά τη διάλυση απελευθερώνονται Tα ιόντα δημιουργούνται μετά από αντίδραση του ηλεκτρολύτη με μόρια του διαλύτη (νερό) οπότε πραγματοποιείται μεταφορά πρωτονίων Η. ΘΕΩΡΙΑ ARRHENIUS Οξέα είναι οι υδρογονούχες ενώσεις που όταν διαλυθούν στο νερό δίνουν κατιόντα υδρογόνου (Η ). ΗxA (aq) x Η (aq) A x- (aq) Βασεις είναι οι ενώσεις που όταν διαλυθούν στο νερό δίνουν ανιόντα υδροξειδίου (ΟΗ - ). Μ(OH) x (s) M x (aq) x OH - (aq) ΘΕΩΡΙΑ BRÖNSTED-LOWRY Οξύ είναι η χημική ουσία (μόριο ή ιόν) που μπορεί να δώσει ένα ή περισσότερα πρωτόνια (Η δηλ πυρήνας ατόμου υδρογόνου 1 Η) (πρωτονιοδότης) Βάση είναι η χημική ουσία (μόριο ή ιόν) που μπορεί να δεχτεί ένα ή περισσότερα πρωτόνια (πρωτονιοδέκτης). Σύμφωνα με τη θεωρία αυτή δεν μπορεί να εκδηλωθεί ο όξινος χαρακτήρας χωρίς την παρουσία βάσης ή ο βασικός χαρακτήρας χωρίς την παρουσία οξέος. π.χ Το αέριο ξηρό HI δεν εκδηλώνει όξινο χαρακτήρα αφού δεν υπάρχει άλλη ουσία που να παίζει το ρόλο της βάσης. NH 4 ΟΗ - NH 3 Η 2 Ο & HI Η 2 Ο l - Η 3 Ο Οξύ 1 βάση 2 βάση 1 Οξύ 2 Οξύ 1 βάση 2 βάση 1 Οξύ 2 N - Η 3 Ο HN Η 2 Ο & NH 3 Η 2 Ο NH 4 ΟΗ - Βάση 1 Οξύ 2 Οξύ 1 βάση 2 Βάση 1 Οξύ 2 Οξύ 1 βάση2 HI (g) NH 3(aq) l - (aq) NH 4 (aq) Οξύ 1 βάση 2 βάση 1 Οξύ 2 ΠΑΡΑΤΗΡΗΣΕΙΣ Το ΟΗ - είναι ισχυρή βάση ενώ το Η 3 Ο είναι ισχυρό οξύ. To Η 2 Ο δρα και σαν οξύ και σαν βάση. Ουσίες σαν το νερό που δρουν άλλοτε σαν οξέα και άλλοτε σαν βάσεις ανάλογα με την ουσία με την οποία αντιδρούν ονομάζονται αμφιπρωτικές ουσίες ή αμφολύτες. Πρωτολυτική ονομάζεται μία αντίδραση μεταξύ ενός οξέος ΗΑ και μιας βάσης Β όπου γίνεται μεταφορά πρωτονίων από το οξύ ΗΑ στη βάση Β με αποτέλεσμα το οξύ που αποβάλλει πρωτόνια να μετατρέπεται σε βάση Α - (συζυγή βάση) και η βάση που δέχεται πρωτόνια να μετατρέπεται σε οξύ ΒΗ (συζυγές οξύ). Είναι αμφίδρομη αντίδραση και καταλήγει σε ισορροπία ΗΑ Β Α - ΒΗ Οξύ 1 βάση 2 συζυγής βάση 1 συζυγές οξύ 2 Όσο πιο ισχυρό είναι το οξύ τόσο πιο ασθενής είναι η συζυγής βάση του και όσο πιο ισχυρή είναι η βάση τόσο πιο ασθενές είναι το συζυγές οξύ. Ένα συζυγές ζεύγος αποτελείται από δύο ουσίες που διαφέρουν κατά ένα κατιόν υδρογόνου. Σε μία αντίδραση οξέος βάσης κατά Bronsted Lowry της μορφής:

3 Οξύ 1 βάση 2 βάση 1 Οξύ 2 η ισορροπία μετατοπίζεται προς την κατεύθυνση του ασθενέστερου οξέος και της ασθενέστερης βάσης. Δηλ τα προϊόντα πρέπει να είναι ασθενέστεροι ηλεκτρολύτες από τα αντιδρώντα. π.χ 1 Η ισορροπία ιοντισμού του HI: HI Η 2 Ο l - Η 3 Ο είναι πλήρως μετατοπισμένη προς τα δεξιά (μονόδρομη). Αυτό σημαίνει ότι το HI είναι ισχυρότερο οξύ από το Η 3 Ο και το Η 2 Ο ισχυρότερη βάση από το l - π.χ 2 Η ισορροπία ιοντισμού του H 3 OOH : H 3 OOH Η 2 Ο H 3 OO - Η 3 Ο είναι περισσότερο μετατοπισμένη προς τα αριστερά. Αυτό σημαίνει ότι το H 3 OOH είναι ασθενέστερο οξύ από το Η 3 Ο και το Η 2 Ο ασθενέστερη βάση από το H 3 OO - ΘΕΩΡΙΑ ARRHENIUS 1. Ο όξινος και ο βασικός χαρακτήρας εκδηλώνεται μόνο σε υδατικά διαλύματα 2. Τα οξέα και οι βάσεις είναι ουδέτερα μόρια 3. Ο όξινος και ο βασικός χαρακτήρας εκδηλώνεται ανεξάρτητα από την παρουσία βάσης ή οξέος αντίστοιχα 4. Μια ουσία συμπεριφέρεται μόνο ως οξύ ή βάση ΘΕΩΡΙΑ BRÖNSTED-LOWRY 1. Ο όξινος και ο βασικός χαρακτήρας εκδηλώνεται και σε μη υδατικά διαλύματα 2. Τα οξέα και οι βάσεις είναι μόρια ή ιόντα 3. Για να εκδηλωθεί ο όξινος ή ο βασικός χαρακτήρας απαιτείται η παρουσία βάσης ή οξέος αντίστοιχα 4. Ο όξινος ή ο βασικός χαρακτήρας μιας ουσίας εξαρτάται από την αντίδραση στην οποία συμμετέχει. Δηλ άλλοτε μπορεί να συμπεριφέρεται ως οξύ αν αντιδρά με μια πιο ισχυρή βάση και άλλοτε μπορεί να συμπεριφέρεται ως βάση αν αντιδρά με ένα πιο ισχυρό οξύ 5. Εξουδετέρωση: H OH - H 2 O 5. Εξουδετέρωση: μεταφορά πρωτονίων Οξύ1 βάση2 βάση 1 Οξύ 2 ΙΟΝΤΙΣΜΟΣ ΟΞΕΩΝ ΒΑΣΕΩΝ- ΝΕΡΟΥ Οι ιοντικές ενώσεις που διαλύονται στο νερό διίστανται πλήρως, ενώ οι ομοιοπολικές ενώσεις κατά τη διάλυσή τους στο νερό ιοντίζονται πλήρως ή μερικώς σε ιόντα άρα η αντίδραση ιοντισμού, που στην ουσία είναι μία αντίδραση οξέος βάσης κατά Bronsted-Lowry, είναι αντίστοιχα μονόδρομη ή αμφίδρομη. Ένα μέτρο της ισχύος ενός ηλεκτρολύτη είναι ο βαθμός ιοντισμού α που εκφράζει την απόδοση της αντίδρασης ιοντισμού του ηλεκτρολύτη στο διαλύτη (συνήθως νερό). Όσο μεγαλύτερη είναι η τιμή του α τόσο μεγαλύτερη είναι η ισχύς του ηλεκτρολύτη. n ί ί. V ί α= α= n. V ά ή ά Εάν α=1 ισχυρός ηλεκτρολύτης που ιοντίζεται πλήρως, μονόδρομη αντίδραση Εάν α<1 ασθενής ηλεκτρολύτης που ιοντίζεται μερικώς, αμφίδρομη αντίδραση που καταλήγει σε κατάσταση ισορροπίας. Ο βαθμός ιοντισμού α εξαρτάται: Τη φύση του ηλεκτρολύτη π.χ Το Hl στο νερό είναι ισχυρός ενώ το HF στο νερό είναι ασθενής Τη φύση του διαλύτη. Σε διαφορετικό διαλύτη αλλάζει η ισχύς του οξέος ή της βάσης. π.χ Το Η 3 OOH στο νερό είναι ασθενές οξύ ενώ σε διαλύτη υγρή αμμωνία συμπεριφέρεται ως ισχυρό οξύ. Τη θερμοκρασία. Η αντίδραση ιοντισμού είναι ενδόθερμη αντίδραση ΔΗ>0 άρα αφού η ισορροπία μετατοπίζεται προς τα δεξιά.

4 Την αρχική συγκέντρωση του ηλεκτρολύτη. σύμφωνα με το νόμο αραίωσης του Ostwald α a Την επίδραση κοινού ιόντος. Η παρουσία άλλου ηλεκτρολύτη που έχει κοινό ιόν με τον ασθενή ηλεκτρολύτη προκαλεί μετατόπιση της ισορροπίας προς τα αριστερά άρα μείωση του α. Ισχυροί ηλεκτρολύτες Ασθενείς ηλεκτρολύτες Άλατα Όλα τα ευδιάλυτα - Βάσεις Τα ευδιάλυτα Μ(ΟΗ) χ των αλκαλίων (K, Na, Li) και των αλκαλικών γαιών (a, Ba, Sr) ΟΗ -, ΝΗ 2-, Ο 2-, Η -, RΟ -, R -, R - ΝΗ 3, αμίνες (RNH 2, R 2 NH, R 3 NH) Και ορισμένα ανιόντα F -, N -, H 3 OO - Οξέα Hl, HBr. HI, HNO 3, ΗlO 4, H 2 SO 4 (1o στάδιο ιοντισμού) Τα υπόλοιπα οξέα: HN, HF HlO, HOOH, ROOH, Η 2 S Τα πολυπρωτικά οξέα (Η 2 S, H 3 PO 4 ) ιοντίζονται διαδοχικά σε τόσα στάδια όσα είναι τα όξινα υδρογόνα που διαθέτουν και είναι ασθενή οξέα δηλ οι αντιδράσεις ιοντισμού είναι αμφίδρομες με εξαίρεση το πρώτο στάδιο ιοντισμού του H 2 SO 4 Ασθενή μονοπρωτικά οξέα είναι ορισμένα κατιόντα (ΝΗ 4, RNH 3 ) που προκύπτουν από τη διάσταση αλάτων στο νερό και είναι συζυγή οξέα ασθενών βάσεων. Π.χ ΝΗ 4 l (aq) NH 4 (aq) l - (aq) NH 4 Η 2 Ο NH 3 Η 3 Ο Ασθενείς βάσεις είναι ορισμένα ανιόντα (F -, N -, H 3 OO - ) που προκύπτουν από τη διάσταση αλάτων στο νερό και είναι συζυγείς βάσεις ασθενών οξέων. Π.χ H 3 OOΝa (aq) H 3 OO - (aq) Νa H 3 OO - Η 2 Ο H 3 OOH OH - Ένα μέτρο της ισχύος των οξέων και των βάσεων είναι και η σταθερά ιοντισμού Ka ασθενούς μονοπρωτικού οξέως ΗΑ και η σταθερά ιοντισμού Kb ασθενούς μονοπρωτικής βάσης. Όσο μεγαλύτερη είναι η τιμή της σταθεράς ιοντισμού σε ορισμένη θερμοκρασία τόσο μεγαλύτερη είναι η ισχύς του ηλεκτρολύτη.. ΗΑ (aq) Η 2 Ο (l) Α - Η 3 Ο 3 Ka= HB. H Β (aq) Η 2 Ο (l) HB (aq) OH - (aq) K b = B Σε αραιά υδατικά διαλύματα 1 η συγκέντρωση του νερού θεωρείται πρακτικά σταθερή και ίση με 2 =55,5Μ (Ka ή K b = K c. 2 ) Στα υδατικά διαλύματα των ισχυρών οξέων και βάσεων η Ka και K b παίρνει υψηλές τιμές από 10 2 έως 10 9 Στα υδατικά διαλύματα των ασθενών μονοπρωτικών οξέων και βάσεων η Ka και K b παίρνει μικρές τιμές από 10-4 έως H σταθερά ιοντισμού Ka & Kb σε περίπτωση αραιών υδατικών διαλυμάτων εξαρτάται: Από τη φύση του ηλεκτρολύτη Από τη φύση του διαλύτη (συνήθως το νερό) Από τη θερμοκρασία a, Kb

5 Παρατηρήσεις Μπορούμε να συγκρίνουμε την ισχύ των οξέων και των βάσεων μεταξύ τους συγκρίνοντας την σταθερά ιοντισμού με την προϋπόθεση ότι βρίσκονται στην ίδια θερμοκρασία (25 ο ) και στον ίδιο διαλύτη. Όσο μεγαλύτερη είναι η Ka ή η K b τόσο πιο ισχυρό είναι το οξύ ή η βάση αντίστοιχα. Μπορούμε να συγκρίνουμε την ισχύ των οξέων και των βάσεων μεταξύ τους συγκρίνοντας τον βαθμό ιοντισμού α με την προϋπόθεση ότι τα διαλύματα βρίσκονται στην ίδια θερμοκρασία (θ ο ), στον ίδιο διαλύτη, έχουν την ίδια αρχική συγκέντρωση και δεν υπάρχει επίδραση κοινού ιόντος. Όσο μεγαλύτερη είναι η τιμή του α τόσο πιο ισχυρό είναι το οξύ ή η βάση αντίστοιχα. Επιλέγουμε να συγκρίνουμε την ισχύ των οξέων και των βάσεων μεταξύ τους συγκρίνοντας την σταθερά ιοντισμού επειδή απαιτούνται λιγότερες προϋποθέσεις (ίδια θερμοκρασία και διαλύτητς) Νόμος αραίωσης του Οstwald Ισχύει σε αραιά υδατικά διαλύματα μονοπρωτικού οξέος ή μονοπρωτικής βάσης χωρίς την παρουσία κοινού ιόντος. 2 Ka=. 1 2 και Kb=. 1 όπου α= βαθμός ιοντισμού = αρχική συγκέντρωση ηλεκτρολύτη Εάν α 0, 1 ή 10 2 & b ή Κ α, Κ b 10 τότε ισχύει 1-α 1 άρα Κ a = α 2. α= a Επίσης 3 = &. ή Κ b = α 2. α= OH = K b. b Παρατηρήσεις Κατά την αραίωση ασθενούς ηλεκτρολύτη: V a. Επίσης H O ή 3 Επειδή α αυξάνεται και ο αριθμός των mol των ιόντων που δίνει ο ηλεκτρολύτης. Κατά την αραίωση ισχυρού ηλεκτρολύτη: V OH.. Όμως α=σταθερό =1. Επίσης 3 ή OH = άρα ελαττώνεται και αυτή. Επειδή κατά τον ιοντισμό ισχυρού ηλεκτρολύτη όλα τα μόρια ιοντίζονται n H3O ή n OH - =n ηλεκτρολύτη = σταθερά Με την αραίωση μεταβάλλεται περισσότερο το ph ισχυρού οξέος. Αυτό γίνεται γιατί στο ασθενές οξύ αυξάνεται ο βαθμός ιοντισμού α με αποτέλεσμα η ισορροπία να μετατοπίζεται δεξιά και να αναιρείται μερικώς η ελάττωση της [Η 3 Ο ]. Άρα έχουμε μικρότερη μείωση της [Η 3 Ο ] του διαλύματος και μικρότερη μεταβολή του ph Με την συμπύκνωση ηλεκτρολύτη η αρχική συγκέντρωση του ηλεκτρολύτη αυξάνεται οπότε αυξάνονται και οι συγκεντρώσεις των ιόντων στο διάλυμα. Αν είναι ασθενής ο ηλεκτρολύτης ελαττώνεται το α ( a ) Με την ανάμειξη δύο διαλυμάτων συγκεντρώσεων 1 και 2 ( 1 < 2 ) του ίδιου ηλεκτρολύτη προκύπτει τελικό διάλυμα με συγκέντρωση 3. Για τα τρία διαλύματα ισχύει 1 < 3 < 2. Εάν ο ηλεκτρολύτης είναι ασθενής ισχύει: α 1 > α 3 > α 2. Κατά την αραίωση ισχυρού ηλεκτρολύτη: V. Όμως α =σταθερό =1. Επίσης 3 ή OH = άρα ελαττώνεται και αυτή. Επειδή κατά τον ιοντισμό ισχυρού ηλεκτρολύτη όλα τα μόρια ιοντίζονται n H3O ή n OH - =n ηλεκτρολύτη =σταθερά ΙΟΝΤΙΣΜΟΣ ΝΕΡΟΥ ph H 2 O (l) H 2 O (l) H 3 O (l) OH - (l), ΔΗ<0 K w = [H 3 O ]. [OH - ] = (στους 25 ο )

6 ph = - log[h 3 O ] & poh = - log[oh - ] ενώ pk w = - log K w pk w = 14 (στους 25 ο ) ph poh= pk w άρα στους 25 ο ph poh=14 Στο καθαρό νερό και σε κάθε ουδέτερο διάλυμα στους 25 ο ισχύει: [H 3 O ] = [OH - ] = 10-7 M και ph = poh =7 Παρατηρήσεις Ο αυτοϊονισμός του νερού πραγματοποιείται τόσο στο καθαρό νερό όσο και σε οποιοδήποτε υδατικό διάλυμα επομένως K w = [H 3 O ] ολ. [OH - ] ολ = σταθερό Η σταθερά K w δεν είναι η σταθερά Κ α του H 2 O. Ισχύει Κ α = w =1, στους 25 ο. 55,5 K w αυτό σημαίνει ότι σε θερμοκρασία > 25 ο η K w > Άρα σε ένα ουδέτερο διάλυμα ή στο καθαρό νερό [H 3 O ] = [OH - ] > 10-7 M και ph = poh <7 K w αυτό σημαίνει ότι σε θερμοκρασία < 25 ο η K w < Άρα σε ένα ουδέτερο διάλυμα ή στο καθαρό νερό [H 3 O ] = [OH - ] < 10-7 M και ph = poh >7 Σε ουδέτερο διάλυμα σε οποιαδήποτε θερμοκρασία ισχύει: ph = poh= ½ pk w Όσο μικρότερη είναι η τιμή του ph ενός διαλύματος τόσο μεγαλύτερη είναι η συγκέντρωση των [H 3 O ] άρα το διάλυμα είναι περισσότερο όξινο. Όσο μεγαλύτερη είναι η τιμή του ph ενός διαλύματος τόσο μικρότερη είναι η συγκέντρωση των [H 3 O ] και μεγαλύτερη η συγκέντρωση των [OH - ] άρα το διάλυμα είναι περισσότερο βασικό. Κατά τον υπολογισμό του ph ενός υδατικού διαλύματος ο αυτοϊονισμός του H 2 O θα λαμβάνεται υπόψη μόνο στην ειδική περίπτωση όπου η [H 3 O ] που προκύπτουν από τον ιοντισμό του οξέος είναι [H 3 O ] οξέος < 10-6 Μ (σε διαλύματα βάσεων όταν ισχύει [OH - ] βάσης < 10-6 ) [H 3 O ] 10-6 [H 3 O ] ολ. [H 3 O ] οξ Το ph καθορίζεται μόνο από το οξύ 10-8 [H 3 O ]<10-6 [H 3 O ] ολ.= [H 3 O ] οξ [H 3 O ] νερ Το ph καθορίζεται από το οξύ και τον αυτοϊοντισμό του νερού [H 3 O ]<10-8 [H 3 O ] ολ. [H 3 O ] νερ Το ph καθορίζεται μόνο από το νερό και στους 25 ο ph 7 Κατά την αραίωση ενός υδατικού διαλύματος σε σταθερή θερμοκρασία το ph του διαλύματος μεταβάλλεται και τείνει προς την τιμή ph= 7 στους 25 ο. Όξινα Διαλύματα: Με αραίωση οξέος [H 3 O ] άρα ph και τείνει προς την τιμή 7 (στους 25 ο ) ενώ poh Βασικό διάλυμα: Με αραίωση βάσης [OH] άρα pοh προς την τιμή 7 (στους 25 ο ) και ph Ουδέτερα διαλύματα: Με αραίωση το ph δεν μεταβάλλεται

7 Με την συμπύκνωση ενός όξινου διαλύματος το ph ελαττώνεται ενώ με την συμπύκνωση ενός βασικού διαλύματος το ph αυξάνεται Με την ανάμειξη δύο διαλυμάτων Δ 1 και Δ 2 του ίδιου οξέος προκύπτει διάλυμα Δ 3 συγκέντρωσης 3 του οποίου το ph έχει τιμή μεταξύ των τιμών ph των δύο διαλυμάτων που αναμειγνύονται. Αν 1 < 2 τότε 1 < 3 < 2 και ph 1 >ph 3 >ph 2 Εάν ο ηλεκτρολύτης είναι ασθενής ισχύει α 1 > α 3 > α 2. Με την ανάμειξη δύο διαλυμάτων Δ 1 και Δ 2 της ίδιας βάσης προκύπτει διάλυμα Δ 3 συγκέντρωσης 3 του οποίου το ph έχει τιμή μεταξύ των τιμών ph των δύο διαλυμάτων που αναμειγνύονται. Αν 1 < 2 τότε 1 < 3 < 2 και ph 1 <ph 3 <ph 2 Εάν ο ηλεκτρολύτης είναι ασθενής ισχύει α 1 > α 3 > α 2. Όταν το ph αυξάνεται κατά μία μονάδα η [H 3 O ] υποδεκαπλασιάζεται : Αν ph 2 - ph 1 =1 τότε [H 3 O ] 2 = Γενικά αν: ph 2 - ph 1 = x τότε [H 3 O 3 1 ] 2 = x 10 Με την συμπύκνωση ενός οξέος αυξάνεται η συγκέντρωση του οξέος και άρα αυξάνεται και η [H 3 O ] ενώ μειώνεται το ph (περισσότερο όξινο διάλυμα) Με την συμπύκνωση μιας βάσης αυξάνεται η συγκέντρωση της βάσης και άρα αυξάνεται και η [OH - ] ενώ μειώνεται το poh και αυξάνεται το ph (περισσότερο βασικό διάλυμα) ΣΧΕΣΗ ΣΤΑΘΕΡΩΝ ΙΟΝΤΙΣΜΟΥ ΣΕ ΣΥΖΥΓΗ ΖΕΥΓΗ. ΗΑ (aq) Η 2 Ο (l) Α - (aq) Η 3 Ο 3 (aq) Ka(ΗΑ)= H. H Α - (aq) Η 2 Ο (l) ΗΑ (aq) ΟΗ - (aq) Kb(Α - )= Με πολλαπλασιασμό των παραπάνω σχέσεων κατά μέλη προκύπτει: Ka (ΗΑ). K b(α-) = K w και pka (ΗΑ) pk b(α-) = pk w Στους 25 ο ισχύει Ka (ΗΑ). K b(α - ) = και pka (ΗΑ) pk b(α - ) = 14 Παρατηρήσεις Όσο πιο ισχυρό είναι ένα οξύ τόσο πιο ασθενής είναι η συζυγής του βάση. Δηλ όσο μεγαλύτερη είναι η τιμή της σταθεράς Ka (ΗΑ) τόσο πιο μικρή είναι η τιμή της σταθεράς K b(α - ) Για δύο ασθενή οξέα ΗΑ και ΗΒ και τις συζυγείς τους βάσεις Α - και Β - ισχύει : Όταν Ka (ΗΑ) > Ka (ΗΒ) τότε K b(α-) < K b(β-) Ο αριθμός mol βάσης που απαιτείται για την πλήρη εξουδετέρωση ενός οξέος γίνεται με βάση τη στοιχειομετρία της αντίδρασης. Έτσι αν έχουμε δύο διαλύματα Ηl και ασθενούς οξέος ΗΑ με τον ίδιο αριθμό mol (ίδια αρχική συγκέντρωση και ίδιος όγκος) απαιτείται η ίδια ποσότητα ΝαΟΗ για την πλήρη εξουδετέρωσή τους. (Τα δύο διαλύματα έχουν την ίδια ολική οξύτητα ενώ το διάλυμα ισχυρού οξέος έχει μεγαλύτερη [H 3 O ] άρα μικρότερο ph έχει δηλ. μεγαλύτερη ενεργή οξύτητα). Για να αποτελέσει η τιμή ph ενός υδατικού διαλύματος κριτήριο της ισχύος δύο μονοπρωτικών οξέων ΗΑ, ΗΒ (ή βάσεων Α -, Β - ) πρέπει τα δύο διαλύματα: Να έχουν την ίδια αρχική συγκέντρωση Να έχουν την ίδια θερμοκρασία Να μην υπάρχει επίδραση κοινού ιόντος Αν ισχύουν οι προϋποθέσεις αυτές τότε: Όσο μικρότερη είναι η τιμή ph ενός διαλύματος οξέος τόσο ισχυρότερο είναι το οξύ Όσο μεγαλύτερη είναι η τιμή ph ενός διαλύματος βάσης τόσο ισχυρότερη είναι η βάση

8 ΥΔΑΤΙΚΑ ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΑΛΑΤΩΝ Από τα ιόντα τα οποία προκύπτουν από τη διάσταση ενός άλατος αντιδρούν με το νερό (υδρολύονται) μόνο εκείνα των οποίων τα συζυγή τους οξέα ή οι συζυγείς τους βάσεις είναι ασθενείς ηλεκτρολύτες. Δηλαδή αν: Κα=Kb, τότε ph=7 (στους 25 ο ) (θεωρούμε κατιόντος = ανιόντος ) Κα>Kb, τότε ph<7 (στους 25 ο ) Κα<Kb, τότε ph>7 (στους 25 ο )