Ζαχαριάδου Φωτεινή Σελίδα 1 από 7

Μέγεθος: px

Εμφάνιση ξεκινά από τη σελίδα:

Download "Ζαχαριάδου Φωτεινή Σελίδα 1 από 7"

Ευφήμιος Γούναρης
7 χρόνια πριν
Προβολές:

1 Ζαχαριάδου Φωτεινή Σελίδα από 7 Κεφάλαιο 3: Οξέα Βάσεις Ιοντική ισορροπία ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΙΚΗ ΙΑΣΤΑΣΗ ιοντικής ένωσης (υδροξείδια µετάλλων, άλατα): αποµάκρυνση των ιόντων του κρυσταλλικού της πλέγµατος ΙΟΝΤΙΣΜΟΣ οµοιοπολικής ένωσης: αντίδραση των µορίων της µε τα µόρια πολικού διαλύτη προς σχηµατισµό ιόντων (δεν προϋπάρχουν τα ιόντα) Ηλεκτρολύτες (ουσίες των οποίων τα υδατικά διαλύµατα εµφανίζουν ηλεκτρική αγωγιµότητα) ιοντικές ενώσεις (ετεροπολικές): υδροξείδια µετάλλων, άλατα ισχυροί ηλεκτρολύτες οµοιοπολικές ενώσεις (µοριακές): οξέα, αµµωνία, αµίνες ισχυροί ή ασθενείς ηλεκτρολύτες Τα υδατικά διαλ/τα των ηλεκτρολυτών ονοµάζονται ηλεκτρολυτικά ή ιοντικά διαλ/τα. ιοντική ένωση ισχυρός ηλεκτρολύτης H O ιοντικό διάλυµα οµοιοπολική ένωση όχι ηλεκτρολύτης H O µοριακό διάλυµα ασθενής ηλεκτρολύτης H O ιοντικό διάλυµα (µερικός ιοντισµός) ισχυρός ηλεκτρολύτης H O ιοντικό διάλυµα (πλήρης ιοντισµός) Χηµική εξίσωση διάστασης ιοντικής ένωσης: µονόδροµη π.χ. KNO 3 (s) H O K (q) NO 3 (q) Χηµική εξίσωση ιοντισµού οµοιοπολικής ένωσης: µονόδροµη (πλήρης ιοντισµός) π.χ. ΗNO 3 (q) H O (l) NO 3 (q) H 3 O (q) ή αµφίδροµη (µερικός ιοντισµός) π.χ. RCOOH (q) H O (l) RCOO (q) H 3 O (q) το Η Ο δεν γράφεται στα αντιδρώντα το Η Ο γράφεται στα αντιδρώντα ισχυρά οξέα (πλήρης ιοντισµός) : HCl, HBr, HI, HNO 3, HClO 4, H SO 4 ( ο στάδιο ιοντισµού) ασθενείς ηλεκτρολύτες (µερικός ιοντισµός) : τα υπόλοιπα οξέα, ΝΗ 3, αµίνες Ορισµός οξέων και βάσεων Arrhenius: οξύ O βάση H O ΟΗ Bronsted Lowry: οξύ: δότης p (Η ) βάση: δέκτης p (Η ) Lewis: οξύ: δέκτης e βάση: δότης e H Η (υδρογονούχος ένωση) (υδρογονούχος ένωση) (όχι απαραίτητα υδρογονούχος ένωση) Γενικότερος ορισµός ΟΗ ισχυρή βάση Η 3 Ο ισχυρό οξύ Κατά Bronsted Lowry βάση δεν είναι το NOH αλλά το ιόν ΟΗ που δίνει µε τη διάστασή του.

2 Ζαχαριάδου Φωτεινή Σελίδα από 7 Συζυγή ζεύγη οξέος βάσης κατά Bronsted Lowry: ΗΑ Α ή Β ΒΗ (διαφέρουν κατά ένα πρωτόνιο) ισχύς οξέος ΗΑ ισχύς συζυγούς βάσης Α ισχύς βάσης Β ισχύς συζυγούς οξέος ΒΗ Σε µια αντίδραση οξέος βάσης κατά Bronsted Lowry (πρωτολυτική αντίδραση) η ισορροπία µετατοπίζεται προς την κατεύθυνση του ασθενέστερου οξέος και της ασθενέστερης βάσης. οξύ βάση βάση οξύ συγκρίνω την ισχύ : οξύ οξύ και βάση βάση (ο ιοντισµός µιας οµοιοπολικής ένωσης στο νερό είναι µια αντίδραση εξουδετέρωσης οξέος βάσης) Θεωρία Arrhenius Ο όξινος και ο βασικός χαρακτήρας εκδηλώνονται µόνο σε υδατικά διαλύµατα. Τα οξέα και οι βάσεις είναι ουδέτερα µόρια. Ο όξινος ή ο βασικός χαρακτήρας εκδηλώνεται ανεξάρτητα από την παρουσία βάσης ή οξέος αντίστοιχα. Μια ουσία συµπεριφέρεται µόνο ως οξύ ή µόνο ως βάση. Θεωρία Bronsted Lowry Ο όξινος και ο βασικός χαρακτήρας εκδηλώνονται και σε µη υδατικά διαλύµατα. Τα οξέα και οι βάσεις είναι µόρια ή ιόντα. Για να εκδηλωθεί ο όξινος ή ο βασικός χαρακτήρας απαιτείται η παρουσία βάσης ή οξέος αντίστοιχα. Υπάρχουν και αµφιπρωτικές ουσίες (η συµπεριφορά τους εξαρτάται από την ουσία µε την οποία αντιδρούν). Εξουδετέρωση: H (q) OH (q) H O (l) Εξουδετέρωση: οξύ βάση βάση οξύ Σχετική ισχύς συζυγών οξέων και βάσεων κατά Bronsted Lowry αύξηση ισχύος ισχυρά οξέα HClO 4 ClO 4 HI I HBr Br HCl Cl H SO 4 HSO 4 HNO 3 NO 3 Η 3 Ο H O HSO 4 SO 4 H 3 PO 4 H PO 4 HNO NO HF F CH 3 COOH CH 3 COO H CO 3 HCO 3 NH 4 NH 3 H O ΟΗ ROH RO ισχυρές βάσεις αύξηση ισχύος Αµφιπρωτικές ουσίες : Η Ο, όξινα ανιόντα (από πολυπρωτικά οξέα), αµινοξέα

3 Ζαχαριάδου Φωτεινή Σελίδα 3 από 7 Βαθµός ιοντισµού ηλεκτρολύτη Η απόδοση της αντίδρασης ιοντισµού του ηλεκτρολύτη: nιοντιστηκαν συγκέντρωση ηλεκτρολύτη που ιοντίζεται α ( ) n αρχική συγκέντρωση ηλεκτρολύτη αρχικα 0 < α < ασθενής ηλεκτρολύτης (αµφίδροµη αντίδραση ιοντισµού) α ισχυρός ηλεκτρολύτης (µονόδροµη αντίδραση ιοντισµού) Εξαρτάται από: φύση ηλεκτρολύτη φύση διαλύτη θερµοκρασία (θ α ) αρχική συγκέντρωση ηλεκτρολύτη ( α ) επίδραση κοινού ιόντος (α ) Σύγκριση της ισχύος δύο ηλεκτρολυτών: µόνο όταν τα δύο διαλ/τα έχουν ίδιο διαλύτη, ίδια θερµοκρασία, ίδια αρχική συγκέντρωση, όχι παρουσία κοινού ιόντος α ισχύς ηλεκτρολύτη Σταθερά ιοντισµού Εκφράζει πόσο είναι µετατοπισµένη προς τα δεξιά η θέση της ισορροπίας ιοντισµού. ΗΑ (q) H O (l) A (q) H 3 O (q), Η>0 Β (q) H O (l) ΗΒ (q) ΟΗ (q), Η>0 η αντίδραση ιοντισµού είναι ενδόθερµη Εξαρτάται από: φύση ηλεκτρολύτη φύση διαλύτη θερµοκρασία (θ Κ α ) ισχυρά οξέα Κ α >> ασθενή οξέα Κ α << K α Κ [H O] Κ [H O] [ A ] [ H O ] 3 K [ HA] [ HB ] [ OH ] [ B] Είναι µέτρο της ισχύος ενός ασθενούς οξέος ή βάσης. Κ α ισχύς οξέος Καλύτερο µέτρο σύγκρισης της ισχύος δύο ηλεκτρολυτών (τα δύο διαλ/τα πρέπει να έχουν ίδιο διαλύτη και ίδια θερµοκρασία) συγκεντρώσεις στην κατάσταση ισορροπίας Υπολογισµός της συγκέντρωσης του νερού (5 ο C): ρ H O g / ml V 000 ml L m H O 000 g H O nh O 000 /8 mol / L V [ ] 55,5M

4 Ζαχαριάδου Φωτεινή Σελίδα 4 από 7 ΝΟΜΟΣ ΑΡΑΙΩΣΗΣ OSTWALD Για αραιά υδατικά διαλύµατα ασθενούς µονοπρωτικού οξέος ΗΑ ή βάσης Β, χωρίς την παρουσία κοινού ιόντος. : αρχική συγκέντρωση ηλεκτρολύτη ( Μ) α: βαθµός ιοντισµού ηλεκτρολύτη ισορροπία ιοντισµού αρχικά Μ ιοντίζονται παράγονται ισορροπία K ΗΑ (q) H O (l) A ( q) H 3 O (q) α α α (α) α α Αν α 0, (α ) ή Κ α / 0 τότε: Κ α α ισορροπία ιοντισµού ΗΑ (q) H O (l) A ( q) H 3 O (q) αρχικά Μ ιοντίζονται παράγονται ισορροπία K Αν α 0, (α ) ή Κ α / 0 ( ) τότε: Κ α / και [Η 3 Ο ] K Αντίστοιχα για ασθενή βάση Β: Β ( q) H O (l) ΗΒ (q) ΟΗ (q) Αν α 0, ή Κ b / 0 τότε: Κ b α, Κ b /, [OH ] Αραίωση υδατικού διαλ/τος ασθενούς µονοπρωτικού οξέος ΗΑ ή ασθενούς µονοπρωτικής βάσης Β Με την αραίωση ( ) σε σταθερή θ, η ισορροπία ιοντισµού µετατοπίζεται προς τα δεξιά (α ) Αραίωση δ\τος µονοπρωτικού οξέος ΗΑ: HA V n H (V HA ) Με αραίωση του διαλύµατος µπορώ να διαπιστώσω αν το ΗΑ είναι ισχυρό ή ασθενές n H 3 οξύ, από τα O. Ι Σ Χ Υ Ρ Ο Ο Ξ Υ HA [Η 3 Ο ] α n H 3 O Α Σ Θ Ε Ν Ε Σ Ο Ξ Υ HA [Η 3 Ο ] α n H 3 O σταθ Παράδειγµα: Υδατικό διάλυµα ασθενούς µονοπρωτικού οξέος ΗΑ αραιώνεται µε νερό σε δεκαπλάσιο όγκο (V 0V ) (σταθερή θερµοκρασία, α<0,) V V / 0 Κ α σταθερό α α [Η 3 Ο ] / [Η 3 Ο ] K / n H α n 3O () αρχ 0 n α n H 3O () αρχ K / 0 0

5 Ζαχαριάδου Φωτεινή Σελίδα 5 από 7 Αυτοϊοντισµός νερού H O H O H 3 O ΟΗ, Η>0 Σταθερά του γινοµένου των ιόντων του νερού (σε καθαρό νερό και σε υδατικό διάλυµα): K w [H 3 O ] [ ΟΗ ] 0 4 στους 5 o C (θ K w ) Σταθερά ιοντισµού νερού: K [H 3 O ] [ ΟΗ ] / [H O] K w / 55,5 0 4 / 55,5,8 0 6 (K α Κ [H O], K w Κ [H O] ) Στους 5 o C: καθαρό νερό µοριακά δ/τα δ/τα ουδέτερων αλάτων [H 3 O ][ΟΗ ] K w ph poh 0 7 Μ υδατικό δ. οξέος K w [H 3 O ] ολικό [ΟΗ ] [H 3 O ] ολικό >0 7 Μ και [ΟΗ ]<0 7 Μ ph < poh υδατικό δ. βάσης K w [H 3 O ] [ΟΗ ] ολικό [H 3 O ] <0 7 Μ και [ΟΗ ] ολικό >0 7 Μ ph > poh phlog[h 3 O ] pohlog[οη ] pk α logk α p log pk w logk w Σε κάθε υδατικό διάλυµα: ph poh pk w (4 στους 5 o C) ph οξύτητα Κ α (ΗΑ) Κ b (A) K w ή pκ α (ΗΑ) pκ b (A) pk w (4 στους 5 o C) Όταν δεν µπορεί να αγνοηθεί ο αυτοϊοντισµός του νερού: π.χ. δ. NOH 0 8 M [ΟΗ ] ολικό [ΟΗ ] βάσης [ΟΗ ] νερου 0 8 K w [H 3 O ] [ΟΗ ] (0 8 ) ph log ή δ. HCl 0 8 M: [H 3 O ] ολικό [H 3 O ] οξέος [H 3 O ] νερου 0 8 K w [H 3 O ] [ΟΗ ] (0 8 ) ph log(0 8 ) Όταν σε ένα διάλυµα µονοπρωτικού οξέος γίνει ορισµένη αραίωση, στην περίπτωση που το οξύ είναι ασθενές, έχουµε µικρότερη µεταβολή στο ph σε σχέση µε ένα ισχυρό οξύ (γιατί αυξάνεται ο βαθµός ιοντισµού, άρα µικρότερη ελάττωση της [H 3 O ]). Για παράδειγµα, αν V 0 V στο ασθενές οξύ έχουµε ph ph ph 0,5 ενώ στο ισχυρό οξύ έχουµε ph ph ph

6 Ζαχαριάδου Φωτεινή Σελίδα 6 από 7 Υδρόλυση άλατος Το φαινόµενο της αντίδρασης του ιόντος ενός άλατος µε το νερό, όταν το άλας διαλύεται στο νερό. Από τα ιόντα που προκύπτουν από τη διάσταση ενός άλατος, αντιδρούν µε το νερό (υδρολύονται) µόνο εκείνα των οποίων τα συζυγή οξέα ή βάσεις είναι ασθενείς ηλεκτρολύτες. εν αντιδρούν µε Η Ο: Li, N, K, C, B, Sr Cl, Br, I, NO 3, ClO 4 Υδατικό διάλυµα άλατος Ουδέτερο δεν αντιδρά µε το νερό κανένα ιόν ή αντιδρούν και τα δύο ιόντα, αλλά Κ α (Α ) Κ b ( Β ) Όξινο υδρολύεται το Α ή υδρολύονται και τα δύο ιόντα, αλλά Κ α ( Α ) > Κ b ( Β ) Α Β Βασικό υδρολύεται το Β ή υδρολύονται και τα δύο ιόντα, αλλά Κ α ( Α ) < Κ b ( Β ) διάσταση άλατος NΒ N Β M M M υδρόλυση του Β Β ( q ) H O ( l ) ΗΒ ( q ) ΟΗ ( q ) αρχικά Μ ιοντίζονται παράγονται ισορροπία / [OH ] (ΑΝ ΙΣΧΥΟΥΝ ΟΙ Π ΡΟΥΠΟ ΘΕΣΕΙΣ) Επίδραση κοινού ιόντος Όταν σε διάλυµα ασθενούς ηλεκτρολύτη προσθέσουµε άλλο ηλεκτρολύτη (συνήθως ισχυρό), ο οποίος έχει κοινό ιόν µε τον ασθενή ηλεκτρολύτη. τουλάχιστον ηλεκτρολύτες, ο ένας τουλάχιστον ασθενής Αποτέλεσµα: η ισορροπία ιοντισµού του ασθενούς ηλεκτρολύτη µετατοπίζεται προς τ αριστερά, ο βαθµός ιοντισµού του µειώνεται ΕΝ ΙΣΧΥΕΙ Ο ΝΟΜΟΣ ΑΡΑΙΩΣΗΣ ΤΟΥ OSTWALD (To α υπολογίζεται από τον ορισµό του) Η επίδραση ενός ισχυρού ηλεκτρολύτη στον ιοντισµό ενός ασθενούς ηλεκτρολύτη εξαρτάται από: Τη συγκέντρωση του ισχυρού ηλεκτρολύτη (όσο πιο µεγάλη είναι, τόσο µεγαλύτερη η επίδραση στον ιοντισµό του ασθενούς ηλεκτρολύτη, δηλαδή τόσο µικρότερος ο βαθµός ιοντισµού του) Τη σταθερά ιοντισµού (Κ α ή Κ b ) του ασθενούς ηλεκτρολύτη (όσο πιο µικρή είναι, δηλαδή όσο πιο ασθενής ο ηλεκτρολύτης, τόσο µεγαλύτερη η επίδραση στον ιοντισµό του, δηλαδή τόσο µεγαλύτερη η ελάττωση του βαθµού ιοντισµού του)

7 Ζαχαριάδου Φωτεινή Σελίδα 7 από 7 ΑΝ ΥΠΑΡΧΕΙ Ε.Κ.Ι. ή µεταβολή θ µεταβολή της αρχικής συγκέντρωσης του ασθενούς ηλεκτρολύτη ΕΦΑΡΜΟΖΩ αρχή Le Chtelier νόµος αραίωσης του Ostwld α K /, [Η 3Ο ] K Υδατικό διάλυµα CH 3 COOH (ασθενές οξύ), θ σταθερή Κ α (CH 3 COOH) σταθερή προσθήκη α CH 3COOH [CH 3 COO ] [Η 3 Ο ] ph CH 3 COON (s) HCl (g) Ε.Κ.Ι. (αρχή Le Chtelier) NCl (s) υδ. διαλ. ΚΝΟ 3 αραίωση (νόµος αραίωσης Ostwld) Υδατικό διάλυµα ΝH 3 (ασθενής βάση), θ σταθερή Κ b (NH 3 ) σταθερή προσθήκη α ΝH 3 [ΝH 4 ] [ΟΗ ] ph ΝH 4 Cl (s) NOH (s) Ε.Κ.Ι. (αρχή Le Chtelier) NCN (s NCl (s) υδ. διαλ. NCl αραίωση (νόµος αραίωσης Ostwld)

Σχετικά έγγραφα

ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ ΟΞΕΑ ΒΑΣΕΙΣ ΙΟΝΤΙΚΑ ΥΔΑΤΙΚΑ ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ

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