Αρχές οξέων-βάσεων και δότη-αποδέκτη

Αρχές οξέων-βάσεων και δότη-αποδέκτη

Θεωρία ηλεκτρολυτικής διάσπασης Το 1887 ο Arrhenius (1859-1927) διατύπωσε τη θεωρία της ηλεκτρολυτικής διάσπασης των ηλεκτρολυτών µέσα στο νερό ή άλλο διαλύτη µε µεγάλη διηλεκτρική σταθερά. ΗΧ Η + + Χ - ΜΟΗ Μ + + ΟΗ - ΜΧ Μ + + Χ - 2

Θεωρία του Arrhenius Οξύ είναι µια ουσία που όταν διαλυθεί στο νερό δίνει κατιόντα υδρογόνου (Η + ) Βάση είναι µια ουσία που όταν διαλυθεί στο νερό δίνει ανιόντα υδροξειδίου (ΟΗ - ) Ισχυρό οξύ ή ισχυρή βάση είναι η ουσία που ιονίζεται εύκολα και δίνει µεγάλη συγκέντρωση πρωτονίων ή υδροξειδίων, αντίστοιχα Το Η + δεν µπορεί να υπάρξει ελεύθερο µέσα στο νερό και αντιδρά µε αυτό και σχηµατίζει το ιόν υδρονίου ή οξονίου (Η 3 Ο + ) 3

Ιόν οξονίου Το ιόν οξονίου ενώνεται µέσω δεσµών υδρογόνου µε ένα αριθµό µορίων νερού (εδώ µε 3 µόρια Η 2 Ο) Το θετικό φορτίο είναι κατανεµηµένο σε όλο το ιόν H 9 O 4 + 4

Οξέα και βάσεις κατά Arrhenius Σύµφωνα µε τον Arrhenius, ισχυρό οξύ είναι µια ουσία που διίσταται πλήρως σε υδατικό διάλυµα και σχηµατίζει ιόν οξονίου Η 3 Ο + και ανιόν π.χ. ΗCl(aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + Cl - (aq) Άλλα ισχυρά οξέα είναι: Η 2 SO 4, HClO 4, HNO 3, HBr, HI Τα ασθενή οξέα δεν διίστανται πλήρως και βρίσκονται σε ισορροπία µε τα αντίστοιχα ιόντα π.χ. CH 3 COOH(aq) + H 2 O(l) CH 3 COO - (aq) + H 3 O + (aq) 5

Οξέα και βάσεις κατά Arrhenius Ισχυρή βάση είναι µια ουσία που διίσταται πλήρως σε υδατικό διάλυµα και σχηµατίζει ιόν υδροξειδίου ΗΟ - και κατιόν π.χ. NaOH(aq) Na + (aq) + OH - (aq) Άλλες ισχυρές βάσεις: ΚΟΗ, LiOH, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2 Οι ασθενής βάσης δεν διίστανται πλήρως και βρίσκονται σε ισορροπία µε τα αντίστοιχα ιόντα π.χ. ΝH 3 (aq) + H 2 O(l) ΝH 4+ (aq) + HO - (aq) 6

Αντίδραση εξουδετέρωσης Αντίδραση εξουδετέρωσης είναι η αντίδραση ενός οξέος µε µια βάση που καταλήγει στο σχηµατισµό µιας ιοντικής ένωσης και πιθανώς νερό. π.χ. ΗCl + ΝaOH NaCl + H 2 O οξύ βάση άλας Η ιοντική ένωση ονοµάζεται άλας Αντίδραση εξουδετέρωσης είναι ο συνδυασµός ιόντων οξονίου και ιόντων υδροξειδίου προς σχηµατισµό νερού Η 3 Ο + + ΟΗ - 2Η 2 Ο 7

Άσκηση Ποίο από τα παρακάτω είναι το προϊόν της αντίδρασης εξουδετέρωσης του υδροξειδίου του βαρίου µε το νιτρώδες οξύ; α) BaHNO 2 β) Ba(NO 3 ) 2 γ) Ba(OH) 2 δ) Ba(NO 2 ) 2 ε) BaNO 2 8

Οξέα-βάσεις κατά Brönsted-Lowry Το 1923 οι J. Brönsted (1879-1947) και Τ. Lowry (1874-1936) πρότειναν: Οξέα είναι δότες πρωτονίου (A Η + ) Βάσεις είναι δέκτες πρωτονίου (B + Η + ) Σε υδατικό διάλυµα η θεωρία των Brönsted-Lowry είναι παρόµοια µε την θεωρία Arrhenius 9

Αντιδράσεις οξέων-βάσεων Τα ζεύγη Η 2 Ο Η 3 Ο + και ΗF F - ονοµάζονται συζυγή ζεύγη οξέοςβάσης. Διαλύτης µπορεί να είναι οποιαδήποτε ουσία µπορεί να δώσει ή να πάρει ηλεκτρόνια π.χ. 2ΝΗ 3 ΝΗ 4 + + ΝΗ 2 - Όσο ισχυρότερο είναι ένα οξύ, τόσο ασθενέστερη είναι η συζυγή του βάση. 10

Άσκηση Η αµµωνία δρα ως ασθενής Brönsted-Lowry βάση και το νερό δρα ως οξύ. Το ΝΗ 4 + είναι το συζυγές οξύ της ΝΗ 3 και το ΟΗ - η συζυγής βάση του Η 2 Ο. Το νερό είναι επαµφοτερίζον διότι δρα ως οξύ (π.χ. µε την ΝΗ 3 ) ή ως βάση (π.χ. µε το HCl). 1

Άσκηση Το υδροξείδιο του αλουµινίου είναι επαµφοτερίζον ένωση, διότι δρα ως βάση µε το ΗΝΟ 3 (aq) : Al(OH) 3 (s) + 3HNO 3 (aq) Al(NO 3 ) 3 (aq) + 3H 2 O(l) αλλά και ως οξύ µε το NaOH(aq) : Al(OH) 3 (s) + NaOH(aq) NaAl(OH) 4 (aq) 12

Άσκηση Αµφιπρωτική είναι µια ουσία που περιέχει Η και δρα είτε ως οξύ είτε ως βάση, ανάλογα µε το άλλο αντιδρών Ποιες από τις παρακάτω ενώσεις είναι αµφιπρωτικές; H 2 O, NO 3-, HSO 3-, H 2 CO 3 13

Οξέα-βάσεις κατά Lewis To 1923 o G. Lewis (1875-1946) πρότεινε ότι οξέα είναι οι ουσίες που είναι δέκτες ηλεκτρονίων και βάσεις οι ουσίες που είναι δότες ηλεκτρονίων Α + :B A-B οξύ βάση Στις αντιδράσεις δεν είναι απαραίτητο να σχηµατίζονται ιόντα ή να µεταφέρονται πρωτόνια, γίνεται µεταφορά ηλεκτρονίων οπότε σχηµατίζεται οµοιοπολικός ή πολικός δεσµός. 14

Οξέα-βάσεις κατά Lewis Η αντίδραση του BCl 3 µε αµµωνία είναι µια τυπική αντίδραση οξέως-βάσης Οµοιοπολικός δεσµός 15

Οξέα-βάσεις κατά Lewis Το ΑlCl 3 δρα ως οξύ Lewis όταν διαλυθεί µέσα σε υδροχλωρικό οξύ σχηµατίζοντας ανιόντα AlCl 4 - ηλεκτρονιόφιλο πυρινόφιλο 16

Οξέα-βάσεις κατά Lux-Flood Οι H. Lux το 1939 και H. Flood το 1947 πρότειναν: Οξύ ορίζεται µια ουσία που είναι δέκτης ενός ιόντος οξειδίου (O 2- ) και βάση που είναι δότης ιόντος οξειδίου. Για παράδειγµα, MgO (βάση) + CO 2 (οξύ) MgCO 3 CaO (βάση) + SiO 2 (οξύ) CaSiO 3 NO 3 - (βάση) + S 2 O 7 2- (οξύ) NO 2 + + 2SO 4 2- Ο ορισµός αυτός είναι χρήσιµος σε αντιδράσεις που γίνονται σε υψηλή θερµοκρασία ή άνυδρες συνθήκες. 17

Σύγχρονες απόψεις Οξέων-βάσεων Ο Μ. Usanovich το 1954 πρότεινε µια επέκταση του ορισµού των οξέων και βάσεων κατά Lewis: Οξύ είναι κάθε ουσία που δίνει κατιόντα ή δέχεται ανιόντα ή ηλεκτρόνια. Βάση είναι κάθε ουσία που ενώνεται µε κατιόντα ή δίνει ανιόντα ή ηλεκτρόνια. Ο ορισµός αυτός συµπεριλαµβάνει και τις οξειδοαναγωγικές αντιδράσεις όπου λαµβάνει χώρα µεταφορά ηλεκτρονίων Οξύτητα είναι η ελάττωση του ηλεκτροθετικού χαρακτήρα µιας ένωσης Βασικότητα είναι η ελάττωση του ηλεκτραρνητικού χαρακτήρα µιας χηµικής ένωσης 18

Ισχύς των οξέων και βάσεων Ένα οξύ διίσταται µέσα σε ένα διάλυµα: HX H + + X - Η σταθερά διάστασης ή ιονισµού του οξέος είναι: Συνήθως ως µέτρο της ισχύος των οξέων λαµβάνεται: pk = -log(k) K = + [ H ][ X [ HX] ] Ανάλογα µε την ισχύ τους, τα οξέα χωρίζονται: Πολύ ισχυρά pk < -3 HClO 4, HBrO 4 Ισχυρά -3 < pk < -1 HNO 3, H 2 SO 4 Μέτρια -1 < pk < 1 HClO 3, HBrO 3 Ασθενή 1 < pk < 3 HClO 2, HNO 2 19 Πολύ ασθενή pk > 3 H 3 BO 3, H 3 AsO 3

Άσκηση Υπολογίστε το ph υδατικού διαλύµατος 0.02 Μ οξικού οξέως (K a =1,7 10-5 ). Η αντίδραση ισορροπίας διάστασης του οξέως είναι: CH 3 COOH(aq) +H 2 O(l) CH 3 COO - (aq) + H 3 O + (aq) H σταθερά διάστασης ισούται: K a =[MeCO 2- ][H 3 O + ]/[MeCO 2 H]=[H 3 O + ] 2 /[MeCO 2 H], ([MeCO 2- ]=[H 3 O + ]) [H 3 O + ]= (K a x [MeCO 2 H]) Καθώς ο βαθµός διάστασης είναι πολύ µικρός [MeCO 2 H]~0.02 mol/l [H 3 O + ]= (1,7 10-5 x0.02) = 5,8 10-4 mol/l ph = -log[h 3 O + ] = -log[5,8 10-4 ] = 3,2 20

Παράγοντες που επηρεάζουν την ισχύ των οξέων και των βάσεων Η ισχύς των οξέων και βάσεων επηρεάζεται από την: Hλεκτραρνητικότητα και το µέγεθος του στοιχείου Οξύτητα οξο-οξέων Βασικότητα των µεταλλικών οξειδίων Βασικότητα υποκατεστηµένων αµινών Αντιδράσεις εφυδάτωσης και υδρόλυσης 21

Hλεκτραρνητικότητα του στοιχείου Η ισχύς ενός δυαδικού οξέως Η n X εξαρτάται από i) την ισχύ του δεσµού Η-Χ ii) τη σταθερότητα του προϊόντος Χ n- στο διάλυµα Η ισχύς του δεσµού επηρεάζεται από την ηλεκτραρνητικότητα και το µέγεθος του στοιχείου Χ. Για παράδειγµα, σε µια περίοδο του Π.Π., η οξύτητα των υδρογονιδίων αυξάνει από αριστερά προς τα δεξιά PH 3 < H 2 S < HCl (ηλεκτραρνητικότητα: P < S < Cl, r ~ σταθερή) Αιτία: όσο πιο ηλεκτραρνητικό είναι το στοιχείο Χ τόσο ισχυρότερα έλκει το ηλεκτρονιακό νέφος, χαλαρώνοντας το δεσµό Η-Χ. 22

Μέγεθος του στοιχείου Σε µια οµάδα η οξύτητα αυξάνεται µε τη σειρά: HF < HCl < HBr < HI αντίστροφα µε την ηλεκτραρνητικότητα των ατόµων Χ(;) Εδώ, το µέγεθος των ατόµων Χ είναι πιο σηµαντικός παράγοντας από την ηλεκτραρνητικότητα. Αιτία: το µεγαλύτερο άτοµο Χ έλκει ασθενέστερα το ηλεκτρονιακό νέφος προς το µέρος του και, συνεπώς, αποσπάται ευκολότερα το Η + Παρόµοια ισχύουν και στις σειρές: H 2 O < H 2 S < H 2 Se < H 2 Te (ατοµική ακτίνα: O<S<Se<Te) CH 4 << H 2 S << HI (ατοµική ακτίνα: C<S<I) 23

Οξύτητα οξο-οξέων Η ισχύς των οξο-οξέων, (ΟΗ) m XO n, εξαρτάται από τον αριθµό των ατόµων οξυγόνου n που δεν βρίσκονται ως υδροξείδια, ΟΗ. π.χ. (ΗΟ)Cl < (HO)ClO < (HO)ClO 2 < (HO)ClO 3 pk 7,2 2-1 -10 Αιτία: Όσο µεγαλύτερος είναι ο αριθµός n τόσο ισχυρότερα το αδέσµευτό οξυγόνο έλκει το ηλεκτρονιακό νέφος προς το µέρος του και διευκολύνει την αποµάκρυνση του Η +, αρά πιο ισχυρό είναι το οξύ 24

Οξύτητα οξο-οξέων Όταν τα κεντρικά άτοµα των οξο-οξέων βρίσκονται στην ίδια οµάδα ή περίοδο του Π.Π., η οξύτητα του οξέος αυξάνει καθώς αυξάνει η ηλεκτραρνητικότητα των κεντρικών ατόµων π.χ. ΗΙΟ 3 < ΗBrO 3 < HClO 3 (ηλεκτραρνητικότητα: I<Br<Cl) Η 4 SiO 4 < H 3 PO 4 < H 2 SO 4 < HClO 4 (ηλεκτραρνητικότητα: Si<P<S<Cl) Η σταθερά διάστασης µπορεί να υπολογιστεί από την εµπειρική σχέση του Ricci: pk = 8 9x + 4y x είναι το τυπικό φορτίο του κεντρικού ατόµου (οµάδα του Π.Π.- 1 / 2 αριθµός εξωτερικών e - ) και y ο αριθµός των ατόµων οξυγόνου που δεν βρίσκονται ως υδροξείδια Ή από τον λόγο (φορτίο του ιόντος)/(άτοµα οξυγόνου) αν λ< 1 / 2 το οξύ είναι ισχυρό (π.χ. ΗClO 4 ), αν λ> 1 / 2 το οξύ είναι ασθενές (π.χ. HClO) 25

Οξύτητα οξο-οξέων Η οξύτητα των πολυπρωτικών οξέων ελαττώνεται µε τη διάσταση του οξέως (;) Για παράδειγµα η διάσταση του φωσφορικού οξέος Η 3 PO 4 H 2 PO - 4 + H + (K 1 = 7,52 10-3 ) Η 2 PO - 4 HPO 2-4 + H + (K 2 = 6,20 10-8 ) ΗPO 2-4 PO 3-4 + H + (K 3 = 2,20 10-13 ) Όπου Κ 1, Κ 2, Κ 3 οι διαδοχικές σταθερές διάστασης και Κ = Κ 1 K 2 K 3 η ολική σταθερά διάστασης 26

Άσκηση Ποια η σειρά οξύτητας των παρακάτω ενώσεων; H 2 O, ΝΗ 3, ΗBr, HCl, HI, CH 4 H ισχύς των υδριδίων-οξέων φαίνεται στο διπλανό σχήµα CH 4 <NH 3 <H 2 O<HCl<HBr<HI 27

Άσκηση Ποίο είναι πιο ισχυρό οξύ; α) PH 3, NH 3 β) ΗΙ, ΗTe γ) H 3 AsO 4, H 3 AsO 3 δ) H 2 SO 3, HSO 3 - ε) HSO 4-, HSeO 4-28

Βασικότητα των µεταλλικών οξειδίων Μεταλλικά οξείδια είναι ενώσεις του οξυγόνου στην οξειδωτική κατάσταση -2 (π.χ. Μ x Ο (-II) y) Τα βασικά οξείδια αντιδρούν µε οξέα. Τα περισσότερα µεταλλικά οξείδια είναι βασικά Τα όξινα οξείδια αντιδρούν µε βάσεις. Τα οξείδια των αµετάλλων είναι όξινα Το οξείδιο που αντιδρά είτε µε οξύ είτε µε βάση ονοµάζεται επαµφοτερίζον 29

Βασικότητα των µεταλλικών οξειδίων Μέσα σε µια οµάδα του Π.Π. η βασικότητα των οξειδίων αυξάνεται µε τον ατοµικό αριθµό του στοιχείου π.χ. η βασικότητα αυξάνει µε τη σειρά: BeO < SrO < BaO Αιτία: στο Be 2+ το φορτίο του µετάλλου εντοπίζεται σε µικρότερο όγκο, άρα το BeO είναι πιο όξινο ή λιγότερο βασικό Παρόµοια ισχύει: B 2 O 3 (όξινο) < Al 2 O 3 (επαµφοτερίζον) < Sc 2 O 3 (βασικό) Η βασικότητα εξαρτάται από το φορτίο και το µέγεθος του κατιόντος. H Βασικότητα αυξάνει όσο µειώνεται το φορτίο και αυξάνει το µέγεθος του κατιόντος. 30

Βασικότητα των µεταλλικών οξειδίων Όξινα (κόκκινο) Βασικά (γαλάζιο) Επαµφοτερίζον (µοβ) 31

Οξεοβασικές αντιδράσεις των οξειδίων Οξείδια µετάλλων (Βασικά οξείδια) Na 2 O(s) + H 2 O(l) 2NaOH(aq) Βασικό οξείδιο + νερό βάση (υδροξείδιο µετάλλου) Οξείδια αµετάλλων (Όξινα οξείδια) SO 3 (l) + H 2 O(l) H 2 SO 4 (aq) Όξινο οξείδιο + νερό οξύ (οξυγονούχο οξύ) Οξείδια αµετάλλων σε χαµηλές οξειδωτικές βαθµίδες (π.χ. CO, ΝΟ) δεν εµφανίζουν όξινες ιδιότητες Επαµφοτερίζον οξείδια Αl 2 O 3 (s) + 6HCl(aq) 2AlCl 3 (aq) + 3H 2 O(l) (βασικό) Αl 2 O 3 (s) + 2NaOH(aq) + 3H 2 O(l) 2NaAl(OH) 4 (aq) (όξινο) 32

Οξεοβασικές αντιδράσεις των οξειδίων Οξείδια µεταβατικών µετάλλων είναι βασικά ή επαµφοτερίζοντα ZnO 2 (s) + 2HCl(l) ZnCl 2 (aq) + H 2 O(l) ZnO 2 (s) + 2NaOH(aq) + H 2 O(l) Na 2 Zn(OH) 4 (aq) ή όξινα στις υψηλές οξειδωτικές βαθµίδες Mn 2 O 7 (s) + H 2 O(l) 2HMnO 4 (aq) Όξινο οξείδιο + νερό οξύ (οξυγονούχο οξύ) 33

Άσκηση Έχοντας υπόψη ότι: Όξινο οξείδιο + νερό οξύ Όξινο οξείδιο + βασικό οξείδιο άλας Όξινο οξείδιο + βάση άλας + νερό Βασικό οξείδιο + νερό βάση Βασικό οξείδιο + όξινο οξείδιο άλας Βασικό οξείδιο + οξύ άλας + νερό Να συµπληρώσετε τις παρακάτω αντιδράσεις: α) CaO + CH 3 COOH β) V 2 O 5 + KOH γ) SO 3 + MgO δ) N 2 O 5 + NaOH ε) CrO 3 + H 2 O 34

Αντιδράσεις εφυδάτωσης - υδρόλυσης Εφυδάτωση είναι η συναρµογή των µορίων νερού γύρω από ένα κατιόν χωρίς να συµβαίνει άλλη δευτερεύουσα αντίδραση Na + + nh 2 O [Na(H 2 O) n ] + Στην υδρόλυση προκαλείται διάσπαση του δεσµού Ο-Η Al 3+ + 6H 2 O [Al(H 2 O) 6 ] 3+ [Al(H 2 O) 5 (OH)] 2+ + H + Υδρόλυση προκαλείται όταν το κατιόν είναι µικρό σε µέγεθος (Be 2+, Al 3+ ) και έχει υψηλό φορτίο (Fe 3+, Sn 4+ ) Η αντίδραση των αλογονούχων ενώσεων των αµετάλλων µε το νερό είναι µια αντίδραση υδρόλυσης PCl 3 + 6H 2 O P(OH) 3 + 3H 2 O + 3Cl - + 3H + 35

Αντιδράσεις εφυδάτωσης Στις αντιδράσεις εφυδάτωσης το µεταλλικό ιόν δρα ως οξύ και το νερό δρα ως βάση κατά Lewis Στις αντιδράσεις υδρόλυσης µπορεί να έχουµε τον σχηµατισµό δι- ή πολυπυρηνικών ενώσεων π.χ. 2[Cr(H 2 O) 5 (OH)] 2+ (aq) [(H 2 O) 4 Cr(µ-OH) 2 Cr(H 2 O) 4 ] 4+ (aq) + 2H 2 O(l) 36

Βασικότητα υποκατεστηµένων αµινών Στο µόριο της ΝΗ 3, αντικατάσταση ενός υδρογόνου µε µια ηλεκτρονιόφιλη οµάδα (-ΟΗ, -ΝΗ 2 ) µειώνει τη βασικότητα του αζώτου Από την άλλη, αντικατάσταση ενός υδρογόνου µε µια πυρηνόφιλη οµάδα (-C n H 2n+1 ) αυξάνει τη βασικότητα του αζώτου Η βασικότητα αυξάνει µε την σειρά: NH 3 < (CH 3 ) 2 NH < (CH 3 CH 2 ) 2 NH NH 2 OH < NH 2 NH < NH 3 NH 3 < (CH 3 ) 3 N < (CH 3 )NH 2 < (CH 3 ) 2 NH (?) 37

Σχετική ισχύς των οξέων και των βάσεων Αυξανόµενη ισχύς οξέων Ισχυρά οξέα Ασθενή οξέα Οξύ Βάση HClO 4 ClO - 4 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 - NH 3 NH - 2 H 2 H - Ασθενή βάσεις Ισχυρές βάσεις Αυξανόµενη ισχύς βάσεων Ένα ισχυρό οξύ σχηµατίζει µια ασθενής συζυγή βάση και µια ισχυρή βάση σχηµατίζει ένα ασθενές συζυγές οξύ 38

Άσκηση Καθορίστε τις συζυγίες οξέων-βάσεων κατά Brønsted-Lowry στις ακόλουθες χηµικές αντιδράσεις και προβλέψτε την φορά τις αντίδρασης 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) Κανόνας: Σε κάθε αντίδραση οξέος-βάσεως η θέση ισορροπίας είναι µετατοπισµένη προς την πλευρά του ασθενέστερου οξέος και της ασθενέστερης βάσεως 39

Σκληρά και µαλακά οξέα και βάσεις Ο Pearson όρισε ως σκληρά οξέα τα άτοµα των µετάλλων που έχουν µικρό µέγεθος και σκληρές βάσεις τους συναρµοστές τους που έχουν µικρό µέγεθος. Σκληρά οξέα: το ηλεκτρονιακό νέφος των ατόµων µε µικρό µέγεθος δεν µπορεί εύκολα να υποστεί πόλωση Αρχή του Pearson τα σκληρά οξέα προτιµούν τις σκληρές βάσεις και τα µαλακά οξέα τις µαλακές βάσεις Η αρχή του Pearson βοηθάει να προβλεφτεί ποιοτικά η σταθερότητα των ενώσεων που προκύπτουν από την αντίδραση οξέος µε βάση 40

Σκληρά και µαλακά οξέα και βάσεις H σταθερότητα των συµπλόκων [FeΧ] 2+ και [HgΧ] + δίνεται στον παρακάτω πίνακα Η σταθερότητα των συµπλόκων του Fe 3+ µειώνεται µε τη σειρά: F < Cl < Br < I Η σταθερότητα των συµπλόκων του Hg 2+ µειώνεται µε τη σειρά: I < Br < Cl < F Το Fe 3+ είναι σκληρό οξύ Lewis, ενώ το Hg 2+ είναι µαλακό οξύ Lewis Ο Pearson όρισε την παρακάτω σειρά των βάσεων: F > O > N > Cl > Br > C ~ I ~ S > Se > P > As > Sb 41 Σκληρές βάσεις Μαλακές βάσεις

42 Σκληρά και µαλακά οξέα και βάσεις

Άσκηση Να ταξινοµηθούν τα παρακάτω οξέα µε σειρά αύξησης της ισχύος α) CH 3 COOH, HCOOH και CH 3 CH 2 COOH β) CH 2 ClCOOH, CH 2 BrCOOH και CH 2 FCOOH γ) Η 2 S, Η 2 Τe, Η 2 O και Η 2 Se 43

Άσκηση Ποια σχέση υπάρχει ανάµεσα στις σταθερές οξέος και βάσης; (Θεωρήστε το συζυγές ζεύγος οξέος-βάσης ΝΗ 4 + και ΝΗ 3 ) 44

Άσκηση Να συµπληρώσετε τις αντιδράσεις α) Μn 2 O 7 (s) + H 2 O(l) β) PCl 5 (s) + H 2 O(l) 45

Άσκηση Γράψτε τις αντιδράσεις σύνθεσης των παρακάτω όξινων αλάτων από κατάλληλα οξέα και βάσεις NaHCO 3, NaH 2 PO 4, Na 2 HPO 4 και NaHS 46

Άσκηση Συµπληρώστε τις αντιδράσεις και προβλέψτε την φορά της αντίδρασης α) Η 2 PO 4- (aq) + NH 3 (aq) β) H 2 O(l) + HS - (aq) 47

Άσκηση Ποιο από τα παρακάτω άλατα δηµιουργεί όξινο και ποιο βασικό διάλυµα µέσα σε νερό; ΝΗ 4 Cl, Fe(NO 3 ) 3, NaH 2 PO 4, CH 3 COONa, Na 2 CO 3, CrCl 3 48