ΧΗΜΙΚΗ ΘΕΡΜΟΔΥΝΑΜΙΚΗ ΑΝΤΙΚΕΙΜΕΝΟ ΤΗΣ ΧΗΜΙΚΗΣ ΘΕΡΜΟΔΥΝΑΜΙΚΗΣ

ΧΗΜΙΚΗ ΘΕΡΜΟΔΥΝΑΜΙΚΗ ΑΝΤΙΚΕΙΜΕΝΟ ΤΗΣ ΧΗΜΙΚΗΣ ΘΕΡΜΟΔΥΝΑΜΙΚΗΣ Η χηµική θερµοδυναµική ασχολείται µε τις ενεργειακές µεταβολές που συνοδεύουν µια χηµική αντίδραση. Προβλέπει: ΔΥΝΑΤΟΤΗΤΕΣ 1. Μέχρι πόσο µπορεί να προχωρήσει µια χηµική αντίδραση. 2. Εάν µπορεί να λάβει χώρα µια χηµική αντίδραση, ανάλογα µε τις συνθήκες στις οποίες βρίσκονται οι ουσίες που συµµετέχουν σε αυτήν. 3. Τις ενεργειακές µεταβολές που συνοδεύουν µια χηµική αντίδραση. ΜΕΙΟΝΕΚΤΗΜΑ Δεν µπορεί να προβλέψει σε πόσο χρόνο θα ολοκληρωθεί µια χηµική αντίδραση.

ΧΗΜΙΚΗ ΘΕΡΜΟΔΥΝΑΜΙΚΗ ΕΙΣΑΓΩΓΙΚΕΣ ΕΝΝΟΙΕΣ Σύστηµα είναι το τµήµα που εµείς επιλέγουµε για µελέτη. Συνήθως στη χηµεία ως σύστηµα ορίζουµε ένα σύνολο ουσιών που υφίστανται µια χηµική µεταβολή (αντίδραση). Περιβάλλον καλείται οτιδήποτε περιβάλλει το σύστηµα και δεν συµµετέχει σε αυτό.

ΧΗΜΙΚΗ ΘΕΡΜΟΔΥΝΑΜΙΚΗ ΕΙΣΑΓΩΓΙΚΕΣ ΕΝΝΟΙΕΣ Ανοικτό (open) λέγεται το σύστηµα το οποίο ανταλλάσσει µάζα και ενέργεια µε το περιβάλλον. Κλειστό (closed) λέγεται το σύστηµα το οποίο ανταλλάσσει ενέργεια αλλά όχι µάζα µε το περιβάλλον. Αποµονωµένο (isolated) λέγεται το σύστηµα το οποίο δεν ανταλλάσσει ούτε µάζα ούτε ενέργεια µε το περιβάλλον. Η ενέργεια που ανταλλάσσεται µεταξύ συστήµατος και περιβάλλοντος είναι συνήθως µε τη µορφή θερµότητας.

ΧΗΜΙΚΗ ΘΕΡΜΟΔΥΝΑΜΙΚΗ ΕΙΣΑΓΩΓΙΚΕΣ ΕΝΝΟΙΕΣ Καταστατικές συναρτήσεις: Είναι οι συναρτήσεις των οποίων η τιµή εξαρτάται µόνο από την κατάσταση στην οποία βρίσκεται το σύστηµα και όχι από τον τρόπο µε τον οποίο έχει φθάσει σε αυτήν την κατάσταση. ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑΤΑ: Πίεση, όγκος, θερµοκρασία ΙΔΙΟΤΗΤΕΣ ΚΑΤΑΣΤΑΤΙΚΩΝ ΣΥΝΑΡΤΗΣΕΩΝ 1. Οι µεταβολές τους εξαρτώνται µόνο από την αρχική και την τελική κατάσταση του συστήµατος και όχι από τις ενδιάµεσες πορείες. 2. Εάν είναι γνωστές οι τιµές ορισµένων από αυτές, τότε οι τιµές των υπολοίπων καθορίζονται µε τη βοήθεια των νόµων της θερµοδυναµικής.

ΧΗΜΙΚΗ ΘΕΡΜΟΔΥΝΑΜΙΚΗ ΕΙΣΑΓΩΓΙΚΕΣ ΕΝΝΟΙΕΣ Εντατικές ονοµάζονται οι ιδιότητες οι οποίες δεν εξαρτώνται από την ποσότητα της ύλης. Π.χ. θερµοκρασία, συγκέντρωση Εκτατικές ονοµάζονται οι ιδιότητες οι οποίες εξαρτώνται από την ποσότητα της ύλης. Π.χ. θερµότητα, εσωτερική ενέργεια

ΧΗΜΙΚΗ ΘΕΡΜΟΔΥΝΑΜΙΚΗ ΕΙΣΑΓΩΓΙΚΕΣ ΕΝΝΟΙΕΣ Εσωτερική ενέργεια (U) είναι το ποσό της ενέργειας ενός συστήµατος. Η εσωτερική ενέργεια περιλαµβάνει τους παρακάτω ενεργειακούς όρους: 1.Κινητική ενέργεια εξαιτίας της άτακτης κίνησης των µορίων ή ιόντων (Translational Energy) 2.Ενέργεια λόγω της περιστροφικής κίνησης των µορίων ή ιόντων (Rotational Energy) 3.Ενέργεια δόνησης των ατόµων στο µόριο ή στο ιόν (Vibrational Energy) 4.Δυναµική ενέργεια λόγω των ελκτικών ή απωστικών δυνάµεων ανάµεσα στα ηλεκτρόνια, στα ηλεκτρόνια και τον πυρήνα, και ανάµεσα στα άτοµα, µόρια ή ιόντα του συστήµατος (Potential Energy) Όπως είναι φανερό, είναι αδύνατον να µετρηθούν όλες οι παραπάνω συνιστώσες µε ακρίβεια και εποµένως ούτε η εσωτερική ενέργεια είναι δυνατόν να προσδιοριστεί µε ακρίβεια

ΧΗΜΙΚΗ ΘΕΡΜΟΔΥΝΑΜΙΚΗ ΠΡΩΤΟΣ ΘΕΡΜΟΔΥΝΑΜΙΚΟΣ ΝΟΜΟΣ Η εσωτερική ενέργεια ενός αποµονωµένου συστήµατος παραµένει σταθερή ΑΠΟΤΕΛΕΣΜΑΤΑ Επειδή η εσωτερική ενέργεια είναι καταστατική εξίσωση, η µεταβολή της µπορεί να µετρηθεί µε ακρίβεια ΔU= Uτελική Uαρχική Η παραπάνω σχέση για µια χηµική αντίδραση γράφεται ΔU= Uπροϊόντων Uαντιδρώντων Η εσωτερική ενέργεια καθορίζεται πλήρως από τη θερµοκρασία και την πίεση. Εποµένως εάν ένα σύστηµα ανταλλάξει κάποιο ποσό θερµότητας (Q) και ένα ποσόν έργου (W) από το περιβάλλον τότε, µε βάση τον 1 ο θερµοδυναµικό νόµο, θα ισχύει η σχέση ΔU= Q + W

ΧΗΜΙΚΗ ΘΕΡΜΟΔΥΝΑΜΙΚΗ ΠΡΩΤΟΣ ΘΕΡΜΟΔΥΝΑΜΙΚΟΣ ΝΟΜΟΣ ΑΠΟΤΕΛΕΣΜΑΤΑ ΔU= Q + W 1. Όταν το Q απορροφάται από το σύστηµα (ενδόθερµη διαδικασία) παίρνει πρόσηµο (-), ενώ όταν εκλύεται από το σύστηµα στο περιβάλλον παίρνει πρόσηµο (+). 2. Όταν το W προσφέρεται από το σύστηµα στο περιβάλλον παίρνει πρόσηµο (-), ενώ όταν προσφέρεται από περιβάλλον στο το σύστηµα από το σύστηµα στο περιβάλλον παίρνει πρόσηµο (+). Τα πρόσηµα είναι συµβατικά.

ΧΗΜΙΚΗ ΘΕΡΜΟΔΥΝΑΜΙΚΗ ΠΡΩΤΟΣ ΘΕΡΜΟΔΥΝΑΜΙΚΟΣ ΝΟΜΟΣ ΑΠΟΤΕΛΕΣΜΑΤΑ ΔU= Q + W Επειδή W=PΔV, όπου Ρ η πίεση (σταθερή) και ΔV η µεταβολή του όγκου, σε κλειστό σύστηµα και µε µηδενική µεταβολή όγκου το W=0 και εποµένως ΔU= Q Δηλαδή η µεταβολή της εσωτερικής ενέργειας ισούται µε το ποσό της θερµότητας που ανταλλάσσεται µε το περιβάλλον.

ΧΗΜΙΚΗ ΘΕΡΜΟΔΥΝΑΜΙΚΗ ΕΝΘΑΛΠΙΑ (Henthalpy H) Η ενθαλπία είναι µια καταστατική και εντατική ιδιότητα που ορίζεται από τη σχέση H=U+PV (1) Στις χηµικές αντιδράσεις ΔΗ = Ηπροϊόντων Ηαντιδρώντων, Εποµένως όταν η πίεση είναι σταθερή από τη σχέση (1) προκύπτει ότι ΔH=ΔU+PΔV (2) Λαµβάνοντας υπόψη ότι ΔU= Q + W και επειδή W=PΔV προκύπτει ότι ΔU= Q + PΔV. Επειδή οι χηµικές αντιδράσεις λαµβάνουν χώρα κυρίως σε υγρή ή στερεή µορφή, οπότε δεν υπάρχει αλλαγή όγκου (ΔV=0) προκύπτει ότι ΔH= Q Δηλαδή η µεταβολή της ενθαλπίας ισούται αριθµητικά µε το ποσό θερµότητας που απορροφάται ή εκλύεται, όταν η πίεση παραµένει σταθερή.

ΧΗΜΙΚΗ ΘΕΡΜΟΔΥΝΑΜΙΚΗ ΠΡΟΤΥΠΕΣ ΚΑΤΑΣΤΑΣΕΙΣ Η µεταβολή της ενθαλπίας εξαρτάται από τη φάση των ουσιών που µετέχουν σε µια χηµική αντίδραση αλλά και από τις συνθήκες πίεσης και θερµοκρασίας. Για να είναι δυνατόν να γίνονται συγκρίσεις καθιερώθηκε η έννοια της πρότυπης κατάστασης. Πρότυπη θεωρείται η κατάσταση κατά την οποία η πίεση είναι 1atm και η θερµοκρασία 25 0 C (298 Κ). Τόσο τα αντιδρώντα όσο και τα προϊόντα θεωρείται ότι βρίσκονται στη σταθερότερή τους κατάσταση, η οποία πρέπει να αναγράφεται, ως πρότυπη κατάσταση. Η µεταβολή της ενθαλπίας σε πρότυπη κατάσταση λέγεται πρότυπη ενθαλπία (ΔΗ 0 ).

ΧΗΜΙΚΗ ΘΕΡΜΟΔΥΝΑΜΙΚΗ ΘΕΡΜΟΧΗΜΕΙΑ Θερµοχηµική εξίσωση είναι η χηµική αντίδραση που παριστάνει αφενός µια χηµική µεταβολή και αφετέρου το ποσό της θερµότητας που εκλύεται ή απορροφάται. Εξώθερµη Ενδόθερµη

ΧΗΜΙΚΗ ΘΕΡΜΟΔΥΝΑΜΙΚΗ ΘΕΡΜΟΧΗΜΕΙΑ ΔΗ<0 ΔΗ>0 Εξώθερµη Ενδόθερµη

ΧΗΜΙΚΗ ΘΕΡΜΟΔΥΝΑΜΙΚΗ ΝΟΜΟΣ HESS Η µεταβολή της ενθαλπίας µιας χηµικής αντίδρασης είναι ίδια, ανεξάρτητα εάν η αντίδραση λαµβάνει χώρα σε ένα ή περισσότερα στάδια. Ο παραπάνω νόµος είναι αποτέλεσµα του γεγονότος ότι η ενθαλπία είναι καταστατική συνάρτηση.

ΧΗΜΙΚΗ ΘΕΡΜΟΔΥΝΑΜΙΚΗ ΝΟΜΟΣ HESS - ΑΣΚΗΣΗ Να υπολογιστεί η ΔΗ 0 τηςαντίδρασης Δίνονται: ΛΥΣΗ Αντιγράφω την (1). Πολλαπλασιάζω την (2) επί 2. Την (3) την αντιστρέφω και την πολλαπλασιάζω επί 2. Τις εξισώσεις που προκύπτουν (4,5,6) τις προσθέτω κατά µέλη, οπότε προκύπτει η εξίσωση της οποίας ζητείται η ΔΗ 0. Σύµφωνα µε τον νόµο του Hess η ΔΗ 0 που ζητείται, ισούται µε το αλγεβρικό άθροισµα των ΔΗ 0 των εξισώσεων που προκύπτουν.

ΧΗΜΙΚΗ ΘΕΡΜΟΔΥΝΑΜΙΚΗ ΝΟΜΟΣ HESS - ΑΣΚΗΣΗ

ΧΗΜΙΚΗ ΘΕΡΜΟΔΥΝΑΜΙΚΗ ΕΝΤΡΟΠΙΑ - ΔΕΥΤΕΡΟΣ ΘΕΡΜΟΔΥΝΑΜΙΚΟΣ ΝΟΜΟΣ Εντροπία είναι µια καταστατική συνάρτηση που εκφράζει την αταξία ενός συστήµατος. Εάν αυξάνει η αταξία ενός συστήµατος, αυξάνεται αναλογικά και η εντροπία. Επειδή η εντροπία είναι καταστατική συνάρτηση, η µεταβολή της θα εξαρτάται µόνον από την αρχική και την τελική κατάσταση του συστήµατος. ΔS= Sτελικό - Sαρχικό Η ολική εντροπία ενός συστήµατος και του περιβάλλοντός του σε µια αυθόρµητη διεργασία ΠΑΝΤΑ αυξάνεται (2 ος θερµοδυναµικός νόµος). Αυθόρµητη διεργασία λέγεται κάθε διεργασία που γίνεται από µόνη της.

ΧΗΜΙΚΗ ΘΕΡΜΟΔΥΝΑΜΙΚΗ ΕΝΤΡΟΠΙΑ - ΔΕΥΤΕΡΟΣ ΘΕΡΜΟΔΥΝΑΜΙΚΟΣ ΝΟΜΟΣ Όταν µια µεταβολή είναι αντιστρεπτή, τότε η εντροπία παραµένει σταθερή. Στην πραγµατικότητα δεν υπάρχουν απολύτως αντιστρεπτές µεταβολές π.χ. λόγω τριβών που συνεπάγονται µη αντιστρεπτές απώλειες (µεταβολές). Ένας βασικός παράγοντας αύξησης της εντροπίας ενός συστήµατος είναι η θερµότητα που ανταλλάσσει το σύστηµα µε το περιβάλλον. Εάν µια αντιστρεπτή µεταβολή πραγµατοποιείται σε θερµοκρασία Τ και ανταλλάσσεται θερµότητα Qαντ τότε ισχύει DS = Q T ant

ΧΗΜΙΚΗ ΘΕΡΜΟΔΥΝΑΜΙΚΗ ΕΝΤΡΟΠΙΑ - ΔΕΥΤΕΡΟΣ ΘΕΡΜΟΔΥΝΑΜΙΚΟΣ ΝΟΜΟΣ Εποµένως για µια µη αυθόρµητη διαδικασία ισχύει D S > Q T

ΧΗΜΙΚΗ ΘΕΡΜΟΔΥΝΑΜΙΚΗ ΕΝΤΡΟΠΙΑ - ΔΕΥΤΕΡΟΣ ΘΕΡΜΟΔΥΝΑΜΙΚΟΣ ΝΟΜΟΣ Πότε µεταβάλλεται η εντροπία ενός συστήµατος; 1. Όταν µεταβάλλεται ο αριθµός των σωµατιδίων (µορίων ή ιόντων) ενός συστήµατος. Η εντροπία αυξάνει όταν αυξάνει ο αριθµός των σωµατιδίων 2. Όταν αλλάζει η φάση ενός τουλάχιστον συστατικού του συστήµατος. S(g) > S(l) > S(s) 3. Όταν αλλάζει η πολυπλοκότητα των ουσιών του συστήµατος. Όσο αυξάνει η πολυπλοκότητα των ουσιών µειώνεται η εντροπία

ΧΗΜΙΚΗ ΘΕΡΜΟΔΥΝΑΜΙΚΗ ΕΝΤΡΟΠΙΑ - ΔΕΥΤΕΡΟΣ ΘΕΡΜΟΔΥΝΑΜΙΚΟΣ ΝΟΜΟΣ Πότε µεταβάλλεται η εντροπία ενός συστήµατος; 1. ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑΤΑ Όταν τήκεται ο πάγος µεταπίπτει από µια κρυσταλλική µορφή σε µη κρυσταλλική δηλαδή σε µεγαλύτερη αταξία. Δηλαδή η αταξία αυξάνει και άρα αυξάνει η εντροπία. Κατά την εξαέρωση του υγρού ύδατος, τα µόρια κινούνται ανεξάρτητα µεταξύ τους και εποµένως πάλι αυξάνει η αταξία, άρα και η εντροπία.

ΧΗΜΙΚΗ ΘΕΡΜΟΔΥΝΑΜΙΚΗ ΕΝΤΡΟΠΙΑ - ΔΕΥΤΕΡΟΣ ΘΕΡΜΟΔΥΝΑΜΙΚΟΣ ΝΟΜΟΣ Πότε µεταβάλλεται η εντροπία ενός συστήµατος; 2. ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑΤΑ Αυξάνει η εντροπία διότι: 1. Αυξάνει ο αριθµός των σωµατιδίων 2. Μειώνεται η πολυπλοκότητα 3. Στα αντιδρώντα υπάρχουν µόνον στερεά ενώ στα προϊόντα υπάρχουν και αέρια.

ΧΗΜΙΚΗ ΘΕΡΜΟΔΥΝΑΜΙΚΗ ΕΝΤΡΟΠΙΑ - ΔΕΥΤΕΡΟΣ ΘΕΡΜΟΔΥΝΑΜΙΚΟΣ ΝΟΜΟΣ Πότε µεταβάλλεται η εντροπία ενός συστήµατος; ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑΤΑ 3. Διάλυση NaCl σε νερό: Το διάλυµα που προκύπτει είναι ιοντικό. Καταστρέφεται η κρυσταλλική δοµή του NaCl και αυξάνεται ο αριθµός των σωµατιδίων. Άρα αυξάνεται η εντροπία. Παράλληλα, τα ιόντα που προκύπτουν ενυδατώνονται (έλκουν τα πολικά µόρια του νερού), οπότε αυξάνει η τάξη των µορίων του νερού µε αποτέλεσµα να µειώνεται η εντροπία. ΟΜΩΣ ΣΥΝΟΛΙΚΑ ΥΠΑΡΧΕΙ ΑΥΞΗΣΗ ΤΗΣ ΕΝΤΡΟΠΙΑΣ. Γενικά, όταν τα ιόντα είναι µικρά και µε µεγάλο φορτίο (π.χ. Al 3+, Fe 3+ ), η εντροπία συνολικά µειώνεται.

ΧΗΜΙΚΗ ΘΕΡΜΟΔΥΝΑΜΙΚΗ ΤΡΙΤΟΣ ΘΕΡΜΟΔΥΝΑΜΙΚΟΣ ΝΟΜΟΣ Η εντροπία ενός τέλειου κρυστάλλου, µιας απόλυτα καθαρής ουσίας, στο απόλυτο µηδέν είναι µηδέν. Πρώτο αποτέλεσµα του 3 ου θερµοδυναµικού νόµου ήταν η µέτρηση της εντροπίας διαφόρων µορίων. Δεύτερο αποτέλεσµα του 3ου θερµοδυναµικού νόµου είναι η αρχή ότι αυξανοµένης της θερµοκρασίας ενός σώµατος αυξάνεται η εντροπία του.

ΧΗΜΙΚΗ ΘΕΡΜΟΔΥΝΑΜΙΚΗ ΕΛΕΥΘΕΡΗ ΕΝΕΡΓΕΙΑ ή ΕΛΕΥΘΕΡΗ ΕΝΕΡΓΕΙΑ GIBBS Πότε µια αντίδραση πραγµατοποιείται αυθόρµητα; Το παραπάνω ερώτηµα δεν µπορεί να απαντηθεί από τους δύο πρώτους θερµοδυναµικούς νόµους. Έτσι ο Gibbs καθιέρωσε την έννοια της ελεύθερης ενέργειας. Ελεύθερη ενέργεια είναι µια καταστατική συνάρτηση που ορίζεται από τη σχέση: G=H-TS Για µια χηµική αντίδραση που γίνεται σε σταθερή πίεση και θερµοκρασία ισχύει ότι: ΔG=ΔΗ-ΤΔS

ΧΗΜΙΚΗ ΘΕΡΜΟΔΥΝΑΜΙΚΗ ΕΛΕΥΘΕΡΗ ΕΝΕΡΓΕΙΑ ή ΕΛΕΥΘΕΡΗ ΕΝΕΡΓΕΙΑ GIBBS Ποια η χρησιµότητα της εξίσωσης ΔG=ΔΗ-ΤΔS; Όταν ΔG<0 η αντίδραση είναι αυθόρµητη. Όταν ΔG>0 η αντίδραση δεν είναι αυθόρµητη, αλλά για να πραγµατοποιηθεί απαιτείται ενέργεια. Αυθόρµητη είναι η αντίθετη αντίδραση. Όταν ΔG=0 το σύστηµα βρίσκεται σε ισορροπία.

ΧΗΜΙΚΗ ΘΕΡΜΟΔΥΝΑΜΙΚΗ ΠΡΟΤΥΠΗ ΕΛΕΥΘΕΡΗ ΕΝΕΡΓΕΙΑ ΣΧΗΜΑΤΙΣΜΟΥ (ΔG 0 f) Πρότυπη ενέργεια σχηµατισµού (ΔG 0 f) ονοµάζεται η µεταβολή της ελεύθερης ενέργειας κατά το σχηµατισµό 1 mol µιας ένωσης από τα συστατικά της στοιχεία σε πρότυπες καταστάσεις. ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑ ΔG 0 f,co 2 =-393 KJ.mol -1 Η πρότυπη ενέργεια σχηµατισµού ενός χηµικού στοιχείου είναι µηδέν, διότι η αρχική και η τελική κατάσταση είναι ίδια.

ΧΗΜΙΚΗ ΘΕΡΜΟΔΥΝΑΜΙΚΗ ΠΡΟΤΥΠΗ ΕΛΕΥΘΕΡΗ ΕΝΕΡΓΕΙΑ ΑΝΤΙΔΡΑΣΗΣ (ΔG 0 ) Πρότυπη ενέργεια αντίδρασης (ΔG 0 ) ονοµάζεται η µεταβολή της ελεύθερης ενέργειας όταν τα αντιδρώντα και τα προϊόντα βρίσκονται σε πρότυπες καταστάσεις. Δηλαδή έστω η αντίδραση Η πρότυπη ελεύθερη ενέργεια (ΔG 0 ) της παραπάνω αντίδρασης δίνεται από τον τύπο: ΔG 0 =cδg 0 f,c+ dδg 0 f,d-aδg 0 f,a-bδg 0 f,b

ΧΗΜΙΚΗ ΘΕΡΜΟΔΥΝΑΜΙΚΗ ΠΡΟΤΥΠΗ ΕΛΕΥΘΕΡΗ ΕΝΕΡΓΕΙΑ ΑΝΤΙΔΡΑΣΗΣ (ΔG 0 ) ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑ Να υπολογιστεί η πρότυπη ελεύθερη ενέργεια της τέλειας καύσης της αιθανόλης. Η αντίδραση είναι αυθόρµητη σε πρότυπες καταστάσεις; Δίνονται: ΔG 0 f,c2h5oh(l) = -277,6 KJ.mol -1, ΔG 0 f,co 2 (g) = -393,5 KJ.mol -1, ΔG 0 f,h 2 O(l) = -285,8 KJ.mol -1. ΛΥΣΗ Η αντίδραση τέλειας καύσης της αιθανόλης είναι Άρα ΔG 0 = (2 mol)(-393,5 KJ.mol -1 ) + (3 mol)(-285,8 KJ.mol -1 ) (1mol)(-277,6 KJ.mol -1 ) (3mol)(0 KJ.mol -1 ) = -1366,8 KJ.mol -1 Επειδή δε ΔG 0 < 0 η αντίδραση είναι αυθόρµητη.

ΠΡΟΤΕΙΝΟΜΕΝΕΣ ΑΣΚΗΣΕΙΣ 1. Να υπολογιστεί η ΔΗ 0 της χηµικής αντίδρασης 2Η 2 Ο (l) + 4ΝΟ 2(g) + Ο 2(g) 4HNO 3(l) Δίνονται οι πρότυπες ενθαλπίες σχηµατισµού των: Η 2 O (l), NO 2(g) και HNO 3(l) είναι -285,9, 33,2 και -173,2 KJ.mol -1 αντίστοιχα. 2. Η χηµική αντίδραση 2SO 3(g) 2SO 2(g) + O 2(g) είναι αυθόρµητη; Δίνονται ότι οι πρότυπες ελεύθερες ενέργειες σχηµατισµού του SO 3 και SO 2 είναι -370 και -300 KJ.mol -1.

ΟΞΕΑ - ΘΕΩΡΙΑ ARRHENIUS Οξύ είναι η ένωση που παρέχει Η + σε υδατικό διάλυµα HCl H + (aq) + Cl - (aq) Στη πραγµατικότητα, επειδή στην Ανόργανη Χηµεία όλα τα διαλύµατα της είναι υδατικά, τα Η + είναι πολύ δραστικά και βρίσκονται µε τη µορφή των Η 3 Ο + (οξώνια) Δηλαδή, στην πραγµατικότητα η χηµική εξίσωση είναι ως: HCl + Η 2 Ο H 3 Ο + (aq) + Cl - (aq) Όµως για λόγους απλούστευσης χρησιµοποιούµε την πρώτη χηµική εξίσωση Το συνολικό φαινόµενο λέγεται ιοντισµός ή διάσταση

ΘΕΩΡΙΑ ΟΞΕΑ ARRHENIUS Υπάρχουν οξέα τα οποία ιοντίζονται πλήρως και κατατάσσονται στα ισχυρά οξέα, όπως για παράδειγµα HCl H + (aq) + Cl - (aq) Άλλα ισχυρά οξέα είναι τα: HBr, HI, HNO 3, HClO 4 κλπ Υπάρχουν όµως και οξέα που δεν ιοντίζονται πλήρως, αλλά µερικώς και ο ιοντισµός τους καταλήγει σε ισορροπία. Τα οξέα αυτά κατατάσσονται στα ασθενή οξέα CH 3 COOH H + (aq) + CH 3 COO - (aq)

ΒΑΣΕΙΣ ΘΕΩΡΙΑ ARRHENIUS Βάση είναι η ένωση η οποία σε υδατικό διάλυµα παρέχει ΟΗ -. ΝαΟΗ Να + (aq) + ΟΗ - (aq) Αντίστοιχα µε τα οξέα, υπάρχουν ισχυρές και ασθενείς βάσεις

ΜΟΝΟΠΡΩΤΙΚΑ ΠΟΛΥΠΡΩΤΙΚΑ ΟΞΕΑ ΘΕΩΡΙΑ ARRHENIUS Μονοπρωτικό οξύ λέγεται αυτό που µπορεί να παρέχει ένα Η + Πολυπρωτικό οξύ λέγεται το οξύ που µπορεί να παρέχει παραπάνω από ένα Η + Αντίστοιχα οι βάσεις λέγονται µονο-υδροξυλικές (παρέχουν ένα ΟΗ - ) και πολύ-υδροξυλικές (παρέχουν πάνω από ένα ΟΗ - ).

ΘΕΩΡΙΑ ARRHENIUS ΜΕΙΟΝΕΚΤΗΜΑΤΑ 1. Περιορίζει την έννοια των οξέων και βάσεων στα υδατικά διαλύµατα. 2. Περιορίζει την έννοια των οξέων και βάσεων µόνον σε µόρια. Δεν αναφέρεται καθόλου σε ιόντα.

ΘΕΩΡΙΑ BRONSTED - LOWRY ΟΞΥ: Δότης Η + ΒΑΣΗ: Δέκτης Η + Οξώνιο Οξύ,1 Βάση,2 Βάση,1 Οξύ,2 Συζυγές ζεύγος Συζυγές ζεύγος Βάση,1 Οξύ,2 Οξύ,1 Βάση,2 Το Η 2 Ο στην πρώτη αντίδραση ενεργεί ως βάση και στη δεύτερη ως οξύ. Μόρια που δρουν και ως οξέα και ως βάσεις λέγονται αµφολύτες

ΘΕΩΡΙΑ BRONSTED - LOWRY ΠΑΡΑΤΗΡΗΣΕΙΣ 1. Για να εµφανιστεί ο όξινος ή ο βασικός χαρακτήρας ενός µορίου ή ιόντος απαιτείται η παρουσία βάσης ή οξέος. 2. Όλες οι χηµικές ενώσεις ή ιόντα χαρακτηρίζονται ως οξέα ή ως βάσεις. 3. Όσο ισχυρότερο είναι ένα οξύ τόσο ασθενέστερη είναι η συζυγής βάση του. ΜΕΙΟΝΕΚΤΗΜΑ Μια χηµική ένωση ή µόριο για να είναι οξύ πρέπει να διαθέτει υδρογόνα.

ΘΕΩΡΙΑ BRONSTED - LOWRY ΙΣΧΥΣ ΟΞΕΩΝ ΒΑΣΕΩΝ ΚΑΙ ΜΟΡΙΑΚΗ ΔΟΜΗ 1. ΥΔΡΙΔΙΑ: Ενώσεις ενός στοιχείου µε υδρογόνο (ΗΕ) Για να είναι ισχυρό ένα οξύ πρέπει να παρέχει εύκολα Η +. Στο οξύ Η-Ε όσο µεγαλύτερη είναι η ηλεκτραρνητικότητα του Ε και όσο µεγαλύτερο το µέγεθός του τόσο ευκολότερα αποσπάται το Η +. Σε µια περίοδο από τα αριστερά προς τα δεξιά αυξάνεται η ηλεκτραρνητικότητα και µειώνεται το µέγεθος. Όµως ο ρυθµός αύξησης της ηλεκτραρνητικότητας είναι µεγαλύτερος από το ρυθµό µείωσης του µεγέθους. Εποµένως κυρίαρχο ρόλο διαδραµατίζει η ηλεκτραρνητικότητα=τάση ατόµου να αποκτά αρνητικό φορτίο Σε µια οµάδα η οξύτητα των υδριδίων αυξάνει αυξανοµένου του µεγέθους, διότι ο ρυθµός της αύξησής του είναι µεγαλύτερος από το ρυθµό µείωσης της ηλεκτραρνητικότητας και είναι γνωστό ότι αυξανοµένου του µεγέθους µειώνεται η ισχύς του δεσµού, άρα δίνει ευκολότερα πρωτόνια

ΘΕΩΡΙΑ BRONSTED - LOWRY ΙΣΧΥΣ ΟΞΕΩΝ ΒΑΣΕΩΝ ΚΑΙ ΜΟΡΙΑΚΗ ΔΟΜΗ ΑΣΚΗΣΗ Να καταταγούν οι ενώσεις HF, NH 3, CH 4 και H 2 O κατά αύξουσα σειρά ισχύος ως οξέων και ως βάσεων. Δίνονται οι ατοµικοί αριθµοί των F=9, N=7, C=6, O=8 ΛΥΣΗ F: 1s 2 2s 2 2p 5 (2 η περίοδος, 17 η οµάδα) N: 1s 2 2s 2 2p 3 (2 η περίοδος, 15 η οµάδα) C: 1s 2 2s 2 2p 2 (2 η περίοδος, 14 η οµάδα) O: 1s 2 2s 2 2p 4 (2 η περίοδος, 16 η οµάδα) C, N, O, F CH 4, NH 3, H 2 O, HF Ανήκουν στην ίδια περίοδο. Εποµένως κυρίαρχο ρόλο έχει η ηλεκτραρνητικότητα. HF, H 2 O, NH 3, CH 4 Ηλεκτραρνητικότητα Ισχύς ως οξέα Ισχύς ως βάσεις

ΘΕΩΡΙΑ BRONSTED - LOWRY ΙΣΧΥΣ ΟΞΕΩΝ ΒΑΣΕΩΝ ΚΑΙ ΜΟΡΙΑΚΗ ΔΟΜΗ ΑΣΚΗΣΗ Να καταταγούν οι ενώσεις H 2 S, H 2 Te, H 2 Se και H 2 O κατά αύξουσα σειρά ισχύος ως οξέων και ως βάσεων. Δίνονται οι ατοµικοί αριθµοί των S=16, Te=52, Se=34, O=8 ΛΥΣΗ S: [Ne]3s 2 3p 4 (3 η περίοδος, 16 η οµάδα) Te: [Kr]4d 10 5s 2 5p 4 (5 η περίοδος, 16 η οµάδα) Se: [Ar]3d 10 4s 2 4p 4 (4 η περίοδος, 16 η οµάδα) O: [He]2s 2 2p 4 (2 η περίοδος, 16 η οµάδα) O, S, Se, Te H 2 O, H 2 S, H 2 Se, H 2 Te Ανήκουν στην ίδια οµάδα. Εποµένως κυρίαρχο ρόλο έχει το µέγεθος. H 2 Te, H 2 Se, H 2 S, H 2 O Μέγεθος Ισχύς ως οξέα Ισχύς ως βάσεις

ΘΕΩΡΙΑ BRONSTED - LOWRY ΙΣΧΥΣ ΟΞΕΩΝ ΒΑΣΕΩΝ ΚΑΙ ΜΟΡΙΑΚΗ ΔΟΜΗ 2.ΟΞΟ-ΟΞΕΑ: Οξέα που περιέχουν οξυγόνο. Τα υδρογόνα ενώνονται µε το κεντρικό άτοµο µέσω οξυγόνου. Α. Στο οξύ Η-Ο-Ε όσο µεγαλύτερη είναι η ηλεκτραρνητικότητα του Ε τόσο το ηλεκτρονιακό νέφος αποµακρύνεται από το υδρογόνο και εποµένως τόσο ευκολότερα αποσπάται το Η +. ΑΣΚΗΣΗ Να καταταχθούν τα ιόντα ClO -, BrO - και IΟ - κατά αύξουσα σειρά βασικότητας. ΛΥΣΗ Ι, Br, Cl Ηλεκτραρνητικότητα HOI, HOBr, HOCl Ισχύς ClO -, BrO -, IO - Ισχύς

ΘΕΩΡΙΑ BRONSTED - LOWRY ΙΣΧΥΣ ΟΞΕΩΝ ΒΑΣΕΩΝ ΚΑΙ ΜΟΡΙΑΚΗ ΔΟΜΗ 2.ΟΞΟ-ΟΞΕΑ Β. Στο οξύ (ΗΟ) m EO n όσο µεγαλύτερo είναι το n, δηλαδή όσο περισσότερα οξυγόνα έχει (που δεν ενώνονται µε υδρογόνα), τόσο το ηλεκτρονιακό νέφος αποµακρύνεται ακόµη περισσότερο από το υδρογόνο, λόγω έλξης του από το ηλεκτραρνητικό οξυγόνο, και εποµένως τόσο ευκολότερα αποσπάται το Η +. ΑΣΚΗΣΗ Να καταταγούν τα οξέα HOCl, HOClO και HOClO 2 κατά αύξουσα σειρά ισχύος. HOCl, n=0 ΛΥΣΗ HOClO, n=1 HOClO 2, n=2 HOCl, HOClO, HOClO 2 Ισχύς

ΘΕΩΡΙΑ LEWIS ΟΞΥ: Δέκτης ζεύγους ηλεκτρονίων ΒΑΣΗ: Δότης ζεύγους ηλεκτρονίων ΟΞΥ ΒΑΣΗ ΟΞΥ ΒΑΣΗ

ΘΕΩΡΙΑ LEWIS [Fe(CN) 6 ] 3 ΟΞΥ ΒΑΣΗ ΟΞΥ ΒΑΣΗ Όξινο κέντρο

ΙΟΝΤΙΚΕΣ ΙΣΟΡΡΟΠΙΕΣ ΑΣΘΕΝΗ ΜΟΝΟΠΡΩΤΙΚΑ ΟΞΕΑ Αρχικά c 0 0 Ιοντίζονται Παράγονται x x x Ισορροπία c-x x x ΒΑΘΜΟΣ ΙΟΝΤΙΣΜΟΥ ή ΔΙΑΣΤΑΣΗΣ (α) ή α(%)=α.100 ( 0<α 1) Εάν α=1 το οξύ είναι ισχυρό ενώ όταν α<1 το οξύ είναι ασθενές. 0<α(%) 100

ΙΟΝΤΙΚΕΣ ΙΣΟΡΡΟΠΙΕΣ ΑΣΘΕΝΗ ΜΟΝΟΠΡΩΤΙΚΑ ΟΞΕΑ ΔΗ>Ο ΙΣΧΥΣ ΟΞΥ Κ α (25 0 C) CCl 3 COOH 1,3.10-1 Κ α = σταθερά ιοντισµού ή διάστασης του οξέος Η σταθερά ιοντισµού είναι µέτρο της ισχύος του οξέος. Όσο µεγαλύτερη είναι η σταθερά ιοντισµού τόσο ισχυρότερο είναι το οξύ. HCOOH 2,1.10-4 CH 3 COOH 1,8.10-5 HCN 4.10-10 Η Κ α εξαρτάται µόνον από τη θερµοκρασία. Επειδή ο ιοντισµός είναι ενδόθερµη διαδικασία, αυξανοµένης της θερµοκρασίας αυξάνει και η Κ α.

ΙΟΝΤΙΚΕΣ ΙΣΟΡΡΟΠΙΕΣ ΑΣΘΕΝΕΙΣ ΜΟΝΟΞΙΝΕΣ ΒΑΣΕΙΣ Επειδή αντιδρά πολύ µικρή ποσότητα νερού, η συγκέντρωσή του παραµένει σταθερή και ενσωµατώνεται µε τη σταθερά Κ. Εποµένως η σχέση γίνεται: Η K b ονοµάζεται σταθερά ιοντισµού ή διάστασης της βάσης. Για την K b ισχύει ότι και για την Κ α. Επίσης και στον ιοντισµό των βάσεων ορίζεται ο βαθµός ιοντισµού όπως και στα οξέα.

ΙΟΝΤΙΚΕΣ ΙΣΟΡΡΟΠΙΕΣ ΑΥΤΟΪΟΝΤΙΣΜΟΣ ΤΟΥ ΝΕΡΟΥ Το χηµικά καθαρό νερό παρουσιάζει µια µικρή αγωγιµότητα. Η αγωγιµότητά του ερµηνεύθηκε µε τον αυτοϊοντισµό του. ή απλούστερα Το Κ W εξαρτάται µόνον από τη θερµοκρασία. Στους 25 0 C K w =10-14.

ΙΟΝΤΙΚΕΣ ΙΣΟΡΡΟΠΙΕΣ ΑΥΤΟΪΟΝΤΙΣΜΟΣ ΤΟΥ ΝΕΡΟΥ Ένα υδατικό διάλυµα µπορεί να χαρακτηριστεί ως όξινο, βασικό ή ουδέτερο, ανάλογα µε τη σχέση που έχουν οι συγκεντρώσεις των Η + και ΟΗ -. 1. Εάν [Η + ] > [ΟΗ - ] το διάλυµα είναι όξινο. 2. Εάν [Η + ] < [ΟΗ - ] το διάλυµα είναι βασικό. 3. Εάν [Η + ] = [ΟΗ - ] το διάλυµα είναι ουδέτερο.

ΙΟΝΤΙΚΕΣ ΙΣΟΡΡΟΠΙΕΣ ph ph=-log[h + ] poh=-log[oh - ] pk=-logk Στους 25 0 C K w =10-14 και εποµένως ph + poh=14.

ΙΟΝΤΙΚΕΣ ΙΣΟΡΡΟΠΙΕΣ ph Σε όξινο διάλυµα ph < pk W 2 Όταν η θερµοκρασία είναι 25 0 C K W =10-14 pk W =14 ph<7

ΙΟΝΤΙΚΕΣ ΙΣΟΡΡΟΠΙΕΣ ph Με τον ίδιο τρόπο αποδεικνύεται ότι σε βασικό διάλυµα ph>pk W /2 (ph>7 στους 25 0 C) και σε ουδέτερο διάλυµα ph=pk W /2 (ph=7 στους 25 0 C). ΠΑΡΑΤΗΡΗΣΕΙΣ Α. Το ph ενός διαλύµατος εξαρτάται: 1.Από τη θερµοκρασία 2.Από την ισχύ του οξέος ή της βάσης. Όσο ισχυρότερο είναι ένα οξύ τόσο µικρότερο είναι το ph του ενώ όσο ισχυρότερη είναι µια βάση τόσο µεγαλύτερο το ph της. 3.Από τη συγκέντρωση του οξέος ή της βάσης. Όσο µεγαλύτερη είναι η συγκέντρωση ενός οξέος τόσο µικρότερο είναι το ph του ενώ όσο µεγαλύτερη η συγκέντρωση µιας βάσης τόσο µεγαλύτερο είναι το ph της. Η παραπάνω σχέση ισχύει πρακτικά για συγκεντρώσεις µικρότερες ή ίσες του 1Μ. Β. Όταν ένα διάλυµα αραιώνεται το διάλυµα τείνει να γίνει ουδέτερο.

ΑΣΚΗΣΗ Ένα υδατικό διάλυµα ΝΗ 3 συγκέντρωσης 1Μ αραιώνεται µέχρι δεκαπλασιασµού του όγκου του. Ποιο το ph και ο βαθµός διάστασης του αρχικού και ποιο το ph του νέου διαλύµατος; Δίδονται K b = 1,8.10-5 και K w =10-14. ΛΥΣΗ Για το διάλυµα πριν την αραίωση: Αρχικά 1-0 0 Ιοντίζονται Παράγονται x - x x Ισορροπία 1-x - x x χ=4,24.10-3 poh=-log(4,24.10-3 ) =2,37 ph=14-2,37=11,63

Βαθµός διάστασης (α) Άρα α=0,424 %

Για το διάλυµα µετά την αραίωση: ΑΣΚΗΣΗ Πρέπει αρχικά να βρούµε τη συγκέντρωση του διαλύµατος. Από τον τύπο της αραίωσης έχουµε: C 1.V 1 =C 2.V 2 1.V=C 2.10V C 2 =0,1 mol/l Αρχικά 0,1-0 0 Ιοντίζονται Παράγονται ψ - ψ ψ Ισορροπία 0,1-ψ - ψ ψ ψ=1,34.10-3 poh=-log(1,34.10-3 ) =2,87 ph=14-2,87=11,13

ΕΠΙΔΡΑΣΗ ΚΟΙΝΟΥ ΙΟΝΤΟΣ Έστω διάλυµα CH 3 COOH σε ισορροπία. Εάν στο διάλυµα προσθέσουµε στερεό CH 3 COONa τότε αυτό διίσταται ως: Εποµένως αυξάνει η συγκέντρωση των CH 3 COO - (κοινό ιόν) και σύµφωνα µε την αρχή Le Chatelier η ισορροπία µετατοπίζεται αριστερά. Αυτό έχει ως αποτέλεσµα: 1)τη µείωση του βαθµού ιοντισµού του CH 3 COOH 2)τη µείωση της συγκέντρωσης των Η + και εποµένως αύξηση του ph καθώς και τη µείωση της συγκέντρωσης των CH 3 COO -.

ΡΥΘΜΙΣΤΙΚΑ ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ Ρυθµιστικό λέγεται το διάλυµα το οποίο διατηρεί το ph του πρακτικά σταθερό, αν σε αυτό προστεθεί µικρή ποσότητα οξέος ή βάσης ή αραιωθεί σε «λογικά» πλαίσια. Τα ρυθµιστικά διαλύµατα είναι µίγµατα ασθενών οξέων µε τα άλατά τους ή ασθενών βάσεων µε τα άλατά τους, δηλαδή µίγµατα ασθενών οξέων µε τις συζυγείς βάσεις τους. ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑΤΑ 1. Διάλυµα CH 3 COOH CH 3 COONa (CH 3 COOH CH 3 COO - συζυγές ζεύγος) 2. Διάλυµα NH 3 NH 4 Cl 3. Διάλυµα Η 3 ΡΟ 4 ΚΗ 2 ΡΟ 4 (ΝΗ 4+ - ΝΗ 3 συζυγές ζεύγος) (Η 3 ΡΟ 4 Η 2 ΡΟ 4- συζυγές ζεύγος)

ΡΥΘΜΙΣΤΙΚΑ ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΥΠΟΛΟΓΙΣΜΟΣ ph ΡΥΘΜΙΣΤΙΚΩΝ ΔΙΑΛΥΜΑΤΩΝ- ΕΞΙΣΩΣΗ Henderson - Hasselbalch Έστω το ρυθµιστικό διάλυµα ΗΑ - ΝαΑ µε συγκεντρώσεις C οξ και C αλ αντίστοιχα. C αλ C αλ C αλ Αρχικά C οξ 0 0 Ιοντ,-Παρ. χ χ χ Ισορ. C οξ χ χ χ

ΡΥΘΜΙΣΤΙΚΑ ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΥΠΟΛΟΓΙΣΜΟΣ ph ΡΥΘΜΙΣΤΙΚΩΝ ΔΙΑΛΥΜΑΤΩΝ- ΕΞΙΣΩΣΗ Henderson - Hasselbalch [ΗΑ]=C οξ -χ C οξ [ΝαΑ]=C αλ +χ C αλ ph p log c al = K a + Εξίσωση Henderson - Hasselbalch c ox Η αντίστοιχη εξίσωση για ρυθµιστικό διάλυµα βάσης µε το άλας της είναι: c po H = pk b + log c al bashv

ΡΥΘΜΙΣΤΙΚΑ ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΑΣΚΗΣΗ Να υπολογιστεί το ph του διαλύµατος που θα προκύψει από την ανάµιξη 50 ml διαλύµατος ΝΗ 3 0,2 Μ και 50 ml διαλύµατος HCl 0,1 Μ. Δίνεται K b =1,82.10-5. ΛΥΣΗ NH 3 : C 1 V 1 =C 1.V 0,2M.50 ml=c 1.100 ml C 1 =0,1 M HCl: C 2 V 2 =C 2.V 0,1M.50 ml=c 2.100 ml C 2 =0,05 M 0,05 0,05 0,05

ΡΥΘΜΙΣΤΙΚΑ ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ Μετά την αντίδραση έχουµε: [ΝΗ 3 ]=0,05 Μ και [ΝΗ 4 Cl]=0,05 M. To διάλυµα είναι ρυθµιστικό και εποµένως θα ισχύει: ph=14-4,74=9,26

ΡΥΘΜΙΣΤΙΚΑ ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΤΡΟΠΟΣ ΔΡΑΣΗΣ ΤΩΝ ΡΥΘΜΙΣΤΙΚΩΝ ΔΙΑΛΥΜΑΤΩΝ Έστω το ρυθµιστικό διάλυµα CH 3 COONa - CH 3 COOH.Τα συστατικά του διίστανται σύµφωνα µε τις χηµικές εξισώσεις: 1. Όταν προστεθεί µικρή ποσότητα οξέος, δηλαδή Η +, η ισορροπία θα µετατοπιστεί αριστερά αλλά όχι σηµαντικά και εποµένως οι συγκεντρώσεις των CH 3 COOH και CH 3 COO - δεν θα µεταβληθούν σηµαντικά και εποµένως το ph του ρυθµιστικού διαλύµατος θα παραµείνει πρακτικά σταθερό. 2. Όταν προστεθεί µικρή ποσότητα βάσης, δηλαδή ΟΗ -, µικρό µέρος των Η + θα εξουδετερωθεί, η ισορροπία θα µετατοπιστεί δεξιά αλλά όχι σηµαντικά και εποµένως οι συγκεντρώσεις των CH 3 COOH και CH 3 COO - δεν θα µεταβληθούν σηµαντικά και εποµένως το ph του ρυθµιστικού διαλύµατος θα παραµείνει πρακτικά σταθερό.

ΡΥΘΜΙΣΤΙΚΑ ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΤΡΟΠΟΣ ΔΡΑΣΗΣ ΤΩΝ ΡΥΘΜΙΣΤΙΚΩΝ ΔΙΑΛΥΜΑΤΩΝ Έστω το ρυθµιστικό διάλυµα CH 3 COONa - CH 3 COOH.Τα συστατικά του διίστανται σύµφωνα µε τις χηµικές εξισώσεις: 3. [CH 3 COONa]/[CH 3 COOH] θα παραµείνει σταθερό και εποµένως και το ph του ρυθµιστικού διαλύµατος θα παραµείνει πρακτικά σταθερό. Αν όµως οι συγκεντρώσεις των συστατικών του ρυθµιστικού διαλύµατος γίνουν µικρότερες ή ίσες από 10-3 Μ τότε το διάλυµα παύει να είναι ρυθµιστικό.

ΡΥΘΜΙΣΤΙΚΑ ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΡΥΘΜΙΣΤΙΚΗ ΙΚΑΝΟΤΗΤΑ Η ρυθµιστική ικανότητα ενός ρυθµιστικού διαλύµατος ισούται µε τον αριθµό των mol ισχυρού οξέος ή ισχυρής βάσης τα οποία προστιθέµενα σε 1 L του ρυθµιστικού διαλύµατος µεταβάλλουν την τιµή ph του κατά µία µονάδα. Δείκτης ρυθµιστικού διαλύµατος Ποσότητα (mol) ισχυρού οξέος ή βάσης που προστίθενται. Μεταβολή ph Ένα ρυθµιστικό διάλυµα έχει επαρκή ρυθµιστική ικανότητα όταν: Με βάση τον τύπο των Henderson- Hasselbalch η επαρκής ρυθµιστική ικανότητα, σε µονάδες ph, καλύπτει την περιοχή pk a -1 έως pk a +1.

ΡΥΘΜΙΣΤΙΚΑ ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΕΦΑΡΜΟΓΕΣ 1. Σε πάρα πολλές χηµικές και βιολογικές διεργασίες απαιτείται η σταθερότητα του ph. Αυτό εξασφαλίζεται µε ρυθµιστικά διαλύµατα. Για παράδειγµα στο πλάσµα του αίµατος το ph διατηρείται σταθερό µε τη βοήθεια ρυθµιστικών διαλυµάτων από ανθρακικά και φωσφορικά ιόντα και από πρωτεΐνες. 2. Τα ένζυµα είναι ευαίσθητα σε µεταβολές του ph. Για το λόγο αυτό στις διάφορες ενζυµικές αντιδράσεις το ph ρυθµίζεται µε ρυθµιστικά διαλύµατα στη βέλτιστη, για το ένζυµο, τιµή του. 3. Χρησιµοποιούνται στη βαθµονόµηση πεχαµέτρων, στους διάφορους αναλυτικούς διαχωρισµούς. 4. Σε πολλούς κλάδους της χηµικής βιοµηχανίας (παραγωγή φωτογραφικών υλικών, χρωµάτων, επεξεργασίας δέρµατος κλπ).