10. ΧΗΜΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ ΠΕΡΙΕΧΟΜΕΝΑ

10. ΧΗΜΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ ΠΕΡΙΕΧΟΜΕΝΑ Χημική ισορροπία - Μια δυναμική ισορροπία Σταθερά ισορροπίας Ετερογενής ισορροπία Διαλύτες σε ομογενείς ισορροπίες Πρόβλεψη της κατεύθυνσης μιας αντίδρασης Υπολογισμός συγκεντρώσεων ισορροπίας Απομάκρυνση προϊόντων ή προσθήκη αντιδρώντων Μεταβολή πίεσης και θερμοκρασίας Επίδραση ενός καταλύτη

ΧΗΜΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ-ΜΙΑ ΔΥΝΑΜΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ Ορισμένες αντιδράσεις (αντιστρεπτές) φαίνεται να σταματούν προτού ολοκληρωθούν, το μίγμα της αντίδρασης παύει να μεταβάλλει τις ιδιότητές του, ενώ τα αντιδρώντα και τα προϊόντα που το συνιστούν βρίσκονται σε ορισμένες συγκεντρώσεις Σχηματίζεται δηλαδή μίγμα αντιδρώντων και προϊόντων σε δυναμική ισορροπία (αντίδραση δεξιά προς δημιουργία προϊόντων + αντίδραση αριστερά προς αρχικές ουσίες με την ίδια ταχύτητα) π.χ.: Ν 2 (g) + 3Η 2 (g) 2ΝΗ 3 (g) 2ΝΗ 3 (g) Ν 2 (g) + 3Η 2 (g) k 1 Ν 2 (g) + 3Η 2 (g) 2ΝΗ 3 (g) k 2 Χημική ισορροπία είναι η κατάσταση όπου φθάνει το μίγμα μιας αντίδρασης όταν η ταχύτητα της προς τα δεξιά αντίδρασης εξισωθεί με την ταχύτητα της αντίθετης. Πώς προσδιορίζεται η σύσταση ενός μίγματος αντίδρασης σε ισορ.; Πώς αυτή η σύσταση αλλάζει όταν μεταβάλλονται οι συνθήκες της αντ.;

Moles ουσιών Ταχύτητα 3,0 ΠΕΡΙΓΡΑΦΗ ΧΗΜΙΚΗΣ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑΣ Εξετάζουμε την καταλυτική αντίδραση μεθανιοποίησης: CO (g) + 3H 2 (g) C H 4 (g) + H 2 O (g) Ταχύτητα προς τα δεξιά 2,0 1,0 Ποσότητες ισορροπίας Ισορροπία: U προς δεξιά = U αντίθετης αντίδρaσης 0 Χρόνος Στη θέση ισορροπίας οι ποσότητες των ουσιών σταθεροποιούνται 0 Ταχύτητα αντίθετης αντιδρ. Χρόνος Στη θέση ισορροπίας οι δύο ταχύτητες εξισώνονται

ΧΗΜΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ-ΜΙΑ ΔΥΝΑΜΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ Για τον υπολογισμό της σύστασης του μίγματος ισορροπίας αρκεί να προσδιορίσουμε την ποσότητα μιας μόνο από τις ουσίες!!! Π.χ. αν γνωρίζουμε ότι το μίγμα ισορροπίας περιέχει 0,387 mol H 2 O (σε δοχείο 10 L και 1200 Κ) καταστρώνουμε τον πίνακα: Ποσότητες (mol) CO (g) + 3H 2 (g) C H 4 (g) + H 2 O (g) Αρχικές 1,000 3,000 0 0 Μεταβολές x 3x +x +x Ισορροπία 1,000 x 3,000 3x x x = 0,387 Οπότε οι ποσότητες στο μίγμα ισορροπίας είναι 0,613 mol CO, 1,839 mol H 2, 0,387 mol CH 4 και 0,387 mol H 2 O

Η ΣΤΑΘΕΡΑ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑΣ Όλες οι συγκεντρώσεις ισορροπίας για αντίδραση σε δεδομένη θερμοκρασία σχετίζονται με την σταθερά ισορροπίας Αν πρόκειται για τη γενική αντίδραση: η σταθερά ισορροπίας Κ c είναι: Κ c [C] [A] c a aa + bb cc + dd [D] [B] d b k 1 k 2 Cato Guldberg Νορβηγός Χημικός Peter Waage Νορβηγός μαθηματικός Ο νόμος δράσης των μαζών (ή νόμος των Guldberg-Waage) είναι η σχέση που ορίζει ότι οι τιμές έκφρασης της σταθεράς ισορροπίας είναι σταθερές για συγκεκριμένη αντίδραση και σε δεδομένη θερμοκρασία όποιες συγκεντρώσεις ισορροπίας και αν χρησιμοποιηθούν

Η ΣΤΑΘΕΡΑ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑΣ Η Κ c ορίζεται βάσει της ισοσταθμισμένης χημικής εξίσωσης. Π.χ. αν αλλάξουν οι συντελεστές θα αλλάξει και η Κ c. Κ c [C] [A] c a [D] [B] d b Αν η αντίδραση πραγματοποιείται κατά ένα μηχανισμό πολλών σταδίων η Κ c ισούται με γινόμενο λόγων (ένας λόγος για κάθε στάδιο του μηχανισμού) σταθερών ταχύτητας: Κ c = k 1 /k 2 x k 1 /k 2

Η σταθερά ισορροπίας Κ p Για ισορροπίες στην αέρια φάση η Κ c βολεύει να γράφεται συναρτήσει των μερικών πιέσεων και αφού n/v = P/RT, π.χ. για την αντίδραση: CO (g) + 3H 2 (g) C H 4 (g) + H 2 O (g) Ισχύει ότι: Κ p P P CH 4 CO P P H H 2 2 O 3, δηλαδή ισχύει: Κ Κ p Άθροισμα συντελεστών αερίων προϊόντων μείον άθροισμα συντελεστών αερίων αντιδρώντων C (RT) Δn Σταθερά ισορροπίας για το άθροισμα αντιδράσεων Αν δεδομένη χημική εξίσωση προκύπτει ως άθροισμα άλλων χημικών εξισώσεων η Κ αυτής ισούται με το γινόμενο των σταθερών ισορροπίας των άλλων εξισώσεων

ΕΤΕΡΟΓΕΝΗΣ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ ΔΙΑΛΥΤΕΣ ΣΕ ΟΜΟΓΕΝΕΙΣ ΙΣΟΡΡΟΠΙΕΣ Ομογενής ισορροπία είναι εκείνη που περιλαμβάνει αντιδρώντα και προϊόντα σε μία και μόνο φάση, ενώ ετερογενής είναι εκείνη όπου τα αντιδρώντα και προϊόντα είναι σε περισσότερες από μία φάσεις. Γράφοντας την έκφραση της Κ c για μια ετερογενή ισορροπία παραλείπουμε τις συγκεντρώσεις των καθαρών στερεών και υγρών. Π.χ. για την αντίδραση: 3Fe (s) + 4H 2 O (g) Fe 3 O 4 (s) + 4H 2 (g) η Κ c είναι: Κ c 4 [Η2 ] [Η Ο] 2 4 Ενώ η συγκέντρωση ενός αερίου μπορεί να έχει διάφορες τιμές η συγκέντρωση καθαρού στερεού και υγρού (και του διαλύτη) είναι μια σταθερά σε δεδομένη Τ και έτσι ενσωματώνεται στην Κc Δηλαδή η ισορροπία δεν επηρεάζεται από τις ποσότητες των στερεών και υγρών ουσιών για όσο διάστημα υπάρχει έστω και λίγο από αυτές

ΧΡΗΣΗ ΤΗΣ ΣΤΑΘΕΡΑΣ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑΣ Μπορούμε να χρησιμοποιήσουμε την Κ για να απαντήσουμε στα εξής σημαντικά ερωτήματα: 1) Μια δεδομένη ισορροπία ευνοεί τα προϊόντα ή τα αντιδρώντα; 2) Μπορούμε να προβλέψουμε την κατεύθυνση μιας αντίδρασης όταν γνωρίζουμε τις συγκεντρώσεις των ουσιών ενός μίγματος αυτής που δεν βρίσκεται σε ισορροπία; 3) Μπορούμε να προσδιορίσουμε τη σύσταση στη θέση ισορροπίας για οποιαδήποτε σειρά αρχικών συγκεντρώσεων όταν γνωρίζουμε την τιμή της Κ c ; ΑΠΑΝΤΗΣΕΙΣ 1) Ποιοτική ερμηνεία της σταθεράς ισορροπίας: Αν η τιμή της Κ c είναι μεγάλη το μίγμα ισορροπίας αποτελείται κυρίως από προϊόντα. Αν η τιμή της Κ c είναι μικρή το μίγμα ισορροπίας αποτελείται κυρίως από αντιδρώντα. Αν η τιμή της Κ c είναι γύρω στο 1 το μίγμα ισορροπίας περιέχει σημαντικές ποσότητες και αντιδρώντων και προϊόντων.

2) Πρόβλεψη της κατεύθυνσης μιας αντίδρασης Αντικαθιστούμε τις συγκεντρώσεις των ουσιών στο πηλίκον αντίδρασης και συγκρίνουμε την τιμή αυτού με την Κ c Αν Q c > Κ c η αντίδραση θα πάει προς τα αριστερά Αν Q c < Κ c η αντίδραση θα πάει προς τα δεξιά Αν Qc = Κc το μίγμα της αντίδρασης βρίσκεται σε ισορροπία Q c : έκφραση ίδιας μορφής με αυτήν της Κ c χωρίς οι τιμές συγκεντρώσεων που περιέχει να είναι κατ ανάγκην αυτές της ισορροπίας Για παράδειγμα: CO (g) + 3H 2 (g) C H 4 (g) + H 2 O (g) Συγκεντρώσεις (Μ): 0,0200 0,0200 0,00100 0,00100 Αν το παραπάνω μίγμα διαβιβασθεί στα 1200 K πάνω από ένα καταλύτη η αντίδραση θα οδεύσει προς τα δεξιά ή προς τα αριστερά; (Κ c =3,92 σ αυτήν τη θερμοκρασία): Q c [CΗ ] i [Η [CO] [Η Ο] 3 ] (0,00100)(0,00100) (0,0200)(0,0200) 4 2 i Q c Qc i 2 i 6,25

3) Υπολογισμός συγκεντρώσεων ισορροπίας Καταστρώνουμε πίνακα με τις αρχικές συγκεντρώσεις, τις μεταβολές τους και τις συγκεντρώσεις ισορροπίας συναρτήσει αγνώστου x. Αντικαθιστούμε τις συγκεντρώσεις ισορροπίας που εμπεριέχουν το x στην εξίσωση της Κ c. Λύνουμε την εξίσωση της Κ c και βρίσκουμε τις τιμές των συγκεντρώσεων ισορροπίας. Αν καταλήξουμε σε εξίσωση β βαθμού δεχόμαστε τη μαθηματική λύση που δίνει σε θετική τιμή για τη συγκέντρωση

ΑΣΚΗΣΗ Για την ισορροπία: Br 2 (g) + Cl 2 (g) 2BrCl(g) Κ c = 7,0 στους 400Κ. Αν σε αυτήν τη θερμοκρασία και σε δοχείο 1L εισαχθούν 0,045 mol Br 2 (g), 0,045 mol Cl 2 (g) και 0,045 mol BrCl(g), ποιες θα είναι οι συγκεντρώσεις των τριών αερίων, όταν αποκατασταθεί ισορροπία;

ΜΕΤΑΒΟΛΗ ΤΩΝ ΣΥΝΘΗΚΩΝ ΑΝΤΙΔΡΑΣΗΣ ΑΡΧΗ ΤΟΥ LE CHATELIER Οι κυριότεροι παράγοντες που επηρεάζουν τη θέση της χημικής ισορροπίας είναι : 1. Η συγκέντρωση 2. Η θερμοκρασία 3. Η πίεση Σύμφωνα με την αρχή Le Chatelier: Όταν μεταβληθεί ένας από τους παράγοντες αυτούς η ισορροπία μετατοπίζεται προς εκείνη την κατεύθυνση όπου εξουδετερώνεται η επιφερόμενη μεταβολή Henri-Luis Le Chatelier (1850-1936) Γάλλος χημικός και μεταλλουργός Έτσι μπορεί να προβλεφθεί η επίδραση καθενός παράγοντα πάνω στη θέση ισορροπίας και να μεταβληθεί η σύσταση μίγματος αντίδρασης υπέρ των προϊόντων ή των αντιδρώντων!

ΑΠΟΜΑΚΡΥΝΣΗ ΠΡΟΪΟΝΤΩΝ ή ΠΡΟΣΘΗΚΗ ΑΝΤΙΔΡΩΝΤΩΝ Για να αυξήσουμε την απόδοση επιθυμητού προϊόντος απομακρύνουμε ένα προϊόν ή προσθέτουμε ένα αντιδρών στο μίγμα ισορροπίας Για παράδειγμα: CO (g) + 3H 2 (g) C H 4 (g) + H 2 O (g) Αρχικό μίγμα αντίδρασης (mol): 0,613 1,839 0,387 0,387 Απομακρύνουμε το νερό (mol): 0,613 1,839 0,387 0,000 Νέα ισορροπία (mol): 0,491 1,473 0,509 0,122

ΕΠΙΔΡΑΣΗ ΜΕΤΑΒΟΛΗΣ ΠΙΕΣΗΣ Η θέση της ισορροπίας επηρεάζεται από τη μεταβολή της πίεσης μόνο όταν σ αυτή περιλαμβάνονται ένα ή περισσότερα αέρια Αν η πίεση αυξάνεται λόγω ελάττωσης του όγκου η αντίδραση μετατοπίζεται προς την κατεύθυνση που έχουμε τα λιγότερα moles αερίων

ΕΠΙΔΡΑΣΗ ΜΕΤΑΒΟΛΗΣ ΘΕΡΜΟΚΡΑΣΙΑΣ Σε ενδόθερμη αντίδραση (ΔΗ 0 > 0) με αύξηση της θερμοκρασίας οι ποσότητες των προϊόντων στη θέση ισορροπίας αυξάνονται (Κ c μεγαλύτερη σε υψηλότερες θερμοκρασίες) Σε εξώθερμη αντίδραση (ΔΗ 0 < 0) με ελάττωση της θερμοκρασίας οι ποσότητες των προϊόντων στη θέση ισορροπίας αυξάνονται (Κ c μεγαλύτερη σε χαμηλότερες θερμοκρασίες) ΕΠΙΔΡΑΣΗ ΤΩΝ ΚΑΤΑΛΥΤΩΝ; Ένας καταλύτης δεν έχει καμία επίδραση πάνω στη θέση μιας χημικής ισορροπίας, επειδή επηρεάζει εξίσου τις ταχύτητες των αντιδράσεων και προς τις δύο κατευθύνσεις. Αναγκάζει όμως το σύστημα να φθάσει ταχύτερα στη θέση ισορροπίας

ΑΣΚΗΣΗ Η σταθερά ισορροπίας K c για την παρακάτω αντίδραση είναι 27,8: CS 2 (g) + 4H 2 (g) CH 4 (g) + 2H 2 S(g) (α) Μια ελάττωση του όγκου στο δοχείο της αντίδρασης θα οδηγήσει σε αύξηση ή ελάττωση των ποσοτήτων των προϊόντων αυτής ή δε θα έχει καμία επίδραση; (β) Να υπολογίσετε την K p για την αντίδραση αυτή: (γ) Να πείτε ποια θα είναι η τιμή της Κ c για την παρακάτω αντίδραση: 1 2 CS 2 (g) + 2H 2 (g) 1 2 CH 4 (g) + H 2 S(g)

11. ΟΞΕΑ ΚΑΙ ΒΑΣΕΙΣ ΠΕΡΙΕΧΟΜΕΝΑ Οξέα και βάσεις κατά Arrhenius Οξέα και βάσεις κατά Brönsted Lowry Οξέα και βάσεις κατά Lewis Σχετική ισχύς οξέων και βάσεων Μοριακή δομή και ισχύς οξέων Αυτοϊοντισμός του νερού Διαλύματα ισχυρών οξέων και βάσεων Το ph ενός διαλύματος

Οξέα και βάσεις (τρόποι διάκρισης) Τα οξέα έχουν όξινη γεύση, ενώ οι βάσεις είναι πικρές. Τα οξέα και οι βάσεις μεταβάλλουν το χρώμα ορισμένων χρωστικών που λέγονται δείκτες, όπως το ηλιοτρόπιο και η φαινολοφθαλεΐνη. Τα οξέα αλλάζουν το χρώμα του ηλιοτροπίου από μπλε σε κόκκινο και της φαινολοφθαλεΐνης από ροζ σε άχρωμο. Οι βάσεις προκαλούν ακριβώς τις αντίθετες χρωματικές αλλαγές. Οξέα και βάσεις εξουδετερώνουν ή αντιστρέφουν τα μεν τη δράση των δε. Στη διάρκεια της εξουδετέρωσης, οξέα και βάσεις αντιδρούν μεταξύ τους παράγοντας ουσίες που ονομάζονται άλατα. Τα οξέα αντιδρούν με δραστικά μέταλλα, όπως μαγνήσιο και ψευδάργυρος, ελευθερώνοντας υδρογόνο.

Η 3 Ο + και ΟΗ Θεωρίες αναφερόμενες στις έννοιες οξύ και βάση

Οξέα και βάσεις (Εισαγωγή) Arrhenius (πρώτη επιτυχής θεωρία περί οξέων και βάσεων): Οξέα είναι ουσίες που αυξάνουν τη συγκέντρωση των ιόντων Η 3 Ο + σε ένα υδατικό διάλυμα. Βάσεις είναι ουσίες που αυξάνουν τη συγκέντρωση των ιόντων ΟΗ σε ένα υδατικό διάλυμα. Όμως, πολλές αντιδράσεις που έχουν χαρακτηριστικά αντιδράσεων οξέων βάσεων σε υδατικό διάλυμα, γίνονται και σε άλλους διαλύτες (π.χ. βενζόλιο, C 6 Η 6 ) ή και χωρίς διαλύτη. Π.χ. HCl(βενζόλιο) + NH 3 (βενζόλιο) NH 4 Cl(s) Το υδροχλωρικό οξύ αντιδρά με υδατική αμμωνία, η οποία κατά την άποψη του Arrhenius είναι βάση επειδή αυξάνει τη συγκέντρωση των ιόντων ΟΗ σε υδατικό διάλυμα. Η αντίδραση μπορεί να γραφεί ως εξής: HCl(aq) + NH 3 (aq) NH 4 Cl(s)

Οξέα και βάσεις (Εισαγωγή) Χλωρίδιο του υδρογόνου και αμμωνία αντιδρούν ακόμα και σε αέρια φάση: Αέρια HCl και ΝΗ 3 από τα πυκνά διαλύματά τους, που βρίσκονται στα γυάλινα δισκία, διαχέονται και αντιδρούν σχηματίζοντας ένα νέφος από χλωρίδιο του αμμωνίου. ΗCl(g) + ΝΗ 3 (g) ΝΗ 4 Cl(s)

Οξέα και βάσεις (Εισαγωγή) Οι αντιδράσεις αυτές του ΗCl με ΝΗ 3 σε βενζόλιο και σε αέρια φάση, ενώ είναι όμοιες με την αντίδραση σε υδατικό διάλυμα, δεν μπορούν να ερμηνευθούν από τη θεωρία του Arrhenius και γι' αυτό χρειαζόμαστε ευρύτερες θεωρίες περί οξέων και βάσεων.

Οξέα και βάσεις κατά Arrhenius Οξύ κατά Arrhenius είναι η ουσία η οποία, όταν διαλύεται σε νερό, αυξάνει τη συγκέντρωση των ιόντων υδρονίου, Η 3 Ο + (aq). Για απλούστευση, οι χημικοί χρησιμοποιούν συχνά τον συμβολισμό Η + (aq) για το ιόν Η 3 Ο + (aq) και ονομάζουν το Η + (aq) ιόν υδρογόνου. Svante Arrhenius (1859-1927) Σουηδός Χημικός (Νόμπελ Χημείας 1903) H + + Το ιόν Η + (πρωτόνιο) δεν μπορεί να υπάρξει ελεύθερο μέσα στο νερό. Το θετικό φορτίο που φέρει έλκεται από ένα ΗΖ ενός μορίου νερού και σχηματίζεται το ιόν υδρονίου ή οξονίου, Η 3 Ο + : O H H O H + H H

Οξέα και βάσεις κατά Arrhenius Το ιόν υδρονίου, Η 3 Ο +, συνδέεται μέσω δεσμών υδρογόνου με ένα μεταβλητό αριθμό μορίων νερού. Το ιόν υδρονίου παρουσιάζεται εδώ συνδεδεμένο μέσω δεσμών υδρογόνου με τρία μόρια νερού. Η 9 Ο 4 + Το θετικό φορτίο που σημειώνεται στο κεντρικό οξυγόνο είναι κατανεμημένο σε όλο το ιόν.

Οξέα και βάσεις κατά Arrhenius Βάση κατά Arrhenius είναι μια ουσία η οποία, όταν διαλύεται σε νερό, αυξάνει τη συγκέντρωση των ιόντων υδροξειδίου, ΟΗ (aq). Ο ειδικός ρόλος του ιόντος υδρονίου και του ιόντος υδροξειδίου σε υδατικά διαλύματα οφείλεται στην ακόλουθη αντίδραση: Η 2 Ο( ) + Η 2 Ο( ) Η 3 Ο + (aq) + ΟΗ (aq) Η προσθήκη οξέων και βάσεων μεταβάλλει τις συγκεντρώσεις αυτών των ιόντων στο νερό.

Οξέα και βάσεις κατά Arrhenius Στη θεωρία του Arrhenius, ισχυρό οξύ είναι μια ουσία η οποία ιοντίζεται πλήρως σε υδατικό διάλυμα δίνοντας Η 3 Ο + (aq) και ένα ανιόν. Π.χ. το υπερχλωρικό οξύ, ΗClΟ 4 ΗClΟ 4 (aq) + Η 2 Ο( ) Η 3 Ο + (aq) + ClO 4 (aq) Άλλα ισχυρά οξέα: H 2 SO 4, HI, HBr, HCl, HNO 3 Τα περισσότερα από τα υπόλοιπα οξέα που συναντούμε είναι ασθενή οξέα. Αυτά δεν ιοντίζονται πλήρως σε διάλυμα και συνυπάρχουν κατά μια αντίστροφη αντίδραση μαζί με τα αντίστοιχα ιόντα. Π.χ., η αντίδραση του οξικού οξέος είναι CH 3 COOH(aq) + Η 2 Ο( ) CH 3 COO (aq) + Η 3 Ο + (aq)

Οξέα και βάσεις κατά Arrhenius Ισχυρή βάση είναι μια ουσία η οποία ιοντίζεται πλήρως σε υδατικό διάλυμα δίνοντας ΟΗ και ένα κατιόν. Π.χ. το υδροξείδιο του νατρίου, NaOH: NaOH(s) H 2 O Na+(aq) + OH (aq) Άλλες ισχυρές βάσεις: LiOH, KOH, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2 Οι περισσότερες από τις υπόλοιπες βάσεις που συναντούμε είναι ασθενείς βάσεις. Αυτές δεν ιοντίζονται πλήρως σε διάλυμα και συνυπάρχουν κατά μια αντίθετη αντίδραση μαζί με τα αντίστοιχα ιόντα. Π.χ., η αντίδραση της αμμωνίας είναι ΝH 3 (aq) + Η 2 Ο( ) ΝΗ 4+ (aq) + ΟΗ (aq)

Οξέα και βάσεις κατά Arrhenius Αντίδραση εξουδετέρωσης είναι η αντίδραση ενός οξέος και μιας βάσης που καταλήγει σε μια ιοντική ένωση και πιθανώς νερό. Όταν μια βάση προστίθεται σε διάλυμα οξέος, λέμε ότι το οξύ εξουδετερώνεται. Η ιοντική ένωση που προκύπτει ως προϊόν μιας αντίδρασης εξουδετέρωσης ονομάζεται άλας. Οι περισσότερες ιοντικές ενώσεις, εκτός από τα υδροξείδια και τα οξείδια, είναι άλατα, τα οποία μπορούν να ληφθούν από αντιδράσεις εξουδετέρωσης, όπως π.χ. 2HCl(aq) + Ca(OH) 2 CaCl 2 (aq) + 2H 2 O( ) οξύ βάση άλας

Οξέα και βάσεις κατά Arrhenius Το σχηματιζόμενο άλας σε μια αντίδραση εξουδετέρωσης απαρτίζεται από κατιόντα που λαμβάνονται από τη βάση και ανιόντα που λαμβάνονται από το οξύ. Στο παράδειγμα, η βάση είναι το Ca(OH) 2 που διαθέτει τα κατιόντα Ca 2+ και το οξύ είναι το HCl που παρέχει τα ανιόντα Cl. Το άλας περιέχει ιόντα Ca 2+ και Cl (CaCl 2 ). Η ίδια αντίδραση υπό ιοντική μορφή: 2Η 3 Ο + (aq) + 2Cl (aq) + Ca 2+ (aq) + 2OH (aq) 2Cl (aq) + Ca 2+ (aq) + 4H 2 O( ) Μετά τη διαγραφή των ιόντων θεατών Cl (aq) και Ca 2+ (aq) Η 3 Ο + (aq) + OH (aq) 2H 2 O( ) Αντίδραση εξουδετέρωσης είναι ο συνδυασμός ιόντων υδρογόνου (ή υδρονίου) και ιόντων υδροξειδίου προς σχηματισμό μορίων νερού.

Οξέα και βάσεις κατά Arrhenius Πειραματικά βρίσκεται ότι όλες οι εξουδετερώσεις H 3 O + (aq) + OH (aq) 2H 2 O( ) που περιλαμβάνουν ισχυρά οξέα έχουν το ίδιο ΔΗ ο ( 55,90 kj ανά mole Η 3 Ο + ). Αυτό δείχνει ότι σε κάθε εξουδετέρωση λαμβάνει χώρα η ίδια αντίδραση, όπως προβλέπει η θεωρία του Arrhenius.

Εξουδετέρωση βάσεως από οξύ Άσκηση 15.1α Ποιο από τα παρακάτω είναι το άλας που σχηματίζεται από την πλήρη εξουδετέρωση υδροξειδίου του βαρίου με νιτρώδες οξύ; (α) BaHNO 2, (β) Ba(NO 3 ) 2, (γ) Ba(OH) 2, (δ) Ba(NO 2 ) 2, (ε) BaNO 2

Οξέα και βάσεις κατά Brönsted-Lowry Οξύ κατά Brönsted-Lowry (Β-L), είναι το μόριο ή το ιόν που δίνει πρωτόνιο σε μια αντίδραση μεταφοράς πρωτονίου. Βάση είναι το μόριο ή το ιόν που δέχεται το πρωτόνιο σε μια αντίδραση μεταφοράς πρωτονίου. Αντίδραση υδροχλωρικού οξέος με αμμωνία: Η 3 Ο + (aq) + Cl (aq) + ΝΗ 3 (aq) H 2 O( ) + ΝΗ 4+ (aq) + Cl (aq) + H 3 O (aq) + NH 3 (aq) H 2 O( ) + Πρωτονιοδότης = οξύ Πρωτονιοδέκτης = βάση + NH 4 (aq) Εφαρμογή της θεωρίας Β-L σε άλλους διαλύτες: H Cl(βενζόλιο) οξύ + NH 3 (βενζόλιο) βάση ΝΗ 4 Cl(s)

Οξέα και βάσεις κατά Brönsted-Lowry Σε κάθε αντιστρεπτή αντίδραση οξέος βάσης, τόσο η προς τα δεξιά όσο και η προς τα αριστερά αντίδραση εμπεριέχει μεταφορά πρωτονίου. Π.χ. η αντίδραση της ΝΗ 3 με Η 2 Ο. NH 3 (aq) + H 2 O( ) N H 4 (aq) + OH (aq) βάση 2 οξύ 1 οξύ 2 βάση 1 + Τα χημικά είδη ΝΗ 4 + και ΝΗ 3 αποτελούν ένα συζυγές ζεύγος οξέος βάσης. Ένα συζυγές ζεύγος οξέος βάσης συνίσταται από δύο χημικά είδη σε μια αντίδραση οξέος βάσης, ένα οξύ και μία βάση, τα οποία διαφέρουν κατά την απώλεια ή το κέρδος ενός πρωτονίου. Το οξύ σε ένα τέτοιο ζεύγος ονομάζεται συζυγές οξύ της βάσης, ενώ η βάση ονομάζεται συζυγής βάση του οξέος. Εδώ το ΝΗ 4 + είναι το συζυγές οξύ της ΝΗ 3 και η ΝΗ 3 η συζυγής βάση του ΝΗ 4+.

Οξέα και βάσεις κατά Brönsted-Lowry Παρουσίαση της αντίδρασης Η 3 Ο + + ΝΗ 3 Η 2 Ο + ΝΗ 4 + + + Η 3 Ο + ΝΗ 3 Η 2 Ο ΝΗ 4 + Παρατηρούμε τη μεταφορά ενός πρωτονίου, Η +, από το ιόν Η 3 Ο + στο μόριο ΝΗ 3. Τα ενδεικτικά φορτία των ιόντων είναι συνολικά φορτία, δηλαδή δεν πρέπει να συνδέονται με κάποια συγκεκριμένα σημεία πάνω στα ιόντα.

Αναγνώριση των χημικών ειδών που είναι οξέα ή βάσεις Για την αντίδραση Άσκηση 15.1 Η 2 CΟ 3 (aq) + CΝ (aq) ΗCΝ(aq) + ΗCΟ 3 (aq) χαρακτηρίστε κάθε χημικό είδος ως οξύ ή βάση. Για τη βάση στα αριστερά, ποιο είναι το συζυγές οξύ;

Οξέα και βάσεις κατά Brönsted-Lowry Αμφιπρωτικό χημικό είδος: το χημικό είδος που περιέχει Η και μπορεί να δρα είτε ως οξύ είτε ως βάση, ανάλογα με το τι είναι το άλλο αντιδρών. Επαμφοτερίζον (γενικότερος όρος): το χημικό είδος που μπορεί να δρα είτε ως οξύ είτε ως βάση, ανάλογα με το τι είναι το άλλο αντιδρών, αλλά δεν χρειάζεται να έχει πρωτόνια. Π.χ., το Al 2 O 3, είναι ένα επαμφοτερίζον οξείδιο, επειδή αντιδρά τόσο με οξέα όσο και με βάσεις. Όμως, το Al 2 O 3 δεν είναι αμφιπρωτικό αφού δεν έχει πρωτόνια. Σημαντικός ο αμφιπρωτικός χαρακτήρας του νερού: NH 3 (aq) + H 2 O( ) N H 4 (aq) + OH (aq) βάση 2 οξύ 1 οξύ 2 βάση 1 + CH 3 COO H (aq) + H 2 O( ) CH 3 COO (aq) + + H 3 O (aq) οξύ 1 βάση 2 βάση 1 οξύ 2

Αναγνώριση μιας αμφιπρωτικής ουσίας και τρόπος αντίδρασης της αμφιπρωτικής ουσίας με οξέα και βάσεις Προσδιορίστε την ουσία που είναι αμφιπρωτική και γράψτε μία εξίσωση για την αντίδρασή της με ΟΗ και μία για την αντίδρασή της με HBr(aq): H 2 S, SO 2, HSO 3, H 2 CO 3, ΝΟ 2 Αμφιπρωτική είναι η ουσία που μπορεί να δεχθεί ή να προσφέρει ένα πρωτόνιο, δηλαδή να δράσει ως βάση ή ως οξύ κατά Brönsted Lowry. H 2 S και το H 2 CO 3 : μπορούν μόνο να δώσουν Η + είναι οξέα. SΟ 2 δεν μπορεί να δώσει Η + HSO 3 μπορεί και να δώσει και να δεχθεί ένα Η + (αμφιπρωτικό). ΝΟ 2 μπορεί μόνο να δεχθεί ένα Η + είναι βάση. HSO 3 ως οξύ: Άσκηση 15.2α HSO 3 (aq) + OH (aq) SO 3 2 (aq) + H 2 O( ) HSO 3 ως βάση: HSO 3 (aq) + HBr(aq) H 2 SO 3 (aq) + Br (aq)

Οξέα και βάσεις κατά Brönsted-Lowry Ποια είναι τα βασικά σημεία που δείχνουν ότι η θεωρία των Β-L είναι περισσότερο διευρυμένη από αυτή του Arrhenius; Βάση είναι το χημικό είδος που δέχεται πρωτόνια. Το ιόν ΟΗ είναι μόνο ένα παράδειγμα βάσης. Οξέα και βάσεις μπορεί να είναι ιόντα, αλλά και μοριακές ενώσεις. Οι οξεοβασικές αντιδράσεις δεν περιορίζονται σε υδατικά διαλύματα. Μερικά χημικά είδη μπορούν να δρουν είτε ως οξέα είτε ως βάσεις, ανάλογα με το τί είναι το άλλο αντιδρών.

Οξέα και βάσεις κατά Lewis Μπορεί η παρακάτω αντίδραση να θεωρηθεί ως οξεοβασική κατά Β-L; Na 2 O(s) + SO 3 (g) Na 2 SO 4 (s) Ο Lewis σκέφθηκε ότι η θεωρία περί οξέων και βάσεων θα μπορούσε να γενικευθεί έτσι ώστε να συμπεριλάβει τις αντιδράσεις όξινων και βασικών οξειδίων, καθώς και πολλές άλλες αντιδράσεις μαζί με αυτές της μεταφοράς πρωτονίων. Σύμφωνα με αυτή την ιδέα: Οξύ κατά Lewis είναι κάθε ουσία που μπορεί να δεχθεί ένα ζεύγος ηλεκτρονίων προς σχηματισμό ομοιοπολικού δεσμού. Βάση κατά Lewis είναι κάθε ουσία που μπορεί να προσφέρει ένα ζεύγος ηλεκτρονίων προς σχηματισμό ομοιοπολικού δεσμού.

Οξέα και βάσεις κατά Lewis H + + Δέκτης ΗΖ (οξύ Lewis) H N H H Δότης ΗΖ (βάση Lewis) H H N H H + Η εξουδετέρωση της αμμωνίας από υδροχλωρικό οξύ O 2 + Δότης ΗΖ (βάση Lewis) O S O O Δέκτης ΗΖ (οξύ Lewis) O O S O O 2 Η αντίδραση Na 2 O με SO 3 Το ιόν Ο 2 προέρχεται από το Na 2 O

Οξέα και βάσεις κατά Lewis Ο ορισμός οξέος βάσεως του Lewis είναι τόσο ευρύς που χωράει και αντιδράσεις, όπως η επόμενη: F Η F Η F B + N Η F B N Η F Δέκτης ΗΖ (οξύ Lewis) Η Δότης ΗΖ (βάση Lewis) F Η 3+ 3+ O 6 Al + 6 O H Al H Δέκτης ΗΖ (οξύ Lewis) H Δότης ΗΖ (βάση Lewis) H Σύμπλοκο ιόν!! Και ο σχηματισμός ενός συμπλόκου ιόντος μπορεί να θεωρηθεί ως αντίδραση οξέος βάσεως κατά Lewis

Άσκηση 15.2 Αναγνώριση χημικών ειδών που είναι οξέα ή βάσεις κατά Lewis Προσδιορίστε το οξύ και τη βάση κατά Lewis σε καθεμιά από τις ακόλουθες αντιδράσεις. Γράψτε τις χημικές εξισώσεις χρησιμοποιώντας δομές Lewis. (α) BF 3 + CH 3 OH F 3 B O(H)CH 3 (β) O 2 + CO 2 CO 3 2 (α) Το άτομο Β στο BF 3 έχει sp 2 υβριδισμό και έτσι διαθέτει ένα κενό, μη υβριδικό τροχιακό 2p που μπορεί να δεχθεί ένα ζεύγος e από το Ο της CH 3 OH: F F B + O F CH 3 F B O CH 3 F Δέκτης ΗΖ οξύ Lewis H Δότης ΗΖ βάση Lewis F H Ένωση συντάξεως

Σχετική ισχύς οξέων και βάσεων Η ισχύς ενός οξέος θα είναι ανάλογη του βαθμού ευκολίας με τον οποίον το οξύ χάνει ένα πρωτόνιο. Ομοίως, μια βάση θα είναι τόσο ισχυρότερη, όσο μεγαλύτερη τάση δείχνει να προσλάβει ένα πρωτόνιο. Η αντίδραση ΗCl(aq) + H 2 O( ) H 3 O + (aq) + Cl (aq) είναι μετατοπισμένη πλήρως προς τα δεξιά και δείχνει ότι το ΗCl είναι ισχυρότερο οξύ από το ιόν υδρονίου, Η 3 Ο +. Επίσης, είναι φανερό ότι το Η 2 Ο που δέχεται το πρωτόνιο του οξέος είναι ισχυρότερη βάση από το ιόν Cl. Παρατηρούμε ότι το ισχυρό οξύ ΗCl έχει μια ασθενή συζυγή βάση.

Σχετική ισχύς οξέων και βάσεων Από τα παραπάνω προκύπτουν δύο κανόνες που πρέπει να θυμόμαστε: 1. Σε κάθε αντίδραση οξέος βάσεως, η θέση ισορροπίας είναι μετατοπισμένη προς την πλευρά του ασθενέστερου οξέος και της ασθενέστερης βάσεως. 2. Όσο ισχυρότερο είναι ένα οξύ, τόσο ασθενέστερη είναι η συζυγής του βάση και, όσο ισχυρότερη είναι μια βάση, τόσο ασθενέστερο είναι το συζυγές της οξύ. Πρακτικά, για να βρω τη συζυγή βάση ενός οξέος, αφαιρώ από το οξύ ένα πρωτόνιο, ενώ για να βρω το συζυγές οξύ μιας βάσεως προσθέτω στη βάση ένα πρωτόνιο.

Ασθενή οξέα Αυξανόμενη ισχύς οξέων Ισχυρά οξέα Αυξανόμενη ισχύς βάσεων Σχετική ισχύς οξέων και βάσεων 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

Άσκηση 15.4α Καθορισμός της σχετικής ισχύος οξέων βάσεων και πρόβλεψη θέσεως ισορροπίας Καθορίστε τις συζυγίες οξέων-βάσεων κατά Brönsted-Lowry στις ακόλουθες χημικές εξισώσεις και προβλέψτε εάν η θέση ισορροπίας σε κάθε μία είναι μετατοπισμένη προς τα δεξιά ή προς τα αριστερά. (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)

Άσκηση 15.3 Πρόβλεψη για το αν μια οξεοβασική αντίδραση ευνοεί τα αντιδρώντα ή τα προϊόντα Προσδιορίστε την κατεύθυνση της ακόλουθης αντίδρασης από τη σχετική ισχύ οξέων και βάσεων. Η 2 S(aq) + C 2 H 3 O 2 (aq) HC 2 H 3 O 2 (aq) + HS (aq)

Σχετική ισχύς οξέων και βάσεων Τα οξέα HCl και ΗΙ, στο νερό φαίνονται το ίδιο ισχυρά (το νερό επιφέρει εξίσωση διαστάσεως) για τη σύγκριση καταφεύγουμε σε άλλο διαλύτη που είναι λιγότερο βασικός από το νερό, π.χ. το καθαρό οξικό οξύ. Αυτοϊοντισμός οξικού οξέος: CH 3 COOH + CH 3 COOH CH 3 COOH 2 + + CH 3 COO Όταν σε διαλύτη οξικό οξύ προσθέσουμε ένα οξύ που είναι ισχυρότερο από το οξικό οξύ, τότε το οξικό οξύ δρα ως βάση δεχόμενο ένα πρωτόνιο: Η + + CH 3 COOH CH 3 COOH 2 + Τα δύο ισχυρά οξέα ΗCl και ΗΙ σε οξικό οξύ ιοντίζονται ως εξής: HCl + CH 3 COOH CH 3 COOH 2 + + Cl HI + CH 3 COOH CH 3 COOH 2 + + I Το ΗΙ ιοντίζεται σε μεγαλύτερο βαθμό ΗΙ > ΗCl Για τη σύγκριση ισχυρών βάσεων διαλύτης υγρή αμμωνία Αυτοϊοντισμός αμμωνίας: ΝΗ 3 + ΝΗ 3 ΝΗ 4 + + ΝΗ 2

Μοριακή δομή και ισχύς οξέων Δύο τύποι οξέων: 1. Ομοιοπολικά υδρίδια, Η n Χ, (π.χ. ΗCl, HBr, Η 2 S) 2. Οξυγονούχα οξέα ή οξοοξέα (π.χ. ΗΝΟ 3, ΗClO 4 ) 1. Ομοιοπολικά υδρίδια Παράγοντες που επηρεάζουν την όξινη ισχύ ενός οξέος Η n Χ: (α) η πολικότητα του δεσμού Η Χ, η οποία συνδέεται με την ηλεκτραρνητικότητα του ατόμου Χ (β) η ισχύς του δεσμού Η Χ, η οποία συνδέεται με το μέγεθος του ατόμου Χ. Όσο πιο πολωμένος είναι ο δεσμός Η Χ, δηλαδή όσο πιο ηλεκτραρνητικό είναι το Χ, τόσο πιο εύκολα απομακρύνεται το πρωτόνιο και τόσο πιο ισχυρό είναι το οξύ. Όσο μεγαλύτερο είναι το άτομο Χ, τόσο ασθενέστερος ο δεσμός Η Χ. Ασθενής δεσμός Η Χ σημαίνει εύκολη απόσπαση του πρωτονίου και άρα το οξύ θα είναι ισχυρό. Ο παράγοντας αυτός είναι σημαντικότερος από τον πρώτο και είναι ο καθοριστικός.

Μοριακή δομή και ισχύς οξέων Μέσα σε μια ομάδα του Π.Π. η όξινη ισχύς των υδριδίων αυξάνεται από πάνω προς τα κάτω, παράλληλα με το μέγεθος των ατόμων. Μέσα σε μια περίοδο του Π.Π., και από αριστερά προς τα δεξιά, η ατομική ακτίνα ελαττώνεται βραδέως, οπότε καθοριστικός παράγοντας αναδεικνύεται η ηλεκτραρνητικότητα του ατόμου Χ, η οποία αυξάνεται προς την ίδια κατεύθυνση και μαζί της αυξάνεται και η όξινη ισχύς των υδριδίων. Σύμφωνα με αυτά, για τα υδρίδια της Ομάδας VIIΑ, η όξινη ισχύς ακολουθεί τη σειρά HF < HCl < HBr < HI Για τα δυαδικά υδρίδια της 3ης περιόδου, PH 3, H 2 S και HCl, η σειρά είναι PH 3 < H 2 S < HCl

Μοριακή δομή και ισχύς οξέων 2. Οξοοξέα: (ΗΟ) m ΥO n Το όξινο άτομο Η είναι πάντοτε συνδεδεμένο με ένα άτομο Ο, το οποίο με τη σειρά του συνδέεται με ένα άτομο Υ. Η πολικότητα των δεσμών Ο Η φαίνεται να είναι ο κυρίαρχος παράγοντας που καθορίζει τη σχετική ισχύ των οξοοξέων. Ο παράγοντας αυτός πάλι εξαρτάται από την ηλεκτραρνητικότητα του ατόμου Υ. Αν η ηλεκτραρνητικότητα του ατόμου Υ είναι υψηλή, ο δεσμός Ο Η είναι σχετικά πολωμένος και η όξινη ισχύς μεγάλη.

Μοριακή δομή και ισχύς οξέων Διακρίνουμε δύο περιπτώσεις: (α) Οξοοξέα (ΗΟ) m ΥO n, με ίδιο n και διαφορετικό Υ. Τότε η όξινη ισχύς αυξάνεται με την ηλεκτραρνητικότητα του Υ. Π.χ., HClO > HBrO > HIO (β) Οξοοξέα (ΗΟ) m ΥO n, με ίδιο Υ και διαφορετικό n. Επειδή με κάθε πρόσθετο άτομο Ο, το άτομο Υ γίνεται σημαντικά πιο ηλεκτραρνητικό, η όξινη ισχύς αυξάνεται με τον αριθμό n. Π.χ., για τα οξοοξέα του χλωρίου HClO, HClO 2, HClO 3, ΗClO 4 ή H Ο Cl, H Ο ClΟ, H Ο ClΟ 2, H Ο ClΟ 3, έχουμε H Ο Cl < H Ο ClΟ < H Ο ClΟ 2 < H Ο ClΟ 3!! Σε τέτοιες περιπτώσεις πρέπει οπωσδήποτε να γνωρίζουμε τους συντακτικούς τύπους των οξέων, δηλαδή, ποια άτομα συνδέονται με ποια, προκειμένου να συγκρίνουμε τα οξέα σε σχέση με το γενικό τύπο.

Άσκηση 15.4 Καθορισμός παραγόντων που επηρεάζουν την ισχύ των οξέων Ποιο μέλος σε καθένα από τα ακόλουθα ζεύγη είναι το ισχυρότερο οξύ; (α) ΝΗ 3, ΡΗ 3, (β) ΗΙ, Η 2 Te, (γ) ΗSΟ 3, Η 2 SΟ 3, (δ) Η 3 AsΟ 4, Η 3 AsΟ 3, (ε) ΗSΟ 4, ΗSeΟ 4

Άσκηση 15.4 Για οξοοξέα (ΗΟ) m ΥO n, που έχουν το ίδιο n και διαφορετικό Υ, η όξινη ισχύς αυξάνεται με την ηλεκτραρνητικότητα του Υ Για οξοοξέα (ΗΟ) m ΥO n, που έχουν το ίδιο Υ και διαφορετικό n, η όξινη ισχύς αυξάνεται με τον αριθμό n. Σύμφωνα με τα παραπάνω, έχουμε (α) PH 3 > ΝΗ 3 (υδρίδια, Ρ, Ν ίδια ομάδα, Ρ > Ν) (β) HI > Η 2 Te (υδρίδια, Ι, Te ίδια περίοδος, χι > χte) (γ) H 2 SO 3 > ΗSΟ 3 (ένα Η + απομακρύνεται ευκολότερα από το ουδέτερο μόριο H 2 SO 3 παρά από το αρνητικά φορτισμένο ΗSΟ 3 ) (δ) H 3 AsO 4 > Η 3 AsΟ 3 (οξοοξέα του ίδιου στοιχείου, το Η 3 AsΟ 4 έχει περισσότερα άτομα Ο) (ε) HSO 4 > ΗSeΟ 4 (όπως το H 2 SO 4 > Η 2 SeΟ 4, ομόλογα οξοοξέα, ίδια ομάδα, χs > χse)

Αυτοϊοντισμός του νερού Αυτοϊοντισμός: μια αντίδραση κατά την οποία δύο όμοια μόρια αντιδρούν παρέχοντας ιόντα. K c Η 2 Ο( ) + Η 2 Ο( ) Η 3 Ο + (aq) + ΟΗ (aq) + [H3O ][OH ] 2 [H2O] Κ c [Η 2 Ο] 2 = Κ w = γινόμενο ιόντων νερού ή σταθερά διάστασης νερού Στους 25 ο C: Κ w = [Η 3 Ο + ][ΟΗ ] = 1,0 10 14 σε καθαρό νερό: [Η 3 Ο + ] = [ΟΗ ] = 1,0 10 7 Μ Στους 37 ο C: Κ w = 2,5 10 14 K c [H O] =[H O ][OH ] 2 + 2 3

Διαλύματα ισχυρών οξέων και βάσεων Διαλύουμε 0,10 mol HCl σε 1,0 L νερού HCl(aq) 0,10 Μ Πόση είναι η συγκέντρωση των ιόντων Η 3 O + ; (α) HCl(aq) + Η 2 Ο( ) Η 3 Ο + (aq) + Cl (aq) 100% προς τα δεξιά! [Η 3 Ο + ] = 0,10 Μ (β) Αυτοϊοντισμός νερού: Η 2 Ο( ) + Η 2 Ο( ) Η 3 Ο + (aq) + ΟΗ (aq) Αρχή Le Chatelier: λόγω διάστασης HCl(aq), ισορροπία προς τα αριστερά [Η 3 Ο + ] (από αυτοϊοντισμό νερού) << 1,0 10 7 Μ Ένα διάλυμα HCl(aq) 0,10 Μ έχει [Η 3 Ο + ] = 0,10 Μ Πόση είναι η συγκέντρωση των ιόντων ΟΗ ; 1,0 10 [OH ] 1,0 10 0,10 14 13 = M Ανάλογα ισχύουν για ένα διάλυμα ισχυρής βάσης (NaOH 0,010 Μ) [Η 3 Ο + ] = ; [ΟΗ ] = ;

Ουδέτερα, όξινα και βασικά διαλύματα Σε όξινο διάλυμα [Η 3 Ο + ] > 1,0 10 7 Μ Σε ουδέτερο διάλυμα [Η 3 Ο + ] = 1,0 10 7 Μ Σε βασικό διάλυμα [Η 3 Ο + ] < 1,0 10 7 Μ

Το ph ενός διαλύματος ph : ο αρνητικός λογάριθμος της γραμμομοριακής συγκέντρωσης των ιόντων υδρονίου: ph = log[η 3 Ο + ] [Η 3 Ο + ] = 1,0 10 3 Μ ph = 3,00 [Η 3 Ο + ] = 5,6 10 4 Μ ph = 4,00 log5,6 = 4,00 0,75 = 3,25 Ο αριθμός των δεκαδικών ψηφίων στην τιμή του ph ισούται με τον αριθμό των σ.ψ. που έχει η συγκέντρωση των ιόντων Η 3 Ο +! ph > 7,00 [Η 3 Ο + ] < 1,0 10 7 Μ διάλυμα βασικό ph = 7,00 [Η 3 Ο + ] = 1,0 10 7 Μ διάλυμα ουδέτερο ph < 7,00 [Η 3 Ο + ] > 1,0 10 7 Μ διάλυμα όξινο poh = log[oh ] ph + poh = 14,00 (στους 25 ο C)

Η κλίμακα του ph 10 0 10 2 10 4 10 6 10 7 10 8 10 10 10 12 10 14 [Η 3 Ο + ] HCl(1,0M) Χυμός Νερό με Γάλα Αίμα Σόδα μαγειρικής Αμμωνία ph 0,0 λεμονιού ανθρακικό ph 6,4 ph 7,4 (0,1 Μ) ph 8,4 ph 11,9 ph 2,2-2,4 ph 3,9 ph Οξύ στομάχου Ξίδι Μπύρα Θαλασσινό Γάλα NaOH (1,0 M) ph 1,0-3,0 2,4-3,4 4,0-4,5 νερό μαγνησίας ph 14,0 7,0-8,3 10,5 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 Όξινο Ουδέτερο Βασικό

Ασκήσεις 15.7 και 15.8 Υπολογισμός του ph από τη συγκέντρωση [Η 3 Ο + ] ή [ΟΗ ] 15.7 Πόσο είναι το ph ενός δείγματος γαστρικού υγρού (πεπτικό υγρό του στομάχου) του οποίου η συγκέντρωση των ιόντων υδρονίου είναι 0,045 Μ; 15.8 Ένα κορεσμένο διάλυμα υδροξειδίου του ασβεστίου έχει συγκέντρωση ιόντων υδροξειδίου 0,025 Μ. Πόσο είναι το ph του διαλύματος;

Άσκηση 15.9 Υπολογισμός της συγκέντρωσης [Η 3 Ο + ] από το ph Ένα αναψυκτικό με ανθρακικό έχει ph 3,16. Πόση είναι η συγκέντρωση ιόντων υδρονίου του αναψυκτικού;

Μέτρηση του ph Για έναν προσεγγιστικό προσδιορισμό της τιμής του ph, μπορεί να χρησιμοποιηθεί πεχαμετρική ταινία ή ειδικό χαρτί διαποτισμένο με μίγμα δεικτών. Η πεχαμετρική ταινία βυθίζεται στο εξεταζόμενο διάλυμα, οπότε αυτή χρωματίζεται χαρακτηριστικά, ανάλογα προς το ph του διαλύματος.

Το ph-μετρο Ο πειραματιστής τοποθετεί τα ηλεκτρόδια στο διάλυμα και διαβάζει το ph στην οθόνη του οργάνου. Τα ph-μετρα είναι όργανα ακριβά και ευαίσθητα και γι αυτό απαιτείται ιδιαίτερη προσοχή κατά τη χρήση τους. Ψηφιακό πεχάμετρο Ανάλογα με το ph του διαλύματος, δημιουργείται μεταξύ των ηλεκτροδίων ένα V, το οποίο «μεταφράζεται» από το όργανο απευθείας σε ph. Μετά από κάθε χρήση, το ηλεκτρόδιο υάλου εκπλύνεται προσεκτικά με απιοντισμένο νερό. Κατά την παραμονή του φυλάσσεται μέσα σε ειδικό διάλυμα, όπως προβλέπει ο κατασκευαστής του οργάνου.

Δείκτες οξέων βάσεων Δείκτες: ασθενή οργανικά οξέα ή ασθενείς οργανικές βάσεις, των οποίων το χρώμα εξαρτάται από το ph του διαλύματος. OH O HO C O + H H 3 O + 2 O + HO C O C Όξινη μορφή άχρωμη O ΟΗ C Βασική μορφή ροζ O Όταν σε όξινο διάλυμα φαινολοφθαλεΐνης προστίθεται μια βάση, τα ιόντα ΟΗ της βάσης αντιδρούν με Η 3 Ο + του διαλύματος. Σύμφωνα με την αρχή του Le Chatelier, η παραπάνω ισορροπία μετατοπίζεται προς τα δεξιά (για αναπλήρωση των ιόντων Η 3 Ο + ). Έτσι, η άχρωμη όξινη του δείκτη μετατρέπεται στη ροζ βασική μορφή. Ένα διάλυμα φαινολοφθαλεΐνης αρχίζει να γίνεται ροζ σε ph γύρω στο 8,0. Σε ph 9,7 η αλλαγή χρώματος πρακτικά έχει ολοκληρωθεί.

Δείκτες οξέων βάσεων Δείκτης pk Περιοχή ph αλλαγής χρώματος Όξινο περιβάλλον Χρώμα Μπλε θυμόλης 1,6 1,1 2,8 κόκκινο κίτρινο Αλκαλικό περιβάλλον Πορτοκαλί μεθυλίου 3,5 3,1 4,5 κόκκινο κίτρινο Ερυθρό μεθυλίου 5,0 4,2 6,3 κόκκινο κίτρινο Ηλιοτρόπιο 7,0 5,0 8,0 κόκκινο μπλε Μπλε βρωμοθυμόλης 7,3 6,0 7,6 κίτρινο μπλε Φαινολοφθαλεΐνη 9,5 8,3 10,0 άχρωμο ροζ!!! Όπως αποδεικνύεται θεωρητικά, οι περισσότεροι δείκτες έχουν περιοχή ph για χρωματική αλλαγή περίπου 2 μονάδων ph, όπως προβλέπεται από τη σχέση ph = pκ ± 1

Τρόπος δράσεως των δεικτών οξέων βάσεων Ηλιοτρόπιο ph 5 8 κόκκινο μοβ «ουδέτερο χρώμα» μπλε HIn H + + In κόκκινο μπλε Πότε υπερισχύει το κόκκινο και πότε το μπλε; (Αρχή Le Chatelier) K a + 7 [H ][In ] 7 10 [In ] =10 + [HIn] [H ] [HIn] 7 10 1 [In ] 5 10 100 [HIn] μπλε κόκκινο 7 10 10 [In ] 8 10 1 [HIn] μπλε κόκκινο Σε ph < 5 (κόκκινο) [ΗIn] 100[In ] Σε ph > 8 (μπλε) [In ] 10[ΗIn]