Χημεία (Τμήμα Φυσικής) ΟΞΕΑ KAI ΒΑΣΕΙΣ

Χημεία (Τμήμα Φυσικής) ΟΞΕΑ KAI ΒΑΣΕΙΣ 20/11/2014

2 οι έννοιες των οξέων και βάσεων η φύση των οξέων και βάσεων θεωρία οξέων-βάσεων του Arrhenius θεωρία οξέων-βάσεων των Brønsted και Lowry

ιδιότητες οξέων 3 I. οι έννοιες των οξέων και βάσεων Α. η φύση των οξέων και βάσεων 1. τα οξέα έχουν χαρακτηριστικές ιδιότητες α. έχουν όξινη γεύση η όξινη γεύση πολλών ουσιών και φρούτων οφείλεται σε οξέα που αυτά περιέχουν β. αντιδρούν με δραστικά μέταλλα (Li, K, Al, Zn, Fe) παράγοντας Η 2 (όχι με Cu, Ag, Au) 2Al + 6HCl 2AlCl 3 + 3H 2 γ. αντιδρούν με άλατα CO 3 2 διαλύουν το μάρμαρο CaCO 3 + 2 HCl CaCl 2 + CO 2 + H 2 O μαγειρική σόδα οξικό οξύ κιτρικό οξύ NaHCO 3 + CH 3 COOH CH 3 COONa + H 2 O + CO 2 δ. αντιδρούν με βάσεις παράγοντας άλατα

ιδιότητες οξέων 4 2. κάποια παραδείγματα οξέων που συναντάμε συνήθως περιλαμβάνουν: ονομασία χημικός τύπος νιτρικό οξύ HNO 3 θειικό οξύ H 2 SO 4 υδροχλωρικό οξύ HCl φωσφορικό οξύ H 3 PO 4 οξικό οξύ CH 3 COOH υδροφθορικό οξύ HF ανθρακικό οξύ H 2 CO 3 βορικό οξύ H 3 BO 3

κατηγορίες οξέων ανάλογα με τη χημική τους δομή 5 3. τα οξέα ταξινομούνται σε 3 κατηγορίες ανάλογα με τις χημικές δομές τους α. δυαδικά οξέα που έχουν άτομα Η συνδεμένα με κάποιο αμέταλλο π.χ. HCl, HF HCl β. οξοοξέα που έχουν άτομα Η συνδεμένα με άτομα Ο ενός οξοανιόντος π.χ. HNO 3, H 2 SO 4 γ. καρβοξυλικά οξέα που έχουν άτομα Η συνδεμένα στην καρβοξυλική ομάδα π.χ. CH 3 COOH H 2 SO 4 HNO 3 CH 3 COOH καρβοξυλική ομάδα

ιδιότητες βάσεων 6 4. οι βάσεις έχουν χαρακτηριστικές ιδιότητες α. έχουν πικρή γεύση η πικρή γεύση πολλών φυτών οφείλεται στις βάσεις που περιέχουν π.χ. καφές, σοκολάτα β. είναι καυστικά γ. τα διαλύματά τους έχουν σαπωνοειδή υφή πολλά καθαριστικά οικιακής χρήσης έχουν τέτοια υφή διότι περιέχουν βάσεις αντιδρούν με λιπαρά οξέα στο δέρμα παράγοντας ουσίες που μοιάζουν με το σαπούνι δ. αντιδρούν με οξέα παράγοντας άλατα καφεΐνη βάσεις ΝaΟΗ KOH ΝΗ 3

ιδιότητες βάσεων 7 5. κάποια παραδείγματα βάσεων που συναντάμε συνήθως περιλαμβάνουν: ονομασία υδροξείδιο του νατρίου υδροξείδιο του καλίου χημικός τύπος NaOH KOH υδροξείδιο του ασβεστίου Ca(OH) 2 υδρογονανθρακικό νάτριο NaHCO 3 υδροξείδιο του μαγνησίου Mg(OH) 2 υδροξείδιο του αμμώνίου NH 4 OH ή NH 3 (aq)

κατηγορίες βάσεων ανάλογα με τη χημική τους δομή 8 6. οι βάσεις ταξινομούνται σε 2 κατηγορίες, ανάλογα με τις μοριακές δομές τους α. ιοντικές βάσεις που περιέχουν: i. ιόντα ΟΗ π.χ. NaOH, Ca(OH) 2 ii. ιόντα CO 3 2 π.χ. CaCO 3 NaHCO 3 β. μοριακές βάσεις που έχουν δομές με άτομα με μονήρη ζεύγη που αλληλεπιδρούν με ιόντα Η + π.χ. αμίνες ΝH 3 αμμωνία (CH 3 ) 2 ΝH διμεθυλαμίνη

9 οξέα και βάσεις Arrhenius Β. θεωρία οξέων-βάσεων του Arrhenius 1. από παλιά, οι επιστήμονες προσπάθησαν να διατυπώσουν θεωρίες για το ποιες ουσίες χαρακτηρίζονται οξέα και βάσεις π.χ. Lavoiser (1777), Davy (1808) 2. η πρώτη επιτυχής θεωρία οξέων-βάσεων διατυπώθηκε το 1884 από τον Arrhenius α. οξέα είναι ουσίες που, όταν διαλύονται στο Η 2 Ο, παράγουν Η + (υδρογονοκατιόν) β. βάσεις είναι ουσίες που, όταν διαλύονται στο Η 2 Ο, παράγουν ΟΗ (υδροξείδιο) Arrhenius (1859-1927) Σουηδία

οξέα και βάσεις Arrhenius 10 3. το HCl είναι οξύ Arrhenius επειδή στα διαλύματά του παράγει Η + HCl(g) HO 2 το HCl(g) είναι μια ομοιοπολική ένωση (αέριο) που όταν διαλύεται στο Η 2 Ο ιοντίζεται δημιουργούνται ιόντα H (aq) + Cl (aq) 4. το NaOH είναι βάση Arrhenius επειδή στα διαλύματά της παράγει ΟΗ NaOH(s) HO 2 το NaOH(s) είναι μια ιοντική ένωση που όταν διαλύεται στο Η 2 Ο διίσταται στα ιόντα της τα ιόντα υπάρχουν ήδη Na (aq) + OH (aq)

το Η + και το οξώνιο Η 3 Ο + 11 5. τα H + που παράγονται στα διαλύματα οξέων είναι άτομα Η χωρίς τα e τους, δηλαδή πρωτόνια p + έχουν μεγάλη συγκέντρωση θετικού φορτίου και είναι πολύ δραστικά δεν μπορούν να υπάρξουν στο Η 2 Ο ως ανεξάρτητα ιόντα κάθε Η + έλκει ένα μόριο Η 2 Ο σχηματίζοντας το οξώνιο Η 3 Ο + i. το θετικό φορτίο του Η + έλκει τα ασύζευκτα ζεύγη ηλεκτρονίων του Ο του Η 2 Ο που έχουν μερικό αρνητικό φορτίο δ ii. το Η 3 Ο + έχει πυραμιδική γεωμετρία το Η 3 Ο + συνδέεται ασθενέστερα με άλλα μόρια Η 2 Ο σχηματίζοντας συμπλέγματα του τύπου H(H 2 O) n + i. π.χ. Η(Η 2 Ο) 4+ ή Η 9 Ο 4 + ii. η σύνδεση γίνεται με δεσμούς Η μεταξύ του δ του Ο και του δ+ του Η γειτονικών μορίων Η 2 Ο iii. γενικά, τα ιόντα αυτά παριστάνονται Η 3 Ο + (aq) για λόγους απλούστευσης, χρησιμοποιούμε συχνά το Η + (aq) αντί για το Η 3 Ο + (aq) δ Η 9 Ο 4 + Η 3 Ο + δ + δ

αντιδράσεις εξουδετέρωσης 12 6. οι αντιδράσεις οξέων-βάσεων ονομάζονται αντιδράσεις εξουδετέρωσης π.χ. η αντίδραση μεταξύ υδατικών διαλυμάτων HCl και NaOH στο Η 2 Ο είναι HCl(aq) + NaOH(aq) η αντίδραση στην ιοντική της μορφή είναι NaCl(aq) + H O(l) H (aq) Cl (aq) Na (aq) OH (aq) Na (aq) Cl (aq) H O(l) τα HCl και NaOH στο Η 2 Ο δίνουν Η + και ΟΗ η απλουστευμένη ιοντική αντίδραση (διαγράφοντας τα ιόντα θεατές) είναι: 2 2 H (aq) Cl (aq) Na (aq) OH (aq) Na (aq) Cl (aq) H (aq) OH (aq) H O(l) 2 2 H O(l) πρόκειται για μια αντίδραση εξουδετέρωσης, για την οποία ισχύει: i. είναι εξώθερμη ii. ελευθερώνεται πάντα το ίδιο ποσό θερμότητας ανά mol Η + ΔΗ rxn είναι 55.9 kj mol 1 Η + ισχύει πάντα ότι 1 mol H + παράγει 1 mol Η 2 Ο

προβλήματα της θεωρίας του Arrhenius 13 7. παρά την επιτυχία της, η θεωρία οξέων-βάσεων του Arrhenius έχει κάποια προβλήματα α. θεωρεί ότι η μόνη βάση είναι το ΟΗ όμως, βασικά υδατικά διαλύματα μπορούν να δώσουν: i. κάποιες μοριακές ενώσεις (π.χ. NH 3 ) ii. κάποια ιόντα (π.χ. CO 2 3 ) β. θεωρεί ότι οι αντιδράσεις οξέων-βάσεων συμβαίνουν μόνο σε υδατικά διαλύματα όμως, τέτοιες αντιδράσεις μπορούν να συμβούν και σε μη υδατικά διαλύματα γ. δεν προβλέπει ότι κάποιες ουσίες μπορούν να δρουν άλλοτε ως οξέα και άλλοτε ως βάσεις

οξέα και βάσεις κατά Brønsted και Lowry 14 Γ. θεωρία οξέων-βάσεων των Brønsted και Lowry 1. το 1923 οι Brønsted και Lowry διατύπωσαν νέους ορισμούς για τα οξέα και βάσεις η θεωρία τους κάλυψε τις ελλείψεις της θεωρίας οξέων-βάσεων του Arrhenius 2. οι ορισμοί που έδωσαν βασίζονται στην αντίδραση οξέος-βάσης α. είναι μια αντίδραση μεταφοράς Η + β. οξύ είναι η ουσία ΗΑ που μεταφέρει το Η + είναι δότης Η + γ. βάση είναι η ουσία Β που δέχεται το Η + είναι δέκτης Η + Brønsted (1879-1947) Δανία Lowry (1874-1936) Μ. Βρετανία οξύ βάση

οξέα Brønsted-Lowry 15 3. τα οξέα Brønsted-Lowry έχουν ένα όξινο άτομο Η είναι ένα άτομο Η του οποίου ο πυρήνας (Η + ) μεταφέρεται σε μια βάση 4. το HCl στο Η 2 Ο είναι οξύ Brønsted-Lowry δίνει ένα Η + (έχει όξινο Η) σε ένα γειτονικό Η 2 Ο HCl(aq) + H 2 O(l) Cl (aq) + H 3 O + (aq) οξύ βάση i. το HCl αποπρωτονιώνεται ii. το Η 2 Ο είναι δέκτης Η + (βάση)

βάσεις Brønsted-Lowry 16 5. οι βάσεις Brønsted-Lowry έχουν άτομο με μονήρες ζεύγος ηλεκτρονίων χρησιμοποιείται για τη δημιουργία δεσμού με το Η + που λαμβάνουν από το οξύ 6. η ΝΗ 3 στο Η 2 Ο είναι βάση Brønsted-Lowry το μονήρες ζεύγος του Ν έλκει και αποσπά ένα Η + από ένα γειτονικό Η 2 Ο ΝΗ 3 (aq) + H 2 O(l) ΝΗ 4+ (aq) + OH (aq) βάση οξύ i. το Η 2 Ο είναι δότης Η + (οξύ) ii. η NH 3 πρωτονιώνεται iii. μεταξύ του ζεύγους ηλεκτρονίων ΝΗ 3 και του Η + σχηματίζεται πολικός ομοιοπολικός δεσμός

Να προσδιοριστεί αν οι παρακάτω ουσίες είναι οξέα ή βάσεις Brønsted-Lowry. 17 HNO 3 C 6 H 6 CH 3 CH 3 CO 2 H (CH 3 CH 2 ) 3 N KCl είναι οξύ διότι περιέχει ένα όξινο άτομο Η δεν είναι ούτε οξύ ούτε βάση είναι οξύ διότι περιέχει ένα όξινο άτομο Η είναι βάση, διότι περιέχει άτομο N με ασύζευκτο ζεύγος ηλεκτρονίων όπου μπορεί να συνδεθεί ένα Η + δεν είναι ούτε οξύ ούτε βάση HClO είναι οξύ διότι περιέχει ένα όξινο άτομο Η HF Ca(OH) 2 είναι οξύ διότι περιέχει ένα όξινο άτομο Η είναι βάση διότι περιέχει ΟΗ με άτομο Ο με ασύζευκτο ζεύγος ηλεκτρονίων όπου μπορεί να συνδεθεί ένα Η +

ισχυρά οξέα 18 7. τα οξέα και βάσεις στο Η 2 Ο δεν δίνουν/δέχονται Η + με την ίδια ευκολία ανάλογα με την τάση τους, διακρίνονται σε ισχυρά και ασθενή 8. το HCl είναι ισχυρό οξύ: α. όλα τα μόρια HCl μεταφέρουν Η + σε μόρια Η 2 Ο και τα πρωτονιώνουν HCl(aq) + H 2 O(l) Cl (aq) + H 3 O + (aq) περιγράφεται ως μονόδρομη αντίδραση ιοντίζεται πλήρως στο διάλυμα υπάρχουν μόνο Η 3 Ο + και Cl β. άλλα ισχυρά οξέα είναι: HClO 4, H 2 SO 4, HI, HBr και HNO 3 HCl H 2 SO 4

ασθενή οξέα 19 9. το HF είναι ασθενές οξύ α. ένα μικρό μέρος των μορίων HF μεταφέρει το Η + του σε μόρια Η 2 Ο (αποπρωτονιώνεται) HF(aq) + H 2 O(l) F (aq) + H 3 O + (aq) περιγράφεται ως αμφίδρομη αντίδραση () ιοντίζεται μερικώς (<1%) στο διάλυμα υπάρχουν σε ισορροπία κυρίως HF και μικρές ποσότητες Η 3 Ο + και F β. άλλα ασθενή οξέα είναι: HCN, HNO 2, HClO, η φαινόλη και τα καρβοξυλικά οξέα CH 3 COOH οξικό οξύ φαινόλη

ισχυρές βάσεις 20 10. το NaOH είναι ισχυρή βάση: α. όλη η ποσότητά του διαλύεται στο Η 2 Ο και παράγει OH τα οποία αποσπούν Η + από μόρια Η 2 Ο και τα αποπρωτονιώνουν ΟΗ (aq) + Η 2 Ο(l) Η 2 Ο(aq) + OH (aq) περιγράφεται ως μονόδρομη αντίδραση διίσταται πλήρως (100%) και δίνει μεγάλη ποσότητα ΟΗ στο διάλυμα υπάρχουν μόνο Na + και OH γ. άλλες ισχυρές βάσεις είναι: τα διαλυτά υδροξείδια μετάλλων 1 ης και 2 ης ομάδας: LiH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2 και Ra(OH) 2 τα υδροξείδια πάνω μετάλλων 2 ης ομάδας Mg(OH) 2, Ca(OH) 2, και το Al(OH) 3 (της 3 η ομάδας) δεν διαλύονται πλήρως ή είναι αδιάλυτα στο Η 2 Ο, δεν παράγουν μεγάλη ποσότητα OH και θεωρούνται ασθενείς βάσεις

ασθενείς βάσεις 21 11. η ΝΗ 3 είναι ασθενής βάση: α. ένα μικρό μέρος των μορίων NH 3 δέχεται Η + από μόρια Η 2 Ο και πρωτονιώνονται ΝΗ 3 (aq) + H 2 O(l) ΟΗ (aq) + ΝΗ 4+ (aq) περιγράφεται ως αμφίδρομη αντίδραση () ιοντίζεται μερικώς (<1%) στο διάλυμα υπάρχουν σε δυναμική ισορροπία κυρίως NH 3 και μικρές ποσότητες NH 4+ και OH β. άλλες ασθενείς βάσεις είναι: CO 3 2 αμίνες: παράγωγα της ΝΗ 3 όπου τα Η αντικαθίστανται από ομάδες R ΝΗ 3 αμμωνία NH 2 OH υδροξυλαμίνη (CH 3 ) 2 NH διμεθυλαμίνη πυριδίνη

ιδιότητες οξέων 22 12. κάποια παραδείγματα ισχυρών και ασθενών οξέων περιλαμβάνουν: ονομασία χημικός τύπος ισχύς νιτρικό οξύ HNO 3 ισχυρό θειικό οξύ H 2 SO 4 ισχυρό υδροχλωρικό οξύ HCl ισχυρό φωσφορικό οξύ H 3 PO 4 μέτρια ισχυρό οξικό οξύ CH 3 COOH ασθενές υδροφθορικό οξύ HF ασθενές ανθρακικό οξύ H 2 CO 3 ασθενές βορικό οξύ H 3 BO 3 ασθενές

ιδιότητες βάσεων 23 13. κάποια παραδείγματα ισχυρών και ασθενών βάσεων περιλαμβάνουν: ονομασία χημικός τύπος ισχύς υδροξείδιο του νατρίου NaOH ισχυρή υδροξείδιο του καλίου KOH ισχυρή υδροξείδιο του ασβεστίου Ca(OH) 2 ισχυρή υδρογονανθρακικό νάτριο NaHCO 3 ασθενής υδροξείδιο του μαγνησίου Mg(OH) 2 ασθενής υδροξείδιο του αμμωνίου ή αμμωνία NH 4 OH ή NH 3 (aq) ασθενής

Να προσδιοριστεί αν οι παρακάτω ενώσεις είναι ισχυρά/ασθενή οξέα ή βάσεις στο Η 2 Ο και να δοθούν οι χημικές εξισώσεις του ιοντισμού ή της διάστασής τους. 24 LiΟΗ ισχυρή βάση LiOH(aq) Li + (aq) + OH (aq) CH 3 COOH ασθενές οξύ CH 3 COOH(aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + CH 3 COO (aq) HBr ισχυρό οξύ HBr(aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + Br (aq) HNO 2 ασθενές οξύ HNO 2 (aq) + H 2 O(l) H 3 O + (aq) + NO 2 (aq) Ca(OH) 2 ισχυρή βάση Ca(OH) 2 (aq) Ca 2+ (aq) + 2OH (aq) (CH 3 ) 2 NH ασθενής βάση (CH 3 ) 2 NH(aq) + H 2 O(l) (CH 3 ) 2 NH + (aq) + OH (aq)

συζυγή ζεύγη οξέων/βάσεων 25 14. στα ασθενη οξέα και βάσεις η μεταφορά Η + είναι αντιστρεπτή, κι επομένως τα προϊόντα μπορούν επίσης να δρουν ως οξέα και βάσεις π.χ. βάση οξύ οξύ βάση - στην προς τα αριστερά αντίδραση, το NH 4+ δρα ως οξύ (δίνει Η + στο ΟΗ ) το ΝΗ 4+ διαφέρει από την ΝΗ 3 (βάση) κατά 1 Η + και είναι το συζυγές οξύ της - στην προς τα αριστερά αντίδραση, το ΟΗ δρα ως βάση (δέχεται Η + από το ΝΗ 4+ ) το ΟΗ διαφέρει από το Η 2 Ο (οξύ) κατά 1 Η + και είναι η συζυγής βάση του - τα ΝΗ 4+ /ΝΗ 3 και Η 2 Ο/ΟΗ ονομάζονται συζυγή ζεύγη οξέων/βάσεων

συζυγή ζεύγη οξέων/βάσεων 26 15. στις παρακάτω αντιδράσεις μεταφοράς Η + : α. το αρχικό οξύ μετατρέπεται στη συζυγή του βάση β. η αρχική βάση μετατρέπεται στο συζυγές οξύ της HF + HCO 3 F + H 2 CO 3 οξύ βάση συζυγής βάση συζυγές οξύ το HCO 3 δέχεται Η + και γίνεται Η 2 CO 3 HCΟΟΗ + H 2 O HCO 2 + H 3 O + οξύ βάση συζυγής βάση συζυγές οξύ το HCOOH δίνει Η + και γίνεται HCO 2

Nα γραφούν οι χημικοί τύποι των συζυγών οξέων και βάσεων των παρακάτω χημικών ειδών. 27 συζυγές οξύ συζυγής βάση H 2 O H 3 O + ΟΗ NH 3 NH 4 + NH 2 CO 3 2 HCO 3 δεν έχει συζυγή βάση (το CO 3 2 δεν είναι οξύ) H 2 PO 4 H 3 PO 4 HPO 4 2 Ο 2 ΟΗ δεν έχει συζυγή βάση (το Ο 2 δεν είναι οξύ)

αμφιπρωτικές ουσίες 28 16. κάποιες ουσίες μπορούν να δρουν είτε ως οξέα είτε ως βάσεις σε αντιδράσεις μεταφοράς Η +, ανάλογα με το άλλο αντιδρών α. οι ουσίες αυτές ονομάζονται αμφιπρωτικές β. έχουν ένα όξινο άτομο Η και ένα ασύζευκτο ζεύγος ηλεκτρονίων γ. το Η 2 Ο είναι αμφιπρωτικό i. με την ΝΗ 3 δρα ως οξύ ΝΗ 3 (aq) + Η 2 Ο(l) NH 4+ (aq) + OH (aq) βάση οξύ ii. με το CH 3 COOH δρα ως βάση CΗ 3 COOH(aq) + Η 2 Ο(l) CH 3 COO (aq) + H 3 O + (aq) οξύ βάση δ. επίσης, το HCO 3 είναι αμφιπρωτικό i. δρα ως οξύ: HCO 3 (aq) + OH (aq) CO 3 2 (aq) + H2O(l) ii. δρα ως βάση: HCO 3 (aq) + HF(aq) H 2 CO 3 (aq) + F (aq)

αντιδράσεις οξέος-βάσης σε άλλους διαλύτες 29 14. οι ορισμοί οξέων-βάσεων των Brønsted-Lowry εφαρμόζονται και σε μη υδατικά διαλύματα ή την αέρια φάση α. όταν το CH 3 COOH διαλυθεί σε υγρή ΝΗ 3, συμβαίνει μεταφορά Η + και αποκαθίσταται η ισορροπία CH 3 COOH(am) + NH 3 (l) CH 3 CO 2 (am) + NH 4+ (am) ο δείκτης «am» σημαίνει διαλυμένο σε υγρή αμμωνία β. στην αέρια φάση (απουσία διαλύτη) τα HCl και NH 3 δίνουν αντίδραση μεταφοράς Η + και παράγουν στερεό NH 4 Cl HCl(g) + NH 3 (g) NH 4 Cl(s)

30 θεωρίες οξέων-βάσεων των Arrhenius και Brønsted- Lowry 15. η θεωρία οξέων-βάσεων των Brønsted-Lowry είναι πιο ευρεία από την αντίστοιχη θεωρία του Arrhenius διότι περιλαμβάνει τα παρακάτω: α. οι αντιδράσεις οξέων-βάσεων δεν περιορίζονται σε υδατικά διαλύματα β. μια βάση είναι ένα χημικό είδος που δέχεται Η + το OH είναι μόνο μία από τις διάφορες βάσεις που μπορούν να υπάρχουν γ. ως οξέα και βάσεις μπορούν να δρουν τόσο μοριακές ουσίες όσο και ιόντα δ. κάποια χημικά είδη μπορούν να δρουν είτε ως οξέα είτε ως βάσεις, ανάλογα με το άλλο αντιδρών

31 σχετική ισχύς οξέων και βάσεων σχετική ισχύς οξέων και βάσεων μοριακή δομή και ισχύς οξέων

32 σχετική ισχύς οξέων ΙΙ. σχετική ισχύς οξέων και βάσεων Α. σχετική ισχύς οξέων και βάσεων 1. πολλές φορές ενδιαφερόμαστε για το αν ένα οξύ είναι πιο ισχυρό από ένα άλλο γι αυτό, προσπαθούμε να κατατάξουμε τα οξέα σε μια σειρά ως προς την ισχύ τους 2. για να εκτιμήσουμε τη σχετική ισχύ δύο οξέων, αρκεί να προσδιορίσουμε ποιο από τα δύο δίνει πιο εύκολα ένα όξινο Η του σε μια αντίδραση μεταφοράς Η + π.χ. σύγκριση των οξέων HCl(aq) και H3O + (aq) i. το HCl(aq) είναι ισχυρό οξύ και ιοντίζεται πλήρως το Η 2 Ο HCl(aq) + H O(l) 2 3 H O (aq) + Cl (aq) η αντίδραση είναι μονόδρομη προς τα δεξιά ii. αν υποθέσουμε ότι η αντίστροφη αντίδραση συμβαίνει σε πολύ μικρό βαθμό HCl(aq) + H O(l) H O (aq) + Cl (aq) 2 3 το HCl δίνει Η + πιο εύκολα από ότι το Η 3 Ο + iii. επομένως, η σχετική ισχύς οξέων είναι ΗCl(aq) > H 3 Ο + (aq)

σχετική ισχύς οξέων 33 3. από τις συγκρίσεις διαφόρων ζευγών οξέων κατασκευάζεται ένας πίνακας σχετικής ισχύος οξεων ισχυρό οξύ ασθενές οξύ

σχετική ισχύς βάσεων 34 4. με ανάλογο τρόπο, για να εκτιμήσουμε τη σχετική ισχύ δύο βάσεων, αρκεί να προσδιορίσουμε ποια από τις δύο δέχεται πιο εύκολα ένα Η σε μια αντίδραση μεταφοράς Η + π.χ. σύγκριση των βάσεων Cl (aq) και Η 2 Ο(l) i. το HCl(aq) είναι ισχυρό οξύ και ιοντίζεται πλήρως το Η 2 Ο HCl(aq) + H O(l) 2 3 H O (aq) + Cl (aq) η αντίδραση είναι μονόδρομη προς τα δεξιά ii. αν υποθέσουμε ότι η αντίστροφη αντίδραση συμβαίνει σε πολύ μικρό βαθμό HCl(aq) + H O(l) H O (aq) + Cl (aq) 2 3 το H 2 O δέχεται Η + πιο εύκολα από ότι το Cl iii. επομένως, η σχετική ισχύς βάσεων είναι Η 2 O(aq) > Cl (aq)

σχετική ισχύς βάσεων 35 5. από τις συγκρίσεις διαφόρων ζευγών βάσεων κατασκευάζεται ένας πίνακας σχετικής ισχύος βάσεων ασθενής βάση ισχυρή βάση

σχετική ισχύς οξέων και βάσεων 36 6. συνδυάζοντας τους δύο παραπάνω πίνακες, προκύπτει ένας ενιαίος πίνακας σχετικής ισχύος συζυγών ζευγών οξέων-βάσεων

σχετική ισχύς οξέων και βάσεων 37 7. από τον πίνακα αυτό προκύπτει ότι: α. τα ισχυρότερα οξέα έχουν τις ασθενέστερες συζυγείς βάσεις όταν ένα οξύ είναι πολύ ισχυρό (δίνει πολύ εύκολα Η + ), η συζυγής του βάση είναι ασθενής (δεν συγκρατεί ισχυρά το Η + ) π.χ. το HCl είναι ισχυρό οξύ και το Cl είναι ασθενής βάση β. οι ισχυρότερες βάσεις έχουν τα ασθενέστερα συζυγή οξέα όταν μια βάση είναι ισχυρή (δεσμεύει ισχυρά το Η + ), το συζυγές οξύ της είναι ασθενές (δεν δίνει εύκολα Η + ) π.χ. το CH 3 CO 2 είναι ισχυρή βάση και το CH 3 COOH είναι ασθενές οξύ

σχετική ισχύς οξέων και βάσεων 38 γ. η ισορροπία μιας αντίδρασης οξέος-βάσης είναι πάντα μετατοπισμένη προς το ασθενέστερο οξύ και την ασθενέστερη βάση π.χ. HCl(aq) + H O(l) 2 3 H O (aq) + Cl (aq) οξύ βάση οξύ βάση ασθενέστερα H O( aq) + HF(aq) F (aq) + H O (aq) 2 3 οξύ βάση βάση οξύ ασθενέστερα

39 Να βρεθεί αν η ισορροπία της αντίδρασης SO 4 2 (aq) + HCN(aq) HSO 4 (aq) + CN (aq) είναι μετατοπισμένη προς τα αντιδρώντα ή τα προϊόντα; προσδιορίζουμε τα συζυγή ζεύγη οξέων και βάσεων συγκρίνουμε τις σχετικές οξύτητες των οξέων στα αντιδρώντα και προϊόντα (από τον πίνακα) αποφασίζουμε για τη θέση ισορροπίας είναι μια αντίδραση μεταφοράς Η + (οξέος-βάσης) - στα αντιδρώντα, οξύ είναι το HCN και βάση είναι το SO 4 2 - στα προϊόντα, οξύ είναι το HSO 4 και βάση είναι το CN το HSO 4 είναι πιο ισχυρό οξύ από το HCN 2 SO 4 (aq) HCN(aq) HSO 4 (aq) CN (aq) βάση ασθενέστερα οξύ οξύ η ισορροπία είναι προς το ασθενέστερο οξύ - είναι μετατοπισμένη προς τα αριστερά SO 4 2 (aq) + HCN(aq) HSO 4 (aq) + CN (aq) βάση

40 ισχύς οξέων Β. μοριακή δομή και ισχύς οξέων 1. γενικά, είναι δύσκολο να γίνουν προβλέψεις για τις σχετικές οξύτητες διαφόρων οξέων 2. αυτό οφείλεται στο ότι η ισχύς ενός οξέος επηρεάζεται από διάφορους παράγοντες: α. τα χαρακτηριστικά της δομής του οξέος π.χ. το είδος ατόμων που περιέχει β. το είδος του διαλύτη όπου βρίσκεται το οξύ ο διαλύτης επηρεάζει τη δράση των οξέων γ. ελεύθερη ενέργεια και εντροπία του συστήματος δεν είναι εύκολο να προσδιοριστούν

ισχύς οξέων 41 3. όμως, μπορούμε να κάνουμε συγκρίσεις ισχύος μεταξύ οξέων που: - έχουν παρόμοιες χημικές δομές - είναι στον ίδιο διαλύτη (το Η 2 Ο) 4. για να εκτιμήσουμε τη σχετική οξύτητα μιας σειράς παρόμοιων οξέων ΗΑ στο Η 2 Ο, προσδιορίζουμε σε ποιο οξύ αποσπάται πιο εύκολα το Η + από το δεσμό ΗΑ ένα όξινο Η αποσπάται εύκολα από ένα οξύ ΗΑ όταν έχει μεγάλο δ+ τότε, αυτό αναπτύσσει ισχυρή αλληλεπίδραση με το δ- των μονήρων ζευγών του Η 2 Ο (βάση) έτσι, το Η διασπάται από το δεσμό ΗΑ ως Η + και σχηματίζεται το ΗΟΗ 2 +

σχετικές οξύτητες δυαδικών οξέων 42 5. για τα δυαδικά οξέα με στοιχεία Υ της ίδιας περιόδου του περιοδικού πίνακα, η σχετική ισχύς τους αυξάνεται προς τα δεξιά στην ίδια περίοδο α. π.χ. το HF είναι ισχυρότερο οξύ από το Η 2 Ο β. αυτό οφείλεται στο ότι ο δεσμός HF είναι πιο πολωμένος από τους δεσμούς HΟ στο Η 2 Ο το F έχει μεγαλύτερη ηλεκτραρνητικότητα από το Ο και έλκει πιο ισχυρά ηλεκτρονιακή πυκνότητα προς το μέρος του, δημιουργώντας μεγαλύτερο δ+ στο Η στα διαγράμματα ηλεκτροστατικού δυναμικού φαίνεται το μεγαλύτερο δ+ του Η στο HΙ με έντονο μπλε δ αύξηση ηλεκτραρνητικότητας Υ αύξηση οξύτητας ΗΥ δ+ δ HF δ+ έτσι, στο HF το Η + αποσπάται εύκολα σε ένα οξύ ΗΥ, όσο πιο μεγάλης ηλεκτραρνητικότητας είναι το Υ, τόσο πιο πολωμένος είναι ο δεσμός (δ+) ΗΥ (δ-) και τόσο πιο ισχυρό είναι το οξύ δ+ H 2 O

ελάττωση ισχύος δεσμού HΥ αύξηση οξύτητας HΥ σχετικές οξύτητες δυαδικών οξέων 43 6. για τα δυαδικά οξέα με στοιχεία Υ της ίδιας ομάδας του περιοδικού πίνακα, η σχετική ισχύς τους αυξάνεται προς τα κάτω στην ίδια ομάδα α. π.χ. το HΙ είναι ισχυρότερο οξύ από το ΗF β. αυτό οφείλεται στο ότι ο δεσμός HI είναι πιο ασθενής από το δεσμό HF το Ι έχει μεγαλύτερη ατομική ακτίνα από το F γεγονός που οδηγεί σε μεγαλύτερου μήκους και ασθενέστερο δεσμό HΙ σε ένα οξύ HY, όσο πιο μεγάλο είναι το μέγεθος του Υ, τόσο πιο ασθενής είναι ο δεσμός ΗΥ και τόσο πιο ισχυρό είναι το οξύ HF HI

αύξηση ηλεκτραρνητικότητας Υ αύξηση οξύτητας σχετικές οξύτητες οξοοξέων 44 7. για τα οξοοξέα του τύπου Η-Ο-Υ με στοιχεία Υ της ίδιας ομάδας του περιοδικού πίνακα, η σχετική ισχύς τους αυξάνεται προς τα πάνω στην ίδια ομάδα α. π.χ. το HClO είναι ισχυρότερο οξύ από το ΗBrO ΗΟCl δ+ δ β. αυτό οφείλεται στο ότι ο δεσμός HΟ στο HClO είναι πιο πολωμένος από ότι στο HBrO ΗOBr το Cl έχει μεγαλύτερη ηλεκτραρνητικότητα από το Br και έλκει πιο ισχυρά ηλεκτρονιακή πυκνότητα προς το μέρος του δημιουργώντας μεγαλύτερο δ+ στο Η σε ένα οξύ HYO, όσο πιο μεγάλη είναι η ηλεκτραρνητικότητα του Υ, τόσο πιο πολύ πολώνεται ο δεσμός (δ+) ΗΟ (δ-) και τόσο πιο ισχυρό είναι ΗOI δ+ δ το οξύ

αύξηση ατόμων O αύξηση οξύτητας σχετικές οξύτητες οξοοξέων 45 8. για τα οξοοξέα του τύπου Η-Ο-ΥO n με n = 0, 1, 2 η σχετική ισχύς τους αυξάνεται με την αύξηση του n α. π.χ. το HClO 4 είναι ισχυρότερο οξύ από το ΗClO ΗΟCl δ+ δ β. αυτό οφείλεται στο ότι ο δεσμός HΟ στο HClO 4 είναι πιο πολωμένος από ότι στο HClO ΗClO 3 τα μεγάλης ηλεκτραρνητικότητας 3 άτομα Ο έλκουν πιο ισχυρά ηλεκτρονιακή πυκνότητα προς το μέρος τους από ότι 1 άτομο Ο, δημιουργώντας μεγαλύτερο δ+ στο Η σε ένα οξύ οξύ ΗΟYO n, όσο περισσότερα είναι τα άτομα Ο, τόσο πιο πολύ πολώνεται ο δεσμός (δ+) ΗΟ (δ-) και τόσο πιο ισχυρό είναι το οξύ ΗClO 2 ΗClO 4 δ δ+ δ

46 καρβοξυλικά οξέα 9. τα περισσότερα οξοοξέα είναι ισχυρότερα από τα συνήθη καρβοξυλικά οξέα α. π.χ. το H 2 SO 4 είναι ισχυρότερο οξύ από το CH 3 COOH β. αυτό οφείλεται στο ότι ο δεσμός HΟ στο H 2 SO 4 είναι πιο πολωμένος από ότι στο CH 3 COOH τα μεγάλης ηλεκτραρνητικότητας 4 άτομα Ο και 1 άτομο S έλκουν πιο ισχυρά ηλεκτρονιακή πυκνότητα προς το μέρος τους από ότι 1 άτομο C, δημιουργώντας μεγαλύτερο δ+ στο Η έτσι, επιτρέπεται η ευκολότερη απόσπαση του Η + δ+ δ+

Ποιο είναι το ισχυρότερο οξύ για καθένα από τα ακόλουθα ζεύγη και γιατί; 47 ΝΗ 3 και PH 3 η PH 3 είναι ισχυρότερο οξύ από την ΝΗ 3 - ο P έχει μεγαλύτερο μέγεθος από το Ν (ίδια ομάδα του ΠΠ) - ο δεσμός P-Η είναι μεγαλύτερου μήκους και ασθενέστερος από το δεσμό Ν-Η - αποσπάται ευκολότερα ένα Η από το PH 3 HI και H 2 Te το ΗΙ είναι ισχυρότερο οξύ από το Η 2 Te - τo I έχει μεγαλύτερη ηλεκτραρνητικότητα από το Te (ίδια περίοδος του ΠΠ) - στο ΗΙ ο δεσμός Ι-Η είναι πιο πολωμένος από το δεσμό Te-Η - αποσπάται ευκολότερα ένα Η από το HI H 3 AsO 4 και H 3 AsO 3 το H 3 AsO 4 είναι ισχυρότερο οξύ από το H 3 AsO 3 - τo H 3 AsO 4 έχει περισσότερα άτομα Ο από ότι το H 3 AsO 3 - στο H 3 AsO 4 ο δεσμός Ο-Η με το όξινο Η είναι πιο πολωμένος από ότι στο H 3 AsO 3 - αποσπάται ευκολότερα ένα Η από το H 3 AsO 4 HSO 4 και HSeO 4 το HSO 4 είναι ισχυρότερο οξύ από το HSeO 4 - το S έχει μεγαλύτερη ηλεκτραρνητικότητα από το Se (ίδια ομάδα του ΠΠ) - στο HSO 4 ο δεσμός O-Η είναι πιο πολωμένος από ότι στο HSeO 4 - αποσπάται ευκολότερα ένα Η από το HSO 4

48 αυτοϊοντισμός του Η 2 Ο και το ph διαλυμάτων αυτοϊοντισμός του Η 2 Ο η κλίμακα του ph υπολογισμός του ph υδατικών διαλυμάτων ισχυρών οξέων και βάσεων

αυτοϊοντισμός του Η 2 Ο 49 ΙΙΙ. αυτοϊοντισμός του Η 2 Ο και το ph διαλυμάτων Α. αυτοϊοντισμός του Η 2 Ο 1. το Η 2 Ο μπορεί να δρα είτε σαν οξύ είτε σαν βάση, ακόμα και σε καθαρή μορφή ένα μόριο Η 2 Ο δρα ως δότης Η + (οξύ) σε ένα γειτονικό μόριο Η 2 Ο (βάση) H 2 O(l) + Η 2 Ο(l) H 3 O + (aq) + OH (aq) 2. η αντίδραση αυτή ονομάζεται αυτοϊοντισμός του Η 2 Ο α. συμβαίνει σε πολύ μικρό ποσοστό μόλις 1 μόριο στα 10 9 μόρια Η 2 Ο αυτοϊοντίζεται β. περιγράφεται ως αμφίδρομη αντίδραση είναι δυναμική διαδικασία (συμβαίνει συνεχώς και προς τις δύο κατευθύνσεις) γ. συμβαίνει στο καθαρό Η 2 Ο και σε όλα τα υδατικά διαλύματα αποτέλεσμά του είναι η ύπαρξη ιόντων Η 3 Ο + (aq) και ΟΗ (aq) στο καθαρό Η 2 Ο στα ιόντα αυτά οφείλεται η ύπαρξη πολύ μικρής αγωγιμότητας στο καθαρό Η 2 Ο

η σταθερά του γινομένου ιόντων του Η 2 Ο K w 50 3. η έκταση του αυτοϊοντισμού του Η 2 Ο μπορεί να εκφραστεί ποσοτικά με τη σταθερά ισορροπίας Κ c που ορίζεται ως H 2 O(l) + Η 2 Ο(l) H 3 O + (aq) + OH (aq) [H O ][OΗ ] 3 Κ= c [H 2 O][H 2 O] α. η [Η 2 Ο] έχει μεγάλη και σταθερή τιμή επειδή 1 mol H 2 O = 18 g H 2 O τότε 1 mol H2O 1000 g 55.5 mol L [H 2 O] 18 g H2O 1 L β. η παραπάνω σχέση γίνεται [H O ][OΗ ] Κ = Κ [H O] [H O ][OΗ ] Κ [H O ][OΗ ] 3 2 c c 2 3 w 3 [H2O][H2O] σταθερά γ. η σταθερά K w ονομάζεται σταθερά του γινομένου ιόντων του Η 2 Ο στους 25 o C, Κ w = 1.010 14 η τιμή της K w εξαρτάται από τη θερμοκρασία, π.χ. στους 37 o C, Κ w = 2.510 14

51 ποσοτική σχέση μεταξύ των [H + ] και [OH ] στα διαλύματα 4. στο καθαρό Η 2 Ο και σε οποιοδήποτε υδατικό διάλυμα, το γινόμενο [Η 3 Ο + ][OH ] έχει πάντα την ίδια σταθερή τιμή ίση με την K w α. αν αυξηθεί η [Η 3 Ο + ], τότε η [ΟΗ ] ελαττώνεται β. αν αυξηθεί η [ΟΗ ], τότε η [Η 3 Ο + ] ελαττώνεται i. σε κάθε περίπτωση, ο αυτοϊοντισμός του Η 2 Ο μεταβάλλει αντιστρόφως ανάλογα τις [Η 3 Ο + ] και [ΟΗ ] έτσι ώστε να διατηρηθεί σταθερή η τιμή του K w ii. οι [Η 3 Ο + ] και [ΟΗ ] δεν γίνονται ποτέ 0 (μηδέν)

ουδέτερα διαλύματα 52 5. στο καθαρό Η 2 Ο, τα Η 3 Ο + και OH παράγονται σε ίσες ποσότητες H 2 O(l) + Η 2 Ο(l) H 3 O + (aq) + OH (aq) α. επομένως ισχύει [Η 3 Ο + ] = [OH ] β. ένα διάλυμα με [Η 3 Ο + ] = [OH ] ονομάζεται ουδέτερο i. αν [H 3 Ο + ] = [OH ] = x mol L 1 ή Μ τότε στους 25 ο C 14 7 Κ w [H3O ][OΗ ] 1.0 10 x x x 1.0 10 M ii. επομένως, στο καθαρό Η 2 Ο και τα ουδέτερα διαλύματα ισχύει ότι [H 3 Ο + ] = [OH ] = 1.010 7 Μ δηλαδή, οι [H 3 Ο + ] = [OH ] έχουν πολύ μικρές τιμές

όξινα και βασικά διαλύματα 53 6. σε ένα διάλυμα οξέος, το οξύ δημιουργεί επιπλέον Η 3 Ο + και η [Η 3 Ο + ] αυξάνεται ένα τέτοιο διάλυμα ονομάζεται όξινο i. π.χ. αν σε ένα διάλυμα οξέος [H 3 Ο + ] = 1.010 3 Μ τότε η [OH ] = x Μ είναι H 2 O(l) + Η 2 Ο(l) H 3 O + (aq) + OH (aq) 14 3 11 Κ w [H3O ][OΗ ] 1.0 10 (1.010 ) x x 1.010 M ii. δηλαδή, στα όξινα διαλύματα ισχύει ότι [H 3 Ο + ] > [OH ] 7. σε ένα διάλυμα βάσης, η βάση δημιουργεί επιπλέον OH και η [OH ] αυξάνεται ένα τέτοιο διάλυμα ονομάζεται βασικό i. π.χ. αν σε ένα διάλυμα βάσης [OH ] = 1.010 2 Μ τότε η [Η 3 Ο + ] = x Μ είναι H 2 O(l) + Η 2 Ο(l) H 3 O + (aq) + OH (aq) 14 2 12 Κ w [H3O ][OΗ ] 1.0 10 x (1.0 10 ) x 1.010 M ii. δηλαδή, στα βασικά διαλύματα ισχύει ότι [H 3 Ο + ] < [OH ]

ουδέτερα, όξινα και βασικά διαλύματα 54 8. συμπερασματικά: α. στα καθαρό Η 2 Ο και τα ουδέτερα ισχύει [H 3 O + ] = [OH ] = 1 10 7 Μ β. στα όξινα διαλύματα ισχύει [H 3 O + ] > 1 10 7 Μ > [OH ] γ. στα βασικά διαλύματα ισχύει [H 3 O + ] < 1 10 7 Μ < [OH ]

Να υπολογιστεί η [OH ] ενός διαλύματος με [H 3 O + ] = 1.510 9 M στους 25 ο C. Είναι το διάλυμα είναι όξινο, βασικό ή ουδέτερο; 55 δεδομένα: ζητούμενα: σχέδιο: σχέσεις: λύση: [H 3 O + ] = 1.510 9 M [OH ] [H 3 O + ] [OH ] K K w 3 K [H O ][OH ] [OH ] [H O ] w 3 [H O ][OH - ] + w 3 1.0 10 1.5 10 14 6 [OH ] 6.7 10 M 9 εφόσον [H 3 O + ] < [OH ] το διάλυμα είναι βασικό

56 ορισμός του ph ενός διαλύματος Β. η κλίμακα του ph 1. η οξύτητα ενός διαλύματος εκφράζεται με την [H 3 O + ] 2. όμως, η [H 3 O + ] μπορεί να ποικίλει σε πολλές τάξεις μεγέθους ανάλογα με το διάλυμα σε κάποια διαλύματα είναι >1 Μ ενώ σε άλλα είναι <10-14 Μ 3. για λόγους ευκολίας, η [Η 3 Ο + ] ενός διαλύματος εκφράζεται με την τιμή του ph του 4. το ph ενός διαλύματος είναι ο αρνητικός δεκαδικός λογάριθμος της [Η 3 Ο + ] του διαλύματος η ανακάλυψη της κλίμακας του ph οφείλεται στον Sørensen το 1909 γενικά, το p είναι ο μαθηματικός τελεστής log επομένως: pχ = logx ph= log[h O ] 3 Sørensen (1868-1939) Σουηδία

υπολογισμοί με ph και σημαντικά ψηφία 57 5. όταν υπολογίζουμε το ph ενός διαλύματος από την [Η 3 Ο + ] του, προσέχουμε ώστε τα δεκαδικά ψηφία του ph να είναι ίσα με τα σημαντικά ψηφία της [Η 3 Ο + ] σε εκθετική μορφή π.χ. το ph ενός διαλύματος με [H 3 O + ] = 2.9 10 4 Μ είναι ph= log[h O ] log( 1 3 4 2.9 0 ) 3. 54 σε υπολογιστή χειρός, πληκτρολογούμε την [Η 3 Ο + ], πατάμε log και αλλάζουμε το πρόσημο του αποτελέσματος με το πλήκτρο 6. ανάλογα υπολογίζεται και η [Η 3 Ο + ] ενός διαλύματος από το ph του π.χ. η [H 3 O + ] ενός διαλύματος με ph = 3.40 είναι ph= log[h O ] [H O ] 10 10 4.010 M 3 ph 3. 40 4 3 σε υπολογιστή χειρός, πληκτρολογούμε την [H 3 O + ] και πατάμε τα INV (ή shift) και log ή το 10 x

η σημασία της τιμής του ph 58 7. επειδή το ph ορίζεται με αρνητικό πρόσημο, όσο πιο μικρό είναι το ph, τόσο πιο μεγάλη είναι η [H 3 O + ] 8. τα περισσότερα διαλύματα που χρησιμοποιούνται στη χημεία έχουν ph 014 α. όταν [H + ] = 1 M ph = 0, όταν [OH ] = 1 M ph = 14 β. όμως, μπορεί να είναι ph < 0 (σε πολύ όξινα διαλύματα) ή ph > 14 (σε πολύ βασικά διαλύματα) 9. επειδή το pη είναι log 10, μια μεταβολή του ph κατά 1 μονάδα αντιστοιχεί σε μεταβολή της [Η 3 Ο + ] του διαλύματος κατά ένα παράγοντα του 10 π.χ. όταν το ph ενός διαλύματος μειώνεται κατά από 5 σε 4, η [Η 3 Ο + ] του αυξάνεται από 1.010 5 Μ σε 1.010 4 Μ

το ph διαφόρων διαλυμάτων 59 10. το ph του καθαρού Η 2 Ο όπου [Η 3 Ο + ] = [ΟΗ ] = 1.010 7 Μ είναι 7 ph= log[h3o ] log(1.0 10 ) 7.00 α. το ph των ουδέτερων διαλυμάτων όπου [H 3 O + ] = 1 10 7 είναι ph = 7 (ουδέτερο) β. το ph των όξινων διαλυμάτων όπου [H 3 O + ] > 1 10 7 είναι ph < 7 (όξινο) γ. το ph των βασικών διαλυμάτων όπου [H 3 O + ] < 1 10 7 είναι ph > 7 (βασικό) / Μ

Να υπολογιστεί το ph και το poh ενός διαλύματος με [OH ] = 1.310 2 M στους 25 C. Είναι το διάλυμα όξινο, βασικό ή ουδέτερο; δεδομένα: [OH ] = 1.310 2 M ζητούμενα: ph σχέδιο: [OH ] [H 3 O + ] ph K [H O ][OH ] w 3 ph log[h O ] 3 σχέσεις: λύση: K K [H O ][OH ] 1.0 10, ph log[h O ] 14 w 3 3 1.0 10 [H O ][OH ] [H O ] 7.7 10 M 1.3 10 14 13 w 3 3 2 13 ph log[h3o ] log(7.7 10 ) 12.11 εφόσον ph>7, το διάλυμα είναι βασικό

Να υπολογιστούν οι [Η 3 Ο + ] και [ΟΗ ] ενός διαλύματος που έχει ph = 4.80 στους 25 C. δεδομένα: ζητούμενα: σχέδιο: ph [H + ] και [OH ], M ph [H 3 O + ] [ΟΗ ] [H O ] 10 3 ph w 3 K [H O ][OH ] σχέσεις: λύση: ph log[h O ], K [H O ][OH ] 1.0 10 14 3 w 3 ph 4.80 5 ph log[h3o ] [H3O ] 10 10 1.6 10 M K 1.0 10 [H O ][OH ] [OH ] 6.3 10 M 1.6 10 14 10 w 3 5

ορισμός του poh ενός διαλύματος 62 11. για να εκφράσουμε την [ΟΗ ] ενός διαλύματος χρησιμοποιούμε το poh που ορίζεται ως αρνητικός λογάριθμος (με βάση το 10) της [ΟΗ ] του διαλύματος poh= log[oh ] 12. οι υπολογισμοί των poh και [OH ] διαφόρων διαλυμάτων γίνονται όπως για το ph α. το poh ενός διαλύματος με [OH ] = 2.910 4 M είναι poh= log[oh ] log( 1 4 2.9 0 ) 3. 54 β. η [OH ] ενός διαλύματος με pοh = 3.40 είναι po H 3. 4 poh= log[oh ] [OH ] 10 10 0 4 4. 010 M

σχέση των ph και poh ενός διαλύματος 63 13. τα ph και poh ενός διαλύματος συνδέονται α. για κάθε υδατικό διάλυμα στους 25 C ισχύει ότι Κ [H O ][OΗ ] 1.0 10 14 w 3 14 log([h3o ][OΗ ]) log(1.0 10 ) log[h O ] ( log[oη ]) 14.00 3 ph poh 14.00 β. το ph και poh ενός διαλύματος έχουν συμπληρωματικές τιμές όταν η μία αυξάνεται, η άλλη ελαττώνεται έτσι ώστε το άθροισμά τους να είναι σταθερό

οι κλίμακες των ph και poh 64 14. οι κλίμακές του ph και poh συνδέονται μεταξύ τους α. ισχύει ότι: i. το poh των ουδέτερων διαλυμάτων όπου [OH ] = 1 10 7 Μ είναι pοh = 7 ii. το poh των όξινων διαλυμάτων όπου [ΟΗ] < 1 10 7 Μ είναι pοh > 7 iii. το poh των βασικών διαλυμάτων όπου [OH ] > 1 10 7 Μ είναι pοh < 7 β. όσο πιο μικρό είναι το poh ενός διαλύματος α. τόσο πιο μεγάλο είναι το ph του β. τόσο πιο βασικό είναι το διάλυμα

65 το ph διαλυμάτων ισχυρών οξέων και βάσεων το ph διαλυμάτων ισχυρών οξέων το ph διαλυμάτων ισχυρών βάσεων

66 το ph διαλυμάτων ισχυρών οξέων ΙV. το ph διαλυμάτων ισχυρών οξέων και βάσεων Α. το ph διαλυμάτων ισχυρών οξέων 1. γενικά, σε ένα υδατικό διάλυμα οξέος ΗΑ, η [H 3 O + ] προέρχεται: α. από τον ιοντισμό του οξέος: ΗΑ + Η 2 Ο Η 3 Ο + + Α β. από τον αυτοϊοντισμό του Η 2 Ο: Η 2 Ο + H 2 O H 3 O + + OH 2. για συνήθη διαλύματα ισχυρών οξέων, θεωρούμε προσεγγιστικά ότι η [Η 3 Ο + ] προέρχεται μόνο από τον ιοντισμό του οξέος α. η [Η 3 Ο + ] που προκύπτει από το Η 2 Ο είναι αμελητέα λαμβάνεται υπόψη στους υπολογισμούς μόνο για πάρα πολύ αραιά διαλύματα ισχυρών οξέων (< 110-4 M) β. επομένως, για ένα διάλυμα οξέος ΗΑ α Μ ΗΑ + Η 2 Ο Α + Η 3 Ο + αρχικά α Μ - 0 τελικά - α Μ α Μ ισχύει ότι [Η 3 Ο + ] = α Μ

Να υπολογιστεί το ph και το poh ενός υδατικού διαλύματος HCl 0.10 M στους 25 C. 67 1. γράφουμε τον ιοντισμό του οξέος στο Η 2 Ο 2. κατασκευάζουμε ένα πίνακα συγκεντρώσεων για την αντίδραση 3. εισάγουμε την αρχική συγκέντρωση του οξέος και προσδιορίζουμε την [Η 3 Ο + ] θεωρούμε ότι η [H 3 O + ] που προέρχεται από Η 2 Ο είναι 0 4. αντικαθιστούμε την τιμή της [H 3 O + ] στην έκφραση του ph και το υπολογίζουμε 5. από το ph υπολογίζουμε το poh το HCl είναι ισχυρό οξύ και ιοντίζεται πλήρως ΗCl + Η 2 Ο Cl + Η 3 Ο + αρχικά 0.10-0 τελικά - 0.10 0.10 + [H3O ] 0.10 M + ph log[h3o ] log(0.10) 1.00 ph poh 14 poh 14 1.00 13.00

Να υπολογιστεί το ph ενός υδατικού διαλύματος ΗBr 0.030 M στους 25 C. Είναι το διάλυμα όξινο, βασικό ή ουδέτερο; δεδομένα: HBr 0.030 M ζητούμενα: ph σχέδιο: [HBr] [H 3 O + ] ph poh [HBr] [H O ] 3 ph log[h O ] 3 ph poh 14 σχέσεις: λύση: ph log[h O ], ph poh 14 3 το HBr είναι ισχυρό οξύ και ιοντίζεται πλήρως ΗBr + Η 2 Ο Br + Η 3 Ο + αρχικά 0.030-0 τελικά - 0.030 0.030 + 2 [H3O ] 0.03 M 0.030 M 3.0 10 M + 3 ph log[h3o ] log(3.0 10 ) 2.52 ph poh 14 poh 14 2.52 11.48 εφόσον ph>7, το διάλυμα είναι βασικό

69 το ph διαλυμάτων ισχυρών βάσεων B. το ph διαλυμάτων ισχυρών βάσεων 1. σε ένα υδατικό διάλυμα μιας βάσης, η [ΟΗ ] προέρχεται: α. από τη διάσταση (ή ιοντισμό) της βάσης: Β(ΟΗ) n B n+ + noh β. από τον αυτοϊοντισμό του Η 2 Ο: H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH 2. για συνήθη διαλύματα ισχυρών βάσεων, θεωρούμε ότι η [ΟΗ ] προέρχεται μόνο από τον ιοντισμό της βάσης: α. η [ΟΗ ] που προκύπτει από το Η 2 Ο είναι αμελητέα λαμβάνεται υπόψη στους υπολογισμούς μόνο για πάρα πολύ αραιά διαλύματα ισχυρών βάσεων (< 110-4 M) β. επομένως, για ένα διάλυμα βάσεως Β(ΟΗ) n α Μ Β(ΟΗ) n B n+ + noh αρχικά α Μ - 0 τελικά - α nα ισχύει ότι [OH ] = nα Μ

Να υπολογιστεί το ph και το poh ενός υδατικού διαλύματος NaOH 0.10 M στους 25 C. 70 1. γράφουμε τη διάσταση της βάσης στο Η 2 Ο 2. κατασκευάζουμε ένα πίνακα συγκεντρώσεων για την διάσταση 3. εισάγουμε την αρχική συγκέντρωση της βάσης και προσδιορίζουμε την [ΟΗ ] θεωρούμε ότι η [ΟΗ ] που προέρχεται από Η 2 Ο είναι 0 4. αντικαθιστούμε την τιμή της [ΟΗ ] στην έκφραση του pοh και το υπολογίζουμε 5. από το pοh υπολογίζουμε το ph η NaOH είναι ισχυρή βάση και διίσταται πλήρως NaOH Na + + OH αρχικά 0.10-0 τελικά - 0.10 0.10 [OH ] 0.10 M poh log[oh ] log(0.10) 1.00 ph poh 14 ph 14 1.00 13.00

Να υπολογιστεί το ph ενός υδατικού διαλύματος Ca(OH) 2 0.0015 M στους 25 o C και να καθοριστεί αν είναι όξινο, βασικό ή ουδέτερο. δεδομένα: Ca(OH) 2 0.015 M ζητούμενα: ph σχέδιο: [Ca(OH) 2 ] [OH ] poh ph σχέσεις: [Ca(OH) ] 2[OH ] 2 poh log[oh ], ph poh 14 poh log[oh ] ph poh 14 λύση: η Ca(OH) 2 είναι ισχυρή βάση και διίσταται πλήρως Ca(OH) 2 Ca 2+ + 2OH αρχικά 0.0015-0 τελικά - 0.0015 20.0015 3 [OH ] 20.0015 M 0.0030 M 3.0 10 M 3 poh log[oh ] log(3.0 10 ) 2.52 ph poh 14 ph 14 2.52 11.48 εφόσον ph>7, το διάλυμα είναι βασικό