Μετά το τέλος της µελέτης του 3ου κεφαλαίου, ο µαθητής θα πρέπει να είναι σε θέση:

Μετά το τέλος της µελέτης του 3ου κεφαλαίου, ο µαθητής θα πρέπει να είναι σε θέση: Να γνωρίζει ποιες ουσίες ονοµάζονται ηλεκτρολύτες. Να γνωρίζει τι είναι ο ιοντισµός, τι η διάσταση, σε ποιες περιπτώσεις έχουµε ιοντισµό και σε ποιες διάσταση. Να γράφει τη χηµική εξίσωση της ηλεκτρολυτικής διάστασης των ιοντικών ενώσεων. Να γράφει τη χηµική εξίσωση του ιοντισµού των οµοιοπολικών ενώσεων. Να γνωρίζει τους ορισµούς οξέων και βάσεων, κατά Arrhenius και Brönsted και Lowry. Να βρίσκει τη συζυγή βάση ενός οξέος και το συζυγές οξύ µίας βάσης. Να προβλέπει προς ποια κατεύθυνση είναι µετατοπισµένη η ισορροπία ανάµεσα σε ένα οξύ, µία βάση και τις συζυγείς τους ενώσεις, µε βάση την ισχύ τους. Να γνωρίζει ποιες ουσίες χαρακτηρίζονται ως αµφολύτες ή αµφιπρωτικές ουσίες. Να γνωρίζει πως ορίζεται ο βαθµός ιοντισµού (α) ενός ηλεκτρολύτη και από τι εξαρτάται. Να υπολογίζει τις συγκεντρώσεις των ιόντων και των µορίων σε διαλύ- µατα ασθενών και ισχυρών ηλεκτρολυτών. Να γνωρίζει τι είναι η σταθερά ιοντισµού ή γινόµενο ιόντων του νερού (Κ w ), από τι εξαρτάται η τιµή της. Να γνωρίζει τη σχέση µεταξύ [Η 3 Ο + ] και [ΟΗ ] σε διαλύµατα που είναι: α. ουδέτερα β. όξινα γ. βασικά

Ιοντισµός οξέων - βάσεων - νερού 52. Τι πρέπει να γνωρίζουµε Να γνωρίζει τις δυνατές τιµές των [Η 3 Ο + ] και [ΟΗ ] σε διαλύµατα θερµοκρασίας 25 o C που είναι: α. ουδέτερα β. όξινα γ. βασικά Να γνωρίζει πως ορίζονται τα ph και poh. Να γνωρίζει τη σχέση που συνδέει τα pη και poh, ενός υδατικού διαλύµατος: ph + poh = pk w Να γνωρίζει τη σχέση µεταξύ ph και poh σε διαλύµατα που είναι: α. ουδέτερα β. όξινα γ. βασικά Να γνωρίζει τις δυνατές τιµές των ph και poh σε διαλύµατα θερµοκρασίας 25 o C που είναι: α. ουδέτερα β. όξινα γ. βασικά Να υπολογίζει το ph και τις συγκεντρώσεις των ιόντων, σε διάλυµα ισχυρού ηλεκτρολύτη. Να επιλύει ασκήσεις που έχουµε ανάµειξη διαλύµατος ισχυρού οξέος µε διάλυµα ισχυρής βάσης. Να γνωρίζει τις σχέσεις από τις οποίες υπολογίζονται οι σταθερές ιοντισµού K a, K b ασθενούς οξέος και ασθενούς βάσης αντίστοιχα. Να συγκρίνει την ισχύ ασθενών ηλεκτρολυτών µε βάση τις τιµές των σταθερών ιοντισµού. Να γνωρίζει την πλήρη και την απλοποιηµένη µορφή του νόµου αραίωσης του Ostwald. Να γνωρίζει πως µεταβάλλονται οι τιµές της σταθεράς ιοντισµού και του βαθµού ιοντισµού, όταν αλλάξουν η θερµοκρασία ή η αρχική συγκέντρωση του διαλύµατος. Να επιλύει ασκήσεις που αναφέρονται σε υδατικά διαλύµατα ασθενούς οξέος ή ασθενούς βάσης. Να επιλύει ασκήσεις που αναφέρονται σε υδατικά διαλύµατα αλάτων των οποίων ένα από τα ιόντα που προκύπτουν από τη διάστασή τους αντιδρά µε το νερό. Να επιλύει ασκήσεις που αναφέρονται σε υδατικά διαλύµατα αλάτων των οποίων και τα δύο ιόντα που προκύπτουν από τη διάστασή τους αντιδρούν µε το νερό.

Χηµεία Γ Λυκείου - Θετικής Κατεύθυνσης Βήµα 1 ο Επαναλαµβάνουµε τη θεωρία 53. Επαναλαµβάνουµε τη θεωρία Ιοντικά υδατικά διαλύµατα: είναι τα διαλύµατα στα οποία διαλύτης είναι το νερό και η διαλυµένη ουσία βρίσκεται σε µορφή ιόντων ή µορίων και ιόντων. Ηλεκτρολύτες ονοµάζονται οι ουσίες των οποίων τα διαλύµατα είναι ηλεκτρικά αγώγιµα, δηλαδή µπορεί να περάσει από αυτά ηλεκτρικό ρεύµα. Ηλεκτρολυτική διάσταση ιοντικών ενώσεων ονοµάζεται η αποµάκρυνση των ιόντων που προϋπάρχουν στο κρυσταλλικό πλέγµα. Οι ιοντικές ενώσεις στο νερό παθαίνουν πλήρη διάσταση, δηλαδή όλη η ποσότητα τους που διαλύεται στο νερό, διίσταται σε ιόντα. Για το λόγο αυτό οι αντιδράσεις διάστασης είναι πάντα µονόδροµες, πχ.: ΝaCl (s) Na + (aq) + Cl (aq) Από τους ηλεκτρολύτες, ιοντικές ενώσεις είναι: α. Tα υδροξείδια των µετάλλων [M(OH) x ] β. Tα άλατα [ανόργανα (M ψ Α x ) και οργανικά π.χ. RCOONa] Ιοντισµός οµοιοπολικής ένωσης ονοµάζεται η αντίδραση των µορίων της ένωσης µε τα µόρια του διαλύτη (π.χ. του νερού) που οδηγεί στον σχηµατισµό ιόντων. Πλήρης ιοντισµός: η αντίδραση του ηλεκτρολύτη µε το νερό είναι µονόδροµη και στο διάλυµα υπάρχουν µόνο ιόντα. π.χ.: ΗCl + H 2 O H 3 O + + Cl Μερικός ιοντισµός: η αντίδραση του ηλεκτρολύτη µε το νερό είναι αµφίδροµη και το σύστηµα καταλήγει σε ισορροπία. Στο διάλυµα συνυπάρχουν ιόντα και µόρια του ηλεκτρολύτη. π.χ.: ΝΗ 3 + Η 2 Ο ΝΗ + 4 + ΟΗ Από τους ηλεκτρολύτες, οµοιοπολικές ενώσεις είναι: α. Οι βάσεις των αµετάλλων [ΝΗ 3 και αµίνες RNH 2 ] β. Τα οξέα [ανόργανα (Η x Α) και οργανικά (RCOOH)] Οξέα - Βάσεις κατά Αrrhenius: Οξέα είναι οι υδρογονούχες ενώσεις που όταν διαλυθούν στο νερό δίνουν ιόντα Η +. Βάσεις οι ενώσεις που όταν διαλυθούν στο νερό δίνουν ιόντα ΟΗ. Το βασικό µειονέκτηµα της θεωρίας του Arrhenius είναι ότι αναφέρεται µόνο σε υδατικά διαλύµατα. Οξέα - Βάσεις κατά Brönsted - Lowry: Οι βασικές αρχές της θεωρίας αυτής είναι:

Ιοντισµός οξέων - βάσεων - νερού 54. Eπαναλαµβάνουµε τη θεωρία Βήµα 1 ο α. Οξύ: είναι κάθε ουσία που µπορεί να δώσει ένα ή περισσότερα πρωτόνια (Η + ). β. Βάση: είναι κάθε ουσία που µπορεί να δεχτεί ένα ή περισσότερα πρωτόνια (Η + ). γ. Ο όξινος χαρακτήρας ενός οξέος εκδηλώνεται µόνο µε την παρουσία µιας βάσης και ο βασικός χαρακτήρας µιας βάσης µόνο παρουσία ενός οξέος. Για παράδειγµα, στον ιοντισµό της αµµωνίας: ΝΗ 3 + Η 2 Ο ΝΗ + 4 + ΟΗ Για την αντίδραση προς τα δεξιά: Το Η 2 Ο: δρα σαν οξύ και δίνει ένα Η + Η ΝΗ 3 : δρα σαν βάση και δέχεται το Η + που έδωσε το νερό. Για την αντίδραση προς τα αριστερά: Το ΝΗ 4 + : δρα ως οξύ και δίνει ένα Η +. Το ΟΗ : δρα ως βάση και δέχεται το Η+ που έδωσε το ΝΗ 4 +. δ. Συζυγές ζεύγος αποτελούν ένα οξύ και µία βάση που διαφέρουν κατά ένα πρωτόνιο. Όταν ένα οξύ αποβάλλει Η + το σώµα που σχηµατίζεται είναι η συζυγής του βάση, σύµφωνα µε το γενικό σχήµα: Το ζεύγος ΗΑ και Α είναι ένα συζυγές ζεύγος. Όταν µια βάση δεχτεί Η + το σώµα που σχηµατίζεται είναι το συζυγές της οξύ, σύµφωνα µε το γενικό σχήµα: Το ζεύγος ΗΒ + και Β είναι ένα συζυγές ζεύγος. Όσο ισχυρότερο είναι ένα οξύ, δηλαδή όσο µεγαλύτερη τάση έχει να δίνει Η +, τόσο ασθενέστερη είναι η συζυγής του βάση, δηλαδή τόσο µικρότερη τάση έχει να δέχεται Η + και αντίστροφα. Κάθε ισορροπία ανάµεσα σε ένα οξύ, µία βάση και τα συζυγή τους σώµατα, δηλαδή, κάθε αµφίδροµη αντίδραση της µορφής του διπλανού σχήµατος, είναι µετατοπισµένη προς την κατεύθυνση που παράγονται το ασθενότερο οξύ και η ασθενέστερη βάση. Αµφιπρωτικές ουσίες ή αµφολύτες: Είναι οι ουσίες που άλλοτε δίνουν Η + και δρουν σαν οξέα και άλλοτε δέχονται Η + και δρουν σαν βάσεις, ανάλογα µε την ουσία µε την οποία αντιδρούν. Για παράδειγµα, το Η 2 Ο είναι αµφολύτης, όπως παρατηρούµε στις παρακάτω αντιδράσεις: ΝΗ 3 + Η 2 Ο ΝΗ 4 + + ΟΗ (1) ΗCΝ + Η 2 Ο CN + H 3 O + (2) Στην αντίδραση (1) το Η 2 Ο δρα ως οξύ και δίνει ένα πρωτόνιο (Η + ) στην ΝΗ 3. Στην αντίδραση (2) το Η 2 Ο δρα σαν βάση και δέχεται ένα πρωτόνιο (Η + ) από το ΗCN.

Χηµεία Γ Λυκείου - Θετικής Κατεύθυνσης Βήµα 1 ο Επαναλαµβάνουµε τη θεωρία 55. Χηµικές εξισώσεις διάστασης ή ιοντισµού οξέων - βάσεων: α. Ισχυροί ηλεκτρολύτες ονοµάζονται οι ηλεκτρολύτες, οι οποίοι παθαίνουν πλήρη διάσταση ή ιοντισµό, δηλαδή όλη η αρχική ποσότητα του ηλεκτρολύτη βρίσκεται στο διάλυµα σε µορφή ιόντων. Ισχυροί ηλεκτρολύτες είναι: Τα υδροξείδια των µετάλλων (ΚΟΗ, ΝaΟΗ, Ca(OH) 2,...) Tα άλατα που διαλύονται στο νερό (ΝaCl, KCl, RCOONa,...) Mερικά οξέα: ΗCl, HBr, HI, HNO 3, HClO 4, Η 2 SO 4 (1 ο στάδιο ιοντισµού). Σε όλες τις περιπτώσεις ιοντισµού ή διάστασης ισχυρών ηλεκτρολυτών, οι αντιδράσεις είναι µονόδροµες. β. Ασθενείς ηλεκτρολύτες ονοµάζονται οι ηλεκτρολύτες, οι οποίοι παθαίνουν µερικό ιοντισµό, δηλαδή στα διαλύµατα τους συνυπάρχουν ιόντα και αδιάστατα µόρια. Ασθενείς ηλεκτρολύτες είναι: Οι βάσεις: ΝΗ 3, RNH 2 (αµίνες) Τα οξέα: ΗCN, HF, ΗΑ (γενικός τύπος) Oλα τα οργανικά οξέα: RCOOH, π.χ. CH 3 COOH Κάθε ιοντισµός ασθενούς µονοπρωτικού ηλεκτρολύτη, που ιοντίζεται σε ένα στάδιο περιγράφεται από αµφίδροµη χηµική αντίδραση του ηλεκτρολύτη µε το νερό. Ιοντισµός ασθενών βάσεων: Β + H 2 O ΒΗ + + ΟΗ Ιοντισµός αµινών: RNH 2 + H 2 O RNH 3 + + OH - Ιοντισµός ασθενών οξέων: ΗΑ + H 2 O Α + Η 3 Ο + Ιοντισµός οργανικών οξέων: RCOOH + H 2 O RCOO + Η 3 Ο + ιπρωτικά οξέα χαρακτηρίζονται τα οξέα που ιοντίζονται σε 2 στάδια, έχουν δηλαδή µορφή Η 2 Α. Για παράδειγµα, ο ιοντισµός του Η 2 S: Η 2 S + H 2 O HS + H 3 O + α στάδιο HS + H 2 O S 2 + H 3 O + β στάδιο To Η 2 SO 4 είναι ειδική περίπτωση γιατί ιοντίζεται πλήρως στο α στάδιο και µερικώς στο β στάδιο: Η 2 SO 4 + H 2 O HSO 4 + H 3 O + HSΟ 4 + H 2 O SΟ 4 2 + H 3 O + α στάδιο, µονόδροµη αντίδραση β στάδιο, αµφίδροµη αντίδραση Ισχύς ασθενών ηλεκτρολυτών είναι µία γενική έκφραση της ικανότητας των ηλεκτρολυτών να διίστανται ή να ιοντίζονται πλήρως ή µερικώς. Μέτρο της ισχύος των ασθενών ηλεκτρολυτών είναι: Ο βαθµός ιοντισµού α, για οξέα και βάσεις. Η σταθερά ιοντισµού Κ a (για τα οξέα) ή Κ b (για τις βάσεις).

Ιοντισµός οξέων - βάσεων - νερού 56. Eπαναλαµβάνουµε τη θεωρία Βήµα 1 ο Βαθµός ιοντισµού α: Ο βαθµός ιοντισµού ενός ηλεκτρολύτη ορίζεται ως το πηλίκο του αριθµού των mol που ιοντίζονται προς το συνολικό αριθµό mol του ηλεκτρολύτη και εκφράζει την απόδοση της αντίδρασης ιοντισµού του ηλεκτρολύτη στο διαλύτη (νερό). Για ασθενή οξέα ή βάσεις, ο βαθµός ιοντισµού υπολογίζεται από τις σχέσεις: nιοντίζεται cιοντίζεται α = ή α = n c αρχικά αρχικά Στους ασθενείς ηλεκτρολύτες ο βαθµός ιοντισµού παίρνει τιµές από µηδέν µέχρι ένα, δηλαδή: 0 < α < 1 Η τιµή του βαθµού ιοντισµού για τους ισχυρούς ηλεκτρολύτες είναι πάντα ίση µε ένα (α = 1), γιατί ιοντίζεται όλη η ποσότητα του ηλεκτρολύτη. O βαθµός ιοντισµού εξαρτάται από: α. Τη φύση του ηλεκτρολύτη. β. Τη φύση του διαλύτη. γ. Τη θερµοκρασία Τ. δ. Την αρχική συγκέντρωση C του ηλεκτρολύτη. ε. Την παρουσία κοινού ιόντος στο διάλυµα. Για να συγκρίνουµε την ισχύ δύο ηλεκτρολυτών, µε βάση το βαθµό ιοντισµού, πρέπει οι δύο ηλεκτρολύτες να βρίσκονται στον ίδιο διαλύτη, µε την ίδια αρχική συγκέντρωση, στις ίδιες συνθήκες θερµοκρασίας και να µην υπάρχει παρουσία κοινού ιόντος. Όταν ισχύουν τα παραπάνω, ισχυρότερος είναι ο ηλεκτρολύτης που έχει µεγαλύτερη τιµή βαθµού ιοντισµού. Ιοντισµός του νερού: Στο καθαρό νερό υπάρχουν ανιόντα υδροξειδίου (ΟΗ ) και κατιόντα οξωνίου (Η 3 Ο + ). Τα ιόντα αυτά προκύπτουν λόγω του ιοντισµού του νερού, σύµφωνα µε την χηµική εξίσωση: Η 2 Ο + Η 2 Ο Η 3 Ο + + ΟΗ Στην παραπάνω αντίδραση που ονοµάζεται και αυτοϊοντισµός του νερού, το ένα µόριο του νερού δρά ως οξύ και το άλλο ως βάση. Σταθερά ιοντισµού ή γινόµενο ιόντων του νερού (K w ): ίνεται από τη σχέση: Κ w = [H 3 O + ][OH ] H σταθερά K w έχει µονάδες M 2, οι οποίες όµως παραλείπονται χάριν ευκολίας. Στους 25 ο C ισχύει: Κ W = 10 14. Η σχέση Κ w = [H 3 O + ][OH ] ισχύει σε όλα τα υδατικά διαλύµατα και όχι µόνο στο καθαρό νερό. Σχέση µεταξύ [Η 3 Ο + ] και [ΟΗ ]: α. Σε ουδέτερα διαλύµατα, στους 25 ο C, ισχύει: [H 3 O + ] = [OH ] = 10 7 Σε ουδέτερα διαλύµατα, ανεξάρτητα θερµοκρασίας: [H 3 O + ] = [OH ] β. Στα υδατικά διαλύµατα οξέων, στους 25 ο C, ισχύει: [H 3 O + ] > 10 7 > [OH ]

Χηµεία Γ Λυκείου - Θετικής Κατεύθυνσης Βήµα 1 ο Επαναλαµβάνουµε τη θεωρία 57. Σε όλα τα όξινα διαλύµατα, ανεξάρτητα θερµοκρασίας: [H 3 O + ] > [OH ] γ. Στα υδατικά διαλύµατα βάσεων, στους 25 ο C, ισχύει: [OH ] > 10 7 > [H 3 O + ] Σε όλα τα βασικά διαλύµατα, ανεξάρτητα θερµοκρασίας: [H 3 O + ] < [OH ] ph διαλύµατος: Το ph ορίζεται ως ο αρνητικός δεκαδικός λογάριθµος της αριθµιτικής τιµής της συγκέντρωσης των ιόντων H 3 O + σε ένα υδατικό διάλυµα: ph = log[h 3 O + ] Aντίστοιχα µε την έννοια του ph ορίστηκε το poh: pοh = log[oh ] Γενικότερα ισχύει: px = -logx. Για παράδειγµα: pk w = -logk w pk a = -logk a pk b = -logk b Σχέση µεταξύ ph και poh: Όταν η θ 25 ο C, τότε σε ουδέτερα διαλύµατα ph = pk w /2, σε όξινα διαλύµατα ph < pk w /2 και σε βασικά διαλύµατα ph > pk w /2 Ιοντισµός ασθενούς οξέος - Σταθερά ιοντισµού Κ a ασθενούς οξέος: Έστω αραιό υδατικό διάλυµα ασθενούς µονοπρωτικού οξέος ΗΑ. Ο ιοντισµός του ΗΑ περιγράφεται από τη χηµική εξίσωση: ΗΑ + Η 2 Ο Α +Η 3 Ο + Σταθερά ιοντισµού Κ a του οξέος ΗΑ ονοµάζεται η τιµή του παρακάτω κλάσµατος στην ισορροπία: + - [H3O ][A ] K a = [HA] H Κ a έχει µονάδες mol/l, οι οποίες όµως παραλείπονται χαριν ευκολίας. Η τιµή της Κ a για ορισµένο οξύ σε υδατικό διάλυµα, εξαρτάται µόνο από τη θερµοκρασία. Επειδή οι αντιδράσεις ιοντισµού είναι ενδόθερµες, αύξηση της θερµοκρασίας µετατοπίζει την ισορροπία προς τα δεξιά, µε αποτέλεσµα η τιµή της Κ a να αυξάνεται και αντίστροφα. Όταν θέλουµε να συγκρίνουµε την ισχύ δύο ασθενών οξέων, ισχυρότερο είναι αυτό που έχει µεγαλύτερη τιµή Κ a σε ορισµένη θερµοκρασία. Σταθερά ιοντισµού Κ b ασθενούς βάσης: Ο ιοντισµός ασθενούς µονόξινης βάσης περιγράφεται από τη χηµική εξίσωση: Β + Η 2 Ο ΗΒ + + ΟΗ

Ιοντισµός οξέων - βάσεων - νερού 58. Eπαναλαµβάνουµε τη θεωρία Βήµα 1 ο Αντίστοιχα µε την Κ a, ορίζεται η σταθερά ιοντισµού Κ b, που δίνεται από τη σχέση: + - [HB ][OH ] K b = [B] Για τη σταθερά Κ b ισχύει ότι και για την Κ a. ηλαδή η τιµή της εξαρτάται µόνον από τη θερµοκρασία. Αύξηση της θερµοκρασίας προκαλεί αύξηση της Κ b. Όσο µεγαλύτερη είναι η τιµή της Κ b µίας βάσης, σε ορισµένη θερµοκρασία, τόσο ισχυρότερη είναι η βάση. Όταν θέλουµε να συγκρίνουµε την ισχύ δύο ασθενών βάσεων, ισχυρότερη είναι αυτή που έχει µεγαλύτερη τιµή K b στην ίδια θερµοκρασία. Στα ισχυρά οξέα και βάσεις δεν αποκαθίσταται η χηµική ισορροπία, συνεπώς δεν ορίζονται οι σταθερές Κ a και K b. Νόµος αραίωσης του Ostwald: Έστω διάλυµα ασθενούς µονοπρωτικού οξέος µε αρχική συγκέντρωση cm και βαθµό ιοντισµού α. Σύµφωνα µε το νόµο αραίωσης του Ostwald: 2 αc K = ή Κ 1-α a = α 2 c όταν α 10 1 ή Κ a /c 10 2 a O νόµος αραίωσης του Ostwald ισχύει και για ασθενείς µονόξινες βάσεις, µε µαθηµατικές εκφράσεις: 2 αc K b = και Κ 1-α b = α 2 c Η σταθερά ιοντισµού Κ a ή Κ b µπορεί να εκφραστεί και ως συνάρτηση της αρχικής συγκέντρωσης c του οξέος ή της βάσεως και της συγκέντρωσης x, του οξέος ή της βάσης που ιοντίζεται. Στην περίπτωση αυτή: 2 2 x x K a =, K b = c - x c - x ή 2 2 x a, x K = K b = c c όταν α 10 1 ή Κ a /c 10 2, Κ b /c 10 2 Επιλύοντας την απλοποιηµένη µορφή Κ a = α 2 c ή Κ b = α 2 c του νόµου του Ostwald ως προς α, έχουµε: Κa Κb α = ή α = c c Από τις παραπάνω σχέσεις φαίνεται ότι ο βαθµός ιοντισµού ασθενούς µονοπρωτικού οξέος ή ασθενούς µονόξινης βάσης εξαρτάται από: α. Τη σταθερά ιοντισµού, άρα και από τη θερµοκρασία. Πιο συγκεκριµένα, µε αύξηση της θερµοκρασίας η τιµή των Ka, K b αυξάνεται, άρα και η τιµή του α αυξάνεται και αντίστροφα. β. Από την αρχική συγκέντρωση c του ηλεκτρολύτη. Με αραίωση του διαλύµατος η αρχική συγκέντρωση µειώνεται και ο βαθµός ιοντισµού αυξάνεται. Με συµπύκνωση του διαλύµατος η αρχική συγκέντρωση αυξάνεται και ο βαθµός ιοντισµού µειώνεται. O νόµος του Ostwald δεν ισχύει, σε διαλύµατα που περιέχουν ισχυρούς ηλεκτρο-

Χηµεία Γ Λυκείου - Θετικής Κατεύθυνσης Βήµα 1 ο Επαναλαµβάνουµε τη θεωρία 59. λύτες, σε πολυπρωτικούς ηλεκτρολύτες και όταν έχουµε επίδραση κοινού ιόντος. Η σχέση που συνδέει την Κ a οξέος και την Κ b της συζυγούς βάσης: Το γινόµενο των σταθερών ιοντισµού συζυγούς ζεύγους είναι σταθερό για ορισµένη θερµοκρασία και ίσο µε Κ W. ηλαδή: Κ a K b = K w Επειδή σε ορισµένη θερµοκρασία το γινόµενο K a K b είναι σταθερό, συµεραίνουµε ότι όσο µεγαλύτερη είναι η τιµή της σταθεράς Κ a ενός οξέος, τόσο µικρότερη είναι η τιµή της Κ b της συζυγούς του βάσης και αντίστροφα. Άρα: Όσο ισχυρότερο είναι ένα ασθενές οξύ, τοσο ασθενέστερη είναι η συζυγής του βάση και αντίστροφα. Με βάση τα παραπάνω προκύπτει ότι οι ισορροπίες της µορφής: Οξύ + Βάση Συζυγής βάση + Συζυγές οξύ είναι µετατοπισµένες προς το ασθενέστερο οξύ και την ασθενέστερη βάση. Άρα ευνοείται ο σχηµατισµός των ηλεκτρολυτών µε µικρότερες τιµές Κ a, K b. ιαλύµατα αλάτων: α. Άλατα των οποίων κανένα ιόν δεν αντιδρά µε το νερό: Τέτοια άλατα είναι αυτά που προκύπτουν από την εξουδετέρωση ισχυρών οξέων µε ισχυρές βάσεις. Τα υδατικά τους διαλύµατα είναι ουδέτερα (ph = 7 στους 25 o C), γιατί το ph καθορίζεται µόνο από τον ιοντισµό του νερού. β. Άλατα των οποίων το ανιόν αντιδρά µε το νερό: Τέτοια άλατα είναι τα κυανιούχα, φθοριούχα, οργανικά άλατα των αλκαλίων και των αλκαλικών γαιών (NaCN, KF, RCOONa) και προκύπτουν από την εξουδετέρωση ασθενούς οξέος µε ισχυρή βάση. Τα υδατικά διαλύµατα των αλάτων αυτών είναι βασικά (ph > 7 στους 25 o C), γιατί το ph τους καθορίζεται από την υδρόλυση των ανιόντων, τα οποία είναι βάσεις κατά Brönsted - Lowry. γ. Άλατα των οποίων το κατιόν αντιδρά µε το νερό: Τέτοια άλατα είναι τα άλατα του αµµωνίου µε ισχυρά οξέα και τα άλατα των αµινών µε ισχυρά οξέα (ΝΗ 4 ΝΟ 3, RNH 3 Cl). Τα υδατικά διαλύµατα των αλάτων αυτών είναι όξινα (ph < 7 στους 25 o C), γιατί το ph τους καθορίζεται από την υδρόλυση των κατιόντων, τα οποία είναι οξέα κατά Brönsted - Lowry. δ. Άλατα των οποίων και τα δύο ιόντα αντιδρούν µε το νερό: Στην κατηγορία αυτή ανήκουν τα άλατα που σχηµατίζονται από την εξουδετέρωση ασθενούς οξέος µε ασθενή βάση (RCOONH 4, NH 4 CN, NH 4 F). Στα διαλύµατα αυτά, µπορούµε να προβλέψουµε αν το διάλυµα είναι όξινο ή βασικό, συγκρίνοντας τις τιµές των Κ a και Κ b, όταν οι συγκεντρώσεις των δύο ιόντων του άλατος στο διάλυµα είναι ίσες. Στην περίπτωση αυτή ισχύει: 1. Αν Κ a > K b τότε [Η 3 Ο + ] > [ΟΗ ], και το διάλυµα είναι όξινο µε ph < 7, στους 25 ο C. 2. Αν Κ a = K b τότε [Η 3 Ο + ] = [ΟΗ ], και το διάλυµα είναι ουδέτερο µε ph = 7, στους 25 ο C. 3. Αν Κ a < K b τότε [Η 3 Ο + ] < [ΟΗ ], και το διάλυµα είναι βασικό µε ph > 7, στους 25 ο C.

Ιοντισµός οξέων - βάσεων - νερού 60. Επαναλαµβάνουµε τις ασκήσεις κλειδιά Βήµα 2 ο Επαναλαµβάνουµε τις ασκήσεις - κλειδιά Α. Από το σχολικό βιβλίο Να λύσω τις ασκήσεις: σ. 143: Ασκήσεις 18, 19 σ. 144: Ασκήσεις 26, 32, 35 σ. 145: Ασκήσεις 36, 39, 40, 41 σ. 146: Ασκήσεις 44, 45, 46, 49, 50 σ. 147: Ασκήσεις 52, 55, 56, 57 Β. Από το 5ο, το 6ο και 7ο Βιλιοµάθηµα (Βιβλιοµαθήµατα Χηµείας Γ Λυκείου θετικής κατεύθυνσης, εκδόσεις ΟΡΟΣΗΜΟ ) Να διαβάσω τις λυµένες ασκήσεις: (5ο Βιβλιοµάθηµα) σ. 126: Άσκηση 3 σ. 127: Άσκηση 5 (6ο Βιβλιοµάθηµα) σ. 141: Παράδειγµα 1 σ. 144: Παράδειγµα 5 σ. 146: Ασκήσεις 1, 2 (7ο Βιβλιοµάθηµα) σ. 163: Παράδειγµα 2 σ. 165: Παράδειγµα 3 σ. 167: Παράδειγµα 4 σ. 170: Άσκηση 2 σ. 171: Άσκηση 3 σ. 173: Άσκηση 4 Να λύσω τις ασκήσεις: (5ο Βιβλιοµάθηµα) σ. 133: Ασκήσεις: 4, 6, 7 σ. 134: Το ξεχωριστό θέµα (6ο Βιβλιοµάθηµα) σ. 153: Ασκήσεις: 2, 4, 10, 11 σ. 154: Ασκήσεις: 13, 14, 15 σ. 154: Το ξεχωριστό θέµα (7ο Βιβλιοµάθηµα) σ. 178: Ασκήσεις: 4, 6, 8 σ. 179: Ασκήσεις: 13, 14, 16 σ. 180: Ασκήσεις: 20, 21 σ. 180: Το ξεχωριστό θέµα