Ηλεκτρολύτες & Ιονική Ισορροπία
Ηλεκτρολύτες: Ορισμός Ηλεκτρολύτες ονομάζονται οι χημικές ενώσεις των οποίων τα δ/τα ή τήγματα επιτρέπουν τη δίοδο του συνεχούς ηλεκτρικού ρεύματος είναι καλοί αγωγοί του ηλεκτρισμού. Ονομάζονται επίσης ηλεκτρολυτικοί αγωγοί 2 ας τάξεως διότι η αγωγή του ρεύματος γίνεται μέσω ιόντων (τα μέταλλα είναι 1 ης τάξεως αγωγή ρεύματος μέσω e του μεταλλικού δεσμού) Ηλεκτρολύτες είναι τα οξέα, οι βάσεις και τα άλατα. Μη ηλεκτρολύτες > ενώσεις που δεν άγουν το ηλεκτρικό ρεύμα
Ηλεκτρολύτες: θεωρία ηλεκτρολυτικής διάστασης (Arrhenius 1887) θεωρία ηλεκτρολυτικής διάστασης (Arrhenius 1887) Όταν ο ηλεκτρολύτης διαλυθεί στο νερό διίσταται σε ιόντα (αυτά είτε προϋπάρχουν είτε δημιουργούνται..) Η διάσταση μπορεί να είναι πλήρης ή μερική. Η διάσταση γίνεται είτε υπάρχει ηλεκτρικό πεδίο είτε όχι. Συνολικό φορτίο κατιόντων = συνολικό φορτίο ανιόντων/ Συνολικό φορτίο κατιόντων = συνολικό φορτίο ανιόντων/ ουδέτερο διάλυμα.
Κατηγορίες διαλυμάτων Διαλύματα Ιονικά ή ηλεκτρολυτών Μοριακά ή μη ηλεκτρολυτών Η δ/νη ουσία υπό τη μορφή ιόντων Άγουν το ηλεκτρικό ρεύμα Οι προσθετικές τους ιδιότητες είναι πολλαπλάσιες των θεωρητικών τιμών Η δ/νη ουσία υπό τη μορφή μορίων Δεν άγουν το ηλεκτρικό ρεύμα Οι προσθετικές τους ιδιότητες συμφωνούν με τις θεωρητικές τιμές
Κατηγορίες και διάκριση ηλεκτρολυτών Ηλεκτρολύτες Ισχυροί ηλεκτρολύτες Ισχυρά οξέα Σωματίδια: Στη δ/νη ουσία: πολικά μόρια Στο δ/μα: μόνο ιόντα Ισχυρές βάσεις Σωματίδια: Στη δ/νη ουσία: ιόντα Στο δ/μα: μόνο ιόντα Άλατα Σωματίδια: Ασθενείς ηλεκτρολύτες λύ Στη δ/νη ουσία: ιόντα Στο δ/μα: μόνο ιόντα Ασθενή οξέα Σωματίδια: Στη δ/νη ουσία: πολικά μόρια Στο δ/μα: ιόντα & μόρια Ασθενείς βάσεις Σωματίδια: Στη δ/νη ουσία: πολικά μόρια Στο δ/μα: ιόντα & μόρια Μη Ηλεκτρολύτες Μοριακές ενώσεις. Σωματίδια: Στη δ/νη ουσία και στο δ/μα: μόρια
Γενικά περί οξέων και βάσεων Ι Ποιοτική ήδ διάκριση και χαρακτηριστικά οξέων βάσεων Τα οξέα έχουν όξινη γεύση, ενώ οι βάσεις είναι πικρές. Τα οξέα και οι βάσεις μεταβάλλουν το χρώμα ορισμένων χρωστικών (δεικτών). Τα οξέα μεταβάλλουν το χρώμα του ηλιοτροπίου από μπλε σε κόκκινο, της φαινολοφθαλεΐνης από ροζ σε λευκό. Οι βάσεις προκαλούν ακριβώς τις αντίθετες χρωματικές μεταβολές. Οξέα και βάσεις εξουδετερώνουν ή αντιστρέφουν τα μεν τη δράση των δε. Αντιδρούν μεταξύ τους εξουδετέρωση παράγοντας άλατα. Τα οξέααντιδρούν με δραστικά μέταλλα (Mg Zn) υπό παραγωγή Τα οξέα αντιδρούν με δραστικά μέταλλα (Mg, Zn) υπό παραγωγή υδρογόνου.
Θεωρία Arrhenius (πρώτη επιτυχής θεωρία περί οξέων και βάσεων) Γενικά περί οξέων και βάσεων ΙΙ Οξέα: ουσίες που αυξάνουν τη συγκέντρωση των ιόντων Η + σε ένα υδατικό διάλυμα. Βάσεις είναι ουσίες που αυξάνουν τη συγκέντρωση των ιόντων ΟΗ σε ένα υδατικό διάλυμα. Πολλές αντιδράσεις που έχουν χαρακτηριστικά αντιδράσεων οξέων βάσεων σε υδατικό διάλυμα, γίνονται και σε άλλους διαλύτες ή και χωρίς διαλύτη. HCl(aq) + NH 3 (aq) NH 4 Cl(aq)
Γενικά περί οξέων και βάσεων ΙΙΙ Κατά άarrhenius: Οξύ (ΗΑ): Ένωση η οποία διαλυόμενη στο νερό παρέχει Η + HCl H + + Cl - HNO - 3 H + + NO 3 Βάση (Μ(ΟΗ)): Ένωση η οποία διαλυόμενη στο νερό παρέχει ΟΗ NaOH Na + + OH - Ca(OH) 2+ + - 2 Ca 2 OH Η διάσταση μπορεί να είναι πλήρης ή μερική
Ισχυρά και ασθενή οξέα Ι Ισχυρό οξύ Ασθενές οξύ
Ισχυρά και ασθενή οξέα ΙΙ Ισχυρό οξύ 100% ιονισμός Η ισορροπία πλήρως μετατοπισμένη προς τα δεξιά HA H + + A Πρίν ιονισμό Μετά ιονισμό s e # moles Relative HCl H + Cl HCl H + Cl
Ισχυρά και ασθενή οξέα ΙΙΙ Ασθενές οξύ <100% ιονισμός Αποκαθίσταται ισορροπία HA H + + A Πριν ιονισμό Μετά ιονισμό s e # moles Relative HA H + A HA H + A
Ποσοτική έκφραση ισχύος οξέων και βάσεων (α) Βαθμός διάστασης (α) Το κλάσμα των mol του ηλεκτρολύτη που βρίσκεται σε διάσταση (β) Σταθερά διάστασης ηςή ιονισμού (Κ / Κα ήκβ) [H + ] [X - ] HX H + + X - Ka = [HX] MOH M + + OH - Kb = [OH - ] [M + ] MOH] (γ) pka, pkb: pka = logka, pkb = logkb
Νόμος Αραίωσης Ostwald Νόμος Αραίωσης Ostwald: Συσχέτιση του Βαθμού διάστασης (α) με τη Σταθερά διάστασης ή ιονισμού (Κα ή Κβ) ΗΧ Η + + Χ Αρχικά c Διίστανται αc Παράγονται αc αc Ισορροπία c(1 α) αc αc Κ= [Χ ][Η + ] α 2 c 2 α 2 c α 2 n [ΗΧ] c(1 α) (1 α) (1 α)v = V = = n α 2 K (1 α) = Ο βαθμός ηλεκτρολυτικής διάστασης αυξάνει με την αύξηση της αραίωσης του δ/τος και οριακά τείνει στο 1
Πολυδύναμα οξέα και βάσεις Τα οξέα διακρίνονται σε μονοπρωτικά, διπρωτικά, τριπρωτικά ανάλογα με τον αριθμό όξινων υδρογόνων που διαθέτουν. Ο ιοντισμός των διπρωτικών οξέων γίνεται σε δυο στάδια: H - 2 SO 4 + H 2 O HSO 4 + H 3 O + HSO 4 - + H 2 O SO 4 2- + H 3 O + Ο ιοντισμός των τριπρωτικών οξέων γίνεται σε τρία στάδια: H 3 PO 4 + H 2 O H 2 PO 4 - H 2 PO 4 - HPO 4 2- + H 3 O + + H 2 O HPO 2-4 +H 3 O + + H 2 O PO 4 3- + H 3 O + 3
Ισχύς οξέων Ισχύς οξέων Πολύ ισχυρά pk < 3 HClO 4 HMnO 4 Iσχυρά 33 < pk < 11 HNO 3 H 2 SO 4 HClO 3 HBr HI HCl Μέτρια 1 < pk < 1 Ασθενή 1 < pk < 3 CHCl 2 COOH HIO 3 HF Πολύ Ασθενή H 2 CrO 4 HNO 2 pk > 3 CCl 3 COOH H 3 PO 4 H 2 PO 3 ΗΙΟ HClO 2 HCN HIO 4 HBrO HSO 4 HClO CH 2 ClCOOH H 2 CO 3 CH 3 COOH
Ισχύς βάσεων Ισχύς βάσεων Ισχυρές Ca(OH) 2 Ba(OH) 2 Sr(OH) 2 LiOH NaOH KOH Ασθενείς ΝΗ 3 Αμίνες Επαμφοτερίζουσες Ζn(ΟΗ) 2 Cu(ΟΗ) 2 Pb(ΟΗ) 2 Al(ΟΗ) 3 SbO(ΟΗ)
Παράγοντες που επιδρούν στην ισχύ οξέων και βάσεων Ι Η ισχύς εξαρτάται από παράγοντες που επηρεάζουν την ισχύ του δεσμού Χ Η και Μ ΟΗ (α) Μοριακή δομή (ηλεκτραρνητικότητα, μέγεθος ατόμων) (β) Αλκαλικότητα του διαλύτη (γ) Επαγωγικό φαινόμενο
Τύποι οξέων 1. Ομοιοπολικά υδρίδια ΗnΧ (π.χ. ΗCl, HBr, Η 2 S) 2. Οξυγονούχα οξέα (ΗΟ)mΖOn (π.χ. ΗΝΟ 3 [(OH)NO 2 ], ΗClO 4 [(OH)ClO 3 ])
Μοριακή δομή και ισχύς οξέων: ΗnX Παράγοντες που επηρεάζουν την όξινη ισχύ: (1) η πολικότητα του δεσμού Η Χ, η οποία εξαρτάται από την ηλεκτραρνητικότητα του ατόμου Χ (2) η ισχύς του δεσμού Η Χ, η οποία εξαρτάται από το μέγεθος του ατόμου Χ (ισχυρότερος παράγοντας του (1)). Όσο πιο πολωμένος ο δεσμός Η Χ και πιο μεγάλο το άτομο τόσο πιο ισχυρό το οξύ Σε μια ομάδα του Π.Π. η όξινη ισχύς αυξάνεται από πάνω προς τα κάτω (παράλληλα με το μέγεθος). ) Σε μια περίοδο του Π.Π. από αριστερά προς τα δεξιά, η ατομική ακτίνα ελαττώνεται βραδέως και η ισχύς καθορίζεται από την ηλεκτραρνητικότητα του Χ, η οποία αυξάνεται προς την ίδια κατεύθυνση HF < HCl < HBr < HI PH 3 < H 2 S < HCl Ατομική ακτίνα
Μοριακή δομή και ισχύς οξέων: ΗnX
Ηλεκτραρνητικότητα και Μέγεθος Μοριακή δομή και ισχύς οξέων: ΗnX
Γιατί οι αλκοόλες είναι ισχυρότερα οξέα από τις αμίνες? Το οξυγόνο είναι πιο ηλεκτραρνητικό από το άζωτο.
Μοριακή δομή και ισχύς οξέων Ι: (ΗΟ)mΖOn Το όξινο άτομο Η είναι πάντοτε συνδεδεμένο με ένα άτομο Ο, το οποίο με τη σειρά του συνδέεται με ένα άτομο Z. Η σχετική ισχύς των οξέων αυτών καθορίζεται από την πολικότητα του δεσμού Ο Η, η οποία και πάλι εξαρτάται από την ηλεκτραρνητικότητα του ατόμου Z. Διακρίνουμε δύο περιπτώσεις: (α) Οξοοξέα (ΗΟ)mΖOn, με ίδιο n και διαφορετικό Z. β) Οξοοξέα (ΗΟ)mΖOn, με ίδιο Ζ και διαφορετικό n.
Μοριακή δομή και ισχύς οξέων ΙΙ: (ΗΟ)mΖOn (α) Οξοοξέα ξέ (ΗΟ)mΖOn, με ίδιο n και διαφορετικό όzz Η όξινη ισχύς αυξάνεται με την ηλεκτραρνητικότητα του Z (καλύτερη έλξη του νέφους Ο Η) HClO> HBrO > HIO HClΟ 3 > HBrΟ 3 > HIΟ 3 (Ο 2 Cl(ΟΗ)> Ο 2 Br(ΟΗ)> Ο 2 I(ΟΗ))
Μοριακή δομή και ισχύς οξέων ΙΙ: (ΗΟ)mΖOn (β) Οξοοξέα ξέ (ΗΟ)mΖOn, με ίδιο Ζ (ίδιο κεντρικό άτομο) ) και διαφορετικό n. Η όξινη ισχύς αυξάνεται με τον αριθμό n (ή βάσει αρ. οξ.) HClΟ 4 > HClΟ 3 > HClΟ 2 > HClΟ Εξαίρεση H 3 PΟ 3 > H 3 PΟ 4 λόγω στερεοχημικής δομής (αυξημένη συμμετρία κατανομής στο φωσφορικό οξύ)
Επαγωγικό φαινόμενο και ισχύς οξέων Ι Επαγωγικό φαινόμενο (inductive effect, I): Είναι το φαινόμενο κατά το οποίο το ηλεκτρονικό νέφος των απλών δεσμών (σ δεσμοί) έλκεται ή απωθείται από άλλα άτομα η ομάδες ατόμων του μορίου Θετικό επαγωγικό, +Ι: απώθηση νέφους (παροχή e ) Αρνητικό επαγωγικό, Ι: έλξη νέφους (απογύμνωση από e ) Θετικό επαγωγικό, +Ι, ήτοι Y C : Ο > COO > C(CH 3 ) 3 > CH(CH 3 ) 2 > CH 2 CH 3 > CH 3 κλπ Me C C C Αρνητικό επαγωγικό, Ι, ήτοι Y C : NR 3 + > NO 2 > CN > C=O > X > OH > NH 2 κλπ
Επαγωγικό φαινόμενο και ισχύς οξέων IΙ II δ +I δ+ δ C H δ+ C F δ δ+ δ+ δ C CH 3 C Cl δ+ δ C O δ δ+ CH 3 C C CH 3 CH3
Επαγωγικό φαινόμενο και ισχύς οξέων ΙΙΙ Η ισχύς των οργανικών οξέων (δεσμός Ο Η στο COOH) επηρεάζεται από τους υποκαταστάτες Ισχύς οξέων CH 3 COOH > CH 3 CH 2 COOH CCl 3 COOH > CHCl 2 COOH > CH 2 ClCOOH > CH 3 COOH
Επαγωγικό φαινόμενο και ισχύς οξέων IV inductive electron withdrawal
Ισχύς βάσεων και επαμφοτεριζουσών ενώσεων Η ισχύς των βάσεων εξαρτάται από την ισχύ του δεσμού Ο Η στο OH Ζ(ΟΗ)n, όσο πιο ηλεκτροθετικό το Ζ τόσο αυξάνει η ισχύς της ΚΟΗ>ΝαΟΗ Ba(OH) 2 > Ca(OH) 2 > Mg(OH) 2 Στις επαμφοτερίζουσες OxZ(O H) η συμπεριφορά σχετίζεται με την ισχύ του δεσμού Ζ Ο και Ο Η η οποία μεταβάλλεται ανάλογα με το περιβάλλον 3H + + AlO 3 3 Η 3 AlO 3 Al(OH) 3 Al 3+ + 3OH
Αντιδράσεις οξέος βάσης Αντίδραση εξουδετέρωσης είναι η αντίδραση ενός οξέος και μιας βάσης που καταλήγει σε μια ιοντική ένωση και πιθανώς νερό. Η ιοντική ήένωση που προκύπτει ως προϊόν μιας αντίδρασης εξουδετέρωσης ονομάζεται άλας. Γενικό σχήμα εξουδετέρωσης: Οξύ + Βάση Άλας + Η 2 Ο
Αντιδράσεις οξέος βάσης κατά Arrhenius Αντίδραση εξουδετέρωσης κατά Arrhenius είναι η αντίδραση διαλυμάτων ενός οξέος και μιας βάσης που καταλήγει σε μια ιοντική ήένωση και νερό, το οποίο προκύπτει ως αποτέλεσμα της ένωσης H + & OH Η αντίδραση των H+ & OH χαρακτηρίζει την εξουδετέρωση ανεξάρτητα εάν τα υπόλοιπα ιόντα του δ/τος ενώνονται ή όχι.
Αντιδράσεις οξέος βάσης κατά Brönsted Lowry, Ι Οξύ κατά Bö Brönsted Lowry dl (Β L): Το μόριο ή το ιόν που δίνει πρωτόνιο σε μια αντίδραση μεταφοράς πρωτονίου. Βάση κατά Brönsted Lowry (Β L): Το μόριο ή το ιόν που δέχεται πρωτόνιο σε μια αντίδραση μεταφοράς πρωτονίου. Το οξύ και η βάση ορίζονται είτε εντός είτε εκτός διαλύματος Όταν ένα οξύ αποδώσει Η + μετατρέπεται σε συζυγή ήβάση και το αντίστροφο
Αντιδράσεις οξέος βάσης κατά Brönsted Lowry, ΙΙ Σε κάθε αντιστρεπτή αντίδραση οξέος βάσης, τόσο η προς τα δεξιά όσο και η προς τα αριστερά αντίδραση εμπεριέχει μεταφορά πρωτονίου. 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, τα οποία διαφέρουν κατά την απώλεια ή το κέρδος ενός πρωτονίου. Το οξύ ονομάζεται συζυγές οξύ της βάσης, Η βάση ονομάζεται συζυγής βάση του οξέος.
Αντιδράσεις οξέος βάσης κατά Brönsted Lowry, ΙΙΙ Ηθ θεωρία Β L ΒL είναι περισσότερο διευρυμένη από αυτή του Arrhenius καθώς: 1. Βάση είναι το χημικό είδος που δέχεται πρωτόνια. Το ιόν ΟΗ είναι μόνο ένα παράδειγμα βάσης. 2. Οξέα και βάσεις μπορεί να είναι ιόντα, αλλά και μοριακές ενώσεις. 3. Οι οξεοβασικές αντιδράσεις δεν περιορίζονται σε υδατικά διαλύματα. 4. Μερικά χημικά είδη μπορούν να δρουν είτε ως οξέα είτε ως βάσεις, ανάλογα με το τι είναι το άλλο αντιδρών.
Αντιδράσεις οξέος βάσης κατά Brönsted Lowry, ΙV Αμφιπρωτική ήένωση: ένωση που περιέχει Η και μπορεί να δρα είτε ως οξύ είτε ως βάση, ανάλογα με το τι είναι το άλλο αντιδρών. Επαμφοτερίζουσα ένωση (γενικότερος όρος): ένωση που μπορεί να δρα είτε ως οξύ είτε ως βάση, ανάλογα με το τι είναι το άλλο αντιδρών, αλλά δεν χρειάζεται να έχει πρωτόνια. Al O ί έ φ ίζ ξ ίδ Ό δ ί φ ό Al 2 O 3, είναι ένα επαμφοτερίζον οξείδιο. Όμως, δεν είναι αμφιπρωτικό αφού δεν έχει πρωτόνια.
Αντιδράσεις οξέος βάσης κατά Brönsted Lowry, V Οι αντιδράσεις οξέος βάσης κατά B L θεωρούνται ότι συμβαίνουν μεταξύ 2 συζευγμένων ζευγών οξέος βάσης και μετατοπίζονται προς τα αντίστοιχα ασθενέστερα οξέα και βάσεις του ζεύγους. Όσο πιο ισχυρό ένα οξύ τόσο πιο ασθενής η συζυγής του βάση Οξύ 1 + Βάση 2 οξύ 2 + βάση 1 Οι αντιδράσεις B L περιλαμβάνουν και τις Arrhenius υπό την προϋπόθεση ότι υπάρχει μεταφορά Η + όπως πχ 1. Οξύ + βάση άλας + νερό: εντός και εκτός δ/τος 2. Οξύ + ανυδρίτης βάσης άλας + νερό: εντός και εκτός δ/τος 3. Ανυδρίτης οξέος + βάση άλας + νερό: εντός δ/τος
Σχετική ισχύς οξέος - βάσης
Αντιδράσεις οξέος βάσης κατά Lewis, Ι Οξύ κατά Lewis Κάθε ουσία που μπορεί να δράσει ως δέκτης ασύζευκτου ζεύγους e Βάση κατά Lewis Κάθε ουσία που μπορεί να δράσει ως δότης ασύζευκτου ζεύγους e Β: + Α Β Α Μια αντίδραση οξέος βάσης είναι κάθε αντίδραση σχηματισμού ημιπολικού δεσμού
Σχηματισμός συμπλόκων ενώσεων Αντιδράσεις οξέος βάσης κατά Lewis, ΙΙ
Σύγκριση των 3 θεωριών Αντιδράσεις οξέος βάσης κατά Arrhenius: HxA + M(OH)x, ή και ανυδριτών τους εντός δ/τος (όπου οι ανυδρίτες μετατρέπονται σε οξέα και βάσεις) Αντιδράσεις οξέος βάσης κατά B L (α) όπως του Arrhenius (β) HxA + M(OH)x εκτός δ/τος (γ) ΗΑ+ ΗχΑ + ανυδρίτης βάσης εκτός δ/τος Αντιδράσεις οξέος βάσης κατά Lewis (α) όπως Arrhenius & B L (β) αντιδρασεις συμπλήρωσης οκτάδας e (γ) αντιδρασεις συμπλήρωσης κενών d ατομικών τροχιακών (δ) αντιδρασεις κατιόντων μετάλλων (υδρόλυση, συμπλοκοποίηση, ενυδάτωση) (ε) αντιδράσεις δέσμευσης ζέυγους e από άτομο
Ιονική ισορροπία
Στο καθαρό νερό υπάρχουν ιόντα υδροξυλίου (ΟΗ ) και ιόντα οξωνίου (Η 3 Ο+). ) Τα ιόντα αυτά προκύπτουν λόγω του ιονισμού του νερού: Η 2 Ο + Η 2 Ο Η 3 Ο + + ΟΗ Η αντίδραση ονομάζεται και αυτοϊονισμός του νερού με το ένα µόριο του νερού δρά ως οξύ και το άλλο ως βάση Αυτοϊονισμός του νερού
Αυτοϊονισμός του νερού H σταθερά Kw έχει µονάδες M 2, οι οποίες όµως παραλείπονται χάριν ευκολίας. Η σχέση Κ w = [H 3 O+][OH ] ισχύει σε όλα τα υδατικά διαλύµατα και όχι µόνο στο καθαρό νερό
Κw και θερμοκρασία H Kw αυξάνει με αύξηση της θερμοκρασίας ο ιονισμός του νερού είναι ενδόθερμη αντίδραση και ευνοείται με αύξηση της θερμοκρασίας
Η έννοια του ph ph διαλύµατος ph: ο αρνητικός δεκαδικός λογάριθµος της συγκέντρωσης των ιόντων H 3 O + σε ένα υδατικό διάλυµα: ph = log [H + 3 O ]
Σχετική ισχύς οξέος βάσης Το ph είναι λογαριθμικό ph αντιστρόφως ανάλογο της [H 3 O+] [H 3 O+] ph & [H 3 O+] ph Μικρές ph σημαίνουν μεγάλες [H 3 Ο + ] ph 7.4 = 0.00000004 ph 7.1 = 0.00000008 (είναι διπλάσια!)
Η έννοια του ph Η έκφραση του pη προκύπτει ως αποτέλεσμα της εφαρμογής του νόμου της Χ.Ι. στον αυτοϊονισμό του Η 2 Ο
Ηκλίμακα του ph
Μέθοδοι μέτρησης ph σε υδατικά διαλύματα (α) Με δείκτες Μεταλλοχρωμικοί έγχρωμες οργανικές ενώσεις των οποίων το χρώμα είναι διαφορετικό αυτού των συμπλόκων τους Ηλεκτρολυτικοί ασθενή οργανικά οξέα ή βάσεις
Μέθοδοι μέτρησης ph σε υδατικά διαλύματα (β) ph μετρικό χαρτί (γ) ph μετρο
Τιμές Κα επιλεγμένων ασθενών οξέων
Επίδραση κοινού ίόντος Επίδραση κοινού ιόντος καλείται η μετατόπιση μιας ιοντικής ισορροπίας, η οποία προκαλείται από την προσθήκη μιας ένωσης που παρέχει στο διάλυμα ένα ιόν όμοιο με αυτά που συμμετέχουν στην ισορροπία. Προσθήκη HCl(aq) (q)(=η 3 Ο+) ) ή CH 3 COONa (=CH 3 COO ) μετατοπίζει την ισορροπία αριστερά (αρχή Le Chatelier) Ο βαθμός ιονισμού CH 3 COOH ελαττώνεται με προσθήκη ισχυρού οξέος. Ο περιορισμός του ιονισμού του CH 3 COOH από HCl(aq) ή CH 3 COONa αποτελεί παράδειγμα επίδρασης κοινού ιόντος.
Ρυθμιστικά δ/τα Ρυθμιστικό διάλυμα είναι ένα διάλυμα που χαρακτηρίζεται από την ικανότητα να ανθίσταται σε μεταβολές του ph όταν προστίθενται σε αυτό περιορισμένες ποσότητες οξέος ή βάσης. Χωρητικότητα καλείται η μέγιστη [ΟΗ ] ή [Η+] που μπορεί να προστεθεί στο δ/μα χωρίς να μεταβληθεί το ph του Σύσταση Ένα ρ.δ. πρέπει να περιέχει δύο συστατικά: ένα που να μπορεί να εξουδετερώνει οξέα και ένα που να μπορεί να εξουδετερώνει βάσεις. Όμως σε καμιά περίπτωση δεν θα πρέπει το ένα συστατικό να εξουδετερώνει το άλλο. Την απαίτηση αυτή για ρυθμιστική δράση δεν ικανοποιεί κανένα μίγμα ισχυρού οξέος με ισχυρή βάση, παρά μόνο μίγματα ασθενούς οξέος με τη συζυγή βάση του (CH + 3 COOH CH 3 COO Να ) ή ασθενούς βάσεως με το συζυγές οξύ της (ΝΗ 3 ΝΗ 4+ ).
Έστω RCOOH/RCOONa Στο αρχικό δ/μα: RCOONa RCOO + Na+ πλήρης διάσταση RCOOH RCOO + H+ μερική διάσταση Ρυθμιστικά δ/τα: Πώς δρούν (α) Προσθήκη Η+ Δέσμευση των Η+ από RCOO (Μετατόπιση ισορροπίας αριστερά). Το RCOOH που παράγεται διίσταται μερικώς αποδίδοντας ελάχιστα Η+. Τελικά η [Η+] αυξάνει ελάχιστα (β) Προσθήκη ΟΗ Δέσμευση των ΟΗ από Η+ (λόγω διάστασης του RCOOΗ) και μετατόπιση ισορροπίας δεξιά. Τελικά η [Η+] μειώνεται ελάχιστα (γ) Μετά από αραίωση Η [Η+] μειώνεται λόγω αραίωσης. Η ισορροπία μετατοπίζεται δεξιά
Ρυθμιστικά δ/τα: Πώς δρούν
Η εξίσωση Henderson Hasselbalch (H.H.) Προκύπτει από την εφαρμογή του νόμου Χ.Ι. σε ρ.δ. Με κάποιες παραδοχές
Εξουδετέρωση Οξύ + Βάση Άλας + Νερό ΗΑ + ΜΟΗ ΜΑ + Η 2 Ο Ισοδύναμο σημείο (ΙΣ): το σημείο στο οποίο όλα τα Η + έχουν αντιδράσει με ΟΗ. Ανάλογα με το είδος του οξέος και της βάσης που αντιδρούν το προκύπτον άλας μπορεί ή όχι να υποστεί υδρόλυση και έτσι το ph στο ΙΣ βρίσκεται στην όξινη ή βασική ή ουδέτερη περιοχή. HCl + NaOH NaCl + H 2 O, ΙΣ με ph=7 HCl + ΝΗ 3 ΝΗ 4 Cl, ΙΣ με ph<7 HCN + KOH KCN + H 2 O, ΙΣ με ph>7
Υδρόλυση αλάτων ΜΑ Μ + + Α Άλας που προέρχεται από ισχυρό οξύ και ισχυρή βάση, ph=7 Άλας που προέρχεται από ισχυρό οξύ και ασθενή βάση, ph <7 Άλας που προέρχεται από ασθενές οξύ και ισχυρή βάση, ph>7 Άλας που προέρχεται από ασθενές οξύ και ασθενή βάση