ΧΗΜΕΙΑ Γ ΛΥΚΕΙΟΥ - ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ ΣΥΝΤΟΜΗ ΕΠΑΝΑΛΗΨΗ ΧΗΜΕΙΑ Γ΄ ΛΥΚΕΙΟΥ ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ ΣΥΝΤΟΜΗ ΕΠΑΝΑΛΗΨΗ Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης 1 ΧΗΜΕΙΑ Γ ΛΥΚΕΙΟΥ - ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ ΣΥΝΤΟΜΗ ΕΠΑΝΑΛΗΨΗ ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΕΣ (κατά Arrhenius και Brönsted-Lowry) A Arrrrhheenniiuuss • Oξέα είναι οι υδρογονούχες ενώσεις οι οποίες όταν διαλύονται στο νερό δίνουν κατιόντα υδρογόνου (Η+) και αρνητικά φορτισµένα ιόντα. • Bάσεις είναι οι ενώσεις οι οποίες όταν διαλύονται στο νερό δίνουν ανιόντα υδροξυλίου (ΟΗ-) και θετικά φορτισµένα ιόντα. • Εξουδετέρωση είναι η αντίδραση µεταξύ οξέος και βάσης (προς σχηµατισµό άλατος και νερού). B Brröönnsstteedd--LLoow wrryy • Οξύ είναι κάθε µόριο, ή, ιόν που µπορεί να δώσει ένα ή περισσότερα πρωτόνια (Η+) (δότης πρωτονίου). Οξύ(1) • Βάση είναι κάθε µόριο, ή, ιόν που µπορεί να πάρει ένα ή περισσότερα πρωτόνια (Η+) (δέκτης πρωτονίου) Βάση(2) + Η+ • Εξουδετέρωση είναι η µεταφορά ενός πρωτονίου από ένα οξύ σε µια βάση µε αποτέλεσµα να σχηµατιστεί µια νέα βάση (συζυγής βάση) και ένα νέο οξύ (συζυγές οξύ). Με πρόσθεση κατά µέλη των γενικών αντιδράσεων που αναγράφονται στον ορισµό των οξέων και των βάσεων έχουµε : συζυγή Οξύ (1) + Βάση (2) Βάση(1) + Η+ Οξύ(2) Βάση (1) + Οξύ (2) συζυγή • Για να δράσει µια ένωση σαν οξύ (δότης πρωτονίου) είναι απαραίτητη η παρουσία µιας άλλης ένωσης που να µπορεί να δράσει σαν δέκτης πρωτονίου (βάση). Αντίστοιχα για να δράσει µια ένωση σαν βάση (δέκτης πρωτονίου) είναι απαραίτητη η παρουσία µιας άλλης ένωσης που να µπορεί να δράσει σαν δότης πρωτονίου (οξύ). Στα υδατικά διαλύµατα φορέας (δέκτης ή δότης) πρωτονίου είναι το νερό. • Συζυγείς ονοµάζονται οι ενώσεις που διαφέρουν µεταξύ τους κατά ένα πρωτόνιο. • Η αντίδραση µεταφοράς πρωτονίου από ένα οξύ σε µια βάση λέγεται πρωτολυτική αντίδραση. Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης 2 ΧΗΜΕΙΑ Γ ΛΥΚΕΙΟΥ - ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ ΣΥΝΤΟΜΗ ΕΠΑΝΑΛΗΨΗ Συζυγής Βάση + Η+) • Όταν ένα οξύ δώσει πρωτόνια µετατρέπεται σε βάση η οποία λέγεται συζυγής βάση. (Οξύ • Αµφιπρωτικά, ή, επαµφοτερίζοντα σώµατα, ή, αµφολύτες, λέγονται τα σώµατα που ανάλογα µε τις συνθήκες συµπεριφέρονται είτε σαν οξέα (δότες πρωτονίου), είτε σαν βάσεις (δέκτες πρωτονίου). Χαρακτηριστικό παράδειγµα αµφολύτη αποτελεί το νερό. • Όσο πιο ασθενές είναι ένα οξύ, τόσο πιο ισχυρή είναι η συζυγής του βάση και το αντίστροφο. • Η αντίδραση µεταξύ ενός οξέος και µιας βάσης, οδηγεί σε στο σχηµατισµό των συζυγών τους : Οξύ(1) + Βάση(2) Βάση(1) + Οξύ(2). Η κατεύθυνση προς την οποία είναι µετατοπισµένη η παραπάνω ισορροπία είναι αυτή προς την οποία σχηµατίζεται το ασθενέστερο οξύ και η ασθενέστερη βάση. ΟΞΥ1 Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης ΒΑΣΗ2 ΒΑΣΗ1 ΟΞΥ2 CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+ H2SO4 + H2O HSO4- + H3O+ HSO4- + H2O SO4-2 + H3O+ H2O + CH3COO- OH- + CH3COOH H2O + H2NCH2COO- OH- + H3+NCH2COO- H2O + NH3 OH- + NH4+ H3O+ + OH- H2O + H2O (C6H5)3CH + NH2- (C6H5) 3C- + NH3 3 ΧΗΜΕΙΑ Γ ΛΥΚΕΙΟΥ - ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ ΣΥΝΤΟΜΗ ΕΠΑΝΑΛΗΨΗ 11οοο Π Ποοσ σοοττιικκόό κκρριιττήήρριιοο ιισ σχχύύοοςς ηηλλεεκκττρροολλυυττώ ώνν -- Β Βααθθµµόόςς ιιοοννττιισ σµµοούύ ((αα)) • Βαθµός ιοντισµού α είναι το πηλίκο του αριθµού των mol του ηλεκτρολύτη που ιοντίζονται (ni) προς τον αρχικό (ολικό) αριθµό mol του ηλεκτρολύτη που διαλύονται (nολ) α = ni ni x λογική : α = = V = nολ nολ C V ni . Στην πράξη ο βαθµός ιοντισµού α εκφράζεται σαν πηλίκο συγκεντρώσεων, σύµφωνα µε την nολ ⇒ α = x C όπου, x Μ η συγκέντρωση του ηλεκτρολύτη που έχει ιοντιστεί και C Μ η αρχική (ολική) συγκέντρωση του ηλεκτρολύτη. Όσο µεγαλύτερη είναι η τιµή του βαθµού ιοντισµού τόσο µεγαλύτερο είναι το ποσοστό του ηλεκτρολύτη που έχει ιοντιστεί. Ο βαθµός ιοντισµού παίρνει τιµές 0 < α ≤ 1 (Μπορεί να εκφραστεί και σαν % ποσοστό οπότε τα αντίστοιχα όρια είναι 0< α% ≤ 100) • Αν α = 1, η αντίδραση ιοντισµού είναι µονόδροµη (πλήρης ιοντισµός) και ο ηλεκτρολύτης χαρακτηρίζεται ισχυρός • Αν α < 1, η αντίδραση ιοντισµού είναι αµφίδροµη και καταλήγει σε ισορροπία (ιοντική ισορροπία – µερικός ιοντισµός) και ο ηλεκτρολύτης χαρακτηρίζεται ασθενής Ο βαθµός ιοντισµού α ενός ασθενούς ηλεκτρολύτη εξαρτάται από : α) β) τη φύση του ηλεκτρολύτη, δηλ. τη µοριακή του δοµή. Π.χ. από το HCl είναι ισχυρό οξύ, ενώ το HF είναι ασθενές οξύ. τη φύση του διαλύτη. Ο διαλύτης στην αντίδραση ιοντισµού ενός ηλεκτρολύτη, παίζει το ρόλο της βάσης (σε ιοντισµό οξέος) ή το ρόλο του οξέος (σε ιοντισµό βάσης) µε αποτέλεσµα η ισχύς των οξέων και των βάσεων να εξαρτάται από τη φύση του διαλύτη. Συνήθως σαν διαλύτης χρησιµοποιείται το CH3COO- + Η3Ο+ , ενώ σε διάλυµα υγρής αµµωνίας, νερό. Παράδειγµα το CH3COOH που σε υδατικό διάλυµα είναι ασθενές οξύ, CH3COΟΗ + H2Ο εξαιτίας του ισχυρά βασικού χαρακτήρα της αµµωνίας, συµπεριφέρεται σαν ισχυρό οξύ CH3COΟΗ + ΝΗ3 → CH3COO- + ΝΗ4+ γ) δ) ε) τη θερµοκρασία. Η αντίδραση ιοντισµού είναι ενδόθερµο φαινόµενο (∆Η>0). Με αύξηση της θερµοκρασίας σύµφωνα µε την αρχή Le Chatelier η ισορροπία µετατοπίζεται προς τα δεξιά, οπότε και η τιµή του βαθµού ιοντισµού αυξάνεται. την αρχική (ολική) συγκέντρωση του ηλεκτρολύτη. Με αύξηση της συγκέντρωσης C (συµπύκνωση - προσθήκη ηλεκτρολύτη υπό σταθερό όγκο ή εξάτµιση διαλύτη) ελαττώνεται η τιµή του βαθµού ιοντισµού και αντιστρόφως (βλ. απόδειξη στο νόµο αραίωσης του Ostwald). την Επίδραση Κοινού Ιόντος. Αν σε διάλυµα ασθενούς ηλεκτρολύτη προστεθεί ένας άλλος ο οποίος έχει κοινό ιόν µε τον ασθενή, σύµφωνα µε την αρχή Le Chatelier, εξαιτίας αύξησης συγκέντρωσης προϊόντος (το κοινό ιόν) προκαλείται µετατόπιση της ιοντικής ισορροπίας προς τα αριστερά Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης 4 ΧΗΜΕΙΑ Γ ΛΥΚΕΙΟΥ - ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ ΣΥΝΤΟΜΗ ΕΠΑΝΑΛΗΨΗ Η Η Λ Λ Ε Ε Κ Κ ΤΤ Ρ Ρ Ο Ο Λ Λ Υ Υ ΤΤ Ε Ε ΣΣ ΕΤΕΡΟΠΟΛΙΚΕΣ ΕΝΩΣΕΙΣ (ΙΟΝΤΙΚΕΣ) ΠΛΗΡΗΣ ∆ΙΑΣΤΑΣΗ ( α=1) των ιόντων που προϋπάρχουν ΟΜΟΙΟΠΟΛΙΚΕΣ ΕΝΩΣΕΙΣ (ΜΟΡΙΑΚΕΣ) ΑΝΤΙ∆ΡΑΣΕΙΣ Ι Ο Ν Τ Ι Σ Μ Ο Υ : Αντίδραση µεταξύ των µορίων της ένωσης και των µορίων του διαλύτη µε αποτέλεσµα τη δηµιουργία ιόντων (αντιδράσεις οξέος-βάσης κατά Bronsted-Lowry). (ΙΣΧΥΡΟΙ ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΕΣ) (ΙΣΧΥΡΟΙ & ΑΣΘΕΝΕΙΣ ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΕΣ) Α Α Λ Λ Α Α ΤΤ Α Α (ΙΟΝΤΙΚΕΣ ΕΝΩΣΕΙΣ) NaCl, KBr, CaCO3, Mg(NO3)2, RCOONa (CH3COONa, HCOONa, …), KCN, … ∆ΙΑΣΤΑΣΗ ΑΛΑΤΟΣ MyAx → CM - yMx+(aq) + (y· C)M Β Β Α Α ΣΣ Ε Ε ΙΙ ΣΣ ή, απλά δεν γράφεται το νερό ∆ΙΑΣΤΑΣΗ Υ∆ΡΟΞΕΙ∆ΙΩΝ Μ(ΟΗ)x CM - → Mx+(aq) CM + xΟΗ-(aq) (x·C)M KF(s) → K+(aq) + F-(aq) xAy-(aq (x· C)M (ΙΟΝΤΙΚΕΣ & ΜΟΡΙΑΚΕΣ ΕΝΩΣΕΙΣ) ΕΤΕΡΟΠΟΛΙΚΕΣ (ΙΟΝΤΙΚΕΣ) ΒΑΣΕΙΣ Υδροξείδια µετάλλων (Arrhenius) NaΟΗ, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2 H2O → K+(Η Ο) + F-(Η Ο) (εφυδάτωση) π.χ. KF(s) 2 x 2 y ΟΜΟΙΟΠΟΛΙΚΕΣ (ΜΟΡΙΑΚΕΣ) ΒΑΣΕΙΣ Αντιδράσεις ιοντισµού (Brönsted-Lowry) Αµµωνία: ΝΗ3( a q ) + Η2Ο(l) Αµίνες: RΝΗ2( a q ) + Η2Ο(l) Γενικά: B( a q ) + Η2Ο(l) ΝΗ4+( a q ) + ΟΗ- ( a q ) RΝΗ3+( a q ) + ΟΗ-( a q ) BΗ+( a q ) + ΟΗ- ( a q ) (Brönsted-Lowry) NH2-, O2-, RO- (CH3O-, …) Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης 5 ΧΗΜΕΙΑ Γ ΛΥΚΕΙΟΥ - ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ Ο Ο Ξ Ξ Ε Ε Α Α ΣΥΝΤΟΜΗ ΕΠΑΝΑΛΗΨΗ (ΜΟΡΙΑΚΕΣ ΕΝΩΣΕΙΣ) Ισχυρά Ασθενή (όλα τα υπόλοιπα) HCl, HBr, HJ, HNO3, HClO4, H2SO4 (µόνο στο 1ο στάδιο ιοντισµού σε ΗSO4 -) ΗF, HCN, HNO2, HClO, HBrO, HJO, HClO2, H2S, H2SO3, H2CO3, H3PO3, H3PO4, RCOOH (CH3COOΗ, HCOOΗ, …), ΗSO4 -, NH4+, RNH3+, … Α ΑΝ ΝΤΤΙΙ∆ ∆Ρ ΡΑ ΑΣΣΕ ΕΙΙΣΣ ΙΙΟ ΟΝ ΝΤΤΙΙΣΣΜ ΜΟ ΟΥ ΥΟ ΟΞΞΕ ΕΩ ΩΝ Ν ΠΛΗΡΗΣ ΙΟΝΤΙΣΜΟΣ (Α%=100%, α=1) ΜΕΡΙΚΟΣ ΙΟΝΤΙΣΜΟΣ (Α%<10%, α<0,1) Ποσοτική αντίδραση µε το Η2Ο ΜΕΛΕΤΗ Ισχυρού οξέος HCl( a q ) + Η2Ο ( l ) CM - Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης → Η3Ο +(aq) CM ΜΕΛΕΤΗ Ασθενούς οξέος + Cl-( a q ) ) CM Αρχικά Ιοντ./Παρ. I.Ι. ΗΑ(aq) CΜ -x (C-x)Μ + Η2Ο ( l ) Η3Ο +(aq) x xΜ + Α -(aq) x xΜ 6 ΧΗΜΕΙΑ Γ ΛΥΚΕΙΟΥ - ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ ΣΥΝΤΟΜΗ ΕΠΑΝΑΛΗΨΗ 22οοο Π Ποοσ σοοττιικκόό κκρριιττήήρριιοο ιισ σχχύύοοςς ηηλλεεκκττρροολλυυττώ ώνν -- ΣΣττααθθεερράά ιιοοννττιισ σµµοούύ Κ Κααα & &Κ Κbbb αασ σθθεεννώ ώνν µµοοννοοπ πρρω ωττιικκώ ώνν οοξξέέω ωνν κκααιι ββάάσ σεεω ωνν Ασθενές µονοπρωτικό (µονοβασικό) οξύ Έστω υδατικό διάλυµα ασθενούς µονοβασικού οξέος. Στο διάλυµα αποκαθίσταται η παρακάτω ισορροπία : ΗΑ(aq) + Η2Ο (l) Η3Ο +(aq) + Α -(aq) , (∆Η>0) [H3O + ].[A - ] Κα = [HA] Ασθενής µονοπρωτική (µονόξινη) βάση Έστω υδατικό διάλυµα ασθενούς µονόξινης βάσης. Στο διάλυµα αποκαθίσταται η παρακάτω ισορροπία : Β(aq) + Η2Ο (l) ΒΗ +(aq) + ΟΗ -(aq) , (∆Η>0) Κb = [BH + ].[OH- ] [B] Ό Όσ σοο µµεεγγααλλύύττεερρηη εείίννααιι ηη ττιιµµήή σ σττααθθεερράάςς Κ Κααα κκααιι Κ Κbbb σ σεε οορριισ σµµέέννηη θθεερρµµοοκκρραασ σίίαα ττόόσ σοο ιισ σχχυυρρόόττεερροο εείίννααιι ττοο οοξξύύ κκααιι ηη ββάάσ σηη ααννττίίσ σττοοιιχχαα,, δδηηλλ.. ττόόσ σοο π πεερριισ σσ σόόττεερροο µµεεττααττοοπ πιισ σµµέέννηη π πρροοςς τταα δδεεξξιιάά εείίννααιι ηη ιισ σοορρρροοπ πίίαα ττηηςς ααννττίίδδρραασ σηηςς ιιοοννττιισ σµµοούύ.. Στα ισχυρά οξέα και στις ισχυρές βάσεις η ισορροπία ιοντισµού είναι σχεδόν πλήρως µετατοπισµένη προς τα δεξιά (µονόδροµη αντίδραση). Πρακτικά στα διαλύµατα αυτά δεν υπάρχουν µόρια οξέος ή βάσης, παρά µόνο τα ιόντα τους, µε αποτέλεσµα οι τιµές των Κα και Κb αντίστοιχα να είναι υψηλές (της τάξης 103-109). Ουσιαστικά στα διαλύµατα αυτά δεν ορίζεται η Κα (ο παρονοµαστής τείνει στο µηδέν). Η σταθερά ιοντισµού Κα ή Κb ενός ασθενούς µονοβασικού οξέος ή µιας ασθενούς µονόξινης βάσης αντίστοιχα εξαρτάται από : α) τη φύση του οξέος ή της βάσης β) τη θερµοκρασία. Η αντίδραση ιοντισµού είναι ενδόθερµο φαινόµενο (∆Η>0). Με αύξηση της θερµοκρασίας σύµφωνα µε την αρχή Le Chatelier η ισορροπία µετατοπίζεται προς τα δεξιά, οπότε και η τιµή της σταθεράς Κα ή Κb αυξάνεται. γ) τη φύση του διαλύτη. Συνήθως σαν διαλύτης χρησιµοποιείται το νερό . ΠΡΟΣΟΧΗ !!! Αν αναφερόµαστε σε ένα οξύ (π.χ. CH3COOH), ή σε µια βάση (π.χ. ΝΗ3) η τιµή της Κα ή της Κb αντίστοιχα, εξαρτάται αποκλειστικά από τη θερµοκρασία. Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης 7 ΧΗΜΕΙΑ Γ ΛΥΚΕΙΟΥ - ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ ΣΥΝΤΟΜΗ ΕΠΑΝΑΛΗΨΗ Ν Νόόµµοοςς ααρρααίίω ωσ σηηςς ττοουυ O Ossttw waalldd Ασθενές µονοπρωτικό (µονοβασικό) οξύ Έστω διάλυµα ασθενούς µονοβασικού οξέος ΗΑ συγκέντρωσης C M και βαθµού ιοντισµού α. Στο διάλυµα αποκαθίσταται η ισορροπία : Α-(aq) αC αC Αρχικά Ιοντ./Παρ. I.Ι. Προσέγγιση Όταν είναι γνωστός ή µπορεί να υπολογιστεί ο βαθµός ιοντισµού α, το σκεπτικό είναι το εξής: Αν α ≤ 0,1 (δηλαδή πολύ ασθενές οξύ), + Η2Ο(l) Η3Ο+(aq) αC αC ΗΑ(aq) C -αC C(1-α) + Κα = [H3O + ].[A - ] α2 . αC.αC = ⇒ Κα = C (1) [HA] 1-α C(1 - α) µπορούµε χωρίς σηµαντικό σφάλµα να θεωρήσουµε ότι (1-α) ≅ 1. Έτσι η σχέση (1) απλοποιείται και γίνεται : Κα =α2.C (2) ⇒ α = Kα (3) C Από τη σχέση (3) φαίνεται ότι, µε αραίωση του διαλύµατος (↑V) ενός ασθενούς µονοβασικού οξέος ελαττώνεται η συγκέντρωση αυτού (↓C) άρα αυξάνεται ο βαθµός ιοντισµού α. Σε άπειρη αραίωση (V → ∞ ⇒ C → 0) ο βαθµός ιοντισµού α τείνει στη µέγιστη τιµή του, δηλ. στη µονάδα (α → 1). Το αντίστροφο ισχύει για τη συµπύκνωση ενός τέτοιου διαλύµατος. Ασθενής µονοπρωτική (µονόξινη) βάση Έστω διάλυµα ασθενούς µονόξινης βάσης Β συγκέντρωσης C M και βαθµού ιοντισµού α. Στο διάλυµα αποκαθίσταται η ισορροπία : ΟΗ-(aq) αC αC Αρχικά Ιοντ./Παρ. I.Ι. Προσέγγιση Όταν είναι γνωστός ή µπορεί να υπολογιστεί ο βαθµός ιοντισµού α, το σκεπτικό είναι το εξής: Αν α ≤ 0,1 (δηλαδή πολύ ασθενής βάση), + Η2Ο(l) ΒΗ+(aq) αC αC Β(aq) C -αC C(1-α) + Κb = [BH+ ].[OH- ] α2 . αC.αC = ⇒ Κb = C (4) [B] 1-α C(1 - α) µπορούµε χωρίς σηµαντικό σφάλµα να θεωρήσουµε ότι (1-α) ≅ 1. Έτσι η σχέση (3) απλοποιείται και γίνεται : Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης Κb =α2.C (5) ⇒ α = Kb (6) C 8 ΧΗΜΕΙΑ Γ ΛΥΚΕΙΟΥ - ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ ΣΥΝΤΟΜΗ ΕΠΑΝΑΛΗΨΗ Από τη σχέση (6) φαίνεται ότι, µε αραίωση του διαλύµατος (↑V) µιας ασθενούς µονόξινης βάσης ελαττώνεται η συγκέντρωση αυτής (↓C) άρα αυξάνεται ο βαθµός ιοντισµού α. Σε άπειρη αραίωση (V → ∞ ⇒ C → 0) ο βαθµός ιοντισµού α τείνει στη µέγιστη τιµή του, δηλ. στη µονάδα (α → 1). Το αντίστροφο ισχύει για τη συµπύκνωση ενός τέτοιου διαλύµατος. Οι παραπάνω σχέσεις (1), (2), (4) και (5) αποτελούν το νόµο αραίωσης του Ostwald, που καθορίζει τη σχέση των τριών µεγεθών α, C και Κα ή Κb σε µια ορισµένη θερµοκρασία. Σε αντίστοιχα συµπεράσµατα καταλήγουµε αν εργαστούµε µε την πραγµατική συγκέντρωση του ηλεκτρολύτη που ιοντίζεται x = (α.C) M Ασθενές µονοπρωτικό (µονοβασικό) οξύ Αρχικά Ιοντ./Παρ. I.Ι. Κα = ΗΑ(aq) CΜ -x (C-x)Μ + Η2Ο(l) [H3O + ].[A - ] x.x x2 . = ⇒ Κα = [HA] C-x C-x Η3Ο+(aq) x xΜ + Α-(aq) x xΜ (7) Kα Προσέγγιση (Αν το ΗΑ είναι πολύ ασθενές οξύ ισχύει : α= ≤0,1 ⇒ C 2 Kα ≤ 0,12 ⇒ Kα ≤ 0,01 C C Kα x2 ή µπορούν να υπολογιστούν τα C & Kα ισχύει : αν ≤ 0,01 ⇒ (C - x) ≅ C ⇒ Κ α = C C (8) δηλ αν α ≤ 0,1 τότε Kα ≤ 0,01). Όταν είναι γνωστά C (& Κ α = α 2. C) Ασθενής µονοπρωτική (µονόξινη) βάση Αρχικά Ιοντ./Παρ. I.Ι. Κb = Β(aq) CΜ -x (C-x)Μ + Η2Ο(l) [BH+ ].[OH- ] x.x x2 . = ⇒ Κb = [B] C-x C-x Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης ΒΗ+(aq) x xΜ + ΟΗ-(aq) x xΜ (9) 9 ΧΗΜΕΙΑ Γ ΛΥΚΕΙΟΥ - ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ Kb Προσέγγιση (Αν η Β είναι πολύ ασθενής βάση ισχύει : α= ≤0,1 ⇒ C ή µπορούν να υπολογιστούν τα C & Kb, ισχύει : αν ΣΥΝΤΟΜΗ ΕΠΑΝΑΛΗΨΗ 2 Kb ≤ 0,12 ⇒ Kb ≤ 0,01 C C Kb x2 ≤ 0,01 ⇒ (C - x) ≅ C ⇒ Κ b = C C δηλ αν α ≤ 0,1 τότε Kb ≤ 0,01). Όταν είναι γνωστά C (& Κb = α2.C) (10) Συνοπτικά ↑θ ↓θ Αραίωση (↓ C) Συµπύκνωση (↑ C) E.K.I. α ↑ ↓ ↑ ↓ ↓ Κα & Κb ↑ ↓ – – – Α ΑΥ ΥΤΤΟ ΟÏÏΟ ΟΝ ΝΤΤΙΙΣΣΜ ΜΟ ΟΣΣ ΤΤΟ ΟΥ Υ Η Η222Ο Ο -- ppH H • O αυτοïοντισµός του νερού είναι µια αντίδραση µεταφοράς πρωτονίων (Η+) από µόρια νερού σε αλλά µόρια νερού κατά την οποία παράγονται κατιόντα Η3Ο+ και ανιόντα ΟΗ - . Σε κάθε υδατικό διάλυµα ισχύει [Η3Ο+] = [Η+] διότι το κατιόν του οξωνίου ουσιαστικά είναι ένα εφυδατωµένο πρωτόνιο (Η+ + Η2Ο → Η3Ο+), δηλ. Η2Ο(l) + Η2Ο(l) Η3Ο+(aq) + ΟΗ-(aq) µε σταθερά αυτοïοντισµού Κw. = [Η3Ο+].[ΟΗ-] • H σταθερά Κw ονοµάζεται σταθερά γινοµένου ιόντων νερού, είναι ανάλογη µε τη θερµοκρασία (ο ιοντισµός είναι ενδόθερµο φαινόµενο) και ισχύει τόσο στο καθαρό νερό όσο και σε κάθε υδατικό διάλυµα. • Πειραµατικά έχει βρεθεί ότι στη θερµοκρασία των 25 °C ισχύει : [Η3Ο+] = [ΟΗ-] = 10 -7 Μ άρα : [Η3Ο+] . [ΟΗ-] = 10 -14 Γενικά, τα υδατικά διαλύµατα χαρακτηρίζονται σαν όξινα, βασικά και ουδέτερα ανάλογα µε τη σχέση των συγκεντρώσεων κατιόντων υδρογόνου και ανιόντων υδροξυλίου. Σε οποιαδήποτε θερµοκρασία ισχύει : + Στη θερµοκρασία των 25 °C ισχύει : α) - Αν [Η3Ο ] > [ΟΗ ] όξινο διάλυµα α) Αν [Η3Ο +] > 10 - 7 όξινο διάλυµα β) Αν [Η3Ο +] < [ΟΗ -] βασικό διάλυµα β) Αν [Η3Ο +] < 10 - 7 βασικό διάλυµα γ) Αν [Η3Ο +] = [ΟΗ -] ουδέτερο διάλυµα γ) Αν [Η3Ο +] = [ΟΗ -] = 10 - 7 ουδέτερο διάλυµα Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης 10 ΧΗΜΕΙΑ Γ ΛΥΚΕΙΟΥ - ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ + ΣΥΝΤΟΜΗ ΕΠΑΝΑΛΗΨΗ • pH = - log [Η3Ο ] Όσο πιο µικρή είναι η τιµή του pH τόσο πιο µεγάλη είναι η οξύτητα του διαλύµατος. • pOH = - log [OH-] Όσο πιο µικρή είναι η τιµή του pΟΗ τόσο πιο µεγάλη είναι η βασικότητα του διαλύµατος. • Από τη σχέση [Η3Ο+].[ΟΗ-] = 10-14, από τον ορισµό του pH και του pΟΗ αποδεικνύεται ότι: • Από τα παραπάνω προκύπτει ότι στη θερµοκρασία των 25 °C ισχύει: α. Αν pH < 7, τότε [Η3Ο+] > [ΟΗ-] και το διάλυµα χαρακτηρίζεται όξινο β. Αν pH > 7, τότε [Η3Ο+] < [ΟΗ-] και το διάλυµα χαρακτηρίζεται βασικό γ. Αν pH = 7, τότε [Η3Ο+] = [ΟΗ-] και το διάλυµα χαρακτηρίζεται ουδέτερο pH + pOH = 14 (θ = 25 °C) • Για τον χαρακτηρισµό ενός διαλύµατος σαν ουδέτερου, θα πρέπει να ισχύει: [Η3Ο+] = [ΟΗ-], ενώ ταυτόχρονα ισχύει η σχέση Κw=[Η3Ο+].[ΟΗ-]. Από τις δυο αυτές σχέσεις εξάγεται ότι, [Η3Ο+] = Κw½ , άρα, pH = - ½ log Kw. Έτσι από αυτή τη σχέση µπορεί να υπολογιστεί το pΗ ενός ουδέτερου διαλύµατος σε οποιαδήποτε θερµοκρασία αν είναι γνωστή η Κw στη θερµοκρασία αυτή. • Κατά τον υπολογισµό του pΗ διαλύµατος ισχυρού οξέος πρέπει να λαµβάνεται υπόψη ο ιοντισµός του νερού όταν η συγκέντρωση του οξέος είναι µικρότερη, ή, ίση από 10-7 Μ, διότι αλλιώς θα οδηγηθούµε σε άτοπα αποτελέσµατα (pΗ > 7)*. • Η αραίωση ενός διαλύµατος ισχυρού οξέος, έχει σαν αποτέλεσµα την αύξηση της τιµής του pΗ του. Αραίωση σε δεκαπλάσιο όγκο, αυξάνει την τιµή του pΗ του διαλύµατος κατά µια µονάδα (αυτό ισχύει µε την προϋπόθεση ότι κατά την αραίωση η [Η3Ο+] δεν γίνεται µικρότερη από 10-6 Μ, ισχύει δηλαδή για την αραίωση διαλυµάτων ισχυρών οξέων µε pΗ ≤ 5). Σε άπειρη αραίωση το pΗ τείνει στο 7. • Κατά τον υπολογισµό του pΗ διαλύµατος ισχυρής βάσης πρέπει να λαµβάνεται υπόψη η ιοντισµός του νερού όταν η συγκέντρωση της βάσης είναι µικρότερη ή ίση από 10 - 7 , διότι αλλιώς θα οδηγηθούµε σε άτοπα αποτελέσµατα (pΗ < 7). • Η αραίωση ενός διαλύµατος ισχυρής βάσης, έχει σαν αποτέλεσµα την ελάττωση της τιµής του pΗ του. Αραίωση σε δεκαπλάσιο όγκο, ελαττώνει την τιµή του pH του διαλύµατος κατά µια µονάδα (αυτό ισχύει µε την προϋπόθεση ότι κατά την αραίωση η [ΟΗ- ] δεν γίνεται µικρότερη από 10-6 mol/lit, ισχύει δηλαδή για την αραίωση διαλυµάτων ισχυρών βάσεων µε pΗ ≥ 9). Σε άπειρη αραίωση το pH τείνει στο 7. 0 1 2 3 4 5 6 Όξινο ∆ιάλυµα ΑΡΑΙΩΣΗ → Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης 7 H2O 8 9 10 ΑΡΑΙΩΣΗ ← 11 12 13 14 Βασικό ∆ιάλυµα 11 ΧΗΜΕΙΑ Γ ΛΥΚΕΙΟΥ - ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ ΣΥΝΤΟΜΗ ΕΠΑΝΑΛΗΨΗ Π ΠΟ Ο ΣΣ Ο ΟΤ Τ ΙΙ Κ ΚΗ Η Μ ΜΕ ΕΛ ΛΕ ΕΤ ΤΗ Η ∆ ∆ ΙΙ Α ΑΛ ΛΥ ΥΜ ΜΑ ΑΤ ΤΩ ΩΝ Ν Η ΗΛ ΛΕ ΕΚ ΚΤ ΤΡ ΡΟ ΟΛ ΛΥ ΥΤ ΤΩ ΩΝ Ν 1. Υ∆ΑΤΙΚΟ ∆ΙΑΛΥΜΑ ΙΣΧΥΡΟΥ ΟΞΕΟΣ (θ = 25 °C) 0 ≤ pH < 7 HCl( a q ) CΜ - + Η3O+( a q ) CΜ H2O(l) [Η3O+]= C M ⇒ 3. Υ∆ΑΤΙΚΟ ∆ΙΑΛΥΜΑ Αρχικά Ιοντ./Παρ. I.Ι. ΗΑ(aq) CΜ -x (C-x) + pH=-logC Kα ≤ 0,01 ⇒ (C - x) ≅ C ⇒ C x2 Κα= C-x x2 Κα = ⇒ x = [H3O+] = Kα.C C pH = -log(α.C) = -logx ⇒ Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης + Α -(aq) x xΜ α2 & Kα = ·C 1- α 2 Κα = x C & → Na+(aq) CΜ - Κ α = α 2·C pH = -log Kα.C ΟΗ-(aq) + CΜ [ΟΗ-] = C M ⇒ pOH = -logC , Η3Ο +(aq) x xΜ Η2Ο (l) NaΟΗ 4. (θ = 25 °C) 7 < pH ≤ 14 Υ∆ΑΤΙΚΟ ∆ΙΑΛΥΜΑ ΙΣΧΥΡΗΣ ΒΑΣΗΣ Cl-( a q ) CΜ ΑΣΘΕΝΟΥΣ ΟΞΕΟΣ (θ = 25 °C) 0<pH<7 x Ισχύουν: α = ⇒ x = α·C, C Αν + 2. CΜ pH = 14-pΟΗ ⇒ pH=14 + logC Υ∆ΑΤΙΚΟ ∆ΙΑΛΥΜΑ ΑΣΘΕΝΟΥΣ ΒΑΣΗΣ (θ = 25 °C) 7<pH <14 Αρχικά Ιοντ./Παρ. I.Ι. B(aq) CΜ -x (C-x)Μ Ισχύουν : α = + H2O(l) BΗ+(aq) x xΜ x x2 ⇒ x = α·C, Κ b = C C-x & + Kb = ΟΗ-(aq) x xΜ α2 ·C 1- α Kb x2 ≤ 0,01 ⇒ (C - x) ≅ C ⇒ Κ b = & Κ b = α 2·C C C 2 x Κb = ⇒ x = [OH-] = Kb.C C pOH = -log(α.C) = -logx = -log Kb.C Αν pH = 14-pOH ⇒ pH=14+ log Kb.C 12 ΧΗΜΕΙΑ Γ ΛΥΚΕΙΟΥ - ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ 5. Υ∆ΑΤΙΚΟ ∆ΙΑΛΥΜΑ ΑΛΑΤΟΣ ΑΣΘΕΝΟΥΣ ΒΑΣΗΣ ΚΑΙ ΙΣΧΥΡΟΥ ΟΞΕΟΣ – ΟΞΙΝΟ ∆ΙΑΛΥΜΑ (θ = 25 °C) 0 < pH< 7 → NH4Cl CΜ - NH4 +(aq) CΜ ασθ.οξύ Αρχικά Ιοντ./Παρ. Ι.Ι. NH4 +(aq) CΜ -x (C - x)Μ + 6. Υ∆ΑΤΙΚΟ ∆ΙΑΛΥΜΑ ΑΛΑΤΟΣ ΑΣΘΕΝΟΥΣ ΟΞΕΟΣ ΚΑΙ ΙΣΧΥΡΗΣ ΒΑΣΗΣ – ΒΑΣΙΚΟ ∆ΙΑΛΥΜΑ (θ=25 °C) 7<pH <14 Cl -(aq) CΜ KCN CΜ - H2O(l) NH3(aq) +x xΜ + H3O +(aq) +x xΜ x2 Κw Ισχύει : Κα(+) = , όπου x = α·C & Κα(+) = C-x Kb Kα x2 Αν ≤ 0,01 ⇒ (C - x) ≅ C, ⇒ Κα(+) = , C C x2 Κα = ⇒ x = [H3O+] = C ή, CN -(aq) Αρχικά K +(aq) CΜ Αντ./Παρ. Ι.Ι. 2 Κα(+) = α ·C Αν CN -(aq) CΜ + H2O(l) HCN(aq) +x xΜ + OH -(aq) +x xΜ x2 Κw , όπου x = α·C & Κb(-) = C-x Kα x2 Kb ≤ 0,01 ⇒ (C - x) ≅ C, ⇒ Κb(-) = , ή, C C Κb = pH = -log Kα(+ ).C + συζ. οξύ CΜ -x (C - x)Μ Ισχύει : Κb(-) = Kα.C pH = -log(α·C) = -logx ⇒ → ασθ.βάση συζ. βάση + ΣΥΝΤΟΜΗ ΕΠΑΝΑΛΗΨΗ x2 ⇒ x = [OH-] = C Κb(-) = α 2·C Kb.C pOH = -log(α·C) = -logx = -log Kb(-).C pH = 14-pOH ⇒ pH=14+ log Kb(-).C Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης 13 ΧΗΜΕΙΑ Γ ΛΥΚΕΙΟΥ - ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ 7. Υ∆ΑΤΙΚΟ ∆ΙΑΛΥΜΑ ΑΛΑΤΟΣ ΙΣΧΥΡΟΥ ΟΞΕΟΣ ΚΑΙ ΙΣΧΥΡΗΣ ΒΑΣΗΣ – ΟΥ∆ΕΤΕΡΟ ∆ΙΑΛΥΜΑ (θ = 25 °C) pH = 7 NaCl( a q ) CΜ - → Na+( a q ) CΜ + 8. ΣΥΝΤΟΜΗ ΕΠΑΝΑΛΗΨΗ Υ∆ΑΤΙΚΟ ∆ΙΑΛΥΜΑ ΑΛΑΤΟΣ ΑΣΘΕΝΟΥΣ ΟΞΕΟΣ ΚΑΙ ΑΣΘΕΝΟΥΣ ΒΑΣΗΣ (θ = 25 °C) Cl -(aq) ΒΗΑ( a q ) → ΒΗ+( a q ) + Α-( a q ) , CΜ (ΗΑ α σθ ενέ ς ο ξύ , Β α σθ εν ής β άσ η ) Και τα δυο ιόντα αντιδρούν µε το νερό δίνοντας τα αντίστοιχα Το κατιόν επειδή προέρχεται από ισχυρή βάση δεν αντιδρά µε το νερό συζυγή σώµατα (κατιόν-συζυγής βάση, ανιόν-συζυγές οξύ). και δεν παρέχει πρωτόνια, ενώ το ανιόν είναι πολύ ασθενής βάση διότι προέρχεται από ισχυρό οξύ και ουσιαστικά δεν αντιδρά µε το νερό, ΒΗ+( a q ) + οπότε το pH του διαλύµατος καθορίζεται αποκλειστικά από τον Α-( a q ) + Η2Ο(l) Η2Ο(l) Β( a q ) + Η3Ο+( a q ) ΗΑ( a q ) + ΟΗ-( a q ) αυτοϊοντισµό του Η2Ο, δηλαδή είναι ΟΥ∆ΕΤΕΡΟ ∆ΙΑΛΥΜΑ. Κw Κw = ⇒ [ΟΗ-] = [Η3Ο+] ⇒ ΟΥ∆ΕΤΕΡΟ Kb Kα ∆ΙΑΛΥΜΑ ⇒ pH = 7 Αν ΚΗΑ = ΚΒ ⇒ pH = 7 Κw Κw < ⇒ [ΟΗ-] < [Η3Ο+] ⇒ ΟΞΙΝΟ Kb Kα ∆ΙΑΛΥΜΑ ⇒ pH < 7 Αν ΚΗΑ > ΚΒ ⇒ Κw Κw > ⇒ [ΟΗ-] > [Η3Ο+] ⇒ ΒΑΣΙΚΟ Kb Kα ∆ΙΑΛΥΜΑ ⇒ pH > 7 Αν ΚΗΑ < ΚΒ ⇒ Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης 14 ΧΗΜΕΙΑ Γ ΛΥΚΕΙΟΥ - ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ Ε Ε ΠΠ ΙΙ ∆∆ ΡΡ ΑΑ ΣΣ ΗΗ Κ ΚΟ Ο ΙΙ Ν ΝΟ ΟΥ Υ ΣΥΝΤΟΜΗ ΕΠΑΝΑΛΗΨΗ ΙΙ Ο ΟΝ Ν ΤΤ Ο Ο ΣΣ • Το φαινόµενο της ελάττωσης του βαθµού ιοντισµού ενός ασθενούς ηλεκτρολύτη, εξαιτίας της παρουσίας στο διάλυµα του ενός ισχυρού ηλεκτρολύτη που έχει κοινό ιόν µε τον ασθενή χαρακτηρίζεται ως επίδραση κοινού ιόντος • ∆εν ισχύει ο νόµος αραίωσης του Ostwald (διότι ο νόµος αυτός ισχύει για διάλυµα στο οποίο γίνεται ιοντισµός ενός ασθενούς ηλεκτρολύτη και η ισορροπία αυτού δεν επηρεάζεται από την παρουσία κάποιου άλλου ηλεκτρολύτη. • Όσο µικρότερη είναι η σταθερά ιοντισµού του ασθενούς ηλεκτρολύτη, τόσο µεγαλύτερη είναι η επίδραση του ισχυρού ηλεκτρολύτη στον ιοντισµό του ασθενούς. Όσο µεγαλύτερη είναι η συγκέντρωση του ισχυρού ηλεκτρολύτη τόσο µεγαλύτερη είναι η επίδραση στον ιοντισµό του ασθενούς. (Το αποτέλεσµα της επίδρασης του κοινού ιόντος είναι υπολογίσιµο, όταν η συγκέντρωση του ισχυρού ηλεκτρολύτη δεν είναι πολύ µικρότερη από τη συγκέντρωση του ασθενούς). • Αν ένα διάλυµα έχει προκύψει από ανάµιξη διαλύµατος ασθενούς ηλεκτρολύτη µε διάλυµα ισχυρού που έχει κοινό ιόν µε τον ασθενή, τότε δεν είναι δυνατόν να αποφανθούµε ποιοτικά για την επίδραση της ανάµιξης στο βαθµό ιοντισµού του ασθενούς ηλεκτρολύτη, αλλά µόνο µετά από ποσοτική µελέτη. Αυτό συµβαίνει διότι µε την ανάµιξη πραγµατοποιούνται ταυτόχρονα δυο αντίθετες δράσεις: Α. η Ε.Κ.Ι. έχει σαν αποτέλεσµα την ελάττωση του βαθµού ιοντισµού του ασθενούς ηλεκτρολύτη, ενώ, Β. η αύξηση του ολικού όγκου του διαλύµατος έχει σαν αποτέλεσµα την ελάττωση της συγκέντρωσης του ασθενούς ηλεκτρολύτη, άρα την αύξηση του βαθµού ιοντισµού αυτού. ΚΥΡΙΟΤΕΡΕΣ ΠΕΡΙΠΤΩΣΕΙΣ Ε.Κ.Ι. Κοινό ιόν Η3Ο+ Ισχυρό οξύ Κοινό ιόν ΟΗ Ισχυρή βάση Κοινό ιόν ανιόν Α - (Ρ. ∆.) Άλας του τύπου ΝaΑ ΗCl, HBr, HJ, HNO3, HClO4, H2SO4 ΝaΟΗ, ΚΟΗ, Ca(ΟΗ)2, Βa(ΟΗ)2 ΝaClO, ΝaClO2, ΝaNO2, ΝaCN, ΝaF, HCOOΝa, CH3COOΝa Σε ασθενή βάση Σε ασθενές οξύ ΗΑ (αντίστοιχα) Σε ασθενές οξύ ΗClO, HClO2, HNO2, HCN, HF, HCOOH, CH3COOH, NH4+ Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης - ClO2-, - ΝΗ3, RNH2, ClO , NO2-, CN-, F-, HCOO , CH3COO- ΗClO, HClO2, HNO2, HCN, HF, HCOOH, CH3COOH Κοινό ιόν κατιόν ΒΗ+ (Ρ. ∆.) Άλας του τύπου BHCl ΝΗ4Cl, RNH3Cl Σε ασθενή βάση (αντίστοιχα) NH3, RNH2 15 ΧΗΜΕΙΑ Γ ΛΥΚΕΙΟΥ - ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ 9. Υ∆ΑΤΙΚΟ ∆ΙΑΛΥΜΑ ΑΣΘΕΝΟΥΣ ΟΞΕΟΣ ΚΑΙ ΙΣΧΥΡΟΥ ΟΞΕΟΣ (π.χ. HCl) (θ = 25 °C) 0 ≤ pH < 7 HCl(aq) + → Η2Ο(l) C Ισχ Αρχικά Ιοντ./Παρ. I.Ι. Η3Ο+(aq) + (CΙσχ.+ x).x x Κα = & α= Co - x Co Ισχύει : + + Νa+(aq) → ΝaΟΗ CΙσχ CΙσχ Η3Ο+(aq) x (C Ισχ + x) Η2Ο(l) Υ∆ΑΤΙΚΟ ∆ΙΑΛΥΜΑ ΑΣΘΕΝΟΥΣ ΒΑΣΗΣ ΚΑΙ ΙΣΧΥΡΗΣ ΒΑΣΗΣ (π.χ. ΝΗ3 - ΝaΟΗ) (θ = 25 °C) 7 < pH ≤ 14 Cl-(aq) CΙσχ HA(aq) Co -x (C o - x) 10. ΣΥΝΤΟΜΗ ΕΠΑΝΑΛΗΨΗ Α-(aq) x x Αρχικά Ιοντ./Παρ Ι.Ι. Ισχύει : ⇒ x = α.Co Kα CΙσχ Αν ≤ 0,01 ⇒ (C Ισχ.+x)≅CΙσχ. & (Co - x) ≅Co, ⇒ Κα = x . C Co x Επειδή, α = ⇒ K α = α. C Ισχ. & [Η3O+] = CΙσχ. Co ΝΗ3(aq) Cβ -x (Cβ-x) Κb = ΟΗ-(aq) + CΙσχ + CΙσχ ΝΗ4+(aq) +x x Η2Ο + ΟΗ-(aq) +x (CΙσχ + x) x.(CΙσχ.+ x) x &α= ⇒ x = α.Cβ Cβ - x Cβ Kb CΙσχ ≤ 0,01 ⇒ (C Ισχ. + x)≅C Ισχ. & (C β - x) ≅ Cβ, ⇒ Κb = x . C Cβ x Επειδή, α = ⇒ Kb = α.C Ισχ & [ΟΗ-] = CΙσχ. Cβ Αν pOH =- log(C Ισχ. + x) = -logCΙσχ pH = -log(C Ισχ + x) = -logCΙσχ ⇒ pH = 14 + logCισχ pH = 14-pOH ΠΡΟΣΟΧΗ!! C Ισχ = Ka a ⇒ -log C Ισχ = -log Ka a ⇒ pH = -log Ka a ⇒ pH= pKα + C Ισχ = loga C Ισχ = Ka. Co x ⇒ -log C Ισχ = -log (Ka. ⇒ pH = pKa + log x Co x ) ⇒ pH = -log Kα - log ΠΡΟΣΟΧΗ!! Kb a Co x C Ισχ = Kb. ⇒ -log C Ισχ = -log Cβ x Kb a ⇒ pOH = -log ⇒ -log C Ισχ = -log (Ka. pOH = pKa + log Cβ x Kb a ⇒ pOH= pKb + loga ) ⇒ pOH = -log Kα - log Cβ ⇒ x x Cβ Co Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης 16 ΧΗΜΕΙΑ Γ ΛΥΚΕΙΟΥ - ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ 11. Υ∆ΑΤΙΚΟ ∆ΙΑΛΥΜΑ ΑΣΘΕΝΟΥΣ ΟΞΕΟΣ ΚΑΙ ΣΥΖ ΒΑΣΗΣ 12. (ΜΕ ΤΗ ΜΟΡΦΗ ΑΛΑΤΟΣ) – Ρ.∆. (θ = 25 °C) 0 < pH ≤ 7 → ΜΑ CA Μ+(aq) CA + Αρχικά Ιοντ./Παρ Ι.Ι. Ισχύει : Κα = + Η2Ο(l) (CA + x).x x & α= Co - x Co Υ∆ΑΤΙΚΟ ∆ΙΑΛΥΜΑ ΑΣΘΕΝΟΥΣ ΒΑΣΗΣ ΚΑΙ ΣΥΖ ΟΞΕΟΣ (ΜΕ ΤΗ ΜΟΡΦΗ ΑΛΑΤΟΣ) – Ρ.∆. (θ = 25 °C) 7 ≤ pH < 14 Α-(aq) ΝΗ4Cl CA CA ασθ. οξύ HA(aq) Co -x (Co - x) ΣΥΝΤΟΜΗ ΕΠΑΝΑΛΗΨΗ H3Ο+(aq) +x x + συζ. βάση ασθ. βάση Α-(aq) CA +x (CA + x) ΝΗ3(aq) Cβ -x (C β - x) ⇒ x = α.Co Kα CA ≤ 0,01 ⇒ (CA+x)≅CA & (Co-x)≅Co ⇒ Κ α = x. Co Co x Επειδή, α = ⇒ Kα = α. CA & [Η3Ο +] = x M Co Co pH = -logx ⇒ pH = -log(α.Co) ⇒ pH = -log(Kα. ) ⇒ CA CA pH = pKα + log εξίσωση των Henderson-Hasselbalch CO Αν Αρχικά Ιοντ./Παρ. Ι.Ι. Ισχύει : Κb = (CA + x).x Cβ - x → ΝH4+(aq) CA + Cl -(aq) CA συζ. οξύ + Η2Ο(l) & α= x Cβ ΝΗ4+(aq) CA +x (CA + x) + ΟΗ -(aq) +x x ⇒ x = α.Cβ Kb CA ≤ 0,01 ⇒ (CA + x) ≅ CA & (C β - x) ≅ C β ⇒ Κ b = x. Cβ Cβ x Επειδή, α = ⇒ Kb = α. CA & [ΟΗ -] = x M Cβ CB pΟH = -logx ⇒ pΟH = -log(α.Cβ) ⇒ pΟH = -log(Kα ) ⇒ CA CA pΟH = pKα + log εξίσωση των Henderson-Hasselbalch Cβ Αν 1. ∆εν γράφεται ΠΟΤΕ η υδρόλυση του ανιόντος, 1. ∆εν γράφεται ΠΟΤΕ η υδρόλυση του κατιόντος, (CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-) διότι συµπεριλαµβάνεται + + (ΝΗ4 + H2O ΝΗ3 + Η3Ο ) διότι συµπεριλαµβάνεται στον ιοντισµό της στον ιοντισµό του ασθενούς οξέος. ασθενούς βάσης. 2. Στα Ρ.∆. (βλ. 21) η [Η3Ο+] = x = α.Co παραµένει πρακτικά σταθερή Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης 2. Στα Ρ.∆. (βλ. 22) η [ΟΗ-] = x = α.Cβ παραµένει πρακτικά σταθερή 17 ΧΗΜΕΙΑ Γ ΛΥΚΕΙΟΥ - ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ 13. Υ∆ΑΤΙΚΟ ∆ΙΑΛΥΜΑ ΠΟΥ ΠΕΡΙΕΧΕΙ ∆ΥΟ ΑΣΘΕΝΗ ΟΞΕΑ (θ = 25 °C) 0 < pH < 7 HA (aq) C HA -x (CHA - x) + HΒ(aq) C HB -y (C HB - y) + Αρχικά Ιοντ./Παρ. I.Ι. Αρχικά Ιοντ./Παρ. I.Ι. Ισχύει : Κ HA = Αν Η2Ο (l) Η2Ο (l) (x + y).x x & α1 = CHA - x CHA Η3Ο +(aq) x (x + y ) + Η3Ο +(aq) y (x + y ) + Α -(aq) -* x x & Αν (x + y).y y και α2 = CHB - y CHB I.Ι. Αν + + Η2Ο (l) Η2Ο (l) ΝΗ4 +(aq) x x + ΟΗ -(aq) -* x (x + y ) RNH3 +(aq) - + OH -(aq) - Αρχικά RNH2(aq) C2 Ιοντ./Πα ρ. -y y y I.Ι. (C2 - y) y (x + y ) (x + y).x x & α1 = C1 - x C1 ⇒ x = α1.C1 (x + y).x K1 ≤ 0,01 ⇒ (C1 - x) ≅ C1 ⇒ Κ1 = C1 C1 & [ΟH -] = (x + y) M ⇒ y = α2.CHB KHB (x + y).y ≤ 0,01 ⇒ (CHB - y) ≅ CHB, ⇒ ΚHB = C CHB [Η3Ο +] = (x + y) M ⇒ pH = - log(x+y) ΝΗ3 (aq) C1 -x (C1 - x) Ιοντ./Παρ. Ισχύει : Κ1 = [Η3Ο +] = (x + y) M Επίσης : ΚHΒ = Υ∆ΑΤΙΚΟ ∆ΙΑΛΥΜΑ ΠΟΥ ΠΕΡΙΕΧΕΙ ∆ΥΟ ΑΣΘΕΝΕΙΣ ΒΑΣΕΙΣ (θ = 25 °C) 7 < pH < 14 Αρχικά Β -(aq) y y ⇒ x = α1.CHA KHA (x + y).x ≤ 0,01 ⇒ (CHA - x) ≅ CHA ⇒ ΚHA = C CHA 14. ΣΥΝΤΟΜΗ ΕΠΑΝΑΛΗΨΗ Επίσης : Κ2 = & Αν (x + y).y y και α2 = C2 - y C2 ⇒ y = α1.C2 (x + y).y K2 ≤ 0,01 ⇒ (C2 - y) ≅ C2, ⇒ Κ2 = C2 C2 [ΟH -] = (x + y) M ⇒ pOH = - log(x+y) & ⇒ pH = 14 + log(x+y) Με τον ίδιο τρόπο εργαζόµαστε σε διαλύµατα που περιέχουν δυο Με τον ίδιο τρόπο εργαζόµαστε σε διαλύµατα που περιέχουν δυο άλατα άλατα ασθενών µονόξινων βάσεων και ισχυρών µονοβασικών οξέων ασθενών µονοβασικών οξέων και ισχυρών µονόξινων βάσεων (π,χ + + (π,χ ∆ιάλυµα ΝΗ4Cl – CH3NH3Cl ουσιαστικά είναι διάλυµα ΝΗ4 - RNH3 ∆ιάλυµα CH3COONa – HCOONa ουσιαστικά είναι διάλυµα CH3COO- – , δηλ. διάλυµα δυο ασθενών οξέων) HCOO-, δηλ. διάλυµα δυο ασθενών βάσεων) Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης 18 ΧΗΜΕΙΑ Γ ΛΥΚΕΙΟΥ - ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ 15. 16. Υ∆ΑΤΙΚΟ ∆ΙΑΛΥΜΑ ΠΟΥ ΠΕΡΙΕΧΕΙ ΕΝΑ ∆ΙΒΑΣΙΚΟ ΟΞΥ (π.χ. H2S, H2CO3,…) (θ = 25 °C) 0 < pH < 7 ΕΞΑΙΡΕΣΗ Υ∆ΑΤΙΚΟ ∆ΙΑΛΥΜΑ Η2SΟ4 (θ = 25 °C) 0 < pH < 7 ο ο 1 στάδιο ιοντισµού Αρχικά Ιοντ./Παρ. I.Ι. H2A (aq) C -x (C - x) 1 στάδιο ιοντισµού (ΙΣΧΥΡΟΣ ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΗΣ) Η3Ο +(aq) x (x + y ) Η2Ο (l) + ΣΥΝΤΟΜΗ ΕΠΑΝΑΛΗΨΗ ΗΑ -(aq) x (x - y) + Αρχικά ΤΕΛΙΚΑ H2SO4(aq) C - Η2Ο(l) + → Η3Ο+(aq) C + HSO4-(aq) C α1=1 και η Κα(1) δεν ορίζεται ο 2 στάδιο ιοντισµού - Αρχικά Ιοντ./Παρ. I.Ι. Κα(1) = HΑ (aq) x -y (x - y) + Η2Ο (l) ο Η3Ο +(aq) + 2- Α y (x + y ) (x + y).(x - y) x & α1 = C-x C 2 στάδιο ιοντισµού (aq) y y ⇒ x = α1.C (x + y).y y & α2 = ⇒ y = α2.x x-y x Ισχύει: x<<C ⇒ (C-x) ≅ C & Κα(1) >>> Κα(2) ⇒ y) ≅ x & (x+y) ≅ x. ⇒ pH = -log x.x ⇒ x = [H3O+] = C Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης Η2Ο(l) Η3Ο+(aq) y (C + y ) + SO42-(aq) y y Kα(1).C Κα(2)= (C + y).y y & α2 = C-y C ⇒ y = α2.C (C + y).y ⇒ …⇒ y2 + (Kα(2) + C).y – Kα(2).C = 0 ⇒ y = γνωστό C-y Με γνωστή πλέον την τιµή του y έχουµε: [Η3Ο+] = (C + y) ⇒ pH = -log(C + y) Kα(1).C Η [Α2-] από την Κα(2) : Κα(2) = I.Ι. y<<x ⇒ (x- Κα(2) = Άρα [Η3Ο+] = x M και [Α2-] = y, ενώ υπολογίζονται ως εξής: [Η3Ο+] από την Κα(1) : Κα(1) = Ιοντ./Παρ. + Το δεύτερο στάδιο γίνεται σε σηµαντική έκταση (υψηλή τιµή σταθεράς, Κα(2)=1,3.10-2). Για το λόγο αυτό δεν γίνεται καµία από τις γνωστές προσεγγίσεις (λύνουµε το τριώνυµο που σχηµατίζεται!!!) Κα(2) = Η Αρχικά HSO4-(aq) C -y (C - y) x.y ⇒ y = [A2-] = Kα(2) x 19 ΧΗΜΕΙΑ Γ ΛΥΚΕΙΟΥ - ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ 17. Υ∆ΑΤΙΚΟ ∆ΙΑΛΥΜΑ ΠΟΥ ΠΕΡΙΕΧΕΙ ΜΙΑ ∆ΙΣΟΞΙΝΗ ΒΑΣΗ (π.χ. S2-, CO32-,…) (θ = 25 °C) 7 < pH < 14 18. ΣΥΝΤΟΜΗ ΕΠΑΝΑΛΗΨΗ ΕΞΑΙΡΕΣΗ Υ∆ΑΤΙΚΟ ∆ΙΑΛΥΜΑ SΟ42(θ = 25 °C) 7 < pH < 14 ∆ιάσταση άλατος 2Νa +(aq) 2C A → Νa2Α CA + Το θειικό ανιόν ( SO42- ) διαθέτει ένα µόνο στάδιο, διότι το θειικό οξύ είναι ισχυρό στο πρώτο στάδιο ιοντισµού του Α 2-(aq) CA ο 1 στάδιο ιοντισµού 2- Αρχικά Ιοντ. / Παρ. Ι.Ι. Α (aq) CA -x (CA - x) + Η2Ο(l) ∆ιάσταση άλατος ΗΑ -(aq) + +x (x-y) ΟΗ -(aq) Νa2SO4 CA +x (x + y) ο Αρχικά Ιοντ. / Παρ. Ι.Ι. + Η2Ο(l) H2A(aq) +y x + ΟΗ -(aq) x +y (x + y) 2Νa + (aq) 2C A + SO4 2-(aq) CA Ιοντισµός SO42-(aq) 2 στάδιο ιοντισµού HΑ -(aq) x -y (x - y) → Αρχικά Ιοντ. / Παρ. Ι.Ι. CA -x (C A - x) + Η2Ο(l) HSO4-(aq) +x x + ΟΗ -(aq) x +x x Επειδή η τιµή της σταθεράς του δεύτερου σταδίου ιοντισµού του θειικού οξέος (ουσιαστικά του HSO4-) είναι της τάξης του 10-2 (Κα(2) = 1,3.10-2), Κw x [A . συνεπάγεται πως η τιµή της σταθεράς ιοντισµού του θειικού ανιόντος Κb(1)= = µε α1= ⇒x=α1 CA & Κα(2)= Kα (2) CA [HA - ] [A 2- ] 10 -14 Κw − + είναι πολύ µικρή (Κ = = ≅ 10-12), άρα ένα διάλυµα b -2 Κw [H2A].[OH ] [HA ].[H3O ] y . Kα(2) 1,3.10 Κb(2)= = µε α2= ⇒ y=α(2) x & Κα(1)= x Kα (1) [H2A] [HA − ] ουδέτερου θειικού άλατος µε µια ισχυρή βάση (π.χ. Να2SO4) θα είναι Επειδή Kα(1) >>> Kα(2) ⇒ Κb(1) >> Κb(2) & α(1) >> α(2) ⇒ x >>>> y ελάχιστα βασικό. ⇒ (x+ y) ≅ x & (x - y) ≅ x x2 x2 Κw -12 -12 -12 Κ = ≅ 10 ⇒ 10 = ⇒ 10 = ⇒ b Άρα, επειδή ο ιοντισµός στο δεύτερο στάδιο είναι πολύ περιορισµένος Kα(2) CA - x CA [HA - ].[OH- ] 2- ].[H3O + ] σε σχέση µε το πρώτο, η [OH ] (άρα και το pH) του διαλύµατος είναι πρακτικά αυτή που προέρχεται από το πρώτο στάδιο. Κw (x − y).(x + y) x.x Κb(1) = = = ⇒ x=[OH-]= Kb(1).CA ⇒ Kα (2) CΑ - x CΑ pOH = -log Kb(1).CA , pH =14–pOH ⇒ pH = 14 +log Kb(1).CA Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης x = [OH-] = 10 -12 .CA ⇒pOH = -log 10 -12 .CA ⇒ pOH = 6 – log CA pH = 14 – pOH = 14 – (6 - log CA ) ⇒ pH = 8 + log CA 20 ΧΗΜΕΙΑ Γ ΛΥΚΕΙΟΥ - ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ 19. Υ∆ΑΤΙΚΟ ∆ΙΑΛΥΜΑ ΟΞΙΝOΥ ΑΛΑΤΟΣ ΠΟΛΥΒΑΣΙΚΟΥ ΟΞΕΟΣ (π.χ. NaHS, KHCO3,…) (θ = 25 °C) 20. ΣΥΝΤΟΜΗ ΕΠΑΝΑΛΗΨΗ ΕΞΑΙΡΕΣΗ Υ∆ΑΤΙΚΟ ∆ΙΑΛΥΜΑ ΟΞΙΝOΥ ΘΕΙΙΚΟΥ ΑΛΑΤΟΣ (π.χ. NaHSΟ4,…) (θ = 25 °C) 0 < pH < 7 ∆ιάσταση άλατος Νa +(aq) → ΝaHΑ CA + CA - - Αρχικά Ιοντ. / Παρ. Ι.Ι. + Η2Ο(l) CA -x (CA - x) Α 2-(aq) +x x x2 x Με Κα(2) = , α1= CA - x CA ⇒ να + CA δράσει Η3Ο +(aq) Αρχικά Ιοντ. / Παρ. Ι.Ι. Κb(2) = HSO4-(aq) + CA CA +x x To HSO4- δρα αποκλειστικά σαν οξύ (2ο στάδιο ιοντισµού του Η2SO4) διότι το συζυγές του οξύ (Η2SO4) είναι ισχυρό στο 1ο στάδιο ιοντισµού του, µε αποτέλεσµα το HSO4- να µην µπορεί να βρεθεί σε ισορροπία µε το συζυγές αυτό (πρακτικά η αντίδραση ιοντισµού του HSO4- σαν βάση HSO4- + H2O ← H2SO4 + OH- είναι µετατοπισµένη προς τα αριστερά). Έτσι στην πραγµατικότητα εργαζόµαστε µε το 2ο στάδιο ιοντισµού του Η2SO4. ο 2 στάδιο ιοντισµού Η2SO4 - (2) Βασική συµπεριφορά ΗΑ + Νa +(aq) είτε x = [Η3Ο+] =α1 .CA είτε (2) σαν βάση HΑ -(aq) CA -y (CA - y) → ΝaHSO4 CA Το ΗΑ είναι αµφολύτης (εκτός του HSO4 ). Μπορεί (1) σαν οξύ (δεύτερο στάδιο ιοντισµού του Η2Α) (1) Όξινη συµπεριφορά ΗΑ HΑ -(aq) ∆ιάσταση άλατος HΑ -(aq) Η2Ο(l) H2A(aq) +y y + ΟΗ -(aq) +y y Κw y2 y = , α2 = ⇒ y = [ΟΗ-] = α2.CA Kα (1) CA - y CA Αρχικά Ιοντ./Παρ. I.Ι. HSO4-(aq) CA -x (CA - x) + Η2Ο(l) Η3Ο+(aq) x x + SO42-(aq) x x Επειδή Κα(2)=1,3.10-2 δεν γίνεται καµία από τις γνωστές προσεγγίσεις (λύνουµε το τριώνυµο που σχηµατίζεται) x2 x Κ & α= ⇒ x = [H3O+] = α2.C α(2) = > Κb, το ΗΑ συµπεριφέρεται σαν οξύ, εργαζόµαστε µε την CA - x CA - Αν Κα(2) ισορροπία (1) και το διάλυµα είναι όξινο, µε pH που υπολογίζεται (µετά 2 x τις απαραίτητες προσεγγίσεις) από τη σχέση pH = -log Kα(2).CA Κ ⇒ …⇒ x2 + x.Kα(2) – Kα(2).CA = 0 ⇒ x = γνωστό α(2) = C A x Αν Κα(2) < Κb, το ΗΑ συµπεριφέρεται σαν βάση, εργαζόµαστε µε την ισορροπία (2) και το διάλυµα είναι βασικό, µε pΟH που υπολογίζεται Με γνωστή πλέον την τιµή του x έχουµε: (µετά τις απαραίτητες προσεγγίσεις) από τη σχέση pOH=-log Kb(2).CA , pH =14–pOH ⇒ pH = 14 +log Kb(2).CA Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης [Η3Ο+] = x ⇒ pH = -logx 21 ΧΗΜΕΙΑ Γ ΛΥΚΕΙΟΥ - ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ ΡΥΘΜΙΣΤΙΚΑ • ΣΥΝΤΟΜΗ ΕΠΑΝΑΛΗΨΗ ∆ΙΑΛΥΜΑΤΑ Ρυθµιστικά είναι τα διαλύµατα που έχουν την ιδιότητα να διατηρούν πρακτικά το pΗ τους αµετάβλητο, όταν προστεθούν σ' αυτά µικρές αλλά υπολογίσιµες ποσότητες ισχυρών οξέων, ή, βάσεων, ή, όταν αραιωθούν, ή, συµπυκνωθούν. Είναι διαλύµατα που περιέχουν : Α. Ένα ασθενές µονοβασικό οξύ και το άλας του µε ισχυρή βάση π.χ. διάλυµα CH3COOH - CH3COONa. Β.) Μια ασθενή µονόξινη βάση και το άλας της µε ισχυρό οξύ π.χ. διάλυµα ΝΗ3 - ΝΗ4Cl. • Με βάση τις αντιλήψεις των Brοnsted - Lowry, ρυθµιστικά είναι διαλύµατα που περιέχουν ένα ασθενές οξύ και την συζυγή του βάση, ή, µια ασθενή βάση και το συζυγές της οξύ. Έτσι ρυθµιστικά διαλύµατα, εκτός από τα παραπάνω (CH3COOH- CH3COO- & ΝΗ3 - ΝΗ4+), είναι και διαλύµατα που περιέχουν ασθενές διβασικό οξύ και το όξινο ιόν του π.χ. διάλυµα Η2S - NaHS (Η2S - HS-), ή, διάλυµα H2CO3 - NaHCO3 (H2CO3 - HCO3-), καθώς και διαλύµατα που περιέχουν δυο ιόντα ενός τριβασικού οξέος π.χ. διάλυµα ΝaΗ2PO4 - Na2HPO4 (Η2PO4- - HPO42-) Παρασκευές Ρυθµιστικών ∆ιαλυµάτων Α. Με διάλυση στο νερό µίγµατος ασθενούς ηλεκτρολύτη και άλατος αυτού µε ισχυρό, ή, µε ανάµιξη δυο διαλυµάτων που το ένα περιέχει τον ασθενή ηλεκτρολύτη και το άλλο το άλας αυτού. Β. Με τη µερική εξουδετέρωση διαλύµατος ασθενούς ηλεκτρολύτη από διάλυµα ισχυρού π.χ. CH3COOΗ + HCl → CH3COOΝa + NaCl (περίσσεια CH3COOH, τελικό διάλυµα CH3COOH - CH3COONa) NH3 + HCl → ΝΗ4Cl (περίσσεια ΝΗ3, τελικό διάλυµα ΝΗ3 - ΝΗ4Cl) Γ. Με αντίδραση διπλής αντικατάστασης που γίνεται αν σε διάλυµα που περιέχει περίσσεια άλατος ασθενούς οξέος µε ισχυρή βάση προστεθεί ισχυρό οξύ, ή , αν σε διάλυµα που περιέχει περίσσεια άλατος ασθενούς βάσης µε ισχυρό οξύ προστεθεί ισχυρή βάση. (περίσσεια CH3COONa, τελικό διάλυµα CH3COOH - CH3COONa) π.χ. CH3COONa + HCl → CH3COOH + NaCl ΝΗ4Cl + NaOH → NH3 + H2O + NaCl • Από τη σχέση [Η3Ο+] = x = Κα· Co CA (περίσσεια ΝΗ4Cl, τελικό διάλυµα ΝΗ3 - ΝΗ4Cl) (βλ. παρακάτω) φαίνεται ότι η συγκέντρωση των ιόντων οξωνίου, άρα και το pΗ ενός ρυθµιστικού διαλύµατος εξαρτάται µόνο από το λόγο των αρχικών συγκεντρώσεων του οξέος και του άλατος. Επίσης διαπιστώνεται πως το pΗ ενός ρυθµιστικού διαλύµατος δεν µεταβάλλεται µε την αραίωση, ή, την συµπύκνωση του µε εξάτµιση διαλύτη (είναι ανεξάρτητο του όγκου του διαλύµατος, διότι : C = no C o [Η3Ο+ ] = x = Κα = Κα V nA CA V Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης ⇒ [Η3Ο+ ] = Κα n , άρα V no nA 22 ΧΗΜΕΙΑ Γ ΛΥΚΕΙΟΥ - ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ 21. ΡΥΘΜΙΣΤΙΚΟ ∆ΙΑΛΥΜΑ ΑΣΘΕΝΟΥΣ ΟΞΕΟΣ ΚΑΙ ΑΛΑΤΟΣ ΤΟΥ (ΒΛ. 11) (θ = 25 °C) 0 < pH ≤ 7 → ΜΑ CA Μ+(aq) CA + Αρχικά Ιοντ./Παρ Ι.Ι. Ισχύει :Κα = Αν + Η2Ο(l) + +x x (CA + x).x x & α= Co - x Co ασθ. βάση Α-(aq) ΝΗ3(aq) Cβ -x (C β - x) CA +x (CA + x) ⇒ x = α.Co pH = -logx x ⇒ Kα = α. CA & Co ⇒ pH = pKα + log CA CO Ιοντ./Παρ. I.Ι. Ισχύει : Κb = [Η3Ο +] = x M pH = -log(α.Co) ⇒ pH = -log(Kα. Αρχικά Αν (εξίσωση των Henderson-Hasselbalch) ΝH4+(aq) CA (CA + x).x Cβ - x + Cl -(aq) CA συζ. οξύ + Η2Ο(l) & α= x Cβ ΝΗ4+(aq) CA +x (CA + x) + ΟΗ -(aq) +x x ⇒ x = α.Cβ Kb CA ≤ 0,01 ⇒ (CA + x) ≅ CA & (C β - x) ≅ C β ⇒ Κ b = x. Cβ Cβ Επειδή, α = Co ) ⇒ CA 7 ≤ pH < 14 → συζ. βάση Kα CA ≤ 0,01 ⇒ (CA+x)≅CA & (Co-x)≅Co ⇒ Κ α = x. Co Co Επειδή, α = (ΒΛ. 12) (θ = 25 °C) ΝΗ4Cl CA ασθ. οξύ HA(aq) Co -x (Co - x) 22. ΡΥΘΜΙΣΤΙΚΟ ∆ΙΑΛΥΜΑ ΑΣΘΕΝΟΥΣ ΒΑΣΗΣ ΚΑΙ ΑΛΑΤΟΣ ΤΗΣ Α-(aq) CA H3Ο+(aq) ΣΥΝΤΟΜΗ ΕΠΑΝΑΛΗΨΗ x ⇒ Kb = α. CA & Cβ [ΟΗ -] = x M pΟH = -logx ⇒ pΟH = -log(α.Cβ) ⇒ pΟH = -log(Kα pΟH = pKα + log CA Cβ CB ) ⇒ CA (εξίσωση των Henderson-Hasselbalch) 1. ∆εν γράφεται ΠΟΤΕ η υδρόλυση του ανιόντος, 1. ∆εν γράφεται ΠΟΤΕ η υδρόλυση του κατιόντος, (CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-) διότι συµπεριλαµβάνεται (ΝΗ4+ + H2O ΝΗ3 + Η3Ο+) διότι συµπεριλαµβάνεται στον στον ιοντισµό του ασθενούς οξέος. ιοντισµό της ασθενούς βάσης. 2. Η [Η3Ο+] = x = α.Co παραµένει πρακτικά σταθερή. Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης 2. Η [ΟΗ-] = x = α.Cβ παραµένει πρακτικά σταθερή. 23 ΧΗΜΕΙΑ Γ ΛΥΚΕΙΟΥ - ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ ΣΥΝΤΟΜΗ ΕΠΑΝΑΛΗΨΗ ΠΡΩΤΟΛΥΤΙΚΟΙ ∆ΕΙΚΤΕΣ Πρωτολυτικοί δείκτες ονοµάζονται οι ενώσεις που έχουν την ιδιότητα να µεταβάλλουν το χρώµα τους µέσα σε καθορισµένα όρια του pH ενός διαλύµατος. Είναι συνήθως ασθενή οργανικά οξέα (του τύπου Η∆) ή ασθενείς οργανικές βάσεις πολύπλοκης δοµής, των οποίων τα µη ιοντισµένα µόρια έχουν διαφορετικό χρώµα από τα αντίστοιχα ιόντα (ανιόντα για τα οξέα-δείκτες και κατιόντα για τις βάσεις-δείκτες) κατά τη διάλυση τους σε νερό. Έστω ένα οξύ-δείκτης Η∆, το οποίο ιοντίζεται και αποκαθίσταται ισορροπία της µορφής : [H3O + ].[∆ − ] Η∆ + Η2Ο Η3Ο+ + ∆Η σταθερά της ισορροπίας είναι : Κα(Η∆) = [H∆ ] (χρώµα 1) (χρώµα 2) • Σε όξινο περιβάλλον (π.χ. διάλυµα οξέος άρα µεγάλη συγκέντρωση Η3Ο+) η ισορροπία είναι µετατοπισµένη προς τα αριστερά και επικρατεί το χρώµα 1 των µη ιοντισµένων µορίων Η∆ του δείκτη. • Σε βασικό περιβάλλον (π.χ. διάλυµα βάσης άρα µεγάλη συγκέντρωση ΟΗ- κατά συνέπεια µικρή συγκέντρωση Η3Ο+) η ισορροπία είναι µετατοπισµένη προς τα δεξιά και επικρατεί το χρώµα 2 των ανιόντων ∆- του δείκτη. [Η∆] Παρατήρηση Γενικά το χρώµα του δείκτη καθορίζεται από την τιµή του λόγου η οποία καθορίζεται από το pH του διαλύµατος. Για να [∆ - ] επικρατήσει το χρώµα της µιας από τις δυο µορφές του δείκτη θα πρέπει η συγκέντρωση της να είναι δεκαπλάσια, ή, µεγαλύτερη από τη [Η∆] [Η∆] ≥ 10 και ≤ 0,1. συγκέντρωση της άλλης µορφής, άρα ο λόγος θα πρέπει να έχει τιµές [∆ ] [∆ - ] [Η∆] [Η∆] 1 Συνοπτικά : Αν ≥ 10, επικρατεί το χρώµα των µη ιοντισµένων µορίων Η∆ Αν ≤ , επικρατεί το χρώµα των ιόντων ∆[∆ ] [∆ ] 10 Περιοχή pH αλλαγής χρώµατος δείκτη pKα(Η∆) - 1 Χρώµα Η∆ pKα(Η∆) Ανάµιξη χρωµάτων Η∆ και ∆- pKα(Η∆) + 1 Χρώµα ∆- Παρατήρηση Ο κάθε δείκτης έχει διαφορετική περιοχή αλλαγής χρώµατος η οποία εξαρτάται από τη Κα(Η∆) του δείκτη. Επίσης ένας δείκτης µπορεί να προσδιορίσει µια περιοχή pH και όχι να χαρακτηρίσει ένα διάλυµα σαν όξινο ή βασικό. Αυτό διότι το χρώµα της όξινης µορφής που εµφανίζεται σε pH ≤ pKα(Η∆)-1 είναι δυνατό να εµφανιστεί και σε βασικό διάλυµα π.χ. η φαινολοφθαλεïνη µε pKα = 9,5 είναι άχρωµη Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης 24 ΧΗΜΕΙΑ Γ ΛΥΚΕΙΟΥ - ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ ΣΥΝΤΟΜΗ ΕΠΑΝΑΛΗΨΗ ΟΓΚΟΜΕΤΡΗΣΗ • Ογκοµέτρηση είναι ένας τρόπος ποσοτικού προσδιορισµού µιας ένωσης που στηρίζεται στη µέτρηση του ελάχιστου όγκου ενός διαλύµατος γνωστής συγκέντρωσης µιας άλλης ένωσης (πρότυπο διάλυµα), που απαιτείται για να αντιδράσει πλήρως µε την αρχική ένωση. • Ισοδύναµο σηµείο είναι εκείνο το σηµείο (τιµή pH) της διαδικασίας της ογκοµέτρησης στο οποίο έχουν αντιδράσει πλήρως το πρότυπο διάλυµα µε την ένωση που ογκοµετρείται. Ο εντοπισµός του ισοδύναµου σηµείου πραγµατοποιείται µε τη χρήση ενός δείκτη ο οποίος στην περιοχή pH του ισοδύναµου σηµείου υφίσταται απότοµη αλλαγή χρώµατος. Στο σηµείο αυτό πρέπει να τονιστεί ότι το ισοδύναµο σηµείο προσδιορίζεται θεωρητικά από τη στοιχειοµετρία της αντίδρασης. • Τελικό σηµείο είναι εκείνο το σηµείο (τιµή pH) της διαδικασίας της ογκοµέτρησης στο οποίο παρατηρείται η απότοµη αλλαγή χρώµατος του δείκτη, οπότε και σταµατάει η προσθήκη του πρότυπου διαλύµατος. Το τελικό σηµείο αποτελεί πειραµατικό δεδοµένο. Παρατήρηση Σφάλµα ογκοµέτρησης είναι η διαφορά µεταξύ του τελικού και του ισοδύναµου σηµείου. Όσο µικρότερη είναι η διαφορά αυτή τόσο πιο ακριβής είναι η ογκοµέτρηση . • Οξυµετρία είναι η περίπτωση της ογκοµέτρησης στην οποία προσδιορίζεται η άγνωστη συγκέντρωση διαλύµατος µιας βάσης µε τον υπολογισµό του όγκου πρότυπου διαλύµατος ενός οξέος, ο οποίος απαιτείται για την πλήρη εξουδετέρωση του διαλύµατος της βάσης. • Αλκαλιµετρία είναι η περίπτωση της ογκοµέτρησης στην οποία προσδιορίζεται η άγνωστη συγκέντρωση διαλύµατος ενός οξέος µε τον υπολογισµό του όγκου πρότυπου διαλύµατος µιας βάσης, ο οποίος απαιτείται για την πλήρη εξουδετέρωση του διαλύµατος του οξέος. Παρατήρηση • Ουσιαστικά και οι δύο περιπτώσεις είναι ογκοµετρήσεις εξουδετέρωσης και στηρίζονται στην αντίδραση : Η3Ο+(aq) + OH-(aq) → 2H2O(l) Καµπύλη ογκοµέτρησης είναι η γραφική παράσταση της τιµής του pH του διαλύµατος που ογκοµετρείται σε συνάρτηση µε τον όγκο του πρότυπου διαλύµατος. Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης 25 ΧΗΜΕΙΑ Γ ΛΥΚΕΙΟΥ - ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ ΣΥΝΤΟΜΗ ΕΠΑΝΑΛΗΨΗ Tρόποι έκφρασης της περιεκτικότητας των διαλυµάτων α % κατά βάρος (w/w): Εκφράζει τα g της διαλυµένης ουσίας σε 100 g διαλύµατος. α % κατά όγκο κ.ό.(w/v): Εκφράζει τα g της διαλυµένης ουσίας σε 100 mL διαλύµατος. Mοριακότητα κατ' όγκο (Molarity) Εκφράζει τα mol της διαλυµένης ουσίας σε 1 lit (1000 ml) διαλύµατος. H Mοριακότητα κατ'όγκο n όπου: n τα mol της διαλυµένης ουσίας (Molarity) ονοµάζεται απλά και συγκέντρωση και συµβολίζεται µε C. ∆ίνεται από τον τύπο: C = V και V ο όγκος του διαλύµατος εκφρασµένος πάντα σε lit !!!!! Αραίωση, συµπύκνωση (µε αφαίρεση διαλύτη) & ανάµιξη διαλυµάτων Αραίωση C1 και C2 η αρχική και τελική συγκέντρωση (mol/lit) V1 και V2 ο αρχικός και τελικός όγκος • Τελικός Όγκος διαλύµατος = Αρχικός Όγκος διαλύµατος + Όγκος διαλύτη • Μάζα διαλυµένης ουσίας = Σταθερή • Σχέσεις Αραίωσης: ⇒ nδ/νης = σταθερά V2 = V1 + VH2O & C1.V1= C2.V2 ο όγκος V Συµπύκνωση (µε αφαίρεση διαλύτη) C1 και C2 η αρχική και τελική συγκέντρωση (mol/lit) • Τελικός Όγκος διαλύµατος = Αρχικός Όγκος διαλύµατος - Όγκος διαλύτη • Μάζα διαλυµένης ουσίας = Σταθερή ⇒ nδ/νης = σταθερά • Σχέσεις Συµπύκνωσης: V2 = V1 - VH2O & C1.V1= C2.V2 ο όγκος V πάντα σε lit !!!!! V1 και V2 ο αρχικός και τελικός όγκος πάντα σε lit !!!!! Ανάµιξη C1, C2, ... και Cτ οι αρχικές και η τελική συγκέντρωση (mol/lit), V1, V2, … και VΤ οι αρχικοί και ο τελικός όγκος αντίστοιχα • Τελικός Όγκος διαλύµατος = Άθροισµα των όγκων των αναµιγνυόµενων διαλυµάτων. • Μάζα διαλυµένης Ουσίας = Άθροισµα των µαζών της διαλυµένης ουσίας στα επί µέρους διαλύµατα ⇒ • Σχέσεις Ανάµιξης: Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης V1 + V2 + ... = Vτ & C1.V1+ C2.V2 + … = CΤ.VΤ ο όγκος V n1 + n2 + … = nT πάντα σε lit !!!!! 26 ΧΗΜΕΙΑ Γ ΛΥΚΕΙΟΥ - ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ ΣΥΝΤΟΜΗ ΕΠΑΝΑΛΗΨΗ ΤΡΟΠΟΣ ΕΡΓΑΣΙΑΣ ΚΑΤΑ ΤΗΝ ΑΝΑΜΙΞΗ ∆ΙΑΛΥΜΑΤΩΝ Όταν αναµιγνύονται δυο διαλύµατα, αρχικά υπολογίζονται τα mol των διαλυµένων σωµάτων που υπάρχουν σε κάθε διάλυµα. Κατόπιν θα εξετάζεται πάντα αν γίνεται αντίδραση µεταξύ των διαλυµένων σωµάτων τους, ή, όχι. 1. Όταν δεν γίνεται αντίδραση • Τα mol των σωµάτων που υπήρχαν στα αρχικά διαλύµατα θα υπάρχουν και στο τελικό διάλυµα. • Υπολογίζεται ο όγκος του τελικού διαλύµατος • Υπολογίζονται οι συγκεντρώσεις σωµάτων που περιέχονται στο τελικό διάλυµα. • Γράφονται όλες οι εξισώσεις διάστασης & ιοντισµού Οι πιθανές περιπτώσεις είναι οι παρακάτω : i) Η µια διάσταση-ιοντισµός δεν επηρεάζει την άλλη. ii) Επίδραση Κοινού Ιόντος. iii) Αντίδραση ενός τουλάχιστον από τα ιόντα ενός άλατος µε το νερό iv) Αντίδραση ενός τουλάχιστον από τα ιόντα ενός άλατος µε το νερό και επίδραση κοινού ιόντος. 2. Όταν γίνεται αντίδραση Οι κυριότερες περιπτώσεις αντίδρασης είναι οι παρακάτω : (εξουδετέρωση) α. οξύ + βάση → άλας + νερό (διπλή αντικατάσταση) β. άλας + οξύ → νέο άλας + νέο οξύ γ. άλας + βάση → νέο άλας + νέα βάση (διπλή αντικατάσταση) Για να είναι δυνατή η παραπάνω αντίδραση θα πρέπει ένα από τα προϊόντα να είναι ασθενής ηλεκτρολύτης (η νέα βάση, ή, το νέο οξύ), ή, αέριο (η νέα βάση, ή, το νέο οξύ), ή, ίζηµα • Γράφεται η αντίδραση και από τη στοιχειοµετρία της, υπολογίζονται οι ποσότητες των σωµάτων σε mol που υπάρχουν µετά την αντίδραση (προϊόντα που παράχθηκαν και πιθανώς αντιδρώντα που περίσσεψαν – προσοχή στην περίσσεια !!!) • Υπολογίζεται ο όγκος του τελικού διαλύµατος. • Υπολογίζονται οι συγκεντρώσεις των σωµάτων που περιέχονται στο τελικό διάλυµα. • Γράφονται όλες οι εξισώσεις διάστασης-ιοντισµού. Οι πιθανές περιπτώσεις είναι οι παρακάτω : i) Η µια διάσταση-ιοντισµός δεν επηρεάζει την άλλη. ii) Επίδραση Κοινού Ιόντος. iii) Αντίδραση ενός τουλάχιστον από τα ιόντα ενός άλατος µε το νερό iv) Αντίδραση ενός τουλάχιστον από τα ιόντα ενός άλατος µε το νερό και επίδραση κοινού ιόντος. Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης 27 ΧΗΜΕΙΑ Γ ΛΥΚΕΙΟΥ - ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ ΣΥΝΤΟΜΗ ΕΠΑΝΑΛΗΨΗ ΑΝΤΙ∆ΡΑΣΕΙΣ ΜΕΤΑΞΥ ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΩΝ 1. ΕΞΟΥ∆ΕΤΕΡΩΣΗ (θ=25ο C) ΙΣΧΥΡΟ ΟΞΥ + ΙΣΧΥPH ΒΑΣΗ ΑΛΑΣ + ΝΕΡΟ π.χ. HCl + NaOH NaCl + H2O Στην περίπτωση αυτή κανένα από τα ιόντα του σχηµατιζόµενου άλατος δεν αντιδρά µε το νερό, εποµένως: α. Πλήρης Εξουδετέρωση : β. Περίσσεια Ισχ. Βάσης : γ. Περίσσεια Ισχ. Οξέος : pH1 (pHΠ.Ε) = 7 7 < pH2 ≤ 14 0 ≤ pH3 < 7 ΙΣΧΥΡΟ ΟΞΥ + ΑΣΘΕΝΗΣ ΒΑΣΗ π.χ. ΗCl + ΝΗ3 Έστω : Η3Ο+ + Β 0 7=pHΠ.Ε. 14 ||| (0 ≤ pH3 < pH1 = 7 < pH2 ≤ 14) (α.) (β.) (γ.) ΑΛΑΣ + ΝΕΡΟ ΝΗ4Cl ΒΗ+ + Η2Ο α. β. γ. Πλήρης Εξουδετέρωση : Μελέτη αντίδρασης του ΒΗ + µε το νερό 0 < pH1 (pHΠ.E.) < 7 + Περίσσεια Ασθ. Βάσης : Μελέτη ρυθµιστικού δ/τος του Β-ΒH 7 ≤ pH2 < 14 + + Περίσσεια Ισχ. Οξέος : Μελέτη αντίδρασης του ΒΗ µε το νερό + Ε.Κ.Ι (Η3Ο ) 0 ≤ pH3 < 7 • Αν pHδ/τος > pHπλ.εξ. ⇒ Περίσσεια Βάσης (β.) • Αν pHδ/τος < pHπλ.εξ. ⇒ Περίσσεια Οξέος (γ.) • Αν pHδ/τος ≥ 7 ⇒ Περίσσεια Βάσης (β.) • Αν pHδ/τος < 7 ⇒ ∆ιερεύνηση Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης pHΠ.Ε 7 14 0 |||| (γ.) (α.) (β.) (β.) (0≤pH3<pH1<7≤pH2<14) 28 ΧΗΜΕΙΑ Γ ΛΥΚΕΙΟΥ - ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ ΑΣΘΕΝΕΣ ΟΞΥ + ΙΣΧΥPH ΒΑΣΗ π.χ. CH3COOH + ΝaOH Έστω : ΗΑ + NaOH ΣΥΝΤΟΜΗ ΕΠΑΝΑΛΗΨΗ ΑΛΑΣ + ΝΕΡΟ CH3COONa + H2O ΝaΑ+ Η2Ο α. β. γ. Πλήρης Εξουδετέρωση : Μελέτη αντίδρασης του Α - µε το νερό 7 < pH1 (pHΠ.E.) < 14 Περίσσεια Ασθ. Οξέος : Μελέτη ρυθµιστικού δ/τος του HA - NaA 0 < pH2 ≤ 7 Περίσσεια Ισχ. Βάσης : Μελέτη αντίδρασης του Α µε το νερό + Ε.Κ.Ι (OH ) 7 < pH3 ≤ 14 • Αν pHδ/τος < pHπλ.εξ. ⇒ Περίσσεια Οξέος (β.) • Αν pHδ/τος > pHπλ.εξ. ⇒ Περίσσεια Βάσης (γ.) • Αν pHδ/τος ≤ 7 ⇒ Περίσσεια Οξέος • Αν pHδ/τος > 7 ⇒ ∆ιερεύνηση ΑΣΘΕΝΕΣ ΟΞΥ + ΑΣΘΕΝΗΣ ΒΑΣΗ 0 7 pHΠ.Ε. 14 |||| (β.) (β.) (α.) (γ.) (0 < pH2 ≤7< pH1 <pH3 ≤ 14) (β.) ΑΛΑΣ + ΝΕΡΟ CH3COONΗ4 π.χ. CH3COOH + ΝΗ3 + Έστω : HΑ + Β ΒΗ + Αα. β. γ. Πλήρης Εξουδετέρωση : Περίσσεια Ασθ. Βάσης : Περίσσεια Ασθ. Οξέος : Μελέτη αντίδρασης των ΒΗ+ και Α- µε το νερό Επίδραση Κοινού ιόντος Β - ΒΗ+ Επίδραση Κοινού ιόντος ΗΑ - Α- To pH της πλήρους εξουδετέρωσης εξαρτάται από τις τιµές των Κα και Kb γιατί αντιδρούν µε το νερό και τα δύο ιόντα του άλατος. Kw.Kα Kw.Kα [Η3Ο +]Π.Ε. = ⇒ pHΠ.Ε.= − log Kb K b Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης 29 2. ∆ΙΠΛΗ ΑΝΤΙΚΑΤΑΣΤΑΣΗ ΧΗΜΕΙΑ Γ ΛΥΚΕΙΟΥ - ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ ο (θ=25 C) ΙΣΧΥΡΟ ΟΞΥ + ΑΛΑΣ (ΑΣΘΕΝΟΥΣ ΟΞΕΟΣ ΜΕ ΙΣΧΥΡΗ ΒΑΣΗ) π.χ. HCl + CH3COONa Έστω ΗCl + ΜΑ ΑΣΘΕΝΕΣ ΟΞΥ + ΑΛΑΣ CH3COOH + NaCl (Το παραγόµενο άλας δεν επηρεάζει την οξεοβασική συµπεριφορά του τελικού διαλύµατος διότι κανένα από τα ιόντα του δεν αντιδρά µε το Η2Ο) HA + MCl α. β. γ. Πλήρης Αντίδραση : Μελέτη ιοντισµού του ΗΑ 0 < pH1 (pHΠ.Α.) < 7 Περίσσεια άλατος : Μελέτη ρυθµιστικού δ/τος του HA – MA 0 < pH2 ≤ 7 + Περίσσεια Ισχ. Οξέος : Μελέτη διάστασης + Ε.Κ.Ι (Η3Ο ) 0 ≤ pH3 < 7 • Αν pHδ/τος > pHπλ.αντ. ⇒ Περίσσεια Άλατος • Αν pHδ/τος < pHπλ.αντ. ⇒ Περίσσεια Ισχ. Οξέος (γ.) • Αν pHδ/τος = 7 ⇒ Περίσσεια Άλατος • Αν pHδ/τος < 7 ⇒ ∆ιερεύνηση (β.) ΝH4Cl + NaOH Έστω ΜΑ + NaOH 0 pHΠ.Α. 7 14 |||| (γ.) (α.) (β.) (0 ≤ pH3 < pH1 <pH2 ≤ 7) (β.) ΙΣΧΥΡΗ BAΣΗ + ΑΛΑΣ (ΑΣΘΕΝΟΥΣ ΒΑΣΗΣ ΜΕ ΙΣΧΥΡΟ ΟΞΥ) π.χ. ΣΥΝΤΟΜΗ ΕΠΑΝΑΛΗΨΗ NH3 + H2O + NaCl ΑΣΘΕΝΗΣ ΒΑΣΗ + ΑΛΑΣ (Το παραγόµενο άλας δεν επηρεάζει την οξεοβασική συµπεριφορά του τελικού διαλύµατος διότι κανένα από τα ιόντα του δεν αντιδρά µε το Η2Ο) MOH + NaA α. β. γ. Πλήρης Αντίδραση : Μελέτη ιοντισµού της MOH 7 < pH1 (pHΠ.Α.) < 14 Περίσσεια Άλατος : Μελέτη ρυθµιστικού δ/τος MOH - MA 7 ≤ pH2 < 14 Περίσσεια Ισχ. Bάσης : Μελέτη ιοντισµού της ΜΟΗ + Ε.Κ.Ι (OΗ ) 7< pH3 ≤ 14 • Αν pHδ/τος < pHπλ.αντ. ⇒ Περίσσεια Άλατος • Αν pHδ/τος > pHπλ.αντ. ⇒ Περίσσεια Ισχ. Βάσης (γ.) • Αν pHδ/τος = 7 ⇒ Περίσσεια Άλατος • Αν pHδ/τος > 7 ⇒ ∆ιερεύνηση Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης (β.) 0 7 pHΠ.Ε. 14 |||| (β.) (α.) (γ.) (7 ≤ pH2 < pH1 <pH3 ≤ 14) (β.) 30 ΧΗΜΕΙΑ Γ ΛΥΚΕΙΟΥ - ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ 3. (θ=25ο C) ΑΠΛΗ ΑΝΤΙΚΑΤΑΣΤΑΣΗ MΕΤΑΛΛΟ + ΟΞΥ ΑΛΑΣ + Η2↑ Εκτός Cu, Hg π.H2SO4 Ag,Au,Pt αρ. ή π.HNO3 MEΤΑΛΛΟ (Όχι Νa, Κ, Βa, Ca) Μ + xHCl α. β. MClx + + ΙΣΧΥΡΟ ΟΞΥ Σειρά ηλεκτροθετικότητας (δραστικότητας) µετάλλων K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Co, Ni, Sn, Pb, H, Cu, Hg, Ag, Pt, Au Αύξηση δραστικότητας → ΑΛΑΣ + Η2↑ x H2 2 Πλήρης Αντίδραση ή Περίσσεια Μετάλλου Περίσσεια Οξέος Παρατήρηση ΣΥΝΤΟΜΗ ΕΠΑΝΑΛΗΨΗ pH =7 0 ≤ pH < 7 Αν το µέταλλο είναι Νa, K, Ca. Ba τότε όταν περισσεύει µέταλλο αυτό αντιδρά µε νερό και δίνει υδροξείδιο του µετάλλου δηλ. το pH του διαλύµατος γίνεται βασικό. Π.χ. Νa + Η2Ο → NaOH + 1 Η2 2 ↑ ΜEΤΑΛΛΟ (Όχι Νa, Κ, Βa, Ca) + ΑΣΘΕΝΕΣ ΟΞΥ → ΑΛΑΣ + Η2↑ x Μ + xHA MAx + H2 ↑ 2 α. Πλήρης Αντίδραση ή Περίσσεια Μετάλλου ⇒ Αντίδραση του Α- µε το Η2Ο β. Περίσσεια Οξέος ⇒ Ρυθµιστικό ∆ιάλυµα pH >7 Παρατήρηση Αν το µέταλλο είναι Νa, K, Ca, Ba τότε όταν περισσεύει µέταλλο αυτό αντιδρά µε νερό και δίνει υδροξείδιο του µετάλλου δηλ. το pH του διαλύµατος γίνεται πιο βασικό λόγω Ε.Κ.Ι. των ΟΗ- της ισχυρής βάσης (ΝaOH, KOH, κ.λ.π.) στον ιοντισµό της ασθενούς βάσης Α-. Π.χ. Νa + Η2Ο → NaOH + 1 Η2 2 ↑ ΝaΟΗ → Νa+ + ΟΗΑ- + Η2Ο ΗΑ + ΟΗ- Επιµέλεια: Νίκος Μακρολειβαδίτης 31
© Copyright 2024 Paperzz
