Chemistry

1. ΟΞΕΑ-ΒΑΣΕΙΣ
ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟPΡΟΠΙΑ
 Ιοντισμός νερού-Διαλύματα ισχυρών οξέων-βάσεων
Κw=[H3O+
][OH-
] ισχύει σε όλα τα υδατικά διαλύματα
Στους 25ºC : Κw=10-14
Η τιμή της Κw εξαρτάται μόνο από τη θερμοκρασία.
pH=-log[H3O+
] pOH=-log[HO-
] [H3O+
]=10-pH
[HO-
]=10-pOH
Στα διαλύματα ισχυρών οξέων-βάσεων η αντίδραση διάστασης ή ιοντισμού είναι μονόδρομη .
Ο βαθμός ιοντισμού α=1.
Όταν η συγκέντρωση των [H3O+
] από το οξύ ή των [HO-
] από τη βάση είναι μικρότερη
από 10-6
Μ γράφουμε και την αντίδραση ιοντισμού του νερού γιατί τότε επηρεάζει την τιμή
του pH.
Συγκέντρωση c= V
nολ
Αριθμός mol: n=m/Mr n=V/Vm
Aραίωση-συμπύκνωση διαλύματος: n1=n2 άρα c1V1=c2V2
Ανάμειξη διαλύματος ισχυρού οξέος με ισχυρή βάση:
Έχουμε εξουδετέρωση Οξύ+βάση→ Αλάτι και νερό
Το pH καθορίζεται από το οξύ ή τη βάση που περισσεύει.
 Διαλύματα ασθενών οξέων-βάσεων
Βαθμός ιοντισμού α=
αρχικά
ιιοντίζοντα
n
n
ή α=
αρχικά
ιιοντίζοντα
c
c
0<α<1
Ο βαθμός ιοντισμού για ασθενείς ηλεκτρολύτες εξαρτάται από:
α. τη φύση του ηλεκτρολύτη
β. τη φύση του διαλύτη
γ. τη θερμοκρασία
δ. την αρχική συγκέντρωση c του ηλεκτρολύτη
ε. την παρουσία κοινού ιόντος στο διάλυμα
Σταθερά ιοντισμού Ka-Kb
HA+H2O→A-
+H3O+
B+H2O →HB+
+OH-
Ka=
[ ][ ]
[ ]HA
AOH3
−+
.
Kb=
[ ][ ]
[ ]B
OHHB −+
.
H τιμή των Κa και Κb σε υδατικά διαλύματα εξαρτάται μόνο από τη θερμοκρασία (για ορισμένο
οξύ ή βάση αντίστοιχα).
Η τιμή τους είναι ένα μέτρο της ισχύος των οξέων και βάσεων για μια ορισμένη θερμοκρασία.
Νόμος αραίωσης του Ostwald
Ka=
α1
cα2
−
ή Ka=
x-c
x2
Κb=
α1
cα2
−
ή Kb=
x-c
x2
Αν α≤10-1
ή Κa/c ≤10-2
τότε:
Ka=α2
c ή Ka=
c
x2
Kb=α2
c ή Kb=
c
x2
Άρα: α=
c
Ka
ή α=
c
Kb
Όταν αυξάνεται η θερμοκρασία η τιμή των Κa, Kb αυξάνεται άρα αυξάνεται και η τιμή του α
και αντίστροφα.
Όταν αυξάνεται η συγκέντρωση (συμπύκνωση) η τιμή του α ελαττώνεται και αντίστροφα.
Συζυγές ζεύγος αποτελούν ένα οξύ και μια βάση που διαφέρουν κατά ένα πρωτόνιο.
Σχέση που συνδέει την Ka οξέος και την Kb της συζυγούς βάσης: Ka Kb=Κw

2. ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ
 Αραίωση-συμπύκνωση: c1V1=c2V2
 Ανάμειξη διαλυμάτων του ίδιου ηλεκτρολύτη: c1V1+c2V2=c3V3
 Προσθήκη ποσότητας ηλεκτρολύτη σε διάλυμα του ίδιου ηλεκτρολύτη: c=nολ/V
 Ανάμειξη διαλύματος ισχυρού οξέος με διάλυμα ισχυρής βάσης:
c1V1-c2V2=c3V3 αν c1V1>c2V2 Αν c1V1=c2V2 pH=7
ΕΠΙΔΡΑΣΗ ΚΟΙΝΟΥ ΙΟΝΤΟΣ
Σε διάλυμα ασθενούς ηλεκτρολύτη προστίθεται άλλος ηλεκτρολύτης που έχει κάποιο κοινό ιόν με
τον ασθενή ηλεκτρολύτη. Τότε:
 Η ισορροπία του ασθενούς ηλεκτρολύτη μετατοπίζεται αριστερά (αρχή Le Chatellier)
 Ο βαθμός ιοντισμού α του ασθενούς ηλεκτρολύτη μειώνεται.
 Για σταθερή θερμοκρασία η σταθερά Ka ή Kb του ασθενούς ηλεκτρολύτη δεν αλλάζει.
 Προσθήκη οξέος μειώνει το pH.
 Προσθήκη βάσης αυξάνει το pH.
 Δεν εφαρμόζεται ο νόμος αραίωσης του Ostwald.
Κυριότερες αντιδράσεις μεταξύ ηλεκτρολυτών:
 Αντιδράσεις εξουδετέρωσης: οξύ+βάση→αλάτι+νερό
( HCl+NaOH→NaCl+H2O)
 Αντιδράσεις διπλής αντικατάστασης:
ισχυρό οξύ+αλάτι ασθενούς οξέος→ ασθενές οξύ +αλάτι
( HCl+CH3COONa →CH3COOH+NaCl )
ισχυρή βάση+αλάτι ασθενούς βάσης →ασθενής βάση +αλάτι
( NaOH+NH4Cl→ NH3+H2O+NaCl )
Παρατήρηση: Στα παραπάνω παραδείγματα το NaCl δεν επηρεάζει το pH του διαλύματος
γιατί τα ιόντα Na+
και Cl-
δεν αντιδρούν με το Η2Ο.
ΡΥΘΜΙΣΤΙΚΑ ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ
Ρυθμιστικά είναι τα διαλύματα που διατηρούν το pH τους πρακτικά σταθερό, κατά την
προσθήκη σε αυτά μικρής (αλλά όχι αμελητέας) ποσότητας ισχυρού οξέος ή βάσης ή όταν υποστούν
αραίωση ή συμπύκνωση ,σε κάποια όρια.
Τα ρυθμιστικά μπορεί να περιέχουν:
α. ασθενές οξύ και τη συζυγή του βάση (ΗΑ/Α-
) π.χ. HF/F-
β. ασθενής βάση και το συζυγές της οξύ (Β/ΒΗ+
) π.χ. ΝΗ3/ΝΗ4
+
 Σε ρυθμιστικό διάλυμα στο οποίο οι συγκεντρώσεις του οξέος και της συζυγούς βάσης
(ή της βάσης και του συζυγούς οξέος αντίστοιχα) στην κατάσταση ισορροπίας είναι
περίπου ίσες με τις αρχικές ( αυτό ισχύει όταν οι αρχικές συγκεντρώσεις έχουν σχετικά
μεγάλες τιμές) μπορούμε να εφαρμόσουμε τις παρακάτω σχέσεις:
[Η3Ο+
]=Κa
βάσης
οξέος
c
c
ή [ΟΗ-
]=Κb
οξέος
βάσης
c
c
 Λογαριθμίζοντας προκύπτει η εξίσωση Henderson-Hasselbalch
pH=pKa+log
οξέος
βάσης
c
c
ή pΟH=pKb+log
βάσης
οξέος
c
c