ΚΕΦ 3Ο ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ 1,2,3,4a

Κεφ 3ο Ιοντική ισορροπία Δημήτρης Μεϊντάνης Χημικός

http://chemistry-lykeiou.blogspot.com

1

Στο παραπάνω σχήμα φαίνεται η διάσταση του κρυσταλλικού φθοριούχου καλίου (ΚF). Αιτία της καταστροφής του κρυσταλλικού πλέγματος είναι η πολικότητα του μορίου του νερού. Κάθε μόριο νερού αποτελεί ένα ηλεκτρικό δίπολο το οποίο έλκει τα ιόντα του κρυστάλλου αλλά και ελκύεται ταυτόχρονα από αυτά με αποτέλεσμα το σχηματισμό εφυδατωμένων ιόντων. Εφυδατωμένα ονομάζουμε τα ιόντα που περιβάλλονται από μια “ατμόσφαιρα” μορίων νερού η οποία παριστάνεται συνήθως με ένα ακανόνιστο σχήμα που περικλείει τα ιόντα. Ο αριθμός των μορίων νερού που περιβάλλουν το ιόν ονομάζεται αριθμός εφυδάτωσης. Επειδή τον αριθμό αυτό δεν τον γνωρίζουμε με ακρίβεια χρησιμοποιούμε γενικά το σύμβολο εφυδάτωσης (aq).

ΚΕΦ 3Ο ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ • ΟΞΕΑ – ΒΑΣΕΙΣ –ΙΣΧΥΣ ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΩΝ • ΙΟΝΤΙΣΜΟΣ ΝΕΡΟΥ – pH –pOH • ΝΟΜΟΣ ΑΡΑΙΩΣΗΣ OSTWALD • ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΑΛΑΤΩΝ • ΕΠΙΔΡΑΣΗ ΚΟΙΝΟΥ ΙΟΝΤΟΣ • ΡΥΘΜΙΣΤΙΚΑ Δ/ΤΑ • ΔΕΙΚΤΕΣ – ΟΓΚΟΜΕΤΡΗΣΗ 3.1 ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΙΚΑ ΚΑΙ ΜΗ ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΙΚΑ ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ

Τα διαλύματα ανάλογα με το είδος των σωματιδίων που προέρχονται από τις διαλυμένες ενώσεις διακρίνονται σε ηλεκτρολυτικά και μη ηλεκτρολυτικά. Ηλεκτρολυτικά (ή ιοντικά) ονομάζονται τα διαλύματα που είναι αγώγιμα, που επιτρέπουν δηλαδή τη διέλευση ηλεκτρικού ρεύματος. Τα ηλεκτρολυτικά διαλύματα είναι αγώγιμα επειδή περιέχουν θετικά και αρνητικά ιόντα και είναι τα δ/τα οξέων, βάσεων , αλάτων Μη ηλεκτρολυτικά (ή μοριακά) ονομάζονται τα διαλύματα που δεν επιτρέπουν τη διέλευση ηλεκτρικού ρεύματος. Στα διαλύματα αυτά οι διαλυμένες ουσίες βρίσκονται αποκλειστικά με τη μορφή μορίων και είναι τα δ/τα κυρίως των οργανικών ενώσεων πχ. μεθάνιο, γλυκόζη κ.α.

Από πού προέρχονται τα ιόντα στα ηλεκτρολυτικά διαλύματα;

Διάσταση και ιοντισμός

1. Διάσταση ονομάζεται η διαδικασία κατά την οποία ενώσεις στις οποίες προϋπάρχουν ιόντα ( ετεροπολικές) και με τη βοήθεια του διαλύτη απελευθερώνονται. Οι ενώσεις που παθαίνουν διάσταση είναι ιοντικές ουσίες : τα άλατα και τα υδροξείδια των μετάλλων ( κυρίως τα υδροξείδια αλκαλίων και των αλκαλικών γαιών ) πχ NαCl(s) → Nα+

(aq) + Cl‐(aq)

πχ Cα(OH)2(s) → Cα2+(aq)

+ 2OH‐(aq)

2. Ιοντισμός : παθαίνουν οι ενώσεις στις οποίες δεν προϋπάρχουν ιόντα (ομοιοπολικές) αλλά αντιδρούν με τον διαλύτη και δημιουργούν ιόντα.

πχ ΗCl + H2O → H3O+ + Cl‐

NH3 + H2O ⎯⎯→←⎯⎯ NH4+ + OH‐

Μοριακές ενώσεις που μπορούν να ιονιστούν είναι τα οξέα και

όσες από τις βάσεις δεν ανήκουν στις ιοντικές ενώσεις( ΝΗ3 και RNH2).



2

3.2 ΘΕΩΡΙΕΣ ΟΞΕΩΝ ΚΑΙ ΒΑΣΕΩΝ

1. Θεωρία Arrhenius (1887)

Σύμφωνα με τις αρχικές απόψεις τού S. Arrhenius το 1887 για την ηλεκτρολυτική διάσταση στο νερό:

Οξέα είναι ουσίες οι οποίες όταν διαλυθούν στο νερό δίνουν με ηλεκτρολυτική διάσταση κατιόντα

υδρογόνου (πρωτόνια):

ΗCl → H+ + Cl‐

Βάσεις οι ουσίες οι οποίες όταν διαλυθούν στο νερό δίνουν με ηλεκτρολυτική διάσταση ανιόντα

υδροξυλίου:

NαOH → Nα+ + OH‐

Οι ορισμοί του Arrhenius όμως δεν είναι πλήρης. Υπάρχουν ουσίες όπως για παράδειγμα η αμμωνία (ΝΗ3)

που αν και έχει βασικό χαρακτήρα, σύμφωνα με τον ορισμό δεν μπορεί να θεωρηθεί βάση. Επιπλέον οι

ορισμοί Arrhenius καλύπτουν μόνο υδατικά διαλύματα ενώ υπάρχουν ουσίες που εμφανίζουν όξινο ή

βασικό χαρακτήρα και σε άλλους εκτός του νερού διαλύτες όπως για παράδειγμα την αιθανόλη ή την

ακετόνη.

2. Θεωρία Brönsted ‐Lowry

Οι Brönsted ‐Lowry έδωσαν για τα οξέα και τις βάσεις ένα γενικότερο ορισμό:

Οξέα είναι οι ουσίες που παρέχουν πρωτόνια, είναι δότες ενός ή περισσοτέρων πρωτονίων ( H+).

ΗF + H2O ⎯⎯→←⎯⎯ H3O+ + F‐ (Η3Ο

+ : οξώνιο )

Βάσεις είναι οι ουσίες που προσλαμβάνουν πρωτόνια, είναι δέκτες ενός ή περισσοτέρων πρωτονίων ( H+).

NH3 + H2O ⎯⎯→←⎯⎯ NH4+ + OH‐

Μεταξύ λοιπόν ενός οξέος και μιας βάσης υπάρχει γενικά κάποια σχέση. Όταν από ένα οξύ αποβληθεί πρωτόνιο, το “απομένον” συστατικό παρουσιάζει τάση να το επαναπροσλάβει. Συνεπώς το “απομένον” συστατικό μετά την απόσπαση ενός πρωτονίου συμπεριφέρεται σαν βάση. Είναι φανερό ότι για να δράση μια ουσία ως οξύ θα πρέπει να υπάρχει δίπλα της μια άλλη ουσία η οποία μπορεί να συμπεριφερθεί ως βάση άρα ο ιοντισμός γίνεται με βάση τη γενική αντίδραση :

πχ NH3 + H2O ⎯⎯→←⎯⎯ NH4+ + OH‐ CH3COOH + H2O⎯⎯→←⎯⎯ CH3COO

‐ + H3O+

βάση 1 οξύ2 οξύ 1 βάση 2 οξύ 1 βάση2 βάση 1 οξύ 2

Σύμφωνα με τον ορισμό που έδωσαν οι Brönsted ‐ Lowry για τα οξέα και τις βάσεις, παρατηρούμε ότι:

οξύ 1 + βάση 2 ⎯⎯→←⎯⎯ βάση 1 + οξύ2



3

Δεν μπορεί να εκδηλωθεί ο όξινος χαρακτήρας χωρίς την παρουσία βάσης, και αντίστοιχα, δεν μπορεί να εκδηλωθεί ο βασικός χαρακτήρας χωρίς την παρουσία οξέος. Συζυγή οξέα – βάσεις Ένα οξύ όταν δώσει 1 Η+ μετατρέπεται σε βάση η οποία ονομάζεται συζυγής βάση του οξέος δηλ παρουσιάζει τάση επαναπρόσληψης του Η+. πχ CH3COOH (οξύ) ‐ CH3COO

‐ (συζυγής βάση). Μια βάση όταν πάρει 1 Η+ μετατρέπεται σε οξύ το οποίο ονομάζεται συζυγές οξύ της βάσης δηλ παρουσιάζει τάση να δώσει του Η+. πχ ΝΗ3 (βάση) ‐ ΝΗ4

+ (συζυγές οξύ).

Τα συζυγή ζεύγη διαφέρουν κατά 1 Η+ Αμφιπρωτικές ουσίες ή αμφολύτες Υπάρχουν χημικές ουσίες που άλλοτε να συμπεριφέρεται ως οξύ και άλλοτε ως βάση; Αν παρατηρήσουμε το νερό σ’ άλλες αντιδράσεις συμπεριφέρεται ως οξύ και σ’ άλλες ως βάση . Τέτοιες ουσίες οι οποίες έχουν την δυνατότητα να δώσουν H+ και να πάρουν H+ ονομάζονται αμφιπρωτικές ενώσεις ή αμφολύτες.

Πχ -3HCO + H3O

+ ⎯⎯→←⎯⎯ …………. + ……………….

Πχ -3HCO + OH‐ ⎯⎯→←⎯⎯ …………. + ……………….

Ποιες είναι οι καινοτομίες της θεωρίας των Brönsted –Lowry; 1.Η θεωρία ερμηνεύει τις οξεοβασικές ιδιότητες των ουσιών όχι μόνο στο νερό αλλά και σε άλλους διαλύτες

Πχ. ΗCℓ + C2H5OH ⎯⎯→←⎯⎯ Cℓ‐ + C2H5OH2+

2. Οξέα και βάσεις δεν είναι μόνο οι χημικές ενώσεις αλλά και ι ό ν τ α : CN‐ (βάση) , ΝΗ4+ (οξύ).

3.Υποστιρίζει ότι σ΄ένα ιοντικό δ/μα δεν υπάρχουν ελεύθερα Η+ αλλά Η3Ο

+ (οξώνιο). 4. Οι οξεοβασικές ιδιότητες των σωμάτων εκδηλώνονται με τη μεταφορά Η+ από το οξύ προς τη βάση. Η θεωρία των Brönsted ‐ Lowry είναι πολύ γενικότερη εκείνης του Arrhenius και επεκτείνεται εύκολα σε οποιονδήποτε διαλύτη, ερμηνεύοντας όλες τις αντιδράσεις μεταφοράς πρωτονίων 3.3 ΙΣΧΥΣ ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΩΝ Είδαμε ότι αν ένας ηλεκτρολύτης διαλυθεί στο νερό, στο διάλυμα προκύπτουν με διάσταση ή με

ιοντισμό, ιόντα του ηλεκτρολύτη. Η ισχύς των ηλεκτρολυτών σχετίζεται με το ποσοστό του ηλεκτρολύτη που βρίσκεται στο διάλυμα με μορφή ιόντων. Ποιος ηλεκτρολύτης είναι ισχυρός και ποιος ασθενής;

Ισχυρός ηλεκτρολύτης ονομάζεται αυτός που στα διαλύματα του διίσταται ή που ιονίζεται σχεδόν πλήρως. Όλη η ποσότητα του ηλεκτρολύτη που διαλύεται στο νερό βρίσκεται με τη μορφή ιόντων. Πχ ΗCl + H2O → H3O

+ + Cl‐ (ιοντισμός του HCℓ) NαOH → Nα + + ΟΗ‐ (διάσταση του ΝαΟΗ)



4

Ασθενής ηλεκτρολύτης ονομάζεται αυτός που στα διαλύματα του ιοντίζεται μερικώς δηλ ένα μόνο μέρος της ποσότητας του ιοντίζεται και το σύστημα καταλήγει σε ισορροπία.

Πχ NH3 + H2O ⎯⎯→←⎯⎯ NH4+ + OH‐ (συνυπάρχουν μόρια και ιόντα)

Ισχυρό οξύ είναι το οξύ που έχει μεγάλη τάση να δίνει πρωτόνια ενώ ισχυρή βάση είναι η βάση που έχει μεγάλη τάση να προσλαμβάνει πρωτόνια. Ο ορισμός της ισχύς είναι σχετικός. Δηλαδή πολλές φορές χρησιμοποιούμε την έκφραση ότι το οξύ ΗΑ είναι ισχυρότερο από το οξύ ΗΒ δηλ μεγαλύτερο ποσοστό του ΗΑ έχει δώσει ιόντα σε σχάση με το ΗΒ. Ποιες χημικές ενώσεις χαρακτηρίζονται ως ισχυροί ηλεκτρολύτες και ποιες ως ασθενείς ηλεκτρολύτες ;

Ηλεκτρολύτες Ισχυροί ηλεκτρολύτες Ασθενείς ηλεκτρολύτες

Οξέα HCℓ , HBr , HI HNO3 HCℓO4 , H2SO4 (1

ος ιοντισμός)Όλα τα υπόλοιπα

Βάσεις Όλες εκτός από ΝΗ3 και RNH2 ΝΗ3 και RNH2

΄Αλατα Όλα ‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐‐ * Ο παραπάνω πίνακας αναφέρεται σε ενώσεις που είναι ευδιάλυτες στο νερό. Πολυπρωτικά οξέα Υπάρχουν και οξέα που διαθέτουν περισσότερα του ενός άτομα υδρογόνου με όξινες ιδιότητες. Διπρωτικά οξέα Η2Α : τα δύο υδρογόνα τα δίνουν σε δύο στάδια όπως το H2S H2S + H2O ⎯⎯→←⎯⎯ HS‐ + H3O

+ 1ο στάδιο

HS‐ + H2O ⎯⎯→←⎯⎯ S2‐ + H3O+ 2ο στάδιο

Τριπρωτικά οξέα Η3Α : τα τρία υδρογόνα τα δίνουν σε τρία στάδια όπως το H3PO4 H3PO4 + H2O ⎯⎯→←⎯⎯ H2PO4

‐ + H3O+ 1ο στάδιο

H2PO4‐ + H2O ⎯⎯→←⎯⎯ HPO4

2‐ + H3O+ 2ο στάδιο

HPO42‐ + H2O ⎯⎯→←⎯⎯ PO4

3‐ + H3O+ 3ο στάδιο

Επανάληψη από το παρελθόν Οξέα : είναι ενώσεις της μορφής ΗxΑ και τα οργανικά οξέα RCOOH. Βάσεις : Μ(ΟΗ)x υδρόθεια των μετάλλων και ΝΗ3 (αμμωνία ) οργανικές βάσεις RNH2 (αμίνες).



5

Άλατα : ΜxAψ ανόργανα άλατα και οργανικά πχ RCOOM ή RNH3X Διάσταση παθαίνουν οι ιοντικές ενώσεις δηλ άλατα και Μ(ΟΗ)x. Ιοντισμό παθαίνουν οι μοριακές ενώσεις (ομοιοπολικές ενώσεις) δηλ τα οξέα και ΝΗ3 και RNH2. Ερωτήσεις εμπέδωσης της θεωρίας Ε‐1 Να συμπληρωθεί ο πίνακας :

Ε‐2 Να γίνουν οι παρακάτω διαστάσεις , ιοντισμοί των ηλεκτρολυτών : 1) ΗΒr + H2O → 2) Nα2S →

3) HCOOH + H2O ⎯⎯→←⎯⎯ 4) CH3NH2+ H2O ⎯⎯→←⎯⎯

5) Mg(OH)2→ 6) HCOOK →

7) H2S+ H2O ⎯⎯→←⎯⎯ 7) K3PO4 →

8) CH3NH3Cℓ → 9) HNO3 + H2O →

i. Ποιοι από τους παραπάνω ηλεκτρολύτες διίστανται και ποιοι ιοντίζονται ; ii. Ποιοι είναι ισχυροί και ποιοι ιοντίζονται κατά τη διάλυση τους στο νερό; E‐3 Να βρεθούν τα οξέα και οι βάσεις σύμφωνα τη θεωρία των Brönsted –Lowry στις παρακάτω αντιδράσεις: α. Η2SO3 + H2O ⎯⎯→←⎯⎯ HSO3

‐ + H3O+

β. HSO3‐+ H2O ⎯⎯→←⎯⎯ SO3

2‐ + H3O+

Πως θα χαρακτηρίζατε τη δράση Η2Ο και HSO3‐ στις δύο παραπάνω αντιδράσεις.

Ε‐4 Να γίνουν οι παρακάτω ιοντισμοί – διαστάσεις των ουσιών α. ΗCN β. Cα(OH)2 γ. K2SO4 δ. NH3 ε. CH3COONα στ. HCOOH ζ.H2SO4 η. CH3NH2 θ. Η3PO4 ι. HF κ.CH3NH3NO3 λ. HCℓO4

Να σημειώσετε τα συζυγή ζεύγη οξέων‐βάσεων στους παραπάνω ιοντισμούς. Ε‐5 Ποιες από τις παρακάτω προτάσεις είναι σωστές και ποιες λανθασμένες; (Μικρή αιτιολόγηση). 1. Ένα οξύ αν δώσει 1Η+ μετατρέπεται σε βάση. 2. Η C6H12O6 (γλυκόζη) όταν διαλυθεί στο νερό δίνει ηλεκτρολυτικό δ/μα. 3. Η ένωση Κ2CO3 όταν διαλυθεί στο νερό διίστανται. 4. Όλα τα οξέα όταν διαλυθούν στο νερό υφίστανται ιοντισμό. 5. Η ΝΗ3 μπορεί να δράση και ως οξύ και ως βάση. 6. Τα ανιόντα συμπεριφέρονται πάντα ως βάσεις. 7. Το S2‐ είναι πάντα βάση με βάση τη θεωρία Brönsted –Lowry.

οξέα ΗCN HCOOH NH4+ HS‐ [Fe(H2O)6]

3+

βάσεις CH3NH2 HSO3‐ O2‐ PO4

3‐



6

8. Το ιόν Η2PO4‐ έχει αμφιπρωτική δράση.

9. Το Η3Ο+ και το OH‐ είναι συζυγή οξέα‐βάσεις.

10. Το HF είναι το μοναδικό ασθενές υδραλογόνο. 11. Ένα οξύ ΗΑ είναι ασθενές μονοπρωτικό οξύ. 12. Η ΝΗ3 είναι η μόνη χημική ουσία που δρα ως βάση και ιοντίζεται. 13. Σε κάθε αντίδραση ιοντισμού ισχύει η αρχή διατήρησης του φορτίου. 14. Στην ηλεκτρολυτική διάσταση ο αριθμός των κατιόντων είναι ίσος με τον αριθμό των ανιόντων. 15. Το ΗCOO‐ είναι συζυγές οξύ του HCOOH. 16. Η ένωση H2NCH2COOH δρα ως αμφιπρωτική ουσία. 17. Όλα τα ευδιάλυτα υδροξείδια των μετάλλων διίστανται και είναι ισχυροί ηλεκτρολύτες. 18. Οι ενώσεις που χαρακτηρίζονται οξέα με βάση τη θεωρία του Arrhenius είναι οξέα και με τη θεωρία Brönsted –Lowry. 19. Κατά τη διάλυση ενός άλατος στο νερό απελευθερώνονται εφυδατωμένα ιόντα τα οποία συνιστούσαν το κρυσταλλικό πλέγμα του άλατος πριν τη διάλυσης. 20. Το Η2Ο έχει συζυγή βάση το ΟΗ

‐ και συζυγές οξύ το Η3Ο+.

E‐6 Να συμπληρωθούν τα κενά στις παρακάτω προτάσεις: 1. Ένα οξύ όταν δώσει ένα H+ μετατρέπεται σε ………………. ……………… . 2. Ομοιοπολικές ουσίες οι οποίες είναι ηλεκτρολύτες αντιδρούν με το ………… και ………………. ιόντα. 3. Οι ……………… ηλεκτρολύτες ιοντίζονται μερικώς με αποτέλεσμα να καταλήγουν σε ισορροπία μεταξύ …………… και μορίων για παράδειγμα HF + Η2Ο ⎯⎯→←⎯⎯ ………….. + ………….. .

4. Όλες οι βάσεις διίστανται εκτός από τη …………….. και τις …………… οι οποίες ιοντίζονται. 5. Το συζυγές οξύ του HS‐ είναι ………….. ενώ η συζυγής του βάση είναι …………….. . 6. Ένα οξύ δε μπορεί να εκδηλώσει τον …………….. χαρακτήρα του αν δεν υπάρχει δίπλα του μια …………….. . Ε‐7 Να σημειώσετε τη σωστή απάντηση τις παρακάτω προτάσεις: 1. Ποια από τις παρακάτω ενώσεις ιοντίζεται ; α. ΗCOONα β. C6H12O6

γ. CH3NH2 δ. Cα(OH)2 2. Ποια από τις παρακάτω ενώσεις πάντα ως βάση σύμφωνα με τη θεωρία Brönsted –Lowry; α. CN‐ β. NH4

+

γ. H2O δ. HCOOH

3. Ποιο από τα παρακάτω σώματα είναι συζυγής βάση του H2PO4‐

α. H3PO4 β. HPO4+

γ. HPO42‐ δ. PO4

3‐

4. Ποια από τις παρακάτω ενώσεις δεν ιοντίζεται; α. ΗCOOH β. HOCℓO

γ. NH3 δ. CH3NH3NO3

5. Ποια από τις παρακάτω ενώσεις δεν ιοντίζεται πλήρως; α. HNO3 β. HCℓO

γ. HI δ. HCℓ 6. Ποια από τις παρακάτω ουσίες δίνει μεγαλύτερο αριθμό κατιόντων από τα ανιόντα κατά τη διάσταση της στο νερό; α. ΚNO3 β. Κ2SO4

γ. Aℓ(OH)3 δ. Nα3PO4



7

Ο ιοντισμός ενός ηλεκτρολύτη είναι ενδόθερμη αντίδραση (ΔΗ>0). Η αύξηση της θερμοκρασίας του διαλύματος οδηγεί σε αύξηση του βαθμού ιοντισμού δηλ η ισορροπία οδηγείται περισσότερο προς τα δεξιά προς τα ιόντα.

Αν εξετάσουμε για παράδειγμα τη συμπεριφορά των οξέων υδροχλωρικό και οξικό οξύ στο νερό, θα παρατηρήσουμε ότι το υδροχλωρικό οξύ είναι ισχυρότερο οξύ από το οξικό. Αν όμως εξετάσουμε τη συμπεριφορά τους σε διάλυμα αμμωνίας θα παρατηρήσουμε ότι ο ιοντισμός του οξικού οξέος έχει αυξηθεί και εξισωθεί με την αμμωνία.

3.3 ΜΕΤΡΑ ΙΣΧΥΟΣ ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΩΝ

Πως μπορούμε να συγκρίνουμε αν ένα ηλεκτρολύτης είναι ισχυρότερος σε σχέση με έναν άλλο;

Η ισχύς των ηλεκτρολυτών είναι σχετικό μέγεθος και πολλές φορές χρησιμοποιείται για να διαπιστώσουμε την ύπαρξη περισσοτέρων ιόντων σ’ ένα δ/μα. Τα μέτρα ισχύος των ηλεκτρολυτών είναι δύο :

Βαθμός ιοντισμού (α) Σταθερά ιοντισμού (Κα , Kb)

1. Βαθμός ιοντισμού (α)

Η ισχύς των ηλεκτρολυτών είναι μια γενική έκφραση της ικανότητας που έχουν αυτοί να διίστανται ή ιοντίζονται πλήρως ή μερικώς. Ένα πρώτο μέτρο έκφρασης της ισχύος των ηλεκτρολυτών, κάτω από ορισμένες συνθήκες, είναι ο βαθμός ιοντισμού (α).

Ο βαθμός ιοντισμού ενός ηλεκτρολύτη (α) ορίζεται ως το πηλίκο του αριθμού των mol που ιοντίζονται προς το συνολικό αριθμό των mol του ηλεκτρολύτη και εκφράζει την απόδοση της αντίδρασης ιοντισμού του ηλεκτρολύτη στο διαλύτη (νερό).

//

⎯⎯→ ⇒ιοντίζονται ιοντίζονται:V

αρχικά αρχικά

n n V xα = α = α =

n n V C

Βαθμός ιοντισμού (α) ονομάζεται το πηλίκο της συγκέντρωσης ενός ηλεκτρολύτη (x) που αντέδρασε με τον διαλύτη προς την αρχική συγκέντρωση του ηλεκτρολύτη (C) αντίστοιχα.

Ο βαθμός ιοντισμού εκφράζει το ποσοστό του ηλεκτρολύτη που έχει ιοντιστεί σε ένα διάλυμα.

Ο βαθμός ιοντισμού παίρνει τιμές μεταξύ 0 ‐ 1: 0 < α ≤1 (α=1 ο ηλεκτρολύτης θεωρείται ισχυρός).

Όσο η τιμή του βαθμού ιοντισμού πλησιάζει στο ένα, τόσο πιο πολύ αντιδρά ο ηλεκτρολύτης με το διαλύτη άρα ο ηλεκτρολύτης είναι ισχυρότερος δηλ ιοντίζεται περισσότερο.

Ο βαθμός ιοντισμού ενός ηλεκτρολύτη εξαρτάται από εξής παράγοντες:

1) Θερμοκρασία

2) Φύση του διαλύτη



8

Αύξηση της συγκέντρωσης του διαλύματος οδηγεί σε ελάττωση του βαθμού ιοντισμού του ηλεκτρολύτη.

Αν στο διάλυμα περιέχονται κοινά ιόντα με αυτά που προέρχονται από τον ιοντισμό του ηλεκτρολύτη, τότε ο βαθμός ιοντισμού του ηλεκτρολύτη ελαττώνεται πχ ΗF/NαF

3) Συγκέντρωση του ηλεκτρολύτη:

4) Επίδραση κοινού ιόντος:

5) Φύση ηλεκτρολύτη : μοριακή δομή (εκτός ύλης)

Είναι φανερό ότι ο βαθμός ιοντισμού εξαρτάται από πολλούς παράγοντες άρα η χρησιμοποίηση του για τη σύγκριση της ισχύος των ηλεκτρολυτών είναι δύσκολη.

2. Σταθερά ιοντισμού Kα , Κ b

Τα οξέα ως γνωστό διαφέρουν ως προς την ικανότητα τους να προσφέρουν πρωτόνια. Τα ισχυρά οξέα αντιδρούν σχεδόν ποσοτικά με το νερό, ενώ τα ασθενή αντιδρούν πολύ λιγότερο. Η ισχύς ενός οξέος σε υδατικό διάλυμα περιγράφεται από τη σταθερά ισορροπίας ιοντισμού του οξέος. Σε ένα αραιό υδατικό διάλυμα ασθενούς μονοπρωτικού οξέος ΗΑ, έχουμε την ισορροπία:

HA + H2O ⎯⎯→←⎯⎯ H3O+ + A‐

To Κc της ισορροπία είναι :

Σε αραιά υδατικά δ/τα η VΔ /τος ≈ Vνερού η συγκέντρωση του νερού είναι πρακτικά σταθερή και ίση με 55,5 Μ στους θ=250C.

dνερού θ=250c =1000g/L

Από τη σχέση (1) προκύπτει :

Η σταθερά ιοντισμού του οξέος ορίζεται με βάση τη παρακάτω σχέση :

Η σταθερά ιοντισμού ενός οξέος ( Ka ) στην περίπτωση αραιών υδατικών διαλυμάτων, εξαρτάται μόνο από τη θερμοκρασία. Επειδή μάλιστα η αντίδραση του ιοντισμού είναι

ενδόθερμη (ΔΗ>0), η τιμή της Ka αυξάνει με την αύξηση της θερμοκρασίας.

= = = = =νερού νερού νερού2

νερού r νερού νερού r νερού

n m d 1000g/L[H O] 55,5M

V M V M 18g/mpl

=+ ‐

3c

2

[H O ][A ]K (1)

[HA][H O]

= ⇒ = ⇒ =+ ‐ + ‐ + ‐

3 3 3c c 2 α

2

[H O ][A ] [H O ][A ] [H O ][A ]K K [H O] K

[HA][H O] [HA] [HA]

=+ ‐

3α

[H O ][A ]K

[HA]



9

Η τιμή της Ka είναι ένα μέτρο της ισχύος του οξέος, για μια ορισμένη θερμοκρασία, δηλαδή, όσο μεγαλύτερη είναι η τιμή της σταθεράς ιοντισμού του οξέος τόσο ισχυρότερο είναι το οξύ.

Με την ίδια λογική σε αραιό υδατικό διάλυμα ασθενούς βάσης Β, έχουμε:

Β + H2O ⎯⎯→←⎯⎯ ΒH+ + ΟΗ‐

Ονομάζουμε σταθερά ιοντισμού της ασθενούς βάσης Β την τιμή του κλάσματος στην ισορροπία.

Η τιμή της Kb αποτελεί το μέτρο ισχύος μιας βάσης για μια ορισμένη θερμοκρασία. Δηλαδή, όσο μεγαλύτερη είναι η τιμή της Kb τόσο ισχυρότερη είναι η βάση.

Συνοψίζοντας, στα ισχυρά οξέα και τις ισχυρές βάσεις οι ισορροπίες ιοντισμού είναι μετατοπισμένες προς τα δεξιά και οι σταθερές ιοντισμού έχουν υψηλές τιμές (π.χ. 102‐109). Αντίθετα, στα ασθενή οξέα και βάσεις οι ισορροπίες ιοντισμού είναι μετατοπισμένες προς τα αριστερά και οι σταθερές ιοντισμού έχουν χαμηλές τιμές (π.χ. 10‐4‐10‐15).

3. Σχέση Kα , α , C. Νόμος αραίωσης του Ostwald.

Αν είναι C η αρχική συγκέντρωση ενός ασθενούς μονοπρωτικού οξέος ΗΑ και α ο βαθμός ιονισμού του, τότε μετά την αποκατάσταση της χημικής ισορροπίας θα είναι:

Η σταθερά ιοντισμού του ΗΑ είναι:

= ⇒ = ⎯⎯⎯⎯→ = ⇒ =x+ ‐ 2 2 2 2α= ή x=αC

3 C α α α α

[H O ][A ] x α C α CK K K K

[HA] C ‐ x C(1 ‐ α) 1 ‐ α

Η σχέση =2

α

α CK

1 ‐ α είναι γνωστή ως νόμος αραίωσης του Ostwald και συνδέει τα Κα ,α ,C και ισχύει για

αραιά υδατικά δ/τα ασθενούς μονοπρωτικού οξέος ΗΑ.

Τα οξέα αυτά έχουν συνήθως α ≤ 0,1 και έτσι μπορούμε χωρίς μεγάλο σφάλμα να θεωρήσουμε ότι 1‐α≈1

(δηλ α<<1) τότε η σχέση =2

α

α CK

1 ‐ α μπορεί να απλοποιηθεί Kα ≈ α

2C και από αυτήν = αΚαC

Παρατηρούμε ότι o βαθμός ιοντισμού α του ΗΑ είναι αντιστρόφως ανάλογος με το C .

ΗΑ + H2O ⎯⎯→←⎯⎯ Η3Ο+ Α‐

Αρχικά C

Ιονίζονται‐σχηματίζονται x x x

Χημική ισορροπία C‐x x x

=+ ‐

b

[BH ][OH ]K

[B]



10

Στο διπλανό σχήμα βλέπουμε τη γραφική παράσταση του βαθμού ιονισμού (α) με τη συγκέντρωση (του οξέος ή της βάσης) C.

Ερωτήσεις εμπέδωσης της θεωρίας B‐1 Να σημειώσετε τη σωστή απάντηση στις παρακάτω προτάσεις: 1. Ποιος από τους παρακάτω ηλεκτρολύτες έχει βαθμό ιοντισμού (α) ίσο με το 1 σε υδατικό δ/μα : α. ΗΒrO β. NH3

γ. HCℓO4 δ. HCOOH

2. Η σταθερά ιοντισμού (Κα) του CH3COOH σ’ ένα υδατικό δ/μα εξαρτάται από: α. τη θερμοκρασία β. από τη συγκέντρωση C του ηλεκτρολύτη

γ. από την ΕΚΙ δ. από τη φύση του διαλύτη. 3. Για ποιο από τα παρακάτω δ/τα ισχύει ο νόμος αραίωσης του Ostwald ; α. υδατικό δ/μα ΗΝΟ3 β. υδατικό δ/μα ΗCOOH

γ. υδατικό δ/μα H2S δ. υδατικό δ/μα HCN/KCN

4. Σε υδατικό δ/μα ασθενούς οξέος ΗΑ 0,1Μ ο βαθμός ιοντισμού διπλασιάζεται (θ=σταθ) άρα: α. η νέα συγκέντρωση γίνεται 0,2Μ β. η νέα συγκέντρωση γίνεται 0,4Μ

γ. η νέα συγκέντρωση γίνεται 0,25Μ δ. η νέα συγκέντρωση γίνεται 0,025Μ

5. Σε υδατικό δ/μα το οποίο αραιώνεται ο βαθμός ιοντισμού δε μεταβάλλεται άρα η διαλυμένη ουσία είναι(θ=σταθ): α. ΗCℓO4 β. CH3NH2

γ. NH3 δ. HNO2

6. Σε υδατικό δ/μα ΝΗ3 0,17%w/v ο βαθμός ιοντισμού α=1% τότε : α. Kb=10

‐6 β. Kb=10‐5

γ. Kb=2 10‐5 δ. Kb=2 10

‐6

7. Σε υδατικό δ/μα ασθενούς οξέος ΗΑ προσθέτουμε νερό (θ=σταθ) τότε παραμένει σταθερό : α. ο βαθμός ιοντισμού (α) β. η σταθερά ιοντισμού Kα γ. η [Η3Ο

+] δ. ο αριθμός των Η3Ο+.

B‐2 Ποιες από τις παρακάτω προτάσεις είναι σωστές και ποιες λανθασμένες; 1. Καλύτερο μέτρο ισχύος για έναν ασθενή ηλεκτρολύτη είναι ο βαθμός ιοντισμού του (α). 2. Σε υδατικό δ/μα Η2SO4 δεν ισχύει ο νόμος αραίωσης του Ostwald. 3. Όταν υπάρχει ΕΚΙ σ’ένα δ/μα ο βαθμός ιοντισμού μειώνεται. 4. Δεν ισχύει ο νόμος αραίωσης του Ostwald σε υδατικό δ/μα ΚΟΗ. 5. Με την αύξηση της θερμοκρασίας η Κα του ΗCN αυξάνεται. 6. Σε ένα υδατικό δ/μα ασθενούς βάσης Β το Κb εξαρτάται από τη συγκέντρωση της Β. 7. Ο βαθμός ιοντισμού ενός ασθενούς ηλεκτρολύτη είναι αντιστρόφως ανάλογος με τη συγκέντρωση του ηλεκτρολύτη. 8. Το ΗCℓ αν διαλυθεί σε C2H5OH έχει βαθμό ιοντισμού μικρότερο του 1.

Η αύξηση της C οδηγεί σε μείωση το βαθμό ιοντισμού α του ασθενούς οξέος ΗΑ. Η μείωση του C (αραίωση) οδηγεί σε αύξηση το βαθμό ιοντισμού α.

ΚΕΦ 3Ο ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ 1,2,3,4a

Documents

Transcript of ΚΕΦ 3Ο ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ 1,2,3,4a