Καθαρές ουσίες

Στοιχεία Χημικές ενώσεις Ομογενή Ετερογενή

Μίγματα

ΤΑΞΙΝΟΜΗΣΗ ΤΗΣ ΥΛΗΣ ΥΛΗ

μονατομικά Να

δυατομικά Η2 Η2Ο, ΗCl

αλατόνερο άμμος+νερό

Κάθε στοιχείο αποτελείται από ένα είδος ατόμων.

Μια χημική ένωση αποτελείται από δύο ή περισσότερα άτομα χημικά ενωμένα

μεταξύ τους σε σταθερή αναλογία.

Ομογενή μίγματα αυτά που έχουν την σταθερή σύσταση (ίδια αναλογία) σε όλη την μάζα τους

Ετερογενή μίγματα δεν έχουν την σταθερή σύσταση σε όλη την μάζα τους

ομογενές μίγμα ετερογενές μίγμα

Δομή ατόμου Τα ατομα αποτελούνται από πρωτόνια, ηλεκτρόνια και νετρόνια.

Ηλεκτρόνιο (e) : έχει αρνητικό φορτίο qe=-1.6x10-19Cb, μάζα me=9x10

-28g

Πρωτόνιο (p) : έχει θετικό φορτίο qp=+1.6x10-19Cb, mp=1836xme

Nετρόνιο (n) : δεν έχει φορτίο, mn=1836xme

Ατομικός αριθμός (Ζ) = αριθμός πρωτονίων

Μαζικός αριθμός (Α) = αριθμός πρωτονίων + αριθμός νετρονίων

Χ Α

Ζ

Na 23

11 Αr 36

18

Τα άτομα συμβολίζονται

πχ

Το Να έχει 11p, 12n και 11 e

(αφού το άτομο είναι ουδέτερο έχει e=p) Το Ar έχει 18p, 18n και 18 e

Τα άτομα χαρακτηρίζονται από δύο αριθμούς :

Αν το άτομο είναι ουδέτερο έχει e=p. Aν είναι θετικά φορτισμένο (κατιόν) έχει e

p

Na+ 23

11

Το Να+ έχει 11p, 12n και 10 e

(αφού έχει φορτίο +1 έχει 1 e λιγότερο από τα p)

Ισότοπα: έχουν ίδιο ατομικό αριθμό (Ζ) διαφορετικό μαζικό αριθμό (Α) πχ

Ισοβαρή: έχουν ίδιο μαζικό αριθμό (Α) διαφορετικό ατομικό αριθμό (Ζ) πχ

Δύο άτομα χαρακτηρίζονται ως:

Cl 35

17 Cl 37

17

S 36

16 Ar 36

18

Σχετική Ατομική μάζα-Ατομικό βάρος

Μονάδα ατομικής μάζας (u) ορίζεται το 1/12 της μάζας του ισοτόπου άνθρακα 12

Σχετική ατομική μάζα (ή ατομικό βάρος) εκφράζει πόσες φορές είναι μεγαλύτερη η μάζα

ενός ατόμου από την μονάδα ατομικής μάζας δηλαδή από το 1/12 της μάζας του ισοτόπου

άνθρακας12 .

Αν υπάρχουν ισότοπα (που έχουν διαφορετική ατομική μάζα) τη σχετική ατομική μάζα είναι

Αr=x1Α1 + x2Α2 + …

x1, x2 : % του ισότοπου 1 και 2 στη φύση, Α1, Α2 : ο μαζικός αριθμός του ισότοπου 1 και 2.

C 12

6

Στη φύση υπάρχουν 2 ισότοπα του Cl: το σε ποσοστό 75,53% και το σε ποσοστό

24,47%. Το ατομικό βάρος του Cl είναι Αr=35 *(75,53/100) + 37*(24,47/100)=35,45

Cl 35 17

Cl 37 17

Mole

To mole (συμβολίζεται mol) είναι μονάδα μάζας που ορίζεται ως η ποσότητα ύλης που

περιέχει 6,023x1023 κομμάτια

Στη χημεία χρησιμοποιείται για να περιγράψει ποσότητα που περιέχει 6,023x1023 άτομα,

μόρια ή ιόντα. Η ποσότητα αυτή είναι σε g ίση με το ατομικό ή μοριακό βάρος του στοιχείου

ή της ένωσης.

Πχ 1 mol H2O είναι 18g (Μr νερού 18) και περιέχει 6,023x1023 μόρια νερού

Ο αριθμός 6,023x1023 ονομάζεται αριθμός Avogandro συμβολίζεται ΝΑ

Παράδειγμα

ΑΤΟΜΙΚO ΠΡΟΤΥΠO TOY BΟΗR

Πρότυπο Βohr . Χαρακτηριστικά: 1)To άτομο αποτελείται από τον πυρήνα που

περιέχει θετικό φορτίο

2) Τα e κινούνται γύρω από τον πυρήνα με μεγάλη ταχύτητα

3) Τα e είναι ίσα με τα p και το άτομο είναι ουδέτερο

Δέχεται δυο συνθήκες επιπλέον:

1)Tα e κινούνται σε καθορισμένες (επιτρεπόμενες) κυκλικές τροχιές όπου η

στροφορμή τους είναι ακέραιο πολλαπλάσιο του h/2π. Δηλαδή

mur=n h/2π, n=1, 2, 3 .. ο αριθμός της τροχιάς (κβαντισμένη ενέργεια)

2) Τα e μεταπηδούν από την μια τροχιά στην άλλη εκπέμποντας ενέργεια

ίση με την διαφορά ενέργειας ΔΕ (ΔΕ=hv) των δύο τροχιών

Μειονεκτήματα προτύπου Bohr. Ισχύει μόνο για το άτομο του Η. Δεν εξηγεί

μαγνητικές ιδιότητες των ατόμων και τον Περιοδικό Πίνακα.

ONOMATOΛΟΓΙΑ ΑΝΟΡΓΑΝΩΝ ΕΝΩΣΕΩΝ

Θα ονομαστούν οι εξής κατηγορίες ενώσεων 1. ενώσεις που αποτελούνται από δύο στοιχεία (δυαδικές ενώσεις) πχ ΝaCl, SO3 Διακρίνονται σε 1α. Ενώσεις που σχηματίζονται από κατιόν μετάλλου και αμέταλλο 1β. Ενώσεις που σχηματίζονται από συνδυασμό δύο αμέταλλων 2. Οξέα Διακρίνονται σε 2α. Δυαδικά οξέα πχ ΗCl 2β. Οξέα που περιέχουν οξυγόνο (ή αποτελούνται από πολυατομικό ανιόν) πχ Η2SO4 3.Βάσεις 4.Άλατα που σχηματίζουν τα οξέα που περιέχουν οξυγόνο (ή άλατα που περιέχουν πολυατομικό ανιόν) πχ Να2SO4

1α. Ονομασία δυαδικών ενώσεων που σχηματίζονται από κατιόν μετάλλου και αμέταλλο

Παραδείγματα τα άλατα NaCl, CoCl3, και τα οξείδια CuO

Παραδείγματα δυαδικών ενώσεων: ΝaCl, SO3, ClF3, N2O5 Διακρίνονται σε α) Ενώσεις που σχηματίζονται από κατιόν μετάλλου και αμέταλλο β) Ενώσεις που σχηματίζονται από συνδυασμό δύο αμέταλλων

1. Ονομασία ενώσεων που αποτελούνται από δύο στοιχεία (δυαδικών ενώσεων)

Ονομάζονται

Σύμβολο

αμέταλλου

όνομα

αμέταλλου ρίζα ονόματος

Ο οξυγόνο Οξ-

Cl Χλώριο Χλωρ-

F φθόριο Φθορ-

Br βρώμιο Βρωμ-

I ιώδιο Ιωδ-

S θείο Σουλφ-

P φώσφορος Φωσφ-

Ν άζωτο Νιτρ-

Παραδείγματα

NaCl χλωρίδιο του νατρίου,

ΑgI ιωδίδιο του αργύρου,

BaBr2 βρωμίδιο του βαρίου,

Να2S σουλφίδιο του νατρίου

από την ρίζα του ονόματος του αμέταλλου (ανιόντος) με την κατάληξη -ίδιο και το όνομα του μετάλλου (ή κατιόντος).

Πολλές φορές χρησιμοποιείται η κατάληξη -ούχο αντί για την –ίδιο

NaCl χλωρίδιο του νατρίου ή χλωριούχο νάτριο ΑgI ιωδίδιο του αργύρου ή ιωδιούχος άργυρος

AlN νιτρίδιο του αργιλίου HgCl2 χλωρίδιο του υδραργύρου (ΙΙ) [ή χλωριούχος υδράργυρος (ΙΙ)] MgO οξείδιο του μαγνησίου Mn2O3 οξείδιο του μαγγανίου (ΙΙΙ), K2S σουλφίδιο του καλίου[ή θειούχο κάλιο], ΝαF φθορίδιο του νατρίου (ή φθοριούχο νάτριου)

Αν το μέταλλο (κατιόν) έχει περισσότερους από ένα αριθμούς οξείδωσης (ή σθένη) στο

όνομα της ένωσης προστίθεται και αριθμός οξείδωσης του μετάλλου (κατιόντος) με

λατινικούς αριθμός (I, II, III, IV κοκ)

Μέταλλα με Α.Ο.

+1 και +2

Μέταλλα με Α.Ο.

+2 και +3

Μέταλλα με Α.Ο.

+2 και +4

Μέταλλα με Α.Ο.

+3 και +5

Χαλκός Cu Χρώμιο Cr Μαγγάνιο Mn Αρσενικό As

Υδράργυρος Hg Σίδηρος Fe Κασσίτερος Sn Αντιμόνιο Sb

Κοβάλτιο Co Μόλυβδος Pb Βισμούθιο Bi

Νικέλιο Ni

CoCl2 χλωρίδιο του κοβαλτίου (II) [ ή χλωριούχο κοβάλτιο (II) ] CoCl3 χλωρίδιο του κοβαλτίου (III) [ ή χλωριούχο κοβάλτιο (III) ] AsBr3 βρωμίδιο του αρσενικού (VI) [ ή βρωμιούχο αρσενικό (VI) ] CuΟ οξείδιο του χαλκού (II) Cu2Ο οξείδιο του χαλκού (I)

Παραδείγματα

Το όνομα προκύπτει από τη ρίζα του ονόματος του δευτέρου

στοιχείου με την κατάληξη -ίδιο και από το όνομα του πρώτου στοιχείου

Πριν το όνομα των στοιχείων προστίθεται αριθμητικό πρόθεμα (μονο, δι, τρι τετρα, πεντα

,εξα κ.α.) που δείχνει πόσα άτομα από το κάθε στοιχείο συμμετέχουν στην ένωση.

1β. Ονομασία δυαδικών ενώσεων που σχηματίζονται από δυο αμέταλλα

Παραδείγματα PCl3, CO, NO2

Ν2Ο μονοξείδιο του διαζώτου Ν2Ο3 τριοξείδιο του διαζώτου PCl5 πενταχλωρίδιο του φωσφόρου (ή πενταχλωριούχος φώσφορος)

Παρατήρηση: το αριθμητικό πρόθεμα μόνο δεν χρησιμοποιείται για το πρώτο στοιχείο της ένωσης

ΟΧΙ πενταχλωρίδιο του μονοφωσφόρου

CO2 διοξείδιο του άνθρακα NBr3 τριβρωμίδιο του αζώτου [ή τριβρωμιούχο άζωτο]

S2Cl2 διχλωρίδιο του διθείου

2. Ονομασία οξέων 2α. Δυαδικά οξέα που αποτελούνται από υδρογόνο και ένα αμέταλλο (πχ HF, ΗCl, HBr,H2S)

2β.Οξέα που περιέχουν οξυγόνο (πχ ΗΝΟ3)

2α. Ονομασία δυαδικών οξέων Το όνομα τους σχηματίζεται από το πρόθεμα υδρο- και το όνομα του αμέταλλου

Αν αυτά τα οξέα είναι διαλυμένα σε νερό το όνομα τους σχηματίζεται από το πρόθεμα υδρο- την ρίζα του ονόματος του αμέταλλου και την κατάληξη –ικό οξύ.

ΗF υδροφθόριο HCl υδροχλώριο HBr υδροβρώμιο Η2S υδρόθειο

HCl(aq) υδροχλωρικό οξύ HBr(aq) υδροβρωμικό οξύ

2β. Οξέα που περιέχουν οξυγόνο (ή αποτελούνται από πολυατομικό ανιόν)

-ίκο

ανιόν

Υδρογονο- -ικό

ανιόν Διυδρογονο- -ικό ανιόν

SO4 2- θειικό

ΗSO4 –

υδρογονοθειικό

(ή όξινο θειικό)

ΡΟ43- φωσφορικό

ΗΡΟ42-

υδρογονοφωσφορικό

(ή όξινο φωσφορικό)

Η2ΡΟ4-

διυδρογονοφωσφορικό

(ή δισόξινο φωσφορικό)

ClO3- χλωρικό

BrO3- βρωμικό

ΙO3- ιωδικό

ΝO3- νιτρικό

CO32- ανθρακικό

ΗCO3-

υδρογονοανθρακικό

(ή όξινο ανθρακικό)

Τα πιο συνηθισμένα πολυατομικά (ή οξυγονούχα) ανιόντα είναι

+1 Η +1 Η ανιόν με φορτίο -2

υδρογονο- (ή όξινο- )

ανιόν με φορτίο -1 διυδρογονο- (ή δισόξινο- )

ανιόν με φορτίο -3

Τα οξέα που περιέχουν τα οξυγονούχα ανιόντα ονομάζονται από το όνομα του ανιόντος και την κατάληξη οξύ

Η2SO4 θειικό οξύ ΗΝΟ3 νιτρικό οξύ HIO3 ιωδικό οξύ

3. Ονομασία βάσεων Οι βάσεις σχηματίζονται από κατιόν μετάλλου και το ανιόν ΟΗ- υδροξείδιο.

Ονομάζονται από την λέξη υδροξείδιο και το όνομα του μετάλλου

Αν το μέταλλο έχει περισσότερους από ένα αριθμούς οξείδωσης

προστίθενται οι λατινικοί αριθμοί (I, II, III, IV κοκ) στο όνομα της ένωσης.

ΝαΟΗ υδροξείδιο του νατρίου Fe(ΟΗ)2 υδροξείδιο του σιδήρου (II) Fe(ΟΗ)3 υδροξείδιο του σιδήρου (III)

4. Ονομασία αλάτων που σχηματίζουν τα οξέα που περιέχουν οξυγόνο (ή πολυατομικά ανιόντα) Σχηματίζονται από κατιόν μετάλλου ή το κατιόν αμμώνιο ΝΗ4

+ και τα πολυατομικά ανιόντα

Ονομάζονται από το όνομα του οξυγονούχου ανιόντος και το όνομα του μετάλλου (κατιόντος).

Αν το μέταλλο έχει περισσότερους από ένα αριθμούς οξείδωσης προστίθενται οι λατινικοί

αριθμοί (I, II, III, IV κοκ) στο όνομα της ένωσης

ΝaΝO3 νιτρικό νάτριο Ca(NO3)2 νιτρικό ασβέστιο CaSO4 θειικό ασβέστιο Ca3(PO4)2 φωσφορικό ασβέστιο Co(ClO3)2 χλωρικό κοβάλτιο (II) (το Co έχει αριθμό οξείδωσης +2 ή +3) ΚΗCΟ3 υδρογονοανθρακικό κάλιο (ή όξινο ανθρακικό κάλο) ΝΗ4CΟ3 ανθρακικό αμμώνιο

XHMIKΟΣ ΔΕΣΜΟΣ

1. Ιοντικός (ή ετεροπολικός) δεσμός Σχηματίζεται μεταξύ ενός στοιχείου με μικρή ενεργεία ιονισμού (χάνει εύκολα ηλεκτρόνιο- στοιχείων των ομάδων IA, IIA, IIIA ) και ενός με μεγάλη ηλεκτρονική συγγένεια (προσλαμβάνει εύκολα ηλεκτρόνιο- στοιχείων των ομάδων VA, VIA, VIIA ).

Χημικός δεσμός : Τρόπος που συνδέονται τα άτομα για να σχηματίσουν μόρια Με το σχηματισμό του μορίου τα άτομα αποκτούν εξωτερική στοιβάδα συμπληρωμένη με 8 ηλεκτρόνια ή με 2 αν η εξωτερική στοιβάδα είναι η n=1. Η δομή αυτή (δομή ευγενούς αερίου) είναι σταθερή.

Δυο ακραίες μορφές χημικού δεσμού: ιοντικός (ετεροπολικός) και ομοιοπολικός δεσμός

Τρόπος σχηματισμού ιοντικού δεσμού: το ένα άτομο χάνει ένα ή περισσότερα ηλεκτρόνια και μετατρέπεται σε κατιόν. Τα άλλο άτομo προσλαμβάνει τα ηλεκτρόνια και μετατρέπεται σε ανιόν. Τα κατιόν και το ανιόν έλκονται ηλεκτροστατικά

Χαρακτηριστικά ιοντικών ενώσεων

1. Δεν ισχύει η έννοια του μορίου. Οι ιοντικές ενώσεις είναι σύνολο ιόντων και όχι

μόριο.

2. Είναι σώματα σκληρά με υψηλό σημείο τήξεως και σημείο ζέσεως. Αυτό διότι οι

ηλεκτροστατικές έλξεις στο κρύσταλλο εκτείνονται προς τις τρεις διαστάσεις.

3. Δεν έχουν ηλεκτρική αγωγιμότητα. Διότι τα ιόντα είναι δεσμευμένα στο κρύσταλλο

και δεν κινούνται ελεύθερα. Αν ο κρύσταλλος λιώσει η διαλυθεί απελευθερώνονται τα

ιόντα και έχουν αγωγιμότητα.

Δομή κρυστάλλου NaCl: Κάθε ιόν Na+ περιβάλλεται από 6 ιόντα Cl-

και κάθε Cl- περιβάλλεται από 6 Να+ Αριθμός ένταξης Οι ηλεκτροστατικές δυνάμεις μεταξύ των ιόντων ασκούνται προς όλες τις όλες τις κατευθύνσεις

Να+

Cl-

2. Ομοιοπολικός δεσμός Ο ομοιοπολικός δεσμός σχηματίζεται κυρίως σε ενώσεις μεταξύ αμέταλλων (ομοιοπολικές

ενώσεις).

Τρόπος σχηματισμού ομοιοπολικού δεσμού : Προκειμένου τα άτομα να αποκτήσουν

8 ηλεκτρόνια στην εξωτερική στοιβάδα (ή 2 αν η εξωτερική στοιβάδα είναι η n=2)

συνεισφέρουν αμοιβαία ηλεκτρόνια που ανήκουν από κοινού και στα δύο άτομα.

ο ομοιοπολικός δεσμός συμβολίζεται με παύλα – που αντιπροσωπεύει τα 2 κοινά ηλεκτρόνια

Ιδιότητες ομοιοπολικών ενώσεων

•Στις ομοιοπολικές ενώσεις οι δυνάμεις μεταξύ των μορίων είναι ασθενείς, για αυτά

είναι μαλακά σώματα με μικρό σημείο ζέσεως.

•Δεν είναι καλοί αγωγοί του ηλεκτρισμού, ορισμένες όμως όταν διαλύονται ιονίζονται

(δίνουν ιόντα) οπότε άγουν το ρεύμα.

1. Δεσμός υδρογόνου

Δεσμός υδρογόνου: Διαμοριακές δυνάμεις που αναπτύσσονται μεταξύ μορίων που περιέχουν

τους δεσμούς Η-F, H-O και Η-Ν.

Είναι ηλεκτροστατική έλξη που ασκείται μεταξύ του Η και των F, O ή Ν.

Γιατί μόνο μεταξύ Η και F, O ή Ν;

Τα F, O και Ν έχουν την υψηλότερη

ηλεκτραρνητικότητα

οι δεσμοί Η-F, H-O και Η-Ν είναι

ισχυρά πολωμένοι (αρκετά ισχυρά τα δ+ και δ-):

Ηδ+

-Fδ-

, Ηδ+

-Οδ-

, Ηδ+

-Νδ-

Η ηλεκτραρνητικότητα

αυξάνει από αριστερά προς

τα δεξιά και από κάτω προς

τα πάνω στον ΠΠ

Παραδείγματα ενώσεων που αναπτύσσουν δεσμούς υδρογόνου:

Η-F, Η2Ο, ΝΗ3,

CH3

NHCH3

CH3 OH

Οι ενώσεις Η2S δεν αναπτύσσουν δεσμούς

υδρογόνου γιατί δεν έχουν δεσμούς Η-F, H-O ή Η-Ν.

CH3 CH3 CH3 O CH3

Ο δεσμός υδρογόνου συμβολίζεται με 3 τελείες …μεταξύ του Η και του F, O ή Ν Παραδείγματα:

H F H F H Fδ+ δ-δ+ δ-δ+ δ-

H O H O H Oδ+ δ-

H H Hδ+δ+δ+

δ+ δ-δ+ δ-

H N H N H N

CH3 CH3 CH3

CH3 CH3 CH3N

H3C

H3CHΗF : H2O :

Επίδραση του δεσμού υδρογόνου

Α) στο σημείο ζέσεως

Οι δεσμοί υδρογόνου προκαλούν αύξηση στο σ.ζ

B) Επίδραση του δεσμού υδρογόνου στην διαλυτότητα

Δεσμοί υδρογόνου μεταξύ Η2Ο και CH3-OH H O

CH3

H O

H

H O

CH3

H O

H

η μεγάλη διαλυτότητα της μεθανόλης CH3-CH2-OH στο νερό οφείλεται στους δεσμούς

υδρογόνου μεταξύ νερού και μεθανόλης .

Ο σχηματισμός δεσμών υδρογόνου αυξάνει την διαλυτότητα ενώσεων στο νερό

Η διπλή έλικα του DNA σταθεροποιείται με δεσμούς υδρογόνου

Καταστάσεις της ύλης Τι καθορίζει αν μια ένωση θα είναι αέριο, υγρό ή στερεό.

Α) Οι διαμοριακές δυνάμεις που ασκούνται μεταξύ των μορίων

Β) Η θερμοκρασία (κινητική ενέργεια) των μορίων

Αέρια: Η κινητική ενεργεία των μορίων είναι πολύ μεγαλύτερη από την ενέργεια

(ισχύ) των ελκτικών διαμοριακών δυνάμεων.

Υγρά: Οι διαμοριακές δυνάμεις είναι αρκετά ισχυρές ώστε να κρατούν τα μόρια σε

συνοχή χωρίς όμως να τους δίνουν αυξημένη οργάνωση.

Στερεά: Οι διαμοριακές δυνάμεις είναι ισχυρές ώστε κρατούν τα μόρια σε συνοχή

με αυξημένη οργάνωση (΄΄κλειδώνουν΄΄ τα μόρια στο χώρο)

ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ Διάλυμα: Κάθε ομογενές μίγμα δύο ή περισσότερων ενώσεων. Αποτελείται από την διαλύτη (το συστατικό που βρίσκεται σε μεγαλύτερη αναλογία) και τις διαλυμένες ουσίες

Διαλυτότητα: η μέγιστη ποσότητα διαλυμένης ουσίας που μπορεί να διαλύσει ο διαλύτης. Εξαρτάται από 1. Τη φύση του διαλύτη Για να διαλυθεί μια ουσία σε ένα διαλύτη πρέπει να αναπτυχθούν διαμοριακές δυνάμεις

μεταξύ το διαλύτη και της διαλυμένης ουσίας. Αυτό επιτυγχάνεται αν ο διαλύτης και η ουσία έχουν παρόμοιες πολικότητες Πολικοί διαλύτες διαλύουν πολικά μόρια. Άπολοι διαλύτες διαλύουν άπολα μόρια.

2. Τη θερμοκρασία Γενικά η διαλυτότητα των στερεών αυξάνει με την αύξηση

της θερμοκρασίας ενώ η διαλυτότητα των αερίων μειώνεται. Υπάρχουν εξαιρέσεις 3. Την πίεση (για τα αέρια) Η διαλυτότητα των αερίων αυξάνει με την αύξηση της πίεσης

Ανάλογα με την ποσότητα διαλυμένης ουσίας που περιέχει ένα διάλυμα διακρίνεται σε 1. Ακόρεστο Περιέχει λιγότερη διαλυμένη ουσία από αυτή που μπορεί

να διαλύσει ο διαλύτης

2. Κορεσμένο. Περιέχει την μέγιστη ποσότητα διαλυμένης ουσία που μπορεί να διαλύσει ο διαλύτης

3. Υπέρκορο Περιέχει την μεγαλύτερη ποσότητα διαλυμένης ουσίας από αύτη που μπορεί να διαλύσει ο διαλύτης

Εκφράσεις συγκέντρωσης (ή περιεκτικότητας) διαλυμάτων

Συγκέντρωση ή περιεκτικότητα ενός διαλύματος ονομάζεται το ποσό της διαλυμένης

ουσίας που περιέχεται σε ορισμένο όγκο διαλύματος

Εκφράσεις συγκέντρωσης= ο τρόπος που αναφέρεται η συγκέντρωση ενός διαλύματος :

1. Συγκέντρωση % κατά βάρος τα g διαλυμένης ουσία που υπάρχουν σε 100g διαλύματος συμβολίζεται %w/w

υπολογίζεται από την σχέση 2. Συγκέντρωση % βάρος κατά όγκο τα g διαλυμένης ουσία που υπάρχουν σε 100 mL

διαλύματος συμβολίζεται %w/v υπολογίζεται από την σχέση 3. Συγκέντρωση % όγκος κατά όγκο τα mL διαλυμένης ουσία που υπάρχουν σε 100 mL

διαλύματος συμβολίζεται %v/v υπολογίζεται από την σχέση 4. Μοριακότητα κατά όγκο (Μolarity) τα mol διαλυμένης ουσία που υπάρχουν σε 1000 mL (1L)

διαλύματος συμβολίζεται Μ υπολογίζεται από την σχέση

x100διαλύματος g

ουσίας διαλυμένης g%w/w

x100διαλύματος mL

ουσίας διαλυμένης g%w/v

x100διαλύματος mL

ουσίας διαλυμένης mL%v/v

διαλύματος L

ουσίας διαλυμένης molM

ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΙΚΑ ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΟΞΕΑ- ΒΑΣΕΙΣ-ΑΛΑΤΑ

Ηλεκτρολύτες είναι ενώσεις που όταν διαλυθούν ή τηχθούν άγουν το ηλεκτρικό ρεύμα. Τα οξέα, οι βάσεις και τα άλατα είναι ηλεκτρολύτες διότι σε υδατικά διαλύματα διίστανται σε ιόντα τα οποία είναι οι φορείς του ηλεκτρισμού.

Διάσταση: όταν τα ιόντα προϋπάρχουν και με την διάλυση στο νερό καταστρέφεται το κρυσταλλικό πλέγμα και διαχωρίζονται. Η διάσταση αναφέρεται στις ιοντικές ενώσεις που σχηματίζονται από ιόντα όπως τα άλατα πχ ΝαCl, K2SO4 και οι βάσεις πχ ΝαΟΗ, ΚΟΗ Ιοντισμός: όταν ιόντα δεν προϋπάρχουν αλλά σχηματίζονται κατά την διάλυση. Η διάσταση αναφέρεται σε ομοιοπολικές ενώσεις όπως τα οξέα πχ ΗCl και οι οργανικές βάσεις και η ΝΗ3

Ο σχηματισμός ιόντων κατά την διάλυση αναφέρεται ως διάσταση και ιοντισμός

ΝαCl Nα+ + Cl- K2SO4 2K+ + SO4

2-

KOH K+ + OH-

HCl + H2O H3O+ + Cl- NH3 + H2O ¾ NH4

+ + OH-

Την έννοια του διπλού βέλους ¾ θα δούμε στη συνέχεια

ΟΞΕΑ και ΒΑΣΕΙΣ Ποιες ενώσεις είναι οξέα και ποιες βάσεις; Δύο ορισμοί-θεωρίες υπάρχουν για τα οξέα και βάσεις

Θεωρία Arrenhious Οξέα είναι οι ενώσεις που σε διάλυμα δίνουν ιόντα Η+ ΗΑ Η+ + Α- Βάσεις είναι οι ενώσεις που σε διάλυμα δίνουν ΟΗ- Μ(ΟH)x M

+x + OH-

Μειονεκτήματα. Εφαρμόζεται μόνο για υδατικά διαλύματα . Δεν είναι γενική πχ η ΝΗ3 δεν είναι βάση συμφώνα με την θεωρία Arrenhious

Ισχυροί και ασθενείς ηλεκτρολύτες

Οι ηλεκτρολύτες διακρίνονται σε : ισχυρούς που διίστανται ή ιονίζονται πλήρως και σε ασθενείς διίστανται ή ιονίζονται μερικώς (λιγότερο από 10%)

Ισχυροί ηλεκτρολύτες

Τα οξέα HCl, HBr, HI, HClO4, ΗΝΟ3, H2SO4 Όλες οι βάσεις εκτός ΝΗ3 όλα τα άλατα

Ασθενείς ηλεκτρολύτες

Τα υπόλοιπα οξέα βάσεις η ΝΗ3 Άλατα κανένα

Η διάσταση των ισχυρών ηλεκτρολυτών συμβολίζεται με απλό βέλος και των ασθενών με διπλό HCl H+ + Cl- ΗF H+ + F-

To HCl είναι ισχυρό οξύ. Όταν διαλυθεί θα διασταθεί πλήρως. Στο διάλυμα υπάρχουν μόνο ιόντα Η+ και Cl-

To HF είναι ασθενές οξύ. Όταν διαλυθεί ένα μέρος του θα διασταθεί και θα δώσει ιόντα Η+ και F- και το υπόλοιπο θα παραμείνει ως μόριο ΗF. Στο διάλυμα υπάρχουν ιόντα Η+, F- και μόρια ΗF.

Μέτρο της ισχύος των οξέων και των βάσεων είναι α) Ο βαθμός διάστασης ή ιοντισμού (α) που ορίζεται ως το κλάσμα των μορίων που διίσταται προς τα συνολικά μόρια. Ο βαθμός διάστασης εξαρτάται από την συγκέντρωση του οξέως ή της βάσεως. β) Η σταθερά διάστασης ή ιοντισμού (Κ) είναι απόλυτο μέτρο της ισχύος ενός οξέως ή βάσεως και ορίζεται ως ο λόγος του γινομένου των συγκεντρώσεων των ιόντων προς την συγκέντρωση των αδιάστατων μορίων.

μόρια συνολικά

νδιαστάθηκα που μόριαa

Για το ασθενές οξύ ΗΑ που διίσταται ΗΑ + Η2Ο Η3Ο+ + Α- η σταθερά διάστασης Κα είναι

[HA]

][A]O[HKa 3

[HA]

][A]O[HO][HK

[HA]O][H

][A]O[HK 32

2

3

Κ>1 ισχυρά οξέα ή βάσεις Κ

ΙΟΝΤΙΣΜΟΣ ΝΕΡΟΥ - pH

Αυτοϊοντισμός νερού: Η2Ο + Η2Ο Η3Ο+ + ΟΗ-

][OH]O[HK][OH]O[HO][HKO][HO][H

][OH]O[HK 3W3

2

2

22

3

Η σταθερά ιοντισμού είναι

Η Κw στους 25οC έχει τιμή

-14

3W 10][OH]O[HK

Στα υδατικά διαλύματα το γινόμενο των συγκεντρώσεων του Η3Ο+ και του ΟΗ- είναι σταθερό και

στους 25οC ίσο με 10-14 Μ.

pH=-log[H3O+] pOH=-log[OH-] pKw=-logKw

Στους 25οC Kw=10-14 οπότε pKw =-logKw =14 Άρα pH + pOH=14

Όξινο διάλυμα Ουδέτερο διάλυμα Βασικό (ή αλκαλικό) διάλυμα

pH7

[H3O+]>10-7M [H3O

+]=10-7M [H3O+] 7 pOH = 7 pOH < 7

[OH-] 10-7M

Διάλυμα οξέως pH7

To pH είναι μέτρο της συγκέντρωσης [H3O+]. Αν είναι γνωστό το pH τότε [H3O

+]=10-pH

Προσδιορισμός pH

α) Ηλεκτρομετρικά με ειδικά όργανα πεχάμετρα β) Χρωματομετρικά με χρήση ειδικών ενώσεων που ονομάζονται δείκτες Οι δείκτες είναι ασθενή οργανικά οξέα ή ασθενείς οργανικές βάσεις που τα αδιάστατα μόρια έχουν διαφορετικό χρώμα από τα ιοντισμένα. Ανάλογα με το pH επικρατούν τα αδιάστατα ή τα ιοντισμένα μόρια του δείκτη με αποτέλεσμα το χρώμα του να εξαρτάται από το pH.

Δείκτης pH Αλλαγής χρώματος

μπλε της θυμόλης Κόκκινο < 1.2 2.8 > κίτρινο

ηλιανθίνη Κόκκινο < 3.2 4.2 > πορτοκαλί

κόκκινο του μεθυλίου Κόκκινο < 4.2 6.3 > κίτρινο

μπλε της βρωμοθυμόλης Κίτρινο < 6.0 7.6 > μπλε

κόκκινο της φαινόλης Κίτρινο < 6.8 8.4 > κόκκινο

φαινολοφθαλεϊνη Άχρωμο < 8.2 10.0 > ροζ

Πεχαμετρικά χαρτιά: εμποτισμένα με πολλούς δείκτες για μεγαλύτερη ακρίβεια στον προσδιορισμό του pH

ΔΗ + Η2Ο Η3Ο+ + Δ-

χρώμα 1 χρώμα 2

ΡΥΘΜΙΣΤΙΚΑ ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ

Είναι διαλύματα που διατηρούν το pH τους πρακτικά σταθερό όταν προστεθούν σε αυτά μικρές ποσότητες ισχυρού οξέως ή βάσης. Αποτελούνται από ένα ασθενές οξύ και την συζυγή του βάση ή μία ασθενής βάση και το συζυγές της οξύ. Με άλλα λόγια Αποτελούνται από ένα ασθενές οξύ και το άλας του με μια ισχυρή βάση ή από μια ασθενή βάση και το άλας της με ένα ισχυρό οξύ

Παραδείγματα

•Ρυθμιστικό διάλυμα είναι ένα διάλυμα CH3COOH και CH3COONa. Γιατί αποτελείται από CH3COOH (οξικό οξύ) που είναι ασθενές οξύ (Κα=1,8x10

-4), και από το άλας CH3COO-Na+ που

είναι άλας τουCH3COOH με την ισχυρή βάση ΝαΟΗ (CH3COOH +ΝαΟΗ CH3COO-Na+ +Η2Ο)

•Ρυθμιστικό διάλυμα είναι ένα διάλυμα ΝH3και ΝH4Cl. Γιατί αποτελείται από ΝH3 που είναι ασθενής βάση(Κb=4,4x10

-4), και από το άλας ΝH4+Cl- που είναι άλας της ΝH3 με το ισχυρό οξύ ΗCl

(ΝH3 +HCl ΝH4+Cl- )

οξέος

άλατος

C

C

βάσης

άλατος

C

CpH = pKa + log ή pΟH= pKb+log

Τα ρυθμιστικά που περιέχουν οξύ έχουν pH7. Η ακριβή τιμή του pH εξαρτάται από τις συγκεντρώσεις του ασθενούς οξέως (ή της βάσης ) και του άλατος και δίνεται από την εξίσωση Henderson–Haselbach

.

Όπου pKa =-logKa και pKb =-logKb Δηλαδή pKa και pKb είναι έκφραση

ανάλογη του pH=-log[H+]

1

10

C

C

10

1

βάσης ή οξέος

άλατος

2η προϋπόθεση για να είναι ρυθμιστικό ένα διάλυμα : η συγκέντρωση του ασθενούς οξέος (ή της βάσης) να είναι λιγότερο από δεκαπλάσια από τη συγκέντρωση του άλατος ή αντίστροφα. Πρέπει δηλαδή

Από την εξίσωση Henderson–Haselbach pH = pKa + log προκύπτει ότι οξέος

άλατος

C

C

το ρυθμιστικό μπορεί να διατηρήσει σταθερό το pH στην περιοχή (ωφέλιμη περιοχή) pKa1 To ρυθμιστικό CH3COOH/CH3COONa έχει ωφέλιμη περιοχή 4,761 για το CH3COOH έχει Κα=1,8x10

-4 ή pKa=-logΚα=4.76

Ποια α) η συγκέντρωση % βάρος κατά όγκο (%w/v) διαλύματος 40 mL που

περιέχει 4 g NaOH; και β) ποια γραμμομοριακή συγκέντρωσή (Μ) του;

ΑΣΚΗΣΕΙΣ ΔΙΑΛΥΜΑΤΩΝ ΚΑΙ pH

α) υπολογισμός συγκέντρωσης % w/v

1ος τρόπος

Στα 40 mL διαλύματος περιέχονται 4 g ΝαΟΗ

στα 100 mL διαλύματος θα περιέχονται Χ g NaOH

X= 4* 100/40 = 10 g

Συνεπώς η % κατά όγκο περιεκτικότητα του διαλύματος είναι 10%

2ος τρόπος

από την σχέση

είναι

Συνεπώς η % κατά όγκο περιεκτικότητα του διαλύματος είναι 10%

x100διαλύματος mL

ουσίας διαλυμένης g%w/v

β) υπολογισμός γραμμοριακής συγκέντρωσης (Μ ή mol/L) 1ος τρόπος Για να υπολογιστεί η μοριακότητα Μ πρέπει να βρεθούν τα mol του ΝαΟΗ (γιατί η μοριακότητα Μ είναι mol/L). Από το (α) υποερώτημα υπολογίστηκε η συγκέντρωση του διαλύματος 10% w/v, δηλαδή στα 100 mL δ/τος περιέχονται 10 g NaOH. Έτσι πρέπει να υπολογιστει πόσα mol είναι τα 10 g NaOH

Mr

mmol

25,040

g 10

Mr

mol molmolm

Από τον τύπο ( όπου m η μάζα σε και Mr το μοριακό βάρος) υπολογίζονται τα g του ΝαΟΗ. Είναι:

Στα 100 ml διαλύματος περιέχονται 10 g ΝαΟΗ ή 0,25 mol NaOH άρα στα 1000 mL διαλύματος θα περιέχονται Χ mol NaOH

X= 0,1* 1000/40 = 2,5 mol Άρα η μοριακότητα κατά όγκο του διαλύματος είναι 2,5 M.

2ος τρόπος Η άσκηση μπορεί να λυθεί χρησιμοποιώντας τη σχέση C=n/V όπου C η γραμμομοριακή συγκέντρωση Μ, n τα mol και V ο όγκος του διαλύματος σε λίτρα (L) που περιέχει τα n mol. Όπως υπολογίστηκε προηγούμενα τα 10 g NaOH είναι 0,25 mol. Άρα n=0,25. Ο όγκος του διαλύματος είναι 100 ml ή 0,1L. Άρα C=n/V C=0,25/0,1=2,5M

Πόσα g H2SO4 περιέχονται σε 10 mL διαλύματος H2SO4 4Μ;

Mr

mmol

Αφού η συγκέντρωση του διαλύματος είναι 2Μ : στα 1000 ml διαλύματος περιέχονται 2 mol H2SO4 στα 10 ml διαλύματος περιέχονται x mol H2SO4 x= 0,02 mol H2SO4 Εφόσον είναι γνωστά τα mol του H2SO4 από τον τύπο υπολογίζονται τα g του H2SO4.

( όπου m η μάζα σε g και Mr το μοριακό βάρος)

mMrmolmmMr

mol 0,02*8=1,96 g H2SO4 (Mr H2SO4= 98)

Συνεπώς σε 10 mL διαλύματος περιέχονται 1,96 g H2SO4

2ος τρόπος

V

nC

Mr

mmol

Αφού γραμμομοριακή συγκέντρωση 2Μ, χρησιμοποιώντας την σχέση θα βρούμε τα mol (n) του H2SO4 που περιέχονται στα 10 mL του διαλύματος. Γνωρίζουμε ότι C=2M και V=0,01L [Προσοχή στη σχέση ο όγκος είναι πάντα σε Λίτρα 10 mL=10/1000= 0.01L] οπότε C=n/V n=C*V n= 2*0,01=0,02 mol. Άρα υπάρχουν 0,02 mol του H2SO4 στα 0,01L (10 mL) διαλύματος. Από τον τύπο

υπολογίζονται τα g του H2SO4 που είναι m=mol*Mr m=0,02*98=1,96 g H2SO4.

Σε πολλές περιπτώσεις χρειάζεται να παρασκευαστεί διάλυμα από κάποιο πυκνότερο (μεγαλύτερης συγκέντρωσης) διάλυμα. Η διαδικασία αυτή ονομάζεται αραίωση διαλύματος και γίνεται με την προσθήκη καθαρού διαλύτη σε ορισμένη ποσότητα του πυκνού διαλύματος. Στους υπολογισμούς χρησιμοποιείται η σχέση της αραίωσης

CαρχVαρχ = CτελVτελ Όπου Cαρχ και Vαρχ είναι η συγκέντρωση του πυκνού διαλύματος και ο όγκος του που θα αραιωθεί, Cτελ και Vτελ η συγκέντρωση του αραιού διαλύματος που θα παρασκευαστεί και ο όγκος του. Ως συγκεντρώσεις Cαρχ και Cτελ μπορούν να χρησιμοποιηθούν όλες οι εκφράσεις συγκέντρωσης που αναφέρθηκαν

προηγουμένως.

Αραίωση διαλυμάτων

Πόσα mL από διάλυμα HCl 12Μ χρειάζονται για να παρασκευαστεί 50 mL διαλύματος HCl 4Μ; Θα χρησιμοποιηθεί η σχέση CαρχVαρχ = CτελVτελ Το Cαρχ είναι 12Μ, Vαρχ είναι η άγνωστη ποσότητα του πυκνού που χρειάζεται να αραιωθεί, Cτελ είναι 4Μ, Vτελ είναι 50mL (ο όγκος του διαλύματος που θα παρασκευαστεί) Άρα CαρχVαρχ = CτελVτελ → 12 * Vαρχ = 4*50 → Vαρχ =16,66mL Επομένως πρέπει να ληφθούν 16,66 mL από το αρχικό (πυκνό 12Μ) διάλυμα που θα συμπληρωθούν με νερό μέχρι όγκου 50 mL (δηλαδή στα 16,66 mL θα προστεθούν 50–16,66=33,34 mL νερού) ώστε να παρασκευαστεί 50mL

διαλύματος ΗCl 4Μ.

Σε 100mL διαλύματoς ζάχαρης 2Μ προστίθενται 300 mL νερό. Ποια η νέα συγκέντρωση;

Αφού προστίθεται νερό ο τελικός όγκος του διαλύματος θα είναι 100+300=400 mL

Θα χρησιμοποιηθεί η σχέση CαρχVαρχ = CτελVτελ όπου το Cαρχ είναι 2M, Vαρχ = 100 mL, Vτελ = 400 mL και Cτελ άγνωστο. Άρα CαρχVαρχ = CτελVτελ → 2 * 100 = 400*Cτελ → Cτελ = 0,5

Άρα η τελική συγκέντρωση του διαλύματος της ζάχαρης είναι 0,5Μ.

Διάσταση ηλεκτρολυτων

ΗF Na3PO4 HNO3 NiSO4 Mg(OH)2 Ca3(PO4)2

Γράψτε την διάσταση ή ιοντισμό των παρακάτω οξέων, βάσεων και αλάτων

ΗF + Η2Ο Η3Ο+ + F- Na3PO4 3 Να

+ + PO43- HNO3 + Η2Ο Η3Ο

+ + NO3-

NiSO4 Νi2+ + SO4

2- Mg(OH)2 Mg2+ + 2 OH- Ca3(PO4)2 3 Cα

2+ +2 PO43-

Σε ποιο από τα διαλύματα α) HF 0.1M β) NaF 0.1M, γ) NH4F 0.1M δ) CH3COONa 0.1M ε) HCl 0,1M στ) NH3 0.1M ζ) NaΟΗ 0,1Μ θα υπάρχει συγκέντρωση ιόντων Na+ 0.1M, NH4

+ 0.1M, F- 0.1M, H+ 0.1M και ΟΗ- 0,1Μ

To HF (οξύ) και NH3 (βάση) είναι ασθενείς ηλεκτρολύτες και δεν διίστανται πλήρως (HF F- + Η+, ΝΗ3 + Η2Ο ΝΗ4

- + ΟΗ-). Αντίθετα το ΗCl και το NaΟΗ είναι ισχυροί ηλεκτρολύτες διίστανται πλήρως (HCl H+ + Cl- , Na Na+ + ΟΗ-). Τα άλατα CH3COONa, NH4F και NaF επίσης διίστανται πλήρως (CH3COONa CH3COO

- + Να+, NH4F ΝΗ4- + F-,

NaF Να+ + F-). Άρα από διάλυμα συγκέντρωσης 0,1Μ θα πάρουμε συγκέντρωση ιόντος 0,1Μ μόνο στα διαλύματα των ισχυρών ηλεκτρολυτών Επομένως συγκέντρωση Na+ 0.1M υπάρχει στο διάλυμα β), συγκέντρωση NH4

+ 0.1M υπάρχει στο διάλυμα γ), συγκέντρωση F- 0.1M υπάρχει στο διάλυμα β) και γ), συγκέντρωση Η+ 0.1M υπάρχει στο διάλυμα ε), συγκέντρωση ΟΗ- 0.1M υπάρχει στο διάλυμα ζ).

ΑΣΚΗΣΕΙΣ pH Ισχύουν οι σχέσεις pH = –log[Η3Ο

+] (ή pH = –log[Η+]) και pOH=–log[ΟΗ–] και pH + pOH = 14

Για διευκόλυνση των υπολογισμών να θυμάστε ότι:

Αν pH=a τότε [Η+]= 10-a Μ και αντίστροφα αν [Η+]= 10-aΜ τότε pH=a

Κατατάξτε τα ακόλουθα διαλύματα με σειρά μειούμενης συγκέντρωσης Η+ : α) ΝαΟΗ pH=8,53 β) ΗCl pH=6.5 γ) χυμός λεμονιού pH=4,78 δ) ασβεστόνερο pH=11,52 ε) διάλυμα ΝαCl pH= 6,2

Ποιο είναι το pH διαλύματος ΗCl 0,01M;

To HCl είναι ισχυρό οξύ άρα διίσταται πλήρως

ΗCl + H2O --> H3O+ + Cl-

άρα 1 mol HCl δίνει 1mol Η3Ο+

τα 0,01 Μ δίνουν 0,01 Μ (ή 10-2 Μ)

Επομένως pH=-log[Η3O+] pH=-log 10-2 pH=2

Να υπολογιστεί η συγκέντρωση διαλύματος ΝαΟΗ που έχει pH 10.

Εφόσον pH = 10 και pH+pOH=14 pOH = 4 δηλαδή pOH = –log[OH–] = 4 [OH–] = 10–4 Μ To NaOH είναι ισχυρός ηλεκτρολύτης οπότε διίσταται πλήρως σε ιόντα Να+ και ΟΗ–. Δηλαδή 1 mol ΝαΟΗ δίνει 1 mol ιόντων Να+ και 1 mol ιόντων ΟΗ–

ΝαΟΗ Να+ + ΟΗ–

1 mol δίνει 1 mol και 1 mol

Άρα τα 10–4 M ΟΗ– προέρχονται από 10–4 M ΝαΟΗ. Η συγκένρωση του ΝαΟΗ είναι 10–4 Μ

Ποιο το pH διαλύματος Ca(OH)2 0,001 M

Από την διάσταση του Ca(OH)2 : Ca(OH)2 Ca2+ + 2OH-

προκύπτει ότι

από 10-3M λαμβάνονται 10-3M Ca2+ και 2*10-3M OH-

Άρα [OΗ-] = 2*10-3Μ επομένως pOH=-log[OΗ-] pOH=-log 2*10-3 pOH=-log 2-

log10-3

pOH=-0,3+3=2,7 Άρα pH=14-2.7=11.3

Δίνονται δύο διαλύματα των οξέων ΗCl και CH3COOH με συγκέντρωση 0,1Μ το κάθε

ένα. Τι από τα παρακάτω ισχύει για τα δύο διαλύματα;

α) [H3Ο +]= 0,1Μ

β) pH=1

γ) [H3Ο +] >[Χ-] (Χ- = το ανιόν του οξέως)

δ) [ΗΧ]=0,1 Μ

Το HCl είναι ένα ισχυρό οξύ, το CH3COOH είναι ασθενές. Ένα ισχυρό οξύ διίσταται

πλήρως ενώ ένα ασθενές διίσταται μερικώς.

Γράφουμε τις εξισώσεις διάστασης για κάθε οξύ και προσδιορίζουμε τις συγκεντρώσεις

ισορροπίας

χ= βαθμός διάστασης του ασθενούς οξέος)

α) [H3Ο +]= 0,1Μ Η πρόταση αυτή είναι σωστή μόνο στην περίπτωση του ισχυρού οξέος.

Αντίθετα στο ασθενές οξύ η [H3Ο+] είναι x η οποία είναι πολύ μικρότερη από 0,1 Μ.

β) pH=1 Και εδώ η πρόταση είναι σωστή μόνο για την περίπτωση του ισχυρού οξέος, αφού

μόνο εκεί ισχύει ότι [H3Ο +]= 0,1Μ.

γ) [H3Ο +] > [Χ-] Η πρόταση αυτή είναι λάθος και για τα δύο οξέα. Όπως βλέπουμε από την

ανάλυση της διάστασης πάντα θα είναι [H3Ο +] = [Χ-]. Εξάλλου, αυτό που έχουμε μάθει είναι ότι πάντα

ισχύει η αρχή διατήρησης του φορτίου γεγονός που δεν επιτρέπει την ανισότητα των συγκεντρώσεων

δ) [ΗΧ]=0,1 Μ Η πρόταση αυτή είναι σωστή μόνο στην περίπτωση του ασθενούς οξέος.

Αντίθετα στο ισχυρό οξύ η [ΗΧ] είναι μηδενική αφού όλο το οξύ έχει διαταθεί.

ΚΟΛΛΟΕΙΔΗ Υπάρχουν τρεις μορφές μειγμάτων: τα διαλύματα, τα αιωρήματα και τα κολλοειδή

Κολλοειδές: ομογενές μίγμα μιας χημικής ένωσης ομοιόμορφα

διασκορπισμένα μέσα σε μια άλλη χημική ένωση. Το μέγεθος των

διασπαρμένων σωματιδίων είναι 5x10-5 – 10-7 cm.

Μέγεθος σωματιδίων διαλυμένης ουσίας στα διαλύματα < 10-7 cm

Μέσο διασποράς

Διασπαρμένη φάση Αέριο Υγρό Στερεό

Αέριο Δεν σχηματίζουν κολλοειδή γιατί τα αέρια είναι πλήρως αναμείξιμα

Αερόλυμα (aerosol) πχ ομίχλη

Αερόλυμα (aerosol) πχ σκόνη, καπνός

Υγρό Αφρός (foam) πχ κρεμά σαντιγί,

αφρός σαπουνιού

Γαλάκτωμα (emulsion) πχ λάδι σε νερό

Λύμα (sol) πχ ζελατίνη

Στερεό Αφρός (foam) Πηκτή (gel) Στερεό λύμα (solid sol) πχ κράματα

Διάλυμα Κολλοειδές

Διαλύτης Μέσο διασποράς

Διαλυμένη ουσία (μόρια ή ιόντα) Διασπαρμένη ουσία (μόρια-συσσωματώματα μορίων)

Διαφανή – σωματίδια όχι ορατά Σωματίδια ορατά με υπερμικροσκόπια

διαυγή Θολά (Φαινόμενο Tyndall)

Η διασπαρμένη ουσία μπορεί να είναι συσσωματώματα μορίων (ΜΙΚΚΥΛΙΑ) ή

μικροκρύσταλλοι ή μεγαλομόρια (πχ πρωτεΐνες) κολλοειδών διαστάσεων .

Αντιστοιχία

Διαλύματος/κολλοειδούς

Σκέδαση του φωτός Φαινόμενο Tyndall

Αν έχουμε διάλυμα τότε το φως θα περάσει χωρίς αποκλίσεις από αυτό. Όμως, στην

περίπτωση του κολλοειδούς θα παρατηρήσουμε σημαντικά φαινόμενα σκέδασης.

Αυτό συμβαίνει λόγω του σχετικά μεγάλου μεγέθους των σωματιδίων του

κολλοειδούς. Το φαινόμενο αυτό ονομάζεται φαινόμενο Tyndall.

η σκέδαση της φωτεινής δέσμης από τα σωματίδια ενός κολλοειδούς μπορεί να

γίνει ορατή μόνον όταν ο παρατηρητής κοιτάζει κάθετα προς την κατεύθυνση της

δέσμης.

ΧΑΡΑΚΤΗΡΙΣΤΙΚΑ ΚΟΛΛΟΕΙΔΩΝ

Τα διασπαρμένα σωματίδια δεν καταβυθίζονται και διατηρούνται αιωρούμενα διότι

έχουν ομώνυμα ηλεκτρικά φορτία στην επιφάνεια τους απωθούνται δεν

συσσωματώνονται προς βαρύτερα σωματίδια δεν καταβυθίζονται

Εξαιρετικά λεπτή κατανομή διασπαρμένων σωματιδίων Τεράστια επιφάνεια των

διασπαρμένων σωματιδίων μεγάλη προσροφητική ικανότητα

Συσσωμάτωση προς μεγαλύτερα (βαρύτερα) σωματίδια

καταβύθιση διασπαρμένων σωματιδίων = κροκίδωση

ή θρόμβωση κολλοειδούς

Η κροκίδωση συμβαίνει όταν οι ελκτικές δυνάμεις υπερτερούν των απωστικών.

Τρόποι κροκίδωσης : ότι μπορεί να επηρεάσει το φορτίο

των σωματιδίων πχ προσθήκη ενός ηλεκτρολύτη ή αλλαγή pH

Διακρίνονται 2 τύποι κολλοειδών:

Λυόφοβα (υδρόφοβα αν μέσο διασποράς είναι το νερό) Τα διασπαρμένα

σωματίδια δεν έχουν συγγένεια με το μέσο διασποράς.

Λυόφιλα (υδρόφιλα αν μέσο διασποράς είναι το νερό) Τα διασπαρμένα

σωματίδια έχουν συγγένεια με το μέσο διασποράς

Λυοφυλα πιο σταθερά απαιτούν μεγαλύτερη ποσότητα ηλεκτρολύτη για να

κροκιδωθούν

Ιδιότητες κολλοειδών Μηχανικές

Μεγάλη προσροφητική ικανότητα λόγω της μεγάλης επιφάνειας των κολλοειδών

σωματιδίων. Προσροφούν μόρια από το μέσο διασποράς ή άλλα μόρια πχ ζωικός

άνθρακας προσροφά χρωστικές ουσίες.

Μικρή ταχύτητα διάχυσης και διαπίδυσης λόγω του μεγάλου μεγέθους

(διάχυση : διασπορά της ένωσης σε όλο τον όγκο του υγρού ώστε να εξισωθεί παντού η

συγκέντρωσή της, διαπίδυση: διέλευση των σωματιδίων μέσα από ημιπερατές μεμβράνες)

Μεγάλο ιξώδες (μικρή ρευστότητα σε σχέση με τα διαλύματα

Οπτικές

Φαινόμενο Tyndall Σκέδαση φωτός φαίνονται θολά (Σκέδαση : διασκορπισμός των

φωτεινών ακτίνων όταν προσπέσουν σε μικροσκοπικά σωματίδια)

Πολυχρωμισμός περίθλαση λευκού φωτός εμφανίζουν χρώμα αν και άχρωμα

( περιθλαση : διάχυση των κυμάτων προς όλες τις κατευθύνσεις όταν αυτά συναντάνε ένα

εμπόδιο ή μία οπή με διαστάσεις παραπλήσιες του μήκους κύματος)

Αθροιστικές Ιδιότητες

Μικρή ωσμωτική πίεση (μικρότερη από αυτή των διαλυμάτων)

Ισορροπία Donnan: όταν η ημιπερατή μεμβράνη διαχωρίζει

διάλυμα ηλεκτρολύτη και κολλοειδή ηλεκτρολύτη

Εφαρμογή στην θρέψη των φυτών

Ώσμωση - Ωσμωτική Πίεση Ώσμωση είναι το φαινόμενο κατά το οποίο ο διαλύτης ρέει μέσω διαπερατής

μεμβράνης, προκειμένου να εξισώσει τις συγκεντρώσεις της διαλυμένης

ουσίας στις δύο πλευρές της μεμβράνης. Δεν επιτρέπεται στα μόρια της διαλυμένης ουσίας να κάνουν

περάσουν την μεμβράνη

Η μετακίνηση του διαλύτη προς το πυκνότερο διάλυμα θα προκαλέσει τελικά

αύξηση της ποσότητας του διαλύτη και θα ανέβει η στάθμη του. Παράλληλα θα

αυξηθεί η πίεση που ασκεί. Η πίεση αυτή ονομάζεται ωσμωτική πίεση.

Η ωσμωτική πίεση για αραιά μοριακά διαλύματα υπολογίζεται από τον νόμο

van’t Hoff ΠV = n RT

Επειδή n/V = c Π = c RT

Επειδή n = m/Mr ΠV = mRT/Mr

Π = ωσμωτική πίεση (Atm)

C = συγκέντρωση διαλύματος (M)

R = σταθερά των αερίων =

0.082 L.Atm/mol x K

T = απόλυτη θερμοκρασία (Κ)

V = όγκος του διαλύματος (L)

n = moles διαλυμένης ουσίας

(mol)

m = μάζα διαλυμένης ουσίας (g)

Mr = σχετική μοριακή μάζα

OΡΓΑΝΙΚΗ ΧΗΜΕΙΑ Ο χημικός δεσμός του άνθρακα

Ο άνθρακας στις οργανικές ενώσεις σχηματίζει τέσσερεις ομοιοπολικούς

δεσμούς με.

Τα άτομα άνθρακα σχηματίζουν ομοιοπολικό δεσμό όχι μόνο με άλλα άτομα αλλά

και μεταξύ τους. Μεταξύ των ατόμων άνθρακα σχηματίζονται τρία είδη

ομοιοπολικού δεσμού: απλός, διπλός και τριπλός ομοιοπολικός δεσμός.

Στις οργανικές ενώσεις ο C θα συνδέεται με τέσσερεις απλούς ομοιοπολικούς

δεσμούς ή έναν διπλό και δύο απλούς ομοιοπολικούς ή δύο διπλούς

ομοιοπολικούς δεσμούς ή έναν τριπλό και έναν απλό ομοιοπολικό δεσμό

Ομοιοπολικός δεσμός άνθρακα με άλλα άτομα

Ο άνθρακας σχηματίζει απλούς, διπλούς ή τριπλούς ομοιοπολικούς δεσμούς με

όλα σχεδόν τα άλλα στοιχεία

Ο άνθρακας με το οξυγόνο σχηματίζει απλό (C-O) ή διπλό (C=O) ομοιοπολικό

δεσμό

ο άνθρακας και το άζωτο σχηματίζουν απλό, διπλό ή τριπλό ομοιοπολικό

δεσμό

Πως γραφούμε τις οργανικές ενώσεις Δομή Kekule

O απλός ομοιοπολικός δεσμός συμβολίζεται

με μία παύλα (-), ο διπλός με διπλή παύλα

() και ο τριπλός ομοιοπολικός με τριπλή

παύλα (). Μερικώς συνεπτυγμένες δομές

Στις μερικώς συνεπτυγμένες δομές

παραλείπονται οι δεσμοί C-H. Όμως δεν

παραλείπονται οι δεσμοί C-C καθώς και

οι δεσμοί του Η με άλλα άτομα (Ο, Ν

κ.ά.). Δομές Kekule

Μερικώς συνεπτυγμένες δομές Σκελετικές δομές

απεικονίζονται όλοι οι δεσμοί μεταξύ των ατόμων (εκτός των δεσμών των ατόμων

υδρογόνου) και παραλείπονται μόνο τα άτομα άνθρακα και τα άτομα υδρογόνου που

συνδέονται με άνθρακα. Όμως απεικονίζονται όλα τα άτομα εκτός του άνθρακα και όσα

άτομα υδρογόνου συνδέονται με αυτά

Σκελετική δομή της ένωσης

Ομόλογες σειρές οργανικών ενώσεων

Ομόλογη σειρά είναι ομάδα οργανικών ενώσεων που όλες έχουν την ίδια

λειτουργική ομάδα και συνεπώς έχουν ίδιες χημικές ιδιότητες.

Η λειτουργική ομάδα (αναφέρεται και ως χαρακτηριστική ομάδα) μιας οργανικής

ένωσης είναι ένα μικρό τμήμα της ένωσης, που απαρτίζεται από μερικά άτομα και

στις περισσότερες περιπτώσεις συμμετέχει ετεροάτομο (συνήθως Ο, Ν, S). Κάθε

λειτουργική ομάδα προσδίδει στην οργανική ένωση συγκεκριμένες χημικές

ιδιότητες, που γενικά είναι ανεξάρτητες από το υπόλοιπο μόριο.

3. λειτουργικές ομάδες που περιέχουν διπλό δεσμό C=O

2. λειτουργικές ομάδες που ο άνθρακας συνδέεται με οξυγόνο

-C-O-H

1. λειτουργικές ομάδες που δύο άτομα άνθρακα που συνδέονται με διπλό δεσμό

Ομόλογες σειρές

Η πλειοψηφία των οργανικών μορίων, ιδιαίτερα τα βιολογικά μόρια, έχουν

περισσότερες από μία λειτουργικές ομάδες

αλδοστερόνη

Σε ποια ομόλογη σειρά ανήκουν οι οργανικές ενώσεις;

Γενικά για Υδρογονάνθρακες Οι υδρογονάνθρακες είναι οργανικές ενώσεις που αποτελούνται αποκλειστικά από άτομα

άνθρακα και υδρογόνου. Διακρίνονται στα:

αλκάνια, που όλοι οι δεσμοί άνθρακα-άνθρακα είναι απλοί ομοιοπολικοί,

αλκένια, στα οποία υπάρχει τουλάχιστον ένας διπλός δεσμός άνθρακα-άνθρακα

αλκύνια, στα οποία υπάρχει τουλάχιστον ένας τριπλός δεσμός άνθρακα-άνθρακα

και στους αρωματικούς υδρογονάνθρακες.

Αλκάνια = κορέσμενοι υδρογονάνθρακες Αλκένια Αλκύνια = Ακόρεστοι υδρογονάνθρακες

Αλκάνια Τα αλκάνια ή παραφίνες είναι κορεσμένοι υδρογονάνθρακες. Δηλαδή

αποτελούνται αποκλειστικά από άνθρακα και υδρογόνο και τα άτομα άνθρακα

συνδέονται με απλούς ομοιοπολικούς δεσμούς.

Ο μοριακός τύπος των αλκανίων περιγράφεται από το γενικό τύπο CνH2ν+2. Για

ν=1 προκύπτει το αλκάνιο CH4 που αποτελεί το πρώτο μέλος της ομόλογης

σειράς των αλκανίων. Για ν=2 προκύπτει το αλκάνιο C2H6

Τα αλκάνια διακρίνονται στα γραμμικά ή κανονικά, στα οποία τα άτομα του

άνθρακα σχηματίζουν γραμμική αλυσίδα και στα διακλαδισμένα, στα οποία

η ανθρακική αλυσίδα έχει διακλάδωση

Επίσης μπορεί να είναι κυκλικά μόρια. Τα κυκλικά αλκάνια

ή κυκλοαλκάνια είναι αλκάνια στα οποία η ανθρακική

αλυσίδα σχηματίζει δακτύλιο και περιγράφονται από το

γενικό τύπο CνΗ2ν

Ονοματολογία των αλκανίων

το όνομα των οργανικών ενώσεων αποτελείται από τρία μέρη. Το πρώτο (πρόθεμα Α)

δείχνει τον αριθμό των ατόμων άνθρακα που αποτελούν τη κύρια αλυσίδα της ένωσης, η

δεύτερη (συλλαβή Β) δείχνει το είδος του δεσμού (απλοί, διπλοί ή τριπλοί δεσμοί) μεταξύ

των ατόμων άνθρακα και τέλος το τρίτο μέρος (κατάληξη) δείχνει την ομόλογη σειρά που

ανήκει η οργανική ένωση (δηλαδή την λειτουργική ομάδα που έχει). Δηλαδή το όνομα των

οργανικών ενώσεων έχει την μορφή:

Α-Β-κατάληξη

Αριθμός ατόμων C Πρόθεμα Α 1 μεθ- 2 αιθ- 3 προπ- 4 βουτ- 5 πεντ- 6 εξ-

Είδος δεσμός Συλλαβή Β απλός -αν- διπλός -εν-

Ομόλογη σειρά Κατάληξη Υδρογονάνθρακες (αλκάνια, αλκένια)

-ιο

Αλκοόλες -όλη Αλδεΰδες -άλη Κετόνες -όνη Καρβοξυλικά οξέα -οϊκό οξύ

Ονομασία Αλκανίων

Η συλλαβή Β είναι πάντα αν (Πινάκας 2) Κατάληξη = -ιο (Πινάκας 3)

Πινάκας 1

Πινάκας 2

Πινάκας 3

το αλκάνιο CH3-CH2-CH2-CH2-CH2-CH2-CH3 έχει 7άτομα C άρα το

πρόθεμα Α είναι επτ, επομένως το όνομά του είναι επτάνιο

Διακλαδισμένα αλκάνια

Στα διακλαδισμένα αλκάνια το πρόθεμα Α δηλώνει τον αριθμό των ατόμων

άνθρακα της κύριας αλυσίδας του αλκανίου, η οποία είναι η μεγαλύτερη

συνεχόμενη γραμμική ανθρακική αλυσίδα, (και όχι τον αριθμό όλων των

ατόμων άνθρακα του αλκανίου). Στο διακλαδισμένο αλκάνιο η κύρια αλυσίδα

Για να ονομαστεί το διακλαδισμένο αλκάνιο

εφαρμόζουμε 3 βήματα

1. Προσδιορίζεται η κύρια αλυσίδα του αλκανίου που είναι η μεγαλύτερη

συνεχόμενη γραμμική αλυσίδα.

Η κύρια αλυσίδα της ένωσης είναι η σκιασμένη με κίτρινο χρώμα

διότι έχει 7 άτομα C.

2. Αριθμούνται οι C της κύριας αλυσίδας αρχίζοντας από το άκρο της που

βρίσκεται πλησιέστερα στον υποκαταστάτη.

3. Ονομάζεται ο υποκαταστάτης και προσδιορίζεται η θέση του.

Ο υποκαταστάτης CH3, έχει 1 άτομο C, άρα το πρόθεμα Α είναι μεθ, επομένως ονομάζεται

μέθυλο (πρόθεμα Α-ύλο). Θέση του υποκαταστάτη είναι ο αριθμός του C της κύριας αλυσίδας στον

οποίο συνδέεται. Ο υποκαταστάτης συνδέεται στον C3 οπότε η θέση του είναι η 3.

4. Ονομάζεται η κύρια αλυσίδα από το πρόθεμα Α και -αν-ιο (Α-ανιο).

Η κύρια αλυσίδα έχει 7 άτομα άνθρακα άρα το πρόθεμα Α είναι επτ, οπότε ονομάζεται επτάνιο.

5. Σχηματίζεται το όνομα της ένωσης από την θέση και το όνομα του υποκαταστάτη και το όνομα

της κύριας αλυσίδας.

Ο υποκαταστάστης CH3 βρίσκεται στην θέση 3, ονομάζεται μέθυλο, η κύρια αλυσίδα ονομάζεται

επτάνιο, άρα το όνομα της ένωσης είναι 3-μεθυλο-επτάνιο.

υποκαταστάτης όνομα υποκαταστάτη (πρόθεμα Α-υλο)

CH3- μεθυλο

CH3-CH2- αιθυλο

CH3-CH2-CH2- προπυλο

CH3-CH2-CH2-CH2- βουτυλο

CH3-CH2-CH2-CH2-CH2- πεντυλο

Το όνομα υποκαταστάτη προκύπτει από το πρόθεμα Α (Πίνακας 1),

που δείχνει πόσα άτομα άνθρακα έχει ο υποκαταστάτης και την

κατάληξη –υλο, δηλαδή Α-υλο

Χημικές Ιδιότητες αλκανίων

Καύση

CH4 + 2 Ο2 CΟ2 + 2 Η2Ο

C2H6 + 7/2 Ο2 2 CΟ2 + 3 Η2Ο

Καύση είναι αντίδραση οξείδωσης, στην οποία αλκάνια αντιδρούν με οξυγόνο

παρουσία φλόγας και δίνουν CO2 και νερό και εκλύεται θερμότητα.

Αλκένια Τα αλκένια είναι οργανικές ενώσεις που έχουν ένα διπλό δεσμό C=C Περιγράφονται

από τον μοριακό τύπο CνΗ2ν με ν≥2.

Το απλούστερο αλκένιο είναι το αιθένιο ή αιθυλένιο CH2=CH2

Ορμόνη ωρίμανσης των φυτών, πρώτη ύλη για την παρασκευή πλαστικών όπως το

πολυαιθυλένιο, το πολυβινυλοχλωρίδιο (PVC)

Ονομασία Αλκενίων

το όνομα των αλκενίων σχηματίζεται από το πρόθεμα Α που δείχνει τον αριθμό ατόμων C

της μεγαλύτερης συνεχόμενης ανθρακικής αλυσίδας (Πίνακας 1), την συλλαβή Β που είναι

πάντα –εν- (Πίνακας2) και την κατάληξη -ιο.(Πίνακας 3) Επιπλέον αριθμείται η ανθρακική

αλυσίδα για να προσδιοριστεί η θέση του ακόρεστου δεσμού. Το όνομα των αλκενίων έχει

τη μορφή:

θέση υποκαταστάτη-όνομα υποκαταστάτη-θέση διπλού δεσμού-πρόθεμα Α-εν-ιο

Για να ονομαστεί το αλκένιο ακολουθούνται τα έξι βήματα

1. Προσδιορίζεται η κύρια αλυσίδα του αλκενίου που είναι η μεγαλύτερη

συνεχόμενη ανθρακική αλυσίδα που περιέχει υποχρεωτικά τον διπλό δεσμό

C=C.

Το αλκένιο έχει μόνο μια ανθρακική αλυσίδα που περιέχει τον διπλό δεσμό

C=C

2. Αριθμείται η κύρια αλυσίδα αρχίζοντας από το άκρο της που βρίσκεται

πλησιέστερα στον διπλό δεσμό.

Η αρίθμηση της αλυσίδας (δηλαδή η αρίθμηση των ατόμων C) θα αρχίσει από

το αριστερό άκρο διότι είναι πλησιέστερα στο διπλό δεσμό

3. Ονομάζεται η κύρια αλυσίδα από το πρόθεμα Α και την κατάληξη –ένιο (Α-ένιο).

Η κύρια αλυσίδα έχει 5 άτομα C, άρα πρόθεμα Α=πεντ, οπότε η κύρια αλυσίδα ονομάζεται

πεντένιο.

4. Προσδιορίζεται η θέση του διπλού δεσμού. Θέση του διπλού δεσμού είναι ο αριθμός του

πρώτου ατόμου C από τα δύο που συνδέονται με τον διπλό δεσμό.

Ο διπλός δεσμός βρίσκεται μεταξύ του C2 και του C3, άρα η θέση του διπλού δεσμού είναι η 2. 5. Προσδιορίζεται η θέση και το όνομα του υποκαταστάτη της κύριας αλυσίδας.

Η κύρια αλυσίδα δεν έχει υποκαταστάτες

6. Σχηματίζεται το όνομα του αλκενίου. Αποτελείται από την θέση και το όνομα του υποκαταστάτη, τη

θέση του διπλού δεσμού και το όνομα της κύριας αλυσίδας.

Το αλκένιο δεν έχει υποκαταστάστες, η θέση του διπλού δεσμού είναι η 2, το όνομα της κύριας

αλυσίδας είναι πεντένιο, άρα το πλήρες όνομα της ένωσης είναι 2-πεντένιο.

Πως ονομάζεται το αλκένιο CH=CH-CH2-CH3

Γεωμετρική ισομέρεια ή cis-trans ισομέρεια

Η γεωμετρική ισομέρεια οφείλεται στην διαφορετική τοποθέτηση των υποκαταστατών

του διπλού δεσμού στο χώρο. Στο 2-βουτένιο CH3CH=CHCH3 αντιστοιχούν δύο

διαφορετικά ισομερή που διαφέρουν μόνο στην τοποθέτηση στο χώρο των

υποκαταστατών (Η και CH3) του διπλού δεσμού

Χημικές ιδιότητες αλκενίων

Η χαρακτηριστική ιδιότητα του διπλού δεσμού είναι οι αντιδράσεις προσθήκης. Οι

αντιδράσεις ονομάζονται αντιδράσεις προσθήκης διότι μικρά μόρια προστίθενται στο διπλό

δεσμό ο οποίος μετατρέπεται σε απλό. Το γενικό σχήμα των αντιδράσεων προσθήκης είναι

o διπλός δεσμός C=C μετατρέπεται σε απλό δεσμό C-C και παράλληλα σχηματίζονται

δύο νέοι απλοί δεσμοί C-Α και C-Β.

Οι κυριότερες αντιδράσεις προσθήκης στο διπλό δεσμό C=C συνοψίζονται στον Πίνακα

Παραδείγματα

Προσθήκη υδρογόνου-Καταλυτική υδρογόνωση

Προσθήκη αλογόνου Προσθήκη υδραλογόνου (HCl, HBr, HI)

Προσθήκη νερού

Αλκοόλες Η λειτουργική ομάδα των αλκοολών είναι το υδροξύλιο ΟΗ, το οποίο συνδέεται με

ένα άτομο άνθρακα

Η πιο γνωστή αλκοόλη είναι η αιθανόλη CH3-CH2-OH

Η αιθανόλη που περιέχεται στα αλκοολούχα ποτά παράγεται με την διαδικασία της

ζύμωσης κατά την οποία μικροοργανισμοί που ονομάζονται ζύμες μετατρέπουν τα

σάκχαρα σε αιθανόλη. Η ζύμωση της που είναι ένα από τα πιο κοινά σάκχαρα,

περιγράφεται από την αντίδραση

C12H22O11=ζάχαρη

Τάξεις αλκοολών

Οι αλειφατικές αλκοόλες διακρίνονται σε πρωτοταγείς, δευτεροταγείς ή τριτοταγείς, όταν το

ΟΗ συνδέεται σε πρωτοταγή, δευτεροταγή ή τριτοταγή άνθρακα

Το όνομα των κορεσμένων αλειφατικών αλκοολών σχηματίζεται όπως το όνομα των

αλκανίων αλλάζοντας την κατάληξη –ιο (που υποδεικνύει υδρογονάνθρακα) με την

χαρακτηριστική κατάληξη των αλκοολών –όλη (Πίνακας 3). Το όνομά τους σχηματίζεται

από την θέση και το όνομα του υποκαταστάτη, την θέση του ΟΗ, το πρόθεμα Α

(Πίνακας 1) , η συλλαβη Β είναι αν (Πίνακας 2) και την κατάληξη –όλη (Πινακας 3).

Δηλαδή έχει την μορφή:

θέση υποκαταστάτη-όνομα υποκαταστάτη-θέση ΟΗ-πρόθεμα Α-αν-όλη.

Ονομασία αλκοολών

Για να ονομαστεί η αλκοόλη εφαρμόζονται 6 βήματα

1. Προσδιορίζεται η κύρια αλυσίδα που είναι η μεγαλύτερη συνεχόμενη ανθρακική

αλυσίδα που περιέχει υποχρεωτικά το ΟΗ.

Η ένωση έχει μόνο μία ανθρακική αλυσίδα

2. Αριθμείται η κύρια αλυσίδα αρχίζοντας από το άκρο της που βρίσκεται

πλησιέστερα στο ΟΗ.

Η αρίθμηση αρχίζει από το δεξί άκρο της αλυσίδας. 4. Προσδιορίζεται η θέση του ΟΗ, που είναι ο αριθμός του C στον οποίο συνδέεται το ΟΗ.

Η θέση του ΟΗ είναι 3.

5. Ονομάζεται ο υποκαταστάτης της κύριας αλυσίδας και προσδιορίζεται η θέση του.

Η ένωση δεν έχει υποκαταστάτες.

6. Σχηματίζεται το όνομα της αλκοόλης που αποτελείται από την θέση και το όνομα του

υποκαταστάτη, την θέση του ΟΗ και το όνομα της κύριας αλυσίδας.

Δεν υπάρχει υποκαταστάτης, η θέση του ΟΗ είναι 3, το όνομα της κύριας αλυσίδας είναι

πρόθεμα Α=εξ, συλλαβή Β=αν, κατάληξη =όλη εξανόλη, Άρα η ένωση ονομάζεται 3-

εξανόλη.

Φυσικές ιδιότητες αλκοολών

Λόγω της παρουσίας του υδροξυλίου (Ο-Η) τα μόρια των αλκοολών έλκονται

μεταξύ τους με διαμοριακούς δεσμούς υδρογόνου

Οι δεσμοί υδρογόνου επηρεάζουν σημαντικά τις φυσικές ιδιότητες των αλκοολών

1. Σημείο ζέσεως

Λόγω των δεσμών υδρογόνου οι αλκοόλες έχουν αυξημένα σημεία ζέσεως σε σχέση με

αλκάνια παρόμοιου μοριακού βάρους.

Αλκάνιο Σημείο ζέσεως

(οC)

Αλκοόλη Σημείο ζέσεως (οC)

CH3-CH3 -89 CH3-OH 65

CH3-CH2-CH3 -42 CH3-CH2-OH 78

CH3-CH2-CH2-CH3 -1 CH3-CH2-CH2-OH 97

2. Διαλυτότητα στο νερό

Λόγω των δεσμών υδρογόνου οι αλκοόλες έχουν υψηλή διαλυτότητα στο νερό

σε σχέση με άλλες κατηγορίες οργανικών ενώσεων

Αλκάνιο Διαλυτότητα στο νερό Αλκοόλη Διαλυτότητα στο νερό

CH3-CH3 αδιάλυτο CH3-OH άπειρη

CH3-CH2-CH3 αδιάλυτο CH3-CH2-OH άπειρη

CH3-CH2-CH2-CH3 αδιάλυτο CH3-CH2-CH2-OH άπειρη

Χημικές ιδιότητες αλκοολών

1. Αφυδάτωση αλκοολών (απόσπαση νερού)

Αποσπάται ένα μόριο νερού από ένα μόριο

αλκοόλης με αποτέλεσμα να παράγεται αλκένιο.

Η αντίδραση γίνεται με επίδραση οξέος, συνήθως

πυκνό Η2SO4 ή 85% Η3PO4 και σε υψηλή

θερμοκρασία. Το νερό που απομακρύνεται

σχηματίζεται με την απόσπαση του ΟΗ της

αλκοόλης και ενός Η από ένα γειτονικό άνθρακα

του ΟΗ

Παραδείγματα

2. Οξείδωση

Γενικός κανόνας : οξείδωση είναι η ένωση με οξυγόνο ή η απώλεια υδρογόνου

Η οξείδωση των πρωτοταγών αλκοολών γίνεται σε δύο στάδια. Αρχικά η πρωτοταγής

αλκοόλη οξειδώνεται σε αλδεΰδη και στη συνέχεια η αλδεΰδη οξειδώνεται σε

καρβοξυλικό οξύ. Το [Ο] συμβολίζει το οξειδωτικό μέσο

όπως KMnO4, Na2Cr2O7, CrO3

Παράδειγμα Η οξείδωση της αιθανόλης

Η οξείδωση των δευτεροταγών αλκοολών δίνει κετόνη

Οι τριτοταγείς αλκόολες δεν οξειδώνονται

Παράδειγμα

Βιολογική οξείδωση αιθανόλης

Η οξείδωση γίνεται από ένζυμο που ονομάζεται αλκοολική δεϋδρογονάση που

χρησιμοποιεί το συνένζυμο NAD. Το προϊον είναι η αλδεϋδη αιθανάλη ή ακεταλδεϋδη

που είναι υπεύθυνη για τα δυσάρεστα αισθήματα που ακολουθούν τη μεγάλη

κατανάλωση αλκοολούχων ποτών

Αλδεΰδες Κετόνες Οι αλδεΰδες και οι κετόνες εχουν λειτουργική ομάδα είναι το καρβονύλιο C=O, για αυτό οι

αλδεΰδες και οι κετόνες ονομάζονται καρβονυλικές ενώσεις.

•Στ�