Χημεία (Τεχνολογικής Κατεύθυνσης) - Βιβλίο Μαθητή
ΕΙΣΑΓΩΓΗ-ΠΕΡΙΕΧΟΜΕΝΑ 1.2 Ιοντισμός οξέων - βάσεων Επιστροφή στην αρχική σελίδα του μαθήματος

1

ΟΞΕΑ ΒΑΣΕΙΣ
ΚΑΙ ΙΟΝΤΙΚΗ
ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ

 

Εικόνα  
ΟΙ ΣΤΟΧΟΙ
Στο τέλος αυτής της διδακτικής ενότητας θα πρέπει να μπορείς:
  • Να ορίζεις τι είναι οξύ και τι βάση με τις αντιλήψεις του Arrhenius και των Brönsted - Lowry και να αναφέρεις χαρακτηριστικές διαφορές ανάμεσα στις δύο θεωρίες.
  • Να αναγνωρίζεις από ένα σύνολο ουσιών ποια είναι τα συζυγή ζεύγη οξέων - βάσεων.
  • Να ορίζεις τι είναι σχετική ισχύς ενός ηλεκτρολύτη με βάση το βαθμό ιοντισμού και τη σταθερά ιοντισμού. Να περιγράφεις τους παράγοντες από τους οποίους εξαρτάται η ισχύς του ηλεκτρολύτη. Να ταξινομείς τους ηλεκτρολύτες (οξέα και βάσεις) σε ισχυρούς και ασθενείς.
  • Να γράφεις τις χημικές εξισώσεις διάστασης ή ιοντισμού των ηλεκτρολυτών και τις αντίστοιχες εκφράσεις της σταθεράς ιοντισμού για τα ασθενή μονοπρωτικά οξέα και βάσεις (Ka, Kb). Να υπολογίζεις τις τιμές των παρακάτω μεγεθών: αρχική συγκέντρωση ηλεκτρολύτη, συγκεντρώσεις ιόντων στην ισορροπία, βαθμός ιοντισμού, σταθερά ιοντισμού, αν γνωρίζεις τις τιμές ορισμένων εξ αυτών.
  • Να ορίζεις τι είναι σταθερά ιοντισμού του νερού, Κw. Nα ορίζεις τι είναι pH και να ταξινομείς τα διαλύματα σε όξινα, βασικά και ουδέτερα με βάση τη τιμή του pH. Nα υπολογίζεις το pH ενός ηλεκτρολυτικού διαλύματος, όταν γνωρίζεις τη συγκέντρωση του διαλύματος και τη σταθερά ιοντισμού του ηλεκτρολύτη.
  • Να περιγράφεις την επίδραση κοινού ιόντος και να αναφέρεις τις συνέπειες που έχει στο βαθμό ιοντισμού ενός ηλεκτρολύτη.
  • Να ορίζεις τι είναι ρυθμιστικά διαλύματα και να αναφέρεις τρόπους παρασκευής αυτών, δίνοντας σχετικά παραδείγματα. Να εξηγείς τη δράση των ρυθμιστικών διαλυμάτων και να επισημαίνεις τη χρησιμότητα τους.
  • Να ορίζεις τι είναι δείκτες, να εξηγείς τη δράση τους και να αναφέρεις τη χρησιμότητα τους στην ογκομετρική ανάλυση.
  • Να ορίζεις τι είναι γινόμενο διαλυτότητας (Κs), να υπολογίζεις τη διαλυτότητα ενός δυσδιάλυτου ηλεκτρολύτη και να προβλέπεις το σχηματισμό ή όχι ενός ιζήματος με βάση την τιμή του Κs.
εικόνα

Τα οξέα και οι βάσεις αποτελούν έννοιες θεμελιώδους σημασίας στη χημεία. Η χημεία των οξέων - βάσεων έχει πάρα πολλές εφαρμογές στη βιομηχανία, βιολογία, ιατρική, φαρμακευτική, γεωργία κλπ. Στην καθημερινή ζωή απίστευτα πράγματα μπορούν να ερμηνευθούν με τη λογική των οξέων - βάσεων. Για παράδειγμα τα άνθη της ορτανσία αλλάζουν χρώμα ανάλογα με το pH του χυμού τους. Δηλαδή τα άνθη διαθέτουν κάποιο δείκτη που αλλάζει χρώμα με το pH. Έτσι, υπάρχουν ορτανσίες που σε όξινα εδάφη έχουν μπλε άνθη, σε βασικά ροζ και σε ουδέτερα μοβ. Με ανάλογο τρόπο μπορούν να δοθούν κάποιες ερμηνείες για τις αλλαγές στα χρώματα των φύλλων των δέντρων το φθινόπωρο. Με τη ψύξη, δηλαδή, αλλάζει το pH (η τιμή του pH επηρεάζεται από τη θερμοκρασία), συνεπώς και το χρώμα των δεικτών που υπάρχουν στα φύλλα.

1 ΟΞΕΑ - ΒΑΣΕΙΣ
ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ

 

 

Εισαγωγή

Στο κεφάλαιο αυτό επανερχόμαστε σε ένα «γνωστό» θέμα. Στα «οξέα, βάσεις και άλατα». Όμως τώρα έχουμε «περισσότερα βέλη στη φαρέτρα μας». Μπορούμε πια να αναβαθμίσουμε τις γνώσεις μας πάνω στους ηλεκτρολύτες, βασισμένοι αφενός στις θεωρίες του χημικού δεσμού και αφετέρου στη χημική ισορροπία. Έτσι, θα ξεκινήσουμε με το μηχανισμό της διάστασης των ιοντικών ή ιοντισμού των μοριακών ενώσεων και τον καθοριστικό ρόλο του νερού. Θα προχωρήσουμε με τη θεωρία των Brönsted - Lowry, ώστε να περιλάβουμε περισσότερες αντιδράσεις μεταξύ οξέων και βάσεων (εξουδετερώσεις). Στη συνέχεια θα γίνει η διάκριση των ηλεκτρολυτών σε ισχυρούς και ασθενείς, στηριζόμενοι κατά κύριο λόγο στη σταθερά ιοντισμού (που είναι μια σταθερά ισορροπίας) και όχι απλά μόνο στο βαθμό ιοντισμού, που είναι η απόδοση της αντίδρασης ιονισμού. Ο αυτοϊοντισμός του νερού θα δώσει τη βάση για τον καταρτισμό της κλίμακας του pH. Η αρχή του Le Chatelier θα κάνει την επίδραση κοινού ιόντος «εύκολη υπόθεση». Έτσι, ερμηνεύεται και η δράση των ρυθμιστικών διαλυμάτων, των οποίων ο ρόλος έχει μεγάλη σημασία στη φυσιολογία και το περιβάλλον. Το πρώτο μέρος του κεφαλαίου κλείνει με μια εργαστηριακή εφαρμογή των αντιδράσεων οξέων - βάσεων, τον ογκομετρικό προσδιορισμό οξέων ή βάσεων. Στην εφαρμογή αυτή οι δείκτες οξυμετρίας - αλκαλιμετρίας παίζουν καθοριστικό ρόλο. Το κεφάλαιο τελειώνει με μια ετερογενή ισορροπία, την ισορροπία μεταξύ ιζήματος και του υπερκείμενου κορεσμένου διαλύματος, που είναι γνωστή ως γινόμενο διαλυτότητας.

Ηλεκτρολύτες -Βασικές γνώσεις

Οι ηλεκτρολύτες, όπως θα θυμάστε, είναι μια μεγάλη τάξη ενώσεων που χαρακτηρίζονται από την ηλεκτρική αγωγιμότητα των υδατικών τους διαλυμάτων και των τηγμάτων τους. Η αγωγιμότητα των διαλυμάτων, που κυρίως μας ενδιαφέρει, οφείλεται στην δημιουργία μέσα στο διάλυμα και σαν αποτέλεσμα της διάλυσης ιόντων τα οποία είναι οι φορείς του ρεύματος. Τα θετικά ιόντα είναι γνωστά σαν κατιόντα και τα αρνητικά φορτισμένα σαν ανιόντα (μια και σε μια ηλεκτρόλυση θα οδεύουν στην κάθοδο(-) και στην άνοδο (+), αντίστοιχα ).
Ο μηχανισμός τώρα με τον οποίο δημιουργούνται τα ιόντα κατά την διάλυση εξαρτάται από το είδος του δεσμού του ηλεκτρολύτη. Έτσι μια ένωση που είναι καθαρά ιοντικού δεσμού -ετεροπολικού, όπως τα
άλατα και ορισμένες βάσεις- διίσταται πλήρως απελευθερώνοντας τα ήδη υπάρχοντα ιόντα, π.χ.
CaCl2 → Ca2+ + 2 Cl- , Ca(OH)2 → Ca2+ + 2 OH-
Αν όμως η ένωση είναι μοριακού -ομοιοπολικού- δεσμού, τότε έχουμε ιοντισμό δηλαδή αντίδραση του ηλεκτρολύτη με το νερό (διαλύτη) γενικότερα). Κάθε όμως αντίδραση μπορεί να είναι πλήρης (ποσοτική) ή αμφίδρομος. Στην τελευταία αποκαθίσταται μια, δυναμική, ισορροπία μεταξύ αντιδρώντων και προϊόντων. Σε αδρές γραμμές στην περίπτωση των ηλεκτρολυτών η ισορροπία μπορεί να περιγραφεί σαν εξίσωση του αριθμό των μορίων τα οποία ιοντίζονται με εκείνα τα οποία επαναδημιουργούνται με συνένωση των ιόντων.
Η κατάσταση της ισορροπίας, είτε χημική, είτε ιοντική, είτε οποιαδήποτε, χαρακτηρίζεται από την σταθερότητα των συγκεντρώσεων των σωμάτων που συμμετέχουν στην αντίδραση. Εκφράζεται δε, από τον νόμο της ισορροπίας που για την απλή αντίδραση
Α + Β Γ + Δ,
έχει την μορφή:
εικόνα
Οι συγκεντρώσεις των σωμάτων είναι εκείνες οι οποίες υπάρχουν μετά την αποκατάσταση της ισορροπίας και αφορούν βέβαια σώματα διαλυμένα (π.χ. ιοντική ισορροπία) ή αέρια (χημική ισορροπία).
Έτσι ένα ισχυρό οξύ όπως το HCl ιοντίζεται πλήρως :
HCl + H2O → H3O+ + Cl-,
ενώ ένα ασθενές θα αντιδρά μερικώς μέχρις αποκατάστασης ισορροπίας π.χ. : HF + H2O H3O+ + F-

1.1 Οξέα - Βάσεις

Ιοντικά υδατικά διαλύματα
Ο ρόλος των διαλυμάτων είναι σημαντικότατος. Για παράδειγμα οι περισσότερες χημικές αντιδράσεις γίνονται σε διαλύματα, καθώς ο διαλύτης φέρνει σε στενή επαφή τα αντιδρώντα συστατικά, με αποτέλεσμα η ταχύτητα της αντίδρασης να αυξάνει. Σ’ αυτό το κεφάλαιο θα μελετήσουμε κατά κύριο λόγο τα ιοντικά υδατικά διαλύματα, όπου ο διαλύτης είναι το νερό (Η2Ο). Το νερό έχει μια ξεχωριστή θέση ανάμεσα στους υγρούς διαλύτες λόγω των ιδιοτήτων του, που οφείλονται στη μοριακή δομή του (βλέπε σχήμα 1.1) και της μεγάλης αφθονίας του στη φύση.
Εικόνα
Οι ιοντικές ενώσεις γενικώς διαλύονται στο νερό. Αυτές που διαλύονται πολύ ονομάζονται ευδιάλυτες και αυτές που διαλύονται λίγο, δυσδιάλυτες. Ο μηχανισμός της διάλυσης συνοπτικά έχει ως εξής. Το νερό, λόγω της πολικότητας του, προσανατολίζεται μεταξύ των ιόντων του κρυσταλλικού πλέγματος της ιοντικής ένωσης. Τότε, οι ελκτικές δυνάμεις μεταξύ των ιόντων εξασθενίζουν, εξ αιτίας της μεγάλης διηλεκτρικής σταθεράς νερού, τα ιόντα απομακρύνονται και επέρχεται ρήξη του κρυστάλλου. Έχουμε, δηλαδή διάσταση σε θετικά ιόντα (κατιόντα) και αρνητικά ιόντα (ανιόντα), όπως φαίνεται στο σχήμα 1.2. Με άλλα λόγια, τα δίπολα μόρια του νερού αποσπούν ιόντα από το κρυσταλλικό ιοντικό πλέγμα. Έτσι, τα ιόντα «απελευθερώνονται» και περνούν στο διάλυμα. Μέσα στο διάλυμα τα ιόντα δεν είναι «γυμνά», αλλά περιβάλλονται από ένα ορισμένο αριθμό μορίων νερού με τα οποία συνδέονται με ισχυρές ηλεκτροστατικές έλξεις (εφυδάτωση). Συνοψίζοντας μπορούμε να πούμε:
Ηλεκτρολυτική διάσταση στις ιοντικές ενώσεις είναι η απομάκρυνση των ιόντων του κρυσταλλικού πλέγματος.
Εικόνα
Η διάσταση μιας ιοντικής ένωσης, π.χ. του NaCl, συμβολίζεται ως εξής:
NaCl(s) Εικόνα Na+(H2O)x + Cl-(H2O)y
ή απλούστερα NaCl(s) → Na+(aq) + Cl-(aq)
Τέλος, θα πρέπει να παρατηρήσουμε, ότι οι ιοντικές ενώσεις κατά τη διάλυση τους στο νερό διίστανται πλήρως. Μ’ αυτόν τον τρόπο διίστανται τα άλατα και τα υδροξείδια των μετάλλων (π.χ. των αλκαλίων και των αλκαλικών γαιών).
Από τις ομοιοπολικές ενώσεις, άλλες θεωρούνται πρακτικά αδιάλυτες στο νερό, π.χ. εξάνιο, και άλλες διαλύονται στο νερό. Από αυτές που διαλύονται στο νερό, άλλες δημιουργούν μοριακά διαλύματα, δηλαδή διαλύματα στα οποία τα διαλυμένα σωματίδια είναι μόρια και άλλες αντιδρούν με το νερό, δημιουργώντας ιόντα (ιοντικά διαλύματα). Οι αντιδράσεις αυτές ονομάζονται αντιδράσεις ιοντισμού. Χαρακτηριστικές περιπτώσεις τέτοιων ενώσεων, που οδηγούν σε ιοντικά διαλύματα, είναι το HCl και η ΝΗ3. Στην πρώτη περίπτωση, πρακτικά, όλα τα μόρια του HCl δίνουν πρωτόνιο στο Η2Ο, δημιουργώντας ιόντα Η3Ο+ (οξωνίου) και Cl-. Έχουμε δηλαδή πλήρη ιοντισμό. Αντίθετα, στην δεύτερη περίπτωση, ένα πολύ μικρό ποσοστό των μορίων της ΝΗ3 δέχεται πρωτόνια από το Η2Ο, σχηματίζοντας ιόντα NH4+ και ΟΗ-. Στην περίπτωση αυτή έχουμε μερικό ιοντισμό. Συμπερασματικά έχουμε:

Ιοντισμός μιας ομοιοπολικής ένώσης είναι η αντίδραση των μορίων αυτής με τα μόρια του διαλύτη (π.χ. νερού) προς σχηματισμό ιόντων.
Εικόνα

ΣΧΗΜΑ 1.3Εικονική παρουσίαση με μοριακά μοντέλα α. του πλήρη ιοντισμού του ΗCl στο νερό β. του μερικού ιοντισμού της ΝΗ3 στο νερό.


Οξέα -Βάσεις κατά Brönsted - Lowry

Έχουμε ήδη αναφερθεί στις απόψεις του Arrhenius, γύρω από τους ηλεκτρολύτες, στην Α΄ Λυκείου. Σύμφωνα μ΄ αυτές έχουμε:
Θεωρία
Arrhenius


Οξέα είναι οι υδρογονούχες ενώσεις που όταν διαλυθούν στο νερό δίνουν λόγω διάστασης Η+
Βάσεις είναι οι ενώσεις που όταν διαλυθούν στο νερό δίνουν λόγω διάστασης ΟΗ-
Όμως, υπάρχουν και άλλες θεωρίες σχετικά με τα οξέα και τις βάσεις, πιο γενικές, χωρίς τον περιορισμό που βάζει η θεωρία του Arrhenius, δηλαδή το νερό να είναι διαλυτικό μέσο. Οι σημαντικότερες είναι των:
α. Brönsted - Lowry
β. Lewis
Απ΄ αυτές ιδιαίτερα «βολική» για τη μελέτη των ιοντικών διαλυμάτων είναι των Brönsted - Lowry. Σύμφωνα με τις απόψεις των Brönsted -Lowry, τα οξέα και οι βάσεις ορίζονται :

Θεωρία
Brönsted -
Lowry

Οξύ είναι η ουσία που μπορεί να δώσει ένα ή περισσότερα πρωτόνια
Βάση είναι η ουσία που μπορεί να δεχτεί ένα ή περισσότερα πρωτόνια
Εικόνα

ΣΧΗΜΑ 1.4 Διαγραμματική απεικόνιση του ορισμού οξέος - βάσης κατά Brönsted - Lowry.



Στο παράδειγμα ιοντισμού του HF: HF + H2O H3O+ + F-
το HF είναι οξύ, ως δότης πρωτονίων και το Η2Ο βάση, ως δέκτης πρωτονίων. Για την προς τα αριστερά αντίδραση, οξύ είναι το οξώνιο Η3Ο+ και βάση το ιόν F-.
Με την ίδια σκέψη ο ιοντισμός της ΝΗ3 έχει τη μορφή :
NH3 + H2O NH4+ + OH-
βάση οξύ οξύ βάση

Σύμφωνα με τον ορισμό που έδωσαν οι Brönsted - Lowry για τα οξέα και τις βάσεις, παρατηρούμε ότι:
  • Δεν μπορεί να εκδηλωθεί ο όξινος χαρακτήρας χωρίς την παρουσία βάσης, και αντίστοιχα, δεν μπορεί να εκδηλωθεί ο βασικός χαρακτήρας χωρίς την παρουσία οξέος.
Με άλλα λόγια, για να δράσει ένα σώμα ως οξύ πρέπει να υπάρχει μια ουσία που να μπορεί να δεχτεί πρωτόνια (βάση), και αντίστοιχα, για να δράσει ένα σώμα ως βάση πρέπει να υπάρχει μια ουσία που μπορεί να δώσει πρωτόνια (οξύ). Για παράδειγμα το καθαρό αέριο ξηρό HCl δεν εκδηλώνει όξινο χαρακτήρα. Οι όξινες ιδιότητες του HCl εκδηλώνονται, όταν αυτό διαλυθεί στο νερό (το νερό παίζει το ρόλο της βάσης). Με ανάλογο σκεπτικό στην οξειδοαναγωγή, δεν εκδηλώνεται ο οξειδωτικός χαρακτήρας χωρίς την παρουσία μιας αναγωγικής ουσίας, και αντίστροφα.
  • Ένα οξύ αποβάλλει πρωτόνιο και μετατρέπεται σε βάση, τη συζυγή του βάση. Επίσης μια βάση δέχεται πρωτόνιο και μετατρέπεται σε οξύ, το συζυγές της οξύ.
Όσο μάλιστα ισχυρότερο είναι το οξύ (όσο δηλαδή μεγαλύτερη τάση έχει να αποβάλλει πρωτόνιο), τόσο πιο ασθενής είναι η συζυγής του βάση (τόσο δηλαδή μικρότερη τάση έχει να προσλάβει πρωτόνιο). Και αντίστοιχα, όσο πιο ισχυρή είναι μια βάση, τόσο πιο ασθενές είναι το συζυγές της οξύ. Αν συμβολίσουμε ένα οξύ ΗΑ, μπορούμε να γράψουμε:
HA → H+ + A-
οξύ πρωτόνιο βάση
Η βάση Α- λέγεται συζυγής του οξέος ΗΑ και το οξύ ΗΑ λέγεται συζυγές της βάσης Α-. Το δε ζεύγος ΗΑ και Α- λέγεται συζυγές ζεύγος.
Αν συμβολίσουμε μια βάση με Β, μπορούμε να γράψουμε:
B + H+ → HB+
βάση οξύ
Το οξύ ΗΒ+ λέγεται συζυγές της βάσης Β και η βάση Β λέγεται συζυγής του οξέος ΗΒ+. Το ζεύγος ΗΒ+ και Β λέγεται συζυγές ζεύγος.
Παρατηρούμε, δηλαδή, ότι ένα οξύ διαφέρει από τη συζυγή του βάση κατά ένα πρωτόνιο (δηλαδή κατά ένα πυρήνα ατόμου Η). Στον παρακάτω πίνακα δίνονται χαρακτηριστικά παραδείγματα συζυγών ζευγών.

ΠΙΝΑΚΑΣ 1.1 Χαρακτηριστικά παραδείγματα συζυγών οξέων - βάσεων
Παραδείγματα συζυγών - ζευγών
ΟΞΥ ΒΑΣΗ
HCl
HF
H2S
HS-
H2O
H3O+
NH4+
NH3
Cl-
F-
HS-
S2-
OH-
H2O
NH3
NH2-
Το Η2Ο, στην μεν ισορροπία HF + H2O H3O+ + F- παίζει το ρόλο της βάσης, στη δε ισορροπία: ΝΗ3 + H2O ΝΗ4+ + ΟΗ- παίζει το ρόλο του οξέος.
  • Ουσίες, όπως το νερό, που άλλοτε δρουν ως οξέα και άλλοτε ως βάσεις, ανάλογα με την ουσία με την οποία αντιδρούν, ονομάζονται αμφιπρωτικές ή αμφολύτες.
  • Τα οξέα και οι βάσεις δεν είναι απαραίτητο να είναι μόρια, αλλά μπορεί να είναι και ιόντα, όπως φαίνεται στον πίνακα 1.1.
  • Η θεωρία των Brönsted - Lowry είναι πολύ γενικότερη εκείνης του Arrhenius και επεκτείνεται εύκολα σε οποιονδήποτε διαλύτη, ερμηνεύοντας όλες τις αντιδράσεις μεταφοράς πρωτονίων.