Page 19 - g lyk

ο
XHMEIA Γ’ ΘΕΤΙΚΗΣ (5 ΚΕΦΑΛΑΙΟ)
1. Θεωρία Bronsted – Lowry & Θεωρία Arrhenius. (σ 93-97, Α 17, 18α,β, 19)
Ηλεκτρολυτική διάσταση στις ιοντικές ενώσεις είναι η αποµάκρυνση ιόντων του
κρυσταλικού πλέγµατος.(λόγω της πολικότητας του µορίου του νερού)
Ιοντισµός οµοιοπολικής ένωσης είναι η αντίδραση των µορίων της µε τα µόρια του
διαλύτη προς σχηµατισµό ιόντων. Ο ιοντισµός µπορεί να είναι πλήρης ή µερικός.
+
Θεωρία Arrhenius. Οξέα είναι οι ενώσεις που δίνουν Η (όταν διαλυθούν σε νερό)
-
Βάσεις είναι οι ενώσεις που δίνουν ΟΗ (όταν διαλυθούν σε νερό).
Ισχυρά οξέα είναι τα HCl, HBr, HJ, HNO 3,HClO 4,H 2SO 4 και ισχυρές βάσεις τα
υδροξείδια ΙΑ &ΙΙΑ οµάδας του Π.Π. Ισχυρά είναι όλα τα άλατα που διαλύονται σε
+
+
+
νερό. [∆υσδιάλυτα είναι τα ανθρακικά και θειούχα (εκτός των Κ , Να , ΝΗ 4 ) και τα υδροξείδια
+
++
++
++
++
+
++
(εκτός των Κ ,Να ,Cα ,Βα ), τα αλογονούχα του Ag, τα θειικά Ba ,Ca ,Pb ]
Οι ισχυροί ηλεκτρολύτες θεωρούµε ότι διίστανται πλήρως.
Θεωρία Bronsted - Lowry Οξέα είναι οι ενώσεις που µπορούν να δώσουν ένα ή
περισσότερα πρωτόνια. Βάσεις είναι οι ενώσεις που µπορούν να δεχτούν ένα ή
+
+
περισσότερα πρωτόνια. Αρα ΗΑ Η + Α - και Β + Η ΗΒ +
Βασικές συνέπειες της θεωρίας αυτής είναι:
1. ∆εν µπορεί να εκδηλωθεί ο όξινος χαρακτήρας χωρίς την παρουσία βάσης και δεν
µπορεί να εκδηλωθεί ο βασικός χαρακτήρας χωρίς την παρουσία οξέος. Παρόµοια µε
την έννοια της οξειδοαναγωγής.
-
+
2. Τα ζεύγη ΗΑ/Α και Β/ΗΒ λέγονται συζυγή ζεύγη. Ετσι το οξύ ΗΑ έχει συζυγή
-
+
βάση την Α και η βάση Β έχει συζυγές οξύ το ΗΒ . Προσοχή λοιπόν στην δεδοµένη
αντίδραση όταν θα πρέπει να διακρίνουµε το οξύ και τη βάση [ποιός δίνει πρωτόνιο;]
3. Ενα ισχυρό οξύ έχει ασθενή συζυγή βάση και µια ισχυρή βάση έχει ασθενές
–
-2
-
συζυγές οξύ π.χ. πολύ ισχυρές βάσεις είναι οι ΝΗ 2 , Ο , CΗ 3O [εκ των ασθενών
-
συζυγών τους οξέων ΝΗ 3, ΟΗ , CH 3OH]. Με την ίδια λογική πολύ ασθενείς βάσεις
-
-
-
-
-
-
-
θα είναι οι Cl , Br , J , NO 3 ,ClO 4 ,HSO 4 , ClO 4 [εκ των ισχυρών συζυγών οξέων]
3. Ουσίες (όπως το Η 2Ο) που άλλοτε δρούν ως οξέα και άλλοτε ως βάσεις ανάλογα
µε την ουσία µε την οποία αντιδρούν λέγονται αµφιπρωτικές ή αµφολύτες.
4. Οξέα και βάσεις µπορεί να είναι είτε µόρια είτε ιόντα. Η θεωρία επεκτείνεται σε
οποιονδήποτε διαλύτη, ερµηνεύει όλες τις αντιδράσεις µεταφοράς πρωτονίων.
2. Βαθµός ιοντισµού (σ 98-99, Α… )
Ο ιοντισµός οµοιοπολικής ένωσης στο νερό είναι κατά Bronsted – Lowry µια
+ - + -
αντίδραση οξέος & βάσης. Αρα ΗΑ+H 2O H 3O + Α και Β + H 2O ΗΒ + ΟΗ
Αν η αντίδραση είναι πλήρης ο ηλεκτρολύτης είναι ισχυρός και αν είναι µερική ο
ηλεκτρολύτης είναι ασθενής. π.χ.
-
+
ΗCl(οξύ)+ H 2O(βάση) H 3O (συζυγές οξύ)+Cl (συζυγής βάση), πλήρης ιοντισµός.
+ -
ΗF(οξύ)+ H 2O(βάση)  H 3O (συζυγές οξύ)+F (συζυγής βάση), µερικός ιοντισµός.
- -
ΝΗ 2 (βάση)+H 2O(οξύ) ΝΗ 3 (συζυγές οξύ)+ΟΗ (συζυγής βάση),πλήρης ιοντισµός.
-
+
ΝΗ 3(βάση)+H 2O(οξύ)  ΝΗ 4 (συζυγές οξύ)+ΟΗ (συζυγή βάση),µερικό ιοντισµό
Τριπρωτικά είναι τα οξέα που ιοντίζονται σε τρία στάδια. Π.χ. Η 3PΟ 4
∆ιπρωτικά είναι τα οξέα που ιοντίζονται σε δυο στάδια. Π.χ.
+ -
Η 2S (οξύ)+ H 2O(βάση)  H 3O (συζυγές οξύ) + HS (συζυγής βάση) , a’ στάδιο
- + -2
ΗS (οξύ)+ H 2O(βάση)  H 3O (συζυγές οξύ) + S (συζυγής βάση) , β’ στάδιο
Βαθµός ιοντισµού ηλεκτρολύτη (α) ονοµάζεται το πηλίκο του αριθµού των mol που
ιοντίζονται προς το συνολικό αριθµό των mol του ηλεκτρολύτη. Εκφράζει την
απόδοση της αντίδρασης ιοντισµού του ηλεκτρολύτη στο διαλύτη.Εξαρτάται από:
Α) τη φύση του ηλεκτρολύτη Β) τη φύση του διαλύτη Γ)τη θερµοκρασία (ανάλογα,
ενδόθερµος ο ιοντισµός) ∆) τη συγκέντρωση του ηλεκτρολύτη (αντίστροφα ανάλογα)
Ε) την παρουσία κοινού ιόντος (αντίστροφα ανάλογα)