You are currently browsing the monthly archive for Ιανουαρίου 2011.

Οι ασκήσεις στο άρθρο αυτό προέρχονται από την ενότητα 2.1.4 του βιβλίου  «Γενική Χημεία Γ΄ Λυκείου Θετικής Κατεύθυνσης» – Κ. Καλαματιανός.   Λεπτομερής παρουσίαση του βιβλίου, αποσπάσματά του και τρόποι αγοράς δίνονται στον ιστότοπο:

  https://sites.google.com/site/kalamatianosbooks  

 Το βιβλίο διατίθετα στον παραπάνω ιστότοπο σε ειδική προνομιακή τιμή.

  

 Διατίθεται επίσης στα εξής  βιβλιοπωλεία (μεταξύ άλλων): Ιανός (Αθήνα – Θεσ/νικη), Κορφιάτης,  ΓρηγόρηΕλευθερουδάκηςΠατάκης,  Αναστασάκης,  Βιβλιοχώρα.

Άσκηση – Παράδειγμα  #2-28  

Nα υπολογισθεί το pH σε διάλυμα που προκύπτει από την ανάμειξη 30 cm3 διαλύματος ΗCl 1M και 30 cm3 διαλύματος ΝΗ3 2Μ. Κατά την ανάμειξη δεν μεταβάλλεται ο συνολικός όγκος (δίνεται kb ≈ 10-5

  

  Λύση:

 Aρχικά δεν φαίνεται ότι πρόκειται για άσκηση ασθενούς βάσης και άλατός της με το οποίο έχει κοινό ιόν. Η αντίδραση όμως του ισχυρού οξέος ΗCl με την ασθενή βάση ΝΗ3 δίνει το άλας ΝΗ4Cl το οποίο ιοντίζεται πλήρως στο νερό σε ΝΗ4+ και Cl. Εάν μετά την αντίδραση οξέος και βάσης υπάρχει στο διάλυμα και NH3 που δεν έχει αντιδράσει τότε οι κύριες ουσίες στο διάλυμα θα είναι NH3 και ΝΗ4Cl. Στην περίπτωση αυτή έχουμε μία άσκηση ασθενούς βάσης και άλατός της με κοινό ιόν το ΝΗ4+ και ακολουθούμε την Μεθοδολογία #5. Διαφορετικά μπορούμε να θεωρήσουμε ότι έχουμε μία άσκηση άλατος που προκύπτει από την αντίδραση ισχυρού οξέος και ασθενούς βάσης που υδρολύεται και ακολουθούμε την Μεθοδολογία #3 στην σελίδ 249 . Τα αρχικά όμως βήματα και στις δύο περιπτώσεις είναι ίδια.

 

BHMA 

ΑΠΟΤΕΛΕΣΜΑ

ΣΗΜΕΙΩΣΗ

I   

 ΔΕΔΟΜΕΝΑ VHCl = 30 cm3  VNH3 = 30 cm3  [ΗCl] = 1M, [ΝΗ3 ] = 2Μ   kb = kΝΗ3 ≈ 10-5
ΖΗΤΟΥΜΕΝΑ   pH = ;

 

Γράφουμε τα δεδομένα και τα ζητούμενα της άσκησης.
 II   α) Οι σχέσεις που συνδέουν τα δεδομένα με τα ζητούμενα είναι:  pOH = -log[OH]   (1)  και  pH + pOH = 14     (2)O όγκος του διαλύματος VΔ μετά την ανάμειξη είναι:VΔ = VHCl  + VNH3 = 30 cm3 + 30 cm3 = 60 cm3    (3) Τα mol του HCl και της NH3 στο διάλυμα των 60 cm3 που προκύπτει από την ανάμειξή  τους υπολογίζονται ως εξής: Υπολογίζουμε τα mol του «καθαρού» ΗCl στα 30 cm3 διαλύματος ΗCl 1M είναι:Στα 1000 cm3 διαλύματος ΗCl υπάρχει 1 mol «καθαρού» ΗCl  “      30  cm3 διαλύματος ΗCl υπάρχει  α = ; mol «καθαρού» ΗCl α = 3 . 10-2 mol «καθαρού» ΗClEπομένως: Τα mol του HCl nHCl  στο διάλυμα των 60 cm= 3 . 10-2 mol    (4)Τα mol της NH3  nNH3 στο διάλυμα των 60 cm= 6 . 10-2 mol    (5)Η αντίδραση του HCl με την NH3 δίνεται από:                               ΗCl  +  NH3    →       NH4+  +   Cl   (6)                       -0,03 mol   -0,03 mol         0,03 mol  0,03 molΑπό την παραπάνω αντίδραση φαίνεται ότι παράγονται 0,03 mol NH4Cl το οποίο ιοντίζεται πλήρως σε NH4+ και Cl.Aπό τις (4), (5) και (6) προκύπτει ότι η NH3 βρίσκεται σε περίσσεια καθώς 3 . 10-2 mol mol HCl αντιδρούν πλήρως με 3 . 10-2 mol NH3. Τα mol της NH3 σε περίσσεια, δηλαδή τα mol της NH3 που δεν αντιδρούν είναι:nNH3 στο διάλυμα των 60 cmσε περίσσεια = 6 . 10-2 mol – 3 . 10-2 mol= 3 . 10-2 mol NH3

H συγκέντρωση της NH3 στο διάλυμα των 60 cmείναι:

   Στα 60 cm3 διαλύματος υπάρχουν 0,03 mol NH3

  “   1000 cm3 διαλύματος υπάρχουν   z = ; mol NH3 Þ

z = [NH3] = 0,5 M  (7)

 

Όμοια από την (6) προκύπτει ότι η:

 [NH4Cl] = 0,5 M στο διάλυμα των 60 cm3   (8)

Επομένως το πρόβλημα ανάγεται στην περίπτωση διαλύματος που περιέχει  ασθενή βάση (την NH3) με συγκέντρωση [NH3] = 0,5 M και το άλας της [NH4Cl] = 0,5 M  με το οποίο έχει κοινό ιόν το NH4+ (θυμηθείτε ότι η NH3 αντιδρά με το νερό και δίνει επίσης NH4+). Επομένως ακολουθούμε την Μεθοδολογία #5.

β) Oι κύριες ουσίες επομένως στο διάλυμα είναι: NH3 (ασθενής βάση) και το  NH4Cl το οποίο ιοντίζεται πλήρως στο νερό και δίνει NH4+ (συμπεριφέρεται σαν οξύ στην αντίδρασή του με το νερό) και Cl (δεν αντιδρά με το νερό).

γ) Η αντίδραση ιοντισμού του άλατος NH4Cl  δίνεται από:

                                            NH4Cl           →            NH4+  +     Cl     (9)

                                      -0,5 mol/ℓ                 +0,5 mol/ℓ    +0,5 mol/ℓ

Η αντίδραση ιοντισμού της NH3 στο νερό δίνεται από:

NH3   +   H2O        NH4+   +  ΟΗ  (10)

H (10) είναι η σημαντικότερη αντίδραση ισορροπίας η οποία καθορίζει το pH του διαλύματος στην άσκηση (kb = kΝΗ3 ≈ 10-5).

Υπάρχει και η ισορροπία αυτοϊοντισμού του νερού η οποία γίνεται ταυτόχρονα αλλά η σταθερά ισορροπίας kw = 10-14 υποδηλώνει ότι το νερό είναι πολύ ασθενέστερη βάση από την NH3 και επομένως η αντίδραση αυτή δεν καθορίζει το pH στην συγκεκριμένη άσκηση.

δ) Έστω χ mol/ℓ από την NH3 ιοντίζονται. Ο πίνακας με τις αρχικές και τελικές συγκεντρώσεις των ουσιών στην ισορροπία είναι:

                                   NH3   +  H2O         →       NH4+   +    ΟΗ   (10)

Αρχικά 0,5 Μ 0,5 Μ       0
Μεταβολή -x M +x Μ           +x M
Τελικά(στην xημική ισορροπία) (0,5–x) M (0,5+x) M x M

 ε) Για την σταθερά ιοντισμού της NH3 ισχύει:

kb = kΝΗ3 = [NH4+] . [ΟΗ] / [NH3] = 10-5        (11)

 III   Aπό την σχέση (11) και τις συγκεντρώσεις στην χημική ισορροπία από τον πίνακα:kb = kΝΗ3 = [NH4+] . [ΟΗ] / [NH3] =10-5   και  kb = kΝΗ3 = (0,5+x) . x / (0,5–x) =10-5    καιkb = kΝΗ3 = 0,5 . x / 0,5 = 10-5  Þ  x = [ΟΗ] = 10-5 M     (12) Σημείωση: Το 0,5+x ≈ 0,5  και το 0,5-x ≈ 0,5  αφού kb/c = 10-5 /5 .10-1 < 10-2Eπομένως από την (1) και την (12) έχουμε:  pOH = -log[OH] = -log(10-5) = 5    (13)
 IV   Eπομένως  απο την (2) και την (13) έχουμε:  pH = 14 – pOH = 14 – 5 = 9  

 

Όμοιες ασκήσεις: 190, 191 


 

Είναι γνωστό ότι η κατανόηση του μαθήματος της Χημείας παρουσιάζει σε αρκετές περιπτώσεις δυσκολίες και ιδιαιτερότητες. Με το βιβλίο αυτό επιδιώκουμε να βοηθήσουμε όσους πραγματικά ενδιαφέρονται για την κατανόηση της ύλης της  Χημείας και επιζητούν την διαλεύκανση των σημείων που παρατηρούνται συνήθως νοηματικά κενά.  Η ολοκληρωμένη θεωρητική κατάρτιση σε συνδυασμό με την εξάσκηση του αναγνώστη στην λύση ασκήσεων είναι ο βασικός στόχος μας γιατί πιστεύουμε ότι συντελούν στην υπέρβαση των δυσκολιών που προκύπτουν στην κατανόηση της Χημείας και στην συνεπακόλουθη επιτυχία στις εξετάσεις.

 

Σχήμα  20,5 x 29,2

Eξώφυλλο / Εσωτερικό : Τετραχρωμία

Σελίδες: 417

ΙSBN 978-960-93-2031-3

 

 Το βιβλίο απευθύνεται κυρίως στο υποψήφιο για την τριτοβάθμια εκπαίδευση αλλά και σε όσους ενδιαφέρονται να καταλάβουν ή να θυμηθούν βασικές έννοιες στην Χημεία και περιλαμβάνει:

  •  Όλη την αντίστοιχη θεωρία του σχολικού βιβλίου ενότητα προς ενότητα. Η ύλη παρουσιάζεται αναλυτικά, χωρίς λογικά άλματα και σε μορφή συζήτησης (με παραδείγματα από την καθημερινή ζωή, με ερωτήσεις-απαντήσεις, επεξηγήσεις καθώς και με λυμένα παραδείγματα ασκήσεων). Στόχος είναι να μπορούν να προσεγγίσουν νοηματικά την ύλη με μεγαλύτερη ευκολία οι αναγνώστες
  • Περισσότερα από 80 σχήματα/εικόνες έτσι ώστε να διευκολύνεται η κατανόηση, η σύνδεση και η αναπαράσταση των εννοιών που υπάρχουν στο κείμενο
  • Την θεωρία των ενοτήτων παρουσιασμένη και με συνοπτικό τρόπο σε μία σελίδα σε μορφή διαγραμμάτων ροής (για την επανάληψη της ύλης κάθε ενότητας).
  • Την ύλη προηγούμενων τάξεων που θεωρείται απαραίτητη για την κατανόηση των ενοτήτων (δίνεται με μορφή ενθέτου θεωρίας και με συνοπτικό τρόπο)
  • Μεγάλο αριθμό μεθοδολογικά λυμένων ασκήσεων (400 λυμένες ασκήσεις βήμα-βήμα) ώστε να βοηθηθεί η εμπέδωση της ύλης κάθε ενότητας ή ομάδας συγγενών ενοτήτων  Συμπεριλαμβάνονται θέματα των πανελλαδικών εξετάσεων της τελευταίας δεκαετίας
  • Λυμένες ασκήσεις – παραδείγματα στο τέλος κάθε ενότητας και η διασύνδεσή τους με αντίστοιχες ασκήσεις στο τέλος κάθε κεφαλαίου

Το βιβλίο διατίθεται στα παρακάτω βιβλιοπωλεία (μεταξύ άλλων):  Ιανός (Αθήνα – Θεσ/νικη), ΚορφιάτηςΓρηγόρη, ΕλευθερουδάκηςΠατάκης,  Σαββάλας-Βιβλιορυθμός, «Βιβλιοεπιλογή» Γ.Χ.  Αναστασάκης, Βιβλιοχώρα, Βεργίνα, Ψαράς (ΘΕΣ/NIKH), Παιδεία (ΛΑΡΙΣΑ).

 Λεπτομερής περιγραφή του βιβλίου και αποσπάσματα του δίνονται στον παρακάτω ιστότοπο όπου είναι δυνατό να αγορασθεί και σε ειδική προνομιακή τιμή (περιορισμένος αριθμός βιβλίων).  Για τους τρόπους αγοράς του βιβλίου πατήστε εδώ.  Τα έξοδα αποστολής είναι δωρεάν εντός Ελλάδας για απλό δέμα.

 https://sites.google.com/site/kalamatianosbooks

Οι ασκήσεις  στο άρθρο αυτό προέρχονται από την ενότητα 1.3 του βιβλίου  «Γενική Χημεία Γ΄ Λυκείου Θετικής Κατεύθυνσης» – Κ. Καλαματιανός.   Λεπτομερής παρουσίαση του βιβλίου, αποσπάσματά του και τρόποι αγοράς δίνονται στον ιστότοπο:

  https://sites.google.com/site/kalamatianosbooks  

 Το βιβλίο διατίθετα στον παραπάνω ιστότοπο σε ειδική προνομιακή τιμή.

  

 Διατίθεται επίσης στα εξής  βιβλιοπωλεία (μεταξύ άλλων): Ιανός (Αθήνα – Θεσ/νίκη), Κορφιάτης,  ΓρηγόρηΕλευθερουδάκηςΠατάκης,  Σαββάλας-Βιβλιορυθμός,  Αναστασάκης,  Βιβλιοχώρα.

Όταν θα έχεις ολοκληρώσει την μελέτη αυτής της ενότητας θα είσαι σε θέση να:

  1. Γράψεις τα σύμβολα του Lewis για στοιχεία εάν γνωρίζεις την θέση τους στον περιοδικό πίνακα ή την ηλεκτρονιακή δομή τους
  2. Γράψεις τους ηλεκτρονιακούς τύπους του Lewis για χημικές ενώσεις εάν γνωρίζεις τον μοριακό τύπο τους     
  3. Εξηγήσεις τα βασικά σημεία της Ηλεκτρονιακής Θεωρίας του Σθένους
  4. Περιγράψεις τα διάφορα είδη χημικών δεσμών και να εξηγήσεις πώς  σχηματίζονται χρησιμοποιώντας τους ηλεκτρονιακούς τύπους του Lewis
  5. Γράψεις ηλεκτρονιακούς τύπους για ενώσεις όπου δεν ισχύει ο Κανόνας της Οκτάδας
  6. Να περιγράψεις τις εφαρμογές αλλά και τα «αδύνατα σημεία» της Ηλεκτρονιακής Θεωρίας του Σθένους

 

Ο ηλεκτρονιακός τύπος του Lewis δίνει τις παρακάτω πληροφορίες για μία χημική ένωση:

  •  το είδος των δεσμών που σχηματίζονται μεταξύ των στοιχείων της αλλά και τον τρόπο που σχηματίζονται (ετεροπολικός, ομοιοπολικός)
  • την τάξη των δεσμών (απλός, διπλός ή τριπλός δεσμός) μεταξύ των στοιχείων της
  • τις ιδιότητες της [1]  

 Σε πολλές περιπτώσεις οι ηλεκτρονιακοί τύποι του Lewis και οι δεσμοί που προβλέπονται με τον εμπειρικό αυτό τρόπο μεταξύ των ατόμων χημικών ενώσεων έχουν επαληθευθεί πειραματικά. Στο γεγονός αυτό έγκειται η μέχρι σήμερα χρησιμοποίησή τους αν και βασίζονται σε μία προκβαντική αντίληψη για το άτομο.

 Εκτός των άλλων οι ηλεκτρονιακοί τύποι μας δίνουν πληροφόρηση για τον αριθμό των ζευγών ηλεκτρονίων που «μοιράζονται» τα άτομα σε μία χημική ένωση. Όσο περισσότερα είναι αυτά τα κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων μεταξύ δύο ατόμων (δεσμοί) τόσο σταθερότερος ο δεσμός και μικρότερο το μήκος του. Η σταθερότητα και το μήκος των χημικών δεσμών επηρεάζει σημαντικά τον τρόπο που αντιδρούν οι χημικές ενώσεις. Όσο σταθερότερος ένας χημικός δεσμός τόσο  μεγαλύτερη η ενέργεια που απαιτείται για  την διάσπασή του και επομένως τόσο ποιο δύσκολα αντιδρά η ένωση που περιέχει ισχυρούς δεσμούς μεταξύ των στοιχείων της.

 Εάν και για ένα απλό μόριο είναι εύκολο να γράψει κανείς των ηλεκτρονιακό τύπο του για τα ποιο σύνθετα αρκετές φορές παρατηρούνται δυσκολίες. Στην Μεθοδολογία #6 που δίνεται στο βιβλίο «Γενική Χημεία Γ΄ Λυκείου» δίνεται μία σειρά απλών κανόνων για την γραφή των ηλεκτρονιακών τύπων του Lewis και για πολυπλοκότερα άτομα. Μερικά παραδείγματα λυμένων ασκήσεων σχετικών με τους ηλεκτρονιακούς τύπους δίνονται εδώ.


[1] Οι ιδιότητες των χημικών ενώσεων όπως η δραστικότητά τους – ευκολία με την οποία αντιδρούν – καθορίζεται σε μεγάλο βαθμό από:

         i.  την σταθερότητα και από το μήκος των δεσμών μεταξύ των ατόμων τους:  Η σταθερότητα των ομοιοπολικών δεσμών αυξάνει όσο αυξάνει ο αριθμός των κοινών ζευγών ηλεκτρονίων μεταξύ των ατόμων τους ενώ αντίθετα το μήκος του δεσμού ελαττώνεται. Οι ηλεκτρονιακές δομές μας βοηθούν να «προβλέψουμε» σε θεωρητικό επίπεδο τον αριθμό των κοινών ζευγών ηλεκτρονίων μεταξύ ατόμων και έτσι μας δίνουν πληροφόρηση για την σταθερότητα και το μήκος του δεσμού

        ii.   Tα ελεύθερα ζεύγη ηλεκτρονίων που έχουν τα άτομα τους: Μόρια με άτομα που έχουν ελεύθερα ζεύγη ηλεκτρονίων μπορούν να γίνουν δότες ζευγών ηλεκτρονίων σε άλλα άτομα που μπορούν να δεχθούν ζεύγη ηλεκτρονίων (π.χ  ΝΗ3 με ΗCl).


Για τις παρατηρήσεις σας:






 

Από τον πρόλογο του βιβλίου:

 

Τα εκπαιδευτικά βιβλία τόσο στο λύκειο αλλά και στην τριτοβάθμια εκπαίδευση αποτελούν καταλυτικό παράγοντα στην διδακτικο-μαθησιακή διαδικασία. Η σημασία τους καθίσταται μεγαλύτερη και κρισιμότερη, όταν κρίνεται η πρόσβαση των μαθητών-σπουδαστών σε ανώτερη βαθμίδα εκπαίδευσης-κύκλο σπουδών.

 

 Βιβλίο: «ΓΕΝΙΚΗ ΧΗΜΕΙΑ Γ΄ΛΥΚΕΙΟΥ ΘΕΤΙΚΗΣ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ», Συγγραφέας: Κ. Καλαματιανός

Σχήμα  20,5 x 29,2

Eξώφυλλο / Εσωτερικό : Τετραχρωμία

Σελίδες: 417

ΙSBN 978-960-93-2031-3

 

 Το βιβλίο-βοήθημα «Γενική Χημεία Γ΄Λυκείου Θετ. Κατεύθυνσης» απευθύνεται κυρίως στο υποψήφιο για την τριτοβάθμια εκπαίδευση αλλά και σε όσους ενδιαφέρονται να καταλάβουν ή να θυμηθούν βασικές έννοιες στην Χημεία. Προσπάθεια έχει γίνει ώστε:

  •  Να παρουσιασθεί όσο το δυνατόν με απλούστερο τρόπο και ποιο αναλυτικά η θεωρία της χημείας της Γ’ λυκείου. Στόχος είναι να μπορούν να προσεγγίσουν νοηματικά την ύλη με μεγαλύτερη ευκολία οι αναγνώστες. Έρευνα δείχνει ότι το 34% των μαθητών της Γ’ λυκείου θεωρούν ότι τα νοήματα των κειμένων εξηγούνται ανεπαρκώς σε σχολικά εγχειρίδια. Το 25% των μαθητών της  Γ’ λυκείου θεωρεί πώς για να γίνουν ποιο κατανοητά τα σχολικά εγχειρίδια χημείας θα πρέπει να είναι ποιο αναλυτικά.
  • Να δοθεί μεγάλος αριθμός λυμένων ασκήσεων (περιέχονται περισσότερες από 400 λυμένες ασκήσεις) καθώς βοηθούν στην εμπέδωση της ύλης
  • Να παρέχονται στρατηγικές επίλυσης των ασκήσεων (μεθοδολογία ασκήσεων) καθώς το 20% των μαθητών της Γ’ λυκείου εκφράζει αυτή την ανάγκη (δες βιβλιογραφία στο τέλος του βιβλίου: Ματσαγγούρας , 1998)
  • Να δοθούν αρκετά παραδείγματα (ιδιαίτερα από την καθημερινή ζωή) καθώς η σύνδεση της χημείας με την καθημερινή ζωή την καθιστά ποιο κατανοητή και ελκυστική για τους μαθητές-σπουδαστές (δες βιβλιογραφία στο τέλος του βιβλίου: Παραλίκα και Κουλουμπαρίτση, Επιθ. Εκπαιδ. Θεμάτων, Παιδαγωγικό Ινστιτούτο, 2007)
  • Να παρουσιασθεί ή ύλη στην αρχή κάθε ενότητας με σύντομο και παραστατικό τρόπο σε μορφή διαγραμμάτων ροής. Στόχος είναι να μπορεί ο αναγνώστης να συνδυάσει στοιχεία που περιέχει το κείμενο που ακολουθεί με όσα ο ίδιος γνωρίζει για το θέμα που διαβάζει
  • Να παρέχονται αρκετές εικόνες ή σχήματα/σχέδια. Η παρουσίαση της εικόνας ενεργεί ως γνωστικό σχήμα-πλαίσιο που βοηθά την κατανόηση, σύνδεση και αναπαράσταση των εννοιών που υπάρχουν στο κείμενο (δες βιβλιογραφία στο τέλος του βιβλίου: Παραλίκα και Κουλουμπαρίτση, Επιθ. Εκπαιδ. Θεμάτων, Παιδαγωγικό Ινστιτούτο, 2007)

Ελπίζοντας ότι τα παραπάνω έχουν επιτευχθεί προσδοκία είναι να αποτελέσει το βιβλίο αυτό ένα πολύτιμο βοήθημα για την κατανοήση της ύλης του μαθήματος της χημείας και την επιτυχία στις εξετάσεις.

Το βιβλίο διατίθεται στα παρακάτω βιβλιοπωλεία (μεταξύ άλλων):  Ιανός (Αθήνα – Θεσ/νικη), ΚορφιάτηςΓρηγόρη, ΕλευθερουδάκηςΠατάκης,  Σαββάλας-Βιβλιορυθμός, «Βιβλιοεπιλογή» Γ.Χ.  Αναστασάκης, Βιβλιοχώρα, Βεργίνα, Ψαράς (ΘΕΣ/NIKH), Παιδεία (ΛΑΡΙΣΑ).

 Λεπτομερής περιγραφή του βιβλίου και αποσπάσματα του δίνονται στον παρακάτω ιστότοπο όπου είναι δυνατό να αγορασθεί και σε ειδική προνομιακή τιμή (περιορισμένος αριθμός βιβλίων).  Για τους τρόπους αγοράς του βιβλίου πατήστε εδώ.  Τα έξοδα αποστολής είναι δωρεάν εντός Ελλάδας για απλό δέμα.

 https://sites.google.com/site/kalamatianosbooks/

 

 

Η θεωρία στο άρθρο αυτό προέρχεται από την ενότητα 2.1.4 του βιβλίου  «Γενική Χημεία Γ΄ Λυκείου Θετικής Κατεύθυνσης» – Κ. Καλαματιανός.   Λεπτομερής παρουσίαση του βιβλίου, αποσπάσματά του και τρόποι αγοράς δίνονται στον ιστότοπο:

  https://sites.google.com/site/kalamatianosbooks  

 Το βιβλίο διατίθετα στον παραπάνω ιστότοπο σε ειδική προνομιακή τιμή.

  

 Διατίθεται επίσης στα εξής  βιβλιοπωλεία (μεταξύ άλλων): Ιανός (Αθήνα – Θεσ/νικη), Κορφιάτης,  ΓρηγόρηΕλευθερουδάκηςΠατάκης,  Αναστασάκης,  Βιβλιοχώρα.

Σκοπός σε αυτή την ενότητα είναι να:

 i)      Περιγραφεί η επίδραση κοινών ιόντων στον ιοντισμό ασθενών οξέων και ασθενών βάσεων σε υδατικά διαλύματα και να παρουσιασθεί η μέθοδος με την οποία υπολογίζονται οι συγκεντρώσεις των ουσιών σε τέτοια διαλύματα (διαλύματα ασθενών οξέων ή βάσεων και των κοινών ιόντων τους).

ii)      Εξηγηθεί γιατί το απεσταγμένο νερό δεν μπορεί να αντισταθεί σε μεταβολές του pH του όταν προστίθεται σε αυτό οξύ ή βάση σε αντίθεση με τα ρυθμιστικά διαλύματα. Να παρουσιασθεί ο τρόπος με τον οποίο τα ρυθμιστικά διαλύματα αντιστέκονται σε σημαντική μεταβολή του pH τους όταν προστίθεται σε αυτά οξύ ή βάση.          

iii)     Παρουσιασθεί ο τρόπος με τον οποίο υπολογίζεται το pH ενός ρυθμιστικού διαλύματος από τις συγκεντρώσεις του συζυγούς ζεύγους και τις τιμές για τα ka και kb.

iv)     Παρουσιασθεί πώς προετοιμάζεται ένα ρυθμιστικό διάλυμα με συγκεκριμένο pH.

v)      Παρουσιασθεί πώς μεταβάλλεται η τιμή του pH ενός ρυθμιστικού διαλύματος όταν προστίθεται σε αυτό οξύ ή βάση.

vi)    Εξηγηθεί πώς λειτουργεί ένας δείκτης οξέος-βάσης

vii)   Εξηγηθεί πώς υπολογίζεται το pH του διαλύματος σε ογκομετρήσεις ισχυρού οξέος – ισχυρής βάσης, ασθενούς οξέος – ισχυρής βάσης, ασθενούς  βάσης – ισχυρού οξέος

viii)  Περιγραφεί πώς εξάγονται πολύτιμες πληροφορίες από μία καμπύλη ογκομέτρησης οξέος – βάσης (όπως το αρχικό pH του διαλύματος, το ισοδύναμο σημείο, επιλογή του κατάλληλου δείκτη)

Όταν θα έχεις ολοκληρώσει την μελέτη αυτής της ενότητας θα πρέπει να είσαι σε θέση να:

  •  Προβλέπεις αλλά και να υπολογίζεις πώς η προσθήκη κοινού ιόντος επηρεάζει το pH ενός υδατικού διαλύματος ενός ασθενούς οξέος ή μιάς ασθενούς βάσης.
  • Εξηγήσεις πώς ένα ρυθμιστικό διάλυμα συγκεκριμένου pH προετοιμάζεται και πώς λειτουργεί όταν προστίθεται σε αυτό οξύ ή βάση.
  • Υπολογίσεις την μεταβολή του pH ενός ρυθμιστικού διαλύματος, του οποίου η σύνθεση είναι γνωστή, όταν προστίθενται σε αυτό μικρές ποσότητες ισχυρού οξέος ή ισχυρής βάσης.
  • Υπολογίσεις τις συγκεντρώσεις των ουσιών στο ρυθμιστικό διάλυμα ώστε η μεταβολή του pH του να βρίσκεται μέσα σε συγκεκριμένο εύρος όταν προστίθεται σε αυτό συγκεκριμένη ποσότητα οξέος ή βάσης.
  • Χρησιμοποιήσεις πίνακες δεικτών όπου φαίνεται η περιοχή του pH που αλλάζουν χρώμα για να προβλέψεις το pH ενός διαλύματος
  • Διαλέξεις ένα κατάλληλο δείκτη για μία συγκεκριμένη ογκομέτρηση
  • Υπολογίσεις το pH σε κάθε σημείο (συμπεριλαμβανομένου και του ισοδύναμου σημείου) σε ογκομετρήσεις ισχυρού οξέος – ισχυρής βάσης, ασθενούς οξέος – ισχυρής βάσης, ασθενούς  βάσης – ισχυρού οξέος

 

Επίδραση Κοινού Ιόντος στην Χημική Ισορροπία Οξέων – Bάσεων   

 Εάν υπολογίσουμε την συγκέντρωση του [OH] σε απεσταγμένο νερό στο οποίο έχουμε προσθέσει HCl θα διαπιστώσουμε ότι είναι πάρα πολύ μικρότερη από ότι στο καθαρό απεσταγμένο νερό [1]. Στην πραγματικότητα περιμένουμε ότι αυτό θα συμβαίνει, καθώς με βάση το γινόμενο ιόντων του νερού (kw = 10-14) όσο η συγκέντρωση του [H3O+] αυξάνει (καθώς διαλύεται το HCl στο νερό) τόσο η συγκέντρωση του [OH] ελαττώνεται ώστε το γινόμενο να παραμένει σταθερό στην ίδια θερμοκρασία.

Πραγματική όμως ερμηνεία, γιατί παρατηρείται ελάττωση της συγκέντρωσης του [OH] καθώς διαλύεται το HCl στο νερό, μπορεί να δοθεί εάν σκεφτούμε τι πραγματικά συμβαίνει στην αντίδραση χημικής ισορροπίας του αυτοϊοντισμού του νερού. Η σημαντική μεταβολή που συμβαίνει στην ισορροπία είναι η μεγάλη αύξηση της συγκέντρωσης του H3O+ που οφείλεται στον πλήρη ιοντισμό του ισχυρού οξέος HCl (Σχήμα 2-12).  Η μεταβολή αυτή αναγκάζει την  χημική ισορροπία του αυτοϊοντισμού να στραφεί προς τα αριστερά (προς τα αντιδρώντα) έτσι ώστε να ελαττώσει την αύξηση του H3O+ (Αρχή του Le Chatelier, δες σελίδα 232). Το H3O+ είναι το κοινό ιόν των δύο αντιδράσεων σε αυτή την περίπτωση. Aντίστοιχα εάν σε απεσταγμένο νερό προστεθεί μία ισχυρή βάση (π.χ. ΝaOH) η θέση της χημικής ισορροπίας του αυτοϊοντισμού του νερού θα μετατοπισθεί προς τα αριστερά για να ελαττώσει την αύξηση της συγκέντρωσης του [OH] σε αυτή την περίπτωση. Στην περίπτωση αυτή το κοινό ιόν των δύο αντιδράσεων είναι το OH[2]

Σχήμα 2-12: Μετατόπιση της χημικής ισορροπίας του αυτοιοντισμού του νερού προς τα αντιδρώντα (προς τα αριστερά) λόγω της επίδρασης της προσθήκης HCl στο διάλυμα (επίδραση του κοινού ιόντος Η+)

Eπίδραση κοινού ιόντος έχουμε όταν σε διάλυμα ασθενούς ηλεκτρολύτη προσθέσουμε άλλο ηλεκτρολύτη (συνήθως ισχυρό) που να έχει κοινό ιόν με τον ασθενή ηλεκτρολύτη. Στην περίπτωση αυτή ο βαθμός ιοντισμού του ασθενούς ηλεκτρολύτη μειώνεται, λόγω μετατόπισης της ισορροπίας ιοντισμού προς τα αριστερά, σύμφωνα με την αρχή του Le Chatelier.

 Ας εξετάσουμε όμως ποιο αναλυτικά και με παραδείγματα την επίδραση κοινού ιόντος σε διάφορα διαλύματα όπως:

Για μία αναλυτική παρουσίαση της επίδρασης κοινού ιόντος δές το σχετικό απόσπασμα του βιβλίου εδώ

Εναλλακτικά δές στον ιστότοπο που παρουσιάζεται το βιβλίο εδώ.

  


[1] Επειδή ο αυτοϊοντισμός του νερού γίνεται σε πολύ μικρό βαθμό ακόμη και εάν προσθέταμε σε αυτό ασθενές  οξύ ή βάση  θα παρατηρούσαμε την επίδραση του κοινού ιόντος.



[2] Η συγκέντρωση του [OH] σε απεσταγμένο νερό είναι [OH] = 10-7 M. Eάν προστεθούν σε 1 λίτρο απεσταγμένου Η2Ο 0,001 mol HCl η συγκέντρωση του [H3O+] = 10-3 M και η [OH] ελαττώνεται και γίνεται [OH]  = 10-11 M


Για τις παρατηρήσεις σας:






 

 

 

 

Ιανουαρίου 2011
Δ Τ Τ Π Π Σ Κ
« Δεκ.   Φεβ. »
 12
3456789
10111213141516
17181920212223
24252627282930
31  

Άρθρα

Αρχείο Άρθρων

Blog Statistics

  • 82.002 hits (απο 20-09-2010)
Αρέσει σε %d bloggers: