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:






 

 

 

 

Advertisements