You are currently browsing the tag archive for the ‘χημεία’ tag.

Το βιβλίο-βοήθημα «Γενική Χημεία για την Γ΄ Λυκείου Θετικής Κατεύθυνσης» περιλαμβάνει την θεωρία (αναλυτικά και συνοπτικά) αλλά και πληθώρα μεθοδολογικά λυμένων ασκήσεων ώστε να βοηθήσει τον υποψήφιο στην κατανόηση της ύλης.

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 (Σταδίου 24, Αθήνα  –  Αριστοτέλους 7, Θεσ/νίκη), Κορφιάτης (Ιπποκράτους 6, Αθήνα)ΠατάκηςΣαββάλας-Βιβλιορυθμός (Ζωοδ. Πηγής 18 & Σόλωνος, Αθήνα), «Βιβλιοεπιλογή» Γ.Χ.  Αναστασάκης (Χαριλάου Τρικούπη 26, Αθήνα) , Βιβλιοχώρα (Χαριλάου Τρικούπη 49, Αθήνα).

 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.

  • Η θεωρία και η άσκηση στο άρθρο αυτό προέρχεται από την ενότητα 2.1.3 του βιβλίου  «Γενική Χημεία Γ΄ Λυκείου Θετικής Κατεύθυνσης» – Κ. Καλαματιανός.   Λεπτομερής παρουσίαση του βιβλίου, αποσπάσματά του και τρόποι αγοράς δίνονται στον ιστότοπο:

  Το βιβλίο διατίθετα στον παραπάνω ιστότοπο σε ειδική προνομιακή τιμή.

  

Το βιβλίο διατίθεται στα παρακάτω βιβλιοπωλεία (μεταξύ άλλων):  Ιανός (Σταδίου 24, Αθήνα  –  Αριστοτέλους 7, Θεσ/νίκη), Κορφιάτης (Ιπποκράτους 6, Αθήνα), ΕλευθερουδάκηςΠατάκης, Σαββάλας-Βιβλιορυθμός (Ζωοδ. Πηγής 18 & Σόλωνος, Αθήνα), «Βιβλιοεπιλογή» Γ.Χ.  Αναστασάκης (Χαριλάου Τρικούπη 26, Αθήνα) , Βιβλιοχώρα (Χαριλάου Τρικούπη 49, Αθήνα).

 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/

Το pH του διαλύματος ενός άλατος μπορεί να προβλεφθεί από την σχετική ισχύ του οξέος και της βάσης από την οποία προέρχεται. Έτσι λοιπόν ισχύει:

  • Τα άλατα που προέρχονται από ισχυρά οξέα και ισχυρές βάσεις δίνουν ουδέτερα διαλύματα (pH = 7) όταν διαλύονται στο νερό. Oύτε το κατιόν ούτε το ανιόν αντιδρά με το νερό.

Για παράδειγμα το NaCl προέρχεται από την αντίδραση της ισχυρής βάσης ΝaOH με το ισχυρό οξύ HCl. To pH του διαλύματος του είναι 7. Ούτε το Νa+ ούτε το Clαντιδρούν με το νερό.

  • Τα άλατα που προέρχονται από ισχυρή βάση και ασθενές οξύ δίνουν αλκαλικά διαλύματα (pH > 7) όταν διαλύονται στο νερό. Στην περίπτωση αυτή το ανιόν είναι μία σχετικά ισχυρή βάση που αντιδρά με το νερό και δίνει ΟΗ. To κατιόν δεν αντιδρά με το νερό. Παραδείγματα τέτοιων αλάτων είναι το NaF το ΝaClO.
  • Τα άλατα που προέρχονται από ισχυρό οξύ και ασθενή βάση δίνουν όξινα διαλύματα (pH < 7) όταν διαλύονται στο νερό. Στην περίπτωση αυτή το κατιόν είναι ένα σχετικά ισχυρό οξύ που αντιδρά με το νερό και δίνει Η3Ο+. Το ανιόν δεν αντιδρά με το νερό. Παραδείγματα τέτοιων αλάτων είναι το ΝΗ4Cl, FeCl3, Al(NO3)3.
  • Tα άλατα που προέρχονται από ασθενές οξύ και ασθενή βάση δίνουν όξινα ή βασικά διαλύματα (pH < 7 ή pH > 7) όταν διαλύονται καθώς και το ανιόν και το κατιόν αντιδρούν με το νερό. Το pH του διαλύματος καθορίζεται από το ιόν που έχει την μεγαλύτερη σταθερά ιοντισμού k το οποίο και υδρολύεται σε μεγαλύτερο βαθμό. Παράδειγμα τέτοιου άλατος είναι το ΝΗ4CΝ του οποίου διάλυμά του στο νερό έχει pH > 7. Το διάλυμα είναι αλκαλικό γιατί το CN (kb = 2,5 . 10-5) αντιδρά σε μεγαλύτερο βαθμό με το νερό από το ΝΗ4+ (ka = 5,6 . 10-10) ή διαφορετικά γιατί το CN είναι ποιο ισχυρή βάση από ότι το ΝΗ4+[1] (αρκεί μία σύγκριση των σταθερών ιοντισμού τους k).


Για το pH των διαλυμάτων αλάτων στο νερό ισχύει:

 

 ►  To pH διαλύματος άλατος που προέρχεται από ασθενές οξύ και ασθενή βάση καθορίζεται από το ιόν του άλατος που αντιδρά με το νερό σε μεγαλύτερο βαθμό (το ιόν με την μεγαλύτερη k για την αντίδρασή του με το νερό).

 ►  Σε όλες τις παραπάνω περιπτώσεις το ιόν που προέρχεται από το ασθενές οξύ ή την ασθενή βάση καθορίζει το pH του διαλύματος.


 [1]

Αρκεί μία σύγκριση των σταθερών ιοντισμού τους k.

Άσκηση – Παράδειγμα  #2-24

Να προβλέψετε εάν τα υδατικά διαλύματα των παρακάτω ενώσεων είναι όξινα, αλκαλικά ή ουδέτερα: α) ΝΗ4Βr β) FeCl3  γ) Νa2CO3  δ) KClO4

Λύση:

α) Το ΝΗ4Βr είναι άλας που προέρχεται από την αντίδραση της ασθενούς βάσης ΝΗ3 και του ισχυρού οξέος ΗΒr. Επομένως με βάση τα παραπάνω το διάλυμά του θα είναι όξινο.

Συγκεκριμένα το ΝΗ4Βr ιοντίζεται πλήρως στο νερό:

To Br(προέρχεται από το ισχυρό οξύ ΗΒr) δεν αντιδρά με το νερό αφού είναι πολύ ασθενής βάση (συζυγής βάση ισχυρού οξέος). Επομένως δεν επηρεάζει το pH του διαλύματος. Το ΝΗ4+ (προέρχεται από την ασθενή βάση ΝΗ3) αντιδρά με το νερό ενεργώντας ως οξύ (συζυγές οξύ ασθενούς βάσης) και παράγει Η3Ο+ καθιστώντας το διάλυμα όξινο:

ΝΗ4+  +   Η2Ο  =   ΝΗ3  +  Η3Ο+

To διάλυμα επομένως του ΝΗ4Βr θα είναι όξινο.

Β)  Το FeCl3 είναι άλας που προέρχεται από την αντίδραση της βάσης Fe(OH)3 με το ισχυρό οξύ ΗCl. H πρόβλεψη είναι ότι το διάλυμα του θα είναι όξινο. Το FeCl3 ιοντίζεται πλήρως στο νερό:

FeCl3  — Η2Ο→   Fe+3  +  3 Cl

To Cl(προέρχεται από το ισχυρό οξύ ΗCl) δεν αντιδρά με το νερό αφού είναι πολύ ασθενής βάση (συζυγής βάση ισχυρού οξέος) και επομένως δεν επηρεάζει το pH του διαλύματος. O Fe+3 αντιδρά με το νερό ενεργώντας ως Lewis οξύ και παράγει Η+ κάνοντας το διάλυμα όξινο:

Fe+3  +  3 Η2Ο    =    Fe(OH)3    +   3 H+

γ) Το Νa2CO3 είναι άλας που προέρχεται από την αντίδραση της ισχυρής βάσης ΝαΟΗ και του ασθενούς οξέος Η2CO3. H πρόβλεψη είναι ότι το διάλυμα του θα είναι αλκαλικό. Το Νa2CO3 ιοντίζεται πλήρως στο νερό:

Νa2CO3    —− Η2Ο→  2Νa+  +   CO3-2

To Νa+ δεν αντιδρά με το νερό. Η τιμή του pH του διαλύματος επομένως επηρεάζεται μόνο από την υδρόλυση του CO3-2 το οποίο συμπεριφέρεται ως βάση (συζυγής βάση του ασθενούς οξέος Η2CO3) αντιδρά με το νερό και δίνει OH:

CO3-2   +    H2O    =    HCO3   +   OH

Το διάλυμα του Νa2CO3 είναι επομένως αλκαλικό.

δ) Το KClO4 είναι άλας που προέρχεται από την αντίδραση του ισχυρού οξέος ΗClO4 και της ισχυρής βάσης ΚΟΗ. Το Κ+ (συζυγές οξύ της ισχυρής βάσης ΚΟΗ) δεν αντιδρά με το νερό καθώς είναι πολύ ασθενές οξύ για να αντιδράσει. Το ClO4 επίσης δεν αντιδρά με το νερό καθώς είναι πολύ ασθενής βάση (η συζυγής βάση του ισχυρού οξέος ΗClO4). Το διάλυμα επομένως θα έχει το pH του απεσταγμένου νερού pH = 7.

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:

 

 

 Το βιβλίο διατίθετα στον παραπάνω ιστότοπο σε ειδική προνομιακή τιμή.

 

 

  

 

 

Το βιβλίο διατίθεται στα παρακάτω βιβλιοπωλεία (μεταξύ άλλων):  Ιανός (Σταδίου 24, Αθήνα  –  Αριστοτέλους 7, Θεσ/νίκη), Κορφιάτης (Ιπποκράτους 6, Αθήνα), ΕλευθερουδάκηςΠατάκης, Σαββάλας-Βιβλιορυθμός (Ζωοδ. Πηγής 18 & Σόλωνος, Αθήνα), «Βιβλιοεπιλογή» Γ.Χ.  Αναστασάκης (Χαριλάου Τρικούπη 26, Αθήνα) , Βιβλιοχώρα (Χαριλάου Τρικούπη 49, Αθήνα).

 

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 σελίδα 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» ΗCl

 

Eπομένως: 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 mol

 

Από την παραπάνω αντίδραση φαίνεται ότι παράγονται 0,03 mol NH4Clτο 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 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

 

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    και kb= kΝΗ3 = 0,5 . x / 0,5 = 10-5  και  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 < 10-2

Eπομένως 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 


Η θεωρία στο άρθρο αυτό προέρχεται από την ενότητα 2.1.3 του βιβλίου  «Γενική Χημεία Γ΄ Λυκείου Θετικής Κατεύθυνσης» – Κ. Καλαματιανός.   Λεπτομερής παρουσίαση του βιβλίου, αποσπάσματά του και τρόποι αγοράς δίνονται στον ιστότοπο:

 

  Το βιβλίο διατίθετα στον παραπάνω ιστότοπο σε ειδική προνομιακή τιμή.

 

  

 

 

Το βιβλίο διατίθεται στα παρακάτω βιβλιοπωλεία (μεταξύ άλλων):  Ιανός (Σταδίου 24, Αθήνα  –  Αριστοτέλους 7, Θεσ/νίκη), Κορφιάτης  (Ιπποκράτους 6, Αθήνα) , Γρηγόρη (Σόλωνος 71, Αθήνα),  ΕλευθερουδάκηςΠατάκης,  Σαββάλας-Βιβλιορυθμός (Ζωοδ. Πηγής 18 & Σόλωνος, Αθήνα), «Βιβλιοεπιλογή» Γ.Χ.  Αναστασάκης (Σόλωνος 110, Αθήνα) , Σ. Μαρίνης (Σόλωνος 76, Αθήνα),  Βιβλιοχώρα (Χαριλάου Τρικούπη 49, Αθήνα), ΒΕΡΓΙΝΑ, ΨΑΡΑΣ (Θεσ/νίκη),  ΠΑΙΔΕΙΑ(Κανάρη 11, Λάρισα).

 

 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.

 

 

 

Έχει παρατηρηθεί ότι μερικά οξέα έχουν την τάση να δίνουν Η+ με μεγαλύτερη ευκολία  από ότι άλλα όταν διαλύονται στο νερό καθώς και ότι ορισμένες βάσεις έχουν την τάση να δέχονται Η+ με μεγαλύτερη ευκολία από άλλες. Από τα παραπάνω προκύπτει ότι η διάσταση ή ο ιοντισμός των ηλεκτρολυτών σε ιόντα δεν γίνεται πάντα στο ίδιο βαθμό.

Τα οξέα και οι βάσεις μπορούν να χωρισθούν σε δύο μεγάλες κατηγορίες ανάλογα με την συμπεριφορά τους όταν διαλύονται στο νερό:

Ισχυρά οξέα και βάσεις (ισχυροί ηλεκτρολύτες) [1] είναι εκείνα που διίστανται πλήρως σε ιόντα όταν διαλύονται στο νερό.

Για παράδειγμα το HCl στο Σχήμα 2-4 στην σελίδα 217 είναι ένα παράδειγμα ισχυρού οξέος που διΐσταται πλήρως όταν διαλύεται στο νερό δίνοντας H3O+ και Cl. To διάλυμα σε κατάσταση ιοντικής ισορροπίας πρακτικά δεν έχει καθόλου μόρια ΗCl (η συγκέντρωση του [ΗCl] είναι πρακτικά μηδενική). Παρατηρείστε ότι το γεγονός αυτό υποδηλώνεται στην χημική ισορροπία στο Σχήμα 2-4 με τον σχεδιασμό μεγαλύτερου βέλους για την αντίδραση από αριστερά προς τα δεξιά σε σχέση με το βέλος της αντίδρασης από δεξιά προς τα αριστερά. Μία απεικόνιση του ιοντισμού ενός τέτοιου ισχυρού οξέος στην γενική του μορφή δίνεται στο Σχήμα 2-8.

  •  Ασθενή οξέα και βάσεις (ασθενείς ηλεκτρολύτες) είναι εκείνα που διίστανται μερικώς σε ιόντα όταν διαλύονται στο νερό.

Στο διάλυμα στην χημική (ιοντική) ισορροπία υπάρχει κυρίως συγκέντρωση του ηλεκτρολύτη και σε μικρότερο βαθμό των ιόντων που προκύπτουν από την διάσταση του. Για παράδειγμα όταν το HCN, πού είναι ένα ασθενές οξύ, διαλυθεί στο Η2Ο διίσταται κατά ένα μικρό μέρος στα ιόντα του σύμφωνα με την αμφίδρομη αντίδραση:

 HCN   +    H2O    =   H3O+  +  CN

 Στην χημική (ιοντική) ισορροπία στο διάλυμα υπάρχουν οι παρακάτω ουσίες (ιόντα): κυρίως [HCN] και [H2O] και λιγότερο [H3O+] και [CN] (η χημική ισορροπία είναι μετατοπισμένη προς τα αριστερά). Μία απεικόνιση του ιοντισμού ενός τέτοιου ασθενούς οξέος στην γενική του μορφή δίνεται στο Σχήμα 2-9.

Πώς εξηγείται όμως ότι ακόμη και ένα ασθενές οξύ, όπως το HCN για παράδειγμα, ιοντίζεται σε μικρό βαθμό όταν διαλυθεί στο νερό;

Μπορούμε να θεωρήσουμε ότι τα μόρια μέσα στο διάλυμα λόγω της θερμικής ενέργειας που έχουν κινούνται διαρκώς και συγκρούονται μεταξύ τους. Κάποιες από αυτές τις συγκρούσεις δίνουν σε ορισμένα μόρια του HCN αρκετή κινητική ενέργεια ώστε να μπορούν να αποβάλλουν ένα πρωτόνιο (Η+) το οποίο παίρνει το νερό και σχηματίζεται H3O+. Όσο ισχυρότερο είναι ένα οξύ τόσο περισσότερα μόρια αποκτούν αρκετή κινητική ενέργεια ώστε να μπορούν να αποβάλλουν Η+.

Oπως ήδη έχει παρουσιασθεί παραπάνω τα οξέα και οι βάσεις έχουν διαφορετική τάση να δίνουν ή να δέχονται H+ αντίστοιχα και επομένως παρουσιάζουν διαφορές ως προς το πόσο ισχυρά ή ασθενή [2] είναι.

Πώς όμως μπορούμε να κατατάξουμε τα οξέα και τις βάσεις ως προς την ισχύ τους;  Ποιοι «δείκτες» μπορούν να χρησιμοποιηθούν;

Δύο από τους «δείκτες» που χρησιμοποιούνται για την κατάταξη των οξέων-βάσεων ως προς την ισχύ τους είναι:

  • Ο βαθμός ιοντισμού (διάστασης) (α)
  • Η σταθερά ιοντισμού (διάστασης) (k)

Ο βαθμός ιοντισμού [3] ενός ηλεκτρολύτη (α) ορίζεται ως το πηλίκο του αριθμού των molg ή μορίων) που ιοντίζονται προς τον συνολικό αριθμό των molg ή μορίων) του ηλεκτρολύτη. 

 

α = [διιστάμενα mol ηλεκτρολύτη στο H2O / συνολικά mol του ηλεκτρολύτη στo Η2Ο]        [2.1]

 

 

Ο βαθμός ιοντισμού (α) εξαρτάται από τους παρακάτω παράγοντες[4]:


i) Φύση του ηλεκτρολύτη: Η μοριακή δομή του ηλεκτρολύτη (τρόπος που ενώνονται τα άτομα του) και κυρίως το μέγεθος και η ηλεκτραρνητικότητα του ατόμου που συγκρατεί το υδρογόνο στον ηλεκτρολύτη καθορίζουν σημαντικά την ισχύ του.

Για παράδειγμα: Το ΗΙ είναι ποιο ισχυρό οξύ από το ΗF γιατί η ατομική ακτίνα του Ι είναι μεγαλύτερη από του F και έτσι ο δεσμός Η-I είναι ασθενέστερος από του Η-F. Το αποτέλεσμα είναι το Η να αποσπάται ευκολότερα ως Η+ από το ΗΙ και έτσι το οξύ να είναι ισχυρότερο.

 

ii) Φύση του διαλύτη: Στο νερό τόσο το HCl όσο και το ΗClO4 διίστανται πλήρως στα ιόντα τους και επομένως και τα δύο συμπεριφέρονται σαν ισχυρά οξέα. Εάν ως διαλύτης αντί του νερού χρησιμοποιηθεί διαιθυλεθέρας (C2H5OC2H5) το HCl διίσταται μερικώς στα ιόντα του (συμπεριφέρεται σαν ασθενές οξύ) ενώ το ΗClO4 διίσταται πλήρως (συμπεριφέρεται σαν ισχυρό οξύ).

 

iii) Θερμοκρασία: Όσο αυξάνει η θερμοκρασία τόσο η τιμή του (α) αυξάνει καθώς η αντίδραση ιοντισμού είναι ενδόθερμη αντίδραση.

 

iv) Συγκέντρωση του ηλεκτρολύτη: Όσο αυξάνει η συγκέντρωση του ηλεκτρολύτη τόσο η τιμή του (α) ελαττώνεται.

 

v) Παρουσία κοινού ιόντος: Η παρουσία κοινού ιόντος μειώνει την τιμή του (α).

 

H σταθερά ιοντισμού (ka) είναι η σταθερά ισορροπίας [5] για την αμφίδρομη αντίδραση του ιοντισμού ενός ασθενούς οξέος στο νερό και είναι ίση με την τιμή του κλάσματος:

 

ka = [H3O+] [A] / [HA]  [5]          [2.2]

 

για την γενική αντίδραση διάστασης ασθενούς οξέος  HA + H2O  =  H3O+ + A  και

kb = [HB+] [OH] / [B]           [2.3]

για την γενική αντίδραση διάστασης ασθενούς βάσης  Β + H2O  =   ΗΒ+ + ΟΗ

(όπου [H3O+], [A], [HA], [HB+], [OH], [B] οι συγκεντρώσεις των ουσιών/ιόντων H3O, A, HA, HB+, OH, B αντίστοιχα, εκφρασμένες σε mol/ℓ).

H σταθερά ιοντισμού ενός ασθενούς οξέος (ka) ή ασθενούς βάσης (kb) σε αραιά υδατικά διαλύματα εξαρτάται μόνο από την θερμοκρασία [6]. Συγκεκριμένα, αυξάνει με την αύξηση της θερμοκρασίας καθώς η αντίδραση ιοντισμού είναι ενδόθερμη.

Oρισμένα οξέα έχουν περισσότερες από μία σταθερές ιοντισμού γιατί ιοντίζονται σε δύο ή περισσότερα βήματα. Tα οξέα αυτά ονομάζονται γενικά πολυπρωτικά οξέα. Όσα από αυτά ιοντίζονται σε δύο βήματα ονομάζονται διπρωτικά, όσα σε τρία τριπρωτικά κλπ. Για παράδειγμα το  ανθρακικό οξύ Η2CO3 είναι ένα διπρωτικό οξύ και ιοντίζεται σε δύο βήματα ως εξής:

Η2CO3 (aq)         =          Η+(aq) + HCO3 (aq)       ka1 = 4,3 . 10-7

  HCO3 (aq)  =   Η+(aq) + CO3-2 (aq)       ka2 = 5,6 . 10-11

 

Tιμές για τις σταθερές ιοντισμού γνωστών οξέων και βάσεων στους 25 °C δίνονται στον Πίνακα 2-7 στην σελίδα 260.

Μέτρο («δείκτης») της ισχύος των ηλεκτρολυτών είναι:

►  Ο βαθμός ιοντισμού ενός ηλεκτρολύτη (α) ο οποίος εξαρτάται από την θερμοκρασία, την φύση του διαλύτη, την φύση και την συγκέντρωση του ηλεκτρολύτη.

►   Η σταθερά ιοντισμού k η οποία σε αραιά διαλύματα εξαρτάται μόνο από την θερμοκρασία

 

Για να δείτε πώς παρουσάζεται στο βιβλίο η θεωρία για τα ασθενή οξέα και τις ασθενείς βάσεις πατήστε εδώ.


[1] Ισχυροί ηλεκτρολύτες είναι τα άλατα, τα υδροξείδια των μετάλλων [(NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2, CsOH, Sr(OH)2] και μερικά οξέα [HCl, HBr, HI, HClO4, HNO3, H2SO4 (1η διάσταση)].

[2] Μπορούμε να θεωρήσουμε ότι τα ισχυρά οξέα είναι εκείνα που έχουν ασθενή δεσμό με το Η τους (τείνουν εύκολα να το χάσουν). Τα ασθενή οξέα είναι εκείνα που έχουν ισχυρό δεσμό με το Η τους (τείνουν δύσκολα να το χάσουν).

[3] Ο βαθμός ιοντισμού αποτελεί μέτρο («δείκτη») της ισχύος των ηλεκτρολυτών αρκεί να γίνεται αυτή η σύγκριση των ηλεκτρολυτών στον ίδιο διαλύτη, στην ίδια θερμοκρασία, στην ίδια συγκέντρωση και χωρίς να υπάρχει κοινό ίον. Οι ισχυροί ηλεκτρολύτες έχουν α=1 ενώ οι ασθενείς α<1.

[4] Ο βαθμός ιοντισμού είναι ένα μέτρο της ισχύος των ηλεκτρολυτών αλλά εξαρτάται από πολλούς παράγοντες. Ενας καλλίτερος δείκτης της ισχύος των ηλεκτρολυτών είναι η σταθερά ιοντισμού k.

[5]  Σύντομη επανάληψη των βασικών αρχών και σχέσεων που  ισχύουν σε κατάσταση χημικής ισορροπίας δίνονται στο Ενθετο 4.

[6]  Για σταθερή θερμοκρασία βλέπουμε ότι η σταθερά ιοντισμού ka και η kb δεν αλλάζει ενώ ο βαθμός ιοντισμού (α) αλλάζει. Για τον λόγο αυτό μέτρο της ισχύος των ηλεκτρολυτών είναι κυρίως η σταθερά ιοντισμού. Οσο μεγαλύτερη είναι η σταθερά ιοντισμού τόσο ποιο ισχυρό είναι το οξύ ή η βάση και επομένως τοσο σε μεγαλύτερο βαθμό διίσταται στα ιόντα του στο νερό.


 

 

 

H χημεία ως επιστήμη έχει ένα ευρύτατο αντικείμενο το οποίο διαρκώς εξελίσσεται και επεκτείνεται. Είναι επομένως δύσκολο να δοθεί ένας μοναδικός ορισμός για την επιστήμη αυτή και να μην κινδυνεύει να χαρακτηρισθεί ελλιπής.

Με τι ακριβώς ασχολείται η Χημεία και ποιος είναι ο ορισμός της;

 Είναι δύσκολο να δώσει κανείς ένα ορισμό για την Χημεία που να περιγράφει ικανοποιητικά και στο σύνολο της την επιστήμη αυτή. Οι κύριοι λόγοι είναι ότι έχει μεγάλο εύρος και ότι διαρκώς αναπτύσσεται και επεκτείνεται σε νέα πεδία.

Εάν επιχειρηθεί λοιπόν να δοθεί ένας απλός ορισμός θα ήταν ότι είναι η επιστήμη που ασχολείται με τις χημικές ουσίες, την δομή και τις ιδιότητές τους καθώς και με τις μεταβολές τους .

 Η χημεία, όπως και οι άλλες φυσικές επιστήμες, προσπαθεί να δώσει απαντήσεις για τον φυσικό κόσμο που μας περιβάλλει. Πρακτικά, αποτελούμαστε αλλά και περιστοιχιζόμαστε από τα άτομα των χημικών στοιχείων και από εκατομμύρια ενώσεις τους. 

Ποιες ερωτήσεις σχετικά με τις χημικές αυτές ουσίες προσπαθεί να απαντήσει  η χημεία;

  •  Κάποιες από τις ερωτήσεις που προσπαθεί να απαντήσει είναι για παράδειγμα, γιατί ορισμένα άτομα ενώνονται  μεταξύ τους ή με άλλα άτομα;  Για παράδειγμα στο Σχήμα 1 παρουσιάζεται φωτογραφία αντίδρασης του Na με το Η2Ο όπου σχηματίζεται ΝaOH και H2, δηλαδή το Na ενώνεται με το O από το H2O και τα άτομα Η μεταξύ τους.
  •    Ποιες είναι οι ιδιότητες  μίας  χημικής ένωσης;
  • Πώς μπορεί να προβλεφθεί το σχήμα ενός μορίου (ή διάταξη των ατόμων του στο χώρο);
  • Πώς μπορεί να παρασκευασθεί μία χημική ένωση;
  • Γιατί μερικές χημικές αντιδράσεις πραγματοποιούνται γρήγορα ενώ άλλες με πολύ αργό ρυθμό; Για παράδειγμα η αντίδραση του Na με το H2O πραγματοποιείται ταχύτατα και εκλύεται θερμότητα ( Σχήμα 1 ).
  • Κατά την διάρκεια μίας χημικής αντίδρασης μετατρέπονται τα αντιδρώντα πλήρως σε προϊόντα ή μόνο κατά ένα ποσοστό;
  • Πώς μπορεί να προσδιορισθεί η σύσταση μίας άγνωστης χημικής ουσίας;

Σχήμα 1: Το Νa αντιδρά με το νερό και σχηματίζεται NaOH και υδρογόνο

 

Οπως προκύπτει από τα παραπάνω η χημεία ασχολείται με τον φυσικό κόσμο, με την ύλη ποιο συγκεκριμένα, αλλά και με τα άτομα από τα οποία αποτελείται.

Η χημεία ασχολείται επομένως με τον μικρόκοσμο ή με τον μακρόκοσμο;

Η χημεία όπως όλες οι φυσικές επιστήμες μελετά την φύση και ποιο συγκεκριμένα την ύλη. Επομένως ασχολείται με τον μακρόκοσμο. Για να προσδιορίσει όμως τα χαρακτηριστικά και τις ιδιότητες της ύλης  χρειάζεται να μελετήσει τις ιδιότητες των ατόμων και των υποατομικών σωματιδίων καθώς και των μορίων από τα οποία αποτελείται. Επομένως ασχολείται και με τον μικρόκοσμο. Για παράδειγμα η τρύπα του όζοντος μπορεί να χαρακτηρισθεί ως μακροσκοπικό φαινόμενο. Εχει αποτυπωθεί σε δορυφορικές φωτογραφίες/αναπαραστήσεις  ως οι περιοχές με χαμηλές συγκεντρώσεις όζοντος στην στρατόσφαιρα (η λέξη τρύπα δεν χρησιμοποιείται από τους επιστήμονες κυριολεκτικά αλλά ως μεταφορά για να υποδηλωθεί η ελάττωση της συγκέντρωσης του όζοντος κάτω απο τα ιστορικά όρια των 220 Dobson units – στις κατάλληλα επεξεργασμένες αναπαραστήσεις οι περιοχές αυτές που έχουν χαμηλή συγκέντρωση όζοντος σύμφωνα με τις μετρήσεις αναπαραστώνται με μπλέ-μώβ χρώμα (Σχήμα 2)).  Η χημεία δεν εξετάζει όμως το φαινόμενο της τρύπας του όζοντος μόνο μακροσκοπικά δηλαδή με το να μετρήσει συγκεντρώσεις του όζοντος  και να τις αποτυπώσει στο χαρτί αλλά  προσπαθεί να κατανοήσει και να ερμηνεύσει το μηχανισμό, τις αντιδράσεις και τις χημικές ουσίες που συμμετέχουν στην δημιουργία του (Σχήμα 3).  Εξετάζει επομένως το φαινόμενο και σε επίπεδο μικρόκοσμου.

Σχήμα 2: Επάνω: Η τρύπα του όζοντος όπως αναπαρίσταται με βάση τις συγκεντρώσεις του στην στρατόσφαιρα στις 17-09-1997    Κάτω: Η τρύπα του όζοντος όπως αναπαρίσταται με βάση τις συγκεντρώσεις του στην στρατόσφαιρα στις 26-09-2009

 
 
 
 
Σχήμα 3:  Προτεινόμενος μηχανισμός αντιδράσεων για την εξήγηση του φαινομένου της δημιουργίας της τρύπας του όζοντος
 
 

Πριν να εξετάσουμε από χημικής πλευράς την ύλη είναι απαραίτητο να γνωρίζουμε από τι αποτελείται. Είναι γνωστό εδώ και χιλιάδες χρόνια, ότι μερικές ουσίες μπορούν να διασπασθούν σε απλούστερες με θέρμανση ή χημική επεξεργασία έως ένα ορισμένο σημείο όπου μετά είναι αδιαίρετες με χημικά και φυσικά μέσα. Οι αδιαίρετες αυτές ουσίες ονομάζονται στοιχεία η καλλίτερα άτομα των στοιχείων.

Η ιδέα του ατόμου ως του μικρότερου αδιαίρετου σωματιδίου της ύλης είναι γνωστή από την αρχαιότητα και είχε προταθεί από τον Δημόκριτο (460-370 π.Χ.) (η λέξη άτομο προέρχεται από

 

Δημόκριτος (460-370 π.Χ.)

 το στερητικό –α και το τέμνω και σημαίνει κάτι που δεν μπορεί να διαιρεθεί επιπλέον). Σύμφωνα με τον Δημόκριτο «η ύλη συντίθεται από αδιαίρετα σωματίδια τα άτομα τα οποία ενώνονται μεταξύ τους με διαφορετικούς συνδυασμούς σχηματίζοντας όλα τα υλικά σώματα που μας περιβάλλουν». Αν και η θεωρία του Δημόκριτου για το άτομο και την ύλη αποτελούν ακόμη και σήμερα θεμέλιο λίθο της επιστήμης, η αντίληψή μας για το άτομο έχει αλλάξει λόγω του έργου του Ε. Fermi. Σήμερα γνωρίζουμε ότι το άτομο είναι διαιρετό και μάλιστα ότι κατά την διάσπασή του εκλύονται τεράστια ποσά ενέργειας.

Η μελέτη των ιδιοτήτων των ατόμων των αερίων από τον J. Dalton τον 19 αι. άνοιξε τον δρόμο για την μελέτη του ατόμου στην σύγχρονη εποχή και την διατύπωση των σύγχρονων ατομικών προτύπων. Σύμφωνα με τον J. Dalton (1808) «κάθε χημικό στοιχείο αποτελείται από μικροσκοπικά αδιαίρετα, μη καταστρεφόμενα σωματίδια τα άτομα. Όλα τα άτομα του ίδιου στοιχείου είναι όμοια μεταξύ τους, έχουν το ίδιο ατομικό βάρος και άλλες κοινές ιδιότητες»

                                                                                                                           

Ακολούθησαν τα ατομικά πρότυπα του J. J. Thomson (1897), του Rutherford (1911) και του Ν. Bohr (1913) τα οποία συνέβαλαν σημαντικά στην προσπάθεια περιγραφής του ατόμου και στην

 σημερινή αντίληψη για το άτομο (κβαντομηχανικό πρότυπο).

Το 1926 προτάθηκε το κβαντομηχανικό πρότυπο του ατόμου το οποίο και έγινε τελικά αποδεκτό από όλους ως το πληρέστερο πρότυπο. Στην δεκαετία 1920-1930 επιτεύχθηκε η μέτρηση της μάζας και ο προσδιορισμός του μεγέθους αρκετών ατόμων των γνωστών έως τότε στοιχείων. Έως το 1970 αναπτύχθηκαν νέες τεχνικές που επέτρεψαν πλεόν την απεικόνιση μεμονωμένων ατόμων. Μία από αυτές είναι η Μικροσκοπική  Σάρωση Σήραγγας με την οποία  στο Σχήμα 4 έχει απεικονισθεί ένα άτομο κοβαλτίου (Co) επάνω σε μία χάλκινη επιφάνεια (περισσότερες πληροφορίες στην δημοσίευση του NIST).

 

Σχήμα 4: Απεικόνιση ατόμου Co επάνω σε χάλκινη επιφάνεια με την τεχνική της Μικροσκοπικής Σάρωσης Σήραγγας

 

 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 

Η συμβολή της επιστήμης της Χημείας στην βελτίωση της καθημερινής ζωής μας δεν γίνεται πάντοτε αντιληπτή.  Στο ιστολόγιο αυτό γίνεται μία προσπάθεια να παρουσιασθούν οι τομείς στους οποίους έχει συμβάλει αποφασιστικά η Χημεία και η επίδραση που έχει στον άνθρωπο. Ως σκοπός της δημιουργίας του ιστολογίου αυτού με τον τίτλο «Χημεία η Κεντρική  Επιστήμη» μπορεί να θεωρηθεί ότι είναι να παρουσιασθεί η συμβολή της  Χημείας στην βελτίωση της καθημερινής ζωής του ανθρώπου και γενικότερα η προσφορά της σε τομείς όπως: 

  • η υγεία και υγιεινή (φάρμακα, καλλυντικά, σαπούνια, απορρυπαντικά, αναλύσεις βιολογικών δειγμάτων, φίλμ για ακτίνες Χ, τεχνητά άκρα)  
Χημεία και Υγεία: εμβόλιο κατά του καρκίνου του τραχήλου της μήτρας
  • το περιβάλλον (νέες μορφές ενέργειας, νέα είδη καυσίμων, αναλύσεις δειγμάτων περιβαλλοντικού ενδιαφέροντος)

Χημεία και περιβάλλον: Βιοντίζελ που παράγεται από ηλιοτρόπιο

  •  η βιομηχανία (πλαστικά, συνθετικές ίνες, τρόφιμα,  χρώματα, λιπάσματα, γεωργικά φάρμακα, αναλύσεις δειγμάτων).
  • η Βιολογία και η Ιατρική (βοήθεια στην προοδευτικά αυξανόμενη κατανόηση  της μοριακής φύσης των βιολογικών διεργασιών και συστημάτων).  
  • η γεωργία (συνθετικά λιπάσματα, ζιζανιοκτόνα, παρασιτοκτόνα)
  • οι μεταφορές (πετροχημικά προιόντα, πλαστικά για οχήματα)
  • οι κατασκευές (επενδύσεις πατωμάτων και τοίχων, χρώματα, υλικά κατασκευών)
  • η έρευνα και η τεχνολογία (οργανική σύνθεση, δομή των μορίων, γεννητικός κώδικας)

Παρακάτω εξετάζουμε διεξοδικότερα μερικούς από τους τομείς όπου η επίδραση της Χημείας υπήρξε καταλυτική:

 

Χημεία & Γεωργία (Αγροτική Παραγωγή)

Καθώς ο πληθυσμός της γής αυξάνει με ρυθμό πολύ μεγαλύτερο από το παρελθόν υπάρχει μία διαρκώς διογκούμενη πίεση για μεγαλύτερες ποσότητες τροφίμων. Οι παραδοσιακές μέθοδοι καλλιέργειας της γής ήταν και είναι αδύνατο να καλύψουν τις διαρκώς αυξανόμενες ανάγκες με αποτέλεσμα να χρησιμοποιείται η λεγόμενη εντατική καλλιέργεια. Με τον τρόπο αυτό επιτυγχάνεται αύξηση της παραγωγής χρησιμοποιώντας σε μεγάλη κλίμακα:

  • νέα μηχανήματα
  • συνθετικά λιπάσματα για την παροχή βασικών θρεπτικών συστατικών σε φυτά (καλλιέργειες)
  • μυκητοκτόνα για την αποτελεσματική καταπολέμηση ασθενειών
  • παρασιτοκτόνα για την καταπολέμηση παρασίτων

Συνθετικό Λίπασμα

 

Η χρήση χημικών στην εντατική καλλιέργεια όπως φαίνεται και παραπάνω είναι εκτενής καθώς χρησιμοποιούνται είτε ως λιπάσματα είτε ως προιόντα για την καταπολέμηση ασθενειών σε αντίθεση με την παραδοσιακή γεωργία όπου δεν είναι απαραίτητα. Η λίπανση για παράδειγμα στην παραδοσιακή γεωργία προέρχεται κυρίως από την αποσύνθεση των φύλλων και των φυτών με αποτέλεσμα να ελαχιστοποιούνται οι αρνητικές επιπτώσεις στο περιβάλλον. Η χρησιμοποίηση όμως για δεκαετίες εντατικής καλλιέργειας (και μονοκαλλιέργειας) έχει επηρεάσει το έδαφος στερώντας το από τα απαραίτητα θρεπτικά συστατικά με αποτέλεσμα την ανάγκη χρήσης των πρόσθετων συνθετικών συστατικών. Επιπλέον, η μονοκαλλιέργεια κάνει τα φυτά ευάλλωτα σε ασθένειες, έντομα και παράσιτα. Χωρίς την ορθολογιστική χρήση χημικών οι περισσότερες καλλιέργειες θα καταστρέφονταν με αποτέλεσμα να δημιουργούνται ελλείψεις βασικών τροφίμων.

Εντομα επιτίθενται σε καλλιέργεια

 

Λιπάσματα:

 Τα λιπάσματα παρέχουν στο έδαφος, όταν χρησιμοποιούνται στις ενδεδειγμένες ποσότητες, τις ιδανικές ποσότητες θρεπτικών συστατικών (π.χ. άζωτο, φώσφορο, ασβέστιο, κάλιο, μαγνήσιο και ιχνοστοιχεία) έτσι ώστε να επιτυγχάνεται η κατάλληλη ανάπτυξη της κάθε καλλιέργειας. Οταν όμως χρησιμοποιούνται σε ποσότητες παραπάνω απο τις κανονικές (και δυστυχώς αυτό γίνεται τακτικά) ένα μέρος τους καταλήγει στα επίγεια και υπόγεια νερά με αποτέλεσμα να παρατηρείται μόλυνση του περιβάλλοντος. Για παράδειγμα η υπερβολική χρήση φωσφορικών λιπασμάτων σε καλλιέργειες δημιουργεί τελικά ψηλές συγκεντρώσεις φωσφορικών σε νερά κυρίως λιμνών και ποταμών με αποτέλεσμα την γιγάντωση φυτών, φυκιών και άλγης (το φαινόμενο ονομάζεται ευτροφισμός). Καθώς αυτά αφαιρούν οξυγόνο απο το νερό προκαλούν τον θάνατο σε ψάρια και σε άλλους οργανισμούς. 

 

Ευτροφισμός που παρατηρείται σε ποτάμι

Με βάση τα παραπάνω και καθώς η Χημεία αποτελεί «γέφυρα» – διασύνδεση πρός πολλές άλλες επιστήμες και τομείς ενασχόλησης του σύγχρονου ανθρώπου,  μπορεί  να χαρακτηρισθεί ως μια επιστήμη-κλειδί για το σύγχρονο Πολιτισμό, μια «κεντρική επιστήμη», όπως την αποκάλεσε πρόσφατα ο σύλλογος των Αμερικανών Χημικών (Αmerican Chemical Society).  Δίκαια λοιπόν μαζί με άλλες φυσικές επιστήμες και με τα μαθηματικά διδάσκεται στην δευτεροβάθμια εκπαίδευση (γυμνάσιο και λύκειο) και συμβάλλει στην κατανόηση του ατόμου για τον φυσικό κόσμο που μας περιβάλλει. Στο ιστολόγιο αυτό θα γίνει εκτενής αναφορά στην διδασκαλία της Χημείας στο Λύκειο με ιδιαίτερη έμφαση στην Γ΄Λυκείου καθώς αποτελεί μάθημα που εξετάζεται στις πανελλαδικές εξετάσεις για την εισαγωγή των υποψηφίων στην τριτοβάθμια εκπαίδευση.

Αύγουστος 2017
Δ Τ Τ Π Π Σ Κ
« Σεπτ.    
 123456
78910111213
14151617181920
21222324252627
28293031  

Άρθρα

Αρχείο Άρθρων

Blog Statistics

  • 61,250 hits (απο 20-09-2010)
Αρέσει σε %d bloggers: