Η παρουσίαση φορτώνεται. Παρακαλείστε να περιμένετε

Η παρουσίαση φορτώνεται. Παρακαλείστε να περιμένετε

1 Πανεπιστήμιο Ιωαννίνων Σχολή Επιστημών Υγείας Τμήμα Βιολογικών Εφαρμογών και Τεχνολογιών «Αναλυτική Χημεία – Ενόργανη Ανάλυση» Ισορροπίες Οξέων - Βάσεων.

Παρόμοιες παρουσιάσεις


Παρουσίαση με θέμα: "1 Πανεπιστήμιο Ιωαννίνων Σχολή Επιστημών Υγείας Τμήμα Βιολογικών Εφαρμογών και Τεχνολογιών «Αναλυτική Χημεία – Ενόργανη Ανάλυση» Ισορροπίες Οξέων - Βάσεων."— Μεταγράφημα παρουσίασης:

1 1 Πανεπιστήμιο Ιωαννίνων Σχολή Επιστημών Υγείας Τμήμα Βιολογικών Εφαρμογών και Τεχνολογιών «Αναλυτική Χημεία – Ενόργανη Ανάλυση» Ισορροπίες Οξέων - Βάσεων Δρ. Δημήτριος Στεργίου Διδάσκων Π.Δ. 407/80

2 2 Σταθερά ισορροπίας   Για τη γενική χημική αντίδραση: aA + bB ⇋ cC + dD η σταθερά χημικής ισορροπίας (Κ C ) δίνεται από το νόμο δράσης των μαζών:   Είναι μέγεθος αδιάστατο.   Οι συγκεντρώσεις των διαλυμένων ουσιών εκφράζονται σε mol L -1.   Για τα αέρια χρησιμοποιείται η πίεση P, η οποία εκφράζεται σε bar.   Οι συγκεντρώσεις, που αφορούν καθαρές στερεές ή υγρές ουσίες καθώς και διαλύτες θεωρούνται σταθερές και παραλείπονται.   Η σταθερά ισορροπίας (Κ) μία χημικής αντίδρασης, που προκύπτει από το άθροισμα δύο η περισσοτέρων αντιδράσεων ισούται με το γινόμενο των σταθερών ισορροπίας των επί μέρους αντιδράσεων, δηλαδή Κ = Κ 1 Κ 2 …Κ n.

3 3 Σταθερά ισορροπίας   Οι παράγοντες που επηρεάζουν τη θέση μίας χημικής ισορροπία είναι: 1. Η συγκέντρωση (C). 2. Η πίεση (P) όταν πρόκειται για αέρια. 3. Η θερμοκρασία (Τ).   Αρχή του Le Chatelier: «Η μεταβολή ενός εκ των παραγόντων που επηρεάζουν τη θέση της χημικής ισορροπίας έχει ως αποτέλεσμα τη μετατόπιση αυτής προς εκείνη την κατεύθυνση, κατά την οποία τείνει να αναιρεθεί η μεταβολή αυτή».   Για μεταβολή των συγκεντρώσεων, ο αλγεβρικός έλεγχος μπορεί να γίνει με το πηλίκο της αντίδρασης (Q), που μοιάζει με τη σταθερά ισορροπίας Κ:   Όταν Q < Κ η ισορροπία μετατοπίζεται προς τα δεξιά.   Όταν Q > K η ισορροπία μετατοπίζεται προς τα αριστερά.   Σε μία ενδόθερμη αντίδραση η αύξηση της θερμοκρασίας οδηγεί την ισορροπία προς τα δεξιά και η μείωση προς τα αριστερά.   Σε μία εξώθερμη αντίδραση η αύξηση της θερμοκρασίας οδηγεί την ισορροπία προς τα αριστερά και η μείωση προς τα δεξιά.

4 4 Επίδραση ιοντικής ισχύος   Τα ιόντα όταν βρίσκονται σε διαλύματα έχουν την τάση να προσελκύουν μόρια διαλύτη ή άλλα ιόντα αντίθετου φορτίου, με αποτέλεσμα να δημιουργείται γύρω τους μία ιοντική ατμόσφαιρα.   Ιοντική ατμόσφαιρα  μείωση της ηλεκτροστατικής έλξης των ιόντων.   Η επίδραση της ιοντικής ατμόσφαιρας εκφράζεται με την ιοντική ισχύ (μ) που αποτελεί μέτρο της συνεισφοράς του κάθε ιόντος, ανάλογα με το φορτίο του: όπου c i η συγκέντρωση του κάθε ιόντος και z i το φορτίο του ιόντος.   Μείωση της ηλεκτροστατικής έλξης των ιόντων  η πραγματική συγκέντρωση είναι μικρότερη από τη θεωρητική.

5 5 Επίδραση ιοντικής ισχύος   Ενεργή συγκέντρωση ή ενεργότητα (α): η πραγματική συγκέντρωση που λαμβάνει υπόψη την επίδραση της ιοντικής ισχύος.   Συντελεστής ενεργότητας (γ): μέτρο της απόκλισης της συγκέντρωσης από τη θεωρητική. Λαμβάνει τιμές 0 ≤ γ ≤ 1.   Η σχέση που συνδέει την ενεργότητα (α) με τη θεωρητική συγκέντρωση (C): α = γ. C   Ανάλογη μορφή λαμβάνει και η εξίσωση της σταθεράς ισορροπίας:   Σε αραιά διαλύματα και χαμηλή ιοντική ισχύ (μ) οι συντελεστές ενεργότητας (γ) προσεγγίζουν τη μονάδα, οπότε ισχύει ότι α ≈ C και K ≈ K c.   Οι συντελεστές ενεργότητας υπολογίζονται από την εξίσωση Debye-Hückel.

6 6 Αυτοπρωτόλυση - pH   Αυτοπρωτόλυση: η αντίδραση ενός ουδέτερου διαλύτη, κατά την οποία δύο μόρια του ίδιου είδους ανταλλάσσουν ένα πρωτόνιο δημιουργώντας δύο ιόντα, π.χ. η αυτοπρωτόλυση του ύδατος: Η 2 Ο + Η 2 Ο ⇋ Η 3 Ο + + ΟΗ -   Η αντίδραση αυτοϊονισμού του ύδατος μπορεί να γραφεί και ως: Η 2 Ο ⇋ Η + + ΟΗ - με σταθερά ισορροπίας: Κ w = [H + ][OH - ] = 1,01× στους 25°C   Προσεγγιστικός ορισμός pH (Sørensen, 1909): pH = -log[H + ]   Πραγματικός ορισμός pH: pH = -logα Η + = -log[H + ]γ Η +   Επίσης ισχύει: pH + pOH = pK w = 14

7 7 Κλίμακα pH   Το pH αποτελεί μέτρο έκφρασης της οξύτητας ενός διαλύματος.   Ειδικότερα για τα αμινοξέα έχουν σημασία το ισοϊοντικό και το ισοηλεκτρικό σημείο.   Ισοϊοντικό σημείο: είναι η τιμή του pH που παρέχει το καθαρό, ουδέτερο πολυπρωτικό οξύ.   Ισοηλεκτρικό σημείο: η τιμή του pH στο οποίο το πολυπρωτικό οξύ έχει συνολικό φορτίο μηδέν.

8 8 Οξέα – Βάσεις   Ορισμός κατά Arrhenius Οξύ: οι ηλεκτρολύτες που σε υδατικά διαλύματα παρέχουν με διάσταση Η +. Βάση: οι ηλεκτρολύτες που σε υδατικά διαλύματα παρέχουν με διάσταση ΟΗ -.   Ορισμός κατά Brönsted - Lowry Οξύ: κάθε ιόν ή μόριο που σε υδατικά διαλύματα δρα ως δότης Η +. Βάση: κάθε ιόν ή μόριο που σε υδατικά διαλύματα δρα ως δέκτης Η +.   Ορισμός κατά Lewis Οξύ: κάθε άτομο, μόριο ή ιόν που δρα ως δέκτης e -. Βάση: κάθε άτομο, μόριο ή ιόν που δρα ως δότης e -.

9 9 Οξέα – Βάσεις ΟΞΕΑ Μονοπρωτικά (παρέχουν ένα Η + ) Διπρωτικά (παρέχουν δύο Η + ) Πολυπρωτικά (παρέχουν πάνω από δύο Η + ) ΙΣΧΥΡΑ (HCl, H2SO4) ΑΣΘΕΝΗ (CH3COOH) ΒΑΣΕΙΣ Μονόξινες (παρέχουν ένα ΟΗ - ) Δισόξινες (παρέχουν δύο ΟΗ - ) Πολυόξινες (παρέχουν πάνω από δύο ΟΗ - ) ΙΣΧΥΡΕΣ (NaOH) ΑΣΘΕΝΕΙΣ (NH3)

10 10 Σταθερές Διάστασης Ασθενών Οξέων και Βάσεων ΗΑ ⇋ Η + + Α - οξύ συζυγής βάση Σταθερά διάστασης οξέος ΗΑ: ΒΟΗ ⇋ ΟΗ - + Β + βάση συζυγές οξύ Σταθερά διάστασης βάσης ΒΟΗ: Σχέση μεταξύ Κ α και Κ b ενός συζυγούς ζεύγους οξέος – βάσεως: ΗΑ ⇋ Η + + Α - Α- + Η 2 Ο ⇋ ΗΑ + ΟΗ - Η 2 Ο ⇋ Η + + ΟΗ -

11 11 Βαθμός Διάστασης Οξέων και Βάσεων ΗΑ ⇋ Η + + Α - αρχικά: C διΐστανται: x παράγονται: x x X.I.: C – x x x Βαθμός διάστασης (α) οξέος ΗΑ = [Α - ] / C = x / C (α ≤ 1) Επίσης ισχύουν οι σχέσεις: και   Για την επίλυση προβλημάτων χημικής ισορροπίας, απαιτούνται δύο ακόμα βασικές εξισώσεις:   Αρχή ισοστάθμισης φορτίου   Αρχή ισοστάθμισης μάζας

12 12   Αρχή ισοστάθμισης φορτίου: το άθροισμα των θετικών φορτίων σε ένα διάλυμα ισούται με το άθροισμα των αρνητικών φορτίων. π.χ. έστω ένα διάλυμα K 3 PO 4 για το οποίο ισχύει: [H + ] + [K + ] = [OH - ] + [H 2 PO 4 - ] + 2[HPO 4 2- ] + 3[PO 4 3- ] Ο συντελεστής μπροστά από κάθε ιόν ισούται πάντα με το φορτίο του ιόντος.   Αρχή ισοστάθμισης μάζας: σχετίζεται με τη διατήρηση της ύλης (των ατόμων). Σε ένα διάλυμα, η ποσότητα όλων των σωματιδίων, που περιέχουν ένα συγκεκριμένο άτομο ή ομάδα ατόμων, πρέπει να είναι ίση με την ποσότητα του ατόμου ή της ομάδας ατόμων που προστέθηκε στο διάλυμα. π.χ. έστω ένα διάλυμα 0,0250 Μ Η 3 PO 4 για το οποίο ισχύει: [H 3 PO 4 ] + [H 2 PO 4 - ] + [HPO 4 2- ] + [PO 4 3- ] = 0,0250 M π.χ. έστω ένα διάλυμα 1,00×10 -5 Μ [Ag(NH 3 ) 2 ]Cl για το οποίο ισχύει: [Cl - ] = 1,00×10 -5 Μ και [Ag + ] + [Ag(NH 3 ) + ] + [Ag(NH 3 ) 2 + ] = 1,00×10 -5 Μ [NH 4 + ] + [NH 3 ] + [Ag(NH 3 ) + ] + 2[Ag(NH 3 ) 2 + ] = 2,00×10 -5 Μ

13 13 Ρυθμιστικά διαλύματα   Ορισμός: ονομάζονται τα διαλύματα, που έχουν την ιδιότητα να διατηρούν το pH τους πρακτικά αμετάβλητο, όταν σε αυτά προστεθούν μικρές ποσότητες ισχυρών οξέων ή βάσεων ή όταν αραιώνονται.   Συνήθως αποτελούνται από μίγμα ενός ασθενούς οξέος και ενός άλατος αυτού (συζυγής βάση) ή μίγμα μίας ασθενούς βάσης και άλατος αυτής (συζυγές οξύ). π.χ. CH 3 COOH – CH 3 COONa, NH 3 – NH 4 Cl   Η βασική εξίσωση των ρυθμιστικών διαλυμάτων είναι η εξίσωση Henderson – Hasselbalch:   Ομοίως για ρυθμιστικό διάλυμα βάσης ισχύει:

14 14 Ρυθμιστικά διαλύματα   Ρυθμιστική ικανότητα ή ρυθμιστική χωρητικότητα (β): αποτελεί μέτρο της ικανότητας ενός ρυθμιστικού διαλύματος να αντιστέκεται σε μεταβολές του pH όταν σε αυτό προστεθεί ισχυρό οξύ ή βάση. Δίνεται από τη σχέση: β = dC b / dpH = -dC a / dpH όπου τα C a και C b είναι τα mol του οξέος και της βάσης, αντίστοιχα, ανά λίτρο διαλύματος, που απαιτούνται για να μεταβληθεί το pH κατά μία μονάδα.   Όσο μεγαλύτερη η ρυθμιστική ικανότητα, τόσο καλύτερα αντιστέκεται στις μεταβολές του pH το ρυθμιστικό διάλυμα.   Ένα ρυθμιστικό διάλυμα έχει τη μέγιστη ρυθμιστική ικανότητα όταν το pH είναι ίσο με το pK a (όταν δηλαδή [ΗΑ] = [Α - ]).   Η επιλογή του ρυθμιστικού διαλύματος γίνεται έτσι ώστε το pK a να βρίσκεται όσο πιο κοντά στο επιθυμητό pH.   Χρήσιμο εύρος pH θεωρείται το pK a ± 1 μονάδες pH.


Κατέβασμα ppt "1 Πανεπιστήμιο Ιωαννίνων Σχολή Επιστημών Υγείας Τμήμα Βιολογικών Εφαρμογών και Τεχνολογιών «Αναλυτική Χημεία – Ενόργανη Ανάλυση» Ισορροπίες Οξέων - Βάσεων."

Παρόμοιες παρουσιάσεις


Διαφημίσεις Google