ΙΟΝΤΙΚΑ ΚΑΙ ΜΟΡΙΑΚΑ ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΧΗΜΕΙΑ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ ΚΕΦ.2.A: ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΕΣ-ΙΟΝΤΙΣΜΟΣ ΟΞΕΩΝ ΚΑΙ ΒΑΣΕΩΝ (α) ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ Α) ΜΟΡΙΑΚΑ ( Η διαλ. Ουσία βρίσκεται αποκλειστικά με μορφή μορίων) π.χ. Διάλυμα ζάχαρης Β) ΙΟΝΤΙΚΑ ( Η διαλυμένη ουσία έχει διασπασθεί πλήρως ή εν μέρει σε ιόντα) π.χ. διάλυμα οξέος, βάσης ή άλατος ΕΡΩΤΗΣΕΙΣ ΚΑΤΑΝΟΗΣΗΣ Είναι σωστές (Σ) ή λανθασμένες (Λ) οι προτάσεις που ακολουθούν; α) Τα ιοντικά διαλύματα περιέχουν μόνο ιόντα ηλεκτρολύτη.  β) Διάλυμα ισχυρού ηλεκτρολύτη φέρει περισσότερα ιόντα από διάλυμα ασθενούς ηλεκτρολύτη.  γ) Αν διαλύσουμε λίγο ακετυλοσαλικυλικό οξύ (ασπιρίνη) σε νερό, το διάλυμα θα εμφανίζει ηλεκτρική αγωγιμότητα.  Στο κύκλωμα του σχήματος παρεμβάλλουμε διαδοχικά τα παρακάτω υδατικά διαλύματα, ίδιας συγκέντρωσης και θερμοκρασίας. α) CH3OH, b) CaI2, c)KOH, d)HCN, e)NH3, f)Cl2, g)HNO3, h)HCOOH. Άρα ο λαμπτήρας θα ανάψει στα διαλύματα ……………………… Έντονα θα ανάψει στα διαλύματα ……………………………………. ΙΟΝΤΙΚΑ ΚΑΙ ΜΟΡΙΑΚΑ ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΕΣ: Ουσίες των οποίων τα υδατικά διαλύματα εμφανίζουν ηλεκτρική αγωγιμότητα. (οξέα, βάσεις, άλατα) Ας θυμηθούμε τις κατηγορίες των ηλεκτρολυτών (ΣΧΟΛΙΟ στο τέλος) * Τα ιοντικά διαλύματα αν και εμφανίζουν ηλεκτρική αγωγιμότητα , εν τούτοις εξακολουθούν να είναι ηλεκτρικά ουδέτερα. (Σύμφωνα με την αρχή διατήρησης του ηλεκτρικού φορτίου)

ΗΑ + Β  Α- + ΗΒ+ ΧΗΜΕΙΑ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ ΚΕΦ.2.Α: ΟΞΕΑ, ΒΑΣΕΙΣ ΚΑΤΑ BROENSTED-LOWRY (β) Σύμφωνα με Arhenius: Το νερό είναι απαραίτητα διαλύτης, δηλαδή η θεωρία ισχύει μόνο για υδατικά διαλύματα Εδώ το νερό δεν είναι οπωσδήποτε διαλύτης, δηλ. η θεωρία ισχύει και σε μη υδατικά διαλύματα. ΕΡΩΤΗΣΕΙΣ ΚΑΤΑΝΟΗΣΗΣ 3. Στις παρακάτω ισορροπίες συνδέστε μεταξύ τους με γραμμή τα συζυγή ζευγάρια οξέος και βάσης. HCN + HOH <=> H3O+ + CN- RNH2 + HOH <=> OH- + RNH3+ 4. Συμπληρώστε τον πίνακα: 4.α. Ποιες από τις παρακάτω ουσίες είναι αμφολύτες; CO32-, HSO3-, NH4+, H2N-CH2-COOH, H2PO4- . Σύμφωνα με τους Broensted – lowry: ΟΞΥ ΣΥΖ. ΒΑΣΗ ΗΝΟ3 ΗSO4- CO32- H2O Επομένως για να εκδηλωθεί όξινος χαρακτήρας πρέπει να υπάρξει οπωσδήποτε βάση και αντίστροφα. ΗΑ + Β  Α- + ΗΒ+ Ζεύγη που διαφέρουν κατά ένα πρωτόνιο (Η+) χαρακτηρίζονται ΣΥΖΥΓΗ. Π.χ. ΗΑ (Οξύ) – Α-(Συζ. Βάση) ΗΒ+ (οξύ) – Β (συζ. Βάση) ΑΜΦΙΠΡΩΤΙΚΕΣ ΟΥΣΙΕΣ ή ΑΜΦΟΛΥΤΕΣ είναι ουσίες που δρούν άλλοτε σαν οξέα και άλλοτε σαν βάσεις. Π.χ. ΗΟΗ + ΗCl -> H3O+ + Cl- (H2O: Βάση) ΗΟΗ + ΝΗ3  ΝΗ4+ + ΟΗ- (Η2Ο: Οξύ) Αμφιπρωτικές ουσίες είναι το νερό, τα όξινα ανιόντα (με εξαίρεση το HSO4- που δρα κυρίως σαν οξύ) και τα αμινοξέα.

ΤΑ ΚΑΘΑΡΑ ΟΞΕΑ …ΔΕΝ ΕΙΝΑΙ ΟΞΕΑ ΧΗΜΕΙΑ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ ΚΕΦ.2.Α: ΟΞΕΑ, ΒΑΣΕΙΣ ΚΑΤΑ BROENSTED-LOWRY (γ) ΤΑ ΚΑΘΑΡΑ ΟΞΕΑ …ΔΕΝ ΕΙΝΑΙ ΟΞΕΑ ΕΡΩΤΗΣΕΙΣΚΑΤΑΝΟΗΣΗΣ 5. Χαρακτηρίστε τις παρακάτω ουσίες σαν οξέα (Ο), βάσεις (Β), ή αμφιπρωτικές (Α) και γράψτε τις αντιδράσεις ιοντισμού τους με νερό: ΗΙ ( ), ΝΗ3 ( ), H2SO4 ( ) , HCO3- ( ) , H2S ( ) , CN- ( ) , SO42-( ). Αντιστοιχείστε τις ουσίες της στήλης Α με τους χαρακτηρισμούς της στήλης Β: 6.Α. Αν η ισορροπία CH3COOH + H2O  CH3COO- + H3O+ είναι μετατοπισμένη προς τα αριστερά να συγκρίνετε την ισχύ των οξέων που μετέχουν σ’ αυτήν. . Τα κατιόντα που περιέχουν υδρογόνο δρουν συνήθως σαν οξέα. Π.χ. ΝΗ4+ , Η3Ο+ κλπ Τα ανιόντα που δεν περιέχουν υδρογόνο δρουν συνήθως σαν βάσεις Π.χ. CO32-, CN- κλπ. Α Β Α) HClO4 α) Αμφιπρωτικός ηλ/της Β) SO32- β) Ισχυρή βάση Γ) HCOOH γ) Ασθενές οξύ Δ) Ba(OH)2 δ) Ασθενής βάση Ε) HSO3- ε) Ισχυρό οξύ Σημαντικό ρόλο για το αν θα δράσει ένα σώμα σαν οξύ ή σαν βάση παίζει ο διαλύτης. Έτσι το οξικό οξύ ενώ σε υδατικό διάλυμα είναι οξύ , αν διαλυθεί στο ισχυρότερο θειικό οξύ δρα σαν βάση. Όσο ισχυρότερο είναι ένα οξύ τόσο ασθενέστερη είναι η συζυγής του βάση. (ΗΝΟ3: Ισχυρό οξύ, ΝΟ3-: ασθενέστατη βάση) Ισορροπίες μεταξύ συζυγιακών μορφών οξέος-βάσης του τύπου ΗΑ + Β  Α- + ΗΒ+ Είναι μετατοπισμένες προς την πλευρά που βρίσκεται το ασθενέστερο οξύ ή βάση. (Π.χ. αν το οξύ ΗΑ είναι ασθενέστερο του οξέος ΗΒ+, η ισορροπία είναι μετατοπισμένη προς τα αριστερά)

ΣΧΟΛΙΟ: Τα δυσδιάλυτα άλατα είναι ισχυροί ηλεκτρολύτες; ΧΗΜΕΙΑ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ ΚΕΦ.2.A: ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΕΣ-ΙΟΝΤΙΣΜΟΣ ΟΞΕΩΝ ΚΑΙ ΒΑΣΕΩΝ (δ) ΣΧΟΛΙΟ: Τα δυσδιάλυτα άλατα είναι ισχυροί ηλεκτρολύτες; H διάλυση μιας ουσίας είναι φαινόμενο άσχετο με την ηλεκτρολυτική ισχύ της και έτσι θεωρώ ότι πρέπει να το χειριστούμε στη τάξη. Κριτήριο ισχύος ενός ηλεκτρολύτη είναι η ισοδύναμη αγωγιμότητά του που δεν σχετίζεται με την τιμή διαλυτότητας του ηλεκτρολύτη, ενώ κριτήριο διαλυτότητας μιας ουσίας αποτελεί το γινόμενο διαλυτότητάς της (Κsp). Ισχυροί ηλεκτρολύτες έχουν μεγάλη Ι.Α. η οποία αυξάνεται βαθμιαία και σχετικά λίγο με την αραίωση (σύμφωνα με το σχολικό εγχειρίδιο δεν μεταβάλλεται) , ενώ η Ι.Α. των ασθενών ηλεκτρολυτών είναι μικρή , αυξάνεται όμως απότομα σε μεγάλες αραιώσεις. (Νόμος αραίωσης ostwald). Τα άλατα για παράδειγμα είναι όλα ισχυροί ηλεκτρολύτες ακόμη και τα δυσδιάλυτα (Ποιοτική ανάλυση και Χημική ισορροπία, Θ. Χατζηιωάννου, σελ.28). Το ποσοστό που θα διαλυθεί μπορεί να είναι ελάχιστο και εξαρτάται από την ενέργεια πλέγματος . Υπάρχουν και εδώ κάποιοι γενικοί κανόνες , που επιδέχονται αρκετές εξαιρέσεις. Π.χ. άλατα με μικρά ιόντα μεγάλου φορτίου είναι συνήθως ευδιάλυτα. Επίσης η διαφορά μεγέθους κατιόντος, ανιόντος ευνοεί αυξημένη διαλυτότητα. Έτσι μπορεί να διαλυθεί ένα μικρό ποσό του άλατος , αλλά από τη στιγμή που διαλύεται και βρίσκεται αποκλειστικά με την μορφή εφυδατωμένων ιόντων, επομένως η διάστασή του θεωρείται πλήρης.