ΧΗΜΕΙΑ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ ΚΕΦ.2.B: ΙΟΝΤΙΣΜΟΣ ΟΞΕΩΝ ΚΑΙ ΒΑΣΕΩΝ (α) ΕΡΩΤΗΣΕΙΣ ΚΑΤΑΝΟΗΣΗΣ ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΙΚΗ ΔΙΑΣΤΑΣΗ: Η απομάκρυνση των ιόντων μιας ιοντικής ένωσης από το κρυσταλλικό της πλέγμα. NaCl(s)  Na + (H 2 O) x + Cl - (H 2 O) y Ή απλούστερα NaCl(s)  Na + (aq) + Cl - (aq) Άλλα παραδείγματα ηλεκτρολυτικών διαστάσεων: Ca(NO 3 ) 2 (s)  Ca 2+ (aq) + 2 NO 3 - (aq) Ba(OH) 2 (s)  Ba 2+ (aq) + 2 OH - (aq) ΙΟΝΤΙΣΜΟΣ ομοιοπολικού ηλεκτρολύτη είναι η αντίδρασή του με το διαλύτη (π.χ. Η 2 Ο) προς σχηματισμό ιόντων. Π.χ. HCl + HOH  H 3 O + + Cl - (Ιοντισμός ισχυρού ηλεκτρολύτη) Ή NH 3 + HOH  NH OH - (Ιοντισμός ασθενούς ηλεκτρολύτη) 8.Να γραφούν οι χημικές εξισώσεις των αντιδράσεων ηλεκτρολυτικής διάστασης ή ιοντισμού των ηλεκτρολυτών: Χλωριούχου βαρίου, νιτρικού αργιλίου, υδροκυανίου, υδροξειδίου του μαγνησίου, υπερχλωρικού οξέος, HCΟOH, C 3 H 9 N(ασθενής βάση) Από τον ιοντισμό ΟΞΕΩΝ παράγονται πάντα ιόντα οξωνίου ( Η 3 Ο + ), ενώ από τον ιοντισμό των ΒΑΣΕΩΝ παράγονται πάντα ιόντα υδροξειδίου (ΟΗ - ) Άλλα παραδείγματα χημικών εξισώσεων ιοντισμού: 1)H 2 SO 4 + H 2 O  HSO H 3 O + (ιοντισμός ισχυρού οξέος) 2)CO H 2 O  HCO OH - (ιοντισμός ασθενούς βάσης) Στις εξισώσεις διάστασης δεν βάζουμε νερό στα αντιδρώντα Στις εξισώσεις ιοντισμού βάζουμε νερό στα αντιδρώντα

ΧΗΜΕΙΑ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ ΚΕΦ.2.Β: IONTIΣΜΟΣ ΟΞΕΩΝ ΚΑΙ ΒΑΣΕΩΝ (β) ΕΡΩΤΗΣΕΙΣ ΚΑΤΑΝΟΗΣΗΣ Οι ΙΟΝΤΙΚΟΙ ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΕΣ (Άλατα, υδροξείδια μετάλλων) διίστανται πλήρως και είναι ΙΣΧΥΡΟΙ ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΕΣ. ΙΣΧΥΡΑ ΟΞΕΑ: HCl, HBr, HI, HNO 3, HClO 4, H 2 SO 4 (α΄στάδιο ιοντισμού) Οι ΟΜΟΙΟΠΟΛΙΚΟΙ ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΕΣ (Οξέα, μοριακές βάσεις) ιοντίζονται άλλοτε πλήρως (ΙΣΧΥΡΟΙ), άλλοτε μερικώς (ΑΣΘΕΝΕΙΣ) 9.Σημειώστε δίπλα από κάθε ηλεκτρολύτη την ένδειξη (Ι) για τους ισχυρούς και (Α) για τους ασθενείς: NaOH( ), ΗΙ ( ), ΝΗ 3 ( ), H 2 SO 4, ( ), BaI 2 ( ), HSO 4 -,( ), NaHSO 4 ( ), H 2 S, ( ), CN - ( ). 10.Είναι σωστές (Σ) ή λανθασμένες (Λ) οι προτάσεις που ακολουθούν; α) Η αντίδραση ιοντισμού είναι μία ενδόθερμη αντίδραση.  β) Σε υδατικό διάλυμα οξέος δεν υπάρχουν μόρια οξέος. γ) Από την διάσταση οποιουδήποτε άλατος θα παραχθεί διάλυμα ηλεκτρικά ουδέτερο. δ) Από τον ιοντισμό της βάσης ΝΗ 2 - θα παραχθεί το οξύ ΝΗ 3. Υπενθυμίζεται ότι: Π.χ. NaI → Να + + Ι - K 2 SO 4 → 2Κ + + SO 4 2- CaSO 3 → Ca 2+ + SO 3 2- Ba(OH) 2 → Ba OH - Π.χ. ΗI + H 2 O → H 3 O + + Ι - ΗF + H 2 O  H 3 O + + F - NH 3 + H 2 O  NH OH - Ανιόντα που είναι συζυγή πολύ ασθενών οξέων θεωρούνται ισχυρές βάσεις. Π.χ. RO -, R -, NH 2 -, RC≡C -.

ΧΗΜΕΙΑ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ ΚΕΦ.2.Β: IONTIΣΜΟΣ ΟΞΕΩΝ ΚΑΙ ΒΑΣΕΩΝ (γ) ΕΡΩΤΗΣΕΙΣ ΚΑΤΑΝΟΗΣΗΣ 10.αΕίναι σωστές (Σ) ή λανθασμένες (Λ) οι προτάσεις που ακολουθούν; α) Διάλυμα ασθενούς οξέος ΗΑ όταν ψυχθεί θα έχει σαν συνέπεια να ελαττωθεί το ποσοστό ιοντισμού του οξέος ΗΑ. β) Το ποσοστό ιοντισμού της αμμωνίας σε υδ. διάλυμά 10%(w/v) είναι μικρότερο από το ποσοστό ιοντισμού της σε υδ. διάλυμά της 5%(w/v), σε ίδια θερμοκρασία. γ) Αν σε διάλυμα ΗCN προστεθεί KCN, ο βαθμός ιοντισμού του ασθενούς οξέος θα αυξηθεί.  11.Αντιστοιχήστε τα υδατικά διαλύματα της στήλης Α με τους βαθμούς ιοντισμού του ηλεκτρολύτη της στήλης Β. (Η θερμοκρασία των διαλυμάτων είναι ίδια) Α B HCOOH 0,1M 1 HNO 3 0,1M 0,1 HCOOH 1M 0,07 HCOOH 1M + HCOOK 0,05 Ο βαθμός ιοντισμού (α) εξαρτάται: 1.Από τη ΦΥΣΗ ΤΟΥ ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΗ (Την μοριακή του δομή π.χ. το ΗΙ είναι ισχυρό οξύ ενώ το ΗF ασθενές σε υδατικά διαλύματα) 2.Από τη ΦΥΣΗ ΤΟΥ ΔΙΑΛΥΤΗ (Π.χ. το οξικό οξύ είναι ασθενές οξύ σε νερό και ισχυρό οξύ σε υγρή αμμωνία) 3.Από τη ΘΕΡΜΟΚΡΑΣΙΑ (Αύξηση της Θ προκαλεί αύξηση του α, γιατί ο ιοντισμός είναι ενδόθερμη αντίδραση και ευνοείται με την θέρμανση.) 4.Από τη ΣΥΓΚΕΝΤΡΩΣΗ του ηλ/τη (Αραίωση δηλ. ελάττωση της C προκαλεί αύξηση του α και μετατόπιση της ισορροπίας προς τα δεξιά. ) 5.Από την ΠΑΡΟΥΣΙΑ ΗΛ/ΤΩΝ ΜΕ ΚΟΙΝΟ ΙΟΝ (Παρουσία ηλεκτρολύτη με κοινό ιόν μειώνει το α. Π.χ. Αν σε υδ. διάλυμα HCN προστεθεί NaCN το HCN θα ιοντίζεται λιγότερο. ) ΒΑΘΜΟΣ ΙΟΝΤΙΣΜΟΥ (α) ηλεκτρολύτη: Το πηλίκο των mol που ιοντίσθηκαν προς τα αρχικά mol του ηλεκτρολύτη. (0<α<1) Δηλ: α=n ιοντισθέντα /n αρχικά Το α εκφράζει και την απόδοση του ιοντισμού. Π.χ. αν α=0,6, τότε απόδοση ιοντισμού είναι 60% Ένα πρώτο μέτρο ισχύος των ηλεκτρολυτών είναι ο βαθμός ιοντισμού. Για να συγκρίνουμε την ισχύ δύο ηλ/των με βάση τους βαθμούς ιοντισμού τους, θα πρέπει να βρίσκονται σε ίδια θερμοκρασία, συγκέντρωση και διαλύτη και να μην υπάρχει άλλος ηλεκτρολύτης με κοινό ιόν.

ΧΗΜΕΙΑ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ ΚΕΦ.2.Β: IONTIΣΜΟΣ ΟΞΕΩΝ ΚΑΙ ΒΑΣΕΩΝ (δ) ΕΡΩΤΗΣΕΙΣ ΚΑΤΑΝΟΗΣΗΣ Μια άλλη ταξινόμηση των οξέων, ανάλογα με τον αριθμό των Η + που μπορούν να παραχωρήσουν είναι σε: ΜΟΝΟΠΡΩΤΙΚΑ: Παραχωρούν ένα Η +, π.χ. HCl, HF, HCN, CH 3 COOH. ΔΙΠΡΩΤΙΚΑ: Παραχωρούν δύο Η + σε δύο διαδοχικά στάδια ιοντισμού π.χ. Η 2 S, H 2 CO 3, H 2 SO 4. ΤΡΙΠΡΩΤΙΚΑ : Παραχωρούν τρία Η + σε τρία διαδοχικά στάδια ιοντισμού π.χ. H 3 PO 4. ΙΟΝΤΙΣΜΟΙ ΔΙΠΡΩΤΙΚΟΥ ΟΞΕΟΣ (π.χ. Η 2 S) 1o στάδιο: H 2 S + HOH  HS - + H 3 O + 2ο στάδιο: HS - + HOH  S 2- + H 3 O + 12.Να γραφούν οι χημικές εξισώσεις που περιγράφουν τα τρία στάδια ιοντισμού του ασθενούς οξέος Η 3 PO Να γραφούν οι χημικές εξισώσεις που αποδίδουν τους ιοντισμούς των ηλεκτρολυτών: HI, HCOOH, CH 3 NH 2 (ασθενής βάση), CH 3 COO -, H 2 CO 3 (2 στάδια), F α. Σχηματίστε μια χημική εξίσωση στην οποία: ι) το νερό δρά σαν οξύ. ιι) το HCO 3 - δρα σαν βάση. Μη ξεχνάτε ότι από την αντίδραση ΟΞΕΟΣ με νερό παράγονται Η 3 Ο +, ενώ από την αντίδραση ΒΑΣΗΣ με νερό παράγονται ΟΗ -. ΝΗ 4 + (οξύ) + ΗΟΗ  ΝΗ 3 + Η 3 Ο + Β (βάση) + ΗΟΗ  ΗΒ + + ΟΗ - Το H 2 SO 4 ιοντίζεται πλήρως στο πρώτο στάδιο και μερικώς στο δεύτερο. Α στάδιο: H 2 SO 4 + H 2 O  HSO H 3 O + Β στάδιο: HSO H 2 O  SO H 3 O + Το δεύτερο στάδιο γίνεται σε πολύ μικρότερο ποσοστό σε σχέση με το πρώτο (α2<<α1) διότι το πρωτόνιο πρέπει να αποσπασθεί από ανιόν και να υπερνικήσει ισχυρότερες ελκτικές δυνάμεις.