ΧΗΜΕΙΑ ΥΔΑΤΙΚΩΝ ΔΙΑΛΥΜΑΤΩΝ Οι μοναδικές ιδιότητες του νερού οφείλονται κυρίως στη μοριακή δομή του και στις διαμοριακές δυνάμεις που αναπτύσσονται εξαιτίας της

ΤΟ ΝΕΡΟ ΩΣ ΔΙΑΛΥΤΗΣ Το ποσό της θερμότητας που ελευθερώνεται κατά την ενυδάτωση των ιόντων ή μορίων ονομάζεται θερμότητα ενυδάτωσης (ΔΗοhydr) Το ποσό της θερμότητας που ελευθερώνεται ή απαιτείται για την διάλυση μιας ένωσης ονομάζεται θερμότητα διάλυσης και εκφράζει τη μεταβολή ενθαλπίας κατά τη διάλυση ενός γραμμομορίου της ένωσης σε συγκεκριμένη ποσότητα νερού

:Ο :Ö ΙΟΝΙΣΜΟΣ ΝΕΡΟΥ   Η Η Η Η Η Στο καθαρό χημικά νερό και στους 25οC, μόνο το 1.8x10-7% των μορίων του νερού υφίσταται ιονισμό Η Μεταφορά πρωτονίου μέσω άλματος :Ο :Ö Η Η Η Η

ΟΞΕΑ ΚΑΙ ΒΑΣΕΙΣ ΘΕΩΡΙΑ ARRHENIUS

ΟΞΕΑ ΚΑΙ ΒΑΣΕΙΣ ΘΕΩΡΙΑ BRÖNSTED-LOWRY Δότης πρωτονίου Δέκτης πρωτονίου Βάση κατά Brønsted-Lowry είναι κάθε μόριο ή ιόν που μπορεί να δράσει σαν δέκτης πρωτονίων Δέκτης πρωτονίου Δότης πρωτονίου

ΟΞΕΑ ΚΑΙ ΒΑΣΕΙΣ ΘΕΩΡΙΑ BRÖNSTED-LOWRY Σε όλες τις αντιδράσεις οξέος-βάσης κατά Brönsted-Lowry συμμετέχουν δύο ζευγάρια οξέος-βάσης. Tο οξύ1 δίνει ένα πρωτόνιο παράγοντας την συζυγή του βάση1, και η βάση2 παίρνει το πρωτόνιο παράγοντας το συζυγές της οξύ2 Οξύ1 + βάση2 βάση1 + οξύ2 HCl + H2O Cl- + H3O+ Γενικά οι αντιδράσεις οξέος-βάσης κατά Brønsted-Lowry είναι το αποτέλεσμα των ανταγωνιστικών δράσεων των δύο βάσεων ( Βάση2 και Βάση1) για ένα πρωτόνιο. Εάν η αντίδραση αυτή θα οδηγηθεί σε πλήρη ολοκλήρωση ή θα φθάσει σε χημική ισορροπία εξαρτάται από την σχετική ισχύ των δύο βάσεων

ΟΞΕΑ ΚΑΙ ΒΑΣΕΙΣ ΘΕΩΡΙΑ LEWIS Το ζεύγος ηλεκτρονίων που προσφέρει η βάση στο οξύ δεν μεταφέρεται από το ένα σώμα στο άλλο αλλά μοιράζεται ως κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων μεταξύ οξέος και βάσης. Συνεπώς, κάθε αντίδραση οξέος-βάσεως κατά Lewis δεν είναι τίποτα άλλο παρά η παροχή ζεύγους ηλεκτρονίων από ένα άτομο προς σχηματισμό ημιπολικού δεσμού με ένα άλλο άτομο

ΑΝΤΙΔΡΑΣΕΙΣ ΣΕ ΥΔΑΤΙΚΑ ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΑΥΤΟΔΙΑΣΤΑΣΗ ΝΕΡΟΥ ΑΝΤΙΔΡΑΣΕΙΣ ΣΕ ΥΔΑΤΙΚΑ ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΑΥΤΟΔΙΑΣΤΑΣΗ ΝΕΡΟΥ  Η αντίδραση αυτοδιάστασης είναι μια χαρακτηριστική αντίδραση στην οποία μπορεί να συμμετέχουν μόνο χημικές ουσίες με επαμφοτερίζουσα συμπεριφορά, δηλαδή ουσίες που δύνανται να δρουν σαν δότες και δέκτες πρωτονίων ταυτόχρονα. Ο ιονισμός του νερού είναι τόσο πολύ μικρός έτσι ώστε μέσα σε ένα λίτρο νερού να υπάρχουν ένα ιόν υδροξωνίου και ένα ιόν υδροξυλίου για κάθε 555 εκατομμύρια μόρια νερού. ΣΥΓΚΕΝΤΡΩΣΗ ΧΗΜΙΚΩΝ ΟΥΣΙΩΝ Η συνύπαρξη άλλων μορίων ή ιόντων μέσα στο νερό ποσοτικοποιείται με την έννοια της συγκέντρωσης που εκφράζει την ποσότητα των διαλυμένων ειδών (μορίων ή ιόντων) σε συγκεκριμένη ποσότητα νερού. Στην υδατική χημεία είναι συνηθισμένο να εκφράζεται η συγκέντρωση μιας ουσίας σε μονάδες “μοριακότητας κατά όγκο” ή “μοριακότητας κατά βάρος”. Η μοριακότητα κατά όγκο (Μ) εκφράζει τη ποσότητα της διαλυμένης ουσίας σε γραμμομόρια (mol) ανά λίτρο διαλύματος. Η μοριακότητα κατά βάρος (m) εκφράζει τη ποσότητα της διαλυμένης ουσίας σε γραμμομόρια (mol) ανά 1000g νερού.

ΑΝΤΙΔΡΑΣΕΙΣ ΣΕ ΥΔΑΤΙΚΑ ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΕΝΕΡΓΟΤΗΤΑ ΧΗΜΙΚΩΝ ΟΥΣΙΩΝ Είναι συνηθισμένο φαινόμενο μια ουσία σε ένα υδατικό διάλυμα να δρα σαν να έχει συγκέντρωση άλλοτε μικρότερη και άλλοτε μεγαλύτερη από την πραγματική της συγκέντρωση στο διάλυμα. Αυτό το κατ’αρχάς παράδοξο γεγονός οφείλεται σε διάφορους λόγους, κυριότεροι των οποίων είναι οι παρακάτω: ΕΝΥΔΑΤΩΣΗ Το νερό έχει την ιδιότητα να ενυδατώνει με τα μόριά του τα ιόντα ή και τα πολικά μόρια των ουσιών που βρίσκονται διαλυμένα μέσα σε αυτό. Αυτό έχει σαν συνέπεια τα διαλυμένα ιόντα ή πολικά μόρια να βρίσκονται στο κέντρο ενός κελύφους που αποτελεί την σφαίρα ενυδάτωσής τους και συνεπώς να αποκτούν πολύ μεγαλύτερο μέγεθος από το πραγματικό τους με αποτέλεσμα να παρεμποδίζεται η ελεύθερη κίνησή τους και να επηρεάζεται η δραστικότητά τους. Για παράδειγμα η δραστικότητα του LiBr σε υδατικό διάλυμα του συγκέντρωσης 0.1Μ είναι περίπου 0.08 Μ ενώ σε διάλυμα του συγκέντρωσης 20Μ είναι 485 φορές μεγαλύτερη από την πραγματική συγκέντρωσή του. ΑΛΛΗΛΕΠΙΔΡΑΣΕΙΣ ΜΑΚΡΑΣ ΕΜΒΕΛΕΙΑΣ Λόγω των ηλεκτροστατικών έλξεων τα θετικά ιόντα περιβάλλονται πάντα από ένα αριθμό αρνητικών ιόντων και το αντίστροφο με αποτέλεσμα να παρεμποδίζεται η ελεύθερη κίνησή τους και να επηρεάζεται η δραστικότητά τους. Τα φαινόμενα αυτά γίνονται εντονότερα καθώς αυξάνεται η συγκέντρωση των διαλυμένων ιόντων ή αυξάνεται το φορτίο των ιόντων επειδή γίνονται ισχυρότερες οι ηλεκτροστατικές έλξεις. Για παράδειγμα, σε διάλυμα CuSO4 συγκέντρωσης 0.06Μ, η δραστικότητα είναι περίπου το 20% της συγκέντρωσής του (0.012Μ) ενώ σε διάλυμα συγκέντρωσης 0.6Μ είναι περίπου το 5% της συγκέντρωσής του (0.03Μ).

ΑΝΤΙΔΡΑΣΕΙΣ ΣΕ ΥΔΑΤΙΚΑ ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΕΝΕΡΓΟΤΗΤΑ ΧΗΜΙΚΩΝ ΟΥΣΙΩΝ Για να ποσοτικοποιηθεί η δραστικότητα μιας ουσίας σε υδατικό διάλυμά της δημιουργήθηκε μια νέα έννοια, η έννοια της “ενεργότητας”. {i}= αi = γi . [i] ή {i}= αi = γi . [i] / [i]ο {i} ή αi είναι η ενεργότητα της ουσίας i, [i] είναι η πραγματική συγκέντρωση της ουσίας i, γi είναι ο συντελεστής ενεργότητας της ουσίας i που είναι ένας αδιάστατος αριθμός και η τιμή του εξαρτάται από την κλίμακα στην οποία είναι εκφρασμένη η συγκέντρωση. Η ιοντική ισχύς Ι διαλύματος εκφράζει την μέση ιοντική πυκνότητα του και άρα αποτελεί μέτρο των ηλεκτροστατικών αλληλεπιδράσεων σε αυτό