Ka . Kb = Kw ΧΗΜΕΙΑ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ

Παρουσίαση με θέμα: "Ka . Kb = Kw ΧΗΜΕΙΑ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ"— Μεταγράφημα παρουσίασης:

1 Ka . Kb = Kw ΧΗΜΕΙΑ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ
ΕΡΩΤΗΣΕΙΣ ΚΑΤΑΝΟΗΣΗΣ Ka . Kb = Kw (Σε 25 oC ισχύει: Κa.Κb=10-14) 34. Κάνοντας χρήση του πίνακα, να προβλέψετε την κατεύθυνση προς την οποία είναι μετατοπισμένες οι ισορροπίες: CH3COO- + HCO3-CH3COOH +CO32- HNO3 + F-  NO HF 35. Είναι σωστές (Σ) ή λανθασμένες (Λ) οι προτάσεις που ακολουθούν; α) Όσο μικρότερη είναι η Kb της βάσης Β, τόσο το οξύ ΗΒ+ έχει μεγάλη τάση αποβολής πρωτονίου  β) Διάλυμα ΝαΗSO4 είναι βασικό σε οποιαδήποτε θερμοκρασία . γ) Αλάτι που προέρχεται από εξουδετέρωση ισχυρού οξέος από ασθενή βάση δίνει βασικό διάλυμα  36. Χαρακτηρίστε όξινα (Ο), βασικά (Β), ή ουδέτερα (ΟΥ) τα διαλύματα των παρακάτω ουσιών: KNO3 (..), CH3COONa (..), NaF (..) NH4I (..), CH3COONH4 (..) CH3OK (..) Από τη σχέση αυτή μπορούμε να περνούμε από την μία σταθερά στην άλλη, κάτι που αξιοποιούμε συχνά σε διαλύματα αλάτων. Επίσης σε 25 οC ισχύει η σχέση : Pka + PKb =14 . Από την σχέση Kw=Ka . Kb, βγαίνει το συμπέρασμα ότι όσο ισχυρότερο είναι ένα οξύ τόσο ασθενέστερη είναι η συζυγής του βάση και αντίστροφα. (Βλέπε πίνακα) Γενικά , τα ιόντα που είναι συζυγή ισχυρών οξέων ή βάσεων (π.χ. Cl- , NO3- κλπ) δεν αντιδρούν με νερό. Επίσης δεν αντιδρούν τα μεταλλικά κατιόντα (π.χ. Na+, Ca2+ κλπ) Επομένως με νερό αντιδρούν τα ιόντα που είναι ΣΥΖΥΓΗ ΑΣΘΕΝΩΝ ΟΞΕΩΝ ή ΒΑΣΕΩΝ (π.χ. CH3COO- , NH4+ κλπ) Ασθενή οξέα ή βάσεις με σταθερά ιοντισμού μικρότερη του θεωρούμε ότι πρακτικά δεν αντιδρούν με το νερό και επομένως δεν επηρεάζουν το pH του διαλύματος. Π.χ. Υδατικό διάλυμα αιθανόλης θα έχει pH=7 . Ισορροπίες αντιδράσεων οξέος-βάσης δηλαδή της μορφής ΟΞΥ Α + ΒΑΣΗ Β  ΟΞΥ Β + ΒΑΣΗ Α , είναι μετατοπισμένες προς το ασθενέστερο οξύ και την ασθενέστερη βάση

2 ΤΑ ΑΛΑΤΑ ΔΕΝ ΕΊΝΑΙ ΠΑΝΤΑ ΟΥΔΕΤΕΡΑ
ΧΗΜΕΙΑ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ ΚΕΦ.2.Ε: Σχέση Κa, Kb- Διαλύματα αλάτων (β) ΕΡΩΤΗΣΕΙΣ ΚΑΤΑΝΟΗΣΗΣ ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΑΛΑΤΩΝ Για να βρούμε το pH διαλυμάτων που περιέχουν ένα αλάτι, πρώτα κάνουμε τη διάσταση του και μετά προσέχουμε ποιο από τα ιόντα που παρήχθησαν είναι συζυγές ασθενούς οξέος ή βάσης και αντιδρά επομένως με νερό σαν ασθενής βάση ή οξύ (υδρολύεται) . Π.χ. ΝΗ4Cl → NH Cl- Στη συνέχεια προχωρούμε στον ιοντισμό του ιόντος αυτού. (Δηλαδή έχουμε στην ουσία πρόβλημα ιοντισμού ασθενούς οξέος ή βάσης). Προσέχουμε τις σταθερές ιοντισμού διότι θα χρειασθεί να περάσουμε από την σταθερά ιοντισμού του μοριακού οξέος ή βάσης που θα δίνεται στην σταθερά ιοντισμού του ιόντος που μας ενδιαφέρει και αυτό γίνεται από την σχέση Kw=Ka.Kb, η οποία αξιοποιείται πάντα σε διαλύματα αλάτων. Π.χ. NH H2O  NH3 + H3O+ ( Για το ιόν NH4+: Ka=Kw/Kb ) Διακρίνουμε τις περιπτώσεις: 1) Αν αντιδρά το ανιόν (βάση) τότε παράγονται ΟΗ- και προκύπτει βασικό διάλυμα. (Π.χ. CH3COONa) 2) Αν αντιδρά το κατιόν (οξύ) , τότε παράγονται Η3Ο+ και προκύπτει όξινο διάλυμα. (NH4Cl) 3) Aν δεν αντιδρά κανένα ιόν , προκύπτει ουδέτερο διάλυμα. (ΝaCl) 4) Aν αντιδρούν και τα δύο , το pH θα καθορισθεί από το ιόν που ιοντίζεται περισσότερο, δηλαδή που έχει μεγαλύτερη Κ. (Π.χ διάλυμα ΗCOONH4) εμφανίζει όξινο χαρακτήρα γιατί Ka(NH4+) >Kb(HCOO-) Προϋπόθεση βέβαια είναι οι συγκεντρώσεις των δύο ιόντων να είναι ίσες όπως κατά κανόνα συμβαίνει. Σε αλάτι όμως της μορφής π.χ. Α2Β του οποίου υδρολύονται και τα δύο ιόντα , η συγκέντρωση του Β2- είναι η μισή της συγκέντρωσης του Α+ . Προσέξτε τις περιπτώσεις αυτές με παραδείγματα στον πίνακα που ακολουθεί. 37. Να υπολογισθεί το pH υδατικού διαλύματος ΝΗ4Cl 0,1M. Δίνεται για την ΝΗ3 Κb=10-5 .(Θ:25oC) Nα υπολογισθεί το ρΗ διαλύματος HCOONa 6,8%(w/v). Δίνεται για το HCOOH Kα=10-4 (Θ:25oC) Σε 500 mL διαλύματος ΝΗ3 1Μ προσθέτουμε 0,5 mol ισχυρού οξέος ΗΑ και αραιώνουμε το διάλυμα μέχρι τελικού όγκου 5L. Να υπολογισθεί το pH του αραιωμένου διαλύματος, Δίνεται για την ΝΗ3 Κb=10-5 .(Θ:25oC) Τα κατιόντα των αλκαλίων και αλκαλικών γαιών (Li+, Na+, K+, Ca2+ , Ba2+ , Sr2+ τα οποία αντιστοιχούν σε ισχυρές βάσεις δεν αντιδρούν με νερό. Τα υπόλοιπα μεταλλικά ιόντα επειδή σε διαλύματα είναι εφυδατωμένα δρουν σαν δότες πρωτονίων άρα σαν οξέα κατά Broensted – Lowry. Π.χ. [Al(H2O)6] H2O  [Al(H2O)5OH] H3O+ ΤΑ ΑΛΑΤΑ ΔΕΝ ΕΊΝΑΙ ΠΑΝΤΑ ΟΥΔΕΤΕΡΑ

3 ΚΕΦ.2.Ε: Σχέση Ka, Kb - Διαλύματα αλάτων (γ)
ΧΗΜΕΙΑ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ ΚΕΦ.2.Ε: Σχέση Ka, Kb - Διαλύματα αλάτων (γ) ΑΛΑΤΑ ΠΟΥ ΠΡΟΕΡΧΟΝΤΑΙ ΑΠΌ: ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑ ΑΛΑΤΟΣ ΔΙΑΣΤΑΣΗ ΑΛΑΤΟΣ ΑΝΤΙΔΡΑΣΗ ΙΟΝΤΩΝ ΤΟΥ ΑΛΑΤΟΣ ΜΕ ΝΕΡΟ ΔΙΑΛΥΜΑ ΠΟΥ ΣΧΗΜΑΤΙΖΕΤΑΙ ΙΣΧΥΡΟ ΟΞΥ ΚΑΙ ΑΣΘΕΝΗΣ ΒΑΣΗ (π.χ. HCl + ΝΗ3) NH4Cl NH4Cl NH Cl- NH4+ + HOH  NH3 + H3O+ ΟΞΙΝΟ pH<7 ΙΣΧΥΡΗ ΒΑΣΗ ΚΑΙ ΑΣΘΕΝΕΣ ΟΞΥ (π.χ. NaOH + HCOOH) HCOONa HCOONa  HCOO- + Na+ HCOO- + HOH  HCOOH + OH- ΒΑΣΙΚΟ pH>7 ΙΣΧΥΡΟ ΟΞΥ ΚΑΙ ΙΣΧΥΡΗ ΒΑΣΗ (π.χ. ΗΙ + ΚΟΗ) ΚΙ ΚΙ  Κ+ + Ι- - ΟΥΔΕΤΕΡΟ pH=7 ΑΣΘΕΝΕΣ ΟΞΥ ΚΑΙ ΑΣΘΕΝΗΣ ΒΑΣΗ (π.χ. ΗCOOH + NH3 Ka=10-4, Kb=10-5 ) HCOONH4 HCOONH4  HCOO- + NH4+ Επειδή Ka(HCOOH)>Kb(NH3) το διάλυμα θα είναι όξινο (Αν Κa<Kb : βασικό και αν Ka=Kb: ουδέτερο ) Προσέξτε ότι «υπερισχύει το ισχυρότερο» δηλαδή αν το ισχυρό είναι το οξύ θα προκύψει όξινο περιβάλλον κλπ. Συγκρατείστε ότι η υδρόλυση κατιόντος ελευθερώνει κατιόντα (Η3Ο+), ενώ υδρόλυση ανιόντος ανιόντα (ΟΗ-)