NaA  Na+ + A- HA + HOH H3O+ + A- ΧΗΜΕΙΑ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ

Παρουσίαση με θέμα: "NaA  Na+ + A- HA + HOH H3O+ + A- ΧΗΜΕΙΑ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ"— Μεταγράφημα παρουσίασης:

1 NaA  Na+ + A- HA + HOH H3O+ + A- ΧΗΜΕΙΑ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ
ΚΕΦ.2.Στ: ΕΠΙΔΡΑΣΗ ΚΟΙΝΟΥ ΙΟΝΤΟΣ ΕΡΩΤΗΣΕΙΣ ΚΑΤΑΝΟΗΣΗΣ Πότε έχουμε ΕΠΙΔΡΑΣΗ ΚΟΙΝΟΥ ΙΟΝΤΟΣ. Θα πρέπει το διάλυμα να περιέχει: ΑΣΘΕΝΗ ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΗ και ΙΣΧΥΡΟ ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΗ με κοινό ιόν. Π.χ. Διαλύματα που περιέχουν CH3COOH και CH3COONa CH3COOH και HCl ΝΗ3 και ΝΗ4Cl ΝΗ3 και ΝαΟΗ 40. Σε ποια από τα παρακάτω διαλύματα υπάρχει επίδραση κοινού ιόντος; Α) KNO3 + HNO3 :…………………. Β) ΚΝΟ2 + ΗΝΟ2 : …………………. Γ) ΗΝΟ3 + ΗΝΟ2 : …………………. Δ) ΝΗ3 + ΝaOH: …………………… Ε) ΝΗ4Cl + NH3: …………………… ΣΤ) H2S + K2S: …………………….. Z) NaOH + Ca(OH)2 : ………………. 41. Να γράψετε τις χημικές εξισώσεις που περιγράφουν τις αντιδράσεις που πραγματοποιούνται σε διαλύματα: Α) NH4ΝΟ3 - NH3 B) NaNO HNO2 Γ) HClO CH3COOH 42. Πώς θα επηρεασθεί ο βαθμός ιοντισμού της ΝΗ3 αν σε διάλυμά της συγκέντρωσης 0,1Μ προσθέσουμε: α) Διάλυμα ΝΗ3 0,2Μ. β) Νερό, γ) ΝΗ3 , δ) ΝΗ4Cl, ε) ΝαΟΗ Οι ισορροπίες που πραγματοποιούνται σε ένα διάλυμα που υπάρχει ΕΠΙΔΡΑΣΗ ΚΟΙΝΟΥ ΙΟΝΤΟΣ , π.χ. ΗΑ – NaA, είναι οι εξής: NaA  Na A- HA + HOH H3O+ + A- ΣΥΝΕΠΕΙΑ ΤΗΣ ΕΠΙΔΡΑΣΗΣ ΚΟΙΝΟΥ ΙΟΝΤΟΣ σύμφωνα με την αρχή Le Chatelier είναι, η μετατόπιση της ισορροπίας του ασθενούς ηλεκτρολύτη προς την μοριακή του μορφή «αριστερά», επομένως η ελάττωση του βαθμού ιοντισμού του Δεν υπάρχει επίδραση κοινού ιόντος από ισχυρό σε ισχυρό ηλεκτρολύτη. Όταν υπάρχει μερική εξουδετέρωση ασθενούς οξέος (ή βάσης) από ισχυρή βάση ή οξύ, τότε οδηγούμαστε σε πρόβλημα με επίδραση κοινού ιόντος. Π.χ. από την επίδραση 1 mol NaOH σε 2 mol HCOOH θα παραχθεί 1 mol HCOONa και θα περισσέψει 1 mol HCOOH, επομένως θα έχουμε στη συνέχεια πρόβλημα επίδρασης κοινού ιόντος.

2 Δηλαδή: [Η3Ο+]ολ=[Η3Ο+]ΗΑ + [Η3Ο+]ΗΒ
ΧΗΜΕΙΑ Γ’ ΛΥΚΕΙΟΥ ΚΕΦ.2.4: ΕΠΙΔΡΑΣΗ ΚΟΙΝΟΥ ΙΟΝΤΟΣ (β) ΕΡΩΤΗΣΕΙΣ ΚΑΤΑΝΟΗΣΗΣ Σε διαλύματα στα οποία υπάρχει επίδραση κοινού ιόντος δεν μπορεί να εφαρμοσθεί ο νόμος αραίωσης του Ostwald , επομένως δεν ισχύει η σχέση Κa=α2.C . 43.α. Να υπολογισθεί το pH υδ. διαλύματος ΝΗ3 0,17%(w/v) όγκου 100 mL που περιέχει και 0,535 g NH4Cl. Δίνονται για την ΝH3 Kb=10-5 και για το νερό Kw= 43.β. Σε 50 mL υδ. Διαλύματος ΝΗ3 0,4Μ προσθέτουμε 0,01 mol HCl και νερό μέχρι να προκύψει διάλυμα όγκου 100 mL. Να υπολογισθεί το pH του τελικού διαλύματος. Δίνονται: Kb(NH3)=10-5, Kw= 43.γ. Υδατικό διάλυμα περιέχει τα ασθενή οξέα ΗΑ 0,1Μ και ΗΒ 0,1Μ. Αν η Ka(HA)= και το pH=2 να υπολογίσετε την σταθερά ιοντισμού Ka(HB). Να γίνουν οι προβλεπόμενες μαθηματικές προσεγγίσεις για την απλούστευση των πράξεων. Αν στο διάλυμα περιέχονται περισσότεροι από ένας ισχυροί ηλεκτρολύτες με κοινό ιόν Α, τότε από τις πλήρεις διαστάσεις κάθε ηλεκτρολύτη χωριστά βρίσκουμε τις μερικές συγκεντρώσεις Α, τις προσθέτουμε και στον ασθενή ηλεκτρολύτη επιδρά η ολική συγκέντρωση του ιόντος Α Υπενθυμίζεται ότι η σταθερά ιοντισμού Ka (ή Kb) εξαρτάται για δεδομένο οξύ (ή βάση) και διαλύτη μόνο από την θερμοκρασία. Επομένως δεν επηρεάζεται από την επίδραση κοινού ιόντος. Μια αμοιβαία επίδραση κοινού ιόντος έχουμε στην περίπτωση εκείνη κατά την οποία ένα διάλυμα περιέχει δύο ασθενή οξέα ή δύο ασθενείς βάσεις. Στην περίπτωση αυτή η [Η3Ο+]ολική ισούται με το άθροισμα των επιμέρους συγκεντρώσεων που προκύπτουν από τον ιοντισμό κάθε οξέος και αυτή μπαίνει σε κάθε ισότητα των Ka των δύο οξέων. (Παρ.Β1) Δηλαδή: [Η3Ο+]ολ=[Η3Ο+]ΗΑ + [Η3Ο+]ΗΒ ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑ 1: Να υπολογισθεί το pH υδ. διαλύματος CH3COOH 0,1M όγκου 0,5 L στο οποίο έχουν διαλυθεί 4,1 g CH3COONa. Δίνεται για το οξικό οξύ Ka=10-5 , και Kw=10-14 ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑ 2: Διάλυμα περιέχει ΝΗ3 0,1Μ, ΝαΟΗ 0,2Μ και Ca(OH)2 0,05M. Να υπολογισθεί η συγκέντρωση ιόντων αμμωνίου σ΄ αυτό. Για την ΝΗ3 Kb=10-5 .