Χρήση του λογισμικού παρουσίασης

Παρουσίαση με θέμα: "Χρήση του λογισμικού παρουσίασης"— Μεταγράφημα παρουσίασης:

1 Χρήση του λογισμικού παρουσίασης
Συστάδα 2: Φυσικές Επιστήμες, Τεχνολογία, Φυσική Αγωγή και Υγεία

2 της Χημείας (Γ΄ Λυκείου)
Επιμορφωτικό υλικό για την επιμόρφωση των εκπαιδευτικών Τεχνολογικών Κλάδων (Β1 επίπεδο συναφών κλάδων ΠΕ04) Παράδειγμα χρήσης του λογισμικού παρουσίασης Power Point στη διδασκαλία της Χημείας (Γ΄ Λυκείου) Οξέα και Βάσεις

3 Εισαγωγικά-Ιοντικά υδατικά διαλύματα-Ιοντισμός
Οι χημικές αντιδράσεις γίνονται πάντα σε διαλύματα Μπορεί να είναι μοριακές ή ιοντικές Ποιος είναι ο διαλύτης σε όλες τις αντιδράσεις που μάθαμε μέχρι τώρα στη χημική ισορροπία; Ποιος είναι ο διαλύτης σε όλες τις αντιδράσεις που θα μάθουμε στο 5ο κεφάλαιο;

4 Εισαγωγικά-Ιοντικά υδατικά διαλύματα-Ιοντισμός
Ιοντικές ενώσεις Ευδιάλυτες Αδιάλυτες NaCl(s)    Na+(H2O)x + Cl-(H2O)y NaCl(s) → Na+(aq) + Cl-(aq)

5 Εισαγωγικά-Ιοντικά υδατικά διαλύματα-Ιοντισμός
NaOH(s) → Na+(aq) + OH-(aq)

6 Εισαγωγικά-Ιοντικά υδατικά διαλύματα-Ιοντισμός
Ομοιοπολικές ενώσεις Ευδιάλυτες Δεν αντιδρούν με το νερό Αντιδρούν Πολύ Πλήρης ιοντισμός Λίγο μερικός ιοντισμός Αδιάλυτες

7 Εισαγωγικά-Ιοντικά υδατικά διαλύματα-Ιοντισμός

8 Εισαγωγικά-Ιοντικά υδατικά διαλύματα-Ιοντισμός

9 Εισαγωγικά-Ιοντικά υδατικά διαλύματα-Ιοντισμός
Svante Arrhenius ( ) Σουηδός χημικός. Τιμήθηκε με βραβείο Νόμπελ χημείας το 1903 για τη θεωρία του περί ηλεκτρολυτικής διάστασης. Ήταν μαθητής του καθηγητή Cleve, στο πανεπιστήμιο της Ουψάλας (Σουηδία).

10 Εισαγωγικά-Ιοντικά υδατικά διαλύματα-Ιοντισμός
Johanes Brönsted ( ) Δανός χημικός και χημικός μηχανικός. Καθηγητής στο πανεπιστήμιο της Κοπεγχάγης. Διακρίθηκε για τις αντιναζιστικές του αντιλήψεις. Εξελέγη βουλευτής το 1947, πέθανε όμως λίγους μήνες αργότερα. Thomas Lowry ( ) Άγγλος χημικός, καθηγητής στο πανεπιστήμιο του Λονδίνου. Οι Brönsted και Lowry, εργάστηκαν ανεξάρτητα και διατύπωσαν την ίδια θεωρία. Ήταν μαθητής του καθηγητή Lapworth ( ), στο πανεπιστήμιο του Manchester

11 Εισαγωγικά-Ιοντικά υδατικά διαλύματα-Ιοντισμός
HF + H2O H3O+ + F- NH3 + H2O NH4+ + OH- Δεν μπορεί να εκδηλωθεί ο όξινος χαρακτήρας χωρίς την παρουσία βάσης, και αντίστοιχα, δεν μπορεί να εκδηλωθεί ο βασικός χαρακτήρας χωρίς την παρουσία οξέος. Αδυναμία ορισμού Ξηρό αέριο υδροχλώριο

12 Εισαγωγικά-Ιοντικά υδατικά διαλύματα-Ιοντισμός
Όταν ένα οξύ αποβάλλει πρωτόνιο μετατρέπεται σε βάση, τη συζυγή του βάση. Όσο ισχυρότερο είναι το οξύ, τόσο πιο ασθενής είναι η συζυγής του βάση. HA → H+ + A- Το ζεύγος ΗΑ και Α- λέγεται συζυγές ζεύγος. Όταν μία βάση προσλαμβάνει πρωτόνιο μετατρέπεται σε οξύ, το συζυγές του οξύ. Όσο ισχυρότερη είναι η βάση, τόσο πιο ασθενές είναι το συζυγής του οξύ. B + H+ → HB+ Το ζεύγος ΗΒ+ και Β λέγεται συζυγές ζεύγος. Η ονομασία πρωτόνιο, χρησιμοποιείται ως συνώνυμη του Η+, καθώς η απώλεια ενός e από το άτομο του Η αφήνει μόνο τον πυρήνα του ατόμου, δηλαδή ένα p. Ωστόσο, τα πρωτόνια είναι τόσο δραστικά, ώστε σχηματίζουν πάντοτε δεσμούς με άλλες ενώσεις π.χ. παρουσία νερού σχηματίζουν Η3Ο+.

13 Εισαγωγικά-Ιοντικά υδατικά διαλύματα-Ιοντισμός
Παραδείγματα συζυγών – ζευγών ΟΞΥ ΒΑΣΗ HCl HF H2S HS- H2O H3O+ NH4+ NH3 Cl- F- HS- S2- OH- H2O NH3 NH2-

14 Εισαγωγικά-Ιοντικά υδατικά διαλύματα-Ιοντισμός
Τα βασικότερα σημεία της θεωρίας των Brönsted και Lowry Ουσίες, όπως το νερό, που άλλοτε δρουν ως οξέα και άλλοτε ως βάσεις, ανάλογα με την ουσία με την οποία αντιδρούν, ονομάζονται αμφιπρωτικές ή αμφολύτες. Τα οξέα και οι βάσεις δεν είναι απαραίτητο να είναι μόρια, αλλά μπορεί να είναι και ιόντα. Η θεωρία των Brönsted - Lowry είναι πολύ γενικότερη εκείνης του Arrhenius και επεκτείνεται εύκολα σε οποιονδήποτε διαλύτη, ερμηνεύοντας όλες τις αντιδράσεις μεταφοράς πρωτονίων.

15 Εισαγωγικά-Ιοντικά υδατικά διαλύματα-Ιοντισμός
Lewis ( ) Σύμφωνα με τις αντιλήψεις του Lewis: Οξύ είναι ο δέκτης ζεύγους ηλεκτρονίων π.χ. AlCl3και βάση ο δότης ζεύγους ηλεκτρονίων π.χ. ΝΗ3 .

16 Εισαγωγικά-Ιοντικά υδατικά διαλύματα-Ιοντισμός
Ετεροπολικές ενώσεις Οι ετεροπολικές ενώσεις που είναι κυρίως τα άλατα και τα υδροξείδια των μετάλλων κατά τη διάλυση τους στο νερό διίστανται πλήρως, δηλαδή 100%. Ομοιοπολικές ενώσεις Οι ομοιοπολικές ενώσεις που είναι κυρίως τα οξέα η ΝΗ3 και οι αμίνες κατά τη διάλυση τους στο νερό ιοντίζονται πλήρως, ή μερικώς. Ο ιοντισμός μιας ομοιοπολικής ένωσης στο νερό είναι στην ουσία αντίδραση οξέος - βάσης, κατά τις απόψεις των Brönsted - Lowry. Αν η αντίδραση ιοντισμού είναι σχεδόν πλήρης, τότε ο ηλεκτρολύτης χαρακτηρίζεται ισχυρός. Aν ο ιοντισμός είναι μερικός, τότε ο ηλεκτρολύτης χαρακτηρίζεται ασθενής.

17 Εισαγωγικά-Ιοντικά υδατικά διαλύματα-Ιοντισμός
Για αν εκφράσουμε το πόσο ισχυρός είναι ένας ηλεκτρολύτης χρησιμοποιούμε: Τον βαθμό ιοντισμού α Την σταθερά ιοντισμού Κα ή Κb Ο βαθμός ιοντισμού ενός ηλεκτρολύτη (α) ορίζεται ως το πηλίκο του αριθμού των mol που ιοντίζονται προς το συνολικό αριθμό των mol του ηλεκτρολύτη και εκφράζει την απόδοση της αντίδρασης ιοντισμού του ηλεκτρολύτη στο διαλύτη (νερό). Ο βαθμός ιοντισμού (α) εξαρτάται από τη: φύση του ηλεκτρολύτη. φύση του διαλύτη. Για παράδειγμα το CH3COOH σε υδατικό διάλυμα είναι ασθενές οξύ, ενώ σε υγρή αμμωνία συμπεριφέρεται ως ισχυρό οξύ. θερμοκρασία. Όσο αυξάνεται η θερμοκρασία, τόσο η τιμή του α αυξάνεται. Αυτό συμβαίνει, επειδή η αντίδραση ιοντισμού είναι ενδόθερμη αντίδραση. συγκέντρωση του ηλεκτρολύτη. Όσο αυξάνεται η συγκέντρωση τόσο η τιμή του α μειώνεται παρουσία κοινού ιόντος. Στην περίπτωση αυτή η τιμή του α μειώνεται .

18 Εισαγωγικά-Ιοντικά υδατικά διαλύματα-Ιοντισμός
Ισχυρά οξέα είναι τα : HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4 και Η2SO4 (στην πρώτη βαθμίδα ιοντισμού του). Ασθενή οξέα είναι τα : HCN, HClO, HCOOH, CH3COOH. Ισχυρές βάσεις είναι τα : Τα υδροξείδια των μετάλλων της ΙΑ και ΙΙΑ ομάδας του περιοδικού πίνακα, που είναι διαλυτά στο νερό. Ασθενείς βάσεις είναι: ΝΗ3 και οι οργανικές αμίνες Διπρωτικά ονομάζονται τα οξέα που ιοντίζονται σε δύο βήματα. H2S + H2O H3O+ + HS- και HS- + H2O H3O+ + S2- Τριπρωτικά ονομάζονται τα οξέα που ιοντίζονται σε τρία βήματα: π.χ. H3PO4