ΟΞΕΑ ΒΑΣΕΙΣ.

Παρουσίαση με θέμα: "ΟΞΕΑ ΒΑΣΕΙΣ."— Μεταγράφημα παρουσίασης:

1 ΟΞΕΑ ΒΑΣΕΙΣ

2 Θεωρίεσ οξέων και βάσεων
Ο ορισμός του A. Lavoisier. Οξέα είναι οι χημικές ουσίες που περιέχουν οξυγόνο. Στις μέρες μας ένας τέτοιος ορισμός θεωρείται ελλιπής, καθώς γνωρίζουμε την ύπαρξη ουσιών που συμπεριφέρονται ως οξέα, χωρίς να διαθέτουν άτομα οξυγόνου, όπως είναι, για παράδειγμα, το υδροχλώριο (HCl). Ο ορισμός του Λαβουαζιέ απορρίφθηκε όταν επιβεβαιώθηκε από τον Σερ Χάμφρυ Ντέιβι η απουσία ατόμων οξυγόνου στα μόρια των υδρογονούχων οξέων.

3 Οξέα και βάσεισ κατά Arrhenius
Για πρώτη φορά, τόσο η οξύτητα όσο και η βασικότητα ενός διαλύματος εξηγήθηκε το 1884 από το Σουηδό χημικό S. Arrhenius Η συνεισφορά του στη χημική κινητική και τα ηλεκτρολυτικά διαλύματα υπήρξε σημαντική. Από τους πρώτους που υπέθεσαν ότι η ζωή στη γη έχει έρθει από άλλο πλανήτη. Μια θεωρία γνωστή πλέον ως Πανσπερμία Τιμήθηκε το 1903 με το Νόμπελ Χημείας.

4 O Αrrhenius, βασιζόμενος τόσο σε δικά του όσο και σε άλλων χημικών της εποχής του πειραματικά δεδομένα, κατέληξε στο συμπέρασμα, ότι τα μόρια των οξέων έχουν ένα κοινό χαρακτηριστικό είδος ατόμου, το υδρογόνο (Η). Με βάση αυτή τη διαπίστωση και γνωρίζοντας ότι η διάλυση ορισμένων ενώσεων στο νερό έχει ως αποτέλεσμα τη διάσταση τους σε ιόντα ή αλλιώς τον ιοντισμό τους, ο Arrhenius πρότεινε ότι: Οξύ είναι κάθε χημική ένωση που όταν διαλύεται στο νερό ελευθερώνει κατιόντα υδρογόνου (Η + ) στο διάλυμα. Επιπλέον σύμφωνα με τον Arrhenius όσο περισσότερα είναι τα κατιόντα υδρογόνου (Η + ) στο διάλυμα, τόσο πιο όξινο είναι. Στην ύπαρξη των κατιόντων (H + ) οφείλονται οι κοινές ιδιότητες των οξέων.

5 Ο Αrrhenius όπως και στην περίπτωση των οξέων αναζήτησε την αιτία της εμφάνισης των κοινών ιδιοτήτων των βάσεων στη δομή τους. Παρατήρησε ότι έχουν στο μόριο τους μια κοινή ομάδα το υδροξείδιο (ΟΗ) που δεν υπάρχει στα οξέα. Με βάση αυτή τη διαπίστωση και γνωρίζοντας ότι το νερό μπορεί να διαλύσει πολλές χημικές ενώσεις, με αποτέλεσμα τη διάσταση τους σε ιόντα, ο Αrrhenius πρότεινε ότι:   Βάση είναι κάθε χημική ένωση που όταν διαλύεται στο νερό ελευθερώνει ανιόντα του υδροξειδίου (ΟΗ - ) στο διάλυμα. Επιπλέον σύμφωνα με τον Arrhenius όσο περισσότερα είναι τα κατιόντα υδροξειδίου (ΟΗ - ) στο διάλυμα, τόσο πιο βασικό είναι. Προσοχή όμως! Σε καμία περίπτωση δεν σημαίνει ότι όποια χημική ένωση έχει την ομάδα υδροξυλίου (ΟΗ) είναι βάση. Οι ενώσεις που χαρακτηρίζονται ως βάση θα πρέπει επιπλέον να ελευθερώνουν ανιόντα υδροξειδίου (ΟΗ - ) κατά τη διάλυση τους στο νερό.

6 Εξουδετέρωση Η+ + ΟΗ- → Η20
Στην πραγματικότητα σε υδατικό διάλυμα «γυμνά» πρωτόνια (Η+) δεν υπάρχουν. Είναι πάντοτε ενωμένα με μόρια νερού, υπό τη μορφή του υδρονίου (ή οξωνίου) Η3Ο+, που έχει δομή πυραμιδική.

7 Έτσι η λεγόμενη διάσταση των οξέων είναι ουσιαστικά μεταφορά πρωτονίου από την ουσία που υφίσταται τη «διάσταση» στο νερό. Χάρη συντομίας χρησιμοποιούνται πολλές φορές τα σύμβολα Η+ ή Η(aq) Σε υδατικά διαλύματα και το ΟΗ- ενώνεται επίσης με υδρογονικούς δεσμούς με τρία μόρια Η2Ο. Η θεωρία του Arrhenius περιορίζει την έννοια των οξέων και βάσεων σε υδατικά διαλύματα και εξαιρεί τις αντιδράσεις που λαμβάνουν χώρα σε αέρια ή στερεά κατάσταση καθώς και σε μη υδατικά διαλύματα. Δεν μελετά επίσης ενώσεις που δεν περιέχουν Η+ άλλά φέρονται σαν οξέα (π.χ. BCl3), ή δεν περιέχουν ΟΗ- αλλά είναι βάσεις (π.χ. ΝΗ3).

8 Οξέα και βάσεις κατά Brönsted Lowry
To 1932 οι Brönsted και Lowry πρότειναν ότι: Οξύ είναι ουσία που μπορεί να δώσει ένα ή περισσότερα πρωτόνια και βάση είναι η ουσία που μπορεί να δεχθεί ένα ή περισσότερα πρωτόνια. το 1923 ο G.N. Lewis είχε προτείνει: Οξύ είναι ουσία που μπορεί να δεχθεί ζεύγος ηλεκτρονίων (δέκτης) και βάση είναι ουσία που μπορεί να συνεισφέρει ζεύγος ηλεκτρονίων (δότης). (ο ορισμός αυτός εμπεριέχει όλες τις προηγούμενες θεωρίες)

9 Συμβολισμός και ονοματολογία
οξέα βάσεις M(OH)x HxA Όπου Μ μέταλλο Όπου Α αμέταλλο Α. μη οξυγονούχα οξέα HCl υδροχλώριο H2S υδρόθειο HCN υδροκυάνιο Β. οξυγονούχα οξέα HNO3 νιτρικό οξύ H3PO4 φωσφορικό οξύ H2SO4 θειικό οξύ ΚOH υδροξείδιο του καλίου Mg(OH)2 υδροξείδιο του μαγνησίου Fe(OH)2 υδροξείδιο του σιδήρου (ΙΙ) NH3 + H2O → NH4++ OH- (συμπεριφέρεται σαν βάση στα υδατικά διαλύματα) ←

10 Ισχυρα οξέα και βάσεισ Ως ισχυρά οξέα και βάσεις, θεωρούμε ότι είναι αυτά για τα οποία δεχόμαστε ότι διίστανται πλήρως. Ισχυρές βάσεις Ισχυρά οξέα NaOH Υδροξείδιο του νατρίου KOH Υδροξείδιο του καλίου Ca(OH)2 Υδροξείδιο του ασβεστίου Mg(OH)2 Υδροξείδιο του μαγνησίου HCl Υδροχλωρικό οξύ HNO3 Νιτρικό Οξύ H2SO4 Θειϊκό Οξύ HCl → H+ + Cl- ισχυρό οξύ NaOH → Na+ + OH- ισχυρή βάση

11 Ασθενή οξέα και βασεισ ← ←
Ασθενή οξέα και βασεισ ασθενή οξέα και βάσεις είναι όσα οξέα και βάσεις δεν διίστανται πλήρως. CH3COOH + H2O  CH3COO- + H3O+ (ασθενές οξύ) NH3 + H2O  NH4++ OH- (ασθενής βάση) ← ←

12 οξινος και βασικόσ χαρακτήρασ
Όξινος χαρακτήρας Βασικός χαρακτήρας Όξινη γεύση Αλλάζουν το χρώμα των δεικτών Αντιδρούν με μέταλλα Zn(s)+2HCl(aq)→ ZnCl2(aq) + H2(g) Αντιδρούν με βάσεις HCl + NaOH → NaCl + H2O Άγουν το ηλεκτρικό ρεύμα και κατά την ηλεκτρόλυση τους ελευθερώνεται υδρογόνο στη κάθοδο Αφή σαπουνοειδής και καυστική γεύση Αλλάζουν το χρώμα των δεικτών Αντιδρούν με οξέα HCl + NaOH → NaCl + H2O Άγουν το ηλεκτρικό ρεύμα τόσο τα τήγματα όσο και τα υδατικά τους διαλύματα.

13 Συμβολισμόσ και ονοματολογια αλατων
Είναι ιοντικές ενώσεις που περιέχουν κατιόν Μ (+x) (μέταλλο ή θετικό πολυατομικό ιόν) και ανιόν Α (-y)(αμέταλλο εκτός από Ο ή αρνητικό πολυατομικό ιόν). Έτσι ο γενικός τύπος είναι: ΜψΑχ KCl Χλωριούχο κάλιο Na2S Θειούχο νάτριο FeCl Τριχλωριούχος σίδηρος (ΙΙΙ) Ca3(PO4) Φωσφορικό ασβέστιο NaHSO Όξινο θειικό νάτριο Al(NO3) Νιτρικό αργίλιο

14 Χαρακτηριστικεσ ιδιότητεσ των αλατων
Χαρακτηριστικεσ ιδιότητεσ των αλατων Προκύπτουν από την εξουδετέρωση οξέων και βάσεων HCl + NaOH → NaCl + H2O Από την αντίδραση δραστικού μετάλλου με οξύ Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2 Τα άλατα, ως ιοντικές ενώσεις, διίστανται πλήρως, είναι δηλ. ισχυροί ηλεκτρολύτες Τα υδατικά τους διαλύματα και τα τήγματα τους είναι καλοί αγωγοί του ηλεκτρισμού. Έχουν υψηλά σημεία τήξης Πολλά είναι ευδιάλυτα στο νερό