ορισμός των οξέων και των βάσεων από τους Brønsted-Lowry

Παρουσίαση με θέμα: "ορισμός των οξέων και των βάσεων από τους Brønsted-Lowry"— Μεταγράφημα παρουσίασης:

1 ορισμός των οξέων και των βάσεων από τους Brønsted-Lowry
Σύμφωνα με αυτήν την θεωρία, ένα οξύ είναι "δότης πρωτονίων" (Η+) και μια βάση είναι ένας "δέκτης πρωτονίων¨ (Η+)

2 Brønsted- Lowry Σύμφωνα με αυτό το πρότυπο, το HCl δεν ιονίζεται στο νερό να δώσει H+ και Cl - . Άντ’ αυτού, H+ μεταφέρεται από HCl σε ένα μόριο νερού για να διαμορφώσει το H3O+ και το Cl - ιόντα, όπως φαίνεται παρακάτω.

3 Αντιδράσεις οξέος βάσης
Οξύ δότης Η+ Βάση δέκτης Η+ Βάση δέκτης Η+ Οξύ δότης Η+

4 Ιονισμός ΗΝΟ3 Οξύ δότης Η+ Βάση δέκτης Η+

5 Ιονισμός ΝΗ3 Βάση 1 οξύ2 Οξύ1 Βάση 2
Βάση οξύ2 Οξύ Βάση 2 ΝΗ3 είναι βάση γιατί δέχεται πρωτόνιο Η+ Το Η2Ο είναι οξύ γιατί δίνει πρωτόνιο Η+

6 Brønsted- Lowry Το πρότυπο Brοnsted, το οποίο H+(ή πρωτόνιο) μεταφέρεται από το ένα ιόν ή μόριο σε άλλο, επομένως έχει περισσότερο νόημα από τη θεωρία Arrhenius, η οποία υποθέτει ότι H+ τα ιόντα υπάρχουν στο διάλυμα νερού.

7 Κάθε H+ το ιόν που ένα οξύ δίνει στο νερό είναι πραγματικά συνδεδεμένο σε τέσσερα γειτονικά μόρια νερού, όπως φαίνεται στο παρακάτω σχέδιο. Ένας ρεαλιστικότερος τύπος για την ουσία όταν ένα οξύ χάνει H3O+ το ιόν είναι επομένως H(H2Ο)4+, ή H9O4 +. Για πρακτικούς λόγους, εντούτοις, αυτή η ουσία μπορεί να αντιπροσωπευθεί ως H3O + ιόν. Η αντίδραση μεταξύ HCl και του νερού παρέχει τη βάση για τους ορισμούς ενός οξέος Brοnsted και μιας βάσης Brοnsted. Σύμφωνα με αυτήν την θεωρία, H3O+ το ιόν μεταφέρεται από ένα μόριο HCl σε ένα μόριο νερού όταν ιονίζεται HCl στο νερό.

8 Brønsted- Lowry Κατά την άποψη του Brοnsted Lowry, οι αντιδράσεις μεταξύ των οξέων και των βάσεων περιλαμβάνουν πάντα τη μεταφορά Η+ (ή πρωτόνιο) από έναν δότη πρωτονίων σε έναν δέκτη πρωτονίων

9 οξέα μπορεί να είναι κατά Brønsted- Lowry
ουδέτερα μόρια. Μπορούν επίσης να είναι θετικά ιόντα ή αρνητικά ιόντα.

10 στον ιοντισμό της αμμωνίας
ΝΗ3 + Η2Ο ⇄ ΝΗ4+ + ΟΗ– • Για την αντίδραση προς τα δεξιά: Το Η2Ο: δρα σαν οξύ και δίνει ένα Η+ Η ΝΗ3 : δρα σαν βάση και δέχεται το Η+ που έδωσε το νερό. • Για την αντίδραση προς τα αριστερά: Το ΝΗ4 + : δρα ως οξύ και δίνει ένα Η+. Το ΟΗ–: δρα ως βάση και δέχεται το Η+ που έδωσε το ΝΗ 4 + .

11 ρόλος του νερού στη θεωρία Brοnsted - Lowry
Το νερό ιονίζεται για να διαμορφώσει τα ιόντα με τη μεταφορά H3O+ από ένα μόριο ενεργώντας ως οξύ σε ένα άλλο μόριο ενεργώντας ως βάση. H2O(l)+H2O(l)H3O+(aq)+ OH-(aq) acid  base Τα οξέα αντιδρούν με το νερό με να δώσουν H3O+ σε ένα ουδέτερο μόριο νερού για να σχηματίσουν το Η3Ο + . HCl(g)+H2O(l)H3O+(aq)+ Cl-(aq) acid  base    Οι βάσεις αντιδρούν με το νερό με την αποδοχή H3O+ από ένα μόριο νερού για να σχηματίσουν το OH - NH3 (aq)+H2O(l) NH4+(aq)+ OH-(aq) base  acid   

12 σε άλλους διαλύτες Το πρότυπο Brοnsted μπορεί να επεκταθεί σε αντιδράσεις οξέων-βάσεων σε άλλους διαλύτες. Παραδείγματος χάριν, υπάρχει μια μικρή τάση στην υγρή αμμωνία για H3O+ που μεταφέρεται από ένα μόριο NH3 σε άλλο για να διαμορφώσει το NH4 + και το NH2 - ιόντα. 2 NH3 NH4 + + NH2 -

13 Συζυγή ζευγάρια οξέων-βάσεων
Τα οξέα και οι βάσεις υπάρχουν ως συζυγή ζευγάρια οξέων-βάσεων το οξύ δίνει H+ στο νερό, ένα προϊόν της αντίδρασης είναι το Α-, το οποίο είναι ένας υδρογονοκατιόν δέκτης, ή βάση Bronsted. HA+ H2O H3O+ + A- οξύ     βάση Αντιθέτως, κάθε φορά που κερδίζει μια βάση το ιόν H+(πρωτόνιο), το προϊόν είναι ένα Bronsted οξύ, HA. A- + H2O  HA+OH- βάση   οξύ  

14 Συζυγές ζεύγος Συζυγές ζεύγος αποτελούν ένα οξύ και μία βάση που διαφέρουν κατά ένα πρωτόνιο. Όταν ένα οξύ αποβάλλει Η+ το σώμα που σχηματίζεται είναι η συζυγής του βάση, σύμφωνα με το γενικό σχήμα δίπλα Το ζεύγος ΗΑ και Α– είναι ένα συζυγές ζεύγος

15 Συζυγές ζεύγος Όταν μια βάση δεχτεί Η+ το σώμα που σχηματίζεται είναι το συζυγές της οξύ, σύμφωνα με το γενικό σχήμα: Το ζεύγος ΗΒ+ και Β είναι ένα συζυγές ζεύγος.

16 Τα οξέα και οι βάσεις στο πρότυπο Brønsted- Lowry υπάρχουν ως συζυγή ζευγάρια
Χαρακτηριστικά οξέα Bronsted και οι συζυγείς βάσεις τους Οξύ H3O+ NH4+ H2O OH- H2SO4 HSO4- NH3 Βάση O2- SO42- NH2-

17 συζυγή ζεύγη οξέος -βάσης
οξύ βάση βάση οξύ Συζυγές ζεύγος HF H2O F– H3O+ HCOOH CN– HCOO– HCN NH CO32– NH HCO3– H2PO4– OH– HPO42– H2O H2SO N2H HSO4– N2H62+ HPO42– SO32– PO43– HSO3–

18 Αμφιπρωτικά σώματα Μια ένωση μπορεί να είναι και ένα οξύ Bronsted και μια βάση Bronsted. Το H2O, OH-, HSO4-, και NH3, παραδείγματος χάριν, μπορεί να βρεθεί και στις δύο σειρές στον πίνακα παραπάνω. Το νερό είναι το τέλειο παράδειγμα αυτής της συμπεριφοράς επειδή ενεργεί ταυτόχρονα ως οξύ και βάση όταν διαμορφώνει το H3O+ και το OH- ιόντα.

19 Όσο ισχυρότερο είναι ένα οξύ, δηλαδή όσο μεγαλύτερη τάση έχει να δίνει Η+, τόσο ασθενέστερη είναι η συζυγής του βάση, δηλαδή τόσο μικρότερη τάση έχει να δέχεται Η+ και αντίστροφα.

20 Ισχυροί ηλεκτρολύτες Ισχυροί ηλεκτρολύτες είναι:
• Τα υδροξείδια των μετάλλων (ΚΟΗ, ΝaΟΗ, Ca(OH)2, ...) • Tα άλατα που διαλύονται στο νερό (ΝaCl, KCl, RCOONa, ...) • Mερικά οξέα: ΗCl, HBr, HI, HNO3, HClO4, Η2SO4 (1ο στάδιο ιοντισμού). Σε όλες τις περιπτώσεις ιοντισμού ή διάστασης ισχυρών ηλεκτρολυτών, οι αντιδράσεις είναι μονόδρομες.

21 Ισχυρά οξέα Το υδροχλωρικό οξύ είναι ισχυρό επειδή .
Σε διάλυμα 6Μ του υδροχλωρικού οξέος, το 99,996% των μορίων HCl αντιδρούν με το νερό προς H3O+ και Cl-.αυτό μας δίνει το δικαίωμα να γράφουμε την εξίσωση για την αντίδραση με ένα ενιαίο βέλος, που προτείνει ότι το υδροχλωρικό οξύ ιονίζεται πλήρως σε διάλυμα νερού. HCl(aq) +H2O(l)  H3O+(aq)+Cl-(aq)

22 Ασθενείς ηλεκτρολύτες
Ασθενείς ηλεκτρολύτες ονομάζονται οι ηλεκτρολύτες, οι οποίοι παθαίνουν μερικό ιοντισμό, δηλαδή στα διαλύματα τους συνυπάρχουν ιόντα και αδιάστατα μόρια. Ασθενείς ηλεκτρολύτες είναι: • Οι βάσεις: ΝΗ3, RNH2 (αμίνες) • Τα οξέα: ΗCN, HF, ΗΑ (γενικός τύπος) • Oλα τα οργανικά οξέα: RCOOH, π.χ. CH3COOH

23 ασθενή οξέα Το οξικό οξύ είναι ένα οξύ Brοnsted επειδή μπορεί να δώσει H+ το ιόν στο νερό. Αλλά δεν είναι πολύ καλός πρωτονιοδότης. Μόνο περίπου 1,3% των μορίων οξικού οξέος σε ένα διάλυμα 0,1M χάνουν ένα πρωτόνιο στο νερό. CH3COΟH(aq)+ H2O(l ) ↔ H3O+(aq)+CH3COΟ-(aq) 98,7%    1,3% στην ισορροπία   στην ισορροπία

24 ιοντισμός ασθενούς ηλεκτρολύτη με Η2Ο
Κάθε ιοντισμός ασθενούς μονοπρωτικού ηλεκτρολύτη, που ιοντίζεται σε ένα στάδιο περιγράφεται από αμφίδρομη χημική αντίδραση του ηλεκτρολύτη με το νερό. • Ιοντισμός ασθενών βάσεων: Β + H2O ↔ ΒΗ+ + ΟΗ– • Ιοντισμός αμινών: RNH2 + H2O ↔ RNH3 + + OH- • Ιοντισμός ασθενών οξέων: ΗΑ + H2O ↔ Α– + Η3Ο+ • Ιοντισμός οργανικών οξέων: RCOOH + H2O ↔ RCOO– + Η3Ο+

25 ιοντισμός ∆ιπρωτικού οξέος με Η2Ο
∆ιπρωτικά οξέα χαρακτηρίζονται τα οξέα που ιοντίζονται σε 2 στάδια, έχουν δηλαδή μορφή Η2Α. Για παράδειγμα, ο ιοντισμός του Η2S: Η2S + H2O ↔ HS – + H3O+ α΄ στάδιο HS– + H2O ↔ S2 – + H3O+ β΄ στάδιο →To Η2SO4 είναι ειδική περίπτωση γιατί ιοντίζεται πλήρως στο α΄ στάδιο και μερικώς στο β΄ στάδιο: Η2SO4 + H2O →HSO4– + H3O+ α΄ στάδιο, μονόδρομη αντίδραση HSΟ4 – + H2O ↔ SΟ42 – + H3O+ β΄ στάδιο, αμφίδρομη αντίδραση

26 Ισχύς ασθενών ηλεκτρολυτών
Ισχύς ασθενών ηλεκτρολυτών είναι μία γενική έκφραση της ικανότητας των ηλεκτρολυτών να διίστανται ή να ιοντίζονται πλήρως ή μερικώς. Μέτρο της ισχύος των ασθενών ηλεκτρολυτών είναι: • Ο βαθμός ιοντισμού α, για οξέα και βάσεις. • Η σταθερά ιοντισμού Κa (για τα οξέα) ή Κb (για τις βάσεις).

27 Βαθμός ιοντισμού α Ο βαθμός ιοντισμού ενός ηλεκτρολύτη ορίζεται ως το πηλίκο του αριθμού των mol που ιοντίζονται προς το συνολικό αριθμό mol του ηλεκτρολύτη και εκφράζει την απόδοση της αντίδρασης ιοντισμού του ηλεκτρολύτη στο διαλύτη (νερό). Για ασθενή οξέα ή βάσεις, ο βαθμός ιοντισμού υπολογίζεται από τις σχέσεις:

28 Τιμές Βαθμού ιοντισμού α
Η τιμή του βαθμού ιοντισμού για τους ισχυρούς ηλεκτρολύτες είναι πάντα ίση με ένα (α = 1), γιατί ιοντίζεται όλη η ποσότητα του ηλεκτρολύτη Στους ασθενείς ηλεκτρολύτες ο βαθμός ιοντισμού παίρνει τιμές από μηδέν μέχρι ένα, δηλαδή: < α < 1

29 O βαθμός ιοντισμού εξαρτάται
α. Τη φύση του ηλεκτρολύτη. β. Τη φύση του διαλύτη. γ. Τη θερμοκρασία Τ. δ. Την αρχική συγκέντρωση C του ηλεκτρολύτη. ε. Την παρουσία κοινού ιόντος στο διάλυμα

30 Σύγκριση ισχύος ηλεκτρολυτών
Για να συγκρίνουμε την ισχύ δύο ηλεκτρολυτών, με βάση το βαθμό ιοντισμού, πρέπει οι δύο ηλεκτρολύτες να βρίσκονται στον ίδιο διαλύτη, με την ίδια αρχική συγκέντρωση, στις ίδιες συνθήκες θερμοκρασίας και να μην υπάρχει παρουσία κοινού ιόντος. Όταν ισχύουν τα παραπάνω, ισχυρότερος είναι ο ηλεκτρολύτης που έχει μεγαλύτερη τιμή βαθμού ιοντισμού.